1、化學反應速率、化學平衡一)化學反應速率1. 化學反應速率是用來衡量化學反應進行快慢程度的，通常用單位時間內反應物濃度的減少或生成物濃度的增加來表示。單位：mol/(L , min) 或 mol/ (L s) v= Ac A t2. 同一反應里用不同物質來表示的反應速率數值可以是不同的，但這些數值，都表示同一反應速率。且不同物質的速率比值等于其化學方程式中的化學計量數之比。如反應mA+nB=pC+qEDj v (A) : v (B) : v (C) : v (D) =m： n ： p ： q3. 影響反應速率的因素決定因素 : 參加反應的物質本身的性質影響因素:濃度 : 當其他條件不變時，增大反

2、應物濃度，單位體積發生反應的分子數增加，反應速率加快。壓強: 對于有氣體參加的反應，當其他條件不變時增加壓強，氣體體積縮小，深度增大，反應速率加快。溫度: 升高溫度時，分子運動速率加快，有效碰撞次數增多，反應速率加快。一般來說，溫度每升高10反應速率增大到原來的24倍。催化劑 : 可以同等程度增大正逆反應速率。其他因素 : 增大固體表面積(粉碎) ，光照也可增大某些反應的速率，此外，超聲波、電磁波、溶劑也對反應速率有影響。【注意】改變外界條件時，若正反應速率增大，逆反應速率也一定增大，增大的倍數可能不同，但不可能正反應速率增大，逆反應速率減小。固體純液體濃度視為常數，不能用其表示反應速率，它們

3、的量的變化不會引起反應速率的變化，但其顆粒的大小可影響反應速率。（二）化學平衡1. 化學平衡狀態: 指在一定條件下的可逆反應里，正反應和逆反應的速率相等，反應混合物中各組分的濃度不變的狀態。2. 化學平衡狀態的特征（ 1）“等”即 v 正 =v 逆。（ 2）“動”即是動態平衡，平衡時反應仍在進行。（ 3）“定”即反應混合物中各組分濃度保持一定。（ 4）“變”即條件改變、平衡移動。（ 5）與途徑無關，外界條件不變，可逆反應無論是從正反應開始，還是從逆反應開始，都可建立同一平衡狀態。3. 影響化學平衡的條件（ 1）可逆反應中舊化學平衡的破壞，新化學平衡的建立過程叫作化學平衡移動。（ 2）化學平衡移

4、動規律勒沙特列原理如果改變影響平衡的一個條件（如濃度、壓強或溫度） ，平衡就向能夠減弱這種改變的方向移動。濃度 : 增大反應物（或減小生成物）濃度，平衡向正反應方向移動。壓強: 增大壓強平衡向氣體體積減小的方向移動。減小壓強平衡向氣體體積增大的方向移動。溫度: 升高溫度，平衡向吸熱反應方向移動。降低溫度，平衡向放熱反應方向移動。催化劑 : 不影響平衡移動。4. 分析化學平衡移動的一般思路改變條件速率不變: 如容積不變時充入惰性氣體速率改變程度相同（vF=v逆）使用催化劑或對氣體體積無變化的反應改變壓強平衡不移動程度不同（ v正wv逆）濃度壓強溫度平衡移動5. 化學平衡計算時常用的 2 個率 :

5、 （ 1）反應物轉化率=轉化濃度起始濃度x 100%轉化物質的量起始物質的量x 100%（ 2）產品的產率=實際生成產物的物質的量理論上可得到產物的物質的量x100%七、電解質溶液（一）電解質和非電解質、強電解質和弱電解質1. 電解質和非電解質。（二）弱電解質的電離平衡1. 弱電解質的電離特點（ 1）微弱: 弱電解質在水溶液中的電離是部分電離、電離程度都比較小，分子、離子共同存在。（ 2）可逆: 弱電解質在水分子作用下電離出離子、離子又可重新結合成分子。因此，弱電解質的電離是可逆的。（ 3）能量變化 : 弱電解質的電離過程是吸熱的。（ 4）平衡 : 在一定條件下最終達到電離平衡。2. 電離平衡

