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高中化學(xué)知識(shí)點(diǎn)規(guī)律大全
——化學(xué)反應(yīng)及其能量變化
1．氧化還原反應(yīng)
[氧化還原反應(yīng)] 有電子轉(zhuǎn)移(包括電子的得失和共用電子對(duì)的偏移)或有元素化合價(jià)升降的反應(yīng)．如2Na+ C12＝2NaCl(有電子得失)、H2+ C12＝2HCl(有電子對(duì)偏移)等反應(yīng)均屬氧化還原反應(yīng)。
氧化還原反應(yīng)的本質(zhì)是電子轉(zhuǎn)移(電子得失或電子對(duì)偏移)。
[氧化還原反應(yīng)的特征] 在反應(yīng)前后有元素的化合價(jià)發(fā)生變化．根據(jù)氧化還原反應(yīng)的反應(yīng)特征可判斷一個(gè)反應(yīng)是否為氧化還原反應(yīng)．某一化學(xué)反應(yīng)中有元素的化合價(jià)發(fā)生變化，則該反應(yīng)為氧化還原反應(yīng)，否則為非氧化還原反應(yīng)。
[氧化劑與還原劑]
概 念
含 義
概 念
含 義
氧化劑
反應(yīng)后所含元素化合價(jià)降低的反應(yīng)物
還原劑
反應(yīng)后所含元素化合價(jià)升高的反應(yīng)物
被氧化
還原劑在反應(yīng)時(shí)化合價(jià)升高的過程
被還原
氧化劑在反應(yīng)時(shí)化合價(jià)降低的過程
氧化性
氧化劑具有的奪電子的能力
還原性
還原劑具有的失電子的能力
氧化反應(yīng)
元素在反應(yīng)過程中化合價(jià)升高的反應(yīng)
還原反應(yīng)
元素在反應(yīng)過程中化合價(jià)降低的反應(yīng)
氧化產(chǎn)物
還原劑在反應(yīng)時(shí)化合價(jià)升高后得到的產(chǎn)物
還原產(chǎn)物
氧化劑在反應(yīng)時(shí)化合價(jià)降低后得到的產(chǎn)物
氧化劑與還原劑的相互關(guān)系
重要的氧化劑和還原劑：
(1)所含元素的化合價(jià)處在最高價(jià)的物質(zhì)只能得到電子，只具有氧化性，只能作氧化劑(注：不一定是強(qiáng)氧化劑)。重要的氧化劑有：
①活潑非金屬單質(zhì)，如X2(鹵素單質(zhì))、O2、O3等。②所含元素處于高價(jià)或較高價(jià)時(shí)的氧化物，如MnO2、NO2、PbO2等。③所含元素處于高價(jià)時(shí)的含氧酸，如濃H2SO4、HNO3等．④所含元素處于高價(jià)時(shí)的鹽，如KMnO4、KClO3、K2Cr2O7等．⑤金屬陽離子等，如Fe3＋、Cu2＋、Ag＋、H＋等．⑥過氧化物，如Na2O2、H2O2等．⑦特殊物質(zhì)，如HClO也具有強(qiáng)氧化性．
(2)所含元素的化合價(jià)處在最低價(jià)的物質(zhì)只能失去電子，只具有還原性，只能作還原劑(注：不一定是強(qiáng)還原劑)．重要的還原劑有：
①活潑金屬單質(zhì)，如Na、K、Ca、Mg、Al、Fe等．②某些非金屬單質(zhì)，如C、H2、Si等．③所含元素處于低價(jià)或較低價(jià)時(shí)的氧化物，如CO、SO2等．④所含元素處于低價(jià)或較低價(jià)時(shí)的化合物，如含有、、、、的化合物H2S、Na2S、H2SO3、Na2SO3、HI、HBr、FeSO4、NH3等．
