化學選修4第一章

❷ 高中化學選修4課後習題及復習題答案

高中化學選修4課後習題1-3章答案

第一章

第一節 化學反應與能量的變化

四、習題參考答案

1.化學反應過程中所釋放或吸收的能量，叫做反應熱，在恆壓條件下，它等於反應前後物質的焓變，符號是ΔH，單位是kJ/mol。例如1molH2(g)燃燒，生成1molH2O(g)，其反應熱ΔH=-241.8kJ/mol。

2.化學反應的實質就是反應物分子中化學鍵斷裂，形成新的化學鍵，重新組合成生成物的分子。舊鍵斷裂需要吸收能量，新鍵形成需要放出能量。當反應完成時，若生成物釋放的能量比反應物吸收的能量大，則此反應為放熱反應；若生成物釋放的能量比反應物吸收的能量小，反應物需要吸收能量才能轉化為生成物，則此反應為吸熱反應。

第二節 燃燒熱能源

四、習題參考答案

1.在生產和生活中，可以根據燃燒熱的數據選擇燃料。如甲烷、乙烷、丙烷、甲醇、乙醇、氫氣的燃燒熱值均很高，它們都是良好的燃料。

2.化石燃料蘊藏量有限，不能再生，最終將會枯竭，因此現在就應該尋求應對措施。措施之一就是用甲醇、乙醇代替汽油，農牧業廢料、高產作物（如甘蔗、高粱、甘薯、玉米等）、速生樹木（如赤楊、刺槐、桉樹等），經過發酵或高溫熱分解就可以製造甲醇或乙醇。由於上述製造甲醇、乙醇的原料是生物質，可以再生，因此用甲醇、乙醇代替汽油是應對能源危機的一種有效措施。

3.氫氣是最輕的燃料，而且單位質量的燃燒熱值最高，因此它是優異的火箭燃料，再加上無污染，氫氣自然也是別的運輸工具的優秀燃料。在當前，用氫氣作燃料尚有困難，一是氫氣易燃、易爆，極易泄漏，不便於貯存、運輸；二是製造氫氣尚需電力或別的化石燃料，成本高。如果用太陽能和水廉價地製取氫氣的技術能夠突破，則氫氣能源將具有廣闊的發展前景。

4.甲烷是一種優質的燃料，它存在於天然氣之中。但探明的天然氣礦藏有限，這是人們所擔心的。現已發現海底存在大量水合甲烷，其儲量約是已探明的化石燃料的2倍。如果找到了適用的開采技術，將大大緩解能源危機。

5.柱狀圖略。關於如何合理利用資源、能源，學生可以自由設想。在上述工業原材料中，能源單耗最大的是鋁；產量大，因而總耗能量大的是水泥和鋼鐵。在生產中節約使用原材料，加強廢舊鋼鐵、鋁、銅、鋅、鉛、塑料器件的回收利用，均是合理利用資源和能源的措施。

6.公交車個人耗油和排出污染物量為私人車的1/5，從經濟和環保角度看，發展公交車更為合理。

第三節 化學反應熱的計算

二、習題參考答案

1.C(s)+O2(g)==CO2(g)

ΔH=-393.5kJ/mol

2.5molC完全燃燒，ΔH=2.5mol×(-393.5kJ/mol）=-983.8kJ/mol

2.H2(g)的燃燒熱ΔH=-285.8kJ/mol

欲使H2完全燃燒生成液態水，得到1000kJ的熱量，需要H21000kJ÷285.8kJ/mol=3.5mol

3.設S的燃燒熱為ΔH

S(s)+O2(g)==SO2(g)

32g/molΔH

4g-37kJ

ΔH=32g/mol×(-37kJ)÷4g

=-296kJ/mol

4.設CH4的燃燒熱為ΔH

CH4(g)+O2(g)==CO2(g)+2H2O(g)

16g/molΔH

1g-55.6kJ

ΔH=16g/mol×(-55.6kJ)÷1g

=-889.6kJ/mol

5.（1）求3.00molC2H2完全燃燒放出的熱量Q

C2H2(g)+5/2O2(g)==2CO2(g)+H2O（l)

26g/molΔH

2.00g-99.6kJ

ΔH=26g/mol×(-99.6kJ)÷2.00g

=-1294.8kJ/mol

Q=3.00mol×(-1294.8kJ/mol)=-3884.4kJ≈-3880kJ

（2）從4題已知CH4的燃燒熱為-889.6kJ/mol，與之相比，燃燒相同物質的量的C2H2放出的熱量多。

6.寫出NH3燃燒的熱化學方程式

NH3(g)+5/4O2(g)==NO2(g)+3/2H2O(g)

將題中（1）式乘以3/2，得：

3/2H2(g)+3/4O2(g)==3/2H2O(g)

3/2ΔH1=3/2×(-241.8kJ/mol)

