化学反应原理总结(修改2).doc

选修4 化学反应原理总结（人教版）第一章 化学反应与能量一、反应热 焓变1、定义：化学反应过程中放出或吸收的热量叫做化学反应的反应热.在恒温、恒压的条件下，化学反应过程中所吸收或释放的热量称为反应的焓变。2、符号：H3、单位：kJmol-14、规定：吸热反应:H 0 或者值为“+”，放热反应:H 105时，该反应就进行得基本完全了。(5)K只与温度有关，与反应物或生成物浓度变化无关，与平衡建立的途径也无关，在使用时应标明温度。温度一定时， K 值为定值。(6)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第三单元 化学反应的方向和限度一、自发反应：在一定条件下，无需外界帮助就能自动进行的反应。能量判据（焓判据）：体系趋向于从高能状态转变为低能状态（H 0）。对于化学反应而言，绝大多数的放热反应能自发进行，且放出的热量越多，体系能量降低越多，反应越完全焓变:是决定反应能否自发进行的因素之一，但不是唯一因素（H =H生成物总熵H反应物总熵）熵：衡量一个体系混乱度的物理量叫做熵，用符号S表示。 对于同一物质：S（g）S（l）S（s）熵变：反应前后体系熵的变化叫做反应的熵变.用S表示。 S=S生成物总熵S反应物总熵反应的S越大,越有利于反应自发进行熵判据：体系趋向于由有序状态转变为无序状态，即混乱度增加（ S0）。且S越大，越有利于反应自发进行。正确判断一个化学反应 是否能够自发进行： 必须综合考虑反应的焓变和熵变焓变和熵变对反应方向的共同影响判断依据：在温度、压强一定的条件下，化学反应的判读依据为： H-TS0 反应能自发进行H-TS=0 反应达到平衡状态H-TS0 反应不能自发进行注意：（1）H为负，S为正时，任何温度反应都能自发进行 （2）H为正，S为负时，任何温度反应都不能自发进行 G= HT S 0 反应能自发进行1. H 0 该反应一定能自发进行；2. H 0，S0 该反应一定不能自发进行；3. H 0，S0，S0 该反应在较高温度下能自发进行注意：1反应的自发性只能用于判断反应的方向，不能确定反应是否一定会发生和过程发生的速率。例如金刚石有向石墨转化的倾向，但是能否发生，什么时候发生，多快才能完成，就不是能量判据和熵判据能解决的问题了。2在讨论过程的方向时，指的是没有外界干扰时体系的性质。如果允许外界对体系施加某种作用，就可能出现相反的结果。例如石墨经高温高压还是可以变为金刚石的。第三章 水溶液中的离子平衡一、电解质的有关定义 电解质：在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物非电解质：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 1、电解质与非电解质本质区别：在一定条件下（溶于水或熔化）能否电离（以能否导电来证明是否电离）电解质离子化合物或共价化合物 非电解质共价化合物离子化合物与共价化合物鉴别方法：熔融状态下能否导电2、 强电解质与弱电质的本质区别：在水溶液中是否完全电离（或是否存在电离平衡）注意：电解质、非电解质都是化合物 SO2、NH3、CO2等属于非电解质 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弱电解质的速率时，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。5、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）6、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+B- Ki= A+ B-/AB7、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：H2SO3H3PO4HFCH3COOHH2CO3H2SHClO二、水的电离和溶液的酸碱性1、水离平衡：H2OH + OH- 水的离子积：KW = HOH- 25时, H=OH- =10-7 mol/L ; KW = HOH- = 10-14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）。