① 化學反應的相關問題
看反應物和產物，我們看到了反應物的氣體只有1份，而CO卻有4份，即我們說反應之後更加混亂了，原因是1份的氣體反應生成了4份氣體
所以按照混亂度用熵來表示，我們認為是熵增反應
即△S＞0
而根據吉布斯自由能的表達方式△G=△H-T△S
只要△G＜0，反應可以自發進行，這里，T是華氏溫度，肯定大於0所以此反應
T△S＞0
根據上面的表達式無論△H的大小如何，只要T越大，△G就越小，即負的越多，越容易反應
這個是從熱力學角度
從動力學角度，溫度升高增快反應速率，有氣體參加的反應，壓強增大，增大反應速率
② .. 化學反應原理的細節知識與重點知識。。。
高二化學選修4復習提綱
第一章 化學反應與能量
一、焓變(ΔH) ： 反應熱
1．反應熱：一定條件下，一定物質的量的反應物之間完全反應所放出或吸收的熱量
2．焓變(ΔH)的意義：在恆壓條件下進行的化學反應的熱效應（1）.符號： △H（2）.單位：kJ/mol
3.產生原因：化學鍵斷裂——吸熱 化學鍵形成——放熱
放出熱量的化學反應。(放熱>吸熱) △H 為「-」或△H <0
吸收熱量的化學反應。（吸熱>放熱）△H 為「+」或△H >0
☆ 常見的放熱反應： ① 所有的燃燒反應 ② 酸鹼中和反應
③ 大多數的化合反應 ④ 金屬與酸的反應
⑤ 生石灰和水反應 ⑥ 濃硫酸稀釋、氫氧化鈉固體溶解等
☆ 常見的吸熱反應：① 晶體Ba(OH)2•8H2O與NH4Cl ② 大多數的分解反應
③ 以H2、CO、C為還原劑的氧化還原反應 ④ 銨鹽溶解等
二、熱化學方程式
書寫化學方程式注意要點:
①熱化學方程式必須標出能量變化。
②熱化學方程式中必須標明反應物和生成物的聚集狀態（g,l,s分別表示固態，液態，氣態，水溶液中溶質用aq表示）
③熱化學反應方程式要指明反應時的溫度和壓強。
④熱化學方程式中的化學計量數可以是整數，也可以是分數
⑤各物質系數加倍，△H加倍；反應逆向進行，△H改變符號，數值不變
三、燃燒熱
1．概念：25 ℃，101 kPa時，1 mol純物質完全燃燒生成穩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： ①研究條件：101 kPa ②反應程度：完全燃燒，產物是穩定的氧化物。
③燃燒物的物質的量：1 mol ④研究內容：放出的熱量。（ΔH<0，單位kJ/mol）
四、中和熱
1．概念：在稀溶液中，酸跟鹼發生中和反應而生成1mol H2O，這時的反應熱叫中和熱。
2．強酸與強鹼的中和反應其實質是H+和OH-反應，其熱化學方程式為：
H+(aq) +OH-(aq) =H2O(l) ΔH=－57.3kJ/mol
3．弱酸或弱鹼電離要吸收熱量，所以它們參加中和反應時的中和熱小於57.3kJ/mol。
4．中和熱的測定實驗
五、蓋斯定律
1．內容：化學反應的反應熱只與反應的始態（各反應物）和終態（各生成物）有關，而與具體反應進行的途徑無關，如果一個反應可以分幾步進行，則各分步反應的反應熱之和與該反應一步完成的反應熱是相同的。
2、運用：根據蓋斯定律，可以設計反應求出另一個反應的反應熱。
第二章 化學反應速率和化學平衡
一、化學反應速率
1. 化學反應速率（v）
⑴ 定義：用來衡量化學反應的快慢，單位時間內反應物或生成物的物質的量的變化
⑵ 表示方法：單位時間內反應濃度的減少或生成物濃度的增加來表示
⑶ 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）
⑷ 影響因素： ① 決定因素（內因）：反應物的性質（決定因素）
② 條件因素（外因）：反應所處的條件
2.
※注意：
（1）、參加反應的物質為固體和液體，由於壓強的變化對濃度幾乎無影響，可以認為反應速率不變。
（2）、惰性氣體對於速率的影響
①恆溫恆容時：充入惰性氣體→總壓增大，但是各分壓不變，各物質濃度不變→反應速率不變
②恆溫恆體時：充入惰性氣體→體積增大→各反應物濃度減小→反應速率減慢
二、化學平衡
（一）1.定義：
化學平衡狀態：一定條件下，當一個可逆反應進行到正逆反應速率相等時，更組成成分濃度不再改變，達到表面上靜止的一種「平衡」，這就是這個反應所能達到的限度即化學平衡狀態。
2、化學平衡的特徵: 逆（研究前提是可逆反應） 等（同一物質的正逆反應速率相等）
動（動態平衡） 定（各物質的濃度與質量分數恆定）
變（條件改變，平衡發生變化）
3、判斷平衡的依據
判斷可逆反應達到平衡狀態的方法和依據
例舉反應 mA(g)+nB(g) pC(g)+qD(g)
混合物體系中
各成分的含量 ①各物質的物質的量或各物質的物質的量的分數一定 平衡
②各物質的質量或各物質質量分數一定 平衡
③各氣體的體積或體積分數一定 平衡
④總體積、總壓力、總物質的量一定 不一定平衡
正、逆反應
速率的關系 ①在單位時間內消耗了m molA同時生成m molA，即V(正)=V(逆) 平衡
②在單位時間內消耗了n molB同時消耗了p molC，則V(正)=V(逆) 平衡
③V(A):V(B):V(C):V(D)=m:n:p:q，V(正)不一定等於V(逆) 不一定平衡
④在單位時間內生成n molB，同時消耗了q molD，因均指V(逆) 不一定平衡
壓強 ①m+n≠p+q時，總壓力一定（其他條件一定） 平衡
②m+n=p+q時，總壓力一定（其他條件一定） 不一定平衡
混合氣體平均相對分子質量Mr ①Mr一定時，只有當m+n≠p+q時 平衡
②Mr一定時，但m+n=p+q時 不一定平衡
溫度 任何反應都伴隨著能量變化，當體系溫度一定時（其他不變） 平衡
體系的密度 密度一定 不一定平衡
其他 如體系顏色不再變化等 平衡
（二）影響化學平衡移動的因素
1、濃度對化學平衡移動的影響
（1）影響規律：在其他條件不變的情況下，增大反應物的濃度或減少生成物的濃度，都可以使平衡向正方向移 動；增大生成物的濃度或減小反應物的濃度，都可以使平衡向逆方向移動
（2）增加固體或純液體的量，由於濃度不變，所以平衡不移動
（3）在溶液中進行的反應，如果稀釋溶液，反應物濃度減小，生成物濃度也減小， V正減小，V逆也減小，但是減小的程度不同，總的結果是化學平衡向反應方程式中化學計量數之和大的方向移動。
2、溫度對化學平衡移動的影響
影響規律：在其他條件不變的情況下，溫度升高會使化學平衡向著吸熱反應方向移動，溫度降低會使化學平衡向著放熱反應方向移動。
3、壓強對化學平衡移動的影響
影響規律：其他條件不變時，增大壓強，會使平衡向著體積縮小方向移動；減小壓強，會使平衡向著體積增大方向移動。
注意：（1）改變壓強不能使無氣態物質存在的化學平衡發生移動
（2）氣體減壓或增壓與溶液稀釋或濃縮的化學平衡移動規律相似
4、催化劑對化學平衡的影響：由於使用催化劑對正反應速率和逆反應速率影響的程度是等同的，所以平衡不移動。但是使用催化劑可以影響可逆反應達到平衡所需的時間。
5、勒夏特列原理（平衡移動原理）：如果改變影響平衡的條件之一（如溫度，壓強，濃度），平衡向著能夠減弱這種改變的方向移動。
三、化學平衡常數
（一）定義：在一定溫度下，當一個反應達到化學平衡時，生成物濃度冪之積與反應物濃度冪之積的比值是一個常數比值。 符號：K
（二）使用化學平衡常數K應注意的問題：
1、表達式中各物質的濃度是變化的濃度，不是起始濃度也不是物質的量。
2、K只與溫度（T）有關，與反應物或生成物的濃度無關。
3、反應物或生產物中有固體或純液體存在時，由於其濃度是固定不變的，可以看做是「1」而不代入公式。
4、稀溶液中進行的反應，如有水參加，水的濃度不必寫在平衡關系式中。
（三）化學平衡常數K的應用:
1、化學平衡常數值的大小是可逆反應進行程度的標志。K值越大，說明平衡時生成物的濃度越大，它的正向反應進行的程度越大，即該反應進行得越完全，反應物轉化率越高。反之，則相反。 一般地，K>105時，該反應就進行得基本完全了。
2、可以利用K值做標准，判斷正在進行的可逆反應是否平衡及不平衡時向何方進行建立平衡。（Q：濃度積）
Q〈 K:反應向正反應方向進行; Q = K:反應處於平衡狀態 ; Q 〉K:反應向逆反應方向進行
3、利用K值可判斷反應的熱效應
若溫度升高，K值增大，則正反應為吸熱反應
若溫度升高，K值減小，則正反應為放熱反應
＊四、等效平衡
1、概念：在一定條件下（定溫、定容或定溫、定壓），只是起始加入情況不同的同一可逆反應達到平衡後，任何相同組分的百分含量均相同，這樣的化學平衡互稱為等效平衡。
2、分類
（1）定溫，定容條件下的等效平衡
第一類：對於反應前後氣體分子數改變的可逆反應：必須要保證化學計量數之比與原來相同；同時必須保證平衡式左右兩邊同一邊的物質的量與原來相同。
第二類：對於反應前後氣體分子數不變的可逆反應：只要反應物的物質的量的比例與原來相同即可視為二者等效。
（2）定溫，定壓的等效平衡： 只要保證可逆反應化學計量數之比相同即可視為等效平衡。
五、化學反應進行的方向
1、反應熵變與反應方向：
（1）熵:物質的一個狀態函數，用來描述體系的混亂度，符號為S. 單位：J•mol-1•K-1
(2) 體系趨向於有序轉變為無序，導致體系的熵增加，這叫做熵增加原理，也是反應方向判斷的依據。.
