高二化學(xué)選修4《化學(xué)反應(yīng)原理》知識(shí)點(diǎn)規(guī)律大全.doc
《高二化學(xué)選修4《化學(xué)反應(yīng)原理》知識(shí)點(diǎn)規(guī)律大全.doc》由會(huì)員分享,可在線閱讀,更多相關(guān)《高二化學(xué)選修4《化學(xué)反應(yīng)原理》知識(shí)點(diǎn)規(guī)律大全.doc(28頁珍藏版)》請(qǐng)?jiān)谘b配圖網(wǎng)上搜索。
高中化學(xué)知識(shí)點(diǎn)規(guī)律大全(一) ——化學(xué)反應(yīng)與能量 1.氧化還原反應(yīng) [氧化還原反應(yīng)] 有電子轉(zhuǎn)移(包括電子的得失和共用電子對(duì)的偏移)或有元素化合價(jià)升降的反應(yīng).如2Na+ C12=2NaCl(有電子得失)、H2+ C12=2HCl(有電子對(duì)偏移)等反應(yīng)均屬氧化還原反應(yīng)。 氧化還原反應(yīng)的本質(zhì)是電子轉(zhuǎn)移(電子得失或電子對(duì)偏移)。 [氧化還原反應(yīng)的特征] 在反應(yīng)前后有元素的化合價(jià)發(fā)生變化.根據(jù)氧化還原反應(yīng)的反應(yīng)特征可判斷一個(gè)反應(yīng)是否為氧化還原反應(yīng).某一化學(xué)反應(yīng)中有元素的化合價(jià)發(fā)生變化,則該反應(yīng)為氧化還原反應(yīng),否則為非氧化還原反應(yīng)。 [氧化劑與還原劑] 概 念 含 義 概 念 含 義 氧化劑 反應(yīng)后所含元素化合價(jià)降低的反應(yīng)物 還原劑 反應(yīng)后所含元素化合價(jià)升高的反應(yīng)物 被氧化 還原劑在反應(yīng)時(shí)化合價(jià)升高的過程 被還原 氧化劑在反應(yīng)時(shí)化合價(jià)降低的過程 氧化性 氧化劑具有的奪電子的能力 還原性 還原劑具有的失電子的能力 氧化反應(yīng) 元素在反應(yīng)過程中化合價(jià)升高的反應(yīng) 還原反應(yīng) 元素在反應(yīng)過程中化合價(jià)降低的反應(yīng) 氧化產(chǎn)物 還原劑在反應(yīng)時(shí)化合價(jià)升高后得到的產(chǎn)物 還原產(chǎn)物 氧化劑在反應(yīng)時(shí)化合價(jià)降低后得到的產(chǎn)物 氧化劑與還原劑的相互關(guān)系 . [氧化還原反應(yīng)與四種基本反應(yīng)類型的關(guān)系] 如右圖所示.由圖可知:置換反應(yīng)都是氧化還原反應(yīng);復(fù)分解反應(yīng)都不是氧化還原反應(yīng),化合反應(yīng)、分解反應(yīng)不一定是氧化還原反應(yīng). [氧化還原反應(yīng)中電子轉(zhuǎn)移的方向、數(shù)目的表示方法] (1)單線橋法.表示在反應(yīng)過程中反應(yīng)物里元素原子間電子轉(zhuǎn)移的數(shù)目和方向.用帶箭頭的連線從化合價(jià)升高的元素開始,指向化合價(jià)降低的元素,再在連線上方標(biāo)出電子轉(zhuǎn)移的數(shù)目. 在單線橋法中,箭頭的指向已經(jīng)表明了電子轉(zhuǎn)移的方向,因此不能再在線橋上寫“得”、“失”字樣. (2)雙線橋法.表示在反應(yīng)物與生成物里,同一元素原子在反應(yīng)前后電子轉(zhuǎn)移的數(shù)目和方向.在氧化劑與還原產(chǎn)物、還原劑與氧化產(chǎn)物之間分別用帶箭頭的連線從反應(yīng)前的有關(guān)元素指向反應(yīng)后的該種元素,并在兩條線的上、下方分別寫出“得”、“失”電子及數(shù)目.例如: 2.離子反應(yīng) [離子反應(yīng)]有離子參加或有離子生成的反應(yīng),都稱為離子反應(yīng).離子反應(yīng)的本質(zhì)、類型和發(fā)生的條件: (1)離子反應(yīng)的本質(zhì):反應(yīng)物中某種離子的濃度減?。? (2)離子反應(yīng)的主要類型及其發(fā)生的條件: ①離子互換(復(fù)分解)反應(yīng).具備下列條件之一就可以使反應(yīng)朝著離子濃度減小的方向進(jìn)行,即離子反應(yīng)就會(huì)發(fā)生. a.生成難溶于水的物質(zhì).如:Cu2++ 2OH-=Cu(OH)2↓ 注意:當(dāng)有關(guān)離子濃度足夠大時(shí),生成微溶物的離子反應(yīng)也能發(fā)生.如: 2Ag++ SO42—=Ag2SO4↓ Ca2++ 2OH-=Ca(OH)2↓ 或者由微溶物生成難溶物的反應(yīng)也能生成.如當(dāng)石灰乳與Na2CO3溶液混合時(shí),發(fā)生反應(yīng): Ca(OH)2 + CO32—=CaCO3↓+ 2OH- b.生成難電離的物質(zhì)(即弱電解質(zhì)).如:H++ OH-=H2O H++ CH3COO-=CH3COOH c.生成揮發(fā)性物質(zhì)(即氣體).如:CO32-+ 2H+=CO2↑+ H2O NH4++ OH-NH3↑+ H2O ②離子間的氧化還原反應(yīng).由強(qiáng)氧化劑與強(qiáng)還原劑反應(yīng),生成弱氧化劑和弱還原劑,即反應(yīng)朝著氧化性、還原性減弱的方向進(jìn)行.例如: Fe + Cu2+=Fe2++ Cu Cl2 + 2Br-=2C1-+ Br2 2MnO4-+ 16H++ 10C1-=2Mn2++ 5C12↑+ 8H2O 書寫離子方程式時(shí)應(yīng)注意的問題: (1)電解質(zhì)在非電離條件下(不是在水溶液中或熔融狀態(tài)),雖然也有離子參加反應(yīng),但不能寫成離子方程式,因?yàn)榇藭r(shí)這些離子并沒有發(fā)生電離.如NH4Cl固體與Ca(OH)2固體混合加熱制取氨氣的反應(yīng)、濃H2SO4與固體(如NaCl、Cu等)的反應(yīng)等,都不能寫成離子方程式.相反,在某些化學(xué)方程式中,雖然其反應(yīng)物不是電解質(zhì)或強(qiáng)電解質(zhì),沒有大量離子參加反應(yīng),但反應(yīng)后產(chǎn)生了大量離子,因此,仍可寫成離子方程式.如Na、Na2O、Na2O2、SO3、Cl2等與H2O的反應(yīng). (2)多元弱酸的酸式鹽,若易溶于水,則成鹽的陽離子和酸根離子可拆開寫成離子的形式,而酸根中的H+與正鹽陰離子不能拆開寫.例如NaHS、Ca(HCO3)2等,只能分別寫成Na+、HS-和Ca2+、HCO3-等酸式酸根的形式. (3)對(duì)于微溶于水的物質(zhì),要分為兩種情況來處理: ①當(dāng)作反應(yīng)物時(shí)?,微溶物要保留化學(xué)式的形式,不能拆開. ②當(dāng)作反應(yīng)物時(shí),若為澄清的稀溶液,應(yīng)改寫為離子形式,如澄清石灰水等;若為濁液或固體,要保留化學(xué)式的形式而不能拆開,如石灰乳、熟石灰等. (4)若反應(yīng)物之間由于物質(zhì)的量之比不同而發(fā)生不同的反應(yīng),即反應(yīng)物之間可發(fā)生不止一個(gè)反應(yīng)時(shí),要考慮反應(yīng)物之間物質(zhì)的量之比不同,相應(yīng)的離子方程式也不同.例如,向NaOH溶液中不斷通入CO2氣體至過量,有關(guān)反應(yīng)的離子方程式依次為: CO2+ 2OH—=CO32—+ H2O(CO2適量) CO2+ OH—=HCO3—(CO2足量) 在溶液中離子能否大量共存的判斷方法: 幾種離子在溶液中能否大量共存,實(shí)質(zhì)上就是看它們之間是否發(fā)生反應(yīng).若離子間不發(fā)生反應(yīng),就能大量共存;否則就不能大量共存.離子間若發(fā)生下列反應(yīng)之一,就不能大量共存. (1)生成難溶物或微溶物.如Ca2+與CO32-、SO42-、OH-;Ag+與C1-、Br-、I-、SO32-,等等. (2)生成氣體.如NH4+與OH-;H+與HCO3-、CO32-、S2-、HS-、SO32-、HSO3-等. (3)生成難電離物質(zhì)(弱酸、弱堿、水).