高中化学化学反应知识点
化学反应及其能量变化
1氧化还原反应
[氧化还原反应]有电子转移(包括电子的得失和共用电子对的偏移)或有元素化合价升降的反应.如2Na+ C12 = 2NaCI(有电子得失)、H2+ C12= 2HCI(有电子对偏移)等反应均属氧化还原反应。
氧化还原反应的本质是电子转移(电子得失或电子对偏移)。
[氧化还原反应的特征]在反应前后有元素的化合价发生变化.根据氧化还原反应的反应特征可判断一个反应是否为氧化还原反应.某一化学反应中有元素的化合价发生变化,则该反应为氧化还原反应,否则为非氧化还原反应。
[氧化剂与还原剂]
氧化剂与还原剂的相互关系
他舍价升高,複氧化,发生氧化反应
I 4
氧化利+ 还原和=还原产豹+ 甄化产仙
I__________________________ f
化合恤降低 > 穢还煤*发生还原反画
重要的氧化剂和还原剂:
(1)所含元素的化合价处在最高价的物质只能得到电子,只具有氧化性,只能作氧化剂(注:
不一定是强氧化剂)。重要的氧化剂有:
①活泼非金属单质,如
X2(卤素单质)、O、O3等。②所含元素处于高价或较高价时的氧化物,女口MnO NO、PbO等。③所含元素处于高价时的含氧酸,如浓HSQ、HNO等.④所
含元素处于高价时的盐,如KMnO KCIO、K262C7等.⑤金属阳离子等,如F『、Cf、AgJ H等.⑥过氧化物,如NaQ、HO等.⑦特殊物质,如HCIO也具有强氧化性.
(2)所含元素的化合价处在最低价的物质只能失去电子,只具有还原性,只能作还原剂(注:
不一定是强还原剂).重要的还原剂有:
①活泼金属单质,如Na K、Ca Mg Al、Fe等.②某些非金属单质,如C、H2、Si等.③ 所含元素处于低价或较低价时的氧化物,如CO SO等.④所含元素处于低价或较低价时2*1 1 _2
的化合物,如含有S、S、I、Br、Fe 的化合物H b S NaS HSO、NaSO、HI、HBr、FeSQ、NH等.
⑶ 当所含元素处于中间价态时的物质,既有氧化性又有还原性,如HQ、SO、Fe2+等.
(4)当一种物质中既含有高价态元素又含有低价态元素时,该物质既有氧化性又有还原
性.例如,盐酸(HCI)与Zn反应时作氧化剂,而浓盐酸与MnO共热反应时,则作还原剂.
[氧化还原反应的分类]
(1)不同反应物间的氧化还原反应.
①不同元素间的氧化还原反应.
例如:Mn(2+ 4HCI(浓)二MnCI2+ + 2"0 绝大多数氧化还原反应属于这一类.
②同种元素间的氧化还原反应.
例如:2HS+ SQ= 3S+ 2H2O KCIO 3+ 6HCI(浓)=KCI+ 3C4f + 3^0
在这类反应中,所得氧化产物和还原产物是同一物质,这类氧化还原反应又叫归中反应. (2)同一反应物的氧化还原反应.
①同一反应物中,不同元素间的氧化还原反应.例如:2KCIO亠
2KCI+ 3O2 f
②同一反应物中,同种元素不同价态间的氧化还原反应.例如:NHNO
——NOf + 2H2O
③同一反应物中,同种元素同一价态间的氧化还原反应.例如:
C1+ 2NaOH= NaCI+ NaCIO+ HO 3NO 2+ H2O- 2HN& NO
在这类反应中,某一元素的化合价有一部分升高了,另一部分则降低了.这类氧化还原 反应又叫歧化反应.
[氧化还原反应与四种基本反应类型的关系 ]如右图所示.由图可知:置换反应都是氧 化还原反应;复
分解反应都不是氧化还原反应,化合反应、分解反应不一定是氧化还原 反应.
[氧化还原反应中电子转移的方向、数目的表示方法 ]
(1) 单线桥法.表示在反应过程中反应物里元素原子间电子转移的数目和方向.用带箭头 的连线从化合价
升高的元素开始,指向化合价降低的元素,再在连线上方标出电子转移 的数目.
在单线桥法中,箭头的指向已经表明了电子转移的方向,因此不能再在线桥上写“得” “失”字样.
(2) 双线桥法.表示在反应物与生成物里,同一元素原子在反应前后电子转移的数目和方 向.在氧化剂与
还原产物、还原剂与氧化产物之间分别用带箭头的连线从反应前的有关 元素指向反应后的该种元素,并在两条线的上、下方分别写出“得”、“失”电子及数目.例 如:
HC1O 2KC1O 5
讐匚 ^KC1-I-3C 2
t
e ~ J 被还原
?被还原
[氧化还原反应的有关规律]
(1) 氧化性、还原性强弱判断的一般规律.
氧化性、还原性的强弱取决于得失电子的难易;而与得失电子数的多少无关. ①金属活动性顺序表.金属的活动性越强,金属单质 (原子)的还原性也越强,而其离子
的氧化性越弱.如还原性: Mg>Fe>Cu>Ag 氧化性:Ag >cU >Fd >Mg
②同种元素的不同价态.
氧化性逐渐減弱 “ 高价壽中间价态f 豁芸 还底性逐渐増强*
特殊情况;氯的含氧酸的氧化性顺序为:
HCIO>HCQHCIQ .
⑧氧化还原反应进行的方向.一般而言,氧化还原反应总是朝着强氧化性物质与强还原
CuO + 4 Cu + HjO
3
2KC10^
崔6 2KCl + 3O a
T
性物质反应生成弱氧化性物质与弱还原性物质的方向进行.在一个给出的氧化还原反应
方程式中,氧化剂和氧化产物都有氧化性,还原剂和还原产物都有还原性,其氧化性、还原性的强弱关系为:
氧化性:氧化剂〉氧化产物;还原性:还原剂〉还原产物
反之,根据给出的物质的氧化性、还原性的强弱,可以判断某氧化还原反应能否自动进行.
④反应条件的难易.不同的氧化剂(还原剂)与同一还原剂(氧化剂)反应时,反应越易进行,则对应的氧化剂(还原剂)的氧化性(还原性)越强,反之越弱.
⑤浓度.同一种氧化剂(或还原剂),其浓度越大,氧化性(或还原性)就越强.
⑥H浓度.对于在溶液中进行的氧化还原反应,若氧化剂为含氧酸或含氧酸盐,则溶液中J浓度越大,其氧化性就越强.
(2)氧化还原反应中元素化合价的规律.
①一种元素具有多种价态时,处于最高价态时只具有氧化性,处于最低价态时只具有还原性,而处于中间价态时则既有氧化性又具有还原性.但须注意,若一种化合物中同时含最高价态元素和最低价态元素时,则该化合物兼有氧化性和还原性,如HCI.
②价态不相交规律.同种元素不同价态间相互反应生成两种价态不同的产物时,化合价升高与化合价降低的值不相交,即高价态降低后的值一定不低于低价态升高后的值,也可归纳为“价态变化只靠拢、不相交”.所以,同种元素的相邻价态间不能发生氧化还原反应;同种元素间隔中间价态,发生归中反应.
