化学反应原理论文高中选修一选修二

化学反应原理论文高中选修一选修二

选修5《有机化学基础》

选修模块的《化学反应原理》是为对化学反应原理有较高要求的学生所设计的，在内容深度上仍保持高中阶段应有的要求及与基础模块的衔接，注重学科知识的认知过程和要求，在叙述与推演上更重视事物间的科学内涵与发展的逻辑关系。认真阅读《化学反应原理》模块内容，发现它与以往教材相比最鲜明特点是：从过去的定性描述走向定量分析。这样引导学生学习现代化学的最基础最核心的化学知识和掌握最基本的科学研究方法，在内容本质上提高学生学习的化学知识“含金量”，促进学生专业品质和科学素养的更进一步提升。《2007年秋季化学新课程远程研修课程简报（第2期）》对这方面有很多讨论，可以参照一下！

高中化学一共是两本必修三本选修。必修一必修二选修四是高考必考教材，选修三<物质的结构与性质>和选修五<有机化学>高考时选考内容(两题中选一题做)。化学注意学必修一必修二 选修四是重点难点 一定要好好学。然后好好学学选修三 因为高考一般90%都会选做选修三。物理也是两本必修4本选修。必修一必修二选修3-2是必考的(如果我没记错的话应该是这样的。因为我高中物理一向不好)然后选修3-4、3-5是选考内容。同化学选做题。每一科都很重要 当然我不太重视语文。。既然是理科生 那么理综在高考中是起着拉分作用的。所以一定要好好学生物化学物理 即使觉得物理难 那也要把生物化学理解透彻弥补物理的缺漏。

