《化學(xué)反應(yīng)原理》知識(shí)點(diǎn)總結(jié)

1、化學(xué)反應(yīng)原理知識(shí)點(diǎn)總結(jié) 篇一：選修4_化學(xué)反應(yīng)原理焓變知識(shí)點(diǎn)總結(jié) 【 一、焓變、反應(yīng)熱 要點(diǎn)一：反應(yīng)熱（焓變）的概念及表示方法 化學(xué)反應(yīng)過(guò)程中所釋放或吸收的能量，都可以用熱量來(lái)描述，叫做反應(yīng)熱，又稱(chēng)焓變，符號(hào)為H，單位為kJ/mol，規(guī)定放熱反應(yīng)的H為“”，吸熱反應(yīng)的H為“+”。 特別提醒： （1）描述此概念時(shí)，無(wú)論是用“反應(yīng)熱”、“焓變”或“ H”表示，其后所用的數(shù)值必須帶“+”或“”。 （2）單位是kJ/mol，而不是kJ，熱量的單位是kJ。 （3）在比較大小時(shí)，所帶“+”“”符號(hào)均參入比較。 要點(diǎn)二：放熱反應(yīng)和吸熱反應(yīng) 1放熱反應(yīng)的H為“”或H0 ；吸熱反應(yīng)的H為“+”或H 0 HE（生

2、成物的總能量）E（反應(yīng)物的總能量） HE（反應(yīng)物的鍵能） E（生成物的鍵能） 2常見(jiàn)的放熱反應(yīng)和吸熱反應(yīng) 放熱反應(yīng)：活潑金屬與水或酸的反應(yīng)、酸堿中和反應(yīng)、燃燒反應(yīng)、多數(shù)化合反應(yīng)。 吸熱反應(yīng)：多數(shù)的分解反應(yīng)、氯化銨固體與氫氧化鋇晶體的反應(yīng)、水煤氣的生成反應(yīng)、炭與二氧化碳生成一氧化碳的反應(yīng) 3需要加熱的反應(yīng)，不一定是吸熱反應(yīng)；不需要加熱的反應(yīng)，不一定是放熱反應(yīng) 4通過(guò)反應(yīng)是放熱還是吸熱，可用來(lái)比較反應(yīng)物和生成物的相對(duì)穩(wěn)定性。 如C（石墨，s（金剛石，s） H3= +1.9kJ/mol，該反應(yīng)為吸熱反應(yīng)，金剛石的能量高，石墨比金屬石穩(wěn)定。 二、熱化學(xué)方程式的書(shū)寫(xiě) 書(shū)寫(xiě)熱化學(xué)方程式時(shí)，除了遵循化學(xué)方程

3、式的書(shū)寫(xiě)要求外，還要注意以下幾點(diǎn)： 1反應(yīng)物和生成物的聚集狀態(tài)不同，反應(yīng)熱的數(shù)值和符號(hào)可能不同，因此必須注明反應(yīng)物和生成物的聚集狀態(tài)，用s、l、g分別表示固體、液體和氣體，而不標(biāo)“、”。 2H只能寫(xiě)在熱化學(xué)方程式的右邊，用空格隔開(kāi)，H值“” 表示放熱反應(yīng)， H值“+”表示吸熱反應(yīng)；單位為“kJ/mol”。 3熱化學(xué)方程式中各物質(zhì)化學(xué)式前面的化學(xué)計(jì)量數(shù)僅表示該物質(zhì)的物質(zhì)的量，并不表示物質(zhì)的分子數(shù)或原子數(shù)，因此，化學(xué)計(jì)量數(shù)可以是整數(shù)，也可以是分?jǐn)?shù)。 4H的值要與熱化學(xué)方程式中化學(xué)式前面的化學(xué)計(jì)量數(shù)相對(duì)應(yīng)，如果化學(xué)計(jì)量數(shù)加倍，H也要加倍。 5正反應(yīng)若為放熱反應(yīng)，則其逆反應(yīng)必為吸熱反應(yīng)，二者H的數(shù)值相

4、等而符號(hào)相反。 三、燃燒熱、中和熱、能源 要點(diǎn)一：燃燒熱、中和熱及其異同 特別提醒： 1燃燒熱指的是1 mol可燃物燃燒生成穩(wěn)定的化合物時(shí)所放出的熱量，注意：穩(wěn)定的化合物，如H2H2O(l)而不是H2O(g)、 CCO2(g)而不是CO 、SSO2(g)而不是SO3。 2中和熱是指酸、堿的稀溶液發(fā)生中和反應(yīng)生成1 mol水所放出的熱量。注意：弱酸、弱 堿電離出H+、OH需要吸收熱量，故所測(cè)定中和熱的數(shù)值偏?。粷饬蛩崤c堿測(cè)定中和熱時(shí)， 因濃硫酸釋稀要放熱，故測(cè)定的中和熱的數(shù)值偏大。 3因燃燒熱、中和熱是確定的放熱反應(yīng)，具有明確的含義，故在表述時(shí)不用帶負(fù)號(hào)，如CH4的燃燒熱為890KJ/mol。

5、4注意表示燃燒熱的熱化學(xué)方程式和燃燒的熱化學(xué)方程式；表示中和熱的熱化學(xué)方程式和表示中和反應(yīng)的熱化學(xué)方程式的不同。燃燒熱以可燃物1mol為標(biāo)準(zhǔn)，且燃燒生成穩(wěn)定的化合物；中和熱以生成1mol水為標(biāo)準(zhǔn)。 要點(diǎn)二：能源 新能源的開(kāi)發(fā)與利用,日益成為.關(guān)注的焦點(diǎn),因此,以新型能源開(kāi)發(fā)與利用為背景材料，考查熱化學(xué)方程式的書(shū)寫(xiě)及求算反應(yīng)熱，已成為高考命題的熱點(diǎn)。 關(guān)于能源問(wèn)題，應(yīng)了解下面的幾個(gè)問(wèn)題： （1）能源的分類(lèi)：常規(guī)能源（可再生能源，如水等，非再生能源，如煤、石油、天然氣等）；新能源（可再生能源，如太陽(yáng)能、風(fēng)能、生物能；非再生能源，如核聚變?nèi)剂希?（2）能源的開(kāi)發(fā)；太陽(yáng)能：每年輻射到地球表面的能量為5

