化合反应是吸热还是放热(化合反应都是放热反应吗)

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第一章 化学反应与能量考点1：吸热反应与放热反应

1、吸热反应和放热反应的区别

注:反应是吸热还是放热，与反应条件没有必然联系，取决于反应物和产物总能量(或焓)的相对大小。

2.常见的放热反应

①所有燃烧反应；

②活性金属与酸或水的反应；

③酸碱中和反应；

④铝热反应；

⑤大部分化学反应(但有些化学反应是吸热的，如N2+O2=2NO，CO2+C=2CO等。).

3.常见的吸热反应

①Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl反应；

②大部分分解反应是吸热反应。

③

等等。也是吸热反应；

④水解反应

考点2：反应热计算的依据

1.根据热化学方程式计算。

反应与反应物中每种物质的量成正比。

2.根据反应物和产物的总能量。

δ = E产物-E反应物。

3.根据键能计算。

δ =反应物键能之和-产物键能之和。

4.根据格斯定律计算。

化学反应的反应热只与反应的初态(反应物)和终态(产物)有关，与反应的方式无关。也就是说，如果反应可以逐步进行，则每一步的反应热的总和与反应一步完成时的反应热相同。

温馨提示:

(1)古斯定律的主要目的是利用已知反应的反应热来推断相关反应的反应热。

②热化学方程式中的“+”、“-”等数学计算，δ H对应的“+”、“-”等数学计算。

5.根据物质燃烧的放热值计算:Q(排放量)=n(可燃物)×| δ h |。

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第二章 化学反应速率与化学平衡考点1：化学反应速率

1.化学反应速率的表达方法_ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _。

化学反应速率通常用单位时间内反应物浓度和产物浓度的变化来表示。表达式:_ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _。

它的常用单位是_ _ _ _ _ _ _ _ _ _，或_ _ _ _ _ _ _ _ _ _。

2.影响化学反应速率的因素

1)内因(主要因素)

反应物本身的性质。

2)外因(其他条件不变，只改变一个条件)

3.理论解释——有效碰撞理论。

(1)活化分子、活化能、有效碰撞

①活化分子:能够有效碰撞的分子。

②活化能:如图所示

图:E1是正反应的活化能，催化剂的活化能是E3，反应热是E1-E2。(注:E2是逆反应的活化能)

③有效碰撞:能引起化学反应的活化分子之间的碰撞。

(2)活化分子、有效碰撞和反应速率的关系。

考点2：化学平衡

1.化学平衡状态:在一定条件下(恒温、定容或恒压)的可逆反应中，正反应和逆反应的速率相等，反应混合物(包括反应物和产物)中各组分的浓度保持不变。

2.化学平衡态的特征

3.判断化学平衡状态的依据

考点3：化学平衡的移动

1.概念

在可逆反应中，旧的化学平衡的破坏，新的化学平衡的建立，以及从原来的平衡状态向新的化学平衡状态的转变，称为化学平衡的移动。

2.化学平衡位移与化学反应速率的关系。

(1)v为正>:V:天平向正反作用方向移动。

(2)v正=v负:反应达到平衡状态，没有平衡运动。

(3)v是

3.影响化学平衡的因素

4.“惰性气体”对化学平衡的影响

①恒温恒容条件

原始平衡系统

系统总压增加→系统中各组分浓度不变→平衡不动。

②恒温恒压条件

原始平衡系统

随着容器容积的增大，各反应气体的分压降低→体系中各组分的浓度降低相同的倍数。

5.勒查特莱原则

定义:如果一个条件(如C，P或T等。)影响平衡的因素被改变时，平衡会朝着能够削弱这种改变的方向移动。

原理适用范围:达到平衡的体系，所有平衡态(如溶解平衡、化学平衡、电离平衡、水解平衡等。)并且只有一个影响均衡的条件被改变。

勒夏特列原理中“减弱这种变化”的解释:外界条件的变化导致天平移动，这种条件的变化是减弱的，而不是抵消的。也就是说，外界因素对平衡系统的影响是主要方面。

第三章 水溶液中的离子平衡

第一，弱电解质的电离

1.定义:电解质:在水溶液或熔融状态下能导电的化合物称为电解质。

非电解质:在水溶液或熔融状态下不能导电的化合物。

强电解质:在水溶液中完全电离成离子的电解质。

弱电解质:在水溶液中只有部分分子电离成离子的电解质。

2.电解质和非电解质的本质区别:

电解质-离子化合物或共价化合物-非电解质-共价化合物

注:①电解质和非电解质都是化合物②SO2、NH3和CO2都是非电解质。

③强电解质不等于易溶于水的化合物(比如BaSO4不溶于水，但水溶性BaSO4全部被电离，所以BaSO4是强电解质)——电解质的强弱与电导率和溶解度无关。

3.电离平衡:在一定条件下，当电解质分子电离成离子的速率与离子结合时，电离过程将达到平衡状态，称为电离平衡。

4.影响电离平衡的因素:

A.温度:电离一般吸收热量，温度升高有利于电离。

b、浓度:浓度越大，电离度越小；当溶液被稀释时，电离平衡向电离方向移动。c .同离子效应:在弱电解质溶液中加入与弱电解质离子相同的电解质，会减弱电离。d .其他外部试剂:加入能与弱电解质电离产生的某些离子发生反应的物质时，有利于电离。

5.写出电离方程式:用可逆符号写出弱酸的电离分布(第一步为主)。

6.电离常数:在一定条件下，弱电解质达到电离平衡时，溶液中电离产生的各种离子浓度与溶液中未电离分子浓度之比的乘积为常数。叫做电离平衡常数，(一般Ka代表酸，Kb代表碱。)

表达式:A b++ B-Ki =[A+][B-]/[AB]

7.影响因素:

一、电离常数的大小主要由物质的性质决定。

b、电离常数受温度变化影响，不受浓度变化影响，一般在室温下变化不大。

c同一温度下，不同弱酸的电离常数越大，电离度越大，酸性越强。例如h2so 4 >:h3po 4 & gt；HF & gtCH3COOH & gtH2CO3 & gtH2S & gt；HClO

二。水的电离和溶液的酸碱性

1、水的电离平衡:

水的离子积:kw = c [h+] c [oh-]

在25℃时，[H+]=[OH-]= 10-7m ol/L；KW= [H+] [OH-] = 1*10-14

注:KW只与温度有关。如果温度不变，KW值也不变。

KW不仅适用于纯水，也适用于任何溶液(酸、碱、盐)

2.氢电离特性:(1)可逆(2)吸热(3)极弱。

3.影响水电离平衡的外部因素:

①酸碱:抑制水的电离KW < 1 * 10-14

②温度:促进水的电离(水的电离吸收热量)

③易水解盐:促进水的离子化KW > 1×10-14

4.溶液的酸度和pH值:

(1)pH=-lgc[H+]

(2)2)pH值的测定方法:

酸碱指示剂-甲基橙，石蕊，酚酞。

变色范围:甲基橙3.1~4.4(橙色)石蕊5.0~8.0(紫色)酚酞8.2~10.0(浅红色)

PH试纸——通过操作玻璃棒将未知液体浸入试纸中，然后与标准比色卡进行比较。

注意:①不要提前用水打湿PH试纸；②泛pH试纸只能读取整数值或范围。

三。混合溶液pH值的计算公式

1.强酸和强酸混合:(先求[H+]混合:将两种酸中H+离子的量相加除以总体积，再求其他)[H+]混合=([H+]1V1+[H+]2V2)/(V1+V2)

2.碱和碱混合:(先求[OH-]混合:将两种酸中OH离子的量相加除以总体积，再求其他)[OH-]混合= ([OH-] 1V1+[OH-] 2V2)/(V1+V2)(注意:[H+]混合不能直接计算。

