专题 化学反应的热效应 化学反应速率与化学平衡（速记&易错&题型&技巧）（期中知识清单）高二化学上学期苏教版

专题01 化学反应与能量变化 化学反应速率与化学平衡 第一单元 化学反应与能量变化 一、化学反应的热效应 1．反应热 （1）概念： ①反应热：在等温条件下，化学反应体系向环境释放或从环境吸收的热量。 ②焓：与内能(体系内物质的各种能量的总和)有关的物理量。 ③焓变：等压条件下，进行的化学反应，其反应热等于反应的焓变。符号为ΔH。 ④焓变与反应热的关系：对于恒压条件下进行的反应，如果反应中能量变化全部转化为热能，则应热等于反应的焓变即：ΔH＝Qp（Qp代表一定压强下的反应热）。 （2）放热反应与吸热反应： 放热反应 吸热反应 定义 放出热量的化学反应 吸出热量的化学反应 ΔH的符号 小于0(“－”号) 大于0(“＋”号) 形成原因 能量变化 反应物的总能量＞生成物的总能量 反应物的总能量＜生成物的总能量 键能变化 反应物的总键能＜生成物的总键能 反应物的总键能＞生成物的总键能 反应类型 ①大多数化合反应 ②所有的金属与酸反应 ③酸碱中和反应 ④铝热反应 ⑤碱性氧化物与水反应 ①大多数分解反应 ②盐的水解反应 ③Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl的反应 ④C和CO2的反应 ⑤C和H2O(g)的反应 图示 联系 ①ΔH＝反应物键能之和－生成物键能之和 ②键能越大，物质能量越低，越稳定；反之键能越小，物质能量越高，越不稳定。 温馨提醒 ΔH的单位是kJ·mol－1 【关键牢记】 ①焓是与内能有关的相对抽象的一种物理量，焓变的值只与反应体系的始末状态有关，而与过程无关。 ②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。 ③化学反应是放热还是吸热与反应条件(如是否加热)没有必然的联系。 ④物质的焓越小，具有的能量越低，稳定性越强。 ⑤由于反应热是指反应完全反应时的热效应，所以对于可逆反应的热量要小于完全反应时的热量。 2．反应热的计算 （1）热化学方程式： ①书写步骤： 第一步：写化学方程式 沉淀“↓”、气体“↑”符号，不需标明；化学计量数只表示物质的量，因此，可以是整数，也可以是分数 需要注明反应时的温度和压强，但一般用25 ℃和101 kPa时的数据，因此可不特别注明 第二步：标各物质的状态 各物质均要在化学式后标明状态，常用s、l、g、aq分别表示固态、液态、气态、溶液 同素异形体要同时标注聚集状态和名称； 第三步：求ΔH 包括吸热（△H>0）用“＋”或放热（△H<0）用“－”、数值和单位(kJ·mol－1) 化学计量数变，△H要做相应改变，正、逆反应的△H数值相等，符号相反 【关键牢记】 ①各物质化学式前面的化学计量数表示物质的量，可是整数，也可是分数，化学计量数与ΔH数值相对应。 ②热化学方程式中的热效应都是指物质按化学方程式完全反应时的热效应。 ③ΔH的值要与化学计算数相对应；ΔH后注明“－”或“＋”，且单位为kJ·mol－1；ΔH与可逆符号及等号无关。 ②正误判断： 一看 化学原理是否正确，如表示中和热的热化学方程式中，产物H2O的化学计量数必为1；表示燃烧热的热化学方程式中，可燃物的化学计量数必为1且燃烧产物应为稳定的氧化物 二看 状态是否标明 三看 ΔH的单位是否正确 四看 ΔH的数值与化学计量数是否对应 【关键牢记】 ①热化学方程式乘以某一个数时，反应热的数值也必须乘以该数。 ②热化学方程式相加减时，物质之间相加减，反应热也必须相加减。 ③将一个热化学方程式颠倒时，ΔH的“＋”“－”也随之改变，但数值不变。 （2）反应热的计算： ①盖斯定律：一个化学反应，不管是一步完成还是分几步完成，其反应热是相同的，这就是盖斯定律。根据盖斯定律，可以利用已知反应的反应热来计算未知反应的反应热。 转化关系 反应热间的关系 aAB、AB ΔH1＝aΔH2 ΔH1＝－ΔH2 ΔH＝ΔH1＋ΔH2 ②关系：盖斯定律表明，在一定条件下，化学反应的反应热只与反应体系的始态和终态有关，而与反应进行的途径无关。则有：ΔH＝ΔH1＋ΔH2＝ΔH3＋ΔH4＋ΔH5。如图：。 ③ΔH的三种计算公式： A．内能：ΔH＝生成物总能量－反应物总能量＝H(生成物)－H(反应物) B．键能：ΔH＝反应物总键能之和－生成物总键能之和。其中，各物质的键能=该物质的物质的量×化学键数目之和。 C．活化能：ΔH＝E1－E2，E1为正反应的活化能，E2为逆反应的活化能。如图： ④计算常用关系式： 热化学方程式 焓变之间的关系 aA===B　ΔH1，A===B　ΔH2 ΔH2＝ΔH1或ΔH1＝aΔH2 aA===B　ΔH1，B===aA　ΔH2 ΔH1＝－ΔH2 ΔH＝ΔH1＋ΔH2 【关键牢记】 ①根据盖斯定律计算反应热步骤： ②根据盖斯定律计算反应热方法： 3．燃烧热和中和热 （1）中和热： ①定义：在稀溶液里，酸与碱发生中和反应生成1mol水时所放出的热量。强酸与强碱在稀溶液中反应的中和反应反应热为57.3 kJ·mol－1或ΔH＝－57.3kJ·mol－1。 ②测定： 装置 原理 ΔH＝－ 实验 步骤 ①量取反应物并且测定其初始温度（宜用0.1分刻度的温度计）。 ②混合反应物并且测定反应的最高温度。 ③平行试验。重复实验2次，取测量所得数据的平均值作为计算依据。 实验准确性问题 ①小烧杯口与大烧杯口相平，碎泡沫塑料(或纸条)及泡沫塑料板的作用是：隔热，防止热量散失。 ②为保证酸、碱完全中和，常使碱稍稍过量（实验中若使用弱酸或弱碱，会使测得数值偏小）。 ③实验操作时要快，酸和碱混合过程中，要一次性倒入烧杯。以减少热量的损失。 ④酸和碱混合之后，记录的温度必须是最高温度。 （2）燃烧热： ①定义：在为101 kPa时，1mol纯物质完全燃烧生成指定产物时所放出的热量。元素所对应的指定产物：C→CO2(g)，H→H2O(l)，S→SO2(g)，N→N2(g)等。 ②燃烧热、中和热与反应热比较： 项目 燃烧热 中和热 反应热 反应特点 燃烧反应，放热 中和反应，放热 任何反应，放热或吸热 反应条件 压强为101 kPa 在稀溶液中 101 kPa、25℃(一般) 方程式配平 以1 mol可燃物物为准 标准以1 mol H2O为准 任意物质的量 反应物、 产物特点 完全燃烧生成稳定的产物 强酸和强碱反应生成H2O和可溶性盐 任意产物 能量变化 不同反应的ΔH不相同 ΔH都为“－” 强酸与强碱的稀溶液反应时：ΔH＝－57.3 kJ·mol－1 不同反应的ΔH不相同，有的为“－”，有的为“＋” 4．能源的充分利用 （1）标准燃烧热和热值： ①标准燃烧热：在101 kPa下，1mol物质完全燃烧的反应热，单位：kJ·mol－1。 ②热值：在101 kPa，1g物质完全燃烧所放出的热量，单位：kJ·g－1。 【关键牢记】 反应热=反应物的的燃烧热×化学计量数-生成物的燃烧热×化学计量数。 （2）能源的分类： ①概念：能源是指能提供能量的自然资源。 ②分类： A．按产生分类：分为一次能源（自然界现成存在的能源，如化石燃料、太阳能等）和二次能源（由一次能源直接或间接转换成其他种类和形式的能量资源，如电力、煤气、汽油等）。一次能源又分为可再生能源（水能、风能及生物质能）和非再生能源（煤炭、石油、天然气等）。 B．按污染分类：根据能源消耗后是否造成环境污染可分为污染型能源（煤炭、石油等）和清洁型能源（水力、电力、太阳能、风能以及核能等）。 C．按使用类型分类：分为常规能源（水力资源和煤炭、石油、天然气等）和新型能源（太阳能、风能、地热能、海洋能、生物能、氢能以及核电的核燃料等）。 ③新能源特点：具有资源丰富、可再生、无污染或少污染等特点。 （3）能源的充分利用： ①构建清洁低碳、安全高效的能源体系。 ②新能源的开发：太阳能、氢能、风能、地热能、海洋能和生物质能是最有希望的新能源。 二、化学能与电能的转化 1．原电池的工作原理 （1）原电池及构成条件： ①原电池概念：原电池是将化学能转化为电能的装置，其反应本质是发生氧化还原反应。 ②构成条件： 反应 能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) 电极 一般是活泼性不同的两个电极（金属或石墨） 闭合回路 ①电解质溶液(或熔融电解质)；②两个电极直接(或间接)接触；③两个电极插入电解质溶液(或熔融电解质)中 （2）原电池的工作原理： ①常见原电池装置： ②相同点：图I是单液原电池装置，图 II是双液原电池装置，图III是交换膜原电池装置，装置I、II、III中，电子均不能通过电解质溶液(或内电路)。 ③异同点：装置I中，由于不可避免会直接发生反应Zn＋Cu2＋==Cu＋Zn2＋而使化学能转化为热能，所以装置II的能量转化率比装置I高。装置III中离子交换膜是一种选择性透过膜，允许相应离子通过，离子迁移方向遵循电池中离子迁移方向。 （3）原电池的工作原理（以锌铜原电池为例）： 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 盐桥中离子移动方向 盐桥含饱和KCl溶液，K＋移向正极，Cl－移向负极 原电池的工作原理图示 （4）盐桥的组成和作用： ①组成：盐桥中装有含KCl(或KNO3)饱和溶液的琼脂。 ②作用：原电池装置中盐桥连接两个半电池装置，其中盐桥的作用有三种： 作用一 连接内电路，通过离子的定向移动，构成闭合回路 作用二 隔绝正、负极反应物，避免直接接触，导致电流不稳定 作用三 维持电极区溶液的电荷平衡，使溶液呈电中性 （5）原电池设计（定、拆、找、画）： ①定：确定一个能够自发进行的氧化还原反应。 ②拆：将氧化还原反应拆分为氧化反应和还原反应两个半反应，分别作为负极和正极的电极反应，还原剂－ne－===氧化产物(负极电极反应)；氧化剂＋ne－===还原产物(正极电极反应)。 ③找：根据氧化还原反应中的还原剂和氧化剂确定原电池的正负极和电解质溶液，正极一般选择比负极稳定的金属或能导电的非金属。 ④画：结合要求及反应特点，连接电路形成闭合回路，画出原电池示意图，标出电极材料名称、正负极、电解质溶液等。 【关键牢记】 原电池正、负极判断思维模型： 2．化学电源 （1）一次电池： 概念 一次电池中发生氧化还原反应的物质大部分被消耗后就不能再使用。使用最广泛的一次电池是干电池。 一次电池 电极反应式 碱性锌锰电池 负极反应：Zn＋2OH－－2e－===Zn(OH)2； 正极反应：MnO2＋H2O＋e－===MnO(OH)＋OH－； 总反应：Zn＋2MnO2＋2H2O===2MnO(OH)＋Zn(OH)2 银锌纽扣电池 负极反应：Zn＋2OH－－2e－===Zn(OH)2。 正极反应：Ag2O＋H2O＋2e－===2Ag＋2OH－； 总反应：Zn＋Ag2O＋H2O===Zn(OH)2＋2Ag （2）二次电池： 概念 又称充电电池或蓄电池，放电后可以再充电使活性物质获得再生，因此二次电池可以多次重复使用。 二次电池 电极反应 特点 铅酸蓄电池 放电时（原电池原理）： 负极：Pb＋SO－2e－==PbSO4　 正极：PbO2＋4H＋＋SO＋2e－== PbSO4＋2H2O 充电时（电解池原理）： 阴极： PbSO4＋2e－== Pb＋SO； 阳极： PbSO4＋2H2O－2e－===PbO2＋4H＋＋SO 总反应：Pb＋PbO2＋2H2SO42PbSO4＋2H2O 两个电极均参与电极反应 锂离子电池 放电时（原电池原理）： 负极：LixC6－xe－==xLi＋＋6C　 正极：Li(1－x)CoO2＋xLi＋＋xe－==LiCoO2 充电时（电解池原理）： 阴极：xLi＋＋C6+xe－==LixC6； 阳极：LiCoO2－xe－==Li(1－x)CoO2＋xLi＋。 总反应：LixC6＋Li(1－x)CoO2LiCoO2＋6C 在充放电过程中，Li＋在正、负极间不断的进行可逆脱嵌 【关键牢记】 ①可充电电池充电时原来的负极连接电源的负极作阴极；同理，原来的正极连接电源的正极作阳极，简记为负连负，正连正。 ②可充电电池的充、放电不能理解为可逆反应。 （3）燃料电池： 概念 利用燃料和氧化剂之间发生的氧化还原反应，连续地将化学能直接转化为电能的化学电池。 种类（氢氧燃料电池） 酸性 碱性 负极反应式 2H2－4e－===4H＋ 2H2＋4OH－－4e－===4H2O　 正极反应式 O2＋4e－＋4H＋===2H2O　 O2＋2H2O＋4e－===4OH－ 电池总反应 2H2＋O2===2H2O 【关键牢记】 ①燃料电池的电极本身不参与反应，有很强的催化活性，起导电作用。燃料和氧化剂连续地由外部供给。 ②燃料电池中通入O2(或空气)的一极为正极，通入可燃物的一极为负极。 ③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。 3．电解池的工作原理 （1）电解池概念：在电流作用下，电解质在两个电极上分别发生氧化反应和还原反应的过程叫电解，能量转化形式为电能→化学能。将电能转化为化学能的装置叫电解池。 （2）电解池的构成条件： ①具有与直流电源相连接的两个电极(阴极、阳极)； ②电解质溶液或熔融电解质； ③形成闭合回路。 （3）电解池的工作原理： ①电极：阴极：与电源负极相连的电极，得到电子，发生还原反应； 阳极：与电源正极相连的电极，失去电子，发生氧化反应。 ②电子流向：直流电源负极→电解池阴极——电解池阳极→直流电源正极。 ③离子的移动方向：电解质溶液或熔融电解质中，阳离子向阴极移动，阴离子向阳极移动。 ④图示： （3）电解规律： ①阳极产物的判断：若为活性电极(除Au、Pt外的金属)作阳极，则活性电极失去电子，发生氧化反应。 若为惰性电极(Pt、石墨等)作阳极，要依据阴离子的放电顺序判断。放电顺序如下： 【关键牢记】 ①利用惰性电极电解，S2－、I－、Br－、Cl－在阳极放电，所得产物一般为S、I2、Br2、Cl2，而OH－放电则得到O2和H2O； ②在水溶液中，含氧酸根离子(NO 、SO、CO等)、F－一般不放电。 ③电解水溶液，K＋～Al3＋不可在阴极放电，即不可能用电解水溶液的方法得到金属K、Ca、Na、Mg、Al。 ②阴极产物的判断：不考虑电极材料，直接根据溶液中阳离子的放电顺序进行判断。阳离子的放电顺序如下： 【关键牢记】 ①阳离子的放电顺序遵循氧化还原反应的“先后规律”，前提条件是各种离子的浓度相差不大； ②金属阳离子(除Fe3＋)放电，则得到相应的金属，H＋放电则得到H2；Fe3＋放电一般转化为Fe2＋。 （4）以惰性电极电解电解质溶液的四种类型： ①电解水型： 实例 电极反应 电解质浓度 复原方法 NaOH 溶液 阴极：2H2O＋2e－===H2↑＋2OH－ 阳极：4OH－－4e－===2H2O＋O2↑ 增大 加水 电解质类型 含氧酸(如H2SO4)、强碱(如NaOH)、活泼金属的含氧酸盐溶液(如Na2SO4) ②电解电解质型： 实例 电极反应 电解质浓度 复原方法 CuCl2 溶液 阴极：Cu2＋＋2e－===Cu 阳极：2Cl－－2e－===Cl2↑ 减小 加入 CuCl2(s) 电解质类型 无氧酸（如HCl）、不活泼金属的无氧酸盐溶液(如CuCl2) ③放H2生碱型： 实例 电极反应 电解质浓度 复原方法 NaCl 溶液 阴极：2H2O＋2e－===H2↑＋2OH－ 阳极：2Cl－－2e－===Cl2↑ 生成新 电解质 通入 HCl(g) 电解质类型 活泼金属的无氧酸盐(如NaCl、K2S等) ④放O2生酸型： 实例 电极反应 电解质浓度 复原 方法 CuSO4 溶液 阴极：Cu2＋＋2e－===Cu 阳极：2H2O－4e－===O2↑＋4H＋ 生成新电解质 加入CuO(s)或CuCO3(s) 电解质类型 不活泼金属的含氧酸盐溶液(如AgNO3、CuSO4) 【关键牢记】 ①阳离子的放电顺序遵循氧化还原反应的“先后规律”，前提条件是各种离子的浓度相差不大。 ②阴极不管是什么材料，电极本身都不反应，一定是溶液(或熔融电解质)中的阳离子放电。 ③最常用、最重要的放电顺序是阳极：Cl－>OH－；阴极：Ag＋>Cu2＋>H＋。 4．电解原理的应用 （1）氯碱工业： ①方法：阳离子交换膜法电解饱和食盐水。 ②电极反应：阳极反应：2Cl－－2e－===Cl2↑(氧化反应)；阴极反应：2H2O＋2e－===H2↑＋2OH－(还原反应)。 总反应的化学方程式：2NaCl＋2H2O2NaOH＋H2↑＋Cl2↑。 ③电解过程：阳极室Cl-离子浓度减小，Na+离子通过阳离子交换膜进入阴极室，NaCl溶液浓度变小；阴极室OH-离子浓度增大，形成NaOH浓溶液。阳极产物为Cl2，阴极产物为：NaOH、H2。 ④阳离子交换膜的作用：只允许阳离子通过，能阻止阴离子和Cl2通过，防止发生副反应：2NaOH＋Cl2===NaCl＋NaClO＋H2O；防止阳极产生的Cl2和阴极产生的H2混合，发生爆炸。 （2）电镀与电解精炼： 项目 电镀 电解精炼铜 含义 应用电解的原理在某些金属或其他材料表面镀上一薄层其他金属或合金的过程 利用电解原理将粗铜（往往含有铁、锌、银、金等多种杂质）转化为纯铜的过程 示意图 阳极 Cu－2e－===Cu2＋ Zn－2e－===Zn2＋，Cu－2e－===Cu2＋ 阴极 Cu2＋＋2e－===Cu Cu2＋＋2e－===Cu 电解质溶液 c(CuSO4)基本不变 c(CuSO4)变小 【关键牢记】 ①电镀时，镀层金属（如铜）作阳极，镀件（如铁）作阴极，含镀层金属离子（如Cu2+）的溶液作电镀液； ②提升美观和增加表面硬度；增强材料的抗腐蚀能力，防止金属氧化。 ③铜精炼：粗铜作阳极，纯铜作阴极，粗铜中不活泼的杂质(银、金等)，在阳极难以失去电子，电解后期，以金属单质的形式沉积于电解槽的底部，成为阳极泥。 （3）电冶金： ①概念：利用电解熔融盐(或氧化物)的方法来冶炼活泼金属，如Na、Ca、Mg、Al等。 ②原理： 电冶金 电解总反应的化学方程式 电极反应 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 三、金属的腐蚀与防护 1．金属的腐蚀 （1）本质：金属原子失去电子变为金属阳离子，金属发生氧化反应。 （2）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 金属与其表面接触的一些物质直接反应 不纯的金属与电解质溶液接触，发生原电池反应 现象 金属被腐蚀 较活泼金属被腐蚀 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析氢腐蚀和吸氧腐蚀(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(pH<4.3) 水膜酸性很弱或呈中性 负极反应 Fe－2e－==Fe2＋ 正极反应 2H＋＋2e－===H2↑ O2＋2H2O＋4e－===4OH－ 总反应 Fe＋2H＋===Fe2＋＋H2↑ 2Fe＋O2＋2H2O===2Fe(OH)2 联系 吸氧腐蚀更普遍 【关键牢记】 ①对同一种金属来说，在不同溶液中腐蚀的快慢：强电解质溶液 >　弱电解质溶液 >　非电解质溶液。 ②活动性不同的两金属：活动性差别越大，活动性强的金属腐蚀越快。 ③对同一种电解质溶液来说，电解质溶液浓度越大，腐蚀越快，且氧化剂的浓度越高，氧化性越强，腐蚀越快。 ④对同一电解质溶液来说。电解原理引起的腐蚀>原电池原理引起的腐蚀>化学腐蚀>有防护措施的腐蚀。 2．金属的防护 （1）电化学防护法： 类型 牺牲阳极法 外加电流法 原理 利用原电池原理，通常在被保护的钢铁设备(如锅炉的内壁、船舶的外壳等)上安装若干镁合金或锌块 利用电解原理，把被保护的钢铁设备(如钢闸门)作为阴极，用惰性电极作为辅助阳极，两者均放在电解质溶液(如海水)里，外接直流电源 图示 分析 发生腐蚀时，作为正极的钢铁设备被保护起来 调整外加电压，强制电子流向被保护的钢铁设备，使钢铁表面腐蚀电流降至零或接近零，钢铁设备被迫成为阴极而受到保护 （2）改变金属材料的组成，如制成合金、不锈钢等。 （3）加防护层，如在金属表面喷油漆、涂油脂、电镀、喷镀或表面钝化等方法。 【关键牢记】 ①钢铁发生电化学腐蚀时，负极铁失去电子生成Fe2＋，而不是生成Fe3＋。 ②铜暴露在潮湿的空气中发生的是化学腐蚀，而不是电化学腐蚀，生成铜绿的化学成分是Cu2(OH)2CO3。 ③两种保护方法的比较:外加电流的阴极保护法比牺牲阳极的阴极保护法保护效果好。 第二单元 化学反应速率和化学平衡 一、化学反应速率 1．概念与表示方法 （1）概念：用来衡量化学反应进行快慢的物理量 （2）表示方法：通常用单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加来表示。 （3）数学表达式及单位：v＝，单位为mol·L－1·min－1或mol·L－1·s－1。 （4）同一反应中各物质化学反应速率的关系 mA（g）+nB（g）pY（g）+qZ（g） ①同一反应在同一时间内，用不同物质来表示的反应速率可能不同，但表示的意义相同，且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。 ②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 【关键牢记】 ①由公式v＝计算得到的是一段时间的平均速率而不是某一时刻的瞬时速率，且无论用反应物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。 焓是与内能有关的相对抽象的一种物理量，焓变的值只与反应体系的始末状态有关，而与过程无关。 ③固体或纯液体的浓度视为常数，不能用固体或纯液体的浓度变化计算化学反应速率。 2．化学反应速率计算 （1）定义式法：v＝。 （2）比例关系式法：化学反应速率之比＝物质的量浓度变化之比＝物质的量变化之比＝化学计量数之比。对于反应mA(g)＋nB(g)===pC(g)＋qD(g)来说，v(A)∶v(B)∶v(C)∶v(D)＝m∶n∶p∶q。 （3）三段式法： 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。 如对于反应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t1s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 t1/(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。 （4）图像计算法： ①从图像中获取计算的数据 纵坐标可以是物质的量，也可以是物质的量浓度，横坐标是时间。 例如：某温度时，在定容(VL)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。根据图像可进行如下计算： A.求某物质的平均速率、转化率，如：v(X)＝ mol/(L·s)，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。 ②依据图像求反应速率的步骤 第一步：找出横、纵坐标对应的物质的量； 第二步：将图中的变化量转化成相应的浓度变化量； 第三步：根据公式v＝进行计算。 【关键牢记】 同一化学反应用不同物质表示的反应速率其数值可能不同，因此，一定要标明是哪种具体物质的反应速率。算中注意以下量的关系： ①对反应物：c(起始)－c(转化)＝c(某时刻) ②对生成物：c(起始)＋c(转化)＝c(某时刻) ③转化率＝×100% 3．化学反应速率比较 （1）原则： ①同一反应用不同物质表示的速率数值可能不同（化学计量数不同）； ②化学反应速率单位不同时，不能直接比较； ③必须在相同条件下比较才有意义（如温度、浓度等）。 （2）常用比较方法： ①定性：通过明显的实验现象(如气泡产生快慢、沉淀生成快慢等)来定性比较化学反应速率的大小。 ②定量（同一化学反应）：同一化学反应中，不同物质来表示化学反应速率时，数值可能不同，需要进行转化。 A．归一法：“一看”——化学反应速率的单位是否一致，若不一致，需转化为同一单位；“二化”——将不同物质的化学反应速率转化成同一物质的化学反应速率；“三比较”——标准统一后比较数值大小，数值越大，反应速率越大。 B．比值法：通过化学反应速率与其对应的化学计量数的比值进行比较，比值大的化学反应速率大。如对于反应aA(g)＋bB(g)cC(g)＋dD(g)，若＞，则A表示的化学反应速率较大。 C．图像法：c-t 图像：斜率越大，速率越快（斜率的绝对值表示速率大小）；v-t 图像：纵坐标数值越大，速率越快；根据图像看反应达到平衡所需的时间，时间越短，对应的反应的温度、浓度或压强就越大，则对应的反应速率越大。 【关键牢记】 ①直接比较不同物质表示的速率数值大小，不能忽略化学计量数的差异； ②比较时不能忽略单位差异，如mol/(L・s) 和 mol/(L・min) 就不能直接比较大小； ③不同温度、不同催化剂下的反应速率不能直接比较大小； ④比值法是速率除以化学计量数，不是化学计量数除以速率。 4．化学反应速率的影响因素 （1）内因：反应物本身的性质是主要因素。反应物本身的性质是影响化学反应速率的决定因素。如在相同条件下卤素单质与H2反应的速率大小关系为F2>Cl2>Br2>I2；镁、铝、锌、铁与稀硫酸反应的速率大小关系为Mg>Al>Zn>Fe。 （2）外因： 因素 对化学反应速率的影响 浓度 当其他条件不变时，增大反应物的浓度，化学反应速率增大；降低反应物的浓度，化学反应速率减小。 压强 对有气体参加的反应，在其他条件不变时，改变压强同样可以改变化学反应速率。 温度 升高温度，化学反应速率增大；降低温度，化学反应速率减小。大量实验证明，温度每升高10 ℃，化学反应速率通常增大为原来的2～4倍。 催化剂 催化剂也可以改变化学反应速率(不作特殊强调，一般指正催化剂)。 其他因素 除了上述浓度、温度、压强、催化剂这四大影响因素外，反应物颗粒的大小、构成微小原电池、光、超声波、激光等也能影响反应速率。 【关键牢记】 ①增加纯固体或纯液体的用量，反应速率不变，因为浓度不变； ②压强对反应速率的影响本质是浓度变化，若压强改变但浓度不变，则速率不变（如恒容充惰性气体）； ③改变温度，使用催化剂，反应速率一定发生变化，其他外界因素的改变，反应速率则不一定发生变化。 ④其他条件一定，升高温度，不论正反应还是逆反应，不论放热反应还是吸热反应，反应速率都要增大，只不过正、逆反应速率增加的程度不同。 ⑤催化剂能同等程度地改变正逆反应速率，不影响化学平衡； ⑥对于有气体参加的可逆反应，升高温度或增大压强v正、v逆均增大，但增大的倍数可能不同。气体⑦惰性对反应速率的影响 在恒温恒容条件下 通入气体(不参与反应气体)，总压增大，反应物浓度不变，反应速率不变 恒温恒压条件下 通入气体(不参与反应气体)，总体积增大，反应物浓度减小，反应速率减小 （3）有效碰撞理论： ①活化分子：能够发生有效碰撞的分子(必须具有足够的能量)。 ②活化能（如图）：图中：E1表示反应的活化能，使用催化剂时的活化能为E3，反应热为E1－E2(注：E2表示活化分子变成生成物分子放出的能量)。 ③有效碰撞：活化分子之间能够引发化学反应的碰撞。 ④利用碰撞理论解释外界条件对化学反应速率的影响： （4）过渡态理论： ①过渡态：反应物转化为生成物的过程中经过能量最高的状态。过渡状态的平均能量与反应物分子的平均能量的差为反应的活化能[活化能(能垒)越高，此步基元反应速率越慢]。如图所示：Ea是正反应的活化能，Ea′是逆反应的活化能。ΔH＝Ea－E′a。 ②催化剂影响化学反应速率的过渡态理论解释：使用催化剂→改变了反应的路径(如图)，反应的活化能降低→反应速率加快。 ③活化分子、有效碰撞与反应速率的关系： 条件改变 单位体积内 有效碰撞次数 反应速率 分子总数 活化分子数 活化分子百分数 增大反应物浓度 增加 增加 不变 增加 增大 增大压强 增加 增加 不变 增加 增大 升高温度 不变 增加 增加 增加 增大 加催化剂 不变 增加 增加 增加 增大 【关键牢记】 ①活化分子之间的碰撞不一定都是有效碰撞，还要有合适的碰撞取向； ②浓度和压强只改变单位体积内活化分子的数目，不改变活化分子的百分数； ③温度和催化剂都能增大活化分子的百分数，但原理不同 —— 温度是升高分子能量，催化剂降低活化能； ④活化能越小，反应速率越快，但活化能小的反应不一定放热多，活化能与反应热没有必然联系。 二、化学反应的方向与限度 1．自发过程 （1）含义：在一定条件下，不用借助外力，就能自发进行的过程。如：高山流水，自由落体，冰雪融化 （2）特点： ①能量角度：体系趋向于从高能状态转变为低能状态(体系对外部做功或者释放热量) ②混乱度角度：在密闭条件下，体系有从有序自发转变为无序的倾向 ③具有方向性：即过程的某个方向在一定条件下自发进行，而该过程逆方向在该条件下肯定不能自发进行 （3）判断： ①根据条件判断：不是看是否需要条件，而是看是否需要持续施加外力(如加热等) ②)根据其逆向过程是否自发判断：若逆向过程自发，则正向过程一定不自发；若逆向过程不自发，则正向过程一定自发 2．自发反应 （1）定义：在给定条件下，可以自发地进行到显著程度的化学反应。如：钢铁生锈 （2）特征： ①具有方向性，即反应的某个方向在一定条件下是自发的，则其逆反应在该条件下肯定不自发，如：铁器暴露于潮湿的空气中会生锈，是自发的，则铁锈变为铁在该条件肯定不是自发的 ②体系趋向于从高能量状态转变为低能量状态 ③体系趋向于从有序体系转变为无序体系 （3）应用： ①可被用来完成有用功。如：H2燃烧可设计成原电池等。 ②非自发过程要想发生，必须对它做功。如：通电将水分解为H2和O2。 【关键牢记】 ①自发反应具有方向性，即反应的某个方向在一定条件下自发进行，而该反应的逆方向在该条件下肯定不能自发进行。 ②自发≠迅速发生；自发≠不需任何条件；自发性只判断反应趋势，与反应速率无关。 ③不要混淆“自发进行”和“常温自发”；自发反应依然可能需要启动条件（如点燃）。 3．熵与熵变 （1）熵：度量体系混乱程度的物理量，符号为S。熵值越大，体系混乱度越大。同一条件下，不同物质有不同的熵值；同一种物质在不同状态下熵值也不同，一般规律是S(g)>S(l)>S(s)。 （2）熵变：ΔS＝S(生成物)－S(反应物)。化学反应的ΔS越大，越有利于反应自发进行。 4．化学反应进行方向的判断 （1）传统方法： ①依据物质的稳定性：由不稳定物质向稳定物质转变。2NaHCO3Na2CO3＋CO2↑＋H2O，稳定性：NaCO3＞NaHCO3。 ②依据离子反应：对于复分解反应，一般是由易电离的物质向难电离的物质转变，或向离子浓度减小的方向转变。 ③依据物质的溶解性：由溶解度大的物质向溶解度小的物质转变。如Na2SO4＋CaCl2===CaSO4↓(微溶)＋2NaCl，CaSO4＋Na2CO3===CaCO3↓＋Na2SO4，所以溶解性：CaCl2＞CaSO4＞CaCO3。 ④依据酸碱强弱：由相对强酸(碱)向相对弱酸(碱)转变。如2CH3COOH＋Na2CO3===2CH3COONa＋CO2↑＋H2O，NaSiO3＋CO2＋H2O===H2SiO3↓＋Na2CO3，所以酸性强弱：CH3COOH＞H2CO3＞H2SiO3。 ⑤依据物质的挥发性：由难挥发(高沸点)性物质向易挥发(低沸点)性物质转变。 a．由难挥发性酸向易挥发性酸转变。如NaCl＋H2SO4(浓)NaHSO4＋HCl↑，所以沸点：H2SO4(浓)＞HCl。 b．由难挥发性酸酐向易挥发性酸酐转变。如CaCO3＋SiO2CaSiO3＋CO2↑，所以沸点：SiO2＞CO2。 c．由难挥发性金属向易挥发性金属转变。如2RbCl＋MgMgCl2＋2Rb，所以沸点：Mg＞Rb。 ④由氧化性(还原性)强的物质向氧化性(还原性)弱的物质的转变。如2FeCl3＋2KI===2FeCl2＋2KCl＋I2,2FeCl2＋Cl2===2FeCl3，所以氧化性Cl2＞FeCl3＞I2。 （2）焓变（焓判据）：研究表明，对于化学反应而言，绝大多数放热反应都能自发进行，且反应放出的热量越多，体系能量降低得也越多，反应越完全。可见，反应的焓变是制约化学反应能否自发进行的因素之一。 ①多数能自发进行的化学反应是放热反应。如：在常温、常压下，氢氧化亚铁被氧化为氢氧化铁的反应是自发的，反应放热：Fe(OH)2(s)＋2H2O（1）＋O2(g)==4Fe(OH)3(s) ΔH(298 K)＝－444.3 kJ/mol ②部分吸热反应也能自发进行。如：NH4HCO3(s)＋CH3COOH(aq)==CO2(g)＋CH3COONH4(aq)＋H2O（1） ΔH(298 K)＝＋37.30 kJ/mol ③有一些吸热反应在室温条件下不能自发进行，但在较高温度下则能自发进行。如：在室温下和较高温度下均为吸热过程的CaCO3的分解反应。CaCO3(s)==CaO(s)＋CO2(g) ΔH(298 K)＝＋178.2 kJ/mol ΔH(1 200 K)＝＋176.5 kJ/mol （3）熵变（熵判据）：熵变是一个与反应能否自发进行有关的因素，但不是决定反应能否自发进行的惟一因素。 ①许多熵增加的反应在常温、常压下可以自发进行。如：2H2O2(aq)==2H2O(l)＋O2(g)；NH4HCO3(s)＋CH3COOH(aq)==CO2(g)＋CH3COONH4(aq)＋H2O(l)； ②有些熵减小的反应在一定条件下也能自发进行。如：NH3＋HCl == NH4Cl。 （4）复合判据：ΔG=ΔH－TΔS ①当ΔH＜0，ΔS＞0时，ΔG＜0，反应自发进行。 ②当ΔH＞0，ΔS＜0时，ΔG＞0，反应不能自发进行。 ③当ΔH＞0，ΔS＞0或ΔH＜0，ΔS＜0时，反应是否自发进行与温度有关，在一定温度下可使ΔG＝0，即反应达平衡状态。 ④ΔH<0、ΔS<0时，则ΔH-TΔS在较低温度时可能小于零，所以低温有利于反应自发进行。 （5）反应自发进行的最低或最高温度的计算： ①计算依据：△H－T△S≤0。若△S＞0，则T ≥ △H/△S，为最低温度；若△S＜0，则T ≤ △H/△S，为最高温度 ②单位的换算：△S的单位为：J·mol－1·K－1 、△H的单位为：kJ·mol－1 、T的单位为：K 【关键牢记】 ①根据ΔH－TΔS＜0判断的只是反应能否自发进行的可能性，具体的反应能否实际发生，还涉及到化学反应速率的问题。 ②判断一个化学反应能否自发进行，若无任何外加条件，可以认为我们所学过的化学反应(电解反应除外)都是能够自发进行的。 5．化学平衡状态 （1）可逆反应： ①概念：在同一条件下，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。 ②特点：三同（相同条件、同时进行、反应物与生成物同时存在）一小（任一组分的转化率均小于100%，即不能全部转化）。 ③表示：在方程式中用“”表示，而不用“===”表示。 （2）化学平衡状态： ①概念：在一定条件下的可逆反应中，当反应进行到一定程度时，正反应速率和逆反应速率相等，反应混合物中各组分的浓度保持不变的状态。 ②建立：化学平衡状态既可以从正反应方向建立，也可以从逆反应方向建立，或者同时从正、逆两方向建立。 若只加入反应物： 或 过程 正、逆反应速率 反应物、生成物的浓度 反应开始 v（正）最大 v（逆）＝0 反应物浓度最大，生成物浓度为零 反应过程中 v（正）逐渐减小，  v（逆）逐渐增大 反应物浓度逐渐减小，生成物浓度逐渐增大 平衡状态时 v（正）=v（逆）  各组分的浓度不再随时间的变化而变化 若只加入生成物： 或 过程 正、逆反应速率 反应物、生成物的浓度 反应开始 v（逆）最大，v（正）＝0 生成物浓度最大，反应物浓度为零 反应过程中 v（逆）逐渐减小， v（正）逐渐增大 生成物浓度逐渐减小，反应物浓度逐渐增大 平衡状态时 v（正）=v（逆）  各组分的浓度不再随时间的变化而变化 【关键牢记】 ①化学平衡状态既可以从正反应方向建立，也可以从逆反应方向建立，或者同时从正、逆两方向建立。 ②可逆反应的平衡物理量一定在最大值和最小值之间，但起始物理量可以为最大值或最小值。 （3）化学平衡状态的特征： ①逆（研究对象）：化学平衡研究的对象是可逆反应； ②动（动态特征）：化学平衡是一种动态平衡，反应达到平衡时，正反应和逆反应仍在进行，并没有停止，v（正）=v（逆）≠0； ③等（平衡实质）：达到平衡时，正反应速率=逆反应速率； ④定（平衡结果）：达到平衡时，反应混合物中各组分的浓度、质量分数、体积分数等保持不变； ⑤变（平衡移动）：当外界条件改变时，原有的平衡会被破坏，在新条件下建立新的化学平衡； ⑥同（等效平衡）：外界条件同，同一可逆反应从不同方向（正向、逆向、双向）达到的平衡状态相同； ⑦恒（定量特征）：温度一定，化学平衡常数保持不变。 （4）化学平衡状态的判断： （1）判断标志： ①动态标志：v正＝v逆≠0（正、逆反应速率相等且不等于0）。 ②静态标志：若物理量由变量变成了不变量，则表明该可逆反应达到平衡状态；若物理量为“不变量”，则不能作为平衡标志。 （2）实例分析： 化学反应 mA(g)＋nB(g) pC(g)＋qD(g) 是否平衡 混合物体系中各成分的含量 ①各物质的物质的量或物质的量分数一定 平衡 ②各物质的质量或质量分数一定 平衡 ③各气体的体积或体积分数一定 平衡 ④总体积、总压强、总物质的量一定 不一定平衡 正、逆反 应速率之 间的关系 ①单位时间内消耗了m mol A，同时也生成了m mol A 平衡 ②单位时间内消耗了n mol B，同时也消耗了p mol C 平衡 ③v(A)∶v(B)∶v(C)∶v(D)＝m∶n∶p∶q 不一定平衡 ④单位时间内生成了n mol B，同时也消耗了q mol D 不一定平衡 压强 ①其他条件一定、总压强一定，且m＋n≠p＋q 平衡 ②其他条件一定、总压强一定，且m＋n＝p＋q 不一定平衡 混合气体的平均相对分子质量 ①平均相对分子质量一定，且m＋n≠p＋q 平衡 ②平均相对分子质量一定，且m＋n＝p＋q 不一定平衡 温度 任何化学反应都伴随着能量变化，当体系温度一定时 平衡 气体密度(ρ) ①只有气体参加的反应，密度保持不变(恒容密闭容器中) 不一定平衡 ②m＋n≠p＋q时，密度保持不变(恒压容器中) 平衡 ③m＋n＝p＋q时，密度保持不变(恒压容器中) 不一定平衡 颜色 反应体系内有色物质的颜色稳定不变(其他条件不变) 平衡 【关键牢记】 ①化学平衡状态判断“三关注”：一关注反应条件，是恒温恒容、恒温恒压，还是绝热恒容容器；二关注反应特点，是等体积反应，还是非等体积反应；三关注特殊情况，是否有固体参加或生成，或固体的分解反应。 ②常见不能作为判断化学平衡状态的四种“标志”： 第一种：反应组分的物质的量之比等于化学方程式中相应物质的化学计量数之比。 第二种：恒温恒容下等体积反应，体系的压强或总物质的量不再随时间而变化，如2HI(g)⥫⥬H2(g)＋I2(g)。 第三种：全是气体参加的等体积反应，体系的平均相对分子质量不再随时间而变化，如2HI(g)⥫⥬H2(g)＋I2(g)。 第四种：全是气体参加的反应，恒容条件下体系的密度保持不变。 6．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，用符号K表示。 （2）表达式：对于反应mA(g)＋nB(g)pC(g)＋qD(g)，K＝。 （3）意义：K值越大，反应进行的程度越大，反应物的转化率越大。当K＞105时，该反应可视为进行完全；当K＜10－5时，该反应很难进行。K值的大小只能预示某种可逆反应向某方向进行的最大限度，但不能预示反应达到平衡所需要的时间。 （4）浓度商：在任意时刻的，通常用Q表示。可判断正在进行的可逆反应是否平衡及反应向何方向进行。 【关键牢记】 固体或纯液体的浓度视为常数，通常不计入平衡常数表达式。如C(s)＋H2O(g)CO(g)＋H2(g)的平衡常数表达式K＝。 （5）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。 （6）平衡常数与反应方程式的关系： 化学方程式 平衡常数 方程式之间的关系 K之间的关系 ①C(s)＋H2O(g)⥫⥬CO(g)＋H2(g) K1 反应①和反应②互为逆反应 K2＝(倒数) ②CO(g)＋H2(g)⥫⥬C(s)＋H2O(g) K2 ③nC(s)＋nH2O(g)⥫⥬nCO(g)＋nH2(g) K3 反应③的化学计量数是 反应①的n倍 K3＝K(n次幂) ④C(s)＋H2O(g)＋H2(g)⥫⥬CH3OH(g) K4 反应①＋反应⑤可得反应④ K4＝K1·K5(相乘) ⑤CO(g)＋2H2(g)⥫⥬CH3OH(g) K5 反应④－反应①可得反应⑤ K5＝(相除) 结论：①在相同温度下，对于给定的可逆反应，正逆反应的平衡常数互为倒数，即K正＝。 ②方程式乘以某个系数x，则平衡常数变为原来的x次方。 ③两方程式相加得总方程式，则总方程式的平衡常数等于两分方程式平衡常数的乘积，即K总＝K1·K2。 【关键牢记】 ①温度对化学平衡的影响是通过改变化学平衡常数实现的。升高温度使吸热反应的平衡常数K增大，平衡向吸热反应方向移动；降低温度使放热反应的平衡常数K增大，平衡向放热反应方向移动。 ②其他条件不变，将温度升高至T′(T′>T)。若正反应ΔH > 0，则T′下反应的平衡常数K′>K。由于各物质浓度均未改变，故此时Q＝K<K′，则平衡正移。 （7）化学平衡常数的计算： ①根据化学平衡常数表达式计算。 ②依据化学方程式计算（“三段式”法）：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。 