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第一章化学反应与能量
一、焓变反应热
:一定条件下,一定物质的量的反应物之间反应所放出或吸收的热量
(ΔH)的意义:在恒压条件下进行的化学反应的热效应
(1).符号:(2).单位:
:化学键断裂—热化学键形成——热
放热反应(放热吸热)△H为“”或△H0
吸热反应(吸热放热)△H为“”或△H0
☆常见放热反应:①②③
④⑤
☆常见的吸热反应:①l②
③
二、热化学方程式书写化学方程式注意要点:
①必须标出能量变化。
②必须标明聚集状态(分别表示固液气态,水溶液中溶质用表示)
③热化学反应方程式要指明反应时的温度和压强。
④热化学方程式中的化学计量数可以是,也可以是
⑤各物质系数加倍,△H;反应逆向进行,△H
三、燃烧热
:25℃,101kPa时,。燃烧热的单位用表示。
※注意:①研究条件:101kPa②反应程度:完全燃烧,产物是。
③燃烧物的物质的量:④内容:放出的热量。(ΔH0,单位)
四、中和热
:溶液中,的反应热。
,其热化学方程式为:
,。
用品仪器:大烧杯(500ml)、小烧杯(100ml)、、量筒(50ml2只)、、硬纸板或泡沫塑料板(有2孔)、泡沫塑料或碎纸条
盐酸()氢氧化钠溶液()
实验步骤:
计算公式:
误差分析
五、盖斯定律
:化学反应的反应热只与反应(各反应物)和(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。
第二章化学反应速率和化学平衡
一、化学反应速率
(v)
⑴定义:衡量反应快慢,单位时间内反应物或生成物的量的变化
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
⑶计算公式:(υ:平均速率,Δc:浓度变化)单位:
⑷影响因素:①决定因素(内因):(决定因素)
②条件因素(外因):、气体压强、温度、催化剂对反应速率的影响
条件变化
单位体积内
分子总数
活化分子百分数
单位体积内
活化分子总数
V变化
光、电磁波、超声波、固体反应物颗粒大小、溶剂等
※注意:(1)固体和液体,由于压强对浓度几乎无影响,反应速率不变。
(2)、惰性气体对于速率的影响
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
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
二、化学平衡
(一):
2、化学平衡的特征
逆(研究前提是反应)
等(的正逆反应速率相等)
动(动态平衡)
定(各物质的浓度与质量分数)
变(条件改变,平衡发生变化)
例举反应
mA(g)+nB(g)pC(g)+qD(g)
混合物体系中
各成分的含量
①各物质的物质的量或各物质的物质的量的分数一定
平衡
②各物质的质量或各物质质量分数一定
()
③各气体的体积或体积分数一定
平衡
④总体积、总压强、总物质的量一定
()
正、逆反应
速率的关系
①在单位时间内消耗了mmolA同时生成mmolA,即V(正)=V(逆)
平衡
②在单位时间内消耗了nmolB同时消耗了pmolC,则V(正)=V(逆)
()
③V(A):V(B):V(C):V(D)=m:n:p:q,V(正)不一定等于V(逆)
不一定平衡
④在单位时间内生成nmolB,同时消耗了qmolD,因均指V(逆)
不一定平衡
压强
①m+n≠p+q时,总压强一定(其他条件一定)
()
②m+n=p+q时,总压强一定(其他条件一定)
()
混合气体平均相对分子质量Mr
①Mr一定时,只有当m+n≠p+q时
()
②Mr一定时,但m+n=p+q时
()
温度
任何反应都伴随着能量变化,当体系温度一定时(其他不变)
平衡
体系的密度
密度一定
()
其他
如体系颜色不再变化等
平衡
3、判断平衡的依据判断可逆反应达到平衡状态的方法和依据
(二)影响化学平衡移动的因素
1、浓度对化学平衡移动的影响