=-362.7kJ/mol

將題中（2）式照寫：

1/2N2(g)+O2(g)==NO2(g)ΔH2=+33.9kJ/mol

將題中（3）式反寫，得

NH3(g)==1/2N2(g)+3/2H2(g)-ΔH3=46.0kJ/mol

再將改寫後的3式相加，得：

7.已知1kg人體脂肪儲存32200kJ能量，行走1km消耗170kJ，求每天行走5km，1年因此而消耗的脂肪量：

170kJ/km×5km/d×365d÷32200kJ/kg=9.64kg

8.此人脂肪儲存的能量為4.2×105kJ。快速奔跑1km要消耗420kJ能量，此人脂肪可以維持奔跑的距離為：4.2×105kJ÷420kJ/km=1000km

9.1t煤燃燒放熱2.9×107kJ

50t水由20℃升溫至100℃，溫差100℃-20℃=80℃，此時需吸熱：

50×103kg×80℃×4.184kJ/(kg•℃)=1.6736×107kJ

鍋爐的熱效率=(1.6736×107kJ÷2.9×107kJ）×100%

=57.7%

10.各種塑料可回收的能量分別是：

耐綸5m3×4.2×104kJ/m3=21×104kJ

聚氯乙烯50m3×1.6×104kJ/m3=80×104kJ

丙烯酸類塑料5m3×1.8×104kJ/m3=9×104kJ

聚丙烯40m3×1.5×104kJ/m3=60×104kJ

將回收的以上塑料加工成燃料，可回收能量為

21×104kJ+80×104kJ+9×104kJ+60×104kJ=170×104kJ=1.7×106kJ

第二章

第一節化學反應速率

四、習題參考答案

1.略。

2.1∶3∶2。

3.（1）A；（2）C；（3）B。

4.D。

5.A。

第二節影響化學反應速率的因素

三、習題參考答案

1.（1）加快。增大了反應物的濃度，使反應速率增大。

（2）沒有加快。通入N2後，容器內的氣體物質的量增加，容器承受的壓強增大，但反應物的濃度（或其分壓）沒有增大，反應速率不能增大。

（3）降低。由於加入了N2，要保持容器內氣體壓強不變，就必須使容器的容積加大，造成H2和I2蒸氣的濃度減小，所以，反應速率減小。

（4）不變。在一定溫度和壓強下，氣體體積與氣體的物質的量成正比，反應物的物質的量增大一倍，容器的容積增大一倍，反應物的濃度沒有變化，所以，反應速率不變。

（5）加快。提高溫度，反應物分子具有的能量增加，活化分子的百分數增大，運動速率加快，單位時間內的有效碰撞次數增加，反應速率增大。

2.A。催化劑能夠降低反應的活化能，成千上萬倍地提高反應速率，使得緩慢發生的反應2CO+2NO==N2+2CO2迅速進行。給導出的汽車尾氣再加壓、升溫的想法不合乎實際。

第三節化學平衡

四、習題參考答案

1.正、逆反應速率相等，反應物和生成物的質量（或濃度）保持不變。

2.

3.反應混合物各組分的百分含量，濃度、溫度、壓強（反應前後氣體的物質的量有變化的反應），同等程度地改變正、逆反應，不能使。

4.（1）該反應是可逆反應，1molN2和3molH2不能完全化合生成2molNH3，所以，反應放出的熱量總是小於92.4kJ。

（2）適當降低溫度，增大壓強。

5.B；6.C；7.C；8.C。

9.設：CO的消耗濃度為x。

第四節化學反應進行的方向

四、習題參考答案

1.銨鹽溶解常常是吸熱的，但它們都能在水中自發地溶解。把兩種或兩種以上彼此不發生反應的氣體依次通入到同一個密閉容器中，它們能自發地混合均勻。

2.在封閉體系中焓減和熵增的反應是容易自發發生的。在判斷化學反應的方向時不能只根據焓變ΔH＜0或熵增中的一項就得出結論，而是要全面考慮才能得出正確結論。

第三章

第一節 弱電解質的電離

四、習題參考答案

1.

2.氨水中存在的粒子：NH3•H2O、NH4+、OH-

氯水中存在的粒子：Cl2、Cl-、H+、ClO-

3.(1)錯。導電能力的強弱取決於電解質溶液中離子的濃度，因此強、弱電解質溶液導電能力與二者的濃度及強電解質的溶解性有關。

(2)錯。酸與鹼反應生成鹽，所需鹼的量只與酸的物質的量有關，鹽酸和醋酸都是一元酸，物質的量濃度相同的鹽酸和醋酸中含有相同物質的量的H＋。

(3)錯。一水合氨是弱鹼，在水溶液中是部分電離的，其電離平衡受氨水濃度的影響，濃溶液的電離程度低於稀溶液。因此氨水稀釋一倍時，其OH－濃度降低不到一半。

(4)錯。醋酸中的氫沒有全部電離為H＋。

※(5)錯。此題涉及水解較復雜，不要求學生考慮水解。

4(1)不變。一定溫度下，該比值為常數——平衡常數。

(2)4.18×10－4mol/L

5.(1)略;

(2)木頭中的電解質雜質溶於水中，使其具有了導電性。

第二節 水的電離和溶液的酸鹼性

四、習題參考答案

1.③④①②；②①④③。

2.NH＋4，OH－，NH3•H2O，H＋。

3.C；4A；5D；6D；7A；8A、D。

9.註：不同品牌的同類物品，其相應的pH可能不盡相同。

10.

