化学反应原理知识点总结.docx
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化学反应原理知识点总结.docx
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化学反应原理知识点总结
选修部分·化学反应原理·知识点总结
专题一化学反应与能量变化
第一单元化学反应中的反应热
一、焓变、反应热
1.反应热(焓变)的概念及表示方法
化学反应过程中所释放或吸收的能量,都可以用热量来描述,叫做反应热,又称焓变,符号为ΔH,单位为kJ/mol,规定放热反应的ΔH为“—”,吸热反应的ΔH为“+”。
特别提醒:
(1)描述此概念时,无论是用“反应热”、“焓变”或“ΔH”表示,其数值必须带“+”或“—”。
(2)单位是kJ/mol,而不是kJ,热量的单位是kJ。
(3)在比较大小时,所带“+”“—”符号均参入比较。
2.放热反应和吸热反应
(1)放热反应的ΔH为“—”或ΔH<0;吸热反应的ΔH为“+”或ΔH>0
∆H=E(生成物的总能量)-E(反应物的总能量)
∆H=E(反应物的键能)-E(生成物的键能)
(2)常见的放热反应和吸热反应
①放热反应:
活泼金属与水或酸的反应、酸碱中和反应、燃烧反应、多数化合反应。
②吸热反应:
多数的分解反应、氯化铵固体与氢氧化钡晶体的反应、水煤气的生成反应、炭与二氧化碳生成一氧化碳的反应
(3)需要加热的反应,不一定是吸热反应;不需要加热的反应,不一定是放热反应
(4)通过反应是放热还是吸热,可用来比较反应物和生成物的相对稳定性。
如C(石墨,s)C(金刚石,s)△H3=+1.9kJ/mol,该反应为吸热反应,金刚石的能量高,石墨比金属石稳定。
二、热化学方程式
1.反应物和生成物的聚集状态不同,反应热的数值和符号可能不同,因此必须注明反应物和生成物的聚集状态,用s、l、g分别表示固体、液体和气体,而不标“↓、↑”。
2.△H只能写在热化学方程式的右边,△H值“—”表示放热反应,△H值“+”表示吸热反应;单位为“kJ/mol”。
3.热化学方程式中各物质化学式前面的化学计量数仅表示该物质的物质的量,并不表示物质的分子数或原子数,因此,化学计量数可以是整数,也可以是分数。
4.△H的值与计量数成正比。
5.正反应若为放热反应,则其逆反应必为吸热反应,二者△H的数值相等而符号相反。
三、燃烧热、中和热、能源
1.燃烧热:
指的是1mol可燃物燃烧生成稳定的化合物时所放出的热量,是放热反应。
2.中和热:
是指酸、碱的稀溶液发生中和反应生成1mol水所放出的热量,是放热反应。
3.因燃烧热、中和热是确定的放热反应,具有明确的含义,故在表述时不用带负号。
四、反应热的求算
1.由盖斯定律:
化学反应不管是一步完成还是分步完成,其反应热总是相同的。
也就是说,化学反应热只与反应的始态和终态有关,而与具体反应的途径无关。
2.反应热的数值等于E(形成新键释放的总能量)与E(断键所吸收的总能量)之差,放热反应△H的符号为“—”,吸热反应△H的符号为“+”。
3.意义:
利用盖斯定律,可以间接计算难以直接测定的反应热。
4.步骤:
(1)确定待求方程式(即目标方程式);
(2)与已知方程式比较,找出未出现在目标方程式中的化学式,利用方程式的加减乘除消去;
(3)把已知ΔH带正负号进行上述相同的数学运算即得目标方程式的ΔH。
实验:
反应热的测量(尽可能减少热量的损失)
(1)为保证酸、碱完全中和,常用碱过量的方法。
(2)量热装置中需用碎泡沫塑料对其进行保温、隔热,以减
少实验过程中热量的损失,减小误差。
(3)读取中和反应的终止温度是反应混合液的温度。
(4)环形玻璃搅拌棒应上下移动,不能用铜丝,因为铜丝有
导热性,会产生误差。
第二单元化学能与电能的转化
一 、原电池
1.概念:
将化学能转变为电能的装置叫做原电池,它的原理是将氧化还原反应中还原剂失去的电子经过导线传给氧化剂,使氧化还原反应分别在两极上进行。
2.原电池的形成条件:
(如下图所示)
