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化學(xué)反應(yīng)原理復(fù)習(xí)
導(dǎo)語：化學(xué)反應(yīng)原理復(fù)習(xí)。化學(xué)反應(yīng)原理復(fù)習(xí)。自然科學(xué)和社會科學(xué)中具有普遍意義的基本規(guī)律。是在大量觀察、實踐的基礎(chǔ)上，經(jīng)過歸納、概括而得出的。既能指導(dǎo)實踐，又必須經(jīng)受實踐的檢驗。
化學(xué)反應(yīng)原理復(fù)習(xí) 1
【主題一】各類方程式的規(guī)范書寫及有關(guān)反應(yīng)規(guī)律。
目的是熟練掌握各類反應(yīng)原理及反應(yīng)規(guī)律，強化鞏固化學(xué)用語。
1.熱化學(xué)方程式的規(guī)范書寫與蓋斯定律。
熱化學(xué)方程式的書寫除了遵循書寫普通化學(xué)方程式的原則外，還應(yīng)注意：物質(zhì)的聚集狀態(tài)(同素異形體還要注明物質(zhì)的名稱)、ΔH的正負號與單位、化學(xué)計量數(shù)(可整數(shù)也可分數(shù))與ΔH的對應(yīng)關(guān)系、當反應(yīng)逆向進行時的ΔH與正反應(yīng)的ΔH數(shù)值相等符號相反。蓋斯定律可用于計算熱化學(xué)方程式中的焓變，一般用加減法處理。例略。
2.電極方程式的規(guī)范書寫與電池反應(yīng)規(guī)律。
電極方程式與電池總反應(yīng)式的書寫除了遵循書寫氧化還原反應(yīng)方程式的原
則外，還應(yīng)注意：原電池的正、負極分別發(fā)生還原、氧化反應(yīng)并注明電子得失;兩電極反應(yīng)(半反應(yīng))相加，消去電子后得總反應(yīng)式;識別好電解質(zhì)溶液或熔融電解質(zhì)或固體電解質(zhì)中的微粒是否參與電極反應(yīng)。(以下例略)
�、賰H有一電極材料參與反應(yīng)的。一般是參與反應(yīng)的金屬電極作負極，另一電極為正極，正極反應(yīng)規(guī)律一般為析氫、吸氧、析金屬等。
②兩電極材料均參與反應(yīng)的。如鉛蓄電池等各種二次電池。兩電極材料通常由金屬和金屬化合物構(gòu)成，一般規(guī)律是參與反應(yīng)的金屬電極作負極，另一電極為正極，其反應(yīng)視題設(shè)信息確定。
�、蹆呻姌O材料均不參與反應(yīng)的，電極僅作導(dǎo)電載體。如各種燃料電池�？扇嘉锸щ娮訛樨摌O，氧化劑如氧氣等得電子為正極。在書寫電極反應(yīng)式時，應(yīng)考慮各種不同電解質(zhì)對電極反應(yīng)的影響。
3.電解方程式的規(guī)范書寫與電解反應(yīng)規(guī)律。
電解方程式的規(guī)范書寫除了遵循書寫氧化還原反應(yīng)方程式的原則外，還應(yīng)注意：電解池的陰、陽極分別發(fā)生還原、氧化反應(yīng)并注明電子得失;陽極是非惰性電極時，陽極金屬參與反應(yīng)，不是溶液中的陰離子放電;H2O在電解池的電極方程式中可拆成H+與OH-，但在總的電解方程式中必須寫成H2O的形式，這與書寫離子方程式的要求一樣;電解方程式要注明“通電”的反應(yīng)條件。
用惰性電極的電解反應(yīng)規(guī)律：(例解略)
�、匐娊馑喝珉娊夂跛帷妷A、活潑金屬的含氧酸鹽等溶液。
�、陔娊怆娊赓|(zhì)：如電解無氧酸 (氫氟酸除外)、不活潑金屬無氧酸鹽等溶液。
③放氧生酸型：如電解不活潑金屬含氧酸鹽等溶液。
�、芊艢渖鷫A型：如電解活潑金屬無氧酸鹽溶液等溶液。
4.水解方程式的規(guī)范書寫與水解反應(yīng)規(guī)律。
水解方程式的規(guī)范書寫除了遵循書寫化學(xué)方程式、離子方程式的原則外，還應(yīng)注意：單水解微弱，其水解方程式中一般不寫“==”、不標“↓、↑”，通常用“ ”表示;多元弱酸鹽的水解是分步進行的，以第一步水解為主;多元弱堿鹽也是分步水解，但可以一步完成;陰、陽離子都發(fā)生水解時，相互促進，水解趨于完全，書寫沉淀與氣體的生成物時可用“↓、↑”，中間可用“==”相連。
水解反應(yīng)規(guī)律：
�、僬l弱誰水解，都弱雙水解，誰強顯誰性，同強顯中性。越弱越水解，越熱越水解，越稀越水解。(例略)
②相互促進水解(雙水解)：如Al3+、Fe3+等與CO32-、HCO3-、SiO32-、[Al(OH)4]-等;Al3+與S2-、HS-;NH4+與SiO32-、[Al(OH)4]-等。但不能絕對化，如：Cu2+與S2-、HS-等發(fā)生沉淀(CuS)反應(yīng);Fe3+與 S2-、HS-等發(fā)生氧化還原反應(yīng);NH4+與CO32-、HCO3-、CH3COO-等相互促進程度較小，可以大量共存。
5.離子方程式的規(guī)范書寫與離子反應(yīng)規(guī)律。
規(guī)范書寫離子方程式的基本原則：只有易溶于水和易電離的物質(zhì)才寫成離子形式。難溶物、難電離物、氧化物、氣體、單質(zhì)等仍用化學(xué)式表示。要符合電荷守恒。其余要求與規(guī)范書寫化學(xué)方程式的要求相同。
離子反應(yīng)規(guī)律：(例解略)
�、購�(fù)分解反應(yīng)，如生成難溶物或微溶物、生成氣體、生成弱電解質(zhì)等反應(yīng)。
②氧化還原反應(yīng)，如溶液中的置換反應(yīng)、強氧化性的微粒與強還原性的微粒間反應(yīng)、某些歧化反應(yīng)或歸中反應(yīng)等。
�、垭p水解反應(yīng)(見上述第4點)。
�、芙j(luò)合反應(yīng)，如Fe3+與SCN-反應(yīng)等。
�、莩恋磙D(zhuǎn)化反應(yīng)，如FeS與Cu2+反應(yīng)等。
【主題二】各種概念性的判據(jù)匯集。
目的是熟練掌握各種概念性的判據(jù)，強化相關(guān)概念的正確判斷。
1.吸熱反應(yīng)與放熱反應(yīng)的判據(jù)。
①微觀判據(jù)：斷鍵吸收總能量>成鍵放出總能量，則吸熱，反之放熱。
�、诤暧^判據(jù)：反應(yīng)物總能量>生成物總能量，則放熱，反之吸熱。
③能量圖判據(jù)：圖中能量表現(xiàn)出“上坡”的為吸熱;圖中能量表現(xiàn)出“下坡”的為放熱。
④經(jīng)驗判據(jù)：常見放熱反應(yīng)：酸堿中和反應(yīng)、燃燒反應(yīng)、物質(zhì)的緩慢氧化、活潑金屬跟水或酸的反應(yīng)、鋁熱反應(yīng);一般的化合反應(yīng)是放熱反應(yīng)：如合成氨、SO2與O2等(C與CO2反應(yīng)等除外)。常見吸熱反應(yīng)：鹽的水解、銨鹽與堿的反應(yīng)、一般的分解反應(yīng)、C、CO、H2為還原劑的反應(yīng)等。弱電解質(zhì)的電離也是吸熱。
2.原電池與電解池的判據(jù)。
有外加直流電源的裝置是電解池，無外加電源的裝置是原電池。多池組合且無外加電源時，一般是含有最活潑金屬的池為原電池，其余的都是電解池。若多池組合中，最活潑的電極相同時，兩極間活潑性差別較大的是原電池，其余的是電解池。電解池中，陽極金屬、鍍層金屬、電解液的金屬離子為同一元素時為電鍍池;陽極為粗銅、陰極為精銅，電解液含銅離子的為精煉池。
3.正負極與陰陽極的判據(jù)。
�、僭姵卣摌O的判據(jù)(認真判斷一極，另一極相反)：電極材料相對較活潑金屬是負極;電極反應(yīng)中元素化合價上升、失電子、發(fā)生氧化反應(yīng)的為負極;電子流出或電流流入的一極是負極;陰離子流向的一極為負極;反之，為正極。溶解的一極為負極，質(zhì)量增加或放出氣體的一極為正極。例外：Mg、Al與NaOH溶液構(gòu)成原電池，Al為負極。Cu、Al(或Fe)與濃硝酸構(gòu)成原電池，Cu為負極。
