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-1-第一章化学反应与能量知识要点：一、焓变（△H）反应热在一定条件下，某一化学反应是吸热反应还是放热反应，由生成物与反应物的焓差值即焓变（△H）决定。在恒压条件下，反应的热效应等于焓变。放热反应△H0吸热反应△H0焓变（△H）单位：KJ/mol1)1molC与1molH2O(g)反应失成lmolCO(g)和1molH2(g)，需要吸收131.5kJ的热量，该反应的反应热为△H=kJ/mol。2)拆开lmolH—H键、lmolN－H键、lmolN≡N键分别需要的能量是436kJ、391kJ、946kJ，则1molN2生成NH3的反应热为，1molH2生成NH3的反应热为。3）H2+F2=2HFH2+Cl2=2HCl预测当生成2molHF和2molHCl时，哪个反应放出的热量多？若干化学键的键能（kJ/mol，25℃）1、下列说法正确的是A、需要加热方能发生的反应一定是吸热反应B、放热的反应在常温下一定很易发生C、反应是放热的还是吸热的必须看反应物和生成物所具有的总能量的相对大小D、吸热反应在一定的条件下也能发生2、反应C(石墨)→C(金刚石)是吸热反应,由此可知A、石墨比金刚石更稳定B、金刚石和石墨可以相互转化C、金刚石比石墨稳定D、金刚石和石墨不能相互转化二、热化学方程式定义：能表示参加反应物质的量和反应热的关系的化学方程式。书写时应注意：1．指明反应时的温度和压强（对于25℃、101KPa时进行的反应，可以不注明）。2．所有反应物和产物都用括号注明它们在反应时的状态。3．各物质前的系数指实际参加反应的物质的量，可以是整数也可以是分数。4．△H单位KJ/mol中每摩尔指的是每摩尔反应体系，非每摩尔某物质，其大小与反应物的物质的量-2-成正比。5．对于可逆反应中的△H指的是正向完全进行时的焓变。三、燃烧热定义：25℃、101KPa时，1mol纯物质完全燃烧生成稳定化合物时所放出的热量，叫做该物质的燃烧热。单位：KJ/mol注意点：1．测定条件：25℃、101KPa，非标况。2．量：纯物质1mol3．最终生成稳定的化合物。如C→CO2（S），H→H2O（l）S→SO2（S）书写燃烧热化学方程式应以燃烧1mol纯物质为标准来配平其余物质的化学计量数。四、中和热定义：在稀溶液中，酸与碱发生中和反应生成1molH2O时所释放的热量称为中和热。强酸与强碱反应生成可溶性盐的热化学方程式为：H+（aq）+OH-(aq)==H2O(l)△H=-57.3KJ/mol实验：中和热的测定见课本第4～5页思考：1.环形玻璃棒的作用2.烧杯间填满碎泡沫塑料的作用3.大烧杯上如不盖硬纸板，求得的中和热数值（填“偏大”、“偏小”或“无影响”）五、化学反应热的计算盖斯定律：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。即化学反应的反应热只与反应体系的始态和终态有关，而与反应途径无关。假设反应体1、当1mol气态H2与1mol气态Cl2反应生成2mol气态HCl，放出184.6KJ的热量，请写出该反应的热化学方程式。2．写出下列反应的热化学方程式1）1molN2(g)与适量O2(g)反应生成NO(g)，需吸收68kJ的热量；2）2molCu(s)与适量O2(g)反应生成CuO(s)，放出314kJ热量；3）1g硫粉在氧气中充分燃烧放出9.36kJ热量，写出硫燃烧的热化学方程式。4）4gCO在氧气中燃烧生成CO2，放出9.6kJ热量，写出CO燃烧的热化学方程式。5）在一定条件下，氢气和甲烷燃烧的化学方程式为：2H2(g)+O2(g)=2H2O(l);H=–572kJ/molCH4(g)+2O2(g)=CO2(g)+2H2O(l);rH=–890kJ/mol由1mol氢气和2mol甲烷组成的混合气体在上述条件下完全燃烧时放出的热量为多少。