对于化学反应过程应该分析哪些问题

① 化学反应的相关问题

看反应物和产物，我们看到了反应物的气体只有1份，而CO却有4份，即我们说反应之后更加混乱了，原因是1份的气体反应生成了4份气体
所以按照混乱度用熵来表示，我们认为是熵增反应
即△S＞0
而根据吉布斯自由能的表达方式△G=△H-T△S
只要△G＜0，反应可以自发进行，这里，T是华氏温度，肯定大于0所以此反应
T△S＞0
根据上面的表达式无论△H的大小如何，只要T越大，△G就越小，即负的越多，越容易反应
这个是从热力学角度

从动力学角度，温度升高增快反应速率，有气体参加的反应，压强增大，增大反应速率

② .. 化学反应原理的细节知识与重点知识。。。

高二化学选修4复习提纲
第一章 化学反应与能量
一、焓变(ΔH) ： 反应热
1．反应热：一定条件下，一定物质的量的反应物之间完全反应所放出或吸收的热量
2．焓变(ΔH)的意义：在恒压条件下进行的化学反应的热效应（1）.符号： △H（2）.单位：kJ/mol
3.产生原因：化学键断裂——吸热 化学键形成——放热
放出热量的化学反应。(放热>吸热) △H 为“-”或△H <0
吸收热量的化学反应。（吸热>放热）△H 为“+”或△H >0
☆ 常见的放热反应： ① 所有的燃烧反应 ② 酸碱中和反应
③ 大多数的化合反应 ④ 金属与酸的反应
⑤ 生石灰和水反应 ⑥ 浓硫酸稀释、氢氧化钠固体溶解等
☆ 常见的吸热反应：① 晶体Ba(OH)2•8H2O与NH4Cl ② 大多数的分解反应
③ 以H2、CO、C为还原剂的氧化还原反应 ④ 铵盐溶解等
二、热化学方程式
书写化学方程式注意要点:
①热化学方程式必须标出能量变化。
②热化学方程式中必须标明反应物和生成物的聚集状态（g,l,s分别表示固态，液态，气态，水溶液中溶质用aq表示）
③热化学反应方程式要指明反应时的温度和压强。
④热化学方程式中的化学计量数可以是整数，也可以是分数
⑤各物质系数加倍，△H加倍；反应逆向进行，△H改变符号，数值不变
三、燃烧热
1．概念：25 ℃，101 kPa时，1 mol纯物质完全燃烧生成稳定的化合物时所放出的热量。燃烧热的单位用kJ/mol表示。
※注意以下几点： ①研究条件：101 kPa ②反应程度：完全燃烧，产物是稳定的氧化物。
③燃烧物的物质的量：1 mol ④研究内容：放出的热量。（ΔH<0，单位kJ/mol）
四、中和热
1．概念：在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应而生成1mol H2O，这时的反应热叫中和热。
2．强酸与强碱的中和反应其实质是H+和OH-反应，其热化学方程式为：
H+(aq) +OH-(aq) =H2O(l) ΔH=－57.3kJ/mol
3．弱酸或弱碱电离要吸收热量，所以它们参加中和反应时的中和热小于57.3kJ/mol。
4．中和热的测定实验
五、盖斯定律
1．内容：化学反应的反应热只与反应的始态（各反应物）和终态（各生成物）有关，而与具体反应进行的途径无关，如果一个反应可以分几步进行，则各分步反应的反应热之和与该反应一步完成的反应热是相同的。
2、运用：根据盖斯定律，可以设计反应求出另一个反应的反应热。
第二章 化学反应速率和化学平衡
一、化学反应速率
1. 化学反应速率（v）
⑴ 定义：用来衡量化学反应的快慢，单位时间内反应物或生成物的物质的量的变化
⑵ 表示方法：单位时间内反应浓度的减少或生成物浓度的增加来表示
⑶ 计算公式：v=Δc/Δt（υ：平均速率，Δc：浓度变化，Δt：时间）单位：mol/（L•s）
⑷ 影响因素： ① 决定因素（内因）：反应物的性质（决定因素）
② 条件因素（外因）：反应所处的条件
2.

※注意：
（1）、参加反应的物质为固体和液体，由于压强的变化对浓度几乎无影响，可以认为反应速率不变。
（2）、惰性气体对于速率的影响
①恒温恒容时：充入惰性气体→总压增大，但是各分压不变，各物质浓度不变→反应速率不变
②恒温恒体时：充入惰性气体→体积增大→各反应物浓度减小→反应速率减慢
二、化学平衡
（一）1.定义：
化学平衡状态：一定条件下，当一个可逆反应进行到正逆反应速率相等时，更组成成分浓度不再改变，达到表面上静止的一种“平衡”，这就是这个反应所能达到的限度即化学平衡状态。
2、化学平衡的特征: 逆（研究前提是可逆反应） 等（同一物质的正逆反应速率相等）
动（动态平衡） 定（各物质的浓度与质量分数恒定）
变（条件改变，平衡发生变化）
3、判断平衡的依据
判断可逆反应达到平衡状态的方法和依据
例举反应 mA(g)+nB(g) pC(g)+qD(g)

混合物体系中
各成分的含量 ①各物质的物质的量或各物质的物质的量的分数一定 平衡
②各物质的质量或各物质质量分数一定 平衡
③各气体的体积或体积分数一定 平衡
④总体积、总压力、总物质的量一定 不一定平衡
正、逆反应
速率的关系 ①在单位时间内消耗了m molA同时生成m molA，即V(正)=V(逆) 平衡
②在单位时间内消耗了n molB同时消耗了p molC，则V(正)=V(逆) 平衡
③V(A):V(B):V(C):V(D)=m:n:p:q，V(正)不一定等于V(逆) 不一定平衡
④在单位时间内生成n molB，同时消耗了q molD，因均指V(逆) 不一定平衡
压强 ①m+n≠p+q时，总压力一定（其他条件一定） 平衡
②m+n=p+q时，总压力一定（其他条件一定） 不一定平衡
混合气体平均相对分子质量Mr ①Mr一定时，只有当m+n≠p+q时 平衡
②Mr一定时，但m+n=p+q时 不一定平衡
温度 任何反应都伴随着能量变化，当体系温度一定时（其他不变） 平衡
体系的密度 密度一定 不一定平衡
其他 如体系颜色不再变化等 平衡
（二）影响化学平衡移动的因素
1、浓度对化学平衡移动的影响
（1）影响规律：在其他条件不变的情况下，增大反应物的浓度或减少生成物的浓度，都可以使平衡向正方向移 动；增大生成物的浓度或减小反应物的浓度，都可以使平衡向逆方向移动
（2）增加固体或纯液体的量，由于浓度不变，所以平衡不移动
（3）在溶液中进行的反应，如果稀释溶液，反应物浓度减小，生成物浓度也减小， V正减小，V逆也减小，但是减小的程度不同，总的结果是化学平衡向反应方程式中化学计量数之和大的方向移动。
2、温度对化学平衡移动的影响
影响规律：在其他条件不变的情况下，温度升高会使化学平衡向着吸热反应方向移动，温度降低会使化学平衡向着放热反应方向移动。
3、压强对化学平衡移动的影响
影响规律：其他条件不变时，增大压强，会使平衡向着体积缩小方向移动；减小压强，会使平衡向着体积增大方向移动。
注意：（1）改变压强不能使无气态物质存在的化学平衡发生移动
（2）气体减压或增压与溶液稀释或浓缩的化学平衡移动规律相似
4、催化剂对化学平衡的影响：由于使用催化剂对正反应速率和逆反应速率影响的程度是等同的，所以平衡不移动。但是使用催化剂可以影响可逆反应达到平衡所需的时间。
5、勒夏特列原理（平衡移动原理）：如果改变影响平衡的条件之一（如温度，压强，浓度），平衡向着能够减弱这种改变的方向移动。
三、化学平衡常数
（一）定义：在一定温度下，当一个反应达到化学平衡时，生成物浓度幂之积与反应物浓度幂之积的比值是一个常数比值。 符号：K
（二）使用化学平衡常数K应注意的问题：
1、表达式中各物质的浓度是变化的浓度，不是起始浓度也不是物质的量。
2、K只与温度（T）有关，与反应物或生成物的浓度无关。
3、反应物或生产物中有固体或纯液体存在时，由于其浓度是固定不变的，可以看做是“1”而不代入公式。
4、稀溶液中进行的反应，如有水参加，水的浓度不必写在平衡关系式中。
（三）化学平衡常数K的应用:
1、化学平衡常数值的大小是可逆反应进行程度的标志。K值越大，说明平衡时生成物的浓度越大，它的正向反应进行的程度越大，即该反应进行得越完全，反应物转化率越高。反之，则相反。 一般地，K>105时，该反应就进行得基本完全了。
2、可以利用K值做标准，判断正在进行的可逆反应是否平衡及不平衡时向何方进行建立平衡。（Q：浓度积）
Q〈 K:反应向正反应方向进行; Q = K:反应处于平衡状态 ; Q 〉K:反应向逆反应方向进行
3、利用K值可判断反应的热效应
若温度升高，K值增大，则正反应为吸热反应
若温度升高，K值减小，则正反应为放热反应
＊四、等效平衡
1、概念：在一定条件下（定温、定容或定温、定压），只是起始加入情况不同的同一可逆反应达到平衡后，任何相同组分的百分含量均相同，这样的化学平衡互称为等效平衡。
2、分类
（1）定温，定容条件下的等效平衡
第一类：对于反应前后气体分子数改变的可逆反应：必须要保证化学计量数之比与原来相同；同时必须保证平衡式左右两边同一边的物质的量与原来相同。
第二类：对于反应前后气体分子数不变的可逆反应：只要反应物的物质的量的比例与原来相同即可视为二者等效。
（2）定温，定压的等效平衡： 只要保证可逆反应化学计量数之比相同即可视为等效平衡。
五、化学反应进行的方向
1、反应熵变与反应方向：
（1）熵:物质的一个状态函数，用来描述体系的混乱度，符号为S. 单位：J•mol-1•K-1
(2) 体系趋向于有序转变为无序，导致体系的熵增加，这叫做熵增加原理，也是反应方向判断的依据。.
（3）同一物质，在气态时熵值最大，液态时次之，固态时最小。即S(g)〉S(l)〉S(s)
2、反应方向判断依据
在温度、压强一定的条件下，化学反应的判读依据为：
ΔH-TΔS〈 0 反应能自发进行
ΔH-TΔS = 0 反应达到平衡状态
ΔH-TΔS 〉0 反应不能自发进行
注意：（1）ΔH为负，ΔS为正时，任何温度反应都能自发进行
（2）ΔH为正，ΔS为负时，任何温度反应都不能自发进行
第三章 水溶液中的离子平衡
一、弱电解质的电离
1、定义：电解质：在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物,叫电解质。
非电解质 ：在水溶液中或熔化状态下都不能导电的化合物。
强电解质 ：在水溶液里全部电离成离子的电解质 。
弱电解质： 在水溶液里只有一部分分子电离成离子的电解质 。

