2025年高三二輪總復(fù)習(xí)化學(xué)考前回歸 上篇 回歸3 化學(xué)反應(yīng)原理

上篇回歸教材重點(diǎn)、易忽視點(diǎn)回歸3化學(xué)反應(yīng)原理配套練習(xí)1氧化還原反應(yīng)(1)氧化還原反應(yīng)的本質(zhì)和特征本質(zhì)：電子轉(zhuǎn)移(電子得失或共用電子對(duì)偏移)。特征：反應(yīng)前后有元素的化合價(jià)發(fā)生變化。(2)氧化還原反應(yīng)基本概念(3)氧化還原反應(yīng)電子轉(zhuǎn)移的表示方法——雙線橋法(4)氧化性、還原性強(qiáng)弱的比較方法氧化劑＋還原劑

還原產(chǎn)物＋氧化產(chǎn)物氧化性：氧化劑>氧化產(chǎn)物還原性：還原劑>還原產(chǎn)物【提示】反應(yīng)為自發(fā)進(jìn)行的氧化還原反應(yīng)，如電解等強(qiáng)制進(jìn)行的反應(yīng)不能得出相應(yīng)結(jié)論；對(duì)于可逆反應(yīng)，若正向進(jìn)行的程度較小，則不能得出相應(yīng)結(jié)論，如氯氣與水反應(yīng)。(5)得失電子守恒規(guī)律①氧化還原反應(yīng)中，氧化劑得電子總數(shù)與還原劑失電子總數(shù)相等。②應(yīng)用：運(yùn)用“得失電子守恒規(guī)律”可進(jìn)行氧化還原反應(yīng)方程式的配平和相關(guān)計(jì)算。2離子反應(yīng)(1)電解質(zhì)與非電解質(zhì)(2)離子方程式的正誤判斷①檢查離子反應(yīng)是否符合反應(yīng)原理。②檢查化學(xué)式拆分是否正確。③多重反應(yīng)，檢查是否漏寫(xiě)離子反應(yīng)。④檢查物質(zhì)的量的關(guān)系是否正確(少量與過(guò)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(xiàng)物質(zhì)的化學(xué)計(jì)量數(shù)是否為最簡(jiǎn)整數(shù)比。(3)拆分問(wèn)題——強(qiáng)酸、強(qiáng)堿、易溶于水的鹽拆分為離子，其他均不拆分。