⑶ 氧化还原反应中的优先规律:当一种氧化剂(还原剂)同时与多种还原剂(氧化剂)相遇时,该氧化剂(还原剂)首先与还原性(氧化性)最强的物质发生反应,而只有当还原性(氧化性)最强的物质反应完后,才依次是还原性(氧化性)较弱的物质发生反应.
(4)电子守恒规律.在任何氧化还原反应中,氧化剂得到的电子总数等于还原剂失去的电子总数(即氧化剂化合价升高的总数等于还原剂化合价降低的总数).这一点也是氧化还
原反应配平的基础。
2.离子反应
[离子反应]有离子参加或有离子生成的反应,都称为离子反应.离子反应的本质、类型和发生的条件:(1)离子反应的本质:反应物中某种离子的浓度减小.
(2)离子反应的主要类型及其发生的条件:
①离子互换(复分解)反应.具备下列条件之一就可以使反应朝着离子浓度减小的方向进行,即离子反应就会发生.
a.生成难溶于水的物质.如:Cf + 20H_= Cu(OH)d
注意:当有关离子浓度足够大时,生成微溶物的离子反应也能发生.如:
2Ag++ SOT = AgSQ J Ca 2++ 20H_ = Ca(OH) J
或者由微溶物生成难溶物的反应也能生成.如当石灰乳与NaCQ溶液混合时,发生反应:
Ca(QH) + CQ32— = CaCQj + 2QH
b.生成难电离的物质(即弱电解质).如:H + QH = HQ H ++ CHCQQ= CHCQQH
2 一I I —
C.生成挥发性物质(即气体).如:CQ + 2H = CQf + H2Q NH 4 + QH - NHf + W0
②离子间的氧化还原反应.由强氧化剂与强还原剂反应,生成弱氧化剂和弱还原剂,即反应朝着氧化性、还原性减弱的方向进行.例如:
Fe + Cu2+ = Fe2++ Cu Cl 2 + 2Br 一= 2C「+ Br 2
2MnG + 16H++ 10C「= 2Mr1++ 5C£ f + 8H2Q
书写离子方程式时应注意的问题:
(1)电解质在非电离条件下(不是在水溶液中或熔融状态),虽然也有离子参加反应,
但不能写成离子方程式,因为此时这些离子并没有发生电离.如NHCI固体与Ca(QH)固
体混合加热制取氨气的反应、浓HSQ与固体(如NaCI、Cu等)的反应等,都不能写成离子方程式.相反,在某些化学方程式中,虽然其反应物不是电解质或强电解质,没有大量离子参加反应,但反应后产生了大量离子,因此,仍可写成离子方程式.如Na NaQ NaQ、SQ、CI2等与HQ的反应.
(2)多元弱酸的酸式盐,若易溶于水,则成盐的阳离子和酸根离子可拆开写成离子的形式,而酸根中的{与正盐阴离子不能拆开写.例如NaHS Ca(HCQ2等,只能分别写成
I 一 2 丄一
Na、HS和Ca、HCQ等酸式酸根的形式.
(3)对于微溶于水的物质,要分为两种情况来处理:
①当作反应物时?,微溶物要保留化学式的形式,不能拆开.
②当作反应物时,若为澄清的稀溶液,应改写为离子形式,如澄清石灰水等;若为浊液或固体,要保留化学式的形式而不能拆开,如石灰乳、熟石灰等.
(4)若反应物之间由于物质的量之比不同而发生不同的反应,即反应物之间可发生不止一个反应时,要考虑反应物之间物质的量之比不同,相应的离子方程式也不同.例如,
向NaOH容液中不断通入CO气体至过量,有关反应的离子方程式依次为:CO 2+ 2OH—
=CGT + H2O (CO适量)
CO+ OH^= HCO (CO足量)
在溶液中离子能否大量共存的判断方法:
几种离子在溶液中能否大量共存,实质上就是看它们之间是否发生反应.若离子间不发生反应,就能大量共存;否则就不能大量共存.离子间若发生下列反应之一,就不能大量共存.
(1)生成难溶物或微溶物.如CaT与COT、SO2-、OH; Ag+与C1_、B「、I _、SO2_,等等.
⑵ 生成气体.如NJ与OH; J与HCQ、CG2一、S2-、HS、SO2-、HS0等.
⑶ 生成难电离物质(弱酸、弱碱、水).女口J与CIO、F-、CHCOO生成弱酸;OH与NH
+
A13+> Fe3+> F『、CiT等生成弱碱;J与OH生成H b O.
(4)发生氧化还原反应.具有氧化性的离子(如Mn0、CIO-、Fe3+等)与具有还原性的离子(如S2-、
I-、SO2-、Fe2+等)不能共存.应注意的是,有些离子在碱性或中性溶液中可大量共存,但在酸性条件下则不能大量共存,如SO2-与S2-, NO_与I-、S2-、SO2-、Fe2+
等.
*(5)形成配合物.如Fe3+与SCN因反应生成Fe(SCN》而不能大量共存.
*(6)弱酸根阴离子与弱碱阳离子因易发生双水解反应而不能大量共存,例如Al3+与HCQ、
CG f-、A1O-等.
说明:在涉及判断离子在溶液中能否大量共存的问题时,要注意题目中附加的限定性
条件:
①无色透明的溶液中,不能存在有色离子,如Cf(蓝色)、Fe3+(黄色)、Fe2,浅绿色)、MnG(紫色).
②在强酸性溶液中,与J起反应的离子不能大量共存.
③在强碱性溶液中,与OH起反应的离子不能大量共存.
[电解质与非电解质]
(1)电解质:在水溶液里或者熔融状态下能够导电的化合物叫电解质.电解质不一定能导电,而只有在溶于水或熔融状态时电离出自由移动的离子后才能导电(因此,电解质导电
的原因是存在自由移动的离子).能导电的不一定是电解质,如金属、石墨等单质.
⑵非电解质:在水溶液里和熔融状态下都不能导电的化合物.因为非电解质归属于化合
物,故如C12等不导电的单质不属于非电解质.
(3)电解质与非电解质的比较.
说明某些气体化合物的水溶液虽然能导电,但其原因并非该物质本身电离生成了自由移动的离子,因此这些气体化合物属于非电解质.例如;氨气能溶于水,但NH是非电解质.氨水能导电是因为NH与H2O反应生成了能电离出NJ和0H的NH?H2O的缘故,所以NH ? HO才是电解质.
[强电解质与弱电解质]
(1)强电解质:溶于水后全部电离成离子的电解质.
(2)弱电解质:溶于水后只有一部分分子能电离成离子的电解质.
