化学选修《化学反应原理》知识点总结.doc

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?化学反响原理?知识点总结
第一章:化学反响与能量变化
1、反响热与焓变:△H=H(产物)-H(反响物)
反响物
产物
反响过程
能量
反响物的
总能量
生成物的
总能量
△H>0
2、反响热与物质能量的关系
能量
反响物
反响过程
反响物的
总能量
产物
生成物的
总能量
△H<0
3、反响热与键能的关系
△H=反响物的键能总和-生成物的键能总和
4、常见的吸热、放热反响
⑴常见的放热反响:
①活泼金属与水或酸的反响②酸碱中和反响③燃烧反响④多数的化合反响⑤铝热反响
⑵常见的吸热反响
①多数的分解反响②2NH4Cl(s)+Ba(OH)2·8H2O(s)=BaCl2+2NH3+10H2O
③C(s)+H2O(g)CO+H2④CO2+C2CO
5、反响条件与吸热、放热的关系:反响是吸热还是放热与反响的条件没有必然的联系,而取决与反响物和产物具有的总能量〔或焓〕的相对大小。
6、书写热化学方程式除了遵循书写化学方程式的要求外,还应注意以下几点:
①放热反响△H为“-〞,吸热反响△H为“+〞,△H的单位为kJ/mol
②反响热△H与测定条件〔温度、压强等〕有关,因此应注意△H的测定条件;绝大多数化学反响的△H是在298K、101Pa下测定的,可不注明温度和压强。
③热化学方程式中各物质化学式前面的系数仅表示该物质的物质的量,并不表示物质的分子或原子数,因此化学计量数可以是分数或小数。必须注明物质的聚集状态,热化学方程式是表示反响已完成的数量,所以方程式中化学式前面的计量数必须与△H相对应;当反响逆向进行时,反响热数值相等,符号相反。
7、利用盖斯定律进行简单的计算
8、电极反响的书写:活性电极:电极本身失电子
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⑴电解:阳极:〔与电源的正极相连〕发生氧化反响惰性电极:溶液中阴离子失电子
〔放电顺序:I->Br->Cl->OH-〕
阴极:〔与电源的负极相连〕发生复原反响,溶液中的阳离子得电子
〔放电顺序:Ag+>Cu2+>H+〕
注意问题:①书写电极反响式时,要用实际放电的离子来表示
②电解反响的总方程式要注明“通电〞
③假设电极反响中的离子来自与水或其他弱电解质的电离,那么总反响离子方程式中要用化学式表示
⑵原电池:负极:负极本身失电子,M→Mn++ne-
①溶液中阳离子得电子Nm++me-→N正极:2H++2e-→H2↑
②负极与电解质溶液不能直接反响:O2+4e-+2H2O→4OH-〔即发生吸氧腐蚀〕
书写电极反响时要注意电极产物与电解质溶液中的离子是否反响,假设反响,那么在电极反响中应写最终产物。
9、电解原理的应用:
⑴***碱工业:阳极(石墨):2Cl-→Cl2+2e-(Cl2的检验:将湿润的淀粉碘化钾试纸靠近出气口,试纸变蓝,证明生成了Cl2)。
阴极:2H++2e-→H2↑〔阴极产物为H2、NaOH。现象〔滴入酚酞〕:有气泡逸出,溶液变红〕。
⑵铜的电解精炼:电极材料:粗铜做阳极,纯铜做阴极。电解质溶液:硫酸酸化的硫酸铜溶液
⑶电镀:电极材料:镀层金属做阳极〔也可用惰性电极做阳极〕,镀件做阴极。电解质溶液是用含有镀层金属阳离子的盐溶液。
10、化学电源
⑴燃料电池:先写出电池总反响〔类似于可燃物的燃烧〕;
再写正极反响〔氧化剂得电子,一般是O2+4e-+2H2O→4OH-〔中性、碱性溶液〕
O2+4e-+4H+→2H2O(酸性水溶液)。负极反响=电池反响-正极反响〔必须电子转移相等〕