如H+與C1O-、F-、CH3COO-生成弱酸;OH-與NH4+、 A13+、Fe3+、Fe2+、Cu2+等生成弱堿;H+與OH-生成H2O. (4)發(fā)生氧化還原反應(yīng).具有氧化性的離子(如MnO4-、ClO-、Fe3+等)與具有還原性的離子( 如S2-、I-、SO32-、Fe2+等)不能共存.應(yīng)注意的是,有些離子在堿性或中性溶液中可大量共存,但在酸性條件下則不能大量共存,如SO32-與S2-,NO3-與I-、S2-、SO32-、Fe2+等. *(5)形成配合物.如Fe3+與SCN-因反應(yīng)生成Fe(SCN)3而不能大量共存. *(6)弱酸根陰離子與弱堿陽離子因易發(fā)生雙水解反應(yīng)而不能大量共存,例如Al3+與HCO3-、CO32-、A1O2-等. 說明: 在涉及判斷離子在溶液中能否大量共存的問題時(shí),要注意題目中附加的限定性條件: ①無色透明的溶液中,不能存在有色離子,如Cu2+(藍(lán)色)、Fe3+(黃色)、Fe2+(淺綠色)、MnO4-(紫色). ②在強(qiáng)酸性溶液中,與H+起反應(yīng)的離子不能大量共存. ③在強(qiáng)堿性溶液中,與OH-起反應(yīng)的離子不能大量共存. [離子方程式的書寫步驟] (1)“寫”:寫出完整的化學(xué)方程式. (2)“拆”:將化學(xué)方程式中易溶于水、易電離的物質(zhì)(強(qiáng)酸、強(qiáng)堿、可溶性鹽)拆開改寫為離子形式;而難溶于水的物質(zhì)(難溶性鹽、難溶性堿)、難電離的物質(zhì)(水、弱酸、弱堿)、氧化物、氣體等仍用化學(xué)式表示. (3)“刪”:將方程式兩邊相同的離子(包括個(gè)數(shù))刪去,并使各微粒符號(hào)前保持最簡(jiǎn)單的整數(shù)比. (4)“查”:檢查方程式中各元素的原子個(gè)數(shù)和電荷總數(shù)是否左右相等. [復(fù)分解反應(yīng)類型離子反應(yīng)發(fā)生的條件] 復(fù)分解反應(yīng)總是朝著溶液中自由移動(dòng)的離子數(shù)目減少的方向進(jìn)行.具體表現(xiàn)為: (1)生成難溶于水的物質(zhì).如:Ba2++ SO42-=BaSO4↓ (2)生成難電離的物質(zhì)(水、弱酸、弱堿).如H++ OH-=H2O (3)生成氣體.如:CO32-+ 2H+=CO2↑+ H2O 3.化學(xué)反應(yīng)中的能量變化 [放熱反應(yīng)] 放出熱量的化學(xué)反應(yīng).在放熱反應(yīng)中,反應(yīng)物的總能量大于生成物的總能量: 反應(yīng)物的總能量=生成物的總能量 + 熱量 + 其他形式的能量 放熱反應(yīng)可以看成是“貯存”在反應(yīng)物內(nèi)部的能量轉(zhuǎn)化并釋放為熱能及其他形式的能量的反應(yīng)過程. [吸熱反應(yīng)] 吸收熱量的化學(xué)反應(yīng).在吸熱反應(yīng)中,反應(yīng)物的總能量小于生成物的總能量: 生成物的總能量=反應(yīng)物的總能量 + 熱量 + 其他形式的能量 吸熱反應(yīng)也可以看成是熱能及其他形式的能量轉(zhuǎn)化并“貯存”為生成物內(nèi)部能量的反應(yīng)過程. *[反應(yīng)熱] (1)反應(yīng)熱的概念:在化學(xué)反應(yīng)過程中,放出或吸收的熱量,統(tǒng)稱為反應(yīng)熱.反應(yīng)熱用符號(hào)△H表示,單位一般采用kJmol-1. (2)反應(yīng)熱與反應(yīng)物、生成物的鍵能關(guān)系:△H=生成物鍵能的總和 -反應(yīng)物鍵能的總和 (3)放熱反應(yīng)與吸熱反應(yīng)的比較. 反應(yīng)熱 放熱反應(yīng) 吸熱反應(yīng) 含義 反應(yīng)物所具有的總能量大于生成物所具有的總能量,反應(yīng)物轉(zhuǎn)化為生成物時(shí)放出熱量 反應(yīng)物所具有的總能量小于生成物所具有的總能量,反應(yīng)物轉(zhuǎn)化為生成物時(shí)吸收熱量 反應(yīng)本身的 能量變化 反應(yīng)放出熱量后使反應(yīng)本身的能量降低 反應(yīng)吸收熱量后使反應(yīng)本身的能量升高 表示符號(hào)或ΔH值 “-” ΔH<0 “+” ΔH>0 說明:放熱反應(yīng)和吸熱反應(yīng)過程中的能量變化示意圖如圖3—1—2所示. [熱化學(xué)方程式] (1)熱化學(xué)方程式的概念:表明反應(yīng)所放出或吸收熱量的化學(xué)方程式,叫做熱化學(xué)方程式. (2)書寫熱化學(xué)方程式時(shí)應(yīng)注意的問題: ①需注明反應(yīng)的溫度和壓強(qiáng).因?yàn)榉磻?yīng)的溫度和壓強(qiáng)不同時(shí),其△H也不同.若不注明時(shí),則是指在101kPa和25℃時(shí)的數(shù)據(jù). ②反應(yīng)物、生成物的聚集狀態(tài)要注明.同一化學(xué)反應(yīng),若物質(zhì)的聚集狀態(tài)不同,則反應(yīng)熱就不同.例如: H2(g) + 1/2O2(g)=H2O(g) △H=-241.8kJmol—1 H2(g) + 1/2O2(g)=H2O(l) △H=-285.8kJmol—1 比較上述兩個(gè)反應(yīng)可知,由H2與O2反應(yīng)生成1 mol H2O(l)比生成1 mol H2O(g)多放出44 kJmol—1的熱量. ③反應(yīng)熱寫在化學(xué)方程式的右邊.放熱時(shí)△H用“-”,吸熱時(shí)△H用“+”. 例如: H2(g) + 1/2O2(g)=H2O(g) -241.8kJmol—1 ④熱化學(xué)方程式中各物質(zhì)前的化學(xué)計(jì)量數(shù)不表示分子個(gè)數(shù),而只表示物質(zhì)的量(mol),因此,它可用分?jǐn)?shù)表示.對(duì)于相同物質(zhì)的反應(yīng),當(dāng)化學(xué)計(jì)量數(shù)不同時(shí),其△H也不同.例如: 2H2(g) + O2(g)=2H2O(g) △Hl=-483.6 kJmol—1 H2(g) + 1/2O2(g)=H2O(g) △H2=-241.8kJmol—1 顯然,△Hl=2△H2. *[蓋斯定律] 對(duì)于任何一個(gè)化學(xué)反應(yīng),不管是一步完成還是分幾步完成,其反應(yīng)熱是相同的.也就是說,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)行的途徑無關(guān).如果一個(gè)反應(yīng)可以分幾步進(jìn)行,則各步反應(yīng)的反應(yīng)熱之和與該反應(yīng)一步完成時(shí)的反應(yīng)熱是相同的. *4.燃燒熱和中和熱 燃燒熱 中和熱 定義 在101 kPa時(shí),1 mol物質(zhì)完全燃燒生成穩(wěn)定的氧化物所放出熱量 在稀溶液中,酸跟堿發(fā)生中和反應(yīng)而生成1 mol H2O時(shí)所放出的熱量 熱化學(xué)方程式中的表示形式 以燃燒1mol物質(zhì)為標(biāo)準(zhǔn)來配平其余物質(zhì)的化學(xué)計(jì)量數(shù) 物質(zhì)的化學(xué)計(jì)量數(shù)平其余物質(zhì)的化學(xué)計(jì)量數(shù) 注意點(diǎn) “完全燃燒”包含兩個(gè)方面的意思:①燃燒的物質(zhì)全部燃燒完;②生成穩(wěn)定氧化物,如C完全燃燒生成CO2,S完全燃燒生成SO2;等等 當(dāng)強(qiáng)酸與強(qiáng)堿在稀溶液中發(fā)生中和反應(yīng)時(shí),1 molH+與1 molOH-發(fā)生反應(yīng)生成1 molH2O,都放出57.3kJ的熱量.即: H+(aq) + OH-(aq)=H2O(1) △H=-57.3 kJmol-1 說明 利用燃燒熱可以計(jì)算物質(zhì)在燃燒過程中所放出的熱量 當(dāng)強(qiáng)酸與弱堿或弱酸與強(qiáng)堿或弱酸與弱堿發(fā)生中和反應(yīng)時(shí),因生成的鹽會(huì)發(fā)生水解而吸熱,故此時(shí)中和熱要小于57.3 kJmol-1 高中化學(xué)知識(shí)點(diǎn)規(guī)律大全(二) ——化學(xué)反應(yīng)速率和化學(xué)平衡 1.