高二化學知識點總結(jié)及題型歸納大全

高二化學知識點總結(jié)

放熱反應多數(shù)能自發(fā)進行，即ΔH<0的反應大多能自發(fā)進行。有些吸熱反應也能自發(fā)進行。如NH4HCO3與CH3COOH的反應。有些吸熱反應室溫下不能進行，但在較高溫度下能自發(fā)進行，如CaCO3高溫下分解生成CaO、CO2。

2、反應熵變與反應方向

熵是描述體系混亂度的概念，熵值越大，體系混亂度越大。反應的熵變ΔS為反應產(chǎn)物總熵與反應物總熵之差。產(chǎn)生氣體的反應為熵增加反應，熵增加有利于反應的自發(fā)進行。

3、焓變與熵變對反應方向的共同影響

ΔH-TΔS<0反應能自發(fā)進行。

ΔH-TΔS=0反應達到衡狀態(tài)。

ΔH-TΔS>0反應不能自發(fā)進行。

在溫度、壓強一定的條件下，自發(fā)反應總是向ΔH-TΔS<0的方向進行，直至衡狀態(tài)。

二、化學反應的限度

1、化學衡常數(shù)

(1)對達到衡的可逆反應，生成物濃度的系數(shù)次方的乘積與反應物濃度的系數(shù)次方的乘積之比為一常數(shù)，該常數(shù)稱為化學衡常數(shù)，用符號K表示 。

(2)衡常數(shù)K的大小反映了化學反應可能進行的程度(即反應限度)，衡常數(shù)越大，說明反應可以進行得越完全。

(3)衡常數(shù)表達式與化學方程式的書寫方式有關。對于給定的可逆反應，正逆反應的衡常數(shù)互為倒數(shù)。

(4)借助衡常數(shù)，可以判斷反應是否到衡狀態(tài)：當反應的濃度商Qc與衡常數(shù)Kc相等時，說明反應達到衡狀態(tài)。

2、反應的衡轉(zhuǎn)化率

(1)衡轉(zhuǎn)化率是用轉(zhuǎn)化的反應物的濃度與該反應物初始濃度的比值來表示。如反應物A的衡轉(zhuǎn)化率的表達式為：

α(A)=

(2)衡正向移動不一定使反應物的衡轉(zhuǎn)化率提高。提高一種反應物的濃度，可使另一反應物的衡轉(zhuǎn)化率提高。

(3)衡常數(shù)與反應物的衡轉(zhuǎn)化率之間可以相互計算。

3、反應條件對化學衡的影響

(1)溫度的影響

升高溫度使化學衡向吸熱方向移動;降低溫度使化學衡向放熱方向移動。溫度對化學衡的影響是通過改變衡常數(shù)實現(xiàn)的。

(2)濃度的影響

增大生成物濃度或減小反應物濃度，衡向逆反應方向移動;增大反應物濃度或減小生成物濃度，衡向正反應方向移動。

溫度一定時，改變濃度能引起衡移動，但衡常數(shù)不變�；�工生產(chǎn)中，常通過增加某一價廉易得的反應物濃度，來提高另一昂貴的反應物的轉(zhuǎn)化率。

(3)壓強的影響

ΔVg=0的反應，改變壓強，化學衡狀態(tài)不變。

ΔVg≠0的反應，增大壓強，化學衡向氣態(tài)物質(zhì)體積減小的方向移動。

(4)勒夏特列原理

由溫度、濃度、壓強對衡移動的影響可得出勒夏特列原理：如果改變影響衡的一個條件(濃度、壓強、溫度等)衡向能夠減弱這種改變的方向移動。

【例題分析】

例1、已知下列熱化學方程式：

(1)Fe2O3(s)+3CO(g)=2Fe(s)+3CO2(g) 　　　ΔH=-25kJ/mol

(2)3Fe2O3(s)+CO(g)=2Fe3O4(s)+CO2(g) 　　ΔH=-47kJ/mol

(3)Fe3O4(s)+CO(g)=3FeO(s)+CO2(g) 　　　　ΔH=+19kJ/mol

寫出FeO(s)被CO還原成Fe和CO2的熱化學方程式 。

解析：依據(jù)蓋斯定律：化學反應不管是一步完成還是分幾步完成，其反應熱是相同的。我們可從題目中所給的有關方程式進行分析：從方程式(3)與方程式(1)可以看出有我們需要的有關物質(zhì)，但方程式(3)必須通過方程式(2)有關物質(zhì)才能和方程式(1)結(jié)合在一起。

