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化学选修化学反应原理知识点总结化学反应原理是化学课程的核心内容之一，涵盖了化学反应的基本原理、化学平衡及其影响因素、速率论、化学动力学以及电化学等方面的知识。
下面将对这些知识点进行详细总结。
1.化学反应的基本原理化学反应指的是物质之间发生化学变化的过程。
化学反应的基本原理包括：（1）反应物与生成物的质量守恒定律：在封闭系统中，反应物质的质量与生成物质的质量之和保持不变；（2）能量守恒定律：化学反应过程中，能量的总量保持不变；（3）化学键的断裂和形成：化学反应过程中，化学键断裂和形成是不可避免的。
2.化学平衡及影响因素化学平衡是指化学反应在一定条件下，反应物和生成物之间的浓度或者物质量保持不变的状态。
在平衡状态下，正向反应和逆向反应的速率相等。
影响化学平衡的因素包括温度、压力及浓度。
（1）Le Chatelier原理：当系统在平衡状态下受到外界条件改变时，系统会通过一系列的调整来抵抗这种变化，以维持原有的平衡状态。
例如，如果在平衡状态下增加了反应物的浓度，系统会相应地减少生成物的浓度，从而保持平衡。
（2）平衡常数（K）：平衡常数是一个用于表示平衡体系中反应物与生成物之间浓度比例关系的定量指标。
对于一般的化学平衡反应，平衡常数表达式可以用麦克斯韦方程或者根据反应的化学方程式和平衡式推导出。
3.速率论速率论是研究化学反应速率的理论体系。
化学反应的速率可以由生成物浓度的变化速率来表示。
速率实验与速率方程是速率论的两个重要内容。
（1）速率实验：通过控制其中一反应物的初始浓度，观察在不同时间点上反应物的浓度变化情况，从而确定反应速率。
速率实验还可以由反应物的消失速率或者生成物的生成速率来表示。
（2）速率方程：速率方程用于描述反应速率与反应物浓度之间的关系。
速率方程可以由反应的反应机理、实验数据和反应物浓度之间的对应关系来确定。
4.化学动力学化学动力学是研究化学反应速率与反应条件（如温度、浓度、催化剂等）之间的关系的一个学科。
《选修4_化学反应原理》知识点总结整理1.化学反应基本概念-化学反应：指一种或多种物质之间发生物质或能量转化的过程。
-反应物：参与反应的起始物质。
-生成物：反应物转化为的新的物质。
-反应物质的种类：元素、化合物、离子等。
-反应物质在反应中的相对反应程度：反应速率。
2.化学平衡-化学平衡：指反应物与生成物之间浓度、压力、温度等不再发生可观测的变化的状态。
- 平衡原理：Le Chatelier原理，认为当外界条件改变时，系统会调整以抵消这种改变。
-平衡常数：用于描述反应物浓度和生成物浓度之间的关系。
-平衡常数与反应方程式：Kc表示在一定温度下，反应物浓度与生成物浓度之间的关系；Kp表示在一定温度下，反应物分压与生成物分压之间的关系。
3.化学反应速率-反应速率：反应物消失或生成物产生的速率。
-反应速率与反应物浓度之间的关系：浓度越高，反应速率越快。
-反应速率与温度之间的关系：温度升高，反应速率增加。
-反应速率与催化剂之间的关系：催化剂可以加快反应速率，但不参与反应本身。
4.化学平衡与反应速率的关系-平衡常数与反应速率：平衡常数越大，反应速率越快。
-平衡与速率之间的平衡条件：在平衡状态下，反应物的浓度、生成物的浓度以及反应速率保持不变。
5.化学反应的方向性-正向反应：从反应物转化为生成物的反应过程。
-反向反应：从生成物转化为反应物的反应过程。
-反应的方向性与平衡常数之间的关系：平衡常数大于1，正向反应偏向生成物；平衡常数小于1，正向反应偏向反应物。
6.化学反应的影响因素-温度：温度升高，反应速率增加，化学反应更快进行。
-反应浓度：浓度越高，反应速率越快。
-催化剂：能够降低反应活化能，加快反应速率。
7.化学反应类型-双反应：A+B→C+D。
-多反应：A+B→C，C→D。
-逆反应：反应物和生成物之间存在正向反应和反向反应。
