化學(xué)反應(yīng)熱的計(jì)算.ppt

高二化學(xué)選修四復(fù)習(xí)總結(jié),第一章 化學(xué)反應(yīng)與能量,第一節(jié) 化學(xué)反應(yīng)與能量變化,一、焓變、反應(yīng)熱 化學(xué)鍵與化學(xué)反應(yīng)中的能量變化的關(guān)系、H的計(jì)算式 常見的吸熱反應(yīng)、放熱反應(yīng)及其對(duì)應(yīng)圖像 二、熱化學(xué)方程式的書寫(結(jié)合燃燒熱、中和熱) 燃燒熱：常見物質(zhì)有乙醇、甲烷、丙烷、乙烯 中和熱：H+ (aq)+OH-(aq)=H2O(l) H=-57.3kJ/mol H大小的比較 三、中和熱的測定 環(huán)形玻璃攪拌棒、實(shí)驗(yàn)大概步驟、操作注意之處及原因,第二節(jié) 燃燒熱,一、燃燒熱 概念：25 ，101 kPa時(shí)，1 mol純物質(zhì)完全燃燒生成穩(wěn)定的化合物時(shí)所放出的熱量。燃燒熱的單位用kJ/mol表示。 注意以下幾點(diǎn)： 研究條件：101 kPa 反應(yīng)程度：完全燃燒，產(chǎn)物是穩(wěn)定的氧化物。 燃燒物的物質(zhì)的量：1 mol 研究內(nèi)容：放出的熱量。（H0，單位kJ/mol） 二、中和熱 1概念：在稀溶液中，酸跟堿發(fā)生中和反應(yīng)而生成1mol H2O，這時(shí)的反應(yīng)熱叫中和熱。 2強(qiáng)酸與強(qiáng)堿的中和反應(yīng)其實(shí)質(zhì)是H+和OH-反應(yīng)，其熱化學(xué)方程式為： H+(aq) +OH-(aq) =H2O(l) H=57.3kJ/mol 3弱酸或弱堿電離要吸收熱量，所以它們參加中和反應(yīng)時(shí)的中和熱小于57.3kJ/mol。,第三節(jié) 化學(xué)反應(yīng)熱的計(jì)算,一、蓋斯定律(主要是應(yīng)用) 1內(nèi)容：化學(xué)反應(yīng)的反應(yīng)熱只與反應(yīng)的始態(tài)（各反應(yīng)物）和終態(tài)（各生成物）有關(guān)，而與具體反應(yīng)進(jìn)行的途徑無關(guān)，如果一個(gè)反應(yīng)可以分幾步進(jìn)行，則各分步反應(yīng)的反應(yīng)熱之和與該反應(yīng)一步完成的反應(yīng)熱是相同的。 2、運(yùn)用：根據(jù)蓋斯定律，可以設(shè)計(jì)反應(yīng)求出另一個(gè)反應(yīng)的反應(yīng)熱。 二、反應(yīng)熱的計(jì)算 反應(yīng)熱的計(jì)算類型： A.根據(jù)反應(yīng)熱的概念的計(jì)算 B 根據(jù)熱化學(xué)方程式的計(jì)算 C 根據(jù)化學(xué)鍵鍵能的計(jì)算 D利用蓋斯定律的計(jì)算,第二章 化學(xué)反應(yīng)速率和化學(xué)平衡,第一節(jié) 化學(xué)反應(yīng)速率,一、化學(xué)反應(yīng)速率 化學(xué)反應(yīng)速率（v） 定義：用來衡量化學(xué)反應(yīng)的快慢，單位時(shí)間內(nèi)反應(yīng)物或生成物的物質(zhì)的量的變化 表示方法：單位時(shí)間內(nèi)反應(yīng)濃度的減少或生成物濃度的增加來表示 計(jì)算公式：v=c/t（：平均速率，c：濃度變化，t：時(shí)間）單位：mol/（Ls） 影響因素： 決定因素（內(nèi)因）：反應(yīng)物的性質(zhì)（決定因素） 條件因素（外因）：反應(yīng)所處的條件,影響因素變化規(guī)律,注意,注意：（1）、參加反應(yīng)的物質(zhì)為固體和液體，由于壓強(qiáng)的變化對(duì)濃度幾乎無影響，可以認(rèn)為反應(yīng)速率不變。 （2）、惰性氣體對(duì)于速率的影響 恒溫恒容時(shí)：充入惰性氣體總壓增大，但是各分壓不變，各物質(zhì)濃度不變反應(yīng)速率不變 恒溫恒體時(shí)：充入惰性氣體體積增大各反應(yīng)物濃度減小反應(yīng)速率減慢,第二節(jié) 影響化學(xué)反應(yīng)速率的因素,一、有效碰撞理論 活化分子；活化能；活化分子百分?jǐn)?shù)；有效碰撞 二、外界條件對(duì)反應(yīng)速率的影響 1、濃度對(duì)化學(xué)平衡移動(dòng)的影響 （1）影響規(guī)律：在其他條件不變的情況下，增大反應(yīng)物的濃度或減少生成物的濃度，都可以使平衡向正方向移 動(dòng)；增大生成物的濃度或減小反應(yīng)物的濃度，都可以使平衡向逆方向移動(dòng) （2）增加固體或純液體的量，由于濃度不變，所以平衡_不移動(dòng)_ （3）在溶液中進(jìn)行的反應(yīng)，如果稀釋溶液，反應(yīng)物濃度_減小_，生成物濃度也_減小_， V正_減小_，V逆也_減小_，但是減小的程度不同，總的結(jié)果是化學(xué)平衡向反應(yīng)方程式中化學(xué)計(jì)量數(shù)之和_大_的方向移動(dòng)。,外界條件對(duì)反應(yīng)速率的影響,2、溫度對(duì)化學(xué)平衡移動(dòng)的影響 影響規(guī)律：在其他條件不變的情況下，溫度升高會(huì)使化學(xué)平衡向著吸熱反應(yīng)方向移動(dòng)，溫度降低會(huì)使化學(xué)平衡向著放熱反應(yīng)方向移動(dòng)。 3、壓強(qiáng)對(duì)化學(xué)平衡移動(dòng)的影響 影響規(guī)律：其他條件不變時(shí)，增大壓強(qiáng)，會(huì)使平衡向著體積縮小方向移動(dòng)；減小壓強(qiáng)，會(huì)使平衡向著體積增大方向移動(dòng)。 注意：（1）改變壓強(qiáng)不能使無氣態(tài)物質(zhì)存在的化學(xué)平衡發(fā)生移動(dòng) （2）氣體減壓或增壓與溶液稀釋或濃縮的化學(xué)平衡移動(dòng)規(guī)律相似,外界條件對(duì)反應(yīng)速率的影響,4、催化劑對(duì)化學(xué)平衡的影響：由于使用催化劑對(duì)正反應(yīng)速率和逆反應(yīng)速率影響的程度是等同的，所以平衡不移動(dòng)。但是使用催化劑可以影響可逆反應(yīng)達(dá)到平衡所需的時(shí)間。 5、勒夏特列原理（平衡移動(dòng)原理）：如果改變影響平衡的條件之一（如溫度，壓強(qiáng)，濃度），平衡向著能夠減弱這種改變的方向移動(dòng)。