PDF《化学选修 4 化学反应与原理》

化学选修

4 化学反应与原理

第一章 化学反应与能量

一、焓变 反应热 1.

反应热:一定条件下,一定物质的量的反应物之间完全反应所放出或吸收的热量 2. 焓变(ΔH)的意义: 在恒压条件下进行的化学反应的热效应 (1) .符号: H (2) . 单位: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 放热)H 为 + 或H >

0 常见的放热反应:① 所有的燃烧反应 ② 酸碱中和反应 ③ 大多数的化合反应 ④ 金属与酸的反应 ⑤ 生石灰和水反应 ⑥ 浓硫酸稀释、 氢氧化钠固体溶解等 常见的吸热反应:① 晶体 Ba(OH)2・8H2O 与NH4Cl ② 大多数的分解反应 ③ 以H

2、CO、C 为还原剂的氧化还原反应 ④ 铵盐溶解等

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. ②热化学方程式中必须标明反应物和生成物的聚集状态 (g,l,s 分别表示固态, 液态, 气态,水溶液中溶质用 aq 表示) ③热化学反应方程式要指明反应时的温度和压强. ④热化学方程式中的化学计量数可以是整数,也可以是分数 ⑤各物质系数加倍,H 加倍;

反应逆向进行,H 改变符号,数值不变

三、燃烧热 1.概念:25 ℃,101 kPa 时,1 mol 纯物质完全燃烧生成稳定的化合物时所放出的热 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.(ΔH_105 __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

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)

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)ΔH 为负,ΔS 为正时,任何温度反应都能自发进行 (2)ΔH 为正,ΔS 为负时,任何温度反应都不能自发进行