11.圖略。(1)酸性(2)10,1×10-4(3)9mL

第三節鹽類的水解

四、習題參考答案

1.D；2.B；3.C；4.D。

5.乙，如果是弱酸，所生成的鹽電離出的A-會部分地與水電離出的H＋結合成HA，則c(A－）≠c(M＋）。

6.>，Al3＋+2SO42－+2Ba2＋+4OH－=2BaSO4↓+AlO2－+2H2O；

=，2Al3＋+3SO42－+3Ba2＋+6OH－=3BaSO4↓+2Al(OH)3↓

7.CO32－+H2O=HCO3－+OH－,Ca2＋+CO32－=CaCO3↓

8.Na2CO3溶液的pH>NaHCO3溶液的pH,因為由HCO3－電離成CO32－比由H2CO3電離成HCO3－更難，即Na2CO3與NaHCO3是更弱的弱酸鹽，所以水解程度會大一些。

9.(1)SOCl2+H2OSO2↑+2HCl↑

(2)AlCl3溶液易發生水解，AlCl3•6H2O與SOCl2混合加熱，SOCl2與AlCl3•6H2O中的結晶水作用，生成無水AlCl3及SO2和HCl氣體。

10.加水的效果是增加水解反應的反應物c（SbCl3），加氨水可中和水解反應生成的HCl,以減少生成物c（H+），兩項操作的作用都是使化學平衡向水解反應的方向移動。

※11.受熱時，MgCl2•6H2O水解反應的生成物HCl逸出反應體系，相當於不斷減少可逆反應的生成物，從而可使平衡不斷向水解反應方向移動；MgSO4•7H2O沒有類似可促進水解反應進行的情況。

第三節 難溶電解質的溶解平衡

四、習題參考答案

1.文字描述略。

2.C；3.D；4.C。

5.(1)S2－與H＋作用生成的H2S氣體會逸出反應體系，使FeS的沉澱溶解平衡向溶解方向移動。

(2)硫酸鈣也難溶於水，因此向碳酸鈣中加硫酸是沉澱轉化的問題，但硫酸鈣的溶解度大於碳酸鈣，轉化不能實現。醋酸鈣溶於水，且醋酸提供的H＋與碳酸鈣沉澱溶解平衡中的CO32-作用，可生成CO2逸出反應體系，使其沉澱溶解平衡向溶解的方向移動。

(3)硫酸溶液中的SO42-對BaSO4的沉澱溶解平衡有促進平衡向生成沉澱的方向移動的作用。

6.略。

❸ 高中化學選修4第一章第三節△H1+△H2≡△H3是什麼意思

就是有兩個化學方程式，他們可以合成一個方程式暫且稱為第三個方程式，你說的式子意思就是第一個方程式的熱量變化和第二個方程式的熱量變化之代數和等於第三個方程式的熱量變化，也成為焓變

❹ 高中化學選修四各章總結

化學選修4化學反應與原理章節知識點梳理第一章
化學反應與能量一、焓回變
反應熱答1．反應熱：一定條件下，一定物質的量的反應物之間完全反應所放出或吸收的熱量2．焓變(ΔH)的意義：在恆壓條件下進行的化學反應的熱效應（1）.符號：
△H（2）.單位：kJ/mol3.產生原因：化學鍵斷裂——吸熱
化學鍵形成——放熱放出熱量的化學反應。(放熱>吸熱)
△H
為「-」或△H
<0吸收熱量的化學反應。（吸熱>放熱）△H
為「+」或△H
>0☆
常見的放熱反應：①
所有的燃燒反應②
酸鹼中和反應③
大多數的化合反應④
金屬與