6、×1019kJ，相當(dāng)于目前全世界能量消耗的1.3萬(wàn)倍。生物能：將生物轉(zhuǎn)化為可燃性的液態(tài)或氣態(tài)化合物，再利用燃燒放熱。風(fēng)能：利用風(fēng)力進(jìn)行發(fā)電、提水、揚(yáng)帆助航等技術(shù)，風(fēng)能是一種可再生的干凈能源。地球能、海洋能。 四、反應(yīng)熱的求算 1由蓋斯定律：化學(xué)反應(yīng)不管是一步完成還是分步完成，其反應(yīng)熱總是相同的。也就是說(shuō)，化學(xué)反應(yīng)熱只與反應(yīng)的始態(tài)和終態(tài)有關(guān)，而與具體反應(yīng)的途徑無(wú)關(guān)。 2反應(yīng)熱的數(shù)值等于E（形成新鍵釋放的總能量）與E（斷鍵所吸收的總能量）之差，放熱反應(yīng)H的符號(hào)為“”，吸熱反應(yīng)H的符號(hào)為“+”。 特別提醒： （1）運(yùn)用蓋斯定律的技巧：參照目標(biāo)熱化學(xué)方程式合理的反應(yīng)途徑，對(duì)原熱化學(xué)方程式進(jìn)行

7、恰當(dāng)“變形”（反寫(xiě)、乘除某一個(gè)數(shù)），然后方程式之間進(jìn)行“加減”，從而得出求算新熱化學(xué)方程式反應(yīng)熱H的關(guān)系式。 （2）具體方法：熱化學(xué)方程式乘以某一個(gè)數(shù)時(shí)，反應(yīng)熱也必須乘上該數(shù)；熱化學(xué)方程式“加減”時(shí)，同種物質(zhì)之間可相“加減”，反應(yīng)熱也隨之“加減”；將一個(gè)熱化學(xué)方程式顛倒 時(shí)，H的“+”“”號(hào)也隨之改變，但數(shù)值不變。 （4）注意1molH2、O2、P4分別含有1molHH、1mol O=O、6molPP，1molH2O中含有2molOH，1molNH3含有3molNH ，1molCH4含有4molCH。 特別提醒】“五看”法判斷熱化學(xué)方程式正誤： 看方程式是否配平； 看各物質(zhì)的聚集狀態(tài)是否正確；

8、 看H變化的“”、“”是否正確； 反應(yīng)熱的單位是否為 kJ·mol1 看反應(yīng)熱的數(shù)值與化學(xué)計(jì)量數(shù)是否相對(duì)應(yīng)。 1.下列說(shuō)法中正確的是 ( ) A物質(zhì)發(fā)生化學(xué)反應(yīng)都伴隨著能量變化 B伴有能量變化的物質(zhì)變化都是化學(xué)變化 C在一個(gè)確定的化學(xué)反應(yīng)關(guān)系中，反應(yīng)物的總能量與生成物的總能量一定不同 D在一個(gè)確定的化學(xué)反應(yīng)關(guān)系中，反應(yīng)物的總能量總是高于生成物的總能量 解析物質(zhì)發(fā)生化學(xué)反應(yīng)都伴隨著能量的變化，伴有能量變化的物質(zhì)變化不一定是化學(xué)變化，物質(zhì)發(fā)生物理變化、核變化(如原子彈的爆炸)也都伴有能量變化。在一個(gè)確定的化學(xué)反應(yīng)中，反應(yīng)物的總能量(設(shè)為x)與生成物的總能量(設(shè)為y)之間的關(guān)系為：(1)x

9、y，化學(xué)反應(yīng)為放熱反應(yīng)；(2)xy，化學(xué)反應(yīng)為吸熱反應(yīng)。 答案AC 2.（2021 山東）下列與化學(xué)反應(yīng)能量變化相關(guān)的敘述正確的是 A生成物能量一定低于反應(yīng)物總能量 B放熱反應(yīng)的反應(yīng)速率總是大于吸熱反應(yīng)的反應(yīng)速率 C應(yīng)用蓋斯定律，可計(jì)算某些難以直接測(cè)量的反應(yīng)焓變 D同溫同壓下，H2(g)+Cl2(g)=2HCl(g)在光照和點(diǎn)燃條件下的H不同 解析生成物的總能量低于反應(yīng)總能量的反應(yīng)，是放熱反應(yīng)，若是吸熱反應(yīng)則相反，故A錯(cuò)；反映速率與反應(yīng)是吸熱還是放熱沒(méi)有必然的聯(lián)系，故B錯(cuò)；C是蓋斯定律的重要應(yīng)用，正確；根據(jù)H=生成物的焓-反應(yīng)物的焓可知，焓變與反應(yīng)條件無(wú)關(guān)，故D錯(cuò)。 答案C 3. 已知在1&#