②電解池陰陽極的判據(jù)(認真判斷一極，另一極相反)：與電源正極(電流流入的)相連的是陽極;發(fā)生氧化反應(yīng)(電子流出的)的是陽極;陰離子流向的一極為陽極;陰離子放電、金屬失重、有水參加的電解液pH減小的一極為陽極;反之，為陰極。
4.化學(xué)平衡的判據(jù)。
①速率判據(jù)：對同一物質(zhì)而言，v(正)=v(逆)，反應(yīng)達平衡;對不同物質(zhì)而言，某兩種物質(zhì)的速率比(其速率必須是異向的，能體現(xiàn)一正一逆)與平衡方程式的化學(xué)計量數(shù)比相等，反應(yīng)達平衡。
②濃度判據(jù)：反應(yīng)體系中各組分的濃度保持不變，反應(yīng)一定達到平衡�？梢允歉鹘M分的質(zhì)量、質(zhì)量分數(shù)、物質(zhì)的量、物質(zhì)的量分數(shù)、分子數(shù)、氣體體積、氣體的體積分數(shù)、轉(zhuǎn)化率、產(chǎn)率保持不變，則反應(yīng)達平衡。
�、鄹鞣N物理量的總量判據(jù)：混合氣體的總物質(zhì)的量n(總)、總分子數(shù)N(總)、總體積V(總)、總壓強P(總)等保持一定或不變，反應(yīng)不一定達平衡。若反應(yīng)為aA(g)+bB(g) cC(g)+dD(g)，且a+b≠c+d，則反應(yīng)一定達平衡。若反應(yīng)為aA(g)+bB(g)cC(g)+dD(g)，且a+b=c+d，則反應(yīng)不一定達平衡。
�、芑旌蠚怏w的平均摩爾質(zhì)量或平均相對分子質(zhì)量的判據(jù)：混合氣體的平均摩爾質(zhì)量或平均相對分子質(zhì)量(M=m/n)保持一定或不變，反應(yīng)不一定達平衡。若反應(yīng)為aA(g)+bB(g)cC(g)+dD(g)，且a+b≠c+d，M一定，則反應(yīng)一定達平衡。若反應(yīng)為aA(g)+bB(g) cC(g)+dD(g)，且a+b=c+d，M一定，則反應(yīng)不一定達平衡。若反應(yīng)物與生成物有固體參與反應(yīng)的，要視具體平衡反應(yīng)分析。
⑤混合氣體密度的判據(jù)：混合氣體的密度(ρ=m/V)保持一定或不變，反應(yīng)不一定達平衡。若反應(yīng)為aA(g)+bB(g)cC(g)+dD(g)，在體積固定的密閉容器中，混合氣體的密度保持不變，則反應(yīng)不一定達平衡。若反應(yīng)為aA(g)+bB(g) cC(g)+dD(g)，在壓強固定的密閉容器中，混合氣體的密度保持不變，則反應(yīng)不一定達平衡。若反應(yīng)物與生成物有固體參與反應(yīng)的，要視具體平衡反應(yīng)分析。
⑥顏色判據(jù)：有顏色物質(zhì)參與反應(yīng)的平衡，若顏色不變，反應(yīng)一定達平衡。
⑦絕熱體系的溫度判據(jù)：絕熱條件下，體系內(nèi)部的溫度不隨時間的改變而改變時，則反應(yīng)已達平衡。
⑧濃度商與平衡常數(shù)判據(jù)：在一定溫度下，任意可逆反應(yīng)在某一時刻的濃度商Q與該反應(yīng)的化學(xué)平衡常數(shù)K進行比較，若Q=K，則反應(yīng)達平衡;若Q≠K，則反應(yīng)未達平衡。若QK，則反應(yīng)逆向進行。
5.強弱電解質(zhì)的判據(jù)。
①微觀判據(jù)：部分電離、溶質(zhì)分子與離子間存在電離平衡的是弱電解質(zhì);否則，是強電解質(zhì)。
�、诤暧^判據(jù)：強酸、強堿、絕大多數(shù)鹽屬于強電解質(zhì);弱酸、弱堿、水屬于弱電解質(zhì)。
�、鄯柵袚�(jù)：電離式為HA==H++A-是強電解質(zhì);電離式為HA H++A-是弱電解質(zhì)。
�、墁F(xiàn)象判據(jù)：測得0.1mol·L-1某酸HA溶液的pH>1，則HA為弱電解質(zhì);測得0.1mol·L-1某鹽NaA溶液的pH>7，則HA為弱電解質(zhì);若將pH=3的某酸HA溶液稀釋100倍，pH<5，則HA為弱電解質(zhì);在某酸HA溶液中加入NaA固體，測得某酸HA溶液pH增大，則HA為弱電解質(zhì)。
�、荼容^判據(jù)：同濃度的鹽酸與某酸HA進行導(dǎo)電性比較，導(dǎo)電能力弱的是弱電解質(zhì)。同體積同濃度的鹽酸與某酸HA分別與顆粒大小相同的Zn、Na2CO3等反應(yīng)，某酸HA放出氣體的速率小于鹽酸，則HA為弱電解質(zhì)。同體積同pH的鹽酸與某酸HA分別與足量的Zn、Na2CO3、NaOH等反應(yīng)，消耗Zn、Na2CO3、NaOH的量，某酸HA多于鹽酸，則HA為弱電解質(zhì)。
【主題三】各種排序性知識的比較匯集。
目的是熟練掌握各種排序性知識的比較方法，提高定性比較的思維能力。
1.焓變大小的比較及熱量大小的比較。
比較反應(yīng)熱(ΔH)大小的原則，應(yīng)將ΔH的正負號與數(shù)值看做一個整體比較，即帶符號比較。對于放熱反應(yīng)，放出的熱量越多，ΔH反而越小。吸熱反應(yīng)的ΔH肯定比放熱反應(yīng)的大。而比較熱量大小時不必帶符號比較。(以下例解略)
�、� 利用物質(zhì)聚集狀態(tài)比較反應(yīng)熱的大�。寒敺磻�(yīng)物狀態(tài)相同，生成物狀態(tài)不同時，生成固體放熱最多，生成氣體放熱最少。當反應(yīng)物狀態(tài)不同，生成物狀態(tài)相同時，固體反應(yīng)放熱最少，氣體反應(yīng)放熱最多。
②利用熱化學(xué)方程式比較：當化學(xué)計量系數(shù)加倍或減半時，反應(yīng)熱也要隨之加倍或減半�；榭赡娴臒峄瘜W(xué)反應(yīng)，其反應(yīng)熱數(shù)值相等，符號相反。
�、劾梅磻�(yīng)物和生成物的性質(zhì)比較：若反應(yīng)物性質(zhì)越穩(wěn)定，則放出熱量越少;若生成物性質(zhì)越穩(wěn)定，則放出熱量越多。如：對互為同素異形體的單質(zhì)來說，由不穩(wěn)定狀態(tài)單質(zhì)轉(zhuǎn)化為穩(wěn)定狀態(tài)的單質(zhì)要放熱，因為能量越低越穩(wěn)定。對于同一主族的不同元素的單質(zhì)來說，與同一物質(zhì)反應(yīng)時，生成物越穩(wěn)定或反應(yīng)越易進行，放出的熱量越多。而有些物質(zhì)在溶于水或電離時吸收熱量(如弱酸或弱堿電離吸熱)或放出熱量(如濃硫酸溶于水放熱)，在比較總反應(yīng)熱時，不要忽視這部分熱量。
④利用反應(yīng)進行的程度比較：對于分步進行的反應(yīng)來說，反應(yīng)進行的越徹底，其熱效應(yīng)越大。如果是放熱反應(yīng)，放出的熱量越多;如果是吸熱反應(yīng)，吸收的熱量越多。如：等量的碳燃燒生成一氧化碳放出的熱量少于生成二氧化碳時放出的熱量。對于可逆反應(yīng)來說，反應(yīng)進行的程度越大，反應(yīng)物的轉(zhuǎn)化率越高，吸收或放出的熱量也越多。
�、堇蒙w斯定律比較。
2.金屬腐蝕快慢的比較。
①金屬活性差別越大，氧化還原反應(yīng)速率越快，金屬腐蝕就越快。
�、趯ν唤饘僭诓煌橘|(zhì)中：強電解質(zhì)>弱電解質(zhì)>非電解質(zhì)
③對同一金屬來說：電解池的陽極>原電池的負極化學(xué)腐蝕>原電池的正極>電解池的負極。(以上例略)
3.金屬還原性強弱與金屬離子氧化性強弱的比較。
�、倮媒饘倩顒禹樞虮容^：排在前面的金屬元素原子的還原性強，排在后面的金屬元素陽離子的氧化性強。
