Resumen de puntos de conocimiento importantes en la materia optativa de química de la escuela secundaria 4 Principios de reacciones químicas (Edición de educación popular)

Resumen de los puntos de conocimiento en "Principios de las reacciones químicas"

Capítulo 1: Reacciones químicas y cambios de energía

1 Calor de reacción y cambio de entalpía: △H. =H (Producto)-H (Reactivo)

2. La relación entre el calor de reacción y la energía del material

3. > △H =La suma de las energías de enlace de los reactivos -La suma de las energías de enlace de los productos

4. Reacciones endotérmicas y exotérmicas comunes

⑴Reacciones exotérmicas comunes:

①Reacción entre metales activos y agua o ácido ②Reacción de neutralización ácido-base ③Reacción de combustión ④La mayoría de las reacciones químicas ⑤Reacción de termita

⑵Reacciones endotérmicas comunes

① La mayoría de las reacciones de descomposición ②2NH4Cl(s) +Ba(OH)2·8H2O(s)=BaCl2+2NH3+10H2O

③ C(s)+ H2O(g) CO+H2 ④CO2+ C2 CO

5. relación entre las condiciones de reacción y las condiciones endotérmicas y exotérmicas: El hecho de que una reacción sea endotérmica o exotérmica no está necesariamente relacionado con las condiciones de reacción, sino que depende de la energía total (o entalpía) de los reactivos y el tamaño relativo.

6. Además de seguir los requisitos para escribir ecuaciones químicas, también debes prestar atención a los siguientes puntos al escribir ecuaciones termoquímicas:

① La reacción exotérmica △H es "-" , la reacción endotérmica △H es "+", y la unidad de △H es kJ/mol

②El calor de reacción △H está relacionado con las condiciones de medición (temperatura, presión, etc.), por lo que se debe prestar atención se debe prestar atención a las condiciones de medición de △H; en la mayoría de los casos, el △H de la reacción química se mide a 298 K y 101 Pa, y no es necesario especificar la temperatura y la presión.

③El coeficiente delante de la fórmula química de cada sustancia en la ecuación termoquímica solo representa la cantidad de la sustancia, no el número de moléculas o átomos de la sustancia, por lo que el número estequiométrico puede ser una fracción o un decimal. Se debe tener en cuenta el estado de agregación de la sustancia. La ecuación termoquímica representa la cantidad de la reacción que se ha completado, por lo que el número de medición delante de la fórmula química en la ecuación debe corresponder a △H cuando la reacción ocurre a la inversa; los valores de calor de reacción son iguales y los signos son opuestos.

7. Utilice la ley de Geiss para cálculos sencillos

8. Escritura de reacciones de electrodos: Electrodo activo: El propio electrodo pierde electrones

⑴Electrólisis: Ánodo: (Conectado al electrodo positivo de la fuente de alimentación) Electrodo inerte donde se produce la reacción de oxidación: el anión pierde electrones en la solución

(Secuencia de descarga: I->Br->Cl->OH-)

Cátodo: (Conectado al electrodo negativo de la fuente de alimentación) Se produce una reacción de reducción y los cationes en la solución ganan electrones

(Secuencia de descarga: Ag+>Cu2+>H+)

Notas: ① Al escribir la ecuación de reacción del electrodo, debe estar representada por iones descargados reales

②La ecuación general de la reacción de electrólisis debe indicar "energización"

③Si los iones en el La reacción del electrodo proviene de la ionización del agua u otros electrolitos débiles, la ecuación de iones de reacción total debe expresarse mediante una fórmula química

⑵ Batería primaria: electrodo negativo: el electrodo negativo pierde electrones, M→Mn+ +ne-

① Los cationes en la solución ganan electrones Nm ++me-→N

Electrodo positivo: 2H++2e-→H2 ↑

②El electrodo negativo no puede reaccionar directamente con la solución electrolítica: O2+4e-+2H2O→4OH- (es decir, se produce corrosión por absorción de oxígeno)

Al escribir la reacción del electrodo, preste atención a si el producto del electrodo reacciona con los iones en el solución de electrolito. Si es así, el producto final debe escribirse en la reacción del electrodo.

9. Aplicación del principio de electrólisis:

⑴Industria cloro-álcali: ánodo (grafito): 2Cl-→Cl2+2e-(Cl2 prueba: coloque el papel de prueba de yoduro de potasio de almidón humedecido cerca de la salida de gas, el papel de prueba se vuelve azul, lo que demuestra que se produce Cl2).

Cátodo: 2H++2e-→H2 ↑ (Los productos del cátodo son H2 y NaOH. Fenómeno (goteo de fenolftaleína): se escapan burbujas y la solución se vuelve roja).