(3)强电解质与弱电解质的比较
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人教版高中化学选修四——《化学反应原理》课本习题参考答案第一单元第一节化学反应与能量的变化 1. 化学反应过程中所释放或吸收的能量,叫做反应热,在恒压条件下,它等于反应前后物质的焓变,符号是ΔH,单位是kJ/mol.例如 1 mol H2 (g)燃烧,生成 1 mol H2O(g), 其反应热ΔH=-241.8 kJ/mol. 2. 化学反应的实质就是反应物分子中化学键断裂,形成新的化学键,重新组合成生成物的分子.旧键断裂需要吸收能量,新键形成需要放出能量.当反应完成时,若生成物释放的能量比反应物吸收的能量大, 则此反应为放热反应; 若生成物释放的能量比反应物吸收的能量小,反应物需要吸收能量才能转化为生成物,则此反应为吸热反应. 第二节燃烧热能源 1. 在生产和生活中,可以根据燃烧热的数据选择燃料.如甲烷,乙烷,丙烷,甲醇, 乙醇,氢气的燃烧热值均很高,它们都是良好的燃料. 2. 化石燃料蕴藏量有限,不能再生,最终将会枯竭,因此现在就应该寻求应对措施. 措施之一就是用甲醇,乙醇代替汽油,农牧业废料,高产作物(如甘蔗,高粱,甘薯,玉米等) ,速生树木(如赤杨,刺槐,桉树等) ,经过发酵或高温热分解就可以制造甲醇或乙醇. 由于上述制造甲醇,乙醇的原料是生物质,可以再生,因此用甲醇,乙醇代替汽油是应对能源危机的一种有效措施. 3. 氢气是最轻的燃料,而且单位质量的燃烧热值最高,因此它是优异的火箭燃料,再加上无污染,氢气自然也是别的运输工具的优秀燃料.在当前,用氢气作燃料尚有困难,一是氢气易燃,易爆,极易泄漏,不便于贮存, 运输; 二是制造氢气尚需电力或别的化石燃料, 成本高. 如果用太阳能和水廉价地制取氢气的技术能够突破, 则氢气能源将具有广阔的发展前景. 4. 甲烷是一种优质的燃料,它存在于天然气之中.但探明的天然气矿藏有限,这是人们所担心的.现已发现海底存在大量水合甲烷,其储量约是已探明的化石燃料的2倍.如果找到了适用的开采技术,将大大缓解能源危机. 5. 柱状图略.关于如何合理利用资源,能源,学生可以自由设想.在上述工业原材料中,能源单耗最大的是铝;产量大,因而总耗能量大的是水泥和钢铁.在生产中节约使用原材料,加强废旧钢铁,铝,铜,锌,铅,塑料器件的回收利用,均是合理利用资源和能源的措施. 6. 公交车个人耗油和排出污染物量为私人车的1/5,从经济和环保角度看,发展公交车更为合理. 第三节化学反应热的计算1. C(s)+O2 (g) == CO2 (g) H=-393.5 kJ/mol 2.5 mol C 完全燃烧,H=2.5 mol×(-393.5 kJ/mol)=-983.8 kJ/mol 2. H2 (g)的燃烧热H=-285.8 kJ/mol 欲使H2完全燃烧生成液态水,得到1 000 kJ 的热量,需要H2 1 000 kJ÷285.8 kJ/mol=3.5 mol 3. 设S 的燃烧热为H S(s)+O2 (g) == SO2 (g) 32 g/mol H 4g -37 kJ H=32 g/mol×(-37 kJ)÷4 g =-296 kJ/mol 4. 设CH4的燃烧热为H CH4 (g)+O2 (g) == CO2 (g)+2H2O(g) 16 g/mol H 1g -55.6 kJ H=16 g/mol×(-55.6 kJ)÷1 g =-889.6 kJ/mol 5. (1)求3.00 mol C2H2完全燃烧放出的热量Q C2H2 (g)+5/2O2 (g) == 2CO2 (g)+H2O(l) 26 g/mol H 2.00 g -99.6 kJ H=26 g/mol×(-99.6 kJ)÷2.00 g =-1 294.8 kJ/mol Q=3.00 mol×(-1 294.8 kJ/mol)=-3 884.4 kJ≈-3 880 kJ (2)从4题已知CH4的燃烧热为-889.6 kJ/mol,与之相比,燃烧相同物质的量的C2H2放出的热量多. 6. 写出NH3燃烧的热化学方程式NH3 (g)+5/4O2 (g) == NO2 (g)+3/2H2O(g) 将题中(1)式乘以3/2,得: 3/2H2 (g)+3/4O2 (g) == 3/2H2O(g) 3/2H1=3/2×(-241.8 kJ/mol) =-362.7 kJ/mol 将题中(2)式照写: 1/2N2 (g)+O2 (g) == NO2 (g) H2=+33.9 kJ/mol 将题中(3)式反写,得NH3 (g) == 1/2N2 (g)+3/2H2 (g) -H3=46.0 kJ/mol 再将改写后的3式相加,得: 2 7. 已知1 kg 人体脂肪储存32 200 kJ 能量,行走1 km 消耗170 kJ,求每天行走5 km,1年因此而消耗的脂肪量: 170 kJ/km×5 km/d×365 d÷32 200 kJ/kg=9.64 kg 8. 此人脂肪储存的能量为4.2×105 kJ.快速奔跑1 km 要消耗420 kJ 能量,此人脂肪可以维持奔跑的距离为:4.2×105 kJ÷420 kJ/km=1 000 km 9. 1 t 煤燃烧放热2.9×107 kJ 50 t 水由20 ℃升温至100 ℃,温差100 ℃-20 ℃=80 ℃,此时需吸热: 50×103 kg×80 ℃×4.184 kJ/(kg℃)=1.673 6×107 kJ 锅炉的热效率=(1.673 6×107 kJ÷2.9×107 kJ)×100% =57.7% 10. 各种塑料可回收的能量分别是: 耐纶5 m3×4.2×104 kJ/m3=21×104 kJ 聚氯乙烯50 m3×1.6×104 kJ/m3=80×104 kJ 丙烯酸类塑料 5 m3×1.8×104
高中化学所有化学反应方程式 一、非金属单质(F2,Cl2,O2,S,N2,P,C,Si,H) 1、氧化性: F2+H2===2HF (阴暗处爆炸) F2+Xe(过量)==XeF2 2F2(过量)+Xe==XeF4(XeF4是强氧化剂,能将Mn2+氧化为MnO4–) nF2+2M===2MFn(M表示大部分金属) 2F2+2H2O===4HF+O2 (水是还原剂) 2F2+2NaOH===2NaF+OF2+H2O F2+2NaCl===2NaF+Cl2 F2+2NaBr===2NaF+Br2 F2+2NaI===2NaF+I2 7F2(过量)+I2===2IF7 F2+Cl2(等体积)===2ClF (ClF属于类卤素:ClF+H2O==HF+HClO ) 3F2(过量)+Cl2===2ClF3 (ClF3+3H2O==3HF+HClO3 ) Cl2+H22HCl (将H2在Cl2点燃;混合点燃、加热、光照发生爆炸) 3Cl2+2P2PCl3Cl2+PCl3PCl5Cl2+2Na2NaCl 3Cl2+2Fe2FeCl3Cl2+Cu