以上是《选修4_化学反应原理》课程中的主要知识点总结。
通过学习这部分内容，可以了解化学反应的基本概念、化学平衡的原理、化学反应速率的影响因素以及化学平衡与反应速率之间的关系。
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 2 8H 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 、aq3 各物质前的化学计量数表示物质的量,不表示分子个数,因此,可以是整数也可以是分数,但系数与ΔH 的值一定要相对应。
4 要注明反应温度和压强,但中学化学中所用ΔH 的数据一般都是在101kPa 和25℃时的数据,因此可不特别注明；5 对于可逆反应,其ΔH 同样要与系数相对应,但若按系数投料反应,则由于可逆反应不能进行完全,其反应热的数值会比ΔH 的数值要小。
《化学反应原理》知识点大全第一章、化学反应与能量考点1：吸热反应与放热反应1、吸热反应与放热反应的区别特别注意：反应是吸热还是放热与反应的条件没有必然的联系，而决定于反应物和生成物具有的总能量(或焓)的相对大小。
2、常见的放热反应①一切燃烧反应;②活泼金属与酸或水的反应;③酸碱中和反应;④铝热反应;⑤大多数化合反应(但有些化合反应是吸热反应，如：N2+O2=2NO，CO2+C=2CO等均为吸热反应)。
3、常见的吸热反应①Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl反应;②大多数分解反应是吸热反应③等也是吸热反应;④水解反应考点2：反应热计算的依据1.根据热化学方程式计算反应热与反应物各物质的物质的量成正比。
2.根据反应物和生成物的总能量计算ΔH=E生成物-E反应物。
3.根据键能计算ΔH=反应物的键能总和-生成物的键能总和。
4.根据盖斯定律计算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。
温馨提示：①盖斯定律的主要用途是用已知反应的反应热来推知相关反应的反应热。
②热化学方程式之间的“+”“-”等数学运算，对应ΔH也进行“+”“-”等数学计算。
5.根据物质燃烧放热数值计算：Q(放)=n(可燃物)×|ΔH|。
第二章、化学反应速率与化学平衡考点1：化学反应速率1、化学反应速率的表示方法___________。
化学反应速率通常用单位时间内反应物浓度和生成物浓度的变化来表示。
表达式：___________ 。
其常用的单位是__________ 、或__________ 。
2、影响化学反应速率的因素1)内因(主要因素)反应物本身的性质。
2)外因(其他条件不变，只改变一个条件)3、理论解释——有效碰撞理论(1)活化分子、活化能、有效碰撞①活化分子：能够发生有效碰撞的分子。
②活化能：如图图中：E1为正反应的活化能，使用催化剂时的活化能为E3，反应热为E1-E2。
1.【化学反应与能量变化】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．△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。
4．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。
