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文檔簡介
1、.化學(xué)選修4化學(xué)反應(yīng)與原理第一章 化學(xué)反應(yīng)與能量一、焓變反應(yīng)熱 1反應(yīng)熱:化學(xué)反應(yīng)過程中所放出或吸收的熱量,任何化學(xué)反應(yīng)都有反應(yīng)熱,因?yàn)槿魏位瘜W(xué)反應(yīng)都會(huì)存在熱量變化,即要么吸熱要么放熱。反應(yīng)熱可以分為(燃燒熱、中和熱、溶解熱) 2焓變(H)的意義:在恒壓條件下進(jìn)行的化學(xué)反應(yīng)的熱效應(yīng).符號(hào): H.單位:kJ/mol ,即:恒壓下:焓變=反應(yīng)熱,都可用H表示,單位都是kJ/mol。3.產(chǎn)生原因:化學(xué)鍵斷裂吸熱化學(xué)鍵形成放熱放出熱量的化學(xué)反應(yīng)。(放熱吸熱)H 為“-”或H 放熱)H 為“+”或H 0也可以利用計(jì)算H來判斷是吸熱還是放熱。H=生成物所具有的總能量-反應(yīng)物所具有的總能量=反應(yīng)物的總鍵能-
2、生成物的總鍵能 常見的放熱反應(yīng): 所有的燃燒反應(yīng) 所有的酸堿中和反應(yīng) 大多數(shù)的化合反應(yīng) 金屬與水或酸的反應(yīng) 生石灰(氧化鈣)和水反應(yīng)鋁熱反應(yīng)等 常見的吸熱反應(yīng): 晶體Ba(OH)28H2O與NH4Cl 大多數(shù)的分解反應(yīng) 條件一般是加熱或高溫的反應(yīng)區(qū)分是現(xiàn)象(物理變化)還是反應(yīng)(生成新物質(zhì)是化學(xué)變化),一般銨鹽溶解是吸熱現(xiàn)象,別的物質(zhì)溶于水是放熱。4.能量與鍵能的關(guān)系:物質(zhì)具有的能量越低,物質(zhì)越穩(wěn)定,能量和鍵能成反比。5.同種物質(zhì)不同狀態(tài)時(shí)所具有的能量:氣態(tài)液態(tài)固態(tài)6.常溫是指25,101.標(biāo)況是指0,101.7.比較H時(shí)必須連同符號(hào)一起比較。二、熱化學(xué)方程式書寫化學(xué)方程式注意要點(diǎn):熱化學(xué)方程式
3、必須標(biāo)出能量變化,即反應(yīng)熱H,H對(duì)應(yīng)的正負(fù)號(hào)都不能省。熱化學(xué)方程式中必須標(biāo)明反應(yīng)物和生成物的聚集狀態(tài)(s,l, g分別表示固態(tài),液態(tài),氣態(tài),水溶液中溶質(zhì)用aq表示)熱化學(xué)反應(yīng)方程式不標(biāo)條件,除非題中特別指出反應(yīng)時(shí)的溫度和壓強(qiáng)。熱化學(xué)方程式中的化學(xué)計(jì)量數(shù)表示物質(zhì)的量,不表示個(gè)數(shù)和體積,可以是整數(shù),也可以是分?jǐn)?shù)各物質(zhì)系數(shù)加倍,H加倍,即:H和計(jì)量數(shù)成比例;反應(yīng)逆向進(jìn)行,H改變符號(hào),數(shù)值不變。 6.表示意義:物質(zhì)的量物質(zhì)狀態(tài)吸收或放出*熱量。三、燃燒熱1概念: 101 kPa時(shí),1 mol純物質(zhì)完全燃燒生成穩(wěn)定的氧化物(二氧化碳、二氧化硫、液態(tài)水H2O)時(shí)所放出的熱量。燃燒熱的單位用kJ/mol表示