化學(xué)反應(yīng)速率 [化學(xué)反應(yīng)速率的概念及其計(jì)算公式] (1)概念:化學(xué)反應(yīng)速率是用來衡量化學(xué)反應(yīng)進(jìn)行的快慢程度,通常用單位時(shí)間內(nèi)反應(yīng)物濃度的減少或生成物濃度的增加來表示.單位有molL-1min-1或molL-1s-1 (2)計(jì)算公式:某物質(zhì)X的化學(xué)反應(yīng)速率: 注意 ①化學(xué)反應(yīng)速率的單位是由濃度的單位(molL-1)和時(shí)間的單位(s、min或h)決定的,可以是molL-1s-1、molL-1min-1或molL-1h-1,在計(jì)算時(shí)要注意保持時(shí)間單位的一致性. ②對(duì)于某一具體的化學(xué)反應(yīng),可以用每一種反應(yīng)物和每一種生成物的濃度變化來表示該反應(yīng)的化學(xué)反應(yīng)速率,雖然得到的數(shù)值大小可能不同,但用各物質(zhì)表示的化學(xué)反應(yīng)速率之比等于化學(xué)方程式中相應(yīng)物質(zhì)的化學(xué)計(jì)量數(shù)之比.如對(duì)于下列反應(yīng): mA + nB = pC + qD 有:∶∶∶=m∶n∶p∶q 或: ③化學(xué)反應(yīng)速率不取負(fù)值而只取正值. ④在整個(gè)反應(yīng)過程中,反應(yīng)不是以同樣的速率進(jìn)行的,因此,化學(xué)反應(yīng)速率是平均速率而不是瞬時(shí)速率. [有效碰撞] 化學(xué)反應(yīng)發(fā)生的先決條件是反應(yīng)物分子(或離子)之間要相互接觸并發(fā)生碰撞,但并不是反應(yīng)物分子(或離子)間的每一次碰撞都能發(fā)生化學(xué)反應(yīng).能夠發(fā)生化學(xué)反應(yīng)的一類碰撞叫做有效碰撞. [活化分子] 能量較高的、能夠發(fā)生有效碰撞的分子叫做活化分子. 說明 ①活化分子不一定能夠發(fā)生有效碰撞,活化分子在碰撞時(shí)必須要有合適的取向才能發(fā)生有效碰撞.②活化分子在反應(yīng)物分子中所占的百分?jǐn)?shù)叫做活化分子百分?jǐn)?shù).當(dāng)溫度一定時(shí),對(duì)某一反應(yīng)而言,活化分子百分?jǐn)?shù)是一定的.活化分子百分?jǐn)?shù)越 大,活化分子數(shù)越多,有效碰撞次數(shù)越多. [影響化學(xué)反應(yīng)速率的因素] 影響因素 對(duì)化學(xué)反應(yīng)速率的影響 說明或舉例 反應(yīng)物本 身的性質(zhì) 不同的化學(xué)反應(yīng)有不同的反應(yīng)速率 Mg粉和Fc粉分別投入等濃度的鹽酸中時(shí),Mg與鹽酸的反應(yīng)較劇烈,產(chǎn)生H2的速率較快 濃 度 其他條件不變時(shí),增大(減小)反應(yīng)物的濃度,反應(yīng)速率增大(減小) ①增大(減小)反應(yīng)物濃度,單位體積內(nèi)活化分子數(shù)增多(減少),有效碰撞次數(shù)增多(減少),但活化分子百分?jǐn)?shù)不變②氣、固反應(yīng)或固、固反應(yīng)時(shí),固體的濃度可認(rèn)為是常數(shù),因此反應(yīng)速率的大小只與反應(yīng)物之間的接觸面積有關(guān),而與固體量的多少無關(guān).改變固體的量不影響反應(yīng)速率 壓 強(qiáng) 溫度一定時(shí),對(duì)于有氣體參加的反應(yīng),增大(減小)壓強(qiáng),反應(yīng)速率增大(減小) ①改變壓強(qiáng),實(shí)際是改變氣體的體積,使氣體的濃度改變,從而使反應(yīng)速率改變②改變壓強(qiáng),不影響液體或固體之間的反應(yīng)速率 溫 度 升高(降低)反應(yīng)溫度,反應(yīng)速率增大(減小) ①通常每升高10℃,反應(yīng)速率增大到原來的2~4倍②升溫,使反應(yīng)速率加快的原因有兩個(gè)方面:a.升溫后,反應(yīng)物分子的能量增加,部分原來能量較低的分子變?yōu)榛罨肿樱龃罅嘶罨肿影俜謹(jǐn)?shù),使有效碰撞次數(shù)增多(主要方面);b.升高溫度,使分子運(yùn)動(dòng)加快,分子間的碰撞次數(shù)增多(次要方面) 催化劑 增大化學(xué)反應(yīng)速率 催化劑增大化學(xué)反應(yīng)速率的原因:降低了反應(yīng)所需的能量(這個(gè)能量叫做活化能),使更多的反應(yīng)物分子成為活化分子,增大了活化分子百分?jǐn)?shù),從而使有效碰撞次數(shù)增多 光、反應(yīng)物顆粒的大小等 將反應(yīng)混合物進(jìn)行光照、將塊狀固體粉碎等均能增大化學(xué)反應(yīng)速率 AgBr、HClO、濃HNO3等見光分解加快,與鹽酸反應(yīng)時(shí),大理石粉比大理石塊的反應(yīng)更劇烈 2.化學(xué)平衡 [化學(xué)平衡] (1)化學(xué)平衡研究的對(duì)象:可逆反應(yīng)的規(guī)律. ①可逆反應(yīng)的概念:在同一條件下,既能向正反應(yīng)方向進(jìn)行同時(shí)又能向逆反應(yīng)方向進(jìn)行的反應(yīng),叫做可逆反應(yīng).可逆反應(yīng)用可逆符號(hào)“”表示. [可逆反應(yīng)] 向生成物方向進(jìn)行的反應(yīng)叫正反應(yīng);向反應(yīng)物方向進(jìn)行的反應(yīng)叫逆反應(yīng).在同一條件下,既能向正反應(yīng)方向進(jìn)行,同時(shí)又能向逆反應(yīng)方向進(jìn)行的反應(yīng),叫做可逆反應(yīng). 說明 (1)判斷一個(gè)反應(yīng)是否是可逆反應(yīng),必須滿足兩個(gè)條件:①在同一條件下;②正、逆反應(yīng)同時(shí)進(jìn)行.如H2 + I22HI,生成的HI在持續(xù)加熱的條件下同時(shí)分解,故該反應(yīng)為可逆反應(yīng).而如:2H2 + O2 2H2O 2H2O 2H2↑+ O2↑ 這兩個(gè)反應(yīng)就不是可逆反應(yīng). (2)在化學(xué)方程式中,用可逆符號(hào)“”表示可逆反應(yīng). 說明 a.絕大多數(shù)化學(xué)反應(yīng)都有一定程度的可逆性,但有的逆反應(yīng)傾向較小,從整體看實(shí)際上是朝著同方向進(jìn)行的,例如NaOH + HCl = NaCl + H2O. b.有氣體參加或生成的反應(yīng),只有在密閉容器中進(jìn)行時(shí)才可能是可逆反應(yīng).如CaCO3受熱分解時(shí),若在敞口容器中進(jìn)行,則反應(yīng)不可逆,其反應(yīng)的化學(xué)方程式應(yīng)寫為:CaCO3CaO + CO2↑;若在密閉容器進(jìn)行時(shí),則反應(yīng)是可逆的,其反應(yīng)的化學(xué)方程式應(yīng)寫為:CaCO3CaO + CO2 ②可逆反應(yīng)的特點(diǎn):反應(yīng)不能進(jìn)行到底.可逆反應(yīng)無論進(jìn)行多長(zhǎng)時(shí)間,反應(yīng)物都不可能100%地全部轉(zhuǎn)化為生成物. (2)化學(xué)平衡狀態(tài). ①定義:一定條件(恒溫、恒容或恒壓)下的可逆反應(yīng)里,正反應(yīng)和逆反應(yīng)的速率相等,反應(yīng)混合物(包括反應(yīng)物和生成物)中各組分的質(zhì)量分?jǐn)?shù)(或體積分?jǐn)?shù))保持不變的狀態(tài). ②化學(xué)平衡狀態(tài)的形成過程:在一定條件下的可逆反應(yīng)里,若開始時(shí)只有反應(yīng)物而無生成物,根據(jù)濃度對(duì)化學(xué)反應(yīng)速率的影響可知,此時(shí)ν正最大而ν逆為0.隨著反應(yīng)的進(jìn)行,反應(yīng)物的濃度逐漸減小,生成物的濃度逐漸增大,則ν正越來越小而ν逆越來越大.