2、水电离特点：（1）可逆 （2）吸热 （3）极弱3、影响水电离平衡的外界因素：(1)酸、碱 ：抑制水的电离（pH之和为14的酸和碱的水溶液中水的电离被同等的抑制）(2)温度：促进水的电离（水的电离是吸热的）(3)易水解的盐：促进水的电离（pH之和为14两种水解盐溶液中水的电离被同等的促进）4、溶液的酸碱性和pH：（1）pH= -lgH 注意：酸性溶液不一定是酸溶液（可能是 溶液） ；pH7 溶液不一定是酸性溶液（只有温度为常温才对）； 碱性溶液不一定是碱溶液（可能是 溶液）。溶液的酸碱性取决于溶液中c(H)与c(OH)的相对大小。（2）pH的测定方法：酸碱指示剂甲基橙、石蕊、酚酞pH试纸 最简单的方法。 操作：将一小块pH试纸放在洁净的玻璃片上，用玻璃棒沾取未知液点试纸中部，然后与标准比色卡比较读数即可。注意：事先不能用水湿润PH试纸；只能读取整数值或范围（3）常用酸碱指示剂及其变色范围：指示剂变色范围的PH石蕊5红色58紫色8蓝色甲基橙3.1红色3.14.4橙色4.4黄色酚酞8无色810浅红10红色5、强酸（HA）与弱酸（HB）的区别：(1)溶液的物质的量浓度相同时，pH(HA)pH(HB) (2)pH值相同时，溶液的浓度CHACHB(3)pH相同时，加水稀释同等倍数后，pHHApHHB三 、混合液的pH值计算方法公式1、强酸与强酸的混合：（先求H混：将两种酸中的H离子数相加除以总体积，再求其它）H混 =（H1V1+H+2V2）/（V1+V2）2、强碱与强碱的混合：（先求OH-混：将两种酸中的OH离子数相加除以总体积，再求其它）OH-混（OH-1V1+OH-2V2）/（V1+V2） (注意 :不能直接计算H+混)若两种强酸溶液或两种强碱溶液等体积混合，且其PH相差2个或2 个以上时，混合液的PH有如下近似规律： 两强酸等体积混合时，混合液的PH=PH小+0.3； 两强碱等体积混合时，混合液的PH=PH大0.3。3、 强酸（pH1）强碱（pH2）混和计算规律：（先据H + OH- =H2O计算余下的H+或OH-，H有余，则用余下的H数除以溶液总体积求H混；OH-有余，则用余下的OH-数除以溶液总体积求OH-混，再求H混）A、若强酸（PH1）和强碱（PH2）等体积混合PH1+ PH2=14，则溶液呈中性，PH=7；PH1+PH214，则溶液呈碱性，PH7；PH1+ PH214，则溶液呈酸性，PH7B、若等体积混合pH1+pH2=14 则溶液显中性pH=7pH1+pH215 则溶液显碱性pH=pH2-0.3pH1+pH213 则溶液显酸性pH=pH1+0.3C、若混合后显中性pH1+pH2=14 V酸：V碱=1：1pH1+pH214 V酸：V碱=1：10（14-（pH1+pH2） 注意：在加法运算中，相差100倍以上（含100倍）的，小的可以忽略不计！4、稀释过程溶液pH值的变化规律：(1)强酸溶液：稀释10n倍时，pH稀=pH原+ n（但始终不能大于或等于7）(2)弱酸溶液：稀释10n倍时，pH稀pH原+n （但始终不能大于或等于7）(3)强碱溶液：稀释10n倍时，pH稀=pH原n（但始终不能小于或等于7）(4)弱碱溶液：稀释10n倍时，pH稀pH原n（但始终不能小于或等于7）(5)不论任何溶液，稀释时pH均是向7靠近（即向中性靠近）；任何溶液无限稀释后pH均为7(6)稀释时，弱酸、弱碱和水解的盐溶液的pH变化得慢，强酸、强碱变化得快。四、“酸、碱恰好完全反应”与“自由H+与OH-恰好中和”酸碱性判断方法1、酸、碱恰好反应（现金+存款相等）：恰好生成盐和水，看盐的水解判断溶液酸碱性。（无水解，呈中性）2、自由H+与OH-恰好中和（现金相等），即“14规则：pH之和为14的两溶液等体积混合，谁弱显谁性，无弱显中性。”：五、酸碱中和滴定：1、中和滴定的原理实质：H+OH=H2O 即酸能提供的H+和碱能提供的OH-物质的量相等。