深入的化学反应原理复习课件

深入化学反应原理复习欢迎来到化学反应原理复习课！本课程旨在帮助大家系统回顾和深入理解化学反应中的基本概念、规律和应用我们将从化学反应速率、化学平衡、酸碱理论、电化学以及热化学等方面进行全面复习，并通过习题练习加深理解希望通过本次复习，大家能够掌握化学反应原理的核心内容，为后续的化学学习和研究打下坚实的基础让我们一起探索化学反应的奥秘！复习目标与方法复习目标复习方法•掌握化学反应速率、化学平衡、酸碱理论、电化学和热化学•系统回顾教材，梳理知识体系，构建知识框架的基本概念和原理•重点理解核心概念和原理，掌握其内涵和外延•能够运用化学反应原理解决实际问题，如判断反应方向、计•通过例题分析和习题练习，巩固所学知识，提高解题能力算平衡浓度等•了解化学反应原理在工业生产、能源开发和环境保护等领域•积极参与讨论，交流学习心得，共同提高的应用•提高分析问题和解决问题的能力，培养科学思维和创新精神化学反应速率的概念与表示概念表示方法12化学反应速率是指单位时间内通常用单位时间内反应物或生反应物浓度的减少或生成物浓成物浓度的变化来表示，即v度的增加它是描述化学反应=Δc/Δt，其中v表示反应速进行快慢的物理量反应速率率，Δc表示浓度变化量，Δt越大，反应进行得越快；反应表示时间变化量需要注意的速率越小，反应进行得越慢是，同一反应中，用不同物质表示的反应速率可能不同，但它们的比值应等于化学计量数之比单位3化学反应速率的常用单位有mol/L·s和mol/L·min等在具体计算时，需要注意单位的统一性，确保计算结果的准确性此外，反应速率通常是指平均速率，而不是瞬时速率，除非特别说明影响化学反应速率的因素温度温度升高，反应速率加快温度降低，反应速率减慢温度升高会增加反应物分子的平均动相反，温度降低会减少反应物分子的能，从而增加活化分子的比例活化平均动能，从而减少活化分子的比例分子是指能够发生有效碰撞的分子，活化分子减少，有效碰撞的频率降它们的碰撞才能引发化学反应温度低，反应速率减慢在实际应用中，越高，活化分子越多，有效碰撞的频可以通过调节温度来控制反应速率，率越高，反应速率自然就越快以达到最佳的实验或生产效果范特霍夫规则温度每升高或降低10℃，反应速率大约增大或减小2～4倍这个经验规则可以用来粗略估算温度对反应速率的影响然而，范特霍夫规则只适用于某些反应和温度范围，对于更精确的计算，需要使用阿伦尼乌斯方程影响化学反应速率的因素浓度浓度增加，反应速率浓度降低，反应速率速率方程加快减慢反应速率与反应物浓度之在其他条件不变的情况下与浓度增加相反，降低反间的定量关系可以用速率，增加反应物的浓度会增应物的浓度会减少单位体方程来描述速率方程的加单位体积内反应物分子积内反应物分子的数量，形式取决于反应的机理，的数量，从而增加分子间从而减少分子间的碰撞频通常需要通过实验测定的碰撞频率碰撞频率越率碰撞频率降低，有效对于简单反应，速率方程高，有效碰撞的几率也越碰撞的几率也减小，因此可以表示为v=大，因此反应速率加快反应速率减慢在实际应k[A]^m[B]^n，其中k是但需要注意的是，对于气用中，可以通过调节反应速率常数，[A]和[B]是反体反应，增加总压强并不物的浓度来控制反应速率应物浓度，m和n是反应一定能提高反应速率，只，以满足不同的实验或生级数有增加反应物分压时，才产需求能有效提高反应速率影响化学反应速率的因素催化剂催化剂的概念1催化剂是一种能够改变化学反应速率，而自身在反应前后质量和化学性质都不发生改变的物质催化剂通过降低反应的活化能，改变反应的途径，从而加快反应速率催化剂可以是固体、液体或气体，也可以是酶等生物催化剂正催化剂与负催化剂2正催化剂能够加快反应速率，负催化剂（又称抑制剂）能够减慢反应速率正催化剂通过提供新的反应途径，降低反应的活化能，使更多的反应物分子能够越过能量势垒，从而加快反应速率负催化剂则可能通过破坏活性中心、改变反应物性质等方式，提高反应的活化能，从而减慢反应速率催化剂的选择性3催化剂具有选择性，即一种催化剂只对特定的反应或特定的反应物起催化作用催化剂的选择性取决于催化剂的结构、组成和反应条件在工业生产中，选择合适的催化剂可以提高产物的选择性，减少副产物的生成，从而提高生产效率和降低成本影响化学反应速率的因素表面积表面积增大，反应速率加快对于固体反应物参与的反应，增大反应物的表面积可以增加反应物分子与反应物分子之间的接触面积，从而增加碰撞频率和有效碰撞的几率，最终加快反应速率例如，将块状固体反应物研磨成粉末，可以显著提高反应速率表面积减小，反应速率减慢与表面积增大相反，减小反应物的表面积会减少反应物分子与反应物分子之间的接触面积，从而减少碰撞频率和有效碰撞的几率，最终减慢反应速