上篇回歸教材重點、易忽視點回歸3化學反應原理配套練習1氧化還原反應(1)氧化還原反應的本質和特征本質：電子轉移(電子得失或共用電子對偏移)。特征：反應前后有元素的化合價發生變化。(2)氧化還原反應基本概念(3)氧化還原反應電子轉移的表示方法——雙線橋法(4)氧化性、還原性強弱的比較方法氧化劑＋還原劑

還原產物＋氧化產物氧化性：氧化劑>氧化產物還原性：還原劑>還原產物【提示】反應為自發進行的氧化還原反應，如電解等強制進行的反應不能得出相應結論；對于可逆反應，若正向進行的程度較小，則不能得出相應結論，如氯氣與水反應。(5)得失電子守恒規律①氧化還原反應中，氧化劑得電子總數與還原劑失電子總數相等。②應用：運用“得失電子守恒規律”可進行氧化還原反應方程式的配平和相關計算。2離子反應(1)電解質與非電解質(2)離子方程式的正誤判斷①檢查離子反應是否符合反應原理。②檢查化學式拆分是否正確。③多重反應，檢查是否漏寫離子反應。④檢查物質的量的關系是否正確(少量與過量)。⑤檢查離子方程式左右兩邊是否符合原子守恒、電荷守恒、得失電子守恒。⑥檢查各項物質的化學計量數是否為最簡整數比。(3)拆分問題——強酸、強堿、易溶于水的鹽拆分為離子，其他均不拆分。

強酸：鹽酸、硫酸、硝酸、高氯酸、HBr等

強堿：NaOH、KOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2等3反應速率(1)反應速率的測定化學反應速率可通過實驗測定。要測定不同時刻反應物或生成物的濃度，可觀察、測量體系中某一物質的相關性質，再進行適當的轉換和計算?！臼纠?】過氧化氫的分解反應中有氣體生成，可以測量在一定溫度和壓強下釋放出來的氣體的體積?！臼纠?】當溶液中存在有色物質時，隨著反應的進行，溶液的顏色不斷變化，可以用比色的方法測定溶液顏色的深淺，再根據溶液顏色的深淺與有色物質濃度的正比關系，確定反應物或生成物在不同時刻的濃度。(2)影響反應速率的因素由于固體和純液體的濃度可視為常數，故增加(或減少)固體或純液體的量，反應速率不變。溶液中離子反應，只有改變實際參加反應的離子濃度，才會影響反應速率，如Zn與稀硫酸反應，加入少量Na2SO4固體，生成H2的速率不變。壓強改變對反應速率的影響可以歸結為濃度改變對反應速率的影響。對于固體、液體之間或在溶液中進行的反應而言，改變壓強對它們體積的影響很小，因此可以忽略壓強改變對反應速率的影響。不論是放熱反應還是吸熱反應，升高溫度，正、逆反應速率均增大；降低溫度，正、逆反應速率均減小。在實驗室或工業生產中，常采用加熱的方法使化學反應在較高的溫度下進行，以提高反應速率。(3)催化劑對反應速率的影響①催化劑與反應歷程催化劑是能改變化學反應速率且在反應前后質量和化學性質均不改變的物質。②催化劑與活化能、焓變加入催化劑，降低反應的活化能，加快反應速率，但不改變焓變。如圖所示，使用催化劑前，E1為正反應活化能，E2為逆反應活化能，使用催化劑后，正反應的活化能為E3，ΔH=E1-E2。活化能越小，反應速率越大?；罨茉酱?，反應速率越小。③催化劑的活性催化劑催化時需要適宜的溫度，溫度過低，活性低；溫度升高，活性增強，但溫度過高時，催化劑會失去活性。(4)復雜反應中的速率控制步驟往往決定了該反應的速率。如2NO＋O2===2NO2不是基元反應。根據實驗現象，化學家提出了由三步構成的反應模型：①2NO===N2O2(快)②N2O2===2NO(快)③N2O2＋O2===2NO2(慢)其中，第一步反應的產物N2O2是第二步、第三步的反應物。反應模型的理論計算表明，慢反應③是決定整個反應速率的關鍵步驟。每個基元反應都有對應的活化能，反應的活化能越大，活化分子所占比例越小，單位時間內有效碰撞的次數也就越少，化學反應速率越小。因此，化學反應速率的理論只適用于基元反應。光、電磁波、超聲波等因素也會對反應速率產生影響。4化學平衡(1)平衡狀態的本質特征v正＝v逆≠0，各組分的濃度保持不變。②各組分的濃度保持不變，或各組分的質量、物質的量、百分含量、質量分數等保持不變的狀態，也是平衡狀態。(2)平衡常數K的大小能說明反應進行的程度(也叫反應的限度)。K值越大，表示反應進行得越完全；K值越小，表示反應進行得越不完全。平衡常數隨反應溫度的變化而變化，在使用平衡常數時應注明溫度。固體、純液體、水溶液中水的濃度可視為定值，其濃度不列入平衡常數表達式中。(3)化學平衡移動①移動方向判斷(Q為濃度商)若Q<K，平衡向正反應方向移動；若Q=K，體系處于平衡狀態，平衡不移動；若Q>K，平衡向逆反應方向移動。②平衡移動改變影響化學平衡的一個因素，平衡將向著能夠減弱這種改變的方向移動。這就是著名的“勒夏特列原理”，也稱為化學平衡移動原理。【提示】改變因素后，平衡只能“減弱”這種改變，不能“消除”。③合成氨中條件的選擇向反應器中注入過量的N2：平衡正移，提高H2利用率。采用適當的催化劑：加快反應速率，提高單位時間內的產量。在高壓下進行反應：平衡正移，加快反應速率，提高原料轉化率和單位時間內的產量。在較高溫度下進行反應：加快反應速率。不斷將氨液化，并移去液氨：平衡正移，提高NH3的產率。5電離平衡(1)電離平衡常數①電離是吸熱過程。電離常數K只與溫度有關，溫度升高，K增大。②多元弱酸是分步電離的，且以第一步電離為主，Ka1>Ka2>Ka3，且Ka1?Ka2。③電離常數K反映了弱電解質電離程度的相對大小。相同條件(同溫、同濃度)下，電離常數K越大，表示弱電解質越容易電離，酸性(或堿性)越強。(2)利用電離平衡常數大小進行的比較比較舉例判斷弱酸(或弱堿)酸性(或堿性)的相對強弱Ka(HF)>Ka(HClO)；同條件時的酸性：HF>HClO判斷酸與鹽能否反應(強酸制弱酸)Ka1(H2CO3)>Ka(HClO)；Ca(ClO)2＋CO2＋H2O===CaCO3↓＋2HClO(3)影響電離平衡的因素(外因)濃度：向弱電解質溶液中加水稀釋，電離平衡向電離方向移動，電離程度增大(越稀越電離)。溫度：弱電解質的電離一般是吸熱過程，升高溫度，電離平衡向電離方向移動，電離程度增大。6溶液的pH及測定方法定義pH=-lgc(H＋)意義粗略表示稀溶液酸堿性的強弱范圍一般在0~14之間

