Resumen de 4 puntos de conocimiento en asignaturas optativas de química de secundaria

Capítulo 1, Reacción química y conversión de energía

La esencia de la reacción química es la ruptura de los enlaces químicos de los reactivos y la formación de enlaces químicos de los productos. El proceso de reacción química va acompañado. por la liberación de energía o absorber. 1. Efecto térmico de la reacción química

1. Calor de reacción de la reacción química

(1) El concepto de calor de reacción:

Cuando ocurre una reacción química a una determinada temperatura Cuando la reacción avanza, el calor liberado o absorbido se denomina efecto térmico de la reacción a esta temperatura, denominado calor de reacción. Representado por el símbolo Q.

(2) La relación entre el calor de reacción, la reacción endotérmica y la reacción exotérmica.

Cuando Q>0, la reacción es una reacción endotérmica; cuando Q<0, la reacción es una reacción exotérmica.

(3) Determinación del calor de reacción

El instrumento para medir el calor de reacción es un calorímetro, que puede medir el cambio de temperatura de la solución antes y después de la reacción. 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 sustancia y puede describirse mediante una cantidad física llamada " 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 ΔH.

(2) La relación entre el cambio de entalpía de la reacción ΔH 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=ΔH= H(producto de reacción)-H(reactivo).

(3) La relación entre el cambio de entalpía de reacción, reacción endotérmica y reacción exotérmica:

ΔH>0, la reacción absorbe energía y es una reacción endotérmica.

ΔH<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); ΔH(298K)=-285.8kJ·mol-1

Se deben tener en cuenta los siguientes puntos al escribir ecuaciones termoquímicas:

①El 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 ΔH después de la ecuación química. La unidad de ΔH es J·mol-1 o kJ·mol-1, y la temperatura de reacción se indica después de ΔH.

③ Cuando se duplica el coeficiente de la sustancia en la ecuación termoquímica, el valor de ΔH también se duplica en consecuencia. 3. Cálculo del cambio de entalpía de la reacción

(1) Ley de Geis

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 lo mismo. Una ley llamada 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, ΔH de esta ecuación es la suma algebraica de ΔH de las ecuaciones termoquímicas anteriores. .

(3) Calcule el cambio de entalpía de la reacción ΔH basándose en la entalpía molar estándar de formación, ΔfHmθ.

Para cualquier reacción: aA+bB=cC+dD

ΔH=[cΔfHmθ(C)+dΔfHmθ(D)]-[aΔfHmθ(A)+bΔfHmθ(B)] 2. Conversión de energía eléctrica en química Energía - Electrólisis 1. Principio de la electrólisis

(1) Concepto de electrólisis:

Bajo la acción de la corriente continua, el electrolito sufre una reacción de oxidación y 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 La reacción de oxidación ocurre en el ánodo: 2Cl-→Cl2 ↑ +2e-.

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 bruto (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 ocurren 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 recubrir es el cátodo, y 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. Conversión de energía química en energía eléctrica - batería 1. Principio de funcionamiento de la batería primaria

(1) El concepto de batería primaria:

Un dispositivo que convierte energía química en energía eléctrica se llama batería primaria.

(2) El 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 anódica: Zn→Zn2++2e-;

Reacción positiva: 2NH4+ +2e-→2NH3+H2;

(2) Batería de plomo-ácido

Reacción negativa: 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 ánodo: 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

La superficie del metal reacciona químicamente con sustancias circundantes o se daña por efectos electroquímicos. El proceso de destrucción 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, y el Fe(OH)2 se oxida inmediatamente: 4Fe(OH)2+2H2O+O2=4Fe(OH)3, el 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

El metal debe estar en un ambiente seco, o se debe pintar una capa de protección del metal con fuerte resistencia a la corrosión, cerámica, asfalto, plástico o galvanoplastia. en la superficie del metal, destruyendo las condiciones para la formación de células primarias. Para lograr la protección del metal, también puede utilizar el principio de la batería primaria y utilizar 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. Capítulo 2, Dirección, límite y velocidad de las reacciones químicas (secciones 1 y 2)

Las reacciones en las baterías primarias son todas reacciones espontáneas. Muchas reacciones en las celdas electrolíticas no son espontáneas. Cómo determinar si una reacción es espontánea. ¿Hacerlo espontáneamente? 1. Dirección de la reacción química 1. Cambio de entalpía de la reacción y dirección de la reacción

La mayoría de las reacciones exotérmicas pueden ocurrir espontáneamente, es decir, la mayoría de las reacciones con ΔH <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 desorden del sistema. Cuanto mayor es el valor de la entropía, mayor es el grado de desorden del sistema. El cambio de entropía ΔS de la reacción 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 el 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 ΔH-TΔS<0 puede desarrollarse espontáneamente.

