化學(xué)反應(yīng)原理總復(fù)習(xí)提綱(共15頁)

1、選修(xunxi)4化學(xué)反應(yīng)原理總復(fù)習(xí)提綱第一章 化學(xué)反應(yīng)(huxu fnyng)與能量轉(zhuǎn)化(zhunhu)一、化學(xué)反應(yīng)的反應(yīng)熱1、概念 2、 符號： 3、單位： 4、測量儀器： 5、計算公式： 6、反應(yīng)熱的分類主要有 、 。（1）燃燒熱：在101kPa時，1mol物質(zhì)完全燃燒生成穩(wěn)定的氧化物時所放出的熱量，叫做該物質(zhì)的燃燒熱。燃燒熱的單位一般用kJmol表示。 (2)中和熱：在稀溶液中，酸跟堿發(fā)生中和反應(yīng)而生成 1 molH20，這時的反應(yīng)熱叫中和熱。 中和熱的表示：H+(aq)+OH-(aq)=H2O (1)； H=-57.3kJmol7、注意：（1）反應(yīng)熱描述的是一定 下，化學(xué)反應(yīng)前后的

2、 。（2）加熱是反應(yīng)的條件，與反應(yīng)吸、放熱 （有/無）直接關(guān)系。（3）反應(yīng)熱由化學(xué)鍵 過程中，吸收和放出的 決定。例1、50ml0.50mol/l鹽酸與50ml0.55mol/l NaOH溶液在如圖所示的裝置中進(jìn)行中和反應(yīng)。通過測定反應(yīng)過程中所放出的熱量可計算中和熱?；卮鹣铝袉栴}：（1）從實(shí)驗(yàn)裝置上看，圖中尚缺少的一種玻璃用品是 。（2）燒杯間填滿碎紙條的作用是_ _。（3）大燒杯上如不蓋硬紙板，求得的中和熱數(shù)值 （填 “偏大”“偏小”或“無影響”）。（4）若上述HCl和NaOH溶液的密度都近似為1g/cm3，中和后生成的溶液的比熱容C=4.18J(g-10C-1)，實(shí)驗(yàn)起始溫度為t1，終止溫

3、度為t2,則該中和反應(yīng)放出熱量為 KJ/mol， kJ/mol（均填表達(dá)式）。（5）該實(shí)驗(yàn)常用0.50mol/lHCl 和0.55mol/l的NaOH溶液各50ml。NaOH的濃度大于HCl的濃度的作用是 。當(dāng)室溫低于100C時進(jìn)行，對實(shí)驗(yàn)結(jié)果會造成較大的誤差其原因是 。（6）實(shí)驗(yàn)中改用60ml0.50mol/l鹽酸與50ml0.55mol/l NaOH溶液進(jìn)行反應(yīng)，與上述實(shí)驗(yàn)相比，所求中和熱 （填“相等”或“不相等”），簡述理由： 。（7）用相同濃度和體積的氨水代替NaOH溶液進(jìn)行上述實(shí)驗(yàn)，測得的中和熱的數(shù)值會 （填“偏大”“偏小”或“無影響”）。注意：完全燃燒是指物質(zhì)中下列元素完全轉(zhuǎn)變成對

4、應(yīng)的物質(zhì)：CC02，HH20，SS02等。二、反應(yīng)(fnyng)的焓變1、焓的定義 。符號(fho)： 單位： 2、焓變H 。 等壓焓變且能量變化全部(qunb)變?yōu)闊崃繒r：H= （恒壓下的化學(xué)反應(yīng)熱）H H（生成物） H（反應(yīng)物）H 0 ， H 0 S0S0 下反應(yīng)自發(fā)進(jìn)行H0 所有溫度下反應(yīng)均 自發(fā)進(jìn)行; H0S0 下反應(yīng)自發(fā)進(jìn)行2、熵值（S）越大， 越大，單位 同一物質(zhì)的熵與其聚集狀態(tài)及外界條件有關(guān)：同一物質(zhì) ；化學(xué)反應(yīng)前后氣體的物質(zhì)的量增加，熵 。3、反應(yīng)熵變： 表達(dá)式： 二、化學(xué)反應(yīng)的限度1、化學(xué)平衡常數(shù)：產(chǎn)物平衡濃度的系數(shù)次方乘積/反應(yīng)物濃度的系數(shù)次方乘積；表達(dá)式： 單位： 注：（