6）在一定条件下，氢气和丙烷燃烧的化学方程式为：2H2(g)+O2(g)=2H2O(l);∆H=–572kJ/molC3H8(g)+5O2(g)=3CO2(g)+4H2O(l);∆H=–2220kJ/mol-3-5mol氢气和丙烷的混合气完全燃烧时放热3847kJ，则氢气和丙烷的体积比为(A)1:3(B)3:1(C)1:4(D)1:17）已知（1）H2(g)＋1/2O2(g)＝H2O(g)ΔH1=akJ/mol（2）2H2(g)＋O2(g)＝2H2O(g)ΔH2=bkJ/mol（3）H2(g)＋1/2O2(g)＝H2O(l)ΔH3=ckJ/mol（4）2H2(g)＋O2(g)＝2H2O(l)ΔH4=dkJ/mol则a、b、c、d的关系正确的是AC。A、ac0B、bd0C、2a=b0D、2c=d08）若2.6g乙炔（C2H2，气态）完全燃烧生成液态水和CO2（g）时放热130kJ。则乙炔燃烧的热化学方程式为C2H2（g）＋5/2O2（g）＝2CO2（g）＋H2O（l）ΔH=－1300kJ/mol2C2H2（g）＋5O2（g）==4CO2(g)＋2H2O(l)ΔH=－2600kJ/mol系的始态为S，终态为L，若S→L，△H﹤0；则L→S，△H﹥0第二章化学反应速率和化学平衡一、化学反应速率1、化学反应速率（1）概念：化学反应速率是用来衡量化学反应进行的快慢的物理量。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化学反应速率。（2）表示方法：v＝△c／△t固体或纯净液体v＝△n／△t（用不同物质表示的化学反应速率之比等于化学方程式中的各物质的化学计量系数比。）2、影响化学反应速率的因素（1）内因（主要因素）是指参加反应的物质的性质。（2）外界条件对化学反应速率的影响1）浓度：其他条件相同时，增大反应物浓度反应速率增大，减小反应物浓度反应速率减小。有关解释：在其他条件不变时，对某一反应，活化分子在反应物中所占的百分数是一定的。单位体积内活化分子的数目与单位体积内反应物分子的总数成正比。当反应物浓度增大时，单位体积内分子数增多，活化分子数也相应增大，单位体积内的有效碰撞次数也相应增多，化学反应速率增大。2）压强：对有气体参加的化学反应，若其他条件不变，增大压强，反应速率加快，减小压强，反应速率减慢。有关解释：当温度一定时，一定物质的量的气体的体积与其所受的压强成反比。若气体的压强增大到原来的2倍，体积就缩小到原来的一半，单位体积内的分子数就增大到原来的2倍。故增大压强，就是增加单位体积里反应物的物质的量，即增大反应物的浓度，反应速率相应增大；相反，减小压强，气体的体积就扩大，反应物浓度减小，反应速率随之减小。说明：①若参加反应的物质为固体、液体或溶液，由于压强的变化对它们的浓度几乎无影响，可以认为反应速率不变。-4-②与化学反应无关的气体对化学反应速率是否有影响，要分情况而定。在一定温度下于密闭容器中进行的化学反应N2(g)+3H2(g)2NH3(g)：a、充入He并保持容器的容积不变时，虽容器内气体的总压增大，但由于气体的容积不变，反应物气体的物质的量浓度不变，化学反应速率不变，平衡不移动。b、充入He并保持容器内的总压不变时，必然是容器的容积增大。而气体容积的增大，引起反应物浓度的减小，化学反应速率减小，平衡左移。3）温度：当其他条件不变时，升高温度反应速率增大；降低温度反应速率减小。经验规律：一般来说，温度每升高10℃，反应速率增大2～4倍。有关解释：在浓度一定时，升高温度，反应物分子的能量增加，使一部分原来能量较低的分子变成活化分子，从而增加了反应物分子中活化分子的百分数，使有效碰撞次数增多，反应速率增大。温度升高，分子的运动加快，单位时间里反应物分子间碰撞次数增加，反应也相应地加快，前者是反应速率加快的主要原因。说明：温度对反应速率的影响规律，对吸热、放热反应都适用，且不受反应物状态的限制。4）催化剂：催化剂能参与反应，改变反应历程，降低活化能，也就等于提高了活化分子的百分数，从而提高了有效碰撞频率，加快了反应速率。5）其他因素对化学反应速率的影响向反应体系输入能量，都有可能改变化学反应速率。