2、中和滴定的操作过程：（1）仪滴定管的刻度，O刻度在上，往下刻度标数越来越大，全部容积大于它的最大刻度值，因为下端有一部分没有刻度。滴定时，所用溶液不得超过最低刻度，不得一次滴定使用两滴定管酸（或碱），也不得中途向滴定管中添加。滴定管可以读到小数点后二位（2）药品：标准液；待测液；指示剂。（3）准备过程：准备：检漏、洗涤、润洗、装液、赶气泡、调液面。（洗涤：用洗液洗检漏：滴定管是否漏水用水洗用标准液洗（或待测液洗）装溶液排气泡调液面记数据V(始)（4）试验过程3、酸碱中和滴定的误差分析误差分析：利用n酸c酸V酸=n碱c碱V碱进行分析式中：n酸或碱中氢原子或氢氧根离子数；c酸或碱的物质的量浓度；V酸或碱溶液的体积。当用酸去滴定碱确定碱的浓度时，则：c碱=上述公式在求算浓度时很方便，而在分析误差时起主要作用的是分子上的V酸的变化，因为在滴定过程中c酸为标准酸，其数值在理论上是不变的，若稀释了虽实际值变小，但体现的却是V酸的增大，导致c酸偏高；V碱同样也是一个定值，它是用标准的量器量好后注入锥形瓶中的，当在实际操作中碱液外溅，其实际值减小，但引起变化的却是标准酸用量的减少，即V酸减小，则c碱降低了；对于观察中出现的误差亦同样如此。综上所述，当用标准酸来测定碱的浓度时，c碱的误差与V酸的变化成正比，即当V酸的实测值大于理论值时，c碱偏高，反之偏低。同理，用标准碱来滴定未知浓度的酸时亦然。六、盐类的水解（只有可溶于水的盐才水解）1、盐类水解定义：在溶液中盐的离子跟水所电离出来的H+或OH-生成弱电解质的过程。实质：弱电解质的生成，破坏了水的电离，促进水的电离平衡的过程。规律： 有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解；谁强显谁性，两弱相促进，两强不水解。（即盐的构成中出现弱碱阳离子或弱酸根阴离子，该盐就会水解；这些离子对应的碱或酸越弱，水解程度越大，溶液的pH变化越大；水解后溶液的酸碱性由构成该盐离子对应的酸和碱相对强弱决定，酸强显酸性，碱强显碱性。）多元弱酸根，浓度相同时正酸根比酸式酸水解程度大，碱性更强。 (如:Na2CO3 NaHCO3)弱酸酸性强弱比较：A、同主族元素最高价含氧酸的酸性递减，无氧酸的酸性递增（利用特殊值进行记忆。如酸性： HFH3PO4）B、饱和一元脂肪酸的碳原子数越小，酸性越强（如HCOOHCH3COOH）C、一些常见的酸的酸性：HClO、HAlO2、苯酚为极弱酸；醋酸碳酸；磷酸和H2SO3为中强酸； HClO4为最强含氧酸等。水解的类型盐的类型是否水解常 见 能 水 解 的 离 子溶液pH强碱弱酸盐水解一价：CH3COO-、HS-、AlO2-、ClO-、HCO3-二价：S2-、CO32-、SiO32 -、HPO42-三价：PO43-、ASO43-pH 7强酸弱碱盐水解一价：NH4+、Ag+二价：Fe2+、Cu2+、Sn2+、Zn2+三价：Al3+、Fe3+pH7强酸强碱盐不水解pH= 72、盐类水解的特点：（1）可逆 （2）程度小 （3）吸热3、电离、水解方程式的书写原则1、多元弱酸（多元弱酸盐）的电离（水解）的书写原则：分步书写 例：H2S的电离H2S H + HS- ； HS- H + S2-例：Na2S的水解：H2O+ S2- HS- + OH- H2O + HS- H2S + OH- 注意：不管是水解还是电离，都决定于第一步，第二步一般相当微弱。2、多元弱碱（多元弱碱盐）的电离（水解）书写原则：一步书写 例：Al3 + 3H2O Al(OH)3 + 3H3、一般地说，盐类水解程度不大，应该用“”表示，水解平衡时一般不会产生沉淀和气体，所以不用符号“”和“”表示。4、影响盐类水解的外界因素：内因：盐的本性。弱酸盐对应的酸越弱，其盐水解程度越大。如酸性：CH3COOHH2CO3HCO，它们对应的盐水解程度：CH3COONaNaHCO3Na2CO3弱碱盐对应的碱越弱，其盐水解程度越大。如碱性：NH3H2OAl(OH)3，其盐水解程度：NH4ClAlCl3外因：温度：中和反应是放热反应，水解为中和反应的逆反应，所以为吸热反应。