資源簡介

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第32講　化學反應速率
[課程標準]　1.知道化學反應速率的表示方法，了解測定化學反應速率的簡單方法。2.了解溫度、濃度、壓強和催化劑對化學反應速率的影響。3.了解活化能的概念，知道化學反應是有歷程的，認識基元反應活化能對化學反應速率的影響。
考點一　化學反應速率的概念及計算
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1．化學反應速率
(1)表示方法
通常用單位時間內反應物濃度的減少量或生成物濃度的增加量來表示。
(2)數學表達式及單位
v＝，單位為mol·L－1·s－1或mol·L－1·min－1。
(3)注意事項
①不能用固體或純液體來表示化學反應速率，因為固體或純液體的濃度視為常數。
②化學反應速率一般指平均速率而不是瞬時速率，且無論用反應物還是用生成物表示均取正值。
③同一化學反應，相同條件下用不同物質表示的化學反應速率，其數值可能不同，但表示的意義相同。
(4)與化學方程式中化學計量數的關系
在反應aA(g)＋bB(g)cC(g)＋dD(g)中，存在v(A)∶v(B)∶v(C)∶v(D)＝a∶b∶c∶d。
2．定量比較化學反應速率大小的兩種方法
(1)歸一法：先換算成同一物質、同一單位表示，再比較數值大小。
(2)比值法：比較化學反應速率與化學計量數的比值。如aA(g)＋bB(g)cC(g)，若＞，則用A表示時的反應速率比用B表示時大。
(3)應用舉例
已知反應2A(g)＋B(g)3C(g)＋4D(g)在不同條件下的化學反應速率如下：
①v(A)＝0.5 mol·L－1·s－1
②v(B)＝0.3 mol·L－1·s－1
③v(C)＝0.8 mol·L－1·s－1
④v(D)＝6 mol·L－1·min－1
該化學反應在上述4種條件下由快到慢的順序為 。
解析：　歸一法：①v(B)＝v(A)＝0.25 mol·L－1·s－1，②v(B)＝0.3 mol·L－1·s－1，③v(B)＝v(C)＝×0.8 mol·L－1·s－1≈0.27 mol·L－1·s－1，④v(B)＝v(D)＝×6 mol·L－1·min－1＝1.5 mol·L－1·min－1＝0.025 mol·L－1·s－1，故該化學反應由快到慢的順序為②＞③＞①＞④。
比值法：①v(A)＝×0.5 mol·L－1·s－1＝0.25 mol·L－1·s－1，②v(B)＝0.3 mol·L－1·s－1，③v(B)＝×0.8 mol·L－1·s－1≈0.27 mol·L－1·s－1，④v(B)＝×6 mol·L－1·min－1＝1.5 mol·L－1·min－1＝0.025 mol·L－1·s－1，故該化學反應由快到慢的順序②＞③＞①＞④。
答案：　②＞③＞①＞④
3．化學反應中各物質濃度的計算模型——“三段式”
(1)寫出有關反應的化學方程式。
(2)找出各物質的起始量、轉化量、某時刻量。
例如：反應　　　mA　＋　nBpC
　　a 　　　 b 　　 c
　　 x　　　 　　　
　a－x　　 b－　　c＋
(3)根據已知條件列式計算。
[正誤辨析]
(1)化學反應速率為0.8 mol·L－1·s－1是指1 s時某物質的濃度為0.8 mol·L－1(　　)
(2)由v＝計算平均速率，用反應物表示為正值，用生成物表示為負值(　　)
(3)同一化學反應，相同條件下用不同物質表示的反應速率，其數值可能不同，但表示的意義相同(　　)
學生用書?第155頁
(4)有時也可以用單位時間內某物質質量的變化量來表示化學反應速率(　　)
(5)同一化學反應，相同條件下用不同物質表示的反應速率，數值越大，表示化學反應速率越快(　　)
答案：　(1)×　(2)×　(3)√　(4)√　(5)×
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一、化學反應速率的計算
1．硝基苯甲酸乙酯在OH－存在下發生水解反應：
O2NC6H4COOC2H5＋OH－O2NC6H4COO－＋C2H5OH
兩種反應物的初始濃度均為0.050 mol·L－1，15 ℃時測得O2NC6H4COOC2H5的轉化率α隨時間變化的關系如表所示。
t/s 120 180 240 330 600 700 800
α/% 33.0 41.8 48.8 58.0 70.4 71.0 71.0
計算該反應在180～240 s區間的平均反應速率(寫出計算過程)。
解析：　v(180～240 s)＝≈5.8×10－5 mol·L－1·s－1。
答案：　5.8×10－5 mol·L－1·s－1(計算過程見解析)
2．在新型RuO2催化劑作用下，使HCl轉化為Cl2的反應2HCl(g)＋O2(g)H2O(g)＋Cl2(g)具有更好的催化活性。一定條件下測得反應過程中n(Cl2)的數據如下：
t/min 0 2.0 4.0 6.0 8.0
n(Cl2)/10－3 mol 0 1.8 3.7 5.4 7.2
計算2.0～6.0 min內以HCl的物質的量變化表示的反應速率(以mol·min－1為單位，寫出計算過程)。
解析：　解法一　2.0～6.0 min內，Δn(Cl2)＝5.4×10－3 mol－1.8×10－3 mol＝3.6×10－3 mol，
v(Cl2)＝＝9.0×10－4 mol·min－1，所以v(HCl)＝2v(Cl2)＝2×9.0×10－4 mol·min－1＝1.8×10－3 mol·min－1。
解法二　設HCl轉化的物質的量為n，則
2HCl(g)＋O2(g)H2O(g)＋Cl2(g)
　2　　　　　　　　　　　　　　 1
　n　　　　　　　　　　(5.4－1.8)×10－3 mol
解得n＝7.2×10－3 mol，
所以v(HCl)＝＝1.8×10－3 mol·min－1。
答案：　1.8×10－3 mol·min－1(計算過程見解析)
3．工業制硫酸的過程中，SO2(g)轉化為SO3(g)是關鍵的一步，550 ℃時，在1 L的恒溫容器中，反應過程中部分數據見表：
反應時間/min SO2(g)/mol O2(g)/mol SO3(g)/mol
0 4 2 0
5 1.5
10 2
15 1
若在起始時總壓為p0 kPa，反應速率若用單位時間內分壓的變化表示，而氣態物質分壓＝總壓×氣態物質的物質的量分數，則10 min內SO2(g)的反應速率v(SO2)＝ kPa·min－1。
解析：　列出“三段式”
