山东2020届高三化学一轮 43化学反应原理知识点学案

化学反应原理知识点总结第一章：化学反应和能量变化1、反应热和焓：H=H (生成物)-H (反应物)反应物产物反应过程能源反应物的总能量生成物的总能量H02 .反应热与物质能量的关系能源反应物反应过程反应物的总能量产物生成物的总能量H03 .反应热与结合能的关系H=反应物结合能的总和-生成物的结合能的总和4、常见的吸热、发热反应常见发热反应：活性金属与水或酸反应酸碱中和反应燃烧反应多种化合反应铝热反应常见的吸热反应多数分解反应NH4cl (s ) ba (oh ) 28h2o (s )=bacl2NH 310 h2o C(s) H2O(g) CO H2 CO2 C2 CO5、反应条件与吸热发热的关系：反应是吸热还是发热与反应的条件没有必然的关系，取决于反应物和生成物具有的总能量(或焓)的相对大小。6、写热化学方程不仅要遵循写化学方程的要求，还要注意以下几点发热反应h为-，吸热反应h为h单位为kJ/mol反应热H与测定条件(温度、压力等)有关，因此H的测定条件需要注意的大部分化学反应的H在298K、101Pa下测定，温度和压力没有明确记载。热化学方程式中各物质的化学式之前的系数仅表示该物质的物质量，并不表示物质的分子或原子数，因此化学计量数可以是点数或小数。 由于必须说明物质的凝聚状态，热化学方程式表示反应完成的数，因此方程式中的化学式之前的计量数当必须对应于H的反应反向进行时，反应热的值相等，符号相反。7 .利用盖斯定律进行简单的计算8、电极反应标记：活性电极：电极自身失去电子电解：阳极：(与电源正极连接)引起氧化反应的惰性电极：溶液中的阴离子失去电子(放电顺序： I-Br-Cl-OH-)阴极： (与电源的负极连接)发生还原反应，溶液中的阳离子得到电子(放电顺序： Ag Cu2 H )注意：写电极反应式时，用实际放电的离子表示电解反应的总方程应注明“通电”电极反应中的离子来源于与水或其他弱电解质的电离时，全反应离子方程式用化学式表示一次电池：负极：负极自身失去电子，MMn ne-溶液中的阳离子得到电子Nm me-N正极： 2H 2e-H2负极与电解质溶液不直接反应： O2 4e- 2H2O4OH-(即发生吸氧腐蚀)写电极反应时，要注意电极生成物和电解质溶液中的离子是否反应，反应时，在电极反应中写最终生成物。9 .电解原理的应用：氯碱工业：阳极(石墨) :2Cl-Cl2 2e-(Cl2 )的检查：使湿润的淀粉碘化钾试纸靠近出口，试纸变蓝，证明生成了Cl2。阴极：2H 2e-H2(阴极生成物为H2、NaOH。 现象(苯酚酞滴加):气泡逃逸，溶液变红。铜的电解精炼：电极材料：粗铜为阳极，纯铜为阴极。 电解质溶液：硫酸氧化的硫酸铜溶液电镀：电极材料：以电镀金属为阳极(也可以以惰性电极为阳极)，以电镀部件为阴极。 电解质溶液是含有电镀金属阳离子的盐溶液。10 .化学电源燃料电池：首先写出电池的总反应(类似可燃物的燃烧)写作正极反应(氧化剂引起电子，一般为O2 4e- 2H2O4OH-(中性、碱溶液)O2 4e- 4H 2H2O (酸性水溶液)。 负极反应=电池反应-正极反应(电子转移必须相等)充放电电池：放电时相当于一次电池，充电时相当于电池(一次电池的负极与电源的负极连接，作为阴极，一次电池的正极与电源的正极连接，作为阳极)11、计算时遵循电子保存常用关系式：2h2 o22c l22Cu4 ag4 oh-4h4 e -12、金属腐蚀：电解阳极腐蚀一次电池负极腐蚀化学腐蚀一次电池的正极电解阴极钢铁在空气中主要吸氧腐蚀。 负极：2Fe 2Fe 2 4e-正极： O2 4e- 2H2O4OH-总反应：2Fe O2 2H2O=2Fe(OH)2第二章：化学反应的方向、极限和速度1、反应方向判断根据h-ts 0，反应自发进行，反应变为平衡状态H-TS0反应不是自发性的。 该基准指出在一定的条件下发生自发性反应的可能性，没有说明实际上是否发生反应(计算时注意单位的换算)的教科书P40T32 .化学平衡常数：平衡常数的大小反映了化学反应的可能程度，平衡常数越大，反应就越完全进行。 纯固体或纯溶剂参加的反应不能进入平衡常数的公式平衡常数的公式与化学方程式的写法有关，单位与方程式的写法一一对应。 对于给定的化学反应，正反应的平衡常数互为倒数化学平衡常数受温度的影响，与浓度无关。 温度对化学平衡的影响是通过影响平衡常数来实现的。 温度上升，化学平衡常数增大与反应的吸热有关。