高中化學(xué)新教材化學(xué)反應(yīng)原理知識(shí)點(diǎn)總結(jié)

第一章化學(xué)反應(yīng)與能量

化學(xué)反應(yīng)中的能量變化

（1）化學(xué)反應(yīng)的實(shí)質(zhì)：反應(yīng)物化學(xué)鍵斷裂和生成物化學(xué)鍵形成。其中舊鍵斷裂要吸收能量，新鍵形成會(huì)釋放能量。

（2）化學(xué)反應(yīng)的特征：既有物質(zhì)變化，又有能量變化。

（3）化學(xué)反應(yīng)中的能量轉(zhuǎn)化形式：熱能、光能和電能等，通常主要表現(xiàn)為熱能的變化。

一、焰變反應(yīng)熱

1.反應(yīng)熱：化學(xué)反應(yīng)過(guò)程中所放出或吸收的熱量，任何化學(xué)反應(yīng)都有反應(yīng)熱，因?yàn)槿魏位瘜W(xué)反應(yīng)都會(huì)存

在熱量變化，即要么吸熱要么放熱。反應(yīng)熱可以分為（燃燒熱、中和熱、溶解熱）

2.焰變（AH）的意義：在恒壓條件下進(jìn)行的化學(xué)反應(yīng)的熱效應(yīng).

符號(hào)：△H.單位：kj/mol,即：恒壓下：熔變=反應(yīng)熱，都可用AH表示，單位都是kj/mol。

3.產(chǎn)生原因：化學(xué)鍵斷裂一一吸熱化學(xué)鍵形成一一放熱

放出熱量的化學(xué)反應(yīng)。（放熱＞吸熱）4H為或4H＜0,表示的時(shí)候，"kj/mol”不能省略

吸收熱量的化學(xué)反應(yīng)。（吸熱＞放熱）AH為“+”或＞0,表示的時(shí)候"+”，"kj/mol”不能省略

放熱反應(yīng)和吸熱反應(yīng)判斷方法

①能量圖像

能量

生成物

生成物的

總能量

反應(yīng)物的

總能量

反應(yīng)過(guò)程反應(yīng)過(guò)程

左圖反應(yīng)物總能量大于產(chǎn)物總能量，為放熱反應(yīng)；

右圖為反應(yīng)物總能量低于產(chǎn)物總能量，為吸熱反應(yīng)

注意：a.圖中可以得知物質(zhì)的能量越高越不穩(wěn)定；b.一定是所有物質(zhì)的能量之和，而不是某一個(gè)物質(zhì)的能

量高于產(chǎn)物或者低于產(chǎn)物的能量

②通過(guò)鍵能的計(jì)算

也可以利用計(jì)算AH來(lái)判斷是吸熱還是放熱。

△H=生成物所具有的總能量-反應(yīng)物所具有的總能量=反應(yīng)物的總鍵能-生成物的總鍵能

（不建議大家死記硬背公式，應(yīng)當(dāng)理解反應(yīng)物斷鍵吸收的能量和產(chǎn)物成鍵時(shí)所放出的能量相對(duì)大小，如果斷鍵

吸收能量大于成鍵釋放能量則為吸熱反應(yīng)，如果成鍵釋放的能量大于斷鍵吸收的能量則為放熱反應(yīng)）

根據(jù)鍵能計(jì)算反應(yīng)熱的關(guān)鍵是正確找出反應(yīng)物和生成物所含共價(jià)鍵的數(shù)目，注意晶體結(jié)構(gòu)中化學(xué)鍵的情況。

常見(jiàn)物質(zhì)中的化學(xué)鍵數(shù)目

('().CHiP.Si()2金剛Ss

物質(zhì)石墨Si

(C=O)(C—H)(P—P)(Si—())石(S—S)

鍵數(shù)24641.5282

要求掌握氫氣和氯氣燃燒鍵能變化

物質(zhì)H-HCl—ClH-Cl

鍵能436kJ/mol243kJ/mol432kJ/mol

表中的數(shù)值表示斷開(kāi)或者形成Imol化學(xué)鍵時(shí)所吸收或者釋放的能量。

假想的中

間物質(zhì)

431kj/mol431kj/tnol

,能量

根據(jù)方程式:H2+C12=2HC1

△E股=436+243=679kJ

△E放=2X432=86妹J

△Ea-AE?a=864kJ-679kJ=185kJ

說(shuō)明是放熱反應(yīng)，則該反應(yīng)的△H=T85kJ/mol

③對(duì)常見(jiàn)的反應(yīng)進(jìn)行記憶

☆常見(jiàn)的放熱反應(yīng)：①所有的燃燒反應(yīng)②所有的酸堿中和反應(yīng)③大多數(shù)的化合反應(yīng)④自發(fā)氧化還原

反應(yīng)，如金屬與水或酸的反應(yīng)，食物腐敗等；⑤生石灰(氧化鈣)和水反應(yīng)⑥鋁熱反應(yīng)等

☆常見(jiàn)的吸熱反應(yīng)：①晶體Ba(OH)2-8H2O與NH4cl②大多數(shù)的分解反應(yīng)③條件一般是持續(xù)加熱或高

溫的反應(yīng)，如C和C02、C和H20(g)的反應(yīng)，以H?,CO,C為還原劑的熱還原法對(duì)金屬的冶煉。

溫馨警示(1)物質(zhì)的物理變化過(guò)程中，也會(huì)有能量的變化，但不屬于吸熱反應(yīng)或放熱反應(yīng)，在進(jìn)行反

應(yīng)熱的有關(guān)計(jì)算時(shí)，必須要考慮到物理變化時(shí)的熱效應(yīng)，如物質(zhì)的三態(tài)變化。同種物質(zhì)不同狀態(tài)時(shí)所具有的能

