2025年高三二轮总复习化学考前回归 上篇 回归3 化学反应原理.pptx

上篇回归教材重点、易忽视点回归3化学反应原理配套练习

1氧化还原反应(1)氧化还原反应的本质和特征本质：电子转移(电子得失或共用电子对偏移)。特征：反应前后有元素的化合价发生变化。(2)氧化还原反应基本概念

(3)氧化还原反应电子转移的表示方法——双线桥法(4)氧化性、还原性强弱的比较方法氧化剂＋还原剂还原产物＋氧化产物氧化性：氧化剂氧化产物还原性：还原剂还原产物【提示】反应为自发进行的氧化还原反应，如电解等强制进行的反应不能得出相应结论；对于可逆反应，若正向进行的程度较小，则不能得出相应结论，如氯气与水反应。

(5)得失电子守恒规律①氧化还原反应中，氧化剂得电子总数与还原剂失电子总数相等。②应用：运用“得失电子守恒规律”可进行氧化还原反应方程式的配平和相关计算。

2离子反应(1)电解质与非电解质

(2)离子方程式的正误判断①检查离子反应是否符合反应原理。②检查化学式拆分是否正确。③多重反应，检查是否漏写离子反应。④检查物质的量的关系是否正确(少量与过量)。⑤检查离子方程式左右两边是否符合原子守恒、电荷守恒、得失电子守恒。⑥检查各项物质的化学计量数是否为最简整数比。

(3)拆分问题——强酸、强碱、易溶于水的盐拆分为离子，其他均不拆分。强酸：盐酸、硫酸、硝酸、高氯酸、HBr等强碱：NaOH、KOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2等

3反应速率(1)反应速率的测定化学反应速率可通过实验测定。要测定不同时刻反应物或生成物的浓度，可观察、测量体系中某一物质的相关性质，再进行适当的转换和计算。

【示例1】过氧化氢的分解反应中有气体生成，可以测量在一定温度和压强下释放出来的气体的体积。【示例2】当溶液中存在有色物质时，随着反应的进行，溶液的颜色不断变化，可以用比色的方法测定溶液颜色的深浅，再根据溶液颜色的深浅与有色物质浓度的正比关系，确定反应物或生成物在不同时刻的浓度。

(2)影响反应速率的因素由于固体和纯液体的浓度可视为常数，故增加(或减少)固体或纯液体的量，反应速率不变。溶液中离子反应，只有改变实际参加反应的离子浓度，才会影响反应速率，如Zn与稀硫酸反应，加入少量Na2SO4固体，生成H2的速率不变。压强改变对反应速率的影响可以归结为浓度改变对反应速率的影响。对于固体、液体之间或在溶液中进行的反应而言，改变压强对它们体积的影响很小，因此可以忽略压强改变对反应速率的影响。不论是放热反应还是吸热反应，升高温度，正、逆反应速率均增大；降低温度，正、逆反应速率均减小。在实验室或工业生产中，常采用加热的方法使化学反应在较高的温度下进行，以提高反应速率。

(3)催化剂对反应速率的影响①催化剂与反应历程催化剂是能改变化学反应速率且在反应前后质量和化学性质均不改变的物质。

②催化剂与活化能、焓变加入催化剂，降低反应的活化能，加快反应速率，但不改变焓变。如图所示，使用催化剂前，E1为正反应活化能，E2为逆反应活化能，使用催化剂后，正反应的活化能为E3，ΔH=E1-E2。活化能越小，反应速率越大。活化能越大，反应速率越小。

③催化剂的活性催化剂催化时需要适宜的温度，温度过低，活性低；温度升高，活性增强，但温度过高时，催化剂会失去活性。

(4)复杂反应中的速率控制步骤往往决定了该反应的速率。如2NO＋O2===2NO2不是基元反应。根据实验现象，化学家提出了由三步构成的反应模型：①2NO===N2O2(快)②N2O2===2NO(快)③N2O2＋O2===2NO2(慢)其中，第一步反应的产物N2O2是第二步、第三步的反应物。反应模型的理论计算表明，慢反应③是决定整个反应速率的关键步骤。每个基元反应都有对应的活化能，反应的活化能越大，活化分子所占比例越小，单位时间内有效碰撞的次数也就越少，化学反应速率越小。因此，化学反应速率的理论只适用于基元反应。光、电磁波、超声波等因素也会对反应速率产生影响。

4化学平衡(1)平衡状态的本质特征v正＝v逆≠0，各组分的浓度保持不变。②各组分的浓度保持不变，或各组分的质量、物质的量、百分含量、质量分数等保持不变的状态，也是平衡状态。

(2)平衡常数K的大小能说明反应进行的程度(也叫反应的限度)。K值越大，表示反应进行得越完全；K值越小，表示反应进行得越不完全。平衡常数随反应温度的变化而变化，在使用平衡常数时应注明温度。固体、纯液体、水溶液中水的浓度可视为定值，其浓度不列入平衡常数表达式中。

(3)化学平衡移动①移动方向判断(Q为浓度商)若QK，平衡向正反应方向移动；若Q=K，体系处于平衡状态，平衡不移动；若QK，平衡向逆反应方向移动。②平衡移动改变影响化学平衡的一个因素，平衡将向着能够减弱这种改变的方向移动。这就是著名的“勒夏特列原理”，也称为化学平衡移动原理。【提示】改变因素后