阳羡高级中学高二化学选修4化学反应原理

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高中化学选修4化学反应原理知识点总结(精选课件)

高中化学选修4化学反应原理知识点总结化学选修化学反应原理复习第一章一、焓变反应热１．反应热:一定条件下，一定物质的量的反应物之间完全反应所放出或吸收的热量2.焓变（ΔＨ)的意义：在恒压条件下进行的化学反应的热效应（1).符号: △H(2）。

单位:kJ/mｏl 3。

产生原因:化学键断裂—-吸热化学键形成-—放热放出热量的化学反应。

（放热＞吸热）△H 为“—"或△Ｈ〈0吸收热量的化学反应.（吸热>放热）△H 为“＋”或△H ＞0☆常见的放热反应：①所有的燃烧反应②酸碱中和反应③大多数的化合反应④金属与酸的反应⑤生石灰和水反应⑥浓硫酸稀释、氢氧化钠固体溶解等☆常见的吸热反应：①晶体Ba(ＯH)2·８Ｈ2O与ＮH4Cl ②大多数的分解反应③以H2、ＣO、C为还原剂的氧化还原反应④铵盐溶解等二、热化学方程式书写化学方程式注意要点:ﻫ①热化学方程式必须标出能量变化.②热化学方程式中必须标明反应物和生成物的聚集状态(g,l，s分别表示固态,液态,气态，水溶液中溶质用aq表示）...文档交流仅供参考...③热化学反应方程式要指明反应时的温度和压强。

④热化学方程式中的化学计量数可以是整数，也可以是分数⑤各物质系数加倍，△Ｈ加倍;反应逆向进行，△H改变符号，数值不变三、燃烧热1.概念：２５℃,１01 kＰa时，1 mol纯物质完全燃烧生成稳定的化合物时所放出的热量。

燃烧热的单位用kＪ/mol表示。

...文档交流仅供参考...※注意以下几点:①研究条件：101 kPａ②反应程度:完全燃烧，产物是稳定的氧化物。

③燃烧物的物质的量:1 ｍol④研究内容：放出的热量。

（ΔH〈０，单位kＪ/ｍol）四、中和热１．概念：在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应而生成1ｍol Ｈ2O,这时的反应热叫中和热.2.强酸与强碱的中和反应其实质是H+和OH-反应，其热化学方程式为:Ｈ＋（aq) ＋OH—（aｑ）＝H2O（ｌ) ΔH＝—57。

高中化学选修4-化学反应原理知识点总结

化学选修化学反应原理复习第一章一、焓变反应热1 ．反应热：一定条件下，一定物质的量的反应物之间完全反应所放出或吸收的热量2 •焓变（△ H）的意义：在恒压条件下进行的化学反应的热效应（1）.符号：△ H（2）.单位：kJ/mol3. 产生原因：化学键断裂——吸热化学键形成——放热放出热量的化学反应。

（放热〉吸热）△ H为“-”或△ H <0 吸收热量的化学反应。

（吸热>放热）△ H为“+”或厶H >0☆常见的放热反应：① 所有的燃烧反应②酸碱中和反应③大多数的化合反应④ 金属与酸的反应⑤ 生石灰和水反应⑥ 浓硫酸稀释、氢氧化钠固体溶解等☆ 常见的吸热反应：①晶体Ba（OH）2・8H2O与NH4CI ② 大多数的分解反应③ 以H2、CO、C 为还原剂的氧化还原反应④ 铵盐溶解等二、热化学方程式书写化学方程式注意要点:①热化学方程式必须标出能量变化。

②热化学方程式中必须标明反应物和生成物的聚集状态（g,I,s 分别表示固态，液态，气态，水溶液中溶质用aq 表示）③热化学反应方程式要指明反应时的温度和压强。

④热化学方程式中的化学计量数可以是整数，也可以是分数⑤各物质系数加倍，△ H加倍；反应逆向进行，△ H改变符号，数值不变三、燃烧热1. 概念：25 C, 101 kPa时，1 mol纯物质完全燃烧生成稳定的化合物时所放出的热量。

燃烧热的单位用kJ/moI 表示。

※注意以下几点：①研究条件：101 kPa②反应程度：完全燃烧，产物是稳定的氧化物。

③燃烧物的物质的量：1 mol④研究内容：放出的热量。

（△ H<Q单位kJ/mol ）四、中和热1. 概念：在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应而生成1mol H2O,这时的反应热叫中和热。

2•强酸与强碱的中和反应其实质是H+和OH反应，其热化学方程式为：H+（aq） +OH-（aq） =H 2O（l）△ H=—57.3kJ/mol3. 弱酸或弱碱电离要吸收热量，所以它们参加中和反应时的中和热小于57.3kJ/mol 。

高二化学选修4《化学反应原理》知识点规律大全

高二化学选修4《化学反应原理》知识点规律大全(总27页)-本页仅作为预览文档封面，使用时请删除本页-高中化学知识点规律大全（一）——化学反应与能量1．氧化还原反应[氧化还原反应]有电子转移(包括电子的得失和共用电子对的偏移)或有元素化合价升降的反应．如2Na+ C12＝2NaCl(有电子得失)、H2+ C12＝2HCl(有电子对偏移)等反应均属氧化还原反应。

氧化还原反应的本质是电子转移(电子得失或电子对偏移)。

[氧化还原反应的特征]在反应前后有元素的化合价发生变化．根据氧化还原反应的反应特征可判断一个反应是否为氧化还原反应．某一化学反应中有元素的化合价发生变化，则该反应为氧化还原反应，否则为非氧化还原反应。

