化学反应原理

从化学反应原理探究化学反应的本质

从化学反应原理角度来揭示化学反应的规律、理解化学反应的本质，不仅能帮助学生正确书写化学方程式或离子方程式，还能促进学生化学反应知识的系统化和结构化。从个及类的思维发散和从类到个的思维的收敛，能帮助学生发展逻辑推理能力，提高学生的科学素养，培养学生科学探究能力。化学反应的表示方法 化学方程式是化学反应的具体表现形式，高中化学对物质的研究从定性到定量，化学方程式揭示了化学反应...更多

化学反应原理部分包含了化学反应与能量、化学反应速度和化学平衡、水溶液中的离子平衡和电化学基础四部分，内容涵盖了化学学科的重要内在规律，并且和实际生产、生活及科学研究密切相关，是化学学科中的重点和难点，也是高考中的主要考查点。

在本章介绍的知识点中，可以看出讲的是化学反应与物质能量的关系以及化学反应热的计算，其中的反应热相对来说难度系数大一些，也重要一些。

化学反应热有很多种形式，例如：生成热、燃烧热、中和热等。化学反应热，简单地说，指的就是在等温、等压过程中发生的化学或者物理变化时所放出或者吸收的热量。化学反应热是一种重要的热力学数据，需要我们的学生去掌握好化学反应热的计算。

在化学反应中，比较常见的吸热反应有：大多数的分解反应、盐水解反应、电离、少数的化合反应等。常见的放热反应有：所有的燃烧或者爆炸反应、多数的化合反应、活泼金属与酸或水的反应、酸碱中和反应等。

其中，吸热和放热反应与反应条件没有必然的联系，在化学反应中，是吸热还是放热，反应物与生成物具有总能量的相对大小有很大的关系。在书写热化学方程式的时候，除了遵循一些基本书写化学方式的要求以外，还需要特别去注意一些小的细节。

当然，这个就可以在学习化学反应热的时候，去多留意一下。而且在计算化学反应热的时候，除了给定的公式外，还可以用盖斯定律进行一些简单的计算。

学习中需要注意的点:

(1)反应热在特定条件(恒压)下等于焓变ΔH，ΔH的单位是kJ·mol-1。

(2)ΔH的“+”“-”与吸热反应、放热反应的对应关系。

(3)对于相同的物质，聚集状态(固、气、液、溶液)不同，ΔH不同。

(4)热化学方程式中，反应计量数不表示分子数。对于相同的反应，化学计量数不同，其ΔH不同。

(5)燃烧热与中和热两个概念的异同:均为放热反应ΔH 0，但是燃烧热限定可燃物(反应物)为1mol，中和热限定生成物H2O为1mol。

(6)利用盖斯定律和热化学方程式，可以计算未知反应的反应热。

在这一章节，讲的就是化学反应速率以及影响它的因素、化学平衡和化学反应进行的方向。化学反应速率指的就是在化学反应中，用单位时间内反应物或者生成物的物质的量来表示化学反应进行的快慢程度。影响化学反应速率的因素有反应物的性质和反应所处的条件，其中反应物的性质具有决定性的因素。

这里需要注意的就是，如果在化学反应中，参加化学反应的物质为固体和液体时，可以粗略的认为这个化学反应的速率不变，因为由于压强的变化对浓度几乎没有什么影响。

当然，在这一章节，需要着重掌握的就是化学平衡。所谓“化学平衡”，指的就是在一定的宏观条件下，当一个可逆反应进行到正逆反应速率相等时，其中的反应物和生成物处于一个不再改变的状态，即达到表面上静止的一种平衡状态。其中涉及到一个化学平衡常数，用常数K来表示。

化学反应常数的大小基本上可以反映出一个化学反应可以进行的程度，简单地说就是，化学反应常数越小，说明这个化学反应进行的越不完全。而影响化学反应平衡移动的最主要的因素就有：浓度、温度、压强等，每一种因素对化学反应平衡移动的具体影响又有些区别，这个就需要在平时去具体总结了。

学习中需要注意的点:

(1)浓度、压强、温度、催化剂会对反应速率造成影响，同时也可能会影响化学平衡的移动[催化剂不影响平衡移动;对于反应前后气态物质体积不变的反应，如H2(g)+I2(g)⇌2HI(g)，压强的变化不影响平衡移动]。

(2)动态平衡特征:反应物和产物浓度不变(浓度不一定相等)，v正=v逆。

(3)勒夏特列原理可用于定性判断平衡移动的方向，同时要善于利用等效思想。

(4)化学平衡常数K可以用于定量判断反应进行的程度大小。对于特定的反应，平衡常数是一个定值，仅随温度的改变而改变。对于吸热反应，温度升高，平衡常数增大;温度降低，平衡常数减小。对于放热反应，温度升高，平衡常数减小;温度降低，平衡常数增大。

