化學反應原理複習（一）
【知識講解】
第1章、化學反應與能量轉化
化學反應的實質是反應物化學鍵的斷裂和生成物化學鍵的形成，化學反應過程中伴隨著能量
3、反應焓變的計算
(1)蓋斯定律
對於乙個化學反應，無論是一步完成，還是分幾步完成，其反應焓變一樣，這一規律稱為蓋斯定律。
(2)利用蓋斯定律進行反應焓變的計算。
常見題型是給出幾個熱化學方程式，合併出題目所求的熱化學方程式，根據蓋斯定律可知，該方程式的δh為上述各熱化學方程式的δh的代數和。
(3)根據標準摩爾生成焓，δfhmθ計算反應焓變δh。
對任意反應：aa＋bb＝cc＋dd
δh＝［cδfhmθ(c)＋dδfhmθ(d)］－［aδfhmθ(a)＋bδfhmθ(b)］
2、電解原理的應用
(1)電解食鹽水製備燒鹼、氯氣和氫氣。
陽極：2cl－→cl2＋2e－
陰極：2h＋＋e－→h2↑
總反應：2nacl＋2h2o2naoh＋h2↑＋cl2↑
(2)銅的電解精煉。
粗銅(含zn、ni、fe、ag、au、pt)為陽極，精銅為陰極，cuso4溶液為電解質溶液。
陽極反應：cu→cu2＋＋2e－，還發生幾個副反應
zn→zn2＋＋2e－；ni→ni2＋＋2e－
fe→fe2＋＋2e－
au、ag、pt等不反應，沉積在電解池底部形成陽極泥。
陰極反應：cu2＋＋2e－→cu
(3)電鍍：以鐵表面鍍銅為例
待鍍金屬fe為陰極，鍍層金屬cu為陽極，cuso4溶液為電解質溶液。
陽極反應：cu→cu2＋＋2e－ (2)cu－zn原電池的工作原理：
如圖為cu－zn原電池，其中zn為負極，cu為正極，構成閉合迴路後的現象是：zn片逐漸溶解，cu片上有氣泡產生，電流計指標發生偏轉。該原電池反應原理為：
zn失電子，負極反應為正極反應：pbo2＋4h＋＋so42－＋2e－pbso4＋2h2o
放電時總反應：pb＋pbo2＋2h2so4＝2pbso4＋2h2o。
充電時總反應：2pbso4＋2h2o＝pb＋pbo2＋2h2so4。
(3)氫氧燃料電池
負極反應：2h2＋4oh－→4h2o＋4e－
正極反應：o2＋2h2o＋4e－→4oh－
電池總反應：2h2＋o2＝2h2o
3、金屬的腐蝕與防護
(1)金屬腐蝕
金屬表面與周圍物質發生化學反應或因電化學作用而遭到破壞的過程稱為金屬腐蝕。
(2)金屬腐蝕的電化學原理。
生鐵中含有碳，遇有雨水可形成原電池，鐵為負極，電極反應為：fe→fe2＋＋2e－。水膜中溶解的氧氣被還原，正極反應為：
o2＋2h2o＋4e－→4oh－，該腐蝕為「吸氧腐蝕」，總反應為：2fe＋o2＋2h2o＝2fe(oh)2，fe(oh)2又立即被氧化：4fe(oh)2＋2h2o＋o2＝4fe(oh)3，fe(oh)3分解轉化為鐵鏽。
若水膜在酸度較高的環境下，正極反應為：2h+＋2e－→h2↑，該腐蝕稱為「析氫腐蝕」。
(3)金屬的防護
金屬處於乾燥的環境下，或在金屬表面刷油漆、陶瓷、瀝青、塑料及電鍍一層耐腐蝕性強的金屬防護層，破壞原電池形成的條件。從而達到對金屬的防護；也可以利用原電池原理，採用犧牲陽極保**。也可以利用電解原理，採用外加電流陰極保**。
第2章、化學反應的方向、限度與速率(1、2節)
原電池的反應都是自發進行的反應，電解池的反應很多不是自發進行的，如何判定反應是否自發進行呢？
一、化學反應的方向
1、反應焓變與反應方向
放熱反應多數能自發進行，即δh＜0的反應大多能自發進行。有些吸熱反應也能自發進行。如nh4hco3與ch3cooh的反應。
有些吸熱反應室溫下不能進行，但在較高溫度下能自發進行，如caco3高溫下分解生成cao、co2。
2、反應熵變與反應方向
熵是描述體系混亂度的概念，熵值越大，體系混亂度越大。反應的熵變δs為反應產物總熵與反應物總熵之差。產生氣體的反應為熵增加反應，熵增加有利於反應的自發進行。
3、焓變與熵變對反應方向的共同影響
δh－tδs＜0反應能自發進行。
δh－tδs＝0反應達到平衡狀態。
δh－tδs＞0反應不能自發進行。
在溫度、壓強一定的條件下，自發反應總是向δh－tδs＜0的方向進行，直至平衡狀態。
二、化學反應的限度
1、化學平衡常數
(1)對達到平衡的可逆反應，生成物濃度的係數次方的乘積與反應物濃度的係數次方的乘積之比為一常數，該常數稱為化學平衡常數，用符號k表示 。
(2)平衡常數k的大小反映了化學反應可能進行的程度(即反應限度)，平衡常數越大，說明反應可以進行得越完全。
