必背知识清单01 化学反应与能量 化学反应的方向、限度与速率（期末复习知识清单）高二化学上学期鲁科版

该高中化学知识清单系统梳理了“化学反应与能量转化”专题内容，涵盖反应热、热化学方程式、盖斯定律、电化学原理及金属腐蚀防护等核心范畴，搭建了从概念辨析到原理应用再到综合计算的阶梯式学习支架。 清单通过“考点分类+易错点警示”构建知识网络，如用表格对比吸热与放热反应实例、电极反应式书写规则，体现科学思维与科学探究。设计“中和热测定实验步骤”“燃料电池介质适配电极反应模板”等实用模块，标注化学键数目等易错数据，助力学生高效突破重难点，教师可直接用于专题教学，提升复习针对性。

专题01 化学反应与能量转化 考点01 化学反应的反应热 1．体系与环境 (1)体系：人为划定的研究对象(物质系统)。 (2)环境：体系以外的其他部分。 2．反应热与内能 (1)反应热(Q)：当化学反应在一定的温度下进行时，反应所释放或吸收的热量称为该反应在此温度下的热效应。 (2)内能 3．反应热与焓变 4．吸热反应、放热反应 (1)放热反应：释放热量的化学反应。反应物的总能量大于反应产物的总能量。反应体系的能量降低，故ΔH＜0，即ΔH为负值。 (2)吸热反应：吸收热量的化学反应。反应物的总能量小于反应产物的总能量。反应体系的能量升高，故ΔH＞0，即ΔH为正值。 (3)常见的吸热反应和放热反应 吸热反应(ΔH＞0) 放热反应(ΔH＜0) ①Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl的反应 ②大多数的分解反应 ③弱电解质的电离 ④盐类水解 ⑤C和H2O(g)、C和CO2的反应 ①中和反应 ②燃烧反应 ③金属与酸或与氧气的反应 ④铝热反应 ⑤酸性氧化物或碱性氧化物与水的反应 ⑥大多数的化合反应 5.反应热产生的原因 (1)从能量图分析 (2)从化学键变化分析 考点02 热化学方程式 摩尔燃烧焓 1．热化学方程式的概念和意义 (1)概念：表明反应所释放或吸收的热量的化学方程式。 (2)意义：既表明了化学反应中的物质变化，也表明了化学反应中的能量变化。 如2H2(g)＋O2(g)===2H2O(l)　ΔH＝－571.6 kJ·mol－1表示在25 ℃、101 kPa条件下，2 mol H2(g)与1 mol O2(g)反应生成2 mol液态水时放出的热量为571.6 kJ。 2．书写热化学方程式的注意事项 (1)热化学方程式中必须标明反应物和生成物的聚集状态，固体(s)、液体(l)、气体(g)、水溶液(aq)，若为同素异形体，还要注明名称。 (2)热化学方程式要注明反应时的温度和压强。如不注明，即表示在25 ℃和101 kPa下测定。 (3)热化学方程式中的化学计量数为物质的量。故化学计量数可以是整数，也可以是分数。当化学计量数改变时，其ΔH也同等倍数的改变。 (4)要注明ΔH的符号：“＋”代表吸热、“－”代表放热，以及单位：kJ·mol－1。 3．摩尔燃烧焓 (1)概念：在一定反应温度和压强条件下，1 mol纯物质完全氧化为同温下的指定产物时的焓变。 (2)注意以下几点：①研究条件：298 K、101 kPa。②反应程度：完全氧化，产物是稳定的指定产物。③研究对象：可燃物，物质的量为1 mol。 燃烧元素 C H S N 稳定产物及状态 CO2(g) H2O(l) SO2(g) N2(g) 考点03 中和热与燃烧热 1.燃烧热和中和反应反应热的比较 燃烧热 中和反应反应热 相同点 能量变化 放热 ΔH及其单位 ΔH<0，单位均为kJ·mol-1 不同点 反应物的量 1 mol 不一定为1 mol 生成物的量 不确定 生成物水为1 mol 反应热含义 101 kPa时，1 mol纯物质完全燃烧生成指定产物时所放出的热量 在25 ℃和101 kPa下，强酸的稀溶液与强碱的稀溶液发生中和反应生成1 mol水时所放出的热量 表示方法 燃烧热为ΔH=-a kJ·mol-1(a>0) 强酸与强碱在稀溶液中的中和反应反应热为57.3 kJ·mol-1或ΔH=-57.3 kJ·mol-1 【特别提醒】燃烧热中元素所对应的指定产物：C→CO2(g)，H→H2O(l)，S→SO2(g)，N→N2(g)等。 2.中和反应热的测定 (1)测定原理 通过简易量热计测得体系在反应前后的温度变化，再利用相关物质的比热容计算反应热。 ΔH=- c=4.18 J·g-1·℃-1=4.18×10-3 kJ·g-1·℃-1；n为生成H2O的物质的量。稀溶液的密度用1 g·mL-1进行计算。 (2)实验步骤及装置 实验装置 实验步骤 ①测量反应物的温度 ②测量反应后体系温度(记录反应后体系的最高温度) ③重复步骤①、②两次 ④数据处理：取三次测量所得温度进行计算，测得的数值取平均值 大量实验测得：在25 ℃和101 kPa下，强酸的稀溶液与强碱的稀溶液发生中和反应生成1 mol H2O时，放出57.3 kJ的热量 (3)注意事项 ①隔热层及杯盖的作用是保温、隔热，减少热量损失。 ②温度计测量完盐酸温度后，要用水把温度计上的酸冲洗干净，擦干备用。 ③为保证酸、碱完全中和，常采用碱稍稍过量(0.50 mol·L-1盐酸、0.55 mol·L-1 NaOH溶液等体积混合)。 ④实验时不能用铜质搅拌器代替玻璃搅拌器的理由是铜导热性好，比用玻璃搅拌器误差大。 考点04盖斯定律及其应用 1.盖斯定律 (1)内容 一个化学反应，不管是一步完成的还是分几步完成的，其反应热是相同的。即化学反应的反应热只与反应体系的始态和终态有关，而与反应的途径无关。 (2)意义 间接计算某些反应的反应热。 (3)应用 转化关系 反应热间的关系 aAB；AB ΔH1=aΔH2 AB ΔH1=-ΔH2 ΔH=ΔH1+ΔH2 2.利用盖斯定律求反应热的流程 (1)找出 根据待求解的热化学方程式中的反应物和生成物找出可用的已知热化学方程式 (2)调整 ①根据待求解的热化学方程式调整可用热化学方程式的方向，同时调整ΔH的符号。 ②根据待求解的热化学方程式将调整好的热化学方程式进行缩小或扩大相应的倍数，同时调整ΔH的值 (3)加和求ΔH 将调整好的热化学方程式和ΔH分别进行加和。确定目标反应的焓变ΔH 考点05 反应热的大小比较 1．根据反应物量的大小关系比较反应焓变的大小 ①H2(g)＋O2(g)===H2O(g)　ΔH1 ②2H2(g)＋O2(g)===2H2O(g)　ΔH2 反应②中H2的量更多，因此放热更多，|ΔH1|<|ΔH2|，但ΔH1<0，ΔH2<0，故ΔH1>ΔH2。 2．根据反应进行的程度大小比较反应焓变的大小 ③C(s)＋O2(g)===CO(g)　ΔH3 ④C(s)＋O2(g)===CO2(g)　ΔH4 反应④中，C完全燃烧，放热更多，|ΔH3|<|ΔH4|，但ΔH3<0，ΔH4<0，故ΔH3>ΔH4。 3．根据反应物或反应产物的状态比较反应焓变的大小 ⑤S(g)＋O2(g)===SO2(g)　ΔH5 ⑥S(s)＋O2(g)===SO2(g)　ΔH6 方法一：图像法，画出上述两反应能量随反应过程的变化曲线。 由图像可知：|ΔH5|>|ΔH6|，但ΔH5<0，ΔH6<0，故ΔH5<ΔH6。 方法二：通过盖斯定律构造新的热化学方程式。 由反应⑤－反应⑥可得S(g)===S(s)　ΔH＝ΔH5－ΔH6<0，故ΔH5<ΔH6。 4．根据特殊反应的焓变情况比较反应焓变的大小 ⑦2Al(s)＋O2(g)===Al2O3(s)　ΔH7 ⑧2Fe(s)＋O2(g)===Fe2O3(s)　ΔH8 由反应⑦－反应⑧可得2Al(s)＋Fe2O3(s)===2Fe(s)＋Al2O3(s)　ΔH＝ΔH7－ΔH8，已知铝热反应为放热反应，故ΔH<0，ΔH7<ΔH8。 考点06 原电池工作原理及应用 1.原电池构成条件 2.原电池的工作原理 (1)两种装置 如图是锌铜原电池的两种装置： (2)工作原理(以装置Ⅱ为例) 电极名称 负极 正极 电极材料 锌片 铜片 电极反应 Zn-2e-===Zn2+ Cu2++2e-===Cu 反应类型 氧化反应 还原反应 电子流向 由Zn片沿导线流向Cu片 盐桥中离子移向 盐桥中装有含饱和KCl溶液的琼脂，K+移向正极，Cl-移向负极 盐桥作用 ①连接内电路，形成闭合回路； ②平衡电荷，使原电池不断产生电流 工作效率 装置Ⅰ中有部分Zn与Cu2+直接反应，使电池效率降低；装置Ⅱ中使Zn与Cu2+隔离，电池效率提高，电流稳定 3．原电池的应用 (1)设计制作化学电源 (2)比较金属的活动性强弱：原电池中，负极一般是活动性较强的金属，正极一般是活动性较弱的金属(或能导电的非金属)。 (3)加快化学反应速率：氧化还原反应形成原电池时，反应速率加快。 (4)用于金属的防护：将需要保护的金属制品作原电池的正极而受到保护。 