《化学反应原理》全册知识点归纳

1/16《化学反应原理》知识点归纳第一章化学反应与能量一、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(△H)的意义：在恒压条件下进行的化学反应的热效应。⑴符号——△H；⑵单位——kJ/mol。3．产生原因：化学键断裂——吸热；化学键形成——放热。键能越大，物质所含能量越低，物质越稳定；键能越小，物质所含能量越高，物质越不稳定。放热反应——反应物的总能量高于生成物的总能量(放出的热量＞吸收的热量)；△H为“－”或△H＜0。吸热反应——反应物的总能量低于生成物的总能量(吸收的热量＞放出的热量)△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钠与水的反应常见的吸热反应：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盐的水解二、热化学方程式1．能表示参加反应物质的量和反应热的关系的化学方程式，叫热化学方程式。2．书写热化学方程式注意要点：⑴热化学方程式必须标出能量变化。⑵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)。⑶热化学反应方程式要指明反应时的温度和压强(对于25℃、101kPa时进行的反应可以不注明)。⑷热化学方程式中的化学计量数可以是整数，也可以是分数。⑸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。2．注意点：⑴研究条件：25℃，101kPa。⑵反应程度：完全燃烧，产物是稳定的化合物。⑶燃烧物的物质的量：1mol。⑷研究内容：放出的热量。（△H＜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。4．中和热的测定实验⑴实验的简易装置见右图环形玻璃棒的优点在于:①减少热量的损失；②上下移动搅拌的面积大、范围广。⑵实验中的注意事项：①用隔热装置且操作要快，尽量减少热量散失；②酸碱的浓度宜小不宜大，宜碱稍过量且量要准确a、浓度要越精确越好b、量体积的容器越精确越好，最好用酸式滴定管或碱式滴定管③温度计越精确越好④注意控制反应时间和记录温度的时段⑤中和热的测定最好在20℃左右的环境温度条件下进行，不宜低于10℃以下，否则低温环境容易散热，会使中和热的测定值明显偏低。⑥做2～3次，取平均值五、盖斯定律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。第二章化学反应速率和化学平衡一、化学反应速率1．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浓度的变化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)等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．外因对化学反应速率影响的变化规律条件变化活化分子的量的变化v变化反应物的浓度增大单位体积里总数目增多，百分数不变增大减小单位体积里总数目减少，百分数不变减小气体反应物的压强增大单位体积里总数目增多，百分数不变增大减小单位体积里总数目减少，百分数不变减小反应物的温度升高百分数增大，单位体积里总数目增多增大降低百分数减小，单位体积里总数目减少减小反应的催化剂使用百分数剧增，单位体积里总数目剧增剧增撤去百分数锐减，单位体积里总数目锐减锐减环形玻璃搅拌棒温度计碎泡沫塑料搅拌棒3/16其他光、电磁波、超声波、固体反应物颗粒的大小、溶剂有影响注意：⑴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。⑵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㈠化学平衡状态1．定义：一定条件下，当一个可逆反应进行到正逆反应速率相等时，各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⑴逆（研究对象是可逆反应）⑵等（同一物质的正逆反应速率相等）⑶动[动态平衡，v(正)＝v(逆)≠0]⑷定（各物质的浓度与质量分数恒定）⑸变（条件改变，平衡发生变化）3．判断平衡的依据判断可逆反应达到平衡状态的方法和依据例举反应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平衡正、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)不一定平衡④在单位时间内生成nmolB，同时消耗了qmolD，因均指v(逆)不一定平衡压强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）不一定平衡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时不一定平衡温度任何反应都伴随着能量变化，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平衡其他如体系颜色不再变化等平衡㈡影响化学平衡移动的因素1．浓度对化学平衡移动的影响⑴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。⑵增加固体或纯液体的量，由于浓度不变，所以平衡不移动。⑶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：⑴改变压强不能使无气态物质存在的化学平衡发生移动。⑵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㈠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。符号为K。㈡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平衡时的浓度，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，可以看做是常数而不写入公式。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。㈢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＞105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。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(正反应的ΔH＞0)。若温度升高，K值减小，则正反应为放热反应(正反应的ΔH＜0)。四、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．类型5/16⑴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：必须保证一边倒后反应物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。⑵定温，定压的等效平衡只要保证一边倒之后反应物的物质的量之比与原来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：⑴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。⑵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。⑶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)。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：⑴ΔH为负，ΔS为正时，通常状况下反应都能自发进行。⑵ΔH为正，ΔS为负时，任何温度下反应都不能自发进行。第三章水溶液中的离子平衡一、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。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电离成离子的电解质。强电解质：强酸、强碱、大多数盐，如HCl、NaOH、NaCl、(NH4)2SO4、NaAc、BaSO4弱电解质：弱酸、弱碱、极少数盐、水，如HAc、HClO、NH3·H2O、Cu(OH)2、H2O非电解质：非金属氧化物、大部分有机物、氨，如CO2、SO3、NH3、C2H5OH、CCl42．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的强弱、溶解性物质单质化合物电解质混合物纯净物非电解质强电解质弱电解质的大小无必然联系。3．电离平衡：在一定的条件下，当弱电解质分子电离成离子的速率和离子结合成弱电解质分子的速率相等时，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：⑴温度：电离一般吸热，升温有利于电离。⑵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，但其酸性(或碱性)会减弱。⑶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，会抑制电离。⑷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表示酸的，Kb表示碱的)。表示方法：ABA＋＋B－Ki＝)AB()B()A(-ccc影响因素：⑴电离常数的