Puntos de conocimiento de los principios de reacción química electivos de química
El principio de la reacción química es un punto de prueba importante en la química. ¿Cuánto sabes sobre sus principios? A continuación, he recopilado los puntos de conocimiento del principio químico electivo para ti.
Electiva de Química Principios de reacciones químicas Puntos de conocimiento Reacciones químicas y energía
1. Efecto térmico de las reacciones químicas
1. El calor de reacción de las reacciones químicas p>
(1) El concepto de calor de reacción:
Cuando una reacción química se lleva a cabo a una determinada temperatura, el calor liberado o absorbido por la reacción se denomina efecto térmico de la reacción a esta temperatura, denominada calor de reacción. Representado por el símbolo Q.
(2) La relación entre calor de reacción, reacción endotérmica y reacción exotérmica.
Cuando Q>0, la reacción es endotérmica; cuando Q<0, la reacción es exotérmica.
(3) Determinación del calor de reacción
El instrumento para medir el calor de reacción es un calorímetro, que puede medir el cambio en la temperatura de la solución antes y después de la reacción. se puede calcular en función de la capacidad calorífica del sistema, la fórmula de cálculo es la siguiente:
Q=-C(T2-T1)
En la fórmula, C representa. la capacidad calorífica del sistema, T1 y T2 representan la capacidad calorífica del sistema antes y después de la temperatura de reacción, respectivamente. Los laboratorios suelen medir el calor de reacción de las reacciones de neutralización.
2. Cambio de entalpía de una reacción química
(1) Cambio de entalpía de la reacción
La energía que posee una sustancia es una propiedad inherente de la misma. llamarse? Se describe mediante la cantidad física de entalpía, el símbolo es H y la unidad es kJ?mol-1.
La diferencia entre la entalpía total de los productos de la reacción y la entalpía total de los reactivos se llama cambio de entalpía de la reacción, representada por ?H.
(2) La relación entre el cambio de entalpía de la reacción ?H y el calor de la reacción Q.
Para reacciones químicas llevadas a cabo en condiciones isobáricas, si todos los cambios de energía de las sustancias en la reacción se convierten en energía térmica, entonces el calor de reacción de la reacción es igual al cambio de entalpía de la reacción, y su La expresión matemática es: Qp=?H =H(producto de reacción)-H(reactivo).
(3) La relación entre el cambio de entalpía de reacción, reacción endotérmica y reacción exotérmica:
?H>0, la reacción absorbe energía y es una reacción endotérmica.
?H<0, la reacción libera energía y es una reacción exotérmica.
(4) Cambio de entalpía de reacción y ecuación termoquímica:
Una ecuación química que expresa simultáneamente el cambio de sustancias y el cambio de entalpía de reacción en una reacción química se llama ecuación termoquímica, tal como: H2(g)+O2(g)=H2O(l);?H(298K)=-285.8kJ?mol-1
Se deben tener en cuenta los siguientes puntos al escribir ecuaciones termoquímicas: p>
① El estado de agregación de la sustancia debe indicarse después de la fórmula química: sólido (s), líquido (l), gas (g), solución (aq).
②Escriba el cambio de entalpía de la reacción ?H después de la ecuación química. La unidad de ?H es J?mol-1 o kJ?mol-1, e indique la temperatura de reacción después de ?H.
③Cuando se duplica el coeficiente de una sustancia en la ecuación termoquímica, el valor de ?H también se duplica en consecuencia.
3. Cálculo del cambio de entalpía de la reacción
(1) Ley de Gass
Para una reacción química, ya sea que se complete en un paso o en varios pasos. El cambio de entalpía de la reacción es el mismo y esta ley se llama ley de Geis.
(2) Utilice la ley de Geiss para calcular el cambio de entalpía de la reacción.
Un tipo de pregunta común es dar varias ecuaciones termoquímicas y combinarlas para formar la ecuación termoquímica requerida por la pregunta. Según la ley de Geiss, se puede ver que ?H de esta ecuación es el ?H de. cada una de las ecuaciones termoquímicas anteriores suma algebraica.
(3) Calcule el cambio de entalpía de la reacción ?H basándose en la entalpía molar estándar de formación, ?fHm?.
Para cualquier reacción: aA+bB=cC+dD
?H=[c?fHm?(C)+d?fHm?(D)]-[a?fHm ?(A)+b?fHm?(B)]
2. ¿Conversión de energía eléctrica en energía química? Electrólisis
1. Principio de la electrólisis
(1) Concepto de electrólisis:
Bajo la acción de la corriente continua, el proceso en el que el electrolito sufre una reacción de oxidación y una reacción de reducción respectivamente en los dos electrodos superiores se llama electrólisis. Un dispositivo que convierte energía eléctrica en energía química se llama celda electrolítica.
(2) Reacción del electrodo: tome la electrólisis del NaCl fundido como ejemplo:
Ánodo: el electrodo conectado al electrodo positivo de la fuente de alimentación se llama ánodo, y el En el ánodo se produce una reacción de oxidación: 2Cl-?Cl2?