10、215;105 Pa、298 K條件下，2 mol氫氣燃燒生成水蒸氣放出484 kJ的熱量，下列熱化學(xué)方程式正確的是 ( ) AH2O(g)=H2(g)O2(g)； H242 kJ·mol1 B2H2(g)O2(g)=2H2O(l)； H484 kJ·mol1 CH2(g) O2(g)=H2O(g)； H242 kJ·mol1 D2H2(g)O2(g)=2H2O(g)； H484 kJ·mol1 解析熱化學(xué)方程式的書(shū)寫(xiě)要求與普通方程式的區(qū)別：一定要標(biāo)明各物質(zhì)的狀態(tài)，B項(xiàng)中水為液態(tài)，排除。化學(xué)計(jì)量數(shù)可用分?jǐn)?shù)表示其實(shí)際物質(zhì)的量，與熱量成正比。用H表示其熱效應(yīng)

11、時(shí)，吸熱，其值為正；放熱，其值為負(fù)。H2與O2反應(yīng)生成水蒸氣是放熱反應(yīng)，H應(yīng)為負(fù)值，而其逆反應(yīng)H則為正值。故排除C、D兩項(xiàng)， 答案A 4.CaCO3(s)=CaOCO2(g) H177.7 kJ C(s)H2O(g)=CO(g)H2(g) H131.3 kJ/mol H2SO4(l)NaOH(l)= Na2SO4(l)H2O(l) H57.3 kJ/mol C(s)O2(g)=CO2(g) H393.5 kJ/mol CO(g) O2(g)=CO2(g) H283 kJ/mol HNO3(aq)NaOH(aq)=NaNO3(aq)H2O(l) H57.3 kJ/mol 2H2(g)O2(g)=

12、2H2O(l) H517.6 kJ/mol (1)上述熱化學(xué)方程式中，不正確的有_，不正確的理由分別是_。 (2)根據(jù)上述信息，寫(xiě)出C轉(zhuǎn)化為CO的熱化學(xué)方程式_。 (3)上述反應(yīng)中，表示燃燒熱的熱化學(xué)方程式有_；表示中和熱的熱化學(xué)方程式有_。 導(dǎo)航 中和熱、燃燒熱是兩種特定形式的反應(yīng)熱，其基本要求與反應(yīng)熱相同，同時(shí)要注意兩個(gè)概念本身的內(nèi)涵。 解析中CaO未注明聚集狀態(tài)；H單位應(yīng)為kJ/mol；式不符合實(shí)際反應(yīng)情況，碳和水的反應(yīng)屬于吸熱反應(yīng)，H0；式中各物質(zhì)聚集狀態(tài)標(biāo)注中，除H2O外，應(yīng)為(aq)；由、可得C轉(zhuǎn)化為CO的熱化學(xué)方程式；101 kPa時(shí)，1 mol純物質(zhì)(指純凈物：?jiǎn)钨|(zhì)或化合物)完

13、全燃燒生成穩(wěn)定化合物時(shí)所放出的熱量叫做該物質(zhì)的燃燒熱；在稀溶液中酸跟堿發(fā)生中和反應(yīng)生成1 mol H2O時(shí)，所釋放的熱量稱(chēng)為中和熱。 答案 (1) 中CaO未注明狀態(tài)，H單位錯(cuò)；式不符合反應(yīng)事實(shí)，吸熱反應(yīng)H0；式中各物質(zhì)均處于稀溶液中，狀態(tài)(除H2O外)均為溶液(aq) (2)C(s)O2(g)=CO(g) H110.5 kJ/mol (3) 6.（2021廣東理綜卷，9） 在298K、100kPa時(shí)，已知：2H2O(g)=O2(g)+2H2(g) H1 H2(g)+Cl2(g)=2HCl(g) H2 2 Cl2(g)+ 2H2O(g)=4HCl(g)+ O2(g) H3 則H3與H1和H2間

14、的關(guān)系正確的是 AH3=H1+2H2 BH3=H1+H2 CH3=H1-2H2 DH3=H1-H2 解析第三個(gè)方程式可由第二個(gè)方程式乘以2與第一個(gè)方程式相加，有蓋斯定律可知H3=H1+2H2 答案A 7.已知下列熱化學(xué)反應(yīng)方程式： Fe2O3(s) 3CO(g)=2Fe(s)3CO2(g) H24.8 kJ/mol Fe2O3(s)CO(g)= Fe3O4(s) CO2(g) H15.73 kJ/mol Fe3O4(s)CO(g)=3FeO(s)CO2(g) H640.4 kJ/mol 則14 g CO氣體還原足量FeO固體得到Fe固體和CO2氣體時(shí)對(duì)應(yīng)的H約為( ) A218 kJ/mol

15、B109 kJ/mol C218 kJ/mol D109 kJ/mol 導(dǎo)航 像這種根據(jù)蓋斯定律進(jìn)行反應(yīng)熱計(jì)算的，關(guān)鍵是找出欲求的熱化學(xué)方程式與已知幾個(gè)熱化學(xué)方程式的關(guān)系，通過(guò)必要的加減乘除除掉欲求熱化學(xué)方程式中沒(méi)有，而已知熱化學(xué)方程式有的物質(zhì)，如該題欲求的熱化學(xué)方程式中沒(méi)有Fe2O3和Fe3O4，所以只要想辦法除掉這兩種物質(zhì)即可。 解析該問(wèn)題可以轉(zhuǎn)化為12 CO(g)12 FeO(s)= 12 Fe(s)1 2 CO2(g) H？所以應(yīng)用蓋斯定律，若把已知給出的3個(gè)熱化學(xué)方程式按照順序編號(hào)為、，那么()×32 ×16 即可。 B 篇二：選修4_化學(xué)反應(yīng)原理知識(shí)點(diǎn)(免費(fèi)版)