（3）同一物質，在氣態時熵值最大，液態時次之，固態時最小。即S(g)〉S(l)〉S(s)
2、反應方向判斷依據
在溫度、壓強一定的條件下，化學反應的判讀依據為：
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
注意：（1）ΔH為負，ΔS為正時，任何溫度反應都能自發進行
（2）ΔH為正，ΔS為負時，任何溫度反應都不能自發進行
第三章 水溶液中的離子平衡
一、弱電解質的電離
1、定義：電解質：在水溶液中或熔化狀態下能導電的化合物,叫電解質。
非電解質 ：在水溶液中或熔化狀態下都不能導電的化合物。
強電解質 ：在水溶液里全部電離成離子的電解質 。
弱電解質： 在水溶液里只有一部分分子電離成離子的電解質 。
2、電解質與非電解質本質區別：
電解質——離子化合物或共價化合物 非電解質——共價化合物
注意：①電解質、非電解質都是化合物 ②SO2、NH3、CO2等屬於非電解質
③強電解質不等於易溶於水的化合物（如BaSO4不溶於水，但溶於水的BaSO4全部電離，故BaSO4為強電解質）——電解質的強弱與導電性、溶解性無關。
3、電離平衡：在一定的條件下，當電解質分子電離成離子的速率和離子結合成分子的速率相同時，電離過程就達到了平衡狀態，這叫電離平衡。
4、影響電離平衡的因素：
A、溫度：電離一般吸熱，升溫有利於電離。
B、濃度：濃度越大，電離程度越小；溶液稀釋時，電離平衡向著電離的方向移動。
C、同離子效應：在弱電解質溶液里加入與弱電解質具有相同離子的電解質，會 減弱 電離。
D、其他外加試劑：加入能與弱電解質的電離產生的某種離子反應的物質時，有利於電離。
5、電離方程式的書寫：用可逆符號 弱酸的電離要分布寫（第一步為主）
6、電離常數：在一定條件下，弱電解質在達到電離平衡時，溶液中電離所生成的各種離子濃度的乘積，跟溶液中未電離的分子濃度的比是一個常數。叫做電離平衡常數，（一般用Ka表示酸，Kb表示鹼）表示方法：AB A++B- Ki=[ A+][ B-]/[AB]
7、影響因素：
a、電離常數的大小主要由物質的本性決定。
b、電離常數受溫度變化影響，不受濃度變化影響，在室溫下一般變化不大。
c、同一溫度下，不同弱酸，電離常數越大，其電離程度越大，酸性越強。如：H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO
二、水的電離和溶液的酸鹼性
1、水電離平衡： 水的離子積：KW =c[H+]•c[OH-]
25℃時, [H+]=[OH-] =10-7 mol/L ; KW = [H+]•[OH-] = 1*10-14
注意：KW只與溫度有關，溫度一定，則KW值一定; KW不僅適用於純水，適用於任何溶液（酸、鹼、鹽）
2、水電離特點：（1）可逆 （2）吸熱 （3）極弱
3、影響水電離平衡的外界因素： ①酸、鹼 ：抑制水的電離 KW〈1*10-14
②溫度：促進水的電離（水的電離是吸熱的）
③易水解的鹽：促進水的電離 KW 〉 1*10-14
4、溶液的酸鹼性和pH： （1）pH=-lgc[H+]
（2）pH的測定方法：
酸鹼指示劑—— 甲基橙 、 石蕊 、 酚酞 。
變色范圍：甲基橙 3.1~4.4（橙色） 石蕊5.0~8.0（紫色） 酚酞8.2~10.0（淺紅色）
pH試紙 —操作玻璃棒蘸取未知液體在試紙上，然後與標准比色卡對比即可。
注意：①事先不能用水濕潤PH試紙；②廣泛pH試紙只能讀取整數值或范圍
三 、混合液的pH值計算方法公式
1、強酸與強酸的混合：
（先求[H+]混：將兩種酸中的H+離子物質的量相加除以總體積，再求其它）
[H+]混 =（[H+]1V1+[H+]2V2）/（V1+V2）
2、強鹼與強鹼的混合：（先求[OH-]混：將兩種酸中的OH 離子物質的量相加除以總體積，再求其它）
[OH-]混＝（[OH-]1V1+[OH-]2V2）/（V1+V2） (注意 :不能直接計算[H+]混)
3、強酸與強鹼的混合：（先據H+ + OH- ==H2O計算餘下的H+或OH-，①H+有餘，則用餘下的H+數除以溶液總體積求[H+]混；OH-有餘，則用餘下的OH-數除以溶液總體積求[OH-]混，再求其它）
四、稀釋過程溶液pH值的變化規律：
1、強酸溶液：稀釋10n倍時，pH稀 = pH原+ n （但始終不能大於或等於7）
2、弱酸溶液：稀釋10n倍時，pH稀 〈 pH原+n （但始終不能大於或等於7）
3、強鹼溶液：稀釋10n倍時，pH稀 = pH原－n （但始終不能小於或等於7）
4、弱鹼溶液：稀釋10n倍時，pH稀 〉 pH原－n （但始終不能小於或等於7）
5、不論任何溶液，稀釋時pH均是向7靠近（即向中性靠近）；任何溶液無限稀釋後pH均接近7
6、稀釋時，弱酸、弱鹼和水解的鹽溶液的pH變化得慢，強酸、強鹼變化得快。
五、強酸（pH1）強鹼（pH2）混和計算規律w.w.w.k.s.5.u.c.o.m
1、若等體積混合： pH1+pH2=14 則溶液顯中性pH=7
pH1+pH2≥15 則溶液顯鹼性pH=pH2-0.3
pH1+pH2≤13 則溶液顯酸性pH=pH1+0.3
2、若混合後顯中性
pH1+pH2=14 V酸：V鹼=1：1
pH1+pH2≠14 V酸：V鹼=1：1014-（pH1+pH2）
六、酸鹼中和滴定：
1、中和滴定的原理：實質：H++OH—=H2O 即酸能提供的H+和鹼能提供的OH-物質的量相等。
2、中和滴定的操作過程：
（1）儀②滴定管的刻度，O刻度在上，往下刻度標數越來越大，全部容積大於它的最大刻度值，因為下端有一部分沒有刻度。滴定時，所用溶液不得超過最低刻度，不得一次滴定使用兩滴定管酸（或鹼），也不得中途向滴定管中添加。②滴定管可以讀到小數點後一位。
（2）葯品：標准液；待測液；指示劑。
（3）准備過程：准備：檢漏、洗滌、潤洗、裝液、趕氣泡、調液面。
（洗滌：用洗液洗→檢漏：滴定管是否漏水→用水洗→用標准液洗（或待測液洗）→裝溶液→排氣泡→調液面→記數據V(始)
（4）試驗過程
3、酸鹼中和滴定的誤差分析
誤差分析：利用n酸c酸V酸=n鹼c鹼V鹼進行分析
式中：n——酸或鹼中氫原子或氫氧根離子數；c——酸或鹼的物質的量濃度；
V——酸或鹼溶液的體積。當用酸去滴定鹼確定鹼的濃度時，則：c鹼=
上述公式在求算濃度時很方便，而在分析誤差時起主要作用的是分子上的V酸的變化，因為在滴定過程中c酸為標准酸，其數值在理論上是不變的，若稀釋了雖實際值變小，但體現的卻是V酸的增大，導致c酸偏高；V鹼同樣也是一個定值，它是用標準的量器量好後注入錐形瓶中的，當在實際操作中鹼液外濺，其實際值減小，但引起變化的卻是標准酸用量的減少，即V酸減小，則c鹼降低了；對於觀察中出現的誤差亦同樣如此。綜上所述，當用標准酸來測定鹼的濃度時，c鹼的誤差與V酸的變化成正比，即當V酸的實測值大於理論值時，c鹼偏高，反之偏低。
同理，用標准鹼來滴定未知濃度的酸時亦然。
七、鹽類的水解（只有可溶於水的鹽才水解）
1、鹽類水解：在水溶液中鹽電離出來的離子跟水電離出來的H+或OH-結合生成弱電解質的反應。
2、水解的實質： 水溶液中鹽電離出來的離子跟水電離出來的H+或OH-結合,破壞水的電離，是平衡向右移動，促進水的電離。
3、鹽類水解規律：
①有 弱 才水解，無弱不水解，越弱越水解；誰 強顯誰性，兩弱都水解，同強顯中性。
②多元弱酸根，濃度相同時正酸根比酸式酸根水解程度大，鹼性更強。 (如:Na2CO3 ＞NaHCO3)
4、鹽類水解的特點：（1）可逆（與中和反應互逆） （2）程度小 （3）吸熱
5、影響鹽類水解的外界因素：
①溫度：溫度越 高 水解程度越大 （水解吸熱，越熱越水解）
②濃度：濃度越小，水解程度越 大 （越稀越水解）
③酸鹼：促進或抑制鹽的水解（H+促進 陰離子 水解而 抑制 陽離子水解；OH -促進陽離子水解而抑制陰離子水解）
6、酸式鹽溶液的酸鹼性：
①只電離不水解：如HSO4- 顯 酸 性
②電離程度＞水解程度，顯 酸 性 （如: HSO3- 、H2PO4-）
③水解程度＞電離程度，顯 鹼 性 （如：HCO3- 、HS- 、HPO42-）
7、雙水解反應：
（1）構成鹽的陰陽離子均能發生水解的反應。雙水解反應相互促進，水解程度較大，有的甚至水解完全。使得平衡向右移。
（2）常見的雙水解反應完全的為：Fe3+、Al3+與AlO2-、CO32-(HCO3-)、S2-(HS-)、SO32-(HSO3-)；S2-與NH4+；CO32-(HCO3-)與NH4+其特點是相互水解成沉澱或氣體。雙水解完全的離子方程式配平依據是兩邊電荷平衡，
如：2Al3+ + 3S2- + 6H2O == 2Al(OH)3↓+ 3H2S↑
8、鹽類水解的應用：
水解的應用 實例 原理
1、凈水 明礬凈水 Al3++3H2O Al(OH)3(膠體)+3H+
2、去油污 用熱鹼水冼油污物品 CO32-+H2O HCO3-+OH-
3、葯品的保存 ①配製FeCl3溶液時常加入少量鹽酸 Fe3++3H2O Fe(OH)3+3H+
②配製Na2CO3溶液時常加入少量NaOH CO32-+H2O HCO3-+OH-
4、制備無水鹽 由MgCl2•6H2O制無水MgCl2 在HCl氣流中加熱 若不然，則：
MgCl2•6H2O Mg(OH)2+2HCl+4H2O
Mg(OH)2 MgO+H2O
5、泡沫滅火器 用Al2(SO4)3與NaHCO3溶液混合 Al3++3HCO3-=Al(OH)3↓+3CO2↑
6、比較鹽溶液中離子濃度的大小 比較NH4Cl溶液中離子濃度的大小 NH4++H2O NH3•H2O+H+
c(Cl-)>c(NH4+)>c(H+)>c(OH)-
9、水解平衡常數 （Kh）
對於強鹼弱酸鹽：Kh =Kw/Ka(Kw為該溫度下水的離子積，Ka為該條件下該弱酸根形成的弱酸的電離平衡常數)
對於強酸弱鹼鹽：Kh =Kw/Kb（Kw為該溫度下水的離子積，Kb為該條件下該弱鹼根形成的弱鹼的電離平衡常數）
八、電離、水解方程式的書寫原則
1、多元弱酸（多元弱酸鹽）的電離（水解）的書寫原則：分步書寫
注意：不管是水解還是電離，都決定於第一步，第二步一般相當微弱。
2、多元弱鹼（多元弱鹼鹽）的電離（水解）書寫原則：一步書寫
九、溶液中微粒濃度的大小比較
基本原則：抓住溶液中微粒濃度必須滿足的三種守恆關系：
①電荷守恆：任何溶液均顯電 中 性，各陽離子濃度與其所帶電荷數的乘積之和＝各陰離子濃度與其所帶電荷數的乘積之和
②物料守恆: （即原子個數守恆或質量守恆）某原子的總量(或總濃度)＝其以各種形式存在的所有微粒的量(或濃度)之和
③質子守恆：即水電離出的H+濃度與OH-濃度相等。
十、難溶電解質的溶解平衡
1、難溶電解質的溶解平衡的一些常見知識
（1）溶解度 小於 0.01g的電解質稱難溶電解質。
（2）反應後離子濃度降至1*10-5以下的反應為完全反應。如酸鹼中和時[H+]降至10-7mol/L<10-5mol/L，故為完全反應，用「=」，常見的難溶物在水中的離子濃度均遠低於10-5mol/L，故均用「=」。
（3）難溶並非不溶，任何難溶物在水中均存在溶解平衡。
（4）掌握三種微溶物質：CaSO4、Ca(OH)2、Ag2SO4
（5）溶解平衡常為吸熱，但Ca(OH)2為放熱，升溫其溶解度減少。
（6）溶解平衡存在的前提是：必須存在沉澱，否則不存在平衡。
2、溶解平衡方程式的書寫
注意在沉澱後用(s)標明狀態，並用「 」。如：Ag2S(s) 2Ag+(aq）+ S2-(aq)
3、沉澱生成的三種主要方式
（1）加沉澱劑法：Ksp越小（即沉澱越難溶），沉澱越完全；沉澱劑過量能使沉澱更完全。
（2）調pH值除某些易水解的金屬陽離子：如加MgO除去MgCl2溶液中FeCl3。
（3）氧化還原沉澱法：
（4）同離子效應法
4、沉澱的溶解：
沉澱的溶解就是使溶解平衡正向移動。常採用的方法有：①酸鹼；②氧化還原；③ 沉澱轉化 。
5、沉澱的轉化：
溶解度大的生成溶解度小的，溶解度小的生成溶解度 更小 的。
如：AgNO3 AgCl(白色沉澱) AgBr（淡黃色） AgI （黃色） Ag2S（黑色）
6、溶度積（KSP）
（1）定義：在一定條件下，難溶電解質電解質溶解成離子的速率等於離子重新結合成沉澱的速率，溶液中各離子的濃度保持不變的狀態。
