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第2章化学反应的基本原理知识点

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第二章 化学反应的基本原理知识点

一、基本概念：

体系和环境；状态和状态函数；过程和途径；热与功；相；化学计量数与反应进度；焓；熵；吉布斯自由能。

① 状态函数的特征：状态一定值一定，途殊回归变化等，周而复始变化零。

② 热和功（非状态函数）

符号：体系吸热 Q为+ 体系放热 Q为—

体系做功 W为— 环境做功 W为+

体积功 ： W=－P外·ΔV

③ 化学计量数与反应进度：

N2 (g) + 3 H2 (g) = 2 NH3 (g)

化学计量数 ν(N2）= -1 ν(H2) =-3 ν(NH3) = 2

反应进度1mol：表示1mol N2与3mol H2作用生成2mol NH3

12N2 (g) + 32H2 (g) = NH3 (g)

化学计量数：ν(N2）=－12 ν(H2)=－32 ν(NH3) = 1

反应进度1mol：表示12mol N2与32mol H2作用生成1mol NH3

④ 熵：

S(g)>S(l)>S(s) ； S（复杂）> S(简单) ；

气体：S(高温) > S（低温）； S(低压) > S（高压）；

固~液相溶，S增大； 晶体析出，S减小；

气~液相溶，S减小； 固体吸附气体，S减小； 气体等温膨胀，S增大

二、盖斯定律

总反应的反应热等于各分反应的反应热之和。

若反应①+反应②反应③，则312rmrmrmHHH

若反应①×2—反应②反应③，则3212rmrmrmHHH

三、热力学第一定律：UQW

四、化学反应的方向

(298.15)()rmBfmBHkHBg (298.15)()rmBmBSkSBg

(298.15)()rmBfmBGkGBg

(注：指定单质通常为稳定单质的()0fmHB，()0fmGB

()T(298k)T298rmrmrmrmrmGTHTSTHSK 反应在标准状态下进行：

若0rmGT,则反应正向自发进行；

若0rmGT,则反应处于平衡状态；

若()0rmGT,则反应逆向自发进行。

五、标准平衡常数和反应商

① 反应()bB(aq)cC(s)(g)eE(aq)fF(l)aAgdD达平衡

则标准平衡常数K=(D).()ab(A).(B)depPCECpPCC

（P:100KPa C:1mol/L）

反应商Q的表观形式与K相同，它是反应在某一状态时的值，其值可从0到某一数值；而K是反应处于平衡状态时的值，在温度一定时为定值。

② 书写K时注意： ⑴ 反应物做分母，生成物做分子；

⑵ K与温度有关而与浓度或压力无关；

⑶ K与反应方程式的写法有关。

如N2 (g) + 3 H2 (g) = 2 NH3 (g) 1K

12N2 (g) + 32H2 (g) = NH3 (g) 21KK 1K=22K

⑷ 纯固体、纯液体或稀溶液中溶剂参与的反应，它们的浓度不必列入K表达式中。

如 3CaCOS = (S)CaO+g2CO K=2()PcoP

227(aq)CrO+2HO()l242r()COaq€+2()Haq

K=2224227()()(r)CCrOCCHCCCOCg

③ 多重平衡规则：

反应①+反应②反应③ ，则 3K=12KKg

反应①×2—反应②反应③ ，则3K=212KK

六、化学反应等温式

(T)(T)RTlnQRTlnKlnGGRTQrmrm

Q>K 逆向移动 ；Q=K处于平衡 ； Q

七、化学平衡的移动

①浓度、压力对平衡的影响

Q>K 逆向移动 Q

②温度对平衡的影响

由(T)(T)TTGHSTHSrmrmrmrmrm

(T)lnGRTKrm

(可求T时的K)

得221112lnrmHKTTKRTTg

若0rmH，正反应吸热，21TT，则 21KK；

12QKK 正向移动。

若0rmH，正反应放热，21TT，则21KK；

12QKK 逆向移动。 八、化学反应速率的表示方法

反应aAbByYzZ

则(A)(B)(Y)(Z)dCdCdCdCVadtbdtydtzdt

因;;;ABYZVaVbVyVz

则(A)(B)(Y)(Z)ABYZdCdCdCdCVVdtVdtVdtVdt

九、影响化学反应速率的因素

①浓度 基元反应：aAbBdDeE

则abVkCACBgg 反应级数：ab

非基元反应：cCdDeEfF

则xyVkCCCDgg 反应级数：xy

x值的确定：保持D浓度不变，改变C浓度，根据测出的V求x

同理确定y值。

②温度 221112lnkTTEakRTTg

③催化剂 催化剂的加入改变了反应历程，降低了活化能，故能显著地增加反应速率。

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《选修4_化学反应原理》知识点总结整理(超全)

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第1页 高三化学《化学反应原理》知识清单

第一章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。

化学反应原理知识点总结

化学反应原理知识点总结

高二化学教学资料

（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(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：

