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化学反应原理全册知识复习1反应热：化学反应在一定条件下进行时，反应所释放或吸收的热量称为该反应在此温度下的热效应。 反应热用符号Q表示，反应吸热时，Q为正值；反应放热时，Q为负值。常见放热反应：燃烧、中和反应、金属与酸的反应、大多数化合反应常见吸热反应：盐类水解、弱电解质的电离、大多数分解反应、特殊如CO2C2焓：表示物质能量状态的一个物理量。符号H反应焓变：反应产物的总焓与反应物的总焓之差，用H表示。HH(反应产物)H(反应物)H0，吸热，H0，放热。3热化学方程式：（1）“四标”标状态、温度、符号、单位。（2）H数值与方程式系数匹配。（3）正、逆反应H符号相反。4盖斯定律：对于一个化学反应，无论是一步完成还是分几步完成，其反应焓变都是一样的。盖斯定律应用：根据已知反应的焓变去计算指定反应的焓变。5化学反应中能量变化的几种解释：（1）从化学键解释：化学反应中物质变化的实质是旧化学键断裂和新化学键形成。旧键断裂吸收能量(E1)，新键形成释放能量(E2)。E1E2吸热反应，E1E2，放热反应。（2）从物质所具有的能量(焓，H)解释：化学反应前后物质能量变化即反应焓变。6电解：让直流电通过电解质溶液或熔融的电解质，在两个电极上分别发生氧化反应和还原反应的过程叫做电解。 电解池：是将电能转化为化学能的装置。 电解池是由直流电源、固体电极材料以及电解质溶液或熔融电解质组成。7电极材料：能够导电的物质。惰性电极材料像石墨、铂(Pt)等仅起导电作用的电极材料。8电极反应：在电极上发生的反应。表示电极上所发生反应的式子叫电极反应式。9阳极：发生氧化反应的电极叫做阳极。阳极连接直流电源的正极。 阴极：发生还原反应的电极叫做阴极。阴极连接直流电源的负极。10阴、阳离子放电顺序：(阴阳离子在电极上得失电子能力的顺序)KCa2NaMg2Al3Zn2Fe2Sn2Pb2HCu2Hg2AgSO42OHClBrIS211电解方程式练习：（要求能写出各电极反应和总反应）（1）电解下列物质的溶液：HCl、H2SO4、NaOH、NaCl、CuCl2、CuSO4、AgNO3、Na2SO4（2）电解熔融的下列物质：NaCl、MgCl2、Al2O312铜的电解精炼：粗铜作为阳极，精铜作为阴极，电解质溶液为硫酸酸化的CuSO4溶液。粗铜中的Ag、Pt、Au形成阳极泥。13电镀：应用电解原理，在金属表面镀上一薄层金属或合金的方法叫做电镀。铁表面镀铜：铁(镀件)作为阴极，铜(镀层金属)作为阳极，铜盐溶液作为电镀液。【镀件做阴极，镀层金属做阳极，电镀液采用含镀层金属离子的盐溶液。】14原电池：能把化学能转化为电能的装置称为原电池。负极：电子流出的电极。正极：电子流入的电极。 铜锌原电池：Zn做负极，Cu做正极。电子从Zn流出，电子流入Cu。 原电池由正、负极，电解质溶液，闭合回路(导线)三部分组成。15电池反应：原电池的两个电极反应合并成的总反应。 原电池负极发生氧化反应，正极发生还原反应。正极上得电子数目和负极上失电子数目相等。16注意原电池正负、极的判断，电流、电子和离子移动的方向，电极反应式和总方程式的书写。17金属腐蚀指金属与周围物质发生化学反应或因电化学作用而遭到破坏的过程。分为化学腐蚀(如铜与氧气高温反应)和电化学腐蚀(如钢铁在潮湿环境下生锈)。钢铁的电化学腐蚀又依据在不同条件下反应的差异分为“吸氧腐蚀” (中性水膜时)和“析氢腐蚀” (酸性水膜时)。能写出钢铁“吸氧腐蚀”时的电极反应，总反应和后续反应。18金属的防护方法覆盖保护层，牺牲阳极保护法(海轮)，外加电流阴极保护法。19在温度、压强一定的条件下，化学反应方向的判据为：HTS0 反应能自发进行HTS0 反应达到平衡状态HTS0 反应不能自发进行 H0和熵增加都有利于反应自发进行。该判据指出的是化学反应自发进行的趋势。 熵(符号S)用来描述体系的混乱度。熵值越大，体系混乱度越大。对同一物质来说，S(g)S(l)S(s)。S熵变，SS(反应产物)S(反应物)产生气体的反应，气体的物质的量增大的反应，反应熵变的数值通常都是正值，是熵增加反应(S0)。在计算HTS时，注意H单位KJmol1，S单位Jmol1K1，需单位统一。20化学平衡常数：对于反应 aA(g) + bB(g) cC(g) + dD(g) 在温度一定时，有 K为常数，称为化学平衡常数。C平衡浓度。 对于有纯固体或溶剂参加的反应，它们不列入平衡常数的表达式。 对于同类型的反应，K值越大，说明反应进行的越完全。 K的表达式书写与方程式的写法有关，给定反应的正、逆反应的平衡常数互为倒数。 