2012屆高考化學反應原理知識點總結

化學反應速率、化學平衡

一．化學反應速率

1．定義：化學反應速率是用來衡量化學反應進行快慢程度的，通常用單位時間內(nèi)反應物濃度的減少或生成物濃度的增加來表示。單位：mol/(L·min)或mol/(L·s)

v=△c·△t

2．規(guī)律：同一反應里用不同物質來表示的反應速率數(shù)值可以是不同的，但這些數(shù)值，都表示同一反應速率。且不同物質的速率比值等于其化學方程式中的化學計量數(shù)之比。如反應mA+nB=pC+qD的v(A)：v(B)：v(C)：v(D)=m：n：p：q

3．影響反應速率的因素

內(nèi)因：參加反應的物質的結構和性質是影響化學反應速率的決定性因素。例如H2、F2混合后，黑暗處都發(fā)生爆炸反應，化學反應速率極快，是不可逆反應。而H2、N2在高溫、高壓和催化劑存在下才能發(fā)生反應，化學反應速率較慢，由于是可逆反應，反應不能進行到底。

外因：

①濃度：當其他條件不變時，增大反應物的濃度，單位體積發(fā)生反應的分子數(shù)增加，反應速率加快。

②壓強：對于有氣體參加的反應，當其他條件不變時，增加壓強，氣體體積縮小，濃度增大，反應速率加快。

③溫度：升高溫度時，分子運動速率加快，有效碰撞次數(shù)增加，反應速率加快，一般來說，溫度每升高10℃反應速率增大到原來的2～4倍。

④催化劑：可以同等程度增大逆反應速率。

⑤其他因素：增大固體表面積（粉碎），光照也可增大某些反應的速率，此外，超聲波、電磁波、溶劑也對反應速率有影響。

【注意】：①改變外界條件時，若正反應速率增大，逆反應速率也一定增大，增大的倍數(shù)可能不同，但不可能正反應速率增大，逆反應速率減小。

②固體、純液體濃度視為常數(shù)，不能用其表示反應速率，它們的量的變化不會引起反應速率的變化，但其顆粒的大小可影響反應速率。

③增大壓強或濃度，是增大了分子之間的碰撞幾率，因此增大了化學反應速率；升高溫度或使用催化劑，提高了活化分子百分數(shù)，增大了有效碰撞次數(shù)，使反應速率增大。

（二）化學平衡

1．化學平衡狀態(tài)：指在一定條件下的可逆反應里，正反應和逆反應的速率相等，反應混合物中各組分的濃度不變的狀態(tài)。

2．化學平衡狀態(tài)的特征

（1）“等”即

V正=V逆>0。

（2）“動”即是動態(tài)平衡，平衡時反應仍在進行。

（3）“定”即反應混合物中各組分百分含量不變。

（4）“變”即條件改變，平衡被打破，并在新的條件下建立新的化學平衡。

（5）與途徑無關，外界條件不變，可逆反應無論是從正反應開始，還是從逆反應開始，都可建立同一平衡狀態(tài)（等效）。

3．化學平衡狀態(tài)的標志

化學平衡狀態(tài)的判斷（以mA+nBxC+yD為例），可從以下幾方面分析：

①v(B耗)=v(B生)

②v(C耗):v(D生)=x

:

y

③c(C)、C%、n(C)%等不變

④若A、B、C、D為氣體，且m+n≠x+y，壓強恒定

⑤體系顏色不變

⑥單位時間內(nèi)某物質內(nèi)化學鍵的斷裂量等于形成量

⑦體系平均式量恒定（m+n

≠

x+y）等

4．影響化學平衡的條件

（1）可逆反應中舊化學鍵的破壞，新化學鍵的建立過程叫作化學平衡移動。

（2）化學平衡移動規(guī)律——勒沙特列原理

如果改變影響平衡的一個條件（如濃度、壓強或溫度），平衡就向能夠減弱這種改變的方向移動。

①濃度：增大反應物（或減小生成物）濃度，平衡向正反應方向移動。

②壓強：增大壓強平衡向氣體體積減小的方向移動。減小壓強平衡向氣體體積增大的方向移動。

③溫度：升高溫度，平衡向吸熱反應方向移動。降低溫度，平衡向放熱反應方向移動。

④催化劑：不能影響平衡移動。

5．等效平衡

在條件不變時，可逆反應不論采取何種途徑，即由正反應開始或由逆反應開始，最后所處的平衡狀態(tài)是相同；一次投料或分步投料，最后所處平衡狀態(tài)是相同的。某一可逆反應的平衡狀態(tài)只與反應條件（物質的量濃度、溫度、壓強或體積）有關，而與反應途徑（正向或逆向）無關。

