《化学反应与能量变化》知识点

《化学反应与能量变化》知识点

第一单元化学反应中的热效应

1、反应热：化学反应过程中放出或吸收的热量。

焓变：在恒温、恒压的条件下，化学反应过程中所吸收或释放的热量。

2、符号：△H 单位：kJ·mol-1

3、规定：吸热反应:△H > 0 或者值为“+”，放热反应:△H < 0 或者值为“-”

4、常见的放热反应和吸热反应

5、反应物总能量（E1）大于生成物总能量（E2），放热反应，体系能量降低，△H=E2-E1<0

反应物总能量小于生成物总能量，吸热反应，体系能量升高，△H>0

在数值上等于生成物分子形成时所释放的总能量（E2）与反应物分子断裂时所吸收的总能量（E1）之差，△H=E1-E2

6、热化学方程式：表示化学反应中放出或吸收的热量的化学方程式。

书写热化学方程式注意事项:

（1）反应物和生成物要标明其聚集状态，用g、l、s、aq表示不同状态。

（2）方程式右端用△H 标明恒压条件下反应放出或吸收的热量，放热为负，吸热为正。（3）热化学方程式中各物质前的化学计量数只表示物质的量，因此可以是整数或分数。（4）对于相同物质的反应，当化学计量数不同时，其△H 也不同，即△H 的值与计量数成正比,当化学反应逆向进行时,数值不变,符号相反。

7、盖斯定律：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（ΔH）只与反应体系的始态和终态有关，而与反应的途径无关。

规律：若多步化学反应相加可得到新的化学反应，则新反应的反应热即为上述多步反应的反应热之和。

8、标准燃烧热：在101kPa时，l mol物质完全燃烧的反应热.

热值：在101kPa时，l g物质完全燃烧的反应热.

注意：①燃烧的条件是在101kPa；②标准燃烧热:燃料是以1mol作为标准，因此书写热化学方程式时，其它物质的化学计量数可用分数表示；③物质燃烧都是放热反应，所以表达物质燃烧时的△H均为负值；④燃烧要完全:C元素转化为CO2(g)，而不是CO；H元素转化为H2O(l)。

《化学反应速率和化学平衡》知识点

第一单元化学反应速率

1．化学反应速率是用来衡量化学反应行快慢程度的，通常用单位时间内反应物浓度的减

少或生成物浓度的增加来表示。

2．表示方法：v(A)=△c(A)/△t

单位：mol/(L·s)或mol/(L·min)或mol/(L·h)

3．同一化学反应用不同物质表示的速率数值可能不同，速率之比等于其计量数之比。4．化学动力学基础——有效碰撞、活化能、过渡态理论

有效碰撞——能发生化学反应的碰撞。有效碰撞发生的条件是发生碰撞的分子具有较高的能量和分子在一定的方向上发生碰撞。

活化分子——在化学反应中，能量较高、可能发生有效碰撞的分子。

活化能——活化分子的平均能量与所有分子的平均能量之差。

过渡态理论——反应物转化为生成物的过程中要经过能量较高的过渡状态。过渡态的平均能量与反应物分子的平均能量的差为反应的活化能。

5．影响因素——浓度、压强、温度、催化剂、光、电、波、接触面、溶剂等

（1）浓度：固体、纯液体的浓度均可视作常数。故改变固体物质的量对速率无影响。（2）压强：对反应前后气体总分子数没有改变的可逆反应来说，当压强改变时，V正、V逆的改变程度是相同的；对反应前后气体总分子数发生改变的可逆反应来说，当压强增加时，V