強(qiáng)酸：鹽酸、硫酸、硝酸、高氯酸、HBr等

強(qiáng)堿：NaOH、KOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2等3反應(yīng)速率(1)反應(yīng)速率的測(cè)定化學(xué)反應(yīng)速率可通過(guò)實(shí)驗(yàn)測(cè)定。要測(cè)定不同時(shí)刻反應(yīng)物或生成物的濃度，可觀察、測(cè)量體系中某一物質(zhì)的相關(guān)性質(zhì)，再進(jìn)行適當(dāng)?shù)霓D(zhuǎn)換和計(jì)算?！臼纠?】過(guò)氧化氫的分解反應(yīng)中有氣體生成，可以測(cè)量在一定溫度和壓強(qiáng)下釋放出來(lái)的氣體的體積?！臼纠?】當(dāng)溶液中存在有色物質(zhì)時(shí)，隨著反應(yīng)的進(jìn)行，溶液的顏色不斷變化，可以用比色的方法測(cè)定溶液顏色的深淺，再根據(jù)溶液顏色的深淺與有色物質(zhì)濃度的正比關(guān)系，確定反應(yīng)物或生成物在不同時(shí)刻的濃度。(2)影響反應(yīng)速率的因素由于固體和純液體的濃度可視為常數(shù)，故增加(或減少)固體或純液體的量，反應(yīng)速率不變。溶液中離子反應(yīng)，只有改變實(shí)際參加反應(yīng)的離子濃度，才會(huì)影響反應(yīng)速率，如Zn與稀硫酸反應(yīng)，加入少量Na2SO4固體，生成H2的速率不變。壓強(qiáng)改變對(duì)反應(yīng)速率的影響可以歸結(jié)為濃度改變對(duì)反應(yīng)速率的影響。對(duì)于固體、液體之間或在溶液中進(jìn)行的反應(yīng)而言，改變壓強(qiáng)對(duì)它們體積的影響很小，因此可以忽略壓強(qiáng)改變對(duì)反應(yīng)速率的影響。不論是放熱反應(yīng)還是吸熱反應(yīng)，升高溫度，正、逆反應(yīng)速率均增大；降低溫度，正、逆反應(yīng)速率均減小。在實(shí)驗(yàn)室或工業(yè)生產(chǎn)中，常采用加熱的方法使化學(xué)反應(yīng)在較高的溫度下進(jìn)行，以提高反應(yīng)速率。(3)催化劑對(duì)反應(yīng)速率的影響①催化劑與反應(yīng)歷程催化劑是能改變化學(xué)反應(yīng)速率且在反應(yīng)前后質(zhì)量和化學(xué)性質(zhì)均不改變的物質(zhì)。②催化劑與活化能、焓變加入催化劑，降低反應(yīng)的活化能，加快反應(yīng)速率，但不改變焓變。如圖所示，使用催化劑前，E1為正反應(yīng)活化能，E2為逆反應(yīng)活化能，使用催化劑后，正反應(yīng)的活化能為E3，ΔH=E1-E2。活化能越小，反應(yīng)速率越大?；罨茉酱?，反應(yīng)速率越小。③催化劑的活性催化劑催化時(shí)需要適宜的溫度，溫度過(guò)低，活性低；溫度升高，活性增強(qiáng)，但溫度過(guò)高時(shí)，催化劑會(huì)失去活性。(4)復(fù)雜反應(yīng)中的速率控制步驟往往決定了該反應(yīng)的速率。如2NO＋O2===2NO2不是基元反應(yīng)。根據(jù)實(shí)驗(yàn)現(xiàn)象，化學(xué)家提出了由三步構(gòu)成的反應(yīng)模型：①2NO===N2O2(快)②N2O2===2NO(快)③N2O2＋O2===2NO2(慢)其中，第一步反應(yīng)的產(chǎn)物N2O2是第二步、第三步的反應(yīng)物。反應(yīng)模型的理論計(jì)算表明，慢反應(yīng)③是決定整個(gè)反應(yīng)速率的關(guān)鍵步驟。每個(gè)基元反應(yīng)都有對(duì)應(yīng)的活化能，反應(yīng)的活化能越大，活化分子所占比例越小，單位時(shí)間內(nèi)有效碰撞的次數(shù)也就越少，化學(xué)反應(yīng)速率越小。因此，化學(xué)反應(yīng)速率的理論只適用于基元反應(yīng)。光、電磁波、超聲波等因素也會(huì)對(duì)反應(yīng)速率產(chǎn)生影響。4化學(xué)平衡(1)平衡狀態(tài)的本質(zhì)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(zhì)量、物質(zhì)的量、百分含量、質(zhì)量分?jǐn)?shù)等保持不變的狀態(tài)，也是平衡狀態(tài)。(2)平衡常數(shù)K的大小能說(shuō)明反應(yīng)進(jìn)行的程度(也叫反應(yīng)的限度)。K值越大，表示反應(yīng)進(jìn)行得越完全；K值越小，表示反應(yīng)進(jìn)行得越不完全。平衡常數(shù)隨反應(yīng)溫度的變化而變化，在使用平衡常數(shù)時(shí)應(yīng)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(shù)表達(dá)式中。(3)化學(xué)平衡移動(dòng)①移動(dòng)方向判斷(Q為濃度商)若Q<K，平衡向正反應(yīng)方向移動(dòng)；若Q=K，體系處于平衡狀態(tài)，平衡不移動(dòng)；若Q>K，平衡向逆反應(yīng)方向移動(dòng)。②平衡移動(dòng)改變影響化學(xué)平衡的一個(gè)因素，平衡將向著能夠減弱這種改變的方向移動(dòng)。這就是著名的“勒夏特列原理”，也稱(chēng)為化學(xué)平衡移動(dòng)原理?！咎崾尽扛淖円蛩睾?，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(yīng)器中注入過(guò)量的N2：平衡正移，提高H2利用率。采用適當(dāng)?shù)拇呋瘎杭涌旆磻?yīng)速率，提高單位時(shí)間內(nèi)的產(chǎn)量。在高壓下進(jìn)行反應(yīng)：平衡正移，加快反應(yīng)速率，提高原料轉(zhuǎn)化率和單位時(shí)間內(nèi)的產(chǎn)量。在較高溫度下進(jìn)行反應(yīng)：加快反應(yīng)速率。不斷將氨液化，并移去液氨：平衡正移，提高NH3的產(chǎn)率。5電離平衡(1)電離平衡常數(shù)①電離是吸熱過(guò)程。電離常數(shù)K只與溫度有關(guān)，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(shù)K反映了弱電解質(zhì)電離程度的相對(duì)大小。相同條件(同溫、同濃度)下，電離常數(shù)K越大，表示弱電解質(zhì)越容易電離，酸性(或堿性)越強(qiáng)。(2)利用電離平衡常數(shù)大小進(jìn)行的比較比較舉例判斷弱酸(或弱堿)酸性(或堿性)的相對(duì)強(qiáng)弱Ka(HF)>Ka(HClO)；同條件時(shí)的酸性：HF>HClO判斷酸與鹽能否反應(yīng)(強(qiáng)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(zhì)溶液中加水稀釋?zhuān)婋x平衡向電離方向移動(dòng)，電離程度增大(越稀越電離)。溫度：弱電解質(zhì)的電離一般是吸熱過(guò)程，升高溫度，電離平衡向電離方向移動(dòng)，電離程度增大。6溶液的pH及測(cè)定方法定義pH=-lgc(H＋)意義粗略表示稀溶液酸堿性的強(qiáng)弱范圍一般在0~14之間

