化学反应原理总复习提纲

选修4《化学反应原理》总复习提纲

第一章化学反应与能量转化

一、化学反应的反应热

1、概念

2、符号：

3、单位：

4、测量仪器：

5、计算公式：

6、反应热的分类主要有、。

（1）燃烧热：在101kPa时，1mol物质完全燃烧生成稳定的氧化物时所放出的热量，叫做该物质的燃烧热。燃烧热的单位一般用kJ／mol表示。

(2)中和热：在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应而生成 1 molH20，这时的反应热叫中和热。

中和热的表示：H+(aq)+OH-(aq)=H2O (1)；△H=-57.3kJ／mol

7、注意：

（1）反应热描述的是一定下，化学反应前后的。

（2）加热是反应的条件，与反应吸、放热（有/无）直接关系。

（3）反应热由化学键过程中，吸收和放出的决定。

例1、50ml0.50mol/l盐酸与50ml0.55mol/l NaOH溶液在如图所示的装置中进行中和反应。通过测定反应过程中所放出的热量可计算中和热。回答下列问题：

（1）从实验装置上看，图中尚缺少的一种玻璃用品是。

（2）烧杯间填满碎纸条的作用是_______________ ______。

（3）大烧杯上如不盖硬纸板，求得的中和热数值（填

“偏大”“偏小”或“无影响”）。

（4）若上述HCl和NaOH溶液的密度都近似为1g/cm3，中和后生成的溶液的比热容

C=4.18J?(g-1?0C-1)，实验起始温度为t1℃，终止温度为t2℃,则该中和反应放出热量为 KJ/mol， kJ/mol（均填表达式）。

（5）该实验常用0.50mol/lHCl 和0.55mol/l的NaOH溶液各50ml。NaOH的浓度大于HCl 的浓度的作用是。当室温低于100C时进行，对实验结果会造成较大的误差其原因是。

（6）实验中改用60ml0.50mol/l盐酸与50ml0.55mol/l NaOH溶液进行反应，与上述实

验相比，所求中和热（填“相等”或“不相等”），

简述理由：。（7）用相同浓度和体积的氨水代替NaOH溶液进行上述实验，测得的中和热的数值会（填“偏大”“偏小”或“无影响”）。

注意：完全燃烧是指物质中下列元素完全转变成对应的物质：C→C02，H→H20，S→S02等。

二、反应的焓变

1、焓的定义。

符号：

单位：

2、焓变—ΔH 。等压焓变且能量变化全部变为热量时：ΔH= （恒压下的化学反应热）

△H＝ H（生成物）－ H（反应物）

△H > 0，

△H < 0，

3、放热反应和吸热反应

(1)放热反应：即有热量放出的化学反应，其反应物的总能量大于生成物的总能量。

(2)吸热反应：即吸收热量的化学反应，其反应物的总能量小于生成物的总能量。

三、热化学方程式

1、概念：。

2、意义：。

3、注意事项：

（1）要在反应物和生成物的化学式后面括号注明，固态为，液态为，气态为，溶液为。

（2）△H后要注明温度，在时，可以不注明。

（3）热化学方程式中（用/不用）“↑”和“↓”。

（4）△H必须注明、、。

（5）根据焓的性质，若方程式中各物质系数加倍，则△H数值的绝对值；

若反应逆向进行，则△H，但不变。

例2、（1）．由氢气和氧气反应生成1mol水蒸气放热241.8kJ，写出该反应的热化学方程式。若1g水蒸气转化成液态水放热2.444kJ，则反应H2(g)+ O2(g)==H2O(l)的△H=___________kJ?mol－1。氢气的燃烧热为

____ _kJ?mol－1。

四、反应焓变的计算

盖斯定律：

不管化学反应是分一步完成或分几步完成，其反应热是相同的。换句话说，化学反应的反应热只与反应体系的始态和终态有关，而与反应的途径无关。这就是盖斯定律。

实质：反应前后的△H与无关，只与有关。

第二章化学反应的方向、限度和速率

一、化学反应的方向

1、温度、压强一定时：判据△H-T△S＜0说明反应自发进行

△H>0 △S<0所有温度下反应均自发进行; △H>0△S>0下反应自发进行△H<0 △S>0所有温度下反应均自发进行; △H<0△S<0下反应自发进行2、熵值（S）越大，越大，单位

同一物质的熵与其聚集状态及外界条件有关：同一物质；化学反应前后气体的物质的量增加，熵。

3、反应熵变：表达式：

二、化学反应的限度

1、化学平衡常数：产物平衡浓度的系数次方乘积/反应物浓度的系数次方乘积；

表达式：

单位：

注：（1）不列入表达式

（2）平衡常数的大小可以反应，K值越大，说明反应越。（3）K值与浓度，随变化而变化

（4）正逆反应的平衡常数互为。

2、浓度商

QK

3、平衡转化率：表达式

4、反应条件对化学平衡的影响

（1）温度：升温，化学平衡向方向移动

（2）浓度：反应物浓度增大或生成物浓度减小，Q K，平衡向方向移动。（3）压强：对于有反应，增大压强，化学平衡向移动。

反应，改变压强平衡不移动。

5、勒夏特原理

6、等效平衡：

（1）定温定压下或定温定容下，对于同一可逆反应，只改变起始时加入物质的物质的量，若通过可逆反应化学方程式中的化学计量数比换算成同一半边的物质的物质的量，与原

平衡对应相等，即具有相同的物料关系，则两平衡等同。

（2）在定温定压下的同一可逆反应，改变起始时加入物质的物质的量，只要按化学方程式中的化学计量数换算成同一半边的物质的物质的量之比与原平衡相同，则两平衡等效。（3）在定温定容的条件下，对于反应前后气体分子总数不变的可逆反应，改变起始时加入物质的物质的量，只要按化学方程式中的化学计量数换算成同一半边的物质的物质的量之比与原平衡相同，则两平衡等效。

三、化学反应速率

1、化学反应速率及表示方法

（1）化学反应速率的表达式，单位为或

（2）始、转、平三行中各物质的转化量之比等于

（3）同一反应里，用不同物质浓度变化来表示反应速率时，其数值不一定相等，故应标明是用哪种物质表示的化学反应速率，但这些数值表示的意义是相同的，均表示该化学反应的快慢。

（4）的浓度可视为不变的常数，因此不用固体或纯液体表示化学反应速率。

2、影响化学反应速率的因素

内因：反应物的性质即反应物的分子结构、原子结构决定——主要因素

外因：（1）浓度：

①注意——增大固体反应物的量，化学反应速率，

②对固体来说，将块状固体变成粉末状，才能反应速率，但平衡。

③增大反应物的浓度→活化分子数→有效碰撞次数→化学反应速率

（2）压强：对有气体参与的化学反应，温度一定时，增大压强，体积缩小，浓度增大，加快反应速率

恒温、恒容：充入反应气，反应速率；充入惰性气体，反应速率

恒温、恒压：充入反应气，反应速率；充入惰性气体，反应速率

（3）温度：

①其他条件不变无论正反应是吸热反应还是放热反应，升温速率

②v高温=v低温×2（T高—T低）/10

③升高温度，反应物分子的能量增加，使一部分原来能量较低的分子变成活化分子→活化分子百分数增加→有效碰撞次数增多→化学反应速率增大

（4）催化剂：——同等倍数的增大正、逆反应速率

使用催化剂→降低活化能→使更多的反应物分子成为活化分子→大大增加单位体积内的活化分子百分数→成千成万倍的增大化学反应速率

（5）、其他因素：如溶剂的性质、光、超声波、磁场等也会影响化学反应速率

3、反应速率常数表达式，Ea值越大，改变温度对反应速率的影响程度。

4、活化分子：能发生有效碰撞的分子，活化分子比一般分子具有较高的能量

5、活化能：Ea=活化分子的平均能量-反应物分子的平均能量

四、化学反应条件的优化———工业合成氨

1 工业合成氨原理：（正反应为热反应）

2 反应特点：①②

③

使氨生产快

（速率分析）使氨生产多

（平衡分析）实际生产中

适宜条件原因

压强有利于氨的合成,对动力、材料强度、设备制造要求适中

温度速率较快,转化率适中催化剂活性最大

催化剂使反应速率加快

浓度

适当提高N2的比例，加快反应速率，有利于NH3的生成

第三章物质在水溶液中的行为

一、水的电离

1、水的电离是个（填可逆或不可逆）过程，在一定条件下可以达到电离平衡，其平衡常数的表达式为。

2、水的离子积常数

在一定温度下，K与[H2O]都是常数，其乘积也必然是常数，因此[H+][OH-]也是，Kw= ,式中Kw称为，简称水的。Kw反映了水中和的关系。且室温下Kw= mol2?L-2

