1、學習學習-好資料更多精品文檔更多精品文檔化學選修4化學反應與原理專題1化學反應與能量變化第一單元 化學反應中的熱效應一、化學反應的始變1、反應熱與始變（1）反應熱：化學反應過程中，當反應物和生成物具有相同溫度時，所吸收或 放出的熱量稱為化學反應的反應熱。（2）始變（AH）:在恒溫、恒壓條件下，化學反應過程中吸收或放出的熱量稱為 化學反應的始變。符號： 此單位：kJ/mol2、放熱反應和吸熱反應：（1）放熱反應：在化學反應過程中，放出熱量的反應稱為放熱反應（反應物 的總能量大于生成物的總能量）（2）吸熱反應：在化學反應過程中，吸收熱量的反應稱為吸熱反應（反應 物的總能量小于生成物的總能量）化學反

2、應過程中的能量變化如圖：放熱反應A H為“一或A H V 0吸熱反應AH為“磁AH 0?H=E （生成物的總能量）一E （反應物的總能量）?H=E （反應物的鍵能）一E （生成物的鍵能）（3）常見的放熱反應：1）所有的燃燒反應2）酸堿中和反應3）大多數(shù)的化合反應 4）金屬與酸的反應5）生石灰和水反應6）濃硫酸稀釋、氫氧化鈉固體溶解等常見的吸熱反應：1）晶體Ba（OH）8H2。與NH4CI 2）大多數(shù)的分解反3）以跳、CO C為還原劑的氧化還原反應4）俊鹽溶解等注意：1）化學反應時放熱反應還是吸熱反應只取決于反應物和生成物總能量的相對大小，與反應條件（如點燃、加熱、高溫、光照等）和反應類型無關；

3、2）物質(zhì)的溶解過程也伴隨著能量變化：NaOH固體溶于水明顯放熱；硝酸俊晶體溶于水明顯吸熱，NaCl溶于水熱量變化不明顯。3、化學反應過程中能量變化的本質(zhì)原因：化學鍵斷裂一一吸熱化學鍵形成一一放熱4、熱化學方程式（1）定義：能夠表示反應熱的化學方程式叫做熱化學方程式。(2)意義：既能表示化學反應過程中的物質(zhì)變化， 又能表示化學反應的熱量變 化。(3)書寫化學方程式注意要點：1)熱化學方程式必須標出能量變化。2)熱化學方程式中必須標明反應物和生成物的聚集狀態(tài)( g,l,s 分別表示 固態(tài)，液態(tài)，氣態(tài)，水溶液中溶質(zhì)用 aq表示)3)熱化學反應方程式要指明反應時的溫度和壓強。4)熱化學方程式中的化學計

4、量數(shù)可以是整數(shù)，也可以是分數(shù)，不表示分子 個數(shù)，表示對應物質(zhì)的物質(zhì)的量。5)各物質(zhì)系數(shù)加倍， H加倍；反應逆向進行， H改變符號，數(shù)值不變。 H的單位為kJ/mol ,它并不是指1mol反應物或是生成物，可以理解為 “每摩爾反應”。如：2H 2(g)+O2(g)=2H 2O(l) &H=-285.8KJ . mol是指每摩爾反應 2molH2(g)和ImolQ (g)完全反應生成2molH2O(l)的始變。5、總結：熱化學方程式與普通化學方程式的比較熱化學方程式普通化學方程式反應式2H 2(g)+O2(g)=2H 2O(l) AH=-285.8KJI-1. mol2H2+O2 史:2H 2O方

5、程式意義表小反應及反應的吸熱放熱僅表示反應化學的數(shù)表示物質(zhì)的量，可以是整數(shù)或分數(shù)可以表示物質(zhì)的量或微 粒個數(shù)，只能是整數(shù)，不 能是分數(shù)AH右端有表示量變化的AH沒有此項反應條件不用標明反應條件、“ T”、“ 等需標明各種反應條件 如點燃，光照、高溫等物質(zhì)的狀態(tài)必須標明反應物、生成物的聚集狀態(tài)， 如 g , l, s不標明反應物、生成物的 聚集狀態(tài)二、反應熱的測量與計算：1、中和熱概述：1mol(l)水時的反應熱叫(1)1mol(l)水時的反應熱叫(2)中和熱的表示：H+(aq)+OH- (aq)=H2O (l) ; H=-57.3kJ/mol。(3)要點1)條件：“稀溶液”一般是指酸、堿的物質(zhì)

6、的量濃度均小于或等于1 mol/L的溶液，因為若酸、堿濃度較大，混合時會產(chǎn)生溶解熱，而影響中和熱的 測定。2)反應物：(強)酸與(強)堿。中和熱不包括離子在水溶液中的生成熱、電解質(zhì)電離的吸熱所伴隨的熱效應。學習好資料學習好資料更多精品文檔更多精品文檔3）中和熱是以生成1mol液態(tài)水所放出的熱量來定義的，因此在書寫中和熱 的熱化學方程式時，就以生產(chǎn)1mol H2O為標準來配平其余物質(zhì)的化學計 量數(shù)。如表示稀NaOHffi稀硫酸的中和反應的熱化學方程式：_11-1NaOH（aq）+1H2SO4（aq）=1Na2SO4（aq） +H2OQ） AH=-57.3KJ . mol4）中和反應的實質(zhì)是H+和

7、OH化合生成H20,若反應過程中有其他物質(zhì)（如沉淀等）生成，這部分反應熱也不在中和熱內(nèi)。5）放出的熱量：57.3kJ/mol2、中和熱的測量：（1）儀器：量熱計。量熱計由內(nèi)、外兩個筒組成，外筒的外壁蓋有保溫層，蓋上有溫度計和攪拌器?；蛘撸捍鬅?00 mL）、小燒杯（100 mL）、溫度計、量筒（50 mL）兩個、 泡沫塑料或紙條、泡沫塑料板或硬紙板（中心有兩個小孔）、環(huán)形玻璃攪拌棒。試劑：0.50 mol/L 鹽酸、0.55 mol/L NaOH 溶液。（2）實驗原理：測定含x mol HCl的稀鹽酸與含x mol NaOH的稀NaOH液混 合后放出的熱量為Q kJ,則AH = -Q kJ

8、 . mol 1x（3）實驗步驟：1）在大燒杯底部墊泡沫塑料（或紙條），使放入的小燒杯杯口與大燒杯杯口相 平。然后再在大、小燒杯之間填滿碎泡沫塑料（或紙條），大燒杯上用泡沫塑料 板（或硬紙板）作蓋板，在板中間開兩個小孔，正好使溫度計和環(huán)形玻璃攪拌棒 通過，如下圖所示。|rI，環(huán)苴潮理曳和2）用一個量筒量取50 mL 0.50 mol/L鹽酸，倒入小燒杯中，并用溫度計測量鹽 酸的溫度，記入下表。然后把溫度計上的酸用水沖洗干凈。3）用另一個量筒量取 50 mL 0.55 mol/L NaOH 溶液，并用溫度計測量 NaOH溶 液的溫度，記入下表。4）把溫度計和環(huán)形玻璃攪拌棒放入小燒杯的鹽酸中，并把