【掌握化学平衡的相关计算】21平衡转化率：22温度、浓度、压强变化对化学平衡移动的影响 1）升温吸热，降温放热。(温度对平衡的影响是通过改变平衡常数实现的) 2）改变浓度，平衡常数不变。若浓度商QK（增加反应物浓度或减少生成物浓度），平衡正向移动；若浓度商QK（减少反应物浓度或增加生成物浓度），平衡逆向移动。 3）对于气体参加的可逆反应，加压系数小，减压系数大。23化学平衡的标志 1）正逆 2）平衡时各物质浓度不随时间延长而变化24化学反应速率 对于反应体系体积不变的化学反应 AabBcCdD，可以用单位时间内某反应物浓度(或质量、物质的量)的减小或某生成物浓度(或质量、物质的量)的增大来表示化学反应速率。 各物质反应速率之比等于化学方程式系数之比25外界条件对化学反应速率的影响1）温度：温度高，反应速率加快。对于可逆反应，温度升高，正、逆反应速率都加快，但加快程度不同。2）浓度：浓度大，反应速率加快。3）压强：压强大，反应速率加快。4）催化剂：催化剂加快反应速率。(但催化剂是同等倍数改变正、逆反应的速率，所以不会导致平衡移动。)5）粉末状物质比块状物质反应快(增大反应物接触面积)。26合成氨的适宜条件：综合分析合成氨反应的特点（放热、气体系数减小的反应），兼顾平衡和反应速率，合成氨的适宜条件选择较高压强、合适温度(700K)和铁为催化剂。氮气与氢气的物质的量比控制在12.8的投料比。27水是弱电解质，存在电离平衡。 H2OHOH 水的电离平衡常数叫做水的离子积常数，简称水的离子积，用符号KW表示。25时，KWH OH1.0107molL11.0107 molL11.01014(molL1)2 温度升高，KW增大28电解质电解质：溶于水或熔融状态下能够导电的化合物叫做电解质。（在上述条件下均不能导电的化合物叫做非电解质。）强电解质：在稀的水溶液中完全电离的电解质称为强电解质。强酸、强碱和大多数盐类是强电解质。弱电解质：在水溶液中部分电离的电解质称为弱电解质。弱酸、弱碱和水都是弱电解质。弱电解质的电离过程是可逆反应。弱电解质水溶液中存在弱电解质分子与弱电解质电离产生的离子间的电离平衡。29溶液的酸碱性与pH pH用来表示溶液的酸碱度。pHlgH 在稀水溶液中，H、OH共存并且乘积等于KW，所以根据已知H(或 OH)可以求得 OH(或H) 。室温下：中性溶液：H OH1.0107molL1，pH7酸性溶液：H OH，H1.0107molL1，pH7。pH值越小，溶液酸性越强。碱性溶液：H OH，H1.0107molL1，pH7。pH值越大，溶液碱性越强。30弱酸、弱碱的电离平衡常数 Ka（Kb）称为电离平衡常数，简称电离常数。电离常数只与温度有关，与浓度无关。Ka（Kb）越大，表示电离程度越大。掌握电离常数表达式的书写。31电离度 电离度实质是一种平衡转化率。它表示弱电解质在水中的电离程度。同一种物质，溶液越稀，电离度越大。32弱酸、弱碱的电离是可逆反应，书写时用“”。多元弱酸(如：H3PO4、H2CO3、H2S)的电离是分步进行的，每一步都有各自的电离常数。33影响电离平衡的因素。1）物质本身的性质是影响电离程度的主要因素。不同弱电解质一般电离程度不同。2）温度升高，电离程度增加，电离平衡右移。电解质分子浓度减少、离子浓度增加。3）稀释溶液，电离程度增加，电离平衡右移。但电解质分子、离子浓度都下降。4）酸、碱或某些盐的加入会影响电离平衡，视具体问题按平衡移动原理处理。34电离平衡的计算原理如同前面学习的化学平衡计算。35盐类的水解 在溶液中由盐电离产生的离子与水电离产生的H或OH结合生成弱电解质的反应，叫做盐类的水解反应，简称盐类的水解。盐类的水解是中和反应的逆反应。1）会判断题给盐类能否水解及盐溶液的酸碱性，能写出盐类水解的离子方程式。2）掌握“有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解，谁强显谁性。”的含义。36影响盐类水解平衡的因素1）温度越高，盐类水解程度越大。（例如用热的纯碱水清洗油污，在沸水中滴加FeCl3溶液制取Fe(OH)3胶体。）2）稀释促进盐类水解反应的进行。3）加酸或加碱会影响水解平衡，视具体问题按平衡移动原理处理。37酸或碱会抑制水的电离，使水电离产生的H或OH远远小于107molL1；而强酸弱碱盐或强碱弱酸盐的水解会促进水的电离。38难溶电解质在水中存在沉淀溶解平衡，其平衡常数称为溶度积常数（符号为Ksp），简称溶度积： AmBn(s) mAn(aq)nBm(aq) KspAnm Bmn Ksp反映了难溶电解质在水中的