規律定義pH=-lgc(H＋)測定方法把一小片干燥pH試紙放在表面皿或玻璃片上，用潔凈的玻璃棒蘸取溶液點在pH試紙中心，變色后，與標準比色卡對照即可讀出溶液的pH特別提醒只能測稀溶液的pH。使用pH試紙測溶液的pH時，試紙不能用蒸餾水潤濕，否則會將溶液進行稀釋，記錄的數據只能是整數；若需精確測定溶液的pH，則應使用pH計；若測具有漂白性的溶液(如氯水、NaClO溶液)的pH，則不能使用pH試紙，應改用pH計pH試紙分為廣范pH試紙和精密pH試紙兩種。廣范pH試紙的測量范圍為1~14，但測量精度不高；精密pH試紙的測量范圍較窄，但測量精度比廣范pH試紙高。7中和滴定(1)滴定管一般來說，酸式滴定管用于盛放酸性、中性或強氧化性溶液，堿式滴定管用于盛放堿性溶液。還有一種既能盛放酸性溶液又能盛放堿性溶液的滴定管，它的活塞由聚四氟乙烯制成，既耐酸又耐堿。若溶液中的物質見光易分解，則可用棕色滴定管盛放。(2)滴定原理以向20.00mL0.1000mol/L(含有酚酞的)稀鹽酸中滴加0.1000mol/LNaOH溶液為例，接近終點時，改為每次滴加半滴堿溶液，當加入半滴堿溶液后溶液恰好出現淺紅色且半分鐘內不變色，則達到滴定終點，記錄滴定管液面讀數?！咎崾尽康味ńK點的判斷方法:強調“半滴”“半分鐘”“恰好”。(3)滴定曲線【提示】①酸性越弱,Ka越小,滴定突躍范圍就越小;②關注起點、終點、最后階段的pH,可確定酸堿性的強弱。8鹽類水解(1)鹽類水解的影響因素有弱才水解，無弱不水解，越弱越水解，都弱都水解，誰強顯誰性。(2)酸式鹽的酸堿性判斷已知：常溫下，H2A的電離平衡常數為Ka1、Ka2。(3)鹽類水解的應用①在實驗室配制氯化鐵溶液時，先將氯化鐵溶于鹽酸，再加水稀釋，增加溶液中H＋的濃度以抑制Fe3＋的水解；制備氫氧化鐵膠體時，向沸水中滴加氯化鐵溶液，持續加熱保持沸騰以促進鐵離子的水解。③在明礬凈水過程中，除了加入明礬外，人們往往再加入少量碳酸氫鈉，這樣可以促進氫氧化鋁的生成，從而增強明礬的凈水能力。④銨態氮肥不宜與含碳酸鉀的草木灰混合使用，避免發生水解而導致銨態氮肥肥效減弱。工業上制取無水氯化鎂時不宜采用直接加熱氯化鎂溶液的方法，而選擇將氯化鎂溶液置于氯化氫氣流中加熱脫水，以防止氯化鎂水解。9沉淀溶解平衡(1)溶度積(Ksp)和離子積(Q)