4、。注意以下幾點(diǎn):研究條件:101 kPa反應(yīng)程度:完全燃燒,產(chǎn)物是穩(wěn)定的氧化物。燃燒物的物質(zhì)的量:1 mol研究內(nèi)容:放出的熱量。(H105時(shí),該反應(yīng)就進(jìn)行得基本完全了。2、可以利用K值做標(biāo)準(zhǔn),判斷正在進(jìn)行的可逆反應(yīng)是否平衡及不平衡時(shí)向何方進(jìn)行建立平衡。(Q:濃度積)Q_K:反應(yīng)向正反應(yīng)方向進(jìn)行;Q_=_K:反應(yīng)處于平衡狀態(tài) ;Q_K:反應(yīng)向逆反應(yīng)方向進(jìn)行3、利用K值可判斷反應(yīng)的熱效應(yīng)若溫度升高,K值增大,則正反應(yīng)為_吸熱_反應(yīng)若溫度升高,K值減小,則正反應(yīng)為_放熱_反應(yīng)四、等效平衡1、概念:在一定條件下(定溫、定容或定溫、定壓),只是起始加入情況不同的同一可逆反應(yīng)達(dá)到平衡后,任何相同組分的百
5、分含量均相同,這樣的化學(xué)平衡互稱為等效平衡。2、分類(1)定溫,定容條件下的等效平衡第一類:對(duì)于反應(yīng)前后氣體分子數(shù)改變的可逆反應(yīng):必須要保證化學(xué)計(jì)量數(shù)之比與原來相同;同時(shí)必須保證平衡式左右兩邊同一邊的物質(zhì)的量與原來相同。第二類:對(duì)于反應(yīng)前后氣體分子數(shù)不變的可逆反應(yīng):只要反應(yīng)物的物質(zhì)的量的比例與原來相同即可視為二者等效。(2)定溫,定壓的等效平衡只要保證可逆反應(yīng)化學(xué)計(jì)量數(shù)之比相同即可視為等效平衡。五、化學(xué)反應(yīng)進(jìn)行的方向1、反應(yīng)熵變與反應(yīng)方向:(1)熵:物質(zhì)的一個(gè)狀態(tài)函數(shù),用來描述體系的混亂度,符號(hào)為S. 單位:Jmol-1K-1 (2)體系趨向于有序轉(zhuǎn)變?yōu)闊o序,導(dǎo)致體系的熵增加,這叫做熵增加原理
6、,也是反應(yīng)方向判斷的依據(jù)。.(3) 同一物質(zhì),在氣態(tài)時(shí)熵值最大,液態(tài)時(shí)次之,固態(tài)時(shí)最小。即S(g)S(l)S(s)(4) 方程式中氣體計(jì)量數(shù)增大的方向就是熵增的方向 。2、反應(yīng)方向判斷依據(jù) 在溫度、壓強(qiáng)一定的條件下,化學(xué)反應(yīng)的判讀依據(jù)為:H-TS0 反應(yīng)能自發(fā)進(jìn)行H-TS=0 反應(yīng)達(dá)到平衡狀態(tài)H-TS0 反應(yīng)不能自發(fā)進(jìn)行注意:(1)H為負(fù),S為正時(shí),任何溫度反應(yīng)都能自發(fā)進(jìn)行 (2)H為正,S為負(fù)時(shí),任何溫度反應(yīng)都不能自發(fā)進(jìn)行第三章 水溶液中的離子平衡一、弱電解質(zhì)的電離 1、定義:電解質(zhì):在水溶液中或熔化狀態(tài)下能導(dǎo)電的化合物,叫電解質(zhì)。非電解質(zhì) :在水溶液中或熔化狀態(tài)下都不能導(dǎo)電的化合物。強(qiáng)電解
