化学选修 化学反应原理复习
第一章
一、焓变 反应热
1.反应热:一定条件下,一定物质的量的反应物之间完全反应所放出或吸收的热量 2.焓变(ΔH)的意义:在恒压条件下进行的化学反应的热效应(1).符号: △H(2).单位: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 ☆ 常见的放热反应:① 所有的燃烧反应 ② 酸碱中和反应
③ 大多数的化合反应 ④ 金属与酸的反应 ⑤ 生石灰和水反应 ⑥ 浓硫酸稀释、氢氧化钠固体溶解等
☆ 常见的吸热反应:① 晶体Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl ② 大多数的分解反应
③ 以H2、CO、C为还原剂的氧化还原反应 ④ 铵盐溶解等
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。
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)
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整数,也可以是分数
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 三、燃烧热
1.概念:25 ℃,101 kPa时,1 mol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。 ※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) 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 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。
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第二章
一、化学反应速率
1. 化学反应速率(v)
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):反应所处的条件 2.
※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)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,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。 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)
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
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例举反应 mA(g)+nB(g) pC(g)+qD(g) 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 平衡 平衡 不一定平衡 平衡 平衡 不一定平衡 不一定平衡 平衡 不一定平衡 平衡 不一定平衡 平衡 不一定平衡 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 ④总体积、总压力、总物质的量一定 ①在单位时间内消耗了m molA同时生成m molA,即V(正)=V(逆) ②在单位时间内消耗了n molB同时消耗了p molC,则V(正)=V(逆) 混合物体系中 各成分的含量 正、逆反应 速率的关系 ③V(A):V(B):V(C):V(D)=m:n:p:q,V(正)不一定等于V(逆) ④在单位时间内生成n molB,同时消耗了q molD,因均指V(逆) ①m+n≠p+q时,总压力一定(其他条件一定) 压强 混合气体平均相对分子质量Mr 温度 体系的密度 其他 ②m+n=p+q时,总压力一定(其他条件一定) ①Mr一定时,只有当m+n≠p+q时 ②Mr一定时,但m+n=p+q时 任何反应都伴随着能量变化,当体系温度一定时(其他不变) 密度一定 如体系颜色不再变化等 (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)影响规律:在其他条件不变的情况下,增大反应物的浓度或减少生成物的浓度,都可以使平衡向正方向移动;增大生成物的浓度或减小反应物的浓度,都可以使平衡向逆方向移动
(2)增加固体或纯液体的量,由于浓度不变,所以平衡_不移动_ (3)在溶液中进行的反应,如果稀释溶液,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,总的结果是化学平衡向反应方程式中化学计量数之和__大___的方向移动。 2、温度对化学平衡移动的影响
影响规律:在其他条件不变的情况下,温度升高会使化学平衡向着___吸热反应______方向移动,温度降低会使化学平衡向着_放热反应__方向移动。 3、压强对化学平衡移动的影响
影响规律:其他条件不变时,增大压强,会使平衡向着__体积缩小___方向移动;减小压强,会使平衡向着___体积增大__方向移动。 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 4.催化剂对化学平衡的影响:由于使用催化剂对正反应速率和逆反应速率影响的程度是等同的,所以平衡__不移动___。但是使用催化剂可以影响可逆反应达到平衡所需的_时间_。 5.勒夏特列原理(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),平衡向着能够减弱这种改变的方向移动。
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三、化学平衡常数
(一)定义:在一定温度下,当一个反应达到化学平衡时,___生成物浓度幂之积与反应物浓度幂之积的比值是一个常数____比值。 符号:__K__ (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__变化的浓度______,不是起始浓度也不是物质的量。 2、K只与__温度(T)___有关,与反应物或生成物的浓度无关。
3、反应物或生产物中有固体或纯液体存在时,由于其浓度是固定不变的,可以看做是―1‖而不代入公式。
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__进行程度_____的标志。K值越大,说明平衡时_生成物___的浓度越大,它的___正向反应___进行的程度越大,即该反应进行得越__完全___,反应物转化率越_高___。反之,则相反。 一般地,K>_105__时,该反应就进行得基本完全了。
2、可以利用K值做标准,判断正在进行的可逆反应是否平衡及不平衡时向何方进行建立平衡。(Q:浓度积)
Q_〈__K:反应向正反应方向进行; Q__=_K:反应处于平衡状态 ; Q_〉__K: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__吸热___反应 若温度升高,K值减小,则正反应为__放热___反应 *四、等效平衡
1、概念:在一定条件下(定温、定容或定温、定压),只是起始加入情况不同的同一可逆反应达到平衡后,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)定温,定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:必须要保证化学计量数之比与原来相同;同时必须保证平衡式左右两边同一边的物质的量与原来相同。 第二类:对于反应前后气体分子数不变的可逆反应:只要反应物的物质的量的比例与原来相同即可视为二者等效。
(2)定温,定压的等效平衡
只要保证可逆反应化学计量数之比相同即可视为等效平衡。 五、化学反应进行的方向 1、反应熵变与反应方向:
(1)熵:物质的一个状态函数,用来描述体系的混乱度,符号为S. 单位:J?mol-1?K-1
(2)体系趋向于有序转变为无序,导致体系的熵增加,这叫做熵增加原理,也是反应方向判断的依据。.
(3)同一物质,在气态时熵值最大,液态时次之,固态时最小。即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,化学反应的判读依据为: ΔH-TΔS〈0 反应能自发进行 ΔH-TΔS=0 反应达到平衡状态 ΔH-TΔS〉0 反应不能自发进行
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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
一、弱电解质的电离
1、定义:电解质: 在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物,叫电解质 。 非电解质 : 在水溶液中或熔化状态下都不能导电的化合物 。 强电解质 : 在水溶液里全部电离成离子的电解质 。
弱电解质: 在水溶液里只有一部分分子电离成离子的电解质 。 混和物
单质 物质 强电解质: 强酸,强碱,大多数盐 。如HCl、NaOH、NaCl、BaSO4
纯净物 电解质 弱电解质: 弱酸,弱碱,极少数盐,水 。如HClO、NH3·H2O、化合物 Cu(OH)、HO?? 非电解质: 非金属氧化物,大部分有机物 。如SO3、CO2、C6H12O6、CCl4、CH2=CH2??
2、电解质与非电解质本质区别:
电解质——离子化合物或共价化合物 非电解质——共价化合物
注意:①电解质、非电解质都是化合物 ②SO2、NH3、CO2等属于非电解质 ③强电解质不等于易溶于水的化合物(如BaSO4不溶于水,但溶于水的BaSO4全部电离,故BaSO4为强电解质)——电解质的强弱与导电性、溶解性无关。
3、电离平衡:在一定的条件下,当电解质分子电离成 离子的速率 和离子结合成 时,电离过程就达到了 平衡状态 ,这叫电离平衡。 4、影响电离平衡的因素:
A、温度:电离一般吸热,升温有利于电离。
B、浓度:浓度越大,电离程度 越小 ;溶液稀释时,电离平衡向着电离的方向移动。C、同离子效应:在弱电解质溶液里加入与弱电解质具有相同离子的电解质,会 减弱 电离。D、其他外加试剂:加入能与弱电解质的电离产生的某种离子反应的物质时,有利于电离。 9、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)
10、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+BKi=[ A][ B]/[AB]
11、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 = c[H+]·c[OH-]
25℃时, [H+]=[OH-] =10-7 mol/L ; KW = [H+]·[OH-] = 1*10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,适用于任何溶液(酸、碱、盐)
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选修4 - 化学反应原理知识点总结(免费版)
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