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2.中和热是指酸、碱的稀溶液发生中和反响生成1mol水所放出的热量。
留意:
弱酸、弱碱电离出H+、OH-需求吸收热量,故所测定中和热的数值偏小;
浓硫酸与碱测定中和热时,因浓硫酸释稀要放热,故测定的中和热的数值偏大。
3.因焚烧热、中和热是确认的放热反响,具有清晰的意义,故在表述时不必带负号,如CH4的焚烧热为890KJ/mol。
4.留意表明焚烧热的热化学方程式和焚烧的热化学方程式;
表明中和热的热化学方程式和表明中和反响的热化学方程式的不同。
焚烧热以可燃物1mol为规范,且焚烧生成安稳的化合物;
中和热以生成1mol水为规范。
动力
新动力的开发与运用,日益成为社会重视的焦点,因而,以新式动力开发与运用为布景资料,考察热化学方程式的书写及求算反响热,已成为高考出题的热门。
关于动力问题,应了解下面的几个问题:
(1)动力的分类:
惯例动力(可再生动力,如水等,非再生动力,如煤、石油、天然气等);
新动力(可再生动力,如太阳能、风能、生物能;
非再生动力,如核聚变燃料)
(2)动力的开发;
①太阳能:
每年辐射到地球外表的能量为5×
1019kJ,相当于现在全世界能量耗费的1.3万倍。
②生物能:
将生物转化为可燃性的液态或气态化合物,再运用焚烧放热。
③风能:
运用风力进行发电、提水、扬帆助航等技能,风能是一种可再生的洁净动力。
④地球能、海洋能。
四、反响热的求算
1.由盖斯规则:
化学反响不管是一步完结仍是分步完结,其反响热总是相同的。
也便是说,化学反响热只与反响的始态和终态有关,而与详细反响的途径无关。
2.反响热的数值等于E(构成新键开释的总能量)与E(断键所吸收的总能量)之差,放热反响△H的符号为“—”,吸热反响△H的符号为“+”。
(1)运用盖斯规则的技巧:
参照方针热化学方程式规划合理的反响途径,对原热化学方程式进行恰当“变形”(反写、乘除某一个数),然后方程式之间进行“加减”,然后得出求算新热化学方程式反响热△H的联络式。
(2)详细办法:
①热化学方程式乘以某一个数时,反响热也有必要乘上该数;
②热化学方程式“加减”时,同种物质之间可相“加减”,反响热也随之“加减”;
③将一个热化学方程式倒置时,H的“+”“—”号也随之改动,但数值不变。
(4)留意1molH2、O2、、P4别离含有1molH-H、1molO=O、6molP-P,1molH2O中含有2molO—H,1molNH3含有3molN-H,1molCH4含有4molC-H。
第二章化学反响速率与化学平衡
一、化学反响速率及其简略核算
1.化学反响速率:
一般用单位时间内反响物浓度的减小或生成物浓度的添加来表明,其数学表达式可表明为单位一般为mol/(L·
min)或mol.·
L-1·
min-1
2.定论:
关于一般反响aA+bB=cC+dD来说有:
VA:
VB:
VC:
VD=△CA:
△CB:
△CC:
△CD=△nA:
△nB:
△nC:
△nD=a:
b:
c:
d
1.化学反响速率指的是均匀速率而不是瞬时速率
2.不管浓度的改动是添加仍是削减,化学反响速率均取正值。
3.同一化学反响速率用不同物质表明时或许不同,可是比较反响速率快慢时,要依据反响速率与化学方程式的计量系数的联络换算成同一种物质来表明,看其数值的巨细。
留意比较时单位要一致。
二、影响化学反响速率的要素
1.内因(首要要素):
反响物自身的性质(分子结构或原子结构)所决议的。
2.外因(非有必要要素)
(1)浓度:
当其他条件不变时,增大反响物的浓度,V正急剧增大,V逆也逐步增大。
若减小反响物浓度,V逆急剧减小,V正逐步减小。
(固体或纯液体的浓度可视为常数,故反响速率与其参加量多少无关)。
(2)温度:
当其他条件不变时,升温时,V正、V逆都加速;
降温时,V正、V逆都减小
(3)压强:
其他条件不变时,关于有气体参加的反响,经过缩小反响容器,增大压强,V正、V逆都增大;
经过扩展反响容器,压强减小,浓度变小,V正、V逆均减小。
(4)催化剂:
运用催化剂,成百上千的平等倍数地添加了正、逆反响速率。
1.改动压强的实质是改动浓度,若反响系统中无气体参加,故对该类的反响速率无影响。
2.恒容时,气体反响系统中充入稀有气体(或无关气体)时,气体总压增大,物质的浓度不变,反响速率不变。
3.恒压时,充入稀有气体,反响系统体积增大,浓度减小,反响速率减慢。
4.温度每升高10℃,化学反响速率一般要增大为本来的2~4倍。
5.从活化分子视点解说外界条件对化学反响速率的影响:
三、化学平衡状况的标志和判别
1.化学平衡的标志:
(1)V正=V逆,它是化学平衡的实质特征
(2)各组分的浓度不再改动,各组分的物质的量、质量、体积分数、反响物的转化率等均不再改动,这是外部特色。
2.化学平衡的状况的判别:
1.当从正逆反响速率联络方面描绘时,若按化学计量数份额同向说时,则不能阐明到达平衡状况;
若按化学计量数份额异向阐明,则能够阐明到达平衡状况。
2.恒温、恒容下的体积不变的反响,系统的压强或总物质的量不变时,不能阐明到达平衡状况。
如H2(g)+I2(g)
2HI(g)。
3.全部是气体参加的体积不变的反响,系统的均匀相对分子质量不变,不能阐明到达平衡状况。
如2HI(g)
H2(g)+I2(g)
4.全部是气体参加的反响,恒容条件下系统的密度不变,不能阐明到达平衡状况。
四、影响化学平衡的要素及勒夏特例原理
反响条件对化学平衡的影响:
在其他条件不变时,增大反响物的浓度或削减生成物的浓度,都可使平衡向正反响方向移动,反之,平衡向逆反响方向移动。
在其他条件不变时,升高温度,平衡向吸热方向移动;
下降温度,平衡向放热方向移动;
温度对化学平衡的影响是经过改动平衡常数完结的。
其他条件不变时,在有气体参加的可逆反响里,增大压强,平衡向气体总体积缩小的方向移动;
反之,平衡向气体总体积增大的方向移动。
在这里,压强改动是经过反响器容积的改动来完结的(即紧缩或扩展)。
运用催化剂能平等倍数地增大正逆反响速率,平衡不移动,缩短了到达平衡所需的时间,但不会改动化学平衡常数,不会改动反响物的转化率,不会改动各组分的百分含量。
特别
提示:
1.恒容时充入与该反响无关的气体(如稀有气体),正逆反响速率不变,平衡不移动
2.运用催化剂或对气体体积不变的反响改动压强,平等倍数的改动正逆反响速率,平衡不移动。
3.若改动浓度、压强、温度,不同倍数的改动了正逆反响速率时,化学平衡必定移动。
勒夏特例原理假如改动影响化学平衡的一个条件(如浓度、温度、压强),平衡就向能够削弱这种方向移动。
对该原理中的“削弱”不能理解为消除、抵消,即平衡移动的改动总是小于外界条件改动对反响的改动。
如给已到达平衡状况的可逆系统,添加5个大气压,因为化学反响向体积缩小的方向移动,使系统的终究压强壮于其初始压强P0而小于P0+5。
别的,工业上反响条件的优化,实质上是勒夏特例原理和化学反响速率两方面归纳运用的成果。
五、化学速率和化学平衡图象
1.速率v——时间t的图象:
(1)由速率的改动判别外界条件的改动:
①若反响速率与原平衡速率断层,则是由改动温度或压强所造成的,详细改动的条件,则要结合V逆、V正巨细联络及平衡移动的方向进行判别。
②若反响速率与原平衡接连,则是由改动某一种物质的浓度所造成的,详细是增大或减小反响物仍是生成物的浓度,则要结合V逆、V正巨细联络及平衡移动的方向进行判别
2.组重量——时间t、温度T、压强P的图象
①“先拐先平”:
“先拐”的先到达平衡状况,即对应的温度高或压强壮,然后判别出曲线对应的温度或压强的巨细联络。
②“定一议二”:
即固定其间的一个要素(温度或压强等),然后评论别的一个要素与化学平衡中的参量(浓度、质量分数、体积分数、均匀相对分子质量)的改动联络,然后判别出该反响为放热反响或吸热反响、反响前后气体体积的巨细等。
六、化学平衡常数
1.关于一般的可逆反响:
mA(g)+nB(g)
pC(g)+qD(g),其间m、n、p、q别离表明化学方程式中反响物和生成物的化学计量数。
当在必定温度下到达化学平衡时,这个反响的平衡常数公式能够表明为:
各物质的浓度必定是平衡时的浓度,而不是其他时间的.