9、量筒中的NaOH溶液一次倒入小燒杯（注意不要灑到外面）。用環(huán)形玻璃攪拌棒輕輕攪動溶液，并準 確讀取混合溶液的最高溫度，記為終止溫度，記入下表。5）重復實驗兩次，取測量所得數(shù)據(jù)的平均值作為計算依據(jù)。（4）常見問題：1）教材有注， 為了保證0.50mol L的鹽酸完全被中和，采用 0.55mol LNaOH 溶液，使堿稍稍過量”，那可不可以用0.50mol LNaOH與0.55mol LHCl,讓酸稍 稍過量呢？答案：不是 可以與不可以”而是 不宜”。原因是稀鹽酸比較穩(wěn)定，取 50mL、 0.50mol LHCl,它的物質(zhì)的量就是0.025mol ,而NaOH溶液極易吸收空氣中的 CO2,如果恰好

10、取50mL、0.50mol LNaOH,就很難保證有0.025molNaOH參與 反應去中和0.025mol的HCl02）為了確保NaOH稍稍過量，可不可以取體積稍稍過的 0.50mol LNaOH溶液呢？ 回答：可以的。比如 量取51mL（或52mL）0.50mol LNaOH溶液”。只是（m1+m2） 再不是100g,而是101g或102g。3）強酸與弱堿，強堿與弱酸的中和反應熱值如何估計？鑒于弱酸、弱堿在水溶液中只能部分電離，因此，當強酸與弱堿、強堿與弱 酸發(fā)生中和反應時同時還有弱堿和弱酸的不斷電離 （吸收熱量，即電離熱）。所以, 總的熱效應比強酸強堿中和時的熱效應值 （57.3KJ/m

11、ol）要小一些。4）測定酸堿中和熱為什么要用稀溶液？答：中和熱是酸堿在稀溶7中發(fā)生中和反應生成lmol水時所放出的熱量，為什么要指明在稀溶液中呢？因為如果在濃溶液中，即使是強酸或強堿，由于得不到足夠的水分子，因此 也不能完全電離為自由移動的離子。在中和反應過程中會伴隨著酸或堿的電離及 離子的水化，電離要吸收熱量，離子的水化要放出熱量，不同濃度時這個熱量就 不同，所以中和熱的值就不同，這樣就沒有一個統(tǒng)一標準了。5）為什么強酸強堿的中和熱是相同的？答：在稀溶液中，強酸和強堿完全電離，所以它們的反應就是 H+與OH-結 合成H2O的反應，每生成lmol水放出的熱量（中和熱）是相同的，均為 57. 3

12、 kJ/mol。6）為什么弱酸、弱堿參加的中和反應的中和熱小于57. 3 kJ/mol?答：弱酸、弱堿在水溶液中不能完全電離，存在著電離平衡。弱酸或弱堿參 與中和反應的同時，伴隨著電離，電離過程要吸收熱量，此熱量就要由H+與OH-結合成水分子放出的熱量來抵償，所以總的來說中和熱小于57. 3 kJ/mol。7）是什么原因使中和熱測定結果往往偏低？答：按照課本中所示裝置進行中和熱測定， 往往所測結果偏低，造成如此現(xiàn) 象的主要原因有：（1）儀器保溫性能差。課本中用大小燒杯間的碎紙片來隔熱保溫，其效果 當然不好，免不了熱量散失，所以結果偏低，這是主要原因；（2）實驗中忽略了小燒杯、溫度計所吸收的熱量

13、，因此也使結果偏低；（3）計算中假定溶液比熱容為4. 18 J/ （g-C）,密度為1g/cm3,實 際上這是水的比熱容和密度，酸堿溶液的比熱容、密度均較此數(shù)大，所以也使結 果偏低。8）為何說保溫效果差是造成中和熱測定值偏低的主要原因？答：實驗中溫度升高得不多，所以燒杯、玻璃棒吸收的熱量甚小，影響不大； 而酸、堿溶液是稀溶液，實際密度對比熱容與水相差甚微；所以此影響更微弱。學習學習-好資料更多精品文檔更多精品文檔因此說，結果偏低的主要原因是保溫性能差， 若能改進裝置，比如用保溫杯代替 燒杯，使保溫性能良好，就更能接近理論值。9）離子方程式H+OH-=H2O代表了酸堿中和反應的實質(zhì)，能否用此代表

14、所有 中和反應的離子方程式？答：離子方程式書寫要求 將難電離或難溶的物質(zhì)以及氣體等用化學式表 示”，所以弱酸、弱堿參與中和反應時應以分子的形式保留。例如，醋酸和氫氧 化鈉的離子方程式就應當寫為：HAC+OH-=Ac-+H2O只有可溶性強酸強堿的離子方程式才可能如此表示。10）為什么中和熱測定中要用稍過量的堿？能不能用過量的酸？答：這是為了保證堿（或酸）能夠完全被中和。 H+與OH-相互接觸碰撞才 能發(fā)生反應，如果用等量的酸、堿，隨著反應的進行， H+與OH-相互碰撞接觸 的機會越來越少，越來越困難，可能有一部分 H+與OH-就不能反應，而在一種 微粒過量的情況下，則大大增加了另一種微粒完全反應

15、的機會。 不能用過量的酸， 因為堿中含有雜質(zhì)碳酸鈉，酸過量就會有酸與碳酸鹽反應導致中和熱測定不準.11）為什么要用環(huán)形玻璃棒攪拌？若用鐵絲取代環(huán)行玻璃棒會不會有影響？答 為了使反應充分.若用鐵絲取代環(huán)行玻璃棒會使鐵與酸反應放出熱量而 且鐵絲傳熱快，使測量值偏低。3、蓋斯定律 內(nèi)容：化學反應的反應熱只與反應的始態(tài)（各反應物）和終態(tài)（各生成物） 有關，而與具體反應進行的途徑無關，如果一個反應可以分幾步進行，則各分步 反應的反應熱之和與該反應一步完成的反應熱是相同的。三、能源的充分利用1、標準燃燒熱和熱值（1）標準燃燒熱概念：在101 kPa時，1 mol物質(zhì)完全燃燒生成穩(wěn)定的化合物 時所放出的熱量

