化学反应理论专题(征稿)

1、化学反应理论专题氧化还原反应专题知识准备熟记常见元素或原子团化合价一般不变价 :1: K,Na,Ag,H,NH4。+2: Ca,Mg,Ba,Zn. +3: Al , Si:+4-1: NO3-,ClO-, ClO3-,OH- ,卤化某中的卤（卤F,Cl,Br,I）-2: O, SO42-,SO32-,CO32-,SiO32- 硫化某中的硫3:PO43-.Fe:+2,+3 ;Cu,Hg:+1,+2;C:+2,+4记住：金属只有正价，非金属一般既有正价也有负价，所以，一般当非金属位于化学式最右时，显负价，在其余位置时，利用化合价需要计算。例如：KCl中Cl为-1，KClO3中Cl为+5一氧化还原反

2、应中的基本概念  在氧化还原反应中，既相对立又相联系的概念。它们的名称和相互关系是：二氧化还原反应中的基本规律1、表现性质规律同种元素具有多种价态时，一般处于最高价态时只具有氧化性、处于最低价态时只具有还原性、处于中间可变价时既具有氧化性又具有还原性。2、价态归中规律含不同价态同种元素的物质间发生氧化还原反应时，该元素价态的变化一定遵循“高价低价中间价”的规律。如：H2SO4SO2不反应 H2SSO2只能生成SClOCl只能生成Cl2 NH3NO只能生成N23、电子守恒规律 （应用于氧化还原计算和配平）在任何氧化还原反应中，氧化剂得电子（或共用电子对偏向）总数与还原剂失电子（或共用电

3、子对偏离）总数一定相等。4、反应先后规律（应用于氧化还原计算和判断产物）在浓度相差不大的溶液中，同时含有几种还原剂时，若加入氧化剂，则它首先与溶液中最强的还原剂作用；同理，在浓度相差不大的溶液中，同时含有几种氧化剂时，若加入还原剂，则它首先与溶液中最强的氧化剂作用。例如，向含有FeBr2溶液中通入Cl2，首先被氧化的是Fe2+，然后被氧化的是Br-5、性质强弱规律（应用于判断氧化还原能否发生反应先后规律和判断电解池放电顺序）（1）.根据反应方程式进行比较如：由2Fe2Br2=2Fe32Br可知，氧化性Br2>Fe3，还原性Fe2>Br。（2）.根据元素周期律进行比较 由元素的金属性

4、或非金属性比较<1>金属阳离子的氧化性随其单质还原性的增强而减弱<2>非金属阴离子的还原性随其单质的氧化性增强而减弱 一般地，单质氧化性：上>下，右>左；单质还原性：下>上，左>右。(3). 由反应条件的难易比较不同的氧化剂与同一还原剂反应时，反应条件越易（或得电子越多），其氧化剂的氧化性越强。如： 前者比后者容易发生反应，可判断氧化性： 。同理，不同的还原剂与同一氧化剂反应时，反应条件越易，其还原剂的还原性越强。 (4). 某些氧化剂的氧化性或还原剂的还原性与下列因素有关：温度：如热的浓硫酸的氧化性比冷的浓硫酸的氧化性强。浓度：如浓硝酸的氧化性

5、比稀硝酸的强。浓硫酸的氧化性比稀硫酸的氧化性强例如热的浓硫酸能氧化稀硫酸则不能浓盐酸的还原性比稀盐酸的强，例如MnO2只能氧化浓盐酸，不能氧化稀盐酸酸碱性：如中性环境中 不显氧化性，酸性环境中 显氧化性；又如 溶液的氧化性随溶液的酸性增强而增强。注意：物质的氧化性或还原性的强弱只决定于得到或失去电子的难易，与得失电子的多少无关。如还原性： ，氧化性：。三氧化还原反应方程式的配平方法技巧1. 原则及顺序 电子得失守恒：失电子总数等于得电子总数，氧化还原反应才遵守且必须遵守。离子电荷守恒：反应前后离子所带正负电荷总数相等，离子方程式必须遵守。原子个数守恒：反应前后同种元素的原子个数相等，这也是所有

6、化学反应必须遵循的。2. 方法和技巧 顺配法：先从氧化剂或还原剂开始配平。适用范围：a.分子间的氧化还原反应；b.所有元素参与的氧化还原反应；c.生成物中物质既是氧化产物，又是还原产物。逆配法：先从氧化还原反应产物开始配平。适用范围：a.自身氧化还原反应(含歧化反应)；b.反应物中某一部分被氧化或还原。3. 几类反应配平的技巧缺项类：a.可能缺的项：一般是反应介质，通常是酸、碱或水，它们参与反应，但其中元素化合价不变.b.确定方法：先配出氧化还原系数，后根据离子电荷守恒和原子个数守恒确定。多变类：a.有两种以上元素价态改变；b.存在一种物质，其中两种元素价态均同时升高或降低。配平技巧：整体零价