《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、反应热与键能的关系△H=反应物的键能总和-生成物的键能总和4、常见的吸热、放热反应⑴常见的放热反应：①活泼金属与水或酸的反应 ②酸碱中和反应 ③燃烧反应 ④多数的化合反应 ⑤铝热反应⑵常见的吸热反应①多数的分解反应 ② 2NH 4Cl(s)+Ba(OH)2·8H 2O(s)=BaCl 2+2NH 3+10H 2O③ C(s)+ H 2O(g) 高温 CO+H 2 ④CO 2+ C 高温2 CO5、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/mol②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+>Cu2+>H+）注意问题：①书写电极反应式时，要用实际放电的离子．．．．．．．来表示②电解反应的总方程式要注明“通电”③若电极反应中的离子来自与水或其他弱电解质的电离，则总反应离子方程式中要用化学式表示⑵原电池：负极：负极本身失电子，Ｍ→Ｍn+ +ｎｅ-① 溶液中阳离子得电子Ｎm++mｅ-→Ｎ正极:2H++2e-→H2↑②负极与电解质溶液不能直接反应：O2+4e-+2H2O→4OH-（即发生吸氧腐蚀）书写电极反应时要注意电极产物与电解质溶液中的离子是否反应，若反应，则在电极反应中应写最终产物。
化学反应原理知识点总结大全
一热力学原理
1、热力学第一定律（熵定律）：所有的自然过程都是朝着极大熵（ΔS≥0）的方向
发展的，也就是比较随机化的方向发展的。
2、热力学第二定律（能量守恒定律）：处理系统所有形式的能量（包括热能、机械
能等）总量不变，只会以另一种形式释放和转化。
3、热力学第三定律（温度量定律）：温度是一个绝对量，温度越高，绝对熵就越大。
二化学动力学原理
1、催化原理：催化剂可以加快反应速率，但不会改变反应的方向，也不会影响反应
的热化学原理。
2、平衡原理：动力学过程的反应速率有限，最终会趋向平衡，此时反应的反应路线（反应物与生成物之间的比例关系）就确定了，此时反应的速率为零。
3、反应速率定律：反应物的浓度大小和反应速率大小成正比；反应物的浓度变化会
影响反应速率；反应物的浓度式不同，反应速率也不同。
4、分子模型定律：反应物间共存时，分子之间相互作用的可能性越大，反应速率也
越大；分子间相互作用受到外界环境影响，反应速率也会受影响；某些环境条件有利于某
种特定反应的发生，某些环境条件则会使反应速率受到影响。
三吸收原理
吸收反应是指物质在一定气体压力或溶液浓度等环境条件下，吸取某种溶液中的特定
物质，而发生反应的一种过程，其中吸收剂在改变其构成或结构的情况下，吸收这些特定
物质而形成特定化合物。
吸收反应可以分为物质间吸收（离子质吸收或不离子质吸收）和
物质离子吸收两种。
四酸/碱的电离原理
酸的电离：当酸分子在水溶液中中断，极离子会脱水而成原子或离子，称为酸的电离，结果导致pH值降低。
《化学反应原理》知识点总结1.化学反应的定义和特征：化学反应是指物质之间发生化学变化的过程。
化学反应一般可以分为有机反应和无机反应两大类。
有机反应是指有机物之间或有机物和无机物之间发生的化学反应，而无机反应则是指无机物之间发生的化学反应。
化学反应具有可逆性、有条件性、速率性和物质守恒性的特征。
2.化学反应的方程式：化学反应可以用化学方程式来表示。
化学方程式通常由反应物、产物和反应条件三部分组成。
反应物在反应前存在，而产物在反应后生成。
反应条件包括温度、压力、催化剂等。
化学方程式中的物质之间的摩尔比称为化学反应的反应物质的化学计量比。
3.化学反应速率：化学反应速率是化学反应进展的快慢程度。
反应速率可以通过反应物浓度的变化率来衡量。
一般来说，反应速率随着反应物浓度的增加而增加。
反应速率受到温度、压力、催化剂等因素的影响。
4.化学反应的速率方程：化学反应的速率可以用速率方程来描述。
速率方程是表示反应速率与反应物浓度之间关系的数学表达式。
速率方程通常具有一定的指数关系。
例如，对于一级反应来说，速率方程可以写成r=k[A]，其中r为反应速率，k为速率常数，[A]为反应物A的浓度。
5.化学平衡：化学反应在一定条件下会达到化学平衡。
化学平衡是指反应物浓度和产物浓度不再发生明显变化的状态。
在化学平衡状态下，正向反应和逆向反应的速率相等。
化学平衡可以用平衡常数来描述，平衡常数是反应物浓度和产物浓度的比值的乘积，不同反应具有不同的平衡常数。