量：氣態(tài)〉液態(tài)〉固態(tài)

(2)物質(zhì)溶解一般鐵鹽溶解是吸熱現(xiàn)象，別的物質(zhì)溶于水是放熱。

(3)化學(xué)反應(yīng)是放熱還是吸熱與反應(yīng)發(fā)生的條件沒(méi)有必然聯(lián)系。如吸熱反應(yīng)NH4cl與Ba(OH)2在常溫常

壓下即可進(jìn)行，而很多放熱反應(yīng)需要在加熱的條件下才能進(jìn)行。

(4)能量與鍵能的關(guān)系：物質(zhì)具有的能量越低，物質(zhì)越穩(wěn)定，能量和鍵能成反比。

(5)常溫是指25,101.標(biāo)況是指0,101.

(6)比較AH時(shí)必須連同符號(hào)一起比較。

正確理解反應(yīng)過(guò)程、能量圖象

￡2：新鍵形成放出的能量或稱為逆反應(yīng)的活化能。

△H=EI—E2,為此反應(yīng)的焰變。

催化劑的作用：降低后、Ei,但不影響反應(yīng)放熱還是吸熱取決于起點(diǎn)(反應(yīng)物)和終點(diǎn)(生成物)能量的高低。

利用狀態(tài)，迅速比較反應(yīng)熱的大小

若反應(yīng)為放熱反應(yīng)

1.當(dāng)反應(yīng)物狀態(tài)相同，生成物狀態(tài)不同時(shí)，生成固體放熱最多，生成氣體放熱最少。

2.當(dāng)反應(yīng)物狀態(tài)不同，生成物狀態(tài)相同時(shí)，固體反應(yīng)放熱最少，氣體反應(yīng)放熱最多。

3.在比較反應(yīng)熱(AH)的大小時(shí)，應(yīng)帶符號(hào)比較。對(duì)于放熱反應(yīng)，放出的熱量越多，△〃反而越小。

二、熱化學(xué)方程式

1.概念

表示參加化學(xué)反應(yīng)的物質(zhì)的物質(zhì)的量和反應(yīng)熱的關(guān)系的化學(xué)方程式。

例如：在200°C、101kPa時(shí)，出與碘蒸氣作用生成2moiHI氣體時(shí)，放出14.9kJ熱量，其熱化學(xué)方程式為

200℃

H2(g)+h(g)io;kpa2HI(g)A"=—14.9kJmor'c

2.意義：表明了化學(xué)反應(yīng)中的物質(zhì)變化和能量變化。

1

如：2H2(g)+O2(g)=2H2O(l)A//=-571.6kJmol

表示：2mol氫氣和1mol氧氣反應(yīng)生成2mol液態(tài)水時(shí)放出571.6kJ的熱量。

3.書(shū)寫(xiě)化學(xué)方程式注意要點(diǎn)：

①熱化學(xué)方程式必須標(biāo)出能量變化，即反應(yīng)熱AH對(duì)應(yīng)的正負(fù)號(hào)都不能省。

②熱化學(xué)方程式中必須標(biāo)明反應(yīng)物和生成物的聚集狀態(tài)(s,l,g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(xué)反應(yīng)方程式不標(biāo)條件，除非題中特別指出反應(yīng)時(shí)的溫度和壓強(qiáng)。

④熱化學(xué)方程式中的化學(xué)計(jì)量數(shù)表示物質(zhì)的量，不表示個(gè)數(shù)和體積，可以是整數(shù)，也可以是分?jǐn)?shù)

⑤各物質(zhì)系數(shù)加倍，△!!加倍，即：AH和計(jì)量數(shù)成比例；反應(yīng)逆向進(jìn)行，AH改變符號(hào)，數(shù)值不變。

易錯(cuò)警示(1)對(duì)于同素異形體，除注明聚集狀態(tài)外，還要注明名稱。因?yàn)橥禺愋误w雖然構(gòu)成元素相同，但

屬于不同物質(zhì)，其本身具有的能量不同，所以反應(yīng)中的A"也不同。

(2)物質(zhì)本身具有的能量與物質(zhì)的聚集狀態(tài)有關(guān)。聚集狀態(tài)不同，反應(yīng)熱△〃的數(shù)值以及符號(hào)都可能不同。等量

的同一物質(zhì)，氣態(tài)時(shí)能量最大，其次為液態(tài)，最小的為固態(tài)。

(3)不論化學(xué)反應(yīng)是否可逆，熱化學(xué)方程式中的反應(yīng)熱△，表示反應(yīng)進(jìn)行到底(完全轉(zhuǎn)化)時(shí)的能量變化。如：2SO2(g)

-1

+O2(g)、、2SO3(g)△//=-197kJ-mol是指2molSO?(g)和1molCh(g)完全轉(zhuǎn)化為2molSCh(g)時(shí)放出的能

量。實(shí)際上投入2molS02(g)和1molC)2(g)不可能轉(zhuǎn)化為2molSO3(g),因此放的熱也沒(méi)有197kJ多。

判斷熱化學(xué)方程式正誤的“五審”

放熱反應(yīng)一定為“一吸熱反應(yīng)一定為“+”

單位一定為“kJ?mol7"，易錯(cuò)寫(xiě)成“mol”或

漏寫(xiě)

