化学选修《化学反应原理》知识点总结

化学反应原理知识点摘要第一章：化学反应和能量变化1，反应热和焓变化：H=H(产品)-H(反应物)反应物产品反应过程能量反应物的总能量活着的东西总能量H02、反应热与物质能量的关系能量反应物反应过程反应物的总能量产品活着的东西总能量H03、反应热与结合能的关系H=反应物的结合能-产物的结合能之和4、一般吸热、放热反应一般发热反应：活性金属与水或酸反应酸碱中和反应燃烧反应大多数化合反应铝热反应一般吸热反应大部分分解反应2n H4 cl(s)ba(oh)28 H2O(s)=bacl 2 2n H3 10h 2o C(s) H2O(g) CO H2 CO2 C2 CO5、反应条件与吸热、放热的关系：反应是吸热还是放热与反应条件无关，这取决于反应物和产物与总能量(或焓)的相对大小。6、写热化学方程式除了遵循写化学方程式的要求外，还应注意以下事项：放热反应H为-，吸热反应H为“”，H的单位为kJ/mol反应热H与测量条件(温度、压力等)有关，因此要注意H测量条件。绝大多数化学反应的H是在298K，101Pa下测量的，没有注明温度和压力。在热化学方程式中，每种物质的化学式前面的系数只表示该物质的物质量，不表示物质的分子或原子的数量，因此化学量的测定可以是分数或小数。必须表示物质的聚集状态，热化学方程式是表示反应完成的数字，因此方程式中化学方程式前的测量数量必须等于H；如果反应反转，则反应列值相同，符号相反。7、使用盖斯的规律进行简单计算8、写电极反应：活性电极：电极本身的电子损耗电解：阳极： (连接电源的阳极)氧化反应惰性电极：溶液中负离子损失电子(放电顺序：I-Br-Cl-OH-)阴极：(连接电源的阴极)引起溶液中的正离子变成电子的还原反应(放电顺序：Ag Cu2 H)注意：使用电极反应式时，用实际放电的离子表示电解反应的一般方程是“供电”如果电极反应的离子来自水或其他弱电解质的电离，则总反应离子方程式用化学表达式表示主电池：阴极：阴极本身失去电子，m Mn ne-溶液中阳离子电子nm me- n阳极：2 h 2e- H2 阴极和电解质溶液不能直接反应：O2 4e- 2H2O4OH-(即发生氧腐蚀)使用电极反应时，电极产物是否与电解质溶液中的离子反应，反应时，必须在电极反应中使用最终产物。9、应用电解原理：氯碱工业：阳极(石墨):1cl- Cl2e-(Cl2的检查：将湿润的淀粉碘化钾试纸靠近进气口，证明试纸变蓝，产生了Cl2)。阴极：2h 2e-H2(阴极产物为H2，NaOH)。现象(酚酞注入):气泡逸出，溶液变红。铜电解精炼：电极材料：铜为阳极，纯铜为阴极。电解质溶液：硫酸酸化硫酸铜溶液电镀：电极材料：电镀金属为阳极，惰性电极为阳极，电镀产品用作阴极。电解质溶液是包含涂层金属阳离子的盐溶液。10、化学电源燃料电池：先用总电池反应(类似于可燃物的燃烧)。阳极反应(氧化剂为电子，通常为O2 4e- 2H2O4OH-(中性、碱性溶液)O2 4e- 4H 2H2O(酸性水溶液)。阴极反应=电池反应-阳极反应(电子传递必须相同)放电电池：相当于主电池的放电，充电时的电解槽(主电池的阴极连接电源的阴极，阴极连接主电池的正极，正极连接二次电池)；11、计算时遵循电子保留，常用关系：2 H2 O2 2c L2 2cu 4ag 4oh- 4h 4e-12、金属腐蚀：电解阳极引起的腐蚀一次电池阴极引起的腐蚀化学腐蚀一次电池阳极电解阴极钢主要在空气中产生氧腐蚀。阴极：2Fe 2Fe 2 4e-阳极：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、反应方向的判断标准：H-TS0，反应可以自行实现；H-TS=0，反应达到平衡状态H-TS0反应不是自发的。此标准表示在特定条件下发生自发反应的可能性，实际上是否发生反应(计算时注意单位的转换)，教科书P40T3无法说明2、化学平衡常数：平衡常数的大小反映了化学反应可以进行的程度，说明平衡常数越大，反应就越完美。平衡常数表达中不包含的纯固体或纯溶剂的反应平衡常数的表达与写化学方程式的方式有关，单位与写方程式的方式一一对应。对于给定的化学反应，正反反应的平衡常数是相互的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对平衡常数的影响。温度升高，化学平衡常数增加或减少与反应吸热释放有关。