在本章中，讲了弱电解质的电离、水的电离和溶液的酸碱性、盐类的水解、难溶电解质的溶解平衡，都是围绕一些水溶液中的离子平衡来讲述的。所谓“离子平衡”，即在弱电解质的溶液中，没有离解的分子与其离子间建立的一种动态平衡的关系。

离子平衡又称为电离平衡，它是平衡的一种，并且也遵循平衡的一般规律，温度、浓度以及往弱电解质中加入与其相同的离子或者加入能与弱电解质反应的物质，都有可能引起平衡的移动。而离子平衡与化学平衡常数有一样的特称，那就是都只受温度的影响，温度降低，离子常数就减少。

在这一章节中，水的电离、盐的水解、难溶电解质的溶解平衡以及离子反应，都需要掌握好它们各自的方程式及其书写方法，还有具体的反应过程、结果等数据，都可以在化学实验室去观测。但在做这些化学实验的时候，一定要注意每一个化学反应的实验步骤以及注意事项，从而降低化学实验的危险性。

学习中需要注意的点:

(1)强电解质(100%电离)和弱电解质(不能100%电离)的区别。同时认识到难溶电解质可能是强电解质也可能是弱电解质，比如BaSO4是强电解质，而Al(OH)3是弱电解质。

(2)在25℃时，在纯水或稀的电解质水溶液中，c(H+)·c(OH-)=Kw=10-14，pH+pOH=14。酸性溶液中c(H+) c(OH-)，pH 碱性溶液中c(H+) c(OH-)，pH 中性溶液中c(H+)=c(OH-)，pH=7。

(3)盐的水解反应是中和反应的逆反应，是吸热反应。盐类水解是可逆反应，要学会用平衡的移动的原理进行分析，影响盐类水解程度的因素:①所形成的弱酸或弱碱的相对强弱;②温度的高低;③盐溶液浓度的高低;④溶液酸碱度的改变，如外加酸或碱抑制水解。

(4)难溶电解质的溶解平衡，涉及沉淀的生成、溶解和转化。本质上是沉淀溶解平衡的建立和移动的过程。影响沉淀溶解的因素有:温度的改变，溶液pH的调控，弱电解质的形成等。

本章需要把握的就比较少了，但同样也是一些比较基础的知识，需要学生当做常识来学习。在这一章，由“原电池”讲到“化学电源”、“电解质”、“金属的电化学腐蚀与防护”，这里面阐述了一些电化学的基础原理，为以后更深入学习电化学奠定了一个基础。

关于这一章节的知识总结，就不需要太去注重，只需要多去看几遍书，大概了解书上讲的一些基础知识点即可，最好是能记住，并运用到化学的其他知识点的学习上。

学习中需要注意的点:

(1)原电池和电解池的比较(如下表)。

(2)电解过程中，在阳极，常见阴离子的放电顺序为Cl- OH- SO42-。如果使用金属单质作为阳极，除惰性金属Pt、Ti、Au等外，其他金属将优先于阴离子在阳极放电。在阴极，放电的顺序与金属活动性顺序有关:越不活泼的金属，其阳离子越先放电。

(3)放电顺序没有绝对化，与电极材料、离子性质、溶液性质、电流密度等因素有关。

从整本《化学反应原理》来看，讲述的都是一些化学反应方面的知识，这有利于学生更深入的去把握在必修教材中学习的一些化学反应现象。虽然这本书是选修教材，但也应把它当做必修课程来掌握，里面包含的很多原理都是必修教材没有深入讲解过的，通过学习这本书，可以为学习化学的必修教材服务。

纵观这本书，只要掌握了这些化学反应的基本原理，并且学会去总结书上的理论原理，就差不多可以学好这本书了。例如：其中的酸碱记忆，在平时多去记忆、积累一些碱和酸的物质载体，就可以在学习化学反应时理解好酸碱性方面的内容。PH值的计算，就需要明白PH值的定义，然后再根据一些具体的计算方法去掌握了;电离水解方面的知识，就可以在平时多去记忆几个常见的容易发生水解的离子，这样在掌握电离水解的时候就容易多了。

简单地说，学习《化学反应原理》这本书，需要的就是记忆和总结，做好这两件事，就不怕学不好。当然，涉及到化学计算方面的内容，就需要考察学生个人的数学计算能力和逻辑思维能力了。