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化学选修 化学反应原理复习第一章一、焓变 反应热 1.反应热:一定条件下,一定物质得量得反应物之间完全反应所放出或吸收得热量 2.焓变(H)得意义:在恒压条件下进行得化学反应得热效应(1)、符号: H(2)、单位:kJ/mol 3、产生原因:化学键断裂吸热 化学键形成放热放出热量得化学反应。(放热吸热) H 为“-”或H 放热)H 为“+”或H 0 常见得放热反应: 所有得燃烧反应 酸碱中与反应 大多数得化合反应 金属与酸得反应 生石灰与水反应 浓硫酸稀释、氢氧化钠固体溶解等 常见得吸热反应: 晶体Ba(OH)28H2O与NH4Cl 大多数得分解反应 以H2、CO、C为还原剂得氧化还原反应 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与生成物得聚集状态(g,l,s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得温度与压强。 热化学方程式中得化学计量数可以就是整数,也可以就是分数 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得化合物时所放出得热量。燃烧热得单位用kJ/mol表示。注意以下几点:研究条件:101 kPa反应程度:完全燃烧,产物就是稳定得氧化物。燃烧物得物质得量:1 mol研究内容:放出得热量。(H_105_时,该反应就进行得基本完全了。2、可以利用K值做标准,判断正在进行得可逆反应就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值可判断反应得热效应若温度升高,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),只就是起始加入情况不同得同一可逆反应达到平衡后,任何相同组分得百分含量均相同,这样得化学平衡互称为等效平衡。2、分类(1)定温,定容条件下得等效平衡第一类:对于反应前后气体分子数改变得可逆反应: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得物质得量与原来相同。第二类:对于反应前后气体分子数不变得可逆反应:只要反应物得物质得量得比例与原来相同即可视为二者等效。(2)定温,定压得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、化学反应进行得方向1、反应熵变与反应方向:(1)熵:物质得一个状态函数,用来描述体系得混乱度,符号为S、 单位:Jmol-1K-1 (2)体系趋向于有序转变为无序,导致体系得熵增加,这叫做熵增加原理,也就是反应方向判断得依据。、(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、压强一定得条件下,化学反应得判读依据为: 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:(1)H为负,S为正时,任何温度反应都能自发进行 (2)H为正,S为负时,任何温度反应都不能自发进行文章来自:(化学帝国)第三章一、弱电解质得电离 1、定义:电解质: 在水溶液中或熔化状态下能导电得化合物,叫电解质 。非电解质 : 在水溶液中或熔化状态下都不能导电得化合物 。强电解质 : 在水溶液里全部电离成离子得电解质 。弱电解质: 在水溶液里只有一部分分子电离成离子得电解质 。物质单质化合物电解质非电解质: 非金属氧化物,大部分有机物 。如SO3、CO2、C6H12O6、CCl4、CH2=CH2强电解质: 强酸,强碱,大多数盐 。如HCl、NaOH、NaCl、BaSO4弱电解质: 弱酸,弱碱,极少数盐,水 。如HClO、NH3H2O、Cu(OH)2、H2O混与物纯净物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、非电解质都就是化合物 SO2、NH3、CO2等属于非电解质 强电解质不等于易溶于水得化合物(如BaSO4不溶于水,但溶于水得BaSO4全部电离,故BaSO4为强电解质)电解质得强弱与导电性、溶解性无关。3、电离平衡:在一定得条件下,当电解质分子电离成 离子得速率 与离子结合成 时,电离过程就达到了 平衡状态 ,这叫电离平衡。4、影响电离平衡得因素: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,电离平衡向着电离得方向移动。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得电解质,会 减弱 电离。D、其她外加试剂:加入能与弱电解质得电离产生得某种离子反应得物质时,有利于电离。9、电离方程式得书写:用可逆符号 弱酸得电离要
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