(3)當(dāng)所含元素處于中間價(jià)態(tài)時(shí)的物質(zhì)，既有氧化性又有還原性，如H2O2、SO2、Fe2＋等．
(4)當(dāng)一種物質(zhì)中既含有高價(jià)態(tài)元素又含有低價(jià)態(tài)元素時(shí)，該物質(zhì)既有氧化性又有還原性．例如，鹽酸(HCl)與Zn反應(yīng)時(shí)作氧化劑，而濃鹽酸與MnO2共熱反應(yīng)時(shí)，則作還原劑．
[氧化還原反應(yīng)的分類]
(1)不同反應(yīng)物間的氧化還原反應(yīng)．
①不同元素間的氧化還原反應(yīng)．
例如：MnO2+ 4HCl(濃) MnCl2+ C12↑+ 2H2O 絕大多數(shù)氧化還原反應(yīng)屬于這一類．
②同種元素間的氧化還原反應(yīng)．
例如：2H2S+ SO2＝3S+ 2H2O KClO3+ 6HCl(濃)＝KCl+ 3C12↑+ 3H2O
在這類反應(yīng)中，所得氧化產(chǎn)物和還原產(chǎn)物是同一物質(zhì)，這類氧化還原反應(yīng)又叫歸中反應(yīng)．
(2)同一反應(yīng)物的氧化還原反應(yīng)．
①同一反應(yīng)物中，不同元素間的氧化還原反應(yīng)．例如：2KClO32KCl+ 3O2↑
②同一反應(yīng)物中，同種元素不同價(jià)態(tài)間的氧化還原反應(yīng)．例如：NH4NO3N2O↑+ 2H2O
③同一反應(yīng)物中，同種元素同一價(jià)態(tài)間的氧化還原反應(yīng)．例如：
C12+ 2NaOH＝NaCl+ NaClO+ H2O 3NO2+ H2O＝2HNO3+ NO
在這類反應(yīng)中，某一元素的化合價(jià)有一部分升高了，另一部分則降低了．這類氧化還原反應(yīng)又叫歧化反應(yīng)．
[氧化還原反應(yīng)與四種基本反應(yīng)類型的關(guān)系] 如右圖所示．由圖可知：置換反應(yīng)都是氧化還原反應(yīng)；復(fù)分解反應(yīng)都不是氧化還原反應(yīng)，化合反應(yīng)、分解反應(yīng)不一定是氧化還原反應(yīng)．
[氧化還原反應(yīng)中電子轉(zhuǎn)移的方向、數(shù)目的表示方法]
(1)單線橋法．表示在反應(yīng)過程中反應(yīng)物里元素原子間電子轉(zhuǎn)移的數(shù)目和方向．用帶箭頭的連線從化合價(jià)升高的元素開始，指向化合價(jià)降低的元素，再在連線上方標(biāo)出電子轉(zhuǎn)移的數(shù)目．

在單線橋法中，箭頭的指向已經(jīng)表明了電子轉(zhuǎn)移的方向，因此不能再在線橋上寫“得”、“失”字樣．
(2)雙線橋法．表示在反應(yīng)物與生成物里，同一元素原子在反應(yīng)前后電子轉(zhuǎn)移的數(shù)目和方向．在氧化劑與還原產(chǎn)物、還原劑與氧化產(chǎn)物之間分別用帶箭頭的連線從反應(yīng)前的有關(guān)元素指向反應(yīng)后的該種元素，并在兩條線的上、下方分別寫出“得”、“失”電子及數(shù)目．例如：
[氧化還原反應(yīng)的有關(guān)規(guī)律]
(1)氧化性、還原性強(qiáng)弱判斷的一般規(guī)律．
氧化性、還原性的強(qiáng)弱取決于得失電子的難易；而與得失電子數(shù)的多少無關(guān)．
