反应工程知识总结

反应工程知识总结（精选6篇）

反应工程知识总结 第1篇

一.化学反应

化学反应是指分子破裂成原子，原子重新排列组合生成新分子的过程，称为化学反应。在反应中常伴有发光发热变色生成沉淀物等，判断一个反应是否为化学反应的依据是反应是否生成新的分子。核反应不属于化学反应。

二.四种基本化学反应类型

1、化合反应：化合反应指的是由两种或两种以上的物质反应生成一种新物质的反应。其中部分反应为氧化还原反应，部分为非氧化还原反应。此外，化合反应一般释放出能量。可简记为A+B=AB。

2、分解反应：由一种物质生成两种或两种以上其它的物质的反应叫分解反应。简称一分为二，表示为AB=A+B。只有化合物才能发生分解反应。

3、置换反应：一种单质与化合物反应生成另外一种单质和化合物的化学反应，是化学中四大基本反应类型之一，包括金属与金属盐的反应，金属与酸的反应等。可简记为AB+C=A+CB。

4、复分解反应：由两种化合物互相交换成分，生成另外两种化合物的反应。其实质是：发生复分解反应的两种物质在水溶液中相互交换离子，结合成难电离的物质----沉淀、气体、水(弱电解质)，使溶液中离子浓度降低，化学反应即向着离子浓度降低的方向进行。可简记为AB+CD=AD+CB。

三.置换反应

1、根据反应环境的类别，置换反应有以下2种情况：

(1)固态置换在加热或高温条件下固体与固体或固体与气体发生的置换反应。

(2)液态置换 在水溶液中进行的置换反应。

2、根据元素性质分类按元素的性质划分，金属与非金属单质间的置换。

3、根据元素周期表中位置分类按元素在周期表的位置划分，同族元素单质间的置换与不同族元素单质间的置换。

4、根据物质类别分类按物质类别划分，单质与氧化物间的置换和单质与非氧化物间的置换。

四.化学反应的实质

化学反应的本质是旧化学键断裂和新化学键形成的过程。

在反应中常伴有发光、发热、变色、生成沉淀物等。判断一个反应是否为化学反应的依据是反应是否生成新的物质。根据化学键理论，又可根据一个变化过程中是否有旧键的断裂和新键的生成来判断其是否为化学反应。

五.反应中间物

当热力学企图回答这个问题：“反应会发生吗?”，另一个重要问题“反应多快?”却完全没有回答。这是因为热力学或者热力学平衡试著要了解的是反应混合物初始和结束状态。因此无法指出反应发生时的过程。这个领域属于反应动力学的范畴。

基元反应是如何发生的?传统观点认为，反应物碰撞形成所谓活化复合物。碰撞的动能使活化复合物获得更高的能量，导致构成反应的键结重组。但是，这种观点导致了一个困境：活化复合物的结构和能量不能同时确定，否则有悖于测不准原理。所以，一些物理学家认为，实际上这些复合物未必真的存在，而是能量空间的一些隔离面。相对的活化络合物的观点更多的是为实验化学家所接受，因为在描述反应机理时比较方便。现代理论化学已经可以精确的计算速率常数。对于一些比较简单的反应，整个过程的态分辨信息也可以获得。

反应工程知识总结 第2篇

1.概念:表示化学反应中放出或吸收的热量的化学方程式.

2.意义:既能表示化学反应中的物质变化,又能表示化学反应中的能量变化.

[总结]书写热化学方程式注意事项:

(1)反应物和生成物要标明其聚集状态，用g、l、s分别代表气态、液态、固态。

(2)方程式右端用△H 标明恒压条件下反应放出或吸收的热量，放热为负，吸热为正。

(3)热化学方程式中各物质前的化学计量数不表示分子个数，只表示物质的量，因此可以是整数或分数。

《化学反应工程》教学实践总结 第3篇

1、课堂教学与参观认知相结合

化学反应工程学的主要任务就是解决工业反应过程开发、设计、运行中可能遇到的种种实际问题。但是我们的大学生大多数是从高中直接迈入大学校门,所接触的知识都是从课本里学到,这些实际问题却都不曾遇到过。因此可以说对所学知识的用途认识不明确,理解不到位,成为学生学习这门课程的主要障碍。为此笔者在授课时紧密结合实际化工生产,在阐明原理的同时,大量引用这方面的实例,利用动画、图片、录像生动展示化学反应工程的内容,尤其是将工厂一些实际例子和生产现场搬到课堂,将原本枯燥难懂的内容变得生动活泼,大大提高了学生学习的兴趣。另外,为了更好的配合专业课的学习,我们化学工程专业的教学大纲中安排学生有两周的专业认知实习,一般安排在周末进行。专业老师带领学生参观桂林市附近的一些石油化工、制药等企业。都有意识地用反应工程学的知识引导学生,使学生深刻体会到反应工程学在生产实际中的应用和产生的实用价值和经济利益,从而提高了学生的重视程度和学习的兴趣。

