201*屆高考化學(xué)反應(yīng)原理知識點總結(jié)大全
201*屆高考化學(xué)反應(yīng)原理知識點總結(jié)
化學(xué)反應(yīng)速率、化學(xué)平衡一.化學(xué)反應(yīng)速率
1.定義:化學(xué)反應(yīng)速率是用來衡量化學(xué)反應(yīng)進行快慢程度的,通常用單位時間內(nèi)反應(yīng)物濃度的減少或生成物濃度的增加來表示。單位:mol/(Lmin)或mol/(Ls)v=△c△t
2.規(guī)律:同一反應(yīng)里用不同物質(zhì)來表示的反應(yīng)速率數(shù)值可以是不同的,但這些數(shù)值,都表示同一反應(yīng)速率。且不同物質(zhì)的速率比值等于其化學(xué)方程式中的化學(xué)計量數(shù)之比。如反應(yīng)mA+nB=pC+qD的v(A):v(B):v(C):v(D)=m:n:p:q3.影響反應(yīng)速率的因素
內(nèi)因:參加反應(yīng)的物質(zhì)的結(jié)構(gòu)和性質(zhì)是影響化學(xué)反應(yīng)速率的決定性因素。例如H2、F2混合后,黑暗處都發(fā)生爆炸反應(yīng),化學(xué)反應(yīng)速率極快,是不可逆反應(yīng)。而H2、N2在高溫、高壓和催化劑存在下才能發(fā)生反應(yīng),化學(xué)反應(yīng)速率較慢,由于是可逆反應(yīng),反應(yīng)不能進行到底。
外因:
①濃度:當(dāng)其他條件不變時,增大反應(yīng)物的濃度,單位體積發(fā)生反應(yīng)的分子數(shù)增加,反應(yīng)速率加快。
②壓強:對于有氣體參加的反應(yīng),當(dāng)其他條件不變時,增加壓強,氣體體積縮小,濃度增大,反應(yīng)速率加快。
③溫度:升高溫度時,分子運動速率加快,有效碰撞次數(shù)增加,反應(yīng)速率加快,一般來說,溫度每升高10℃反應(yīng)速率增大到原來的2~4倍。
④催化劑:可以同等程度增大逆反應(yīng)速率。⑤其他因素:增大固體表面積(粉碎),光照也可增大某些反應(yīng)的速率,此外,超聲波、電磁波、溶劑也對反應(yīng)速率有影響!咀⒁狻浚孩俑淖兺饨鐥l件時,若正反應(yīng)速率增大,逆反應(yīng)速率也一定增大,增大的倍數(shù)可能不同,但不可能正反應(yīng)速率增大,逆反應(yīng)速率減小。
②固體、純液體濃度視為常數(shù),不能用其表示反應(yīng)速率,它們的量的變化不會引起反應(yīng)速率的變化,但其顆粒的大小可影響反應(yīng)速率。
③增大壓強或濃度,是增大了分子之間的碰撞幾率,因此增大了化學(xué)反應(yīng)速率;升高溫度或使用催化劑,提高了活化分子百分數(shù),增大了有效碰撞次數(shù),使反應(yīng)速率增大。(二)化學(xué)平衡
1.化學(xué)平衡狀態(tài):指在一定條件下的可逆反應(yīng)里,正反應(yīng)和逆反應(yīng)的速率相等,反應(yīng)混合物中各組分的濃度不變的狀態(tài)。w.w.w.k.s.5.u.c.o.m2.化學(xué)平衡狀態(tài)的特征(1)“等”即V正=V逆>0。
(2)“動”即是動態(tài)平衡,平衡時反應(yīng)仍在進行。(3)“定”即反應(yīng)混合物中各組分百分含量不變。
(4)“變”即條件改變,平衡被打破,并在新的條件下建立新的化學(xué)平衡。
(5)與途徑無關(guān),外界條件不變,可逆反應(yīng)無論是從正反應(yīng)開始,還是從逆反應(yīng)開始,都可建立同一平衡狀態(tài)(等效)。3.化學(xué)平衡狀態(tài)的標志
化學(xué)平衡狀態(tài)的判斷(以mA+nBxC+yD為例),可從以下幾方面分析:①v(B耗)=v(B生)
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②v(C耗):v(D生)=x:y
③c(C)、C%、n(C)%等不變
④若A、B、C、D為氣體,且m+n≠x+y,壓強恒定⑤體系顏色不變
