化学反应原理学案精要.docx

第13讲 原理综合探究专题复习 【知识建构】 1．影响化学反应速率的“四大因素”(外因) 2．化学反应速率的计算方法 (1)公式法： v(B)＝Δc?B?Δt＝Δn?B?VΔt 用上式进行某物质反应速率计算时需注意以下几点： ①浓度变化只适用于气体和溶液中的溶质，不适用于固体和纯液体。 ②化学反应速率是某段时间内的平均反应速率，而不是即时速率，且计算时取正值。 ③同一反应用不同的物质表示反应速率时，数值可能不同，但意义相同。 (2)比值法： 同一化学反应，各物质的反应速率之比等于方程式中的化学计量数之比。对于反应：mA(g)＋nB(g)＝pC(g)＋qD(g)来说。则有v?A?m＝v?B?n＝v?C?p＝v?D?q。 3．化学平衡常数的影响因素 (1)平衡常数K只受温度影响，既与任何一种反应物或生成物的浓度变化无关，也与压强的改变无关；由于催化剂同等程度地改变正逆反应速率，故平衡常数不受催化剂影响。 (2)任何可逆反应，当温度保持不变，改变影响化学平衡的其他条件时，无论平衡是否发生移动，K值不变。 4．利用K判断化学反应的热效应 5．利用K判断反应进行的方向 若任意状态下的生成物与反应物的浓度幂之积的比值为Qc，则Q c＞K，反应向逆反应方向进行；Qc＝K，反应处于平衡状态；Q c＜K，反应向正反应方向进行。 6．有关电离平衡方面 (1)误认为电离平衡正向移动，弱电解质的电离程度一定增大。如向醋酸溶液中加入少量冰醋酸，平衡向电离方向移动，但醋酸的电离程度减小。 (2)误认为当对酸、碱溶液稀释时，所有离子的浓度都减小。如对于电离平衡CH3COOHCH3COO－＋H＋，当加水稀释时，由于KW是定值，故c(H＋)减小，c(OH－)增大；而碱溶液稀释时，c(OH－)减小，c(H＋)增大。 (3)误认为由水电离出的c(H＋)＝10－13 mol/L的溶液一定呈碱性。如25 ℃，0.1 mol/L的盐酸或氢氧化钠溶液中由水电离出的c(H＋)都为10－13 mol/L。 7．有关溶液的酸碱性方面 (1)误认为溶液的酸碱性取决于pH。如pH＝7的溶液在温度不同时，可能是酸性或碱性，也可能是中性。 (2)误认为酸碱恰好中和时溶液一定显中性。如强酸和弱碱恰好中和溶液显酸性，强碱和弱酸恰好中和溶液显碱性，强酸和强碱恰好中和溶液显中性。 8．溶液中“三个守恒”及“质子守恒”的判断方法 (1)三个守恒 ①电荷守恒：即电解质溶液中阴离子所带电荷总数等于阳离子所带电荷总数，根据电荷守恒可准确、快速地解决电解质溶液中许多复杂的离子浓度问题。 ②物料守恒：是指物质发生变化前后，有关元素的存在形式不同，但元素的种类和原子数目在变化前后保持不变，根据物料守恒可准确快速地解决电解质溶液中复杂离子、分子、物质的量浓度或物质的量的关系。 ③质子守恒：是指在电离或水解过程中，会发生质子(H＋)转移，但在质子转移过程中其数量保持不变。 (2)正确理解质子守恒 以Na2CO3和NaHCO3溶液为例，可用以下图示帮助理解质子守恒： ①Na2CO3溶液 所以c(OH－)＝c(HCO－3)＋2c(H2CO3)＋c(H3O＋)， 即c(OH－)＝c(HCO－3)＋2c(H2CO3)＋c(H＋)。 ②NaHCO3溶液 所以c(OH－)＋c(CO2－3)＝c(H2CO3)＋c(H＋)。 另外，将混合溶液中的电荷守恒式和物料守恒式相联立，通过代数运算消去其中某离子，即可推出该溶液中的质子守恒。 2．同一溶液中，不同粒子浓度大小比较的方法 (1)正盐溶液 基本遵循c(不水解离子)c(水解离子)c(显性离子)，当水解离子外有角标时，顺序提前。例如在浓度为c mol·L－1的醋酸钠溶液中，有c(Na＋)c(CH3COO－)c(OH－)c(H＋)；在浓度为c mol·L－1的硫酸铵溶液中，有c(NH＋4)c(SO2－4)c(H＋)c(OH－)。 [规律]　在排列式中：首尾离子，电荷一致；有角标时，顺序提前。 (2)酸式盐溶液 对于电离为主的，如NaHSO3，遵循c(自身)c(电离产物)c(水解产物)，即c(Na＋)c(HSO－3)c(H＋)c(SO2－3)c(OH－)c(H2SO3)；对于水解为主的，如NaHCO3，遵循c(自身)c(水解产物)c(电离产物)，即c(Na＋)c(HCO－3)c(OH－)c(H2CO3)c(H＋)c(CO2－3)。 [规律]　常见的酸式盐，只有NaHSO3和NaH2PO4溶液是以电离为主显酸性的。 (3)缓冲溶液 例如0.2 mol·L－1氨水与0.2 mol·L－1氯化铵溶液等体积混合后，溶液以电离为主，显碱性(常见物质中除了氢氰酸和氰化物，都以电离为主)，所以氢氧根离子浓度大于氢离子浓度，再根据首尾一致，铵根离子浓度大于氯离子浓度，即c(NH＋4)c(Cl－)