这种课堂教学与认知实习相结合的教学方式从根本消除了学生对化学反应工程学的神秘感,弥补了没有工作经验的天生缺陷,同时调动了大家学习的兴趣,能够从现场提出问题,在课本中找到答案,学习实践相结合大大加深了学生对化学反应工程学的理解。

2、课堂教学与实验教学相结合

化学反应工程学是人类从科学实验和生产实践中总结发展起来的,而它的理论又离不开科学实验和生产实践的检验。对于这种实践性很强的工程学科来说,实验是学生参加实践获取知识所必需的学习途径,也为学生今后的毕业设计和科学研究打下基础。桂林理工大学的化工综合实验室进过这么多年的发展与建设初具规模,主要的实验装置有:多釜串联反应器,固定床反应器、流化床反应器、非均相反应过程多功能实验装置。课堂上讲的一些理论知识,可在实验中获得验证。针对学生多设备少的问题,尝试了部分课程采取先做实验后学理论的方法,鼓励学生从实验现象和结果中分析总结,在随后的教学中,再为学生答疑解惑。这些方法,加深了学生对理论的理解,加强了学生的实验动手能力,同时提高了设备利用率。同时我们不断改进实验教学内容,逐年扩大综合型实验的比例,适当增加较高层次的设计实验和兴趣选作实验。实验教学是课堂教学、认知实习最好的检验手段,学生可以将自己在学习过程中理解和想法在实验中进行验证。

3、综合能力的考核

化学反应工程作为一门工程学科,目的在于培养学生科学的思维方法和创新能力,使学生能运用所学知识解决工程实际问题。根据这一特点我们对学生的考核分三部分进行。1)、平时成绩占20%:主要由上课出勤率、上课回答问题、课后完成作业情况决定;2)、设计可行性实验考核占20%:考核运用所学知识解决实际问题的能力。由教师提供实验题目、学生选题后列出提纲或思路。院里提供必要的实验条件,教师可提供必要的参考资料信息。要求学生学会利用书本理论、实验手册、图书期刊及网上信息资源。鼓励独立完成,也可自由组合分组进行。3)、闭卷期末考试,占60%:考核必须掌握和熟记的基本理论、理想反应器模型的计算方法等。

4、结束语

知识的学习是一个复杂的过程,涉及多方面的因素。尽管影响因素多,但主体因素仍然是教师和学生。作为教师我们应该积极地从各个方面努力消除化学反应工程学“难学”的怪论。对于学生的建议:(1)在学习课本的时候要多问自己几个为什么。(2)不管是看课本的习题,还是做练习题时要善于总结——目的是加深对基本概念的理解和灵活运用的能力。

摘要：《化学反应工程》是化学工程专业学生的必修课之一,对于培养学生的工程概念、工程分析能力具有十分重要的作用。本文阐述了在课程的实际教学过程中,改进教学方式,精选教材内容,综合能力考核等方面的实践探索与体会。

关键词：化学反应工程,教学改革,教学实践

参考文献

[1]朱开宏,袁渭康.化工高等教育[J].2004(3):34-35

[2]朱炳辰.面向21世纪《化学反应工程》教材的框架设计和内容选择[J].2002(1):84～86

[3]赵启文,张兴儒,董新艳,石锐明.内蒙古石油化工[J].2008(13):76-77

[4]周国权,洪晓波,邵丹凤,王家荣.化学反应工程教学改革与实践[J].宁波工程学院学报.2009;21(03):100-103

[5]范明霞,袁颂东.化学反应工程重点课程建设探索与实践[J].广东化工.2009,36(2),111-113

[6]粟海锋.化学反应工程课程教学实践的一些体会[J].广西大学学报(自然科学版).2003;28(6):99-100

[7]邓桂花.高职化学反应工程教学实践探索[J].现代经济信息.2009;(03):54-55

反应工程知识总结 第4篇

一、"氧化还原反应"知识的编排体系

二、"氧化还原反应"知识体系的编排思想

1、从物质分类的多样性，顺理成章地提出化学反应分类的多样性，思维起点低，学生容易接受。提出化学反应可以根据物质在转化过程中所表现出的特点，分为四大基本类型，之后提出也可以根据化学反应过程中元素的化合价是否发生变化来进行分类，并由此引入氧化还原反应。

