2022年蘇教版高中化學蘇教版選修4知識點總結(jié)

1、化學選修 4 化學反應與原理專題 1 化學反應與能量變化第一單元化學反應中的熱效應一、化學反應的焓變1、反應熱與焓變（1）反應熱： 化學反應過程中，當反應物和生成物具有相同溫度時，所吸收或放出的熱量稱為化學反應的反應熱。（2）焓變( h)：在恒溫、恒壓條件下，化學反應過程中吸收或放出的熱量稱為化學反應的焓變。符號：h，單位： kj/mol 2、 放熱反應和吸熱反應：（1）放熱反應： 在化學反應過程中，放出熱量的反應稱為放熱反應（反應物的總能量大于生成物的總能量）（2） 吸熱反應： 在化學反應過程中，吸收熱量的反應稱為吸熱反應（反應物的總能量小于生成物的總能量）化學反應過程中的能量變化如圖：放熱

2、反應 h 為“”或h 0 吸熱反應 h 為 “+”或h 0 ?he（生成物的總能量）e（反應物的總能量）?he（反應物的鍵能）e（生成物的鍵能）（3）常見的放熱反應 ：1） 所有的燃燒反應2） 酸堿中和反應3） 大多數(shù)的化合反應4） 金屬與酸的反應5） 生石灰和水反應 6） 濃硫酸稀釋、氫氧化鈉固體溶解等常見的吸熱反應： 1） 晶體 ba(oh)28h2o 與 nh4cl 2） 大多數(shù)的分解反應3）以 h2、co、c為還原劑的氧化還原反應 4 ）銨鹽溶解等注意： 1）化學反應時放熱反應還是吸熱反應只取決于反應物和生成物總能量的相對大小，與反應條件（如點燃、加熱、高溫、光照等）和反應類型無關(guān)；2

3、）物質(zhì)的溶解過程也伴隨著能量變化：naoh固體溶于水明顯放熱； 硝酸銨晶體溶于水明顯吸熱， nacl溶于水熱量變化不明顯。3、化學反應過程中能量變化的本質(zhì)原因：化學鍵斷裂吸熱化學鍵形成放熱4、熱化學方程式（1） 定義： 能夠表示反應熱的化學方程式叫做熱化學方程式。（2） 意義： 既能表示化學反應過程中的物質(zhì)變化，又能表示化學反應的熱量變化。精品學習資料 可選擇p d f - - - - - - - - - - - - - - 第 1 頁，共 38 頁 - - - - - - - - -（3） 書寫化學方程式注意要點: 1）熱化學方程式必須標出能量變化。2）熱化學方程式中必須標明反應物和生成物的

4、聚集狀態(tài)（g,l,s分別表示固態(tài)，液態(tài)，氣態(tài)，水溶液中溶質(zhì)用aq 表示）3）熱化學反應方程式要指明反應時的溫度和壓強。4）熱化學方程式中的化學計量數(shù)可以是整數(shù)，也可以是分數(shù)， 不表示分子個數(shù)，表示對應物質(zhì)的物質(zhì)的量。5）各物質(zhì)系數(shù)加倍， h加倍；反應逆向進行， h改變符號，數(shù)值不變。h的單位為 kj/mol ，它并不是指 1mol 反應物或是生成物，可以理解為“每摩爾反應”。如：2222h (g)+o (g)=2h o(l) h=-285.8kjmol-1 是指每摩爾反應“ 2molh2(g) 和 1molo2（g）完全反應生成 2molh2o(l) ”的焓變。5、總結(jié)：熱化學方程式與普通化學

5、方程式的比較熱化學方程式普通化學方程式反應式2222h (g)+o (g)=2h o(l) h=-285.8kjmol-12222h +o2h o點燃方程式意義表示反應及反應的吸熱放熱僅表示反應化學計量數(shù)表示物質(zhì)的量，可以是整數(shù)或分數(shù)可以表示物質(zhì)的量或微粒個數(shù)，只能是整數(shù)，不能是分數(shù)h右端有表示能量變化的h沒有此項反應條件不用標明反應條件、“”、“”等需 標 明 各 種 反 應 條 件如點燃，光照、高溫等物質(zhì)的狀態(tài)必須標明反應物、 生成物的聚集狀態(tài)，如 g，l，s不標明反應物、生成物的聚集狀態(tài)二、反應熱的測量與計算：1、中和熱概述：（1）定義： 在稀溶液中，酸跟堿發(fā)生中和反應，生成1mol(l

6、) 水時的反應熱叫做中和熱。（2）中和熱的表示： h+(aq)+oh-(aq)=h2o (l) ；h=-57.3kj mol。（3）要點1）條件：” 稀溶液 ” 一般是指酸、 堿的物質(zhì)的量濃度均小于或等于1 mol/l 的溶液，因為若酸、堿濃度較大，混合時會產(chǎn)生溶解熱，而影響中和熱的測定。2）反應物： （強）酸與（強）堿。中和熱不包括離子在水溶液中的生成熱、電解質(zhì)電離的吸熱所伴隨的熱效應。3）中和熱是以生成1mol 液態(tài)水所放出的熱量來定義的，因此在書寫中和熱的熱化學方程式時，就以生產(chǎn)1mol h2o為標準來配平其余物質(zhì)的化學計量數(shù)。如表示稀 naoh 和稀硫酸的中和反應的熱化學方程式：精品學

7、習資料 可選擇p d f - - - - - - - - - - - - - - 第 2 頁，共 38 頁 - - - - - - - - -2424211naoh(aq)+h so (aq)=na so (aq) +h o(l) h=-57.3kj22mol-14）中和反應的實質(zhì)是h+和 oh-化合生成 h20，若反應過程中有其他物質(zhì) （如沉淀等）生成，這部分反應熱也不在中和熱內(nèi)。5）放出的熱量： 57.3kj/mol 2、 中和熱的測量：（1）儀器：量熱計。量熱計由內(nèi)、外兩個筒組成，外筒的外壁蓋有保溫層，蓋上有溫度計和攪拌器?；蛘撸捍鬅?500 ml）、小燒杯（ 100 ml）、溫度計

