专题6 化学反应与能量变化（知识清单）化学苏教版必修第二册

专题6 化学反应与能量变化 第一单元 化学反应速率与反应限度 一、化学反应速率 1．化学反应速率的定义 化学反应速率是用来衡量__ __程度的物理量。 2．化学反应速率的表示方法 通常用单位时间内反应物浓度的__ __或生成物浓度的__ __(均为正值)来表示。 3．数学表达式及单位 v＝__ _，单位为__ __或__ __等。 4．化学反应速率与化学计量数的关系 对于已知反应：mA(g)＋nB(g)===pC(g)＋qD(g)，在同一段时间内，用不同物质来表示该反应速率，当单位相同时，反应速率的数值之比等于这些物质在化学方程式中的__ __之比。即v(A)∶v(B)∶v(C)∶v(D)＝__ __或v(A)＝v(B)＝v(C)＝v(D)。如在一个2 L的容器中发生反应：3A(g)＋B(g)===2C(g)，加入2 mol A,1s后剩余1.4 mol，则v(A)＝_ __，v(B)＝_ __，v(C)＝_ __。 【易错提示】 (1)化学反应速率一般指反应的 反应速率而不是瞬时反应速率，且无论用反应物表示还是用生成物表示均取 。 (2)同一化学反应，相同条件下用不同物质表示的反应速率，其数值可能 ，但表示的 相同。 (3)不能用 或 物质来表示化学反应速率，因为固体和纯液体物质的浓度可视为 。 (4)计算反应速率时，若给出的是物质的量的变化值，不要忘记转化为 的变化值。 5．化学反应速率计算的三种方法 (1)定义式法：v(B)＝ ＝。 (2)比例关系式：化学反应速率之比等于 之比，如mA(g)＋nB(g)===pC(g)中，v(A)∶v(B)∶v(C)＝ ∶ ∶ 或＝＝。(这一公式最好用) (3)三段式法： 化学反应中各物质浓度的计算模式——“ ” ①写出有关反应的 。 ②找出各物质的 、 、 。 ③根据已知条件列方程式计算。 对于反应mA(g)＋nB(g)===pC(g)＋qD(g)，起始时A的浓度为a mol·L－1，B的浓度为b mol·L－1，反应进行至t1 s时，A消耗了x mol·L－1，则化学反应速率可计算如下： 　　　　　　　mA(g)＋nB(g)===pC(g)＋qD(g) 起始/(mol·L－1) a 　　 b 　　0 　　0 转化/(mol·L－1) x 　　 　　 　 t1s时/(mol·L－1) a－x 　 b－ 　 　 则v(A)＝ mol·L－1·s－1，v(B)＝ mol·L－1·s－1， v(C)＝ mol·L－1·s－1，v(D)＝ mol·L－1·s－1。 6．化学反应速率大小的比较方法 (1)归一法：将同一反应中的不同物质的反应速率转化成 、 的反应速率，再进行速率的大小比较。 (2)比值法：将各物质表示的反应速率转化成同一单位后，再除以对应各物质的 ，然后对求出的数值进行大小排序，数值大的反应速率快。 二、影响化学反应速率的因素 1．影响化学反应速率的因素： (1)内因(主要因素)：反应物本身的结构与__ __，反应类型相同，但反应物不同，反应速率不同。 如相同条件下，Na、Mg、Al与稀盐酸反应的速率大小关系是__ __。 (2)外因(其他条件不变，只改变一个条件)。 【易错提示】 (1)分析外界因素对化学反应速率的影响时3注意： ①催化剂在化学反应过程中参与了反应，降低了正、逆反应的 ，同等程度改变正、逆反应速率，但不会改变反应的 和 。 ②升高温度正反应速率和逆反应速率 ，但加快的 不同；降低温度正反应速率和逆反应速率都减慢，但减慢的程度不同，吸热反应的反应速率总是受温度影响大。 ③对于固体和纯液体反应物，其浓度可视为常数，改变用量速率 。但当固体颗粒变小时，其表面积增大将导致反应速率 。 (2)压强对反应速率的影响情况： 压强只对有 参与的化学反应速率有影响。 ①恒温时，压缩体积压强 增大反应速率 。 ②恒温时，对于恒容密闭容器。 a．充入气体反应物气体反应物浓度 (压强也增大)反应速率 。 b．充入“惰性”气体 增大―→反应物浓度 ―→反应速率 。 ③恒温恒压时。 充入“惰性”气体 增大气体反应物浓度 反应速率 。 二、可逆反应与化学平衡状态 1．可逆反应 (1)定义： 在__ __条件下既可以向__ __反应方向进行，同时又可以向__ __反应方向进行的化学反应。(双向性) (2)特点——“三同一小”： ①三同：a．相同条件下；b．正逆反应__ __进行；c．反应物与生成物__ __存在。 ②一小：任一组分的转化率都__ __(填“大于”或“小于”)100%。 (3)表示方法：在化学方程式中用“__ __”表示。 2．化学平衡状态 (1)定义： 在一定条件下的__ __反应中，反应物和生成物的__ __不再随时间的延长而发生变化，__ __和__ __相等的状态。 (2)建立过程： 在一定条件下，把某一可逆反应的反应物加入固定容积的密闭容器中。化学平衡的建立过程可用如下v－t图像表示。图像分析： —反应物浓度最大，生成物浓度为0，v正最大，v逆＝__ __ ↓ — ↓ — (3)化学平衡特征 —化学平衡研究的对象是__ __反应 | — | —__ __，都大于零。 | —反应物和生成物的__ _保持不变 | — 3．平衡转化率 对可逆反应aA(g)＋bB(g)cC(g)＋dD(g)，当反应达到化学平衡状态时，A的平衡转化率为： α(A)＝ 。 【易错提示】 (1)可逆反应不等同于 过程，可逆过程包括 变化和 变化，而可逆反应属于化学变化。 (2)化学反应的平衡状态可以从 方向建立，也可以从 方向建立。 (3)化学反应达到平衡状态的正、逆反应速率 ，是指同一物质的 和 相等，若用不同物质表示时，反应速率 相等。 (4)化学反应达平衡状态时，各组分的浓度、百分含量 ，但不一定 。 4．“两审”“两标志”突破化学平衡状态的判断 (1)“两审” 一审 题干条件 恒温恒容或恒温恒压 二审 反应特点 全部是气体参与的等体积反应还是非等体积反应 有固体或液体参与的等体积反应还是非等体积反应 (2)“两标志”。 ①动态标志： 逆向相等 v正＝v逆≠0 一个表示正反应速率，一个表示逆反应速率 不同物质表示的速率(或变化的物质的量、浓度)(一个正反应方向，一个逆反应方向)之比 化学计量数之比；同物质的生成速率 其消耗速率 ②静态标志： 变量不变 (这是关键) 题目提供的量(如某物质的质量、浓度、百分含量，n总(气体)、压强、气体密度、气体平均相对分子质量)如果是随着反应的进行而改变的量，该量为“变量”，否则为“定量”。当“变量”不再变化时，证明可逆反应达到平衡，但“定量”无法证明 5．化学平衡状态的判断方法 动态标志：v正 v逆≠0 ①同种物质：同一物质的生成速率 消耗速率。 ②不同物质：必须标明是“异向”的反应速率关系。如aA＋bBcC＋dD，＝时，反应达到平衡状态。 静态标志：各种“量”不变 ①各物质的质量、物质的量或浓度 ； ②各物质的百分含量(物质的量分数、质量分数、体积分数) ； ③温度、压强(化学反应方程式两边气体体积不相等)或颜色(某组分有颜色) 。 综合分析 举例 mA(g)＋nB(g)pC(g)＋qD(g) 状态 混合物体系中各成分的含量 各物质的物质的量或各物质的物质的量分数一定 各物质的质量或各物质的质量分数一定 各气体的体积或体积分数一定 总压强、总体积、总物质的量一定 正、逆 反应速 率的关系　　 在单位时间内消耗了m mol A，同时生成m mol A，即v正＝v逆 在单位时间内消耗了n mol B，同时生成p mol C vA∶vB∶vC∶vD＝m∶n∶p∶q，v正不一定等于v逆 在单位时间内生成了n mol B，同时消耗了q mol D 压强 m＋n≠p＋q时，总压强一定(其他条件一定) m＋n＝p＋q时，总压强一定(其他条件一定) 混合气体 的(r) r一定，当m＋n≠p＋q时 r一定，当m＋n＝p＋q时 温度 任何化学反应都伴随着能量的变化，在其他条件不变的情况下，体系温度一定 密度 密度一定 颜色 含有有色物质的体系颜色不再变化 三、化学反应速率图像及应用 (1)全程速率—时间图像 ①如Zn与足量盐酸的反应，反应速率随时间的变化出现如图情况 原因解释：AB段(v渐大)，因为该反应为__ __反应，随着反应的进行，__ __逐渐升高，导致反应速率__ __；BC段(v渐小)，则主要原因是随着反应的进行，溶液中__ __逐渐减小，导致反应速率__ __。要抓住各阶段的主要矛盾，全面分析。 ②分清正逆反应，分清各因素(浓度、温度、压强、催化剂)对反应速率和平衡移动的影响。 对于反应2SO2(g)＋O2(g)2SO3(g)　ΔH＜0，填写改变的条件： t1时，增大反应物的浓度； t2时，__ __； t3时，__ __； t4时，__ __。 【方法点拨】： ①改变某一反应物或生成物的浓度条件，图像一点保持连续。 ②改变__ 、 _，两点突变。 ③__ __使正逆反应速率同等程度的增大而平衡不移动。 (2)物质的量(或浓度)—时间图像 分清反应物和生成物，浓度减小的为反应物，浓度增大的为生成物，分清消耗浓度和增加浓度，反应物的消耗浓度和生成物的增加浓度之比，等于化学方程式中各物质的化学计量数之比。举例分析如下： 甲：如图表示一定温度下，A、B、C三种气体物质的浓度随时间的变化情况，试回答： ①该反应的化学方程式为 _。 ②反应物的转化率是__ __。 ③10 s内v(C)＝__ _。 乙：某温度时，在定容(V L)容器中，X、Y、Z三种物质的物质的量随时间的变化曲线如图所示。 ①由图像得出如下信息 A．反应物是_ _，生成物是_ _； B．_ __时反应达到平衡，X、Y没有全部反应。 ②根据图像可进行如下计算 A．某物质的平均反应速率、转化率，如： v(X)＝_ __， Y的转化率＝ __。 B．确定化学方程式中的化学计量数之比，如X、Y、Z三种物质的化学计量数之比为_ _。 四、常见化学平衡的图像类型 (1)浓度—时间图像 浓度—时间图像可以直观地反映每一时刻的浓度变化。 