(3)平衡常數表示式與化學方程式的書寫方式有關。對於給定的可逆反應，正逆反應的平衡常數互為倒數。
(4)借助平衡常數，可以判斷反應是否到平衡狀態：當反應的濃度商qc與平衡常數kc相等時，說明反應達到平衡狀態。
2、反應的平衡轉化率
(1)平衡轉化率是用轉化的反應物的濃度與該反應物初始濃度的比值來表示。如反應物a的平衡轉化率的表示式為：
α（a）＝
(2)平衡正向移動不一定使反應物的平衡轉化率提高。提高一種反應物的濃度，可使另一反應物的平衡轉化率提高。
(3)平衡常數與反應物的平衡轉化率之間可以相互計算。
3、反應條件對化學平衡的影響
(1)溫度的影響
公升高溫度使化學平衡向吸熱方向移動；降低溫度使化學平衡向放熱方向移動。溫度對化學平衡的影響是通過改變平衡常數實現的。
(2)濃度的影響
增大生成物濃度或減小反應物濃度，平衡向逆反應方向移動；增大反應物濃度或減小生成物濃度，平衡向正反應方向移動。
溫度一定時，改變濃度能引起平衡移動，但平衡常數不變。化工生產中，常通過增加某一價廉易得的反應物濃度，來提高另一昂貴的反應物的轉化率。
(3)壓強的影響
δvg＝0的反應，改變壓強，化學平衡狀態不變。
δvg≠0的反應，增大壓強，化學平衡向氣態物質體積減小的方向移動。
(4)勒夏特列原理
由溫度、濃度、壓強對平衡移動的影響可得出勒夏特列原理：如果改變影響平衡的乙個條件(濃度、壓強、溫度等)平衡向能夠減弱這種改變的方向移動。
【例題分析】
例1、已知下列熱化學方程式：
(1)fe2o3(s)＋3co(g)＝2fe(s)＋3co2(g) δh＝－25kj/mol
(2)3fe2o3(s)＋co(g)＝2fe3o4(s)＋co2(g) δh＝－47kj/mol
(3)fe3o4(s)＋co(g)＝3feo(s)＋co2(g) δh＝＋19kj/mol
寫出feo(s)被co還原成fe和co2的熱化學方程式 。
解析：依據蓋斯定律：化學反應不管是一步完成還是分幾步完成，其反應熱是相同的。
我們可從題目中所給的有關方程式進行分析：從方程式(3)與方程式(1)可以看出有我們需要的有關物質，但方程式(3)必須通過方程式(2)有關物質才能和方程式(1)結合在一起。
將方程式(3)×2＋方程式(2)；可表示為(3)×2＋(2)
得：2fe3o4(s)＋2co(g)＋3fe2o3(s)＋co(g)＝6feo(s)＋2co2(g)＋2fe3o4(s)＋co2(g)；δh＝＋19kj/mol×2＋(－47kj/mol)
整理得方程式(4)：fe2o3(s)＋co(g)＝2feo(s)＋co2(g)；δh＝－3kj/mol
將(1)－(4)得2co(g)＝2fe(s)＋3co2(g)－2feo(s)－co2(g)；δh＝－25kj/mol－(－3kj/mol)
整理得：feo(s)＋co(s)＝fe(s)＋co2(g)；δh＝－11kj/mol
答案：feo(s)＋co(s)＝fe(s)＋co2(g)；δh＝－11kj/mol
例2、熔融鹽燃料電池具有高的發電效率，因而得到重視，可用li2co3和na2co3的熔融鹽混合物作用電解質，co為陽極燃氣，空氣與co2的混合氣體為陰極助燃氣，制得在650℃下工作的燃料電池，完成有關的電池反應式：
陽極反應式：2co＋2co32－→4co2＋4e－
陰極反應式
總電池反應式
解析： 作為燃料電池，總的效果就是把燃料進行燃燒。本題中co為還原劑，空氣中o2為氧化劑，電池總反應式為：
2co＋o2＝2co2。用總反應式減去電池負極（即題目指的陽極）反應式，就可得到電池正極（即題目指的陰極）反應式：o2＋2co2＋4e－＝2co32－ 。
答案：o2＋2co2＋4e－＝2co32－；2co＋o2＝2co2
例3、下列有關反應的方向說法中正確的是( )
a、放熱的自發過程都是熵值減小的過程。
b、吸熱的自發過程常常是熵值增加的過程。
c、水自發地從高處流向低處，是趨向能量最低狀態的傾向。
d、只根據焓變來判斷化學反應的方向是可以的。
解析：放熱的自發過程可能使熵值減小、增加或無明顯變化，故a錯誤。只根據焓變來判斷反應進行的方向是片面的，要用能量判據、熵判據組成的復合判據來判斷，d錯誤。
水自發地從高處流向低處，是趨向能量最低狀態的傾向是正確的。有些吸熱反應也可以自發進行。如在25℃和1.
