第六章化学反应与能量知识清单高一下学期化学人教版

第六章化学反应与能量考点1化学反应与热能【知识网络】一、化学反应中的能量变化及原因化石燃料燃烧会放出大量的热，除了燃烧，其它化学反应也伴随着放热或吸热现象。1.能量守恒定律一种形式的能量可以转化为另一种形式的能量，转化的途径和能量形式可以不同，但是体系包含的总能量不变，这就是“能量守恒定律”。(1)化学能可以转化为其他形式的能量，如热能、光能、电能等，在转化时，遵循能量守恒定律。(2)初中学过的“质量守恒定律”与“能量守恒定律”是两条基本的自然定律。2.化学反应一定伴随有能量的变化，化学反应中能量变化主要表现为热量的变化，吸热或放热。2.化学反应中能量变化的原因(1)从物质储存化学能的角度来理解化学反应过程中的能量变化在化学反应中，物质发生了变化，化学能也随之改变。化学反应过程中吸收或放出能量可形象地表示如下：放出能量吸收能量反应物的总能量＞生成物的总能量反应物的总能量＜生成物的总能量(2)从化学键角度来理解化学反应过程中的能量变化化学反应的实质是旧化学键的断裂和新化学键的形成过程。在化学反应中，一是要断开反应物中的化学键，这一过程需要克服原子间的相互作用，因此要吸收能量；二是要形成生成物中的化学键，这一过程会释放能量。因此，化学键的断裂和形成是化学反应中发生能量变化的主要原因。由于断开不同的化学键吸收的能量不同，形成不同的化学键释放的能量也不同，所以化学反应中总会伴有能量的变化，最终的反应结果表现为吸收能量和放出能量。当E吸>E放时，反应吸收能量；当E吸<E放时，反应释放能量。【举例】氢气和氯气反应的本质是在一定的条件下，氢气分子和氯气分子中的HH键和ClCl键断开，氢原子和氯原子通过形成HCl键而结合成HCl分子。则：吸收总能量为：436+243=679kJ释放总能量为：431×2=862kJ反应中放出的热量：862679=183kJ这样，由于破坏旧键吸收的能量少于形成新键放出的能量，根据“能量守恒定律”，多余的能量就会以热量的形式释放出来。【关于物质稳定性的基本观点】1.键能：气态分子中1_mol化学键解离成气态原子所吸收的能量。它通常是298.15K、100kPa条件下的标准值，单位是kJ·mol－1。2.物质的化学键的键能越大，断开该物质的化学键时所吸收的能量就越多，形成该物质的化学键时所放出的能量也越多。3.物质的化学键的键能越大，它所具有的能量也就越低，则该物质越稳定。4.放热反应：反应物的键能总和＜生成物的键能总和吸热反应：反应物的键能总和＞生成物的键能总和二、放热反应和吸热反应实验61：镁与盐酸的反应在试管中加入2ml2mol/L的盐酸，并用温度计测量温度，再将用砂纸打磨过的光亮镁条投入试管中，观察现象并测量温度变化。实验现象看有大量气泡生成摸试管烫手温度计温度升高实验结论反应原理Mg+2HCl===MgCl2+H2↑能量变化反应放出热量.................................................................................................................................................实验62：Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl晶体的反应将20g的Ba(OH)2·8H2O晶体研细后与10g的NH4Cl晶体一起放入烧杯中，并将烧杯放在滴有水的木板上，用玻璃棒迅速搅拌，闻到刺鼻气味后用玻璃片盖上烧杯，用手触摸烧杯下部，试着拿起烧杯观察现象。实验现象看烧杯与木板粘到一起摸烧杯外壁变得冰凉温度计有刺激性气体生成实验结论反应原理Ba(OH)2·8H2O+2NH4Cl===BaCl2+2NH3↑+10H2O能量变化反应吸收热量1.