16、 化學(xué)選修 化學(xué)反應(yīng)原理復(fù)習(xí) 第一章 一、焓變 反應(yīng)熱 1反應(yīng)熱：一定條件下，一定物質(zhì)的量的反應(yīng)物之間完全反應(yīng)所放出或吸收的熱量 2焓變(H)的意義：在恒壓條件下進(jìn)行的化學(xué)反應(yīng)的熱效應(yīng)（1）.符號(hào)： H（2）.單位：kJ/mol 3.產(chǎn)生原因：化學(xué)鍵斷裂吸熱化學(xué)鍵形成放熱 放出熱量的化學(xué)反應(yīng)。(放熱吸熱) H 為“-”或H 0 吸收熱量的化學(xué)反應(yīng)。（吸熱放熱）H 為“+”或H 0 常見(jiàn)的放熱反應(yīng)： 所有的燃燒反應(yīng) 酸堿中和反應(yīng) 大多數(shù)的化合反應(yīng) 金屬與酸的反應(yīng) 生石灰和水反應(yīng) 濃硫酸稀釋、氫氧化鈉固體溶解等 常見(jiàn)的吸熱反應(yīng)： 晶體Ba(OH)2·8H2O與NH4Cl 大多數(shù)的分解反應(yīng)

17、 以H2、CO、C為還原劑的氧化還原反應(yīng) 銨鹽溶解等 二、熱化學(xué)方程式 書(shū)寫(xiě)化學(xué)方程式注意要點(diǎn): 熱化學(xué)方程式必須標(biāo)出能量變化。 熱化學(xué)方程式中必須標(biāo)明反應(yīng)物和生成物的聚集狀態(tài)（g,l,s分別表示固態(tài)，液態(tài)，氣態(tài)，水溶液中溶質(zhì)用aq表示） 熱化學(xué)反應(yīng)方程式要指明反應(yīng)時(shí)的溫度和壓強(qiáng)。 熱化學(xué)方程式中的化學(xué)計(jì)量數(shù)可以是整數(shù)，也可以是分?jǐn)?shù) 各物質(zhì)系數(shù)加倍，H加倍；反應(yīng)逆向進(jìn)行，H改變符號(hào)，數(shù)值不變 三、燃燒熱 1概念：25 ，101 kPa時(shí)，1 mol純物質(zhì)完全燃燒生成穩(wěn)定的化合物時(shí)所放出的熱量。燃燒熱的單位用kJ/mol表示。 注意以下幾點(diǎn)： 研究條件：101 kPa 反應(yīng)程度：完全燃燒，產(chǎn)物是

18、穩(wěn)定的氧化物。 燃燒物的物質(zhì)的量：1 mol 研究?jī)?nèi)容：放出的熱量。（H0，單位kJ/mol） 四、中和熱 1概念：在稀溶液中，酸跟堿發(fā)生中和反應(yīng)而生成1mol H2O，這時(shí)的反應(yīng)熱叫中和熱。 2強(qiáng)酸與強(qiáng)堿的中和反應(yīng)其實(shí)質(zhì)是H+和OH-反應(yīng)，其熱化學(xué)方程式為： H+(aq) +OH-(aq) =H2O(l) H=57.3kJ/mol 3弱酸或弱堿電離要吸收熱量，所以它們參加中和反應(yīng)時(shí)的中和熱小于57.3kJ/mol。 4中和熱的測(cè)定實(shí)驗(yàn) 五、蓋斯定律 1內(nèi)容：化學(xué)反應(yīng)的反應(yīng)熱只與反應(yīng)的始態(tài)（各反應(yīng)物）和終態(tài)（各生成物）有關(guān)，而與具體反應(yīng)進(jìn)行的途徑無(wú)關(guān)，如果一個(gè)反應(yīng)可以分幾步進(jìn)行，則各分步反應(yīng)的

19、反應(yīng)熱之和與該反應(yīng)一步完成的反應(yīng)熱是相同的。 第二章 一、化學(xué)反應(yīng)速率 1. 化學(xué)反應(yīng)速率（v） 定義：用來(lái)衡量化學(xué)反應(yīng)的快慢，單位時(shí)間內(nèi)反應(yīng)物或生成物的物質(zhì)的量的變化 表示方法：?jiǎn)挝粫r(shí)間內(nèi)反應(yīng)濃度的減少或生成物濃度的增加來(lái)表示 計(jì)算公式：v=c/t（：平均速率，c：濃度變化，t：時(shí)間）單位：mol/（L·s） 影響因素： 決定因素（內(nèi)因）：反應(yīng)物的性質(zhì)（決定因素） 條件因素（外因）：反應(yīng)所處的條件 2. 注意：（1）、參加反應(yīng)的物質(zhì)為固體和液體，由于壓強(qiáng)的變化對(duì)濃度幾乎無(wú)影響，可以認(rèn) 為反應(yīng)速率不變。（2）、惰性氣體對(duì)于速率的影響 恒溫恒容時(shí)：充入惰性氣體總壓增大，但是各分壓不變，

20、各物質(zhì)濃度不變反應(yīng)速率不變 恒溫恒體時(shí)：充入惰性氣體體積增大各反應(yīng)物濃度減小反應(yīng)速率減慢 二、化學(xué)平衡 （一）1.定義： 化學(xué)平衡狀態(tài)：一定條件下，當(dāng)一個(gè)可逆反應(yīng)進(jìn)行到正逆反應(yīng)速率相等時(shí)，更組成成分濃度不再改變，達(dá)到表面上靜止的一種平衡，這就是這個(gè)反應(yīng)所能達(dá)到的限度即化學(xué)平衡狀態(tài)。 2、化學(xué)平衡的特征 逆（研究前提是可逆反應(yīng)） 等（同一物質(zhì)的正逆反應(yīng)速率相等） 動(dòng)（動(dòng)態(tài)平衡） 定（各物質(zhì)的濃度與質(zhì)量分?jǐn)?shù)恒定） 變（條件改變，平衡發(fā)生變化） 3、判斷平衡的依據(jù) 判斷可逆反應(yīng)達(dá)到平衡狀態(tài)的方法和依據(jù) 1、濃度對(duì)化學(xué)平衡移動(dòng)的影響（1）影響規(guī)律：在其他條件不變的情況下，增大反應(yīng)物的濃度或減少生成物的

