《化学反应原理》复习提纲

许愿真 2015-06-02

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第一章化学反应与能量

一、基本化学反应模型理论

1、有效碰撞模型：

E₂

E₁

反应热

分子间的磁撞并不一定就能发生化学反应，只有具有一定能量的微粒间的碰撞才可能是有效碰撞。

2、活化分子与活化能：

活化分子就是____________________

活化能就是 __________

3、催化剂的作用：

1、降低活化能

2、增多活化分子

3、有效碰撞机率增大；

二、反应热（焓变）

1定义：在化学反应过程中放出或吸收的热量,通常叫做反应热,也称“焓变” 。

2符号：用△H表示。单位：一般采用kJ/mol。

3 为吸热反应，为放热反应。

4反应热与物质内能，键能的关系

△H=反应物的鍵能总和-生成物的鍵能总和

5反应热测量，测量仪器叫量热计

三燃烧热

概念: 25℃、101kPa时,1mol纯物质完全燃烧生成稳定的化合物时所放出的热量,叫做该物质的燃烧热.

注意: ① 可燃物的化学计量数为1, △H<0,以此为标准配平,其它计量数可整数也可分数;

② 完全燃烧,下列元素要生成对应的氧化物:

C → CO2 (g) H → H2O (l) S → SO2 (g)

四、中和热

概念：在稀溶液中强酸与强碱发生中和反应生成1mol水时放出的热量

注意：（1）强酸强碱反应中和热57.3kJ/mol

五、热化学方程式书写的注意事项？

1、△H写在方程式的右边，用空格隔开，△H值“-” 表示放热反应， △H值“+”表示吸热反应。单位“kJ/mol”。

2. △H与测定条件有关，没有标明是指25℃，101KPa

3. 系数只表示物质的量，可以是分数。

4. 要注明反应物和生成物的聚集状态，通常用s、l、g表示固体、液体和气体，不用标“↓、↑”。

5. △H的值要与化学计量数相对应。

6. 正反应若为放热反应，则其逆反应必为吸热反应，二者△H的符号相反而数值相等

六、化学反应热的计算

盖斯定律

定义: 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

注意① 热化学方程式同乘以某一个数时,反应热

数值也应该乘上该数;

② 热化学方程式相加减时,同种物质之间可

以相加减,反应热也随之相加减;

③ 将一个热化学方程式颠倒时,△H的“+”

“-”号必须随之改变.

第二章化学反应速率与化学平衡

1．化学反应速率

（1）概念

（2）表示方法: ；

（3）单位: 表达式:

（4）化学反应的速率比化学计量数之比

注意纯液体式固体的的浓度是不变的常数,因此用于表示反应速率.

（5）影响化学反应速率的因素

化学反应速率的内因是: ,它是决定反应速率的决定性因素

外因有 , , 和等.

2．可逆反应：在相同的条件下，能的化学反应。

3．化学平衡状态是指：的状态。

4化学平衡的特征是：逆等动定变

5判断化学平衡状态的标准速率、量（在建立平衡前变化的量）

5．化学平衡移动指可逆反应中，旧化学平衡的新化学平衡的的过程

6．影响化学平衡移动的因素：

化学平衡的建立可以是从开始，也可以是从开始，还可以是由开始。总之，化学平衡的建立与无关。

v 平衡移动原理——勒夏特列原理

如果改变影响平衡的一个条件（如浓度、温度、或压强等），平衡就向能够减弱这种改变的方向移动。

7.平衡常数:

表示方法: K= ;影响因素:

(1)K的意义:K值越大,说明平衡体系中生成物所占的比例越大,它的正反应进行的程度大,反应物的转化率也越大。因此，平衡常数的大小可以表示反应进行的程度。

五、Q_c与K

Q_c为浓度商：是指刚开始反应（但未反应）时平衡体系各物质浓度幂次方之积之比（对于溶液是指混合后但不反应时的浓度）

K为平衡常数：是指可逆反应达到平衡时体系各物质浓度幂次方之积之比。在化学平衡、电离平衡、水解平衡、溶解平衡四大平衡中分别有不同的名称：化学平衡常数(K)、电离常数(K_a)、水解常数(K_h)、溶度积(K_sp)。