2、从化学反应分类的多样性，到用化合价升降来判断氧化还原反应，再到从电子的转移来分析氧化还原反应本质，再是氧化还原反应的配平，然后是氧化还原反应理论的应用，一步一步，环环相扣，由表及里地揭示氧化还原反应的本质。

3、氧化还原反应的概念比较抽象，且内容比较多，若同点同时学习，难度太大，所以采用多点多时呈现，重现率的增加也有利于学生的学习。

4、部分氧化还原反应的知识渗透在元素化合物及有机化合物相關知识的学习中，如氧化性和还原性的强弱比较，此谓润物细无声。

5、从氧化还原反应基本理论知识的学习，到在元素化合物知识中的实际应用，再到电化学反应本质的理解，然后是在有机物转化中的运用，层层推进，步步深入。

6、氧化还原反应知识在必修课中有相对完整的呈现，在选修课中又对部分知识更深层次地再次呈现，采用螺旋形编排方式，帮助学生更进一步地理解氧化还原反应。

三、各分块内容的教材分析、教学目标及教学策略

1、《化学1》专题一第一单元

教材分析

本单元的标题是《丰富多彩的化学物质》，物质的多样性决定了需要对物质进行恰当的分类，分类可以有不同的分类依据，由此过渡到化学反应也有很多，也需要进行恰当的分类，根据分类依据的不同，也可以分成不同的化学反应类型。然后复习初中时学生已学过的根据物质在转化过程中所表现出的特点，可以分为四大基本反应类型，此谓温故。之后提出也可以根据化学反应过程中元素的化合价是否发生变化来进行分类，并引入氧化还原反应，此为知新。之后安排三个交流与讨论，来检测教学目标是否达成。

教学目标

（1）知道分类可以是多样化的，化学反应的分类也可以多样化。

（2）知道根据化学反应过程中元素的化合价是否发生变化来进行分类，能够判断什么样的反应是氧化还原反应。

（3）了解氧化还原反应与四大基本反应类型之间的关系。

教学策略

（1）温故知新。先复习初中内容，给学生一个熟悉的学习情境，请学生罗列熟悉的化学反应方程式，并根据四大反应类型进行分类。进一步分析这些方程式中哪些是化合价有变化的，哪些是化合价没有变化的，由此提出新的分类依据，把化合价有变化的称为氧化还原反应，没有变化的称为非氧化还原反应。然后进行重新分类。

（2）思维冲突。利用"交流与讨论"中的反应Fe2O3+3CO=2Fe+3CO2不属于四大基本反应类型中的任何一种，引起学生的思维冲突，激发学生学习新知识的欲望。

（3）降低难度。因为学生才刚接触氧化还原反应，理论是新的，又因为初中科学中没有系统介绍化合价，也给概念的理解带来了难度，所以在选用例题和练习时要选用老面孔，若选用学生不熟悉的化学方程式，不但增加了难度，也会冲淡新理论的重要地位。

（4）画示意图。在交流与讨论时鼓励学生用示意图的形式画出四大反应类型之间的关系。

2、《化学1》元素化合物知识、《化学2》专题四第一单元

教材分析

在那么多的元素化合物知识学习中，没再出现专门的氧化还原反应的理论的介绍，但在几乎每一块内容中，特别是物质的性质和制法中，都有相关氧化还原反应应用的知识。采用"润物细无声"的方式，介绍了氧化还原反应的应用，也让学生感受到了氧化还原反应的知识无处不在，没有集中介绍，却让学生深切感受到了此基本理论的重要性。