2SO2(g)＋O2(g) 2SO3(g)
初始/mol　　　 4　　　2　　 　　 0
轉化/mol 2 1 2
10 min/mol 2 1 2
氣體總壓之比等于氣體物質的量之比，所以10 min時體系總壓p10 min 滿足＝，即p10 min＝p0 kPa，p初始(SO2)＝p0 kPa，p10 min(SO2)＝p0 kPa×＝p0 kPa，故v(SO2)＝÷10 min＝ kPa·min－1。
答案：　
二、速率常數的計算
4．工業上利用CH4(混有CO和H2)與水蒸氣在一定條件下制取H2，原理為CH4(g)＋H2O(g)CO(g)＋3H2(g)該反應的逆反應速率表達式為v逆＝k·c(CO)·c3(H2)，k為速率常數，在某溫度下測得實驗數據如表所示：
CO濃度/(mol·L－1) H2濃度/(mol·L－1) 逆反應速率/(mol·L－1·min－1)
0.1 c1 8.0
c2 c1 16.0
c2 0.15 6.75
由上述數據可得該溫度下，c2＝ mol·L－1，該反應的逆反應速率常數k＝ L3·mol－3·min－1。
解析：　根據v逆＝k·c(CO)·c3(H2)，由表中數據可得：c＝，c2＝
，有k××＝16.0 mol·L－1·min－1，解得k＝1.0×104 L3·mol－3·min－1，代入c2的等式可得c2＝0.2 mol·L－1。
答案：　0.2　1.0×104
5．已知2N2O5(g)2N2O4(g)＋O2(g)，起始時N2O5(g)為35.8 kPa，分解的反應速率v＝2×10－3×pN2O5(kPa·min－1)。t＝62 min時，測得體系中pO2＝2.9 kPa，則此時的pN2O5＝ kPa，v＝ kPa·min－1。
解析：　　　　2N2O5(g)===2N2O4(g)＋O2(g)
起始/kPa　　　35.8　　　 　　 0　　　　0
62 min時/kPa　35.8－2.9×2　　　　　 2.9
　　　　　 ＝30.0
v＝2×10－3×30.0 kPa·min－1＝6.0×10－2 kPa·min－1。
答案：　30.0　6.0×10－2
6．N2O4與NO2之間存在反應N2O4(g)2NO2(g)。將一定量的N2O4放入恒容密閉容器中，在一定條件下，該反應N2O4、NO2的消耗速率與自身壓強間存在關系：v(N2O4)＝k1·p(N2O4)，v(NO2)＝k2·p2(NO2)，其中k1、k2是與反應溫度有關的常數。則一定溫度下，k1、k2與平衡常數Kp的關系是k1＝ 。
解析：　Kp＝，平衡時NO2、N2O4的消耗速率比＝v(NO2)∶v(N2O4)＝k2·p2(NO2)∶[k1·p(N2O4)]＝2∶1，則k1＝ Kp·k2。
答案：　Kp·k2
1．速率常數：假設基元反應(能夠一步完成的反應)為aA(g)＋bB(g)cC(g)＋dD(g)，其速率可表示為v＝kca(A)cb(B)，式中的k稱為反應速率常數或速率常數。
2．正、逆反應的速率常數與平衡常數的關系：對于基元反應aA(g)＋bB(g)cC(g)＋dD(g)，v正＝k正·ca(A)·cb(B)，v逆＝k逆·cc(C)·cd(D)，平衡常數K＝，反應達到平衡時v正＝v逆，故K＝。　　
學生用書?第156頁
考點二　影響化學反應速率的因素
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1．內因
反應物本身的性質是主要因素。如相同條件下Mg、Al與稀鹽酸反應的速率大小關系為v(Mg)>v(Al)。
2．外因(其他條件不變，只改變一個條件)
3．壓強對化學反應速率的影響
一定溫度下，反應H2(g)＋Cl2(g)===2HCl(g)在密閉容器中進行，分析下列措施對化學反應速率的影響(填“增大”“減小”或“無影響”)。
(1)縮小體積增大壓強： ；
(2)恒容充入氫氣： ；
(3)恒容充入氮氣： ；
(4)恒壓充入氮氣： 。
答案：　(1)增大　(2)增大　(3)無影響　(4)減小
4．理論解釋——有效碰撞
(1)有效碰撞
(2)活化分子：能夠發生有效碰撞的分子。
(3)活化能：活化分子具有的平均能量與反應物分子具有的平均能量之差，叫做反應的活化能。活化能越小，反應速率越大。
圖中：E1為正反應的活化能，E3為使用催化劑時正反應的活化能，E2為逆反應的活化能。
(4)活化分子、有效碰撞與反應速率的關系
[正誤辨析]
(1)催化劑都不參加化學反應(　　)
(2)升高溫度時，不論正反應是吸熱還是放熱，正、逆反應的速率都增大(　　)
(3)可逆反應中減小產物的濃度可增大正反應的速率(　　)
(4)增大反應體系的壓強，反應速率不一定增大(　　)
(5)增大反應物的濃度，能夠增大活化分子的百分數，所以反應速率增大(　　)
(6)對可逆反應FeCl3＋3KSCNFe(SCN)3＋3KCl，增加氯化鉀濃度，逆反應速率加快(　　)
答案：　(1)×　(2)√　(3)×　(4)√　(5)×　(6)×
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1．硫代硫酸鈉溶液與稀硫酸反應的化學方程式為Na2S2O3＋H2SO4===Na2SO4＋SO2↑＋S↓＋H2O，下列各組實驗中最先出現渾濁的是(　　)
選項 反應溫度/℃ Na2S2O3溶液 稀H2SO4 H2O
V/mL c/(mol·L－1) V/mL c/(mol·L－1) V/mL
A 25 5 0.1 10 0.1 5
B 25 5 0.2 5 0.2 10
C 35 5 0.1 10 0.1 5
D 35 5 0.2 5 0.2 10
D　[結合選項知混合液的體積都為20 mL，但選項D中反應溫度最高、反應物Na2S2O3的濃度最大，其反應速率最大，故最先看到渾濁(有硫單質生成)。]
2．O3在水中易分解，一定條件下，相同濃度的O3的濃度減小一半所需的時間(t)如表。
學生用書?第157頁
pHt/minT/℃ 3.0 4.0 5.0 6.0
20 301 231 169 58
30 158 108 48 15
50 31 26 15 7
根據表中的遞變規律，推測O3分別在以下條件下反應：①40 ℃、pH＝3.0；②10 ℃、pH＝5.0；③30 ℃、pH＝7.0，分解速率依次增大的順序為(　　)
A.①②③　　　　　　 B．③②①
C.②①③ D．③①②
