高二化学反应原知识点Word格式.docx
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25℃,101kPa
②反应程度:
完全燃烧,产物是稳定的氧化物。
如:
H-H2O(l),C-CO2(g),S-SO2(g)
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)所以若问燃烧热为多少,回答时数值前不需加“-”;
但若问反应热为多少,回答时数值前必须加“-”.如:
甲烷的燃烧热为890.31kJ/mol或ΔH=﹣890.31kJ/mol
四、盖斯定律
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。
五、计算反应热的方法
1.△H=生成物的总能量-反应物的总能量
2.△H=反应物的键能总和-生成物的键能总和
3.根据盖斯定律规律求算
六、化学能源
1.解决化石能源的办法:
开源节流,即开发新的能源和节约现有的能源,提高能源利用率。
2.氢能:
优点是燃烧热值高,资源丰富(它的主要来源是水,地球上水量丰富,并且燃烧后又生成水,可以反复使用),无毒,无污染。
缺点是储存、运输困难。
3.新能源有:
太阳能、氢能、风能、地热能、海洋能和生物质能。
它们资源丰富,可以再生,没有污染或很少污染。
第二章
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物质的量浓度的变化
⑵、表示方法:
用单位时间内反应物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)或mol/(L·
min)
①化学反应速率均为正值
②反应中纯液体和纯固体的浓度是恒定不变的,一般不用其浓度的变化表示该反应的速率。
③对于同一化学反应,在相同的反应时间内,用不同的物质来表示其反应速率,其数值可能不同,但表示的是同一反应速率。
因此,表示反应速率时,必须指明是用哪种物质作标准。
④同一化学反应,相同时间内:
化学反应速率之比=Δc之比=Δn之比=化学反应方程式中相应的物质的化学计量系数之比
⑤同一化学反应,化学反应速率快慢的比较,必须先转换成用同一种物质来表示反应速率,再作比较。
2.外界因素对化学反应速率的影响
条件
V的变化
原因
反应物的浓度
增大
单位体积内,活化分子数增多,有效碰撞的机会增多
(活化分子百分数不变)
减小
单位体积内,活化分子数减小,有效碰撞的机会减小
气体
压强
反应
温度
升高
1提高分子能量,活化分子百分数增大(主要原因)
2温度升高,分子运动加快
降低
减少
1降低分子能量,活化分子百分数减小(主要原因)
②温度降低,分子运动减慢
催化剂
使用
剧增
降低反应活化能,活化分子百分数增大,有效碰撞的机会增多
※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)、改变压强,对化学反应速率产生影响的根本原因是浓度的改变。
(3)、惰性气体对于速率的影响
①恒温恒容时:
充入与反应无关的气体→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恒温恒压时:
充入与反应无关的气体→体积增大→各反应物浓度减小→反应速率减慢
(4)、固体物质的反应速率与接触面积有关,固体颗粒越细,表面积越大,反应速率越快,可以通过研磨来增大表面积,来加快反应速率。
二、可逆反应
在相同条件下,既能向正反应方向进行,同时又能向逆反应方向进行的反应,叫做可逆反应。
注意:
(1)、相同条件,如H2和O2燃烧生成H2O与H2O电解生成H2和O2,由于条件不同,所以不是可逆反应。
(2)、可逆反应难以进行到底,转化率达不到100%。
反应物、生成物同时共存
(3)、符号:
三、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,各组分浓度不再改变,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,但不等于0)
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
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)
可否作为平衡状态的标志
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
②各物质的质量或各物质质量分数一定
③各气体的体积或体积分数一定
④总体积、总压力、总物质的量一定
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)
②在单位时间内消耗了nmolB同时消耗了pmolC,则V(正)=V(逆)
③V(A):
V(B):
V(C):
