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1、2022年高中化學 專題二第二單元 化學反應的方向和限度教案 蘇教版選修4 【引入】： 自然界中有許多現(xiàn)象是可以自發(fā)進行的，請結合自己的生活經(jīng)驗舉例說明. 自然界中水總是從高處往低處流 電流總是從電位高的地方向電位低的地方流動 室溫下冰塊自動融化 墨水擴散 食鹽溶解于水 火柴棒散落 化學反應中鎂條燃燒、酸堿中和、鐵器暴露在潮濕空氣中生銹、甲烷和氧氣的混合氣體遇明火就燃燒、鋅與CuSO4溶液反應生成Cu和ZnSO4等，這些過程都是自發(fā)的，其逆過程就是非自發(fā)的. 一、 化學反應的方向. 1.自發(fā)過程： 在一定條件下，不借助外部力量就能自動進行的過

2、程. 2.自發(fā)反應：在一定的條件下無需外界幫助就能自動進行的反應. 【過渡】： 如何判斷一個過程，一個反應能否自發(fā)進行？ 二、判斷化學反應方向的依據(jù). 【交流與討論】： 酸堿中和、鎂條燃燒等這些一定條件下能自發(fā)發(fā)生的反應有何共同特點？ △H < O即放熱反應 放熱反應使體系能量降低，能量越低越穩(wěn)定， △H < O有利于反應自發(fā)進行. 1.焓判據(jù)(能量判據(jù)). 體系趨向于從高能狀態(tài)轉(zhuǎn)變?yōu)榈湍軤顟B(tài) （這時體系會對外做功或者釋放熱量～△H ﹤0） 【設問】： 自發(fā)反應一定要△H < O ？ NH4HCO3(s)+CH3COOH(aq

3、)=CO2(g)+CH3COONH4(aq)+H2O(l) △ H= ＋37.30kJ/mol 【結論】： △H < O有利于反應自發(fā)進行，但自發(fā)反應不一定要△H < O. 焓變是反應能否自發(fā)進行的一個因素,但不是唯一 因素. 為了解釋這樣一類與能量狀態(tài)的高低無關的過程的自發(fā)性，科學家們提出了在自然界還存在著另一種能夠推動體系變化的因素→熵. 2.熵判據(jù). (1).熵：體系混亂度的量度，即熵是用來描述體系的混亂度. 符號：S 單位： J?mol-1?K-1 . 體系混亂度越大，熵值越大；體系混亂度越小，熵值越小. (2).熵變：反應前后體系熵

4、的變化. 同一物質(zhì)，S（g）﹥S（l）﹥S（s） 產(chǎn)生氣體的反應、氣體物質(zhì)的物質(zhì)的量增大的反應，熵變通常都是正值 （ △S ＞0），為熵增加反應. 【設問】： 火柴散落、墨水擴散過程混亂度如何變化？從混亂度變化角度分析它們?yōu)槭裁纯梢宰园l(fā)？ 自發(fā)過程的體系趨向于由有序轉(zhuǎn)變?yōu)闊o序，導致體系的熵增大，這一經(jīng)驗規(guī)律叫做熵增原理，也就是反應方向判斷的熵判據(jù). (3).熵判據(jù): 混亂度越大越穩(wěn)定，△S > 0 有利于反應自發(fā)進行 【設問】： CaCO3(s) == CaO (s) +CO2 (g)這個反應能否自發(fā)進行？ 已知： △H(298K)=+178

5、.2KJ?mol , △S(298K)=169.6J?mol-1?K-1 【結論】： △S > O有利于反應自發(fā)進行,自發(fā)反應不一定要△S > O. 熵變是反應能否自發(fā)進行的一個因素,但不是唯一 因素. 3.復合判據(jù)（自由能變化）. △ G=△H—T △S 當△ G<0時，反應自發(fā)進行 當△ G>0時，反應不自發(fā)進行 當△ G=0時，平衡狀態(tài) 溫度對反應自發(fā)性的情況: 類型 △H △S △H—T△S 反應的自發(fā)性 1 - + 永遠是— 任何溫度都是 自發(fā)反應 2 +

6、- 永遠是+ 任何溫度下都是 非自發(fā)反應 3 - - 高溫+ 低溫— 高溫是非自發(fā)反應 低溫是自發(fā)反應 4 + + 高溫— 低溫+ 高溫是自發(fā)反應 低溫是非自發(fā)反應 【注意點】： (1).反應的自發(fā)性只能用于判斷反應發(fā)生的方向，不能確定反應是否一定會發(fā)生和反應發(fā)生的速率. 如涂有防銹漆和未涂防銹漆的鋼制器件，其

