化学反应原理总复习提纲Word格式文档下载.docx
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NaOH的浓度大于HCl的浓度的作用是
。
当室温低于100C时进行，对实验结果会造成较大的误差其原因是
（6）实验中改用60ml0.50mol/l盐酸与50ml0.55mol/lNaOH溶液进行反应，与上述实验相比，所求中和热
（填“相等”或“不相等”），
简述理由：
（7）用相同浓度和体积的氨水代替NaOH溶液进行上述实验，测得的中和热的数值会
（填“偏大”“偏小”或“无影响”）。
注意：
完全燃烧是指物质中下列元素完全转变成对应的物质：
C→C02，H→H20，S→S02等。
二、反应的焓变
1、焓的定义
符号：
单位：
2、焓变—ΔH
等压焓变且能量变化全部变为热量时：
ΔH=
（恒压下的化学反应热）
△H
＝H（生成物）－H（反应物）
△H>
0
，
△H<
3、放热反应和吸热反应
（1）放热反应：
即有热量放出的化学反应，其反应物的总能量大于生成物的总能量。
（2）吸热反应：
即吸收热量的化学反应，其反应物的总能量小于生成物的总能量。
三、热化学方程式
1、概念：
2、意义：
3、注意事项：
（1）要在反应物和生成物的化学式后面括号注明
，固态为
，液态为
，气态为
，溶液为
（2）△H后要注明温度，在
时，可以不注明。
（3）热化学方程式中
（用/不用）“↑”和“↓”。
（4）△H必须注明
、
（5）根据焓的性质，若方程式中各物质系数加倍，则△H数值的绝对值
；
若反应逆向进行，则△H
，但
不变。
例2、
（1）．由氢气和氧气反应生成1mol水蒸气放热241.8kJ，写出该反应的热化学方程式
若1g水蒸气转化成液态水放热2.444kJ，则反应H2（g）+O2（g）==H2O（l）的△H=___________kJ•mol－1。
氢气的燃烧热为____
_kJ•mol－1。
四、反应焓变的计算
盖斯定律：
不管化学反应是分一步完成或分几步完成，其反应热是相同的。
换句话说，化学反应的反应热只与反应体系的始态和终态有关，而与反应的途径无关。
这就是盖斯定律。
实质：
反应前后的△H与
无关，只与
有关。
第二章化学反应的方向、限度和速率
一、化学反应的方向
1、温度、压强一定时：
判据△H-T△S＜0说明反应自发进行
△H>
0△S<
0
所有温度下反应均
自发进行;
△H>
0△S>
下反应自发进行
△H<
0△S>
△H<
0△S<
下反应自发进行
2、熵值（S）越大，
越大，单位
同一物质的熵与其聚集状态及外界条件有关：
同一物质
化学反应前后气体的物质的量增加，熵
3、反应熵变：
表达式：
二、化学反应的限度
1、化学平衡常数：
产物平衡浓度的系数次方乘积/反应物浓度的系数次方乘积；
单位：
注：
（1）
不列入表达式
（2）平衡常数的大小可以反应
，K值越大，说明反应越
（3）K值与浓度
，随
变化而变化
（4）正逆反应的平衡常数互为
2、浓度商
Q<
K
Q=K
Q>
3、平衡转化率：
表达式
4、反应条件对化学平衡的影响
（1）温度：
升温，化学平衡向
方向移动
（2）浓度：
反应物浓度增大或生成物浓度减小，Q
K，平衡向
方向移动。
（3）压强：
对于有
反应，增大压强，化学平衡向
移动。
反应，改变压强平衡不移动。
5、勒夏特原理
6、等效平衡：