率在实际应用中，可以根据需要调节反应物的表面积，以控制反应速率多相催化在多相催化反应中，反应物通常吸附在催化剂的表面，然后发生反应因此，催化剂的表面积对反应速率有重要影响为了提高催化剂的活性，通常采用具有高表面积的催化剂，如多孔材料、纳米颗粒等速率方程与反应级数反应级数反应级数是指速率方程中反应物浓度项的指数对于上述反应，反应物A的反应级数是m，反应物B的反应级数是n速率方程2，总反应级数是m+n反应级数可以是整数、分数或零，它反映了反应速率对速率方程是描述反应速率与反应物浓度反应物浓度变化的敏感程度之间关系的数学表达式对于一般反应1aA+bB→cC+dD，其速率方程可速率常数以表示为v=k[A]^m[B]^n，其中v是反应速率，k是速率常数，[A]和[B]速率常数k是速率方程中的比例常数，是反应物浓度，m和n是反应级数它反映了反应的固有速率速率常数的3大小与反应的活化能和温度有关，而与反应物浓度无关速率常数越大，反应速率越快；速率常数越小，反应速率越慢阿伦尼乌斯方程k=A exp-Ea/RT阿伦尼乌斯方程描述了速率常数k与温度T之间的关系，其中A是频率因子，Ea是活化能，R是气体常数该方程表明，速率常数随温度升高而增大，随活化能增大而减小阿伦尼乌斯方1程是化学动力学中最重要的方程之一，它可以用来计算反应的活化能和预测反应速率随温度的变化阿伦尼乌斯方程的形式可以进行变形，如取对数形式ln k=ln A-Ea/RT通过对实验数据进行线性回归分析，可以得到ln A和Ea的值需要注意的是，阿伦尼乌斯方程只适用于基元反应，对于复杂反应，需要考虑反应机理的影响活化能的概念活化能活化能是指反应物分子要发生有效碰撞并转化为生成物所需的1最低能量活化能越高，反应越难发生；活化能越低，反应越容易发生催化剂通过降低反应的活化能来加快反应速率活化能可以看作是反应的能量势垒，反应物分子需要克服这个势垒才能转化为生成物活化能的大小与反应的本质和反应条件有关对于吸热反应，活化能通常较高；对于放热反应，活化能通常较低可以通过实验测定活化能，也可以通过理论计算估算活化能活化分子的概念活化分子普通分子活化分子是指具有足够能量能够发生有效碰撞并转化为生成物的分子活化分子的比例越高，反应速率越快温度升高会增加活化分子的比例，从而加快反应速率催化剂通过降低反应的活化能，增加活化分子的比例，从而加快反应速率活化分子是反应发生的必要条件，但并不是充分条件，活化分子还需要以正确的方向发生碰撞才能发生有效碰撞化学平衡的概念动态平衡平衡状态的特征影响因素化学平衡是指在一定条件下，可逆反应的化学平衡状态具有以下特征一是动态性化学平衡是一种动态平衡，它容易受到外正反应速率和逆反应速率相等的状态在，即正反应和逆反应仍在进行；二是等速界条件的影响改变反应的浓度、压力或化学平衡状态下，反应物和生成物的浓度率，即正反应速率等于逆反应速率；三是温度等条件，都可能使平衡发生移动，从保持不变，但反应仍在进行，只是正反应定浓度，即反应物和生成物的浓度保持不而改变反应物和生成物的浓度勒夏特列和逆反应的速率相等，因此化学平衡是一变；四是同等性，即从正反应开始或从逆原理可以用来判断平衡移动的方向种动态平衡反应开始，最终达到相同的平衡状态化学平衡常数的意义K定义意义影响因素对于一般反应aA+bB⇌cC+dD，其化学平衡常数K反映了在一定温度下，可化学平衡常数K只与温度有关，而与反应化学平衡常数K的定义为K=逆反应达到平衡时反应物和生成物浓度物和生成物的浓度无关改变反应的浓[C]^c[D]^d/[A]^a[B]^b，其中的关系，是衡量反应进行程度的重要标度、压力等条件，只会使平衡发生移动[A]、[B]、[C]和[D]分别表示反应物A志K值越大，表示反应进行得越完全，，而不会改变K值对于放热反应，升高、B和生成物C、D在平衡时的浓度K生成物的浓度越高；K值越小，表示反应温度会使K值减小；对于吸热反应，升高值越大，表示反应进行得越完全，生成进行得越不完全，反应物的浓度越高温度会使K值增大物的浓度越高；K值越小，表示反应进行得越不完全，反应物的浓度越高化学平衡常数的应用判断反应方向1反应商Q2Q与K的关系反应商Q是描述反应在任意时刻反通过比较反应商Q与化学平衡常数K应物和生成物浓度关系的物理量的大小，可以判断反应进行的方向对于一般反应aA+bB⇌cC+当QK时，反应向正反应方向进dD，其反应商Q的定义与化学平衡行；当QK时，反应向逆反应方向常数K类似Q=进行；当Q=K时，反应处于平衡[C]^c[D]^d/[A]^a[B]^b，但状态不同之处在于，Q中的浓度可以是任意时刻的浓度，而K中的浓度必须是平衡时的浓度应用举例3例如，已知反应N2g+3H2g⇌2NH3g的K值，如果在某一时刻，测得反应混合物中N