❺ 高中化學選修4知識點總結

第1章、化學反應與能量轉化
化學反應的實質是反應物化學鍵的斷裂和生成物化學鍵的形成，化學反應過程中伴隨著能量的釋放或吸收。一、化學反應的熱效應
1、化學反應的反應熱
(1)反應熱的概念：
當化學反應在一定的溫度下進行時，反應所釋放或吸收的熱量稱為該反應在此溫度下的熱效應，簡稱反應熱。用符號Q表示。
(2)反應熱與吸熱反應、放熱反應的關系。
Q＞0時，反應為吸熱反應；Q＜0時，反應為放熱反應。
(3)反應熱的測定
測定反應熱的儀器為量熱計，可測出反應前後溶液溫度的變化，根據體系的熱容可計算出反應熱，計算公式如下：
Q＝－C(T2－T1)
式中C表示體系的熱容，T1、T2分別表示反應前和反應後體系的溫度。實驗室經常測定中和反應的反應熱。 2、化學反應的焓變
(1)反應焓變
物質所具有的能量是物質固有的性質，可以用稱為「焓」的物理量來描述，符號為H，單位為kJ·mol-1。
反應產物的總焓與反應物的總焓之差稱為反應焓變，用ΔH表示。
(2)反應焓變ΔH與反應熱Q的關系。
對於等壓條件下進行的化學反應，若反應中物質的能量變化全部轉化為熱能，則該反應的反應熱等於反應焓變，其數學表達式為：Qp＝ΔH＝H(反應產物)－H(反應物)。
(3)反應焓變與吸熱反應，放熱反應的關系：
ΔH＞0，反應吸收能量，為吸熱反應。
ΔH＜0，反應釋放能量，為放熱反應。
(4)反應焓變與熱化學方程式：
把一個化學反應中物質的變化和反應焓變同時表示出來的化學方程式稱為熱化學方程式，如：H2(g)＋O2(g)＝H2O(l)；ΔH(298K)＝－285.8kJ·mol－1
書寫熱化學方程式應注意以下幾點：
①化學式後面要註明物質的聚集狀態：固態(s)、液態(l)、氣態(g)、溶液(aq)。
②化學方程式後面寫上反應焓變ΔH，ΔH的單位是J·mol－1或 kJ·mol－1，且ΔH後註明反應溫度。
③熱化學方程式中物質的系數加倍，ΔH的數值也相應加倍。 3、反應焓變的計算
(1)蓋斯定律
對於一個化學反應，無論是一步完成，還是分幾步完成，其反應焓變一樣，這一規律稱為蓋斯定律。
(2)利用蓋斯定律進行反應焓變的計算。
常見題型是給出幾個熱化學方程式，合並出題目所求的熱化學方程式，根據蓋斯定律可知，該方程式的ΔH為上述各熱化學方程式的ΔH的代數和。
(3)根據標准摩爾生成焓，ΔfHmθ計算反應焓變ΔH。
對任意反應：aA＋bB＝cC＋dD
ΔH＝［cΔfHmθ(C)＋dΔfHmθ(D)］－［aΔfHmθ(A)＋bΔfHmθ(B)］ 二、電能轉化為化學能——電解 1、電解的原理
(1)電解的概念：
在直流電作用下，電解質在兩上電極上分別發生氧化反應和還原反應的過程叫做電解。電能轉化為化學能的裝置叫做電解池。
(2)電極反應：以電解熔融的NaCl為例：
陽極：與電源正極相連的電極稱為陽極，陽極發生氧化反應：2Cl－→Cl2↑＋2e－。
陰極：與電源負極相連的電極稱為陰極，陰極發生還原反應：Na＋＋e－→Na。
總方程式：2NaCl(熔)2Na＋Cl2↑

2、電解原理的應用
(1)電解食鹽水制備燒鹼、氯氣和氫氣。
陽極：2Cl－→Cl2＋2e－
陰極：2H＋＋e－→H2↑
總反應：2NaCl＋2H2O2NaOH＋H2↑＋Cl2↑
(2)銅的電解精煉。
粗銅(含Zn、Ni、Fe、Ag、Au、Pt)為陽極，精銅為陰極，CuSO4溶液為電解質溶液。
陽極反應：Cu→Cu2＋＋2e－，還發生幾個副反應
Zn→Zn2＋＋2e－；Ni→Ni2＋＋2e－
Fe→Fe2＋＋2e－
Au、Ag、Pt等不反應，沉積在電解池底部形成陽極泥。
陰極反應：Cu2＋＋2e－→Cu
(3)電鍍：以鐵表面鍍銅為例
待鍍金屬Fe為陰極，鍍層金屬Cu為陽極，CuSO4溶液為電解質溶液。
陽極反應：Cu→Cu2＋＋2e－
陰極反應： Cu2＋＋2e－→Cu 三、化學能轉化為電能——電池 1、原電池的工作原理
(1)原電池的概念：
把化學能轉變為電能的裝置稱為原電池。
(2)Cu－Zn原電池的工作原理：

