《化学反应原理》知识点

1选修４化学反应原理第一章一、焓变反应热１．反应热：一定条件下，一定物质的量的反应物之间完全反应所放出或吸收的热量。２．焓变（ΔＨ）的意义：在恒压条件下进行的化学反应的热效应，符号：△Ｈ。单位ｋＪ／ｍｏｌ。３．产生原因：化学键断裂—吸热，化学键形成—放热。放出热量的化学反应。（放热＞吸热）△Ｈ为“－”或△Ｈ＜０。吸收热量的化学反应。（吸热＞放热）△Ｈ为“＋”或△Ｈ＞０。☆常见的放热反应：①所有的燃烧反应②酸碱中和反应③大多数的化合反应④金属与酸的反应⑤生石灰和水反应⑥浓硫酸稀释、氢氧化钠固体溶解。☆常见的吸热反应：①晶体Ｂａ（ＯＨ）２·８Ｈ２Ｏ与ＮＨ４Ｃｌ②大多数的分解反应③以Ｈ２、ＣＯ、Ｃ为还原剂的氧化还原反应④铵盐溶解等。二、热化学方程式书写化学方程式注意要点：①热化学方程式必须标出能量变化。②热化学方程式中必须标明反应物和生成物的聚集状态（ｇ，ｌ，ｓ分别表示固态，液态，气态，水溶液中溶质用ａｑ表示）。③热化学反应方程式要指明反应时的温度和压强。④热化学方程式中的化学计量数可以是整数，也可以是分数。⑤各物质系数加倍，△Ｈ加倍；反应逆向进行，△Ｈ改变符号，数值不变。三、燃烧热１．概念：２５℃，１０１ｋＰａ时，１ｍｏｌ纯物质完全燃烧生成稳定的化合物时所放出的热量。燃烧热的单位用ｋＪ／ｍｏｌ表示。注意以下几点：①研究条件：１０１ｋＰａ。②反应程度：完全燃烧，产物是稳定的氧化物。③燃烧物的物质的量：１ｍｏｌ。④研究内容：放出的热量。（ΔＨ＜０，单位ｋＪ／ｍｏｌ）四、中和热１．概念：在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应而生成１ｍｏｌＨ２Ｏ，这时的反应热叫中和热。２．强酸与强碱的中和反应其实质是Ｈ＋和ＯＨ－反应，其热化学方程式为：Ｈ＋（ａｑ）＋ＯＨ－（ａｑ）＝Ｈ２Ｏ（ｌ）ΔＨ＝－５７．３ｋＪ／ｍｏｌ３．弱酸或弱碱电离要吸收热量，所以它们参加中和反应时的中和热小于５７．３ｋＪ／ｍｏｌ。五、盖斯定律１．内容：化学反应的反应热只与反应的始态（各反应物）和终态（各生成物）有关，而与具体反应进行的途径无关，如果一个反应可以分几步进行，则各分步反应的反应热之和与该反应一步完成的反应热是相同的。第二章一、化学反应速率１．化学反应速率（ｖ）2⑴定义：用来衡量化学反应的快慢，单位时间内反应物或生成物的物质的量的变化。⑵表示方法：单位时间内反应浓度的减少或生成物浓度的增加来表示。⑶计算公式：ｖ＝Δｃ／Δｔ（υ：平均速率，Δｃ：浓度变化，Δｔ：时间）单位：ｍｏｌ／（Ｌ·ｓ）。⑷影响因素：①决定因素（内因）：反应物的性质（决定因素），②条件因素（外因）：反应所处的条件。２．※注意：（１）、参加反应的物质为固体和液体，由于压强的变化对浓度几乎无影响，可以认为反应速率不变。（２）、惰性气体对于速率的影响①恒温恒容时：充入惰性气体→总压增大，但是各分压不变，各物质浓度不变→反应速率不变。②恒温恒体时：充入惰性气体→体积增大→各反应物浓度减小→反应速率减慢二、化学平衡（一）１．定义：化学平衡状态：一定条件下，当一个可逆反应进行到正逆反应速率相等时，更组成成分浓度不再改变，达到表面上静止的一种“平衡”，这就是这个反应所能达到的限度即化学平衡状态。