2、H2和NH3的浓度，就可以计算出反应商Q，然后与K值比较，判断反应向哪个方向进行化学平衡常数的应用计算平衡浓度利用三段式法近似计算可以利用化学平衡常数K和起始浓在某些情况下，可以直接利用平衡度，通过三段式法计算平衡浓度常数K进行近似计算例如，当K值首先，设平衡时反应物的浓度变化很小或很大时，可以忽略某些浓度量为x，然后根据化学计量数计算变化量，从而简化计算过程但需生成物的浓度变化量，最后根据平要注意的是，近似计算的精度需要衡常数表达式计算x的值，从而得进行验证，确保误差在可接受范围到平衡浓度内复杂体系对于复杂的化学平衡体系，可能需要联立多个平衡常数表达式，才能计算出平衡浓度在这种情况下，可以利用计算机软件进行数值计算，或者进行适当的简化处理影响化学平衡的因素浓度增加反应物浓度增加生成物浓度减少反应物或生成物浓度增加反应物浓度，平衡向生成物方向移动增加生成物浓度，平衡向反应物方向移动减少反应物浓度，平衡向反应物方向移动；这是因为增加反应物浓度会使反应商QK这是因为增加生成物浓度会使反应商QK减少生成物浓度，平衡向生成物方向移动，从而促使反应向正反应方向进行，以达到，从而促使反应向逆反应方向进行，以达到这些变化都会使反应商Q与K之间的关系发新的平衡状态需要注意的是，增加固体或新的平衡状态与增加反应物浓度类似，增生改变，从而促使平衡发生移动，以达到新纯液体的浓度不会影响平衡，因为它们的浓加固体或纯液体的浓度也不会影响平衡的平衡状态度是常数影响化学平衡的因素压力气体反应1对于气体反应，压力的改变会对平衡产生影响增加总压强，平衡向气体分子数减少的方向移动；减小总压强，平衡向气体分子数增加的方向移动这是因为改变压强会改变气体分子的浓度，从而影响平衡状态惰性气体2如果在恒容条件下，向反应体系中加入惰性气体，总压强会增大，但各反应物和生成物的分压不变，因此平衡不发生移动如果在恒压条件下，加入惰性气体，则反应体系的体积会增大，各反应物和生成物的分压会减小，平衡会向气体分子数增加的方向移动非气体反应3对于非气体反应，压力的改变对平衡的影响通常可以忽略不计，除非压力变化非常大这是因为液体和固体的体积受压力的影响很小，因此浓度的变化也很小影响化学平衡的因素温度升高温度升高温度，平衡向吸热方向移动这是因为升高温度会增加体系的能量，从而促使吸热反应进行，以吸收多余的能量，达到新的平衡状态升高温度会使放热反应的平衡常数K减小，使吸热反应的平衡常数K增大降低温度降低温度，平衡向放热方向移动这是因为降低温度会减少体系的能量，从而促使放热反应进行，以释放更多的能量，达到新的平衡状态降低温度会使放热反应的平衡常数K增大，使吸热反应的平衡常数K减小平衡常数的变化温度对化学平衡的影响是通过改变平衡常数K来实现的对于放热反应，升高温度会使K值减小；对于吸热反应，升高温度会使K值增大可以利用范特霍夫方程定量计算温度对平衡常数的影响勒夏特列原理应用注意事项在使用勒夏特列原理时，需要注意以下几点一是该原理只适用于已经达到平衡的状态；二是该原理只能判断平衡移动的方向，不能判断移动的程度；三是该原理只2原理内容能应用于单一因素改变的情况，如果同时改变多个因素，需要综合考虑各个因素的勒夏特列原理指出，如果改变影响平衡1影响的条件，如浓度、压力或温度，平衡将向着减弱这种改变的方向移动这个原实例分析理可以用来定性判断平衡移动的方向，但不能定量计算平衡移动的程度例如，对于反应N2g+3H2g⇌2NH3gΔH0，增加N2或H2的浓度3，平衡向生成NH3的方向移动；增加总压强，平衡也向生成NH3的方向移动；降低温度，平衡同样向生成NH3的方向移动这些变化都符合勒夏特列原理勒夏特列原理的应用举例工业生产氨的合成氨的合成是重要的工业过程，其反应为N2g+3H2g⇌2NH3gΔH0为了提高氨的产量，通常采用高压、低温和使用铁催化剂等措施高压有利于平衡向生成氨的方向移动1，低温有利于平衡向放热方向移动，使用催化剂可以加快反应速率在实际生产中，还需要考虑反应速率和成本等因素，因此需要对反应条件进行优化例如，虽然低温有利于平衡向生成氨的方向移动，但低温会降低反应速率，因此需要在较低温度和较高速率之间进行权衡酸碱理论阿伦尼乌斯理论酸1阿伦尼乌斯认为，酸是指在水溶液中能够电离出氢离子（H+）的物质，如HCl、H2SO4等碱2阿伦尼乌斯认为，碱是指在水溶液中能够电离出氢氧根离子（OH-）的物质，如NaOH、KOH等局限性阿伦尼乌斯理论只适用于水溶液中的酸碱反应，无法解释非水3溶液中的酸碱反应，也无法解释某些物质（如NH3）的碱性酸碱理论布朗斯台德劳里理论-布朗斯台德-劳里理论认为，酸是指能够提供质子（H+）的物质，碱是指能够接受质子（H+）的物质这种理论扩展了酸碱的定义范围，不仅适用于水溶液，也适用于非水溶液例如，HCl、H2SO4等仍然是酸，NH3则是碱，因为它能够接受质子酸碱理论路易斯理论酸碱适用范围路易斯认为，酸是指能够接受电子对的物路易斯认为，碱是指能够提供电子对的物路易斯理论是范围最广的酸碱理论，它不质，如BF