16、。燃燒熱的單位用 kJ/mol表示。注意以下幾點：研究條件：101 kPa反應程度：完全燃燒，產(chǎn)物是穩(wěn)定的氧化物。燃燒物的物質(zhì)的量：1 mol研究內(nèi)容：放出的熱量。（AH 正極：Ag2O+2e +H2O = 2Ag +2OH總反應式：Zn+A&O+H2O=Zn（OH + 2Ag3、二次電池1）概念：放電后可以再充電使活性物質(zhì)（電極、電解質(zhì)溶液）獲得再生，可以 多次重復使用，又叫充電電池或蓄電池。2）常見二次電池：鉛蓄電池、銀鋅電池、鎘鍥電池、氫鍥電池、鋰離子電池、 聚合物鋰離子電池3）電極反應：放電反應為原電池反應，電極反應式為：負極（鉛）：Pb+負極（鉛）：Pb+2e- = PbSQ ；正極

17、（氧化鉛）：PbO2+4H正極（氧化鉛）：PbO2+4H+ 2e = PbSQ J +2H2O總反應式：Pb+ PbO2+2總反應式：Pb+ PbO2+2+ 4H+=2PbSOU + 2H2O充電反應為上述反應的逆反應，電極反應式為:陽極（失去電子）：PbSQ +2H2O2e-= Pb6+4H+陰極（得到電子）：PbSO + 2e- = Pb+兩式可以寫成一個可逆反應： Pb+PbO2+2H2SO4U魔燦2PbSO4+2H2O4、燃料電池（1）概念：燃料電池是使燃料與氧化劑反應直接產(chǎn)生電流的一種原電池，所以 燃料電池也是化學電源。它與其它電池不同，它不是把還原劑、氧化劑物質(zhì)全部貯存在電池內(nèi)，而

18、是 在工作時，不斷地從外界輸入，同時把電極反應產(chǎn)物不斷排出電池。 燃料電池的 正極和負極都用多孔炭和多孔鍥、鋁、鐵等制成。從負極連續(xù)通入氫氣、煤氣、 發(fā)生爐煤氣、水煤氣、甲烷等氣體；從正極連續(xù)通入氧氣或空氣。電解液可以用 堿（如氫氧化鈉或氫氧化鉀等把兩個電極隔開?；瘜W反應的最終產(chǎn)物和燃燒時的 產(chǎn)物相同。燃料電池的特點是能量利用率高，設備輕便，減輕污染，能量轉(zhuǎn)換率 可達70犯上。（2）電極反應：一般燃料電池發(fā)生的電化學反應的最終產(chǎn)物與燃燒產(chǎn)物相同， 可根據(jù)燃燒反應寫出總的電池反應，但不注明反應的條件。負極發(fā)生氧化反應， 正極發(fā)生還原反應，不過要注意 一般電解質(zhì)溶液要參與電極反應。以氫氧燃料電池為

19、例，鉗為正、負極，介質(zhì)分為酸性、堿性和中性：當電解質(zhì)溶液呈酸性時：負極：2H 4e- =4H +正極：O 2+4 e-4H+ =2H2O當電解質(zhì)溶液呈堿性時：負極：2H+ 4OH- 4e=4H2O 正極：O 2 + 2H2O+4 e-= 40H當電解質(zhì)溶液呈中性：正極：O2 + 2H2O + 4e- = 4OH-（這個和金屬的吸氧腐蝕是一樣的）負極：2H2 - 4e- = 4H+（3）燃料電池的優(yōu)點：能量轉(zhuǎn)換率高、廢棄物少、運行噪音低5、海水電池：該電池以海水為電解質(zhì)溶液，靠空氣中的氧氣使鋁不斷氧化而產(chǎn)生電流 負極材料是鋁，正極材料可以用石墨。電極反應式為：負極反應：Al3 e -= Al3+

20、,正極反應：2HO+ Q+ 4 e -= 4OH。電池總反應式為：4Al + 3Q6HO= 4Al （OHB6、原電池正、負極的判斷：1）從電極材料：一般較活潑金屬為負極；或金屬為負極，非金屬為正極c2）從電子的流動方向：負極流入正極3）從電流方向：正極流入負極4）根據(jù)電解質(zhì)溶液內(nèi)離子的移動方向：陽離子流向正極，陰離子流向負極5）根據(jù)實驗現(xiàn)象：溶解的一極為負極；增重或有氣泡一極為正極6）根據(jù)電極反應：失電子發(fā)生氧化反應的為負極；得電子發(fā)生還原反應的為 正極。7、原電池電極反應的書寫方法：（1）負極反應式的書寫：1）負極材料本身被氧化：金屬電極失去電子生成的金屬陽離子不與電解質(zhì)溶液溶液反應：M-

21、ne-=Mn+金屬電極失去電子生成的金屬陽離子與電解質(zhì)溶液溶液反應： 將金屬失電 子的反應、金屬陽離子與電解質(zhì)溶液的反應疊加在一起。如鉛蓄電池的負極反應 式為：Pb -2e + SQ2-=PbSQ.2）若負極材料本身不參與反應：如燃料電池，要將燃料失電子的反應極其產(chǎn)物與電解質(zhì)溶液的反應疊加在一起寫。如氫氧燃料電池（KOH溶液為電解質(zhì)溶液）的負極反應式為：H2 -2e-+ 2OH- =2H2O（2）正極反應式的書寫： 負極金屬與電解質(zhì)溶液能發(fā)生反應：在正極上電解質(zhì)溶液中氧化性強的離子被還原。陽離子氧化性的強弱順序：Ag+AHgAFeTACiT（稀 HNO3 電離的 NO3-）H+ （指酸電離的）

22、Pt2+SrT F2+Zn2+Al3+Mg2+Na+ C/+K+如Zn、Cu稀H2SO組成的原電池：2即+ 2e - =H2 T如 Zn、Cu CuSO組成的原電池：CU2+ + 2e-=Cu如 Fe、Cu 稀 HNO組成的原電池：N（O-+4Hh+3e-=N（l +2H2O負極金屬與電解質(zhì)溶液不發(fā)生反應：在正極上被還原的物質(zhì)一般是溶解 在電解質(zhì)溶液中的Q.如鐵、銅、氫氧化鈉溶液組成的原電池：O2 + 4e - +2H2O =4OH（3）原電池的總反應式一般把正極和負極反應式相加而得。（4）特殊情況：下列情況并不是較活潑金屬做負極：Mg、Al、稀HSO組成的原電池：負極（Al）反應：2Al-6

23、e-+ 8OH-= 2AlO2- + 4H 2O正極（Mg 反應：6H+ + 6e-=3H2TFe （或Al）、Cu濃HNO3&成的原電池：負極（Cu）反應：Cu - 2e- = Cu2+正極（Fe 或 Al）反應：2NO3-+ 4H+ + 2e- =2NQ t + 2H?OMg、Al、NaOH液組成的原電池：由于Mg與NaOH液不反應，而Al能與NaOH液反應，故Al為負極, Mg為正極。負極（Al）反應：2Al 6e + 80H=2AlQ-+4HO正極（Mg 反應：6H+6e=3H4總反應式：2Al + 2OH + 4H2O=2AlO-+ 3HJ備注：類似的還有Zn也與NaOH&反應，Si