正

、V

逆

的改变程度是不相同的。

（3）温度：温度对V正、V逆的影响是不同的，升温时吸热反应一边增加的倍数要大于放热反应一边增加的倍数；降温时放热反应一边减少的倍数要小于吸热反应一边减少的倍数。

（4）催化剂：使用催化剂能同等程度地改变V正、V逆。

第二单元化学反应的方向和限度

1．在一定条件下无需外界帮助就能自动进行的反应。

2．自发进行的方向——体系能量降低和混乱度增大都有促使反应自发进行的倾向。

熵(S)——衡量一个体系混乱度的物理量。

3．焓变（△H）与混乱度（△S）综合考虑

混乱度：气态＞液态＞固态

4．化学反应方向的控制

△H＜0、△S＞0，一定能自发进行

△H＞0、△S＜0，一定不能自发进行

△H＜0、△S＜0，低温下能自发进行

△H＞0、△S＞0，高温下能自发进行

5．化学反应的限度

1）化学平衡状态:在一定条件下的可逆反应，正逆反应速率相等，反应物和生成物的浓

度不再发生变化。一定条件下可逆反应进行的最大限度。

2）化学平衡的特点——动态平衡，V正=V逆≠0，

3）化学平衡常数——一定温度下，到达平衡后各物质的物质的量浓度的关系。表达式：4）化学平衡判断的标志

a．V正＝V逆。即单位时间内某一物质生成量和消耗量相等，或对某一物质而言生成化学键的量和断裂化学键的量相等。

b．体系中各组分物质的百分含量保持不变。即各种物质的浓度、物质的量、颜色等都不变；混合气体的总物质的量、总体积、总压强、平均相对分子质量也不变。（但对于反应前后气体总分子数不变的可逆反应，就不能用混合气体的总物质的量、总体积、总压强、平均相对分子质量已经不变来判断可逆反应已经达到平衡）

第三单元化学平衡的移动

1．影响因素：浓度、压强、温度

平衡移动规律（勒夏特列原理）改变影响化学平衡的一个因素，平衡将向能够减弱这种改变的方向移动。

2．等效平衡——同一反应，在一定条件下所建立的两个或多个平衡中，混合物中各成分的含量相同，这样的平衡称为等效平衡。

3．等效平衡的分类（参阅上次下发的讲义）

I类：恒温恒容下对于反应前后气体体积发生变化的反应来说（即△V≠0的体系）：等价转化后，对应各物质起始投料的物质的量与原平衡起始态相同。

II类：恒温恒容下对于反应前后气体体积没有变化的反应来说（即△V=0的体系）：等价转化后，只要反应物（或生成物）的物质的量的比例与原平衡起始态相同，两平衡等效。

III类：恒温恒压下对于气体体系等效转化后，要反应物（或生成物）的物质的量的比例与原平衡起始态相同，两平衡等效。

4．速率和平衡图像分析

（1）反应速度图像——看起点，看变化趋势，看终点。

（2）化学平衡图像分析法：

三步分析法：一看速率变化；二看正逆速率变化的相对大小；

三看化学平衡移动的方向。

四要素分析法：看曲线的起点、变化趋势、转折点、终点。

先拐先平：先出拐点的曲线先达到平衡。

定一议二：图像中有三个量时，先确定一个量不变，再讨论另外两个量的关系。

《溶液中的离子反应》知识点

第一单元弱电解质的电离平衡

1．电解质和非电解质：在水溶液中或熔融状态时是否能够导电的化合物。

2．强电解质与弱电解质：在水溶液中能否完全电离的电解质,与溶解度和导电能力无关。3．电离平衡——在一定条件（如温度、浓度）下，当电解质分子电离成离子的速率和离子重新结合成分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态。

4．电离常数：

K值越大，电离程度越大，相应酸(或碱)的酸(或碱)性越强。

5．电离度：

弱电解质浓度越大，电离程度越小。

6．影响因素：温度——电离过程是吸热过程，温度升高，平衡向电离方向移动。

浓度——弱电解质浓度越大，电离程度越小。

同离子效应—在弱电解质溶液中加入同弱电解质具有相同离子的强电解

质，使电离平衡向逆方向移动。

化学反应—在弱电解质溶液中加入能与弱电解质电离产生的某种离子反

应的物质时，可以使电离平衡向电离方向移动。

7．电离方程式的书写

多元弱酸的电离应分步完成电离方程式，多元弱碱则一步完成电离方程式。

8．水的电离：水是一种极弱的电解质，能微弱电离。

9．水的离子积常数——Kw= C(H+)×C(OH—)

Kw取决于温度,不仅适用于纯水,还适用于其他稀溶液。25℃时，Kw =1×10-14

在水溶液中,Kw中的C(OH-)、C(H+)指溶液中总的离子浓度.

