1、12017 年高考化学 第 26 讲 化学反应原理【高频考点聚焦】化学反应原理考查中的热点内容：化学反应与能量：根据化学键的断裂与形成计算反应热、盖斯定律应用；化学反应速率和化学平衡：图像分析；化学平衡常数；化学平衡移动影响因素；电解质溶液；弱电解质电离；盐类水解应用；溶度积常数；难榕电解质的榕解平衡；离子浓度大小比较；电化学：新型电源；电解原理应用等。一、化学反应与能量1、反应热的有关计算（1）根据热化学方程式计算：反应热与反应物的物质的量成正比。（2）根据盖斯定律求算（3）根据物质燃烧放热的数值计算：Q (放)n( 可燃物)|H |（4）根据键能计算：焓变反应物键能总和与生成物键能总和的差
2、值。2、热化学反应方程式的书写（1）注明反应条件：反应热与测定条件(温度、压强等) 有关。绝大多数反应是在 25 、101 kPa 下进行的，可不注明。（2）注明物质状态：常用 s、l、g、aq 分别表示固体、液体、气体、溶液。（3）注意符号单位：H 应包括 “”或“”、数字和单位(kJmol 1 )。（4）注意守恒关系：原子守恒和得失电子守恒；能量守恒。(H 与化学计量数相对应)（5）区别于普通方程式：一般不注“”、 “”以及“点燃”、 “加热”等。（6）注意热化学方程式的化学计量数热化学方程式中各物质化学式前面的化学计量数仅表示该物质的物质的量，可以是整数，也可以是分数。且化学计量数必须与
3、 H 相对应，如果化学计量数加倍，则 H 也要加倍。二、化学反应速率和化学平衡在化学反应中物质的变化必经过三态，即起始态、变化态和最终态。对于化学反应速率、化学平衡及其它化学反应方面的计算，如能根据反应方程式，对应地列出三态的变化，哪么便可使分析、解题变得一目了然。此方面的试题的题型及方法与技巧主要有：（1）化学平衡状态的判断：化学反应是否达到平衡状态，关键是要看正反应速率和逆反应速率是否相等及2反应混合物中各组分百分含量是否还随时间发生变化。（2）化学反应速率的计算与分析：要充分利用速率之比等于化学方程式中的计量数之比。 （3）化学平衡移动的分析：影响因素主要有：浓度、压强、温度，其移动可通
4、过勒沙特列原理进行分析。化学平衡移动的实质是浓度、温度、压强等客观因素对正、逆反应速率变化产生不同的影响，使 V 正 V 逆 ，原平衡状态发生移动。（4）等效平衡的分析：主要有等温等容和等温等压两种情况。（5）速率与平衡的图象分析：主要要抓住三点，即起点、拐点和终点。（6）平衡常数的计算：对于反应：nA(g)mB(g) pC(g)qD(g) ，K= c(C)ApqnmDBc 代表的是浓度，如果物质的量，均需要除以体积得到浓度；对于固体和纯液体而言，浓度均用 1 来表示；K 有单位，但一般不写单位，其单位与表达式有关；K 表示反应进行的程度，K 越大，进行的程度越大；其值只与温度有关，如正反应放
5、热，温度升高，平衡逆向移动，K 值减小。三、电解质溶液的常考考点：1电离平衡常数的理解及应用；2有关电离平衡常数的计算；3水的电离平衡及其影响因素；4水的离子积常数的判断及其影响因素；5水的离子积常数的应用；6电离平衡常数的理解及应用；7有关电离平衡常数的计算；8酸碱中和滴定实验中仪器的使用方法及指示剂的选择；9酸碱中和滴定实验误差分析；10酸碱中和滴定实验的拓展及应用；11酸碱中和滴定的曲线分析；判断滴定终点的答题模板：当滴入最后一滴标准溶液后，溶液变成色，且半分钟内不再恢复原来的颜色。说明：解答此类题目时要注意三个关键词：最后一滴：必须说明是滴入“最后一滴”溶液。颜色变化：必须说明滴入“最
6、后一滴”溶液后溶液“ 颜色的变化 ”。半分钟：必须说明溶液颜色变化后“ 半分钟内不再恢复原来的颜色”。12盐类水解概念的理解；313盐类水解(离子)方程式的书写14盐类水解的规律及应用；15条件改变对盐类水解平衡的影响；16水解平衡移动过程中离子浓度的变化；17盐类水解在溶液配制、物质制备、物质分离提纯中的应用；18利用水解平衡原理解释生产、生活中的实际问题；19沉淀溶解平衡概念的理解；20沉淀溶解平衡的影响因素：沉淀溶解平衡是化学平衡的一种，沉淀溶解平衡的移动也同样遵循勒夏特列原理；溶度积大的难溶电解质的溶解度不一定大，只有组成相似的难溶电解质才有可比性；复分解反应总是向着某些离子浓度减小的
7、方向进行，若生成难溶电解质，则向着生成溶度积较小的难溶电解质的方向进行；一定温度下沉淀溶解平衡，曲线上的任意一点，都代表指定温度下的饱和溶液，由对应的离子浓度可求 Ksp。21溶度积的意义、影响因素及其有关计算；22沉淀溶解与转化的条件；23沉淀的溶解平衡在工农业生产中的应用；沉淀生成的两大应用：分离离子：同一类型的难溶电解质，如 AgCl、AgBr、AgI，溶度积小的物质先析出，溶度积大的物质后析出。控制溶液的 pH 来分离物质，如除去 CuCl2 中的 FeCl3 就可向溶液中加入 CuO或 Cu(OH)2 等物质，将 Fe3 转化为 Fe(OH)而除去。沉淀溶解的三种常用方法：盐溶解法：
8、加入盐溶液，与沉淀溶解平衡体系中某种离子反应生成弱电解质，从而减小离子浓度使沉淀溶解，如 Mg(OH)2 溶于 NH4Cl 溶液。配位溶解法：加入适当的配合剂，与沉淀溶解平衡体系中的某种离子生成稳定的配合物，从而减小离子浓度使沉淀溶解，如 AgCl 溶于氨水。氧化还原法：通过发生氧化还原反应使平衡体系中的离子浓度降低，从而使沉淀溶解，如 Ag2S 溶于硝酸。四、离子浓度大小比较：判断电解质溶液中离子浓度的关系，是高考常考题型，一般从单一溶液、混合溶液和不同溶液三个角度进行考查。五、电化学类试题具有很强的规律性和策略性，在解题过程中需要不断总结，归纳。1、池型判断（1）根据概念：原电池是将化学能
9、转化为电能，电解池是将电能转化为化学能。（2）根据是否有外接电源判断：有的为电解池。（3）根据可充电电池判断：放电为原电池，充电为电解池。42、原电池反应式的书写一般电极反应式的书写列物质标得失看环境配守恒两式加验总式按照负极发生氧化反应，正极发生还原反应，判断出电解反应产物，找出得失电子的数量电极产物在电解质溶液的环境中，应能稳定存在，如碱性介质中生成的 H+应让其结合 OH-生成水。电极反应式要遵守电荷守恒和质量守恒、电子得失守恒等加以配平。两电极反应式相加，与总反应离子方程式对照验证。3、电解池电极反应式的书写书写电解反应方程式的一般步骤：以写出用石墨作电极电解 CuSO4 溶液的电极反
10、应式及总的电解方程式为例。第一步：明确溶液中存在哪些离子。阳离子：Cu 2 、H ；阴离子：OH 、SO 42 。第二步：判断阴阳两极附近离子种类及离子放电顺序。阴极：Cu 2 H ，阳极：OH SO 42 。第三步：写电极反应式和总的电解方程式。阴极：2Cu 2 4e =2Cu；阳极：2H 2O4e =O24H 。根据得失电子数相等，两极反应式相加得总的电解方程式：2CuSO 42H 2O 电 解 2CuO 22H 2SO4。【典例探究】【例 1】氨是生产硝酸、尿素等物质的重要原料，工业合成氨是最重要的化工生产之一。（1）氨催化氧化法是工业制硝酸的主要方法。已知:2NO(g)+3H 2（g）
11、 2NH3(g)+O2(g) H 1=-272.9 kJmol-1，2H2(g)+O2(g) 2H2O(g) H 2= -483.6kJmol-1，则 4NH3(g)+5O2(g)=4NO(g)+ 6H2O(g)H 3=_ 。（2）恒容密闭容器中进行合成氨反应 N2(g)+3H2(g) 2NH3(g)H 4=-924kJmol -1，其化学平衡常数(K)与温度的关系如下表:温度/K 298 398 498 平衡常数（K）4.1105 K1 K2 K1 K2(填“”或“”)，其判断理由是 。5（3）向氨合成塔中充入 10molN2 和 40mol H2 进行氨的合成，一定温度(T) 下平衡混合物
12、中氨气的体积分数与压强(p)的关系如图 1 所示。下列说法正确的是 (填字母)。 A由图可知增大体系压强(p)，有利于增大氨气在混合气体中的体积分数B若图中 T=500，则温度为 450时对应的曲线是 bC工业上采用 500温度可有效提高氮气的转化率D当 3v 正 (H2)=2v 逆 (NH3)时，反应达到平衡状态当温度为 T、氨气的体积分数为 25%时，N 2 的转化率为 。（4）工业上用 NH3 生产硝酸时，将 NH3 和 O2 按体积比 1:2 混合通入某特定条件的密闭容器中进行反应，所有物质不与外界交换，最后所得溶液中溶质的质量分数为 。（5）氨碳比n(NH 3)/n(CaO2)对合成