CuCl2 Cl2+2FeCl2===2FeCl3(在水溶液中:Cl2+2Fe2+===2Fe3++3Cl-) Cl2+2NaBr===2NaCl+Br2Cl2+2Br-=2Cl-+Br2 Cl2+2KI===2KCl+I2Cl2+2I-=2Cl-+I2 3Cl2(过量)+2KI+3H2O===6H Cl+KIO3 3Cl2+I–+3H2O=6H++6Cl–+IO3– 5Cl2+I2+6H2O===2HIO3+10HCl 5Cl2+I2+6H2O=10Cl–+IO3–+12H+ Cl2+Na2S===2NaCl+S↓Cl2+S2–=2Cl–+S↓ Cl2+H2S===2HCl+S↓(水溶液中:Cl2+H2S=2H++2Cl–+S↓ Cl2+SO2+2H2O===H2SO4+2HCl Cl2+SO2+2H2O=4H++SO42–+2Cl– Cl2+H2O2===2HCl+O2Cl2+H2O2=2H++Cl–+O2 2O2+3Fe Fe3O4O2+K===KO2 S+H2H2S 2S+C CS2S+Zn ZnS S+Fe FeS (既能由单质制取,又能由离子制取) S+2Cu Cu2S (只能由单质制取,不能由离子制取) 3S+2Al Al2S3 (只能由单质制取,不能由离子制取)
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,一定物质的量的反应物之间完全反应所放出或吸收的热量 2.焓变(ΔH)的意义:在恒压条件下进行的化学反应的热效应(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:①所有的燃烧反应②酸碱中和反应 ③大多数的化合反应④金属与酸的反应 ⑤生石灰和水反应⑥浓硫酸稀释、氢氧化钠固体溶解等 ☆常见的吸热反应:①晶体Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl ②大多数的分解反应 ③以H2、CO、C为还原剂的氧化还原反应④铵盐溶解等 二、热化学方程式 书写化学方程式注意要点: ①热化学方程式必须标出能量变化。 ②热化学方程式中必须标明反应物和生成物的聚集状态(g,l,s分别表示固态,液态,气态,水溶液中溶质用aq表示) ③热化学反应方程式要指明反应时的温度和压强。 ④热化学方程式中的化学计量数可以是整数,也可以是分数 ⑤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kJ/mol表示。 ※注意以下几点: ①研究条件:101 kPa ②反应程度:完全燃烧,产物是稳定的氧化物。 ③燃烧物的物质的量:1 mol ④研究内容:放出的热量。(ΔH<0,单位kJ/mol) 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) ΔH=-mol 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mol。 4.中和热的测定实验 五、盖斯定律
化学反应原理 第一章化学反应与能量 第一节化学反应与能量的变化 第二节燃烧热能源 第三节化学反应热的计算 归纳与整理 第二章化学反应速率和化学平衡 第一节化学反应速率 第二节影响化学反应速率的因素第二节影响化学反应速率的因素 第三节化学平衡 第四节化学反应进行的方向 归纳与整理 第三章水溶液中的离子平衡 第一节弱电解质的电离 第二节水的电离和溶液的酸碱性 第三节盐类的水解 第四节难溶电解质的溶解平衡 归纳与整理 第四章电化学基础 第一节原电池 第二节化学电源 第三节电解池 第四节金属的电化学腐蚀与防护 归纳与整理 化学选修4化学反应与原理 章节知识点梳理 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(ΔH)的意义:在恒压条件下进行的化学反应的热效应(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:①所有的燃烧反应②酸碱中和反应 ③大多数的化合反应④金属与酸的反应 ⑤生石灰和水反应⑥浓硫酸稀释、氢氧化钠固体溶解等 ☆常见的吸热反应:①晶体Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl ②大多数的分解反应 ③以H2、CO、C为还原剂的氧化还原反应④铵盐溶解等 二、热化学方程式 书写化学方程式注意要点: ①热化学方程式必须标出能量变化。 ②热化学方程式中必须标明反应物和生成物的聚集状态(g,l,s分别表示固态,液态,气态,水溶液中溶质用aq表示) ③热化学反应方程式要指明反应时的温度和压强。
人教版高中化学选修四《化学反应原理》课本 习题参考答案 Standardization of sany group #QS8QHH-HHGX8Q8-GNHHJ8-HHMHGN#
人教版高中化学选修四——《化学反应原理》课本习题参考答案 第一单元第一节化学反应与能量的变化 1. 化学反应过程中所释放或吸收的能量,叫做反应热,在恒压条件下,它等于反应前后物质的焓变,符号是ΔH,单位是 kJ/mol.例如1 mol H2 (g)燃烧,生成 1 mol H2O(g), 其反应热ΔH= kJ/mol. 2. 化学反应的实质就是反应物分子中化学键断裂,形成新的化学键,重新组合成生成物的分子.旧键断裂需要吸收能量,新键形成需要放出能量.当反应完成时,若生成物释放的能量比反应物吸收的能量大, 则此反应为放热反应; 若生成物释放的能量比反应物吸收的能量小,反应物需要吸收能量才能转化为生成物,则此反应为吸热反应. 第二节燃烧热能源 1. 在生产和生活中,可以根据燃烧热的数据选择燃料.如甲烷,乙烷,丙烷,甲醇, 乙醇,氢气的燃烧热值均很高,它们都是良好的燃料. 2. 化石燃料蕴藏量有限,不能再生,最终将会枯竭,因此现在就应该寻求应对措施. 措施之一就是用甲醇,乙醇代替汽油,农牧业废料,高产作物(如甘蔗,高粱,甘薯,玉米等) ,速生树木(如赤杨,刺槐,桉树等) ,经过发酵或高温热分解就可以制造甲醇或乙醇. 由于上述制造甲醇,乙醇的原料是生物质,可以再生,因此用甲醇,乙醇代替汽油是应对能源危机的一种有效措施. 3. 氢气是最轻的燃料,而且单位质量的燃烧热值最高,因此它是优异的火箭燃料,再加上无污染,氢气自然也是别的运输工具的优秀燃料.在当前,用氢气作燃料尚有困难,一是氢气易燃,易爆,极易泄漏,不便于贮存, 运输; 二是制造氢气尚需电力或别的化石燃料, 成本高. 如果用太阳能和水廉价地制取氢气的技术能够突破, 则氢气能源将具有广阔的发展前景. 4. 甲烷是一种优质的燃料,它存在于天然气之中.但探明的天然气矿藏有限,这是人们所担心的.现已发现海底存在大量水合甲烷,其储量约是已探明的化石燃料的2倍.如果找到了适用的开采技术,将大大缓解能源危机.
