《化学反应原理复习题》课件

化学反应原理复习题本课件旨在全面复习高中化学中重要的化学反应原理，包括化学反应速率、化学平衡、酸碱电离平衡、沉淀溶解平衡、电化学基础以及热化学等核心内容通过本课件的学习，同学们将能够系统地掌握这些重要概念，并能灵活运用相关知识解决实际问题希望同学们通过认真学习，取得优异的成绩！课程目标回顾掌握基本概念理解影响因素掌握计算方法理解化学反应速率、化学平衡、电离平掌握影响化学反应速率和化学平衡的各熟练运用化学平衡常数、值、溶度积pH衡、溶解平衡等基本概念，明确其定义种因素，如浓度、温度、压强、催化剂常数等进行相关计算，提高解决化学问和特点，为后续深入学习奠定基础等，并能解释其作用原理题的能力化学反应速率定义表示方法12化学反应速率表示化学反应进通常使用单位时间内反应物浓行的快慢程度，通常用单位时度减小或生成物浓度增大来表间内反应物浓度的减少或生成示，常用单位有或mol/L·s物浓度的增加来表示mol/L·min影响因素3浓度、温度、催化剂、表面积等都会影响化学反应速率，这些因素改变了反应物分子间的有效碰撞频率影响反应速率的因素浓度增大浓度减小浓度增大反应物浓度，反应物分子间减小反应物浓度，反应物分子间碰撞的几率增加，有效碰撞频率碰撞的几率减小，有效碰撞频率提高，反应速率加快降低，反应速率减慢注意对于气体反应，增加压强相当于增大浓度，同样可以加快反应速率惰性气体的加入不会影响浓度影响反应速率的因素温度升高温度降低温度升高温度，反应物分子的平均动能增加，活化分子百分数增大，降低温度，反应物分子的平均动能降低，活化分子百分数减小，有效碰撞频率提高，反应速率加快有效碰撞频率降低，反应速率减慢影响反应速率的因素催化剂催化剂的作用1催化剂通过降低反应的活化能来加快反应速率，自身在反应前后质量和化学性质不发生改变正催化剂2正催化剂加快反应速率，负催化剂降低反应速率催化剂对反应的选择性是工业生产中的重要考虑因素注意3催化剂只能改变反应速率，不能改变反应的平衡状态，即不能改变反应进行的程度影响反应速率的因素表面积固体反应物对于有固体反应物参与的反应，增大固体表面积可以加快反应速率例如，将块状固体改为粉末状接触面积表面积越大，反应物之间的接触面积越大，反应物分子间碰撞的几率增加，有效碰撞频率提高，反应速率加快应用在工业生产中，常将固体反应物粉碎以提高反应效率但在特定情况下，过细的颗粒可能带来安全隐患反应速率计算示例解答2vN2=Δc/Δt=

0.1mol/L/题目2min=

0.05mol/L·min在的密闭容器中，加入和，2L N2H21发生反应N2g+3H2g=，分钟后，的浓度减少2NH3g2N2结论了，求该反应的平均速率（

0.1mol/L用表示）N2通过以上计算，得出该反应的平均速率为，表明在此

0.05mol/L·min N23反应中的消耗速度化学平衡定义可逆反应在一定条件下，正逆反应速率相等时，反应体系中各组分的浓度保持不变的1状态特征2动态平衡、可逆反应、一定条件下标志3正逆反应速率相等，各组分浓度保持不变化学平衡的定义动态平衡1化学平衡是一种动态平衡，正逆反应仍在进行，但速率相等，宏观表现为各组分浓度不变可逆反应2化学平衡只存在于可逆反应中，即在同一条件下，既能向正反应方向进行，又能向逆反应方向进行的反应一定条件3化学平衡是在一定的温度、