化學(xué)反應(yīng)原理知識點總結(jié)

.z.高二化學(xué)教學(xué)資料〔第一章化學(xué)反響與能量〕一、焓變反響熱1．反響熱：一定條件下，一定物質(zhì)的量的反響物之間完全反響所放出或吸收的熱量2．焓變(ΔH)的意義：在恒壓條件下進(jìn)展的化學(xué)反響的熱效應(yīng)〔1〕符號：△H〔2〕單位：kJ/mol3.產(chǎn)生原因：化學(xué)鍵斷裂——吸熱化學(xué)鍵形成——放熱放出熱量的化學(xué)反響。(放熱>吸熱)△H為"-〞或△H<0吸收熱量的化學(xué)反響。〔吸熱>放熱〕△H為"+〞或△H>0☆常見的放熱反響：①所有的燃燒反響②酸堿中和反響③大多數(shù)的化合反響④金屬與酸的反響⑤生石灰和水反響⑥濃硫酸稀釋、氫氧化鈉固體溶解等☆常見的吸熱反響：①晶體Ba(OH)2·8H2O與NH4Cl②大多數(shù)的分解反響③以H2、CO、C為復(fù)原劑的氧化復(fù)原反響④銨鹽溶解等二、熱化學(xué)方程式書寫化學(xué)方程式注意要點:①熱化學(xué)方程式必須標(biāo)出能量變化。②熱化學(xué)方程式中必須標(biāo)明反響物和生成物的聚集狀態(tài)〔g,l,s分別表示固態(tài)，液態(tài)，氣態(tài)，水溶液中溶質(zhì)用aq表示〕③熱化學(xué)反響方程式要指明反響時的溫度和壓強。④熱化學(xué)方程式中的化學(xué)計量數(shù)可以是整數(shù)，也可以是分?jǐn)?shù)⑤各物質(zhì)系數(shù)加倍，△H加倍；反響逆向進(jìn)展，△H改變符號，數(shù)值不變?nèi)?、燃燒?．概念：25℃，101kPa時，1mol純物質(zhì)完全燃燒生成穩(wěn)定的化合物時所放出的熱量。燃燒熱的單位用kJ/mol表示。※注意以下幾點：①研究條件：101kPa②反響程度：完全燃燒，產(chǎn)物是穩(wěn)定的氧化物。③燃燒物的物質(zhì)的量：1mol④研究內(nèi)容：放出的熱量?！拨<0，單位kJ/mol〕四、中和熱1．概念：在稀溶液中，酸跟堿發(fā)生中和反響而生成1molH2O，這時的反響熱叫中和熱。2．強酸與強堿的中和反響其實質(zhì)是H+和OH-反響，其熱化學(xué)方程式為：H+(aq)+OH-(aq)=H2O(l)ΔH=－57.3kJ/mol3．弱酸或弱堿電離要吸收熱量，所以它們參加中和反響時的中和熱小于57.3kJ/mol。4．中和熱的測定實驗五、蓋斯定律1．內(nèi)容：化學(xué)反響的反響熱只與反響的始態(tài)〔各反響物〕和終態(tài)〔各生成物〕有關(guān)，而與具體反響進(jìn)展的途徑無關(guān)，如果一個反響可以分幾步進(jìn)展，則各分步反響的反響熱之和與該反響一步完成的反響熱是一樣的。例1：①P4(s,白磷)+5O2(g)=P4O10(s)；△H1=-2983.2kJ/mol②P(s,紅磷)+5/4O2(g)=1/4P4O10(s)；△H2=-738.5kJ/mol則白磷轉(zhuǎn)化為紅磷的熱化學(xué)方程式。高二化學(xué)教學(xué)資料〔第二章化學(xué)反響速率與化學(xué)平衡〕一、化學(xué)反響速率1.化學(xué)反響速率〔v〕⑴定義：用來衡量化學(xué)反響的快慢，單位時間內(nèi)反響物或生成物的物質(zhì)的量的變化⑵表示方法：單位時間內(nèi)反響濃度的減少或生成物濃度的增加來表示⑶計算公式：v=Δc/Δt〔υ：平均速率，Δc：濃度變化，Δt：時間〕單位：mol/〔L·s〕⑷影響因素：①決定因素〔內(nèi)因〕：反響物的性質(zhì)〔決定因素〕②條件因素〔外因〕：反響所處的條件2.※注意：〔1〕、參加反響的物質(zhì)為固體和液體，由于壓強的變化對濃度幾乎無影響，可以認(rèn)為反響速率不變。〔2〕、惰性氣體對于速率的影響①恒溫恒容時：充入惰性氣體→總壓增大，但是各分壓不變，各物質(zhì)濃度不變→反響速率不變②恒溫恒體時：充入惰性氣體→體積增大→各反響物濃度減小→反響速率減慢二、化學(xué)平衡〔一〕1.定義：化學(xué)平衡狀態(tài)：一定條件下，當(dāng)一個可逆反響進(jìn)展到正逆反響速率相等時，更組成成分濃度不再改變，到達(dá)外表上靜止的一種"平衡〞，這就是這個反響所能到達(dá)的限度即化學(xué)平衡狀態(tài)。