24、、S、P等也會與NaO應應，所以如果Mg Zn、NaOHfi成的原電池，Zn是負極；Si、Fe、NaOFfi成的 原電池，Si是負極。甲乙例：有甲、乙兩位學生均想利用原電池反應檢測金 屬的活動性順序，兩人均使用鎂片和鋁片作電極，但 甲同學將電極放入6 mol/L的H2SO給液中，乙同學 將電極放入6 mol/L的NaOH液中，如右圖所示。 下列關于電極的判斷正確的是() A.甲中鎂作負極，乙中鎂作負極 B.甲中鎂作負極，乙中鋁作負極 C.甲中鋁作正極，乙中鋁作正極 D.甲中鎂作正極，乙中鋁作正極甲乙解析：選B。甲中在酸性溶液中金屬鎂較金屬鋁容易失去電子，所以甲中金屬鎂 作為原電池的負極；而乙中

25、在堿性溶液中金屬鋁較金屬鎂更容易失去電子，所以乙中金屬鋁作為原電池的負極。8、如何設計化學電池：例如：以2FeCl3+Cu=2FeCl4 CuCl2為依據(jù)，設計一個原電池。(1)將氧化還原反應拆成氧化反應和還原反應兩個半反應， 分別作原電池的負極 和正極的電極反應式：負極： Cu 2e =Cu2正極：2Fe3+ + 2e=2Fe2+(2)確定電極材料如發(fā)生氧化反應的物質(zhì)為金屬單質(zhì)，可用該金屬直接作負極；如為氣體(如H2)或溶液中的還原性離子，可用惰性電極(如Pt、碳棒)作負極。發(fā)生還原反應的電極材料必須不如負極材料活潑。本例中可用銅棒作負極，用鉆絲或碳棒作正極。(3)確定電解質(zhì)溶液一般選用反應

26、物中的電解質(zhì)溶液即可。如本例中可用FeCl3溶液作電解液。構成閉合電路。特別提醒：設計原電池時，若氧化還原方程式中無明確的電解質(zhì)溶液，可用水作電解質(zhì)，但為了增強其導電性，通常加入強堿或一般的強酸。如燃料電池，水中 一般要力口入KOHE H2SO49、常見原電池方程式：Cu-H2SO4-Zn 原電池正極：2H+ + 2e- - H2T負極： Zn - 2e- - Zn2+總反應式： Zn + 2H+ = Zn2+ + H2TCu-FeCl3C 原電池正極： 2Fe3+ + 2e- - 2Fe2+負極：Cu - 2e- - Cu2+總反應式： 2Fe3+ + Cu = 2Fe2+ + Cu2+(3

27、)鋼鐵在潮濕的空氣中發(fā)生吸氧腐蝕正極：O2 + 2H2O + 4e- - 4OH -負極：2Fe - 4e- - 2Fe2+總反應式：2Fe + O2 + 2H2O = 2Fe (OH)2(4)氫氧燃料電池(中性介質(zhì))正極：O2 + 2H2O + 4e- f 4OH -負極：2H2 - 4e- - 4H+總反應式：2H2 + O2 = 2H2O(5)氫氧燃料電池(酸性介質(zhì))正極：O2 + 4H+ + 4e- - 2H2O負極：2H2 - 4e一 4H+總反應式：2H2 + O2 = 2H2O(6)氫氧燃料電池(堿性介質(zhì))正極：O2 + 2H2O + 4e- f 4OH -負極：2H2 - 4e

28、- + 4OH- - 4H2O總反應式：2H2 + O2 = 2H2O(7)鉛蓄電池(放電)正極(PbO2) : PbO2 + 2e- + SO42- + 4H+ - PbSO4 + 2H2 O負極(Pb) : Pb- 2e-+ (SO4)2- f PbSO4總反應式：Pb+PbO2+4H+ 2(SO4)2- = 2PbSO4 + 2H2OAl NaOH-Mg 原電池正極：6H2O + 6e- - 3H2T + 6OH -負極：2Al - 6e- + 8OH- - 2A1O2 - + 4H2O總反應式：2A1+2OH-+2H2O=2AlO2-+ 3H2TCH4燃料電池(堿性介質(zhì))正極：2O2

29、+ 4H2O + 8e- f 8OH -負極：CH4 -8e- + 10OH- - (CO3)2 - + 7H2O總反應式：CH4 + 2O2 + 2OH- = (CO3)2- + 3H2O(10)熔融碳酸鹽燃料電池(Li2CO3和Na2CO3熔融鹽作電解液， CO作燃料)：正極：O2 + 2CO2 + 4e- - 2(CO3)2 -(持續(xù)補充 CO2 氣體)負極：2CO + 2(CO3)2- - 4e- - 4CO2總反應式：2CO + O2 = 2CO2(11)銀鋅紐扣電池(堿性介質(zhì))正極(Ag2O) : Ag2O + H2O + 2e - 2Ag + 2OH -負極(Zn) : Zn +

30、 2OH- -2e- - ZnO + H2O總反應式：Zn + Ag2O = ZnO + 2Ag三、電解池1、電解原理（1）電解概念：電流（外加直流電）通過電解質(zhì)溶液而在陰陽兩極引起氧化還原 反應（被動的不是自發(fā)的）的過程叫點解。點解過程吧電腦轉(zhuǎn)化為化學能。電解池：1）定義：把電能轉(zhuǎn)化為化學能的裝置，也叫電解槽2）電解池的組成條件：A.與電源相連的兩個電極；B.兩個電極插入電解質(zhì)溶液（或熔融的電解質(zhì)）中；C.形成閉合電路。3）放電：當離子到達電極時，失去或獲得電子，發(fā)生氧化還原反應的過程4）電子流向：（電源）負極一（電解池）陰極一（離子定向運動）電解質(zhì)溶液一（電解池）陽極一（電源）正極5）電極

31、名稱及反應：陽極：與直流電源的正極 相連的電極、發(fā)生 氧化 反應陰極：與直流電源的負極 相連的電極、發(fā)生 還原 反應隋性電極一一只導電,不參與氧化還原反應（C/Pt/Au）活性電極一一既導電又參與氧化還原反應（Cu/Ag）6）工作原理：點解的過程是（前提是陽極為惰性電極）電解質(zhì)溶液（或熔融電解質(zhì)）中 的陰、陽離子在電流的作用下發(fā)生定向移動， 在陽極和陰極分別被氧化和被還原 生成新物質(zhì)的過程。7）電解CuC2溶液的電極反應：陽極：2C-2e-=C2 （氧化）陰極：Cif+2e-=Cu（S 原）總反應式：CuC2 =Cu+C2 T（3）電解時電極產(chǎn)物的判斷：1）陽極產(chǎn)物的判斷：A.陽極是活性電極：

