选修4化学反应原理复习案含答案.docx

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选修4化学反应原理复习案含答案

选修4《化学反应原理》复习案

第一章化学反应与能量复习案

第一节化学反应与能量的变化

1．能够发生有效碰撞的分子叫做活化分子，活化分子比普通分子所多出的那部分能量称做活化能。

2．我们用ΔH表示反应热，其单位：

kJ/mol。

放热反应：

ΔH<0。

3．表示参加反应的物质的量和反应热关系的化学方程式，叫做热化学方程式。

4.中和热的定义：

在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应生成1molH2O时放出的热量。

例1．由金红石（TiO2）制取单质Ti，涉及到的步骤为：

TiO2→TiCl4→Ti

已知①C（s）+O2（g）＝CO2（g）ΔH＝―393.5kJ/mol

②2CO（g）+O2（g）＝2CO2（g）ΔH＝―566kJ/mol

③TiO2（s）+2Cl2（g）＝TiCl4（g）+O2（g）ΔH＝+141kJ/mol

则TiO2（s）+2Cl2（g）+2C（s）＝TiCl4（g）+2CO（g）的ΔH＝。

高温反应TiCl4+2Mg＝2MgCl2+Ti在Ar气氛中进行的理由是。

参考答案第一章第一节化学反应与能量的变化

例1．—80kJ/mol防止高温下Mg（Ti）与空气中的O2（或CO2、N2）作用

第二节燃烧热能源

1．101KPa时，1mol纯物质完全燃烧生成稳定的氧化物时所放出的热量，叫做该物质的燃烧热，

单位为kJ/mol，通常可利用仪器由实验测得。

2．能源就是能提供能量的资源，它包括化石燃料（煤、石油、天然气）、阳光、风力、流水、潮汐以及柴草等。

3．新能源有太阳能、氢能、风能、地热能、海洋能和生物质能等。

例2．CO、CH4均为常见的可燃气体。

（1）等体积的CO和CH4在相同条件下分别完全燃烧，转移的电子数之比为。

（2）已知在101kPa时，CO的燃烧热为283kJ/mol。

相同条件下，若2molCH4完全燃烧生成液态水，所放出的热量为1molCO完全燃烧放出热量的6.30倍，CH4完全燃烧的热化学方程式是。

（3）120℃、101kPa下，amL由CO和CH4组成的混合气体在bmLO2中完全燃烧后，恢复到原温度和压强。

①若混合气体与O2恰好完全反应，产生bmLCO2，则混合气体中CH4的体积分数为（保留2位小数）。

②若燃烧后气体体积缩小了

mL，则a与b关系的数学表示是。

参考答案第一章第二节燃烧热能源

例2．

（1）1:

4

（2）CH4（g）+2O2（g）＝CO2（g）+2H2O（l）ΔH＝―891.45kJ/mol（3）①0.33②b≥

第三节化学反应热的计算

1、1840年，瑞士化学家盖斯通过大量实验证明，不管化学反应是一步完成或分几步完成，其反应热是相同的。

换句话说，化学反应的反应热只与反应体系的始态和终态有关，而与反应的途径无关。

这就是盖斯定律。

2、反应热的计算方法：

（1）ΔH=反应物的键能总和－生成物的键能总和

（2）ΔH=生成物物的总能量－反应物的总能量

（3）燃烧热的计算：

ΔH＝－Q放/n（可燃物）

（4）中和热的计算:

ΔH＝－Q放/n（H2O）＝－cmΔt/n（H2O）

（5）利用盖斯定律计算：

①虚拟路径法

ΔH=ΔH1+ΔH2+ΔH3

②加合法:

