《化学反应原理》知识点总结.docx

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 常见的放热反应： 活泼金属与水或酸的反应 酸碱中和反应 燃烧反应 多数的化合反应铝热反应 常见的吸热反应 多数的分解反应 2NH4cl+Ba28H2o=Bacl2+2NH3+10H2o c+H2o co+H2 co2+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： 放热反应H 为“-” ，吸热反应H 为“+” ，H 的 单位为 kj/mol 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。 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 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：书写电极反应式时，要用实际放电的离 子来表示 电解反应的总方程式要注明“通电” 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 原电池：负极：负极本身失电子，n+- 溶液中阳离子得电子 m+m- 正极： 2H+2e-H2 负极与电解质溶液不能直接反应：o2+4e- +2H2o4oH- （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： 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） 。 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 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 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- +2H2o4oH-（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） 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： 2H2o22cl22cu4Ag4oH-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： 2Fe2Fe2+4e- 正极：o2+4e-+2H2o4oH- 总反应：2Fe+o2+2H2o2Fe2 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-TS0,反应能自发 进行；H-TS=0，反应达到平衡状态 H-TS0 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： 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。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 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 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：同一物质的 v 正=v 逆 各组分的物质的量、质量、含量、浓度（颜色）保 持不变 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vg0 的反应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 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 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 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、等效平衡：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。 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。 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 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 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 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： 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。 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。 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 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 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： H2oH+oH-，H0。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。 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。 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。 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。 向水中加入酸或碱，均抑制水的电离，使水电离的 c 或 c10-7mol/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 c10-7mol/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 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。 影响因素：温度：升温促进水解 浓度：稀释促进水解溶液的酸碱性同离子效应 水解方程式的书写： 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 双水解有两种情况：水解到底，生成气体、沉淀， 用，标出“” “” 。 部分水解，无沉淀、气体，用，产物不标“” “” ； 盐类水解的应用：判断溶液的酸碱性 判断盐溶液中的离子种类及其浓度大小 判断离子共存 加热浓缩或蒸干某些盐溶液时产物的判断，如 Alcl3 溶液 某些盐溶液的保存与配制，如 Fecl3 溶液 某些胶体的制备，如 Fe3 胶体 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： ksp:AmBnmAn+nBm-,ksp=An+mBm-n。 ksp 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。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。 Qksp,有沉淀生成；Q=ksp，沉淀