7、質(zhì) : 在水溶液里全部電離成離子的電解質(zhì) 。弱電解質(zhì): 在水溶液里只有一部分分子電離成離子的電解質(zhì) 。物質(zhì)單質(zhì)化合物電解質(zhì)非電解質(zhì): 非金屬氧化物,大部分有機(jī)物 。如SO3、CO2、C6H12O6、CCl4、CH2=CH2強(qiáng)電解質(zhì): 強(qiáng)酸,強(qiáng)堿,大多數(shù)鹽 。如HCl、NaOH、NaCl、BaSO4弱電解質(zhì): 弱酸,弱堿,極少數(shù)鹽,水 。如HClO、NH3H2O、Cu(OH)2、H2O混和物純凈物2、電解質(zhì)與非電解質(zhì)本質(zhì)區(qū)別:電解質(zhì)離子化合物或共價(jià)化合物 非電解質(zhì)共價(jià)化合物 注意:電解質(zhì)、非電解質(zhì)都是化合物 SO2、NH3、CO2等屬于非電解質(zhì)強(qiáng)電解質(zhì)不等于易溶于水的化合物(如BaSO4不溶于水
8、,但溶于水的BaSO4全部電離,故BaSO4為強(qiáng)電解質(zhì))電解質(zhì)的強(qiáng)弱與導(dǎo)電性、溶解性無關(guān)。3、電離平衡:在一定的條件下,當(dāng)電解質(zhì)分子電離成 離子的速率 和離子結(jié)合成時(shí),電離過程就達(dá)到了 平衡狀態(tài) ,這叫電離平衡。4、影響電離平衡的因素:A、溫度:電離一般吸熱,升溫有利于電離。B、濃度:濃度越大,電離程度 越小 ;溶液稀釋時(shí),電離平衡向著電離的方向移動(dòng)。C、同離子效應(yīng):在弱電解質(zhì)溶液里加入與弱電解質(zhì)具有相同離子的電解質(zhì),會(huì) 減弱 電離。D、其他外加試劑:加入能與弱電解質(zhì)的電離產(chǎn)生的某種離子反應(yīng)的物質(zhì)時(shí),有利于電離。9、電離方程式的書寫:用可逆符號(hào) 弱酸的電離要分布寫(第一步為主)10、電離常數(shù):
9、在一定條件下,弱電解質(zhì)在達(dá)到電離平衡時(shí),溶液中電離所生成的各種離子濃度的乘積,跟溶液中未電離的分子濃度的比是一個(gè)常數(shù)。叫做電離平衡常數(shù),(一般用Ka表示酸,Kb表示堿。 )表示方法:ABA+B- Ki= A+ B-/AB11、影響因素:a、電離常數(shù)的大小主要由物質(zhì)的本性決定。b、電離常數(shù)受溫度變化影響,不受濃度變化影響,在室溫下一般變化不大。C、同一溫度下,不同弱酸,電離常數(shù)越大,其電離程度越大,酸性越強(qiáng)。如:H2SO3H3PO4HFCH3COOHH2CO3H2SHClO二、水的電離和溶液的酸堿性1、水電離平衡::水的離子積:KW = cH+cOH-25時(shí), H+=OH- =10-7 mol/
10、L ; KW = H+OH- = 1*10-14 注意:KW只與溫度有關(guān),溫度一定,則KW值一定KW不僅適用于純水,適用于任何溶液(酸、堿、鹽)2、水電離特點(diǎn):(1)可逆 (2)吸熱 (3)極弱3、影響水電離平衡的外界因素:酸、堿 :抑制水的電離 KW1*10-14溫度:促進(jìn)水的電離(水的電離是 吸 熱的)易水解的鹽:促進(jìn)水的電離 KW 1*10-144、溶液的酸堿性和pH: (1)pH=-lgcH+(2)pH的測(cè)定方法:酸堿指示劑 甲基橙 、 石蕊 、 酚酞 。變色X圍:甲基橙 3.14.4(橙色) 石蕊5.08.0(紫色) 酚酞8.210.0(淺紅色)pH試紙 操作 玻璃棒蘸取未知液體在試
