化学反应原理2文档格式.docx
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由图可以看出：
正反应的活化能：
Ea=E–E1
逆反应的活化能：
Ea’=E–E2
若Ea<
Ea’，表示正反应放热，逆反应吸热。
2.外因：
外界条件在一定范围内影响反应速率．如浓度、温度、压强、催化剂及其它。
（1）浓度：
①若增加一种物质的浓度（不论是反应物还是生成物）后，活化分子数增加，单位体积内活化分子数目增多，有效碰撞次数增多，反应速率总是加快；
反之，则减小。
②固体或纯液体浓度视为常数，它们物质的量的变化不会引起反应速率的变化，故不能用它表示反应速率。
但固体颗粒的大小导致接触面的大小，会影响反应速率。
（2）压强：
①增大压强，容器体积减小，单位体积内的活化分子数增加，反应速率总是增大．反之减小。
②恒容条件，增加与反应无关的气体，容器总压增加，但与反应有关的气体物质各自的分压不变，各自浓度不变，故反应速率不变。
③恒压条件，增加与反应无关的气体，容器体积增加，对于反应有关的气体物质相当于减压，故反应速率减小。
总之，有气体参加的反应，压强的影响，实质上是指容器容积的改变，导致各气体的浓度的改变，从而影响反应速率。
（3）温度：
①其它条件不变，升高温度，反应物分子的平均能量增加，反应物中活化分子百分数增加，有效碰撞次数增多，从而加大了反应速率。
②升高温度不论对放热反应还是吸热反应，反应速率都是增大的．一般每升高10℃,反应速率增大到原来的2－4倍。
（4）催化剂：
①催化剂是通过降低反应的活化能，使活化分子百分数增大从而增大反应速率的。
②对于可逆反应，催化剂能同等程度地改变正、逆反应速率。
③催化剂可以加快化学反应速率，也可以减慢化学反应速率，前者称之为正催化剂，后者称之为负催化剂。
通常情况下，正催化剂用得较多，因此，若无特殊说明，均指正催化剂。
（5）其它：
如光、射线、超声波、反应溶剂、反应物的颗粒大小、形成原电池等因素等均可能引起化学反应速率的变化。
三、自发反应
1、基本概念
（1）自发反应：
如果在给定的一组条件下，一个反应可以自发正向进行到显著程度，就称为自发反应。
或在一定条件下无需外界帮助就能自动进行的反应，称之为自发反应。
（2）熵：
衡量一个体系混乱度的物理量 用符号S表示。
在一个由大量微粒（分子、原子、离子）所构成的体系中，微粒之间无规则排列的程度越大，体系的熵越大。
（3）熵变：
反应前后体系熵的变化叫做反应的熵变。
用△S表示。
如果发生变化后体系的混乱度增大，该过程的△S>
0；
反之，△S<
0。
化学反应的△S越大，越有利于反应自发进行。
2.反应能否自发进行的判断依据：
体系能量降低和混乱度增大都有促进反应自发进行的倾向。
因此，要正确判断一个化学反应是否能自发进行，必须综合考虑焓变（△H）和熵变（△S）。
（1）如果反应的△H<
0，△S>
0，则该反应一定能自发进行；
（2）如果反应的△H>
0，△S<
0，则该反应一定不能自发进行；
（3）如果反应的△H<
0或△H>
0，反应能否自发进行与反应的温度有关。
例如：
反应NH3（g）+HCl（g）=NH4Cl（s）的△H<
0,该反应在较低温度下能自发进行，而在较高温度下不能自发进行；
反应CaCO3（s）=CaO（s）+CO2（g）的△H>
0，该反应在较低温度下不能自发进行，而在较高温度下能自发进行。
四、化学平衡
1．可逆反应
（1）概念：
在相同的条件下，既能向正反应方向进行，又能向逆反应方向进行的反应。
（2）特征：
转化率永远不可能达到100%，也就是反应一旦开始，那么，就不可能只存在反应物，或只存在生成物。
2．化学平衡状态
在一定条件下的可逆反应里，正反应速率和逆反应速率相等，反应混合物中各组分的浓度保持不变的状态，称为化学平衡状态。