C　[分析題表中數據，溫度一定時，pH越大，c(O3)減小一半所需時間越短；pH一定時，溫度越高，c(O3)減小一半所需時間越短。由題表中數據可知，c(O3)減小一半，在①40 ℃、pH＝3.0時，所需時間在31～158 min之間；在②10 ℃、pH＝5.0時，所需時間大于169 min；在③30 ℃、pH＝7.0時，所需時間小于15 min，則分解速率依次增大的順序為②<①<③，C項正確。]
3．在有氣體參與的反應中，①增大反應物濃度、②升高溫度、③增大壓強(壓縮體積)、④加入催化劑，若以上四種方法均可使反應速率增大，完成下列問題(填序號)：
(1)降低反應活化能的是 。
(2)增加活化分子百分數的是 。
(3)未改變活化分子百分數，增加單位體積內分子總數的是 。
(4)增加單位體積內活化分子數的是 。
答案：　(1)④　(2)②④　(3)①③　(4)①②③④
1．增加或減少反應物的量并不一定能改變反應速率，如固體和純液體在反應中可視為濃度不變，故增加其量并不能加快反應速率。
2．不論是吸熱反應還是放熱反應，溫度對反應速率的影響具有一致性。升高溫度，正、逆反應速率都增大，但增大的倍數可能不同；降低溫度，正、逆反應速率都減小，不會出現v正增大，同時v逆減小的情況。　　
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1．考查形式
(1)以表格的形式給出多組實驗數據，讓考生找出每組數據的變化對化學反應速率的影響。
(2)給出影響化學反應速率的幾種因素，讓考生設計實驗分析各因素對化學反應速率的影響。
2．解題策略
(1)確定變量
首先要認真審題，理清影響實驗探究結果的因素有哪些。
(2)控制變量——定多變一
在探究過程中，應該先確定其他的因素不變，只改變一種因素，看這種因素與探究的問題存在怎樣的關系；這樣確定一種因素的影響以后，再通過以上方法確定另一種因素的影響，通過分析每種因素與所探究問題之間的關系，得出所有影響因素與所探究問題之間的關系。
(3)數據有效
選擇數據(或設置實驗)要有效，保證變量統一才能做出正確的判斷。
3．實例分析
探究溫度、催化劑對反應：2H2O2===2H2O＋O2↑的影響，可以確定催化劑(是否加入MnO2)和溫度(加熱、常溫)作為可變量，其他的則控制為不變量。
探究對象的反應 2H2O2===2H2O＋O2↑
控制的可變量 催化劑 溫度
控制的不變量 濃度、溫度等 濃度、催化劑等
實驗方案 取相同量的5%H2O2溶液于兩支規格相同的試管中，向其中一支試管中加入少量MnO2，另一支 不加，在常溫下觀察 取相同量的5%H2O2溶液于兩支規格相同的試管中，給其中一支試管加熱，另一支不加熱，觀察
應用1.實驗室利用下列方案探究影響化學反應速率的因素，有關說法錯誤的是(　　)
實驗編號 溫度/℃ 酸性KMnO4溶液 H2C2O4溶液
① 25 4 mL 0.01 mol·L－1 2 mL 0.1 mol·L－1
② 25 4 mL 0.01 mol·L－1 2 mL 0.2 mol·L－1
③ 50 4 mL 0.01 mol·L－1 2 mL 0.1 mol·L－1
學生用書?第158頁
A．實驗中要記錄溶液褪色所需時間
B．實驗①②探究的是濃度對化學反應速率的影響
C．實驗①③探究的是溫度對化學反應速率的影響
D．起始向①中加入MnSO4固體，不影響反應速率
D　[該實驗原理是2KMnO4＋5H2C2O4＋3H2SO4===K2SO4＋2MnSO4＋10CO2↑＋8H2O，KMnO4被還原為MnSO4，溶液由紫紅色變為無色，故實驗中通過記錄溶液褪色時間，判斷反應速率的快慢，A正確；實驗①②中溫度、c(KMnO4)均相同，c(H2C2O4)不同，故實驗目的是探究濃度對化學反應速率的影響，B正確；實驗①③中c(KMnO4)、c(H2C2O4)均相同，溫度不同，故實驗目的是探究溫度對化學反應速率的影響，C正確；該反應中Mn2＋起催化作用，①中加入MnSO4固體，會加快反應速率，D錯誤。]
應用2.H2O2分解速率受多種因素影響。實驗測得70 ℃時不同條件下H2O2濃度隨時間的變化如圖所示。下列說法正確的是(　　)
A．圖甲表明，其他條件相同時，H2O2濃度越小，其分解速率越快
B．圖乙表明，其他條件相同時，溶液pH越小，H2O2分解速率越快
C．圖丙表明，少量Mn2＋存在時，溶液堿性越強，H2O2分解速率越快
D．圖丙和圖丁表明，堿性溶液中，Mn2＋對H2O2分解速率的影響大
D　[A項，濃度對反應速率的影響是濃度越大，反應速率越快，錯誤；B項，NaOH濃度越大，即pH越大，H2O2分解速率越快，錯誤；C項，由圖可知，Mn2＋存在時，0.1 mol·L－1 NaOH溶液中H2O2的分解速率比1.0 mol·L－1 NaOH溶液中的快，錯誤；D項，由圖可知，堿性條件下，Mn2＋存在時，對H2O2分解速率影響大，正確。]
應用3.某同學設計如下實驗方案探究影響鋅與稀硫酸反應速率的因素，有關數據如表所示：
序號 純鋅粉(g) 2.0 mol·L－1硫酸溶液(mL) 溫度(℃) 硫酸銅固體(g) 加入蒸餾水(mL)
Ⅰ 2.0 50.0 25 0 0
Ⅱ 2.0 40.0 25 0 10.0
Ⅲ 2.0 50.0 25 0.2 0
Ⅳ 2.0 50.0 25 4.0 0
(1)本實驗待測數據可以是 ，實驗Ⅰ和實驗Ⅱ可以探究 對鋅與稀硫酸反應速率的影響。
(2)實驗Ⅲ和實驗Ⅳ的目的是 。
答案：　(1)反應結束所需要的時間(或相同條件下產生等體積的氫氣所需要的時間)　硫酸濃度
(2)探究硫酸銅的質量對反應速率的影響
應用4.碘在科研與生活中有重要應用。某興趣小組用0.50 mol·L－1 KI、0.2%淀粉溶液、0.20 mol·L－1 K2S2O8、0.10 mol·L－1 Na2S2O3等試劑，探究反應條件對化學反應速率的影響。
已知：S2O＋2I－===2SO＋I2(慢)，I2＋2S2O===2I－＋S4O(快)
(1)向KI、Na2S2O3與淀粉的混合溶液中加入一定量的K2S2O8溶液，當溶液中的 耗盡后，溶液顏色將由無色變為藍色。為確保能觀察到藍色，S2O與S2O初始的物質的量需滿足的關系為n(S2O)∶n(S2O) 。
(2)為探究反應物濃度對化學反應速率的影響，設計的實驗方案如下表：
實驗序號 體積V/mL
K2S2O8溶液 水 KI溶液 Na2S2O3溶液 淀粉溶液
① 10.0 0.0 4.0 4.0 2.0
② 9.0 1.0 4.0 4.0 2.0
③ 8.0 Vx 4.0 4.0 2.0
表中Vx＝ mL，理由是 。
(3)已知某條件下，濃度c(S2O)和反應時間t的變化曲線如圖所示，若保持其他條件不變，請在坐標圖中，分別畫出降低反應溫度和加入催化劑時c(S2O) t的變化曲線示意圖(進行相應的標注)。
