如何判斷化學反應難易程度

1. 如何知道化學反應進行的程度

如果不是可逆反應,可以靠觀察反應物和生成物的量、顏色、溫度等的變化來判斷進行的程度.
如果是可逆反應,由化學平衡定律可知,對於一般的可逆反應：aA+bB==cC+dD,
在一定的溫度下達到平衡時,有如下關系式：[C]^c*[D]^d/[A]^a*[B]^b=K(化學平衡常數),[A]^a表示物質A的濃度的a次方,K的數值越大,說明平衡時生成物佔得比例越大,化學反應進行的程度就越大,反之越小.因此可以依靠K的大小來判斷化學反應的進行程度.
還有不懂的可以HI我.

2. 氧化還原反應中如何判斷電子得失難易程度

1、根據同一氧化還原反應進行判斷要依據化學反應方程式比較物質的氧化性(或還原性)強弱時，應該先在反應物中找出氧化劑（或還原劑），然後在生成物中找出氧化產物（或還原產物）。結論是，氧化性：氧化劑＞氧化產物；還原性：還原劑＞還原產物。可以將上述規律簡化為：比什麼「性」找什麼劑，「產物」之「性」小於「劑」，聯合對比自成序。如：CuO + H2 Cu + H2O 中，CuO是氧化劑，H2是還原劑，H2O是氧化產物，Cu是還原產物。氧化性：CuO ＞ H2O；還原性：H2 ＞ Cu。2、根據活動順序表進行判斷（1）金屬活動順序表K Ca Na Mg Al Zn Fe Sn Pb (H) Cu Hg Ag Pt Au———————————————————————————————→還原性逐漸減弱K+ Ca2+ Na+ Mg2+ Al3+ Zn2+ Fe2+ H+ Cu2+ Fe3+ Ag+———————————————————————————————→氧化性逐漸增強（2）非金屬活動順序表F2 Cl2 O2 Br2 I2 S P C Si H2———————————————————————————————→氧化性逐漸減弱F- Cl- Br- I- S2-———————————————————————————————→還原性逐漸增強3、根據反應條件進行判斷當不同的氧化劑作用於同一還原劑時，如氧化產物價態相同，可根據反應條件的難易程度來判斷氧化劑的強弱，例如：16HCl(濃) + 2KMnO4 ＝ 2KCl + 2MnCl2 + 8H2O + 5Cl2↑ ①4HCl(濃) + MnO2 MnCl2 ↑ ②+ 2H2O + Cl24HCl(濃) + O2 2H2O + Cl2↑ ③上述三個反應中，還原劑都是濃鹽酸，氧化產物都是氯氣，而氧化劑分別是KMnO4 、MnO2、O2 ，①式中KMnO4中常溫時把濃鹽酸中的氯離子氧化成氯原子。②式中MnO2需要在加熱條件下才能完成，③式中O2不僅需要加熱，而且還需要CuCl2做催化劑才能完成。由此我們可以得出結論：氧化性：KmnO4 ＞ MnO2 ＞ O2 。4、根據氧化產物的價態高低進行判斷當變價的還原劑在相似的條件下作用於不同氧化劑時，可以根據氧化產物價態的高低來判斷氧化劑氧化性的強弱。如：2Fe + 3Cl2 ＝ 2FeCl2 Fe + S ＝ FeS 可以判斷氧化性：Cl2 ＞ S 。5、根據元素周期表進行判斷①同主族元素（從上到下）。比如：F Cl Br I ———————————————————————————————→非金屬原子（或單質）的氧化性逐漸減弱，對應陰離子的還原性逐漸增強Li Na K Rb Cs ———————————————————————————————→金屬原子的還原性逐漸增強，對應陽離子的氧化性逐漸減弱②同周期主族元素（從左到右）。比如：Na Mg Al Si P S Cl ———————————————————————————————→單質的還原性逐漸減弱，氧化性逐漸增強；對應陽離子的氧化性逐漸增強，對應陰離子的還原性逐漸減弱6、根據元素最高價氧化物的水化物的酸鹼性強弱進行判斷例如：酸性：HClO4＞H2SO4＞H3PO4＞H2Si03 ，可以判斷氧化性：Cl＞S＞P＞Si鹼性：NaOH ＞ Mg(OH)2 , 可以判斷還原性：Na ＞ Mg7、依據元素化合價判斷：