(1)活泼性不同的电极材料
(2)电解质溶液
(3)构成闭合电路(用导线连接或直接接触)
(4)自发进行的氧化还原反应
3.判断原电池正负极常用的方法
负极:
一般为较活泼金属,发生氧化反应;是电子流出的一极,电流流入的一极;或阴离子定向移动极;往往表现溶解。
正极:
一般为较不活泼金属,能导电的非金属;发生还原反应;电子流入一极,电流流出一极;或阳离子定向移向极;往往表现为有气泡冒出或固体析出。
4.作用:
加快了化学反应速率;进行金属活动性强弱的比较;电化学保护法
二、化学电源
1.充电电池是指既能将化学能转变成电能(即放电),又能将电能转变成化学能(充电)的一类特殊的电池。
充电、放电的反应不能理解为可逆反应(因充电、放电的条件不同)。
2.书写燃料电池电极反应式时应注意如下几点:
(1)电池的负极一定是可燃性气体,失电子,发生氧化反应;
电池的正极一定是助燃气体,得电子,发生还原反应。
(2)碱性电解质时,电极反应式不能出现H+;酸性电解质时,电极反应式不能出现OH-。
(3)可由正负两极的电极反应式相叠加得到总电极反应式。
三、电解池
1.电解实质:
在电流的作用下,强制阴、阳离子分别在两极发生氧化还原反应。
2.形成条件:
同原电池
3.判断电解池阴阳极常用的方法
阳极:
与电源正极相连的电极,发生氧化反应;若惰性材料(石墨、Pt、Au)作阳极,失电子的是溶液中的阴离子;若为活性金属电极(Pt、Au除外),失电子的是电极本身,表现为金属溶解。
阴极:
是与电源负极相连的电极,电极本身不参与反应;溶液
中的阳离子在阴极上得电子,发生还原反应。
4.电流或电子的流向:
电解池中电子由电源负极流向阴极,被向阴极移动的某种阳离子获得,而向阳极移动的某种阴离子或阳极本身在阳极上失电子,电子流向电源正极。
5.离子的放电顺序:
主要取决于离子本身的性质,也与溶液浓度、温度、电极材料等有关。
(1)阴极(得电子能力):
Ag+>Fe3+>Cu2+>H+>Pb2+>Sn2+>Fe2+>Zn2+>Al3+>Mg2+>Na+>Ca2+>
K+,但应注意,电镀时通过控制条件(如离子浓度等),Fe2+和Zn2+可先于H+放电。
(2)阳极(失电子能力):
若阳极材料为活性电极(Pt、Au除外),则电极本身失去电子,而溶液中的阴离子不参与电极反应;若阳极材料为惰性电极,则有S2->I->Br->Cl->OH->含氧酸根离子及F-等。
6.酸、碱、盐溶液电解规律(惰性电极)
7.电解原理的应用
(1)氯碱工业(电解饱和食盐水):
2NaCl+2H2O
2NaOH+H2↑+Cl2↑
阴极:
2H++2e-==H2↑阳极:
2Cl--2e-==Cl2↑
(2)电镀:
待镀金属制品作阴极,镀层金属作阳极,含有镀层金属离子的溶液作电镀液。
阳极:
M–ne-=Mn+(进入溶液)阴极:
Mn++ne-=M(在镀件上沉积金属)
(3)电解精炼铜:
以粗铜为阳极,精铜为阴极,含铜离子的溶液作电解质溶液。
阳极(粗
铜):
Cu-2e-=Cu2+;阴极(纯铜):
Cu2++2e-=Cu。
(4)电冶金:
Mg、Al的制取,如,电解熔融NaCl制金属Na:
2NaCl(熔融)=2Na+Cl2↑
第三单元金属的腐蚀与防护
一、金属腐蚀的快慢
在相同的电解质溶液中,金属腐蚀的快慢一般为:
电解池的阳极>原电池负极>化学腐蚀>原电池正极>电解池阴极。
二、钢铁的析氢腐蚀和吸氧腐蚀:
析氢腐蚀
吸氧腐蚀
条件
酸性
中性或碱性
电极
反应
负极:
Fe-2e-=Fe2+
正极:
2H++2e-=H2↑
总:
Fe+2H+=Fe2+H2↑
负极:
2Fe-4e-=2Fe2+
正极:
O2+2H2O+4e-=4OH-
总:
2Fe+2H2O+O2=2Fe(OH)24Fe(OH)2+2H2O+O2=4Fe(OH)3
Fe(OH)3→Fe2O3·nH2O
通常两种腐蚀同时存在,但后者更普遍
三、金属防护的方法
①表面保护法:
涂油漆、覆盖塑料、镀上不活泼金属
②牺牲阳极的阴极保护法
③外加电源的阴极保护法
④改变金属的内部组成结构如:
不锈钢、青铜器、铝合金。
专题二化学反应速率与化学平衡
第一单元化学反应速率
一、化学反应速率及其简单计算
1.表示含义:
通常用单位时间内反应物浓度的减小或生成物浓度的增加来表示。
2.数学表达式:
3.单位:
mol/(L·min)或mol.·L-1·min-1
4.结论:
对于一般反应aA+bB=cC+dD来说有:
VA:
VB:
VC:
VD=△CA:
△CB:
△CC:
△CD=△nA:
△nB:
△nC:
△nD=a:
b:
c:
d
5.化学反应速率指的是平均速率而不是瞬时速率
6.无论浓度的变化是增加还是减少,化学反应速率均取正值。
7.同一化学反应速率用不同物质表示时可能不同,但是比较反应速率快慢时,要根据反应速率与化学方程式的计量系数的关系换算成同一种物质来表示,看其数值的大小。
注意比较时单位要统一。
二、影响化学反应速率的因素
1.内因:
反应物本身的性质(分子结构或原子结构)所决定的。
2.外因
(1)浓度:
当其他条件不变时,增大反应物的浓度,V正急剧增大,V逆也逐渐增大。
若减小反应物浓度,V逆急剧减小,V正逐渐减小。
(固体或纯液体的浓度可视为常数,故反应速率与其加入量多少无关)。
(2)温度:
当其他条件不变时,升温时,V正、V逆都加快;降温时,V正、V逆都减小
(3)压强:
其他条件不变时,对于有气体参加的反应,通过缩小反应容器,增大压强,V正、V逆都增大;通过扩大反应容器,压强减小,浓度变小,V正、V逆均减小。
①改变压强的实质是改变浓度,若反应体系中无气体参加,故对该类的反应速率无影响。
②恒容时,反应体系中充入稀有气体(或无关气体)时,气体总压增大,物质的浓度不变,反应速率不变。
③恒压时,充入稀有气体,反应体系体积增大,浓度减小,反应速率减慢。
(4)催化剂:
使用催化剂,成百上千的同等倍数地增加了正、逆反应速率。
3.其他:
接触面积、声光电磁、原电池
三、化学速率和化学平衡图象
1.速率v——时间t的图象:
(1)由速率的变化判断外界条件的改变:
①若反应速率与原平衡速率断层,则是由改变温度或压强所致,具体改变的条件,则要结合V逆、V正大小关系及平衡移动的方向进行判断。
②若反应速率与原平衡连续,则是由改变某一种物质的浓度所致,具体是增大或减小反应物还是生成物的浓度,则要结合V逆、V正大小关系及平衡移动的方向进行判断
2.组分量——时间t、温度T、压强P的图象
①看反应:
反应条件(恒温恒容or恒温恒压);吸热or放热;缩体、等体or扩体
②“先拐先平”:
“先拐”的先达到平衡状态,即对应的温度高或压强大,从而判断出曲线对应的温度或压强的大小关系。
③“定一议二”:
即固定其中的一个因素(温度或压强等),然后讨论另外一个因素与化学平衡中的参量(浓度、质量分数、体积分数、平均相对分子质量)的变化关系,从而判断出该反应为放热反应或吸热反应、反应前后气体体积的大小等。
第二单元化学反应的方向和限度
一、化学反应进行的方向
1.放热反应具有自发进行的倾向,但有些吸热反应也能自发进行,故用焓判据判断反应自发进行的方向不全面
2.反应体系熵值的增大,反应有自发进行的倾向,但有些熵减的反应也
能自发进行,故用熵判据判断反应自发进行的方向也不全面
3.复合判据---自由能变化:
△G=△H-T△S,是最全面的判断据:
①△G=△H—T△S>0,不能自发进行;
②△G=△H—T△S<0,能自发进行;
③△G=△H—T△S=0,反应处于平衡状态。
第三单元化学平衡的移动
一、化学平衡移动的概念
1.概念:
原平衡破坏,建立新平衡的过程
2.方向:
V正>V逆,平衡向正反应方向;V正<V逆,平衡向逆反应方向。
3.化学平衡的标志:
(1)V正=V逆,它是化学平衡的本质特征
(2)各组分的浓度不再改变,各组分的物质的量、质量、体积分数、反应物的转化率等均不再改变,这是外部特点。
4.化学平衡的状态的判断:
(1)当从正逆反应速率关系方面描述时,若按化学计量数比例同向说时,则不能说明达到平衡状态;若按化学计量数比例异向说明,则可以说明达到平衡状态。