當(dāng)反應(yīng)進(jìn)行到某一時(shí)刻,ν正=ν逆,各物質(zhì)的濃度不再發(fā)生改變,反應(yīng)混合物中各組分的質(zhì)量分?jǐn)?shù)(或體積分?jǐn)?shù))也不再發(fā)生變化,這時(shí)就達(dá)到了化學(xué)平衡狀態(tài). (3)化學(xué)平衡的特征: ①“動(dòng)”:化學(xué)平衡是動(dòng)態(tài)平衡,正反應(yīng)和逆反應(yīng)仍在繼續(xù)進(jìn)行,即ν正=ν逆≠0. ②“等”:達(dá)平衡狀態(tài)時(shí),ν正=ν逆,這是一個(gè)可逆反應(yīng)達(dá)平衡的本質(zhì).ν正=ν逆的具體含意包含兩個(gè)方面:a.用同一種物質(zhì)來表示反應(yīng)速率時(shí),該物質(zhì)的生成速率與消耗速率相等,即單位時(shí)間內(nèi)消耗與生成某反應(yīng)物或生成物的量相等;b.用不同物質(zhì)來表示時(shí),某一反應(yīng)物的消耗速率與某一生成物的生成速率之比等于化學(xué)方程式中相應(yīng)物質(zhì)的化學(xué)計(jì)量數(shù)之比. ③“定”:達(dá)平衡時(shí),混合物各組分的濃度一定;質(zhì)量比(或物質(zhì)的量之比、體積比)一定;各組分的質(zhì)量分?jǐn)?shù)(或摩爾分?jǐn)?shù)、體積分?jǐn)?shù))一定;對(duì)于有顏色的物質(zhì)參加或生成的可逆反應(yīng),顏色不改變.同時(shí),反應(yīng)物的轉(zhuǎn)化率最大. 對(duì)于反應(yīng)前后氣體分子數(shù)不相等的可逆反應(yīng),達(dá)平衡時(shí):氣體的總體積(或總壓強(qiáng))一定;氣體的平均相對(duì)分子質(zhì)量一定;恒壓時(shí)氣體的密度一定(注意:反應(yīng)前后氣體體積不變的可逆反應(yīng),不能用這個(gè)結(jié)論判斷是否達(dá)到平衡). ④“變”.一個(gè)可逆反應(yīng)達(dá)平衡后,若外界條件(濃度、溫度、壓強(qiáng))改變,使各組分的質(zhì)量(體積、摩爾、壓強(qiáng))分?jǐn)?shù)也發(fā)生變化,平衡發(fā)生移動(dòng),直至在新的條件下達(dá)到新的平衡(注意:若只是濃度或壓強(qiáng)改變,而ν正仍等于ν逆,則平衡不移動(dòng)).反之,平衡狀態(tài)不同的同一個(gè)可逆反應(yīng),也可通過改變外界條件使其達(dá)到同一平衡狀態(tài). ⑤化學(xué)平衡的建立與建立化學(xué)平衡的途徑無關(guān).對(duì)于一個(gè)可逆反應(yīng),在一定條件下,反應(yīng)無論從正反應(yīng)開始,還是從逆反應(yīng)開始,或是正、逆反應(yīng)同時(shí)開始,最終都能達(dá)到同一平衡狀態(tài).具體包括: a.當(dāng)了T、V一定時(shí),按化學(xué)方程式中各物質(zhì)化學(xué)式前系數(shù)的相應(yīng)量加入,并保持容器內(nèi)的總質(zhì)量不變,則不同起始狀態(tài)最終可達(dá)到同一平衡狀態(tài). b.當(dāng)T、P一定(即V可變)時(shí),只要保持反應(yīng)混合物中各組分的組成比不變(此時(shí)在各種情況下各組分的濃度仍然相等,但各組分的物質(zhì)的量和容器內(nèi)的總質(zhì)量不一定相等),則不同的起始狀態(tài)最終也可達(dá)到同一平衡狀態(tài). 如在恒溫、恒壓時(shí),對(duì)于可逆反應(yīng):N2 + 3H22NH3,在下列起始量不同情況下達(dá)到的是同一平衡狀態(tài). N2 H2 NH3 A 1 mol 3 mol 0 B 0.5 mol 1.5 mol 0 C 0 0 2 mol D 1 mol 3 mol 2 mol c.對(duì)于反應(yīng)前后氣體體積相等的可逆反應(yīng),不論是恒溫、恒容或是恒溫、恒壓,在不同的起始狀態(tài)下,將生成物“歸零”后,只要反應(yīng)物的物質(zhì)的量之比不變,就會(huì)達(dá)到同一平衡狀態(tài). 如:H2(g) + I2(g) 2HI(g)等. [判斷化學(xué)平衡狀態(tài)的依據(jù)] mA(g) + nB(g) pC(g) + qD(g) 反應(yīng)混合物中各組分的含量 ①各組分的物質(zhì)的量或各組分的摩爾分?jǐn)?shù)一定 達(dá)平衡狀態(tài) ②各組分的質(zhì)量或各組分的質(zhì)量分?jǐn)?shù)一定 達(dá)平衡狀態(tài) ③各組分的體積或體積分?jǐn)?shù)一定 達(dá)平衡狀態(tài) ④總體積、總壓強(qiáng)或總物質(zhì)的量一定 不一定達(dá)平衡狀態(tài) ν正與ν逆的關(guān)系 ①單位時(shí)間內(nèi)消耗m mol A,同時(shí)生成m mol A, 達(dá)平衡狀態(tài) ②單位時(shí)間內(nèi)消耗m mol A(或n mol B),同時(shí)消耗p mol C(或q mol D),既ν正=ν逆 達(dá)平衡狀態(tài) ③∶∶∶=m∶n∶p∶q,此時(shí)ν正不一定等于ν逆 不一定達(dá)平衡狀態(tài) ④單位時(shí)間內(nèi)生成了p mol C(或q mol D)同時(shí)消耗了m mol A(或n mol B),此時(shí)均指ν正 不一定達(dá)平衡狀態(tài) 壓 強(qiáng) ①m+n≠p+q時(shí),總壓強(qiáng)一定 達(dá)平衡狀態(tài) ②m+n=p+q時(shí),總壓強(qiáng)一定 不一定達(dá)平衡狀態(tài) 混合氣體的平均相對(duì)分子質(zhì)量Mr ①當(dāng)m+n≠p+q時(shí),Mr一定 達(dá)平衡狀態(tài) ②當(dāng)m+n=p+q時(shí),Mr一定 不一定達(dá)平衡狀態(tài) 混合氣體的密度 恒溫、恒壓或恒溫、恒容時(shí),密度一定 不一定達(dá)平衡狀態(tài) [化學(xué)平衡常數(shù)] 在一定溫度下,當(dāng)一個(gè)可逆反應(yīng)達(dá)到平衡狀態(tài)時(shí),生成物的平衡濃度用化學(xué)方程式中的化學(xué)計(jì)量數(shù)作為指數(shù)的乘積與反應(yīng)物的平衡濃度用化學(xué)方程式中的化學(xué)計(jì)量數(shù)作為指數(shù)的乘積的比值是一個(gè)常數(shù),這個(gè)常數(shù)叫做化學(xué)平衡常數(shù),簡(jiǎn)稱平衡常數(shù).用符號(hào)K表示. (1)平衡常數(shù)K的表達(dá)式:對(duì)于一般的可逆反應(yīng):mA(g) + nB(g) pC(g) + qD(g) 當(dāng)在一定溫度下達(dá)到化學(xué)平衡時(shí),該反應(yīng)的平衡常數(shù)為: 注意:a.在平衡常數(shù)表達(dá)式中,反應(yīng)物A、B和生成物C、D的狀態(tài)全是氣態(tài),c(A)、c(B)、c(C)、c(D)均為平衡時(shí)的濃度.b.當(dāng)反應(yīng)混合物中有固體或純液體時(shí),他們的濃度看做是一個(gè)常數(shù),不寫入平衡常數(shù)的表達(dá)式中.例如,反應(yīng)在高溫下 Fe3O4(s) + 4H2 3Fe(s) + H2O(g) 的平衡常數(shù)表達(dá)式為: 又如,在密閉容器中進(jìn)行的可逆反應(yīng)CaCO3(s) CaO(s) + CO2↑的平衡常數(shù)表達(dá)式為:K=c(CO2) c.平衡常數(shù)K的表達(dá)式與化學(xué)方程式的書寫方式有關(guān).例如: N2 + 3H22NH3 2NH3N2 + 3H2 N2 +H2NH3 顯然,K1、K2、K3具有如下關(guān)系:, (2)平衡常數(shù)K值的特征: ①K值的大小與濃度、壓強(qiáng)和是否使用催化劑無關(guān).即對(duì)于一個(gè)給定的反應(yīng),在一定溫度下,不論起始濃度(或壓強(qiáng))和平衡濃度(或壓強(qiáng))如何,也不論是否使用催化劑,達(dá)平衡時(shí),平衡常數(shù)均相同. ②K值隨溫度的變化而變化.對(duì)于一個(gè)給定的可逆反應(yīng),溫度不變時(shí),K值不變(而不論反應(yīng)體系的濃度或壓強(qiáng)如何變化);溫度不同時(shí),K值不同.