（2）表達式：AmBn(s) mAn+(aq)+nBm-(aq) KSP= [c(An+)]m •[c(Bm-)]n
（3）影響因素： 外因：①濃度：加水，平衡向溶解方向移動。
②溫度：升溫，多數平衡向溶解方向移動。
（4）溶度積規則：QC為離子積
QC〉KSP 有沉澱析出 QC= KSP 平衡狀態 QC 〈KSP 未飽和，繼續溶解
第四章 電化學基礎
第一節 原電池
1、概念：化學能轉化為電能的裝置叫做原電池
2、組成條件：①兩個活潑性不同的電極② 電解質溶液③ 電極用導線相連並插入電解液構成閉合迴路
3、電子流向：外電路： 負 極——導線—— 正 極
內電路：鹽橋中 陰 離子移向負極的電解質溶液，鹽橋中 陽 離子移向正極的電解質溶液。
4、電極反應：以鋅銅原電池為例：
負極：氧化反應：Zn－2e＝Zn2＋ （較活潑金屬）
正極：還原反應：2H＋＋2e＝H2↑（較不活潑金屬）
總反應式：Zn+2H+=Zn2++H2↑
5、正、負極的判斷：
（1）從電極材料：一般較活潑金屬為負極；或金屬為負極，非金屬為正極。
（2）從電子的流動方向 負極流入正極
（3）從電流方向 正極流入負極
（4）根據電解質溶液內離子的移動方向陽離子流向正極，陰離子流向負極
（5）根據實驗現象①溶解的一極為負極②增重或有氣泡一極為正極
三、燃料電池
1、燃料電池： 是使燃料與氧化劑反應直接產生電流的一種原電池
2、電極反應：一般燃料電池發生的電化學反應的最終產物與燃燒產物相同，可根據燃燒反應寫出總的電池反應，但不註明反應的條件。，負極發生氧化反應，正極發生還原反應，不過要注意一般電解質溶液要參與電極反應。以氫氧燃料電池為例，鉑為正、負極，介質分為酸性、鹼性和中性。
當電解質溶液呈酸性時： 負極：2H2－4e =4H+ 正極：O2＋4 e 4H+ =2H2O
當電解質溶液呈鹼性時： 負極：2H2＋4OH－4e＝4H2O 負極：O2＋2H2O＋4 e＝4OH
另一種燃料電池是用金屬鉑片插入KOH溶液作電極，又在兩極上分別通甲烷燃料和氧氣氧化劑。
電極反應式為：負極：CH4＋10OH－－8e ＝ 7H2O；
正極：4H2O＋2O2＋8e＝8 OH－。
電池總反應式為：CH4＋2O2＋2KOH＝K2CO3＋3H2O
3、燃料電池的優點：能量轉換率高、廢棄物少、運行噪音低
四、廢棄電池的處理：回收利用
第三節 電解池
一、電解原理
1、電解池：把電能轉化為化學能的裝置也叫電解槽
2、電解：電流(外加直流電)通過電解質溶液而在陰陽兩極引起氧化還原反應(被動的不是自發的)的過程
3、放電：當離子到達電極時，失去或獲得電子，發生氧化還原反應的過程
4、電子流向：（電源）負極—（電解池）陰極—（離子定向運動）電解質溶液—（電解池）陽極—（電源）正極
5、電極名稱及反應：
陽極：與直流電源的 正極 相連的電極，發生 氧化 反應
陰極：與直流電源的 負極 相連的電極，發生 還原 反應
6、電解CuCl2溶液的電極反應： 陽極：2Cl- -2e=Cl2 (氧化) 陰極：Cu2++2e=Cu(還原)
總反應式：CuCl2 =Cu+Cl2 ↑
7、電解本質：電解質溶液的導電過程，就是電解質溶液的電解過程
☆規律總結：電解反應離子方程式書寫：
陽離子放電順序：Ag+>Hg2+>Fe3+>Cu2+>H+（指酸電離的)>Pb2+>Sn2+>Fe2+>Zn2+>Al3+>Mg2+>Na+>Ca2+>K+
陰離子放電順序：是惰性電極時：S2->I->Br->Cl->OH->NO3->SO42-(等含氧酸根離子)>F-(SO32-/MnO4->OH-)
是活性電極時：電極本身溶解放電
注意先要看電極材料，是惰性電極還是活性電極，若陽極材料為活性電極（Fe、Cu)等金屬，則陽極反應為電極材料失去電子，變成離子進入溶液；若為惰性材料，則根據陰陽離子的放電順序，依據陽氧陰還的規律來書寫電極反應式。
電解質水溶液點解產物的規律
類型 電極反應特點 實例 電解對象 電解質濃度 pH 電解質溶液復原
分解電解質型 電解質電離出的陰陽離子分別在兩極放電 HCl 電解質 減小 增大 HCl
CuCl2 --- CuCl2
放H2生成鹼型 陰極：水放H2生鹼
陽極：電解質陰離子放電 NaCl 電解質和水 生成新電解質 增大 HCl
放氧生酸型 陰極：電解質陽離子放電
陽極：水放O2生酸 CuSO4 電解質和水 生成新電解質 減小 氧化銅
電解水型 陰極：4H+ + 4e- == 2H2 ↑
陽極：4OH- - 4e-= O2↑+ 2H2O NaOH 水 增大 增大 水
H2SO4 減小
Na2SO4 不變
上述四種類型電解質分類：
（1）電解水型：含氧酸，強鹼，活潑金屬含氧酸鹽
（2）電解電解質型：無氧酸，不活潑金屬的無氧酸鹽（氟化物除外）
（3）放氫生鹼型：活潑金屬的無氧酸鹽
（4）放氧生酸型：不活潑金屬的含氧酸鹽
③ 關於化學反應速率的2個問題。急！！
化學反應速率首先決定於化學反應的性質,這是影響反應速率的內因.
例如溶液中的離子反應通常較快,異相反應(氣-固反應,氣-液反應,不相
溶的液-液反應等)通常較慢;即便都是在溶液中進行,不同的反應,速率
也不相同,離子交換反應快,氧化還原反應相對較慢.對於給定的化學反應
來說,其反應速率還要受到反應進行時所處條件的影響,這些條件主要包括
濃度(或壓力),溫度和有無催化劑等.
5.3.1 濃度對反應速率的影響
眾所周知,燃料或鋼鐵在純氧中的氧化反應比在空氣中反應更劇烈,即
反應物氧氣的濃度增大,反應速率也增大.大量的實驗表明,化學反應速率
隨反應物濃度的增加而增大.那麼反應速率與反應物濃度之間到底有沒有定
量關系呢 又有怎樣的定量關系呢
1.反應機理(reaction mechanism)的概念
5.3 影響反應速率的外界因素 ·199·
很多化學反應不是一步就完成的,因此在研究化學反應速率時,常常需
要了解反應機理又稱反應歷程(reaction path),即需要了解在化學反應過程
中從反應物變為生成物所經歷的具體途徑.
例如人們熟知的化學反應:
Br2 (g) + H2 (g) → 2 HBr (g)
此反應式表示的是一個宏觀的總反應.實際上,該反應並不是一步完成的,
而是經歷了如下五個步驟:
(1) Br2 → 2 Br
(2) Br + H2 → HBr + H
(3) H + Br2 → HBr + Br
(4) H + HBr → H2 + Br
(5) Br + Br → Br2
上述五個步驟的每一步的生成物都是由反應物一步就直接轉化而成的.這種
由反應物分子(或離子,原子,自由基等)直接作用而生成產物的反應稱為
元反應(elementary reaction).由1個元反應組成的總反應稱為簡單反應,
如2NO2 → 2NO + O2是簡單反應;由2個或2個以上元反應所組成的總反應
稱為復雜反應,如上述溴和氫氣的反應是由5個元反應所組成的復雜反應.
2.質量作用定律和速率方程(mass action law & rate equation)
經驗告訴我們,當反應物濃度小時,反應進行得慢,而當反應物濃度增
大時,反應速率一般都要加快.研究濃度對反應速率的影響的方法之一是:
在保持其它反應物濃度不變的情況下,測定某個反應物濃度與初速率(t=0
時的反應速率)的函數關系.比如對於下列反應:
aA + bB → gG + dD
首先,假定其速率方程式(表示反應速率與反應物濃度之間關系的式
子)為
y
B
x
Ackcv= (5-3)
式中,k稱為速率常數(rate constant).x和y分別叫做反應物A和B的反
應級數(reaction order),x+y是該化學反應的級數.x+y等於幾,則該反應
就是幾級反應.
·200· 第5章 化學反應速率
第二步,在保持反應物A的濃度不變的情況下改變反應物B的濃度進而
求出y,比如,當B的濃度增加到原來的n倍時,如果反應速率v也增加到
原來的n倍,則y=1,若增加到原來的n2倍,則y=2;同理,在保持B的濃
度不變的情況下改變A的濃度可求出x.如此便可求出反應的速率方程.
人類在很早的時候就開始研究濃度與反應速率的關系,1864年挪威的C
·M·古爾德貝格(C.M.Guldberg,1836~1902)和P·瓦格(P.Waage,
1833~1900)便總結出:在給定溫度下,反應速率與反應物濃度(以計量系
數為指數)的乘積成正比,這個定量關系叫做質量作用定律.1888年奧斯特
瓦爾德(F.W.Ostwald,1853~1932)提出稀釋定律,最先將質量作用定律應
用於電離上,在歷史上起了重要作用.後來的大量實驗證明,質量作用定律
只適用於元反應.也就是說,對於元反應或只包含1個元反應的簡單反應,
可根據反應的方程式直接寫出它的速率方程.例如下列反應
a A + b B → g G + d D
如果該反應是元反應,則它的速率方程就可以寫成
b
B
a
Ackcv=
值得注意的是:如果通過上述實驗方法求出的x和y恰好分別等於反應
物A和B的計量系數,也不能就此說明該反應一定是元反應.
對於復雜反應,除了根據上述實驗方法求取速率方程外,如果已知反應
機理,也可通過理論推導得到速率方程.如:已知反應
I2 + H2 → 2HI
是經由下列兩個元反應完成的:
(1) I2 → 2I (快)
(2) 2I + H2 → 2HI (慢)
第一步是快反應,很快達到平衡,此時
1
2
2
k
c
c
c
c
I
I
=
θ
θ
省去cΘ得,
21
2
IIckc= (1k是個常數)
第二步是各步反應中最慢的一步,稱為速率控制步驟(rate determining
5.3 影響反應速率的外界因素 ·201·
step)或稱為速率控制反應(rate determining reaction),它決定了整個反
應的速率,所以
2
22IHcckv=
將
21
2
IIckc=代入,並將2個常數合並,則
22IHckcv=
不管通過哪種形式得到的速率方程,均可用以了解在給定條件下該反應
在任意反應物濃度下的反應速率.這里強調在給定條件下,就是因為當條件
改變時,速率方程可能發生變化,原因是:速率常數可能發生變化,甚至可
能因反應機理改變而導致反應物濃度的指數發生變化.
絕大多數的化學反應都不是一步就完成的,而是復雜反應,相應的反應
級數可以是整數,也可以是分數或小數.對於零級反應(zero order
reaction),其反應速率與反應物濃度的零次方成正比,也就是說,速率是
一個常數.許多發生在固體表面的反應是零級的,如氧化亞氮在細顆粒金錶
面的熱分解就是一實例:
)()()(gOgNgONAu
2222
1
+ →
=v0)(
2ONck=k (5-4)
和任何的零級反應一樣,N2O的分解以勻速進行,即任一反應物在單位時間
內濃度的減少值是個常數.一般地,假如某反應物起始 (t=0) 時的濃度為
c0,反應時間t時的濃度為c,則
c = c0 - k t (5-5)
其中k為該反應物單位時間內濃度的減少值.
絕大多數的反應並不是零級的,它們的反應速率隨反應物濃度的變化而
變化,其中一級反應(first order reaction)極為常見,典型的例子是五氧化二
氮的分解:
2N2O5(g) → 4NO2(g) + O2(g)
速率方程為
52oNkcv=,67℃時,此反應的速率常數1min35.0 =k.
一級反應的速率方程可用一般式表示為:
kcv= (5-6)
如果反應開始(t=0)時的濃度為c0,反應進行到任一時刻t時的濃度為c,則
·202· 第5章 化學反應速率
v= dt/dcvB
1 =ck'或cdc/ =kt,積分
∫∫=
c
c
t
kdt
c
dc
00
kt
c
c
lno= (5-7)
反應物濃度由0c消耗到02
1cc=所需要的反應時間稱為半衰期(half-
life),以t
2
1表示.由上式可得
kk
t
693202
2
1
.ln
== (5-8)
可以看出,一級反應的半衰期與反應物的起始濃度0c無關.例如濃度從
0c降到0c/2,或從0c/2降到0c/4,以及從0c/4降到0c/8等等,所需時間都
相同,均為t
2
1.這是一級反應的一個特徵,所以半衰期只在一級反應中較常
使用.也正因為一級反應的半衰期與反應物的起始濃度無關,所以可從半衰
期的大小直接看出反應的快慢.放射性同位素的衰變反應多為一級反應,通
常用半衰期來表示它的衰變速率,而不是用速率常數.