將方程式(3)×2+方程式(2);可表示為(3)×2+(2)

得：2Fe3O4(s)+2CO(g)+3Fe2O3(s)+CO(g)=6FeO(s)+2CO2(g)+2Fe3O4(s)+CO2(g);ΔH=+19kJ/mol×2+(-47kJ/mol)

整理得方程式(4)：Fe2O3(s)+CO(g)=2FeO(s)+CO2(g);ΔH=-3kJ/mol

將(1)-(4)得2CO(g)=2Fe(s)+3CO2(g)-2FeO(s)-CO2(g);ΔH=-25kJ/mol-(-3kJ/mol)

整理得：FeO(s)+CO(s)=Fe(s)+CO2(g);ΔH=-11kJ/mol

答案：FeO(s)+CO(s)=Fe(s)+CO2(g);ΔH=-11kJ/mol

例2、熔融鹽燃料電池具有高的發(fā)電效率，因而得到重視，可用Li2CO3和Na2CO3的熔融鹽混合物作用電解質(zhì)，CO為陽極燃氣，空氣與CO2的混合氣體為陰極助燃氣，制得在650℃下工作的燃料電池，完成有關的電池反應式：

陽極反應式：2CO+2CO32-→4CO2+4e-

陰極反應式：　　　　　　　　　　　　　;

總電池反應式：　　　　　　　　　　　　　　　。

解析：作為燃料電池，總的效果就是把燃料進行燃燒。本題中CO為還原劑，空氣中O2為氧化劑，電池總反應式為：2CO+O2=2CO2。用總反應式減去電池負極(即題目指的陽極)反應式，就可得到電池正極(即題目指的陰極)反應式：O2+2CO2+4e-=2CO32- 。

答案：O2+2CO2+4e-=2CO32-;2CO+O2=2CO2

例3、下列有關反應的方向說法中正確的是(　　 )

A、放熱的自發(fā)過程都是熵值減小的過程。

B、吸熱的自發(fā)過程常常是熵值增加的過程。

C、水自發(fā)地從高處流向低處，是趨向能量最低狀態(tài)的傾向。

D、只根據(jù)焓變來判斷化學反應的`方向是可以的。

解析：放熱的自發(fā)過程可能使熵值減小、增加或無明顯變化，故A錯誤。只根據(jù)焓變來判斷反應進行的方向是片面的，要用能量判據(jù)、熵判據(jù)組成的復合判據(jù)來判斷，D錯誤。水自發(fā)地從高處流向低處，是趨向能量最低狀態(tài)的傾向是正確的。有些吸熱反應也可以自發(fā)進行。如在25℃和1.01×105Pa時，2N2O5(g)=4NO2(g)+O2(g);ΔH=56.7kJ/mol，(NH4)2CO3(s)=NH4HCO3(s)+NH3(g);ΔH=74.9kJ/mol，上述兩個反應都是吸熱反應，又都是熵增的反應，所以B也正確。

答案：BC。

化學反應原理復(二)

【知識講解】

第2章、第3、4節(jié)