①逆：
可逆反应
②等：
V正=V逆
③动：
动态平衡，V正=V逆≠0
④定：
各组分的浓度保持不变
⑤变：
化学平衡状态是暂时的、有条件的，影响平衡状态的条件发生改变，平衡状态就会被破坏，发生平衡移动。
条件改变，平衡发生移动
五、化学平衡的移动
1.化学平衡移动
当外界条件改变时，可逆反应从一种平衡状态向另一种平衡状态转化的过程。
（2）平衡发生移动的根本原因：
V正、V逆发生改变，导致V正≠V逆。
（3）平衡发生移动的标志：
新平衡与原平衡各物质的百分含量发生了变化。
注意：
①新平衡时：
V′正=V′逆，但与原平衡速率不等。
②新平衡时：
各成分的百分含量不变，但与原平衡不同。
③通过比较速率，可判断平衡移动方向
当V正＞V逆时，平衡向正反应方向移动；
当V正＜V逆时，平衡向逆反应方向移动；
当V正＝V逆时，平衡不发生移动。
2.外界条件对化学平衡的影响
其它条件不变时，增大反应物浓度或减小生成物浓度都会使平衡向正反应方向移动。
改变物质浓度不包括固体和纯液体，即固体或纯液体物质的量的增加和减少，不影响浓度，从而不影响化学反应速率，也不影响化学平衡。
其它条件不变时，增大压强，会使平衡向气体体积缩小的方向移动。
①若反应前后气体体积无变化，改变压强，能同时改变正、逆反应速率，V正＝V逆，平衡不移动。
②压强变化是指平衡混合物体积变化而引起的总压变化，若平衡混合物的体积不变，而加入“惰性气体”，虽然总压变化了，但平衡混合物的浓度仍不变，速率不变，平衡不移动。
③若加入“惰气”，保持总压不变，此时只有增大体系体积，这就相当于降低了平衡体系的压强，平衡向气体体积增大的方向移动。
在其它条件不变时，升高温度，化学平衡向吸热反应方向移动。
降低温度，平衡向放热反应方向移动。
催化剂能同等程度地改变正、逆反应速率，因此不影响化学平衡，但可大大地缩短反应达到平衡所需的时间。
3．勒沙特列原理
如果改变影响平衡的一个条件，平衡就向能够减弱这种改变的方向移动。
具体地可理解为：
增大浓度，平衡就会向着浓度减小的方向移动；
减小浓度，平衡就会向着浓度增大的方向移动.
增大压强，平衡就会向着压强减小的方向移动；
减小压强，平衡就会向着压强增大的方向移动.
升高温度，平衡就会向着吸热反应的方向移动；
降低温度，平衡就会向着放热反应的方向移动.
平衡移动原理对所有的动态平衡都适用，如电离平衡，水解平衡也适用.
六、化学平衡常数
1、概念：
可逆反应无论是从正反应开始还是从逆反应开始，也无论反应物的起始浓度的大小如何，平衡时，生成物浓度的系数次方的乘积除以反应物浓度系数次方的乘积的值均保持不变.该值成为化学平衡常数，用K表示.。
2．表示：
对于一般的可逆反应：
mA+nB
pC+qD，K＝
3．意义：
化学平衡常数可以表示可逆反应进行的程度。
K值越大，表示反应进行的程度越大.
K值只是温度的函数.如果正反应为吸热反应，温度升高K值增大；
如果正反应为放热反应，温度升高K值减小.反之，则反.但是，只要温度一定，对于已达平衡的可逆反应，即使改变其它条件使平衡破坏，建立新的平衡后，K值也不变.
4．平衡常数表达时的注意事项
①同一化学反应，化学计量数不同K值不同.
②有固－气或固－液的平衡反应，固体或纯液体的浓度不写在平衡常数关系式中
③在稀溶液中进行的反应，如果有水参加，水的浓度不写在平衡常数关系式中.这是因为物质在稀的水溶液中，水的浓度近似于一个常数。
七、等效平衡
同一可逆反应在相同的条件下，通过不同的途径或不同的配料，达到平衡状态时，各组分的分数（即含量）分别相同.
2．判定：
（1）定温定容时，对于反应前后气体分子数不变的可逆反应，只要反应物（或生成物）的物质的量的比值与原平衡相同，两平衡是等效的.此时，各配料量不同，只能推出各组分的百分含量相同，其各组分的浓度、反应速率、平衡压强等分别不同于原平衡.