7、法(即：把有多种元素价态改变的分子作为整体或把整体中各元素化合价当做0)。四. 常见的氧化剂、还原剂2.反应是否发生的规律(1)强氧化剂与强还原剂相遇时，一般都会发生氧化还原反应。如：H2SO4(浓)与金属，H2S、S2、HI、HBr、I、Br、Fe2、P。Cl2与金属，H2S、S2、HI、I、HBr、Br、Fe2、P、H2、SO2、H2SO3、SO。HNO3与金属，H2S、S2、HI、I、HBr、Br、Fe2、P、SO2、H2SO3、SO。O2与金属，H2S、S2、HI、I、Fe2、Si、P、H2。离子反应专题知识准备 定义：带电的原子或原子团 写法：在元素符号的右上方先写离子所带电的电荷数

8、后写电性 如：钠离子Na+、 硫酸根离子-SO42-、铵根离子-NH4+ 注 根据常见元素或原子团化合价书写1.离子 表示一种离子 表示该离子带多少个正电荷（阳离子）或该离子带多少个负电荷（阴离子） 离子符号含义 如： 表示该离子带n个正电荷（阳离子） Rn+ 该离子中：质子数比电子数多n个 表示该离子带n个负电荷（阴离子）Rn- 该离子中：质子数比电子数少n个2.盐的溶解性口诀: 解释: 钾钠铵硝样样溶 指:所有的钾盐.钠盐.铵盐和硝酸盐均溶于水. 磷酸二氢盐相同 指:所有的磷酸二氢盐均可溶于水. 盐酸盐不溶银亚汞 指: 盐酸盐除了银盐和亚汞盐不溶外,其它盐酸盐均溶于水 硫酸铅钙钡和银 指:

9、硫酸盐除了铅钙钡盐不溶外,其它硫酸盐均溶于水 其它末及也不溶 指:以上没有提及的各种盐也不溶于水) 3.强酸：盐酸（HCl）、氢溴酸（HBr）、氢碘酸（HI）、硫酸（H2SO4）硝酸（HNO3）强碱：氢氧化钠（NaOH）、氢氧化钾（KOH）、氢氧化钙Ca（OH）2、氢氧化钡Ba（OH）24.物质导电的原因：含有自由移动的带电微粒如：金属导电的原因：含有自由移动的电子溶液导电的原因：含有自由移动的离子（如电解质溶液）液态化合物导电的原因：含有自由移动的离子（如离子化合物）注：溶液导电性的强弱主要决定于自由移动的离子浓度，离子浓度越大，导电性越强；反之，离子浓度越小，导电性越弱。只有在相同条件（浓

10、度、温度）时比较，强电解质溶液的导电性才肯定比弱电解质溶液的导电性强一 基本概念 强电解质 （强酸、强碱、大多盐） 电解质 （酸、碱、盐）在熔融状态 弱电解质 或水溶液里能否电离 （弱酸、弱碱） 非电解质1、化合物 离子化合物：一定是电解质（在熔融状态能导电） （活泼金属元素与活泼非金属元素组成化合物或铵盐）按结构 电解质（如酸） （只在水溶液里能电离出离子）共价化合物 （不含离子） 非电解质（在熔融状态不能导电）2、离子反应的概念：在 进行 参加的反应,叫离子反应.3、离子方程式的概念：用实际参加反应的 来表示化学反应的式子,叫离子方程式.4、离子方程式的表示含义：、表示某一具体反应的离子方

11、程式、表示某一类反应的离子方程式 、表示HCl溶液与NaOH溶液的反应如：H+ + OH- = H2O 、表示强酸与强碱发生的中和反应5.离子反应的本质：反应物的某些离子浓度的减少。二.书写离子方程式的基本步骤为：1、写：写出有关反应的化学方程式。2、拆：可溶性的强电解质(强酸、强碱、可溶性盐)用离子符号表示，其它物质仍用分子式表示。注：微溶的强电解质应看其是否主要以自由离子形式存在，例如，石灰水中的Ca(OH)2写离子符号，石灰乳中的Ca(OH)2用分子式表示。弱酸式根离子不拆：如HCO3-、HSO3- 、HS- 浓硫酸中的H2SO4不拆3、删：删去两边未参加反应的离子，即得离子方程式。4、

12、检：检查式子两边的各种原子的个数及电荷数是否相等。如： 实验室制取氯气的离子方程式写： 拆： 删：注：注意题干的要求：即要注意反应物的用量，有的也要注意反应的顺序。如：碳酸氢钙溶液与氢氧化钠溶液反应：a. 用过量的氢氧化钠溶液， 则： b. 用少量氢氧化钠溶液， 则： 又如：硫酸铝钾溶液与氢氧化钡溶液反应：a. 生成沉淀的物质的量最大， 则： b. 生成沉淀的质量最大，则： 再如：向碳酸钠溶液中滴稀盐酸，随着酸的增多，连续发生的反应是：练习1： 根据如下反应：2Mn2+5R2O8x-+8H2O=16H+10RO42-+2MnO4-求x的值（ C ）由守恒求解（A ）0 （B）1 （C ）2 （