⑥單位時間內(nèi)某物質(zhì)內(nèi)化學(xué)鍵的斷裂量等于形成量⑦體系平均式量恒定(m+n≠x+y)等4.影響化學(xué)平衡的條件
(1)可逆反應(yīng)中舊化學(xué)鍵的破壞,新化學(xué)鍵的建立過程叫作化學(xué)平衡移動。(2)化學(xué)平衡移動規(guī)律勒沙特列原理
如果改變影響平衡的一個條件(如濃度、壓強或溫度),平衡就向能夠減弱這種改變的方向移動。
①濃度:增大反應(yīng)物(或減小生成物)濃度,平衡向正反應(yīng)方向移動。②壓強:增大壓強平衡向氣體體積減小的方向移動。減小壓強平衡向氣體體積增大的方向移動。
③溫度:升高溫度,平衡向吸熱反應(yīng)方向移動。降低溫度,平衡向放熱反應(yīng)方向移動。④催化劑:不能影響平衡移動。5.等效平衡
在條件不變時,可逆反應(yīng)不論采取何種途徑,即由正反應(yīng)開始或由逆反應(yīng)開始,最后所處的平衡狀態(tài)是相同;一次投料或分步投料,最后所處平衡狀態(tài)是相同的。某一可逆反應(yīng)的平衡狀態(tài)只與反應(yīng)條件(物質(zhì)的量濃度、溫度、壓強或體積)有關(guān),而與反應(yīng)途徑(正向或逆向)無關(guān)。
(1)等溫等容條件下等效平衡。對于某一可逆反應(yīng),在一定T、V條件下,只要反應(yīng)物和生成物的量相當(dāng)(即根據(jù)系數(shù)比換算成生成物或換算成反應(yīng)物時與原起始量相同),則無論從反應(yīng)物開始,還是從生成物開始,二者平衡等效。
(2)等溫、等壓條件下的等效平衡。反應(yīng)前后分子數(shù)不變或有改變同一可逆反應(yīng),由極端假設(shè)法確定出兩初始狀態(tài)的物質(zhì)的量比相同,則達到平衡后兩平衡等效。
(3)在定溫、定容情況下,對于反應(yīng)前后氣體分子數(shù)不變的可逆反應(yīng),只要反應(yīng)物(或生成物)的物質(zhì)的量的比值與原平衡相同,兩平衡等效。6.化學(xué)平衡計算時常用的2個率
(1)反應(yīng)物轉(zhuǎn)化率=轉(zhuǎn)化濃度÷起始濃度×100%=轉(zhuǎn)化物質(zhì)的量÷起始物質(zhì)的量×100%。(2)產(chǎn)品的產(chǎn)率=實際生成產(chǎn)物的物質(zhì)的量÷理論上可得到產(chǎn)物的物質(zhì)的量×100%。7.催化劑
能改變其他物質(zhì)的化學(xué)反應(yīng)速率,本身在反應(yīng)前后質(zhì)量和性質(zhì)都不變的物質(zhì)。通常說的催化劑是指能加快化學(xué)反應(yīng)速率的正催化劑,也有減慢化學(xué)反應(yīng)速率的負催化劑或阻催化劑。在反應(yīng)中加負催化劑能大大延緩反應(yīng)速率,使人們不需要的化學(xué)反應(yīng)如金屬的銹蝕,食物的腐爛,塑料的老化盡可能慢地發(fā)生。
催化劑的催化作用具有很強的選擇性,某種催化劑往往只能催化某一種反應(yīng)或某一類反應(yīng)。使用生物酶制劑時的選擇性更為突出。w.w.w.k.s.5.u.c.o.m常用的催化劑及催化反應(yīng)
二氧化錳氯酸鉀分解制氧氣;過氧化氫分解成水和氧氣。五氧化二釩二氧化硫催化氧化成三氧化硫。鐵觸媒合成氨。
鉑或鉑銠合金氨的催化氧化。硫酸汞乙炔水化制乙醛。
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醋酸錳乙醛氧化制乙酸。
鎳不飽和烴及其他不飽和有機物與氫氣的加成反應(yīng)。三溴化鐵笨的溴化制溴苯。使用催化劑進行催化反應(yīng)時,要注意對反應(yīng)物的凈化,避免帶入的某些雜質(zhì)使催化劑喪失催化功能,這種作用稱作催化劑中毒。8.可以利用平衡常數(shù)的值作標準判斷反應(yīng)是否達到平衡及不平衡時向哪個方向進行.如對于可逆反應(yīng)mA(g)+nB(g)
pC(g)+qD(g),在一定溫度的任意時刻,反應(yīng)物與生成
物的濃度有如下關(guān)系
Qc=,Qc叫該反應(yīng)的濃度商.