【例5.1】有一化學反應:a A + b B = C,在298.15K時,將A,B溶液按
不同濃度混合反應,得到以下實驗數據:
A的起始濃度/mol·dm-3 B的起始濃度/mol·dm-3 初速率/ mol·dm-3·s-1
1.0 1.0 1.2×10-2
2.0 1.0 2.3×10-2
4.0 1.0 4.8×10-2
1.0 1.0 1.2×10-2
1.0 2.0 4.8×10-2
1.0 4.0 1.9×10-1
求該反應的速率方程式和速率常數.
解:反應的速率方程式可寫為:
n
B
m
Ackcv =,分析實驗數據,找出
m,n值.前面3次實驗,B的濃度保持不變,而改變A的濃度.當A的濃
度增大為原來的x倍時,反應速率也增加為原來的x倍,從實驗結果中看
出,反應速率與A的濃度成正比,即m=1.後面3次實驗保持A的濃度不變
而改變B的濃度,當B的濃度增大為原來的x倍時,反應速率增大為原來的
x2倍,說明反應速率與B濃度的平方成正比,n=2.因此該反應的速率方程
5.3 影響反應速率的外界因素 ·203·
式為 2
BAckcv =,它是一個3級反應.代入任一組數據,即可求出速率常
數.
1262126
2
2
1021
11
1021
×=
×
×
=smoldm.smoldm
.
k
則該反應的速率方程為
221021BAccv ×=.
例5.2 298.15K時N2O5(g)分解作用半衰期為5小時42分,此值與N2O5
的起始壓力無關.試求:(1)速率常數.(2)作用完成90%所需的時間
(以小時為單位).
解:(1)因為半衰期與起始壓力無關. 所以是一級反應.
kt
c
c
=0ln.根據式(5-8)得:
)(.
.
..
/
1
21
1220
75
6932069320 ===h
t
k
(2) 根據式(5-7)得
t1220
10
1
.
.
ln=
∴ t = 18.9 (h)
5.3.2 溫度對反應速率的影響
大多數化學反應的反應速率隨著溫度的升高而加快.這是因為溫度升高
時,反應體系中活化分子的百分數增加,導致有效碰撞的次數增加的緣故.
將食物貯存在冰箱里,就是為了降低反應速率,防止食物腐敗.氫氣和氧氣
在室溫下作用極慢,以致幾年都觀察不出反應的發生,但如果溫度升高到
873K,則立即發生劇烈反應,甚至發生爆炸.
1884年,范特霍夫根據溫度對反應速率影響的實驗,歸納得到一近似規
則:溫度每升高10K,一般反應的速率大約增加2~4倍,這個規則稱為范特
霍夫規則.
范特霍夫規則只能粗略估計溫度對反應速率的影響,而不能說明為什麼
升高同樣的溫度,不同的反應,其反應速率增大的程度卻不同.也是在1887
年阿侖尼烏斯總結出另一個經驗公式:
·204· 第5章 化學反應速率
RT
Ea
Aek
= (5-9)
式中 aE——反應的活化能;
R——摩爾氣體常數;
T——絕對溫度;
A——指前因子(pre-exponential factor)或稱為頻率因子(frequency
factor),是反應的特徵常數,其數值與反應物分子間的碰撞有
關而與濃度無關,與反應溫度關系不大.
從上式可以看出,速率常數與反應的活化能及反應溫度有關.將上式改
寫成對數形式:
RT
E
Alnklna = (5-10)
顯然,lnk與溫度的倒數1/T之間為線性關系.若以lnk為縱坐標,以1/T
為橫坐標作圖,可得一直線,該直線的斜率為-Ea/R,直線在縱軸上的截距
即為lnA.由此就可以求出反應的活化能Ea和指前因子A.
例如下列HI(g)的生成反應和N2O5(g)的分解反應在不同溫度下的速率常
數如下表
表5-1 不同溫度下 HI(g)生成反應和N2O5(g)分解反應的速率常數
H2(g) + I2(g)2HI(g) N2O5(g) 2NO2(g) + 1/2O2
溫度T/K速率常數k/ mol-1·dm3·s-1溫度T/K速率常數k/s-1
556 4.45×10-5 273 7.87×10-7
575 1.37×10-4 293 1.76×10-5
629 2.52×10-3 298 3.38×10-5
666 1.41×10-2 308 1.35×10-4
700 6.43×10-2 318 4.98×10-4
781 1.35 328 0.0015
注:HI 的生成反應為 2 級反應,速率常數k的單位為 mol-1·dm3·s-1;N2O5的分解反
應是1級反應,故速率常數k的單位為s-1.
將HI的生成反應的lnk對1/T作圖(圖5-2)
由圖可以求出斜率
K
R
Ea20000
0014000180
210
=
=
..
)(
111128166166280200003148 = = × =molkJmolJKKmolJEa.)(.
5.3 影響反應速率的外界因素 ·205·
然後將aE值及圖中任意一組lnk~1/T數值代入式(5-10)中,如將 T=666K,
k=1.41×10-2mol-1·dm3·s-1及上面求得的aE值代入即可求得A:
666
20000
104112
×= = .ln
RT
E
klnAlna
lnA=25.768
A=1.553×1011 mol-1·dm3·s-1
實際上,當實驗數據比較少時,也可以不必作圖,而採取直接計演算法進
行求算.只要測定溫度T1,T2時的速率常數k1,k2,即可計算出反應的活化
能;或者已知活化能和一定溫度(T1)下的反應速率常數k1,即可求出另一
溫度(T2)下的速率常數k2來.
溫度為T1時:
1
1
1
TR
E
Alnklna =
溫度為T1時:
2
2
1
TR
E
Alnklna =
兩式相減得: )
TT
TT
(
R
E
k
k
lna
21
12
1
2
= (5-11)
因為在濃度不變的情況下,反應速率與速率常數成正比.若假設溫度為
T1時,反應的速率常數和反應速率分別為k1和v1;溫度為T2時,反應的速
率常數和反應速率分別為k2和v2,則
圖 5-2 HI(g)生成反應lnk與1/T關系圖
-12
-10
-8
-6
-4
-2
0
2
0.0012 0.0014 0.0016 0.0018 0.002
1/(T/K)
ln(k/mol
-1
.dm
3
.s
-1
)
·206· 第5章 化學反應速率
1
2
1
2
1
2
k
k
cck
cck
v
v
y
B
x
A
y
B
x
A=
=
所以:
)(lnln
21
12
1
2
1
2
TT
TT
R
E
k
k
v
va
== (5-12)
通過以上討論,可以得出結論:
(1)對於特定的化學反應而言,在濃度一定的情況下,反應速率取決
於反應的速率常數k,後者又與溫度和反應的活化能有關.
(2)一般說來,活化能Ea為正值,所以,同一個化學反應,升高溫
度,反應的速率常數k增大(這與升高溫度,對吸熱反應化學反應的平衡常
數增大,放熱反應平衡常數減小不同) ,反應速率加快.
(3)由於不同的化學反應的活化能Ea不同,所以升高相同的溫度,對
不同的化學反應,反應速率增大的程度不同, 活化能Ea大的,反應速率增
加的倍數比活化能小的化學反應的速率增加的倍數要大,即升高溫度將使活
化能大的化學反應的速率升高得更明顯.
(4)在相同的溫度下,根據式(5-9)或式(5-10),對指前因子A相
近的化學反應來說,活化能Ea值越大,其速率常數k值越小,反應速率越
小;反之,Ea值越小者,反應速率越大.如某反應活化能降低10kJ·mol-1,
則其速率可增加50倍.
一般化學反應的活化能Ea大約在42~420 kJ·mol-1之間,而大多數化學
反應是在62~250 kJ·mol-1之間.當活化能小於42 kJ·mol-1時,反應的速率
很快,甚至不能用一般方法測定,如中和反應等;當活化能大於420
kJ·mol-1時,反應的速率將非常慢.
(5)對於可逆反應而言,溫度對正逆反應影響是一致的,只不過變化
幅度不同.
【例5.3】338K時N2O5氣相分解反應的速率常數為0.292min-1,活化能為
103.3 kJ·mol-1,求353 K時的速率常數k及半衰期t
2
1.
分析:由公式(5-11)可求得353K時的速率常數k.另外,由速率常數
5.3 影響反應速率的外界因素 ·207·
的單位為min-1,可知該反應為一級反應,代入一級反應的半衰期公式
t
2
1=0.693/k可求得353K溫度下的半衰期.
解:(1) 求353K時的速率常數
T1=338K,T2=353 K,k1=0.292 min-1,Ea=103.3 kJ·mol-1
根據公式代入實驗值,
)
353338
338353
(
314.8
103.103
292.0
ln
3
2
×
×
=
k
解得 k2=1.392 min-1
(2)求反應在353 K時的半衰期t
2
1
根據公式t
2
1=0.6932/k代入k2=1.392min-1,
解得 t
2
1=0.498min
5.3.3 催化劑對反應速率的影響
人們很早就知道在反應體系中引入某種物質便能加快反應速率而自身並
不在反應中消耗.讓我們簡單回顧一下催化劑的研究歷史:
1833年英國的法拉第提出固體表面吸附是加速化學反應的原因,這是催
化作用研究的萌芽,1835年瑞典的柏齊力阿斯(J.J.Berzelius,1779~1848)
提出化學反應中的催化和催化劑概念,證實催化現象在化學反應中是非常普
遍的.1850年法國的威爾漢密在研究蔗糖的轉化時採用了酸催化.1875年德
國的文克勒(C.Winkler,1838~1904)用鉑石棉催化製造硫酸,為硫酸接觸
法的工業化奠定技術基礎.
被認為是現代物理化學之父的德國化學家奧斯特瓦爾德通過對各種強酸
對酯類水解的反應和醣的轉化反應速率的加快現象發現了氫離子的催化作
用.他還從多方面研究了催化過程.1894年他撰文指出:吉布斯的理論使得
有必要假設催化劑加速了物質的反應而不改變物質內部的能量關系,1901 年
奧斯特瓦爾德提出催化劑是改變化學反應速率的物質,而不出現在最終產物
中,提出關於催化劑的現代觀點,並指明催化劑在理論和實踐中的重要性.
他深入研究了催化機理,由於在催化研究,化學平衡和化學反應速率方面的
卓越貢獻,他獲得了1909年諾貝爾化學獎.
·208· 第5章 化學反應速率
1900 年美籍俄國科學家岡伯格(M.Gomberg,1866~1947),從分子量
測定首次發現自由基三苯甲烷(自由基是電子處於激發狀態的分子或分子碎
片,化學性質活潑).1904 年英國科學家哈頓(A.Harden,1865~1940),
分解得到非蛋白質小分子"輔酶",這是酶催化不可缺少的物質.1922 年丹麥
的布朗斯特提出所有催化過程形成臨界絡合物,由絡合物的形成和分解決定
反應的速率,並推得反應方程式.1954 年,蘇聯化學動力學大師謝苗諾夫
(H.H.Ceмeнов,1896~1986)提出多相催化的鏈反應理論.
催化劑(catalyst)的現代表述為:能夠改變化學反應速率,而本身的組
成,質量和化學性質在反應前後保持不變的物質.按照催化劑與反應物的聚
集狀態和相溶性,可將催化劑的催化過程分為均相催化(homogeneous
catalysis)和多相催化(heterogeneous catalysis).
均相催化是指催化劑和反應物在同一個相中,有氣相和液相催化.如前
述酯和蔗糖在酸的催化下進行的反應.均相催化的反應速率不僅與反應物的
濃度有關,還與催化劑的濃度有關.
多相催化反應主要是液體反應物或氣體反應物在固體催化劑表面進行的
反應,其中以氣體在固體催化劑表面的反應較常見.多相催化劑的活性與其
組成,結構和狀態密切相關.一般說來,催化劑的粒子越細或表面積越大,
表面缺陷越多,其催化活性越好.多相催化劑可連續進行催化;產物易於分
離,使用溫度范圍寬,故許多工業反應都採用多相催化,或將均相催化劑負
載於多孔的載體上,如將酶負載於若干不溶性載體上,獲得固定化酶,應用
很廣.
在影響反應速率的主要外界因素中,催化劑的作用要比濃度(包括氣體
反應物的分壓),溫度顯著得多.