�、诶迷刂芷诒肀容^：同主族從上往下的金屬還原性增強，相應(yīng)金屬離子氧化性減弱;同周期從左往右的金屬還原性減弱，相應(yīng)金屬離子氧化性增強。
③利用氧化還原反應(yīng)規(guī)律比較：在自發(fā)的氧化還原反應(yīng)中，氧化劑+還原劑=還原產(chǎn)物+氧化產(chǎn)物，氧化性：氧化劑>氧化產(chǎn)物，還原性：還原劑>還原產(chǎn)物。
�、芾迷姵胤磻�(yīng)原理比較：兩種不同金屬構(gòu)成原電池的兩極時，還原性強弱一般是負極金屬>正極金屬。
�、堇秒娊庠肀容^：電解池中，氧化性越強的金屬陽離子優(yōu)先在陰極放電。
⑥利用金屬反應(yīng)的劇烈程度比較：金屬反應(yīng)越劇烈的還原性越強。如Na、Mg、Al與水反應(yīng);Mg、Zn、Fe與同濃度的稀硫酸反應(yīng)等。
�、呃媒饘俜磻�(yīng)放出的熱量大小比較：金屬反應(yīng)放出熱量越多的還原性越強。
�、嗬孟鄳�(yīng)堿的堿性強弱比較：最高價氧化物對應(yīng)水化物的堿性越強，相應(yīng)金屬的金屬性越強，其還原性也就越強。
4.反應(yīng)速率大小的比較。
利用化學(xué)反應(yīng)速率比較反應(yīng)進行的快慢，不能只看反應(yīng)速率的數(shù)值大小，要注意：
�、儆猛晃镔|(zhì)的反應(yīng)速率比較反應(yīng)快慢時，必須要換算為在速率單位一致的前提下再進行比較。
�、谌粲貌煌镔|(zhì)的反應(yīng)速率比較反應(yīng)進行的快慢時，除要保證單位一致外，還要根據(jù)反應(yīng)速率之比等于化學(xué)計量數(shù)之比換算為同一物質(zhì)的速率后再比較。
�、垡话銇碚f，隨著反應(yīng)時間的延長，反應(yīng)物濃度減小，反應(yīng)速率也隨著減小。
5.酸或堿強弱的比較及鹽水解程度大小的比較。
�、俑鶕�(jù)電離常數(shù)大小比較：Ka越大，酸性越強;相應(yīng)酸根離子的水解程度越小。Kb越大，堿性越強;相應(yīng)金屬離子的水解程度越小。
�、诟鶕�(jù)元素的非金屬性、金屬性強弱比較：成酸元素的非金屬性越強，最高價氧化物對應(yīng)的水化物(最高價含氧酸)的酸性越強。成堿元素的金屬性越強，最高價氧化物對應(yīng)的水化物(氫氧化物)的堿性越強。
如酸性：HClO4>H2SO4>H3PO4>H2CO3>H2SiO3;堿性LiOH
�、鄹鶕�(jù)“強制弱”的反應(yīng)原理比較：酸+鹽→新鹽+新酸，則酸性：酸>新酸;堿+鹽→新鹽+新堿，則堿性：堿>新堿。
�、芨鶕�(jù)不同價態(tài)比較：在同種元素的含氧酸中，元素的化合價越高，酸性越強。如酸性：HClO4>HClO3>HClO2>HClO，H2SO4>H2SO3，HNO3>HNO2，H3PO4>H3PO3>H3PO2。
�、莞鶕�(jù)原子半徑大小比較：同主族元素組成的無氧酸中，成酸元素的原子半徑越大，無氧酸酸性越強。如HI>HBr>HCl >HF。
�、薷鶕�(jù)記憶比較：非同一主族元素的無氧酸酸性：HCl>HF>H2S。
6.水的電離程度大小的比較。
分組法：酸或堿<中性溶液<水解鹽。凡是酸、堿組的，均是抑制水的電離，故水的電離程度均變小;凡是水解鹽組的，均是促進水的電離，故水的電離程度均變大。酸或堿溶液的酸性或堿性越大，水的電離程度就越小。水解鹽的水解程度越大，水的電離程度就越大。
7.溶液pH大小的比較。
分組法：pH(酸性溶液)
如酸性組：
�、偻瑵舛葟娝幔獢�(shù)越大，[H+]越大，pH越小。
②同濃度強酸與弱酸，強酸溶液中[H+]大，pH小。
�、弁瑵舛韧跛幔嵩饺�，[H+]越小，pH越大。
④同濃度強酸弱堿鹽，水解程度越大，酸性越強，pH越小。
⑤同濃度強酸與強酸弱堿鹽，強酸pH小。
�、尥瑵舛热跛崤c強酸弱堿鹽，視題設(shè)信息具體分析。如CH3COOH4Cl。堿性組類似。
8.粒子濃度大小的比較。
比較思路：一看有無反應(yīng);二看有無電離與水解;三看是否定量計算還是定性比較;四看屬于何種守恒。注意所有溶液中均有水的電離，不可忽視。
�、賳我蝗苜|(zhì)的溶液，只電離的：由電離式分析。如強電解質(zhì)H2SO4，[H+]>[SO42-]>[OH-]。如弱電解質(zhì)H3PO4，注意多步電離，[H+]>[H2PO4-]>[HPO42-]> [PO43-]>[OH-]。
�、趩我蝗苜|(zhì)的溶液，只水解的：由水解式分析。如NH4Cl，[Cl-]>[NH4+]>[H+] > [OH-]。又如Na2SO3，注意多步水解，[Na+]>[SO32-]>[OH-]>[HSO3-] >[H+]。
�、蹎我蝗苜|(zhì)的溶液，既有電離又有水解的：由電離式與水解式共同分析。注意NaHSO3、NaH2PO4等溶液，電離程度大于水解程度。NaHCO3、NaHS等溶液，水解程度大于電離程度。如NaHCO3，[Na+]>[HCO3-]>[OH-]>[H+]>[CO32-]。又如NaHSO3，[Na+]>[HSO3-]>[H+]>[OH-]>[SO32-]。
�、芑旌先芤�，不反應(yīng)的：由電離式與水解式共同分析。注意電離程度與水解程度的相對強弱。如等物質(zhì)的量的CH3COOH與CH3COONa混合溶液或等物質(zhì)的量的NH3·H2O與NH4Cl混合溶液，均為弱酸或弱堿的電離程度大于相應(yīng)鹽的水解程度，故有[CH3COO-]>[Na+]>[CH3COOH]>[H+]>[OH-]或[NH4+]>[Cl-]> [NH3·H2O]>[OH-]>[H+]。又如等物質(zhì)的量的`HCN與NaCN混合溶液或HClO與NaClO的混合溶液，均為鹽的水解程度大于相應(yīng)酸的電離程度，故有[HCN]>[Na+]>[CN-]>[OH-]>[H+]或[HClO] >[Na+]> [ClO-]>[OH-]>[H+]。
⑤混合溶液，會反應(yīng)的：先按照給定量確定反應(yīng)后余下的溶質(zhì)。若恰好完全反應(yīng)，生成的是酸或堿則考慮電離;生成的是鹽則考慮水解。若反應(yīng)物過量，則根據(jù)過量程度考慮電離或水解。其他分析比較同上。(例略)
�、奕芤褐杏须x子互相影響的：由電離式與水解式共同分析。如物質(zhì)的量濃度相等的A. (NH4)2CO3、B.NH4Cl、C. (NH4)2SO4、D. (NH4)2Fe(SO4)2、E.NH4HSO4、F.CH3COONH4六種溶液中c(NH4+)的大小。[NH4+]由大到小的順序為：D> C>A> E> B >F。又如NH4HSO4溶液中各離子濃度大小順序為：[H+]>[SO42-]> [NH4+] > [OH-] 。
【主題四】各類化學(xué)計算的有效模式。
目的是熟練掌握各種化學(xué)計算方法與模式，提高定量計算的思維能力。
1.焓變計算。
模式之一：根據(jù)物質(zhì)的總能量計算。ΔH=生成物總能量-反應(yīng)物總能量
模式之二：根據(jù)物質(zhì)的總鍵能計算。ΔH=反應(yīng)物總鍵能-生成物總鍵能
模式之三：蓋斯定律計算。此類計算純屬數(shù)學(xué)運算，其運算模式就可定位為“加減乘除”。“加減”的目的是解決目標方程式中各物質(zhì)不同邊的問題�？蓪⒛繕朔匠淌脚c已知方程式相比較，若物質(zhì)同邊的則把相應(yīng)的已知方程式相加，若物質(zhì)異邊的則相減。因為減后該物質(zhì)掉個方向進入異邊，與目標方程式中的物質(zhì)相一致�！俺顺钡哪康氖墙鉀Q目標方程式中各物質(zhì)系數(shù)不同的問題。若已知方程式中物質(zhì)的系數(shù)比目標方程式中物質(zhì)的系數(shù)小，則乘上相應(yīng)的倍數(shù)，若已知方程式中物質(zhì)的系數(shù)比目標方程式中物質(zhì)的系數(shù)大，則除以相應(yīng)的倍數(shù)。依此模式，快速列式，帶好符號，認真運算。