Qc<K,反應(yīng)向正反應(yīng)方向進行Qc=K,反應(yīng)處于平衡狀態(tài)Qc>K,反應(yīng)向逆反應(yīng)方向進行
電解質(zhì)溶液一.電解質(zhì)和非電解質(zhì)、強電解質(zhì)和弱電解質(zhì)1.電解質(zhì)
凡是水溶液里或熔融狀態(tài)時能電離進而能導(dǎo)電的化合物叫做電解質(zhì)。電解質(zhì)溶于水或熔融時能電離出自由移動的陰、陽離子,在外電場作用下,自由移動的陰、陽離子分別向兩極運動,并在兩極發(fā)生氧化還原反應(yīng)。所以說,電解質(zhì)溶液或熔融狀態(tài)時導(dǎo)電是化學(xué)變化。2.分類
(1)強電解質(zhì):是指在水溶液里幾乎能完全電離的電解質(zhì)。(2)弱電解質(zhì):是指在水溶液中只能部分電離的電解質(zhì)。3.強電解質(zhì)和弱電解質(zhì)的比較強電解質(zhì)弱電解質(zhì)定義化學(xué)鍵種類電離過程表示方法水溶液里完全電離的電解質(zhì)離子鍵、強極性鍵完全電離用等號“=”強酸:HCl、H2SO4、HNO3、HI強堿:NaOH、KOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2絕大多數(shù)鹽:NaCl、BaSO4水溶液里部分電離的電解質(zhì)極性鍵部分電離用可逆號“”弱酸:H2S、H2CO3、H3PO4、HF、CH3COOH弱堿:NH3H2O個別鹽:HgCl2、Pb(CH3COO)2代表物4.非電解質(zhì)凡是在水溶液里或熔融狀態(tài)都不能電離也不能導(dǎo)電的化合物。常見的非電解質(zhì)
非金屬氧化物:CO2、SO2、SO3、NO2、P2O5某些非金屬氫化物:CH4、NH3
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大多數(shù)有機物:苯、甘油、葡萄糖二.弱電解質(zhì)的電離平衡1.弱電解質(zhì)的電離特點
(1)微弱:弱電解質(zhì)在水溶液中的電離是部分電離、電離程度都比較小,分子、離子共同存在。
(2)可逆:弱電解質(zhì)在水分子作用下電離出離子、離子又可重新結(jié)合成分子。因此,弱電解質(zhì)的電離是可逆的。
(3)能量變化:弱電解質(zhì)的電離過程是吸熱的。(4)平衡:在一定條件下最終達到電離平衡。
2.電離平衡:當(dāng)弱電解質(zhì)分子離解成離子的速率等于結(jié)合成分子的速率時,弱電解質(zhì)的電離就處于電離平衡狀態(tài)。電離平衡是化學(xué)平衡的一種,同樣具有化學(xué)平衡的特征。條件改變時平衡移動的規(guī)律符合勒沙特列原理。三.水的電離和溶液的pH值1.水的電離和水的離子積常數(shù)
H2O是一種極弱電解質(zhì),能夠發(fā)生微弱電離H2OH++OH25℃時c(H+)=c(OH)=107molL1水的離子積Kw=c(H+)c(OH)=1014(25℃)
①Kw只與溫度有關(guān),溫度升高,Kw增大。如:100℃Kw=1012②Kw適用于純水或稀酸、稀堿、稀鹽水溶液中。2.溶液的pH
(1)pH:pH=lg[c(H+)]。在溶液的c(H+)很小時,用pH來表示溶液的酸堿度。
(2)含義:pH越大,c(H+)越小,c(OH)越大,酸性越弱,堿性越強。pH越小c(H+)。c(OH)越小,酸性越強,堿性越弱。
(3)范圍:0~14四.鹽類水解
1.鹽類水解定義:在溶液中鹽電離出來的離子跟水所電離出來的H+或OH結(jié)合生成弱電解質(zhì)的反應(yīng)叫作鹽類的水解。2.鹽類水解規(guī)律
(1)誰弱誰水解,誰強顯誰性,越弱越水解,都弱都水解,兩強不水解。