①金屬活動(dòng)性順序表．金屬的活動(dòng)性越強(qiáng)，金屬單質(zhì)(原子)的還原性也越強(qiáng)，而其離子的氧化性越弱．如還原性：Mg>Fe>Cu>Ag；氧化性：Ag＋>Cu2＋>Fe2＋>Mg2＋
②同種元素的不同價(jià)態(tài)．
特殊情況；氯的含氧酸的氧化性順序?yàn)椋篐ClO>HClO3>HClO4．
⑧氧化還原反應(yīng)進(jìn)行的方向．一般而言，氧化還原反應(yīng)總是朝著強(qiáng)氧化性物質(zhì)與強(qiáng)還原性物質(zhì)反應(yīng)生成弱氧化性物質(zhì)與弱還原性物質(zhì)的方向進(jìn)行．在一個(gè)給出的氧化還原反應(yīng)方程式中，氧化劑和氧化產(chǎn)物都有氧化性，還原劑和還原產(chǎn)物都有還原性，其氧化性、還原性的強(qiáng)弱關(guān)系為：
氧化性：氧化劑＞氧化產(chǎn)物； 還原性：還原劑＞還原產(chǎn)物
反之，根據(jù)給出的物質(zhì)的氧化性、還原性的強(qiáng)弱，可以判斷某氧化還原反應(yīng)能否自動(dòng)進(jìn)行．
④反應(yīng)條件的難易．不同的氧化劑(還原劑)與同一還原劑(氧化劑)反應(yīng)時(shí)，反應(yīng)越易進(jìn)行，則對(duì)應(yīng)的氧化劑(還原劑)的氧化性(還原性)越強(qiáng)，反之越弱．
⑤濃度．同一種氧化劑(或還原劑)，其濃度越大，氧化性(或還原性)就越強(qiáng)．
⑥H＋濃度．對(duì)于在溶液中進(jìn)行的氧化還原反應(yīng)，若氧化劑為含氧酸或含氧酸鹽，則溶液中H＋濃度越大，其氧化性就越強(qiáng)．
(2)氧化還原反應(yīng)中元素化合價(jià)的規(guī)律．
①一種元素具有多種價(jià)態(tài)時(shí)，處于最高價(jià)態(tài)時(shí)只具有氧化性，處于最低價(jià)態(tài)時(shí)只具有還原性，而處于中間價(jià)態(tài)時(shí)則既有氧化性又具有還原性．但須注意，若一種化合物中同時(shí)含最高價(jià)態(tài)元素和最低價(jià)態(tài)元素時(shí)，則該化合物兼有氧化性和還原性，如HCl．
②價(jià)態(tài)不相交規(guī)律．同種元素不同價(jià)態(tài)間相互反應(yīng)生成兩種價(jià)態(tài)不同的產(chǎn)物時(shí)，化合價(jià)升高與化合價(jià)降低的值不相交，即高價(jià)態(tài)降低后的值一定不低于低價(jià)態(tài)升高后的值，也可歸納為“價(jià)態(tài)變化只靠攏、不相交”．所以，同種元素的相鄰價(jià)態(tài)間不能發(fā)生氧化還原反應(yīng)；同種元素間隔中間價(jià)態(tài)，發(fā)生歸中反應(yīng)．
(3)氧化還原反應(yīng)中的優(yōu)先規(guī)律：當(dāng)一種氧化劑(還原劑)同時(shí)與多種還原劑(氧化劑)相遇時(shí)，該氧化劑(還原劑)首先與還原性(氧化性)最強(qiáng)的物質(zhì)發(fā)生反應(yīng)，而只有當(dāng)還原性(氧化性)最強(qiáng)的物質(zhì)反應(yīng)完后，才依次是還原性(氧化性)較弱的物質(zhì)發(fā)生反應(yīng)．
(4)電子守恒規(guī)律．在任何氧化還原反應(yīng)中，氧化劑得到的電子總數(shù)等于還原劑失去的電子總數(shù)(即氧化劑化合價(jià)升高的總數(shù)等于還原劑化合價(jià)降低的總數(shù))．這一點(diǎn)也是氧化還原反應(yīng)配平的基礎(chǔ)。
