高二化学反应原理全册知识点归纳(人教版).pdf

高二化学反应原理全册知识点归纳（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 H 的意义在恒压条件下进行的化学反应的热效应1 符号 H2单位 kJmol 3 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 常见的放热反应所有的燃烧反应 酸碱中和反应 大多数的化合反应 金属与酸的反应 生石灰和水反应 浓硫酸稀释氢氧化钠固体溶解等 常见的吸热反应晶体 Ba OH 2 8H2O与 NH4Cl 大多数的分解反应 以 H2COC 为还原剂的氧化还原反应 铵盐溶解等二热化学方程式书写化学方程式注意要点热化学方程式必须标出能量变化热化学方程式中必须标明反应物和生成物的聚集状态gls分别表示固态液态气态水溶液中溶质用aq 表示热化学反应方程式要指明反应时的温度和压强热化学方程式中的化学计量数可以是整数也可以是分数各物质系数加倍 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kJmol 表示注意以下几点研究条件101 kPa反应程度完全燃烧产物是稳定的氧化物燃烧物的物质的量1 mol 研究内容放出的热量H 0 单位kJmol 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 H 573kJmol 3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 573kJmol 4中和热的测定实验五盖斯定律1内容化学反应的反应热只与反应的始态各反应物和终态各生成物有关而与具体反应进行的途径无关如果一个反应可以分几步进行则各分步反应的反应热之和与该反应一步完成的反应热是相同的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 v 定义用来衡量化学反应的快慢单位时间内反应物或生成物的物质的量的变化 表示方法单位时间内反应浓度的减少或生成物浓度的增加来表示 计算公式v ct 平均速率 c 浓度变化 t 时间单位molLs 影响因素 决定因素内因反应物的性质决定因素 条件因素外因反应所处的条件2 注意1 参加反应的物质为固体和液体由于压强的变化对浓度几乎无影响可以认为反应速率不变 2惰性气体对于速率的影响恒温恒容时充入惰性气体总压增大但是各分压不变各物质浓度不变反应速率不变恒温恒体时充入惰性气体体积增大各反应物浓度减小反应速率减慢二化学平衡一 1 定义化学平衡状态一定条件下当一个可逆反应进行到正逆反应速率相等时更组成成分浓度不再改变达到表面上静止的一种平衡这就是这个反应所能达到的限度即化学平衡状态2 化学平衡的特征逆研究前提是可逆反应等同一物质的正逆反应速率相等动动态平衡定各物质的浓度与质量分数恒定变条件改变平衡发生变化3 判断平衡的依据判断可逆反应达到平衡状态的方法和依据例举反应mA g nB g pC g qD g 混合物体系中各成分的含量各物质的物质的量或各物质的物质的量的分数一定平衡各物质的质量或各物质质量分数一定平衡各气体的体积或体积分数一定平衡总体积总压力总物质的量一定不一定平衡正逆反应速率的关系在单位时间内消耗了m molA同时生成 m molA即V 正 V 逆平衡在单位时间内消耗了n molB 同时消耗了 p molC 则 V 正 V 逆平衡V A V B V C V D mnpqV 正 不一定等于 V 逆不一定平衡在单位时间内生成n molB同时消耗了 q molD 因均指 V 逆不一定平衡压强mn pq 时总压力一定其他条件一定平衡mn pq 时总压力一定其他条件一定不一定平衡混合气体平均相对分子质量 Mr Mr一定时只有当 mn pq 时平衡Mr 一 定时 但mn pq时不一定平衡温度任何反应都伴随着能量变化当体系温度一定时其他不变平衡体系的密度密度一定不一定平衡其他如体系颜色不再变化等平衡二影响化学平衡移动的因素1 