因此可用于列三段式或求解反应方程式中的化学计量数之比(化学计量数之比＝浓度变化量之比)。 (2)速率—时间图像 此类图像定性揭示了v(正)、v(逆)随时间(含条件改变对化学反应速率的影响)变化规律，体现了平衡的“动、等、定、变”的基本特征，以及平衡移动方向等。 (3)转化率(或含量)—时间关系图 该类图像主要看斜率的大小，斜率的大小反映速率的大小，可理解为“先拐先平数值大”，即图像先拐弯的先达到平衡，对应的温度或压强大。 (4)恒压(温)线 (5)几种特殊的图像 ①对于反应：mA(g)＋nB(g)pC(g)＋qD(g)　ΔH＜0，M点前，表示反应未达到平衡，则v正＞v逆；M点为平衡点；M点后为平衡受温度的影响情况。 ②如图所示的曲线是在其他条件不变时，某反应物的最大转化率与温度的关系曲线，图中标出的1、2、3、4四个点，表示v正＞v逆的点是3，表示v正＜v逆的点是1，而2、4点表示v正＝v逆。 注意：该类图像在求解时，一定要先固定一个变量再探究物理量随另一变量的变化规律。 (6)速率、平衡综合图像 温度为T时，对于密闭容器中的反应： A(g)＋B(g)C(s)＋xD(g)　ΔH＞0 A、B、D物质的量浓度随时间的变化如图所示： 据此图可以分析出x的大小，某一段时间内的反应速率v(A)、v(B)或v(D)，可以求出该温度下反应的平衡常数，可以分析出15 min时的条件变化等。 五、化学平衡图像解读 (1)v－t图像解读 ①看改变条件的一瞬间(t1)，若v′正在v′逆上方，则平衡向正反应方向移动；反之，则平衡向逆反应方向移动。 ②若a、b重合为一点，则t1时刻改变的是某一物质的浓度。 ③若a、b不重合，则t1时刻可能是改变了温度或压强。 ④若v′正和v′逆改变程度相同，即v′正＝v′逆，平衡不移动，则t1时刻可能是使用了催化剂或是对反应前后气体分子数不变的反应改变压强。 (2)物质的量(或浓度或转化率)与时间关系的图像解读 ①每条曲线在转折点以前表示该条件下此反应未达平衡状态，转折点后表示已达平衡状态。 ②先出现转折点的则先达到平衡。如图甲，压强为p1条件下先达平衡，可推知p1＞p2；图乙中，温度为T2条件下先达平衡，可推知T2＞T1。根据Y表示的意义，可推断反应前后气体的化学计量数之和的大小，或判断正反应是吸热反应还是放热反应。 (3)等温(压)平衡曲线解读 ①纵坐标Y可表示物质的量、浓度、转化率以及物质的量分数等含义。 ②解题分析时，常需要作辅助线(对横坐标轴作垂线)，若横坐标表示温度(或压强)，则此辅助线为等温线(或等压线)。 ③如图丙所示，在曲线上的每个点(如B点)都达到平衡状态，若纵坐标表示反应物转化率，则有： A点是非平衡状态，若要达到平衡，需降低转化率，即平衡要向逆反应方向移动，此点v正＜v逆； C点是非平衡状态，若要达到平衡，需增大转化率，即平衡要向正反应方向移动，此点v正＞v逆； 处于平衡状态或非平衡状态的各点的反应速率，其大小主要由温度决定，故有vC＞vB＞vA。 (4)同一段时间内，不同温度下反应进程中某个量的图像解读 如图是不同温度下经过一段时间，某反应物的转化率与温度的关系。 ①此图像表明该反应的正反应为放热反应。若正反应为吸热反应，则同一时间段内温度越高，平衡正向移动程度越大，反应物的转化率越大，曲线应一直为增函数，与图像不符。 ②T1～T2段，反应未达到平衡，随温度升高，反应速率加快，反应物转化率增大。 ③T2点表示反应达到平衡状态。 ④T2～T3段是随温度升高平衡向吸热反应方向移动的结果，T2～T3段曲线上的点均为平衡点。 第二单元 化学反应中的热 1．化学反应中的变化和守恒 (1)化学反应中的两大变化：_ __变化和__ __变化。 (2)化学反应中的两大守恒：__ __守恒和__ __守恒。 (3)化学反应中的能量转化形式：化学能转化为__ __、__ __、电能等。 2．焓变、反应热 (1)焓(H)。 用于描述物质__ __的物理量。 (2)焓变(ΔH)。 生成物与反应物的内能差，称为焓变，符号为ΔH。 ΔH＝H(__ __)－H(__ __)，单位：__ __。 (3)反应热。 指当化学反应在一定温度下进行时，反应所__ __或__ __的热量，通常用符号Q表示，单位kJ·mol－1。 (4)焓变与反应热的关系。 对于恒压条件下进行的化学反应，如果反应中物质的能量变化全部转化为热能，则有如下关系：__ __。 (5)反应热产生的原因。 化学反应过程中旧键断裂__ __的能量与新键形成__ __的能量不相等，故化学反应均伴随着能量变化。 (6)催化剂对活化能、焓变的影响 ①催化剂能降低反应所需 ，但不影响 的大小。 ②在无催化剂的情况下，E1为 的活化能，E2为 的活化能，即E1＝E2＋|ΔH|或ΔH＝E1－E2。 3．吸热反应和放热反应 (1)宏观角度：从反应物和生成物的总能量相对大小的角度分析，如图所示： __ __热反应　 　　__ __热反应 (2)微观角度(反应热的量化参数)：从化学键变化的角度分析 (3)反应热ΔH的基本计算公式： ΔH＝ － 。 ΔH＝ － 。 (4)常见放热反应： ①可燃物的 ； ②酸碱 ； ③大多数 (特例：C＋CO22CO吸热反应)； ④金属与酸(或水)的 ； ⑤物质的缓慢氧化； ⑥铝热反应(如2Al＋Fe2O3Al2O3＋2Fe)； ⑦少数 ，如TNT爆炸； ⑧原电池反应； ⑨Na2O2与CO2、H2O的反应。 (5)常见吸热反应 ①大多数分解反应(如NH4ClNH3↑＋HCl↑)； ②盐的水解； ③Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl反应； ④碳与水蒸气、C与CO2、CO与CuO、H2与CuO等的反应。 【易错提示】 (1)化学反应的本质是 和 ，任何化学反应都具有 。 (2)不能根据反应 判断反应是放热还是吸热，需要加热才能进行的反应 是吸热反应，不需要加热就能进行的反应也 是放热反应。 (3)有能量变化的过程 是放热反应或吸热反应，如水结成冰放热但不属于放热反应。浓H2SO4、NaOH固体溶于水放热、NH4NO3溶于水吸热，因为不是化学反应，其放出或吸收的热量不是反应热。 (4)物质三态变化时，能量的变化形式为固态液态气态。 4．能源 5．热化学方程式及其意义 (1)定义：表示参加反应的物质的__ __和__ __的关系的化学方程式。 (2)意义：不仅表明了化学反应中的物质变化，也表明了化学反应中的__ __。例如：H2(g)＋O2(g)===H2O(l)　ΔH＝－285.8 kJ·mol－1，表示在25 ℃和1.01×105 Pa下，__ 。 6．热化学方程式的书写 (1)书写步骤。 — ↓ — ↓ — ↓ — ↓ — (2)注意事项。 【易错提示】 (1)热化学方程式与化学(离子)方程式的3个不同点 ①热化学方程式一般不注明 ； ②热化学方程式不标“↑”“↓”，但必须用s、l、g、aq等标出物质的 ； ③热化学方程式的化学计量数只表示 ，其ΔH必须与化学方程式及物质的聚集状态相对应。 (2)ΔH与反应的“可逆性” 可逆反应的ΔH表示反应完全时的热量变化，与反应是否可逆 。 7．“五审”判断热化学方程式的正误 — ↓ — ↓ — ↓ — ↓ — 第三单元 化学能与电能的转化 1．定义和反应本质 原电池是把__ __转化为__ __的装置，其反应本质是__ __。 2．工作原理(以铜锌原电池为例) 　　 　Ⅰ　　　　　　　　　　　　Ⅱ 说明：装置Ⅱ盐桥中装有饱和的KCl、KNO3等溶液和琼脂制成的冻胶。 (1)原理分析。 电极名称 负极 正极 电极材料 Zn片 Cu片 电极反应 Zn－2e－===Zn2＋ Cu2＋＋2e－===Cu 反应类型 __ __反应 __ __反应 电子流向 由__ __片沿__ __流向__ __片 盐桥中 离子移向 盐桥含饱和KCl溶液和琼脂制成的胶冻，K＋移向__ __，Cl－移向__ __ 电池反应 方程式 Zu＋Cu2＋===Zn2＋＋Cu 盐桥作用 ①连接内电路形成闭合回路 ②平衡电荷，使原电池能持续产生 装置差异 比较 原电池Ⅰ：温度升高，化学能转化为电能和热能，两极反应在相同区域，部分Zn与Cu2＋直接反应，使电池效率降低 原电池Ⅱ：温度不变，化学能只转化为__ __，两极反应在不同区域，Zn与Cu2＋隔离，电池效率提高，电流稳定 3．构成条件 一看反应 能发生__ __的氧化还原反应(一般是活泼性强的金属与电解质溶液反应) 二看两电极 一般是活泼性不同的两电极(金属或__ __) 三看是否形 成闭合回路 形成需三个条件：①__ __；②两电极直接或间接接触；③两电极插入__ __中 4．原电池中的三个移动方向 电子方向 从__ __极流出沿导线流入__ __极 电流方向 从__ __极沿导线流向__ __极 离子迁移方向 电解质溶液中，阴离子向__ __极迁移，阳离子向__ __极迁移 【易错提示】 (1)原电池闭合回路的形成有多种方式，可以是 连接两个电极，也可以是两电极相 。 (2)电解质溶液中阴、阳离子的定向移动，与导线中电子的定向移动共同组成了一个完整的闭合回路。 (3)无论在原电池还是在电解池中，电子均 通过电解质溶液。 (4)注意盐桥不能用 连接，因为导线是不能传递阴阳离子的。用导线连接后相当于一个是原电池，一个是电解池。 5．一般电极反应式的书写 —— 　⇩ —— 　⇩ —— 6．原电池中正、负极的确定方法 7．原电池电极反应式的书写 (1)先确定原电池的正、负极，列出正、负极上的反应物。 (2)根据氧化还原反应原理写出电极反应式。 ①负极反应。 负极上发生 电子的 反应。要注意负极反应生成的阳离子与电解质溶液中的阴离子是否共存，若不共存，则该电解质溶液中的阴离子应写入负极反应式。 ②正极反应。 正极上发生 电子的 反应。