3、AlCl3等这些物质本身不质，如NH

3、H2O等这些物质含有孤仅适用于水溶液和非水溶液，也适用于气含氢离子，但它们能够接受电子对，与碱对电子，能够与酸形成配位键相和固相路易斯酸碱理论在有机化学和发生反应配位化学中有着广泛的应用酸、碱、盐的定义与性质酸碱盐酸是指能够电离出氢离子（H+）的物质碱是指能够电离出氢氧根离子（OH-）盐是由金属离子（或铵根离子）和酸根（阿伦尼乌斯理论），或者能够提供质的物质（阿伦尼乌斯理论），或者能够离子构成的化合物盐是由酸和碱发生子的物质（布朗斯台德-劳里理论），或接受质子的物质（布朗斯台德-劳里理论中和反应生成的盐的性质取决于其组者能够接受电子对的物质（路易斯理论），或者能够提供电子对的物质（路易成离子，有些盐易溶于水，有些盐难溶）酸具有酸味，能够与活泼金属、金斯理论）碱具有涩味，能够与酸、某于水，有些盐具有酸性或碱性属氧化物、碱和某些盐发生反应些盐和非金属氧化物发生反应溶液的酸碱性值的概念pH定义测量方法12pH值是衡量溶液酸碱性的尺可以用pH试纸或pH计测量溶度，它是氢离子浓度的负对数液的pH值pH试纸是一种浸pH=-lg[H+]pH值的范有指示剂的纸条，当浸入溶液围通常在0～14之间，pH7时，会根据溶液的pH值呈现表示溶液呈酸性，pH=7表不同的颜色pH计是一种精示溶液呈中性，pH7表示溶密的仪器，可以准确测量溶液液呈碱性的pH值实际意义3pH值在化学、生物、医学和环境等领域有着广泛的应用例如，在农业生产中，需要控制土壤的pH值，以保证作物的正常生长；在医学上，需要检测血液的pH值，以诊断疾病强酸强碱的电离完全电离pH计算强酸和强碱在水中完全电离，即由于强酸和强碱完全电离，因此在溶液中几乎完全以离子形式存可以根据其浓度直接计算溶液的在例如，HCl在水中完全电离pH值例如，

0.1mol/L HCl为H+和Cl-，NaOH在水中完溶液的pH值约为1，

0.1mol/L全电离为Na+和OH-NaOH溶液的pH值约为13浓度限制需要注意的是，对于非常稀的强酸或强碱溶液，需要考虑水的电离平衡，才能准确计算pH值此外，对于浓硫酸等强酸，由于存在质子化等复杂过程，pH值的计算也比较复杂弱酸弱碱的电离部分电离电离平衡pH计算弱酸和弱碱在水中部分弱酸和弱碱的电离是一由于弱酸和弱碱部分电电离，即在溶液中既有种可逆反应，存在电离离，因此不能根据其浓离子形式，又有分子形平衡可以用电离平衡度直接计算溶液的pH式例如，常数Ka和Kb来描述弱值需要根据电离平衡CH3COOH在水中部酸和弱碱的电离程度常数Ka和Kb，利用平分电离为H+和Ka越大，酸性越强；衡计算方法，才能准确CH3COO-，Kb越大，碱性越强计算pH值对于一元NH3·H2O在水中部分弱酸或弱碱，可以使用电离为NH4+和OH-近似计算公式电离平衡常数和Ka Kb定义1电离平衡常数Ka是描述弱酸电离程度的常数，对于弱酸HA，其电离平衡为HA⇌H++A-，Ka=[H+][A-]/[HA]电离平衡常数Kb是描述弱碱电离程度的常数，对于弱碱B，其电离平衡为B+H2O⇌BH++OH-，Kb=[BH+][OH-]/[B]意义2Ka和Kb的值越大，表示弱酸或弱碱的电离程度越大，酸性或碱性越强Ka和Kb的值只与温度有关，而与弱酸或弱碱的浓度无关可以通过实验测定Ka和Kb的值，也可以通过查阅手册获得Ka和Kb的值关系3对于共轭酸碱对，Ka和Kb之间存在关系Ka·Kb=Kw，其中Kw是水的离子积常数，Kw=[H+][OH-]=

1.0×10^-14（25℃）利用这个关系，可以根据共轭酸的Ka值计算共轭碱的Kb值，或者反之缓冲溶液的概念与原理概念缓冲溶液是指能够抵抗外加少量酸、碱或水的pH值变化的溶液缓冲溶液通常由弱酸及其共轭碱，或者弱碱及其共轭酸组成例如，CH3COOH和CH3COONa的混合溶液，NH3·H2O和NH4Cl的混合溶液，都是缓冲溶液原理缓冲溶液的原理是，当加入少量酸时，缓冲溶液中的共轭碱会与酸反应，中和酸；当加入少量碱时，缓冲溶液中的弱酸会与碱反应，中和碱这样，溶液的pH值就不会发生明显变化缓冲容量是指缓冲溶液抵抗pH值变化的能力，缓冲容量越大，缓冲效果越好计算可以用亨德森-哈塞尔巴赫方程计算缓冲溶液的pH值pH=pKa+lg[A-]/[HA]，或者pOH=pKb+lg[BH+]/[B]，其中pKa=-lgKa，pKb=-lgKb，[A-]和[HA]分别表示共轭碱和弱酸的浓度，[BH+]和[B]分别表示共轭酸和弱碱的浓度缓冲溶液的应用化学实验在化学实验中，有时需要控制溶液的pH值稳定，以保证实验的顺利进行生物系统2这时可以使用缓冲溶液例如，在酶催生物体内的许多体液，如血液、细胞液化反应中，需要使用缓冲溶液维持pH值稳定，以保证酶的活性等，都是缓冲溶液这些缓冲溶液能够1维持体液的pH值稳定，保证生物体的工业生产正常生理活动例如，血液中的碳酸氢盐缓冲体系能够维持血液的pH值在在工业生产中，有些过程对pH值有严