解析：　(1)淀粉溶液遇I2顯藍色，溶液由無色變為藍色時，溶液中有I2，說明Na2S2O3耗盡。由題給離子方程式可得關系式S2O～I2～2S2O，n(S2O)∶n(S2O)<2時，能觀察到藍色。(2)實驗的目的是探究K2S2O8溶液的濃度對化學反應速率的影響，故應保證每組實驗中其他物質的濃度相等，即溶液的總體積相等(即為20.0 mL)，從而可知Vx＝2.0。(3)降低溫度時，化學反應速率減慢，c(S2O)變化減慢。加入催化劑時，化學反應速率加快，c(S2O)變化加快。
答案：　(1)S2O(其他合理寫法也可)　<2
(2)2.0　保證反應物K2S2O8的濃度改變，而其他物質的濃度不變
(3)如圖所示
應用5.某酸性工業廢水中含有K2Cr2O7。光照下，草酸(H2C2O4)能將其中的Cr2O轉化為Cr3＋。某課題組研究發現，少量鐵明礬[Al2Fe(SO4)4·24H2O]即可對該反應起催化作用。為進一步研究有關因素對該反應速率的影響，探究如下：
學生用書?第159頁
(1)在25 ℃下，控制光照強度、廢水樣品初始濃度和催化劑用量相同，調節不同的初始pH和一定濃度草酸溶液用量，做對比實驗，完成以下實驗設計表(表中不要留空格)。
實驗編號 初始pH 廢水樣品體積/mL 草酸溶液體積/mL 蒸餾水體積/mL
① 4 60 10 30
② 5 60 10 30
③ 5 60
測得實驗①和②溶液中的Cr2O濃度隨時間變化關系如圖所示。
(2)實驗①和②的結果表明 ；
實驗①中0～t1時間段反應速率v(Cr3＋)＝ mol·L－1·min－1(用代數式表示)。
(3)該課題組對鐵明礬[Al2Fe(SO4)4·24H2O]中起催化作用的成分提出如下假設，請你完成假設二和假設三：
假設一：Fe2＋起催化作用；
假設二： ；
假設三： ；
……
(4)請你設計實驗驗證上述假設一，完成下表中內容。
[除了上述實驗提供的試劑外，可供選擇的藥品有K2SO4、FeSO4、K2SO4·Al2(SO4)3·24H2O、Al2(SO4)3等。溶液中Cr2O的濃度可用儀器測定]
實驗方案(不要求寫具體操作過程) 預期實驗結果和結論
解析：　(1)由“調節不同的初始pH和一定濃度的草酸溶液用量，做對比實驗”可知實驗①②是為了對比pH的不同對速率的影響，實驗②③是為了對比草酸濃度的不同對速率的影響，所以在實驗③中草酸溶液和蒸餾水的總體積為40 mL即可(但不能與實驗②的用量相同)。(2)圖像中曲線的斜率越大，說明反應速率越快，所以由實驗①②條件對照可知，pH越小，該反應速率越快。Cr2O氧化H2C2O4后，本身被還原為Cr3＋，由Cr元素質量守恒得關系式：Cr2O～2Cr3＋，故v(Cr3＋)＝2v(Cr2O)＝。(3)加入鐵明礬后的混合液中含Fe2＋、Al3＋、SO，所以假設二、假設三分別為Al3＋起催化作用、SO起催化作用。(4)用等物質的量的K2SO4·Al2(SO4)3·24H2O代替實驗①中的鐵明礬，控制其他反應條件與實驗①相同，進行對比實驗。在此條件下，溶液中只相差Fe2＋，若反應進行相同時間后，溶液中c(Cr2O)大于實驗①中的c(Cr2O)，則假設一成立；若兩溶液中的c(Cr2O)相同，則假設一不成立。
答案：(1)20　20(合理即可)
(2)pH越小，該反應速率越快　
(3)Al3＋起催化作用　SO起催化作用
(4)
實驗方案(不要求寫具體操作過程) 預期實驗結果和結論
用等物質的量的K2SO4·Al2(SO4)3·24H2O代替實驗①中的鐵明礬，控制其他反應條件與實驗①相同，進行對比實驗 反應進行相同時間后，若溶液中c(Cr2O)大于實驗①中的c(Cr2O)，則假設一成立；若兩溶液中的c(Cr2O)相同，則假設一不成立
(本題為開放性題目，其他答案合理均可)
控制變量法解決問題的基本思路(以應用3為例)
　　 INCLUDEPICTURE "重點強化專欄12.TIF" INCLUDEPICTURE "E:\\2024《金版新學案》高三總復習 新教材 化學 人教版（雙選）B\\圖片\\1\\重點強化專欄12.TIF" \* MERGEFORMATINET
1．基元反應
大多數的化學反應往往經過多個反應步驟才能實現。其中每一步反應都稱為基元反應。
2．過渡態理論
基元反應過渡狀態理論認為，基元反應在從反應物到生成物的變化過程中要經歷一個中間狀態，這個狀態稱為過渡態。
過渡態是處在反應過程中具有最高能量的一種分子構型，過渡態能量與反應物的平均能量的差值相當于活化能[活化能(能壘)越高，此步基元反應速率越慢]。
3．催化劑與活化能
(1)催化劑的催化機理
催化劑參與化學反應，生成能量更低的中間產物，降低了達到過渡態所需要的活化能，使反應速率加快。
學生用書?第160頁
反應A＋B→AB的活化能為Ea。
加入催化劑K后，反應分兩步進行：
①A＋K→AK　　　活化能為Ea1(慢反應)
②AK＋B→AB＋K　活化能為Ea2(快反應)
總反應方程式：A＋BAB，反應活化能(能壘)為Ea1。
(2)活化能與化學反應速率的關系
①加入催化劑后，兩步基元反應的活化能Ea1和Ea2均小于原反應的活化能Ea，因此反應速率加快。
②兩步基元反應由于Ea1>Ea2，第1步反應是慢反應，決定整個反應的快慢，活化能Ea1是在催化劑條件下總反應的活化能。
應用1.已知反應：2NO(g)＋Br2(g)2NOBr(g)　ΔH＝－a kJ·mol－1(a＞0)，其反應機理如下：
①NO(g)＋Br2(g)NOBr2(g)　快
②NO(g)＋NOBr2(g)2NOBr(g)　慢
下列有關該反應的說法正確的是(　　)
A．該反應的速率主要取決于①的快慢
B．NOBr2是該反應的催化劑
C．正反應的活化能比逆反應的活化能小a kJ·mol－1
D．增大Br2(g)濃度能增大活化分子百分數，加快反應速率
C　[反應速率主要取決于慢的一步，所以該反應的速率主要取決于②的快慢，故A錯誤；NOBr2是反應過程中的中間產物，不是該反應的催化劑，故B錯誤；由于該反應為放熱反應，說明反應物的總能量高于生成物的總能量，所以正反應的活化能比逆反應的活化能小a kJ·mol－1，故C正確；增大Br2(g)濃度，活化分子百分數不變，但單位體積內的活化分子數目增多，所以能加快反應速率，故D錯誤。]
應用2.(雙選)汽車尾氣處理時存在反應：NO2(g)＋CO(g)NO(g)＋CO2(g)，該反應過程及能量變化如圖所示。
下列說法正確的是(　　)
A．使用催化劑活化分子百分數增多