6.动力学和热力学：化学反应的研究可以从动力学和热力学两个方面进行。
动力学研究反应速率及其影响因素，而热力学研究反应的放热、熵变等热学性质。
动力学和热力学的研究对于理解和控制化学反应过程至关重要。
7.催化剂：催化剂是能够加速反应速率的物质，它不直接参与反应，但可以通过改变反应物的活化能来提高反应速率。
催化剂可以降低反应的活化能，从而加快反应速率。
催化剂在工业生产中起到重要的作用，能够节省能源、改善产物质量等。
《化学反应原理》知识点归纳第一章化学反应与能量一、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(△H)的意义：在恒压条件下进行的化学反应的热效应。
⑴符号——△H；⑵单位——kJ/mol。
3．产生原因：化学键断裂——吸热；化学键形成——放热。
键能越大，物质所含能量越低，物质越稳定；键能越小，物质所含能量越高，物质越不稳定。
放热反应——反应物的总能量高于生成物的总能量(放出的热量＞吸收的热量)；△H为“－”或△H＜0。
吸热反应——反应物的总能量低于生成物的总能量(吸收的热量＞放出的热量)△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钠与水的反应常见的吸热反应：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盐的水解二、热化学方程式1．能表示参加反应物质的量和反应热的关系的化学方程式，叫热化学方程式。
2．书写热化学方程式注意要点：⑴热化学方程式必须标出能量变化。
⑵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)。
⑶热化学反应方程式要指明反应时的温度和压强(对于25℃、101 kPa时进行的反应可以不注明)。
⑷热化学方程式中的化学计量数可以是整数，也可以是分数。
⑸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。
2．注意点：⑴研究条件：25 ℃，101 kPa。
⑵反应程度：完全燃烧，产物是稳定的化合物。
⑶燃烧物的物质的量： 1 mol。
⑷研究内容：放出的热量。
（△H＜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。
化学反应原理知识点总结化学反应原理是化学学科的重要组成部分，它涵盖了许多关键的概念和理论，对于理解化学反应的发生、方向、速率以及能量变化等方面具有重要意义。
以下是对化学反应原理相关知识点的详细总结。
一、化学反应速率化学反应速率是用来衡量化学反应进行快慢的物理量。
通常用单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加来表示。
影响化学反应速率的因素主要包括以下几个方面：1、浓度在其他条件不变时，增大反应物的浓度，反应速率加快；减小反应物的浓度，反应速率减慢。
这是因为浓度增大，单位体积内活化分子数增多，有效碰撞的几率增加，从而加快了反应速率。
2、压强对于有气体参加的反应，在其他条件不变时，增大压强（减小容器体积），反应速率加快；减小压强（增大容器体积），反应速率减慢。
需要注意的是，压强对反应速率的影响实际上是通过改变气体的浓度来实现的。
3、温度升高温度，反应速率加快；降低温度，反应速率减慢。
一般来说，温度每升高 10℃，反应速率通常增大到原来的 2 4 倍。
这是因为温度升高，分子的运动速率加快，更多的分子成为活化分子，有效碰撞的几率增加。
4、催化剂使用催化剂能显著改变化学反应速率。
正催化剂能加快反应速率，负催化剂能减慢反应速率。
催化剂通过改变反应的路径，降低反应的活化能，从而使更多的分子能够在较低的能量条件下发生反应。
5、其他因素固体表面积、光照、超声波、电磁波等也会对反应速率产生影响。