当正极上的反应物是O2时：若电解质溶液为中性或碱性，则水必须写入正极反应式中，与O2反应生成OH－，电极反应式为O2＋2H2O＋4e－===4OH－；若电解质溶液为酸性，则H＋必须写入正极反应式中，O2得电子与H＋生成水，电极反应式为O2＋4H＋＋4e－===2H2O。 (3)写出电池总反应方程式。 结合电子守恒将正、负极电极反应式相加即得到电池 。 (4)若已知电池反应的总反应式，可先写出较易书写的一极的电极反应式，然后在电子守恒的基础上，用总反应式减去较易写出的一极的电极反应式，即可得到较难写出的另一极的电极反应式。 8．盐桥的组成及在原电池中的作用 组成：盐桥中装有饱和的 、 等溶液和琼胶制成的 胶冻 盐桥中的离子流向：盐桥中的阳离子(K＋)向 移动，阴离子(Cl－或NO)向 移动 作用：连接 ，形成闭合回路； 电荷，使原电池不断产生电流（若没有盐桥，当反应进行到一定时间后，负极的正电荷增多而导致电子(负电荷)难以流出，正极负电荷增多也会导致电子流入困难，从而电池电流减弱）。 9．原电池原理的四大应用 （1）加快氧化还原反应速率 一个__ __进行的氧化还原反应，设计成原电池时反应速率__ __，例如Zn与稀硫酸反应时加入少量的CuSO4溶液能使产生氢气的速率加快。 （2）比较金属活动性强弱 两种金属分别作原电池的两极时，一般作负极的金属活动性比正极的__ __。 （3）用作金属的防护 使被保护的金属制品作原电池的__ __极而得到保护。例如，保护铁制输水管或钢铁桥梁，可用导线将其和一块锌块相连，使Zn作原电池的__ __极。 （4）设计制作化学电源 — ↓ — ↓ — ↓ — 10．常见各种电池 （1）一次电池 只能使用一次，不能充电复原继续使用。 ①普通锌锰干电池 总反应：Zn＋2MnO2＋2NH4Cl===ZnCl2＋Mn2O3＋2NH3＋H2O 负极：__ __。 正极：2NH＋2e－===2NH3＋H2↑、2MnO2＋H2===2MnOOH ②碱性锌锰干电池 负极(Zn)，电极反应式： __ __ 正极(MnO2)，电极反应式： __ __ 总反应： Zn＋2MnO2＋2H2O===__ __ (2)二次电池(以铅蓄电池为例)：放电后能充电复原继续使用 1 放电时的反应：(原电池) a.负极反应：__ __ b.正极反应：__ __ c.总反应：Pb(s)＋PbO2(s)＋2H2SO4(aq)===2PbSO4(s)＋2H2O(l) ②充电时的反应：(电解池) a.阴极反应：__ __ b.阳极反应：__ _ c.总反应：2PbSO4(s)＋2H2O(l)Pb(s)＋PbO2(s)＋2H2SO4(aq) 放电时原电池的负极作充电时电解池的__ __极。 【易错提示】 ①可充电电池的充、放电不能理解为 反应。 ②燃料电池的电极不参与反应，有很强的催化活性，起 作用。 ③可充电电池在充电时，其负极连接外接电源的 ，正极连接外接电源的 。 (3)燃料电池 (1)氢氧燃料电池是将燃料和氧化剂的化学能直接转化为电能的装置，目前最成熟的燃料电池，可分为酸性和碱性两种。 酸性 碱性 负极反应式 __ __ __ __ 正极反应式 __ __ __ __ 总反应式 2H2＋O2===2H2O (2)燃料电池的电极本身不参与反应，燃料和氧化剂连续地由__ __供给。对于燃料电池要注意燃料在负极反应，O2在正极反应，要注意电解质溶液或传导介质的影响，如碱性条件下，CO2以CO形式存在。 【易错提示】 (1)熔融的金属氧化物作介质传导O2－ 负极：H2－2e－＋O2－===H2O； 正极：O2＋4e－===2O2－。 (2)碳酸盐作介质 负极：H2－2e－＋CO===H2O＋CO2； 正极：O2＋4e－＋2CO2===2CO。 (3)复杂电极反应式的书写 总体思路：＝－ 遵循原理，信息优先，用守恒直接书写。 (4)燃料电池的解题模板 11．书写燃料电池电极反应式的三大步骤 ①先写出燃料电池总反应式 一般都是可燃物在氧气中的燃烧反应方程式。但由于燃烧产物还可能与电解质溶液反应，燃烧产物与电解质溶液反应的方程式与其相加得总反应方程式。 ②再写出燃料电池正极的电极反应式 由于燃料电池正极一般都是O2得到电子发生还原反应，基础反应式为O2＋4e－===2O2－。 A．电解质为固体时，O2－可自由通过，正极的电极反应式为O2＋4e－===2O2－。 B．电解质为熔融的碳酸盐时，正极的电极反应式为O2＋2CO2＋4e－===2CO。 C．当电解质为中性或碱性环境时，正极的电极反应式为：O2＋4e－＋2H2O===4OH－。 D．当电解质为酸性环境时，正极的电极反应式为：O2＋4e－＋4H＋===2H2O。 ③最后写出燃料电池负极的电极反应式 燃料电池负极的电极反应式＝燃料电池总反应式－燃料电池正极的电极反应式。在利用此法时一要注意消去反应中的O2，二要注意两极反应式和总反应式电子转移相同。 易错点01：误认为“化学反应速率”在整个反应过程中恒定不变。 化学反应速率通常指的是一段时间内的平均速率。对于一个具体的化学反应，其速率并非恒定不变。在反应物浓度最高时，反应速率最快；随着反应物浓度降低，反应速率逐渐减慢。 易错点02：混淆“浓度”和“压强”对反应速率影响的本质。 ①浓度：增大反应物浓度（气体或溶液），单位体积内活化分子数增加，有效碰撞频率增加，反应速率加快。②压强：对于有气体参与的反应，增大压强本质上是通过压缩体积来增大气体反应物的浓度，从而加快反应速率。如果增大压强并未导致气体反应物浓度增大，则反应速率不变。 易错点03：认为“催化剂”一定能提高生成物的产率或使平衡正向移动。 催化剂的作用是同等程度地改变正反应和逆反应的速率。它不能改变反应进行的程度，即不能使化学平衡发生移动，也不能改变反应物的平衡转化率和生成物的产率。它的核心作用是降低反应的活化能，从而缩短反应达到平衡所需的时间，提高生产效率。 易错点04：将“化学平衡状态”等同于“反应停止”。 化学平衡是一种动态平衡。达到平衡时，正反应速率和逆反应速率相等但不为零，反应仍在继续进行，只是反应物和生成物的浓度（或百分含量）不再随时间改变。这是一种动态的、运动的平衡状态，而非静止状态。 易错点05：认为“吸热反应”都需要持续加热才能进行，“放热反应”都不需要加热就能发生。 反应是吸热还是放热，与反应发生的条件没有必然联系。①吸热反应是指生成物总能量高于反应物总能量的反应，可能需要从外界吸收能量来引发，也可能在常温下进行。②放热反应可能需要加热来引发，也可能在常温下进行。 易错点06：误判原电池的构成条件，认为任何两个活泼性不同的金属与电解质溶液组合都能构成原电池。 构成原电池需要同时满足四个基本条件：①两个活泼性不同的电极；②合适的电解质溶液或熔融电解质；③能自发进行的氧化还原反应；④形成闭合回路。缺少任何一条，都不能构成有效的原电池。 易错点07：混淆原电池中“电子流向”与“电流方向”，误认为电子在溶液中流动。 ①电子流向：在外电路中，电子从负极流向正极。②电流方向：在外电路中，电流方向与电子流向相反，从正极流向负极。③离子移动：在电解质溶液中，电子并不流动，电荷的传递依靠离子的定向移动：阳离子移向正极，阴离子移向负极。 易错点08：认为“活泼金属一定作负极”，书写电极反应式时忽略电解质环境。 ①在原电池中，更活泼的金属通常作负极，但也有例外。如Mg-Al-NaOH溶液构成的原电池中，虽然Mg更活泼，但Al能与NaOH溶液发生自发氧化还原反应，因此Al作负极，Mg作正极。②书写电极反应式时，必须考虑电解质溶液的酸碱性。 易错点09：将“能量变化图”中反应物的总能量与生成物的总能量高低关系理解反。 在化学反应的能量变化示意图中，要明确：反应物总能量 > 生成物总能量，反应为放热反应。反应物总能量 < 生成物总能量，反应为吸热反应。放热反应释放的能量体现在图上是向下的差值，吸热反应吸收的能量体现在图上是向上的差值。 易错点10：认为“放热反应”在任何条件下都能自发进行，“吸热反应”都不能自发进行。 反应能否自发进行，取决于体系的自由能变化（ΔG = ΔH — TΔS），而不仅仅是焓变。有些吸热反应在高温下，如果伴随熵增，也可以自发进行。同样，有些放热反应在低温下能自发，高温下可能不自发。高中阶段通常说的“自发”，主要考虑焓判据，但需知道这是一个经验规律，并非绝对。 方法01 计算与比较化学反应速率的大小 【解题通法】①公式法：用单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加表示，注意单位统一。②比例法：同一反应中，各物质的速率之比等于化学方程式中的化学计量数之比，可用于不同物质间的速率换算。③比较时，需转化为同一种物质的速率后再进行比较。 【典型例题】在恒温恒容条件下，发生反应A(s)+2B(g)3X(g)，c(B)随时间的变化如图中曲线甲所示。下列说法正确的是 A．从a、c两点坐标可求得a、c两点该化学反应的速率 B．a、b、c三点的速率大小为：v正(b)>v逆(a)>v正(c) C．若提高反应温度，则c(B)随时间变化关系如图中曲线乙所示 D．反应达到平衡时一定存在关系：3v(B)=2v(X) 方法02 分析浓度、温度、催化剂对化学反应速率的影响 【解题通法】①浓度：增加反应物浓度，单位体积内活化分子数增加，有效碰撞频率增加，v 增大。②温度：升温，分子能量增加，活化分子百分数显著增加，v 显著增大。③催化剂：改变反应历程，降低活化能，同等倍数增大正、逆反应速率，缩短达到平衡的时间。 【典型例题】下列有关   的说法正确的是 A．2 mol 和1 mol 所含化学键的键能总和小于2 mol 的键能 B．降低体系温度，逆反应速率减小，正反应速率增大，平衡向正反应方向移动 C．将 和过量通过接触室，可放出196.6 kJ热量 D．使用催化剂能加快化学反应速率，提高的平衡转化率 方法03 判断化学反应是否达到化学平衡状态 【解题通法】抓住平衡状态的本质：v(正) = v(逆) ≠ 0和各组分百分含量保持不变。可从多角度判断：①速率本质：同一种物质的生成速率等于消耗速率。