如圖為Cu－Zn原電池，其中Zn為負極，Cu為正極，構成閉合迴路後的現象是：Zn片逐漸溶解，Cu片上有氣泡產生，電流計指針發生偏轉。該原電池反應原理為：Zn失電子，負極反應為：Zn→Zn2＋＋2e－；Cu得電子，正極反應為：2H＋＋2e－→H2。電子定向移動形成電流。總反應為：Zn＋CuSO4＝ZnSO4＋Cu。
(3)原電池的電能
若兩種金屬做電極，活潑金屬為負極，不活潑金屬為正極；若一種金屬和一種非金屬做電極，金屬為負極，非金屬為正極。 2、化學電源
(1)鋅錳干電池
負極反應：Zn→Zn2＋＋2e－；
正極反應：2NH4＋＋2e－→2NH3＋H2；
(2)鉛蓄電池
負極反應：Pb＋SO42－PbSO4＋2e－
正極反應：PbO2＋4H＋＋SO42－＋2e－PbSO4＋2H2O
放電時總反應：Pb＋PbO2＋2H2SO4＝2PbSO4＋2H2O。
充電時總反應：2PbSO4＋2H2O＝Pb＋PbO2＋2H2SO4。
(3)氫氧燃料電池
負極反應：2H2＋4OH－→4H2O＋4e－
正極反應：O2＋2H2O＋4e－→4OH－
電池總反應：2H2＋O2＝2H2O 3、金屬的腐蝕與防護
(1)金屬腐蝕
金屬表面與周圍物質發生化學反應或因電化學作用而遭到破壞的過程稱為金屬腐蝕。
(2)金屬腐蝕的電化學原理。
生鐵中含有碳，遇有雨水可形成原電池，鐵為負極，電極反應為：Fe→Fe2＋＋2e－。水膜中溶解的氧氣被還原，正極反應為：O2＋2H2O＋4e－→4OH－，該腐蝕為「吸氧腐蝕」，總反應為：2Fe＋O2＋2H2O＝2Fe(OH)2，Fe(OH)2又立即被氧化：4Fe(OH)2＋2H2O＋O2＝4Fe(OH)3，Fe(OH)3分解轉化為鐵銹。若水膜在酸度較高的環境下，正極反應為：2H+＋2e－→H2↑，該腐蝕稱為「析氫腐蝕」。
(3)金屬的防護
金屬處於乾燥的環境下，或在金屬表面刷油漆、陶瓷、瀝青、塑料及電鍍一層耐腐蝕性強的金屬防護層，破壞原電池形成的條件。從而達到對金屬的防護；也可以利用原電池原理，採用犧牲陽極保護法。也可以利用電解原理，採用外加電流陰極保護法。 第2章、化學反應的方向、限度與速率(1、2節)
原電池的反應都是自發進行的反應，電解池的反應很多不是自發進行的，如何判定反應是否自發進行呢？ 一、化學反應的方向 1、反應焓變與反應方向
放熱反應多數能自發進行，即ΔH＜0的反應大多能自發進行。有些吸熱反應也能自發進行。如NH4HCO3與CH3COOH的反應。有些吸熱反應室溫下不能進行，但在較高溫度下能自發進行，如CaCO3高溫下分解生成CaO、CO2。 2、反應熵變與反應方向
熵是描述體系混亂度的概念，熵值越大，體系混亂度越大。反應的熵變ΔS為反應產物總熵與反應物總熵之差。產生氣體的反應為熵增加反應，熵增加有利於反應的自發進行。 3、焓變與熵變對反應方向的共同影響
ΔH－TΔS＜0反應能自發進行。
ΔH－TΔS＝0反應達到平衡狀態。
ΔH－TΔS＞0反應不能自發進行。
在溫度、壓強一定的條件下，自發反應總是向ΔH－TΔS＜0的方向進行，直至平衡狀態。 二、化學反應的限度 1、化學平衡常數
(1)對達到平衡的可逆反應，生成物濃度的系數次方的乘積與反應物濃度的系數次方的乘積之比為一常數，該常數稱為化學平衡常數，用符號K表示 。
(2)平衡常數K的大小反映了化學反應可能進行的程度(即反應限度)，平衡常數越大，說明反應可以進行得越完全。
(3)平衡常數表達式與化學方程式的書寫方式有關。對於給定的可逆反應，正逆反應的平衡常數互為倒數。
(4)藉助平衡常數，可以判斷反應是否到平衡狀態：當反應的濃度商Qc與平衡常數Kc相等時，說明反應達到平衡狀態。 2、反應的平衡轉化率
(1)平衡轉化率是用轉化的反應物的濃度與該反應物初始濃度的比值來表示。如反應物A的平衡轉化率的表達式為：
α（A）＝
(2)平衡正向移動不一定使反應物的平衡轉化率提高。提高一種反應物的濃度，可使另一反應物的平衡轉化率提高。
(3)平衡常數與反應物的平衡轉化率之間可以相互計算。 3、反應條件對化學平衡的影響
(1)溫度的影響
升高溫度使化學平衡向吸熱方向移動；降低溫度使化學平衡向放熱方向移動。溫度對化學平衡的影響是通過改變平衡常數實現的。
(2)濃度的影響
增大生成物濃度或減小反應物濃度，平衡向逆反應方向移動；增大反應物濃度或減小生成物濃度，平衡向正反應方向移動。
溫度一定時，改變濃度能引起平衡移動，但平衡常數不變。化工生產中，常通過增加某一價廉易得的反應物濃度，來提高另一昂貴的反應物的轉化率。
(3)壓強的影響
ΔVg＝0的反應，改變壓強，化學平衡狀態不變。
ΔVg≠0的反應，增大壓強，化學平衡向氣態物質體積減小的方向移動。
(4)勒夏特列原理
由溫度、濃度、壓強對平衡移動的影響可得出勒夏特列原理：如果改變影響平衡的一個條件(濃度、壓強、溫度等)平衡向能夠減弱這種改變的方向移動。 【例題分析】