2、化學(xué)平衡的特征逆〔研究前提是可逆反響〕等〔同一物質(zhì)的正逆反響速率相等〕動〔動態(tài)平衡〕定〔各物質(zhì)的濃度與質(zhì)量分?jǐn)?shù)恒定〕變〔條件改變，平衡發(fā)生變化〕3、判斷平衡的依據(jù)判斷可逆反響到達(dá)平衡狀態(tài)的方法和依據(jù)例舉反響mA(g)+nB(g)pC(g)+qD(g)混合物體系中各成分的含量①各物質(zhì)的物質(zhì)的量或各物質(zhì)的物質(zhì)的量的分?jǐn)?shù)一定平衡②各物質(zhì)的質(zhì)量或各物質(zhì)質(zhì)量分?jǐn)?shù)一定平衡③各氣體的體積或體積分?jǐn)?shù)一定平衡④總體積、總壓力、總物質(zhì)的量一定不一定平衡正、逆反響速率的關(guān)系①在單位時間內(nèi)消耗了mmolA同時生成mmolA，即V(正)=V(逆)平衡②在單位時間內(nèi)消耗了nmolB同時消耗了pmolC，則V(正)=V(逆)平衡③V(A):V(B):V(C):V(D)=m:n:p:q，V(正)不一定等于V(逆)不一定平衡④在單位時間內(nèi)生成nmolB，同時消耗了qmolD，因均指V(逆)不一定平衡壓強①m+n≠p+q時，總壓力一定〔其他條件一定〕平衡②m+n=p+q時，總壓力一定〔其他條件一定〕不一定平衡混合氣體平均相對分子質(zhì)量Mr①Mr一定時，只有當(dāng)m+n≠p+q時平衡②Mr一定時，但m+n=p+q時不一定平衡溫度任何反響都伴隨著能量變化，當(dāng)體系溫度一定時〔其他不變〕平衡體系的密度密度一定不一定平衡其他如體系顏色不再變化等平衡〔二〕影響化學(xué)平衡移動的因素1、濃度對化學(xué)平衡移動的影響〔1〕影響規(guī)律：在其他條件不變的情況下，增大反響物的濃度或減少生成物的濃度，都可以使平衡向正方向移動；增大生成物的濃度或減小反響物的濃度，都可以使平衡向逆方向移動〔2〕增加固體或純液體的量，由于濃度不變，所以平衡不移動〔3〕在溶液中進(jìn)展的反響，如果稀釋溶液，反響物濃度減小，生成物濃度也減小，V正減小，V逆也減小，但是減小的程度不同，總的結(jié)果是化學(xué)平衡向反響方程式中化學(xué)計量數(shù)之和_大_的方向移動。2、溫度對化學(xué)平衡移動的影響影響規(guī)律：在其他條件不變的情況下，溫度升高會使化學(xué)平衡向著吸熱反響方向移動，溫度降低會使化學(xué)平衡向著放熱反響方向移動。3、壓強對化學(xué)平衡移動的影響影響規(guī)律：其他條件不變時，增大壓強，會使平衡向著體積縮小方向移動；減小壓強，會使平衡向著體積增大方向移動。注意：〔1〕改變壓強不能使無氣態(tài)物質(zhì)存在的化學(xué)平衡發(fā)生移動〔2〕氣體減壓或增壓與溶液稀釋或濃縮的化學(xué)平衡移動規(guī)律相似4.催化劑對化學(xué)平衡的影響：由于使用催化劑對正反響速率和逆反響速率影響的程度是等同的，所以平衡不移動。但是使用催化劑可以影響可逆反響到達(dá)平衡所需的時間。5.勒夏特列原理〔平衡移動原理〕：如果改變影響平衡的條件之一〔如溫度，壓強，濃度〕，平衡向著能夠減弱這種改變的方向移動。三、化學(xué)平衡常數(shù)〔一〕定義：在一定溫度下，當(dāng)一個反響到達(dá)化學(xué)平衡時，生成物濃度冪之積與反響物濃度冪之積的比值是一個常數(shù)比值。符號：K〔二〕使用化學(xué)平衡常數(shù)K應(yīng)注意的問題：1、表達(dá)式中各物質(zhì)的濃度是變化的濃度，不是起始濃度也不是物質(zhì)的量。2、K只與溫度〔T〕有關(guān)，與反響物或生成物的濃度無關(guān)。3、反響物或生產(chǎn)物中有固體或純液體存在時，由于其濃度是固定不變的，可以看做是"1〞而不代入公式。4、稀溶液中進(jìn)展的反響，如有水參加，水的濃度不必寫在平衡關(guān)系式中?！踩郴瘜W(xué)平衡常數(shù)K的應(yīng)用:1、化學(xué)平衡常數(shù)值的大小是可逆反響進(jìn)展程度的標(biāo)志。K值越大，說明平衡時生成物的濃度越大，它的正向反響進(jìn)展的程度越大，即該反響進(jìn)展得越完全，反響物轉(zhuǎn)化率越高。反之，則相反。一般地，K>105時，該反響就進(jìn)展得根本完全了。2、可以利用K值做標(biāo)準(zhǔn)，判斷正在進(jìn)展的可逆反響是否平衡及不平衡時向何方進(jìn)展建立平衡?！