5、1） 不列入表達(dá)式（2）平衡常數(shù)的大小(dxio)可以反應(yīng) ，K值越大，說明反應(yīng)越 。（3）K值與濃度 ，隨 變化(binhu)而變化（4）正逆反應(yīng)的平衡常數(shù)互為 。2、濃度商QK 3、平衡轉(zhuǎn)化率：表達(dá)式 4、反應(yīng)條件對化學(xué)平衡的影響（1）溫度：升溫，化學(xué)平衡向 方向移動（2）濃度：反應(yīng)物濃度增大或生成物濃度減小，Q K，平衡向 方向移動。（3）壓強(qiáng)：對于有 反應(yīng)，增大壓強(qiáng)，化學(xué)平衡向 移動。 反應(yīng)，改變壓強(qiáng)(yqing)平衡不移動。5、勒夏特原理 6、等效平衡：（1）定溫定壓下或定溫定容下，對于同一可逆反應(yīng)，只改變起始時加入物質(zhì)的物質(zhì)的量，若通過可逆反應(yīng)化學(xué)方程式中的化學(xué)計量數(shù)比換算成同一半

6、邊的物質(zhì)的物質(zhì)的量，與原平衡對應(yīng)相等，即具有相同的物料關(guān)系，則兩平衡等同。（2）在定溫定壓下的同一可逆反應(yīng)，改變起始時加入物質(zhì)的物質(zhì)的量，只要按化學(xué)方程式中的化學(xué)計量數(shù)換算成同一半邊的物質(zhì)的物質(zhì)的量之比與原平衡相同，則兩平衡等效。（3）在定溫定容的條件下，對于反應(yīng)前后氣體分子總數(shù)不變的可逆反應(yīng)，改變起始時加入物質(zhì)的物質(zhì)的量，只要按化學(xué)方程式中的化學(xué)計量數(shù)換算成同一半邊的物質(zhì)的物質(zhì)的量之比與原平衡相同，則兩平衡等效。三、化學(xué)反應(yīng)速率1、化學(xué)反應(yīng)速率及表示方法（1）化學(xué)反應(yīng)速率的表達(dá)式 ，單位為 或 （2）始、轉(zhuǎn)、平三行中各物質(zhì)的轉(zhuǎn)化量之比等于 （3）同一反應(yīng)里，用不同物質(zhì)濃度變化來表示反應(yīng)速率時

7、，其數(shù)值不一定相等，故應(yīng)標(biāo)明是用哪種物質(zhì)表示的化學(xué)反應(yīng)速率，但這些數(shù)值表示的意義是相同的，均表示該化學(xué)反應(yīng)的快慢。（4） 的濃度可視為不變的常數(shù)，因此不用固體或純液體表示化學(xué)反應(yīng)速率。2、影響化學(xué)反應(yīng)速率的因素內(nèi)因：反應(yīng)物的性質(zhì)即反應(yīng)物的分子結(jié)構(gòu)、原子結(jié)構(gòu)決定主要因素外因：（1）濃度：注意增大固體反應(yīng)物的量，化學(xué)反應(yīng)速率 ，對固體來說，將塊狀固體變成粉末狀，才能 反應(yīng)速率，但平衡 。增大反應(yīng)物的濃度活化分子數(shù) 有效碰撞次數(shù) 化學(xué)反應(yīng)速率 （2）壓強(qiáng)：對有氣體參與的化學(xué)反應(yīng)，溫度一定時，增大壓強(qiáng)，體積縮小，濃度增大，加快反應(yīng)速率恒溫、恒容：充入反應(yīng)氣，反應(yīng)速率 ；充入惰性氣體，反應(yīng)速率 恒溫、恒