21、濃度，都可以使平衡向正方向移動(dòng)；增大生成物的濃度或減小反應(yīng)物的濃度，都可以使平衡向逆方向移動(dòng) （2）增加固體或純液體的量，由于濃度不變，所以平衡_不移動(dòng)_ （3）在溶液中進(jìn)行的反應(yīng)，如果稀釋溶液，反應(yīng)物濃度_減小_，生成物濃度也_減小_， V正_減小_，V逆也_減小_，但是減小的程度不同，總的結(jié)果是化學(xué)平衡向反應(yīng)方程式中化學(xué)計(jì)量數(shù)之和_大_的方向移動(dòng)。 2、溫度對(duì)化學(xué)平衡移動(dòng)的影響 影響規(guī)律：在其他條件不變的情況下，溫度升高會(huì)使化學(xué)平衡向著_吸熱反應(yīng)_方向移動(dòng)，溫度降低會(huì)使化學(xué)平衡向著_放熱反應(yīng)_方向移動(dòng)。 3、壓強(qiáng)對(duì)化學(xué)平衡移動(dòng)的影響 影響規(guī)律：其他條件不變時(shí)，增大壓強(qiáng)，會(huì)使平衡向著_體積縮

22、小_方向移動(dòng)；減小壓強(qiáng)，會(huì)使平衡向著_體積增大_方向移動(dòng)。 注意：（1）改變壓強(qiáng)不能使無(wú)氣態(tài)物質(zhì)存在的化學(xué)平衡發(fā)生移動(dòng) （2）氣體減壓或增壓與溶液稀釋或濃縮的化學(xué)平衡移動(dòng)規(guī)律相似 4.催化劑對(duì)化學(xué)平衡的影響：由于使用催化劑對(duì)正反應(yīng)速率和逆反應(yīng)速率影響的程度是等同的，所以平衡_不移動(dòng)_。但是使用催化劑可以影響可逆反應(yīng)達(dá)到平衡所需的_時(shí)間_。 5.勒夏特列原理（平衡移動(dòng)原理）：如果改變影響平衡的條件之一（如溫度，壓強(qiáng)，濃度），平衡向著能夠減弱這種改變的方向移動(dòng)。 三、化學(xué)平衡常數(shù) （一）定義：在一定溫度下，當(dāng)一個(gè)反應(yīng)達(dá)到化學(xué)平衡時(shí)，_生成物濃度冪之積與反應(yīng)物濃度冪之積的比值是一個(gè)常數(shù)_比值。符號(hào)：

23、_K_ （二）使用化學(xué)平衡常數(shù)K應(yīng)注意的問(wèn)題： 1、表達(dá)式中各物質(zhì)的濃度是_變化的濃度_，不是起始濃度也不是物質(zhì)的量。 2、K只與_溫度（T）_有關(guān)，與反應(yīng)物或生成物的濃度無(wú)關(guān)。 3、反應(yīng)物或生產(chǎn)物中有固體或純液體存在時(shí)，由于其濃度是固定不變的，可以看做是1而不代入公式。 4、稀溶液中進(jìn)行的反應(yīng)，如有水參加，水的濃度不必寫(xiě)在平衡關(guān)系式中。 （三）化學(xué)平衡常數(shù)K的應(yīng)用: 1、化學(xué)平衡常數(shù)值的大小是可逆反應(yīng)_進(jìn)行程度_的標(biāo)志。K值越大，說(shuō)明平衡時(shí)_生成物_的濃度越大，它的_正向反應(yīng)_進(jìn)行的程度越大，即該反應(yīng)進(jìn)行得越_完全_，反應(yīng)物轉(zhuǎn)化率越_高_(dá)。反之，則相反。 一般地，K_105_時(shí)，該反應(yīng)就進(jìn)行

24、得基本完全了。 2、可以利用K值做標(biāo)準(zhǔn)，判斷正在進(jìn)行的可逆反應(yīng)是否平衡及不平衡時(shí)向何方進(jìn)行建立平衡。（Q：濃度積） Q_K:反應(yīng)向正反應(yīng)方向進(jìn)行; Q_=_K:反應(yīng)處于平衡狀態(tài) ; Q_K:反應(yīng)向逆反應(yīng)方向進(jìn)行 3、利用K值可判斷反應(yīng)的熱效應(yīng) 若溫度升高，K值增大，則正反應(yīng)為_(kāi)吸熱_反應(yīng) 若溫度升高，K值減小，則正反應(yīng)為_(kāi)放熱_反應(yīng) 四、等效平衡 1、概念：在一定條件下（定溫、定容或定溫、定壓），只是起始加入情況不同的同一可逆反應(yīng)達(dá)到平衡后，任何相同組分的百分含量均相同，這樣的化學(xué)平衡互稱(chēng)為等效平衡。 2、分類(lèi) （1）定溫，定容條件下的等效平衡 第一類(lèi)：對(duì)于反應(yīng)前后氣體分子數(shù)改變的可逆反應(yīng)：必