随温度升高，可促进盐的水解。如加热醋酸钠溶液，由于水解程度加大，使滴入的酚酞指示剂粉色加深至红，冷却后，颜色又减退。浓度：温度一定时，盐溶液越稀，水解程度越大。溶液的酸碱度：向盐溶液中加入酸或碱，增大溶液中H+或OH-可使水解平衡向逆反应方向移动，抑制了盐的水解。(H+促进阴离子水解而抑制阳离子水解；OH-促进阳离子水解而抑制阴离子水解）以NH4+ H2ONH3H2O + H+为例:c(NH4+)c(NH3H2O)c(H+)c(OH-)pH水解程度平衡移动方向加热加水通入氨气加入少量NH4Cl固体通入氯化氢加入少量NaOH固体4、 酸式盐溶液的酸碱性：只电离不水解：如HSO4- 电离程度水解程度，显酸性 （如: HSO3- 、H2PO4-） 水解程度电离程度，显碱性 （如：HCO3- 、HS- 、HPO42-）。5、双水解反应：(1)构成盐的阴阳离子均能发生水解的反应为双水解反应（即弱酸弱碱盐）。双水解反应相互促进，水解程度较大，有的甚至水解完全。故相互促进水解：反应生成H+和反应生成OH-反应生成H2O，使反应中c(H+)和反应中c(OH-)都减小，因此两反应都正向移动，使反应生成Al(OH)3沉淀，反应生成CO2气体，两个平衡体系都被破坏。总反应：3HCO3-+Al3+=Al(OH)3+3CO2(2)：常见的双水解反应的为因此Al3+和相应离子在水溶液中不能大量共存。双水解的特点是相互水解成沉淀或气体。双水解完全的方程式写“=”并标“”，其离子方程式配平依据是两边电荷平衡，如：2Al3 + 3S2- + 6H2O = 2Al(OH)3+ 3H2S5、 盐类水解的应用： （一）、判断溶液的酸碱性及其强弱：（酸（碱）越弱，阴（阳）离子水解的程度越大，溶液的pH越大（小）1.等物质的量浓度的下列物质的浓度，其pH由大到小的顺序是NaCl CH3COONa NH4Cl AlCl3 Na2SiO3 Ba(OH)2 Na2CO3 NaHSO4NaOHH2SO4解析：和都是碱，c(OH-)大，Ba(OH)2为二元碱，NaOH为一元碱，等物质的量浓度，pH应；为强碱弱酸盐水解呈碱性，pH大于7，根据越弱越水解可判断pH大小顺序，已知酸性顺序：CH3COOHHCO3- HSiO3-，酸性越弱相应下面离子水解程度越大，离子水解程度大小顺序为：CH3COO-CO32-SiO32-，因此pH大小顺序；NaCl为强酸强碱盐不水解pH=7；NH4Cl和AlCl3为强酸弱碱盐，水解后pH7，碱性NH3H2OAl(OH)3，NH4+水解程度小于Al3+，pH值NH4ClAlCl3；NaHSO4为强酸酸式盐在溶液中全部电离，H2SO4为二元强酸c(H+)最大。因此上述盐溶液pH大小顺序。（二）、比较溶液中离子浓度的大小：1多元弱酸的正盐溶液，首先以电离为主，再根据弱酸根的分步水解分析。2多元弱酸溶液，根据多步电离分析，以第一步电离为主，每一步电离依次减弱。3不同溶液中同一种离子浓度的比较，要看溶液中其他离子对其影响的因素。4混合溶液中各离子浓度的比较，要综合分析电离因素和水解因素。5混合溶液中各离子浓度的比较，若能发生化学反应，则优先考虑化学反应，反应后能从守恒就从守恒分析，后考虑水解或弱电解质的电离。2.相同物质的量浓度的下列铵盐中，c(NH4+)最大的是A、NH3H2O B、NH4HSO4 C、NH4NO3 D、CH3COONH4解析：从题目分析，相同物质的量浓度的盐溶液比较离子浓度大小，实质上就是比较水解程度，水解程度小的c(NH4+)就大。A、选项NH3H2O属于弱电解质，只能微弱电离出少量的NH4+，故浓度不大； C选项中NH4NO3，NH4+将与水作用浓度下降，但NO3-不发生水解。D选项CH3COONH4中酸根与NH4+对应的酸和碱均是弱电解质，故水解程度C选项中NH4NO3大，溶液中其c(NH4+)更小些。B选项中NH4HSO4电离出的H+将抑制NH4+水解c(NH4+)相对大些。答案：B3.