13、D）3练习2：写过量CO2通入澄清石灰水三溶液中离子能否大量共存问题实质上就是看离子间是否发生反应的问题。若在溶液中发生反应，就不能大量共存。看能否发生反应，从前面总结的已经了解到不仅是因为有沉淀、气体、水、难电离的物质产生，还涉及到溶液酸碱性、有色、无色，能否进行氧化还原反应等。一般注意以下几点： 1在强酸性（H+）溶液中，不能大量存在弱酸根离子：如： 、 、 、 、 、 、 、 等，也不能有大量的 。CO3-+2H+=CO2+H2OH+ + OH- = H2O2在强碱性（OH-）溶液中，不能大量存在弱碱金属离子：如： 、 、 、 及 等不能与OH-大量共存Mg2+ + 2OH- = Mg(

14、OH)2NH4+ + OH- = NH3 ·H2O (NH3 ·H2O易分解)3酸式根(如HCO3-、HSO3- 、HS- )既不能与H+共存，又不能与OH-共存HCO3-+H+=CO2+H2OHCO3-+OH-=CO32-+ H2O相互间反应生成沉淀或微溶性物质的不能共存熟记盐的溶解性口诀能发生氧化还原反应的离子也不能共存：一般地说典型的氧化性离子如Fe3+MnO4-Cr2O72-ClO-NO3-(H+)与典型的氧化性离子（如Fe2+S2-I-SO32-）注： Fe3+ 与Fe2+不反应能形成络离子的也不能共存：如与 ，Fe3+与等。无色溶液中,则有色离子不能大量共存：如

15、:Cu2+ 、Fe2+、Fe3+ 、MnO4- 均是有色离子.有色离子：常见的 （黄色）、 （浅绿色）、 （蓝色）、 （紫红色）、 （桔红色）等8. 能水解的阳离子与能水解的阴离子一般不能同时存在在同一溶液中，即离子间能发生“双水解”反应。例如：Al3和HCO3-，Al3和CO32-，Al3和S，Al3和HS，Al3和AlO2-，Al3和C6H5O-，Fe3+和AlO2-，Fe3+和HCO3-，Fe3+和CO32-，NH4+和AlO2-等。如3AlO2-Al3+6H2O=4Al(OH)3等。特别注意：NH4+和CO32-、NH4+和HCO3-、NH4+和CH3COO-在同一溶液中能大量共存。运

16、用离子反应发生的条件可判断反应进行的方向，根据一个离子反应可判断物质溶解性的强弱、电解质的强弱等。并要注意辨正地、综合地看反应的反应发生的条件。 强电解质制取相对弱电解质：在反应 C6H5ONa + CO2 + H2O C6H5OH + NaHCO3中，由于酸性H2CO3C6H5OHHCO3，反应生成NaHCO3，不能生成Na2CO3。 溶解度大物质制取相对溶解度小的物质在反应 AgCl + KBr = AgBr + KCl 中，溶解度AgClAgBr，此反应可发生，称为沉淀转移。在 NaCl NH4HCO3 = Na HCO3 NH4 Cl 制碱原理的反应中，反应物生成物都溶于水，但利用Na

17、 HCO3的溶解度相对较小，使反应顺利进行。再看下列反应： FeS H2SO4 = Fe SO4 H2 S H2 S CuSO4 = CuS H2SO4 反应可理解为：强酸制取弱酸，那么反应则是弱酸制取强酸。这就需要全面看反应发生的条件，此题的CuS的溶解度极小，不溶于水也不溶于酸，即生成CuS的因素比生成H2 S气体的因素还强。电化学知识（属于电解质溶液和氧化还原反应综合应用）基础知识提纲1、原电池、电解池的原理； CuZn硫酸Aee2、电化学的应用（电镀池、氯碱工业等）原电池原电池将化学能转化为电能的装置。1、电子流向、电流方向、离子动向外电路电子流向：负极（Zn） 正极（Cu）阳离子移向

18、正极外电路电流方向：正极（Cu） 负极（Zn）阴离子移向负极2、原电池的工作原理锌(负极) Zn2e- Zn2+ (锌板溶解）（负失氧)铜(正极) 2H+ + 2e- H2（铜板上有气泡）（正得还）总反应方程式：Zn + 2H+ = Zn2+ + H2原电池的形成条件:(1)两个活泼性不同的电极；(2)电解质溶液；(3)形成闭合回路(或在溶液中接触)。注意：以上条件为构成原电池的理论条件，而一般情况下，原电池的氧化还原反应具有一定的自发性。3、原电池正负极的判断、由组成原电池两极的电极材料判断，如果两极是由活泼性不同的金属作电极时，一般情况下相对活泼的金属是负极，活泼性较弱的金属是正极（注：此