(2)多元弱酸根、正酸根離子比酸式酸根離子水解程度大得多,故可只考慮第一步水解。(3)水解是吸熱反應(yīng),升溫水解程度增大。(4)單離子水解程度都很小,故書寫水解離子方程式時要用“”,不能用“↑”或“↓”符號。3.鹽類水解的類型
(1)單向水解:強酸和弱堿生成的鹽,溶液呈酸性;強堿和弱酸生成的鹽,溶液顯堿性。如NH4Cl溶于水:
NH4++H2ONH3H2O+H+
CH3COONa溶于水:CH3COO-+H2OCH3COOH+OH-
(2)互相促進水解:弱酸和弱堿生成的鹽溶于水,電離產(chǎn)生弱酸的陰離子和弱堿的陽離子,二者分別結(jié)合水電離產(chǎn)生的H+和OH-發(fā)生水解,而水溶液的離子積不變,因此促進水的電離使反應(yīng)進行的程度較大。溶液的酸堿性取決于生成的弱電解質(zhì)的相對強弱。如CH3COONH4溶于水:
CH3COO-+NH4+CH3COOH+NH3H2O
(3)互相抑制水解:能電離產(chǎn)生兩種以上的弱酸陰離子或弱堿陽離子的鹽溶于水,弱酸的陰離子或弱堿的陽離子均發(fā)生水解,但是互相抑制,所以這一類的水解程度較小。如
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(NH4)2Fe(SO4)2溶于水:
NH4++H2ONH3H2O+H+Fe2++2H2OFe(OH)2+H+
NH4+水解產(chǎn)生的H+對Fe2+的水解起到抑制作用,反之也成立。五.電離平衡和水解平衡的比較實例研究對象實質(zhì)電離平衡H2S水溶液(0.1mol/L)弱電解質(zhì)(弱酸、弱堿、水)弱酸H++弱酸根離子弱堿OH+弱堿陽子H2O+H2OH3O++OH水解平衡Na2S水溶液(0.1mol/L)強電解質(zhì)(弱酸鹽、弱堿鹽)弱酸根陰離子+H2O弱酸+OH弱堿陽離子+H2O弱堿+H+水解速率=中和速率“越弱越水解”,多元弱酸根一級水解遠遠大于二級水解,大于三級水解一般中和程度遠遠大于水解程度雙水解程度較大,甚至很徹底。離子化速率=分子化速率酸或堿越弱,電離程度越小,多元酸的一級電離遠遠大于二級電離,大于三級電離程度能量變化吸熱(極少數(shù)例外)電離方程式:①用“”②多元弱酸分步電離H2SH++HS吸熱水解反應(yīng)離子方程式①用“”②多元弱酸根分步水解③除了雙水解反應(yīng),產(chǎn)物不寫分解產(chǎn)物,不標↑或↓S2+H2OHS+OH(主要)表達式HSH++S2HS+H2OH2S+OH(次要)微粒濃度大小比較電荷守恒式物料守恒式溫度c(H2S)>c(H+)>c(HS)>c(S2c(Na+)>c(S2-)>c(OH-)>c(HS-)>c(H2S)>c(H+)c(Na+)+c(H+)=c(HS-)+2c(S2-)+c(OH-)c(H2S)+c(HS)+c(S2)=0.1mol/L=)>c(OH-)c(H+)=c(HS-)+2c(S2-)+c(OH-)c(H2S)+c(HS)+c(S)=0.1mol/L升溫促進電離(極少數(shù)例外)促進電離,但濃度減小,酸性減弱但2c(Na+)/2升溫促進水解促進水解,但濃度減小,堿性減弱影響因素濃度稀釋
通H2S電離平衡向右移動,酸性增強,S2+H2OHS+OHH2S+OHHS+H2O促使上述平電離程度減小,電離常數(shù)不變。衡右移,合并為:H2S+S22HS第5頁
H2SH++HS加Na2SS2+H+HS促使上述平衡水解平衡向右移動,堿性增強,但水解程度減小。右移,合并為:H2S+S22HS七.何時考慮鹽的水解
1.判斷鹽溶液酸堿性及能否使酸堿指示劑變色時,要考慮到鹽的水解。
2.配制某些鹽的溶液時,為了防止溶液變渾濁(水解),需加入對應(yīng)的酸抑制其水解。如配....制FeCl3溶液時,一般先將FeCl3溶解在鹽酸中,然后再加水稀釋。
