配平简介:
化学反应方程式严格遵守质量守恒定律,书写化学反应方程式写出反应物和生成物后,往往左右两边各原子数目不相等,不满足质量守恒定律,这就需要通过配平来解决。
配平原则:
(1)电子守恒原则:反应中还原剂失去电子的总数与氧化剂得到电子的总数相等
(2)电荷守恒原则:若为离子反应,反应前后离子所带正负电荷总数相等
(3)质量守恒原则:反应前后各元素的原子个数相等
配平步骤: (1)一标:标明反应前后化合价有变化的元素的化合价
(2)二等:通过求最小公倍数使化合价升降总值相等
(3)三定:确定氧化剂与还原剂的化学计量数
氧化剂(还原剂)化学计量数=降(升)价的最小公倍数÷1mol氧化剂(还原剂)降(升)价总数
(4)四平:用观察法配平其他物质的化学计量数
(5)五查:检查质量与电荷、电子是否分别守恒
配平技巧:
(1)逆向配平法:部分氧化还原反应、自身氧化还原反应等可用逆向配平法,即选择氧化产物、还原产物为基准物来配平(一般从反应物很难配平时,可选用逆向配平法)
例:
通过表明氧化产物、还原产物化合价的升降,确定CrCl
3、Cl
2的计量数为2和3,然后再用观察法配平。
(2)设“1”配平法:设某一反应物或生成物(一般选用组成元素较多的物质作基准物)的化学计量数为1,其余各物质的化学计量数可根据原子守恒原理列方程求得。
例:P
4O+Cl
2→POCl
3+P
2Cl
6 可令P
4O前的系数为1,Cl
2的系数为x,则
1P4O+xCl
2→POCl
3+3/2P
2Cl
6 ,再由Cl原子守恒得2x=3+3/2×6 得x=6 即可配平
(3)零价配平法:先令无法用常规方法确定化合价的物质中各元素均为零价,然后计算出各元素化合价的升降值,并使元素化合价升降总数相等,最后用观察法配平其他物质的化学计量数。
例:Fe
3C+HNO
3=Fe(NO
3)
3+CO
2↑+NO
2↑+H
2O
复杂化合物Fe
3C按照常规方法分析,无法确定其Fe和C的具体化合价,此时可令组成物质的各元素化合价为零价,根据化合价升降法配平。
再用观察法确定物质的化学计量数。
(4)整体标价法:当某元素的原子在某化合物中有数个时,可将它作为一个整体对待,根据化合物中元素化合价代数和为零原则予以整体标价。
例:S+Ca(OH)
2→CaS
x+Ca
2S
2O
3+H
2O
生成物CaS
x、Ca
2S
2O
3中的S
x、S
2作为一个整体标价为-2、+4价,则化合价升降关系为:
S
x 0→-2 降2×2
S
2 0→+4 升4×1
即可配平。
(5)缺项配平法:一般先确定氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物的化学计量系数,再通过比较反应物与生成物,确定缺项(一般为H
2O、H
+或OH
-),最后观察配平。
(6)有机氧化还原反应的配平:有机物中元素的化合价一般来讲,氢元素显+1价,氧元素显-2价,然后再根据化合价的代数和为零求酸碳元素的平均化合价。
氧化还原反应方程式配平的一般方法与步骤:
- 一般方法:从左向右配。
- 步骤:标变价,找变化,求总数,配系数。
- 标出元素化合价变化的始态和终态
- 求升价元素或降价元素化合价的变化数
- 求化合价变化数的最小公倍数,分别作为氧化剂或还原剂的系数
- 配平变价元素
- 用观察法配平其他元素
- 检查配平后的方程式是否符合质量守恒定律(离子方程式还要看电荷是否守恒)
如:
特殊技巧:
配平时若同一物质内既有元素的化合价上升又有元素的化合价下降,若从左向右配平较困难,可以采用从右向左配平,成为逆向配平法。
盖斯定律的内容:
不管化学反应是一步完成还是分几步完成,其反应热是相同的。换句话说,化学反应的反应热只与反应的始态和终态有关,而与反应进行的途径无关。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一一步完成时的反应热是相同的,这就是盖斯定律。
盖斯定律的意义:
利用盖斯定律可以间接计算某些不能直接测得的反应的反应热。例如:
的△H无法直接测得,可以结合下面两个反应的△H,利用盖斯定律进行计算。
根据盖斯定律,就可以计算出所给反应的△H。分析上述两个反应的关系,即知
盖斯定律在反应热大小比较中的应用:
1.同一反应生成物状态不同时
若按以下思路分析:
2.同一反应物状态不同时
3.两个有联系的不同反应相比
并且据此可写出下面的热化学方程式:
定义:
在一定温度下,可逆反应无论从正反应开始,还是从逆反应开始,也不管反应物起始浓度大小,最后都达到平衡,这时各生成物浓度的化学计量数次幂的乘积除以各反应物浓度的化学计量数次幂的乘积所得的比值是个常数,用K表示,这个常数叫化学平衡常数。