8、、量筒（ 50 ml）兩個、泡沫塑料或紙條、泡沫塑料板或硬紙板（中心有兩個小孔）、環(huán)形玻璃攪拌棒。試劑： 0.50 mol/l 鹽酸、 0.55 mol/l naoh 溶液。（2） 實驗原理： 測定含 x mol hcl 的稀鹽酸與含 x mol naoh的稀 naoh 溶液混合后放出的熱量為 q kj，則qhx kj mol-1 （3） 實驗步驟：1）在大燒杯底部墊泡沫塑料（或紙條），使放入的小燒杯杯口與大燒杯杯口相平。然后再在大、小燒杯之間填滿碎泡沫塑料（或紙條），大燒杯上用泡沫塑料板（或硬紙板）作蓋板，在板中間開兩個小孔，正好使溫度計和環(huán)形玻璃攪拌棒通過，如下圖所示。2）用一個量筒量取5

9、0 ml 0.50 mol/l 鹽酸，倒入小燒杯中，并用溫度計測量鹽酸的溫度，記入下表。然后把溫度計上的酸用水沖洗干凈。3）用另一個量筒量取50 ml 0.55 mol/l naoh溶液，并用溫度計測量naoh 溶液的溫度，記入下表。4）把溫度計和環(huán)形玻璃攪拌棒放入小燒杯的鹽酸中，并把量筒中的naoh 溶液一次倒入小燒杯（注意不要灑到外面）。用環(huán)形玻璃攪拌棒輕輕攪動溶液，并準確讀取混合溶液的最高溫度，記為終止溫度，記入下表。5）重復實驗兩次，取測量所得數(shù)據(jù)的平均值作為計算依據(jù)。（4）常見問題：1）教材有注， “ 為了保證 0.50mol l 的鹽酸完全被中和，采用0.55mol lnaoh 溶

10、液，使堿稍稍過量 ” ，那可不可以用 0.50mol lnaoh 與 0.55mol lhcl，讓酸稍稍過量呢 ? 答案：不是 “ 可以與不可以 ” 而是“ 不宜” 。原因是稀鹽酸比較穩(wěn)定，取50ml、0.50mol lhcl，它的物質(zhì)的量就是0.025mol ，而 naoh 溶液極易吸收空氣中的co2，精品學習資料 可選擇p d f - - - - - - - - - - - - - - 第 3 頁，共 38 頁 - - - - - - - - -如果恰好取 50ml、0.50mol lnaoh，就很難保證有 0.025molnaoh 參與反應去中和0.025mol 的 hcl。2）為了確保

11、 naoh 稍稍過量，可不可以取體積稍稍過的0.50mol lnaoh溶液呢 ? 回答：可以的。比如 “ 量取 51ml(或 52ml)0.50mol lnaoh 溶液” 。只是 (m1+m2) 再不是 100g，而是 101g 或 102g。3）強酸與弱堿，強堿與弱酸的中和反應熱值如何估計? 鑒于弱酸、弱堿在水溶液中只能部分電離，因此，當強酸與弱堿、強堿與弱酸發(fā)生中和反應時同時還有弱堿和弱酸的不斷電離(吸收熱量，即電離熱 )。所以，總的熱效應比強酸強堿中和時的熱效應值(57.3kj/mol) 要小一些。4）測定酸堿中和熱為什么要用稀溶液？答：中和熱是酸堿在稀溶液中發(fā)生中和反應生成lmol 水

12、時所放出的熱量，為什么要指明在稀溶液中呢？因為如果在濃溶液中，即使是強酸或強堿，由于得不到足夠的水分子，因此也不能完全電離為自由移動的離子。 在中和反應過程中會伴隨著酸或堿的電離及離子的水化，電離要吸收熱量，離子的水化要放出熱量，不同濃度時這個熱量就不同，所以中和熱的值就不同，這樣就沒有一個統(tǒng)一標準了。5）為什么強酸強堿的中和熱是相同的？答：在稀溶液中，強酸和強堿完全電離，所以它們的反應就是h+ 與 oh-結(jié)合成h2o 的反應，每生成 lmol 水放出的熱量（中和熱）是相同的，均為573 kjmol。6）為什么弱酸、弱堿參加的中和反應的中和熱小于573 kjmol？答：弱酸、弱堿在水溶液中不能

13、完全電離，存在著電離平衡。弱酸或弱堿參與中和反應的同時，伴隨著電離，電離過程要吸收熱量，此熱量就要由h+ 與 oh-結(jié)合成水分子放出的熱量來抵償，所以總的來說中和熱小于573 kj/mol 。7）是什么原因使中和熱測定結(jié)果往往偏低？答：按照課本中所示裝置進行中和熱測定，往往所測結(jié)果偏低，造成如此現(xiàn)象的主要原因有：（1）儀器保溫性能差。課本中用大小燒杯間的碎紙片來隔熱保溫，其效果當然不好，免不了熱量散失，所以結(jié)果偏低，這是主要原因；（2）實驗中忽略了小燒杯、溫度計所吸收的熱量，因此也使結(jié)果偏低；（3）計算中假定溶液比熱容為418 j（g ），密度為 1gcm3，實際上這是水的比熱容和密度，酸堿溶

14、液的比熱容、密度均較此數(shù)大，所以也使結(jié)果偏低。8）為何說保溫效果差是造成中和熱測定值偏低的主要原因？答：實驗中溫度升高得不多，所以燒杯、玻璃棒吸收的熱量甚小，影響不大；而酸、堿溶液是稀溶液， 實際密度對比熱容與水相差甚微；所以此影響更微弱。 因此說，結(jié)果偏低的主要原因是保溫性能差，若能改進裝置，比如用保溫杯代替燒杯，使保溫性能良好，就更能接近理論值。9）離子方程式 h+oh-=h2o 代表了酸堿中和反應的實質(zhì)，能否用此代表所有中和反應的離子方程式？答：離子方程式書寫要求 “ 將難電離或難溶的物質(zhì)以及氣體等用化學式表示” ，所以弱酸、弱堿參與中和反應時應以分子的形式保留。例如，醋酸和氫氧化鈉的離

15、子方程式就應當寫為：hac+oh-=ac-+h2o 精品學習資料 可選擇p d f - - - - - - - - - - - - - - 第 4 頁，共 38 頁 - - - - - - - - -只有可溶性強酸強堿的離子方程式才可能如此表示。10）為什么中和熱測定中要用稍過量的堿？能不能用過量的酸？答：這是為了保證堿（或酸）能夠完全被中和。h+與 oh-相互接觸碰撞才能發(fā)生反應，如果用等量的酸、堿，隨著反應的進行，h+與 oh-相互碰撞接觸的機會越來越少，越來越困難，可能有一部分h+與 oh-就不能反應，而在一種微粒過量的情況下，則大大增加了另一種微粒完全反應的機會。不能用過量的酸，因為堿