高中化学高中化学高中化学高中化学选修选修选修选修4444知识点归纳总结知识点归纳总结知识点归纳总结知识点归纳总结 第一章第一章第一章第一章 化学反应与能量化学反应与能量化学反应与能量化学反应与能量 一、焓变 反应热 1．反应热：一定条件下，一定物质的量的反应物之间完全反应所放出或吸收的热量 2．焓变(ΔH)的意义：在恒压条件下进行的化学反应的热效应（1）符号： △H （2）单位：kJ/mol 产生原因：化学键断裂——吸热 化学键形成——放热 放出热量的化学反应。(放热>吸热) △H 为“—”或△H <0 吸收热量的化学反应。（吸热>放热）△H 为“+”或△H >0 ☆ 常见的放热反应：① 所有的燃烧反应 ② 酸碱中和反应 ③ 大多数的化合反应 ④ 金属与酸的反应 ⑤ 生石灰和水反应 ⑥ 浓硫酸稀释、氢氧化钠固体溶解等 ☆ 常见的吸热反应：① 晶体Ba(OH) 2•8H2O与NH4Cl ② 大多数的分解反应 ③ 以H2、CO、C为还原剂的氧化还原反应 ④ 铵盐溶解等 二、热化学方程式 书写化学方程式注意要点: ①热化学方程式必须标出能量变化。 ②热化学方程式中必须标明反应物和生成物的聚集状态（g，l，s分别表示固态，液态，气态，水溶液中溶质用aq表示） ③热化学反应方程式要指明反应时的温度和压强。 ④热化学方程式中的化学计量数可以是整数，也可以是分数 ⑤各物质系数加倍，△H加倍；反应逆向进行，△H改变符号，数值不变 三、燃烧热 1．概念：25 ℃，101 kPa时，1 mol纯物质完全燃烧生成稳定的化合物时所放出的热量。燃烧热的单位用kJ/mol表示。 ※注意以下几点： ①研究条件：101 kPa ②反应程度：完全燃烧，产物是稳定的氧化物。 ③燃烧物的物质的量：1 mol ④研究内容：放出的热量。（ΔH<0，单位kJ/mol） 四、中和热 1．概念：在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应而生成1mol H2O，这时的反应热叫中和热。 2．强酸与强碱的中和反应其实质是H+和OH-反应，其热化学方程式为： H+(aq) +OH-(aq) =H2O(l) ，ΔH=－3kJ/mol 3．弱酸或弱碱电离要吸收热量，所以它们参加中和反应时的中和热小于3kJ/mol。 4．中和热的测定实验 五、盖斯定律 1．内容：化学反应的反应热只与反应的始态（各反应物）和终态（各生成物）有关，而与具体反应进行的途径无关，如果一个反应可以分几步进行，则各分步反应的反应热之和与该反应一步完成的反应热是相同的。 第二章 化学反应速率和化学平衡 一、化学反应速率 化学反应速率（v） ⑴ 定义：用来衡量化学反应的快慢，单位时间内反应物或生成物的物质的量的变化 ⑵ 表示方法：单位时间内反应浓度的减少或生成物浓度的增加来表示 ⑶ 计算公式：v=Δc/Δt（υ：平均速率，Δc：浓度变化，Δt：时间）单位：mol/（L•s） ⑷ 影响因素： ① 决定因素（内因）：反应物的性质（决定因素） ② 条件因素（外因）：反应所处的条件 外因对化学反应速率影响的变化规律 条件变化 活化分子的量的变化 反应速率的变化 反应物的浓度 增大 单位体积里的总数目增多，百分数不变 增大 减小 单位体积里的总数目减少，百分数不变 减小 气体反应物的压强 增大 单位体积里的总数目增多，百分数不变 增大 减小 单位体积里的总数目减少，百分数不变 减小 反应物的温度 升高 百分数增大，单位体积里的总数目增多 增大 降低 百分数减少，单位体积里的总数目减少 减小 反应物的催化剂 使用 百分数剧增，单位体积里的总数目剧增 剧增 撤去 百分数剧减，单位体积里的总数目剧减 剧减 其他 光，电磁波，超声波，固体反应物颗粒的大小，溶剂等 有影响 ※注意：（1）、参加反应的物质为固体和液体，由于压强的变化对浓度几乎无影响，可以认为反应速率不变。 （2）、惰性气体对于速率的影响 ①恒温恒容时：充入惰性气体→总压增大，但是各分压不变，各物质浓度不变→反应速率不变 ②恒温恒体时：充入惰性气体→体积增大→各反应物浓度减小→反应速率减慢 二、化学平衡 （一）定义： 化学平衡状态：一定条件下，当一个可逆反应进行到正逆反应速率相等时，更组成成分浓度不再改变，达到表面上静止的一种“平衡”，这就是这个反应所能达到的限度即化学平衡状态。 2、化学平衡的特征 逆（研究前提是可逆反应） 等（同一物质的正逆反应速率相等） 动（动态平衡） 定（各物质的浓度与质量分数恒定） 变（条件改变，平衡发生变化） 3、判断平衡的依据 判断可逆反应达到平衡状态的方法和依据 例举反应 mA(g)+nB(g) C(g)+qD(g) 混合物体系中 各成分的含量 ①各物质的物质的量或各物质的物质的量的分数一定 平衡 ②各物质的质量或各物质质量分数一定 平衡 ③各气体的体积或体积分数一定 平衡 ④总体积、总压力、总物质的量一定 不一定平衡 正、逆反应 速率的关系 ①在单位时间内消耗了m molA同时生成m molA，即V(正)=V(逆) 平衡 ②在单位时间内消耗了n molB同时消耗了p molC，则V(正)=V(逆) 平衡 ③V(A):V(B):V(C):V(D)=m:n:p:q，V(正)不一定等于V(逆) 不一定平衡 ④在单位时间内生成n molB，同时消耗了q molD，因均指V(逆) 不一定平衡 压强 ①m+n≠p+q时，总压力一定（其他条件一定） 平衡 ②m+n=p+q时，总压力一定（其他条件一定） 不一定平衡 混合气体平均相对分子质量Mr ①Mr一定时，只有当m+n≠p+q时 平衡 ②Mr一定时，但m+n=p+q时 不一定平衡 温度 任何反应都伴随着能量变化，当体系温度一定时（其他不变） 平衡 体系的密度 密度一定 不一定平衡 其他 如体系颜色不再变化等 平衡 （二）影响化学平衡移动的因素 1、浓度对化学平衡移动的影响（1）影响规律：在其他条件不变的情况下，增大反应物的浓度或减少生成物的浓度，都可以使平衡向正方向移动；增大生成物的浓度或减小反应物的浓度，都可以使平衡向逆方向移动 （2）增加固体或纯液体的量，由于浓度不变，所以平衡不移动 （3）在溶液中进行的反应，如果稀释溶液，反应物浓度减小，生成物浓度也减小， V正减小，V逆也减小，但是减小的程度不同，总的结果是化学平衡向反应方程式中化学计量数之和大的方向移动。 2、温度对化学平衡移动的影响 影响规律：在其他条件不变的情况下，温度升高会使化学平衡向着吸热反应方向移动，温度降低会使化学平衡向着放热反应方向移动。 3、压强对化学平衡移动的影响 影响规律：其他条件不变时，增大压强，会使平衡向着体积缩小方向移动；减小压强，会使平衡向着体积增大方向移动。 注意：（1）改变压强不能使无气态物质存在的化学平衡发生移动 （2）气体减压或增压与溶液稀释或浓缩的化学平衡移动规律相似 催化剂对化学平衡的影响：由于使用催化剂对正反应速率和逆反应速率影响的程度是等同的，所以平衡不移动。但是使用催化剂可以影响可逆反应达到平衡所需的_时间_。 勒夏特列原理（平衡移动原理）：如果改变影响平衡的条件之一（如温度，压强，浓度），平衡向着能够减弱这种改变的方向移动。 三、化学平衡常数 （一）定义：在一定温度下，当一个反应达到化学平衡时，生成物浓度幂之积与反应物浓度幂之积的比值是一个常数比值。 符号：K （二）使用化学平衡常数K应注意的问题： 1、表达式中各物质的浓度是变化的浓度，不是起始浓度也不是物质的量。 2、K只与温度（T）关，与反应物或生成物的浓度无关。 3、反应物或生产物中有固体或纯液体存在时，由于其浓度是固定不变的，可以看做是“1”而不代入公式。 4、稀溶液中进行的反应，如有水参加，水的浓度不必写在平衡关系式中。 （三）化学平衡常数K的应用: 1、化学平衡常数值的大小是可逆反应进行程度的标志。K值越大，说明平衡时生成物的浓度越大，它的正向反应进行的程度越大，即该反应进行得越完全，反应物转化率越高。反之，则相反。 2、可以利用K值做标准，判断正在进行的可逆反应是否平衡及不平衡时向何方进行建立平衡。（Q：浓度积） Q〈K:反应向正反应方向进行; Q=K:反应处于平衡状态 ; Q〉K:反应向逆反应方向进行 3、利用K值可判断反应的热效应 若温度升高，K值增大，则正反应为吸热反应 若温度升高，K值减小，则正反应为放热反应 ＊四、等效平衡 1、概念：在一定条件下（定温、定容或定温、定压），只是起始加入情况不同的同一可逆反应达到平衡后，任何相同组分的百分含量均相同，这样的化学平衡互称为等效平衡。 2、分类 （1）定温，定容条件下的等效平衡 第一类：对于反应前后气体分子数改变的可逆反应：必须要保证化学计量数之比与原来相同；同时必须保证平衡式左右两边同一边的物质的量与原来相同。 第二类：对于反应前后气体分子数不变的可逆反应：只要反应物的物质的量的比例与原来相同即可视为二者等效。 （2）定温，定压的等效平衡 只要保证可逆反应化学计量数之比相同即可视为等效平衡。 五、化学反应进行的方向 1、反应熵变与反应方向： （1）熵:物质的一个状态函数，用来描述体系的混乱度，符号为S 单位：J•••mol-1•K-1 (2)体系趋向于有序转变为无序，导致体系的熵增加，这叫做熵增加原理，也是反应方向判断的依据。 （3）同一物质，在气态时熵值最大，液态时次之，固态时最小。即S(g)〉S(l)〉S(s) 2、反应方向判断依据 在温度、压强一定的条件下，化学反应的判读依据为： ΔH-TΔS〈0 反应能自发进行 ΔH-TΔS=0 反应达到平衡状态 ΔH-TΔS〉0 反应不能自发进行 注意：（1）ΔH为负，ΔS为正时，任何温度反应都能自发进行 （2）ΔH为正，ΔS为负时，任何温度反应都不能自发进行 第三章第三章第三章第三章 水溶液中的离子平衡水溶液中的离子平衡水溶液中的离子平衡水溶液中的离子平衡 一、弱电解质的电离 1、定义：电解质：在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物，叫电解质。 非电解质：在水溶液中或熔化状态下都不能导电的化合物。 强电解质：在水溶液里全部电离成离子的电解质。 弱电解质： 在水溶液里只有一部分分子电离成离子的电解质。 2、电解质与非电解质本质区别： 电解质——离子化合物或共价化合物 非电解质——共价化合物 注意：①电解质、非电解质都是化合物 ②SO2、NH3、CO2等属于非电解质 ③强电解质不等于易溶于水的化合物（如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部电离，故BaSO4 为强电解质）——电解质的强弱与导电性、溶解性无关。 3、电离平衡：在一定的条件下，当电解质分子电离成 离子的速率 和离子结合成 时，电离过程物质 单质 化合物 电解质 非电解质： 非金属氧化物，大部分有机物 。如SO3、CO2、C6H12O6、CCl4、CH2=CH2…… 强电解质： 强酸，强碱，大多数盐 。如HCl、NaOH、NaCl、BaSO4 弱电解质： 弱酸，弱碱，极少数盐，水 。如HClO、NH3·H2O、Cu(OH)2、H2O…… 混和物 纯净物 就达到了 平衡状态 ，这叫电离平衡4、影响电离平衡的因素： A、温度：电离一般吸热，升温有利于电离B、浓度：浓度越大，电离程度 越小弱电解质溶液里加入与弱电解质具有相同离子的电解质的电离产生的某种离子反应的物质时，9、电离方程式的书写：用可逆符号 10、电离常数：在一定条件下，弱电解质在达到电离平衡时中未电离的分子浓度的比是一个常数。表示方法：ABA++B- Ki=[ A11、影响因素： a、电离常数的大小主要由物质的本性决定b、电离常数受温度变化影响，不受浓度变化影响C、同一温度下，不同弱酸H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H二、水的电离和溶液的酸碱性 1、水电离平衡：: 水的离子积：KW = c[H+]·c[OH-] 25℃时， [H+]=[OH-] =10-7 mol/L ; KW = [H注意：KW只与温度有关，温度一定，KW不仅适用于纯水，适用于任何溶液2、水电离特点：（1）可逆 （2）吸热3、影响水电离平衡的外界因素： ①酸、碱 ：抑制水的电离 KW〈1*10②温度：促进水的电离（水的电离是 ③易水解的盐：促进水的电离 KW 〉4、溶液的酸碱性和pH： （1）pH=-lgc[H+] （2）pH的测定方法： 酸碱指示剂—— 甲基橙 、 石蕊 变色范围：甲基橙 1~4（橙色） pH试纸 —操作 玻璃棒蘸取未知液体在试纸上 注意：①事先不能用水湿润PH三 、混合液的pH值计算方法公式 1、强酸与强酸的混合：（先求[H+]混：（[H+]1V1+[H+]2V2）/（V1+V2） 2、强碱与强碱的混合：（先求[OH-]混：＝（[OH-]1V1+[OH-]2V2）/（V1+V2） 3、强酸与强碱的混合：（先据H+ + OH体积求[H+]混；OH-有余，则用余下的四、稀释过程溶液pH值的变化规律：1、强酸溶液：稀释10n倍时，pH稀=pH2、弱酸溶液：稀释10n倍时，pH稀〈3、强碱溶液：稀释10n倍时，pH稀=pH4、弱碱溶液：稀释10n倍时，pH稀〉5、不论任何溶液，稀释时pH均是向6、稀释时，弱酸、弱碱和水解的盐溶液的这叫电离平衡。 