放热反应与吸热反应比较放热反应吸热反应形成原因反应物具有的总能量大于生成物具有的总能量反应物具有的总能量小于生成物具有的总能量与化学键强弱的关系生成物分子成键时释放的总能量大于反应物分子断键时吸收的总能量生成物分子成键时释放的总能量小于反应物分子断键时吸收的总能量图示常见的实例1.所有的燃烧反应与缓慢氧化2.所有的酸碱中和反应3.大多数化合反应4.金属与水或酸反应5.铝热反应（2Al+Fe2O3eq\o(=,\s\up8(高温))Al2O3+2Fe）6.少数分解反应（2H2O2===2H2O+O2↑）1.大多数分解反应2.某些以C、CO、H2为还原剂还原金属氧化物的反应3.碳与CO2、水蒸气的反应4.Ba(OH)2·8H2O晶体与氯化铵反应5.盐酸与碳酸氢钠的反应。6.盐类的水解反应【关于吸热反应和放热反应的易错点】吸热反应和放热反应都是化学变化。但NaOH固体溶于水、浓硫酸稀释是放热过程，但不是放热反应；NH4NO3晶体溶解于水是吸热过程，也不是吸热反应。再如升华等物质三态之间的变化过程是吸热过程，也不是吸热反应。吸热反应和放热反应与反应条件无关。需加热才能发生的反应不一定是吸热反应，如碳和氧气的反应；放热反应常温下不一定容易发生，如铝热反应；吸热反应也不一定需要加热，如Ba(OH)2·8H2O晶体和NH4Cl晶体的反应。2.放热反应与吸热反应判断方法(1)根据反应物和生成物的总能量的相对大小判断——决定因素。若反应物的总能量大于生成物的总能量，属于放热反应，反之是吸热反应。(2)根据化学键断裂或形成时的能量变化判断——用于计算。若断裂反应物中的化学键所吸收的能量小于形成生成物中的化学键所放出的能量，属于放热反应，反之是吸热反应。(3)根据反应物和生成物的相对稳定性判断。(4)根据反应条件判断。凡是持续加热才能进行的反应一般就是吸热反应。(5)经验判断法：根据常见的放热反应、吸热反应类型判断。三、能源的开发利用1.人类利用能源的三个阶段eq\x(柴草时期)——→eq\x(化石能源时期)——→eq\x(多能源结构时期)树枝杂草煤、石油、天然气太阳能、氢能、核能、风能、地热能等2.化石燃料利用过程中亟待解决的两方面问题(1)一是其短期内不可再生，储量有限；(2)二是煤和石油产品燃烧排放的粉尘、SO2、NOx、CO等是大气污染物的主要来源。3．在燃料利用过程中，节能的主要环节：(1)提高燃料的燃烧效率：改进锅炉的炉型和燃料空气比、清理积灰等方法；(2)提高能源利用率：可通过使用节能灯，改进电动机的材料和结构，以及发电厂、钢铁厂余热与城市供热联产等措施促进能源循环利用，有效提高能量利用率。4．新能源(1)特点：资源丰富、可以再生，对环境无污染。(2)人们比较关注的新能源：太阳能、风能、地热能、海洋能和氢能等。可再生能源和清洁能源是两类重要新能源，主要有太阳能、氢能、核能、生物质能等。5．能源分类(1)按取得方式eq\b\lc\{\rc\(\a\vs4\al\co1(一次能源：化石能源、风力、水力、柴草、太阳能等,二次能源：电力、氢能等))(2)按能源结构eq\b\lc\{\rc\(\a\vs4\al\co1(常规能源：化石能源等,新能源：太阳能、风能、氢能、地热能、生物质能等))考点2化学反应与电能【知识网络】一、火力发电(化学能间接转化为电能)1.火力发电原理：通过化石燃料燃烧，使化学能转变为热能，加热水使之汽化为蒸汽以推动蒸汽轮机，然后带动发电机发电。2.能量转换过程：化学能eq\o(→,\s\up7(燃烧))热能eq\o(→,\s\up7(蒸汽))机械能eq\o(→,\s\up7(发电机))电能燃烧(氧化还原反应)是使化学能转换为电能的关键。3.火力发电的缺点：①用化石燃料发电会造成资源的浪费。②能量经过多次转化，利用率低，能量损失大。③化石燃料燃烧会污染环境。二、原电池(化学能直接转化为电能)1.定义：将化学能转化为电能的装置。2.工作原理原电池总反应式：Zn＋2H＋=Zn2＋＋H2↑原电池在工作时，负极失去电子，发生氧化反应，电子通过导线流向正极，溶液中氧化性物质得到电子，发生还原反应，从而在导线中不断有电子定向运动；在电解质溶液中，阳离子向正极运动，阴离子向负极运动；随着氧化还原反应的不断进行，从而在闭合回路中形成了电流，实现了化学能向电能的转化。