因此,在使用平衡常數(shù)K值時(shí),必須指明反應(yīng)溫度. (3)平衡表達(dá)式K值的意義: ①判斷可逆反應(yīng)進(jìn)行的方向.對(duì)于可逆反應(yīng):mA(g) + nB(g) pC(g) + qD(g),如果知道在一定溫度下的平衡常數(shù),并且知道某個(gè)時(shí)刻時(shí)反應(yīng)物和生成物的濃度,就可以判斷該反應(yīng)是否達(dá)到平衡狀態(tài),如果沒有達(dá)到平衡狀態(tài),則可判斷反應(yīng)進(jìn)行的方向. 將某一時(shí)刻時(shí)的生成物的濃度用化學(xué)方程式中相應(yīng)的化學(xué)計(jì)量數(shù)為指數(shù)的乘積,與某一時(shí)刻時(shí)的反應(yīng)物的濃度用化學(xué)方程式中相應(yīng)的化學(xué)計(jì)量數(shù)為指數(shù)的乘積之比值,叫做濃度商,用Q表示.即: 當(dāng)Q=K時(shí),體系達(dá)平衡狀態(tài);當(dāng)Q<K,為使Q等于K,則分子(生成物濃度的乘積)應(yīng)增大,分母(反應(yīng)物濃度的乘積)應(yīng)減小,因此反應(yīng)自左向右(正反應(yīng)方向)進(jìn)行,直至到達(dá)平衡狀態(tài);同理,當(dāng)Q>K時(shí),則反應(yīng)自右向左(逆反應(yīng)方向)進(jìn)行,直至到達(dá)平衡狀態(tài). ②表示可逆反應(yīng)進(jìn)行的程度. K值越大,正反應(yīng)進(jìn)行的程度越大(平衡時(shí)生成物的濃度大,反應(yīng)物的濃度小),反應(yīng)物的轉(zhuǎn)化率越高;K值越小,正反應(yīng)進(jìn)行的程度越小,逆反應(yīng)進(jìn)行的程度越大,反應(yīng)物的轉(zhuǎn)化率越低. [反應(yīng)物平衡轉(zhuǎn)化率的計(jì)算公式] 某一反應(yīng)物的平衡轉(zhuǎn)化率=% =% 說明 計(jì)算式中反應(yīng)物各個(gè)量的單位可以是molL-1”、mol,對(duì)于氣體來說還可以是L或mL,但必須注意保持分子、分母中單位的一致性. 3.影響化學(xué)平衡移動(dòng)的條件 [化學(xué)平衡的移動(dòng)] 已達(dá)平衡狀態(tài)的可逆反應(yīng),當(dāng)外界條件(濃度、溫度、壓強(qiáng))改變時(shí).由于對(duì)正、逆反應(yīng)速率的影響不同,致使ν正≠ν逆,則原有的化學(xué)平衡被破壞,各組分的質(zhì)量(或體積)分?jǐn)?shù)發(fā)生變化,直至在新條件一定的情況下ν正′=ν逆′,而建立新的平衡狀態(tài).這種可逆反應(yīng)中舊化學(xué)平衡的破壞、新化學(xué)平衡的建立,由原平衡狀態(tài)向新化學(xué)平衡狀態(tài)的轉(zhuǎn)化過程,稱為化學(xué)平衡的移動(dòng). 說明 (1)若條件的改變使ν正>ν逆,則平衡向正反應(yīng)方向移動(dòng);若條件的改變使ν正<ν逆,則平衡向逆反應(yīng)方向移動(dòng).但若條件改變時(shí),ν正仍然等于ν逆,則平衡沒有發(fā)生移動(dòng). (2)化學(xué)平衡能夠發(fā)生移動(dòng),充分說明了化學(xué)平衡是一定條件下的平衡狀態(tài),是一種動(dòng)態(tài)平衡. (3)化學(xué)平衡發(fā)生移動(dòng)而達(dá)到新的平衡狀態(tài)時(shí),新的平衡狀態(tài)與原平衡狀態(tài)主要的不同點(diǎn)是:①新的平衡狀態(tài)的ν正或ν逆與原平衡狀態(tài)的ν正或ν逆不同;②平衡混合物里各組分的質(zhì)量(或體積)分?jǐn)?shù)不同. [影響化學(xué)平衡的因素] (1)濃度對(duì)化學(xué)平衡的影響.一般規(guī)律:當(dāng)其他條件不變時(shí),對(duì)于已達(dá)平衡狀態(tài)的可逆反應(yīng),若增加反應(yīng)物濃度或減少生成物濃度,則平衡向正反應(yīng)方向移動(dòng)(即向生成物方向移動(dòng));若減少反應(yīng)物濃度或增加生成物濃度,則平衡向逆反應(yīng)方向移動(dòng)(即向反應(yīng)物方向移動(dòng)). 特殊性:對(duì)于氣體與固體或固體與固體之間的反應(yīng),由于固體的濃度可認(rèn)為是常數(shù),因此改變固體的量平衡不發(fā)生移動(dòng).如反應(yīng)C(s) + H2O(g) CO(g) + H2(g)達(dá)平衡狀態(tài)后,再加入焦炭的量,平衡不發(fā)生移動(dòng). 說明 ①濃度對(duì)化學(xué)平衡的影響,可用化學(xué)反應(yīng)速率與濃度的關(guān)系來說明.對(duì)于一個(gè)已達(dá)平衡狀態(tài)的可逆反應(yīng),ν正=ν逆.若增大反應(yīng)物的濃度,則ν正增大,而,ν逆增大得較慢,使平衡向正反應(yīng)方向移動(dòng).如果減小生成物的濃度,這時(shí)雖然,ν正并未增大,但ν逆減小了,同樣也使,ν正>ν逆,使平衡向正反應(yīng)方向移動(dòng).同理可分析出:增大生成物的濃度或減小反應(yīng)物的濃度時(shí),平衡向逆反應(yīng)方向移動(dòng). ②在生產(chǎn)上,往往采用增大容易取得的或成本較低的反應(yīng)物濃度的方法,使成本較高的原料得到充分利用.例如,在硫酸工業(yè)里,常用過量的空氣使SO2充分氧化,以生成更多的SO3. (2)壓強(qiáng)對(duì)化學(xué)平衡的影響.一般規(guī)律:對(duì)于有氣體參加且反應(yīng)前后氣體體積不相等的可逆反應(yīng),在其他條件不變的情況下,若增大壓強(qiáng)(即相當(dāng)于縮小容器的體積),則平衡向氣體總體積減小的方向移動(dòng),若減小壓強(qiáng)(即增大容器的體積),則平衡向氣體總體積增大的方向移動(dòng). 特殊性:①對(duì)于反應(yīng)前后氣體總體積相等的可逆反應(yīng)達(dá)平衡后,改變壓強(qiáng),平衡不發(fā)生移動(dòng),但氣體的濃度發(fā)生改變.例如可逆反應(yīng)H2(g) + I2(g)2HI(g)達(dá)平衡后,若加大壓強(qiáng),平衡不會(huì)發(fā)生移動(dòng),但由于容器體積減小,使平衡混合氣各組分的濃度增大,氣體的顏色加深(碘蒸氣為紫紅色).②對(duì)于非氣態(tài)反應(yīng)(即無氣體參加和生成的反應(yīng)),改變壓強(qiáng),此時(shí)固、液體的濃度未改變,平衡不發(fā)生移動(dòng)。 ③恒溫、恒容時(shí)充入不參與反應(yīng)的氣體,此時(shí)雖然容器內(nèi)的壓強(qiáng)增大了,但平衡混合氣中各組分的濃度并未改變,所以平衡不移動(dòng). 說明 ①壓強(qiáng)對(duì)平衡的影響實(shí)際上是通過改變?nèi)萜鞯娜莘e,使反應(yīng)混合物的濃度改變,造成ν正≠ν逆。而使平衡發(fā)生移動(dòng).因此,有時(shí)雖然壓強(qiáng)改變了,但ν正仍等于ν正,則平衡不會(huì)移動(dòng). ②對(duì)于有氣體參加且反應(yīng)前后氣體體積不相等的可逆反應(yīng),增大壓強(qiáng),ν正、ν逆都會(huì)增大,減小壓強(qiáng),ν正、ν逆都會(huì)減小,但由于ν正、ν逆增大或減小的倍數(shù)不相同,從而導(dǎo)致平衡發(fā)生移動(dòng).例如,可逆反應(yīng)N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)在一定溫度和壓強(qiáng)下達(dá)到平衡后,其平衡常數(shù)K為: 若將壓強(qiáng)增至原來的2倍,則各組分的濃度增至原來的2倍.此時(shí): 由于在一定溫度下,K值為常數(shù),要使上式的值仍等于K,則必須使c(NH3)增大、c(N2)和c(H2)減小,即平衡向合成NH3的方向(正反應(yīng)方向)移動(dòng). ③對(duì)于反應(yīng)前后氣體總體積相等的可逆反應(yīng),改變壓強(qiáng),ν正與ν逆的變化程度相同,ν正仍然等于ν逆。