8、壓：充入反應(yīng)氣，反應(yīng)速率 ；充入惰性氣體，反應(yīng)速率 （3）溫度：其他條件不變無論正反應(yīng)是吸熱反應(yīng)還是放熱反應(yīng)，升溫速率 v高溫=v低溫2（T高T低）/10升高溫度，反應(yīng)物分子的能量增加，使一部分原來能量較低的分子變成活化分子活化分子百分?jǐn)?shù)增加有效碰撞次數(shù)增多化學(xué)反應(yīng)速率增大（4）催化劑：同等倍數(shù)的增大正、逆反應(yīng)速率使用催化劑降低活化能使更多的反應(yīng)物分子成為活化分子大大增加單位體積內(nèi)的活化分子百分?jǐn)?shù)成千成萬倍的增大化學(xué)反應(yīng)速率（5）、其他因素：如溶劑的性質(zhì)、光、超聲波、磁場等也會影響化學(xué)反應(yīng)速率3、反應(yīng)速率常數(shù)表達(dá)式 ，Ea值越大，改變溫度對反應(yīng)速率的影響程度 。4、活化分子：能發(fā)生有效碰撞的分

9、子，活化分子比一般分子具有較高的能量5、活化能：Ea=活化分子的平均能量-反應(yīng)物分子的平均能量四、化學(xué)反應(yīng)條件的優(yōu)化 工業(yè)合成氨1 工業(yè)合成氨原理： （正反應(yīng)為 熱反應(yīng)）2反應(yīng)特點(diǎn)： 使氨生產(chǎn)快（速率分析） 使氨生產(chǎn)多（平衡分析） 實(shí)際生產(chǎn)中適宜條件 原因壓強(qiáng) 有利于氨的合成,對動力、材料強(qiáng)度、設(shè)備制造要求適中溫度 速率較快,轉(zhuǎn)化率適中催化劑活性最大催化劑 使反應(yīng)速率加快濃度 適當(dāng)提高N2的比例，加快反應(yīng)速率，有利于NH3的生成第三章 物質(zhì)在水溶液(rngy)中的行為一、水的電離1、水的電離是個 （填可逆或不可逆）過程，在一定條件下可以達(dá)到電離平衡，其平衡常數(shù)的表達(dá)式為 。2、水的離子積常數(shù)在

10、一定溫度下，K與H2O都是常數(shù)，其乘積也必然是常數(shù)，因此H+OH-也是 ，Kw= ,式中Kw稱為 ，簡稱水的 。Kw反映了水中 和 的關(guān)系。且室溫下Kw= mol2L-2結(jié)論 （1）水的電離是個吸熱過程，故溫度升高，水的Kw 25時Kw= （2）水的離子積是水電離平衡時的性質(zhì)，它不僅適用于純水，也適用于任何酸、堿、鹽稀溶液。即溶液中H+OH- = 1.0 10-14mol-2L-2（3）在酸溶液中，H+近似看成是酸電離出來的H+濃度，OH-則來自于水的電離。在堿溶液中，OH-近似看成是堿電離出來的OH- 濃度，而H+則是來自于水的電離。3、影響水的電離平衡的因素：溫度：水的電離是 的過程（填吸

11、熱或放熱），溫度升高會使水的電離平衡向 移動濃度：加酸，水的電離平衡向 移動；加堿，水的電離平衡向 移動（填左、右或不）。可見，加酸、加堿都會 水的電離，但水的離子積常數(shù)不變。（填“促進(jìn)”“抑制”或“不影響”）二、溶液的酸堿度1、溶液酸堿性的表示法pH = 室溫下, 酸性溶液：H+ OH-,H+ 1.0 10-7molL-1 ,pH 7 中性溶液: H+=OH-=1.0 10-7molL-1 ,pH =7 堿性溶液: H+ OH-,H+1.0 10-7molL-1 ,pH 7有關(guān)溶液的pH值的幾個注意問題：pH值是溶液酸堿性的量度。常溫下，pH=7溶液呈中性；pH值減小，溶液的酸性增強(qiáng)；pH值