3.比較鹽溶液中離子濃度大小時,要考慮到鹽的水解。如Na3PO4溶液中,c(Na+)>3c(PO434.說明鹽溶液中微粒種類及多少時,要考慮到鹽的水解。例如Na2S溶液中含有Na+、HS-、
OH-、H+、S2、H2S,其濃度關(guān)系為:
八.溶液中微粒間的關(guān)系
(1)電荷守恒關(guān)系指任何電解質(zhì)溶液在整體上不顯電性,即溶液中所有陽離子帶的
正電總量與所有陰離子帶的負電總量相等。
如在Na2S溶液中:
實質(zhì):所有Na+、H+帶的正電荷總物質(zhì)的量==所有S2、HS、OH帶的負電荷總物質(zhì)的
量。
表達形式:c(Na+)+c(H+)=2c(S2)+c(HS)+c(OH
)(2)物料守恒關(guān)系指不論鹽中的哪種離子水解成多少種形式,它所含的一些元素原
子的總物質(zhì)的量之比一定符合它的化學(xué)式中的計量數(shù)比。
如在Na2S溶液中:
實質(zhì):n(Na):n(S的各種存在形式總和)==2:1
表達形式:c(Na+)=2c(S2)+c(HS)+c(H2S)
(3)水電離的離子數(shù)守恒關(guān)系指在任何電解質(zhì)溶液中,由水電離產(chǎn)生的H+和OH的數(shù)
目一定相等的關(guān)系。如在Na2S溶液中:
實質(zhì):n(OH)==溶液中自由H+物質(zhì)的量與S2結(jié)合水電離的H+物質(zhì)的量之和
表達形式:c(OH
)=c(H+)+c(HS)+2c(H2S)
★該關(guān)系式可由電荷守恒式和物料守恒式代數(shù)變換得到。如將上述電荷守恒式與物料守恒式相減并移項即可得到上式。
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擴展閱讀:201*屆高三一輪原創(chuàng)化學(xué)學(xué)案:43化學(xué)反應(yīng)原理知識點
《化學(xué)反應(yīng)原理》知識點總結(jié)第一章:化學(xué)反應(yīng)與能量變化
1、反應(yīng)熱與焓變:△H=H(產(chǎn)物)-H(反應(yīng)物)2、反應(yīng)熱與物質(zhì)能量的關(guān)系
3、反應(yīng)熱與鍵能的關(guān)系
△H=反應(yīng)物的鍵能總和-生成物的鍵能總和4、常見的吸熱、放熱反應(yīng)⑴常見的放熱反應(yīng):
①活潑金屬與水或酸的反應(yīng)②酸堿中和反應(yīng)③燃燒反應(yīng)④多數(shù)的化合反應(yīng)⑤鋁熱反應(yīng)⑵常見的吸熱反應(yīng)
①多數(shù)的分解反應(yīng)②2NH4Cl(s)+Ba(OH)28H2O(s)=BaCl2+2NH3+10H2O③C(s)+H2O(g)
高溫能量反應(yīng)物的總能量
反應(yīng)物能量反應(yīng)物的總能量
反應(yīng)物
生成物的總能量
△H0反應(yīng)過程
CO+H2④CO2+C
高溫2CO
5、反應(yīng)條件與吸熱、放熱的關(guān)系:反應(yīng)是吸熱還是放熱與反應(yīng)的條件沒有必然的聯(lián)系,而取決與反應(yīng)物和
產(chǎn)物具有的總能量(或焓)的相對大小。
6、書寫熱化學(xué)方程式除了遵循書寫化學(xué)方程式的要求外,還應(yīng)注意以下幾點:①放熱反應(yīng)△H為“-”,吸熱反應(yīng)△H為“+”,△H的單位為kJ/mol
②反應(yīng)熱△H與測定條件(溫度、壓強等)有關(guān),因此應(yīng)注意△H的測定條件;絕大多數(shù)化學(xué)反應(yīng)的△H是在298K、101Pa下測定的,可不注明溫度和壓強。