教学目标

（1）了解氧化还原反应的应用，并能利用氧化还原反应指导物质的性质和制法相关知识的学习。

（2）积累常见的氧化剂和还原剂，并能对这些氧化剂的氧化性强弱、还原剂的还原性强弱作出判断。

教学策略

（1）复习提高。在每一次重现时，都抓住机会进行氧化还原反应的复习，并在指导性质和制法学习时，加以提高。高重现率有利于学生的记忆和理解。

（2）归纳整理。因为分布散，所以要鼓励学生及时积累，并在每隔一段时间后进行归纳整理，让学生尽可能地熟悉常见的氧化剂和还原剂，整理怎样的物质可作氧化剂或还原剂。

（3）对比研究。把常见的氧化剂或还原剂罗列起来，通过对比等办法，比较它们之间的氧化性或还原性的强弱，并研究判断氧化性或还原性强弱的依据。

3、《化学2》专题三第一单元、《化学2》专题三第二单元、《有机化学基础》专题四第三单元

教材分析

有机化学中的氧化还原与无机化学中的氧化还原有所区别，特别是"去氢得氧即氧化"、"得氢去氧即还原"在无机化学中运用比较少，所以是对已学氧化还原反应的一个补充。并介绍了银氨溶液、新制氢氧化铜悬浊液等弱氧化剂和酸性高锰酸钾溶液等强氧化剂。

教学目标

认识有机化学中的氧化还原反应。

教学策略

（1）实验探究。利用实验熟悉酸性高锰酸钾的强氧化性和银氨溶液、新制氢氧化铜悬浊液的弱氧化性。

（2）归纳整理。完善氧化还原反应的知识网络。

化学反应原理知识点总结 第5篇

化学反应速率、化学平衡

一．化学反应速率

1．定义：化学反应速率是用来衡量化学反应进行快慢程度的，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：mol/(L·min)或mol/(L·s)

v=△c·△t

2．规律：同一反应里用不同物质来表示的反应速率数值可以是不同的，但这些数值，都表示同一反应速率。且不同物质的速率比值等于其化学方程式中的化学计量数之比。如反应mA+nB=pC+qD的v(A)：v(B)：v(C)：v(D)=m：n：p：q

3．影响反应速率的因素

内因：参加反应的物质的结构和性质是影响化学反应速率的决定性因素。例如H2、F2混合后，黑暗处都发生爆炸反应，化学反应速率极快，是不可逆反应。而H2、N2在高温、高压和催化剂存在下才能发生反应，化学反应速率较慢，由于是可逆反应，反应不能进行到底。

外因：

①浓度：当其他条件不变时，增大反应物的浓度，单位体积发生反应的分子数增加，反应速率加快。

②压强：对于有气体参加的反应，当其他条件不变时，增加压强，气体体积缩小，浓度增大，反应速率加快。

③温度：升高温度时，分子运动速率加快，有效碰撞次数增加，反应速率加快，一般来说，温度每升高10℃反应速率增大到原来的2～4倍。

④催化剂：可以同等程度增大逆反应速率。

⑤其他因素：增大固体表面积（粉碎），光照也可增大某些反应的速率，此外，超声波、电磁波、溶剂也对反应速率有影响。

【注意】：①改变外界条件时，若正反应速率增大，逆反应速率也一定增大，增大的倍数可能不同，但不可能正反应速率增大，逆反应速率减小。

②固体、纯液体浓度视为常数，不能用其表示反应速率，它们的量的变化不会引起反应速率的变化，但其颗粒的大小可影响反应速率。

③增大压强或浓度，是增大了分子之间的碰撞几率，因此增大了化学反应速率；升高温度或使用催化剂，提高了活化分子百分数，增大了有效碰撞次数，使反应速率增大。

（二）化学平衡

1．化学平衡状态：指在一定条件下的可逆反应里，正反应和逆反应的速率相等，反应混合物中各组分的浓度不变的状态。

2．化学平衡状态的特征

（1）“等”即

V正=V逆>0。

（2）“动”即是动态平衡，平衡时反应仍在进行。

（3）“定”即反应混合物中各组分百分含量不变。

（4）“变”即条件改变，平衡被打破，并在新的条件下建立新的化学平衡。

（5）与途径无关，外界条件不变，可逆反应无论是从正反应开始，还是从逆反应开始，都可建立同一平衡状态（等效）。

3．化学平衡状态的标志

化学平衡状态的判断（以mA+nBxC+yD为例），可从以下几方面分析：

①v(B耗)=v(B生)

