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化学反应原理课堂练习欢迎来到化学反应原理课程！本课程旨在帮助学生深入理解化学反应的基本原理，掌握热力学、反应动力学、化学平衡和电化学的核心概念通过本课堂练习的系统学习，你将能够分析和预测化学反应的方向、速率和平衡状态，解决实际化学问题，为进一步学习和研究奠定坚实基础让我们一起开始这段探索化学反应奥秘的旅程吧！课程概述课程目标学习内容考核方式掌握化学反应的基本理论，能够运用课程包括五大章节化学反应与能量、平时作业、课堂表现、期30%20%热力学和动力学原理分析和预测化学化学反应速率、化学平衡、水溶液中末考试每章节的练习题是加50%反应过程，培养解决实际化学问题的的离子平衡以及电化学每章节配有深理解和准备考试的重要工具，建议能力和科学思维方法针对性练习题及解析认真完成第一章化学反应与能量反应热化学反应过程中释放或吸收的热量，是表征反应能量变化的重要物理量，包括标准热力学基础反应热、燃烧热和生成热等研究化学反应中能量变化的基本规律，包括热力学第
一、第二和第三定律，以及热力学函数和状态方程等基本概念焓变化学反应前后体系焓的变化量，是在恒压条件下反应热的量度，可通过盖斯定律和键能方法进行计算热力学第一定律能量守恒热力学第一定律是能量守恒定律在热学中的表述，指出能量不能被创造或消灭，只能从一种形式转变为另一种形式或从一个物体传递到另一个物体内能变化系统内能的变化等于系统从外界吸收的热量与外界对系ΔU Q统所做功的代数和WΔU=Q+W功与热热是由于温度差而引起的能量传递形式，功是由于力的作Q W用而引起的能量传递形式在化学反应中，通常考虑的是体积功PΔV反应热的计算盖斯定律反应热与反应路径无关，只与初、终状态有关标准燃烧焓物质在标准状态下完全燃烧时的焓变标准生成焓单位物质在标准状态下由元素生成时的焓变反应热的计算是热力学中的重要内容，通常有三种常用的计算方法使用标准生成焓数据直接计算、通过标准燃烧焓数据间接计算，以及应用盖斯定律进行计算对于标准状态下的化学反应，反应热等于产物的标准生成焓之和减去反应物的标准生成焓之和产物的反应物的ΔH°=ΣΔH°f-ΣΔH°f练习题反应热计算问题3问题2已知、和的标准生成焓均Cs H₂g O₂g问题1已知CH₄g的标准生成焓为-
74.8kJ/mol，为0，C₂H₅OHl的标准生成焓为-
277.7已知Cs+O₂g=CO₂gΔH°=-CO₂g的标准生成焓为-
393.5kJ/mol，kJ/mol
393.5kJ/mol H₂Ol的标准生成焓为-
285.8kJ/mol求解C₂H₅OHl+3O₂g=2CO₂g+H₂g+1/2O₂g=H₂OlΔH°=-的反应热3H₂Ol
285.8kJ/mol求解CH₄g+2O₂g=CO₂g+的反应热2H₂Ol2COg+O₂g=2CO₂gΔH°=-
566.0kJ/mol求解C₂H₂g+5/2O₂g=2CO₂g+的反应热H₂Ol练习题答案与解析问题1答案问题2答案问题3答案利用盖斯定律，将已知反应方程式通过合根据反应热计算公式ΔH°=Σ产物的根据反应热计算公式ΔH°=Σ产物的理的线性组合得到目标反应方程式ΔH°f-Σ反应物的ΔH°fΔH°f-Σ反应物的ΔH°f2Cs+2O₂g=2CO₂gΔH°=2×-ΔH°=[ΔH°fCO₂+2×ΔH°fH₂O]-ΔH°=[2×ΔH°fCO₂+3×ΔH°fH₂O]
393.5=-
787.0kJ[ΔH°fCH₄]-[ΔH°fC₂H₅OH]H₂g+1/2O₂g=H₂OlΔH°=-ΔH°=[-
393.5+2×-
285.8]-[-ΔH°=[2×-
393.5+3×-
285.8]-
285.8kJ
74.8][-
277.7]C₂H₂g=2Cs+H₂gΔH°=xΔH°=-
393.5-
571.6+
74.8=-
890.3ΔH°=-
787.0-
857.4+
277.7=-kJ/mol
1366.7kJ/mol合并得C₂H₂g+5/2O₂g=2CO₂g+H₂OlΔH°=-
787.0-
285.8+x目标反应热为ΔH°=-
1072.8+xkJ，其中为的生成焓x C₂H₂g热化学方程式书写规则注意事项热化学方程式是表示化学反应时伴随能量变化的化学方程式，它在使用热化学方程式时，需要特别注意以下几点由常规化学方程式和反应热两部分组成反应热的大小与物质的量有关，方程式系数变化倍，反应热•n明确指出反应物和产物的相态（固态、液态、气态、溶液也变化倍•s lg n）aq反应的逆过程，反应热等值异号•反应热注明热量单位（通常为）和计量单位（通常为）•kJ mol热化学方程式必须标明温度和压力条件（通常为标准状态，•，）25°C
101.3kPa放热反应为负值，吸热反应为正值•ΔHΔH同一反应在不同温度下的反应热有所不同•练习题热化学方程式1写出下列反应的热化学方程式甲烷完全燃烧生成二氧化碳和液态水，已知ΔH=-890kJ/mol2平衡下列热化学方程式C₃H₈g+O₂g=CO₂g+H₂OlΔH=-2220kJ/mol3计算下列反应的反应热已知2H₂g+O₂g=2H₂OlΔH=-
571.6kJ/mol求克水蒸气凝结为液态水时放出的热量364标准状态下，将1摩尔H₂Ol转变为H₂Og，需要吸收44kJ的热量，写出相应的热化学方程式练习题答案与解析问题1答案甲烷完全燃烧生成二氧化碳和液态水的热化学方程式CH₄g+2O₂g=CO₂g+2H₂OlΔH=-890kJ/mol注意必须标明各物质的相态，并指明反应热的单位和计量单位问题2答案丙烷完全燃烧的反应为C₃H₈g+5O₂g=3CO₂g+4H₂OlΔH=-2220kJ/mol平衡原子数原子个，原子个，需要原子个（即个分子）C3H8O105O₂问题3答案水蒸气凝结的反应方程式H₂Og=H₂OlΔH=已知水生成的反应方程式2H₂g+O₂g=2H₂OlΔH=-