压强和浓度等条件下建立的，条件改变，平衡可能发生移动化学平衡是化学反应中的一种特殊状态，理解其定义和特点对于掌握化学反应原理至关重要它指导着我们对化学反应的调控和应用化学平衡的特征化学平衡的特征是理解平衡状态的关键动态性保证了反应的持续进行，可逆性限定了反应的类型，等速性和定值性则描述了平衡的宏观表现这些特征共同构成了化学平衡的完整图像化学平衡常数K定义表达式注意在一定温度下，当一个可逆反应达到平衡对于反应，值只与温度有关，与反应物或生成物的aA+bB=cC+dD K=K时，生成物浓度幂之积与反应物浓度幂之，其起始浓度无关值越大，表示反应进行[C]^c*[D]^d/[A]^a*[B]^b K积的比值是一个常数，这个常数就是化学中表示各组分在平衡时的浓度的程度越大，反之则越小[]平衡常数，用表示K值的意义K反应进行的程度反应方向的判断值越大，表示反应达到平衡时，生成物浓度相对较高，反应进通过比较浓度商与平衡常数的大小，可以判断反应进行的方K QcK行的程度越大，反应物转化率越高向，反应向正方向进行；，反应向逆方向进行QcK QcK；，反应处于平衡状态Qc=K化学平衡常数不仅可以衡量反应进行的程度，还可以用于判断反应的方向，是化学平衡计算和应用的重要工具理解值的意义有助K K于更好地掌握化学反应的规律影响化学平衡的因素浓度变化增加反应物浓度1增加反应物浓度，平衡向正反应方向移动，以消耗部分增加的反应物浓度增加生成物浓度2增加生成物浓度，平衡向逆反应方向移动，以消耗部分增加的生成物浓度减少反应物浓度3减少反应物浓度，平衡向逆反应方向移动，以补充减少的反应物浓度减少生成物浓度4减少生成物浓度，平衡向正反应方向移动，以补充减少的生成物浓度影响化学平衡的因素压强变化增大压强减小压强注意对于有气体参与的反应，增大压强，对于有气体参与的反应，减小压强，加入惰性气体，若容器体积不变，则平衡向气体分子数减少的方向移动平衡向气体分子数增加的方向移动各组分浓度不变，平衡不移动；若容若正逆反应气体分子数相等，则平衡若正逆反应气体分子数相等，则平衡器体积可变，则相当于改变压强，平不移动不移动衡会发生移动影响化学平衡的因素温度变化升高温度降低温度升高温度，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对于放热反应，升高温度会使平衡对于吸热反应，降低温度会使平衡向逆反应方向移动向逆反应方向移动勒夏特列原理原理内容1如果改变影响平衡的一个条件（如浓度、压强或温度），平衡就向能够减弱这种改变的方向移动适用范围2勒夏特列原理适用于所有动态平衡，包括化学平衡、电离平衡、溶解平衡等注意3勒夏特列原理只能判断平衡移动的方向，不能判断平衡移动的程度催化剂不影响平衡移动，因为它同等程度地改变正逆反应速率平衡移动的图像分析浓度时间图像速率时间图像转化率时间图像---通过分析反应物和生成物浓度随时间变化通过分析正逆反应速率随时间变化的曲线通过分析反应物转化率随时间变化的曲线的曲线，可以判断平衡移动的方向和程度，可以判断平衡移动的方向和程度注意，可以判断平衡移动的方向和程度转化注意初始浓度和平衡时浓度的变化初始速率和平衡时速率的变化率越高，表示反应进行的程度越大酸碱电离平衡电离平衡弱电解质在水中电离达到平衡时，离子2浓度与分子浓度之间存在一定的关系，这种平衡状