La reacción ΔH－TΔS=0 alcanza el estado de equilibrio.

La reacción ΔH-TΔS>0 no puede desarrollarse espontáneamente.

Bajo determinadas condiciones de temperatura y presión, las reacciones espontáneas siempre transcurren en la dirección ΔH-TΔS<0 hasta alcanzar un estado de equilibrio. 2. Límites de las reacciones químicas 1. Constante de equilibrio químico

(1) Para una reacción reversible que alcanza el equilibrio, la relación entre el producto del coeficiente de potencia de la concentración del producto y el producto del coeficiente de potencia de la concentración del reactivo es una constante A, 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:

α(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. Efecto de las condiciones de reacción sobre el equilibrio químico

(1) Efecto de la temperatura

Aumentar la temperatura hace que el equilibrio químico se mueva hacia la dirección endotérmica; bajar la temperatura provoca el equilibrio químico; para moverse hacia 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 no cambia. 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 la reacción de ΔVg=0, el estado de equilibrio químico permanece sin cambios cuando se cambia la presión.

La reacción de ΔVg≠0 aumenta la presión y el equilibrio químico se mueve en la dirección de disminución del volumen de sustancias gaseosas.

(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. Análisis de preguntas de ejemplo

Ejemplo 1. Se conoce la siguiente ecuación termoquímica:

(1)Fe2O3(s)+3CO(g)＝2Fe(s)+3CO2(g) ΔH＝-25kJ /mol

(2)3Fe2O3(s)+CO(g)＝2Fe3O4(s)+CO2(g)　ΔH＝-47kJ/mol

(3 )Fe3O4(s)+CO (g)=3FeO(s)+CO2(g) ΔH=+19kJ/mol

Escribe la ecuación termoquímica para la reducción de FeO(s) por CO a Fe y CO2.

Análisis: Según la ley de Geis: Ya sea que una reacción química se complete en un solo paso o en varios pasos, el calor de reacción es el mismo. Podemos analizarlo a partir de las ecuaciones relevantes dadas en la pregunta: De la ecuación (3) y la ecuación (1), podemos ver que existe la sustancia relevante que necesitamos, pero la ecuación (3) debe pasar la sustancia relevante de la ecuación (2 ) para ser consistente con la ecuación (1) Combinados entre sí.

Poner la ecuación (3)×2+ecuación (2) se puede expresar como (3)×2+(2)

Obtenemos: 2Fe3O4(s)+2CO( g)+3Fe2O3(s)+CO(g)＝6FeO(s)+2CO2(g)+2Fe3O4(s)+CO2(g); ΔH＝＋19kJ/mol×2+(-47kJ/mol)

Ecuación (4) se puede obtener organizando: Fe2O3(s)+CO(g)=2FeO(s)+CO2(g); ΔH=-3kJ/mol

Sustituir (1)-(4) para obtener 2CO(g)=2Fe(s)+3CO2 (g)-2FeO(s)-CO2(g); ΔH=-25kJ/mol-(-3kJ/mol)

El resultado es : FeO(s)+CO(s)=Fe(s) + CO2 (g); ΔH = -11kJ/mol

Respuesta: FeO(s) + CO (s) = Fe (s) + CO2 (g); ΔH = -11 kJ/mol Ejemplo 2, Las baterías de combustible de sales fundidas tienen una alta eficiencia de generación de energía, por lo que se les ha prestado atención. Se puede utilizar una mezcla de sales fundidas de Li2CO3 y Na2CO3 como electrolito, el CO es el ánodo. y el gas mixto de aire y CO2 es el gas del cátodo para producir una celda de combustible que funciona a 650 °C. Completado Fórmula de reacción de la batería relevante:

Fórmula de reacción del ánodo: 2CO+2CO32-→4CO2+. 4e-

Fórmula de reacción del cátodo: 　　　;

Fórmula de reacción total de la batería: 　　　　　　　.