把0.2mol/LNH4Cl溶液与0.1mol/LNaOH溶液等体积混合后溶液中下列微粒的物质的量浓度的关系正确的是A、c(NH4+)=c(Na+)=c(OH-)c(NH3H2O)B、c(NH4+)=c(Na+)c(NH3H2O)c(OH-)C、c(NH4+) c(Na+) c(OH-) c(NH3H2O)D、c(NH4+) c(Na+) c(NH3H2O) c(OH-)解析：此类型题目，若发生化学反应，优先考虑化学反应，通过化学反应各种离子浓度能比较出来，则不必考虑水解和电离，因为弱电解质电离或盐的水解程度都很小，对离子浓度，影响不大。若通过化学反应各种离子浓度大小比较不出来则再考虑水解和弱电解质电离。此题中NH4Cl和NaOH发生反应：NH4Cl+NaOH=NaCl+NH3H2O生成NH3H2O，同时NH4+有剩余，若不考虑NH3H2O电离和NH4+水解，有c(NH3H2O)= c(NH4+) = c(Na+)=0.05mol/L，但此时必须考虑电离和水解：NH3H2ONH4+OH-，NH4+H2ONH3H2O+H+。发生使溶液NH4+增大，反应使溶液c(NH4+)减小，溶液中NH4+是增大还是减小，取决于两个反应哪一个为更主要，根据经验规则可知，铵盐的水解和一水合氨弱电解质的电离，以电离为主，因此c(NH4+)增大，大于c(Na+)，大于0.05mol/L，同样分析c(NH3H2O)应减少，小于c(Na+)，小于0.05mol/L，溶液中c(OH-)来自NH3H2O电离，电离很微弱，c(OH-)浓度很小，故微粒浓度顺序为c(NH4+) c(Na+) c(NH3H2O) c(OH-)，选择D。（三）、判断溶液中离子能否大量共存考虑离子能否大量共存应从下面几个方面考虑：1离子间能否发生复分解反应不能大量共存，复分解反应发生的条件为有：有难溶物、挥发性物质、难电离物质生成2离子间能发生互促水解，不能大量共存(能互促水解的见上一知识点)3离子间发生氧化还原反应不能大量共存注意 ：判断离子是否大量共存还有许多隐含的条件，如：“无色透明”、“强酸性”、“强碱性”、“pH=X”等。有色离子通常有：Cu2+、Fe3+、Fe2+、MnO4。题目中有酸性或碱性的条件，在考虑共存时应加H+或OH-。4.下列离子组中因相互促进水解而不能共存的离子组是A、H2PO4、Na、Cl、OH B、Al3、Na、HCO3、SO42C、H、Fe2、NO3、SO42 D、S2-、Na+、Cl-、Al3+解析：由题意所知，本题是要找出因为水解而不能共存的选项。A选项中H2PO4与OH不能共存，但其原因是此反应为中和反应不符合题意。B选项HCO3水解显碱性生成的OH与Al3生成难溶于水的Al(OH)3，从而进一步促进了水解使反应趋于完全符合题意。C选项：Fe2与NO3在酸性条件下发生氧化还原反应，而不能共存，但是与题意不符。D选项：S2-水解显碱性生成的OH与Al3生成难溶于水的Al(OH)3，从而促进水解符合题意。答案：B、D（四）、判断酸式盐溶液的酸碱性的方法酸式盐的水溶液显什么性质，这要看该盐的组成微粒的性质。要考虑酸式酸根离子(以HR为例)在水溶液中的电离情况和水解情况。（如果不考虑阳离子水解的因素）(1)强酸的酸式盐只电离，不水解，一定显酸性(2)弱酸的酸式盐存在两种趋势：很显然如果电离的趋势占优势，则显酸性，如H2PO4、HSO3等；如果水解的趋势占优势，则显碱性，如：HCO3、HS、HPO42。（五）、配制某些盐的溶液和某些盐的制取实验室在配制某些盐溶液时，常要加入少量酸或碱，以抑制盐的水解。如配制CuSO4溶液时，先加入少量稀H2SO4。配制FeCl3溶液时，先加入少量HCl溶液。当某些组成盐的阴阳离子对应的酸、碱都是很弱电解质时，不能利用复分解反应来制取。如制取Al2S3，应用2Al+3SAl2S3，而不能用AlCl3与Na2S的复分解反应制取，因为，它们在水溶液中发生了：2AlCl3+3Na2S+6H2O=2Al(OH)3+3H2S+6NaCl（六）、泡沫灭火剂的反应原理泡沫灭火剂的主要原料为NaHCO3和Al2(SO4)3，其中的HCO和Al3+对应的酸和碱都是非常弱的，且H2CO3不稳定，当这两种盐相遇时，它们发生了如下反应：Al3+3 HCO3=Al(OH)3+3CO2（七）、明矾和氯