例如，增大固体反应物的表面积，能够增加反应物之间的接触面积，从而加快反应速率。
二、化学平衡化学平衡是指在一定条件下，可逆反应中正反应和逆反应的速率相等，反应物和生成物的浓度不再发生变化的状态。
1、化学平衡的特征（1）逆：化学平衡研究的对象是可逆反应。
（2）等：正反应速率和逆反应速率相等。
（3）动：化学平衡是一种动态平衡，反应仍在进行，只是正、逆反应速率相等。
（4）定：平衡时反应物和生成物的浓度保持恒定。
（5）变：当外界条件改变时，原平衡会被破坏，在新的条件下建立新的平衡。
化学反应原理全梳理一、化学反应与能量1、能量转化【了解化学反应中能量转化的原因及常见的能量转化形式】← 一种新型太阳能电池2、化学能与热能【了解化学能与热能的相互转化。
了解吸热反应、放热反应、反应热等概念】【了解焓变（ΔH）与反应热的含义，了解热化学方程式的含义，能正确书写热化学方程式】【理解盖斯定律，并能运用盖斯定律进行有关反应焓变的计算】【了解能源是人类生存和社会发展的重要基础。
了解化学在解决能源危机中的重要作用】4 3 断键 ，成键 ，自左向右（1） 概念回顾：借助下图理解下列概念的含义正反应活化能 、逆反应活化能反应热、焓变(放热反应/吸热反应)（2） 反应热的宏观表现：放热反应：反应物总能量 生成物总能量吸热反应：反应物总能量生成物总能量例：在微生物作用的条件下，NH 4+经过两步反应被氧化成 NO 3-，能量变化如下图：①第一步反应△H0。
②1mol NH + (aq)全部氧化成 NO -(aq)的热化学方程式是。
（3） 反应热的微观本质——键能与△H键能：形成 1mol 化学键所的能量（断开 1mol 化学键 的能量）①（自身具有）的能量越，化学键越稳定。
② 键能越，化学键越稳定。
例：例：比较稳定性金刚石石墨红磷 白磷灰锡 白锡（4）了解几个基本概念燃烧热：101KPa 时，1mol 纯物质完全燃烧生成稳定的氧化物所放出的热量中和热：在稀溶液中，强酸与强碱发生中和反应生成1 mol 水所放出的热量（5）热化学方程式书写·系数代表具体mol 数，可以为分数·不写↓和↑符号，必须注明s、l、g、aq·不写操作类反应条件（放电、点燃、光照等，与无关）·非常温常压（25℃，101kpa）T、P 必须注明·本不应写可逆符号，但如题目给可逆号，△H 表示时的吸放热例：判断下列热化学方程式是否正确（反应热的绝对数值均正确）：①H 2 + O2H2O ΔH = -285.8 kJ/mol（）②C(s) + O 2(g) CO2(g) ΔH=－437.3 kJ（）③N 2(g)+O2(g) 2NO(g) △H = 180kJ/mol（）④燃烧热：C(s) + O 2(g) 2CO(g) ΔH=﹣110.5 kJ/mol（）⑤燃烧热：C 2H2(g)+ O2(g) 2CO2(g)+H2O(g) △H= -1256kJ/mol（）⑥中和热：H+ + OH-H 2O(l) ΔH=﹣57.3 kJ/mol （稀溶液）（）⑦在400 ℃、101 kPa 时：NO 2(g)＋CO(g) NO(g)＋CO2(g) ΔH = -234kJ/mol⑧1molSO2与O2混合，在一定条件下发生反应，放出热量为QkJ，则有：SO 2(g)＋O2(g) SO3(g) ΔH = -QkJ/mol（）（6）盖斯定律△H＝。
例：CO2和H2在一定条件可生成甲醇等产物，工业上利用该反应合成甲醇。
已知：25 ℃、101 KPa下，H2(g) + 1/2 O2(g) = H2O(g) Δ H1= -242 kJ/molCH3OH(g) + 3/2 O2(g) = CO2 (g) + 2H2O(g) Δ H2= -676 kJ/mol（1）写出CO2和H2生成气态甲醇等产物的热化学方程式。
（2）下面合成甲醇的反应的能量变化示意图，其中正确的是（填字母序号）。