睶：濃度積〕Q〈K:反響向正反響方向進(jìn)展;Q=K:反響處于平衡狀態(tài);Q〉K:反響向逆反響方向進(jìn)展3、利用K值可判斷反響的熱效應(yīng)假設(shè)溫度升高，K值增大，則正反響為吸熱反響;假設(shè)溫度升高，K值減小，則正反響為放熱反響＊四、等效平衡1、概念：在一定條件下〔定溫、定容或定溫、定壓〕，只是起始參加情況不同的同一可逆反響到達(dá)平衡后，任何一樣組分的百分含量均一樣，這樣的化學(xué)平衡互稱為等效平衡。2、分類〔1〕定溫，定容條件下的等效平衡第一類：對于反響前后氣體分子數(shù)改變的可逆反響：必須要保證化學(xué)計量數(shù)之比與原來一樣；同時必須保證平衡式左右兩邊同一邊的物質(zhì)的量與原來一樣。第二類：對于反響前后氣體分子數(shù)不變的可逆反響：只要反響物的物質(zhì)的量的比例與原來一樣即可視為二者等效?！?〕定溫，定壓的等效平衡只要保證可逆反響化學(xué)計量數(shù)之比一樣即可視為等效平衡。五、化學(xué)反響進(jìn)展的方向1、反響熵變與反響方向：〔1〕熵:物質(zhì)的一個狀態(tài)函數(shù)，用來描述體系的混亂度，符號為S.單位：J???mol-1?K-1(2)體系趨向于有序轉(zhuǎn)變?yōu)闊o序，導(dǎo)致體系的熵增加，這叫做熵增加原理，也是反響方向判斷的依據(jù)。.〔3〕同一物質(zhì)，在氣態(tài)時熵值最大，液態(tài)時次之，固態(tài)時最小。即S(g)〉S(l)〉S(s)2、反響方向判斷依據(jù)在溫度、壓強一定的條件下，化學(xué)反響的判讀依據(jù)為：ΔH-TΔS〈0，反響能自發(fā)進(jìn)展;ΔH-TΔS=0,反響到達(dá)平衡狀態(tài);ΔH-TΔS〉0，反響不能自發(fā)進(jìn)展注意：〔1〕ΔH為負(fù)，ΔS為正時，任何溫度反響都能自發(fā)進(jìn)展〔2〕ΔH為正，ΔS為負(fù)時，任何溫度反響都不能自發(fā)進(jìn)展高二化學(xué)教學(xué)資料〔第三章水溶液中的離子平衡〕一、弱電解質(zhì)的電離1、定義：電解質(zhì):在水溶液中或熔化狀態(tài)下能導(dǎo)電的化合物,叫電解質(zhì)。非電解質(zhì)：在水溶液中或熔化狀態(tài)下都不能導(dǎo)電的化合物。強電解質(zhì)：在水溶液里全部電離成離子的電解質(zhì)。弱電解質(zhì)：在水溶液里只有一局部分子電離成離子的電解質(zhì)。物質(zhì)物質(zhì)單質(zhì)化合物電解質(zhì)非電解質(zhì)：非金屬氧化物，大局部有機物。如SO3、CO2、C6H12O6、CCl4、CH2=CH2……強電解質(zhì)：強酸，強堿，大多數(shù)鹽。如HCl、NaOH、NaCl、BaSO4弱電解質(zhì)：弱酸，弱堿，極少數(shù)鹽，水。如HClO、NH3·H2O、Cu(OH)2、H2O……混和物純潔物2、電解質(zhì)與非電解質(zhì)本質(zhì)區(qū)別：電解質(zhì)——離子化合物或共價化合物非電解質(zhì)——共價化合物注意：①電解質(zhì)、非電解質(zhì)都是化合物②SO2、NH3、CO2等屬于非電解質(zhì)③強電解質(zhì)不等于易溶于水的化合物〔如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部電離，故BaSO4為強電解質(zhì)〕電解質(zhì)的強弱與導(dǎo)電性、溶解性無關(guān)。3、電離平衡：在一定的條件下，當(dāng)電解質(zhì)分子電離成離子的速率和離子結(jié)合成時，電離過程就到達(dá)了平衡狀態(tài)，這叫電離平衡。4、影響電離平衡的因素：A、溫度：電離一般吸熱，升溫有利于電離。B、濃度：濃度越大，電離程度越?。蝗芤合♂寱r，電離平衡向著電離的方向移動。C、同離子效應(yīng)：在弱電解質(zhì)溶液里參加與弱電解質(zhì)具有一樣離子的電解質(zhì)，會減弱電離。D、其他外加試劑：參加能與弱電解質(zhì)的電離產(chǎn)生的*種離子反響的物質(zhì)時，有利于電離。5、電離方程式的書寫：用可逆符號弱酸的電離要分布寫〔第一步為主〕6、電離常數(shù)：在一定條件下，弱電解質(zhì)在到達(dá)電離平衡時，溶液中電離所生成的各種離子濃度的乘積，跟溶液中未電離的分子濃度的比是一個常數(shù)。