（2）定温定容时，通过化学计量数计算把投料量换算成与原投料量同一边的物质的量保持其数值相等，则两平衡是等效的.此时，各组分的浓度，反应速率包括平衡压强等也分别与原平衡相同，亦称等同平衡.
（3）定温定压下，改变起始时加入物质的量，只要按化学方程式系数换算成同一边的物质的量之比与原平衡相同，则达到等效平衡.此时的情形与
（2）相似，但投料量不同时，不能称等同平衡。
溶液中的离子反应
1．电解质的概念、强电解质和弱电解质的概念。
2．电解质在水溶液的电离，以及电解质溶液的导电性。
3．弱电解质的电离平衡概念。
4．水的电离、离子积常数
5．溶液pH等概念。
测定溶液pH值的方法，能进行pH值的简单计算。
6．盐类水解的原理、影响盐类水解程度的主要因素、盐类水解的应用。
7．离子反应的概念、离子反应发生的条件。
8．难溶电解质的溶解平衡。
一．电解质及强弱电解质
1．物质的分类：
2．电解质及强弱电解质
⑴电解质和非电解质
电解质
非电解质
关键词
①溶于水或融化；
②化合物；
③导电
③均不导电
电离特点
完全电离或部分电离
不直接电离
举例
酸、碱、盐、水等化合物
非金属氧化物（CO、CO2），大部分有机物等
⑵强电解质与弱电解质
强电解质
弱电解质
定义
溶于水后完全电离的电解质
溶于水后部分电离的电解质
化合物类型
离子化合物及强极性键的共价化合物（除HF）
某些具有弱极性键的共价化合物
电离程度
完全电离
部分电离
电离过程
不可逆过程，无电离平衡
可逆过程，存在电离平衡
溶液中存在的微粒（除水分子）
只有电离出的阴、阳离子，不存在电解质分子
既有电离出的阴、阳离子，又有电解质分子
实例
绝大多数盐（包括难溶性盐）、强酸、强碱等
弱酸、弱碱、两性氢氧化物、水等
电离方程式
KNO3＝K++NO3－
NH3·
H2O
NH4++OH－
【知识拓展】
I．几个易错知识点的分析
①电解质和非电解质必须是化合物，不能是单质也不能是混合物。
②电解质是溶质本身能电离。
即：
其水溶液能导电者，它不一定是电解质。
如：
SO2、CO2、NH3等。
③在水中导电极差的化合物，不一定不是电解质。
BaSO4、CaCO3等难溶盐，因为其溶解度太小，导电性不易测出，但属强电解质。
④溶液导电能力的强弱取决于溶液中阴、阳离子浓度大小和离子所带电荷多少，浓度越大导电性越好；
升高温度，离子运动加速，电解质溶液导电能力增强；
与是否为强弱电解质溶液无关，
II．强弱电解质判断
⑴在相同浓度、相同温度下，对强弱电解质做导电对比实验。
（如同浓度醋酸导电能力弱于盐酸导电能力）
⑵在相同浓度、相同温度下，比较反应速率的大小。
（如同样锌粒分别与同浓度盐酸和醋酸，盐酸反应剧烈）
⑶浓度与PH的关系。
（如0.1mol/L HCl pH＝1，而0.1mol/L醋酸pH>
1）
⑷测定对应盐的酸碱性。
（如NH4Cl水溶液显酸性）
⑸稀释前后的pH与稀释倍数的变化关系。
（pH=1的醋酸稀释体积至原来的100倍后pH<
3）
⑹利用实验证明存在电离平衡。
（对滴有甲基橙的醋酸进行微热，红色加深）
⑺利用较强酸制备较弱酸判断电解质强弱。
（向水中加固体Ca3（PO4）2不溶，加适量盐酸可溶解）
⑻利用元素周期表进行判断。
如非金属性：
Cl＞S＞P＞Si，则最高价氧化物对应水化物的酸性：
HClO4＞H2SO4＞H3PO4＞H2SiO3；
金属性：
Na＞Mg＞Al，则最高价氧化物水化物的碱性：
NaOH＞Mg（OH）2＞Al（OH）3。
二.电离平衡
1.电离平衡与化学平衡的对比
化学平衡
电离平衡
一定温度下，在一个密闭容器里进行的可逆反应，当正反应和逆反应的化学反应速率相等时，即达到了化学平衡
