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化学选修4化学反应与原理 第一章 化学反应与能量
一、焓变 反应热
1.反应热:化学反应过程中所放出或吸收的热量,任何化学反应都有反应热,因为任何化学反应都会存在热量变化,即要么吸热要么放热。反应热可以分为(燃烧热、中和热、溶解热)
2.焓变(ΔH)的意义:在恒压条件下进行的化学反应的热效应.符号: △H.单位:kJ/mol ,即:恒压下:焓变=反应热,都可用ΔH表示,单位都是kJ/mol。
3.产生原因:化学键断裂——吸热 化学键形成——放热 放出热量的化学反应。(放热>吸热) △H 为“-”或△H <0 吸收热量的化学反应。(吸热>放热)△H 为“+”或△H >0
也可以利用计算△H来判断是吸热还是放热。△H=生成物所具有的总能量-反应物所具
有的总能量=反应物的总键能-生成物的总键能
☆ 常见的放热反应:① 所有的燃烧反应② 所有的酸碱中和反应③ 大多数的化合反应④ 金属与水或酸的反应⑤ 生石灰(氧化钙)和水反应⑥铝热反应等
☆ 常见的吸热反应:① 晶体Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl② 大多数的分解反应③ 条件一般是加热或高温的反应
☆区分是现象(物理变化)还是反应(生成新物质是化学变化),一般铵盐溶解是吸热现象,别的物质溶于水是放热。
4.能量与键能的关系:物质具有的能量越低,物质越稳定,能量和键能成反比。 5.同种物质不同状态时所具有的能量:气态>液态>固态 6.常温是指25,101.标况是指0,101.
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7.比较△H时必须连同符号一起比较。 二、热化学方程式 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,即反应热△H,△H对应的正负号都不能省。
②热化学方程式中必须标明反应物和生成物的聚集状态(s,l, g分别表示固态,液态,气态,水溶液中溶质用aq表示)
③热化学反应方程式不标条件,除非题中特别指出反应时的温度和压强。
④热化学方程式中的化学计量数表示物质的量,不表示个数和体积,可以是整数,也可以是分数
⑤各物质系数加倍,△H加倍,即:△H和计量数成比例;反应逆向进行,△H改变符号,数值不变。
6.表示意义:物质的量—物质—状态—吸收或放出*热量。
三、燃烧热
1.概念: 101 kPa时,1 mol纯物质完全燃烧生成稳定的氧化物(二氧化碳、二氧化硫、液态水H2O)时所放出的热量。燃烧热的单位用kJ/mol表示。 ※注意以下几点: ①研究条件:101 kPa
②反应程度:完全燃烧,产物是稳定的氧化物。 ③燃烧物的物质的量:1 mol
④研究内容:放出的热量。(ΔH<0,单位kJ/mol)
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2.燃烧热和中和热的表示方法都是有ΔH时才有负号。 3.石墨和金刚石的燃烧热不同。不同的物质燃烧热不同。 四、中和热
1.概念:在稀溶液中,酸跟碱发生中和反应而生成1mol H2O,这时的反应热叫中和热。 2.强酸与强碱的中和反应其实质是H+和OH-反应,其热化学方程式为: H+(aq) +OH-(aq) =H2O(l) ΔH=-57.3kJ/mol
3.弱酸或弱碱电离要吸收热量,所以它们参加中和反应时的中和热小于57.3kJ/mol。 4.中和热的测定实验:看课本装置图
(1)一般用强酸和强碱做实验,且碱要过量(如果酸和碱的物质的量相同,中和热会偏小),一般中和热为57.3kJ/mol。
(2)若用弱酸或弱碱做实验,放出的热量会偏小,中和热会偏小。 (3)若用浓溶液做实验,放出的热量会偏大,中和热会偏大。
(4)在试验中,增大酸和碱的用量,放出的热量会增多但中和热保持不变。 五、盖斯定律
1.内容: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。
六、能源
注:水煤气是二次能源。
第二章 化学反应速率和化学平衡
一、化学反应速率 1. 化学反应速率(v)
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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 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:v=Δc/Δt(υ:平均速率,Δc:浓度变化,Δt:时间)单位:mol/(L·s) ⑷ 影响因素:
① 决定因素(内因):反应物的性质(决定因素)
② 条件因素(外因):浓度(固体和纯液体除外),压强(方程式中必须要有气体) ,温度(提高了反应物分子的能量),催化剂(降低了活化能),浓度和压强主要是通过使单位体积内分子总数增大来增大反应速率,温度和压强主要是使活化分子百分数增大来增大反应速率。 2.浓度和压强是单位体积内活化分子百分数不变,温度和催化剂是分子总数不变。
※注意:(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。
(2)、惰性气体对于速率的影响
①恒温恒容时:充入本体系气体,反应速率增大;充入惰性气体→反应速率不变
②恒温恒压时:充入惰性气体→反应速率减小
二、化学平衡 (一)1.定义:
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,各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。 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) 动(动态平衡)
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定(各物质的浓度与质量分数恒定) 变(条件改变,平衡发生变化) 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
例举反应 ①各物质的物质的量或各物质的物质的量混合物体系中 各成分的含量 的分数一定 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 即:各组分的量保持不变时一定能判断平 衡。 ①在单位时间内消耗了m molA同时生成m molA, 正、逆反应 速率的关系 ②在单位时间内消耗了n molB同时消耗了p molC, 平衡 平衡 平衡 平衡 mA(g)+nB(g) pC(g)+qD(g) 平衡 ③V(A):V(B):V(C):V(D)=m:n:p:q,V(正)不一不一定平定等于V(逆) 衡 即:用物质来判断平衡时,必须要一正一逆 且要带上系数。用速率来判断平衡时,必须要一正一逆且速率之比等于计量数之比。 -可编辑-
高中化学选修4知识点总结(详细版)
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