2022年高中化学知识点—化学反应及其能量变化.docx

精选学习资料 - - - - - - - - - 高中化学学问点化学反应及其能量变化1氧化仍原反应氧化仍原反应 有电子转移 包括电子的得失和共用电子对的偏移 或有元素化合价升降的反应如 2Na+ C1 22NaCl 有电子得失 、H 2+ C1 22HCl 有电子对偏移 等反应均属氧化仍原反应；氧化仍原反应的本质 是电子转移 电子得失或电子对偏移 ；氧化仍原反应的特点 在反应前后有元素的化合价发生变化依据氧化仍原反应的反应特点可判定一个反应是否为氧化仍原反应某一化学反应中有元素的化合价发生变化,就该反应为氧化仍原反应,否就为非氧化仍原反应；氧化剂与仍原剂 概 念 含 义 概 念 含 义反应后所含元素化合价降 反应后所含元素化合价升氧化剂 仍原剂低的反应物 高的反应物仍原剂在反应时化合价升 氧化剂在反应时化合价降被氧化 被仍原高的过程 低的过程氧化剂具有的夺电子的能 仍原剂具有的失电子的能氧化性 仍原性力 力元素在反应过程中化合价 元素在反应过程中化合价氧化反应 仍原反应上升的反应 降低的反应仍原剂在反应时化合价升 氧化剂在反应时化合价降氧化产物 仍原产物高后得到的产物 低后得到的产物氧化剂与仍原剂的相互关系重要的氧化剂和仍原剂：1所含元素的化合价处在最高价的物质只能得到电子,只具有氧化性,只能作氧化剂注：不肯定是强氧化剂；重要的氧化剂有：活泼非金属单质,如 X 2卤素单质 、O2、 O3 等；所含元素处于高价或较高价时的氧化物,如 MnO 2、NO 2、PbO2等；所含元素处于高价时的含氧酸,如浓 H2SO4、HNO 3 等所含元素处于高价时的盐,如 KMnO 4、KClO 3、K 2Cr2O7等金属阳离子等,如 Fe 3、Cu 2、Ag、H等过氧化物,如 Na2O2、 H2O2 等特别物质,如 HClO 也具有强氧化性2所含元素的化合价处在最低价的物质只能失去电子,只具有仍原性,只能作仍原剂 注：不肯定是强仍原剂 重要的仍原剂有：活泼金属单质,如 Na、K、Ca、Mg 、Al 、Fe 等某些非金属单质,如 C、H2、Si 等所含元素处于低价或较2 4 1 1 2低价时的氧化物,如 CO、SO2 等所含元素处于低价或较低价时的化合物,如含有 S、S 、I 、Br 、Fe 的化合物 H2S、Na2S、H2SO3、Na2SO3、HI 、HBr 、FeSO4、NH 3等3当所含元素处于中间价态时的物质,既有氧化性又有仍原性,如 H2O2、SO2、Fe 2等4当一种物质中既含有高价态元素又含有低价态元素时,该物质既有氧化性又有仍原性例如,盐酸 HCl 与 Zn 反应时作氧化剂,而浓盐酸与 MnO 2共热反应时,就作仍原剂氧化仍原反应的分类 1不同反应物间的氧化仍原反应不同元素间的氧化仍原反应例如： MnO 2+ 4HCl 浓 MnCl 2+ C12 + 2H2O 绝大多数氧化仍原反应属于这一类同种元素间的氧化仍原反应例如： 2H 2S+ SO23S+ 2H 2O KClO 3+ 6HCl 浓 KCl+ 3C1 2 + 3H2O 在这类反应中,所得氧化产物和仍原产物是同一物质,这类氧化仍原反应又叫归中反应2同一反应物的氧化仍原反应同一反应物中,不同元素间的氧化仍原反应例如：2KClO 3 2KCl+ 3O 2同一反应物中, 同种元素不同价态间的氧化仍原反应例如：NH 4NO 3 N2O + 2H 2O 同一反应物中,同种元素同一价态间的氧化仍原反应例如：C12+ 2NaOH NaCl+ NaClO+ H 2O 3NO 2+ H 2O2HNO 3+ NO 在这类反应中,某一元素的化合价有一部分上升了,另一部分就降低了这类氧化仍原反应又叫歧化反应氧化仍原反应与四种基本反应类型的关系如右图所示由图可知：置换反应都是氧化第 1 页,共 5 