7.35～

7.45之间格的要求，需要使用缓冲溶液控制pH3值例如，在发酵工业中，需要使用缓冲溶液维持发酵液的pH值稳定，以保证微生物的生长和代谢盐的水解定义盐的水解是指盐的离子与水分子发生反应，生成弱酸或弱碱，从而改变溶液的pH值的过程只有强酸弱碱盐、强碱弱酸盐1和弱酸弱碱盐才会发生水解反应，强酸强碱盐不发生水解反应例如，CH3COONa是强碱弱酸盐，其水解反应为CH3COO-+H2O⇌CH3COOH+OH-，使溶液呈碱性；NH4Cl是强酸弱碱盐，其水解反应为NH4++H2O⇌NH3·H2O+H+，使溶液呈酸性弱酸弱碱盐的水解比较复杂，溶液的酸碱性取决于弱酸和弱碱的相对强弱水解平衡常数Kh定义水解平衡常数Kh是描述盐的水解程度的常数对于弱酸根离子A-的水解反应A-+H2O⇌HA+OH-，其水解平衡常1数为Kh=[HA][OH-]/[A-]对于弱碱根离子BH+的水解反应BH++H2O⇌B+H3O+，其水解平衡常数为Kh=[B][H3O+]/[BH+]与Ka、Kb的关系2水解平衡常数Kh与弱酸或弱碱的电离平衡常数Ka或Kb之间存在关系对于弱酸根离子A-的水解，Kh=Kw/Ka；对于弱碱根离子BH+的水解，Kh=Kw/Kb，其中Kw是水的离子积常数应用利用水解平衡常数Kh，可以计算盐的水解程度和溶液的pH值Kh3越大，盐的水解程度越大，溶液的酸碱性越强可以通过改变温度、浓度等条件，调节盐的水解程度，从而控制溶液的pH值沉淀溶解平衡Ag+Cl-Ba2+难溶电解质在水中并非完全不溶，而是存在一定的溶解度当难溶电解质的溶解速率与沉淀速率相等时，就达到了沉淀溶解平衡例如，对于AgCl的沉淀溶解平衡AgCls⇌Ag+aq+Cl-aq，在一定温度下，Ag+和Cl-的浓度保持不变，但AgCl的溶解和沉淀仍在进行，是一种动态平衡溶度积的概念Ksp定义意义影响因素溶度积Ksp是描述难溶电解质在水中溶解Ksp的值越小，表示难溶电解质的溶解度可以通过改变温度、加入络合剂等条件，程度的常数对于难溶电解质AmBn，其越小，越难溶于水；Ksp的值越大，表示改变难溶电解质的溶解度，从而改变Ksp沉淀溶解平衡为AmBns⇌mAn+aq难溶电解质的溶解度越大，越容易溶于水的值例如，升高温度通常会增大难溶电+nBm-aq，其溶度积为Ksp=Ksp的值只与温度有关，而与难溶电解解质的溶解度，使Ksp的值增大；加入络[An+]^m[Bm-]^n，其中[An+]和质的量无关合剂会与金属离子形成络合物，从而增大[Bm-]分别表示An+和Bm-在饱和溶液难溶电解质的溶解度，使Ksp的值增大中的浓度溶度积规则的应用判断沉淀的生成选择性沉淀计算离子浓度可以利用溶度积规则判断沉淀是否生成可以利用溶度积规则实现选择性沉淀可以利用溶度积规则计算溶液中有关离如果溶液中有关离子的浓度积大于例如，在含有Ag+和Ba2+的溶液中，加子的浓度例如，已知AgCl的Ksp，就Ksp，则会生成沉淀；如果小于Ksp，入Cl-，由于AgCl的Ksp比BaCl2的可以计算出AgCl饱和溶液中Ag+和Cl-则不会生成沉淀；如果等于Ksp，则溶Ksp小得多，因此AgCl会首先沉淀出来的浓度液处于饱和状态，既不生成沉淀，也不，而BaCl2不会沉淀溶解沉淀溶解度与溶度积的关系定义关系12溶解度是指在一定温度下，对于同类型的难溶电解质，溶解100g水中溶解难溶电解质的质度越大，溶度积越大；溶解度越量溶解度与溶度积都反映了难小，溶度积越小但对于不同类溶电解质的溶解程度，但它们的型的难溶电解质，不能直接根据单位不同，溶解度的单位是溶解度判断溶度积的大小，需要g/100g水，溶度积是浓度幂的进行计算才能确定例如，对于乘积，没有单位AgCl，其溶解度为s，则Ksp=s^2；对于Ag2CrO4，其溶解度为s，则Ksp=4s^3应用3可以利用溶解度计算溶度积，也可以利用溶度积计算溶解度在实际应用中，通常需要查阅手册获得难溶电解质的溶解度或溶度积，然后进行计算电化学基础氧化还原反应概念特征氧化还原反应是指有电子转移的氧化还原反应的特征是元素的化反应氧化是指失去电子的反应合价发生变化化合价升高的元，还原