化學選修《化學反應原理》知識點總結(jié)
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《化學反應原理》知識點總結(jié) 第一章：化學反應與能量變化 1、反應熱與焓變：△H=H(產(chǎn)物)-H(反應物) 反應物 產(chǎn)物 反應過程 能量 反應物的 總能量 生成物的 總能量 △H>0 2、反應熱與物質(zhì)能量的關(guān)系 能量 反應物 反應過程 反應物的 總能量 產(chǎn)物 生成物的 總能量 △H<0 3、反應熱與鍵能的關(guān)系 △H=反應物的鍵能總和-生成物的鍵能總和 4、常見的吸熱、放熱反應 ⑴常見的放熱反應： ①活潑金屬與水或酸的反應 ②酸堿中和反應 ③燃燒反應 ④多數(shù)的化合反應 ⑤鋁熱反應 ⑵常見的吸熱反應 ①多數(shù)的分解反應 ② 2NH4Cl(s)+Ba(OH)28H2O(s)=BaCl2+2NH3+10H2O ③ C(s)+ H2O(g) CO+H2 ④CO2+ C2 CO 5、反應條件與吸熱、放熱的關(guān)系： 反應是吸熱還是放熱與反應的條件沒有必然的聯(lián)系，而取決與反應物和產(chǎn)物具有的總能量（或焓）的相對大小。 6、書寫熱化學方程式除了遵循書寫化學方程式的要求外，還應注意以下幾點： ①放熱反應△H為“-”，吸熱反應△H為“+”，△H的單位為kJ/mol ②反應熱△H與測定條件（溫度、壓強等）有關(guān)，因此應注意△H的測定條件；絕大多數(shù)化學反應的△H是在298K、101Pa下測定的，可不注明溫度和壓強。 ③熱化學方程式中各物質(zhì)化學式前面的系數(shù)僅表示該物質(zhì)的物質(zhì)的量，并不表示物質(zhì)的分子或原子數(shù)，因此化學計量數(shù)可以是分數(shù)或小數(shù)。必須注明物質(zhì)的聚集狀態(tài)，熱化學方程式是表示反應已完成的數(shù)量，所以方程式中化學式前面的計量數(shù)必須與△H相對應；當反應逆向進行時，反應熱數(shù)值相等，符號相反。 7、利用蓋斯定律進行簡單的計算 8、電極反應的書寫： 活性電極：電極本身失電子 ⑴電解：陽極：（與電源的正極相連）發(fā)生氧化反應 惰性電極：溶液中陰離子失電子 （放電順序：I->Br->Cl->OH-） 陰極:（與電源的負極相連）發(fā)生還原反應，溶液中的陽離子得電子 （放電順序：Ag+>Cu2+>H+） 注意問題：①書寫電極反應式時，要用實際放電的離子來表示 ②電解反應的總方程式要注明“通電” ③若電極反應中的離子來自與水或其他弱電解質(zhì)的電離，則總反應離子方程式中要用化學式表示 ⑵原電池：負極：負極本身失電子，Ｍ→Ｍn+ +ｎｅ- ① 溶液中陽離子得電子 Ｎm++mｅ-→Ｎ 正極:2H++2e-→H2↑ ②負極與電解質(zhì)溶液不能直接反應：O2+4e-+2H2O→4OH- （即發(fā)生吸氧腐蝕） 書寫電極反應時要注意電極產(chǎn)物與電解質(zhì)溶液中的離子是否反應，若反應，則在電極反應中應寫最終產(chǎn)物。 9、電解原理的應用： ⑴氯堿工業(yè)：陽極(石墨):2Cl-→Cl2+2e-( Cl2的檢驗：將濕潤的淀粉碘化鉀試紙靠近出氣口，試紙變藍，證明生成了Cl2)。 陰極：2H++2e-→H2↑（陰極產(chǎn)物為H2、NaOH?，F(xiàn)象（滴入酚酞）：有氣泡逸出，溶液變紅）。 ⑵銅的電解精煉：電極材料：粗銅做陽極，純銅做陰極。電解質(zhì)溶液：硫酸酸化的硫酸銅溶液 ⑶電鍍：電極材料：鍍層金屬做陽極（也可用惰性電極做陽極），鍍件做陰極。電解質(zhì)溶液是用含有鍍層金屬陽離子的鹽溶液。 10、化學電源 ⑴燃料電池：先寫出電池總反應（類似于可燃物的燃燒）； 再寫正極反應（氧化劑得電子，一般是O2+4e-+2H2O→4OH-（中性、堿性溶液） O2+4e-+4H+→2H2O (酸性水溶液)。 