2．離子反應(yīng)
[離子反應(yīng)]有離子參加或有離子生成的反應(yīng)，都稱為離子反應(yīng)．離子反應(yīng)的本質(zhì)、類型和發(fā)生的條件：
(1)離子反應(yīng)的本質(zhì)：反應(yīng)物中某種離子的濃度減小．
(2)離子反應(yīng)的主要類型及其發(fā)生的條件：
①離子互換(復(fù)分解)反應(yīng)．具備下列條件之一就可以使反應(yīng)朝著離子濃度減小的方向進(jìn)行，即離子反應(yīng)就會(huì)發(fā)生．
a．生成難溶于水的物質(zhì)．如：Cu2＋+ 2OH－＝Cu(OH)2↓
注意：當(dāng)有關(guān)離子濃度足夠大時(shí)，生成微溶物的離子反應(yīng)也能發(fā)生．如：
2Ag＋+ SO42—＝Ag2SO4↓ Ca2＋+ 2OH－＝Ca(OH)2↓
或者由微溶物生成難溶物的反應(yīng)也能生成．如當(dāng)石灰乳與Na2CO3溶液混合時(shí)，發(fā)生反應(yīng)：
Ca(OH)2 + CO32—＝CaCO3↓+ 2OH－
b．生成難電離的物質(zhì)(即弱電解質(zhì))．如：H＋+ OH－＝H2O H＋+ CH3COO－＝CH3COOH
c．生成揮發(fā)性物質(zhì)(即氣體)．如：CO32－+ 2H＋＝CO2↑+ H2O NH4＋+ OH－NH3↑+ H2O
②離子間的氧化還原反應(yīng)．由強(qiáng)氧化劑與強(qiáng)還原劑反應(yīng)，生成弱氧化劑和弱還原劑，即反應(yīng)朝著氧化性、還原性減弱的方向進(jìn)行．例如：
Fe + Cu2＋＝Fe2＋+ Cu Cl2 + 2Br－＝2C1－+ Br2
2MnO4－+ 16H＋+ 10C1－＝2Mn2＋+ 5C12↑+ 8H2O
書寫離子方程式時(shí)應(yīng)注意的問題：
(1)電解質(zhì)在非電離條件下(不是在水溶液中或熔融狀態(tài))，雖然也有離子參加反應(yīng)，但不能寫成離子方程式，因?yàn)榇藭r(shí)這些離子并沒有發(fā)生電離．如NH4Cl固體與Ca(OH)2固體混合加熱制取氨氣的反應(yīng)、濃H2SO4與固體(如NaCl、Cu等)的反應(yīng)等，都不能寫成離子方程式．相反，在某些化學(xué)方程式中，雖然其反應(yīng)物不是電解質(zhì)或強(qiáng)電解質(zhì)，沒有大量離子參加反應(yīng)，但反應(yīng)后產(chǎn)生了大量離子，因此，仍可寫成離子方程式．如Na、Na2O、Na2O2、SO3、Cl2等與H2O的反應(yīng)．
(2)多元弱酸的酸式鹽，若易溶于水，則成鹽的陽離子和酸根離子可拆開寫成離子的形式，而酸根中的H＋與正鹽陰離子不能拆開寫．例如NaHS、Ca(HCO3)2等，只能分別寫成Na＋、HS－和Ca2＋、HCO3－等酸式酸根的形式．
(3)對(duì)于微溶于水的物質(zhì)，要分為兩種情況來處理：
①當(dāng)作反應(yīng)物時(shí)？，微溶物要保留化學(xué)式的形式，不能拆開．
②當(dāng)作反應(yīng)物時(shí)，若為澄清的稀溶液，應(yīng)改寫為離子形式，如澄清石灰水等；若為濁液或固體，要保留化學(xué)式的形式而不能拆開，如石灰乳、熟石灰等．
