无机化学各章节第2章 化学反应的基本原理知识点
高考化学无机化学反应知识点

高考化学无机化学反应知识点化学,作为一门充满奥秘与魅力的学科,无机化学反应是其中的重要组成部分。
对于即将面临高考的同学们来说,熟练掌握无机化学反应的知识点至关重要。
接下来,让我们一起深入探讨这些关键的内容。
一、氧化还原反应氧化还原反应是无机化学中的核心概念之一。
在这类反应中,电子发生了转移,导致元素的化合价发生变化。
例如,铜与硝酸的反应:3Cu + 8HNO₃(稀) = 3Cu(NO₃)₂+2NO↑ + 4H₂O,在这个反应中,铜的化合价从 0 价升高到+2 价,发生了氧化反应;硝酸中的氮元素化合价从+5 价降低到+2 价,发生了还原反应。
判断一个反应是否为氧化还原反应,可以通过观察元素化合价是否有变化来确定。
氧化还原反应中存在着氧化剂和还原剂,氧化剂在反应中得到电子,化合价降低;还原剂失去电子,化合价升高。
常见的氧化剂有高锰酸钾、过氧化氢、氯气等;常见的还原剂有金属单质、硫化氢、二氧化硫等。
二、酸碱中和反应酸和碱相互作用生成盐和水的反应称为酸碱中和反应。
例如,盐酸和氢氧化钠的反应:HCl + NaOH = NaCl + H₂O强酸和强碱的中和反应是瞬间完成的,并且反应过程中会释放出大量的热。
而弱酸和弱碱的中和反应相对较为复杂,因为弱酸和弱碱在溶液中部分电离。
在高考中,常常会涉及到酸碱中和反应的计算,例如通过已知酸或碱的浓度和体积,计算反应后溶液的 pH 值。
三、置换反应置换反应是一种单质与一种化合物反应生成另一种单质和另一种化合物的反应。
常见的有金属与酸的置换反应,例如锌与稀硫酸的反应:Zn +H₂SO₄= ZnSO₄+ H₂↑金属与盐溶液的置换反应,比如铁与硫酸铜溶液的反应:Fe +CuSO₄= FeSO₄+ Cu在置换反应中,金属活动性顺序是判断反应能否发生的重要依据。
排在前面的金属能够置换出排在后面的金属。
四、化合反应两种或两种以上的物质生成一种新物质的反应叫做化合反应。
例如,氢气和氧气反应生成水:2H₂+ O₂= 2H₂O氧化钙与水反应生成氢氧化钙:CaO + H₂O = Ca(OH)₂化合反应的特点是“多变一”,在实际应用中,化合反应常用于制备一些重要的化合物。
无机化学知识点归纳

第一篇:化学反应原理第一章:气体第一节:理想气态方程1、气体具有两个基本特性:扩散性和可压缩性。
主要表现在:⑴气体没有固定的体积和形状。
⑵不同的气体能以任意比例相互均匀的混合。
⑶气体是最容易被压缩的一种聚集状态。
2、理想气体方程:nRT PV = R 为气体摩尔常数,数值为R =8.31411--⋅⋅K mol J3、只有在高温低压条件下气体才能近似看成理想气体。
第二节:气体混合物1、对于理想气体来说,某组分气体的分压力等于相同温度下该组分气体单独占有与混合气体相同体积时所产生的压力。
2、Dlton 分压定律:混合气体的总压等于混合气体中各组分气体的分压之和。
3、(0℃=273.15K STP 下压强为101.325KPa = 760mmHg = 76cmHg)第二章:热化学第一节:热力学术语和基本概念1、 系统与环境之间可能会有物质和能量的传递。
按传递情况不同,将系统分为:⑴封闭系统:系统与环境之间只有能量传递没有物质传递。
系统质量守恒。
⑵敞开系统:系统与环境之间既有能量传递〔以热或功的形式进行〕又有物质传递。
⑶隔离系统:系统与环境之间既没有能量传递也没有物质传递。
2、 状态是系统中所有宏观性质的综合表现。
描述系统状态的物理量称为状态函数。
状态函数的变化量只与始终态有关,与系统状态的变化途径无关。
3、 系统中物理性质和化学性质完全相同而与其他部分有明确界面分隔开来的任何均匀部分叫做相。
