知識點結(jié)年級：高化學化學反應理復習（一【知識講】第1、化學反應與量轉(zhuǎn)化化學反應的實質(zhì)是反物化學鍵的斷裂和生成物化學鍵的形成，化學反應程中伴隨著能量的釋放或吸收。一、化學應的熱效應1、化反應的反應熱(1)反應熱的概念：當化學反應在一定的度下進行時，反應所釋放或吸收的熱量稱為該反應在溫度下的熱效應，簡稱反應熱。用符號Q表示。(2)反應熱與吸熱反、放熱反應的關系。Q＞0時，反應為吸熱應；時，反應為放熱反應。(3)反應熱的測定測定反應熱的儀器為熱計，可測出反應前后溶液溫度的變化，根據(jù)體系的容可計算出反應熱，計算公式如下：Q＝－C(T21式中表示體系的熱，別表示反應前和反應12后體系的溫度。實驗經(jīng)常測定中和反應的反應熱。

2、化反應的焓變(1)反應焓變物質(zhì)所具有的能量是質(zhì)固有的性質(zhì)，可以用稱為“焓”的物理量來描，符號為H，位為kJ·mol-1。反應產(chǎn)物的總焓與反物的總焓之差稱為反應焓變，用ΔH表示。(2)反應焓變ΔH應熱Q的關系。對于等壓條件下進行化學反應，若反應中物質(zhì)的能量變化全部轉(zhuǎn)化為熱能則該反應的反應熱等于反應焓變，其數(shù)學表達式為：＝ΔH應產(chǎn)物－H(應物)。(3)反應焓變與吸熱應，放熱反應的關系：ΔH，反應吸收能，為吸熱反應。ΔH＜0，反應釋放能，為放熱反應。(4)反應焓變與熱化方程式：把一個化學反應中物的變化和反應焓變同時表示出來的化學方程式稱為化學方程式，如：H(g)O(g)＝22HΔH(298K)＝－285.8kJ·mol－12書寫熱化學方程式應意以下幾點：①化學式后面要注明質(zhì)的聚集狀態(tài)：固態(tài)s)、液態(tài)(l)、氣態(tài)(g)、溶(aq)。②化學方程式后面寫反應焓變ΔH，ΔH的單位是J·mol

－1或

，且ΔH注明反應度。

③熱化學方程式中物的系數(shù)加倍，ΔH的值也相應加倍。3、反焓變的計算(1)蓋斯定律對于一個化學反應論是一步完成是分幾步完成，其反應焓變一樣，這規(guī)律稱為蓋斯定律。(2)利用蓋斯定律進反應焓變的計算。常見題型是給出幾個化學方程式，合并出題目所求的熱化學方程式，根據(jù)斯定律可知，該方程式的ΔH為上述各熱化學方程式的ΔH的數(shù)和。(3)根據(jù)標準摩爾生焓，Δ計算反應焓變ΔH。fm對任意反應：aA＋bB＝cC＋dDΔH＝［cΔHfm

θ(C)＋dΔHθ(D)］［aHθfmfm

(A)＋bΔHfm

(B)二、電能化為化學能——解1、電的原理(1)電解的概念：在直流電作用下，電質(zhì)在兩上電極上分別發(fā)生氧化反應和還原反應的過程做電解。電能轉(zhuǎn)化為化學能的裝置叫做電解池。(2)電極反應：以電熔融的NaCl例：

陽極：與電源正極相的電極稱為陽極，陽極發(fā)生氧化反應：2Cl－→Cl↑＋2e2

。陰極：與電源負極相的電極稱為陰極，陰極發(fā)生還原反應：＋e→Na總方程式：熔)

2Na＋Cl22、電原理的應用(1)電解食鹽水制備堿、氯氣和氫氣。陽極：2Cl→Cl＋2e－2陰極：2H＋＋e→H↑2總反應：2NaCl＋2HO2

2NaOH＋H↑＋Cl↑22(2)銅的電解精煉。粗銅(Zn、Ni、Pt)為陽極精銅為陰極，CuSO溶液為電解質(zhì)溶。4陽極反應：Cu→Cu

2＋＋2e

，還發(fā)生幾個副反應Zn→Zn＋2e－；Ni2＋＋2e－Fe→Fe＋2eAu、Ag、Pt不反應沉積在電解池底部形成陽極泥。陰極反應：2＋＋2e→Cu(3)電鍍：以鐵表面銅為例待鍍金屬Fe陰極鍍金屬Cu為極CuSO溶液為4電解質(zhì)溶液。