對同一元素而言，化合價越高，氧化性越強。如：Fe3+＞Fe2+；Cu2+＞Cu+，（但也有例外如氧化性 HClO＞HClO3＞HClO4）8、根據原電池、電解池的電極反應進行判斷①兩種不同的金屬構成原電池的兩極時。負極金屬是電子流出的極，正極是電子流入的極。其還原性：負極＞正極。②用惰性電極點解混合溶液時，在陰極先放電的陽離子的氧化性較強；在陽極先放電的陰離子的還原性較強。例如：A、B、C是三種金屬，根據下列①②實驗確定它們還原性強弱順序：①將A與B浸在稀H2SO4中用導線連接，A上有氣體逸出，B逐漸溶解；②電解物質的量濃度相同的A、C鹽溶液時，陰極上先析出C（使用惰性電極）。經分析得到還原性：B＞A＞C 。9、根據物質的濃度大小進行判斷具有氧化性（或還原性）的物質的濃度越大，其氧化性（或還原性）越強；反之，其氧化性（或還原性）越弱。如：氧化性：HNO3(濃) ＞HNO3(稀)總之，判斷氧化性、還原性的強弱時，比較的是物質得失電子的難易程度，而不是以得失電子數多少。

3. 怎樣判斷化學反應進行的快慢

你不都說了嘛，可將不同物質表示的化學速率換算為同一物質表示的反應速率，在比較速率數值的大小
這是在給你化學反應式的情況下
根據他們的化學計量數之比等於物質的量濃度之比
如果化學方程式是字母的話
就老實用公式是v=Δc/Δt算
還有不懂得么？

4. 物體之間發生反應的難易程度由什麼覺定

1、活化能
2、說明常溫下氫氣和氧氣化合速度慢,高溫下反應速度快
3、不能,說明該反應是可逆反應

5. 親電取代反應的難易程度如何判斷

一：親電試劑的空間構型，大小，親電能力空間構型比如它的親電部位是否裸露在外，是否容易接觸到反應部位親電反應一般來說（只能說一般來說），親電試劑分子越小越容易發生親電能力越大（方便理解就籠統的說為吸引電子的能力越大）越易發生。

二：反應物的空間構型，反應物所帶電子（電子雲）的多少。空間構型和親電試劑類似，越容易被親電試劑接觸到反應部位越易發生電子（電子雲）越密集越容易發生。

三：發生溶劑的極性，一般來說，極性越大越易發生（和反應機理有關），排序應該是甲苯>苯>硝基苯。

理由：三個反應物空間構型大同小異，只需比較電子雲密度即可，甲基是供電基，使電子雲密度升高，硝基是吸點基，使電子雲密度降低，故排序如此。

(5)如何判斷化學反應難易程度擴展閱讀：

在有機化學中，親電和親核性取代反應非常重要。有機的取代反應會依以下的特點，被歸類到若干個有機反應類別中：促使反應的反應物是親電子試劑還是親核試劑。反應中的中間物是一個陽離子、一個陰離子還是一個自由基或者兩步反應同時發生。反應的基質是脂肪族化合物還是芳香族化合物。

苯環上的取代反應（如鹵代、硝化、磺化、傅-克反應等）都是親電取代反應歷程。一般認為在親電取代反應中，首先是親電試劑在一定條件下離解為具有親電性的正離子E+。接著E+進攻苯環，與苯環的π電子很快形成π絡合物（可以理解為一種碳正離子），π絡合物仍然保持苯環的結構。

硝化反應苯環體系一個重要的反應，其常用於向體系引入硝基或利用硝基引入氨基等其他各種官能團，有很強的泛用性，定位選擇性較好，使用最多。

由於硝基有較強氧化性，而有機體系本身又具有一定的還原性，硝基含量較多的體系就很容易成為良好的炸葯材料，其中著名的TNT、苦味酸等就是通過硝化反應制備的。

6. 化學中怎樣判斷哪種元素更易反應

由元素周期表排列看，看它的活潑性，同周期從左到右金屬性越來越弱（的電子能力越來越強，失電子能力越來越弱）
同主族中：金屬元素從上到下金屬性越來越強，非金屬元素從下到上非金屬性越來越強，即越容易反應。
氧化劑氧化性強弱，還原劑還原性強弱都是參考依據，復分解反應中多數弱酸不能置換強酸
還有不懂的可以追問，我一定回答