（1）等溫等容條件下等效平衡。對于某一可逆反應，在一定T、V條件下，只要反應物和生成物的量相當（即根據(jù)系數(shù)比換算成生成物或換算成反應物時與原起始量相同），則無論從反應物開始，還是從生成物開始，二者平衡等效。

（2）等溫、等壓條件下的等效平衡。反應前后分子數(shù)不變或有改變同一可逆反應，由極端假設法確定出兩初始狀態(tài)的物質的量比相同，則達到平衡后兩平衡等效。

（3）在定溫、定容情況下，對于反應前后氣體分子數(shù)不變的可逆反應，只要反應物（或生成物）的物質的量的比值與原平衡相同，兩平衡等效。

6．化學平衡計算時常用的2個率

（1）反應物轉化率=轉化濃度÷起始濃度×100%=轉化物質的量÷起始物質的量×100%。

（2）產(chǎn)品的產(chǎn)率=實際生成產(chǎn)物的物質的量÷理論上可得到產(chǎn)物的物質的量×100%。

7．催化劑

能改變其他物質的化學反應速率，本身在反應前后質量和性質都不變的物質。通常說的催化劑是指能加快化學反應速率的正催化劑，也有減慢化學反應速率的負催化劑或阻催化劑。在反應中加負催化劑能大大延緩反應速率，使人們不需要的化學反應如金屬的銹蝕，食物的腐爛，塑料的老化盡可能慢地發(fā)生。

催化劑的催化作用具有很強的選擇性，某種催化劑往往只能催化某一種反應或某一類反應。使用生物酶制劑時的選擇性更為突出。

常用的催化劑及催化反應

二氧化錳

氯酸鉀分解制氧氣；過氧化氫分解成水和氧氣。

五氧化二釩

二氧化硫催化氧化成三氧化硫。

鐵觸媒

合成氨。

鉑或鉑銠合金

氨的催化氧化。

硫酸汞

乙炔水化制乙醛。

醋酸錳

乙醛氧化制乙酸。

鎳

不飽和烴及其他不飽和有機物與氫氣的加成反應。

三溴化鐵

笨的溴化制溴苯。

使用催化劑進行催化反應時，要注意對反應物的凈化，避免帶入的某些雜質使催化劑喪失催化功能，這種作用稱作催化劑中毒。

8．可以利用平衡常數(shù)的值作標準判斷反應是否達到平衡及不

平衡時向哪個方向進行．如對于可逆反應mA(g)＋nB(g)pC(g)＋qD(g)，在一定溫度的任意時刻，反應物與生成物的濃度有如下關系

Qc＝，Qc叫該反應的濃度商．

Qc＜K，反應向正反應方向進行

Qc＝K，反應處于平衡狀態(tài)

Qc＞K，反應向逆反應方向進行

電解質溶液

一．電解質和非電解質、強電解質和弱電解質

1．電解質

凡是水溶液里或熔融狀態(tài)時能電離進而能導電的化合物叫做電解質。電解質溶于水或熔融時能電離出自由移動的陰、陽離子，在外電場作用下，自由移動的陰、陽離子分別向兩極運動，并在兩極發(fā)生氧化還原反應。所以說，電解質溶液或熔融狀態(tài)時導電是化學變化。

2．分類

（1）強電解質：是指在水溶液里幾乎能完全電離的電解質。

（2）弱電解質：是指在水溶液中只能部分電離的電解質。

3．強電解質和弱電解質的比較

強電解質

弱電解質

定義

水溶液里完全電離的電解質

水溶液里部分電離的電解質

化學鍵種類

離子鍵、強極性鍵

極性鍵

電離過程

完全電離

部分電離

表示方法

用等號“=”

用可逆號“”

