高二化學反應原理吸放熱只發生於化學反應嗎?已經學習了第一章

時間 2022-02-02 19:15:15

1樓:匿名使用者

《化學反應原理》知識點總結

第一章:化學反應與能量變化

1、反應熱與焓變:△h=h(產物)-h(反應物)

2、反應熱與物質能量的關係

3、反應熱與鍵能的關係

△h=反應物的鍵能總和-生成物的鍵能總和

4、常見的吸熱、放熱反應

⑴常見的放熱反應:

①活潑金屬與水或酸的反應 ②酸鹼中和反應 ③燃燒反應 ④多數的化合反應⑤鋁熱反應

⑵常見的吸熱反應

①多數的分解反應 ②2nh4cl(s)+ba(oh)2·8h2o(s)=bacl2+2nh3+10h2o

③ c(s)+ h2o(g) co+h2 ④co2+ c2 co

5、反應條件與吸熱、放熱的關係:反應是吸熱還是放熱與反應的條件沒有必然的聯絡,而取決與反應物和產物具有的總能量(或焓)的相對大小。

6、書寫熱化學方程式除了遵循書寫化學方程式的要求外,還應注意以下幾點:

①放熱反應△h為「-」,吸熱反應△h為「+」,△h的單位為kj/mol

②反應熱△h與測定條件(溫度、壓強等)有關,因此應注意△h的測定條件;絕大多數化學反應的△h是在298k、101pa下測定的,可不註明溫度和壓強。

③熱化學方程式中各物質化學式前面的係數僅表示該物質的物質的量,並不表示物質的分子或原子數,因此化學計量數可以是分數或小數。必須註明物質的聚集狀態,熱化學方程式是表示反應已完成的數量,所以方程式中化學式前面的計量數必須與△h相對應;當反應逆向進行時,反應熱數值相等,符號相反。

7、利用蓋斯定律進行簡單的計算

8、電極反應的書寫: 活性電極:電極本身失電子

⑴電解:陽極:(與電源的正極相連)發生氧化反應 惰性電極:溶液中陰離子失電子

(放電順序:i->br->cl->oh-)

陰極:(與電源的負極相連)發生還原反應,溶液中的陽離子得電子

(放電順序:ag+>cu2+>h+)

注意問題:①書寫電極反應式時,要用實際放電的離子來表示

②電解反應的總方程式要註明「通電」

③若電極反應中的離子來自與水或其他弱電解質的電離,則總反應離子方程式中要用化學式表示

⑵原電池:負極:負極本身失電子,m→mn+ +ne-

① 溶液中陽離子得電子 nm++me-→n

正極: 2h++2e-→h2↑

②負極與電解質溶液不能直接反應:o2+4e-+2h2o→4oh- (即發生吸氧腐蝕)

書寫電極反應時要注意電極產物與電解質溶液中的離子是否反應,若反應,則在電極反應中應寫最終產物。

9、電解原理的應用:

⑴氯鹼工業:陽極(石墨):2cl-→cl2+2e-( cl2的檢驗:將溼潤的澱粉碘化鉀試紙靠近出氣口,試紙變藍,證明生成了cl2)。

陰極:2h++2e-→h2↑(陰極產物為h2、naoh。現象(滴入酚酞):有氣泡逸出,溶液變紅)。

⑵銅的電解精煉:電極材料:粗銅做陽極,純銅做陰極。電解質溶液:硫酸酸化的硫酸銅溶液

⑶電鍍:電極材料:鍍層金屬做陽極(也可用惰性電極做陽極),鍍件做陰極。電解質溶液是用含有鍍層金屬陽離子的鹽溶液。

10、化學電源

⑴燃料電池:先寫出電池總反應(類似於可燃物的燃燒);

再寫正極反應(氧化劑得電子,一般是o2+4e-+2h2o→4oh-(中性、鹼性溶液)

o2+4e-+4h+→2h2o(酸性水溶液)。負極反應=電池反應-正極反應(必須電子轉移相等)