③熱化學(xué)方程式中各物質(zhì)化學(xué)式前面的系數(shù)僅表示該物質(zhì)的物質(zhì)的量,并不表示物質(zhì)的分子或原子數(shù),因此化學(xué)計量數(shù)可以是分數(shù)或小數(shù)。必須注明物質(zhì)的聚集狀態(tài),熱化學(xué)方程式是表示反應(yīng)已完成的數(shù)量,
所以方程式中化學(xué)式前面的計量數(shù)必須與△H相對應(yīng);當(dāng)反應(yīng)逆向進行時,反應(yīng)熱數(shù)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(yīng)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(fā)生氧化反應(yīng)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(fā)生還原反應(yīng),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(yīng)式時,要用實際放電的離子來表示.......
②電解反應(yīng)的總方程式要注明“通電”
③若電極反應(yīng)中的離子來自與水或其他弱電解質(zhì)的電離,則總反應(yīng)離子方程式中要用化學(xué)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(zhì)溶液不能直接反應(yīng):O2+4e-+2H2O→4OH-(即發(fā)生吸氧腐蝕)
書寫電極反應(yīng)時要注意電極產(chǎn)物與電解質(zhì)溶液中的離子是否反應(yīng),若反應(yīng),則在電極反應(yīng)中應(yīng)寫最終產(chǎn)物。
9、電解原理的應(yīng)用:
⑴氯堿工業(yè):陽極(石墨):2Cl-→Cl2+2e-(Cl2的檢驗:將濕潤的淀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(chǎn)物為H2、NaOH,F(xiàn)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(zhì)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(zhì)溶液是用含有鍍層金屬
陽離子的鹽溶液。10、化學(xué)電源
⑴燃料電池:先寫出電池總反應(yīng)(類似于可燃物的燃燒);
再寫正極反應(yīng)(氧化劑得電子,一般是O2+4e-+2H2O→4OH-(中性、堿性溶液)
O2+4e-+4H+→2H2O(酸性水溶液)。負極反應(yīng)=電池反應(yīng)-正極反應(yīng)(必須電子轉(zhuǎn)移相等)
⑵充放電電池:放電時相當(dāng)于原電池,充電時相當(dāng)于電解池(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、計算時遵循電子守恒,常用關(guān)系式:2H2~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(xué)腐蝕>原電池正極>電解陰極鋼鐵在空氣中主要發(fā)生吸氧腐蝕。負極:2Fe→2Fe2++4e-正極:O2+4e-+2H2O→4OH-總反應(yīng):2Fe+O2+2H2O=2Fe(OH)2
第二章:化學(xué)反應(yīng)的方向、限度和速度
1、反應(yīng)方向的判斷依據(jù):△H-T△S0反應(yīng)不能自發(fā)。該判據(jù)指出的是一定條件下,自發(fā)反應(yīng)發(fā)生的可能性,不能說明實際能否發(fā)生反應(yīng)