7. 化學反應的難易是否是指反應速率快慢

可以這樣說但這只是他的表面現象，在化學反應中本質是舊的化學鍵的斷裂和新的化學鍵的形成，化學鍵是由於分子或晶體內相鄰原子（或離子）間強烈的相互作用。所以化學反應的難易程度主要就取決於分子或相鄰原子（或離子）間的相互作用力的大小。當然作用力小的話那化學鍵也就容易斷裂那麼結合成新的化學鍵的時間也就短。對外表現就是反應速度快。

8. 如何定性判斷化學反應進行的快慢

化學反應進行的快慢程度，用單位時間反應物濃度的減少或生成物濃度的增加來表示。
表達式：△v（A）=△c(A)/△t
單位：mol/(L·s)或mol/(L·min)
影響化學反應速率的因素：溫度，濃度，壓強，催化劑。
另外，x射線，γ射線，固體物質的表面積,與反應物的接觸面積，反應物的濃度也會影響化學反應速率。
化學反應的計算公式:
對於下列反應:
mA+nB=pC+qD
有v(A):v(B):v(C):v(D)=m:n:p:q
對於沒有達到化學平衡狀態的可逆反應:
v(正)≠v(逆)
影響化學反應速率的因素：
壓強：
對於有氣體參與的化學反應，其他條件不變時（除體積），增大壓強，即體積減小，反應物濃度增大，單位體積內活化分子數增多，單位時間內有效碰撞次數增多，反應速率加快；反之則減小。若體積不變，加壓（加入不參加此化學反應的氣體）反應速率就不變。因為濃度不變，單位體積內活化分子數就不變。但在體積不變的情況下，加入反應物，同樣是加壓，增加反應物濃度，速率也會增加。
溫度：
只要升高溫度，反應物分子獲得能量，使一部分原來能量較低分子變成活化分子，增加了活化分子的百分數，使得有效碰撞次數增多，故反應速率加大（主要原因）。當然，由於溫度升高，使分子運動速率加快，單位時間內反應物分子碰撞次數增多反應也會相應加快（次要原因）
催化劑：
使用正催化劑能夠降低反應所需的能量，使更多的反應物分子成為活化分子，大大提高了單位體積內反應物分子的百分數，從而成千上萬倍地增大了反應物速率.負催化劑則反之。
濃度：
當其它條件一致下，增加反應物濃度就增加了單位體積的活化分子的數目，從而增加有效碰撞，反應速率增加，但活化分子百分數是不變的 。
其他因素：
增大一定量固體的表面積（如粉碎），可增大反應速率，光照一般也可增大某些反應的速率；此外，超聲波、電磁波、溶劑等對反應速率也有影響。
溶劑對反應速度的影響
在均相反應中，溶液的反應遠比氣相反應多得多（有人粗略估計有90%以上均相反應是在溶液中進行的）。但研究溶液中反應的動力學要考慮溶劑分子所起的物理的或化學的影響，另外在溶液中有離子參加的反應常常是瞬間完成的，這也造成了觀測動力學數據的困難。最簡單的情況是溶劑僅引起介質作用的情況。
在溶液中起反應的分子要通過擴散穿周圍的溶劑分子之後，才能彼此接觸，反應後生成物分子也要穿國周圍的溶劑分子通過擴散而離開。
擴散——就是對周圍溶劑分子的反復擠撞，從微觀角度，可以把周圍溶劑分子看成是形成了一個籠，而反應分子則處於籠中。分子在籠中持續時間比氣體分子互相碰撞的持續時間大10-100倍，這相當於它在籠中可以經歷反復的多次碰撞。
籠效應——就是指反應分子在溶劑分子形成的籠中進行多次的碰撞（或振動）。這種連續反復碰撞則稱為一次偶遇，所以溶劑分子的存在雖然限制了反應分子作遠距離的移動，減少了與遠距離分子的碰撞機會，但卻增加了近距離分子的重復碰撞。總的碰撞頻率並未減低。
據粗略估計，在水溶液中，對於一對無相互作用的分子，在依次偶遇中它們在籠中的時間約為10-12-10-11s，在這段時間內大約要進行100-1000次的碰撞。然後偶爾有機
會躍出這個籠子，擴散到別處，又進入另一個籠中。可見溶液中分子的碰撞與氣體中分子的碰撞不同，後者的碰撞是連續進行的，而前者則是分批進行的，一次偶遇相當於一批碰撞，它包含著多次的碰撞。而就單位時間內的總碰撞次數而論，大致相同，不會有商量級上的變化。所以溶劑的存在不會使活化分子減少。A和B發生反應必須通過擴散進入同一籠中，反應物分子通過溶劑分子所構成的籠所需要的活化能一般不會超過20kJ·mol-1，而分子碰撞進行反應的活化能一般子40 -400kJ·mol-1之間。