19、判定为默许规则，一定要注意实际情况，如：MgAlNaOH，Al才是负极；AlCu浓硝酸，Cu才是负极）；如果是由金属和非金属导体(或金属氧化物导体)作电极，金属是负极，非金属导体(或金属氧化物导体)是正极。、根据氧化反应、还原反应发生的位置判定，发生氧化反应的极(或在该极处失电子)为负极，即（负失氧)；发生还原反应的极(或在该极处得电子)为正极，即（正得还）。、根据电子流出或电流流入的电极为负极，相反为正极。、根据原电池里电解质溶液内离子流动方向判断：阳离子移向的极为正极，阴离子移向的极为负极。 4、原电池应用.金属腐蚀：(1)化学腐蚀由一般的化学反应引起的腐蚀。 (2)电化腐蚀：以钢铁的腐蚀

20、为例a.析氢腐蚀： 负极：Fe 2e- = Fe2+（强或较强酸性条件下） 正极：2H+ +2e- = H2 总反应式： Fe + 2H+ = Fe2+ + H2b.吸氧腐蚀： 负极：Fe 2e- = Fe2+（中性、碱性或极弱酸性条件下）正极：O2 + 2H2O+ 4e- = 4OH 总反应式： 2Fe + 2H2O + O2 = 2Fe(OH)2.防护方法： (1)改变金属内部组织结构 (2)在金属表面覆盖保护 牺牲了Zn(负极)而保护了Fe(正极)(3)电化学保护法牺牲阳(负)极的阴(正)极保护法 . 制造新化学电源（注意新型原电池、电解池在考题中的出现，常以判定电极反应是否正确、电子转

21、移是否正确以及溶液的酸碱性的变化的形式出现。在填空题中可能会让我们由已知信息书写电极反应，希望同学们加强这方面知识的归纳和总结，并逐步形成一定的技巧和能力。）5、电极反应式和原电池总反应式的书写（1）负极失电子，发生氧化反应（一般是负极本身失电子）（2）正极得电子，发生还原反应（一般是溶液中阳离子在正极上得电子，但也可能是O2在正极上得电子（吸氧腐蚀），或正极本身得电子）（3）总反应式（即电池反应）= 正极反应式 + 负极反应式电解池1、概述阴极阳极氯气铜CuCl2溶液e-电解电流通过电解质溶液(或熔化的电解质)而在阴阳两极引起氧化还原反应的过程。阳极：2Cl2e=Cl2（阳失氧）阴极：Cu2

22、+ + 2e = Cu（阴得还）总反应：CuCl2 =Cu+Cl2电子流向：负极 阴极 ；阳极 正极离子动向：阳离子移向阴极，阴离子移向阳极。装置特点：电能转化为化学能的装置。电解池的形成条件:(1)与(直流)电源相连的两个电极；(2)电解质溶液(或熔化的电解质)；(3)形成闭合回路。电解质的导电的过程实质上就是电解过程；电解是在外电源的作用下被迫发生的氧化还原的过程，把电能转化为化学能，而在原电池中正好相反，是自发的氧化还原反应的过程，把化学能转化为电能。离子放电顺序阴离子失去电子而阳离子得到电子的过程叫放电。阳极若为惰性电极(C,Pt, Au等),则阴离子放电（失电子，发生氧化反应），放电

23、顺序为：阳极金属（除Pt、Au）>S2>I>Br>Cl>OH>含氧酸根离子>F 若为活泼电极,则电极本身失去电子而放电。因为活泼电极的还原性几乎大于一切的阴离子。阴极无论是惰性电极，还是活性电极，阴极都不会参与电极反应，始终为阳离子放电（得电子，发生还原反应），放电顺序为：Ag+>Hg2+>Fe3+>Cu2+>H+>Pb2+>Sn2+>Fe2+>Zn2+>H+( H2O)>Al3+>Mg2+>Na+>Ca+>K+2、电解的应用、氯碱工业：电解饱和食盐水制取烧碱、氯气、氢

24、气 总的方程式：通电2NaCl + 2H2O = 2NaOH+ H2+ Cl2 、电镀: 概念：应用电解原理在某些金属表面镀上其它金属或合金的过程。 电镀池的形成条件：A镀件作阴极B镀层金属作阳极 铜的电解精炼纯铜粗铜CuSO4CuSO4FeCu C电镀液中含有镀层金属离子例：在一根铁棒上镀上Cu阳极：Cu 2e = Cu2+阴极：Cu2+ + 2e = Cu 电镀 、铜的电解精炼阳极： Cu 2e = Cu2+ 杂质比铜活泼的Zn、Fe、Ni等也会放电： Zn 2e = Zn2+ ； Fe 2e = Fe2+ ； Ni 2e = Ni2+还原性比铜差的，如活泼性在铜之后的银、金等不能失去电子