mA(g)＋nB(g) pC(g)＋qD(g) 起始量(mol/L) a b 0 0 变化量(mol/L) mx nx px qx 平衡量(mol/L) a－mx b－nx px qx 则平衡常数：K＝。 【关键牢记】 ①几个可逆反应方程式相加，得总方程式，则总反应的平衡常数等于各分步反应平衡常数之积； ②水溶液中进行的反应，必须拆成离子方程式再计算平衡常数。 ③同一方程式中的化学计量数等倍扩大或缩小n倍，则新平衡常数K′与原平衡常数K间的关系是K′＝Kn或K′＝。 （8）压强平衡常数（气体）： ①表达式：(以aA(g)＋bB(g)cC(g)＋dD(g)为例)，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计算步骤（模板）： 第一步，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； 第二步，计算各气体组分的物质的量分数或体积分数； 第三步，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)； 第四步，根据平衡常数计算公式代入计算。 例如，N2(g)＋3H2(g)2NH3(g)，压强平衡常数表达式为Kp＝。 （9）转化率： ①概念：某一反应的平衡转化率α等于该物质在反应中的已转化量(如物质的量、物质的量浓度等)与该物质起始总量的比值，可表示为： α = ×100% ②意义：反应的平衡转化率表示在一定温度和一定起始浓度下反应进行的限度。 （10）平衡常数的应用： ①判断可逆反应进行程度或进行方向：对于可逆反应：mA(g)＋nB(g)pC(g)＋qD(g)，若浓度商Q＝，则将浓度商和平衡常数作比较可判断可逆反应所处的状态。 ②判断可逆反应的热效应： （11）常见几种计算公式： 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。 mA(g)＋nB(g) pC(g)＋qD(g) 起始量(mol/L) a b 0 0 变化量(mol/L) mx nx px qx 平衡量(mol/L) a－mx b－nx px qx ①平衡常数：K＝。 ②A的平衡浓度：c(A)＝ mol·L－1。 ③A的转化率：α(A)＝×100%，α(A)∶α(B)＝∶＝。 ④A的体积分数：φ(A)＝×100%。 ⑤平衡压强与起始压强之比：＝。 ⑥混合气体的平均密度(混)＝ g·L－1。 ⑦混合气体的平均摩尔质量＝ g·mol－1。 三、化学平衡的移动 1．概念及过程 （1）概念：一个可逆反应，达到化学平衡状态以后，若改变反应条件（如温度、压强、浓度等），使正、逆反应的速率不相等，化学平衡发生移动。最终在新的条件下，会建立新的化学平衡，这个过程叫作化学平衡的移动。 （2）过程：外界条件改变→正反应速率与逆反应速率不再相等→平衡发生移动。 （3）化学平衡移动方向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，平衡不发生移动。 ③v正＜v逆：平衡向逆反应方向移动。 2．化学平衡移动的影响因素 （1）因素及影响： 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 （2）浓度影响速率分析：反应mA(g)＋nB(g)⥫⥬pC(g)，当反应达到平衡后，改变浓度，平衡移动方向及改变条件后的v-t图像如下： 发生变化的条件 增大反应物浓度 减小生成物浓度 增大生成物浓度 减小反应物浓度 平衡移动方向 正反应方向 正反应方向 逆反应方向 逆反应方向 v-t图像 （3）压强影响速率分析：反应mA(g)＋nB(g) ⥫⥬pC(g)，当反应达到平衡后，改变条件，当反应达到平衡后，改变压强，平衡移动方向及改变条件后的v-t图像如下： 发生变化的条件 m+n>p m+n<p m+n=p 增大压强 减小压强 增大压强 减小压强 增大压强 减小压强 平衡移动方向 正反应方向 逆反应方向 逆反应方向 正反应方向 不移动 不移动 v-t图像 （4）温度影响速率分析：反应mA(g)＋nB(g)⥫⥬pC(g)，当反应达到平衡后，改变温度，平衡移动的方向和条件改变后的v-t图像如下表： 发生变化的条件 ΔH>0 ΔH＜0 升高温度 降低温度 升高温度 降低温度 平衡移动方向 正向 逆向 逆向 正向 v-t图像 3．判断平衡移动的两种特殊情况 （1）当反应物或生成物中存在与其他物质不相混溶的固体或液体物质时，由于其“浓度”是恒定的，不随其量的增减而变化，故改变这些固体或液体的量，对化学平衡没影响。 （2）同等程度地改变反应混合物中各物质的浓度时，应视为压强的影响。 （3）温度不变时浓度因素的“决定性作用”——分析“惰性气体(不参加反应的气体)”对化学平衡的影响。 ①恒温恒容条件：原平衡体系体系总压强增大―→体系中各组分的浓度不变―→平衡不移动 ②恒温恒压条件：原平衡体系容器容积增大―→体系中各组分的浓度同倍数减小（等效于减压) 【关键牢记】 压强对化学平衡的影响主要看改变压强能否引起反应物和生成物的浓度变化，只有引起物质的浓度变化才会造成平衡移动，否则压强对平衡无影响。 4．勒夏特列原理 （1）外界条件变化化学平衡的影响：以平衡N2(g)＋3H2(g)⥫⥬2NH3(g)　ΔH<0，为例。 ①若增大N2的浓度，平衡移动的方向是向右移动；达新平衡时，氮气的浓度与改变时相比较，其变化是减小；但新平衡时的浓度大于原平衡时的浓度。 ②若升高温度，平衡移动的方向是向左移动；达新平衡时的温度与改变时相比较，其变化是降低；但新平衡时的温度高于原平衡时的温度。 ③若增大压强，平衡移动的方向是向右移动；达新平衡时的压强与改变时相比较，其变化是减小；但新平衡时的压强大于原平衡时的压强。 （2）化学平衡移动原理(勒夏特列原理)：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。 （3）勒夏特列原理的应用：以N2(g)＋3H2(g)⥫⥬2NH3(g) ΔH＝－92.4 kJ·mol－1为例。 措施 原因 在反应中注入过量的N2 促进平衡正向移动，提高H2的转化率 采用适当的催化剂 加快反应速率 在高压下进行反应 有利于平衡向正反应方向移动 在较高温度下进行反应 加快反应速率同时提高催化剂的活性 不断将氨液化，并移去液氨 有利于平衡向正反应方向移动 【关键牢记】 ①勒夏特列原理仅适用于已达到平衡的反应体系，不可逆过程或未达到平衡的可逆过程均不能使用该原理。此外，勒夏特列原理对所有的动态平衡(如溶解平衡、电离平衡和水解平衡等)都适用。 ②勒夏特列原理只适用于判断“改变影响平衡的一个条件”时平衡移动的方向。若同时改变影响平衡移动的几个条件，则不能简单地根据勒夏特列原理来判断平衡移动的方向，只有在改变的条件对平衡移动的方向影响一致时，才能根据勒夏特列原理进行判断。 ③化学平衡移动原理的适用范围：只能解决与平衡移动有关的问题。催化剂、等体积反应改变压强、反应不可逆、平衡移动与生产要求不完全一致的反应均不能用勒夏特列原理解释。 5．反应速率与化学平衡图像 （1）速率—时间图像(v－t图像)： ①正反应速率突变，逆反应速率渐变，v′正＞v′逆，说明是增大了反应物的浓度，使正反应速率突变，且平衡正向移动。 ②v正、v逆都是突然减小的，v′正＞v′逆，平衡正向移动，说明该反应的正反应可能是放热反应或气体分子数目增大的反应，改变的条件是降低温度或减小压强。 ③v正、v逆都是突然增大的，并且v正、v逆增大程度相同，说明该化学平衡没有发生移动，可能是使用了催化剂，也可能是对反应前后气体气体分子数目不变的反应增大压强(压缩体积)。 （2）百分含量(或转化率)—时间—温度(或压强)图像： ①T2＞T1，温度升高，平衡逆向移动，正反应是放热反应。 ②p2＞p1，压强增大，A(反应物)的转化率减小，说明正反应是气体分子数目增大的反应。 ③生成物C的百分含量不变，说明平衡不发生移动，但反应速率a＞b，故a可能使用了催化剂；若该反应是反应前后气体分子数目的可逆反应，a也可能是增大了压强(压缩体积)。 （3）百分含量(或转化率)—压强—温度图像： ①压强不变时，生成物C的百分含量随温度T的升高而逐渐减小，说明正反应是放热反应； ②温度T不变，做横坐标的垂线，与压强线出现两个交点，分析生成物C的百分含量随压强p的变化可以发现，压强增大，生成物C的百分含量增大，说明正反应是气体分子数目减小的反应。 （4）物质的量 (浓度)—时间图像(n/c－t图像)：在2 L刚性密闭容器中，某一反应有关物质A(g)、B(g)、C(g)的物质的量变化如图所示。根据图像回答下列问题： ①横坐标表示反应过程中时间变化，纵坐标表示反应过程中物质的物质的量的变化。 ②该反应的化学方程式是3A(g)＋B(g)⥫⥬ 2C(g)。 ③在反应达2 min时，正反应速率与逆反应速率之间的关系是相等。 ④若用A物质的量浓度的变化，表示反应达平衡(2 min)时的正反应速率是0.15mol·L－1·min－1。 6．化学平衡图像解题方法 （1）判断平衡移动方向和改变的条件 ①根据v′正、v′逆的相对大小即可判断平衡移动方向，若v′正>v′逆，则平衡正向移动；v′正<v′逆，则平衡逆向移动；v′正=v′逆，则平衡不移动； ②判断改变的哪种外界条件，根据改变条件的那一时刻v′正、v′逆的变化，若v′正或v′逆有一个发生了“突变”，则为改变的条件是浓度；若两个都发生了“突变”，则为改变的条件是温度或压强；若两个都发生了“突变”且仍然相等，则为加入催化剂或等体反应改变压强。 （2）“定一议二”原则：图像包括纵坐标、横坐标和曲线所表示的意义共三个量。确定横坐标所表示的量后，讨论纵坐标与曲线的关系；或者确定纵坐标所表示的量，讨论横坐标与曲线的关系。即“定一议二”原则。解题过程中，可以作辅助线帮助分析。例如反应aA(g)＋bB(g)⥫⥬ cC(g)在不同温度下(T1<T2)，压强(p)与混合气体中C的含量(C%)的关系图像如图所示。根据图像回答下列问题： ①T1为一条等温线，随着压强的增大，C%减小，化学平衡逆向移动，a＋b<c。 ②在压强一定时(如p3)，温度升高，C%增大，化学平衡正向移动，正反应是吸热反应。 （3）“先拐先平”原则：图像中先出现拐点的反应则先达到平衡，先出现拐点的曲线表示的温度较高(如图1)或表示的压强较大(如图2)[仍以aA(g)＋bB(g)⥫⥬ cC(g)为例]。 ①图1中，温度T1、T2的大小关系是T2>T1，温度升高，C%(C的含量)的变化是减小，化学平衡逆向移动，正反应是放热反应。 ②图2中，压强p1、p2的大小关系是p1>p2，压强增大，C%(C的含量)的变化是减小，化学平衡逆向移动，a＋b<c。 一、反应热 易错1：混淆吸放热与反应条件：加热/点燃的反应不一定是吸热反应，常温发生的反应不一定是放热反应。 易错2：燃烧热限定：1mol纯物质完全燃烧生成稳定氧化物，C→CO₂(g)、H→H₂O(l)，生成气态水的热量不能算燃烧热。用热化学方程式表示中和热时，生成H2O的物质的量必须是1 mol。 易错3：ΔH大小比较：必须带符号比较，-200 kJ/mol的ΔH小于-100 kJ/mol，不能只比绝对值。 易错4：催化剂不改变焓变：只降低反应活化能，不改变反应物、生成物总能量差，对ΔH无任何影响。 易错5：物理溶解过程不属于反应热：NaOH溶解放热、浓硫酸稀释放热，都不属于化学反应的热效应范畴。 易错6：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。 易错7：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。 易错8：热化学方程式一般不注明反应条件，不标“↑”“↓”，但必须用s、l、g、aq等标出物质的聚集状态。 易错9：盖斯定律叠加各反应式时，有的反应要逆向写，ΔH符号也相反，有的反应式要扩大或缩小，ΔH也要相应扩大或缩小。 易错10：利用键能计算反应热时，要注意物质中化学键的个数。如1 mol NH3中含有3 mol N—H键，1 mol P4中含有6 mol P—P键等。 二、化学能与电能的转化 易错1：原电池可以通过导线连接两个电极或两电极相接触形成闭合回路，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。 易错2：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（电子不下水）。 易错3：盐桥不能用一根导线代替，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。 易错4：一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。 易错5：两种金属分别作原电池的两极时，不一定作负极的金属活动性比正极的活泼。 易错6：阴极不管是什么材料，电极本身都不反应，一定是溶液(或熔融电解质)中的阳离子放电。 易错7：最常用、最重要的放电顺序是阳极：Cl－＞OH－；阴极：Ag＋＞Cu2＋＞H＋。 易错8：电解水溶液时，K＋～Al3＋不可能在阴极放电，即不可能用电解水溶液的方法得到K、Ca、Na、Mg、A1等金属。 易错9：分析电极反应，判断电极产物，写出电极反应式，要注意遵循原子守恒和电荷守恒。 易错10：阳离子交换膜(以电解NaCl溶液为例)，只允许阳离子(Na＋)通过，而阻止阴离子(Cl－、OH－)和气体分子(Cl2)通过，这样既能防止H2和Cl2混合发生爆炸，又能避免Cl2和NaOH溶液反应生成NaClO而影响烧碱的质量。 易错11：电解或电镀时，电极质量减小的电极必为金属电极—阳极；电极质量增加的电极必为阴极，即溶液中的金属阳离子得电子变成金属附着在阴极上。 易错12：电解精炼铜，粗铜中含有的Zn、Fe、Ni等活泼金属失去电子，变成金属阳离子进入溶液，其他活泼性弱于铜的杂质以阳极泥的形式沉积。电解过程中电解质溶液中的Cu2＋浓度会逐渐减小。 易错13：电镀时，阳极(镀层金属)失去电子的数目与阴极镀层金属离子得到电子的数目相等，因此电镀液中电解质的浓度保持不变。 三、金属的腐蚀与防护 易错1：钢铁发生电化学腐蚀时是原电池原理，负极铁去电子生成Fe2＋，而不是生成Fe3＋。 易错2：金属腐蚀时，电化学腐蚀与化学腐蚀往往同时存在，但前者更普遍，危害也更严重。 易错3：铜暴露在潮湿的空气中发生的是化学腐蚀，而不是电化学腐蚀，生成铜绿的化学成分是Cu2(OH)2CO3。 易错4：金属越活泼，就越容易失去电子而被腐蚀，金属活动顺序表中位于氢前面和氢后面的金属都能发生吸氧腐蚀，但只有在金属活动顺序表中氢前面的金属才可能发生析氢腐蚀。 易错5：改变金属的内部结构（制成合金、不锈钢等）、加防护层（表面喷油漆、涂油脂、电镀、喷镀或表面钝化）均可对防止金属被腐蚀。 易错6：外加电流的阴极保护法比牺牲阳极的阴极保护法保护效果好。 易错7：金属腐蚀的防护，被保护的金属制品作原电池的正极。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。 四、化学反应速率 易错1：化学反应速率Δc是取浓度变化的绝对值，因此，化学反应速率都取正值。 易错2：化学反应速率一般是以最容易测定的一种物质表示，书写时应标明是什么物质的反应速率。 易错3：在同一反应中，用不同的物质表示同一时间内的反应速率时，其数值可能不同，但这些数值所表达的意义是相同的即都是表示同一反应的速率，且彼此可以根据化学方程式中的各化学计量数进行换算。 易错4：一般来说在反应过程中都不是等速进行的，因此某一时间内的反应速率实际上是这一段时间内的平均速率。 易错5：固体或纯液体，其浓度可视为常数，其质量改变不影响化学反应速率，固体物质的反应速率与接触面积有关，颗粒越细，表面积越大，反应速率就越快。 易错6：对于离子反应，只有实际参加反应的各离子浓度发生变化，才会引起化学反应速率的改变。 易错7：改变压强是否影响化学反应速率，取决于是否影响反应物的浓度，恒容下充入稀有气体，气体压强增大，但反应物浓度不变，故反应速率不变；恒压下充入稀有气体，气体压强不变，但体积增大，反应物浓度减小，反应速率减小。 易错8：温度对反应速率的影响具有一致性，升高温度，无论是吸热反应还是放热反应，v都增大，降低温度，v都减小。 易错9：催化剂是通过降低化学反应所需的活化能来增大化学反应速率的。有催化剂参与的反应，活化能(Ea1)较小，反应速率较大；没有催化剂参与的反应，活化能(Ea1')较大，反应速率较小，使用催化剂同时降低了正反应和逆反应的活化能，但反应的ΔH不变。 五、化学反应的方向与限度 易错1：ΔH-TΔS只能应用于温度、压强一定的条件下的化学反应，不能用于其他条件。 易错2：过程的自发性只能用于判断过程的方向，不能确定过程是否一定会发生和过程发生的速率。 易错3：在讨论过程的方向时，指的是没有外界干扰的体系。如果允许外界对体系施加某种作用，就可能出现相反的结果。如高温下石灰石分解，高温高压下石墨转化为金刚石，实现的先决条件是要向体系中输入能量，该过程本质仍然是非直发的。 易错4：对于一个特定的气相反应，熵变的大小取决于反应前后的气体物质的化学计量数大小。 易错5：可逆反应是指在相同条件下进行，正反应和逆反应同时进行的反应，不管反应进行到什么程度，整个反应体系中反应物和生成物同时存在，生成物的产率小于100%。 易错6：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，还可以从某一中间态建立。 易错7：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。 易错8：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。 易错9：化学平衡常数K只是温度函数，与反应物或生成物的浓度无关，表示可逆反应进行的程度。一个反应的K值越大，表明平衡时生成物的浓度越大，反应物的浓度越小，反应物的转化率也越大。 易错10：在一定温度下，一个具体的化学反应，只有一个平衡常数，但不同反应物的平衡转化率可能不同。 易错11：反应物或生成物中有固体和纯液体存在时，其浓度可看作“1”，而不计入平衡常数表达式中。如H2O(l)的浓度，固体物质的浓度均不写，但水蒸气浓度要写。 易错12：化学平衡常数是指某一具体反应的平衡常数，正、逆反应的平衡常数互为倒数，若化学方程式中各物质的化学计量数等倍扩大或缩小，平衡常数也会改变。 易错13：多种反应物参加反应时，可通过增加一种反应物的浓度来提高另一种反应物的平衡转化率，而其本身的平衡转化率会降低。 六、化学平衡的移动 易错1：对平衡体系中的固体和纯液体，其浓度可看作常数，增大或减小固体或纯液体的量并不影响v正、v逆的大小，所以化学平衡不移动。 易错2：“浓度对化学平衡移动的影响”中的“浓度”是指与反应有关的气体或溶液中参加反应的离子的浓度。 易错3：只要是增大浓度，不论是增大反应物的浓度，还是生成物的浓度，新平衡状态下的反应速率一定大于原平衡状态的反应速率；减小浓度，新平衡状态下的反应速率一定小于原平衡状态的反应速率。 易错4：反应物有两种或两种以上时，增加一种反应物的浓度，可提高另一种反应物的转化率，但是该物质本身的转化率降低。 易错5：根据Qc与K的关系，判断v正、v逆的相对大小及平衡移动方向的方法：Qc＝K，v正＝v逆，平衡不移动；Qc＜K，v正＞v逆，平衡正向移动；Qc＞K，v正＜v逆，平衡逆向移动。 易错6：若反应aA(g)＋bB⥫⥬ cC(g)＋dD(g)的a＋b＝c＋d，改变条件，平衡不移动但反应速率加快，可能是使用催化剂，或增大压强(反应前后气体体积不变)。 易错7：催化剂不能使化学平衡发生移动，但可以改变达到平衡所需的时间。工业生产往往使用催化剂，其目的是增大化学反应速率，提高单位时间内的产量。 易错8：若将体系温度从50 ℃升高到80 ℃，则化学平衡向吸热反应方向移动，达到新的平衡状态时50 ℃<T<80 ℃。 易错9：若对体系N2(g)＋3H2(g)⥫⥬ 2NH3(g)加压，例如从30 MPa加压到60 MPa，化学平衡向气体体积减小的方向移动，达到新的平衡状态时30 MPa<p<60 MPa。 易错10：若增大平衡体系Fe3＋(aq)＋3SCN－(aq)⥫⥬ Fe(SCN)3(aq)中Fe3＋的浓度，例如由0.01 mol·L－1增至0.02 mol·L－1，平衡正向移动，则在新平衡状态下，0.01 mol·L－1<c(Fe3＋)<0.02 mol·L－1。 易错11：勒夏特列原理仅适用于已达平衡的反应体系，对不可逆过程或未达平衡的可逆过程均不能使用勒夏特列原理。