由於擴散作用的活化能小得多，所以擴散作用一般不會影響反應的速率。但也有不少反應它的活化能很小，例如自由基的復合反應，水溶液中的離子反應等。則反應速率取決於分子的擴散速度，即與它在籠中時間成正比。
從以上的討論可以看出，如果溶劑分子與反應分子沒有顯著的作用，則一般說來碰撞理論對溶液中的反應也是適用的，並且對於同一反應無論在氣相中或在溶液中進行，其概率因素P和活化能都大體具有同樣的數量級，因而反應速率也大體相同。但是也有一些反應，溶劑對反應有顯著的影響。例如某些平行反應，常可藉助溶劑的選擇使得其中一種反應的速率變得較快，使某種產品的數量增多。
溶劑對反應速率的影響是一個極其復雜的問題，一般說來：
（1）溶劑的介電常數對於有離子參加的反應有影響。因為溶劑的介電常數越大，離子間的引力越弱，所以介電常數比較大的溶劑常不利與離子間的化合反應。
（2）溶劑的極性對反應速率的影響。如果生成物的極性比反應物大，則在極性溶劑中反應速率比較大；反之，如反應物的極性比生成物大，則在極性溶劑中的反應速率必變小。
（3）溶劑化的影響，一般說來。作用物與生成物在溶液中都能或多或少的形成溶劑化物。這些溶劑化物若與任一種反應分子生成不穩定的中間化合物而使活化能降低，則可以使反應速率加快。如果溶劑分子與作用物生成比較穩定的化合物，則一般常能使活化能增高，而減慢反應速率。如果活化絡合物溶劑化後的能量降低，因而降低了活化能，就會使反應速率加快。
（4）離子強度的影響（也稱為原鹽效應）。在稀溶液中如果作用物都是電解質，則反應的速率與溶液的離子強度有關。也就是說第三種電解質的存在對於反應速率有影響.
1.化學反應轉化速率的定義
設有化學反應，其計量方程為
按IUPAC的建議，該化學反應的轉化速率定義為
（7-1）
式中，ξ為化學反應進度；t為反應時間；為化學反應轉化速率，即單位時間內發生的反應進度。
設反應的參與物的物質的量為nB時，因有，所以式(7-1)可改寫成
（7-2）
2.定容反應的反應速率
對於定容反應，反應系統的體積不隨時間而變，則物質B的量濃度，於是式(7-2)可寫成
（7-3）
定義（7-4）
式(7-4)作為定容反應的反應速率的常用定義。
由式(7-4)，對反應
aA+bB→yY+zZ
則有(7-5)詳細說明
在氣相反應中，常用混合氣體組分的分壓的消耗速率或增長速率來表示反應速率，若為理想混合氣體，則有pB＝cBRT，代入式(7-6)及(7-7），則有
(7-8)
通常選用反應物組分中反應物之一作為主反應物，若以組分A代表主反應物，設nA,0及nA分別為反應初始時及反應到時間t時A的物質的量，xA為時間t=0®t=t時反應物A的轉化率，其定義為
(7-9)
xA通常稱為A的動力學轉化率，xA≤xA,e，xA,e為熱力學平衡轉化率。
由式(7-9)，有
nA＝nA,0(1－xA) （7-10）
當反應系統為定容時，則有
cA＝cA,0（1－xA） （7-11）
式中，cA,0，cA分別為t=0及t=t時反應物A的物質的量濃度。將式(7-11）代入式(7-6），有
 (7-12）
http://wenda.haosou.com/q/1365358417064050

9. 化學反應放生的難易程度取決於

根據物理化學的原理，化學反應發生的難易程度取決於三個因素：（1）反應發生所放熱量（放熱越多，反應越易發生，反之越難）；（2）反應溫度，溫度越高反應越易發生；（3）反應過程熵的變化（通俗地叫做混亂度的變化），比如反應 A-->B + C 就是混亂度增加的反應，或叫熵變增加的反應，增加的越多，越易反應，反之越難。

10. 化學反應難易程度跟什麼有關

難易程度？跟反應活化能的大小有關，活化能越小，反應越容易進行