运用所给方程式通过加减的方法得到所求热化学方程式。

例3．为了提高煤热效率，同时减少煤燃烧时的环境污染，一般先将煤转化为洁净的燃料。

将煤转化为水煤气是通过化学方法将煤转为洁净燃料的方法之一，主要化学反应为：

C+H2O＝CO+H2，C（s）、CO（g）、H2（g）燃烧的热化学方程式分别为：

C（s）+O2（g）=CO2（g）ΔH1＝―393．5kJ/molH2（g）+

O2（g）=H2O（g）ΔH2＝―242.0kJ/mol

CO（g）+

O2（g）=CO2（g）ΔH3＝－283.0kJ/mol根据盖斯定律可得下列循环图

试回答：

（1）根据以上数据，请你写出C（s）与水蒸气反应的热化学方程。

（2）比较反应热数据可知，1molCO（g）和1molH2（g）完全燃烧放出的热量之和比1molC（g）完全燃烧

放出的热量（填“多”或“少”）。

（3）请你判断ΔH1、ΔH2、ΔH3、ΔH4之间的关系式。

（4）甲同学据此认为：

“煤炭燃烧时加少量水，可以使煤炭燃烧放出更多的热量”。

乙同学据此认为：

“将煤转化为水煤气再燃烧放出的热量，与直接燃烧煤放出的热量一样多。

”

仅从能量观点看，甲、乙两同学观点正确的是，

出现错误观点的原因是。

参考答案第三节化学反应热的计算

例3．

（1）C（s）+H2O（g）＝CO（g）+H2（g）ΔH＝+131.5kJ／mol

（2）多（3）ΔH1＝ΔH2+ΔH3+ΔH4（4）乙甲同学忽略了煤与水蒸气反应是一个吸热反应

第二章化学反应速率与化学平衡复习案

第一节化学反应速率

1．化学反应速率通常用单位时间内反应物或生成物的浓度变化来表示，

其数学表达式为：

△v=△c/△t　或△v=△n/V△t　

　　单位：

mol/（L·s）或mol/（L·min）或mol/（L·h）

2．化学反应速率之比=化学计量数之比=浓度变化之比=物质的量变化之比

例4．将物质的量均为3.00mol物质A、B混合于5L

容器中，发生如下反应：

3A+B

2C，在反应过程中

C的物质的量分数随温度变化如图所示：

（1）T0对应的反应速率v（正）v（逆）（用“＝”、“＞”或“＜”表示，下同）；

（2）此反应的正反应为热；（填“放”或“吸”）

（3）X、Y两点A物质正反应速率的大小关系是YX；

（4）温度T＜T0时，C%逐渐增大的原因是：

；

（5）若Y点的C的物质的量分数为25%，则参加反应的A物质的量为mol；

若Y点时所消耗时间为2min，则B物质的反应速率为。

参考答案第二章化学反应速率和化学平衡第一节化学反应速率

例4．

（1）＝

（2）放（3）＞（4）反应未达平衡，仍在向正反应方向移动

（5）1.80.06mol/（L•min）

第二节影响化学反应速率的因素

1．内因：

反应物本身的性质。

2．外因：

（1）其他条件相同时，增大反应物的浓度化学反应速率增大，减小反应物的浓度化学反应速率减小。

（2）对于气体反应，其他条件不变时，增大压强（减小容器容积）相当于增大反应物的浓度，化学反应速率加快；

减小压强（增大容器容积）相当于减小反应物的浓度，化学反应速率减慢。

（3）其他条件相同时，升高温度反应速率增大，降低温度反应速率减小。

解释:

升高温度，一方面通过提高温度使分子获得更高能量，活化分子百分数提高；另一个是因为含较高

能量的分子间的碰撞几率也随之提高。

这两方面都使分子间有效碰撞的几率提高，反应速率因此增大。

（4）催化剂能使发生反应所需的活化能降低，使反应体系中含有的活化分子百分数提高，从而使有效碰撞的

几率提高，反应速率增大。

（5）其它外界条件：

光辐照、放射线辐照、超声波、电弧、强磁场、高速研磨等

例5．硼氢化钠（NaBH4）不能与水共存，也不能与酸共存。

（1）将NaBH4投入水中，可生成偏硼酸钠（NaBO2）和氢气，

写出该反应的化学方程式。

这一反应的实质是。

（2）将NaBH4放入强酸溶液中，其反应速率比跟水反应，其理由是

。

例6．氯酸钾和亚硫酸氢钠发生氧化还原反应：

ClO

+3HSO

＝3SO42-+3H++Cl—，该反

应的反应速率受H+浓度的影响，如图是用ClO

在单位时间内物质的量浓度的变化来表示反应速率的图像。

（1）反应开始时速率增大的原因是。

（2）纵坐标为v（Cl—）的vt曲线与上图中曲线（填“能”或“不能”）完全重合。

参考答案第二节影响化学反应速率的因素

例5

（1）NaBH4＋2H2O＝NaBO2＋4H2↑；H2O中＋1价氢与NaBH4中—1价氢发生氧化还原反应

（2）大　　强酸溶液中c（H+）比水中c（H+）大得多。

例6.