,故平衡不發(fā)生移動(dòng).例如,可逆反應(yīng)H2(g) + I2(g) 2HI(g)在一定溫度和壓強(qiáng)下達(dá)到平衡后,其平衡常數(shù)K為: 若將壓強(qiáng)增至原來的2倍,則各組分的濃度增至原來的2倍.此時(shí): 上式的值仍與K值相等,即平衡不發(fā)生移動(dòng). (3)溫度對(duì)化學(xué)平衡的影響.一般規(guī)律:當(dāng)其他條件不變時(shí),升高溫度,使平衡向吸熱方向移動(dòng);降低溫度,則使平衡向放熱反應(yīng)方向移動(dòng). 說明 ①化學(xué)反應(yīng)過程均有熱效應(yīng).對(duì)于一個(gè)可逆反應(yīng)來說,如果正反應(yīng)是放熱反應(yīng),則逆反應(yīng)必為吸熱反應(yīng). ②當(dāng)升高(降低)溫度時(shí),ν正、ν逆會(huì)同時(shí)增大(減小),但二者增大(減小)的倍數(shù)不相同,從而導(dǎo)致化學(xué)平衡發(fā)生移動(dòng).(化學(xué)平衡移動(dòng)原理(勒夏特列原理)) (1)原理內(nèi)容:如果改變影響平衡的一個(gè)條件(如溫度、壓強(qiáng)或溫度等),平衡就向能夠減弱這種改變的方向移動(dòng). (2)勒夏特列原理適用的范圍:已達(dá)平衡的體系(如溶解平衡、化學(xué)平衡、電離平衡、水解平衡等).勒夏特列原理不適用于未達(dá)平衡的體系,如對(duì)于一個(gè)剛從反應(yīng)物開始進(jìn)行的氣相可逆反應(yīng)來說,增大壓強(qiáng),反應(yīng)總是朝著正反應(yīng)方向進(jìn)行的,由于未達(dá)平衡,也就無所謂平衡移動(dòng),因而不服從勒夏特列原理. (3)勒夏特列原理適用的條件:只限于改變影響平衡的一個(gè)條件.當(dāng)有兩個(gè)或兩個(gè)以上的條件同時(shí)改變時(shí),如果這些條件對(duì)平衡移動(dòng)的方向是一致的,則可增強(qiáng)平衡移動(dòng).但如果這些條件對(duì)平衡移動(dòng)的方向影響不一致,則需分析哪一個(gè)條件變化是影響平衡移動(dòng)的決定因素. (4)勒夏特列原理中“減弱這種改變”的解釋:外界條件改變使平衡發(fā)生移動(dòng)的結(jié)果,是減弱對(duì)這種條件的改變,而不是抵消這種改變.也就是說:外界因素對(duì)平衡體系的影響占主要方面. [催化劑與化學(xué)平衡的關(guān)系] 使用催化劑能同等程度地增大ν正、ν逆,因此,在一個(gè)可逆反應(yīng)中使用催化劑時(shí),能縮短反應(yīng)達(dá)到平衡時(shí)所需的時(shí)間.但由于ν正仍等于ν逆,所以,使用催化劑對(duì)化學(xué)平衡的移動(dòng)沒有影響,不能改變平衡混合物中各組分的百分比組成. [反應(yīng)物用量對(duì)平衡轉(zhuǎn)化率的影響] (1)若反應(yīng)物只有一種,如aA(g) bB(g) + cC(g),則增加A的量,平衡向正反應(yīng)方向移動(dòng),但A的平衡轉(zhuǎn)化率究竟如何變化,要具體分析反應(yīng)前后氣體體積的相對(duì)大?。纾孩偃鬭=b+c,則A的轉(zhuǎn)化率不變;②若a>b+c,則A的轉(zhuǎn)化率增大;③若a<b+c,則A的轉(zhuǎn)化率減?。? (2)若反應(yīng)物不只一種,如aA(g) + bB(g) cC(g) + dD(g).則: ①若只增加反應(yīng)物A的量,平衡向正反應(yīng)方向移動(dòng),則反應(yīng)物B的轉(zhuǎn)化率增大,但由于外界因素占主要方面,故A的轉(zhuǎn)化率減?。? ②若按原比例同倍數(shù)地增加反應(yīng)物A與B的量,A、B的轉(zhuǎn)化率的變化有以下三種情況: a.當(dāng)a+b=c+d時(shí),A、B的轉(zhuǎn)化率都不變; b.當(dāng)a+b>c+d時(shí),A、B的轉(zhuǎn)化率都減?。? c.當(dāng)a+b<c+d時(shí),A、B的轉(zhuǎn)化率都增大. [化學(xué)反應(yīng)速率與化學(xué)平衡的區(qū)別與聯(lián)系] 化學(xué)反應(yīng)速率 化學(xué)平衡 區(qū)別 概念 略 略 研究對(duì)象 所有化學(xué)反應(yīng) 只研究可逆反應(yīng) 催化劑的影響 使用催化劑能加快化學(xué)反應(yīng)速率 催化劑不能使化學(xué)平衡發(fā)生移動(dòng) 相互聯(lián)系 ①在一定條件下,當(dāng)ν正=ν逆時(shí),即說明該可逆反應(yīng)達(dá)平衡狀態(tài) ②在可逆反應(yīng)中,反應(yīng)速率大,達(dá)到平衡所需的時(shí)間短;反應(yīng)速率小,達(dá)到平衡所需的時(shí)間長(zhǎng) ③改變條件,若ν正增大,平衡不一定向正反應(yīng)方向移動(dòng);同樣,ν逆增大,平衡也不一定向逆反應(yīng)方向移動(dòng).改變條件后,平衡究竟向哪一個(gè)方向移動(dòng),只有比較出ν正與ν逆哪個(gè)更大后,才能確定平衡移動(dòng)的方向 [化學(xué)反應(yīng)速率和化學(xué)平衡計(jì)算的基本關(guān)系式] 對(duì)于可逆反應(yīng): mA(g) + nB(g) pC(g) + qD(g) (1)用各物質(zhì)表示的反應(yīng)速率之比等于化學(xué)方程式中相應(yīng)物質(zhì)化學(xué)式前的化學(xué)計(jì)量數(shù)之比.即:∶∶∶=m∶n∶p∶q (2)各物質(zhì)的變化量之比=化學(xué)方程式中相應(yīng)的化學(xué)計(jì)量數(shù)之比 (3)反應(yīng)物的平衡量=起始量-消耗量 生成物的平衡量=起始量+增加量 表示為: mA(g) + nB(g) pC(g) + qD(g) 起始量/mol a b c d 變化量/mol 平衡量/mol a b (4)達(dá)平衡時(shí),反應(yīng)物A(或B)的平衡轉(zhuǎn)化率α(%): α(A)(或B)=100% α(A)(或B)=100% α(A)(或B)=100% (5)在一定溫度下,反應(yīng)的平衡常數(shù) (6)阿伏加德羅定律及其三個(gè)重要推論: ①恒溫、恒容時(shí):,Bp任何時(shí)刻時(shí)反應(yīng)混合氣體的總壓強(qiáng)與其總物質(zhì)的量成正比; ②恒溫、恒壓時(shí):,即任何時(shí)刻時(shí)反應(yīng)混合氣體的總體積與其總的物質(zhì)的量成正比; ③恒溫、恒容時(shí):,即任何時(shí)刻時(shí)反應(yīng)混合氣體的密度與其反應(yīng)混合氣體的平均相對(duì)分子質(zhì)量成正比. (7)混合氣體的密度: (8)混合氣體的平均相對(duì)分子質(zhì)量Mr的計(jì)算: ①M(fèi)r=M(A)a% + M(B)b% + … 其中M(A)、M(B)…分別是氣體A、B…的相對(duì)分子質(zhì)量;a%、b%…分別是氣體A、B…的體積(或摩爾)分?jǐn)?shù). ② 4.合成氨條件的選擇 [合成氨條件的選擇] (1)合成氨反應(yīng)的特點(diǎn):反應(yīng)物、生成物均為氣體且正反應(yīng)是氣體體積減小、放熱的可逆反應(yīng). N2(g) + H2(g) 2NH3(g) (2)選擇適宜條件的目的:盡可能增大合成氨的反應(yīng)速率,縮短到達(dá)平衡的時(shí)間,提高氨的產(chǎn)率. (3)選擇適宜條件的依據(jù):外界條件對(duì)化學(xué)反應(yīng)速率和化學(xué)平衡影響的規(guī)律. (4)選擇適宜條件的原則: ①既要注意外界條件對(duì)二者(合成氨的反應(yīng)速率和氨的產(chǎn)率)影響的一致性,又要注意對(duì)二者影響的矛盾性; ②既要注意溫度、催化劑對(duì)反應(yīng)速率影響的一致性,又要注意催化劑的活性對(duì)溫度的限制; ③既要注意理論上生產(chǎn)的要求,又要注意實(shí)際操作的可能性. (5)合成氨的適宜條件: ①溫度為500℃左右; ②壓強(qiáng)為20Mpa~50MPa; ③使用以鐵為主體的多成分催化劑(稱為鐵觸媒). 