高中化学反应热知识点 1、盖斯定律 内容:化学反应不管是一步完成还是分几步完成,其反应热是相同的;即化学反应热 只与其反应的始态和终态有关,而与具体反应进行的途径无关; 2、应用 ①利用总反应和一个反应确定另一个反应的热效应; ②热化学方程式之间可以进行代数变换等数学处理. 3、反应热与键能关系 键能:键能既是形成1mol化学键所释放的能量,也是断裂1mol化学键所需要吸收的 能量. 由键能求反应热:反应热等于断裂反应物中的化学键所吸收的能量为“+”和形成生 成物中的化学键所放出的能量为“-”的代数和.即△H=反应物键能总和-生成物键能总和 =∑E反-∑E生 4、盖斯定律、燃烧热、热化学方程式的综合运用 进行反应热计算的注意事项: ①反应热数值与各物质的化学计量数成正比,因此热化学方程式中各物质的化学计量 数改变时,其反应热数值需同时做相同倍数的改变. ②热化学方程式中的反应热是指反应按所给形式完全进行时的反应热. ③正、逆反应的反应热数值相等、符号相反. 1根据反应物和生成物的聚集状态比较 物质由固体变成液态,由液态变成气态,都必定吸收热量;而由液态变成固态,由气 态变成液态,或由气态直接变成固态,则放出热量.因此在进行反应热计算或大小比较时,应特别注意各反应物或生成物的状态 2根据热化学方程式中化学计量数比较 热化学方程式中的化学计量数不表示分子数,而是表示反应物和生成物的物质的量, 可以是分数.当化学计量系数发生变化如加倍或减半时,反应热也要随之变化.互为可逆的 热化学反应,其反应热数值相等,符号相反. 3根据反应物和生成物的性质比较
不稳定状态单质转化为稳定状态的单质要放出热量,生成物越稳定或反应越易进行, 放出的热量越多;而有些物质,在溶于水时吸收热量或放出热量,在计算总反应热时,不 要忽视这部分热量. 4根据反应进行的程度比较 对于分步进行的反应来说,反应进行的越彻底,吸热或者放热越多;对于可逆反应来说,反应进行的程度越大,反应物的转化率越高,吸收或放出的热量也越多. 盖斯定律是热化学中一个相当有实用价值的定律。其内容是不管化学反应过程是一步 完成还是分几步完成,总过程的热效应是相同的,即一步完成的反应热等于分几步完成的 反应热之和。利用这一规律,可以从已经测定的反应的热效应来计算难于测量或不能测量 反应的热效应,它是间接求算反应热的常用方法。 具体计算方法是:通过热化学方程式的叠加,进行△H的加减运算。 例如:实验中不能直接计算出由石墨和氢气生成甲烷反应的反应热,但可测出CH4、 石墨和氢气的燃烧热。试求出石墨生成甲烷的反应热。 ①CH4g+2O2g=CO2g+2H2Ol△H1=-890.5KJ/mol ②C石墨+O2g=CO2g △H2=-393.5KJ/mol ③H2g+1/2O2g=H2Ol△H3=-285.8KJ/mol ④C石墨+2H2g=CH4g △H4 分析:根据盖斯定律,可以通过反应①②③的叠加组合出反应④,则反应热的关系为:△H4=2△H3+△H2-△H1=2×-285.8 KJ/mol+-393.5KJ/mol--890.5 KJ/mol=-74.6 KJ/mol。 感谢您的阅读,祝您生活愉快。
高一化学反应与能量知识点总结 一、在化学反应过程中,化学键的断裂需要吸收外界的能量,化学键的形成会向外界释放出能量,因此在化学反应中,参与反应的物质会伴随着能量的变化。 1、化学变化中能量变化的本质原因 ①当化学键键能越大,断开时所需的能量就越多,形成时所释放出的能量也越多。 ②化学反应中,反应物中的化学键(总键能E1)断裂时,吸收能量E1,在形成化学键变成生成物(总键能E2)时,放出能量E2。整个过程中,反应体系从外界吸收的能量为 ΔE=E1-E2 . 2、有的化学反应会吸收能量,有的化学反应会放出能量。 据图可知,一个化学反应是吸收能量 还是放出能量,决定于反应物总能量 与生成物总能量的相对大小。 3、任何化学反应除遵循质量守恒外,同样也遵循能量守恒。反应物与生成物的能量差若以热量形式表现即为放热反应(化学能转化成热能)或吸热反应(热能转化成化学能)。 (E反:反应物具有的能量;E生:生成物具有的能量): 4、放热反应和吸热反应 表现形式放热反应吸热反应 键能变化生成物总键能大于反应物总键能生成物总键能小于反应物总键能 由1、2联系得键能越大,物质能量越低,越稳定;反之键能越小,物质能量越高,越不稳定, 图示
5、常见的放热反应和吸热反应 ☆常见的放热反应: ①所有的燃烧与缓慢氧化。②酸碱中和反应。③金属与酸反应制取氢气。 ④大多数化合反应(特殊:C+CO2△ 2CO是吸热反应)。 注意:有热量放出未必是放热反应,放热反应和吸热反应必须是化学变化。某些常见的热效应:放热:①浓硫酸溶于水②NaOH溶于水③CaO溶于水,其中属于放热反应的是③ ☆常见的吸热反应:①以C、H2、CO为还原剂的氧化还原反应如: C(s)+H2O(g)△ CO(g)+H2(g)。 ②铵盐和碱的反应如Ba(OH)2·8H2O+NH4Cl=BaCl2+2NH3↑+10H2O ③大多数分解反应如KClO3、KMnO4、CaCO3的分解等。 [思考]一般说来,大多数化合反应是放热反应,大多数分解反应是吸热反应,放热反应都不需要加热,吸热反应都需要加热,这种说法对吗?试举例说明。 点拔:这种说法不对。如C+O2=CO2的反应是放热反应,但需要加热,只是反应开始后不再需要加热,反应放出的热量可以使反应继续下去。Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl的反应是吸热反应,但反应并不需要加热。 二、化学反应中化学能除了可以转化为热能,还可以转化为电能,因此,可以将化学反应用于电池中电能的生产源,由此制备将化学能转化为电能的装置------原电池。 1、原电池原理 (1)概念:把化学能直接转化为电能的装置叫做原电池。 (2)原电池的工作原理:通过氧化还原反应(有电子的转移)把化学能转变为电能。(3)构成原电池的条件:①两种活泼性不同的电极 ②电解质溶液(做原电池的内电路,并参与反应) ③形成闭合回路 ④能自发地发生氧化还原反应 (4)电极名称及发生的反应: 负极:较活泼的金属作负极,负极发生氧化反应, 电极反应式:较活泼金属-ne-=金属阳离子 负极现象:负极溶解,负极质量减少。 正极:较不活泼的金属或石墨作正极,正极发生还原反应,
14化学高二必修一知识点:化学反应的热效 应 1、化学反应的反应热(1)反应热的概念: 当化学反应在一定的温度下进行时,反应所释放或吸收的热量称为该反应在此温度下的热效应,简称反应热。用符号Q表示。 (2)反应热与吸热反应、放热反应的关系。 Qgt;0时,反应为吸热反应;Qlt;0时,反应为放热反应。 (3)反应热的测定 测定反应热的仪器为量热计,可测出反应前后溶液温度的变化,根据体系的热容可计算出反应热,计算公式如下: Q=-C(T2-T1) 式中C表示体系的热容,T1、T2分别表示反应前和反应后体系的温度。实验室经常测定中和反应的反应热。 2、化学反应的焓变(1)反应焓变 物质所具有的能量是物质固有的性质,可以用称为“焓”的物理量来描述,符号为H,单位为kJ mol-1。 反应产物的总焓与反应物的总焓之差称为反应焓变,用Delta;H表示。