為什麼催化劑能提高反應速率呢 研究表明,催化劑能降低反應的活化
能.如圖5-3,在沒有催化劑時,反應物分子必須越過一個能壘,到達"山
頂"——過渡態.活化能由使用催化劑前的Ea,正 =E3-E1改變為使用催化劑
後的Ea,正=E4-E1,所要越過的能壘降低了.顯然,跨越的能壘越小,即活
化能越低,分子活化越容易,反應速率也就越快.使用催化劑後,活化能實
際降低了
5.3 影響反應速率的外界因素 ·209·
△Ea,正 =(E3-E1)-(E4-E1)=3E-4E
當然,逆反應的活化能也相應地由使用催化劑前的Ea,逆 = E3-E2改變為
使用後的Ea,逆 =E4-E2,活化能降低值
△Ea,逆 =(E3-E2)-(E4-E2)=E3-E4
可見催化劑的使用同等程度地降低了正逆反應的活化能.也就是說,使用催
化劑後,正逆反應的速率都得到了提高,不過提高的倍數不相等.
在理解催化劑與反應速率的關系時,應注意以下幾點:
(1)催化劑提高反應速率是通過降低反應的活化能來實現的.催化劑
可以參加化學反應,並改變原來的反應途徑.催化劑在參與化學反應時,先
生成中間化合物,而這種中間化合物通過兩種途徑重新產生出催化劑並形成
產物:
① A + C → AC → D + F + C
② A + C → AC
AC + B → AB + C
其中,C為催化劑;A,B為反應物;D,F,AB為生成物.例如,合成氨在
800.15K的反應,無催化劑時活化能Ea =335kJ·mol-1,當用鐵作催化劑時,其
反應機理及活化能如下:
第一步 N2 + 2Fe → 2N…Fe Ea =126~167kJ·mol-1
第二步 2N…Fe + 3/2 H2 → NH3 + Fe Ea =12.6 kJ·mol-1
表5-2給出了部分反應在使用催化劑前後的活化能數值的比較,從表中
可以看出,催化反應的活化能一般比非催化反應的活化能降低約80 kJ · mol -1左
·210· 第5章 化學反應速率
右.
表5-2 催化和非催化反應的活化能數值比較
(2) 在反應速率方程式中,催化劑對反應速率的影響體現在反應速率
常數(k)內.對於確定的反應而言,反應溫度一定時,採用不同的催化劑
一般有不同的k值.
(3)如前所述,對同一可逆反應來說,催化劑等值地降低了正,逆反
應的活化能,即對正,逆反應的速率都有加快的作用.
(4)催化劑具有選擇性.不同類型的化學反應需要不同的催化劑;對於
同樣的反應物,即使在其它條件相同或相近的情況下,選用不同的催化劑,
反應速率可能是不同的(見上表),甚至得到不同的產物.例如乙醇的分解
反應有以下幾種情況:
(5)催化劑不能改變體系的熱力學性質.催化劑可以縮短到達平衡所需
要的時間,但不能改變反應的方向以及反應進行的程度——平衡的位置,也
就是說不能改變反應的平衡常數;催化劑也不能改變反應的熱效應,因為在
等溫,等容及不做非體積功的情況下,反應的熱效應等於體系的內能變,即
QV,正 =△U,而內能是狀態函數,內能變只與體系的始終態有關,與過程經歷
的路徑無關,由圖5-3可看出
QV,正 =△U = Ea,正 - Ea,逆
反 應
Ea(非催化)
kJ·mol-1
催化劑
Ea(催化)
kJ·mol-1
Au 104.6
2HI → H2 + I2 184.1
Pt 58.58
W 163.2
2NH3 → N2 +3H2 326.4
Fe 159~176
O2 + 2SO2 → 2SO3 251.04 Pt 62.7
C2H5OH
Cu,200~250℃CHCHO+H2
ZnO·Cr2O3,400~450℃
CH2=CH—CH=CH2
+H2O+H2
Al2O3,350~360℃
C2H4
+H2O
Al2O3, 140℃
C2H5OC2H5+H2O
5.3 影響反應速率的外界因素 ·211·
使用催化劑前後,熱效應均等於E2 -E1 .
(6)催化劑有正,負之分.能加快反應速率的稱為正催化劑;能減慢
反應速率的稱為負催化劑.例如合成氨生產中使用的鐵觸媒,硫酸生產中使
用的V2O5,以及促進生物體化學反應的各種酶(澱粉酶,蛋白酶,脂肪酶
等)均為正催化劑;減緩金屬腐蝕的緩蝕劑,防止橡膠,塑料老化的防老化
劑等均為負催化劑.通常所說的催化劑一般是指正催化劑.
5.3.4 影響多相反應速率的因素
多相反應(heterogeneous reaction)包括氣-固反應,液-固反應,固-固
反應以及液-液反應等.在工程上實際所遇到的許多化學反應是多相反應,
如固體和液體燃料的燃燒,金屬的氧化或腐蝕,金屬在酸中的溶解,水泥和
玻璃的製造等.多相反應多數是在相的界面上進行的,只有少數多相反應主
要發生在不同的相中.所以多相反應多由擴散,吸附和化學反應等步驟組
成.如固體表面上進行的氣體反應,一般說可以分為下列幾步:①氣體分子
擴散到固體表面;②氣體分子被吸附在固體表面;③被吸附物質在固體表面
進行化學反應;④生成物從固體表面脫附(解吸);⑤生成物通過擴散離開
固體表面.
由此可見,多相反應的反應速率除與濃度(壓力),溫度和催化劑有關
外,還與相界面(接觸面積)大小,界面的物理和化學性質以及有無新的相
產生等因素有關.
反應物的量一定時,若固體反應物粉碎度,液體反應物分散度越高,反
應粒子越小,反應物表面積越大,有效碰撞機會越多,則反應速率越大.例
如刨花比木柴易於燃燒,鋅粉與鹽酸的反應比鋅粒與鹽酸的反應要快得多.
因此,在生產中常把固體反應物粉碎成小顆粒或磨成細粉,拌勻,再進行反
應;將液體反應物噴淋,霧化,使其與氣態反應物充分混合,接觸,或將不
互溶的液態反應物乳化成乳液來增大相與相之間的接觸面,以提高反應速
率.在多相反應中,接觸面增大,會使反應速率顯著增加.因此對於一些破
壞性的反應,例如麵粉廠中易發生的"塵炸"反應(大量飄逸在廠房內的面
·212· 第5章 化學反應速率
粉小顆粒與空氣高度混合,遇火燃燒,爆炸),則務必要在車間安裝防塵,
防火,防爆裝置.紡織廠的細纖維,煤礦中的"粉塵"等與空氣混合,超過
安全系數時也會迅速氧化而燃燒,甚至引起爆炸事故,應當特別注意通風和
防火.
此外,多相反應速率還受擴散作用的影響.擴散可以使還沒有起作用的
反應物不斷地進入相界面,同時使生成物不斷地離開界面擴散出去,從而增
大反應速率.以氣-固反應為例,煤在燃燒時,鼓風可使氧氣不斷靠近煤的
表面,同時使生成的二氧化碳不斷從煤的表面離去,而使爐火燒得更旺.
液-固反應也常用攪拌來促進擴散,提高反應速率(攪拌在工業生產中還同
時起促進傳熱的作用).溶液中進行的反應有時還用振盪的方法促進擴散.
綜上所述,除了化學反應的本性外,反應物的濃度及表面積的大小,擴
散速率,反應壓力及溫度,尤其是催化劑,都有可能影響反應速率.此外,可能影響某些化學反應的反應速率.
超聲波,激光以及高能射線的作用,也
④ 如何做化學中有關反應速率的問題
高中化學的基本理論中，化學反應速率和化學平衡是一類比較難理解，解題時最容易出錯的問題，尤其是對於學生來說往往將影響化學反應速率的條件和影像化學平衡的條件混淆，總認為正反應速率增大平衡就向正反應方向移動，逆反應速率減小，平衡就一定向正反應方向移動。由於有以上的誤解往往導致解題時出現錯誤。因此解題時一定要將反應速率的問題和化學平衡的問題分開來分析，千萬注意分析速率問題時不考慮平衡問題。為了幫助同學們能准確快速解決有關反應速率和化學平衡的問題，特將此類問題歸納如下，希望同學們在解題時能按照下列步驟思考。在遇到關於化學平衡和速率問題時，首先分析清楚習題的疑問是關於化學反應速率的，還是關於化學平衡的。如果是有關反應速率的問題，始終把握如下幾點理論：1、溫度升高時，反應速率增大，在此時對於可逆反應來說，正反應速率和逆反應速率都增大，而且正反應速率和逆反應速率增大的幅度一定不同，正向為放熱反應，則逆反應速率增大幅度大一些。2、增大反應物的濃度，增反應速率增大，在剛加入反應物的那一時刻，逆反應速率和加入前相同，過了那一個時刻，逆反應速率也增大；另外若所加物質為固體或純液體時，正逆反應速率都不變。除此外，增大一種反應物的濃度，其自身的轉化率降低，其它反應物的轉化率都增大。3、增大壓強時，若不能使反應物和生成物濃度發生改變，則正逆反應速率都不變，如向體系內加入惰性氣體時，容器體積不變的情況。4、增大壓強時，若能使反應物和生成物濃度發生改變，反應速率增大。在此時對於可逆反應來說，正反應速率和逆反應速率都增大，正反應速率和逆反應速率增大的幅度可能相同也可能不同，反應物中氣體的計量數大於生成物中氣體的計量數時，則正反應速率增大幅度大一些。5、催化劑對可逆反應來說，正反應速率和逆反應速率都增大，正反應速率和逆反應速率增大的幅度一定相同。如果是化學平衡類的問題，首先注意體系為恆容容器還是恆壓容器，然後要分析清楚是化學平衡中的哪一類型的問題，不同的類型要用不同的解題方法分析，在化學平衡類的習題中包含的類型主要有如下五種：1、判斷某狀態時是否為平衡狀態，這類問題主要會從以下幾個方面提出，每個方面都要把握其原理和本質。（1）、所有物質的濃度或物質的量都保持不變時，達到了平衡狀態。（2）、正你反應速率相等時，達到平衡狀態。但是這種問題中一定要注意，必須是同一種物質的生成速率等於其消耗速率，或同一種物質的化學鍵斷裂速率等於其化學鍵的生成速率。若選項中指的不是同一種物質，要根據不同物質的反應速率之比等於它們的計量數之比進行轉化。（3）、對於恆容容器來說，體系內氣體的總壓強保持不變，有時也能確定其達到了平衡狀態。反應前後氣體的總物質的量不變的反應除外。（4）、對於恆壓容器來說，體系內氣體的總體積保持不變，有時也能確定其達到了平衡狀態。反應前後氣體的總物質的量不變的反應除外。（5）、體系內氣體的平均分子量保持不變，或體系內氣體的密度保持不變，一般能確定達到了平衡狀態，但這種情況的反例較多，要能夠認真分析。2、判斷平衡移動方向。化學平衡的移動的本質原理是，改變條件以後導致正逆反應速率不再相等，才使平衡發生移動，若使正反應速率達與你反應速率則平衡一定正向移動。注意平衡正向移動只能說明改變條件後的那一個時刻，正反應速率比逆反應速率大，而不能說明正反應速率比改變條件前大，也可能比改變條件前小。判斷移動方向時要深刻理解勒沙特列原理，平衡是一個能夠自我調節外界變化的反應。若外界條件使溫度升高，即外界提供了能量給體系，則平衡進行自我調節，將外界提供的能量儲存到物質內部，使溫度再降下來，這樣平衡一定要向吸熱方向移動，但溫度下降後，一定比外界提供能量前要高，比提供能量的那一個時刻要低；若外界條件使壓強增大，平衡進行自我調節，將壓強再降下來。而在體積固定時，壓強與氣體的物質的量成正比，這樣平衡一定要向氣體物質的量減少的方向移動，但壓強下降後，一定比外界增壓前要高，比增壓的那一個時刻要低；3、化學平衡中的圖像問題在解決圖像問題時要注意（1）橫坐標和縱坐標的意義；（2）曲線走向；（3）曲線的起點、終點、拐點所代表的含義。在縱坐標是速率時，注意曲線陡峭程度越大，反應速率越快。4、等效平衡問題在等效平衡類的習題題干中，經常會出現「體積分數」四個字，即見到此四字，就應該知道是等效平衡的習題。這類習題一般又分作兩種類型，第一種是提供幾種起始條件，判斷哪種條件與原條件形成平衡後各種物質的體積分數相同或不同；第二種是比較兩種不同的起始條件下，某種物質的體積分數的大小。