01×105pa時，2n2o5(g)＝4no2(g)＋o2(g)；δh＝56.7kj/mol，(nh4)2co3(s)＝nh4hco3(s)＋nh3(g)；δh＝74.9kj/mol，上述兩個反應都是吸熱反應，又都是熵增的反應，所以b也正確。
答案：bc。
化學反應原理複習（二）
【知識講解】
第2章、第3、4節
一、化學反應的速率
1、化學反應是怎樣進行的
(1)基元反應：能夠一步完成的反應稱為基元反應，大多數化學反應都是分幾步完成的。
(2)反應歷程：平時寫的化學方程式是由幾個基元反應組成的總反應。總反應中用基元反應構成的反應序列稱為反應歷程，又稱反應機理。
(3)不同反應的反應歷程不同。同一反應在不同條件下的反應歷程也可能不同，反應歷程的差別又造成了反應速率的不同。
2、化學反應速率
(1)概念：
單位時間內反應物的減小量或生成物的增加量可以表示反應的快慢，即反應的速率，用符號v表示。
(2)表示式：
(3)特點
對某一具體反應，用不同物質表示化學反應速率時所得的數值可能不同，但各物質表示的化學反應速率之比等於化學方程式中各物質的係數之比。
3、濃度對反應速率的影響
(1)反應速率常數(k)
反應速率常數(k)表示單位濃度下的化學反應速率，通常，反應速率常數越大，反應進行得越快。反應速率常數與濃度無關，受溫度、催化劑、固體表面性質等因素的影響。
(2)濃度對反應速率的影響
增大反應物濃度，正反應速率增大，減小反應物濃度，正反應速率減小。
增大生成物濃度，逆反應速率增大，減小生成物濃度，逆反應速率減小。
(3)壓強對反應速率的影響
壓強只影響氣體，對只涉及固體、液體的反應，壓強的改變對反應速率幾乎無影響。
壓強對反應速率的影響，實際上是濃度對反應速率的影響，因為壓強的改變是通過改變容器容積引起的。壓縮容器容積，氣體壓強增大，氣體物質的濃度都增大，正、逆反應速率都增加；增大容器容積，氣體壓強減小；氣體物質的濃度都減小，正、逆反應速率都減小。
4、溫度對化學反應速率的影響
(1)經驗公式
阿倫尼烏斯總結出了反應速率常數與溫度之間關係的經驗公式：
式中a為比例係數，e為自然對數的底，r為摩爾氣體常數量，ea為活化能。
由公式知，當ea＞0時，公升高溫度，反應速率常數增大，化學反應速率也隨之增大。可知，溫度對化學反應速率的影響與活化能有關。
(2)活化能ea。
活化能ea是活化分子的平均能量與反應物分子平均能量之差。不同反應的活化能不同，有的相差很大。活化能 ea值越大，改變溫度對反應速率的影響越大。
5、催化劑對化學反應速率的影響
(1)催化劑對化學反應速率影響的規律：
催化劑大多能加快反應速率，原因是催化劑能通過參加反應，改變反應歷程，降低反應的活化能來有效提高反應速率。
(2)催化劑的特點：
催化劑能加快反應速率而在反應前後本身的質量和化學性質不變。
催化劑具有選擇性。
催化劑不能改變化學反應的平衡常數，不引起化學平衡的移動，不能改變平衡轉化率。
知識點總結年級高二化學
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