化学-化学反应速率和化学平衡

化学反应速率和化学平衡 一、化学反应速率  1.化学反应速率是用来衡量化学反应进行快慢程度的，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示。单位:mol/（L·min）或mol/（L·s） v=ΔcΔt  2.同一反应里用不同物质来表示的反应速率数值可以是不同的，但这些数值，都表示同一反应速率。且不同物质的速率比值等于其化学方程式中的化学计量数之比。如反应mA+nB=pC+qD的v （A） ∶v （B） ∶v （C） ∶v （D） =m∶n∶p∶q  3.影响反应速率的因素  决定因素:参加反应的物质本身的性质影响因素:  ①浓度:当其他条件不变时，增大反应物浓度，单位体积发生反应的分子数增加，反应速率加快。  ②压强:对于有气体参加的反应，当其他条件不变时增加压强，气体体积缩小，深度增大，反应速率加快。  ③温度:升高温度时，分子运动速率加快，有效碰撞次数增多，反应速率加快。一般来说，温度每升高10℃反应速率增大到原来的2～4倍。  ④催化剂:可以同等程度增大正逆反应速率。  ⑤其他因素:增大固体表面积（粉碎），光照也可增大某些反应的速率，此外，超声波、电磁波、溶剂也对反应速率有影响。  【注意】①改变外界条件时，若正反应速率增大，逆反应速率也一定增大，增大的倍数可能不同，但不可能正反应速率增大，逆反应速率减小。  ②固体纯液体浓度视为常数，不能用其表示反应速率，它们的量的变化不会引起反应速率的变化，但其颗粒的大小可影响反应速率。  二、化学平衡  1.化学平衡状态:指在一定条件下的可逆反应里，正反应和逆反应的速率相等，反应混合物中各组分的浓度不变的状态。  2.化学平衡状态的特征  （1）“等”即v 正 =v 逆 。  （2）“动”即是动态平衡，平衡时反应仍在进行。  （3）“定”即反应混合物中各组分浓度保持一定。  （4）“变”即条件改变、平衡移动。  （5）与途径无关，外界条件不变，可逆反应无论是从正反应开始，还是从逆反应开始，都可建立同一平衡状态。  3.影响化学平衡的条件  （1）可逆反应中旧化学平衡的破坏，新化学平衡的建立过程叫作化学平衡移动。  （2）化学平衡移动规律———勒沙特列原理  如果改变影响平衡的一个条件（如浓度、压强或温度），平衡就向能够减弱这种改变的方向移动。  ①浓度:增大反应物（或减小生成物）浓度，平衡向正反应方向移动。  ②压强:增大压强平衡向气体体积减小的方向移动。减小压强平衡向气体体积增大的方向移动。  ③温度:升高温度，平衡向吸热反应方向移动。降低温度，平衡向放热反应方向移动。  ④催化剂:不影响平衡移动。  4.分析化学平衡移动的一般思路改变条件速率不变:如容积不变时充入惰性气体  速率改变程度相同（v 正 =v 逆 ）使用催化剂或对气体体积无变化  的反应改变压强平衡不移动程度不同（v 正 ≠v 逆 ）浓度压强温度平衡移动  5.化学平衡计算时常用的2个率:（1）反应物转化率=转化浓度  起始浓度×100%=转化物质的量  起始物质的量×100%（2）产品的产率= 实际生成产物的物质的量  理论上可得到产物的物质的量×100%  三、电解质溶液  （一）电解质和非电解质、强电解质和弱电解质  1.电解质和非电解质。  （二）弱电解质的电离平衡  1.弱电解质的电离特点  （1）微弱:弱电解质在水溶液中的电离是部分电离、电离程度都比较小，分子、离子共同存在。  （2）可逆:弱电解质在水分子作用下电离出离子、离子又可重新结合成分子。因此，弱电解质的电离是可逆的。  （3）能量变化:弱电解质的电离过程是吸热的。  （4）平衡:在一定条件下最终达到电离平衡。  2.电离平衡:当弱电解质分子离解成离子的速率等于结合成分子的速率时，弱电解质的电离就处于3电离平衡状态。电离平衡是化学平衡的一种。同样具有化学平衡的特征。条件改变时平衡移动的规律符合勒沙特列原理。  3.电离平衡常数:对一元弱酸或一元弱碱来说，达到平衡后的溶液中电离所生成的各种离子浓度的乘积，跟溶液未电离的分子浓度之比是一个常数，这一常数叫电离平衡常数，简称电离常数，用k表示。