《化學反應原理》知識點歸納
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宜興市第二高級中學高二化學選修《化學反應原理》知識點歸納 專題一：化學反應與能量變化 一、反應熱、焓變 1．反應熱：化學反應過程中放出或吸收的熱量，叫反應熱。包括燃燒熱和中和熱。 電離 ： 注意： 水解 ： 吸熱反應的發(fā)生不一定需要 常見的吸熱反應： 銨鹽與堿的反應：如NH4Cl與Ba(OH)2?8H2O 加熱才能進行。 大多數(shù)的分解反應：CaCO3== CaO + CO2 生產水煤氣：C + H2O == CO+H2 碳和二氧化碳的反應：C+CO2=2CO 燃燒反應 注意： 放熱反應不一定常溫下就自發(fā)進行，可能需要加熱或點燃條件。 金屬與酸（或水）的反應 常見的放熱反應： 酸堿中和反應 自發(fā)的氧化還原反應 CaO(Na2O、Na2O2)與水的反應 濃酸與強堿溶于水 2、焓變：在恒溫恒壓的條件下，化學反應過程中吸收或放出的熱量稱為反應的焓變。 符號：用ΔH表示 單位：kJ/mol 放熱反應：ΔH= —QkJ/mol；或ΔH<0 吸熱反應：ΔH= +QkJ/mol；或ΔH>0 3、反應熱產生的原因： 宏觀：反應物和生成物所具有的能量不同，ΔH=_____________________________ 微觀：化學反應過程中化學鍵斷裂吸收的能量與新化學鍵生成所放出的能量不同，ΔH=____________ 二、熱化學方程式 1.熱化學方程式的概念：能表示反應熱的化學方程式，叫做熱化學方程式。熱化學方程式不僅表示了化學反應中的物質變化，也表明了化學反應中的能量變化。 2.書寫熱化學方程式時的注意點 （1）需注明ΔH的“+”與“—”，“+”表示 ，“—”表示 ；比較ΔH的大小時，要考慮ΔH的正負。 （3）要注明反應物和生成物的狀態(tài)：g、 l、s、aq （3）各物質前的化學計量數(shù)表示物質的量，不表示分子個數(shù)，因此，可以是整數(shù)也可以是分數(shù)，但系數(shù)與ΔH的值一定要相對應。 （4）要注明反應溫度和壓強，但中學化學中所用ΔH的數(shù)據(jù)一般都是在101kPa和25℃時的數(shù)據(jù)，因此可不特別注明； （5）對于可逆反應，其ΔH同樣要與系數(shù)相對應，但若按系數(shù)投料反應，則由于可逆反應不能進行完全，其反應熱的數(shù)值會比ΔH的數(shù)值要小。 三、燃燒熱、熱值與中和熱： 1．燃燒熱：在1atm下，1mol物質完全燃燒的反應熱叫做該物質的標準燃燒熱。（物質完全燃燒是指含有的氮元素轉化為N2（g），氫元素轉化為H2O(l)，碳元素轉化為CO2(g) 2、熱值：在1atm下，1g物質完全燃燒的反應熱叫做該物質的熱值。（糖類、脂肪、蛋白質中熱值最高的是脂肪） 3、中和熱：是指在稀溶液中的強酸和強堿反應生成1mol水時（無沉淀或氣體生成）的反應熱。 H+（aq） + OH-(aq) == H2O(l) ; △H= —57.3kJ/mol 注意：（1）稀硫酸和稀Ba(OH)2反應生成1molH2O時： （2）濃硫酸的稀NaOH反應生成1molH2O時： （3）有稀的弱酸或弱堿發(fā)生中和反應生成1molH2O時： 四、反應熱的測定： 1、用量熱計進行測定 2、蓋斯定律及其應用：一個化學反應，不論是一步完成還是分幾步完成，其總的熱效應是完全相同的。 例題： 科學家蓋斯曾提出：“不管化學過程是一步完成或分幾步完成，這個總過程的熱效應是相同的。”