3.强酸强碱的混合:(先根据H++ OH-==H2O计算剩余的H+或OH-。①如果H+较多，用剩余的H+数除以溶液总体积，求[H+]混合；如果有更多的OH-，用剩余的OH-数除以溶液的总体积，找到[OH-]混合物，然后找到其他的)

四。稀释过程中溶液pH值的变化:

1.强酸溶液:稀释10n倍时，ph值为稀=原pH值+n(但永远不能大于等于7)。

2.弱酸溶液:稀释10n倍时，pH值稀释<原pH +n(但永远不能大于等于7)。

3.强碱溶液:稀释10n倍时，pH值为稀=pH-N(但永远不能小于等于7)。

4.弱碱溶液:稀释10n倍时，pH值为稀> pH-N(但绝不能小于等于7)

5.无论任何溶液，稀释时pH值都接近7(即接近中性)；任何溶液无限稀释后的pH值都接近7。

6.稀释时，弱酸、弱碱和水解盐溶液的pH值变化较慢，强酸和强碱的pH值变化较快。

五、强酸(pH1)强碱(pH2)混合计算定律w

5.u.c.o.m

1.如果混合物的体积相等

当pH1+pH2=14时，溶液显示中性pH=7。

当pH1+pH2≥15时，溶液呈碱性。pH=pH2-0.3

当pH1+pH2≤13时，溶液呈酸性。pH=pH1+0.3

2.如果混合后是中性的

1+ph2 = 14v酸:v碱= 1: 1

1+ph2 ≠ 14v酸:v碱= 1: 10 [14-(ph1+ph2)]

六、酸碱中和滴定:

1、中和滴定的原理

本质:H++OH—=H2O，即酸提供的H+量与碱提供的OH-量相等。

2.中和滴定的操作过程:

(1)仪器②滴定管刻度，o刻度在最上面，向下刻度数在增加。总体积大于其最大刻度值，因为底部没有刻度。滴定时，所用溶液不得超过最小刻度，不得在一次滴定中使用两种滴定管酸(或碱)，也不得中途加入滴定管。②滴定管读数可精确到小数点后一位。

(2)药物:标准溶液；待测量的液体；指示器。

(3)准备过程:

准备:检漏、冲洗、润洗、充液、驱泡、液位调整。(洗涤:用洗涤液洗涤→检漏:滴定管是否泄漏→用水洗涤→用标准液(或待测液)洗涤→填充溶液→排出气泡→调整液位→记录数据V(开始)

(4)测试过程

3.酸碱中和滴定的误差分析

误差分析:用n酸c酸v酸=n碱c碱v碱进行分析。

式中:n——酸或碱中氢原子或氢氧根离子的数目；C——酸或碱的质量浓度；

V——酸或碱溶液的体积。当使用酸来滴定碱以确定碱的浓度时，则:

C =

上式计算浓度非常方便，但分子上V酸的变化对分析误差起主要作用，因为滴定过程中C酸是标准酸，理论上其值是不变的。如果稀释，虽然实际值变小了，但反映的是V酸增加，导致C酸变高。碱V也是定值。用标准测量仪器测量，然后注入锥形瓶。当碱液在实际操作中溅出时，其实际值降低，但这种变化是由于标准酸用量减少，即V酸减少，C碱减少引起的；观察中的误差也是如此。综上所述，用标准酸测量碱的浓度时，C碱的误差与V酸的变化成正比，即当V酸的测量值大于理论值时，C碱偏高，反之亦然。

同样，用标准碱滴定未知浓度的酸也是如此。

七。盐的水解(只有水溶性盐被水解)

1.盐的水解:在水溶液中，被盐电离的离子与被水电离的H+或OH-结合形成弱电解质。

2.水解的本质:水溶液中被盐电离的离子与被水和电电离的H+或OH-结合，破坏水的电离，平衡向右移动，促进水的电离。

3、盐水解定律:

(1)有弱时才水解，无弱时不水解，越弱水解越多；谁强说明谁是人，两个弱的都水解了，同一个强的说明中立。

②多弱酸根，浓度相同时，正酸根水解程度大于酸酸根，碱性更强。(例如Na2CO3>NaHCO3)

4.盐水解的特点:(1)可逆性(与中和反应相反)(2)程度小(3)吸热。

5.影响盐水解的外部因素:

①温度:温度越高，水解程度越大(水解吸热，水解越热)

②浓度:浓度越低，水解程度越大(水解越稀)。

③酸碱:促进或抑制盐水解(H+促进阴离子水解，抑制阳离子水解；OH-促进阳离子水解并抑制阴离子水解)

6.酸性盐溶液的酸度和碱度:

①电离不水解:如HSO4-酸性。

②电离度>水解度、酸度(如HSO3-、H2PO4-)

③水解度>电离度，呈碱性(如HCO3-，HS-，HPO42-)

7.双重水解反应:

(1)组成盐的阴离子和阳离子可以发生水解反应。双水解反应相互促进，水解程度大，有的甚至完全水解。因此天平向右移动。

(2)常见的双水解反应有Fe3+、Al3+和AlO2-、CO32-(HCO3-)、S2-(HS-)、SO32-(HSO 3-)；S2-和NH4+；CO32-(HCO3-)和NH4+的特征是相互水解成沉淀或气体。完全双水解的离子方程式的平衡是以双方的电荷平衡为基础的，如:2al 3 ++ 3s 2-+6h2o = = 2al(OH)3↓+3H2S↑。

8、盐水解的应用:

9.水解平衡常数(Kh)

对于强碱弱酸盐:Kh=Kw/Ka(Kw为水在此温度下的离子积，Ka为弱酸根在此条件下形成弱酸的电离平衡常数)

对于强酸弱碱盐:Kh=Kw/Kb(Kw为水在此温度下的离子积，Kb为弱碱自由基在此条件下形成的弱碱的电离平衡常数)

电离和水解方程式的书写原则

1)多元弱酸(多元弱酸盐)电离(水解)的书写原理:分步书写。

注意:无论是水解还是电离，都取决于第一步，第二步一般比较弱。

2)多元弱碱(多元弱碱盐)电离(水解)书写原理:一步书写。

八、溶液中粒子浓度的大小。

☆☆基本原理:掌握溶液中粒子浓度必须满足的三个守恒关系:

①电荷守恒:任何溶液都是电中性的，每种阳离子浓度与其带电荷数的乘积之和=每种阴离子浓度与其带电荷数的乘积之和。

②物质守恒:(即原子序数或质量守恒)

一个原子的总量(或浓度)=它的各种形式的所有粒子的量(或浓度)的总和。

③质子守恒:即水电电离的H+的浓度等于OH-的浓度。

九。不溶性电解质的溶解平衡

1、不溶性电解质溶解平衡的一些常识

(1)溶解度小于0.01g的电解质称为不溶性电解质。

(2)反应结束后，离子浓度降至1×10-5以下的反应为完全反应。如果[H+]在酸碱中和过程中降低到10-7 mol/L

(3)不溶物不是不溶物，任何不溶物在水中都有溶解度平衡。

(4)掌握三种微溶物质:CaSO4、Ca(OH)2、Ag2SO4。

(5)溶解度平衡通常是吸热的，但Ca(OH)2是放热的，温度升高溶解度降低。

(6)溶解平衡存在的前提是必须有沉淀，否则不会有平衡。

2.写出溶液平衡方程。

意在沉淀后用(S)和“”表示状态。比如Ag2S (S) 2AG+(AQ)+S2-(AQ)

3.降水形成的三种主要方式

(1)加入沉淀剂的方法:Ksp越小(即沉淀越不溶)，沉淀越完全；过量的沉淀剂可以使沉淀更完全。

(2)调节pH值，除去一些易水解的金属阳离子:如加入MgO除去MgCl2溶液中的FeCl3。

(3)氧化还原沉淀法:

(4)同离子效应法

4.沉淀的溶解:

沉淀的溶解是为了使溶解平衡前移。常用的方法有:①酸和碱；②氧化还原；③沉淀转化。

5.降水转换:

大溶解度产生小溶解度，小溶解度产生小溶解度。

如AgNO3 →AgCl(白色沉淀)→ AgBr(淡黄色)→AgI(黄色)→ Ag2S(黑色)

6.溶度积

1)定义:在一定条件下，不溶性电解质溶解成离子的速率等于离子重新结合成沉淀的速率，溶液中各离子的浓度保持不变。

2)、

ksp =[c(An+)]m[c(Bm-)]n

3)影响因素:

外因:①浓度:加水时，平衡向溶解方向移动。

②温度:温度升高，大部分平衡向溶解方向移动。

4)、溶度积法则

QC(离子产品)>:KSP有降水。

QC=KSP平衡状态

QC&lt。KSP已经饱和，并在继续溶解。

第四章电化学

1.原电池的工作原理及应用

1.反应的概念和性质

电池本来就是将化学能转化为电能的装置，其反应本质是氧化还原反应。

2.原电池的组成条件

(1)看一下反应:看是否有自发的氧化还原反应(一般是活性强的金属与电解质溶液反应)。

(2)看两个电极:一般是两个活性不同的电极。

(3)看是否形成闭环。形成闭环需要三个条件:①电解质溶液；②两电极直接或间接接触；③将两个电极插入电解质溶液中。

3.工作原理

以锌铜原电池为例。

(1)反应原理

电极名称

负极

阳极

电极材料

锌板

铜片

电极反应

Zn-2e-===Zn2+

Cu2++2e-===Cu

反馈式

氧化反应

还原反应

电子流方向

沿着电线从锌板到铜板

盐桥中的离子迁移

盐中含有饱和KCl溶液，K+向阳极移动，Cl-向阴极移动。

(2)盐桥的组成和功能

①盐桥内充满由饱和KCl、硝酸钾和琼脂制成的凝胶。

②盐桥的作用:a .连接内部电路，形成闭合回路；b .均衡电荷，使原电池能持续产生电流。

2.电解的原理

1.电解和电解池

(1)电解:在电流的作用下，电解液在两个电极上分别发生氧化反应和还原反应。

(2)电解池:将电能转化为化学能的装置。

(3)电解池的组成

①有两个电极连接到电源。

②电解质溶液(或熔融电解质)。

③形成闭环。

2.电解池的工作原理

(1)电极名称和电极反应式(以电解氯化铜溶液为例)

(2)电子和离子的运动方向

(1)电子:从电源负极流出后，流向电解槽阴极；它从电解池的阳极流出，然后流向电源的阳极。

②离子:阳离子向电解槽的阴极移动，阴离子向电解槽的阳极移动。

3.阳极和阴极的放电顺序

(1)阴极:(与电极材料无关)。强氧化性第一放电，放电顺序:

(2)阳极:如果用活性电极做阳极，活性电极首先失去电子，发生氧化反应。

如果惰性电极用作阳极，放电顺序为

3.化学电源

1.日常生活中的三种电池

(1)碱性锌锰干电池-原电池

阳极反应:2 MnO 2+2h2o+2e-= = = 2 mnooh+2oh-；

阴性反应:Zn+2OH-2E-= = Zn(OH)2；

总反应:Zn+2mno2+2h2o = = = 2mnooh+Zn (oh) 2。

(2)锌银电池-原电池

阴性反应:Zn+2OH-2E-= = Zn(OH)2；

阳性反应:Ag2O+H2O+2e-= = = 2ag+2oh-；

总反应:Zn+Ag2O+H2O = = Zn (OH) 2+2AG。

(3)二次电池(充电电池)