［结论］

（1）水的电离是个吸热过程，故温度升高，水的Kw 25℃时

Kw=

（2）水的离子积是水电离平衡时的性质，它不仅适用于纯水，也适用于任何酸、碱、盐稀溶液。即溶液中[H+][OH-] = 1.0× 10-14mol-2?L-2

（3）在酸溶液中，[H+]近似看成是酸电离出来的H+浓度，[OH-]则来自于水的电离。

在碱溶液中，[OH-]近似看成是碱电离出来的OH- 浓度，而[H+]则是来自于水的电离。3、影响水的电离平衡的因素：

温度：水的电离是的过程（填吸热或放热），温度升高会使水的电离平衡

向移动

浓度：加酸，水的电离平衡向移动；加碱，水的电离平衡向移动（填左、右或不）。

可见，加酸、加碱都会水的电离，但水的离子积常数不变。（填“促进”“抑制”或“不影响”）

二、溶液的酸碱度

1、溶液酸碱性的表示法pH =

室温下, 酸性溶液：[H+]> [OH-],[H+] 1.0 × 10-7mol?L-1 ,pH 7 中性溶液: [H+]=[OH-]=1.0 × 10-7mol?L-1 ,pH =7

碱性溶液: [H+] [OH-],[H+]<1.0 × 10-7mol?L-1 ,pH 7

有关溶液的pH值的几个注意问题：

①pH值是溶液酸碱性的量度。常温下，pH=7溶液呈中性；pH值减小，溶液的酸性增强；pH值增大，溶液的碱性增强。

②pH值范围在之间。pH=0的溶液并非没有H+，而是C(H+)= ；pH=14的溶液并非没有OH-，而是C(OH-)= 。pH改变一个单位，C(H+)就改变倍，即pH每增大一个单位，C(H+)就减小到原来的；pH每减小一个单位，C(H+)就增大到原来的。

③也可用pOH来表示溶液的酸碱性，pOH= ，因为C(H+)?C(OH-)=10-14，若两边均取负对数，得pH+pOH= 。

2、可用 pH试纸来测定溶液的pH值。方法：用洁净的干玻璃棒直接蘸取少许待测液，滴在pH试纸上（注意（能/不能）将pH试纸先用水沾湿或用湿的玻璃棒，因为这样做，实际上已将溶液，导致所测定的pH ，）将pH试纸显示的颜色随即（内）与标准比色卡对照，确定溶液的pH值（因为时间长了，试纸所显示的颜色会改变，致使测得的pH不准。）

三、电解质在水溶液中的存在形态

强、弱电解质的概念

强电解质：。弱电解质：。

（1）都是强电解质。

（2）都是弱电解质。

四、弱电解质电离平衡

1、弱电解质电离平衡的建立

在一定条件下（如：温度、压强），当时，电离过程就达到了状态，这叫做电离平衡。

2、电离平衡的特征：的特征。

3、电离平衡常数和电离度

（1）电离平衡常数是指在一定条件下，弱电解质在溶液中达到平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度的乘积与溶液中未电离的分子浓度的比值。

HA H+ + A- K=

注：

①在此计算公式中，离子浓度都是；

②电离平衡常数的数值与有关，与无关；弱电解质的电离

是的，一般温度，电离平衡常数；

③电离平衡常数反映弱电解质的相对强弱，通常用表示弱酸的电离平衡常数，

用表示弱碱的电离平衡常数。越大，弱酸的酸性越强；越大，弱碱的碱性越强。

④多元弱酸是电离的，每一级电离都有相应的电离平衡常数（用Ka1、Ka2等表示），且电离平衡常数逐级。

（2）电离度表达式：

4、影响弱电解质电离平衡移动的因素

（1）浓度：弱电解质的溶液中，加水稀释，电离平衡，电离度。即稀释电离。

（2）温度：因为电离是吸热的，因此升温电离。

（3）加入其它电解质：加入与弱电解质电离出的离子相同的离子，电离平

衡移动，电离度；加入与弱电解质电离出的离子反应的离子，电离平衡移动，电离度。

五、盐类水解

1、盐类水解定义

在溶液中，叫做盐类的水解。（在溶液中由盐电离出的弱酸的阴离子或弱碱的阳离子跟水电离出的氢离子或氢氧根离子结合生成，破坏了水的电离平衡，使其平衡移动，引起氢离子或氢氧根离子浓度的变化。）

酸 + 碱盐 + 水

2、盐类水解的本质

弱酸的阴离子和弱碱的阳离子和水电离出的H+或OH-离子结合生

成，了水的电离。

3、影响水解的因素“无弱不水解，有弱即水解，越弱越水解，谁强显谁性”

内因：盐类本身的性质。组成盐的酸或碱越弱，盐的水解程度，其盐溶液的酸性或碱性就。外因：

(1)温度由于盐的水解作用是中和反应的逆反应，所以盐的水解是反应，温度升高，水解程度。

(2)浓度溶液浓度越小，实际上是增加了水的量，可使平衡方向移动，使盐的水解程度。

(3)溶液的酸碱性盐类水解后，溶液会呈现不同的酸碱性。控制溶液的酸碱性可以促进或抑制盐的水解。

4、水解的应用

六、沉淀溶解平衡和溶度积

1、沉淀溶解平衡的建立：一定条件

下，，溶液中各离子的浓

度的状态。

2、沉淀溶解平衡常数－－溶度积

（1）定义：在一定条件下，难溶性物质的饱和溶液中，存在沉淀溶解平衡，其平衡常数叫做溶度积常数或溶度积。

（2）表达式：以PbI2(s)溶解平衡为例：

PbI2(s) Pb2+(aq)+2I-(aq) Ksp＝=7.1×10-9mol3L-3

（3）意义：溶度积反映了物质在水中的溶解能力。对于的电解质，Ksp 的数值越大，电解质在水中的溶解能力越强。

（4）影响Ksp的因素

Ksp与其他化学平衡常数一样，只与难溶性电解质的有关，而与沉淀的量和溶液中无关。

3、影响溶解平衡的因素

（1）内因：电解质本身的性质

①绝对不溶的电解质是没有的。②同是难溶电解质，溶解度差别也很大。

③易溶电解质做溶质时只要是饱和溶液也可存在溶解平衡。

（2）外因：遵循平衡移动原理

①浓度：加水，平衡向移动。

②温度：升温，多数平衡向移动。

③同离子效应：向沉淀溶解平衡体系中，加入相同的离子，使平衡向移动，但Ksp 。

④其他：向沉淀溶解平衡体系中，加入可与体系中某些离子反应生成更难溶物质或气体的离子，使平衡向的方向移动，Ksp 。

七、沉淀溶解平衡的应用

1、溶度积规则

QC Ksp，溶液过饱和，有沉淀析出，直至溶液饱和，达到新的平衡。

QC Ksp，溶液饱和，沉淀与溶解处于平衡状态。

QC Ksp，溶液未饱和，无沉淀析出，若加入过量难溶电解质，难溶电解质溶解直至溶液饱和。

2、沉淀的生成加入相同离子，平衡向沉淀方向移动。。

3、沉淀的溶解

溶解沉淀的方法①加入足量的水②使沉淀转化为气体③使沉淀转化为弱电解质

4、沉淀的转化

加入可与体系中某些离子反应生成

八、离子反应发生的条件

如果离子之间结合能生成；本质是，就会发生离子反应。

九、离子反应能否进行的理论判据

（1）焓变于熵变判据

利用ΔH－TΔS判断离子反应能否自发进行。ΔH－TΔS<0，则离子反应都能自发进行。

（2）平衡常数判据

平衡常数越大，反应趋势越大，反应可自发进行，从Q和K之间的关系看，当Q

十、离子反应的应用

1、用于物质检验与含量的测定

2、用于物质制备与纯化

3、生活中的离子反应

十一、中和滴定实验

1、中和滴定的原理

（1）定量分析：化学上把测定物质各组成成分的含量过程，称为定量分析过程。

中和滴定是定量分析的一种方法。

（2）中和滴定：用已知物质的量浓度的酸（或碱）来测定未知物质的量浓度的碱（或酸）的方法就叫酸碱中和滴定。

实质：即酸中的H+和碱中的OH-物质的量相等。

（3）计算原理：mHnR+nM(OH)m = MnRm+mnH2O

则有:n?C1?V1 = m?C2?V2其中C1、C2分别表示酸和碱的浓度，V1、V2 分别表示酸和碱的体积。

2、中和滴定的操作过程：

（1）仪器：。

酸式滴定管：；碱式滴定管：。

注意：①酸式滴定管不能盛放碱液、氢氟酸以及Na2SiO3、Na2CO3等碱性溶液；碱式滴定管不能盛放酸性溶液和强氧化性溶液。

②滴定管的刻度，O刻度在，往下刻度标数越来越，全部容积它的最大刻度值，因为下端有一部分没有刻度。滴定时，所用溶液（能/不能）超过最低刻度，不得一次滴定使用两滴定管酸（或碱），也不得中途向滴定管中添加。②滴定管可以读到小数点后

