4化学反应原理

第1页IV.化学反应原理影响化学反应速率的因素包括：参与反应物质浓度、温度、催化剂（压强影响时实际也是改变了物质浓度）第一章.化学反应与能量一、焓变、反应热要点一：反应热（焓变）的概念及表示方法化学反应过程中所释放或吸收的能量，都可以用热量来描述，叫做反应热，又称焓变，符号为ΔH，单位为kJ/mol，规定放热反应的ΔH为“—”，吸热反应的ΔH为“+”。特别提醒：（1）描述此概念时，无论是用“反应热”、“焓变”或“ΔH”表示，其后所用的数值必须带“+”或“—”。（2）单位是kJ/mol，而不是kJ，热量的单位是kJ。（3）在比较大小时，所带“+”“—”符号均参入比较。要点二：放热反应和吸热反应（键能与物质能量的计算方法相反）1．放热反应的ΔH为“—”或ΔH＜0；吸热反应的ΔH为“+”或ΔH＞0∆H＝E（生成物的总能量）－E（反应物的总能量）∆H＝E（反应物的键能）－E（生成物的键能）2．常见的放热反应和吸热反应①放热反应：活泼金属与水或酸的反应（放氢反应）、酸碱中和反应（中和热固定切为负数-57.3kJ/mol，仅为稀强酸和稀强碱，因为浓酸和浓碱在相互稀释时会放热，测定的中和热偏大；而弱酸弱碱在电离时需要吸收热量，测定中和热偏小）、燃烧反应（燃烧热）、多数化合反应（自然界中的常态反应即为放热反应，原因为高温可以加快反应进行，而吸热反应会降低温度，吸热反应一般需要较为苛刻的环境）。②吸热反应：多数的分解反应（键能的破坏吸热，键能越大该物质越稳定，破坏需要的能量越高）、氯化铵固体与氢氧化钡晶体的反应、水煤气的生成反应、炭与二氧化碳生成一氧化碳的反应3．需要加热的反应，不一定是吸热反应(反应条件需要）；不需要加热的反应，不一定是放热反应4．通过反应是放热还是吸热，可用来比较反应物和生成物的相对稳定性。如C（石墨，s）C（金刚石，s）△H3=+1.9kJ/mol，该反应为吸热反应，金刚石的能量高，石墨比金属石稳定。二、热化学方程式的书写书写热化学方程式时，除了遵循化学方程式的书写要求外，还要注意以下几点：1．反应物和生成物的聚集状态不同，反应热的数值和符号可能不同，因此必须注明反应物和生成物的聚集状态，用s、l、g分别表示固体、液体和气体，而不标“↓、↑”。2．△H只能写在热化学方程式的右边，用空格隔开，△H值“—”表示放热反应，△H值“+”表示吸热反应；单位为“kJ/mol”。3．热化学方程式中各物质化学式前面的化学计量数仅表示该物质的物质的量，并不表示物质的分子数或原子数，因此，化学计量数可以是整数，也可以是分数。4．△H的值要与热化学方程式中化学式前面的化学计量数相对应，如果化学计量数加倍，△H也要加倍。（反应热的单位不参照某一反应物的单位，而与整个化学反应有关，表达为Xmol的反应物与Ymol的反应物反应生成Zmol生成物时，放出或吸收aKJ的能量）第2页5．正反应若为放热反应，则其逆反应必为吸热反应，二者△H的数值相等而符号相反。三、燃烧热、中和热、能源要点一：燃烧热、中和热及其异同（均为放热反应，参照第一章）特别提醒：1．燃烧热指的是1mol可燃物燃烧生成稳定的化合物时所放出的热量，注意：稳定的化合物，如H2→H2O(l)而不是H2O(g)、C→CO2(g)而不是CO、S→SO2(g)而不是SO3。2．中和热是指酸、碱的稀溶液发生中和反应生成1mol水所放出的热量。注意：弱酸、弱碱电离出H+、OH－需要吸收热量，故所测定中和热的数值偏小；浓硫酸与碱测定中和热时，因浓硫酸释稀要放热，故测定的中和热的数值偏大。3．因燃烧热、中和热是确定的放热反应，具有明确的含义，故在表述时不用带负号（热化学方程式仍需要），如CH4的燃烧热为890KJ/mol。4．注意表示燃烧热的热化学方程式和燃烧的热化学方程式；表示中和热的热化学方程式和表示中和反应的热化学方程式的不同。燃烧热以可燃物1mol为标准，且燃烧生成稳定的化合物；中和热以生成1mol水为标准。