陽極反應：Cu→Cu＋2e陰極反應：Cu2＋＋2e－→Cu三、化學轉(zhuǎn)化為電能—電池1、原池的工作原理(1)原電池的概念：把化學能轉(zhuǎn)變?yōu)殡娔苎b置稱為原電池。(2)Cu－Zn原電池的作原理：如圖為Cu－Zn原電，其中Zn為負極正極，構成閉合回路后的現(xiàn)是：Zn逐漸溶解，片上有氣泡產(chǎn)生，電流計指針發(fā)偏轉(zhuǎn)。該原電池反應原理為失電子，負極反應為：Zn→Zn＋＋2e；Cu得子，正極反應為：2H＋2e→H子向移動形成電流反應為2＝ZnSO＋Cu。4

4(3)原電池的電能若兩種金屬做電極，潑金屬為負極，不活潑金屬為正極；若一種金屬和一非金屬做電極，金屬為負極，非金屬為正極。

2、化電源(1)鋅錳干電池負極反應：Zn→Zn

2＋＋2e

；正極反應：2NH＋2e→2NH＋H432(2)鉛蓄電池負極反應：＋SO

24

PbSO＋2e4

正極反應：PbO＋24

2－＋2e

PbSO＋2HO42放電時總反應：Pb＋PbO＋2H＝2PbSO＋2H。22442充電時總反應：2PbSO＋2HO＝Pb＋PbO＋2H。42224(3)氫氧燃料電池負極反應：＋4OH－＋4e－22正極反應：＋2HO＋4e－→4OH22電池總反應：＋O＝2H2223、金的腐蝕與防護(1)金屬腐蝕金屬表面與周圍物質(zhì)生化學反應或因電化學作用而遭到破壞的過程稱為屬腐蝕。(2)金屬腐蝕的電化原理。生鐵中含有碳，遇有水可形成原電池，鐵為負極，電極反應為：Fe→Fe＋2e。水膜中溶解的氧氣被還原，正極反應為OO＋4e→4OH，該腐蝕為“吸氧腐蝕”，總22

反應為2FeO＝2Fe(OH)，F(xiàn)e(OH)又立即被氧化：22224Fe(OH)＋2HO＋O＝4Fe(OH)，F(xiàn)e(OH)解轉(zhuǎn)化為鐵銹若22233水膜在酸度較高的環(huán)下，正極反應為：該腐蝕稱為“析氫腐”。

+＋2e－

→H↑，2(3)金屬的防護金屬處于干燥的環(huán)境，或在金屬表面刷油漆、陶瓷、瀝青、塑料及電鍍一耐腐蝕性強的金屬防護層，破壞原電池形成的條件。從而到對金屬的防護；也可以利用原電池原理，采用犧牲陽極護法。也可以利用電解原理，采用外加電流陰極保護法。第2、化學反應的向、限度與速、2)原電池的反應都是自進行的反應，電解池的反應很多不是自發(fā)進行的，如判定反應是否自發(fā)進行呢？一、化學應的方向1、反焓變與反應方放熱反應多數(shù)能自發(fā)行，即的反應大多能自發(fā)進行。有些吸熱反也能自發(fā)進行。如NHHCO與CHCOOH433的反應。有些吸熱反室溫下不能進行，但在較高溫度下能自發(fā)進行，如CaCO高下分解生成CaO、CO。32