⑵充放电电池:放电时相当于原电池,充电时相当于电解池〔原电池的负极与电源的负极相连,做阴极,原电池的正极与电源的正极相连,做阳极〕,
11、计算时遵循电子守恒,常用关系式:2H2~O2~2Cl2~2Cu~4Ag~4OH-~4H+~4e-
12、金属腐蚀:电解阳极引起的腐蚀>原电池负极引起的腐蚀>化学腐蚀>原电池正极>电解阴极
钢铁在空气中主要发生吸氧腐蚀。负极:2Fe→2Fe2++4e-正极:O2+4e-+2H2O→4OH-
总反响:2Fe+O2+2H2O=2Fe(OH)2
第二章:化学反响的方向、限度和速度
1、反响方向的判断依据:△H-T△S<0,反响能自发进行;△H-T△S=0,反响到达平衡状态
△H-T△S>0反响不能自发。该判据指出的是一定条件下,自发反响发生的可能性,不能说明实际能否发生反响〔计算时注意单位的换算〕
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课本P40T3
2、化学平衡常数:
①平衡常数的大小反映了化学反响可能进行的程度,平衡常数越大,说明反响进行的越完全。②纯固体或纯溶剂参加的反响,它们不列入平衡常数的表达式
③平衡常数的表达式与化学方程式的书写方式有关,单位与方程式的书写形式一一对应。对于给定的化学反响,正逆反响的平衡常数互为倒数
④化学平衡常数受温度影响,与浓度无关。温度对化学平衡的影响是通过影响平衡常数实现的。温度升高,化学平衡常数增大还是减小与反响吸放热有关。
3、平衡状态的标志:①同一物质的v正=v逆②各组分的物质的量、质量、含量、浓度〔颜色〕保持不变③气体的总物质的量、总压强、气体的平均分子量保持不变只适用于△vg≠0的反响④密度适用于非纯气体反响或体积可变的容器
4、惰性气体对化学平衡的影响
⑴恒压时充入惰性气体,体积必增大,引起反响体系浓度的减小,相当于减压对平衡的影响
⑵恒容时充入惰性气体,各组分的浓度不变,速率不变,平衡不移动
⑶对于△vg=0的可逆反响,平衡体系中参加惰性气体,恒容、恒压下平衡都不会移动
5、⑴等效平衡:①恒温恒压,适用于所有有气体参加的可逆反响,只要使转化后物质的量之比与最初参加的物质的量之比相同,均可到达等效平衡;平衡时各组分的百分含量相同,浓度相同,转化率相同。
②恒温恒容,△vg=0的反响,只要使转化后物质的量之比与最初参加的物质的量之比相同,均可到达等效平衡;平衡时各组分的百分含量相同,转化率相同。
⑵等同平衡:恒温恒容,适用于所有有气体参加的可逆反响,只要使转化后物质的量与最初参加的物质的量相同,均可到达等同平衡;平衡时各组分的物质的量相同,百分含量相同,浓度相同。
6、充气问题:以aA(g)+bB(g)cC(g)
⑴只充入一种反响物,平衡右移,增大另一种反响物的转化率,但它本身的转化率降低
⑵两种反响物按原比例充,恒容时相当于加压,恒压时等效平衡
⑶初始按系数比充入的反响物或只充入产物,平衡时再充入产物,恒容时相当于加压,恒压时等效平衡
化学反响速率:速率的计算和比拟;浓度对化学速率的影响〔温度、浓度、压强、催化剂〕;V-t图的分析
第三章物质在水溶液中的行为
1、强弱电解质:
⑴强电解质:完全电离,其溶液中无溶质分子,电离方程式用“=〞,且一步电离;强酸、强碱、大多数盐都属于强电解质。
⑵弱电解质:局部电离,其溶液中存在溶质分子,电离方程式用“〞,多元弱酸的电离方程式分步写,其余的弱电解质的电离一步完成;弱酸、弱碱、水都是弱电解质。
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⑶常见的碱:KOH、NaOH、Ca(OH)2、Ba(OH)2是强碱,其余为弱碱;
常见的酸:HCl、HBr、HI、HNO3、H2SO4是强酸,其余为弱酸;