如:CH 3 COOH CH 3 COO - +H + K a =c（H + ）·c（CH 3 COO - ）  c（CH 3 COOH） （25℃ K a =1.8×10 -5 ）NH 3 ·H 2 O NH +4 +OH - K b =c（NH +4 ）·c（OH - ）  c（NH 3 ·H 2 O） （25℃ K b =1.8×10 -5 ）  k值的大小，表达了一定温度下弱电解质的难易程度。k值越大该弱电解质越易电离;k值越小，该弱电解质越难电离，故可根据k值大小判断弱电解的相对强度。  （三）水的电离和溶液的pH值  1.水的电离和水的离子积常数。  H 2 O是一种极弱电解质:2H 2 O H 3 O + +OH - 25℃ c（H + ）=c（CH - ）=10 -7 mol·L -1  水的离子积 kw=c（H + ）·c（OH - ）=10 -14 （25℃）  ①kw只与温度有关，温度升高，kw增大。如:100℃ kw=10 -12 ②kw适于:纯水、稀酸、稀碱、稀盐水溶液中。 2.溶液的pH  （1）pH:pH=-lgc（H + ）。在溶液的c（H + ）很小时，用pH来表示溶液的酸碱度。  （2）含义:pH越大，c（H + ）越小，c（OH - ）越大，酸性越弱，碱性越强。pH越小，c（H + ）越大，c（OH - ）越小，酸性越强，碱性越弱。  （3）范围:0～14  （4）溶液的酸碱性与pH  （四）盐类水解  1.盐类水解定义:在溶液中盐电离出来的离子跟水所电离出来的H + 或OH - 结合生成弱电解质的反应叫作盐类的水解。酸+碱 中和水解 盐+水  2.盐类水解规律  （1）谁弱谁水解，谁强显谁性，越弱越水解，都弱都水解，两强不水解。  （2）多元弱酸根、正酸根离子比酸式酸根离子水解程度大得多，故可只考虑第一步水解。  （3）水解是吸热反应，升温水解程度增大。  （4）单离子水解程度都很小，故书写水解离子方程式时要用“”，不能用“↑”或“↓”符号。  （5）完全双水解的特例，Al 3+ 与AlO - 3 、CO 2- 3 、S 2- 、HS - 、AlO - 2 ，Fe 3+ 与HCO - 3 、CO 2- 3 、AlO - 2 ，NH +4 与SiO 2- 3 等。  （五）电化学  1.原电池  （1）概念:将化学能转化为电能的装置。  （2）实质:化学能转化为电能。  （3）构成前提:能自发地发生氧化还原反应。  （4）构成条件:①两个电极②电解质溶液③“两极”“一液”联成回路④能自发地发生氧化还原反应。  （5）电极构成:负极:还原性相对较强的材料。正极:还原性相对较弱的材料。电极反应:负极:失去电子，氧化反应。正极:得到电子，还原反应。  2.金属的腐蚀与防护  （1）定义:金属单质被空气中的成分或其他氧化剂氧化而变质的现象叫做金属腐蚀。  （2）金属腐蚀的种类化学腐蚀电化学腐蚀  （3）金属防护  ①涂保护层。如涂油、电镀、表面处理等。②保持干燥。  ③改变金属的内部结构，使其稳定，如不锈钢。  ④牺牲阳极的阴极保护法。即用一种更为活泼的金属与要保护的金属构成原电池。  ⑤外加电源法。将被保护的金属与电源负极相连，电源向该金属提供电子，该金属就不失电子而得以保护。  3.电解原理及其应用  （1）电解定义:使电流通过电解质溶液而在阴、阳两极引起氧化还原反应过程叫电解。  （2）装置:电解池  （或电解槽） 特点:把电能转化为化学能  形成条件①与电源相连的两个电极②电解质溶液或熔化电解质③形成闭合回路  （3）电解原理:  电子流向:电源负极→阴极 阴极→电源正极  电解质由离子定向移动:阳离子→阴极 阴离子→阳极  电极反应阳极:金属电极或电解质溶液中的阴离子失去电子发生氧 化反应  阴极:电解质溶液中的阳离子得到电子发生还原反应。放电顺序阳极:M（金属）>Cl - >OH - >含氧酸根离子阴极:Ag + >Cn 2+ >Fe 2+ >Zn 2+ >H + >……  （4）电解应用:  ①铜的粗炼阳极（粗铜）:Cu-2e - =Cu 2+ 阴极（纯铜）:Cu 2+ +2e - =Cu电解质溶液:CuSO 4 （含H 2 SO 4 ） ②氯碱工业阳极（钛网）2Cl - -2e - =Cl 2 ↑阴极（碳钢网）2H -1 +2e - =H 2 ↑电解质溶液:饱和食盐水  总反应:2NaCl+2H 2 O 电解 2NaOH+H 2 ↑+Cl 2 ↑③镀铜阳极（铜）:Cu-2e - =Cu 2+  阴极（铁或其他镀件）:Cu 2+ +2e - =Cu电镀液:CuSO 4 溶液。