化学反应原理知识点总结

1、1 第四部分化学反应原理 第一章化学反应与能量 一、 热化学方程式及盖斯定律： 1. 热化学方程式的书写要注意标明各物质的状态，方程式系数可以是分数或小数。 2. 不管化学反应是一步完成或分几步完成，其反应热是相同的。 化学反应的焓变(4 H)只与反应体系的始态和终态有关，而与反应的途径无关。 3. 有关利用盖斯定律的计算， 合理设计反应途 径，正确加减热化学方程式及其 H 求得未知热化学方程式及 注 4. 热化学方程式的意义：热化学方程式： S(s)+Q(g)= SO(g) H=-296KJ/mol , 的意义是：32g硫粉完全燃烧生成二氧化硫气体，放出 296kJ的热量| 二、 (1)燃烧

2、热：在101 kPa时,1 mol纯物质完全燃烧生成稳定的氧化物时所放出的热量。 (2)中和热：在稀溶液中，酸和碱发生中和反应生成 1 mol水时的反应热。 三、 反应热的计算 (1) 由化学反应的实质可知，一个给定反应的反应热可利用反应物和生成物的键能来计算。 H 反应物的键能一X生成物的键能 (2) 由反应热与物质能量的关系可知， 一个给定反应的反应热可利用反应物和生成物的能 量来计算。 H 生成物的能量一X反应物的能量 由于物质的能量取决于物质的性质和测定时的温度和压强， 因此一个给定反应的反应热仅与 反应的始态和终态有关，而与反应完成的途径无关一一盖斯定律。 第二章化学反应速率与化学平

3、衡 第一单元化学反应速率 一、化学反应速率 C -1 -1 -1 -1 计算公式： 单位： mol L- s-或 mol L- min- t 说明：同一反应中，各物质速率之比等于系数之比。 、外界条件对化学反应速率的影响 影响因素 影响结果(其他条件不变的前提下) C 增大反应物的浓度，可以增大反应速率；减小反应物的浓度，可以减小 化学反应的速率。(适用于气体或溶液的反应) P 对于有气体参加的反应，若其他条件不变，增大压强，反应速率加快； 减小压强，反应速率减慢。(适用于有气体参加的反应) T 升高温度，可以增大反应速率，降低温度，可以减慢反应速率 催化剂 催化剂可以改变化学反应的速率。 正

4、催化剂：能够加快反应速率的催化剂。 其他:表面积 块状固体：粉碎。液体：喷洒雾化 第二单元 化学反应的方向和限度 一、 化学平衡 1. 化学平衡状态的标志 (1) U正=U逆(本质特征) (2) 反应混合物中各组成成分的浓度保持不变 二. 化学平衡常数 cp(C) c q(D) 对于反应：nA(g) + nB(g) - pC(g) + qD(g) , K=_n m (固体和纯液体不列入表 c (A) c (B) 2 达式)。3 浓度积： cP(C) c q(D) Q n m 、 c (A) c (B) Q K:反应向正反应方向进行；Q=K:反应处于平衡状态；Q K:反应向逆反应方向进行 注意：

5、用浓度列三段式求平衡常数。 K有单位，其单位与表达式有关； K表示反应进行的程度， K越大，进行的程度越大；其值只与温度 有关，如正反 应放热，温度升高，平衡逆向移动， K值减小。 方程式相加，K相乘；方程式相减，K相除；方程式相反，K为倒数。 第三单元化学平衡的移动 一、化学平衡的移动 （1） 定义：可逆反应中旧的化学平衡的破坏，新化学平衡的建立过程叫化学平衡的移动。 （2） 移动的原因：外界条件发生变化。 条件改变 一段时间匚 旧平衡 v正 丰 v逆 新平衡 移动的方向：由v正和v逆的相对大小决定。 若正 V逆，平衡向正反应方向移动。 若 V正=V逆，平衡不移动。 若 V正v V逆，平衡向