規(guī)律定義pH=-lgc(H＋)測(cè)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(diǎn)在pH試紙中心，變色后，與標(biāo)準(zhǔn)比色卡對(duì)照即可讀出溶液的pH特別提醒只能測(cè)稀溶液的pH。使用pH試紙測(cè)溶液的pH時(shí)，試紙不能用蒸餾水潤(rùn)濕，否則會(huì)將溶液進(jìn)行稀釋?zhuān)涗浀臄?shù)據(jù)只能是整數(shù)；若需精確測(cè)定溶液的pH，則應(yīng)使用pH計(jì)；若測(cè)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(yīng)改用pH計(jì)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(cè)量范圍為1~14，但測(cè)量精度不高；精密pH試紙的測(cè)量范圍較窄，但測(cè)量精度比廣范pH試紙高。7中和滴定(1)滴定管一般來(lái)說(shuō)，酸式滴定管用于盛放酸性、中性或強(qiáng)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(zhì)見(jiàn)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(diǎn)時(shí)，改為每次滴加半滴堿溶液，當(dāng)加入半滴堿溶液后溶液恰好出現(xiàn)淺紅色且半分鐘內(nèi)不變色，則達(dá)到滴定終點(diǎn)，記錄滴定管液面讀數(shù)?！咎崾尽康味ńK點(diǎn)的判斷方法:強(qiáng)調(diào)“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(guān)注起點(diǎn)、終點(diǎn)、最后階段的pH,可確定酸堿性的強(qiáng)弱。8鹽類(lèi)水解(1)鹽類(lèi)水解的影響因素有弱才水解，無(wú)弱不水解，越弱越水解，都弱都水解，誰(shuí)強(qiáng)顯誰(shuí)性。(2)酸式鹽的酸堿性判斷已知：常溫下，H2A的電離平衡常數(shù)為Ka1、Ka2。(3)鹽類(lèi)水解的應(yīng)用①在實(shí)驗(yàn)室配制氯化鐵溶液時(shí)，先將氯化鐵溶于鹽酸，再加水稀釋?zhuān)黾尤芤褐蠬＋的濃度以抑制Fe3＋的水解；制備氫氧化鐵膠體時(shí)，向沸水中滴加氯化鐵溶液，持續(xù)加熱保持沸騰以促進(jìn)鐵離子的水解。③在明礬凈水過(guò)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(jìn)氫氧化鋁的生成，從而增強(qiáng)明礬的凈水能力。④銨態(tài)氮肥不宜與含碳酸鉀的草木灰混合使用，避免發(fā)生水解而導(dǎo)致銨態(tài)氮肥肥效減弱。工業(yè)上制取無(wú)水氯化鎂時(shí)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(shù)溶液中有關(guān)離子濃度冪的乘積特點(diǎn)Ksp=cm(An＋)·cn(Bm-)式子中的濃度是平衡時(shí)的濃度Q=cm(An＋)·cn(Bm-)式子中的濃度是任意時(shí)刻的濃度