（1）定温定压下或定温定容下，对于同一可逆反应，只改变起始时加入物质的物质的量，若通过可逆反应化学方程式中的化学计量数比换算成同一半边的物质的物质的量，与原平衡对应相等，即具有相同的物料关系，则两平衡等同。
（2）在定温定压下的同一可逆反应，改变起始时加入物质的物质的量，只要按化学方程式中的化学计量数换算成同一半边的物质的物质的量之比与原平衡相同，则两平衡等效。
（3）在定温定容的条件下，对于反应前后气体分子总数不变的可逆反应，改变起始时加入物质的物质的量，只要按化学方程式中的化学计量数换算成同一半边的物质的物质的量之比与原平衡相同，则两平衡等效。
三、化学反应速率
1、化学反应速率及表示方法
（1）化学反应速率的表达式
，单位为
或
（2）始、转、平三行中各物质的转化量之比等于
（3）同一反应里，用不同物质浓度变化来表示反应速率时，其数值不一定相等，故应标明是用哪种物质表示的化学反应速率，但这些数值表示的意义是相同的，均表示该化学反应的快慢。
（4）
的浓度可视为不变的常数，因此不用固体或纯液体表示化学反应速率。
2、影响化学反应速率的因素
内因：
反应物的性质即反应物的分子结构、原子结构决定——主要因素
外因：
（1）浓度：
①注意——增大固体反应物的量，化学反应速率
，
②对固体来说，将块状固体变成粉末状，才能
反应速率，但平衡
③增大反应物的浓度→活化分子数
→有效碰撞次数
→化学反应速率
（2）压强：
对有气体参与的化学反应，温度一定时，增大压强，体积缩小，浓度增大，加快反应速率
恒温、恒容：
充入反应气，反应速率
充入惰性气体，反应速率
恒温、恒压：
（3）温度：
①其他条件不变无论正反应是吸热反应还是放热反应，升温速率
②v高温=v低温×
2（T高—T低）/10
③升高温度，反应物分子的能量增加，使一部分原来能量较低的分子变成活化分子→活化分子百分数增加→有效碰撞次数增多→化学反应速率增大
（4）催化剂：
——同等倍数的增大正、逆反应速率
使用催化剂→降低活化能→使更多的反应物分子成为活化分子→大大增加单位体积内的活化分子百分数→成千成万倍的增大化学反应速率
（5）、其他因素：
如溶剂的性质、光、超声波、磁场等也会影响化学反应速率
3、反应速率常数表达式
，Ea值越大，改变温度对反应速率的影响程度
4、活化分子：
能发生有效碰撞的分子，活化分子比一般分子具有较高的能量
5、活化能：
Ea=活化分子的平均能量-反应物分子的平均能量
四、化学反应条件的优化———工业合成氨
1工业合成氨原理：
（正反应为
热反应）
2
反应特点：
①
②
③
使氨生产快
（速率分析）
使氨生产多
（平衡分析）
实际生产中
适宜条件
原因
压强
有利于氨的合成,对动力、材料强度、设备制造要求适中
温度
速率较快,转化率适中催化剂活性最大
催化剂
使反应速率加快
浓度
适当提高N2的比例，加快反应速率，有利于NH3的生成
第三章
物质在水溶液中的行为
一、水的电离
1、水的电离是个
（填可逆或不可逆）过程，在一定条件下可以达到电离平衡，其平衡常数的表达式为
2、水的离子积常数
在一定温度下，K与[H2O]都是常数，其乘积也必然是常数，因此[H+][OH-]也是
，Kw=
式中Kw称为
，简称水的
Kw反映了水
中
和
的关系。
且室温下Kw=
mol2•L-2
［结论］
（1）水的电离是个吸热过程，故温度升高，水的Kw
25℃时Kw=
（2）水的离子积是水电离平衡时的性质，它不仅适用于纯水，也适用于任何酸、碱、盐稀溶液。
即溶液中[H+][OH-]=1.0×
10-14mol-2•L-2