利用蓋斯定律可測某些特別反應的熱效應。 3、利用鍵能進行計算： 例題：.CH3-CH3→CH2=CH2+H2，有關化學鍵的鍵能如下：試計算該反應的反應熱。 化學鍵 C-H C=C C-C H-H 鍵能（kJ/mol） 414.4 615.3 347.4 435.3 五、能源： 1、化石能源：煤、石油、天然氣；缺點：蘊藏量有限，不能再生，利用率低，污染環(huán)境。 2、新能源：太陽能、氫能、地熱能、風能、生物質能等，特點：資源豐富、可再生，無污染或少污染。 六、化學能與電能的轉化： 1、原電池與電解池的反應原理比較： 原電池：將自發(fā)進行的氧化還原反應分開在兩極上進行，使電子的轉移通過導線定向移動形成電流，從而實現(xiàn)化學能向電能的轉變。 電解池：利用外電源使氧化還原反應（一般不能自發(fā)進行）分開在兩極上進行，從而將電能轉化為化學能。 2、原電池與電解池的構造比較： 裝置 原電池 電解池 組成 條件 1、兩個活潑性不同的電極 2、電解質溶液； 3、形成閉合的電路 1、兩個電極（活潑性可同也可不同）； 2、電解質溶液（或熔化的電解質） 3、直流電源； 4、閉合回路 電極名 稱及電 極反應 負極：電子流出，還原劑，發(fā)生氧化反應 正極：電子流入，氧化劑，發(fā)生還原反應 陰極：與電源負極相連，陽離子得電子發(fā)生還原反應 陽極：與電源正極，陰離子（或活性電極）失電子發(fā)生氧化反應 能量轉化 化學能轉化為電能 電能轉化為化學能 電子和 陰陽離子 的流向 電子： 電流： 電解質溶液中的陰離子： 電解質溶液中的陽離子： 電子： 電流： 電解質溶液中的陰離子： 電解質溶液中的陽離子： 電解池中：活性電極： 惰性電極 3、常見的原電池 負極反應 正極反應 原電池總反應 介質酸堿性 鋅錳干電池 Zn+2MnO2+2H2O=2MnO(OH)+Zn(OH)2 堿性 鉛蓄電池 Pb+PbO2+2H2SO4=2PbSO4+H2O 酸性 銀鋅電池 Zn+Ag2O=ZnO+2Ag 堿性 燃 料 電 池 氫氧燃料電池 2H2 + O2 == 2H2O 酸性 堿性 中性 熔融金屬氧化物（O2-） 甲醇 堿性 酸性 甲烷 堿性 酸性 熔融鹽燃料電池 2CO+2CO32—4e-== 4CO2 2CO+O2 == 2CO2 Li2CO3和Na2CO3熔融鹽 鋁、空氣、海水電池 4Al+3O2+6H2O=4Al(OH)3 (實質為金屬的吸氧腐蝕) 海水 注意：蓄電池要注意充電和放電的方向；蓄電池在充電時與電源連接方式：正接正、負接負。 提醒：有機物燃料電池：若電解質溶液為酸性溶液，則總是為“有機物+O2= CO2+ H2O”（再配平） 若電解質溶液為堿性溶液，則總是為“有機物+O2+ OH- = CO32-+ H2O” （再配平） 4、電解規(guī)律： （1）陰陽兩極的放電順序：陰極： 陽極： （注意陽極的電極材料，若材料是活性電極，則電極材料優(yōu)先放電，溶液中的陰離子不能放電） （2）常見的電解類型（陰陽極均采用惰性電極）： 類型 實例 陰極反應 陽極反應 總反應 恢復原溶液 電解電解質型 HCl CuCl2 電解水型 H2SO4 NaOH Na2SO4 放氫生堿型 NaCl 放氧生酸型 CuSO4 AgNO3 5、原電池原理和電解原理的應用： （1）原電池原理的應用： 加快反應速率： 金屬的腐蝕：化學腐蝕： 電化學腐蝕：鋼鐵的吸氧腐蝕： 鋼鐵的析氫腐蝕： 金屬的防護：(1)覆蓋保護層、(2)改變內部結構、 (3)利用原電池原理（犧牲陽極的陰極保護法）、(4)利用電解原理（外加電源的陰極保護法） （2）電解原理的應用： I:氯堿工業(yè)：實驗原理：化學反應_________________________離子反應_________________________ 實驗現(xiàn)象及產物的檢驗：陰極區(qū)： 陽極區(qū)： 飽和食鹽水的精制：泥沙、SO42-、Ca2+、Mg2+的去除： II：銅的電解精煉（或其它金屬的電解精煉）： 粗銅中含Zn、Fe、Ag、Au等雜質 原理：陽極：粗銅，電極反應：Cu-2e- = Cu2+(主要)，Zn-2e-=Zn2+ Fe-2e-=Fe2+( 次要) 陰極：純銅 Cu2++2e-=Cu 電解質溶液：CuSO4溶液 陽極泥： III：電鍍：陰極：鍍件 陽極：鍍層金屬 電鍍液：含鍍層金屬陽離子的鹽溶液作電鍍液 特點：理論上電鍍液的組成及酸堿性保持不變 IV：電解熔融鹽制活潑金屬： 鈉：陰極： 陽極： 鎂：陰極： 陽極： 鋁：陰極： 陽極： 專題二：化學反應速率與化學平衡 一、化學反應速率 1．表示方法：化學反應速率通常用單位時間內反應物濃度的減小或生成物濃度的增加來表示 公式：v＝△c/△t 單位：mol/(Ls)或mol/(Lmin) 注意：① 由于反應過程中，隨著反應的進行，物質的濃度不斷地發(fā)生變化（有時溫度等也可能變化），因此在不同時間內的反應速率是不同的。通常我們所指的反應速率是指平均速率。 ② 同一化學反應的速率可以用不同物質濃度的變化來表示，其數(shù)值不一定相同，但都表示該反應的反應速率。其數(shù)值之比等于化學計量數(shù)之比：對于反應：mA＋nB pC＋qD 則有：VA∶VB∶VC∶VD＝m∶n∶p∶q ③固體或純液體（或溶劑）的濃度為常數(shù)，一般不用來表示反應速率 ④同一個反應的速率在一段時間內：一般靠前時間段內的反應速率比靠后時間段內的反應速率快，因為濃度隨反應進行而減小。（但有些放熱反應一開始由于溫度升高，反應速率可能先加快后再減慢。） 2．有效碰撞 （1）有效碰撞是指能發(fā)生化學反應的碰撞，發(fā)生有效碰撞的分子具有足夠的能量，且具有合適的取向。 （2）活化分子是指有可能發(fā)生有效碰撞的分子。活化分子的能量比反應物分子的平均能量高。 （3）活化能：活化分子的平均能量與所有分子的平均能量之差稱為活化能 3．影響化學反應速率的因素 影響速率的因素有內部與外部因素，內因由參加反應的物質的性質決定，是主要因素。 外部因素：當反應一定時，外部因素對反應的影響。 （1）濃度：其它條件不變時，增大反應物（或生成物）濃度，可以增大反應速率。（從微觀上看是單位體積內活化分子個數(shù)增多） 注意：①對固體，反應速率與其表面積大小有關，一般認為其濃度為一常數(shù)，它的量的多少對速率無影響，但固體顆粒大小對反應速率有影響。純液體濃度也可看成是一常數(shù)。 ②對可逆反應而言，在增大反應物濃度的瞬間，v正突然增大后減小，v逆不變后增大 （2）溫度：其它條件不變時，升高溫度可以加快反應速率；降低溫度可以減小反應速率。（從微觀上看是增大了活化分子百分數(shù)） 注意：① 一般溫度每升高10℃，反應速率增大為原來的2～4倍。 ② 對可逆反應而言，升高溫度可使正逆反應速率同時增大，但吸熱方向速率增大的倍數(shù)更大。 （3）壓強：對于有氣體參加的反應，其它條件不變時，增大壓強可以增大反應速率；減小壓強，可以減小化學反應速率。