物質(zhì)的狀態(tài)必須正確，特別是溶液中的反應(yīng)

易寫(xiě)錯(cuò)

反應(yīng)熱的數(shù)值必須與方程式的化學(xué)計(jì)量數(shù)相

對(duì)應(yīng),即化學(xué)計(jì)量數(shù)與成正比。當(dāng)反應(yīng)

逆向進(jìn)行時(shí),其反應(yīng)熱與正反應(yīng)的反應(yīng)熱數(shù)

值相等，符號(hào)相反

如燃燒熱、中和熱的熱化學(xué)方程式

三、燃燒熱

(1)概念：在101kPa時(shí)，1mol純物質(zhì)完全燃燒生成穩(wěn)定氧化物時(shí)所放出的熱量，叫做該物質(zhì)的燃燒熱。單位

一般用kJ-mo「(或kJ/mol)表示。

注意：①壓強(qiáng)——101kPa。

②量——可燃物的物質(zhì)的量為1mole

③完全燃燒。

④產(chǎn)物——元素完全燃燒時(shí)對(duì)應(yīng)的穩(wěn)定氧化物：

C-CO2(g),HfH2OO),S-S02(g)等。

(2)意義：例如，C的燃燒熱是393.5kJmor表示在25℃,101kPa條件下1molC完全燃燒放出393.5kJ的

熱量。

(3)燃燒熱熱化學(xué)方程式的書(shū)寫(xiě)原則

燃燒熱是以1mol物質(zhì)完全燃燒所放出的熱量來(lái)定義的，因此在書(shū)寫(xiě)它的熱化學(xué)方程式時(shí)，應(yīng)以燃燒1mol物

質(zhì)為標(biāo)準(zhǔn)來(lái)配平其余物質(zhì)的化學(xué)計(jì)量數(shù)。例如：CsH18(1)+yO2(g)=8CO2(g)+9H2O(1)A"=-5518kJ-mo「，即

C8Hi8的燃燒熱為5518kJmo「。

(4)燃燒熱的計(jì)算：。放=〃(可燃物)X|AH]

式中：為可燃物燃燒反應(yīng)放出的熱量；〃為可燃物的物質(zhì)的量；△，為可燃物的燃燒熱。

四、中和熱

⑴概念：在稀溶液中，酸跟堿發(fā)生中和反應(yīng)生成l_mol_H2O時(shí)的反應(yīng)熱叫做中和熱。

注意：

①?gòu)?qiáng)酸與強(qiáng)堿的中和反應(yīng)其實(shí)質(zhì)是H+和0H-反應(yīng)，其熱化學(xué)方程式為：

-

用離子方程式可表示為H7aq)+OH(aq)=H2O(l)△〃=-57.3kJmol'o

弱酸或弱堿電離要吸收熱量，所以它們參加中和反應(yīng)時(shí)的中和熱小于57.3kJ/moU

中和反應(yīng)寫(xiě)出的離子方程式中只能是H+(aq)+OH-(aq)=比0(1),而不能有弱酸、弱堿、沉淀、氣體等物

質(zhì)出現(xiàn)，否則所得的熱中就有別的能量。

中和熱是一個(gè)定值，與取用的酸或堿的物質(zhì)的量無(wú)關(guān)。

②溶液的濃度——稀溶液。如果是濃酸或者濃堿則會(huì)有溶解熱產(chǎn)生

③量——產(chǎn)物的物質(zhì)的量為1molH2OO

(2)中和熱熱化學(xué)方程式的書(shū)寫(xiě)原則

中和熱是以稀的強(qiáng)酸和強(qiáng)堿溶液反應(yīng)生成1mol水時(shí)所放出的熱量來(lái)定義的，因此在書(shū)寫(xiě)熱化學(xué)方程式時(shí)，應(yīng)

以生成1molHzO為標(biāo)準(zhǔn)來(lái)配平其余物質(zhì)的化學(xué)計(jì)量數(shù)，如硫酸與氫氧化鈉溶液反應(yīng)，用熱化學(xué)方程式可表示為

1

jH2SO4(aq)+NaOH(aq)=^Na2SO4(aq)+H2O(1)A/7=-57.3kJmol0

(3)中和熱的測(cè)定實(shí)驗(yàn)：

ir_環(huán)形玻璃攪拌棒

3溫度計(jì)

①一般用強(qiáng)酸和強(qiáng)堿做實(shí)驗(yàn)，且堿要過(guò)量(如果酸和堿的物質(zhì)的量相同，中和熱會(huì)偏小)，一般中和

熱為57.3kJ/molo

②若用弱酸或弱堿做實(shí)驗(yàn)，放出的熱量會(huì)偏小，中和熱會(huì)偏小。

③若用濃溶液做實(shí)驗(yàn)，放出的熱量會(huì)偏大，中和熱會(huì)偏大。

④在試驗(yàn)中，增大酸和堿的用量，放出的熱量會(huì)增多但中和熱保持不變。

⑤本實(shí)驗(yàn)的關(guān)鍵是操作要快，保溫效果要好。碎泡沫塑料及泡沫塑料板的作用是保溫隔熱，防止熱量

散失。不能用銅棒代替玻璃棒，以減小熱損失。

(4)測(cè)定原理

./=.(加城+八優(yōu))?c-(f終一f始)

n

(其中：c=4.18Jgi℃r=4.18X10「3kJ-g］℃r；〃為生成H2O的物質(zhì)的量)