12、增大，溶液的堿性增強(qiáng)。pH值范圍在 之間。pH=0的溶液并非沒有H+，而是C(H+)= ；pH=14的溶液并非沒有OH-，而是C(OH-)= 。pH改變一個單位，C(H+)就改變 倍，即pH每增大一個單位，C(H+)就減小到原來的 ；pH每減小一個單位，C(H+)就增大到原來的 。也可用pOH來表示溶液的酸堿性，pOH= ，因?yàn)镃(H+)C(OH-)=10-14，若兩邊均取負(fù)對數(shù)，得pH+pOH= 。2、可用 pH試紙來測定溶液的pH值。方法：用潔凈的干玻璃棒直接蘸取少許待測液，滴在pH試紙上（注意 （能/不能）將pH試紙先用水沾濕或用濕的玻璃棒，因?yàn)檫@樣做，實(shí)際上已將溶液 ，導(dǎo)致所測定的pH

13、 ，）將pH試紙顯示的顏色隨即（ 內(nèi)）與標(biāo)準(zhǔn)比色卡對照，確定溶液的pH值（因?yàn)闀r間長了，試紙所顯示的顏色會改變，致使測得的pH不準(zhǔn)。）三、電解質(zhì)在水溶液中的存在形態(tài)強(qiáng)、弱電解質(zhì)的概念強(qiáng)電解質(zhì)： 。弱電解質(zhì)： 。（1） 都是強(qiáng)電解質(zhì)。（2） 都是弱電解質(zhì)。四、弱電解質(zhì)電離平衡1、弱電解質(zhì)電離平衡的建立 在一定條件下（如：溫度、壓強(qiáng)），當(dāng) 時，電離過程就達(dá)到了 狀態(tài)，這叫做(jiozu)電離平衡。2、電離平衡的特征： 的特征。3、電離平衡常數(shù)和電離度（1）電離平衡常數(shù)是指在一定條件下，弱電解質(zhì)在溶液中達(dá)到平衡時，溶液中電離所生成的各種離子濃度的乘積與溶液中未電離的分子濃度的比值。 HAH+ + A

14、- K= 注：在此計算公式中，離子濃度都是 ；電離平衡常數(shù)的數(shù)值與 有關(guān)，與 無關(guān)；弱電解質(zhì)的電離是 的，一般溫度 ，電離平衡常數(shù) ；電離平衡常數(shù)反映弱電解質(zhì)的相對強(qiáng)弱(qin ru)，通常用 表示弱酸的電離平衡常數(shù)，用 表示弱堿的電離平衡常數(shù)。 越大，弱酸的酸性越強(qiáng)； 越大，弱堿的堿性越強(qiáng)。多元弱酸是 電離的，每一級電離都有相應(yīng)的電離平衡常數(shù)（用Ka1、Ka2等表示），且電離平衡常數(shù)逐級 。（2）電離度表達(dá)式： 4、影響弱電解質(zhì)電離平衡移動的因素（1）濃度：弱電解質(zhì)的溶液中，加水稀釋，電離平衡 ，電離度 。即稀釋 電離。（2）溫度：因?yàn)殡婋x是吸熱的，因此升溫 電離。（3）加入其它電解質(zhì)：加入

15、與弱電解質(zhì)電離出的離子相同的離子，電離平衡 移動，電離度 ；加入與弱電解質(zhì)電離出的離子反應(yīng)的離子，電離平衡 移動，電離度。五、鹽類水解1、鹽類水解定義在溶液中 ，叫做鹽類的水解。（在溶液中由鹽電離出的弱酸的陰離子或弱堿的陽離子跟水電離出的氫離子或氫氧根離子結(jié)合生成 ，破壞了水的電離平衡，使其平衡 移動，引起氫離子或氫氧根離子濃度的變化。） 酸 + 堿 鹽 + 水2、鹽類水解的本質(zhì) 弱酸的陰離子和弱堿的陽離子和水電離出的H+或OH-離子結(jié)合生成 ， 了水的電離。3、影響水解的因素 “無弱不水解，有弱即水解，越弱越水解，誰強(qiáng)顯誰性”內(nèi)因：鹽類本身的性質(zhì)。組成鹽的酸或堿越弱，鹽的水解程度 ，其鹽溶液