升温有利于电离。 越小 ；溶液稀释时，电离平衡向着电离的方向移动溶液里加入与弱电解质具有相同离子的电解质，会 减弱 电离。D、其他外加试剂，有利于电离。 弱酸的电离要分布写（第一步为主） 弱电解质在达到电离平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度的乘积。叫做电离平衡常数，（一般用Ka表示酸，Kb表示碱Ki=[ A+][ B-]/[AB] 电离常数的大小主要由物质的本性决定。 不受浓度变化影响，在室温下一般变化不大。 不同弱酸，电离常数越大，其电离程度越大>H2S>HClO ] = [H+]·[OH-] = 1*10-14 ，则KW值一定 适用于任何溶液（酸、碱、盐） 吸热 （3）极弱 1*10-14 吸 热的） 〉 1*10-14 、 酚酞 。 石蕊0~0（紫色） 酚酞2~0（浅红色）玻璃棒蘸取未知液体在试纸上，然后与标准比色卡对比即可 PH试纸；②广泛pH试纸只能读取整数值或范围 ：将两种酸中的H+离子物质的量相加除以总体积：将两种酸中的OH-离子物质的量相加除以总体积 (注意 :不能直接计算[H+]混) + OH- ==H2O计算余下的H+或OH-，①H+有余，则用余下的则用余下的OH-数除以溶液总体积求[OH-]混，再求其它） ： pH原+ n （但始终不能大于或等于7） 〈pH原+n （但始终不能大于或等于7） pH原－n （但始终不能小于或等于7） 〉pH原－n （但始终不能小于或等于7） 均是向7靠近（即向中性靠近）；任何溶液无限稀释后弱碱和水解的盐溶液的pH变化得慢，强酸、强碱变化得快。 电离平衡向着电离的方向移动。C、同离子效应：在其他外加试剂：加入能与弱电解质溶液中电离所生成的各种离子浓度的乘积，跟溶液表示碱。 ） 其电离程度越大，酸性越强。如：） 。 离子物质的量相加除以总体积，再求其它） [H+]混 =离子物质的量相加除以总体积，再求其它） [OH-]混则用余下的H+数除以溶液总 任何溶液无限稀释后pH均接近7 五、强酸（pH1）强碱（pH2）混和计算规律1、若等体积混合 pH1+pH2=14 则溶液显中性pH=7pH1+pH2≥15 则溶液显碱性pH=pHpH1+pH2≤13 则溶液显酸性pH=pH1+32、若混合后显中性 pH1+pH2=14 V酸：V碱=1：1 pH1+pH2≠14 V酸：V碱=1：10〔14-（pH1+pH2六、酸碱中和滴定： 1、中和滴定的原理 实质：H++OH—=H2O 即酸能提供的H2、中和滴定的操作过程： （1）仪②滴定管的刻度，O刻度在 上下端有一部分没有刻度。滴定时，所用溶液不得超过最低刻度中途向滴定管中添加。②滴定管可以读到小数点后（2）药品：标准液；待测液；指示剂（3）准备过程： 准备：检漏、洗涤、润洗、装液、赶气泡准液洗（或待测液洗）→装溶液→排气泡（4）试验过程 3、酸碱中和滴定的误差分析 误差分析：利用n酸c酸V酸=n碱c碱式中：n——酸或碱中氢原子或氢氧根离子数V——酸或碱溶液的体积。当用酸去滴定碱确定碱的浓度时c碱=VnVcn⋅⋅⋅ 上述公式在求算浓度时很方便，而在分析误差时起主要作用的是分子上的标准酸，其数值在理论上是不变的，若稀释了虽实际值变小样也是一个定值，它是用标准的量器量好后注入锥形瓶中的变化的却是标准酸用量的减少，即V酸减小用标准酸来测定碱的浓度时，c碱的误差与之偏低。 同理，用标准碱来滴定未知浓度的酸时亦然七、盐类的水解（只有可溶于水的盐才水解1、盐类水解：在水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的2、水解的实质： 水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的促进水的电离。 3、盐类水解规律： ①有 弱 才水解，无弱不水解，越弱越水解②多元弱酸根，浓度相同时正酸根比酸式酸根水解程度大4、盐类水解的特点：（1）可逆（与中和反应互逆5、影响盐类水解的外界因素： ①温度：温度越 高 水解程度越大 ②浓度：浓度越小，水解程度越 大 ③酸碱：促进或抑制盐的水解（H+促进离子水解） 6、酸式盐溶液的酸碱性： 混和计算规律 pH=7 pH=pH2-3 pH=pH1+3 pH1+pH2）〕 H+和碱能提供的OH-物质的量相等。 上 ，往下刻度标数越来越大，全部容积 大于所用溶液不得超过最低刻度，不得一次滴定使用两滴定管酸滴定管可以读到小数点后 一位 。 指示剂。 赶气泡、调液面。（洗涤：用洗液洗→检漏：滴定管是否漏水排气泡→调液面→记数据V(始) 碱V碱进行分析 酸或碱中氢原子或氢氧根离子数；c——酸或碱的物质的量浓度； 当用酸去滴定碱确定碱的浓度时，则： 而在分析误差时起主要作用的是分子上的V酸的变化，若稀释了虽实际值变小，但体现的却是V酸的增大它是用标准的量器量好后注入锥形瓶中的，当在实际操作中碱液外溅酸减小，则c碱降低了；对于观察中出现的误差亦同样如此碱的误差与V酸的变化成正比，即当V酸的实测值大于理论值时用标准碱来滴定未知浓度的酸时亦然。 只有可溶于水的盐才水解） 在水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H+或OH-结合生成弱电解质的反应水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H+或OH-结合，破坏水的电离越弱越水解；谁 强显谁性，两弱都水解，同强显中性浓度相同时正酸根比酸式酸根水解程度大，碱性更强。 (如:Na2CO3 与中和反应互逆） （2）程度小 （3）吸热 （水解吸热，越热越水解） （越稀越水解） 促进 阴离子 水解而 抑制 阳离子水解；OH大于 它的最大刻度值，因为不得一次滴定使用两滴定管酸（或碱），也不得滴定管是否漏水→用水洗→用标，因为在滴定过程中c酸为酸的增大，导致c酸偏高；V碱同当在实际操作中碱液外溅，其实际值减小，但引起对于观察中出现的误差亦同样如此。综上所述，当酸的实测值大于理论值时，c碱偏高，反结合生成弱电解质的反应。 破坏水的电离，是平衡向右移动，同强显中性。 ＞NaHCO3) OH -促进阳离子水解而抑制阴①只电离不水解：如HSO4- 显 酸 性 ②电离程度＞水解程度，显 酸 性 （如: HSO3- 、H2PO4-） ③水解程度＞电离程度，显 碱 性 （如：HCO3- 、HS- 、HPO42-） 7、双水解反应： （1）构成盐的阴阳离子均能发生水解的反应。双水解反应相互促进，水解程度较大，有的甚至水解完全。使得平衡向右移。 （2）常见的双水解反应完全的为：Fe3+、Al3+与AlO2-、CO32-(HCO3-)、S2-(HS-)、SO32-(HSO3-)；S2-与NH4+；CO32-(HCO3-)与NH4+其特点是相互水解成沉淀或气体。双水解完全的离子方程式配平依据是两边电荷平衡，如：2Al3+ + 3S2- + 6H2O == 2Al(OH)3↓+ 3H2S↑ 8、盐类水解的应用： 水解的应用 实例 原理 1、净水 明矾净水 Al3++3H2O Al(OH)3(胶体)+3H+ 2、去油污 用热碱水冼油污物品 CO32-+H2O HCO3-+OH- 3、药品的保存 ①配制FeCl3溶液时常加入少量盐酸 Fe3++3H2O Fe(OH)3+3H+ ②配制Na2CO3溶液时常加入少量NaOH CO32-+H2O HCO3-+OH- 4、制备无水盐 由MgCl2·6H2O制无水MgCl2 在HCl气流中加热 若不然，则： MgCl2·6H2O Mg(OH)2+2HCl+4H2O Mg(OH)2 MgO+H2O 5、泡沫灭火器 用Al2(SO4)3与NaHCO3溶液混合 Al3++3HCO3-=Al(OH)3↓+3CO2↑ 6、比较盐溶液中离子浓度的大小 比较NH4Cl溶液中离子浓度的大小 NH4++H2O NH3·H2O+H+ c(Cl-)>c(NH4+)>c(H+)>c(OH)- 9、水解平衡常数 （Kh） 对于强碱弱酸盐：Kh =Kw/Ka(Kw为该温度下水的离子积，Ka为该条件下该弱酸根形成的弱酸的电离平衡常数) 对于强酸弱碱盐：Kh =Kw/Kb（Kw为该温度下水的离子积，Kb为该条件下该弱碱根形成的弱碱的电离平衡常数） 电离、水解方程式的书写原则 1、多元弱酸（多元弱酸盐）的电离（水解）的书写原则：分步书写 注意：不管是水解还是电离，都决定于第一步，第二步一般相当微弱。 2、多元弱碱（多元弱碱盐）的电离（水解）书写原则：一步书写 八、溶液中微粒浓度的大小比较 ☆☆基本原则：抓住溶液中微粒浓度必须满足的三种守恒关系： ①电荷守恒：:任何溶液均显电 中 性，各阳离子浓度与其所带电荷数的乘积之和＝各阴离子浓度与其所带电荷数的乘积之和 ②物料守恒: （即原子个数守恒或质量守恒） 某原子的总量(或总浓度)＝其以各种形式存在的所有微粒的量(或浓度)之和 ③质子守恒：即水电离出的H+浓度与OH-浓度相等。 九、难溶电解质的溶解平衡 △ △ △ 1、难溶电解质的溶解平衡的一些常见知识 （1）溶解度 小于 01g的电解质称难溶电解质（2）反应后离子浓度降至1*10-5以下的反应为完全反应反应，用“=”，常见的难溶物在水中的离子浓度均远低于 （3）难溶并非不溶，任何难溶物在水中均存在溶解平衡 （4）掌握三种微溶物质：CaSO4、 （5）溶解平衡常为吸热，但Ca(OH) （6）溶解平衡存在的前提是：必须存在沉淀2、溶解平衡方程式的书写 注意在沉淀后用(s)标明状态，并用3、沉淀生成的三种主要方式 （1）加沉淀剂法：Ksp越小（即沉淀越难溶 （2）调pH值除某些易水解的金属阳离子 （3）氧化还原沉淀法： （4）同离子效应法 4、沉淀的溶解： 沉淀的溶解就是使溶解平衡正向移动5、沉淀的转化： 溶解度大的生成溶解度小的，溶解度小的生成溶解度 如：AgNO3 AgCl(白色沉淀) AgBr6、溶度积（KSP） 1、定义：在一定条件下，难溶电解质电解质溶解成离子的速率等于离子重新结合成沉淀的速率的浓度保持不变的状态。 2、表达式：AmBn(s) mAn+(aq)+nB KSP= [c(An+)]m •[c(Bm-)]n 3、影响因素： 外因：①浓度：加水，平衡向溶解方向移动②温度：升温，多数平衡向溶解方向移动4、溶度积规则 QC（离子积）〉KSP 有沉淀析出 QC= KSP 平衡状态 QC〈KSP 饱和，继续溶解 原电池： 1、概念：化学能转化为电能的装置叫做原电池 2、组成条件：①两个活泼性不同的电极 3、电子流向：外电路： 负 极—— 内电路：盐桥中 阴 4、电极反应：以锌铜原电池为例：负极： 氧化反应： Zn－2e＝正极： 还原反应： 2H＋＋总反应式： Zn+2H+=Zn2++H2↑ 5、正、负极的判断： （1）从电极材料：一般较活泼金属为负极难溶电解质的溶解平衡的一些常见知识 的电解质称难溶电解质。 以下的反应为完全反应。如酸碱中和时[H+]降至10-7mol/L<10常见的难溶物在水中的离子浓度均远低于10-5mol/L，故均用“=”。 任何难溶物在水中均存在溶解平衡。 、Ca(OH)2、Ag2SO4 Ca(OH)2为放热，升温其溶解度减少。 必须存在沉淀，否则不存在平衡。 并用“ ”。如：Ag2S(s) 2Ag+(aq）+ S2-(aq) 即沉淀越难溶），沉淀越完全；沉淀剂过量能使沉淀更完全值除某些易水解的金属阳离子：如加MgO除去MgCl2溶液中FeCl3。 沉淀的溶解就是使溶解平衡正向移动。常采用的方法有：①酸碱；②氧化还原；③溶解度小的生成溶解度 更小 的。 ) AgBr（淡黄色） AgI （黄色） Ag2S（电解质电解质溶解成离子的速率等于离子重新结合成沉淀的速率(aq)+nBm-(aq) 平衡向溶解方向移动。 多数平衡向溶解方向移动。 第四章第四章第四章第四章 电化学基础电化学基础电化学基础电化学基础 第一节第一节第一节第一节 原电池原电池原电池原电池 化学能转化为电能的装置叫做原电池。 两个活泼性不同的电极② 电解质溶液③ 电极用导线相连并插入电解液构成闭合回路——导线—— 正 极 离子移向负极的电解质溶液，盐桥中 阳 离子移向正极的电解质溶液： ＝Zn2＋ （较活泼金属） ＋2e＝H2↑ （较不活泼金属） 一般较活泼金属为负极；或金属为负极，非金属为正极。 mol/L<10-5mol/L，故为完全 沉淀剂过量能使沉淀更完全。 ③ 沉淀转化 。 （黑色） 电解质电解质溶解成离子的速率等于离子重新结合成沉淀的速率，溶液中各离子电极用导线相连并插入电解液构成闭合回路 离子移向正极的电解质溶液。