32、陽極是金屬活動順序表中Ag或Ag前面的金屬，則電極本身失去電子, 電極溶解。B.陽極是惰性電極（Pt、Au、石墨）：陽極是惰性電極，則是電解質(zhì)溶液中的 陰離子失去電子，陽極產(chǎn)物要根據(jù)陰離子放電順序來判斷：S2-Br-C-OHNC3-SO2-（等含氧酸根離子）F-（SQ27MnO 4OH）陽極（陰離子放電）無氧酸根 0H - 含氧酸根陰極（陽離子放電）不活潰金屬陽離子 活潑金屬陽離子2）陰極產(chǎn)物的判斷：陰極本身不參與電極反應，陰極是電解質(zhì)溶液中的陽離子得到電子放電，陽離子放電順序為：Ag+Hg2+F3+Ci2+（稀 HNO3 電離的 NO3-）H+ （指酸電離的）Pb2+Sn2+Fe2+Zn2+

33、Al3+Mg2+Na+C/+K+（4）電解中電極附近溶液pH值的變化：1）電極區(qū)域 A .陰極放電產(chǎn)生H,陰極區(qū)域pH變大。B .陽極OHB電產(chǎn)生Q,陽極區(qū)域pH變小。2）電解質(zhì)溶液中：A .電解過程中,既產(chǎn)生H2,又產(chǎn)生O2,則原溶液呈酸性的pH變小，原溶液呈堿 性的pH變大，原溶液呈中性的pH不變（濃度變大）。B .電解過程中,無H和O產(chǎn)生，pH幾乎不變。但象CuC2變大C.電解過程中,只產(chǎn)生H2, pH變大。D.電解過程中，只產(chǎn)生O, pH變小。（5）惰性電極電解電解質(zhì)水溶液的規(guī)律電解質(zhì)分類：1）電解水型：含氧酸（H2S。、HNQ等），強堿（NaOH KOH等），活潑 金屬含氧酸鹽（Na

34、zSO、KNQ等）2）電解電解質(zhì)型：無氧酸（HCk HBr等，但HF除外），不活潑金屬的無氧酸鹽（CuC2等，氟化物除外）3）放氫生堿型：活潑金屬的無氧酸鹽（如NaCk KBr等，但氟化物除外）4）放氧生酸型：不活潑金屬的含氧酸鹽（如CuSO、AgNO等）舊實例電極反應電解 對象電解質(zhì) 濃度pH電解質(zhì)溶 液復原分解 電解 質(zhì)型HCl陰極：2H+2e-=H2 T陽極：2Cl- 2e=C12 T總反E： 2HC1電解）電斛）H2f+ Cl2 T電解 質(zhì)減小增大通HCl氣體CuC2陰極：Cu2+2e-=Cu陽極：2cl-2e-=C2 f總反應式：CuC2電斛、Cu+ C2 f小艾力口 CuCl2粉末

35、放 H2 生成 堿型NaCl陰極:2H+2e=H2 T陽極：2cl-2e=C2T總反應式：_ 由解_ _ 2NaCl+2H 2O 2NaOH+H 2 + Cl2 T電解 質(zhì)和 水生成新 電解質(zhì)增大通HCl氣體放氧 生酸 型CuSQ陰極:2 Cu2+4e=2Cu陽極:4OH - 4e =2H2O+Q T總反E:2CuSO+2H2O2Cu+HSQ+ 02 T電解 質(zhì)和 水生成新 電解質(zhì)減小氧化銅電解 水型NaOH陰極:4H+4e-=2H2 T陽極：4OH- - 4e-=2H2O+O2 T息反應式：由解2H2O - -2H2f + 02T水增大增大水H2SQ減小Na2SO4/、變2、電解原理的應用（

36、1）電解飽和食鹽水以制造燒堿、氯氣和氫氣（氯堿工業(yè)）電極反應見上表。（2）電鍍：應用電解原理在某些金屬表面鍍上一薄層其他金屬或合金的方法1）電極、電解質(zhì)溶液的選擇：陽極：鍍層金屬，失去電子，成為離子進入溶液M- ne = Mn+陰極：待鍍金屬（鍍件）：溶液中的金屬離子得到電子，成為金屬原子，附著在金屬表面：M n+ + ne = M電解質(zhì)溶液：含有鍍層金屬離子的溶液做電鍍液2）鍍銅反應原理：陽極（純銅）：Cu-2e=Cu+,陰極（鍍件）：Ci2+2e-=Cu,電解液：可溶性銅鹽溶液，如 CuSO溶液3）銅的精煉陽極：粗銅；陰極：純銅； 電解質(zhì)溶液：硫酸銅電冶金1）、電冶金：使礦石中的 金屬陽離

37、子 獲得電子、從它們的化合物中還原出 來用于冶煉活潑金屬，如鉀、鈉、鎂、鈣、鋁2）、電解熔融氯化鈉：通電前，氯化鈉高溫下熔融：NaCl = Na+ C通直流電后：陽極：2Na+ + 21=2Na陰極：2Cl - 2e = C2 T總反應式：2NaCl（熔融）2Na+Cl 2 2NaCl（熔融）-2Na+Cl 2 f（4）規(guī)律總結：原電池、電解池、電鍍池的判斷規(guī)律1）若無外接電源，又具備組成原電池的三個條件。有活潑性不同的兩個電 極；兩極用導線互相連接成直接插入連通的電解質(zhì)溶液里；較活潑金屬 與電解質(zhì)溶液能發(fā)生氧化還原反應（有時是與水電離產(chǎn)生的H+作用），只要同時具備這三個條件即為原電池。2）若

38、有外接電源，兩極插入電解質(zhì)溶液中，則可能是電解池或電鍍池；當陰 極為金屬，陽極亦為金屬且與電解質(zhì)溶液中的金屬離子屬同種元素時，則為 電鍍池。（）若多個單池相互串聯(lián)，又有外接電源時，則與電源相連接的裝置為電解 池成電鍍池。若無外接電源時，先選較活潑金屬電極為原電池的負極（電子 輸出極），有關裝置為原電池，其余為電鍍池或電解池。原電池，電解池，電鍍池的比較類別原電池電解池電鍍池裝置備 刖 HiSG匚KT%,匕cosaa定義將化學能轉(zhuǎn)變成電能將電能轉(zhuǎn)變成化學能的裝置應用電解原理在某些金屬（裝置特點）的裝置無外接電源有外接電源表面鍍上一側(cè)層其他金屬 有外接電源反應特征自發(fā)反應非自發(fā)反應非自發(fā)反應裝置特