13、尿素的反应：2NH 3(g)+CO2(g) CO(NH2)2(g)+H2O(g)有影响。T时，在一定体积为 2L 的恒容密闭容器中，将物质的量之和为 3 mol 的 NH3 和 CO2 以不同的氨碳比进行反应，结果如图所示，a、b 分别表示 CO2 或 NH3 的转化率，c 表示平衡体系中尿素的体积分数。 n(NH 3)/n(CO2) _ 时，尿素产量最大；该条件下反应的平衡常数 K= _ 。【例 2】目前人们对环境保护、新能源开发很重视。（1）汽车尾气中含有 CO、NO 2 等有毒气体，对汽车加装尾气净化装置，可使有毒气体转化为无毒气体。4CO(g)2NO 2(g) 4CO2(g)N 2(g
14、) H-1200 kJmol -1对于该反应，温度不同（T 2T 1） 、其他条件相同时，下列图像正确的是 （填代号） 。（2）用活性炭还原法也可以处理氮氧化物，某研究小组向某密闭容器加入一定量的活性炭和 NO，发生反应6C(s) + 2NO(g) N2(g) + CO2(g) H在 T1时，反应进行到不同时间测得各物质的量浓度如下：时间/min浓度/(mol/L)0 10 20 30 40 50NO 1.0 0.58 0.40 0.40 0.48 0.48N2 0 0.21 0.30 0.30 0.36 0.36CO2 0 0.21 0.30 0.30 0.36 0.36根据图表数据分析 T
15、1时，该反应在 0-20min 的平均反应速率 v（CO 2）= ；计算该反应的平衡常数 K= 。30min 后，只改变某一条件，根据上表的数据判断改变的条件可能是 （填字母代号） 。A加入一定量的活性炭 B通入一定量的 NOC适当缩小容器的体积 D加入合适的催化剂若 30min 后升高温度至 T2，达到平衡时，容器中 NO、N 2、CO 2 的浓度之比为 5:3:3，则达到新平衡时 NO 的转化率 （填“升高”或“降低” ） ， H 0（填“”或“”、 “=”或 “” 、 “或“=”填空) 。计算反应体系在 200时的平衡常数 Kp (用平衡分压代替平衡浓度计算，分压=总压体积分数)。（3）
16、汽车尾气中的 S02 可用石灰水来吸收，生成亚硫酸钙浊液。常温下，测得某纯 CaS03 与水形成的浊液 pH为 9，已知 Kal(H2S03)=1.810-2 ，K a2(H2S03)=60 10 -9，忽略 SO32-的第二步水解，则 Ksp(CaS03)= 。9（4）尾气中的碳氢化合物含有甲烷，其在排气管的催化转化器中可发生如下反应 CH4(g)+H20（1）=CO(g)+3H 2 (g) H=+250.1 kJ/mol。已知 CO(g)、H 2 (g)的燃烧热依次为 283.0kJ/mol、285.8 kJ/mol，请写出表示甲烷燃烧热的热化学方程式 。以 CH4 (g)为燃料可以设计甲
17、烷燃料电池，该电池以稀 H2 S04 作电解质溶液，其负极电极反应式为 ，已知该电池的能量转换效率为 86. 4%，则该电池的比能量为 kWhkg -1(结果保留 1 位小数，比能量= ，lkWh= 3. 61 0 6J) 。4 【2016 届青海省平安高级中学 4 月模拟】1992 年德国化学家哈伯研究出合成氨的方法，基反应原理为：N2(g)+3H2(g)2NH3(g)；H (H 0)（1）在一容积为 4L 的密闭容器中，加入 0.4mol 的 N2 和 1.2mol 的 H2，在一定条件下发生反应，反应中 NH3的物质的量浓度变化情况如图 1：根据图 1，计算从反应开始到平衡时，平均反应速