2、电解质与非电解质本质区别：
电解质——离子化合物或共价化合物 非电解质——共价化合物
注意：①电解质、非电解质都是化合物 ②SO2、NH3、CO2等属于非电解质
③强电解质不等于易溶于水的化合物（如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部电离，故BaSO4为强电解质）——电解质的强弱与导电性、溶解性无关。
3、电离平衡：在一定的条件下，当电解质分子电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相同时，电离过程就达到了平衡状态，这叫电离平衡。
4、影响电离平衡的因素：
A、温度：电离一般吸热，升温有利于电离。
B、浓度：浓度越大，电离程度越小；溶液稀释时，电离平衡向着电离的方向移动。
C、同离子效应：在弱电解质溶液里加入与弱电解质具有相同离子的电解质，会 减弱 电离。
D、其他外加试剂：加入能与弱电解质的电离产生的某种离子反应的物质时，有利于电离。
5、电离方程式的书写：用可逆符号 弱酸的电离要分布写（第一步为主）
6、电离常数：在一定条件下，弱电解质在达到电离平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度的乘积，跟溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数。叫做电离平衡常数，（一般用Ka表示酸，Kb表示碱）表示方法：AB A++B- Ki=[ A+][ B-]/[AB]
7、影响因素：
a、电离常数的大小主要由物质的本性决定。
b、电离常数受温度变化影响，不受浓度变化影响，在室温下一般变化不大。
c、同一温度下，不同弱酸，电离常数越大，其电离程度越大，酸性越强。如：H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO
二、水的电离和溶液的酸碱性
1、水电离平衡： 水的离子积：KW =c[H+]•c[OH-]
25℃时, [H+]=[OH-] =10-7 mol/L ; KW = [H+]•[OH-] = 1*10-14
注意：KW只与温度有关，温度一定，则KW值一定; KW不仅适用于纯水，适用于任何溶液（酸、碱、盐）
2、水电离特点：（1）可逆 （2）吸热 （3）极弱
3、影响水电离平衡的外界因素： ①酸、碱 ：抑制水的电离 KW〈1*10-14
②温度：促进水的电离（水的电离是吸热的）
③易水解的盐：促进水的电离 KW 〉 1*10-14
4、溶液的酸碱性和pH： （1）pH=-lgc[H+]
（2）pH的测定方法：
酸碱指示剂—— 甲基橙 、 石蕊 、 酚酞 。
变色范围：甲基橙 3.1~4.4（橙色） 石蕊5.0~8.0（紫色） 酚酞8.2~10.0（浅红色）
pH试纸 —操作玻璃棒蘸取未知液体在试纸上，然后与标准比色卡对比即可。
注意：①事先不能用水湿润PH试纸；②广泛pH试纸只能读取整数值或范围
三 、混合液的pH值计算方法公式
1、强酸与强酸的混合：
（先求[H+]混：将两种酸中的H+离子物质的量相加除以总体积，再求其它）
[H+]混 =（[H+]1V1+[H+]2V2）/（V1+V2）
2、强碱与强碱的混合：（先求[OH-]混：将两种酸中的OH 离子物质的量相加除以总体积，再求其它）
[OH-]混＝（[OH-]1V1+[OH-]2V2）/（V1+V2） (注意 :不能直接计算[H+]混)
3、强酸与强碱的混合：（先据H+ + OH- ==H2O计算余下的H+或OH-，①H+有余，则用余下的H+数除以溶液总体积求[H+]混；OH-有余，则用余下的OH-数除以溶液总体积求[OH-]混，再求其它）
四、稀释过程溶液pH值的变化规律：
1、强酸溶液：稀释10n倍时，pH稀 = pH原+ n （但始终不能大于或等于7）
2、弱酸溶液：稀释10n倍时，pH稀 〈 pH原+n （但始终不能大于或等于7）
3、强碱溶液：稀释10n倍时，pH稀 = pH原－n （但始终不能小于或等于7）
4、弱碱溶液：稀释10n倍时，pH稀 〉 pH原－n （但始终不能小于或等于7）
5、不论任何溶液，稀释时pH均是向7靠近（即向中性靠近）；任何溶液无限稀释后pH均接近7
6、稀释时，弱酸、弱碱和水解的盐溶液的pH变化得慢，强酸、强碱变化得快。
五、强酸（pH1）强碱（pH2）混和计算规律w.w.w.k.s.5.u.c.o.m
1、若等体积混合： pH1+pH2=14 则溶液显中性pH=7
pH1+pH2≥15 则溶液显碱性pH=pH2-0.3
pH1+pH2≤13 则溶液显酸性pH=pH1+0.3
2、若混合后显中性
pH1+pH2=14 V酸：V碱=1：1
pH1+pH2≠14 V酸：V碱=1：1014-（pH1+pH2）
六、酸碱中和滴定：
1、中和滴定的原理：实质：H++OH—=H2O 即酸能提供的H+和碱能提供的OH-物质的量相等。
2、中和滴定的操作过程：
（1）仪②滴定管的刻度，O刻度在上，往下刻度标数越来越大，全部容积大于它的最大刻度值，因为下端有一部分没有刻度。滴定时，所用溶液不得超过最低刻度，不得一次滴定使用两滴定管酸（或碱），也不得中途向滴定管中添加。②滴定管可以读到小数点后一位。
（2）药品：标准液；待测液；指示剂。
（3）准备过程：准备：检漏、洗涤、润洗、装液、赶气泡、调液面。
（洗涤：用洗液洗→检漏：滴定管是否漏水→用水洗→用标准液洗（或待测液洗）→装溶液→排气泡→调液面→记数据V(始)
（4）试验过程
3、酸碱中和滴定的误差分析
误差分析：利用n酸c酸V酸=n碱c碱V碱进行分析
式中：n——酸或碱中氢原子或氢氧根离子数；c——酸或碱的物质的量浓度；
V——酸或碱溶液的体积。当用酸去滴定碱确定碱的浓度时，则：c碱=
上述公式在求算浓度时很方便，而在分析误差时起主要作用的是分子上的V酸的变化，因为在滴定过程中c酸为标准酸，其数值在理论上是不变的，若稀释了虽实际值变小，但体现的却是V酸的增大，导致c酸偏高；V碱同样也是一个定值，它是用标准的量器量好后注入锥形瓶中的，当在实际操作中碱液外溅，其实际值减小，但引起变化的却是标准酸用量的减少，即V酸减小，则c碱降低了；对于观察中出现的误差亦同样如此。综上所述，当用标准酸来测定碱的浓度时，c碱的误差与V酸的变化成正比，即当V酸的实测值大于理论值时，c碱偏高，反之偏低。
同理，用标准碱来滴定未知浓度的酸时亦然。
七、盐类的水解（只有可溶于水的盐才水解）
1、盐类水解：在水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H+或OH-结合生成弱电解质的反应。
2、水解的实质： 水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H+或OH-结合,破坏水的电离，是平衡向右移动，促进水的电离。
3、盐类水解规律：
①有 弱 才水解，无弱不水解，越弱越水解；谁 强显谁性，两弱都水解，同强显中性。
②多元弱酸根，浓度相同时正酸根比酸式酸根水解程度大，碱性更强。 (如:Na2CO3 ＞NaHCO3)
4、盐类水解的特点：（1）可逆（与中和反应互逆） （2）程度小 （3）吸热
5、影响盐类水解的外界因素：
①温度：温度越 高 水解程度越大 （水解吸热，越热越水解）
②浓度：浓度越小，水解程度越 大 （越稀越水解）
③酸碱：促进或抑制盐的水解（H+促进 阴离子 水解而 抑制 阳离子水解；OH -促进阳离子水解而抑制阴离子水解）
6、酸式盐溶液的酸碱性：
①只电离不水解：如HSO4- 显 酸 性
②电离程度＞水解程度，显 酸 性 （如: HSO3- 、H2PO4-）
③水解程度＞电离程度，显 碱 性 （如：HCO3- 、HS- 、HPO42-）
7、双水解反应：
（1）构成盐的阴阳离子均能发生水解的反应。双水解反应相互促进，水解程度较大，有的甚至水解完全。使得平衡向右移。
（2）常见的双水解反应完全的为：Fe3+、Al3+与AlO2-、CO32-(HCO3-)、S2-(HS-)、SO32-(HSO3-)；S2-与NH4+；CO32-(HCO3-)与NH4+其特点是相互水解成沉淀或气体。双水解完全的离子方程式配平依据是两边电荷平衡，
如：2Al3+ + 3S2- + 6H2O == 2Al(OH)3↓+ 3H2S↑
8、盐类水解的应用：
水解的应用 实例 原理
1、净水 明矾净水 Al3++3H2O Al(OH)3(胶体)+3H+

