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1、1 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 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 浓硫酸稀释 氢氧化钠固体溶解等 常见的吸热反应 晶体 Ba OH 2 8H2O 与 NH 4Cl 大多数的分解反应 以 H2 CO C 为还原剂的氧化还原反
2、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 mo
3、l 研究内容 放出的热量 H 10 5 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
4、 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 J mol 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
5、小 即S g S l S s 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 T S 0 反应能自发进行 H T S 0 反应达到平衡状态 H T S 0 反应不能自发进行 5 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
6、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
7、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
8、 H2SO3 H3PO4 HF CH3COOH H2CO3 H2S HClO 二 水的电离和溶液的酸碱性 1 水电离平衡 水的离子积 KW c H c OH 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 物质单质 化合物 电解质 非电解质 非金属氧化物 大部分有机物 如 SO3 CO2 C6H12O6 CCl4 CH2 CH2 强电解质 强酸 强碱 大多数盐 如 HCl NaOH NaCl BaSO4 弱电解质 弱酸 弱碱 极少数盐 水 如 HClO NH3 H2O Cu
9、 OH H O 混和物 纯净物 6 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KW 1 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 lgc H 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 1 4 4 橙色 石蕊 5 0 8 0 紫色 酚酞 8 2 10 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
10、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 H 2O 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10 n 倍时 pH 稀
11、pH 原 n 但始终不能大于或等于7 2 弱酸溶液 稀释10 n 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10 n 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10 n 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 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 pH2 14 则溶液显中性pH 7 pH1 pH2 15 则溶液显碱性
12、pH pH2 0 3 pH1 pH2 13则溶液显酸性pH pH1 0 3 2 若混合后显中性 pH1 pH2 14 V 酸 V 碱 1 1 pH1 pH2 14 V 酸 V 碱 1 10 14 pH1 pH2 五 酸碱中和滴定 1 中和滴定的原理 实质 H OH H 2O 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 全部容积大于它 7 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
13、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的浓度时 则 c 碱 碱碱 酸酸酸 Vn Vcn 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
14、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
15、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 水解程度越大 越稀越水解 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 6 酸式盐溶液的酸碱性 只
16、电离不水解 如HSO4 显酸性 电离程度 水解程度 显酸性 如 HSO3 H2PO4 水解程度 电离程度 显碱性 如 HCO3 HS HPO4 2 7 双水解反应 1 构成盐的阴阳离子均能发生水解的反应 双水解反应相互促进 水解程度较大 有的 8 甚至水解完全 使得平衡向右移 2 常见的双水解反应完全的为 Fe 3 Al3 与 AlO 2 CO 3 2 HCO 3 S2 HS SO 3 2 HSO 3 S 2 与 NH 4 CO 3 2 HCO 3 与 NH4 其特点是相互水解成沉淀或气体 双水解完全的离子方程 式配平依据是两边电荷平衡 如 2Al 3 3S2 6H 2O 2Al OH 3 3H2S 8 盐类水解的应用 水解的应用实例原理 1 净水明矾净水Al 3 3H 2O Al OH 3 胶体 3H 2 去油污用热碱水冼油污物品CO3 2 H2O HCO3 OH 3 药品的保存 配制 FeCl3溶液时常加入 少量盐酸 Fe 3 3H 2O Fe OH 3 3H 配制Na2CO3溶液时常加 入少量 NaOH CO3 2 H2O HCO 3 OH 4 制备无水盐 由 MgCl2 6H2
