《化学反应原理》知识点总结

1、此资料由网络收集而来，如有侵权请告知上传者立即删除。资料共分享，我们负责传递知识。化学反应原理知识点总结篇一：选修4_化学反应原理焓变知识点总结 “五看”法判断热化学方程式正误： 看方程式是否配平； 看各物质的聚集状态是否正确； 看H变化的“”、“”是否正确； 反应热的单位是否为 kJmol1 看反应热的数值与化学计量数是否相对应。 1.下列说法中正确的是 ( ) A物质发生化学反应都伴随着能量变化 B伴有能量变化的物质变化都是化学变化 C在一个确定的化学反应关系中，反应物的总能量与生成物的总能量一定不同 D在一个确定的化学反应关系中，反应物的总能量总是高于生成物的总能量 解析物质发生化学反应

2、都伴随着能量的变化，伴有能量变化的物质变化不一定是化学变化，物质发生物理变化、核变化(如原子弹的爆炸)也都伴有能量变化。在一个确定的化学反应中，反应物的总能量(设为x)与生成物的总能量(设为y)之间的关系为：(1)xy，化学反应为放热反应；(2)x0；式中各物质聚集状态标注中，除H2O外，应为(aq)；由、可得C转化为CO的热化学方程式；101 kPa时，1 mol纯物质(指纯净物：单质或化合物)完全燃烧生成稳定化合物时所放出的热量叫做该物质的燃烧热；在稀溶液中酸跟碱发生中和反应生成1 mol H2O时，所释放的热量称为中和热。 答案 (1) 中CaO未注明状态，H单位错；式不符合反应事实，吸

3、热反应H0；式中各物质均处于稀溶液中，状态(除H2O外)均为溶液(aq) (2)C(s)O2(g)=CO(g) H110.5 kJ/mol (3) 6.（2010广东理综卷，9） 在298K、100kPa时，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 则H3与H1和H2间的关系正确的是 AH3=H1+2H2 BH3=H1+H2 CH3=H1-2H2 DH3=H1-H2 解析第三个方程式可由第二个方程式乘以2与第一个方程式相加，有盖斯定律可知H3=H1+2H2 答案A

4、 7.已知下列热化学反应方程式： 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 则14 g CO气体还原足量FeO固体得到Fe固体和CO2气体时对应的H约为( ) A218 kJ/mol B109 kJ/mol C218 kJ/mol D109 kJ/mol ?导航? 像这种根据盖斯定律进行反应热计算的，关键是找出欲求的热化学方程式与已知几个热化学方程式的关系，通过必要的加减乘除除掉

5、欲求热化学方程式中没有，而已知热化学方程式有的物质，如该题欲求的热化学方程式中没有Fe2O3和Fe3O4，所以只要想办法除掉这两种物质即可。 解析该问题可以转化为12 CO(g)12 FeO(s)= 12 Fe(s)1 2 CO2(g) H？所以应用盖斯定律，若把已知给出的3个热化学方程式按照顺序编号为、，那么()32 16 即可。 B篇二：选修4_化学反应原理知识点(免费版) 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(H)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

6、/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 放热）H 为“+”或H 0 常见的放热反应： 所有的燃烧反应 酸碱中和反应 大多数的化合反应 金属与酸的反应 生石灰和水反应 浓硫酸稀释、氢氧化钠固体溶解等 常见的吸热反应： 晶体Ba(OH)28H2O与NH4Cl 大多数的分解反应 以H2、CO、C为还原剂的氧化还原反应 铵盐溶解等 二、热化学方程式 书写化学方程式注意要点: 热化学方程式必须标出能量变化。 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） 热化学反应方程式要指明

7、反应时的温度和压强。 热化学方程式中的化学计量数可以是整数，也可以是分数 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： 研究条件：101 kPa 反应程度：完全燃烧，产物是稳定的氧化物。 燃烧物的物质的量：1 mol 研究内容：放出的热量。（H_105_时，该反应就进行得基本完全了。 2、可以利用K值做标准，判断正在进行的可逆反应是否平衡及不平衡时向何方进行建立平衡。（Q：浓度积） Q_K:反应向正反应方向进行; Q_=_K:反应