(4)若反應(yīng)物之間由于物質(zhì)的量之比不同而發(fā)生不同的反應(yīng)，即反應(yīng)物之間可發(fā)生不止一個(gè)反應(yīng)時(shí)，要考慮反應(yīng)物之間物質(zhì)的量之比不同，相應(yīng)的離子方程式也不同．例如，向NaOH溶液中不斷通入CO2氣體至過量，有關(guān)反應(yīng)的離子方程式依次為： CO2+ 2OH—＝CO32—+ H2O（CO2適量）
CO2+ OH—＝HCO3—（CO2足量）
在溶液中離子能否大量共存的判斷方法：
幾種離子在溶液中能否大量共存，實(shí)質(zhì)上就是看它們之間是否發(fā)生反應(yīng)．若離子間不發(fā)生反應(yīng)，就能大量共存；否則就不能大量共存．離子間若發(fā)生下列反應(yīng)之一，就不能大量共存．
(1)生成難溶物或微溶物．如Ca2＋與CO32－、SO42－、OH－；Ag＋與C1－、Br－、I－、SO32－，等等．
(2)生成氣體．如NH4＋與OH－；H＋與HCO3－、CO32－、S2－、HS－、SO32－、HSO3－等．
(3)生成難電離物質(zhì)(弱酸、弱堿、水)．如H＋與C1O－、F－、CH3COO－生成弱酸；OH－與NH4＋、
A13＋、Fe3＋、Fe2＋、Cu2＋等生成弱堿；H＋與OH－生成H2O．
(4)發(fā)生氧化還原反應(yīng)．具有氧化性的離子(如MnO4－、ClO－、Fe3＋等)與具有還原性的離子( 如S2－、I－、SO32－、Fe2＋等)不能共存．應(yīng)注意的是，有些離子在堿性或中性溶液中可大量共存，但在酸性條件下則不能大量共存，如SO32－與S2－，NO3－與I－、S2－、SO32－、Fe2＋等．
*(5)形成配合物．如Fe3＋與SCN－因反應(yīng)生成Fe(SCN)3而不能大量共存．
*(6)弱酸根陰離子與弱堿陽離子因易發(fā)生雙水解反應(yīng)而不能大量共存，例如Al3＋與HCO3－、CO32－、A1O2－等．
說明： 在涉及判斷離子在溶液中能否大量共存的問題時(shí)，要注意題目中附加的限定性條件：
①無色透明的溶液中，不能存在有色離子，如Cu2＋(藍(lán)色)、Fe3＋(黃色)、Fe2＋(淺綠色)、MnO4－(紫色)．
②在強(qiáng)酸性溶液中，與H＋起反應(yīng)的離子不能大量共存．
③在強(qiáng)堿性溶液中，與OH－起反應(yīng)的離子不能大量共存．
[電解質(zhì)與非電解質(zhì)]
(1)電解質(zhì)：在水溶液里或者熔融狀態(tài)下能夠?qū)щ姷幕衔锝须娊赓|(zhì)．電解質(zhì)不一定能導(dǎo)電，而只有在溶于水或熔融狀態(tài)時(shí)電離出自由移動(dòng)的離子后才能導(dǎo)電(因此，電解質(zhì)導(dǎo)電的原因是存在自由移動(dòng)的離子)．能導(dǎo)電的不一定是電解質(zhì)，如金屬、石墨等單質(zhì)．
(2)非電解質(zhì)：在水溶液里和熔融狀態(tài)下都不能導(dǎo)電的化合物．因?yàn)榉请娊赓|(zhì)歸屬于化合物，故如C12等不導(dǎo)電的單質(zhì)不屬于非電解質(zhì)．
(3)電解質(zhì)與非電解質(zhì)的比較．
電解質(zhì)
非電解質(zhì)
區(qū)
別
能否導(dǎo)電
溶于水后或熔融狀態(tài)時(shí)能導(dǎo)電
不能導(dǎo)電
能否電離
溶于水或受熱熔化時(shí)能電離產(chǎn)生自由移動(dòng)的離子
不能電離，因此沒有自由移動(dòng)的離子存在
所屬物質(zhì)
酸、堿、鹽等
蔗糖、酒精等大部分有機(jī)物，氣體化合物如NH3、SO2等
聯(lián)系
都屬于化合物