要点二：能源（了解彩色部分即可）新能源的开发与利用,日益成为社会关注的焦点,因此,以新型能源开发与利用为背景材料，考查热化学方程式的书写及求算反应热，已成为高考命题的热点。关于能源问题，应了解下面的几个问题：（1）能源的分类：常规能源（可再生能源，如水等，非再生能源，如煤、石油、天然气等）；新能源（可再生能源，如太阳能、风能、生物能；非再生能源，如核聚变燃料）（2）能源的开发；①太阳能：每年辐射到地球表面的能量为5×1019kJ，相当于目前全世界能量消耗的1.3万倍。②生物能：将生物转化为可燃性的液态或气态化合物，再利用燃烧放热。③风能：利用风力进行发电、提水、扬帆助航等技术，风能是一种可再生的干净能源。④地球能、海洋能。四、反应热的求算1．由盖斯定律：化学反应不管是一步完成还是分步完成，其反应热总是相同的。也就是说，化学反应热只与反应的始态和终态有关，而与具体反应的途径无关。2．反应热的数值等于E（形成新键释放的总能量）与E（断键所吸收的总能量）之差，放热反应△H的符号为“—”，吸热反应△H的符号为“+”。（断键吸热，即键能越大的物质断键需要的能量越多，也就越稳定）第3页特别提醒：（1）运用盖斯定律的技巧：参照目标热化学方程式设计合理的反应途径，对原热化学方程式进行恰当“变形”（反写、乘除某一个数），然后方程式之间进行“加减”，从而得出求算新热化学方程式反应热△H的关系式。（2）具体方法：①热化学方程式乘以某一个数时，反应热也必须乘上该数；②热化学方程式“加减”时，同种物质之间可相“加减”，反应热也随之“加减”；③将一个热化学方程式颠倒时，H的“+”“—”号也随之改变，但数值不变。（4）注意1molH2、O2、、P4分别含有1molH－H、1molO=O、6molP－P，1molH2O中含有2molO—H，1molNH3含有3molN－H，1molCH4含有4molC－H。第二章化学反应速率与化学平衡一、化学反应速率及其简单计算1．化学反应速率：通常用单位时间内反应物浓度的减小或生成物浓度的增加来表示，其数学表达式可表示为单位一般为mol/(L·min)或mol.·L－1·min－12．结论：对于一般反应aA+bB=cC+dD来说有：VA：VB：VC：VD=△CA：△CB：△CC：△CD=△nA：△nB：△nC：△nD=a：b：c：d特别提醒：1．化学反应速率指的是平均速率而不是瞬时速率2．无论浓度的变化是增加还是减少，化学反应速率均取正值。3．同一化学反应速率用不同物质表示时可能不同，但是比较反应速率快慢时，要根据反应速率与化学方程式的计量系数的关系换算成同一种物质来表示，看其数值的大小。注意比较时单位要统一。二、影响化学反应速率的因素1．内因（主要因素）：反应物本身的性质（分子结构或原子结构）所决定的。2．外因（次要因素）（1）浓度：当其他条件不变时，增大反应物的浓度，V正急剧增大，V逆也逐渐增大。若减小反应物浓度，V逆急剧减小，V正逐渐减小。（固体或纯液体的浓度可视为常数，故反应速率与其加入量多少无关）。（2）温度：当其他条件不变时，升温时，V正、V逆都加快；降温时，V正、V逆都减小（3）压强：其他条件不变时，对于有气体参加的反应，通过缩小反应容器，增大压强，V正、V逆都增大；通过扩大反应容器，压强减小，浓度变小，V正、V逆均减小。（4）催化剂（增加或降低反应速率）：使用催化剂，成百上千的同等倍数地增加了正、逆反应速率。特别提醒：1．改变压强的实质是改变浓度，若反应体系中无气体参加，故对该类的反应速率无影响。2．恒容时，气体反应体系中充入稀有气体（或无关气体）时，气体总压增大，物质的浓度不变，反应速率不变。（也就是说，反应体系中的气体浓度并没有改变，反应速率也不变）3．恒压时，充入稀有气体，反应体系体积增大，浓度减小，反应速率减慢。4．温度每升高10℃，化学反应速率通常要增大为原来的2～4倍。(按照温度越高反应越快记忆即可，联系前文自然界中大部分反应为放热反应）5．