相可以由纯物质或均匀混合物组成,可以是气、液、固等不同的聚集状态。
4、 化学计量数()ν对于反应物为负,对于生成物为正。
5、反应进度νξ0)·(n n sai k e t -==化学计量数反应前反应后-,单位:mol 第二节:热力学第一定律0、 系统与环境之间由于温度差而引起的能量传递称为热。
热能自动的由高温物体传向低温物体。
系统的热能变化量用Q 表示。
若环境向系统传递能量,系统吸热,则Q>0;若系统向环境放热,则Q<0。
无机化学反应的机理

无机化学反应的机理无机化学反应是指由无机物质之间的相互作用而导致物质转化的过程。
了解无机化学反应的机理对于理解和掌握化学反应的本质和规律具有重要意义。
本文将以无机化学反应的机理为主题,探讨无机化学反应中的关键概念和机制。
一、反应速率与活化能在无机化学反应中,反应速率是衡量反应进行快慢的关键指标。
反应速率受到多种因素的影响,其中一个重要因素是反应物的活化能。
活化能是指反应物分子必须克服的能量障碍,才能发生有效碰撞并进行反应。
反应速率与活化能之间存在直接的关系,活化能越低,反应速率越快。
二、反应机理的探索为了揭示无机化学反应的机理,化学家们采用了多种实验方法和理论模型。
其中一种常用的方法是观察反应的速率随温度的变化关系,利用阿累尼乌斯(Arrhenius)方程可以计算活化能。
此外,化学家们还通过分析反应物和产物之间的摩尔比例关系、利用质谱仪和红外光谱仪等仪器对反应的中间体进行分析,来推断反应的细节过程。
三、无机化学反应的分类根据反应机理的不同,无机化学反应可以分为几种常见的类型。
1. 酸碱反应:酸碱反应是指酸与碱之间的中和反应,产生盐和水。
典型的酸碱反应包括盐酸与氢氧化钠反应生成氯化钠和水。
2. 氧化还原反应:氧化还原反应是指物质中的氧化剂与还原剂之间的电子转移反应。
典型的氧化还原反应是金属与非金属之间的反应,例如铁和氧气反应生成铁的氧化物。
3. 沉淀反应:沉淀反应是指溶液中的两种离子发生反应生成难溶性盐,从而形成沉淀。
一个常见的例子是铵盐与硫酸铜反应生成硫酸铵和硫酸铜沉淀。
4. 配位反应:配位反应是指配体与中心金属离子之间的反应,形成配合物。
常见的配位反应是氯化钾与六水合铜离子反应生成四水合铜离子和氯化钠。
四、反应速率与反应物浓度反应物浓度是决定反应速率的重要因素之一。
根据速率论,反应速率与反应物浓度之间存在正比关系,即反应速率随着反应物浓度的增加而增加,反之亦然。
五、催化剂的作用催化剂是一种能够改变反应速率但不参与反应的物质。
无机化学反应基本原理

新人教版《化学反应原理》全册知识点归纳第一章化学反应与能量一、焓变反应热1.反应热:一定条件下,一定物质的量的反应物之间完全反应所放出或吸收的热量2.焓变(ΔH)的意义:在恒压条件下进行的化学反应的热效应(1).符号:△H(2).单位:kJ/mol3.产生原因:化学键断裂——吸热化学键形成——放热放出热量的化学反应。
(放热>吸热) △H 为“-”或△H <0吸收热量的化学反应。
(吸热>放热)△H 为“+”或△H >0☆常见的放热反应:①所有的燃烧反应②酸碱中和反应③大多数的化合反应④金属与酸的反应⑤生石灰和水反应⑥浓硫酸稀释、氢氧化钠固体溶解等☆常见的吸热反应:①晶体Ba(OH)2?8H2O与NH4Cl ②大多数的分解反应③以H2、CO、C为还原剂的氧化还原反应④铵盐溶解等二、热化学方程式书写化学方程式注意要点:①热化学方程式必须标出能量变化。
②热化学方程式中必须标明反应物和生成物的聚集状态(g,l,s分别表示固态,液态,气态,水溶液中溶质用aq表示)③热化学反应方程式要指明反应时的温度和压强。
④热化学方程式中的化学计量数可以是整数,也可以是分数⑤各物质系数加倍,△H加倍;反应逆向进行,△H改变符号,数值不变三、燃烧热1.概念:25 ℃,101 kPa时,1 mol纯物质完全燃烧生成稳定的化合物时所放出的热量。