18、率 v(H2)为_mol/(Lmin )；反应达到平衡后，第 5 分钟末，保持其它条件不变，若改变反应温度，则 NH3 的物质的量浓度不可能为_；A 0.20mol/L B 0.12mol/L C 0.10mol/L D 0.08mol/L（2）某温度时，N 2 与 H2 反应过程中的能量变化如图 2 所示下列叙述正确的是 _Ab 曲线是加入催化剂时的能量变化曲线B在密闭容器中加入 1mol N2、3mol H 2，充分反应放出的热量小于 92kJC由图可知，断开 1mol 氮氮三键与 1mol 氢氢键吸收的能量和小于形成 1mol 氮氢键所放出的能量D反应物的总能量低于生成物的能量（3）哈伯
19、因证实 N2、H 2 在固体催化剂(Fe)表面吸附和解吸以合成氨的过程而获诺贝尔奖若用分别表示 N2、H 2、NH 3 和固体催化剂，则在固体催化剂表面合成氨的过程可用下图表示：吸附后，能量状态最低的是_(填字母序号)由上述原理，在铁表面进行 NH3 的分解实验，发现分解速率与浓度关系如图 3从吸附和解吸过程分析，10c0 前速率增加的原因可能是_；c 0 后速率降低的原因可能是_；（4）已知液氨中存在：2NH 3(l)NH2-+NH4+用 Pt 电极对液氨进行电解也可产生 H2 和 N2阴极的电极反应式是_。【第 26 讲 化学反应原理 参考答案】例 1：【答案】 （1）-905.0kJmo
20、l -1；（2）；该反应为放热反应，温度升高，平衡逆向移动，平衡常数减小 ；（3）AB；50%；（4）77.8%；（5）2；40。【解析】试题分析：（1） 根据题意可知2NO(g)+3H 2（g） 2NH3(g)+O2(g) H 1=-272.9 kJmol-1， 2H2(g)+O2(g)2H 2O(g) H 2= -483.6kJmol-1， 3-2，整理可得：4NH 3(g)+5O2(g)=4NO(g)+ 6H2O(g)H3=-905.0kJmol-1；（2）在恒容密闭容器中进行合成氨反应 N2(g) +3H2(g) 2NH3(g) H 4 = - 924 kJmol-1 是一个放热反应，
21、升高温度，化学平衡向吸热的逆反应方向移动，化学平衡常数减小，所以 K1K 2；（3）A由于合成氨气的反应 N2(g) +3H2(g) 2NH3(g)是气体体积减小的反应，增大压强，化学平衡正向移动，使氨气的含量增大，正确；B若图中 T=500，由于正反应是放热反应，降低温度，化学平衡向正反应方向移动，氨气的平衡含量增大，所以温度为 450时对应的曲线是 b，正确；C由于合成氨气的反应是放热反应，所以升高温度，化学平衡向逆反应方向移动，对于提高氮气的转化率不利，错误；D在任何时刻都存在 2v 正 (H2)=3v 逆 (NH3)，若 3v 正 (H2)=2v 逆 (NH3)，则 4 v 逆 (NH
22、3)=9 v 正 (NH3)，用同一物质表示的正反应、逆反应速率不相等，反应未达到平衡状态，错误；当温度为 T、氨气的体积分数为 25%时，假设反应的 N2 的物质的量是 x，则反应的氢气的物质的量是 3x，反应产生的 NH3 的物质的量是 2x，平衡时 N2 的物质的量是(10-x)mol；H 2 的物质的量是(40-3x)mol，则 2x(50-2x)= 25%，解得 x=5mol，所以N2 的转化率为(5mol10mol)100%=50%；（4）工业上用 NH3 生产硝酸时，将 NH3 和 O2 按体积比 1:2 混合通入某特定条件的密闭容器中进行反应，4NH3+5O2=4NO+6H2O
23、，4NO+3O 2+2H2O=4HNO3，将两个方程式叠加，可得反应方程式：NH3+2O2=HNO3+H2O，若所有物质不与外界交换，最后所得溶液中溶质的质量分数为63(63+18) 100%=77.8%；（5）根据图像可知，当 n(NH3)/n(CO2)=2 时，二者的转化率相等；在反应开始时 c(NH3)=1mol/L，c(CO 2)=0.5mol/L，由于二者的转化率是 0.8，所以二者反应产生的 CO(NH2)2、H 2O 的物质的量浓度是 0.4mol/L，此时 c(NH3)=0.2mol/L, c(CO2)=0.1mol/L，所以化学平衡常数 K=(0.40.4)(0.220.1)=40。考点：考查热化学方程式的书写、化学平衡常数的计算及比较、物质转化率的计算等知识。
