化学选修四.docx
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化学选修四
化学选修四《化学反应原理》
第一章:
化学反应与能量
1、放热反应:
放出热量的化学反应,放热原因:
反应物总能量高于生成物总能量
2、吸热反应:
吸收热量的化学反应,吸热原因:
反应物总能量低于生成物总能量
3、常见的放热反应和吸热反应分别有哪些?
金属与酸或与水反应
放热反应酸碱中和反应
燃烧反应
大多数的化合反应
2NH4Cl(S)+Ba(OH)2·8H2O(S)=BaCl2+2NH3↑+10H2O
吸热反应多数分解反应
需要持续不断加热的反应
4、热化学方程式
定义:
能表示参加反应物质的量和反应热的关系的化学方程式。
书写时应注意:
(1).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)。
(2).所有反应物和产物都用括号注明它们在反应时的状态。
(3).各物质前的系数指实际参加反应的物质的量,可以是整数也可以是分数。
(4).△H单位KJ/mol中每摩尔指的是每摩尔反应体系,非每摩尔某物质,其大小与反应物的物质的量成正比。
(5).对于可逆反应中的△H指的是正向完全进行时的焓变。
5、热化学方程式正误判断——“三查”
1.检查是否标明聚集状态:
固(s)、液(l)、气(g)
2.检查△H的“+”“-”是否与吸热、放热一致。
(注意△H的“+”与“-”,放热反应为“-”,吸热反应为“+”)
3.检查△H的数值是否与反应物或生成物的物质的量相匹配(成比例)
6、燃烧热
定义:
25℃、101KPa时,1mol纯物质完全燃烧生成稳定化合物时所放出的热量,叫做该物质的燃烧热。
单位:
KJ/mol
注意点:
1.测定条件:
25℃、101KPa,非标况。
2.量:
纯物质1mol
3.最终生成稳定的化合物。
如C→CO2,H→H2O(l)
书写燃烧热化学方程式应以燃烧1mol纯物质为标准来配平其余物质的化学计量数。
7、中和热
定义:
在稀溶液中,酸与碱发生中和反应生成1molH2O时所释放的热量称为中和热。
强酸与强碱反应生成可溶性盐的热化学方程式为:
H+(aq)+OH-(aq)==H2O(l)△H=-57.3KJ/mol
8、化学反应热的计算
盖斯定律:
不管化学反应是一步完成或分几步完成,其反应热是相同的。
即化学反应的反应热只与反应体系的始态和终态有关,而与反应途径无关。
假设反应体系的始态为S,终态为L,若S→L,△H﹤0;则L→S,△H﹥0。
9、化石燃料
常见的化石燃料:
煤、石油、天然气
资源有限,不可再生
化石燃料的不足:
燃烧产物对环境造成污染
10、煤的综合开发和利用
烟尘
煤燃烧产物的危害:
废气(CO、SO2、CO2)
废渣
煤水煤气、干馏煤气
煤的开发气化:
液化:
煤甲醇等
核能
太阳能燃烧产物无污
新能源优点等质量氢气燃烧放出热量多
制取原料来源广泛
氢能
缺乏廉价制取方法
问题运输和储存
安全使用
第二章:
化学反应速率和化学平衡
1、化学反应速率
(1)概念:
化学反应速率是用来衡量化学反应进行的快慢的物理量。
通常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化学反应速率。
(2)表示方法:
v=△c/△t固体或纯净液体v=△n/△t
(用不同物质表示的化学反应速率之比等于化学方程式中的各物质的化学计量系数比。
)
2、影响化学反应速率的因素
(1)内因(主要因素)是指参加反应的物质的性质。
(2)外界条件对化学反应速率的影响
1)浓度:
其他条件相同时,增大反应物浓度反应速率增大,减小反应物浓度反应速率减小。
有关解释:
在其他条件不变时,对某一反应,活化分子在反应物中所占的百分数是一定的。
单位体积内活化分子的数目与单位体积内反应物分子的总数成正比。
当反应物浓度增大时,单位体积内分子数增多,活化分子数也相应增大,单位体积内的有效碰撞次数也相应增多,化学反应速率增大。
2)压强:
对有气体参加的化学反应,若其他条件不变,增大压强,反应速率加快,减小压强,反应速率减慢。
有关解释:
当温度一定时,一定物质的量的气体的体积与其所受的压强成反比。
若气体的压强增大到原来的2倍,体积就缩小到原来的一半,单位体积内的分子数就增大到原来的2倍。
