学年第一学期反应原理期末复习提纲.docx

学年第一学期反应原理期末复习提纲.docx

《学年第一学期反应原理期末复习提纲.docx》由会员分享，可在线阅读，更多相关《学年第一学期反应原理期末复习提纲.docx（24页珍藏版）》请在冰豆网上搜索。

学年第一学期反应原理期末复习提纲

选修4化学反应原理

第一章化学反应与能量

【知识框架】1、化学反应的能量

2、反应热的知识结构

【考纲要求】

一、化学反应与能量

（1）了解氧化还原反应的本质是电子的转移。

了解常见的氧化还原反应。

（2）了解化学反应中能量转化的原因，能说出常见的能量转化形式。

（3）了解化学能与热能的相互转化。

了解吸热反应、放热反应、反应热等概念。

（4）了解热化学方程式的含义，能用盖斯定律进行有关反应热的简单计算。

（5）了解能源是人类生存和社会发展的重要基础。

了解化学在解决能源危机中的重要作用。

（6）了解原电池和电解池的工作原理，能写出电极反应和电池反应方程式。

了解常见化学电源的种类及其工作原理。

（7）理解金属发生电化学腐蚀的原因，金属腐蚀的危害，防止金属腐蚀的措施。

【知识要点】

1、化学反应过程中能量的变化形式有哪三种？

化学反应遵循哪两个守恒？

哪种类型的反应，才能实现化学能向电能的转化？

2、如果反应物所具有的总能量生成物所具有的总能量，此反应为放热反应。

如果反应物所具有的总能量生成物所具有的总能量，此反应为吸热反应；如何从微观（断键和成键）的角度认识化学反应中的能量变化？

3、化学反应过程中所释放或吸收的能量，都可以以热量（或换算成相应的热量）来表述，叫做反应热，又称为，符号用△H表示，单位常用。

△H的符号与放热或吸热有何关系？

4、常见的吸热反应和放热反应有哪些？

5、热化学方程式既表示反应的物质、能量变化，同时又表示物质的量和热量的对应关系。

注意：

1）热化学方程式必须标出能量变化，△H只能写在标有反应物和生成物状态的化学方程式的右边。

放热反应，△H为“-”，吸热反应△H为“＋”，△H的单位一般为KJ·mol-1。

反应热△H的测定与条件有关。

绝大多数△H是在25℃、101KPa下测定的。

书写时可不注明温度和压强。

2）热化学方程式中必须标明反应物和生成物的聚集状态，用s、l、g分别表示固体、液体、气体；溶液用aq表示。

3）热化学方程式中加各物质的化学计量数只表示物质的量，因此可以用分数，但要注意反应热也发生相应变化。

6、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，则各分步及反应的反应热之和与该反应一步完成的反应热是相同的，这就是盖斯定律。