⑵Refinado electrolítico del cobre: ​​Materiales de los electrodos: cobre bruto como ánodo y cobre puro como cátodo. Solución de electrolito: solución de sulfato de cobre acidificada con ácido sulfúrico

⑶Galvanoplastia: Material del electrodo: el metal recubierto se utiliza como ánodo (también se puede utilizar un electrodo inerte como ánodo) y las piezas chapadas se utilizan como cátodo. La solución electrolítica es una solución salina que contiene cationes metálicos de recubrimiento.

10. Fuente de energía química

⑴Celda de combustible: primero escriba la reacción total de la batería (similar a la combustión de combustibles

luego escriba el positivo); reacción del electrodo (oxidante Para obtener electrones, generalmente es O2+4e-+2H2O→4OH- (solución alcalina neutra)

O2+4e-+4H+→2H2O (solución acuosa ácida). Reacción del electrodo negativo = reacción de la batería-reacción positiva del electrodo (La transferencia de electrones debe ser igual)

⑵ Batería recargable y descargable: Al descargarse equivale a una batería primaria y al cargarse equivale a una celda electrolítica. (El polo negativo de la batería primaria está conectado al polo negativo de la fuente de alimentación, sirviendo como cátodo, y el polo positivo de la batería primaria está conectado al polo negativo de la fuente de alimentación. Conecte el electrodo positivo de la fuente de alimentación. suministro para servir como ánodo),

11 Siga la conservación de electrones al calcular, y la fórmula de relación comúnmente utilizada es: 2 H2~ O2~2Cl2~2Cu~4Ag~4OH-~4H+~4e. -

12. Corrosión del metal: Corrosión causada por el ánodo electrolítico > Corrosión causada por el electrodo negativo de la batería primaria > Corrosión química > Electrodo positivo de la batería primaria > Cátodo electrolítico

Corrosión por absorción de oxígeno del acero se produce principalmente en el aire Electrodo negativo: 2Fe →2Fe 2++4e- Electrodo positivo: O2+4e-+2H2O→4OH-

Reacción total: 2Fe + O2+2H2O=2Fe(. OH)2

Capítulo 2: La dirección, límite y velocidad de las reacciones químicas

1 La base para juzgar la dirección de la reacción: △H-T△S<0, la reacción puede continuar. espontáneamente; △H-T△S=0, la reacción alcanza el equilibrio

La reacción △H-T△S>0 no puede ser espontánea. Este criterio señala la posibilidad de una reacción espontánea bajo ciertas condiciones, pero no indica. si la reacción realmente puede ocurrir (preste atención a la conversión de unidades al calcular) Libro de texto P40T3

2. Constante de equilibrio químico:

①El tamaño de la constante de equilibrio refleja el posible alcance de la reacción química. Cuanto mayor es la constante de equilibrio, más completa es la reacción. ②Participa en reacciones de sólido puro o de disolvente puro, no están incluidas en la expresión de la constante de equilibrio.

③La expresión de la constante de equilibrio. está relacionado con la forma en que se escribe la ecuación química, y las unidades corresponden a la forma de escritura de la ecuación. Para una reacción química determinada, las constantes de equilibrio de las reacciones directa e inversa son recíprocas entre sí.

④Las La constante de equilibrio químico se ve afectada por la temperatura y no tiene nada que ver con la concentración. El efecto de la temperatura sobre el equilibrio químico se logra afectando la constante de equilibrio a medida que aumenta la temperatura. ¿O la reducción está relacionada con la absorción y liberación de calor de la reacción? p>

3. Símbolos del estado de equilibrio: ① v positivo = v inverso de la misma sustancia ② La cantidad, calidad, contenido y concentración (color) de cada componente permanecen sin cambios ③ La cantidad total de gas, el total. La presión y el peso molecular promedio del gas permanecen sin cambios. Solo es aplicable a la reacción de △vg≠0 ④ La densidad es adecuada para reacciones de gases impuros o contenedores con volúmenes variables.

4. del gas inerte en el equilibrio químico

⑴ Cuando se carga gas inerte a presión constante, el volumen aumentará, provocando una reducción en la concentración del sistema de reacción, lo que equivale al impacto de la presión reducida en el equilibrio

⑵ Cuando se llena gas inerte a volumen constante, la concentración de cada componente permanece sin cambios, la velocidad permanece sin cambios y el equilibrio no se mueve

⑶ Para una reacción reversible con △ vg=0, agregue gas inerte al sistema de equilibrio Para los gases, el equilibrio no se moverá bajo volumen y presión constantes

5. Equilibrio equivalente: ① Temperatura y presión constantes, aplicable a todas las reacciones reversibles. involucrando gas, siempre que la cantidad de sustancia convertida sea la misma que la proporción de las sustancias agregadas inicialmente, y se pueda lograr un equilibrio equivalente, el contenido porcentual de cada componente es el mismo, la concentración es; lo mismo y la tasa de conversión es la misma.