25、須要保證化學(xué)計(jì)量數(shù)之比與原來(lái)相同；同時(shí)必須保證平衡式左右兩邊同一邊的物質(zhì)的量與原來(lái)相同。 第二類(lèi)：對(duì)于反應(yīng)前后氣體分子數(shù)不變的可逆反應(yīng)：只要反應(yīng)物的物質(zhì)的量的比例與原來(lái)相同即可視為二者等效。 （2）定溫，定壓的等效平衡 只要保證可逆反應(yīng)化學(xué)計(jì)量數(shù)之比相同即可視為等效平衡。 五、化學(xué)反應(yīng)進(jìn)行的方向 1、反應(yīng)熵變與反應(yīng)方向： （1）熵:物質(zhì)的一個(gè)狀態(tài)函數(shù)，用來(lái)描述體系的混亂度，符號(hào)為S. 單位：Jmol-1K-1 (2)體系趨向于有序轉(zhuǎn)變?yōu)闊o(wú)序，導(dǎo)致體系的熵增加，這叫做熵增加原理，也是反應(yīng)方向判斷的依據(jù)。. （3）同一物質(zhì)，在氣態(tài)時(shí)熵值最大，液態(tài)時(shí)次之，固態(tài)時(shí)最小。即S(g)S(l)S(s) 2、

26、反應(yīng)方向判斷依據(jù) 在溫度、壓強(qiáng)一定的條件下，化學(xué)反應(yīng)的判讀依據(jù)為： H-TS0 反應(yīng)能自發(fā)進(jìn)行 H-TS=0 反應(yīng)達(dá)到平衡狀態(tài) H-TS0 反應(yīng)不能自發(fā)進(jìn)行 注意：（1）H為負(fù)，S為正時(shí)，任何溫度反應(yīng)都能自發(fā)進(jìn)行（2）H為正，S為負(fù)時(shí)，任何溫度反應(yīng)都不能自發(fā)進(jìn)行 第三章 一、弱電解質(zhì)的電離 1、定義：電解質(zhì)：,叫電解質(zhì) 非電解質(zhì) ：在水溶液中或熔化狀態(tài)下都不能導(dǎo)電的化合物 。 強(qiáng)電解質(zhì) ：在水溶液里全部電離成離子的電解質(zhì) 。 弱電解質(zhì)： 在水溶液里只有一部分分子電離成離子的電解質(zhì) 。 混和物 強(qiáng)電解質(zhì)： 強(qiáng)酸，強(qiáng)堿，大多數(shù)鹽 。如HCl、NaOH、NaCl、BaSO4 弱電解質(zhì)： 弱酸，弱堿，

27、極少數(shù)鹽，水 。如HClO、NH3·H2O、Cu(OH)、HO 非金屬氧化物，大部分有機(jī)物。如SO3、CO2、C6H12O6、CCl4、CH2=CH2 2、電解質(zhì)與非電解質(zhì)本質(zhì)區(qū)別： 電解質(zhì)離子化合物或共價(jià)化合物非電解質(zhì)共價(jià)化合物 注意：電解質(zhì)、非電解質(zhì)都是化合物SO2、NH3、CO2等屬于非電解質(zhì) 強(qiáng)電解質(zhì)不等于易溶于水的化合物（如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部電離，故BaSO4為強(qiáng)電解質(zhì)）電解質(zhì)的強(qiáng)弱與導(dǎo)電性、溶解性無(wú)關(guān)。 3、電離平衡：在一定的條件下，當(dāng)電解質(zhì)分子電離成和離子結(jié)合成 時(shí)，電離過(guò)程就達(dá)到了平衡狀態(tài)，這叫電離平衡。 4、影響電離平衡的因素： A、溫度：

28、電離一般吸熱，升溫有利于電離。 B、濃度：濃度越大，電離程度；溶液稀釋時(shí)，電離平衡向著電離的方向移動(dòng)。C、同離子效應(yīng)：在弱電解質(zhì)溶液里加入與弱電解質(zhì)具有相同離子的電解質(zhì)，會(huì)電離。D、其他外加試劑：加入能與弱電解質(zhì)的電離產(chǎn)生的某種離子反應(yīng)的物質(zhì)時(shí)，有利于電離。 9、電離方程式的書(shū)寫(xiě)：用可逆符號(hào)弱酸的電離要分布寫(xiě)（第一步為主） 10、電離常數(shù)：在一定條件下，弱電解質(zhì)在達(dá)到電離平衡時(shí)，溶液中電離所生成的各種離子濃度的乘積，跟溶液中未電離的分子濃度的比是一個(gè)常數(shù)。叫做電離平衡常數(shù)，（一般用Ka表示酸，Kb表示堿。 ） +-+-表示方法：ABA+BKi= A B/AB 11、影響因素： a、電離常數(shù)的大

29、小主要由物質(zhì)的本性決定。 b、電離常數(shù)受溫度變化影響，不受濃度變化影響，在室溫下一般變化不大。 C、同一溫度下，不同弱酸，電離常數(shù)越大，其電離程度越大，酸性越強(qiáng)。如：H2SO3H3PO4HFCH3COOHH2CO3H2SHClO 二、水的電離和溶液的酸堿性 1、水電離平衡：: 水的離子積：KW+·cOH- 25時(shí), H+=OH- =10-7 mol/L ; KW = H+·OH- = 注意：KW只與溫度有關(guān)，溫度一定，則KW值一定 KW不僅適用于純水，適用于任何溶液（酸、堿、鹽） -14 篇三：化學(xué)選修化學(xué)反應(yīng)原理知識(shí)點(diǎn)總結(jié) 化學(xué)反應(yīng)原理知識(shí)點(diǎn)總結(jié) 第一章：化學(xué)反應(yīng)與能量變