概念含义概念含义氧化剂反应后所含元素化合价降低的反应物还原剂反应后所含元素化合价升高的反应物被氧化还原剂在反应时化合价升高的过程被还原氧化剂在反应时化合价降低的过程氧化性氧化剂具有的夺电子的能力还原性还原剂具有的失电子的能力氧化反应元素在反应过程中化合价升高的反应还原反应元素在反应过程中化合价降低的反应氧化产物还原剂在反应时化合价升高后得到的产物还原产物氧化剂在反应时化合价降低后得到的产物．[氧化还原反应与四种基本反应类型的关系]如右图所示．由图可知：置换反应都是氧化还原反应；复分解反应都不是氧化还原反应，化合反应、分解反应不一定是氧化还原反应．[氧化还原反应中电子转移的方向、数目的表示方法](1)单线桥法．表示在反应过程中反应物里元素原子间电子转移的数目和方向．用带箭头的连线从化合价升高的元素开始，指向化合价降低的元素，再在连线上方标出电子转移的数目．在单线桥法中，箭头的指向已经表明了电子转移的方向，因此不能再在线桥上写“得”、“失”字样．(2)双线桥法．表示在反应物与生成物里，同一元素原子在反应前后电子转移的数目和方向．在氧化剂与还原产物、还原剂与氧化产物之间分别用带箭头的连线从反应前的有关元素指向反应后的该种元素，并在两条线的上、下方分别写出“得”、“失”电子及数目．例如：2．离子反应[离子反应]有离子参加或有离子生成的反应，都称为离子反应．离子反应的本质、类型和发生的条件：(1)离子反应的本质：反应物中某种离子的浓度减小．(2)离子反应的主要类型及其发生的条件：①离子互换(复分解)反应．具备下列条件之一就可以使反应朝着离子浓度减小的方向进行，即离子反应就会发生．a．生成难溶于水的物质．如：Cu2＋+ 2OH－＝Cu(OH)2↓注意：当有关离子浓度足够大时，生成微溶物的离子反应也能发生．如：2Ag＋+ SO42—＝Ag2SO4↓ Ca2＋+ 2OH－＝Ca(OH)2↓或者由微溶物生成难溶物的反应也能生成．如当石灰乳与Na2CO3溶液混合时，发生反应：Ca(OH)2 + CO32—＝CaCO3↓+ 2OH－b．生成难电离的物质(即弱电解质)．如：H＋+ OH－＝H2O H＋+ CH3COO－＝CH3COOH c．生成挥发性物质(即气体)．如：CO32－+ 2H＋＝CO2↑+ H2O NH4＋+ OH－NH3↑+H2O②离子间的氧化还原反应．由强氧化剂与强还原剂反应，生成弱氧化剂和弱还原剂，即反应朝着氧化性、还原性减弱的方向进行．例如：Fe + Cu2＋＝Fe2＋+ Cu Cl2 + 2Br－＝2C1－+ Br2 2MnO4－+ 16H＋+ 10C1－＝2Mn2＋+ 5C12↑+ 8H2O书写离子方程式时应注意的问题：(1)电解质在非电离条件下(不是在水溶液中或熔融状态)，虽然也有离子参加反应，但不能写成离子方程式，因为此时这些离子并没有发生电离．如NH4Cl固体与Ca(OH)2固体混合加热制取氨气的反应、浓H2SO4与固体(如NaCl、Cu等)的反应等，都不能写成离子方程式．相反，在某些化学方程式中，虽然其反应物不是电解质或强电解质，没有大量离子参加反应，但反应后产生了大量离子，因此，仍可写成离子方程式．如Na、Na2O、Na2O2、SO3、Cl2等与H2O的反应．(2)多元弱酸的酸式盐，若易溶于水，则成盐的阳离子和酸根离子可拆开写成离子的形式，而酸根中的H＋与正盐阴离子不能拆开写．例如NaHS、Ca(HCO3)2等，只能分别写成Na＋、HS－和Ca2＋、HCO3－等酸式酸根的形式．(3)对于微溶于水的物质，要分为两种情况来处理：①当作反应物时，微溶物要保留化学式的形式，不能拆开．②当作反应物时，若为澄清的稀溶液，应改写为离子形式，如澄清石灰水等；若为浊液或固体，要保留化学式的形式而不能拆开，如石灰乳、熟石灰等．(4)若反应物之间由于物质的量之比不同而发生不同的反应，即反应物之间可发生不止一个反应时，要考虑反应物之间物质的量之比不同，相应的离子方程式也不同．例如，向NaOH溶液中不断通入CO2气体至过量，有关反应的离子方程式依次为： CO2+ 2OH—＝CO32—+ H2O（CO2适量）CO2+ OH—＝HCO3—（CO2足量）在溶液中离子能否大量共存的判断方法：几种离子在溶液中能否大量共存，实质上就是看它们之间是否发生反应．若离子间不发生反应，就能大量共存；否则就不能大量共存．离子间若发生下列反应之一，就不能大量共存．(1)生成难溶物或微溶物．如Ca2＋与CO32－、SO42－、OH－；Ag＋与C1－、Br－、I－、SO32－，等等．(2)生成气体．如NH4＋与OH－；H＋与HCO3－、CO32－、S2－、HS－、SO32－、HSO3－等．(3)生成难电离物质(弱酸、弱碱、水)．如H＋与C1O－、F－、CH3COO－生成弱酸；OH－与NH4＋、A13＋、Fe3＋、Fe2＋、Cu2＋等生成弱碱；H＋与OH－生成H2O．(4)发生氧化还原反应．具有氧化性的离子(如MnO4－、ClO－、Fe3＋等)与具有还原性的离子( 如S2－、I－、SO32－、Fe2＋等)不能共存．应注意的是，有些离子在碱性或中性溶液中可大量共存，但在酸性条件下则不能大量共存，如SO32－与S2－，NO3－与I－、S2－、SO32－、Fe2＋等．*(5)形成配合物．如Fe3＋与SCN－因反应生成Fe(SCN)3而不能大量共存．*(6)弱酸根阴离子与弱碱阳离子因易发生双水解反应而不能大量共存，例如Al3＋与HCO3－、CO32－、A1O2－等．说明：在涉及判断离子在溶液中能否大量共存的问题时，要注意题目中附加的限定性条件：①无色透明的溶液中，不能存在有色离子，如Cu2＋(蓝色)、Fe3＋(黄色)、Fe2＋(浅绿色)、MnO4－(紫色)．②在强酸性溶液中，与H＋起反应的离子不能大量共存．③在强碱性溶液中，与OH－起反应的离子不能大量共存．[离子方程式的书写步骤](1)“写”：写出完整的化学方程式．(2)“拆”：将化学方程式中易溶于水、易电离的物质(强酸、强碱、可溶性盐)拆开改写为离子形式；而难溶于水的物质(难溶性盐、难溶性碱)、难电离的物质(水、弱酸、弱碱)、氧化物、气体等仍用化学式表示．(3)“删”：将方程式两边相同的离子(包括个数)删去，并使各微粒符号前保持最简单的整数比．(4)“查”：检查方程式中各元素的原子个数和电荷总数是否左右相等．[复分解反应类型离子反应发生的条件]复分解反应总是朝着溶液中自由移动的离子数目减少的方向进行．具体表现为：(1)生成难溶于水的物质．如：Ba2＋+ SO42－＝BaSO4↓(2)生成难电离的物质(水、弱酸、弱碱)．如H＋+ OH－＝H2O(3)生成气体．如：CO32－+ 2H＋＝CO2↑+ H2O3．化学反应中的能量变化[放热反应] 放出热量的化学反应．在放热反应中，反应物的总能量大于生成物的总能量：反应物的总能量＝生成物的总能量 + 热量 + 其他形式的能量放热反应可以看成是“贮存”在反应物内部的能量转化并释放为热能及其他形式的能量的反应过程．[吸热反应] 吸收热量的化学反应．在吸热反应中，反应物的总能量小于生成物的总能量：生成物的总能量＝反应物的总能量 + 热量 + 其他形式的能量吸热反应也可以看成是热能及其他形式的能量转化并“贮存”为生成物内部能量的反应过程．*[反应热](1)反应热的概念：在化学反应过程中，放出或吸收的热量，统称为反应热．反应热用符号△H表示，单位一般采用kJ·mol－1．(2)反应热与反应物、生成物的键能关系：△H＝生成物键能的总和－反应物键能的总和(3)放热反应与吸热反应的比较．反应热放热反应吸热反应含义反应物所具有的总能量大于生成物所具有的总能量，反应物转化为生成物时放出热量反应物所具有的总能量小于生成物所具有的总能量，反应物转化为生成物时吸收热量反应本身的能量变化反应放出热量后使反应本身的能量降低反应吸收热量后使反应本身的能量升高表示符号或ΔH值“－”ΔH＜0 “+”ΔH＞0说明：放热反应和吸热反应过程中的能量变化示意图如图3—1—2所示．[热化学方程式](1)热化学方程式的概念：表明反应所放出或吸收热量的化学方程式，叫做热化学方程式．(2)书写热化学方程式时应注意的问题：①需注明反应的温度和压强．因为反应的温度和压强不同时，其△H也不同．若不注明时，则是指在101kPa和25℃时的数据．②反应物、生成物的聚集状态要注明．同一化学反应，若物质的聚集状态不同，则反应热就不同．例如：H2(g) + 1/2O2(g)＝H2O(g) △H＝－·mol—1H2(g) + 1/2O2(g)＝H2O(l) △H＝－·mol—1比较上述两个反应可知，由H2与O2反应生成1 mol H2O(l)比生成1 mol H2O(g)多放出44 kJ·mol—1的热量．③反应热写在化学方程式的右边．放热时△H用“－”，吸热时△H用“＋”．例如： H2(g) + 1/2O2(g)＝H2O(g) －·mol—1④热化学方程式中各物质前的化学计量数不表示分子个数，而只表示物质的量(mol)，因此，它可用分数表示．对于相同物质的反应，当化学计量数不同时，其△H也不同．例如：2H2(g) + O2(g)＝2H2O(g) △H l＝－ kJ·mol—1H2(g) + 1/2O2(g)＝H2O(g) △H2＝－·mol—1显然，△H l＝2△H2．*[盖斯定律] 对于任何一个化学反应，不管是一步完成还是分几步完成，其反应热是相同的．也就是说，化学反应的反应热只与反应的始态(各反应物)和终态(各生成物)有关，而与具体反应进行的途径无关．如果一个反应可以分几步进行，则各步反应的反应热之和与该反应一步完成时的反应热是相同的．*4．燃烧热和中和热高中化学知识点规律大全（二）——化学反应速率和化学平衡1．化学反应速率[化学反应速率的概念及其计算公式](1)概念：化学反应速率是用来衡量化学反应进行的快慢程度，通常用单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加来表示．单位有mol ·L －1·min －1或mol ·L －1·s －1 (2)计算公式：某物质X 的化学反应速率：））或时间变化量（）的浓度变化量（m in )(1s L mol X X -⋅=ν注意 ①化学反应速率的单位是由浓度的单位(mol ·L －1)和时间的单位(s 、min 或h)决定的，可以是mol ·L －1·s －1、mol ·L －1·min －1或mol ·L －1·h －1，在计算时要注意保持时间单位的一致性．②对于某一具体的化学反应，可以用每一种反应物和每一种生成物的浓度变化来表示该反应的化学反应速率，虽然得到的数值大小可能不同，但用各物质表示的化学反应速率之比等于化学方程式中相应物质的化学计量数之比．如对于下列反应： mA + nB ＝ pC + qD有：)(A ν∶)(B ν∶)(C ν∶)(D ν＝m ∶n ∶p ∶q 或：qD pC nB mA )()()()(νννν===③化学反应速率不取负值而只取正值．④在整个反应过程中，反应不是以同样的速率进行的，因此，化学反应速率是平均速率而不是瞬时速率．[有效碰撞] 化学反应发生的先决条件是反应物分子(或离子)之间要相互接触并发生碰撞，但并不是反应物分子(或离子)间的每一次碰撞都能发生化学反应．能够发生化学反应的一类碰撞叫做有效碰撞．[活化分子] 能量较高的、能够发生有效碰撞的分子叫做活化分子．说明 ①活化分子不一定能够发生有效碰撞，活化分子在碰撞时必须要有合适的取向才能发生有效碰撞．②活化分子在反应物分子中所占的百分数叫做活化分子百分数．当温度一定时，对某一反应而言，活化分子百分数是一定的．活化分子百分数越大，活化分子数越多，有效碰撞次数越多． [影响化学反应速率的因素]2．化学平衡[化学平衡](1)化学平衡研究的对象：可逆反应的规律．①可逆反应的概念：在同一条件下，既能向正反应方向进行同时又能向逆反应方向进行[可逆反应] 向生成物方向进行的反应叫正反应；向反应物方向进行的反应叫逆反应．在同一条件下，既能向正反应方向进行，同时又能向逆反应方向进行的反应，叫做可逆反应．说明 (1)判断一个反应是否是可逆反应，必须满足两个条件：①在同一条件下；②正、逆反应同时进行．如H 2 + I ，生成的HI 在持续加热的条件下同时分解，故该反应为可逆反应．而如：2H2 + O2 2H2O 2H2O 2H2↑+ O2↑这两个反应就不是可逆反应．(2)在化学方程式中，用可逆符号“”表示可逆反应．说明 a．绝大多数化学反应都有一定程度的可逆性，但有的逆反应倾向较小，从整体看实际上是朝着同方向进行的，例如NaOH + HCl ＝ NaCl + H2O．b．有气体参加或生成的反应，只有在密闭容器中进行时才可能是可逆反应．如CaCO3受热分解时，若在敞口容器中进行，则反应不可逆，其反应的化学方程式应写为：CaCO3CaO + CO2↑；若在密闭容器进行时，则反应是可逆的，其反应的化学方程式应写为：CaCO3CaO + CO2②可逆反应的特点：反应不能进行到底．可逆反应无论进行多长时间，反应物都不可能100％地全部转化为生成物．(2)化学平衡状态．①定义：一定条件(恒温、恒容或恒压)下的可逆反应里，正反应和逆反应的速率相等，反应混合物(包括反应物和生成物)中各组分的质量分数(或体积分数)保持不变的状态．②化学平衡状态的形成过程：在一定条件下的可逆反应里，若开始时只有反应物而无生成物，根据浓度对化学反应速率的影响可知，此时ν正最大而ν逆为0．随着反应的进行，反应物的浓度逐渐减小，生成物的浓度逐渐增大，则ν正越来越小而ν逆越来越大．当反应进行到某一时刻，ν正＝ν逆，各物质的浓度不再发生改变，反应混合物中各组分的质量分数(或体积分数)也不再发生变化，这时就达到了化学平衡状态．(3)化学平衡的特征：①“动”：化学平衡是动态平衡，正反应和逆反应仍在继续进行，即ν正＝ν逆≠0．②“等”：达平衡状态时，ν正＝ν逆，这是一个可逆反应达平衡的本质．ν正＝ν逆的具体含意包含两个方面：a．用同一种物质来表示反应速率时，该物质的生成速率与消耗速率相等，即单位时间内消耗与生成某反应物或生成物的量相等；b．用不同物质来表示时，某一反应物的消耗速率与某一生成物的生成速率之比等于化学方程式中相应物质的化学计量数之比．③“定”：达平衡时，混合物各组分的浓度一定；质量比(或物质的量之比、体积比)一定；各组分的质量分数(或摩尔分数、体积分数)一定；对于有颜色的物质参加或生成的可逆反应，颜色不改变．同时，反应物的转化率最大．对于反应前后气体分子数不相等的可逆反应，达平衡时：气体的总体积(或总压强)一定；气体的平均相对分子质量一定；恒压时气体的密度一定(注意：反应前后气体体积不变的可逆反应，不能用这个结论判断是否达到平衡)．④“变”．一个可逆反应达平衡后，若外界条件(浓度、温度、压强)改变，使各组分的质量(体积、摩尔、压强)分数也发生变化，平衡发生移动，直至在新的条件下达到新的平衡(注意：若只是浓度或压强改变，而ν正仍等于ν逆，则平衡不移动)．反之，平衡状态不同的同一个可逆反应，也可通过改变外界条件使其达到同一平衡状态．⑤化学平衡的建立与建立化学平衡的途径无关．对于一个可逆反应，在一定条件下，反应无论从正反应开始，还是从逆反应开始，或是正、逆反应同时开始，最终都能达到同一平衡状态．具体包括：a．当了T、V一定时，按化学方程式中各物质化学式前系数的相应量加入，并保持容器内的总质量不变，则不同起始状态最终可达到同一平衡状态．b．当T、P一定(即V可变)时，只要保持反应混合物中各组分的组成比不变(此时在各种情况下各组分的浓度仍然相等，但各组分的物质的量和容器内的总质量不一定相等)，则不同的起始状态最终也可达到同一平衡状态．如在恒温、恒压时，对于可逆反应：N 2 + 3H3，在下列起始量不同情况下达到的是同一平衡状态．c ．对于反应前后气体体积相等的可逆反应，不论是恒温、恒容或是恒温、恒压，在不同的起始状态下，将生成物“归零”后，只要反应物的物质的量之比不变，就会达到同一平衡状态．如：H 2(g) + I 2等．[判断化学平衡状态的依据][化学平衡常数] 在一定温度下，当一个可逆反应达到平衡状态时，生成物的平衡浓度用化学方程式中的化学计量数作为指数的乘积与反应物的平衡浓度用化学方程式中的化学计量数作为指数的乘积的比值是一个常数，这个常数叫做化学平衡常数，简称平衡常数．用符号K 表示．(1)平衡常数K 的表达式：对于一般的可逆反应：mA(g) + nB(g) pC(g) + qD(g) 当在一定温度下达到化学平衡时，该反应的平衡常数为： n m qp B c A c D c C c K )]([)]([)]([)]([⋅⋅=注意：a ．在平衡常数表达式中，反应物A 、B 和生成物C 、D 的状态全是气态，c(A)、c(B)、c(C)、c(D)均为平衡时的浓度．b ．当反应混合物中有固体或纯液体时，他们的浓度看做是一个常数，不写入平衡常数的表达式中．例如，反应在高温下 Fe 3O 4(s) + 4H 23Fe(s) + H 2O(g)的平衡常数表达式为：4242)]([)]([H c O H c K =又如，在密闭容器中进行的可逆反应CaCO 3(s)CaO(s) + CO 2↑的平衡常数表达式为：K ＝c(CO 2)c ．平衡常数K 的表达式与化学方程式的书写方式有关．例如：N 2 + 3H 22NH 3 )]([)]([)]([232231N c H c NH c K ⋅= 2NH 3N 2 + 3H 2 233222)]([)]([)]([NH c H c N c K ⋅= 21N 2 +23H 2NH 3 2/322/1233)]([)]([)]([N c H c NH c K ⋅= 显然，K 1、K 2、K 3具有如下关系：121K K =，2/113)(K K =(2)平衡常数K 值的特征： ①K 值的大小与浓度、压强和是否使用催化剂无关．即对于一个给定的反应，在一定温度下，不论起始浓度(或压强)和平衡浓度(或压强)如何，也不论是否使用催化剂，达平衡时，平衡常数均相同．②K 值随温度的变化而变化．对于一个给定的可逆反应，温度不变时，K 值不变(而不论反应体系的浓度或压强如何变化)；温度不同时，K 值不同．因此，在使用平衡常数K 值时，必须指明反应温度．(3)平衡表达式K 值的意义：①判断可逆反应进行的方向．对于可逆反应：，如果知道在一定温度下的平衡常数，并且知道某个时刻时反应物和生成物的浓度，就可以判断该反应是否达到平衡状态，如果没有达到平衡状态，则可判断反应进行的方向．将某一时刻时的生成物的浓度用化学方程式中相应的化学计量数为指数的乘积，与某一时刻时的反应物的浓度用化学方程式中相应的化学计量数为指数的乘积之比值，叫做浓度商，用Q 表示．即：Q B c A c D c C c nm qp =⋅⋅)]([)]([)]([)]([ 当Q ＝K 时，体系达平衡状态；当Q ＜K ，为使Q 等于K ，则分子(生成物浓度的乘积)应增大，分母(反应物浓度的乘积)应减小，因此反应自左向右(正反应方向)进行，直至到达平衡状态；同理，当Q ＞K 时，则反应自右向左(逆反应方向)进行，直至到达平衡状态．②表示可逆反应进行的程度．K 值越大，正反应进行的程度越大(平衡时生成物的浓度大，反应物的浓度小)，反应物的转化率越高；K 值越小，正反应进行的程度越小，逆反应进行的程度越大，反应物的转化率越低．[反应物平衡转化率的计算公式]某一反应物的平衡转化率＝100-⨯指定反应物的起始量指定反应物的平衡量指定反应物的起始量％＝100⨯指定反应物的起始量消耗量指定反应物达平衡时的％说明计算式中反应物各个量的单位可以是mol·L－1”、mol，对于气体来说还可以是L或mL，但必须注意保持分子、分母中单位的一致性．3．影响化学平衡移动的条件[化学平衡的移动]已达平衡状态的可逆反应，当外界条件(浓度、温度、压强)改变时．由于对正、逆反应速率的影响不同，致使ν正≠ν逆，则原有的化学平衡被破坏，各组分的质量(或体积)分数发生变化，直至在新条件一定的情况下ν正′＝ν逆′，而建立新的平衡状态．这种可逆反应中旧化学平衡的破坏、新化学平衡的建立，由原平衡状态向新化学平衡状态的转化过程，称为化学平衡的移动．说明 (1)若条件的改变使ν正＞ν逆，则平衡向正反应方向移动；若条件的改变使ν正＜ν逆，则平衡向逆反应方向移动．但若条件改变时，ν正仍然等于ν逆，则平衡没有发生移动．(2)化学平衡能够发生移动，充分说明了化学平衡是一定条件下的平衡状态，是一种动态平衡．(3)化学平衡发生移动而达到新的平衡状态时，新的平衡状态与原平衡状态主要的不同点是：①新的平衡状态的ν正或ν逆与原平衡状态的ν正或ν逆不同；②平衡混合物里各组分的质量(或体积)分数不同．[影响化学平衡的因素](1)浓度对化学平衡的影响．一般规律：当其他条件不变时，对于已达平衡状态的可逆反应，若增加反应物浓度或减少生成物浓度，则平衡向正反应方向移动(即向生成物方向移动)；若减少反应物浓度或增加生成物浓度，则平衡向逆反应方向移动(即向反应物方向移动)．特殊性：对于气体与固体或固体与固体之间的反应，由于固体的浓度可认为是常数，因此改变固体的量平衡不发生移动．如反应C(s) + H22(g)达平衡状态后，再加入焦炭的量，平衡不发生移动．说明①浓度对化学平衡的影响，可用化学反应速率与浓度的关系来说明．对于一个已达平衡状态的可逆反应，ν正＝ν逆．若增大反应物的浓度，则ν正增大，而，ν逆增大得较慢，使平衡向正反应方向移动．如果减小生成物的浓度，这时虽然，ν正并未增大，但ν逆减小了，同样也使，ν正＞ν逆，使平衡向正反应方向移动．同理可分析出：增大生成物的浓度或减小反应物的浓度时，平衡向逆反应方向移动．②在生产上，往往采用增大容易取得的或成本较低的反应物浓度的方法，使成本较高的原料得到充分利用．例如，在硫酸工业里，常用过量的空气使SO2充分氧化，以生成更多的SO3．(2)压强对化学平衡的影响．一般规律：对于有气体参加且反应前后气体体积不相等的可逆反应，在其他条件不变的情况下，若增大压强(即相当于缩小容器的体积)，则平衡向气体总体积减小的方向移动，若减小压强(即增大容器的体积)，则平衡向气体总体积增大的方向移动．特殊性：①对于反应前后气体总体积相等的可逆反应达平衡后，改变压强，平衡不发生移动，但气体的浓度发生改变．例如可逆反应H2(g) + I2达平衡后，若加大压强，平衡不会发生移动，但由于容器体积减小，使平衡混合气各组分的浓度增大，气体的颜色加深(碘蒸气为紫红色)．②对于非气态反应(即无气体参加和生成的反应)，改变压强，此时固、液体的浓度未改变，平衡不发生移动。