（1）ClO

+3HSO

＝3SO42—+3H++Cl—，开始时随反应进行，溶液中H+浓度增大，使ClO

氧化性增强，从而使反应速率增大。

（2）能

第三节化学平衡

1、化学平衡状态的定义：

在一定条件下，当正、逆两个方向的反应速率相等时，反应体系中所有参加反应的物质的

质量或浓度可以保持恒定。

这时的状态就是化学平衡状态。

2、化学平衡的标志和判断方法：

（1）“等”：

即V正=V逆，达到平衡状态

（2）“定”：

各组分的浓度不随时间变化而改变

（3）“变量”：

变量不变时达到平衡，恒量不变时不一定平衡。

3、影响化学平衡的因素：

（1）其它条件不变时，增大反应物浓度或减少生成物浓度，平衡向正反应方向移动；

增大生成物浓度或减少反应物浓度，平衡向逆反应方向移动。

（2）其它条件不变时，升高温度，化学平衡向吸热反应方向移动；

降低温度，化学平衡向放热反应方向移动。

（3）对于有气体参加的反应，其它条件不变时，增大压强化学平衡向气体体积缩小的方向移动；

减小压强化学平衡向气体体积扩大的方向移动；

4、如果改变影响平衡的条件之一（如温度、压强，以及参加反应的化学物质的浓度），平衡就向着能够减弱这种

改变的方向移动，这就是著名的勒夏特列原理。

5、催化剂能够同等程度地增加正反应速率和逆反应速率，因此它对化学平衡的移动没有影响。

6、化学平衡常数定义：

在一定温度下，当一个可逆反应达到化学平衡时，生成物浓度幂之积与反应物浓度幂之积

的比值是一个常数，这个常数就是该反应的化学平衡常数。

7、化学平衡常数的表达式：

对于一般可逆反应，mA（g）+nB（g）

pC（g）+qD（g），当在一定温度下达到平衡时，

化学平衡常数K=。

K只受温度影响，与反应物或生成物的浓度变化无关。

8、浓度商（Qc）：

任意状态下生成物浓度幂之积与反应物浓度幂之积的比值。

Qc

Qc=K，反应处于平衡状态

Qc＞K，反应向逆反应方向进行

9、等效平衡：

（1）定义：

相同条件下的同一可逆反应，不管从正反应开始，还是从逆反应开始，达到平衡时，

任何相同物质的含量（体积分数、质量分数或物质的量分数）都相同的化学平衡互称等效平衡。

（2）分类：

一个全等等效、两个相似等效。

条件

等效条件

结果

恒温恒容

（△V（g）≠0）

投料换算成相同物质表示时量相同

两次平衡时各组分百分量、n、C均相同

恒温恒容

（△V（g）=0）

投料换算成相同物质表示时等比例

两次平衡时各组分百分量相同，n、C同比例变化

恒温恒压

投料换算成相同物质表示时等比例

两次平衡时各组分百分量、C相同，n同比例变化

例7．

（1）已知N2（g）+3H2（g）

2NH3（g）；ΔH＝－92.4kJ·mol－1。

请回答：

①当合成氨反应达到平衡后，改变某一外界条件（不改变N2、H2和NH3的量），反应速率与时间的关系如右图所示。

图中tl时引起平衡移动的条件可能是。

其中表示平衡混合物中NH3的含量最高的一段时间是。

②温度为T℃时，将2amolH2和amolN2放入

0.5L密闭容器中，充分反应后测得N2的转化率为50﹪。

则该反应的化学平衡常数的数值为。

（2）工业上常用纯碱溶液来吸收硝酸厂尾气中的二氧化氮，

吸收产物中有亚硝酸钠、硝酸钠和二氧化碳，

该化学方程为；

还可以利用氢气在催化剂下把氮的氧化物还原为和水。

例8.