6、逆反应方向移 二、影响化学平衡的条件 1 、速率一时间图 A 此类图像定性地揭示了正、逆反应速率随时间（含条件变化对速率的影响）而变化的规 律，体现了平衡的“逆、等、动、定、变、同”的基本特征，以及平衡移动的方向等。 2、浓度一时间图 B 此类图像能说明各平衡体系组分（或某一成分）在反应过程中的变化情况。此类图像 要注意各物质曲线的折点（即达到平衡时）时间应该相同。且各物质的浓度变化值应该满足 方程式的计量系数之比。此类图像可以用于推测反应方程式。 3、 全程速率一时间图 如锌和盐酸的反应，反应速率随时间的变化出现如图所示的变化。 不同时 间段的反应速率的变化情况不同。AB段反应速率逐渐增加是

7、因为该反应是放热 反应，温度升高，反应速率加快。而 BC段反应速率减小是因为随反应的进行， 盐酸逐渐被消耗，浓度减小，反应速率减小。 4、 含量一时间一温度（压强）图 此类图像要注意的是，折点对应的时间即是达平衡所需要的时间，时间越短表示反应 速率越快。而水平线的高低表示达到平衡时各物质的浓度，它表明的是平衡移动的方向。 常见的形式有以下几种：I |! I I . I I I1 I 1 I I a h h h A帀咯时间 A B 4 5、恒温(恒压线) 该类图像的纵坐标一般是某物质的浓度或某物质的转化率，而横坐标是温度或压强。 主要考虑温度或压强对平衡的移动。 要特别注意，该类图像中一般有温度

8、和压强两个条件同 时在改变，要注意先固定其中一个条件不变判断另一个条件对平衡的影响， 然后再判断另 个条件对平衡的影响。不能遗漏。 常见类型有： 三、化学平衡状态的判断 化学平衡状态的判断，以反应 mA(g)+nB(g)pC(g)+qD(g)为例分析： 町能的情况举恻 是否已达平衡 各物质的物质的量或各物就的物啧的量分数一定 平衡 总压强息休积.总物质的量一定 不一定平術混合物体 系中各组 分的含量 各物质的质量或各物啧的质量分数一定 各气体的体枳或体积分数一定 平循 平衡 5 在单位时间内消ftjfflmol A同时生成m mol A3即転* 平衡 E逆反 在单位时间内消耗了nmol B同时

9、生成puiol C 不定平衡 应速率 的关v(A): v(B): v(C): vfDFzn npq 不定平衡 在单位时闻内生成T/amolB,同时消ftmolD 不一定平衡 压强不再变监当亦刃*卩1 平衡 压强 压强不再变1匕当叶杓吋 不定平衡 混合气体 定J当肝71*/呵时 平衡 的平均相 对分子慣 定，当卄/巧P柯时 不定平衡 量 枉何化学反应都伴随着能量变化，在其他条件 平衡 不变的情况下，体系温度一定时 气体的密度 密度定 不定平衡 颜色 反应体系内有色物质的颜色不变，就是有色物 平衡 质的浓度不变 四、勒夏特列原理 如果改变影响平衡的条件之一（如 温度、浓度或压强），平衡将向着能够减

10、弱这种改 变的方向移动。 第三章水溶液中的离子平衡 一、电解质：在水溶液中或熔融 状态下能导电的化合物 .混和物 非电解质：大多数非金属氧化物和有机物。如 SO3、CO2、C6H12O6、CCI4、CH2=CH2 注意：电解质、非电解质都是化合物 SO、NH、CO等属于非电解质 强电解质 不 等于易溶于水的化合物 （如BaSO不溶于水，但溶于水的BaSQ全部电离，故BaSO为强电解 质） 二、弱电解质的电离物质 纯 单质 净 I 强电解质：强酸、强碱、绝大多数金属氧化物和盐。如 HCI、NaOH、NaCI、 解 BaSO4 弱电解质：弱酸、弱碱和水。如 HCIO、NH3 H2O CU（OH）2

11、、H2O . 6 1. 电离平衡：在一定的条件下，当电解质分子电离成离子的速率 相等时，电离过程就达到了 平衡状态，这叫电离平衡。 2. 影响弱电解质电离平衡的因素： A、 温度：电离一般吸热，升温有利于电离。 B、 浓度：浓度越大，电离程度 越小；溶液稀释 时，电离平衡向着电离的方向移动。 C、 同离子效应：在弱电解质溶液里加入与弱电解质具有相同离子的电解质， 会减弱电离。 D、其他外加试剂：加入能与弱电解质的电离产生的某种离子反应的物质时， 有利于电离。 3. 电离方程式的书写：用可逆符号 ；弱酸的电离要分布写（第一步为 主） 三、水的电离平衡： 0亠+ OH- 水的离子积：KW= H +