2、去油污 用热碱水冼油污物品 CO32-+H2O HCO3-+OH-

3、药品的保存 ①配制FeCl3溶液时常加入少量盐酸 Fe3++3H2O Fe(OH)3+3H+

②配制Na2CO3溶液时常加入少量NaOH CO32-+H2O HCO3-+OH-

4、制备无水盐 由MgCl2•6H2O制无水MgCl2 在HCl气流中加热 若不然，则：
MgCl2•6H2O Mg(OH)2+2HCl+4H2O
Mg(OH)2 MgO+H2O
5、泡沫灭火器 用Al2(SO4)3与NaHCO3溶液混合 Al3++3HCO3-=Al(OH)3↓+3CO2↑
6、比较盐溶液中离子浓度的大小 比较NH4Cl溶液中离子浓度的大小 NH4++H2O NH3•H2O+H+
c(Cl-)>c(NH4+)>c(H+)>c(OH)-
9、水解平衡常数 （Kh）
对于强碱弱酸盐：Kh =Kw/Ka(Kw为该温度下水的离子积，Ka为该条件下该弱酸根形成的弱酸的电离平衡常数)
对于强酸弱碱盐：Kh =Kw/Kb（Kw为该温度下水的离子积，Kb为该条件下该弱碱根形成的弱碱的电离平衡常数）
八、电离、水解方程式的书写原则
1、多元弱酸（多元弱酸盐）的电离（水解）的书写原则：分步书写
注意：不管是水解还是电离，都决定于第一步，第二步一般相当微弱。
2、多元弱碱（多元弱碱盐）的电离（水解）书写原则：一步书写
九、溶液中微粒浓度的大小比较
基本原则：抓住溶液中微粒浓度必须满足的三种守恒关系：
①电荷守恒：任何溶液均显电 中 性，各阳离子浓度与其所带电荷数的乘积之和＝各阴离子浓度与其所带电荷数的乘积之和
②物料守恒: （即原子个数守恒或质量守恒）某原子的总量(或总浓度)＝其以各种形式存在的所有微粒的量(或浓度)之和
③质子守恒：即水电离出的H+浓度与OH-浓度相等。
十、难溶电解质的溶解平衡
1、难溶电解质的溶解平衡的一些常见知识
（1）溶解度 小于 0.01g的电解质称难溶电解质。
（2）反应后离子浓度降至1*10-5以下的反应为完全反应。如酸碱中和时[H+]降至10-7mol/L<10-5mol/L，故为完全反应，用“=”，常见的难溶物在水中的离子浓度均远低于10-5mol/L，故均用“=”。
（3）难溶并非不溶，任何难溶物在水中均存在溶解平衡。
（4）掌握三种微溶物质：CaSO4、Ca(OH)2、Ag2SO4
（5）溶解平衡常为吸热，但Ca(OH)2为放热，升温其溶解度减少。
（6）溶解平衡存在的前提是：必须存在沉淀，否则不存在平衡。
2、溶解平衡方程式的书写
注意在沉淀后用(s)标明状态，并用“ ”。如：Ag2S(s) 2Ag+(aq）+ S2-(aq)
3、沉淀生成的三种主要方式
（1）加沉淀剂法：Ksp越小（即沉淀越难溶），沉淀越完全；沉淀剂过量能使沉淀更完全。
（2）调pH值除某些易水解的金属阳离子：如加MgO除去MgCl2溶液中FeCl3。
（3）氧化还原沉淀法：
（4）同离子效应法
4、沉淀的溶解：
沉淀的溶解就是使溶解平衡正向移动。常采用的方法有：①酸碱；②氧化还原；③ 沉淀转化 。
5、沉淀的转化：
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(白色沉淀) AgBr（淡黄色） AgI （黄色） Ag2S（黑色）
6、溶度积（KSP）
（1）定义：在一定条件下，难溶电解质电解质溶解成离子的速率等于离子重新结合成沉淀的速率，溶液中各离子的浓度保持不变的状态。
（2）表达式：AmBn(s) mAn+(aq)+nBm-(aq) KSP= [c(An+)]m •[c(Bm-)]n
（3）影响因素： 外因：①浓度：加水，平衡向溶解方向移动。
②温度：升温，多数平衡向溶解方向移动。
（4）溶度积规则：QC为离子积
QC〉KSP 有沉淀析出 QC= KSP 平衡状态 QC 〈KSP 未饱和，继续溶解
第四章 电化学基础
第一节 原电池
1、概念：化学能转化为电能的装置叫做原电池
2、组成条件：①两个活泼性不同的电极② 电解质溶液③ 电极用导线相连并插入电解液构成闭合回路
3、电子流向：外电路： 负 极——导线—— 正 极
内电路：盐桥中 阴 离子移向负极的电解质溶液，盐桥中 阳 离子移向正极的电解质溶液。
4、电极反应：以锌铜原电池为例：
负极：氧化反应：Zn－2e＝Zn2＋ （较活泼金属）
正极：还原反应：2H＋＋2e＝H2↑（较不活泼金属）
总反应式：Zn+2H+=Zn2++H2↑
5、正、负极的判断：
（1）从电极材料：一般较活泼金属为负极；或金属为负极，非金属为正极。
（2）从电子的流动方向 负极流入正极
（3）从电流方向 正极流入负极
（4）根据电解质溶液内离子的移动方向阳离子流向正极，阴离子流向负极
（5）根据实验现象①溶解的一极为负极②增重或有气泡一极为正极
三、燃料电池
1、燃料电池： 是使燃料与氧化剂反应直接产生电流的一种原电池
2、电极反应：一般燃料电池发生的电化学反应的最终产物与燃烧产物相同，可根据燃烧反应写出总的电池反应，但不注明反应的条件。，负极发生氧化反应，正极发生还原反应，不过要注意一般电解质溶液要参与电极反应。以氢氧燃料电池为例，铂为正、负极，介质分为酸性、碱性和中性。
当电解质溶液呈酸性时： 负极：2H2－4e =4H+ 正极：O2＋4 e 4H+ =2H2O
当电解质溶液呈碱性时： 负极：2H2＋4OH－4e＝4H2O 负极：O2＋2H2O＋4 e＝4OH
另一种燃料电池是用金属铂片插入KOH溶液作电极，又在两极上分别通甲烷燃料和氧气氧化剂。
电极反应式为：负极：CH4＋10OH－－8e ＝ 7H2O；
正极：4H2O＋2O2＋8e＝8 OH－。
电池总反应式为：CH4＋2O2＋2KOH＝K2CO3＋3H2O
3、燃料电池的优点：能量转换率高、废弃物少、运行噪音低
四、废弃电池的处理：回收利用
第三节 电解池
一、电解原理
1、电解池：把电能转化为化学能的装置也叫电解槽
2、电解：电流(外加直流电)通过电解质溶液而在阴阳两极引起氧化还原反应(被动的不是自发的)的过程
3、放电：当离子到达电极时，失去或获得电子，发生氧化还原反应的过程
4、电子流向：（电源）负极—（电解池）阴极—（离子定向运动）电解质溶液—（电解池）阳极—（电源）正极
5、电极名称及反应：
阳极：与直流电源的 正极 相连的电极，发生 氧化 反应
阴极：与直流电源的 负极 相连的电极，发生 还原 反应
6、电解CuCl2溶液的电极反应： 阳极：2Cl- -2e=Cl2 (氧化) 阴极：Cu2++2e=Cu(还原)
总反应式：CuCl2 =Cu+Cl2 ↑
7、电解本质：电解质溶液的导电过程，就是电解质溶液的电解过程
☆规律总结：电解反应离子方程式书写：
阳离子放电顺序：Ag+>Hg2+>Fe3+>Cu2+>H+（指酸电离的)>Pb2+>Sn2+>Fe2+>Zn2+>Al3+>Mg2+>Na+>Ca2+>K+
阴离子放电顺序：是惰性电极时：S2->I->Br->Cl->OH->NO3->SO42-(等含氧酸根离子)>F-(SO32-/MnO4->OH-)
是活性电极时：电极本身溶解放电
注意先要看电极材料，是惰性电极还是活性电极，若阳极材料为活性电极（Fe、Cu)等金属，则阳极反应为电极材料失去电子，变成离子进入溶液；若为惰性材料，则根据阴阳离子的放电顺序，依据阳氧阴还的规律来书写电极反应式。
电解质水溶液点解产物的规律
类型 电极反应特点 实例 电解对象 电解质浓度 pH 电解质溶液复原
分解电解质型 电解质电离出的阴阳离子分别在两极放电 HCl 电解质 减小 增大 HCl
CuCl2 --- CuCl2
放H2生成碱型 阴极：水放H2生碱
阳极：电解质阴离子放电 NaCl 电解质和水 生成新电解质 增大 HCl
放氧生酸型 阴极：电解质阳离子放电
阳极：水放O2生酸 CuSO4 电解质和水 生成新电解质 减小 氧化铜
电解水型 阴极：4H+ + 4e- == 2H2 ↑
阳极：4OH- - 4e-= O2↑+ 2H2O NaOH 水 增大 增大 水
H2SO4 减小
Na2SO4 不变
上述四种类型电解质分类：
（1）电解水型：含氧酸，强碱，活泼金属含氧酸盐
（2）电解电解质型：无氧酸，不活泼金属的无氧酸盐（氟化物除外）
（3）放氢生碱型：活泼金属的无氧酸盐
（4）放氧生酸型：不活泼金属的含氧酸盐

③ 关于化学反应速率的2个问题。急！！

化学反应速率首先决定于化学反应的性质,这是影响反应速率的内因.
例如溶液中的离子反应通常较快,异相反应(气-固反应,气-液反应,不相
溶的液-液反应等)通常较慢;即便都是在溶液中进行,不同的反应,速率
也不相同,离子交换反应快,氧化还原反应相对较慢.对于给定的化学反应
来说,其反应速率还要受到反应进行时所处条件的影响,这些条件主要包括
浓度(或压力),温度和有无催化剂等.

5.3.1 浓度对反应速率的影响

众所周知,燃料或钢铁在纯氧中的氧化反应比在空气中反应更剧烈,即
反应物氧气的浓度增大,反应速率也增大.大量的实验表明,化学反应速率
随反应物浓度的增加而增大.那么反应速率与反应物浓度之间到底有没有定
量关系呢 又有怎样的定量关系呢
1.反应机理(reaction mechanism)的概念
5.3 影响反应速率的外界因素 ·199·
很多化学反应不是一步就完成的,因此在研究化学反应速率时,常常需
要了解反应机理又称反应历程(reaction path),即需要了解在化学反应过程
中从反应物变为生成物所经历的具体途径.
例如人们熟知的化学反应:
Br2 (g) + H2 (g) → 2 HBr (g)
此反应式表示的是一个宏观的总反应.实际上,该反应并不是一步完成的,
而是经历了如下五个步骤:
(1) Br2 → 2 Br
(2) Br + H2 → HBr + H
(3) H + Br2 → HBr + Br
(4) H + HBr → H2 + Br
(5) Br + Br → Br2
上述五个步骤的每一步的生成物都是由反应物一步就直接转化而成的.这种
由反应物分子(或离子,原子,自由基等)直接作用而生成产物的反应称为
元反应(elementary reaction).由1个元反应组成的总反应称为简单反应,
如2NO2 → 2NO + O2是简单反应;由2个或2个以上元反应所组成的总反应
称为复杂反应,如上述溴和氢气的反应是由5个元反应所组成的复杂反应.
2.质量作用定律和速率方程(mass action law & rate equation)
经验告诉我们,当反应物浓度小时,反应进行得慢,而当反应物浓度增
大时,反应速率一般都要加快.研究浓度对反应速率的影响的方法之一是:
在保持其它反应物浓度不变的情况下,测定某个反应物浓度与初速率(t=0
时的反应速率)的函数关系.比如对于下列反应:
aA + bB → gG + dD
首先,假定其速率方程式(表示反应速率与反应物浓度之间关系的式
子)为
y
B
x
Ackcv= (5-3)
式中,k称为速率常数(rate constant).x和y分别叫做反应物A和B的反
应级数(reaction order),x+y是该化学反应的级数.x+y等于几,则该反应
就是几级反应.
·200· 第5章 化学反应速率
第二步,在保持反应物A的浓度不变的情况下改变反应物B的浓度进而
求出y,比如,当B的浓度增加到原来的n倍时,如果反应速率v也增加到
原来的n倍,则y=1,若增加到原来的n2倍,则y=2;同理,在保持B的浓
度不变的情况下改变A的浓度可求出x.如此便可求出反应的速率方程.
人类在很早的时候就开始研究浓度与反应速率的关系,1864年挪威的C
·M·古尔德贝格(C.M.Guldberg,1836~1902)和P·瓦格(P.Waage,
1833~1900)便总结出:在给定温度下,反应速率与反应物浓度(以计量系
数为指数)的乘积成正比,这个定量关系叫做质量作用定律.1888年奥斯特
瓦尔德(F.W.Ostwald,1853~1932)提出稀释定律,最先将质量作用定律应
用于电离上,在历史上起了重要作用.后来的大量实验证明,质量作用定律
只适用于元反应.也就是说,对于元反应或只包含1个元反应的简单反应,
可根据反应的方程式直接写出它的速率方程.例如下列反应
a A + b B → g G + d D
如果该反应是元反应,则它的速率方程就可以写成
b
B
a
Ackcv=
值得注意的是:如果通过上述实验方法求出的x和y恰好分别等于反应
物A和B的计量系数,也不能就此说明该反应一定是元反应.
对于复杂反应,除了根据上述实验方法求取速率方程外,如果已知反应
机理,也可通过理论推导得到速率方程.如:已知反应
I2 + H2 → 2HI
是经由下列两个元反应完成的:
(1) I2 → 2I (快)
(2) 2I + H2 → 2HI (慢)
第一步是快反应,很快达到平衡,此时
1
2
2
k
c
c
c
c
I
I
=