571.6kJ/mol对比可知水蒸气凝结为液态水时，ΔH=x kJ/mol克水蒸气相当于摩尔，因此放出热量为3636/18=22×x kJ最终答案克水蒸气凝结为液态水时放出的热量为3644kJ/mol×2mol=88kJ问题4答案H₂Ol=H₂OgΔH=+44kJ/mol注意标明吸热反应的ΔH为正值，并标明相态和单位化学键能定义应用化学键能是指在标准状态下，将摩尔气态分子中某类化学键全部化学键能可用于估算反应热1断裂所需要吸收的能量键能是一个正值，表示断键是吸热过程断裂键能形成键能ΔH=Σ-Σ这是基于两个能量过程例如，键能为，表示将摩尔分子中的键全部H-H436kJ/mol1H₂H-H断裂需要吸收的能量436kJ•断开反应物中的所有化学键（吸热过程）•形成产物中的所有化学键（放热过程）同种原子之间的键能往往在不同分子中有所不同，因此使用平均键能进行计算键能法计算的与实验值可能有一定偏差，这是因为使用的是平ΔH均键能练习题化学键能计算题目1题目2题目3已知平均键能（单位）已知平均键能（单位）氢气在氧气中燃烧的反应热为kJ/mol kJ/mol-
241.8已知键能为，kJ/mol H-H436kJ/mol，，，，，，C-H414O=O498C=O803O-H C≡C839C-H414C=C612C-C键能为，请计算键能O=O498kJ/mol O-H463348计算计算CH₄g+2O₂g=CO₂g+2HC≡CHg=H₂C=C=CH-CH₃g的反应热的反应热2H₂Og练习题答案与解析题目1答案反应CH₄g+2O₂g=CO₂g+2H₂Og需要断裂的键4个C-H键和2个O=O键断裂能量4×414+2×498=1656+996=2652kJ需要形成的键2个C=O键和4个O-H键形成能量2×803+4×463=1606+1852=3458kJ反应热ΔH=2652-3458=-806kJ/mol题目2答案反应2HC≡CHg=H₂C=C=CH-CH₃g需要断裂的键2个C≡C键和4个C-H键断裂能量2×839+4×414=1678+1656=3334kJ需要形成的键2个C=C键，1个C-C键和4个C-H键形成能量2×612+1×348+4×414=1224+348+1656=3228kJ反应热ΔH=3334-3228=106kJ/mol题目3答案反应H₂g+1/2O₂g=H₂OgΔH=-
241.8kJ/mol需要断裂的键1个H-H键和1/2个O=O键断裂能量1×436+
0.5×498=436+249=685kJ需要形成的键2个O-H键设O-H键能为x kJ/mol，则形成能量为2x kJ根据ΔH=断裂能量-形成能量，有-
241.8=685-2x解得x=
463.4kJ/mol因此，O-H键能为
463.4kJ/mol第二章化学反应速率温度影响浓度影响温度升高通常会使反应速率增大反应物浓度增加通常会使反应速根据阿伦尼乌斯方程，温度每升率增大这种关系可以用速率方反应速率的概念高，反应速率约增加倍程式来描述10°C2-4v=k[A]ᵃ[B]ᵇ催化剂影响化学反应速率是单位时间内反应物浓度的减少或产物浓度的增加催化剂能够降低反应的活化能，数学表示为浓度变化量除以时间提供新的反应路径，从而加快反变化量应速率，但不改变反应的热力学v=|Δc|/Δt性质反应速率表达式平均反应速率瞬时反应速率在一段时间间隔内测得的反应速率，表示为浓度变化量除以时间在某一时刻的反应速率，表示为浓度对时间的导数对于上述反变化量对于反应，可以表示为应aA+bB→cC+dD平均瞬时v=-1/a·Δ[A]/Δt=-1/b·Δ[B]/Δt=1/c·Δ[C]/Δt=v=-1/a·d[A]/dt=-1/b·d[B]/dt=1/c·d[C]/dt=1/d·Δ[D]/Δt1/d·d[D]/dt负号表示反应物浓度在减少，正号表示产物浓度在增加系数的瞬时反应速率可通过测定浓度时间曲线在某点的切线斜率得到-倒数用于归一化，使不同物质的速率可比在实验中，通常是通过在很短的时间间隔内测量浓度变化来近似瞬时速率练习题反应速率计算题目1题目2题目3对于反应，若的生反应进行分钟后，测得氢氧化钠与乙酸乙酯反应2N₂O₅→4NO₂+O₂NO₂A+2B→3C+D5CH₃COOC₂H₅+成速率为，求的消耗从初始的减少到
0.04mol/L·s N₂O₅[A]
0.50mol/L
0.20mol/L NaOH→CH₃COONa+C₂H₅OH速率和的生成速率计算这分钟内O₂5实验测得反应开始后分钟时，浓度10NaOH的平均消耗速率从初始的减少到1A
0.20mol/L
0.12mol/L计算乙酸乙酯的平均消耗速率的平均消耗速率2B的平均生成速率3C练习题答案与解析题目1答案题目2答案题目3答案反应方程式的平均消耗速率反应方程式2N₂O₅→4NO₂+O₂1A vA=Δ[A]/Δt CH₃COOC₂H₅+NaOH→=
0.20-
0.50/5=-
0.06mol/L·min CH₃COONa+C₂H₅OH根据化学计量数关系vN₂O₅=的平均消耗速率2/4vNO₂=
0.5×
0.04=
0.02NaOH vNaOH=mol/L·s取绝对值vA=
0.06mol/L·minΔ[NaOH]/Δt=
0.12-
0.20/10=-
0.008mol/L·min的平均消耗速率vO₂=1/4vNO₂=
0.25×
0.04=2B vB=2/1vA乙酸乙酯的平均消耗速率
0.01mol/L·s=2×
0.06=
0.12mol/L·min vCH₃COOC₂H₅=vNaOH=
0.008mol/L·min的平均生成速率3C vC=3/1vA=3×
0.06=
0.18mol/L·min浓度对反应速率的影响浓度-速率关系大多数反应的速率与反应物浓度有关通常浓度增加，反应速率也增加反应级数对于反应aA+bB→产物，速率方程式可表示为v=k[A]ᵐ[B]ⁿ，其中m、n为反应级数实验确定反应级数通常不等于化学计量数，需通过实验确定反应速率方程式中的称为速率常数，其值与温度有关，但与反应物浓度无关速率常数的单位取决于反应的总级数，对于级反应，的单位为k nkmol¹⁻ⁿ·L^n-1·s⁻¹确定反应级数的常用方法有初速率法、半衰期法和积分法初速率法是改变一种反应物的初始浓度，保持其他反应物浓度不变，测定反应的初速率，通过比较初速率与浓度的关系确定反应级数练习题浓度与反应速率1题目12题目23题目3对于反应，进行了以下初速率实对于某一级反应，已知速率常数对于某二级反应产物，速率方程式为A+B→C k=
0.052A→v验，初始浓度计算，已知，初始min⁻¹[A]₀=
0.8mol/L=k[A]²k=
0.2L/mol·min浓度计算反应分钟后[A]₀=
0.5mol/L10实验，1[A]=
0.1mol/L[B]=