考点07 常见化学电源 1.一次电池 负极反应式：Zn+2OH--2e-===Zn(OH)2； 正极反应式：MnO2+H2O+e-===MnO(OH)+OH-； 总反应：Zn+2MnO2+2H2O===2MnO(OH)+Zn(OH)2 负极反应式：Zn+2OH--2e-===ZnO+H2O； 正极反应式：Ag2O+H2O+2e-===2Ag+2OH-； 总反应：Zn+Ag2O===ZnO+2Ag 2.二次电池 铅酸蓄电池是最常见的二次电池，总反应：Pb+PbO2+2H2SO42PbSO4+2H2O。 (1)放电时 负极反应式：Pb+S-2e-===PbSO4； 正极反应式：PbO2+4H++S+2e-===PbSO4+2H2O。 放电时，当外电路上有2 mol e-通过时，溶液中消耗H2SO4 2 mol。 (2)充电时 阴极反应式：PbSO4+2e-===Pb+S； 阳极反应式：PbSO4+2H2O-2e-===PbO2+4H++S。 ①充电一段时间电解质溶液的pH减小(填“增大”“减小”或“不变”)。 ②充电时电极的连接，负接负作阴极，正接正作阳极。 3.燃料电池 (1)氢氧燃料电池是目前最成熟的燃料电池，常见的燃料除H2外，还有CO、水煤气(CO和H2)、烃类(如CH4)、醇类(如CH3OH)、醚类(如CH3OCH3)、氨(NH3)、肼(H2N—NH2)等。如无特别提示，燃料电池反应原理类似于燃料的燃烧。 (2)燃料电池的电解质常有四种类型：酸性条件、碱性条件、固体电解质(可传导O2-)、熔融碳酸盐，不同电解质会对总反应式、电极反应式有影响。 (3)以甲醇为燃料，写出下列介质中的电极反应式。 ①酸性溶液(或含质子交换膜) 正极：O2+4e-+4H+===2H2O， 负极：CH3OH-6e-+H2O===CO2+6H+。 ②碱性溶液 正极：O2+4e-+2H2O===4OH-， 负极：CH3OH-6e-+8OH-===C+6H2O。 ③固体氧化物(其中O2-可以在固体介质中自由移动) 正极：O2+4e-===2O2-， 负极：CH3OH-6e-+3O2-===CO2+2H2O。 ④熔融碳酸盐(C) 正极(通入CO2)：O2+4e-+2CO2===2C， 负极：CH3OH-6e-+3C===4CO2+2H2O。 考点08电解池及工作原理 1．电解池的工作原理 2．电解池与原电池的比较 电解池 原电池 能否自发 使“不能”变为“能”或使“能”变为“易” 能自发进行 能量转化 电能转化为化学能 化学能转化为电能 装置 有外加电源 无外加电源 电极 阳极：连电源的正极； 阴极：连电源的负极 由电极或反应物性质决定，称为正极或负极 反应 类型 阳极：氧化反应； 阴极：还原反应 负极：氧化反应； 正极：还原反应 离子移动 阳离子移向阴极； 阴离子移向阳极 阳离子移向正极； 阴离子移向负极 相同点 都是电极上的氧化还原反应，都必须有离子导体 3.电解规律 (1)阳极放电规律 ①活性电极(除Au、Pt以外的金属材料作电极)，电极材料失电子，生成金属阳离子。 ②惰性电极(Pt、Au、石墨)，要依据阴离子的放电顺序加以判断。 阴离子的放电顺序：S2－＞I－＞Br－＞Cl－＞OH－＞含氧酸根离子。 S2－、I－、Br－、Cl－放电，产物分别是S、I2、Br2、Cl2；若OH－放电，则得到H2O和O2。 (2)阴极产物的判断 直接根据阳离子放电顺序进行判断。 阳离子放电顺序：Ag＋＞Fe3＋＞Cu2＋＞H＋(酸)＞Fe2＋＞Zn2＋＞H＋(水)＞Al3＋＞Mg2＋。 注意　电解水溶液时，Al3＋、Mg2＋、Na＋、K＋不可能在阴极放电。 (3)用惰性电极电解不同类型电解质溶液 ①电解水型 实例 电极反应式及总反应式 电解质溶液浓度 复原方法 H2SO4 阴极：2H＋＋2e－===H2↑ 阳极：2H2O－4e－===4H＋＋O2↑ 总反应式：2H2O2H2↑＋O2↑ 增大 加水 ②电解电解质型 实例 电极反应式及总反应式 电解质溶液浓度 复原方法 HCl 阴极：2H＋＋2e－===H2↑ 阳极：2Cl－－2e－===Cl2↑ 总反应式：2HClH2↑＋Cl2↑ 减小 通入HCl CuCl2 阴极：Cu2＋＋2e－===Cu 阳极：2Cl－－2e－===Cl2↑ 总反应式：CuCl2Cu＋Cl2↑ 加CuCl2固体 ③电解质和水均参与电解型 实例 电极反应式及总反应式 电解质溶液浓度 复原方法 NaCl、KCl(放H2生碱) 阳极：2Cl－－2e－===Cl2↑ 阴极：2H2O＋2e－===H2↑＋2OH－ 总反应式：2Cl－＋2H2OCl2↑＋H2↑＋2OH－ 减小并生成新电解质 通入 HCl气体 CuSO4、 Cu(NO3)2 (放O2 生酸) 阳极：2H2O－4e－===4H＋＋O2↑ 阴极：Cu2＋＋2e－===Cu 总反应式：2Cu2＋＋2H2O2Cu＋O2↑＋4H＋ 减小并生成新电解质 加CuO 考点09电解原理的应用 1.氯碱工业 (1)反应原理 阳极：2Cl－－2e－===Cl2↑(氧化反应)。 阴极：2H2O＋2e－===H2↑＋2OH－(还原反应)。 总反应化学方程式：2NaCl＋2H2O2NaOH＋H2↑＋Cl2↑。 总反应离子方程式：2Cl－＋2H2O2OH－＋H2↑＋Cl2↑。 (2)离子交换膜法的生产过程 加入或流出的物质a、b、c、d分别是精制饱和NaCl溶液、H2O(含少量NaOH)、淡盐水、NaOH溶液；X、Y分别是Cl2、H2。 (3)阳离子交换膜的作用 阻止OH－进入阳极室与Cl2发生副反应：2NaOH＋Cl2===NaCl＋NaClO＋H2O，阻止阳极产生的Cl2和阴极产生的H2混合发生爆炸。 (4)氯碱工业产品 2．电镀　电解精炼铜 (1)电镀 ①概念：利用电解原理在某些金属表面镀上一薄层其他金属或合金的加工工艺。 ②目的：增强金属的抗腐蚀能力，增加表面硬度和美观。 (2)电解精炼铜 银、金、铂等金属不放电形成阳极泥，在阴极只有Cu2＋放电，锌、铁、镍较活泼的金属阳离子残留在电解质溶液中，故能够将杂质除去。电解过程中，Cu2＋的浓度有所下降。 3．电冶金 利用电解熔融盐或氧化物的方法来冶炼活泼金属Na、Ca、Mg、Al等。 总反应化学方程式 电极反应式 冶炼钠 2NaCl(熔融)2Na＋Cl2↑ 阳极：2Cl－－2e－===Cl2↑ 阴极：2Na＋＋2e－===2Na 冶炼镁 MgCl2(熔融)Mg＋Cl2↑ 阳极：2Cl－－2e－===Cl2↑ 阴极：Mg2＋＋2e－===Mg 冶炼铝 2Al2O3(熔融)4Al＋3O2↑ 阳极：6O2－－12e－===3O2↑ 阴极：4Al3＋＋12e－===4Al 考点10 金属腐蚀与防护 1.金属的腐蚀的本质 金属原子失去电子变为金属阳离子，发生氧化反应。 2.金属腐蚀的类型 (1)化学腐蚀与电化学腐蚀 类型 化学腐蚀 电化学腐蚀 条件 金属与接触到的干燥气体或非电解质液体直接发生化学反应 不纯的金属接触到电解质溶液发生原电池反应 本质 M－ne－===Mn＋ M－ne－===Mn＋ 现象 金属被腐蚀 较活泼的金属被腐蚀 区别 无电流产生 有微弱电流产生 联系 电化学腐蚀比化学腐蚀普遍得多，腐蚀速率更快，危害也更严重 (2)析氢腐蚀与吸氧腐蚀(以钢铁的腐蚀为例) 类型 析氢腐蚀 吸氧腐蚀 条件 水膜酸性较强 水膜酸性很弱或呈中性 电极 反应 负极 Fe－2e－===Fe2＋ 正极 2H＋＋2e－===H2↑ O2＋2H2O＋4e－===4OH－ 总反应式 Fe＋2H＋===Fe2＋＋H2↑ 2Fe＋O2＋2H2O===2Fe(OH)2 联系 吸氧腐蚀更普遍 3.金属腐蚀的防护方法 易错点01 常见1 mol下列物质中化学键的数目 物质 金刚石 SiO2 P4 CO2 CH4 化学键 C—C Si—O P—P C==O C—H 化学键数目 2NA 4NA 6NA 2NA 4NA 易错点02 原电池原理的应用 1.比较金属的活动性，在原电池中，一般较活泼的金属作负极 (注意电解质溶液对电极反应的影响)。 2.加快化学反应速率，创造多个微电池反应环境，可加快反应(腐蚀)速率。 3.应用于金属防护。 4.设计原电池。 ①首先将氧化还原反应分成两个半反应。 ②根据原电池反应的特点，结合两个半反应找出正、负极材料和电解质溶液。 易错点03 解答燃料电池题目的三个关键点 1.要注意介质是电解质溶液还是熔融盐或氧化物。 2.通入负极的物质为燃料，通入正极的物质为氧气。 3.通过介质中离子的移动方向，可判断电池的正、负极，同时考虑该离子参与靠近一极的电极反应。 易错点04 电解池电极反应式的书写 1.用惰性电极电解，分析溶液中的阴阳离子：阳离子向阴极移动，分析阳离子在阴极上得电子的顺序；阴离子向阳极移动，分析阴离子在阳极上失电子的顺序。 