常温下,任何稀的水溶液中均存在离子积常数，且Kw =1×10-14。

不论是在中性溶液还是在酸碱性溶液，水电离出的C(H+)＝C(OH－)

根据Kw=C(H＋)×C(OH－) 在特定温度下为定值，C(H＋) 和C(OH－) 可以互求。10．影响水的电离平衡移动的因素

第二单元溶液的酸碱性

1．溶液的酸碱性取决于溶液中氢离子浓度和氢氧根离子浓度的相对大小。

酸性：c(H+)>c(OH-) 中性：c(H+)=c(OH-) 碱性：c(H+)

2．常温下（25℃）

酸性溶液：C(H+)﹥C(OH-)，C(H+) ﹥1×10 -7mol/L

中性溶液：C(H+)= C(OH-)，C(H+) = 1×10 -7mol/L

酸性溶液：C(H+)﹤C(OH-)，C(H+) ﹤1×10 -7mol/L

3．溶液的PH值：表示溶液酸碱性的强弱。PH= -lg c(H+)

适用于稀溶液，当溶液中c(H+)或c(OH-)大于1mol时，直接用浓度表示溶液的酸碱性。4．PH值越小，酸性越强，PH越大，碱性越强。

PH范围0—14之间，但PH值等于0的溶液不是酸性最强的溶液，PH值等于14的溶液不是碱性最强的溶液。PH值增加一个单位C(H+)减小10倍

5．测定溶液酸碱性的常用方法:

a 酸碱指示剂（石蕊、酚酞、甲基橙）

b PH试纸：广泛PH试纸：1~14，只能读得整数

精密PH试纸

PH试纸的使用方法：剪下一小块PH试纸，放在玻璃片（或表面皿）上，用玻璃棒沾取一滴溶液滴在PH试纸上，半分钟内与比色卡比较，读出PH值。

C：PH计,它可以精确测量溶液的PH值。

6．PH值计算的常见类型

（1）溶液的稀释①强酸：计算稀释后的溶液中的c(H+)，直接换算成PH

②强碱：计算稀释后的溶液中的c(OH-)，换算成c(H+)再求出PH值。【小结】一般情况下，强酸溶液每稀释10倍，pH值就增加1个单位，但稀释后pH值一定小于7；强碱溶液每稀释10倍，pH值就减小１个单位，但稀释后pH值一定大于7。（2）强酸与强酸、强碱与强碱混合

通常两种稀溶液混合，可认为混合后体积为二者体积之和。

强酸与强酸混合，先算混合后的［H+］，再算pH。

强碱与强碱混合，先算混合后的［OH-］，再由Kw求［H+］及pH，或先算混合后的［OH-］及pOH，再求pH。绝对不能先直接求才c(H+)，再按之来算pH。

【经验公式】（其中0.3是lg2的近似值）

已知pH的两强酸等体积混合，混合液的pH=pH小+0.3

已知pH的两强碱等体积混合，混合液的pH=pH大-0.3

（3）酸碱混合：先判断过量，求出剩余的酸或碱的浓度，再求c(H+)

【注意】强酸的稀释根据c(H+)计算，强碱的的稀释首先应c(OH-)浓计算出稀c(OH-)，让后据Kw计算出c(H+)，再计算出PH，不能直接根据c(H+)计算。

【总结】溶液的稀释规律：

①强酸pH=a，加水稀释10n倍，则pH=a+n；

弱酸pH=a，加水稀释10n倍，则a

强碱pH=b，加水稀释10n倍，则pH=b-n；

弱碱pH=b，加水稀释10n倍，则b>pH>b-n；

②酸、碱溶液无限稀释时，pH只能接近7，但酸不能大于7，碱不能小于7（室温时）

③对于浓度（或pH）相同的强酸和弱酸，稀释相同倍数，强酸的pH变化幅度大。（4）强酸与强碱溶液混合：其反应的实质是H++OH-=H2O，所以在计算时用离子方程式做比较简单，要从以下三种可能去考虑：(室温时）

（1）若n（H+）=n（OH-），恰好中和，pH=7

（2）若n（H+）>n（OH-），酸过量，计算剩下的［H+］，再算pH

（3）若n（H+）

7. 溶液酸碱性判定规律

（1）PH相同的酸（或碱），酸（或碱）越弱，其物质的量浓度越大。

（2）PH相同的强酸和弱酸溶液，加水稀释相同的倍数，则强酸溶液PH变化大；碱也如此。

（3）酸和碱的PH之和为14，等体积混合。若为强酸与强碱，则PH=7；若为强酸与弱碱。则PH﹥7 ；若为弱酸与强碱，则PH﹤7。

（4）等体积的强酸和强碱混合

A、若二者PH之和为14，则溶液呈中性，PH=7

B、若二者PH之和大于14，则溶液呈碱性。

C、若二者PH之和小于14，则溶液呈酸性。

8．酸碱中和滴定原理

用已知浓度的酸（或碱）来测定未知浓度的碱（或酸）的方法叫做酸碱中和滴定。（1）酸式滴定用的是玻璃活塞，碱式滴定管用的是橡皮管。（思考为什么？）

（2）滴定管的刻度从上往下标，下面一部分没有读数因此使用时不能放到刻度以下。（3）酸式滴定管不能用来盛放碱溶液，碱式滴定管不盛放酸溶液或强氧化性的溶液。（4）滴定管的精确度为0.01mL，比量筒精确；所以读数时要读到小数点后两位。