2、反熵變與反應方熵是描述體系混亂度概念，熵值越大，體系混亂度越大。反應的熵變ΔS為應產(chǎn)物總熵與反應物總熵之差。產(chǎn)生氣體的反應為熵增反應，熵增加有利于反應的自發(fā)進行。3、焓與熵變對反應向的共同影ΔH－TΔS＜0反應能發(fā)進行。ΔH－TΔS＝0反應達平衡狀態(tài)。ΔH－TΔS＞0反應不自發(fā)進行。在溫度強一定的件下發(fā)應總是向ΔHΔS＜0的方向進行，直平衡狀態(tài)。二、化學應的限度1、化平衡常數(shù)(1)對達到平衡的可反應，生成物濃度的系數(shù)次方的乘積與反應物濃度的數(shù)次方的乘積之比為一常數(shù)，該常數(shù)稱為化學平衡常數(shù)，符號K表示(2)平衡常數(shù)K的大小映了化學反應可能進行的程度(即反應限)平衡數(shù)越大明反應可以進行得越完全。(3)平衡常數(shù)表達式化學方程式的書寫方式有關。對于給定的可逆反應，逆反應的平衡常數(shù)互為倒數(shù)。(4)借助平衡常數(shù)，以判斷反應是否到平衡狀態(tài)：當

反應的濃度商Q平常數(shù)等時明反應達到平衡狀cc態(tài)。2、反的平衡轉(zhuǎn)化率(1)平衡轉(zhuǎn)化率是用化的反應物的濃度與該反應物初始濃度的比值來表示應A的平衡轉(zhuǎn)化率的表達式為：α（A）＝(2)平衡正向移動不定使反應物的平衡轉(zhuǎn)化率提高。提高一種反應物的濃，可使另一反應物的平衡轉(zhuǎn)化率提高。(3)平衡常數(shù)與反應的平衡轉(zhuǎn)化率之間可以相互計算。3、反條件對化學平的影響(1)溫度的影響升高溫度使化學平衡吸熱方向移動；降低溫度使化學平衡向放熱方向移動溫度對化學平衡的影響是通過改變平衡常數(shù)實現(xiàn)的。(2)濃度的影響增大生成物濃度或減反應物濃度，平衡向逆反應方向移動；增大反應物濃或減小生成物濃度，平衡向正反應方向移動。溫度一定時，改變濃能引起平衡移動，但平衡常數(shù)不

變。化工生產(chǎn)中，常過增加某一價廉易得的反應物濃度，來提高另一昂貴的反物的轉(zhuǎn)化率。(3)壓強的影響ΔVg＝0的反應，改壓強，化學平衡狀態(tài)不變。ΔVg反應，增壓強，化學平衡向氣態(tài)物質(zhì)體積減小的方向移動。(4)勒夏特列原理由溫度、濃度、壓強平衡移動的影響可得出勒夏特列原理：如果改變影響衡的一個條件(濃度、壓強、溫度等平衡向能夠減弱這種變的方向移動。【例題分】例1、知下列熱化學方程式：(1)FeO(s)＋3CO(g)＋3COΔH232－25kJ/mol(2)3FeO(s)＋CO(g)＝2FeO(s)＋CO(g)ΔH＝－2334247kJ/mol(3)FeO(s)＋CO(g)＝3FeO(s)＋CO(g)ΔH＝342＋19kJ/mol寫出FeO(s)被還成FeCO的熱化學方程式。2解析：據(jù)蓋斯定律：化學反應不管是步完成還是分幾步完成，其反應熱相同的。我們可從題目中所給的有關

方程式進行分析：從程式(3)與方程式1)可以看出有我們需要的有關物質(zhì)，但程式(3)必須通過方程式(有關物質(zhì)才能和方程式1)結(jié)在一起。將方程式(3)×2方式2)；可表示為3)×2＋(2)得2FeO(s)＋2CO(g)＋3FeO＋CO(g)＝6FeO(s)34232CO(g)＋2Fe(s)＋CO(g)；ΔH＋19kJ/mol×2＋(－234247kJ/mol)整理得方程式(＋CO(g)＝2FeO(s)＋CO(g)；232ΔH＝－3kJ/mol將1)－(4)得2CO(g)＝2Fe(s)＋3CO－2FeO(s)－2CO；ΔH－25kJ/mol－(－3kJ/mol)2整理得：FeO(s)＋CO(s)＝Fe(s)＋CO(g)；ΔH＝－211kJ/mol答案：FeO(s)＋CO(s)＝Fe(s)＋CO(g)ΔH－211kJ/mol例2、融鹽燃料電池具有高的發(fā)電效率因而得到重視，可用CO和Na熔融鹽混合物作用電解質(zhì)，CO為2323陽極燃氣，空氣與CO混合氣體為陰極助燃氣，制得在2650℃下工作的燃料池，完成有關的電池反應式：陽極反應式：2CO＋2CO