θ
θ
省去cΘ得,
21
2
IIckc= (1k是个常数)
第二步是各步反应中最慢的一步,称为速率控制步骤(rate determining
5.3 影响反应速率的外界因素 ·201·
step)或称为速率控制反应(rate determining reaction),它决定了整个反
应的速率,所以
2
22IHcckv=
将
21
2
IIckc=代入,并将2个常数合并,则
22IHckcv=
不管通过哪种形式得到的速率方程,均可用以了解在给定条件下该反应
在任意反应物浓度下的反应速率.这里强调在给定条件下,就是因为当条件
改变时,速率方程可能发生变化,原因是:速率常数可能发生变化,甚至可
能因反应机理改变而导致反应物浓度的指数发生变化.
绝大多数的化学反应都不是一步就完成的,而是复杂反应,相应的反应
级数可以是整数,也可以是分数或小数.对于零级反应(zero order
reaction),其反应速率与反应物浓度的零次方成正比,也就是说,速率是
一个常数.许多发生在固体表面的反应是零级的,如氧化亚氮在细颗粒金表
面的热分解就是一实例:
)()()(gOgNgONAu
2222
1
+ →
=v0)(
2ONck=k (5-4)
和任何的零级反应一样,N2O的分解以匀速进行,即任一反应物在单位时间
内浓度的减少值是个常数.一般地,假如某反应物起始 (t=0) 时的浓度为
c0,反应时间t时的浓度为c,则
c = c0 - k t (5-5)
其中k为该反应物单位时间内浓度的减少值.
绝大多数的反应并不是零级的,它们的反应速率随反应物浓度的变化而
变化,其中一级反应(first order reaction)极为常见,典型的例子是五氧化二
氮的分解:
2N2O5(g) → 4NO2(g) + O2(g)
速率方程为
52oNkcv=,67℃时,此反应的速率常数1min35.0 =k.
一级反应的速率方程可用一般式表示为:
kcv= (5-6)
如果反应开始(t=0)时的浓度为c0,反应进行到任一时刻t时的浓度为c,则
·202· 第5章 化学反应速率
v= dt/dcvB
1 =ck'或cdc/ =kt,积分
∫∫=
c
c
t
kdt
c
dc
00

kt
c
c
lno= (5-7)
反应物浓度由0c消耗到02
1cc=所需要的反应时间称为半衰期(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,一级反应的半衰期与反应物的起始浓度0c无关.例如浓度从
0c降到0c/2,或从0c/2降到0c/4,以及从0c/4降到0c/8等等,所需时间都
相同,均为t
2
1.这是一级反应的一个特征,所以半衰期只在一级反应中较常
使用.也正因为一级反应的半衰期与反应物的起始浓度无关,所以可从半衰
期的大小直接看出反应的快慢.放射性同位素的衰变反应多为一级反应,通
常用半衰期来表示它的衰变速率,而不是用速率常数.
【例5.1】有一化学反应:a A + b B = C,在298.15K时,将A,B溶液按
不同浓度混合反应,得到以下实验数据:
A的起始浓度/mol·dm-3 B的起始浓度/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
求该反应的速率方程式和速率常数.
解:反应的速率方程式可写为:
n
B
m
Ackcv =,分析实验数据,找出
m,n值.前面3次实验,B的浓度保持不变,而改变A的浓度.当A的浓
度增大为原来的x倍时,反应速率也增加为原来的x倍,从实验结果中看
出,反应速率与A的浓度成正比,即m=1.后面3次实验保持A的浓度不变
而改变B的浓度,当B的浓度增大为原来的x倍时,反应速率增大为原来的
x2倍,说明反应速率与B浓度的平方成正比,n=2.因此该反应的速率方程
5.3 影响反应速率的外界因素 ·203·
式为 2
BAckcv =,它是一个3级反应.代入任一组数据,即可求出速率常
数.
1262126
2
2
1021
11
1021

×=
×
×
=smoldm.smoldm
.
k
则该反应的速率方程为
221021BAccv ×=.
例5.2 298.15K时N2O5(g)分解作用半衰期为5小时42分,此值与N2O5
的起始压力无关.试求:(1)速率常数.(2)作用完成90%所需的时间
(以小时为单位).
解:(1)因为半衰期与起始压力无关. 所以是一级反应.
kt
c
c
=0ln.根据式(5-8)得:
)(.
.
..
/
1
21
1220
75
6932069320 ===h
t
k
(2) 根据式(5-7)得
t1220
10
1
.
.
ln=
∴ t = 18.9 (h)
5.3.2 温度对反应速率的影响

大多数化学反应的反应速率随着温度的升高而加快.这是因为温度升高
时,反应体系中活化分子的百分数增加,导致有效碰撞的次数增加的缘故.
将食物贮存在冰箱里,就是为了降低反应速率,防止食物腐败.氢气和氧气
在室温下作用极慢,以致几年都观察不出反应的发生,但如果温度升高到
873K,则立即发生剧烈反应,甚至发生爆炸.
1884年,范特霍夫根据温度对反应速率影响的实验,归纳得到一近似规
则:温度每升高10K,一般反应的速率大约增加2~4倍,这个规则称为范特
霍夫规则.
范特霍夫规则只能粗略估计温度对反应速率的影响,而不能说明为什么
升高同样的温度,不同的反应,其反应速率增大的程度却不同.也是在1887
年阿仑尼乌斯总结出另一个经验公式:
·204· 第5章 化学反应速率
RT
Ea
Aek

= (5-9)
式中 aE——反应的活化能;
R——摩尔气体常数;
T——绝对温度;
A——指前因子(pre-exponential factor)或称为频率因子(frequency
factor),是反应的特征常数,其数值与反应物分子间的碰撞有
关而与浓度无关,与反应温度关系不大.
从上式可以看出,速率常数与反应的活化能及反应温度有关.将上式改
写成对数形式:
RT
E
Alnklna = (5-10)
显然,lnk与温度的倒数1/T之间为线性关系.若以lnk为纵坐标,以1/T
为横坐标作图,可得一直线,该直线的斜率为-Ea/R,直线在纵轴上的截距
即为lnA.由此就可以求出反应的活化能Ea和指前因子A.
例如下列HI(g)的生成反应和N2O5(g)的分解反应在不同温度下的速率常
数如下表
表5-1 不同温度下 HI(g)生成反应和N2O5(g)分解反应的速率常数
H2(g) + I2(g)2HI(g) N2O5(g) 2NO2(g) + 1/2O2
温度T/K速率常数k/ mol-1·dm3·s-1温度T/K速率常数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 的生成反应为 2 级反应,速率常数k的单位为 mol-1·dm3·s-1;N2O5的分解反
应是1级反应,故速率常数k的单位为s-1.
将HI的生成反应的lnk对1/T作图(图5-2)
由图可以求出斜率
K
R
Ea20000
0014000180
210
=

=
..
)(

111128166166280200003148 = = × =molkJmolJKKmolJEa.)(.
5.3 影响反应速率的外界因素 ·205·
然后将aE值及图中任意一组lnk~1/T数值代入式(5-10)中,如将 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
实际上,当实验数据比较少时,也可以不必作图,而采取直接计算法进
行求算.只要测定温度T1,T2时的速率常数k1,k2,即可计算出反应的活化
能;或者已知活化能和一定温度(T1)下的反应速率常数k1,即可求出另一
温度(T2)下的速率常数k2来.
温度为T1时:
1
1
1
TR
E
Alnklna =
温度为T1时:
2
2
1
TR
E
Alnklna =
两式相减得: )
TT
TT
(
R
E
k
k
lna
21
12
1
2
= (5-11)
因为在浓度不变的情况下,反应速率与速率常数成正比.若假设温度为
T1时,反应的速率常数和反应速率分别为k1和v1;温度为T2时,反应的速
率常数和反应速率分别为k2和v2,则
图 5-2 HI(g)生成反应lnk与1/T关系图
-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 化学反应速率
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)
通过以上讨论,可以得出结论:
(1)对于特定的化学反应而言,在浓度一定的情况下,反应速率取决
于反应的速率常数k,后者又与温度和反应的活化能有关.
(2)一般说来,活化能Ea为正值,所以,同一个化学反应,升高温
度,反应的速率常数k增大(这与升高温度,对吸热反应化学反应的平衡常
数增大,放热反应平衡常数减小不同) ,反应速率加快.
(3)由于不同的化学反应的活化能Ea不同,所以升高相同的温度,对
不同的化学反应,反应速率增大的程度不同, 活化能Ea大的,反应速率增
加的倍数比活化能小的化学反应的速率增加的倍数要大,即升高温度将使活
化能大的化学反应的速率升高得更明显.
(4)在相同的温度下,根据式(5-9)或式(5-10),对指前因子A相
近的化学反应来说,活化能Ea值越大,其速率常数k值越小,反应速率越
小;反之,Ea值越小者,反应速率越大.如某反应活化能降低10kJ·mol-1,
则其速率可增加50倍.
一般化学反应的活化能Ea大约在42~420 kJ·mol-1之间,而大多数化学
反应是在62~250 kJ·mol-1之间.当活化能小于42 kJ·mol-1时,反应的速率
很快,甚至不能用一般方法测定,如中和反应等;当活化能大于420
kJ·mol-1时,反应的速率将非常慢.
(5)对于可逆反应而言,温度对正逆反应影响是一致的,只不过变化
幅度不同.
【例5.3】338K时N2O5气相分解反应的速率常数为0.292min-1,活化能为
103.3 kJ·mol-1,求353 K时的速率常数k及半衰期t
2
1.
分析:由公式(5-11)可求得353K时的速率常数k.另外,由速率常数
5.3 影响反应速率的外界因素 ·207·
的单位为min-1,可知该反应为一级反应,代入一级反应的半衰期公式
t
2
1=0.693/k可求得353K温度下的半衰期.
解:(1) 求353K时的速率常数
T1=338K,T2=353 K,k1=0.292 min-1,Ea=103.3 kJ·mol-1
根据公式代入实验值,
)
353338
338353
(
314.8
103.103
292.0
ln
3
2
×
×
=
k
解得 k2=1.392 min-1
(2)求反应在353 K时的半衰期t
2
1
根据公式t
2
1=0.6932/k代入k2=1.392min-1,
解得 t
2
1=0.498min