②直接标志：各组分浓度、质量分数、体积分数等不随时间改变。③间接标志：混合气体的总压强、平均摩尔质量、密度（恒容时）不变。注意：各物质浓度相等或成比例不是平衡标志。 【典型例题】一定温度下，在密闭容器中通入和，发生反应：。的浓度随时间的变化如图所示(已知时刻改变一个条件)。下列说法正确的是 A．c点时，的平衡转化率为50% B．逆反应速率： C．时刻，可能向容器中充入了一定量的 D．时间内，当混合气体的密度不变时，说明反应达到平衡状态 方法04 判断放热反应与吸热反应 【解题通法】①能量判据：放热反应：反应物总能量 > 生成物总能量，ΔH < 0；吸热反应：反应物总能量 < 生成物总能量，ΔH > 0。② 实验现象：放热反应常伴随体系温度升高或“热”感；吸热反应常伴随体系温度降低或需持续供热。注意：反应条件与反应热性质无直接必然联系。 【典型例题】的反应历程如图所示，下列说法正确的是 A．使用合适的催化剂会使、都减小 B．总反应为吸热反应 C．升高温度，第Ⅱ步反应活化分子百分数减小 D．反应过程中的中间产物容易大量累积 方法05 判断原电池的正负极并书写电极反应式 【解题通法】①判断电极：较活泼金属作负极，发生氧化反应；较不活泼金属或导电材料作正极，发生还原反应。②书写电极反应式：步骤：a) 明确负极材料及可能的氧化产物；b) 明确正极上得电子的微粒及还原产物；c) 根据电子得失、电荷守恒、原子守恒配平。注意：电极反应式需考虑电解质溶液的酸碱性。 【典型例题】一种微生物电池的工作原理示意图如下。 下列说法不正确的是 A．电极2为正极 B．电池工作时，H+通过质子交换膜进入正极区 C．电极1的电极反应式为 D．理论上，每消耗1molC6H12O6，消耗134.4 L O2 (标准状况) 方法06 分析金属的电化学腐蚀原理与防护 【解题通法】①原理：不纯金属在潮湿空气中形成无数微小的原电池，发生电化学腐蚀。②防护：a) 改变金属内部结构；b) 覆盖保护层（涂油、刷漆、电镀）；c) 电化学保护（牺牲阳极法、外加电流法）。 【典型例题】研究金属腐蚀及防护的装置如图所示.下列有关说法不正确的是（    ） 图1                    图2 A．图1：a点溶液变红 B．若图2中为铜，海水换成稀硫酸，则铜棒产生 C．图2：若为锌，则铁不易被腐蚀 D．图1：点产生的铁锈比点的少 方法07 应用勒夏特列原理判断化学平衡移动方向 【解题通法】只适用于已达平衡的体系，平衡向“减弱”改变的方向移动。①浓度：增大反应物浓度，平衡正向移动。②温度：升温，平衡向吸热方向移动。③压强：增压，平衡向气体分子数减少的方向移动；减压，平衡向气体分子数增多的方向移动。④催化剂：同等影响正逆反应速率，平衡不移动。 【典型例题】下列实验操作、现象、结论描述均合理的 实验操作 现象 结论 A 在溶液与KSCN溶液的反应中，，加入KCl固体 溶液血红色变浅 KCl浓度增大，水解平衡逆向移动 B 氯化亚铁溶液中，加入几滴酸性高锰酸钾溶液 紫红色褪去 溶液中肯定含有 C 向装有沉淀的试管中加入氯化铵溶液 白色沉淀溶解 表明盐溶液也可溶解沉淀 D 在溶液中加入溶液；再加入几滴碘化钠溶液 先出现白色沉淀，后又出现黄色沉淀 证明 A．A B．B C．C D．D 方法08 分析压强对化学反应速率的影响（气体反应） 【解题通法】压强对气体反应速率的影响，本质是通过改变浓度实现。①增大压强，气体反应物浓度增大，v增大。②减小压强，气体反应物浓度减小，v减小。③注意特例：若反应体系中充入与反应无关的气体来增大总压：a) 恒容：各反应物浓度不变，v不变；b) 恒压：体积增大，各反应物浓度减小，v减小。 【典型例题】利用CO合成发生反应。下列关于该反应的说法正确的是 A．反应在任何温度下均能自发进行 B．反应的平衡常数 C．、充分反应，转移电子数为 D．上图表示平衡后时增大压强，速率随时间变化的图像 方法09 理解化学反应限度（化学平衡常数K）的含义 【解题通法】化学平衡常数（K）表示反应进行的限度。①定义式，②意义：K 值越大，表明平衡时生成物浓度越大，反应物浓度越小，反应进行的程度越大。③特点：K只受温度影响，与浓度、压强、催化剂无关。 【典型例题】是一种新型硝化剂，在一定温度下可发生如下反应：。T℃时，向密闭容器中通入，部分实验数据见下表： 时间/s 0 500 1000 1500 5.00 3.52 2.50 2.50 下列说法中不正确的是 A．体系中气体的物质的量不再改变时，可判断反应达到化学平衡状态 B．500 s内的分解速率为 C．T℃时，该反应的化学平衡常数，平衡时的转化率为50% D．平衡后其它条件不变，将容器的体积压缩到原来的，此时 方法10 综合分析反应速率与反应限度在化工生产中的应用 【解题通法】选择化工生产条件需在反应速率、平衡产率（限度）、设备成本、能耗间寻求最佳平衡。①速率角度：高温、高压、使用催化剂通常有利于提高速率。②限度角度：根据反应是放热还是吸热、气体分子数增大还是减小，确定有利于提高产率的温度、压强条件。③综合选择：如合成氨反应，采用适当高温、高压、铁触媒、及时分离氨、循环使用原料气。 【典型例题】氨广泛应用于化工、轻工、化肥、制药、合成纤维等领域。关于工业合成氨，下列叙述错误的是 A．考虑到动力和生产设备的要求，并兼顾化学反应速率和限度，应选择合适的压强 B．考虑到催化剂的活性、化学反应速率和限度，应选择合适的温度 C．一定条件下 2.8 g N2 和 0.3 mol H2充分反应生成 0.6 mol N—H 键 D．工业合成氨反应是重要的人工固氮反应 4 学科网（北京）股份有限公司 学科网（北京）股份有限公司 学科网（北京）股份有限公司 学科网（北京）股份有限公司 $ 专题6 化学反应与能量变化 第一单元 化学反应速率与反应限度 一、化学反应速率 1．化学反应速率的定义 化学反应速率是用来衡量__化学反应进行的快慢__程度的物理量。 2．化学反应速率的表示方法 通常用单位时间内反应物浓度的__减小__或生成物浓度的__增大__(均为正值)来表示。 3．数学表达式及单位 v＝____，单位为__mol·L－1·min－1__或__mol·L－1·s－1__等。 4．化学反应速率与化学计量数的关系 对于已知反应：mA(g)＋nB(g)===pC(g)＋qD(g)，在同一段时间内，用不同物质来表示该反应速率，当单位相同时，反应速率的数值之比等于这些物质在化学方程式中的__化学计量数__之比。即v(A)∶v(B)∶v(C)∶v(D)＝__m∶n∶p∶q__或v(A)＝v(B)＝v(C)＝v(D)。如在一个2 L的容器中发生反应：3A(g)＋B(g)===2C(g)，加入2 mol A,1s后剩余1.4 mol，则v(A)＝__0.3_mol·L－1·s－1__，v(B)＝__0.1_mol·L－1·s－1__，v(C)＝__0.2_mol·L－1·s－1__。 【易错提示】 (1)化学反应速率一般指反应的 平均 反应速率而不是瞬时反应速率，且无论用反应物表示还是用生成物表示均取 正值 。 (2)同一化学反应，相同条件下用不同物质表示的反应速率，其数值可能 不同 ，但表示的 意义 相同。 (3)不能用 固体 或 纯液体 物质来表示化学反应速率，因为固体和纯液体物质的浓度可视为 常数 。 (4)计算反应速率时，若给出的是物质的量的变化值，不要忘记转化为 物质的量浓度 的变化值。 5．化学反应速率计算的三种方法 (1)定义式法：v(B)＝ ＝。 (2)比例关系式：化学反应速率之比等于 化学计量数 之比，如mA(g)＋nB(g)===pC(g)中，v(A)∶v(B)∶v(C)＝ m ∶ n ∶ p 或＝＝。(这一公式最好用) (3)三段式法： 化学反应中各物质浓度的计算模式——“ 三段式 ” ①写出有关反应的 化学方程式 。 ②找出各物质的 起始量 、 转化量 、 某时刻量 。 ③根据已知条件列方程式计算。 对于反应mA(g)＋nB(g)===pC(g)＋qD(g)，起始时A的浓度为a mol·L－1，B的浓度为b mol·L－1，反应进行至t1 s时，A消耗了x mol·L－1，则化学反应速率可计算如下： 　　　　　　　mA(g)＋nB(g)===pC(g)＋qD(g) 起始/(mol·L－1) a 　　 b 　　0 　　0 转化/(mol·L－1) x 　　 　　 　 t1s时/(mol·L－1) a－x 　 b－ 　 　 则v(A)＝ mol·L－1·s－1，v(B)＝ mol·L－1·s－1， v(C)＝ mol·L－1·s－1，v(D)＝ mol·L－1·s－1。 6．化学反应速率大小的比较方法 (1)归一法：将同一反应中的不同物质的反应速率转化成 同一单位 、 同一种物质 的反应速率，再进行速率的大小比较。 (2)比值法：将各物质表示的反应速率转化成同一单位后，再除以对应各物质的 化学计量数 ，然后对求出的数值进行大小排序，数值大的反应速率快。 二、影响化学反应速率的因素 1．影响化学反应速率的因素： (1)内因(主要因素)：反应物本身的结构与__性质__，反应类型相同，但反应物不同，反应速率不同。 如相同条件下，Na、Mg、Al与稀盐酸反应的速率大小关系是__Na＞Mg＞Al__。 (2)外因(其他条件不变，只改变一个条件)。 【易错提示】 (1)分析外界因素对化学反应速率的影响时3注意： ①催化剂在化学反应过程中参与了反应，降低了正、逆反应的 活化能 ，同等程度改变正、逆反应速率，但不会改变反应的 限度 和 反应热 。 ②升高温度正反应速率和逆反应速率 都加快 ，但加快的 程度 不同；降低温度正反应速率和逆反应速率都减慢，但减慢的程度不同，吸热反应的反应速率总是受温度影响大。 ③对于固体和纯液体反应物，其浓度可视为常数，改变用量速率 不变 。但当固体颗粒变小时，其表面积增大将导致反应速率 增大 。 (2)压强对反应速率的影响情况： 压强只对有 气体 参与的化学反应速率有影响。 ①恒温时，压缩体积压强 增大 反应物浓度 增大反应速率 加快 。 ②恒温时，对于恒容密闭容器。 a．充入气体反应物气体反应物浓度 增大 (压强也增大)反应速率 加快 。 b．充入“惰性”气体 总压强 增大―→反应物浓度 未改变 ―→反应速率 不变 。 ③恒温恒压时。 充入“惰性”气体 体积 增大气体反应物浓度 减小 反应速率 减小 。 二、可逆反应与化学平衡状态 1．可逆反应 (1)定义： 在__相同__条件下既可以向__正__反应方向进行，同时又可以向__逆__反应方向进行的化学反应。(双向性) (2)特点——“三同一小”： ①三同：a．相同条件下；b．正逆反应__同时__进行；c．反应物与生成物__同时__存在。 ②一小：任一组分的转化率都__小于__(填“大于”或“小于”)100%。 (3)表示方法：在化学方程式中用“____”表示。 2．化学平衡状态 (1)定义： 在一定条件下的__可逆__反应中，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__相等的状态。 (2)建立过程： 在一定条件下，把某一可逆反应的反应物加入固定容积的密闭容器中。化学平衡的建立过程可用如下v－t图像表示。图像分析： —反应物浓度最大，生成物浓度为0，v正最大，v逆＝__0__ ↓ — ↓ — (3)化学平衡特征 —化学平衡研究的对象是__可逆__反应 | — | —__v正＝v逆__，都大于零。 | —反应物和生成物的__浓度(或百分含量)__保持不变 | — 3．平衡转化率 对可逆反应aA(g)＋bB(g)cC(g)＋dD(g)，当反应达到化学平衡状态时，A的平衡转化率为： α(A)＝ ×100% 。 【易错提示】 (1)可逆反应不等同于 可逆 过程，可逆过程包括 物理 变化和 化学 变化，而可逆反应属于化学变化。 (2)化学反应的平衡状态可以从 正反应 方向建立，也可以从 逆反应 方向建立。 (3)化学反应达到平衡状态的正、逆反应速率 相等 ，是指同一物质的 消耗速率 和 生成速率 相等，若用不同物质表示时，反应速率 不一定 相等。 (4)化学反应达平衡状态时，各组分的浓度、百分含量 保持不变 ，但不一定 相等 。 4．“两审”“两标志”突破化学平衡状态的判断 (1)“两审” 一审 题干条件 恒温恒容或恒温恒压 二审 反应特点 全部是气体参与的等体积反应还是非等体积反应 有固体或液体参与的等体积反应还是非等体积反应 (2)“两标志”。 ①动态标志： 逆向相等 v正＝v逆≠0 一个表示正反应速率，一个表示逆反应速率 不同物质表示的速率(或变化的物质的量、浓度)(一个正反应方向，一个逆反应方向)之比 等于 化学计量数之比；同物质的生成速率 等于 其消耗速率 ②静态标志： 变量不变 (这是关键) 题目提供的量(如某物质的质量、浓度、百分含量，n总(气体)、压强、气体密度、气体平均相对分子质量)如果是随着反应的进行而改变的量，该量为“变量”，否则为“定量”。当“变量”不再变化时，证明可逆反应达到平衡，但“定量”无法证明 5．化学平衡状态的判断方法 动态标志：v正 ＝ v逆≠0 ①同种物质：同一物质的生成速率 等于 消耗速率。 ②不同物质：必须标明是“异向”的反应速率关系。如aA＋bBcC＋dD，＝时，反应达到平衡状态。 静态标志：各种“量”不变 ①各物质的质量、物质的量或浓度 不变 ； ②各物质的百分含量(物质的量分数、质量分数、体积分数) 不变 ； ③温度、压强(化学反应方程式两边气体体积不相等)或颜色(某组分有颜色) 不变 。 综合分析 举例 mA(g)＋nB(g)pC(g)＋qD(g) 状态 混合物体系中各成分的含量 各物质的物质的量或各物质的物质的量分数一定 平衡 各物质的质量或各物质的质量分数一定 平衡 各气体的体积或体积分数一定 平衡 总压强、总体积、总物质的量一定 不一定平衡 正、逆 反应速 率的关系　　 在单位时间内消耗了m mol A，同时生成m mol A，即v正＝v逆 平衡 在单位时间内消耗了n mol B，同时生成p mol C 不一定平衡 vA∶vB∶vC∶vD＝m∶n∶p∶q，v正不一定等于v逆 不一定平衡 在单位时间内生成了n mol B，同时消耗了q mol D 不一定平衡 压强 m＋n≠p＋q时，总压强一定(其他条件一定) 平衡 m＋n＝p＋q时，总压强一定(其他条件一定) 不一定平衡 混合气体 的(r) r一定，当m＋n≠p＋q时 平衡 r一定，当m＋n＝p＋q时 不一定平衡 温度 任何化学反应都伴随着能量的变化，在其他条件不变的情况下，体系温度一定 平衡 密度 密度一定 不一定平衡 颜色 含有有色物质的体系颜色不再变化 平衡 三、化学反应速率图像及应用 (1)全程速率—时间图像 ①如Zn与足量盐酸的反应，反应速率随时间的变化出现如图情况 原因解释：AB段(v渐大)，因为该反应为__放热__反应，随着反应的进行，__温度__逐渐升高，导致反应速率__逐渐增大__；BC段(v渐小)，则主要原因是随着反应的进行，溶液中__c(H＋)__逐渐减小，导致反应速率__逐渐减小__。要抓住各阶段的主要矛盾，全面分析。 ②分清正逆反应，分清各因素(浓度、温度、压强、催化剂)对反应速率和平衡移动的影响。 对于反应2SO2(g)＋O2(g)2SO3(g)　ΔH＜0，填写改变的条件： t1时，增大反应物的浓度； t2时，__降低温度__； t3时，__增大压强__； t4时，__使用催化剂__。 【方法点拨】： ①改变某一反应物或生成物的浓度条件，图像一点保持连续。 ②改变__温度、压强__，两点突变。 ③__使用催化剂__使正逆反应速率同等程度的增大而平衡不移动。 (2)物质的量(或浓度)—时间图像 分清反应物和生成物，浓度减小的为反应物，浓度增大的为生成物，分清消耗浓度和增加浓度，反应物的消耗浓度和生成物的增加浓度之比，等于化学方程式中各物质的化学计量数之比。举例分析如下： 甲：如图表示一定温度下，A、B、C三种气体物质的浓度随时间的变化情况，试回答： ①该反应的化学方程式为__2AB＋3C__。 ②反应物的转化率是__40%__。 ③10 s内v(C)＝__0.12_mol·L－1·s－1__。 乙：某温度时，在定容(V L)容器中，X、Y、Z三种物质的物质的量随时间的变化曲线如图所示。 ①由图像得出如下信息 A．反应物是__X、Y__，生成物是__Z__； B．__t3__时反应达到平衡，X、Y没有全部反应。 ②根据图像可进行如下计算 A．某物质的平均反应速率、转化率，如： v(X)＝__ mol·(L·s)－1__， Y的转化率＝__×100%__。 B．确定化学方程式中的化学计量数之比，如X、Y、Z三种物质的化学计量数之比为__(n1－n3)∶(n2－n3)∶n2__。 四、常见化学平衡的图像类型 (1)浓度—时间图像 浓度—时间图像可以直观地反映每一时刻的浓度变化。 因此可用于列三段式或求解反应方程式中的化学计量数之比(化学计量数之比＝浓度变化量之比)。 (2)速率—时间图像 此类图像定性揭示了v(正)、v(逆)随时间(含条件改变对化学反应速率的影响)变化规律，体现了平衡的“动、等、定、变”的基本特征，以及平衡移动方向等。 (3)转化率(或含量)—时间关系图 该类图像主要看斜率的大小，斜率的大小反映速率的大小，可理解为“先拐先平数值大”，即图像先拐弯的先达到平衡，对应的温度或压强大。 (4)恒压(温)线 (5)几种特殊的图像 ①对于反应：mA(g)＋nB(g)pC(g)＋qD(g)　ΔH＜0，M点前，表示反应未达到平衡，则v正＞v逆；M点为平衡点；M点后为平衡受温度的影响情况。 ②如图所示的曲线是在其他条件不变时，某反应物的最大转化率与温度的关系曲线，图中标出的1、2、3、4四个点，表示v正＞v逆的点是3，表示v正＜v逆的点是1，而2、4点表示v正＝v逆。 注意：该类图像在求解时，一定要先固定一个变量再探究物理量随另一变量的变化规律。 (6)速率、平衡综合图像 温度为T时，对于密闭容器中的反应： A(g)＋B(g)C(s)＋xD(g)　ΔH＞0 A、B、D物质的量浓度随时间的变化如图所示： 据此图可以分析出x的大小，某一段时间内的反应速率v(A)、v(B)或v(D)，可以求出该温度下反应的平衡常数，可以分析出15 min时的条件变化等。 五、化学平衡图像解读 (1)v－t图像解读 ①看改变条件的一瞬间(t1)，若v′正在v′逆上方，则平衡向正反应方向移动；反之，则平衡向逆反应方向移动。 ②若a、b重合为一点，则t1时刻改变的是某一物质的浓度。 ③若a、b不重合，则t1时刻可能是改变了温度或压强。 ④若v′正和v′逆改变程度相同，即v′正＝v′逆，平衡不移动，则t1时刻可能是使用了催化剂或是对反应前后气体分子数不变的反应改变压强。 (2)物质的量(或浓度或转化率)与时间关系的图像解读 ①每条曲线在转折点以前表示该条件下此反应未达平衡状态，转折点后表示已达平衡状态。 ②先出现转折点的则先达到平衡。如图甲，压强为p1条件下先达平衡，可推知p1＞p2；图乙中，温度为T2条件下先达平衡，可推知T2＞T1。根据Y表示的意义，可推断反应前后气体的化学计量数之和的大小，或判断正反应是吸热反应还是放热反应。 (3)等温(压)平衡曲线解读 ①纵坐标Y可表示物质的量、浓度、转化率以及物质的量分数等含义。 ②解题分析时，常需要作辅助线(对横坐标轴作垂线)，若横坐标表示温度(或压强)，则此辅助线为等温线(或等压线)。 ③如图丙所示，在曲线上的每个点(如B点)都达到平衡状态，若纵坐标表示反应物转化率，则有： A点是非平衡状态，若要达到平衡，需降低转化率，即平衡要向逆反应方向移动，此点v正＜v逆； C点是非平衡状态，若要达到平衡，需增大转化率，即平衡要向正反应方向移动，此点v正＞v逆； 处于平衡状态或非平衡状态的各点的反应速率，其大小主要由温度决定，故有vC＞vB＞vA。 (4)同一段时间内，不同温度下反应进程中某个量的图像解读 如图是不同温度下经过一段时间，某反应物的转化率与温度的关系。 ①此图像表明该反应的正反应为放热反应。若正反应为吸热反应，则同一时间段内温度越高，平衡正向移动程度越大，反应物的转化率越大，曲线应一直为增函数，与图像不符。 ②T1～T2段，反应未达到平衡，随温度升高，反应速率加快，反应物转化率增大。 ③T2点表示反应达到平衡状态。 ④T2～T3段是随温度升高平衡向吸热反应方向移动的结果，T2～T3段曲线上的点均为平衡点。 第二单元 化学反应中的热 1．化学反应中的变化和守恒 (1)化学反应中的两大变化：__物质__变化和__能量__变化。 (2)化学反应中的两大守恒：__质量__守恒和__能量__守恒。 (3)化学反应中的能量转化形式：化学能转化为__热能__、__光能__、电能等。 2．焓变、反应热 (1)焓(H)。 用于描述物质__所具有的能量__的物理量。 (2)焓变(ΔH)。 生成物与反应物的内能差，称为焓变，符号为ΔH。 ΔH＝H(__生成物__)－H(__反应物__)，单位：__kJ·mol－1__。 (3)反应热。 指当化学反应在一定温度下进行时，反应所__放出__或__吸收__的热量，通常用符号Q表示，单位kJ·mol－1。 (4)焓变与反应热的关系。 对于恒压条件下进行的化学反应，如果反应中物质的能量变化全部转化为热能，则有如下关系：__ΔH＝QP__。 (5)反应热产生的原因。 化学反应过程中旧键断裂__吸收__的能量与新键形成__放出__的能量不相等，故化学反应均伴随着能量变化。 (6)催化剂对活化能、焓变的影响 ①催化剂能降低反应所需 活化能 ，但不影响 焓变 的大小。 ②在无催化剂的情况下，E1为 正反应 的活化能，E2为 逆反应 的活化能，即E1＝E2＋|ΔH|或ΔH＝E1－E2。 3．吸热反应和放热反应 (1)宏观角度：从反应物和生成物的总能量相对大小的角度分析，如图所示： __吸__热反应　 　　__放__热反应 (2)微观角度(反应热的量化参数)：从化学键变化的角度分析 (3)反应热ΔH的基本计算公式： ΔH＝ 生成物的总能量 － 反应物的总能量 。 ΔH＝ 反应物的总键能 － 生成物的总键能 。 (4)常见放热反应： ①可燃物的 燃烧 ； ②酸碱 中和反应 ； ③大多数 化合反应 (特例：C＋CO22CO吸热反应)； ④金属与酸(或水)的 置换反应 ； ⑤物质的缓慢氧化； ⑥铝热反应(如2Al＋Fe2O3Al2O3＋2Fe)； ⑦少数 分解反应 ，如TNT爆炸； ⑧原电池反应； ⑨Na2O2与CO2、H2O的反应。 (5)常见吸热反应 ①大多数分解反应(如NH4ClNH3↑＋HCl↑)； ②盐的水解； ③Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl反应； ④碳与水蒸气、C与CO2、CO与CuO、H2与CuO等的反应。 【易错提示】 (1)化学反应的本质是 旧化学键断裂 和 新化学键形成 ，任何化学反应都具有 热效应 。 (2)不能根据反应 条件 判断反应是放热还是吸热，需要加热才能进行的反应 不一定 是吸热反应，不需要加热就能进行的反应也 不一定 是放热反应。 (3)有能量变化的过程 不一定 是放热反应或吸热反应，如水结成冰放热但不属于放热反应。浓H2SO4、NaOH固体溶于水放热、NH4NO3溶于水吸热，因为不是化学反应，其放出或吸收的热量不是反应热。 (4)物质三态变化时，能量的变化形式为固态液态气态。 4．能源 5．热化学方程式及其意义 (1)定义：表示参加反应的物质的__物质的量__和__反应热__的关系的化学方程式。 (2)意义：不仅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__。例如：H2(g)＋O2(g)===H2O(l)　ΔH＝－285.8 kJ·mol－1，表示在25 ℃和1.01×105 Pa下，__1_mol_H2和0.5_mol_O2完全反应生成1_mol液态H2O时放出285.8_kJ的热量 。 6．热化学方程式的书写 (1)书写步骤。 — ↓ — ↓ — ↓ — ↓ — (2)注意事项。 【易错提示】 (1)热化学方程式与化学(离子)方程式的3个不同点 ①热化学方程式一般不注明 反应条件 ； ②热化学方程式不标“↑”“↓”，但必须用s、l、g、aq等标出物质的 聚集状态 ； ③热化学方程式的化学计量数只表示 物质的量 ，其ΔH必须与化学方程式及物质的聚集状态相对应。 (2)ΔH与反应的“可逆性” 可逆反应的ΔH表示反应完全时的热量变化，与反应是否可逆 无关 。 7．“五审”判断热化学方程式的正误 — ↓ — ↓ — ↓ — ↓ — 第三单元 化学能与电能的转化 1．定义和反应本质 原电池是把__化学能__转化为__电能__的装置，其反应本质是__氧化还原反应__。 2．工作原理(以铜锌原电池为例) 　　 　Ⅰ　　　　　　　　　　　　Ⅱ 说明：装置Ⅱ盐桥中装有饱和的KCl、KNO3等溶液和琼脂制成的冻胶。 (1)原理分析。 电极名称 负极 正极 电极材料 Zn片 Cu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 盐桥含饱和KCl溶液和琼脂制成的胶冻，K＋移向__正极__，Cl－移向__负极__ 电池反应 方程式 Zu＋Cu2＋===Zn2＋＋Cu 盐桥作用 ①连接内电路形成闭合回路 ②平衡电荷，使原电池能持续产生 电流 装置差异 比较 原电池Ⅰ：温度升高，化学能转化为电能和热能，两极反应在相同区域，部分Zn与Cu2＋直接反应，使电池效率降低 原电池Ⅱ：温度不变，化学能只转化为__电能__，两极反应在不同区域，Zn与Cu2＋隔离，电池效率提高，电流稳定 3．构成条件 一看反应 能发生__自发进行__的氧化还原反应(一般是活泼性强的金属与电解质溶液反应) 二看两电极 一般是活泼性不同的两电极(金属或__石墨__) 三看是否形 成闭合回路 形成需三个条件：①__电解质溶液__；②两电极直接或间接接触；③两电极插入__电解质溶液__中 4．原电池中的三个移动方向 电子方向 从__负__极流出沿导线流入__正__极 电流方向 从__正__极沿导线流向__负__极 离子迁移方向 电解质溶液中，阴离子向__负__极迁移，阳离子向__正__极迁移 【易错提示】 (1)原电池闭合回路的形成有多种方式，可以是 导线 连接两个电极，也可以是两电极相 接触 。 (2)电解质溶液中阴、阳离子的定向移动，与导线中电子的定向移动共同组成了一个完整的闭合回路。 (3)无论在原电池还是在电解池中，电子均 不能 通过电解质溶液。 (4)注意盐桥不能用 一根导线 连接，因为导线是不能传递阴阳离子的。用导线连接后相当于一个是原电池，一个是电解池。 5．一般电极反应式的书写 —— 　⇩ —— 　⇩ —— 6．原电池中正、负极的确定方法 7．原电池电极反应式的书写 (1)先确定原电池的正、负极，列出正、负极上的反应物。 (2)根据氧化还原反应原理写出电极反应式。 ①负极反应。 负极上发生 失去 电子的 氧化 反应。要注意负极反应生成的阳离子与电解质溶液中的阴离子是否共存，若不共存，则该电解质溶液中的阴离子应写入负极反应式。 ②正极反应。 正极上发生 得到 电子的 还原 反应。当正极上的反应物是O2时：若电解质溶液为中性或碱性，则水必须写入正极反应式中，与O2反应生成OH－，电极反应式为O2＋2H2O＋4e－===4OH－；若电解质溶液为酸性，则H＋必须写入正极反应式中，O2得电子与H＋生成水，电极反应式为O2＋4H＋＋4e－===2H2O。 (3)写出电池总反应方程式。 结合电子守恒将正、负极电极反应式相加即得到电池 总反应方程式 。 (4)若已知电池反应的总反应式，可先写出较易书写的一极的电极反应式，然后在电子守恒的基础上，用总反应式减去较易写出的一极的电极反应式，即可得到较难写出的另一极的电极反应式。 8．盐桥的组成及在原电池中的作用 组成：盐桥中装有饱和的 KCl 、 KNO3 等溶液和琼胶制成的 胶冻 盐桥中的离子流向：盐桥中的阳离子(K＋)向 正极区 移动，阴离子(Cl－或NO)向 负极区 移动 作用：连接 内电路 ，形成闭合回路； 平衡 电荷，使原电池不断产生电流（若没有盐桥，当反应进行到一定时间后，负极的正电荷增多而导致电子(负电荷)难以流出，正极负电荷增多也会导致电子流入困难，从而电池电流减弱）。 9．原电池原理的四大应用 （1）加快氧化还原反应速率 一个__自发__进行的氧化还原反应，设计成原电池时反应速率__加快__，例如Zn与稀硫酸反应时加入少量的CuSO4溶液能使产生氢气的速率加快。 （2）比较金属活动性强弱 两种金属分别作原电池的两极时，一般作负极的金属活动性比正极的__活泼__。 （3）用作金属的防护 使被保护的金属制品作原电池的__正__极而得到保护。例如，保护铁制输水管或钢铁桥梁，可用导线将其和一块锌块相连，使Zn作原电池的__负__极。 （4）设计制作化学电源 — ↓ — ↓ — ↓ — 10．常见各种电池 （1）一次电池 只能使用一次，不能充电复原继续使用。 ①普通锌锰干电池 总反应：Zn＋2MnO2＋2NH4Cl===ZnCl2＋Mn2O3＋2NH3＋H2O 负极：__Zn－2e－===Zn2＋__。 正极：2NH＋2e－===2NH3＋H2↑、2MnO2＋H2===2MnOOH ②碱性锌锰干电池 负极(Zn)，电极反应式： __Zn＋2OH－－2e－===Zn(OH)2__ 正极(MnO2)，电极反应式： __2MnO2＋2H2O＋2e－===2MnOOH＋2OH－__ 总反应： Zn＋2MnO2＋2H2O===__Zn(OH)2＋2MnOOH__ (2)二次电池(以铅蓄电池为例)：放电后能充电复原继续使用 1 放电时的反应：(原电池) a.负极反应：__Pb(s)＋SO(aq)－2e－===PbSO4(s)__ b.