例如：

可以通过两种途径来完成。

如上图表：

已知：

H2（g）+

O2（g）=H2O（g）；△H1=－241.8kJ/mol

H2O（g）=H2O（l）；△H2=－44.0kJ/mol

根据盖斯定律，则

△H=△H1＋△H2=－241.8kJ/mol+（－44.0kJ/mol）=－285.8kJ/mol

其数值与用量热计测得的数据相同。

7、燃烧热和中和热

1）燃烧热：

在101kPa时，1mol物质燃烧生成稳定的氧化物时所放出的热量，叫做该物质的燃烧热。

燃烧热的单位一般用kJ/mol表示。

注意：

燃烧热是反应热的一种形式。

使用燃烧热的概念时要理解下列要点。

①规定是在101kPa压强下测出热量。

书中提供的燃烧热数据都是在101kPa下测定出来的。

因为压强不同，反应热有所不同。

②规定可燃物的物质的量为1mol（这样才有可比性）。

因此，表示可燃物的燃烧热的热化学方程式中，可燃物的化学计量数为1，其他物质的化学计量数常出现分数。

例如，C8H18的燃烧热为5518kJ/mol，用热化学方程式表示则为

C8H18（l）+

O2（g）=8CO2（g）+9H2O（l）；△H=－5518kJ/mol

③规定生成物为稳定的氧化物．例如C→CO2、H→H2O（l）、S→SO2等。

C（s）+

O2（g）=CO（g）；△H=－110.5kJ/mol

C（s）+O2（g）=CO2（g）；△H=－393.5kJ/mol

C的燃烧热为393.5kJ/mol而不是110.5kJ/mol。

④叙述燃烧热时，用正值，在热化学方程式中用△H表示时取负值。

例如，CH4的燃烧热为890.3kJ/mol，而△H＝－890.3kJ/mol。

必须以1mol可燃物燃烧为标准。

⑤表示的意义：

例如C的燃烧热为393.5kJ/mol，表示在101kPa时，1molC完全燃烧放出393.5kJ的热量。

2）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）中和热的表示：

H＋（aq）+OH－（aq）=H2O（l）；△H=－57.3kJ/mol。

（3）注意：

①这里的稀溶液一般要求酸溶液中的c（H＋）≤1mol/L，碱溶液中的c（OH－）≤1mol/L。

这是因浓酸溶液和浓碱溶液相互稀释时会放出热量。

②强酸与强碱的中和反应其实质是H＋和OH－反应（即与酸、碱的种类无关），通过许多次实验测定，1molH＋和1molOH－反应生成1molH2O时，放出热量57.3kJ。

其热化学方程式为

H＋（aq）+OH－（aq）=H2O（l）；△H=－57.3kJ/mol

因此，下列中和反应的△H相同，都为－57.3kJ/mol。

③中和热是以生成1molH2O为基准，因为表示中和热的热化学方程式中，水的化学计量数为1，其酸、碱或盐的化学计量数可以为分数．必须以生成1mol水为标准；中和反应对象为稀溶液；强酸与强碱中和时生成1molH2O均放热57.3kJ，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。

8、燃料充分燃烧的条件有哪两条？

能源包括哪几种?

化石燃料包括哪三种？

常见的新能源有几种？

它们有何共同特点？

第二章化学反应速率和化学平衡

【知识框架】

【考纲要求】

（1）了解化学反应速率的概念，反应速率的定量表示方法

（2）了解催化剂在生产、生活和科学研究领域中的重大作用

（3）了解化学反应的可逆性。

（4）了解化学平衡建立的过程。

理解化学平衡常数的含义，能够利用化学平衡常数进行简单计算。

（5）理解外界条件（浓度、温度、压强、催化剂等）对反应速率的影响，认识其一般规律。

（6）了解化学反应速率和化学平衡的调控在生活、生产和科学研究领域中的重要作用。

【知识要点】

1、化学反应速率

1.1概念

化学反应速率是用来衡量化学反应进行快慢程度的物理量。

①定义式

单位：

mol•L-1•s-1、mol•L-1•min-1、mol•L-1•h-1等：

②表示化学反应速率时要指明具体物质,同一个反应选用不同物质表示的速率，数值可能会不同，但意义相同，其速率数值之比等于相应反应物计量数之比。

③比较同一个反应在不同条件下速率大小，要折算为同一物质表示的速率进行比较。

1.2外界条件对反应速率的影响

化学反应速率的大小首先取决于反应物的本质特性（内因），其次是外界条件的影响。

①浓度C↑---υ↑（增加固态反应物量不能改变反应速率。

固态反应物速率与其粉碎程度，既表面积大小有关。

）

②压强P↑---υ↑（压强对速率的影响实质是浓度对速率的影响。

因此，压强只能影响有气体参与的化学反应的速率，只有能造成气体浓度发生变化的压强改变，才能对化学反应速率有影响。

）

③温度T↑---υ↑

④催化剂使用催化剂可以极大改变反应速率，通常指加快反应速率。

⑤其它对于同一个反应，以原电池方式发生，其速率比直接的化学反应速率大。

此外，光、反应物粒度大小、溶剂等也对反应速率有影响。

2化学平衡

2.1化学平衡态及其建立

如图，可逆反应进行的过程中，若开始

只有反应物，没有生成物。

则υ（正）最大，

υ逆）为零。

随着反应的进行，反应物不断减少，生成物就不断增加，υ（正）越来越小，υ（逆）越来越大，反应进行到某一时刻，υ（正）＝υ（逆），就达到了化学平衡。

化学平衡状态是指在一定条件下的可逆反应里，正反应速率和逆反应速率相等，反应混合物中各组份的含量保持不变的一种状态。

2.2化学平衡的特征

①逆:

化学平衡研究的对象是可逆反应。

②动：

虽υ（正）＝υ（逆）但速率不为零，反应仍在不停地进行，既是动态平衡。

③等：

υ（正）＝υ（逆）同物质的生成速率等于消耗速率。

既单位时间，单位体积，同一物质的生成量与消耗转化量相等。

④定：

混合物各组份的不再改变。

⑤同：

对于同一可逆反应,在相同条件下,无论反应从正反应开始还是从逆反应开始,或以一定的配比投入反应物或生成物，使正逆反应同时开始，只要外界条件相同，都可以达到相同的平衡态，既殊途同归（等效平衡）。