3、平衡状态的标识：同一物质的v正=v反各成分的物质的量、质量、含量、浓度(颜色)不变气体的全部物质的量、总压力、气体的平均分子量不变vg0的反应密度适用于非纯气体反应和体积可变的容器4 .惰性气体对化学平衡的影响在恒压时充入惰性气体，体积必然增大，引起反应体系浓度的减少，相当于减压对平衡的影响定容时充填惰性气体，各成分的浓度不变，速度不变，平衡不移动对于vg=0的可逆反应，即使向平衡系统中加入惰性气体，平衡也不会在恒定容量、恒定电压下移动5、等效平衡：恒温恒定电压适用于所有气体参与的可逆反应，如果转化物质的量之比与最初添加的物质的量之比相同，则可以达到等效平衡时各成分的含有率相同，浓度相同，转化率相同。恒温恒容、vg=0的反应，如果转化物质的量比与最初添加的物质的量比相同，则能够达到同等平衡的平衡时各成分的含有率相同，转化率相同。等效平衡：恒温恒容适用于所有气体参与的可逆反应，如果转化物质的量与最初投入的物质的量相同，则可达到同等平衡时各成分的物质量相同，含量相同，浓度相同。6、膨胀问题： aA(g) bB(g)cC(g )只填充一方的反应物，使平衡向右偏移，使另一方的反应物的转化率增大，但其自身的转化率降低2种反应物以原来的比例填充，定容时相当于加压，定电压时等价平衡初期仅填充以系数比填充的反应物或生成物，平衡时填充生成物，定容量时相当于加压，定电压时等价平衡化学反应速度：的速度的计算和比较浓度对化学速度的影响(温度、浓度、压力、催化剂) V-t图的解析第三章物质在水溶液中的行为1、强弱电解质：强电解质：完全电离，其溶液中无溶质分子，电离方程为“=”，进一步电离的强酸、强碱，大部分盐属于强电解质。弱电解质：部分电离，其溶液中存在溶质分子，电离方程用“”多碱弱酸的电离方程分段写出，其馀弱电解质的电离是逐步完成的弱酸、弱碱、水是弱电解质。常见碱： KOH、NaOH、Ca(OH)2、Ba(OH)2为强碱，其馀为弱碱常见酸： HCl、HBr、HI、HNO3、H2SO4为强酸，其馀为弱酸注意：强酸酸性盐的电离是一步完成的。 例如，nahco4=nahco42-，弱酸酸性盐需要进一步写作。 例如NaHCO3=Na HCO3-、HCO3- CO32- H2 .电离平衡电离平衡是平衡的一种，遵循平衡的一般规律。 如果加入与温度、浓度、弱电解质相同离子或与弱电解质反应的物质，则发生平衡的移动电离平衡常数(Ka或Kb )表示弱电解质的电离能力，在一定温度下电离常数越大，弱电解质的电离程度越大。 Ka和Kb是平衡常数的一种，和化学平衡常数一样，只受温度的影响。 温度升高，电离常数增大。3、水的电离： H2OH OH-，H0。 提高温度，在水中加入酸、碱或可水解的盐，会引起水的电离平衡的移动。任何稀薄的水溶液中都存在，H OH-一定，被称为水的离子积(Kw )的Kw是温度常数，与h和OH-浓度无关，只受温度的影响。溶液的酸碱性是h和oh浓度的相对大小，与某数值没有直接关系。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出pH，均遵循相同原则：如果溶液为酸性，则首先求出c(H )的溶液为碱性，则首先求出c(OH-)，由Kw求出c(H )，求出pH。往水中加入酸和碱，可以抑制水的电离，使水和水分离的c(H )和c (oh-)为10-7m ol/lc(H )H2O=c(OH-)H2O . 当某溶液的水电离的c(H )=10-13mol/L时，溶液既可以是强酸性也可以是强碱性，在室温下pH=1或13如果在水中加入水解的盐，促进水的电离，使水电离的c(H )或c(oh-)为10-7mol/l，使某溶液的水电离的c(H )=10-5mol/L，则溶液在酸性，即室温下，pH=5，可能是强酸弱碱盐溶液。4、盐的水解只有盐在溶液中电离的离子才会水解。 本质上盐离子与水结合生成弱电解质，减少h和OH-的浓度，促进水的电离。影响因素：温度：促进升温水解浓度：促进稀释水解溶液的酸碱性同离子效果水解方程式的标记：单一离子的水解：一般情况下微弱，使用时，产物中没有标记为“”的多元弱酸盐的水解方程式必须逐步写出来双重水解中，I水解到最后，生成气体、沉淀，表示为=。ii部分水解、沉淀、无气体使用，产物有“122222222222222652”盐类水解的应用：判断溶液的酸性判断盐溶液中的离子的种类和浓度的大小判断离子的共存判断加热浓缩或蒸发某盐溶液时的产物，例如AlCl3溶液某盐溶液的保存和制备，例如FeCl3溶液某胶体的制备，例如F