說明 ①選擇合成氨溫度為500℃的原因:a.溫度高時(shí),雖然能增大合成NH3的反應(yīng)速率,但溫度越高越會(huì)使平衡向逆反應(yīng)方向移動(dòng),越不利于NH3的合成;溫度低時(shí),雖有利于平衡向合成NH3的方向移動(dòng),但反應(yīng)速率太小,達(dá)到平衡所需的時(shí)間太長(zhǎng).b.鐵觸媒在500℃左右時(shí)活性最大. ②選擇合成氨壓強(qiáng)為20 MPa~50 MPa的原因:壓強(qiáng)增大時(shí),既能提高合成氨的反應(yīng)速率,又能使平衡向合成氨的方向移動(dòng),但壓強(qiáng)大時(shí),對(duì)設(shè)備的要求和技術(shù)操作的要求就高,消耗的動(dòng)力也大. (6)在合成氨生產(chǎn)中同時(shí)采取的措施: ①將生成的氨及時(shí)從平衡混合氣體中分離出去,未反應(yīng)的N2、H2重新送回合成塔中進(jìn)行循環(huán)操作,使平衡向合成氨的方向移動(dòng),以提高N2和H2的轉(zhuǎn)化率. ②不斷向循環(huán)氣體中補(bǔ)充N2、H2,以提高反應(yīng)物的濃度. ③加入過量的N2,使成本較高的H2得以充分利用. [化學(xué)反應(yīng)速率和化學(xué)平衡圖像題的解答關(guān)鍵] (1)弄清曲線的起點(diǎn)是否是從“0”點(diǎn)開始;弄清轉(zhuǎn)折點(diǎn)和終點(diǎn)的位置.先出現(xiàn)轉(zhuǎn)折點(diǎn)的曲線表示反應(yīng)速率大、先達(dá)到平衡,該曲線對(duì)應(yīng)的溫度高或壓強(qiáng)大;后出現(xiàn)轉(zhuǎn)折點(diǎn)的曲線則表示反應(yīng)速率小、后達(dá)到平衡,該曲線所對(duì)應(yīng)的溫度低或壓強(qiáng)小; (2)弄清曲線的變化是呈上升趨勢(shì)還是下降趨勢(shì); (3)弄清橫坐標(biāo)、縱坐標(biāo)所代表的意義. 高中化學(xué)知識(shí)點(diǎn)規(guī)律大全(三) ——電離平衡 [電解質(zhì)與非電解質(zhì)] (1)電解質(zhì):在水溶液里或者熔融狀態(tài)下能夠?qū)щ姷幕衔锝须娊赓|(zhì).電解質(zhì)不一定能導(dǎo)電,而只有在溶于水或熔融狀態(tài)時(shí)電離出自由移動(dòng)的離子后才能導(dǎo)電(因此,電解質(zhì)導(dǎo)電的原因是存在自由移動(dòng)的離子).能導(dǎo)電的不一定是電解質(zhì),如金屬、石墨等單質(zhì). (2)非電解質(zhì):在水溶液里和熔融狀態(tài)下都不能導(dǎo)電的化合物.因?yàn)榉请娊赓|(zhì)歸屬于化合物,故如C12等不導(dǎo)電的單質(zhì)不屬于非電解質(zhì). (3)電解質(zhì)與非電解質(zhì)的比較. 電解質(zhì) 非電解質(zhì) 區(qū) 別 能否導(dǎo)電 溶于水后或熔融狀態(tài)時(shí)能導(dǎo)電 不能導(dǎo)電 能否電離 溶于水或受熱熔化時(shí)能電離產(chǎn)生自由移動(dòng)的離子 不能電離,因此沒有自由移動(dòng)的離子存在 所屬物質(zhì) 酸、堿、鹽等 蔗糖、酒精等大部分有機(jī)物,氣體化合物如NH3、SO2等 聯(lián)系 都屬于化合物 說明:某些氣體化合物的水溶液雖然能導(dǎo)電,但其原因并非該物質(zhì)本身電離生成了自由移動(dòng)的離子,因此這些氣體化合物屬于非電解質(zhì).例如;氨氣能溶于水,但NH3是非電解質(zhì).氨水能導(dǎo)電是因?yàn)镹H3與H2O反應(yīng)生成了能電離出NH4+和OH-的NH3H2O的緣故,所以NH3H2O才是電解質(zhì). [強(qiáng)電解質(zhì)與弱電解質(zhì)] (1)強(qiáng)電解質(zhì):溶于水后全部電離成離子的電解質(zhì). (2)弱電解質(zhì):溶于水后只有一部分分子能電離成離子的電解質(zhì). (3)強(qiáng)電解質(zhì)與弱電解質(zhì)的比較. 強(qiáng)電解質(zhì) 弱電解質(zhì) 代表物質(zhì) ①強(qiáng)酸:如H2SO4、HNO3、HCl等②強(qiáng)堿:如KOH、NaOH、Ba(OH)2等③鹽:絕大多數(shù)可溶、難溶性鹽,如NaCl、CaCO3等 ①H2O②弱酸:如CH3COOH、HF、HClO、H2CO3等③弱堿:NH3H2O、A1(OH)3、Fe(OH)3等 電離情況 完全電離,不存在電離平衡(電離不可逆).電離方程式用“=”表示. 如:HNO3=H++ NO3- 不完全電離(部分電離),存在電離平衡.電離方程式用“”表示. 如:CH3COOHCH3COO-+ H十 水溶液中存在的微粒 水合離子(離子)和H2O分子 大部分以電解質(zhì)分子的形式存在,只有少量電離出來的離子 離子方程式的書寫情況 拆開為離子(特殊:難溶性鹽仍以化學(xué)式表示) 全部用化學(xué)式表示 注意: (1)在含有陰、陽離子的固態(tài)強(qiáng)電解質(zhì)中,雖然有陰、陽離子存在,但這些離子不能自由移動(dòng),因此不導(dǎo)電.如氯化鈉固體不導(dǎo)電. (2)電解質(zhì)溶液導(dǎo)電能力的強(qiáng)弱取決于溶液中自由移動(dòng)離子濃度的大小(注意:不是取決于自由移動(dòng)離子數(shù)目的多少).溶液中離子濃度大,溶液的導(dǎo)電性就強(qiáng);反之,溶液的導(dǎo)電性就弱.因此,強(qiáng)電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力不一定比弱電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力強(qiáng).但在相同條件(相同濃度、相同溫度)下,強(qiáng)電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力比弱電解質(zhì)的導(dǎo)電能力強(qiáng). 1.電離平衡 [強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)] 強(qiáng)電解質(zhì) 弱電解質(zhì) 概 念 在水溶液里全部電離為離子的電解質(zhì) 在水溶液里僅部分電離為離子的電解質(zhì) 化合物類型 含有離子鍵的離子化合物和某些具有極性鍵的共價(jià)化合物 某些具有極性鍵的共價(jià)化合物 所含物質(zhì) 強(qiáng)酸、強(qiáng)堿、鹽等 水、弱酸、弱堿 電離情況 完全電離,不存在電離平衡(電離不可逆) 不完全電離(部分電離),存在電離平衡 聯(lián) 系 都屬于電解質(zhì) 說明 離子化合物在熔融或溶于水時(shí)離子鍵被破壞,電離產(chǎn)生了自由移動(dòng)的離子而導(dǎo)電;共價(jià)化合物只有在溶于水時(shí)才能導(dǎo)電.因此,可通過使一個(gè)化合物處于熔融狀態(tài)時(shí)能否導(dǎo)電的實(shí)驗(yàn)來判定該化合物是共價(jià)化合物還是離子化合物. [弱電解質(zhì)的電離平衡] (1)電離平衡的概念:在一定條件(如溫度、壓強(qiáng))下,當(dāng)電解質(zhì)分子電離成離子的速率與離子重新結(jié)合成分子的速率相等時(shí),電離過程就達(dá)到了平衡狀態(tài),這叫做電離平衡. (2)弱電解質(zhì)的電離平衡的特點(diǎn): 電離平衡遵循勒夏特列原理,可根據(jù)此原理分析電離平衡的移動(dòng)情況. ①電離平衡是動(dòng)態(tài)平衡.電離方程式中用可逆符號(hào)“”表示.例如: CH3COOHCH3COO- + H+ NH3H2ONH4+ + OH- ②將弱電解質(zhì)溶液加水稀釋時(shí),電離平衡向弱電解質(zhì)電離的方向移動(dòng).此時(shí),溶液中的離子數(shù)目增多,但電解質(zhì)的分子數(shù)減少,離子濃度減小,溶液的導(dǎo)電性降低. ③由于電離過程是吸熱過程,因此,升高溫度,可使電離平衡向弱電解質(zhì)電離的方向移動(dòng).