16、中含有雜質(zhì)碳酸鈉，酸過量就會有酸與碳酸鹽反應導致中和熱測定不準11）為什么 要用環(huán)形玻璃棒攪拌？若用鐵絲取代環(huán)行玻璃棒會不會有影響？答 為了使反應充分若用鐵絲取代環(huán)行玻璃棒會使鐵與酸反應放出熱量而且鐵絲傳熱快，使測量值偏低。3、蓋斯定律 內(nèi)容：化學反應的反應熱只與反應的始態(tài)（各反應物）和終態(tài)（各生成物）有關(guān)，而與具體反應進行的途徑無關(guān)，如果一個反應可以分幾步進行，則各分步反應的反應熱之和與該反應一步完成的反應熱是相同的。三、能源的充分利用1、標準燃燒熱和熱值（1）標準燃燒熱概念 ：在 101 kpa 時，1 mol 物質(zhì)完全燃燒生成穩(wěn)定的化合物時所放出的熱量。燃燒熱的單位用kj/mol 表示。

17、注意以下幾點：研究條件： 101 kpa 反應程度：完全燃燒，產(chǎn)物是穩(wěn)定的氧化物。燃燒物的物質(zhì)的量： 1 mol 研究內(nèi)容：放出的熱量。（hhg2+fe3+cu2+(稀 hno3電離的 no3-)h+（指酸電離的 ) pb2+sn2+ fe2+zn2 +al3+mg2+na+ca2+k+如 zn、cu 、稀 h2so4組成的原電池： 2h+ + 2e- =h2如 zn、cu 、cuso4組成的原電池： cu2+ + 2e- =cu 如 fe、cu 、稀 hno3組成的原電池： no3-+4h+3e-=no +2h2o 精品學習資料 可選擇p d f - - - - - - - - - - -

18、- - - 第 8 頁，共 38 頁 - - - - - - - - - 負極金屬與電解質(zhì)溶液不發(fā)生反應：在正極上被還原的物質(zhì)一般是溶解在電解質(zhì)溶液中的 o2. 如鐵、銅、氫氧化鈉溶液組成的原電池：o2 + 4e- +2h2o =4oh-（3）原電池的總反應式一般把正極和負極反應式相加而得。（4）特殊情況：下列情況并不是較活潑金屬做負極： mg、al、稀 h2so4組成的原電池：負極（ al）反應： 2al-6e- + 8oh- = 2alo2- + 4h2o 正極（ mg ）反應： 6h+ + 6e- =3h2 fe（或 al ） 、cu、濃 hno3 組成的原電池：負極（ cu ）反應：

19、cu 2e- = cu2+正極（ fe或 al）反應： 2no3- + 4h+ + 2e- =2no2+ 2h2o mg、al 、naoh 溶液組成的原電池：由于 mg與 naoh 溶液不反應，而al 能與 naoh 溶液反應，故 al 為負極， mg為正極。負極（ al）反應： 2al 6e-8oh-=2alo2-4h2o 正極（ mg ）反應： 6h+6e-=3h2總反應式： 2al2oh-4h2o=2alo2-3h2備注：類似的還有zn也與 naoh 會反應， si、s、p等也會與 naoh 反應，所以如果 mg 、zn、naoh 組成的原電池， zn 是負極；si、fe、naoh 組成

20、的原電池，si 是負極。例： 有甲、乙兩位學生均想利用原電池反應檢測金屬的活動性順序， 兩人均使用鎂片和鋁片作電極，但甲同學將電極放入6 mol/l 的 h2so4 溶液中，乙同學將電極放入 6 mol/l 的 naoh 溶液中，如右圖所示。下列關(guān)于電極的判斷正確的是( ) a甲中鎂作負極，乙中鎂作負極b甲中鎂作負極，乙中鋁作負極c甲中鋁作正極，乙中鋁作正極d甲中鎂作正極，乙中鋁作正極解析：選 b。甲中在酸性溶液中金屬鎂較金屬鋁容易失去電子，所以甲中金屬鎂作為原電池的負極； 而乙中在堿性溶液中金屬鋁較金屬鎂更容易失去電子，所以乙中金屬鋁作為原電池的負極。8、如何設(shè)計化學電池：例如：以 2fec

21、l3cu=2fecl2 cucl2為依據(jù)，設(shè)計一個原電池。(1) 將氧化還原反應拆成氧化反應和還原反應兩個半反應，分別作原電池的負極和正極的電極反應式：負極：cu 2e=cu2 正極： 2fe32e=2fe2 (2) 確定電極材料如發(fā)生氧化反應的物質(zhì)為金屬單質(zhì)，可用該金屬直接作負極；如為氣體( 如 h2)或溶液中的還原性離子，可用惰性電極(如 pt、碳棒 ) 作負極。發(fā)生還原反應的電極材料必須不如負極材料活潑。本例中可用銅棒作負極，用鉑絲或碳棒作正極。(3) 確定電解質(zhì)溶液一般選用反應物中的電解質(zhì)溶液即可。如本例中可用fecl3 溶液作電解液。精品學習資料 可選擇p d f - - - - -

22、 - - - - - - - - - 第 9 頁，共 38 頁 - - - - - - - - -(4) 構(gòu)成閉合電路。特別提醒： 設(shè)計原電池時，若氧化還原方程式中無明確的電解質(zhì)溶液，可用水作電解質(zhì)，但為了增強其導電性，通常加入強堿或一般的強酸。如燃料電池，水中一般要加入 koh 或 h2so4 。9、常見原電池方程式：（1）cu h2so4 zn原電池正極：2h+ + 2e- h2 負極：zn - 2e- zn2+ 總反應式：zn + 2h+ = zn2+ + h2 （2）cu fecl3c原電池正極：2fe3+ + 2e- 2fe2+ 負極：cu - 2e- cu2+總反應式：2fe3+

23、+ cu = 2fe2+ + cu2+（3）鋼鐵在潮濕的空氣中發(fā)生吸氧腐蝕正極： o2 + 2h2o + 4e- 4oh - 負極： 2fe - 4e- 2fe2+ 總反應式： 2fe + o2 + 2h2o = 2fe （oh)2 （4）氫氧燃料電池（中性介質(zhì)）正極： o2 + 2h2o + 4e- 4oh - 負極： 2h2 - 4e- 4h+ 總反應式： 2h2 + o2 = 2h2o （5）氫氧燃料電池（酸性介質(zhì)）正極： o2 + 4h+ + 4e- 2h2o 負極： 2h2 - 4e- 4h+ 總反應式： 2h2 + o2 = 2h2o （6）氫氧燃料電池（堿性介質(zhì)）正極： o2 +