在一定条件下，当电解质分子电离成离子的速率和离子重新结合成分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态
平衡的
建立
特点
动：
动态平衡；
等：
v正＝v逆；
定：
各组分浓度不变；
变：
外界条件改变，平衡移动。
影响因素
浓度、压强、温度等
浓度、温度等
2．影响弱电解质电离平衡的因素：
以醋酸电离为例：
CH3COOH
CH3COO－＋H＋；
△H>
平衡移动方向
电离度
c（H＋）
H＋数目
导电能力
加水稀释
向右
增大
减小
增多
减弱
升高温度
增强
加NaOH（s）
减少
加H2SO4（浓）
向左
加CH3COONH4（s）
加金属Mg
3．电离度：
表示弱电解质在水溶液中电离程度的相对大小。
⑴定义：
弱电解质在水溶液里达到电离平衡时，溶液中已经电离的电解质分子数占原来总分子数（包括已电离的和未电离的）的百分数。
用α表示。
⑵计算公式：
α=
×
100％
⑶意义：
①原有分子总数=已电离分子数+未电离的分子数。
②表示式可用物质的量或物质的量浓度来表示。
③弱酸：
α值越大，酸的电离程度越大；
弱碱：
α值越大，碱的电离程度越大。
⑷影响电离度的因素
①内因：
电解质的本性，不同的弱电解质由于结构不同，电离度不同。
通常电解质越弱，电离度越小。
②外因：
浓度：
溶液浓度越小，电离度越大。
温度：
因电离过程是吸热的，升高温度，电离平衡向电离的方向移动，电离度增大。
⑸一元弱酸中：
c（H+）=c（A）·
α （c（A）是一元弱酸的物质的量浓度）。
一元弱碱中：
c（OH－）=c（B）·
α （c（B）是一元弱碱的物质的量浓度）。
⑹注意：
①弱电解质溶液加水稀释时，弱电解质的电离度与离子浓度的变化并不同步。
如向冰醋酸中加水离子浓度先增大后减小；
而电离度一直增大。
②离子浓度和溶液浓度：
弱电解质只有部分电离，所以离子浓度肯定比溶液浓度小，对于体积一定的弱电解质溶液，进行化学反应时，反应速率的快慢决定于离子浓度的大小，生成的物质的量多少决定于溶液的浓度。
4．电离平衡常数
在一定条件下，弱电解质的电离达到平衡时，弱电解质电离出的离子的浓度跟溶液中未电离的分子的浓度的比值是一个常数，这个常数叫做电离平衡常数。
用K表示。
⑵数学表达式
对于一元弱酸（HA）：
HA
H++A－；
Ka＝
对于一元弱碱（BOH）：
BOH
B++OH－；
Kb＝
K值越大，表示该弱电解质越易电离，所对应的弱酸（或弱碱）的酸（或碱）性越强。
⑷影响因素：
K值不随浓度而变化，但随温度而变化。
⑸多元弱酸的电离：
多元弱酸分步电离，且一级比一级困难。
第一步电离：
H3PO4
H++H2PO4－；
K1
第二步电离：
H2PO4－
H++HPO42－；
K2
第三步电离：
HPO42－
H++PO43－；
K3
K1>
K2>
K3，在H3PO4溶液中，由H3PO4电离出来的离子有H+、H2PO4－、HPO42－、PO43－；
c（H+）>
c（H2PO4－）>
c（HPO42－）>
c（PO43－）
三．水的电离和溶液的酸碱性
1．水的电离：
水是极弱的电解质，发生微弱的（自偶）电离。
H2O+H2O
H3O++OH－；
简写：
H2O
H++OH－
⑴水的离子积常数：
①电离常数可表示为K＝
，KW＝K·
c（H2O）＝c（OH－）·
c（H+）（水的离子积常数）
②25℃时：
KW=1×
10－14mol/L，温度越高，KW越大；
100℃时：
10－12mol/L。
③25℃时：
c（H+）＝c（OH－）＝10－7mol/L；
pH＝－lg[c（H+）]＝7
⑵影响水电离平衡的因素：
H2O
KW
α（H2O）
c（OH－）
pH
加酸
左移
不变
加碱
升温
右移
CH3COONa（s）