8、处于平衡状态 ; Q_K:反应向逆反应方向进行 3、利用K值可判断反应的热效应 若温度升高，K值增大，则正反应为_吸热_反应 若温度升高，K值减小，则正反应为_放热_反应 四、等效平衡 1、概念：在一定条件下（定温、定容或定温、定压），只是起始加入情况不同的同一可逆反应达到平衡后，任何相同组分的百分含量均相同，这样的化学平衡互称为等效平衡。 2、分类 （1）定温，定容条件下的等效平衡 第一类：对于反应前后气体分子数改变的可逆反应：必须要保证化学计量数之比与原来相同；同时必须保证平衡式左右两边同一边的物质的量与原来相同。 第二类：对于反应前后气体分子数不变的可逆反应：只要反应物的物质的量的比例与

9、原来相同即可视为二者等效。 （2）定温，定压的等效平衡 只要保证可逆反应化学计量数之比相同即可视为等效平衡。 五、化学反应进行的方向 1、反应熵变与反应方向： （1）熵:物质的一个状态函数，用来描述体系的混乱度，符号为S. 单位：J?mol-1?K-1 (2)体系趋向于有序转变为无序，导致体系的熵增加，这叫做熵增加原理，也是反应方向判断的依据。. （3）同一物质，在气态时熵值最大，液态时次之，固态时最小。即S(g)S(l)S(s) 2、反应方向判断依据 在温度、压强一定的条件下，化学反应的判读依据为： H-TS0 反应能自发进行 H-TS=0 反应达到平衡状态 H-TS0 反应不能自发进行注意

10、：（1）H为负，S为正时，任何温度反应都能自发进行（2）H为正，S为负时，任何温度反应都不能自发进行 第三章 一、弱电解质的电离 1、定义：电解质：,叫电解质 非电解质 ：在水溶液中或熔化状态下都不能导电的化合物 。 强电解质 ：在水溶液里全部电离成离子的电解质 。 弱电解质： 在水溶液里只有一部分分子电离成离子的电解质 。 混和物 强电解质： 强酸，强碱，大多数盐 。如HCl、NaOH、NaCl、BaSO4 弱电解质： 弱酸，弱碱，极少数盐，水 。如HClO、NH3H2O、Cu(OH)、HO? 非金属氧化物，大部分有机物。如SO3、CO2、C6H12O6、CCl4、CH2=CH2? 2、电解

11、质与非电解质本质区别： 电解质离子化合物或共价化合物非电解质共价化合物 注意：电解质、非电解质都是化合物SO2、NH3、CO2等属于非电解质 强电解质不等于易溶于水的化合物（如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部电离，故BaSO4为强电解质）电解质的强弱与导电性、溶解性无关。 3、电离平衡：在一定的条件下，当电解质分子电离成和离子结合成 时，电离过程就达到了平衡状态，这叫电离平衡。 4、影响电离平衡的因素： A、温度：电离一般吸热，升温有利于电离。 B、浓度：浓度越大，电离程度；溶液稀释时，电离平衡向着电离的方向移动。C、同离子效应：在弱电解质溶液里加入与弱电解质具有相同离子的电解质，

12、会电离。D、其他外加试剂：加入能与弱电解质的电离产生的某种离子反应的物质时，有利于电离。 9、电离方程式的书写：用可逆符号弱酸的电离要分布写（第一步为主） 10、电离常数：在一定条件下，弱电解质在达到电离平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度的乘积，跟溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数。叫做电离平衡常数，（一般用Ka表示酸，Kb表示碱。 ） +-+-表示方法：ABA+BKi= A B/AB 11、影响因素： a、电离常数的大小主要由物质的本性决定。 b、电离常数受温度变化影响，不受浓度变化影响，在室温下一般变化不大。 C、同一温度下，不同弱酸，电离常数越大，其电离程度越大，酸性越强。如：H2

13、SO3H3PO4HFCH3COOHH2CO3H2SHClO 二、水的电离和溶液的酸碱性 1、水电离平衡：:水的离子积：KW+cOH- 25时, H+=OH- =10-7 mol/L ; KW = H+OH- = 注意：KW只与温度有关，温度一定，则KW值一定 KW不仅适用于纯水，适用于任何溶液（酸、碱、盐） -14篇三：化学选修化学反应原理知识点总结 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 能量 反应物的总能量 总能量生成物的总能量 反应过程 总能量 3、反应热与键能的关系 H=反应物的键能总和-生成物的键

14、能总和 4、常见的吸热、放热反应 常见的放热反应： 活泼金属与水或酸的反应 酸碱中和反应 燃烧反应 多数的化合反应 铝热反应 常见的吸热反应 多数的分解反应 2NH4Cl(s)+Ba(OH)28H2O(s)=BaCl2+2NH3+10H2O C(s)+ H2O(g) 高温CO+H2 CO2+ 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： 放热反应H为“-”，吸热反应H为“+”，H的单位为kJ/mol 反应热H与测定条

15、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。 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： 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：IBrClOH） 阴极:（与电源的负极相连）发生还原反应，溶液

16、中的阳离子得电子 （放电顺序：AgCuH） 注意问题：书写电极反应式时，要用实际放电的离子来表示 电解反应的总方程式要注明“通电” +2+- 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 原电池：负极：负极本身失电子， + +m 正极:2H+2eH2 O2+2H2O4OH （即发生吸氧腐蚀） 9、电解原理的应用： 氯碱工业：阳极(石墨):2ClCl2+2e( Cl2的检验：将湿润的淀粉碘化钾试纸靠近出气口，试纸变蓝，证明生成了Cl2)。 阴极：2H+2eH2（阴极产物为H2、NaOH。现象（滴入酚酞）：有气泡逸出，溶液变红）。 铜的电解精炼：电极材料：粗铜

17、做阳极，纯铜做阴极。电解质溶液：硫酸酸化的硫酸铜溶液 电镀：电极材料：镀层金属做阳极（也可用惰性电极做阳极），镀件做阴极。电解质溶液是用含有镀层金属阳离子的盐 溶液。 10、化学电源 燃料电池：先写出电池总反应（类似于可燃物的燃烧）； 再写正极反应（氧化剂得电子，一般是O2+4e+2H2O4OH（中性、碱性溶液） O2+4e+4H2H2O (酸性水溶液)。 负极反应=电池反应-正极反应（必须电子转移相等） 充放电电池：放电时相当于原电池，充电时相当于电解池（原电池的负极与电源的负极相连，做阴极，原电池的正极与电源的正极相连，做阳极）， 11、计算时遵循电子守恒，常用关系式：2 H2 O22Cl

18、22Cu4Ag4OH4 H4e 12、金属腐蚀：电解阳极引起的腐蚀原电池负极引起的腐蚀化学腐蚀原电池正极电解阴极 钢铁在空气中主要发生吸氧腐蚀。负极：2Fe 2Fe+4e 正极：O2+4e+2H2O4OH 总反应：2Fe + O2+2H2O2Fe(OH)2 第二章：化学反应的方向、限度和速度 1、反应方向的判断依据：H-TS0反应不能自发。该判据指出的是一定条件下，自发反应发生的可能性，不能说明实际能否发生反应（计算时注 意单位的换算）课本P40T3 2+-+-+-+-m+-+-n+-2、化学平衡常数： 平衡常数的大小反映了化学反应可能进行的程度，平衡常数越大，说明反应进行的越完全。纯固体或纯

19、溶剂参加的反应， 它们不列入平衡常数的表达式 平衡常数的表达式与化学方程式的书写方式有关，单位与方程式的书写形式一一对应。对于给定的化学反应，正逆反应的 平衡常数互为倒数 化学平衡常数受温度影响，与浓度无关。温度对化学平衡的影响是通过影响平衡常数实现的。温度升高，化学平衡常数增 大还是减小与反应吸放热有关。 3、平衡状态的标志：同一物质的v正=v逆 各组分的物质的量、质量、含量、浓度（颜色）保持不变气体的总 物质的量、总压强、气体的平均分子量保持不变只适用于vg0的反应密度适用于非纯气体反应或体积可变的容器 4、惰性气体对化学平衡的影响 恒压时充入惰性气体，体积必增大，引起反应体系浓度的减小，