易錯(cuò)警示(1)反應(yīng)熱、燃燒熱、中和熱均有單位，單位均為kJ-moL。

(2)中和熱是一定值，即△，=-57.3kJ-mo「i,燃燒熱、中和熱的數(shù)值與參加反應(yīng)的量的多少無(wú)關(guān)，但在分析時(shí)

要注意反應(yīng)物及生成物的狀態(tài)及類另1(強(qiáng)酸、強(qiáng)堿、弱酸、弱堿)。

正確理解中和熱，注意操作與計(jì)算細(xì)節(jié)

(1)中和熱不包括離子在水溶液中的生成熱、物質(zhì)的溶解熱、電解質(zhì)電離時(shí)的熱效應(yīng)。

(2)酸堿溶液應(yīng)當(dāng)用稀溶液(0.1?0.5molir)。若溶液濃度過(guò)大，溶液中陰、陽(yáng)離子間的相互牽制作用越大，電

離程度達(dá)不到100%,這樣使酸堿中和時(shí)產(chǎn)生的熱量會(huì)消耗一部分補(bǔ)償電離時(shí)所需的熱量，造成較大誤差。

(3)使用兩只量筒分別量取酸和堿。

(4)使用同一支溫度計(jì)分別先后測(cè)量酸、堿及混合液的最高溫度，測(cè)完一種溶液后，必須用水沖洗干凈并用濾紙

擦干。

(5)取多次實(shí)驗(yàn)小f2的平均值代入公式計(jì)算，而不是結(jié)果的平均值，如果某次實(shí)驗(yàn)溫度和其他組相差較大要舍

棄。計(jì)算時(shí)應(yīng)注意單位的統(tǒng)一。

五、蓋斯定律

1.內(nèi)容：化學(xué)反應(yīng)的反應(yīng)熱只與反應(yīng)的始態(tài)(各反應(yīng)物)和終態(tài)(各生成物)有關(guān)，而與具體反應(yīng)進(jìn)行

的途徑無(wú)關(guān)，如果一個(gè)反應(yīng)可以分幾步進(jìn)行，則各分步反應(yīng)的反應(yīng)熱之和與該反應(yīng)一步完成的反應(yīng)熱是相同的。

利用蓋斯定律書(shū)寫(xiě)熱化學(xué)方程式

根據(jù)待求解的熱化學(xué)方程式中的反應(yīng)物和生成

|找出］

物找出可用的已知熱化學(xué)方程式。

押根據(jù)待求解的熱化學(xué)方程式調(diào)整可用熱

化學(xué)方程式的方向，同時(shí)調(diào)整的符號(hào)

調(diào)整

②根據(jù)待求解的熱化學(xué)方程式將調(diào)整好的

［熱化學(xué)方程式進(jìn)行化簡(jiǎn)或擴(kuò)大相應(yīng)的倍數(shù)

加和將調(diào)整好的熱化學(xué)方程式和進(jìn)行加和

△H隨熱化學(xué)方程式的調(diào)整而相應(yīng)進(jìn)行加、

求炮

減、乘、除運(yùn)算

檢查檢查得出的熱化學(xué)方程式是否正確

六、能源

1.概念：能提供能量的自然資源。

2.發(fā)展階段：柴草時(shí)期一化石能源時(shí)期一多能源結(jié)構(gòu)時(shí)期。

3.能源的分類

化一煤特點(diǎn),

石h屬于不可再生能源

燃一石油---(rath.

料----|解決,開(kāi)源節(jié)流：開(kāi)發(fā)新能源和

能-1天然氣口辦法節(jié)約現(xiàn)有能源

源

新太陽(yáng)能、氫能、風(fēng)能、資源豐富，沒(méi)有或

能%很少污染，屬可再

源地?zé)崮?、海洋能、生?/p>

質(zhì)能京生能源

4.能源問(wèn)題

(1)我國(guó)目前使用的主要能源是化石燃料，它們的蘊(yùn)藏量有限，而且不能再生，最終將會(huì)枯竭。

(2)化石燃料的大量使用帶來(lái)嚴(yán)重的環(huán)境污染問(wèn)題。

5.解決能源問(wèn)題的措施

(1)提高能源的使用效率

①改善開(kāi)采、運(yùn)輸、加工等各個(gè)環(huán)節(jié)。

②科學(xué)控制燃燒反應(yīng)，使燃料充分燃燒。一是保證燃燒時(shí)有適當(dāng)過(guò)量的空氣，如鼓入空氣、增大02濃度等。

二是保證燃料與空氣有足夠大的接觸面積，如將固體粉碎成粉末，使液體噴成霧狀等。

(2)開(kāi)發(fā)新的能源

開(kāi)發(fā)資源豐富、可以再生、沒(méi)有污染或污染很小的新能源。

第二章化學(xué)反應(yīng)速率和化學(xué)平衡

一、化學(xué)反應(yīng)速率

1.化學(xué)反應(yīng)速率的含義：化學(xué)反應(yīng)速率是用來(lái)衡量化學(xué)反應(yīng)進(jìn)行快慢的物理量。

2.化學(xué)反應(yīng)速率的表示方法

(1)定性：根據(jù)反應(yīng)物消耗，生成物產(chǎn)生的快慢(用氣體、沉淀等可見(jiàn)現(xiàn)象)來(lái)粗略比較。

(2)定量：用單位時(shí)間內(nèi)反應(yīng)物濃度的減少或生成物濃度的增加來(lái)表示。

3.數(shù)學(xué)表達(dá)式及單位

v=~,單位：mol-L「公一?或mol-Limin如密閉容器中,合成氨的反應(yīng)N2+3H22NH3，開(kāi)始時(shí)c(N2)