(計算時注意單位的換算)課本P40T32、化學(xué)平衡常數(shù):
①平衡常數(shù)的大小反映了化學(xué)反應(yīng)可能進行的程度,平衡常數(shù)越大,說明反應(yīng)進行的越完全。②純固體或純?nèi)軇?/p>
參加的反應(yīng),它們不列入平衡常數(shù)的表達式
③平衡常數(shù)的表達式與化學(xué)方程式的書寫方式有關(guān),單位與方程式的書寫形式一一對應(yīng)。對于給定的化學(xué)反應(yīng),
正逆反應(yīng)的平衡常數(shù)互為倒數(shù)
④化學(xué)平衡常數(shù)受溫度影響,與濃度無關(guān)。溫度對化學(xué)平衡的影響是通過影響平衡常數(shù)實現(xiàn)的。溫度升高,化
學(xué)平衡常數(shù)增大還是減小與反應(yīng)吸放熱有關(guān)。
3、平衡狀態(tài)的標志:①同一物質(zhì)的v正=v逆②各組分的物質(zhì)的量、質(zhì)量、含量、濃度(顏色)保持不變③
氣體的總物質(zhì)的量、總壓強、氣體的平均分子量保持不變只適用于△vg≠0的反應(yīng)④密度適用于非純氣體反應(yīng)或體積可變的容器4、惰性氣體對化學(xué)平衡的影響
⑴恒壓時充入惰性氣體,體積必增大,引起反應(yīng)體系濃度的減小,相當(dāng)于減壓對平衡的影響⑵恒容時充入惰性氣體,各組分的濃度不變,速率不變,平衡不移動
⑶對于△vg=0的可逆反應(yīng),平衡體系中加入惰性氣體,恒容、恒壓下平衡都不會移動
5、⑴等效平衡:①恒溫恒壓,適用于所有有氣體參加的可逆反應(yīng),只要使轉(zhuǎn)化后物質(zhì)的量之比與最初加入的
物質(zhì)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(zhuǎn)化率相同。②恒溫恒容,△vg=0的反應(yīng),只要使轉(zhuǎn)化后物質(zhì)的量之比與最初加入的物質(zhì)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(zhuǎn)化率相同。
⑵等同平衡:恒溫恒容,適用于所有有氣體參加的可逆反應(yīng),只要使轉(zhuǎn)化后物質(zhì)的量與最初加入的物質(zhì)的量相同,均可達到等同平衡;平衡時各組分的物質(zhì)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(yīng)物,平衡右移,增大另一種反應(yīng)物的轉(zhuǎn)化率,但它本身的轉(zhuǎn)化率降低⑵兩種反應(yīng)物按原比例充,恒容時相當(dāng)于加壓,恒壓時等效平衡
⑶初始按系數(shù)比充入的反應(yīng)物或只充入產(chǎn)物,平衡時再充入產(chǎn)物,恒容時相當(dāng)于加壓,恒壓時等效平衡化學(xué)反應(yīng)速率:速率的計算和比較;濃度對化學(xué)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(zhì)在水溶液中的行為
1、強弱電解質(zhì):
⑴強電解質(zhì):完全電離,其溶液中無溶質(zhì)分子,電離方程式用“=”,且一步電離;強酸、強堿、大多數(shù)鹽
都屬于強電解質(zhì)。
⑵弱電解質(zhì):部分電離,其溶液中存在溶質(zhì)分子,電離方程式用“
”,多元弱酸的電離方程式分步寫,
其余的弱電解質(zhì)的電離一步完成;弱酸、弱堿、水都是弱電解質(zhì)。⑶常見的堿:KOH、NaOH、Ca(OH)2、Ba(OH)2是強堿,其余為弱堿;常見的酸:HCl、HBr、HI、HNO3、H2SO4是強酸,其余為弱酸;