V(D)=m:
n:
p:
q,V(正)不一定等于V(逆)
④在单位时间内生成nmolB,同时消耗了qmolD,因均指V(逆)
①总压力一定,m+n≠p+q时(其他条件一定)
②总压力一定,m+n=p+q时,(其他条件一定)
混合气体平均相对分子质量Mr
①Mr一定时,只有当m+n≠p+q时
②Mr一定时,但m+n=p+q时
任何反应都伴随着能量变化,当体系温度一定时(其他不变)
体系的密度
①固定容积,密度一定
②m+n≠p+q容积可变时,密度一定
③m+n=p+q容积可变时,密度一定
颜色
反应体系内有有色物质时,颜色不变
(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)规律:
增大反应物浓度,正反应速率突然加快,平衡正向移动;
减小生成物浓度,逆反应速率突然减小,平衡正向移动;
增大生成物浓度,逆反应速率突然加快,平衡逆向移动;
减小反应物浓度,正反应速率突然减小,平衡逆向移动;
(2)增加固体或纯液体的量,由于浓度不变,所以平衡不移动
2、温度对化学平衡移动的影响
升高温度,正、逆反应速率突然加快,平衡向吸热反应方向移动
降低温度,正、逆反应速率突然减小,平衡向放热反应方向移动
3、压强对化学平衡移动的影响(对于有气体参加或有气体生成的可逆反应)
A.反应前后气体分子数不相等的反应
增大压强,正、逆反应速率突然加快,平衡向气体体积减小的方向移动
减小压强,正、逆反应速率突然减小,平衡向气体体积增大的方向移动
B.反应前后气体分子数相等的反应
改变压强,平衡不移动
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。
(1)、对勒夏特列原理中“减弱这种改变”的正确理解:
是“减弱”改变而不能“消除”改变。
(2)、只适用于判断改变一个条件时平衡移动的判断。
四、化学平衡常数
1.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
2.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)、反应物或生成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,如有液态水参加,水的浓度不必写在平衡关系式中。
3.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。
(Q:
浓度积)
Q<K:
反应正向进行;
Q=K:
反应处于平衡状态;
Q>K:
反应逆向进行
(3)、利用K值可判断反应的热效应
温度升高,K值增大,则正反应为吸热反应;
温度升高,K值减小,则正反应为放热反应
4.等效平衡
(1)、概念:
在一定条件下(定温、定容或定温、定压),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
A.对于反应前后气体分子数改变的可逆反应:
通过反应的化学计量数之比换算成同一边的物质,投料相等。
特点:
两次平衡全等,各组分百分含量、n、c、p均相等。
B.对于反应前后气体分子数不变的可逆反应:
通过反应的化学计量数之比换算成同一边的物质,投料比相等。
两次平衡相似,各组分百分含量相等,n、c、p同比例变化。
②定温,定压的等效平衡
两次平衡相似,各组分百分含量、c相等,n、v同比例变化。
五、化学反应进行的方向
1、反应熵变与反应方向:
(1)体系趋向于有序转变为无序,导致体系的熵增加,这叫熵增加原理,也是反应方向判断的依据。
.
(2)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
(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
3、化学反应进行的判据
能量判据:
使体系能量降低的方向,就是反应容易进行的方向
熵判据:
使体系熵增大的方向,就是反应容易进行的方向
(在密闭条件下,体系有有序转变为无序的倾向)
注意:
对一个具体的反应,要应用两个判据综合进行分析,不要片面下结论
第三章水溶液中的离子平衡
一、电解质的有关定义
1、电解质与非电解质本质区别:
在一定条件下(溶于水或熔化)自身能否电离(以能否导电来证明是否电离)
电解质——离子化合物或共价化合物非电解质——共价化合物
离子化合物与共价化合物鉴别方法:
熔融状态下能否导电
2、强电解质与弱电质的本质区别:
在水溶液中是否完全电离(或是否存在电离平衡)
注意:
①电解质、非电解质都是化合物,混合物及单质既不是电解质又不是非电解质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)④导电能力是由溶液中离子浓度决定的,强电解质溶液导电能力不一定强。
4、强酸(HA)与弱酸(HB)的区别:
(1)溶液的物质的量浓度相同时,pH(HA)<pH(HB)