（2）药品：标准液；待测液；指示剂。

（3）准备过程：准备：检漏、洗涤、、装液、、调液面。（洗涤：用洗液洗→检漏：滴定管是否漏水→用水洗→→装溶液→→调液面→记数据V(始)

（4）滴定方法：手的姿势、速度先快后慢

注意：①手眼：左手操作，右手，眼睛注视

②速度

（5）终点确定：最后一滴刚好使指示剂颜色发生明显变化。内不恢复原色（6）数据处理与误差分析：读数：两位小数。因一次实验误差较大，所以应取多次实验的平均值。

第四章电化学基础

一、电能转化为化学能---电解

1．电解原理分析

(1)电解过程的起发因素是外加电源，电源中输出电子的电极为__________，该电极使得电解池中（填：阴极、阳极）带有较多的（填：正、负）电荷，因此电解质（溶液）中的离子（阴、阳）向该电极移动，该电极上一定发生的反应类

型（填：氧化反应、还原反应）。

电源中输入电子的电极为__________，该电极使得电解池中（填：阴极、阳极）带有较多的（填：正、负）电荷，因此电解质（溶液）中的离子（阴、阳）向该电极移动，该电极上一定发生的反应类

型（填：氧化反应、还原反应）。

例3：电解CuCl2溶液

移向阳极周围的离子：；阳极反应式：，反应类

型：。

移向阴极周围的离子：；阳极反应式：，反应类

型：。

（2）电极反应分析：

①首先分析作阳极的材料：惰性电极：石墨、Pt、Au等材料组成的电极。惰性电极材料本身不发生电极反应，因此一定是电解质(溶液)中的成分进行电极反应。

活性电极（除惰性电极外的材料）。活性电极作阳极，电极本身一定首先发生电极反应。

②电解质溶液中有多种离子时，离子放电遵循一定的顺序。

在阴极上，阳离子的放电顺序；

在阳极上，阴离子的放电顺序。

2.电解在工业上的应用

（1）氯碱工业

①电解原理分析阳极反应，阴极反应；

电解池总反应方程式。

②工业生产中，如何防止电极产物Cl2、OH－离子在电解液中反

应。。

③阳极产物检验：；

阴极产物检验：。

（2）精炼金属──铜的精炼

①电解池构成：作阳极，作阴极，溶液作电解液。

② 阳极反应式：，阴极反应式：。（3）电镀含义：。

三、化学能转化为电能——电池

1.电池的工作原理：电池将氧化还原反应的氧化反应、还原反应分置在两个电极上进行，还原剂失去的电子通过导线输送到氧化剂，有关离子在电解质（溶液）中移动而形成闭合回路。

因此形成电池的条件：①；

②；③。

2、原电池的电极

阳极：反应，电子的一极，通常材料

是；

阴极：反应，电子的一极，通常材料

是。

3、盐桥：制

取

；

作

用

。

4、原电池的表示

式：。

例4、请仔细分析下题，体会其中的方法和思路。

电池反应：

氧化剂

还原剂

正极反应

负极反应

5、化学电源

（1）锌锰干电池（书写电极反应方程式）

酸性锌锰干电池：阳极，阴极。碱性锌锰干电池：阳极，阴极。（2）铅蓄电池

放电时：负极，正极。充电时：阳极，阴极。（3）氢氧燃料电池

电解质溶液（酸性）：；（碱性）：；

（中性）：。

6、金属的腐蚀

（1）定

义：

（2）分

类：

（3）实

质：

（4）金属电化学腐

蚀

（5）以钢铁腐蚀为例：

析氢腐蚀：条件

负极正极总反

应

吸氧腐蚀：条件

负极正极总反

应

7、金属的防护

（1）常见方

法：

；

（2）电化学保护法：牺牲阳极保护法、阴极电保护法、外加电源在金属表面形成保护膜

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高中化学知识点规律大全 ——祝天下学子都能学有所成 化学反应及其能量变化 1．氧化还原反应 [氧化还原反应] 有电子转移(包括电子的得失和共用电子对的偏移)或有元素化合价升降的反应．如2Na+ C12＝2NaCl(有电子得失)、H2+ C12＝2HCl(有电子对偏移)等反应均属氧化还原反应。 氧化还原反应的本质是电子转移(电子得失或电子对偏移)。 [氧化还原反应的特征] 在反应前后有元素的化合价发生变化．根据氧化还原反应的反应特征可判断一个反应是否为氧化还原反应．某一化学反应中有元素的化合价发生变化，则该反应为氧化还原反应，否则为非氧化还原反应。 [氧化剂与还原剂] 概念含义概念含义 氧化剂反应后所含元素化合价降低的反应物还原剂反应后所含元素化合价升高的反应物 被氧化还原剂在反应时化合价升高的过程被还原氧化剂在反应时化合价降低的过程 氧化性氧化剂具有的夺电子的能力还原性还原剂具有的失电子的能力 氧化反应元素在反应过程中化合价升高的反应还原反应元素在反

应过程中化合价降低的反应 氧化产物还原剂在反应时化合价升高后得到的产物还原产物氧化剂在反应时化合价降低后得到的产物 氧化剂与还原剂的相互关系 重要的氧化剂和还原剂： (1)所含元素的化合价处在最高价的物质只能得到电子，只具有氧化性，只能作氧化剂(注：不一定是强氧化剂)。重要的氧化剂有： ①活泼非金属单质，如X2(卤素单质)、O2、O3等。②所含元素处于高价或较高价时的氧化物，如MnO2、NO2、PbO2等。③所含元素处于高价时的含氧酸，如浓H2SO4、HNO3等．④所含元素处于高价时的盐，如KMnO4、KClO3、K2Cr2O7等．⑤金属阳离子等，如Fe3＋、Cu2＋、Ag＋、H＋等．⑥过氧化物，如Na2O2、H2O2等．⑦特殊物质，如HClO也具有强氧化性． (2)所含元素的化合价处在最低价的物质只能失去电子，只具有还原性，只能作还原剂(注：不一定是强还原剂)．重要的还原剂有： ①活泼金属单质，如Na、K、Ca、Mg、Al、Fe等．②某些非金属单质，如C、H2、Si等．③所含元素处于低价或较低价时的氧化物，如CO、SO2等．④所含元素处于低价或较低价时的化合物，如含有、、、、的化合物H2S、Na2S、H2SO3、Na2SO3、HI、HBr、FeSO4、NH3等． (3)当所含元素处于中间价态时的物质，既有氧化性又有还原性，如