燃烧热的单位用kJ/mol表示。
※注意以下几点:①研究条件:101 kPa②反应程度:完全燃烧,产物是稳定的氧化物。
③燃烧物的物质的量:1 mol④研究内容:放出的热量。
(ΔH<0,单位kJ/mol)四、中和热1.概念:在稀溶液中,酸跟碱发生中和反应而生成1mol H2O,这时的反应热叫中和热。
2.强酸与强碱的中和反应其实质是H+和OH-反应,其热化学方程式为:H+(aq) +OH-(aq) =H2O(l) ΔH=-57.3kJ/mol3.弱酸或弱碱电离要吸收热量,所以它们参加中和反应时的中和热小于57.3kJ/mol。
《化学反应原理》知识点总结

《化学反应原理》知识点总结1.化学反应的定义和特征:化学反应是指物质之间发生化学变化的过程。
化学反应一般可以分为有机反应和无机反应两大类。
有机反应是指有机物之间或有机物和无机物之间发生的化学反应,而无机反应则是指无机物之间发生的化学反应。
化学反应具有可逆性、有条件性、速率性和物质守恒性的特征。
2.化学反应的方程式:化学反应可以用化学方程式来表示。
化学方程式通常由反应物、产物和反应条件三部分组成。
反应物在反应前存在,而产物在反应后生成。
反应条件包括温度、压力、催化剂等。
化学方程式中的物质之间的摩尔比称为化学反应的反应物质的化学计量比。
3.化学反应速率:化学反应速率是化学反应进展的快慢程度。
反应速率可以通过反应物浓度的变化率来衡量。
一般来说,反应速率随着反应物浓度的增加而增加。
反应速率受到温度、压力、催化剂等因素的影响。
4.化学反应的速率方程:化学反应的速率可以用速率方程来描述。
速率方程是表示反应速率与反应物浓度之间关系的数学表达式。
速率方程通常具有一定的指数关系。
例如,对于一级反应来说,速率方程可以写成r=k[A],其中r为反应速率,k为速率常数,[A]为反应物A的浓度。
5.化学平衡:化学反应在一定条件下会达到化学平衡。
化学平衡是指反应物浓度和产物浓度不再发生明显变化的状态。
在化学平衡状态下,正向反应和逆向反应的速率相等。
化学平衡可以用平衡常数来描述,平衡常数是反应物浓度和产物浓度的比值的乘积,不同反应具有不同的平衡常数。
6.动力学和热力学:化学反应的研究可以从动力学和热力学两个方面进行。
动力学研究反应速率及其影响因素,而热力学研究反应的放热、熵变等热学性质。
动力学和热力学的研究对于理解和控制化学反应过程至关重要。
7.催化剂:催化剂是能够加速反应速率的物质,它不直接参与反应,但可以通过改变反应物的活化能来提高反应速率。
催化剂可以降低反应的活化能,从而加快反应速率。
催化剂在工业生产中起到重要的作用,能够节省能源、改善产物质量等。
化学反应的无机化学原理

化学反应的无机化学原理化学反应是化学科学中极其重要的一个概念。
它涉及热力学、动力学、结构、电子结构和原子核结构等多个方面的知识。
而无机化学反应则是化学反应中的一个部分,它涉及有机物质以外的所有化合物。
本文将围绕无机化学反应的原理展开。
无机化学反应包括原子、离子和分子间的相互作用。
它们都是由化学键的形成和断裂引起的。
化学键是原子或离子之间的电子对共享或转移产生的相互作用,它们决定了分子中原子的组合方式。
无机化学反应中的化学键通常分为离子键、共价键和金属键。
离子键是由阳离子和阴离子之间的静电相互作用形成的,离子化通常在化合物中存在。
共价键是当两个或多个原子通过共享电子对来形成共价键。
共价键分为单键、双键和三键。
通常来说,单键是两个原子共享一对电子,双键是两个原子共享两对电子,三键是两个原子之间共享三对电子。
金属键是由金属原子之间的电子互相共享而形成的。