B．使用催化劑，反應物分子的能量變高
C．使用催化劑可以有效減少反應放出的熱量
D．無論是反應物還是生成物，轉化為活化絡合物都要吸收能量
AD　[使用催化劑，降低反應的活化能，活化分子百分數增多，但反應物分子能量不變，也不改變反應熱，B、C錯誤。]
應用3.(雙選)(2022·湖南選擇考，12)反應物(S)轉化為產物(P或P·Z)的能量與反應進程的關系如圖所示：
下列有關四種不同反應進程的說法正確的是(　　)
A．進程Ⅰ是放熱反應
B．平衡時P的產率：Ⅱ>Ⅰ
C．生成P的速率：Ⅲ>Ⅱ
D．進程Ⅳ中，Z沒有催化作用
AD　[A項，由圖中信息可知，進程Ⅰ中S的總能量大于產物P的總能量，因此進程Ⅰ是放熱反應，A說法正確；B項，進程Ⅱ中使用了催化劑X，但是催化劑不能改變平衡產率，因此在兩個進程中平衡時P的產率相同，B說法不正確；C項，進程Ⅲ中由S·Y轉化為P·Y的活化能高于進程Ⅱ中由S·X轉化為P·X的活化能，由于這兩步反應分別是兩個進程的決速步驟，因此生成P的速率為Ⅲ<Ⅱ，C說法不正確；D項，由圖中信息可知，進程Ⅳ中S吸附到Z表面生成S·Z，然后S·Z轉化為產物P·Z，由于P·Z沒有轉化為P＋Z，因此，Z沒有催化作用，D說法正確。]
應用4.據文獻報道，某反應的反應歷程如圖所示：
下列有關該歷程的說法錯誤的是(　　)
A．總反應化學方程式為4NH3＋3O22N2＋6H2O
B．Ti4＋…NH2—N===O是中間產物
C．Ti4＋是催化劑
D．Ti4＋…NH2—N===O―→Ti4＋＋N2＋H2O屬于分解反應
A　[根據反應歷程，參加反應的物質有NH3、NO、O2，生成物有N2和H2O，因此總反應化學方程式為4NH3＋2NO＋2O23N2＋6H2O，故A錯誤；根據題中信息得到Ti4＋…NH2—N===O是中間產物，故B正確；Ti4＋在整個反應過程中參與了反應，但反應前后質量和化學性質未變，因此Ti4＋是催化劑，故C正確；分解反應是一種物質反應生成兩種或兩種以上新物質，因此Ti4＋…NH2—N===O―→Ti4＋＋N2＋H2O屬于分解反應，故D正確。]
應用5.烯烴與氫氣混合在常溫常壓時不反應，高溫時反應很慢，但在適當的催化劑存在時可與氫氣反應生成烷烴，一般認為加氫反應是在催化劑表面上進行。反應過程的示意圖如圖：
學生用書?第161頁
下列說法正確的是(　　)
A．乙烯和氫氣生成乙烷反應的ΔH＞0
B．有催化劑時的活化能E2比無催化劑時的活化能E1低，能減小反應的ΔH
C．催化加氫過程中金屬氫化物的一個氫原子和雙鍵碳原子先結合，得到中間體
D．催化加氫過程中催化劑將較難發生的反應分成了多個容易發生的反應，可提高反應物的轉化率
C　[由題圖可知乙烯和氫氣生成乙烷的反應為放熱反應，則ΔH＜0，故A錯誤；由題圖可知加入催化劑，反應物與生成物的總能量差不變，則反應熱不變，所以有催化劑時的活化能E2比無催化劑時的活化能E1低，不能減小反應的ΔH，故B錯誤；由題圖可知，催化加氫過程中金屬氫化物的一個氫原子和雙鍵碳原子先結合，得到中間體，故C正確；催化劑不影響平衡移動，不能改變轉化率，故D錯誤。]
應用6.科研工作者結合實驗與計算機模擬來研究釕催化劑表面不同位點上合成氨反應歷程，如圖所示，其中實線表示位點A上合成氨的反應歷程，虛線表示位點B上合成氨的反應歷程，吸附在催化劑表面的物質用*標注。下列說法錯誤的是(　　)
A．由圖可以判斷合成氨反應屬于放熱反應
B．氮氣在位點A上轉變成2N*速率比在位點B上的快
C．整個反應歷程中活化能最大的步驟是2N*＋3H2―→2N*＋6H*
D．從圖中知選擇合適的催化劑位點可加快合成氨的速率
C　[據題圖可知，始態*＋N2＋3H2的相對能量為0 eV，生成物*＋2NH3的相對能量約為－1.8 eV，反應物的總能量高于生成物的總能量，所以該反應為放熱反應，故A正確；題圖中實線標示出的位點A最大能壘(活化能)低于題圖中虛線標示出的位點B最大能壘(活化能)，活化能越低，有效碰撞幾率越大，化學反應速率越大，故B正確；由題圖可知，整個反應歷程中2N*＋3H2―→2N*＋6H*不是活化能最大的步驟，故C錯誤；由圖像可知氮氣活化在位點A上活化能較低，速率較快，故D正確。]
應用7.在Co＋的催化作用下，CO(g)還原N2O(g)的反應歷程和能量變化如圖所示(逸出后認為物質狀態不發生變化，在圖中略去)。已知總反應的化學方程式為：CO(g)＋N2O(g)CO2(g)＋N2(g)。
該反應分兩步進行：
(1)填寫第二步反應的熱化學方程式，并根據反應歷程圖計算ΔH2的數值。
第一步：Co＋(s)＋N2O(g)CoO＋(s)＋N2(g)　ΔH1＝＋15.9 kJ·mol－1；
笫二步： ，
ΔH2＝ ；
(2)該反應的最高能壘(活化能)為 。
解析：　(1)總反應方程式為CO(g)＋N2O(g)CO2(g)＋N2(g)；第一步反應為Co＋(s)＋N2O(g)CoO＋(s)＋N2(g)　ΔH1＝＋15.9 kJ·mol－1；第二步反應＝總反應－第一步反應，所以第二步反應為CoO＋(s)＋CO(g)Co＋(s)＋CO2(g)；據題圖可知該反應初始時的相對能量為＋15.9 kJ/mol，終態的相對能量為－358.6 kJ/mol，所以該反應的ΔH2＝－358.6 kJ/mol－15.9 kJ/mol＝－374.5 kJ/mol；(2)根據反應歷程圖像中的數據可知，由－127.9 kJ/mol到＋15.9 kJ/mol這兩個能量狀態之間轉化過程中能壘最高，為143.8 kJ/mol。
答案：　(1)CoO＋(s)＋CO(g)Co＋(s)＋CO2(g)　－374.5 kJ·mol－1　(2)143.8 kJ·mol－1
真題演練　明確考向
1．(2022·浙江選擇考，20)恒溫恒容的密閉容器中，在某催化劑表面上發生氨的分解反應：2NH3(g) N2(g)＋3H2(g)，測得不同起始濃度和催化劑表面積下氨濃度隨時間的變化如下表所示，下列說法不正確的是(　　)
編號 時間/minc (NH3)/(10－3 mol·L－1)表面積/cm2 0 20 40 60 80
① a 2.40 2.00 1.60 1.20 0.80
② a 1.20 0.80 0.40 x
③ 2a 2.40 1.60 0.80 0.40 0.40
A．實驗①，0～20 min，v(N2)＝1.00×10－5mol·L－1·min－1
B．實驗②，60 min時處于平衡狀態，x≠0.40
C．相同條件下，增加氨氣的濃度，反應速率增大
D．相同條件下，增加催化劑的表面積，反應速率增大