浙江选考化学选考复习专题题化学反应原理

30.化学反应原理 1．(一)以四甲基氯化铵[(CH3)4NCl]水溶液为原料，通过电解法可以 制备四甲基氢氧化铵[(CH3)4NOH]，装置如图1所示。 (1) 收集到(CH3)4NOH的区域是 (填a、b、c或d)。 (2) 写出电池总反应。 (二)乙酸乙酯一般通过乙酸和乙醇酯化合成： CH3COOH(l)＋C2H5OH(l) CH3COOC2H5(l)＋H2O(l) ΔH＝－2.7 kJ·mol－1 已知纯物质和相关恒沸混合物的常压沸点如下表： 纯物质沸点/℃恒沸混合物（质量分数）沸点/℃ 乙醇78.3 乙酸乙酯(0.92)+水(0.08) 70.4 乙酸117.9 乙酸乙酯(0.69)+乙醇(0.31) 71.8 乙酸乙酯77.1 乙酸乙酯(0.83)+乙醇(0.08) +水(0.09) 70.2 请完成：(1) 关于该反应，下列说法不合理 ．．．的是。 A．反应体系中硫酸有催化作用 B．因为化学方程式前后物质的化学计量数之和相等，所以反应的ΔS等于零 C．因为反应的△H接近于零，所以温度变化对平衡转化率的影响大 D．因为反应前后都是液态物质，所以压强变化对化学平衡的影响可忽略不计 (2) 一定温度下该反应的平衡常数K＝4.0。若按化学方程式中乙酸和乙醇的化学计量数比例投料，则乙酸乙酯的平衡产率y＝；若乙酸和乙醇的物质的量之比为n : 1，相应平衡体系中乙酸乙酯的物质的量分数为x，请在图2中绘制x随n变化的示意图(计算时不计副反应)。 (3) 工业上多采用乙酸过量的方法，将合成塔中乙酸、乙醇和硫酸混合液加 热至110℃左右发生酯化反应并回流，直到塔顶温度达到70～71℃，开始 从塔顶出料。控制乙酸过量的作用有。 (4) 近年，科学家研究了乙醇催化合成乙酸乙酯的新方法： 2C2H5OH(g)CH3COOC2H5(g)＋2H2(g) 在常压下反应，冷凝收集，测得常温下液体收集物中主要产物的质量分数 如图3所示。关于该方法，下列推测合理的是。 A．反应温度不宜超过300℃ B．增大体系压强，有利于提高乙醇平衡转化率 C．在催化剂作用下，乙醛是反应历程中的中间产物 D．提高催化剂的活性和选择性，减少乙醚、乙烯等副产物是工艺的关键 2．(一) 十氢萘是具有高储氢密度的氢能载体，经历“十氢萘(C10H18)→四氢 萘(C10H12)→萘(C10H8)”的脱氢过程释放氢气。已知： C10H18(l)C10H12(l)＋3H2(g) △H1,C10H12(l)C10H8(l)＋2H2(g) △H2 △H1＞△H2＞0；C10H18→C10H12的活化能为E a1，C10H12→C10H8的活化能为E a2，十氢萘的常压沸点为192℃；在192℃，液态十氢萘的脱氢反应的平衡转化率约为9％。请回答： (1) 有利于提高上述反应平衡转化率的条件是。 A．高温高压B．低温低压C．高温低压D．低温高压 (2) 研究表明，将适量十氢萘置于恒容密闭反应器中，升高温度带来高压，该条件下也可显着释氢， 理由是。(3) 温度335℃，在恒容密闭反应器中进行高压液态十氢萘（1.00 mol）催化脱氢实验， 测得C10H12和C10H8的产率x1和x2（以物质的量分数计）随时间变化关系，如图1所示。 ①在8 h时，反应体系内氢气的量为 mol（忽略其他副反应）。 ②x1显着低于x2的原因是。 ③在图2中绘制“C10H18→C10H12→C10H8”的“能量～反应过程”示意图 ．．．。 (二) 科学家发现，以H2O和N2为原料，熔融NaOH－KOH为电解质，纳米Fe2O3作催化剂，在250℃和常 压下可实现电化学合成氨。阴极区发生的变化可视为按两步进行，请补充完整。 电极反应式：和2Fe＋3H2O＋N2＝2NH3＋Fe2O3。

化学反应原理知识点归纳

化学反应原理知识点归 纳 Company number：【0089WT-8898YT-W8CCB-BUUT-202108】

专题一：化学反应与能量变化 一、反应热、焓变 1．反应热：化学反应过程中放出或吸收的热量，叫反应热。包括燃烧热和中和热。 电 离 ： 注意： 水解 ： 吸热反应的发生不一定需要 常见的吸热反应： 铵盐与碱的反应：如NH 4Cl 与Ba(OH)28H 2O 加热才能进行。 大多数的分解反应：CaCO 3== CaO + CO 2 生产水煤气：C + H 2O == CO+H 2 碳和二氧化碳的反应：C+CO 2=2CO 燃烧反应 金属与酸（或水）的反应 常见的放热反应： 酸碱中和反应 自发的氧化还原反应 CaO(Na 2O 、Na 2O 2)与水的反应 浓酸与强碱溶于水 2、焓变：在恒温恒压的条件下，化学反应过程中吸收或放出的热量称为反 应的焓变。 符号：用ΔH 表示 单位：kJ/mol 放热反应：ΔH= —QkJ/mol ；或ΔH<0 吸热反应：ΔH= +QkJ/mol ；或ΔH>0 3、反应热产生的原因： 宏观：反应物和生成物所具有的能量不同，ΔH=_____________________________ 微观：化学反应过程中化学键断裂吸收的能量与新化学键生成所放出的能量不同，ΔH=____________ 二、热化学方程式 1.热化学方程式的概念：能表示反应热的化学方程式，叫做热化学方程式。热化学方程式不仅表示了化学反应中的物质变化，也表明了化学反应中的能量变化。 2.书写热化学方程式时的注意点 （1）需注明ΔH 的“+”与“—”，“+”表示 ，“—”表示 ；比较ΔH 的大小时，要考虑ΔH 的正负。 （3）要注明反应物和生成物的状态：g 、 l 、s 、aq 注意： 放热反应不一定常温下就自发进行，可能需要加热或点燃条件。

高中化学学业水平考试复习提纲

2012高中学业水平考试化学（必修）复习资料汇编 学业水平测试必修1、2必背考试点 1、化合价(常见元素的化合价)： 碱金属元素、Ag、H：+1 F：—1 Ca、Mg、Ba、Zn：+2 Cl：—1，+1，+5，+7 Cu：+1，+2 O：—2 Fe：+2，+3 S：—2，+4，+6 Al：+3 P：—3，+3，+5 Mn：+2，+4，+6，+7 N：—3，+2，+4，+5 2、氧化还原反应 定义：有电子转移(或者化合价升降)的反应 本质：电子转移(包括电子的得失和偏移) 特征：化合价的升降 氧化剂(具有氧化性)——得电子——化合价下降——被还原——还原产物还原剂(具有还原性)——失电子——化合价上升——被氧化——氧化产物口诀：得——降——(被)还原——氧化剂 失——升——(被)氧化——还原剂 四种基本反应类型和氧化还原反应关系： 3 4、离子反应

定义：有离子参加的反应 电解质：在水溶液中或熔融状态下能导电的化合物 非电解质：在水溶液中和熔融状态下都不能导电的化合物 离子方程式的书写： 第一步：写。写出化学方程式 第二步：拆。易溶于水、易电离的物质拆成离子形式；难溶(如CaCO 3、BaCO 3、 BaSO 4、AgCl 、AgBr 、AgI 、Mg(OH)2、Al(OH)3、Fe(OH)2、Fe(OH)3、Cu(OH)2等)，难电离(H 2CO 3、H 2S 、CH 3COOH 、HClO 、H 2SO 3、NH 3·H2O 、H 2O 等)，气体(CO 2、SO 2、NH 3、Cl 2、O 2、H 2等)，氧化物(Na 2O 、MgO 、Al 2O 3等)不拆 第三步：删。删去前后都有的离子 第四步：查。检查前后原子个数，电荷是否守恒 离子共存问题判断： ①是否产生沉淀(如：Ba 2+和SO 42-，Fe2+和OH-)； ②是否生成弱电解质(如：NH 4+和OH-，H+和CH 3COO -) ③是否生成气体(如：H+和CO 32-，H+和SO 3 2-) ④是否发生氧化还原反应(如：H+、NO 3 -和Fe2+/I-，Fe3+和I-) 5、放热反应和吸热反应 化学反应一定伴随着能量变化。 放热反应：反应物总能量大于生成物总能量的反应 常见的放热反应：燃烧，酸碱中和，活泼金属与酸发生的置换反应 吸热反应：反应物总能量小于生成物总能量的反应 常见的吸热反应：Ba(OH)2·8H2O 和NH 4Cl 的反应，灼热的碳和二氧化碳的反应