⑥变：

外界条件发生改变，使υ（正）≠υ（逆），各组分物质的发生改变调整，进而建立新平衡。

2.3化学平衡的标志

一个可逆反应达到平衡状态的最根本标志是：

υ（正）＝υ（逆）．

运用速率标志要注意:

正逆反应速率相等是指用同一种物质表示的反应速率.若一个可逆反应的正逆反应速率是分别用两种不同物质表示时,则当这两者的速率之比应等于这两种物质的化学计量数之比时才标志着化学平衡了。

因υ（正）＝υ（逆）其必然结果是反应混合物各组分的含量保持不变，所以，各组分物质的量或物质的质量，或浓度，或含量不再随时间而改变也一定标志着化学平衡了。

如果一个可逆反应达到平衡状态，则整个反应体系的物理参数，如总压强、总体积、总物质的量以及气体的平均分子量和密度等肯定都要保持定值，不会再随时间而改变。

但反过来，在一定条件下，这些物理参数若保持不变的可逆反应，不一定就达到了化学平衡，要作具体分析。

如：

aA（g）+bB（g）＝cC（g）+dD（g）若a+b＝c+d,由于反应前后气体分子数始终不发生改变,使反应体系的总压、平均分子量等参量在任何时刻都保持不变,因此,这种情况下这些物理参量不能作为化学平衡态的标志。

2.4化学平衡常数

1）在一定温度下，当一个可逆反应达到平衡时，生成物与反应物之比是一个常数，简称该反应的平衡常数。

用表示。

可逆反应mA（g）＋nB（g）

pC（g）+xD（g）达到平衡时，其平衡常数表达式为

2）K值越大，说明反应进行的程度，反应物的转化率。

K只受的影响，与反应物或生成物的无关。

2.5化学反应进行的方向

对于化学反应进行方向的判断，通常依据两个判据，一是判据；二是判据。

一般情况下，凡是能够使反应体系能量、增大的方向，就是化学反应容易进行的方向。

但对于一个具体反应，需应用判据综合分析。

3影响化学平衡的条件

3.1化学平衡的概念

3.1.1化学平衡移动过程可表示如下：

　　t1－t2　t2－t3t3－t4

原平衡态　　　　平衡破坏　　　　　建立新的平衡

υ（正）＝υ（逆）υ（正）≠υ（逆）υ（正）＝υ（逆）

各组分含量保持一定各组分含量发生变化各组分含量又保持新的一定

3.1.2化学平衡移动

达到平衡状态的可逆反应，在条件改变后，平衡状态被破坏，然后在新的条件下达到新的平衡状态的过程，叫做平衡移动。

3.1.3平衡移动方向的判据

通过比较平衡破坏瞬时的正逆反应速率的相对大小来判断平衡移动方向。

①若外界条件改变，引起υ（正）>υ（逆），此时正反应占优势，反应式右边生成物的浓度较平衡破坏时的瞬时浓度增大，反应式左边反应物的浓度较平衡破坏时的瞬时浓度减小了，则称化学平衡向正（或向右）反应方向移动；

②若外界条件改变，引起υ（正）<υ（逆），此时逆反应占优势，反应式左边反应物的浓度较平衡破坏瞬时的浓度增大，反应式右边生成物的浓度较平衡破坏时的瞬时浓度减小了，则称化学平衡向逆（或向左）反应方向移动。

③若外界条件改变，虽能引起原υ（正）和υ（逆）的变化，但变化后新的υ，（正）和υ，（逆）仍保持相等，则称化学平衡没有发生移动。

在实际中更多是借助平衡移动后的效果，如体系压强、密度和气体平均相对分子量等改变情况来判断平衡移动方向。

但它们并不是在任何情况都可作为平衡移动方向的判据。

下面就通式mA（g）+nB（g）

pC（g）+qD（g）;ΔH<0（正反应为放热）为例讨论：

①压强若m+n≠p+q则压强变化可作为判据；若m+n＝p+q则压强不能作为判据。

②温度因任何反应均拌随能量的变化，所以在绝热条件下可以通过比较新平衡态与旧平衡态温度的变化来判断平衡移动的方向。

∑m（g）

③密度从密度的定义式ρ＝---------可知只有对发生了气态转化为固态或液态

∑（V）

的可逆反应，既反应中气体总质量有发生改变的，才可以通过比较新平衡态与旧平衡态密度变化来判断平衡移动的方向。

∑m

④平均相对分子质量Mr＝-----设旧平衡时的平均相对分子质量为M1，新平衡时平均相∑n

对分子质量为M2。

在反应前后气体总质量不变的前提下，分三种情况讨论：

若m+n>p+q当M1M2,则平衡左移。

若m+nM2,则平衡右移。

.