两反应：eq\b\lc\{\rc\(\a\vs4\al\co1(负极：电子流出，失电子，发生氧化反应,正极：电子流入，得电子，发生还原反应))三方向：eq\b\lc\{\rc\(\a\vs4\al\co1(电子：负极eq\o(→,\s\up7(导线))正极,电流：正极eq\o(→,\s\up7(导线))负极eq\o(→,\s\up7(电解质))正极,阳离子eq\o(→,\s\up7(电解质))正极；阴离子eq\o(→,\s\up7(电解质))负极))注意：电子不下水，离子不上岸3.原电池的构成条件(1)两极：具有活动性不同的两个电极(金属与金属或金属与能导电的非金属)(2)一液：两电极均插入电解质溶液(或熔融电解质)中(3)一线：电解质溶液、电极、导线形成闭合回路(4)一反应：有一个能自发进行的氧化还原反应4.趣味实验——水果电池水果电池中，水果的作用是提供电解质溶液，选择电极材料时应注意两电极不能相同，其中有一电极为活泼金属如Al、Fe等，另一电极可以是Cu片或石墨棒等。5.原电池电极反应式的书写①电池总反应：负极和电解质溶液反应②负极反应：参与反应金属失电子变成金属阳离子③正极反应：溶液中的阳离子得电子变成金属或低价阳离子【应用举例】（1）Zn/硫酸铜溶液/Cu①电池反应：Zn+Cu2+=Zn2++Cu②负极反应：Zn－2e－=Zn2+③正极反应：Cu2++2e－=Cu（2）C/氯化铁溶液/Cu①电池反应：Cu+2Fe3+=Cu2++2Fe2+②负极反应：Cu－2e－=Cu2+③正极反应：2Fe3++2e－=2Fe2+（3）Fe/氯化钠溶液/C①负极反应：2Fe－4e－=2Fe2+②正极反应：O2+4e－+2H2O=4OH－③总反应：2Fe+O2+2H2O=2Fe(OH)24Fe(OH)2+O2+2H2O=4Fe(OH)3；2Fe(OH)3=Fe2O3·nH2O+(3n)H2O（4）Mg/氢氧化钠溶液/Al①电池反应：2Al+2NaOH+6H2O=2Na[Al(OH)4]+3H2↑②负极反应：2Al+8OH－－6e－=2[Al(OH)4]－③正极反应：6H2O+6e－=3H2↑+6OH－（5）Cu/浓硝酸/Al①电池反应：Cu+4H++2NO3－=Cu2++2NO2↑+2H2O②负极反应：Cu－2e－=Cu2+③正极反应：4H++2NO3－+2e－=2NO2↑+2H2O6.原电池原理应用——设计原电池（1）把氧化还原反应拆成氧化反应和还原反应两个半反应，从而确定电极反应。氧化反应：还原剂－ne－===氧化产物；还原反应：氧化剂＋ne－===还原产物；正极反应式＋负极反应式===电池的总反应式。（2）根据原电池的电极反应特点，结合两个半反应找出正负极材料及电解质溶液。①负极材料：如发生氧化反应的物质为金属单质，可用该金属作电极材料；如为气体(如H2)或溶液中的还原性离子，可用惰性电极(如Pt、石墨)作电极材料。②正极材料：一般说来，应该选择比负极不活泼的金属，或非金属导体等作正极。③电解质溶液：一般选用总反应式中氧化剂溶液。（3）画出装置的示意图，并根据要求用文字作必要的标注，如利用Fe与氯化铁反应：7.原电池原理应用（1）比较金属活动性一般情况下，作负极的金属活动性强，作正极的金属活动性弱；（2）加快化学反应速率如：在Zn和稀硫酸反应时，滴加少量CuSO4溶液，则Zn置换出的铜和锌能构成原电池的正负极，从而加快Zn与稀硫酸反应的速率；（3）设计制作化学电源。化学能转化为电能。（4）保护金属设备如：船体是钢铁材料，在海水中易被腐蚀，在船体外壳焊接上比铁活泼的金属(如Zn)，则构成以Zn、Fe为电极的原电池，Zn被消耗掉而Fe得到保护。8.原电池中正负极的判断方法【注意事项】一般是较活泼金属作负极，较不活泼金属作正极，但也要注意电解质溶液的性质。