态称为电离平衡电离1电离是指电解质在水溶液或熔融状态下离解成自由移动离子的过程影响因素浓度、温度、加入其他离子等都会影响电离平衡勒夏特列原理同样适用于电3离平衡酸碱电离理论酸1酸是指电离时产生的阳离子全部是氢离子（）的化合物H+碱2碱是指电离时产生的阴离子全部是氢氧根离子（）的化合物OH-盐3盐是指电离时生成金属阳离子（或铵根离子）和酸根阴离子的化合物酸碱电离理论是理解酸碱性质的基础理解酸、碱、盐的定义有助于区分不同类型的化合物，并预测其在水溶液中的行为强酸强碱的电离强酸和强碱在水中完全电离，即电离程度为这意味着强酸强碱在水溶液中几乎全部以离子的形式存在，不存在分子形式因此，强酸强碱是强电解质100%弱酸弱碱的电离不完全电离电离平衡影响因素弱酸和弱碱在水中部分电离，电离程度较弱电解质的电离是可逆的，存在电离平衡浓度、温度、加入其他离子等都会影响弱低，溶液中存在分子形式存在电离平衡平衡常数称为电离常数，用或表酸弱碱的电离平衡勒夏特列原理同样适Ka Kb示，反映弱酸或弱碱的电离程度用于电离平衡电离常数和Ka KbKa Kb酸的电离常数是衡量弱酸电离程度的指标值越大，表示碱的电离常数是衡量弱碱电离程度的指标值越大，表示Ka KaKb Kb酸的电离程度越大，酸性越强碱的电离程度越大，碱性越强电离常数是定量描述弱酸弱碱电离能力的重要参数通过比较不同酸或碱的电离常数，可以判断其酸碱性的强弱，进而预测其在化学反应中的行为值的概念pH定义范围12值是溶液酸碱度的一种表通常情况下，值在pH pH0-14示方法，是氢离子浓度（之间，溶液呈酸性pH7）的负对数；，溶液呈中性；[H+]pH=-pH=7pH，溶液呈碱性lg[H+]7意义3值可以直观地表示溶液的酸碱性强弱，在化学、生物、环境等领域pH有广泛的应用值的计算pH强酸溶液强碱溶液对于强酸溶液，可以直接根据酸对于强碱溶液，可以先根据碱的的浓度计算，然后计算浓度计算，然后根据水的[H+]pH[OH-]值例如，溶离子积常数计算，最后

0.01mol/L HClKw[H+]液的值约为计算值pH2pH弱酸弱碱溶液对于弱酸弱碱溶液，需要根据电离常数或以及电离平衡进行计算，KaKb较为复杂通常需要近似计算酸碱中和反应酸碱酸与碱反应生成盐和水的反应称为中强酸与强碱的中和反应实质是H++和反应中和反应是放热反应中和滴定是利用中和OH-=H2O反应进行定量分析的方法水的电离平衡电离1水是一种极弱的电解质，可以发生微弱的电离H2O=H+，这是一个可逆反应，存在电离平衡+OH-离子积常数2水的电离平衡常数很小，通常用水的离子积常数来表示Kw在℃时，×Kw=[H+]*[OH-]25Kw=

1.010^-14影响因素3温度是影响水的电离平衡的主要因素升高温度，水的电离程度增大，值增大；降低温度，水的电离程度减小，Kw Kw值减小水的离子积常数Kw的定义Kw是水的离子积常数，表示水中氢离子浓度和氢氧根离子浓Kw度的乘积，Kw=[H+]*[OH-]的意义Kw反映了水中氢离子和氢氧根离子的浓度关系，是判断溶液Kw酸碱性的重要依据在一定温度下，是一个常数Kw温度的影响随温度升高而增大，随温度降低而减小因此，在不同温Kw度下，中性溶液的值是不同的pH影响的因素Kw加入酸或碱加入酸或碱会抑制水的电离，但值Kw2不变因为只与温度有关，与溶液Kw温度的酸碱性无关温度是影响