課程目錄

1化學反應與能量的變化一知行一中

2化學反應與能量的變化二知行一中

3燃燒熱 能源知行一中

4蓋斯定律知行一中

5蓋斯定律習題課知行一中

6化學反應熱的計算一知行一中

7化學反應熱的計算二知行一中

8化學反應速率知行一中

9影響化學反應速率的因素一知行一中

10影響化學反應速率的因素二知行一中

11化學平衡狀態(tài)及其判定知行一中

12化學平衡常數(shù)知行一中

13化學平衡-圖像問題知行一中

14化學反應進行的方向知行一中

15化學反應速率和化學平衡知行一中

16期中串講上知行一中

17期中串講下知行一中

18弱電解質的電離一知行一中

19弱電解質的電離二知行一中

20弱電解質的電離三知行一中

21水的電離一知行一中

22水的電離二知行一中

23溶液的酸堿性與pH一知行一中

24溶液的酸堿性與pH二知行一中

25溶液pH的計算一知行一中

26溶液pH的計算二知行一中

27酸堿中和滴定一知行一中

28酸堿中和滴定二知行一中

29鹽類的水解知行一中

30影響鹽類水解的主要因素知行一中

31鹽類水解原理的應用知行一中

32沉淀溶解平衡的概念知行一中

33沉淀溶解平衡的應用知行一中

34溶度積常數(shù)知行一中

35電解質溶液綜合一知行一中

36電解質溶液綜合二知行一中

37原電池知行一中

38化學電源知行一中

39電解池一知行一中

40電解池二知行一中

41金屬的電化學腐蝕與防護知行一中

42電化學綜合一知行一中

43電化學綜合二知行一中

44期末串講-化學反應原理模塊復習上知行一中

45期末串講-化學反應原理模塊復習下知行一中

1化學反應與能量知行一中

2化學反應熱的計算知行一中

3專題知行一中

4化學反應速率知行一中

5影響化學反應速率的因素知行一中

6化學平衡一知行一中

7化學平衡二知行一中

8專題二知行一中

9化學反應原理模塊期中串講上知行一中

10化學反應原理模塊期中串講下知行一中

11弱電解質的電離知行一中

12水的電離及溶液的弱堿性知行一中

13鹽類的水解知行一中

14離子濃度大小比較知行一中

15難溶電解質的溶解平衡知行一中

16專題三知行一中

17原電池知行一中

18電解原理及應用知行一中

19金屬的腐蝕與防護知行一中

20專題四知行一中

21期末串講-化學反應原理模塊復習上知行一中

22期末串講-化學反應原理模塊復習下知行一中

第1章、化學反應與能量轉化

化學反應的實質是反應物化學鍵的斷裂和生成物化學鍵的形成，化學反應過程中伴隨著能量的釋放或吸收。

一、化學反應的熱效應

1、化學反應的反應熱

(1)反應熱的概念：

　　當化學反應在一定的溫度下進行時，反應所釋放或吸收的熱量稱為該反應在此溫度下的熱效應，簡稱反應熱。用符號Q表示。

(2)反應熱與吸熱反應、放熱反應的關系。

Q＞0時，反應為吸熱反應；Q＜0時，反應為放熱反應。

(3)反應熱的測定

　　測定反應熱的儀器為量熱計，可測出反應前后溶液溫度的變化，根據(jù)體系的熱容可計算出反應熱，計算公式如下：

Q＝－C(T2－T1)

　　式中C表示體系的熱容，T1、T2分別表示反應前和反應后體系的溫度。實驗室經(jīng)常測定中和反應的反應熱。

2、化學反應的焓變

(1)反應焓變

　　物質所具有的能量是物質固有的性質，可以用稱為“焓”的物理量來描述，符號為H，單位為kJ·mol-1。

　　反應產(chǎn)物的總焓與反應物的總焓之差稱為反應焓變，用ΔH表示。

(2)反應焓變ΔH與反應熱Q的關系。

　　對于等壓條件下進行的化學反應，若反應中物質的能量變化全部轉化為熱能，則該反應的反應熱等于反應焓變，其數(shù)學表達式為：Qp＝ΔH＝H(反應產(chǎn)物)－H(反應物)。

(3)反應焓變與吸熱反應，放熱反應的關系：

ΔH＞0，反應吸收能量，為吸熱反應。

ΔH＜0，反應釋放能量，為放熱反應。

(4)反應焓變與熱化學方程式：

　　把一個化學反應中物質的變化和反應焓變同時表示出來的化學方程式稱為熱化學方程式，如：H2(g)＋O2(g)＝H2O(l)；ΔH(298K)＝－285.8kJ·mol－1

書寫熱化學方程式應注意以下幾點：

①化學式后面要注明物質的聚集狀態(tài)：固態(tài)(s)、液態(tài)(l)、氣態(tài)(g)、溶液(aq)。

②化學方程式后面寫上反應焓變ΔH，ΔH的單位是J·mol－1或 kJ·mol－1，且ΔH后注明反應溫度。

③熱化學方程式中物質的系數(shù)加倍，ΔH的數(shù)值也相應加倍。

3、反應焓變的計算

(1)蓋斯定律

　　對于一個化學反應，無論是一步完成，還是分幾步完成，其反應焓變一樣，這一規(guī)律稱為蓋斯定律。

(2)利用蓋斯定律進行反應焓變的計算。

　　常見題型是給出幾個熱化學方程式，合并出題目所求的熱化學方程式，根據(jù)蓋斯定律可知，該方程式的ΔH為上述各熱化學方程式的ΔH的代數(shù)和。

(3)根據(jù)標準摩爾生成焓，ΔfHmθ計算反應焓變ΔH。

　　對任意反應：aA＋bB＝cC＋dD

ΔH＝［cΔfHmθ(C)＋dΔfHmθ(D)］－［aΔfHmθ(A)＋bΔfHmθ(B)］

第2章、化學平衡

一、化學反應的速率

1、化學反應是怎樣進行的

(1)基元反應：能夠一步完成的反應稱為基元反應，大多數(shù)化學反應都是分幾步完成的。

(2)反應歷程：平時寫的化學方程式是由幾個基元反應組成的總反應。總反應中用基元反應構成的反應序列稱為反應歷程，又稱反應機理。

(3)不同反應的反應歷程不同。同一反應在不同條件下的反應歷程也可能不同，反應歷程的差別又造成了反應速率的不同。

2、化學反應速率

(1)概念：

　　單位時間內(nèi)反應物的減小量或生成物的增加量可以表示反應的快慢，即反應的速率，用符號v表示。

(2)表達式：v=△c/△t

(3)特點

　　對某一具體反應，用不同物質表示化學反應速率時所得的數(shù)值可能不同，但各物質表示的化學反應速率之比等于化學方程式中各物質的系數(shù)之比。

3、濃度對反應速率的影響

(1)反應速率常數(shù)(K)

　　反應速率常數(shù)(K)表示單位濃度下的化學反應速率，通常，反應速率常數(shù)越大，反應進行得越快。反應速率常數(shù)與濃度無關，受溫度、催化劑、固體表面性質等因素的影響。

(2)濃度對反應速率的影響

　　增大反應物濃度，正反應速率增大，減小反應物濃度，正反應速率減小。

　　增大生成物濃度，逆反應速率增大，減小生成物濃度，逆反應速率減小。

(3)壓強對反應速率的影響

　　壓強只影響氣體，對只涉及固體、液體的反應，壓強的改變對反應速率幾乎無影響。

　　壓強對反應速率的影響，實際上是濃度對反應速率的影響，因為壓強的改變是通過改變?nèi)萜魅莘e引起的。壓縮容器容積，氣體壓強增大，氣體物質的濃度都增大，正、逆反應速率都增加；增大容器容積，氣體壓強減小；氣體物質的濃度都減小，正、逆反應速率都減小。

4、溫度對化學反應速率的影響

(1)經(jīng)驗公式

　　阿倫尼烏斯總結出了反應速率常數(shù)與溫度之間關系的經(jīng)驗公式：

　　式中A為比例系數(shù)，e為自然對數(shù)的底，R為摩爾氣體常數(shù)量，Ea為活化能。

　　由公式知，當Ea＞0時，升高溫度，反應速率常數(shù)增大，化學反應速率也隨之增大。可知，溫度對化學反應速率的影響與活化能有關。

(2)活化能Ea。

　　活化能Ea是活化分子的平均能量與反應物分子平均能量之差。不同反應的活化能不同，有的相差很大。活化能 Ea值越大，改變溫度對反應速率的影響越大。

5、催化劑對化學反應速率的影響

(1)催化劑對化學反應速率影響的規(guī)律：

　　催化劑大多能加快反應速率，原因是催化劑能通過參加反應，改變反應歷程，降低反應的活化能來有效提高反應速率。

(2)催化劑的特點：

　　催化劑能加快反應速率而在反應前后本身的質量和化學性質不變。

　　催化劑具有選擇性。

　　催化劑不能改變化學反應的平衡常數(shù)，不引起化學平衡的移動，不能改變平衡轉化率。

二、化學反應條件的優(yōu)化——工業(yè)合成氨

1、合成氨反應的限度

合成氨反應是一個放熱反應，同時也是氣體物質的量減小的熵減反應，故降低溫度、增大壓強將有利于化學平衡向生成氨的方向移動。

2、合成氨反應的速率

(1)高壓既有利于平衡向生成氨的方向移動，又使反應速率加快，但高壓對設備的要求也高，故壓強不能特別大。

(2)反應過程中將氨從混合氣中分離出去，能保持較高的反應速率。

(3)溫度越高，反應速率進行得越快，但溫度過高，平衡向氨分解的方向移動，不利于氨的合成。

(4)加入催化劑能大幅度加快反應速率。

3、合成氨的適宜條件

在合成氨生產(chǎn)中，達到高轉化率與高反應速率所需要的條件有時是矛盾的，故應該尋找以較高反應速率并獲得適當平衡轉化率的反應條件：一般用鐵做催化劑，控制反應溫度在700K左右，壓強范圍大致在1×107Pa～1×108Pa 之間，并采用N2與H2分壓為1∶2.8的投料比。

二、化學反應的限度

1、化學平衡常數(shù)

(1)對達到平衡的可逆反應，生成物濃度的系數(shù)次方的乘積與反應物濃度的系數(shù)次方的乘積之比為一常數(shù)，該常數(shù)稱為化學平衡常數(shù)，用符號K表示。

(2)平衡常數(shù)K的大小反映了化學反應可能進行的程度(即反應限度)，平衡常數(shù)越大，說明反應可以進行得越完全。

(3)平衡常數(shù)表達式與化學方程式的書寫方式有關。對于給定的可逆反應，正逆反應的平衡常數(shù)互為倒數(shù)。

(4)借助平衡常數(shù)，可以判斷反應是否到平衡狀態(tài)：當反應的濃度商Qc與平衡常數(shù)Kc相等時，說明反應達到平衡狀態(tài)。

2、反應的平衡轉化率

(1)平衡轉化率是用轉化的反應物的濃度與該反應物初始濃度的比值來表示。如反應物A的平衡轉化率的表達式為：

α（A）＝

(2)平衡正向移動不一定使反應物的平衡轉化率提高。提高一種反應物的濃度，可使另一反應物的平衡轉化率提高。

(3)平衡常數(shù)與反應物的平衡轉化率之間可以相互計算。

3、反應條件對化學平衡的影響

(1)溫度的影響

　　升高溫度使化學平衡向吸熱方向移動；降低溫度使化學平衡向放熱方向移動。溫度對化學平衡的影響是通過改變平衡常數(shù)實現(xiàn)的。

(2)濃度的影響

　　增大生成物濃度或減小反應物濃度，平衡向逆反應方向移動；增大反應物濃度或減小生成物濃度，平衡向正反應方向移動。

　　溫度一定時，改變濃度能引起平衡移動，但平衡常數(shù)不變。化工生產(chǎn)中，常通過增加某一價廉易得的反應物濃度，來提高另一昂貴的反應物的轉化率。

(3)壓強的影響

ΔVg＝0的反應，改變壓強，化學平衡狀態(tài)不變。

ΔVg≠0的反應，增大壓強，化學平衡向氣態(tài)物質體積減小的方向移動。

(4)勒夏特列原理

　　由溫度、濃度、壓強對平衡移動的影響可得出勒夏特列原理：如果改變影響平衡的一個條件(濃度、壓強、溫度等)平衡向能夠減弱這種改變的方向移動。

三、化學反應的方向

1、反應焓變與反應方向

放熱反應多數(shù)能自發(fā)進行，即ΔH＜0的反應大多能自發(fā)進行。有些吸熱反應也能自發(fā)進行。如NH4HCO3與CH3COOH的反應。有些吸熱反應室溫下不能進行，但在較高溫度下能自發(fā)進行，如CaCO3高溫下分解生成CaO、CO2。

2、反應熵變與反應方向

熵是描述體系混亂度的概念，熵值越大，體系混亂度越大。反應的熵變ΔS為反應產(chǎn)物總熵與反應物總熵之差。產(chǎn)生氣體的反應為熵增加反應，熵增加有利于反應的自發(fā)進行。

3、焓變與熵變對反應方向的共同影響

ΔH－TΔS＜0反應能自發(fā)進行。

ΔH－TΔS＝0反應達到平衡狀態(tài)。

ΔH－TΔS＞0反應不能自發(fā)進行。

　　在溫度、壓強一定的條件下，自發(fā)反應總是向ΔH－TΔS＜0的方向進行，直至平衡狀態(tài)。