Ar

=8mol-L-1,2minJnc(Nz)=4mol-L則用N2表示該反應(yīng)的反應(yīng)速率為2moi,L'min_|o

4.規(guī)律

(1)同一化學(xué)反應(yīng)的反應(yīng)速率可以用不同物質(zhì)的濃度變化來(lái)表示，其數(shù)值可能不同，因此表示化學(xué)反應(yīng)速率時(shí)要

指明具體物質(zhì)。

(2)用不同物質(zhì)的濃度變化表示同一化學(xué)反應(yīng)的反應(yīng)速率時(shí)，反應(yīng)速率的數(shù)值之比等于化學(xué)方程式中各物質(zhì)的化

區(qū)二這二這二金

學(xué)計(jì)量數(shù)之比。例如，對(duì)于反應(yīng)"?A(g)+〃B(g)k^pC(g)+qD(g),即mnPq

易錯(cuò)警示(1)由。=生計(jì)算的反應(yīng)速率是一段時(shí)間內(nèi)的平均速率而不是瞬時(shí)速率，如某時(shí)刻，某秒時(shí)速率時(shí)

At

多少的說(shuō)法是錯(cuò)誤的，且無(wú)論用反應(yīng)物還是用生成物表示均取正值。

(2)同一化學(xué)反應(yīng)，相同條件下用不同物質(zhì)表示的反應(yīng)速率，其數(shù)值可能不同，但表示的意義相同。

(3)比較反應(yīng)速率時(shí)要統(tǒng)一物質(zhì)統(tǒng)一單位。

(4)對(duì)于固體或純液體反應(yīng)物，其濃度視為常數(shù)，故不能用固體或純液體物質(zhì)表示化學(xué)反應(yīng)速率。

5.用好三段式解題模式

“三段式法”的解題模式

對(duì)于反應(yīng)機(jī)A+"B^=^^pC+qD,/()s時(shí)A的濃度為amolUB的濃度為bmol-L-1,反應(yīng)進(jìn)行至As時(shí)，A

消耗了xmol』r,則反應(yīng)速率可計(jì)算如下：

機(jī)A+/7B、pC+qD

起始濃度/mol-L1ab00

nx公

轉(zhuǎn)化濃度/mol?L/1X3

mmm

,nx

fi時(shí)刻濃度/moFLra-xb-----旺史

mmm

①求速率：z?(A)=-—mol-(L-s)0(B)=------mol(Ls),,

t1—to777(/i—Zo)

u(C)=—旺—mol(L-s)o(D)=—旺—mol(L-s)-1?

陽(yáng)(力—m)

△2x100%=—x100%aA=^^X1OO%=^^X1OO%=-X1OO%

②求轉(zhuǎn)化率0A=Cono如A。nAoa

③求某時(shí)刻氣體壓強(qiáng)與初始?jí)簭?qiáng)比

z、九nx、pxqx

n,+n,+n,+n.(a-x)+(b---)+—+

dxioo%=lAlB1(lDxl00%=------------由一m_mxlOO%

n+n+n+na+b

10UAU0BU0CU0D

二、影響化學(xué)反應(yīng)速率的因素

1.內(nèi)因（主要因素）

反應(yīng)物本身的性質(zhì)是影響化學(xué)反應(yīng)速率的決定因素。如鹵素單質(zhì)與中反應(yīng)的速率大小關(guān)系為F2>Cl2>Br2>I2,

鎂、鋁、鋅、鐵與稀硫酸反應(yīng)的速率大小關(guān)系為Mg>Al>Zn>Fe。

2.外因（其他條件不變，只改變一個(gè)條件）

增大反應(yīng)物濃度.反應(yīng)速率加快.

濃度

反之減慢

對(duì)于有氣體參加的反應(yīng)，增大壓

外—壓強(qiáng)

強(qiáng)，反應(yīng)速率加快.反之減慢

界

條

件升高溫度?反應(yīng)速率加快，反之減

的溫度

慢

影

響

使用催化劑,能改變化學(xué)反應(yīng)速

一|催心劑I』率.且正逆反應(yīng)速率的改變程度

相同

|反應(yīng)物間的接觸面積，形成原電

L］其他因素|f池、光輻照、放射線輻照、超聲波

等

3.理論解釋——有效碰撞理論

（1）活化分子、活化能、有效碰撞

①活化分子：能夠發(fā)生有效碰撞的分子。

②活化能：由普通分子到達(dá)活化分子狀態(tài)所需的最低能量

圖中：以為正反應(yīng)的活化能；E2為逆反應(yīng)的活化能；

B為使用催化劑時(shí)的活化能；

反應(yīng)熱A”=E|-E2。

③有效碰撞：活化分子之間能夠引發(fā)化學(xué)反應(yīng)的碰撞。（兩點(diǎn)：足夠能量和合適的取向）

（2）活化分子、有效碰撞與反應(yīng)速率的關(guān)系

易錯(cuò)警示（1）由于固體和純液體的濃度可視為常數(shù)，故改變用量反應(yīng)速率不變。但當(dāng)固體顆粒變小時(shí)，其表

面積將增大，其反應(yīng)速率將加快。

（2）升高溫度，不論正反應(yīng)還是逆反應(yīng)，不論放熱反應(yīng)還是吸熱反應(yīng)，反應(yīng)速率一般都要加快，只不過(guò)增加的程