的主要因素升高温Kw1度，水的电离程度增大，值增大；Kw降低温度，水的电离程度减小，值Kw注意减小某些盐的水解会影响溶液的酸碱性，从而间接影响和的浓度，3[H+][OH-]但值仍然不变，只与温度有关Kw盐类水解定义1盐类水解是指盐在水溶液中与水反应，生成弱酸或弱碱，使溶液呈酸性或碱性的过程实质2盐类水解的实质是弱酸根离子或弱碱金属离子与水电离出的或结合，破H+OH-坏水的电离平衡类型3强酸弱碱盐水解显酸性，强碱弱酸盐水解显碱性，强酸强碱盐不水解，弱酸弱碱盐水解情况复杂，需要具体分析盐类水解是溶液化学的重要内容，理解水解的定义、实质和类型有助于判断溶液的酸碱性，并解释相关现象水解的原因水解的根本原因是弱酸根离子或弱碱金属离子与水电离出的或结合，形成弱电解质，破坏水的电离平衡这种结合导致溶液中氢离子或氢氧根离子浓度发生变化，从而H+OH-影响溶液的酸碱性水解的规律强酸弱碱盐强碱弱酸盐双水解强酸弱碱盐（如）水解显酸性，强碱弱酸盐（如）水解显碱性某些盐（如）发生双水解，水解NH4Cl Na2CO3Al2S3因为离子与水反应生成，因为离子与水反应生成程度很大，通常不能在水溶液中稳定存在NH4+CO3^2-和，导致溶液中和，导致溶液中NH3·H2O H+[H+]HCO3-OH-[OH-][OH-][H+]影响水解的因素浓度温度盐的浓度越小，水解程度越大因为稀释会促进水解平衡向水解升高温度，水解程度增大因为水解反应通常是吸热反应，升高方向移动温度会促进水解平衡向水解方向移动浓度和温度是影响水解程度的两个主要因素掌握这些因素对水解的影响规律，有助于理解和预测盐类在水溶液中的行为勒夏特列原理同样适用于水解平衡沉淀溶解平衡定义特征溶度积常数123难溶电解质在水中达到溶解平衡时动态平衡、难溶电解质、一定条件用溶度积常数来表示难溶电Ksp，固相和液相之间存在一种动态平下溶液中存在饱和离子，离子浓解质的溶解能力值越小，表Ksp衡，称为沉淀溶解平衡度保持不变示难溶电解质的溶解度越小溶度积常数Ksp定义表达式在一定温度下，难溶电解质的饱对于难溶电解质，AmBn Ksp和溶液中，各离子浓度幂的乘积，其=[Am+]^n*[Bn-]^m是一个常数，这个常数就是溶度中表示各离子在饱和溶液中[]积常数，用表示的浓度Ksp注意只与温度有关，与溶液中离子的浓度无关值越大，表示难溶Ksp Ksp电解质的溶解度越大，反之则越小的意义Ksp溶解度沉淀的判断反映了难溶电解质的溶解能力通过比较离子积与的大小，Ksp QKsp值越大，表示难溶电解质的溶解可以判断是否有沉淀生成Ksp QKsp度越大，反之则越小，不生成沉淀；，生成沉淀QKsp；，达到饱和状态Q=Ksp沉淀的生成和溶解沉淀的生成1当溶液中某些离子的浓度超过该难溶电解质的时，就会有沉Ksp淀生成，直到溶液中各离子浓度达到对应的浓度为止Ksp沉淀的溶解2改变溶液的某些条件（如加入酸、碱、络合剂等），使溶液中某些离子的浓度降低，当离子积小于时，沉淀就会溶解Ksp注意3沉淀的生成和溶解是动态平衡的过程，沉淀和溶解同时进行，只是速率不同通过控制反应条件，可以实现沉淀的生成和溶解影响沉淀溶解平衡的因素浓度增加溶液中某种离子的浓度，会使沉淀溶解平衡向生成沉淀的方向移动，降低该离子的浓度，会使沉淀溶解平衡向溶解的方向移动温度温度对不同难溶电解质的溶解度影响不同有些难溶电解质的溶解是吸热过程，升高温度会促进溶解；有些是放热过程，升高温度会抑制溶解值pH对于含有弱酸根离子的难溶电解质，降低值（加入酸）会pH促进溶解，升高值（加入碱）会抑制溶解pH沉淀转化的应用条件通常是将溶解度较大的沉淀转化为溶解2度较小的沉淀例如，AgCls+I-aq=AgIs+Cl-aq定义1沉淀转化是指将一种难溶电解质转化为应用另一种难溶电解质的过程沉淀转化常用于分离和提纯物质例如，将混有的沉淀转化为溶AgCl