24、 2h2o + 4e- 4oh - 負極： 2h2 - 4e- + 4oh- 4h2o 總反應式： 2h2 + o2 = 2h2o （7）鉛蓄電池（放電）正極(pbo2) ：pbo2 + 2e- + so42- + 4h+ pbso4 + 2h2o 負極(pb) ：pb- 2e-+ (so4)2- pbso4 總反應式： pb+pbo2+4h+ 2(so4)2- = 2pbso4 + 2h2o （8）alnaoh mg原電池正極： 6h2o + 6e- 3h2 + 6oh - 負極： 2al - 6e- + 8oh- 2alo2 - + 4h2o 精品學習資料 可選擇p d f - - - -

25、 - - - - - - - - - - 第 10 頁，共 38 頁 - - - - - - - - -總反應式： 2al+2oh-+2h2o=2alo2- + 3h2 （9）ch4 燃料電池 (堿性介質(zhì) ) 正極： 2o2 + 4h2o + 8e- 8oh - 負極： ch4 -8e- + 10oh- (co3)2 - + 7h2o 總反應式： ch4 + 2o2 + 2oh- = (co3)2- + 3h2o （10）熔融碳酸鹽燃料電池（li2co3 和 na2co3熔融鹽作電解液，co 作燃料）：正極： o2 + 2co2 + 4e- 2(co3)2 - (持續(xù)補充co2 氣體 ) 負極

26、： 2co + 2(co3)2- - 4e- 4co2 總反應式： 2co + o2 = 2co2 （11）銀鋅紐扣電池(堿性介質(zhì) ) 正極(ag2o) ：ag2o + h2o + 2e- 2ag + 2oh - 負極(zn) ：zn + 2oh- -2e- zno + h2o 總反應式： zn + ag2o = zno + 2ag 三、電解池1、電解原理（1） 電解概念： 電流(外加直流電 )通過電解質(zhì)溶液而在陰陽兩極引起氧化還原反應(被動的不是自發(fā)的 )的過程叫點解。點解過程吧電腦轉(zhuǎn)化為化學能。（2） 電解池：1）定義： 把電能轉(zhuǎn)化為化學能的裝置，也叫電解槽2）電解池的組成條件：a與電源相

27、連的兩個電極；b兩個電極插入電解質(zhì)溶液（或熔融的電解質(zhì)）中；c形成閉合電路。3）放電： 當離子到達電極時，失去或獲得電子，發(fā)生氧化還原反應的過程4）電子流向：（電源）負極（電解池）陰極（離子定向運動）電解質(zhì)溶液（電解池）陽極（電源）正極5）電極名稱及反應：陽極：與直流電源的正極 相連的電極，發(fā)生氧化反應陰極：與直流電源的負極 相連的電極，發(fā)生還原 反應隋性電極只導電 , 不參與氧化還原反應 (c/pt/au) 活性電極既導電又參與氧化還原反應(cu/ag)6）工作原理：點解的過程是 （前提是陽極為惰性電極） 電解質(zhì)溶液（或熔融電解質(zhì)） 中的陰、陽離子在電流的作用下發(fā)生定向移動，在陽極和陰極分別

28、被氧化和被還原生成新物質(zhì)的過程。7）電解 cucl2溶液的電極反應：陽極： 2cl- -2e-=cl2 (氧化) 陰極： cu2+2e-=cu( 還原) 精品學習資料 可選擇p d f - - - - - - - - - - - - - - 第 11 頁，共 38 頁 - - - - - - - - -總反應式： cucl2 =cu+cl2（3） 電解時電極產(chǎn)物的判斷：1） 陽極產(chǎn)物的判斷：a 陽極是活性電極：陽極是 金屬活動順序表中ag或 ag 前面的金屬，則 電極本身失去電子 ，電極溶解。b陽極是惰性電極（ pt、au、石墨）：陽極是惰性電極， 則是電解質(zhì)溶液中的 陰離子失去電子 ，陽極產(chǎn)

29、物要根據(jù)陰離子放電順序來判斷：s2-i-br-cl-oh-no3-so42-(等含氧酸根離子 )f-(so32-/mno4-oh-) 2） 陰極產(chǎn)物的判斷：陰極本身不參與電極反應，陰極是電解質(zhì)溶液中的陽離子得到電子放電，陽離子放電順序為：ag+hg2+fe3+cu2+(稀 hno3電離的 no3-)h+（指酸電離的 ) pb2+sn2+ fe2+zn2+al3+ mg2+na+ca2+k+ （4） 電解中電極附近溶液ph 值的變化：1）電極區(qū)域 a 陰極 h+放電產(chǎn)生 h2，陰極區(qū)域 ph變大。 b陽極 oh-放電產(chǎn)生 o2，陽極區(qū)域 ph變小。2）電解質(zhì)溶液中： a電解過程中 , 既產(chǎn)生 h

30、2, 又產(chǎn)生 o2, 則原溶液呈酸性的ph變小, 原溶液呈堿性的 ph變大, 原溶液呈中性的ph不變（濃度變大）。 b 電解過程中 , 無 h2和 o2產(chǎn)生, ph 幾乎不變。但象 cucl2變大c電解過程中 , 只產(chǎn)生 h2, ph 變大。d電解過程中 , 只產(chǎn)生 o2, ph 變小。（5） 惰性電極電解電解質(zhì)水溶液的規(guī)律電解質(zhì)分類：1）電解水型： 含氧酸（ h2so4、hno3等），強堿（ naoh 、koh 等），活潑金屬含氧酸鹽（ na2so4、kno3等）2）電解電解質(zhì)型： 無氧酸（ hcl、hbr 等，但 hf 除外），不活潑金屬的無氧酸鹽（cucl2等，氟化物除外）3）放氫生堿型

31、： 活潑金屬的無氧酸鹽（如nacl、kbr等，但氟化物除外）4）放氧生酸型： 不活潑金屬的含氧酸鹽（如cuso4、agno等）類型實例電極反應電 解對象電解質(zhì)濃度ph 電解質(zhì)溶液復原分解電解質(zhì)型hcl 陰極： 2h+2e-=h2陽極 : 2cl- - 2e-=cl2總反應式： 2hcl電解電解h2+ cl2電 解質(zhì)減小增大通 hcl氣體cucl2陰極： cu2+2e-=cu 不變加 cucl2精品學習資料 可選擇p d f - - - - - - - - - - - - - - 第 12 頁，共 38 頁 - - - - - - - - -陽極 : 2cl-2e-=cl2總反應式： cucl2