若m+n＝p+q无论平衡是否移动，也无论平衡左移还是右移，总有M1＝M2保持恒定，因此平均相对分子质量就不能作为平衡移动的判据了。

⑤转化率在由改变反应物浓度而引起的平衡移动的问题中，转化率变化与平衡移动方向没有必然的相关，不能作为平衡移动的判据。

不要误认为转化率提高，化学平衡一定正向右移。

只有在非浓度变化（如改变温度）而引起的平衡移动中，转化率若提高，平衡才一定是正向右移。

3.2勒夏特列原理

3.2.1浓度

①规律增加反应物浓度或减少生成物的浓度，都可以使平衡朝着正向右移；减少反应物浓度或增加生成物的浓度，都可以使平衡朝着逆向左移。

②理解增加反应物浓度或减少生成物的浓度，使v,（正）>v,（逆）平衡正向右移；减少反应物浓度或增加生成物的浓度，使v,（正）

③υ-t函数图

④注意点增加或减少固态物质（或液态纯物质）不能使平衡发生移动。

3.2.2压强

①规律在含有气态物质的平衡体系里，增大压强，平衡向着气体体积缩小的反应方向移动；降低压强，平衡向着气体体积增大反应方向移动。

②理解讨论压强对平衡的影响应归结为浓度对平衡的影响。

如恒温下，通过缩小盛气体的容器体积来增大气体体积，相当于将各反应物和各生成物气体的浓度同等倍数增大，使正逆反应速度都提高了，但提高的幅度不同，气体体积缩小的反应速率提高幅度大，结果平衡就向气体体积缩小的反应方向移动了。

③υ-t函数图

④注意点因压强的影响实质是浓度的影响，所以只有当这些“改变”能造成浓度改变时，平衡才有可能移动。

对反应前后气体体积不变的平衡体系，压强改变不会使平衡态发生移动。

恒温恒容下，向容器中充入惰性气体，平衡不发生移动。

因压强虽增加，但各反应物和生成物的浓度都不改变。

恒温恒压下，向容器中充入惰性气体，平衡会向气体体积增大的反应方向移动。

因容器体积要增加，各反应物和生成物的浓度都降低引起平衡移动。

3.2.3温度

①规律升高温度，平衡向吸热反应方向移动；降低温度，平衡向放热反应方向移动。

理解升高温度，正逆反应速率都要提高，但吸热反应的速率提高的幅度更大，使平衡向吸热反应方向移动了。

②υ-t函数图

③

③注意点对任何一个平衡体系，温度改变都会使平衡发生移动。

3.2.4催化剂

可以极大改变反应的速率，缩短（或延缓）到达平衡所需的时间，因催化剂能同等程度改变正逆反应速率，故对平衡状态不影响，既使用催化剂不能改变可逆

反应所能达到的最大限度，不能提高反应转化率，不能改变原有平衡的各组份含量。

3.2.5勒沙特列原理

如果改变影响化学平衡的一个条件（浓度、压强、温度）平衡就会向着能够减弱这种改变的方向移动。

学习中要特别注意理解“减弱”的含义。

勒沙特列原理又称平衡原理，平衡移动原理能判断平衡移动的方向，但不能推断建立新平衡所需的时间，它不能用来解释催化剂改变速率的问题。

平衡移动原理适用于所有的动态平衡，但它不适用末达平衡的体系。

4等效平衡

4.1等效平衡概念

甲乙两个容器中分别进行同一个可逆反应，并都达到了化学平衡状态。

若甲乙两个容器中各组份含量分数对应相等，则称甲乙两者为等效平衡。

等效平衡可分为三类：

（注意每类含量分数ω、物质的量n及物质的量浓度C）

第Ⅰ类甲乙容器恒温等容，（其间进行的是反应前后气态物质分子总数有发生变化的可逆反应），不仅各组份含量分数（ω）对应相等，而且各组份物质的量（n）也对应相等，当然各组份物质的量浓度（C）也对应相等。