25、，它们以单质的形式沉积在电解槽溶液中，成为阳极泥。阳极泥可再用于提炼金、银等贵重金属。阴极： Cu2+ + 2e = Cu 电解质溶液硫酸铜的浓度基本不变，但要定时除去里面的杂质。、电解制Na、Mg、Al（以下反应均在熔融状态下进行）、金属腐蚀的快慢规律电解原理引起的腐蚀 > 原电池原理引起的腐蚀 > 化学腐蚀 > 有防腐措施的腐蚀几组常见的电解池H2SO4（1）电极反应：阳极：4OH 4e = 2H2O+O2阴极：4H+ 4e = 2H2通电总的方程式：2H2O = 2H2+O2结论：用惰性电极电解含氧酸实质是电解水。电解后，酸的浓度增大，即H+增大，故溶液的PH减小。Na

26、OH（2）电极反应阳极：4OH 4e = 2H2O+O2阴极：4H+ 4e = 2H2通电总的方程式：2H2O = 2H2+O2结论：用惰性电极电解强碱实质是电解水。电解后，碱的浓度增大，即OH-增大，故溶液的PH增大。Na2SO4（3）电极反应阳极：4OH 4e = 2H2O+O2阴极：4H+ 4e = 2H2通电总的方程式：2H2O = 2H2+O2HCl结论：用惰性电极电解活泼金属的含氧酸盐实质是电解水。电解后溶液的PH不变，等于7。（4）电极反应阳极：2Cl 2e = Cl2阴极：2H+ 2e = 2H2 通电总的方程式：2HCl = H2+Cl2CuCl2结论：用惰性电极电解无氧酸(

27、除HF)，溶质消耗。电解的结果消耗了HCl，即H+减小，溶液的PH增大。（5）电极反应阳极：2Cl 2e = Cl2阴极：Cu2+ + 2e = Cu通电总的方程式：CuCl2 = 2Cu + Cl2结论：用惰性电极电解不活泼金属的无氧酸盐(除氟化物)，溶质消耗。电解的结果使Cu2+减小，溶液的H+减小，溶液的PH略有增大。Cu2+ +2H2OCu(OH)2 + 2H+NaCl（6）电极反应阳极：2Cl 2e = Cl2阴极：4H+ 4e = 2H2通电总的方程式：2NaCl + 2H2O = 2NaOH + H2+ Cl2CuSO4结论：用惰性电极电解活泼金属的无氧酸盐，溶质、水同时消耗。电

28、解的结果生成碱，电解后溶液的PH增大。（7）电极反应 阳极：4OH 4e = 2H2O+O2阴极：Cu2+ + 2e = Cu通电总的方程式：2CuSO4 +2H2O = 2H2SO4+2Cu+O2结论：用惰性电极电解不活泼金属的含氧酸盐，溶质、水同时消耗。电解的结果生成酸，溶液的PH减小。二、电解规律（作惰性电极，带*号的例外）及溶液pH的变化三、热化学反应考纲要求：反应热与热化学方程式，化学反应与物质能量的关系1、反应热与热化学方程式： 反应热：化学反应都伴有能量的变化，常以热能的形式表现出来，有的反应放热，有的反应吸热。反应过程中放出或吸收的热叫做反应热。反应热用符号H表示，单位是kJ/

29、mol或（kJ·mol1）。放热反应的H为“”，吸热反应的H为“”。反应热（H）的确定常常是通过实验测定的。注意：在进行反应热和H的大小比较中，反应热只比较数值的大小，没有正负之分；而比较H大小时，则要区别正与负。2H2(g)O2(g)2H2O(g)；H1a kJ·mol1 反应热：a kJ·mol1，H：a kJ·mol12H2(g)O2(g)2H2O(l)；H2b kJ·mol1 反应热：b kJ·mol1，H：b kJ·mol1a与b比较和H1与H2的比较是不一样 影响反应热大小的因素反应热与测定条件（温度、压强等）有

30、关。不特别指明，即指25，1.01×105Pa（101kPa）测定的。中学里热化学方程式里看到的条件（如：点燃）是反应发生的条件，不是测量条件。反应热的大小与物质的集聚状态有关。反应热的大小与物质的计量数有关。在反应：2H2(g)O2(g)2H2O(g)；H1a kJ·mol1中，2molH2燃烧生成气态水放出的热量a kJ，该反应的反应热是a kJ·mol1，该反应的H是a kJ·mol1。注意这三个单位。 书写热化学方程式注意事项： a. 注明反应的温度和压强（若在101kPa和298K条件下进行，可不予注明），注明H的“”与“”，放热反应为“”，吸