页仍原反应；复分解反应都不是氧化仍原反应,化合反应、分解反应不肯定是氧化仍原反应名师归纳总结 - - - - - - -精选学习资料 - - - - - - - - - 氧化仍原反应中电子转移的方向、数目的表示方法 1单线桥法表示在反应过程中反应物里元素原子间电子转移的数目和方向用带箭头的连线从化合价上升的元素开 始,指向化合价降低的元素,再在连线上方标出电子转移的数目在单线桥法中,箭头的指向已经说明白电子转移的方向,因此不能再在线桥上写“ 得”、“ 失” 字样2双线桥法表示在反应物与生成物里,同一元素原子在反应前后电子转移的数目和方向在氧化剂与仍原产物、仍 原剂与氧化产物之间分别用带箭头的连线从反应前的有关元素指向反应后的该种元素,并在两条线的上、下方分别写出“ 得” 、“ 失” 电子及数目例如：氧化仍原反应的有关规律 1氧化性、仍原性强弱判定的一般规律氧化性、仍原性的强弱取决于得失电子的难易；而与得失电子数的多少无关金属活动性次序表金属的活动性越强,金属单质222Mg>Fe>Cu>Ag ；氧化性： Ag >Cu >Fe >Mg同种元素的不同价态原子 的仍原性也越强,而其离子的氧化性越弱如仍原性：特别情形；氯的含氧酸的氧化性次序为：HClO>HClO 3>HClO 4氧化仍原反应进行的方向一般而言,氧化仍原反应总是朝着强氧化性物质与强仍原性物质反应生成弱氧化性物质与弱仍原性物质的方向进行在一个给出的氧化仍原反应方程式中,氧化剂和氧化产物都有氧化性,仍原剂和仍原产物都有仍原性,其氧化性、仍原性的强弱关系为：氧化性：氧化剂氧化产物；仍原性：仍原剂仍原产物反之,依据给出的物质的氧化性、仍原性的强弱,可以判定某氧化仍原反应能否自动进行反应条件的难易不同的氧化剂仍原剂 与同一仍原剂 氧化剂 反应时,反应越易进行,就对应的氧化剂仍原剂 的氧化性 仍原性 越强,反之越弱浓度同一种氧化剂或仍原剂 ,其浓度越大,氧化性或仍原性 就越强H浓度越大,其氧化性就越H浓度对于在溶液中进行的氧化仍原反应,如氧化剂为含氧酸或含氧酸盐,就溶液中强2氧化仍原反应中元素化合价的规律一种元素具有多种价态时,处于最高价态时只具有氧化性,处于最低价态时只具有仍原性,而处于中间价态时就既有氧化性又具有仍原性但须留意,如一种化合物中同时含最高价态元素和最低价态元素时,就该化合物兼有氧化性和仍原性,如 HCl 价态不相交规律同种元素不同价态间相互反应生成两种价态不同的产物时,化合价上升与化合价降低的值不相交,即高价态降低后的值肯定不低于低价态上升后的值,也可归纳为“ 价态变化只靠拢、不相交”所以,同种元素的相邻价态间不能发生氧化仍原反应；同种元素间隔中间价态,发生归中反应3氧化仍原反应中的优先规律：当一种氧化剂 仍原剂 同时与多种仍原剂 氧化剂 相遇时,该氧化剂 仍原剂 第一与仍原性 氧化性 最强的物质发生反应,而只有当仍原性 氧化性 最强的物质反应完后,才依次是仍原性 氧化性 较弱的物质发生反应4电子守恒规律在任何氧化仍原反应中,氧化剂得到的电子总数等于仍原剂失去的电子总数即氧化剂化合价上升的总数等于仍原剂化合价降低的总数这一点也是氧化仍原反应配平的基础；2离子反应离子反应 有离子参与或有离子生成的反应,都称为离子反应离子反应的本质、类型和发生的条件：1离子反应的本质：反应物中某种离子的浓度减小2离子反应的主要类型及其发生的条件：离子互换 复分解 反应具备以下条件之一就可以使反应朝着离子浓度减小的方向进行,即离子反应就会发生第 2 页,共 5 页a生成难溶于水的物质如：Cu 2+ 2OHCuOH 2留意： 当有关离子浓度足够大时,生成微溶物的离子反应也能发生如：2Ag+ SO 4 2Ag 2SO4Ca 2+ 2OHCaOH 2或者由微溶物生成难溶物的反应也能生成如当石灰乳与 Na2CO 3溶液混合时,发生反应：CaOH 2 + CO3 2CaCO3 + 2OHb生成难电离的物质 即弱电解质 如： H + OHH 2O H + CH 3COO CH3COOH c生成挥发性物质 即气体 如： CO3 2+ 2HCO 2 + H 2O NH 4+ OHNH 3 + H2O 名师归纳总结 - - - - - - -精选学习资料 - - - - - - - - - 离子间的氧化仍原反应由强氧化剂与强仍原剂反应,生成弱氧化剂和弱仍原剂,即反应朝着氧化性、仍原性减弱的方向进行例如：Fe + Cu2Fe2+ Cu Cl 2 + 2Br2C1+ Br 22MnO 4+ 16H+ 10C12Mn 2+ 5C1 2 + 8H2O 书写离子方程式时应留意的问题：1电解质在非电离条件下 不是在水溶液中或熔融状态 ,虽然也有离子参与反应,但不能写成离子方程式,由于此时这些离子并没有发生电离如 NH 4Cl 固体与 CaOH 2 固体混合加热制取氨气的反应、浓 H2SO4与固体 如 NaCl、Cu 等的反应等,都不能写成离子方程式相反,在某些化学方程式中,虽然其反应物不是电解质或强电解质,没有大量离子参与反应,但反应后产生了大量离子,因此,仍可写成离子方程式如 的反应Na、Na 2O、Na2O2、SO3、Cl 2 等与 H 2O2多元弱酸的酸式盐,如易溶于水, 就成盐的阳离子和酸根离子可拆开写成离子的形式,而酸根中的 H离子不能拆开写例如 NaHS、CaHCO 32 等,只能分别写成 Na、HS和 Ca 2、HCO 3等酸式酸根的形式与正盐阴3对于微溶于水的物质,要分为两种情形来处理：当作反应物时？,微溶物要保留化学式的形式,不能拆开当作反应物时,如为澄清的稀溶液,应改写为离子形式,如澄清石灰水等；如为浊液或固体,要保留化学式的形式而不能拆开,如石灰乳、熟石灰等4如反应物之间由于物质的量之比不同而发生不同的反应,即反应物之间可发生不止一个反应时,要考虑反应物之间物质的量之比不同,相应的离子方程式也不同例如,向 NaOH 溶液中不断通入 CO2 气体至过量,有关反应的离子方程式依次为：CO 2+ 2OHCO 3 2+ H 2O（CO2适量）CO2+ OHHCO 3（CO 2 足量）在溶液中离子能否大量共存的判定方法：几种离子在溶液中能否大量共存,实质上就是看它们之间是否发生反应如离子间不发生反应,就能大量共存；否就就不能大量共存离子间如发生以下反应之一,就不能大量共存1生成难溶物或微溶物如 Ca 2与 CO 3 2、 SO4 2、OH；Ag与 C1、 Br、I、 SO3 2,等等2生成气体如 NH 4与 OH； H与 HCO 3、CO3 2、S 2、HS、SO3 2、HSO3等3生成难电离物质 弱酸、弱碱、水 如 H与 C1O、F、CH 3COO生成弱酸； OH与 NH 4、A1 3、Fe3、Fe2、Cu2等生成弱碱； H与 OH生成 H2O4发生氧化仍原反应具有氧化性的离子 如 MnO 4、ClO、Fe 3等与具有仍原性的离子 如 S 2、I、SO3 2、Fe 2等不能共存应留意的是,有些离子在碱性或中性溶液中可大量共存,但在酸性条件下就不能大量共存,如 SO3 2与S 2,NO 3与 I、 S 2、SO3 2、Fe 2等*5 形成协作物如 Fe 3与 SCN因反应生成 FeSCN 3 而不能大量共存*6 弱酸根阴离子与弱碱阳离子因易发生双水解反应而不能大量共存,例如 Al 3与 HCO 3、CO 3 2、 A1O 2等说明：在涉及判定离子在溶液中能否大量共存的问题时,要留意题目中附加的限定性条件：无色透亮的溶液中,不能存在有色离子,如 Cu 2蓝色 、Fe 3黄色 、Fe 2浅绿色 、MnO 4紫色 在强酸性溶液中,与 H起反应的离子不能大量共存在强碱性溶液中,与 OH起反应的离子不能大量共存电解质与非电解质 1电解质：在水溶液里或者熔融状态下能够导电的化合物叫电解质电解质不肯定能导电,而只有在溶于水或熔融状态时电离出自由移动的离子后才能导电 