C　[A項，實驗①中，0～20 min，氨氣濃度變化量為2.40×10－3 mol/L－2.00×10－3 mol/L＝4.00×10－4 mol/L，v(NH3)＝＝2.00×10－5 mol/(L·min)，反應速率之比等于化學計量數之比，v(N2)＝v(NH3)＝1.00×10－5 mol/(L·min)，A正確；B項，催化劑表面積大小只影響反應速率，不影響平衡，實驗③中氨氣初始濃度與實驗①中一樣，實驗③達到平衡時氨氣濃度為4.00×10－4 mol/L，則實驗①達平衡時氨氣濃度也為4.00×10－4 mol/L，而恒溫恒容條件下，實驗②相對于實驗①為減小壓強，平衡正向移動，因此實驗②60 min時處于平衡狀態，x<0.40，即x≠0.40，B正確；C項，實驗①、實驗②中0～20 min、20 min～40 min氨氣濃度變化量都是4.00×10－4 mol/L，實驗②中60 min時反應達到平衡狀態，實驗①和實驗②催化劑表面積相同，實驗①中氨氣初始濃度是實驗②中氨氣初始濃度的兩倍，實驗①60 min時反應未達到平衡狀態，相同條件下，增加氨氣濃度，反應速率并沒有增大，C錯誤；D項，對比實驗①和實驗③，氨氣濃度相同，實驗③中催化劑表面積是實驗①中催化劑表面積的2倍，實驗③先達到平衡狀態，實驗③的反應速率大，說明相同條件下，增加催化劑的表面積，反應速率增大，D正確。]
2．(2022·廣東選擇考，15)在相同條件下研究催化劑Ⅰ、Ⅱ對反應X→2Y的影響，各物質濃度c隨反應時間t的部分變化曲線如圖，則下列說法正確的是(　　)
學生用書?第162頁
A．無催化劑時，反應不能進行
B．與催化劑Ⅰ相比，Ⅱ使反應活化能更低
C．a曲線表示使用催化劑Ⅱ時X的濃度隨t的變化
D．使用催化劑Ⅰ時，0～2 min內，v(X)＝1.0 mol·L－1·min－1
D　[A項，由圖可知，無催化劑時，隨反應進行，生成物濃度也在增加，說明反應也在進行，故A錯誤；B項，由圖可知，催化劑Ⅰ比催化劑Ⅱ催化效果好，說明催化劑Ⅰ使反應活化能更低，反應更快，故B錯誤；C項，由圖可知，使用催化劑Ⅱ時，在0～2 min 內Y的濃度變化了2.0 mol/L，而a曲線表示的X的濃度變化了2.0 mol/L，二者濃度變化量之比不等于化學計量數之比，所以a曲線不表示使用催化劑Ⅱ時X濃度隨時間t的變化，故C錯誤；D項，使用催化劑Ⅰ時，在0～2 min 內，Y的濃度變化了4.0 mol/L，則v(Y)＝＝＝2.0 mol·L－1·min－1，v(X) ＝v(Y) ＝×2.0 mol·L－1·min－1＝1.0 mol·L－1·min－1，故D正確。]
3. (2022·山東等級考，10)在NO催化下，丙烷與氧氣反應制備丙烯的部分反應機理如圖所示。下列說法錯誤的是(　　)
A．含N分子參與的反應一定有電子轉移
B．由NO生成HONO的反應歷程有2種
C．增大NO的量，C3H8的平衡轉化率不變
D．當主要發生包含②的歷程時，最終生成的水減少
D　[A項，根據反應機理的圖示知，含N分子參與的反應有NO＋·OOH===NO2＋·OH、NO＋NO2＋H2O===2HONO、NO2＋·C3H7===C3H6＋HONO、HONO===NO＋·OH，含N分子的物質NO、NO2、HONO中N元素的化合價依次為＋2價、＋4價、＋3價，上述反應中均有元素化合價的升降，都為氧化還原反應，一定有電子轉移，A項正確；B項，根據圖示，由NO生成HONO的反應歷程有2種，B項正確；C項，NO是催化劑，增大NO的量，C3H8的平衡轉化率不變，C項正確；D項，無論反應歷程如何，在NO催化下丙烷與O2反應制備丙烯的總反應都為2C3H8＋O22C3H6＋2H2O，當主要發生包含②的歷程時，最終生成的水不變，D項錯誤。]
4．(2021·河北選擇考，13)室溫下，某溶液初始時僅溶有M和N且濃度相等，同時發生以下兩個反應：①M＋N===X＋Y；②M＋N===X＋Z，反應①的速率可表示為v1＝k1c2(M)，反應②的速率可表示為v2＝k2c2(M) (k1、k2為速率常數)。反應體系中組分M、Z的濃度隨時間變化情況如圖，下列說法錯誤的是(　　)
A．0～30 min時間段內，Y的平均反應速率為6.67×10－3 mol·L－1·min－1
B．反應開始后，體系中Y和Z的濃度之比保持不變
C．如果反應能進行到底，反應結束時62.5%的M轉化為Z
D．反應①的活化能比反應②的活化能大
A　[A項，由圖中數據可知，30 min時，M、Z的濃度分別為0.300 mol·L－1和0.125 mol·L－1，則M的變化量為0.5 mol·L－1－0.300 mol·L－1＝0.200 mol·L－1，其中轉化為Y的變化量為0.200 mol·L－1－0.125 mol·L－1＝0.075 mol·L－1。因此，0～30 min時間段內，Y的平均反應速率為 ＝0.002 5 mol·L－1·min－1，A說法不正確；B項，由題中信息可知，反應①和反應②的速率之比為，Y和Z分別為反應①和反應②的產物，且兩者與M的化學計量數相同(化學計量數均為1)，因此反應開始后，體系中Y和Z的濃度之比等于 ，由于k1、k2為速率常數，故該比值保持不變，B說法正確；C項，結合A、B的分析可知反應開始后，在相同的時間內體系中Y和Z的濃度之比等于＝＝，因此，如果反應能進行到底，反應結束時有 的M轉化為Z，即62.5%的M轉化為Z，C說法正確；D項，由以上分析可知，在相同的時間內生成Z較多、生成Y較少，因此，反應①的化學反應速率較小，在同一體系中，活化能較小的化學反應速率較快，故反應①的活化能比反應②的活化能大，D說法正確。]
5．[2021·河北選擇考，16(4)②]研究表明，在電解質水溶液中，CO2氣體可被電化學還原。在電解質水溶液中，三種不同催化劑(a、b、c)上CO2電還原為CO的反應進程中(H＋電還原為H2的反應可同時發生)，相對能量變化如圖。由此判斷，CO2電還原為CO從易到難的順序為 (用a、b、c字母排序)。
解析：　c催化劑條件下，CO2電還原的活化能小于H＋電還原的活化能，更容易發生CO2的電還原；而在催化劑a和b條件下，CO2電還原的活化能均大于H＋電還原的活化能，相對來說，更易發生H＋的電還原。其中a催化劑條件下，H＋電還原的活化能比CO2電還原的活化能小的更多，發生H＋電還原的可能性更大，因此反應從易到難的順序為c、b、a。
答案：　c、b、a
課時精練(三十二)　化學反應速率
(本欄目內容，在學生用書中以獨立形式分冊裝訂！)