2.在进行K值的核算时,固体和纯液体的浓度可视为常数“1”。
例如:
Fe3O4(s)+4H2(g)
3Fe(s)+4H2O(g),在必定温度下,化学平衡常数表明为
。
3.运用K值可判别某状况是否处于平衡状况。
例如,在某温度下,可逆反响mA(g)+nB(g)
pC(g)+qD(g),平衡常数为K。
若某时间时,反响物和生成物的浓度联络如下:
,则有以下定论:
①Qc=K,V(正)=V(逆),可逆反响处于化学平衡状
态;
②Qc<K,V(正)>V(逆),可逆反响向正反响方向进行;
③Qc>K,V(正)<V(逆),可逆反响向逆反响方向进行。
4.化学平衡常数是指某一详细化学反响的平衡常数,当化学反响方程式的各物质的化学计量数增倍或减倍时,化学平衡常数也会发生相应的改动。
5.化学平衡常数是描绘可逆反响进行程度的重要参数,只与温度有关,与反响物、生成物的浓度无关,当然也不会随压强的改动而改动,即与压强无关。
七、等效平衡问题
1.等效平衡的概念:
在必定条件下(定温、定容或定温、定压)对同一可逆反响,不管反响从何处开端均可到达平衡且任何同一个的组分的含量相同,这样的平衡互称为等效平衡。
2.等效平衡的规则
①关于反响前后气体物质的体积不等的反响
A定温、定容时,改动开始参加状况,只要按化学计量数换算成方程式两头同一物质的物质的量与原平衡持平就能够树立等效平衡。
B定温、定压时,改动开始参加状况,只要按化学计量数换算成方程式两头同一物质的物质的量之比与原平衡持平就能够树立等效平衡。
②关于反响前后气体物质的体积持平的反响
不管定温、定容时仍是定温、定压时,改动开始参加状况,只要按化学计量数换算成方程式两头同一物质的物质的量之比与原平衡持平就能够树立等效平衡。
八、化学反响进行的方向
1.放热反响具有自发进行的倾向,但有些吸热反响也能自发进行,故用焓判据判别反响自发进行的方向不全面
2.反响系统熵值的增大,反响有自发进行的倾向,但有些熵减的反响也
能自发进行,故用熵判据判别反响自发进行的方向也不全面
3.复合判据---自在能改动:
△G=△H-T△S,是最全面的判别据:
①△G=△H—T△S>0,不能自发进行;
②△G=△H—T△S<0,能自发进行;
③△G=△H—T△S=0,反响处于平衡状况。
第三章水溶液中的离子平衡
一、电解质、非电解质,强弱电解质的比较
1.电解质、非电解质的概念
2.强电解质与弱电解质的概念
3.强弱电解质经过试验进行判别的办法(以HAc为例):
(1)溶液导电性比照试验:
相同条件下,HAc溶液的导电性显着弱于强酸(盐酸、硝酸)
(2)测0.01mol/LHAc溶液的pH>
2
(3)测NaAc溶液的pH值:
常温下,PH>
7
(4)测pH=a的HAc稀释100倍后所得溶液pH<
a+2
(5)将物质的量浓度相同的HAc溶液和NaOH溶液等体积混合后溶液呈碱性
(6)中和10mLpH=1的HAc溶液耗费pH=13的NaOH溶液的体积大于10mL
(7)将pH=1的HAc溶液与pH=13的NaOH溶液等体积混合后溶液呈酸性
(8)比较物质的量浓度相同的HAc溶液与盐酸,别离与相同的锌粒反响发生气体的速率,后者快。
1.SO2、NH3、CO2的水溶液尽管能导电,但它们仍归于非电解质
2.电解质强弱的判别,关键是看电解质在水溶液中是否彻底电离。
电解质电离程度与溶解度无直接联络,溶解度大的纷歧定是强电解质(如醋酸),溶解度小的纷歧定是弱电解质(如硫酸钡)。
3.电解质溶液导电性取决于溶液中自在移动离子浓度和离子所带电荷数的多少。
一般来说,相同浓度的强电解质的导电性显着强于弱电解质。
弱酸(碱)与弱碱(酸)反响生成了强电解质,溶液的导电性显着增强。
4.电解质的强弱与溶液的导电性没有直接的联络。
如难溶物BaCO3,它溶于水的部分能彻底电离,故归于强电解质,但溶液的导电性简直为零。
二、弱电解质电离平衡及电离平衡常数
影响电离平衡的要素:
1.温度:
升高温度,促进电离(因为电离进程吸热),离子浓度增大
1.浓度:
溶液稀释促进电离,离子浓度反而变小
3.同离子效应:
参加与弱电解质具有相同的离子的物质,将按捺电离,相关离子浓度增大;
4.参加能反响的物质,促进电离,但相关离子浓度下降。
关键二:
电离平衡常数
1.在必定温度下,弱电解质到达电离平衡时,各种离子浓度之积与溶液中未电离的分子浓度之比是一个常数,该常数就叫电离平衡常数。
如CH3COOH
CH3COO-+H+,K=c(CH3COO-)c(H+)/c(CH3COOH).