以上兩種類型解決時的方法也不同，第一種類型，首先要將每一種條件全部轉化為相同的起始情況，然後再和原條件相比，看平衡是否移動，作出判斷。第二種類型，要分析兩種起始條件下，是否能把第二種條件看成是第一種條件的簡單倍數或簡單分數，若是簡單倍數，則第二種起始條件達到平衡時的狀況可以看作，兩個或幾個第一種起始條件達到平衡後的體系簡單地疊加起來後再壓縮為一個體積。在壓縮前和第一種情況完全相同，疊加後是否相同就要看平衡怎樣移動了。若是簡單分數，則第二種起始條件達到平衡時的狀況可以看作，將第一種起始條件達到平衡後的體系切分出一部分來，再拉伸為一個體積。在拉伸前和第一種情況完全相同，拉伸後是否相同同樣要看平衡怎樣移動了。5、化學平衡的計算問題在化學平衡中一旦涉及到具體數值的問題，一定是關於化學平衡的計算問題。遇到此類問題無需過多思考，直接按照三段式進行求解。千萬不要死盯著習題看而不動筆，那樣只是浪費時間，要看見題就動筆寫，當然不是無目的地寫，書寫內容按照下列步驟進行：（1）書寫化學方程式（參看已知條件中的方程式）（2）將起始時各種物質的量對應地列在物質下方，此為第一段。此段書寫時要參考已知條件，並寫出單位。（3）在每種物質下方用其計量數乘上一個 " X " 對應地列在此物質下方，此為第二段。（4）反應物下方用第一段中的數值減去第二段中的數值對應地列在此物質下方，生成物下方用第一段中的數值加上第二段中的數值對應地列在此物質下方，此為第三段。在書寫第二段和第三段時不要參考已知條件。（5）在將以上三段內容列出後，再參考已知條件可以列出含有" X " 的方程，從而將" X " 的具體數值解出，最後再根據要求進行計算。有關化學反應速率和化學平衡的習題中，最容易出現的問題是把反應速率的影響和化學平衡的影響放在一起進行分析，因此在解題過程中一定要將兩者清晰的分離開。
⑤ 如何進行化學反應的可行性分析
化學反應進行的方向
科學家根據反應體系中存在著力圖使自身能量趨於「最低」和「有序」變為「無序」的自然現象，對於化學反應進行的方向，提出了互相關聯的能量判據和熵判據，即凡是能夠使反應體系能量降低、熵增大的反應方向，就是化學反應容易進行的方向。但對於一個具體的反應，需應用兩個判據綜合進行分析，不能片面地做結論。
（一）自發過程與非自發過程：
不藉助外力可以自動進行的過程稱為自發過程，而必須在外力的作用下才能進行的過程為非自發過程。
說明：
1、體系有著趨於從能量高的狀態變為能量低的狀態的過程，此時體系對外界做功或放出能量?D?D這一經驗規律就是能量判據。能量判據又稱焓判據，即△H< 0的反應有自發進行的傾向，焓判據是判斷化學反應進行方向的判據之一。
2、多數能自發進行的化學反應是放熱反應。即反應物的總能量大於生成物的總能量。但並不是放熱反應都能自發進行，也不是講吸熱反應就不能自發進行。某些吸熱反應也能自發進行，如氯化銨與氫氧化鋇晶體的反應，還有一些吸熱反應在高溫下也能自發進行。
3、混亂度：表示體系的不規則或無序狀態。?D?D混亂度的增加意味著體系變得更加無序。熵是熱力學上用來表示混亂度的狀態函數，符號為S，單位為：J?mol-1?K-1 。?D?D體系的無序性越高，即混亂度越高，熵值就越大。
4、在相同條件下，不同物質的熵值不同，同一物質在不同狀態時的熵值大小也不一樣，一般而言：固態時熵值最小，氣態時熵值最大。
5、熵變：化學反應中要發生物質的變化或物質狀態的變化，因此存在混亂度的變化，叫做熵變，符號：△S △S＝S產物－S反應物。在密閉條件下，體系由有序自發地轉變為無序的傾向?D?D熵增
6、自發過程的熵判據：在與外界隔離的體系中，自發過程將導致體系的熵增大，這一經驗規律叫做熵增原理，是判斷化學反應方向的另一判據?D?D熵判據。
7、判斷某一反應能否自發進行，要研究分析：焓判據和熵判據對反應方向的共同影響。
（二）化學反應進行的方向：
在一定的條件下，一個化學反應能否自發進行，既可能與反應的焓變有關，又可能與反應的熵變有關。在溫度、壓力一定的條件下，化學反應的方向是熵變和焓變共同影響的結果，反應的判據是：DH－TDS（T為熱力學溫度，均為正值）。
DH－TDS<0，反應能自發進行；
DH－TDS＝0，反應達到平衡狀態；
DH－TDS>0，反應不能自發進行。
即：在溫度、壓力一定的條件下，自發反應總是向DH－TDS<0的方向進行，直至達到平衡狀態。
說明：
1、在判斷反應的方向時，應同時考慮焓變和熵變這兩個因素。
2、在溫度、壓強一定的條件下，化學反應自發進行的方向的判據是：
△G ＝ △H－T△S
其中：G 叫作吉布斯自由能。則：
△G ＝ △H －T△S ＜ 0 反應能自發進行
△G ＝ △H －T△S ＝0 反應達到平衡狀態
△G ＝ △H－T△S ＞0 反應不能自發進行
3、在溫度、壓強一定的條件下，焓因素和熵因素共同決定一個化學反應的方向。放熱反應的焓變小於零，熵增加反應的熵變大於零，都對DH－TDS<0作出貢獻，因此，放熱和熵增加有利於反應自發進行。即放熱的熵增加反應一定能自發進行，而吸熱的熵減小反應一定不能自發進行。
4、當焓變和熵變的作用相反時，如果二者大小相差懸殊，可能某一因素佔主導地位。焓變對反應的方向起決定性作用，DH－TDS<0，常溫、常壓下放熱反應能自發進行；熵變對反應的方向起決定性作用，則熵增較大的反應在常溫常壓下能自發進行。
5、當焓變和熵變的作用相反，且相差不大時，溫度有可能對反應進行的方向起決定性作用，使TDS的值大於DH值，反應能夠自發進行。
6、在恆溫、恆壓下，用DG判斷化學反應在該狀況時自發進行的方向可列表表示：
焓變DH
熵變DS
△G
反應在該狀況下能否自發進行
＜0
＞0
＜0
自發進行
＞0
＜0
＞0
不自發進行
＞0
＞0
低溫時＞0,高溫時＜0
低溫不自發,高溫自發
＜0
＜0
低溫時＜0,高溫時＞0
低溫自發,高溫不自發
7、△H －T△S只能用於說明該反應在理論上能否在此條件下發生，是一個化學反應發生的必要條件，只是反應的可行性問題。過程的自發性只用於判斷過程的方向，並不能確定該反應在此條件下是否一定會發生以及過程發生的速率。
8、△H －T△S只用於一定溫度和壓強下的化學反應方向的判斷，不能說明在其他條件下該反應的方向問題。
【典型例題】
例1. 下列關於冰熔化為水的過程判斷正確的是（）
A、DH＞0，DS＜0 B、DH＜0，DS＞0
C、DH＞0，DS＞0 D、DH＜0，DS＜0
解析：物質的狀態的變化過程中，液化和固化是放熱過程，熔化和汽化是吸熱過程，故DH＞0；冰融化為水，分子活動能力增強，混亂度增加，故DS＞0。
答案：C
例2. 已知氧化性：Cl2＞Br2＞Fe3＋＞I2；還原性：I－＞Fe2＋＞Br－＞Cl－。下列反應能正向自發進行的是：（）
A、Br2＋2 Fe2＋＝2 Fe3＋＋2 Br－ B、2 Fe3＋＋2 I－＝2 Fe2＋＋I2
C、I2＋2 Fe2＋＝2 Fe3＋＋2 I－ D、2 Fe3＋＋2 Cl－＝2 Fe2＋＋Cl2
解析：氧化還原反應的方向是：強氧化劑與強還原劑反應生成弱氧化劑和弱還原劑。即氧化劑的氧化性大於氧化產物的氧化性，還原劑的還原性大於還原產物的還原性。則A、B符合題意。C中，氧化性I2 ＞Fe3＋，D中氧化性：Fe3＋＞Cl2，均不符合題意。均不符合氧化還原反應進行的方向原則。
答案：AB
例3. 已知：CuSO4溶液分別與Na2CO3溶液、Na2S溶液的反應情況如下：
（1）：CuSO4＋Na2CO3
Cu2＋＋CO32－＋H2O＝Cu（OH）2↓＋CO2↑（主要）
Cu2＋＋CO32－＝CuCO3↓（次要）
（2）CuSO4＋Na2S
Cu2＋＋S2－＝CuS↓（主要）
Cu2＋＋S2－＋2H2O＝Cu（OH）2↓＋H2S↑ （次要）
則下列物質的溶解度的比較正確的是：（）
A、Cu（OH）2 ＞CuCO3 ＞CuS B、Cu（OH）2＜CuCO3 ＜CuS
C、CuS ＞Cu（OH）2＞CuCO3 D、CuS ＜Cu（OH）2 ＜CuCO3
解析：本題是有關物質的溶解度的大小的問題。主要進行的方向是物質的溶解度越小的方向。即：由（1）可知：Cu（OH）2的溶解度小於CuCO3的溶解度，由（2）可知：Cu（OH）2的溶解度大於CuS的溶解度。故本題為：D
答案：D
例4. 已知反應2NO（g）＋2CO（g）＝N2（g）＋2CO2（g）在298K、100kPa的條件下，其DH＝－113.0kJ/mol，DS＝－145.3J/molK。
= 1 \* GB2 （1）請討論該反應是否能用於消除汽車尾氣中的NO？請說明理由。
= 2 \* GB2 （2）已知汽車發動機內的溫度高於2000K。能否設計一個裝置使該反應在發動機中進行？請分析說明。若假定該反應的DH隨溫度的變化忽略不計，請計算使該反應能夠自發進行的最高溫度。
解析：
= 1 \* GB2 （1）能。因為該反應的DH－TDS＝－113.0－298×（－145.3）×10－3＝－69.68kJ/mol＜0，說明該反應在理論上是可行的，故有可能用於消除汽車尾氣中的NO。
= 2 \* GB2 （2）不能。因為從DH－TDS這個關系式以及DH＝－113.0kJ/mol，DS＝－145.3J/molK來看，隨著T（溫度）的升高，會使DH－TDS＞0，即反應在較高的溫度下不能自發進行。說明在汽車的發動機中不可能進行該反應。
根據即該反應能夠自發進行的最高溫度為777.7K。
答案： = 1 \* GB2 （1）能。因為該反應的DH－TDS＜0
= 2 \* GB2 （2）不能。因為隨著T（溫度）的升高，會使DH－TDS＞0。該反應能夠自發進行的最高溫度為777.7K
【模擬試題】
1、已知金剛石和石墨在氧氣中完全燃燒的熱化學方程式為：
① C （金剛石、s）＋O2 （g） ＝CO2 （g） △H1＝－395.41kJ/mol
② C （石墨、s）＋O2 （g） ＝ CO2 （g） △H2＝－393.51kJ/mol
關於金剛石與石墨的轉化，下列說法正確的是
A、金剛石轉化成石墨是自發進行的過程 B、石墨轉化成金剛石是自發進行的過程
C、石墨比金剛石能量低 D、金剛石比石墨能量低
2、知道了某過程有自發性之後，則
A、可判斷出過程的方向 B、可確定過程是否一定會發生
C、可預測過程發生完成的快慢 D、可判斷過程的熱效應
3、碳銨[（NH4）2CO3]在室溫下就能自發地分解產生氨氣，對其下列說法中正確的是
A、碳銨分解是因為生成了易揮發的氣體，使體系的熵增大
B、碳銨分解是因為外界給予了能量
C、碳銨分解是吸熱反應，根據能量判據不能自發分解
D、碳酸鹽都不穩定，都能自發分解
4、下列反應中，在高溫下不能自發進行的是
A、（NH4 ）2CO3（s）＝NH4HCO3（s） NH3（g）
B、2N2O5（g）＝4NO2（g）＋O2（g）
C、MgCO3（s）＝MgO（s）＋CO2（s）
D、CO（g）＝C（s）＋1/2O2（g）
5、可用於判斷化學反應的自發與否的是（）
A、僅用焓變 B、僅用熵變
C、僅用焓變和熵變的和 D、用DH－TDS
6、在298K時，氯化鈉在水中的溶解度為26g。如將1mol氯化鈉溶解在1L水中，此溶解過程中體系的DH－TDS和熵的變化情況是：（）