例1、已知下列熱化學方程式：
(1)Fe2O3(s)＋3CO(g)＝2Fe(s)＋3CO2(g) ΔH＝－25kJ/mol
(2)3Fe2O3(s)＋CO(g)＝2Fe3O4(s)＋CO2(g) ΔH＝－47kJ/mol
(3)Fe3O4(s)＋CO(g)＝3FeO(s)＋CO2(g) ΔH＝＋19kJ/mol
寫出FeO(s)被CO還原成Fe和CO2的熱化學方程式 。
解析：依據蓋斯定律：化學反應不管是一步完成還是分幾步完成，其反應熱是相同的。我們可從題目中所給的有關方程式進行分析：從方程式(3)與方程式(1)可以看出有我們需要的有關物質，但方程式(3)必須通過方程式(2)有關物質才能和方程式(1)結合在一起。
將方程式(3)×2＋方程式(2)；可表示為(3)×2＋(2)
得：2Fe3O4(s)＋2CO(g)＋3Fe2O3(s)＋CO(g)＝6FeO(s)＋2CO2(g)＋2Fe3O4(s)＋CO2(g)；ΔH＝＋19kJ/mol×2＋(－47kJ/mol)
整理得方程式(4)：Fe2O3(s)＋CO(g)＝2FeO(s)＋CO2(g)；ΔH＝－3kJ/mol
將(1)－(4)得2CO(g)＝2Fe(s)＋3CO2(g)－2FeO(s)－CO2(g)；ΔH＝－25kJ/mol－(－3kJ/mol)
整理得：FeO(s)＋CO(s)＝Fe(s)＋CO2(g)；ΔH＝－11kJ/mol
答案：FeO(s)＋CO(s)＝Fe(s)＋CO2(g)；ΔH＝－11kJ/mol 例2、熔融鹽燃料電池具有高的發電效率，因而得到重視，可用Li2CO3和Na2CO3的熔融鹽混合物作用電解質，CO為陽極燃氣，空氣與CO2的混合氣體為陰極助燃氣，製得在650℃下工作的燃料電池，完成有關的電池反應式：
陽極反應式：2CO＋2CO32－→4CO2＋4e－
陰極反應式：；
總電池反應式：。
解析： 作為燃料電池，總的效果就是把燃料進行燃燒。本題中CO為還原劑，空氣中O2為氧化劑，電池總反應式為：2CO＋O2＝2CO2。用總反應式減去電池負極（即題目指的陽極）反應式，就可得到電池正極（即題目指的陰極）反應式：O2＋2CO2＋4e－＝2CO32－ 。
答案：O2＋2CO2＋4e－＝2CO32－；2CO＋O2＝2CO2例3、下列有關反應的方向說法中正確的是( )
A、放熱的自發過程都是熵值減小的過程。
B、吸熱的自發過程常常是熵值增加的過程。
C、水自發地從高處流向低處，是趨向能量最低狀態的傾向。
D、只根據焓變來判斷化學反應的方向是可以的。
解析：放熱的自發過程可能使熵值減小、增加或無明顯變化，故A錯誤。只根據焓變來判斷反應進行的方向是片面的，要用能量判據、熵判據組成的復合判據來判斷，D錯誤。水自發地從高處流向低處，是趨向能量最低狀態的傾向是正確的。有些吸熱反應也可以自發進行。如在25℃和1.01×105Pa時，2N2O5(g)＝4NO2(g)＋O2(g)；ΔH＝56.7kJ/mol，(NH4)2CO3(s)＝NH4HCO3(s)＋NH3(g)；ΔH＝74.9kJ/mol，上述兩個反應都是吸熱反應，又都是熵增的反應，所以B也正確。
答案：BC。 化學反應原理復習（二）

【知識講解】 第2章、第3、4節

一、化學反應的速率 1、化學反應是怎樣進行的
(1)基元反應：能夠一步完成的反應稱為基元反應，大多數化學反應都是分幾步完成的。
(2)反應歷程：平時寫的化學方程式是由幾個基元反應組成的總反應。總反應中用基元反應構成的反應序列稱為反應歷程，又稱反應機理。
(3)不同反應的反應歷程不同。同一反應在不同條件下的反應歷程也可能不同，反應歷程的差別又造成了反應速率的不同。 2、化學反應速率
(1)概念：
單位時間內反應物的減小量或生成物的增加量可以表示反應的快慢，即反應的速率，用符號v表示。
(2)表達式：