正极反应：__PbO2(s)＋4H＋(aq)＋SO(aq)＋2e－===PbSO4(s)＋2H2O(l)__ c.总反应：Pb(s)＋PbO2(s)＋2H2SO4(aq)===2PbSO4(s)＋2H2O(l) ②充电时的反应：(电解池) a.阴极反应：__PbSO4(s)＋2e－===Pb(s)＋SO(aq)__ b.阳极反应：__PbSO4(s)＋2H2O(l)－2e－===PbO2(s)＋4H＋(aq)＋SO(aq)__ c.总反应：2PbSO4(s)＋2H2O(l)Pb(s)＋PbO2(s)＋2H2SO4(aq) 放电时原电池的负极作充电时电解池的__阴__极。 【易错提示】 ①可充电电池的充、放电不能理解为 可逆 反应。 ②燃料电池的电极不参与反应，有很强的催化活性，起 导电 作用。 ③可充电电池在充电时，其负极连接外接电源的 负极 ，正极连接外接电源的 正极 。 (3)燃料电池 (1)氢氧燃料电池是将燃料和氧化剂的化学能直接转化为电能的装置，目前最成熟的燃料电池，可分为酸性和碱性两种。 酸性 碱性 负极反应式 __2H2－4e－===4H＋__ __2H2－4e－＋4OH－===4H2O__ 正极反应式 __O2＋4e－＋4H＋===2H2O__ __O2＋4e－＋2H2O===4OH－__ 总反应式 2H2＋O2===2H2O (2)燃料电池的电极本身不参与反应，燃料和氧化剂连续地由__外部__供给。对于燃料电池要注意燃料在负极反应，O2在正极反应，要注意电解质溶液或传导介质的影响，如碱性条件下，CO2以CO形式存在。 【易错提示】 (1)熔融的金属氧化物作介质传导O2－ 负极：H2－2e－＋O2－===H2O； 正极：O2＋4e－===2O2－。 (2)碳酸盐作介质 负极：H2－2e－＋CO===H2O＋CO2； 正极：O2＋4e－＋2CO2===2CO。 (3)复杂电极反应式的书写 总体思路：＝－ 遵循原理，信息优先，用守恒直接书写。 (4)燃料电池的解题模板 11．书写燃料电池电极反应式的三大步骤 ①先写出燃料电池总反应式 一般都是可燃物在氧气中的燃烧反应方程式。但由于燃烧产物还可能与电解质溶液反应，燃烧产物与电解质溶液反应的方程式与其相加得总反应方程式。 ②再写出燃料电池正极的电极反应式 由于燃料电池正极一般都是O2得到电子发生还原反应，基础反应式为O2＋4e－===2O2－。 A．电解质为固体时，O2－可自由通过，正极的电极反应式为O2＋4e－===2O2－。 B．电解质为熔融的碳酸盐时，正极的电极反应式为O2＋2CO2＋4e－===2CO。 C．当电解质为中性或碱性环境时，正极的电极反应式为：O2＋4e－＋2H2O===4OH－。 D．当电解质为酸性环境时，正极的电极反应式为：O2＋4e－＋4H＋===2H2O。 ③最后写出燃料电池负极的电极反应式 燃料电池负极的电极反应式＝燃料电池总反应式－燃料电池正极的电极反应式。在利用此法时一要注意消去反应中的O2，二要注意两极反应式和总反应式电子转移相同。 易错点01：误认为“化学反应速率”在整个反应过程中恒定不变。 化学反应速率通常指的是一段时间内的平均速率。对于一个具体的化学反应，其速率并非恒定不变。在反应物浓度最高时，反应速率最快；随着反应物浓度降低，反应速率逐渐减慢。 易错点02：混淆“浓度”和“压强”对反应速率影响的本质。 ①浓度：增大反应物浓度（气体或溶液），单位体积内活化分子数增加，有效碰撞频率增加，反应速率加快。②压强：对于有气体参与的反应，增大压强本质上是通过压缩体积来增大气体反应物的浓度，从而加快反应速率。如果增大压强并未导致气体反应物浓度增大，则反应速率不变。 易错点03：认为“催化剂”一定能提高生成物的产率或使平衡正向移动。 催化剂的作用是同等程度地改变正反应和逆反应的速率。它不能改变反应进行的程度，即不能使化学平衡发生移动，也不能改变反应物的平衡转化率和生成物的产率。它的核心作用是降低反应的活化能，从而缩短反应达到平衡所需的时间，提高生产效率。 易错点04：将“化学平衡状态”等同于“反应停止”。 化学平衡是一种动态平衡。达到平衡时，正反应速率和逆反应速率相等但不为零，反应仍在继续进行，只是反应物和生成物的浓度（或百分含量）不再随时间改变。这是一种动态的、运动的平衡状态，而非静止状态。 易错点05：认为“吸热反应”都需要持续加热才能进行，“放热反应”都不需要加热就能发生。 反应是吸热还是放热，与反应发生的条件没有必然联系。①吸热反应是指生成物总能量高于反应物总能量的反应，可能需要从外界吸收能量来引发，也可能在常温下进行。②放热反应可能需要加热来引发，也可能在常温下进行。 易错点06：误判原电池的构成条件，认为任何两个活泼性不同的金属与电解质溶液组合都能构成原电池。 构成原电池需要同时满足四个基本条件：①两个活泼性不同的电极；②合适的电解质溶液或熔融电解质；③能自发进行的氧化还原反应；④形成闭合回路。缺少任何一条，都不能构成有效的原电池。 易错点07：混淆原电池中“电子流向”与“电流方向”，误认为电子在溶液中流动。 ①电子流向：在外电路中，电子从负极流向正极。②电流方向：在外电路中，电流方向与电子流向相反，从正极流向负极。③离子移动：在电解质溶液中，电子并不流动，电荷的传递依靠离子的定向移动：阳离子移向正极，阴离子移向负极。 易错点08：认为“活泼金属一定作负极”，书写电极反应式时忽略电解质环境。 ①在原电池中，更活泼的金属通常作负极，但也有例外。如Mg-Al-NaOH溶液构成的原电池中，虽然Mg更活泼，但Al能与NaOH溶液发生自发氧化还原反应，因此Al作负极，Mg作正极。②书写电极反应式时，必须考虑电解质溶液的酸碱性。 易错点09：将“能量变化图”中反应物的总能量与生成物的总能量高低关系理解反。 在化学反应的能量变化示意图中，要明确：反应物总能量 > 生成物总能量，反应为放热反应。反应物总能量 < 生成物总能量，反应为吸热反应。放热反应释放的能量体现在图上是向下的差值，吸热反应吸收的能量体现在图上是向上的差值。 易错点10：认为“放热反应”在任何条件下都能自发进行，“吸热反应”都不能自发进行。 反应能否自发进行，取决于体系的自由能变化（ΔG = ΔH — TΔS），而不仅仅是焓变。有些吸热反应在高温下，如果伴随熵增，也可以自发进行。同样，有些放热反应在低温下能自发，高温下可能不自发。高中阶段通常说的“自发”，主要考虑焓判据，但需知道这是一个经验规律，并非绝对。 方法01 计算与比较化学反应速率的大小 【解题通法】①公式法：用单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加表示，注意单位统一。②比例法：同一反应中，各物质的速率之比等于化学方程式中的化学计量数之比，可用于不同物质间的速率换算。③比较时，需转化为同一种物质的速率后再进行比较。 【典型例题】在恒温恒容条件下，发生反应A(s)+2B(g)3X(g)，c(B)随时间的变化如图中曲线甲所示。下列说法正确的是 A．从a、c两点坐标可求得a、c两点该化学反应的速率 B．a、b、c三点的速率大小为：v正(b)>v逆(a)>v正(c) C．若提高反应温度，则c(B)随时间变化关系如图中曲线乙所示 D．反应达到平衡时一定存在关系：3v(B)=2v(X) 【答案】D 【详解】A．从a、c两点坐标可求得a、c两点间的该化学反应的平均速率，A错误； B．随着的反应正向进行，反应平衡前v正>v逆，平衡时v正=v逆，至平衡过程中正速率减小逆速率增加，则v正(b)> v正(c)= v逆(c)> v逆(a)，故B错误； C．若提高反应温度，则平衡会发生移动，则c(B)最终浓度会不同，C错误； D．反应达到平衡时物质反应速率比等于系数比，则：3v(B)=2v(X) ，D正确； 故选D。 方法02 分析浓度、温度、催化剂对化学反应速率的影响 【解题通法】①浓度：增加反应物浓度，单位体积内活化分子数增加，有效碰撞频率增加，v 增大。②温度：升温，分子能量增加，活化分子百分数显著增加，v 显著增大。③催化剂：改变反应历程，降低活化能，同等倍数增大正、逆反应速率，缩短达到平衡的时间。 【典型例题】下列有关   的说法正确的是 A．2 mol 和1 mol 所含化学键的键能总和小于2 mol 的键能 B．降低体系温度，逆反应速率减小，正反应速率增大，平衡向正反应方向移动 C．将 和过量通过接触室，可放出196.6 kJ热量 D．使用催化剂能加快化学反应速率，提高的平衡转化率 【答案】A 【详解】A．该反应为放热反应，而反应热，所以反应物（2 mol 和1 mol ）的总键能小于生成物（2 mol ）的总键能，A正确； B．降低体系温度，逆反应速率减小，正反应速率也减小，B错误； C．该反应是可逆反应，可逆反应不可能完全反应，所以将2 mol二氧化硫和过量氧气通过接触室，反应放出的热量小于196.6 kJ ，C错误； D．使用催化剂能降低反应的活化能，加快化学反应速率，但化学平衡不移动，二氧化硫的平衡转化率不变，D错误； 故选A。 方法03 判断化学反应是否达到化学平衡状态 【解题通法】抓住平衡状态的本质：v(正) = v(逆) ≠ 0和各组分百分含量保持不变。可从多角度判断：①速率本质：同一种物质的生成速率等于消耗速率。②直接标志：各组分浓度、质量分数、体积分数等不随时间改变。③间接标志：混合气体的总压强、平均摩尔质量、密度（恒容时）不变。注意：各物质浓度相等或成比例不是平衡标志。 【典型例题】一定温度下，在密闭容器中通入和，发生反应：。的浓度随时间的变化如图所示(已知时刻改变一个条件)。下列说法正确的是 A．c点时，的平衡转化率为50% B．逆反应速率： C．时刻，可能向容器中充入了一定量的 D．时间内，当混合气体的密度不变时，说明反应达到平衡状态 【答案】A 【详解】A．时刻改变条件为缩小体积为原体积的一半，平衡不移动，点的转化率等于点的转化率，点浓度是起始浓度的一半，的平衡转化率为50%，A正确； B．