《[新编精选稿]《化学反应原理》知识点总结[通用]》由会员分享,可在线阅读,更多相关《[新编精选稿]《化学反应原理》知识点总结[通用](15页珍藏版)》请在金锄头文库上搜索。
1、本资料来自网络 如有重复概不负责化学反应原理知识点总结篇一:选修4_化学反应原理焓变知识点总结 “五看”法判断热化学方程式正误: 看方程式是否配平; 看各物质的聚集状态是否正确; 看H变化的“”、“”是否正确; 反应热的单位是否为 kJmol1 看反应热的数值与化学计量数是否相对应。 1.下列说法中正确的是 ( ) A物质发生化学反应都伴随着能量变化 B伴有能量变化的物质变化都是化学变化 C在一个确定的化学反应关系中,反应物的总能量与生成物的总能量一定不同 D在一个确定的化学反应关系中,反应物的总能量总是高于生成物的总能量 解析物质发生化学反应都伴随着能量的变化,伴有能量变化的物质变化不一定是
2、化学变化,物质发生物理变化、核变化(如原子弹的爆炸)也都伴有能量变化。在一个确定的化学反应中,反应物的总能量(设为x)与生成物的总能量(设为y)之间的关系为:(1)xy,化学反应为放热反应;(2)x0;式中各物质聚集状态标注中,除H2O外,应为(aq);由、可得C转化为CO的热化学方程式;101 kPa时,1 mol纯物质(指纯净物:单质或化合物)完全燃烧生成稳定化合物时所放出的热量叫做该物质的燃烧热;在稀溶液中酸跟碱发生中和反应生成1 mol H2O时,所释放的热量称为中和热。 答案 (1) 中CaO未注明状态,H单位错;式不符合反应事实,吸热反应H0;式中各物质均处于稀溶液中,状态(除H2
3、O外)均为溶液(aq) (2)C(s)O2(g)=CO(g) H110.5 kJ/mol (3) 6.(202x广东理综卷,9) 在298K、100kPa时,已知:2H2O(g)=O2(g)+2H2(g) H1 H2(g)+Cl2(g)=2HCl(g) H2 2 Cl2(g)+ 2H2O(g)=4HCl(g)+ O2(g) H3 则H3与H1和H2间的关系正确的是 AH3=H1+2H2 BH3=H1+H2 CH3=H1-2H2 DH3=H1-H2 解析第三个方程式可由第二个方程式乘以2与第一个方程式相加,有盖斯定律可知H3=H1+2H2 答案A 7.已知下列热化学反应方程式: Fe2O3(s)
4、 3CO(g)=2Fe(s)3CO2(g) H24.8 kJ/mol Fe2O3(s)CO(g)= Fe3O4(s) CO2(g) H15.73 kJ/mol Fe3O4(s)CO(g)=3FeO(s)CO2(g) H640.4 kJ/mol 则14 g CO气体还原足量FeO固体得到Fe固体和CO2气体时对应的H约为( ) A218 kJ/mol B109 kJ/mol C218 kJ/mol D109 kJ/mol ?导航? 像这种根据盖斯定律进行反应热计算的,关键是找出欲求的热化学方程式与已知几个热化学方程式的关系,通过必要的加减乘除除掉欲求热化学方程式中没有,而已知热化学方程式有的物质
5、,如该题欲求的热化学方程式中没有Fe2O3和Fe3O4,所以只要想办法除掉这两种物质即可。 解析该问题可以转化为12 CO(g)12 FeO(s)= 12 Fe(s)1 2 CO2(g) H?所以应用盖斯定律,若把已知给出的3个热化学方程式按照顺序编号为、,那么()32 16 即可。 B篇二:选修4_化学反应原理知识点(免费版) 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
6、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)28H2O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
7、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 mol 研究内容:放出的热量。(H_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
8、、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
9、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-TS0 反应能自发进行 H-TS=0 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
10、(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:,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 。 混和物 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、NH3H2O、Cu(OH)、HO? 非金属氧化物,大部分有机物。如SO3、CO2、C6H12O6、CCl4、CH2=CH2? 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
11、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;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,会电离。D、其他外加试剂:加入能与弱电解质的电离产
12、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+BKi= 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:H2SO3H3PO4HFCH3COOHH2CO3H2S
13、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+cOH- 25时, H+=OH- =10-7 mol/L ; KW = H+OH- = 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) -14篇三:化学选修化学反应原理知识点总结 化学反应原理知识点总结 第一章:化学反应与能量变化 1、反应热与焓变:H=H(产物)-H(反应物) 2、反应热与物质能量的关系 能量 反应物的总能量 总能量生成物的总能量 反应过程 总能量 3、反应热与键能的关系 H=反应物的键能总和-生成物的键能总和 4、常见的吸热、放热反应 常见的放热反应:
14、 活泼金属与水或酸的反应 酸碱中和反应 燃烧反应 多数的化合反应 铝热反应 常见的吸热反应 多数的分解反应 2NH4Cl(s)+Ba(OH)28H2O(s)=BaCl2+2NH3+10H2O C(s)+ H2O(g) 高温CO+H2 CO2+ C高温 2 CO 5、反应条件与吸热、放热的关系: 反应是吸热还是放热与反应的条件没有必然的联系,而取决与反应物和产物具有的 总能量(或焓)的相对大小。 6、书写热化学方程式除了遵循书写化学方程式的要求外,还应注意以下几点: 放热反应H为“-”,吸热反应H为“+”,H的单位为kJ/mol 反应热H与测定条件(温度、压强等)有关,因此应注意H的测定条件;绝
15、大多数化学反应的H是在298K、101Pa下测定的,可不注明温度和压强。 热化学方程式中各物质化学式前面的系数仅表示该物质的物质的量,并不表示物质的分子或原子数,因此化学计量数可以是分数或小数。必须注明物质的聚集状态,热化学方程式是表示反应已完成的数量,所以方程式中化学式前面的计量数必须与H相对应;当反应逆向进行时,反应热数值相等,符号相反。 7、利用盖斯定律进行简单的计算 8、电极反应的书写: 电解:阳极:(与电源的正极相连)发生氧化反应 惰性电极:溶液中阴离子失电子 (放电顺序:IBrClOH) 阴极:(与电源的负极相连)发生还原反应,溶液中的阳离子得电子 (放电顺序:AgCuH) 注意问题:书写电