7、發(fā)生腐蝕過程的自發(fā)性是相同的，但只有后者可以實現(xiàn). (2).在討論過程的方向時，指的是沒有外界干擾時體系的性質(zhì).如果允許外界對體系施加某種作用，就可能出現(xiàn)相反的結果. 如水泵可以把水從低水位升至高水位；高溫高壓石墨轉(zhuǎn)化為金剛石的例子，實現(xiàn)后者的先決條件是要向體系中輸入能量，該過程的本質(zhì)仍然是非自發(fā)性的. 完成P42表2－5. 【課堂練習】： 1.下列過程是非自發(fā)的是 D A.水由高處向低處流 B.天然氣的燃燒 C.鐵在潮濕空氣中生銹 D.室溫下水結成冰 2.碳酸銨〔（NH4）2CO3〕在室溫下就能自發(fā)地分解產(chǎn)生氨氣，對其說法中正確的是

8、 A A.其分解是因為生成了易揮發(fā)的氣體，使體系的熵增大 B.其分解是因為外界給予了能量 C.其分解是吸熱反應，據(jù)能量判據(jù)不能自發(fā)分解 D.碳酸鹽都不穩(wěn)定，都能自發(fā)分解 3.下列說法正確的是 C A.凡是放熱反應都是自發(fā)的，由于吸熱反應都是非自發(fā)的 B.自發(fā)反應一定是熵增大，非自發(fā)反應一定是熵減少或不變 C.自發(fā)反應在恰當條件下才能實現(xiàn) D.自發(fā)反應在任何條件下都能實現(xiàn) 4.自發(fā)進行的反應一定是 D A.吸熱反應 B.放熱反應 C.熵增加反應 D.熵增加或者放熱反應

9、 第二課時 化學平衡狀態(tài) 化學平衡常數(shù) 一、化學平衡的建立 1．可逆反應：在相同條件下同時能向正反應方向和逆反應方向進行的反應。 電解 點燃 注：①．相同條件下的反應。 如：2 H2 + O2 === 2 H2O，2 H2 + O2 === 2 H2O（非可逆） △ ②．有氣體參加的必須在密閉容器中 如：敞口容器：CaCO3 == CaO + CO2 ↑不可逆 △ 密閉容器：CaCO3 CaO + CO2 可逆 ③．同時具有正反應速率、逆反應速率。 2．化學平衡 催化劑 高溫 引言：初中溶解平衡 書P43 CO

10、+ H2O CO2 + H2 分析：①．反應剛開始時，反應物和生成物的濃度如何變化？V正、V逆變化？ mol t 生成物 反應物 V逆 V正 V正=V逆 達到平衡 v t ②．隨反應的進行，反應物和生成物的濃度如何變化？V正、V逆變化？ ③．當V正 = V逆時，反應物的濃度和生成物的濃度是否再變化？ 1．定義：化學平衡狀態(tài)是指在一定條件下的可逆反應里，正反應和逆反應速率相等，反應混合物中各組分的濃度保持不變的狀態(tài)。 注：化學平衡的特征：動、等、定、變 A．反應平衡時，V正 = V逆≠0，是動態(tài)平衡。V正 = V逆是指同一

11、個特定的物質(zhì)的正、反速率。 B．反應混合物中，各物質(zhì)的濃度不再改變，百分含量保持不變。但平衡時，各物質(zhì)的濃度不一定相等。 C．外界條件變化時，原有平衡被破壞，出現(xiàn)新的平衡。 提問：1．某化學反應達到平衡時反應物的濃度等于生成物的濃度，是否正確？ 2．化學反應達到平衡時，反應停止了，所以各物質(zhì)的百分含量保持不變。這句話 對嗎？ 例1：二氧化氮在加熱條件下能夠分解成一氧化氮和氧氣。該反應進行到35 s時，達到平衡（NO2濃度約為0.010）。圖中曲線表示二氧化氮分解反應在前20 s內(nèi)的反應進程。 ①、若反應延續(xù)至60 s，請在圖中用實線接著畫出20 s～60 s

12、的反應進程曲線。 ②、若在反應開始時加入催化劑（其他條件都不變），請在圖上用虛線畫出加入催化劑后的反應進程曲線。 時間/s 10 20 30 40 50 60 濃度 0.010 0.020 0.030 時間/s 10 20 30 40 50 60 濃度 0.010 0.020 0.030 2．化學平衡的判斷 直接標志：A．V正 = V逆 B．各組分的m、n不變。 C．通過含量：各組分的質(zhì)量分數(shù)、物質(zhì)的量分數(shù)、（恒溫、衡壓下）氣體的體積分數(shù)不變。