此時(shí),溶液中離子的數(shù)目增多,離子濃度增大,溶液的導(dǎo)電性增強(qiáng). ④在弱電解質(zhì)溶液中,加入與弱電解質(zhì)電離出相同的離子的強(qiáng)電解質(zhì)時(shí),使弱電解質(zhì)的電離平衡向逆反應(yīng)方向移動(dòng).例如,在0.1molL-1”滴有氨水的溶液(顯淺紅色)中,存在電離平衡NH3H2ONH4+ + OH-.當(dāng)向其中加入少量下列物質(zhì)時(shí): a.NH4Cl固體由于增大了c(NH4+),使NH3H2O的電離平衡逆向移動(dòng),c(OH-)減小,溶液紅色變淺. b.NaOH固體.NaOH溶于水時(shí)電離產(chǎn)生的OH-抑制了NH3H2O的電離,從而使平衡逆向移動(dòng). [電離平衡常數(shù)] 在一定溫度下,當(dāng)弱電解質(zhì)的電離達(dá)到平衡狀態(tài)時(shí),溶液中電離產(chǎn)生的各種離子濃度的乘積與溶液中未電離的弱電解質(zhì)分子濃度的比值是一個(gè)常數(shù),這個(gè)常數(shù)叫做電離平衡常數(shù),簡(jiǎn)稱電離常數(shù).弱酸的電離常數(shù)用Ka表示,弱堿的電離常數(shù)用Kb表示. (1)電離平衡常數(shù)的表達(dá)式. ①一元弱酸、一元弱堿的電離常數(shù)表達(dá)式: 例如,一定溫度下CH3COOH的電離常數(shù)為: CH3COOHCH3COO- + H+ 一定溫度下NH3H2O的電離常數(shù)為: NH3H2ONH4+ + OH- ②多元弱酸的電離特點(diǎn)及電離常數(shù)表達(dá)式: a.分步電離.是幾元酸就分幾步電離.每步電離只能產(chǎn)生一個(gè)H+,每一步電離都有其相應(yīng)的電離常數(shù). b.電離程度逐漸減小,且K1》K2》K3,故多元弱酸溶液中平衡時(shí)的H+主要來源于第一步.所以,在比較多元弱酸的酸性強(qiáng)弱時(shí),只需比較其K1即可.例如25℃時(shí),H3PO4的電離; H3PO4 H2PO4- + H+ H2PO4- HPO42- + H+ HPO42- PO43- + H+ 注意 a.電離常數(shù)表達(dá)式中各組分的濃度均為平衡濃度. b.多元弱酸溶液中的c(H+)是各步電離產(chǎn)生的c(H+)的總和,在每步的電離常數(shù)表達(dá)式中的c(H+)是指溶液中H+的總濃度而不是該步電離產(chǎn)生的c(H+). (2)電離常數(shù)的特征.同一弱電解質(zhì)的稀溶液的電離常數(shù)的大小與溶液的濃度無關(guān),只隨溫度的變化而變化.溫度不變,K值不變;溫度不同,K值也不同.但由于電離常數(shù)隨溫度的變化不大,在室溫時(shí),可不考慮溫度對(duì)電離常數(shù)的影響. (3)電離常數(shù)的意義: ①表明弱電解質(zhì)電離的難易程度.K值越大,離子濃度越大,該電解質(zhì)越易電離;反之,電解質(zhì)越難電離. ②比較弱酸或弱堿相對(duì)強(qiáng)弱.例如在25℃時(shí),HNO2的K=4.610-4,CH3COOH的K=1.810-5,因此HNO2的酸性比CH3COOH的酸性強(qiáng). 6.水的電離和溶液的pH [水的電離] (1)水的電離方程式. 水是一種極弱的電解質(zhì),它能像酸一樣電離出極少量的H+,又能像堿一樣電離出少量的OH-(這叫做水的自偶電離).水的電離方程式可表示為: H2O + H2O H3O+ + OH- 簡(jiǎn)寫為:H2O H+ + OH- (2)水的離子積KW. 一定溫度下,水的電離常數(shù)為: 即c(H+)c(OH-)=Kc(H2O) 設(shè)水的密度為1 gcm3,則1 L H2O=1 000 mL H2O=1 000 gH20=55.6 mol,即H2O的起始濃度為55.6 molL-1.由于水是極弱的電解質(zhì),它電離時(shí)消耗的水與電離前相比,可忽略不計(jì).例如,25℃時(shí),1 LH2O中已電離的H2O為10-7mol,所以c(H2O)≈55.6 molL-1,即Kc(H2O)為一常數(shù),這個(gè)新的常數(shù)叫做水的離子積常數(shù),簡(jiǎn)稱水的離子積,表示為: c(H+)c(OH-)=KW 說明 ①、一定溫度下,由于KW為一常數(shù),故通常不寫單位,如25℃時(shí)KW=110-14. ② KW只與溫度有關(guān),與溶液的酸堿性無關(guān).溫度不變,KW不變;溫度變化,KW也發(fā)生變化. ③、由于水的電離過程是吸熱過程,因此溫度升高時(shí),純水中的c(H+)、c(OH-)同時(shí)增大,KW也隨著增大.例如: 25℃時(shí),c(H’)=(OH-)=110-7 molL-1 ,KW=110-14 100℃時(shí),c(H’)=(OH-)=110-6 molL-1 ,KW=110-12 但由于c(H+)與c(OH-)始終保持相等,故仍顯中性. ④、在任何以水為溶劑的溶液中都存在H+和OH-,它們既相互依存,又相互制約.當(dāng)溶液中的c(H+)增大時(shí),c(OH-)將減??;反之,當(dāng)溶液中的c(OH-)增大時(shí),c(H+)則必然減?。珶o論在中性、酸性還是堿性溶液中,在一定溫度下,c(H+)與c(OH-)的乘積(即KW)仍是不變的,也就是說,KW不僅適用于純水,也適用于任何酸、堿、鹽的稀溶液.只要溫度相同,不論是在純水中,還是在酸、堿、鹽的水溶液中,KW都是相同的. ⑤、一定溫度下,不論是純水中,還是在酸、堿、鹽的水溶液中,由H2O電離產(chǎn)生的c(H+)與c(OH-)總是相等的.如25℃時(shí),0.1 molL-1的鹽酸中,c水(H+)=c(OH-)==110-13 molL-1. ⑥、水的電離平衡遵循勒夏特列原理.例如,向純水中加入酸或堿,均使水的電離平衡逆向移動(dòng)(即酸或堿抑制水的電離);向水中投入活潑金屬如鈉等,由于金屬與水電離產(chǎn)生的H+直接作用而促進(jìn)水的電離. [溶液的酸堿性的實(shí)質(zhì)] 任何水溶液中都存在水的電離,因此都含有H+和OH-.一種溶液是顯酸性、中性還是堿性,是由該溶液中的c(H+)與c(OH-)的相對(duì)大小來決定的. 酸性溶液:c(H+)>c(OH-) 中性溶液:c(H+)=c(OH-) 堿性溶液:c(H+)<c(OH-) 例如:25℃時(shí),因?yàn)镵W=110-14,所以:中性溶液:c(H+)=c(OH-)=110-7 molL-1 酸性溶液:c(H+)>110-7 molL-1,c(OH-)<110-7 molL-1 堿性溶液:c(H+)<110-7 molL-1,c(OH-) >110-7 molL-1 100℃時(shí),因?yàn)镵W=110-12,所以: 中性溶液:c(H+)=c(OH-)=110-6 molL-1 酸性溶液:c(H+)>110-6 molL-1,c(OH-)<110-6 molL-1 堿性溶液:c(H+)<110-6 molL-1,c(- 1.請(qǐng)仔細(xì)閱讀文檔,確保文檔完整性,對(duì)于不預(yù)覽、不比對(duì)內(nèi)容而直接下載帶來的問題本站不予受理。
- 2.下載的文檔,不會(huì)出現(xiàn)我們的網(wǎng)址水印。
- 3、該文檔所得收入(下載+內(nèi)容+預(yù)覽)歸上傳者、原創(chuàng)作者;如果您是本文檔原作者,請(qǐng)點(diǎn)此認(rèn)領(lǐng)!既往收益都?xì)w您。
下載文檔到電腦,查找使用更方便
9.9 積分
下載 |
- 配套講稿:
如PPT文件的首頁顯示word圖標(biāo),表示該P(yáng)PT已包含配套word講稿。雙擊word圖標(biāo)可打開word文檔。
- 特殊限制:
部分文檔作品中含有的國(guó)旗、國(guó)徽等圖片,僅作為作品整體效果示例展示,禁止商用。設(shè)計(jì)者僅對(duì)作品中獨(dú)創(chuàng)性部分享有著作權(quán)。
- 關(guān) 鍵 詞:
- 化學(xué)反應(yīng)原理 化學(xué) 選修 化學(xué)反應(yīng) 原理 知識(shí)點(diǎn) 規(guī)律 大全
鏈接地址:http://kudomayuko.com/p-6711584.html