2023-2024学年高二上学期化学人教版（2019）选择性必修1 知识梳理 期中期末复习课件

放热反应 吸热反应 ①所有燃烧反应 ②酸碱中和反应 ③大多数化合反应 ④活泼金属跟水或酸的反应 ⑤物质的缓慢氧化 ①大多数分解反应(双氧水分解是放热反应） ②C＋CO2(以C、H2为还原剂的氧化还原反应)如： C + CO2= 2CO； H2+ CuO = Cu + H2O C + H2O = CO + H2 ③(固态铵盐与碱的反应) Ba(OH)· 8H2O+2NH4Cl=BaCl2+2NH3· H2O + 8 H2O ④NaHCO3与盐酸的反应 ⑤物质水解和电离 焓变ΔH ：放热时ΔH为负 ， 吸热时ΔH为正 ∆H ＝ 反应物的键能(E吸) - 生成物的键能(E放),（键能越大物质越稳定；能量越高物质越不稳定）。 焓：焓是与内能有关的物理量，符号为 H ΔH ＝ 生成物总能量(H生) － 反应物总能量(H反) 单位：J/mol 或 kJ/mol E1表示正反应的活化能 E2表示逆反应的活化能 反应热：∆H ＝ 正反应的活化能(E1) - 逆反应的活化能(E2) 活化能越大，反应越难发生。 数值上键能等于活化能 化学反应的本质：旧键的断裂和新建的形成。断键吸热，成键放热 燃烧热 中和热 定义 ΔH 标准 表述 方法 在101 kPa 时，1 mol纯物质完全燃烧生成指定产物时所放出的热量。 在稀溶液中，强酸和强碱发生中和反应生成1mol H2O时放出的热量。 放热反应，ΔH<0，单位 kJ/mol 1 mol可燃物 1 mol产物水 燃烧热为a kJ·mol-1或 ΔH＝-a kJ·mol-1 中和热为57.3 kJ·mol-1或 ΔH＝-57.3 kJ·mol-1 注意：写燃烧热的热化学方程式时，可燃物前面的系数为1；写普通热化学方程式时反应物前面的系数可以不为1， 一些物质的指定产物：C→CO2(g)，H→H2O(l)，S→SO2(g)，N→N2(g)等 反应热的计算： 方法1：盖斯定律: 如果一个反应可以分几步进行，则各分步反应的反应热之和与该反应一步完成时的反应热是一样的。 ΔH =ΔH1+ΔH2=ΔH3+ΔH4+ΔH5 (1)确定待求反应的热化学方程式； (2)找出待求热化学方程式中各物质出现在已知方程式中的位置(是同侧还是异侧)； (3)异侧的进行颠倒，做加法（同侧相加、异侧相减）； (4)根据未知方程式中各物质的化学计量数通过乘除来调整已知反应的化学计量数，并消去中间产物； (5)实施叠加并确定反应热的变化。 反应热的计算： 方法2：依据热化学方程式： 反应热的绝对值与各物质 的物质的量成正比，依据 热化学方程式中的AH 求反 应热，如 计算公式： 一、化学反应速率 单位：mol/ (L·min) 或 mol/(L·s)，注意单位换算 60mol/ (L·min)=mol/(L·s) 大小比较：同一 化学反应，用不同物质表示反应速率时数值可能不同。比较化学反应速率的大小不能只看数值大小，还要进行一定的转化： （1）归一法：换算成同一物质、同一单位，再比较数值大小。 （2）比值法：反应速率与化学计量数的比值。 浓度对化学反应速率的影响 （1）恒温恒容时 ①充入气体反应物 → 反应物浓度增大→ 总压强增大→ 反应速率增大 ②充入不参与反应的气体(如He Ne等）→引起总压增大→ 体积不变→ 各物质的浓度不变 → 反应速率不变 (2)恒温恒压时 充入不参与反应的气体（如He、Ne等）→引起体积增大→ 各反应物浓度减少→ 反应速率减小 “三段式法”计算化学反应速率 （1）写出反应的化学方程式。 （2）找出各物质的起始量、转化量、某时刻量。 （3）根据已知条件列方程式计算。 化学反应速率之比=化学计量数之比=浓度的变化量之比=物质的量的变化量之比 对于反应：mA + nB == pC + qD v(A) : v(B) : v(C) : v(D)=m : n : p : q = ΔC(A):ΔC(B):ΔC(C):ΔC(D)=Δn(A):Δn(B):Δn(C):Δn(D) 1．有效碰撞的概念：能发生化学反应的碰撞称为有效碰撞。 二、有效碰撞理论 有效碰撞 （1）分子具有足够的能量（即活化分子）； （2）分子在碰撞时具有合适的取向。 （3）有效碰撞与反应速率的关系：有效碰撞的频率越高，则反应速率越快。 2．有效碰撞必须满足的条件： 对于由多个基元反应组成的化学反应，其反应的快慢由最慢的一步基元反应决定 一定条件下的可逆反应，正反应和逆反应的速率相等，反应混合物中各组分的浓度保持不变的状态。 化学平衡状态 1．定义： v(逆) v(正)=v(逆) 时间 速率 v(正) 0 时间 浓度 0 N2 H2 标志