13、 D．通過濃度：各組分的濃度不變。 間接標志：A．通過總量：前提：氣體反應Δ≠0時。體系的n（總）、p（總）、v（總）不變。 B．通過復合量：、ρ不變。 C．其他：如平衡體系顏色不變（實際是有色物濃度不變） 例： 1．在一定溫度下，可逆反應4A(氣)＋5B(氣) 4C(氣)＋6D(氣)達到平衡的標志是（ D ） A．單位時間內(nèi)消耗n mol的A，同時生成 n mol的C B．單位時間內(nèi)消耗4n mol的A，同時生成 5n mol的B C．A、B、C、D的分子數(shù)之比為4∶5∶4∶6 D．容器的總壓強不隨時間而變化

14、 2．在一定溫度下，可逆反應A2（g）+ B2（g） 2AB（g）達到平衡的標志是（ C ） A．容器的總壓強不隨時間而變化。 B．單位時間內(nèi)有n mol A2生成同時就有n mol B2生成。 C．單位時間內(nèi)有n mol A2生成同時就有2n mol AB生成。 D．單位時間內(nèi)有n mol B2發(fā)生反應同時就有n mol AB分解。 3．下列哪種說法可以證明反應N2 + 3 H2 2 NH3 已達平衡狀態(tài)（ AD ） A．一個N N健斷裂的同時，有三個H H健形成。 B．一個N N健斷裂的同時，有三個H H健斷裂。 C．一個N N

15、健斷裂的同時，有六個N H健形成。 D．一個N N健斷裂的同時，有三個H H健斷裂。 4．H2 (氣)+ I2 (氣) 2HI(氣)已經(jīng)達到平衡狀態(tài)的標志是（ ③④⑦⑨ ） ① c(H2)＝c(I2) ＝c(HI) ② c(H2)∶c(I2) ∶c(HI)＝1∶1∶2 ③ c(H2)、c(I2)、c(HI)不再隨時間而改變 ④ 單位時間內(nèi)生成n molH2的同時生成2n mol HI ⑤ 單位時間內(nèi)生成n molH2的同時生成n mol I2 ⑥ 反應速率v(H2)=v(I2)=v(HI) ⑦ 一個H－H鍵斷裂的同時有兩個H－I鍵斷裂 ⑧ 溫度和體積一

16、定時，容器內(nèi)壓強不再變化 ⑨ 溫度和體積一定時，混合氣體的顏色不再變化 ⑩ 溫度和壓強一定時，混合氣體的密度不再變化 (11) 條件一定，混合氣體的平均相對分子質(zhì)量不再變化 5．常溫下，將A molNO2置于一體積可變的密閉容器中，保持壓強恒定，發(fā)生反應2NO2(氣) N2O4(氣)，達到平衡后，測得混合氣體對氫氣的相對密度為28.75，求NO2的轉(zhuǎn)化率。 解析：巧解，差量法 設原有NO21mol 2NO2 ＝N2O4 △n 2 mol 1 mol x

17、 1 mol－ x＝0.4 mol ∴40％ 二、化學平衡常數(shù) 數(shù)據(jù)分析：書P44表2－6 定義：對反應m A + n B p C + q D 平衡常數(shù)K = 注：1．任一可逆反應K僅與溫度有關，與濃度無關。即溫度不變則K定值。 2．K意義：表示反應的程度，K越大,反應進行的程度越大。即原料轉(zhuǎn)化率越大。 3．K與反應的起始方向無關，通過反應常數(shù)K′與平衡常數(shù)的比較，可判定反應 方向。 反應狀態(tài) K′＝K 平衡狀態(tài) K′> K

18、 向逆反應方向進行 K′< K 向正反應方向進行 4．反應中有固體和純液體的，其濃度不隨反應而變化，因此其濃度不計算在表達式中。 如：CaCO3（s） CaO（s） + CO2（g） K = c(CO2 ) CO2（g）+ H2（g） CO（g）+ H2O（l） K = 5．稀溶液中反應物有水參加，水的濃度也不計算在內(nèi)。 如：Cr2O72－ + H2O 2 CrO42－ + 2 H＋ K = 6．對同一個化學反應，不同的化學方程式對應不同的平衡常數(shù)關

