山师附中2008级化学反应原理。
期中复习——知识梳理。
第1章化学反应与能量。
1.焓变：δh= h（生成物）—h（反应物）
单位：kj·mol-1
h＞0 吸热。
h＜0 放热。
2.热化学方程式。
如：n2（g） +2o2（g） =2no2（g）
h = 67.7kj/mol
1）各物质均需标明聚集状态：气g,液l,固s,溶液aq。
2) △h 需带正负号，单位为kj/mol
3）系数仅代表物质的量。
4）系数乘几倍，则△h乘几倍。
3.盖斯定律：
1）化学反应的反应热只与反应体系的始态和终态有关，而与反应的途径无关。
2）方程式如何相加减得到，则焓变就可以如何相加减得到。如：已知：
n2（g） +2o2（g） =2no2（gh1 = 67.7kjmol—1
n2h4（g）+ o2（g） =n2（g）+ 2h2o（g） △h2 = 534kjmol—1
试利用298k时以上反应的实验数据，计算此温度下。
2n2h4(g) +2no2(g) =3n2(g) +4h2o(g)的反应焓变△h3 ==
h3 ==h1 + 2△h2=..
4.电解池：
1）基本构成：
2）两极离子反应顺序：
①阳极放电顺序：
活性电极＞s2-＞i-＞br-＞cl-＞oh－ ＞含氧酸根＞f-
②阴极放电顺序：与金属活泼性相反。
ag+＞hg2+＞cu2+＞h+＞fe2+＞zn2+＞al3+＞na+＞k+
3）反应规律。
阴离子向阳极定向移动；阳离子向阴极定向移动。
外电路e-的流向为由阳极流向阴极。
两电极反应同时书写时得失电子要相等。
两电极反应相加得总式。
必须注明总反应条件“通电”
若阳极为活性电极，则阳极本身参与反应逐渐溶解。
惰性阳极时，电解质的阴阳离子
若2前或1前1界，则仅有电解质本身参与电解。
若1前1后，则电解质和h2o均参与电解。
若2后或1后1界，则仅有h2o参与电解。
5）应用。冶炼金属：电解熔融 nacl,al2o3,mgcl2等制备na,al,mg等金属。
2nacl(熔融)电解2na+cl2↑
2al2o3(熔融)电解4al+3o2↑
mgcl2(熔融)电解mg+cl2↑
工业电解饱和食盐水制烧碱。
2nacl+2h2o电解2naoh+h2↑+cl2↑
阳极产物：cl2
阴极产物：h2，naoh
电解精炼铜。
阳）粗铜i cuso4 i纯铜（阴）
阳极泥成分：ag au pt等，提取贵重金属。
电镀。阳极——镀层金属b 或惰性电极
阴极——待镀金属(镀件）a
电镀液——含有镀层金属离子的电解质溶液。
5.原电池。
1）基本构成。
化学能——电能的装置。
4个构成条件：
自发的氧化还原反应。
活泼性不同的两电极。
电解质溶液。
形成闭合回路。
负极——失e-, 发生氧化反应。
正极——得e-, 发生还原反应。
电子流向：负极导线正极。
2）双液电池
双液电池与单液电池相比的优势：
——更彻底的将化学能装变为电能。
反应与单液电池相同。
3）原电池的应用。
判金属活泼性：活泼的做负极。
金属防护：保护正极（牺牲阳极的阴极保**）
4）金属腐蚀。
快慢：电解池阳极（加速）＞原电池负极（加速）＞化学腐蚀＞原电池正极（保护）＞电解池阴极（保护）
常见金属腐蚀（以钢铁为例）
5）化学电源。
锌锰干电池。
负 ↑正。铅酸蓄电池。
负极：pb +so42- =pbso4 +2e-
正极：pbo2 +4h++so42-+2e- =pbso4 +2h2o
电池反应 pb+pbo2+2h2so4=2pbso4+2h2o
氢氧燃料电池。
6）金属防护。
改变金属内部的组织结构，制成合金（如不锈钢）
在金属表面覆盖保护层如油漆、油脂等，电镀zn,cr等易氧化形成致密的氧化物薄膜作保护层。
电化学保**。
牺牲阳极的阴极保**（原电池）
外加电流的阴极保**（电解池）
第2章化学反应的方向、限度和速率。
1.反应自发的复合判据。
△h- t△s <0 自发。
1） 放热、 熵增有利于自发。
△h <0 △s＞0）
h <0 △s＞0 任何t均可自发。
h <0 △s<0 低t自发。
h ＞0 △s＞0 高t自发。
h ＞0 △s<0 任何t均不自发。
3）注：体系的混乱度越大熵越大。
对于同一物质s(g) >s(l) >s(s)
在隔离体系中，一切不可逆过程都想着混乱度。
增大方向进行。
n(气)增大的反应，通常熵增，利于自发。
该判据使用前提：一定温度压强下。
该判据只判趋势，至于能否实际发生，还要看。
速率。2.化学反应速率。
1）数学表达式： v（b） =c(b)/t
单位：mol/(或mol/(
2)各物质速率之比=系数之比=c之比。
3）速率方程：如v＝k c（a）x c（ b）y
阿伦尼乌斯经验公式： k=ae－ea/rt
4）影响速率的因素。
催化剂，v↑（改变反应历程使ea减小，k增，v增）
升t, v↑（使k增，v增）
增c，v↑增p, v↑(有气体参与的反应)
5）碰撞理论。
3. 化学平衡常数。
1）对于化学反应aa(g)+bb(g) cc(g)+dd(g)，单位不定。
2）关于k的注意事项。
c（a）：a任意状态下的浓度。
c。（a）：a的初始浓度。
a]：a在化学平衡状态时的浓度。
对于给定的可逆反应，k只与t有关。
固体和纯液体的浓度不列入k的表达式中（气态水列入）
k 与方程式的书写有关，单位随方程式改变。
可逆反应的平衡常数为倒数。
⑥k越大，反应可以进行的越完全。
3）浓度商。
q=k 平衡态。
q＜k 反应正向进行。
q＞k 反应逆向进行。
4）转化率。
a (b)= c(b)/ c0(b) ×100%
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