(3)特點
對某一具體反應，用不同物質表示化學反應速率時所得的數值可能不同，但各物質表示的化學反應速率之比等於化學方程式中各物質的系數之比。 3、濃度對反應速率的影響
(1)反應速率常數(K)
反應速率常數(K)表示單位濃度下的化學反應速率，通常，反應速率常數越大，反應進行得越快。反應速率常數與濃度無關，受溫度、催化劑、固體表面性質等因素的影響。
(2)濃度對反應速率的影響
增大反應物濃度，正反應速率增大，減小反應物濃度，正反應速率減小。
增大生成物濃度，逆反應速率增大，減小生成物濃度，逆反應速率減小。
(3)壓強對反應速率的影響
壓強隻影響氣體，對只涉及固體、液體的反應，壓強的改變對反應速率幾乎無影響。
壓強對反應速率的影響，實際上是濃度對反應速率的影響，因為壓強的改變是通過改變容器容積引起的。壓縮容器容積，氣體壓強增大，氣體物質的濃度都增大，正、逆反應速率都增加；增大容器容積，氣體壓強減小；氣體物質的濃度都減小，正、逆反應速率都減小。 4、溫度對化學反應速率的影響
(1)經驗公式
阿倫尼烏斯總結出了反應速率常數與溫度之間關系的經驗公式：