度不同。不可以認(rèn)為吸）加快而式放）減慢。

（3）改變壓強(qiáng)，實(shí)質(zhì)是改變體積而使?jié)舛劝l(fā)生改變來(lái)實(shí)現(xiàn)反應(yīng)速率的改變。對(duì)于沒(méi)有氣體參加的反應(yīng)，改變體系

壓強(qiáng)，反應(yīng)物的濃度不變，反應(yīng)速率不發(fā)生改變。

（4）加入催化劑：由于降低了反應(yīng)的活化能，增加了活化分子百分?jǐn)?shù)，故成千上萬(wàn)倍地加快反應(yīng)速率，且對(duì)可逆

反應(yīng)。（正卜。（逆）增大的倍數(shù)相等，但它不會(huì)使不能發(fā)生的化學(xué)反應(yīng)變得自發(fā)，也不會(huì)改變化學(xué)反應(yīng)的反應(yīng)熱和平

衡狀態(tài)。

特別說(shuō)明

改變壓強(qiáng)對(duì)化學(xué)反應(yīng)速率的影響

改變壓強(qiáng)對(duì)化學(xué)反應(yīng)速率產(chǎn)生影響的根本原因是引起濃度的改變。所以在討論壓強(qiáng)對(duì)反應(yīng)速率的影響時(shí)，應(yīng)分

析引起壓強(qiáng)改變的原因及這種改變對(duì)反應(yīng)體系的濃度產(chǎn)生何種影響。

對(duì)于氣體反應(yīng)體系，有以下幾種情況：

①恒溫時(shí)：

引起引起引起

增加壓強(qiáng)----?體積縮小---?濃度增大----?反應(yīng)速率加快。

②恒容時(shí)：

引起引起

a.充入氣體反應(yīng)物----??濃度增大----'■總壓增大—??反應(yīng)速率加快；

引起

b.充入“惰氣”——?總壓增大（分壓不變）一一各反應(yīng)物質(zhì)濃度不變一一反應(yīng)速率不變。

③恒壓時(shí)：

引起

充入“惰氣”——?體積增大一一各反應(yīng)物濃度減小一一反應(yīng)速率減慢。

綜合應(yīng)用：比如10mL濃度為1molir的鹽酸與過(guò)量的鋅粉反應(yīng)，若加入適量的下列溶液，能減慢反應(yīng)速率

但又不影響氫氣生成量的方法可以對(duì)鹽酸用水或者硫酸鉀溶液等進(jìn)行稀釋,加入醋酸鈉可以結(jié)合H+或者降低反應(yīng)體

系的溫度。

要注意的是硫酸的濃度，當(dāng)硫酸濃度很大時(shí)，不但不能加快反應(yīng)速率還會(huì)起阻礙作用，濃硫酸有氧化性，金屬

與濃硫酸反應(yīng)不能產(chǎn)生氫氣而是二氧化硫，或者使鐵、鋁鈍化。

還要注意加入的鹽或者鹽溶液，一定要注意硝酸鹽，因?yàn)樵芤褐杏袣潆x子時(shí)，

硝酸根進(jìn)入溶液后形成硝酸，具有強(qiáng)氧化性，產(chǎn)生的不再是氫氣而是氮氧化物。B

三、化學(xué)反應(yīng)速率圖象及其應(yīng)用

C

1.全程速率一時(shí)間圖象

A

如Zn與足量鹽酸的反應(yīng)，反應(yīng)速率隨時(shí)間的變化出現(xiàn)如圖情況。

原因解釋：AB段（。漸大），因?yàn)樵摲磻?yīng)為放熱反應(yīng)，隨著反應(yīng)的進(jìn)行，溫度逐漸升高，導(dǎo)致反應(yīng)速率逐漸增大;

BC段（。漸小），則主要因?yàn)殡S著反應(yīng)的進(jìn)行，溶液中c（H+）逐漸減小，導(dǎo)致反應(yīng)速率逐漸減小。

2.物質(zhì)的量（或濃度）一時(shí)間圖象

例如：某溫度時(shí).，在定容（，L）容器中，X、Y、Z三種物質(zhì)的物質(zhì)的量隨時(shí)間的變化曲線如圖所示。

（1）由圖象得出如下信息

①反應(yīng)物是X、Y,生成物是Z；

②時(shí)反應(yīng)達(dá)到平衡，X、Y沒(méi)有全部反應(yīng)。

（2）根據(jù)圖象可進(jìn)行如下計(jì)算

①某物質(zhì)的平均反應(yīng)速率、轉(zhuǎn)化率，如：

o（X）=①二更mol（Ls）r,Y的轉(zhuǎn)化率=這二^義100%。

K-/3

②確定化學(xué)方程式中的化學(xué)計(jì)量數(shù)之比，如X、Y、Z三種物質(zhì)的化學(xué)計(jì)量數(shù)之比為（小一〃3）:（“2—〃3）:“2。

3.速率一時(shí)間圖象

平衡體系條件變化速率變化速率變化曲線

/（正）立即增大，

增大反

（逆）逐漸增大，且

應(yīng)物濃度

加（正）＞蘇（逆）

0Jit

（正）立即減小,卜（正）

減小反

（逆）逐漸減小，且

應(yīng)物濃度同逆）

/（逆）》加（正）

Ch1

任一平

衡體系

（逆）立即增大，（逆）

增大生

（正）逐漸增大，且

成物濃度

（逆）＞。'（正）

0l\1

\

（逆）立即減小，

減小生弋正）

濟(jì)（正）逐漸減小，且

成物濃度H正）

（正）＞蘇（逆）

0t

平衡

條件變化速率變化速率變化曲線

體系

正反應(yīng)方向?yàn)闅饽妫?/p>

增大壓強(qiáng)或升高濟(jì)（正）、/（逆）均增大，

體體積增大的放

溫度且0‘（逆）（正）

熱反應(yīng)/W）

0Ai

減小壓強(qiáng)或降低加（正）、加（逆）均減小,正）

段正）

溫度且。'（正（逆）,（逆）

鈣逆）.