說明 某些氣體化合物的水溶液雖然能導(dǎo)電，但其原因并非該物質(zhì)本身電離生成了自由移動(dòng)的離子，因此這些氣體化合物屬于非電解質(zhì)．例如；氨氣能溶于水，但NH3是非電解質(zhì)．氨水能導(dǎo)電是因?yàn)镹H3與H2O反應(yīng)生成了能電離出NH4＋和OH－的NH3·H2O的緣故，所以NH3·H2O才是電解質(zhì)．
[強(qiáng)電解質(zhì)與弱電解質(zhì)]
(1)強(qiáng)電解質(zhì)：溶于水后全部電離成離子的電解質(zhì)．
(2)弱電解質(zhì)：溶于水后只有一部分分子能電離成離子的電解質(zhì)．
(3)強(qiáng)電解質(zhì)與弱電解質(zhì)的比較．
強(qiáng)電解質(zhì)
弱電解質(zhì)
代表物質(zhì)
①強(qiáng)酸：如H2SO4、HNO3、HCl等②強(qiáng)堿：如KOH、NaOH、Ba(OH)2等③鹽：絕大多數(shù)可溶、難溶性鹽，如NaCl、CaCO3等
①H2O②弱酸：如CH3COOH、HF、HClO、H2CO3等③弱堿：NH3·H2O、A1(OH)3、Fe(OH)3等
電離情況
完全電離，不存在電離平衡(電離不可逆)．電離方程式用“＝”表示．
如：HNO3＝H＋+ NO3－
不完全電離(部分電離)，存在電離平衡．電離方程式用“”表示．
如：CH3COOHCH3COO－+ H十
水溶液中存在的微粒
水合離子(離子)和H2O分子
大部分以電解質(zhì)分子的形式存在，只有少量電離出來的離子
離子方程式的書寫情況
拆開為離子(特殊：難溶性鹽仍以化學(xué)式表示)
全部用化學(xué)式表示
注意: (1)在含有陰、陽離子的固態(tài)強(qiáng)電解質(zhì)中，雖然有陰、陽離子存在，但這些離子不能自由移動(dòng)，因此不導(dǎo)電．如氯化鈉固體不導(dǎo)電．
(2)電解質(zhì)溶液導(dǎo)電能力的強(qiáng)弱取決于溶液中自由移動(dòng)離子濃度的大小(注意：不是取決于自由移動(dòng)離子數(shù)目的多少)．溶液中離子濃度大，溶液的導(dǎo)電性就強(qiáng)；反之，溶液的導(dǎo)電性就弱．因此，強(qiáng)電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力不一定比弱電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力強(qiáng)．但在相同條件(相同濃度、相同溫度)下，強(qiáng)電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力比弱電解質(zhì)的導(dǎo)電能力強(qiáng)．
[離子方程式] 用實(shí)際參加反應(yīng)的離子符號(hào)來表示離子反應(yīng)的式子．所謂實(shí)際參加反應(yīng)的離子，即是在反應(yīng)前后數(shù)目發(fā)生變化的離子．離子方程式不僅表示一定物質(zhì)間的某個(gè)反應(yīng)，而且可以表示所有同一類型的離子反應(yīng)．如：H＋+ OH－＝H2O可以表示強(qiáng)酸與強(qiáng)堿反應(yīng)生成可溶性鹽的中和反應(yīng)．
[離子方程式的書寫步驟]
(1)“寫”：寫出完整的化學(xué)方程式．
(2)“拆”：將化學(xué)方程式中易溶于水、易電離的物質(zhì)(強(qiáng)酸、強(qiáng)堿、可溶性鹽)拆開改寫為離子形式；而難溶于水的物質(zhì)(難溶性鹽、難溶性堿)、難電離的物質(zhì)(水、弱酸、弱堿)、氧化物、氣體等仍用化學(xué)式表示．