此外勒夏特列原理对所有的动态平衡(如溶解平衡、电离平衡、水解平衡等)都适用。 易错12：无论是反应速率图像还是平衡图像，都要清楚纵、横坐标的含义，都要与化学原理相联系，特别是与平衡移动原理相联系。 易错13：图像三步分析法：一看反应速率是增大还是减小；二看v正、v逆的相对大小；三看化学平衡移动的方向。 易错14：图像四要素分析法：看曲线的起点；看曲线的变化趋势；看曲线的转折点；看曲线的终点。 易错15：图像先拐先平分析法：可逆反应mA(g)＋nB(g)⥫⥬ pC(g)＋qD(g)，在转化率－时间曲线中，先出现拐点的曲线先达到平衡，这表示反应的温度高或压强大。 易错16：图像定一议二分析法：图像中有三个量时，先确定一个量不变，再讨论另外两个量的关系。 【题型清单1】反应热 焓变 下列说法中正确的是 A．在化学反应过程中，发生物质变化的同时不一定发生能量变化 B．破坏生成物全部化学键所需要的能量大于破坏反应物全部化学键所需要的能量时，该反应为吸热反应 C．生成物的总焓大于反应物的总焓时，反应吸热，ΔH>0 D．ΔH的大小与热化学方程式的化学计量数无关 【答案】C 【解析】化学反应中一定有能量变化，A错误；B项中，由ΔH＝断开旧化学键吸收的能量－形成新化学键放出的能量，得ΔH<0，故为放热反应；吸热反应的ΔH>0，C正确；ΔH的大小与化学方程式的化学计量数成正比关系，D错误。 【易错点】焓变与反应发生的条件、反应是否彻底无关；催化剂能降低反应的活化能，但不影响焓变的大小；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；不能根据反应条件（如加热）判断反应是放热还是吸热；有能量变化的过程不一定是放热反应或吸热反应；浓H2SO4、NaOH固体溶于水放热、NH4NO3溶于水吸热，其放出或吸收的热量不是反应热；物质三态变化时，能量的变化形式为固态液态气态。 【题型清单2】热化学方程式的书写与正误判断 下列说法正确的是 A．一定条件下，将1mol O2 (g)和2 mol SO2 (g)置于密闭容器中充分反应生成SO3(g)，放热197.8kJ，其热化学方程式为：O2 (g)+ 2SO2 (g)2SO3 (g) ΔH =-197.8kJ·mol-1 B．已知：CH4(g)+2O2(g)=CO2(g)+2H2O(g) ΔH =-890.3kJ·mol-1，则甲烷的燃烧热是890.3kJ·mol-1 C．已知：H+(aq)+OH−(aq)=H2O(l) ΔH =-57.3 kJ·mol-1，则H2SO4(aq)和Ba(OH)2(aq)反应的热化学方程式为：H2SO4(aq)+Ba(OH)2(aq)=BaSO4(s)+2H2O(l) ΔH = -114.6 kJ·mol-1 D．已知：C(石墨，s)=C(金刚石，s) ΔH =+1.9 kJ·mol-1，则石墨比金刚石稳定 【答案】D 【解析】A．该反应为可逆反应，无法完全转化，放出的热量197.8kJ仅为实际反应量对应的值，而ΔH应为完全反应的理论值，因此ΔH小于197.8kJ/mol，A错误；B．燃烧热要求生成液态水，而题中生成气态水，ΔH未达到燃烧热的定义，B错误；C．该反应生成BaSO4沉淀，其溶解热会影响总反应热，ΔH应小于-114.6kJ·mol-1，C错误；D．ΔH为正值说明石墨转化为金刚石吸热，石墨能量更低更稳定，D正确；故选D。 【易错点】可逆反应中的“ΔH”表示的是完全反应时对应的焓变值；热化学方程式中的物质必须注明聚集状态，不用标“↑”“↓”，也不用标明反应条件；不论热化学方程式的化学计量数如何改变，ΔH的单位为kJ·mol－1，注意“＋”“－”且与化学方程式一一对应。 【题型清单3】盖斯定律计算ΔH （25-26高一下·山西长治上党第一中学校·期末）发射“嫦娥一号”月球探测卫星的长征三号甲运载火箭的第三子级使用的燃料是液氢和液氧，已知下列热化学方程式： ①H2(g)＋O2(g) ＝H2O(l) ΔH1＝－285.8 kJ/mol ②H2(g)＝H2(l) ΔH2＝－0.92 kJ/mol ③O2(g)＝O2(l) ΔH3＝－6.84 kJ/mol ④H2O(l)＝H2O(g) ΔH4＝＋44.0 kJ/mol 则反应H2(l)＋O2(l)＝H2O(g)的反应热ΔH为 A．＋237.46 kJ/mol B．－474.92 kJ/mol C．－118.73 kJ/mol D．－237.46 kJ/mol 【答案】D 【解析】由盖斯定律可知，①—②—×③+④可得反应H2(l)＋O2(l)＝H2O(g)，则ΔH =ΔH1－ΔH2—×ΔH3+ΔH4＝－237.46 kJ/mol，故选D。 【易错点】当反应式乘以或除以某数时，ΔH也应乘以或除以某数；反应式进行加减运算时，ΔH也同样要进行加减运算，且要带“＋”、“－”符号，即把ΔH看作一个整体进行运算；通过盖斯定律计算比较反应热的大小时，同样要把ΔH看作一个整体；当设计的反应逆向进行时，其反应热与正反应的反应热数值相等，符号相反。 【题型清单4】原电池工作原理及电极反应式的书写 将反应设计成原电池，某一时刻的电子流向及电流计(G)指针偏转方向如图所示，下列有关叙述正确的是 A．盐桥中的移向溶液 B．工作一段时间后，溶液中减小 C．电子由溶液通过盐桥移向溶液 D．作负极，发生还原反应 【答案】B 【解析】原电池中电子从负极流出，流入正极；阳离子移向正极，阴离子移向负极。根据电子的流向可判断铜是负极，银是正极。A．阳离子移向正极，阴离子移向负极，KNO3盐桥中的K＋移向硝酸银溶液，A错误；B．正极银离子得到电子生成金属银，导致工作一段时间后，AgNO3溶液中c(Ag＋）减小，B正确， C．电子从负极流出，流入正极，只能通过导线传递，不能由AgNO3溶液通过盐桥移向Cu(NO3）2溶液，C错误；D．Cu作负极，失电子，发生氧化反应，D错误； 故答案为：B。 【易错点】原电池闭合回路可以是导线连接两个电极，也可以是两电极相接触；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；盐桥不能用一根导线连接，用导线连接后相当于一个是原电池，一个是电解池；在电极反应式中，只有能溶于水的强电解质才能写成离子；书写或判断电极反应式应正确判断负极和正极，确定两极上具体反应，再确认电极产物能否与电解质溶液发生反应，书写二次电池的电极反应时，要注意判断充电方向与放电方向。充放电时的电极反应式倒过来写。 【题型清单5】电解池及应用 （2026·陕西西安雁塔陕西师范大学附属中学2026届·一模）工业上可利用流汞电解法电解海水，如图所示流汞电解池的底部略微倾斜。在电解池中，汞作为阴极，生成并通过电解池底部流入Z池，发生反应：。下列说法正确的是 A．阳极附近溶液不发生变化 B．汞阴极发生电极反应： C．理论上每生成1，需消耗海水中氯化钠的质量为117g D．理论上每生成1，Z池中溶液质量增加80g 【答案】C 【解析】根据题意，在电解池中，汞作为阴极，生成HgNa，可知汞阴极发生电极反应：，阳极发生电极反应：。A．阳极发生电极反应：，Cl2会有一定溶解使电极附近溶液pH降低，A错误；汞阴极发生电极反应：，B错误；理论上每生成1molH2，需生成2molHgNa，即需要转移2mol电子，根据电解反应：，则消耗海水中NaCl的质量为117g，C正确；根据反应：，每生成1molH2，会消耗2molH2O并且H2逸出，Z池溶液中物质最多增加44g，D错误。故选C。 【易错点】电解时必须使用直流电源；电解法是一种强氧化还原手段，可以完成非自发的氧化还原反应；书写电解池中电极反应式时，可以用实际放电的离子表示，但书写电解总反应方程式时，弱电解质要写成化学式形式；电解质的复原不仅要求溶质不变，还有注意溶质的浓度也不变；溶液中存在多种离子时，要考虑离子的放电顺序；电镀铜中电解质溶液的浓度保持不变，而电解精炼铜中Cu2+的浓度逐渐减小，电镀中阳极减小的质量等于阴极增加的质量，而电解精炼中，阳极减小的质量与阴极增加的质量不相等；不论电镀还是电解精炼，阳极失去电子的物质的量与阴极得到电子的物质的量必然相等。 【题型清单6】化学反应速率大小比较及影响因素 （25-26高二上·江苏连云港·期中）时，向恒容密闭容器中充入，气体发生反应：　。测定的部分数据如下表： 0 50 150 250 350 0 0.16 0.19 0.20 0.20 下列说法正确的是 A．反应在前的平均速率 B．平衡后向容器中充入，平衡向正向移动，平衡常数不变 C．其他条件不变，升高温度，增加，减小，平衡向正向移动 D．相同温度下，起始时向容器中充入、和，反应达到平衡前 【答案】D 【解析】A.反应在前50 s 的平均速率，化学计量数之比等于速率之比，因此，故A错误；B.恒容充入惰性气体，反应体系中各物质浓度不变，平衡不移动，故B错误；C.升高温度，正逆反应的速率同时增大，而该反应为吸热反应，升高温度，平衡正向移动，故C错误；D.由表格数据可知，250s时，反应达到平衡，此时SO2为0.2mol，则O2为0.1mol，SO3为0.8mol，相同温度下，起始时向容器中充入0.8molSO3、0.20molSO2和0.15molO2，根据等效平衡可知，相当于在平衡的基础上再充入0.05molO2，则平衡逆向移动，反应达到平衡前v(正)＜v(逆)，故D正确；故答案选D。 【易错点】化学反应速率一般指反应的平均速率，均取正值；同一反应，相同条件不同物质表示的反应速率数值可能不同；不能用固体或纯液体物质来表示化学反应速率；催化剂同等程度改变正、逆反应速率，但不会改变反应的限度和反应热；升高温度正、逆反应速率都加快，但加快的程度不同，降低温度正、逆反应速率都减慢，但减慢的程度不同；压强只对有气体参与的化学反应速率有影响，恒温时，压缩体积反应速率加快；恒温时，对于恒容密闭容器，充入气体反应物，反应速率加快，充入“惰性”气体，反应速率不变；恒温恒压时，充入“惰性”气体，反应速率减小。 【题型清单7】化学平衡状态的判断 （25-26高二上·湖北·期末）保持温度不变，向2L恒容密闭容器中充入10 mol CO和7 mol H2S，发生反应：。反应t分钟时达到平衡，此时CO为8mol。下列说法正确的是 A．COS与H2的体积比保持不变时，说明反应达到平衡状态 B．升高温度，H2S的浓度增大，表明该反应是吸热反应 C．t分钟内，该反应的化学反应速率 D．向平衡体系中再加入CO和H2各4 mol，反应达到平衡前v(正)＞v(逆) 【答案】C 【解析】A．反应中COS与H2的化学计量数之比为1:1，任意时刻二者生成量均相等，体积比始终为1:1，不能作为平衡状态的判断依据，A错误；B．升高温度H2S浓度增大，说明平衡逆向移动，逆反应为吸热反应，正反应为放热反应，B错误；C．平衡时CO的物质的量减少2mol，则生成COS的物质的量为2mol，容器容积为2L，故，，C正确； D．反应的三段式为 计算得平衡常数，加入CO和H2各4mol后，浓度商，平衡逆向移动，故，D错误；故选C。 【易错点】v正＝v逆不同物质速率之比等于方程式中的化学计量数之比但必须是不同方向的速率；反应混合物中各组分的质量或浓度保持不变，前提是该量平衡移动是要变，否则就不能作为判断平衡的标志。 【题型清单8】勒夏特列原理及应用 (2026·江苏盐城高二期末)下列变化不能用勒夏特列平衡移动原理解释的是 A．工业生产硫酸的过程中使用适当过量的氧气，以提高二氧化硫的转化率 B．打开汽水瓶，出现冒泡现象 C．光照新制的氯水，溶液的酸性增强 D．工业合成氨的反应，往往需要使用催化剂 【答案】D 【解析】A项，SO2催化氧化成SO3的反应，增加氧气，平衡正向移动，所以增加氧气的量能增大二氧化硫的转化率，能用勒夏特列原理解释，A不符合题意；B项，打开汽水瓶，出现冒泡现象，能用勒夏特列原理解释，B不符合题意；C项，氯水中存在：Cl2＋H2O⥫⥬ HCl＋HClO不稳定，光照使其分解，2HClO2HCl＋O2↑，HClO浓度减小，平衡正向移动，HCl增多，且分解也生成HCl，HCl浓度增大，溶液的酸性增强，能用勒夏特列原理解释，C不符合题意；D项，催化剂只能改变反应速率，不影响平衡移动，所以不能用勒夏特列平衡移动原理解释，D符合题意；故选D。 【易错点】“减弱这种改变”而不能完全抵消外界条件的改变，更不能超过外界条件的变化；化学反应速率改变，平衡不一定发生移动；化学平衡发生移动，化学反应速率一定改变(v正≠v逆)；只有存在化学平衡的现象才能用勒夏特列原理解释。 【题型清单9】化学平衡常数及应用 （25-26高二下·江苏徐州·期末）和重整制氢过程中的主要反应为 反应I     反应II     反应III     下，在密闭容器中，和各1 mol发生上述反应，平衡时各气态物质的物质的量随温度的变化如图所示。下列说法正确的是 A．曲线表示平衡时随温度的变化 B．降低因反应II向逆反应方向进行 C．，反应II的平衡常数 D．时，增大压强，增大 【答案】B 【解析】升高温度，反应Ⅰ平衡正向移动，CO、H2的物质的量都增大；升高温度，反应Ⅱ平衡正向移动，CO的物质的量增大，H2的物质的量减小；反应Ⅲ中，升高温度，平衡逆向移动，CO的物质的量增大。综合分析，升高温度，CO物质的量增大的幅度大于H2物质的量增大的幅度，所以曲线b表示CO平衡时物质的量随温度变化的曲线。据此分析。A.由分析可知，曲线b表示CO平衡时物质的量随温度变化的曲线，A错误；B.升高温度，反应Ⅰ平衡正向移动，反应Ⅲ平衡逆向移动，都使得CO2的浓度减小，进而导致反应II向逆反应方向进行使得你n（H2O）降低，B正确；C.625℃时，，，，依据氢元素守恒，可求出平衡时，设容器的体积为VL，则反应Ⅱ的平衡常数，C错误；D.图中1000℃时，体系中的气体只有CO、H2，且二者均为2.0 mol，说明反应I恰好反应完全，且不存在反应II、反应Ⅲ，故增大压强对无影响，D错误；选B。 【易错点】化学平衡常数K值能够表示可逆反应进行的程度，K值越大，平衡时生成物的浓度越大，反应物的转化率也越大；化学平衡常数只与温度有关，与反应物或生成物的浓度无关；反应物或生成物中有固体和纯液体存在时不计入平衡常数表达式；化学平衡常数是指某一具体反应的平衡常数，反应方向改变，则平衡常数改变，正、逆反应的平衡常数互为倒数，若化学方程式中各物质的化学计量数等倍扩大或缩小，尽管是同一反应，平衡常数也会改变。 【题型清单10】化学平衡图像分析 （25-26高二下·江苏淮安·期中）CH4部分氧化重整与CH4-H2O-CO2重整联合制合成气(CO、H2)，涉及的反应如下 ①2CH4(g)+O2(g)=2CO(g)+4H2(g)  ∆H1=-71 kJ·mol-1 ②CH4(g)+H2O(g)=CO(g)+3H2(g)   ∆H2=+206 kJ·mol-1 ③CH4(g)+CO2(g)=2CO(g)+2H2(g)  ∆H3=+247 kJ·mol-1 常压下，将一定比例混合气体［n(CH4):n(CO2):n(空气):n(H2O)=1:0.2:1.92:0.4］匀速通过装有催化剂的反应管中，出口处测算CH4的转化率、CO2的转化率及比值随温度变化的关系如图所示。下列说法不正确的是 A．其他条件不变，增大体系压强会降低CH4的平衡转化率 B．800°C时，若=2、CO2的转化率约为40％，则H2O的转化率约为60％ C．联合制合成气相比单一氧化重整有利于调节产物中比值、提高能源利用率 D．800~840°C，若温度升高反应②转化率增加，其对产物比值影响程度小于反应③ 【答案】B 【解析】A.所有反应均为气体分子数增加的反应，增大压强，三个反应平衡均逆向移动，即降低CH4的平衡转化率，A正确；B.根据已知投料比，设初始 ， ， ，CO2只参与反应③。 CO2 转化率约为 40%，则反应③消耗的CO2为 。设反应①生成的 H2为 amol，则生成的 CO为 0.5a mol（系数比 4:2）。设反应②生成的 H2为 bmol，则生成的 CO 为 mol（系数比 3:1），同时消耗H2O mol。由可得， ，解方程得b=0.48。根据反应②的化学计量关系，消耗的 H2O的物质的量 = b = 。H2O 的转化率 = ，即 H2O转化率为40%，B错误；C.联合重整可调节 ，且放热反应①可为吸热反应供能，提高能源利用率，C正确；D.800～840℃时， ​ 下降表明反应③影响大于反应②，D正确；故答案为B。 【易错点】“先拐先平数值大”指先出现拐点的反应先达到平衡，先出现拐点的曲线表示的温度较高或使用了催化剂；根据v′正、v′逆的相对大小即可判断平衡移动方向，若v′正>v′逆，则平衡正向移动；v′正<v′逆，则平衡逆向移动；v′正=v′逆，则平衡不移动；化学平衡图像分析遵循“定一议二”和“先拐先平”原则。 技巧 一句话要点 判断吸热反应和放热反应——“记忆+本质理解”法 记住常见吸热热反应和放热反应；与反应体积无关，物质三态之间的转化有能量变化，但是物理变化，不属于放热反应或吸热反应。 物质稳定性判断——“内能+键能”法 一般来说，物质具有的能量越低越稳定；物质内的总键能越大越稳定。 焓及焓变大小的判断——“定义+计算”法 焓值及只与焓变体系的状态（温度、压强、聚集状态）有关，与变化途径无关；等压下焓变ΔH＝Q＝H(生成物)－H(反应物)。 热化学方程式的书写及正误判断——“对比 + 计算”法 注明g、l、s、aq，不标“↑”或“↓”，化学计量数可是分数，ΔH的数字、单位及符号必须与方程式本身相符。 中和热测定实验——“原理理解+ 操作计算”法 强酸+强碱稀溶液，1支温度计（每次必须用水冲洗干净并用滤纸擦干）快速+环形玻璃搅拌棒（不能用金属搅拌棒）+3次的平均值计算。 盖斯定律及应用——“计算”法 与方程式相同并带“＋”、“－”符号运算，注意物质的聚集状态。 燃烧热和中和热及热化学方程式判断——“定义+书写"法 中和热生成1 mol H2O(l)为标准，并反应物是强酸和强碱，生成物是水和可溶性盐；燃烧热是可燃物1 mol，生成稳定产物（C→CO2(g)、S→SO2(g)、H→H2O(l)、N→N2(g)）。 原电池正、负极判断——“原理分析"法 两极现象+电子（或离子）流向+氧化剂和还原剂 原电池电极反应式的书写及正误判断——“原理+记忆+守恒”法 负极发生氧化反应，正极发生还原反应；记住惰性电极电解时常见粒子的放电顺序，遵循质量守恒+电荷守恒 电解池及电极名称判断——“装置识别+原理分析”法 连接直流电源（或原电池代替），与电源正极相连为阳极，负极相连为阴极+阳极氧化反应，阴极还原反应+两极现象+电子（或离子）流向。 电解时电解质溶液复原的判断——“补少”法 根据电极反应产物，溶液减少什么物质（气体、难溶物）补什么物质。 电镀与电解精炼原理分析——“比较”法 电镀铜中电解质溶液的浓度保持不变，而电解精炼铜中Cu2+的浓度逐渐减小（需要定期更换）；电镀中阳极减小质量等于阴极增加质量，电解精炼中阳极减小的质量与阴极增加的质量不相等。 金属腐蚀快慢判断——“分类”法 腐蚀类型：电解原理引起的腐蚀＞原电池原理引起的腐蚀＞化学腐蚀＞有防护措施的腐蚀(原电池原理的防护＞电解原理的防护)； 电解质溶液：同种金属强电解质＞弱电解质＞非电解质； 金属活性：活泼性差别越大，活泼性强的金属腐蚀越快； 电解质溶液浓度：同种电解质溶液浓度越大，腐蚀越快。 化学反应速率大小比较——“归一+比值”法 归一法：将同一反应中的用不同物质表示的反应速率，转化成用同一种物质表示的反应速率，然后直接依据数值进行比较。 比值法：用各物质的量表示的反应速率除以对应各物质的化学计量数，然后再对求出的数值进行大小排序，数值大的反应速率快。 外界条件对化学反应速率和化学平衡影响的判断——“控制变量”法 确定变量，定多变一（其他因素不变，只改变一种因素），数据有效。 反应自发性判断——“复合判据”法 ΔH－TΔS<0，能自发；ΔH－TΔS＝0，达到平衡状态；ΔH－TΔS>0，不能自发。 化学平衡状态的判断——“变量不变”法 v正＝v逆；平衡体系中某变量（平衡移动时要变化的量）保持不变。 化学平衡的计算——“三段式”法 根据方程式找出起始量、变化量、平衡量（三段），再根据相应关系求平衡时某成分的浓度、反应物转化率等，求出题目答案。 化学平衡图像分析——“先拐先平数值大+定一议二”法 定一议二：图像中有三个量时，先确定一个量不变，再讨论另外两个量的关系。 先拐先平：先出现拐点反应先达到平衡，曲线表示的温度较高、压强较大或使用了催化剂。 化学平衡常数与浓度商判断平衡移动的方向——“比较”法 一定温度、任意时刻，Qc<K，平衡向正反应方向移动；Qc＝K，体系处于平衡状态；Qc>K，平衡向逆反应方向移动。 学科网（北京）股份有限公5 / 5 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01 化学反应与能量变化 化学反应速率与化学平衡 第一单元 化学反应与能量变化 一、化学反应的热效应 1．