0.1的浓度A，反应分钟后的浓度mol/L v=4×10⁻³mol/L·s120A实验，浓度降低到初始值一半所需的时间2[A]=
0.2mol/L[B]=
0.12A，mol/L v=8×10⁻³mol/L·s实验，3[A]=
0.1mol/L[B]=
0.2，mol/L v=
1.6×10⁻²mol/L·s确定反应速率方程式练习题答案与解析题目1答案题目2答案题目3答案比较实验和实验的浓度增加到倍，一级反应的浓度方程二级反应产物的积分速率方程12A21[A]=2A→的浓度不变，反应速率增加到倍B2[A]₀·e⁻ᵏᵗ1/[A]-1/[A]₀=kt[A]=
0.8·e⁻⁰·⁰⁵ˣ²⁰=
0.8·e⁻¹=
0.8×1/[A]-1/
0.5=
0.2×10因此，反应对的级数为（∝）A1v[A]¹
0.368=
0.294mol/L1/[A]-2=2比较实验和实验的浓度不变，的浓一级反应的半衰期13A B2t₁/₂=ln2/k=1/[A]=4度增加到倍，反应速率增加到倍
240.693/
0.05=
13.86min[A]=
0.25mol/L因此，反应对的级数为（∝）B2v[B]²综合得出反应速率方程式v=k[A][B]²速率常数k=4×10⁻³/
0.1×
0.1²=4L²/mol²·s温度对反应速率的影响阿伦尼乌斯方程活化能阿伦尼乌斯方程描述了温度与反应速率常数之间的定量关系活化能是指反应分子必须具备的最低能量，使得它们能够发生有效碰撞并转化为产物k=A·e⁻ᴱᵃ/ᴿᵀ活化能越低，反应越容易进行；活化能越高，反应越难进行其中通过取对数，阿伦尼乌斯方程可转化为是速率常数•k是指前因子（与反应物分子碰撞频率有关）lnk=lnA-Ea/RT•A是活化能（单位）•Ea J/mol根据这一线性关系，可以通过测量不同温度下的速率常数，以lnk•R是气体常数（
8.314J/mol·K）对1/T作图，得到直线斜率为-Ea/R，从而计算出活化能Ea是绝对温度（单位）•T K练习题温度与反应速率题目1题目2某反应在时的速率常数为已知某反应的活化能为，298K
1.556kJ/mol，在时的速率常在时的速率常数为×10⁻⁵s⁻¹308K27°C
2.0×数为计算此反计算
4.5×10⁻⁵s⁻¹10⁻²L/mol·s应的活化能在时的速率常数137°C温度每升高，反应速率210°C增加的倍数题目3某反应的活化能为，速率常数的指前因子
83.6kJ/mol A=
4.0×10¹²s⁻¹计算该反应在时的速率常数25°C练习题答案与解析题目3答案题目2答案使用阿伦尼乌斯方程k=A·e⁻ᴱᵃ/ᴿᵀ题目1答案使用阿伦尼乌斯方程1lnk₂/k₁=T=25+
273.15=
298.15K根据阿伦尼乌斯方程的对数形式lnk=lnA-Ea/R·1/T₁-1/T₂Ea/RT k=
4.0×10¹²·e^-83600/
8.314×
298.15，T₁=27+
273.15=
300.15K T₂=37+比较两个温度下的速率常数lnk₂/k₁=
273.15=
310.15KEa/R·1/T₁-1/T₂k=
4.0×10¹²·e^-
33.73=
4.0×10¹²×lnk₂/
2.0×10⁻²=56000/
8.314·1/
300.
152.1×10⁻¹⁵=
8.4×10⁻³s⁻¹代入数据ln
4.5×10⁻⁵/
1.5×10⁻⁵=-1/
310.15Ea/
8.314·1/298-1/308lnk₂/
2.0×10⁻²=6736×
0.000107=
0.721ln3=Ea/
8.314·
0.003356-
0.003247=Ea/
8.314·
0.000109k₂/
2.0×10⁻²=e^
0.721=
2.056Ea=
8.314×ln3/
0.000109=
8.314×
1.099k₂=
2.0×10⁻²×
2.056=
4.11×10⁻²/
0.000109≈
84.1kJ/molL/mol·s温度每升高，反应速率增加的倍数为210°C倍k₂/k₁=
2.056催化剂对反应速率的影响催化剂类型作用机理根据与反应物相态的关系，催化剂可分为均相催化剂（与反应物处于同一相态）和催化剂通过提供新的反应路径，降低反应多相催化剂（与反应物处于不同相态）的活化能，从而加快反应速率热力学性质催化剂特点催化剂只能加快达到平衡的速度，不能改催化剂本身在反应过程中不被消耗，反应变平衡常数和平衡组成结束后可以回收再利用练习题催化剂与反应速率1题目12题目2过氧化氢的分解反应某反应在没有催化剂时的活化能为，加入催化剂后2H₂O₂aq→2H₂Ol+O₂g84kJ/mol的活化能为在35kJ/mol298K下，计算加入催化剂后反应速在常温下非常缓慢，但加入少率增大的倍数量后，反应速率显著增加MnO₂试解释的作用机理，并说MnO₂明其对反应的焓变有何影响3题目3酶是生物体内的重要催化剂，某酶催化的反应在时的速率常数为37°C，在时的速率常数为计算该酶催化反应的活化
0.25s⁻¹27°C
0.08s⁻¹能练习题答案与解析题目1答案作为多相催化剂，通过提供表面活性位点，使过氧化氢分子吸附在表面，削弱键，降低反应所需MnO₂O-O的活化能，从而加快反应速率具体机理可能是先与表面形成中间复合物，然后分解为和，最后两个吸附的原子结合形H₂O₂MnO₂H₂O OO成分子释放O₂催化剂只能加快反应达到平衡的速度，不能改变反应的热力学性质因此，对过氧化氢分解反应的焓MnO₂变没有影响题目2答案根据阿伦尼乌斯方程k=A·e⁻ᴱᵃ/ᴿᵀ无催化剂时的速率常数⁽⁾k₁=A·e⁻⁸⁴⁰⁰⁰/⁸·³¹⁴ײ⁹⁸有催化剂时的速率常数⁽⁾k₂=A·e⁻³⁵⁰⁰⁰/⁸·³¹⁴ײ⁹⁸假设指前因子不变，则速率增大的倍数为A倍k₂/k₁=e^84000-35000/
8.314×298=e^49000/
8.314×298=e^
19.77≈
3.86×10⁸题目3答案根据阿伦尼乌斯方程的对数形式lnk₂/k₁=Ea/R·1/T₁-1/T₂代入数据ln
0.25/
0.08=Ea/
8.314·1/300-1/310ln
3.125=Ea/
8.314·
0.00333-
0.00323=Ea/
8.314·
0.0001Ea=
8.314×ln
3.125/
0.0001=
8.314×
1.139/
0.0001≈