高二化学期末化学反应原理复习

高二化学期末化学反应原理复习(１) 一、选择题（每小题只有一个选项符合题意,每小题2分，共1２小题,共２４分。） 1.下列措施不能达到节能减排目的的是( ) A.利用太阳能制氢燃料? B.用家用汽车代替公交车 Ｃ．利用潮汐能发电?Ｄ.用节能灯代替白炽灯 2．下列说法正确的是( ) A.热化学方程式中，化学式前面的化学计量数既可表示微粒数，又可表示物质的量 B．热化学方程式中,如果没有注明温度和压强，则表示在标准状况下测得的数据 Ｃ.书写热化学方程式时,不仅要写明反应热的符号和数值，还要注明各物质的聚集状态D.凡是化合反应都是放热反应，分解反应都是吸热反应 ３．25 ℃，101 ｋPa时，强酸与强碱的稀溶液发生中和反应的中和热为57.3 kJ/ｍol,辛烷的燃烧热为５5１8 kJ/mol。下列热化学方程式书写正确的是( ） A．2Ｈ+(aｑ) +ＳO 42—(aq)＋Bａ２+（aq）+2OＨ-(ａq)BaＳO4(s）+2H2O（１)△H ＝-5７．3 ｋＪ/ｍｏｌ B.KOH（aq）+1 2 H2SＯ4（aq) 1 2 K2SＯ4（ａｑ)＋H2O(ｌ)△H=-57.3ｋJ/moｌ C.C 8H18（ｌ)+25 2 Ｏ２(g)8CO２（g)+９H 2 O△Ｈ=-5５18 ｋJ／moｌ Ｄ.2Ｃ8H１8(g）＋25O2(g)16CＯ2(g）+1８H２O（1)△H＝-５518 ｋJ/ｍol 4.反应A（ｇ)＋3B(ｇ)2C（g)+２D(g),在不同情况下测得反应速率,其中反应速率最快的 是（） Ａ．υ（D）=0.4mｏl /(L·s)?B．υ(C)=０．5 mol/ (L·s) C.υ(B)=0.6 mｏl/ （L·s)Ｄ.υ(A）＝0.1５ｍｏl /(Ｌ·s) 5．某温度下,在固定容积的密闭容器中,可逆反应A(g)+3B(g) 2C(g)达到平衡时,各物质的物质的量之比为n（A)∶n(B)∶n(Ｃ）=2∶2∶１。保持温度不变,以2∶２∶1的物质的量之比再充入Ａ、B、Ｃ,则( ) Ａ.平衡不移动??? B.再达平衡时，n（A)∶n（B）∶n(C)仍为２∶2∶1 Ｃ．再达平衡时，C的体积分数增大 D．再达平衡时,正反应速率增大,逆反应速率减小 6．在下列平衡2CrO４2—(黄色）+2H+Cr2Ｏ72—(橙红色)＋Ｈ2O中，溶液介于黄和橙红色之 间，今欲增加溶液的橙红色,则要在溶液中加入() Ａ.H+?Ｂ.OＨ— C.K+? D.Ｈ2O ７.在一定温度下体积固定的密闭容器中,当下列物理量 ①混合气体的压强②气体的总物质的量③混合气体的密度④B的物质的量浓度 不再变化时,能表明可逆反应A(ｓ)+2B(g）C(g)+D(g）已达平衡的是（）A．①②B．③④C．①④ D.只有④ ８.已知29９K时,合成氨反应N２(ｇ)+ 3H2 ( g)Ｈ3 ( g ）△Ｈ＝－9２.０ｋJ/mol，将此温度下的1 ｍol N2和3 mol Ｈ2放在一密闭容器中,在催化剂存在时进行反应,测得反应放出的热量为（忽略能量损失） ( ） A．一定大于92.0 kＪ?B.一定等于92.0 ｋJ C.一定小于92．０ｋJ D．不能确定

《选修4化学反应原理》焓变知识点总结

【 一、焓变、反应热 要点一：反应热（焓变）的概念及表示方法 化学反应过程中所释放或吸收的能量，都可以用热量来描述，叫做反应热，又称焓变，符号为ΔH，单位为kJ/mol，规定放热反应的ΔH为“—”，吸热反应的ΔH为“+”。 特别提醒： （1）描述此概念时，无论是用“反应热”、“焓变”或“ ΔH”表示，其后所用的数值必须带“+”或“—”。 （2）单位是kJ/mol，而不是kJ，热量的单位是kJ。 （3）在比较大小时，所带“+”“—”符号均参入比较。 要点二：放热反应和吸热反应 1．放热反应的ΔH为“—”或ΔH＜0 ；吸热反应的ΔH为“+”或ΔH ＞0 ?H＝E（生成物的总能量）－E（反应物的总能量） ?H＝E（反应物的键能）－E（生成物的键能） 2．常见的放热反应和吸热反应 ①放热反应：活泼金属与水或酸的反应、酸碱中和反应、燃烧反应、多数化合反应。 ②吸热反应：多数的分解反应、氯化铵固体与氢氧化钡晶体的反应、水煤气的生成反应、炭与二氧化碳生成一氧化碳的反应 3．需要加热的反应，不一定是吸热反应；不需要加热的反应，不一定是放热反应 4．通过反应是放热还是吸热，可用来比较反应物和生成物的相对稳定性。 如C（石墨，s）C（金刚石，s）△H3= +1.9kJ/mol，该反应为吸热反应，金刚石的能量高，石墨比金属石稳定。 二、热化学方程式的书写 书写热化学方程式时，除了遵循化学方程式的书写要求外，还要注意以下几点： 1．反应物和生成物的聚集状态不同，反应热的数值和符号可能不同，因此必须注明反应物和生成物的聚集状态，用s、l、g分别表示固体、液体和气体，而不标“↓、↑”。 2．△H只能写在热化学方程式的右边，用空格隔开，△H值“—” 表示放热反应，△H值“+”表示吸热反应；单位为“kJ/mol”。 3．热化学方程式中各物质化学式前面的化学计量数仅表示该物质的物质的量，并不表示物质的分子数或原子数，因此，化学计量数可以是整数，也可以是分数。 4．△H的值要与热化学方程式中化学式前面的化学计量数相对应，如果化学计量数加倍，△H也要加倍。 5．正反应若为放热反应，则其逆反应必为吸热反应，二者△H的数值相等而符号相反。 三、燃烧热、中和热、能源 要点一：燃烧热、中和热及其异同

高中化学总复习重要知识点详细全总结

高中化学重要知识点详细总结 一、俗名 无机部分： 纯碱、苏打、天然碱、口碱：Ｎa2CO3小苏打：NaHCO3大苏打：Na2S2O3石膏（生石膏）：CaSO4.2H2O 熟石膏：2CaSO4·.H2O 莹石：CaF2重晶石：BaSO4（无毒）碳铵：NH4HCO3 石灰石、大理石：CaCO3生石灰：CaO 食盐：NaCl 熟石灰、消石灰：Ca(OH)2芒硝：Na2SO4·7H2O (缓泻剂) 烧碱、火碱、苛性钠：NaOH 绿矾：FaSO4·7H2O 干冰：CO2明矾：KAl (SO4)2·12H2O 漂白粉：Ca (ClO)2、CaCl2（混和物）泻盐：MgSO4·7H2O 胆矾、蓝矾：CuSO4·5H2O 双氧水：H2O2皓矾：ZnSO4·7H2O 硅石、石英：SiO2刚玉：Al2O3 水玻璃、泡花碱、矿物胶：Na2SiO3铁红、铁矿：Fe2O3磁铁矿：Fe3O4黄铁矿、硫铁矿：FeS2铜绿、孔雀石：Cu2 (OH)2CO3菱铁矿：FeCO3赤铜矿：Cu2O 波尔多液：Ca (OH)2和CuSO4石硫合剂：Ca (OH)2和S 玻璃的主要成分：Na2SiO3、CaSiO3、SiO2过磷酸钙（主要成分）：Ca (H2PO4)2和CaSO4重过磷酸钙（主要成分）：Ca (H2PO4)2天然气、沼气、坑气（主要成分）：CH4水煤气：CO和H2硫酸亚铁铵（淡蓝绿色）：Fe (NH4)2 (SO4)2溶于水后呈淡绿色 光化学烟雾：NO2在光照下产生的一种有毒气体王水：浓HNO3与浓HCl按体积比1：3混合而成。 铝热剂：Al + Fe2O3或其它氧化物。尿素：CO（NH2) 2 有机部分： 氯仿：CHCl3电石：CaC2电石气：C2H2 (乙炔) TNT：三硝基甲苯酒精、乙醇：C2H5OH 氟氯烃：是良好的制冷剂，有毒，但破坏O3层。醋酸：冰醋酸、食醋CH3COOH 裂解气成分（石油裂化）：烯烃、烷烃、炔烃、H2S、CO2、CO等。甘油、丙三醇：C3H8O3 焦炉气成分（煤干馏）：H2、CH4、乙烯、CO等。石炭酸：苯酚蚁醛：甲醛HCHO 福尔马林：35%—40%的甲醛水溶液蚁酸：甲酸HCOOH 葡萄糖：C6H12O6果糖：C6H12O6蔗糖：C12H22O11麦芽糖：C12H22O11淀粉：（C6H10O5）n 硬脂酸：C17H35COOH 油酸：C17H33COOH 软脂酸：C15H31COOH 草酸：乙二酸HOOC—COOH 使蓝墨水褪色，强酸性，受热分解成CO2和水，使KMnO4酸性溶液褪色。 二、颜色 铁：铁粉是黑色的；一整块的固体铁是银白色的。Fe2+——浅绿色Fe3O4——黑色晶体Fe(OH)2——白色沉淀Fe3+——黄色Fe (OH)3——红褐色沉淀Fe (SCN)3——血红色溶液 FeO——黑色的粉末Fe (NH4)2(SO4)2——淡蓝绿色Fe2O3——红棕色粉末FeS——黑色固体铜：单质是紫红色Cu2+——蓝色CuO——黑色Cu2O——红色CuSO4（无水）—白色CuSO4·5H2O——蓝色Cu2 (OH)2CO3—绿色Cu(OH)2——蓝色[Cu(NH3)4]SO4——深蓝色溶液BaSO4、BaCO3、Ag2CO3、CaCO3、AgCl 、Mg (OH)2、三溴苯酚均是白色沉淀 Al(OH)3白色絮状沉淀H4SiO4（原硅酸）白色胶状沉淀 Cl2、氯水——黄绿色F2——淡黄绿色气体Br2——深红棕色液体I2——紫黑色固体 HF、HCl、HBr、HI均为无色气体，在空气中均形成白雾 CCl4——无色的液体，密度大于水，与水不互溶KMnO4--——紫色MnO4-——紫色 Na2O2—淡黄色固体Ag3PO4—黄色沉淀S—黄色固体AgBr—浅黄色沉淀 AgI—黄色沉淀O3—淡蓝色气体SO2—无色，有剌激性气味、有毒的气体 SO3—无色固体（沸点44.8 0C）品红溶液——红色氢氟酸：HF——腐蚀玻璃 N2O4、NO——无色气体NO2——红棕色气体NH3——无色、有剌激性气味气体 三、现象：