(1)其他条件不变,增大反应物的浓度或减少生成物的浓度,平衡向移动;增大生成物的浓度或减小反应物的浓度,平衡向移动。
(2)增加固体或纯液体的量,由于浓度不变,所以平衡移动
(3)溶液中的反应,如稀释溶液,反应物浓度减小,生成物浓度也减小,V正减小,V逆也减小,但是减小的程度不同,平衡向方程式中计量数之和大的方向移动。
2、温度对化学平衡移动的影响
其他条件不变,温度升高平衡向_____移动,温度降低平衡向方向移动。
3、压强对化学平衡移动的影响
其他条件不变,增大压强,平衡向移动;减小压强,平衡向移动。
注意:(1)改变压强不能使无气态物质存在的化学平衡发生移动
(2)气体减压或增压与溶液稀释或浓缩的化学平衡移动规律相似
:由于催化剂对正反应速率和逆反应速率影响的程度是的,所以平衡。但是使用正催化剂可以达到平衡所需的时间_。
(平衡移动原理):如果改变影响平衡的条件之一(如温度,压强,浓度),平衡向着能的方向移动。
三、化学平衡常数(符号)
(一)定义:一定温度下,达到化学平衡时,_比值。
(二)使用化学平衡常数K应注意的问题:
1、表达式中各物质的浓度是。
2、K只与有关,与反应物或生成物的浓度无关。
3、反应物或生产物中固体或纯液体,由于其浓度是固定不变的。
4、稀溶液中进行的反应,如有水参加,水的浓度不必写在平衡关系式中。
(三)化学平衡常数K的应用:
1、化学平衡常数值的大小是可逆反应的标志。K值越大,说明平衡时的浓度越大,它的进行的程度越大,即该反应进行得越完全,反应物转化率越___。反之,则相反。一般地,K>105时,该反应就进行得基本完全了。
2、利用K值做标准,可判断正在进行的可逆反应是否平衡及建立平衡的方向。(Q:浓度积)
QK:反应向正反应方向进行;
QK:反应处于平衡状态;
QK:反应向逆反应方向进行
3、利用K值可判断反应的热效应
若温度升高,K值增大,则正反应为反应
若温度升高,K值减小,则正反应为反应
*四、等效平衡
1、概念:一定条件下(定温、定容或定温、定压),同一可逆反应经不同途径达到平衡后,任何相同组分的百分含量均相同,这样的化学平衡互称为等效平衡。
2、分类
(1)等温,等容条件下的等效平衡
第一类:对于反应前后气体分子数改变的可逆反应:
第二类:对于反应前后气体分子数不变的可逆反应:
(2)等温,等压的等效平衡:
五、化学平衡图像问题
看懂图像(面、线、点、势)--联想规律---分析判断
六、化学反应进行的方向
1、反应熵变与反应方向:
(1)熵:一个状态函数,用来描述体系的混乱度,:J•••mol-1•K-1
(2)体系趋向于有序变为无序,导致体系的熵增加,这叫做原理,也是反应方向判断的依据。.
(3)同一物质,气态、液态、固态时熵值关系为S(g)S(l)S(s)
2、反应方向判断依据
在温度、压强一定的条件下,化学反应的判断依据为:
ΔG=ΔH-TΔS0反应能自发进行
ΔH-TΔS0反应达到平衡状态
ΔH-TΔS0反应不能自发进行
注意:(1)ΔH为负,ΔS为正时,任何温度反应都能自发进行
(2)ΔH为正,ΔS为负时,任何温度反应都不能自发进行
第三章水溶液中的离子平衡
一、弱电解质的电离
1、定义:电解质:在中或状态下能导电的。
非电解质:
强电解质:。
弱电解质:。
下列物质中HCl、NaOH、NaCl、BaSO4、HClO、NH3·H2O、Cu(OH)2、H2O、SO3、CO2、CCl4、CH2=CH2属非电解质的有:
属强电解质的有:。
属弱电解质的有:
2、电解质与非电解质本质区别:
电解质的强弱与导电性、溶解性关。
3、电离平衡:在一定的条件下,当时,电离过程就达到了平衡状态。
4、影响电离平衡的因素:
A、温度:电离一般热,升温电离平衡向移动。
B、浓度:浓度越大,电离程度;溶液稀释时,电离平衡向移动。
C、同离子效应:加入与弱电解质具有相同离子的电解质,会电离。
D、其他外加试剂:加入能与弱电解质电离的某种离子反应的物质,电离。
5、电离方程式的书写:用可逆符号弱酸的电离要分布写(第一步为主)