①镁铝用导线连接插入稀硫酸中，镁作负极，铝作正极；若电解质是氢氧化钠，则镁作正极，铝作负极。②铜铝用导线连接插入稀硫酸中，铝作负极，铜作正极；若插入浓硝酸中，铝作正极，铜作负极。【补充拓展——盐桥式原电池的工作原理】1．盐桥：盐桥中通常装有含琼胶的KCl饱和溶液，K+和Cl—可以在其中自由移动。2．工作原理：(1)实验现象：有盐桥存在时，电流表指针发生偏转，锌片逐渐溶解，铜片上有红色铜析出；取出盐桥时，电流表指针回到零点。(2)实验原理：取出盐桥时，由于Zn棒中的Zn原子失去电子成为Zn2＋进入溶液中，使ZnSO4溶液中因Zn2＋增加而带正电荷；同时Cu2＋获得电子成为金属铜沉积在铜片上，使CuSO4溶液中因Cu2＋减少，SOeq\o\al(2－,4)相对增加而带负电荷。当溶液不能保持电中性时，将阻止放电作用的继续进行。有盐桥存在时，随着反应的进行，盐桥中的Cl－向ZnSO4溶液迁移，K＋向CuSO4溶液迁移，分别中和过剩的电荷，使正负极区溶液均保持电中性，这样，氧化还原反应得以持续进行，从而使原电池不断地产生电流。3．盐桥的作用①导电：盐桥中离子的定向迁移构成了电流通路；②平衡电荷：使由它连接的两溶液保持电中性；③隔离：使相互反应的物质不接触。【总结】单液原电池与双液原电池对比：单液铜锌原电池双液铜锌原电池装置电极反应正极Cu2＋＋2e－=CuCu2＋＋2e－=Cu负极Zn－2e－=Zn2＋Zn－2e－=Zn2＋总反应Zn＋Cu2＋=Zn2＋＋CuZn＋Cu2＋=Zn2＋＋Cu离子移动方向溶液中的阳离子向正极移动，阴离子向负极移动盐桥中的K+向正极移动，Cl—向负极移动温度变化溶液温度升高溶液温度基本不变三、常见的化学电源(一)一次电池1.定义：电池中的活性(发生氧化还原反应的物质)物质消耗到一定程度，就不能再使用。2.特点：放电之后不能充电，内部的氧化还原反应是不可逆的。电解质溶液制成胶状，不流动，所以也叫干电池。3.常见一次电池【普通的锌锰电池】①构造与原理普通锌锰干电池是以锌筒为负极，石墨棒为正极，在石墨棒周围填充糊状的MnO2和NH4Cl作电解质。eq\b\lc\{\rc\(\a\vs4\al\co1(负极：Zn－2e－=Zn2＋,正极：2MnO2＋2NHeq\o\al(＋,4)＋2e－=Mn2O3＋2NH3↑＋H2O,总式：Zn＋2MnO2＋2NHeq\o\al(＋,4)=Zn2＋＋Mn2O3＋2NH3↑＋H2O))②特点：锌锰干电池电量小，而且在放电过程中容易发生气涨或漏液，会导致电器设备的腐蚀。【碱性锌锰电池】①构造与原理碱性锌锰电池的负极是锌,正极是MnO2,电解质是KOH。eq\b\lc\{\rc\(\a\vs4\al\co1(负极：Zn＋2OH－－2e－=Zn(OH)2,正极：2MnO2＋2H2O＋2e－=MnOOH＋2OH－,总式：Zn＋2MnO2＋2H2O=2MnOOH＋Zn(OH)2))②特点：碱性锌锰电池比普通锌锰电池性能好，它的比能量和可储存时间均有提高，适用于大电流和连续放电。【锌银电池】①构造与原理锌银电池的正极是氧化银，负极是锌，电解质是KOH。eq\b\lc\{\rc\(\a\vs4\al\co1(负极：Zn＋2OH－－2e－=Zn(OH)2,正极：Ag2O＋H2O＋2e－=2Ag＋2OH－,总式：Zn＋Ag2O＋H2O=Zn(OH)2＋2Ag))②特点：比能量大、电压稳定，储存时间长，适宜小电流连续放电，常制成纽扣式微型电池。【锂电池】①原理锂电池负极是金属Li，正极可以是MnO2、CuO、FeS2等，电解质是非水电解质溶液。如：Li－SOCl2电池，该电池的电极材料分别为锂和碳，电解液是LiAlCl4－SOCl2。正极反应：2SOCl2＋4e－=4Cl－＋S＋SO2↑负极反应：4Li－4e－=4Li＋总反应：4Li＋2SOCl2=4LiCl＋S＋SO2↑②特点：锂电池的比能量高、电压高、工作温度宽，可储存时间长。(二)二次电池1.定义：放电后可以再充电使活性物质(发生氧化还原反应的物质)获得再生。