（3）在酸溶液中，[H+]近似看成是酸电离出来的H+浓度，[OH-]则来自于水的电离。
在碱溶液中，[OH-]近似看成是碱电离出来的OH-浓度，而[H+]则是来自于水的电离。
3、影响水的电离平衡的因素：
温度：
水的电离是
的过程（填吸热或放热），温度升高会使水的电离平衡向
移动
浓度：
加酸，水的电离平衡向
移动；
加碱，水的电离平衡向
移动（填左、右或不）。
可见，加酸、加碱都会
水的电离，但水的离子积常数不变。
（填“促进”“抑制”或“不影响”）
二、溶液的酸碱度
1、溶液酸碱性的表示法pH=
室温下,酸性溶液：
[H+]>
[OH-],[H+]
1.0×
10-7mol•L-1,pH
7
中性溶液:
[H+]=[OH-]=1.0×
10-7mol•L-1,pH=7
碱性溶液:
[H+]
[OH-],[H+]<
1.0×
7
有关溶液的pH值的几个注意问题：
①pH值是溶液酸碱性的量度。
常温下，pH=7溶液呈中性；
pH值减小，溶液的酸性增强；
pH值增大，溶液的碱性增强。
②pH值范围在
之间。
pH=0的溶液并非没有H+，而是C（H+）=
pH=14的溶液并非没有OH-，而是C（OH-）=
pH改变一个单位，C（H+）就改变
倍，即pH每增大一个单位，C（H+）就减小到原来的
；
pH每减小一个单位，C（H+）就增大到原来的
③也可用pOH来表示溶液的酸碱性，pOH=
，因为C（H+）•C（OH-）=10-14，若两边均取负对数，得pH+pOH=
2、可用pH试纸来测定溶液的pH值。
方法：
用洁净的干玻璃棒直接蘸取少许待测液，滴在pH试纸上（注意
（能/不能）将pH试纸先用水沾湿或用湿的玻璃棒，因为这样做，实际上已将溶液
，导致所测定的pH
，）将pH试纸显示的颜色随即（
内）与标准比色卡对照，确定溶液的pH值（因为时间长了，试纸所显示的颜色会改变，致使测得的pH不准。
）
三、电解质在水溶液中的存在形态
强、弱电解质的概念
强电解质：
弱电解质：
都是强电解质。
（2）
都是弱电解质。
四、弱电解质电离平衡
1、弱电解质电离平衡的建立
在一定条件下（如：
温度、压强），当
时，电离过程就达到了
状态，这叫做电离平衡。
2、电离平衡的特征：
的特征。
3、电离平衡常数和电离度
（1）电离平衡常数是指在一定条件下，弱电解质在溶液中达到平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度的乘积与溶液中未电离的分子浓度的比值。
HA
H++A-
K=
① 在此计算公式中，离子浓度都是
② 电离平衡常数的数值与
有关，与
无关；
弱电解质的电离是
的，一般温度
，电离平衡常数
③ 电离平衡常数反映弱电解质的相对强弱，通常用
表示弱酸的电离平衡常数，用
表示弱碱的电离平衡常数。
越大，弱酸的酸性越强；
越大，弱碱的碱性越强。
④ 多元弱酸是
电离的，每一级电离都有相应的电离平衡常数（用Ka1、Ka2等表示），且电离平衡常数逐级
（2）电离度表达式：
4、影响弱电解质电离平衡移动的因素
弱电解质的溶液中，加水稀释，电离平衡
，电离度
即稀释
电离。
（2）温度：
因为电离是吸热的，因此升温
（3）加入其它电解质：
加入与弱电解质电离出的离子相同的离子，电离平衡
移动，电离度
加入与弱电解质电离出的离子反应的离子，电离平衡
移动，电离度。
五、盐类水解
1、盐类水解定义
在溶液中
，叫做盐类的水解。