a b c d二、化学能与电能1、基本概念【理解原电池和电解池的构成、工作原理及应用】阳极：发生反应的电极（原电池中的或电解池中的）阴极：发生反应的电极（原电池中的或电解池中的）正极区：原电池的或电解池的负极区：原电池的或电解池的原电池电解池正极负极阴极阳极电势高低得失电子氧还反应e 方向离子方向2、化学电源【了解常见化学电源的种类及其工作原理，能书写电极反应和总反应】一次电池：的电池（例：）二次电池：的电池（例：）（1）铅蓄电池（Pb-PbO2-H2SO4，电池）总:放电：（-）（+）充电：阴阳4离子方向（2） 锌锰干电池（电池）Zn-MnO 2-KOH碱性：（-）（+）酸性：Zn+2NH 4Cl+2MnO 2=Zn(NH 3)2Cl 2+2MnOOH（-）（+）【总结】原电池快速判断正负极（无）3CO 2+4Na ⇌2Na 2CO 3+CZn(s)+2NiOOH(s)+H 2O(l)ZnO(s)+2Ni(OH)2(s)2Zn+O 2+4OH ﹣+2H 2O═2Zn(OH) 2﹣LiC 6+CoO 2 LiCoO 2+6C特殊物质法 标价法标价法3、电解应用（1） 氯碱工业（2） 金属冶炼2NaCl(熔融) 2Na+Cl 2↑ MgCl 2(熔融) 2Mg+Cl 2↑ 2Al 2O 3(熔融)4Al+3O 2↑（3） 电镀与精炼（牺牲，保护）【总结】电解池快速判断阴阳极（有）出 H 2 的电极一定是 极，出 O 2/Cl 2 的电极一定是极“絮凝法净水”制备 CuCl/Cu 2O/CuI制备 Cr 2O 72-4、金属的腐蚀与防护【了解金属发生电化学腐蚀的原因、金属腐蚀的危害以及防止金属腐蚀的措施】（1） 原因 Fe---C --- 介质（酸性、中性、碱性）酸性：析氢腐蚀（-）（+）中性碱性：吸氧腐蚀（-）（+）离子方向特殊物质法（2）防护合金法（掺）、油膜、刷漆、烤蓝（）电镀：镀锌镀层破损后，镀锡镀层破损后，牺牲阳极的阴极保护法外接电流的阴极保护法三、化学反应速率和化学平衡1、化学反应速率（1）反应平均速率表达式【了解化学反应速率的概念和定量表示方法。
能正确计算化学反应的转化率（α）】永远为值（表示方向的描述：/ ）该表达式中表示的为速率纯固体、纯液体速率表达方式不同v 与系数成例：N2 + 3H2⇌2NH3v(H2) = v(NH3)（2）有效碰撞理论【了解反应活化能的概念，了解催化剂的重要作用】活化能活化分子百分数单位体积内活化分子数有效碰撞c/PT催化剂2、化学平衡（1）平衡的基本特征和标志【了解化学反应的可逆性及化学平衡的建立，掌握化学平衡的特征】逆：等：动：定：v 正=v 逆各组分浓度（物质的量、物质的量分数、体积分数、百分含量）不再改变例：在恒温体积不变的密闭容器中发生可逆反应:2A(g)+B(s) C(g)+D(g)（其中D 为有色气体）下列表示该反应达到平衡状态的标志是（）。
A. 速率关系为v (A):v (C): v (D)= 2:1:1B.单位时间内生成2n mol A，同时消耗n mol CC.A、C 和D 的浓度之比为2:1:1D. A、C 和D 的体积分数不再变化E. 容器内总压强不随时间而变化F. 混合气体的平均相对分子质量不再改变G. 混合气体的密度不再变化H. 混合气体的颜色不再改变（2）平衡常数与四段式（ ）【了解化学平衡常数（K ）的含义，能利用化学平衡常数进行相关计算】【总结】概念落实化学反应速率表达式、化学平衡常数的表达式转化率产率体积分数（物质的量分数、百分含量）、混合气体的密度 混合气体的平均摩尔质量化学反应前后的压强比浓度商/反应商 正向：逆向：平衡：K =(给定速率常数 k 正、k 逆)v 正=v逆例：恒温下，往一个 4L 的密闭容器中充入 2molN 2 和 5.2molH 2，发生如下反应: N 2(g) + 3H 2(g)2NH 3(g)；△H <0，反应过程中对 NH 3 的物质的量进行检测，得到的数据如下表所示：（1）5min 内，消耗 H 2 的平均反应速率为 ；5min 内，消耗 N 2的平均反应速率为 。
