化学反应原理-总复习知识摘要.ppt

金属腐蚀快慢的比较 * 期末考试知识点题型分析 1、反应热的理解与计算（包括燃烧热、中和热和盖斯定律） ①放热反应与吸热反应的多角度理解 ②△H的求算 2、书写热化学方程式（包括中和热、燃烧热和盖斯定律） ①要注明反应物和生成物聚集状态: 固态（s）液态（l）气态（g）水溶液（aq） ②△H的数值与反应式中的化学计量数成比例 △H的单位KJ/mol 表达式：v (B)= —— △C（B） △ t 1、化学反应速率 速率比=化学计量数比=变化量之比 比较反应快慢：同一物质，同一单位。 应用：计算题（三段式法 ） α(B)= ————×100% B的转化量 B的起始量 转化率： 内因： 反应物本身的性质（不同反应） 外因：（同一反应） 2、影响化学反应速率的因素 （1）浓度 C↑，v↑ （2）压强 P↑,c ↑ v ↑ （3）温度 T↑， v↑ （4）催化剂 v ↑ （5）其他因素： 增大反应物间的接触面积,v ↑ 3、“自发反应”的判断 （1）△H0，△S0， 反应一定能自发进行 （2）△H0，△S0， 反应一定不能自发进行 （3）△H0,△S0,高温自发; △H0,△S0,低温自发 4、化学平衡状态的判断 （1）v正=v逆 v生成=v消耗 速率比=化学计量数比 且一个v正，一个v逆 同一物质： 不同物质： （2）反应混合物中各组分的浓度(百分含量)不变 （3）其它：α,T,V,n,P, ρ,M平均 关键：正逆相等，变量不变 5、化学平衡常数 其中c为各组分的平衡浓度，温度一定，K为定值。 K值越大反应进行的越完全；越小越不完全 只与温度有关，与浓度无关。 固体和纯液体浓度可看做“1”而不代入公式。 指某一具体反应的平衡常数。 逆反应： K倒数 倍数： K指数 （2）利用K可判断反应的热效应 若T↑,K值↑,正向吸热; 若T↑,K值↓,正向放热。 当Q＝K时，反应处于平衡状态； 当Q＜K时，反应向正反应方向进行； 当Q＞K时，反应向逆反应方向进行。 （1）判断平衡移动方向 6.化学平衡移动 （一）影响化学平衡的因素 1、浓度 C反↓或C生↑，逆向移动。 C反↑或C生↓，正向移动； 2、温度 温度降低,向放热方向移动。 温度升高,向吸热方向移动； 减小压强，平衡向气体体积增大的方向移动 增大压强，平衡向气体体积缩小的方向移动 3、压强 对于反应前后气体分子数目不变的反应， 压强改变，平衡不移动 4、催化剂: 加催化剂，不能使平衡发生移动. 改变影响平衡的一个因素(如浓度,温度,或压强等),平衡将向着能够减弱这种改变的方向移动。 （二）、化学平衡移动原理： 不能“消除” 7、图像题 解题原则： 1)先拐先平数值大 2)定一议二 8、等效平衡 恒T恒V： △n≠0，等量等效 △n=0，等比等效 恒T恒P： 等比等效 一、强弱电解质相关概念及判断 二、电离方程式的书写 1、强等号，弱可逆。 2、多元弱酸分步电离。 3、酸式盐电离。 4、多元弱碱一步电离。 NaHSO4 NaHCO3 1.定义：在一定温度下，当弱电解质在水溶液中电离达到最大程度时，电离过成并没有停止。此时弱电解质分子电离成离子的速率和离子结合成弱电解质分子的速率相等，溶液中各分子和离子的浓度都不再发生变化。 三、弱电解质的电离平衡 2.电离度（α）： α= ×100% 已电离的弱电解质的浓度 弱电解质的初始浓度 4. 影响电离平衡的因素： (1)内因： 电解质本身的性质 (2)外因： ①温度： T↑，正向移动，电离度↑。 ②浓度： a.加水稀释：正向移动，电离度增大 b.增大浓度：正向移动，电离度减小 越稀越电离. ③外加电解质 a.加入含弱电解质离子的电解质 b.加入消耗弱电解质离子的电解质 逆向移动 正向移动 5.电离平衡常数： CH3COOH CH3COO - + H+ Ka= C(CH3COO-)·C(H+) C(CH3COOH) ③多元弱酸分步电离，主要取决于第一步。 ②K越大，电离程度越大，酸性越强。 ①K只与温度有关, 与浓度无关。 四、水的电离: H2O+H2O H3O++OH－ H2O H＋+OH－ 25℃： Kw =C(H+)·C(OH-) =10-14 2、水的离子积: 1、水的电离: 温度越高，Kw越大 3、Kw取决于温度,不仅适用于纯水,还适用于其他溶液。 3、影响水的电离平衡的因素： ①升高温度 抑制水电离， 促进水电