30、化 1、反應(yīng)熱與焓變：H=H(產(chǎn)物)-H(反應(yīng)物) 2、反應(yīng)熱與物質(zhì)能量的關(guān)系 能量 反應(yīng)物的總能量 總能量生成物的總能量 反應(yīng)過(guò)程 總能量 3、反應(yīng)熱與鍵能的關(guān)系 H=反應(yīng)物的鍵能總和-生成物的鍵能總和 4、常見(jiàn)的吸熱、放熱反應(yīng) 常見(jiàn)的放熱反應(yīng)： 活潑金屬與水或酸的反應(yīng) 酸堿中和反應(yīng) 燃燒反應(yīng) 多數(shù)的化合反應(yīng) 鋁熱反應(yīng) 常見(jiàn)的吸熱反應(yīng) 多數(shù)的分解反應(yīng) 2NH4Cl(s)+Ba(OH)2·8H2O(s)=BaCl2+2NH3+10H2O C(s)+ H2O(g) 高溫CO+H2 CO2+ C高溫 2 CO 5、反應(yīng)條件與吸熱、放熱的關(guān)系： 反應(yīng)是吸熱還是放熱與反應(yīng)的條件沒(méi)有必然的聯(lián)系

31、，而取決與反應(yīng)物和產(chǎn)物具有的 總能量（或焓）的相對(duì)大小。 6、書(shū)寫(xiě)熱化學(xué)方程式除了遵循書(shū)寫(xiě)化學(xué)方程式的要求外，還應(yīng)注意以下幾點(diǎn)： 放熱反應(yīng)H為“-”，吸熱反應(yīng)H為“+”，H的單位為kJ/mol 反應(yīng)熱H與測(cè)定條件（溫度、壓強(qiáng)等）有關(guān)，因此應(yīng)注意H的測(cè)定條件；絕大多數(shù)化學(xué)反應(yīng)的H是在298K、101Pa下測(cè)定的，可不注明溫度和壓強(qiáng)。 熱化學(xué)方程式中各物質(zhì)化學(xué)式前面的系數(shù)僅表示該物質(zhì)的物質(zhì)的量，并不表示物質(zhì)的分子或原子數(shù)，因此化學(xué)計(jì)量數(shù)可以是分?jǐn)?shù)或小數(shù)。必須注明物質(zhì)的聚集狀態(tài)，熱化學(xué)方程式是表示反應(yīng)已完成的數(shù)量，所以方程式中化學(xué)式前面的計(jì)量數(shù)必須與H相對(duì)應(yīng)；當(dāng)反應(yīng)逆向進(jìn)行時(shí)，反應(yīng)熱數(shù)值相等，符號(hào)相

32、反。 7、利用蓋斯定律進(jìn)行簡(jiǎn)單的計(jì)算 8、電極反應(yīng)的書(shū)寫(xiě)： 電解：陽(yáng)極：（與電源的正極相連）發(fā)生氧化反應(yīng) 惰性電極：溶液中陰離子失電子 （放電順序：IBrClOH） 陰極:（與電源的負(fù)極相連）發(fā)生還原反應(yīng)，溶液中的陽(yáng)離子得電子 （放電順序：AgCuH） 注意問(wèn)題：書(shū)寫(xiě)電極反應(yīng)式時(shí)，要用實(shí)際放電的離子來(lái)表示 電解反應(yīng)的總方程式要注明“通電” +2+- 若電極反應(yīng)中的離子來(lái)自與水或其他弱電解質(zhì)的電離，則總反應(yīng)離子方程式中要用化學(xué)式表示 原電池：負(fù)極：負(fù)極本身失電子， + +m 正極:2H+2eH2 O2+2H2O4OH （即發(fā)生吸氧腐蝕） 9、電解原理的應(yīng)用： 氯堿工業(yè)：陽(yáng)極(石墨):2ClCl2

33、+2e( Cl2的檢驗(yàn)：將濕潤(rùn)的淀粉碘化鉀試紙靠近出氣口，試紙變藍(lán)，證明生成了Cl2)。 陰極：2H+2eH2（陰極產(chǎn)物為H2、NaOH?，F(xiàn)象（滴入酚酞）：有氣泡逸出，溶液變紅）。 銅的電解精煉：電極材料：粗銅做陽(yáng)極，純銅做陰極。電解質(zhì)溶液：硫酸酸化的硫酸銅溶液 電鍍：電極材料：鍍層金屬做陽(yáng)極（也可用惰性電極做陽(yáng)極），鍍件做陰極。電解質(zhì)溶液是用含有鍍層金屬陽(yáng)離子的鹽 溶液。 10、化學(xué)電源 燃料電池：先寫(xiě)出電池總反應(yīng)（類(lèi)似于可燃物的燃燒）； 再寫(xiě)正極反應(yīng)（氧化劑得電子，一般是O2+4e+2H2O4OH（中性、堿性溶液） O2+4e+4H2H2O (酸性水溶液)。 負(fù)極反應(yīng)=電池反應(yīng)-正極反應(yīng)（

34、必須電子轉(zhuǎn)移相等） 充放電電池：放電時(shí)相當(dāng)于原電池，充電時(shí)相當(dāng)于電解池（原電池的負(fù)極與電源的負(fù)極相連，做陰極，原電池的正極與電源的正極相連，做陽(yáng)極）， 11、計(jì)算時(shí)遵循電子守恒，常用關(guān)系式：2 H2 O22Cl22Cu4Ag4OH4 H4e 12、金屬腐蝕：電解陽(yáng)極引起的腐蝕原電池負(fù)極引起的腐蝕化學(xué)腐蝕原電池正極電解陰極 鋼鐵在空氣中主要發(fā)生吸氧腐蝕。負(fù)極：2Fe 2Fe+4e 正極：O2+4e+2H2O4OH 總反應(yīng)：2Fe + O2+2H2O2Fe(OH)2 第二章：化學(xué)反應(yīng)的方向、限度和速度 1、反應(yīng)方向的判斷依據(jù)：H-TS0,反應(yīng)能自發(fā)進(jìn)行；H-TS=0，反應(yīng)達(dá)到平衡狀態(tài) H-TS0反