（從微觀上看是增大了單位體積內的活化分子個數(shù)） 注意：①對可逆反應而言，增大壓強可同時增大正逆反應速率，但氣體體積縮小方向的速率增大的倍數(shù)更大。 （4）催化劑：使用合適催化劑能同等程度地影響正逆反應速率。（不會導致化學平衡的移動。）（從微觀上看是增大了活化分子百分數(shù)） 注意：①催化劑增大化學反應速率的原因是催化劑通過參與化學反應，改變了化學反應途徑，（降低了反應的活化能）使化學反應速率加快。催化劑本身在反應前后質量保持不變。 ②酶的催化作用： （5）其他：如：顆粒純度：與稀酸反應，粗鋅比純鋅快（形成原電池）；激光、射線、超聲波、紫外線等。 二：化學反應的方向： 1、 反應方向的判據(jù)：能量判據(jù)：能量從高到低，焓變ΔH<0 熵變判據(jù)：混亂度：從有序到無序，熵變ΔS>0 （熵變從小到大的過程：S→l→g；固體溶解；氣體分子數(shù)增多） 2、反應方向的判斷：ΔH<0、ΔS>0：反應自發(fā)進行 ΔH>0、ΔS<0：反應不自發(fā) ΔH>0、ΔS>0：高溫為自發(fā) ΔH<0、ΔS<0：低溫下自發(fā) 注意：①自發(fā)反應不一定在任何條件下都能發(fā)生，有些自發(fā)反應需要在一定條件下才能發(fā)生。 非自發(fā)反應并不是一定不能反應，在一定條件下，非自發(fā)反應也可能發(fā)生（如電解） ②反應的自發(fā)性只能用于判斷反應的方向，不能確定反應是否一定發(fā)生或發(fā)生的速率的大小。 三、化學平衡：一定條件下可逆反應達到最大反應限度時即達到了化學平衡。 1．化學平衡狀態(tài) （1）概念：化學平衡狀態(tài)是指一定條件下的可逆反應里，正反應和逆反應的速率相等，反應混合物中各組分的濃度保持不變的狀態(tài)。 （2）特征：逆、等、動、定、變 2．平衡狀態(tài)的判斷 ①同種物質的V正=V逆 ②各組分的濃度（或百分含量或體積分數(shù)）保持不變（注意非相等或與系數(shù)成比例 ③壓強：等體反應_________ 非等體反應_________ 恒容時氣體密度：全部為氣體物質_________ 部分為氣體物質_________ 氣體的平均分子量： 體系的顏色： (體系的顏色變化是否一定有平衡的移動？) 3．化學平衡常數(shù)：生成物系數(shù)次方的乘積比上反應物系數(shù)次方的乘積 注意：①一個反應的化學平衡常數(shù)只與溫度有關，與濃度、壓強等無關。（溫度升高，K值如何變化？） ②平衡常數(shù)反映了反應進行的程度，不表示速率的快慢，（不能說K越大，反應速率越快），一定溫度下，K越大，說明反應進行的越完全。 ③對固體或純液體，濃度視為常數(shù)。 ④平衡常數(shù)的表達式與化學方程式的書寫有關：如：N2+3H2 2NH3 K1=__________ 2NH3 N2+3H2 K2=__________；1/2N2 + 3/2H2 NH3 K3=___________ K1與K2的關系為______________；K1與K3的關系為_______________。 四、化學平衡的移動：化學平衡的建立是有條件的，暫時的，當條件改變時，平衡就有可能發(fā)生移動。 1．平衡移動方向的確定：根據(jù)條件改變時，v正’和v逆’的相對大小 （1）條件改變時， 若v正’>v逆’，平衡向正反應方向移動 若v正’
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