“高二化学选修四化学反应原理知识结构图解”教案讲义

2、电离平衡弱电解质在溶液中不能完全电离，电离的同时，溶液中的离子又可以结合为弱电解质的分子．影响弱电解质电离的因素主要是浓度及温度．
3、水解平衡盐类水解的根本原因是：某些盐类溶解于水后，其电离出的阴、阳离子与水电离出的H＋、OH－结合，对水的电离平衡造成了影响，即促进了水的电离平衡，使水的电离平衡向正反应方向移动，导致溶液中的氢离子浓度、氢氧根离子浓度发生变化．
高二化学选修四化学反应原理知识结构图解
（Suitable for teaching courseware and reports）
平衡类型
研究对象
举例
化学电离平衡水解平衡
平衡能够水解的盐
可逆类，包括强碱
的化溶液中的弱酸盐、强酸
学反弱电解质弱碱盐及弱酸
应弱碱盐
工业醋酸溶液、碳酸钠、氯化
图标元素
商务
图标元素
商务
图标元素
商务
图标元素
合成氨水等铁、醋酸铵等
氨
沉淀溶解平衡
溶液中的难溶电解质
溶液中的氯化银、硫酸钡、氢氧化铁等
产生原因及影响因素不同中学化学中的四种平衡产生的原因不同，影响它们的因素也不完全相同． 1、化学平衡可逆反应中，正反应和逆反应同时进行，只是在达到平衡前，正反应速率大于逆反应速率，当这个可逆反应进行到正反应速率与逆反应速率相等时，反应物与生成物浓度不再改变，达到表面上静止的一种“平衡状态”，这就是化学反应所能达到的限度 (同条件下，反应物的转化率最大)．影响这种平衡的因素有温度、压强、反应物及生成物的浓度等．
可逆与不可逆反应，化学平衡状态的特点，影响平衡点因素，移动方向，平衡常数，勒夏特列原理

高中化学选修4《化学反应原理》教案

高中化学选修（4）全册教案新人教版选修（4）全册教案绪言一学习目标：1学习化学原理的目的2：化学反应原理所研究的范围3：有效碰撞、活化分子、活化能、催化剂二学习过程1：学习化学反应原理的目的1）化学研究的核心问题是：化学反应2）化学中最具有创造性的工作是：设计和创造新的分子3）如何实现这个过程通常是利用已发现的原理来进行设计并实现这个过程，所以我们必须对什么要清楚才能做到，对化学反应的原理的理解要清楚，我们才能知道化学反应是怎样发生的，为什么有的反应快、有的反应慢，它遵循怎样的规律，如何控制化学反应才能为人所用！这就是学习化学反应原理的目的。

2：化学反应原理所研究的范围是1）化学反应与能量的问题2）化学反应的速率、方向及限度的问题3）水溶液中的离子反应的问题4）电化学的基础知识3：基本概念1）什么是有效碰撞引起分子间的化学反应的碰撞是有效碰撞，分子间的碰撞是发生化学反应的必要条件，有效碰撞是发生化学反应的充分条件，某一化学反应的速率大小与，单位时间内有效碰撞的次数有关2）什么是活化分子具有较高能量，能够发生有效碰撞的分子是活化分子，发生有效碰撞的分子一定是活化分子，但活化分子的碰撞不一定是有效碰撞。

有效碰撞次数的多少与单位体积内反应物中活化分子的多少有关。

3）什么是活化能活化分子高出反应物分子平均能量的部分是活化能，如图活化分子的多少与该反应的活化能的大小有关，活化能的大小是由反应物分子的性质决定，（内因）活化能越小则一般分子成为活化分子越容易，则活化分子越多，则单位时间内有效碰撞越多，则反应速率越快。

4）什么是催化剂催化剂是能改变化学反应的速率，但反应前后本身性质和质量都不改变的物质，催化剂作用:可以降低化学反应所需的活化能,也就等于提高了活化分子的百分数,从而提高了有效碰撞的频率.反应速率大幅提高.5）归纳总结：一个反应要发生一般要经历哪些过程1、为什么可燃物有氧气参与，还必须达到着火点才能燃烧2、催化剂在我们技术改造和生产中，起关键作用，它主要作用是提高化学反应速率，试想一下为什么催化剂能提高反应速率第一节化学反应与能量的变化（第一课时）一学习目标: 反应热,焓变二学习过程1:引言:我们知道：一个化学反应过程中，除了生成了新物质外，还有思考1、你所知道的化学反应中有哪些是放热反应能作一个简单的总结吗活泼金属与水或酸的反应、酸碱中和反应、燃烧反应、多数化合反应反应物具有的总能量 > 生成物具有的总能量2、你所知道的化学反应中有哪些是吸热反应能作一个简单的总结吗多数的分解反应、氯化铵固体与氢氧化钡晶体的反应、水煤气的生成反应、炭与二氧化碳生成一氧化碳反应物具有的总能量 < 生成物具有的总能量当能量变化以热能的形式表现时：我们知道：一个化学反应同时遵守质量守恒定律和能量守恒，那么一个反应中的质量与能量有没有关系呢有能量的释放或吸收是以发生变化的物质为基础，二者密不可分，但以物质为主。

阳羡高级中学高二化学选修4化学反应原理_2

专题①第二单元原电池的工作原理授课人：钱璐慧上课地点：高二203 时间：10月16日上午第二节[教学目标]一、知识与技能1、了解原电池的构造特点以及工作原理。

2、能正确书写原电池的正、负极的电极反应式以及总反应式。

二、过程与方法尝试通过进行化学能转化为电能的探究活动，引导学生分析现象产生的原因，理解原电池的原理，并能根据有关原理进行原电池的设计，并写出相应的电极反应式。

三、情感态度与价值观了解化学能转化为电能的意义，以及原电池原理在日常生活中的应用。

[教学重点]原电池的构造特点、工作原理和电极反应式的书写[教学难点]原电池的工作原理以及据此进行的原电池的设计[教学准备]小烧杯，铜电极，锌电极，演示电流计，盐桥，1mol/L的CuSO4溶液，1mol/L的ZnSO4溶液，。

[教学过程][新课引入]同学们有没有吃过方便食品啊？[回答]有，比如方便面。

[设问]对，拿开水一冲就能食用。

但是没有开水的时候怎么办呢？有没有一种不用开水就能煮熟的方便食品呢？[展示图片]自热饭盒。

[讲解]发明家们早就想过并且把这个问题解决了！这是市场上有卖的自热饭盒，盒内装有快餐饭盒和菜盒，饭菜盒放在支架上面，支架放在盒体的底部，袋装的发热材料放在支架腔内，支架的划针头正对着袋装发热材料。

饭菜食用前，针头划破两袋发热材料，使其混合反应，放出热量加热食物，十分方便。

[提问]自热饭盒在使用中，能量转化形式是怎样的？这个反应属于什么反应类型？[回答]化学能转化为了热能，属于放热反应。

[再问]我们学过的很多反应都属于放热反应，例如锌粉与硫酸铜溶液反应，置换出金属铜，我们可以通过怎样的方法来确定它放出了热量？[回答]可以分别测量锌粉加入硫酸铜溶液前后，溶液的温度变化，看看温度是否升高。

[评价]完全正确。

温度升高了，说明此反应确实是放热反应。

像这样的反应都是由化学能转化为热能，那么，是不是所有反应的化学能都是转变为热能的呢？[回答]不是，有些可以转变为光能，有些可以转变为电能。

高中化学选修4化学反应原理知识点总结(史上最全)

选修4知识点汇总一、焓变反应热1．反应热：一定条件下，一定物质的量的反应物之间完全反应所放出或吸收的热量2．焓变(ΔH)的意义：在恒压条件下进行的化学反应的热效应（1）.符号：△H （2）.单位：kJ/mol 3.产生原因：化学键断裂——吸热化学键形成——放热放出热量的化学反应。

(放热>吸热)△H 为“-”或△H<0吸收热量的化学反应。

（吸热>放热）△H为“+”或△H>0☆常见的放热反应：①所有的燃烧反应②酸碱中和反应③大多数的化合反应④金属与酸的反应⑤生石灰和水反应⑥浓硫酸稀释、氢氧化钠固体溶解等☆常见的吸热反应：①晶体Ba(OH) 2•8H2O与NH4Cl ②大多数的分解反应③以H2、CO、C为还原剂的氧化还原反应④铵盐溶解等二、热化学方程式书写化学方程式注意要点:①热化学方程式必须标出能量变化。