(3)“刪”：將方程式兩邊相同的離子(包括個(gè)數(shù))刪去，并使各微粒符號(hào)前保持最簡單的整數(shù)比．
(4)“查”：檢查方程式中各元素的原子個(gè)數(shù)和電荷總數(shù)是否左右相等．
[復(fù)分解反應(yīng)類型離子反應(yīng)發(fā)生的條件]
復(fù)分解反應(yīng)總是朝著溶液中自由移動(dòng)的離子數(shù)目減少的方向進(jìn)行．具體表現(xiàn)為：
(1)生成難溶于水的物質(zhì)．如：Ba2＋+ SO42－＝BaSO4↓
(2)生成難電離的物質(zhì)(水、弱酸、弱堿)．如H＋+ OH－＝H2O
(3)生成氣體．如：CO32－+ 2H＋＝CO2↑+ H2O
3．化學(xué)反應(yīng)中的能量變化
[放熱反應(yīng)] 放出熱量的化學(xué)反應(yīng)．在放熱反應(yīng)中，反應(yīng)物的總能量大于生成物的總能量：
反應(yīng)物的總能量＝生成物的總能量 + 熱量 + 其他形式的能量
放熱反應(yīng)可以看成是“貯存”在反應(yīng)物內(nèi)部的能量轉(zhuǎn)化并釋放為熱能及其他形式的能量的反應(yīng)過程．
[吸熱反應(yīng)] 吸收熱量的化學(xué)反應(yīng)．在吸熱反應(yīng)中，反應(yīng)物的總能量小于生成物的總能量：
生成物的總能量＝反應(yīng)物的總能量 + 熱量 + 其他形式的能量
吸熱反應(yīng)也可以看成是熱能及其他形式的能量轉(zhuǎn)化并“貯存”為生成物內(nèi)部能量的反應(yīng)過程．
*[反應(yīng)熱]
(1)反應(yīng)熱的概念：在化學(xué)反應(yīng)過程中，放出或吸收的熱量，統(tǒng)稱為反應(yīng)熱．反應(yīng)熱用符號(hào)△H表示，單位一般采用kJ·mol－1．
(2)反應(yīng)熱與反應(yīng)物、生成物的鍵能關(guān)系：△H＝生成物鍵能的總和 －反應(yīng)物鍵能的總和
(3)放熱反應(yīng)與吸熱反應(yīng)的比較．
反應(yīng)熱
放熱反應(yīng)
吸熱反應(yīng)
含義
反應(yīng)物所具有的總能量大于生成物所具有的總能量，反應(yīng)物轉(zhuǎn)化為生成物時(shí)放出熱量
反應(yīng)物所具有的總能量小于生成物所具有的總能量，反應(yīng)物轉(zhuǎn)化為生成物時(shí)吸收熱量
反應(yīng)本身的
能量變化
反應(yīng)放出熱量后使反應(yīng)本身的能量降低
反應(yīng)吸收熱量后使反應(yīng)本身的能量升高
表示符號(hào)或ΔH值
“－” ΔH＜0
“+” ΔH＞0
說明：放熱反應(yīng)和吸熱反應(yīng)過程中的能量變化示意圖如圖3—1—2所示．
[熱化學(xué)方程式]
(1)熱化學(xué)方程式的概念：表明反應(yīng)所放出或吸收熱量的化學(xué)方程式，叫做熱化學(xué)方程式．
(2)書寫熱化學(xué)方程式時(shí)應(yīng)注意的問題：
①需注明反應(yīng)的溫度和壓強(qiáng)．因?yàn)榉磻?yīng)的溫度和壓強(qiáng)不同時(shí)，其△H也不同．若不注明時(shí)，則是指在101kPa和25℃時(shí)的數(shù)據(jù)．
②反應(yīng)物、生成物的聚集狀態(tài)要注明．同一化學(xué)反應(yīng)，若物質(zhì)的聚集狀態(tài)不同，則反應(yīng)熱就不同．例如：