Análisis: Como pila de combustible, el efecto general es quemar combustible. En esta pregunta, el CO es el agente reductor, el O2 en el aire es el agente oxidante y la fórmula de reacción total de la batería es: 2CO+O2=2CO2. Reste la fórmula de reacción del electrodo negativo de la batería (es decir, el ánodo al que se hace referencia en la pregunta) de la fórmula de reacción total, y podrá obtener la fórmula de reacción del electrodo positivo de la batería (es decir, el cátodo al que se hace referencia a en la pregunta): O2+2CO2+4e-=2CO32-.

Respuesta: O2 + 2CO2 + 4e - = 2CO32 -; 2CO + O2 = 2CO2 Ejemplo 3. ¿Cuál de las siguientes afirmaciones sobre el sentido de la reacción es correcta ( )

A Los procesos espontáneos que liberan calor son todos entropía El proceso de reducción de valor.

B. El proceso espontáneo de endotermia es a menudo un proceso de valor de entropía creciente.

C. El agua fluye espontáneamente desde los lugares altos hacia los lugares bajos, lo cual es la tendencia hacia el estado de energía más bajo.

D. Es posible juzgar la dirección de una reacción química únicamente basándose en el cambio de entalpía.

Explicación: El proceso espontáneo de exotermia puede hacer que el valor de entropía disminuya, aumente o no tenga ningún cambio significativo, por lo que A está equivocado. Es unilateral juzgar la dirección de la reacción basándose únicamente en el cambio de entalpía. Debe juzgarse mediante un criterio compuesto compuesto por el criterio de energía y el criterio de entropía D es incorrecto. Es cierto que el agua fluye espontáneamente desde los lugares altos hacia los bajos, tendiendo al estado energético más bajo. Algunas reacciones endotérmicas también pueden ocurrir espontáneamente. Por ejemplo, a 25 ℃ y 1,01 × 105 Pa, 2N2O5(g)=4NO2(g)+O2(g); ΔH=56,7 kJ/mol, (NH4)2CO3(s)=NH4HCO3(s)+NH3(g) ; ΔH = 74,9 kJ/mol. Las dos reacciones anteriores son reacciones endotérmicas y reacciones de aumento de entropía, por lo que B también es correcta.

Respuesta: antes de Cristo. Revisión de los principios de las reacciones químicas (2)

　

Explicación del conocimiento Capítulo 2, Sección 3, 4

1. La velocidad de la reacción química 1. La reacción química es Cómo funciona

(1) Reacción elemental: una reacción que se puede completar en un solo paso se llama reacción elemental. La mayoría de las reacciones químicas se completan en varios pasos.

(2) Proceso de reacción: La ecuación química habitualmente escrita es una reacción total compuesta por varias reacciones elementales. La secuencia de reacciones compuesta de reacciones elementales en la reacción total se denomina proceso de reacción, también conocido como mecanismo de reacción.

(3) Diferentes reacciones tienen diferentes procesos de reacción. El proceso de reacción de la misma reacción puede ser diferente en diferentes condiciones, y la diferencia en el proceso de reacción da como resultado diferentes velocidades de reacción. 2. Velocidad de reacción química

(1) Concepto:

La disminución de reactivos o el aumento de productos por unidad de tiempo puede indicar la velocidad de la reacción, es decir, la velocidad de la reacción representada por el símbolo v.

(2) Expresión:

(3) Características

Para una reacción específica, los valores obtenidos al utilizar diferentes sustancias para expresar la velocidad de la reacción química puede ser diferente, pero la relación de las velocidades de reacción química expresadas por cada sustancia es igual a la relación de los coeficientes de cada sustancia en la ecuación química. 3. El efecto de la concentración en la velocidad de reacción

(1) Constante de velocidad de reacción (K)

La constante de velocidad de reacción (K) representa la velocidad de reacción química bajo concentración unitaria. la velocidad de reacción Cuanto mayor es la constante, más rápido avanza la reacción. La constante de velocidad de reacción no tiene nada que ver con la concentración y se ve afectada por factores como la temperatura, el catalizador y las propiedades de la superficie sólida.

(2) El efecto de la concentración en la velocidad de reacción

A medida que aumenta la concentración de reactivos, aumenta la velocidad de reacción directa y, a medida que disminuye la concentración de reactivos, la velocidad de reacción directa la reacción disminuye.