5.3.3 催化剂对反应速率的影响

人们很早就知道在反应体系中引入某种物质便能加快反应速率而自身并
不在反应中消耗.让我们简单回顾一下催化剂的研究历史:
1833年英国的法拉第提出固体表面吸附是加速化学反应的原因,这是催
化作用研究的萌芽,1835年瑞典的柏齐力阿斯(J.J.Berzelius,1779~1848)
提出化学反应中的催化和催化剂概念,证实催化现象在化学反应中是非常普
遍的.1850年法国的威尔汉密在研究蔗糖的转化时采用了酸催化.1875年德
国的文克勒(C.Winkler,1838~1904)用铂石棉催化制造硫酸,为硫酸接触
法的工业化奠定技术基础.
被认为是现代物理化学之父的德国化学家奥斯特瓦尔德通过对各种强酸
对酯类水解的反应和醣的转化反应速率的加快现象发现了氢离子的催化作
用.他还从多方面研究了催化过程.1894年他撰文指出:吉布斯的理论使得
有必要假设催化剂加速了物质的反应而不改变物质内部的能量关系,1901 年
奥斯特瓦尔德提出催化剂是改变化学反应速率的物质,而不出现在最终产物
中,提出关于催化剂的现代观点,并指明催化剂在理论和实践中的重要性.
他深入研究了催化机理,由于在催化研究,化学平衡和化学反应速率方面的
卓越贡献,他获得了1909年诺贝尔化学奖.
·208· 第5章 化学反应速率
1900 年美籍俄国科学家冈伯格(M.Gomberg,1866~1947),从分子量
测定首次发现自由基三苯甲烷(自由基是电子处于激发状态的分子或分子碎
片,化学性质活泼).1904 年英国科学家哈顿(A.Harden,1865~1940),
分解得到非蛋白质小分子"辅酶",这是酶催化不可缺少的物质.1922 年丹麦
的布朗斯特提出所有催化过程形成临界络合物,由络合物的形成和分解决定
反应的速率,并推得反应方程式.1954 年,苏联化学动力学大师谢苗诺夫
(H.H.Ceмeнов,1896~1986)提出多相催化的链反应理论.
催化剂(catalyst)的现代表述为:能够改变化学反应速率,而本身的组
成,质量和化学性质在反应前后保持不变的物质.按照催化剂与反应物的聚
集状态和相溶性,可将催化剂的催化过程分为均相催化(homogeneous
catalysis)和多相催化(heterogeneous catalysis).
均相催化是指催化剂和反应物在同一个相中,有气相和液相催化.如前
述酯和蔗糖在酸的催化下进行的反应.均相催化的反应速率不仅与反应物的
浓度有关,还与催化剂的浓度有关.
多相催化反应主要是液体反应物或气体反应物在固体催化剂表面进行的
反应,其中以气体在固体催化剂表面的反应较常见.多相催化剂的活性与其
组成,结构和状态密切相关.一般说来,催化剂的粒子越细或表面积越大,
表面缺陷越多,其催化活性越好.多相催化剂可连续进行催化;产物易于分
离,使用温度范围宽,故许多工业反应都采用多相催化,或将均相催化剂负
载于多孔的载体上,如将酶负载于若干不溶性载体上,获得固定化酶,应用
很广.
在影响反应速率的主要外界因素中,催化剂的作用要比浓度(包括气体
反应物的分压),温度显着得多.
为什么催化剂能提高反应速率呢 研究表明,催化剂能降低反应的活化
能.如图5-3,在没有催化剂时,反应物分子必须越过一个能垒,到达"山
顶"——过渡态.活化能由使用催化剂前的Ea,正 =E3-E1改变为使用催化剂
后的Ea,正=E4-E1,所要越过的能垒降低了.显然,跨越的能垒越小,即活
化能越低,分子活化越容易,反应速率也就越快.使用催化剂后,活化能实
际降低了
5.3 影响反应速率的外界因素 ·209·
△Ea,正 =(E3-E1)-(E4-E1)=3E-4E
当然,逆反应的活化能也相应地由使用催化剂前的Ea,逆 = E3-E2改变为
使用后的Ea,逆 =E4-E2,活化能降低值
△Ea,逆 =(E3-E2)-(E4-E2)=E3-E4
可见催化剂的使用同等程度地降低了正逆反应的活化能.也就是说,使用催
化剂后,正逆反应的速率都得到了提高,不过提高的倍数不相等.
在理解催化剂与反应速率的关系时,应注意以下几点:
(1)催化剂提高反应速率是通过降低反应的活化能来实现的.催化剂
可以参加化学反应,并改变原来的反应途径.催化剂在参与化学反应时,先
生成中间化合物,而这种中间化合物通过两种途径重新产生出催化剂并形成
产物:
① A + C → AC → D + F + C
② A + C → AC
AC + B → AB + C
其中,C为催化剂;A,B为反应物;D,F,AB为生成物.例如,合成氨在
800.15K的反应,无催化剂时活化能Ea =335kJ·mol-1,当用铁作催化剂时,其
反应机理及活化能如下:
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给出了部分反应在使用催化剂前后的活化能数值的比较,从表中
可以看出,催化反应的活化能一般比非催化反应的活化能降低约80 kJ · mol -1左
·210· 第5章 化学反应速率
右.
表5-2 催化和非催化反应的活化能数值比较
(2) 在反应速率方程式中,催化剂对反应速率的影响体现在反应速率
常数(k)内.对于确定的反应而言,反应温度一定时,采用不同的催化剂
一般有不同的k值.
(3)如前所述,对同一可逆反应来说,催化剂等值地降低了正,逆反
应的活化能,即对正,逆反应的速率都有加快的作用.
(4)催化剂具有选择性.不同类型的化学反应需要不同的催化剂;对于
同样的反应物,即使在其它条件相同或相近的情况下,选用不同的催化剂,
反应速率可能是不同的(见上表),甚至得到不同的产物.例如乙醇的分解
反应有以下几种情况:
(5)催化剂不能改变体系的热力学性质.催化剂可以缩短到达平衡所需
要的时间,但不能改变反应的方向以及反应进行的程度——平衡的位置,也
就是说不能改变反应的平衡常数;催化剂也不能改变反应的热效应,因为在
等温,等容及不做非体积功的情况下,反应的热效应等于体系的内能变,即
QV,正 =△U,而内能是状态函数,内能变只与体系的始终态有关,与过程经历
的路径无关,由图5-3可看出
QV,正 =△U = Ea,正 - Ea,逆
反 应
Ea(非催化)
kJ·mol-1
催化剂
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 影响反应速率的外界因素 ·211·
使用催化剂前后,热效应均等于E2 -E1 .
(6)催化剂有正,负之分.能加快反应速率的称为正催化剂;能减慢
反应速率的称为负催化剂.例如合成氨生产中使用的铁触媒,硫酸生产中使
用的V2O5,以及促进生物体化学反应的各种酶(淀粉酶,蛋白酶,脂肪酶
等)均为正催化剂;减缓金属腐蚀的缓蚀剂,防止橡胶,塑料老化的防老化
剂等均为负催化剂.通常所说的催化剂一般是指正催化剂.

5.3.4 影响多相反应速率的因素

多相反应(heterogeneous reaction)包括气-固反应,液-固反应,固-固
反应以及液-液反应等.在工程上实际所遇到的许多化学反应是多相反应,
如固体和液体燃料的燃烧,金属的氧化或腐蚀,金属在酸中的溶解,水泥和
玻璃的制造等.多相反应多数是在相的界面上进行的,只有少数多相反应主
要发生在不同的相中.所以多相反应多由扩散,吸附和化学反应等步骤组
成.如固体表面上进行的气体反应,一般说可以分为下列几步:①气体分子
扩散到固体表面;②气体分子被吸附在固体表面;③被吸附物质在固体表面
进行化学反应;④生成物从固体表面脱附(解吸);⑤生成物通过扩散离开
固体表面.
由此可见,多相反应的反应速率除与浓度(压力),温度和催化剂有关
外,还与相界面(接触面积)大小,界面的物理和化学性质以及有无新的相
产生等因素有关.
反应物的量一定时,若固体反应物粉碎度,液体反应物分散度越高,反
应粒子越小,反应物表面积越大,有效碰撞机会越多,则反应速率越大.例
如刨花比木柴易于燃烧,锌粉与盐酸的反应比锌粒与盐酸的反应要快得多.
因此,在生产中常把固体反应物粉碎成小颗粒或磨成细粉,拌匀,再进行反
应;将液体反应物喷淋,雾化,使其与气态反应物充分混合,接触,或将不
互溶的液态反应物乳化成乳液来增大相与相之间的接触面,以提高反应速
率.在多相反应中,接触面增大,会使反应速率显着增加.因此对于一些破
坏性的反应,例如面粉厂中易发生的"尘炸"反应(大量飘逸在厂房内的面
·212· 第5章 化学反应速率
粉小颗粒与空气高度混合,遇火燃烧,爆炸),则务必要在车间安装防尘,
防火,防爆装置.纺织厂的细纤维,煤矿中的"粉尘"等与空气混合,超过
安全系数时也会迅速氧化而燃烧,甚至引起爆炸事故,应当特别注意通风和
防火.
此外,多相反应速率还受扩散作用的影响.扩散可以使还没有起作用的
反应物不断地进入相界面,同时使生成物不断地离开界面扩散出去,从而增
大反应速率.以气-固反应为例,煤在燃烧时,鼓风可使氧气不断靠近煤的
表面,同时使生成的二氧化碳不断从煤的表面离去,而使炉火烧得更旺.
液-固反应也常用搅拌来促进扩散,提高反应速率(搅拌在工业生产中还同
时起促进传热的作用).溶液中进行的反应有时还用振荡的方法促进扩散.
综上所述,除了化学反应的本性外,反应物的浓度及表面积的大小,扩
散速率,反应压力及温度,尤其是催化剂,都有可能影响反应速率.此外,可能影响某些化学反应的反应速率.

超声波,激光以及高能射线的作用,也

④ 如何做化学中有关反应速率的问题

高中化学的基本理论中，化学反应速率和化学平衡是一类比较难理解，解题时最容易出错的问题，尤其是对于学生来说往往将影响化学反应速率的条件和影像化学平衡的条件混淆，总认为正反应速率增大平衡就向正反应方向移动，逆反应速率减小，平衡就一定向正反应方向移动。由于有以上的误解往往导致解题时出现错误。因此解题时一定要将反应速率的问题和化学平衡的问题分开来分析，千万注意分析速率问题时不考虑平衡问题。为了帮助同学们能准确快速解决有关反应速率和化学平衡的问题，特将此类问题归纳如下，希望同学们在解题时能按照下列步骤思考。在遇到关于化学平衡和速率问题时，首先分析清楚习题的疑问是关于化学反应速率的，还是关于化学平衡的。如果是有关反应速率的问题，始终把握如下几点理论：1、温度升高时，反应速率增大，在此时对于可逆反应来说，正反应速率和逆反应速率都增大，而且正反应速率和逆反应速率增大的幅度一定不同，正向为放热反应，则逆反应速率增大幅度大一些。2、增大反应物的浓度，增反应速率增大，在刚加入反应物的那一时刻，逆反应速率和加入前相同，过了那一个时刻，逆反应速率也增大；另外若所加物质为固体或纯液体时，正逆反应速率都不变。除此外，增大一种反应物的浓度，其自身的转化率降低，其它反应物的转化率都增大。3、增大压强时，若不能使反应物和生成物浓度发生改变，则正逆反应速率都不变，如向体系内加入惰性气体时，容器体积不变的情况。4、增大压强时，若能使反应物和生成物浓度发生改变，反应速率增大。在此时对于可逆反应来说，正反应速率和逆反应速率都增大，正反应速率和逆反应速率增大的幅度可能相同也可能不同，反应物中气体的计量数大于生成物中气体的计量数时，则正反应速率增大幅度大一些。5、催化剂对可逆反应来说，正反应速率和逆反应速率都增大，正反应速率和逆反应速率增大的幅度一定相同。如果是化学平衡类的问题，首先注意体系为恒容容器还是恒压容器，然后要分析清楚是化学平衡中的哪一类型的问题，不同的类型要用不同的解题方法分析，在化学平衡类的习题中包含的类型主要有如下五种：1、判断某状态时是否为平衡状态，这类问题主要会从以下几个方面提出，每个方面都要把握其原理和本质。（1）、所有物质的浓度或物质的量都保持不变时，达到了平衡状态。（2）、正你反应速率相等时，达到平衡状态。但是这种问题中一定要注意，必须是同一种物质的生成速率等于其消耗速率，或同一种物质的化学键断裂速率等于其化学键的生成速率。若选项中指的不是同一种物质，要根据不同物质的反应速率之比等于它们的计量数之比进行转化。（3）、对于恒容容器来说，体系内气体的总压强保持不变，有时也能确定其达到了平衡状态。反应前后气体的总物质的量不变的反应除外。（4）、对于恒压容器来说，体系内气体的总体积保持不变，有时也能确定其达到了平衡状态。反应前后气体的总物质的量不变的反应除外。（5）、体系内气体的平均分子量保持不变，或体系内气体的密度保持不变，一般能确定达到了平衡状态，但这种情况的反例较多，要能够认真分析。2、判断平衡移动方向。化学平衡的移动的本质原理是，改变条件以后导致正逆反应速率不再相等，才使平衡发生移动，若使正反应速率达与你反应速率则平衡一定正向移动。注意平衡正向移动只能说明改变条件后的那一个时刻，正反应速率比逆反应速率大，而不能说明正反应速率比改变条件前大，也可能比改变条件前小。判断移动方向时要深刻理解勒沙特列原理，平衡是一个能够自我调节外界变化的反应。若外界条件使温度升高，即外界提供了能量给体系，则平衡进行自我调节，将外界提供的能量储存到物质内部，使温度再降下来，这样平衡一定要向吸热方向移动，但温度下降后，一定比外界提供能量前要高，比提供能量的那一个时刻要低；若外界条件使压强增大，平衡进行自我调节，将压强再降下来。而在体积固定时，压强与气体的物质的量成正比，这样平衡一定要向气体物质的量减少的方向移动，但压强下降后，一定比外界增压前要高，比增压的那一个时刻要低；3、化学平衡中的图像问题在解决图像问题时要注意（1）横坐标和纵坐标的意义；（2）曲线走向；（3）曲线的起点、终点、拐点所代表的含义。在纵坐标是速率时，注意曲线陡峭程度越大，反应速率越快。4、等效平衡问题在等效平衡类的习题题干中，经常会出现“体积分数”四个字，即见到此四字，就应该知道是等效平衡的习题。这类习题一般又分作两种类型，第一种是提供几种起始条件，判断哪种条件与原条件形成平衡后各种物质的体积分数相同或不同；第二种是比较两种不同的起始条件下，某种物质的体积分数的大小。以上两种类型解决时的方法也不同，第一种类型，首先要将每一种条件全部转化为相同的起始情况，然后再和原条件相比，看平衡是否移动，作出判断。第二种类型，要分析两种起始条件下，是否能把第二种条件看成是第一种条件的简单倍数或简单分数，若是简单倍数，则第二种起始条件达到平衡时的状况可以看作，两个或几个第一种起始条件达到平衡后的体系简单地叠加起来后再压缩为一个体积。在压缩前和第一种情况完全相同，叠加后是否相同就要看平衡怎样移动了。若是简单分数，则第二种起始条件达到平衡时的状况可以看作，将第一种起始条件达到平衡后的体系切分出一部分来，再拉伸为一个体积。在拉伸前和第一种情况完全相同，拉伸后是否相同同样要看平衡怎样移动了。5、化学平衡的计算问题在化学平衡中一旦涉及到具体数值的问题，一定是关于化学平衡的计算问题。遇到此类问题无需过多思考，直接按照三段式进行求解。千万不要死盯着习题看而不动笔，那样只是浪费时间，要看见题就动笔写，当然不是无目的地写，书写内容按照下列步骤进行：（1）书写化学方程式（参看已知条件中的方程式）（2）将起始时各种物质的量对应地列在物质下方，此为第一段。此段书写时要参考已知条件，并写出单位。（3）在每种物质下方用其计量数乘上一个 " X " 对应地列在此物质下方，此为第二段。（4）反应物下方用第一段中的数值减去第二段中的数值对应地列在此物质下方，生成物下方用第一段中的数值加上第二段中的数值对应地列在此物质下方，此为第三段。在书写第二段和第三段时不要参考已知条件。（5）在将以上三段内容列出后，再参考已知条件可以列出含有" X " 的方程，从而将" X " 的具体数值解出，最后再根据要求进行计算。有关化学反应速率和化学平衡的习题中，最容易出现的问题是把反应速率的影响和化学平衡的影响放在一起进行分析，因此在解题过程中一定要将两者清晰的分离开。