２、化学平衡的特征逆（研究前提是可逆反应）等（同一物质的正逆反应速率相等）动（动态平衡）定（各物质的浓度与质量分数恒定）变（条件改变，平衡发生变化）３、判断平衡的依据例举反应ｍＡ（ｇ）＋ｎＢ（ｇ）ｐＣ（ｇ）＋ｑＤ（ｇ）混合物体系中各成分的含量①各物质的物质的量或各物质的物质的量的分数一定平衡②各物质的质量或各物质质量分数一定平衡③各气体的体积或体积分数一定平衡④总体积、总压力、总物质的量一定不一定正、逆反应速率的关系①在单位时间内消耗了ｍｍｏｌＡ同时生成ｍｍｏｌＡ，即Ｖ（正）＝Ｖ（逆）平衡②在单位时间内消耗了ｎｍｏｌＢ同时消耗了ｐｍｏｌＣ，则Ｖ（正）＝Ｖ（逆）平衡③Ｖ（Ａ）：Ｖ（Ｂ）：Ｖ（Ｃ）：Ｖ（Ｄ）＝ｍ：ｎ：ｐ：ｑ，Ｖ（正）不一定等于Ｖ（逆）不一定④在单位时间内生成ｎｍｏｌＢ，同时消耗了ｑｍｏｌＤ，因均指Ｖ（逆）不一定压强①ｍ＋ｎ≠ｐ＋ｑ时，总压力一定（其他条件一定）平衡②ｍ＋ｎ＝ｐ＋ｑ时，总压力一定（其他条件一定）不一定混合气体平均相对分子质量Ｍｒ①Ｍｒ一定时，只有当ｍ＋ｎ≠ｐ＋ｑ时平衡②Ｍｒ一定时，但ｍ＋ｎ＝ｐ＋ｑ时不一定温度任何反应伴随着能量变化，当体系温度一定时（其他不变）平衡体系的密度密度一定不一定其他如体系颜色不再变化等平衡3（二）影响化学平衡移动的因素１、浓度对化学平衡移动的影响（１）影响规律：在其他条件不变的情况下，增大反应物的浓度或减少生成物的浓度，都可以使平衡向正方向移动；增大生成物的浓度或减小反应物的浓度，都可以使平衡向逆方向移动。（２）增加固体或纯液体的量，由于浓度不变，所以平衡不移动。（３）在溶液中进行的反应，如果稀释溶液，反应物浓度减小，生成物浓度也减小，Ｖ正减小，Ｖ逆也减小，但是减小的程度不同，总的结果是化学平衡向反应方程式中化学计量数之和大的方向移动。２、温度对化学平衡移动的影响影响规律：在其他条件不变的情况下，温度升高会使化学平衡向着吸热反应方向移动，温度降低会使化学平衡向着放热反应方向移动。３、压强对化学平衡移动的影响影响规律：其他条件不变时，增大压强，会使平衡向着体积缩小方向移动；减小压强，会使平衡向着体积增大方向移动。注意：（１）改变压强不能使无气态物质存在的化学平衡发生移动（２）气体减压或增压与溶液稀释或浓缩的化学平衡移动规律相似４．催化剂对化学平衡的影响：由于使用催化剂对正反应速率和逆反应速率影响的程度是等同的，所以平衡不移动。但是使用催化剂可以影响可逆反应达到平衡所需的时间。５．勒夏特列原理（平衡移动原理）：如果改变影响平衡的条件之一（如温度，压强，浓度），平衡向着能够减弱这种改变的方向移动。三、化学平衡常数（一）定义：在一定温度下，当一个反应达到化学平衡时，生成物浓度幂之积与反应物浓度幂之积的比值是一个常数比值。符号：Ｋ（二）使用化学平衡常数Ｋ应注意的问题：１、表达式中各物质的浓度是变化的浓度，不是起始浓度也不是物质的量。２、Ｋ只与温度（Ｔ）有关，与反应物或生成物的浓度无关。３、反应物或生产物中有固体或纯液体存在时，由于其浓度是固定不变的，可以看做是“１”而不代入公式。４、稀溶液中进行的反应，如有水参加，水的浓度不必写在平衡关系式中。（三）化学平衡常数Ｋ的应用：１、化学平衡常数值的大小是可逆反应进行程度的标志。Ｋ值越大，说明平衡时生成物的浓度越大，它的正向反应进行的程度越大，即该反应进行得越完全，反应物转化率越高。反之，则相反。一般地，Ｋ＞１０—５时，该反应就进行得基本完全了。２、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。（四）、等效平衡4１、概念：在一定条件下（定温、定容或定温、定压），只是起始加入情况不同的同一可逆反应达到平衡后，任何相同组分的百分含量均相同，这样的化学平衡互称为等效平衡。２、分类（１）定温，定容条件下的等效平衡。第一类：对于反应前后气体分子数改变的可逆反应：必须要保证化学计量数之比与原来相同；同时必须保证平衡式左右两边同一边的物质的量与原来相同。第二类：对于反应前后气体分子数不变的可逆反应：只要反应物的物质的量的比例与原来相同即可视为二者等效。（２）定温，定压的等效平衡只要保证可逆反应化学计量数之比相同即可视为等效平衡。