94.7kJ/mol第三章化学平衡动态平衡微观上反应仍在进行，宏观上性质不变可逆反应正反应和逆反应同时进行的反应平衡常数反应达到平衡时的平衡常数表达式化学平衡是指在一定条件下，可逆反应中正反应与逆反应的速率相等，体系的各种性质不再随时间变化的状态对于可逆反应⇌aA+bB，平衡常数表达式为cC+dD Kc=[C]^c[D]^d/[A]^a[B]^b平衡常数的大小反映了反应的进行程度表示反应倾向于生成产物，表示反应倾向于生成反应物，表示反应物和产物大K1K1K≈1约等量存在平衡常数只与温度有关，与浓度、压力和催化剂无关化学平衡的特征动态平衡平衡浓度化学平衡是一种动态平衡，而非静止状态在微观上，正反应和在给定温度下，对于同一反应，无论从正向还是反向出发，当达逆反应仍然以相等的速率同时进行，物质不断地相互转化；在宏到平衡时，各物质的平衡浓度之比是一个常数，这个常数就是平观上，体系的各项可测性质（如浓度、颜色、压力等）保持不变衡常数K平衡浓度受起始条件影响例如，如果初始时加入更多的反应物，例如，在⇌平衡体系中，虽然两种气体的浓度最终达到平衡时，虽然产物的浓度会增加，但平衡常数保持不变N₂O₄g2NO₂g保持恒定，但分子仍在不断地相互转化一些分子分解为N₂O₄NO₂分子，同时等量的分子结合形成分子NO₂N₂O₄平衡浓度也可以通过解平衡常数表达式和质量守恒方程组的联立方程来计算例如，对于反应⇌，如果初始只有，浓度为A2B A，则平衡时，，代入平衡常数表达[A]₀[A]=[A]₀-x[B]=2x式可以求解，从而得到平衡浓度K=[B]²/[A]x练习题化学平衡特征题目1题目2对于反应⇌在密闭容器中，在一定温度下N₂g+3H₂g SO₂Cl₂，在一定温度下，初始时容分解⇌2NH₃g SO₂Cl₂g SO₂g+器中只有和，它们的浓度分别为N₂H₂Cl₂g和反应达到平
1.0mol/L
3.0mol/L初始时只有，浓度为SO₂Cl₂
0.10衡时，测得计[NH₃]=
0.4mol/L反应达到平衡时，的mol/L SO₂Cl₂算分解率为计算该反应在此温度25%1平衡时[N₂]和[H₂]的值下的平衡常数Kc该反应在此温度下的平衡常数2Kc题目3对于平衡体系⇌，某温度下的平衡常数N₂O₄g2NO₂g Kc=
4.0×10⁻³在相同温度下，往的密闭容器中加入，待达到平衡后，mol/L
1.0L
11.5g N₂O₄计算容器中的物质的量NO₂练习题答案与解析题目1答案题目2答案根据反应方程式⇌和平衡浓度关系设初始浓度为1N₂g+3H₂g2NH₃g SO₂Cl₂c₀=
0.10mol/L设反应进度为，则分解率为，即分解的浓度为x mol/L25%SO₂Cl₂
0.25c₀=
0.025mol/L平衡时[N₂]=
1.0-x[H₂]=
3.0-3x[SO₂Cl₂]=c₀-
0.25c₀=
0.75c₀=
0.075mol/L[NH₃]=2x=
0.4[SO₂]=[Cl₂]=
0.25c₀=
0.025mol/L所以平衡常数x=
0.2mol/L Kc=[SO₂][Cl₂]/[SO₂Cl₂]=
0.025×
0.025/
0.075=
0.000625/
0.075=
0.00833因此，[N₂]=
1.0-
0.2=
0.8mol/L[H₂]=
3.0-3×
0.2=
2.4mol/L平衡常数2Kc=[NH₃]²/[N₂][H₂]³=
0.4²/
0.8×
2.4³=
0.16/
0.8×
13.824=
0.16/
11.06=
0.0145平衡常数的计算浓度平衡常数分压平衡常数对于气相反应⇌对于气相反应，也可以用分压aA+bB cC+，浓度平衡常数定义为表示平衡常数dD Kc Kp Kp=Kc=[C]^c[D]^d/p_C^cp_D^d/，其中表示的，其中表示[A]^a[B]^b[A]A p_A^ap_B^b p_A平衡摩尔浓度（）的的平衡分压（通常用或mol/L KcA atmPa单位取决于反应的化学计量数，表示）的单位取决于反应Kp一般为的化学计量数，一般为单mol/L^c+d-a-b P位^c+d-a-bKc与Kp的关系对于气相反应，和之间存在关系，其中产KcKpKp=KcRT^ΔnΔn=物的气体分子数之和反应物的气体分子数之和-=c+d-a+b R为气体常数，为绝对温度T练习题平衡常数计算题目1题目2对于反应⇌对于反应⇌2SO₂g+O₂g N₂g+3H₂g，在时，某温度下2SO₃g900K Kp=
1.8×2NH₃g Kc=
6.0×（压力单位），计算在在相同温度下，10⁵atm10⁻²mol/L⁻²相同温度下的（往容器中加入、Kc R=
0.
0822.0L
0.10mol N₂）和，反L·atm/mol·K
0.50mol H₂
0.20mol NH₃应达到平衡后，计算容器中各物质的平衡浓度题目3已知在下反应⇌的平衡常数1000K COg+H₂Og CO₂g+H₂g Kc=在相同温度下，往容器中加入、、
1.
010.0L
2.0mol CO
3.0mol H₂O
1.0和，判断反应向哪个方向进行，并计算平衡时各物质的mol CO₂
1.0mol H₂浓度练习题答案与解析题目3答案题目2答案初始浓度，，[CO]₀=
0.2mol/L[H₂O]₀=
0.3mol/L题目1答案初始浓度[N₂]₀=
0.10/
2.0=
0.05mol/L，[H₂]₀=[CO₂]₀=
0.1mol/L，[H₂]₀=
0.1mol/L对于反应2SO₂g+O₂g⇌2SO₃g，计算Δn
0.50/
2.0=
0.25mol/L，[NH₃]₀=
0.20/
2.0=
0.10计算反应商Q=[CO₂]₀[H₂]₀/[CO]₀[H₂O]₀=
0.1×mol/LΔn=产物的气体分子数-反应物的气体分子数=2-
0.1/
0.2×
0.3=
0.01/
0.06=
0.1672+1=-1计算反应商Q=[NH₃]₀²/[N₂]₀[H₂]₀³=
0.10²/
0.05×由于，反应将向右进行QKc
0.25³=
0.01/
0.05×
0.016=
0.01/
0.0008=
12.5使用关系式Kp=KcRT^Δn=KcRT^-1设反应进度为，则平衡时x mol/LKc=Kp/RT^-1=Kp·RT由于，反应将向左进行[CO]=
0.2-xQKcKc=
1.8×10⁵×
0.082×900=
1.8×10⁵×
73.8=设反应进度为（分解的量），则平衡时[H₂O]=
0.3-xx mol/L NH₃