A、DH－TDS＞0，DS＜0 B、DH－TDS＜0 ，DS ＞0
C、DH－TDS ＞0，DS＞0 D、DH－TDS＜0 ，DS＜0
7、已知反應2CO（g）＝2C（s）＋O2（g）的DH為正值，DS為負值。設DH和DS不隨溫度而變，下列說法正確的是（）
A、低溫下能自發進行
B、高溫下能自發進行
C、低溫下不能自發進行，高溫下能自發進行
D、任何溫度下都不能自發進行
8、考察下述自然界的一些自然變化，可發現它們有一些共同的特點。下列說法不正確的是：
A、都有一定的方向性，按某一物理量標度由高到低自發進行
B、都可以用來做功，自發過程一旦發生後體系做功的本領就會降低
C、有一定的進行限度，自發過程總是單向地趨向於非平衡狀態
D、用一定的數據差來判斷自發變化能否發生
9、下列說法錯誤的是（）
A、NH4NO3溶於水吸熱，說明其溶於水不是自發過程
B、同一種物質氣態時熵值最大，液態時次之，而固態時熵值最小
C、藉助於外力能自發進行的過程，其體系的能量趨向於從高能狀態轉變為低能狀態
D、由能量判據和熵判據組合而成的復合判據，更適合於所有的過程
10、已知2CO（g） ＝ 2C （s） O2（g）是吸熱反應，也是熵減反應。有人曾提出可通過熱分解法消除CO對空氣的污染，你認為這一建議可行嗎？
11、對於反應C2H5OH（g）＝C2H4（g）＋H2O（g），DH＝45.78kJ/mol，DS＝126.19J/mol?K。請通過計算判斷在298.15K時，此反應能否進行？
12、高溫時空氣中的N2和O2會反應生成NO而污染大氣：N2（g）＋O2（g）＝2NO（g）。試通過計算說明在1200℃的條件下，此反應能否正向自發進行？估算自發進行的最低溫度是多少？（已知：DH＝180.50kJ/mol，DS＝247.7J/mol?K）
【試題答案】
1、C 2、A 3、AC 4、D 5、D
6、B 7、D 8、C 9、A
10、不行，因為在任何情況下DH－TDS都大於0。
11、DH－TDS＝8156J/mol＞0，所以298.15K時，乙醇不能自發脫水生成乙烯
12、DH－TDS＝－184.32kJ/mol＜0，所以該反應在1200℃的條件下能自發進行。
根據 自發進行的最低溫度為：728.7K。
⑥ 化學問題應該如何去分析和做題呢
化學最重要的是那些相對分子質量~化合價~等~在解題的時候都起到很重要的作用~當你手上拿這題目~理解題目所表達的信息~就要聯想到自己所知道的信息哪些符合題目要求~在逐一排除然後列出化學方程式~這是初三到高二最常用的解題方法~記住聯想到那些符合題目要求的相對分子質量~化合價~化學方程式~分子特性~反應特性~有很多反應都有其特有的反應效果~如鈉在水中會不停的移動~並發出響聲~還不斷點縮小~還有其他的發出白光~產生黑霧~~白煙等都是某些物質特有的~~~
2年沒再接觸化學了~有點模糊~不知道能不幫到你·
⑦ 對於化學生產過程,你認為應該如何分析
做題時看清楚流程圖，對於每一步流程圖體現的化學反應要非常熟悉，反應物、生成物、反應條件及所涉及到的物質的性質都要進行回憶，這樣不管怎麼問都會准確地回答了。
流程圖題對知識點的掌握程度要求較高，對知識的綜合利用也很高。
⑧ 關於化學反應的問題
首先化學反應的本質是舊化學鍵的斷裂和新化學鍵的形成過程。
化學反應中是活化分子進行有效碰撞導致舊化學鍵的斷裂和新化學鍵的形成。
注意：活化分子數！——有效碰撞！
分子的能量只受溫度影響，溫度升高---分子的能量增大---活化分子數就增多--
--活化分子百分數増加----單位體積內效碰撞次數增多,所以反應速率增大。
PS:
活化分子：反應中能量較高的、能發生有效碰撞的分子，叫做活化分子。不是反應物分子之間的任何一次直接作用都能發生反應，只有那些能量相當高的分子之間的直接作用才能發生反應。在一定溫度下，某反應具有的活化分子數由該反應的活化能Ea決定。根據玻耳茲曼能量分布定律可知，能量大於Ea的分子占總分子數中的分數可用e-Ea/RT估算。活化分子數（或濃度）是決定化學反應速率的重要因素。對某一給定的化學反應，當溫度（T）升高時，e-Ea/RT的值增大，活化分子所佔的比例增大，反應速率也就增大。使用催化劑能降低反應活化能，使得具有平均能量的反應物分子只要吸收較少的能量就能變成活化分子，有利於增大化學反應速率。
⑨ 化學反應的原因是什麼
如果我們精確的描述化學分子分解與組合過程中的原子和分子的狀態並描述形成化學反應的原因，從分子和原子間的相互碰撞去解釋，是唯一可行的方法。實際上，我們對化學分子的反應過程進行考察，我們不能發現除原子和分子間相互碰撞之外的其它原因。不論是氣體、固體、還是液體。
首先化學反應存在確定的溫度，並且，根據分子運動論，物質確定的溫度對應確定的分子的運動速度。我們必須確定的是，化學反應過程中，使兩種分子發生化學反應的最直接的原因。
傳統物理中對溫度的定義是將分子的平均動能和物質的溫度成正比。這樣，依據傳統物理學中的觀念，化學反應依賴於分子的平均動能。在這種關系裡，並沒有分子間相互作用的直接的力的關系。換句話說，形成化學物質間相互發生化學反應的不是兩個原子或分子間力的作用。
我個人認為，兩種物質間發生的化學反應依賴於兩種化學分子間的相互作用力。我對能量與物質量之間的關系物質確定溫度所擁有的熱能是同分子的平均震動動量成正比，對於氣體來說，氣體分子的平均運動速度同氣體的溫度成正比。這樣，在處理化學問題時，物質分子間的相互作用來源於化學分子間的相對動量。這樣，兩種分子間發生的化學反應最直接的原因來源於分子間力的作用。
化學反應過程的描述
化學反應過程中我認為經歷如下兩個過程：
1、分子中原子間的分解。
通常確定的化學物質在某種條件下都可以獨立存在，即以確定的分子結構存在。如果這種物質和別的物質發生化學反應，首先是物質的分解。這需要外來的作用打破分子的這種穩定的結合狀態。對於化學反應，大家可以看到，採用動量描述是方便的。
我們不能對分子的結合狀態進行確定的描述，這來源於化學分子中電子的結合狀態時未知的。但是根據力學中的碰撞，有如下的兩種狀態。一種是，在碰撞過程中的形變，如果是彈性碰撞的話，那這一形變會產生彈性勢能。另一種是決定在碰撞過程中的加速度的物理量，通常叫它彈性系數。我們不知道化學分子確定的結構狀態，但是在碰撞過程中，彈性系數一定是和化學分子中原子和電子的結構狀態相關的物理量，並由這種結構狀態決定。
2、分子的分解與組合
分子中原子間的結合狀態是由原子和電子在空間中的分布狀態決定。如果分子的穩定狀態被打破之後，並有和打破的分子中的原子或原子團更穩定的結合狀態，那麼，就會形成新的化學物質，但同時，更穩定的新的化學物質會給與分解出去的原子一個力的作用。這個作用是由原子核外層的電子產生的，給與分解出去的原子作用力一直到這一新的原子的穩定的空間區域之外。
如果新物質分子給與分解的原子的推斥的力使兩個新個體的運動速度大於碰撞前的速度，那麼，此過程是放熱過程，如果小於碰撞前的速度，則是吸熱過程。
兩種物質分子是否會發生化學反應就依賴於這樣兩個條件；一是兩種物質分子的相對動量是否大於使分子發生分解的相對動量值。二是兩種相互碰撞的物質分子中是否存在相互交換成更穩定的結合狀態。前者依賴於分子間的動量。後者依賴於分子中原子間的相互結合狀態。
對於化學反應過程狀態的描述
從如上對化學反應過程的分析中，我們看到，化學反應中重要的兩方面的分子的分解與組合，都是與原子核外層的電子分布狀態直接有關的。
在原子論中我將原子的靜止的存在狀態歸因於原子中原子和核外電子之間的相互作用。並且原子中電子的分布狀態依賴於和核外電子的作用，多原子分子中電子在空間中的分布狀態將會比原子更為復雜。這樣會給與我們描述分子的存在狀態並實現從力學角度的計算，存在一定的困難。原則上來說，我們知道確定的分子的確定的存在狀態，可以實現從力學角度對化學分子進行化學反應和屬性的計算。
另一方面，精確的電子在原子核外層空間的存在狀態我們現在是不知道的。但是，我們通過對化學分子的化學反應過程及在化學反應過程中屬性，同樣也可以得到原子核與核外電子的信息。
目前，統計物理學和其它的處理微觀物質的處理方法給我們一種借鑒。是否存在一種中介的描述方法。
利用化學反應過程中分子間的相對動量去處理化學分子穩定的結合狀態分介點。這樣可以提供給我們一些關於分子結構的信息。
此外，近似對化學分子存在狀態進行描述的量可以通過等量關系進行替換。在化學反應過程中，決定化學反應過程的是分子間的相對動量。碰撞過程中化學分子的任意一個相對動量大小的碰撞，都會對應於化學分子的某種狀態，相對動量不同，分子的相互作用狀態也是不同的。這樣，在化學反應過程中，我認為，可以採用分子間的相對動量對化學分子的碰撞狀態進行相似的描述。
⑩ 化學反應原理的教學要注意哪些問題
1）明確《化學反應原理》模塊的設置目的
「化學反應原理」是為了對化學反應原理感興趣的學生開設的選修模塊，以滿足不同學生學習和發展的需求。人類在探索自然規律造福社會的歷程中，大量利用化學反應獲得人類所需要的新物質以及利用化學反應獲得能量。化學反應原理就是人類在研究大量化學反應本質的基礎上，總結得到的關於化學反應的一般規律。「化學反應原理」模塊通過研究化學反應與能量、化學反應速率、化學平衡以及溶液中的離子平衡等內容，探究諸如如何選擇燃料、人類如何解決能源危機、如何確定合成氨反應條件等問題。通過本課程模塊的學習，學生應主要在以下幾個方面得到發展：
l. 認識化學變化所遵循的基本原理，初步形成關於物質變化的正確觀念；
2. 了解化學反應中能量轉化所遵循的規律，知道化學反應原理在生產、生活和科學研究中的應用；
3. 贊賞運用化學反應原理合成新物質對科學技術和人類社會文明所起的重要作用，能對生產、生活和自然界中的有關化學變化現象進行合理的解釋；
4.增強探索化學反應原理的興趣，樹立學習和研究化學的志向。
（2）合理設計教學內容
化學反應原理是人類總結得到的關於化學反應的一般規律，涉及化學反應的能量轉化、方向、限度、速率以及機理等方面的問題，因此「化學反應原理」 設置了「化學反應與能量」、「化學反應速率和化學平衡」以及「溶液中的離子平衡」三個主題。「化學反應與能量」研究化學反應中能量轉化所遵循的規律，包括化學能與熱能、化學能與電能的轉化以及化學對解決人類能源問題的重要貢獻等內容。「化學反應速率和化學平衡」研究化學反應發生的方向、限度和速率所遵循的規律，包括化學反應速率的含義及影響化學反應速率的因素、化學平衡的含義及影響化學平衡的因素、判斷化學反應方向的依據等。「溶液中的離子平衡」著重介紹化學平衡原理的一些應用，包括弱電解質的電離平衡、鹽類的水解以及沉澱溶解平衡等。
本模塊教學內容的設計要考慮以下幾點：一是為有志於從事化學及其相關專業的學生提供較為完整和系統的化學反應原理相關知識，為他們將來進一步學習化學打好基礎；二是在化學反應原理中選擇一些能培養學生科學探究能力的內容，促進學生科學素養的提高；三是引入一些能幫助學生深刻認識化學反應原理的概念；四是考慮與高中化學必修課程以及義務教育化學(或科學)課程的銜接。
（3）把握好本模塊的教學要求
學習本模塊的主要目的是讓學生通過科學探究獲得對化學反應所遵循的一般原理即化學反應本質的認識，增進對科學探究的理解，增強探索化學反應原理的興趣，贊賞運用化學反應原理合成新物質對科學技術和人類文明發揮的重大作用，樹立學習和研究化學的志向。各主題的教學要求說明如下。