A medida que aumenta la concentración del producto, la velocidad de la reacción inversa aumenta; a medida que disminuye la concentración del producto, la velocidad de la reacción inversa disminuye.

(3) Efecto de la presión sobre la velocidad de reacción

La presión solo afecta a los gases. Para reacciones que involucran solo sólidos y líquidos, los cambios de presión casi no tienen efecto sobre la velocidad de reacción.

El efecto de la presión sobre la velocidad de reacción es en realidad el efecto de la concentración sobre la velocidad de reacción, porque los cambios de presión son causados ​​por el cambio del volumen del recipiente. Cuando se comprime el volumen del recipiente, aumenta la presión del gas, aumenta la concentración de la sustancia gaseosa y aumentan las velocidades de reacción directa e inversa. Cuando aumenta el volumen del recipiente, la presión del gas disminuye; , y las velocidades de reacción directa e inversa disminuyen. 4. La influencia de la temperatura en la velocidad de reacción química

(1) Fórmula empírica

Arrhenius resumió la fórmula empírica para la relación entre la constante de velocidad de reacción y la temperatura:

p>

En la fórmula, A es el coeficiente de proporcionalidad, e es la base del logaritmo natural, R es la constante molar de los gases y Ea es la energía de activación.

Se sabe por la fórmula que cuando Ea>0, a medida que aumenta la temperatura, aumenta la constante de velocidad de reacción y también aumenta la velocidad de reacción química. Se puede observar que el efecto de la temperatura sobre la velocidad de la reacción química está relacionado con la energía de activación.

(2) Energía de activación Ea.

La energía de activación Ea es la diferencia entre la energía media de las moléculas activadas y la energía media de las moléculas reactivas. La energía de activación de diferentes reacciones es diferente y algunas son muy diferentes. Cuanto mayor sea el valor de la energía de activación Ea, mayor será el impacto del cambio de temperatura en la velocidad de reacción. 5. La influencia de los catalizadores en la velocidad de las reacciones químicas

(1) Las reglas de la influencia de los catalizadores en la velocidad de las reacciones químicas:

La mayoría de los catalizadores pueden acelerar la reacción Velocidad porque el catalizador puede participar en la reacción. Cambie el proceso de reacción y reduzca la energía de activación de la reacción para aumentar efectivamente la velocidad de reacción.

(2) Características de los catalizadores:

Los catalizadores pueden acelerar la velocidad de reacción sin cambiar su calidad y propiedades químicas antes y después de la reacción.

Los catalizadores son selectivos.

Un catalizador no puede cambiar la constante de equilibrio de una reacción química, no provoca un cambio en el equilibrio químico y no puede cambiar la tasa de conversión de equilibrio. 2. Optimización de las condiciones de reacción química - síntesis industrial de amoníaco 1. Límites de la reacción de síntesis de amoníaco

La reacción de síntesis de amoníaco es una reacción exotérmica y también es una reacción de reducción de entropía en la que disminuye la cantidad de sustancias gaseosas. , por lo que bajar la temperatura y aumentar la presión alta ayudará a que el equilibrio químico se mueva en la dirección de la producción de amoníaco. 2. La velocidad de la reacción de síntesis de amoníaco

(1) La alta presión no solo ayuda a que la balanza se mueva hacia la dirección de la generación de amoníaco, sino que también acelera la velocidad de la reacción. Sin embargo, la alta presión también impone grandes exigencias. equipo, por lo que la presión no puede ser particularmente alta.

(2) Durante el proceso de reacción, el amoníaco se separa del gas mezclado, lo que puede mantener una alta velocidad de reacción.

(3) Cuanto mayor es la temperatura, más rápida es la velocidad de reacción. Sin embargo, si la temperatura es demasiado alta, el equilibrio se moverá en la dirección de la descomposición del amoníaco, lo que no favorece la síntesis de amoníaco. amoníaco.