因此,电解质导电的缘由是存在自由移动的离子 能导电的不肯定是电解质,如金属、石墨等单质2非电解质：在水溶液里和熔融状态下都不能导电的化合物由于非电解质归属于化合物,故如 C12等不导电的单质不属于非电解质3电解质与非电解质的比较电解质 非电解质能否导电 溶于水后或熔融状态时能导电 不能导电区 能否电离 溶于水或受热熔化时能电离产生自由移动的离子 不能电离,因此没有自由移动的离子存在别 蔗糖、酒精等大部分有机物,气体化合物如所属物质 酸、碱、盐等NH 3、SO2等联系 都属于化合物说明 某些气体化合物的水溶液虽然能导电,但其缘由并非该物质本身电离生成了自由移动的离子,因此这些气体化合物属于非电解质例如；氨气能溶于水,但 NH 3 是非电解质氨水能导电是由于 NH 3 与 H2O 反应生成了能电离出NH 4和 OH的 NH 3· H 2O 的缘故,所以 NH 3·H2O 才是电解质强电解质与弱电解质 1强电解质：溶于水后全部电离成离子的电解质2弱电解质：溶于水后只有一部分分子能电离成离子的电解质名师归纳总结 - - - - - - -第 3 页,共 5 页精选学习资料 - - - - - - - - - 3强电解质与弱电解质的比较强电解质 弱电解质代表物质 KOH 、NaOH 、BaOH 2等盐：绝大多数可溶、强酸：如 H 2SO4、HNO 3、HCl 等强碱：如 H 2O弱酸：如 CH 3COOH 、HF、HClO 、H2CO 3难溶性盐,如 NaCl、CaCO3 等 等弱碱： NH 3· H 2O、A1OH 3、FeOH 3 等完全电离,不存在电离平稳 电离不行逆 电离 不完全电离 部分电离 ,存在电离平稳电离方程电离情形 方程式用“ ” 表示式用“” 表示如： HNO 3H + NO 3 如： CH 3COOH CH3COO+ H 十水溶液中存 大部分以电解质分子的形式存在,只有少量电离出在的微粒 水合离子 离子 和 H 2O 分子 来的离子离子方程式的书写情形 拆开为离子 特别：难溶性盐仍以化学式表示 全部用化学式表示留意 : 1在含有阴、阳离子的固态强电解质中,虽然有阴、阳离子存在,但这些离子不能自由移动,因此不导电如氯化钠固体不导电2电解质溶液导电才能的强弱取决于溶液中自由移动离子浓度的大小 留意：不是取决于自由移动离子数目的多少 溶液中离子浓度大,溶液的导电性就强；反之,溶液的导电性就弱因此,强电解质溶液的导电才能不肯定比弱电解质溶液的导电才能强但在相同条件 相同浓度、相同温度 下,强电解质溶液的导电才能比弱电解质的导电才能强离子方程式 用实际参与反应的离子符号来表示离子反应的式子所谓实际参与反应的离子,即是在反应前后数目发生变化的离子离子方程式不仅表示肯定物质间的某个反应,而且可以表示全部同一类型的离子反应如：H + OHH2O 可以表示强酸与强碱反应生成可溶性盐的中和反应离子方程式的书写步骤 1“ 写” ：写出完整的化学方程式2“ 拆” ：将化学方程式中易溶于水、易电离的物质 强酸、强碱、可溶性盐 拆开改写为离子形式；而难溶于水的物质难溶性盐、难溶性碱 、难电离的物质 水、弱酸、弱碱 、氧化物、气体等仍用化学式表示3“ 删” ：将方程式两边相同的离子 包括个数 删去,并使各微粒符号前保持最简洁的整数比4“ 查” ：检查方程式中各元素的原子个数和电荷总数是否左右相等复分解反应类型离子反应发生的条件 复分解反应总是朝着溶液中自由移动的离子数目削减的方向进行详细表现为：1生成难溶于水的物质如：Ba 2+ SO4 2BaSO42生成难电离的物质 水、弱酸、弱碱 如 H + OHH2O 3生成气体如：CO 3 2+ 2HCO 2 + H 2O 3化学反应中的能量变化放热反应 放出热量的化学反应在放热反应中,反应物的总能量大于生成物的总能量：反应物的总能量生成物的总能量 + 热量 + 其他形式的能量放热反应可以看成是“ 