高中化学选修3知识点总结51879知识讲解 16页

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