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(共32張PPT)
2025屆高考化學二輪復習題型歸納與解題技巧
題型十一 化學反應原理綜合
反應熱的比較與計算
1.反應熱的比較
(1)分清是ΔH還是熱量的比較。熱量無正負，只比較數值；ΔH有正負，比較大小注意帶符號比較。
(2)直接比較法
①吸熱反應的ΔH肯定比放熱反應的大(前者大于0，后者小于0)。
②等量的可燃物完全燃燒所放出的熱量比不完全燃燒所放出的熱量多。
③產物相同時，同種氣態物質燃燒放出的熱量比等量的固態物質燃燒放出的熱量多。
如：A(s)+B(g)===C(g)　ΔH1，A(g)+B(g)===C(g)
ΔH2，則ΔH1>ΔH2。
反應物相同時，生成同種液態物質放出的熱量比生成等量的氣態物質放出的熱量多。
如：A(g)+B(g)===C(g)　ΔH1，A(g)+B(g)===C(l)
ΔH2，則ΔH1>ΔH2。
反應熱的比較與計算
④對于可逆反應，因反應不能進行完全，實際反應過程中放出或吸收的熱量要小于相應熱化學方程式中的反應熱數值。
(3)蓋斯定律法比較
如 比較ΔH1與ΔH2的大小的方法。因ΔH1<0，ΔH2<0，ΔH3<0(均為放熱反應)，依據蓋斯定律得ΔH1=ΔH2+ΔH3，即|ΔH1|>|ΔH2|，所以ΔH1<ΔH2。
(4)圖示比較法
依據反應物的總能量與生成物的總能量的高低關系比較ΔH的大小。
對于反應2A+B===2C的能量變化如圖所示：
反應熱的比較與計算
2.反應熱的三種計算方式
(1)利用鍵能計算：ΔH=∑E(反應物)-∑E(生成物)，即ΔH等于反應物的鍵能總和與生成物的鍵能總和之差。
(2)由ΔH含義計算：ΔH=H(生成物)-H(反應物)，這類計算通常會通過圖像的方式給出計算所需的數據。
反應熱的比較與計算
(3)蓋斯定律的應用：
蓋斯定律既可以計算出目標反應的ΔH，也可以得出目標反應的熱化學方程式。
①調方向：
根據目標方程式反應物、生成物的位置，調整已知方程式的反應方向。滿足目標方程式各物質的位置要求，注意方程式方向改變，ΔH符號隨之改變，但數值不變。
②調化學計量數：
把目標方程式中不存在的物質的化學計量數調整為相等，ΔH隨之進行調整，與化學計量數成比例。
③相加：
把調整好的方程式相加就得到目標方程式，必要時可約簡化學計量數，同時也得到相應方程式的反應熱ΔH。
化學平衡狀態及移動方向的判斷
1.化學平衡狀態的判定
(1)直接判定：v正=v逆(實質)
①一定是用同一物質表達的正反應速率與逆反應速率相等(即該物質的生成速率與消耗速率相等)。
②對于用不同物質表達的速率，可通過化學方程式中的化學計量數轉化為同一物質，但必須是不同方向的速率。
(2)間接判定
關鍵是看欲判定的條件因素是否與可逆化學反應具備相關性，也就是當化學反應向某一方向進行時，該因素是否隨之發生變化：
①若條件隨反應進行發生變化，說明兩者具備相關性，當該條件不變時，建立平衡。
②若條件不隨反應進行發生變化，說明兩者不具備相關性，條件不變時，不一定建立平衡。
2.化學平衡移動的判斷
(1)判斷轉化率的變化時，不要把平衡正向移動與反應物轉化率提高等同起來，要視具體情況而定。
(2)壓強影響的實質是濃度的影響，所以只有當這些“改變”造成濃度改變時，平衡才有可能移動。
(3)化學平衡移動的目的是“減弱”外界條件的改變，而不是“抵消”外界條件的改變。也就是說，新平衡建立后該物理量介于改變前后的值之間。
①反應物A的濃度由1 mol·L-1增大為2 mol·L-1，平衡右移，平衡后A的濃度：1 mol·L-1②將體系溫度從50 ℃升高到80 ℃，則化學平衡向吸熱反應方向移動，達到新平衡狀態時，體系溫度：50 ℃③對反應N2(g)+3H2(g) 2NH3(g)加壓(壓縮容器體積)，從30 MPa加壓到60 MPa，化學平衡向氣體分子數減小的方向移動，達到新平衡時，體系壓強：30 MPa化學平衡狀態及移動方向的判斷