2020年高考化学专题复习 化学反应原理综合

专题 化学反应原理综合 【母题来源】2019年高考新课标Ⅰ卷 【母题题文】水煤气变换[CO(g)+H 2O(g)=CO 2(g)+H 2(g)]是重要的化工过程，主要用于合成氨、制氢以及合成气加工等工业领域中。回答下列问题： （1）Shibata 曾做过下列实验：①使纯H 2缓慢地通过处于721 ℃下的过量氧化钴CoO(s)，氧 化钴部分被还原为金属钴Co(s)，平衡后气体中H 2的物质的量分数为0.0250。 ②在同一温度下用CO 还原CoO(s)，平衡后气体中CO 的物质的量分数为0.0192。 根据上述实验结果判断，还原CoO(s)为Co(s)的倾向是CO_________H 2（填“大于”或“小于”）。 （2）721 ℃时，在密闭容器中将等物质的量的CO(g)和H 2O(g)混合，采用适当的催化剂进行 反应，则平衡时体系中H 2的物质的量分数为_________（填标号）。 A ．＜0.25 B ．0.25 C ．0.25~0.50 D ．0.50 E ．＞0.50 （3）我国学者结合实验与计算机模拟结果，研究了在金催化剂表面上水煤气变换的反应历 程，如图所示，其中吸附在金催化剂表面上的物种用?标注。 可知水煤气变换的ΔH ________0（填“大于”“等于”或“小于”），该历程中最大能垒（活化能）E 正=_________eV ，写出该步骤的化学方程式_______________________。 （4）Shoichi 研究了467 ℃、489 ℃时水煤气变换中CO 和H 2分压随时间变化关系（如下图所 示），催化剂为氧化铁，实验初始时体系中的2H O p 和CO p 相等、2CO p 和2H p 相等。

高中化学选修化学反应原理知识点总结

化学选修化学反应原理复习 第一章 一、焓变反应热 1．反应热：一定条件下，一定物质的量的反应物之间完全反应所放出或吸收的热量 2．焓变(ΔH)的意义：在恒压条件下进行的化学反应的热效应（1）.符号：△H（2）.单位：kJ/mol 3.产生原因：化学键断裂——吸热化学键形成——放热 放出热量的化学反应。(放热>吸热) △H 为“-”或△H <0 吸收热量的化学反应。（吸热>放热）△H 为“+”或△H >0 ☆常见的放热反应：①所有的燃烧反应②酸碱中和反应 ③大多数的化合反应④金属与酸的反应 ⑤生石灰和水反应⑥浓硫酸稀释、氢氧化钠固体溶解等 ☆常见的吸热反应：①晶体Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl ②大多数的分解反应 ③以H2、CO、C为还原剂的氧化还原反应④铵盐溶解等 二、热化学方程式 书写化学方程式注意要点: ①热化学方程式必须标出能量变化。 ②热化学方程式中必须标明反应物和生成物的聚集状态（g,l,s分别表示固态，液态，气态，水溶液中溶质用aq表示） ③热化学反应方程式要指明反应时的温度和压强。 ④热化学方程式中的化学计量数可以是整数，也可以是分数 ⑤各物质系数加倍，△H加倍；反应逆向进行，△H改变符号，数值不变 三、燃烧热 1．概念：25 ℃，101 kPa时，1 mol纯物质完全燃烧生成稳定的化合物时所放出的热量。燃烧热的单位用kJ/mol表示。 ※注意以下几点： ①研究条件：101 kPa ②反应程度：完全燃烧，产物是稳定的氧化物。 ③燃烧物的物质的量：1 mol ④研究内容：放出的热量。（ΔH<0，单位kJ/mol） 四、中和热 1．概念：在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应而生成1mol H2O，这时的反应热叫中和热。 2．强酸与强碱的中和反应其实质是H+和OH-反应，其热化学方程式为： H+(aq) +OH-(aq) =H2O(l) ΔH=－mol 3．弱酸或弱碱电离要吸收热量，所以它们参加中和反应时的中和热小于mol。 4．中和热的测定实验 五、盖斯定律

高中化学 选修四知识结构

高中化学.选修四化学反应原理 目录（人教版） 第一章 化学反应与能量 第一节化学反应与能量的变化 第二节燃烧热能源 第三节化学反应热的计算 第二章 化学反应速率和化学平衡 第一节化学反应速率 第二节影响化学反应速率的因素 第三节化学平衡 第四节化学反应进行的方向 第三章 水溶液中的离子平衡 第一节弱电解质的电离 第二节水的电离和溶液的酸碱性 第三节盐类的水解 第四节难容电解质的溶解平衡 第四章 电化学基础 第一节原电池 第二节化学电源 第三节电解池 第四节金属的电化学腐蚀与防护 第一章化学反应与能量 一、反应热 (1)化学反应中的能量变化 任何一个化学反应，反应物所具有的总能量与生成物所具有的总能量总不会相等．因此，在新物质产生的同 时(即化学反应中)总是伴随着能量的变化．其表现形式是化学能与热能、光能、电能等之间进行转变．但以化学能与热能之间的转变最为常见．

化学反应的本质是旧化学键断裂，新化学键生成的过程，在破坏旧化学键时，需要能量来克服原子间的相互吸引，在形成新化学键时，由于原子间的相互吸引而放出能量．由于需要的能量和放出的能量常常并不相等，因此总体上来看，一个化学反应的进行，往往需要向外界释放出能量，或从外界吸收一定的能量． 化学反应释放出的能量是当今世界上最重要的能源之一．如化石燃料(煤、石油、天然气)的燃烧． (2)反应热 ①反应热 在化学反应过程中放出或吸收的热量，通常叫做反应热．反应热用符号△H 表示，单位一般采用kJ/mol ． （ΔH 与Q 相反 Q 大于0表示放热Q 小于0表示吸热） ． ②放热反应和吸热反应 放出热量的化学反应叫做放热反应，△H 为负值．例如： )g (CO )g (O )s (C 22====+；△H ＝－mol 吸收热量的化学反应叫做吸热反应，△H 为正值．例如： )g (H )g (CO )g (O H )s (C 22+====+；△H ＝+mol (3).反应热的表示方法： 反应热用ΔH 表示，其实是从体系的角度分析的。 放热反应：体系 环境，体系将能量释放给环境，体系的能量降低，因此，放热反应的 ΔH ＜0，为“－” 吸热反应：环境 体系，体系吸收了环境的能量，体系的能量升高，因此， 吸热反应的ΔH ＞0，为“＋” (4).反应热与化学键键能的关系 反应热等于反应物分子化学键断裂时所吸收的总能量与生成物分子化学键形成时所释放的总能量 之差。 即ΔH ＝ E 反应物分子化学键总键能 －E 生成物分子化学键总键能 当化学反应中断裂旧的化学键所需要吸收的能量小于生成新的化学键所放出的能量时，则发生放热反应．反之， 发生吸热反应． 能量 能量

2021年高考化学一轮复习：选修4 化学反应原理 知识点考点复习提纲(全面!)

