56化学反应与能量变化

第一章化学反应与能量第一节化学反应与能量变化一、焓变、反应热化学键与化学反应中的能量变化的关系、△H的计算式常见的吸热反应、放热反应及其对应图像二、热化学方程式的书写(结合燃烧热、中和热)燃烧热：常见物质有乙醇、甲烷、丙烷、乙烯中和热：H+(aq)+OH-(aq)=H2O(l)△H=-57.3kJ/mol△H大小的比较三、中和热的测定环形玻璃搅拌棒、实验大概步骤、操作注意之处及原因一、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（1）.符号：△H（2）.单位：kJ/mol☆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、氢氧化钠固体溶解等☆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铵盐溶解等第二节燃烧热一、燃烧热．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：101kPa②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：1mol④研究内容：放出的热量。（ΔH0，单位kJ/mol）二、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。第三节化学反应热的计算一、盖斯定律(主要是应用)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。2、运用：根据盖斯定律，可以设计反应求出另一个反应的反应热。二、反应热的计算反应热的计算类型：A.根据反应热的概念的计算B根据热化学方程式的计算C根据化学键键能的计算D利用盖斯定律的计算第二章化学反应速率和化学平衡第一节化学反应速率一、化学反应速率化学反应速率（v）⑴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）：反应所处的条件影响因素变化规律注意※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→反应速率减慢一、有效碰撞理论活化分子；活化能；活化分子百分数；有效碰撞二、外界条件对化学平衡的影响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。外界条件对化学平衡的影响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外界条件对反应速率的影响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。第三节化学平衡一、化学平衡状态的建立定义、特征(5个)、化学平衡状态标志的判断(变量不变)影响化学平衡状态的因素(浓度、温度、压强)及平衡的移动催化剂不能使平衡发生移动、勒夏特列原理等效平衡全等(任何化学平衡)相似恒T恒P(无需看分子数)：相似或全等恒T恒V(看分子数)分子数不变：相似/全等分子数改变：全等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）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。化学平衡图像速率——时间(判断改变条件、平衡移动)转化率——温度——压强(定一变二)转化率——T/P——时间(先拐先平数值大)二、化学平衡常数定义：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1、表达式中各物质的浓度是平衡时的浓度。2、K只与温度（T）有关，与反应物或生成物的浓度或建立平衡的方向无关。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、对于一个化学反应，K值不唯一.与方程式中化学计量数有关。使用化学平衡常数K应注意的问题：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，K105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）QC〈K:反应向正反应方向进行;QC=K:反应处于平衡状态;QC〉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等效平衡1、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：即：等量即等效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。即：等比即等效（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。即：等比即等效第四节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。即S(g)〉S(l)〉S(s)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水溶液中的离子平衡第一节弱电解质的电离一、强弱电解质常见的强弱电解质的类型并学会判断与导电性、溶解性无关二、弱电解质的电离平衡电离方程式的书写(强等号、弱可逆、多元弱酸分步写、多元弱碱一步完、NaHSO4、NaHCO3)影响电离平衡的因素(浓度、温度、稀释、同离子效应、化学反应)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。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……混合物纯净物二、弱电解质的电离平衡1,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分子速率相等时，电离过程就达到了平衡状态，这叫电离平衡。2，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。三电离常数1，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-Ka=[A+][B-]/[AB]2、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第二节水的电离与溶液酸碱性一、水的电离水的离子积(常温1.0×10-14)、只与温度有关影响水电离的因素(温度、加酸/碱、加会水解的盐)二、溶液的酸碱性与pH酸碱性本质(H+、OH-浓度相对大小)、pH=-lgc(H+)pH的计算(稀释、两强的混合、酸碱混合)酸碱中和滴定(仪器、操作步骤、终点现象、误差分析、实验结果数据处理)水的电离和溶液的酸碱性1、水电离平衡：H2OH++OH-水的离子积：KW=c[H+]·c[OH-]25℃时,[H+]=[OH-]=10-7mol/L;KW=[H+]·[OH-]=1*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〈1*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〉1*10-14第三节盐类水解一、盐类水解强酸强碱盐、强酸弱碱盐、强碱弱酸盐的酸碱性原因、实质、规律、水解的离子方程式的书写影响水解平衡的因素(温度、浓度、稀释、加酸/碱、双水解)二、盐类水解的应用pH大小的比较、离子共存、同种离子不同溶液的浓度比较离子浓度大小顺序(同一溶液中、两种溶液的混合)三大守恒(电荷守恒、物料守恒、质子守恒)第四节难溶电解质的溶解平衡1、难溶电解质的溶解平衡的一些常见知识（1）溶解度小于0.01g的电解质称难溶电解质。（2）反应后离子浓度降至1*10-5以下的反应为完全反应。如酸碱中和时[H+]降至10-7mol/L10-5mol/L，故为完全反应，用“=”，常见的难溶物在水中的离子浓度均远低于10-5mol/L，故均用“=”。（3）难溶并非不溶，任何难溶物在水中均存在溶解平衡。（4）掌握三种