⑵充放電電池:放電時相當於原電池,充電時相當於電解池(原電池的負極與電源的負極相連,做陰極,原電池的正極與電源的正極相連,做陽極),

11、計算時遵循電子守恆,常用關係式:2 h2~ o2~2cl2~2cu~4ag~4oh-~4h+~4e-

12、金屬腐蝕:電解陽極引起的腐蝕》原電池負極引起的腐蝕》化學腐蝕》原電池正極》電解陰極

鋼鐵在空氣中主要發生吸氧腐蝕。負極:2fe→2fe 2++4e- 正極:o2+4e-+2h2o→4oh-

總反應:2fe + o2+2h2o=2fe(oh)2

第二章:化學反應的方向、限度和速度

1、反應方向的判斷依據:△h-t△s<0,反應能自發進行;△h-t△s=0,反應達到平衡狀態

△h-t△s>0反應不能自發。該判據指出的是一定條件下,自發反應發生的可能性,不能說明實際能否發生反應(計算時注意單位的換算)課本p40t3

2、化學平衡常數:

①平衡常數的大小反映了化學反應可能進行的程度,平衡常數越大,說明反應進行的越完全。②純固體或純溶劑參加的反應,它們不列入平衡常數的表示式

③平衡常數的表示式與化學方程式的書寫方式有關,單位與方程式的書寫形式一一對應。對於給定的化學反應,正逆反應的平衡常數互為倒數

④化學平衡常數受溫度影響,與濃度無關。溫度對化學平衡的影響是通過影響平衡常數實現的。溫度升高,化學平衡常數增大還是減小與反應吸放熱有關。

3、平衡狀態的標誌:①同一物質的v正=v逆 ②各組分的物質的量、質量、含量、濃度(顏色)保持不變 ③氣體的總物質的量、總壓強、氣體的平均分子量保持不變只適用於△vg≠0的反應④密度適用於非純氣體反應或體積可變的容器

4、惰性氣體對化學平衡的影響

⑴恆壓時充入惰性氣體,體積必增大,引起反應體系濃度的減小,相當於減壓對平衡的影響

⑵恆容時充入惰性氣體,各組分的濃度不變,速率不變,平衡不移動

⑶對於△vg=0的可逆反應,平衡體系中加入惰性氣體,恆容、恆壓下平衡都不會移動

5、⑴等效平衡:①恆溫恆壓,適用於所有有氣體參加的可逆反應,只要使轉化後物質的量之比與最初加入的物質的量之比相同,均可達到等效平衡;平衡時各組分的百分含量相同,濃度相同,轉化率相同。

②恆溫恆容,△vg=0的反應,只要使轉化後物質的量之比與最初加入的物質的量之比相同,均可達到等效平衡;平衡時各組分的百分含量相同,轉化率相同。

⑵等同平衡:恆溫恆容,適用於所有有氣體參加的可逆反應,只要使轉化後物質的量與最初加入的物質的量相同,均可達到等同平衡;平衡時各組分的物質的量相同,百分含量相同,濃度相同。

6、充氣問題:以aa(g)+bb(g)cc(g)

⑴只充入一種反應物,平衡右移,增大另一種反應物的轉化率,但它本身的轉化率降低

⑵兩種反應物按原比例充,恆容時相當於加壓,恆壓時等效平衡

⑶初始按係數比充入的反應物或只充入產物,平衡時再充入產物,恆容時相當於加壓,恆壓時等效平衡

化學反應速率: 速率的計算和比較;濃度對化學速率的影響(溫度、濃度、壓強、催化劑); v-t圖的分析

第三章 物質在水溶液中的行為

1、強弱電解質:

⑴強電解質:完全電離,其溶液中無溶質分子,電離方程式用「=」,且一步電離;強酸、強鹼、大多數鹽都屬於強電解質。

⑵弱電解質:部分電離,其溶液中存在溶質分子,電離方程式用「」,多元弱酸的電離方程式分步寫,其餘的弱電解質的電離一步完成;弱酸、弱鹼、水都是弱電解質。

⑶常見的鹼:koh、naoh、ca(oh)2、ba(oh)2是強鹼,其餘為弱鹼;

常見的酸:hcl、hbr、hi、hno3、h2so4是強酸,其餘為弱酸;

注意:強酸的酸式鹽的電離一步完成,如:nahso4=na++h++so42-,而弱酸的酸式鹽要分步寫,如:nahco3=na++hco3-, hco3- co32- +h+