1.33×10⁷mol/L^-1[CO₂]=
0.1+x[N₂]=
0.05+x/2[H₂]=
0.1+x[H₂]=
0.25+3x/2代入平衡常数表达式Kc=[CO₂][H₂]/[CO][H₂O]=[NH₃]=
0.10-x
0.1+x
0.1+x/
0.2-x
0.3-x=
1.0代入平衡常数表达式Kc=[NH₃]²/[N₂][H₂]³=
0.10-解得x≈
0.07mol/Lx²/
0.05+x/
20.25+3x/2³=
6.0×10⁻²因此，平衡浓度为，求解[CO]=
0.13mol/L[H₂O]=
0.23x≈
0.05mol/L，，mol/L[CO₂]=
0.17mol/L[H₂]=
0.17mol/L因此，平衡浓度为，[N₂]=
0.075mol/L[H₂]=
0.325，mol/L[NH₃]=
0.05mol/L勒沙特列原理浓度变化压力变化增加某一物质的浓度，平衡向消耗该物质增加压力，平衡向气体分子总数减少的方的方向移动；减少某一物质的浓度，平衡向移动；减少压力，平衡向气体分子总数向生成该物质的方向移动增加的方向移动温度变化催化剂影响升高温度，平衡向吸热方向移动（有利于催化剂只能加快反应达到平衡的速度，不吸热反应）；降低温度，平衡向放热方向能改变平衡状态和平衡常数移动（有利于放热反应）练习题勒沙特列原理应用1题目12题目2对于平衡体系⇌对于平衡反应⇌，N₂g+3H₂g3O₂g2O₃g2NH₃g+
92.4kJ，下列哪些操ΔH0在密闭容器中，如何改作会增加的产量？变条件才能增加的产量？请解释NH₃O₃原因升高温度A.增加压力B.移走部分C.NH₃通入惰性气体（体积不变）D.3题目3对于平衡反应PCl₅g⇌PCl₃g+Cl₂g，ΔH0初始时只有PCl₅，在一定温度下，的分解率为如果在平衡时向容器中通入气体，使PCl₅60%Cl₂的浓度增加一倍，计算新的平衡状态下的分解率Cl₂PCl₅练习题答案与解析题目1答案题目2答案对于平衡体系N₂g+3H₂g⇌2NH₃g+
92.4kJ对于平衡反应3O₂g⇌2O₃g，ΔH0A.升高温度反应为放热反应（ΔH=-
92.4kJ0），升高温度会使•降低温度反应为吸热反应，降低温度会使平衡向放热方向移动，平衡向吸热方向移动，即向左移动，不利于的生成即向左移动，不利于的生成NH₃O₃•增加压力反应前后气体分子总数变化为Δn=2-3=-10，B.增加压力反应前后气体分子总数变化为Δn=2-1+3=-20，增加压力会使平衡向气体分子总数减少的方向移动，即向右移动，增加压力会使平衡向气体分子总数减少的方向移动，即向右移动，有利有利于的生成O₃于的生成NH₃•增加O₂浓度增加反应物浓度会使平衡向生成产物的方向移动，即移走部分减少的浓度会使平衡向生成的方向移动，即向C.NH₃NH₃NH₃向右移动，有利于的生成O₃右移动，有利于的继续生成NH₃•移除部分O₃移去部分产物会使平衡向生成产物的方向移动，即向通入惰性气体（体积不变）在体积不变的条件下，通入惰性气体右移动，有利于的继续生成D.O₃会增加总压，但不改变各组分的分压，因此不影响平衡位置因此，为增加的产量，应该增加压力，增加浓度，降低温度，或O₃O₂综上所述，和会增加的产量移去部分B CNH₃O₃第四章水溶液中的离子平衡水的电离⇌⁺，⁺H₂O H+OH⁻Kw=[H][OH⁻]=
1.0×10⁻¹⁴25°C电离平衡弱电解质在水溶液中的不完全电离，如弱酸⇌⁺HA H+A⁻盐类水解由弱酸（或弱碱）和强碱（或强酸）形成的盐在水中的水解反应溶度积难溶电解质在其饱和溶液中阳离子和阴离子浓度的乘积弱电解质电离平衡电离度电离常数电离度是指电解质溶液中已电离的分子数占溶质总分子数的百分弱电解质的电离平衡可用电离常数表示，例如对于弱酸αK HA比⇌⁺，⁺HA H+A⁻Ka=[H][A⁻]/[HA]电离总α=n/n×100%对于弱碱B电离度的大小受多种因素影响⇌⁺，⁺B+H₂O BH+OH⁻Kb=[BH][OH⁻]/[B]浓度溶液浓度越小，电离度越大•电离常数与电离度之间的关系（稀溶液中）温度大多数情况下，温度升高，电离度增大•，当很小时，Ka=c·α²/1-ααKa≈c·α²同离子效应加入与弱电解质有共同离子的强电解质会抑制弱•电解质的电离其中为弱电解质的浓度电离常数越大，电离度越大，电解质越c强练习题弱电解质电离题目1题目2的醋酸溶液某弱酸的电离常数
0.1mol/L CH₃COOH HAKa=
1.8×的为计算醋酸的电离常数计算的溶液pH
2.910⁻⁵
0.10mol/L HA和电离度的和电离度KaαpH题目3的溶液中，⁺的浓度为计算的电
0.20mol/L NH₃NH₄
6.0×10⁻³mol/L NH₃离常数Kb练习题答案与解析1题目1答案2题目2答案3题目3答案醋酸的电离反应⇌⁺弱酸的电离反应⇌⁺的电离反应⇌⁺CH₃COOH H+CH₃COO⁻HA HAH+A⁻NH₃NH₃+H₂O NH₄+OH⁻已知pH=
2.9，则[H⁺]=10⁻²·⁹=
1.26×设电离度为α，则已知[NH₄⁺]=
6.0×10⁻³mol/L，且[NH₄⁺]10⁻³mol/L=[OH⁻][H⁺]=[A⁻]=c·α=
0.10·αmol/L因为⁺，所以[H]=[CH₃COO⁻][CH₃COO⁻]=[NH₃]=
0.20-
6.0×10⁻³≈
0.19mol/L[HA]=c·1-α=
0.10·1-αmol/L
1.26×10⁻³mol/L的电离常数⁺NH₃Kb=[NH₄][OH⁻]/[NH₃]=代入⁺Ka=[H][A⁻]/[HA]
1.8×10⁻⁵=[CH₃COOH]=
0.1-
1.26×10⁻³≈
0.1mol/L
6.0×10⁻³²/
0.19=
1.9×10⁻⁴
0.10·α²/
0.10·1-α
1.8×10⁻⁵=
0.10·α²/1-α醋酸的电离常数Ka=⁺α²/1-α=
1.8×10⁻⁴[H][CH₃COO⁻]/[CH₃COOH]=
1.26×10⁻³²/
0.1=
1.59×10⁻⁵由于α很小，可近似认为1-α≈1，则α²≈
1.8电离度α=[H⁺]/c=
1.26×10⁻³/
0.1=×10⁻⁴
0.0126=
1.26%α≈
0.0134=
1.34%⁺[H]=
0.10×
0.0134=
1.34×10⁻³mol/L⁺pH=-log[H]=-log
1.34×10⁻³=