故增大压强,就是增加单位体积里反应物的物质的量,即增大反应物的浓度,反应速率相应增大;相反,减小压强,气体的体积就扩大,反应物浓度减小,反应速率随之减小。
说明:
①若参加反应的物质为固体、液体或溶液,由于压强的变化对它们的浓度几乎无影响,可以认为反应速率不变。
②与化学反应无关的气体对化学反应速率是否有影响,要分情况而定。
在一定温度下于密闭容器中进行的化学反应N2(g)+3H2(g)
2NH3(g):
a、充入He并保持容器的容积不变时,虽容器内气体的总压增大,但由于气体的容积不变,反应物气体的物质的量浓度不变,化学反应速率不变,平衡不移动。
b、充入He并保持容器内的总压不变时,必然是容器的容积增大。
而气体容积的增大,引起反应物浓度的减小,化学反应速率减小,平衡左移。
3)温度:
当其他条件不变时,升高温度反应速率增大;降低温度反应速率减小。
经验规律:
一般来说,温度每升高10℃,反应速率增大2~4倍。
有关解释:
在浓度一定时,升高温度,反应物分子的能量增加,使一部分原来能量较低的分子变成活化分子,从而增加了反应物分子中活化分子的百分数,使有效碰撞次数增多,反应速率增大。
温度升高,分子的运动加快,单位时间里反应物分子间碰撞次数增加,反应也相应地加快,前者是反应速率加快的主要原因。
说明:
温度对反应速率的影响规律,对吸热、放热反应都适用,且不受反应物状态的限制。
4)催化剂:
催化剂能参与反应,改变反应历程,降低活化能,也就等于提高了活化分子的百分数,从而提高了有效碰撞频率,加快了反应速率。
5)其他因素对化学反应速率的影响
例如,通过光辐照、放射线辐照、超声波、电弧、强磁场、高速研磨等等。
总之,向反应体系输入能量,都有可能改变化学反应速率。
3、判断反应达到平衡状态的方法
可逆反应
mA(g)+nB(g)
pC(g)+qD(g)
是否平衡状态
混合物体系中各成分的量
①各物质的物质的量或各物质的物质的量的分数一定
是
②各物质的质量或各物质质量分数一定
是
③各气体的体积或体积分数一定
是
④总体积、总压力、总物质的量一定
不一定
正反应速率与逆反应速率的关系
①在单位时间内消耗了mmolA同时生成mmolA,即V正=V逆
是
②在单位时间内消耗了nmolB同时消耗了pmolC。
则V正=V逆
是
③VA:
VB:
VC:
VD=m:
n:
p:
q,V正不一定等于V逆
不一定
④在单位时间内生成nmolB,同时消耗qmolD
不一定
压强
①m+n≠p+q时,总压力一定(其他条件不变)
是
②若m+n=p+q,总压力一定(其他条件不变)
不一定
混合气体相对平均分子质量(M)
①
一定,m+n≠p+q
是
②
一定,m+n=p+q
不一定
温度
任何化学反应都伴随着能量变化.当体系温度一定时(其他条件不变)
是
体系的密度(p)
密度一定
不一定
4、外因对反应速率和化学平衡的影响的比较:
外因的变化
备注
对反应速率的影响
对化学平衡的影响
浓度
增大反应物的浓度
固体物
质除外
v正、v逆均增大,且v正>v逆
向正反应方向移动
减小生成物的浓度
v正、v逆均减小,且v正>v逆
减小反应物的浓度
v正、v逆均减小,且v正 向逆反应方向移动 增大生成物的浓度 v正、v逆均增大,且v正 向逆反应方向移动 压强 增压引起浓度改变 固体和液体、恒容时充入不反应气体情况除外 v正、v逆均增大,只是增大的倍数不同 向气体体积减小的方向移动 减压引起浓度改变 v正、v逆均减小,只是减小的倍数不同 向气体体积增大的方向移动 温度 升温 注意催化剂的活性温度 v正、v逆均增大,只是增大的倍数不同 向吸热反应方向移动 降温 v正、v逆均减小,只是减小的倍数不同 向放热反应方向移动 催化剂 使用 未指明一般为正催化剂 同等程度地改变反应速率 平衡不移动 说明: 上表对相关知识进行了对比分析,但在解题时还须灵活应用。 如观察上表,还可以得出以下规律: ①改变一个影响因素,v正、v逆的变化不可能是一个增大,另一个减小的,二者的变化趋势是相同的,只是变化大小不一样(催化剂情况除外); ②平衡向正反应方向移动并非v正增大,v逆减小,等等。 5、化学平衡移动原理(勒夏特列原理): 如果改变影响化学平衡的一个条件(如浓度、温度、压强等),平衡就向能够减弱这种改变的方向移动。 (1)、浓度: 增大反应物浓度或减小生成物浓度,平衡向正反应方向移动。 减小反应物浓度或增大生成物浓度,平衡向逆反应方向移动。 (2)、压强: 对于有气体参加的反应,增大压强平衡向气体体积减小的方向移动,减小压强平衡向气体体积增大的方向移动。 (对于没有气体参加的可逆反应及反应前后气体体积不变的反应,改变压强化学平衡不移动。 ) (3)、温度: 升高温度平衡向吸热方向移动,降低温度平衡向放热方向移动。 无论是吸热反应还是放热反应,升高温度反应速率都加快;降低温度反应速率则减慢。 4、等效平衡的含义在一定条件(定温、定容或定温、定压)下,只是起始加入情况不同的同一可逆反应达到平衡后,任何相同组分的分数(体积、物质的量)均相同,这样的化学平衡互称等效平衡。 等效平衡的分类 (1)定温(T)、定容(V)条件下的等效平衡 Ⅰ类: 对于一般可逆反应,在定T、V条件下,只改变起始加入情况,只要通过可逆反应的化学计量数比换算成平衡式左右两边同一边物质的物质的量与原平衡相同,则二平衡等效。 Ⅱ类: 在定T、V情况下,对于反应前后气体分子数不变的可逆反应,只要反应物(或生成物)的物质的量的比例与原平衡相同,则二平衡等效。 (2)定T、P下的等效平衡(例4: 与例3的相似。 如将反应换成合成氨反应) Ⅲ类: 在T、P相同的条件下,改变起始加入情况,只要按化学计量数换算成平衡式左右两边同一边物质的物质的量之比与原平衡相同,则达到平衡后与原平衡等效。 5、化学平衡图象题的解题步骤一般是: 看图像: 一看面(即横纵坐标的意义);二看线(即看线的走向和变化趋势);三看点(即曲线的起点、折点、交点、终点),先出现拐点的则先达到平衡,说明该曲线表示的温度较高或压强较大,“先拐先平”。 四看辅助线(如等温线、等压线、平衡线等);五看量的变化(如温度变化、浓度变化等),“定一议二”。 6、化学平衡常数 (1)、定义: 在一定温度下,当一个可逆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,这个常数就是该反应的化学平衡常数(简称平衡常数),用符号K表示。 如: mA(g)+nB(g) pC(g) (注意: ①对于有固体或纯液体参加的反应,它们的浓度不列入K的表达式。 ②K值与浓度无关,只受温度影响。 不指明温度,K值无意义。 ③对于给定的化学反应,正、逆反应的平衡常数互为倒数。 ) (2)应用: ①判断反应进行的程度: K值越大,反应进行的程度越大,反应物转化率越高。 ②判断反应热效应: T升高,K值增大,则正反应为吸热反应。 T降低,K值减小,则正反应为放热反应。 7、化学反应自发进行的方向的判断 根据体系存在着力图使自己的能量趋于“最低”和“有序”的自然规律,由焓变和熵变判据组合的复合判据适合于所有的过程。 即 ΔG=ΔH-TΔS<0,反应能自发进行 ΔG=ΔH-TΔS=0,反应处于平衡状态 ΔG=ΔH-TΔS<0,反应不能自发进行 反应热ΔH 混乱度ΔS ΔG=ΔH-TΔS 自发性 >0 >0 低温>0,高温<0 较高温度能自发 >0 <0 >0 任何温度都不能自发 <0 >0 <0 任何温度都能自发 <0 <0 高温>0,低温<0 较低温度能自发 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、非电解质;强电解质、弱电解质 下列说法中正确的是() A、能溶于水的盐是强电解质,不溶于水的盐是非电解质; B、强电解质溶液中不存在溶质分子;弱电解质溶液中必存在溶质分子; C、在熔融状态下能导电的化合物一定是离子化合物,也一定是强电解质; D、Na2O2和SO2溶液于水后所得溶液均能导电,故两者均是电解质。 2、电解质与非电解质本质区别: 在一定条件下(溶于水或熔化)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 3、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 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、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 二、水的电离和溶液的酸碱性 1、水离平衡: H2O H++OH-水的离子积: KW=[H+]·[OH-] 