2021年高考化学一轮复习：选修4 化学反应原理知识点考点复习提纲 第一章化学反应与能量 考点一放热反应与吸热反应 考点考查的重点在于能否准确理解放热反应、吸热反应等概念并对其原因加以分析和应用。 燃烧热：1mol可燃物完全燃烧生成稳定化合物放出的热量。 中和热：稀酸和稀碱溶液反应生成1mol水放出的热量。 特别提醒：判断放热反应和吸热反应的方法有二：由反应物与生成物的总能量的相对大小或反应物分子断裂时吸收的总能量与生成物分子成键时释放出的总能量相对大小比较 考点二热化学方程式书写正误判断 1．定义：表示参加反应物质的量与反应热关系的化学方程式，叫做热化学方程式。 2．书写热化学方程式的注意事项： (1)需注明反应的温度和压强；因反应的温度和压强不同时，其△H不同。 (2)要注明反应物和生成物聚集状态。 (3)热化学方程式各物质前的化学计量数不表示分子个数，它可以是整数也可以是分数。对于相同物质的反应，当化学计量数不同时，其△H也不同。 3．热化学方程式书写正误判断方法是： (1)检查是否标明聚集状态；

(2)检查ΔH的符号是否与吸热、放热一致； (3)检查ΔH的数值是否与反应物或生成物的物质的量相对应(成比例)。 本考点考查较多的是热化学方程式的书写与正误判断，以及由热化学方程式判断物质的稳定性或比较反应热的大小。 [规律总结]:放热为“+”吸热为“—”,但是焓变△H表达是“+”表示吸热,“—”表示放热. 考点三使用化石燃料的利弊及新能源的开发 (1)重要的化石燃料：煤、石油、天然气。 (2)煤作燃料的利弊问题。 (3)燃料充分燃烧的条件：①要有足够的空气。②跟空气有足够大的接触面积。 (4)新能源的开发：①调整和优化能源结构，降低化石燃料在能源结构中的比率。 ②最有希望的新能源是核能、太阳能、燃料电池、风能和氢能、潮汐能、地热能等。这些新能源的特点是资源丰富，且有些可以再生，为再生性能源，对环境没有污染或污染少。 考点四盖斯定律及其应用 1.盖斯定律的涵义： 化学反应的反应热只与反应的始态(各反应物)和终态(各生成物)有关，而与反应的途径无关。即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相同的。 2.盖斯定律的应用 盖斯定律在科学研究中具有重要意义。因为有些反应进行的很慢，有些反应不容易直接发生，有些反应的产品不纯（有副反应发生），这给测定反应热造成了困难。此时如果应用盖斯定律，就可以间接的把它们的反应热计算出来。 第二章化学反应速率和化学平衡 第一节化学反应速率 考点一化学反应速率的概念与系数比规律： 1.通过计算式：v=Δc /Δt来理解其概念： 2.系数比规律在同一反应中，用不同物质来表示的反应速率时，其比值一定等于化学反应方程式中的化学 ．． 计量数之比 ．．．．．。即对于化学反应m A(g) + n B(g) p C(g) + q D(g) 的：v(A)∶v(B)∶v(C)∶v(D) = m∶n∶p∶q 考点二影响化学反应速率的因素：

化学反应原理期末考试试题

试卷类型：A 化学反应原理期末试题 2014.1 考生注意： 本试卷分第I卷（选择题）和第Ⅱ卷（非选择题）两部分，共8页，满分100分，考试时间90分钟。 注意事项： 1．答卷前，考生将自己的姓名、准考证号、考试科目、试卷类型用2B铅笔涂写在答题卡上。 2．每小题选出答案后，用2B铅笔在答题卡上将对应题目的答案标号涂黑，如需改动，用橡皮擦干净后，再选涂其他答案，不能答在试卷上。 3．考试结束，监考人员将答题卡收回。 可能用到的相对原子质量：H:1 C:12 N:14 O:16 Na: 23 Fe:56 Cu:64 第I卷（选择题共48分） 选择题（本题包括6小题，每小题2分，共12分。每小题只有一个选项符合题意） 1．高中化学《化学反应原理》选修模块从不同的视角对化学反应进行了探究、分析。以下观点中正确的是( ) A．放热反应在常温下均能自发进行 B．电解过程中，化学能转化为电能而“储存”起来 C．化学平衡常数的表达式与化学反应方程式的书写有关 D．强电解质溶液的导电能力一定强于弱电解质溶液 2．250℃和101 kPa时，反应2N2O5(g)= 4NO2(g)+ O2(g) ΔH = ＋56.76 kJ·mol－1，能自发进行的原因是( ) A．是吸热反应B．是放热反应 C．是熵减少的反应D．是熵增加的反应 3．下列说法正确的是( ) A．金属腐蚀的实质是金属被氧化 B．原电池反应是导致金属腐蚀的主要原因，故不能用来减缓金属的腐蚀 C．为保护地下铁管不受腐蚀，将其与直流电源正极相连 D．钢铁因含杂质而容易发生电化学腐蚀，所以合金都不耐腐蚀 4．用惰性电极电解饱和 ．．Na2SO4溶液，若保持温度不变，则一段时间后( ) A．溶液pH变大

化学选修化学反应原理知识点总结

化学选修化学反应原理 知识点总结 集团档案编码：[YTTR-YTPT28-YTNTL98-UYTYNN08]

《化学反应原理》知识点总结 第一章：化学反应与能量变化 1、反应热与焓变：△H=H(产物)-H(反应物) 2、反应热与物质能量的关系 3 4 ①多数的分解反应 ② 2NH 4Cl(s)+Ba(OH)2·8H 2O(s)=BaCl 2+2NH 3+10H 2O ③ C(s)+ H 2O(g) 高温 CO+H 2 ④CO 2+ C 高温 2 CO 5、反应条件与吸热、放热的关系： 反应是吸热还是放热与反应的条件没有必然的联系，而取决与 反应物和产物具有的总能量（或焓）的相对大小。 6、书写热化学方程式除了遵循书写化学方程式的要求外，还应注意以下几点： ①放热反应△H 为“-”，吸热反应△H 为“+”，△H 的单位为kJ/mol ②反应热△H 与测定条件（温度、压强等）有关，因此应注意△H 的测定条件；绝大多数化学反应的△H 是在298K 、101Pa 下测定的，可不注明温度和压强。 ③热化学方程式中各物质化学式前面的系数仅表示该物质的物质的量，并不表示物质的分子或原子数，因此化学计量数可以是分数或小数。必须注明物质的聚集状态，热化学方程式是表示反 应已完成的数量，所以方程式中化学式前面的计量数必须与△H 相对应；当反应逆向进行时，反应热数值相等，符号相反。 7、利用盖斯定律进行简单的计算 8、电极反应的书写： 活性电极：电极本身失电子 ⑴电解：阳极：（与电源的正极相连）发生氧化反应 惰性电极：溶液中阴离子失电子 （放电顺序：I ->Br ->Cl ->OH - ） 阴极:（与电源的负极相连）发生还原反应，溶液中的阳离子得电子 （放电顺序：Ag +>Cu 2+>H +） 能量 反应物的总能量 生成物的总能量 反应过程 总能量 总能量

《选修4 化学反应原理》知识点总结

一、焓变、反应热 要点一：反应热（焓变）的概念及表示方法 化学反应过程中所释放或吸收的能量，都可以用热量来描述，叫做反应热，又称焓变，符号为ΔH，单位为kJ/mol，规定放热反应的ΔH为“—”，吸热反应的ΔH为“+”。 特别提醒：（1）描述此概念时，无论是用“反应热”、“焓变”或“ ΔH”表示，其后所用的数值必须带“+”或“—”。 （2）单位是kJ/mol，而不是kJ，热量的单位是kJ。 （3）在比较大小时，所带“+”“—”符号均参入比较。 要点二：放热反应和吸热反应 1．放热反应的ΔH为“—”或ΔH＜0 ；吸热反应的ΔH为“+”或ΔH ＞0 ?H＝E（生成物的总能量）－E（反应物的总能量） ?H＝E（反应物的键能）－E（生成物的键能） 2．常见的放热反应和吸热反应 ①放热反应：活泼金属与水或酸的反应、酸碱中和反应、燃烧反应、多数化合反应。 ②吸热反应：多数的分解反应、氯化铵固体与氢氧化钡晶体的反应、水煤气的生成反应、炭与二氧化碳生成一氧化碳的反应 3．需要加热的反应，不一定是吸热反应；不需要加热的反应，不一定是放热反应 4．通过反应是放热还是吸热，可用来比较反应物和生成物的相对稳定性。 如C（石墨，s）C（金刚石，s）△H3= +1.9kJ/mol，该反应为吸热反应，金刚石的能量高，石墨比金属石稳定。 二、热化学方程式的书写 书写热化学方程式时，除了遵循化学方程式的书写要求外，还要注意以下几点： 1．反应物和生成物的聚集状态不同，反应热的数值和符号可能不同，因此必须注明反应物和生成物的聚集状态，用s、l、g分别表示固体、液体和气体，而不标“↓、↑”。 2．△H只能写在热化学方程式的右边，用空格隔开，△H值“—” 表示放热反应，△H值“+”表示吸热反应；单位为“kJ/mol”。 3．热化学方程式中各物质化学式前面的化学计量数仅表示该物质的物质的量，并不表示物质的分子数或原子数，因此，化学计量数可以是整数，也可以是分数。 4．△H的值要与热化学方程式中化学式前面的化学计量数相对应，如果化学计量数加倍，△H 也要加倍。 5．正反应若为放热反应，则其逆反应必为吸热反应，二者△H的数值相等而符号相反。 三、燃烧热、中和热、能源 要点一：燃烧热、中和热及其异同