2.87盐类水解水解反应盐类水解是指由弱酸（或弱碱）和强碱（或强酸）形成的盐在水中与水反应，导致溶液呈酸性或碱性的现象水解过程是电离平衡的特例水解类型根据盐的组成，可分为四类强酸强碱盐（不水解，）；弱酸pH=7强碱盐（阴离子水解，）；强酸弱碱盐（阳离子水解，pH7pH）；弱酸弱碱盐（阴阳离子都水解，取决于和的相对大小）7pH KaKbpH计算水解常数与电离常数的关系对于弱酸盐，；对于弱碱盐，Kh=Kw/Ka计算需考虑水解常数、盐的浓度和水解度Kh=Kw/Kb pH练习题盐类水解题目1题目2判断下列盐溶液的酸碱性，并解醋酸的电离常数，Ka=
1.8×10⁻⁵释理由计算的醋酸钠溶液的
0.10mol/LpH1NaCl2CH₃COONa3NH₄Cl4CH₃COONH₄题目3铵的电离常数，计算的氯化铵溶液的Kb=
1.8×10⁻⁵
0.20mol/L pH练习题答案与解析题目3答案题目2答案氯化铵的水解反应⁺⇌⁺NH₄+H₂O NH₃+H₃O题目1答案醋酸钠的水解反应⇌CH₃COO⁻+H₂O CH₃COOH+OH⁻水解常数Kh=Kw/Kb=10⁻¹⁴/
1.8×10⁻⁵=
5.56×由强酸和强碱形成的盐，⁺和1NaCl HClNaOH NaCl⁻10⁻¹⁰都不水解，溶液呈中性，pH=7水解常数Kh=Kw/Ka=10⁻¹⁴/
1.8×10⁻⁵=
5.56×设水解度为α，则由弱酸和强碱形成的盐，2CH₃COONa CH₃COOH NaOH10⁻¹⁰Na⁺不水解，CH₃COO⁻水解CH₃COO⁻+H₂O⇌[H⁺]=c·α=
0.20·α设水解度为α，则，生成，溶液呈碱性，CH₃COOH+OH⁻OH⁻pH7⁺⁺Kh=[NH₃][H]/[NH₄]=[OH⁻]=c·α=
0.10·α3NH₄Cl由强酸HCl和弱碱NH₃形成的盐，Cl⁻不水解，
0.20·α
0.20·α/
0.20·1-α=
0.20·α²/1-α⁺水解⁺⇌⁺，生成⁺，Kh=[CH₃COOH][OH⁻]/[CH₃COO⁻]=NH₄NH₄+H₂O NH₃+H₃O H由于α很小，可近似认为1-α≈1，则Kh≈
0.20·α²溶液呈酸性，
0.10·α
0.10·α/
0.10·1-α=
0.10·α²/1-αpH7α²≈Kh/
0.20=
5.56×10⁻¹⁰/
0.20=
2.78×10⁻⁹由弱酸和弱碱形成的盐，由于α很小，可近似认为1-α≈1，则Kh≈
0.10·α²4CH₃COONH₄CH₃COOH NH₃α≈
5.27×10⁻⁵和⁺都水解，溶液的取决于和的相对CH₃COO⁻NH₄pH KaKbα²≈Kh/
0.10=
5.56×10⁻¹⁰/
0.10=
5.56×10⁻⁹大小若，则；若，则；⁺Ka=Kb pH=7KaKb pH7[H]=
0.20×
5.27×10⁻⁵=
1.05×10⁻⁵mol/Lα≈
7.46×10⁻⁵若，则KaKb pH7⁺pH=-log[H]=-log
1.05×10⁻⁵=
4.98[OH⁻]=
0.10×
7.46×10⁻⁵=
7.46×10⁻⁶mol/LpOH=-log[OH⁻]=-log
7.46×10⁻⁶=
5.13pH=14-pOH=14-
5.13=
8.87缓冲溶液原理pH计算缓冲溶液是指在外加少量强酸或强碱时，值变化很小的溶液对于弱酸强碱盐体系（如），使用pH-CH₃COOH/CH₃COONa Henderson-通常由弱酸和它的强碱盐（如）或弱碱和它的方程CH₃COOH/CH₃COONa Hasselbalch强酸盐（如）组成NH₃/NH₄Cl盐酸pH=pKa+log[]/[]=pKa+log[A⁻]/[HA]缓冲作用原理对于弱碱强酸盐体系（如）-NH₃/NH₄Cl加入强酸强酸中的⁺被弱酸的共轭碱消耗（⁺）•H A⁻+H→HA碱盐pH=pKw-pKb+log[]/[]=14-pKb+⁺log[B]/[BH]加入强碱强碱中的被弱酸消耗（）•OH⁻HA+OH⁻→A⁻+H₂O缓冲溶液的缓冲容量取决于缓冲组分的总浓度和它们的浓度比浓度越高，缓冲容量越大；当酸盐时，缓冲容量最大[]=[]缓冲溶液的值主要取决于弱酸（或弱碱）的电离常数和弱酸与pH其盐（或弱碱与其盐）的浓度比练习题缓冲溶液题目1题目2计算由和配制的醋酸醋酸钠缓
0.20mol/L CH₃COOH pH=
5.00-组成的缓冲冲溶液，若要求总体积为，
0.30mol/L CH₃COONa500mL溶液的已知的总浓度为，计算需要pH CH₃COOH Ka=
0.20mol/L的醋酸和醋酸钠的物质的量醋
1.8×10⁻⁵酸的Ka=
1.8×10⁻⁵题目3向和的缓冲溶液中加入100mL
0.10mol/L CH₃COOH
0.10mol/L CH₃COONa，计算溶液的变化醋酸的
5.0mL
0.20mol/L HClpH Ka=
1.8×10⁻⁵练习题答案与解析题目1答案题目2答案题目3答案使用Henderson-Hasselbalch方程设醋酸的物质的量为nₐmol，醋酸钠的物质的量为n原缓冲溶液中ₛ，则molpH=pKa+log[CH₃COONa]/[CH₃COOH]nCH₃COOH=
0.10×
0.100=
0.010molpH=pKa+logn/nₐpKa=-logKa=-log
1.8×10⁻⁵=
4.74ₛnCH₃COONa=
0.10×
0.100=
0.010mol
5.00=
4.74+logn/nₐpH=
4.74+log
0.30/
0.20=
4.74+log
1.5=
4.74ₛ原pH=pKa+log[CH₃COONa]/[CH₃COOH]=
4.74++
0.18=
4.92logn/nₐ=
5.00-
4.74=
0.26log
0.010/
0.010=
4.74+log1=
4.74ₛn/nₐ=10^
0.26=
1.82加入HCl后，HCl中的H⁺会与CH₃COO⁻反应CH₃COO⁻+ₛ⁺H→CH₃COOH又知nₐ+n=
0.20×
0.500=
0.10molₛnHCl=
0.20×
0.0050=
0.0010mol联立方程组加入后HCln=
1.82nₐₛnCH₃COOH=
0.010+
0.0010=
0.0110molnₐ+n=
0.10ₛnCH₃COONa=
0.010-
0.0010=
0.0090molnₐ+
1.82nₐ=
0.10新pH=
4.74+log
0.0090/
0.0110=
4.74+log
0.