从活化分子角度解释外界条件对化学反应速率的影响：（重点记忆）tcV第4页三、化学平衡状态的标志和判断1．化学平衡的标志：（1）V正=V逆，它是化学平衡的本质特征（2）各组分的浓度不再改变，各组分的物质的量、质量、体积分数、反应物的转化率等均不再改变，这是外部特点。2．化学平衡的状态的判断：(重点记忆）特别提醒：1．当从正逆反应速率关系方面描述时，若按化学计量数比例同向．．说时，则不能说明达到平衡状态（消耗mmolA的同时消耗了nmolB）；若按化学计量数比例异向．．说明，则可以说明达到平衡状态（消耗mmolA的同时生成了nmolB）。结合上表2．恒温、恒容下的体积不变的反应，体系的压强或总物质的量不变时，不能说明达到平衡状态。（结合具体反应而定，但如果为相反表述肯定错误：恒温、恒容下的体积不变的反应，体系的压强或总物质的量不变时，则达到了平衡状态）如H2（g）+I2（g）2HI（g）。3．全部是气体参加的体积不变的反应，体系的平均相对分子质量不变，不能说明达到平衡状态。如2HI（g）H2（g）+I2（g）4．全部是气体参加的反应，恒容条件下体系的密度不变，不能说明达到平衡状态。四、影响化学平衡的因素及勒夏特例原理要点一：反应条件对化学平衡的影响（结合影响化学反应速率的因素）：（1）浓度：在其他条件不变时，增大反应物的浓度或减少生成物的浓度，都可使平衡向正反应方向移动，反之，平衡向逆反应方向移动。第5页（2）温度：在其他条件不变时，升高温度，平衡向吸热方向移动；降低温度，平衡向放热方向移动；温度对化学平衡的影响是通过改变平衡常数实现的。（3）压强：其他条件不变时，在有气体参加的可逆反应里，增大压强，平衡向气体总体积缩小的方向移动；反之，平衡向气体总体积增大的方向移动。在这里，压强改变是通过反应器容积的改变来完成的（即压缩或扩大）。（4）催化剂：使用催化剂能同等倍数地增大正逆反应速率，平衡不移动，缩短了达到平衡所需的时间，但不会改变化学平衡常数，不会改变反应物的转化率，不会改变各组分的百分含量。特别提醒：1．恒容时充入与该反应无关的气体（如稀有气体），正逆反应速率不变，平衡不移动2．使用催化剂或对气体体积不变的反应改变压强，同等倍数的改变正逆反应速率，平衡不移动。3．若改变浓度、压强、温度，不同倍数的改变了正逆反应速率时，化学平衡一定移动。要点二：勒夏特例原理如果改变影响化学平衡的一个条件（如浓度、温度、压强），平衡就向能够减弱这种方向移动。对该原理中的“减弱”不能理解为消除、抵消，即平衡移动的变化总是小于外界条件变化对反应的改变。如给已达到平衡状态的可逆体系，增加5个大气压，由于化学反应向体积缩小的方向移动，使体系的最终压强大于其初始压强P0而小于P0+5。另外，工业上反应条件的优化，实质上是勒夏特例原理和化学反应速率两方面综合应用的结果。五、化学速率和化学平衡图象（重点）结合题理解1．速率v——时间t的图象：（1）由速率的变化判断外界条件的改变：①若反应速率与原平衡速率断层，则是由改变温度或压强所致，具体改变的条件，则要结合V逆、V正大小关系及平衡移动的方向进行判断。②若反应速率与原平衡连续，则是由改变某一种物质的浓度所致，具体是增大或减小反应物还是生成物的浓度，则要结合V逆、V正大小关系及平衡移动的方向进行判断2．组分量——时间t、温度T、压强P的图象①“先拐先平”：“先拐”的先达到平衡状态，即对应的温度高或压强大，从而判断出曲线对应的温度或压强的大小关系。②“定一议二”：即固定其中的一个因素（温度或压强等），然后讨论另外一个因素与化学平衡中的参量（浓度、质量分数、体积分数、平均相对分子质量）的变化关系，从而判断出该反应为放热反应或吸热反应、反应前后气体体积的大小等。六、化学平衡常数1．对于一般的可逆反应：mA(g)+nB(g)pC(g)+qD(g)，其中m、n、p、q分别表示化学方程式中反应物和生成物的化学计量数。当在一定温度下达到化学平衡时，这个反应的平衡常数公式可以表示为：,各物质的浓度一定是