6、电离常数:在一定条件下,弱电解质在达到电离平衡时,溶液中电离所生成的各种离子浓度的乘积,跟溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数。叫做电离平衡常数,(一般用Ka表示酸,Kb表示碱。)
表示方法:ABA++B-Ki=
7、影响因素:
a、电离常数的大小主要由物质的本性决定。
b、电离常数受温度变化影响,不受浓度变化影响,在室温下一般变化不大。
C、同一温度下,不同弱酸,电离常数越大,其电离程度越大,酸性越强。如:H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO
二、水的电离和溶液的酸碱性
1、水电离平衡::
水的离子积:KW=;25℃时,;KW==
注意:KW只与温度有关,温度一定,则KW值一定
KW不仅适用于纯水,适用于任何稀溶液(酸、碱、盐)
2、水电离特点:(1)可逆(2)吸热(3)极弱
3、影响水电离平衡的外界因素:
①酸、碱:水的电离
②温度:水的电离(因为水的电离是热的)
③能水解的盐:水的电离
4、溶液的酸碱性和pH:
(1)pH=]
(2)pH的测定方法:
酸碱指示剂——甲基橙、石蕊、酚酞。
变色范围:~(橙色)~(紫色)~(浅红色)
pH试纸—操作。
注意:①事先不能用水湿润PH试纸;
②广泛pH试纸只能读取整数值或范围
三、混合液的pH值计算方法
1、强酸与强酸的混合:(先求[H+]混:将两种酸中的H+离子物质的量相加除以总体积,再求其它)[H+]混=([H+]1V1+[H+]2V2)/(V1+V2)
2、强碱与强碱的混合:(先求[OH-]混:将两种酸中的OH 离子物质的量相加除以总体积,再求其它)[OH-]混=([OH-]1V1+[OH-]2V2)/(V1+V2)(注意:不能直接计算[H+]混)
3、强酸与强碱的混合:(先据H++OH-==H2O计算余下的H+或OH-,①H+有余,则用余下的H+数除以溶液总体积求[H+]混;OH-有余,则用余下的OH-数除以溶液总体积求[OH-]混,再求其它)
四、稀释过程溶液pH值的变化规律:
1、强酸溶液:稀释10n倍时,pH稀pH原+n(但始终不能7)
2、弱酸溶液:稀释10n倍时,pH稀pH原+n(但始终不能7)
3、强碱溶液:稀释10n倍时,pH稀pH原-n(但始终不能7)
4、弱碱溶液:稀释10n倍时,pH稀pH原-n(但始终不能7)
5、不论任何溶液,稀释时pH均是向7靠近(即向中性靠近);任何溶液无限稀释后pH均接近7
6、稀释时,弱酸、弱碱和水解的盐溶液的pH变化,强酸、强碱变化。
五、酸碱中和滴定:
1、中和滴定的原理
实质:H++OH—=H2O即酸能提供的H+和碱能提供的OH-物质的量。
2、中和滴定的操作过程:
(1)滴定管的刻度,O刻度在,往下刻度标数越来越大,全部容积它的最大刻度值。滴定时,所用溶液不得超过最低刻度,不得一次滴定使用两滴定管酸(或碱),也不得中途向滴定管中添加。
(2)药品:标准液;待测液;指示剂。
(3)准备过程:
准备:检漏、、、、赶气泡、调液面。
(4)实验过程及滴定终点的判断
3、酸碱中和滴定的误差分析
误差分析:利用n酸c酸V酸=n碱c碱V碱进行分析
六、盐类的水解
1、定义:。
2、水解的实质:水溶液中盐电离出来的弱离子跟水电离出来的H+或OH-结合,破坏水的电离,使平衡向移动,水的电离。
3、盐类水解规律:
①有才水解,无弱不水解,越弱越水解;谁显谁性,同强显中性。
②多元弱酸根,浓度相同时正酸根比酸式酸根水解程度大,碱性更强。(如:Na2CO3>NaHCO3)
4、盐类水解的特点:(1)(2)(3)
5、影响盐类水解的外界因素:
①温度:温度越水解程度越大(水解吸热,越热越水解)
②浓度:浓度越小,水解程度越(越稀越水解)
③酸碱:促进或抑制盐的水解(H+促进水解而阳离子水解;
OH—)
6、酸式盐溶液的酸碱性:
①只电离不水解:如HSO4-显酸性
②电离程度>水解程度,显性(如:HSO3-、H2PO4-)
③水解程度>电离程度,显性(如:HCO3-、HS-、HPO42-)
7、双水解反应:
(1)构成盐的阴阳离子均能发生水解的反应。双水解反应相互促进,水解程度较大,有的甚至水解完全。
(2)常见的双水解反应完全的为:Fe3++与AlO2-、CO32-(HCO3-));Al3+与AlO2-、CO32-(HCO3-)、S2-(HS-)、SO32-(HSO3-)。其特点是相互水解成沉淀或气体。离子方程式配平依据是两边电荷平衡,如:2Al3++3S2-+6H2O==2Al(OH)3↓+3H2S↑
8、盐类水解的应用:
水解的应用
实例
原理
净水
明矾净水
△
去油污
用热碱水冼油污物品
CO32-+H2OHCO3-+OH-
药品的保存
①配制FeCl3溶液时常加入少量盐酸
②配制Na2CO3溶液时常加入少量NaOH
CO32-+H2OHCO3-+OH-
△
△
制备无水盐
由MgCl2·6H2O制无水MgCl2在HCl气流中加热
若不然,则:
MgCl2·6H2OMg(OH)2+2HCl+4H2O
Mg(OH)2MgO+H2O
泡沫灭火器
用Al2(SO4)3与NaHCO3溶液混合
比较盐溶液中离子浓度的大小
比较NH4Cl溶液中离子浓度的大小
NH4++H2ONH3·H2O+H+
c(Cl-)>c(NH4+)>c(H+)>c(OH)-
9、水解平衡常数(Kh)
强碱弱酸盐:Kh=Kw/Ka强酸弱碱盐:Kh=Kw/Kb(Kw为该温度下水的离子积,Ka为该条件下该弱酸电离平衡常数;Kb为该条件下该弱碱的电离平衡常数)
、水解方程式的书写原则
1、多元弱酸(多元弱酸盐)的电离(水解)的书写原则:分步书写
注意:不管是水解还是电离,都决定于第一步,第二步一般相当微弱。
2、多元弱碱(多元弱碱盐)的电离(水解)书写原则:一步书写
八、溶液中微粒浓度的大小比较
基本原则:抓住溶液中微粒浓度必须满足的三种守恒关系:
①电荷守恒::任何溶液均显电性,各阳离子浓度与其所带电荷数的乘积之和=各阴离子浓度与其所带电荷数的乘积之和
②物料守恒:(即原子个数守恒或质量守恒)
某原子的总量(或总浓度)=其以各种形式存在的所有微粒的量(或浓度)之和
③质子守恒:即水电离出的H+浓度与OH-浓度相等。
九、难溶电解质的溶解平衡
1、难溶电解质的溶解平衡的一些常见知识
(1)。
(2)反应后离子浓度降至以下的离子反应为完全反应。如酸碱中和时[H+]降至10-7mol/L<10-5mol/L,故为完全反应,用“=”,常见的难溶物在水中的离子浓度均远低于10-5mol/L,故均用“=”。
(3)难溶并非不溶,任何难溶物在水中均存在溶解平衡。
(4)掌握三种微溶物质:
(5)溶解平衡常为吸热,但Ca(OH)2为放热,升温其溶解度减少。
(6)溶解平衡存在的一般前提是:存在沉淀,否则不存在平衡。
2、溶解平衡方程式的书写
注意在沉淀后用(s)标明状态,并用“”。如:Ag2S(s)2Ag+(aq)+S2-(aq)
3、沉淀生成的三种主要方式
(1)加沉淀剂法:Ksp越小,沉淀越完全;沉淀剂过量能使沉淀更完全。
(2)调pH值除某些易水解的金属阳离子:如除去MgCl2溶液中FeCl3可以
加入
(3)氧化还原沉淀法:
(4)同离子效应法
4、沉淀的溶解:
沉淀的溶解就是使溶解平衡正向移动。常采用的方法有:
①酸碱;②氧化还原;③。
5、沉淀的转化:
溶解度大的生成溶解度小的,溶解度小的生成溶解度更小的。
AgNO3AgCl()AgBr(淡黄色)AgI(黄色)Ag2S(黑色)
6、溶度积(KSP)
⑴表达式:AmBn(s)mAn+(aq)+nBm-(aq)
KSP=[c(An+)]m•[c(Bm-)]n
⑵影响溶解平衡的因素:决定因素是
外因:①浓度:加水,平衡向方向移动。
②温度:升温,多数平衡向方向移动。
⑶、溶度积规则
QC(离子积)KSP有沉淀析出
QCKSP平衡状态
QCKSP未饱和,继续溶解
第四章电化学基础
:
1、概念:化学能转化为电能的装置叫做原电池
2、组成条件:①②
③
3、电子:外电路:极——导线——极
内电路:盐桥中离子移向负极的电解质溶液,离子移向正极溶液。
4、电极反应:以锌铜原电池为例:
负极:反应:
正极:反应: