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1、专题一：化学反应与能量变化专题一：化学反应与能量变化 一、反应热、焓变一、反应热、焓变 1反应热：化学反应过程中放出或吸收放出或吸收的热量，叫反应热。包括燃烧热和中和热。电离 ： 注意： 水解 ： 吸热反应的发生不一定需要常见的吸热反应： 铵盐与碱的反应：如 NH4Cl 与 Ba(OH)28H2O 加热才能进行。大多数的分解反应：CaCO3= CaO + CO2生产水煤气：C + H2O = CO+H2 碳和二氧化碳的反应：C+CO2=2CO燃烧反应 金属与酸（或水）的反应 常见的放热反应： 酸碱中和反应自发的氧化还原反应CaO(Na2O、Na2O2)与水的反应浓酸与强碱溶于水2、焓变：在恒温
2、恒压的条件下，化学反应过程中吸收或放出的热量称为反应的焓变。符号：用 H 表示 单位：kJ/mol放热反应：H= QkJ/mol；或 H03、反应热产生的原因：宏观：反应物和生成物所具有的能量不同，H=_ 微观：化学反应过程中化学键断裂吸收的能量与新化学键生成所放出的能量不同，H=_二、热化学方程式二、热化学方程式1.热化学方程式的概念：能表示反应热的化学方程式，叫做热化学方程式。热化学方程式不仅表示了化学反应中的物质变化，也表明了化学反应中的能量变化。2.书写热化学方程式时的注意点（1）需注明 H 的“+”与“” ， “+”表示 ， “”表示 ；比较 H 的大小时，要考虑 H的正负。（3）要
3、注明反应物和生成物的状态：g、 l、s、aq（3）各物质前的化学计量数表示物质的量，不表示分子个数，因此，可以是整数也可以是分数，但系数与 H 的值一定要相对应。（4）要注明反应温度和压强，但中学化学中所用 H 的数据一般都是在 101kPa 和 25时的数据，因此可不特别注明；（5）对于可逆反应，其 H 同样要与系数相对应，但若按系数投料反应，则由于可逆反应不能进行完全，其反应热的数值会比 H 的数值要小。三、燃烧热、热值与中和热：燃烧热、热值与中和热：1燃烧热：在1atm下，1mol物质完全燃烧的反应热叫做该物质的标准燃烧热。（物质完全燃烧是指含有注意： 放热反应不一定常温下 就自发进行，
4、可能需要 加热或点燃条件。的氮元素转化为N2（g），氢元素转化为H2O(l)，碳元素转化为CO2(g) 2、热值：在1atm下，1g物质完全燃烧的反应热叫做该物质的热值。（糖类、脂肪、蛋白质中热值最高的是脂肪）3、中和热：是指在稀溶液中的强酸和强碱反应生成1mol水时（无沉淀或气体生成）的反应热。H+（aq） + OH-(aq) = H2O(l) ; H= 57.3kJ/mol注意：（1）稀硫酸和稀 Ba(OH)2反应生成 1molH2O 时： （2）浓硫酸的稀 NaOH 反应生成 1molH2O 时： （3）有稀的弱酸或弱碱发生中和反应生成 1molH2O 时： 四、反应热的测定：四、反应热
5、的测定：1、用量热计进行测定2、盖斯定律及其应用：一个化学反应，不论是一步完成还是分几步完成，其总的热效应是完全相同的。例题： 科学家盖斯曾提出：“不管化学过程是一步完成或分几步完成，这个总过程的热效应是相同的。”利用盖斯定律可测某些特别反应的热效应。3、利用键能进行计算：例题：. .CH3-CH3CH2=CH2+H2，有关化学键的键能如下：试计算该反应的反应热。化学键C-HC=CC-CH-H键能（kJ/mol）414.4615.3347.4435.3五、能源：五、能源：1、化石能源：煤、石油、天然气；缺点：蕴藏量有限，不能再生，利用率低，污染环境。2、新能源：太阳能、氢能、地热能、风能、生物
6、质能等，特点：资源丰富、可再生，无污染或少污染。六、化学能与电能的转化：六、化学能与电能的转化：1、原电池与电解池的反应原理比较：原电池：将自发进行的氧化还原反应分开在两极上进行，使电子的转移通过导线定向移动形成电流，从而实现化学能向电能的转变。电解池：利用外电源使氧化还原反应（一般不能自发进行）分开在两极上进行，从而将电能转化为化学能。2、原电池与电解池的构造比较：装置原电池电解池组成条件1、两个活泼性不同的电极2、电解质溶液；3、形成闭合的电路1、两个电极（活泼性可同也可不同） ；2、电解质溶液（或熔化的电解质）3、直流电源； 4、闭合回路电极名称及电极反应负极：电子流出，还原剂，发生氧化
7、反应正极：电子流入，氧化剂，发生还原反应阴极：与电源负极相连，阳离子得电子发生还原反应阳极：与电源正极，阴离子（或活性电极）失电子发生氧化反应 能量转化化学能转化为电能电能转化为化学能电子和阴阳离子的流向电子：电流：电解质溶液中的阴离子：电解质溶液中的阳离子：电子：电流：电解质溶液中的阴离子：电解质溶液中的阳离子：电解池中：活性电极： 惰性电极 3、常见的原电池负极反应正极反应原电池总反应介质酸碱性锌锰干电池Zn+2MnO2+2H2O=2MnO(OH)+Zn(OH)2碱性铅蓄电池Pb+PbO2+2H2SO4=2PbSO4+H2O酸性银锌电池Zn+Ag2O=ZnO+2Ag碱性酸性碱性中性氢氧燃料
8、电池2H2 + O2 = 2H2O熔融金属氧化物（O2-）碱性 甲醇 酸性碱性 甲烷 酸性燃料电池熔融盐燃料电池2CO+2CO324e-=4CO22CO+O2 = 2CO2Li2CO3和Na2CO3熔融盐铝、空气、海水电池4Al+3O2+6H2O=4Al(OH)3(实质为金属的吸氧腐蚀)海水注意：蓄电池要注意充电和放电的方向；蓄电池在充电时与电源连接方式：正接正、负接负。提醒：有机物燃料电池：若电解质溶液为酸性溶液，则总是为“有机物+O2= CO2+ H2O” （再配平）若电解质溶液为碱性溶液，则总是为“有机物+O2+ OH- = CO32-+ H2O” （再配平）4、电解规律：（1）阴阳两极
9、的放电顺序：阴极： 阳极： （注意阳极的电极材料，若材料是活性电极，则电极材料优先放电，溶液中的阴离子不能放电）（2）常见的电解类型（阴阳极均采用惰性电极）：类型实例阴极反应阳极反应总反应恢复原溶液HCl电解电解质型CuCl2H2SO4NaOH电解水型 Na2SO4放氢生碱型NaClCuSO4 放氧生酸型 AgNO35、原电池原理和电解原理的应用：（1）原电池原理的应用：加快反应速率：金属的腐蚀：化学腐蚀： 电化学腐蚀：钢铁的吸氧腐蚀： 钢铁的析氢腐蚀： 金属的防护：(1)覆盖保护层、(2)改变内部结构、(3)利用原电池原理（牺牲阳极的阴极保护法） 、(4)利用电解原理（外加电源的阴极保护法）
10、（2）电解原理的应用：I:氯碱工业：实验原理：化学反应_离子反应_实验现象及产物的检验：阴极区： 阳极区： 饱和食盐水的精制：泥沙、SO42-、Ca2+、Mg2+的去除：II：铜的电解精炼（或其它金属的电解精炼）： 粗铜中含 Zn、Fe、Ag、Au 等杂质原理：阳极：粗铜，电极反应：Cu-2e- = Cu2+(主要)，Zn-2e-=Zn2+ Fe-2e-=Fe2+( 次要)阴极：纯铜 Cu2+2e-=Cu 电解质溶液：CuSO4溶液 阳极泥： III：电镀：阴极：镀件 阳极：镀层金属 电镀液：含镀层金属阳离子的盐溶液作电镀液特点：理论上电镀液的组成及酸碱性保持不变IV：电解熔融盐制活泼金属：钠
11、：阴极： 阳极： 镁：阴极： 阳极： 铝：阴极： 阳极： 专题二：化学反应速率与化学平衡专题二：化学反应速率与化学平衡一、化学反应速率一、化学反应速率1表示方法：化学反应速率通常用单位时间内反应物浓度的减小或生成物浓度的增加来表示公式：vc/t 单位：mol/(Ls)或 mol/(Lmin)注意： 由于反应过程中，随着反应的进行，物质的浓度不断地发生变化（有时温度等也可能变化） ，因此在不同时间内的反应速率是不同的。通常我们所指的反应速率是指平均速率。 同一化学反应的速率可以用不同物质浓度的变化来表示，其数值不一定相同，但都表示该反应的反应速率。其数值之比等于化学计量数之比：对于反应：mAnB