化学反应原理论文高中选修二

你把题目打出来啊，难道要我又去把书找出来？

选修模块的《化学反应原理》是为对化学反应原理有较高要求的学生所设计的，在内容深度上仍保持高中阶段应有的要求及与基础模块的衔接，注重学科知识的认知过程和要求，在叙述与推演上更重视事物间的科学内涵与发展的逻辑关系。认真阅读《化学反应原理》模块内容，发现它与以往教材相比最鲜明特点是：从过去的定性描述走向定量分析。这样引导学生学习现代化学的最基础最核心的化学知识和掌握最基本的科学研究方法，在内容本质上提高学生学习的化学知识“含金量”，促进学生专业品质和科学素养的更进一步提升。《2007年秋季化学新课程远程研修课程简报（第2期）》对这方面有很多讨论，可以参照一下！

第1章、化学反应与能量转化　　化学反应的实质是反应物化学键的断裂和生成物化学键的形成，化学反应过程中伴随着能量的释放或吸收。　　一、化学反应的热效应　　1、化学反应的反应热　　(1)反应热的概念：　　当化学反应在一定的温度下进行时，反应所释放或吸收的热量称为该反应在此温度下的热效应，简称反应热。用符号Q表示。　　(2)反应热与吸热反应、放热反应的关系。　　Q＞0时，反应为吸热反应；Q＜0时，反应为放热反应。　　(3)反应热的测定　　测定反应热的仪器为量热计，可测出反应前后溶液温度的变化，根据体系的热容可计算出反应热，计算公式如下：　　Q＝－C(T2－T1)　　式中C表示体系的热容，T1、T2分别表示反应前和反应后体系的温度。实验室经常测定中和反应的反应热。　　2、化学反应的焓变　　(1)反应焓变　　物质所具有的能量是物质固有的性质，可以用称为“焓”的物理量来描述，符号为H，单位为kJ·mol-1。　　反应产物的总焓与反应物的总焓之差称为反应焓变，用ΔH表示。　　(2)反应焓变ΔH与反应热Q的关系。　　对于等压条件下进行的化学反应，若反应中物质的能量变化全部转化为热能，则该反应的反应热等于反应焓变，其数学表达式为：Qp＝ΔH＝H(反应产物)－H(反应物)。　　(3)反应焓变与吸热反应，放热反应的关系：　　ΔH＞0，反应吸收能量，为吸热反应。　　ΔH＜0，反应释放能量，为放热反应。　　(4)反应焓变与热化学方程式：　　把一个化学反应中物质的变化和反应焓变同时表示出来的化学方程式称为热化学方程式，如：H2(g)＋O2(g)＝H2O(l)；ΔH(298K)＝－8kJ·mol－1　　书写热化学方程式应注意以下几点：　　①化学式后面要注明物质的聚集状态：固态(s)、液态(l)、气态(g)、溶液(aq)。　　②化学方程式后面写上反应焓变ΔH，ΔH的单位是J·mol－1或 kJ·mol－1，且ΔH后注明反应温度。　　③热化学方程式中物质的系数加倍，ΔH的数值也相应加倍。　　3、反应焓变的计算　　(1)盖斯定律　　对于一个化学反应，无论是一步完成，还是分几步完成，其反应焓变一样，这一规律称为盖斯定律。　　(2)利用盖斯定律进行反应焓变的计算。　　常见题型是给出几个热化学方程式，合并出题目所求的热化学方程式，根据盖斯定律可知，该方程式的ΔH为上述各热化学方程式的ΔH的代数和。　　(3)根据标准摩尔生成焓，ΔfHmθ计算反应焓变ΔH。　　对任意反应：aA＋bB＝cC＋dD　　ΔH＝［cΔfHmθ(C)＋dΔfHmθ(D)］－［aΔfHmθ(A)＋bΔfHmθ(B)］　　二、电能转化为化学能——电解　　1、电解的原理　　(1)电解的概念：　　在直流电作用下，电解质在两上电极上分别发生氧化反应和还原反应的过程叫做电解。电能转化为化学能的装置叫做电解池。　　(2)电极反应：以电解熔融的NaCl为例：　　阳极：与电源正极相连的电极称为阳极，阳极发生氧化反应：2Cl－→Cl2↑＋2e－。　　阴极：与电源负极相连的电极称为阴极，阴极发生还原反应：Na＋＋e－→Na。　　总方程式：2NaCl(熔)2Na＋Cl2↑　　　　2、电解原理的应用　　(1)电解食盐水制备烧碱、氯气和氢气。　　阳极：2Cl－→Cl2＋2e－　　阴极：2H＋＋e－→H2↑　　总反应：2NaCl＋2H2O2NaOH＋H2↑＋Cl2↑　　(2)铜的电解精炼。　　粗铜(含Zn、Ni、Fe、Ag、Au、Pt)为阳极，精铜为阴极，CuSO4溶液为电解质溶液。　　阳极反应：Cu→Cu2＋＋2e－，还发生几个副反应　　Zn→Zn2＋＋2e－；Ni→Ni2＋＋2e－　　Fe→Fe2＋＋2e－　　Au、Ag、Pt等不反应，沉积在电解池底部形成阳极泥。　　阴极反应：Cu2＋＋2e－→Cu　　(3)电镀：以铁表面镀铜为例　　待镀金属Fe为阴极，镀层金属Cu为阳极，CuSO4溶液为电解质溶液。　　阳极反应：Cu→Cu2＋＋2e－　　阴极反应： Cu2＋＋2e－→Cu　　三、化学能转化为电能——电池　　1、原电池的工作原理　　(1)原电池的概念：　　把化学能转变为电能的装置称为原电池。　　(2)Cu－Zn原电池的工作原理：　　　 　如图为Cu－Zn原电池，其中Zn为负极，Cu为正极，构成闭合回路后的现象是：Zn片逐渐溶解，Cu片上有气泡产生，电流计指针发生偏转。该原电池反应原理为：Zn失电子，负极反应为：Zn→Zn2＋＋2e－；Cu得电子，正极反应为：2H＋＋2e－→H2。电子定向移动形成电流。总反应为：Zn＋CuSO4＝ZnSO4＋Cu。　　(3)原电池的电能　　若两种金属做电极，活泼金属为负极，不活泼金属为正极；若一种金属和一种非金属做电极，金属为负极，非金属为正极。　　2、化学电源　　(1)锌锰干电池　　负极反应：Zn→Zn2＋＋2e－；　　正极反应：2NH4＋＋2e－→2NH3＋H2；　　(2)铅蓄电池　　负极反应：Pb＋SO42－PbSO4＋2e－　　正极反应：PbO2＋4H＋＋SO42－＋2e－PbSO4＋2H2O　　放电时总反应：Pb＋PbO2＋2H2SO4＝2PbSO4＋2H2O。　　充电时总反应：2PbSO4＋2H2O＝Pb＋PbO2＋2H2SO4。　　(3)氢氧燃料电池　　负极反应：2H2＋4OH－→4H2O＋4e－　　正极反应：O2＋2H2O＋4e－→4OH－　　电池总反应：2H2＋O2＝2H2O　　3、金属的腐蚀与防护　　(1)金属腐蚀　　金属表面与周围物质发生化学反应或因电化学作用而遭到破坏的过程称为金属腐蚀。　　(2)金属腐蚀的电化学原理。　　生铁中含有碳，遇有雨水可形成原电池，铁为负极，电极反应为：Fe→Fe2＋＋2e－。水膜中溶解的氧气被还原，正极反应为：O2＋2H2O＋4e－→4OH－，该腐蚀为“吸氧腐蚀”，总反应为：2Fe＋O2＋2H2O＝2Fe(OH)2，Fe(OH)2又立即被氧化：4Fe(OH)2＋2H2O＋O2＝4Fe(OH)3，Fe(OH)3分解转化为铁锈。若水膜在酸度较高的环境下，正极反应为：2H+＋2e－→H2↑，该腐蚀称为“析氢腐蚀”。　　(3)金属的防护　　金属处于干燥的环境下，或在金属表面刷油漆、陶瓷、沥青、塑料及电镀一层耐腐蚀性强的金属防护层，破坏原电池形成的条件。从而达到对金属的防护；也可以利用原电池原理，采用牺牲阳极保护法。也可以利用电解原理，采用外加电流阴极保护法。　　第2章、化学反应的方向、限度与速率(1、2节)　　原电池的反应都是自发进行的反应，电解池的反应很多不是自发进行的，如何判定反应是否自发进行呢？　　一、化学反应的方向　　1、反应焓变与反应方向　　放热反应多数能自发进行，即ΔH＜0的反应大多能自发进行。有些吸热反应也能自发进行。如NH4HCO3与CH3COOH的反应。有些吸热反应室温下不能进行，但在较高温度下能自发进行，如CaCO3高温下分解生成CaO、CO2。　　2、反应熵变与反应方向　　熵是描述体系混乱度的概念，熵值越大，体系混乱度越大。反应的熵变ΔS为反应产物总熵与反应物总熵之差。产生气体的反应为熵增加反应，熵增加有利于反应的自发进行。　　3、焓变与熵变对反应方向的共同影响　　ΔH－TΔS＜0反应能自发进行。　　ΔH－TΔS＝0反应达到平衡状态。　　ΔH－TΔS＞0反应不能自发进行。　　在温度、压强一定的条件下，自发反应总是向ΔH－TΔS＜0的方向进行，直至平衡状态。　　二、化学反应的限度　　1、化学平衡常数　　(1)对达到平衡的可逆反应，生成物浓度的系数次方的乘积与反应物浓度的系数次方的乘积之比为一常数，该常数称为化学平衡常数，用符号K表示 。　　(2)平衡常数K的大小反映了化学反应可能进行的程度(即反应限度)，平衡常数越大，说明反应可以进行得越完全。　　(3)平衡常数表达式与化学方程式的书写方式有关。对于给定的可逆反应，正逆反应的平衡常数互为倒数。　　(4)借助平衡常数，可以判断反应是否到平衡状态：当反应的浓度商Qc与平衡常数Kc相等时，说明反应达到平衡状态。　　2、反应的平衡转化率　　(1)平衡转化率是用转化的反应物的浓度与该反应物初始浓度的比值来表示。如反应物A的平衡转化率的表达式为：　　α（A）＝　　(2)平衡正向移动不一定使反应物的平衡转化率提高。提高一种反应物的浓度，可使另一反应物的平衡转化率提高。　　(3)平衡常数与反应物的平衡转化率之间可以相互计算。　　3、反应条件对化学平衡的影响　　(1)温度的影响　　升高温度使化学平衡向吸热方向移动；降低温度使化学平衡向放热方向移动。温度对化学平衡的影响是通过改变平衡常数实现的。　　(2)浓度的影响　　增大生成物浓度或减小反应物浓度，平衡向逆反应方向移动；增大反应物浓度或减小生成物浓度，平衡向正反应方向移动。　　温度一定时，改变浓度能引起平衡移动，但平衡常数不变。化工生产中，常通过增加某一价廉易得的反应物浓度，来提高另一昂贵的反应物的转化率。　　(3)压强的影响　　ΔVg＝0的反应，改变压强，化学平衡状态不变。　　ΔVg≠0的反应，增大压强，化学平衡向气态物质体积减小的方向移动。　　(4)勒夏特列原理　　由温度、浓度、压强对平衡移动的影响可得出勒夏特列原理：如果改变影响平衡的一个条件(浓度、压强、温度等)平衡向能够减弱这种改变的方向移动。　　【例题分析】　　　　例1、已知下列热化学方程式：　　(1)Fe2O3(s)＋3CO(g)＝2Fe(s)＋3CO2(g) 　　　ΔH＝－25kJ/mol　　(2)3Fe2O3(s)＋CO(g)＝2Fe3O4(s)＋CO2(g) 　　ΔH＝－47kJ/mol　　(3)Fe3O4(s)＋CO(g)＝3FeO(s)＋CO2(g) 　　　　ΔH＝＋19kJ/mol　　写出FeO(s)被CO还原成Fe和CO2的热化学方程式 。　　解析：依据盖斯定律：化学反应不管是一步完成还是分几步完成，其反应热是相同的。我们可从题目中所给的有关方程式进行分析：从方程式(3)与方程式(1)可以看出有我们需要的有关物质，但方程式(3)必须通过方程式(2)有关物质才能和方程式(1)结合在一起。　　将方程式(3)×2＋方程式(2)；可表示为(3)×2＋(2)　　得：2Fe3O4(s)＋2CO(g)＋3Fe2O3(s)＋CO(g)＝6FeO(s)＋2CO2(g)＋2Fe3O4(s)＋CO2(g)；ΔH＝＋19kJ/mol×2＋(－47kJ/mol)　　整理得方程式(4)：Fe2O3(s)＋CO(g)＝2FeO(s)＋CO2(g)；ΔH＝－3kJ/mol　　将(1)－(4)得2CO(g)＝2Fe(s)＋3CO2(g)－2FeO(s)－CO2(g)；ΔH＝－25kJ/mol－(－3kJ/mol)　　整理得：FeO(s)＋CO(s)＝Fe(s)＋CO2(g)；ΔH＝－11kJ/mol　　答案：FeO(s)＋CO(s)＝Fe(s)＋CO2(g)；ΔH＝－11kJ/mol　　例2、熔融盐燃料电池具有高的发电效率，因而得到重视，可用Li2CO3和Na2CO3的熔融盐混合物作用电解质，CO为阳极燃气，空气与CO2的混合气体为阴极助燃气，制得在650℃下工作的燃料电池，完成有关的电池反应式：　　阳极反应式：2CO＋2CO32－→4CO2＋4e－　　阴极反应式：　　　　　　　　　　　　　；　　总电池反应式：　　　　　　　　　　　　　　　。　　解析： 作为燃料电池，总的效果就是把燃料进行燃烧。本题中CO为还原剂，空气中O2为氧化剂，电池总反应式为：2CO＋O2＝2CO2。用总反应式减去电池负极（即题目指的阳极）反应式，就可得到电池正极（即题目指的阴极）反应式：O2＋2CO2＋4e－＝2CO32－ 。　　答案：O2＋2CO2＋4e－＝2CO32－；2CO＋O2＝2CO2　　例3、下列有关反应的方向说法中正确的是(　　 )　　A、放热的自发过程都是熵值减小的过程。　　B、吸热的自发过程常常是熵值增加的过程。　　C、水自发地从高处流向低处，是趋向能量最低状态的倾向。　　D、只根据焓变来判断化学反应的方向是可以的。　　解析：放热的自发过程可能使熵值减小、增加或无明显变化，故A错误。只根据焓变来判断反应进行的方向是片面的，要用能量判据、熵判据组成的复合判据来判断，D错误。水自发地从高处流向低处，是趋向能量最低状态的倾向是正确的。有些吸热反应也可以自发进行。如在25℃和01×105Pa时，2N2O5(g)＝4NO2(g)＋O2(g)；ΔH＝7kJ/mol，(NH4)2CO3(s)＝NH4HCO3(s)＋NH3(g)；ΔH＝9kJ/mol，上述两个反应都是吸热反应，又都是熵增的反应，所以B也正确。　　 答案：BC。　 化学反应原理复习（二）　　 　　　　　　　　　　　　【知识讲解】　　第2章、第3、4节　　　　一、化学反应的速率　　1、化学反应是怎样进行的　　(1)基元反应：能够一步完成的反应称为基元反应，大多数化学反应都是分几步完成的。　　(2)反应历程：平时写的化学方程式是由几个基元反应组成的总反应。总反应中用基元反应构成的反应序列称为反应历程，又称反应机理。　　(3)不同反应的反应历程不同。同一反应在不同条件下的反应历程也可能不同，反应历程的差别又造成了反应速率的不同。　　2、化学反应速率　　(1)概念：　　单位时间内反应物的减小量或生成物的增加量可以表示反应的快慢，即反应的速率，用符号v表示。　　(2)表达式：　　　　(3)特点　　对某一具体反应，用不同物质表示化学反应速率时所得的数值可能不同，但各物质表示的化学反应速率之比等于化学方程式中各物质的系数之比。　　3、浓度对反应速率的影响　　(1)反应速率常数(K)　　反应速率常数(K)表示单位浓度下的化学反应速率，通常，反应速率常数越大，反应进行得越快。反应速率常数与浓度无关，受温度、催化剂、固体表面性质等因素的影响。　　(2)浓度对反应速率的影响　　增大反应物浓度，正反应速率增大，减小反应物浓度，正反应速率减小。　　增大生成物浓度，逆反应速率增大，减小生成物浓度，逆反应速率减小。　　(3)压强对反应速率的影响　　压强只影响气体，对只涉及固体、液体的反应，压强的改变对反应速率几乎无影响。　　压强对反应速率的影响，实际上是浓度对反应速率的影响，因为压强的改变是通过改变容器容积引起的。压缩容器容积，气体压强增大，气体物质的浓度都增大，正、逆反应速率都增加；增大容器容积，气体压强减小；气体物质的浓度都减小，正、逆反应速率都减小。　　4、温度对化学反应速率的影响　　(1)经验公式　　阿伦尼乌斯总结出了反应速率常数与温度之间关系的经验公式：　　　　式中A为比例系数，e为自然对数的底，R为摩尔气体常数量，Ea为活化能。　　由公式知，当Ea＞0时，升高温度，反应速率常数增大，化学反应速率也随之增大。可知，温度对化学反应速率的影响与活化能有关。　　(2)活化能Ea。　　活化能Ea是活化分子的平均能量与反应物分子平均能量之差。不同反应的活化能不同，有的相差很大。活化能 Ea值越大，改变温度对反应速率的影响越大。　　5、催化剂对化学反应速率的影响　　(1)催化剂对化学反应速率影响的规律：　　催化剂大多能加快反应速率，原因是催化剂能通过参加反应，改变反应历程，降低反应的活化能来有效提高反应速率。　　(2)催化剂的特点：　　催化剂能加快反应速率而在反应前后本身的质量和化学性质不变。　　催化剂具有选择性。　　催化剂不能改变化学反应的平衡常数，不引起化学平衡的移动，不能改变平衡转化率。　　二、化学反应条件的优化——工业合成氨　　1、合成氨反应的限度　　合成氨反应是一个放热反应，同时也是气体物质的量减小的熵减反应，故降低温度、增大压强将有利于化学平衡向生成氨的方向移动。　　2、合成氨反应的速率　　(1)高压既有利于平衡向生成氨的方向移动，又使反应速率加快，但高压对设备的要求也高，故压强不能特别大。　　(2)反应过程中将氨从混合气中分离出去，能保持较高的反应速率。　　(3)温度越高，反应速率进行得越快，但温度过高，平衡向氨分解的方向移动，不利于氨的合成。　　(4)加入催化剂能大幅度加快反应速率。　　3、合成氨的适宜条件　　在合成氨生产中，达到高转化率与高反应速率所需要的条件有时是矛盾的，故应该寻找以较高反应速率并获得适当平衡转化率的反应条件：一般用铁做催化剂 ，控制反应温度在700K左右，压强范围大致在1×107Pa～1×108Pa 之间，并采用N2与H2分压为1∶8的投料比。　　第3章、物质在水溶液中的行为　　一、水溶液　　1、水的电离　　H2OH＋＋OH－　　水的离子积常数KW＝［H＋］［OH－］，25℃时，KW＝0×10－14mol2·L－2。温度升高，有利于水的电离， KW增大。　　2、溶液的酸碱度 　　室温下，中性溶液：［H＋］＝［OH－］＝0×10－7mol·L－1，pH＝7　　酸性溶液：［H＋］＞［OH－］，［ H＋］＞0×10－7mol·L－1，pH＜7　　碱性溶液：［H＋］＜［OH－］，［OH－］＞0×10－7mol·L－1，pH＞7　　3、电解质在水溶液中的存在形态　　(1)强电解质　　强电解质是在稀的水溶液中完全电离的电解质，强电解质在溶液中以离子形式存在，主要包括强酸、强碱和绝大多数盐，书写电离方程式时用“＝”表示。　　(2)弱电解质　　在水溶液中部分电离的电解质，在水溶液中主要以分子形态存在，少部分以离子形态存在，存在电离平衡，主要包括弱酸、弱碱、水及极少数盐，书写电离方程式时用“ ”表示。　　二、弱电解质的电离及盐类水解　　1、弱电解质的电离平衡。　　(1)电离平衡常数　　在一定条件下达到电离平衡时，弱电解质电离形成的各种离子浓度的乘积与溶液中未电离的分子浓度之比为一常数，叫电离平衡常数。　　弱酸的电离平衡常数越大，达到电离平衡时，电离出的H＋越多。多元弱酸分步电离，且每步电离都有各自的电离平衡常数，以第一步电离为主。　　(2)影响电离平衡的因素，以CH3COOHCH3COO－＋H＋为例。　　加水、加冰醋酸，加碱、升温，使CH3COOH的电离平衡正向移动，加入CH3COONa固体，加入浓盐酸，降温使CH3COOH电离平衡逆向移动。　　2、盐类水解　　(1)水解实质　　盐溶于水后电离出的离子与水电离的H＋或OH－结合生成弱酸或弱碱，从而打破水的电离平衡，使水继续电离，称为盐类水解。　　(2)水解类型及规律　　①强酸弱碱盐水解显酸性。　　NH4Cl＋H2ONH3·H2O＋HCl　　②强碱弱酸盐水解显碱性。　　CH3COONa＋H2OCH3COOH＋NaOH　　③强酸强碱盐不水解。　　④弱酸弱碱盐双水解。　　Al2S3＋6H2O＝2Al(OH)3↓＋3H2S↑　　(3)水解平衡的移动　　加热、加水可以促进盐的水解，加入酸或碱能抑止盐的水解，另外，弱酸根阴离子与弱碱阳离子相混合时相互促进水解。　　三、沉淀溶解平衡　　1、沉淀溶解平衡与溶度积　　(1)概念　　当固体溶于水时，固体溶于水的速率和离子结合为固体的速率相等时，固体的溶解与沉淀的生成达到平衡状态，称为沉淀溶解平衡。其平衡常数叫做溶度积常数，简称溶度积，用Ksp表示。　　PbI2(s)Pb2+(aq)＋2I－(aq)　　Ksp＝［Pb2＋］［I－］2＝1×10－9mol3·L－3　　(2)溶度积Ksp的特点　　Ksp只与难溶电解质的性质和温度有关，与沉淀的量无关，且溶液中离子浓度的变化能引起平衡移动，但并不改变溶度积。　　Ksp反映了难溶电解质在水中的溶解能力。　　2、沉淀溶解平衡的应用　　(1)沉淀的溶解与生成　　根据浓度商Qc与溶度积Ksp的大小比较，规则如下：　　Qc＝Ksp时，处于沉淀溶解平衡状态。　　Qc＞Ksp时，溶液中的离子结合为沉淀至平衡。　　Qc＜Ksp时，体系中若有足量固体，固体溶解至平衡。　　(2)沉淀的转化　　根据溶度积的大小，可以将溶度积大的沉淀可转化为溶度积更小的沉淀，这叫做沉淀的转化。沉淀转化实质为沉淀溶解平衡的移动。　　四、离子反应　　1、离子反应发生的条件　　(1)生成沉淀　　既有溶液中的离子直接结合为沉淀，又有沉淀的转化。　　(2)生成弱电解质　　主要是H＋与弱酸根生成弱酸，或OH－与弱碱阳离子生成弱碱，或H＋与OH－生成H2O。　　(3)生成气体　 　生成弱酸时，很多弱酸能分解生成气体。　　(4)发生氧化还原反应　　强氧化性的离子与强还原性离子易发生氧化还原反应，且大多在酸性条件下发生。　　2、离子反应能否进行的理论判据　　(1)根据焓变与熵变判据　　对ΔH－TΔS＜0的离子反应，室温下都能自发进行。　　(2)根据平衡常数判据　　离子反应的平衡常数很大时，表明反应的趋势很大。　　3、离子反应的应用　　(1)判断溶液中离子能否大量共存　　相互间能发生反应的离子不能大量共存，注意题目中的隐含条件。　　(2)用于物质的定性检验　　根据离子的特性反应，主要是沉淀的颜色或气体的生成，定性检验特征性离子。　　(3)用于离子的定量计算　　常见的有酸碱中和滴定法、氧化还原滴定法。　　(4)生活中常见的离子反应。　　硬水的形成及软化涉及到的离子反应较多，主要有：　　Ca2＋、Mg2＋的形成。　　CaCO3＋CO2＋H2O＝Ca2＋＋2HCO3－　　 MgCO3＋CO2＋H2O＝Mg2＋＋2HCO3－　 　加热煮沸法降低水的硬度：　　Ca2＋＋2HCO3－CaCO3↓＋CO2↑＋H2O　　Mg2＋＋2HCO3－MgCO3↓＋CO2↑＋H2O　　或加入Na2CO3软化硬水：　　Ca2＋＋CO32－＝CaCO3↓，Mg2＋＋CO32－＝MgCO3↓