AgI3解度更小的沉淀，可以提高AgI AgI的纯度电化学基础氧化还原反应1氧化还原反应是指有电子转移的反应，包括氧化反应和还原反应原电池2原电池是将化学能转化为电能的装置电解池3电解池是将电能转化为化学能的装置电化学是研究化学能和电能相互转化的科学掌握氧化还原反应、原电池和电解池的基本原理是学习电化学的基础原电池原理原电池利用氧化还原反应中电子的转移，将化学能转化为电能正极发生还原反应，负极发生氧化反应，电解质溶液提供离子移动的介质，导线连接正负极形成闭合回路，使电子流动形成电流原电池的构成条件两个活泼性不同的电极电解质溶液闭合回路电极材料通常是金属或导电的非金属，且电解质溶液能够提供离子，使氧化还原反电极与电解质溶液构成回路，使电子能够活泼性不同，形成电势差应得以进行流动形成电流电极反应的书写负极反应正极反应负极发生氧化反应，电极材料失去电子，生成离子进入溶液例正极发生还原反应，溶液中的离子获得电子，生成单质或化合物如，锌铜原电池中，负极反应为例如，锌铜原电池中，正极反应为-Zn-2e-=Zn2+-Cu2++2e-=Cu正确书写电极反应是理解原电池工作原理的关键负极反应是氧化反应，正极反应是还原反应总反应是两个半反应的加和，必须保证电子守恒电极电势定义标准电极电势12电极电势是指金属电极浸入含在标准条件下（、298K有该金属离子的溶液中时，金、离子浓度为101kPa属与溶液之间形成的电势差，），测得的电极电势1mol/L反映了金属失去电子的难易程称为标准电极电势，用表Eθ度示应用3通过比较不同金属的标准电极电势，可以判断其氧化还原能力，并设计合适的原电池电解池原理定义构成电解池是将电能转化为化学能的电解池由两个电极（阳极和阴极装置，通过外加电源驱动氧化还）、电解质溶液和外加电源组成原反应的进行原理外加电源提供电能，驱动电解质溶液中的离子发生定向移动，并在电极上发生氧化还原反应电解池的构成条件两个电极电解质溶液或熔融外加电源电解质电极材料通常是金属或外加电源提供电能，驱导电的非金属（如石墨电解质提供离子，使电动电解反应的进行）解反应得以进行电解反应的书写阳极反应1阳极与电源的正极相连，发生氧化反应，溶液中的阴离子或电极材料失去电子阴极反应2阴极与电源的负极相连，发生还原反应，溶液中的阳离子获得电子规律3电解反应的产物与电解质的种类和浓度有关需要根据具体情况分析电解的应用电解水电解水可以生成氢气和氧气，是一种重要的制氢方法电解食盐水电解食盐水可以生成氯气、氢气和氢氧化钠，是氯碱工业的基础电镀电镀是利用电解原理在金属表面镀上一层金属薄膜，起到保护或装饰作用金属的腐蚀与防护电化学腐蚀金属与电解质溶液接触，通过原电池反2应引起的腐蚀称为电化学腐蚀化学腐蚀1金属与干燥气体或非电解质溶液直接发生化学反应而引起的腐蚀称为化学腐蚀防护措施改变金属的内部结构，在金属表面覆盖保