H2(g) + 1/2O2(g)＝H2O(g) △H＝－241.8kJ·mol—1
H2(g) + 1/2O2(g)＝H2O(l) △H＝－285.8kJ·mol—1
比較上述兩個(gè)反應(yīng)可知，由H2與O2反應(yīng)生成1 mol H2O(l)比生成1 mol H2O(g)多放出44 kJ·mol—1的熱量．
③反應(yīng)熱寫在化學(xué)方程式的右邊．放熱時(shí)△H用“－”，吸熱時(shí)△H用“＋”．
例如： H2(g) + 1/2O2(g)＝H2O(g) －241.8kJ·mol—1
④熱化學(xué)方程式中各物質(zhì)前的化學(xué)計(jì)量數(shù)不表示分子個(gè)數(shù)，而只表示物質(zhì)的量(mol)，因此，它可用分?jǐn)?shù)表示．對(duì)于相同物質(zhì)的反應(yīng)，當(dāng)化學(xué)計(jì)量數(shù)不同時(shí)，其△H也不同．例如：
2H2(g) + O2(g)＝2H2O(g) △Hl＝－483.6 kJ·mol—1
H2(g) + 1/2O2(g)＝H2O(g) △H2＝－241.8kJ·mol—1
顯然，△Hl＝2△H2．
*[蓋斯定律] 對(duì)于任何一個(gè)化學(xué)反應(yīng)，不管是一步完成還是分幾步完成，其反應(yīng)熱是相同的．也就是說，化學(xué)反應(yīng)的反應(yīng)熱只與反應(yīng)的始態(tài)(各反應(yīng)物)和終態(tài)(各生成物)有關(guān)，而與具體反應(yīng)進(jìn)行的途徑無關(guān)．如果一個(gè)反應(yīng)可以分幾步進(jìn)行，則各步反應(yīng)的反應(yīng)熱之和與該反應(yīng)一步完成時(shí)的反應(yīng)熱是相同的．
*4．燃燒熱和中和熱
燃燒熱
中和熱
定義
在101 kPa時(shí)，1 mol物質(zhì)完全燃燒生成穩(wěn)定的氧化物所放出熱量
在稀溶液中，酸跟堿發(fā)生中和反應(yīng)而生成1 mol H2O時(shí)所放出的熱量
熱化學(xué)方程式中的表示形式
以燃燒1mol物質(zhì)為標(biāo)準(zhǔn)來配平其余物質(zhì)的化學(xué)計(jì)量數(shù)
物質(zhì)的化學(xué)計(jì)量數(shù)平其余物質(zhì)的化學(xué)計(jì)量數(shù)
注意點(diǎn)
“完全燃燒”包含兩個(gè)方面的意思：①燃燒的物質(zhì)全部燃燒完；②生成穩(wěn)定氧化物，如C完全燃燒生成CO2，S完全燃燒生成SO2；等等
當(dāng)強(qiáng)酸與強(qiáng)堿在稀溶液中發(fā)生中和反應(yīng)時(shí)，1 molH＋與1 molOH－發(fā)生反應(yīng)生成1 molH2O，都放出57．3kJ的熱量．即：
H＋(aq) + OH－(aq)＝H2O(1)
△H＝－57.3 kJ·mol－1
說明
利用燃燒熱可以計(jì)算物質(zhì)在燃燒過程中所放出的熱量
當(dāng)強(qiáng)酸與弱堿或弱酸與強(qiáng)堿或弱酸與弱堿發(fā)生中和反應(yīng)時(shí)，因生成的鹽會(huì)發(fā)生水解而吸熱，故此時(shí)中和熱要小于57.3 kJ·mol－1

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