Cátodo: El electrodo conectado al electrodo negativo de la fuente de alimentación se llama cátodo, y en el cátodo se produce una reacción de reducción: Na++e-?Na.
Ecuación general: 2NaCl (fundido) 2Na+Cl2
2. Aplicación del principio de electrólisis
(1) Electrólisis de agua salada para preparar sosa cáustica, cloro e hidrógeno.
Ánodo: 2Cl-?Cl2+2e-
Cátodo: 2H++e-?H2
Reacción total: 2NaCl+2H2O2NaOH+H2?+ Cl2?
(2) Refinado electrolítico del cobre.
El cobre ampollado (que contiene Zn, Ni, Fe, Ag, Au, Pt) es el ánodo, el cobre refinado es el cátodo y la solución de CuSO4 es la solución electrolítica.
Reacción anódica: Cu?Cu2++2e-, también se producen varias reacciones secundarias
Zn?Zn2++2e-;Ni?Ni2++2e-
Fe?Fe2++2e-
Au, Ag, Pt, etc. no reaccionan y se depositan en el fondo de la celda electrolítica para formar lodo anódico.
Reacción catódica: Cu2++2e-?Cu
(3) Galvanoplastia: tomando como ejemplo el revestimiento de cobre en la superficie del hierro
El metal Fe a El metal de recubrimiento Cu es el ánodo y la solución de CuSO4 es la solución electrolítica.
Reacción anódica: Cu?Cu2++2e-
Reacción catódica: Cu2++2e-?Cu
3. ¿Convertir energía química en energía eléctrica? Batería
1. Principio de funcionamiento de la batería primaria
(1) Concepto de batería primaria:
Un dispositivo que convierte energía química en energía eléctrica se llama primaria batería.
(2) Principio de funcionamiento de la batería primaria de Cu-Zn:
La imagen muestra la batería primaria de Cu-Zn, en la que Zn es el electrodo negativo y Cu es el electrodo positivo. formando un circuito cerrado Sí: el chip de Zn se disuelve gradualmente, se generan burbujas en el chip de Cu y el puntero del galvanómetro se desvía. El principio de reacción de esta batería primaria es: Zn pierde electrones y la reacción del electrodo negativo es: Zn?Zn2++2e-; Cu gana electrones y la reacción del electrodo positivo es: 2H++2e-?H2. El movimiento direccional de los electrones crea una corriente eléctrica. La reacción total es: Zn+CuSO4=ZnSO4+Cu.
(3) Energía eléctrica de la batería primaria
Si se utilizan dos metales como electrodos, el metal activo es el electrodo negativo y el metal inactivo es el electrodo positivo si es un metal y; Un no metal se utiliza como electrodos, el metal es el electrodo negativo y el no metal es el electrodo positivo.
2. Fuente de energía química
(1) Batería seca de zinc-manganeso
Reacción del electrodo negativo: Zn?Zn2++2e-;
Reacción del electrodo positivo: 2NH4++2e-?2NH3+H2
(2) Batería de plomo-ácido
Reacción del electrodo negativo: Pb+SO42-PbSO4+2e-
Reacción del electrodo positivo: PbO2+4H++SO42-+2e-PbSO4+2H2O
Reacción total durante la descarga: Pb+PbO2+2H2SO4=2PbSO4+2H2O.
La reacción total durante la carga: 2PbSO4+2H2O=Pb+PbO2+2H2SO4.
(3) Pila de combustible de hidrógeno-oxígeno
Reacción del electrodo negativo: 2H2+4OH-?4H2O+4e-
Reacción del electrodo positivo: O2+2H2O+ 4e-?4OH-
Reacción total de la batería: 2H2+O2=2H2O
3. Corrosión y protección del metal
(1) Corrosión del metal
El proceso en el que una superficie metálica reacciona químicamente con las sustancias circundantes o se destruye debido a una acción electroquímica se llama corrosión del metal.
(2) Principios electroquímicos de la corrosión de metales.
El arrabio contiene carbono, que puede formar una batería primaria cuando se expone a la lluvia. El hierro es el electrodo negativo y la reacción del electrodo es: Fe?Fe2++2e-. El oxígeno disuelto en la película de agua se reduce y la reacción del electrodo positivo es: O2+2H2O+4e-?4OH-. Esta corrosión es "corrosión que absorbe oxígeno". La reacción total es: 2Fe+O2+2H2O=2Fe(. OH)2, Fe(OH)2 se oxida inmediatamente: 4Fe(OH)2+2H2O+O2=4Fe(OH)3, Fe(OH)3 se descompone y se oxida. Si la película de agua está en un ambiente con alta acidez, la reacción del electrodo positivo es: 2H++2e-?H2?, esta corrosión se llama corrosión por evolución de hidrógeno.
(3) Protección del metal
Cuando el metal está en un ambiente seco, o pintura, cerámica, asfalto, plástico o galvanoplastia, se aplica una capa de protección del metal con una fuerte resistencia a la corrosión sobre el metal. capa superficial, destruyendo las condiciones para la formación de células primarias. Para lograr la protección del metal, también se puede utilizar el principio de la batería primaria y el método de protección del ánodo de sacrificio. También se puede utilizar el principio de electrólisis y el método de protección catódica de corriente impresa.