叫做電離平衡常數(shù)，〔一般用Ka表示酸，Kb表示堿。〕表示方法：ABA++B-Ki=[A+][B-]/[AB]7、影響因素：a、電離常數(shù)的大小主要由物質(zhì)的本性決定。b、電離常數(shù)受溫度變化影響，不受濃度變化影響，在室溫下一般變化不大。C、同一溫度下，不同弱酸，電離常數(shù)越大，其電離程度越大，酸性越強。如：H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO二、水的電離和溶液的酸堿性1、水電離平衡：:水的離子積：KW=c[H+]·c[OH-]25℃時,[H+]=[OH-]=10-7mol/L;KW=[H+]·[OH-]=1*10-14注意：KW只與溫度有關(guān)，溫度一定，則KW值一定KW不僅適用于純水，適用于任何溶液〔酸、堿、鹽〕2、水電離特點：〔1〕可逆〔2〕吸熱〔3〕極弱3、影響水電離平衡的外界因素：①酸、堿：抑制水的電離KW〈1*10-14②溫度：促進(jìn)水的電離〔水的電離是吸熱〕③易水解的鹽：促進(jìn)水的電離KW〉1*10-144、溶液的酸堿性和pH：〔1〕pH=-lgc[H+]〔2〕pH的測定方法：酸堿指示劑：甲基橙、石蕊、酚酞。變色*圍：甲基橙3.1~4.4〔橙色〕石蕊5.0~8.0〔紫色〕酚酞8.2~10.0〔淺紅色〕PH試紙操作：玻璃棒蘸取未知液體在試紙上，然后與標(biāo)準(zhǔn)比色卡比照即可。注意：①事先不能用水濕潤PH試紙；②廣泛pH試紙只能讀取整數(shù)值或*圍三、混合液的pH值計算方法公式1、強酸與強酸的混合：先求[H+]混：將兩種酸中的H+離子物質(zhì)的量相加除以總體積，再求其它[H+]混=〔[H+]1V1+[H+]2V2〕/〔V1+V2〕2、強堿與強堿的混合：先求[OH-]混：將兩種酸中的OH離子物質(zhì)的量相加除以總體積，再求其它[OH-]混＝〔[OH-]1V1+[OH-]2V2〕/〔V1+V2〕(注意:不能直接計算[H+]混)3、強酸與強堿的混合：先據(jù)H++OH-==H2O計算余下的H+或OH-①H+有余，則用余下的H+數(shù)除以溶液總體積求[H+]混；=2\*GB3②OH-有余，則用余下的OH-數(shù)除以溶液總體積求[OH-]混，再求其它四、稀釋過程溶液pH值的變化規(guī)律：1、強酸溶液：稀釋10n倍時，pH稀=pH原+n〔但始終不能大于或等于7〕2、弱酸溶液：稀釋10n倍時，pH稀〈pH原+n〔但始終不能大于或等于7〕3、強堿溶液：稀釋10n倍時，pH稀=pH原－n〔但始終不能小于或等于7〕4、弱堿溶液：稀釋10n倍時，pH稀〉pH原－n〔但始終不能小于或等于7〕5、不管任何溶液，稀釋時pH均是向7靠近〔即向中性靠近〕；任何溶液無限稀釋后pH均接近76、稀釋時，弱酸、弱堿和水解的鹽溶液的pH變化得慢，強酸、強堿變化得快。五、強酸〔pH1〕強堿〔pH2〕混和計算規(guī)律1、假設(shè)等體積混合pH1+pH2=14則溶液顯中性pH=7pH1+pH2≥15則溶液顯堿性pH=pH2-0.3pH1+pH2≤13則溶液顯酸性pH=pH1+0.32、假設(shè)混合后顯中性pH1+pH2=14V酸：V堿=1：1pH1+pH2≠14V酸：V堿=1：10〔14-〔pH1+pH2〕〕高二化學(xué)教學(xué)資料〔第三章水溶液中的離子平衡〕六、酸堿中和滴定：1、中和滴定的原理實質(zhì)：H++OH—=H2O即酸能提供的H+和堿能提供的OH-物質(zhì)的量相等。2、中和滴定的操作過程：〔1〕滴定管的刻度，O刻度在上，往下刻度標(biāo)數(shù)越來越大，全部容積大于它的最大刻度值，因為下端有一局部沒有刻度。滴定時，所用溶液不得超過最低刻度，不得一次滴定使用兩滴定管酸〔或堿〕，也不得中途向滴定管中添加。滴定管可以讀到小數(shù)點后一位。〔2〕藥品：標(biāo)準(zhǔn)液；待測液；指示劑?！?〕準(zhǔn)備過程：準(zhǔn)備：檢漏、洗滌、潤洗、裝液、趕氣泡、調(diào)液面?！蚕礈欤河孟匆合础鷻z漏：滴定管是否漏水→用水洗→用標(biāo)準(zhǔn)液洗〔或待測液洗〕→裝溶液→排氣泡→調(diào)液面→記數(shù)據(jù)V(始)〔4〕試驗過程3、酸堿中和滴定的誤差分析原理：能引起誤差的一些操作V〔HCl〕c〔NaOH〕藥品不純〔如NaOH中含Na2O〕增大偏高分解電解質(zhì)型