2－→4CO＋4e32陰極反應式：；總電池反應式：。

解析：作為燃料電池，總的效果就是把燃料進燃燒。本題中為還原劑空氣中O為氧化劑，電池總反應式為：22CO＋O＝2CO總應式減去電池負題目指的陽極）22反應式，就可得到電正極（即題目指的陰極）反應式：

2＋2CO＋4e＝2CO223

。答案：＋2CO＋4e＝2CO2－；2CO＋O＝2CO22322例3、列有關反應的方向說法中正確的)A、放熱的自發(fā)過程是熵值減小的過程。B、吸熱的自發(fā)過程常是熵值增加的過程。C、水自發(fā)地從高處向低處，是趨向能量最低狀態(tài)的傾向。D、只根據(jù)焓變來判化學反應的方向是可以的。解析：熱的自發(fā)過程可能使熵值減小增加或無明顯變化，故A錯誤。只據(jù)焓變來判斷反應進行的方向是片面的，要用能量判據(jù)、判據(jù)組成的復合判據(jù)來判斷錯誤。水自發(fā)地從高處流向處，是趨向能量最低狀態(tài)的傾向是正確的。有些吸熱反應可以自發(fā)進行。如在25和1.01×105時，2NO(g)＋O；ΔH＝252256.7kJ/mol，(NHCO(s)＝NHHCO(s)＋NH(g)；ΔH＝42343374.9kJ/mol，上兩反應都是吸熱反應，又都是熵增的反應，所以也正確。答案：BC

化學反應理復習（二【知識講】第2、第3、4一、化學應的速率1、化反應是怎樣進的(1)基元反應：能夠步完成的反應稱為基元反應，大多數(shù)化學反應都是分步完成的。(2)反應歷程：平時的化學方程式是由幾個基元反應組成的總反應。總反中用基元反應構成的反應序列稱為反應歷程，又稱反應機。(3)不同反應的反應程不同。同一反應在不同條件下的反應歷程也可能不，反應歷程的差別又造成了反應速率的不同。2、化反應速率(1)概念：單位時間內(nèi)反應物的小量或生成物的增加量可以表示反應的快慢，即反的速率，用符號v表示。(2)表達式：

(3)特點對某一具體反應，用同物質(zhì)表示化學反應速率時所得的數(shù)值可能不同，但物質(zhì)表示的化學反應速率之比等于化學方程式中各物質(zhì)的數(shù)之比。3、濃對反應速率的響(1)反應速率常數(shù)K)反應速率常數(shù)(表單位濃度下的化學反應速率，通常，反應速率常數(shù)越，反應進行得越快。反應速率常數(shù)與濃度無關，受溫度、化劑、固體表面性質(zhì)等因素的影響。(2)濃度對反應速率影響增大反應物濃度，正應速率增大，減小反應物濃度，正反應速率減小。增大生成物濃度，逆應速率增大，減小生成物濃度，逆反應速率減小。(3)壓強對反應速率影響壓強只影響氣體，對涉及固體、液體的反應，壓強的改變對反應速率幾乎影響。壓強對反應速率的影，實際上是濃度對反應速率的影響，因為壓強的改變通過改變?nèi)萜魅莘e引起的。壓縮容器容積，氣體壓強增大氣體物質(zhì)的濃度都增大，正、逆反應速率都增加；增大容容積，氣體壓強減小；氣體物質(zhì)的濃度都減小，正、逆反速率都減小。

4、溫對化學反應速的影響(1)經(jīng)驗公式阿倫尼烏斯總結(jié)出了應速率常數(shù)與溫度之間關系的經(jīng)驗公式：式中為比例系數(shù)，為自然對數(shù)的底，為摩爾氣體常數(shù)量Ea活化能由公式知當Ea＞0時升溫度應速率常數(shù)增大，化學反應速率也隨之大。可知，溫度對化學反應速率的影響與活化能有關。(2)活化能Ea。活化能Ea是活化分的平均能量與反應物分子平均能量之差不同反應的化能不同的相差很大活化能Ea值越大，改變溫度對應速率的影響越大。5、催劑對化學反應率的影響(1)催化劑對化學反速率影響的規(guī)律：催化劑大多能加快反速率，原因是催化劑能通過參加反應，改變反應歷程降低反應的活化能來有效提高反應速率。(2)催化劑的特點：催化劑能加快反應速而在反應前后本身的質(zhì)量和化學性質(zhì)不變。