（在溶液中由盐电离出的弱酸的阴离子或弱碱的阳离子跟水电离出的氢离子或氢氧根离子结合生成
，破坏了水的电离平衡，使其平衡
移动，引起氢离子或氢氧根离子浓度的变化。
酸+碱
盐+水
2、盐类水解的本质
弱酸的阴离子和弱碱的阳离子和水电离出的H+或OH-离子结合生成
，
了水的电离。
3、影响水解的因素
“无弱不水解，有弱即水解，越弱越水解，谁强显谁性”
盐类本身的性质。
组成盐的酸或碱越弱，盐的水解程度
，其盐溶液的酸性或碱性就
（1）温度由于盐的水解作用是中和反应的逆反应，所以盐的水解是
反应，温度升高，水解程度
（2）浓度溶液浓度越小，实际上是增加了水的量，可使平衡
方向移动，使盐的水解程度
（3）溶液的酸碱性盐类水解后，溶液会呈现不同的酸碱性。
控制溶液的酸碱性可以促进或抑制盐的水解。
4、水解的应用
六、沉淀溶解平衡和溶度积
1、沉淀溶解平衡的建立：
一定条件下，
，溶液中各离子的浓度
的状态。
2、沉淀溶解平衡常数－－溶度积
（1）定义：
在一定条件下，难溶性物质的饱和溶液中，存在沉淀溶解平衡，其平衡常数叫做溶度积常数或溶度积。
（2）表达式：
以PbI2（s）溶解平衡为例：
PbI2（s）Pb2+（aq）+2I-（aq）
Ksp＝
=7.1×
10-9mol3L-3
（3）意义：
溶度积反映了物质在水中的溶解能力。
对于
的电解质，Ksp的数值越大，
电解质在水中的溶解能力越强。
（4）影响Ksp的因素
Ksp与其他化学平衡常数一样，只与难溶性电解质的
有关，而与沉淀的量和溶液中
无关。
3、影响溶解平衡的因素
（1）内因：
电解质本身的性质
①绝对不溶的电解质是没有的。
②同是难溶电解质，溶解度差别也很大。
③易溶电解质做溶质时只要是饱和溶液也可存在溶解平衡。
（2）外因：
遵循平衡移动原理
①浓度：
加水，平衡向
②温度：
升温，多数平衡向
③同离子效应：
向沉淀溶解平衡体系中，加入相同的离子，使平衡向
移动，但Ksp
④其他：
向沉淀溶解平衡体系中，加入可与体系中某些离子反应生成更难溶物质或气体的离子，使平衡向
的方向移动，Ksp
七、沉淀溶解平衡的应用
1、溶度积规则
QC
Ksp，溶液过饱和，有沉淀析出，直至溶液饱和，达到新的平衡。
Ksp，溶液饱和，沉淀与溶解处于平衡状态。
Ksp，溶液未饱和，无沉淀析出，若加入过量难溶电解质，难溶电解质溶解直至溶液饱和。
2、沉淀的生成
加入相同离子，平衡向沉淀方向移动。
3、沉淀的溶解
溶解沉淀的方法
①加入足量的水②使沉淀转化为气体③使沉淀转化为弱电解质
4、沉淀的转化
加入可与体系中某些离子反应生成
八、离子反应发生的条件
如果离子之间结合能生成
本质是
，就会发生离子反应。
九、离子反应能否进行的理论判据
（1）焓变于熵变判据
利用ΔH－TΔS判断离子反应能否自发进行。
ΔH－TΔS<
0，则离子反应都能自发进行。
（2）平衡常数判据
平衡常数越大，反应趋势越大，反应可自发进行，从Q和K之间的关系看，当Q<
K时，正反应很容易自发进行。
十、离子反应的应用
用于物质检验与含量的测定
2、用于物质制备与纯化
3、生活中的离子反应
十一、中和滴定实验
1、中和滴定的原理
（1）定量分析：
化学上把测定物质各组成成分的含量过程，称为定量分析过程。
中和滴定是定量分析的一种方法。
（2）中和滴定：
用已知物质的量浓度的酸（或碱）来测定未知物质的量浓度的碱（或酸）的方法就叫酸碱中和滴定。
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