(2)反应焓变Delta;H与反应热Q的关系。 对于等压条件下进行的化学反应,若反应中物质的能量变化全部转化为热能,则该反应的反应热等于反应焓变,其数学表达式为:Qp=Delta;H=H(反应产物)-H(反应物)。 (3)反应焓变与吸热反应,放热反应的关系: Delta;Hgt;0,反应吸收能量,为吸热反应。 Delta;Hlt;0,反应释放能量,为放热反应。 (4)反应焓变与热化学方程式: 把一个化学反应中物质的变化和反应焓变同时表示 出来的化学方程式称为热化学方程式,如:H2(g)+ O2(g)=H2O(l);Delta;H(298K)=-285.8kJ mol-1 书写热化学方程式应注意以下几点: ①化学式后面要注明物质的聚集状态:固态(s)、液态(l)、气态(g)、溶液(aq)。 ②化学方程式后面写上反应焓变Delta;H,Delta;H 的单位是J mol-1或kJ mol-1,且Delta;H后注明反应温度。 ③热化学方程式中物质的系数加倍,Delta;H的数值也相应加倍。 在高中复习阶段,大家一定要多练习题,掌握考题的规律,掌握常考的知识,这样有助于提高大家的分数。为大
高中化学1-1-1反应热、焓变45分钟作业新人教版选修4 一、选择题(每小题4分,每小题有1~2个正确选项) 1.下列说法正确的是() A.在化学反应中发生物质变化的同时,不一定发生能量变化 B.ΔH>0表示放热反应,ΔH<0表示吸热反应 C.ΔH的大小与热化学方程式中化学计量数无关 D.生成物释放的总能量大于反应物吸收的总能量时,ΔH<0 答案:D 2.将铁粉和硫粉混合后加热,待反应一发生即停止加热,反应仍可持续进行,直至反应完全生成新物质硫化亚铁。该现象说明了() A.该反应是吸热反应 B.该反应是放热反应 C.铁粉和硫粉在常温下难以发生反应 D.生成物硫化亚铁的总能量高于反应物铁粉和硫粉的总能量 解析:铁粉和硫粉在常温下难以发生反应,但加热至反应发生后,停止加热,反应仍能继续进行,说明该反应是放热反应。 答案:B、C 3.在相同温度和压强下,将等质量的硫分别在足量的纯氧气中、空气中燃烧,设前者放出的热量为Q1,后者放出的热量为Q2,则Q1和Q2相对大小的判断正确的是() A.Q1=Q2B.Q1>Q2 C.Q1 《化学反应与能量的变化》教学设计 知道反应热与化学键的关系。 知道反应热与反应物、生成物总能量 第一章化学反应与能量 第一节化学反应与能量的变化(第1课时) 1.焓变 ①概念:焓(H)是与内能有关的。在一定条件下,某一化学反应是吸热反应还是放热反应,由 生成物与反应物的即焓变(ΔH)决定。 ②常用单位:。 焓变与反应热的关系:恒压条件下,反应的热效应等于焓变。因此,我们常用表示反应热。2.1 mol H2分子中的化学键断裂吸收436 kJ的能量,1 mol Cl2分子中的化学键断裂吸收243 kJ的能量, 2 mol HCl分子中的化学键形成释放862 kJ的能量,则H2(g)+Cl2(g)===2HCl(g)的反应放出的热量 为。 3.ΔH的正、负和吸热、放热反应的关系 (1)放热反应:ΔH 0(填“<”或“>”),即ΔH为 (填“+”或“-”)。 (2)吸热反应:ΔH 0(填“<”或“>”),即ΔH为 (填“+”或“-”)。 4.△H计算的表达式: 合作探究 一、探究: 1、对于放热反应:能量如何转换的?能量从哪里转移到哪里? 体系的能量如何变化?升高还是降低? 环境的能量如何变化?升高还是降低? 规定放热反应的ΔH 为“-”,是站在谁的角度?体系还是环境? 2、由课本P2 中H2+Cl2=2HCl反应热的计算总结出用物质的键能计算反应热的数学表达式 △H= 3、△H<0时反应热△H > 0时反应热 4、如何理解课本P3中△H =-184.6kJ/mol中的“/mol 5、由课本P3 中图1-2 总结出用物质的能量计算反应热的数学表达式 二、反思总结 1、常见的放热、吸热反应分别有哪些? ①常见的放热反应有 ②常见的吸热反应有: 2、△H<0时反应热△H > 0时反应热 3、反应热的数学表达式:△H= 【小结】焓变反应热 在化学反应过程中,不仅有物质的变化,同时还伴有能量变化。 1.焓和焓变 焓是与物质内能有关的物理量。单位:kJ·mol-1,符号:H。 高中化学全部反应公式汇总 编辑:徐淑贤2012-11-13 13:53:00来源:中国教育在线一、非金属单质(F2,Cl2、O2、S、N2、P、C、Si 1.氧化性: F2+H2===2HF F2+Xe(过量===XeF2 2F2(过量+Xe===XeF4 nF2+2M===2MFn(表示大部分金属 2F2+2H2O===4HF+O2 2F2+2NaOH===2NaF+OF2+H2O F2+2NaCl===2NaF+Cl2 F2+2NaBr===2NaF+Br2 F2+2NaI===2NaF+I2 F2+Cl2(等体积===2ClF 3F2(过量+Cl2===2ClF3 7F2(过量+I2===2IF7 Cl2+H2===2HCl 3Cl2+2P===2PCl3 Cl2+PCl3===PCl5 Cl2+2Na===2NaCl 3Cl2+2Fe===2FeCl3 Cl2+2FeCl2===2FeCl3 Cl2+Cu===CuCl2 2Cl2+2NaBr===2NaCl+Br2 Cl2+2NaI===2NaCl+I2 5Cl2+I2+6H2O===2HIO3+10HCl Cl2+Na2S===2NaCl+S Cl2+H2S===2HCl+S Cl2+SO2+2H2O===H2SO4+2HCl Cl2+H2O2===2HCl+O2 2O2+3Fe===Fe3O4 O2+K===KO2 S+H2===H2S 2S+C===CS2 S+Fe===FeS S+2Cu===Cu2S 3S+2Al===Al2S3 S+Zn===ZnS N2+3H2===2NH3 N2+3Mg===Mg3N2 N2+3Ca===Ca3N2 N2+3Ba===Ba3N2 N2+6Na===2Na3N N2+6K===2K3N N2+6Rb===2Rb3N P2+6H2===4PH3 P+3Na===Na3P 2P+3Zn===Zn3P2 2.还原性 S+O2===SO2 S+O2===SO2 S+6HNO3(浓===H2SO4+6NO2+2H2O 3S+4HNO3(稀===3SO2+4NO+2H2O N2+O2===2NO 4P+5O2===P4O10(常写成P2O5 2P+3X2===2PX3(X表示F2,Cl2,Br2 PX3+X2===PX5 P4+20HNO3(浓===4H3PO4+20NO2+4H2O C+2F2===CF4 C+2Cl2===CCl4 第一章化学反应与能量 第一单元化学反应中的热效应 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(ΔH)的意义:在恒压条件下进行的化学反应的热效应 (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:①所有的燃烧反应②酸碱中和反应 ③大多数的化合反应④金属与酸的反应 ⑤生石灰和水反应⑥浓硫酸稀释、氢氧化钠固体溶解等 ☆常见的吸热反应:①晶体Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl ②大多数的分解反应 ③以H2、CO、C为还原剂的氧化还原反应④铵盐溶解等 二、热化学方程式 书写化学方程式注意要点:①热化学方程式必须标出能量变化。 ②热化学方程式中必须标明反应物和生成物的聚集状态 (g,l,s分别表示固态,液态,气态,水溶液中溶质用aq表示) ③热化学反应方程式要指明反应时的温度和压强。 ④热化学方程式中的化学计量数可以是整数,也可以是分数 ⑤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kJ/mol 表示。 ※注意以下几点: ①研究条件:101 kPa;②反应程度:完全燃烧,产物是稳定的氧化物。 ③燃烧物的物质的量:1 mol;④研究内容:放出的热量。(ΔH<0,单位kJ/mol) 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) ΔH=-57.3kJ/mol 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57.3 kJ/mol。 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。 第二单元化学能与电能的转化 原电池: 1、概念:化学能转化为电能的装置叫做原电池_______ 2、组成条件:①两个活泼性不同的电极②电解质溶液③电极用导线相连并插入电解液构成闭合回路 3、电子流向:外电路:负极——导线——正极 内电路:盐桥中阴离子移向负极的电解质溶液,盐桥中阳离子移向正极的电解质溶液。 4、电极反应:以锌铜原电池为例: 负极:氧化反应:Zn-2e=Zn2+(较活泼金属) 正极:还原反应:2H++2e=H2↑(较不活泼金属) 总反应式:Zn+2H+=Zn2++H2↑ 氮是地球上极为丰富的元素.填写下列空白: 1)常温下,锂可与氮气直接反应生成Li3N,Li3N晶体中氮以N3-存在,Li3N晶体属于离子晶体(填晶体类型). 2)将锂在纯氮气中燃烧可制得Li3N,其反应的化学方程为6Li+N2点燃2Li3N 3 4)氮化硅是一种高温陶瓷材料,它硬度大、熔点高、化学性质稳定. ①氮化硅晶体属于原子晶体(填晶体类型); ②已知氮化硅晶体结构中,原子间都以共价键相连,且N原子与N原子,Si原子与Si原子不直接相连,同时每个原子都满足8电子结构,请写出氮化硅的化学式Si3N4 5)极纯的氮气可由叠氮化钠(NaN3)加热分解而得到.2NaN3(s)=2Na(l)+3N2(g),反应过程中,断裂的化学键是离子键和共价键,形成的化学键有金属键、共价键. 能源是国民经济发展的重要基础,我国目前使用的能源主要是化石燃料 1)已知碳的燃烧热△H=-393.5KJ/mol,完全燃烧10mol碳释放的热量为3935KJ. 2)实验测得6.4g 乙醇在氧气中充分燃烧生成CO2(g)和H2O(l)时释放出113.5KJ的热量,试写出乙醇燃烧热的热化学方程式:CH3CH2OH(l)+3O2(g)=2 CO2(g)+3H2O(l);△H=-816.5 kJ/mol 3)从化学键的角度分析,化学反应的实质就是反应物的化学键的断裂和生成物的化学键的形成过程.已知H-H键能为436KJ/mol,H-N键能为391KJ/mol,根据化学方程式: N2(g)+3H2(g)?2NH3(g); △H=-92.4KJ/mol,则N≡N 键的键能是945.6KJ/mol 4)如图是1molNO2和1molCO反应生成CO2和NO过程中能量变化示意图,请写出NO2和CO反应的热化学方程式:NO2(g)+CO(g)=CO2(g)+NO(g); △H=-234kJ/mol.在反应体系中加入催化剂,E1的变化是减小(填“增大”、“减小”或“不变”),对反应热是否有影响?无,原因是反应热的大小只与反应物和生成物所具有的总能量有关 5)根据以下3个热化学方程式,判断Q1、Q2、Q3三者大小关系是Q1<Q2<Q3 2H2S(g)+3O2(g)=2SO2(g)+2H2O(l)△H=Q1kJ/mol 2H2S(g)+O2(g)=2S (s)+2H2O(l)△H=Q2kJ/mol 2H2S(g)+O2(g)=2S (s)+2H2O(g)△H=Q3kJ/mol. 第二章化学反应速率和化学平衡 一、化学反应速率 课标要求 1、掌握化学反应速率的含义及其计算 2、了解测定化学反应速率的实验方法 要点精讲 1、化学反应速率 (1)化学反应速率的概念 化学反应速率是用来衡量化学反应进行的快慢程度的物理量。 (2)化学反应速率的表示方法 对于反应体系体积不变的化学反应,通常用单位时间内反应物或生成物的物质的量浓度的变化值表示。 某一物质A的化学反应速率的表达式为: 式中——某物质A的浓度变化,常用单位为mol·L-1。 ——某段时间间隔,常用单位为s,min,h。 υ——物质A的反应速率,常用单位是mol·L-1·s-1,mol·L-1·s-1等。 (3)化学反应速率的计算规律 ①同一反应中不同物质的化学反应速率间的关系 同一时间内,用不同的物质表示的同一反应的反应速率数值之比等于化学方程式中各物质的化学计量数之比。 ②化学反应速率的计算规律 同一化学反应,用不同物质的浓度变化表示的化学反应速率之比等于反应方程式中相应的物质的化学计量数之比,这是有关化学反应速率的计算或换算的依据。 (4)化学反应速率的特点 ①反应速率不取负值,用任何一种物质的变化来表示反应速率都不取负值。 ②同一化学反应选用不同物质表示反应速率时,可能有不同的速率数值,但速率之比等于化学方程式中各物质的化学计量数之比。 ③化学反应速率是指时间内的“平均”反应速率。 小贴士:①化学反应速率通常指的是某物质在某一段时间内化学反应的平均速率,而不是在某一时刻的瞬时速率。 ②由于在反应中纯固体和纯液体的浓度是恒定不变的,因此对于有纯液体或纯固体参加的反应一般不用纯液体或纯固体来表示化学反应速率。其化学反应速率与其表面积大小有关,而 有机化学反应类型全总结一、取代反应 定义:有机物分子里的某些原子或原子团被其它原子或原子团所代替的反应称为取代反应. 取代反应的类型很多, 中学化学中主要有下面几类: 1.卤代反应烷烃、芳香烃、苯酚等均能发生卤代反应如: 。 2.硝化反应苯及其同系物、苯酚、烷烃等均能发生硝化反应如: 3.磺化反应苯、苯的衍生物, 几乎均可磺化.如: ; (邻、对位产物为主) 4. 酯化反应 (1)羧酸和醇的反应.如: (2)无机含氧酸和醇的反应.如: 5.水解反应: 卤代烃、酯、多糖、二糖、蛋白质都能在一定条件下发生水解反应.如: , 6. 与活泼金属的反应: 醇、酚、羧酸等均能与活泼金属如钠反应生成氢气.如: , 7.醇与卤化氢(HX)的反应.如: 8.羧酸或醇的分子间脱水.如: 二、加成反应 定义有机物分子里不饱和的碳原子跟其它原子或原子团直接结合, 生成别的物质的反应, 叫加成反应分子结构中含有双键或叁键的化合物, 一般能与H2、X2(X为Cl、Br、I)、HX、H2O、HCN等小分子物质起加成反应. 