实际滴出的溶液体积=滴定后的读数-滴定前的读数

（5）滴定操作：把滴定管固定在滴定管夹上，锥形瓶放在下面接液体，滴定过程中用左手控制活塞，用右手摇动锥形瓶，眼睛应注视锥形瓶中溶液颜色的变化

（6）滴定终点判断：当滴入最后一滴溶液时颜色发生变化且半分钟内颜色不再发生变化即已达终点。

（7）指示剂选择：强酸滴定强碱——酚酞或甲基橙

强酸滴定弱碱——甲基橙

强碱滴定弱酸——酚酞

（8）颜色变化：强酸滴定强碱：甲基橙由黄色到橙色

酚酞由红色到无色

强碱滴定强酸：甲基橙由红色到橙色

酚酞由无色到粉红色

（9）酸碱中和滴定中的误差分析

产生误差的原因：操作不当，滴定终点判断不准等。

第三单元盐类的水解

1．盐类水解

定义：在溶液中盐电离出的离子与水所电离出来的H+或OH-结合生成弱电解质的反应。

实质：破坏水的电离平衡，使水的电离平衡正向移动。

2．盐类水解规律：

有弱才水解：必须含有弱酸或弱碱的离子才能发生水解；

无弱不水解：强酸强碱盐不水解；

都弱都水解：弱酸弱碱盐因阴、阳离子都能发生水解，可相互促进；

谁强显谁性：盐水解后的酸碱性取决于形成盐的酸和碱的强弱。

3．多元弱酸的水解多步完成

多元弱碱的水解一步完成

4．常见完全双水解—— Al3+与AlO2-、HCO3-、CO32-、S2-、HS-、

Fe3+与AlO2-、HCO3-、CO32-

5．多元弱酸的酸式氢根离子，水解和电离程度的比较：

H2PO4-、HSO3-电离强于水解，显酸性；

HCO3-、HPO42-、HS-水解强于电离，显碱性；

6．盐类水解方程式的书写规律

（1）盐类水解一般是比较微弱的，通常用可逆符号表示，同时无沉淀和气体产生。（2）多元弱酸的酸根离子水解是分步进行的，第一步水解程度比第二步水解程度大得多。

（3）多元弱碱的阳离子水解过程较为复杂，通常写成一步完成。

（4）对于发生“完全双水解”的盐类，因水解彻底，故用“=”，同时有沉淀和气体产生。（5）多元弱酸的酸式氢根离子，水解和电离同步进行。

7．影响盐类水解的外界因素：

（1）温度越高越水解

（2）浓度越稀越水解

a、增大盐溶液的物质的量浓度，平衡向水解方向移动，盐的水解程度减小

b、稀释盐溶液，平衡向水解方向移动，盐的水解程度增大。

c、外加酸或碱：可抑制或促进盐的水解。8．盐类水解的应用：

（1）盐溶液酸碱性的判断：

（2）溶液中离子浓度大小的比较：

（3）实验室里配制FeCl3溶液时，常加入一定量的盐酸等

（4）泡沫灭火器：

（5）蒸干某些盐溶液时，往往要考虑盐的水解：

（6）判断溶液中的离子能否大量共存

9．电荷守恒：电解质溶液中，不论存在多少种离子，整个溶液问题呈电中性。

物料守恒：某一种离子的原始浓度等于它在溶液中的各种存在形式的浓度之和。

第四单元沉淀溶解平衡

1．溶解度（S）：在一定温度下，某物质在100g 溶剂里达到饱和状态时所溶解的质量。2．沉淀溶解平衡

概念：在一定的温度下，当沉淀溶解的速率和沉淀生成速率相等

表示方法：AgCl（S ）Ag+(aq)+Cl-(aq)

沉淀溶解平衡的特征：等定动变

3．影响沉淀溶解平衡的因素：

（1）内因（决定因素）：溶质本身的性质

（2）外因：温度，外加酸碱盐

4．溶度积常数（简称溶度积）

（1）表示：Ksp

（2）意义：Ksp的大小反映了物质在水中的溶解能力。Ksp越大，其溶解能力越强。（3）特点：一定温度下，为一常数

5．溶度积常数的应用