32、電解cu+ cl2粉末放h2生成堿型nacl陰極 : 2h+2e-=h2陽極 : 2cl- -2e-=cl2總反應式：222nacl+2h o2naoh+h電解+ cl2電 解質(zhì) 和水生成新電解質(zhì)增大通 hcl氣體放氧生酸型cuso4陰極 : 2 cu2+4e-=2cu 陽極 : 4oh- - 4e-=2h2o+o2總反應式：2cuso4+2h2o電解2cu+h2so4+ o2電 解質(zhì) 和水生成新電解質(zhì)減小氧化銅電解水型naoh 陰極 : 4h+4e-=2h2陽極 : 4oh- - 4e-=2h2o+o2總反應式：222h o2h電解+ o2水增大增大水h2so4減小na2so4不變2、電解原

33、理的應用（1） 電解飽和食鹽水以制造燒堿、氯氣和氫氣（氯堿工業(yè)）電極反應見上表。（2） 電鍍： 應用電解原理在某些金屬表面鍍上一薄層其他金屬或合金的方法1）電極、電解質(zhì)溶液的選擇：陽極：鍍層金屬，失去電子，成為離子進入溶液m ne = m n+陰極：待鍍金屬（鍍件）：溶液中的金屬離子得到電子，成為金屬原子，附著在金屬表面： m n+ + ne = m 電解質(zhì)溶液 ：含有鍍層金屬離子的溶液做電鍍液2）鍍銅反應原理：陽極(純銅)：cu-2e-=cu2+，陰極 (鍍件)：cu2+2e-=cu，電解液：可溶性銅鹽溶液，如cuso4溶液3）銅的精煉陽極：粗銅；陰極：純銅；電解質(zhì)溶液：硫酸銅（3） 電冶金

34、1） 、電冶金： 使礦石中的金屬陽離子獲得電子，從它們的化合物中還原出來用于冶煉活潑金屬，如鉀、鈉、鎂、鈣、鋁2） 、電解熔融氯化鈉：通電前，氯化鈉高溫下熔融：nacl = na + + cl通直流電后：陽極： 2na+ + 2e = 2na 陰極： 2cl 2e= cl2總反應式：22nacl()2na+cl點解熔融22nacl()2na+cl點解熔融（4 ）規(guī)律總結(jié)：原電池、電解池、電鍍池的判斷規(guī)律1）若無外接電源，又具備組成原電池的三個條件。有活潑性不同的兩個電極；兩極用導線互相連接成直接插入連通的電解質(zhì)溶液里；較活潑金屬與電解質(zhì)溶精品學習資料 可選擇p d f - - - - - -

35、- - - - - - - - 第 13 頁，共 38 頁 - - - - - - - - -液能發(fā)生氧化還原反應（有時是與水電離產(chǎn)生的h+ 作用） ，只要同時具備這三個條件即為原電池。2）若有外接電源，兩極插入電解質(zhì)溶液中，則可能是電解池或電鍍池；當陰極為金屬，陽極亦為金屬且與電解質(zhì)溶液中的金屬離子屬同種元素時，則為電鍍池。（）若多個單池相互串聯(lián)， 又有外接電源時， 則與電源相連接的裝置為電解池成電鍍池。若無外接電源時，先選較活潑金屬電極為原電池的負極（電子輸出極），有關(guān)裝置為原電池，其余為電鍍池或電解池。原電池，電解池，電鍍池的比較性質(zhì)類別原電池電解池電鍍池裝置定義（裝置特點）將化學能轉(zhuǎn)變

36、成電能的裝置無外接電源將電能轉(zhuǎn)變成化學能的裝置有外接電源應用電解原理在某些金屬表面鍍上一側(cè)層其他金屬有外接電源反應特征自發(fā)反應非自發(fā)反應非自發(fā)反應裝置特征無電源，兩級材料不同有電源，兩級材料可同可不同有電源形成條件活動性不同的兩極電解質(zhì)溶液形成閉合回路兩電極連接直流電源兩電極插入電解質(zhì)溶液形成閉合回路1 鍍層金屬接電源正極，待鍍金屬接負極；2 電鍍液必須含有鍍層金屬的離子電極名稱負極：較活潑金屬正極：較不活潑金屬（能導電非金屬）陽極：與電源正極相連陰極：與電源負極相連名稱同電解， 但有限制條件陽極：必須是鍍層金屬陰極：鍍件電極反應負極：氧化反應，金屬失去電子正極：還原反應，溶液中的陽離子得電子

37、或者氧氣得電子（吸氧腐蝕）陽極：氧化反應，溶液中的陰離子失去電子，或電極金屬失電子陰極：還原反應，溶液中的陽離子得到電子陽極：金屬電極失去電子陰極： 電鍍液中陽離子得到電子電子流向負極正極電源負極陰極電源正極陽極同電解池溶液中帶電粒子的移動陽離子向正極移動陰離子向負極移動陽離子向陰極移動陰離子向陽極移動同電解池聯(lián)系在兩極上都發(fā)生氧化反應和還原反應原電池與電解池的極的得失電子聯(lián)系圖：陽極(失) e- 正極（得）e- 負極（失）e- 陰極（得）第三單元金屬的腐蝕和防護一、金屬的電化學腐蝕精品學習資料 可選擇p d f - - - - - - - - - - - - - - 第 14 頁，共 38

38、頁 - - - - - - - - -1、概念： 金屬腐蝕是指金屬或合金與周圍環(huán)境中的物質(zhì)發(fā)生化學反應而腐蝕損耗的現(xiàn)象。本質(zhì)： 都是金屬原子失去 電子而被氧化生成金屬陽離子的過程2、金屬腐蝕的類型：電化學腐蝕化學腐蝕定義不純的金屬或合金發(fā)生原電池反應，使較活潑的金屬失去電子被氧化而引起的腐蝕。金屬與其他物質(zhì)直接接觸發(fā)生氧化還原而引起的腐蝕條件不純金屬或合金與電解質(zhì)溶液接觸金屬與非電解質(zhì)直接接觸現(xiàn)象有微弱的電流產(chǎn)生無電流產(chǎn)生本質(zhì)較活潑的金屬被氧化的過程金屬被氧化的過程實例鋼鐵在潮濕的空氣中被腐蝕金屬與 cl2、o2等物質(zhì)直接反應關(guān)系化學腐蝕與電化腐蝕往往同時發(fā)生，但電化腐蝕更加普遍，危害更嚴重3