NH4Cl（s）
2．溶液的酸碱性
⑴溶液的酸碱性：
取决于溶液中c（H+）和c（OH－）的相对大小
c（H+）>
c（OH－）溶液显酸性；
c（H+）＝c（OH－）溶液显中性；
c（H+）<
c（OH－）溶液显碱性。
⑵溶液的pH与酸碱性（25℃时）
c（H+）与c（OH－）大小
c（H+）与10－7mol/L大小
pH与7的关系
酸性溶液
c（H+）＞c（OH－）
c（H+）>
10－7mol/L
pH<
7
中性溶液
c（H+）＝c（OH－）
c（H+）＝10－7mol/L
pH＝7
碱性溶液
c（H+）＜c（OH－）
pH>
①溶液pH越小，溶液的酸性越强，pH越大，溶液的碱性越强。
②溶液的pH每减小或增大1个单位，c（H+）增大10倍或减小为1/10。
3．溶液酸碱性的测定（pH的测定）
⑴酸碱指示剂法
指示剂
变色范围的pH
石蕊
<
5红色
>
5-8紫色
8蓝色
甲基橙
3.1红色
3.1-4.4橙色
4.4黄色
酚酞
8无色
8-10浅红
10红色
该方法只能大体估计溶液的酸碱性程度，较为粗略。
⑵pH试纸法
pH试纸的使用方法：
用干净的玻璃棒蘸取待测液，点在pH试纸的中部，再与标准比色卡进行比色，读出数据即可。
（注意：
pH试纸不能湿润，若湿润会造成溶液的稀释）该法只能大体估计溶液pH值。
⑶pH计法：
是通过电子仪器，把仪器的探棒放入溶液即可在显示屏上读出数据，该法精确度高。
4．溶液pH的计算
⑴单一溶液pH的计算
①强酸溶液：
如HnA酸，设浓度为cmol/L，c（H+）＝ncmol/L，pH＝－lgc（H+）＝－lgnc。
②强碱溶液：
如B（OH）n，设浓度为cmol/L，c（OH－）＝ncmol/L，c（H+）＝10－14/nc，
pH＝－lgc（H+）＝－lg[10－14/（nc）]＝14+lgnc
⑵强酸或强碱溶液的稀释：
强酸、强碱在稀释时，当其浓度大于10－5mol/L时，忽略水的电离。
①强酸溶液，pH（稀释）=pH（原来）+lgn（n为稀释的倍数）
②强碱溶液，pH（稀释）=pH（原来）-lgn（n为稀释的倍数）
③弱酸或弱碱在稀释时，pH的变化值较强酸强碱小。
⑶酸、碱溶液的混合
①强酸溶液混合后的pH：
c（H+）＝
强酸溶液混合时，pH大－pH小≥2时说明两者C（H+）相差100倍以上，C（H+）小的即可忽略，则混合液的
pH混＝pH小＋0.3。
②强碱溶液混合后的pH：
c（OH－）＝
→c（H+）→pH
强碱溶液混合时，pH大－pH小≥2时说明两者C（H+）相差100倍以上，C（H+）小的即可忽略，混合后溶液有pH混＝pH大－0.3
⑷强酸与强碱溶液混和
若恰好反应则：
C1（H+）V1=C2（OH-）V2
若酸过量则：
c（H+）=
若碱过量则：
c（OH-）=
四．酸碱中和滴定
1．中和滴定的原理：
⑴中和反应：
酸+碱→正盐+水
①酸和碱恰好完全中和，溶液不一定呈中性，由生成的盐性质而定。
②由于所用指示剂变色范围的限制，滴定至终点不一定是恰好完全反应时，但应尽量减少误差。
⑵中和滴定原理：
酸碱量的关系C待=
；
若为一元酸碱有
2．滴定方法的关键
⑴准确测定两种反应物的溶液体积；
⑵确保标准液、待测液浓度的精确度；
⑶滴定终点的准确判定（包括指示剂的合理选用）。
3．滴定实验所用的仪器和操作要点
⑴仪器：
酸式滴定管、碱式滴定管、滴定管夹（带铁架台）、锥形瓶（或烧杯+玻棒）、量筒（或移液管）。
⑵操作：
①滴定前的准备：
查漏、洗涤、润洗、充液（赶气泡）调液面、读数。
②滴定：
移液、滴加指示剂、滴定至终点、读数。
③计算。
⑶滴定管“0”刻度在上。
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