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  • 2021-08-06 发布

高中化学选修3知识点总结51879知识讲解

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1 高中化学选修 3 知识点总结 一、原子结构 1、能层和能级 (1)能层和能级的划分 ①在同一个原子中,离核越近能层能量越低。 ②同一个能层的电子,能量也可能不同,还可以把它们分成能级 s、p、d、f ,能量 由低到高依次为 s、p、d、f 。 ③任一能层,能级数等于能层序数。 ④s、p、d、f ⋯⋯可容纳的电子数依次是 1、3、5、7⋯⋯的两倍。 ⑤能层不同能级相同,所容纳的最多电子数相同。 (2)能层、能级、原子轨道之间的关系 每能层所容纳的最多电子数是: 2n 2 (n:能层的序数)。 2、构造原理 (1)构造原理是电子排入轨道的顺序,构造原理揭示了原子核外电子的能级分布。 (2)构造原理是书写基态原子电子排布式的依据,也是绘制基态原子轨道表示式的主 要依据之一。 (3)不同能层的能级有交错现象,如 E(3d)> E(4s)、 E(4d)> E(5s)、 E(5d) >E(6s)、 E(6d)> E( 7s)、 E(4f )> E(5p)、 E(4f )> E(6s)等。原子轨道的能 量关系是: ns<( n-2 )f < (n-1 )d < np (4)能级组序数对应着元素周期表的周期序数,能级组原子轨道所容纳电子数目对应 着每个周期的元素数目。 根据构造原理,在多电子原子的电子排布中:各能层最多容纳的电子数为 2n2 ;最外层 不超过 8 个电子;次外层不超过 18 个电子;倒数第三层不超过 32 个电子。 (5)基态和激发态 ①基态:最低能量状态。处于 最低能量状态 的原子称为 基态原子 。 ②激发态:较高能量状态(相对基态而言)。基态原子的电子吸收能量后,电子跃迁至 较高能级时的状态。处于激发态的原子称为激发态原子 。 2 ③原子光谱:不同元素的原子发生电子跃迁时会吸收(基态→激发态) 和放出(激发态 →较低激发态或基态)不同的能量(主要是光能),产生不同的光谱——原子光谱(吸收光 谱和发射光谱)。利用光谱分析可以发现新元素或利用特征谱线鉴定元素。 3、电子云与原子轨道 (1)电子云: 电子在核外空间做高速运动, 没有确定的轨道。 因此, 人们用“电子云”模型来描述核外电子的运动。 “电子云”描述了电子在原子核外出现的概 率密度分布,是核外电子运动状态的形象化描述。 (2)原子轨道:不同能级上的电子出现 概率 约为 90%的电子云空间轮廓图 称为原子 轨道。 s 电子的原子轨道呈 球形对称, ns 能级各有 1 个原子轨道; p 电子的原子轨道呈纺 锤形, np 能级各有 3 个原子轨道,相互垂直(用 px、py、pz 表示); nd 能级各有 5 个原子 轨道; nf 能级各有 7 个原子轨道。 4、核外电子排布规律 (1)能量最低原理:在基态原子里,电子优先排布在能量最低的能级里,然后排布在 能量逐渐升高的能级里。 (2)泡利原理: 1 个原子轨道里最多只能容纳 2 个电子,且自旋方向相反。 (3)洪特规则:电子排布在同一能级的各个轨道时,优先占据不同的轨道,且自旋方 向相同。 (4)洪特规则的特例:电子排布在 p、d、f 等能级时,当其处于全空 、半充满或全充 满时,即 p0 、d0 、f 0 、p3 、d5 、f 7 、p6 、d10 、 f 14 ,整个原子的能量最低,最稳定。 能量最低原理表述的是“整个原子处于能量最低状态”,而不是说电子填充到能量最 低的轨道中去,泡利原理和洪特规则都使“整个原子处于能量最低状态”。 (5)( n-1 ) d 能级上电子数等于 10 时,副族元素的族序数 =ns 能级电子数 二、元素周期表和元素周期律 1、元素周期表的结构 元素在周期表中的位置由原子结构决定: 原子核外的能层数决定元素所在的周期, 原子 的价电子总数决定元素所在的族。 (1)原子的电子层构型和周期的划分 周期是指能层 (电子层) 相同, 按照最高能级组电子数依次增多的顺序排列的一行元素。 即元素周期表中的一个横行为一个周期, 周期表共有七个周期。 同周期元素从左到右 (除稀 有气体外),元素的金属性逐渐减弱, 非金属性逐渐增强。 (2)原子的电子构型和族的划分 族是指价电子数相同 (外围电子排布相同) ,按照电子层数依次增加的顺序排列的一列 元素。即元素周期表中的一个列为一个族(第Ⅷ族除外)。共有十八个列,十六个族。同主 族周期元素从上到下,元素的金属性逐渐增强,非金属性逐渐减弱。 (3)原子的电子构型和元素的分区 3 按电子排布可把周期表里的元素划分成 5 个区,分别为 s 区、 p 区、 d 区、 f 区和 ds 区,除 ds 区外,区的名称来自按构造原理最后填入电子的能级的符号。 2、元素周期律 元素的性质随着核电荷数的递增发生周期性的递变, 叫做元素周期律。 元素周期律主要 体现在核外电子排布、原子半径、主要化合价、金属性、非金属性、第一电离能、电负性等 的周期性变化。元素性质的周期性来源于原子外电子层构型的周期性。 (1)同周期、同主族元素性质的递变规律 同周期(左 右) 同主族(上 下) 原 子 结 构 核电荷数 逐渐增大 增大 能层 (电子层) 数 相同 增多 原子半径 逐渐减小 逐渐增大 元 素 性 质 化合价 最高正价由 +1 +7 负 价数 =(8—族序数) 最高正价和负价数均相同, 最高正价数 =族序数 元素的金属性和 非金属性 金属性逐渐减弱,非金 属性逐渐增强 金属性逐渐增强, 非金属性 逐渐减弱 第一电离能 呈增大趋势(注意反常 点: ⅡA 族和Ⅲ A 族、Ⅴ A 族和Ⅵ A 族) 逐渐减小 电负性 逐渐增大 逐渐减小 (2)微粒半径的比较方法 ①同一元素: 一般情况下元素阴离子的离子半径大于相应原子的原子半径, 阳离子的离 子半径小于相应原子的原子半径。 ②同周期元素(只能比较原子半径):随原子序数的增大,原子的原子半径依次减小。 如: Na>Mg>Al>Si>P>S>Cl ③同主族元素 (比较原子和离子半径) :随原子序数的增大, 原子的原子半径依次增大。 如: Li Na +>Mg2+>Al 3+ (3)元素金属性强弱的判断方法 金 属 本质 原子越易失电子,金属性越强。 判 1. 在金属活动顺序表中越靠前,金属性越强 2. 单质与水或非氧化性酸反应越剧烈,金属性越强 4 性 比 较 断 依 据 3. 单质还原性越强或离子氧化性越弱, 金属性越强 (电解中在 阴极上得电子的先后 ) 4. 最高价氧化物对应水化物的碱性越强,金属性越强 5. 若 xn++y x+y m+ 则 y 比 x 金属性强 6. 原电池反应中负极的金属性强 7. 与同种氧化剂反应,先反应的金属性强 8. 失去相同数目的电子,吸收能量少的金属性强 (4)非金属性强弱的判断方法 非 金 属 性 比 较 本质 原子越易得电子,非金属性越强 判 断 方 法 1. 与 H2 化合越易,气态氢化物越稳定,非金属性越强 2. 单质氧化性越强, 阴离子还原性越弱, 非金属性越强 (电解 中在阳极上得电子的先后 ) 3. 最高价氧化物的水化物酸性越强,非金属性越强 4. A n-+B Bm-+A 则 B 比 A 非金属性强 5. 与同种还原剂反应,先反应的非金属性强 6. 得到相同数目的电子,放出能量多的非金属性强 三、共价键 1、共价键的成键本质:成键原子相互接近时,原子轨道发生重叠,自旋方向相反的未成 对电子形成共用电子对,两原子核间电子云密度增加,体系能量降低。 2、共价键类型: (1)σ键和π键 σ键 π键 成键方向 沿键轴方向“头碰头” 平行或“肩并肩” 电子云形状 轴对称 镜像对称 牢固程度 强度大,不易断裂 强度小,易断裂 成 键 判 断 规 律 单键是σ键;双键有一个是σ键,另一个是π键;三键中一 个是σ键,另两个为π键。 (2)极性键和非极性键 非 极 性 键 极 性 键 定义 由同种元素的原子形成 的共价键,共用电子对不 发生偏移 由不同种元素的原子形成的 共价键, 共用电子对发生偏移 5 原子吸引电子能 力 相同 不同 共用电子对位置 不偏向任何一方 偏向吸引电子能力强的原子 一方 成键原子的电性 判断依据 不显电性 显电性 举例 单质分子(如 H2、Cl 2)和 某些化合物(如 Na2O2、 H2O2)中含有非极性键 气态氢化物,非金属氧化物、 酸根和氢氧根中都含有极性 键 (3)配位键:一类特殊的共价键,一个原子提供空轨道,另一个原子提供一对电子所 形成的共价键。 ①配位化合物:金属离子与配位体之间通过配位键形成的化合物。如: Cu(H2O) 4SO4、 Cu( NH3) 4( OH) 2、Ag(NH3) 2OH 、Fe(SCN) 3 等。 ②配位化合物的组成: 3、共价键的三个键参数 概念 对分子的影响 键长 分子中两个成键原子核间距离 (米) 键长越短,化学键越强,形成的分 子越稳定 键能 对于气态双原子分子 AB,拆开 1molA-B 键所需的能量 键能越大,化学键越强,越牢固, 形成的分子越稳定 键角 键与键之间的夹角 键角决定分子空间构型 (1)键长、键能决定共价键的强弱和分子的稳定性,键角决定分子空间构型和分子的 极性。 (2)键能与反应热:反应热=生成物键能总和-反应物键能总和 四、分子的空间构型 1、等电子原理 原子总数相同、 价电子总数相同的分子具有相似的化学键特征, 许多性质是相似的, 此 原理称为等电子原理。 (1)等电子体的判断方法:在微粒的组成上,微粒所含原子数目相同;在微粒的构成 上,微粒所含价电子数目相同;在微粒的结构上,微粒中原子的空间排列方式相同。(等 电子的推断常用转换法,如 CO2=CO+O=N2 +O= N2O= N2 + N— = N3 — 或 SO2=O+O2 =O3=N— +O2= NO2 — ) 6 ( 2)等电子原理的应用: 利用 等电子体的性质相似,空间构型相 同,可运用来预测分子空间的构型 和性质。 2、价电子互斥理论: (1)价电子互斥理论的基本要 点: ABn 型分子(离子)中中心原子 A 周围的价电子对的几何构型,主要取决于价电子对数 (n),价电子对尽量远离,使它们之间斥力最小。 (2)ABn 型分子价层电子对的计算方法: ①对于主族元素, 中心原子价电子数 =最外层电子数, 配位原子按提供的价电子数计算, 如: PCl5 中 ② O、 S 作为配位原子时按不提供价电子计算,作中心原子时价电 子数为 6; ③离子的价电 子 对 数计算 如: NH4 + : SO4 2- : 3、杂化轨道理论 (1)杂化轨道理论的基本要点: ①能量相近的原子轨道才能参与杂化。 ②杂化后的轨道一头大, 一头小, 电子云密度大的一端与成键原子的原子轨道沿键轴方 向重叠, 形成σ键; 由于杂化后原子轨道重叠更大, 形成的共价键比原有原子轨道形成的共 价键稳定。 ③杂化轨道能量相同,成分相同,如:每个 sp 3 杂化轨道占有 1 个 s 轨道、 3 个 p 轨道。 ④杂化轨道总数等于参与杂化的原子轨道数目之和。 (2)s、p 杂化轨道和简单分子几何构型的关系 杂化类型 sp sp 2 sp 3 sp 3 不等性杂化 轨道夹角 180 o 120 o 109o28 ′ 中心原子位置 ⅡA,Ⅱ B ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 7 中心原子孤对电子 数 0 0 0 1 2 3 分子几何构型 直线形 平面三角 形 正 四 面 体形 三 角 锥 形 V字形 直 线 形 实例 BeCl 2、Hg Cl 2 BF3 CH4 、 SiCl 4 NH3、PH3 H2 O 、 H2 S HCl (3)杂化轨道的应用范围:杂化轨道只应用于形成σ键或者用来容纳未参加成键的孤 对电子。 (4)中心原子杂化方式的判断方法:看中心原子有没有形成双键或叁键,如果有 1 个 叁键,则其中有 2 个π键,用去了 2 个 p 轨道,形成的是 sp 杂化;如果有 1 个双键则其中 有 1 个π键,形成的是 sp 2 杂化;如果全部是单键,则形成的是 sp 3 杂化。 4、分子空间构型、中心原子杂化类型和分子极性的关系 分子(离 子) 中 心 原 子 价电子对 杂化类型 VSEPR模型 分子空间构 型 键角 分子的极 性 CO2 2 sp 直线 直线形 180 o 非 SO2 3 sp 2 平面三角 V 字形 极 H2O、 OF2、 3 sp 3 平面三角 V 字形 —— 极 HCN 2 sp 直线 直线形 180 o 极 NH3 4 sp 3 正四面体 三角锥形 107 o18′ 极 BF3、 SO3 3 sp 2 平面三角 平面三角形 120 o 非 H3O+ 4 sp 3 正四面体 三角锥形 107 o18′ —— CH4、 CCl4 4 sp 3 正四面体 正四面体形 109o 28′ 非 NH4 + 4 sp 3 正四面体 正四面体形 109o28′ 非 HCHO、COCl2 3 sp 2 平面三角 平面三角形 —— 极 五、分子的性质 1、分子间作用力(范德华力和氢键) (1)分子间作用力和化学键的比较 化学键 分子间作用力 概念 相邻原子间强烈的相互作用 分子间微弱的相互作用 范围 分子内或某些晶体内 分子间 8 能量 键能一般为 120~800kJ·mol -1 约几到几十 kJ·mol -1 性质影响 主要影响物质的化学性质(稳定 性) 主要影响物质的物理性质 (熔沸 点) (2)范德华力与氢键的比较 范德华力 氢键 概念 物质分子间存在的微弱相 互作用 分子间(内)电负性较大的成键原子 通过 H原子而形成的静电作用 存在范围 分子间 分子中含有与 H 原子相结合的原子半 径小、 电负性大、 有孤对电子的 F、O、 N原子 强度比较 比化学键弱得多 比化学键弱得多,比范德华力稍强 影响因素 随分子极性和相对分子质 量的增大而增大 性质影响 随范德华力的增大,物质 的熔沸点升高、溶解度增 大 分子间氢键使物质熔沸点升高硬度增 大、水中溶解度增大;分子内氢键使 物质熔沸点降低、硬度减小 2、极性分子和非极性分子 (1)极性分子和非极性分子 <1>非极性分子:从整个分子看,分子里电荷的分布是对称的。如:①只由非极性键构 成的同种元素的双原子分子: H2、Cl 2、N2 等;②只由极性键构成,空间构型对称的多原子分 子: CO2、CS2、BF3、CH4、CCl4 等;③极性键非极性键都有的: CH2=CH2、CH≡CH、 。 <2>极性分子:整个分子电荷分布不对称。如:①不同元素的双原子分子如: HCl, HF 等。②折线型分子,如 H2O、H2S等。③三角锥形分子如 NH3 等。 (2)共价键的极性和分子极性的关系: 两者研究对象不同, 键的极性研究的是原子, 而分子的极性研究的是分子本身; 两者研究的 方向不同, 键的极性研究的是共用电子对的偏离与偏向, 而分子的极性研究的是分子中电荷 分布是否均匀。 非极性分子中, 可能含有极性键, 也可能含有非极性键, 如二氧化碳、 甲烷、 四氯化碳、三氟化硼等只含有极性键,非金属单质 F2、N2、P4、S8 等只含有非极性键, C2H6、 C2H4、C2H2 等既含有极性键又含有非极性键;极性分子中,一定含有极性键,可能含有非极 性键,如 HCl、H2S、H2O2 等。 (3)分子极性的判断方法 ①单原子分子:分子中不存在化学键,故没有极性分子或非极性分子之说,如 He、 Ne 等。 9 ②双原子分子:若含极性键,就是极性分子,如 HCl、HBr 等;若含非极性键,就是非 极性分子,如 O2、 I 2 等。 ③以极性键结合的多原子分子,主要由分子中各键在空间的排列位置决定分子的极性。 若分子中的电荷分布均匀,即排列位置对称,则为非极性分子,如 BF3、CH4 等。若分子中的 电荷分布不均匀,即排列位置不对称,则为极性分子,如 NH3、SO2 等。 ④根据 ABn 的中心原子 A 的最外层价电子是否全部参与形成了同样的共价键。(或 A 是 否达最高价) (4)相似相溶原理 ①相似相溶原理:极性分子易溶于极性溶剂,非极性分子易溶于非极性溶剂。 ②相似相溶原理的适用范围:“相似相溶”中“相似”指的是分子的极性相似。 ③如果存在氢键,则溶剂和溶质之间的氢键作用力越大, 溶解性越好。 相反, 无氢键相 互作用的溶质在有氢键的水中的溶解度就比较小。 3、有机物分子的手性和无机含氧酸的酸性 (1)手性分子 ①手性分子: 具有完全相同的组成和原子排列的一对分子, 如同左手与右手一样互为镜 像,却在三维空间里不能重叠,互称手性异构体(又称对映异构体、光学异构体)。含有手 性异构体的分子叫做手性分子。 ②手性分子的判断方法: 判断一种有机物是否具有手性异构体, 可以看其含有的碳原子 是否连有四个不同的原子或原子团, 符合上述条件的碳原子叫做手性碳原子。 手性碳原子必 须是饱和碳原子,饱和碳原子所连有的原子和原子团必须不同。 (2)无机含氧酸分子的酸性 ①酸的元数 =酸中羟基上的氢原子数,不一定等于酸中的氢原子数(有的酸中有些氢原 子不是连在氧原子上) ②含氧酸可表示为:( HO)mROn, 酸的强度与酸中的非羟基氧原子数 n 有关, n 越大,酸 性越强。 n=0 弱酸 n=1 中强酸 n=2 强酸 n=3 超强酸 六、晶体的结构和性质 类型 比较 离子晶体 原子晶体 分子晶体 金属晶体 构成晶体微粒 阴、阳离子 原子 分子 金属阳离子、自由电 子 形成晶体作用力 离子键 共价键 范德华力 微粒间的静电作用 熔沸点 较高 很高 低 有高、有低 10 1、四大晶体的比较 2、典型晶体的结构特征 (1)NaCl 属于离子晶体。晶胞中每个 Na+ 周围吸引着 6 个 Cl -,这些 Cl -构成的几何图形是正 八面体,每个 Cl - 周围吸引着 6 个 Na+ ,Na+ 、Cl - 个数比为 1:1,每个 Na+ 与 12 个 Na+ 等距离 相邻,每个氯化钠晶胞含有 4 个 Na+ 和 4 个 Cl -。 (2)CsCl 属于离子晶体。晶胞中每个 Cl —(或 Cs+ )周围与之最接近且距离相等的 Cs+ (或 Cl — ) 共有 8 个,这几个 Cs+ (或 Cl —)在空间构成的几何构型为立方体,在每个 Cs+ 周围距离相等 且最近的 Cs+ 共有 6 个,这几个 Cs+ 在空间构成的几何构型为正八面体, 一个氯化铯晶胞含有 1 个 Cs+ 和 1 个 Cl — 。 (3)金刚石(空间网状结构) 属于原子晶体。 晶体中每个 C原子和 4 个 C原子形成 4 个共价键 , 成为正四面体结构, C 原子与碳碳键个数比为 1:2,最小环由 6 个 C原子组成, 每个 C原子被 12 个最小环所共用; 每个最小环含有 1/2 个 C原子。 (4)SiO2 属于原子晶体。晶体中每个 Si 原子周围吸引着 4 个 O 原子,每个 O原子周围吸引着 2 个 Si 原子, Si 、O原子个数比为 1:2,Si 原子与 Si —O键个数比为 1: 4,O原子与 Si —O 键个数比为 1:2,最小环由 12 个原子组成。 (5)干冰 属于分子晶体。晶胞中每个 CO2 分子周围最近且等距离的 CO2 有 12 个。 1 个晶胞中含有 4 个 CO2。 (6)石墨 物 理 性 质 硬度 硬而脆 大 小 有高、有低 导电性 不良 (熔融或水 溶液中导电) 绝缘、半 导体 不良 良导体 传热性 不良 不良 不良 良 延展性 不良 不良 不良 良 溶解性 易 溶 于 极 性 溶 剂,难溶于有机 溶剂 不溶于任 何溶剂 极 性 分 子 易 溶 于极性溶剂; 非 极 性 分 子 易 溶 于 非 极 性 溶 剂 中 一般不溶于溶剂,钠 等可 与水、醇类、酸类反 应 典型实例 NaOH、 NaCl 金刚石 P4、干冰、硫 钠、铝、铁 11 属于过渡性晶体。 是分层的平面网状结构, 层内 C原子以共价键与周围的 3 个 C原子结 合,层间为范德华力。晶体中每个 C原子被 3 个六边形共用 , 平均每个环占有 2 个碳原子。 晶体中碳原子数、碳环数和碳碳单键数之比为 2:3。 (7)金属晶体 金属 Po(钋)中金属原子堆积方式是简单立方堆积,原子的配位数为 6,一个晶胞中含 有 1 个原子。金属 Na、K、Cr、Mo(钼)、 W等中金属原子堆积方式是体心立方堆积,原子 的配位数为 8,一个晶胞中含有 2 个原子。金属 Mg、Zn、Ti 等中金属原子堆积方式是六方 堆积,原子的配位数为 12,一个晶胞中含有 2 个原子。金属 Au、Ag、Cu、Al 等中金属原子 堆积方式是面心立方堆积,原子的配位数为 12,一个晶胞中含有 4 个原子。 3、物质熔沸点高低的判断 (1)不同类晶体:一般情况下,原子晶体 >离子晶体 >分子晶体 (2)同种类型晶体:构成晶体质点间的作用力大,则熔沸点高,反之则小。 ①离子晶体:结构相似且化学式中各离子个数比相同的离子晶体中离子半径小(或阴、 阳离子半径之和越小的) ,键能越强的, 熔、沸点就越高。 如 NaCl、NaBr、Nal ;NaCl、KCl、 RbCl 等的熔、沸点依次降低。离子所带电荷大的熔点较高。如: MgO熔点高于 NaCl。 ②分子晶体:在组成结构均相似的分子晶体中,式量大的,分子间作用力就大,熔点也 高。如: F2、Cl 2、Br 2、I 2 和 HCl、HBr、HI 等均随式量增大。熔、沸点升高。但结构相似的 分子晶体,有氢键存在熔、沸点较高。 ③原子晶体:在原子晶体中,只要成键原子半径小,键能大的,熔点就高。如金刚石、 金刚砂(碳化硅)、晶体硅的熔、沸点逐渐降低。 ④金属晶体: 在元素周期表中, 主族数越大, 金属原子半径越小, 其熔、沸点也就越高。 如Ⅲ A的 Al ,Ⅱ A 的 Mg,IA 的 Na,熔、沸点就依次降低。而在同一主族中,金属原子半径 越小的,其熔沸点越高。 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: 化学反应过程中所放出或吸收的热量,任何化学反应都有反应热, 因为 任何化学反应都会存在热量变化, 即要么吸热要么放热。 反应热可以分为 (燃烧热、 中和热、 溶解热 ) 2 .焓变 ( ΔH)的意义:在恒压条件下进行的化学反应的热效应 . 符号: △H.单位: kJ/mol ,即:恒压下:焓变 =反应热,都可用Δ H表示,单位都是 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 12 吸收热量的化学反应。(吸热 >放热)△ H 为“+”或△ H >0 也可以利用计算△ H来判断是吸热还是放热。 △H=生成物所具有的总能量 - 反应物所 具有的总能量 =反应物的总键能 - 生成物的总键能 ☆ 常见的放热反应:① 所有的燃烧反应② 所有的酸碱中和反应③ 大多数的化合反应④ 金属与水或酸的反应⑤ 生石灰(氧化钙)和水反应⑥铝热反应等 ☆ 常见的吸热反应:① 晶体 Ba(OH) 2·8H2O 与 NH 4Cl② 大多数的分解反应③ 条件一 般是加热或高温的反应 ☆区分是现象(物理变化)还是反应(生成新物质是化学变化) ,一般铵盐溶解是吸热现 象,别的物质溶于水是放热。 4.能量与键能的关系:物质具有的能量越低,物质越稳定,能量和键能成反比。 5.同种物质不同状态时所具有的能量:气态 >液态 >固态 6. 常温是指 25,101. 标况是指 0,101. 7. 比较△ H时必须连同符号一起比较。 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,即反应热△ H,△ H对应的正负号都不能省。 ②热化学方程式中必须标明反应物和生成物的聚集状态( s,l, g 分别表示固态,液 态,气态,水溶液中溶质用 aq 表示) ③热化学反应方程式不标条件,除非题中特别指出反应时的温度和压强。 ④热化学方程式中的化学计量数表示物质的量, 不表示个数和体积, 可以是整数, 也 可以是分数 ⑤各物质系数加倍,△ H 加倍,即:△ H 和计量数成比例;反应逆向进行,△ H 改变 符号,数值不变。 6. 表示意义:物质的量—物质—状态—吸收或放出 * 热量。 三、燃烧热 1.概念: 101 kPa 时, 1 mol 纯物质 完全 燃烧生成稳定的氧化物(二氧化碳、二氧化 硫、液态水 H2O)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。