2.金属被腐蚀溶解的作阳极，被保护不被腐蚀的作阴极。 3.在写电极反应式时，要考虑电解质溶液的酸碱性、离子交换膜、甚至反应的区域等对电极产物的影响。 易错点05 电解时电极上的放电顺序及产物 1.阳极上的放电顺序及产物 ①活性电极(除Au、Pt以外的金属材料作电极)，电极材料失电子，生成金属阳离子。 ②惰性电极(Pt、Au、石墨)，要依据阴离子的放电顺序加以判断。 阴离子的放电顺序：S2->I->Br->Cl->OH->含氧酸根离子>F-。 S2-、I-、Br-、Cl-放电，产物分别是S、I2、Br2、Cl2；若OH-放电，则得到H2O和O2。 2.阴极上的放电顺序及产物 直接根据阳离子放电顺序进行判断。 阳离子放电顺序：Ag+>Fe3+>Cu2+>H+(酸)>Fe2+>Zn2+>H+(水)>Al3+>Mg2+。 易错点06 电解质溶液的分段电解及计算 1.正确书写电解过程中各电极或在不同阶段时的电极反应式。 2.在同一电路中，根据各电极得失电子数相等关系建立等量关系或根据电解总反应式列比例式计算。若分段电解，则每个电极各阶段的电极反应转移电子数总和相等。 易错点07 金属腐蚀快慢的判断 1.对同一电解质溶液来说，腐蚀的快慢：电解池原理引起的腐蚀>原电池原理引起的腐蚀>化学腐蚀>有防护措施的腐蚀。 2.对同一金属来说，腐蚀的快慢：强电解质溶液中>弱电解质溶液中>非电解质溶液中(浓度相同)。 3.活动性不同的两种金属，活动性差异越大，腐蚀越快。 4.对同一种电解质溶液来说，电解质浓度越大，金属腐蚀速率越快。 易错点08 电化学中的定量计算 1.根据总反应式计算 先写出电极反应式，再写出总反应式，最后根据总反应式列出比例式计算。 2.根据电子守恒计算 ①用于串联电路中阴阳两极产物、正负两极产物、相同电量等类型的计算，其依据是电路中转移的电子数相等。 ②用于混合溶液中电解的分阶段计算。 3.根据关系式计算 根据得失电子守恒定律建立起已知量与未知量之间的桥梁，构建计算所需的关系式。 如以通过4 mol e－为桥梁可构建如下关系式： 4e－～～ 　　　 阳极产物　　　　　 　阴极产物 (式中M为金属，n为其离子的化合价数值) 该关系式具有总揽电化学计算的作用和价值，熟记电极反应式，灵活运用关系式便能快速解答常见的电化学计算问题。 学科网（北京）股份有限公司8 / 13 学科网（北京）股份有限公司 $ 专题02 化学反应的方向、限度与速率 考点01 化学反应的方向 1.反应焓变与化学反应的方向 放热反应过程中体系能量降低，因此具有自发进行的倾向，利用焓变来判断反应进行的方向，这就是焓判据。大多数放热反应是可以自发进行的。有些吸热反应也可以自发进行，如：2N2O5(g)4NO2(g)+O2(g)　ΔH＝+109.8 kJ·mol-1，故不能只根据放热或吸热来判断反应的方向。只用焓判据判断反应是否自发不全面。 2.熵变与化学反应的方向 (1)熵值大小 ①体系的熵值：体系的混乱程度越大，体系的熵值就越大。 ②同一种物质的熵值：S(g)>S(l)>S(s)；同一条件下，不同物质的熵值不同。 (2)熵变与化学反应进行方向的关系 ①自发进行的化学反应大多是熵增的过程，有些熵减的过程也能自发进行。不能只根据熵增或熵减来判断化学反应进行的方向。 ②与环境既没有物质交换也没有能量交换的孤立体系或绝热体系，自发过程才向着熵增的方向进行。 3.自由能与化学反应的方向 (1)自由能变化 符号为ΔG，单位为kJ·mol-1。 (2)自由能变化与焓变、熵变的关系 ΔG＝ΔH-TΔS。ΔG不仅与焓变和熵变有关，还与温度有关。 反应方向与自由能的关系 化学反应总是向着自由能减小的方向进行，直到体系达到平衡。 ①当ΔG<0时，反应能自发进行； ②当ΔG＝0时，反应处于平衡状态； ③当ΔG>0时，反应不能自发进行。 类型 ΔH ΔS ΔG 反应的自发性 1 <0 >0 <0 一定能自发 2 >0 <0 >0 一定不能自发 3 <0 <0 正负决 定于温度 低温能自发 4 >0 >0 高温能自发 考点02 可逆反应、化学平衡状态 1．可逆反应 (1)概念 在相同条件下同时向正、逆两个方向进行的反应。 (2)特点 双向性 可逆反应分为方向相反的两个反应：正反应和逆反应 双同性 正、逆反应是在相同条件下，同时进行 共存性 反应物的转化率小于100%，反应物与生成物共存 2.化学平衡状态 (1)概念 在一定条件下可逆反应进行到一定程度时，反应物和生成物的浓度不再随时间的延长而发生变化，正反应速率和逆反应速率相等，这种状态称为化学平衡状态，简称化学平衡。 (2)化学平衡的建立 绘制“反应速率－时间”图像，表示从正反应开始建立化学平衡状态的过程。 (3)化学平衡特征 (4)化学平衡状态的判断方法 ①v正＝v逆 ②宏观组成标志 各组分的浓度保持不变，或各组分的质量、物质的量、百分含量、质量分数等保持不变的状态是平衡状态。 ③间接标志 a．有气体参加的不等体反应，气体的总压强、总体积、总物质的量不变时，达到平衡状态。 b．如果平衡体系中的物质有颜色，则平衡体系的颜色不变时，达到平衡状态。 c．气体的密度、气体的平均相对分子质量不变时，要具体分析各表达式中的分子或分母变化情况，判断是否平衡(若体系中各组分均为气体，气体质量守恒；若体系中不全是气体，要注意气体质量变化)。 考点03 化学平衡常数 1．概念 在一定温度下，当一个可逆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，即化学平衡常数，用符号K表示。 2．表达式 对于一般的可逆反应mA(g)＋nB(g)pC(g)＋qD(g)，当在一定温度下达到平衡时，K＝(纯固体和纯液体的浓度视为常数，通常不计入化学平衡常数表达式中)。 3．影响因素 K只受温度影响，与反应物或生成物的浓度变化无关，与压强变化、是否使用催化剂无关。 4．平衡常数的意义及应用 (1)判断可逆反应进行的程度 K <10－5 10－5～105 >105 反应程度 正反应几乎不发生 正、逆反应相当 正反应可接近完全 (2)判断反应是否达到平衡或进行的方向 对于化学反应aA(g)＋bB(g)cC(g)＋dD(g)的任意状态，浓度商Q＝。 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。 考点04化学平衡移动 1.化学平衡的移动 (1)过程 (2)图示 (3)化学平衡移动与化学反应速率的关系 ①v正>v逆：平衡向正反应方向移动。 ②v正=v逆：反应达到平衡状态，不发生平衡移动。 ③v正<v逆：平衡向逆反应方向移动。 2.影响化学平衡的因素 若其他条件不变，改变下列条件对化学平衡的影响如下(填写空格)： 改变的条件(其他条件不变) 化学平衡移动的方向 浓度 增大反应物浓度或减小生成物浓度 向正反应方向移动 减小反应物浓度或增大生成物浓度 向逆反应方向移动 压强(对 有气体参 加的反应) 反应前后气 体体积改变 增大压强 向气体分子总数减小的方向移动 减小压强 向气体分子总数增大的方向移动 反应前后气 体体积不变 改变压强 平衡不移动 温度 升高温度 向吸热反应方向移动 降低温度 向放热反应方向移动 催化剂 同等程度改变v正、v逆，平衡不移动 3.勒夏特列原理 (1)含义：如果改变影响化学平衡的条件之一(如温度、压强以及参加反应的化学物质的浓度)，平衡将向着能够减弱这种改变的方向移动。 (2)注意：①勒夏特列原理的适用对象是可逆过程。②化学平衡移动的目的是“减弱”外界条件的改变，而不是“抵消”外界条件的改变，改变是不可逆转的。 考点05 化学反应历程 1．基元反应 大多数化学反应都是分几步完成的，其中的每一步反应称为基元反应。 如反应：H2O2＋2Br－＋2H＋===Br2＋2H2O，通过大量实验提出它们微观过程如下： (1)H＋＋H2O2H3O (2)H3O＋Br－===H2O＋HOBr (3)HOBr＋H＋＋Br－===H2O＋Br2 2．过渡态理论 基元反应过渡态理论认为，基元反应在从反应物到产物的变化过程中要经历一个中间状态，这个状态称为过渡态。 AB＋C―→[A…B…C]―→A＋BC 反应物　　过渡态　　 反应产物 过渡态是反应过程中具有最高能量的一种结构状态，过渡态能量与反应物的平均能量的差值相当于活化能[活化能(能垒)越高，此步基元反应速率越慢]。例如，一溴甲烷与NaOH溶液反应的过程可以表示为CH3Br＋OH－―→[Br…CH3…OH]―→Br－＋CH3OH 3．活化能与反应机理 使用催化剂，可以改变活化能，改变反应机理，在反应机理中每一步反应的活化能不同，且均比总反应的活化能低，故一般使用催化剂可以降低反应活化能，加快反应速率，如图所示： E1为总反应的活化能，E2、E3为使用催化剂反应机理中各步的活化能。 