②热化学方程式中必须标明反应物和生成物的聚集状态（g,l,s分别表示固态，液态，气态，水溶液中溶质用aq表示）③热化学反应方程式要指明反应时的温度和压强。

④热化学方程式中的化学计量数可以是整数，也可以是分数⑤各物质系数加倍，△H加倍；反应逆向进行，△H改变符号，数值不变例：CH4 (g) + 2O2 (g) = CO2 (g) + 2H2O (l) ΔH=-890.3 kJ/mol三、燃烧热1．概念：25℃，101kPa时，1mol纯物质完全燃烧生成稳定的化合物时所放出的热量。

燃烧热的单位用kJ/mol表示。

※注意以下几点：①研究条件：25℃，101kPa ②反应程度：完全燃烧，产物是稳定的氧化物。

（C→CO2，S→SO2，H→H2O，只能在氧气中燃烧。

）③燃烧物的物质的量：1mol④研究内容：放出的热量。

（ΔH<0，单位kJ/mol）四、中和热（常考选择：判断热化学方程式是否正确）1．概念：在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应而生成1molH2O，这时的反应热叫中和热。

2．强酸与强碱的中和反应其实质是H+和OH-反应，其热化学方程式为：H+(aq) +OH-(aq) =H2O(l) ，ΔH=－57.3kJ/mol3．弱酸或弱碱电离要吸收热量，所以它们参加中和反应时的中和热小于57.3kJ/mol。

高二化学选修4《化学反应原理》知识点规律大全

高中化学知识点规律大全（一）——化学反应与能量1．氧化还原反应[氧化还原反应]有电子转移(包括电子的得失和共用电子对的偏移)或有元素化合价升降的反应．如2Na+ C12＝2NaCl(有电子得失)、H2+ C12＝2HCl(有电子对偏移)等反应均属氧化还原反应。