12、 pCqD则有：VAVBVCVDmnpq固体或纯液体（或溶剂）的浓度为常数，一般不用来表示反应速率同一个反应的速率在一段时间内：一般靠前时间段内的反应速率比靠后时间段内的反应速率快，因为浓度随反应进行而减小。 （但有些放热反应一开始由于温度升高，反应速率可能先加快后再减慢。 ）2有效碰撞（1）有效碰撞是指能发生化学反应的碰撞，发生有效碰撞的分子具有足够的能量，且具有合适的取向。（2）活化分子是指有可能发生有效碰撞的分子。活化分子的能量比反应物分子的平均能量高。（3）活化能：活化分子的平均能量与所有分子的平均能量之差称为活化能3影响化学反应速率的因素影响速率的因素有内部与外部因素，内因由参加反应
13、的物质的性质决定，是主要因素。外部因素：当反应一定时，外部因素对反应的影响。（1）浓度：其它条件不变时，增大反应物（或生成物）浓度，可以增大反应速率。 （从微观上看是单位体积内活化分子个数增多）注意：对固体，反应速率与其表面积大小有关，一般认为其浓度为一常数，它的量的多少对速率无影响，但固体颗粒大小对反应速率有影响。纯液体浓度也可看成是一常数。对可逆反应而言，在增大反应物浓度的瞬间，v正突然增大后减小，v逆不变后增大（2）温度：其它条件不变时，升高温度可以加快反应速率；降低温度可以减小反应速率。 （从微观上看是增大了活化分子百分数）注意： 一般温度每升高 10，反应速率增大为原来的 24 倍。
14、 对可逆反应而言，升高温度可使正逆反应速率同时增大，但吸热方向速率增大的倍数更大。（3）压强：对于有气体参加的反应，其它条件不变时，增大压强可以增大反应速率；减小压强，可以减小化学反应速率。 （从微观上看是增大了单位体积内的活化分子个数）注意：对可逆反应而言，增大压强可同时增大正逆反应速率，但气体体积缩小方向的速率增大的倍数更大。（4）催化剂：使用合适催化剂能同等程度地影响正逆反应速率。 （不会导致化学平衡的移动。 ） （从微观上看是增大了活化分子百分数）注意：催化剂增大化学反应速率的原因是催化剂通过参与化学反应，改变了化学反应途径， （降低了反应的活化能）使化学反应速率加快。催化剂本身在反应
15、前后质量保持不变。酶的催化作用：（5）其他：如：颗粒纯度：与稀酸反应，粗锌比纯锌快（形成原电池） ；激光、射线、超声波、紫外线等。二：化学反应的方向：二：化学反应的方向：1、 反应方向的判据：能量判据：能量从高到低，焓变 H0（熵变从小到大的过程：Slg；固体溶解；气体分子数增多）2、反应方向的判断：H0：反应自发进行H0、S0、S0：高温为自发Hv逆，平衡向正反应方向移动若 v正a2 B、a1a2 B、a1P2 B、2P1=P2 C、2P1C（OH-） ，溶液呈酸性看溶液中的 C（H+）和 C（OH-）的相对大小： 若 C（H+）=C（OH-） ，溶液呈中性若 C（H+）7 碱性。任何情况下
16、的纯水一定呈中性：如：25时纯水 PH=7 或 100时纯水 PH=65 5、酸、碱溶液的、酸、碱溶液的 PHPH 值计算：值计算：（1）PH 值的大小与溶液酸碱性及 C（H+）大小的关系：（2）PH 值使用范围一般在 014 之间，当 C（H+）或 C（OH-）1mol/L 时，则直接用浓度表示更方便。（3）有关溶液 PH 值的计算：I I：单一溶液的：单一溶液的 PHPH 的计算的计算 例 1：求室温下纯水的 PH=_；100时纯水的 PH=_。 例 2：求 0.01mol/L 的 HCl 溶液的 PH=_；0.01mol/LH2SO4的 PH=_ 例 3：常温下 PH=2 的 HCl 和
17、 PH=2 的 H2SO4溶液中 H+离子浓度大小关系为_ 例 4：常温下 0.510-3mol/L 的 Ba(OH)2溶液的 PH_ 归纳规律：归纳规律： 若该溶液是酸性溶液，必先确定 c(H+)，再进行 PH 的计算。若该溶液是碱性溶液，必先确定 c(OH-)，可根据 c(H+)c(OH-)=Kw 换算成 c(H+)，再求 PH，或引用 PH 定义，由 c(OH-)直接求 POH，再 根据 PH+POH=PKw，换算出 PH。 IIII、溶液稀释后的、溶液稀释后的 PHPH 的计算的计算 1、强酸或强碱的稀释： 例 1：将 PH=2 的稀盐酸加水稀释至 100（即 102）倍，则溶液 PH