31、热反应为“”。 b. H写在方程式右边，并用“；”隔开。 c. 必须标明物质的聚集状态（气体用“g”，液体用“l”，固体用“s”，溶液用“aq”）。若用同素异形体要注明名称。 d. 各物质前的计量系数不表示分子数目只表示物质的量的关系。H与计量数成正比关系。同样的反应，计量系数不同，H也不同，例如：2H2(g)O2(g)2H2O(g)；H483.6kJ·mol1 H2(g)O2(g)H2O(g)；H241.8kJ·mol1 上述相同物质的反应，前者的H是后者的两倍。燃烧热和中和热：在101kPa时，1mol物质完全燃烧生成稳定的氧化物时所放出的热量，叫做该物质的燃烧热。在稀

32、溶液里，酸跟碱发生中和反应而生成1mol 液态H2O，这时的反应热叫做中和热。燃烧热的热化学方程式强调燃烧物前的计量数为1，中和热强调热化学方程式中水前的计量数为1。燃烧热要强调生成稳定的氧化物，如：生成液态水。如：H2的燃烧热的热化学方程式：H2(g)O2(g)H2O(l)；H286kJ·mol1 中和热的热化学方程式：NaOH(aq)H2SO4(aq)Na2SO4(aq)H2O(l)；H57.3kJ·mol1 2、化学反应与物质的能量 放热反应：反应物所具有的总能量大于生成物所具有的总能量，热量的多少等于反应物具有的总能量与生成物具有的总能量的差值。常见的放热反应有：燃

33、烧、中和反应、常温下能自发发生的绝大多数的各类反应。 吸热反应：反应物所具有的总能量小于生成物所具有的总能量，热量的多少等于生成物具有的总能量与反应物具有的总能量的差值。常见的吸热反应有：水解反应、结晶水合物失水的反应、碳与二氧化碳或与水蒸气的反应等物质的能量越低，性质就越稳定；物质的能量越高，性质就越活泼。物质的化学能是化学键的能量，通过化学键的键能可计算反应热。如：反应H2(g)Cl2(g)2HCl(g)；H。H =E(HH)E(ClCl)2E(HCl)。盖斯定律：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。这就是盖斯定律。利用盖斯定律可以

34、间接计算反应热。 例如：C(s)O2(g)CO2(g)；H1 C(s)O2(g)CO(g)；H2 CO(g)O2(g)CO2(g)；H3 依盖斯定律有：H1H2H3。可逆反应专题化学平衡 化学反应速率和化学平衡理论是中学重要基础理论之一。为什么一个反应的进行需要这样或那样的条件呢？这就与下面这两个方面有关：一是反应进行的快慢，即化学反应速率问题；一是反应进行的程度，即化学平衡移动问题。本章就专门学习化学反应速率和化学平衡理论。首先学习化学反应速率：一、化学反应速率的表示和计算： 化学反应速率通常是用单位时间内任何一种指定的反应物浓度的减少或任何一种指定生成物浓度的增加来表示的。即单位时间内某物

35、质浓度的变化量。v=ct(等容条件下，v=nVt) 例1按合成氨反应的下列数据求以N2、H2、NH3表示的反应速率。 N2 + 3H2 2NH3 起始浓度 （mol/L） 1.0 3.0 0 2秒末浓度（mol/L） 0.6 1.8 0.8 则以N2、H2、NH3的浓度变化表示的速率分别为： 注意： 反应速率不取负值； 速率单位：一般浓度变化量用mol/L, 时间用秒、分、小时等； 同一化学反应，选用不同物质表示反应速率时，可能有不同的速率数值， 但速率数值之比等于方程式中各物质的系数比。如上例中：0.2:0.6:0.4=1:3:2 要区别平均速率与瞬时速率。（上例中指2秒内的平均速率） 例2

36、根据化学反应N2 + 3H2 2NH3 ，试填充下表里的空白：N2H2NH3浓度反应开始时1.5 mol/L4.5 mol/L010分钟后4.2 mol/L反应速率二、影响反应速率的条件： 内因：反应物的化学性质。 外因：浓度、压强、温度、催化剂等（1）浓度的影响：我们知道，同样的木条，在空气中燃烧较慢，在氧气中则很快。又如：Na2S2O3 + H2SO4 = S +SO2 + H2O + Na2SO4C(Na2S2O3) 浓度增大析出硫的速率快 C(Na2S2O3) 浓度减小析出硫的速率慢结论：当其它条件不变时，增大反应物的（气体或溶液）浓度，可以加快反应速率。 原因： 因为浓度越大，单位体