这种键的特别之处在于,金属原子不分离,形成一个金属晶格,这个晶格的特性决定了金属的物理和化学性质。
在无机化学反应中,化学键可以形成和断裂,导致化学反应发生。
反应的各个阶段可以根据反应的机理分为不同的步骤。
在各步骤中,反应物的分子或离子之间发生了相互作用,导致反应物被转化为产物。
无机反应中最常见的反应类型是酸碱反应。
这种反应涉及到质子转移。
酸是一种可以释放出H+离子的物质,在水中会释放出一个氢离子,形成氢离子(H+)。
碱是一种能接受H+离子的物质,在水中会释放出羟离子(OH-)。
当一个酸与一个碱反应时,它们中间的质子通常转移到碱上。
例如,当氢氧化钠(NaOH)和盐酸(HCl)反应时,氧化钠的羟基接受了盐酸中的质子,形成了水(H2O)和氯化钠(NaCl)。
还有其他常见的反应类型,如氧化还原反应、置换反应和复分解反应。
在氧化还原反应中,电子从一种物质转移到另一种物质。
在具体的化学反应中,电子以淘汰一对电子或吸收一对电子的形式转移。
在置换反应中,多种离子互相交换它们的离子组成。
高中无机化学知识点总结

高中无机化学知识点总结一、基本概念与原理1. 物质的分类- 纯净物:单质和化合物- 混合物:由两种或两种以上物质组成2. 原子结构- 原子核与电子- 原子序数、同位素- 电子排布规律3. 化学式与化学方程式- 化学式的书写规则- 化学方程式的平衡4. 化学反应类型- 合成反应- 分解反应- 置换反应- 还原-氧化反应5. 化学计量- 摩尔概念- 物质的量与质量的关系- 气体定律(波义耳定律、查理定律、盖-吕萨克定律) - 理想气体状态方程二、元素与化合物1. 周期表- 周期与族的划分- 元素周期律2. 主族元素- 碱金属- 碱土金属- 硼族元素- 碳族元素- 氮族元素- 氧族元素- 卤素- 稀有气体3. 过渡金属- d区元素的特性- 金属的活性与金属活动性序列- 配合物4. 非金属元素- 氢、氧、氮的特性- 非金属的氧化物、酸、碱5. 无机化合物- 氧化物、硫化物、氯化物、硝酸盐 - 酸碱盐、基本盐、酸性盐- 矿物与矿石三、溶液与化学平衡1. 溶液的基本概念- 溶质与溶剂- 溶液的浓度表示方法2. 酸碱理论- 阿伦尼乌斯酸碱理论- 布朗斯特-劳里酸碱理论3. 酸碱平衡- 酸碱指示剂- pH值- 缓冲溶液4. 沉淀-溶解平衡- 溶度积(Ksp)- 沉淀的形成与溶解5. 氧化还原反应- 氧化数- 氧化还原反应的平衡四、热化学与电化学1. 热化学- 热化学方程式- 反应热与焓变2. 电化学基础- 电解质溶液- 电化学电池- 伏打电堆与电化学系列3. 电化学平衡- 标准电极电势- Nernst方程五、无机化学实验1. 常见无机化学实验操作 - 溶液的配制- 酸碱滴定- 氧化还原滴定2. 安全与环保- 实验室安全规则- 化学废料的处理六、无机化学的应用1. 材料科学- 金属与合金- 陶瓷与玻璃2. 环境科学- 水处理- 空气污染控制3. 生物无机化学- 酶的金属辅因子- 微量元素与健康本总结涵盖了高中无机化学的主要知识点,旨在为学生提供一个清晰的学习框架,帮助他们理解和掌握无机化学的基本概念、原理和应用。
无机化学简明教程第2章 化学反应基本原理

无机化学
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参考状态单质:一般是 T , p p 时最稳定的状态
如:H2(g),O2(g),石墨,白磷P4(s,白)
f H m (参考态单质 相态,T ) 0 f Hm (H , aq,T ) 0 , 各种物质的 f H m 多数小于零。 p.228 0 (参考态单质 相态,T ) ,
+Q
2)、分类
环境 Q
pex V2 V1 pex V
-W
体 系
-Q +W
环境 W