18、=_，PH 的变化值为_ 例 2：将 PH=12 的 NaOH 稀释至 100（即 102）倍，则溶液 PH=_，PH 的变化值为_ 例 3：将 PH=5 的盐酸稀释 100 倍，其 PH 为_将 PH=8 的 NaOH 溶液稀释 100 倍，其 PH 为_ 注意点：注意点：酸液或碱液无限稀释时_ 2、弱酸或弱碱的稀释 例 4：将 PH=3 的醋酸溶液，稀释 100 倍，PH 为_； 将 PH=10 的氨水，稀释 100 倍，PH 为_； 归纳规律：归纳规律：在稀释弱酸或弱碱过程中有浓度的变化，又有电离平衡的移动，不能求得具体数值，只能确 定其 PH 范围。 PH=3 的酸溶液，稀释 100
19、倍，稀释后 3PH5；PH=10 的碱溶液，稀释 100 倍，稀释后 8PH10。 例 5、PH=11 的氨水溶液和氢氧化钠溶液，用蒸馏水稀释 100 倍，二者的 PH 的关系是 A氨水的 PH 大于氢氧化钠的 PH B氨水的 PH 小于氢氧化钠的 PH C都比原来小 D氨水比原来的大，氢氧化钠比原来的小 IIIIII、溶液混合后的、溶液混合后的 PHPH 的计算的计算两种溶液混合后，首先应考虑是否发生化学变化，其次考虑溶液总体积变化，首先应考虑是否发生化学变化，其次考虑溶液总体积变化，一般来说溶液的体积没有 加和性，但稀溶液混合时，常不考虑混合后溶液的体积的变化，而取其体积之和（除非有特殊说
20、明但稀溶液混合时，常不考虑混合后溶液的体积的变化，而取其体积之和（除非有特殊说明）。1、两强酸混合后的 PH 的计算 例 1、PH=4 的盐酸和 PH=2 的盐酸等体积混合后，溶液的 PH 最接近于A2.0 B. 2.3 C. 3.5 D. 3.7 2、两强碱混合后的 PH 的计算 例 2：PH=10 的 NaOH 溶液和 PH=12 的 Ba(OH)2溶液等体积混合，其 PH=_ 归纳规律：归纳规律： 知识拓展0.3 规则（近似规则） 若两种强酸溶液或两种强碱溶液等体积混合，且其 PH 相差 2 或 2 以上时，混合液的 PH 有如 下近似规律：两强酸等体积混合时，混合液的 PH=PH 小+
21、0.3；两强碱等体积混合时，混合液的 PH=PH 大0.3。如上述例 1 若用 0.3 规则，就很方便，混合液的 PH= PH 小+0.3=2+0.3= 2. 3、强酸与强碱溶液混合后的 PH 的计算 例 1、60ml0.5mol/LNaOH 溶液和 40ml0.4mol/L 硫酸混合后，溶液的 PH 最接近于A. 0.5 B. 1.7 C. 2 D. 13.2根据 n(H+)与 n(OH-)的相对大小先判断酸、碱的过量情况。强酸与强碱恰好完全反应，溶液呈中性，PH=7。若酸过量，溶液呈酸性，n(H+)n(OH-)，c(H+)混= n(H+)n(OH-)/V 总。若碱过量，溶液呈碱性，n(OH
22、-)n(H+)，c(OH-)混= n(OH-)n(H+)/V 总，再求出 c(H+)混。若未标明酸碱的强弱，混合后溶液 PH 不定，应分析讨论。 例 2：若强酸（PH1）和强碱（PH2）等体积混合，当 PH1+ PH2=_，溶液呈中性； PH1+ PH2_，则溶液呈碱性；PH1+ PH2_，则溶液呈酸性。 例 3：若弱酸（PH1）和强碱（PH2）等体积混合，且 PH1+ PH2=14，则混合后溶液 PH_ 例 4、在室温下等体积的酸和碱的溶液，混合后 PH 一定小于 7 的是 APH=3 的硝酸和 PH=11 的氢氧化钠溶液 BPH=3 的盐酸和 PH=11 的氨水 CPH=3 的硫酸和 PH