2.特点：充电后可以多次重复使用，所以又称充电电池或蓄电池。二次电池在放电时所进行的氧化还原反应，在充电时可以逆向进行，使电池恢复到放电前的状态，从而实现放电与充电的循环。3.常见二次电池【铅蓄电池】①构造与原理铅蓄电池负极是Pb，正极是PbO2，电解质溶液是硫酸溶液。eq\b\lc\{\rc\(\a\vs4\al\co1(负极：Pb＋SO\o\al(2－,4)－2e－=PbSO4,正极：PbO2＋4H＋＋SO\o\al(2－,4)＋2e－=PbSO4＋2H2O,总式：Pb＋PbO2＋2H2SO4\o(,\s\up10(放电),\s\do8(充电))2PbSO4＋2H2O))②特点：电压稳定、使用方便、安全可靠、价格低廉，缺点是比能量低、笨重，废弃电池污染环境。【氢镍电池】①原理氢镍电池是使用氢氧化氧镍为正极活性物质，贮氢合金作负极活性物质，氢氧化钾水溶液作电解液。eq\b\lc\{\rc\(\a\vs4\al\co1(负极：H2＋2OH－－2e－=2H2O,正极：2NiOOH＋2H2O＋2e－=2Ni(OH)2＋2OH－,总式：2NiOOH＋H2\o(,\s\up8(放电),\s\do8(充电))2Ni(OH)2))②特点：电量储备较，使用寿命长，并且对环境无污染。【镍镉电池】①原理以Cd为负极，NiO(OH)为正极，以KOH为电解质。负极：Cd－2e—+2OH–==Cd(OH)2正极：2NiOOH+2e—+2H2O==2Ni(OH)2+2OH–总反应式：Cd+2NiOOH+2H2Oeq\o(,\s\up8(放电),\s\do8(充电))Cd(OH)2+2Ni(OH)2②特点：寿命较长，但镉是致癌物质，废弃镍镉电池如不回收，会严重污染环境。【锂离子电池】①原理磷酸铁锂电池(正极—LiFePO4,负极—石墨,含Li+导电固体为电解质)放电时：负极：Lie—==Li+正极：FePO4+Li++e—==LiFePO4充电时：阴极：Li++e—==Li阳极：LiFePO4e—==FePO4+Li+总化学方程式：FePO4+Lieq\o(,\s\up8(放电),\s\do8(充电))LiFePO4钴酸锂电池(正极—LiCoO2,负极—石墨，固体聚合物电解质等)负极：LiC6–xe==Li(1x)C6+xLi+正极：Li（1x)CoO2+xe+xLi+==LiCoO2总反应方程式：Li(1x)CoO2+LiC6eq\o(,\s\up8(放电),\s\do8(充电))LiCoO2+Li(1x)C6②特点：锂离子电池是新一代可充电的绿色电池，具有工作电压高、比能量高、自放电率低、无记忆效应等显著优点。(三)燃料电池1.定义：燃料电池是通过燃料气体与氧气分别在两个电极上发生氧化还原反应，将化学能直接转化为电能的装置。2.特点：燃料电池与火力发电相比，其燃料的利用率高、能量转化率高。与干电池或者蓄电池的主要差别在于反应物不是储存在电池内部，而是由外设装备提供燃料和氧化剂等。工作时，燃料和氧化剂连续地由外部供给，在电极上不断地进行反应，生成物不断地被排除，于是电池就连续不断地提供电能。3.常见燃料电池【氢氧燃料电池】(1)以KOH溶液为电解质溶液：eq\b\lc\{\rc\(\a\vs4\al\co1(负极：2H2＋4OH－－4e－=4H2O,正极：O2＋2H2O＋4e－=4OH－,总式：2H2＋O2=2H2O))(2)以H2SO4溶液为电解质溶液：eq\b\lc\{\rc\(\a\vs4\al\co1(负极：2H2－4e－=4H＋,正极：O2＋4H＋＋4e－=2H2O,总式：2H2＋O2=2H2O))(3)以熔融金属氧化物为电解质(如掺入了Y2O3的ZrO2晶体)eq\b\lc\{\rc\(\a\vs4\al\co1(负极：2H2－4e－＋2O2—=2H2O,正极：O2＋4e－=2O2—,总式：2H2＋O2=2H2O))(4)以熔融碳酸盐为电解质(如熔融碳酸锂、碳酸钾)eq\b\lc\{\rc