2.电离平衡常数是描绘弱电解质到达平衡状况的标尺。
它只受温度的影响,因电离进程是吸热进程,故它随温度的升高而增大。
3.关于多元弱酸来说,因为上一级电离发生的H+对下一级电离起按捺效果,一般是K1≥K2≥K3,即第二步电离一般比第一步电离难得多,第三步电离又比第二步电离难得多,因而在核算多元素弱酸溶液的c(H+)或比较弱酸酸性相对强弱时,一般只考虑第一步电离。
三、影响水电离平衡的要素和水的离子积常数
关键一:
影响水电离平衡的要素
升温,促进水电离,c(H+)、c(OH-)一起增大,但溶液仍呈中性。
2.参加酸碱:
向纯水中参加酸或碱溶液,酸电离出H+或碱电离出的OH-均使水的电离平衡遭到按捺。
3.参加可水解的离子(弱酸根或弱碱阳离
子):
破坏了水的电离平衡,使水的电离平衡右移,促进了水的电离。
4.其他要素:
向水中参加生动金属、电解时有H+、OH-放电时均可促进水的电离平衡正向移动。
水的离子积常数
1.水的离子积表明为KW=c(H+)c(OH-),水的离子积只与温度有关,如不指明,则是在25℃;
升高温度,Kw增大,下降温度,Kw减小。
2.不只适用于纯水,还适用于以水为溶剂的稀酸、稀碱溶液。
碱溶液中:
Kw=,酸溶液中:
Kw=;
在不同的溶液中,c(H+)和c(OH-)尽管纷歧定持平,但由水电离出的c(H+)和c(OH-)却总是持平的。
3.当水中参加酸或碱时,水的电离平衡都遭到按捺,但Kw不变,改动的仅仅c(H+)、c(OH-)相对巨细。
4.Kw=c(H+)×
c(OH-)式中的c(H
+)和c(OH-)指的是溶液中的H+和OH-的总浓度,一般说来,当溶液中c(H+)或c(OH-)大于由水电离出的H+和OH-的1000倍时,水的电离可疏忽。
四、溶液的酸碱性及PH值的核算
溶液的酸碱性及PH值
1.溶液酸碱性的判别依据:
c(H+)>c(OH-),溶液呈酸性;
c(H+)=c(OH-),溶液呈中性;
c(H+)<c(OH-),溶液呈碱性。
2.酸碱性与PH值的联络:
用PH值的巨细来判别溶液的酸碱性,须留意温度:
常温下,PH=7的溶液为中性;
在100℃时,PH=7时,溶液呈碱性。
3.释稀溶液与PH的联络:
①关于强酸溶液,每稀释10倍,PH增大一个单位,不管如何冲稀也不会等于或大于7;
关于强碱溶液,每冲稀10倍,PH减小一个单位,不管如何冲稀也不会等于或小于7。
②关于PH相同的强酸和弱酸(强碱或弱碱)溶液冲稀相同的倍数,强酸或强碱溶液的PH改动大,这是因为强酸或强碱已彻底电离,而弱酸或弱碱还能持续电离出H+、OH-。
PH值的核算
1.单一溶液的pH值核算:
pH=-lgc(H+)
2.溶液的稀释:
规则:
酸:
pH=a,加水稀释10n倍,强酸:
pH=a+n,弱酸:
pH<
a+n
无限稀释,pH挨近7,但不会小于7
碱:
pH=b,加水稀释10n倍,强碱:
pH=b-n,弱碱:
pH>
b-n
无限稀释,pH挨近7,但不会小于7。
3.酸酸混合或碱碱混合溶液pH值核算
(1)强酸混合:
(2)强碱混合:
然后,再依据c(H+)=Kw/c(OH-),求算c(H+)。
2.强酸和强碱混合
①刚好彻底反响:
pH=7
②酸过量时:
③碱过量时:
依据c(H+)=Kw/c(OH-),求c(H+)
五、电离方程式和水解方程式的书写
电离方程式的书写
1.因为弱电解质在溶液中部分电离,故写电离方程式时用“
”符号,
H++CH3COO-
2.多元弱酸分步电离,以第一步电离为主:
如H2CO3电离:
H2CO3
HCO3-+H+,HCO3-
CO32-+H+
3.多元弱碱的电离与多元弱酸的电离状况类似,但常用一步表明:
Fe(OH)3
Fe3++3OH-
水解方程式的书写
1.因单个离子水解程度较弱,故水解反响方程式用“
”,生成的产品少,生成物一般不标“↓”或“↑”。
2.多元弱酸对应的盐水解方程式与多元弱酸的电离方程式相同也是分步进行,不能兼并。
3.多元弱碱阳离子的水解方程式一步完结。
例如FeCl3水解:
FeCl3+3H2O
Fe(OH)3+3H+
4.双水解是指阴阳离子均水解,且水解程度较大,一般能进行到底,此类水解用“=”表明,生成物中的堆积、气体要用“↓”或“↑”标出,如Al3
+与AlO2-、HCO3-、HS-、S2-之间均发生双水解反响,如Al3++3HS-+3H2O=Al(OH)3↓+3H2S↑
六、盐类的水解
盐类水解规则
1.有弱才水解,无弱不水解,越弱越水解;
谁强显谁性,两弱相促进,两强不水解。
2.多元弱酸根,浓度
相一起,正酸根比酸式酸水解程度大,碱性更强(如Na2CO3>NaHCO3)。
影响盐类的水解的要素
1.内涵要素:
组成盐的弱离子对应的酸或碱越弱,盐的水解程度越大.