反应热 （1）概念： ①反应热：在_______条件下，化学反应体系向环境释放或从环境吸收的热量。 ②焓：与内能(体系内物质的各种能量的总和)有关的物理量。 ③焓变：_______条件下，进行的化学反应，其反应热等于反应的焓变。符号为_______。 ④焓变与反应热的关系：对于_______条件下进行的反应，如果反应中能量变化全部转化为热能，则应热等于反应的焓变即：ΔH＝Qp（Qp代表一定压强下的反应热）。 （2）放热反应与吸热反应： 放热反应 吸热反应 定义 _______热量的化学反应 _______热量的化学反应 ΔH的符号 小于0(“－”号) 大于0(“＋”号) 形成原因 能量变化 反应物的总能量_____生成物的总能量 反应物的总能量_____生成物的总能量 键能变化 反应物的总键能_____生成物的总键能 反应物的总键能_____生成物的总键能 反应类型 ①大多数_______反应 ②所有的金属与_____反应 ③酸碱中和反应 ④铝热反应 ⑤碱性氧化物与水反应 ①大多数分解反应 ②盐的_______反应 ③Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl的反应 ④C和CO2的反应 ⑤C和H2O(g)的反应 图示 联系 ①ΔH＝_______键能之和－_______键能之和 ②键能越大，物质能量越_____，越稳定；反之键能越小，物质能量越_____，越不稳定。 温馨提醒 ΔH的单位是kJ·mol－1 【关键牢记】 ①焓是与内能有关的相对抽象的一种物理量，焓变的值只与反应体系的始末状态有关，而与过程无关。 ②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。 ③化学反应是放热还是吸热与反应条件(如是否加热)没有必然的联系。 ④物质的焓越小，具有的能量越低，稳定性越强。 ⑤由于反应热是指反应完全反应时的热效应，所以对于可逆反应的热量要小于完全反应时的热量。 2．反应热的计算 （1）热化学方程式： ①书写步骤： 第一步：写化学方程式 沉淀“↓”、气体“↑”符号，不需标明；化学计量数只表示__________，因此，可以是整数，也可以是分数 需要注明反应时的温度和压强，但一般用25 ℃和101 kPa时的数据，因此可不特别注明 第二步：标各物质的状态 各物质均要在化学式后标明_______，常用s、l、g、aq分别表示固态、液态、气态、溶液 同素异形体要同时标注聚集状态和_______； 第三步：求ΔH 包括吸热（△H____0）用“＋”或放热（△H____0）用“－”、数值和单位(kJ·mol－1) 化学计量数变，△H要做相应改变，正、逆反应的△H数值_______，符号_______ 【关键牢记】 ①各物质化学式前面的化学计量数表示物质的量，可是整数，也可是分数，化学计量数与ΔH数值相对应。 ②热化学方程式中的热效应都是指物质按化学方程式完全反应时的热效应。 ③ΔH的值要与化学计算数相对应；ΔH后注明“－”或“＋”，且单位为kJ·mol－1；ΔH与可逆符号及等号无关。 ②正误判断： 一看 化学原理是否正确，如表示中和热的热化学方程式中，产物H2O的化学计量数必为1；表示燃烧热的热化学方程式中，可燃物的化学计量数必为1且燃烧产物应为稳定的氧化物 二看 状态是否标明 三看 ΔH的单位是否正确 四看 ΔH的数值与化学计量数是否对应 【关键牢记】 ①热化学方程式乘以某一个数时，反应热的数值也必须乘以该数。 ②热化学方程式相加减时，物质之间相加减，反应热也必须相加减。 ③将一个热化学方程式颠倒时，ΔH的“＋”“－”也随之改变，但数值不变。 （2）反应热的计算： ①盖斯定律：一个化学反应，不管是一步完成还是分几步完成，其反应热是_______的，这就是盖斯定律。根据盖斯定律，可以利用已知反应的反应热来计算未知反应的反应热。 转化关系 反应热间的关系 aAB、AB ΔH1＝_______ ΔH1＝_______ ΔH＝____________ ②关系：盖斯定律表明，在一定条件下，化学反应的反应热只与反应体系的_______和_______有关，而与反应进行的_______无关。则有：ΔH＝ΔH1＋ΔH2＝______________________。如图：。 ③ΔH的三种计算公式： A．内能：ΔH＝_______总能量－_______总能量＝H(生成物)－H(反应物) B．键能：ΔH＝_______总键能之和－_______总键能之和。其中，各物质的键能=该物质的物质的量×_______数目之和。 C．活化能：ΔH＝_______，E1为正反应的活化能，E2为逆反应的活化能。如图： ④计算常用关系式： 热化学方程式 焓变之间的关系 aA===B　ΔH1，A===B　ΔH2 ΔH2＝ΔH1或ΔH1＝aΔH2 aA===B　ΔH1，B===aA　ΔH2 ΔH1＝－ΔH2 ΔH＝ΔH1＋ΔH2 【关键牢记】 ①根据盖斯定律计算反应热步骤： ②根据盖斯定律计算反应热方法： 3．燃烧热和中和热 （1）中和热： ①定义：在_______里，酸与碱发生中和反应生成1mol水时所放出的热量。强酸与强碱在稀溶液中反应的中和反应反应热为57.3 kJ·mol－1或ΔH＝－57.3kJ·mol－1。 ②测定： 装置 原理 ΔH＝－ 实验 步骤 ①量取反应物并且测定其初始温度（宜用0.1分刻度的温度计）。 ②混合反应物并且测定反应的_______温度。 ③平行试验。重复实验_____次，取测量所得数据的_______值作为计算依据。 实验准确性问题 ①小烧杯口与大烧杯口相平，碎泡沫塑料(或纸条)及泡沫塑料板的作用是：_______________。 ②为保证酸、碱完全中和，常使_______稍稍过量（实验中若使用弱酸或弱碱，会使测得数值_______）。 ③实验操作时要快，酸和碱混合过程中，要_______倒入烧杯。以减少热量的损失。 ④酸和碱混合之后，记录的温度必须是_______温度。 （2）燃烧热： ①定义：在为101 kPa时，_______纯物质完全燃烧生成指定产物时所放出的热量。元素所对应的指定产物：C→CO2(g)，H→H2O(l)，S→SO2(g)，N→N2(g)等。 ②燃烧热、中和热与反应热比较： 项目 燃烧热 中和热 反应热 反应特点 燃烧反应，放热 中和反应，放热 任何反应，放热或吸热 反应条件 压强为101 kPa 在稀溶液中 101 kPa、25℃(一般) 方程式配平 以_______可燃物物为准 标准以_______为准 任意物质的量 反应物、 产物特点 完全燃烧生成_______的产物 强酸和强碱反应生成H2O和可溶性盐 任意产物 能量变化 不同反应的ΔH不相同 ΔH都为“－” 强酸与强碱的稀溶液反应时：ΔH＝_______ kJ·mol－1 不同反应的ΔH不相同，有的为“－”，有的为“＋” 4．能源的充分利用 （1）标准燃烧热和热值： ①标准燃烧热：在101 kPa下，_______物质_______的反应热，单位：_______。 ②热值：在101 kPa，_______物质完全燃烧所放出的热量，单位：_______。 【关键牢记】 反应热=反应物的的燃烧热×化学计量数-生成物的燃烧热×化学计量数。 （2）能源的分类： ①概念：能源是指能提供能量的自然资源。 ②分类： A．按产生分类：分为一次能源（自然界现成存在的能源，如化石燃料、太阳能等）和二次能源（由一次能源_______或_______转换成其他种类和形式的能量资源，如电力、煤气、汽油等）。一次能源又分为可再生能源（_______、风能及生物质能）和非再生能源（______________________________等）。 B．按污染分类：根据能源消耗后是否造成环境污染可分为污染型能源（煤炭、石油等）和清洁型能源（_______、电力、太阳能、_______以及核能等）。 C．按使用类型分类：分为常规能源（_______资源和煤炭、_______、_______等）和新型能源（_______、_______、地热能、海洋能、生物能、氢能以及核电的核燃料等）。 ③新能源特点：具有资源丰富、_______、_______或_______等特点。 （3）能源的充分利用： ①构建清洁低碳、_________的能源体系。 ②新能源的开发：_______、氢能、_______、地热能、_______和_______是最有希望的新能源。 二、化学能与电能的转化 1．原电池的工作原理 （1）原电池及构成条件： ①原电池概念：原电池是将_______转化为_______的装置，其反应本质是______________________。 ②构成条件： 反应 能_______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) 电极 一般是活泼性_______的两个电极（金属或石墨） 闭合回路 ①电解质溶液(或熔融电解质)；②两个电极直接(或间接)接触；③两个电极插入电解质溶液(或熔融电解质)中 （2）原电池的工作原理： ①常见原电池装置： ②相同点：图I是_______原电池装置，图 II是_______原电池装置，图III是_______原电池装置，装置I、II、III中，电子均_______通过电解质溶液(或内电路)。 ③异同点：装置I中，由于不可避免会直接发生反应Zn＋Cu2＋==Cu＋Zn2＋而使化学能转化为_____能，所以装置II的能量转化率比装置I_____。装置III中离子交换膜是一种_______透过膜，允许相应离子通过，离子迁移方向遵循电池中离子迁移方向。 （3）原电池的工作原理（以锌铜原电池为例）： 电极名称 负极 正极 电极材料 锌片 铜片 电极反应 ________________________ ________________________ 反应类型 ____________ ______________ 电子流向 由Zn片沿导线流向Cu片 盐桥中离子移动方向 盐桥含饱和KCl溶液，K＋移向_______极，Cl－移向负极 原电池的工作原理图示 （4）盐桥的组成和作用： ①组成：盐桥中装有含KCl(或KNO3)饱和溶液的琼脂。 ②作用：原电池装置中盐桥连接两个半电池装置，其中盐桥的作用有三种： 作用一 连接内电路，通过离子的定向移动，构成______________ 作用二 隔绝正、负极反应物，避免直接接触，导致电流_______ 作用三 维持电极区溶液的电荷平衡，使溶液呈电_____性 （5）原电池设计（定、拆、找、画）： ①定：确定一个能够_______进行的氧化还原反应。 ②拆：将氧化还原反应拆分为_______反应和_______反应两个半反应，分别作为负极和正极的电极反应，还原剂－ne－===氧化产物(负极电极反应)；氧化剂＋ne－===还原产物(正极电极反应)。 ③找：根据氧化还原反应中的还原剂和氧化剂确定原电池的正负极和电解质溶液，正极一般选择比负极稳定的金属或能_______的非金属。 ④画：结合要求及反应特点，连接电路形成_____________，画出原电池示意图，标出电极材料名称、正负极、电解质溶液等。 【关键牢记】 原电池正、负极判断思维模型： 2．化学电源 （1）一次电池： 概念 一次电池中发生氧化还原反应的物质大部分被消耗后就_______再使用。使用最广泛的一次电池是干电池。 一次电池 电极反应式 碱性锌锰电池 负极反应：____________________________________； 正极反应：____________________________________； 总反应：Zn＋2MnO2＋2H2O===2MnO(OH)＋Zn(OH)2 银锌纽扣电池 负极反应：____________________________________。 正极反应：____________________________________； 总反应：Zn＋Ag2O＋H2O===Zn(OH)2＋2Ag （2）二次电池： 概念 又称_______电池或蓄电池，放电后可以_______使活性物质获得再生，因此二次电池可以多次重复使用。 二次电池 电极反应 特点 铅酸蓄电池 放电时（原电池原理）： 负极：Pb＋SO－2e－==PbSO4　 正极：_______________________________________ 充电时（电解池原理）： 阴极：____________________________________； 阳极： PbSO4＋2H2O－2e－===PbO2＋4H＋＋SO 总反应：Pb＋PbO2＋2H2SO42PbSO4＋2H2O 两个电极均参与电极反应 锂离子电池 放电时（原电池原理）： 负极：____________________________________ 正极：Li(1－x)CoO2＋xLi＋＋xe－==LiCoO2 充电时（电解池原理）： 阴极：xLi＋＋C6+xe－==LixC6； 阳极：____________________________________。 总反应：LixC6＋Li(1－x)CoO2LiCoO2＋6C 在充放电过程中，Li＋在正、负极间不断的进行可逆脱嵌 【关键牢记】 ①可充电电池充电时原来的负极连接电源的负极作阴极；同理，原来的正极连接电源的正极作阳极，简记为负连负，正连正。 ②可充电电池的充、放电不能理解为可逆反应。 （3）燃料电池： 概念 利用_______和_______之间发生的氧化还原反应，连续地将_______直接转化为_______的化学电池。 种类（氢氧燃料电池） 酸性 碱性 负极反应式 __________________________________ ___________________________ 正极反应式 __________________________________ ___________________________ 电池总反应 2H2＋O2===2H2O 【关键牢记】 ①燃料电池的电极本身不参与反应，有很强的催化活性，起导电作用。燃料和氧化剂连续地由外部供给。 ②燃料电池中通入O2(或空气)的一极为正极，通入可燃物的一极为负极。 ③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。 3．电解池的工作原理 （1）电解池概念：在_______作用下，电解质在两个电极上分别发生_________和_________的过程叫电解，能量转化形式为电能→化学能。将_______转化为_______的装置叫电解池。 （2）电解池的构成条件： ①具有与直流电源相连接的两个电极(阴极、阳极)； ②_______溶液或熔融电解质； ③形成_________。 （3）电解池的工作原理： ①电极：阴极：与电源_______相连的电极，得到电子，发生_______反应； 阳极：与电源_______相连的电极，失去电子，发生_______反应。 ②电子流向：直流电源_____极→电解池_____极——电解池_____极→直流电源_____极。 ③离子的移动方向：电解质溶液或熔融电解质中，阳离子向_____极移动，阴离子向_____极移动。 ④图示： （3）电解规律： ①阳极产物的判断：若为活性电极(除Au、Pt外的金属)作阳极，则活性电极______电子，发生_____反应。 若为惰性电极(Pt、石墨等)作阳极，要依据阴离子的放电顺序判断。放电顺序如下： 【关键牢记】 ①利用惰性电极电解，S2－、I－、Br－、Cl－在阳极放电，所得产物一般为S、I2、Br2、Cl2，而OH－放电则得到O2和H2O； ②在水溶液中，含氧酸根离子(NO 、SO、CO等)、F－一般不放电。 ③电解水溶液，K＋～Al3＋不可在阴极放电，即不可能用电解水溶液的方法得到金属K、Ca、Na、Mg、Al。 ②阴极产物的判断：不考虑电极材料，直接根据溶液中_______的放电顺序进行判断。阳离子的放电顺序如下： 【关键牢记】 ①阳离子的放电顺序遵循氧化还原反应的“先后规律”，前提条件是各种离子的浓度相差不大； ②金属阳离子(除Fe3＋)放电，则得到相应的金属，H＋放电则得到H2；Fe3＋放电一般转化为Fe2＋。 （4）以惰性电极电解电解质溶液的四种类型： ①电解水型： 实例 电极反应 电解质浓度 复原方法 NaOH 溶液 阴极：_______________________ 阳极：_______________________ _______ 加水 电解质类型 含氧酸(如H2SO4)、强碱(如NaOH)、_______金属的含氧酸盐溶液(如Na2SO4) ②电解电解质型： 实例 电极反应 电解质浓度 复原方法 CuCl2 溶液 阴极：________________________ 阳极：_______________________ _______ 加入 _______ 电解质类型 无氧酸（如HCl）、______金属的无氧酸盐溶液(如CuCl2) ③放H2生碱型： 实例 电极反应 电解质浓度 复原方法 NaCl 溶液 阴极：_______________________ 阳极：_______________________ 生成新 电解质 通入 _______ 电解质类型 _______金属的无氧酸盐(如NaCl、K2S等) ④放O2生酸型： 实例 电极反应 电解质浓度 复原 方法 CuSO4 溶液 阴极：__________________________ 阳极：_________________________ 生成新电解质 加入_______或_______ 电解质类型 _______金属的含氧酸盐溶液(如AgNO3、CuSO4) 【关键牢记】 ①阳离子的放电顺序遵循氧化还原反应的“先后规律”，前提条件是各种离子的浓度相差不大。 ②阴极不管是什么材料，电极本身都不反应，一定是溶液(或熔融电解质)中的阳离子放电。 ③最常用、最重要的放电顺序是阳极：Cl－>OH－；阴极：Ag＋>Cu2＋>H＋。 4．电解原理的应用 （1）氯碱工业： ①方法：阳离子交换膜法电解_______________。 ②电极反应：阳极反应：_______________________(氧化反应)；阴极反应：________________________(还原反应)。 总反应的化学方程式：_________________________________。 ③电解过程：阳极室_____离子浓度减小，_____离子通过阳离子交换膜进入阴极室，NaCl溶液浓度变小；阴极室_______离子浓度增大，形成NaOH浓溶液。阳极产物为_____，阴极产物为：_________。 ④阳离子交换膜的作用：只允许_______通过，能阻止阴离子和Cl2通过，防止发生副反应：_________________________________；防止阳极产生的Cl2和阴极产生的H2混合，发生爆炸。 （2）电镀与电解精炼： 项目 电镀 电解精炼铜 含义 应用电解的原理在_________或其他材料表面镀上一薄层_________或合金的过程 利用电解原理将_______（往往含有铁、锌、银、金等多种杂质）转化为_______的过程 示意图 阳极 _________________________________ Zn－2e－===Zn2＋，Cu－2e－===Cu2＋ 阴极 _________________________________ _________________________________ 电解质溶液 c(CuSO4)基本_______ c(CuSO4)_______ 【关键牢记】 ①电镀时，镀层金属（如铜）作阳极，镀件（如铁）作阴极，含镀层金属离子（如Cu2+）的溶液作电镀液； ②提升美观和增加表面硬度；增强材料的抗腐蚀能力，防止金属氧化。 ③铜精炼：粗铜作阳极，纯铜作阴极，粗铜中不活泼的杂质(银、金等)，在阳极难以失去电子，电解后期，以金属单质的形式沉积于电解槽的底部，成为阳极泥。 （3）电冶金： ①概念：利用电解熔融盐(或氧化物)的方法来冶炼活泼金属，如Na、Ca、Mg、Al等。 ②原理： 电冶金 电解总反应的化学方程式 电极反应 冶炼钠 2NaCl(熔融)2Na＋Cl2↑ 阳极：____________________________ 阴极：2Na＋＋2e－==2Na 冶炼镁 MgCl2(熔融)Mg＋Cl2↑ 阳极：2Cl－－2e－===Cl2↑ 阴极：____________________________ 冶炼铝 2Al2O3(熔融)4Al＋3O2↑ 阳极：___________________________ 阴极：4Al3＋＋12e－===4Al 三、金属的腐蚀与防护 1．金属的腐蚀 （1）本质：金属原子______电子变为金属______，金属发生____________。 （2）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 金属与其表面接触的一些物质______反应 不纯的金属与____________接触，发生______反应 现象 金属被______ 较活泼金属被______ 区别 无电流产生 有微弱电流产生 联系 电化学腐蚀化学腐蚀普遍得多，腐蚀速率______，危害也更严重 ②析氢腐蚀和吸氧腐蚀(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(pH<4.3) 水膜酸性很弱或呈中性 负极反应 Fe－2e－==Fe2＋ 正极反应 ___________________________ ___________________________ 总反应 ___________________________ ___________________________ 联系 吸氧腐蚀更普遍 【关键牢记】 ①对同一种金属来说，在不同溶液中腐蚀的快慢：强电解质溶液 >　弱电解质溶液 >　非电解质溶液。 ②活动性不同的两金属：活动性差别越大，活动性强的金属腐蚀越快。 ③对同一种电解质溶液来说，电解质溶液浓度越大，腐蚀越快，且氧化剂的浓度越高，氧化性越强，腐蚀越快。 ④对同一电解质溶液来说。电解原理引起的腐蚀>原电池原理引起的腐蚀>化学腐蚀>有防护措施的腐蚀。 2．金属的防护 （1）电化学防护法： 类型 牺牲阳极法 外加电流法 原理 利用_______原理，通常在被保护的钢铁设备(如锅炉的内壁、船舶的外壳等)上安装若干镁合金或_______ 利用_______原理，把被保护的钢铁设备(如钢闸门)作为_______，用惰性电极作为辅助阳极，两者均放在电解质溶液(如海水)里，外接直流电源 图示 分析 发生腐蚀时，作为_______的钢铁设备被保护起来 调整外加电压，强制电子流向被保护的钢铁设备，使钢铁表面腐蚀电流降至零或接近零，钢铁设备被迫成为_______而受到保护 （2）改变金属材料的组成，如制成合金、不锈钢等。 （3）加防护层，如在金属表面喷油漆、涂油脂、电镀、喷镀或表面钝化等方法。 【关键牢记】 ①钢铁发生电化学腐蚀时，负极铁失去电子生成Fe2＋，而不是生成Fe3＋。 ②铜暴露在潮湿的空气中发生的是化学腐蚀，而不是电化学腐蚀，生成铜绿的化学成分是Cu2(OH)2CO3。 ③两种保护方法的比较:外加电流的阴极保护法比牺牲阳极的阴极保护法保护效果好。 第二单元 化学反应速率和化学平衡 一、化学反应速率 1．概念与表示方法 （1）概念：用来衡量化学反应进行_______的物理量 （2）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_______来表示。 （3）数学表达式及单位：v＝，单位为_______或_______。 （4）同一反应中各物质化学反应速率的关系 mA（g）+nB（g）pY（g）+qZ（g） ①同一反应在同一时间内，用不同物质来表示的反应速率可能_______，但表示的意义_______，且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。 ②在反应aA(g)＋bB(g)cC(g)＋dD(g)中，存在关系______________________________________. 【关键牢记】 ①由公式v＝计算得到的是一段时间的平均速率而不是某一时刻的瞬时速率，且无论用反应物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。 焓是与内能有关的相对抽象的一种物理量，焓变的值只与反应体系的始末状态有关，而与过程无关。 ③固体或纯液体的浓度视为常数，不能用固体或纯液体的浓度变化计算化学反应速率。 2．化学反应速率计算 （1）定义式法：v＝。 （2）比例关系式法：化学反应速率之比＝物质的量浓度变化之比＝_______变化之比＝____________之比。对于反应mA(g)＋nB(g)===pC(g)＋qD(g)来说，v(A)∶v(B)∶v(C)∶v(D)＝____________。 （3）三段式法： 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。 如对于反应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t1s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 t1/(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。 （4）图像计算法： ①从图像中获取计算的数据 纵坐标可以是物质的量，也可以是物质的量浓度，横坐标是_______。 例如：某温度时，在定容(VL)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。根据图像可进行如下计算： A.求某物质的平均速率、转化率，如：v(X)＝ mol/(L·s)，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。 ②依据图像求反应速率的步骤 第一步：找出横、纵坐标对应的物质的量； 第二步：将图中的变化量转化成相应的浓度变化量； 第三步：根据公式v＝进行计算。 【关键牢记】 同一化学反应用不同物质表示的反应速率其数值可能不同，因此，一定要标明是哪种具体物质的反应速率。算中注意以下量的关系： ①对反应物：c(起始)－c(转化)＝c(某时刻) ②对生成物：c(起始)＋c(转化)＝c(某时刻) ③转化率＝×100% 3．化学反应速率比较 （1）原则： ①同一反应用不同物质表示的速率数值可能不同（_____________不同）； ②化学反应速率单位_______时，不能直接比较； ③必须在_______条件下比较才有意义（如温度、浓度等）。 （2）常用比较方法： ①定性：通过明显的实验现象(如_______产生快慢、_______生成快慢等)来定性比较化学反应速率的大小。 ②定量（同一化学反应）：同一化学反应中，不同物质来表示化学反应速率时，数值可能不同，需要进行转化。 A．归一法：“一看”——化学反应速率的单位是否一致，若不一致，需转化为_______；“二化”——将不同物质的化学反应速率转化成_______的化学反应速率；“三比较”——标准统一后比较数值大小，数值越_____，反应速率越_____。 B．比值法：通过化学反应速率与其对应的化学计量数的比值进行比较，比值大的化学反应速率_____。如对于反应aA(g)＋bB(g)cC(g)＋dD(g)，若_____，则A表示的化学反应速率较_____。 C．图像法：c-t 图像：斜率越大，速率越_____（斜率的绝对值表示速率大小）；v-t 图像：纵坐标数值越大，速率越_____；根据图像看反应达到平衡所需的时间，时间越_____，对应的反应的温度、浓度或压强就越_____，则对应的反应速率越_____。 【关键牢记】 ①直接比较不同物质表示的速率数值大小，不能忽略化学计量数的差异； ②比较时不能忽略单位差异，如mol/(L・s) 和 mol/(L・min) 就不能直接比较大小； ③不同温度、不同催化剂下的反应速率不能直接比较大小； ④比值法是速率除以化学计量数，不是化学计量数除以速率。 4．化学反应速率的影响因素 （1）内因：反应物本身的性质是主要因素。反应物本身的_______是影响化学反应速率的决定因素。如在相同条件下卤素单质与H2反应的速率大小关系为_______________；镁、铝、锌、铁与稀硫酸反应的速率大小关系为_____________________。 （2）外因： 因素 对化学反应速率的影响 浓度 当其他条件不变时，增大反应物的浓度，化学反应速率_______；降低反应物的浓度，化学反应速率_______。 压强 对有气体参加的反应，在其他条件不变时，改变压强同样可以改变化学反应速率。 温度 升高温度，化学反应速率_______；降低温度，化学反应速率_______。大量实验证明，温度每升高10 ℃，化学反应速率通常增大为原来的2～4倍。 催化剂 催化剂也可以_______化学反应速率(不作特殊强调，一般指正催化剂)。 其他因素 除了上述浓度、温度、压强、催化剂这四大影响因素外，反应物颗粒的大小、构成微小原电池、光、超声波、激光等也能影响反应速率。 【关键牢记】 ①增加纯固体或纯液体的用量，反应速率不变，因为浓度不变； ②压强对反应速率的影响本质是浓度变化，若压强改变但浓度不变，则速率不变（如恒容充惰性气体）； ③改变温度，使用催化剂，反应速率一定发生变化，其他外界因素的改变，反应速率则不一定发生变化。 ④其他条件一定，升高温度，不论正反应还是逆反应，不论放热反应还是吸热反应，反应速率都要增大，只不过正、逆反应速率增加的程度不同。 ⑤催化剂能同等程度地改变正逆反应速率，不影响化学平衡； ⑥对于有气体参加的可逆反应，升高温度或增大压强v正、v逆均增大，但增大的倍数可能不同。气体⑦惰性对反应速率的影响 在恒温恒容条件下 通入气体(不参与反应气体)，总压增大，反应物浓度不变，反应速率不变 恒温恒压条件下 通入气体(不参与反应气体)，总体积增大，反应物浓度减小，反应速率减小 （3）有效碰撞理论： ①活化分子：能够发生_______的分子(必须具有足够的能量)。 ②活化能（如图）：图中：E1表示反应的活化能，使用催化剂时的活化能为E3，反应热为E1－E2(注：E2表示活化分子变成生成物分子放出的能量)。 ③有效碰撞：___________之间能够引发化学反应的碰撞。 ④利用碰撞理论解释外界条件对化学反应速率的影响： （4）过渡态理论： ①过渡态：反应物转化为生成物的过程中经过能量_______的状态。过渡状态的平均能量与反应物分子的平均能量的差为反应的活化能[活化能(能垒)越高，此步基元反应速率越慢]。如图所示：Ea是正反应的活化能，Ea′是逆反应的活化能。ΔH＝Ea－E′a。 ②催化剂影响化学反应速率的过渡态理论解释：使用催化剂→改变了反应的路径(如图)，反应的活化能降低→反应速率加快。 ③活化分子、有效碰撞与反应速率的关系： 条件改变 单位体积内 有效碰撞次数 反应速率 分子总数 活化分子数 活化分子百分数 增大反应物浓度 _______ _______ _______ _______ _______ 增大压强 _______ _______ _______ _______ _______ 升高温度 _______ _______ _______ _______ _______ 加催化剂 _______ _______ _______ _______ _______ 【关键牢记】 ①活化分子之间的碰撞不一定都是有效碰撞，还要有合适的碰撞取向； ②浓度和压强只改变单位体积内活化分子的数目，不改变活化分子的百分数； ③温度和催化剂都能增大活化分子的百分数，但原理不同 —— 温度是升高分子能量，催化剂降低活化能； ④活化能越小，反应速率越快，但活化能小的反应不一定放热多，活化能与反应热没有必然联系。 二、化学反应的方向与限度 1．自发过程 （1）含义：在一定条件下，_____________________，就能自发进行的过程。如：高山流水，自由落体，冰雪融化 （2）特点： ①能量角度：体系趋向于从_______状态转变为_______状态(体系对外部_______或者_______热量) ②混乱度角度：在密闭条件下，体系有从_______自发转变为_______的倾向 ③具有_______：即过程的某个方向在一定条件下自发进行，而该过程逆方向在该条件下肯定___________ （3）判断： ①根据条件判断：不是看是否需要条件，而是看是否需要持续施加外力(如加热等) ②)根据其逆向过程是否自发判断：若逆向过程自发，则正向过程一定不自发；若逆向过程不自发，则正向过程一定自发 2．自发反应 （1）定义：在给定条件下，可以_______地进行到显著程度的化学反应。如：钢铁生锈 （2）特征： ①具有_______，即反应的某个方向在一定条件下是自发的，则其逆反应在该条件下肯定不自发，如：铁器暴露于潮湿的空气中会生锈，是自发的，则铁锈变为铁在该条件肯定不是自发的 ②体系趋向于从_______状态转变为_______状态 ③体系趋向于从_______体系转变为_______体系 （3）应用： ①可被用来完成有用功。如：H2燃烧可设计成原电池等。 ②非自发过程要想发生，必须对它做功。如：通电将水分解为H2和O2。 【关键牢记】 ①自发反应具有方向性，即反应的某个方向在一定条件下自发进行，而该反应的逆方向在该条件下肯定不能自发进行。 ②自发≠迅速发生；自发≠不需任何条件；自发性只判断反应趋势，与反应速率无关。 ③不要混淆“自发进行”和“常温自发”；自发反应依然可能需要启动条件（如点燃）。 3．熵与熵变 （1）熵：度量体系_______的物理量，符号为S。熵值越大，体系混乱度_______。同一条件下，不同物质有不同的熵值；同一种物质在不同状态下熵值也不同，一般规律是S(g)>S(l)>S(s)。 （2）熵变：ΔS＝S(生成物)－S(反应物)。化学反应的ΔS越大，越有利于反应_______。 4．化学反应进行方向的判断 （1）传统方法： ①依据物质的稳定性：由_______物质向_______物质转变。2NaHCO3Na2CO3＋CO2↑＋H2O，稳定性：NaCO3＞NaHCO3。 ②依据离子反应：对于复分解反应，一般是由_______的物质向_______的物质转变，或向离子浓度_______的方向转变。 ③依据物质的溶解性：由溶解度_____的物质向溶解度_____的物质转变。如Na2SO4＋CaCl2===CaSO4↓(微溶)＋2NaCl，CaSO4＋Na2CO3===CaCO3↓＋Na2SO4，所以溶解性：CaCl2＞CaSO4＞CaCO3。 ④依据酸碱强弱：由相对_____酸(碱)向相对_____酸(碱)转变。如2CH3COOH＋Na2CO3===2CH3COONa＋CO2↑＋H2O，NaSiO3＋CO2＋H2O===H2SiO3↓＋Na2CO3，所以酸性强弱：CH3COOH＞H2CO3＞H2SiO3。 ⑤依据物质的挥发性：由难挥发(高沸点)性物质向易挥发(低沸点)性物质转变。 a．由_____挥发性酸向_____挥发性酸转变。如NaCl＋H2SO4(浓)NaHSO4＋HCl↑，所以沸点：H2SO4(浓)＞HCl。 b．由____挥发性酸酐向____挥发性酸酐转变。如CaCO3＋SiO2CaSiO3＋CO2↑，所以沸点：SiO2＞CO2。 c．由_____挥发性金属向_____挥发性金属转变。如2RbCl＋MgMgCl2＋2Rb，所以沸点：Mg＞Rb。 ④由氧化性(还原性)_____的物质向氧化性(还原性)_____的物质的转变。如2FeCl3＋2KI===2FeCl2＋2KCl＋I2,2FeCl2＋Cl2===2FeCl3，所以氧化性Cl2＞FeCl3＞I2。 （2）焓变（焓判据）：研究表明，对于化学反应而言，绝大多数放热反应都能自发进行，且反应放出的热量越多，体系能量降低得也越多，反应越完全。可见，反应的焓变是制约化学反应能否自发进行的因素之一。 ①多数能自发进行的化学反应是_______反应。如：在常温、常压下，氢氧化亚铁被氧化为氢氧化铁的反应是自发的，反应放热：Fe(OH)2(s)＋2H2O（1）＋O2(g)==4Fe(OH)3(s) ΔH(298 K)＝－444.3 kJ/mol ②部分_______反应也能自发进行。如：NH4HCO3(s)＋CH3COOH(aq)==CO2(g)＋CH3COONH4(aq)＋H2O（1） ΔH(298 K)＝＋37.30 kJ/mol ③有一些吸热反应在室温条件下_______自发进行，但在_______温度下则能自发进行。如：在室温下和较高温度下均为吸热过程的CaCO3的分解反应。CaCO3(s)==CaO(s)＋CO2(g) ΔH(298 K)＝＋178.2 kJ/mol ΔH(1 200 K)＝＋176.5 kJ/mol （3）熵变（熵判据）：熵变是一个与反应能否自发进行有关的因素，但不是决定反应能否自发进行的惟一因素。 ①许多熵_______的反应在常温、常压下可以自发进行。如：2H2O2(aq)==2H2O(l)＋O2(g)；NH4HCO3(s)＋CH3COOH(aq)==CO2(g)＋CH3COONH4(aq)＋H2O(l)； ②有些熵减小的反应在一定条件下也能自发进行。如：NH3＋HCl == NH4Cl。 （4）复合判据：ΔG=ΔH－TΔS ①当ΔH＜0，ΔS＞0时，ΔG＜0，反应_______进行。 ②当ΔH＞0，ΔS＜0时，ΔG＞0，反应_____________进行。 ③当ΔH＞0，ΔS＞0或ΔH＜0，ΔS＜0时，反应是否自发进行与_______有关，在一定温度下可使ΔG＝0，即反应达平衡状态。 ④ΔH<0、ΔS<0时，则ΔH-TΔS在较低温度时可能_______零，所以_______有利于反应自发进行。 （5）反应自发进行的最低或最高温度的计算： ①计算依据：△H－T△S≤0。若△S＞0，则T _____△H/△S，为_______温度；若△S＜0，则T _____△H/△S，为_______温度 ②单位的换算：△S的单位为：_______ 、△H的单位为：_______ 、T的单位为：______ 【关键牢记】 ①根据ΔH－TΔS＜0判断的只是反应能否自发进行的可能性，具体的反应能否实际发生，还涉及到化学反应速率的问题。 ②判断一个化学反应能否自发进行，若无任何外加条件，可以认为我们所学过的化学反应(电解反应除外)都是能够自发进行的。 5．化学平衡状态 （1）可逆反应： ①概念：在同一条件下，既可以向_______方向进行，同时又可以向_______方向进行的化学反应。 ②特点：三同（_______条件、_______进行、反应物与生成物同时_______）一小（任一组分的转化率均_______100%，即不能全部转化）。 ③表示：在方程式中用“”表示，而不用“===”表示。 （2）化学平衡状态： ①概念：在一定条件下的可逆反应中，当反应进行到一定程度时，正反应速率和逆反应速率_______，反应混合物中各组分的浓度保持_______的状态。 ②建立：化学平衡状态既可以从正反应方向建立，也可以从逆反应方向建立，或者同时从正、逆两方向建立。 若只加入反应物： 或 过程 正、逆反应速率 反应物、生成物的浓度 反应开始 v（正）最大 v（逆）＝0 反应物浓度_______，生成物浓度为_______ 反应过程中 v（正）逐渐_______，  v（逆）逐渐_______ 反应物浓度逐渐_______，生成物浓度逐渐_______ 平衡状态时 v（正）______v（逆）  各组分的浓度_______随时间的变化而变化 若只加入生成物： 或 过程 正、逆反应速率 反应物、生成物的浓度 反应开始 v（逆）最大，v（正）＝0 生成物浓度_______，反应物浓度为_______ 反应过程中 v（逆）逐渐_______， v（正）逐渐_______ 生成物浓度逐渐_______，反应物浓度逐渐_______ 平衡状态时 v（正）=v（逆）  各组分的浓度_______随时间的变化而变化 【关键牢记】 ①化学平衡状态既可以从正反应方向建立，也可以从逆反应方向建立，或者同时从正、逆两方向建立。 ②可逆反应的平衡物理量一定在最大值和最小值之间，但起始物理量可以为最大值或最小值。 （3）化学平衡状态的特征： ①逆（研究对象）：化学平衡研究的对象是_______反应； ②动（动态特征）：化学平衡是一种_______平衡，反应达到平衡时，正反应和逆反应仍在进行，并没有停止，_________________； ③等（平衡实质）：达到平衡时，正反应速率=逆反应速率； ④定（平衡结果）：达到平衡时，反应混合物中各组分的浓度、质量分数、体积分数等保持_______； ⑤变（平衡移动）：当外界条件改变时，原有的平衡会被破坏，在新条件下建立_______的化学平衡； ⑥同（等效平衡）：外界条件同，同一可逆反应从不同方向（正向、逆向、双向）达到的平衡状态_______； ⑦恒（定量特征）：温度一定，化学平衡常数保持_______。 （4）化学平衡状态的判断： （1）判断标志： ①动态标志：v正＝v逆≠0（正、逆反应速率_______且不等于0）。 ②静态标志：若物理量由变量变成了不变量，则表明该可逆反应达到平衡状态；若物理量为“不变量”，则不能作为平衡标志。 （2）实例分析： 化学反应 mA(g)＋nB(g) pC(g)＋qD(g) 是否平衡 混合物体系中各成分的含量 ①各物质的物质的量或物质的量分数一定 _______ ②各物质的质量或质量分数一定 _______ ③各气体的体积或体积分数一定 _______ ④总体积、总压强、总物质的量一定 _______ 正、逆反 应速率之 间的关系 ①单位时间内消耗了m mol A，同时也生成了m mol A _______ ②单位时间内消耗了n mol B，同时也消耗了p mol C _______ ③v(A)∶v(B)∶v(C)∶v(D)＝m∶n∶p∶q _______ ④单位时间内生成了n mol B，同时也消耗了q mol D _______ 压强 ①其他条件一定、总压强一定，且m＋n≠p＋q _______ ②其他条件一定、总压强一定，且m＋n＝p＋q _______ 混合气体的平均相对分子质量 ①平均相对分子质量一定，且m＋n≠p＋q _______ ②平均相对分子质量一定，且m＋n＝p＋q _______ 温度 任何化学反应都伴随着能量变化，当体系温度一定时 _______ 气体密度(ρ) ①只有气体参加的反应，密度保持不变(恒容密闭容器中) _______ ②m＋n≠p＋q时，密度保持不变(恒压容器中) _______ ③m＋n＝p＋q时，密度保持不变(恒压容器中) _______ 颜色 反应体系内有色物质的颜色稳定不变(其他条件不变) _______ 【关键牢记】 ①化学平衡状态判断“三关注”：一关注反应条件，是恒温恒容、恒温恒压，还是绝热恒容容器；二关注反应特点，是等体积反应，还是非等体积反应；三关注特殊情况，是否有固体参加或生成，或固体的分解反应。 ②常见不能作为判断化学平衡状态的四种“标志”： 第一种：反应组分的物质的量之比等于化学方程式中相应物质的化学计量数之比。 第二种：恒温恒容下等体积反应，体系的压强或总物质的量不再随时间而变化，如2HI(g)⥫⥬H2(g)＋I2(g)。 第三种：全是气体参加的等体积反应，体系的平均相对分子质量不再随时间而变化，如2HI(g)⥫⥬H2(g)＋I2(g)。 第四种：全是气体参加的反应，恒容条件下体系的密度保持不变。 6．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_______之积与反应物_______之积的比值是一个常数，用符号K表示。 （2）表达式：对于反应mA(g)＋nB(g)pC(g)＋qD(g)，K＝。 （3）意义：K值越大，反应进行的程度越大，反应物的_______越大。当K＞105时，该反应可视为_______；当K＜10－5时，该反应__________。K值的大小只能预示某种__________向某方向进行的最大限度，但不能预示反应达到平衡所需要的时间。 （4）浓度商：在任意时刻的，通常用Q表示。可判断正在进行的可逆反应是否_______及反应向何方向进行。 【关键牢记】 固体或纯液体的浓度视为常数，通常不计入平衡常数表达式。如C(s)＋H2O(g)CO(g)＋H2(g)的平衡常数表达式K＝。 （5）影响因素：K只受_______影响，与反应物或生成物的浓度变化无关。 （6）平衡常数与反应方程式的关系： 化学方程式 平衡常数 方程式之间的关系 K之间的关系 ①C(s)＋H2O(g)⥫⥬CO(g)＋H2(g) K1 反应①和反应②互为逆反应 K2＝(倒数) ②CO(g)＋H2(g)⥫⥬C(s)＋H2O(g) K2 ③nC(s)＋nH2O(g)⥫⥬nCO(g)＋nH2(g) K3 反应③的化学计量数是 反应①的n倍 K3＝K(n次幂) ④C(s)＋H2O(g)＋H2(g)⥫⥬CH3OH(g) K4 反应①＋反应⑤可得反应④ K4＝K1·K5(相乘) ⑤CO(g)＋2H2(g)⥫⥬CH3OH(g) K5 反应④－反应①可得反应⑤ K5＝(相除) 结论：①在相同温度下，对于给定的可逆反应，正逆反应的平衡常数互为_______，即K正＝。 ②方程式乘以某个系数x，则平衡常数变为原来的_______。 ③两方程式相加得总方程式，则总方程式的平衡常数等于两分方程式平衡常数的__________，即K总＝K1·K2。 【关键牢记】 ①温度对化学平衡的影响是通过改变化学平衡常数实现的。升高温度使吸热反应的平衡常数K增大，平衡向吸热反应方向移动；降低温度使放热反应的平衡常数K增大，平衡向放热反应方向移动。 ②其他条件不变，将温度升高至T′(T′>T)。若正反应ΔH > 0，则T′下反应的平衡常数K′>K。由于各物质浓度均未改变，故此时Q＝K<K′，则平衡正移。 （7）化学平衡常数的计算： ①根据化学平衡常数表达式计算。 ②依据化学方程式计算（“三段式”法）：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。 mA(g)＋nB(g) pC(g)＋qD(g) 起始量(mol/L) a b 0 0 变化量(mol/L) mx nx px qx 平衡量(mol/L) a－mx b－nx px qx 则平衡常数：K＝__________________________________。 【关键牢记】 ①几个可逆反应方程式相加，得总方程式，则总反应的平衡常数等于各分步反应平衡常数之积； ②水溶液中进行的反应，必须拆成离子方程式再计算平衡常数。 ③同一方程式中的化学计量数等倍扩大或缩小n倍，则新平衡常数K′与原平衡常数K间的关系是K′＝Kn或K′＝。 （8）压强平衡常数（气体）： ①表达式：(以aA(g)＋bB(g)cC(g)＋dD(g)为例)，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计算步骤（模板）： 第一步，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； 第二步，计算各气体组分的物质的量分数或体积分数； 第三步，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)； 第四步，根据平衡常数计算公式代入计算。 例如，N2(g)＋3H2(g)2NH3(g)，压强平衡常数表达式为Kp＝。 （9）转化率： ①概念：某一反应的平衡转化率α等于该物质在反应中的已转化量(如物质的量、物质的量浓度等)与该物质起始总量的_______，可表示为： α = ×100% ②意义：反应的平衡转化率表示在一定_______和一定_______浓度下反应进行的限度。 （10）平衡常数的应用： ①判断__________________进行程度或进行方向：对于可逆反应：mA(g)＋nB(g)pC(g)＋qD(g)，若浓度商Q＝，则将浓度商和平衡常数作比较可判断可逆反应所处的状态。 ②判断可逆反应的热效应： （11）常见几种计算公式： 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。 mA(g)＋nB(g) pC(g)＋qD(g) 起始量(mol/L) a b 0 0 变化量(mol/L) mx nx px qx 平衡量(mol/L) a－mx b－nx px qx ①平衡常数：K＝。 ②A的平衡浓度：c(A)＝ mol·L－1。 ③A的转化率：α(A)＝×100%，α(A)∶α(B)＝∶＝。 ④A的体积分数：φ(A)＝×100%。 ⑤平衡压强与起始压强之比：＝。 ⑥混合气体的平均密度(混)＝ g·L－1。 ⑦混合气体的平均摩尔质量＝ g·mol－1。 三、化学平衡的移动 1．概念及过程 （1）概念：一个可逆反应，达到化学平衡状态以后，若改变反应条件（如温度、压强、浓度等），使正、逆反应的速率_______，化学平衡发生_______。最终在新的条件下，会建立新的____________，这个过程叫作化学平衡的移动。 （2）过程：外界条件改变→正反应速率与逆反应速率_______→平衡发生_______。 （3）化学平衡移动方向与化学反应速率的关系： ①v正>v逆：平衡向_____反应方向移动。 ②v正＝v逆：反应_______平衡状态，平衡________________。 ③v正＜v逆：平衡向_____反应方向移动。 2．化学平衡移动的影响因素 （1）因素及影响： 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_______ 温度 升高温度 向_______反应方向移动 降低温度 向_______反应方向移动 催化剂 同等程度改变v正、v逆，平衡不移动 （2）浓度影响速率分析：反应mA(g)＋nB(g)⥫⥬pC(g)，当反应达到平衡后，改变浓度，平衡移动方向及改变条件后的v-t图像如下： 发生变化的条件 增大反应物浓度 减小生成物浓度 增大生成物浓度 减小反应物浓度 平衡移动方向 正反应方向 正反应方向 逆反应方向 逆反应方向 v-t图像 （3）压强影响速率分析：反应mA(g)＋nB(g) ⥫⥬pC(g)，当反应达到平衡后，改变条件，当反应达到平衡后，改变压强，平衡移动方向及改变条件后的v-t图像如下： 发生变化的条件 m+n>p m+n<p m+n=p 增大压强 减小压强 增大压强 减小压强 增大压强 减小压强 平衡移动方向 正反应方向 逆反应方向 逆反应方向 正反应方向 不移动 不移动 v-t图像 （4）温度影响速率分析：反应mA(g)＋nB(g)⥫⥬pC(g)，当反应达到平衡后，改变温度，平衡移动的方向和条件改变后的v-t图像如下表： 发生变化的条件 ΔH>0 ΔH＜0 升高温度 降低温度 升高温度 降低温度 平衡移动方向 正向 逆向 逆向 正向 v-t图像 3．判断平衡移动的两种特殊情况 （1）当反应物或生成物中存在与其他物质不相混溶的固体或液体物质时，由于其“浓度”是_______，不随其量的增减而变化，故改变这些固体或液体的_______，对化学平衡没影响。 （2）同等程度地改变反应混合物中各物质的浓度时，应视为_______的影响。 （3）温度不变时浓度因素的“决定性作用”——分析“惰性气体(不参加反应的气体)”对化学平衡的影响。 ①恒温恒容条件：原平衡体系体系总压强增大―→体系中各组分的浓度_______―→平衡不移动 ②恒温恒压条件：原平衡体系容器容积_______―→体系中各组分的浓度同倍数_______（等效于_______) 【关键牢记】 压强对化学平衡的影响主要看改变压强能否引起反应物和生成物的浓度变化，只有引起物质的浓度变化才会造成平衡移动，否则压强对平衡无影响。 4．勒夏特列原理 （1）外界条件变化化学平衡的影响：以平衡N2(g)＋3H2(g)⥫⥬2NH3(g)　ΔH<0，为例。 ①若增大N2的浓度，平衡移动的方向是向_____移动；达新平衡时，氮气的浓度与改变时相比较，其变化是_______；但新平衡时的浓度_______原平衡时的浓度。 ②若升高温度，平衡移动的方向是向_____移动；达新平衡时的温度与改变时相比较，其变化是_______；但新平衡时的温度_______原平衡时的温度。 ③若增大压强，平衡移动的方向是向_____移动；达新平衡时的压强与改变时相比较，其变化是_______；但新平衡时的压强_______原平衡时的压强。 （2）化学平衡移动原理(勒夏特列原理)：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。 （3）勒夏特列原理的应用：以N2(g)＋3H2(g)⥫⥬2NH3(g) ΔH＝－92.4 kJ·mol－1为例。 措施 原因 在反应中注入过量的N2 促进平衡_______移动，提高_____的转化率 采用适当的催化剂 _______反应速率 在高压下进行反应 有利于平衡向_______方向移动 在较高温度下进行反应 _______反应速率同时提高催化剂的_______ 不断将氨液化，并移去液氨 有利于平衡向_______方向移动 【关键牢记】 ①勒夏特列原理仅适用于已达到平衡的反应体系，不可逆过程或未达到平衡的可逆过程均不能使用该原理。此外，勒夏特列原理对所有的动态平衡(如溶解平衡、电离平衡和水解平衡等)都适用。 ②勒夏特列原理只适用于判断“改变影响平衡的一个条件”时平衡移动的方向。若同时改变影响平衡移动的几个条件，则不能简单地根据勒夏特列原理来判断平衡移动的方向，只有在改变的条件对平衡移动的方向影响一致时，才能根据勒夏特列原理进行判断。 ③化学平衡移动原理的适用范围：只能解决与平衡移动有关的问题。催化剂、等体积反应改变压强、反应不可逆、平衡移动与生产要求不完全一致的反应均不能用勒夏特列原理解释。 5．反应速率与化学平衡图像 （1）速率—时间图像(v－t图像)： ①正反应速率突变，逆反应速率渐变，v′正＞v′逆，说明是______________________，使正反应速率突变，且平衡_______移动。 ②v正、v逆都是突然减小的，v′正＞v′逆，平衡_______移动，说明该反应的正反应可能是_______或气体分子数目增大的反应，改变的条件是_______或_______。 ③v正、v逆都是突然增大的，并且v正、v逆增大程度相同，说明该化学平衡_______移动，可能是使用了催化剂，也可能是对反应前后气体气体分子数目不变的反应增大压强(压缩体积)。 （2）百分含量(或转化率)—时间—温度(或压强)图像： ①T2_____T1，温度升高，平衡_______移动，正反应是_______反应。 ②p2_____p1，压强增大，A(反应物)的转化率_______，说明正反应是_____________________的反应。 ③生成物C的百分含量不变，说明平衡不发生移动，但反应速率a_____b，故a可能______________；若该反应是反应前后气体分子数目的可逆反应，a也可能是增大了__________________。 （3）百分含量(或转化率)—压强—温度图像： ①压强不变时，生成物C的百分含量随温度T的升高而逐渐_______，说明正反应是_______反应； ②温度T不变，做横坐标的垂线，与压强线出现两个交点，分析生成物C的百分含量随压强p的变化可以发现，压强_______，生成物C的百分含量_______，说明正反应是______________________的反应。 （4）物质的量 (浓度)—时间图像(n/c－t图像)：在2 L刚性密闭容器中，某一反应有关物质A(g)、B(g)、C(g)的物质的量变化如图所示。根据图像回答下列问题： ①横坐标表示反应过程中时间变化，纵坐标表示反应过程中物质的_______的变化。 ②该反应的化学方程式是______________________________________。 ③在反应达2 min时，正反应速率与逆反应速率之间的关系是_______。 ④若用A物质的量浓度的变化，表示反应达平衡(2 min)时的正反应速率是_______________________。 6．化学平衡图像解题方法 （1）判断平衡移动方向和改变的条件 ①根据v′正、v′逆的相对大小即可判断平衡移动方向，若v′正>v′逆，则平衡_______移动；v′正<v′逆，则平衡_______移动；v′正=v′逆，则平衡_____移动； ②判断改变的哪种外界条件，根据改变条件的那一时刻v′正、v′逆的变化，若v′正或v′逆有一个发生了“突变”，则为改变的条件是_______；若两个都发生了“突变”，则为改变的条件是_______或_______；若两个都发生了“突变”且仍然相等，则为_________________或等体反应_______________。 （2）“定一议二”原则：图像包括纵坐标、横坐标和曲线所表示的意义共三个量。确定横坐标所表示的量后，讨论纵坐标与曲线的关系；或者确定纵坐标所表示的量，讨论横坐标与曲线的关系。即“定一议二”原则。解题过程中，可以作辅助线帮助分析。例如反应aA(g)＋bB(g)⥫⥬ cC(g)在不同温度下(T1<T2)，压强(p)与混合气体中C的含量(C%)的关系图像如图所示。根据图像回答下列问题： ①T1为一条等温线，随着压强的增大，C%_______，化学平衡_______移动，a＋b<c。 ②在压强一定时(如p3)，温度升高，C%_______，化学平衡_______移动，正反应是_______反应。 （3）“先拐先平”原则：图像中先出现拐点的反应则先达到平衡，先出现拐点的曲线表示的温度较高(如图1)或表示的压强较大(如图2)[仍以aA(g)＋bB(g)⥫⥬ cC(g)为例]。 ①图1中，温度T1、T2的大小关系是_______，温度升高，C%(C的含量)的变化是_______，化学平衡_______移动，正反应是_______反应。 ②图2中，压强p1、p2的大小关系是_______，压强增大，C%(C的含量)的变化是_______，化学平衡_______移动，a＋b_____c。 一、反应热 易错1：混淆吸放热与反应条件：加热/点燃的反应不一定是吸热反应，常温发生的反应不一定是放热反应。 易错2：燃烧热限定：1mol纯物质完全燃烧生成稳定氧化物，C→CO₂(g)、H→H₂O(l)，生成气态水的热量不能算燃烧热。用热化学方程式表示中和热时，生成H2O的物质的量必须是1 mol。 易错3：ΔH大小比较：必须带符号比较，-200 kJ/mol的ΔH小于-100 kJ/mol，不能只比绝对值。 易错4：催化剂不改变焓变：只降低反应活化能，不改变反应物、生成物总能量差，对ΔH无任何影响。 易错5：物理溶解过程不属于反应热：NaOH溶解放热、浓硫酸稀释放热，都不属于化学反应的热效应范畴。 易错6：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。 易错7：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。 易错8：热化学方程式一般不注明反应条件，不标“↑”“↓”，但必须用s、l、g、aq等标出物质的聚集状态。 易错9：盖斯定律叠加各反应式时，有的反应要逆向写，ΔH符号也相反，有的反应式要扩大或缩小，ΔH也要相应扩大或缩小。 易错10：利用键能计算反应热时，要注意物质中化学键的个数。如1 mol NH3中含有3 mol N—H键，1 mol P4中含有6 mol P—P键等。 二、化学能与电能的转化 易错1：原电池可以通过导线连接两个电极或两电极相接触形成闭合回路，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。 易错2：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（电子不下水）。 易错3：盐桥不能用一根导线代替，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。 易错4：一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。 易错5：两种金属分别作原电池的两极时，不一定作负极的金属活动性比正极的活泼。 易错6：阴极不管是什么材料，电极本身都不反应，一定是溶液(或熔融电解质)中的阳离子放电。 易错7：最常用、最重要的放电顺序是阳极：Cl－＞OH－；阴极：Ag＋＞Cu2＋＞H＋。 易错8：电解水溶液时，K＋～Al3＋不可能在阴极放电，即不可能用电解水溶液的方法得到K、Ca、Na、Mg、A1等金属。 易错9：分析电极反应，判断电极产物，写出电极反应式，要注意遵循原子守恒和电荷守恒。 易错10：阳离子交换膜(以电解NaCl溶液为例)，只允许阳离子(Na＋)通过，而阻止阴离子(Cl－、OH－)和气体分子(Cl2)通过，这样既能防止H2和Cl2混合发生爆炸，又能避免Cl2和NaOH溶液反应生成NaClO而影响烧碱的质量。 易错11：电解或电镀时，电极质量减小的电极必为金属电极—阳极；电极质量增加的电极必为阴极，即溶液中的金属阳离子得电子变成金属附着在阴极上。 易错12：电解精炼铜，粗铜中含有的Zn、Fe、Ni等活泼金属失去电子，变成金属阳离子进入溶液，其他活泼性弱于铜的杂质以阳极泥的形式沉积。电解过程中电解质溶液中的Cu2＋浓度会逐渐减小。 易错13：电镀时，阳极(镀层金属)失去电子的数目与阴极镀层金属离子得到电子的数目相等，因此电镀液中电解质的浓度保持不变。 三、金属的腐蚀与防护 易错1：钢铁发生电化学腐蚀时是原电池原理，负极铁去电子生成Fe2＋，而不是生成Fe3＋。 易错2：金属腐蚀时，电化学腐蚀与化学腐蚀往往同时存在，但前者更普遍，危害也更严重。 易错3：铜暴露在潮湿的空气中发生的是化学腐蚀，而不是电化学腐蚀，生成铜绿的化学成分是Cu2(OH)2CO3。 易错4：金属越活泼，就越容易失去电子而被腐蚀，金属活动顺序表中位于氢前面和氢后面的金属都能发生吸氧腐蚀，但只有在金属活动顺序表中氢前面的金属才可能发生析氢腐蚀。 易错5：改变金属的内部结构（制成合金、不锈钢等）、加防护层（表面喷油漆、涂油脂、电镀、喷镀或表面钝化）均可对防止金属被腐蚀。 