(4)在分析化學平衡移動前后，體系顏色、壓強、濃度等的變化時，我們可以把整個過程分為兩個階段：
第一階段只考慮物理過程(如減小容器體積)，然后確定顏色、壓強、濃度等的變化；
第二階段再考慮平衡的移動，在上面判斷的基礎上考慮相關因素的變化。結合上面(3)的結論確定相關條件的變化。
(5)虛擬過程法判斷平衡移動：在判斷平衡移動時，如果不好直接得出結論，可用構造虛擬過程的方法，比如在一定溫度下，2 mol SO2和1 mol O2在容器甲中建立的平衡體系中，再加入2 mol SO2和1 mol O2的混合氣體，可假定在另一個相同體積的容器乙中先建立平衡，此時這兩個平衡體系完全一致，然后把乙中氣體壓入容器甲，甲中各物質的量增倍，則平衡右移。
化學平衡狀態及移動方向的判斷
3.等效平衡
(1)等效平衡的概念
在一定條件(恒溫、恒容或恒溫、恒壓)下，同一可逆反應體系，不管是從正反應開始，還是從逆反應開始，在達到化學平衡狀態時，任何相同組分的百分含量(體積分數、物質的量分數等)均相同，這樣的化學平衡互稱等效平衡。
①相同的外界條件：通常可以是恒溫、恒容或恒溫、恒壓。
②平衡狀態只與始態有關，而與途徑無關(無論反應從正反應方向開始，還是從逆反應方向開始，或是從中間狀態開始；不管投料是一次還是分成幾次；反應容器經過擴大—縮小或縮小—擴大的過程)，只要起始濃度相當，就達到相同的平衡狀態。
化學平衡狀態及移動方向的判斷
(2)等效平衡的判定
①恒溫、恒容條件
a.對于反應前后氣體分子數改變的可逆反應，對于幾種不同的起始狀態，如果通過方程式的化學計量數轉換為反應同一側(“一邊倒”換算)，與原平衡完全相同，則兩平衡等效。
b.對于反應前后氣體分子數不變的可逆反應，通過方程式的化學計量數轉換為反應同一側，只要各物質的物質的量之比與原平衡相同，則兩平衡等效。
②恒溫、恒壓條件
不管反應前后氣體分子數是否改變，只要通過方程式的化學計量數轉換為反應同一側的狀態，各物質的物質的量之比與原平衡相同，則達平衡后與原平衡等效。
化學平衡狀態及移動方向的判斷
1.化學反應速率的計算與比較
對于化學反應mA(g)+nB(g)===cC(g)+dD(g)
(1)速率計算公式： 。
(2)同一反應用不同的物質表示反應速率時，數值可能不同，但意義相同。不同物質表示的反應速率，存在如下關系：v(A)∶v(B)∶v(C)∶v(D)=m∶n∶c∶d。
(3)化學反應速率的大小比較(注意把速率的單位換算成相同單位)。
①通過反應條件比較大小，高溫、高壓、增大濃度、使用催化劑時化學反應速率都要加快。
②用不同物質表達的反應速率要通過方程式轉化為同一物質再作比較。
③對于有催化劑存在的多步反應，活化能小的反應的反應速率快于活化能大的反應的反應速率。
速率、轉化率及平衡常數的計算
2.轉化率、平衡常數的計算
(1)轉化率 。
(2)化學平衡常數：對于反應mA(g)+nB(g) pC(g)+qD(g)，
①固體或純液體的濃度是常數，平衡常數表達式中不能出現固體或純液體。
②化學平衡常數只與溫度有關，與反應物或生成物的濃度無關。
③平衡常數表達式與方程式的書寫形式有關。對于同一個反應，當方程式的化學計量數不同時，對應有不同的平衡常數(數值、單位均不同)；當方程式逆寫時，平衡常數與原平衡常數互為倒數。
速率、轉化率及平衡常數的計算
(3)壓強平衡常數Kp
①Kp僅適用于氣相發生的反應。
②在氣相的化學平衡體系中，用各氣體物質的分壓替代濃度計算得到的平衡常數就是壓強平衡常數。
③對于可逆反應：mA(g)+nB(g) pC(g)+qD(g)， 。
④各組分分壓=總壓×各組分物質的量分數。
3.基元反應與化學反應速率常數
(1)基元反應
①基元反應是指在反應中，反應物微粒(分子、離子、自由基等)一步直接轉化為產物的反應。
②絕大多數的反應不是基元反應，需要經歷若干個基元反應才能完成。
速率、轉化率及平衡常數的計算
