化学反应原理期中复习提纲.ppt

化学反应原理期中复习提纲,热化学方程式的书写： 1.写出反应的化学方程式（系数可为整数或分数），配平 2.在方程式中各物质后用括号注明聚集状态。 3.在方程式后面注明H = KJ.mol-1 4. H的数值与方程式中的系数有关，表示1mol反应的热量变化。,有关盖斯定律的计算：H=H产-H反,1.对一个化学反应，无论是一步完成还是分几步完成，其反应焓变一样。 2.若一个化学方程式可由另外几个方程式相加减得到，则该化学反应的焓变即为这几个化学反应焓变的代数和。,电解原理：所有的氧化还原反应都可以被设计成电解池,阳极放电顺序： 金属电极（Pt/Au除外）I-Br-Cl-OH- 阴极放电顺序： K+Ca2+Na+Mg2+Al3+Zn2+Fe2+Sn2+ Pb2+H+Cu2+Hg2+Ag+Pt+Au+ 练习：1.用惰性电极电解下列溶液：饱和食盐水，稀硫酸，氢氧化钠溶液，硫酸铜溶液，盐酸溶液，硝酸银溶液 2.粗铜精炼 3.铁钉镀铜,原电池原理：单液或双液原电池,1.原电池的形成条件： 两导体电极；两电极插入电解质溶液；形成闭合回路；有一个自发进行的氧化还原反应 2. 化学电源：一次电池（如：锌锰干电池）、二次电池（如：铅蓄电池）、燃料电池（如：氢氧燃料电池）,金属的腐蚀与防护,金属腐蚀的本质：M-ne-=Mn+,分类,化学腐蚀（次要）,电化学腐蚀（主要）,吸氧腐蚀（弱酸性或中性环境中）,析氢腐蚀（强酸性）,练习：钢铁的吸氧腐蚀和析氢腐蚀原理,金属腐蚀快慢规律： 原电池两电极材料的活动性差别越大，负极金属腐蚀越快 同一金属：在强电解质中的腐蚀速率在弱电解质中在非电解质中的腐蚀速率 相同的电解质溶液： 电解池的阳极腐蚀原电池的负极化学腐蚀原电池的正极电解池的阴极,金属的防护措施,改变金属的内部结构：如：制成合金 在金属表面覆盖保护层：涂矿物性油脂、油漆、搪瓷、塑料、电镀、钝化等。 电化学保护法：,牺牲阳极的阴极保护法（做原电池的正极）,外加电流的阴极保护法（与电源负极相连）,化学反应的方向：放热、熵增利于反应自发进行,常温常压下，反应自发的判据：H-TS H0，任意温度自发 H0,S0, S0，高温自发 H0, S0，低温自发,自发临界温度：T= H/ S,化学反应的限度与化学平衡常数,化学平衡常数K和平衡转化率都可以用来描述化学反应限度。K越大，反应越完全 K的表达式及单位均与方程式书写方式有关 T一定时，K为常数。T升高时，“K吸大放小” 吸热反应的K值增大；放热反应的K值减小； 对于给定的可逆反应，正、逆反应的平衡常数互为倒数,外界条件对化学平衡的影响,比较Q与K的关系：QK逆向移动；Q=K达到平衡状态或不移动 T升高，平衡向吸热反应方向移动 增大反应物浓度或减小产物浓度，平衡正向移动 P增大，若使浓度增大，则向气体体积减小的方向移动；若温度不变或反应前后气体体积不变，则平衡不移动,影响化学反应速率的因素,内因：反应物的结构与性质 外因：T（升温，反应速率必加快） P（P改变若引起C改变，则速率改变，否则不变）, C（反应物浓度增大，速率加快）, 催化剂（通过参与反应，改变反应历程，降低反应活化能，加快反应速率。不影响平衡） 固体表面积,化学反应速率,对于一个确定的化学反应，如何表示其反应速率 反应速率常数k：表示单位浓度下的化学反应速率，与浓度无关，但受温度、催化剂、固体表面性质等因素的影响。 通常k越大，反应速率越快,判断可逆反应达到平衡的方法,V正=V逆0 反应体系中各组分的量或百分含量不随时间延长而发生变化，反应即达到平衡状态 当体系中的变量不再变化，反应平衡（使用该方法判断时，首先要分清给出的是否为变量）,平衡计算题,对于有关化学平衡的计算题，必须掌握“三段式”，把初始量、转化量、平衡量，想办法表示出来，则所有的问题都将会迎刃而解。,图像题：,一面：看横、纵坐标分别表示什么 二线：看清线的走势，增减趋势 三点：看清图像中的特殊点：始点，拐点，交点，终点 四辅助：画出适当的辅助线：如等温线、等压线 对于化学平衡图像题，注意“先拐先平”：即先出现拐点的先达到平衡状态。,