因此，甲乙实为等同平衡。

显然，若起始投入两容器中各物质的浓度彼此对应相同，则建立的平衡必为等效。

第Ⅱ类甲乙容器恒温等压，各组份含量分数（ω）虽对应相等，但各组份物质的量却不相同。

甲乙两容器一个大，一个小，大的容器中各组份物质的物质的量分别是小容器中相应组份物质的量的等同倍数，其倍数为大小两容器体积比，所以，各组份物质的量的浓度（C）却是对应相等的。

显然将反应达到平衡的两个小盒，在恒压下并合为一个大盒，则大盒与小盒必为等效平衡。

第III类甲乙两个容器中分别进行同一个可逆反应，而且反应前后气态物质的分子总数恒定[aA（g）+bB（g）

cC（g）+dD（g）；a+b=c+d],并都达到了相同的化学平衡状态。

那么，各组份含量分数（ω）必然对应相等。

若两容器是在恒温等压下建立的平衡，则情况同第Ⅱ类。

即甲乙两容器各组份含量分数（ω）、物质的量浓度（C）对应相等；若两容器是在恒温等容下建立的平衡，则仅各组份含量分数（ω）对应相等，而两容器各对应组份的物质的量浓度（C）、物质的量（n）一般都不等，但两容器对应物质的浓度（C）或物质的量（n）比值是彼此一致的。

4.2等效平衡判断

判断不同投料方案是否能建立等效平衡的方法（归边极端处理法）

（1）外界条件为恒温恒容时，只要将生成物按化学方程式计量数关系完全转化为反应物（作极端处理），若处理后的各反应物的量与比较对象对应反应物的量分别一致，因是恒容，物质的量一致了，浓度也就一致了，这样则可建立相同的平衡态，否则就不能。

（当然也可作另一极端处理，全转为生成物）

（2）外界条件为恒温恒压时，只要将生成物按化学方程式完全转化为反应物（作极端处理），若处理后的各反应物的量与比较对象对应反应物的量比值分别一致，因是恒压，容积会按“比值”变化，也就使浓度一致了，这样则可建立相同的平衡态，否则就不能。

此例中，D的投料量经处理后nd（N2）:

nA（N2）＝nd（H2）:

nA（H2）＝2处理后各反应物的投料量都是A方案的2倍。

因是恒压，此时容器的体积要扩大2倍，各反应物的浓度与A方案一致，故D、A为等效平衡，B、C的“比值”为1，所以A、B、C、D在该条件下建立的平衡都是等效的。

（3）对于反应前后气体体积不变的反应，不论是恒温恒容，还是恒温恒压，只要符合上述

（2）的要术，就能建立相同的平衡。

第三章水溶液中的离子平衡

【知识框架】

【考纲要求】

（1）了解电解质的概念、了解强电解质和弱电解质的概念。

（2）了解电解质在水溶液的电离，以及电解质溶液的导电性。

（3）了解弱电解质的电离平衡概念。

（4）了解水的电离、离子积常数

（5）了解溶液pH等概念。

了解测定溶液pH的方法，能进行pH的简单计算。

（6）了解盐类水解的原理、影响盐类水解程度的主要因素、盐类水解的应用。

（7）了解离子反应的概念、离子反应发生的条件。

了解常见离子的检验方法。

（8）了解难溶电解质的溶解平衡。

【知识要点】

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

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、强弱电解质通过实验进行判定的方法（以HAc为例）：

（1）溶液导电性对比实验；

（2）测0.01mol/LHAc溶液的pH>2；

（3）测NaAc溶液的pH；（4）测pH=a的HAc稀释100倍后所得溶液pH

（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溶液消耗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溶液与盐酸分别与同样的锌粒反应产生气体的速率

5、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

6、电离常数

（1）定义：

一定温度（T）下，弱电解质在稀溶液达电离平衡时，溶液中各组分浓度之间的关系跟化学平衡一样。

对一元弱酸或一元弱碱来讲，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，简称电离常数。

用K表示（酸、碱电离常数分别用Ka、Kb表示）。

一元弱酸：

HAH++A-

一元弱碱：

BOHB++OH-

（2）影响K值大小的因素：

内因：

弱电解质的本性；外因：

T↑时，K；

（3）意义：

相同温度（T）下，用K的大小来衡量弱电解质的相对强弱。

同一类型的弱电解质在相同温度下，K越大，弱电解质的电离能力越。

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=c（H+）·（OH-）

25℃时,c（H+）=（OH-）=10-7mol/L;KW=c（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=-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）；

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——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

pH计

三、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