②v(C耗):v(D生)=x

:

y

③c(C)、C%、n(C)%等不变

④若A、B、C、D为气体，且m+n≠x+y，压强恒定

⑤体系颜色不变

⑥单位时间内某物质内化学键的断裂量等于形成量

⑦体系平均式量恒定（m+n

≠

x+y）等

4．影响化学平衡的条件

（1）可逆反应中旧化学键的破坏，新化学键的建立过程叫作化学平衡移动。

（2）化学平衡移动规律——勒沙特列原理

如果改变影响平衡的一个条件（如浓度、压强或温度），平衡就向能够减弱这种改变的方向移动。

①浓度：增大反应物（或减小生成物）浓度，平衡向正反应方向移动。

②压强：增大压强平衡向气体体积减小的方向移动。减小压强平衡向气体体积增大的方向移动。

③温度：升高温度，平衡向吸热反应方向移动。降低温度，平衡向放热反应方向移动。

④催化剂：不能影响平衡移动。

5．等效平衡

在条件不变时，可逆反应不论采取何种途径，即由正反应开始或由逆反应开始，最后所处的平衡状态是相同；一次投料或分步投料，最后所处平衡状态是相同的。某一可逆反应的平衡状态只与反应条件（物质的量浓度、温度、压强或体积）有关，而与反应途径（正向或逆向）无关。

（1）等温等容条件下等效平衡。对于某一可逆反应，在一定T、V条件下，只要反应物和生成物的量相当（即根据系数比换算成生成物或换算成反应物时与原起始量相同），则无论从反应物开始，还是从生成物开始，二者平衡等效。

（2）等温、等压条件下的等效平衡。反应前后分子数不变或有改变同一可逆反应，由极端假设法确定出两初始状态的物质的量比相同，则达到平衡后两平衡等效。

（3）在定温、定容情况下，对于反应前后气体分子数不变的可逆反应，只要反应物（或生成物）的物质的量的比值与原平衡相同，两平衡等效。

6．化学平衡计算时常用的2个率

（1）反应物转化率=转化浓度÷起始浓度×100%=转化物质的量÷起始物质的量×100%。

（2）产品的产率=实际生成产物的物质的量÷理论上可得到产物的物质的量×100%。

7．催化剂

能改变其他物质的化学反应速率，本身在反应前后质量和性质都不变的物质。通常说的催化剂是指能加快化学反应速率的正催化剂，也有减慢化学反应速率的负催化剂或阻催化剂。在反应中加负催化剂能大大延缓反应速率，使人们不需要的化学反应如金属的锈蚀，食物的腐烂，塑料的老化尽可能慢地发生。

催化剂的催化作用具有很强的选择性，某种催化剂往往只能催化某一种反应或某一类反应。使用生物酶制剂时的选择性更为突出。

常用的催化剂及催化反应

二氧化锰

氯酸钾分解制氧气；过氧化氢分解成水和氧气。

五氧化二钒

二氧化硫催化氧化成三氧化硫。

铁触媒

合成氨。

铂或铂铑合金

氨的催化氧化。

硫酸汞

乙炔水化制乙醛。

醋酸锰

乙醛氧化制乙酸。

镍

不饱和烃及其他不饱和有机物与氢气的加成反应。

三溴化铁

笨的溴化制溴苯。

使用催化剂进行催化反应时，要注意对反应物的净化，避免带入的某些杂质使催化剂丧失催化功能，这种作用称作催化剂中毒。

8．可以利用平衡常数的值作标准判断反应是否达到平衡及不

平衡时向哪个方向进行．如对于可逆反应mA(g)＋nB(g)pC(g)＋qD(g)，在一定温度的任意时刻，反应物与生成物的浓度有如下关系

Qc＝，Qc叫该反应的浓度商．

Qc＜K，反应向正反应方向进行

Qc＝K，反应处于平衡状态

Qc＞K，反应向逆反应方向进行

电解质溶液

一．电解质和非电解质、强电解质和弱电解质

1．电解质

凡是水溶液里或熔融状态时能电离进而能导电的化合物叫做电解质。电解质溶于水或熔融时能电离出自由移动的阴、阳离子，在外电场作用下，自由移动的阴、阳离子分别向两极运动，并在两极发生氧化还原反应。所以说，电解质溶液或熔融状态时导电是化学变化。

2．分类

（1）强电解质：是指在水溶液里几乎能完全电离的电解质。

（2）弱电解质：是指在水溶液中只能部分电离的电解质。

3．强电解质和弱电解质的比较

强电解质

弱电解质

定义

水溶液里完全电离的电解质

水溶液里部分电离的电解质

化学键种类

离子键、强极性键

极性键

电离过程

完全电离

部分电离

表示方法

用等号“=”

用可逆号“”