浓度对化学平衡移动的影响1 影响规律在其他条件不变的情况下增大反应物的浓度或减少生成物的浓度都可以使平衡向正方向移动增大生成物的浓度或减小反应物的浓度都可以使平衡向逆方向移动2 增加固体或纯液体的量由于浓度不变所以平衡_不移动_ 3 在溶液中进行的反应如果稀释溶液反应物浓度_减小_生成物浓度也 _减小_ V正_减小_V逆也_减小_但是减小的程度不同总的结果是化学平衡向反应方程式中化学计量数之和_大_的方向移动2 温度对化学平衡移动的影响影响规律在其他条件不变的情况下温度升高会使化学平衡向着_吸热反应 _方向移动温度降低会使化学平衡向着_放热反应_方向移动3 压强对化学平衡移动的影响影响规律其他条件不变时增大压强会使平衡向着_体积缩小 _方向移动减小压强会使平衡向着_体积增大 _方向移动注意 1 改变压强不能使无气态物质存在的化学平衡发生移动2 气体减压或增压与溶液稀释或浓缩的化学平衡移动规律相似4 催化剂对化学平衡的影响由于使用催化剂对正反应速率和逆反应速率影响的程度是等同的所以平衡_不移动 _但是使用催化剂可以影响可逆反应达到平衡所需的_时间_ 5 勒夏特列原理平衡移动原理如果改变影响平衡的条件之一如温度压强浓度平衡向着能够减弱这种改变的方向移动三化学平衡常数一定义在一定温度下当一个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_比值符号_K_ 二使用化学平衡常数K应注意的问题1 表达式中各物质的浓度是_变化的浓度 _不是起始浓度也不是物质的量2K只与_温度 T_有关与反应物或生成物的浓度无关3 反应物或生产物中有固体或纯液体存在时由于其浓度是固定不变的可以看做是 1 而不代入公式4 稀溶液中进行的反应如有水参加水的浓度不必写在平衡关系式中三化学平衡常数K的应用1 化学平衡常数值的大小是可逆反应_进行程度 _的标志 K值越大说明平衡时 _生成物 _的浓度越大它的 _正向反应 _进行的程度越大即该反应进行得越_完全_反应物转化率越 _高_反之则相反一般地 K _105_时该反应就进行得基本完全了2 可以利用 K值做标准判断正在进行的可逆反应是否平衡及不平衡时向何方进行建立平衡Q浓度积Q_K反应向正反应方向进行Q_ _K反应处于平衡状态Q_K反应向逆反应方向进行3 利用 K值可判断反应的热效应若温度升高 K值增大则正反应为 _吸热_反应若温度升高 K值减小则正反应为 _放热_反应四等效平衡1 概念在一定条件下定温定容或定温定压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百分含量均相同这样的化学平衡互称为等效平衡2 分类1 定温定容条件下的等效平衡第一类对于反应前后气体分子数改变的可逆反应必须要保证化学计量数之比与原来相同同时必须保证平衡式左右两边同一边的物质的量与原来相同第二类对于反应前后气体分子数不变的可逆反应只要反应物的物质的量的比例与原来相同即可视为二者等效2 定温定压的等效平衡只要保证可逆反应化学计量数之比相同即可视为等效平衡五化学反应进行的方向1 反应熵变与反应方向1 熵物质的一个状态函数用来描述体系的混乱度符号为S 单位Jmol-1K-1 2 体系趋向于有序转变为无序导致体系的熵增加这叫做熵增加原理也是反应方向判断的依据3 同一物质在气态时熵值最大液态时次之固态时最小即S g S l S s 2 反应方向判断依据在温度压强一定的条件下化学反应的判读依据为H-TS0 反应能自发进行H-TS 0 反应达到平衡状态H-TS0 反应不能自发进行注意 1H为负S为正时任何温度反应都能自发进行 2H为正S为负时任何温度反应都不能自发进行第三章水溶液中的离子平衡一弱电解质的电离1 定义电解质在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物叫电解质非电解质在水溶液中或熔化状态下都不能导电的化合物强电解质在水溶液里全部电离成离子的电解质弱电解质在水溶液里只有一部分分子电离成离子的电解质2 