模式之四：根據(jù)熱化學(xué)方程式計算。將ΔH看作是熱化學(xué)方程式中的一項，按普通化學(xué)方程式列比例進行計算，得出有關(guān)數(shù)據(jù)。(以上例解略)
2.電化學(xué)計算。
模式之一：根據(jù)電子守恒法計算。如串聯(lián)電池各電極常見產(chǎn)物的關(guān)系：
4e-~4H+~4OH-~4Cl-~4Ag+~2Cu2+~2H2~ O2~2Cl2~4Ag ~2Cu ~2H2O
模式之二：根據(jù)電荷守恒法計算。電解質(zhì)溶液中陽離子所帶正電荷總數(shù)與陰離子所帶負電荷總數(shù)相等。
模式之三：根據(jù)方程式計算：電極反應(yīng)式、電池反應(yīng)總化學(xué)方程式、電解反應(yīng)的總化學(xué)方程式中有許多定量關(guān)系可列比例式計算。(以上例解略)
3.反應(yīng)速率計算。
模式之一：根據(jù)定義式計算。注意用物質(zhì)的轉(zhuǎn)化量(濃度)計算。
模式之二：根據(jù)化學(xué)方程式式計算。同一個化學(xué)反應(yīng)mA(g)+nB(g)
pC(g)+qD(g)，當用不同物質(zhì)表示同一化學(xué)反應(yīng)的反應(yīng)速率時，反應(yīng)速率之比等于化學(xué)計量數(shù)之比，即v(A)∶v(B)∶v(C)：v(D)=m∶n：p：q。(以上例解略)
4.有關(guān)平衡常數(shù)(含K、Kw、Ka、Kb、Ksp)及轉(zhuǎn)化率等計算。
模式：“三段式”。對于計算反應(yīng)物的轉(zhuǎn)化率、各組分的轉(zhuǎn)化濃度、轉(zhuǎn)化的物質(zhì)的量、平衡濃度、平衡時的物質(zhì)的量以及平衡時的各組分體積分數(shù)等，“三段式”有助于溝通已知與未知的關(guān)系，形式直觀明確，各量清楚直白，可以快速列式解題。各種平衡方程式?jīng)Q定了各種平衡常數(shù)的表達式。Kw、Ka、Kb、Ksp等只要模仿K平衡常數(shù)計算即可。(例解略)
5.有關(guān)[H+]、[OH-]、pH以及各種微粒濃度的計算。
�、購娝峄驈妷A的單一溶液：計算原則“遇酸則酸，遇堿則堿”，注意物質(zhì)的組成即酸或堿的元數(shù)。如同濃度的HCl與H2SO4的[H+]不同。又如NaOH溶液先求出溶液的[OH-]，再由Kw求出溶液的[H+]，最后求pH。
②弱酸或弱堿的單一溶液：計算依據(jù)是電離式與電離平衡常數(shù)，注意難溶電解質(zhì)要依據(jù)溶度積計算。
�、蹚娝峄驈妷A的稀釋：強酸中的[H+]每稀釋10n倍，pH增大n個單位。強堿中的[OH-]每稀釋10n倍，pH減小n個單位。注意：常溫下無限稀釋強酸或強堿，溶液的pH只能接近于7，不能跨越7，即稀釋后強酸液的pH不能大于7，稀釋后強堿液的pH不能小于7。
�、苋跛峄蛉鯄A的稀釋：弱酸或弱堿稀釋促進電離，只做定性分析，不作計算。但稀釋10倍以后pH靠近不到一個單位。如將pH=3的醋酸溶液稀釋10倍后，溶液的pH為：4>pH>3。
�、輧蓮娝峄旌希簝蓮娝崛芤旱润w積混合后pH等于混合前溶液pH小的加0.3。如pH=3和pH=5的兩種鹽酸等體積混合后，pH=3.3。若非等體積混合，則先求兩酸中H+的物質(zhì)的量，再由混合后溶液的總體積求[H+]，最后求pH。
�、迌蓮妷A混合：兩強堿溶液等體積混合后pH等于混合前溶液pH大的減0.3。如pH=10和pH=12的兩種燒堿溶液等體積混合后，pH=11.7。若非等體積混合，則先求兩堿中OH-的物質(zhì)的量，再由混合后溶液的總體積求[OH-]，再由Kw求出溶液的[H+]，最后求pH。
�、邚娝崤c強堿中和(含中和滴定計算)：計算依據(jù)是H++OH-==H2O。注意先判斷過量與混合溶液的體積變化。若恰好完全中和，pH=7;若酸過量，求過量酸的[H+]。若堿過量，求過量堿的[OH-]。注意中和滴定的平行實驗所需溶液的體積應(yīng)取平均值計算。
�、嗥渌娊赓|(zhì)溶液中各種微粒濃度的計算：注意依據(jù)化學(xué)式或化學(xué)方程式或各種守恒式中的定量關(guān)系求解。(以上例解略)
化學(xué)反應(yīng)原理復(fù)習(xí) 2
第一章
一、焓變 反應(yīng)熱
1.反應(yīng)熱：一定條件下，一定物質(zhì)的量的反應(yīng)物之間完全反應(yīng)所放出或吸收的熱量
2.焓變(ΔH)的意義：在恒壓條件下進行的化學(xué)反應(yīng)的熱效應(yīng)
(1).符號： △H(2).單位：kJ/mol
3.產(chǎn)生原因：化學(xué)鍵斷裂——吸熱 化學(xué)鍵形成——放熱
放出熱量的化學(xué)反應(yīng)。(放熱>吸熱) △H 為“-”或△H<0
吸收熱量的化學(xué)反應(yīng)。(吸熱>放熱)△H 為“+”或△H >0
☆ 常見的放熱反應(yīng)：
�、� 所有的燃燒反應(yīng)
② 酸堿中和反應(yīng)
�、� 大多數(shù)的化合反應(yīng)
④ 金屬與酸的反應(yīng)
�、� 生石灰和水反應(yīng)
⑥ 濃硫酸稀釋、氫氧化鈉固體溶解等
☆ 常見的吸熱反應(yīng)：
① 晶體Ba(OH)2·8H2O與NH4Cl
�、� 大多數(shù)的分解反應(yīng)
�、� 以H2、CO、C為還原劑的氧化還原反應(yīng)
�、� 銨鹽溶解等
二、熱化學(xué)方程式
書寫化學(xué)方程式注意要點:
①熱化學(xué)方程式必須標出能量變化。
�、跓峄瘜W(xué)方程式中必須標明反應(yīng)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(xué)反應(yīng)方程式要指明反應(yīng)時的溫度和壓強。
�、軣峄瘜W(xué)方程式中的化學(xué)計量數(shù)可以是整數(shù)，也可以是分數(shù)
⑤各物質(zhì)系數(shù)加倍，△H加倍;反應(yīng)逆向進行，△H改變符號，數(shù)值不變
三、燃燒熱
1.概念：25 ℃，101 kPa時，1 mol純物質(zhì)完全燃燒生成穩(wěn)定的化合物時所放出的熱量。燃燒熱的單位用kJ/mol表示。
※注意以下幾點：
�、傺芯織l件：101 kPa
�、诜磻�(yīng)程度：完全燃燒，產(chǎn)物是穩(wěn)定的氧化物。
�、廴紵锏奈镔|(zhì)的量：1 mol
�、苎芯績�(nèi)容：放出的熱量。(ΔH<0，單位kJ/mol)
四、中和熱
1.概念：在稀溶液中，酸跟堿發(fā)生中和反應(yīng)而生成1mol H2O，這時的反應(yīng)熱叫中和熱。
2.強酸與強堿的中和反應(yīng)其實質(zhì)是H+和OH-反應(yīng)，其熱化學(xué)方程式為：
H+(aq) +OH-(aq) =H2O(l) ΔH=-57.3kJ/mol
3.弱酸或弱堿電離要吸收熱量，所以它們參加中和反應(yīng)時的中和熱小于57.3kJ/mol。
4.中和熱的測定實驗
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)進行的途徑無關(guān)，如果一個反應(yīng)可以分幾步進行，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。
第二章
一、化學(xué)反應(yīng)速率
1. 化學(xué)反應(yīng)速率(v)
�、� 定義：用來衡量化學(xué)反應(yīng)的快慢，單位時間內(nèi)反應(yīng)物或生成物的物質(zhì)的量的.變化