代表物

強酸：HCl、H2SO4、HNO3、HI

強堿：NaOH、KOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2

絕大多數(shù)鹽：NaCl、BaSO4

弱酸：H2S、H2CO3、H3PO4、HF、CH3COOH

弱堿：NH3·H2O

個別鹽：HgCl2、Pb(CH3COO)2

4．非電解質

凡是在水溶液里或熔融狀態(tài)都不能電離也不能導電的化合物。

常見的非電解質

非金屬氧化物：CO2、SO2、SO3、NO2、P2O5

某些非金屬氫化物：CH4、NH3

大多數(shù)有機物：苯、甘油、葡萄糖

二．弱電解質的電離平衡

1．弱電解質的電離特點

（1）微弱：弱電解質在水溶液中的電離是部分電離、電離程度都比較小，分子、離子共同存在。

（2）可逆：弱電解質在水分子作用下電離出離子、離子又可重新結合成分子。因此，弱電解質的電離是可逆的。

（3）能量變化：弱電解質的電離過程是吸熱的。

（4）平衡：在一定條件下最終達到電離平衡。

2．電離平衡：當弱電解質分子離解成離子的速率等于結合成分子的速率時，弱電解質的電離就處于電離平衡狀態(tài)。電離平衡是化學平衡的一種，同樣具有化學平衡的特征。條件改變時平衡移動的規(guī)律符合勒沙特列原理。

三．水的電離和溶液的pH值

1．水的電離和水的離子積常數(shù)

H2O是一種極弱電解質，能夠發(fā)生微弱電離H2OH+

+

OH–

25℃時

c(H+)=c(OH–)=10–7

mol·L–1

水的離子積Kw=c(H+)·c(OH–)=10–14（25℃）

①Kw只與溫度有關，溫度升高，Kw增大。如：100℃

Kw=10–12

②Kw適用于純水或稀酸、稀堿、稀鹽水溶液中。

2．溶液的pH

（1）pH：pH=–lg[c(H+)]。在溶液的c(H+)很小時，用pH來表示溶液的酸堿度。

（2）含義：pH越大，c(H+)越小，c(OH–)越大，酸性越弱，堿性越強。pH越小c(H+)。c(OH–)越小，酸性越強，堿性越弱。

（3）范圍：0～14

四．鹽類水解

1．鹽類水解定義：在溶液中鹽電離出來的離子跟水所電離出來的H+或OH–結合生成弱電解質的反應叫作鹽類的水解。

2．鹽類水解規(guī)律

（1）誰弱誰水解，誰強顯誰性，越弱越水解，都弱都水解，兩強不水解。

（2）多元弱酸根、正酸根離子比酸式酸根離子水解程度大得多，故可只考慮第一步水解。

（3）水解是吸熱反應，升溫水解程度增大。

（4）單離子水解程度都很小，故書寫水解離子方程式時要用“”，不能用“↑”或“↓”符號。

3．鹽類水解的類型

（1）單向水解：強酸和弱堿生成的鹽，溶液呈酸性；強堿和弱酸生成的鹽，溶液顯堿性。如NH4Cl溶于水：

NH4+

+

H2O

NH3·H2O

+

H+

CH3COONa溶于水：CH3COO-

+

H2O

CH3COOH

+

OH-

（2）互相促進水解：弱酸和弱堿生成的鹽溶于水，電離產(chǎn)生弱酸的陰離子和弱堿的陽離子，二者分別結合水電離產(chǎn)生的H+和OH-發(fā)生水解，而水溶液的離子積不變，因此促進水的電離使反應進行的程度較大。溶液的酸堿性取決于生成的弱電解質的相對強弱。如CH3COONH4溶于水：

CH3COO-

+

NH4+

CH3COOH

+

NH3·H2O

（3）

互相抑制水解：能電離產(chǎn)生兩種以上的弱酸陰離子或弱堿陽離子的鹽溶于水，弱酸的陰離子或弱堿的陽離子均發(fā)生水解，但是互相抑制，所以這一類的水解程度較小。如

(NH4)2Fe(SO4)2溶于水：

NH4+

+

H2O

NH3·H2O

+

H+

Fe2+

+

2H2O

Fe(OH)2

+

H+

NH4+水解產(chǎn)生的H+對Fe2+的水解起到抑制作用，反之也成立。

五．電離平衡和水解平衡的比較

電

離

平

衡

水

解

平

衡

實

例

H2S水溶液（0.1mol/L）

Na2S水溶液（0.1mol/L）

研究對象

弱電解質（弱酸、弱堿、水）

強電解質（弱酸鹽、弱堿鹽）

實

質

弱酸

H+

+

弱酸根離子

弱堿

OH—

+

弱堿陽子

H2O

+

H2O

H3O+

+

OH—

離子化速率

=

分子化速率

弱酸根陰離子+H2O

弱酸

+

OH—

弱堿陽離子+H2O

弱堿

+

H+

水解速率

=

中和速率

程

度

酸或堿越弱，電離程度越小，多元酸的一級電離遠遠大于二級電離，大于三級電離……

“越弱越水解”，多元弱酸根一級水解遠遠大于二級水解，大于三級水解……

一般中和程度遠遠大于水解程度

雙水解程度較大，甚至很徹底。

能量變化

吸熱（極少數(shù)例外）

吸熱

表達式

電離方程式：①用“

”