是指得到电子的反应氧素发生氧化反应，化合价降低的化还原反应的本质是电子的转移元素发生还原反应可以通过判，有氧化反应就一定有还原反应断元素的化合价是否变化，判断，氧化反应和还原反应是同时发反应是否为氧化还原反应生的应用氧化还原反应在生产和生活中有着广泛的应用例如，金属的冶炼、燃料的燃烧、呼吸作用等都是氧化还原反应氧化还原反应也可以用来制备一些重要的化学物质，如氯气、氢气等氧化剂与还原剂氧化剂还原剂判断依据氧化剂是指在氧化还原还原剂是指在氧化还原可以通过判断物质的化反应中得到电子的物质反应中失去电子的物质合价变化判断其是氧化，氧化剂具有氧化性，还原剂具有还原性剂还是还原剂化合价常见的氧化剂有O

2、常见的还原剂有H

2、降低的物质是氧化剂，Cl

2、KMnO

4、浓C、CO、金属等还化合价升高的物质是还H2SO4等氧化剂在原剂在反应中被氧化，原剂也可以根据物质反应中被还原，其化合其化合价升高的性质判断其是氧化剂价降低还是还原剂例如，活泼金属通常是还原剂，非金属氧化物通常是氧化剂氧化数（价态）的概念定义1氧化数是指在化学键中，假定把共用电子对完全归属于电负性更大的原子时，该原子所带的电荷数氧化数是一种形式上的电荷数，它可以是正数、负数或零氧化数与化合价是不同的概念，但它们在很多情况下可以互相通用规则2在计算氧化数时，需要遵循一些规则单质中元素的氧化数为零；氟的氧化数通常为-1；氧的氧化数通常为-2，但在OF2中为+2，在过氧化物中为-1；氢的氧化数通常为+1，但在金属氢化物中为-1；离子中元素的氧化数等于其所带的电荷数；化合物中各元素氧化数的代数和为零应用3可以利用氧化数判断氧化还原反应，配平氧化还原反应方程式，分析物质的性质等例如，在配平氧化还原反应方程式时，需要根据氧化数的变化确定氧化剂和还原剂的比例，然后进行配平电极电势概念测量影响因素电极电势是指在一定条件下，金属电极与其溶电极电势无法直接测量，只能测量两个电极之电极电势的大小与金属的本性、溶液的浓度、液之间的电势差电极电势反映了金属失去电间的电势差，即电池的电动势通常以标准氢温度等因素有关相同条件下，不同金属的电子的难易程度，电极电势越低，金属越容易失电极为参考电极，规定其电极电势为零，然后极电势不同；相同金属，在不同浓度的溶液中去电子，还原性越强；电极电势越高，金属越测量其他电极与标准氢电极之间的电势差，得，电极电势也不同；温度升高，电极电势通常不容易失去电子，还原性越弱到该电极的电极电势会发生变化标准电极电势查表可以查阅标准电极电势表，获得各种金属的标准电极电势标准电极电势表通定义2常以还原反应的形式排列，电极电势越低，金属的还原性越强；电极电势越高标准电极电势是指在标准状态下（，金属的氧化性越强298K，101kPa，溶液浓度为11mol/L），金属电极与其溶液之间的应用电势差标准电极电势是电极电势的一种特殊情况，它排除了浓度和温度等因可以利用标准电极电势判断氧化还原反素的影响，只反映了金属的本性应的进行方向，设计原电池，比较金属3的活动性等例如，在设计原电池时，通常选择标准电极电势相差较大的两个电极，以获得较高的电动势原电池的构成与原理构成原电池是指将化学能转化为电能的装置原电池的构成条件包括两个活泼性不同的金属电极1（或金属与非金属），电解质溶液，闭合回路原理原电池的原理是，活泼性较强的金属失去电子，发生氧化反应，作为负极；活泼性2较弱的金属得到电子，发生还原反应，作为正极电子从负极流向正极，形成电流在电解质溶液中，离子发生定向移动，形成内电路应用原电池在日常生活中有着广泛的应用，如干电池、蓄电池、燃料电池3等原电池可以为各种电子设备提供电能，也可以用于电解、电镀等工业过程电解池的构成与原理构成1电解池是指将电能转化为化学能的装置电解池的构成条件包括电源，两个电极，电解质溶液原理电解池的原理是，在外加电场的作用下，电解质溶液中的离子发生定向移动，在电极2上发生氧化还原反应与电源正极相连的电极作为阳极，发生氧化反应；与电源负极相连的电极作为阴极，发生还原反应应用电解池在工业生产中有着广泛的应用，如电解水、电解食盐、3电镀等电解池可以用来制备一些重要的化学物质，也可以用于金属的精炼和提纯电解的应用电镀电镀是指利用电解的原理，在金属表面镀上一层其他金属或合金的方法电镀可以提高金属的耐腐蚀性、耐磨性、美观性等在电镀过程中，被镀的金属作为阴极，镀层金属作为阳极，含有镀层金属离子的溶液作为电解质溶液在外加电场的作用下，镀层金属离子在阴极上得到电子，还原成金属原子，沉积在金属表面，形成镀层阳极上的金属失去电子，氧化成金属离子，进入溶液，补充溶液中金属离子的浓度电解的应用电解水阳极阴极应用电解水是指利用电解的原理，将水分解成水分子或