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无机化学
二、热力学能
热力学能(U): 在不考虑系统的整体动能和势能的 情况下,系统内所有微观粒子的全 部能量之和(内能)。 无法测定热力学能的绝对值,只能确定其变化量。 U是状态函数: U U U1 U U U 2 U1 2 U1 U 2
3.0
1
2
n1 N 2 (2.0 3.0)mol 1 1.0mol N 2 1 n1 H 2 (7.0 10.0)mol 1 1.0mol H 2 3 无机化学
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n1 H 2 (7.01H 2. )mol0 10.0)mol n 10 0 (7. 1 1.0mol 1.0mol 1 H 2 3 H 3 2 n1 NH3 2.0NH) mol( 2.0 0) mol ( n1 0 3 1 1 1.0mol 1.0mol NH3 2 NH3 2
r H(3) Δr H(1) Δr H(2) 110.53kJ mol1 m m m
无机化学
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解法二:
C(s) O 2 (g)CO 2 (g)
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第二章 化学反应的基本原理知识点
一、基本概念:
体系和环境;状态和状态函数;过程和途径;热与功;相;化学计量数与反应进度;焓;熵;吉布斯自由能。
① 状态函数的特征:状态一定值一定,途殊回归变化等,周而复始变化零。
② 热和功(非状态函数)
符号:体系吸热 Q 为+ 体系放热 Q 为— 体系做功 W 为— 环境做功 W 为+ 体积功 : W=-P 外·ΔV ③ 化学计量数与反应进度:
N 2 (g) + 3 H 2 (g) = 2 NH 3 (g)
化学计量数 ν(N 2)= -1 ν(H 2) =-3 ν(NH 3) = 2 反应进度1mol :表示1mol N 2与3mol H 2作用生成2mol NH 3
12N 2 (g) + 3
2H 2 (g) = NH 3 (g) 化学计量数:ν(N 2)=-12 ν(H 2)=-3
2 ν(NH 3) = 1
反应进度1mol :表示12mol N 2与3
2
mol H 2作用生成1mol NH 3
④ 熵:
S(g)>S(l)>S(s) ; S (复杂)> S(简单) ; 气体:S(高温) > S (低温); S(低压) > S (高压); 固~液相溶,S 增大; 晶体析出,S 减小;
气~液相溶,S 减小; 固体吸附气体,S 减小; 气体等温膨胀,S 增大 二、盖斯定律
总反应的反应热等于各分反应的反应热之和。
若反应①+反应②→反应③,则()()()312r m
r m r m H H H θ
θθ
∆=∆+∆
若反应①×2—反应②→反应③,则()()()3212r m
r m r m H H H θ
θθ∆=∆-∆
三、热力学第一定律:U Q W ∆=+ 四、化学反应的方向
(298.15)()r m B f m B
H k H B θθ
ν∆=∆∑
(298.15)()r m B m B
S k S B θθ
ν∆=∑
(298.15)()r m B f m B
G k G B θθν∆=∆∑
(注:指定单质通常为稳定单质的
()0f m H B θ∆=,()0f m G B θ
∆=
()()()
()T (298k)T 298r m r m r m r m r m G T H T S T H S K θθθθθ
∆=∆-∆≈∆-∆ 反应在标准状态下进行:
若()0r m