(2)恒温、恒容下的体积不变的反应,体系的压强或总物质的量不变时,不能说明达到平衡状态。
(3)全部是气体参加的体积不变的反应,体系的平均相对分子质量不变,不能说明达到平衡状态。
(4)全部是气体参加的反应,恒容条件下体系的密度不变,不能说明达到平衡状态。
二、影响化学平衡的因素
1.浓度:
在其他条件不变时,增大反应物的浓度或减少生成物的浓度,都可使平衡向正反应方向移动,反之,平衡向逆反应方向移动。
2.温度:
在其他条件不变时,升高温度,平衡向吸热方向移动;降低温度,平衡向放热方向移动;温度对化学平衡的影响是通过改变平衡常数实现的。
3.压强:
其他条件不变时,在有气体参加的可逆反应里,增大压强,平衡向气体总体积缩小的方向移动;反之,平衡向气体总体积增大的方向移动。
在这里,压强改变是通过反应器容积的改变来完成的(即压缩或扩大)。
4.催化剂:
使用催化剂能同等倍数地增大正逆反应速率,平衡不移动,缩短了达到平衡所需的时间,但不会改变化学平衡常数,不会改变反应物的转化率,不会改变各组分的百分含量。
三、勒夏特例原理
1、内容:
如果改变影响平衡的一个条件,平衡就向能够减弱这种改变的方向移动。
2、适用对象:
已建立平衡的可逆反应。
3、注意点:
(1)一个条件改变
(2)移动的结果是“减弱”
四、化学平衡常数
1.对于一般的可逆反应:
mA(g)+nB(g)
pC(g)+qD(g),其中m、n、p、q分别表示化学方程式中反应物和生成物的化学计量数。
当在一定温度下达到化学平衡时,这个反应的平衡常数公式可以表示为:
各物质的浓度一定是平衡时的浓度,而不是其他时刻的.
2.在进行K值的计算时,固体和纯液体的浓度可视为常数“1”。
3.利用K值可判断某状态是否处于平衡状态。
例如,在某温度下,可逆反应mA(g)+nB(g)
pC(g)+qD(g),平衡常数为K。
若某时刻时,反应物和生成物的浓度关系如下:
,则有以下结论:
①Qc=K,V(正)=V(逆),可逆反应处于化学平衡状
态;
②Qc<K,V(正)>V(逆),可逆反应向正反应方向进行;
③Qc>K,V(正)<V(逆),可逆反应向逆反应方向进行。
4.化学平衡常数是指某一具体化学反应的平衡常数,当化学反应方程式的各物质的化学计量数增倍或减倍时,化学平衡常数也会发生相应的变化。
5.化学平衡常数是描述可逆反应进行程度的重要参数,只与温度有关,与反应物、生成物的浓度无关,当然也不会随压强的变化而变化,即与压强无关。
五、等效平衡问题
1.等效平衡的概念:
在一定条件下(定温、定容或定温、定压)对同一可逆反应,无论反应从何处开始均可达到平衡且任何同一个的组分的含量相同,这样的平衡互称为等效平衡。
2.等效平衡的规律
①对于反应前后气体物质的体积不等的反应
A定温、定容时,改变起始加入情况,只要按化学计量数换算成方程式两边同一物质的物质的量与原平衡相等就可以建立等效平衡。
B定温、定压时,改变起始加入情况,只要按化学计量数换算成方程式两边同一物质的物质的量之比与原平衡相等就可以建立等效平衡。
②对于反应前后气体物质的体积相等的反应
不论定温、定容时还是定温、定压时,改变起始加入情况,只要按化学计量数换算成方程式两边同一物质的物质的量之比与原平衡相等就可以建立等效平衡。
六、有关化学平衡的计算
1、思路:
平衡“三部曲”----起始、转化、平衡;
2、恒温恒容:
压强比等于物质的量之比;
恒温恒压:
体积比等于物质的量之比;
恒温恒压:
气体的密度比等于其摩尔质量之比;
专题三溶液中的离子反应
第一单元弱电解质的电离平衡
一、电解质
1.电解质、非电解质的概念
2.强电解质与弱电解质的概念
3.强弱电解质通过实验进行判断的方法(以HAc为例):
(1)溶液导电性对比实验:
相同条件下,HAc溶液的导电性明显弱于强酸(盐酸、硝酸)
(2)测0.01mol/LHAc溶液的pH>2
(3)测NaAc溶液的pH值:
常温下,PH>7
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