電解質(zhì)電離出的陰陽離子分別在兩極放電HCl

電解質(zhì)

減小

增大

HClCuCl2

CuCl2放H2生堿型陰極：水放H2生堿陽極：電解質(zhì)陰離子放電NaCl電解質(zhì)和水生成新電解質(zhì)

增大

HCl放氧生酸型陰極：電解質(zhì)陽離子放電陽極：水放Ｏ2生酸CuSO4電解質(zhì)和水生成新電解質(zhì)

減小氧化銅電解水型陰極：4H++4e-=2H2↑陽極：4OH-4e-=Ｏ2↑+2H2ONaOH

水

增大

增大水H2SO4

減小Na2SO4

不變上述四種類型電解質(zhì)分類：〔1〕電解水型：含氧酸，強堿，活潑金屬含氧酸鹽〔2〕電解電解質(zhì)型：無氧酸，不活潑金屬的無氧酸鹽〔氟化物除外〕〔3〕放氫生堿型：活潑金屬的無氧酸鹽〔4〕放氧生酸型：不活潑金屬的含氧酸鹽二、電解原理的應(yīng)用1、電解飽和食鹽水以制造燒堿、氯氣和氫氣〔1〕、電鍍應(yīng)用電解原理在*些金屬外表鍍上一薄層其他金屬或合金的方法〔2〕、電極、電解質(zhì)溶液的選擇：陽極：鍍層金