2.外在要素:
①温度:
升高温度,能促进盐的水解(因盐的水解是吸热的);
②冲稀:
用水稀释,盐的浓度减小,水解所呈现的酸碱性削弱,但盐的水解程度增大;
③参加酸或碱:
能促进或按捺盐的水解,参加水解呈现的酸碱性相反的盐也能促进盐的水解。
关键三:
盐类水解的运用
1.易水解盐溶液的制造:
制造FeCl3、SnCl2等溶液时,常将它们溶于较浓的盐酸中,然后再用水稀释到所需浓度。
2.物质杂质:
加热法可除掉KNO3溶液中的Fe3+杂质;
加CuO或Cu(OH)2等可除掉Cu2+溶液中的Fe3+。
3.溶液的蒸干:
有些盐如FeCl3MgCl2,由溶液蒸干得到晶体时,有必要在蒸腾进程中不断通入HCl气体,以按捺水解。
4.物质的制备:
如Al2S3不能用湿法制备。
5.较生动的金属与盐溶液效果发生氢气:
如将Mg放入NH4Cl溶液中,会有氢气发生。
6.化肥的合理运用,如铵态氮肥不能与草木灰(首要成分K2CO3)混用
7.泡沫灭火器中药剂的运用,如Al2(SO4)3和NaHCO3
8.明矾清水:
Al3+水解成氢氧化铝胶体,胶体具有很大的外表积,吸附水中悬浮物而聚沉
NH4HCO3、(NH4)2CO3溶液两种离子均可水解且互相促进,但不能水解进行到底,故它们能够很多共存,配成溶液。
七、溶液中离子浓度巨细的比较
1.多元弱酸、多元弱酸盐溶液
如H2S溶液:
c(H+)>
c(HS-)>
c(S2一)>
c(OH一)。
如Na2CO3溶液:
c(Na+)>
c(CO32-)>
c(OH-)>
c(HCO3-)>
(H+)。
2.混合溶液:
混合溶液中离子浓度的比较,要留意能发生反响的先反响再比较,一起要留意混合后溶液体积的改动,一般状况下,混合溶液的体积等于各溶液体积之和。
在此,常用到以下两组混合液:
①NH4C1~NH3.H2O(1:
1);
②CH3COOH~CH3COONa(1:
1)。
一般均按电离程度大于水解程度考虑。
即①NH4C1~NH3.H2O(1:
1
)中,c(NH4+)>
c(Cl一)>
c(OH一)>
c(H+);
1)中:
c(CH3COO一)>
c(Na+)>
c(OH一)
3.把握三个守恒联络:
3.电荷守恒:
电解质溶液中,不管存在多少种离子,溶液总是呈电中性,即阴离子所带负电荷总数必定等于
阳离子所带正电荷总数。
如在Na2CO3溶液中有c(Na+)+c(H+)=c(HCO3-)+2c(CO32-)+c(OH-)。
4.物料守恒:
电解质溶液中,因为某些离子水解或电离,使离子品种增多,但某些首要原子的总数是守恒的。
如在Na2CO3溶液中有c(Na+)=2c(CO32-)+2c(HCO3-)+2c(H2CO3)。
5.质子守恒:
任何溶液中,最终溶液中仅由水电离出的H+与OH-守恒,即由水电离发生的c(H+)=c(OH-)
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