《化学反应原理》知识点总结第一章：化学反应与能量变化1、反应热与焓变：△H=H(产物)-H(反应物)2、反应热与物质能量的关系 3、反应热与键能的关系 △H=反应物的键能总和-生成物的键能总和4、常见的吸热、放热反应⑴常见的放热反应：①活泼金属与水或酸的反应 ②酸碱中和反应 ③燃烧反应 ④多数的化合反应 ⑤铝热反应 ⑵常见的吸热反应①多数的分解反应 ② 2NH4Cl(s)+Ba(OH)2�6�18H2O(s)=BaCl2+2NH3+10H2O③ C(s)+ H2O(g) CO+H2 ④CO2+ C 2 CO5、反应条件与吸热、放热的关系： 反应是吸热还是放热与反应的条件没有必然的联系，而取决与反应物和产物具有的总能量（或焓）的相对大小。6、书写热化学方程式除了遵循书写化学方程式的要求外，还应注意以下几点：①放热反应△H为“-”，吸热反应△H为“+”，△H的单位为kJ/mol②反应热△H与测定条件（温度、压强等）有关，因此应注意△H的测定条件；绝大多数化学反应的△H是在298K、101Pa下测定的，可不注明温度和压强。③热化学方程式中各物质化学式前面的系数仅表示该物质的物质的量，并不表示物质的分子或原子数，因此化学计量数可以是分数或小数。必须注明物质的聚集状态，热化学方程式是表示反应已完成的数量，所以方程式中化学式前面的计量数必须与△H相对应；当反应逆向进行时，反应热数值相等，符号相反。7、利用盖斯定律进行简单的计算 8、电极反应的书写： 活性电极：电极本身失电子 ⑴电解：阳极：（与电源的正极相连）发生氧化反应 惰性电极：溶液中阴离子失电子（放电顺序：I->Br->Cl->OH-） 阴极:（与电源的负极相连）发生还原反应，溶液中的阳离子得电子 （放电顺序：Ag+>Cu2+>H+）注意问题：①书写电极反应式时，要用实际放电的离子来表示②电解反应的总方程式要注明“通电”③若电极反应中的离子来自与水或其他弱电解质的电离，则总反应离子方程式中要用化学式表示 ⑵原电池：负极：负极本身失电子，Ｍ→Ｍn+ +ｎｅ- ① 溶液中阳离子得电子 Ｎm++mｅ-→Ｎ 正极： 2H++2e-→H2↑ ②负极与电解质溶液不能直接反应：O2+4e-+2H2O→4OH- （即发生吸氧腐蚀）书写电极反应时要注意电极产物与电解质溶液中的离子是否反应，若反应，则在电极反应中应写最终产物。9、电解原理的应用：⑴氯碱工业：阳极(石墨):2Cl-→Cl2+2e-( Cl2的检验：将湿润的淀粉碘化钾试纸靠近出气口，试纸变蓝，证明生成了Cl2)。 阴极：2H++2e-→H2↑（阴极产物为H2、NaOH。现象（滴入酚酞）：有气泡逸出，溶液变红）。⑵铜的电解精炼：电极材料：粗铜做阳极，纯铜做阴极。电解质溶液：硫酸酸化的硫酸铜溶液⑶电镀：电极材料：镀层金属做阳极（也可用惰性电极做阳极），镀件做阴极。电解质溶液是用含有镀层金属阳离子的盐溶液。10、化学电源 ⑴燃料电池：先写出电池总反应（类似于可燃物的燃烧）；再写正极反应（氧化剂得电子，一般是O2+4e-+2H2O→4OH-（中性、碱性溶液）O2+4e-+4H+→2H2O (酸性水溶液)。 负极反应=电池反应-正极反应（必须电子转移相等）⑵充放电电池：放电时相当于原电池，充电时相当于电解池（原电池的负极与电源的负极相连，做阴极，原电池的正极与电源的正极相连，做阳极），11、计算时遵循电子守恒，常用关系式：2 H2~ O2~2Cl2~2Cu~4Ag~4OH-~4 H+~4e-12、金属腐蚀：电解阳极引起的腐蚀>原电池负极引起的腐蚀>化学腐蚀>原电池正极>电解阴极 钢铁在空气中主要发生吸氧腐蚀。负极：2Fe→ 2Fe 2++4e- 正极：O2+4e-+2H2O→4OH- 总反应：2Fe + O2+2H2O＝2Fe(OH)2第二章：化学反应的方向、限度和速度1、反应方向的判断依据：△H-T△S<0，反应能自发进行；△H-T△S=0，反应达到平衡状态△H-T△S>0反应不能自发。该判据指出的是一定条件下，自发反应发生的可能性，不能说明实际能否发生反应（计算时注意单位的换算）课本P40T3 2、化学平衡常数：①平衡常数的大小反映了化学反应可能进行的程度，平衡常数越大，说明反应进行的越完全。②纯固体或纯溶剂参加的反应，它们不列入平衡常数的表达式③平衡常数的表达式与化学方程式的书写方式有关，单位与方程式的书写形式一一对应。对于给定的化学反应，正逆反应的平衡常数互为倒数 ④化学平衡常数受温度影响，与浓度无关。温度对化学平衡的影响是通过影响平衡常数实现的。温度升高，化学平衡常数增大还是减小与反应吸放热有关。 3、平衡状态的标志：①同一物质的v正=v逆 ②各组分的物质的量、质量、含量、浓度（颜色）保持不变 ③气体的总物质的量、总压强、气体的平均分子量保持不变只适用于△vg≠0的反应④密度适用于非纯气体反应或体积可变的容器4、惰性气体对化学平衡的影响 ⑴恒压时充入惰性气体，体积必增大，引起反应体系浓度的减小，相当于减压对平衡的影响⑵恒容时充入惰性气体，各组分的浓度不变，速率不变，平衡不移动⑶对于△vg=0的可逆反应，平衡体系中加入惰性气体，恒容、恒压下平衡都不会移动5、⑴等效平衡：①恒温恒压，适用于所有有气体参加的可逆反应，只要使转化后物质的量之比与最初加入的物质的量之比相同，均可达到等效平衡；平衡时各组分的百分含量相同，浓度相同，转化率相同。②恒温恒容，△vg=0的反应，只要使转化后物质的量之比与最初加入的物质的量之比相同，均可达到等效平衡；平衡时各组分的百分含量相同，转化率相同。⑵等同平衡：恒温恒容，适用于所有有气体参加的可逆反应，只要使转化后物质的量与最初加入的物质的量相同，均可达到等同平衡；平衡时各组分的物质的量相同，百分含量相同，浓度相同。6、充气问题：以aA(g)+bB(g) cC(g)⑴只充入一种反应物，平衡右移，增大另一种反应物的转化率，但它本身的转化率降低⑵两种反应物按原比例充，恒容时相当于加压，恒压时等效平衡⑶初始按系数比充入的反应物或只充入产物，平衡时再充入产物，恒容时相当于加压，恒压时等效平衡化学反应速率: 速率的计算和比较 ； 浓度对化学速率的影响（温度、浓度、压强、催化剂）； V-t图的分析 第三章 物质在水溶液中的行为1、强弱电解质： ⑴强电解质：完全电离，其溶液中无溶质分子，电离方程式用“＝”，且一步电离；强酸、强碱、大多数盐都属于强电解质。 ⑵弱电解质：部分电离，其溶液中存在溶质分子，电离方程式用“ ”，多元弱酸的电离方程式分步写，其余的弱电解质的电离一步完成；弱酸、弱碱、水都是弱电解质。 ⑶常见的碱：KOH、NaOH、Ca(OH)2、Ba(OH)2是强碱，其余为弱碱； 常见的酸：HCl、HBr、HI、HNO3、H2SO4是强酸，其余为弱酸；注意：强酸的酸式盐的电离一步完成，如：NaHSO4=Na++H++SO42-，而弱酸的酸式盐要分步写，如：NaHCO3=Na++HCO3-， HCO3- CO32- +H+2、电离平衡 ⑴ 电离平衡是平衡的一种，遵循平衡的一般规律。温度、浓度、加入与弱电解质相同的离子或与弱电解质反应的物质，都会引起平衡的移动 ⑵ 电离平衡常数（Ka或Kb）表征了弱电解质的电离能力，一定温度下，电离常数越大，弱电解质的电离程度越大。Ka或Kb是平衡常数的一种，与化学平衡常数一样，只受温度影响。温度升高，电离常数增大。3、水的电离： ⑴ H2O H++OH-，△H>0。升高温度、向水中加入酸、碱或能水解的盐均可引起水的电离平衡的移动。 ⑵ 任何稀的水溶液中，都存在，且[H+]�6�1[OH-]是一常数，称为水的离子积（Kw）；Kw是温度常数，只受温度影响，而与H+或OH-浓度无关。 ⑶ 溶液的酸碱性是H+与OH- 浓度的相对大小，与某一数值无直接关系。 ⑷ 当溶液中的H+ 浓度≤1mol/L时，用pH表示。 无论是单一溶液还是溶液混合后求pH，都遵循同一原则：若溶液呈酸性，先求c(H+);若溶液呈碱性，先求c(OH-)，由Kw求出c(H+)，再求pH。⑸ 向水中加入酸或碱，均抑制水的电离，使水电离的c(H+)或c(OH-)<10-7mol/L，但c(H+)H2O=c(OH-)H2O。如某溶液中水电离的c(H+)=10-13mol/L，此时溶液可能为强酸性，也可能为强碱性，即室温下，pH=1或13向水中加入水解的盐，促进水的电离，使水电离的c(H+)或c(OH-)>10-7mol/L，如某溶液中水电离的c(H+)=10-5mol/L，此时溶液为酸性，即室温下，pH=5，可能为强酸弱碱盐溶液。4、盐的水解⑴在溶液中只有盐电离出的离子才水解。本质是盐电离出的离子与水电离出H+或OH-结合生成弱电解质，使H+或OH-的浓度减小，从而促进水的电离。⑵影响因素：①温度：升温促进水解 ②浓度：稀释促进水解 ③溶液的酸碱性④ 同离子效应⑷水解方程式的书写： ①单个离子的水解：一般很微弱，用 ，产物不标“↑”“↓”；多元弱酸盐的水解方程式要分步写②双水解有两种情况：Ⅰ水解到底，生成气体、沉淀，用＝，标出“↑”“↓”。Ⅱ部分水解，无沉淀、气体，用，产物不标“↑”“↓”；⑸ 盐类水解的应用：①判断溶液的酸碱性 ②判断盐溶液中的离子种类及其浓度大小 ③判断离子共存 ④加热浓缩或蒸干某些盐溶液时产物的判断，如AlCl3溶液 ⑤某些盐溶液的保存与配制，如FeCl3溶液 ⑥某些胶体的制备，如Fe(OH)3胶体 ⑦解释生产、生活中的一些化学现象，如明矾净水、化肥的施用等。（解释时规范格式：写上对应的平衡-----条件改变平衡移动-----结果）5、沉淀溶解平衡： ⑴ Ksp:AmBn mAn++nBm-，Ksp=[An+]m[Bm-]n。 ①Ksp只与难溶电解质的性质和温度有关，溶液中离子浓度的变化只能使平衡移动，不改变Ksp。②对于阴阳离子个数比相同的电解质，Ksp越大，电解质在水中的溶解能力越强。⑵ Q>Ksp，有沉淀生成；Q=Ksp，沉淀与溶解处于平衡状态；Q