3、平衡状态的指示：同一物质的v正=v反各组分物质的量、质量、含量、浓度(颜色)保持不变。气体总物质量、总压力、气体平均分子量保持VG0的反应密度适用于非纯气体反应或体积发生变化的容器4、惰性气体对化学平衡的影响在一定压力下填充惰性气体会增加体积，减少反应系统浓度，相当于减压对平衡的影响当一定容量充满惰性气体时，各成分的浓度不变，速度不变，平衡不动对于vg=0的可逆反应，在平衡系统中添加惰性气体，在一定容量、一定压力下平衡不会移动5，等效平衡：恒温恒压适用于气体参与的所有可逆反应，如果将转换后的物质量定为与原来添加的物质量相同的比例，则达到等效平衡。平衡时，各组的百分比相同，浓度相同，转化率相同。恒温恒温抗量，vg=0的反应是，只要将转换后的物质量保持在与原来添加的物质量相同的比率，就达到同等平衡。平衡时，各组的100%含量相同，转化率相同。等效平衡：恒温恒容量适合气体参与的所有可逆反应，如果转换后的物质量等于原来添加的物质量，则达到等效平衡。均衡后，各组物质量相同，100%含量相同，浓度相同。6，膨胀问题：aA(g) bB(g)cC(g)只填充一种反应物，平衡右移，增加其他反应物的转化率。但是，其本身的转换率会下降两种反应物按原比例充电，一定容量等于加压，一定压力等于等效平衡初始基准系数与填充反应物或填充产物，平衡时重新填充产物，固定容量时间为加压，静压时等效平衡化学反应速率：速度计算比较；浓度(温度、浓度、压力、催化剂)对化学速度的影响；分析V-t图表第三章物质在水溶液中的行为1、强度电解质：强电解质：完全电离，不含溶质分子的溶液，电离方程“=”和一步电离；强酸、碱和大部分盐属于强电解质。弱电解质：部分电离，其溶液中有溶质分子，电离方程为“，多变量弱酸的电离方程分阶段写，其余弱电解质的电离一阶段完成；弱酸，弱碱，水是弱电解质。常见碱：kou、nah、Ca(OH)2，bar(OH)2是强碱，其馀是弱碱；常见酸：HCl、HBr、HI、HNO3、H2SO4为强酸，其馀为弱酸性；注：强酸性酸盐的电离是一步完成的。弱酸的酸盐应该分阶段使用，例如NaHSO4=Na H SO42-。例如，NaHCO3=Na HCO3-，HCO3- CO32- H2、电离平衡电离平衡是一种平衡，遵循平衡的一般规律。添加温度、浓度、药电解质等离子或与药电解质反应的物质，就会产生平衡运动电离平衡常数(Ka或Kb)表征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就越大。ka或Kb是受温度影响的平衡常数类型，就像化学平衡常数一样。温度升高，电离常数增加。3、水离子化：h2oh-，H0。能提高温度或在水中酸、碱或水解的盐会引起水的电离平衡移动。稀水溶液中均存在，H OH-是水的离子乘积(kw)的常数。Kw是温度常数，仅受温度影响，与h或OH-浓度无关。溶液的酸性是h和OH-浓度的相对大小，与任何值都没有直接关系。溶液的h浓度为1mol/L时用pH表示。无论是单溶液还是溶液混合后求出pH，都遵循同样的原则。如果溶液是酸性的，请先求出c(H)。如果溶液是碱性的，首先求出c(OH-)，从Kw求出c(H)，然后求出pH。在水中添加酸或碱会抑制水的电离，产生离开水力发电的c(H)或c(OH-)10-7mol/LC(H )H2O=c(OH-)H2O。如果溶液是水的电离的c(H )=10-13mol/L，则溶液可以是强酸，也可以是强碱。也就是说，在室温下，pH=1或13将水解的盐添加到水中，以促进水的电离，并使水能够电离的c(H)或c(OH-)10-7mol/L(例如，具有水的电离的c(H )=10-5mol/L)(在本例中，溶液是酸性的，即硅)4、盐水解只有盐在溶液中电离的离子水解。本质是由盐电离的离子和水力发电从h或oh分离，产生弱电解质，通过降低h或OH-的浓度促进水的电离。影响因素：温度：温度：温度升高促进水解浓度：稀释促进水解溶液酸碱离子效应编写水解方程式：单一离子的水解：一般很弱，使用，产物不显示“”；多元弱酸盐的水解方程要分阶段写双水解有两种情况。最终水解，产生气体，沉淀，=，标记“”。部分水解，沉淀，无气，使用，产品不显示“”盐水解的应用：测定溶液中的酸碱含量测定盐溶液中的离子种类及其浓度大小离子共存测定特定盐溶液加热富集或蒸汽干燥时的产物(如AlCl3溶液 FeCl3溶液 Fe(OH)3胶体Fe(Fe)