⑵ 表示方法：單位時間內(nèi)反應(yīng)濃度的減少或生成物濃度的增加來表示
�、� 計算公式：v=Δc/Δt(υ：平均速率，Δc：濃度變化，Δt：時間)單位：mol/(L·s)
�、� 影響因素：
�、� 決定因素(內(nèi)因)：反應(yīng)物的性質(zhì)(決定因素)
�、� 條件因素(外因)：反應(yīng)所處的條件
2.注意：
(1)、參加反應(yīng)的物質(zhì)為固體和液體，由于壓強的變化對濃度幾乎無影響，可以認為反應(yīng)速率不變。
(2)、惰性氣體對于速率的影響
①恒溫恒容時：充入惰性氣體→總壓增大，但是各分壓不變，各物質(zhì)濃度不變→反應(yīng)速率不變
�、诤銣睾泱w時：充入惰性氣體→體積增大→各反應(yīng)物濃度減小→反應(yīng)速率減慢
二、化學(xué)平衡
1、定義：
化學(xué)平衡狀態(tài)：一定條件下，當一個可逆反應(yīng)進行到正逆反應(yīng)速率相等時，更組成成分濃度不再改變，達到表面上靜止的一種“平衡”，這就是這個反應(yīng)所能達到的限度即化學(xué)平衡狀態(tài)。
2、化學(xué)平衡的特征
逆(研究前提是可逆反應(yīng))
等(同一物質(zhì)的正逆反應(yīng)速率相等)
動(動態(tài)平衡)
定(各物質(zhì)的濃度與質(zhì)量分數(shù)恒定)
變(條件改變，平衡發(fā)生變化)
3、判斷平衡的依據(jù)
化學(xué)反應(yīng)原理復(fù)習(xí) 3
一、 緒論
1.研究對象是工業(yè)反應(yīng)過程或工業(yè)反應(yīng)器 研究目的是實現(xiàn)工業(yè)反應(yīng)過程的優(yōu)化
2.決策變量：反應(yīng)器結(jié)構(gòu)、操作方式、工藝條件
3.優(yōu)化指標——技術(shù)指標：反應(yīng)速率、選擇性、能耗掌握轉(zhuǎn)化率、收率與選擇性的概念
4.工程思維方法
工程問題
二、化學(xué)反應(yīng)動力學(xué)
1.反應(yīng)類型：簡單反應(yīng)、自催化、可逆、平行、串聯(lián)反應(yīng)
基本特征、分析判斷
2.化學(xué)反應(yīng)速率的工程表示
反應(yīng)量
(反應(yīng)時間)(反應(yīng)區(qū))
3.工業(yè)反應(yīng)動力學(xué)規(guī)律可表示為：
rifC(Ci)fT(T)
a) 濃度效應(yīng)——n 工程意義是：反應(yīng)速率對濃度變化的`敏感程度。
b) 溫度效應(yīng)——E工程意義是：反應(yīng)速率對溫度變化的敏感程度。 已知兩個溫度下的反應(yīng)速率常數(shù)k，可以按下式計算活化能E：
三、PFR與CSTR基本方程
cAfdcxAfdxVRAA
cA01. 理想間歇：t
cxA0A0v0(rA)(rA)
E——cal/mol，j/mol T——K
R = 1.987cal/mol.K = 8.314 j/mol.K
cAfdcxAfdxVRAA
cA02. 理想PFR： p
cxA0A0v0(rA)(rA)
3. CSTR：
4. 圖解法
pVRcA0cAcA0xAv(rA)(rA)τ0 xAf xA
四、簡單反應(yīng)的計算
n=1,0,2級反應(yīng)特征 PFR→CSTR，CSTR←PFR
PFR（間歇）
CSTR
cAfdcVRAcA0(rA) p
v0
cAcA0(1xA)
濃度、轉(zhuǎn)化率、反應(yīng)時間關(guān)系式
基本關(guān)系式
n=0
m
VRcA0cA
v(rA)
cA0xAkp
cA0xAkp
n=1
n=2
k1
五、可逆反應(yīng)
k2
(rA)k1CAk2CPk1CA
k2(CA0CA)
(k1k2)(CACAe)
(k1k2)CA0(xAe
xA)
溫度效應(yīng)： 濃度效應(yīng)：
E2E1
(rA)0Teqk20xA
R]
k10(1xA)
E2E1opt E2k20xARln[]E1k10(1xA)
PFR積分式
CSTR：由基本方程導(dǎo)出 六、平行反應(yīng)
n1
rPk1CA， n1n2
rPrSk1CAk2CA
P（主反應(yīng)） S（副反應(yīng)）
CpfCA0CAf
溫度效應(yīng)：溫度升高有利于活化能大的反應(yīng) 濃度效應(yīng)：濃度升高有利于級數(shù)大的反應(yīng)
計算：由基本方程PFR、CSTR推出
�、俜磻�(yīng)器選型與組合優(yōu)化：
β~CA
P β
~XA曲線——對應(yīng)面積=CP
/CA0
�、谧顑�(yōu)加料方式：p163-164 平行反應(yīng)
rpk1CACBA+B
rsk2CACB
n2
m2
n1m1
七、串聯(lián)反應(yīng)
12
(rA)k1CA
k k
rPk1CAk2CP rSk2CP
溫度效應(yīng)：溫度升高有利于活化能大的反應(yīng)（同平行反應(yīng)）
濃度效應(yīng)：凡是使CP/CA增大的因素對串連反應(yīng)選擇率總是不利的。 ①串聯(lián)反應(yīng)的計算
PFR
CSTR
物料衡算
CACA0ek1t
A0APS
②串聯(lián)反應(yīng)的最優(yōu)反應(yīng)時間、轉(zhuǎn)化率與最大收率
PFR
CSTR
k1opt
xopt
xopt1e
k1opt1k1opt
化學(xué)反應(yīng)原理復(fù)習(xí) 4
化學(xué)反應(yīng)的能量變化通常表現(xiàn)為熱量的變化。
一、 反應(yīng)熱
1、定義：在反應(yīng)過程中放出或吸收的熱量叫反應(yīng)熱。放出熱量的反應(yīng)叫放熱反應(yīng)。吸收熱量的反應(yīng)叫吸熱反應(yīng)(化學(xué)反應(yīng)過程中，不僅有新物質(zhì)生成，同時還伴隨著能量的變化，并可以以熱能、電能或光能等的形式表現(xiàn)出來。當能量以熱的形式表現(xiàn)時，我們把反應(yīng)分為放熱反應(yīng)和吸熱反應(yīng)。)
2、符號：⊿H(大吸小放)
3、單位：/l
4、計算依據(jù)：⊿H=生成物的總能量 - 反應(yīng)物的總能量= H (生成物) - H(反應(yīng)物)
⊿H=反應(yīng)物的總鍵能 – 生成物的總鍵能
5、書寫熱化學(xué)方程式的注意事項：
(1)要標明反應(yīng)的溫度和壓強，如不特別注明，即表示在101Pa和298。
(2)要標明反應(yīng)物和生成物的聚集狀態(tài)，因為物質(zhì)在不同的聚集狀態(tài)下所具有的能量是不相同的，對同一反應(yīng)來說，物質(zhì)聚集狀態(tài)不同，反應(yīng)熱(⊿H)的數(shù)值不同。
(3)熱化學(xué)方程式中的化學(xué)計量數(shù)不表示分子個數(shù)，而是表示物質(zhì)的量，所以，它可以是整數(shù)，也可以是分數(shù)。相同物質(zhì)發(fā)生的同一個化學(xué)反應(yīng)，當化學(xué)計量數(shù)改變時，其⊿H也同等倍數(shù)的改變，但⊿H的單位不變，仍然為/l。若將化學(xué)方程式中反應(yīng)物和生成物顛倒，則⊿H的數(shù)值和單位不變，符號改變。
(4)熱化學(xué)方程式一般不需要寫反應(yīng)條件，也不用標“↑”和“↓”。因為聚集狀態(tài)已經(jīng)表示出來了，固態(tài)用“s”液態(tài)用“l(fā)”，氣態(tài)用“g”。
(5)⊿H要標注“+”或“-”，放熱反應(yīng)⊿H為“-”，吸熱反應(yīng)⊿H為’+”.