25℃时,[H+]=[OH-]=10-7mol/L;KW=[H+]·[OH-]=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(pH之和为14的酸和碱的水溶液中水的电离被同等的抑制) 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(pH之和为14两种水解盐溶液中水的电离被同等的促进) 4、溶液的酸碱性和pH: (1)pH=-lg[H+] 注意: ①酸性溶液不一定是酸溶液 ②pH<7溶液不一定是酸性溶液(只有温度为常温才对); ③碱性溶液不一定是碱溶液 (2)pH的测定方法: 酸碱指示剂——甲基橙、石蕊、酚酞 pH试纸——最简单的方法。 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试纸中部,然后与标准比色卡比较读数即可。 注意: 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、碱指示剂的变色范围: 指示剂 PH的变色范围 甲基橙 <3.1红色 3.1——4.4橙色 >4.4黄色 酚酞 <8.0无色 8.0——10.0浅红色 >10.0红色 石蕊 <5.1红色 5.1——8.0紫色 >8.0蓝色 三、混合液的pH值计算方法公式 1、强酸与强酸的混合: (先求[H+]混: 将两种酸中的H+离子数相加除以总体积,再求其它) [H+]混=([H+]1V1+[H+]2V2)/(V1+V2) 2、强碱与强碱的混合: (先求[OH-]混: 将两种酸中的OH离子数相加除以总体积,再求其它) [OH-]混=([OH-]1V1+[OH-]2V2)/(V1+V2)(注意: 不能直接计算[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+数除以溶液总体积求[H+]混;OH-有余,则用余下的OH-数除以溶液总体积求[OH-]混,再求其它) 注意: 在加法运算中,相差100倍以上(含100倍)的,小的可以忽略不计! 四、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、不论任何溶液,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均为 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。 五、盐类水解 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水解程度大,碱性更强。 (如: Na2CO3>NaHCO3) ③弱酸酸性强弱比较: A、同主族元素最高价含氧酸的酸性递减,无氧酸的酸性递增(利用特殊值进行记忆。 如酸性: HF B、饱和一元脂肪酸的碳原子数越小,酸性越强(如HCOOH>CH3COOH) C、一些常见的酸的酸性: HClO、HAlO2、苯酚为极弱酸;醋酸>碳酸;磷酸和H2SO3为中强酸;HClO4为最强含氧酸等。 2、盐类水解的特点: (1)可逆 (2)程度小(3)吸热 下列说法错误的是: A、NaHCO3溶液中碳元素主要以HCO3-存在; B、Na2CO3溶液中滴加酚酞呈红色,加热红色变深; C、NH4Cl溶液呈酸性这一事实能说明氨水为弱碱; D、在稀醋酸中加醋酸钠固体能促进醋酸的电离。 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: 如HSO4- ②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、盐类水解的应用: ①混施化肥(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) ③FeCl3溶液止血剂(血浆为胶体,电解质溶液使胶体凝聚) ④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) ⑤NH4Cl焊接金属(氯化铵呈酸性,能溶解铁锈) ⑥判断溶液酸碱性(强者显性) ⑦比较盐溶液离子浓度的大小 ⑧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) ⑨配制盐溶液(加对应的酸防止水解) 盐的离子跟水电离出来的氢离子或氢氧根离子生成弱电解质的反应,称为盐类的水解。 