化学反应原理论文高中选修一

反应原理 我觉得其中 盐类的水解 化学反应平衡最难，搞得我头都大了。 你在学的同时要注意多做练习，把难的知识点吃透，这样也就不难了。 它相当于 物理选修的 3-5 即 动量冲量的那本书！

选D[(①- ②)/2] =-[0-(-6)]/2=3kJ·mol－1

第1章、化学反应与能量转化　　化学反应的实质是反应物化学键的断裂和生成物化学键的形成，化学反应过程中伴随着能量的释放或吸收。　　一、化学反应的热效应　　1、化学反应的反应热　　(1)反应热的概念：　　当化学反应在一定的温度下进行时，反应所释放或吸收的热量称为该反应在此温度下的热效应，简称反应热。用符号Q表示。　　(2)反应热与吸热反应、放热反应的关系。　　Q＞0时，反应为吸热反应；Q＜0时，反应为放热反应。　　(3)反应热的测定　　测定反应热的仪器为量热计，可测出反应前后溶液温度的变化，根据体系的热容可计算出反应热，计算公式如下：　　Q＝－C(T2－T1)　　式中C表示体系的热容，T1、T2分别表示反应前和反应后体系的温度。实验室经常测定中和反应的反应热。　　2、化学反应的焓变　　(1)反应焓变　　物质所具有的能量是物质固有的性质，可以用称为“焓”的物理量来描述，符号为H，单位为kJ·mol-1。　　反应产物的总焓与反应物的总焓之差称为反应焓变，用ΔH表示。　　(2)反应焓变ΔH与反应热Q的关系。　　对于等压条件下进行的化学反应，若反应中物质的能量变化全部转化为热能，则该反应的反应热等于反应焓变，其数学表达式为：Qp＝ΔH＝H(反应产物)－H(反应物)。　　(3)反应焓变与吸热反应，放热反应的关系：　　ΔH＞0，反应吸收能量，为吸热反应。　　ΔH＜0，反应释放能量，为放热反应。　　(4)反应焓变与热化学方程式：　　把一个化学反应中物质的变化和反应焓变同时表示出来的化学方程式称为热化学方程式，如：H2(g)＋O2(g)＝H2O(l)；ΔH(298K)＝－8kJ·mol－1　　书写热化学方程式应注意以下几点：　　①化学式后面要注明物质的聚集状态：固态(s)、液态(l)、气态(g)、溶液(aq)。　　②化学方程式后面写上反应焓变ΔH，ΔH的单位是J·mol－1或 kJ·mol－1，且ΔH后注明反应温度。　　③热化学方程式中物质的系数加倍，ΔH的数值也相应加倍。　　3、反应焓变的计算　　(1)盖斯定律　　对于一个化学反应，无论是一步完成，还是分几步完成，其反应焓变一样，这一规律称为盖斯定律。　　(2)利用盖斯定律进行反应焓变的计算。　　常见题型是给出几个热化学方程式，合并出题目所求的热化学方程式，根据盖斯定律可知，该方程式的ΔH为上述各热化学方程式的ΔH的代数和。　　(3)根据标准摩尔生成焓，ΔfHmθ计算反应焓变ΔH。　　对任意反应：aA＋bB＝cC＋dD　　ΔH＝［cΔfHmθ(C)＋dΔfHmθ(D)］－［aΔfHmθ(A)＋bΔfHmθ(B)］　　二、电能转化为化学能——电解　　1、电解的原理　　(1)电解的概念：　　在直流电作用下，电解质在两上电极上分别发生氧化反应和还原反应的过程叫做电解。电能转化为化学能的装置叫做电解池。　　(2)电极反应：以电解熔融的NaCl为例：　　阳极：与电源正极相连的电极称为阳极，阳极发生氧化反应：2Cl－→Cl2↑＋2e－。　　阴极：与电源负极相连的电极称为阴极，阴极发生还原反应：Na＋＋e－→Na。　　总方程式：2NaCl(熔)2Na＋Cl2↑　　　　2、电解原理的应用　　(1)电解食盐水制备烧碱、氯气和氢气。　　阳极：2Cl－→Cl2＋2e－　　阴极：2H＋＋e－→H2↑　　总反应：2NaCl＋2H2O2NaOH＋H2↑＋Cl2↑　　(2)铜的电解精炼。　　粗铜(含Zn、Ni、Fe、Ag、Au、Pt)为阳极，精铜为阴极，CuSO4溶液为电解质溶液。　　阳极反应：Cu→Cu2＋＋2e－，还发生几个副反应　　Zn→Zn2＋＋2e－；Ni→Ni2＋＋2e－　　Fe→Fe2＋＋2e－　　Au、Ag、Pt等不反应，沉积在电解池底部形成阳极泥。　　阴极反应：Cu2＋＋2e－→Cu　　(3)电镀：以铁表面镀铜为例　　待镀金属Fe为阴极，镀层金属Cu为阳极，CuSO4溶液为电解质溶液。　　阳极反应：Cu→Cu2＋＋2e－　　阴极反应： Cu2＋＋2e－→Cu　　三、化学能转化为电能——电池　　1、原电池的工作原理　　(1)原电池的概念：　　把化学能转变为电能的装置称为原电池。　　(2)Cu－Zn原电池的工作原理：　　　 　如图为Cu－Zn原电池，其中Zn为负极，Cu为正极，构成闭合回路后的现象是：Zn片逐渐溶解，Cu片上有气泡产生，电流计指针发生偏转。该原电池反应原理为：Zn失电子，负极反应为：Zn→Zn2＋＋2e－；Cu得电子，正极反应为：2H＋＋2e－→H2。电子定向移动形成电流。总反应为：Zn＋CuSO4＝ZnSO4＋Cu。　　(3)原电池的电能　　若两种金属做电极，活泼金属为负极，不活泼金属为正极；若一种金属和一种非金属做电极，金属为负极，非金属为正极。　　2、化学电源　　(1)锌锰干电池　　负极反应：Zn→Zn2＋＋2e－；　　正极反应：2NH4＋＋2e－→2NH3＋H2；　　(2)铅蓄电池　　负极反应：Pb＋SO42－PbSO4＋2e－　　正极反应：PbO2＋4H＋＋SO42－＋2e－PbSO4＋2H2O　　放电时总反应：Pb＋PbO2＋2H2SO4＝2PbSO4＋2H2O。　　充电时总反应：2PbSO4＋2H2O＝Pb＋PbO2＋2H2SO4。　　(3)氢氧燃料电池　　负极反应：2H2＋4OH－→4H2O＋4e－　　正极反应：O2＋2H2O＋4e－→4OH－　　电池总反应：2H2＋O2＝2H2O　　3、金属的腐蚀与防护　　(1)金属腐蚀　　金属表面与周围物质发生化学反应或因电化学作用而遭到破坏的过程称为金属腐蚀。　　(2)金属腐蚀的电化学原理。　　生铁中含有碳，遇有雨水可形成原电池，铁为负极，电极反应为：Fe→Fe2＋＋2e－。水膜中溶解的氧气被还原，正极反应为：O2＋2H2O＋4e－→4OH－，该腐蚀为“吸氧腐蚀”，总反应为：2Fe＋O2＋2H2O＝2Fe(OH)2，Fe(OH)2又立即被氧化：4Fe(OH)2＋2H2O＋O2＝4Fe(OH)3，Fe(OH)3分解转化为铁锈。若水膜在酸度较高的环境下，正极反应为：2H+＋2e－→H2↑，该腐蚀称为“析氢腐蚀”。　　(3)金属的防护　　金属处于干燥的环境下，或在金属表面刷油漆、陶瓷、沥青、塑料及电镀一层耐腐蚀性强的金属防护层，破坏原电池形成的条件。从而达到对金属的防护；也可以利用原电池原理，采用牺牲阳极保护法。也可以利用电解原理，采用外加电流阴极保护法。　　第2章、化学反应的方向、限度与速率(1、2节)　　原电池的反应都是自发进行的反应，电解池的反应很多不是自发进行的，如何判定反应是否自发进行呢？　　一、化学反应的方向　　1、反应焓变与反应方向　　放热反应多数能自发进行，即ΔH＜0的反应大多能自发进行。有些吸热反应也能自发进行。如NH4HCO3与CH3COOH的反应。有些吸热反应室温下不能进行，但在较高温度下能自发进行，如CaCO3高温下分解生成CaO、CO2。　　2、反应熵变与反应方向　　熵是描述体系混乱度的概念，熵值越大，体系混乱度越大。反应的熵变ΔS为反应产物总熵与反应物总熵之差。产生气体的反应为熵增加反应，熵增加有利于反应的自发进行。　　3、焓变与熵变对反应方向的共同影响　　ΔH－TΔS＜0反应能自发进行。　　ΔH－TΔS＝0反应达到平衡状态。　　ΔH－TΔS＞0反应不能自发进行。　　在温度、压强一定的条件下，自发反应总是向ΔH－TΔS＜0的方向进行，直至平衡状态。　　二、化学反应的限度　　1、化学平衡常数　　(1)对达到平衡的可逆反应，生成物浓度的系数次方的乘积与反应物浓度的系数次方的乘积之比为一常数，该常数称为化学平衡常数，用符号K表示 。　　(2)平衡常数K的大小反映了化学反应可能进行的程度(即反应限度)，平衡常数越大，说明反应可以进行得越完全。　　(3)平衡常数表达式与化学方程式的书写方式有关。对于给定的可逆反应，正逆反应的平衡常数互为倒数。　　(4)借助平衡常数，可以判断反应是否到平衡状态：当反应的浓度商Qc与平衡常数Kc相等时，说明反应达到平衡状态。　　2、反应的平衡转化率　　(1)平衡转化率是用转化的反应物的浓度与该反应物初始浓度的比值来表示。如反应物A的平衡转化率的表达式为：　　α（A）＝　　(2)平衡正向移动不一定使反应物的平衡转化率提高。提高一种反应物的浓度，可使另一反应物的平衡转化率提高。　　(3)平衡常数与反应物的平衡转化率之间可以相互计算。　　3、反应条件对化学平衡的影响　　(1)温度的影响　　升高温度使化学平衡向吸热方向移动；降低温度使化学平衡向放热方向移动。温度对化学平衡的影响是通过改变平衡常数实现的。　　(2)浓度的影响　　增大生成物浓度或减小反应物浓度，平衡向逆反应方向移动；增大反应物浓度或减小生成物浓度，平衡向正反应方向移动。　　温度一定时，改变浓度能引起平衡移动，但平衡常数不变。化工生产中，常通过增加某一价廉易得的反应物浓度，来提高另一昂贵的反应物的转化率。　　(3)压强的影响　　ΔVg＝0的反应，改变压强，化学平衡状态不变。　　ΔVg≠0的反应，增大压强，化学平衡向气态物质体积减小的方向移动。　　(4)勒夏特列原理　　由温度、浓度、压强对平衡移动的影响可得出勒夏特列原理：如果改变影响平衡的一个条件(浓度、压强、温度等)平衡向能够减弱这种改变的方向移动。　　【例题分析】　　　　例1、已知下列热化学方程式：　　(1)Fe2O3(s)＋3CO(g)＝2Fe(s)＋3CO2(g) 　　　ΔH＝－25kJ/mol　　(2)3Fe2O3(s)＋CO(g)＝2Fe3O4(s)＋CO2(g) 　　ΔH＝－47kJ/mol　　(3)Fe3O4(s)＋CO(g)＝3FeO(s)＋CO2(g) 　　　　ΔH＝＋19kJ/mol　　写出FeO(s)被CO还原成Fe和CO2的热化学方程式 。　　解析：依据盖斯定律：化学反应不管是一步完成还是分几步完成，其反应热是相同的。我们可从题目中所给的有关方程式进行分析：从方程式(3)与方程式(1)可以看出有我们需要的有关物质，但方程式(3)必须通过方程式(2)有关物质才能和方程式(1)结合在一起。　　将方程式(3)×2＋方程式(2)；可表示为(3)×2＋(2)　　得：2Fe3O4(s)＋2CO(g)＋3Fe2O3(s)＋CO(g)＝6FeO(s)＋2CO2(g)＋2Fe3O4(s)＋CO2(g)；ΔH＝＋19kJ/mol×2＋(－47kJ/mol)　　整理得方程式(4)：Fe2O3(s)＋CO(g)＝2FeO(s)＋CO2(g)；ΔH＝－3kJ/mol　　将(1)－(4)得2CO(g)＝2Fe(s)＋3CO2(g)－2FeO(s)－CO2(g)；ΔH＝－25kJ/mol－(－3kJ/mol)　　整理得：FeO(s)＋CO(s)＝Fe(s)＋CO2(g)；ΔH＝－11kJ/mol　　答案：FeO(s)＋CO(s)＝Fe(s)＋CO2(g)；ΔH＝－11kJ/mol　　例2、熔融盐燃料电池具有高的发电效率，因而得到重视，可用Li2CO3和Na2CO3的熔融盐混合物作用电解质，CO为阳极燃气，空气与CO2的混合气体为阴极助燃气，制得在650℃下工作的燃料电池，完成有关的电池反应式：　　阳极反应式：2CO＋2CO32－→4CO2＋4e－　　阴极反应式：　　　　　　　　　　　　　；　　总电池反应式：　　　　　　　　　　　　　　　。　　解析： 作为燃料电池，总的效果就是把燃料进行燃烧。本题中CO为还原剂，空气中O2为氧化剂，电池总反应式为：2CO＋O2＝2CO2。用总反应式减去电池负极（即题目指的阳极）反应式，就可得到电池正极（即题目指的阴极）反应式：O2＋2CO2＋4e－＝2CO32－ 。　　答案：O2＋2CO2＋4e－＝2CO32－；2CO＋O2＝2CO2　　例3、下列有关反应的方向说法中正确的是(　　 )　　A、放热的自发过程都是熵值减小的过程。　　B、吸热的自发过程常常是熵值增加的过程。　　C、水自发地从高处流向低处，是趋向能量最低状态的倾向。　　D、只根据焓变来判断化学反应的方向是可以的。　　解析：放热的自发过程可能使熵值减小、增加或无明显变化，故A错误。只根据焓变来判断反应进行的方向是片面的，要用能量判据、熵判据组成的复合判据来判断，D错误。水自发地从高处流向低处，是趋向能量最低状态的倾向是正确的。有些吸热反应也可以自发进行。如在25℃和01×105Pa时，2N2O5(g)＝4NO2(g)＋O2(g)；ΔH＝7kJ/mol，(NH4)2CO3(s)＝NH4HCO3(s)＋NH3(g)；ΔH＝9kJ/mol，上述两个反应都是吸热反应，又都是熵增的反应，所以B也正确。　　 答案：BC。　 化学反应原理复习（二）　　 　　　　　　　　　　　　【知识讲解】　　第2章、第3、4节　　　　一、化学反应的速率　　1、化学反应是怎样进行的　　(1)基元反应：能够一步完成的反应称为基元反应，大多数化学反应都是分几步完成的。　　(2)反应历程：平时写的化学方程式是由几个基元反应组成的总反应。总反应中用基元反应构成的反应序列称为反应历程，又称反应机理。　　(3)不同反应的反应历程不同。同一反应在不同条件下的反应历程也可能不同，反应历程的差别又造成了反应速率的不同。　　2、化学反应速率　　(1)概念：　　单位时间内反应物的减小量或生成物的增加量可以表示反应的快慢，即反应的速率，用符号v表示。　　(2)表达式：　　　　(3)特点　　对某一具体反应，用不同物质表示化学反应速率时所得的数值可能不同，但各物质表示的化学反应速率之比等于化学方程式中各物质的系数之比。　　3、浓度对反应速率的影响　　(1)反应速率常数(K)　　反应速率常数(K)表示单位浓度下的化学反应速率，通常，反应速率常数越大，反应进行得越快。反应速率常数与浓度无关，受温度、催化剂、固体表面性质等因素的影响。　　(2)浓度对反应速率的影响　　增大反应物浓度，正反应速率增大，减小反应物浓度，正反应速率减小。　　增大生成物浓度，逆反应速率增大，减小生成物浓度，逆反应速率减小。　　(3)压强对反应速率的影响　　压强只影响气体，对只涉及固体、液体的反应，压强的改变对反应速率几乎无影响。　　压强对反应速率的影响，实际上是浓度对反应速率的影响，因为压强的改变是通过改变容器容积引起的。压缩容器容积，气体压强增大，气体物质的浓度都增大，正、逆反应速率都增加；增大容器容积，气体压强减小；气体物质的浓度都减小，正、逆反应速率都减小。　　4、温度对化学反应速率的影响　　(1)经验公式　　阿伦尼乌斯总结出了反应速率常数与温度之间关系的经验公式：　　　　式中A为比例系数，e为自然对数的底，R为摩尔气体常数量，Ea为活化能。　　由公式知，当Ea＞0时，升高温度，反应速率常数增大，化学反应速率也随之增大。可知，温度对化学反应速率的影响与活化能有关。　　(2)活化能Ea。　　活化能Ea是活化分子的平均能量与反应物分子平均能量之差。不同反应的活化能不同，有的相差很大。活化能 Ea值越大，改变温度对反应速率的影响越大。　　5、催化剂对化学反应速率的影响　　(1)催化剂对化学反应速率影响的规律：　　催化剂大多能加快反应速率，原因是催化剂能通过参加反应，改变反应历程，降低反应的活化能来有效提高反应速率。　　(2)催化剂的特点：　　催化剂能加快反应速率而在反应前后本身的质量和化学性质不变。　　催化剂具有选择性。　　催化剂不能改变化学反应的平衡常数，不引起化学平衡的移动，不能改变平衡转化率。　　二、化学反应条件的优化——工业合成氨　　1、合成氨反应的限度　　合成氨反应是一个放热反应，同时也是气体物质的量减小的熵减反应，故降低温度、增大压强将有利于化学平衡向生成氨的方向移动。　　2、合成氨反应的速率　　(1)高压既有利于平衡向生成氨的方向移动，又使反应速率加快，但高压对设备的要求也高，故压强不能特别大。　　(2)反应过程中将氨从混合气中分离出去，能保持较高的反应速率。　　(3)温度越高，反应速率进行得越快，但温度过高，平衡向氨分解的方向移动，不利于氨的合成。　　(4)加入催化剂能大幅度加快反应速率。　　3、合成氨的适宜条件　　在合成氨生产中，达到高转化率与高反应速率所需要的条件有时是矛盾的，故应该寻找以较高反应速率并获得适当平衡转化率的反应条件：一般用铁做催化剂 ，控制反应温度在700K左右，压强范围大致在1×107Pa～1×108Pa 之间，并采用N2与H2分压为1∶8的投料比。　　第3章、物质在水溶液中的行为　　一、水溶液　　1、水的电离　　H2OH＋＋OH－　　水的离子积常数KW＝［H＋］［OH－］，25℃时，KW＝0×10－14mol2·L－2。温度升高，有利于水的电离， KW增大。　　2、溶液的酸碱度 　　室温下，中性溶液：［H＋］＝［OH－］＝0×10－7mol·L－1，pH＝7　　酸性溶液：［H＋］＞［OH－］，［ H＋］＞0×10－7mol·L－1，pH＜7　　碱性溶液：［H＋］＜［OH－］，［OH－］＞0×10－7mol·L－1，pH＞7　　3、电解质在水溶液中的存在形态　　(1)强电解质　　强电解质是在稀的水溶液中完全电离的电解质，强电解质在溶液中以离子形式存在，主要包括强酸、强碱和绝大多数盐，书写电离方程式时用“＝”表示。　　(2)弱电解质　　在水溶液中部分电离的电解质，在水溶液中主要以分子形态存在，少部分以离子形态存在，存在电离平衡，主要包括弱酸、弱碱、水及极少数盐，书写电离方程式时用“ ”表示。　　二、弱电解质的电离及盐类水解　　1、弱电解质的电离平衡。　　(1)电离平衡常数　　在一定条件下达到电离平衡时，弱电解质电离形成的各种离子浓度的乘积与溶液中未电离的分子浓度之比为一常数，叫电离平衡常数。　　弱酸的电离平衡常数越大，达到电离平衡时，电离出的H＋越多。多元弱酸分步电离，且每步电离都有各自的电离平衡常数，以第一步电离为主。　　(2)影响电离平衡的因素，以CH3COOHCH3COO－＋H＋为例。　　加水、加冰醋酸，加碱、升温，使CH3COOH的电离平衡正向移动，加入CH3COONa固体，加入浓盐酸，降温使CH3COOH电离平衡逆向移动。　　2、盐类水解　　(1)水解实质　　盐溶于水后电离出的离子与水电离的H＋或OH－结合生成弱酸或弱碱，从而打破水的电离平衡，使水继续电离，称为盐类水解。　　(2)水解类型及规律　　①强酸弱碱盐水解显酸性。　　NH4Cl＋H2ONH3·H2O＋HCl　　②强碱弱酸盐水解显碱性。　　CH3COONa＋H2OCH3COOH＋NaOH　　③强酸强碱盐不水解。　　④弱酸弱碱盐双水解。　　Al2S3＋6H2O＝2Al(OH)3↓＋3H2S↑　　(3)水解平衡的移动　　加热、加水可以促进盐的水解，加入酸或碱能抑止盐的水解，另外，弱酸根阴离子与弱碱阳离子相混合时相互促进水解。　　三、沉淀溶解平衡　　1、沉淀溶解平衡与溶度积　　(1)概念　　当固体溶于水时，固体溶于水的速率和离子结合为固体的速率相等时，固体的溶解与沉淀的生成达到平衡状态，称为沉淀溶解平衡。其平衡常数叫做溶度积常数，简称溶度积，用Ksp表示。　　PbI2(s)Pb2+(aq)＋2I－(aq)　　Ksp＝［Pb2＋］［I－］2＝1×10－9mol3·L－3　　(2)溶度积Ksp的特点　　Ksp只与难溶电解质的性质和温度有关，与沉淀的量无关，且溶液中离子浓度的变化能引起平衡移动，但并不改变溶度积。　　Ksp反映了难溶电解质在水中的溶解能力。　　2、沉淀溶解平衡的应用　　(1)沉淀的溶解与生成　　根据浓度商Qc与溶度积Ksp的大小比较，规则如下：　　Qc＝Ksp时，处于沉淀溶解平衡状态。　　Qc＞Ksp时，溶液中的离子结合为沉淀至平衡。　　Qc＜Ksp时，体系中若有足量固体，固体溶解至平衡。　　(2)沉淀的转化　　根据溶度积的大小，可以将溶度积大的沉淀可转化为溶度积更小的沉淀，这叫做沉淀的转化。沉淀转化实质为沉淀溶解平衡的移动。　　四、离子反应　　1、离子反应发生的条件　　(1)生成沉淀　　既有溶液中的离子直接结合为沉淀，又有沉淀的转化。　　(2)生成弱电解质　　主要是H＋与弱酸根生成弱酸，或OH－与弱碱阳离子生成弱碱，或H＋与OH－生成H2O。　　(3)生成气体　 　生成弱酸时，很多弱酸能分解生成气体。　　(4)发生氧化还原反应　　强氧化性的离子与强还原性离子易发生氧化还原反应，且大多在酸性条件下发生。　　2、离子反应能否进行的理论判据　　(1)根据焓变与熵变判据　　对ΔH－TΔS＜0的离子反应，室温下都能自发进行。　　(2)根据平衡常数判据　　离子反应的平衡常数很大时，表明反应的趋势很大。　　3、离子反应的应用　　(1)判断溶液中离子能否大量共存　　相互间能发生反应的离子不能大量共存，注意题目中的隐含条件。　　(2)用于物质的定性检验　　根据离子的特性反应，主要是沉淀的颜色或气体的生成，定性检验特征性离子。　　(3)用于离子的定量计算　　常见的有酸碱中和滴定法、氧化还原滴定法。　　(4)生活中常见的离子反应。　　硬水的形成及软化涉及到的离子反应较多，主要有：　　Ca2＋、Mg2＋的形成。　　CaCO3＋CO2＋H2O＝Ca2＋＋2HCO3－　　 MgCO3＋CO2＋H2O＝Mg2＋＋2HCO3－　 　加热煮沸法降低水的硬度：　　Ca2＋＋2HCO3－CaCO3↓＋CO2↑＋H2O　　Mg2＋＋2HCO3－MgCO3↓＋CO2↑＋H2O　　或加入Na2CO3软化硬水：　　Ca2＋＋CO32－＝CaCO3↓，Mg2＋＋CO32－＝MgCO3↓