二、化学平衡移动原理（勒夏特列原理）：如果改变影响化学平衡的一个条件(如浓度、温度、压强等)，平衡就向能够减弱这种改变的方向移动。1、浓度：增大反应物浓度或减小生成物浓度，平衡向正反应方向移动。减小反应物浓度或增大生成物浓度，平衡向逆反应方向移动。2、压强：对于有气体参加的反应，增大压强平衡向气体体积减小的方向移动，减小压强平衡向气体体积增大的方向移动。（对于没有气体参加的可逆反应及反应前后气体体积不变的反应，改变压强化学平衡不移动。）3、温度：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。无论是吸热反应还是放热反应，升高温度反应速率都加快；降低温度反应速率则减慢。三、等效平衡：在一定条件（定温、定容或定温、定压）下，只是起始加入情况不同的同一可逆反应达到平衡后，任何相同组分的分数（体积、物质的量）均相同，这样的化学平衡互称为等效平衡。（1）定温、定容：①反应前后气体体积改变：转化成平衡式同一边物质物质的量与原平衡数值相同。②反应前后气体体积不变：转化成平衡式同一边物质物质的量与原平衡比值相同。（2）定温、定压：转化成平衡式同一边物质物质的量与原平衡比值相同。四、化学平衡常数1、定义：在一定温度下，当一个可逆反应达到化学平衡时，生成物浓度幂之积与反应物浓度幂之积的比值是一个常数，这个常数就是该反应的化学平衡常数（简称平衡常数），用符号K表示。如：mA(g)+nB(g)pC(g)+qD(g)（注意：①对于有固体或纯液体参加的反应，它们的浓度不列入K的表达式。Cm(A)·Cn(B)Cp(C)·Cq(D)K=-5-②K值与浓度无关，只受温度影响。不指明温度，K值无意义。③对于给定的化学反应，正、逆反应的平衡常数互为倒数。）应用：①判断反应进行的程度：K值越大，反应进行的程度越大，反应物转化率越高。②判断反应热效应：T升高，K值增大，则正反应为吸热反应。T降低，K值减小，则正反应为放热反应。五、化学反应自发进行的方向的判断根据体系存在着力图使自己的能量趋于“最低”和“有序”的自然规律，由焓变和熵变判据组合的复合判据适合于所有的过程。即ΔG=ΔH－TΔS0，反应能自发进行ΔG=ΔH－TΔS＝0，反应处于平衡状态ΔG=ΔH－TΔS0，反应不能自发进行反应热ΔH混乱度ΔSΔG=ΔH－TΔS自发性00低温0，高温0较高温度能自发000任何温度都不能自发000任何温度都能自发00高温0，低温0较低温度能自发第三章电离平衡第一节弱电解质的电离一、强电解质和弱电解质强电解质：电解质电离程度弱电解质注意：①化合物不是电解质即为非电解质②难溶性化合物不一定就是弱电解质。（例如：BaSO4难溶，但它溶解那部分是完全电离的，所以BaSO4等仍为强电解质。）③溶液的导电性与电解质强弱没有必然的关系④电离方程式的书写，强电解质电离用“==”，弱电解质电离用“”二、弱电解质的电离平衡1、电离平衡概念：2、特点：（1）“等”：v电离=v结合（2）“动”：动态平衡，v电离=v结合≠0（3）“定”：平衡时分子、离子的浓度不再变化（4）“变”：电离平衡是相对的平衡，外界条件改变，平衡可能要移动，移动的方向运用勒夏特列原理判断。3、影响电离平衡的因素（1）决定性因素——弱电解质的本性。（2）外因：溶液浓度—同一弱电解质，物质的量浓度越大，离子浓度越大，电离度越小温度—由于弱电解质电离过程均要吸热，因此温度升高，电离度增大。4、电离平衡常数（1）概念：在一定条件下，弱电解质的电离达到平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度的系数-6-次方之积跟溶液中未电离的分子的浓度系数次方之积的比是一个常数，这个常数叫电离平衡常数，简称电离常数，用K表示。（酸的电离平衡常数也可用Ka表示，碱的电离平衡常数也可用Kb表示）注：浓度指平衡浓度。（2）电离平衡常数的意义：K值越大，说明电离程度越大，酸碱也就越强；K值越小，说明电离程度越小，离子结合成分子就越容易，酸碱就越弱。（3）影响K的外界条件：对于同一电解质的稀溶液