（1）已知：

N2（g）+3H2（g）

2NH3（g）ΔH＝－92.4kJ·mol－1。

1在500℃、2.02×107Pa和铁催化条件下向一密闭容器中充入1molN2和3molH2,充分反应后，

放出的热量_____（填“<”“>”“=）92.4kJ，

理由是。

②为有效提高氢气的转化率，实际生产中宜采取的措施有。

A．降低温度B．最适合催化剂活性的适当高温C．增大压强

D．降低压强E．循环利用和不断补充氮气F．及时移出氨

（2）已知铂铑合金网未预热也会发热。

写出氨催化氧化的化学方程式：

，

该反应的化学平衡常数表达式K=，当温度升高时，K值（增大、减小、无影响）。

（3）在一定温度和压强的密闭容器中，将平均相对分子质量为8.5的H2和N2混合，当该反应达到平衡时，测出平衡混合气的平均相对分子质量为10，请计算此时H2的转化率（写出计算过程）：

参考答案第三节化学平衡

例7．

（1）①增大压强t2-t3②4/a2

（2）2NO2+Na2CO3=NaNO3+NaNO2+CO2氮气

例8．

（1）①＜在1atm和298K条件下，1mol氮气和3mol氢气完全反应生成2mol氨气，放出92.4kJ热量，该反应为可逆反应，反应物不能全部变为生成物；又因为反应温度为500℃，所以放出的热量小于92.4kJ；②CEF

（2）4NH3+5O24NO+6H2OK=

减小（因为氨的催化氧化反应是放热反应，所以升高温度K会减小）

（3）设充入气体总量为1mol，氮气为xmol，则氢气为（1－x）mol。

则有：

28x+2（1-x）=8.5（或用十字交叉法）

解得：

N2：

x=0.25molH2：

1mol-0.25mol=0.75mol

又设平衡时N2转化ymol，则：

N2+3H2

2NH3

起始0.25mol0.75mol0

变化ymol3ymol2ymol

平衡（0.25-y）mol（0.75-3y）mol2ymol

则有：

解得：

y=0.075mol则氢气的转化率为：

第四节化学反应进行的方向

1、自发过程的共同特点：

①体系趋向于从高能状态转变为低能状态，

②在密闭条件下，体系有从有序自发地转化为无序的倾向。

2、化学反应进行方向的判据

（1）焓判据：

多数放热反应是自发进行的，有些吸热反应也是自发进行的，

因此，只根据焓变来判断反应进行的方向是不全面的；

（2）熵判据：

许多熵增的反应是自发进行的，有些熵减的反应也是自发进行的，

因此，只根据熵变来判断反应进行的方向也是不全面的。

3．由焓判据和熵判据组合而成的复合判据，将更适合于所有的过程。

4.恒温恒压下，化学反应自发性的判据为：

ΔH－T∆S<0反应自发进行ΔH－T∆S＝0反应达到平衡ΔH－T∆S>0反应不能自发进行

（其中ΔH为焓变，∆S为熵变，T为热力学温标，单位为K）

例9．铁锈的主要成分为Fe2O3·xH2O，已知298K时，由单质生成Fe2O3的ΔH＝－824kJ/mol且ΔH－T∆S＝－742.4kJ/mol。

计算说明在－150℃的空气中铁是否发生锈蚀？

参考答案第四节化学反应进行的方向

例9．∆S＝－273.8J／（mol·K），在－150℃时ΔH－T∆S＝－790.32kJ/mol，故能自发进行。

第3章水溶液中的离子平衡复习案

第一节弱电解质的电离

1．弱电解质电离平衡的建立：

在一定条件（如温度和浓度）下，当电解质分子电离成离子的速率与离子重新结合

成分子的速率相等时，电离过程就达到平衡状态。

2．写出电离方程式：

氢氧化钠：

；氢氧化钡：

；

一水合氨：

；硫酸：

；

硝酸：

；碳酸：

；

次氯酸：

；醋酸：

。

例10．已知多元弱酸在水溶液中的电离是分步进行的，且第一步电离程度远大于第二步电离程度，第二步电离远大于第三步电离程度……今有HA、H2B、H3C3种一元、二元、三元弱酸，根据“较强酸+较弱酸盐=较强酸盐+较弱酸”的反应规律，它们之间发生下列反应：