39、征無電源，兩級材料不 同后電源，兩級材料叫句可不 同后電源形成條件活動性小同的兩極 電解質(zhì)溶液 形成閉合回路兩電極連接直流電源 兩電極插入電解質(zhì)溶液 形成閉合回路1鍍層金屬接電源正極，待 鍍金屬接負極；2電鍍液必 須含有鍍層金屬的離子電極名稱負極：較活潑金屬 正極：較/、活潑金屬（能導電非金屬）陽極：與電源正極相連陰極：與電源負極相連名稱同電解，但有限制條件 陽極：必須是鍍層金屬 陰極：鍍件電極反應負極：氧化反應，金 屬失去電子正極：還原反應，溶 液中的陽離子得電子 或者氧氣得電子（吸 氧腐蝕）陽極：氧化反應，溶液中的 陰離子失去電子，或電極金 屬失電子陰極：還原反應，溶液中的 陽離了得到電子

40、陽極：金屬電極失去電子陰極：電鍍液中陽離子得到 電子電子流向負極一正極電源負極一陰極 電源正極一陽極同電解池溶液中帶電粒 子的移動陽離子向正極移動 陰離子向負極移動陽離子向陰極移動 陰離子向陽極移動同電解池聯(lián)系在兩極上都發(fā)生氧化反應和還原反應原電池與電解池的極的得失電子聯(lián)系圖：陽極（失）e- 正極（得） e- 負極（失） e- 陰極（得） 第三單元金屬的腐蝕和防護一、金屬的電化學腐蝕1、概念：金屬腐蝕是指金屬或合金與周圍環(huán)境中的物質(zhì)發(fā)生化學反應而腐蝕損 耗的現(xiàn)象。本質(zhì)：都是金屬原子 失去 電子而被氧化生成金屬陽離子的過程 2、金屬腐蝕的類型：電化學腐蝕化學腐蝕定義不純的金屬或合金發(fā)生原電池反

41、應，使較活潑的金屬失去電子被 氧化而引起的腐蝕。金屬與其他物質(zhì)直接接觸發(fā)生氧化還 原而引起的腐蝕條件不純金屬或合金與電解質(zhì)溶液接 觸金屬與非電解質(zhì)直接接觸現(xiàn)象有微弱的電流產(chǎn)生無電流產(chǎn)生本質(zhì)較活潑的金屬被氧化的過程金屬被氧化的過程實例鋼鐵在潮濕的空氣中被腐蝕金屬與C2、。2等物質(zhì)直接反應關系化學腐蝕與電化腐蝕往往同時發(fā)生，但也化腐蝕更加普遍，危害更嚴重3、鋼鐵電化學腐蝕的分類：(1)析氫腐蝕腐蝕過程中不斷有氫氣放出條件：潮濕空氣中形成的水膜，酸性較強(水膜中溶解有CQ、SC2、H2s等氣 體)電極反應：負極:Fe - 2e- = Fe+正極：2H+ 2e-= H2 T總式：Fe + 2H+ =

42、Fe2+ H2 T(2)吸氧腐蝕一一反應過程吸收氧氣條件：中性或堿性或弱酸性溶液電極反應：負極：2Fe -4e- = 2Fe+正極：C2+4e- +2H2O = 4OH總式：2Fe + C +2H2C =2 Fe(。吟離子方程式：Fe2+ + 2CH = Fe(CH2生成的Fe(CH2被空氣中的。2氧化，生成Fe(CH3 :Fe(CH2 + C2 + 2H2C = 4Fe(CH)Fe(CH3脫去一部分水就生成Fe2C3 x H2C (鐵銹主要成分)規(guī)律總結：金屬腐蝕快慢的規(guī)律：在同一電解質(zhì)溶液中，金屬腐蝕的快慢規(guī)律如下：電解原理引起的腐蝕原電池原理引起的腐蝕化學腐蝕有防腐措施的腐蝕防腐措施由好

43、到壞的順序如下：外接電源的陰極保護法犧牲負極的正極保護法有一般防腐條件的腐蝕無防腐條件的腐蝕二、金屬的電化學防護1、利用原電池原理進行金屬的電化學防護(1)、犧牲陽極的陰極保護法原理：原電池反應中，負極被腐蝕，正極不變化應用：在被保護的鋼鐵設備上裝上若干鋅塊，腐蝕鋅塊保護鋼鐵設備負極：鋅塊被腐蝕；正極：鋼鐵設備被保護(2)、外加電流的陰極保護法原理：通電，使鋼鐵設備上積累大量電子，使金屬原電池反應產(chǎn)生的電 流不能輸送，從而防止金屬被腐蝕應用：把被保護的鋼鐵設備作為陰極，惰性電極作為輔助陽極，均存在 于電解質(zhì)溶液中，接上外加直流電源。通電后電子大量在鋼鐵設備上積累， 抑制了鋼鐵失去電子的反應。2

44、、改變金屬結構：把金屬制成防腐的合金3、把金屬與腐蝕性試劑隔開：電鍍、油漆、涂油脂、表面鈍化等專題2化學反應速率和化學平衡第一單元化學反應速率一、化學反應速率的表示方法1、化學反應速率(v)(1)定義：用來衡量化學反應的快慢，單位時間內(nèi)反應物或生成物的物質(zhì)的 量的變化量。(2)表示方法：單位時間內(nèi)反應物濃度的減少或生成物濃度的增加來表示(3) 計算公式：v=Ac/At (v:平均速率，Ac：濃度變化，At:時間)單位：mol/ (Ls) 或 mol/ (L min) 或 mol/ (L h)2、有關化學反應速率注意以下幾個問題：物質(zhì)濃度常采用物質(zhì)的量濃度，以 mol/L為單位?；瘜W反應速率可用

45、反應體系中某一種反應物或生成物濃度的變化來表示，一般是以最容易測定的一種物質(zhì)表示之，且應標明是什么物質(zhì)的反應速率。一般說在反應過程中都不是等速進行的，因此某一時間內(nèi)的反應速率實際 上是這一段時間內(nèi)的平均速率，而不是在某一時刻的瞬時速率。化學反應速率都為正值，沒有負值。用化學反應速率來比較不同反應進行得快慢或同一反應在不同條件下反 應的快慢時，應選擇同一物質(zhì)來比較。對于有純液體或固體參加的反應一般不用純液體或固體的濃度變化表示化學反應速率。3、用不同物質(zhì)表示的同一反應的反應速率的關系：用不同的物質(zhì)表示同一反應的反應速率時其數(shù)值可能不同，但表達的意義是相同的，各物質(zhì)表示的反應速率的數(shù)值有相互關系，