氢离子在阴极上得到电子，发生电解水可以用来制备氢气和氧气，氢气是氢气和氧气的方法在电解过程中，水分还原反应，生成氢气2H++2e-→H2一种清洁能源，氧气可以用于医疗和工业子在阳极上失去电子，发生氧化反应，生或2H2O+2e-→H2+2OH-生产为了提高电解水的效率，通常需要成氧气和氢离子2H2O→O2+4H++加入一些电解质，如硫酸或氢氧化钠，以4e-增加溶液的导电性电解的应用氯碱工业原理阴极重要性氯碱工业是指利用电解饱和食盐水的方水分子或氢离子在阴极上得到电子，发氯碱工业是重要的基础化工工业，其产法，生产氯气、氢气和氢氧化钠的工业生还原反应，生成氢气和氢氧化钠品广泛应用于化工、轻工、纺织、医药在电解过程中，氯离子在阳极上失去2H++2e-→H2或2H2O+2e-→、冶金、石油等领域氯气可以用于生电子，发生氧化反应，生成氯气2Cl-H2+2OH-氢氧化钠留在溶液中，与产聚氯乙烯、农药、漂白剂等，氢氧化→Cl2+2e-溶液中的钠离子形成氢氧化钠溶液钠可以用于造纸、纺织、肥皂等，氢气可以用于合成氨、氢化等化学电源原电池的种类一次电池二次电池12一次电池是指放电后不能充电二次电池是指放电后可以充电的电池，如干电池、锌锰电池的电池，如铅蓄电池、镍镉电等一次电池的特点是价格便池、锂离子电池等二次电池宜、使用方便，但只能使用一的特点是可以重复使用、寿命次，不能重复使用较长，但价格较贵燃料电池3燃料电池是指直接将燃料的化学能转化为电能的电池，如氢氧燃料电池、甲烷燃料电池等燃料电池的特点是能量转化效率高、污染小，但技术难度较大，成本较高燃料电池原理优点应用燃料电池是指直接将燃料的化学能转化为燃料电池具有能量转化效率高、污染小、燃料电池可以应用于各种领域，如交通运电能的装置燃料电池的原理是，燃料（噪音低、启动快等优点燃料电池的能量输、固定发电、便携式电源等目前，燃如氢气、甲烷等）在阳极上发生氧化反应转化效率可以达到40%～60%，远高于传料电池汽车、燃料电池公交车、燃料电池，生成离子和电子；氧化剂（如氧气）在统的热机发电叉车等已经进入示范运营阶段燃料电池阴极上得到电子，发生还原反应；离子通也被应用于空间站、潜艇等特殊场合过电解质溶液移动，形成内电路；电子通过外电路移动，形成电流金属的腐蚀与防护化学腐蚀电化学腐蚀危害金属腐蚀是指金属与周电化学腐蚀是指金属与金属腐蚀会造成巨大的围介质发生化学或电化电解质溶液发生电化学经济损失和安全隐患，学反应而引起的破坏反应而引起的腐蚀，如因此需要采取措施防止化学腐蚀是指金属与干钢铁在潮湿空气中生锈金属腐蚀常见的防护燥气体或非电解质溶液，锌与酸反应等电化方法有改变金属的内直接发生化学反应而引学腐蚀又分为析氢腐蚀部结构，在金属表面覆起的腐蚀，如钢铁在高和吸氧腐蚀，析氢腐蚀盖保护层，电化学保护温下被氧化，铜与硫反发生在酸性较强的环境等应生成硫化铜等中，吸氧腐蚀发生在酸性较弱或中性的环境中影响金属腐蚀的因素金属的本性1不同金属的化学性质不同，其腐蚀速度也不同活泼金属容易被腐蚀，不活泼金属不易被腐蚀例如，钠、钾等碱金属极易被腐蚀，金、铂等贵金属则不易被腐蚀介质的性质2介质的性质对金属腐蚀有重要影响酸性介质、碱性介质、盐溶液等都会加速金属腐蚀例如，钢铁在酸性环境中比在中性环境中腐蚀得更快温度3温度升高通常会加速金属腐蚀这是因为温度升高会增加反应的速率，从而加速腐蚀过程但有些情况下，温度升高反而会减缓腐蚀，如在高温下形成致密的氧化膜，可以保护金属免受腐蚀防护金属腐蚀的方法改变金属的内部结构通过添加合金元素，改变金属的内部结构，可以提高金属的耐腐蚀性例如，在钢铁中添加铬、镍等元素，可以制成不锈钢，不锈钢具有良好的耐腐蚀性在金属表面覆盖保护层在金属表面覆盖保护层，可以将金属与腐蚀介质隔离，从而防止金属腐蚀常见的保护层有油漆、塑料、镀层、氧化膜等例如，在钢铁表面涂上油漆，可以防止钢铁生锈；在钢铁表面镀上一层锌，可以防止钢铁腐蚀电化学保护电化学保护是指利用电化学的方法，减缓或防止金属腐蚀电化学保护分为牺牲阳极保护和外加电流保护两种牺牲阳极保护是指将活泼金属（如锌、镁）与被保护的金属连接在一起，活泼金属作为阳极被腐蚀，而被保护的金属作为阴极得到保护外加电流保护是指通过外加电源，使被保护的金属作为阴极，从而防止金属腐蚀热化学焓的概念状态函数焓是一种状态函数，其变化只与系统的定义2始态和终态有关，而与变化的途径无关因此，可以用焓变来描述化学反应的焓是热力学中的一个状态函数，用符号热效应H表示焓是指在等压条件下，系统吸1收或放出的热量焓的大小与系统的内意义能、压强和体积有关H=U+pV，其中U是内能，p是压强，V是体积焓在化学研究中有着重要的意义，它可以用来描述化学反应的热效应，判断反3应是放热反应还是