①HA+HC2－（少量）=A－+H2C－②H2B（少量）+2A－=B2－+2HA③H2B（少量）+H2C－=HB－+H3C回答下列问题：

（1）相同条件下，HA、H2B、H3C3种酸中酸性最强的是。

（2）A－、B2－、C3－、HB－、H2C－、HC2－6种离子中，最易结合H+的是，最难结合H+的是。

（3）下列反应的离子方程式中正确的是。

A．H3C+3A－=3HA+C3－B．HB－+A－=HA+B2－C．H3C+B2－=HB－+H2C－

（4）完成下列反应的离子方程式：

①H3C+OH－（过量）=。

②HA（过量）+C3－=。

参考答案第三章水溶液中的离子平衡第一节弱电解质的电离

例10．

（1）H2B

（2）C3－HB－（3）B、C（4）C3－+3H2O2A－+H2C－

第二节水的电离和溶液的酸碱性

1．精确的导电性实验表明，水是极弱的电解质，能发生微弱的电离，

电离方程式为H2O＋H2O

H3O＋＋OH－，可简写为H2O

H＋+OH－。

酸、碱抑制水的电离，易水解的盐促进水的电离，升高温度促进水的电离。

2．水的离子积常数的表达式为Kw=c（H＋）·c（OH－），室温下，Kw=1×10－14

3．常温下，酸性溶液中，c（H+）＞c（OH-），c（H+）＞1×10-7mol/L

中性溶液中，c（H+）=c（OH-）=1×10-7mol/L

碱性溶液中，c（H+）

4．pH=－lgc（H+）pH越小，溶液酸性越强；pH越大，溶液碱性越强。

5、pH试纸的使用：

把一小块pH试纸放在玻璃片（或表面皿）上，用蘸有待测溶液的玻璃棒点在试纸的中央，

试纸变色后，与标准比色卡比较来确定溶液的pH。

6、酸、碱溶液的稀释:

强酸每稀释10倍，PH增大1个单位；弱酸每稀释10倍，PH增大不足1个单位；

强碱每稀释10倍，PH减小1个单位；弱碱每稀释10倍，PH减小不足1个单位。

7、酸碱中和滴定：

（1）定义：

酸碱中和滴定是利用中和反应，用已知浓度的酸（或碱）来测定未知浓度的碱（或酸）

的实验方法。

（2）原理：

酸碱起反应的物质的量之比等于它们的化学计量数之比

（3）酸碱中和滴定中常用的仪器：

酸式滴定管、碱式滴定管、滴定管夹、烧杯、锥形瓶、铁架台。

（4）指示剂的选择：

强酸滴定弱碱，选甲基橙；强碱滴定弱酸，选酚酞；强酸滴定强碱，选甲基橙或酚酞。

（5）酸碱中和滴定操作：

查、洗、润；装、排、调；取待测液，加指示剂；

滴定（左手操管，右手旋瓶，目视瓶中；滴滴入瓶，突变暂停，半分定终；

重复两次，求平均值。

）

例11．实验室常利用甲醛法测定（NH4）2SO4样品中氮的质量分数，其反应原理为：

4NH4＋＋6HCHO=3H＋＋6H2O＋（CH2）6N4H＋［滴定时，1mol（CH2）6N4H＋与lmolH＋相当］，然后用NaOH标准溶液滴定反应生成的酸。