反应速率之比=（2） 达平衡时：①N 2 的平衡转化率为，②氢气的体积分数为，③平衡时与开始时压强比：。
时间/min 5 10 15 20 25 30 n (NH 3)/mol0.320.560.720.800.800.80四段式：（3）此条件下该反应的化学平衡常数表达式为：K= ，计算结果K= ，若其它条件不变，只升高温度化学平衡常数值（填“变大”、“变小”、“不变”），化学平衡向方向移动（填“正反应”或“逆反应”），正反应速率，逆反应速率（填“变大”、“变小”、“不变”）。
（4）若维持容器体积不变，温度不变，向原平衡体系中再加入N2、H2和NH3各8mol，化学平衡将向方向移动(填“正反应”或“逆反应”)。
（5）若温度不变，只将容器体积由4L 变为2L，达新平衡时N2的平衡浓度0.8 mol•L-1（填“大于”、“小于”、“等于”）（3）勒夏特列原理【理解外界条件（浓度、温度、压强、催化剂等）对反应速率和化学平衡的影响，能用相关理论解释其一般规律】如果改变影响化学平衡的一个外界条件，如浓度、温度、压强等，化学平衡将向着能够减弱这种改变的方向移动。
升温：向反应方向移动加压：向计量数的方向移动增加反应物浓度：向反应方向移动催化剂：反应。
N 2(g) + 3H 2(g) 2NH 3(g)（4） 等效平衡：同一化学平衡过程，采用不同的投料方式，最终达到相同的效果同 T 、V ：投料 相同 同 T 、P ：投料相同例：保持温度、体积不变（恒温恒容）①PCl 5(g)PCl 3(g) + Cl 2(g)， 达平衡后再充入 PCl 5(g) ， 到达新的平衡后，PCl 5(g)的转化率 （填变大、变小或不变）。
②2HI(g) H 2(g) + I 2(g)，达平衡后再充入 HI(g)，达到新的平衡后，HI(g) 的转化率 （填变大、变小或不变）。
③2NO 2(g) N 2O 4(g)，达平衡后再充入 NO 2(g)，达到新的平衡后，NO 2(g) 的转化率（填变大、变小或不变）。
（5） 化学反应方向的判据①同一物质，熵值： 态> 态> 态②判断一个反应是否自发的复合判据： 。
例：下列说法正确的是（ ）A . 常温下，反应 C(s)+CO 2(g)2CO(g)不能自发进行，则该反应的△H>0B . 自发反应的熵一定增大，非自发反应的熵一定减少C . 反应 2Mg(s)+CO 2(g)C(s)+MgO(s) 能自发进行，则该反应的△H>0D . 凡是放热反应都是自发的，凡是吸热反应都是非自发的【了解化学反应速率和化学平衡的调控在生活、生产和科学研究领域中的重要作用】见第四阶段——速率平衡综合Ⅰ 1 3 0 Ⅱ 0 02 Ⅲ 2 6 0三、电解质溶液1、电解质与非电解质【了解电解质的概念。
了解强电解质和弱电解质的概念】2、离子反应【了解离子反应的概念、离子反应发生的条件。
掌握常见离子的检验方法】离子反应氧还复分解常见离子检验（见第四阶段——实验综合）3、溶液导电性【理解电解质在水中的电离以及电解质溶液的导电性】电导率的变化影响因素：中和滴定中的电导率变化规律（点即终点/ 点）同浓度4、溶液的pH【了解溶液pH 的含义及其测定方法，能进行pH 的简单计算】例：25℃，1L 0.1mol/L 的NaOH 和1L 0.15mol/L 的H2SO4混合后，pH=5、三大平衡与三大守恒【了解水的电离、离子积常数】【理解弱电解质在水中的电离平衡，能利用电离平衡常数进行相关计算】【了解盐类水解的原理、影响盐类水解程度的主要因素、盐类水解的应用】一元弱酸：K W=K a×K h c(H+)= Ka × c2pH=p K a+p c一元弱碱：K W=K b×K h c(OH-)= Kb × c2pOH=p K b+p c二元弱酸：K W=K a1×K h2K W=K a2×K h12pH=p K a1+p c（1）基础知识回顾例：下表是25℃时某些弱酸的电离常数：（1）等浓度的表中三种有机羧酸溶液中，水电离出的氢离子浓度：> > 。