822.82nₐ=
0.10=
4.74-
0.09=
4.65nₐ=
0.035mol变化pH=
4.65-
4.74=-
0.09n=
0.10-
0.035=
0.065molₛ沉淀溶解平衡-溶度积常数难溶电解质溶解度难溶电解质在水中建立的沉淀溶解平衡可用溶度积常数表示对于难溶电解质，其摩尔溶解度与溶度积常数的关系为-Ksp AmBns Ksp例如，对于难溶电解质AmBn⇌AmBns mA^n+aq+nB^m-aq Ksp=ms^m×ns^n=m^m×n^n×s^m+n溶度积常数影响溶解度的因素Ksp=[A^n+]^m×[B^m-]^n溶度积常数只与温度有关，与沉淀的量无关越小，电解质的温度大多数情况下，温度升高，溶解度增大Ksp•溶解度越小值对于含弱酸根离子的沉淀，值降低会增加溶解度；对•pH pH于含弱碱的沉淀，值升高会增加溶解度pH同离子效应加入与沉淀有共同离子的可溶性盐会减小沉淀的•溶解度络合反应某些离子能与沉淀中的离子形成络合物，增加沉淀•的溶解度练习题沉淀溶解平衡-1题目12题目2时，氯化银的溶度积常数已知碳酸钙的溶度积常数25°C Ksp=计算判断将Ksp=
1.8×10⁻¹⁰
4.5×10⁻⁹
0.010⁺溶液与mol/L Ca²
0.020溶液等体积混合时，mol/L CO₃²⁻氯化银在水中的摩尔溶解1是否会产生沉淀度在溶液
20.010mol/L NaCl中氯化银的摩尔溶解度3题目3已知氢氧化镁的溶度积常数计算Ksp=
1.8×10⁻¹¹饱和溶液的1MgOH₂pH在的溶液中的摩尔溶解度2pH=12MgOH₂练习题答案与解析题目3答案题目2答案氢氧化镁的溶解平衡⇌⁺1MgOH₂s Mg²aq+2OH⁻aq题目1答案碳酸钙的溶解平衡⇌⁺CaCO₃s Ca²aq+CO₃²⁻aq氯化银的溶解平衡⇌⁺1AgCls Agaq+Cl⁻aq混合后设的摩尔溶解度为，则MgOH₂s mol/L设的摩尔溶解度为，则AgCl smol/L[Ca²⁺]=
0.010/2=
0.0050mol/L[Mg²⁺]=s⁺[Ag]=[Cl⁻]=s[CO₃²⁻]=
0.020/2=
0.0100mol/L[OH⁻]=2s⁺Ksp=[Ag][Cl⁻]=s²=
1.8×10⁻¹⁰离子积Q=[Ca²⁺][CO₃²⁻]=
0.0050×
0.0100=
5.0×10⁻⁵Ksp=[Mg²⁺][OH⁻]²=s×2s²=4s³=
1.8×10⁻¹¹s=√
1.8×10⁻¹⁰=
1.34×10⁻⁵mol/LKsp=
4.5×10⁻⁹s=∛
1.8×10⁻¹¹/4=∛
4.5×10⁻¹²=
1.65×10⁻⁴在溶液中
20.010mol/L NaClmol/L因为，所以会产生沉淀QKsp初始[Cl⁻]=
0.010mol/L[OH⁻]=2×
1.65×10⁻⁴=
3.3×10⁻⁴mol/L设的摩尔溶解度为，则AgCl smol/L pOH=-log[OH⁻]=-log
3.3×10⁻⁴=
3.48⁺[Ag]=s pH=14-pOH=14-
3.48=
10.52[Cl⁻]=
0.010+s≈
0.010mol/L（因为s很小）2在pH=12的溶液中⁺Ksp=[Ag][Cl⁻]=s×
0.010=
1.8×10⁻¹⁰pOH=14-pH=14-12=2s=
1.8×10⁻¹⁰/
0.010=
1.8×10⁻⁸mol/L[OH⁻]=10⁻²=
0.01mol/L根据溶度积表达式⁺⁺Ksp=[Mg²][OH⁻]²=[Mg²]×
0.01²=
1.8×10⁻¹¹⁺[Mg²]=
1.8×10⁻¹¹/10⁻⁴=
1.8×10⁻⁷mol/L因此，的摩尔溶解度为MgOH₂
1.8×10⁻⁷mol/L第五章电化学296485电子转移法拉第常数电化学反应涉及电子从一个物质转移到另一个物一摩尔电子的电荷量（）C/mol质
1.23标准电池电势标准氢电极与标准氧电极组成的原电池电动势（）V电化学是研究电与化学反应之间相互转化的科学，主要包括原电池（化学能转化为电能）和电解（电能转化为化学能）两大部分电化学反应的本质是氧化还原反应，涉及电子的转移在原电池中，氧化反应和还原反应在空间上是分开的，电子通过外电路从阳极（氧化）流向阴极（还原）；在电解池中，外加电源强制电子从阴极（还原）流向阳极（氧化），使非自发反应发生原电池原理电极反应电动势原电池由两个半电池组成，每个半电池发生一个半反应在阳极原电池的电动势（）等于阴极电极电势与阳极电极电势之差E E发生氧化反应（失电子），在阴极发生还原反应（得电子）例阴极阳极=E-E如，锌铜原电池-标准电极电势是指在标准状态下（，，）测量的298K1atm1mol/L阳极（电极）⁺（氧化）电极电势，以标准氢电极（）为参比电极Zn Zn→Zn²+2e⁻SHE阴极（电极）⁺（还原）标准电池电动势与标准自由能变化有关，其Cu Cu²+2e⁻→Cu GibbsΔG°=-nFE°中为反应涉及的电子转移数，为法拉第常数（）n F96485C/mol总反应⁺⁺Zn+Cu²→Zn²+Cu原电池的结构包括两个电极、电解质溶液、盐桥（或多孔隔膜）当时，，反应自发进行；当时，，E°0ΔG°0E°0ΔG°0和导线盐桥的作用是保持电路的闭合和电荷平衡，但阻止不同反应不自发进行电解质溶液的直接混合电极电势受浓度影响，可用能斯特方程计算E=E°-产物反应物RT/nFlna/a练习题原电池题目1题目2题目3已知标准电极电势⁺，构建了一个镁银原电池，已知标准电极电势已知标准电极电势⁺⁺E°Cu²/Cu=+
0.34V-E°Fe³/Fe²=⁺⁺，⁺，⁺E°Zn²/Zn=-
0.76V E°Ag/Ag=+
0.80V E°Mg²/Mg=-+
0.77V E°Cr₂O₇²⁻/Cr³=+
1.33V
2.37V写出锌铜原电池的电极反应式和总反应判断⁺能否被氧化为⁺1-1Fe²Cr₂O₇²⁻Fe³式写出原电池的电极反应式和总反应式1若能，写出反应方程式并计算标准电池电2标出原电池的阴极和阳极计算原电池的标准电动势动势22计算原电池的标准电动势若电池工作时有电荷通过电池，计339650C算消耗的镁的质量（的原子量为）Mg24练习题答案与解析题目1答案锌-铜原电池的电极反应式阳极（Zn电极）Zn→Zn²⁺+2e⁻（氧化，失电子）阴极（Cu电极）Cu²⁺+2e⁻→Cu（还原，得电子）总反应式Zn+Cu²⁺→Zn²⁺+Cu原电池的阴极是铜电极，阳极是锌电极原电池的标准电动势E°=E°阴极-E°阳极=E°Cu²⁺/Cu-E°Zn²⁺/Zn=+
0.34V--
0.76V=+
1.10V题目2答案镁-银原电池的电极反应式阳极（Mg电极）Mg→Mg²⁺+2e⁻（氧化）阴极（Ag电极）2Ag⁺+2e⁻→2Ag（还原）总反应式Mg+2Ag⁺→Mg²⁺+2Ag原电池的标准电动势E°=E°Ag⁺/Ag-E°Mg²⁺/Mg=+
0.80V--
2.37V=+
3.17V通过的电荷量q=9650C，法拉第常数F=96485C/mol转移的电子摩尔数n=q/F=9650/96485=
0.1mol根据阳极反应，1摩尔Mg转移2摩尔电子，所以消耗的Mg的摩尔数为
0.1/2=
0.05mol消耗的Mg的质量=
0.05×24=