电解质与非电解质本质区别电解质离子化合物或共价化合物非电解质共价化合物注意电解质非电解质都是化合物SO2NH3CO2等属于非电解质强电解质不等于易溶于水的化合物如BaSO4不溶于水但溶于水的 BaSO4 全部电离故 BaSO4 为强电解质电解质的强弱与导电性溶解性无关3 电离平衡在一定的条件下当电解质分子电离成离子的速率和离子结合成时电离过程就达到了平衡状态这叫电离平衡4 影响电离平衡的因素A温度电离一般吸热升温有利于电离B浓度浓度越大电离程度越小溶液稀释时电离平衡向着电离的方向移动C 同离子效应在弱电解质溶液里加入与弱电解质具有相同离子的电解质会减弱 电离 D 其他外加试剂加入能与弱电解质的电离产生的某种离子反应的物质时有利于电离9 电离方程式的书写用可逆符号弱酸的电离要分布写第一步为主10 电离常数在一定条件下弱电解质在达到电离平衡时溶液中电离所生成的各种离子浓度的乘积跟溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数叫做电离平衡常数一般用Ka表示酸 Kb表示碱表示方法 ABAB- Ki A B-AB 11 影响因素a 电离常数的大小主要由物质的本性决定b 电离常数受温度变化影响不受浓度变化影响在室温下一般变化不大C同一温度下不同弱酸电离常数越大其电离程度越大酸性越强如H2SO3 H3PO4 HF CH3COOH H2CO3 H2S HClO 二水的电离和溶液的酸碱性1 水电离平衡水的离子积 KW cHcOH- 25 时H OH- 10-7 molL KW H OH- 110-14 注意 KW 只与温度有关温度一定则KW 值一定KW 不仅适用于纯水适用于任何溶液酸碱盐2 水电离特点 1 可逆 2 吸热 3 极弱3 影响水电离平衡的外界因素酸碱抑制水的电离 KW 110-14 温度促进水的电离水的电离是吸热的易水解的盐促进水的电离 KW 110-14 4 溶液的酸碱性和pH 1pH -lgcH 2pH的测定方法酸碱指示剂甲基橙石蕊酚酞变色范围甲基橙 3144 橙色石蕊 5080 紫色酚酞 82100 浅红色pH试纸 操作玻璃棒蘸取未知液体在试纸上然后与标准比色卡对比即可注意事先不能用水湿润PH试纸广泛 pH试纸只能读取整数值或范围三 混合液的 pH值计算方法公式1 强酸与强酸的混合先求 H 混将两种酸中的H 离子物质的量相加除以总体积再求其它 H混 H1V1H2V2V1V2 2 强碱与强碱的混合先求 OH- 混将两种酸中的OH- 离子物质的量相 加除 以总 体积 再 求其 它OH- 混 OH-1V1OH-2V2V1V2 注意 不能直接计算 H 混3 强酸与强碱的混合先据H OH- H2O 计算余下的 H或 OH- H有余则用余下的 H数除以溶液总体积求 H 混 OH- 有余则用余下的 OH-数除以溶液总体积求 OH- 混再求其它四稀释过程溶液pH值的变化规律1 强酸溶液稀释 10n 倍时 pH稀 pH原 n 但始终不能大于或等于 7 2 弱酸溶液稀释 10n倍时 pH稀 pH 原 n 但始终不能大于或等于 7 3 强碱溶液稀释 10n 倍时 pH稀 pH原n 但始终不能小于或等于 7 4 弱碱溶液稀释 10n 倍时 pH稀 pH 原n 但始终不能小于或等于 7 5 不论任何溶液稀释时pH均是向 7 靠近即向中性靠近任何溶液无限稀释后 pH均接近 7 6 稀释时弱酸弱碱和水解的盐溶液的pH 变化得慢强酸强碱变化得快五强酸 pH1强碱 pH2混和计算规律1 若等体积混合pH1pH2 14 则溶液显中性 pH 7 pH1pH2 15 则溶液显碱性 pH pH2-03 pH1pH2 13 则溶液显酸性 pH pH103 2 若混合后显中性pH1pH2 14 V酸 V碱 11 pH1pH2 14 V酸 V碱 11014-pH1pH2 六酸碱中和滴定1 中和滴定的原理实质 HOH H2O 即酸能提供的 。