,第三節(jié) 化學(xué)平衡,一、化學(xué)平衡狀態(tài)的建立 定義、特征 (5個(gè))、 化學(xué)平衡狀態(tài)標(biāo)志的判斷(變量不變) 影響化學(xué)平衡狀態(tài)的因素 (濃度、溫度、壓強(qiáng))及平衡的移動(dòng) 催化劑不能使平衡發(fā)生移動(dòng)、勒夏特列原理,二、化學(xué)平衡常數(shù) 表達(dá)式、K值只與溫度有關(guān)、轉(zhuǎn)化率的計(jì)算 計(jì)算題(列出起始、轉(zhuǎn)化、平衡濃度),第四節(jié) 化學(xué)反應(yīng)進(jìn)行的方向,金屬腐蝕快慢的規(guī)律：在同一電解質(zhì)溶液中，金屬腐蝕的快慢規(guī)律如下： 電解原理引起的腐蝕原電池原理引起的腐蝕化學(xué)腐蝕有防腐措施的腐蝕 防腐措施由好到壞的順序如下： 外接電源的陰極保護(hù)法犧牲負(fù)極的正極保護(hù)法有一般防腐條件的腐蝕無防腐條件的腐蝕,反應(yīng)方向判斷依據(jù),在溫度、壓強(qiáng)一定的條件下，化學(xué)反應(yīng)的判讀依據(jù)為： H-TS 0 反應(yīng)能自發(fā)進(jìn)行 H-TS = 0 反應(yīng)達(dá)到平衡狀態(tài) H-TS 0 反應(yīng)不能自發(fā)進(jìn)行 注意：（1）H為負(fù)，S為正時(shí)，任何溫度反應(yīng)都能自發(fā)進(jìn)行 （2）H為正，S為負(fù)時(shí)，任何溫度反應(yīng)都不能自發(fā)進(jìn)行,第三章 水溶液中的離子平衡,第一節(jié) 弱電解質(zhì)的電離,一、強(qiáng)弱電解質(zhì) 常見的強(qiáng)弱電解質(zhì)的類型并學(xué)會(huì)判斷 與導(dǎo)電性、溶解性無關(guān) 二、弱電解質(zhì)的電離平衡 電離方程式的書寫(強(qiáng)等號(hào)、弱可逆、多元弱酸分步寫、多元弱堿一步完、NaHSO4、NaHCO3) 影響電離平衡的因素(濃度、溫度、稀釋、同離子效應(yīng)、化學(xué)反應(yīng)),第二節(jié) 水的電離與溶液酸堿性,一、水的電離 水的離子積(常溫1.010-14)、只與溫度有關(guān) 影響水電離的因素(溫度、加酸/堿、加會(huì)水解的鹽) 二、溶液的酸堿性與pH 酸堿性本質(zhì)(H+、OH-濃度相對(duì)大小)、 pH=-lgc(H+) pH的計(jì)算(稀釋、兩強(qiáng)的混合、酸堿混合) 酸堿中和滴定(儀器、操作步驟、終點(diǎn)現(xiàn)象、誤差分析、實(shí)驗(yàn)結(jié)果數(shù)據(jù)處理),第三節(jié) 鹽類水解,一、鹽類水解 強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽、強(qiáng)酸弱堿鹽、強(qiáng)堿弱酸鹽的酸堿性 原因、實(shí)質(zhì)、規(guī)律、 水解的離子方程式的書寫 影響水解平衡的因素(溫度、濃度、稀釋、加酸/堿、雙水解) 二、鹽類水解的應(yīng)用 pH大小的比較、離子共存、同種離子不同溶液的濃度比較 離子濃度大小順序(同一溶液中、兩種溶液的混合) 三大守恒(電荷守恒、物料守恒、質(zhì)子守恒),第四節(jié) 難溶電解質(zhì)的溶解平衡,1、難溶電解質(zhì)的溶解平衡的一些常見知識(shí) （1）溶解度 小于 0.01g的電解質(zhì)稱難溶電解質(zhì)。 （2）反應(yīng)后離子濃度降至1*10-5以下的反應(yīng)為完全反應(yīng)。如酸堿中和時(shí)H+降至10-7mol/L10-5mol/L，故為完全反應(yīng)，用“=”，常見的難溶物在水中的離子濃度均遠(yuǎn)低于10-5mol/L，故均用“=”。 （3）難溶并非不溶，任何難溶物在水中均存在溶解平衡。 （4）掌握三種微溶物質(zhì)：CaSO4、Ca(OH)2、Ag2SO4 （5）溶解平衡常為吸熱，但Ca(OH)2為放熱，升溫其溶解度減少。 （6）溶解平衡存在的前提是：必須存在沉淀，否則不存在平衡。,第四章 電化學(xué)基礎(chǔ),第一節(jié) 原電池,定義、電極及發(fā)生的反應(yīng)、鹽橋的作用 正、負(fù)極的判斷： （1）從電極材料：一般較活潑金屬為負(fù)極；或金屬為負(fù)極，非金屬為正極。 （2）從電子的流動(dòng)方向 負(fù)極流入正極 （3）從電流方向 正極流入負(fù)極 （4）根據(jù)電解質(zhì)溶液內(nèi)離子的移動(dòng)方向 陽離子流向正極，陰離子流向負(fù)極 （5）根據(jù)實(shí)驗(yàn)現(xiàn)象_溶解的一極為負(fù)極_ 增重或有氣泡一極為正極,第二節(jié) 化學(xué)電源,了解常見的一次電池、二次電池 堿性鋅錳電池、鉛蓄電池 2、電極反應(yīng)：鉛蓄電池 放電： 負(fù)極（鉛）：Pb2e PbSO4 正極（氧化鉛）：PbO24H+2e PbSO42H2O 充電： 陰極：PbSO42H2O2e PbO24H+ 放電 充電 陽極：PbSO42e Pb兩式可以寫成一個(gè)可逆反應(yīng)：PbO2Pb2H2SO4 2PbSO42H2O,第三節(jié) 電解池,1、電解池： 把電能轉(zhuǎn)化為化學(xué)能的裝置 也叫電解槽 2、電解：電流(外加直流電)通過電解質(zhì)溶液而在陰陽兩極引起氧化還原反應(yīng)(被動(dòng)的不是自發(fā)的)的過程 3、放電：當(dāng)離子到達(dá)電極時(shí)，失去或獲得電子，發(fā)生氧化還原反應(yīng)的過程 4、電子流向：（電源）負(fù)極（電解池）陰極（離子定向運(yùn)動(dòng)）電解質(zhì)溶液（電解池）陽極（電源）正極 5、電極名稱及反應(yīng)： 陽極：與直流電源的 正極 相連的電極，發(fā)生 氧化 反應(yīng) 陰極：與直流電源的 負(fù)極 相連的電極，發(fā)生 還原 反應(yīng) 6、電解CuCl2溶液的電極反應(yīng)： 陽極：2Cl- -2e=Cl2 (氧化) 陰極：Cu2+2e=Cu(還原) 總反應(yīng)式：CuCl2 =Cu+Cl2 ,第四節(jié) 金屬腐蝕及防護(hù),一、電化學(xué)腐蝕 吸氧腐蝕及析氫腐蝕的條件、電極反應(yīng)式、現(xiàn)象解釋 兩者的比較 二、電化學(xué)防護(hù) 犧牲陽極保護(hù)法、外加電流的陰極保護(hù)法 其他的應(yīng)用及解釋,化學(xué)腐蝕與電化腐蝕的比較,電化學(xué)腐蝕的分類：,析氫腐蝕腐蝕過程中不斷有氫氣放出 條件：潮濕空氣中形成的水膜,酸性較強(qiáng)（水膜中溶解有CO2、SO2、H2S等氣體） 電極反應(yīng)：負(fù)極: Fe 2e- = Fe2+ 正極: 2H+ + 2e- = H2 總式：Fe + 2H+ = Fe2+ + H2 吸氧腐蝕反應(yīng)過程吸收氧氣 條件：中性或弱酸性溶液 電極反應(yīng)：負(fù)極: 2Fe 4e- = 2Fe2+ 正極: O2+4e- +2H2O = 4OH- 總式：2Fe + O2 +2H2O =2 Fe(OH)2 離子方程式：Fe2+ + 2OH- = Fe(OH)2 生成的 Fe(OH)2被空