101

-'V

反應(yīng)前后氣體化

學(xué)計(jì)量數(shù)和相等使用催化劑或?qū)?（正）=”（逆）

（正卜相（逆）均增大—

的平衡體系，改變于m+n=P+q的反

相同倍數(shù)?（正）=W逆）

壓強(qiáng)或任一平衡應(yīng)增大壓強(qiáng)

體系使用催化劑

01t

易錯(cuò)警示（1）條件增強(qiáng)，曲線在原圖象的上方；條件減弱，曲線在原圖象的下方。

（2）濃度改變時(shí)，圖象曲線一條連續(xù)，一條不連續(xù)，其他條件改變，圖象曲線不連續(xù)。

二、化學(xué)平衡

1.化學(xué)平衡研究的對(duì)象一可逆反應(yīng)

（1）定義：在同一條件下既可以向正反應(yīng)方向進(jìn)行，同時(shí)又可以向逆反應(yīng)方向進(jìn)行的化學(xué)反應(yīng)。

高溫高壓、催化劑、

例］如：N2+3H2/化劑2NH32so2+。2寸~^-2SO2

（2）特點(diǎn)

①二同：a.相同條件下：b.正逆反應(yīng)同時(shí)進(jìn)行。

②一?。悍磻?yīng)物與生成物同時(shí)存在，任一組分的轉(zhuǎn)化率都小于（填“大于”或“小于”）100%。通?？疾鞜峄瘜W(xué)

方程式能量的轉(zhuǎn)化。

（3）表示：在方程式中用“U”表示.

2.化學(xué)平衡的建立

高溫、

以CO（g）+H2O（g）^------CO2（g）+H2（g）反應(yīng)為例。

在一定條件下，將01molCO和0.1molHzO?通入1L密閉容器中，開(kāi)始反應(yīng)：

（1）反應(yīng)剛開(kāi)始時(shí)：反應(yīng)物的濃度最大，正反應(yīng)速率最大。生成物的濃度為0,逆反應(yīng)速率為0。

（2）反應(yīng)進(jìn)行中：反應(yīng)物的濃度逐漸減小，正反應(yīng)速率逐漸減小。生成物的濃度逐漸增大，逆反應(yīng)速率逐漸增

大。

（3）肯定最終有一時(shí)刻，正反應(yīng)速率與逆反應(yīng)速率相等，此時(shí)，反應(yīng)物的濃度不再改變，生成物的濃度也不再

改變。

正反應(yīng)速率和逆反應(yīng)速率隨時(shí)間的變化關(guān)系如圖所示:

1

”（正）=0（逆）

3.化學(xué)平衡狀態(tài)定義：

化學(xué)平衡狀態(tài)：一定條件下，當(dāng)一個(gè)可逆反應(yīng)進(jìn)行到正逆反應(yīng)速率相等時(shí),各組成成分濃度不再改變,

達(dá)到表面上靜止的一種"平衡”,這就是這個(gè)反應(yīng)所能達(dá)到的限度即化學(xué)平衡狀態(tài)。

4.化學(xué)平衡狀態(tài)特征

歲*—可逆反應(yīng)

化學(xué)反應(yīng)達(dá)到平衡狀態(tài)時(shí)，反應(yīng)并沒(méi)有停止，而

丁相是始終在進(jìn)行，是一種動(dòng)態(tài)平衡

化學(xué)平衡狀態(tài)建立的條件是正反應(yīng)速率和逆反

j，―應(yīng)速率相等，即。正三腿些0

在一定條件下的平衡體系的混合物中，各組成

成分的含量(即反應(yīng)物與生成物的物質(zhì)的量、物

質(zhì)的量濃度、質(zhì)量分?jǐn)?shù)、體積分?jǐn)?shù)等)保持一定

而不變(不隨時(shí)間的改變而改變)

任何化學(xué)平衡狀態(tài)均是暫時(shí)的、相對(duì)的、有條件

在A的(與濃度、壓強(qiáng)、溫度等有關(guān))條件改變，化學(xué)

平衡可能發(fā)生改變(平衡發(fā)生移動(dòng))

易錯(cuò)警示(1)可逆反應(yīng)不等同于可逆過(guò)程?？赡孢^(guò)程包括物理變化和化學(xué)變化，而可逆反應(yīng)屬于化學(xué)變化。

(2)化學(xué)反應(yīng)的平衡狀態(tài)可以從正反應(yīng)方向建立，也可以從逆反應(yīng)方向建立，或者同時(shí)從正、逆方向建立。

(3)化學(xué)反應(yīng)達(dá)到化學(xué)平衡狀態(tài)的正逆反應(yīng)速率相等，是指同一物質(zhì)的消耗速率和生成速率相等，若用不同物質(zhì)

表示時(shí)，反應(yīng)速率不一定相等。

極端假設(shè)法確定各物質(zhì)濃度范圍

先假設(shè)反應(yīng)正向或逆向進(jìn)行到底，求出各物質(zhì)濃度的最大值和最小值(開(kāi)區(qū)間)，從而確定它們的濃度范圍。

假設(shè)反應(yīng)正向進(jìn)行到底：X2(g)+Y2(g)^2Z(g)