(Δ H<0,单位 kJ/mol ) 2. 燃烧热和中和热的表示方法都是有Δ H时才有负号。 3. 石墨和金刚石的燃烧热不同。不同的物质燃烧热不同。 13 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) =H 2O(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 57.3kJ/mol 。 4.中和热的测定实验:看课本装置图 (1)一般用强酸和强碱做实验,且碱要过量(如果酸和碱的物质的量相同,中和热会 偏小),一般中和热为 57.3kJ/mol 。 (2)若用弱酸或弱碱做实验,放出的热量会偏小,中和热会偏小。 (3)若用浓溶液做实验,放出的热量会偏大,中和热会偏大。 (4) 在试验中,增大酸和碱的用量,放出的热量会增多但中和热保持不变。 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。 六、能源 注:水煤气是二次能源。 第二章 化学反应速率和化学平衡 一、化学反应速率 1. 化学反应速率( v) ⑴ 定义:用来衡量化学反应的快慢,单位时间内反应物或生成物的物质的量的变化 ⑵ 表示方法:单位时间内反应浓度的减少或生成物浓度的增加来表示 ⑶ 计算公式: v=Δc/ Δt(υ:平均速率, Δc:浓度变化, Δ t :时间) 单位: mol/ (L· s) ⑷ 影响因素: ① 决定因素(内因) :反应物的性质(决定因素) ② 条件因素(外因) :浓度(固体和纯液体除外) ,压强(方程式中必须要有气体) ,温 度(提高了反应物分子的能量) ,催化剂(降低了活化能) ,浓度和压强主要是通过使单位体 积内分子总数增大来增大反应速率, 温度和压强主要是使活化分子百分数增大来增大反应速 率。 2. 浓度和压强是单位体积内活化分子百分数不变,温度和催化剂是分子总数不变。 ※注意: (1)、参加反应的物质为固体和液体,由于压强的变化对浓度几乎无影响,可以认 为反应速率不变。 (2)、惰性气体对于速率的影响 ①恒温恒容时:充入本体系气体,反应速率增大;充入惰性气体→反应速率不变 14 ②恒温恒压时:充入惰性气体→反应速率减小 二、化学平衡 (一) 1.定义: 化学平衡状态: 一定条件下, 当一个可逆反应进行到正逆反应速率相等时, 各组成成分浓度 不再改变, 达到表面上静止的一种 “平衡 ”,这就是这个反应所能达到的限度即化学平衡状态。 2、化学平衡的特征 逆(研究前提是可逆反应) 等(同一物质的正逆反应速率相等) 动(动态平衡) 定(各物质的浓度与质量分数恒定) 变(条件改变,平衡发生变化) 3、判断平衡的依据 判断可逆反应达到平衡状态的方法和依据 例举反应 mA(g)+nB(g) pC(g)+qD(g) 混合物体系中 各成分的含量 ①各物质的物质的量或各物质的物质的量的分数一定 平衡 ②各物质的质量或各物质质量分数一定 平衡 ③各气体的体积或体积分数一定 平衡 即:各组分的量保持不变时一定能判断平衡。 正、逆反应 速率的关系 ①在单位时间内消耗了 m molA 同时生成 m molA , 平衡 ②在单位时间内消耗了 n molB 同时消耗了 p molC , 平衡 ③V(A):V(B):V(C):V(D)=m:n:p:q ,V( 正 )不一定等于 V( 逆 ) 不一定平衡 即:用物质来判断平衡时, 必须要一正一逆且要带上系数。 用速率来判断平衡时, 必须要一正一逆且速率之比等于计 量数之比。 总的 压强, 总的 物质的量, 总的 体积 ①m+n ≠p+q 时,能判断平衡 ②m+n =p+q 时, 不能判断平衡。 即:总的量看气体的计量 数,气体的计量数不等时能判断。 混 合 气 体 平 均 相 对 分 子 质 量 Mr 或密度 用公式判断 推出公式是一个变化的量就能判断平衡 温度 任何反应都伴随着能量变化, 当体系温度一定时 (其他不 变)一定能判断平衡。 平衡 其他 变化的量能判断平衡,固定不变的量不能判断平衡。 (二)影响化学平衡移动的因素 15 1、浓度对化学平衡移动的影响( 1)影响规律:在其他条件不变的情况下,增大反应物的浓 度或减少生成物的浓度, 都可以使平衡向正方向移动; 增大生成物的浓度或减小反应物的浓 度,都可以使平衡向逆方向移动 (2)增加固体或纯液体的量,由于浓度不变,所以平衡不移动 2、温度对化学平衡移动的影响 影响规律: 在其他条件不变的情况下, 温度升高会使化学平衡向着吸热反应方向移动, 温度 降低会使化学平衡向着放热反应方向移动。 3、压强对化学平衡移动的影响 影响规律:其他条件不变时,增大压强,会使平衡向着体积缩小方向移动;减小压强,会使 平衡向着体积增大方向移动。 注意: (1)改变压强不能使无气态物质存在的化学平衡发生移动 (2)气体减压或增压与溶液稀释或浓缩的化学平衡移动规律相似 4.催化剂对化学平衡的影响: 由于使用催化剂对正反应速率和逆反应速率影响的程度是等同 的,所以平衡不移动。但是使用催化剂可以影响可逆反应达到平衡所需的时间。 5.勒夏特列原理(平衡移动原理) :如果改变影响平衡的条件之一(如温度,压强,浓度) , 平衡向着能够减弱这种改变的方向移动。 三、化学平衡常数 (一) 定义:在一定温度下,当一个反应达到化学平衡时,生成物浓度幂之积与反应物浓度 幂之积的比值是一个常数比值。 符号: K (二)使用化学平衡常数 K 应注意的问题: 1、表达式中各物质的浓度是平衡时的浓度。 2、K 只与温度( T)有关,与反应物或生成物的浓度无关。 3、反应物或生产物中有固体或纯液体存在时,由于其浓度是固定不变的,可以看做是 “ 1” 而不代入公式。 4、稀溶液中进行的反应,如有水参加,水的浓度不必写在平衡关系式中。 (三)化学平衡常数 K 的应用 : 1、化学平衡常数值的大小是可逆反应进行程度的标志。 K 值越大,说明平衡时生成物的浓 度越大, 它的正向反应进行的程度越大, 即该反应进行得越完全, 反应物转化率越高。 反之, 则相反。 一般地, K>10 5 时,该反应就进行得基本完全了。 2、可以利用 K 值做标准,判断正在进行的可逆反应是否平衡及不平衡时向何方进行建立平 衡。(Q:浓度积) Q_〈__K:反应向正反应方向进行 ; Q__=_K: 反应处于平衡状态 ; Q_〉__K:反应向逆反应方向进行 16 3、利用 K 值可判断反应的热效应 若温度升高, K 值增大,则正反应为 __吸热 ___反应 若温度升高, K 值减小,则正反应为 __放热 ___反应 *四、等效平衡 1、概念:在一定条件下(定温、定容或定温、定压) ,只是起始加入情况不同的同一可逆反 应达到平衡后,任何相同组分的百分含量均相同,这样的化学平衡互称为等效平衡。 2、分类 (1)定温,定容条件下的等效平衡 第一类: 对于反应前后气体分子数改变的可逆反应: 必须要保证化学计量数之比与原来相同; 同时必须保证平衡式左右两边同一边的物质的量与原来相同。 第二类: 对于反应前后气体分子数不变的可逆反应: 只要反应物的物质的量的比例与原来相 同即可视为二者等效。 (2)定温,定压的等效平衡 只要保证可逆反应化学计量数之比相同即可视为等效平衡。 五、化学反应进行的方向 1、反应熵变与反应方向: (1)熵 :物质的一个状态函数,用来描述体系的混乱度,符号为 S. 单位: J?mol -1?K -1 (2)体系趋向于有序转变为无序,导致体系的熵增加,这叫做熵增加原理,也是反应方向判 断的依据。 . (3)同一物质,在气态时熵值最大,液态时次之,固态时最小。即 S(g)〉S(l)〉S(s) (4)方程式中气体计量数增大的方向就是熵增的方向 。 2、反应方向判断依据 在温度、压强一定的条件下,化学反应的判读依据为: ΔH-TΔS〈 0 反应能自发进行 ΔH-TΔS=0 反应达到平衡状态 ΔH-TΔS〉0 反应不能自发进行 注意: (1)Δ H为负,Δ S 为正时,任何温度反应都能自发进行 (2)Δ H为正,Δ S 为负时,任何温度反应都不能自发进行

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