化学表平衡达式:
对于可逆反应mA(g)+nB(g)
pC(g)+qD(g)来说,化学平衡表达式:
化学平衡常数的意义:
①表示该反应在一定温度下,达到平衡时进行的程度,K值越大,正反应进行的越彻底,对反应物而言转化率越高。
②某一温度下的K′与K比较能够判断反应进行的方向
K′>K,反应正向进行;K′<K,反应逆向进行;K′=K,反应处于平衡状态
(3)化学平衡常数与浓度、压强、催化剂无关,与温度有关,在使用时必须指明温度。
(4)在计算平衡常数时,必须是平衡状态时的浓度。
(5)对于固体或纯液体而言,其浓度为定值,可以不列入其中。
(6)化学平衡常数是指某一具体反应的平衡常数,若反应方向改变,则平衡常数改变,且互为倒数关系。如:在一定温度下,
化学平衡常数的应用:
1.K值越大,说明平衡体系中生成物所占的比例越大,正向反应进行的程度越大,反应物转化率越大;反之,正向反应进行的程度就越小,反应物转化率就越小,即平衡常数的大小可以衡量反应进行的程度,判断平衡移动的方向,进行平衡的相关计算。
2.若用浓度商(任意状态的生成物浓度幂之积与反应物浓度幂之积的比值,符号为Qc)与K比较,可判断可逆反应是否达到平衡状态和反应进行的方向。
3.利用K值可判断反应的热效应若升高温度,K值增大,则正反应为吸热反应;若升高温度,K值减小,则正反应为放热反应。
4.计算转化率及浓度依据起始浓度(或平衡浓度)和平衡常数可以计算平衡浓度(或起始浓度),从而计算反应物的转化率。
原电池:
1.定义:将化学能转化为电能的装置。
2.工作原理:
以铜-锌原电池为例
(1)装置图:
(2)原理图:
3.实质:化学能转化为电能。
4.构成前提:能自发地发生氧化还原反应。
5.电极反应:
负极:失去电子;氧化反应;流出电子
正极:得到电子;氧化反应;流入电子
6.原电池正负极判断的方法:
①由组成原电池的两级材料判断,一般是活泼金属为负极,活泼性较弱的金属或能导电的非金属为正极。
②根据电流方向或电子流动方向判断,电流是由正极流向负极,电子流动方向是由负极流向正极。
③根据原电池里电解质溶液内离子的定向移动方向,在原电池的电解质溶液中,阳离子移向正极,阴离子移向负极。
④根据原电池两级发生的变化来判断,原电池的负极总是失电子发生氧化反应,正极总是得电子发生还原反应。
⑤X极增重或减重:X极质量增加,说明溶液中的阳离子在X极(正极)放电,反之,X极质量减少,说明X极金属溶解,X极为负极。
⑥X极有气泡冒出:发生可析出氢气的反应,说明X极为正极。
⑦X极负极pH变化:析氢或吸氧的电极发生反应后,均能使该电极附近电解质溶液的pH增大,X极附近的pH增大,说明X极为正极。
原电池中的电荷流动:
在外电路(电解质溶液以外),电子(负电荷)由负极经导线(包括电流表和其他用电器)流向正极,使负极呈正电性趋势、正极呈负电性趋势。在内电路(电解质溶液中),阳离子(带正电荷)向正极移动,阴离子 (带负电荷)向负极移动。这样形成了电荷持续定向流动,电性趋向平衡的闭合电路。
化学反应速率的求算:
首先要熟练掌握化学反应速率的含义,明确中各个量的含义和单位,如:以具体某一种物质 B表示的化学反应速率为。△c的单位一般用mol/L表示,而△t的单位一般用s(秒)、min (分钟)、h(小时)等表示,所以v的单位可以是等。对于反应,有,利用这一关系,可以很方便地求算出不同物质表示的v的数值:
化学反应速率图像及其应用:
1.物质的量(或浓度)一时间图像及应用此类图像能说明反应体系各组分(或某一组分)在反应过程中的浓度变化情况。如A(g) +B(g)
3C(g)的反应情况如图所示,
要注意此类图像各曲线的折点(达平衡)时刻相同,各物质浓度变化符合化学方程式中的计量数关系。例如:某温度时,在恒容(VL)容器中,X、Y、z三种物质的物质的量随时间的变化曲线如下图所示。
根据图像可进行如下计算:
(1)计算某物质在O一t3刻的平均反应速率、转化率,如
Y的转化率为
.
(2)确定化学方程式中各物质的化学计量数之比如X、Y、z三种物质的化学计量数之比为: (n1一n3):(n2一n3):n2。
2.全程速率一时间图像如Zn与足量盐酸的反应,反应速率随时间的变化出现的情况,如图所示,
解释原因:AB段(v增大),因反应为放热反应,随反应的进行,温度升高,导致反应速率增大;BC段(v减小),则主要因为随反应的进行,溶液中 c(H+)减小,导致反应速率减小。故分析时要抓住各阶段的主要矛盾,认真分析。
3.速率一温度(压强)图像这类图像有两种情况:一是不隐含时间变化的速率一温度(压强)图,二是隐含时间变化的速率一温度 (压强)图。以
,△H< 0为例,V一T(P)图像如下: