《化学反应原理》知识学习总结要点总结.docx

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《化学反应原理》知识学习总结要点总结

《化学反应原理》知识点总结

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　　第一章：

化学反应与能量变化

　　、反应热与焓变：

△H=H-H

　　2、反应热与物质能量的关系

　　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

　　⑴常见的放热反应：

　　①活泼金属与水或酸的反应

　　②酸碱中和反应

　　③燃烧反应

　　④多数的化合反应⑤铝热反应

　　⑵常见的吸热反应

　　①多数的分解反应

　　②2NH4cl+Ba2•8H2o=Bacl2+2NH3+10H2o

　　③c+H2o

　　co+H2

　　④co2+c2co

　　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：

　　①放热反应△H为“-”，吸热反应△H为“+”，△H的单位为kj/mol

　　②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。

　　③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：

　　活性电极：

电极本身失电子

　　⑴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：

I->Br->cl->oH-）

　　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：

Ag+>cu2+>H+）

　　注意问题：

①书写电极反应式时，要用实际放电的离子来表示

　　②电解反应的总方程式要注明“通电”

　　③若电极反应中的离子来自与水或其他弱电解质的电离，则总反应离子方程式中要用化学式表示

　　⑵原电池：

负极：

负极本身失电子，Ｍ→Ｍn++ｎｅ-

　　①溶液中阳离子得电子

　　Ｎm++mｅ-→Ｎ

　　正极：

　　2H++2e-→H2↑

　　②负极与电解质溶液不能直接反应：

o2+4e-+2H2o→4oH-

　　（即发生吸氧腐蚀）

　　书写电极反应时要注意电极产物与电解质溶液中的离子是否反应，若反应，则在电极反应中应写最终产物。

　　9、电解原理的应用：

　　⑴氯碱工业：

阳极:

2cl-→cl2+2e-。

　　阴极：

2H++2e-→H2↑（阴极产物为H2、NaoH。

现象（滴入酚酞）：

有气泡逸出，溶液变红）。

　　⑵铜的电解精炼：

电极材料：

粗铜做阳极，纯铜做阴极。

电解质溶液：

硫酸酸化的硫酸铜溶液

　　⑶电镀：

电极材料：

镀层金属做阳极（也可用惰性电极做阳极），镀件做阴极。

电解质溶液是用含有镀层金属阳离子的盐溶液。

　　0、化学电源

　　⑴燃料电池：

先写出电池总反应（类似于可燃物的燃烧）；

　　再写正极反应（氧化剂得电子，一般是o2+4e-+2H2o→4oH-（中性、碱性溶液）

　　o2+4e-+4H+→2H2o。

负极反应=电池反应-正极反应（必须电子转移相等）

　　⑵充放电电池：

放电时相当于原电池，充电时相当于电解池（原电池的负极与电源的负极相连，做阴极，原电池的正极与电源的正极相连，做阳极），

　　1、计算时遵循电子守恒，常用关系式：

2H2~o2~2cl2~2cu~4Ag~4oH-~4H+~4e-

　　2、金属腐蚀：

电解阳极引起的腐蚀>原电池负极引起的腐蚀>化学腐蚀>原电池正极>电解阴极

　　钢铁在空气中主要发生吸氧腐蚀。

负极：

2Fe→2Fe2++4e-

　　正极：

o2+4e-+2H2o→4oH-

　　总反应：

2Fe+o2+2H2o＝2Fe2

　　第二章：

化学反应的方向、限度和速度

　　、反应方向的判断依据：

△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。

该判据指出的是一定条件下，自发反应发生的可能性，不能说明实际能否发生反应（计算时注意单位的换算）课本P40T3

　　2、化学平衡常数：

　　①平衡常数的大小反映了化学反应可能进行的程度，平衡常数越大，说明反应进行的越完全。

②纯固体或纯溶剂参加的反应，它们不列入平衡常数的表达式

　　③平衡常数的表达式与化学方程式的书写方式有关，单位与方程式的书写形式一一对应。

对于给定的化学反应，正逆反应的平衡常数互为倒数

　　④化学平衡常数受温度影响，与浓度无关。

温度对化学平衡的影响是通过影响平衡常数实现的。

温度升高，化学平衡常数增大还是减小与反应吸放热有关。

　　3、平衡状态的标志：

①同一物质的v正=v逆

　　②各组分的物质的量、质量、含量、浓度（颜色）保持不变

　　③气体的总物质的量、总压强、气体的平均分子量保持不变只适用于△vg≠0的反应④密度适用于非纯气体反应或体积可变的容器

　　4、惰性气体对化学平衡的影响

　　⑴恒压时充入惰性气体，体积必增大，引起反应体系浓度的减小，相当于减压对平衡的影响

　　⑵恒容时充入惰性气体，各组分的浓度不变，速率不变，平衡不移动

　　⑶对于△vg=0的可逆反应，平衡体系中加入惰性气体，恒容、恒压下平衡都不会移动

　　5、⑴等效平衡：

①恒温恒压，适用于所有有气体参加的可逆反应，只要使转化后物质的量之比与最初加入的物质的量之比相同，均可达到等效平衡；平衡时各组分的百分含量相同，浓度相同，转化率相同。

　　②恒温恒容，△vg=0的反应，只要使转化后物质的量之比与最初加入的物质的量之比相同，均可达到等效平衡；平衡时各组分的百分含量相同，转化率相同。

　　⑵等同平衡：

恒温恒容，适用于所有有气体参加的可逆反应，只要使转化后物质的量与最初加入的物质的量相同，均可达到等同平衡；平衡时各组分的物质的量相同，百分含量相同，浓度相同。

　　6、充气问题：

以aA+bBcc

　　⑴只充入一种反应物，平衡右移，增大另一种反应物的转化率，但它本身的转化率降低

　　⑵两种反应物按原比例充，恒容时相当于加压，恒压时等效平衡

　　⑶初始按系数比充入的反应物或只充入产物，平衡时再充入产物，恒容时相当于加压，恒压时等效平衡

　　化学反应速率:

　　速率的计算和比较；浓度对化学速率的影响（温度、浓度、压强、催化剂）；V-t图的分析

　　第三章

　　物质在水溶液中的行为

　　、强弱电解质：

　　⑴强电解质：

完全电离，其溶液中无溶质分子，电离方程式用“＝”，且一步电离；强酸、强碱、大多数盐都属于强电解质。

　　⑵弱电解质：

部分电离，其溶液中存在溶质分子，电离方程式用“”，多元弱酸的电离方程式分步写，其余的弱电解质的电离一步完成；弱酸、弱碱、水都是弱电解质。

　　⑶常见的碱：

koH、NaoH、ca2、Ba2是强碱，其余为弱碱；

　　常见的酸：

Hcl、HBr、HI、HNo3、H2So4是强酸，其余为弱酸；

　　注意：

强酸的酸式盐的电离一步完成，如：

NaHSo4=Na++H++So42-，而弱酸的酸式盐要分步写，如：

NaHco3=Na++Hco3-,

　　Hco3-

　　co32-+H+

　　2、电离平衡

　　⑴电离平衡是平衡的一种，遵循平衡的一般规律。

温度、浓度、加入与弱电解质相同的离子或与弱电解质反应的物质，都会引起平衡的移动

　　⑵电离平衡常数（ka或kb）表征了弱电解质的电离能力，一定温度下，电离常数越大，弱电解质的电离程度越大。

ka或kb是平衡常数的一种，与化学平衡常数一样，只受温度影响。

温度升高，电离常数增大。

　　3、水的电离：

　　⑴H2oH++oH-，△H>0。

升高温度、向水中加入酸、碱或能水解的盐均可引起水的电离平衡的移动。

　　⑵任何稀的水溶液中，都存在，且[H+]•[oH-]是一常数，称为水的离子积（kw）；kw是温度常数，只受温度影响，而与H+或oH-浓度无关。

　　⑶溶液的酸碱性是H+与oH-浓度的相对大小，与某一数值无直接关系。

　　⑷当溶液中的H+浓度≤1mol/L时，用pH表示。

　　无论是单一溶液还是溶液混合后求pH，都遵循同一原则：

若溶液呈酸性，先求c;若溶液呈碱性，先求c,由kw求出c，再求pH。

　　⑸向水中加入酸或碱，均抑制水的电离，使水电离的c或c<10-7mol/L，但

　　cH2o=cH2o。

如某溶液中水电离的c=10-13mol/L，此时溶液可能为强酸性，也可能为强碱性，即室温下，pH=1或13

　　向水中加入水解的盐，促进水的电离，使水电离的c或c>10-7mol/L，如某溶液中水电离的c=10-5mol/L，此时溶液为酸性，即室温下，pH=5，可能为强酸弱碱盐溶液。

　　4、盐的水解

　　⑴在溶液中只有盐电离出的离子才水解。

本质是盐电离出的离子与水电离出H+或oH-结合生成弱电解质，使H+或oH-的浓度减小，从而促进水的电离。

　　⑵影响因素：

①温度：

升温促进水解

　　②浓度：

稀释促进水解③溶液的酸碱性④同离子效应

　　⑷水解方程式的书写：

　　①单个离子的水解：

一般很微弱，用，产物不标“↑”“↓”；多元弱酸盐的水解方程式要分步写

　　②双水解有两种情况：

Ⅰ水解到底，生成气体、沉淀，用＝，标出“↑”“↓”。

　　Ⅱ部分水解，无沉淀、气体，用，产物不标“↑”“↓”；

　　⑸盐类水解的应用：

①判断溶液的酸碱性

　　②判断盐溶液中的离子种类及其浓度大小

　　③判断离子共存

　　④加热浓缩或蒸干某些盐溶液时产物的判断，如Alcl3溶液

　　⑤某些盐溶液的保存与配制，如Fecl3溶液

　　⑥某些胶体的制备，如Fe3胶体

　　⑦解释生产、生活中的一些化学现象，如明矾净水、化肥的施用等。

（解释时规范格式：

写上对应的平衡-----条件改变平衡移动-----结果）

　　5、沉淀溶解平衡：

　　⑴ksp:

AmBnmAn++nBm-,ksp=[An+]m[Bm-]n。

　　①ksp只与难溶电解质的性质和温度有关，溶液中离子浓度的变化只能使平衡移动，不改变ksp。

②对于阴阳离子个数比相同的电解质，ksp越大，电解质在水中的溶解能力越强。

　　⑵Q>ksp,有沉淀生成；Q=ksp，沉淀与溶解处于平衡状态；Q<ksp，沉淀溶解。

　　⑶一种沉淀可以转化为更难溶的沉淀。

如锅垢中mg2的生成，工业中重金属离子的除去。

　　6、离子反应：

　　⑴与量有关的离子方程式的书写：

设量少的物质物质的量为1mol，与另一过量的物质充分反应。

　　⑵离子共存推断题解答时应注意：

①判断一种离子存在后，一定注意与之不共存的离子一定不存在；②前面加入的试剂对后面的鉴定是否有影响。

　　⑶离子（或物质）检验的一般步骤：

取少量——加试剂——观现象——定结论。