铅酸电池是最常见的二次电池。负电极材料是Pb，正电极材料是PbO2。

①放电时的反应

A.阴性反应:p b+ so42-2e-= = = pbso 4；

B.正极反应:PBO 2+4h ++ SO4 2-+2e-= = = pbso 4+2H2O；

C.总反应:Pb+PbO2+2h2so4 = = 2pbso4+2h2o。

②充电时的反应

A.阴极反应:pbso 4+2e-= = = p b+ so42-；

B.阳极反应:pbso 4+2H2O-2E-= = PBO 2+4h++ SO42-；

C.总反应:2PbSO4+2H2O电解= = = = Pb+PbO2+2h2so4。

注意可充电电池的充放电不能理解为可逆反应。

2.“高效环保”燃料电池

氢燃料电池是目前最成熟的燃料电池，可分为酸性和碱性。

种类

酸性

碱性

消极反应型

2H2-4e-===4H+

2H2+4OH – 4e-===4H2O

阳性反应型

O2+4e-+4H+===2H2O

O2+2H2O+4e-===4OH-

总电池反应公式

2H2+O2===2H2O

评论

燃料电池的电极不参与反应，催化活性强，起导电作用。

4.电解原理的应用

1.氯碱工业

(1)电极反应

阳极反应式:2cl-2e-= = = Cl2 ↑(氧化反应)

阴极反应式:2h++2e-= = = H2 ↑(还原反应)

(3)氯碱行业生产流程图

2.电镀术

下图是金属表面镀银的工作示意图，回答了以下问题:

(1)电镀部分作为阴极，电镀金属银作为阳极。

(2)电解质溶液是AgNO3溶液和其它含有电镀金属阳离子的盐溶液。

(3)电极反应:

阳极:Ag-E-= = Ag+；

阴极:A G++E-= = Ag。

(4)特点:阳极溶解，阴极沉积，电镀液浓度恒定。

3.铜的电解精炼

(1)电极材料:阳极为粗铜；阴极是纯铜。

(2)电解质溶液:含Cu2+的盐溶液。

(3)电极反应:

阳极:Zn-2e-= = Zn2+，Fe-2e-= = Fe2+，Ni-2e-= = Ni2+，Cu-2e-= = Cu2+；

阴极:Cu2++2e-= = Cu。

4.电冶金学

活性金属钠、钙、镁、铝等。是通过熔盐电解来熔炼的。

电极反应:

阳极:6o 2-12e-= = = 3 O2↑；

阴极:4al3++12e-= = = 4al。

5.金属的腐蚀与防护

1.金属腐蚀的本质

金属原子失去电子，变成金属阳离子，金属发生氧化反应。

2.金属腐蚀的类型

(1)化学腐蚀和电化学腐蚀

类型

化学腐蚀

电化学腐蚀

情况

与金属和非金属元素直接接触

不纯金属或合金与电解质溶液接触。

现象

没有当前代

产生微弱的电流。

自然

金属被氧化。

被氧化的活性金属越多。

接触

两者往往同时发生，电化学腐蚀更为常见。

(2)析氢腐蚀和吸氧腐蚀

以钢的腐蚀为例进行分析:

类型

析氢腐蚀

氧腐蚀

情况

该膜具有强酸性(pH≤4.3)

膜的酸性较弱或呈中性。

电极反应

负极

Fe-2e-===Fe2+

阳极

2H++2e-===H2↑

O2+2H2O+4e-===4OH-

总反应式

Fe+2H+===Fe2++H2↑

2Fe+O2+2H2O===2Fe(OH)2

接触

吸氧腐蚀比较常见。

3.金属保护

(1)电化学保护

①牺牲阳极阴极保护法——原电池原理

A.负极:比被保护金属更活泼的金属；

B.正极:受保护的金属设备。

②外加电流阴极保护法——电解原理

A.阴极:受保护的金属设备；

B.阳极:惰性金属或石墨。

(2)改变金属的内部结构，如制造合金、不锈钢等。

(3)在金属表面加保护层，如喷漆、涂油脂、电镀、喷涂或表面钝化。

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