氧化还原反应的本质是电子转移(电子得失或电子对偏移)。

[氧化剂与还原剂]概念含义概念含义氧化剂反应后所含元素化合价降低的反应物还原剂反应后所含元素化合价升高的反应物被氧化还原剂在反应时化合价升高的过程被还原氧化剂在反应时化合价降低的过程氧化性氧化剂具有的夺电子的能力还原性还原剂具有的失电子的能力氧化反应元素在反应过程中化合价升高的反应还原反应元素在反应过程中化合价降低的反应氧化产物还原剂在反应时化合价升高后得到的产物还原产物氧化剂在反应时化合价降低后得到的产物氧化剂与还原剂的相互关系．[氧化还原反应与四种基本反应类型的关系]如右图所示．由图可知：置换反应都是氧化还原反应；复分解反应都不是氧化还原反应，化合反应、分解反应不一定是氧化还原反应．[氧化还原反应中电子转移的方向、数目的表示方法](1)单线桥法．表示在反应过程中反应物里元素原子间电子转移的数目和方向．用带箭头的连线从化合价升高的元素开始，指向化合价降低的元素，再在连线上方标出电子转移的数目．在单线桥法中，箭头的指向已经表明了电子转移的方向，因此不能再在线桥上写“得”、“失”字样．(2)双线桥法．表示在反应物与生成物里，同一元素原子在反应前后电子转移的数目和方向．在氧化剂与还原产物、还原剂与氧化产物之间分别用带箭头的连线从反应前的有关元素指向反应后的该种元素，并在两条线的上、下方分别写出“得”、“失”电子及数目．例如：2．离子反应[离子反应]有离子参加或有离子生成的反应，都称为离子反应．离子反应的本质、类型和发生的条件：(1)离子反应的本质：反应物中某种离子的浓度减小．(2)离子反应的主要类型及其发生的条件：①离子互换(复分解)反应．具备下列条件之一就可以使反应朝着离子浓度减小的方向进行，即离子反应就会发生．a．生成难溶于水的物质．如：Cu2＋+ 2OH－＝Cu(OH)2↓注意：当有关离子浓度足够大时，生成微溶物的离子反应也能发生．如：2Ag＋+ SO42—＝Ag2SO4↓Ca2＋+ 2OH－＝Ca(OH)2↓或者由微溶物生成难溶物的反应也能生成．如当石灰乳与Na2CO3溶液混合时，发生反应：Ca(OH)2 + CO32—＝CaCO3↓+ 2OH－b．生成难电离的物质(即弱电解质)．如：H＋+ OH－＝H2O H＋+ CH3COO－＝CH3COOHc．生成挥发性物质(即气体)．如：CO32－+ 2H＋＝CO2↑+ H2O NH4＋+ OH－NH3↑+ H2O②离子间的氧化还原反应．由强氧化剂与强还原剂反应，生成弱氧化剂和弱还原剂，即反应朝着氧化性、还原性减弱的方向进行．例如：Fe + Cu2＋＝Fe2＋+ Cu Cl2 + 2Br－＝2C1－+ Br2 2MnO4－+ 16H＋+ 10C1－＝2Mn2＋+ 5C12↑+ 8H2O书写离子方程式时应注意的问题：(1)电解质在非电离条件下(不是在水溶液中或熔融状态)，虽然也有离子参加反应，但不能写成离子方程式，因为此时这些离子并没有发生电离．如NH4Cl固体与Ca(OH)2固体混合加热制取氨气的反应、浓H2SO4与固体(如NaCl、Cu等)的反应等，都不能写成离子方程式．相反，在某些化学方程式中，虽然其反应物不是电解质或强电解质，没有大量离子参加反应，但反应后产生了大量离子，因此，仍可写成离子方程式．如Na、Na2O、Na2O2、SO3、Cl2等与H2O的反应．(2)多元弱酸的酸式盐，若易溶于水，则成盐的阳离子和酸根离子可拆开写成离子的形式，而酸根中的H＋与正盐阴离子不能拆开写．例如NaHS、Ca(HCO3)2等，只能分别写成Na＋、HS－和Ca2＋、HCO3－等酸式酸根的形式．(3)对于微溶于水的物质，要分为两种情况来处理：①当作反应物时？，微溶物要保留化学式的形式，不能拆开．②当作反应物时，若为澄清的稀溶液，应改写为离子形式，如澄清石灰水等；若为浊液或固体，要保留化学式的形式而不能拆开，如石灰乳、熟石灰等．(4)若反应物之间由于物质的量之比不同而发生不同的反应，即反应物之间可发生不止一个反应时，要考虑反应物之间物质的量之比不同，相应的离子方程式也不同．例如，向NaOH溶液中不断通入CO2气体至过量，有关反应的离子方程式依次为：CO2+ 2OH—＝CO32—+ H2O（CO2适量）CO2+ OH—＝HCO3—（CO2足量）在溶液中离子能否大量共存的判断方法：几种离子在溶液中能否大量共存，实质上就是看它们之间是否发生反应．若离子间不发生反应，就能大量共存；否则就不能大量共存．离子间若发生下列反应之一，就不能大量共存．(1)生成难溶物或微溶物．如Ca2＋与CO32－、SO42－、OH－；Ag＋与C1－、Br－、I－、SO32－，等等．(2)生成气体．如NH4＋与OH－；H＋与HCO3－、CO32－、S2－、HS－、SO32－、HSO3－等．(3)生成难电离物质(弱酸、弱碱、水)．如H＋与C1O－、F－、CH3COO－生成弱酸；OH－与NH4＋、A13＋、Fe3＋、Fe2＋、Cu2＋等生成弱碱；H＋与OH－生成H2O．(4)发生氧化还原反应．具有氧化性的离子(如MnO4－、ClO－、Fe3＋等)与具有还原性的离子( 如S2－、I －、SO32－、Fe2＋等)不能共存．应注意的是，有些离子在碱性或中性溶液中可大量共存，但在酸性条件下则不能大量共存，如SO32－与S2－，NO3－与I－、S2－、SO32－、Fe2＋等．*(5)形成配合物．如Fe3＋与SCN－因反应生成Fe(SCN)3而不能大量共存．*(6)弱酸根阴离子与弱碱阳离子因易发生双水解反应而不能大量共存，例如Al3＋与HCO3－、CO32－、A1O2－等．说明：在涉及判断离子在溶液中能否大量共存的问题时，要注意题目中附加的限定性条件：①无色透明的溶液中，不能存在有色离子，如Cu2＋(蓝色)、Fe3＋(黄色)、Fe2＋(浅绿色)、MnO4－(紫色)．②在强酸性溶液中，与H＋起反应的离子不能大量共存．③在强碱性溶液中，与OH－起反应的离子不能大量共存．[离子方程式的书写步骤](1)“写”：写出完整的化学方程式．(2)“拆”：将化学方程式中易溶于水、易电离的物质(强酸、强碱、可溶性盐)拆开改写为离子形式；而难溶于水的物质(难溶性盐、难溶性碱)、难电离的物质(水、弱酸、弱碱)、氧化物、气体等仍用化学式表示．(3)“删”：将方程式两边相同的离子(包括个数)删去，并使各微粒符号前保持最简单的整数比．(4)“查”：检查方程式中各元素的原子个数和电荷总数是否左右相等．[复分解反应类型离子反应发生的条件]复分解反应总是朝着溶液中自由移动的离子数目减少的方向进行．具体表现为：(1)生成难溶于水的物质．如：Ba2＋+ SO42－＝BaSO4↓(2)生成难电离的物质(水、弱酸、弱碱)．如H＋+ OH－＝H2O(3)生成气体．如：CO32－+ 2H＋＝CO2↑+ H2O3．化学反应中的能量变化[放热反应] 放出热量的化学反应．在放热反应中，反应物的总能量大于生成物的总能量：反应物的总能量＝生成物的总能量+ 热量+ 其他形式的能量放热反应可以看成是“贮存”在反应物内部的能量转化并释放为热能及其他形式的能量的反应过程．[吸热反应] 吸收热量的化学反应．在吸热反应中，反应物的总能量小于生成物的总能量：生成物的总能量＝反应物的总能量+ 热量+ 其他形式的能量吸热反应也可以看成是热能及其他形式的能量转化并“贮存”为生成物内部能量的反应过程．*[反应热](1)反应热的概念：在化学反应过程中，放出或吸收的热量，统称为反应热．反应热用符号△H表示，单位一般采用kJ·mol－1．(2)反应热与反应物、生成物的键能关系：△H＝生成物键能的总和－反应物键能的总和(3)放热反应与吸热反应的比较．反应热放热反应吸热反应含义反应物所具有的总能量大于生成物所具有的总能量，反应物转化为生成物时放出热量反应物所具有的总能量小于生成物所具有的总能量，反应物转化为生成物时吸收热量反应本身的能量变化反应放出热量后使反应本身的能量降低反应吸收热量后使反应本身的能量升高表示符号或ΔH值“－”ΔH＜0 “+”ΔH＞0说明：放热反应和吸热反应过程中的能量变化示意图如图3—1—2所示．[热化学方程式](1)热化学方程式的概念：表明反应所放出或吸收热量的化学方程式，叫做热化学方程式．(2)书写热化学方程式时应注意的问题：①需注明反应的温度和压强．因为反应的温度和压强不同时，其△H也不同．若不注明时，则是指在101kPa和25℃时的数据．②反应物、生成物的聚集状态要注明．同一化学反应，若物质的聚集状态不同，则反应热就不同．例如：H2(g) + 1/2O2(g)＝H2O(g) △H＝－241.8kJ·mol—1H2(g) + 1/2O2(g)＝H2O(l) △H＝－285.8kJ·mol—1比较上述两个反应可知，由H2与O2反应生成1 mol H2O(l)比生成1 mol H2O(g)多放出44 kJ·mol—1的热量．③反应热写在化学方程式的右边．放热时△H用“－”，吸热时△H用“＋”．例如：H2(g) + 1/2O2(g)＝H2O(g) －241.8kJ·mol—1④热化学方程式中各物质前的化学计量数不表示分子个数，而只表示物质的量(mol)，因此，它可用分数表示．对于相同物质的反应，当化学计量数不同时，其△H也不同．例如：2H2(g) + O2(g)＝2H2O(g) △H l＝－483.6 kJ·mol—1H2(g) + 1/2O2(g)＝H2O(g) △H2＝－241.8kJ·mol—1显然，△H l＝2△H2．*[盖斯定律] 对于任何一个化学反应，不管是一步完成还是分几步完成，其反应热是相同的．也就是说，化学反应的反应热只与反应的始态(各反应物)和终态(各生成物)有关，而与具体反应进行的途径无关．如果一个反应可以分几步进行，则各步反应的反应热之和与该反应一步完成时的反应热是相同的．高中化学知识点规律大全（二）——化学反应速率和化学平衡1．化学反应速率[化学反应速率的概念及其计算公式] (1)概念：化学反应速率是用来衡量化学反应进行的快慢程度，通常用单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加来表示．单位有mol ·L －1·min －1或mol ·L －1·s －1 (2)计算公式：某物质X 的化学反应速率：））或时间变化量（）的浓度变化量（min )(1s L mol X X -⋅=ν 注意 ①化学反应速率的单位是由浓度的单位(mol ·L －1)和时间的单位(s 、min 或h)决定的，可以是mol ·L －1·s －1、mol ·L －1·min －1或mol ·L －1·h －1，在计算时要注意保持时间单位的一致性． ②对于某一具体的化学反应，可以用每一种反应物和每一种生成物的浓度变化来表示该反应的化学反应速率，虽然得到的数值大小可能不同，但用各物质表示的化学反应速率之比等于化学方程式中相应物质的化学计量数之比．如对于下列反应： mA + nB ＝ pC + qD有：)(A ν∶)(B ν∶)(C ν∶)(D ν＝m ∶n ∶p ∶q 或：qD pC nB mA )()()()(νννν===③化学反应速率不取负值而只取正值．④在整个反应过程中，反应不是以同样的速率进行的，因此，化学反应速率是平均速率而不是瞬时速率．[有效碰撞] 化学反应发生的先决条件是反应物分子(或离子)之间要相互接触并发生碰撞，但并不是反应物分子(或离子)间的每一次碰撞都能发生化学反应．能够发生化学反应的一类碰撞叫做有效碰撞． [活化分子] 能量较高的、能够发生有效碰撞的分子叫做活化分子．说明 ①活化分子不一定能够发生有效碰撞，活化分子在碰撞时必须要有合适的取向才能发生有效碰撞．②活化分子在反应物分子中所占的百分数叫做活化分子百分数．