⑤ 如何进行化学反应的可行性分析

化学反应进行的方向
科学家根据反应体系中存在着力图使自身能量趋于“最低”和“有序”变为“无序”的自然现象，对于化学反应进行的方向，提出了互相关联的能量判据和熵判据，即凡是能够使反应体系能量降低、熵增大的反应方向，就是化学反应容易进行的方向。但对于一个具体的反应，需应用两个判据综合进行分析，不能片面地做结论。

（一）自发过程与非自发过程：

不借助外力可以自动进行的过程称为自发过程，而必须在外力的作用下才能进行的过程为非自发过程。

说明：

1、体系有着趋于从能量高的状态变为能量低的状态的过程，此时体系对外界做功或放出能量?D?D这一经验规律就是能量判据。能量判据又称焓判据，即△H< 0的反应有自发进行的倾向，焓判据是判断化学反应进行方向的判据之一。

2、多数能自发进行的化学反应是放热反应。即反应物的总能量大于生成物的总能量。但并不是放热反应都能自发进行，也不是讲吸热反应就不能自发进行。某些吸热反应也能自发进行，如氯化铵与氢氧化钡晶体的反应，还有一些吸热反应在高温下也能自发进行。

3、混乱度：表示体系的不规则或无序状态。?D?D混乱度的增加意味着体系变得更加无序。熵是热力学上用来表示混乱度的状态函数，符号为S，单位为：J?mol-1?K-1 。?D?D体系的无序性越高，即混乱度越高，熵值就越大。

4、在相同条件下，不同物质的熵值不同，同一物质在不同状态时的熵值大小也不一样，一般而言：固态时熵值最小，气态时熵值最大。

5、熵变：化学反应中要发生物质的变化或物质状态的变化，因此存在混乱度的变化，叫做熵变，符号：△S △S＝S产物－S反应物。在密闭条件下，体系由有序自发地转变为无序的倾向?D?D熵增

6、自发过程的熵判据：在与外界隔离的体系中，自发过程将导致体系的熵增大，这一经验规律叫做熵增原理，是判断化学反应方向的另一判据?D?D熵判据。

7、判断某一反应能否自发进行，要研究分析：焓判据和熵判据对反应方向的共同影响。

（二）化学反应进行的方向：

在一定的条件下，一个化学反应能否自发进行，既可能与反应的焓变有关，又可能与反应的熵变有关。在温度、压力一定的条件下，化学反应的方向是熵变和焓变共同影响的结果，反应的判据是：DH－TDS（T为热力学温度，均为正值）。

DH－TDS<0，反应能自发进行；

DH－TDS＝0，反应达到平衡状态；

DH－TDS>0，反应不能自发进行。

即：在温度、压力一定的条件下，自发反应总是向DH－TDS<0的方向进行，直至达到平衡状态。

说明：

1、在判断反应的方向时，应同时考虑焓变和熵变这两个因素。

2、在温度、压强一定的条件下，化学反应自发进行的方向的判据是：

△G ＝ △H－T△S

其中：G 叫作吉布斯自由能。则：

△G ＝ △H －T△S ＜ 0 反应能自发进行

△G ＝ △H －T△S ＝0 反应达到平衡状态

△G ＝ △H－T△S ＞0 反应不能自发进行

3、在温度、压强一定的条件下，焓因素和熵因素共同决定一个化学反应的方向。放热反应的焓变小于零，熵增加反应的熵变大于零，都对DH－TDS<0作出贡献，因此，放热和熵增加有利于反应自发进行。即放热的熵增加反应一定能自发进行，而吸热的熵减小反应一定不能自发进行。

4、当焓变和熵变的作用相反时，如果二者大小相差悬殊，可能某一因素占主导地位。焓变对反应的方向起决定性作用，DH－TDS<0，常温、常压下放热反应能自发进行；熵变对反应的方向起决定性作用，则熵增较大的反应在常温常压下能自发进行。

5、当焓变和熵变的作用相反，且相差不大时，温度有可能对反应进行的方向起决定性作用，使TDS的值大于DH值，反应能够自发进行。

6、在恒温、恒压下，用DG判断化学反应在该状况时自发进行的方向可列表表示：

焓变DH
熵变DS
△G
反应在该状况下能否自发进行

＜0
＞0
＜0
自发进行

＞0
＜0
＞0
不自发进行

＞0
＞0
低温时＞0,高温时＜0
低温不自发,高温自发

＜0
＜0
低温时＜0,高温时＞0
低温自发,高温不自发

7、△H －T△S只能用于说明该反应在理论上能否在此条件下发生，是一个化学反应发生的必要条件，只是反应的可行性问题。过程的自发性只用于判断过程的方向，并不能确定该反应在此条件下是否一定会发生以及过程发生的速率。

8、△H －T△S只用于一定温度和压强下的化学反应方向的判断，不能说明在其他条件下该反应的方向问题。

【典型例题】

例1. 下列关于冰熔化为水的过程判断正确的是（）

A、DH＞0，DS＜0 B、DH＜0，DS＞0

C、DH＞0，DS＞0 D、DH＜0，DS＜0

解析：物质的状态的变化过程中，液化和固化是放热过程，熔化和汽化是吸热过程，故DH＞0；冰融化为水，分子活动能力增强，混乱度增加，故DS＞0。

答案：C

例2. 已知氧化性：Cl2＞Br2＞Fe3＋＞I2；还原性：I－＞Fe2＋＞Br－＞Cl－。下列反应能正向自发进行的是：（）

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：氧化还原反应的方向是：强氧化剂与强还原剂反应生成弱氧化剂和弱还原剂。即氧化剂的氧化性大于氧化产物的氧化性，还原剂的还原性大于还原产物的还原性。则A、B符合题意。C中，氧化性I2 ＞Fe3＋，D中氧化性：Fe3＋＞Cl2，均不符合题意。均不符合氧化还原反应进行的方向原则。

答案：AB

例3. 已知：CuSO4溶液分别与Na2CO3溶液、Na2S溶液的反应情况如下：

（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）

则下列物质的溶解度的比较正确的是：（）

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：本题是有关物质的溶解度的大小的问题。主要进行的方向是物质的溶解度越小的方向。即：由（1）可知：Cu（OH）2的溶解度小于CuCO3的溶解度，由（2）可知：Cu（OH）2的溶解度大于CuS的溶解度。故本题为：D

答案：D

例4. 已知反应2NO（g）＋2CO（g）＝N2（g）＋2CO2（g）在298K、100kPa的条件下，其DH＝－113.0kJ/mol，DS＝－145.3J/molK。

= 1 \* GB2 （1）请讨论该反应是否能用于消除汽车尾气中的NO？请说明理由。

= 2 \* GB2 （2）已知汽车发动机内的温度高于2000K。能否设计一个装置使该反应在发动机中进行？请分析说明。若假定该反应的DH随温度的变化忽略不计，请计算使该反应能够自发进行的最高温度。

解析：

= 1 \* GB2 （1）能。因为该反应的DH－TDS＝－113.0－298×（－145.3）×10－3＝－69.68kJ/mol＜0，说明该反应在理论上是可行的，故有可能用于消除汽车尾气中的NO。

= 2 \* GB2 （2）不能。因为从DH－TDS这个关系式以及DH＝－113.0kJ/mol，DS＝－145.3J/molK来看，随着T（温度）的升高，会使DH－TDS＞0，即反应在较高的温度下不能自发进行。说明在汽车的发动机中不可能进行该反应。

根据即该反应能够自发进行的最高温度为777.7K。

答案： = 1 \* GB2 （1）能。因为该反应的DH－TDS＜0

= 2 \* GB2 （2）不能。因为随着T（温度）的升高，会使DH－TDS＞0。该反应能够自发进行的最高温度为777.7K

【模拟试题】

1、已知金刚石和石墨在氧气中完全燃烧的热化学方程式为：

① C （金刚石、s）＋O2 （g） ＝CO2 （g） △H1＝－395.41kJ/mol

② C （石墨、s）＋O2 （g） ＝ CO2 （g） △H2＝－393.51kJ/mol

关于金刚石与石墨的转化，下列说法正确的是

A、金刚石转化成石墨是自发进行的过程 B、石墨转化成金刚石是自发进行的过程

C、石墨比金刚石能量低 D、金刚石比石墨能量低

2、知道了某过程有自发性之后，则

A、可判断出过程的方向 B、可确定过程是否一定会发生

C、可预测过程发生完成的快慢 D、可判断过程的热效应

3、碳铵[（NH4）2CO3]在室温下就能自发地分解产生氨气，对其下列说法中正确的是

A、碳铵分解是因为生成了易挥发的气体，使体系的熵增大

B、碳铵分解是因为外界给予了能量

C、碳铵分解是吸热反应，根据能量判据不能自发分解

D、碳酸盐都不稳定，都能自发分解

4、下列反应中，在高温下不能自发进行的是

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、可用于判断化学反应的自发与否的是（）

A、仅用焓变 B、仅用熵变

C、仅用焓变和熵变的和 D、用DH－TDS

6、在298K时，氯化钠在水中的溶解度为26g。如将1mol氯化钠溶解在1L水中，此溶解过程中体系的DH－TDS和熵的变化情况是：（）

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、已知反应2CO（g）＝2C（s）＋O2（g）的DH为正值，DS为负值。设DH和DS不随温度而变，下列说法正确的是（）