23、=11 的氢氧化钠溶液 DPH=3 的醋酸和 PH=11 的氢氧化钠溶液 IVIV：酸、碱液中水的电离分析：酸、碱液中水的电离分析： 例 1：PH=2 的 HCl 溶液中，由水电离出来的 H+浓度为_mol/L PH=12 的 NaOH 溶液中，由水电离出来的 H+浓度为_mol/L 常温下某溶液中，由水电离出的 C(H+)=110-10mol/L，该溶液的 PH 为_ 练习：1、某温度下纯水中 C（H+）=2.010-7mol/L，则 C（OH-）=_mol/L 若温度不变向水中通入 HCl 得到 0.02mol/L 的 HCl，则 PH=_；溶液中 C(OH-)=_ 2、有 PH=12 的
24、 KOH 溶液 10ml，要使它的 PH 降为 11；（1）如果加水，应该加水_ml （2）若加入 PH=10 的 NaOH 溶液应加_ml； （3）若加入 0.001mol/L 的 H2SO4，应加_ml。 3、在常下，有 PH=a 的 HCl 和 PH=b 的 NaOH 溶液，取 VaLHCl 和 VbLNaOH 溶液混合恰好完全中和，（1） 若 a+b=14，则 Va/Vb=_；（2）若 a+b=13，则 Va/Vb=_； （3）若 a+b=15，则 Va/Vb=_；（4）若 a+b14，则 Va/Vb=_（填表达式）； 4、PH=12 的 NaOH 和 PH=2 的某酸溶液等体积混合，
25、混合液的 PH A、=7 B、7 C、7 D、无法判断 5、常温下，若体积为 Va、PH=a 的某一元强酸与体积为 Vb、PH=b 的某一元强碱混合，恰好中和，且知 VaVb，a=0.5b，请填写下列空白：（1）a 值可否等于 3_；理由_ （2）a 值可否等于 5_，理由_；（3）a 的取值范围_三、酸碱中和滴定：1、溶液酸碱性测定方法：酸碱指示剂法：PH 试纸法：PH 试纸的使用方法和注意事项：PH 计法：2、常用的酸碱指示剂及其变色范围：甲基橙：酚酞：石蕊：3、酸碱中和滴定：用已知浓度的酸（或碱）来测定末知浓度的碱（或酸）的实验方法。（1）原理：（2）关键：准确测定参加反应的两种溶液的体
26、积；准确判断中和反应是否恰好完全反应。（3）仪器：_、锥形瓶、铁架台、滴定管夹、烧杯等。注意：滴定管的构造：（4）试剂：标准溶液、待测溶液、指示剂（甲基橙或酚酞）注意：指示剂的选择：（5）仪器准备：滴定管（或移液管）：锥形瓶：（6）滴定过程：（7）滴定终点的判断：（8）数据的处理：（9）实验误差的分析：以标准酸滴定末知碱为例：末用标准酸润洗滴定管（ ）滴定管尖端有气泡，滴定后气泡消失（ ）滴定前读数正确，滴定后俯视读数（ ）用待测碱液润洗锥形瓶（ ）（10）其它滴定法拓展：四、盐类的水解：1、盐类水解的实质：盐电离出的“弱离子”与水电离出的 H+或 OH-离子反应生成弱电解质的过程，从而促进了
27、水的电离。2、盐类水解的规律：_。3、盐类水解的离子方程式：CH3COONa NH4ClNa2CO3 AlCl3 CH3COONH4AlCl3+Na2S AlCl3+NaAlO2 AlCl3+NaHCO3思考：写出 NaHCO3溶液中存在的三个平衡：_4、盐类水解的影响因素： 温度：浓度：酸或碱：加弱离子： 5、盐类水解规律的应用： 判断离子浓度的相对大小：制备盐的晶体：配制盐的溶液：判断对应酸或碱的相对强弱：酸碱中和滴定时指示剂的选择：某些盐溶液的分离与提纯：日常生活中应用：泡沫灭火器、明矾净水、化肥施用、草木灰去油污等。 6、三大守恒问题： 电荷守恒：物质料守恒：水电离出的 H+和 OH-
28、的 1:1 守恒： 五、沉淀溶解平衡： 1、物质的溶解度：固体： 气体： 2、沉淀溶解平衡：一定温度下，当沉淀溶解速率和沉淀生成速率相等时，形成饱和溶液，达到的平衡状 态。 3、沉淀溶解平衡方程式的书写：如 Ca(OH)2(S) Ca2+ + 2OH- AgCl(S) Ag+ + Cl- 4、沉淀溶解平衡的特征： 5、沉淀溶解平衡的影响因素： （1）内因：（2）外因：比如 Ca(OH)2的沉淀溶解平衡： 温度：加水：加 Ca(OH)2：加 CaO(恢复至原温度)：加 NaOH(恢复至原温度)：加 CaCl2： 6、溶度积常数： 7、沉淀溶解平衡的应用： （1）沉淀的生成： （2）沉淀的溶解： （3）溶液中除去杂质离子： （4）沉淀的转化：