6、蓋斯定律：
一定條件下，某化學(xué)反應(yīng)無論是一步完成還是分成幾步完成，反應(yīng)的總熱效應(yīng)相同，這就是蓋斯定律。蓋斯定律的應(yīng)用實際上是利用熱化學(xué)方程式的.加減。(化學(xué)反應(yīng)的反應(yīng)熱只與反應(yīng)體系的始態(tài)和終態(tài)有關(guān)，而與反應(yīng)的途徑無關(guān))
7、(1)常見的放熱反應(yīng)有：可燃物的燃燒，酸堿中和反應(yīng)，大多數(shù)化合反應(yīng)，金屬跟酸的置換反應(yīng)
(2)常見的吸熱反應(yīng)有：大多數(shù)分解反應(yīng)，以碳、氫氣、一氧化碳作還原劑的氧化還原反應(yīng)，銨鹽與堿的反應(yīng)。
二、燃燒熱
定義：在101Pa下，1l純物質(zhì)完全燃燒生成穩(wěn)定的氧化物所放出的熱量，叫做該物質(zhì)的燃燒熱。單位為/l
三、中和熱
定義：在稀溶液中，酸跟堿發(fā)生中和反應(yīng)而生成1lH2O時的反應(yīng)熱。
注意事項：
(1) 必須是“稀溶液”，因為濃溶液在稀釋過程中會放出熱量，影響中和熱。
(2) 中和熱不包括離子在水中的水合熱，物質(zhì)的溶解熱，電解質(zhì)電離所伴隨的熱效應(yīng)。
(3) 中和反應(yīng)的實質(zhì)是氫離子和氫氧根離子起反應(yīng)生成水，若反應(yīng)過程中有其他物質(zhì)生成，這部分不屬于中和熱。
(4) 稀的強酸和稀的強堿反應(yīng)的中和熱為57.3 /l.若是弱酸或弱堿參與反應(yīng)，則由于他們的電離要吸收熱量，其熱量的數(shù)值會小于57.3 /l.
化學(xué)反應(yīng)原理復(fù)習(xí) 5
第一節(jié) 氧化還原反應(yīng)
1、氧化還原反應(yīng)的重要概念
練習(xí)1：判斷下列那些為氧化還原反應(yīng)，并說出理由
IBr + H2O =HBr + HIO
KOH+Cl2=KCl +KClO+H2O
NaH+H2O =NaOH+H2
CaO2+H2O =Ca(OH)2 +H2O2
5C2H5OH +2KMnO4+3H2SO4 →5CH3CHO +K2SO4+2MnSO4 +8H2O
氧化還原反應(yīng)的實質(zhì)是 ，
判斷氧化還原反應(yīng)的依據(jù)是 ，第一章化學(xué)反應(yīng)及其能量變化專題復(fù)習(xí)。
小結(jié)：氧化還原反應(yīng)發(fā)生規(guī)律和有關(guān)概念可用如下式子表示：
化合價升高、失電子、變成
化合價降低、得電子、變成
氧化劑+還原劑 還原產(chǎn)物+氧化產(chǎn)物
練習(xí)：練習(xí)1中是氧化還原反應(yīng)的，請指出氧化劑，還原劑，氧化產(chǎn)物，還原產(chǎn)物，標出電子轉(zhuǎn)移的方向和數(shù)目。
2、物質(zhì)氧化性和還原性相對強弱的判斷方法
（1）根據(jù)金屬活動順序進行判斷
[說明]一般來說，越活潑的金屬，失電子氧化成金屬陽離子越容易，其陽離子得電子還原成金屬單質(zhì)越難，氧化性越弱；反之，越不活潑的金屬，失電子氧化成金屬陽離子越難，其陽離子得電子還原成金屬單質(zhì)越容易，氧化性越強。如Cu2++2e→Cu遠比Na+ +e→Na容易，即氧化性Cu2+>Na+,還原性Na> Cu
（2）根據(jù)非金屬活動順序進行判斷
�。�3）根據(jù)氧化還原反應(yīng)的發(fā)生規(guī)律判斷
氧化還原反應(yīng)發(fā)生規(guī)律可用如下式子表示：
化合價升高、失電子、變成
化合價降低、得電子、變成
氧化劑+還原劑 還原產(chǎn)物+氧化產(chǎn)物
氧化性：反應(yīng)物中的強氧化劑，生成物中的弱氧化劑
還原性：反應(yīng)物中的強還原劑，生成物中的弱述原劑
例：已知①2FeCl3+2KI=2FeCl2+I2+2KCl
�、�2FeCl2+C12=2FeCl3
由①知，氧化性Fe3+>I2，由②知，氧化性C12>Fe3+，綜合①②結(jié)論，可知氧化性Cl2>Fe3+
�。�4）根據(jù)氧化還原反應(yīng)發(fā)生反應(yīng)條件的不同進行判斷
如：Mn02十4HCl(濃)稭nCl2+C12↑+2H20
2KMn04十16HCl(濃)=2MnCl2+5C12↑+8H2O
后者比前者容易(不需要加熱)，可判斷氧化性 KMn04>Mn02
�。�5）根據(jù)被氧化或被還原的`程度的不同進行判斷
Cu十C12稢uCl2
2Cu+S Cu2S
C12可把Cu氧化到Cu(+2價)，而S只能把Cu氧化到 Cu(+1價)，這說明氧化性Cl2>S
�。�6）根據(jù)元素周期表判斷
�、賹ν恢芷诮饘俣�，從左到右其金屬活潑性依次減弱。如Na、Mg、A1金屬性依次減弱，其還原性也依次減弱。
�、趯ν髯宓慕饘俸头墙饘倏砂瓷鲜龇椒ǚ治�。
3、氧化還原反應(yīng)的基本規(guī)律
（1）表現(xiàn)性質(zhì)規(guī)律
當元素具有可變化合價時,一般處于最高價態(tài)時只具有氧化性，處于最低價態(tài)時只具有原性，處于中間價態(tài)時既具有氧化性又具有還原姓。如：濃H2SO4的S只具有氧化性，H2S中的S只具有還原性，單質(zhì)S既具有氧化性又具有還原性。
�。�2）性質(zhì)強弱規(guī)律
在氧化還原反應(yīng)中，強氧化劑+強還原劑=弱氧化劑(氧化產(chǎn)物)+弱還原劑(還原產(chǎn)物)，即氧化劑的氧化性比氧化產(chǎn)物強，還原劑的還原性比還原產(chǎn)物強。如由反應(yīng)2FeCl3+2KI=2FeC3+2KCl+I2可知， FeCl3的氧化性比I2強，KI的還原性比FeCl2強。
一般來說，含有同種元素不同價態(tài)的物質(zhì)，價態(tài)越高氧化性越強(氯的含氧酸除外)，價態(tài)越低還原性越強。如氧化性：濃H2SO4，S02(H2S03)，S；還原性： H2S>S>SO2。
在金屬活動性順序表中，從左到右單質(zhì)的還原性逐漸減弱，陽離子(鐵指Fe2+)的氧化性逐漸增強。
（3）反應(yīng)先后規(guī)律
同一氧化劑與含多種還原劑(物質(zhì)的量濃度相同)的溶液反應(yīng)時，首先被氧化的是還原性較強的物質(zhì)；同一還原劑與含多種氧化劑(物質(zhì)的量濃度相同)的溶液反應(yīng)時，首先被還原的是氧化性較強的物質(zhì)。如：將Cl2通人物質(zhì)的量濃度相同的NaBr和NaI的混合液中，C12首先與NaI反應(yīng)；將過量鐵粉加入到物質(zhì)的量濃度相同的Fe2+、和Cu2+的混合溶液中，F(xiàn)e首先與Fe3+反應(yīng)。FeBr2 中通入Cl2 ,HBr和H2SO3 中通入Cl2
�。�4）價態(tài)歸中規(guī)律
含不同價態(tài)同種元素的物質(zhì)問發(fā)生氧化還原反應(yīng)時，該元素價態(tài)的變化一定遵循“高價+低價一中間價”，而不會出現(xiàn)交錯現(xiàn)象，化學(xué)教案《第一章化學(xué)反應(yīng)及其能量變化專題復(fù)習(xí)》。
-5e-
+5e-
-6e-
+6e-
KClO3+6HCl =KCl+3Cl2+3H2O 而不是KClO3+2HCl=KCl+3Cl2+3H2O
(5)歧化反應(yīng)規(guī)律
發(fā)生在同一物質(zhì)分子內(nèi)、同一價態(tài)的同一元素之間的氧化還原反應(yīng)，叫做歧化反應(yīng)。其反應(yīng)規(guī)律是：所得產(chǎn)物中，該元素一部分價態(tài)升高，一部分價態(tài)降低，即“中間價→高價+低價”。具有多種價態(tài)的元素(如氯、硫、氮和磷元素等)均可發(fā)生歧化反應(yīng)，如：
Cl2十2NaOH=NaCl十NaClO十H20
5、有關(guān)計算
在氧化還原反應(yīng)中，氧化劑與還原劑得失電子數(shù)相等。這是進行氧化還原反應(yīng)計算的基本依據(jù)。
舉例：
1、在100mLFeBr2 中通入Cl2 2.24L(STP),充分反應(yīng)后，有 的Br-被氧化，則原FeBr2 的濃度是多少mol·L-1 （分別用電子得失相等和電解質(zhì)溶液電荷守恒來解題）
2、物質(zhì)的量相等的HBr和H2SO3 溶液中，中通入0.1mol Cl2 ，結(jié)果有 的Br-被氧化，求HBr的物質(zhì)的量？
有機物化合價升降的計算
(1)得氧或失氫被氧化，每得1個O原子或失去2個H原子，化合價升高2。
(2)失氧或得氫被還原，每失去1個O原子或得2個H原子，化合價降低2。
例：CH3CH20H CH3CHO CH3COOH
過程(1)是失氫，氧化過程，化合價升高1×2
過程(2)是得氧，氧化過程，化合價升高2×1
過程(3)是加氫，還原過程，化合價升高1×24
練習(xí)3
1．已知I-、Fe2+、SO2、Cl-、H2O2都有還原性，它們在酸性溶液中還原性的強弱順序為Cl-
Ａ．2Fe3+ + SO2 +2 H2O ＝ 2Fe2+ + SO42- + 4H+
�。拢甀2 + SO2 + 2H2O ＝ H2SO4 + 2HI
Ｃ．H2O2 + H2SO4 ＝ SO2 + O2 + 2H2O
�。模�2Fe2+ + I2 ＝ 2Fe3+ + 2I-
2．下列反應(yīng)中，不屬于氧化還原反應(yīng)的是( )。
A．2CO + O2 點燃 2CO2 B．CH4 + 2O2 點燃 CO2 + 2H2O
C．2KClO3 加熱 2KCl + 3O2↑ D．2Fe(OH)3 加熱 Fe2O3 +3H2O
3．關(guān)于C + CO2 點燃 2CO的反應(yīng)，下列說法正確的是( )。
A．是化合反應(yīng)，不是氧化還原反應(yīng)
B．CO既是氧化產(chǎn)物又是還原產(chǎn)物
C．單質(zhì)C中C的化合價升高，被還原，是氧化劑
D．CO2中C的化合價降低，被氧化，CO2是還原劑
4．R、X、Y和Z是四種元素，其常見化合價均為+2價，且X2＋與單質(zhì)R不反應(yīng)；
X2＋＋ Z＝X ＋ Z2＋；Y ＋ Z2＋＝Y(jié)2＋ ＋Z。這四種離子被還原成0價時表現(xiàn)的氧化性大小符合( )。
A． R2＋＞X2＋＞Z2＋＞Y2＋ B． X2＋＞R2＋＞Y2＋＞Z2＋
C． Y2＋＞Z2＋＞R2＋＞X2＋ D． Z2＋＞X2＋＞R2＋＞Y2＋
5．化合物BrFx與水按物質(zhì)的量之比3︰5 發(fā)生反應(yīng)，其產(chǎn)物為溴酸、氫氟酸、單質(zhì)溴和氧氣。
�。�1）BrFx中，x＝ 。
�。�2）該反應(yīng)的化學(xué)方程式是： 。
�。�3）此反應(yīng)中的氧化劑和還原劑各是什么?