39、、鋼鐵電化學腐蝕的分類：（1）析氫腐蝕 腐蝕過程中不斷有氫氣放出條件： 潮濕空氣中形成的水膜 ,酸性較強 （水膜中溶解有 co2、so2、h2s等氣體）電極反應： 負極: fe 2e- = fe2+正極: 2h+ + 2e- = h2 總式： fe + 2h+ = fe2+ + h2 （2）吸氧腐蝕 反應過程吸收氧氣條件： 中性或堿性或弱酸性溶液電極反應： 負極: 2fe 4e- = 2fe2+正極: o2+4e- +2h2o = 4oh- 總式： 2fe + o2 +2h2o =2 fe(oh)2離子方程式： fe2+ + 2oh- = fe(oh)2 生成的 fe(oh)2被空氣中的 o2

40、氧化，生成fe(oh)3：fe(oh)2 + o2 + 2h2o = 4fe(oh)3fe(oh)3脫去一部分水就生成fe2o3x h2o（鐵銹主要成分） 規(guī)律總結(jié)：金屬腐蝕快慢的規(guī)律： 在同一電解質(zhì)溶液中，金屬腐蝕的快慢規(guī)律如下：電解原理引起的腐蝕原電池原理引起的腐蝕化學腐蝕有防腐措施的腐蝕防腐措施由好到壞的順序如下：外接電源的陰極保護法犧牲負極的正極保護法有一般防腐條件的腐蝕無防腐條件的腐蝕二、金屬的電化學防護1、利用原電池原理進行金屬的電化學防護（1） 、犧牲陽極的陰極保護法原理：原電池反應中，負極被腐蝕，正極不變化應用：在被保護的鋼鐵設(shè)備上裝上若干鋅塊，腐蝕鋅塊保護鋼鐵設(shè)備負極：鋅塊被

41、腐蝕；正極：鋼鐵設(shè)備被保護（2） 、外加電流的陰極保護法原理：通電，使鋼鐵設(shè)備上積累大量電子，使金屬原電池反應產(chǎn)生的電流不精品學習資料 可選擇p d f - - - - - - - - - - - - - - 第 15 頁，共 38 頁 - - - - - - - - -能輸送，從而防止金屬被腐蝕應用：把被保護的鋼鐵設(shè)備作為陰極，惰性電極作為輔助陽極，均存在于電解質(zhì)溶液中，接上外加直流電源。通電后電子大量在鋼鐵設(shè)備上積累，抑制了鋼鐵失去電子的反應。2、改變金屬結(jié)構(gòu)：把金屬制成防腐的合金3、把金屬與腐蝕性試劑隔開：電鍍、油漆、涂油脂、表面鈍化等專題 2 化學反應速率和化學平衡第一單元化學反應速率

42、一、化學反應速率的表示方法1、 化學反應速率（ v）（1）定義： 用來衡量化學反應的快慢，單位時間內(nèi)反應物或生成物的物質(zhì)的量的變化量。（2）表示方法 ：單位時間內(nèi)反應物濃度的減少或生成物濃度的增加來表示（3） 計算公式 ：v=c/t（v：平均速率， c：濃度變化， t：時間）單位：mol/ （ls）或mol/ （lmin） 或mol/（lh）2、有關(guān)化學反應速率注意以下幾個問題： 物質(zhì)濃度常采用物質(zhì)的量濃度，以mol/l 為單位。 化學反應速率可用反應體系中某一種反應物或生成物濃度的變化來表示，一般是以最容易測定的一種物質(zhì)表示之，且應標明是什么物質(zhì)的反應速率。一般說在反應過程中都不是等速進行的

43、，因此某一時間內(nèi)的反應速率實際上是這一段時間內(nèi)的平均速率，而不是在某一時刻的瞬時速率?；瘜W反應速率都為正值，沒有負值。用化學反應速率來比較不同反應進行得快慢或同一反應在不同條件下反應的快慢時，應選擇同一物質(zhì)來比較。對于有純液體或固體參加的反應一般不用純液體或固體的濃度變化表示化學反應速率。3、用不同物質(zhì)表示的同一反應的反應速率的關(guān)系：用不同的物質(zhì)表示同一反應的反應速率時其數(shù)值可能不同，但表達的意義是相同的，各物質(zhì)表示的反應速率的數(shù)值有相互關(guān)系，彼此可以根據(jù)化學方程式中的各化學計量數(shù)進行換算：對于反應)()()()(gqdgpcgnbgma來說，則有qvpvnvmvdcba。即各物質(zhì)的反應速率之

44、比等于方程式中的系數(shù)比：(a): (b):(c): (d)=:vvvvm np q= ():() :():()c ac bc cc d=():():():()n an bn cn d精品學習資料 可選擇p d f - - - - - - - - - - - - - - 第 16 頁，共 38 頁 - - - - - - - - -二、影響化學反應速率的因素1、分子間的有效碰撞（1）化學反應的過程 ：是反應物分子中的原子重新組合成生成物分子的過程，即反應物分子（或離子）間的化學鍵斷裂、生成物分子中化學鍵形成的過程。（2）發(fā)生化學反應的先決條件：反應物分子（或離子）間的相互碰撞。但并不是所有反應物

45、分子間的每次碰撞都發(fā)生化學反應。（3）有效碰撞理論 ：能夠發(fā)生化學反應的碰撞。是發(fā)生化學反應的充分條件。（4）活化分子 ：能夠發(fā)生有效碰撞的分子?；罨肿幽芰扛摺＃?）活化能： 活化分子多出的那部分能量（或普通分子轉(zhuǎn)化成活化分子所需的最低能量） 。（6）活化能與化學反應關(guān)系： 在一定條件下，活化分子所占的百分數(shù)是固定不變的?；罨肿拥陌俜謹?shù)越大， 單位體積內(nèi)活化分子數(shù)就越多，單位時間內(nèi)有效碰撞的次數(shù)就越多，化學反應速率就越快。一般來說，活化能低，反應速率快。2、影響化學反應速率的因素：（1）決定因素（內(nèi)因）：反應物的性質(zhì)（決定因素）（2）條件因素（外因）：反應所處的條件：濃度、壓強、溫度、催化

