化学反应原理2.docx

1、化学反应原理2化学反应速率和化学平衡考点扫描 1、了解化学反应速率的概念、反应速率的定量表示方法。2、了解催化剂在生产、生活和科学研究领域中的重大作用。3、了解化学反应的可逆性。4、了解化学平衡建立的过程。5、理解化学平衡常数的含义，能够利用化学平衡常数进行简单的计算。6、理解外界条件（浓度、温度、压强、催化剂等）对化学平衡的影响，认识其一般规律。7、了解化学反应速率和化学平衡的调控在生活、生产和科学研究领域中的重要作用。知识点拨 一、化学反应速率1概念： 用单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加来表示。2表达式： VC/t 单位：molL-1s-1 或molL-1min-1等。3注意：

2、 以上所指的反应速率是平均反应速率而不是瞬时反应速率，均取正值。同一反应在不同时间内，平均反应速率不同。中学阶段计算的是平均反应速率，图示的应是瞬时速率。同一反应在同一时间内，用不同物质来表示的反应速率可能不同，但表示的意义相同。4规律： 反应速率的数值之比等于化学方程式中的化学计量数之比。对于同一反应：mA(g)nB(g) pC(g)qD(g)同一时间：VA:VB:VC:VDnA:nB:nC:nDCA:CB:CC:CDm:n:p:q二、影响化学反应速率的因素1. 内因： 物质本身结构及性质是反应速率的主要决定因素分子要起反应，必须相互接触碰撞，但并不是每一次都能发生化学反应，能发生化学反应的

3、只是少数能量较高的“活化”分子，“活化”分子所进行的碰撞叫有效碰撞。活化能是活化分子的平均能量与反应物平均能量之差。如图所示，图中E表示活化分子的平均能量；Ea、Ea分别表示正、逆反应的活化能；E1、E2分别表示反应物分子和生成物分子的平均能量。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 0 ；反之，S0。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H0，则该反应一定能自发

4、进行；（2）如果反应的H0，S0，则该反应一定不能自发进行；（3）如果反应的H0，S0，S0，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H0，S0，S0，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(1)概念：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

5、态。(2)特征：逆：可逆反应 等：V正=V逆 动：动态平衡，V正=V逆0定：各组分的浓度保持不变 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(1)概念：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： 新平衡时：V正=V逆，但与原平衡速率不等。 新平衡时：各成分的百分含量不变，但与原平衡不同。 通过比较速率，可判断平衡移动方向

6、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(1)浓度：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。(2)压强：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。注意： 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。 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

7、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。 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。 (3)温度：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。 (4)催化剂：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

8、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+nBpC+qD，K3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，

9、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同一化学反应，化学计量数不同K值不同.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1概念： 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

10、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。溶液中的离子反应考点扫描 1电解质的概念、强电解质和弱电解

11、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。知识点拨 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电解质和非电解质电解质非电解质关键词溶于水或融化；化合物；导电溶于水或融化；化合物；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)，大部分有机物等强电解质与弱电解质强电解质弱电解质定义溶于

12、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KNO3K+NO3NH3H2ONH4+OH【知识拓展】I几个易错知识点的分析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。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、C

13、O2、NH3等。在水中导电极差的化合物，不一定不是电解质。如：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。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)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)浓度与PH的关系。（如0.1mol/LHClpH1，而0.1mol/L醋酸pH1）测定对应

14、盐的酸碱性。（如NH4Cl水溶液显酸性）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pH0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向右增大增大增多增强加NaOH(s)向右增大减小减少增强加H2SO4(浓)向左减小增大增多增强加CH3COONH4(s)向左减小减小减少增强加金属Mg向右增大减小减少增强3电离度： 表示弱电解质在水溶液中电离程度的相对大小。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。用表示。计算公式：=100意义：原有分子总数=已电离分子数

15、+未电离的分子数。表示式可用物质的量或物质的量浓度来表示。弱酸：值越大，酸的电离程度越大；弱碱：值越大，碱的电离程度越大。影响电离度的因素内因：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。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。一元弱酸中：c(H+)=c(A)(c(A)是一元弱酸的物质的量浓度)。一元弱碱中：c(OH)=c(B)(c(B)是一元弱碱的物质的量浓度)。注意：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

16、增大。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电离平衡常数定义：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。数学表达式对于一元弱酸(HA)：HAH+A；Ka对于一元弱碱(BOH)：BOHB+OH；Kb意义：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。影响因素：K值不随浓度而变化，但随温度而变化。多元弱酸的电离：多元

17、弱酸分步电离，且一级比一级困难。第一步电离：H3PO4H+H2PO4；K1第二步电离：H2PO4 H+HPO42；K2第三步电离：HPO42 H+PO43；K3K1K2K3，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水的离子积常数：电离常数可表示为K，KWKc(H2O)c(OH)c(H+)(水的离子积常数)25时：KW=11014mol/L，温度

18、越高，KW越大；100时：KW=11012mol/L。25时：c(H+)c(OH)107mol/L；pHlgc(H+)7影响水电离平衡的因素：H2O H+ + OH平衡移动方向KW(H2O)c(H)c(OH)pH加酸左移不变减小增大减小减小加碱左移不变减小减小增大增大升温右移增大增大增大增大减小CH3COONa(s)左移不变增大减小增大增大NH4Cl(s)左移不变增大增大减小减小2溶液的酸碱性溶液的酸碱性：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+)107mol/LpH7中性溶液c(H+)c(OH)c(H+)107mol

19、/LpH7碱性溶液c(H+)c(OH)c(H+)7【知识拓展】溶液pH越小，溶液的酸性越强，pH越大，溶液的碱性越强。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(p H的测定) 酸碱指示剂法指示剂变色范围的pH石蕊5-8紫色8蓝色甲基橙4.4黄色酚酞10红色注意：该方法只能大体估计溶液的酸碱性程度，较为粗略。pH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。pH计法：是通过电子仪器，把仪器的探棒放入溶液即可在

20、显示屏上读出数据，该法精确度高。4溶液pH的计算单一溶液pH的计算强酸溶液：如HnA酸，设浓度为cmol/L，c(H+)ncmol/L，pHlgc(H+)lgnc。强碱溶液：如B(OH)n，设浓度为cmol/L，c(OH)ncmol/L，c(H+)1014/nc， pHlg c(H+)lg1014/(nc)14+lgnc强酸或强碱溶液的稀释：强酸、强碱在稀释时，当其浓度大于105mol/L时，忽略水的电离。强酸溶液，pH（稀释）=pH（原来）+lg n(n为稀释的倍数)强碱溶液，pH（稀释）=pH（原来）-lg n(n为稀释的倍数)弱酸或弱碱在稀释时，p H的变化值较强酸强碱小。酸、碱溶液的混

21、合强酸溶液混合后的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。强碱溶液混合后的pH：c(OH)c(H+)pH【知识拓展】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-)=c(H+)pH四酸碱中和滴定1中和滴定的原理： 中和反应：酸+碱正盐+水注意：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。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。中和滴定原理：酸碱量的关系C待=；若为一元酸碱有 2滴定方法的关键准确测定两种反应物的溶液体积；确保标准液、待测液浓度的精确度；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）。操作：滴定前的准备：查漏、洗涤、润洗、充液（赶气泡）调液面、读数。滴定：移液、滴加指示剂、滴定至终点、读数。计算。滴定管“0”刻度在上。