37、积中反应物的活化分子数目（或离子）越多，它们发生有效碰撞的机会越多，因而反应速率越大。（2）压强对化学反应速率的影响： 对于气体反应来说，当温度一定时，增大体系压强，气体体积缩小，引起浓度增大，反应速率增大；减小体系压强，气体体积增大，引起浓度减小，反应速率减小。 结论：当其它条件不变时，如果反应物中有气体，增大体系压强可以增大反应速率（指缩小气体体积以增大压强）；相反，减小体系压强可以减小反应速率。 原因： 单位体积中反应物的活化分子数目（或离子）越多，它们发生有效碰撞的机会越多，因而反应速率越大。（3）温度对化学反应速率的影响： 结论：当其它条件不变时，升高温度可以增大反应速率，每升高10

38、，反应速率增大24倍。原因：升高温度可以增大反应物的活化分子百分数，它们发生有效碰撞的机会越多，因而反应速率越大。例3若一反应在10时反应速率为a，温度每升高10反应速率增大2倍，求40时的反应速率。 解：40-10=30 反应速率为：a×2×2×2 = a×23 = 8a（4）催化剂的影响：结论： 使用催化剂可以改变化学反应速率。注：改变的含义是增大或减小，但一般指增大； 使用催化剂能同等程度地改变正、逆反应的速率，不影响化学平衡。 原因：使用催化剂可以增大反应物的活化分子百分数，它们发生有效碰撞的机会越多，因而反应速率越大。（5）其它因素的影响：如：

39、光、超声波、激光、放射性、电磁波、反应物颗粒大小、扩散速度、溶剂等。因体反应物颗粒越小，表面积越大，反应速率越大。光照可以增大某些反应的速率。 例：对于反应 2SO2 + O2 2SO3 + Q。若(a)增大O2的浓度 (b)减少SO3浓度 (c)增大反应体系压强 (d)升高温度。对化学反应速率有何影响？解：(a)增大正反应速率 (b)减小逆反应速率 (c)正、逆反应速率都增大 (d)正、逆反应速率都增大练习：物质的量(mol) 1.0- 0.9 0.8- Y 0.6- 0.7 X0.4- Z0.2- 0.2 1 2 3 4 5 时间(分)1、 某温度时，在2升容器中X、Y、Z三种物质的物质的

40、量随时间的变化曲线如右图所示。由图中数据分析，该反应的化学方程式为；反应开始至2分钟的平均反应速率为。 2、在25时，向100mL含HCl 14.6g盐酸溶液里，放入5.6g纯铁粉（设反应前后溶液的体积不变）。经2分钟收集到纯净干燥的H21.12L（标况），在这2分钟内，用FeCl2表示的平均反应速率为 ，在此之后，又经过4分钟，铁粉完全溶解，在这4分钟内用盐酸表示的平均反应速率VHCl为 ，前2分钟与后4分钟相比，前者反应速率 ，这主要是因为 。三、化学平衡 1、可逆反应和不可逆反应： 可逆反应：在同一条件下，能同时向正、逆两个方向进行的反应。如： N2+3H2 2NH3+Q 正方向为放热反

41、应（用H0表示） N2O4 2NO2 Q 正方向为吸热反应（用H0表示） 不可逆反应：在同一条件下，不能同时向两个方向进行的反应。可看成正、逆反应的趋势差别很在，反应“一边倒”。 正、逆反应是相对的： 问题：点燃氢气和氧气的混合物可剧烈地化合生成水，电解水时又可生成氢气和氧气，这是不是一个可逆反应？为什么？接问：可逆反应能否进行到底？（不能），因而对于任何一个可逆反应都存在一个反应进行到什么程度的问题。 2、化学平衡状态： 定义：在一定条件下，可逆反应中正反应速率与逆反应速率相等，反应混合物中各组成成分的含量保持不变的状态，叫做化学平衡状态。 化学平衡状态的特点具有“逆、动、等、定、变、同”六

42、个特点。逆：指化学平衡状态只适用于可逆反应，也就是说，只有可逆反应才有正、逆反应，也只有可逆反应在一定条件下才能形成平衡状态。动：指动态平衡，即化学反应处于平衡状态时，正、逆反应并未停止，仍在进行，只是速率相等，体现了“静中有动，动中有静”的哲理。等：指“v正=v逆0”。即某一物质在单位时间内消耗的物质的量浓度和生成的物质的量浓度相等。也可以用不同物质的速率表示该反应的正、逆反应速率相等（即用不同物质的速率表示该反应的正、逆反应速率之比等于方程式中各物质的系数比）。定：指反应混合物里各成分的含量保持不变，包含内容有：各物质的物质的量或摩尔分数保持一定；各物质的质量或质量分数保持一定。如果是气体