16、的酸性或堿性就 。外因：(1)溫度 由于鹽的水解作用是中和反應(yīng)的逆反應(yīng)，所以鹽的水解是 反應(yīng)，溫度升高，水解程度 。(2)濃度 溶液濃度越小，實(shí)際上是增加了水的量，可使平衡 方向移動，使鹽的水解程度 。(3)溶液的酸堿性 鹽類水解后，溶液會呈現(xiàn)不同的酸堿性?？刂迫芤旱乃釅A性可以促進(jìn)或抑制鹽的水解。4、水解的應(yīng)用六、沉淀溶解平衡和溶度積1、沉淀溶解平衡的建立：一定條件下， ，溶液中各離子的濃度 的狀態(tài)。2、沉淀溶解平衡常數(shù)溶度積（1）定義：在一定條件下，難溶性物質(zhì)的飽和溶液中，存在沉淀溶解平衡，其平衡常數(shù)叫做溶度積常數(shù)或溶度積。（2）表達(dá)式 ：以PbI2(s)溶解平衡為例：PbI2(s) Pb2

17、+(aq)+2I-(aq) Ksp =7.110-9mol3L-3（3）意義：溶度積反映了物質(zhì)在水中的溶解能力。對于 的電解質(zhì)，Ksp的數(shù)值越大， 電解質(zhì)在水中的溶解能力越強(qiáng)。（4）影響Ksp的因素Ksp與其他化學(xué)平衡常數(shù)一樣，只與難溶性電解質(zhì)的 有關(guān)，而與沉淀的量和溶液中 無關(guān)。3、影響溶解平衡的因素（1）內(nèi)因：電解質(zhì)本身的性質(zhì)絕對不溶的電解質(zhì)是沒有的。 同是難溶電解質(zhì)，溶解度差別也很大。易溶電解質(zhì)做溶質(zhì)時只要是飽和溶液也可存在溶解平衡。（2）外因：遵循平衡移動原理濃度：加水，平衡向 移動。溫度：升溫，多數(shù)平衡向 移動。同離子效應(yīng)：向沉淀溶解平衡體系中，加入相同的離子，使平衡向 移動，但Ks

18、p 。其他：向沉淀溶解平衡體系中，加入可與體系中某些離子反應(yīng)生成更難溶物質(zhì)或氣體的離子，使平衡向 的方向移動，Ksp 。七、沉淀溶解平衡的應(yīng)用1、溶度積規(guī)則QC Ksp，溶液過飽和，有沉淀析出，直至溶液飽和，達(dá)到新的平衡。QC Ksp，溶液飽和，沉淀與溶解處于平衡狀態(tài)。QC Ksp，溶液未飽和，無沉淀析出，若加入過量難溶電解質(zhì)，難溶電解質(zhì)溶解直至溶液飽和。2、沉淀的生成 加入相同離子，平衡向沉淀方向移動。3、沉淀的溶解溶解沉淀的方法 加入足量的水使沉淀轉(zhuǎn)化為氣體使沉淀轉(zhuǎn)化為弱電解質(zhì)4、沉淀的轉(zhuǎn)化 加入可與體系中某些離子反應(yīng)生成 八、離子反應(yīng)發(fā)生的條件 如果離子之間結(jié)合能生成 ；本質(zhì)是 ，就會發(fā)

19、生離子反應(yīng)。九、離子反應(yīng)能否進(jìn)行的理論判據(jù)（1）焓變于熵變判據(jù) 利用HTS判斷離子反應(yīng)能否自發(fā)進(jìn)行。HTS0，則離子反應(yīng)都能自發(fā)進(jìn)行。（2）平衡常數(shù)判據(jù) 平衡常數(shù)越大，反應(yīng)趨勢越大，反應(yīng)可自發(fā)進(jìn)行，從Q和K之間的關(guān)系看，當(dāng)QK時，正反應(yīng)很容易自發(fā)進(jìn)行。十、離子反應(yīng)的應(yīng)用1、 用于物質(zhì)檢驗(yàn)與含量的測定2、用于物質(zhì)制備與純化 3、生活中的離子反應(yīng)十一、中和滴定實(shí)驗(yàn)1、中和滴定的原理（1）定量分析：化學(xué)上把測定物質(zhì)各組成成分的含量過程，稱為定量分析過程。 中和滴定是定量分析的一種方法。（2）中和滴定：用已知物質(zhì)的量濃度的酸（或堿）來測定未知物質(zhì)的量濃度的堿（或酸）的方法就叫酸堿中和滴定。實(shí)質(zhì)： 即酸