19、系及平衡常數(shù)。 如：N2O4（g） 2 NO2（g） K = N2O4（g） NO2（g） K = 7．對于氣體反應，可以用平衡時物質(zhì)的量濃度表示，也可以用平衡時氣體的分壓表示。 N2O4（g） 2 NO2（g） K = 例： 1．在某溫度下，可逆反應m A + n B p C + q D的平衡常數(shù)為K，下列說法正確 的是（ AD ） A．K越大，達到平衡時，反應進行的程度越大。 B．K越小，達到平衡時，反應物的轉(zhuǎn)化率越大。 C．K隨反應物濃度的改變而改變。 D．K隨溫度的

20、改變而改變。 E．K越大，反應的速率越大。 2．現(xiàn)由可逆反應CO(氣)+H2O (氣) CO2(氣) +H2(氣)－△H，在850℃時，K＝1。 ① 若溫度升高至950℃，反應達到平衡時，K_<___1（<、>、＝） 解析：K值越大表示反應越易向正反應方向進行，升溫反應逆反應方向移動即不易向正反應方向進行。 ② 850℃時在固定容積的密閉容器中放入混合物，起始濃度c(CO)=0.01mol/L，c(H2O) (氣) =0.03mol/L， c(CO2) =0.01mol/L， c(H2) =0.05mol/L。則反應開始時，H2O (氣)的消耗速率比生成速率___小__

21、__（大、小、不確定） 解析：反應常數(shù)K′＝＝>1，即反應要向K＝1的方向進行只能使分子減小、分母增大即向逆反應進行。 ③ 850℃時，若將②中H2O起始濃度增加到0.1mol/L，則反應向（填正反應、逆反應）______方向進行；達到平衡時α(CO)＝______。 解析：反應常數(shù)K′＝＝<1正反應方向進行 溫度不變即K不變 CO(氣) + H2O (氣) = CO2(氣) + H2(氣) 起始濃度 0.01 0.1 0.01 0.05 變化濃度 x x x x 平

22、衡濃度(0.01－x) (0.1－x) (0.01＋x) (0.05＋x) K=1=＝ 得α(CO) ④ 保持容器溫度、體積不變，若在容器中充入適量的H2，則重新達到平衡時，CO的反應速率比充H2之前___增大___（大、小、不確定）理由是什么？ 解析：增大任一反應物或生成物的濃度，化學反應速率都增大。 v(NH3) t 1 2 3 4 5 11 6 7 8 9 10 m v－m＝－(p為常數(shù)) 3．在一定條件下，氨氣和氮氧化物（NOn）能發(fā)生氧化還原反應。將一定量的氨氣和氮氧化物充入一真空的恒容密閉容器中，保持溫度不變，使反應達到平

23、衡。 ① 配平化學方程式NH3(氣)＋NOn(氣) N2(氣)＋H2O(氣) 解析：4nNH3(氣)＋6NOn(氣) (2n+3)N2(氣)＋6nH2O(氣) ② 分析氨氣的反應速率v與時間t的關系如圖所示，已知：m＝0.22mol/(L·min)，p＝250。反應中氨氣的瞬時速率與氨氣的存留濃度的關系為v∶c(NH3)=1∶6(數(shù)據(jù))。在下表①～⑤中填入v和c(NH3)。 t min v(NH3) mol/(L·min) c(NH3) mol/L 0 0.22 ① 5 ② ③ 平衡時 ④ ⑤ 解析：由圖可知，該反應在t＝9 min時達到平衡。

24、另外由 速率－時間關系v－m=－知v = m－；又氨氣的瞬時速率與氨氣的存留濃度的關系為v∶c(NH3)=1∶6。聯(lián)立求解。 t min v(NH3) mol/(L·min) c(NH3) mol/L 0 0.22 1.32 5 0.17 1.02 平衡時 0.058 0.34 ③ 若起始時混合氣體總濃度為2.5mol/L，在恒溫恒容條件下達到平衡時，測得壓強是反應前的1.28倍，則NOn中的n是多少？ 解析：由②可知：t＝0，c(NH3)= 1.32 mol/L；達到平衡時，t＝9min，c(NH3)= 0.34 mol/L。若取定容器體積為1L，則參加反應的氨氣的物質(zhì)的量是0.98mol。 又根據(jù)反應4nNH3(氣)＋6NOn(氣)＝(2n+3)N2(氣)＋6nH2O(氣) △n＝4n－3，知每有4n molNH3參加反應，混合氣體的物質(zhì)的量就減少（4n－3）mol， 因此，得4n∶(4n－3)＝0.98mol∶(0.28×2.5mol) n＝2.625 （△n也可由定義求出 n2=3.2 mol △n＝3.2mol－2.5mol＝0.7mol）