如烯烃、二烯烃、炔烃、苯及其同系物、醛、酮、不饱和高级脂肪酸及其甘油脂、单糖等. 说明: 1.羧基和酯基中的碳氧双键不能发生加成反应。 2.醛、酮的羰基只能与H2发生加成反应。 3.共轭二烯有两种不同的加成形式。 1.和氢气加成. — 2.和卤素加成 3.; 4.和卤化氢加成 5.和水加成 三、消去反应 定义:有机化合物在适当条件下, 从一个分子相邻两个碳原子上脱去一个小分子(如H2O、HX等)而生成不饱和(双键或叁键)化合物的反应称为消去反应, 又称消除反应发生消去反应的化合物需具备以下两个条件: (1)是连有一OH(或一X)的碳原子有相邻的碳原子; — (2)是该相邻的碳原子上还必须连有H原子. 1.醇的消去反应.如: 2.卤代烃的消去反应.如: 四、聚合反应 定义:由许多单个分子互相结合生成高分子化合物的反应叫聚合反应. 聚合反应有两个基本类型:加聚反应和缩聚反应. 1.加聚反应. 由许多单个分子互相加成, 又不缩掉其它小分子的聚合反应称为加成聚合反应简称加聚反应. ! 烯烃、二烯烃及含的物质均能发生加聚反应.如: 第四章电化学基础练习题 1.Cu2O是一种半导体材料,基于绿色化学理念设计的制取.Cu2O的电解池示 意图如下,电解总反应:2Cu+H2O==Cu2O+H2O↑。下列说法正确的是: () A.石墨电极上产生氢气B.铜电极发生还原反应 C.铜电极接直流电源的负极 D.当有0.1mol电子转移时,有0.1molCu2O生成。 2.下列叙述不正确的是() A.铁表面镀锌,铁作阳极 B.船底镶嵌锌块,锌作负极,以防船体被腐蚀 C.钢铁吸氧腐蚀的正极反应:O2 +2H2O+4e-=4OH— D.工业上电解饱和食盐水的阳极反应:2Cl一一2e一=C12↑ 3.控制适合的条件,将反应2Fe3++2I-2Fe2++I 2设计成如右图所示 的原电池。下列判断不正确 ...的是() A.反应开始时,乙中石墨电极上发生氧化反应 B.反应开始时,甲中石墨电极上Fe3+被还原 C.电流计读数为零时,反应达到化学平衡状态 D.电流计读数为零后,在甲中溶入FeCl2固定,乙中石墨电极为负极 4.可用于电动汽车的铝-空气燃料电池,通常以NaCl溶液或NaOH溶液为点解液,铝合金为负极,空气电极为正极。下列说法正确的是() A.以NaCl溶液或NaOH溶液为电解液时,正极反应都为:O2+2H2O+4e-=4OH- B.以NaOH溶液为电解液时,负极反应为:Al+3OH--3e=Al(OH)3↓ C.以NaOH溶液为电解液时,电池在工作过程中电解液的pH保持不变 D.电池工作时,电子通过外电路从正极流向负极 5.钢铁生锈过程发生如下反应:①2Fe+O2+2H2O=2Fe(OH)2;②4Fe(OH)2+O2+2H2O=4Fe(OH)3;③ 2Fe(OH)3=Fe2O3+3H2O。下列说法正确的是() A.反应①、②中电子转移数目相等B.反应①中氧化剂是氧气和水 C.与铜质水龙头连接处的钢质水管不易发生腐蚀 D.钢铁在潮湿的空气中不能发生电化学腐蚀() 6.化学在生产和日常生活中有着重要的应用。下列说法不正确的是 A.明矾水解形成的Al(OH)3胶体能吸附水中悬浮物,可用于水的净化 B.在海轮外壳上镶入锌块,可减缓船体的腐蚀速率 C.MgO的熔点很高,可用于制作耐高温材料 D.电解MgCl2饱和溶液,可制得金属镁 7.右图装置中,U型管内为红墨水,a、b试管内分别盛有食盐水和氯化铵溶液,各加入生铁块,放置一段时间。 下列有关描述错误的是() A.生铁块中的碳是原电池的正极 B.红墨水柱两边的液面变为左低右高 C.两试管中相同的电极反应式是:Fe-2e-Fe2+ D.a试管中发生了吸氧腐蚀,b试管中发生了析氢腐蚀 8.茫茫黑夜中,航标灯为航海员指明了方向。航标灯的电源必须长效、稳定。我国科技工作者研制出以铝合金、 Pt-Fe合金网为电极材料的海水电池。在这种电池中①铝合金是阳极②铝合金是负极③海水是电解液 ④铝合金电极发生还原反应() 高中的化学反应热符号△H与焓 ——中学化学教材之我见 河南省永城市二高吕军 1、高中化学反应热符号△H实为标准摩尔反应焓?rH?m(298.15K) 焓是什么?大学《无机化学》和《物理化学》中,给出了同样的定义式: H≡U+PV 即焓(H)是一个状态函数,一个热力学能状态函数,并椐此推出: ?H≡H 终—H 始 = Qp 式中?H即焓变,此式表明,化学反应在等温等压下发生,不做其他功时,反应的热效应等于系统的状态函数焓的变化量?H。定义式中:U表示体系的内能,PV是等温等压条件下体系的膨胀功,能和功的单位都是焦耳或千焦,所以焓变和焓的单位均应为焦耳或千焦。《物理化学》关于焓的单位虽没有明确指出,但例题的解题如 解:1mol H 2O(L)在等温等压下气化为1mol H 2 O(g) ?H=40.65kJ” 用实际行动表明焓的单位是“KJ”或“J”的观点。 大学《无机化学》中焓这部分有着这么一段论述:“通常的化学反应在等温等压下进行的,因此反应焓变化比反应热力学更重要。在中学阶段表达反应热的热化学方程式例如: 2H 2(g)+O 2 (g)=2H 2 O(g)+Q 今后我们改用如下形式表示,例如: 2H2(g)+O2(g)=2H2O(g)?rH?m(298.15K)=-483.636KJ/mol 符号?rH? m (298.15K)中的“r”表示化学反应的焓变,下标的“m”表示发生1mol反应 的焓变,换言之,?rH? m 的全称为标准摩尔反应焓变。又简称为反应焓。显然,对于: H 2(g)+1/2O 2 (g)=H 2 O(g)?rH? m (298.15K)=-241.818KJ/mol 因为这时每mol是1molH 2(g)与1/2molO 2 (g)反应生成1molH 2 O(g),反应焓在数值上相 当于上一反应焓的一半。” 这在高中化学里《热化学方程式》部分有以下相似的内容:“与化学方程式不同,热化学方程式各物质前的化学计量数不表示分子个数,因此它可以是整数,也可以是分数。对于相同物质的反应,当化学计量数不同时,其ΔΗ也不相同。例如: 2H 2(g)+O 2 (g)=2H 2 O(g)?H =-483.636KJ/mol H 2(g)+1/2O 2 (g)=H 2 O(g)?H=-241.818KJ/mol 显然对于上述相同物质的反应,前者的ΔΗ是后者的两倍。” 比较以上内容,我们不难看出,三种刊物给出了ΔΗ两种不同的单位:KJ或KJ/mol 。虽然现行的高中教材反应热并未象《无机化学》里所说用Q来表示,高中课本的编者也试图用焓,更确切点儿讲是在用标准摩尔反应焓变来表示反应热。也就是说三种刊物是从两个不同的角度在介绍焓的知识:《物理化学》是讲的一般意义上的焓;《无机化学》比较全面地介绍了焓及焓变;高中化学只是语焉不详地提到了焓变的符号。 2、中学化学教材存在的问题及应对措施 高三化学《化学反应中的能量变化》部分有这么段文字:“在化学反应过程中放出或吸高中化学《化学反应与能量的变化》教学设计
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