Electiva de Química Principios de las reacciones químicas Puntos de conocimiento Velocidad de reacción química y equilibrio químico
1. Dirección de la reacción química
Cambio de entalpía de la reacción y dirección de la reacción
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La mayoría de las reacciones exotérmicas pueden ocurrir espontáneamente, es decir, la mayoría de las reacciones con H<0 pueden ocurrir espontáneamente. Algunas reacciones endotérmicas también pueden ocurrir espontáneamente. Como la reacción de NH4HCO3 y CH3COOH. Algunas reacciones endotérmicas no pueden ocurrir a temperatura ambiente, pero pueden ocurrir espontáneamente a temperaturas más altas. Por ejemplo, el CaCO3 se descompone a altas temperaturas para producir CaO y CO2.
2. Cambio de entropía de reacción y dirección de reacción
La entropía es un concepto que describe el grado de caos de un sistema. Cuanto mayor es el valor de la entropía, mayor es el grado de desorden del mismo. sistema. El cambio de entropía de la reacción ?S es la diferencia entre la entropía total de los productos de la reacción y la entropía total de los reactivos. La reacción que produce gas es una reacción que aumenta la entropía, y un aumento de la entropía favorece el progreso espontáneo de la reacción.
3. El cambio de entalpía y el cambio de entropía tienen el mismo impacto en la dirección de la reacción.
La reacción ?H-T?S<0 puede proceder espontáneamente.
?H-T?S=0La reacción alcanza el equilibrio.
?H-T?S>0La reacción no puede proceder de forma espontánea.
Bajo determinadas condiciones de temperatura y presión, las reacciones espontáneas siempre transcurren en el sentido ?H-T?S<0 hasta el estado de equilibrio.
2. Límites de las reacciones químicas
1. Constante de equilibrio químico
(1) Para una reacción reversible que alcanza el equilibrio, el coeficiente potencia de la concentración de el producto La relación entre el producto y la potencia del coeficiente de concentración del reactivo es una constante, que se llama constante de equilibrio químico y se representa con el símbolo K.
(2) El tamaño de la constante de equilibrio K refleja hasta qué punto puede desarrollarse una reacción química (es decir, el límite de la reacción). Cuanto mayor sea la constante de equilibrio, más completa podrá realizarse la reacción.
(3) La expresión de la constante de equilibrio está relacionada con la forma en que se escriben las ecuaciones químicas. Para una reacción reversible dada, las constantes de equilibrio para las reacciones directa e inversa son recíprocas entre sí.
(4) Con la ayuda de la constante de equilibrio, podemos juzgar si la reacción ha alcanzado el estado de equilibrio: cuando el cociente de concentración Qc de la reacción es igual a la constante de equilibrio Kc, significa que la reacción ha alcanzó el estado de equilibrio.
2. La tasa de conversión de equilibrio de la reacción
(1) La tasa de conversión de equilibrio se expresa mediante la relación entre la concentración del reactivo convertido y la concentración inicial del reactivo.
Por ejemplo, la expresión de la tasa de conversión de equilibrio del reactivo A es:
?(A)=
(2) El avance del equilibrio no necesariamente aumenta la tasa de conversión de equilibrio de reactivo. Aumentar la concentración de un reactivo puede aumentar la tasa de conversión de equilibrio del otro reactivo.
(3) La constante de equilibrio y la tasa de conversión de equilibrio de los reactivos se pueden calcular entre sí.
3. El efecto de las condiciones de reacción sobre el equilibrio químico
(1) El efecto de la temperatura
El aumento de la temperatura hace que el equilibrio químico se mueva hacia el endotérmico. dirección bajando la temperatura. Desplazar el equilibrio químico en la dirección exotérmica. El efecto de la temperatura sobre el equilibrio químico se logra cambiando la constante de equilibrio.
(2) Efecto de la concentración
Aumentar la concentración del producto o disminuir la concentración del reactivo, y el equilibrio se mueve en la dirección de la reacción inversa aumentar la concentración de; el reactivo o disminuir la concentración del producto, El equilibrio se desplaza hacia la reacción positiva.
Cuando la temperatura es constante, cambiar la concentración puede hacer que el equilibrio se desplace, pero la constante de equilibrio permanece sin cambios. En la producción química, es común aumentar la concentración de un reactivo barato y fácilmente disponible para aumentar la tasa de conversión de otro reactivo costoso.
(3) Efecto de la presión
Para una reacción con Vg=0, cambiar la presión mantendrá el estado de equilibrio químico sin cambios.
La reacción de ?Vg?0 aumenta la presión y el equilibrio químico se mueve en la dirección en la que disminuye el volumen de la sustancia gaseosa.
(4) Principio de Le Chatelier
A partir de los efectos de la temperatura, la concentración y la presión sobre el movimiento en equilibrio, se puede derivar el principio de Le Chatelier: si se cambia una condición que afecta el equilibrio ( concentración, presión, temperatura, etc.) el equilibrio se mueve en una dirección que debilita este cambio.