②多元弱酸分步電離

H2S

H+

+

HS—

HS—

H+

+

S2—

水解反應離子方程式①用“

”

②多元弱酸根分步水解

③除了雙水解反應，產(chǎn)物不寫分解產(chǎn)物，不標↑或↓

S2—+H2O

HS—+OH—（主要）

HS—+H2O

H2S+OH—（次要）

微

粒

濃

度

大小比較

c(H2S)>c(H+)>c(HS—)>c(S2—)

>c(OH-)

c(Na+)>c(S2-)>c(OH-)>c(HS-)>c(H2S)>

c(H+)

電荷守恒式

c(H+)=

c(HS-)+2c(S2-)+

c(OH-)

c(Na+)+

c(H+)=

c(HS-)+2c(S2-)+

c(OH-)

物料守恒式

c(H2S)+c(HS—)+c(S2—)=0.1mol/L

c(H2S)+c(HS—)+c(S2—)=0.1mol/L=

c(Na+)/2

影

響

因

素

溫

度

升溫促進電離（極少數(shù)例外）

升溫促進水解

濃

度

稀

釋

促進電離，但濃度減小，酸性減弱

促進水解，但濃度減小，堿性減弱

通H2S

電離平衡向右移動，酸性增強，但

電離程度減小，電離常數(shù)不變。

S2—+H2O

HS—+

OH—

H2S

+

OH—

HS—+

H2O

促使上述平衡右移，合并為：H2S

+

S2—

2HS—

加Na2S

H2S

H+

+

HS—

S2—+

H+

HS—促使上述平衡右移，合并為：H2S

+

S2—

2HS—

水解平衡向右移動，堿性增強，但水解程度減小。

七．何時考慮鹽的水解

1．判斷鹽溶液酸堿性及能否使酸堿指示劑變色時，要考慮到鹽的水解。

2．配制某些鹽的溶液時，為了防止溶液變渾濁（水解），需加入對應的酸抑制其水解。如配制FeCl3溶液時，一般先將FeCl3溶解在鹽酸中，然后再加水稀釋。

3.比較鹽溶液中離子濃度大小時，要考慮到鹽的水解。如Na3PO4溶液中，c(Na+)

c(PO43

4.說明鹽溶液中微粒種類及多少時，要考慮到鹽的水解。例如Na2S溶液中含有Na+、HS-、OH-、H+、S2—、H2S，其濃度關系為：

八．溶液中微粒間的關系

（1）電荷守恒關系——指任何電解質溶液在整體上不顯電性，即溶液中所有陽離子帶的正電總量與所有陰離子帶的負電總量相等。

如在Na2S溶液中：

實質：所有Na+、H+帶的正電荷總物質的量==所有S2—、HS—、OH—帶的負電荷總物質的量。

表達形式：c(Na+)

+

c(H+)

=

2c(S2—)

+

c(HS—)

+

c(OH

—)

（2）物料守恒關系——指不論鹽中的哪種離子水解成多少種形式，它所含的一些元素原子的總物質的量之比一定符合它的化學式中的計量數(shù)比。

如在Na2S溶液中：

實質：n(Na)

:

n

(S的各種存在形式總和)

==

:

表達形式：c(Na+)

=

c(S2—)

+

c(HS—)

+

c(H2S)

（3）水電離的離子數(shù)守恒關系——指在任何電解質溶液中，由水電離產(chǎn)生的H+和OH—的數(shù)目一定相等的關系。如在Na2S溶液中：

實質：n(OH—)

==

溶液中自由H+物質的量與S2—結合水電離的H+物質的量之和

表達形式：c(OH

—)

=

c(H+)

+

c(HS—)

+

2c(H2S)

★該關系式可由電荷守恒式和物料守恒式代數(shù)變換得到。如將上述電荷守恒式與物料守恒式相減并移項即可得到上式。