1.2g题目3答案Fe²⁺能否被Cr₂O₇²⁻氧化为Fe³⁺取决于两个半反应的电极电势半反应1Fe²⁺→Fe³⁺+e⁻，E°=-E°Fe³⁺/Fe²⁺=-
0.77V半反应2Cr₂O₇²⁻+14H⁺+6e⁻→2Cr³⁺+7H₂O，E°=+
1.33V由于E°Cr₂O₇²⁻/Cr³⁺E°Fe³⁺/Fe²⁺，所以Cr₂O₇²⁻可以氧化Fe²⁺为Fe³⁺反应方程式（将半反应1乘以6，半反应2保持不变，然后相加）6Fe²⁺+Cr₂O₇²⁻+14H⁺→6Fe³⁺+2Cr³⁺+7H₂O标准电池电动势E°=E°阴极-E°阳极=+
1.33V--
0.77V=+
2.10V电解原理电解池构造电解池由阳极、阴极、电解质溶液和直流电源组成外加电源强制电子从阴极流向阳极电解反应阴极发生还原反应（得电子），阳极发生氧化反应（失电子）法拉第定律电解产物的量与通过的电量成正比，与物质的当量成正比电解是在外加电场作用下，强制电流通过电解质溶液（或熔融态电解质），在电极上引起氧化还原反应的过程与原电池相反，电解是将电能转化为化学能的过程在电解过程中，阴极（与电源负极相连）吸引阳离子并发生还原反应，阳极（与电源正极相连）吸引阴离子并发生氧化反应电解反应的产物取决于电解质的种类、电极材料、电解条件等因素通常，标准电极电势较高的离子优先得到电子发生还原，标准电极电势较低的离子优先失去电子发生氧化练习题电解1题目12题目2电解水溶液，写出阴极和阳极电解水溶液，使用惰性电极NaCl CuSO₄的反应方程式，以及总反应方程式（如石墨）若通过电流电解
2.5A分钟，计算30阴极析出的铜的质量（的1Cu原子量为）
63.5阳极产生的氧气的体积（标2准状况下摩尔气体体积为
22.4）L/mol3题目3电解水溶液，使用银电极作阳极如果阳极溶解的银为，计算AgNO₃
1.08g通过的电量（的原子量为，法拉第常数）1Ag108F=96500C/mol若电流强度为，需要电解多少时间？
20.5A练习题答案与解析题目1答案NaCl水溶液中含有Na⁺、Cl⁻、H⁺、OH⁻离子阴极反应Na⁺得电子还原的标准电极电势很低（E°Na⁺/Na=-
2.71V），而H⁺得电子还原的标准电极电势较高（E°2H⁺/H₂=0V），因此H⁺优先得电子被还原2H₂O+2e⁻→H₂+2OH⁻阳极反应OH⁻失电子氧化的标准电极电势（E°O₂/OH⁻=+
0.40V）比Cl⁻失电子氧化的标准电极电势（E°Cl₂/Cl⁻=+
1.36V）低，但由于Cl⁻浓度远高于OH⁻浓度，实际上是Cl⁻优先被氧化2Cl⁻→Cl₂+2e⁻总反应方程式2H₂O+2Cl⁻→H₂+Cl₂+2OH⁻随着电解进行，OH⁻浓度增加，溶液呈碱性，最终产物为H₂、Cl₂和NaOH题目2答案1阴极反应Cu²⁺+2e⁻→Cu通过的电量Q=I×t=
2.5A×30×60s=4500C1摩尔Cu需要2摩尔电子，即2F电量析出Cu的物质的量n=Q/2F=4500/2×96500=
0.0233mol析出Cu的质量m=n×M=
0.0233×
63.5=
1.48g2阳极反应2H₂O→O₂+4H⁺+4e⁻1摩尔O₂需要4摩尔电子，即4F电量产生O₂的物质的量n=Q/4F=4500/4×96500=
0.0117mol产生O₂的体积V=n×Vm=
0.0117×
22.4=
0.262L题目3答案1阳极反应Ag→Ag⁺+e⁻溶解Ag的物质的量n=m/M=
1.08/108=
0.01mol1摩尔Ag释放1摩尔电子，即1F电量通过的电量Q=n×F=
0.01×96500=965C2电解时间t=Q/I=965/
0.5=1930s=
32.2min综合练习热力学与反应热反应速率与化学平衡已知对于反应⇌，Cs+O₂g=CO₂g N₂O₄g2NO₂g，在下列条件变化中，ΔH°=-
393.5kJ/molΔH0哪些会使的浓度增加？NO₂COg+1/2O₂g=CO₂gΔH°=-
283.0kJ/mol A.升高温度B.增加压力C.加入惰性气体（体积不变）D.使用盖斯定律计算反应Cs+加入催化剂的反应热1/2O₂g=COg电化学与电池已知标准电极电势⁺，⁺E°Cu²/Cu=+
0.34V E°Ag/Ag=+
0.80V计算原电池⁺⁺的标准电动势，并写出电极反应式Cu|Cu²||Ag|Ag综合练习答案与解析电化学与电池反应速率与化学平衡比较两个标准电极电势⁺，E°Cu²/Cu=+
0.34V热力学与反应热对于反应N₂O₄g⇌2NO₂g，ΔH0（吸热反应）E°Ag⁺/Ag=+
0.80V根据盖斯定律，目标反应的Cs+1/2O₂g=COg由于⁺⁺，因此⁺更容易E°Ag/AgE°Cu²/Cu Ag反应热可以通过已知反应的热效应计算A.升高温度根据勒沙特列原理，对于吸热反应，升得到电子被还原，在原电池中应作为阴极；Cu更容易Cs+O₂g=CO₂gΔH°=-
393.5kJ/mol…1高温度使平衡向右移动，NO₂浓度增加失去电子被氧化，在原电池中应作为阳极B.增加压力反应后气体分子数增加（1摩尔变为2摩阳极反应（Cu电极）Cu→Cu²⁺+2e⁻COg+1/2O₂g=CO₂gΔH°=-
283.0kJ/mol…尔），增加压力使平衡向气体分子数减少的方向移动，阴极反应（电极）⁺Ag2Ag+2e⁻→2Ag2即向左移动，NO₂浓度减少总反应⁺⁺Cu+2Ag→Cu²+2Ag将反应2倒转CO₂g=COg+1/2O₂gΔH°=C.加入惰性气体（体积不变）总压增加，但各组分原电池的标准电动势阴极阳极+
283.0kJ/mol…3的分压不变，对平衡无影响E°=E°-E°=⁺⁺E°Ag/Ag-E°Cu²/Cu=+
0.80V-+
0.34V将反应1和3相加得到目标反应D.加入催化剂催化剂只能加快反应速率，不影响平=+
0.46V衡状态和平衡组成Cs+O₂g+CO₂g=CO₂g+COg+1/2O₂g因此，只有升高温度（A）会使NO₂的浓度增加化简后Cs+1/2O₂g=COg反应热为ΔH°=-
393.5+
283.0=-
110.5kJ/mol课程总结化学反应速率化学反应与能量速率表达式，浓度、温度和催化剂对反应速率的影响化学反应的热力学基础，反应热的计算，化学键能等化学平衡3平衡常数的计算，勒沙特列原理，平衡移动电化学水溶液中的离子平衡原电池原理，电解原理，法拉第定律弱电解质电离平衡，盐类水解，缓冲溶液，沉淀溶解平衡-学习建议与参考资料推荐教材实验指导学习建议《物理化学》（第五版），《基础化学实验》，北京牢固掌握基本概念和原理天津大学物理化学教研室大学化学与分子工程学院多做练习题，特别是计算编，高等教育出版社编，高等教育出版社题和应用题《无机化学》（第三版），《物理化学实验》，南京建立知识间的联系，形成武汉大学编，高等教育出大学物理化学教研室编，知识网络版社高等教育出版社将理论与实验结合，加深《分析化学》（第五版），理解华东理工大学编，高等教定期复习，及时解决疑难育出版社问题在线资源中国大学《物理化MOOC学》《无机化学》《分析化学》等课程学堂在线《化学反应原理》《化学平衡》等专题Royal Societyof国际化学前Chemistry沿资讯和教学资源。
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