\(\a\vs4\al\co1(负极：2H2－4e－＋2CO32—=2H2O＋2CO2,正极：O2＋2CO2＋4e－=2CO32—,总式：2H2＋O2=2H2O))【甲烷燃料电池】电解质负极正极总反应式H2SO4溶液CH4+2H2O8e=CO2+8H+2O2+8H++8e==4H2OCH4+2O2==CO2+2H2OKOH溶液2O2+4H2O+8e==8OHCH4+2O2+2KOH=K2CO3+3H2O熔融氧化物4O2—==CO2+2H2O2O2+8e==4O2—CH4+2O2==CO2+2H2O熔融碳酸盐2O2+4CO2+8e==4CO32(四)化学电源类电极反应式的书写方法1.一般电极反应式的书写，以离子方程式形式表示。①书写步骤A.列物质，标得失：按照负极氧化反应，正极还原反应，判断电极反应物、生成物，标出电子得失。B.看环境，配守恒：电极产物在电解质溶液的环境中应能稳定存在，如酸性介质中，OH－不能存在，应生成水；碱性介质中，H＋不能存在，应生成水；电极反应式同样要遵循电荷守恒、原子守恒、得失电子守恒。C.两式加，验总式：正负极反应式相加，与总反应离子方程式验证。②常见介质常见介质注意事项中性溶液反应物若是H＋得电子或OH－失电子，则H＋或OH－均来自于水的电离酸性溶液反应物或生成物中均没有OH－碱性溶液反应物或生成物中均没有H＋，生成物中不生成CO2水溶液不能出现O2－2.利用总反应式书写电极反应式①根据总反应式，找出氧化剂、还原剂、氧化产物和还原产物。②确定介质的酸碱性或者其它特性。=3\*GB3③按照负极反应：还原剂ne=氧化产物正极反应：氧化剂+ne=还原产物，书写电极反应式。=4\*GB3④书写技巧：若某电极反应式较难写出时，可先写出较易写的电极反应式，然后根据得失电子守恒，用总反应式减去较易写的电极反应式，即可得出较难写的电极反应式。考点3化学反应的速率【知识网络】一、化学反应速率1.含义：化学反应速率是用来衡量化学反应过程进行快慢程度的物理量。2.表示方法：在容积不变的反应器中，通常用单位时间内反应物浓度的减少量或生成物浓度的增加量(均取正值)来表示。3.表达式：v＝eq\f(Δc,Δt)或v＝eq\f(Δn,V·Δt)。式中：Δc为浓度的变化量，一般以mol·L－1为单位；Δt为时间，一般以s或min为单位。4.单位：mol·L－1·s－1或mol·L－1·min－1或mol·L－1·h－1等。5.对化学反应速率的理解(1)Δt表示某一时间段，故化学反应速率是平均速率，而非瞬时速率，且均取正值。(2)同一化学反应，用不同的物质表示反应速率，其数值可能不同，但意义相同。表示化学反应速率时，必须指明具体的物质，如v(SO2)等。(3)由于固体或纯液体的浓度为一常数，即Δc＝0(无意义)，所以，对于有固体或纯液体参加的反应，不用固体或纯液体表示反应速率。(4)化学反应中各物质的反应速率之比等于化学方程式中各物质的化学计量数之比。如：对于反应aA＋bB=cC＋dD，用不同物质表示的反应速率其关系是：v(A)∶v(B)∶v(C)∶v(D)＝a∶b∶c∶d。5.速率常数（隐藏）二、化学反应速率的计算1．根据图表中数据和定义计算：v(X)＝eq\f(X的浓度变化量mol·L－1,时间的变化量s或min或h)，即v(X)＝eq\f(|Δc|,Δt)＝eq\f(|Δn|,V·Δt)，计算时一定要注意容器或溶液的体积，不能忽视容器或溶液的体积V，盲目地把Δn当作Δc代入公式进行计算，同时还要注意单位及规范书写，还要根据要求注意有效数字的处理。2．根据化学方程式计算：同一个化学反应，用不同物质的浓度变化表示的化学反应速率之比等于反应方程式中相应的物质的化学计量数之比，这是有关化学反应速率的计算或换算的依据。即：对于反应“mA＋nB=pC＋qD”，有v(A)∶v(B)∶v(C)∶v(D)＝m∶n∶p∶q。3．求解化学反应速率的计算题的一般步骤：(1)写出有关反应的化学方程式。(2)找出各物质的起始浓度、转化浓度、某时刻浓度。