11、紙上,然后與標(biāo)準(zhǔn)比色卡對(duì)比即可 。 注意:事先不能用水濕潤PH試紙;廣泛pH試紙只能讀取整數(shù)值或X圍三 、混合液的pH值計(jì)算方法公式1、強(qiáng)酸與強(qiáng)酸的混合:(先求H+混:將兩種酸中的H+離子物質(zhì)的量相加除以總體積,再求其它) H+混 =(H+1V1+H+2V2)/(V1+V2)2、強(qiáng)堿與強(qiáng)堿的混合:(先求OH-混:將兩種酸中的OH離子物質(zhì)的量相加除以總體積,再求其它) OH-混(OH-1V1+OH-2V2)/(V1+V2) (注意 :不能直接計(jì)算H+混)3、強(qiáng)酸與強(qiáng)堿的混合:(先據(jù)H+ + OH- =H2O計(jì)算余下的H+或OH-,H+有余,則用余下的H+數(shù)除以溶液總體積求H+混;OH-有余,則用
12、余下的OH-數(shù)除以溶液總體積求OH-混,再求其它)四、稀釋過程溶液pH值的變化規(guī)律:1、強(qiáng)酸溶液:稀釋10n倍時(shí),pH稀 = pH原+ n (但始終不能大于或等于7)2、弱酸溶液:稀釋10n倍時(shí),pH稀pH原+n (但始終不能大于或等于7)3、強(qiáng)堿溶液:稀釋10n倍時(shí),pH稀 = pH原n (但始終不能小于或等于7)4、弱堿溶液:稀釋10n倍時(shí),pH稀pH原n (但始終不能小于或等于7)5、不論任何溶液,稀釋時(shí)pH均是向7靠近(即向中性靠近);任何溶液無限稀釋后pH均接近76、稀釋時(shí),弱酸、弱堿和水解的鹽溶液的pH變化得慢,強(qiáng)酸、強(qiáng)堿變化得快。五、強(qiáng)酸(pH1)強(qiáng)堿(pH2)混和計(jì)算規(guī)律1、若
13、等體積混合pH1+pH2=14 則溶液顯中性pH=7pH1+pH215 則溶液顯堿性pH=pH2-0.3pH1+pH213 則溶液顯酸性pH=pH1+0.32、若混合后顯中性pH1+pH2=14 V酸:V堿=1:1pH1+pH214 V酸:V堿=1:1014-(pH1+pH2)六、酸堿中和滴定:1、中和滴定的原理實(shí)質(zhì):H+OH=H2O 即酸能提供的H+和堿能提供的OH-物質(zhì)的量相等。2、中和滴定的操作過程:(1)儀滴定管的刻度,O刻度在 上 ,往下刻度標(biāo)數(shù)越來越大,全部容積 大于 它的最大刻度值,因?yàn)橄露擞幸徊糠譀]有刻度。滴定時(shí),所用溶液不得超過最低刻度,不得一次滴定使用兩滴定管酸(或堿),也
14、不得中途向滴定管中添加。滴定管可以讀到小數(shù)點(diǎn)后 一位 。(2)藥品:標(biāo)準(zhǔn)液;待測(cè)液;指示劑。(3)準(zhǔn)備過程:準(zhǔn)備:檢漏、洗滌、潤洗、裝液、趕氣泡、調(diào)液面。(洗滌:用洗液洗檢漏:滴定管是否漏水用水洗用標(biāo)準(zhǔn)液洗(或待測(cè)液洗)裝溶液排氣泡調(diào)液面記數(shù)據(jù)V(始)(4)試驗(yàn)過程3、酸堿中和滴定的誤差分析誤差分析:利用n酸c酸V酸=n堿c堿V堿進(jìn)行分析式中:n酸或堿中氫原子或氫氧根離子數(shù);c酸或堿的物質(zhì)的量濃度;V酸或堿溶液的體積。當(dāng)用酸去滴定堿確定堿的濃度時(shí),則:c堿=上述公式在求算濃度時(shí)很方便,而在分析誤差時(shí)起主要作用的是分子上的V酸的變化,因?yàn)樵诘味ㄟ^程中c酸為標(biāo)準(zhǔn)酸,其數(shù)值在理論上是不變的,若稀釋了