当温度一定时，对某一反应而言，活化分子百分数是一定的．活化分子百分数越大，活化分子数越多，有效碰撞次数越多．分子，增大了活化分子百分数，使有效碰撞次数增多(主要方面)；b．升高温度，使分子运动加快，分子间的碰撞次数增多(次要方面)催化剂增大化学反应速率催化剂增大化学反应速率的原因：降低了反应所需的能量(这个能量叫做活化能)，使更多的反应物分子成为活化分子，增大了活化分子百分数，从而使有效碰撞次数增多光、反应物颗粒的大小等将反应混合物进行光照、将块状固体粉碎等均能增大化学反应速率AgBr、HClO、浓HNO3等见光分解加快，与盐酸反应时，大理石粉比大理石块的反应更剧烈2．化学平衡[化学平衡](1)化学平衡研究的对象：可逆反应的规律．①可逆反应的概念：在同一条件下，既能向正反应方向进行同时又能向逆反应方向进行的反应，叫做可逆反应．可逆反应用可逆符号“”表示．[可逆反应]向生成物方向进行的反应叫正反应；向反应物方向进行的反应叫逆反应．在同一条件下，既能向正反应方向进行，同时又能向逆反应方向进行的反应，叫做可逆反应．说明(1)判断一个反应是否是可逆反应，必须满足两个条件：①在同一条件下；②正、逆反应同时进行．如H2 + I22HI，生成的HI在持续加热的条件下同时分解，故该反应为可逆反应．而如：2H2+ O2 2H2O 2H2O 2H2↑+ O2↑这两个反应就不是可逆反应．(2)在化学方程式中，用可逆符号“”表示可逆反应．说明a．绝大多数化学反应都有一定程度的可逆性，但有的逆反应倾向较小，从整体看实际上是朝着同方向进行的，例如NaOH + HCl ＝NaCl + H2O．b．有气体参加或生成的反应，只有在密闭容器中进行时才可能是可逆反应．如CaCO3受热分解时，若在敞口容器中进行，则反应不可逆，其反应的化学方程式应写为：CaCO3CaO + CO2↑；若在密闭容器进行时，则反应是可逆的，其反应的化学方程式应写为：CaCO3CaO + CO2②可逆反应的特点：反应不能进行到底．可逆反应无论进行多长时间，反应物都不可能100％地全部转化为生成物．(2)化学平衡状态．①定义：一定条件(恒温、恒容或恒压)下的可逆反应里，正反应和逆反应的速率相等，反应混合物(包括反应物和生成物)中各组分的质量分数(或体积分数)保持不变的状态．②化学平衡状态的形成过程：在一定条件下的可逆反应里，若开始时只有反应物而无生成物，根据浓度对化学反应速率的影响可知，此时ν正最大而ν逆为0．随着反应的进行，反应物的浓度逐渐减小，生成物的浓度逐渐增大，则ν正越来越小而ν逆越来越大．当反应进行到某一时刻，ν正＝ν逆，各物质的浓度不再发生改变，反应混合物中各组分的质量分数(或体积分数)也不再发生变化，这时就达到了化学平衡状态．(3)化学平衡的特征：①“动”：化学平衡是动态平衡，正反应和逆反应仍在继续进行，即ν正＝ν逆≠0．②“等”：达平衡状态时，ν正＝ν逆，这是一个可逆反应达平衡的本质．ν正＝ν逆的具体含意包含两个方面：a．用同一种物质来表示反应速率时，该物质的生成速率与消耗速率相等，即单位时间内消耗与生成某反应物或生成物的量相等；b．用不同物质来表示时，某一反应物的消耗速率与某一生成物的生成速率之比等于化学方程式中相应物质的化学计量数之比．③“定”：达平衡时，混合物各组分的浓度一定；质量比(或物质的量之比、体积比)一定；各组分的质量分数(或摩尔分数、体积分数)一定；对于有颜色的物质参加或生成的可逆反应，颜色不改变．同时，反应物的转化率最大．对于反应前后气体分子数不相等的可逆反应，达平衡时：气体的总体积(或总压强)一定；气体的平均相对分子质量一定；恒压时气体的密度一定(注意：反应前后气体体积不变的可逆反应，不能用这个结论判断是否达到平衡)． ④“变”．一个可逆反应达平衡后，若外界条件(浓度、温度、压强)改变，使各组分的质量(体积、摩尔、压强)分数也发生变化，平衡发生移动，直至在新的条件下达到新的平衡(注意：若只是浓度或压强改变，而ν正仍等于ν逆，则平衡不移动)．反之，平衡状态不同的同一个可逆反应，也可通过改变外界条件使其达到同一平衡状态．⑤化学平衡的建立与建立化学平衡的途径无关．对于一个可逆反应，在一定条件下，反应无论从正反应开始，还是从逆反应开始，或是正、逆反应同时开始，最终都能达到同一平衡状态．具体包括： a ．当了T 、V 一定时，按化学方程式中各物质化学式前系数的相应量加入，并保持容器内的总质量不变，则不同起始状态最终可达到同一平衡状态．b ．当T 、P 一定(即V 可变)时，只要保持反应混合物中各组分的组成比不变(此时在各种情况下各组分的浓度仍然相等，但各组分的物质的量和容器内的总质量不一定相等)，则不同的起始状态最终也可达到同一平衡状态．如在恒温、恒压时，对于可逆反应：N 2 + 3H3，在下列起始量不同情况下达到的是同一平衡状态．c ．对于反应前后气体体积相等的可逆反应，不论是恒温、恒容或是恒温、恒压，在不同的起始状态下，将生成物“归零”后，只要反应物的物质的量之比不变，就会达到同一平衡状态．如：H 2(g) + I 2(g) 等．混合气体的密度恒温、恒压或恒温、恒容时，密度一定不一定达平衡状态[化学平衡常数] 在一定温度下，当一个可逆反应达到平衡状态时，生成物的平衡浓度用化学方程式中的化学计量数作为指数的乘积与反应物的平衡浓度用化学方程式中的化学计量数作为指数的乘积的比值是一个常数，这个常数叫做化学平衡常数，简称平衡常数．用符号K 表示． (1)平衡常数K 的表达式：对于一般的可逆反应：mA(g) + nB(g) pC(g) + qD(g)当在一定温度下达到化学平衡时，该反应的平衡常数为：nm qp B c A c D c C c K )]([)]([)]([)]([⋅⋅=注意：a ．在平衡常数表达式中，反应物A 、B 和生成物C 、D 的状态全是气态，c(A)、c(B)、c(C)、c(D)均为平衡时的浓度．b ．当反应混合物中有固体或纯液体时，他们的浓度看做是一个常数，不写入平衡常数的表达式中．例如，反应在高温下 Fe 3O 4(s) + 4H 23Fe(s) + H 2O(g)的平衡常数表达式为：4242)]([)]([H c O H c K =又如，在密闭容器中进行的可逆反应CaCO 3(s)CaO(s) + CO 2↑的平衡常数表达式为：K ＝c(CO 2)c ．平衡常数K 的表达式与化学方程式的书写方式有关．例如： N 2 + 3H 22NH 3 )]([)]([)]([232231N c H c NH c K ⋅=2NH 3N 2 + 3H 2 233222)]([)]([)]([NH c H c N c K ⋅=21N 2 +23H 2NH 3 2/322/1233)]([)]([)]([N c H c NH c K ⋅=显然，K 1、K 2、K 3具有如下关系：121K K =，2/113)(K K = (2)平衡常数K 值的特征：①K 值的大小与浓度、压强和是否使用催化剂无关．即对于一个给定的反应，在一定温度下，不论起始浓度(或压强)和平衡浓度(或压强)如何，也不论是否使用催化剂，达平衡时，平衡常数均相同． ②K 值随温度的变化而变化．对于一个给定的可逆反应，温度不变时，K 值不变(而不论反应体系的浓度或压强如何变化)；温度不同时，K 值不同．因此，在使用平衡常数K 值时，必须指明反应温度． (3)平衡表达式K 值的意义：①判断可逆反应进行的方向．对于可逆反应：mA(g) + nB(g) pC(g) + qD(g)，如果知道在一定温度下的平衡常数，并且知道某个时刻时反应物和生成物的浓度，就可以判断该反应是否达到平衡状态，如果没有达到平衡状态，则可判断反应进行的方向．将某一时刻时的生成物的浓度用化学方程式中相应的化学计量数为指数的乘积，与某一时刻时的反应物的浓度用化学方程式中相应的化学计量数为指数的乘积之比值，叫做浓度商，用Q 表示．即：Q B c A c D c C c n m qp =⋅⋅)]([)]([)]([)]([当Q ＝K 时，体系达平衡状态；当Q ＜K ，为使Q 等于K ，则分子(生成物浓度的乘积)应增大，分母(反应物浓度的乘积)应减小，因此反应自左向右(正反应方向)进行，直至到达平衡状态；同理，当Q ＞K 时，则反应自右向左(逆反应方向)进行，直至到达平衡状态． ②表示可逆反应进行的程度．K 值越大，正反应进行的程度越大(平衡时生成物的浓度大，反应物的浓度小)，反应物的转化率越高；K 值越小，正反应进行的程度越小，逆反应进行的程度越大，反应物的转化率越低．[反应物平衡转化率的计算公式] 某一反应物的平衡转化率＝100-⨯指定反应物的起始量指定反应物的平衡量指定反应物的起始量％＝100⨯指定反应物的起始量消耗量指定反应物达平衡时的％说明计算式中反应物各个量的单位可以是mol ·L －1”、mol ，对于气体来说还可以是L 或mL ，但必须注意保持分子、分母中单位的一致性． 3．影响化学平衡移动的条件[化学平衡的移动] 已达平衡状态的可逆反应，当外界条件(浓度、温度、压强)改变时．由于对正、逆反应速率的影响不同，致使ν正≠ν逆，则原有的化学平衡被破坏，各组分的质量(或体积)分数发生变化，直至在新条件一定的情况下ν正′＝ν逆′，而建立新的平衡状态．这种可逆反应中旧化学平衡的破坏、新化学平衡的建立，由原平衡状态向新化学平衡状态的转化过程，称为化学平衡的移动．说明 (1)若条件的改变使ν正＞ν逆，则平衡向正反应方向移动；若条件的改变使ν正＜ν逆，则平衡向逆反应方向移动．但若条件改变时，ν正仍然等于ν逆，则平衡没有发生移动．(2)化学平衡能够发生移动，充分说明了化学平衡是一定条件下的平衡状态，是一种动态平衡． (3)化学平衡发生移动而达到新的平衡状态时，新的平衡状态与原平衡状态主要的不同点是：①新的平衡状态的ν正或ν逆与原平衡状态的ν正或ν逆不同；②平衡混合物里各组分的质量(或体积)分数不同． [影响化学平衡的因素](1)浓度对化学平衡的影响．一般规律：当其他条件不变时，对于已达平衡状态的可逆反应，若增加反应物浓度或减少生成物浓度，则平衡向正反应方向移动(即向生成物方向移动)；若减少反应物浓度或增加生成物浓度，则平衡向逆反应方向移动(即向反应物方向移动)．体的量平衡不发生移动．如反应C(s) + H 2O(g) 2(g)达平衡状态后，再加入焦炭的量，平衡不发生移动．说明 ①浓度对化学平衡的影响，可用化学反应速率与浓度的关系来说明．对于一个已达平衡状态的可逆反应，ν正＝ν逆．若增大反应物的浓度，则ν正增大，而，ν逆增大得较慢，使平衡向正反应方向移动．如果减小生成物的浓度，这时虽然，ν正并未增大，但ν逆减小了，同样也使，ν正＞ν逆，使平衡向正反应方向移动．同理可分析出：增大生成物的浓度或减小反应物的浓度时，平衡向逆反应方向移动．②在生产上，往往采用增大容易取得的或成本较低的反应物浓度的方法，使成本较高的原料得到充分利用．例如，在硫酸工业里，常用过量的空气使SO 2充分氧化，以生成更多的SO 3．(2)压强对化学平衡的影响．一般规律：对于有气体参加且反应前后气体体积不相等的可逆反应，在其他条件不变的情况下，若增大压强(即相当于缩小容器的体积)，则平衡向气体总体积减小的方向移动，若减小压强(即增大容器的体积)，则平衡向气体总体积增大的方向移动．特殊性：①对于反应前后气体总体积相等的可逆反应达平衡后，改变压强，平衡不发生移动，但气体的浓度发生改变．例如可逆反应H 2(g) + I 2达平衡后，若加大压强，平衡不会发生移动，但由于容器体积减小，使平衡混合气各组分的浓度增大，气体的颜色加深(碘蒸气为紫红色)．②对于非气态反应(即无气体参加和生成的反应)，改变压强，此时固、液体的浓度未改变，平衡不发生移动。