氧化劑是 ；還原劑是 。
第一章化學(xué)反應(yīng)及其能量變化專題復(fù)習(xí)
化學(xué)反應(yīng)原理復(fù)習(xí) 6
星期二我在組內(nèi)上了一節(jié)匯報課，內(nèi)容是對所學(xué)的第一章《化學(xué)反應(yīng)中的能量變化》的復(fù)習(xí)，我采用的授課方式是：以題帶知識點的形式。即利用剛做過的“單元過關(guān)題”中所出現(xiàn)的問題，把相關(guān)題型的解題方法再明確，把所涉及的知識點加以總結(jié)和鞏固形式。之所以對這節(jié)復(fù)習(xí)課進行這樣的設(shè)計，是本著既能復(fù)習(xí)知識點和方法，又不致于使學(xué)生感到復(fù)習(xí)課就是若干枯燥知識點的大羅列。本以為這章的知識是剛學(xué)過的，所用的例題也是前一天才做過的熟題，所以這節(jié)課應(yīng)該是老師上起來得心應(yīng)手，學(xué)生上起來如魚得水，整節(jié)課在輕松愉快的氛圍中進行，其實在結(jié)束這節(jié)課后反思整個過程發(fā)現(xiàn)并沒有達到預(yù)期得效果�，F(xiàn)將不恰當之處總結(jié)如下：
1、“氧化還原反應(yīng)的判斷”這一處習(xí)題的處理中，由于選擇的分析角度與學(xué)生的現(xiàn)有知識水平有出入，導(dǎo)致學(xué)生理解困難和時間浪費現(xiàn)象。本來認為從共用電子對的偏向角度分析CN-中C和N元素的化合價，學(xué)生應(yīng)該接受，可是沒料到學(xué)生頭腦中根本沒有這樣的認識，初中也沒講到這個深度�，F(xiàn)在想來如果從N元素在產(chǎn)物中變成了NH3，N元素已表現(xiàn)最低價，所以不可能價態(tài)升高，所以推出只能是C的化合價升高了，那么這到題就迎刃而解了，相信學(xué)生理解起來也就容易的多。
2、每個學(xué)生的情況認識不夠，不知道哪個學(xué)生哪個知識點掌握得不夠好，所以提問時失去了對個別學(xué)生的針對性，許多問題基本采用集體回答的方式，這樣難免就會出現(xiàn)跟不上的那一小部分學(xué)生，濫竽充數(shù)的現(xiàn)象。
3、課容量大�？傄詾檫@些知識是熟知的，可沒意識到學(xué)生僅限于“知道”，而不能快速的將知識“再現(xiàn)”并用流利的語言敘述出來，所以結(jié)論基本都由老師敘述出來，這就出現(xiàn)了老師包辦代替的現(xiàn)象。而且由于內(nèi)容多，學(xué)生沒有自我整理和回味的'時間，學(xué)生好像在被老師趕著走，去幫助老師完成教學(xué)任務(wù)。這樣學(xué)生的積極性好像不太高。
總之，這節(jié)課中的敗筆還很多，但經(jīng)過本組其他人的精辟的點評和自己的認真反思，感覺收獲很大。相信在以后的教學(xué)中我會經(jīng)常用誘思探究理論衡量自己用這節(jié)課的敗筆鞭策自己，使自己的教學(xué)水平盡快的提高，自己也盡快成長。
化學(xué)反應(yīng)原理復(fù)習(xí) 7
一、化學(xué)能與熱能
1、化學(xué)能轉(zhuǎn)化為熱能的形式及原因
當物質(zhì)發(fā)生化學(xué)反應(yīng)時，斷開反應(yīng)物中的化學(xué)鍵要吸收能量，形成生成物中的化學(xué)鍵要放出能量。化學(xué)鍵的斷裂和形成是化學(xué)反應(yīng)中能量變化的主要原因。
一個確定的化學(xué)反應(yīng)在發(fā)生過程中是吸收能量還是放出能量，決定于反應(yīng)物的總能量與生成物的總能量的相對大小。
(1)E(反應(yīng)物總能量)>E(生成物總能量)，為放熱反應(yīng)，化學(xué)能轉(zhuǎn)化為熱能。這是人類利用化學(xué)能的最為主要的形式。
(2)E反應(yīng)物總能量
2、常見的放熱反應(yīng)和吸熱反應(yīng)
(1)常見的放熱反應(yīng)：
�、偎械娜紵c緩慢氧化;
②酸堿中和反應(yīng);
�、劢饘倥c酸或水反應(yīng);
④大多數(shù)化合反應(yīng)(特殊：C+CO2=2CO是吸熱反應(yīng))。
(2)常見的吸熱反應(yīng)：
�、僖訡、H2、CO為還原劑的氧化還原反應(yīng)如：C(s)+H2O(g) CO(g)+H2(g);
②銨鹽和堿的反應(yīng)如Ba(OH)2·8H2O+NH4Cl=BaCl2+2NH3↑+10H2O;
�、鄞蠖鄶�(shù)分解反應(yīng)如ClO3、MnO4、CaCO3的分解等。
3、基本概念
⑴能量守恒定律：一種形式的能量轉(zhuǎn)化為另一種形式的能量，轉(zhuǎn)化途徑與能量形式可以不同，但體系中包含的總能量是不變的。
�、浦泻蜔幔簭娝崤c強堿的稀溶液發(fā)生中和反應(yīng)生成1l水，所釋放出的能量，叫做中和熱。
二、化學(xué)能與電能
1、化學(xué)能轉(zhuǎn)化為電能的方式
火電(火力發(fā)電)：化學(xué)能→熱能→機械能→電能
缺點：環(huán)境污染、低效
2、原電池原理
�、鸥拍睿喊鸦瘜W(xué)能直接轉(zhuǎn)化為電能的裝置叫做原電池。
�、圃姵氐墓ぷ髟恚和ㄟ^氧化還原反應(yīng)(有電子的轉(zhuǎn)移)把化學(xué)能轉(zhuǎn)變?yōu)殡娔堋?/p>
�、窃姵氐慕M成：
①活潑性不同的金屬作為電極;
②兩個相互連接的電極插入電解質(zhì)溶液構(gòu)成閉合回路。
⑷電極名稱及發(fā)生的反應(yīng)：
�、儇摌O：較活潑的金屬作負極，負極發(fā)生氧化反應(yīng);
電極反應(yīng)式為：較活潑金屬-ne-=金屬陽離子
負極現(xiàn)象為：負極溶解，負極質(zhì)量減少。
�、谡龢O：較不活潑的'金屬或石墨作正極，正極發(fā)生還原反應(yīng);
電極反應(yīng)式為：溶液中陽離子+ne-=單質(zhì)
正極的現(xiàn)象：一般有氣體放出或正極質(zhì)量增加。
�、稍姵卣摌O的判斷方法：
�、僖罁�(jù)原電池兩極的材料：較活潑的金屬作負極(Ca、Na太活潑，不能作電極);較不活潑金屬或可導(dǎo)電非金屬(石墨)、氧化物(MnO2)等作正極。
�、诟鶕�(jù)電流方向或電子流向：(外電路)的電流由正極流向負極;電子則由負極經(jīng)外電路流向原電池的正極。
�、鄹鶕�(jù)原電池中的反應(yīng)類型：
負極：失電子，發(fā)生氧化反應(yīng)，現(xiàn)象通常是電極本身消耗，質(zhì)量減小。
正極：得電子，發(fā)生還原反應(yīng)，現(xiàn)象是常伴隨金屬的析出或H2的放出。
�、稍姵仉姌O反應(yīng)的書寫方法：
①原電池反應(yīng)所依托的化學(xué)反應(yīng)原理是氧化還原反應(yīng)，負極反應(yīng)是氧化反應(yīng)，正極反應(yīng)是還原反應(yīng)。