1.反應2SO2(g)＋O2(g)2SO3(g)經a min后SO3的濃度變化情況如圖所示，在0～a min內用O2表示的平均反應速率為0.04 mol·L－1·min－1，則a等于(　　)
A．0.1 B．2.5 C．5 D．10
C　[由題圖可知，0～a min內Δc(SO3)＝0.4 mol·L－1，則有v(SO3)＝ mol·L－1·min－1。根據反應速率與化學計量數的關系可得，v(O2)＝v(SO3)＝ mol·L－1·min－1，又知“0～a min內用O2表示的平均反應速率為0.04 mol·L－1·min－1”，則有 mol·L－1·min－1＝0.04 mol·L－1·min－1，解得a＝5，C項正確。]
2．四個相同的容器中，在不同的溫度下(其他條件相同)進行合成氨的反應，根據下列在相同時間內測得的結果判斷，反應所處溫度最高的是(　　)
A．v(NH3)＝0.1 mol·L－1·min－1
B．v(H2)＝0.6 mol·L－1·min－1
C．v(N2)＝0.3 mol·L－1·min－1
D．v(H2)＝0.3 mol·L－1·min－1
C　[合成氨的反應為N2(g)＋3H2(g) 2NH3(g)，溫度越高，反應速率越快。根據反應速率與化學計量數的關系，將四個選項中反應速率轉化為v(H2)，A項，v(H2)＝v(NH3)＝0.15 mol·L－1·min－1，C項，v(H2)＝3v(N2)＝0.9 mol·L－1·min－1，則C項表示的反應速率最快，反應所處的溫度最高。]
3．將固體NH4Br置于密閉容器中，在某溫度下，發生下列可逆反應：NH4Br(s)NH3(g)＋HBr(g)，2HBr(g)Br2(g)＋H2(g), 2 min后，測得c(H2)＝0.5 mol·L－1，c(HBr)＝4 mol·L－1，若上述反應速率用v(NH3)表示，下列反應速率正確的是(　　)
A．0.5 mol·L－1·min－1
B．2.5 mol·L－1·min－1
C．2 mol·L－1·min－1
D．5 mol·L－1·min－1
B　[對于反應2HBr(g)Br2(g)＋H2(g)，Δc(H2)＝0.5 mol·L－1，則Δc(HBr)＝2Δc(H2)＝2×0.5 mol·L－1＝1 mol·L－1，則該可逆反應起始時c(HBr)＝4 mol·L－1＋1 mol·L－1＝5 mol·L－1；由NH4Br(s)NH3(g)＋HBr(g)可知，NH3的平衡濃度應與HBr分解反應的起始濃度相等，即c(NH3)＝5 mol·L－1，v(NH3)＝＝2.5 mol·L－1·min－1。]
4．2SO2(g)＋O2(g)2SO3(g)　ΔH＝－198 kJ·mol－1，在V2O5存在時，該反應的機理為：V2O5＋SO22VO2＋SO3(快)，4VO2＋O22V2O5(慢)。
下列說法中正確的是(　　)
A．反應速率主要取決于V2O5的質量
B．VO2是該反應的催化劑
C.逆反應的活化能比正反應的活化能大198 kJ·mol－1
D.增大SO2的濃度可顯著提高反應速率
C　[由反應機理可知，V2O5是該反應的催化劑，反應速率與催化劑V2O5的質量有一定關系，但主要取決于催化劑V2O5的表面積，A、B項錯誤；ΔH＝正反應的活化能－逆反應的活化能＝－198 kJ·mol－1，所以逆反應的活化能比正反應的活化能大198 kJ·mol－1，C項正確；使用催化劑可以顯著提高反應速率，增大SO2的濃度可以提高反應速率(不是顯著提高)，D項錯誤。]
5．如表為某學生進行的兩組實驗：
反應物 Na2S2O3溶液 H2SO4溶液 水
濃度/(mol·L－1) 體積/mL 濃度/(mol·L－1) 體積/mL
甲 0.1 10 0.1 10 5 mL
乙 0.2 5 0.2 5 20 mL
若其他條件均相同，上述兩組實驗中，對應反應的反應速率關系為(　　)
A.甲>乙 B．甲<乙
C.甲＝乙 D．無法判斷
A　[此反應為Na2S2O3＋H2SO4===Na2SO4＋S↓＋SO2↑＋H2O，甲組溶液的總體積是25 mL，混合溶液中，甲組反應物的濃度c(Na2S2O3)＝c(H2SO4)＝＝0.04 mol·L－1；乙組溶液的總體積是30 mL，混合溶液中，乙組反應物的濃度c(Na2S2O3)＝c(H2SO4)＝≈0.033 mol·L－1。由于甲組中反應物的濃度較大，故在其他條件相同時，其反應速率較大，即甲組的反應速率大于乙組的反應速率，A項正確。]
6．已知化學反應：NO2＋CONO＋CO2，①當t<250 ℃時，v＝k·c2(NO2)，②當t>250 ℃時，v＝k·c(NO2)·c(CO)。以上兩式中v為反應速率，k為速率常數(一定溫度下為定值)。下列敘述正確的是(　　)
A.當NO2和CO的濃度相等時，升高或降低溫度，反應速率不變
B.因反應前后氣體分子數目不變，故改變壓強反應速率不變
C.增大NO2的濃度為原來的2倍，反應速率一定變為原來的4倍
D.當溫度低于250 ℃時，改變CO的濃度，反應速率基本不變
D　[升高溫度，反應速率加快，降低溫度，反應速率減慢，A項錯誤；該反應前后氣體分子數目不變，改變壓強，平衡不移動，但反應速率對應改變，B項錯誤；增大NO2的濃度為原來的2倍，若t>250 ℃，根據v＝k·c(NO2)·c(CO)可知，反應速率變為原來的2倍，C項錯誤；當溫度低于250 ℃時，根據v＝k·c2(NO2)可知，一定溫度下，反應速率只與c(NO2)有關，改變CO的濃度，反應速率不變，D項正確。]
7．I－可以作為水溶液中的SO2歧化反應的催化劑，可能的催化過程如下：
ⅰ.SO2＋4I－＋4H＋===S↓＋2I2＋2H2O
ⅱ.I2＋2H2O＋SO2===SO＋4H＋＋2I－
為探究ⅰ、ⅱ反應速率與SO2歧化反應速率的關系，實驗如下：分別將18 mL SO2飽和溶液加入到2 mL下列試劑中，密閉放置，觀察現象。(已知：I2易溶解在KI溶液中)
序號 Ⅰ Ⅱ Ⅲ Ⅳ
試劑組成 0.4 mol·L－1KI a mol·L－1KI、0．2 mol·L－1H2SO4 0.2 mol·L－1H2SO4 0.2 mol·L－1KI、0．000 2 mol I2
實驗現象 溶液變黃，一段時間后出現渾濁 溶液變黃，出現渾濁較Ⅰ快 無明顯現象 溶液由棕褐色很快褪色，變成黃色，出現渾濁較Ⅰ快
下列說法不正確的是(　　)
A.水溶液中SO2歧化反應的化學方程式為3SO2＋2H2O===2H2SO4＋S↓
B.Ⅱ是Ⅰ的對比實驗，則a＝0.4
C.比較Ⅰ、Ⅱ、Ⅲ，可得出的結論是：I－是SO2歧化反應的催化劑，H＋單獨存在時不具有催化作用，但H＋可以加快SO2歧化反應的速率