代表物

强酸：HCl、H2SO4、HNO3、HI

强碱：NaOH、KOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2

绝大多数盐：NaCl、BaSO4

弱酸：H2S、H2CO3、H3PO4、HF、CH3COOH

弱碱：NH3·H2O

个别盐：HgCl2、Pb(CH3COO)2

4．非电解质

凡是在水溶液里或熔融状态都不能电离也不能导电的化合物。

常见的非电解质

非金属氧化物：CO2、SO2、SO3、NO2、P2O5

某些非金属氢化物：CH4、NH3

大多数有机物：苯、甘油、葡萄糖

二．弱电解质的电离平衡

1．弱电解质的电离特点

（1）微弱：弱电解质在水溶液中的电离是部分电离、电离程度都比较小，分子、离子共同存在。

（2）可逆：弱电解质在水分子作用下电离出离子、离子又可重新结合成分子。因此，弱电解质的电离是可逆的。

（3）能量变化：弱电解质的电离过程是吸热的。

（4）平衡：在一定条件下最终达到电离平衡。

2．电离平衡：当弱电解质分子离解成离子的速率等于结合成分子的速率时，弱电解质的电离就处于电离平衡状态。电离平衡是化学平衡的一种，同样具有化学平衡的特征。条件改变时平衡移动的规律符合勒沙特列原理。

三．水的电离和溶液的pH值

1．水的电离和水的离子积常数

H2O是一种极弱电解质，能够发生微弱电离H2OH+

+

OH–

25℃时

c(H+)=c(OH–)=10–7

mol·L–1

水的离子积Kw=c(H+)·c(OH–)=10–14（25℃）

①Kw只与温度有关，温度升高，Kw增大。如：100℃

Kw=10–12

②Kw适用于纯水或稀酸、稀碱、稀盐水溶液中。

2．溶液的pH

（1）pH：pH=–lg[c(H+)]。在溶液的c(H+)很小时，用pH来表示溶液的酸碱度。

（2）含义：pH越大，c(H+)越小，c(OH–)越大，酸性越弱，碱性越强。pH越小c(H+)。c(OH–)越小，酸性越强，碱性越弱。

（3）范围：0～14

四．盐类水解

1．盐类水解定义：在溶液中盐电离出来的离子跟水所电离出来的H+或OH–结合生成弱电解质的反应叫作盐类的水解。

2．盐类水解规律

（1）谁弱谁水解，谁强显谁性，越弱越水解，都弱都水解，两强不水解。

（2）多元弱酸根、正酸根离子比酸式酸根离子水解程度大得多，故可只考虑第一步水解。

（3）水解是吸热反应，升温水解程度增大。

（4）单离子水解程度都很小，故书写水解离子方程式时要用“”，不能用“↑”或“↓”符号。

3．盐类水解的类型

（1）单向水解：强酸和弱碱生成的盐，溶液呈酸性；强碱和弱酸生成的盐，溶液显碱性。如NH4Cl溶于水：

NH4+

+

H2O

NH3·H2O

+

H+

CH3COONa溶于水：CH3COO-

+

H2O

CH3COOH

+

OH-

（2）互相促进水解：弱酸和弱碱生成的盐溶于水，电离产生弱酸的阴离子和弱碱的阳离子，二者分别结合水电离产生的H+和OH-发生水解，而水溶液的离子积不变，因此促进水的电离使反应进行的程度较大。溶液的酸碱性取决于生成的弱电解质的相对强弱。如CH3COONH4溶于水：

CH3COO-

+

NH4+

CH3COOH

+

NH3·H2O

（3）

互相抑制水解：能电离产生两种以上的弱酸阴离子或弱碱阳离子的盐溶于水，弱酸的阴离子或弱碱的阳离子均发生水解，但是互相抑制，所以这一类的水解程度较小。如

(NH4)2Fe(SO4)2溶于水：

NH4+

+

H2O

NH3·H2O

+

H+

Fe2+

+

2H2O

Fe(OH)2

+

H+

NH4+水解产生的H+对Fe2+的水解起到抑制作用，反之也成立。

五．电离平衡和水解平衡的比较

电

离

平

衡

水

解

平

衡

实

例

H2S水溶液（0.1mol/L）

Na2S水溶液（0.1mol/L）

研究对象

弱电解质（弱酸、弱碱、水）

强电解质（弱酸盐、弱碱盐）

实

质

弱酸

H+

+

弱酸根离子

弱碱

OH—

+

弱碱阳子

H2O

+

H2O

H3O+

+

OH—

离子化速率

=

分子化速率

弱酸根阴离子+H2O

弱酸

+

OH—

弱碱阳离子+H2O

弱碱

+

H+

水解速率

=

中和速率

程

度

酸或碱越弱，电离程度越小，多元酸的一级电离远远大于二级电离，大于三级电离……

“越弱越水解”，多元弱酸根一级水解远远大于二级水解，大于三级水解……

一般中和程度远远大于水解程度

双水解程度较大，甚至很彻底。

能量变化

吸热（极少数例外）

吸热

表达式

电离方程式：①用“

”