式中A為比例系數，e為自然對數的底，R為摩爾氣體常數量，Ea為活化能。
由公式知，當Ea＞0時，升高溫度，反應速率常數增大，化學反應速率也隨之增大。可知，溫度對化學反應速率的影響與活化能有關。
(2)活化能Ea。
活化能Ea是活化分子的平均能量與反應物分子平均能量之差。不同反應的活化能不同，有的相差很大。活化能 Ea值越大，改變溫度對反應速率的影響越大。 5、催化劑對化學反應速率的影響
(1)催化劑對化學反應速率影響的規律：
催化劑大多能加快反應速率，原因是催化劑能通過參加反應，改變反應歷程，降低反應的活化能來有效提高反應速率。
(2)催化劑的特點：
催化劑能加快反應速率而在反應前後本身的質量和化學性質不變。
催化劑具有選擇性。
催化劑不能改變化學反應的平衡常數，不引起化學平衡的移動，不能改變平衡轉化率。 二、化學反應條件的優化——工業合成氨 1、合成氨反應的限度
合成氨反應是一個放熱反應，同時也是氣體物質的量減小的熵減反應，故降低溫度、增大壓強將有利於化學平衡向生成氨的方向移動。 2、合成氨反應的速率
(1)高壓既有利於平衡向生成氨的方向移動，又使反應速率加快，但高壓對設備的要求也高，故壓強不能特別大。
(2)反應過程中將氨從混合氣中分離出去，能保持較高的反應速率。
(3)溫度越高，反應速率進行得越快，但溫度過高，平衡向氨分解的方向移動，不利於氨的合成。
(4)加入催化劑能大幅度加快反應速率。 3、合成氨的適宜條件
在合成氨生產中，達到高轉化率與高反應速率所需要的條件有時是矛盾的，故應該尋找以較高反應速率並獲得適當平衡轉化率的反應條件：一般用鐵做催化劑 ，控制反應溫度在700K左右，壓強范圍大致在1×107Pa～1×108Pa 之間，並採用N2與H2分壓為1∶2.8的投料比。 第3章、物質在水溶液中的行為 一、水溶液 1、水的電離
H2OH＋＋OH－
水的離子積常數KW＝［H＋］［OH－］，25℃時，KW＝1.0×10－14mol2·L－2。溫度升高，有利於水的電離， KW增大。2、溶液的酸鹼度
室溫下，中性溶液：［H＋］＝［OH－］＝1.0×10－7mol·L－1，pH＝7
酸性溶液：［H＋］＞［OH－］，［ H＋］＞1.0×10－7mol·L－1，pH＜7
鹼性溶液：［H＋］＜［OH－］，［OH－］＞1.0×10－7mol·L－1，pH＞7 3、電解質在水溶液中的存在形態
(1)強電解質
強電解質是在稀的水溶液中完全電離的電解質，強電解質在溶液中以離子形式存在，主要包括強酸、強鹼和絕大多數鹽，書寫電離方程式時用「＝」表示。
(2)弱電解質
在水溶液中部分電離的電解質，在水溶液中主要以分子形態存在，少部分以離子形態存在，存在電離平衡，主要包括弱酸、弱鹼、水及極少數鹽，書寫電離方程式時用「 」表示。 二、弱電解質的電離及鹽類水解 1、弱電解質的電離平衡。
(1)電離平衡常數
在一定條件下達到電離平衡時，弱電解質電離形成的各種離子濃度的乘積與溶液中未電離的分子濃度之比為一常數，叫電離平衡常數。
弱酸的電離平衡常數越大，達到電離平衡時，電離出的H＋越多。多元弱酸分步電離，且每步電離都有各自的電離平衡常數，以第一步電離為主。
(2)影響電離平衡的因素，以CH3COOHCH3COO－＋H＋為例。
加水、加冰醋酸，加鹼、升溫，使CH3COOH的電離平衡正向移動，加入CH3COONa固體，加入濃鹽酸，降溫使CH3COOH電離平衡逆向移動。 2、鹽類水解
(1)水解實質
鹽溶於水後電離出的離子與水電離的H＋或OH－結合生成弱酸或弱鹼，從而打破水的電離平衡，使水繼續電離，稱為鹽類水解。
(2)水解類型及規律
①強酸弱鹼鹽水解顯酸性。
NH4Cl＋H2ONH3·H2O＋HCl
②強鹼弱酸鹽水解顯鹼性。
CH3COONa＋H2OCH3COOH＋NaOH
③強酸強鹼鹽不水解。
④弱酸弱鹼鹽雙水解。
Al2S3＋6H2O＝2Al(OH)3↓＋3H2S↑
(3)水解平衡的移動
加熱、加水可以促進鹽的水解，加入酸或鹼能抑止鹽的水解，另外，弱酸根陰離子與弱鹼陽離子相混合時相互促進水解。 三、沉澱溶解平衡 1、沉澱溶解平衡與溶度積
(1)概念
當固體溶於水時，固體溶於水的速率和離子結合為固體的速率相等時，固體的溶解與沉澱的生成達到平衡狀態，稱為沉澱溶解平衡。其平衡常數叫做溶度積常數，簡稱溶度積，用Ksp表示。
PbI2(s)Pb2+(aq)＋2I－(aq)
Ksp＝［Pb2＋］［I－］2＝7.1×10－9mol3·L－3
(2)溶度積Ksp的特點
Ksp只與難溶電解質的性質和溫度有關，與沉澱的量無關，且溶液中離子濃度的變化能引起平衡移動，但並不改變溶度積。
Ksp反映了難溶電解質在水中的溶解能力。 2、沉澱溶解平衡的應用
(1)沉澱的溶解與生成
根據濃度商Qc與溶度積Ksp的大小比較，規則如下：
Qc＝Ksp時，處於沉澱溶解平衡狀態。
Qc＞Ksp時，溶液中的離子結合為沉澱至平衡。
Qc＜Ksp時，體系中若有足量固體，固體溶解至平衡。
(2)沉澱的轉化
根據溶度積的大小，可以將溶度積大的沉澱可轉化為溶度積更小的沉澱，這叫做沉澱的轉化。沉澱轉化實質為沉澱溶解平衡的移動。 四、離子反應 1、離子反應發生的條件
(1)生成沉澱
既有溶液中的離子直接結合為沉澱，又有沉澱的轉化。
(2)生成弱電解質
主要是H＋與弱酸根生成弱酸，或OH－與弱鹼陽離子生成弱鹼，或H＋與OH－生成H2O。
(3)生成氣體
生成弱酸時，很多弱酸能分解生成氣體。
(4)發生氧化還原反應
強氧化性的離子與強還原性離子易發生氧化還原反應，且大多在酸性條件下發生。 2、離子反應能否進行的理論判據
(1)根據焓變與熵變判據
對ΔH－TΔS＜0的離子反應，室溫下都能自發進行。
(2)根據平衡常數判據
離子反應的平衡常數很大時，表明反應的趨勢很大。 3、離子反應的應用
(1)判斷溶液中離子能否大量共存
相互間能發生反應的離子不能大量共存，注意題目中的隱含條件。
(2)用於物質的定性檢驗
根據離子的特性反應，主要是沉澱的顏色或氣體的生成，定性檢驗特徵性離子。
(3)用於離子的定量計算
常見的有酸鹼中和滴定法、氧化還原滴定法。
(4)生活中常見的離子反應。
硬水的形成及軟化涉及到的離子反應較多，主要有：
Ca2＋、Mg2＋的形成。
CaCO3＋CO2＋H2O＝Ca2＋＋2HCO3－
MgCO3＋CO2＋H2O＝Mg2＋＋2HCO3－
加熱煮沸法降低水的硬度：
Ca2＋＋2HCO3－CaCO3↓＋CO2↑＋H2O
Mg2＋＋2HCO3－MgCO3↓＋CO2↑＋H2O
或加入Na2CO3軟化硬水：
Ca2＋＋CO32－＝CaCO3↓，Mg2＋＋CO32－＝MgCO3↓

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