考点06 反应速率 1.化学反应速率 (1)概念 通常用单位时间内反应物浓度的减少量或生成物浓度的增加量来表示。 (2)表示方法及单位 v=，单位为mol·L-1·s-1或mol/(L·s)。 (3)与化学方程式中化学计量数的关系 在反应aA(g)+bB(g)===cC(g)+dD(g)中，存在v(A)∶v(B)∶v(C)∶v(D)=a∶b∶c∶d。 (4)注意事项 ①不能用固体或纯液体来表示化学反应速率，因为固体或纯液体的浓度视为常数。 ②化学反应速率一般指平均速率而不是瞬时速率，且无论用反应物还是用生成物表示均取正值。 ③同一化学反应，相同条件下用不同物质表示的化学反应速率，其数值可能不同，但表示的意义相同。 2.反应速率常数与速率方程 （1）反应速率常数的含义 反应速率常数(k)是指在给定温度下，反应物浓度皆为1 mol·L－1时的反应速率。在相同浓度的条件下，可用反应速率常数大小来比较化学反应的反应速率。 化学反应速率与反应物浓度(或浓度的次方)成正比，而反应速率常数是其比例常数，在恒温条件下，反应速率常数不随反应物浓度的变化而改变。因此，可以应用速率方程求出该温度下任意浓度时的反应速率。 （2）速率方程 一定温度下，化学反应速率与反应物浓度以其化学计量数为指数的幂的乘积成正比。 对于基元反应：aA＋bB===gG＋hH 则v＝k·ca(A)·cb(B)(其中k为反应速率常数)。 如：①SO2Cl2SO2＋Cl2 v＝k1·c(SO2Cl2) ②2NO22NO＋O2　v＝k2·c2(NO2) ③2H2＋2NON2＋2H2O v＝k3·c2(H2)·c2(NO) （3）反应速率常数的影响因素 温度对化学反应速率的影响是显著的，反应速率常数是温度的函数。同一反应，温度不同，反应速率常数将有不同的值，但浓度不影响反应速率常数。 3.化学反应速率的计算模型——“三段式” 先找出各物质的起始量、转化量、某时刻量。对于反应mA(g)+nB(g)pC(g)，起始时A的浓度为a mol·L-1，B的浓度为b mol·L-1，C的浓度为c mol·L-1，反应进行至t1 s时，A消耗了x mol·L-1，则化学反应速率的计算过程为 则v(A)= mol·L-1·s-1；v(B)= mol·L-1·s-1，v(C)= mol·L-1·s-1。  4.影响化学反应速率的因素 （1）内因 反应物本身的性质是主要因素。如相同条件下Mg、Al与稀盐酸反应的速率大小关系为Mg>Al。 （2）外因 考点09 化学反应的调控 1.化工生产适宜条件选择的一般原则 条件 原则 从化学反应速率分析 既不能过快，又不能太慢 从化学平衡移动分析 既要注意外界条件对速率和平衡影响的一致性，又要注意对二者影响的矛盾性 从原料的利用率分析 增加易得廉价原料，提高难得高价原料的利用率，从而降低生产成本 从实际生产能力分析 如设备承受高温、高压能力等 从催化剂的使用活性分析 注意催化剂的活性受温度的限制 2.控制反应条件的基本措施 (1)控制化学反应速率的措施 通过改变反应体系的温度、溶液的浓度、气体的压强(或浓度)、固体的表面积以及使用催化剂等途径调控反应速率。 (2)提高转化率的措施 通过改变可逆反应体系的温度、溶液的浓度、气体的压强(或浓度)等改变可逆反应的限度，从而提高转化率。 3.工业合成氨的适宜条件 (1)理论分析 增大合成氨的反应速率和提高平衡混合物中氨的含量对反应条件的要求不尽相同： 对合成氨反应的影响 影响因素 浓度 温度 压强 催化剂 增大合成氨的反应速率 增大反应物浓度 高温 高压 使用 提高平衡混合物中氨的含量 增大反应物浓度、减小生成物浓度 低温 高压 无影响 (2)实际工业合成氨反应的适宜条件 ①压强 ②温度：700 K左右。 ③催化剂：以铁为主体的多成分催化剂。 ④浓度：N2与H2的投料比(物质的量之比)为1∶2.8。 易错点01惰性气体对反应速率的影响 恒温恒容条件下 通入惰性气体，总压增大，反应物浓度不变，反应速率不变 恒温恒压条件下 通入惰性气体，总体积增大，反应物浓度减小，反应速率减小 易错点02 应用“变量控制法”的解题策略 易错点03 极端假设法确定各物质浓度范围 根据极端假设法判断，假设反应正向或逆向进行到底，求出各物质浓度的最大值和最小值，从而确定它们的浓度范围。 假设反应正向进行到底： 假设反应逆向进行到底： 平衡体系中各物质的浓度范围为0<X2<0.2，0.2<Y<0.4，0<Z<0.4。 易错点04 判断平衡状态的两种方法 1.v正=v逆 2.“变量不变”：如果一个量是随反应进行而改变的，当其不变时为平衡状态；一个随反应进行保持不变的量，不能作为判断是否平衡的依据。 易错点05 化学平衡常数和转化率的计算 1.一个模式——“三段式” 如反应mA(g)+nB(g)pC(g)+qD(g)，令A、B起始物质的量浓度分别为a mol·L-1、b mol·L-1，达到平衡后消耗A的物质的量浓度为mx mol·L-1。 K=。 2.四个计算公式 (1)反应物的转化率=×100%。 (2)生成物的产率：实际产量(指生成物)占理论产量的百分数。一般来讲，转化率越大，原料利用率越高，产率越大。 产率=×100%。 (3)平衡时混合物组分的百分含量= ×100%。 (4)某组分的体积分数=×100%。 易错点06 压强平衡常数计算 1.压强平衡常数 对于有气体参与的化学反应，写平衡常数表达式时，用平衡时各气体的分压代替浓度，计算所得到的平衡常数称为压强平衡常数(Kp)。 如：aA(g)+bB(g)cC(g)+dD(g)， Kp=[p(X)：X在平衡体系中物质的量分数(或体积分数)×总压强]。 2.Kp的计算 (1)根据“三段式”法计算平衡体系中各物质的物质的量或物质的量浓度。 (2)计算各气体组分的物质的量分数或体积分数。 (3)根据分压计算公式求出各气体物质的分压，某气体的分压=气体总压强×该气体的体积分数(或物质的量分数)。 (4)根据平衡常数计算公式代入计算。 易错点07 在恒容密闭容器中平衡移动对转化率的影响 以反应aA(g)+bB(g)cC(g)+dD(g)为例： (1)若反应物起始物质的量之比等于化学计量数之比，达到平衡后，它们的转化率相等。 (2)若只增加A的量，平衡正向移动，B的转化率增大，A的转化率减小。 (3)若按原比例同倍数地增加(或降低)A、B的浓度，等效于压缩(或扩大)容器体积，气体反应物的转化率与化学计量数有关。 同倍数增大 c(A)和c(B) 易错点08 速率-时间图像 1.“渐变”类v-t图像 图像 分析 结论 t1时v'正突然增大，v'逆逐渐增大；v'正>v'逆，平衡向正反应方向移动 t1时其他条件不变，增大反应物的浓度 t1时v'正突然减小，v'逆逐渐减小；v'逆>v'正，平衡向逆反应方向移动 t1时其他条件不变，减小反应物的浓度 t1时v'逆突然增大，v'正逐渐增大；v'逆>v'正，平衡向逆反应方向移动 t1时其他条件不变，增大生成物的浓度 t1时v'逆突然减小，v'正逐渐减小；v'正>v'逆，平衡向正反应方向移动 t1时其他条件不变，减小生成物的浓度 2.“断点”类v-t图像 (1)速率-时间图像“断点”分析 当可逆反应达到平衡后，若某一时刻外界条件发生改变，可能使速率—时间图像的曲线出现不连续的情况，即出现“断点”。根据“断点”前后的速率大小，即可对外界条件的变化情况作出判断。如图，t1时刻改变的条件可能是使用了催化剂或增大压强(仅适用于反应前后气体物质的量不变的反应)。 (2)常见含“断点”的速率变化图像分析 图像 t1时刻 所改变 的条件 温度 升高 降低 升高 降低 正反应为放热的反应 正反应为吸热的反应 压强 增大 减小 增大 减小 正反应为气体物质的量增大的反应 正反应为气体物质的量减小的反应 易错点09 折线图与恒压或恒温线 1.反应进程折线图 此类图像一般纵坐标表示物质的量、浓度、百分含量、转化率，横坐标表示反应时间。解题的关键是找转折点。 (1)转折点之前，用外因对速率的影响分析问题，用“先拐先平，数值大”的规律判断不同曲线表示温度或压强的大小。 (2)转折点之后是平衡状态或平衡移动，解题时要抓住量的变化，找出平衡移动的方向，利用化学平衡移动原理推理分析。 (3)图示：(C%指产物的质量分数，B%指某反应物的质量分数) 2.恒压(或恒温)线 此类图像的纵坐标为某物质的平衡浓度或转化率，横坐标为温度或压强，解答此类问题，要关注曲线的变化趋势，有多个变量时，注意控制变量，即“定一议二”。 反应：aA(g)+bB(g)cC(g)+dD(g)　ΔH 图像 结论 a+b>c+d，ΔH>0 a+b>c+d，ΔH>0 易错点10 多因素影响下的速率图像 1.影响化学反应速率的因素：浓度、温度、压强、催化剂的活性、接触面积、原电池原理、副反应等。 