《化学反应原理》知识点

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1、选修４化学反应原理第一章一、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，符号：△Ｈ。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

2、解。☆常见的吸热反应：①晶体Ｂａ（ＯＨ）２·８Ｈ２Ｏ与ＮＨ４Ｃｌ②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

3、变。三、燃烧热１．概念：２５℃，１０１ｋＰａ时，１ｍｏｌ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：１０１ｋＰａ。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：１ｍｏｌ。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（

4、ｌ）ΔＨ＝－５７．３ｋＪ／ｍｏｌ３．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５７．３ｋＪ／ｍｏｌ。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。第二章一、化学反应速率１．化学反应速率（ｖ）13⑴定义：用来衡量化学反应的快慢，单位时间内反应物或生成物的物质的量的变化。⑵表示方法：单位时间内反应浓度的减少或生成物浓度的增加来表示

5、。⑶计算公式：ｖ＝Δｃ／Δｔ（υ：平均速率，Δｃ：浓度变化，Δｔ：时间）单位：ｍｏｌ／（Ｌ·ｓ）。⑷　影响因素：①决定因素（内因）：反应物的性质（决定因素），②条件因素（外因）：反应所处的条件。２．※注意：（１）、参加反应的物质为固体和液体，由于压强的变化对浓度几乎无影响，可以认为反应速率不变。（２）、惰性气体对于速率的影响①恒温恒容时：充入惰性气体→总压增大，但是各分压不变，各物质浓度不变→反应速率不变。②恒温恒体时：充入惰性气体→体积增大→各反应物浓度减小→反应速率减慢二、化学平衡（一）１．定

6、义：化学平衡状态：一定条件下，当一个可逆反应进行到正逆反应速率相等时，更组成成分浓度不再改变，达到表面上静止的一种“平衡”，这就是这个反应所能达到的限度即化学平衡状态。２、化学平衡的特征逆（研究前提是可逆反应）等（同一物质的正逆反应速率相等）　动（动态平衡）　定（各物质的浓度与质量分数恒定）　变（条件改变，平衡发生变化）　３、判断平衡的依据例举反应ｍＡ（ｇ）＋ｎＢ（ｇ）　　ｐＣ（ｇ）＋ｑＤ（ｇ）混合物体系中各成分的含量①各物质的物质的量或各物质的物质的量的分数一定平衡②各物质的质量或各物质质量分数

7、一定平衡③各气体的体积或体积分数一定平衡④总体积、总压力、总物质的量一定不一定正、逆反应速率的关系①在单位时间内消耗了ｍｍｏｌＡ同时生成ｍｍｏｌＡ，即Ｖ（正）＝Ｖ（逆）平衡②在单位时间内消耗了ｎｍｏｌＢ同时消耗了ｐｍｏｌＣ，则Ｖ（正）＝Ｖ（逆）平衡③Ｖ（Ａ）：Ｖ（Ｂ）：Ｖ（Ｃ）：Ｖ（Ｄ）＝ｍ：ｎ：ｐ：ｑ，Ｖ（正）不一定等于Ｖ（逆）不一定④在单位时间内生成ｎｍｏｌＢ，同时消耗了ｑｍｏｌＤ，因均指Ｖ（逆）不一定压强①ｍ＋ｎ≠ｐ＋ｑ时，总压力一定（其他条件一定）平衡②ｍ＋ｎ＝ｐ＋ｑ时，总压力一定（其他条

8、件一定）不一定混合气体平均相对分子质量Ｍｒ①Ｍｒ一定时，只有当ｍ＋ｎ≠ｐ＋ｑ时平衡②Ｍｒ一定时，但ｍ＋ｎ＝ｐ＋ｑ时不一定温度任何反应伴随着能量变化，当体系温度一定时（其他不变）平衡体系的密度密度一定不一定其他如体系颜色不再变化等平衡13（二）影响化学平衡移动的因素１、浓度对化学平衡移动的影响（１）影响规律：在其他条件不变的情况下，增大反应物的浓度或减少生成物的浓度，都可以使平衡向正方向移动；增大生成物的浓度或减小反应物的浓度，都可以使平衡向逆方向移动。（２）增加固体或纯液体的量，由