由一式减去二式得2C(s)+2H2O(g)==2CO(g)+2H2(g)；ΔH为6kJ·mol－1所以C(s)+H2O(g)==CO(g)+H2(g)；ΔH为3 kJ·mol－1所以选择 D

化学反应原理论文高中选修

网上没有现成的，去书店或找老师也就几块钱

前提，碱是强碱，例如NaOH。两种酸的物质的量浓度相同，体积相同，则它们物质的量相同。盐酸与碱反应形成氯化钠溶液，显中性;醋酸与碱反应形成醋酸钠溶液，强碱弱酸盐，水解，显碱性。若都是溶液显中性，则醋酸的量就要过量，才能使溶液显中性，也就是说，需要的NaOH的量应该少。使最后的溶液中的成分是CH3COOH和CH3COONa。

化学反应原理论文高中选修三

①放热反应是指：反应物的总能量大于生成物的总能量，与常温下能自发进行无关，如：碳在空气中燃烧，须加热达到碳的着火点才可进行，故①不正确； ②电解过程中，需要消耗电能，是将电能转化为化学能，故②不正确；③原电池工作时，是将化学能转化电能，有电流产生，则有电子的定向移动，所以所发生的反应一定有氧化还原反应，故③正确； ④加热时，提供能量，无论是吸热反应，还是放热反应，反应速率都要加快，故④不正确； ⑤化学平衡常数的表达式为：化学平衡常数K=生成物浓度幂之积反应物浓度幂之积，与化学反应方程式的书写有关，故⑥不正确；故选D．