A、低温下能自发进行

B、高温下能自发进行

C、低温下不能自发进行，高温下能自发进行

D、任何温度下都不能自发进行

8、考察下述自然界的一些自然变化，可发现它们有一些共同的特点。下列说法不正确的是：

A、都有一定的方向性，按某一物理量标度由高到低自发进行

B、都可以用来做功，自发过程一旦发生后体系做功的本领就会降低

C、有一定的进行限度，自发过程总是单向地趋向于非平衡状态

D、用一定的数据差来判断自发变化能否发生

9、下列说法错误的是（）

A、NH4NO3溶于水吸热，说明其溶于水不是自发过程

B、同一种物质气态时熵值最大，液态时次之，而固态时熵值最小

C、借助于外力能自发进行的过程，其体系的能量趋向于从高能状态转变为低能状态

D、由能量判据和熵判据组合而成的复合判据，更适合于所有的过程

10、已知2CO（g） ＝ 2C （s） O2（g）是吸热反应，也是熵减反应。有人曾提出可通过热分解法消除CO对空气的污染，你认为这一建议可行吗？

11、对于反应C2H5OH（g）＝C2H4（g）＋H2O（g），DH＝45.78kJ/mol，DS＝126.19J/mol?K。请通过计算判断在298.15K时，此反应能否进行？

12、高温时空气中的N2和O2会反应生成NO而污染大气：N2（g）＋O2（g）＝2NO（g）。试通过计算说明在1200℃的条件下，此反应能否正向自发进行？估算自发进行的最低温度是多少？（已知：DH＝180.50kJ/mol，DS＝247.7J/mol?K）

【试题答案】

1、C 2、A 3、AC 4、D 5、D

6、B 7、D 8、C 9、A

10、不行，因为在任何情况下DH－TDS都大于0。

11、DH－TDS＝8156J/mol＞0，所以298.15K时，乙醇不能自发脱水生成乙烯

12、DH－TDS＝－184.32kJ/mol＜0，所以该反应在1200℃的条件下能自发进行。

根据 自发进行的最低温度为：728.7K。

⑥ 化学问题应该如何去分析和做题呢

化学最重要的是那些相对分子质量~化合价~等~在解题的时候都起到很重要的作用~当你手上拿这题目~理解题目所表达的信息~就要联想到自己所知道的信息哪些符合题目要求~在逐一排除然后列出化学方程式~这是初三到高二最常用的解题方法~记住联想到那些符合题目要求的相对分子质量~化合价~化学方程式~分子特性~反应特性~有很多反应都有其特有的反应效果~如钠在水中会不停的移动~并发出响声~还不断点缩小~还有其他的发出白光~产生黑雾~~白烟等都是某些物质特有的~~~
2年没再接触化学了~有点模糊~不知道能不帮到你·

⑦ 对于化学生产过程,你认为应该如何分析

做题时看清楚流程图，对于每一步流程图体现的化学反应要非常熟悉，反应物、生成物、反应条件及所涉及到的物质的性质都要进行回忆，这样不管怎么问都会准确地回答了。
流程图题对知识点的掌握程度要求较高，对知识的综合利用也很高。

⑧ 关于化学反应的问题

首先化学反应的本质是旧化学键的断裂和新化学键的形成过程。

化学反应中是活化分子进行有效碰撞导致旧化学键的断裂和新化学键的形成。

注意：活化分子数！——有效碰撞！

分子的能量只受温度影响，温度升高---分子的能量增大---活化分子数就增多--

--活化分子百分数増加----单位体积内效碰撞次数增多,所以反应速率增大。

PS:

活化分子：反应中能量较高的、能发生有效碰撞的分子，叫做活化分子。不是反应物分子之间的任何一次直接作用都能发生反应，只有那些能量相当高的分子之间的直接作用才能发生反应。在一定温度下，某反应具有的活化分子数由该反应的活化能Ea决定。根据玻耳兹曼能量分布定律可知，能量大于Ea的分子占总分子数中的分数可用e-Ea/RT估算。活化分子数（或浓度）是决定化学反应速率的重要因素。对某一给定的化学反应，当温度（T）升高时，e-Ea/RT的值增大，活化分子所占的比例增大，反应速率也就增大。使用催化剂能降低反应活化能，使得具有平均能量的反应物分子只要吸收较少的能量就能变成活化分子，有利于增大化学反应速率。

⑨ 化学反应的原因是什么

如果我们精确的描述化学分子分解与组合过程中的原子和分子的状态并描述形成化学反应的原因，从分子和原子间的相互碰撞去解释，是唯一可行的方法。实际上，我们对化学分子的反应过程进行考察，我们不能发现除原子和分子间相互碰撞之外的其它原因。不论是气体、固体、还是液体。

首先化学反应存在确定的温度，并且，根据分子运动论，物质确定的温度对应确定的分子的运动速度。我们必须确定的是，化学反应过程中，使两种分子发生化学反应的最直接的原因。

传统物理中对温度的定义是将分子的平均动能和物质的温度成正比。这样，依据传统物理学中的观念，化学反应依赖于分子的平均动能。在这种关系里，并没有分子间相互作用的直接的力的关系。换句话说，形成化学物质间相互发生化学反应的不是两个原子或分子间力的作用。

我个人认为，两种物质间发生的化学反应依赖于两种化学分子间的相互作用力。我对能量与物质量之间的关系物质确定温度所拥有的热能是同分子的平均震动动量成正比，对于气体来说，气体分子的平均运动速度同气体的温度成正比。这样，在处理化学问题时，物质分子间的相互作用来源于化学分子间的相对动量。这样，两种分子间发生的化学反应最直接的原因来源于分子间力的作用。

化学反应过程的描述

化学反应过程中我认为经历如下两个过程：

1、分子中原子间的分解。

通常确定的化学物质在某种条件下都可以独立存在，即以确定的分子结构存在。如果这种物质和别的物质发生化学反应，首先是物质的分解。这需要外来的作用打破分子的这种稳定的结合状态。对于化学反应，大家可以看到，采用动量描述是方便的。

我们不能对分子的结合状态进行确定的描述，这来源于化学分子中电子的结合状态时未知的。但是根据力学中的碰撞，有如下的两种状态。一种是，在碰撞过程中的形变，如果是弹性碰撞的话，那这一形变会产生弹性势能。另一种是决定在碰撞过程中的加速度的物理量，通常叫它弹性系数。我们不知道化学分子确定的结构状态，但是在碰撞过程中，弹性系数一定是和化学分子中原子和电子的结构状态相关的物理量，并由这种结构状态决定。

2、分子的分解与组合

分子中原子间的结合状态是由原子和电子在空间中的分布状态决定。如果分子的稳定状态被打破之后，并有和打破的分子中的原子或原子团更稳定的结合状态，那么，就会形成新的化学物质，但同时，更稳定的新的化学物质会给与分解出去的原子一个力的作用。这个作用是由原子核外层的电子产生的，给与分解出去的原子作用力一直到这一新的原子的稳定的空间区域之外。

如果新物质分子给与分解的原子的推斥的力使两个新个体的运动速度大于碰撞前的速度，那么，此过程是放热过程，如果小于碰撞前的速度，则是吸热过程。

两种物质分子是否会发生化学反应就依赖于这样两个条件；一是两种物质分子的相对动量是否大于使分子发生分解的相对动量值。二是两种相互碰撞的物质分子中是否存在相互交换成更稳定的结合状态。前者依赖于分子间的动量。后者依赖于分子中原子间的相互结合状态。

对于化学反应过程状态的描述

从如上对化学反应过程的分析中，我们看到，化学反应中重要的两方面的分子的分解与组合，都是与原子核外层的电子分布状态直接有关的。

在原子论中我将原子的静止的存在状态归因于原子中原子和核外电子之间的相互作用。并且原子中电子的分布状态依赖于和核外电子的作用，多原子分子中电子在空间中的分布状态将会比原子更为复杂。这样会给与我们描述分子的存在状态并实现从力学角度的计算，存在一定的困难。原则上来说，我们知道确定的分子的确定的存在状态，可以实现从力学角度对化学分子进行化学反应和属性的计算。

另一方面，精确的电子在原子核外层空间的存在状态我们现在是不知道的。但是，我们通过对化学分子的化学反应过程及在化学反应过程中属性，同样也可以得到原子核与核外电子的信息。

目前，统计物理学和其它的处理微观物质的处理方法给我们一种借鉴。是否存在一种中介的描述方法。

利用化学反应过程中分子间的相对动量去处理化学分子稳定的结合状态分介点。这样可以提供给我们一些关于分子结构的信息。

此外，近似对化学分子存在状态进行描述的量可以通过等量关系进行替换。在化学反应过程中，决定化学反应过程的是分子间的相对动量。碰撞过程中化学分子的任意一个相对动量大小的碰撞，都会对应于化学分子的某种状态，相对动量不同，分子的相互作用状态也是不同的。这样，在化学反应过程中，我认为，可以采用分子间的相对动量对化学分子的碰撞状态进行相似的描述。

⑩ 化学反应原理的教学要注意哪些问题

1）明确《化学反应原理》模块的设置目的

“化学反应原理”是为了对化学反应原理感兴趣的学生开设的选修模块，以满足不同学生学习和发展的需求。人类在探索自然规律造福社会的历程中，大量利用化学反应获得人类所需要的新物质以及利用化学反应获得能量。化学反应原理就是人类在研究大量化学反应本质的基础上，总结得到的关于化学反应的一般规律。“化学反应原理”模块通过研究化学反应与能量、化学反应速率、化学平衡以及溶液中的离子平衡等内容，探究诸如如何选择燃料、人类如何解决能源危机、如何确定合成氨反应条件等问题。通过本课程模块的学习，学生应主要在以下几个方面得到发展：

l. 认识化学变化所遵循的基本原理，初步形成关于物质变化的正确观念；

2. 了解化学反应中能量转化所遵循的规律，知道化学反应原理在生产、生活和科学研究中的应用；

3. 赞赏运用化学反应原理合成新物质对科学技术和人类社会文明所起的重要作用，能对生产、生活和自然界中的有关化学变化现象进行合理的解释；

4.增强探索化学反应原理的兴趣，树立学习和研究化学的志向。

（2）合理设计教学内容

化学反应原理是人类总结得到的关于化学反应的一般规律，涉及化学反应的能量转化、方向、限度、速率以及机理等方面的问题，因此“化学反应原理” 设置了“化学反应与能量”、“化学反应速率和化学平衡”以及“溶液中的离子平衡”三个主题。“化学反应与能量”研究化学反应中能量转化所遵循的规律，包括化学能与热能、化学能与电能的转化以及化学对解决人类能源问题的重要贡献等内容。“化学反应速率和化学平衡”研究化学反应发生的方向、限度和速率所遵循的规律，包括化学反应速率的含义及影响化学反应速率的因素、化学平衡的含义及影响化学平衡的因素、判断化学反应方向的依据等。“溶液中的离子平衡”着重介绍化学平衡原理的一些应用，包括弱电解质的电离平衡、盐类的水解以及沉淀溶解平衡等。

本模块教学内容的设计要考虑以下几点：一是为有志于从事化学及其相关专业的学生提供较为完整和系统的化学反应原理相关知识，为他们将来进一步学习化学打好基础；二是在化学反应原理中选择一些能培养学生科学探究能力的内容，促进学生科学素养的提高；三是引入一些能帮助学生深刻认识化学反应原理的概念；四是考虑与高中化学必修课程以及义务教育化学(或科学)课程的衔接。

（3）把握好本模块的教学要求

学习本模块的主要目的是让学生通过科学探究获得对化学反应所遵循的一般原理即化学反应本质的认识，增进对科学探究的理解，增强探索化学反应原理的兴趣，赞赏运用化学反应原理合成新物质对科学技术和人类文明发挥的重大作用，树立学习和研究化学的志向。各主题的教学要求说明如下。