(4) La adición de un catalizador puede acelerar enormemente la velocidad de reacción. 3. Condiciones adecuadas para la síntesis de amoniaco

En la producción de amoniaco, las condiciones necesarias para lograr una alta tasa de conversión y una alta velocidad de reacción son a veces contradictorias, por lo que debemos buscar un método con una mayor velocidad de reacción y una Tasa de conversión equilibrada adecuada. Condiciones de reacción: generalmente, se utiliza hierro como catalizador, la temperatura de reacción se controla a aproximadamente 700 K, el rango de presión es aproximadamente entre 1 × 107 Pa y 1 × 108 Pa, y la relación de alimentación de presión parcial de N2 y H2. es 1:2.8. Capítulo 3. Comportamiento de sustancias en solución acuosa 1. Solución acuosa 1. Ionización del agua

H2OH＋＋OH－

La constante del producto iónico del agua KW=[H+][OH-], 25 A ℃, KW=1,0×10-14mol2·L-2. El aumento de temperatura favorece la ionización del agua y aumenta el KW. 2. pH de la solución

A temperatura ambiente, solución neutra: [H+] = [OH-] = 1,0×10-7mol·L-1, pH = 7

Ácido solución: [H+]>[OH-], [H+]>1.0×10-7mol·L-1, pH<7

Solución alcalina: [H+]<[OH-], [OH- ]>1,0×10-7mol·L-1, pH>7 3. La forma de existencia del electrolito en solución acuosa

(1) Electrolito fuerte

El electrolito fuerte se encuentra en solución acuosa diluida solución Un electrolito completamente ionizado en una solución. Los electrolitos fuertes existen en forma de iones en soluciones, que incluyen principalmente ácidos fuertes, bases fuertes y la mayoría de las sales. Se representan con "=" al escribir ecuaciones de ionización.

(2) Electrolitos débiles

Los electrolitos parcialmente ionizados en soluciones acuosas existen principalmente en forma molecular y una pequeña cantidad existe en forma iónica. Hay un equilibrio de ionización e incluyen principalmente ácidos débiles. , base débil, agua y muy pocas sales se representan con " " al escribir la ecuación de ionización. 2. Ionización de electrolitos débiles e hidrólisis de sales 1. Equilibrio de ionización de electrolitos débiles.

(1) Constante de equilibrio de ionización

Cuando se alcanza el equilibrio de ionización bajo ciertas condiciones, la relación entre el producto de las concentraciones de varios iones formados por la ionización de electrolitos débiles y la concentración de moléculas sindicalizadas en la solución es una constante, llamada constante de equilibrio de ionización.

Cuanto mayor sea la constante de equilibrio de ionización de un ácido débil, más H+ se ionizará cuando se alcance el equilibrio de ionización. Los ácidos débiles polibásicos se ionizan paso a paso, y cada paso de ionización tiene su propia constante de equilibrio de ionización, siendo el primer paso de ionización el principal.

(2) Factores que afectan el equilibrio de ionización, tomemos CH3COOHCH3COO-+H+ como ejemplo.

Agregue agua, agregue ácido acético glacial, agregue álcali y aumente la temperatura para hacer avanzar el equilibrio de ionización de CH3COOH. Agregue CH3COONa sólido, agregue ácido clorhídrico concentrado y baje la temperatura para hacer que el equilibrio de ionización. de CH3COOH se mueven en dirección inversa. 2. Hidrólisis de sales

(1) La esencia de la hidrólisis

Los iones ionizados después de que la sal se disuelve en agua se combinan con el H+ u OH- ionizado por el agua para formar una ácido débil o base débil, rompiendo así el equilibrio de ionización del agua hace que el agua continúe la ionización, lo que se llama hidrólisis de la sal.

(2) Tipos y reglas de hidrólisis

① La hidrólisis de un ácido fuerte y una sal alcalina débil es ácida.

NH4Cl＋H2ONH3·H2O＋HCl

②La hidrólisis de sales alcalinas fuertes y ácidas débiles muestra alcalinidad.

CH3COONa+H2OCH3COOH+NaOH

③ Los ácidos fuertes y las sales alcalinas fuertes no se hidrolizan.

④ Doble hidrólisis de ácidos débiles y sales alcalinas débiles.