第1章、化学反应与能量转化　　化学反应的实质是反应物化学键的断裂和生成物化学键的形成，化学反应过程中伴随着能量的释放或吸收。　　一、化学反应的热效应　　1、化学反应的反应热　　(1)反应热的概念：　　当化学反应在一定的温度下进行时，反应所释放或吸收的热量称为该反应在此温度下的热效应，简称反应热。用符号Q表示。　　(2)反应热与吸热反应、放热反应的关系。　　Q＞0时，反应为吸热反应；Q＜0时，反应为放热反应。　　(3)反应热的测定　　测定反应热的仪器为量热计，可测出反应前后溶液温度的变化，根据体系的热容可计算出反应热，计算公式如下：　　Q＝－C(T2－T1)　　式中C表示体系的热容，T1、T2分别表示反应前和反应后体系的温度。实验室经常测定中和反应的反应热。　　2、化学反应的焓变　　(1)反应焓变　　物质所具有的能量是物质固有的性质，可以用称为“焓”的物理量来描述，符号为H，单位为kJ·mol-1。　　反应产物的总焓与反应物的总焓之差称为反应焓变，用ΔH表示。　　(2)反应焓变ΔH与反应热Q的关系。　　对于等压条件下进行的化学反应，若反应中物质的能量变化全部转化为热能，则该反应的反应热等于反应焓变，其数学表达式为：Qp＝ΔH＝H(反应产物)－H(反应物)。　　(3)反应焓变与吸热反应，放热反应的关系：　　ΔH＞0，反应吸收能量，为吸热反应。　　ΔH＜0，反应释放能量，为放热反应。　　(4)反应焓变与热化学方程式：　　把一个化学反应中物质的变化和反应焓变同时表示出来的化学方程式称为热化学方程式，如：H2(g)＋O2(g)＝H2O(l)；ΔH(298K)＝－8kJ·mol－1　　书写热化学方程式应注意以下几点：　　①化学式后面要注明物质的聚集状态：固态(s)、液态(l)、气态(g)、溶液(aq)。　　②化学方程式后面写上反应焓变ΔH，ΔH的单位是J·mol－1或 kJ·mol－1，且ΔH后注明反应温度。　　③热化学方程式中物质的系数加倍，ΔH的数值也相应加倍。　　3、反应焓变的计算　　(1)盖斯定律　　对于一个化学反应，无论是一步完成，还是分几步完成，其反应焓变一样，这一规律称为盖斯定律。　　(2)利用盖斯定律进行反应焓变的计算。　　常见题型是给出几个热化学方程式，合并出题目所求的热化学方程式，根据盖斯定律可知，该方程式的ΔH为上述各热化学方程式的ΔH的代数和。　　(3)根据标准摩尔生成焓，ΔfHmθ计算反应焓变ΔH。　　对任意反应：aA＋bB＝cC＋dD　　ΔH＝［cΔfHmθ(C)＋dΔfHmθ(D)］－［aΔfHmθ(A)＋bΔfHmθ(B)］　　二、电能转化为化学能——电解　　1、电解的原理　　(1)电解的概念：　　在直流电作用下，电解质在两上电极上分别发生氧化反应和还原反应的过程叫做电解。电能转化为化学能的装置叫做电解池。　　(2)电极反应：以电解熔融的NaCl为例：　　阳极：与电源正极相连的电极称为阳极，阳极发生氧化反应：2Cl－→Cl2↑＋2e－。　　阴极：与电源负极相连的电极称为阴极，阴极发生还原反应：Na＋＋e－→Na。　　总方程式：2NaCl(熔)2Na＋Cl2↑　　　　2、电解原理的应用　　(1)电解食盐水制备烧碱、氯气和氢气。　　阳极：2Cl－→Cl2＋2e－　　阴极：2H＋＋e－→H2↑　　总反应：2NaCl＋2H2O2NaOH＋H2↑＋Cl2↑　　(2)铜的电解精炼。　　粗铜(含Zn、Ni、Fe、Ag、Au、Pt)为阳极，精铜为阴极，CuSO4溶液为电解质溶液。　　阳极反应：Cu→Cu2＋＋2e－，还发生几个副反应　　Zn→Zn2＋＋2e－；Ni→Ni2＋＋2e－　　Fe→Fe2＋＋2e－　　Au、Ag、Pt等不反应，沉积在电解池底部形成阳极泥。　　阴极反应：Cu2＋＋2e－→Cu　　(3)电镀：以铁表面镀铜为例　　待镀金属Fe为阴极，镀层金属Cu为阳极，CuSO4溶液为电解质溶液。　　阳极反应：Cu→Cu2＋＋2e－　　阴极反应： Cu2＋＋2e－→Cu　　三、化学能转化为电能——电池　　1、原电池的工作原理　　(1)原电池的概念：　　把化学能转变为电能的装置称为原电池。　　(2)Cu－Zn原电池的工作原理：　　　 　如图为Cu－Zn原电池，其中Zn为负极，Cu为正极，构成闭合回路后的现象是：Zn片逐渐溶解，Cu片上有气泡产生，电流计指针发生偏转。该原电池反应原理为：Zn失电子，负极反应为：Zn→Zn2＋＋2e－；Cu得电子，正极反应为：2H＋＋2e－→H2。电子定向移动形成电流。总反应为：Zn＋CuSO4＝ZnSO4＋Cu。　　(3)原电池的电能　　若两种金属做电极，活泼金属为负极，不活泼金属为正极；若一种金属和一种非金属做电极，金属为负极，非金属为正极。　　2、化学电源　　(1)锌锰干电池　　负极反应：Zn→Zn2＋＋2e－；　　正极反应：2NH4＋＋2e－→2NH3＋H2；　　(2)铅蓄电池　　负极反应：Pb＋SO42－PbSO4＋2e－　　正极反应：PbO2＋4H＋＋SO42－＋2e－PbSO4＋2H2O　　放电时总反应：Pb＋PbO2＋2H2SO4＝2PbSO4＋2H2O。　　充电时总反应：2PbSO4＋2H2O＝Pb＋PbO2＋2H2SO4。　　(3)氢氧燃料电池　　负极反应：2H2＋4OH－→4H2O＋4e－　　正极反应：O2＋2H2O＋4e－→4OH－　　电池总反应：2H2＋O2＝2H2O　　3、金属的腐蚀与防护　　(1)金属腐蚀　　金属表面与周围物质发生化学反应或因电化学作用而遭到破坏的过程称为金属腐蚀。　　(2)金属腐蚀的电化学原理。　　生铁中含有碳，遇有雨水可形成原电池，铁为负极，电极反应为：Fe→Fe2＋＋2e－。水膜中溶解的氧气被还原，正极反应为：O2＋2H2O＋4e－→4OH－，该腐蚀为“吸氧腐蚀”，总反应为：2Fe＋O2＋2H2O＝2Fe(OH)2，Fe(OH)2又立即被氧化：4Fe(OH)2＋2H2O＋O2＝4Fe(OH)3，Fe(OH)3分解转化为铁锈。若水膜在酸度较高的环境下，正极反应为：2H+＋2e－→H2↑，该腐蚀称为“析氢腐蚀”。　　(3)金属的防护　　金属处于干燥的环境下，或在金属表面刷油漆、陶瓷、沥青、塑料及电镀一层耐腐蚀性强的金属防护层，破坏原电池形成的条件。从而达到对金属的防护；也可以利用原电池原理，采用牺牲阳极保护法。也可以利用电解原理，采用外加电流阴极保护法。　　第2章、化学反应的方向、限度与速率(1、2节)　　原电池的反应都是自发进行的反应，电解池的反应很多不是自发进行的，如何判定反应是否自发进行呢？　　一、化学反应的方向　　1、反应焓变与反应方向　　放热反应多数能自发进行，即ΔH＜0的反应大多能自发进行。有些吸热反应也能自发进行。如NH4HCO3与CH3COOH的反应。有些吸热反应室温下不能进行，但在较高温度下能自发进行，如CaCO3高温下分解生成CaO、CO2。　　2、反应熵变与反应方向　　熵是描述体系混乱度的概念，熵值越大，体系混乱度越大。反应的熵变ΔS为反应产物总熵与反应物总熵之差。产生气体的反应为熵增加反应，熵增加有利于反应的自发进行。　　3、焓变与熵变对反应方向的共同影响　　ΔH－TΔS＜0反应能自发进行。　　ΔH－TΔS＝0反应达到平衡状态。　　ΔH－TΔS＞0反应不能自发进行。　　在温度、压强一定的条件下，自发反应总是向ΔH－TΔS＜0的方向进行，直至平衡状态。　　二、化学反应的限度　　1、化学平衡常数　　(1)对达到平衡的可逆反应，生成物浓度的系数次方的乘积与反应物浓度的系数次方的乘积之比为一常数，该常数称为化学平衡常数，用符号K表示 。　　(2)平衡常数K的大小反映了化学反应可能进行的程度(即反应限度)，平衡常数越大，说明反应可以进行得越完全。　　(3)平衡常数表达式与化学方程式的书写方式有关。对于给定的可逆反应，正逆反应的平衡常数互为倒数。　　(4)借助平衡常数，可以判断反应是否到平衡状态：当反应的浓度商Qc与平衡常数Kc相等时，说明反应达到平衡状态。　　2、反应的平衡转化率　　(1)平衡转化率是用转化的反应物的浓度与该反应物初始浓度的比值来表示。如反应物A的平衡转化率的表达式为：　　α（A）＝　　(2)平衡正向移动不一定使反应物的平衡转化率提高。提高一种反应物的浓度，可使另一反应物的平衡转化率提高。　　(3)平衡常数与反应物的平衡转化率之间可以相互计算。　　3、反应条件对化学平衡的影响　　(1)温度的影响　　升高温度使化学平衡向吸热方向移动；降低温度使化学平衡向放热方向移动。温度对化学平衡的影响是通过改变平衡常数实现的。　　(2)浓度的影响　　增大生成物浓度或减小反应物浓度，平衡向逆反应方向移动；增大反应物浓度或减小生成物浓度，平衡向正反应方向移动。　　温度一定时，改变浓度能引起平衡移动，但平衡常数不变。化工生产中，常通过增加某一价廉易得的反应物浓度，来提高另一昂贵的反应物的转化率。　　(3)压强的影响　　ΔVg＝0的反应，改变压强，化学平衡状态不变。　　ΔVg≠0的反应，增大压强，化学平衡向气态物质体积减小的方向移动。　　(4)勒夏特列原理　　由温度、浓度、压强对平衡移动的影响可得出勒夏特列原理：如果改变影响平衡的一个条件(浓度、压强、温度等)平衡向能够减弱这种改变的方向移动。　　【例题分析】　　　　例1、已知下列热化学方程式：　　(1)Fe2O3(s)＋3CO(g)＝2Fe(s)＋3CO2(g) 　　　ΔH＝－25kJ/mol　　(2)3Fe2O3(s)＋CO(g)＝2Fe3O4(s)＋CO2(g) 　　ΔH＝－47kJ/mol　　(3)Fe3O4(s)＋CO(g)＝3FeO(s)＋CO2(g) 　　　　ΔH＝＋19kJ/mol　　写出FeO(s)被CO还原成Fe和CO2的热化学方程式 。　　解析：依据盖斯定律：化学反应不管是一步完成还是分几步完成，其反应热是相同的。我们可从题目中所给的有关方程式进行分析：从方程式(3)与方程式(1)可以看出有我们需要的有关物质，但方程式(3)必须通过方程式(2)有关物质才能和方程式(1)结合在一起。　　将方程式(3)×2＋方程式(2)；可表示为(3)×2＋(2)　　得：2Fe3O4(s)＋2CO(g)＋3Fe2O3(s)＋CO(g)＝6FeO(s)＋2CO2(g)＋2Fe3O4(s)＋CO2(g)；ΔH＝＋19kJ/mol×2＋(－47kJ/mol)　　整理得方程式(4)：Fe2O3(s)＋CO(g)＝2FeO(s)＋CO2(g)；ΔH＝－3kJ/mol　　将(1)－(4)得2CO(g)＝2Fe(s)＋3CO2(g)－2FeO(s)－CO2(g)；ΔH＝－25kJ/mol－(－3kJ/mol)　　整理得：FeO(s)＋CO(s)＝Fe(s)＋CO2(g)；ΔH＝－11kJ/mol　　答案：FeO(s)＋CO(s)＝Fe(s)＋CO2(g)；ΔH＝－11kJ/mol　　例2、熔融盐燃料电池具有高的发电效率，因而得到重视，可用Li2CO3和Na2CO3的熔融盐混合物作用电解质，CO为阳极燃气，空气与CO2的混合气体为阴极助燃气，制得在650℃下工作的燃料电池，完成有关的电池反应式：　　阳极反应式：2CO＋2CO32－→4CO2＋4e－　　阴极反应式：　　　　　　　　　　　　　；　　总电池反应式：　　　　　　　　　　　　　　　。　　解析： 作为燃料电池，总的效果就是把燃料进行燃烧。本题中CO为还原剂，空气中O2为氧化剂，电池总反应式为：2CO＋O2＝2CO2。用总反应式减去电池负极（即题目指的阳极）反应式，就可得到电池正极（即题目指的阴极）反应式：O2＋2CO2＋4e－＝2CO32－ 。　　答案：O2＋2CO2＋4e－＝2CO32－；2CO＋O2＝2CO2　　例3、下列有关反应的方向说法中正确的是(　　 )　　A、放热的自发过程都是熵值减小的过程。　　B、吸热的自发过程常常是熵值增加的过程。　　C、水自发地从高处流向低处，是趋向能量最低状态的倾向。　　D、只根据焓变来判断化学反应的方向是可以的。　　解析：放热的自发过程可能使熵值减小、增加或无明显变化，故A错误。只根据焓变来判断反应进行的方向是片面的，要用能量判据、熵判据组成的复合判据来判断，D错误。水自发地从高处流向低处，是趋向能量最低状态的倾向是正确的。有些吸热反应也可以自发进行。如在25℃和01×105Pa时，2N2O5(g)＝4NO2(g)＋O2(g)；ΔH＝7kJ/mol，(NH4)2CO3(s)＝NH4HCO3(s)＋NH3(g)；ΔH＝9kJ/mol，上述两个反应都是吸热反应，又都是熵增的反应，所以B也正确。　　 答案：BC。　 化学反应原理复习（二）　　 　　　　　　　　　　　　【知识讲解】　　第2章、第3、4节　　　　一、化学反应的速率　　1、化学反应是怎样进行的　　(1)基元反应：能够一步完成的反应称为基元反应，大多数化学反应都是分几步完成的。　　(2)反应历程：平时写的化学方程式是由几个基元反应组成的总反应。总反应中用基元反应构成的反应序列称为反应历程，又称反应机理。　　(3)不同反应的反应历程不同。同一反应在不同条件下的反应历程也可能不同，反应历程的差别又造成了反应速率的不同。　　2、化学反应速率　　(1)概念：　　单位时间内反应物的减小量或生成物的增加量可以表示反应的快慢，即反应的速率，用符号v表示。　　(2)表达式：　　　　(3)特点　　对某一具体反应，用不同物质表示化学反应速率时所得的数值可能不同，但各物质表示的化学反应速率之比等于化学方程式中各物质的系数之比。　　3、浓度对反应速率的影响　　(1)反应速率常数(K)　　反应速率常数(K)表示单位浓度下的化学反应速率，通常，反应速率常数越大，反应进行得越快。反应速率常数与浓度无关，受温度、催化剂、固体表面性质等因素的影响。　　(2)浓度对反应速率的影响　　增大反应物浓度，正反应速率增大，减小反应物浓度，正反应速率减小。　　增大生成物浓度，逆反应速率增大，减小生成物浓度，逆反应速率减小。　　(3)压强对反应速率的影响　　压强只影响气体，对只涉及固体、液体的反应，压强的改变对反应速率几乎无影响。　　压强对反应速率的影响，实际上是浓度对反应速率的影响，因为压强的改变是通过改变容器容积引起的。压缩容器容积，气体压强增大，气体物质的浓度都增大，正、逆反应速率都增加；增大容器容积，气体压强减小；气体物质的浓度都减小，正、逆反应速率都减小。　　4、温度对化学反应速率的影响　　(1)经验公式　　阿伦尼乌斯总结出了反应速率常数与温度之间关系的经验公式：　　　　式中A为比例系数，e为自然对数的底，R为摩尔气体常数量，Ea为活化能。　　由公式知，当Ea＞0时，升高温度，反应速率常数增大，化学反应速率也随之增大。可知，温度对化学反应速率的影响与活化能有关。　　(2)活化能Ea。　　活化能Ea是活化分子的平均能量与反应物分子平均能量之差。不同反应的活化能不同，有的相差很大。活化能 Ea值越大，改变温度对反应速率的影响越大。　　5、催化剂对化学反应速率的影响　　(1)催化剂对化学反应速率影响的规律：　　催化剂大多能加快反应速率，原因是催化剂能通过参加反应，改变反应历程，降低反应的活化能来有效提高反应速率。　　(2)催化剂的特点：　　催化剂能加快反应速率而在反应前后本身的质量和化学性质不变。　　催化剂具有选择性。　　催化剂不能改变化学反应的平衡常数，不引起化学平衡的移动，不能改变平衡转化率。　　二、化学反应条件的优化——工业合成氨　　1、合成氨反应的限度　　合成氨反应是一个放热反应，同时也是气体物质的量减小的熵减反应，故降低温度、增大压强将有利于化学平衡向生成氨的方向移动。　　2、合成氨反应的速率　　(1)高压既有利于平衡向生成氨的方向移动，又使反应速率加快，但高压对设备的要求也高，故压强不能特别大。　　(2)反应过程中将氨从混合气中分离出去，能保持较高的反应速率。　　(3)温度越高，反应速率进行得越快，但温度过高，平衡向氨分解的方向移动，不利于氨的合成。　　(4)加入催化剂能大幅度加快反应速率。　　3、合成氨的适宜条件　　在合成氨生产中，达到高转化率与高反应速率所需要的条件有时是矛盾的，故应该寻找以较高反应速率并获得适当平衡转化率的反应条件：一般用铁做催化剂 ，控制反应温度在700K左右，压强范围大致在1×107Pa～1×108Pa 之间，并采用N2与H2分压为1∶8的投料比。　　第3章、物质在水溶液中的行为　　一、水溶液　　1、水的电离　　H2OH＋＋OH－　　水的离子积常数KW＝［H＋］［OH－］，25℃时，KW＝0×10－14mol2·L－2。温度升高，有利于水的电离， KW增大。　　2、溶液的酸碱度 　　室温下，中性溶液：［H＋］＝［OH－］＝0×10－7mol·L－1，pH＝7　　酸性溶液：［H＋］＞［OH－］，［ H＋］＞0×10－7mol·L－1，pH＜7　　碱性溶液：［H＋］＜［OH－］，［OH－］＞0×10－7mol·L－1，pH＞7　　3、电解质在水溶液中的存在形态　　(1)强电解质　　强电解质是在稀的水溶液中完全电离的电解质，强电解质在溶液中以离子形式存在，主要包括强酸、强碱和绝大多数盐，书写电离方程式时用“＝”表示。　　(2)弱电解质　　在水溶液中部分电离的电解质，在水溶液中主要以分子形态存在，少部分以离子形态存在，存在电离平衡，主要包括弱酸、弱碱、水及极少数盐，书写电离方程式时用“ ”表示。　　二、弱电解质的电离及盐类水解　　1、弱电解质的电离平衡。　　(1)电离平衡常数　　在一定条件下达到电离平衡时，弱电解质电离形成的各种离子浓度的乘积与溶液中未电离的分子浓度之比为一常数，叫电离平衡常数。　　弱酸的电离平衡常数越大，达到电离平衡时，电离出的H＋越多。多元弱酸分步电离，且每步电离都有各自的电离平衡常数，以第一步电离为主。　　(2)影响电离平衡的因素，以CH3COOHCH3COO－＋H＋为例。　　加水、加冰醋酸，加碱、升温，使CH3COOH的电离平衡正向移动，加入CH3COONa固体，加入浓盐酸，降温使CH3COOH电离平衡逆向移动。　　2、盐类水解　　(1)水解实质　　盐溶于水后电离出的离子与水电离的H＋或OH－结合生成弱酸或弱碱，从而打破水的电离平衡，使水继续电离，称为盐类水解。　　(2)水解类型及规律　　①强酸弱碱盐水解显酸性。　　NH4Cl＋H2ONH3·H2O＋HCl　　②强碱弱酸盐水解显碱性。　　CH3COONa＋H2OCH3COOH＋NaOH　　③强酸强碱盐不水解。　　④弱酸弱碱盐双水解。　　Al2S3＋6H2O＝2Al(OH)3↓＋3H2S↑　　(3)水解平衡的移动　　加热、加水可以促进盐的水解，加入酸或碱能抑止盐的水解，另外，弱酸根阴离子与弱碱阳离子相混合时相互促进水解。　　三、沉淀溶解平衡　　1、沉淀溶解平衡与溶度积　　(1)概念　　当固体溶于水时，固体溶于水的速率和离子结合为固体的速率相等时，固体的溶解与沉淀的生成达到平衡状态，称为沉淀溶解平衡。其平衡常数叫做溶度积常数，简称溶度积，用Ksp表示。　　PbI2(s)Pb2+(aq)＋2I－(aq)　　Ksp＝［Pb2＋］［I－］2＝1×10－9mol3·L－3　　(2)溶度积Ksp的特点　　Ksp只与难溶电解质的性质和温度有关，与沉淀的量无关，且溶液中离子浓度的变化能引起平衡移动，但并不改变溶度积。　　Ksp反映了难溶电解质在水中的溶解能力。　　2、沉淀溶解平衡的应用　　(1)沉淀的溶解与生成　　根据浓度商Qc与溶度积Ksp的大小比较，规则如下：　　Qc＝Ksp时，处于沉淀溶解平衡状态。　　Qc＞Ksp时，溶液中的离子结合为沉淀至平衡。　　Qc＜Ksp时，体系中若有足量固体，固体溶解至平衡。　　(2)沉淀的转化　　根据溶度积的大小，可以将溶度积大的沉淀可转化为溶度积更小的沉淀，这叫做沉淀的转化。沉淀转化实质为沉淀溶解平衡的移动。　　四、离子反应　　1、离子反应发生的条件　　(1)生成沉淀　　既有溶液中的离子直接结合为沉淀，又有沉淀的转化。　　(2)生成弱电解质　　主要是H＋与弱酸根生成弱酸，或OH－与弱碱阳离子生成弱碱，或H＋与OH－生成H2O。　　(3)生成气体　 　生成弱酸时，很多弱酸能分解生成气体。　　(4)发生氧化还原反应　　强氧化性的离子与强还原性离子易发生氧化还原反应，且大多在酸性条件下发生。　　2、离子反应能否进行的理论判据　　(1)根据焓变与熵变判据　　对ΔH－TΔS＜0的离子反应，室温下都能自发进行。　　(2)根据平衡常数判据　　离子反应的平衡常数很大时，表明反应的趋势很大。　　3、离子反应的应用　　(1)判断溶液中离子能否大量共存　　相互间能发生反应的离子不能大量共存，注意题目中的隐含条件。　　(2)用于物质的定性检验　　根据离子的特性反应，主要是沉淀的颜色或气体的生成，定性检验特征性离子。　　(3)用于离子的定量计算　　常见的有酸碱中和滴定法、氧化还原滴定法。　　(4)生活中常见的离子反应。　　硬水的形成及软化涉及到的离子反应较多，主要有：　　Ca2＋、Mg2＋的形成。　　CaCO3＋CO2＋H2O＝Ca2＋＋2HCO3－　　 MgCO3＋CO2＋H2O＝Mg2＋＋2HCO3－　 　加热煮沸法降低水的硬度：　　Ca2＋＋2HCO3－CaCO3↓＋CO2↑＋H2O　　Mg2＋＋2HCO3－MgCO3↓＋CO2↑＋H2O　　或加入Na2CO3软化硬水：　　Ca2＋＋CO32－＝CaCO3↓，Mg2＋＋CO32－＝MgCO3↓