贮存” 在反应物内部的能量转化并释放为热能及其他形式的能量的反应过程吸热反应 吸取热量的化学反应在吸热反应中,反应物的总能量小于生成物的总能量：生成物的总能量反应物的总能量 + 热量 + 其他形式的能量吸热反应也可以看成是热能及其他形式的能量转化并“ 贮存” 为生成物内部能量的反应过程* 反应热 1反应热的概念： 在化学反应过程中, 放出或吸取的热量, 统称为反应热 反应热用符号1H 表示,单位一般采纳kJ· mol2反应热与反应物、生成物的键能关系：H生成物键能的总和反应物键能的总和3放热反应与吸热反应的比较反应热放热反应吸热反应第 4 页,共 5 页含义反应物所具有的总能量大于生成物所具有反应物所具有的总能量小于生成物所具有的总能量,反应物转化为生成物时放出热量的总能量,反应物转化为生成物时吸取热量反应本身的反应放出热量后使反应本身的能量降低反应吸取热量后使反应本身的能量上升能量变化表示符号或 H“ ” H0 “ +” H0 值说明：放热反应和吸热反应过程中的能量变化示意图如图312 所示名师归纳总结 - - - - - - -精选学习资料 - - - - - - - - - 热化学方程式 1热化学方程式的概念：说明反应所放出或吸取热量的化学方程式,叫做热化学方程式2书写热化学方程式时应留意的问题：需注明反应的温度和压强由于反应的温度和压强不同时,其H 也不同如不注明时,就是指在101kPa 和 25时的数据反应物、生成物的集合状态要注明同一化学反应,如物质的集合状态不同,就反应热就不同例如：1H 2g + 1/2O 2gH2Og H 241.8kJ·mol1H2g + 1/2O 2gH2Ol H 285.8kJ·mol比较上述两个反应可知,由 H2 与 O2 反应生成 1 mol H 2Ol 比生成 1 mol H 2Og多放出 44 kJ·mol 1 的热量反应热写在化学方程式的右边放热时H 用“ ” ,吸热时H 用“ ” 1例如：H 2g + 1/2O 2gH2Og 241.8kJ·mol热化学方程式中各物质前的化学计量数不表示分子个数,而只表示物质的量 mol ,因此,它可用分数表示对于相同物质的反应,当化学计量数不同时,其H 也不同例如： 12H2g + O 2g2H 2Og H l 483.6 kJ·mol1H 2g + 1/2O 2gH 2Og H 2 241.8kJ· mol明显,H l2 H2* 盖斯定律 对于任何一个化学反应,不管是一步完成仍是分几步完成,其反应热是相同的也就是说,化学反应的反应热只与反应的始态 各反应物 和终态 各生成物 有关,而与详细反应进行的途径无关假如一个反应可以分几步进行,就各步反应的反应热之和与该反应一步完成时的反应热是相同的*4 燃烧热和中和热燃烧热 中和热在 101 kPa 时,1 mol 物质完全定义燃烧生成稳固的氧化物所放出在稀溶液中,酸跟碱发生中和反应而生成1 mol H 2O 时所放出的热量热量热化学方程以燃烧 1mol 物质为标准来配物质的化学计量数平其余物质的化学计量数式中的表示平其余物质的化学计量数形式留意点“ 完全燃烧” 包含两个方当强酸与强碱在稀溶液中发生中和反应时,1 molH与 1 molOH发生面的意思：燃烧的物质全部反应生成 1 molH 2O,都放出 573kJ 的热量即：H aq + OH aqH 2O1 1 H 57.3 kJ· mol燃烧完；生成稳固氧化物,如 C 完全燃烧生成CO2,S 完全燃烧生成SO2；等等说明利用燃烧热可以运算物质在燃当强酸与弱碱或弱酸与强碱或弱酸与弱碱发生中和反应时,因生成的盐1 mol烧过程中所放出的热量会发生水解而吸热,故此时中和热要小于57.3 kJ·名师归纳总结 第 5 页,共 5 页- - 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