D.實驗表明，SO2歧化反應的速率Ⅳ>Ⅰ，原因是反應ⅰ比反應ⅱ快；Ⅳ中由反應ⅱ產生的H＋使反應i加快
D　[根據題中催化過程，可得水溶液中SO2歧化反應的化學方程式為3SO2＋2H2O===2H2SO4＋S↓，A項正確；Ⅱ是Ⅰ的對比實驗，采用控制變量法，Ⅱ比Ⅰ多加了0.2 mol·L－1H2SO4，Ⅰ與Ⅱ中KI濃度應相等，則a＝0.4，B項正確；對比Ⅰ與Ⅱ，加入H＋可以加快SO2歧化反應的速率，對比Ⅱ與Ⅲ，H＋單獨存在時不能催化SO2的歧化反應，比較Ⅰ、Ⅱ、Ⅲ可知，I－是SO2歧化反應的催化劑，C項正確；Ⅳ中“溶液由棕褐色很快褪色，變成黃色，出現渾濁較Ⅰ快”，說明SO2歧化反應速率Ⅳ>Ⅰ，對比Ⅳ和Ⅰ，Ⅳ中加入的KI的濃度小且加入了I2，反應ⅰ消耗H＋和I－，反應ⅱ消耗I2，由此說明反應ⅱ比反應ⅰ快，反應ⅱ產生的H＋使反應ⅰ加快，D項錯誤。]
8．鐵的配合物離子(用[L－Fe－H]＋表示)催化某反應的一種反應機理和相對能量的變化情況如圖所示：
下列說法錯誤的是(　　)
A.該過程的總反應為HCOOHCO2↑＋H2↑
B.H＋濃度過大或者過小，均導致反應速率降低
C.該催化循環中Fe元素的化合價未發生變化
D.該過程的總反應速率由Ⅱ→Ⅲ步驟決定
D　[A項，由反應機理可知，HCOOH電離出氫離子后，HCOO－與催化劑結合，放出二氧化碳，然后又結合氫離子轉化為氫氣，所以化學方程式為HCOOHCO2↑＋H2↑，故A正確；B項，若氫離子濃度過低，則反應Ⅲ→Ⅳ的反應物濃度降低，反應速率減慢，若氫離子濃度過高，則會抑制甲酸的電離，使甲酸根離子濃度降低，導致反應Ⅰ→Ⅱ速率減慢，所以氫離子濃度過高或過低，均導致反應速率減慢，故B正確；C項，由反應機理可知，Fe在反應過程中化合價未發生變化，故C正確；D項，由反應進程可知，反應Ⅳ→Ⅰ相對能量最大，反應速率最慢，對該過程的總反應起決定作用，故D錯誤。]
9．化學工作者對NO與H2的反應進行研究，提出下列三步機理：(k為速率常數)
第一步：2NON2O2　快反應，平衡時：v正＝k正·c2(NO)＝v逆＝k逆·c(N2O2)
第二步：N2O2＋H2N2O＋H2O　慢反應
第三步：N2O＋H2N2＋H2O　快反應
其中可近似認為第二步反應不影響第一步平衡，下列說法正確的是(　　)
A．v(第一步逆反應)B．總反應快慢主要由第二步反應決定
C．達平衡時，2c(NO)＝c(N2O2)
D．第一步反應的平衡常數K＝
B　[第二步為慢反應，故其反應速率應小于第一步逆反應，A項錯誤；總反應快慢應由慢反應決定，即主要由第二步反應決定，B項正確；到達平衡時k正·c2(NO)＝k逆·c(N2O2)，k正、k逆值未知，故兩者濃度大小關系未知，C項錯誤；第一步反應達到平衡時，K＝，又v正＝k正·c2(NO)＝v逆＝k逆·c(N2O2)，故K＝，D項錯誤。]
10．F.Daniels等曾利用測壓法在剛性反應器中研究了25 ℃時N2O5(g)分解反應：
2N2O5(g)4NO2(g)2N2O4(g)＋O2(g)，其中NO2二聚為N2O4的反應可以迅速達到平衡。體系的總壓強p隨時間t的變化如下表所示[t＝∞時，N2O5(g)完全分解]：
t/min 0 40 80 160 260 1 300 1 700 ∞
p/kPa 35.8 40.3 42.5 45.9 49.2 61.2 62.3 63.1
研究表明，N2O5(g)分解的反應速率v＝2×10－3×pN2O5(kPa·min－1)。t＝62 min時，測得體系中pO2＝2.9 kPa，則此時的pN2O5＝ kPa，v＝ kPa·min－1。
解析：　由方程式2N2O5(g)===4NO2(g)＋O2(g)可知，62 min時，pO2＝2.9 kPa，則減小的N2O5為5.8 kPa，此時pN2O5＝35.8 kPa－5.8 kPa＝30.0 kPa，則v(N2O5)＝2×10－3×30.0 kPa·min－1＝6.0×10－2 kPa·min－1。
答案：　30.0　6.0×10－2
11．某實驗小組以H2O2分解為例，研究濃度、催化劑、溶液的酸堿性對反應速率的影響。在常溫下按照如下方案完成實驗。
編號 反應物 催化劑
Ⅰ 10 mL 2% H2O2溶液＋1 mL水 無
Ⅱ 10 mL 5% H2O2溶液＋1 mL水 無
Ⅲ 10 mL 5% H2O2溶液 1 mL 0.1 mol·L－1 FeCl3溶液
Ⅳ 10 mL 5% H2O2溶液＋少量HCl溶液 1 mL 0.1 mol·L－1FeCl3溶液
Ⅴ 10 mL 5% H2O2溶液＋少量NaOH溶液 1 mL 0.1 mol·L－1FeCl3溶液
(1)實驗Ⅰ和實驗Ⅱ的目的是 。
(2)寫出實驗Ⅲ中發生反應的化學方程式： 。
(3)實驗Ⅰ、Ⅱ、Ⅲ的起始反應速率由大到小的順序為 (用實驗編號表示)。
(4)實驗Ⅲ、Ⅳ、Ⅴ中，測得生成氧氣的體積(折算成標準狀況)隨時間變化的關系如圖所示。
①分析圖示能夠得出的結論是 。
②實驗Ⅲ在t1～t2時間內，以H2O2表示的反應速率為 。
解析：　(1)實驗Ⅰ和Ⅱ均未使用催化劑，混合液的總體積均為11 mL，c(H2O2)不同，則實驗目的是探究反應物濃度對反應速率的影響。(2)實驗Ⅲ為H2O2在FeCl3催化作用下分解生成H2O和O2的反應，據此寫出化學方程式。(3)實驗Ⅰ中，c(H2O2)最小且未使用催化劑，則實驗Ⅰ中起始反應速率最小；實驗Ⅱ和Ⅲ中c(H2O2)相同，實驗Ⅲ中加入FeCl3溶液，則實驗Ⅲ的起始反應速率大于實驗Ⅱ，故反應速率由大到小的順序為Ⅲ>Ⅱ>Ⅰ。(4)①與實驗Ⅲ相比，實驗Ⅳ加入少量HCl溶液，實驗Ⅴ加入少量NaOH溶液，其他實驗條件均相同，由題圖可知，反應速率：Ⅴ>Ⅲ>Ⅳ，據此得出結論：堿性環境能加快H2O2分解的速率，酸性環境能減慢H2O2分解的速率。②實驗Ⅲ在t1～t2時間內，生成標準狀況下O2的體積為(b－a) mL，則有n(O2)＝ mol，反應中消耗H2O2的物質的量n(H2O2)＝2n(O2)＝ mol，溶液的總體積為11 mL，故以H2O2表示的反應速率v(H2O2)＝ mol·L－1·s－1＝ mol·L－1·s－1。
答案：　(1)探究反應物濃度對反應速率的影響
(2)2H2O22H2O＋O2↑
(3)Ⅲ＞Ⅱ＞Ⅰ
(4)①堿性環境能加快H2O2分解的速率，酸性環境能減慢H2O2分解的速率　② mol·L－1·s－1
學生用書?第163頁

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