15、雖實(shí)際值變小,但體現(xiàn)的卻是V酸的增大,導(dǎo)致c酸偏高;V堿同樣也是一個(gè)定值,它是用標(biāo)準(zhǔn)的量器量好后注入錐形瓶中的,當(dāng)在實(shí)際操作中堿液外濺,其實(shí)際值減小,但引起變化的卻是標(biāo)準(zhǔn)酸用量的減少,即V酸減小,則c堿降低了;對(duì)于觀察中出現(xiàn)的誤差亦同樣如此。綜上所述,當(dāng)用標(biāo)準(zhǔn)酸來測(cè)定堿的濃度時(shí),c堿的誤差與V酸的變化成正比,即當(dāng)V酸的實(shí)測(cè)值大于理論值時(shí),c堿偏高,反之偏低。同理,用標(biāo)準(zhǔn)堿來滴定未知濃度的酸時(shí)亦然。七、鹽類的水解(只有可溶于水的鹽才水解)1、鹽類水解:在水溶液中鹽電離出來的離子跟水電離出來的H+或OH-結(jié)合生成弱電解質(zhì)的反應(yīng)。2、水解的實(shí)質(zhì):水溶液中鹽電離出來的離子跟水電離出來的H+或OH-結(jié)合
16、,破壞水的電離,是平衡向右移動(dòng),促進(jìn)水的電離。3、鹽類水解規(guī)律:有 弱 才水解,無弱不水解,越弱越水解;誰 強(qiáng)顯誰性,兩弱都水解,同強(qiáng)顯中性。多元弱酸根,濃度相同時(shí)正酸根比酸式酸根水解程度大,堿性更強(qiáng)。 (如:Na2CO3 NaHCO3)4、鹽類水解的特點(diǎn):(1)可逆(與中和反應(yīng)互逆) (2)程度小 (3)吸熱5、影響鹽類水解的外界因素:溫度:溫度越 高 水解程度越大 (水解吸熱,越熱越水解)濃度:濃度越小,水解程度越 大 (越稀越水解)酸堿:促進(jìn)或抑制鹽的水解(H+促進(jìn) 陰離子 水解而 抑制 陽離子水解;OH -促進(jìn)陽離子水解而抑制陰離子水解)6、酸式鹽溶液的酸堿性:只電離不水解:如HSO4
17、- 顯 酸 性 電離程度水解程度,顯 酸 性 (如: HSO3- 、H2PO4-) 水解程度電離程度,顯 堿 性 (如:HCO3- 、HS- 、HPO42-)7、雙水解反應(yīng):(1)構(gòu)成鹽的陰陽離子均能發(fā)生水解的反應(yīng)。雙水解反應(yīng)相互促進(jìn),水解程度較大,有的甚至水解完全。使得平衡向右移。 (2)常見的雙水解反應(yīng)完全的為:Fe3+、Al3+與AlO2-、CO32-(HCO3-)、S2-(HS-)、SO32-(HSO3-);S2-與NH4+;CO32-(HCO3-)與NH4+其特點(diǎn)是相互水解成沉淀或氣體。雙水解完全的離子方程式配平依據(jù)是兩邊電荷平衡,如:2Al3+ + 3S2- + 6H2O = 2A
18、l(OH)3+ 3H2S 8、鹽類水解的應(yīng)用:水解的應(yīng)用實(shí)例原理1、凈水明礬凈水Al3+3H2O Al(OH)3(膠體)+3H+CuCl2-CuCl2放H2生成堿型陰極:水放H2生堿陽極:電解質(zhì)陰離子放電NaCl電解質(zhì)和水生成新電解質(zhì)增大HCl放氧生酸型陰極:電解質(zhì)陽離子放電陽極:水放O2生酸CuSO4電解質(zhì)和水生成新電解質(zhì)減小氧化銅電解水型陰極:4H+ + 4e- = 2H2 陽極:4OH- - 4e- = O2+ 2H2ONaOH 水 增大增大水H2SO4減小Na2SO4不變上述四種類型電解質(zhì)分類:(1)電解水型:含氧酸,強(qiáng)堿,活潑金屬含氧酸鹽(2)電解電解質(zhì)型:無氧酸,不活潑金屬的無氧酸鹽(氟化物除外)(3)放氫生堿型:活潑金屬的無氧酸鹽(4)放氧生酸型:不活潑金屬的含氧酸鹽二、電解原理的應(yīng)用 1、電解飽和食鹽水以制造燒堿、氯氣和氫氣(1)、電鍍應(yīng)用電解原理在某些金屬表面鍍上一薄層其他金屬或合金的方法(2)、電極、電解質(zhì)溶液的選擇:陽極:鍍層金屬,失去電子,成為離子進(jìn)入溶液 M ne = Mn+陰極:待鍍金屬(鍍件):溶液中的金屬離子得到電子,成為金屬原
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