由图像可知该可逆反应从正方向建立平衡，a点为非平衡的点，b、c为平衡的点，逆反应速率a<b，B错误； C．b点到c点平衡不移动，时刻改变条件应为缩小体积为原体积的一半，C错误； D．该可逆反应所有物质都是气态，反应前后气体总质量不变，容器体积不变，混合气体的密度一直不变，无法通过混合气体密度不变判断反应达到平衡状态，D错误； 答案选A。 方法04 判断放热反应与吸热反应 【解题通法】①能量判据：放热反应：反应物总能量 > 生成物总能量，ΔH < 0；吸热反应：反应物总能量 < 生成物总能量，ΔH > 0。② 实验现象：放热反应常伴随体系温度升高或“热”感；吸热反应常伴随体系温度降低或需持续供热。注意：反应条件与反应热性质无直接必然联系。 【典型例题】的反应历程如图所示，下列说法正确的是 A．使用合适的催化剂会使、都减小 B．总反应为吸热反应 C．升高温度，第Ⅱ步反应活化分子百分数减小 D．反应过程中的中间产物容易大量累积 【答案】D 【详解】A．催化剂能够降低化学反应的活化能，从而提高反应速率，使用合适的催化剂能使、减小，图中为总反应的绝对值，催化剂对无影响，A项错误； B．由反应历程图可知，生成物总能量低于反应物总能量，总反应为放热反应，B项错误； C．升高温度，反应活化分子数增加，活化分子百分数增大，C项错误； D．由反应历程图可知，第Ⅰ步反应的活化能较小，第Ⅱ步反应的活化能较大，所以，第Ⅰ步反应反应速率快，第Ⅱ步反应反应速率慢，反应过程中中间产物容易累积，D项正确； 故答案选D。 方法05 判断原电池的正负极并书写电极反应式 【解题通法】①判断电极：较活泼金属作负极，发生氧化反应；较不活泼金属或导电材料作正极，发生还原反应。②书写电极反应式：步骤：a) 明确负极材料及可能的氧化产物；b) 明确正极上得电子的微粒及还原产物；c) 根据电子得失、电荷守恒、原子守恒配平。注意：电极反应式需考虑电解质溶液的酸碱性。 【典型例题】一种微生物电池的工作原理示意图如下。 下列说法不正确的是 A．电极2为正极 B．电池工作时，H+通过质子交换膜进入正极区 C．电极1的电极反应式为 D．理论上，每消耗1molC6H12O6，消耗134.4 L O2 (标准状况) 【答案】C 【详解】A．由图可知，C6H12O6在电极1被氧化为CO2，O2在电极2被还原，所以电极1是负极，电极2为正极，A正确； Ｂ．电池工作时，阳离子向正极移动，H+通过质子交换膜进入正极区，B正确； Ｃ．电极1为负极，C6H12O6失去电子发生氧化反应，反应方程式为，C错误； Ｄ．根据C分析可知，负极上消耗1molC6H12O6，需要失去24mol e-，正极上发生的反应是，1mol O2参与反应转移4mol e-，根据得失电子数相等，要转移24mol e-，需要消耗6mol O2，消耗O2体积为22.4L/mol×6mol=134.4L，D正确； 故答案选C。 方法06 分析金属的电化学腐蚀原理与防护 【解题通法】①原理：不纯金属在潮湿空气中形成无数微小的原电池，发生电化学腐蚀。②防护：a) 改变金属内部结构；b) 覆盖保护层（涂油、刷漆、电镀）；c) 电化学保护（牺牲阳极法、外加电流法）。 【典型例题】研究金属腐蚀及防护的装置如图所示.下列有关说法不正确的是（    ） 图1                    图2 A．图1：a点溶液变红 B．若图2中为铜，海水换成稀硫酸，则铜棒产生 C．图2：若为锌，则铁不易被腐蚀 D．图1：点产生的铁锈比点的少 【答案】D 【详解】A．食盐水的边缘处，与空气中的氧气接触，氧气得电子，反应式：，则a点处有氢氧根离子生成，即a点溶液变红，故A正确； B．若为铜，海水换成稀硫酸，则Fe作负极，Cu作正极，在正极发生得电子的还原反应：，故B正确； C．Fe与Zn形成原电池，Zn为负极，Fe为正极，正极被保护，则铁不易被腐蚀，故C正确； D．食盐水的边缘处，与空气中的氧气接触，氧气得电子，即a为正极，b点为负极，负极被腐蚀，生成的Fe2+移动到a极形成铁锈，所以a点产生的铁锈比b点的多，故D错误； 答案选D。 方法07 应用勒夏特列原理判断化学平衡移动方向 【解题通法】只适用于已达平衡的体系，平衡向“减弱”改变的方向移动。①浓度：增大反应物浓度，平衡正向移动。②温度：升温，平衡向吸热方向移动。③压强：增压，平衡向气体分子数减少的方向移动；减压，平衡向气体分子数增多的方向移动。④催化剂：同等影响正逆反应速率，平衡不移动。 【典型例题】下列实验操作、现象、结论描述均合理的 实验操作 现象 结论 A 在溶液与KSCN溶液的反应中，，加入KCl固体 溶液血红色变浅 KCl浓度增大，水解平衡逆向移动 B 氯化亚铁溶液中，加入几滴酸性高锰酸钾溶液 紫红色褪去 溶液中肯定含有 C 向装有沉淀的试管中加入氯化铵溶液 白色沉淀溶解 表明盐溶液也可溶解沉淀 D 在溶液中加入溶液；再加入几滴碘化钠溶液 先出现白色沉淀，后又出现黄色沉淀 证明 A．A B．B C．C D．D 【答案】C 【详解】A．由方程式可知，该反应的离子方程式为，钾离子、氯离子不参与该反应，即加入KCl固体不影响平衡，且该反应不是水解反应，现象、结论描述不合理，A不符合题意； B．向氯化亚铁溶液中加入酸性高锰酸钾，紫红色褪去，说明发生了氧化还原反应；高锰酸钾为强氧化剂，溶液中的亚铁离子和氯离子均有还原性，都可能使其褪色，结论不合理，B不符合题意； C．向装有Mg(OH)2沉淀的试管中加入氯化铵溶液，与电离出的反应生成弱电解质，使的溶解平衡正向移动，沉淀溶解，说明盐溶液也可溶解沉淀，操作、现象、结论描述均合理，C符合题意； D．在2 mL 0.2 mol⋅L−1 AgNO3溶液中加入1 mL 0.15 mol⋅L−1 NaCl溶液，发生反应（白色沉淀）；银离子剩余，再加入几滴0.1 mol⋅L−1碘化钠溶液，发生反应（黄色沉淀），未发生沉淀转化，不能比较Ksp大小，结论不合理，D不符合题意； 故答案选C。 方法08 分析压强对化学反应速率的影响（气体反应） 【解题通法】压强对气体反应速率的影响，本质是通过改变浓度实现。①增大压强，气体反应物浓度增大，v增大。②减小压强，气体反应物浓度减小，v减小。③注意特例：若反应体系中充入与反应无关的气体来增大总压：a) 恒容：各反应物浓度不变，v不变；b) 恒压：体积增大，各反应物浓度减小，v减小。 【典型例题】利用CO合成发生反应。下列关于该反应的说法正确的是 A．反应在任何温度下均能自发进行 B．反应的平衡常数 C．、充分反应，转移电子数为 D．上图表示平衡后时增大压强，速率随时间变化的图像 【答案】D 【详解】A．该反应的、，根据时能自发进行，则该反应在低温时才能自发，A错误； B．该反应的平衡常数表达式为：，B错误； C．该反应为可逆反应，无法反应完全，则不可能完全反应，则转移电子数少于，C错误； D．时增大压强，相当于缩小体积，全部气体的浓度增大，反应速率都增大，但正反应为体积减小的反应，增大压强平衡向右移动，则，D正确； 故答案为：D。 方法09 理解化学反应限度（化学平衡常数K）的含义 【解题通法】化学平衡常数（K）表示反应进行的限度。①定义式，②意义：K 值越大，表明平衡时生成物浓度越大，反应物浓度越小，反应进行的程度越大。③特点：K只受温度影响，与浓度、压强、催化剂无关。 【典型例题】是一种新型硝化剂，在一定温度下可发生如下反应：。T℃时，向密闭容器中通入，部分实验数据见下表： 时间/s 0 500 1000 1500 5.00 3.52 2.50 2.50 下列说法中不正确的是 A．体系中气体的物质的量不再改变时，可判断反应达到化学平衡状态 B．500 s内的分解速率为 C．T℃时，该反应的化学平衡常数，平衡时的转化率为50% D．平衡后其它条件不变，将容器的体积压缩到原来的，此时 【答案】D 【详解】A．该反应为气体分子数增大的反应，体系中气体的物质的量不再改变时，说明正逆反应速率相等，反应达到化学平衡状态，A不符合题意； B．500 s内的浓度变化为，分解速率为，B不符合题意； C．平衡时，则，，，平衡常数；转化率为，C不符合题意； D．平衡后压缩容器体积到原来的，若平衡不移动，，但平衡逆向移动，会使进一步增大，因此，D符合题意； 故选D。 方法10 综合分析反应速率与反应限度在化工生产中的应用 【解题通法】选择化工生产条件需在反应速率、平衡产率（限度）、设备成本、能耗间寻求最佳平衡。①速率角度：高温、高压、使用催化剂通常有利于提高速率。②限度角度：根据反应是放热还是吸热、气体分子数增大还是减小，确定有利于提高产率的温度、压强条件。③综合选择：如合成氨反应，采用适当高温、高压、铁触媒、及时分离氨、循环使用原料气。 【典型例题】氨广泛应用于化工、轻工、化肥、制药、合成纤维等领域。关于工业合成氨，下列叙述错误的是 A．考虑到动力和生产设备的要求，并兼顾化学反应速率和限度，应选择合适的压强 B．考虑到催化剂的活性、化学反应速率和限度，应选择合适的温度 C．一定条件下 2.8 g N2 和 0.3 mol H2充分反应生成 0.6 mol N—H 键 D．工业合成氨反应是重要的人工固氮反应 【答案】C 【详解】A．实际生产中太大的压强需要的动力就大，对材料要求也会增高，生产成本也高，综合考虑一般采用10 ~ 30MPa的压强，A正确； B．合成氨反应为放热的反应，升高温度速率增大但是平衡逆向移动，考虑催化剂的活性、速率和限度应选择温度为400 ~ 500℃，B正确； C．2.8 gN2的物质的量是0.1 mol，该反应为可逆反应，0.1molN2与0.3molH2反应不能生成0.2molNH3，故生成 N-H键数目小于0.6 mol，C错误； D．将大气中游离态的氮转化为氮的化合物的过程称为氮的固定，工业合成氨反应是重要的人工固氮反应，D正确； 故选C。 4 学科网（北京）股份有限公司 学科网（北京）股份有限公司 学科网（北京）股份有限公司 学科网（北京）股份有限公司 $