(3)根据已知条件列方程计算。例如：反应mA＋nBpC起始浓度(mol/L)abc转化浓度(mol/L)xeq\f(nx,m)eq\f(px,m)某时刻浓度(mol/L)a－xb－eq\f(nx,m)c＋eq\f(px,m)计算中常用关系：①对反应物：c(起始)－c(转化)＝c(某时刻)②对生成物：c(起始)＋c(转化)＝c(某时刻)③转化率＝eq\f(c(转化),c(起始))×100%根据浓度的变化量之比等于对应物质的化学计量数之比，列出关系式运算。【解题指导】(1)起始量、变化量、一段时间后的量三个物理量及单位要统一，都是物质的量或物质的量浓度，否则无法计算。(2)比较化学反应速率时，仅限于同一化学反应的各种速率(不同条件或不同时间段)之间进行比较。方法是先统一各物质反应速率的单位，再将各物质的速率值除以化学方程式中各物质的化学计量数，再比较数值大小，称作“化一法”。三、化学反应速率的测定（隐藏）四、有效碰撞理论（隐藏）五影响化学反应速率的因素（隐藏活化能）(一)影响化学反应速率的主要因素(内因)不同的化学反应，具有不同的反应速率，因此，参加反应的物质的性质是决定化学反应速率的主要因素。(二)影响化学反应速率的外界因素(外因)相同的化学反应，在不同条件下，化学反应速率不同，主要原因是外因——浓度、压强、温度、催化剂、光照、接触面积等因素不同所致。1．浓度对化学反应速率的影响当其他条件不变时，增大反应物的浓度，可以增大化学反应速率；减小反应物的浓度，可以减小化学反应速率。注意事项：(1)固体或纯液体的浓度视为常数，所以增加其用量时，化学反应速率不变。固体物质的反应速率与接触面积有关，固体颗粒越细，表面积越大，反应速率越快，故块状固体可以通过研细来增大表面积，加快反应速率。(2)比较浓度对反应速率的影响时，不能只看加入前物质的浓度，应该看加入后形成混合溶液时的浓度。2．压强对化学反应速率的影响在其他条件相同时，对于有气体参与或生成的化学反应，增大压强(减小容器容积)，反应速率加快；减小压强(增大容器容积)，反应速率减慢。注意事项：压强对化学反应速率的影响的实质是浓度对化学反应速率的影响。对于气体反应体系，有以下几种情况：(1)恒温时：增加压强eq\o(→,\s\up5(引起))体积缩小eq\o(→,\s\up5(引起))浓度增大eq\o(→,\s\up5(引起))反应速率加快(2)恒容时：充入气体反应物eq\o(→,\s\up5(引起))总压增大eq\o(→,\s\up5(引起))浓度增大eq\o(→,\s\up5(引起))反应速率加快充入“惰性气体”eq\o(→,\s\up5(引起))总压增大，各反应物浓度不变，反应速率不变(3)恒压时：充入“惰性气体”eq\o(→,\s\up5(引起))体积增大eq\o(→,\s\up5(引起))各反应物浓度减小eq\o(→,\s\up5(引起))反应速率减慢3.温度对化学反应速率的影响其他条件相同时，升高温度，反应速率加快；降低温度，反应速率减慢。注意事项：(1)温度对反应速率的影响规律，对吸热反应、放热反应都适用，且不受反应物状态的限制。(2)对于可逆反应来说，升高温度，正、逆反应速率均增大，只是增大的程度不同；同理，降低温度，正、逆反应速率均减小，只是减小的程度不同。(3)许多实验表明：温度每升高10℃，反应速率通常增大到原来的2～4倍。计算表达式：v=v0×(2~4)eq\f(△t,10)(4)一般情况下，温度对化学反应速率的影响比浓度、压强对化学反应速率的影响要大，也更易控制。4．催化剂对化学反应速率的影响其他条件相同时，使用催化剂可加快反应速率。注意事项：(1)在化学反应里能改变(加快或减慢)其他物质的化学反应速率，而本身的质量和化学性质在反应前后(反应过程中会改变)都没有发生变化的物质叫做催化剂，又叫触媒。若不特别说明，催化剂通常指能加快化学反应速率的物质。(2)催化剂降低了反应的活化能，所以在可逆反应中，催化剂可同等程度地改变正、逆反应速率。