《选四化学反应原理》复习详案

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1、第一章化学反应与能量一、基本化学反应模型理论1、有效碰撞模型：E2E1反应热分子间的磁撞并不一定就能发生化学反应，只有具有一定能量的微粒间的碰撞才可能是有效碰撞。2、活化分子与活化能：活化分子就是____________________活化能就是__________3、催化剂的作用：1、降低活化能2、增多活化分子3、有效碰撞机率增大；二、反应热（焓变）1定义：在化学反应过程中放出或吸收的热量,通常叫做反应热,也称“焓变”。2符号：用△H表示。单位：一般采用kJ/mol。3为吸热反应，为放热反应。4反应热与物质内能，键能的关系△H=反应物的鍵能总和-生成物的鍵能总和

2、5反应热测量，测量仪器叫量热计三燃烧热概念:25℃、101kPa时,1mol纯物质完全燃烧生成稳定的化合物时所放出的热量,叫做该物质的燃烧热.注意:①可燃物的化学计量数为1,△H<0,以此为标准配平,其它计量数可整数也可分数;②完全燃烧,下列元素要生成对应的氧化物:C→CO2(g)H→H2O(l)S→SO2(g)四、中和热12概念：在稀溶液中强酸与强碱发生中和反应生成1mol水时放出的热量注意：（1）强酸强碱反应中和热57.3kJ/mol五、热化学方程式书写的注意事项？1、△H写在方程式的右边，用空格隔开，△H值“-”表示放热反应，△H值“+”表示吸热反应。单位“

3、kJ/mol”。2.△H与测定条件有关，没有标明是指25℃，101KPa3.系数只表示物质的量，可以是分数。4.要注明反应物和生成物的聚集状态，通常用s、l、g表示固体、液体和气体，不用标“↓、↑”。5.△H的值要与化学计量数相对应。6.正反应若为放热反应，则其逆反应必为吸热反应，二者△H的符号相反而数值相等六、化学反应热的计算盖斯定律定义:化学反应的反应热只与反应体系的始态和终态有关,而与反应途径无关注意①热化学方程式同乘以某一个数时,反应热数值也应该乘上该数;②热化学方程式相加减时,同种物质之间可以相加减,反应热也随之相加减;③将一个热化学方程式颠倒时,△H的

4、“+”“-”号必须随之改变.第二章化学反应速率与化学平衡1．化学反应速率（1）概念12（2）表示方法:；（3）单位:表达式:（4）化学反应的速率比化学计量数之比注意纯液体式固体的的浓度是不变的常数,因此用于表示反应速率.（5）影响化学反应速率的因素化学反应速率的内因是:,它是决定反应速率的决定性因素外因有,,和等.2．可逆反应：在相同的条件下，能的化学反应。3．化学平衡状态是指：的状态。4化学平衡的特征是：逆等动定变5判断化学平衡状态的标准速率、量（在建立平衡前变化的量）5．化学平衡移动指可逆反应中，旧化学平衡的新化学平衡的的过程6．影响化学平衡移动的因素：化学平

5、衡的建立可以是从开始，也可以是从开始，还可以是由开始。总之，化学平衡的建立与无关。v平衡移动原理——勒夏特列原理如果改变影响平衡的一个条件（如浓度、温度、或压强等），平衡就向能够减弱这种改变的方向移动。7.平衡常数:表示方法:K=;影响因素:(1)K的意义:K值越大,说明平衡体系中生成物所占的比例越大,它的正反应进行的程度大,反应物的转化率也越大。因此，平衡常数的大小可以表示反应进行的程度。五、Qc与KQc为浓度商：是指刚开始反应（但未反应）时平衡体系各物质浓度幂次方之积之比（对于溶液是指混合后但不反应时的浓度）K为平衡常数：是指可逆反应达到平衡时体系各物质浓度幂

6、次方之积之比。在化学平衡、电离平衡、水解平衡、溶解平衡四大平衡中分别有不同的名称：化学平衡常数(K)、电离常数(Ka)、水解常数(Kh)、溶度积(Ksp)。12Qc与K的相对大小可反映出体系是否为平衡状态：（1）Qc>K，过平衡状态，反应将逆向进行；（2）Qc=K，平衡状态；（3）Qc

7、一边物质的物质的量与原平衡相同，则二平衡等效（2）对于反应前后气体分子数不变的可逆反应特点：两次平衡时各组分百分量相同，n、c同比例变化判断方法：只要反应物（或生成物）的物质的量的比与原平衡相同，则二平衡等效。2、定温、定压条件下的等效平衡特点：两次平衡时各组分百分量、c相同，n同比例变化判断方法：若改变起始加入情况，只要通过可逆反应的化学计量数比换算成平衡式左右两边同一边物质的物质的量之比相同。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、非电解质；强电解质、弱电解质12物质单质化合物电解质非电解质：大多数非金属氧化物和有机物。如SO3、CO2、C

8、6H12O