护层，利用电化学保护等方法都可以3防止金属腐蚀化学电源一次电池1一次电池是指放电后不能充电的电池，如干电池、锌锰电池等二次电池2二次电池是指放电后可以充电的电池，如铅蓄电池、锂离子电池等燃料电池3燃料电池是指利用燃料（如氢气、甲烷等）的化学能直接转化为电能的电池化学电源是利用化学反应提供电能的装置不同类型的化学电源具有不同的特点和应用场景了解各种化学电源的原理和特性有助于选择合适的电源燃料电池燃料电池是一种高效、清洁、可持续的能源转换装置它直接将燃料的化学能转化为电能，效率高、排放低、可持续，具有广阔的应用前景常见化学电源锌锰电池铅蓄电池锂离子电池锌锰电池是一种常见的一次电池，价格低铅蓄电池是一种常见的二次电池，可充电锂离子电池是一种高性能的二次电池，能廉，但污染较大，但体积大、质量重量密度高、循环寿命长，广泛应用于移动设备和电动汽车热化学反应热吸热反应放热反应反应热是指在化学反应过程中放出或吸吸热反应是指吸收热量的反应，放热反应是指放出热量的反应，ΔH0ΔH0收的热量，通常用焓变表示ΔH热化学是研究化学反应过程中能量变化的科学理解反应热、吸热反应和放热反应的概念是学习热化学的基础焓变是衡量反应ΔH热的重要参数反应焓变ΔH定义符号12焓变是指在恒压条件下表示吸热反应，ΔHΔH0ΔH，反应过程中系统吸收或放出表示放热反应0的热量，等于生成物的总焓减去反应物的总焓单位3的常用单位是ΔH kJ/mol盖斯定律定义应用盖斯定律是指化学反应的焓变只利用盖斯定律可以计算难以直接与反应的始态和终态有关，而与测量的反应的焓变反应的途径无关本质反应的焓变是状态函数，只与始态和终态有关，与变化途径无关燃烧热定义注意燃烧热是指在时，纯净物完全燃烧生成稳定燃烧热通常是指物质完全燃烧，生成稳定的氧化物例101kPa1mol1mol的氧化物时所放出的热量如，燃烧生成，燃烧生成，燃烧生成C CO2g HH2Ol SSO2g中和热定义1中和热是指在稀溶液中，酸与碱发生中和反应生成1mol时所放出的热量H2O条件2中和热是在稀溶液中测定的，因为浓溶液中离子浓度较高，离子间的相互作用会影响测定结果规律3强酸与强碱的中和热数值相对固定，约为

57.3kJ/mol弱酸或弱碱参与的中和反应，由于电离吸热，中和热数值偏小热化学方程式的书写注明状态注明温度和压强注明ΔH热化学方程式必须注明反应物和生成物通常注明反应的温度和压强（、必须注明符号和数值，单位是298KΔH的状态（、、、）），若未注明，则表示在标准的数值与化学计量数对s lg aq101kPa kJ/molΔH条件下测得的焓变应，化学计量数加倍，也加倍ΔH焓变的计算利用键能根据反应物和生成物的键能，可以估算2反应的焓变反应物键能之和ΔH=-生成物键能之和利用盖斯定律1根据盖斯定律，可以通过已知的热化学方程式计算目标反应的焓变利用燃烧热或中和热根据燃烧热或中和热的定义，可以计算特定反应的焓变注意反应物或生成物3的用量与焓变的关系综合练习题一题目在一定温度下，将和充入密闭容器中，反应达到平衡1mol N23mol H22L1时，生成的浓度为计算该温度下的平衡常数NH

30.4mol/L K解题思路2首先写出反应方程式，然后根据初始量、变化量和平衡量列出三段式，计算平衡时各组分的浓度，最后代入平衡常数表达式计算值K答案3保留两位有效数字K=

0.5。