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1、FeCl3的水解Fe3+3H2OFe3+3OH-Fe(OmL0.55mol/LNaOH溶液，记录起始温度t1。混合位：molL1min1或molL1s1等(强酸混合：先求混合后的H+浓度，将两种酸中的H+的物质的量相CO H立身以立学为先，立学以读书为本化学第一章一、吸热反应、放热反应、反应热、燃烧热、中和热等概念1、反应热：化学上规定， 当化学反应在一定的温度下进行时，反应所释放或吸收的热量为该反应在 此温度下的热效应。符号：用 Q 表示 Q0，表示吸热； Qc(HCO3-)c(OH-)c(CO无关 ），通过许多次实验测定， 1molH和放出热量 57.3kJ。其热化学方程式为 H（ aq）
2、+OH（ aq）=H2O（ l ）立身以立学为先，立学以读书为本这是因浓酸溶液和浓碱溶液相互稀释时会放出热量。强酸与强碱的中和反应其实质是 H和 OH反应（即与酸、 碱的种类1molOH反应生成 1molH2O 时，H=57.3kJ/mol因此，下列中和反应的H 相同，都为57.3kJ/mol。 中和热是以生成 1molH2O 为基准，因为表示中和热的热化学方程式 中，水的化学计量数为 1，其酸、 碱或盐的化学计量数可以为分数必须以生成 1mol 水为标准；中和反应对象为稀溶液；强酸与强碱中和时生成 1mol H2O 均放热 57.3kJ，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
3、热小于 57.3kJ/mol。6、中和热的测定（ 1 ）主要仪器：大烧杯（ 500mL）、 温度计、量筒（ 50mL ）两个、泡沫塑料或纸条、 泡沫塑料板或硬纸板（中心有两个小孔）、 环形玻璃搅拌棒。（ 2）实验步骤：组装仪器如图 6-1所示。分别量取 50mL 0.50 mol/L 的盐酸和 50mL 0.55mol/L NaOH溶液， 记录起始温度t1。混合反应并准确量取混合液最高温度， 记录终止温度t2。 重复实验二次， 取平均值。计算H=（ 3）可能的误差未及时测出最高温度其值偏小使用一个量筒且未洗干净其值偏小烧杯过大其值偏小二、化学反应的焓变1、焓的定义物质所具有的能量是性质，符号为
4、 H。用焓变（ H ）来描述与反应热有关的能量变化。 HH （反应产物 ）H （反应物 ）H 为反应产物的总焓与反应物的总焓之差，称为化学反应的焓变。2、反应热与焓变的关系热化学研究表明，对于等压条件下进行的化学反应，如果反应中物质的能量变化只转化 成热能，而没有转化为电能、 光能等其他形式的能，则该反应的反应热就等于反应前华物质 的焓的改变。 数学表达式： QP= H，其中： Qp 表示在压强不变的条件下化学反应的反应热。三、热化学方程式及其书写1、概念：热化学方程式： 能表示参加反应物质的量和反应热之间的关系的化学方程式。2、意义：既表明了化学反应中的物质变化， 也表明了化学反应中的能量变
5、化。2（其中Na为阴极区产物而Cl2则为阳极区产物）；、金属393.5kJ/mol，表示在101kPa时，1molC完全CO3-=Al(OH)3+3CO2(反应前有水参加，反度其值偏小使用一个量筒且未洗干净其值偏小烧杯过大立身以立学为先，立学以读书为本注意：1.热化学方程式必须标出能量变化。2.热化学方程式中必须标明反应物和生成物的聚集状态，因为反应热除跟物质的量有关外， 还与反应物和生成物的聚集状态有关。3.热化学方程式中加各物质的化学计量数只表示物质的量，因此可以用分数，但要注意 反应热也发生相应变化。3、书写注意事项： （ 1 ）要注明反应物和生成物的聚集状态（若为同素异形体、要注明名称