(3)催化剂的选择性：对于在给定条件下反应物之间能够同时发生多个反应的情况，理想的催化剂还具有大幅度提高目标产物在最终产物中比率的作用。(4)催化剂的活性温度：温度对催化剂的活性影响很大，温度太低时，催化剂的活性很小，反应速度很慢，随着温度升高，反应速度逐渐增大，但达到最大速度后，又开始降低。能发挥最大活化效率的温度范围即为催化剂的活性温度(5)催化剂中毒：指催化剂与某些物质(如反应原料中带入的杂质)作用而使催化活性衰退或丧失的现象。(6)酶作催化剂的特点：高效性、专一性(高选择性，一种酶只能催化一种或一类化学反应，如蛋白酶只能催化蛋白质水解成多肽)、温和性(反应条件温和，温度升高，酶发生变性失去催化活性)。5．影响化学反应速率的其他因素影响化学反应速率的因素除浓度、压强、温度、催化剂外，还有光辐照、放射线辐照、超声波、电弧、强磁场、高速研磨、固体反应物颗粒大小、溶剂的性质，分子的扩散速率等。六、影响化学反应速率的因素实验探究①催化剂的影响：实验操作实验现象加入FeCl3溶液产生气泡的速率明显加快实验结论催化剂可以加快反应速率②温度的影响：实验操作实验现象浸在热水里的试管中产生气泡的速率明显快于浸在冷水中的试管实验结论温度越高速率越快③浓度的影响：实验操作实验现象不加水的试管中产生气泡的速率更快实验结论浓度越大反应速率越快【解题指导】1．速率时间图像（1）OB段反应速率变化的可能原因为：①反应放热，使温度升高，反应速率加快②反应生成催化剂，反应速率加快（2）BC段反应速率变化的可能原因为：反应物浓度降低，反应速率减慢2．探究外界条件对化学反应速率的影响（1）方法：控制变量法（2）溶液反应：加水调节溶液的总体积不变，以保证某种成分的浓度不变（3）实例：探究Y溶液浓度对反应速率的影响实验（混合溶液）1234564mol/LX溶液/mL606060606060饱和Y溶液/mL01.05.0102040H2O/mL40393530200考点4化学反应的限度【知识网络】一、可逆反应1．概念在一定条件下，既能向正反应方向进行，同时又能向逆反应方向进行的反应。2．特点(1)同一条件下，正反应和逆反应同时发生、同时存在。(2)可逆反应在一定条件下不能进行到底，反应物不能实现完全转化。(3)与化学反应有关的各种物质同存于同一反应体系。二、化学平衡状态1.化学平衡的建立①反应开始时，反应物浓度最大，所以正反应速率最大；生成物浓度为0，所以逆反应速率为0。②反应进行中，随反应物浓度逐渐减小，正反应速率逐渐减小；随生成物浓度逐渐增大，逆反应速率逐渐增大。③反应一段时间(t1)后，正反应速率和逆反应速率相等，反应物的浓度不再改变，生成物的浓度不再改变。2.化学平衡状态(1)概念：在一定条件下，可逆反应进行到一定程度时，正反应速率和逆反应速率相等，反应物和生成物浓度不再发生变化，达到一种表面静止的状态，这种状态称为化学平衡状态，简称化学平衡。化学平衡状态是可逆反应在一定条件下所能达到或完成的最大程度，即该反应进行的限度。化学反应的限度决定了反应物在该条件下转化为生成物的最大转化率。(2)化学平衡状态的特征①逆：化学平衡的研究对象是可逆反应。②等：化学平衡的本质特征是v正＝v逆。③动：化学平衡是动态平衡，反应没停止，即v正＝v逆≠0。④定：化学平衡表观特征是各组分的浓度(或百分含量等)保持恒定。⑤变：当外界条件改变时，化学平衡可能被破坏，并在新的条件下建立新的化学平衡，即发生化学平衡的移动。改变反应条件可以在一定程度上改变一个化学反应的限度，亦即改变该反应的化学平衡状态。⑥同（隐藏）：【解题指导】化学平衡状态的判断方法①同种物质：v正＝v逆≠0，(同一种物质的生成速率等于消耗速率)②不同种物质：eq\f(v正（A）,v逆（B）)＝eq\f(A化学计量数,B化学计量数)a.在化学方程式同一边的不同物质的生成速率与消耗速率之比等于化学计量数之比b.在化学方程式两边的不同物质的生成(或消耗)速率之比等于化学计量数之比对于反应