①“化学反应与能量”的教学要求

本主题的学习必须达到义务教育化学课程在“化学与社会发展”中提出的“认识燃料燃烧的重要性，了解氢气、天然气(或沼气)、石油液化气、酒精、汽油和煤等燃料对环境的影响，懂得选择对环境污染较小的燃料”以及“知道化石燃料(煤、石油、天然气)是人类社会重要的自然资源”要求，或者达到科学(7—9年级)课程在“能与能源”中提出的“列举能的多种形式”、“举例说明化学能与内能的转化，认识燃料的热值”以及“了解世界和我国的能源状况，调查过度开发不可再生能源带来的社会问题，认识能源的合理利用和开发与可持续发展战略的关系”等要求，还要先学习完普通高中化学必修模块。尽管本主题与高中化学必修课程化学2模块中的第2个主题名称相同，但两者的内容有所不同，前者的要求也明显高出后者。例如，在化学2中对化学能与热能、化学能与电能的转化只需要了解一些常见的实例，而对发生能量转化的化学反应本质则在选修模块中提出要求。具体地说，对于原电池反应，化学2的最低标准是只要求知道发生的化学反应是什么，能写出所发生的化学反应总方程式即可；而本主题则要求不仅要知道发生的化学反应是什么，而且要知道发生的电极反应是什么，要能写出相关的电极反应方程式。

“化学反应与能量”主要包括三个方面内容：—是研究化学能与热能的相互转化，二是研究化学能与电能的相互转化，三是研究化学能与其他形式能量相互转化的现实意义。

对于化学能与热能的相互转化，标准要求学生能从本质上了解化学能与其他形式的能量之间发生转化的原因，如标准要求学生“了解化学反应中能量转化的原因”、“了解反应热和焓变的涵义”、“了解原电池和电解池的工作原理”、“能解释金属发生电化学腐蚀的原因”等。关于化学反应的焓变，并不要求从给予焓准确定义后再给出规范的焓变的定义，而只是要求能从焓变了解反应热。

电化学及其相关知识是本主题的一个重要内容。标准从化学能与电能之间相互转化的角度对原电池、电解的原理及其应用提出了要求，从这个角度提出电化学及其相关知识主要基于电化学的贡献可能是解决能源危机中的能量存贮问题。这部分内容涉及到原电池和电解池的工作原理，正确写出电极反应和电池反应方程式，了解常见化学电源的种类及其工作原理，解释金属发生电化学腐蚀的原因等。

内容标准中包含了许多研究化学能与其他形式能量相互转化的现实意义的条目，它们更多地侧重于体现过程与方法以及情感态度与价值观等课程目标。这些内容有些是从学生生活经验出发的，如“通过查阅资料说明能源是人类生存和发展的重要基础，了解化学在解决能源危机中的重要作用。知道节约能源、提高能量利用效率的实际意义”，“认识化学能与电能相互转化的实际意义及其重要应用”，“认识金属腐蚀的危害，通过实验探究防止金属腐蚀的措施”等，处理好这些内容有利于实现全面提高学生科学素养等化学课程理念。

本主题提供的十项活动与探究建议中，有些源自学生已有的生活经验，例如，“调查市场常见化学电池的种类，讨论它们的工作原理、生产工艺和回收价值”。该活动可引导学生从化学的视角审视这些他们过去熟视无睹的问题，有助于学生认识化学与人类生活的密切关系，在活动中不断学习相关的化学学科问题，增进学生的社会责任感，增强运用化学学科知识解决实际问题的参与意识，提高学生的决策能力。还有一些课题则源自“化学反应与能量”对未来社会的可能贡献。例如“讨论：太阳能储存和利用的途径”这一活动，就是基于对太阳能是未来主要能源的思考，通过各种探究活动让学生体验化学在解决这一问题中的重要作用。还有一些探究活动则具有较浓的学科特点，例如“实验探究：电能与化学能的相互转化”。上述活动能有力地促进学生科学探究素养的提高。

②“化学反应速率和化学平衡”主题的教学要求

在化学2模块中，提出了要“通过实验认识化学反应的速率和化学反应的限度”，要“了解控制反应条件在生产和科学研究中的作用”，也就是说在化学2中只要求学生能定性地认识到化学反应有快有慢，知道反应条件对化学反应快慢的影响结果，知道有许多化学反应的反应物不能完全转化为生成物，这是学习“化学反应速率和化学平衡”的基础。

本主题着重从三个方面研究化学反应速率和化学平衡：一是研究化学反应速率和化学平衡及其影响因素的本质原因；二是从定量角度去研究化学反应速率和化学平衡；三是研究平衡与速率理论在生活、生产和科学研究中的实际应用。

本主题对于化学反应速率的要求建立在化学2的基础上，研究化学反应速率的定量表达，通过活化能研究，运用相关理论(如有效碰撞理论、过渡状态理论等)对影响化学反应速率的各种因素进行理论解释，并还对化学反应速率的测定提出了明确要求。

化学反应的方向一直是中学化学教学中被忽视的问题，在标准中本主题特别增加了关于化学反应方向的条目。化学反应方向比较容易理解，但是对其本质原因却难以把握。标准提出“能用焓变和熵变说明化学反应的方向”，仅仅要求学生知道化学反应发生的总趋向是体系能量降低和熵的增加。基于这一阶段的学生的相关数学物理知识，要求他们准确地给出熵的定义是不可能的，所以标准并不要求给熵下定义，只要求学生知道熵是判断化学反应方向的重要依据。

关于化学平衡，标准要求学生能够描述其建立过程，通过探究外界条件对化学平衡的影响获得化学平衡移动原理，并能加以应用。对于化学平衡状态的定量描述，标准提出要求学生知道化学平衡常数的涵义，对与化学平衡相关的计算则限制在计算反应物转化率。

本主题提供了八项活动与探究建议，这些活动与探究建议都具有非常好的探究性。其中有用于建立相关概念的学科性较强的科学探究活动，如“浓度、温度对硫代硫酸钠溶液与稀硫酸反应速率的影响”、“温度、浓度对溴离子与铜离子配位平衡的影响”等，设计并让学生完成这些探究活动，对发展学生的逻辑思维能力非常有利。还有一些活动与探究建议则来自学生生活，如“温度对加酶洗衣粉的洗涤效果的影响”，是一个课题研究性的家庭实验，学生完全可以提出相关的研究报告，这对于学生深入研究酶催化剂的催化特点非常有益。在活动与探究建议中，有一些综合了速率和平衡原理，涉及这些原理的合理应用，如“合成氨反应条件选择的依据”，该问题的讨论要求学生将所学知识应用于生产实际之中，增进学生对化学反应原理的合理应用能促进人类社会文明发展的了解。

③“溶液中的离子平衡”主题的教学要求

本主题的知识基础是义务教育阶段化学(或科学)课程、高中阶段必修课程化学1、化学2中相关的元素化合物知识，以及本模块主题2中化学平衡方面的理论知识。

离子平衡广泛存在或应用于生产、生活的方方面面，人体体液就是一个复杂的离子平衡体系。化学平衡原理应用于解决溶液中的离子平衡问题是本主题的主要内容，涉及到的溶液中的平衡体系主要是电离平衡和沉淀溶解平衡，此外，还介绍了在生产、科研等领域有着重要应用的溶液pH。

电离平衡和溶液pH是本主题内容标准的重点。电离平衡主要涉及到弱电解质的电离、盐类的水解以及水的电离等，这部分内容需要了解这些平衡建立的原因、影响这些平衡的因素等等。如对于弱酸的电离，需要知道弱酸的电离受到弱酸自身的性质、外界条件(如浓度、温度)等因素的影响，还要了解判断弱酸酸强度的依据。标准对于酸和碱的定义用酸碱电离理论给出，这既是对义务教育化学课程相关知识的一个升华，又是对酸、碱知识的系统总结。

标准对溶液的pH从引入的意义、测定以及简单计算都作了具体的要求，建议学生学会使用pH试纸以及采用pH计测定溶液的pH，对于溶液pH计算，只要求计算强酸溶液、强碱溶液以及涉及这两者反应后混合液的pH。关于水的离子积常数，一是知道其影响因素，二是知道溶液酸碱性判断的标准，三是在有关溶液的pH计算中将会运用到水的离子积常数。

标准对于沉淀溶解平衡仅仅要求定性地描述，知道沉淀转化的本质。

本主题提供了五项活动与探究建议，活动与探究建议内容丰富、形式多样，探究性较强。其中有些是在教学中多年使用的探究活动，如“测定不同盐溶液的pH，说明这些盐溶液呈酸性、中性或碱性的原因”，该活动用于建立盐类水解的概念非常经典。此外，本主题还选编了部分新的活动，如“用pH计测定中和反应过程中溶液pH的变化，绘制滴定曲线”，不仅可以强化对pH的认识，而且有利于发展学生分析、处理数据的能力；活动“查阅资料并交流：含氟牙膏预防龋齿的化学原理，提出加氟预防龋齿需要注意的问题”，源自学生日常生活，具有很强的现实性，有利于激发学生的学习兴趣，强化学生对化学科学与生产、生活联系的认识。

（4）选择恰当的教学方法和策略

“化学反应原理”揭示了化学反应的本质规律，是基础理论模块之一。由于高中化学课程不再是学科中心课程，而且课程分为若干的模块，原先基础理论在中学化学知识结构中的核心和主干地位有所削弱。但是，化学反应原理在高中化学课程中所起的作用并没有发生本质变化，它能帮助学生深入理解元素化合物知识，能促进学生的化学反应知识系统化、结构化，能帮助学生发展逻辑推理能力，提高学生的科学素养，同时通过探究活动和专题研究等丰富的学习活动，能培养学生科学探究能力。因此在教学本模块时，需要重视选用以下教学方法和策略，以促进学生通过合作学习、探究学习等学习方式展开学习。

①重视运用逻辑推理，凸现原理形成过程

化学反应原理是重要的化学基础理论之一，它具有较严密的逻辑性。化学反应原理是人们通过对大量化学反应的观察、比较、分析、综合、抽象、概括等思维过程形成的适用于几乎所有化学反应的普遍规律，这些原理的形成是由特殊到一般、由具体到抽象、由现象到本质的认识过程，是在这种由感性认识到理性认识的不断循环所进行的归纳、演绎等逻辑推理过程中逐渐产生的。因此在教学中应抓住本模块内容的基本特征，充分运用逻辑推理，重视创设归纳化学反应原理的过程以及运用相关原理解决问题的演绎过程。归纳和演绎是辩证统一的，归纳思维是从特殊到一般的过程，而演绎思维则是从一般到特殊的过程。在化学反应原理模块的教学中，既要重视通过大量实例采用归纳法得到一般规律性结论，还要重视采用演绎法进行推理判断，达到深化对过程本质认识的目的。

②重视运用直观手段，创设良好学习情境

化学反应原理比较抽象。因此通过实验、图像、表格、多媒体课件、录像等常见的直观教学手段，将化学原理具体化、形象化、直观化，有利于启发学生的思维，完成由感性认识向理性认识的飞跃。

③重视理论联系实际，培养良好学习兴趣

化学反应原理理论性很强，在高中化学课程中“化学反应原理”又独立为一个模块，在教学中更容易忽视理论与实际的联系，陷入到从理论到理论的教学误区中，导致学生逐渐丧失学习化学的兴趣。所以，在本模块的学习中要特别注意与实际的联系，激发学生的学习兴趣。如在“化学反应与能量”主题中，可以联系能源、电池、金属腐蚀等内容；在“化学反应速率和化学平衡”主题中，可以联系合成氨以及接触法制硫酸等化学工业生产条件的选择、酶催化剂催化特点的研究等内容；在“溶液中的离子平衡”主题中，可以联系发酵粉发酵原理、人体体液中的离子平衡等内容。

④精心设计问题情境，发展学生探究能力

化学反应原理部分可以设计为探究性问题情境的内容很多，有些内容还可以让学生自己设计课题展开研究，通过对这些问题情境的设计和研究，可以有效地发展学生收集、加工、使用和传播信息的能力。探究学习能让学生的学习过程充满创新的刺激，在促进学生创造性获取新知识的同时，强化对学生科学探究能力的培养，使学生进一步认识科学探究的一般步骤，对学生的创造性思维能力的培养十分有益。