②多元弱酸分步电离

H2S

H+

+

HS—

HS—

H+

+

S2—

水解反应离子方程式①用“

”

②多元弱酸根分步水解

③除了双水解反应，产物不写分解产物，不标↑或↓

S2—+H2O

HS—+OH—（主要）

HS—+H2O

H2S+OH—（次要）

微

粒

浓

度

大小比较

c(H2S)>c(H+)>c(HS—)>c(S2—)

>c(OH-)

c(Na+)>c(S2-)>c(OH-)>c(HS-)>c(H2S)>

c(H+)

电荷守恒式

c(H+)=

c(HS-)+2c(S2-)+

c(OH-)

c(Na+)+

c(H+)=

c(HS-)+2c(S2-)+

c(OH-)

物料守恒式

c(H2S)+c(HS—)+c(S2—)=0.1mol/L

c(H2S)+c(HS—)+c(S2—)=0.1mol/L=

c(Na+)/2

影

响

因

素

温

度

升温促进电离（极少数例外）

升温促进水解

浓

度

稀

释

促进电离，但浓度减小，酸性减弱

促进水解，但浓度减小，碱性减弱

通H2S

电离平衡向右移动，酸性增强，但

电离程度减小，电离常数不变。

S2—+H2O

HS—+

OH—

H2S

+

OH—

HS—+

H2O

促使上述平衡右移，合并为：H2S

+

S2—

2HS—

加Na2S

H2S

H+

+

HS—

S2—+

H+

HS—促使上述平衡右移，合并为：H2S

+

S2—

2HS—

水解平衡向右移动，碱性增强，但水解程度减小。

七．何时考虑盐的水解

1．判断盐溶液酸碱性及能否使酸碱指示剂变色时，要考虑到盐的水解。

2．配制某些盐的溶液时，为了防止溶液变浑浊（水解），需加入对应的酸抑制其水解。如配制FeCl3溶液时，一般先将FeCl3溶解在盐酸中，然后再加水稀释。

3.比较盐溶液中离子浓度大小时，要考虑到盐的水解。如Na3PO4溶液中，c(Na+)

c(PO43

4.说明盐溶液中微粒种类及多少时，要考虑到盐的水解。例如Na2S溶液中含有Na+、HS-、OH-、H+、S2—、H2S，其浓度关系为：

八．溶液中微粒间的关系

（1）电荷守恒关系——指任何电解质溶液在整体上不显电性，即溶液中所有阳离子带的正电总量与所有阴离子带的负电总量相等。

如在Na2S溶液中：

实质：所有Na+、H+带的正电荷总物质的量==所有S2—、HS—、OH—带的负电荷总物质的量。

表达形式：c(Na+)

+

c(H+)

=

2c(S2—)

+

c(HS—)

+

c(OH

—)

（2）物料守恒关系——指不论盐中的哪种离子水解成多少种形式，它所含的一些元素原子的总物质的量之比一定符合它的化学式中的计量数比。

如在Na2S溶液中：

实质：n(Na)

:

n

(S的各种存在形式总和)

==

:

表达形式：c(Na+)

=

c(S2—)

+

c(HS—)

+

c(H2S)

（3）水电离的离子数守恒关系——指在任何电解质溶液中，由水电离产生的H+和OH—的数目一定相等的关系。如在Na2S溶液中：

实质：n(OH—)

==

溶液中自由H+物质的量与S2—结合水电离的H+物质的量之和

表达形式：c(OH

—)

=

c(H+)

+

c(HS—)

+

2c(H2S)

化学反应速率知识点总结 第6篇

是指表示化学反应进行的快慢。通常以单位时间内反应物或生成物浓度的变化值(减少值或增加值)来表示，反应速度与反应物的性质和浓度、温度、压力、催化剂等都有关，如果反应在溶液中进行，也与溶剂的性质和用量有关。其中压力关系较小(气体反应除外)，催化剂影响较大。可通过控制反应条件来控制反应速率以达到某些目的。