G T θ
∆<,则反应正向自发进行;
若()0r m G T θ
∆=,则反应处于平衡状态;
若()0r m G T θ∆>,则反应逆向自发进行。
五、标准平衡常数和反应商
① 反应()bB(aq)cC(s)(g)eE(aq)fF(l)aA g dD −−−→++++←−−−
达平衡
则标准平衡常数K θ
={
}{}{}{}
(D).()a
b (A)
.(B)d e p P C E C
p P C C θθθθ
(P θ
:100KPa C θ:1mol/L )
反应商Q 的表观形式与K θ
相同,它是反应在某一状态时的值,其值可从0到某一数值;而K θ
是反应处于平衡状态时的值,在温度一定时为定值。
② 书写K θ
时注意: ⑴ 反应物做分母,生成物做分子;
⑵ K θ与温度有关而与浓度或压力无关; ⑶ K θ与反应方程式的写法有关。
如N 2 (g) + 3 H 2 (g) = 2 NH 3 (g) 1K θ
12N 2 (g) + 32
H 2 (g) = NH 3 (g) 21K K θθ≠ 1K θ=()
2
2K θ
⑷ 纯固体、纯液体或稀溶液中溶剂参与的反应,它们的浓度不必列
入K θ
表达式中。
如 ()3CaCO S = (S)CaO +()g 2CO K θ=
{}2
()P co P θ
227(aq)Cr O -
+2H O()
l 242r ()C O aq -+2()H aq +
K θ=
{}{}{}
2
2
24
22
7
()()(r )C CrO C C H C C C O C θ
θ
θ
-
+
-
③ 多重平衡规则:
反应①+反应②→反应③ ,则 3
K θ=12
K
K θθ 反应①×2—反应②→反应③ ,则3
K θ=()
212K K θθ 六、化学反应等温式
(T)(T)RTlnQ RTlnK ln G G RT Q r m r m
θθ∆=∆+=-+
Q>K θ 逆向移动 ;Q=K θ处于平衡 ; Q<K θ 正向移动 七、化学平衡的移动
①浓度、压力对平衡的影响
Q>K θ
逆向移动 Q<K θ
正向移动 ②温度对平衡的影响
由()(T)(T)T T G H
S T H S r m r m r m r m r m θ
θθθθ∆=∆-∆≈∆-∆
(T)ln G RT K r m
θθ∆=- (可求T 时的K θ
)
得2
21112ln r m H K T T K R T T θθ
θ⎛⎫∆-= ⎪⎝⎭
若0r m
H θ
∆>,正反应吸热,2
1T T >,则 21K K θθ
>;
12
Q K K θθ
=< 正向移动。
若0r m H θ∆<,正反应放热,21T T >,则21K K θθ<;
12
Q K K θθ=> 逆向移动。
八、化学反应速率的表示方法
反应aA bB yY zZ +=+
则(A)(B)(Y)(Z)
dC dC dC dC V adt bdt ydt zdt
====--
因;;;A
B Y Z V a V b V y V z =-=-==
则(A)(B)(Y)(Z)
A B Y Z dC dC dC dC V V dt V dt V dt V dt
=
===
九、影响化学反应速率的因素 ①浓度 基元反应:aA bB dD eE +=+
则()()a b V
k C A C B = 反应级数:a b +
非基元反应:cC dD eE fF +=+
则
()()x y V k C C C D = 反应级数:x y + x 值的确定:保持D 浓度不变,改变C 浓度,根据测出的V 求x 同理确定y 值。
②温度
221112ln
k T T Ea k R T T ⎛⎫
-= ⎪⎝⎭
③催化剂 催化剂的加入改变了反应历程,降低了活化能,故能显著地增加反应速率。