20、中的H+和堿中的OH-物質(zhì)的量相等。（3）計算原理：mHnR+nM(OH)m = MnRm+mnH2O則有:nC1V1 = mC2V2其中C1、C2分別表示酸和堿的濃度，V1、V2 分別表示酸和堿的體積。2、中和滴定的操作過程：（1）儀器： 。酸式滴定管： ；堿式滴定管： 。注意：酸式滴定管不能盛放堿液、氫氟酸以及Na2SiO3、Na2CO3等堿性溶液；堿式滴定管不能盛放酸性溶液和強(qiáng)氧化性溶液。滴定管的刻度，O刻度在 ，往下刻度標(biāo)數(shù)越來越 ，全部容積 它的最大刻度值，因?yàn)橄露擞幸徊糠譀]有刻度。滴定時，所用溶液 （能/不能）超過最低刻度，不得一次滴定使用兩滴定管酸（或堿），也不得中途向滴定管中添

21、加。滴定管可以讀到小數(shù)點(diǎn)后 （2）藥品：標(biāo)準(zhǔn)液；待測液；指示劑。（3）準(zhǔn)備過程：準(zhǔn)備：檢漏、洗滌、 、裝液、 、調(diào)液面。（洗滌：用洗液洗檢漏：滴定管是否漏水用水洗 裝溶液 調(diào)液面記數(shù)據(jù)V(始)（4）滴定方法：手的姿勢、速度先快后慢注意：手眼：左手操作 ，右手 ，眼睛注視 速度 （5）終點(diǎn)確定：最后一滴剛好使指示劑顏色發(fā)生明顯變化。 內(nèi)不恢復(fù)原色（6）數(shù)據(jù)處理與誤差分析：讀數(shù)：兩位小數(shù)。因一次實(shí)驗(yàn)誤差較大，所以應(yīng)取多次實(shí)驗(yàn)的平均值。第四章電化學(xué)基礎(chǔ)(jch)一、電能轉(zhuǎn)化為化學(xué)能-電解1電解原理分析(1)電解過程的起發(fā)因素是外加電源，電源中輸出電子的電極為_，該電極使得電解池中 （填：陰極、陽極）

22、帶有較多的 （填：正、負(fù)）電荷，因此電解質(zhì)（溶液）中的 離子（陰、陽）向該電極移動，該電極上一定發(fā)生的反應(yīng)類型 （填：氧化反應(yīng)、還原反應(yīng)）。電源中輸入電子的電極為_，該電極使得電解池中 （填：陰極、陽極）帶有較多的 （填：正、負(fù)）電荷，因此電解質(zhì)（溶液）中的 離子（陰、陽）向該電極移動，該電極上一定發(fā)生的反應(yīng)類型 （填：氧化反應(yīng)、還原反應(yīng)）。例3：電解CuCl2溶液移向陽極周圍的離子： ； 陽極反應(yīng)式： ，反應(yīng)類型： 。 移向陰極周圍的離子： ； 陽極反應(yīng)式： ，反應(yīng)類型： 。 （2）電極反應(yīng)分析：首先分析作陽極的材料：惰性電極：石墨、Pt、Au等材料組成的電極。惰性電極材料本身不發(fā)生電極反應(yīng)，因此一定是電解質(zhì)(溶液)中的成分進(jìn)行電極反應(yīng)。活性電極（除惰性電極外的材料）。活性電極作陽極，電極本身一定首先發(fā)生電極反應(yīng)。電解質(zhì)溶液中有多種離子時，離子放電遵循一定的順序。在陰極上，陽離子的放電順序 ；在陽極上，陰離子的放電順序 。2.電解在工業(yè)上的應(yīng)用（1）氯堿工業(yè)電解原理分析 陽