催化劑具有選擇性。催化劑不能改變化學應的平衡常數(shù)，不引起化學平衡的移動，不能改變平轉(zhuǎn)化率。二、化學應條件的優(yōu)——工業(yè)合成1、合氨反應的限度合成氨反應是一個放反應，同時也是氣體物質(zhì)的量減小的熵減反應，故降溫度、增大壓強將有利于化學平衡向生成氨的方向移動。2、合氨反應的速率(1)高壓既有利于平向生成氨的方向移動，又使反應速率加快，但高壓對備的要求也高，故壓強不能特別大。(2)反應過程中將氨混合氣中分離出去，能保持較高的反應速率。(3)溫度越高，反應率進行得越快，但溫度過高，平衡向氨分解的方向移，不利于氨的合成。(4)加入催化劑能大度加快反應速率。3、合氨的適宜條件在合成氨生產(chǎn)中，達高轉(zhuǎn)化率與高反應速率所需要的條件有時是矛盾的，應該尋找以較高反應速率并獲得適當平衡轉(zhuǎn)化率的反應條：一般用鐵做催化劑控制反應溫

度在700K左右強圍大致在1×10Pa～1×10Pa之間，并采用N與H分壓為1∶2.8的投比。22第3、物質(zhì)在水溶中的行為一、水溶1、水電離HO2

H＋＋OH水的離子積常數(shù)K［H＋［OH時＝1.0×10WWmol2·L－2。溫度升，有利于水的電離，增大。W2、溶的酸堿度室溫下中性溶液［H［OH＝1.0×10－7mol·L－1－1－1

，pH＝7酸性溶液［H＋［OHH＞1.0×10mol·L，pH＜7堿性溶液［H＋［OH－＞1.0×10mol·L，pH＞73、電質(zhì)在水溶液中存在形態(tài)(1)強電解質(zhì)強電解質(zhì)是在稀的水液中完全電離的電解質(zhì)，強電解質(zhì)在溶液中以離子形存在，主要包括強酸、強堿和絕大多數(shù)鹽，書寫電離方程時用“＝”表示。

(2)弱電解質(zhì)在水溶液中部分電離電解質(zhì)，在水溶液中主要以分子形態(tài)存在，少部分以子形態(tài)存在，存在電離平衡，主要包括弱酸堿及少數(shù)鹽寫離方程式時用“表示。

”二、弱電質(zhì)的電離及類水解1、弱解質(zhì)的電離平。(1)電離平衡常數(shù)在一定條件下達到電平衡時，弱電解質(zhì)電離形成的各種離子濃度的乘積與液中未電離的分子濃度之比為一常數(shù)，叫電離平衡常數(shù)弱酸的電離平衡常數(shù)大，達到電離平衡時，電離出的H越多。多元弱酸分電離，且每步電離都有各自的電離平衡常數(shù)，以第一步電為主。(2)影響電離平衡的素，以CHCOOH3例。

CHCOO＋H為3加水、加冰醋酸，加、升溫，使CH的電離平衡3正向移動加入CH體入濃鹽酸降溫使CH33電離平衡逆向移動。2、鹽水解(1)水解實質(zhì)

鹽溶于水后電離出的子與水電離的H＋或OH結(jié)合生成弱酸或弱堿，從而打水的電離平衡，使水繼續(xù)電離，稱為鹽類水解。(2)水解類型及規(guī)律①強酸弱堿鹽水解顯性。NHONH·HO＋HCl4232②強堿弱酸鹽水解顯性。CHCOONaOCH＋NaOH323③強酸強堿鹽不水解④弱酸弱堿鹽雙水解AlS＋6H＝2Al(OH)↓＋3HS↑23232(3)水解平衡的移動加熱、加水可以促進的水解，加入酸或堿能抑止鹽的水解，另外，弱酸根離子與弱堿陽離子相混合時相互促進水解。三、沉淀解平衡1、沉溶解平衡與溶積(1)概念當固體溶于水時，固溶于水的速率和離子結(jié)合為固體的速率相等時，固體溶解與沉淀的生成達到平衡狀態(tài)，稱為沉淀溶解平衡平常數(shù)叫做溶度積常數(shù)簡稱溶度積，

