《化学反应原理》知识点总结

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《化学反应原理》知识点总结

‎《化学反应原理》知识点总结 本资料为woRD文档,请点击下载地址下载全文下载地址     第一章:化学反应与能量变化   、反应热与焓变:△H=H-H   2、反应热与物质能量的关系   3、反应热与键能的关系   △H=反应物的键能总和-生成物的键能总和   4、常见的吸热、放热反应   ⑴常见的放热反应:   ①活泼金属与水或酸的反应   ②酸碱中和反应   ③燃烧反应   ④多数的化合反应⑤铝热反应   ⑵常见的吸热反应   ①多数的分解反应   ②2NH4cl+Ba2•8H2o=Bacl2+2NH3+10H2o   ③c+H2o   co+H2   ④co2+c2co   5、反应条件与吸热、放热的关系:反应是吸热还是放热与反应的条件没有必然的联系,而取决与反应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放热反应△H为“-”,吸热反应△H为“+”,△H的单位为kj/mol   ②反应热△H与测定条件(温度、压强等)有关,因此应注意△H的测定条件;绝大多数化学反应的△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应已完成的数量,所以方程式中化学式前面的计量数必须与△H相对应;当反应逆向进行时,反应热数值相等,符号相反。   7、利用盖斯定律进行简单的计算   8、电极反应的书写:      活性电极:电极本身失电子   ⑴电解:阳极:(与电源的正极相连)发生氧化反应   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)发生还原反应,溶液中的阳离子得电子 ‎ ‎  (放电顺序:Ag+>cu2+>H+)   注意问题:①书写电极反应式时,要用实际放电的离子来表示   ②电解反应的总方程式要注明“通电”   ③若电极反应中的离子来自与水或其他弱电解质的电离,则总反应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应:o2+4e-+2H2o→4oH-   (即发生吸氧腐蚀)   书写电极反应时要注意电极产物与电解质溶液中的离子是否反应,若反应,则在电极反应中应写最终产物。   9、电解原理的应用:   ⑴氯碱工业:阳极:2cl-→cl2+2e-。 ‎ ‎  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。   0、化学电源   ⑴燃料电池:先写出电池总反应(类似于可燃物的燃烧);   再写正极反应(氧化剂得电子,一般是o2+4e-+2H2o→4oH-(中性、碱性溶液)   o2+4e-+4H+→2H2o。负极反应=电池反应-正极反应(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),   1、计算时遵循电子守恒,常用关系式:2H2~o2~2cl2~2cu~4Ag~4oH-~4H+~4e-   2、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-   总反应:2Fe+o2+2H2o=2Fe2   第二章:化学反应的方向、限度和速度   、反应方向的判断依据:△H-T△S<0,反应能自发进行;△H-T△S=0,反应达到平衡状态   △H-T△S>0反应不能自发。该判据指出的是一定条件下,自发反应发生的可能性,不能说明实际能否发生反应(计算时注意单位的换算)课本P40T3   2、化学平衡常数:   ①平衡常数的大小反映了化学反应可能进行的程度,平衡常数越大,说明反应进行的越完全。②纯固体或纯溶剂参加的反应,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。对于给定的化学反应,正逆反应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应吸放热有关。   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的反应④密度适用于非纯气体反应或体积可变的容器   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,引起反应体系浓度的减小,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的可逆反应,平衡体系中加入惰性气体,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应,只要使转化后物质的量之比与最初加入的物质的量之比相同,均可达到等效平衡;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的反应,只要使转化后物质的量之比与最初加入的物质的量之比相同,均可达到等效平衡;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应,只要使转化后物质的量与最初加入的物质的量相同,均可达到等同平衡;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+bBcc ‎ ‎  ⑴只充入一种反应物,平衡右移,增大另一种反应物的转化率,但它本身的转化率降低   ⑵两种反应物按原比例充,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应物或只充入产物,平衡时再充入产物,恒容时相当于加压,恒压时等效平衡   化学反应速率:   速率的计算和比较;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   、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:部分电离,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。   ⑶常见的碱:koH、NaoH、ca2、Ba2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、加入与弱电解质相同的离子或与弱电解质反应的物质,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、向水中加入酸、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,都遵循同一原则:若溶液呈酸性,先求c;若溶液呈碱性,先求c,由kw求出c,再求pH。   ⑸向水中加入酸或碱,均抑制水的电离,使水电离的c或c<10-7mol/L,但   cH2o=cH2o。如某溶液中水电离的c=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   向水中加入水解的盐,促进水的电离,使水电离的c或c>10-7mol/L,如某溶液中水电离的c=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“↑”“↓”。   Ⅱ部分水解,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Fe3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。(解释时规范格式: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mg2的生成,工业中重金属离子的除去。   6、离子反应: ‎ ‎  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应。   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前面加入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。   ‎
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