2、電離平衡

⑴ 電離平衡是平衡的一種,遵循平衡的一般規律。溫度、濃度、加入與弱電解質相同的離子或與弱電解質反應的物質,都會引起平衡的移動

⑵ 電離平衡常數(ka或kb)表徵了弱電解質的電離能力,一定溫度下,電離常數越大,弱電解質的電離程度越大。ka或kb是平衡常數的一種,與化學平衡常數一樣,只受溫度影響。溫度升高,電離常數增大。

3、水的電離:

⑴ h2oh++oh-,△h>0。升高溫度、向水中加入酸、鹼或能水解的鹽均可引起水的電離平衡的移動。

⑵ 任何稀的水溶液中,都存在,且[h+]·[oh-]是一常數,稱為水的離子積(kw);kw是溫度常數,只受溫度影響,而與h+或oh-濃度無關。

⑶ 溶液的酸鹼性是h+與oh- 濃度的相對大小,與某一數值無直接關係。

⑷ 當溶液中的h+ 濃度≤1mol/l時,用ph表示。

無論是單一溶液還是溶液混合後求ph,都遵循同一原則:若溶液呈酸性,先求c(h+);若溶液呈鹼性,先求c(oh-),由kw求出c(h+),再求ph。

⑸向水中加入酸或鹼,均抑制水的電離,使水電離的c(h+)或c(oh-)<10-7mol/l,但

c(h+)h2o=c(oh-)h2o。如某溶液中水電離的c(h+)=10-13mol/l,此時溶液可能為強酸性,也可能為強鹼性,即室溫下,ph=1或13

向水中加入水解的鹽,促進水的電離,使水電離的c(h+)或c(oh-)>10-7mol/l,如某溶液中水電離的c(h+)=10-5mol/l,此時溶液為酸性,即室溫下,ph=5,可能為強酸弱鹼鹽溶液。

4、鹽的水解

⑴在溶液中只有鹽電離出的離子才水解。本質是鹽電離出的離子與水電離出h+或oh-結合生成弱電解質,使h+或oh-的濃度減小,從而促進水的電離。

⑵影響因素:①溫度:升溫促進水解 ②濃度:稀釋促進水解 ③溶液的酸鹼性④ 同離子效應

⑷水解方程式的書寫:

①單個離子的水解:一般很微弱,用,產物不標「↑」「↓」;多元弱酸鹽的水解方程式要分步寫

②雙水解有兩種情況:ⅰ水解到底,生成氣體、沉澱,用=,標出「↑」「↓」。

ⅱ部分水解,無沉澱、氣體,用,產物不標「↑」「↓」;

⑸ 鹽類水解的應用:①判斷溶液的酸鹼性 ②判斷鹽溶液中的離子種類及其濃度大小 ③判斷離子共存 ④加熱濃縮或蒸乾某些鹽溶液時產物的判斷,如alcl3溶液 ⑤某些鹽溶液的儲存與配製,如fecl3溶液 ⑥某些膠體的製備,如fe(oh)3膠體 ⑦解釋生產、生活中的一些化學現象,如明礬淨水、化肥的施用等。(解釋時規範格式:

寫上對應的平衡-----條件改變平衡移動-----結果)

5、沉澱溶解平衡:

⑴ ksp:ambnman++nbm-,ksp=[an+]m[bm-]n。

①ksp只與難溶電解質的性質和溫度有關,溶液中離子濃度的變化只能使平衡移動,不改變ksp。②對於陰陽離子個數比相同的電解質,ksp越大,電解質在水中的溶解能力越強。

⑵ q>ksp,有沉澱生成;q=ksp,沉澱與溶解處於平衡狀態;q

⑶ 一種沉澱可以轉化為更難溶的沉澱。如鍋垢中mg(oh)2的生成,工業中重金屬離子的除去。

6、離子反應:

⑴ 與量有關的離子方程式的書寫:設量少的物質物質的量為1mol,與另一過量的物質充分反應。

⑵ 離子共存推斷題解答時應注意:①判斷一種離子存在後,一定注意與之不共存的離子一定不存在;②前面加入的試劑對後面的鑑定是否有影響。

⑶ 離子(或物質)檢驗的一般步驟:取少量——加試劑——觀現象——定結論

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