高中化学反应原理知识点苏教版

第一章化学反应与能量 第一单元化学反应中的热效应 一、焓变反应热 1．反应热：一定条件下，一定物质的量的反应物之间完全反应所放出或吸收的热量 2．焓变(ΔH)的意义：在恒压条件下进行的化学反应的热效应 （1）.符号：△H （2）.单位：kJ/mol 3.产生原因：化学键断裂——吸热化学键形成——放热 放出热量的化学反应。 (放热>吸热) △H 为“-”或△H <0 吸收热量的化学反应。（吸热>放热）△H 为“+”或△H >0 ☆常见的放热反应：①所有的燃烧反应②酸碱中和反应 ③大多数的化合反应④金属与酸的反应 ⑤生石灰和水反应⑥浓硫酸稀释、氢氧化钠固体溶解等 ☆常见的吸热反应：①晶体Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl ②大多数的分解反应 ③以H2、CO、C为还原剂的氧化还原反应④铵盐溶解等 二、热化学方程式 书写化学方程式注意要点:①热化学方程式必须标出能量变化。 ②热化学方程式中必须标明反应物和生成物的聚集状态 （g,l,s分别表示固态，液态，气态，水溶液中溶质用aq表示） ③热化学反应方程式要指明反应时的温度和压强。 ④热化学方程式中的化学计量数可以是整数，也可以是分数 ⑤各物质系数加倍，△H加倍；反应逆向进行，△H改变符号，数值不变 三、燃烧热 1．概念：25 ℃，101 kPa时，1 mol纯物质完全燃烧生成稳定的化合物时所放出的热量。燃烧热的单位用kJ/mol 表示。 ※注意以下几点： ①研究条件：101 kPa；②反应程度：完全燃烧，产物是稳定的氧化物。 ③燃烧物的物质的量：1 mol；④研究内容：放出的热量。（ΔH<0，单位kJ/mol） 四、中和热 1．概念：在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应而生成1mol H2O，这时的反应热叫中和热。 2．强酸与强碱的中和反应其实质是H+和OH-反应，其热化学方程式为： H+(aq) +OH-(aq) =H2O(l) ΔH=－57.3kJ/mol 3．弱酸或弱碱电离要吸收热量，所以它们参加中和反应时的中和热小于57.3 kJ/mol。 4．中和热的测定实验 五、盖斯定律 1．内容：化学反应的反应热只与反应的始态（各反应物）和终态（各生成物）有关，而与具体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步完成的反应热是相同的。 第二单元化学能与电能的转化 原电池： 1、概念：化学能转化为电能的装置叫做原电池_______ 2、组成条件：①两个活泼性不同的电极②电解质溶液③电极用导线相连并插入电解液构成闭合回路 3、电子流向：外电路：负极——导线——正极 内电路：盐桥中阴离子移向负极的电解质溶液，盐桥中阳离子移向正极的电解质溶液。 4、电极反应：以锌铜原电池为例： 负极：氧化反应：Zn－2e＝Zn2＋（较活泼金属） 正极：还原反应：2H＋＋2e＝H2↑（较不活泼金属） 总反应式：Zn+2H+=Zn2++H2↑

高中化学总复习知识总汇

第一部分化学基本概念和基本理论 一．物质的组成、性质和分类： （一）掌握基本概念 1．分子 分子是能够独立存在并保持物质化学性质的一种微粒。 （1）分子同原子、离子一样是构成物质的基本微粒． （2）按组成分子的原子个数可分为： 单原子分子如：He、Ne、Ar、Kr… 双原子分子如：O2、H2、HCl、NO… 多原子分子如：H2O、P4、C6H12O6… 2．原子 原子是化学变化中的最小微粒。确切地说，在化学反应中原子核不变，只有核外电子发生变化。 （1）原子是组成某些物质（如金刚石、晶体硅、二氧化硅等原子晶体）和分子的基本微粒。 （2）原子是由原子核（中子、质子）和核外电子构成的。 3．离子 离子是指带电荷的原子或原子团。 （1）离子可分为： 阳离子：Li+、Na+、H+、NH4+… 阴离子：Cl–、O2–、OH–、SO42–… （2）存在离子的物质： ①离子化合物中：NaCl、CaCl2、Na2SO4… ②电解质溶液中：盐酸、NaOH溶液… ③金属晶体中：钠、铁、钾、铜… 4．元素 元素是具有相同核电荷数（即质子数）的同—类原子的总称。 （1）元素与物质、分子、原子的区别与联系：物质是由元素组成的（宏观看）；物质是由分子、原子或离子构成的（微观看）。 （2）某些元素可以形成不同的单质（性质、结构不同）—同素异形体。 （3）各种元素在地壳中的质量分数各不相同，占前五位的依次是：O、Si、Al、Fe、Ca。 5．同位素 是指同一元素不同核素之间互称同位素，即具有相同质子数，不同中子数的同一类原子互称同位素。如H有三种同位素：11H、21H、31H（氕、氘、氚）。 6．核素 核素是具有特定质量数、原子序数和核能态，而且其寿命足以被观察的一类原子。 （1）同种元素、可以有若干种不同的核素—同位素。 （2）同一种元素的各种核素尽管中子数不同，但它们的质子数和电子数相同。核外电子排布相同，因而它们的化学性质几乎是相同的。 7．原子团 原子团是指多个原子结合成的集体，在许多反应中，原子团作为一个集体参加反应。原子团有几下几种类型：根（如SO42-、OHˉ、CH3COOˉ等）、官能团（有机物分子中能反映物质特殊性质的原子团，如—OH、—NO2、—COOH等）、游离基（又称自由基、具有不成价电子的原子团，如甲基游离基·CH3）。 8．基

化学反应原理金品总复习

化学一轮之《化学反应原理》总复习 本书从三个方面探讨了化学反应原理： 一是从化学反应伴随的能量变化分析反应的吸热或放热情况，同时又揭示了化学能与电能之间的相互转化，设计出了电解池和原电池。 二是研究反应的方向、限度与速率，从而指导在工业生产中以较快的速率、较高的转化率合成工业产品。 由于中学阶段的反应大都在溶液中进行，故第三个方面是研究电解质的在水溶液中的反应，着重分析了强弱电解质的电离、盐类的水解、沉淀溶解平衡和离子反应。 【知识串讲】 一、化学反应与能量转化 本部分内容的知识网络为： (一)反应热与反应能量的关系： 1、化学反应中的能量变化 化学反应的最本质的定义是旧化学键的断裂和新化学键的生成。发生化学反应一定有新的物质生成，并常伴随着能量变化及发光、发热等现象。能量的变化通常表现为热量的变化。化学中把有热量放出的反应称为放热反应，把吸收热量的反应称为吸热反应。常见的放热反应有：物质的燃烧、酸碱中和反应、金属与酸反应等。常见的吸热反应有： C＋H2O＝CO＋H2 C＋CO2＝2CO 2NH4Cl＋Ba(OH)2·8H2O＝2NH3＋10H2O＋BaCl2 2、反应热 (1)概念：当化学反应在一定的温度下进行时，反应所放出或吸收的热量称为该反应在此温度下的热效应，简称反应热，用Q表示。 (2)反应热的测定及计算 可用公式Q＝－C(T2－T1)计算 (3)反应热与反应中能量变化的关系：吸热反应的Q为正值；放热反应的Q为负值。

(二)热化学方程式与反应焓变 1、反应焓变 ΔH＝H(反应产物)－H(反应物) 2、反应焓变与反应能量的变化 吸热反应：ΔH＞0，产物的焓大于反应物； 放热反应：ΔH＜0，产物的焓小于反应物。 3、热化学方程式 (1)概念：表明反应所放出或吸收的热量的化学方程式，叫做热化学方程式。 (2)表示意义：不仅表明了化学反应中的物质变化，也表明了化学反应中的能量变化。例如： H2(g)＋O2(g)＝H2O(g)ΔH＝－241.8kJ·mol－1。 表示1mol气态H2与mol气态O2反应生成1mol水蒸气，放出241.8kJ的热量。 (3)热化学方程式的书写 须注明物质的状态，并在方程式后面用焓变表示出反应的热量变化。 (4)热化学方程式中反应焓变的计算 主要利用盖斯定律计算焓变，注意热化学方程式中物质的系数改变时，反应焓变也要相应变化。 二、电能与化学能之间的相互转化 (一)、电解(电能→化学能) 1、电解：使电流通过电解质溶液(或熔融的电解质)而在阴、阳两极引起氧化还原反应的过程。 电解池：将电能转化为化学能的装置。 2、构成电解池的条件 (1)与电源相连的两个电极。 (2)电解质溶液(或熔化的电解质)。 (3)形成闭合电路。