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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)28H2O 与 NH4Cl 大多数的分解反应 以 H
2、2、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
3、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、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。
4、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。 . 精
5、品学习资料 可选择p d f - - - - - - - - - - - - - - 第 4 页，共 14 页 - - - - - - - - -5 （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-TS 0 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（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
6、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
7、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-/AB11、影响因素：a、电离常数的大小主要由物质的
8、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：: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 、NH3H2O、Cu(OH) 、
9、H O混和物纯净物精品学习资料 可选择p d f - - - - - - - - - - - - - - 第 5 页，共 14 页 - - - - - - - - -6 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-
10、144、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 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
11、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-，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
12、）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，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： 1014
13、- （pH1+pH2）精品学习资料 可选择p d f - - - - - - - - - - - - - - 第 6 页，共 14 页 - - - - - - - - -7 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，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
14、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VnVcn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
15、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，
16、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:Na2CO3NaHCO3) 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：精品学习资料 可选择p d f - - - - - - - - - - - - - - 第 7 页，共 14 页 - - - - - - - - -8 只电离不水解：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-、HPO42-）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， 有的甚至水解完全。使得平衡向右移。（2） 常见的双水