12、 0H 单位: 25C时,H + =0H- =10 -7 mol/L ; K W= H + OH- = 10 -14 注意：KW只与温度有关，温度一定，则KW值一定；KW不仅适用于纯水，适用于任何溶液（酸、 2、影响水电离平衡的外界因素: （1）酸、碱：抑制水的电离（2）温度：促进水的电离（水的电离是吸热的） （3）易水解的盐：促进水的电离 4、溶液的酸碱性和 pH： （1） pH= -lgH + （2） pH的测定方法： pH试纸的操作：用玻璃棒蘸取未知液体在试纸上，然后与标准比色卡对比即可 注意：事先不能用水湿润 PH试纸；广泛pH试纸只能读取整数值或范围 （3） 常用酸碱指示剂及其变色范

13、围： 指示剂 变色范围的PH 石蕊 V 5红色 58紫色 8蓝色 甲基橙 v 3.1红色 3.14.4橙色 4.4黄色 酚酞 v 8无色 810浅红 10红色 四、酸碱中和滴定 1、 概念：利用中和反应，用已知浓度的酸 （或碱）来测定未知浓度的碱（或酸）的实验方法。 2、 实验用品 试剂：酸、碱、指示剂、蒸馏水。 仪器：酸式滴定管、碱式滴定管、滴定管夹、铁架台、烧杯等 3、 实验操作（以标准盐酸滴定待测 NaOH溶液） （1） 滴定前的准备 滴定管中：a.查漏，b.洗涤，c.润洗，d.装液，e.排气，f. 调液面，g.记录。 锥形瓶中：a.注入碱液，b.记读数，c.加指示剂。 （2） 滴定 （

14、3 ）数据处理 4、 误差分析 1）原理（以标准盐酸滴定待测 NaOH溶液为例） CA VA C B=- - V B准确量取的待测液的体积； c A标准溶液 V B 2）误差分析 （1）标准液配制引起的误差 和离子结合成分子的速率 (mol/L) 7 称取5.2克氢氧化钠配制标准液时，物码倒置。 （偏高）8 5、 酸式盐溶液的酸碱性： 只电离不水解：如 HSO 显酸性 电离程度水解程度，显酸性 （如:HSO3、HbPQ-） 水解程度电离程度，显碱性 （如: HCO、HS、HPOf） 6、 双水解反应： （1） 构成盐的阴阳离子均能发生水解的反应。 双水解反应相互促进， 甚至水解完全。使得平衡向

15、右移。 （2） 常见的双水解反应完全的为： Fe3+、Al 3+与 AI6-、CO2-（HCO-）、S2-（HS-）、SO2-（HSO-）; S2-与NH+; CO2-（HCO-）与NH+其特点是相互水解成沉淀或气体。双水解完全的离子方程式配 3+ 2 平依据是两边电荷平衡，如： 2Al + 3S - + 6H 2O = 2Al（OH） 3 J + 3H2ST 六、电离、水解方程式的书写原则 1、 多元弱酸（多元弱酸盐）的电离（水解）的书写原则：分步书写 例：S 的电离 HbS = H+ + HS - ; HS- = H+ + S 2- 例：NS 的水解：H2O+ S2- = HS- + OH

16、 H2O + HS 注意：不管是水解还是电离，都决定于第一步，第二步一般相当微弱。 配制标准液时，烧杯及玻璃棒未洗涤。 配制标准液时，定容俯视。 配制标准液时，定容仰视。 配制标准 配制标准 配制标准 （偏咼） 偏低） 偏咼） NaOH商定盐酸时, NaOH商定盐酸时, NaOH滴定盐酸时, （ （ NaOH中如混有碳酸钠。 NaOH中如混有碳酸氢钠。 NaOH中如混有KOH （ （偏咼） （偏咼） 偏咼） 滴定管水洗后，未用标准液洗涤。 （2） 标准液操作引起的误差 滴定前读数仰视，滴定后读数俯视。 滴定结束，滴定管尖嘴处有一滴未滴下。 滴定前有气泡未赶出，后来消失。 （3） 待测液操作引起