(2)pH值相同时,溶液的浓度cHA<cHB(3)pH相同时,加水稀释同等倍数后,pHHA>pHHB
5、影响电离平衡的因素:
(1)温度:
电离一般吸热,升温有利于电离。
(2)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。
(3)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。
(4)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。
6、电离方程式的书写:
用可逆符号弱酸的电离要分步写(第一步为主)
例:
H2S的电离H2S
H++HS-;
HS-
H++S2-
7、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:
AB
A++B-Ki=c(A+)c(B-)/c(AB)
8、电离常数影响因素:
(1)电离常数的大小主要由物质的本性决定。
(2)电离常数只受温度变化影响,不受浓度变化影响。
(3)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。
H2SO3>
H3PO4>
HF>
CH3COOH>
H2CO3>
H2S>
HClO
二、水的电离和溶液的酸碱性
1、水的电离平衡:
H2O
H++OH-水的离子积:
KW=c(H+)·
c(OH-)
25℃时,c(H+)=c(OH-)=10-7mol/L;
KW=c(H+)·
c(OH-)=10-14
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【pH之和为14的酸和碱(例pH=2的盐酸和pH=14的氨水)的水溶液中水的电离被同等的抑制】
(2)温度:
升温促进水的电离(水的电离是吸热的)(3)易水解的盐:
促进水的电离【pH之和为14两种水解盐溶液(例pH=4的NH4Cl溶液和pH=10的醋酸钠溶液)中水的电离被同等的促进】
4、溶液的酸碱性和pH:
(1)pH=-lgc(H+)注意:
①酸性溶液不一定是酸溶液(可能是溶液);
②pH<7溶液不一定是酸性溶液(只有温度为常温才对),溶液的酸碱性由c(H+)和c(OH-)的相对大小决定;
③碱性溶液不一定是碱溶液(可能是溶液)。
(2)pH的测定方法:
酸碱指示剂——甲基橙、石蕊、酚酞
pH试纸——操作:
将一小块pH试纸放在洁净的玻璃片上,用玻璃棒沾取未知液点在试纸中部,然后与标准比色卡比较读数即可。
①事先不能用水湿润PH试纸;
②只能读取整数值或范围
(3)常用酸碱指示剂及其变色范围:
指示剂
变色范围的PH
甲基橙
<3.1红色
3.1~4.4橙色
>4.4黄色
酚酞
<8.2无色
8.2~10浅红
>10红色
三、混合液的pH值计算方法
1、强酸与强酸的混合:
(先求c(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)c(H+)混=﹝c(H+)1V1+c(H+)2V2﹞/(V1+V2)
2、强碱与强碱的混合:
(先求c(OH-)混:
将两种碱中的OH离子物质的量相加除以总体积,再求其它)c(OH-)混=﹝c(OH-)1V1+c(OH-)2V2﹞/(V1+V2)(注意:
不能直接计算c(H+)混)
3、强酸与强碱的混合:
(先据H++OH-==H2O计算余下的H+或OH-,①H+有余,则用余下的H+物质的量除以溶液总体积求c(H+)混;
②OH-有余,则用余下的OH-物质的量除以溶液总体积求c(OH-)混,再求其它)
在加法运算中,相差100倍以上(含100倍)的,小的可以忽略不计!
4、稀释过程溶液pH值的变化规律:
(1)强酸溶液:
稀释10n倍时,pH稀=pH原+n(但始终不能大于或等于7)
(2)弱酸溶液:
稀释10n倍时,pH稀<pH原+n(但始终不能大于或等于7)
(3)强碱溶液:
稀释10n倍时,pH稀=pH原-n(但始终不能小于或等于7)
(4)弱碱溶液:
稀释10n倍时,pH稀>pH原-n(但始终不能小于或等于7)
(5)任何溶液,稀释时pH均是向7靠近(即向中性靠近);
任何溶液无限稀释后pH无限接近于7
(6)稀释时,弱酸、弱碱和水解的盐溶液的pH变化得慢,强酸、强碱变化得快。
四、“酸、碱恰好完全反应”与“自由H+与OH-恰好中和”酸碱性判断方法
1、酸、碱恰好反应:
恰好生成盐和水,看盐的水解判断溶液酸碱性。
(若无水解,呈中性)
2、自由H+与OH-恰好中和(现金相等),即“14规则:
pH之和为14的两溶液等体积混合,谁弱显谁性,无弱显中性。
”例如:
pH=2的盐酸和pH=12的氨水等体积混合,氨水过量,溶液呈碱性。
五、酸碱中和滴定:
1、滴定管
①滴定管的刻度:
小刻度在上大刻度在下,“0”刻度在上,,全部容积大于它的最大刻度值,因为下端有一部分没有刻度。