46、 彼此可以根據(jù)化學方程式中 的各化學計量數(shù)進行換算：Va _Vb _Vc _Vd對于反應 mA(g)+nB(g) =pc(g)+qD(g)來說，則有 m n p q 即各物質(zhì)的反應速率之比等于方程式中的系數(shù)比：v(A): v(B): v(C): v(D)= m : n : p : q = c( A): c(B): c(C): c(D)= ：n(A): . ：n(B): ：n(C): ：n(D)二、影響化學反應速率的因素1、分子間的有效碰撞(1)化學反應的過程：是反應物分子中的原子重新組合成生成物分子的過程， 即反應物分子(或離子)間的化學鍵斷裂、生成物分子中化學鍵形成的過程。(2)發(fā)生化學反應

47、的先決條件：反應物分子(或離子)間的相互碰撞。但并不 是所有反應物分子間的每次碰撞都發(fā)生化學反應。(3)有效碰撞理論：能夠發(fā)生化學反應的碰撞。是發(fā)生化學反應的充分條件。(4)活化分子：能夠發(fā)生有效碰撞的分子?；罨肿幽芰扛?。(5)活化能：活化分子多出的那部分能量(或普通分子轉(zhuǎn)化成活化分子所需的 最低能量)。(6)活化能與化學反應關系： 在一定條件下，活化分子所占的百分數(shù)是固定不 變的?；罨肿拥陌俜謹?shù)越大，單位體積內(nèi)活化分子數(shù)就越多， 單位時間內(nèi)有效 碰撞的次數(shù)就越多，化學反應速率就越快。般來說，活化能低，反應速率快。2、影響化學反應速率的因素：（1）決定因素（內(nèi)因）：反應物的性質(zhì)（決定因素）

48、（2）條件因素（外因）：反應所處的條件：濃度、壓強、溫度、催化劑、固體 顆粒大小等。外因?qū)瘜W反應速率影響的變化規(guī)律條件變化活化分子的量的變化V變 化反應物 的濃度增大單住體積里總數(shù)目增多，百分數(shù)不變增大減小單住體積里總數(shù)目減少，百分數(shù)不克減小氣體反 應物的 壓強增大單住體積里總數(shù)目增多，百分戮不克增大減小單住體積里總數(shù)目戌少,百分教不變減小反應物 的溫度升高百分數(shù)增大，羊住體積里建數(shù)目增多增大降低百分數(shù)或少，單住體積里送數(shù)目或少減小反反朝 的催化 荊使冏百分數(shù)劇增，單住體積里總致日劇增刷增1st去百分效刷成，單住體積里總數(shù)目則減劇減其他光，電磁波、越聲波F固體反應物酸粒 的大小，溶劑等有影

49、響 濃度對化學反應速率的影響：本質(zhì)原因：反應物濃度增大，單位體積內(nèi)活化分子數(shù)增多，有效碰撞的頻率 增加，反應速率增大。1）在其他條件不變時，增大反應物濃度，可以增大反應速率；減小反應物 的濃度，可以減小化學反應的速率。2）此規(guī)律只適用于氣體或溶液的反應，對于純固體或液體的反應物，一般 情況下其濃度是常數(shù)，因此改變它們的量一般不會改變化學反應速率。3） 一股來說，固體反應物表面積越大，反應速率越大，固體反應物表面積 越小，反應速率越小。4）隨著化學反應的進行，反應物的濃度會逐漸減小，因此一股反應速率也 會逐漸減小。5）用有效碰撞理論解釋濃度對反應速率的影響：在其他條件不變時，對某一反應來說，活化

50、分子在反應物分子中所占的 百分數(shù)是一定的，因此，單位體積內(nèi)活化分子的數(shù)目與反應物濃度成正比。 增大濃度，單位體積內(nèi)的活化分子數(shù)目最多，單位時間內(nèi)的有效碰撞次數(shù)最 多，化學反應速率增大。 壓強對反應速率的影響：規(guī)律：對于氣體反應來說，其它條件不變時，有氣體參加的反應中， 增大 壓強，反應速率加快；減小壓強，反應速率減慢。恒溫時：壓強增大一體積縮小一濃度增大一單位體積內(nèi) n活T 一有效碰撞T 一反應速率加快包容時：A充入氣體反應物一反應物濃度增大一總壓增大一反應速率增大；B、沖入“惰性氣體”(如Ha N2等)一引起總壓增大，但各反應物 的分壓不變，各物質(zhì)的濃度不變一反應速率不變恒壓時：沖入“惰性氣

51、體”(如He等)一引起體積增大， 一各反應物濃度減少一反應速率減慢。用有效碰撞理論解釋：對于有氣體參加的反應，當溫度一定時，活化分子在反應物分子中所占的百分數(shù)一定。增大壓強，即縮小體積， 單位體積內(nèi)的活化分子數(shù)增多，活 化分子碰撞幾率增多，反應速率加快。溫度對反應速率的影響：規(guī)律：其他條件不變，溫度升高，反應速率加快備注：A、溫度對反應速率影響的規(guī)律，對吸熱反應，放熱反應都適用。B 、反應若是可逆反應，升高溫度，正、逆反應速率都加快，降低溫度，正、逆反應速率都減小。用有效碰撞理論解釋：在濃度一定時，升高溫度，反應物分子的能量增加，使一部分原來能量 較低的分子變成活化分子，增大了活化分子的百分數(shù)

52、，使有效碰撞次數(shù) 增多，反應速率加大。止匕外，溫度升高會使分子的運動速率加快，單位 時間內(nèi)的碰撞次數(shù)增加，也會加快反應速率，但前者是主要原因。催化劑對反應速率的影響：規(guī)律：加入催化劑可以加快反應的速率用有效碰撞理論解釋：使用催化劑，能夠降低反應所需的能量，這樣會使更多的反應物的分子 成為活化分子，大大增加單位體積內(nèi)反應物分子中活化分子所占的百分數(shù)。A凡是能改變反應速率而自身在化學變化前后化學性質(zhì)和質(zhì)量沒有發(fā)生變化的物質(zhì)叫催化劑。能加快反應速率的稱為正催化劑;減慢反應速率的稱為負催化劑，如果沒有特別說明均指正催化齊I。使用催化劑同等程度的增大(減慢)正逆反應速率，從而改變反應到達平衡所需時間。催

53、化劑不能改變反應物和生成物的量， 也不能使本來不會發(fā)生的反應變?yōu)榭赡?。D催化劑有一定的選擇性和活化溫度，在一定的溫度范圍內(nèi)，催化活性最好。酶是一種特殊的、具有催化活性的生物催化劑，具有高效性、選擇性及特殊的溫度效應。其他影響因素：其他如光照、反應物固體的顆粒大小、電磁波、超聲波、溶劑的性質(zhì)、 電化學原理等，也會對化學反應的速率產(chǎn)生影響。第二單元 化學反應的方向和限度一、化學反應的方向：1、自發(fā)過程：在一定條件下，不需要外接幫助就能自動進行的過程。特點：體系趨向于從高能狀態(tài)轉(zhuǎn)變?yōu)榈湍軤顟B(tài)。在密閉條件下，體系有從有 序自發(fā)轉(zhuǎn)變?yōu)闊o序的傾向。自發(fā)反應：在一定溫度好壓強下，無需外界幫助就能自動進行的反