6、 : 當弱電解質分子離解成離子的速率等于結合成分子的速率時，弱電解質的電離就處于 3 電離平衡狀態。電離平衡是化學平衡的一種。同樣具有化學平衡的特征。條件改變時平衡移動的規律符合勒沙特列原理。3. 電離平衡常數: 對一元弱酸或一元弱堿來說，達到平衡后的溶液中電離所生成的各種離子濃度的乘積，跟溶液未電離的分子濃度之比是一個常數，這一常數叫電離平衡常數，簡稱電離常數，用k表示。如:CH3COOHCH3COO-+H+Ka闞 c（ CH3COO）-作者： chazwwj2019-1-2416:12 回復此發言2 化學反應速率、化學平衡c （CH3COQH（25C Ka=1.8X10 -5） NH3-

7、H2ONH+4+OKb=c（NH+4 c （ OH-）c (NH3- H2O (25C Kb=1.8X10 -5)k 值的大小，表達了一定溫度下弱電解質的難易程度。 k 值越大該弱電解質越易電離;k 值越小，該弱電解質越難電離，故可根據 k 值大小判斷弱電解的相對強度。(三)水的電離和溶液的pH值1. 水的電離和水的離子積常數。H2O一種極弱電解質：2H20H3O+OH25c c ( H+) =c (CH-) =10- 7mol - L -1水的離子積 kw=c (H+) c ( 0H-) =10-14 (25C)kw只與溫度有關，溫度升高，kw增大。如:100 Ckw=10-1 2kw適于：

8、純水、稀酸、稀堿、稀鹽水溶液中。 2. 溶液的 pH(1) pH:pH=-lgc (H+)o在溶液的c (H+)很小日用 pH來 表示溶液的酸堿度。(2)含義：pH越大，c (H+)越小，c (0H-)越大，酸性越 弱，堿性越強。pH越小，c (H+)越大，c (0H-)越小，酸 性越強，堿性越弱。(3)范圍:014( 4)溶液的酸堿性與pH(四)鹽類水解1. 鹽類水解定義: 在溶液中鹽電離出來的離子跟水所電離出來的H+或0H結合生成弱電解質的反應叫作鹽類的水解。酸+堿中和水解鹽+水2. 鹽類水解規律（ 1）誰弱誰水解，誰強顯誰性，越弱越水解，都弱都水解，兩強不水解。（ 2）多元弱酸根、正酸根

9、離子比酸式酸根離子水解程度大得多，故可只考慮第一步水解。（ 3）水解是吸熱反應，升溫水解程度增大。（ 4）單離子水解程度都很小，故書寫水解離子方程式時要用不能用" r或"廠符號。（ 5）完全雙水解的特例，Al3+ 與 AlO-3 、 CO2-3、 S2- 、 HS-、AlO-2 , Fe3+與 HCO-3 CO2-3、AlO-2 , NH+4與 SiO2-3 等。（五）電化學1. 原電池（ 1）概念: 將化學能轉化為電能的裝置。（ 2）實質: 化學能轉化為電能。（ 3）構成前提: 能自發地發生氧化還原反應。（ 4）構成條件：兩個電極電解質溶液“兩極” “一液”聯成回路能自發

10、地發生氧化還原反應。（ 5）電極構成: 負極 : 還原性相對較強的材料。正極: 還原性相對較弱的材料。電極反應 : 負極 : 失去電子，氧化反應。正極 : 得到電子，還原反應。2. 金屬的腐蝕與防護（ 1）定義 : 金屬單質被空氣中的成分或其他氧化劑氧化而變質的現象叫做金屬腐蝕。（ 2）金屬腐蝕的種類化學腐蝕電化學腐蝕（ 3）金屬防護涂保護層。如涂油、電鍍、表面處理等。保持干燥。改變金屬的內部結構，使其穩定，如不銹鋼。犧牲陽極的陰極保護法。即用一種更為活潑的金屬與要保 護的金屬構成原電池。外加電源法。將被保護的金屬與電源負極相連，電源向該 金屬提供電子，該金屬就不失電子而得以保護。3. 電解原理及其應用（ 1）電解定義: 使電流通過電解質溶液而在陰、陽兩極引起氧化還原反應過程叫電解。（ 2）裝置: 電解池（或電解槽）特點 : 把電能轉化為化學能形成條件與電源相連的兩個電極電解質溶液或熔化電解質形成閉合回路（ 3）電解原理:電子流向：電源負極-陰極陰極-電源正極電解質由離子定向移動：陽離子-陰極陰離子-陽極電極反應陽極: 金屬電