溶度積Ksp離子積Q概念沉淀溶解平衡常數溶液中有關離子濃度冪的乘積特點Ksp=cm(An＋)·cn(Bm-)式子中的濃度是平衡時的濃度Q=cm(An＋)·cn(Bm-)式子中的濃度是任意時刻的濃度

溶度積Ksp離子積Q應用Q=Ksp，該溶液是飽和溶液Q<Ksp，該溶液是不飽和溶液Q>Ksp，溶液處于過飽和狀態，析出沉淀備注Ksp的影響因素①內因：物質本身的性質②外因：僅與溫度有關，與濃度、壓強等無關

(2)溶度積的意義①利用Ksp判斷離子沉淀的先后順序例1已知：常溫時，AgCl、AgBr、AgI的Ksp分別為1.8×10-10、5.4×10-13、8.5×10-17。將0.001mol/LAgNO3溶液分別滴入濃度均為0.001mol/L的KCl、KBr、KI溶液中，先后沉淀的物質分別是

。

AgI、AgBr、AgCl②利用Ksp求混合溶液中離子濃度比值100③利用Ksp計算溶液pH(或沉淀離子的pH范圍)例3已知：室溫下，Ksp[Fe(OH)3]=1×10-37.4、Ksp[Mn(OH)2]=2×10-13，某c(Mn2＋)=0.2mol/L的溶液中含有一定量的Fe3＋，欲使溶液中c(Fe3＋)<10-5mol/L，需控制溶液pH的范圍是__________。

④利用Ksp求化學平衡常數K3.2~8.05×10-5(3)沉淀的轉化①難溶的物質轉化為更難溶的物質較易實現。③Ksp相差很大時，Ksp小的物質不能轉化為Ksp大的物質。④Ksp比較(4)溶度積的應用在無機化合物制備與提純、廢水處理等領域中，常利用生成沉淀的方法分離或除去某些離子。例如，除去CuSO4溶液中混有的少量Fe3＋：

10原電池(1)工作原理裝置圖

圖1圖2構成條件①兩種不同活性的電極(燃料電池兩極都為石墨電極)；②電解質溶液或熔融電解質；③形成閉合回路工作原理1.電極反應式(圖2裝置)負極(氧化反應)：Zn-2e-===Zn2＋。正極(還原反應)：Cu2＋＋2e-===Cu?？偡磻篫n＋Cu2＋===Cu＋Zn2＋。2.鹽橋(裝有瓊脂和飽和KCl溶液)作用及離子移向(1)連接內電路形成閉合回路。(2)平衡電荷，鹽橋中K＋向正極移動，Cl-向負極移動。(3)減少能量損耗。工作原理3.三個流向(1)外電路電子的流向：電子由負極出發經導線流向正極(電子不入水)。(2)溶液中離子的流向(正正負負)：陽離子向正極遷移；陰離子向負極遷移。(3)電流流向：電流由正極出發經導線流向負極，再由負極出發經溶液流向正極，形成閉合回路(2)化學電源——鉛酸蓄電池①充電時，外接電源的負極與電池的負極相連。②放電時，兩極的質量均增大，溶液pH升高。③隨著放電反應的進行，硫酸的濃度不斷下降，密度不斷減小，人們常常根據硫酸密度的大小來判斷鉛酸蓄電池是否需要充電。(3)電化學腐蝕①分類【提示】析氫腐蝕和吸氧腐蝕并不能完全分開,酸性強的電解質溶液往往發生析氫腐蝕,隨酸性減弱,析氫腐蝕減弱,吸氧腐蝕增強,最終發生吸氧腐蝕。②鋼鐵銹蝕通常情況下，在潮濕的空氣中，鋼鐵表面凝結了一層溶解有氧氣的水膜，它與鋼鐵中的碳和鐵形成了原電池。這些微小的原電池遍布鋼鐵的表面。負極：Fe－2e－===Fe2＋(氧化反應)正極：O2＋2H2O＋4e－===4OH－(還原反應)電池反應：2Fe＋O2＋2H2O===2Fe(OH)24Fe(OH)2＋O2＋2H2O===4Fe(OH)3Fe(OH)3脫去一部分水生成