② Para reacciones con temperatura y volumen constantes, △vg=0, siempre que la proporción de la cantidad de sustancias convertidas sea la misma que la proporción de las sustancias inicialmente agregadas, se puede lograr un equilibrio equivalente; en el equilibrio, cada grupo Los porcentajes son los mismos y las tasas de conversión son las mismas.

⑵ Equilibrio equivalente: temperatura constante y volumen constante, aplicable a todas las reacciones reversibles que involucran gas. Siempre que la cantidad de sustancia convertida sea la misma que la cantidad de sustancia agregada inicialmente, se puede lograr un equilibrio igual. logrado; en equilibrio, cada uno de los componentes tiene la misma cantidad de sustancia, el mismo porcentaje y la misma concentración.

6. Problema de carga: aA(g)+bB(g)cC(g)

⑴ Solo se carga un reactivo, el equilibrio se desplaza hacia la derecha y el otro reactivo. aumenta la tasa de conversión de dos reactivos, pero su propia tasa de conversión se reduce

⑵ Los dos reactivos se cargan de acuerdo con la proporción original Cuando el volumen es constante, es equivalente a presurizar, y cuando. la presión es constante, es equivalente al equilibrio

⑶ Los reactivos se cargan inicialmente de acuerdo con la relación de coeficientes o solo se carga el producto, y luego el producto se carga en equilibrio. El volumen constante es equivalente a. presurización, y la presión constante es equivalente al equilibrio

Velocidad de reacción química: cálculo y comparación de velocidades; el efecto de la concentración sobre las velocidades químicas (temperatura, concentración, presión, análisis del catalizador del diagrama V-t); p>

Capítulo 3 Comportamiento de Sustancias en Soluciones Acuosas

1, Electrolitos fuertes y débiles:

⑴Electrolitos fuertes: completamente ionizados, sin moléculas de soluto en la solución, la ionización La ecuación usa "=" y la ionización en un solo paso; los ácidos fuertes, las bases fuertes y la mayoría de las sales son electrolitos fuertes.

⑵Electrolitos débiles: parcialmente ionizados, hay moléculas de soluto en la solución, la ecuación de ionización se escribe con "", la ecuación de ionización de los ácidos débiles polivalentes se escribe paso a paso, y la ionización de los débiles restantes Los electrolitos se completan en un solo paso; ácidos débiles, bases débiles. El agua es un electrolito débil.

⑶ Las bases comunes: KOH, NaOH, Ca(OH)2, Ba(OH)2 son bases fuertes, y el resto son bases débiles.

Ácidos comunes: HCl, HBr; , HI, HNO3 y H2SO4 son ácidos fuertes, y el resto son ácidos débiles;

Nota: La ionización de la sal ácida de un ácido fuerte se completa en un solo paso, como por ejemplo: NaHSO4=Na+ +H++SO42-, mientras que la sal ácida de un ácido débil es Sal se debe escribir paso a paso, como por ejemplo: NaHCO3=Na++HCO3-, HCO3- CO32- +H+

2. Equilibrio de ionización

⑴ El equilibrio de ionización es un tipo de equilibrio, sigue las leyes generales del equilibrio. La temperatura, la concentración, agregar los mismos iones que el electrolito débil o sustancias que reaccionan con el electrolito débil harán que el equilibrio cambie

⑵ La constante de equilibrio de ionización (Ka o Kb) caracteriza la capacidad de ionización del electrolito débil a una determinada temperatura, cuanto mayor sea la constante de ionización, mayor será el grado de ionización del electrolito débil. Ka o Kb es un tipo de constante de equilibrio que, al igual que las constantes de equilibrio químico, solo se ve afectada por la temperatura. A medida que aumenta la temperatura, aumenta la constante de ionización.

3. Ionización del agua:

⑴ H2OH++OH-, △H>0. Aumentar la temperatura y agregar ácidos, bases o sales hidrolizables al agua puede provocar que cambie el equilibrio de ionización del agua.

⑵ Existe en cualquier solución acuosa diluida, y [H+]·[OH-] es una constante, llamada producto iónico del agua (Kw es una constante de temperatura, que solo se ve afectada por); La temperatura no tiene nada que ver con la concentración de H+ u OH-.

⑶ La acidez y alcalinidad de una solución es el tamaño relativo de las concentraciones de H+ y OH-, y no tiene relación directa con un valor determinado.

