最新选修4_化学反应原理知识点总结费版(可编辑)优秀名师资料.doc
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1、选修4_化学反应原理知识点总结(费版)(可编辑)选修4_化学反应原理知识点总结(费版) 化学选修 化学反应原理复习 第一章 一、焓变 反应热 1.反应热:一定条件下,一定物质的量的反应物之间完全反应所放出或吸收的热量 2.焓变H的意义:在恒压条件下进行的化学反应的热效应 (1).符号: ?H(2).单位:kJ/mol 3.产生原因:化学键断裂?吸热化学键形成?放热 放出热量的化学反应。放热吸热 ?H 为“-”或?H 0 吸收热量的化学反应。(吸热放热)?H 为“+”或?H 0 ? 常见的放热反应:? 所有的燃烧反应? 酸碱中和反应 ? 大多数的化合反应 ? 金属与酸的反应 ? 生石灰和水反应?
2、 浓硫酸稀释、氢氧化钠固体溶解等 ? 常见的吸热反应:? 晶体BaOH2?8H2O与NH4Cl ? 大多数的分解反应 ? 以H2、CO、C为还原剂的氧化还原反应 ? 铵盐溶解等 二、热化学方程式 书写化学方程式注意要点: ?热化学方程式必须标出能量变化。 ?热化学方程式中必须标明反应物和生成物的聚集状态(g,l,s分别表示固态,液态,气态,水溶液中溶质用aq表示) ?热化学反应方程式要指明反应时的温度和压强。 ?热化学方程式中的化学计量数可以是整数,也可以是分数 ?各物质系数加倍,?H加倍;反应逆向进行,?H改变符号,数值不变 三、燃烧热 1.概念:25 ?,101 kPa时,1 mol纯物质
3、完全燃烧生成稳定的化合物时所放出的热量。燃烧热的单位用kJ/mol表示。 注意以下几点: ?研究条件:101 kPa ?反应程度:完全燃烧,产物是稳定的氧化物。 ?燃烧物的物质的量:1 mol ?研究内容:放出的热量。(H0,单位kJ/mol) 四、中和热 1.概念:在稀溶液中,酸跟碱发生中和反应而生成1mol H2O,这时的反应热叫中和热。 2.强酸与强碱的中和反应其实质是H+和OH-反应,其热化学方程式为: H+aq +OH-aq H2Ol H-57.3kJ/mol 3.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。 4.中和热的测定实验 五、盖斯定律
4、1.内容: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,则各分步反应的反应热之和与该反应一步完成的反应热是相同的。 第二章 一、化学反应速率 1. 化学反应速率(v) ? 定义:用来衡量化学反应的快慢,单位时间内反应物或生成物的物质的量的变化 ? 表示方法:单位时间内反应浓度的减少或生成物浓度的增加来表示 ? 计算公式:vc/t(:平均速率,c:浓度变化,t:时间)单位:mol/(L?s) ? 影响因素: ? 决定因素(内因):反应物的性质(决定因素) ? 条件因素(外因):反应所处的条件 2. 注意:(1)、参加反应
5、的物质为固体和液体,由于压强的变化对浓度几乎无影响,可以认为反应速率不变。(2)、惰性气体对于速率的影响?恒温恒容时:充入惰性气体?总压增大,但是各分压不变,各物质浓度不变?反应速率不变 ?恒温恒体时:充入惰性气体?体积增大?各反应物浓度减小?反应速率减慢 二、化学平衡 (一)1.定义: 化学平衡状态:一定条件下,当一个可逆反应进行到正逆反应速率相等时,更组成成分浓度不再改变,达到表面上静止的一种“平衡”,这就是这个反应所能达到的限度即化学平衡状态。 2、化学平衡的特征 逆(研究前提是可逆反应) 等(同一物质的正逆反应速率相等) 动(动态平衡) 定(各物质的浓度与质量分数恒定) 变(条件改变,
6、平衡发生变化) 3、判断平衡的依据 判断可逆反应达到平衡状态的方法和依据 例举反应 mAg+nBgpCg+qDg 混合物体系中 各成分的含量 ?各物质的物质的量或各物质的物质的量的分数一定 平衡 ?各物质的质量或各物质质量分数一定 平衡 ?各气体的体积或体积分数一定 平衡 ?总体积、总压力、总物质的量一定 不一定平衡 正、逆反应 速率的关系 ?在单位时间内消耗了m molA同时生成m molA,即V正V逆 平衡 ?在单位时间内消耗了n molB同时消耗了p molC,则V正V逆 平衡 ?VA:VB:VC:VDm:n:p:q,V正不一定等于V逆 不一定平衡 ?在单位时间内生成n molB,同时消
7、耗了q molD,因均指V逆 不一定平衡 压强 ?m+n?p+q时,总压力一定(其他条件一定) 平衡 ?m+np+q时,总压力一定(其他条件一定) 不一定平衡 混合气体平均相对分子质量Mr ?Mr一定时,只有当m+n?p+q时 平衡 ?Mr一定时,但m+np+q时 不一定平衡 温度 任何反应都伴随着能量变化,当体系温度一定时(其他不变) 平衡 体系的密度 密度一定 不一定平衡 其他 如体系颜色不再变化等 平衡 (二)影响化学平衡移动的因素 1、浓度对化学平衡移动的影响 (1)影响规律:在其他条件不变的情况下,增大反应物的浓度或减少生成物的浓度,都可以使平衡向正方向移动;增大生成物的浓度或减小反
8、应物的浓度,都可以使平衡向逆方向移动 (2)增加固体或纯液体的量,由于浓度不变,所以平衡_不移动_ (3)在溶液中进行的反应,如果稀释溶液,反应物浓度_减小_,生成物浓度也_减小_, V正_减小_,V逆也_减小_,但是减小的程度不同,总的结果是化学平衡向反应方程式中化学计量数之和_大_的方向移动。 2、温度对化学平衡移动的影响 影响规律:在其他条件不变的情况下,温度升高会使化学平衡向着_吸热反应_方向移动,温度降低会使化学平衡向着_放热反应_方向移动。 3、压强对化学平衡移动的影响 影响规律:其他条件不变时,增大压强,会使平衡向着_体积缩小_方向移动;减小压强,会使平衡向着_体积增大_方向移动
9、。 注意:(1)改变压强不能使无气态物质存在的化学平衡发生移动 (2)气体减压或增压与溶液稀释或浓缩的化学平衡移动规律相似 4.催化剂对化学平衡的影响:由于使用催化剂对正反应速率和逆反应速率影响的程度是等同的,所以平衡_不移动_。但是使用催化剂可以影响可逆反应达到平衡所需的_时间_。 5.勒夏特列原理(平衡移动原理):如果改变影响平衡的条件之一(如温度,压强,浓度),平衡向着能够减弱这种改变的方向移动。 三、化学平衡常数 (一)定义:在一定温度下,当一个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_比值。符号:_K_ (二)使用化学平衡常数K应注意的问题: 1、表达
10、式中各物质的浓度是_变化的浓度_,不是起始浓度也不是物质的量。 2、K只与_温度(T)_有关,与反应物或生成物的浓度无关。 3、反应物或生产物中有固体或纯液体存在时,由于其浓度是固定不变的,可以看做是“1”而不代入公式。 4、稀溶液中进行的反应,如有水参加,水的浓度不必写在平衡关系式中。 (三)化学平衡常数K的应用: 1、化学平衡常数值的大小是可逆反应_进行程度_的标志。K值越大,说明平衡时_生成物_的浓度越大,它的_正向反应_进行的程度越大,即该反应进行得越_完全_,反应物转化率越_高_。反之,则相反。 一般地,K_105_时,该反应就进行得基本完全了。 2、可以利用K值做标准,判断正在进行
11、的可逆反应是否平衡及不平衡时向何方进行建立平衡。(Q:浓度积) Q_K:反应向正反应方向进行; Q_K:反应处于平衡状态 ; Q_K:反应向逆反应方向进行 3、利用K值可判断反应的热效应 若温度升高,K值增大,则正反应为_吸热_反应 若温度升高,K值减小,则正反应为_放热_反应 *四、等效平衡 1、概念:在一定条件下(定温、定容或定温、定压),只是起始加入情况不同的同一可逆反应达到平衡后,任何相同组分的百分含量均相同,这样的化学平衡互称为等效平衡。 2、分类 (1)定温,定容条件下的等效平衡 第一类:对于反应前后气体分子数改变的可逆反应:必须要保证化学计量数之比与原来相同;同时必须保证平衡式左
12、右两边同一边的物质的量与原来相同。 第二类:对于反应前后气体分子数不变的可逆反应:只要反应物的物质的量的比例与原来相同即可视为二者等效。 (2)定温,定压的等效平衡 只要保证可逆反应化学计量数之比相同即可视为等效平衡。 五、化学反应进行的方向 1、反应熵变与反应方向: (1)熵:物质的一个状态函数,用来描述体系的混乱度,符号为S单位:Jmol-1?K-1 2体系趋向于有序转变为无序,导致体系的熵增加,这叫做熵增加原理,也是反应方向判断的依据。. (3)同一物质,在气态时熵值最大,液态时次之,固态时最小。即SgSlSs 2、反应方向判断依据 在温度、压强一定的条件下,化学反应的判读依据为: H-
13、TS0 反应能自发进行 H-TS0 反应达到平衡状态 H-TS0 反应不能自发进行 注意:(1)H为负,S为正时,任何温度反应都能自发进行 (2)H为正,S为负时,任何温度反应都不能自发进行 第三章 一、弱电解质的电离 1、定义:电解质:在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物,叫电解质 。 非电解质 :在水溶液中或熔化状态下都不能导电的化合物 。 强电解质 :在水溶液里全部电离成离子的电解质 。 弱电解质: 在水溶液里只有一部分分子电离成离子的电解质 。 2、电解质与非电解质本质区别: 电解质?离子化合物或共价化合物非电解质?共价化合物 注意:?电解质、非电解质都是化合物?SO2、NH3、CO2
14、等属于非电解质 ?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)?电解质的强弱与导电性、溶解性无关。 3、电离平衡:在一定的条件下,当电解质分子电离成离子的速率和离子结合成 时,电离过程就达到了平衡状态,这叫电离平衡。 4、影响电离平衡的因素: A、温度:电离一般吸热,升温有利于电离。 B、浓度:浓度越大,电离程度越小;溶液稀释时,电离平衡向着电离的方向移动。C、同离子效应:在弱电解质溶液里加入与弱电解质具有相同离子的电解质,会 减弱 电离。D、其他外加试剂:加入能与弱电解质的电离产生的某种离子反应的物质时,有利于电离。 9、电离方
15、程式的书写:用可逆符号弱酸的电离要分布写(第一步为主) 10、电离常数:在一定条件下,弱电解质在达到电离平衡时,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。叫做电离平衡常数,(一般用Ka表示酸,Kb表示碱。 ) 表示方法:ABA+B-Ki A+ B-/AB 11、影响因素: a、电离常数的大小主要由物质的本性决定。 b、电离常数受温度变化影响,不受浓度变化影响,在室温下一般变化不大。 C、同一温度下,不同弱酸,电离常数越大,其电离程度越大,酸性越强。如:H2SO3H3PO4HFCH3COOHH2CO3H2SHClO 二、水的电离和溶液的酸碱性 1、水电离平衡:
16、水的离子积:KW cH+?cOH- 25?时, H+OH- 10-7 mol/L ; KW H+?OH- 1*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: ?酸、碱 :抑制水的电离 KW1*10-14 ?温度:促进水的电离(水的电离是 吸热的) ?易水解的盐:促进水的电离 KW 1*10-14 4、溶液的酸碱性和pH:(1)pH-lgcH+ (2)pH的测定方法: 酸碱指示剂? 甲基橙、 石蕊、 酚酞。 变色范围:甲基橙 3.14.4(橙色) 石蕊
17、5.08.0(紫色) 酚酞8.210.0(浅红色) pH试纸 ?操作 玻璃棒蘸取未知液体在试纸上,然后与标准比色卡对比即可。 注意:?事先不能用水湿润PH试纸;?广泛pH试纸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+离子物质的量相加除以总体积,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-离子物质的量相加除以总体积,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-
18、H2O计算余下的H+或OH-,?H+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) 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均接近7 6、稀释时,
19、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、强酸(pH1)强碱(pH2)混和计算规律 1、若等体积混合 pH1+pH214 则溶液显中性pH7 pH1+pH2?15 则溶液显碱性pHpH2-0.3 pH1+pH2?13 则溶液显酸性pHpH1+0.3 2、若混合后显中性 pH1+pH214 V酸:V碱1:1 pH1+pH2?14 V酸:V碱1:1014-(pH1+pH2) 五、酸碱中和滴定: 1、中和滴定的原理 实质:H+OH?H2O 即酸能提供的H+和碱能提供的OH-物质的量相等。 2、中和滴定的操作过程: (1)仪?滴定管的刻度,O刻度在 上 ,往下刻度标数越来越大,
20、全部容积 大于它的最大刻度值,因为下端有一部分没有刻度。滴定时,所用溶液不得超过最低刻度,不得一次滴定使用两滴定管酸(或碱),也不得中途向滴定管中添加。?滴定管可以读到小数点后一位 。 (2)药品:标准液;待测液;指示剂。 (3)准备过程: 准备:检漏、洗涤、润洗、装液、赶气泡、调液面。(洗涤:用洗液洗?检漏:滴定管是否漏水?用水洗?用标准液洗(或待测液洗)?装溶液?排气泡?调液面?记数据V始 (4)试验过程 3、酸碱中和滴定的误差分析 误差分析:利用n酸c酸V酸n碱c碱V碱进行分析 式中:n?酸或碱中氢原子或氢氧根离子数;c?酸或碱的物质的量浓度; V?酸或碱溶液的体积。当用酸去滴定碱确定碱
21、的浓度时,则: c碱 上述公式在求算浓度时很方便,而在分析误差时起主要作用的是分子上的V酸的变化,因为在滴定过程中c酸为标准酸,其数值在理论上是不变的,若稀释了虽实际值变小,但体现的却是V酸的增大,导致c酸偏高;V碱同样也是一个定值,它是用标准的量器量好后注入锥形瓶中的,当在实际操作中碱液外溅,其实际值减小,但引起变化的却是标准酸用量的减少,即V酸减小,则c碱降低了;对于观察中出现的误差亦同样如此。综上所述,当用标准酸来测定碱的浓度时,c碱的误差与V酸的变化成正比,即当V酸的实测值大于理论值时,c碱偏高,反之偏低。 同理,用标准碱来滴定未知浓度的酸时亦然。 六、盐类的水解(只有可溶于水的盐才水
22、解) 1、盐类水解:在水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H+或OH-结合生成弱电解质的反应。 2、水解的实质:水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H+或OH-结合,破坏水的电离,是平衡向右移动,促进水的电离 。 3、盐类水解规律: ?有 弱 才水解,无弱不水解,越弱越水解;谁 强显谁性,两弱都水解,同强显中性。 ?多元弱酸根,浓度相同时正酸根比酸式酸根水解程度大,碱性更强。 如:Na2CO3 NaHCO3 4、盐类水解的特点:(1)可逆(与中和反应互逆) (2)程度小 (3)吸热 5、影响盐类水解的外界因素: ?温度:温度越 高 水解程度越大 (水解吸热,越热越水解) ?浓度:浓度越小,
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