用K表示。PbI(s)Pb2+＋2I(aq)2K＝［Pb＋］［I－］(2)溶度積K的特點

＝7.1×10－9mol·L－3K只與難溶電解質(zhì)的質(zhì)和溫度有關，與沉淀的量無關，且溶液中離子濃的變化能引起平衡移動，但并不改變?nèi)芏确e。K反映了難溶電解質(zhì)水中的溶解能力。2、沉溶解平衡的應(1)沉淀的溶解與生根據(jù)濃度商溶度的小比較，規(guī)則如下：cspQ＝K時，處于沉淀解平衡狀態(tài)。cQ＞K時，溶液中的子結(jié)合為沉淀至平衡。cQ＜K時，體系中若足量固體，固體溶解至平衡。c(2)沉淀的轉(zhuǎn)化根據(jù)溶度積的大小，以將溶度積大的沉淀可轉(zhuǎn)化為溶度積更小的沉淀，這做沉淀的轉(zhuǎn)化。沉淀轉(zhuǎn)化實質(zhì)為沉淀溶解平衡的移動。四、離子應1、離反應發(fā)生的條(1)生成沉淀

既有溶液中的離子直結(jié)合為沉淀，又有沉淀的轉(zhuǎn)化。(2)生成弱電解質(zhì)主要是H

與弱酸根生成弱酸或OH

與弱堿陽離子生成弱堿，或＋與OH－生HO2(3)生成氣體生成弱酸時，很多弱能分解生成氣體。(4)發(fā)生氧化還原反強氧化性的離子與強原性離子易發(fā)生氧化還原反應，且大多在酸性條件下生。2、離反應能否進行理論判據(jù)(1)根據(jù)焓變與熵變據(jù)對ΔH－TΔS的離反應，室溫下都能自發(fā)進行。(2)根據(jù)平衡常數(shù)判離子反應的平衡常數(shù)大時，表明反應的趨勢很大。3、離反應的應用(1)判斷溶液中離子否大量共存相互間能發(fā)生反應的子不能大量共存，注意題目中的隱含條件。(2)用于物質(zhì)的定性驗根據(jù)離子的特性反應主要是沉淀的顏色或氣體的生成，定性檢驗特征性子。

(3)用于離子的定量算常見的有酸堿中和滴法、氧化還原滴定法。(4)生活中常見的離反應。硬水的形成及軟化涉到的離子反應較多，主要有：Ca、Mg

的形成。CaCO＋CO＋HO2＋＋2HCO3223MgCO＋CO＋HO＝Mg2＋＋2HCO－3223加熱煮沸法降低水的度：Ca2＋＋2HCOMg2＋＋2HCO

33

CaCO↓＋CO↑＋H322MgCO↓＋CO↑＋HO322或加入NaCO軟化硬：23Ca＋CO2－＝CaCO↓2＋＋CO＝MgCO↓3333【例題分】例1、一定條件下，將2mol/LSO1mol/LO放密22閉容器中反應：2SO22

2SO，在2s時測得物的量濃度3c

(SO)＝0.8mol/L求用SO示該反應的速率分別2223是多少？解析：根據(jù)化學反應速率的表示方法：若用反應物表示：則應物)＝若用生成物表示：

則成物)＝解：2SO(g)O22

2SO(g)3起始濃度：2mol/L1mol/L0變化濃度：1.2mol/L0.6mol/L1.2mol/L2s末時濃度：0.8mol/L0.4mol/L1.2mol/L例2、25℃下，在1.00L、0.30mol/LAgNO液中加入30.50L、0.060mol/L的CaCl溶，能否生成AgCl淀，生2成質(zhì)量是多？最后溶液中c(Ag＋)為多少？解析(1)兩溶液混合