2.速率图像分析的一般方法 (1)看清关键点：起点、终点和变化点。 (2)看清变化趋势。 (3)综合分析反应原理，如有的反应放热造成温度升高，反应速率加快；有的反应生成的金属与原金属形成原电池，反应速率加快；有的反应物浓度减小，反应速率减慢；有的反应生成物中有催化剂，反应速率加快；有的反应温度过高，造成催化剂失去活性，反应速率减慢等。 学科网（北京）股份有限公司8 / 13 学科网（北京）股份有限公司 $ 专题01 化学反应与能量转化 考点01 化学反应的反应热 1．体系与环境 (1)体系：人为划定的研究对象( )。 (2)环境：体系以外的其他部分。 2．反应热与内能 (1)反应热(Q)：当化学反应在一定的温度下进行时，反应所释放或吸收的热量称为该反应在此温度下的热效应。 (2)内能 3．反应热与焓变 4．吸热反应、放热反应 (1)放热反应：释放热量的化学反应。反应物的总能量 反应产物的总能量。反应体系的能量降低，故ΔH＜0，即ΔH为负值。 (2)吸热反应：吸收热量的化学反应。反应物的总能量 反应产物的总能量。反应体系的能量升高，故ΔH＞0，即ΔH为正值。 (3)常见的吸热反应和放热反应 吸热反应(ΔH＞0) 放热反应(ΔH＜0) ①Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl的反应 ②大多数的分解反应 ③弱电解质的电离 ④盐类水解 ⑤C和H2O(g)、C和CO2的反应 ①中和反应 ②燃烧反应 ③金属与酸或与氧气的反应 ④铝热反应 ⑤酸性氧化物或碱性氧化物与水的反应 ⑥大多数的化合反应 5.反应热产生的原因 (1)从能量图分析 (2)从化学键变化分析 考点02 热化学方程式 摩尔燃烧焓 1．热化学方程式的概念和意义 (1)概念：表明反应所释放或吸收的热量的化学方程式。 (2)意义：既表明了化学反应中的物质变化，也表明了化学反应中的能量变化。 如2H2(g)＋O2(g)===2H2O(l)　ΔH＝－571.6 kJ·mol－1表示在25 ℃、101 kPa条件下，2 mol H2(g)与1 mol O2(g)反应生成2 mol液态水时放出的热量为571.6 kJ。 2．书写热化学方程式的注意事项 (1)热化学方程式中必须标明反应物和生成物的聚集状态，固体(s)、液体(l)、气体(g)、水溶液(aq)，若为同素异形体，还要注明名称。 (2)热化学方程式要注明反应时的温度和压强。如不注明，即表示在25 ℃和101 kPa下测定。 (3)热化学方程式中的化学计量数为物质的量。故化学计量数可以是整数，也可以是分数。当化学计量数改变时，其ΔH也同等倍数的改变。 (4)要注明ΔH的符号：“＋”代表吸热、“－”代表放热，以及单位：kJ·mol－1。 3．摩尔燃烧焓 (1)概念：在一定反应温度和压强条件下，1 mol纯物质完全氧化为同温下的指定产物时的焓变。 (2)注意以下几点：①研究条件：298 K、101 kPa。②反应程度：完全氧化，产物是稳定的指定产物。③研究对象：可燃物，物质的量为1 mol。 燃烧元素 C H S N 稳定产物及状态 CO2(g) H2O(l) SO2(g) N2(g) 考点03 中和热与燃烧热 1.燃烧热和中和反应反应热的比较 燃烧热 中和反应反应热 相同点 能量变化 放热 ΔH及其单位 ΔH<0，单位均为kJ·mol-1 不同点 反应物的量 1 mol 不一定为1 mol 生成物的量 不确定 生成物水为1 mol 反应热含义 101 kPa时，1 mol纯物质完全燃烧生成指定产物时所放出的热量 在25 ℃和101 kPa下，强酸的稀溶液与强碱的稀溶液发生中和反应生成1 mol水时所放出的热量 表示方法 燃烧热为ΔH=-a kJ·mol-1(a>0) 强酸与强碱在稀溶液中的中和反应反应热为57.3 kJ·mol-1或ΔH=-57.3 kJ·mol-1 【特别提醒】燃烧热中元素所对应的指定产物：C→CO2(g)，H→H2O(l)，S→SO2(g)，N→N2(g)等。 2.中和反应热的测定 (1)测定原理 通过简易量热计测得体系在反应前后的温度变化，再利用相关物质的 计算反应热。 ΔH=- c=4.18 J·g-1·℃-1=4.18×10-3 kJ·g-1·℃-1；n为生成H2O的物质的量。稀溶液的密度用1 g·mL-1进行计算。 (2)实验步骤及装置 实验装置 实验步骤 ①测量反应物的温度 ②测量反应后体系温度(记录反应后体系的最高温度) ③重复步骤①、②两次 ④数据处理：取三次测量所得温度进行计算，测得的数值取 大量实验测得：在25 ℃和101 kPa下，强酸的稀溶液与强碱的稀溶液发生中和反应生成1 mol H2O时，放出57.3 kJ的热量 (3)注意事项 ①隔热层及杯盖的作用是保温、隔热，减少热量损失。 ②温度计测量完盐酸温度后，要用水把温度计上的酸冲洗干净，擦干备用。 ③为保证酸、碱完全中和，常采用碱稍稍过量(0.50 mol·L-1盐酸、0.55 mol·L-1 NaOH溶液等体积混合)。 ④实验时不能用铜质搅拌器代替玻璃搅拌器的理由是铜导热性好，比用玻璃搅拌器误差大。 考点04盖斯定律及其应用 1.盖斯定律 (1)内容 一个化学反应，不管是一步完成的还是分几步完成的，其反应热是相同的。即化学反应的反应热只与反应体系的 有关，而与反应的途径无关。 (2)意义 间接计算某些反应的反应热。 (3)应用 转化关系 反应热间的关系 aAB；AB ΔH1=aΔH2 AB ΔH1=-ΔH2 ΔH=ΔH1+ΔH2 2.利用盖斯定律求反应热的流程 (1)找出 根据待求解的热化学方程式中的反应物和生成物找出可用的已知热化学方程式 (2)调整 ①根据待求解的热化学方程式调整可用热化学方程式的方向，同时调整ΔH的符号。 ②根据待求解的热化学方程式将调整好的热化学方程式进行缩小或扩大相应的倍数，同时调整ΔH的值 (3)加和求ΔH 将调整好的热化学方程式和ΔH分别进行加和。确定目标反应的焓变ΔH 考点05 反应热的大小比较 1．根据反应物量的大小关系比较反应焓变的大小 ①H2(g)＋O2(g)===H2O(g)　ΔH1 ②2H2(g)＋O2(g)===2H2O(g)　ΔH2 反应②中H2的量更多，因此放热更多，|ΔH1|<|ΔH2|，但ΔH1<0，ΔH2<0，故ΔH1>ΔH2。 2．根据反应进行的程度大小比较反应焓变的大小 ③C(s)＋O2(g)===CO(g)　ΔH3 ④C(s)＋O2(g)===CO2(g)　ΔH4 反应④中，C完全燃烧，放热更多，|ΔH3|<|ΔH4|，但ΔH3<0，ΔH4<0，故ΔH3>ΔH4。 3．根据反应物或反应产物的状态比较反应焓变的大小 ⑤S(g)＋O2(g)===SO2(g)　ΔH5 ⑥S(s)＋O2(g)===SO2(g)　ΔH6 方法一：图像法，画出上述两反应能量随反应过程的变化曲线。 由图像可知：|ΔH5|>|ΔH6|，但ΔH5<0，ΔH6<0，故ΔH5<ΔH6。 方法二：通过盖斯定律构造新的热化学方程式。 由反应⑤－反应⑥可得S(g)===S(s)　ΔH＝ΔH5－ΔH6<0，故ΔH5<ΔH6。 4．根据特殊反应的焓变情况比较反应焓变的大小 ⑦2Al(s)＋O2(g)===Al2O3(s)　ΔH7 ⑧2Fe(s)＋O2(g)===Fe2O3(s)　ΔH8 由反应⑦－反应⑧可得2Al(s)＋Fe2O3(s)===2Fe(s)＋Al2O3(s)　ΔH＝ΔH7－ΔH8，已知铝热反应为放热反应，故ΔH<0，ΔH7<ΔH8。 考点06 原电池工作原理及应用 1.原电池构成条件 2.原电池的工作原理 (1)两种装置 如图是锌铜原电池的两种装置： (2)工作原理(以装置Ⅱ为例) 电极名称 负极 正极 电极材料 电极反应 Zn-2e-===Zn2+ Cu2++2e-===Cu 反应类型 电子流向 由Zn片沿导线流向Cu片 盐桥中离子移向 盐桥中装有含饱和KCl溶液的琼脂，K+移向正极，Cl-移向负极 盐桥作用 ①连接内电路，形成闭合回路； ②平衡电荷，使原电池不断产生电流 工作效率 装置Ⅰ中有部分Zn与Cu2+直接反应，使电池效率降低；装置Ⅱ中使Zn与Cu2+隔离，电池效率提高，电流稳定 3．原电池的应用 (1)设计制作化学电源 (2)比较金属的活动性强弱：原电池中，负极一般是活动性较强的金属，正极一般是活动性较弱的金属(或能导电的非金属)。 (3)加快化学反应速率：氧化还原反应形成原电池时，反应速率加快。 (4)用于金属的防护：将需要保护的金属制品作原电池的正极而受到保护。 考点07 常见化学电源 1.