17、的误差 锥形瓶水洗后，用待测液润洗过再装待测液。 锥形瓶有少量水，直接放入待测液。 （ 摇动锥形瓶时，溅出部分溶液。 （ 五、盐类的水解 1定义：在水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的 2. 盐类水解的特点：（1）可逆（与中和反应互逆） 3. 盐类水解规律： 有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解；谁强显谁性， 偏咼） （偏低） （偏咼） 偏咼） （ 无影响） 偏低） 偏咼） H或OH结合生成弱电解质的反应。 （2）程度小 （3）吸热 两弱相促进，两强不水解。多 （如:NazCO NaHCO 影响因素 影响结果 T 温度越高水解程度越大 （水解吸热） C 浓度越小，水解程度越大（越稀越水解） 酸

18、碱 促进或抑制盐的水解（H+促进阴离子水解而抑制阳离子水解； 子水解而抑制阴离子水解） OH促进阳离 水解程度较大，有的 H2S + OH 9 2、 多元弱碱（多元弱碱盐）的电离（水解）书写原则：一步书写 例：Al3+ + 3H 2O * Al（OH） 3 + 3H + 七、盐类水解的应用: 水解的应用 实例 原理 1、净水 明矶净水 Al 3+3H2O RA wMgO+H 2O 5、泡沫灭火器 用 Al 2(SO4) 3与 NaHCO溶液 混合 Al 3+3HCO=AI(OH) 3 J +3CQf 6、比较盐溶液中 离子浓度的大小 比较 NHCI溶液中离子浓 度的大小 NH+HO =NH 3

19、 H2O+H - + + - c(CI )C(NH4)C(H )C(OH) 七、 溶液中微粒浓度的大小比较 以NQCO溶液为例，讨论溶液中各离子存在的守恒关系。 电荷守恒：溶液中阳离子所带正电荷总数等于阴离子所带负电荷总数， 即溶液呈电中性。 C(Na +)+C(H +)=C(OH)+C(HCQ-)+2C(CQ2-) 物料守恒 Na2CO溶液中NaF C的物质的量关系是 2:1，而C因为CO2-的水解以CO2-、HCO、H2CO 三种形式存在，但碳守恒。所以： C(Na+)=2C(HCO3-)+C(CQ2-)+C(H2CO) 注意：物料守恒是针对溶质。 (3) 质子守恒：溶液中 H+与OH-的

20、关系。可由电荷守恒和物料守恒得出。 - + - C (OH )= C (H )+ C (HCO 3 )+2 C (H 2CO) 八、 沉淀溶解平衡 1. 溶度积 (1)含义 沉淀溶解平衡的平衡常数称为溶度积常数或溶度积，符号为 KSP。 (2) 表示方法：对 MIAmMf+nAm来说，KsP=cm(Mn+) cn(Am-) (3) 影响因素 KSP与难溶电解质的性质和温度有关，与浓度无关，与沉淀量无关。 QKSP,溶液过饱和，有沉淀析出，直至溶液饱和，达到新的平衡。 Q=KSP,溶液饱和，沉淀与溶解处于平衡状态。 QC(H )C(HS )C(S ) C(OH) + 2- - - c(Na )C

21、(S ) C(OH)C(HS)C(H2S) + C(H) 电荷守恒式 + - 2- - C(H )= C(HS )+2 C(S )+ C(OH) c(Na+)+ C (H+)= C(HS-)+2C(S2-)+ C(OH) 物料守恒式 C(H2S)+C(HS )+ C(S2 )=0.1mol/L C(H2S)+C(HS )+C(S2 )=0.1mol/L= + c(Na )/2 影 响 因 素 温度 升温促进电离（极少数例外） 升温促进水解 浓 度 稀释 促进电离，但浓度减小，酸性 减弱 促进水解，但浓度减小，碱性减弱 通HzS 电离平衡向右移动，酸性增强， 但 电离程度减小，电离常数不变。 S