某兴趣小组用甲醛法进行了如下实验：

步骤I称取样品1.500g。

步骤

将样品溶解后，完全转移到250mL容量瓶中，定容，充分摇匀。

步骤

移取25.00mL样品溶液于250mL锥形瓶中，加入10mL20％的中性甲醛溶液，摇匀、静置5min后，加入1~2滴酚酞试液，用NaOH标准溶液滴定至终点。

按上述操作方法再重复2次。

（1）根据步骤

填空：

①碱式滴定管用蒸馏水洗涤后，直接加入NaOH标准溶液进行滴定，则测得样品中氮的质量分数________（填“偏高”、“偏低”或“无影响”）。

②锥形瓶用蒸馏水洗涤后，水未倒尽，则滴定时用去NaOH标准溶液的体积_______（填“偏大”、“偏小”或“无影响”）

③滴定时边滴边摇动锥形瓶，眼睛应观察。

A．滴定管内液面的变化B．锥形瓶内溶液颜色的变化

④滴定达到终点时，酚酞指示剂由色变成色。

（2）滴定结果如下表所示：

滴定

次数

待测溶液的体积

/mL

标准溶液的体积/mL

滴定前刻度

滴定后刻度

1

25.00

1.02

21.03

2

25.00

2.00

21.99

3

25.00

0.20

20.20

若NaOH标准溶液的浓度为0.1010mol·L－1，则该样品中氮的质量分数为。

参考答案第二节水的电离和溶液的酸碱性

例11、

（1）①偏高。

②无影响。

③B。

④无；粉红（或浅红）。

（2）18.85%。

第三节盐类的水解

1．盐类水解的定义：

在水溶液中盐电离产生的离子与水电离产生的H+或OH-结合生成弱电解质的反应。

2.盐类水解的实质：

盐电离出来的某一种或多种离子跟水电离出来的H+或OH-结合生成弱电解质，从而

促进水的电离，使溶液呈酸性、碱性或中性。

3．水解反应的逆反应是中和反应，中和反应是放热反应，因而水解反应是吸热反应。

4、盐类水解规律：

阳离子水解产生H+，阴离子水解产生OH-；

有弱才水解，无弱不水解；

越弱越水解，都弱都水解；

谁强显谁性，同强显中性；

越弱（热、稀）越水解；

H+抑制阳离子水解，OH-抑制阴离子水解。

5、NaHSO3溶液、KHC2O4溶液显酸性（电离程度大于水解程度）

NaHCO3溶液、NaHS溶液显碱性（水解程度大于电离程度）

6．完成水解反应的离子方程式：

氯化铵溶液：

；

醋酸钠溶液：

；

氯化铁溶液：

；

硫酸铝溶液：

；

碳酸钠溶液：

；

硫酸铜溶液：

。

例12．在6份0.01mol/L氨水中分别加入下列各物质：

A．浓氨水B．纯水C．少量K2CO3D．少量浓H2SO4E．少量NaOH固体F．少量Al2（SO4）3固体

（1）能使c（OH－）减小、c（NH4＋）增大的是；

（2）能使c（OH－）增大、c（NH4＋）减小的是；

（3）能使c（OH－）和c（NH4＋）都增大的是；

（4）能使c（OH－）和c（NH4＋）都减小的是。

参考答案第三节盐类的水解

例12．

（1）D、F

（2）CE（3）A（4）B

第四节难溶电解质的溶解平衡

1．沉淀溶解平衡的概念：

一定温度下，当沉淀溶解和生成的速率相等时，形成电解质的饱和溶液而达到的平衡状态。

2．沉淀反应的应用：

①沉淀的生成：

调节PH法、加沉淀剂法

②沉淀的溶解：

酸溶解法、盐溶液溶解法、氧化还原溶解法…

③沉淀转化

3．沉淀转化的实质就是沉淀溶解平衡的移动。

4.沉淀转化的规律：

①一般说来，溶解度小的沉淀转化成溶解度更小的沉淀容易实现。

②两者差别越大，转化越容易。

5.将AgNO3溶液依次加入氯化钠溶液、碘化钾溶液、硫化钠溴化钠溶液中都会出现不同颜色的沉淀，

沉淀的颜色变化是白色沉淀→黄色沉淀→黑色沉淀。

出现这种颜色变化的原因是：

溶解度：

AgCl＞AgI＞Ag2S