一次电池 负极反应式：Zn+2OH--2e-===Zn(OH)2； 正极反应式：MnO2+H2O+e-===MnO(OH)+OH-； 总反应：Zn+2MnO2+2H2O===2MnO(OH)+Zn(OH)2 负极反应式：Zn+2OH--2e-===ZnO+H2O； 正极反应式：Ag2O+H2O+2e-===2Ag+2OH-； 总反应：Zn+Ag2O===ZnO+2Ag 2.二次电池 铅酸蓄电池是最常见的二次电池，总反应：Pb+PbO2+2H2SO42PbSO4+2H2O。 (1)放电时 负极反应式：Pb+S-2e-===PbSO4； 正极反应式：PbO2+4H++S+2e-===PbSO4+2H2O。 放电时，当外电路上有2 mol e-通过时，溶液中消耗H2SO4 2 mol。 (2)充电时 阴极反应式：PbSO4+2e-===Pb+S； 阳极反应式：PbSO4+2H2O-2e-===PbO2+4H++S。 ①充电一段时间电解质溶液的pH减小(填“增大”“减小”或“不变”)。 ②充电时电极的连接，负接负作阴极，正接正作阳极。 3.燃料电池 (1)氢氧燃料电池是目前最成熟的燃料电池，常见的燃料除H2外，还有CO、水煤气(CO和H2)、烃类(如CH4)、醇类(如CH3OH)、醚类(如CH3OCH3)、氨(NH3)、肼(H2N—NH2)等。如无特别提示，燃料电池反应原理类似于燃料的燃烧。 (2)燃料电池的电解质常有四种类型：酸性条件、碱性条件、固体电解质(可传导O2-)、熔融碳酸盐，不同电解质会对总反应式、电极反应式有影响。 (3)以甲醇为燃料，写出下列介质中的电极反应式。 ①酸性溶液(或含质子交换膜) 正极：O2+4e-+4H+===2H2O， 负极：CH3OH-6e-+H2O===CO2+6H+。 ②碱性溶液 正极：O2+4e-+2H2O===4OH-， 负极：CH3OH-6e-+8OH-===C+6H2O。 ③固体氧化物(其中O2-可以在固体介质中自由移动) 正极：O2+4e-===2O2-， 负极：CH3OH-6e-+3O2-===CO2+2H2O。 ④熔融碳酸盐(C) 正极(通入CO2)：O2+4e-+2CO2===2C， 负极：CH3OH-6e-+3C===4CO2+2H2O。 考点08电解池及工作原理 1．电解池的工作原理 2．电解池与原电池的比较 电解池 原电池 能否自发 使“不能”变为“能”或使“能”变为“易” 能自发进行 能量转化 电能转化为化学能 化学能转化为电能 装置 有外加电源 无外加电源 电极 阳极：连电源的 ； 阴极：连电源的 由电极或反应物性质决定，称为正极或负极 反应 类型 阳极： 反应； 阴极： 反应 负极： 反应； 正极： 反应 离子移动 阳离子移向 ； 阴离子移向 阳离子移向 ； 阴离子移向 相同点 都是电极上的氧化还原反应，都必须有离子导体 3.电解规律 (1)阳极放电规律 ①活性电极(除Au、Pt以外的金属材料作电极)，电极材料失电子，生成金属阳离子。 ②惰性电极(Pt、Au、石墨)，要依据阴离子的放电顺序加以判断。 阴离子的放电顺序：S2－＞I－＞Br－＞Cl－＞OH－＞含氧酸根离子。 S2－、I－、Br－、Cl－放电，产物分别是S、I2、Br2、Cl2；若OH－放电，则得到H2O和O2。 (2)阴极产物的判断 直接根据阳离子放电顺序进行判断。 阳离子放电顺序：Ag＋＞Fe3＋＞Cu2＋＞H＋(酸)＞Fe2＋＞Zn2＋＞H＋(水)＞Al3＋＞Mg2＋。 注意　电解水溶液时，Al3＋、Mg2＋、Na＋、K＋不可能在阴极放电。 (3)用惰性电极电解不同类型电解质溶液 ①电解水型 实例 电极反应式及总反应式 电解质溶液浓度 复原方法 H2SO4 阴极：2H＋＋2e－===H2↑ 阳极：2H2O－4e－===4H＋＋O2↑ 总反应式：2H2O2H2↑＋O2↑ ②电解电解质型 实例 电极反应式及总反应式 电解质溶液浓度 复原方法 HCl 阴极：2H＋＋2e－===H2↑ 阳极：2Cl－－2e－===Cl2↑ 总反应式：2HClH2↑＋Cl2↑ CuCl2 阴极：Cu2＋＋2e－===Cu 阳极：2Cl－－2e－===Cl2↑ 总反应式：CuCl2Cu＋Cl2↑ ③电解质和水均参与电解型 实例 电极反应式及总反应式 电解质溶液浓度 复原方法 NaCl、KCl(放H2生碱) 阳极：2Cl－－2e－===Cl2↑ 阴极：2H2O＋2e－===H2↑＋2OH－ 总反应式：2Cl－＋2H2OCl2↑＋H2↑＋2OH－ 减小并生成新电解质 CuSO4、 Cu(NO3)2 (放O2 生酸) 阳极：2H2O－4e－===4H＋＋O2↑ 阴极：Cu2＋＋2e－===Cu 总反应式：2Cu2＋＋2H2O2Cu＋O2↑＋4H＋ 减小并生成新电解质 考点09电解原理的应用 1.氯碱工业 (1)反应原理 阳极：2Cl－－2e－===Cl2↑( 反应)。 阴极：2H2O＋2e－===H2↑＋2OH－( 反应)。 总反应化学方程式：2NaCl＋2H2O2NaOH＋H2↑＋Cl2↑。 总反应离子方程式：2Cl－＋2H2O2OH－＋H2↑＋Cl2↑。 (2)离子交换膜法的生产过程 加入或流出的物质a、b、c、d分别是精制饱和NaCl溶液、H2O(含少量NaOH)、淡盐水、NaOH溶液；X、Y分别是Cl2、H2。 (3)阳离子交换膜的作用 阻止OH－进入阳极室与Cl2发生副反应：2NaOH＋Cl2===NaCl＋NaClO＋H2O，阻止阳极产生的Cl2和阴极产生的H2混合发生爆炸。 (4)氯碱工业产品 2．电镀　电解精炼铜 (1)电镀 ①概念：利用电解原理在某些金属表面镀上一薄层其他金属或合金的加工工艺。 ②目的：增强金属的抗腐蚀能力，增加表面硬度和美观。 (2)电解精炼铜 银、金、铂等金属不放电形成阳极泥，在阴极只有Cu2＋放电，锌、铁、镍较活泼的金属阳离子残留在电解质溶液中，故能够将杂质除去。电解过程中，Cu2＋的浓度有所下降。 3．电冶金 利用电解熔融盐或氧化物的方法来冶炼活泼金属Na、Ca、Mg、Al等。 总反应化学方程式 电极反应式 冶炼钠 2NaCl(熔融)2Na＋Cl2↑ 阳极：2Cl－－2e－===Cl2↑ 阴极：2Na＋＋2e－===2Na 冶炼镁 MgCl2(熔融)Mg＋Cl2↑ 阳极：2Cl－－2e－===Cl2↑ 阴极：Mg2＋＋2e－===Mg 冶炼铝 2Al2O3(熔融)4Al＋3O2↑ 阳极：6O2－－12e－===3O2↑ 阴极：4Al3＋＋12e－===4Al 考点10 金属腐蚀与防护 1.金属的腐蚀的本质 金属原子失去电子变为金属阳离子，发生 。 2.金属腐蚀的类型 (1)化学腐蚀与电化学腐蚀 类型 化学腐蚀 电化学腐蚀 条件 金属与接触到的干燥气体或非电解质液体直接发生化学反应 不纯的金属接触到电解质溶液发生原电池反应 本质 M－ne－===Mn＋ M－ne－===Mn＋ 现象 金属被腐蚀 较活泼的金属被腐蚀 区别 无电流产生 有微弱电流产生 联系 电化学腐蚀比化学腐蚀普遍得多，腐蚀速率更快，危害也更严重 (2)析氢腐蚀与吸氧腐蚀(以钢铁的腐蚀为例) 类型 析氢腐蚀 吸氧腐蚀 条件 水膜酸性较强 水膜酸性很弱或呈中性 电极 反应 负极 Fe－2e－===Fe2＋ 正极 2H＋＋2e－===H2↑ O2＋2H2O＋4e－===4OH－ 总反应式 Fe＋2H＋===Fe2＋＋H2↑ 2Fe＋O2＋2H2O===2Fe(OH)2 联系 吸氧腐蚀更普遍 3.金属腐蚀的防护方法 易错点01 常见1 mol下列物质中化学键的数目 物质 金刚石 SiO2 P4 CO2 CH4 化学键 C—C Si—O P—P C==O C—H 化学键数目 2NA 4NA 6NA 2NA 4NA 易错点02 原电池原理的应用 1.比较金属的活动性，在原电池中，一般较活泼的金属作负极 (注意电解质溶液对电极反应的影响)。 2.加快化学反应速率，创造多个微电池反应环境，可加快反应(腐蚀)速率。 3.应用于金属防护。 4.设计原电池。 ①首先将氧化还原反应分成两个半反应。 ②根据原电池反应的特点，结合两个半反应找出正、负极材料和电解质溶液。 易错点03 解答燃料电池题目的三个关键点 1.要注意介质是电解质溶液还是熔融盐或氧化物。 2.通入负极的物质为燃料，通入正极的物质为氧气。 3.通过介质中离子的移动方向，可判断电池的正、负极，同时考虑该离子参与靠近一极的电极反应。 易错点04 电解池电极反应式的书写 1.用惰性电极电解，分析溶液中的阴阳离子：阳离子向阴极移动，分析阳离子在阴极上得电子的顺序；阴离子向阳极移动，分析阴离子在阳极上失电子的顺序。 2.金属被腐蚀溶解的作阳极，被保护不被腐蚀的作阴极。 3.在写电极反应式时，要考虑电解质溶液的酸碱性、离子交换膜、甚至反应的区域等对电极产物的影响。 易错点05 电解时电极上的放电顺序及产物 1.阳极上的放电顺序及产物 ①活性电极(除Au、Pt以外的金属材料作电极)，电极材料失电子，生成金属阳离子。 ②惰性电极(Pt、Au、石墨)，要依据阴离子的放电顺序加以判断。 阴离子的放电顺序：S2->I->Br->Cl->OH->含氧酸根离子>F-。 S2-、I-、Br-、Cl-放电，产物分别是S、I2、Br2、Cl2；若OH-放电，则得到H2O和O2。 2.阴极上的放电顺序及产物 直接根据阳离子放电顺序进行判断。 阳离子放电顺序：Ag+>Fe3+>Cu2+>H+(酸)>Fe2+>Zn2+>H+(水)>Al3+>Mg2+。 易错点06 电解质溶液的分段电解及计算 1.正确书写电解过程中各电极或在不同阶段时的电极反应式。 2.在同一电路中，根据各电极得失电子数相等关系建立等量关系或根据电解总反应式列比例式计算。若分段电解，则每个电极各阶段的电极反应转移电子数总和相等。 易错点07 金属腐蚀快慢的判断 1.对同一电解质溶液来说，腐蚀的快慢：电解池原理引起的腐蚀>原电池原理引起的腐蚀>化学腐蚀>有防护措施的腐蚀。 2.对同一金属来说，腐蚀的快慢：强电解质溶液中>弱电解质溶液中>非电解质溶液中(浓度相同)。 3.活动性不同的两种金属，活动性差异越大，腐蚀越快。 4.对同一种电解质溶液来说，电解质浓度越大，金属腐蚀速率越快。 易错点08 电化学中的定量计算 1.根据总反应式计算 先写出电极反应式，再写出总反应式，最后根据总反应式列出比例式计算。 2.根据电子守恒计算 ①用于串联电路中阴阳两极产物、正负两极产物、相同电量等类型的计算，其依据是电路中转移的电子数相等。 ②用于混合溶液中电解的分阶段计算。 3.根据关系式计算 根据得失电子守恒定律建立起已知量与未知量之间的桥梁，构建计算所需的关系式。 如以通过4 mol e－为桥梁可构建如下关系式： 4e－～～ 　　　 阳极产物　　　　　 　阴极产物 (式中M为金属，n为其离子的化合价数值) 该关系式具有总揽电化学计算的作用和价值，熟记电极反应式，灵活运用关系式便能快速解答常见的电化学计算问题。 学科网（北京）股份有限公司8 / 13 学科网（北京）股份有限公司 $ 专题02 化学反应的方向、限度与速率 考点01 化学反应的方向 1.反应焓变与化学反应的方向 放热反应过程中体系能量降低，因此具有自发进行的倾向，利用焓变来判断反应进行的方向，这就是焓判据。大多数放热反应是可以 的。有些吸热反应也可以 ，如：2N2O5(g)4NO2(g)+O2(g)　ΔH＝+109.8 kJ·mol-1，故不能只根据放热或吸热来判断反应的方向。只用焓判据判断反应是否自发不全面。 2.熵变与化学反应的方向 (1)熵值大小 ①体系的熵值：体系的混乱程度越大，体系的熵值就越大。 ②同一种物质的熵值：S(g)>S(l)>S(s)；同一条件下，不同物质的熵值不同。 (2)熵变与化学反应进行方向的关系 ①自发进行的化学反应大多是 的过程，有些熵减的过程也能 。不能只根据熵增或熵减来判断化学反应进行的方向。 ②与环境既没有物质交换也没有能量交换的孤立体系或绝热体系，自发过程才向着熵增的方向进行。 3.自由能与化学反应的方向 (1)自由能变化 符号为ΔG，单位为kJ·mol-1。 (2)自由能变化与焓变、熵变的关系 ΔG＝ΔH-TΔS。ΔG不仅与焓变和熵变有关，还与温度有关。 反应方向与自由能的关系 化学反应总是向着自由能减小的方向进行，直到体系达到平衡。 ①当ΔG<0时，反应能 ； ②当ΔG＝0时，反应处于 ； ③当ΔG>0时，反应不能 。 类型 ΔH ΔS ΔG 反应的自发性 1 <0 >0 <0 一定能自发 2 >0 <0 >0 一定不能自发 3 <0 <0 正负决 定于温度 低温能自发 4 >0 >0 高温能自发 考点02 可逆反应、化学平衡状态 1．可逆反应 (1)概念 在相同条件下同时向正、逆两个方向进行的反应。 (2)特点 性 可逆反应分为方向相反的两个反应：正反应和逆反应 性 正、逆反应是在相同条件下，同时进行 性 反应物的转化率小于100%，反应物与生成物共存 2.化学平衡状态 (1)概念 在一定条件下可逆反应进行到一定程度时，反应物和生成物的浓度不再随时间的延长而发生变化，正反应速率和逆反应速率相等，这种状态称为化学平衡状态，简称化学平衡。 (2)化学平衡的建立 绘制“反应速率－时间”图像，表示从正反应开始建立化学平衡状态的过程。 (3)化学平衡特征 (4)化学平衡状态的判断方法 ①v正＝v逆 ②宏观组成标志 各组分的浓度保持不变，或各组分的质量、物质的量、百分含量、质量分数等保持不变的状态是平衡状态。 ③间接标志 a．有气体参加的不等体反应，气体的总压强、总体积、总物质的量不变时，达到平衡状态。 b．如果平衡体系中的物质有颜色，则平衡体系的颜色不变时，达到平衡状态。 c．气体的密度、气体的平均相对分子质量不变时，要具体分析各表达式中的分子或分母变化情况，判断是否平衡(若体系中各组分均为气体，气体质量守恒；若体系中不全是气体，要注意气体质量变化)。 考点03 化学平衡常数 1．概念 在一定温度下，当一个可逆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，即化学平衡常数，用符号K表示。 2．表达式 对于一般的可逆反应mA(g)＋nB(g)pC(g)＋qD(g)，当在一定温度下达到平衡时，K＝(纯固体和纯液体的浓度视为常数，通常不计入化学平衡常数表达式中)。 3．影响因素 K只受温度影响，与反应物或生成物的浓度变化无关，与压强变化、是否使用催化剂无关。 4．平衡常数的意义及应用 (1)判断可逆反应进行的程度 K <10－5 10－5～105 >105 反应程度 正反应几乎不发生 正、逆反应相当 正反应可接近完全 (2)判断反应是否达到平衡或进行的方向 对于化学反应aA(g)＋bB(g)cC(g)＋dD(g)的任意状态，浓度商Q＝。 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。 考点04化学平衡移动 1.化学平衡的移动 (1)过程 (2)图示 (3)化学平衡移动与化学反应速率的关系 ①v正>v逆：平衡向 移动。 ②v正=v逆：反应达到 ，不发生平衡移动。 ③v正<v逆：平衡向 移动。 2.影响化学平衡的因素 若其他条件不变，改变下列条件对化学平衡的影响如下(填写空格)： 改变的条件(其他条件不变) 化学平衡移动的方向 浓度 增大反应物浓度或减小生成物浓度 向 方向移动 减小反应物浓度或增大生成物浓度 向 方向移动 压强(对 有气体参 加的反应) 反应前后气 体体积改变 增大压强 向气体分子总数 的方向移动 减小压强 向气体分子总数 的方向移动 反应前后气 体体积不变 改变压强 平衡 移动 温度 升高温度 向 方向移动 降低温度 向 方向移动 催化剂 同等程度改变v正、v逆，平衡不移动 3.勒夏特列原理 (1)含义：如果改变影响化学平衡的条件之一(如温度、压强以及参加反应的化学物质的浓度)，平衡将向着能够 这种改变的方向移动。 (2)注意：①勒夏特列原理的适用对象是 。②化学平衡移动的目的是“减弱”外界条件的改变，而不是“抵消”外界条件的改变，改变是不可逆转的。 考点05 化学反应历程 1．基元反应 大多数化学反应都是分几步完成的，其中的每一步反应称为基元反应。 如反应：H2O2＋2Br－＋2H＋===Br2＋2H2O，通过大量实验提出它们微观过程如下： (1)H＋＋H2O2H3O (2)H3O＋Br－===H2O＋HOBr (3)HOBr＋H＋＋Br－===H2O＋Br2 2．过渡态理论 基元反应过渡态理论认为，基元反应在从反应物到产物的变化过程中要经历一个中间状态，这个状态称为过渡态。 AB＋C―→[A…B…C]―→A＋BC 反应物　　过渡态　　 反应产物 过渡态是反应过程中具有最高能量的一种结构状态，过渡态能量与反应物的平均能量的差值相当于活化能[活化能(能垒)越高，此步基元反应速率越慢]。例如，一溴甲烷与NaOH溶液反应的过程可以表示为CH3Br＋OH－―→[Br…CH3…OH]―→Br－＋CH3OH 3．活化能与反应机理 使用催化剂，可以改变活化能，改变反应机理，在反应机理中每一步反应的活化能不同，且均比总反应的活化能低，故一般使用催化剂可以降低反应活化能，加快反应速率，如图所示： E1为总反应的活化能，E2、E3为使用催化剂反应机理中各步的活化能。 考点06 反应速率 1.化学反应速率 (1)概念 通常用单位时间内 的减少量或 的增加量来表示。 (2)表示方法及单位 v=，单位为mol·L-1·s-1或mol/(L·s)。 (3)与化学方程式中化学计量数的关系 在反应aA(g)+bB(g)===cC(g)+dD(g)中，存在v(A)∶v(B)∶v(C)∶v(D)=a∶b∶c∶d。 (4)注意事项 ①不能用固体或纯液体来表示化学反应速率，因为固体或纯液体的浓度视为常数。 ②化学反应速率一般指 而不是瞬时速率，且无论用反应物还是用生成物表示均取正值。 ③同一化学反应，相同条件下用 表示的化学反应速率，其数值可能不同，但表示的意义相同。 2.反应速率常数与速率方程 （1）反应速率常数的含义 反应速率常数(k)是指在给定温度下，反应物浓度皆为1 mol·L－1时的反应速率。在相同浓度的条件下，可用反应速率常数大小来比较化学反应的反应速率。 化学反应速率与反应物浓度(或浓度的次方)成正比，而反应速率常数是其比例常数，在恒温条件下，反应速率常数不随反应物浓度的变化而改变。因此，可以应用速率方程求出该温度下任意浓度时的反应速率。 （2）速率方程 一定温度下，化学反应速率与反应物浓度以其化学计量数为指数的幂的乘积成正比。 对于基元反应：aA＋bB===gG＋hH 则v＝k·ca(A)·cb(B)(其中k为反应速率常数)。 如：①SO2Cl2SO2＋Cl2 v＝k1·c(SO2Cl2) ②2NO22NO＋O2　v＝k2·c2(NO2) ③2H2＋2NON2＋2H2O v＝k3·c2(H2)·c2(NO) （3）反应速率常数的影响因素 温度对化学反应速率的影响是显著的，反应速率常数是温度的函数。同一反应，温度不同，反应速率常数将有不同的值，但浓度不影响反应速率常数。 3.化学反应速率的计算模型——“三段式” 先找出各物质的起始量、转化量、某时刻量。对于反应mA(g)+nB(g)pC(g)，起始时A的浓度为a mol·L-1，B的浓度为b mol·L-1，C的浓度为c mol·L-1，反应进行至t1 s时，A消耗了x mol·L-1，则化学反应速率的计算过程为 则v(A)= mol·L-1·s-1；v(B)= mol·L-1·s-1，v(C)= mol·L-1·s-1。  4.影响化学反应速率的因素 （1）内因 反应物本身的性质是主要因素。如相同条件下Mg、Al与稀盐酸反应的速率大小关系为Mg>Al。 （2）外因 考点09 化学反应的调控 1.化工生产适宜条件选择的一般原则 条件 原则 从化学反应速率分析 既不能过快，又不能太慢 从化学平衡移动分析 既要注意外界条件对速率和平衡影响的一致性，又要注意对二者影响的矛盾性 从原料的利用率分析 增加易得廉价原料，提高难得高价原料的利用率，从而降低生产成本 从实际生产能力分析 如设备承受高温、高压能力等 从催化剂的使用活性分析 注意催化剂的活性受温度的限制 2.控制反应条件的基本措施 (1)控制化学反应速率的措施 通过改变反应体系的 、溶液的 、气体的 (或浓度)、固体的 以及使用 等途径调控反应速率。 (2)提高转化率的措施 通过改变可逆反应体系的温度、溶液的浓度、气体的压强(或浓度)等改变可逆反应的限度，从而提高转化率。 3.工业合成氨的适宜条件 (1)理论分析 增大合成氨的反应速率和提高平衡混合物中氨的含量对反应条件的要求不尽相同： 对合成氨反应的影响 影响因素 浓度 温度 压强 催化剂 增大合成氨的反应速率 增大反应物浓度 高温 高压 使用 提高平衡混合物中氨的含量 增大反应物浓度、减小生成物浓度 低温 高压 无影响 (2)实际工业合成氨反应的适宜条件 ①压强 ②温度：700 K左右。 ③催化剂：以铁为主体的多成分催化剂。 ④浓度：N2与H2的投料比(物质的量之比)为1∶2.8。 易错点01惰性气体对反应速率的影响 恒温恒容条件下 通入惰性气体，总压增大，反应物浓度不变，反应速率不变 恒温恒压条件下 通入惰性气体，总体积增大，反应物浓度减小，反应速率减小 易错点02 应用“变量控制法”的解题策略 易错点03 极端假设法确定各物质浓度范围 根据极端假设法判断，假设反应正向或逆向进行到底，求出各物质浓度的最大值和最小值，从而确定它们的浓度范围。 假设反应正向进行到底： 假设反应逆向进行到底： 平衡体系中各物质的浓度范围为0<X2<0.2，0.2<Y<0.4，0<Z<0.4。 易错点04 判断平衡状态的两种方法 1.v正=v逆 2.“变量不变”：如果一个量是随反应进行而改变的，当其不变时为平衡状态；一个随反应进行保持不变的量，不能作为判断是否平衡的依据。 易错点05 化学平衡常数和转化率的计算 1.一个模式——“三段式” 如反应mA(g)+nB(g)pC(g)+qD(g)，令A、B起始物质的量浓度分别为a mol·L-1、b mol·L-1，达到平衡后消耗A的物质的量浓度为mx mol·L-1。 K=。 2.四个计算公式 (1)反应物的转化率=×100%。 (2)生成物的产率：实际产量(指生成物)占理论产量的百分数。一般来讲，转化率越大，原料利用率越高，产率越大。 产率=×100%。 (3)平衡时混合物组分的百分含量= ×100%。 (4)某组分的体积分数=×100%。 易错点06 压强平衡常数计算 1.压强平衡常数 对于有气体参与的化学反应，写平衡常数表达式时，用平衡时各气体的分压代替浓度，计算所得到的平衡常数称为压强平衡常数(Kp)。 如：aA(g)+bB(g)cC(g)+dD(g)， Kp=[p(X)：X在平衡体系中物质的量分数(或体积分数)×总压强]。 2.Kp的计算 (1)根据“三段式”法计算平衡体系中各物质的物质的量或物质的量浓度。 (2)计算各气体组分的物质的量分数或体积分数。 (3)根据分压计算公式求出各气体物质的分压，某气体的分压=气体总压强×该气体的体积分数(或物质的量分数)。 (4)根据平衡常数计算公式代入计算。 易错点07 在恒容密闭容器中平衡移动对转化率的影响 以反应aA(g)+bB(g)cC(g)+dD(g)为例： (1)若反应物起始物质的量之比等于化学计量数之比，达到平衡后，它们的转化率相等。 (2)若只增加A的量，平衡正向移动，B的转化率增大，A的转化率减小。 (3)若按原比例同倍数地增加(或降低)A、B的浓度，等效于压缩(或扩大)容器体积，气体反应物的转化率与化学计量数有关。 同倍数增大 c(A)和c(B) 易错点08 速率-时间图像 1.“渐变”类v-t图像 图像 分析 结论 t1时v'正突然增大，v'逆逐渐增大；v'正>v'逆，平衡向正反应方向移动 t1时其他条件不变，增大反应物的浓度 t1时v'正突然减小，v'逆逐渐减小；v'逆>v'正，平衡向逆反应方向移动 t1时其他条件不变，减小反应物的浓度 t1时v'逆突然增大，v'正逐渐增大；v'逆>v'正，平衡向逆反应方向移动 t1时其他条件不变，增大生成物的浓度 t1时v'逆突然减小，v'正逐渐减小；v'正>v'逆，平衡向正反应方向移动 t1时其他条件不变，减小生成物的浓度 2.“断点”类v-t图像 (1)速率-时间图像“断点”分析 当可逆反应达到平衡后，若某一时刻外界条件发生改变，可能使速率—时间图像的曲线出现不连续的情况，即出现“断点”。根据“断点”前后的速率大小，即可对外界条件的变化情况作出判断。如图，t1时刻改变的条件可能是使用了催化剂或增大压强(仅适用于反应前后气体物质的量不变的反应)。 (2)常见含“断点”的速率变化图像分析 图像 t1时刻 所改变 的条件 温度 升高 降低 升高 降低 正反应为放热的反应 正反应为吸热的反应 压强 增大 减小 增大 减小 正反应为气体物质的量增大的反应 正反应为气体物质的量减小的反应 易错点09 折线图与恒压或恒温线 1.反应进程折线图 此类图像一般纵坐标表示物质的量、浓度、百分含量、转化率，横坐标表示反应时间。解题的关键是找转折点。 (1)转折点之前，用外因对速率的影响分析问题，用“先拐先平，数值大”的规律判断不同曲线表示温度或压强的大小。 (2)转折点之后是平衡状态或平衡移动，解题时要抓住量的变化，找出平衡移动的方向，利用化学平衡移动原理推理分析。 (3)图示：(C%指产物的质量分数，B%指某反应物的质量分数) 2.恒压(或恒温)线 此类图像的纵坐标为某物质的平衡浓度或转化率，横坐标为温度或压强，解答此类问题，要关注曲线的变化趋势，有多个变量时，注意控制变量，即“定一议二”。 反应：aA(g)+bB(g)cC(g)+dD(g)　ΔH 图像 结论 a+b>c+d，ΔH>0 a+b>c+d，ΔH>0 易错点10 多因素影响下的速率图像 1.影响化学反应速率的因素：浓度、温度、压强、催化剂的活性、接触面积、原电池原理、副反应等。 2.速率图像分析的一般方法 (1)看清关键点：起点、终点和变化点。 (2)看清变化趋势。 (3)综合分析反应原理，如有的反应放热造成温度升高，反应速率加快；有的反应生成的金属与原金属形成原电池，反应速率加快；有的反应物浓度减小，反应速率减慢；有的反应生成物中有催化剂，反应速率加快；有的反应温度过高，造成催化剂失去活性，反应速率减慢等。 学科网（北京）股份有限公司8 / 13 学科网（北京）股份有限公司 $