6、哪些情况下考虑盐的水解呢? (1).分析判断盐溶液酸碱性时要考虑水解。 (2).确定盐溶液中的离子种类和浓度时要考虑盐的水解。 如Na2S溶液中含有哪些离子,按浓度由大到小的顺序排列: C(Na+)>C(S2-)>C(OH-)>C(HS-)>C(H+) 或: C(Na+)+C(H+)=2C(S2-)+C(HS-)+C(OH-) (3).配制某些盐溶液时要考虑盐的水解 如配制FeCl3,SnCl4,Na2SiO3等盐溶液时应分别将其溶解在相应的酸或碱溶液中。 (4).制备某些盐时要考虑水解Al2S3,MgS,Mg3N2等物质极易与水作用,它们在溶液中不能稳定存在,所以制取这些物质时,不能用复分解反应的方法在溶液中制取,而只能用干法制备。 (5).某些活泼金属与强酸弱碱溶液反应,要考虑水解 如Mg,Al,Zn等活泼金属与NH4Cl,CuSO4,AlCl3等溶液反应.3Mg+2AlCl3+6H2O=3MgCl2+2Al(OH)3↓+3H2↑ (6).判断中和滴定终点时溶液酸碱性,选择指示剂以及当pH=7时酸或碱过量的判断等问题时,应考虑到盐的水解.如CH3COOH与NaOH刚好反应时pH>7,若二者反应后溶液pH=7,则CH3COOH过量。 指示剂选择的总原则是,所选择指示剂的变色范围应该与滴定后所得盐溶液的pH值范围相一致。 即强酸与弱碱互滴时应选择甲基橙;弱酸与强碱互滴时应选择酚酞。 (7).制备氢氧化铁胶体时要考虑水解.FeCl3+3H2O=Fe(OH)3(胶体)+3HCl (8).分析盐与盐反应时要考虑水解.两种盐溶液反应时应分三个步骤分析考虑: ①能否发生氧化还原反应;②能否发生双水解互促反应; ③以上两反应均不发生,则考虑能否发生复分解反应. (9).加热蒸发和浓缩盐溶液时,对最后残留物的判断应考虑盐类的水解 ①加热浓缩不水解的盐溶液时一般得原物质. ②加热浓缩Na2CO3型的盐溶液一般得原物质. ③加热浓缩FeCl3型的盐溶液.最后得到FeCl3和Fe(OH)3的混合物,灼烧得Fe2O3。 ④加热蒸干(NH4)2CO3或NH4HCO3型的盐溶液时,得不到固体. ⑤加热蒸干Ca(HCO3)2型的盐溶液时,最后得相应的正盐. ⑥加热Mg(HCO3)2、MgCO3溶液最后得到Mg(OH)2固体. (10).其它方面 ①净水剂的选择: 如Al3+,FeCl3等均可作净水剂,应从水解的角度解释。 ②化肥的使用时应考虑水解。 如草木灰不能与铵态氮肥混合使用。 ③小苏打片可治疗胃酸过多。 ④纯碱液可洗涤油污。 ⑤磨口试剂瓶不能盛放Na2SiO3,Na2CO3等试剂. 凡此种种,不一而举。 学习中要具体情况具体分析,灵活应用之。 7、双水解离子方程式的书写: (1)左边写出水解的离子,右边写出水解产物; (2)配平: 在左边先配平电荷,再在右边配平其它原子; (3)H、O不平则在那边加水。 当Na2CO3与AlCl3溶液混和时3CO32-+2Al3++3H2O=2Al(OH)3↓+3CO2↑ (4).强烈双水解 8、电离、水解方程式的书写原则 1、多元弱酸(多元弱酸盐)的电离(水解)的书写原则: 分步书写 2、多元弱碱(多元弱碱盐)的电离(水解)书写原则: 一步书写 9、溶液中微粒浓度的大小比较 (1)、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.如NaHCO3溶液中: n(Na+)+n(H+)=n(HCO3-)+2n(CO32-)+n(OH-)推出: [Na+]+[H+]=[HCO3-]+2[CO32-]+[OH-] 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 ③质子守恒(得失H+个数前移): : ∑得质子后形成的微粒浓度·得质子数==∑失质子后形成的微粒浓度·失质子数 例如: 在NH4HCO3溶液中H3O+、H2CO3为得到质子后的产物;NH3、OH-、CO32-为失去质子后的产物,故有以下关系: c(H3O+)+c(H2CO3)=c(NH3)+c(OH-)+c(CO32-)。 (2)、同浓度的弱酸和其弱酸盐、同浓度的弱碱和其弱碱盐的电离和水解强弱规律: ①中常化学常见的有三对 等浓度的HAc与NaAc的
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