負極反應=電池反應-正極反應（必須電子轉(zhuǎn)移相等） ⑵充放電電池：放電時相當于原電池，充電時相當于電解池（原電池的負極與電源的負極相連，做陰極，原電池的正極與電源的正極相連，做陽極）， 11、計算時遵循電子守恒，常用關(guān)系式：2 H2~ O2~2Cl2~2Cu~4Ag~4OH-~4 H+~4e- 12、金屬腐蝕：電解陽極引起的腐蝕>原電池負極引起的腐蝕>化學腐蝕>原電池正極>電解陰極 鋼鐵在空氣中主要發(fā)生吸氧腐蝕。負極：2Fe→ 2Fe 2++4e- 正極：O2+4e-+2H2O→4OH- 總反應：2Fe + O2+2H2O＝2Fe(OH)2 第二章：化學反應的方向、限度和速度 1、反應方向的判斷依據(jù)：△H-T△S<0,反應能自發(fā)進行；△H-T△S=0，反應達到平衡狀態(tài) △H-T△S>0反應不能自發(fā)。該判據(jù)指出的是一定條件下，自發(fā)反應發(fā)生的可能性，不能說明實際能否發(fā)生反應（計算時注意單位的換算）課本P40T3 2、化學平衡常數(shù)： ①平衡常數(shù)的大小反映了化學反應可能進行的程度，平衡常數(shù)越大，說明反應進行的越完全。②純固體或純?nèi)軇﹨⒓拥姆磻?，它們不列入平衡常?shù)的表達式 ③平衡常數(shù)的表達式與化學方程式的書寫方式有關(guān)，單位與方程式的書寫形式一一對應。對于給定的化學反應，正逆反應的平衡常數(shù)互為倒數(shù) ④化學平衡常數(shù)受溫度影響，與濃度無關(guān)。溫度對化學平衡的影響是通過影響平衡常數(shù)實現(xiàn)的。溫度升高，化學平衡常數(shù)增大還是減小與反應吸放熱有關(guān)。 3、平衡狀態(tài)的標志：①同一物質(zhì)的v正=v逆 ②各組分的物質(zhì)的量、質(zhì)量、含量、濃度（顏色）保持不變 ③氣體的總物質(zhì)的量、總壓強、氣體的平均分子量保持不變只適用于△vg≠0的反應④密度適用于非純氣體反應或體積可變的容器 4、惰性氣體對化學平衡的影響 ⑴恒壓時充入惰性氣體，體積必增大，引起反應體系濃度的減小，相當于減壓對平衡的影響 ⑵恒容時充入惰性氣體，各組分的濃度不變，速率不變，平衡不移動 ⑶對于△vg=0的可逆反應，平衡體系中加入惰性氣體，恒容、恒壓下平衡都不會移動 5、⑴等效平衡：①恒溫恒壓，適用于所有有氣體參加的可逆反應，只要使轉(zhuǎn)化后物質(zhì)的量之比與最初加入的物質(zhì)的量之比相同，均可達到等效平衡；平衡時各組分的百分含量相同，濃度相同，轉(zhuǎn)化率相同。 ②恒溫恒容，△vg=0的反應，只要使轉(zhuǎn)化后物質(zhì)的量之比與最初加入的物質(zhì)的量之比相同，均可達到等效平衡；平衡時各組分的百分含量相同，轉(zhuǎn)化率相同。 ⑵等同平衡：恒溫恒容，適用于所有有氣體參加的可逆反應，只要使轉(zhuǎn)化后物質(zhì)的量與最初加入的物質(zhì)的量相同，均可達到等同平衡；平衡時各組分的物質(zhì)的量相同，百分含量相同，濃度相同。 6、充氣問題：以aA(g)+bB(g)cC(g) ⑴只充入一種反應物，平衡右移，增大另一種反應物的轉(zhuǎn)化率，但它本身的轉(zhuǎn)化率降低 ⑵兩種反應物按原比例充，恒容時相當于加壓，恒壓時等效平衡 ⑶初始按系數(shù)比充入的反應物或只充入產(chǎn)物，平衡時再充入產(chǎn)物，恒容時相當于加壓，恒壓時等效平衡 化學反應速率: 速率的計算和比較 ； 濃度對化學速率的影響（溫度、濃度、壓強、催化劑）； V-t圖的分析 第三章 物質(zhì)在水溶液中的行為 1、強弱電解質(zhì)： ⑴強電解質(zhì)：完全電離，其溶液中無溶質(zhì)分子，電離方程式用“＝”，且一步電離；強酸、強堿、大多數(shù)鹽都屬于強電解質(zhì)。 ⑵弱電解質(zhì)：部分電離，其溶液中存在溶質(zhì)分子，電離方程式用“”，多元弱酸的電離方程式分步寫，其余的弱電解質(zhì)的電離一步完成；弱酸、弱堿、水都是弱電解質(zhì)。 ⑶常見的堿：KOH、NaOH、Ca(OH)2、Ba(OH)2是強堿，其余為弱堿； 常見的酸：HCl、HBr、HI、HNO3、H2SO4是強酸，其余為弱酸； 注意：強酸的酸式鹽的電離一步完成，如：NaHSO4=Na++H++SO42-，而弱酸的酸式鹽要分步寫，如：NaHCO3=Na++HCO3-, HCO3- CO32- +H+ 2、電離平衡 ⑴ 電離平衡是平衡的一種，遵循平衡的一般規(guī)律。溫度、濃度、加入與弱電解質(zhì)相同的離子或與弱電解質(zhì)反應的物質(zhì)，都會引起平衡的移動 ⑵ 電離平衡常數(shù)（Ka或Kb）表征了弱電解質(zhì)的電離能力，一定溫度下，電離常數(shù)越大，弱電解質(zhì)的電離程度越大。Ka或Kb是平衡常數(shù)的一種，與化學平衡常數(shù)一樣，只受溫度影響。溫度升高，電離常數(shù)增大。 3、水的電離： ⑴ H2OH++OH-，△H>0。升高溫度、向水中加入酸、堿或能水解的鹽均可引起水的電離平衡的移動。 ⑵ 任何稀的水溶液中，都存在，且[H+][OH-]是一常數(shù)，稱為水的離子積（Kw）；Kw是溫度常數(shù)，只受溫度影響，而與H+或OH-濃度無關(guān)。 ⑶ 溶液的酸堿性是H+與OH- 濃度的相對大小，與某一數(shù)值無直接關(guān)系。 ⑷ 當溶液中的H+ 濃度≤1mol/L時，用pH表示。 無論是單一溶液還是溶液混合后求pH，都遵循同一原則：若溶液呈酸性，先求c(H+);若溶液呈堿性，先求c(OH-),由Kw求出c(H+)，再求pH。 ⑸ 向水中加入酸或堿，均抑制水的電離，使水電離的c(H+)或c(OH-)<10-7mol/L，但 c(H+)H2O=c(OH-)H2O。如某溶液中水電離的c(H+)=10-13mol/L，此時溶液可能為強酸性，也可能為強堿性，即室溫下，pH=1或13 向水中加入水解的鹽，促進水的電離，使水電離的c(H+)或c(OH-)>10-7mol/L，如某溶液中水電離的c(H+)=10-5mol/L，此時溶液為酸性，即室溫下，pH=5，可能為強酸弱堿鹽溶液。 4、鹽的水解 ⑴在溶液中只有鹽電離出的離子才水解。本質(zhì)是鹽電離出的離子與水電離出H+或OH-結(jié)合生成弱電解質(zhì)，使H+或OH-的濃度減小，從而促進水的電離。 ⑵影響因素：①溫度：升溫促進水解 ②濃度：稀釋促進水解 ③溶液的酸堿性④ 同離子效應 ⑷水解方程式的書寫： ①單個離子的水解：一般很微弱，用，產(chǎn)物不標“↑”“↓”；多元弱酸鹽的水解方程式要分步寫 ②雙水解有兩種情況：Ⅰ水解到底，生成氣體、沉淀，用＝，標出“↑”“↓”。 Ⅱ部分水解，無沉淀、氣體，用，產(chǎn)物不標“↑”“↓”； ⑸ 鹽類水解的應用：①判斷溶液的酸堿性 ②判斷鹽溶液中的離子種類及其濃度大小 ③判斷離子共存 ④加熱濃縮或蒸干某些鹽溶液時產(chǎn)物的判斷，如AlCl3溶液 ⑤某些鹽溶液的保存與配制，如FeCl3溶液 ⑥某些膠體的制備，如Fe(OH)3膠體 ⑦解釋生產(chǎn)、生活中的一些化學現(xiàn)象，如明礬凈水、化肥的施用等。（解釋時規(guī)范格式：寫上對應的平衡-----條件改變平衡移動-----結(jié)果） 5、沉淀溶解平衡： ⑴ Ksp:AmBnmAn++nBm-,Ksp=[An+]m[Bm-]n。 ①Ksp只與難溶電解質(zhì)的性質(zhì)和溫度有關(guān)，溶液中離子濃度的變化只能使平衡移動，不改變Ksp。②對于陰陽離子個數(shù)比相同的電解質(zhì)，Ksp越大，電解質(zhì)在水中的溶解能力越強。 ⑵ Q>Ksp,有沉淀生成；Q=Ksp，沉淀與溶解處于平衡狀態(tài)；Q下載提示(請認真閱讀)
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