文档介绍：肆第一章化学反应与能量莃一、焓变(ΔH)::一定条件下,(ΔH)的意义:在恒压条件下进行的化学反应的热效应螈(1).符号:△H(2).单位:kJ/:化学键断裂——吸热化学键形成——放热袂放出热量的化学反应。(放热>吸热)△H为“-”或△H<0肀吸收热量的化学反应。(吸热>放热)△H为“+”或△H>0芆☆常见的放热反应:①所有的燃烧反应②酸碱中和反应膅③大多数的化合反应④金属与酸的反应羁⑤生石灰和水反应⑥浓硫酸稀释、氢氧化钠固体溶解等蒁☆常见的吸热反应:①晶体Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl②大多数的分解反应羈③以H2、CO、C为还原剂的氧化还原反应④铵盐溶解等袄二、热化学方程式羁书写化学方程式注意要点:①热化学方程式必须标出能量变化。袂②热化学方程式中必须标明反应物和生成物的聚集状态(g,l,s分别表示固态,液态,气态,水溶液中溶质用aq表示)莆③热化学反应方程式要指明反应时的温度和压强。羇④热化学方程式中的化学计量数可以是整数,也可以是分数肁⑤各物质系数加倍,△H加倍;反应逆向进行,△H改变符号,数值不变聿三、:25℃,101kPa时,1mol纯物质完全燃烧生成稳定的化合物时所放出的热量。燃烧热的单位用kJ/mol表示。蚆※注意以下几点:①研究条件:101kPa②反应程度:完全燃烧,产物是稳定的氧化物。膁③燃烧物的物质的量:1mol④研究内容:放出的热量。(ΔH<0,单位kJ/mol)蒀四、:在稀溶液中,酸跟碱发生中和反应而生成1molH2O,这时的反应热叫中和热。+和OH-反应,其热化学方程式为:芁H+(aq)+OH-(aq)=H2O(l)ΔH=-,。、:化学反应的反应热只与反应的始态(各反应物)和终态(各生成物)有关,而与具体反应进行的途径无关,如果一个反应可以分几步进行,则各分步反应的反应热之和与该反应一步完成的反应热是相同的。芁2、运用:根据盖斯定律,可以设计反应求出另一个反应的反应热。罿第二章化学反应速率和化学平衡芆一、(v)莈⑴定义:用来衡量化学反应的快慢,单位时间内反应物或生成物的物质的量的变化蒇⑵表示方法:单位时间内反应浓度的减少或生成物浓度的增加来表示肅⑶计算公式:v=Δc/Δt(υ:平均速率,Δc:浓度变化,Δt:时间)单位:mol/(L·s)薁⑷影响因素:①决定因素(内因):反应物的性质(决定因素)蝿②条件因素(外因):反应所处的条件腿螄二、:(1)、参加反应的物质为固体和液体,由于压强的变化对浓度几乎无影响,可以认为反应速率不变。袄(2)、惰性气体对于速率的影响膀①恒温恒容时:充入惰性气体→总压增大,但是各分压不变,各物质浓度不变→反应速率不变蚇②恒温恒体时:充入惰性气体→体积增大→各反应物浓度减小→反应速率减慢袇羄(一):薁化学平衡状态:一定条件下,当一个可逆反应进行到正逆反应速率相等时,更组成成分浓度不再改变,达到表面上静止的一种“平衡”,这就是这个反应所能达到的限度即化学平衡状态。荿2、化学平衡的特征:逆(研究前提是可逆反应)等(同一物质的正逆反应速率相等)蚆动(动态平衡)定(各物质的浓度与质量分数恒定)肄变(条件改变,平衡发生变化)羂3、判断平衡的依据螇判断可逆反应达到平衡状态的方法和依据莅例举反应膄mA(g)+nB(g)pC(g)+qD(g)聿混合物体系中葿各成分的含量膄①各物质的物质的量或各物质的物质的量的分数一定膄平衡羆②各物质的质量或各物质质量分数一定***平衡袀③各气体的体积或体积分数一定蚈平衡莄④总体积、总压力、总物质的量一定莁不一定平衡膆正、逆反应螄速率的关系蒄①在单位时间内消耗了mmolA同时生成mmolA,即V(正)=V(逆)蒈平衡蒃②在单位时间内消耗了nmolB同时消耗了pmolC,则V(正)=V(逆)薃平衡芆③V(A):V(B):V(C):V(D)=m:n:p:q,V(正)不一定等于V(逆)薆不一定平衡芀④在单位时间内生成nmolB,同时消耗了qmolD,因均指V(逆)肈不一定平衡芅压强螃①m+n≠p+q时,总压力一定(其他条件一定)蚁平衡肄②m+n=p+q时,总压力一定(其他条件一定)螃不一定平衡肂混合气体平均相对分子质量Mr膈①Mr一定时,只有当m+n≠p+q时肇平衡腿②Mr一定时,但m+n=p+q时衿不一定平衡袆温度羃任何反应都伴随着能量变化,当体系温度一定时(其他不变)蕿平衡莇体系的密度蚄密度一定肃不一