35、應(yīng)不能自發(fā)。該判據(jù)指出的是一定條件下，自發(fā)反應(yīng)發(fā)生的可能性，不能說(shuō)明實(shí)際能否發(fā)生反應(yīng)（計(jì)算時(shí)注 意單位的換算）課本P40T3 2+-+-+-+-m+-+-n+- 2、化學(xué)平衡常數(shù)： 平衡常數(shù)的大小反映了化學(xué)反應(yīng)可能進(jìn)行的程度，平衡常數(shù)越大，說(shuō)明反應(yīng)進(jìn)行的越完全。純固體或純?nèi)軇﹨⒓拥姆磻?yīng)， 它們不列入平衡常數(shù)的表達(dá)式 平衡常數(shù)的表達(dá)式與化學(xué)方程式的書(shū)寫(xiě)方式有關(guān)，單位與方程式的書(shū)寫(xiě)形式一一對(duì)應(yīng)。對(duì)于給定的化學(xué)反應(yīng)，正逆反應(yīng)的 平衡常數(shù)互為倒數(shù) 化學(xué)平衡常數(shù)受溫度影響，與濃度無(wú)關(guān)。溫度對(duì)化學(xué)平衡的影響是通過(guò)影響平衡常數(shù)實(shí)現(xiàn)的。溫度升高，化學(xué)平衡常數(shù)增 大還是減小與反應(yīng)吸放熱有關(guān)。 3、平衡狀態(tài)的標(biāo)志

36、：同一物質(zhì)的v正=v逆 各組分的物質(zhì)的量、質(zhì)量、含量、濃度（顏色）保持不變氣體的總 物質(zhì)的量、總壓強(qiáng)、氣體的平均分子量保持不變只適用于vg0的反應(yīng)密度適用于非純氣體反應(yīng)或體積可變的容器 4、惰性氣體對(duì)化學(xué)平衡的影響 恒壓時(shí)充入惰性氣體，體積必增大，引起反應(yīng)體系濃度的減小，相當(dāng)于減壓對(duì)平衡的影響 恒容時(shí)充入惰性氣體，各組分的濃度不變，速率不變，平衡不移動(dòng) 對(duì)于vg=0的可逆反應(yīng)，平衡體系中加入惰性氣體，恒容、恒壓下平衡都不會(huì)移動(dòng) 5、等效平衡：恒溫恒壓，適用于所有有氣體參加的可逆反應(yīng)，只要使轉(zhuǎn)化后物質(zhì)的量之比與最初加入的物質(zhì)的量之 比相同，均可達(dá)到等效平衡；平衡時(shí)各組分的百分含量相同，濃度相同，

37、轉(zhuǎn)化率相同。 恒溫恒容，vg=0的反應(yīng)，只要使轉(zhuǎn)化后物質(zhì)的量之比與最初加入的物質(zhì)的量之比相同，均可達(dá)到等效平衡；平衡時(shí)各組分的百分含量相同，轉(zhuǎn)化率相同。 等同平衡：恒溫恒容，適用于所有有氣體參加的可逆反應(yīng)，只要使轉(zhuǎn)化后物質(zhì)的量與最初加入的物質(zhì)的量相同，均可達(dá)到等同平衡；平衡時(shí)各組分的物質(zhì)的量相同，百分含量相同，濃度相同。 6、充氣問(wèn)題：以aA(g)+bB(g)cC(g) 只充入一種反應(yīng)物，平衡右移，增大另一種反應(yīng)物的轉(zhuǎn)化率，但它本身的轉(zhuǎn)化率降低 兩種反應(yīng)物按原比例充，恒容時(shí)相當(dāng)于加壓，恒壓時(shí)等效平衡 初始按系數(shù)比充入的反應(yīng)物或只充入產(chǎn)物，平衡時(shí)再充入產(chǎn)物，恒容時(shí)相當(dāng)于加壓，恒壓時(shí)等效平衡 化學(xué)

38、反應(yīng)速率: 速率的計(jì)算和比較 ； 濃度對(duì)化學(xué)速率的影響（溫度、濃度、壓強(qiáng)、催化劑）； V-t圖的分析 第三章 物質(zhì)在水溶液中的行為 1、強(qiáng)弱電解質(zhì)： 強(qiáng)電解質(zhì)：完全電離，其溶液中無(wú)溶質(zhì)分子，電離方程式用“”，且一步電離；強(qiáng)酸、強(qiáng)堿、大多數(shù)鹽都屬于強(qiáng) 電解質(zhì)。 弱電解質(zhì)：部分電離，其溶液中存在溶質(zhì)分子，電離方程式用“ 電解質(zhì)的電離一步完成；弱酸、弱堿、水都是弱電解質(zhì)。 ”，多元弱酸的電離方程式分步寫(xiě)，其余的弱 常見(jiàn)的堿：KOH、NaOH、Ca(OH)2、Ba(OH)2是強(qiáng)堿，其余為弱堿； 常見(jiàn)的酸：HCl、HBr、HI、HNO3、H2SO4是強(qiáng)酸，其余為弱酸； 注意：強(qiáng)酸的酸式鹽的電離一步完成，如：NaHSO4=Na+H+SO4，而弱酸的酸式鹽要分步寫(xiě)，如：NaHCO3=Na+HCO3, HCO3-+2-+- CO3 +H 2-+ 2、電離平衡 電離平衡是平衡的一種，遵循平衡的一般規(guī)律。溫度、濃度、加入與弱電解質(zhì)相同的離子或與弱電解質(zhì)反應(yīng)的物質(zhì)， 都會(huì)引起平衡的移動(dòng) 電離平衡常數(shù)（Ka或Kb）表征了弱電解質(zhì)的電離能力，一定溫度下，電離常