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-,HCO3-2、電離平衡
⑴電離平衡是平衡的一種,遵循平衡的一般規(guī)律。溫度、濃度、加入與弱電解質(zhì)相同的離子或與弱電解質(zhì)
反應(yīng)的物質(zhì),都會引起平衡的移動
⑵電離平衡常數(shù)(Ka或Kb)表征了弱電解質(zhì)的電離能力,一定溫度下,電離常數(shù)越大,弱電解質(zhì)的電離程
度越大。Ka或Kb是平衡常數(shù)的一種,與化學(xué)平衡常數(shù)一樣,只受溫度影響。溫度升高,電離常數(shù)增大。3、水的電離:⑴H2O
H++OH-,△H>0。升高溫度、向水中加入酸、堿或能水解的鹽均可引起水的電離平衡的移動。
CO32-+H+
⑵任何稀的水溶液中,都存在,且[H+][OH-]是一常數(shù),稱為水的離子積(Kw);Kw是溫度常數(shù),只受溫度
影響,而與H+或OH-濃度無關(guān)。
⑶溶液的酸堿性是H+與OH-濃度的相對大小,與某一數(shù)值無直接關(guān)系。⑷當(dāng)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后求pH,都遵循同一原則:若溶液呈酸性,先求c(H+);若溶液呈堿性,先求c(OH-),由Kw求出c(H+),再求pH。
⑸向水中加入酸或堿,均抑制水的電離,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,可能為強酸弱堿鹽溶液。4、鹽的水解
⑴在溶液中只有鹽電離出的離子才水解。本質(zhì)是鹽電離出的離子與水電離出H+或OH-結(jié)合生成弱電解質(zhì),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溶液的酸堿性④同離子效應(yīng)⑷水解方程式的書寫:
①單個離子的水解:一般很微弱,用
,產(chǎn)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、沉淀,用=,標出“↑”“↓”。Ⅱ部分水解,無沉淀、氣體,用,產(chǎn)物不標“↑”“↓”;
⑸鹽類水解的應(yīng)用:①判斷溶液的酸堿性②判斷鹽溶液中的離子種類及其濃度大、叟袛嚯x子共存④加熱濃縮或蒸干某些鹽溶液時產(chǎn)物的判斷,如AlCl3溶液⑤某些鹽溶液的保存與配制,如FeCl3溶液⑥某些膠體的制備,如Fe(OH)3膠體⑦解釋生產(chǎn)、生活中的一些化學(xué)現(xiàn)象,如明礬凈水、化肥的施用等。(解釋時規(guī)范格式:寫上對應(yīng)的平衡-----條件改變平衡移動-----結(jié)果)5、沉淀溶解平衡:⑴Ksp:AmBn
mAn++nBm-,Ksp=[An+]m[Bm-]n。
①Ksp只與難溶電解質(zhì)的性質(zhì)和溫度有關(guān),溶液中離子濃度的變化只能使平衡移動,不改變Ksp。②對于
陰陽離子個數(shù)比相同的電解質(zhì),Ksp越大,電解質(zhì)在水中的溶解能力越強。⑵Q>Ksp,有沉淀生成;Q=Ksp,沉淀與溶解處于平衡狀態(tài);Q
6、離子反應(yīng):
⑴與量有關(guān)的離子方程式的書寫:設(shè)量少的物質(zhì)物質(zhì)的量為1mol,與另一過量的物質(zhì)充分反應(yīng)。⑵離子共存推斷題解答時應(yīng)注意:①判斷一種離子存在后,一定注意與之不共存的離子一定不存在;②前面加入的試劑對后面的鑒定是否有影響。
⑶離子(或物質(zhì))檢驗的一般步驟:取少量加試劑觀現(xiàn)象定結(jié)論。
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