Q_c与K的相对大小可反映出体系是否为平衡状态：

（1） Q_c>K，过平衡状态，反应将逆向进行；

（2） Q_c=K，平衡状态；

（3） Q_c<K，未平衡状态，反应将正向进行

8. 化学反应进行的方向P38科学视野

等效平衡规律：

1、定温、定容条件下的等同平衡　

（1）对于反应前后气体分子数发生变化的可逆反应

特点：两次平衡时各组分百分量、n、c均相同

判断方法：若改变起始加入情况，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

（2）对于反应前后气体分子数不变的可逆反应

特点：两次平衡时各组分百分量相同，n、c同比例变化

判断方法：只要反应物（或生成物）的物质的量的比与原平衡相同，则二平衡等效。

2、定温、定压条件下的等效平衡

特点：两次平衡时各组分百分量、 c 相同，n同比例变化

判断方法：若改变起始加入情况，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之比相同。

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

物质

单质

化合物

电解质

非电解质：大多数非金属氧化物和有机物。如SO₃、CO₂、C₆H₁₂O₆、CCl₄、CH₂=CH₂……

强电解质：强酸、强碱、绝大多数金属氧化物和盐。如HCl、NaOH、NaCl、BaSO₄

弱电解质：弱酸、弱碱和水。如HClO、NH₃·H₂O、Cu(OH)₂、H₂O……

混和物

纯净物

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

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值；

（4）测pH= a的HAc稀释100倍后所得溶液pH<a +2

（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值相同时，溶液的浓度C_HA＜C_HB

(3)pH相同时，加水稀释同等倍数后，pH_HA＞pH_HB

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：K_W = [H⁺]·[OH^-]

25℃时, [H⁺]=[OH^-] =10^-7 mol/L ; K_W = [H⁺]·[OH^-] = 10^-14

注意：K_W只与温度有关，温度一定，则K_W值一定

K_W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（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

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。

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<HCl；HNO₃>H₃PO₄）

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

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^- 、HPO₄^2-）

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。其右移。

（2）常见的双水解反应完全的为：Fe³⁺、Al³⁺与AlO₂^-、CO₃^2-(HCO₃^-)、S^2-(HS^-)、SO₃^2-(HSO₃^-)；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⁺ + 3S^2- + 6H₂O == 2Al(OH)₃↓+ 3H₂S↑

6、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）

七、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

注意：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（多元弱碱盐）的电离（水解）书写原则：一步书写

八、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

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

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的混合溶液：弱酸的电离＞其对应弱酸盐的水解，溶液呈酸性

等浓度的NH₃·H₂O与NH₄Cl的混合液：弱碱的电离＞其对应弱碱盐的水解，溶液呈碱性

等浓度的HCN与NaCN的混合溶液：弱酸的电离<其对应弱酸盐的水解，溶液呈碱性

九、酸碱中和滴定

十、溶解平衡

1、难溶电解质的溶解平衡的一些常见知识

（1）溶解度小于0.01g的电解质称难溶电解质。生成难溶电解质的反应为完全反应，用“=”。

（2）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[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^-5

mol/L，故均用“=”。

（3）难溶并非不溶，任何难溶物在水中均存在溶解平衡。

（4）掌握三种微溶物质：CaSO₄、Ca(OH)₂、Ag₂SO₄

（5）溶解平衡常为吸热，但Ca(OH)₂为放热，升温其溶解度减少。

（6）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“ ”。如：Ag₂S(s) 2Ag⁺ + S^2-

3、沉淀生成的三种主要方式

（1）加沉淀剂法：K_sp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：如加MgO除去MgCl₂溶液中FeCl₃。

（3）氧化还原沉淀法：

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。

5、沉淀的转化：

溶解度大的生成溶解度小的，溶解度小的生成溶解度更小的。

第四章电化学基础

一、原电池

1、定义：把化学能转化为电能的装置

2、原电池的两极确定

失去电子的一极叫负极，用 - 表示。

得到电子的一极叫正极，用 + 表示。

电极反应

负极：（Zn ) Zn - 2e- = Zn2+ （氧化反应）

正极：（Cu ) 2H++ 2e- = H2↑ (还原反应

总反应式：综合正极和负极电极反应式而得：

Zn+ 2H+ = Zn2+ + H2↑

4、原电池的形成条件

构成前提：两个电极中至少有一个可以和电解质溶液自发地发生氧化还原反应

1、活动性不同的金属（其中一种可以为

非金属，即作导体用）作电极。

2、两电极插入电解质溶液中。

3、形成闭合回路。（两电极外线用导线连接，可以接用电器。）

4常见电池

二电解池

电解池（电解槽）：把电能转化为化学能的装置。

三、电解原理的应用

1、电解饱和食盐水以制造烧碱、氯气和氢气。

2、电镀

阳极：镀层金属

电镀液：含有镀层金属的电解质

阴极：待镀金属制品

3电镀应用于铜的电解精练

电极反应式

阴极（纯铜）: Cu2+ + 2e- = Cu (还原反应)

阳极（粗铜）: Cu - 2e- = Cu2+ (氧化反应)

4、电冶金

制取金属钠：电解熔融状态的氯化钠。

2NaCl(熔融) 2Na + Cl2 ↑

二、金属的腐蚀和防护

金属腐蚀：金属（或合金）跟周围接触到的气体（或液体）反应而腐蚀损耗的过程。

金属腐蚀的本质：金属原子金属阳离子

金属腐蚀类型：化学腐蚀和电化学腐蚀

	化学腐蚀	电化腐蚀
条件	金属跟非金属单质直接接触	不纯金属或合金跟电解质溶液接触
现象	无电流产生	有微弱电流产生
本质	金属被氧化	较活泼金属被氧化
联系	两者往往同时发生，电化腐蚀更普遍