�、谠姵氐目偡磻�(yīng)式一般把正極和負極反應(yīng)式相加抵消掉電子而得。
�、试姵氐膽�(yīng)用：
�、偌涌旎瘜W(xué)反應(yīng)速率，如粗鋅制氫氣速率比純鋅制氫氣快。
�、诒容^金屬活動性強弱。
�、墼O(shè)計原電池。
�、芙饘俚母g。
�、嘶瘜W(xué)電源基本類型：
①干電池：活潑金屬作負極，被腐蝕或消耗。如：Cu-Zn原電池、鋅錳電池。
�、诔潆婋姵兀簝蓸O都參加反應(yīng)的原電池，可充電循環(huán)使用。如鉛蓄電池、鋰電池和銀鋅電池等。
�、廴剂想姵兀簝呻姌O材料均為惰性電極，電極本身不發(fā)生反應(yīng)，而是由引入到兩極上的物質(zhì)發(fā)生反應(yīng)，如H2、CH4燃料電池，其電解質(zhì)溶液常為堿性試劑(OH等)。
三、化學(xué)反應(yīng)速率與限度
1、化學(xué)反應(yīng)的速率
⑴概念：化學(xué)反應(yīng)速率通常用單位時間內(nèi)反應(yīng)物濃度的減少量或生成物濃度的增加量(均取正值)來表示。計算公式：=△C/△t
�、賳挝唬簂/(L·s)或l/(L·in)
�、贐為溶液或氣體，若B為固體或純液體不計算速率。
③重要規(guī)律：以 A+n Bp C+q D而言，用A、B濃度的減少或C、D濃度的增加所表示的化學(xué)反應(yīng)速率之間必然存在如下關(guān)系：
VA ：VB：VC ：VD= ：n ：c ：d。
�、朴绊懟瘜W(xué)反應(yīng)速率的因素：
內(nèi)因：由參加反應(yīng)的物質(zhì)的結(jié)構(gòu)和性質(zhì)決定的(主要因素)。
外因：外界條件對化學(xué)反應(yīng)速率有一定影響
�、贉囟龋荷邷囟�，增大速率;
②催化劑：一般加快反應(yīng)速率(正催化劑)。
③濃度：增加反應(yīng)物的濃度，增大速率(溶液或氣體才有濃度可言)。
�、軌簭姡涸龃髩簭�，增大速率(適用于有氣體參加的反應(yīng))。
⑤其它因素：如光(射線)、固體的表面積(顆粒大小)、反應(yīng)物的狀態(tài)(溶劑)、原電池等也會改變化學(xué)反應(yīng)速率。
2、化學(xué)反應(yīng)的限度
⑴化學(xué)平衡狀態(tài)：在一定條件下，當一個可逆反應(yīng)進行到正向反應(yīng)速率與逆向反應(yīng)速率相等時，反應(yīng)物和生成物的濃度不再改變，達到表面上靜止的一種“平衡狀態(tài)”，這就是這個反應(yīng)所能達到的限度，即化學(xué)平衡狀態(tài)。
化學(xué)反應(yīng)的限度：一定條件下，達到化學(xué)平衡狀態(tài)時化學(xué)反應(yīng)所進行的程度，就叫做該化學(xué)反應(yīng)的限度。
�、苹瘜W(xué)平衡狀態(tài)的特征：逆、動、定、變。
�、倌妫夯瘜W(xué)平衡研究的對象是可逆反應(yīng)。
�、趧樱簞討B(tài)平衡，達到平衡狀態(tài)時，正方應(yīng)速率和逆反應(yīng)速率相等，反應(yīng)沒有停止。
③定：達到平衡狀態(tài)時，各組分的濃度保持不變，各組成成分的含量保持一定。
④變：當條件變化時，化學(xué)反應(yīng)進行程度發(fā)生變化，反應(yīng)限度也發(fā)生變化。
⑶外界條件對反應(yīng)限度的影響
�、偻饨鐥l件改變，V正>V逆，化學(xué)反應(yīng)限度向著正反應(yīng)程度增大的方向變化，提高反應(yīng)物的轉(zhuǎn)化率;
②外界條件改變，V逆>V正，化學(xué)反應(yīng)限度向著逆反應(yīng)程度增大的方向變化，降低反應(yīng)物的轉(zhuǎn)化率。
3、反應(yīng)條件的控制
�、艔目刂品磻�(yīng)速率的角度：有利的反應(yīng)，加快反應(yīng)速率，不利的反應(yīng)，減慢反應(yīng)速率;
⑵從控制反應(yīng)進行的程度角度：促進有利的化學(xué)反應(yīng)，抑制不利的化學(xué)反應(yīng)。
化學(xué)反應(yīng)原理復(fù)習(xí) 8
定義：用來衡量化學(xué)反應(yīng)的快慢，單位時間內(nèi)反應(yīng)物或生成物的物質(zhì)的量的變化
表示方法：單位時間內(nèi)反應(yīng)濃度的減少或生成物濃度的增加來表示
計算公式：v=Δc/Δt(：平均速率，Δc：濃度變化，Δt：時間)單位：l/(L·s)
影響因素：
�、� 決定因素(內(nèi)因)：反應(yīng)物的性質(zhì)(決定因素)
�、� 條件因素(外因)：反應(yīng)所處的外界條件
外因?qū)λ俾实挠绊?/p>
注
1. 化學(xué)反應(yīng)速率是標量，只有大小而沒有方向;
2. 一般計算出來的化學(xué)反應(yīng)速率是一段時間內(nèi)的平均速率，不同時刻的化學(xué)反應(yīng)速率是不相同的，反應(yīng)速率均取正值;
3. 對于固體或氣體反應(yīng)中的液體物質(zhì)，反應(yīng)在其表面進行，壓強的.變化對濃度幾乎無影響，是不變的，因此一般不用固體、純液體表示化學(xué)反應(yīng)速率;
4. 對于同一化學(xué)反應(yīng)，用不同的物質(zhì)表示其化學(xué)反應(yīng)速率可能不相同，但其化學(xué)反應(yīng)速率之比等于化學(xué)方程式中的化學(xué)計量數(shù)之比;
5. 惰性氣體對于速率的影響：(該處知識為學(xué)生的易錯點，請注意)
�、俸銣睾闳輹r：充入惰性氣體→總壓增大，但是各分壓不變，各物質(zhì)濃度不變→反應(yīng)速率不變;
�、诤銣睾銐簳r：充入惰性氣體→體積增大→各反應(yīng)物濃度減小→反應(yīng)速率減慢。
化學(xué)反應(yīng)速率的定量比較
對于同一化學(xué)反應(yīng)，用不同物質(zhì)表示的反應(yīng)速率，其數(shù)值可能不同，但比較反應(yīng)速率的大小不能只看數(shù)值的大小，而要進行一定的轉(zhuǎn)化，具體比較方法如下：
(1) 一看：看化學(xué)反應(yīng)速率的單位是否統(tǒng)一;
(2) 二化：將不同物質(zhì)表示的化學(xué)反應(yīng)速率轉(zhuǎn)化成同一物質(zhì)表示的化學(xué)反應(yīng)速率，或分別除以相應(yīng)物質(zhì)的化學(xué)計量數(shù);
(3) 三比較：比較同一物質(zhì)表示的化學(xué)反應(yīng)速率或除以化學(xué)計量數(shù)之后的數(shù)值。數(shù)值越大，反應(yīng)進行的越快。
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