46、劑、固體顆粒大小等。 濃度對化學反應速率的影響：本質(zhì)原因：反應物濃度增大， 單位體積內(nèi)活化分子數(shù)增多， 有效碰撞的頻率增加，反應速率增大。1）在其他條件不變時，增大反應物濃度，可以增大反應速率；減小反應物的濃度，可以減小化學反應的速率。2）此規(guī)律只適用于氣體或溶液的反應，對于純固體或液體的反應物，一般情況下其濃度是常數(shù)，因此改變它們的量一般不會改變化學反應速率。精品學習資料 可選擇p d f - - - - - - - - - - - - - - 第 17 頁，共 38 頁 - - - - - - - - -3）一般來說，固體反應物表面積越大，反應速率越大，固體反應物表面積越小，反應速率越小。

47、4）隨著化學反應的進行，反應物的濃度會逐漸減小，因此一般反應速率也會逐漸減小。5）用有效碰撞理論解釋濃度對反應速率的影響：在其他條件不變時，對某一反應來說，活化分子在反應物分子中所占的百分數(shù)是一定的，因此，單位體積內(nèi)活化分子的數(shù)目與反應物濃度成正比。增大濃度，單位體積內(nèi)的活化分子數(shù)目最多，單位時間內(nèi)的有效碰撞次數(shù)最多，化學反應速率增大。 壓強對反應速率的影響：1）規(guī)律：對于氣體反應來說，其它條件不變時，有氣體參加的反應中，增大壓強，反應速率加快；減小壓強，反應速率減慢。2）恒溫時：壓強增大體積縮小濃度增大單位體積內(nèi)n 活有效碰撞反應速率加快3）恒容時：a、充入氣體反應物 反應物濃度增大總壓增大

48、反應速率增大； b、沖入“惰性氣體”（如he 、n2等）引起總壓增大，但各反應物的分壓不變，各物質(zhì)的濃度不變反應速率不變4）恒壓時： 沖入“惰性氣體”（如he等）引起體積增大，各反應物濃度減少反應速率減慢。5）用有效碰撞理論解釋：對于有氣體參加的反應， 當溫度一定時，活化分子在反應物分子中所占的百分數(shù)一定。增大壓強，即縮小體積，單位體積內(nèi)的活化分子數(shù)增多，活化分子碰撞幾率增多，反應速率加快。 溫度對反應速率的影響：1）規(guī)律： 其他條件不變，溫度升高，反應速率加快備注： a、溫度對反應速率影響的規(guī)律，對吸熱反應，放熱反應都適用。 b、反應若是可逆反應，升高溫度，正、逆反應速率都加快，降低溫度，正

49、、逆反應速率都減小。2）用有效碰撞理論解釋：在濃度一定時，升高溫度，反應物分子的能量增加，使一部分原來能量較低的分子變成活化分子， 增大了活化分子的百分數(shù)，使有效碰撞次數(shù)增多，反應速率加大。此外，溫度升高會使分子的運動速率加快，單位時間內(nèi)的碰撞次數(shù)增加，也會加快反應速率，但前者是主要原因。 催化劑對反應速率的影響：1）規(guī)律： 加入催化劑可以加快反應的速率2）用有效碰撞理論解釋：使用催化劑， 能夠降低反應所需的能量，這樣會使更多的反應物的分子成為活化分子，大大增加單位體積內(nèi)反應物分子中活化分子所占的百分數(shù)。因而使反應速率加快。精品學習資料 可選擇p d f - - - - - - - - - -

50、 - - - - 第 18 頁，共 38 頁 - - - - - - - - -3）相關(guān)說明：a、凡是能改變反應速率而自身在化學變化前后化學性質(zhì)和質(zhì)量沒有發(fā)生變化的物質(zhì)叫催化劑。能加快反應速率的稱為正催化劑；減慢反應速率的稱為負催化劑，如果沒有特別說明均指正催化劑。b、使用催化劑同等程度的增大（減慢）正逆反應速率，從而改變反應到達平衡所需時間。c、催化劑不能改變反應物和生成物的量，也不能使本來不會發(fā)生的反應變?yōu)榭赡?。d、催化劑有一定的選擇性和活化溫度，在一定的溫度范圍內(nèi)，催化活性最好。e、酶是一種特殊的、具有催化活性的生物催化劑，具有高效性、選擇性及特殊的溫度效應。 其他影響因素：其他如光照、

51、反應物固體的顆粒大小、電磁波、超聲波、溶劑的性質(zhì)、電化學原理等，也會對化學反應的速率產(chǎn)生影響。第二單元化學反應的方向和限度一、化學反應的方向：1、自發(fā)過程： 在一定條件下，不需要外接幫助就能自動進行的過程。特點：體系趨向于從高能狀態(tài)轉(zhuǎn)變?yōu)榈湍軤顟B(tài)。在密閉條件下，體系有從有序自發(fā)轉(zhuǎn)變?yōu)闊o序的傾向。自發(fā)反應： 在一定溫度好壓強下，無需外界幫助就能自動進行的反應，稱為自發(fā)反應。2、化學反應進行方向的判據(jù)：（1）能量判據(jù)（晗判據(jù)）絕大多數(shù)放熱反應（ h 0）都能自發(fā)進行，且反應放出的熱量越多，反應越完全。但有些吸熱過程也能自發(fā)進行，如nh4cl 溶于水。因此，焓變不是判斷化學反應能否自發(fā)進行的唯一因素

52、。（2）熵判據(jù)：能量反 應 過e1 e2 反應物生成物活 化 分活化能活化分子變成生成物分子放出的能量反應沒加催化劑加了催化劑精品學習資料 可選擇p d f - - - - - - - - - - - - - - 第 19 頁，共 38 頁 - - - - - - - - - 熵：用于衡量一個體系混亂程度的物理量，符號為s，單位： jmol-1k-1。熵值越大，混亂程度越大。 同種物質(zhì)熵值大小比較 ：s(g) s(l) s(s) 熵變： 反應前后體系熵的變化叫該反應的熵變，符號為s。若發(fā)生反應后體系的混亂程度增大，則該過程的s0. 熵變與化學反應自發(fā)性關(guān)系：化學反應的 s越大，越有利于反應自發(fā)

53、進行。（3）復合判據(jù)：在恒溫、恒壓時： 當h 0，s0 時，反應可自發(fā)進行； 當h 0，s0 時，反應不能自發(fā)進行； 當h 0，s0 時，反應在較低溫度下可自發(fā)進行； 當h 0，s0 時，反應在較高溫度下可自發(fā)進行；備注： 反應的自發(fā)性只能用于判斷反應的方向，不能確定反應十分一定會發(fā)生或反應發(fā)生的速率。二、化學平衡狀態(tài)1、可逆反應：（1）定義 ：在同一條件下，既能向正方向進行，又能向逆方向進行的反應稱為可逆反應。若一個反應是可逆反應，則反應物不可能完全轉(zhuǎn)化成生成物。（2）可逆反應的特點： 相同條件下，正反應和逆反應同時發(fā)生，同時進行； 反應物、生成物共同存在； 可逆反應不能進行到底，反應有一定