五、化学反应进行的方向１、反应熵变与反应方向：（１）熵：物质的一个状态函数，用来描述体系的混乱度，符号为Ｓ。单位：Ｊ•ｍｏｌ－１•Ｋ－１。（２）体系趋向于有序转变为无序，导致体系的熵增加，这叫做熵增加原理，也是反应方向判断的依据。（３）同一物质，在气态时熵值最大，液态时次之，固态时最小。２、反应方向判断依据在温度、压强一定的条件下，化学反应的判读依据为：ΔＨ－ＴΔＳ〈０反应能自发进行ΔＨ－ＴΔＳ＝０反应达到平衡状态ΔＨ－ＴΔＳ〉０反应不能自发进行注意：（１）ΔＨ为负，ΔＳ为正时，任何温度反应都能自发进行（２）ΔＨ为正，ΔＳ为负时，任何温度反应都不能自发进行第三章一、弱电解质的电离１、定义：电解质：在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物，叫电解质。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。２、电解质与非电解质本质区别：电解质—离子化合物或共价化合物，非电解质——共价化合物。注意：①电解质、非电解质都是化合物②ＳＯ２、ＮＨ３、ＣＯ２等属于非电解质③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：物质单质化合物电解质非电解质：非金属氧化物，大部分有机物。如SO3、CO2、C6H12O6、CCl4、CH2=CH2……强电解质：强酸，强碱，大多数盐。如HCl、NaOH、NaCl、BaSO4……弱电解质：弱酸，弱碱，极少数盐，水。如HClO、NH3·H2O、Cu(OH)2……H2O……混和物纯净物5Ａ、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。９、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）。１０、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－］／［ＡＢ］１１、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：Ｈ２ＳＯ３＞Ｈ３ＰＯ４＞ＨＦ＞ＣＨ３ＣＯＯＨ＞Ｈ２ＣＯ３＞Ｈ２Ｓ＞ＨＣｌＯ二、水的电离和溶液的酸碱性１、水电离平衡：水的离子积：ＫＷ＝ｃ［Ｈ＋］·ｃ［ＯＨ－］２５℃时，［Ｈ＋］＝［ＯＨ－］＝１０－７ｍｏｌ／Ｌ；ＫＷ＝［Ｈ＋］·［ＯＨ－］＝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ＫＷ〈１０－１４。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ＫＷ〉１０－１４。４、溶液的酸碱性和ｐＨ：（１）ｐＨ＝－ｌｇｃ［Ｈ＋］（２）ｐＨ的测定方法：酸碱指示剂——甲基橙、石蕊、酚酞。变色范围：甲基橙３．１～４．４（橙色）石蕊５．０～８．０（紫色）酚酞８．２～１０．０（浅红色）。ｐＨ试纸—操作：玻璃棒蘸取未知液体在试纸上，然后与标准比色卡对比。注意：①事先不能用水湿润ＰＨ试纸；②广泛ｐＨ试纸只能读取整数值或范围。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＋离子物质的量相加除以总体积，再求其它）［Ｈ＋］混＝（［Ｈ＋］１Ｖ１＋［Ｈ＋］２Ｖ２）／（Ｖ１＋Ｖ２）２、强碱与强碱的混合：（先求［ＯＨ－］混：将两种酸中的ＯＨ-离子物质的量相加除以总体积，再求其它）［ＯＨ－］混＝（［ＯＨ－］１Ｖ１＋［ＯＨ－］２Ｖ２）／（Ｖ１＋Ｖ２）（注意：不能直接计算［Ｈ＋］混）３、强酸与强碱的混合：（先据Ｈ＋＋ＯＨ－＝Ｈ２Ｏ计