滴定时,所用溶液不得超过最低刻度,一次滴定不得使用两滴定管酸(或碱),也不得中途向滴定管中添加。
②滴定管可以读到小数点后两位。
③酸式滴定管可以盛装酸性、中性、强氧化性及有机溶液;
碱式滴定管可以盛装碱性溶液。
2、指示剂的选择
①石蕊不用作指示剂
②强酸强碱的滴定既可用甲基橙也可用酚酞;
强酸弱碱的滴定用甲基橙;
弱酸强碱的滴定用酚酞
③滴定过程中有高锰酸钾溶液参加的不另加指示剂,有碘单质参加或生成的选择淀粉溶液作指示剂。
3、准备过程:
准备:
检漏、洗涤、润洗、装液、赶气泡、调液面。
五、盐类的水解(只有可溶于水的盐才水解)
1、盐类水解规律:
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,浓度相同时正酸根比酸式酸根水解程度大,碱性更强。
(如:
Na2CO3>NaHCO3)
2、盐类水解的特点:
(1)可逆
(2)程度小(3)吸热
3、影响盐类水解的外界因素:
①温度:
温度越高水解程度越大(水解吸热)②浓度:
浓度越小,水解程度越大(越稀越水解)③酸碱:
促进或抑制盐的水解(H+促进阴离子水解而抑制阳离子水解;
OH-促进阳离子水解而抑制阴离子水解)
4、酸式盐溶液的酸碱性:
①只电离不水解,显酸性:
如NaHSO4②电离程度>水解程度,显酸性(如:
HSO3-、H2PO4-)③水解程度>电离程度,显碱性(如:
HCO3-、HS-、HPO42-)。
5、双水解反应:
(1)构成盐的阴阳离子均能发生水解的反应为双水解反应(即弱酸弱碱盐)。
双水解反应相互促进,水解程度较大,有的甚至水解完全。
其促进过程以NH4Ac为例解释如下:
NH4Ac==NH4++Ac-NH4++H2O
NH3·
H2O+H+Ac—+H2O
HAc+OH-
两个水解反应生成的H+和OH—反应生成水而使两个水解反应的生成物浓度均减少,平衡均右移。
(2)常见的双水解反应完全的为:
Fe3+、Al3+与AlO2-、CO32-(HCO3-)、S2-(HS-);
其特点是相互水解成沉淀或气体。
双水解完全的方程式写“==”并标“↑↓”,其离子方程式配平依据是两边电荷平衡,如:
2Al3++3S2-+6H2O==2Al(OH)3↓+3H2S↑
6、盐类水解的应用:
①氨态氮肥不能与草木灰混合使用(N、P、K三元素不能变成↑和↓)②泡沫灭火剂(用硫酸铝和小苏打为原料,双水解)③明矾净水(Al3+水解成氢氧化铝胶体,胶体具有很大的表面积,吸附水中悬浮物而聚沉)④NH4Cl焊接金属(氯化铵呈酸性,能溶解铁锈)⑤判断离子共存(双水解的离子产生沉淀和气体的不能大量共存)⑥配制盐溶液(加对应的酸防止水解如配制硫酸铝溶液是可加稀硫酸)
六、水解方程式的书写用可逆符号
1、多元弱酸盐的水解:
分步水解
例:
Na2S的水解:
H2O+S2-
HS-+OH-H2O+HS-
H2S+OH-
不管是水解还是电离,都决定于第一步,第二步一般相当微弱。
2、多元弱碱盐的水解:
一步书写
Al3++3H2O
Al(OH)3+3H+
七、溶液中微粒浓度的大小比较
基本原则:
抓住溶液中微粒浓度必须满足的两种守恒关系:
①电荷守恒(电荷数前移):
任何溶液均显电中性,各阳离子浓度与其所带电荷数的乘积之和=各阴离子浓度与其所带电荷数的乘积之和
②物料守恒(原子个数前移):
某原子的总量(或总浓度)=其以各种形式存在的所有微粒的量(或浓度)之和
八、溶解平衡
1、难溶电解质的溶解平衡的一些常见知识
(1)反应后离子浓度降至1×
10-5mol/L以下的反应为完全反应,用“=”。
如酸碱中和时c(H+)降至10-7mol/L<
10-5mol/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“=”。
(2)难溶并非不溶,任何难溶物在水中均存在溶解平衡。
(3)掌握三种微溶物质:
CaSO4、Ca(OH)2、Ag2SO4
(4)溶解平衡常为吸热,但Ca(OH)2为放热,升温其溶解度减少。
(5)溶解平衡存在的前提是:
必须存在沉淀,否则不存在平衡。
2、溶解平衡方程式的书写:
注意在沉淀后用(s)标明状态,并用“
”。
Ag2S(s)
2Ag+(aq)+S2-(aq)
3、沉淀生成的三种主要方式
(1)加沉淀剂法:
Ksp越小(即沉淀越难溶),沉淀越完全;
沉淀剂过量能使沉淀更完全。
(2)调pH值除某些易水解的金属阳离子:
常加入难溶性的MO、M(OH)2、MCO3等除M2+溶液中易水解的阳离子。
如加MgO除去MgCl2溶液中FeCl3。
4、沉淀的溶解:
沉淀的溶解就是使溶解平衡正向移动。
常采用的方法有:
①加水;
②加热;
③减少生成物(离子)的浓度。
使沉淀溶解的方法一般为减少生成物的浓度,因为对于难溶物加水和加热对其溶解度的影响并不大。
5、沉淀的转化:
溶液中的沉淀反应总是向着
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