54、的限度； 化學方程式中不用“ =” ，而用“” 。（3）可逆反應中濃度的變化期刊：a-a100%a的起始濃度的平衡濃度的起始濃度對于一個從反應物開始的反應：反應開始時，反應物濃度最大，生成物濃度為0；反應進行中，反應物 濃度不斷減小，生成物濃度不斷增大；反應到一定時間，反 應物和生成物濃度都不再改變。（4）可逆反應中的反應速率變化情況：反應開始時： v正最大， v逆=0；反應過程中： v正不斷減小， v逆不斷增大；到一定時間： v正= v逆0 備注： v正= v逆是針對反應中的一種物質(zhì)而言的。2、化學平衡狀態(tài)：（1）化學平衡狀態(tài)定義 ：一定條件下，當一個可逆反應進行到正逆反應速率相等 時，各組

55、成成分濃度不再改變， 達到表面上靜止的一種 “ 平衡” ， 化學反應進行到最大限度，反應混合物就處于化學平衡狀態(tài)。（2）化學平衡的特征：逆（研究前提是可逆反應）等（同一物質(zhì)的正逆反應速率相等）動（動態(tài)平衡）精品學習資料 可選擇p d f - - - - - - - - - - - - - - 第 20 頁，共 38 頁 - - - - - - - - -定（反應混合物中各物質(zhì)的含量恒定：各物質(zhì)的物質(zhì)的量或物質(zhì)的量分數(shù)恒定；各物質(zhì)的質(zhì)量或質(zhì)量分數(shù)恒定；如果是氣體物質(zhì)，則各氣體的體積或體積分數(shù)恒定）變（條件（如溫度、壓強、濃度等）改變，平衡發(fā)生變化）同（對某一可逆反應，在相同條件下，無論是從正反應

56、開始，還是從逆反應開始，或是從正、逆反應同時開始，只要建立平衡的條件相同，最終均能達到同一平衡狀態(tài)，即化學平衡狀態(tài)的建立只與建立平衡的條件有關(guān)，與建立平衡的途徑無關(guān)，簡稱“等效平衡”）3、判斷平衡的依據(jù)判斷可逆反應達到平衡狀態(tài)的方法和依據(jù)例舉反應ma(g)+nb(g) pc(g)+qd(g) 混合物體系中各成分的含量各物質(zhì)的物質(zhì)的量或各物質(zhì)的物質(zhì)的量的分數(shù)一定平衡各物質(zhì)的質(zhì)量或各物質(zhì)質(zhì)量分數(shù)一定平衡各氣體的體積或體積分數(shù)一定平衡總體積、總壓力、總物質(zhì)的量一定不一定平衡正、逆反應速率的關(guān)系在單位時間內(nèi)消耗了m mola 同時生成m mola，即v(正)=v(逆) 平衡在單位時間內(nèi)消耗了n mol

57、b 同時消耗了p molc，則v(正)=v(逆) 平衡v(a):v(b):v(c):v(d)=m:n:p:q， v(正)不一定等于v(逆) 不一定平衡在單位時間內(nèi)生成n molb，同時消耗了q mold，因均指 v(逆) 不一定平衡壓強m+n p+q 時，總壓力一定（其他條件一定）平衡m+n=p+q 時，總壓力一定（其他條件一定）不一定平衡混 合 氣 體 平 均相 對 分 子 質(zhì) 量mr mr 一定時，只有當m+n p+q 時平衡mr 一定時，但m+n=p+q 時不一定平衡溫度任何反應都伴隨著能量變化，當體系溫度一定時（其他不變）平衡體系的密度密度一定不一定平衡其他對于有色物質(zhì)參加的反應，體系

58、顏色不再變化平衡三、化學平衡常數(shù)1、定義： 在一定溫度下，當一個反應達到化學平衡時，生成物濃度以化學計量數(shù)為指數(shù)的冪的乘積與反應物濃度以化學計量數(shù)為指數(shù)的冪的乘積是一個常數(shù)。符號：k 2、表達式 ：對于一般的可逆反應，ma（g）+ nb（g）pc（g）+ qd（g）當在一定溫度下達到平衡時，k=cp(c)cq(d)/cm(a)cn(b) 3、使用化學平衡常數(shù)k應注意的問題：（1）在平衡常數(shù)的表達式中，物質(zhì)的濃度必須是平衡濃度（固體、純液體的濃度可看成為 1） 。（2）k只與溫度（ t）有關(guān)，與反應物或生成物的濃度無關(guān)。（3）反應物或生產(chǎn)物中有固體或純液體存在時，由于其濃度是固定不變的，可以看精

59、品學習資料 可選擇p d f - - - - - - - - - - - - - - 第 21 頁，共 38 頁 - - - - - - - - -做是“1”而不代入公式。（4）在稀溶液中進行的反應，水的濃度可視為定值，不出現(xiàn)中表達式中，但非水溶液中的反應，如果反應物或生成物中有水，此時水的濃度不能看成常數(shù)。4、化學平衡常數(shù) k的應用 : （1）化學平衡常數(shù)值的大小是可逆反應進行程度 的標志。 k 值越大，說明平衡時生成物的濃度越大，它的正向反應進行的程度越大，即該反應進行得越完全 ，反應物轉(zhuǎn)化率越 高。反之，則相反。一般地， k105時，該反應就進行得基本完全了。（2）可以利用 k 值做標準

60、，判斷正在進行的可逆反應是否平衡及不平衡時向何方進行建立平衡。 q：濃度商某時刻的 q= cp(c)cq(d)/cm(a)cn(b) q k: 反應向正反應方向進行 ; q = k: 反應處于平衡狀態(tài); q k: 反應向逆反應方向進行（3）利用 k值可判斷反應的熱效應若溫度升高， k值增大，則正反應為 _吸熱_反應若溫度升高， k值減小，則正反應為 _放熱_反應備注：平衡常數(shù)只受溫度影響，與濃度、壓強計反應物或生成物的濃度等無關(guān)。（4）平衡常數(shù)值的大小只能說明一個可逆反應的正反應所進行的最大程度，不能預示反應達到平衡所需要的時間。5、平衡轉(zhuǎn)化率：（1）轉(zhuǎn)化率： 某一反應物的轉(zhuǎn)化率等于該物質(zhì)在反