易错6：外加电流的阴极保护法比牺牲阳极的阴极保护法保护效果好。 易错7：金属腐蚀的防护，被保护的金属制品作原电池的正极。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。 四、化学反应速率 易错1：化学反应速率Δc是取浓度变化的绝对值，因此，化学反应速率都取正值。 易错2：化学反应速率一般是以最容易测定的一种物质表示，书写时应标明是什么物质的反应速率。 易错3：在同一反应中，用不同的物质表示同一时间内的反应速率时，其数值可能不同，但这些数值所表达的意义是相同的即都是表示同一反应的速率，且彼此可以根据化学方程式中的各化学计量数进行换算。 易错4：一般来说在反应过程中都不是等速进行的，因此某一时间内的反应速率实际上是这一段时间内的平均速率。 易错5：固体或纯液体，其浓度可视为常数，其质量改变不影响化学反应速率，固体物质的反应速率与接触面积有关，颗粒越细，表面积越大，反应速率就越快。 易错6：对于离子反应，只有实际参加反应的各离子浓度发生变化，才会引起化学反应速率的改变。 易错7：改变压强是否影响化学反应速率，取决于是否影响反应物的浓度，恒容下充入稀有气体，气体压强增大，但反应物浓度不变，故反应速率不变；恒压下充入稀有气体，气体压强不变，但体积增大，反应物浓度减小，反应速率减小。 易错8：温度对反应速率的影响具有一致性，升高温度，无论是吸热反应还是放热反应，v都增大，降低温度，v都减小。 易错9：催化剂是通过降低化学反应所需的活化能来增大化学反应速率的。有催化剂参与的反应，活化能(Ea1)较小，反应速率较大；没有催化剂参与的反应，活化能(Ea1')较大，反应速率较小，使用催化剂同时降低了正反应和逆反应的活化能，但反应的ΔH不变。 五、化学反应的方向与限度 易错1：ΔH-TΔS只能应用于温度、压强一定的条件下的化学反应，不能用于其他条件。 易错2：过程的自发性只能用于判断过程的方向，不能确定过程是否一定会发生和过程发生的速率。 易错3：在讨论过程的方向时，指的是没有外界干扰的体系。如果允许外界对体系施加某种作用，就可能出现相反的结果。如高温下石灰石分解，高温高压下石墨转化为金刚石，实现的先决条件是要向体系中输入能量，该过程本质仍然是非直发的。 易错4：对于一个特定的气相反应，熵变的大小取决于反应前后的气体物质的化学计量数大小。 易错5：可逆反应是指在相同条件下进行，正反应和逆反应同时进行的反应，不管反应进行到什么程度，整个反应体系中反应物和生成物同时存在，生成物的产率小于100%。 易错6：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，还可以从某一中间态建立。 易错7：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。 易错8：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。 易错9：化学平衡常数K只是温度函数，与反应物或生成物的浓度无关，表示可逆反应进行的程度。一个反应的K值越大，表明平衡时生成物的浓度越大，反应物的浓度越小，反应物的转化率也越大。 易错10：在一定温度下，一个具体的化学反应，只有一个平衡常数，但不同反应物的平衡转化率可能不同。 易错11：反应物或生成物中有固体和纯液体存在时，其浓度可看作“1”，而不计入平衡常数表达式中。如H2O(l)的浓度，固体物质的浓度均不写，但水蒸气浓度要写。 易错12：化学平衡常数是指某一具体反应的平衡常数，正、逆反应的平衡常数互为倒数，若化学方程式中各物质的化学计量数等倍扩大或缩小，平衡常数也会改变。 易错13：多种反应物参加反应时，可通过增加一种反应物的浓度来提高另一种反应物的平衡转化率，而其本身的平衡转化率会降低。 六、化学平衡的移动 易错1：对平衡体系中的固体和纯液体，其浓度可看作常数，增大或减小固体或纯液体的量并不影响v正、v逆的大小，所以化学平衡不移动。 易错2：“浓度对化学平衡移动的影响”中的“浓度”是指与反应有关的气体或溶液中参加反应的离子的浓度。 易错3：只要是增大浓度，不论是增大反应物的浓度，还是生成物的浓度，新平衡状态下的反应速率一定大于原平衡状态的反应速率；减小浓度，新平衡状态下的反应速率一定小于原平衡状态的反应速率。 易错4：反应物有两种或两种以上时，增加一种反应物的浓度，可提高另一种反应物的转化率，但是该物质本身的转化率降低。 易错5：根据Qc与K的关系，判断v正、v逆的相对大小及平衡移动方向的方法：Qc＝K，v正＝v逆，平衡不移动；Qc＜K，v正＞v逆，平衡正向移动；Qc＞K，v正＜v逆，平衡逆向移动。 易错6：若反应aA(g)＋bB⥫⥬ cC(g)＋dD(g)的a＋b＝c＋d，改变条件，平衡不移动但反应速率加快，可能是使用催化剂，或增大压强(反应前后气体体积不变)。 易错7：催化剂不能使化学平衡发生移动，但可以改变达到平衡所需的时间。工业生产往往使用催化剂，其目的是增大化学反应速率，提高单位时间内的产量。 易错8：若将体系温度从50 ℃升高到80 ℃，则化学平衡向吸热反应方向移动，达到新的平衡状态时50 ℃<T<80 ℃。 易错9：若对体系N2(g)＋3H2(g)⥫⥬ 2NH3(g)加压，例如从30 MPa加压到60 MPa，化学平衡向气体体积减小的方向移动，达到新的平衡状态时30 MPa<p<60 MPa。 易错10：若增大平衡体系Fe3＋(aq)＋3SCN－(aq)⥫⥬ Fe(SCN)3(aq)中Fe3＋的浓度，例如由0.01 mol·L－1增至0.02 mol·L－1，平衡正向移动，则在新平衡状态下，0.01 mol·L－1<c(Fe3＋)<0.02 mol·L－1。 易错11：勒夏特列原理仅适用于已达平衡的反应体系，对不可逆过程或未达平衡的可逆过程均不能使用勒夏特列原理。此外勒夏特列原理对所有的动态平衡(如溶解平衡、电离平衡、水解平衡等)都适用。 易错12：无论是反应速率图像还是平衡图像，都要清楚纵、横坐标的含义，都要与化学原理相联系，特别是与平衡移动原理相联系。 易错13：图像三步分析法：一看反应速率是增大还是减小；二看v正、v逆的相对大小；三看化学平衡移动的方向。 易错14：图像四要素分析法：看曲线的起点；看曲线的变化趋势；看曲线的转折点；看曲线的终点。 易错15：图像先拐先平分析法：可逆反应mA(g)＋nB(g)⥫⥬ pC(g)＋qD(g)，在转化率－时间曲线中，先出现拐点的曲线先达到平衡，这表示反应的温度高或压强大。 易错16：图像定一议二分析法：图像中有三个量时，先确定一个量不变，再讨论另外两个量的关系。 【题型清单1】反应热 焓变 下列说法中正确的是 A．在化学反应过程中，发生物质变化的同时不一定发生能量变化 B．破坏生成物全部化学键所需要的能量大于破坏反应物全部化学键所需要的能量时，该反应为吸热反应 C．生成物的总焓大于反应物的总焓时，反应吸热，ΔH>0 D．ΔH的大小与热化学方程式的化学计量数无关 【易错点】焓变与反应发生的条件、反应是否彻底无关；催化剂能降低反应的活化能，但不影响焓变的大小；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；不能根据反应条件（如加热）判断反应是放热还是吸热；有能量变化的过程不一定是放热反应或吸热反应；浓H2SO4、NaOH固体溶于水放热、NH4NO3溶于水吸热，其放出或吸收的热量不是反应热；物质三态变化时，能量的变化形式为固态液态气态。 【题型清单2】热化学方程式的书写与正误判断 下列说法正确的是 A．一定条件下，将1mol O2 (g)和2 mol SO2 (g)置于密闭容器中充分反应生成SO3(g)，放热197.8kJ，其热化学方程式为：O2 (g)+ 2SO2 (g)2SO3 (g) ΔH =-197.8kJ·mol-1 B．已知：CH4(g)+2O2(g)=CO2(g)+2H2O(g) ΔH =-890.3kJ·mol-1，则甲烷的燃烧热是890.3kJ·mol-1 C．已知：H+(aq)+OH−(aq)=H2O(l) ΔH =-57.3 kJ·mol-1，则H2SO4(aq)和Ba(OH)2(aq)反应的热化学方程式为：H2SO4(aq)+Ba(OH)2(aq)=BaSO4(s)+2H2O(l) ΔH = -114.6 kJ·mol-1 D．已知：C(石墨，s)=C(金刚石，s) ΔH =+1.9 kJ·mol-1，则石墨比金刚石稳定 【易错点】可逆反应中的“ΔH”表示的是完全反应时对应的焓变值；热化学方程式中的物质必须注明聚集状态，不用标“↑”“↓”，也不用标明反应条件；不论热化学方程式的化学计量数如何改变，ΔH的单位为kJ·mol－1，注意“＋”“－”且与化学方程式一一对应。 【题型清单3】盖斯定律计算ΔH （25-26高一下·山西长治上党第一中学校·期末）发射“嫦娥一号”月球探测卫星的长征三号甲运载火箭的第三子级使用的燃料是液氢和液氧，已知下列热化学方程式： ①H2(g)＋O2(g) ＝H2O(l) ΔH1＝－285.8 kJ/mol ②H2(g)＝H2(l) ΔH2＝－0.92 kJ/mol ③O2(g)＝O2(l) ΔH3＝－6.84 kJ/mol ④H2O(l)＝H2O(g) ΔH4＝＋44.0 kJ/mol 则反应H2(l)＋O2(l)＝H2O(g)的反应热ΔH为 A．＋237.46 kJ/mol B．－474.92 kJ/mol C．－118.73 kJ/mol D．－237.46 kJ/mol 【易错点】当反应式乘以或除以某数时，ΔH也应乘以或除以某数；反应式进行加减运算时，ΔH也同样要进行加减运算，且要带“＋”、“－”符号，即把ΔH看作一个整体进行运算；通过盖斯定律计算比较反应热的大小时，同样要把ΔH看作一个整体；当设计的反应逆向进行时，其反应热与正反应的反应热数值相等，符号相反。 【题型清单4】原电池工作原理及电极反应式的书写 将反应设计成原电池，某一时刻的电子流向及电流计(G)指针偏转方向如图所示，下列有关叙述正确的是 A．盐桥中的移向溶液 B．工作一段时间后，溶液中减小 C．电子由溶液通过盐桥移向溶液 D．作负极，发生还原反应 【易错点】原电池闭合回路可以是导线连接两个电极，也可以是两电极相接触；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；盐桥不能用一根导线连接，用导线连接后相当于一个是原电池，一个是电解池；在电极反应式中，只有能溶于水的强电解质才能写成离子；书写或判断电极反应式应正确判断负极和正极，确定两极上具体反应，再确认电极产物能否与电解质溶液发生反应，书写二次电池的电极反应时，要注意判断充电方向与放电方向。充放电时的电极反应式倒过来写。 【题型清单5】电解池及应用 （2026·陕西西安雁塔陕西师范大学附属中学2026届·一模）工业上可利用流汞电解法电解海水，如图所示流汞电解池的底部略微倾斜。在电解池中，汞作为阴极，生成并通过电解池底部流入Z池，发生反应：。下列说法正确的是 A．阳极附近溶液不发生变化 B．汞阴极发生电极反应： C．理论上每生成1，需消耗海水中氯化钠的质量为117g D．理论上每生成1，Z池中溶液质量增加80g 【易错点】电解时必须使用直流电源；电解法是一种强氧化还原手段，可以完成非自发的氧化还原反应；书写电解池中电极反应式时，可以用实际放电的离子表示，但书写电解总反应方程式时，弱电解质要写成化学式形式；电解质的复原不仅要求溶质不变，还有注意溶质的浓度也不变；溶液中存在多种离子时，要考虑离子的放电顺序；电镀铜中电解质溶液的浓度保持不变，而电解精炼铜中Cu2+的浓度逐渐减小，电镀中阳极减小的质量等于阴极增加的质量，而电解精炼中，阳极减小的质量与阴极增加的质量不相等；不论电镀还是电解精炼，阳极失去电子的物质的量与阴极得到电子的物质的量必然相等。 【题型清单6】化学反应速率大小比较及影响因素 （25-26高二上·江苏连云港·期中）时，向恒容密闭容器中充入，气体发生反应：　。测定的部分数据如下表： 0 50 150 250 350 0 0.16 0.19 0.20 0.20 下列说法正确的是 A．反应在前的平均速率 B．平衡后向容器中充入，平衡向正向移动，平衡常数不变 C．其他条件不变，升高温度，增加，减小，平衡向正向移动 D．相同温度下，起始时向容器中充入、和，反应达到平衡前 【易错点】化学反应速率一般指反应的平均速率，均取正值；同一反应，相同条件不同物质表示的反应速率数值可能不同；不能用固体或纯液体物质来表示化学反应速率；催化剂同等程度改变正、逆反应速率，但不会改变反应的限度和反应热；升高温度正、逆反应速率都加快，但加快的程度不同，降低温度正、逆反应速率都减慢，但减慢的程度不同；压强只对有气体参与的化学反应速率有影响，恒温时，压缩体积反应速率加快；恒温时，对于恒容密闭容器，充入气体反应物，反应速率加快，充入“惰性”气体，反应速率不变；恒温恒压时，充入“惰性”气体，反应速率减小。 【题型清单7】化学平衡状态的判断 （25-26高二上·湖北·期末）保持温度不变，向2L恒容密闭容器中充入10 mol CO和7 mol H2S，发生反应：。反应t分钟时达到平衡，此时CO为8mol。下列说法正确的是 A．COS与H2的体积比保持不变时，说明反应达到平衡状态 B．升高温度，H2S的浓度增大，表明该反应是吸热反应 C．t分钟内，该反应的化学反应速率 D．向平衡体系中再加入CO和H2各4 mol，反应达到平衡前v(正)＞v(逆) 【易错点】v正＝v逆不同物质速率之比等于方程式中的化学计量数之比但必须是不同方向的速率；反应混合物中各组分的质量或浓度保持不变，前提是该量平衡移动是要变，否则就不能作为判断平衡的标志。 【题型清单8】勒夏特列原理及应用 (2026·江苏盐城高二期末)下列变化不能用勒夏特列平衡移动原理解释的是 A．工业生产硫酸的过程中使用适当过量的氧气，以提高二氧化硫的转化率 B．打开汽水瓶，出现冒泡现象 C．光照新制的氯水，溶液的酸性增强 D．工业合成氨的反应，往往需要使用催化剂 【易错点】“减弱这种改变”而不能完全抵消外界条件的改变，更不能超过外界条件的变化；化学反应速率改变，平衡不一定发生移动；化学平衡发生移动，化学反应速率一定改变(v正≠v逆)；只有存在化学平衡的现象才能用勒夏特列原理解释。 【题型清单9】化学平衡常数及应用 （25-26高二下·江苏徐州·期末）和重整制氢过程中的主要反应为 反应I     反应II     反应III     下，在密闭容器中，和各1 mol发生上述反应，平衡时各气态物质的物质的量随温度的变化如图所示。下列说法正确的是 A．曲线表示平衡时随温度的变化 B．降低因反应II向逆反应方向进行 C．，反应II的平衡常数 D．时，增大压强，增大 【易错点】化学平衡常数K值能够表示可逆反应进行的程度，K值越大，平衡时生成物的浓度越大，反应物的转化率也越大；化学平衡常数只与温度有关，与反应物或生成物的浓度无关；反应物或生成物中有固体和纯液体存在时不计入平衡常数表达式；化学平衡常数是指某一具体反应的平衡常数，反应方向改变，则平衡常数改变，正、逆反应的平衡常数互为倒数，若化学方程式中各物质的化学计量数等倍扩大或缩小，尽管是同一反应，平衡常数也会改变。 【题型清单10】化学平衡图像分析 （25-26高二下·江苏淮安·期中）CH4部分氧化重整与CH4-H2O-CO2重整联合制合成气(CO、H2)，涉及的反应如下 ①2CH4(g)+O2(g)=2CO(g)+4H2(g)  ∆H1=-71 kJ·mol-1 ②CH4(g)+H2O(g)=CO(g)+3H2(g)   ∆H2=+206 kJ·mol-1 ③CH4(g)+CO2(g)=2CO(g)+2H2(g)  ∆H3=+247 kJ·mol-1 常压下，将一定比例混合气体［n(CH4):n(CO2):n(空气):n(H2O)=1:0.2:1.92:0.4］匀速通过装有催化剂的反应管中，出口处测算CH4的转化率、CO2的转化率及比值随温度变化的关系如图所示。下列说法不正确的是 A．其他条件不变，增大体系压强会降低CH4的平衡转化率 B．800°C时，若=2、CO2的转化率约为40％，则H2O的转化率约为60％ C．联合制合成气相比单一氧化重整有利于调节产物中比值、提高能源利用率 D．800~840°C，若温度升高反应②转化率增加，其对产物比值影响程度小于反应③ 【易错点】“先拐先平数值大”指先出现拐点的反应先达到平衡，先出现拐点的曲线表示的温度较高或使用了催化剂；根据v′正、v′逆的相对大小即可判断平衡移动方向，若v′正>v′逆，则平衡正向移动；v′正<v′逆，则平衡逆向移动；v′正=v′逆，则平衡不移动；化学平衡图像分析遵循“定一议二”和“先拐先平”原则。 技巧 一句话要点 判断吸热反应和放热反应——“记忆+本质理解”法 记住常见吸热热反应和放热反应；与反应体积无关，物质三态之间的转化有能量变化，但是物理变化，不属于放热反应或吸热反应。 物质稳定性判断——“内能+键能”法 一般来说，物质具有的能量越低越稳定；物质内的总键能越大越稳定。 焓及焓变大小的判断——“定义+计算”法 焓值及只与焓变体系的状态（温度、压强、聚集状态）有关，与变化途径无关；等压下焓变ΔH＝Q＝H(生成物)－H(反应物)。 热化学方程式的书写及正误判断——“对比 + 计算”法 注明g、l、s、aq，不标“↑”或“↓”，化学计量数可是分数，ΔH的数字、单位及符号必须与方程式本身相符。 中和热测定实验——“原理理解+ 操作计算”法 强酸+强碱稀溶液，1支温度计（每次必须用水冲洗干净并用滤纸擦干）快速+环形玻璃搅拌棒（不能用金属搅拌棒）+3次的平均值计算。 盖斯定律及应用——“计算”法 与方程式相同并带“＋”、“－”符号运算，注意物质的聚集状态。 燃烧热和中和热及热化学方程式判断——“定义+书写"法 中和热生成1 mol H2O(l)为标准，并反应物是强酸和强碱，生成物是水和可溶性盐；燃烧热是可燃物1 mol，生成稳定产物（C→CO2(g)、S→SO2(g)、H→H2O(l)、N→N2(g)）。 原电池正、负极判断——“原理分析"法 两极现象+电子（或离子）流向+氧化剂和还原剂 原电池电极反应式的书写及正误判断——“原理+记忆+守恒”法 负极发生氧化反应，正极发生还原反应；记住惰性电极电解时常见粒子的放电顺序，遵循质量守恒+电荷守恒 电解池及电极名称判断——“装置识别+原理分析”法 连接直流电源（或原电池代替），与电源正极相连为阳极，负极相连为阴极+阳极氧化反应，阴极还原反应+两极现象+电子（或离子）流向。 电解时电解质溶液复原的判断——“补少”法 根据电极反应产物，溶液减少什么物质（气体、难溶物）补什么物质。 电镀与电解精炼原理分析——“比较”法 电镀铜中电解质溶液的浓度保持不变，而电解精炼铜中Cu2+的浓度逐渐减小（需要定期更换）；电镀中阳极减小质量等于阴极增加质量，电解精炼中阳极减小的质量与阴极增加的质量不相等。 金属腐蚀快慢判断——“分类”法 腐蚀类型：电解原理引起的腐蚀＞原电池原理引起的腐蚀＞化学腐蚀＞有防护措施的腐蚀(原电池原理的防护＞电解原理的防护)； 电解质溶液：同种金属强电解质＞弱电解质＞非电解质； 金属活性：活泼性差别越大，活泼性强的金属腐蚀越快； 电解质溶液浓度：同种电解质溶液浓度越大，腐蚀越快。 化学反应速率大小比较——“归一+比值”法 归一法：将同一反应中的用不同物质表示的反应速率，转化成用同一种物质表示的反应速率，然后直接依据数值进行比较。 比值法：用各物质的量表示的反应速率除以对应各物质的化学计量数，然后再对求出的数值进行大小排序，数值大的反应速率快。 外界条件对化学反应速率和化学平衡影响的判断——“控制变量”法 确定变量，定多变一（其他因素不变，只改变一种因素），数据有效。 反应自发性判断——“复合判据”法 ΔH－TΔS<0，能自发；ΔH－TΔS＝0，达到平衡状态；ΔH－TΔS>0，不能自发。 化学平衡状态的判断——“变量不变”法 v正＝v逆；平衡体系中某变量（平衡移动时要变化的量）保持不变。 化学平衡的计算——“三段式”法 根据方程式找出起始量、变化量、平衡量（三段），再根据相应关系求平衡时某成分的浓度、反应物转化率等，求出题目答案。 化学平衡图像分析——“先拐先平数值大+定一议二”法 定一议二：图像中有三个量时，先确定一个量不变，再讨论另外两个量的关系。 先拐先平：先出现拐点反应先达到平衡，曲线表示的温度较高、压强较大或使用了催化剂。 化学平衡常数与浓度商判断平衡移动的方向——“比较”法 一定温度、任意时刻，Qc<K，平衡向正反应方向移动；Qc＝K，体系处于平衡状态；Qc>K，平衡向逆反应方向移动。 学科网（北京）股份有限公5 / 5 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 $