Al2S3+6H2O=2Al(OH)3↓+3H2S ↑

(3) Cambio del equilibrio de hidrólisis

Calentar y agregar agua puede promover la hidrólisis de sal, agregar ácido o álcali puede inhibir la hidrólisis de las sales. Además, los aniones ácidos débiles y los cationes básicos débiles promueven la hidrólisis entre sí cuando se mezclan. 3. Equilibrio precipitación-disolución 1. Equilibrio precipitación-disolución y producto de solubilidad

(1) Concepto

Cuando un sólido se disuelve en agua, la velocidad a la que el sólido se disuelve en agua y los iones se combinan para formar un sólido. Cuando las velocidades son iguales, la disolución de los sólidos y la formación de precipitación alcanzan un estado de equilibrio, que se denomina equilibrio precipitación-disolución. Su constante de equilibrio se denomina constante del producto de solubilidad, o producto de solubilidad para abreviar, y se representa por Ksp.

PbI2(s)Pb2 (aq)+2I-(aq)

Ksp＝［Pb2＋]［I］2＝7.1×10-9mol3·L-3

(2) Características del producto de solubilidad Ksp

Ksp solo está relacionado con la naturaleza y temperatura del electrolito poco soluble, y no tiene nada que ver con la cantidad de precipitación y los cambios en los iones. La concentración en la solución puede provocar cambios en el equilibrio, pero no cambia el producto de solubilidad.

Ksp refleja la solubilidad de electrolitos poco solubles en agua. 2. Aplicación del equilibrio precipitación-disolución

(1) Disolución y formación de precipitación

Según la comparación del cociente de concentración Qc y el producto de solubilidad Ksp, las reglas son las siguientes :

< Cuando p>Qc=Ksp, se encuentra en un estado de equilibrio de precipitación y disolución.

Cuando Qc>Ksp, los iones en la solución se combinan para precipitar hasta el equilibrio.

Cuando Qc

(2) Conversión de la precipitación

Según el tamaño del producto de solubilidad, un precipitado con un producto de solubilidad grande se puede convertir en un precipitado con un producto de solubilidad menor. llamada precipitación. La esencia de la transformación de la precipitación es el cambio del equilibrio precipitación-disolución. 4. Reacción iónica 1. Condiciones para que ocurra la reacción iónica

(1) Generación de precipitación

Hay tanto una combinación directa de iones en la solución para formar precipitación como la conversión de precipitación.

(2) Generación de electrolitos débiles

Principalmente H+ y radicales ácidos débiles forman ácidos débiles, o OH- y cationes básicos débiles forman bases débiles, o H+ y OH- para formar H2O .

(3) Generar gas

Cuando se genera ácido débil, muchos ácidos débiles pueden descomponerse para generar gas.

(4) Se produce una reacción redox

Los iones fuertemente oxidantes y los iones reductores fuertes son propensos a reacciones redox y la mayoría de ellas ocurren en condiciones ácidas. 2. Criterios teóricos sobre si las reacciones iónicas pueden continuar

(1) Según los criterios de cambio de entalpía y cambio de entropía

Para reacciones iónicas con ΔH-TΔS<0, se puede llevar A temperatura ambiente. Proceder de forma espontánea.

(2) Según el criterio de la constante de equilibrio

Cuando la constante de equilibrio de una reacción iónica es muy grande, indica que la tendencia de la reacción es muy grande. 3. Aplicación de reacciones iónicas

(1) Determine si los iones en la solución pueden existir en grandes cantidades

Los iones que pueden reaccionar entre sí no pueden existir en grandes cantidades. Preste atención a. la pregunta condiciones implícitas en .

(2) Se utiliza para pruebas cualitativas de sustancias

Según la reacción característica de los iones, principalmente el color de la precipitación o la generación de gas, los iones característicos se prueban cualitativamente.

(3) Se utiliza para el cálculo cuantitativo de iones.

Los más comunes incluyen la titulación de neutralización ácido-base y la titulación redox.

(4) Reacciones iónicas comunes en la vida.

La formación y ablandamiento del agua dura implica muchas reacciones iónicas, entre las que destacan:

La formación de Ca2+ y Mg2+.

CaCO3+CO2+H2O=Ca2++2HCO3-

MgCO3+CO2+H2O=Mg2++2HCO3-

El método de calentamiento y ebullición reduce la dureza del agua :

Ca2++2HCO3-CaCO3↓+CO2 ↑ ＋H2O

Mg2＋＋2HCO3－MgCO3↓＋CO2 ↑＋H2O

O agregue Na2CO3 para ablandar el agua dura:

Ca2＋＋CO32－＝CaCO3↓, Mg2＋＋CO32－＝MgCO3↓

　

Tengo un documento en word, te lo puedo enviar si te conviene