一、化學反應的速率

1、化學反應是怎樣進行的

(1)基元反應：能夠一步完成的反應稱為基元反應，大多數(shù)化學反應都是分幾步完成的。

(2)反應歷程：時寫的化學方程式是由幾個基元反應組成的總反應。總反應中用基元反應構(gòu)成的反應序列稱為反應歷程，又稱反應機理。

(3)不同反應的反應歷程不同。同一反應在不同條件下的反應歷程也可能不同，反應歷程的差別又造成了反應速率的不同。

2、化學反應速率

(1)概念：

單位時間內(nèi)反應物的減小量或生成物的增加量可以表示反應的快慢，即反應的速率，用符號v表示。

(2)表達式：

(3)特點

對某一具體反應，用不同物質(zhì)表示化學反應速率時所得的數(shù)值可能不同，但各物質(zhì)表示的化學反應速率之比等于化學方程式中各物質(zhì)的系數(shù)之比。

3、濃度對反應速率的影響

(1)反應速率常數(shù)(K)

反應速率常數(shù)(K)表示單位濃度下的化學反應速率，通常，反應速率常數(shù)越大，反應進行得越快。反應速率常數(shù)與濃度無關，受溫度、催化劑、固體表面性質(zhì)等因素的影響。

(2)濃度對反應速率的影響

增大反應物濃度，正反應速率增大，減小反應物濃度，正反應速率減小。

增大生成物濃度，逆反應速率增大，減小生成物濃度，逆反應速率減小。

(3)壓強對反應速率的影響

壓強只影響氣體，對只涉及固體、液體的反應，壓強的改變對反應速率幾乎無影響。

壓強對反應速率的影響，實際上是濃度對反應速率的影響，因為壓強的改變是通過改變?nèi)萜魅莘e引起的。壓縮容器容積，氣體壓強增大，氣體物質(zhì)的濃度都增大，正、逆反應速率都增加;增大容器容積，氣體壓強減小;氣體物質(zhì)的濃度都減小，正、逆反應速率都減小。

4、溫度對化學反應速率的影響

(1)經(jīng)驗公式

阿倫尼烏斯總結(jié)出了反應速率常數(shù)與溫度之間關系的經(jīng)驗公式：

式中A為比例系數(shù)，e為自然對數(shù)的底，R為摩爾氣體常數(shù)量，Ea為活化能。

由公式知，當Ea>0時，升高溫度，反應速率常數(shù)增大，化學反應速率也隨之增大。可知，溫度對化學反應速率的影響與活化能有關。

(2)活化能Ea。

活化能Ea是活化分子的均能量與反應物分子均能量之差。不同反應的活化能不同，有的相差很大�；罨�能 Ea值越大，改變溫度對反應速率的影響越大。

5、催化劑對化學反應速率的影響

(1)催化劑對化學反應速率影響的規(guī)律：

催化劑大多能加快反應速率，原因是催化劑能通過參加反應，改變反應歷程，降低反應的活化能來有效提高反應速率。

(2)催化劑的特點：

催化劑能加快反應速率而在反應前后本身的質(zhì)量和化學性質(zhì)不變。

催化劑具有選擇性。

催化劑不能改變化學反應的衡常數(shù)，不引起化學衡的移動，不能改變衡轉(zhuǎn)化率。

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二、化學反應條件的優(yōu)化——工業(yè)合成氨

1、合成氨反應的限度

合成氨反應是一個放熱反應，同時也是氣體物質(zhì)的量減小的熵減反應，故降低溫度、增大壓強將有利于化學衡向生成氨的方向移動。

2、合成氨反應的速率

(1)高壓既有利于衡向生成氨的方向移動，又使反應速率加快，但高壓對設備的要求也高，故壓強不能特別大。

(2)反應過程中將氨從混合氣中分離出去，能保持較高的反應速率。

(3)溫度越高，反應速率進行得越快，但溫度過高，衡向氨分解的方向移動，不利于氨的合成。

(4)加入催化劑能大幅度加快反應速率。

3、合成氨的適宜條件

在合成氨生產(chǎn)中，達到高轉(zhuǎn)化率與高反應速率所需要的條件有時是矛盾的，故應該尋找以較高反應速率并獲得適當衡轉(zhuǎn)化率的反應條件：一般用鐵做催化劑 ，控制反應溫度在700K左右，壓強范圍大致在1×107Pa～1×108Pa 之間，并采用N2與H2分壓為1∶2.8的投料比。