高二化学选修4 化学反应原理知识点及练习归纳总结(苏教版)

1.1.1 化学反应的焓变一、化学反应中的焓变（反应热）1、反应热：∆H ＝∑H (反应产物)－∑H (反应物) 符号：∆H单位：kJ/mol 或kJ·mol -1 2、吸热反应与放热反应吸热反应：吸收能量的反应叫吸热反应；∆H >0 放热反应：释放能量的反应叫放热反应；∆H <03、热化学反应方程式（1）定义：表示反应热的化学方程式（2）意义：既表明了化学反应中的物质变化，也表明了化学反应中的能量变化。

（3）书写注意事项：①要注明反应物和生成物的聚集状态（若为同素异形体、要注明名称），因为反应物的物质相同，状态不同，∆H 也不同。

（g 气体，l 液体，s 固体，aq 溶液）②要注明反应温度和压强。

因为△H 的大小和反应的温度、压强有关，如不注明，即表示在101kPa 和25°C 。

③热化学方程式中的化学计量数不表示分子个数，而是表示物质的量，故化学计量数可以是整数，也可以是分数。

相同物质的化学反应，当化学计量数改变时，其△H 也同等倍数的改变。

④∆H 的表示：在热化学方程式中∆H 的“＋”“－”一定要注明，“＋”代表吸热，“－”代表放热。

∆H 的单位是：kJ/mol 或J/mol 。

例：2H 2(g)＋O 2(g)====2H 2O(l)；∆H ＝-571.6kJ·mol -12H 2(g)＋O 2(g)====2H 2O(g)；∆H ＝-483.6kJ·mol -1 H 2(g)＋12O 2(g)====2H 2O(l)；∆H ＝-285.8kJ·mol -1H 2(g)＋12O 2(g)====2H 2O(g)；∆H ＝-241.8kJ·mol -1二、化学键与能量：反应热等于断键反应分子中的化学键吸收的总能量与生成物分子中的化学键放出的总能量之差。