6、 ），因为物质呈 现哪一种聚集状态，与它们所具有的能量有关，即反应物的物质相同， 状态不同，H 也不 同。（ 2 ）要注明反应温度和压强。因为H 的大小和反应的温度、 压强有关，如不注明，即 表示在 101kPa和 25C。（ 3）热化学方程式中的化学计量数不表示分子个数，而是表示物质的量， 故化学计量数 可以是整数，也可以是分数。相同物质的化学反应，当化学计量数改变时，其H 也同等倍 数的改变。（ 4） H 的表示：在热化学方程式中H 的“”“”一定要注明，“”热代，表吸“” 代表放热。H 的单位是： kJ/mol 或 J/mol。四、焓变的计算 盖斯定律及其应用1、盖斯定律的涵义： 化学反
7、应不管是一步完成还是几步完成，其反应热是相同的，也就是说，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，而与具体的反应进行的途径无 关。如果一个反应可以分几步进行， 则各分步反应的反应热和该反应一步完成的反应热相同， 这就是盖斯定律。2、盖斯定律的应用盖斯定律在科学研究中具有重要意义。因为有些反应进行的很慢，有些反应不容易直接 发生，有些反应的产品不纯 （有副反应发生）， 这给测定反应热造成了困难。此时如果应用 盖斯定律，就可以间接的把它们的反应热计算出来。3、反应热计算根据热化学方程式、 盖斯定律和燃烧热的数据，可以计算一些反应的反应热。反应热、 燃烧热的简单计算都
8、是以它们的定义为基础的，只要掌握了它们的定义的内涵，注意单位的 转化即可。热化学方程式的简单计算的依据：（ 1）热化学方程式中化学计量数之比等于各物质物质的量之比； 还等于反应热之比。（ 2）热化学方程式之间可以进行加减运算。第二章一、化学反应速率1 化学反应速率的概念及表示方法(1) 概念：通常用单位时间里反应物浓度的减少或生成物浓度的增加来表示OOH、HCl的溶解度都很大，HCl属于强电解质，而CCOO电离、水解方程式的书写方法：多元弱酸(多元弱酸盐)的电离(水反应速率增大压强：对于有气体参加的反应，增大压强，气体物转化成热能，而没有转化为电能、光能等其他形式的能，则该反应的立身以立学为先
9、，立学以读书为本(2) 表达式： (3) 单位：mol L 1 min 1 或 mol L 1 s 1 等(4) 注意点：化学反应速率均取正值化学反应速率一般不用固体物质表示同一反应，选用不同物质的浓度变化表示反应速率，数值可能不同， 但意义相同，各 物质表示的速率之比等于该反应方程式中的化学计量数之比注意区别平均速率和即时速率2影响化学反应速率的因素(1) 内因：反应物的结构、性质(2) 外因：浓度：增大反应物的浓度，反应速率增大温度：升高温度，反应速率增大压强：对于有气体参加的反应，增大压强，气体物质的浓度增大，反应速率增大 催化剂：使用催化剂，反应速率增大二、化学平衡(1) 可逆反应：在
10、同一条件下，既能向正反应方向进行，同时又能向逆反应方向进行的 反应(2) 化学平衡的概念：是指在一定条件下的可逆反应里，正反应和逆反应的速率相等， 反应混合物中各组分的浓度保持不变的状态(3) 化学平衡的特征：逆：可逆反应等： v( 正) v( 逆)动：动态平衡 v( 正) v( 逆) 0 定：平衡状态时反应混合物中各组分的浓度保持不变 变：当浓度、温度、压强等条件改变时，化学平衡即发生移动三、化学平衡的移动及影响因素1化学平衡的移动(1) 定义： 可逆反应中旧化学平衡的破坏，新化学平衡的建立过程叫做化学平衡的移动(2) 化学平衡移动的本质原因是 v( 正) v( 逆) 如催化剂能同等程度改变
11、 v( 正) 和 v( 逆) ，所以，加入催化剂，化学平衡不发生移动以立学为先，立学以读书为本二、原电池、电解池、电镀池判定规律-)；水解程度电离程度，显碱性(如：HC、HS-、HP)溶电解质；反应后离子浓度降至110-5mol/L以下的反显某性显某性对应的例：CCOONa溶液(NH4)2溶液NaH立身以立学为先，立学以读书为本2影响化学平衡的条件 条件的变化浓度压强 ( 气体)温度增大减小升高降低平衡移动的方向向正反应方向移动向逆反应方向移动向缩小气体体积方向移动 向增大气体体积方向移动向吸热方向移动向放热方向移动平衡移动的结果( 均与改变 条件时比较)使气体压强减小使气体压强增大使温度降低使温度升高3化学平衡移动原理( 即勒夏特列原理)如果改变影响平衡的一个条件( 如