①「化學反應與能量」的教學要求
本主題的學習必須達到義務教育化學課程在「化學與社會發展」中提出的「認識燃料燃燒的重要性，了解氫氣、天然氣(或沼氣)、石油液化氣、酒精、汽油和煤等燃料對環境的影響，懂得選擇對環境污染較小的燃料」以及「知道化石燃料(煤、石油、天然氣)是人類社會重要的自然資源」要求，或者達到科學(7—9年級)課程在「能與能源」中提出的「列舉能的多種形式」、「舉例說明化學能與內能的轉化，認識燃料的熱值」以及「了解世界和我國的能源狀況，調查過度開發不可再生能源帶來的社會問題，認識能源的合理利用和開發與可持續發展戰略的關系」等要求，還要先學習完普通高中化學必修模塊。盡管本主題與高中化學必修課程化學2模塊中的第2個主題名稱相同，但兩者的內容有所不同，前者的要求也明顯高出後者。例如，在化學2中對化學能與熱能、化學能與電能的轉化只需要了解一些常見的實例，而對發生能量轉化的化學反應本質則在選修模塊中提出要求。具體地說，對於原電池反應，化學2的最低標準是只要求知道發生的化學反應是什麼，能寫出所發生的化學反應總方程式即可；而本主題則要求不僅要知道發生的化學反應是什麼，而且要知道發生的電極反應是什麼，要能寫出相關的電極反應方程式。
「化學反應與能量」主要包括三個方面內容：—是研究化學能與熱能的相互轉化，二是研究化學能與電能的相互轉化，三是研究化學能與其他形式能量相互轉化的現實意義。
對於化學能與熱能的相互轉化，標准要求學生能從本質上了解化學能與其他形式的能量之間發生轉化的原因，如標准要求學生「了解化學反應中能量轉化的原因」、「了解反應熱和焓變的涵義」、「了解原電池和電解池的工作原理」、「能解釋金屬發生電化學腐蝕的原因」等。關於化學反應的焓變，並不要求從給予焓准確定義後再給出規范的焓變的定義，而只是要求能從焓變了解反應熱。
電化學及其相關知識是本主題的一個重要內容。標准從化學能與電能之間相互轉化的角度對原電池、電解的原理及其應用提出了要求，從這個角度提出電化學及其相關知識主要基於電化學的貢獻可能是解決能源危機中的能量存貯問題。這部分內容涉及到原電池和電解池的工作原理，正確寫出電極反應和電池反應方程式，了解常見化學電源的種類及其工作原理，解釋金屬發生電化學腐蝕的原因等。
內容標准中包含了許多研究化學能與其他形式能量相互轉化的現實意義的條目，它們更多地側重於體現過程與方法以及情感態度與價值觀等課程目標。這些內容有些是從學生生活經驗出發的，如「通過查閱資料說明能源是人類生存和發展的重要基礎，了解化學在解決能源危機中的重要作用。知道節約能源、提高能量利用效率的實際意義」，「認識化學能與電能相互轉化的實際意義及其重要應用」，「認識金屬腐蝕的危害，通過實驗探究防止金屬腐蝕的措施」等，處理好這些內容有利於實現全面提高學生科學素養等化學課程理念。
本主題提供的十項活動與探究建議中，有些源自學生已有的生活經驗，例如，「調查市場常見化學電池的種類，討論它們的工作原理、生產工藝和回收價值」。該活動可引導學生從化學的視角審視這些他們過去熟視無睹的問題，有助於學生認識化學與人類生活的密切關系，在活動中不斷學習相關的化學學科問題，增進學生的社會責任感，增強運用化學學科知識解決實際問題的參與意識，提高學生的決策能力。還有一些課題則源自「化學反應與能量」對未來社會的可能貢獻。例如「討論：太陽能儲存和利用的途徑」這一活動，就是基於對太陽能是未來主要能源的思考，通過各種探究活動讓學生體驗化學在解決這一問題中的重要作用。還有一些探究活動則具有較濃的學科特點，例如「實驗探究：電能與化學能的相互轉化」。上述活動能有力地促進學生科學探究素養的提高。
②「化學反應速率和化學平衡」主題的教學要求
在化學2模塊中，提出了要「通過實驗認識化學反應的速率和化學反應的限度」，要「了解控制反應條件在生產和科學研究中的作用」，也就是說在化學2中只要求學生能定性地認識到化學反應有快有慢，知道反應條件對化學反應快慢的影響結果，知道有許多化學反應的反應物不能完全轉化為生成物，這是學習「化學反應速率和化學平衡」的基礎。
本主題著重從三個方面研究化學反應速率和化學平衡：一是研究化學反應速率和化學平衡及其影響因素的本質原因；二是從定量角度去研究化學反應速率和化學平衡；三是研究平衡與速率理論在生活、生產和科學研究中的實際應用。
本主題對於化學反應速率的要求建立在化學2的基礎上，研究化學反應速率的定量表達，通過活化能研究，運用相關理論(如有效碰撞理論、過渡狀態理論等)對影響化學反應速率的各種因素進行理論解釋，並還對化學反應速率的測定提出了明確要求。
化學反應的方向一直是中學化學教學中被忽視的問題，在標准中本主題特別增加了關於化學反應方向的條目。化學反應方向比較容易理解，但是對其本質原因卻難以把握。標准提出「能用焓變和熵變說明化學反應的方向」，僅僅要求學生知道化學反應發生的總趨向是體系能量降低和熵的增加。基於這一階段的學生的相關數學物理知識，要求他們准確地給出熵的定義是不可能的，所以標准並不要求給熵下定義，只要求學生知道熵是判斷化學反應方向的重要依據。
關於化學平衡，標准要求學生能夠描述其建立過程，通過探究外界條件對化學平衡的影響獲得化學平衡移動原理，並能加以應用。對於化學平衡狀態的定量描述，標准提出要求學生知道化學平衡常數的涵義，對與化學平衡相關的計算則限制在計算反應物轉化率。
本主題提供了八項活動與探究建議，這些活動與探究建議都具有非常好的探究性。其中有用於建立相關概念的學科性較強的科學探究活動，如「濃度、溫度對硫代硫酸鈉溶液與稀硫酸反應速率的影響」、「溫度、濃度對溴離子與銅離子配位平衡的影響」等，設計並讓學生完成這些探究活動，對發展學生的邏輯思維能力非常有利。還有一些活動與探究建議則來自學生生活，如「溫度對加酶洗衣粉的洗滌效果的影響」，是一個課題研究性的家庭實驗，學生完全可以提出相關的研究報告，這對於學生深入研究酶催化劑的催化特點非常有益。在活動與探究建議中，有一些綜合了速率和平衡原理，涉及這些原理的合理應用，如「合成氨反應條件選擇的依據」，該問題的討論要求學生將所學知識應用於生產實際之中，增進學生對化學反應原理的合理應用能促進人類社會文明發展的了解。
③「溶液中的離子平衡」主題的教學要求
本主題的知識基礎是義務教育階段化學(或科學)課程、高中階段必修課程化學1、化學2中相關的元素化合物知識，以及本模塊主題2中化學平衡方面的理論知識。
離子平衡廣泛存在或應用於生產、生活的方方面面，人體體液就是一個復雜的離子平衡體系。化學平衡原理應用於解決溶液中的離子平衡問題是本主題的主要內容，涉及到的溶液中的平衡體系主要是電離平衡和沉澱溶解平衡，此外，還介紹了在生產、科研等領域有著重要應用的溶液pH。
電離平衡和溶液pH是本主題內容標準的重點。電離平衡主要涉及到弱電解質的電離、鹽類的水解以及水的電離等，這部分內容需要了解這些平衡建立的原因、影響這些平衡的因素等等。如對於弱酸的電離，需要知道弱酸的電離受到弱酸自身的性質、外界條件(如濃度、溫度)等因素的影響，還要了解判斷弱酸酸強度的依據。標准對於酸和鹼的定義用酸鹼電離理論給出，這既是對義務教育化學課程相關知識的一個升華，又是對酸、鹼知識的系統總結。
標准對溶液的pH從引入的意義、測定以及簡單計算都作了具體的要求，建議學生學會使用pH試紙以及採用pH計測定溶液的pH，對於溶液pH計算，只要求計算強酸溶液、強鹼溶液以及涉及這兩者反應後混合液的pH。關於水的離子積常數，一是知道其影響因素，二是知道溶液酸鹼性判斷的標准，三是在有關溶液的pH計算中將會運用到水的離子積常數。
標准對於沉澱溶解平衡僅僅要求定性地描述，知道沉澱轉化的本質。
本主題提供了五項活動與探究建議，活動與探究建議內容豐富、形式多樣，探究性較強。其中有些是在教學中多年使用的探究活動，如「測定不同鹽溶液的pH，說明這些鹽溶液呈酸性、中性或鹼性的原因」，該活動用於建立鹽類水解的概念非常經典。此外，本主題還選編了部分新的活動，如「用pH計測定中和反應過程中溶液pH的變化，繪制滴定曲線」，不僅可以強化對pH的認識，而且有利於發展學生分析、處理數據的能力；活動「查閱資料並交流：含氟牙膏預防齲齒的化學原理，提出加氟預防齲齒需要注意的問題」，源自學生日常生活，具有很強的現實性，有利於激發學生的學習興趣，強化學生對化學科學與生產、生活聯系的認識。
（4）選擇恰當的教學方法和策略
「化學反應原理」揭示了化學反應的本質規律，是基礎理論模塊之一。由於高中化學課程不再是學科中心課程，而且課程分為若乾的模塊，原先基礎理論在中學化學知識結構中的核心和主幹地位有所削弱。但是，化學反應原理在高中化學課程中所起的作用並沒有發生本質變化，它能幫助學生深入理解元素化合物知識，能促進學生的化學反應知識系統化、結構化，能幫助學生發展邏輯推理能力，提高學生的科學素養，同時通過探究活動和專題研究等豐富的學習活動，能培養學生科學探究能力。因此在教學本模塊時，需要重視選用以下教學方法和策略，以促進學生通過合作學習、探究學習等學習方式展開學習。
①重視運用邏輯推理，凸現原理形成過程
化學反應原理是重要的化學基礎理論之一，它具有較嚴密的邏輯性。化學反應原理是人們通過對大量化學反應的觀察、比較、分析、綜合、抽象、概括等思維過程形成的適用於幾乎所有化學反應的普遍規律，這些原理的形成是由特殊到一般、由具體到抽象、由現象到本質的認識過程，是在這種由感性認識到理性認識的不斷循環所進行的歸納、演繹等邏輯推理過程中逐漸產生的。因此在教學中應抓住本模塊內容的基本特徵，充分運用邏輯推理，重視創設歸納化學反應原理的過程以及運用相關原理解決問題的演繹過程。歸納和演繹是辯證統一的，歸納思維是從特殊到一般的過程，而演繹思維則是從一般到特殊的過程。在化學反應原理模塊的教學中，既要重視通過大量實例採用歸納法得到一般規律性結論，還要重視採用演繹法進行推理判斷，達到深化對過程本質認識的目的。
②重視運用直觀手段，創設良好學習情境
化學反應原理比較抽象。因此通過實驗、圖像、表格、多媒體課件、錄像等常見的直觀教學手段，將化學原理具體化、形象化、直觀化，有利於啟發學生的思維，完成由感性認識向理性認識的飛躍。
③重視理論聯系實際，培養良好學習興趣
化學反應原理理論性很強，在高中化學課程中「化學反應原理」又獨立為一個模塊，在教學中更容易忽視理論與實際的聯系，陷入到從理論到理論的教學誤區中，導致學生逐漸喪失學習化學的興趣。所以，在本模塊的學習中要特別注意與實際的聯系，激發學生的學習興趣。如在「化學反應與能量」主題中，可以聯系能源、電池、金屬腐蝕等內容；在「化學反應速率和化學平衡」主題中，可以聯系合成氨以及接觸法制硫酸等化學工業生產條件的選擇、酶催化劑催化特點的研究等內容；在「溶液中的離子平衡」主題中，可以聯系發酵粉發酵原理、人體體液中的離子平衡等內容。
④精心設計問題情境，發展學生探究能力
化學反應原理部分可以設計為探究性問題情境的內容很多，有些內容還可以讓學生自己設計課題展開研究，通過對這些問題情境的設計和研究，可以有效地發展學生收集、加工、使用和傳播信息的能力。探究學習能讓學生的學習過程充滿創新的刺激，在促進學生創造性獲取新知識的同時，強化對學生科學探究能力的培養，使學生進一步認識科學探究的一般步驟，對學生的創造性思維能力的培養十分有益。