注意:强酸的酸式盐的电离一步完成,如:NaHSO4=Na++H++SO42-,而弱酸的酸式盐要分步写,如:NaHCO3=Na++HCO3-,HCO3-CO32-+H+
2、电离平衡
⑴电离平衡是平衡的一种,遵循平衡的一般规律。温度、浓度、参加与弱电解质相同的离子或与弱电解质反响的物质,都会引起平衡的移动
⑵电离平衡常数〔Ka或Kb〕表征了弱电解质的电离能力,一定温度下,电离常数越大,弱电解质的电离程度越大。Ka或Kb是平衡常数的一种,与化学平衡常数一样,只受温度影响。温度升高,电离常数增大。
3、水的电离:
⑴H2OH++OH-,△H>0。升高温度、向水中参加酸、碱或能水解的盐均可引起水的电离平衡的移动。
⑵任何稀的水溶液中,都存在,且[H+]·[OH-]是一常数,称为水的离子积〔Kw〕;Kw是温度常数,只受温度影响,而与H+或OH-浓度无关。
⑶溶液的酸碱性是H+与OH-浓度的相对大小,与某一数值无直接关系。
⑷当溶液中的H+浓度≤1mol/L时,用pH表示。
无论是单一溶液还是溶液混合后求pH,都遵循同一原那么:假设溶液呈酸性,先求c(H+);假设溶液呈碱性,先求c(OH-),由Kw求出c(H+),再求pH。
⑸向水中参加酸或碱,均抑制水的电离,使水电离的c(H+)或c(OH-)<10-7mol/L,但
c(H+)H2O=c(OH-)H2O。如某溶液中水电离的c(H+)=10-13mol/L,此时溶液可能为强酸性,也可能为强碱性,即室温下,pH=1或13
向水中参加水解的盐,促进水的电离,使水电离的c(H+)或c(OH-)>10-7mol/L,如某溶液中水电离的c(H+)=10-5mol/L,此时溶液为酸性,即室温下,pH=5,可能为强酸弱碱盐溶液。
4、盐的水解
⑴在溶液中只有盐电离出的离子才水解。本质是盐电离出的离子与水电离出H+或OH-结合生成弱电解质,使H+或OH-的浓度减小,从而促进水的电离。
⑵影响因素:①温度:升温促进水解②浓度:稀释促进水解③溶液的酸碱性④同离子效应
⑷水解方程式的书写:
①单个离子的水解:一般很微弱,用,产物不标“↑〞“↓〞;多元弱酸盐的水解方程式要分步写
②双水解有两种情况:Ⅰ水解到底,生成气体、沉淀,用=,标出“↑〞“↓〞。
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Ⅱ局部水解,无沉淀、气体,用,产物不标“↑〞“↓〞;
⑸盐类水解的应用:①判断溶液的酸碱性②判断盐溶液中的离子种类及其浓度大小③判断离子共存④加热浓缩或蒸干某些盐溶液时产物的判断,如AlCl3溶液⑤某些盐溶液的保存与配制,如FeCl3溶液⑥某些胶体的制备,如Fe(OH)3胶体⑦解释生产、生活中的一些化学现象,如明矾净水、化肥的施用等。〔解释时标准格式:写上对应的平衡-----条件改变平衡移动-----结果〕
5、沉淀溶解平衡:
⑴Ksp:AmBnmAn++nBm-,Ksp=[An+]m[Bm-]n。
①Ksp只与难溶电解质的性质和温度有关,溶液中离子浓度的变化只能使平衡移动,不改变Ksp。②对于阴阳离子个数比相同的电解质,Ksp越大,电解质在水中的溶解能力越强。
⑵Q>Ksp,有沉淀生成;Q=Ksp,沉淀与溶解处于平衡状态;Q<Ksp,沉淀溶解。
⑶一种沉淀可以转化为更难溶的沉淀。如锅垢中Mg(OH)2的生成,工业中重金属离子的除去。
6、离子反响:
⑴与量有关的离子方程式的书写:设量少的物质物质的量为1mol,与另一过量的物质充分反响。
⑵离子共存推断题解答时应注意:①判断一种离子存在后,一定注意与之不共存的离子一定不存在;②前面参加的试剂对后面的鉴定是否有影响。
⑶离子〔或物质〕检验的一般步骤:取少量——加试剂——观现象——定结论。