43、物质，则各气体的体积或体积分数保持一定。变：指平衡移动。可逆反应的平衡状态是相对，暂时的，当外界某一条件改变时，原平衡被破坏,化学平衡向着削弱这种条件改变的方向移动，在新的条件下达到新的平衡状态。同：指对于同一可逆反应，在同一条件下，无论反应从正反应开始还是从逆反应开始，或正、逆反应同时开始，以一定的配比投入反应物或生成物，则可以达到相同的平衡状态，即各物质的含量相同，称之为“等效平衡”。 练习：1.可以说明密闭容器中可逆反应P +Q R + S 在恒温下已达平衡的是（ B ） A.容器内压强不随时间变化 B.P和S生成速率相等 C.R和S的生成速率相等 D.P、Q、R、S的物质的量相等2.在

44、1大气压390时，可逆反应：2NO2 2NO+O2达到平衡，此时平衡混合气体的密度是相同条件下H2密度的19.6倍，求NO2的分解率。（答：34.6%)考试热点2： 化学平衡状态的判断化学平衡状态的标志：v正=v逆；平衡混合物中各组成成分的含量保持不变。“v正=v逆”是化学平衡的本质特征，其含意是反应体系中同一物质的消耗速率和生成速率相等。而各组分的含量“不变”，是指各组分的浓度、质量分数、体积分数(有气体参加的可逆反应)、反应物的转化率等均保持不变。不变不能理解为相等。判断某一可逆反应是否达到平衡状态的“等价标志”：(1)对于反应前后气体体积不等的反应，当恒温、恒容时，压强不变、气体的平均相

45、对分子质量不变，或恒温、恒压时，体积不变、混合气体的密度不变，说明反应处于平衡状态。(2)对于有颜色物质参加的反应，体系颜色不变，说明反应处于平衡状态。(3)对于吸热或放热反应，绝热体系的温度不变，说明反应处于平衡状态。3、影响化学平衡的条件： 化学平衡状态是与外界条件有关的。外界某种条件改变时，使正、逆反应速率不等，平衡混合物中各组成物质的百分含量（或浓度）也随之改变，原来的平衡被破坏直到建立新条件下的另一种平衡状态。这种改变的过程，叫化学平衡的移动。影响化学平衡的重要条件有：浓度、压强、温度。 （1）浓度对化学平衡的影响： 以FeCl3 + 3KSCN为例说明。结论：在其它条件不变的情况下

46、，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；反之，则向逆反应方向移动。（2）压强（指缩小气体体积以增大压强）对化学平衡的影响：结论：在其它条件不变的情况下，增大压强会使化学平衡向着气体体积缩小的方向移动；减小压强，会使平衡向着气体体积增大的方向移动。 （3）温度对化学平衡的影响： 以2NO2 N2O4+Q为例说明。 结论：在其它条件不变的情况下，温度升高，会使化学平衡商着吸热反应的方向移动；温度降低，会使化学平衡向着放热反应的方向移动。 （4）关于催化剂：因使正、逆反速率同等程度地加快，故不能使平衡发生移动。但能缩短达到平衡的时间。 勒沙特列原理： 如果改变影响平衡的一个条件（如浓

47、度、压强或温度等），平衡就向能够减弱这种改变的方向移动。 例1对于可逆反应：2SO2+O2 2SO3+Q，下列说法哪些是正确的，为会么？ （1）达到平衡时，反应物和生成物的浓度相等； （2）达到平衡时，SO2、O2、SO3的浓度之比为；2：1：2 （3）加入催化剂V2O5可以缩短到达平衡的时间； （4）由于反应前后分子数不同，所以改变体系压强影响化学平衡（缩小体积）； （5）对于放热反应，升高温度正反应速率减小，逆反应速率增大，所以平衡向左移动。 解：（3）、（4）正确。练习：1、当可逆反应，达到平衡后，通入气体，再次达到平衡时存在于（ C ） A. SO3、O2 B. SO2、SO3 C.

48、SO2、SO3、O2 D. SO2、O22、某体积可变的密闭容器，盛有适量的A和B的混合气体，在一定条件下发生反应： 若维持温度和压强不变，当达到平衡时容器的体积为VL，其中C气体的体积占10%。下列推断正确的是（ A ）原混合气体的体积为1.2L；原混合气体的体积为1.1L；反应达到平衡时气体A消耗掉0.05VL；反应达平衡时气体B消耗掉0.05VL。 A. B. C. D. 3、已知在某温度时，反应 A + 2B 2C已达到平衡。（1）如果升高温度，C的平衡浓度增大，那么正反应是 热反应。（2）如果增加或减少A的用量，气体C的浓度不变，那么A是 态物质。因为 。（3）加压时，气体C的浓度不变，那么A为 态物质，B为 态物质。因为 。4、反应 A + 3B 2C，在一定条件下达到平衡时，有50%B转化为C，若起始时A与B以1:3体积比装入，求平衡后，混合气体的体积分数；反应前后容器中分子总数之比