(2)化學反應速率常數
①含義：對于基元反應，其化學反應速率與反應物濃度的數值的化學計量數次方的乘積成正比。
例如：對于基元反應mA(g)+nB(g) pC(g)+qD(g)，
正反應速率為v正=k正×cm(A)×cn(B)，逆反應速率為v逆=k逆×cp(C)×cq(D)，其中k正、k逆分別為正、逆反應的速率常數。
②化學反應速率常數在數值上等于各反應物濃度為1 mol·L-1時的反應速率數值。
(3)速率平衡常數k正、k逆與化學平衡常數K的關系
對于前面的基元反應mA(g)+nB(g) pC(g)+qD(g)，當反應建立平衡后，有v正=v逆，
即k正×cm(A)×cn(B)=k逆×cp(C)×cq(D) ，也就是說，對于基元
反應而言，存在 。
速率、轉化率及平衡常數的計算
4.熟練運用“三段式”法進行平衡的相關計算
對于反應mA(g)+nB(g) pC(g)+qD(g)，若A、B起始物質的量濃度分別為a mol·L-1、b mol·L-1，達到平衡后消耗A的物質的量濃度為mx mol·L-1。
速率、轉化率及平衡常數的計算
5.化學平衡常數的應用
(1)判斷反應進行的方向
通過與濃度商的大小比較，判斷反應進行的方向。對于可逆反應
mA(g)+nB(g) pC(g)+qD(g)，在一定溫度下的任意時刻，濃度商(Qc)的表達式為
若Qcv(逆)，反應向正反應方向進行。
若Qc=K，v(正)=v(逆)，反應處于平衡狀態。
若Qc>K，v(正)(2)判斷反應的熱效應
升高溫度，K增大，則正反應為吸熱反應；K減小，則正反應為放熱反應。
速率、轉化率及平衡常數的計算
6.催化劑的催化原理與活化能
(1)催化劑的催化原理主要是改變反應的路徑，生成多種中間產物，催化反應往往由多步基元反應組成，其中活化能最大的基元反應，反應速率最慢，決定整個反應的反應速率。
(2)催化劑的主要作用是提供一個活性位點，與反應物分子結合生成中間吸附產物。
整個催化歷程總體上可分為吸附—反應—脫附三個階段，每個階段可能包含多步反應。
首先，反應物分子被吸附在催化劑表面，催化劑與反應物分子反應生成中間產物，然后，這些中間產物繼續反應或脫離催化劑表面生成最終產物。
(3)反應物分子在催化劑表面的吸附—反應—脫附過程的反應活化能遠小于反應物分子直接反應的活化能，使得反應更容易進行，反應速率大大加快。
(4)由于在整個化學反應中催化劑經歷了反應又生成的變化，所以催化劑在整個反應前后化學組成沒有發生變化，但是催化劑的物理狀態會發生變化(塊狀、顆粒變為粉末)。
速率、轉化率及平衡常數的計算
1.化學速率、平衡圖像的解答方法
(1)圖像信息的獲取
速率、平衡圖像題的綜合分析
①看軸：弄清縱、橫坐標的物理含義。
②看面：分析多條曲線的差異(不同溫度、不同壓強)與相互關系。
③看線：弄清線的走向、變化趨勢及線的陡與平所代表的化學意義；把線的變化趨勢解讀為可逆化學反應的特點(ΔH、反應前后氣體的變化)。
④看點：弄清曲線上點的含義，特別是一些特殊點，如與坐標軸的交點、曲線的交點、折點、最高點與最低點等；尤其這些特殊點的數值是相關計算的依據。
(2)圖像信息的應用
①在準確解讀圖像信息的基礎上，對試題信息進行加工處理
速率、平衡圖像題的綜合分析
②找準切入口，用好圖像信息
a.從曲線的變化趨勢著手
通過溫度、壓強對可逆反應平衡的影響特點，確定化學反應的ΔH以及反應前后分子數的變化。
b.從點入手
尤其是給出坐標數值的點(包括坐標軸上的起點)，這些都是進行平衡相關計算(轉化率、平衡常數、反應速率等)的數據信息來源。
c.分清直線(水平段居多)、曲線變化(上升、下降、平緩、轉折等)代表的化學含義，同時對走勢有轉折變化的曲線，要分段分析，找出各段曲線的變化趨勢及其含義，每一段可能發生了不同的反應。
速率、平衡圖像題的綜合分析
題型訓練
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