溶度積Ksp離子積Q應(yīng)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(guò)飽和狀態(tài)，析出沉淀備注Ksp的影響因素①內(nèi)因：物質(zhì)本身的性質(zhì)②外因：僅與溫度有關(guān)，與濃度、壓強(qiáng)等無(wú)關(guān)

(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(shí)，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(zhì)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(jì)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(xué)平衡常數(shù)K3.2~8.05×10-5(3)沉淀的轉(zhuǎn)化①難溶的物質(zhì)轉(zhuǎn)化為更難溶的物質(zhì)較易實(shí)現(xiàn)。③Ksp相差很大時(shí)，Ksp小的物質(zhì)不能轉(zhuǎn)化為Ksp大的物質(zhì)。④Ksp比較(4)溶度積的應(yīng)用在無(wú)機(jī)化合物制備與提純、廢水處理等領(lǐng)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(gòu)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(zhì)溶液或熔融電解質(zhì)；③形成閉合回路工作原理1.電極反應(yīng)式(圖2裝置)負(fù)極(氧化反應(yīng))：Zn-2e-===Zn2＋。正極(還原反應(yīng))：Cu2＋＋2e-===Cu。總反應(yīng)：Zn＋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(nèi)電路形成閉合回路。(2)平衡電荷，鹽橋中K＋向正極移動(dòng)，Cl-向負(fù)極移動(dòng)。(3)減少能量損耗。工作原理3.三個(gè)流向(1)外電路電子的流向：電子由負(fù)極出發(fā)經(jīng)導(dǎo)線流向正極(電子不入水)。(2)溶液中離子的流向(正正負(fù)負(fù))：陽(yáng)離子向正極遷移；陰離子向負(fù)極遷移。(3)電流流向：電流由正極出發(fā)經(jīng)導(dǎo)線流向負(fù)極，再由負(fù)極出發(fā)經(jīng)溶液流向正極，形成閉合回路(2)化學(xué)電源——鉛酸蓄電池①充電時(shí)，外接電源的負(fù)極與電池的負(fù)極相連。②放電時(shí)，兩極的質(zhì)量均增大，溶液pH升高。③隨著放電反應(yīng)的進(jìn)行，硫酸的濃度不斷下降，密度不斷減小，人們常常根據(jù)硫酸密度的大小來(lái)判斷鉛酸蓄電池是否需要充電。(3)電化學(xué)腐蝕①分類(lèi)【提示】析氫腐蝕和吸氧腐蝕并不能完全分開(kāi),酸性強(qiáng)的電解質(zhì)溶液往往發(fā)生析氫腐蝕,隨酸性減弱,析氫腐蝕減弱,吸氧腐蝕增強(qiáng),最終發(fā)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(jié)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(fù)極：Fe－2e－===Fe2＋(氧化反應(yīng))正極：O2＋2H2O＋4e－===4OH－(還原反應(yīng))電池反應(yīng)：2Fe＋O2＋2H2O===2Fe(OH)24Fe(OH)2＋O2＋2H2O===4Fe(OH)3Fe(OH)3脫去一部分水生成