22、2+H2O HS + OH H2S + OF 岀S + H2O促使上述平衡 右移，合并为：H2S + S 2 WHS 力口 NsbS HS T + + HS S2+ H + =HS 促使上述平衡 右移，合并为：HaS亠S2 2HS 水解平衡向右移动，碱性增强，但水 解程度减小。 11 1. 以铜锌原电池为例分析 2. 原电池正负极的判断方法 （1 ）从电极材 料：一般较活泼金属为负极；或金属为负极，非金属为正极。 （2） 从电子的流动方向：负极流入正极 （3） 从电流方向：正极流入负极 （4） 根据电解质溶液内离子的移动方向 阳离子流向正极，阴离子流向负极 （5） 根据实验现象溶解的一极为负极

23、 增重或有气泡一极为正极 3.化学电源 电源 电极反应式 总反应式 碱性锌锰电池 负极：Zn +2OH一2e= Zn (OH 2； Zn+2Mn O+2HO=2M nO OH+ ZnOH)2 正极：2Mn O+2HO+2e = 2MnO OH+2OH 铅蓄电池 负极：Pb-2e- +SC42 一 =PbSO Pb+PbQ+2H2SO2PbSQ+2H2O 正极：PbQ+2e-+4H+SC42-=PbSQ+2H2O 氢镍电池 负极：H2+2O2e-=2H 2O 2NiOOH+H=2Ni(OH)2 正极：2NiOOH+2bO+2e=2Ni(OH) 2+2OH 氢氧燃料电池 负极：2H+4OH 4e

24、=4耳0 2H2 + O2 = 2H 2O （KOH乍电解质） 正极：Q+2HO+4e=4OF 氢氧燃料电池 负极：2Hz-4e -=4H+ 2H2 + O2 = 2H 2O （NSW电解质） 正极：O+4Hh+4e-=2H2O CH燃料电池 负极：CH+2HO-8e=CO+8H CH+2Q=CO+2H2O （HSQ作电解质） 正极：2C2+8Hh+8e-=4H2O CH燃料电池 负极：CH4 - 8e- +10 OH-=CO2- +7 H 2O CH+2Q+2NaOH=INCO+3HO （KOHI解质） 正极（惰性材料）：2O2+4HO+8e=8OH CH3OH燃料电池 负极：2CHOH+1

25、6OHl2e-=2CO3 - + 12HO 2CHOH+3O4NaOH=2INCO+6HO （2倂电解质） 正极：3Q+6HO+12e-=12OH CHOH燃料电池 负极：CHOH+HC-6e-=CQ2+6H+ 2CHOH+ 3Q = 2CO2 + 4H 2。 （fSQ作电解质 正极：O+4Hh+4e-=2H2O 第四章电化学基础 第一单元原电池 装置示意图 现象 电极 电极名称 得失电子 电子流向 反应类型 电极反应式 锌片不断溶解，铜片上有气泡产生，电流表指针发生偏转 Zn电极 Cu电极 负极 失电子 从负极流出 氧化反应 2+ Zn=Zn+2e 正极 得电子 流向正极 还原反应 Cu2+

26、2e-=Cu 总反应式 2+ 2+ Zn+Cu =Cu+Zn 12 第二单元 电解池 1.以惰性电极电解氯化铜溶液为例 装置示意图 Cu 3 ” l 相 iktrnt LftAA 电极名称 阴极（与电源负极相连） 阳极（与电源正极相连） 实验现象 有红色的物质析出 有黄绿色气体生成 反应类型 还原反应 氧化反应 放电顺序及电极反 应式 2+ + Cu H Cu2+2e-=Cu CI-OH 2CI-=2e-+Cl2f 电池反应 CuCl2通电 Cu+Chf 2. 电解反应离子方程式的书写： 注意先要看电极材料，若阳极材料为活性电极（ Fe、Cu）等金属，则阳极反应为电极材料失 去电子，变成离子进入溶液；若为惰性材料（ C、Pb.Au），则根据阴阳离子的放电顺序，依 据阳氧阴还的规律来书写电极反应式。 注意：离子的放电顺序 阳离子（在阴极）：金属活动性顺序表的逆过程。 阴离子（在阳极）：S- I- Br- Cl - OH 含氧酸根 3. 电解原理的应用 氯碱工业