二.计算公式

对于没有达到化学平衡状态的可逆反应：v(正)≠v(逆)

还可以用：v(A) / m=v(B) /n=v(C) /p=v(D) /q

不同物质表示的同一化学反应的速率之比等于化学计量数之比。本式用于确定化学计量数，比较反应的快慢，非常实用。

同一化学反应的速率，用不同物质浓度的变化来表示，数值不同，故在表示化学反应速率时必须指明物质。

三.影响因素

内因

化学键的强弱与化学反应速率的关系。例如：在相同条件下，氟气与氢气在暗处就能发生爆炸(反应速率非常大);氯气与氢气在光照条件下会发生爆炸(反应速率大);溴气与氢气在加热条件下才能反应(反应速率较大);碘蒸气与氢气在较高温度时才能发生反应，同时生成的碘化氢又分解(反应速率较小)。这与反应物XX键及生成物HX键的相对强度大小密切相关。

外因

1.压强条件

对于有气体参与的化学反应，其他条件不变时(除体积)，增大压强，即体积减小，反应物浓度增大，单位体积内活化分子数增多，单位时间内有效碰撞次数增多，反应速率加快;反之则减小。若体积不变，加压(加入不参加此化学反应的气体)反应速率就不变。因为浓度不变，单位体积内活化分子数就不变。但在体积不变的情况下，加入反应物，同样是加压，增加反应物浓度，速率也会增加。若体积可变，恒压(加入不参加此化学反应的气体)反应速率就减小。因为体积增大，反应物的物质的量不变，反应物的浓度减小，单位体积内活化分子数就减小。

2.温度条件

只要升高温度，反应物分子获得能量，使一部分原来能量较低分子变成活化分子，增加了活化分子的百分数，使得有效碰撞次数增多，故反应速率加大(主要原因)。当然，由于温度升高，使分子运动速率加快，单位时间内反应物分子碰撞次数增多反应也会相应加快(次要原因)。

3.催化剂

使用正催化剂能够降低反应所需的能量，使更多的反应物分子成为活化分子，大大提高了单位体积内反应物分子的百分数，从而成千上万倍地增大了反应物速率.负催化剂则反之。催化剂只能改变化学反应速率，却改不了化学反应平衡。

4.条件浓度

当其它条件一致下，增加反应物浓度就增加了单位体积的活化分子的数目，从而增加有效碰撞，反应速率增加，但活化分子百分数是不变的。化学反应的过程,就是反应物分子中的原子，重新组合成生成物分子的过程。反应物分子中的原子，要想重新组合成生成物的分子，必须先获得自由，即：反应物分子中的化学键必须断裂。化学键的断裂是通过分子(或离子)间的相互碰撞来实现的，并非每次碰撞都能是化学键断裂，即并非每次碰撞都能发生化学反应，能够发生化学反应的碰撞是很少的。

活化分子比普通分子具有更高的能量，才有可能撞断化学键，发生化学反应。当然，活化分子的碰撞，只是有可能发生化学反应。而并不是一定发生化学反应，还必须有合适的取向。在其它条件不变时，对某一反应来说，活化分子在反应物中所占的百分数是一定的，即单位体积内活化分子的数目和单位体积内反应物分子的总数成正比，即活化分子的数目和反应物的浓度成正比。

因此，增大反应物的浓度,可以增大活化分子的数目，可以增加有效碰撞次数，则增大反应物浓度，可以使化学反应的速率增大。

(注：有效碰撞:能够发生化学反应的碰撞，叫有效碰撞;活化分子：能够发生有效碰撞的分子，叫活化分子。)

5.其他因素

增大一定量固体的表面积(如粉碎)，可增大反应速率，光照一般也可增大某些反应的速率;此外，超声波、电磁波、溶剂等对反应速率也有影响。

四.注意事项

一般来说，化学反应速率随时间而发生变化，不同时间反应速率不同。所以，通常应用瞬时速率表示反应在t时的反应速率。化学反应刚开始一瞬间的速率称为反应的初始速率。

一个化学反应的反应速率与反应条件密切相关，同一个反应在不同条件下进行，其反应速率可以有很大的不同。

浓度是影响反应速率的另外一个重要因素。通常化学反应是可逆的，当正反应开始后，其逆反应也随之进行，所以实验测定的反应速率实际上是正反应和逆反应之差，即净反应速率。当然，有些反应的反应逆速率。当然，有些反应的逆反应速率非常小，完全可以不考虑，可以认为是单向反应。

五.测定方法