54、應，稱為 自發(fā)反應。2、化學反應進行方向的判據(jù)：(1)能量判據(jù)(哈判據(jù))絕大多數(shù)放熱反應( H S(l) S(s)嫡變：反應前后體系嫡的變化叫該反應的嫡變，符號為 So若發(fā)生反應 后體系的混亂程度增大，則該過程的 S 0.嫡變與化學反應自發(fā)性關系：化學反應的 S越大，越有利于反應自發(fā)進 行。(3)復合判據(jù)： 在恒溫、恒壓時：當4H0時，反應可自發(fā)進行；當4H 0, AS0時，反應不能自發(fā)進行；當aH0, AS0, AS0時，反應在較高溫度下可自發(fā)進行；備注：反應的自發(fā)性只能用于判斷反應的方向，不能確定反應十分一定會 發(fā)生或反應發(fā)生的速率。二、化學平衡狀態(tài)1、可逆反應：（1）定義：在同一條件下，

55、既能向正方向進行，又能向逆方向進行的反應稱為 可逆反應。若一個反應是可逆反應，則反應物不可能完全轉(zhuǎn)化成生成物。（2）可逆反應的特點： 相同條件下，正反應和逆反應同時發(fā)生，同時進行；反應物、生成物共同存在； 可逆反應不能進行到底，反應有一定的限度； 化學方程式中不用“二=，而用“二二（3）可逆反應中濃度的變化期刊:A的起始濃度A的起始濃度-A的平衡濃度A的起始濃度100%對于一個從反應物開始的反應：反應開始時，反應物濃度最大，生成物濃度為0;反應進行中, 反應物濃度不斷減小，生成物濃度不斷增大；反應到一 定時間，反應物和生成物濃度都不再改變。（4）可逆反應中的反應速率變化情況：反應開始時：v正最

56、大，v逆=0;反應過程中：v正不斷減小，v逆不斷增大；到一定時間：丫正二v逆w0備注：丫正二v逆是針對反應中的一種物質(zhì)而言的。2、化學平衡狀態(tài)：正逆反應速率相（1）化學平衡狀態(tài)定義：一定條件下，當一個可逆反應進行到正逆反應速率相笠時，各組成成分濃度不再改變，達到表面上靜止的一種壬位，化學反應進行到最大限度，反應混合物就處于化學平衡狀態(tài)。（2）化學平衡的特征:逆（研究前提是可逆反應）等（同一物質(zhì)的正逆反應速率相等）動（動態(tài)平衡）定（反應混合物中各物質(zhì)的含量恒定：各物質(zhì)的物質(zhì)的量或物質(zhì)的量分數(shù) 恒定；各物質(zhì)的質(zhì)量或質(zhì)量分數(shù)恒定；如果是氣體物質(zhì)，則各氣體的體積或體積 分數(shù)恒定）變（條件（如溫度、壓強

57、、濃度等）改變，平衡發(fā)生變化）同（對某一可逆反應，在相同條件下，無論是從正反應開始，還是從逆反 應開始，或是從正、逆反應同時開始，只要建立平衡的條件相同，最終均能達到 同一平衡狀態(tài)，即化學平衡狀態(tài)的建立只與建立平衡的條件有關， 與建立平衡的 途徑無關，簡稱“等效平衡”）3、判斷平衡的依據(jù)判斷可逆反應達到平衡狀態(tài)的方法和依據(jù)例舉反應mA(g)+nB(g) y pC(g)+qD(g)混合物體系中 各成分的含量各物質(zhì)的物質(zhì)的量或各物質(zhì)的物質(zhì)的量的分數(shù)一定平衡各物質(zhì)的質(zhì)量或各物質(zhì)質(zhì)量分數(shù)一定平衡各氣體的體積或體積分數(shù)一定平衡總體積、總壓力、總物質(zhì)的量一不一定平衡正、逆反應 速率的關系在單位時間內(nèi)消耗了

58、m molA同時生成 m molA,即V(正尸V(逆)平衡在單位時間內(nèi)消耗了n molB同時消耗了 p molC,則V(正尸V(逆)平衡V(A):V(B):V(C):V(D)=m:n:p:q, V(正)不f Q V(逆)不一定平衡在單位時間內(nèi)生成n molB,同時消耗了 q molD ,因均指V(逆)不一定平衡壓強m+nw p+q時，總壓力 & (其他條件 允)平衡m+n=p+q時，總壓力冗(其他條件 &)不一定平衡混合氣體平均 相對分子質(zhì)量MrMr時，只有當 m+nwp+q時平衡Mr 元時，但 m+n=p+q時不一定平衡溫度任何反應都伴隨著能量變化，當體系溫度一定時(其他不變)平衡體系的密度

59、密度f不一定平衡其他對于有色物質(zhì)參加的反應，體系顏色不再變化平衡三、化學平衡常數(shù)1、定義：在一定溫度下，當一個反應達到化學平衡時，生成物濃度以化學計量 數(shù)為指數(shù)的幕的乘積與反應物濃度以化學計量數(shù)為指數(shù)的幕的乘積是一個常數(shù)。符號：K2、表達式：對于一般的可逆反應，mA (g) + nB (g) = pC (g) + qD (g)當在一定溫度下達到平衡時，K=(p(C) cq(D)/cm(A) cn(B)3、使用化學平衡常數(shù)K應注意的問題：(1)在平衡常數(shù)的表達式中，物質(zhì)的濃度必須是平衡濃度(固體、純液體的濃 度可看成為1)。(2) K只與溫度(T)有關，與反應物或生成物的濃度無關。(3)反應物或

60、生產(chǎn)物中有固體或純液體存在時，由于其濃度是固定不變的，可以看做是“1而不代入公式。(4)在稀溶液中進行的反應，水的濃度可視為定值，不出現(xiàn)中表達式中，但非 水溶液中的反應，如果反應物或生成物中有水，此時水的濃度不能看成常數(shù)。4、化學平衡常數(shù)K的應用：(1)化學平衡常數(shù)值的大小是可逆反應 進行程度的標志。K值越大，說明平衡 時生成物的濃度越大，它的正向反應進行的程度越大，即該反應進行得越 完全, 反應物轉(zhuǎn)化率越 高。反之，則相反。一般地，KX05時，該反應就進行得基本完(2)可以利用K值做標準，判斷正在進行的可逆反應是否平衡及不平衡時向何方進行建立平衡。Q:濃度商某時刻的Q= cp(C) - cq