⑷ Cuando la concentración de H+ en la solución es ≤1mol/L, se expresa por pH.

Ya sea una solución única o una mezcla de soluciones para encontrar el pH, se sigue el mismo principio: si la solución es ácida, primero encuentre c(H+); si la solución es alcalina, primero encuentre c(H+); c(OH-), de Encuentre c(H+) para Kw y luego encuentre el pH.

⑸ Agregar ácido o álcali al agua inhibirá la ionización del agua, de modo que el c(H+) o c(OH-) de la ionización del agua es <10-7mol/L, pero

c(H+)H2O=c(OH-)H2O.

Por ejemplo, el c(H+) de la ionización del agua en una solución = 10-13 mol/L. En este momento, la solución puede ser fuertemente ácida o fuertemente alcalina, es decir, a temperatura ambiente, pH = 1 o 13. >

Agregue sal hidrolizada al agua para promover la ionización del agua, de modo que el c(H+) o c(OH-) de la ionización del agua sea >10-7mol/L. Por ejemplo, el c(H+) del agua. ionización en una solución determinada = 10-5 mol / L En este momento, la solución es ácida, es decir, a temperatura ambiente, pH = 5, y puede ser una solución de sal ácida fuerte y alcalina débil.

4. Hidrólisis de la sal

⑴ Sólo los iones ionizados por la sal se hidrolizan en la solución. La esencia es que los iones ionizados por la sal se combinan con el H+ u OH- ionizado por el agua para formar un electrolito débil, que reduce la concentración de H+ u OH-, promoviendo así la ionización del agua.

⑵Factores que influyen: ①Temperatura: el calentamiento promueve la hidrólisis ②Concentración: la dilución promueve la hidrólisis ③Acidez y alcalinidad de la solución ④Mismo efecto iónico

⑷Escrito de la ecuación de hidrólisis:

① Hidrólisis de un solo ion: generalmente muy débil, y el producto no está marcado con " ↑ " o " ↓ " la ecuación de hidrólisis de una sal de ácido débil polibásico debe escribirse paso a paso

② Hay dos; casos de doble hidrólisis: Ⅰ Hidrolizar hasta el final, generar gas y precipitar, usar =, marcar " ↑ " y " ↓ ".

II está parcialmente hidrolizado, sin precipitación ni gas, y el producto no está marcado con " ↑ " o " ↓ "

⑸ Aplicación de hidrólisis salina: ① Determinar la acidez y alcalinidad de la solución ② Determinación de los tipos de iones y sus concentraciones en soluciones salinas ③ Determinación de la existencia de iones ④ Determinación de los productos al calentar, concentrar o evaporar ciertas soluciones salinas, como la solución AlCl3 ⑤ Conservación y preparación de ciertas soluciones salinas, como como solución de FeCl3 ⑥ La preparación de ciertos coloides, como el coloide Fe(OH)3 ⑦ explica algunos fenómenos químicos en la producción y la vida, como la purificación del agua de alumbre, la aplicación de fertilizantes químicos, etc. (Formato estándar al explicar: escriba el equilibrio correspondiente-----cambio de condición cambio de equilibrio-----resultado)

5. Equilibrio precipitación-disolución:

⑴ Ksp: AmBnmAn++nBm-,Ksp=[An+]m[Bm-]n.

①Ksp solo está relacionado con la naturaleza y la temperatura del electrolito insoluble. Los cambios en la concentración de iones en la solución solo pueden cambiar el equilibrio pero no cambiar Ksp. ② Para electrolitos con la misma proporción numérica de aniones y cationes, cuanto mayor sea el Ksp, mayor será la solubilidad del electrolito en agua.

⑵ Q>Ksp, se genera precipitación; Q=Ksp, la precipitación y la disolución están en equilibrio; Q

⑶ Un precipitado se puede convertir en un precipitado menos soluble. Como la generación de Mg(OH)2 en incrustaciones y la eliminación de iones de metales pesados ​​en la industria.

6. Reacción iónica:

⑴ Escritura de la ecuación iónica relacionada con la cantidad: Supongamos que la cantidad de una pequeña cantidad de una sustancia es 1 mol y reacciona completamente con otra sustancia en exceso. .

⑵ Al responder preguntas sobre la existencia de iones, debe prestar atención a: ① Después de juzgar que un ion existe, debe prestar atención al hecho de que los iones que no existen con él no deben existir; ② Los reactivos agregados en el frente afectarán a los siguientes. ¿Tiene algún impacto la identificación?

⑶ Pasos generales para la prueba de iones (o sustancias): tomar una pequeña cantidad - agregar reactivos - observar el fenómeno - sacar conclusiones