起始濃度/(molL-i)0.10.30.2

改變濃度/(mol-LI)0.10.10.2

終態(tài)濃度/(mol-Li)00.20.4

假設(shè)反應(yīng)逆向進(jìn)行到底:)+丫2?U2Z(g)

x2(g'

起始濃度/(mol-L-i)0.10.30.2

改變濃度/(molLr)0.10.10.2

終態(tài)濃度/(molLp0.20.40

平衡體系中各物質(zhì)的濃度范圍為X2d(0,0.2),Y2G(0.2,0.4),ZG(0,0.4),同時(shí)莫要忽略元素守恒。

5.判斷可逆反應(yīng)達(dá)到平衡狀態(tài)的方法和依據(jù)

1.化學(xué)平衡狀態(tài)判斷的“兩標(biāo)志”

(1)本質(zhì)標(biāo)志：。(正)=。(逆)W0。對(duì)于某一可逆反應(yīng)來(lái)說(shuō)，正反應(yīng)消耗掉某反應(yīng)物的速率等于逆反應(yīng)生成該反應(yīng)

物的速率。

(2)等價(jià)標(biāo)志

反應(yīng)wA(g)+nB(g)0pC(g)+qD(g)

類型判斷依據(jù)平衡狀態(tài)

混合物體①各物質(zhì)的物質(zhì)的量或各物質(zhì)的物質(zhì)的量分?jǐn)?shù)一定平衡

系中各成②各物質(zhì)的質(zhì)量或各物質(zhì)的質(zhì)量分?jǐn)?shù)一定平衡

分的含量③各氣體的體積或體積分?jǐn)?shù)一定平衡

①在單位時(shí)間內(nèi)消耗了mmolA,同時(shí)生成加molA,即正)

平衡

=。(逆)

②在單位時(shí)間內(nèi)消耗了nmolB,同時(shí)生成pmolC,表示一個(gè)

不一定

正、逆反應(yīng)速率方向，則。(正)不一定等于。(逆)

的關(guān)系③磯A)：o(B):o(C)：o(D)=〃z：〃：p：q,此時(shí)正)不一定

不一定

等于。(逆)

④在單位時(shí)間內(nèi)生成"molB,同時(shí)消耗qmolD,二者變化

不一定

均表示。(逆)

①+時(shí).，總壓強(qiáng)一定(其他條件一定)平衡

壓強(qiáng)

②加+〃=p+1時(shí),，總壓強(qiáng)一定(其他條件一定)不一定

平均相對(duì)分子①加時(shí)，A/r一定平衡

質(zhì)量(必

r)②加+〃=〃+夕時(shí)，朋r一定不一定

①加+恒溫恒壓時(shí)，密度保持不變平衡

氣體密度

②加+〃=p+q時(shí)，密度保持不變不一定

溫度體系溫度一定(其他不變)平衡

顏色反應(yīng)體系內(nèi)有色物質(zhì)的顏色一定平衡

2.規(guī)避“2”個(gè)易失分點(diǎn)

(1)注意兩審

一審題干條件，是恒溫恒容還是恒溫恒壓；二審反應(yīng)特點(diǎn)：①全部是氣體參與的等體積反應(yīng)還是非等體積反應(yīng);

②是有固體參與的等體積反應(yīng)還是非等體積反應(yīng)。

(2)不能作為“標(biāo)志”的四種情況

①反應(yīng)組分的物質(zhì)的量之比等于化學(xué)方程式中相應(yīng)物質(zhì)的化學(xué)計(jì)量數(shù)之比。

②恒溫恒容下的體積不變的反應(yīng)，體系的壓強(qiáng)或總物質(zhì)的量不再隨時(shí)間而變化，如2Hl(g)UH?(g)+L(g)。

③全是氣體參加體積不變的反應(yīng)，體系的平均相對(duì)分子質(zhì)量不再隨時(shí)間而變化，如2Hl(g)UH2(g)+L(g)。

④全是氣體參加的反應(yīng)，恒容條件下體系的密度保持不變。

三、化學(xué)平衡的移動(dòng)及轉(zhuǎn)化率的變化

1.概念

可逆反應(yīng)達(dá)到平衡狀態(tài)以后，若反應(yīng)條件(濃度、溫度、壓強(qiáng)等)發(fā)生了變化，平衡混合物中各組分的濃度也會(huì)

隨之改變，從而在一段時(shí)間后達(dá)到新的平衡狀態(tài)。這種由舊平衡向新平衡的變化過(guò)程，叫做化學(xué)平衡的移動(dòng)。

2.過(guò)程

原化學(xué)平衡狀

化學(xué)平衡移動(dòng)

3.化學(xué)平衡移動(dòng)方向與化學(xué)反應(yīng)速率的關(guān)系

⑴。逆：平衡向正反應(yīng)方向移動(dòng)。

(2)0正=。逆：反應(yīng)達(dá)到平衡狀態(tài)，不發(fā)生平衡移動(dòng)。

(3)。lE<va：平衡向逆反應(yīng)方向移動(dòng)。

4.影響化學(xué)平衡的因素

(1)若其他條件不變，改變下列條件對(duì)平衡的影響如下:

改變的條件(其他條件不變)化學(xué)平衡移動(dòng)的方向

增大反應(yīng)物濃度或

向正反應(yīng)方向移動(dòng)

減小生成物濃度

濃度

減小反應(yīng)物濃度或

向逆反應(yīng)方向移動(dòng)

增大生成物濃度