20、相当于减压对平衡的影响 恒容时充入惰性气体，各组分的浓度不变，速率不变，平衡不移动 对于vg=0的可逆反应，平衡体系中加入惰性气体，恒容、恒压下平衡都不会移动 5、等效平衡：恒温恒压，适用于所有有气体参加的可逆反应，只要使转化后物质的量之比与最初加入的物质的量之 比相同，均可达到等效平衡；平衡时各组分的百分含量相同，浓度相同，转化率相同。 恒温恒容，vg=0的反应，只要使转化后物质的量之比与最初加入的物质的量之比相同，均可达到等效平衡；平衡时各组分的百分含量相同，转化率相同。 等同平衡：恒温恒容，适用于所有有气体参加的可逆反应，只要使转化后物质的量与最初加入的物质的量相同，均可达到等同平衡；平

21、衡时各组分的物质的量相同，百分含量相同，浓度相同。 6、充气问题：以aA(g)+bB(g)cC(g) 只充入一种反应物，平衡右移，增大另一种反应物的转化率，但它本身的转化率降低 两种反应物按原比例充，恒容时相当于加压，恒压时等效平衡 初始按系数比充入的反应物或只充入产物，平衡时再充入产物，恒容时相当于加压，恒压时等效平衡 化学反应速率: 速率的计算和比较 ； 浓度对化学速率的影响（温度、浓度、压强、催化剂）； V-t图的分析 第三章 物质在水溶液中的行为 1、强弱电解质： 强电解质：完全电离，其溶液中无溶质分子，电离方程式用“”，且一步电离；强酸、强碱、大多数盐都属于强 电解质。 弱电解质：部

22、分电离，其溶液中存在溶质分子，电离方程式用“ 电解质的电离一步完成；弱酸、弱碱、水都是弱电解质。 ”，多元弱酸的电离方程式分步写，其余的弱常见的碱：KOH、NaOH、Ca(OH)2、Ba(OH)2是强碱，其余为弱碱； 常见的酸：HCl、HBr、HI、HNO3、H2SO4是强酸，其余为弱酸； 注意：强酸的酸式盐的电离一步完成，如：NaHSO4=Na+H+SO4，而弱酸的酸式盐要分步写，如：NaHCO3=Na+HCO3, HCO3-+2-+- CO3 +H 2-+ 2、电离平衡 电离平衡是平衡的一种，遵循平衡的一般规律。温度、浓度、加入与弱电解质相同的离子或与弱电解质反应的物质， 都会引起平衡的移

23、动 电离平衡常数（Ka或Kb）表征了弱电解质的电离能力，一定温度下，电离常数越大，弱电解质的电离程度越大。Ka 或Kb是平衡常数的一种，与化学平衡常数一样，只受温度影响。温度升高，电离常数增大。 3、水的电离： H2OH+OH，H0。升高温度、向水中加入酸、碱或能水解的盐均可引起水的电离平衡的移动。 +-+- 任何稀的水溶液中，都存在，且HOH是一常数，称为水的离子积（Kw）；Kw是温度常数，只受温度影响，而与 H或OH浓度无关。 溶液的酸碱性是H与OH 浓度的相对大小，与某一数值无直接关系。 当溶液中的H 浓度1mol/L时，用pH表示。 无论是单一溶液还是溶液混合后求pH，都遵循同一原则：若溶液呈酸性，先求c(H);若溶液呈碱性，先求c(OH),由Kw求出c(H)，再求pH。 向水中加入酸或碱，均抑制水的电离，使水电离的c(H)或c(OH10mol/L，如某溶液中水电离的c(H)=10mol/L，此时溶液为酸性，即室温下，pH=5，