吸热反应，计算反应的热化学方程式等焓变（）的意义ΔH定义焓变是指在化学反应过程中，系统焓的变化，用符号ΔH表示ΔH=H（生成物）-1H（反应物），其中H（生成物）表示生成物的焓，H（反应物）表示反应物的焓放热反应2如果ΔH0，表示反应是放热反应，即反应过程中释放热量放热反应通常是能量降低的反应，比较容易发生吸热反应3如果ΔH0，表示反应是吸热反应，即反应过程中吸收热量吸热反应通常是能量升高的反应，需要提供能量才能发生盖斯定律内容盖斯定律指出，对于一个化学反应，无论是一步完成还是分几步完成，其反应的焓变都是相同的盖斯定律1是能量守恒定律在化学反应中的体现，它说明反应的焓变只与反应的始态和终态有关，而与反应的途径无关意义2利用盖斯定律，可以计算一些难以直接测量的反应的焓变例如，可以通过测量几个容易进行的反应的焓变，然后利用盖斯定律计算目标反应的焓变应用在计算反应的焓变时，需要注意以下几点一是需要确定反应3的始态和终态；二是需要选择合适的反应途径；三是需要正确使用热化学方程式；四是需要注意单位的统一性反应热的计算直接测量盖斯定律键能估算反应热是指在化学反应过程中，系统吸收或放出的热量，可以用焓变ΔH表示计算反应热的方法有一是直接测量法，即利用量热计直接测量反应的热效应；二是盖斯定律法，即利用盖斯定律，通过已知反应的焓变计算目标反应的焓变；三是键能估算法，即利用键能，估算反应的焓变键能的概念定义影响因素应用键能是指在101kPa和298K条件下，气态键能的大小与成键原子的种类、成键方式可以利用键能估算反应的焓变，判断反应分子断裂1mol化学键成为气态原子所吸收、键长等因素有关一般来说，相同原子是放热反应还是吸热反应但需要注意的的能量键能越大，表示化学键越稳定，之间形成的键，键长越短，键能越大；不是，键能是一种平均值，它只适用于气态断裂化学键所需的能量越多同原子之间形成的键，电负性差越大，键分子，对于液态和固态分子，需要进行修能越大正利用键能估算反应热原理步骤注意事项利用键能估算反应热的原理是反应的利用键能估算反应热的步骤是一是确在使用键能估算反应热时，需要注意以焓变等于反应物断裂化学键所吸收的能定反应物和生成物的化学式；二是画出下几点一是键能是一种平均值，只适量减去生成物形成化学键所释放的能量反应物和生成物的结构式；三是查阅键用于气态分子；二是需要正确判断反应ΔH=∑E（反应物）-∑E（生成物）能表，获得各种化学键的键能；四是计物和生成物的化学键种类和数量；三是，其中∑E（反应物）表示反应物断裂化算反应物断裂化学键所吸收的能量和生需要注意单位的统一性学键所吸收的能量之和，∑E（生成物）成物形成化学键所释放的能量；五是利表示生成物形成化学键所释放的能量之用公式计算反应的焓变和能源与可持续发展能源危机新能源12随着经济的发展和人口的增长，能为了解决能源危机和环境污染问题源需求日益增加，传统能源（如煤，需要开发和利用新能源，如太阳炭、石油、天然气）储量有限，面能、风能、水能、地热能、生物质临枯竭的危险同时，传统能源的能、核能等新能源具有储量丰富燃烧会产生大量的污染物，如二氧、可再生、污染小等优点，是可持化碳、二氧化硫、氮氧化物等，造续发展的必然选择成环境污染和气候变化可持续发展3可持续发展是指既满足当代人的需求，又不损害后代人满足其需求的能力的发展模式可持续发展包括经济可持续发展、社会可持续发展和环境可持续发展三个方面在能源领域，可持续发展是指开发和利用清洁、高效、可再生的能源，实现经济发展与环境保护的协调统一化学反应原理的应用回顾化学反应速率化学反应速率的概念和表示方法，影响化学反应速率的因素（温度、浓度、催化剂、表面积），速率方程和反应级数，阿伦尼乌斯方程和活化能的概念化学平衡化学平衡的概念和特征，化学平衡常数K的意义和应用，影响化学平衡的因素（浓度、压力、温度），勒夏特列原理及其应用酸碱理论酸碱理论（阿伦尼乌斯理论、布朗斯台德-劳里理论、路易斯理论），酸、碱、盐的定义和性质，溶液的酸碱性（pH值），强酸强碱和弱酸弱碱的电离，电离平衡常数Ka和Kb，缓冲溶液的概念和原理，盐的水解和水解平衡常数Kh电化学电化学基础（氧化还原反应、氧化剂和还原剂、氧化数），电极电势和标准电极电势，原电池和电解池的构成与原理，电解的应用（电镀、电解水、氯碱工业），化学电源（原电池、燃料电池），金属的腐蚀与防护习题练习与讲解为了巩固所学知识，提高解题能力，请大家认真完成以下习题习题内容涵盖化学反应速率、化学平衡、酸碱理论、电化学和热化学等各个方面在做题过程中，遇到问题可以查阅教材、笔记或向老师、同学请教做完习题后，请认真对照答案，分析错误原因，及时纠正通过习题练习，加深对化学反应原理的理解，提高分析问题和解决问题的能力。