例1：白磷与氧可发生如下反应：P 4+5O 2____________ P 4O 10。

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2、能正确书写原电池的正、负极的电极反应式以及总反应式。

三、情感态度与价值观了解化学能转化为电能的意义，以及原电池原理在日常生活中的应用。

[教学过程][新课引入]同学们有没有吃过方便食品啊？[回答]有，比如方便面。

[设问]对，拿开水一冲就能食用。

但是没有开水的时候怎么办呢？有没有一种不用开水就能煮熟的方便食品呢？[展示图片]自热饭盒。

饭菜食用前，针头划破两袋发热材料，使其混合反应，放出热量加热食物，十分方便。

[提问]自热饭盒在使用中，能量转化形式是怎样的？这个反应属于什么反应类型？[回答]化学能转化为了热能，属于放热反应。

[评价]完全正确。

温度升高了，说明此反应确实是放热反应。

[评价]很好。

我们在必修2中已经学过了一种装置，可以将化学能转变为电能，是什么装置？[回答]原电池。

[板书]原电池的工作原理[提问]最简单的原电池是铜锌原电池，其构造是怎样的？[交流、讨论][板书] 原电池的形成条件：（1）两个活泼性不同的电极；（2）电解质溶液；（3）形成闭合回路。

[展示动画]铜锌原电池。

[提问]这个原电池中，铜电极和锌电极放在同一电解质溶液中，并用导线连接形成了闭合回路。

那么，电流是如何产生的？请同学们思考后回答。

[思考，小结]锌失去电子，电子经导线流入铜电极，氢离子在铜电极上得到电子，形成氢气。

与此同时，锌变成锌离子，进入溶液中。

电子的定向移动产生了电流。

[评价】很好。

根据同学们的分析，你们能否写出这个原电池正、负极的电极反应式和总反应式呢？[练习，讲评、板书]负极：Zn-2e-=Zn2+正极：2H++2e-=H2↑总反应式：Zn+2H+=Zn2++H2↑[设问]如果我对这个原电池进行一些改动，请同学们根据学过的知识，判断是否形成了原电池。

[演示实验]1、将铜电极放入装有1mol/L CuSO4溶液的小烧杯中，锌电极放入装有1mol/L ZnSO4溶液的另一只烧杯中，仍然用导线连接。

[思考、判断]没有形成原电池。

因为没有形成闭合回路。

[演示实验]2、在实验1的基础上，将浸有饱和KCl溶液的盐桥插入两只烧杯中。

[思考、判断]形成了原电池。

[现象][提问]在这个新的原电池中，电子是怎样产生并且流动的？[回答]锌充当负极，失去电子变成锌离子，进入溶液中；电子沿导线到达铜片，溶液中的铜离子在铜片上得到电子，变成铜原子附着在铜片表面。

[板书]铜锌原电池示意图。

[练习]请同学们根据实验，写出这个原电池的电极反应式和总反应式。

[讲评、板书]负极：Zn-2e -=Zn 2+ 正极：Cu 2++2e-=Cu总反应式：Zn+Cu 2+=Zn 2++Cu[讲述]人们在实验中发现：必修2中的简单原电池的电流效率不高，于是对它进行了改进，得到了实验2所展示的原电池。

请大家对比分析一下，看看实验2究竟作了哪些改进？[回答]1、将原来放在一个烧杯内的正负电极分别放在两个烧杯内。

2、使用了盐桥将断路的两个电极连接了起来。

[引导阅读]一般的实验改进是越改越简单，而这个实验改进反而比原来复杂，说明一定有它的理由。

请大家阅读课本P 13页的相关内容，找出盐桥在本实验中起到了怎样的作用？[阅读、回答]在反应中，盐桥中的Cl -移向ZnSO 4溶液，K +移向CuSO 4溶液，使两电解质溶液均保持电中性，氧化还原反应得以顺利进行。

[引导思考]仔细观察原电池示意图，可以发现原电池的电解质溶液分为两部分。

我们将一份电解质溶液及插入其中的电极称为半电池。

则一个原电池由几个半电池组成？[回答]2个。

[再问]这2个半电池是完全隔离的吗？[回答]不是，通过盐桥相互连接起来，形成了闭合回路。

[提问、练习]请大家结合必修中学习的原电池的知识，思考一下原电池的两极分别发生的什么反应？电子得失情况和电流方向如何？完成下列表格：[展示][过渡]很好，看来大家对于由一个已知的原电池写出其电极反应式已经掌握的比较好了，那如果倒过来，已知总反应式，如何来设计一个原电池呢？ [板书]总反应式：Fe+Cu 2+=Fe 2++Cu[引导]要确定一个原电池，首先要确定此原电池的正负极。

[思考、回答]根据氧化还原反应的情况来确定。

发生氧化反应的物质，一般选择作为负极；发生还原反应的物质，一般选择作为正极。

[再问]正负极已经确定了，如何来选择正负极材料呢？[回答]一般负极材料就是作为负极的活泼金属来充当，正极材料选择比负极活泼性弱的导体即可。

[激问]确定了正负极，是否就能画出一个完整的原电池了？还缺少点什么？[思考]各半电池的电解质溶液是不是也要仔细考虑的？[讲述]一般说来，负极电解质溶液要选择负极材料反应之后的生成物作为溶质；正极电解质溶液要选择含有正极阳离子的可溶性盐。

[练习]设计铁铜原电池。

[评讲][练习]已知Fe 和Fe 3+之间能发生氧化还原反应，请据此写出反应的离子方程式并将其设计为一个原电池。

[小结]根据已知的化学方程式设计原电池，一般遵循以下设计思路：1、根据电池总反应，判断出氧化反应和还原反应；2、判断出正、负极；3、寻找合适的正负极材料；4、寻找合适的电解质溶液；5、画出原电池示意图，写出电极反应式，标明电流方向。

[随堂练习]1、有A 、B 、C 、D 四种金属。

将A 与B 用导线相连，浸入电解质溶液中，A 溶解，B 无明显变化；将A 、D 分别投入等浓度盐酸中，D 比A 反应剧烈；将铜浸入B 的盐溶液中，无明显变化；若把铜浸入C 的盐溶液中，有金属C 析出。

则下列选项正确的是( )A 、D > C > A >B B 、D > A > B > CC 、D > B > A > C D 、B > A > D > C[小结]原电池原理的应用之一：判断金属活泼性的强弱。

2、实验室制取氢气时，有同学发现，如果用高纯度的锌粒，制取的速率很慢。

但改用纯度较低的粗锌，反而能迅速获得大量氢气。

你能否根据原电池的原理对此作出恰当的解释？[小结]原电池原理的应用之二：加快氧化还原反应的速率。

3、在生活中经常会发现铁生锈的现象。

钢铁是由铁和少量杂质（例如碳）等构成的混合物，当钢铁表面有电解质溶液时，锈蚀的速率更快。

你能否解释一下原因？据此，你能否提出防止钢铁腐蚀的一些措施？KOH4、氢氧燃料电池的总反应式为2H 2+O 2==2H 2O ，则在多孔镍棒的负极应该通入的是，在多孔镍棒的正极应该通入的是，两极的电极方程式分别为，。

[总结]今天我们学习了原电池的原理，请大家课后认真复习，重点理解原电池的正负极的确定方法和电极反应式的书写。

[板书设计] 原电池的工作原理1、原电池的形成条件：（1）两个活泼性不同的电极；（2）电解质溶液；（3）形成闭合回路。

2、常见原电池：（1）铜-锌-稀硫酸原电池：负极：Zn-2e -=Zn 2+正极：Cu 2++2e-=Cu总反应式：Zn+Cu 2+=Zn 2++Cu（2）铜-锌（盐桥）原电池：负极：Zn-2e -=Zn 2+ 正极：Cu 2++2e-=Cu总反应式：Zn+Cu 2+=Zn 2++Cu34、根据总反应式设计原电池的方法：a 、根据电池总反应，判断出氧化反应和还原反应；b 、判断出正、负极；c 、寻找合适的正负极材料；d 、寻找合适的电解质溶液；e 、画出原电池示意图，写出电极反应式，标明电流方向。

5、原电池原理的应用[兴趣研究]找一节废弃的锌锰干电池，小心拆开，研究一下其结构，了解生活中的化学原理。

专题①第二单元原电池的工作原理(学案)一、知识与技能1、了解原电池的构造特点以及工作原理。

2、能正确书写原电池的正、负极的电极反应式以及总反应式。

二、知识归纳：1、原电池的形成条件：（1）；（2）；（3）。

2、常见原电池：（1）铜-锌-稀硫酸原电池：负极：正极：总反应式：（2）铜-锌（盐桥）原电池：负极：正极：总反应式：34、根据总反应式设计原电池的方法：（1）总反应式：Fe+Cu 2+=Fe 2++Cu（2）已知Fe和Fe3+之间能发生氧化还原反应，请据此写出反应的离子方程式并将其设计为一个原电池。

a、根据电池总反应，判断出氧化反应和还原反应；b、判断出正、负极；c、寻找合适的正负极材料；d、寻找合适的电解质溶液；e、画出原电池示意图，写出电极反应式，标明电流方向。

5、原电池原理的应用（1）判断金属活泼性的强弱。

（2）加快氧化还原反应的速率。

[兴趣研究]找一节废弃的锌锰干电池，小心拆开，研究一下其结构，了解生活中的化学原理。

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