新人教高中化学必修1讲义18 第二章第二节第3讲 氯气的实验室制法

新人教高中化学必修1讲义18 第二章第二节第3讲 氯气的实验室制法

第二章 第二节 氯及其化合物

第3讲 氯气的实验室制法

【讲】知识点1氯气的实验室制法

1．反应原理

(1)化学方程式：MnO2＋4HCl(浓)=====△MnCl2＋Cl2↑＋2H2O。

(2)原理：利用强氧化剂氧化浓盐酸中的Cl－生成Cl2，该反应中MnO2为氧化剂，浓盐酸为还原剂并且该实验还体现了浓盐酸的酸性。

2．仪器装置

(1)气体发生装置类型：固＋液――→△气

(2)发生装置所用仪器：分液漏斗、圆底烧瓶、酒精灯。

(3)除杂装置：

装置C的作用是除去Cl2中少量的HCl气体。装置D的作用是干燥氯气(或除去氯气中的水蒸气)。

3．收集方法

(1)向上排空气法(氯气密度大于空气)。

(2)排饱和食盐水法(氯气在饱和氯化钠溶液中的溶解度很小，用此法可除去实验中挥发产生的氯化氢气体)。

4．验满方法

观察到E中充满黄绿色气体，则证明已集满。

5．尾气处理

烧杯F中盛放的液体是NaOH溶液。该液体的作用是吸收过量的氯气，防止污染环境。

6、注意事项：

(1)实验室制取氯气的反应原理是选用氧化剂(如MnO2、KMnO4等)将盐酸中的部分氯离子氧化而得到氯气。

(2)制取的氯气有毒，且在加热时容易逸出，所以应选用分液漏斗，而不用长颈漏斗。

(3)尾气处理时，不能用澄清石灰水吸收氯气，因为澄清石灰水中Ca(OH)2的含量少，吸收不完全。

(4)实验结束后，先使反应停止并排出装置中残留的氯气，再拆卸装置，避免污染空气。

【练】

1．下列关于实验室制氯气的说法中错误的是( )

A．该反应是一个氧化还原反应，其中二氧化锰是氧化剂

B．HCl表现还原性和酸性

C．该反应的离子方程式为MnO2＋4H＋＋4Cl－=====△MnCl2＋2H2O＋Cl2↑

D．该方法是瑞典化学家舍勒最先发现的 答案 C

解析 由MnO2＋4HCl(浓)=====△MnCl2＋2H2O＋Cl2↑可知，二氧化锰是氧化剂，HCl中氯元素部分化合价升高，HCl既表现还原性，又表现酸性；氯化锰是可溶于水的强电解质，在离子方程式中应写成离子符号。

化学反应的基本原理

化学反应的基本原理

1 / 17 第二章 化学反应的基本原理

一、 判断题（正确请画“√”，错误的画“×”）

1．当温度接近0K时，所有的放热反应可以认为都是自发进行的反应。

2．△S >0的反应，必定是自发反应。

3．对于一个反应如果△H>△G，则该反应必定是熵增的反应。

4．△Gθ值大，平衡常数Kθ值就愈大。

5．平衡常数K值越大，则反应速度越快。

6．对于△H<0的反应，提高温度速度常数k值减小。

7．对于△Hθ>0的可逆反应，提高温度平衡常数Kθ值增大。

8. 的△θm(298.15K)＞0,空气中的N2和O2在常温常压下稳定共存。但在高温常压时能发生反应，说明该反应是△Hθ>0, △Sθ>0的反应。

9. 反应(g) = C(s)+1/2O2 (g)的△G>0，正向非自发，加入催化剂后降低了活化能，则反应正向进行。

10. 在一个封闭系统中进行的可逆反应达到平衡后，若平衡条件体积和温度不变，则系统中各组分的浓度或分压不变。

11. 一定温度下，对于△υ0的可逆反应，达平衡后改变系统中某组分的浓度或分压，平衡不移动。

12. 一定温度下，对于△υg≠0的可逆反应，达到平衡后，加入惰性气体，保持总压力不变，平衡不发生移动。

13．某可逆反应在一定条件下，转化率α值增大，则在该条件下平衡常数K值也一定

2 / 17 增大。

14．对于一个复杂反应，当总反应的标准摩尔吉布斯函数变为：

△Gθ总=△Gθ1+△Gθ2

则该反应的平衡常数Kθ总θ1θ2

15．单质的△θm(298.15K)值一定为零。

16. 反应级数取决于反应方程式中反应物的计量系数。

17. 自发进行的反应，一定具有较小的活化能。

18. 基元反应是指一步完成的简单反应。

19. 其它条件固定时，活化能小的反应，其反应速度快。

20. 化学平衡是指系统中正逆反应活化能相等的状态。

21. 反应的活化能越高，则该反应的平衡常数就越小。