化学反应原理基础知识总结
化学反应原理基础知识总结
第一章化学反应与能量转化
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＝H（生成物的总能量）－H（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、铝热反应、缓慢氧化反应。
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。（既物质具有的能量越低，物质越稳定）
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、aq分别表示固体、液体、气体和溶液中的溶质，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．热化学方程式中各物质化学式前面的化学计量数仅表示该物质的物质的量，并不表示物质的分子数或原子数，因此，化学计量数可以是整数，也可以是分数。
4．△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。
5．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。
三、燃烧热、中和热、能源
要点一：燃烧热、中和热及其异同
特别提醒：
1．燃烧热指的是1 mol可燃物燃烧生成稳定的物质时所放出的热量，注意：稳定的物质，如H2→H2O(l)而不是H2O(g)、C→CO2(g)而不是CO 、S→SO2(g)而不是SO3 、N→N2(g)。2．中和热是指酸、碱的稀溶液发生中和反应生成1 mol水所放出的热量。注意：弱酸、弱碱电离出H+、OH－需要吸收热量，故所测定中和热的数值偏小；浓硫酸与碱测定中和热时，因浓硫酸释稀要放热，故测定的中和热的数值偏大。
3．因燃烧热、中和热是确定的放热反应，具有明确的含义，故在表述时不用带负号，如CH4的燃烧热为890KJ/mol。
4．注意表示燃烧热的热化学方程式和燃烧的热化学方程式；表示中和热的热化学方程式和表示中和反应的热化学方程式的不同。燃烧热以可燃物1mol为标准，且燃烧生成稳定的化合物；中和热以生成1mol水为标准。
5.测量酸碱中和反应的反应热的方法，使用的仪器及实验步骤。
要点二：能源
新能源的开发与利用,日益成为社会关注的焦点,因此,以新型能源开发与利用为背景材料，考查热化学方程式的书写及求算反应热，已成为高考命题的热点。
关于能源问题，应了解下面的几个问题：
（1）能源的分类：常规能源（可再生能源，如水等，非再生能源，如煤、石油、天然气等）；新能源（可再生能源，如太阳能、风能、生物能；非再生能源，如核聚变燃料）
（2）能源的开发；①太阳能：每年辐射到地球表面的能量为5×1019kJ，相当于目前全世界能量消耗的1.3万倍。②生物能：将生物转化为可燃性的液态或气态化合物，再利用燃烧放热。
③风能：利用风力进行发电、提水、扬帆助航等技术，风能是一种可再生的干净能源。④地球能、海洋能。
四、反应热的求算
1．由盖斯定律：化学反应不管是一步完成还是分步完成，其反应热总是相同的。也就是说，化学反应热只与反应的始态和终态有关，而与具体反应的途径无关。
2．反应热的数值等于E（形成新键释放的总能量）与E（断键所吸收的总能量）之差，放热反应△H的符号为“—”，吸热反应△H的符号为“+”。
特别提醒：
（1）运用盖斯定律的技巧：参照目标热化学方程式设计合理的反应途径，对原热化学方程式进行恰当“变形”（反写、乘除某一个数），然后方程式之间进行“加减”，从而得出求算新热化学方程式反应热△H的关系式。
（2）具体方法：①热化学方程式乘以某一个数时，反应热也必须乘上该数；②热化学方程式
“加减”时，同种物质之间可相“加减”，反应热也随之“加减”；③将一个热化学方程式颠倒时， H的“+”“—”号也随之改变，但数值不变。
（4）注意1molH2、O2、、P4分别含有1molH－H、1mol O=O、6molP－P，1molH2O中含有2molO—H，1molNH3含有3molN－H ，1molCH4含有4molC－H。
五、原电池的工作原理
1．将化学能转变为电能的装置叫做原电池，它的原理是将氧化还原反应中还原剂失去的电子经过导线传给氧化剂，使氧化还原反应分别在两极上进行。
2．原电池的形成条件：（如下图所示）
（1）活泼性不同的电极材料
（2）电解质溶液
（3）构成闭合电路（用导线连接或直接接触）
（4）自发进行的氧化还原反应
特别提醒：构成原电池的四个条件是相互联系的，电极不一定参加反应，电极材料不一定都是金属，但应为导体，电解质溶液应合理的选取。
3．判断原电池正负极常用的方法
负极：一般为较活泼金属，发生氧化反应；是电子流出的一极，电流流入的一极；或阴离子定向移动极；往往表现溶解。
正极：一般为较不活泼金属，能导电的非金属；发生还原反应；电子流入一极，电流流出一极；或阳离子定向移向极；往往表现为有气泡冒出或固体析出。
4．原电池电极反应式书写技巧
（1）根据给出的化学方程式或题意，确定原电池的正、负极，弄清正、负极上发生反应的具体物质
（2）弱电解质、气体、难溶物均用化学式表示，其余以离子符号表示，写电极反应式时，要遵循质量守恒、元素守恒定律及正负极得失电子数相等的规律，一般用“=”而不用“→”
（3）注意电解质溶液对正、负极反应产物的影响，正、负极产物可根据题意或化学方程式加以确定
（4）正负电极反应式相加得到原电池的总反应式，通常用总反应式减去较易写的电极反应式，从而得到较难写的电极反应式。
六、原电池原理的应用
（1）设计原电池（这是近几年高考的命题热点）
（2）加快了化学反应速率：形成原电池后，氧化还原反应分别在两极进行，使反应速率增大，例如：实验室用粗锌与稀硫酸反应制取氢气；在锌与稀硫酸反应时加入少量的CuSO4溶液，
能使产生H2的速率加快
（3）进行金属活动性强弱的比较
（4）电化学保护法：即金属作为原电池的正极而受到保护，如在铁器表面镀锌
（5）从理论上解释钢铁腐蚀的主要原因
七、化学电源
1．充电电池是指既能将化学能转变成电能（即放电），又能将电能转变成化学能（充电）的一类特殊的电池。充电、放电的反应不能理解为可逆反应（因充电、放电的条件不同）。2．书写燃料电池电极反应式时应注意如下几点：
（1）电池的负极一定是可燃性气体，失电子，发生氧化反应；电池的正极一定是助燃气体，得电子，发生还原反应。
（2）写电极反应时，一定要注意电解质是什么，其中的离子要和电极反应中出现的离子相对应，碱性电解质时，电极反应式不能出现H+；酸性电解质时，电极反应式不能出现OH－。（3）可由正负两极的电极反应式相叠加得到总电极反应式，但要注意是在得失电子守恒前提下；电极反应要注意是燃料反应和燃料产物与电解质溶液反应的相叠加的反应式。
八、电解原理及规律
⒈电极的判断与电极上的反应。
（1）阳极：与电源正极相连的电极，是发生氧化反应；若惰性材料（石墨、Pt、Au ）作阳极，失电子的是溶液中的阴离子；若为活性金属电极（Pt、Au除外），失电子的是电极本身，表现为金属溶解。
（2）阴极：是与电源负极相连的电极，电极本身不参与反应；溶液中的阳离子在阴极上得电子，发生还原反应。
⒉电流或电子的流向：电解池中电子由电源负极流向阴极，被向阴极移动的某种阳离子获得，而向阳极移动的某种阴离子或阳极本身在阳极上失电子，电子流向电源正极。
⒊离子的放电顺序：主要取决于离子本身的性质，也与溶液浓度、温度、电极材料等有关。（1）阴极（得电子能力）：Ag+>Fe3+>Cu2+>H+>Pb2+>Sn2+>Fe2+>Zn2+>Al3+>Mg2+>Na+>Ca2+> K+，但应注意，电镀时通过控制条件（如离子浓度等），Fe2+和Zn2+可先于H+放电。
（2）阳极（失电子能力）：若阳极材料为活性电极（Pt、Au 除外），则电极本身失去电子，而溶液中的阴离子不参与电极反应；若阳极材料为惰性电极，则有S2－>I－>Br－>Cl－>OH－>含氧酸根离子及F－等。
4．酸、碱、盐溶液电解规律（惰性电极）
5．原电池、电解池、电镀池的判断
（1）若无外接电源，可能是原电池，然后根据原电池的形成条件判断
（2）若有外接电源，两极插入电解质溶液中，则可能是电解池或电镀池，当阳极金属与电解质溶液中的金属离子相同，则为电镀池
（3）若无明显外接电源的串联电路，则应利用题中信息找出能发生自发氧化还原反应的装置为原电池。
（4）可充电电池的判断：放电时相当于原电池，负极发生氧化反应，正极发生还原反应；充电时相当于电解池，放电时的正极变为电解池的阳极，与外电源正极相连，负极变为阴极，与外电源负极相连。
九、电解原理的应用
1．氯碱工业（电解饱和食盐水）：2NaCl + 2H 2O ＝电解
2NaOH + H 2↑ + Cl 2↑
2．电镀：待镀金属制品作阴极，镀层金属作阳极，含有镀层金属离子的溶液作电镀液，阳极
反应：M – ne － =M n+（进入溶液），阴极反应M n+ + ne － =M （在镀件上沉积金属）
3．电解精炼铜：以粗铜为阳极，精铜为阴极，含铜离子的溶液作电解质溶液。电解时发生如下反应：阳极（粗铜）：Cu －2e － = Cu 2+；阴极（纯铜）：Cu 2+ + 2e － = Cu 。
4．电冶金：Mg 、Al 的制取，如，电解熔融NaCl 制金属Na ：2NaCl(熔融) =2Na + Cl 2↑
十、三池的比较
十一、钢铁的腐蚀与防护(以钢铁铁腐蚀为例)
2．金属腐蚀和电化学腐蚀：
正极：
特别提醒：
1．金属腐蚀的快慢：在相同的电解质溶液中，金属腐蚀的快慢一般为：电解池的阳极>原电池负极>化学腐蚀>电解池阴极、原电池正极。
十二、电化学计算的基本方法
1．根据电子守恒法计算：用于串联电路、阴阳两极产物、正负两极产物、相同电量等类型的计算，其依据是电路上转移的电子数相等。
2．根据总反应式计算：先写出电极反应式，再写出总反应式，最后根据总反应式列出比例式计算。
第二章化学反应的方向、限度与速率
一、化学反应进行的方向
1．放热反应具有自发进行的倾向，但有些吸热反应也能自发进行，故用焓判据判断反应自发进行的方向不全面
2．反应体系熵值的增大，反应有自发进行的倾向，但有些熵减的反应也能自发进行，故用熵判据判断反应自发进行的方向也不全面
3．复合判据－－－自由能变化：△G=△H－T△S，是最全面的判断据：
①△G=△H—T△S＞0，不能自发进行；
②△G=△H—T△S＜0，能自发进行；
③△G=△H—T△S=0，反应处于平衡状态。
二、化学反应速率及其简单计算
1．化学反应速率：通常用单位时间内反应物浓度的减小或生成物浓度的增加来表示，其数学表达式可表示为单位一般为mol/(L·min)或mol.·L －1·min －1
2．结论：对于一般反应 aA + bB =cC + dD 来说有：
V A ：V B ：V C ：V D =△C A ：△C B ：△C C ：△C D =△nA ：△n B ：△n C ：△nD = a ：b ：c ：d
特别提醒：
1．化学反应速率指的是平均速率而不是瞬时速率
2．无论浓度的变化是增加还是减少，化学反应速率均取正值。
3．同一化学反应速率用不同物质表示时可能不同，但是比较反应速率快慢时，要根据反应速率与化学方程式的计量系数的关系换算成同一种物质来表示，看其数值的大小。注意比较时单位要统一。
三、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（分子结构或原子结构）所决定的。
2．外因（次要因素）
（1）浓度：当其他条件不变时，增大反应物的浓度，V 正急剧增大，V 逆也逐渐增大。若减小反应物浓度，V 逆急剧减小，V 正逐渐减小。（固体或纯液体的浓度可视为常数，故反应速率与其加入量多少无关）。
（2）温度：当其他条件不变时，升温时， V 正、V 逆都加快；降温时，V 正、V 逆都减小
（3）压强：其他条件不变时，对于有气体参加的反应，通过缩小反应容器，增大压强，V 正、V 逆都增大；通过扩大反应容器，压强减小，浓度变小，V 正、V 逆均减小。
（4）催化剂：使用催化剂，成百上千的同等倍数地增加了正、逆反应速率。
特别提醒：
1．改变压强的实质是改变浓度，若反应体系中无气体参加，故对该类的反应速率无影响。
2．恒容时，气体反应体系中充入稀有气体（或无关气体）时，气体总压增大，物质的浓度不变，反应速率不变。
3．恒压时，充入稀有气体，反应体系体积增大，浓度减小，反应速率减慢。
4．温度每升高10℃，化学反应速率通常要增大为原来的2～4倍。
5．从活化分子角度解释外界条件对化学反应速率的影响：
t c V ??=
四、化学平衡状态的标志和判断
1．化学平衡的标志：
（1）V正=V逆，它是化学平衡的本质特征
（2）各组分的浓度不再改变，各组分的物质的量、质量、体积分数、反应物的转化率等均不再改变，这是外部特点。
2．化学平衡的状态的判断：
特别提醒：
1．当从正逆反应速率关系方面描述时，若按化学计量数比例同向
．．说时，则不能说明达到平衡
状态；若按化学计量数比例异向
．．说明，则可以说明达到平衡状态。
2．恒温、恒容下的体积不变的反应，体系的压强或总物质的量不变时，不能说明达到平衡状态。
如H2（g）+I2（g）2HI（g）。
3．全部是气体参加的体积不变的反应，体系的平均相对分子质量不变，不能说明达到平衡状态。
如2HI（g）H 2（g）+I2（g）
4．全部是气体参加的反应，恒容条件下体系的密度不变，不能说明达到平衡状态。
五、影响化学平衡的因素及勒夏特例原理
要点一：反应条件对化学平衡的影响：
（1）浓度：在其他条件不变时，增大反应物的浓度或减少生成物的浓度，都可使平衡向正反应方向移动，反之，平衡向逆反应方向移动。
（2）温度：在其他条件不变时，升高温度，平衡向吸热方向移动；降低温度，平衡向放热方向移动；温度对化学平衡的影响是通过改变平衡常数实现的。
（3）压强：其他条件不变时，在有气体参加的可逆反应里，增大压强，平衡向气体总体积缩小的方向移动；反之，平衡向气体总体积增大的方向移动。在这里，压强改变是通过反应器容积的改变来完成的（即压缩或扩大）。
（4）催化剂：使用催化剂能同等倍数地增大正逆反应速率，平衡不移动，缩短了达到平衡所需的时间，但不会改变化学平衡常数，不会改变反应物的转化率，不会改变各组分的百分含量。
特别提醒：
1．恒容时充入与该反应无关的气体（如稀有气体），正逆反应速率不变，平衡不移动
2．使用催化剂或对气体体积不变的反应改变压强，同等倍数的改变正逆反应速率，平衡不移动。
3．若改变浓度、压强、温度，不同倍数的改变了正逆反应速率时，化学平衡一定移动。
要点二：勒夏特例原理如果改变影响化学平衡的一个条件（如浓度、温度、压强），平衡就向能够减弱这种方向移动。对该原理中的“减弱”不能理解为消除、抵消，即平衡移动的变化总是小于外界条件变化对反应的改变。如给已达到平衡状态的可逆体系，增加5个大气压，由于化学反应向体积缩小的方向移动，使体系的最终压强大于其初始压强P0而小于P0+5。另外，工业上反应条件的优化，实质上是勒夏特例原理和化学反应速率两方面综合应用的结果。
六、化学速率和化学平衡图象
1．速率v——时间t的图象：
（1）由速率的变化判断外界条件的改变：①若反应速率与原平衡速率断层，则是由改变温度或压强所致，具体改变的条件，则要结合V逆、V正大小关系及平衡移动的方向进行判断。②若反应速率与原平衡连续，则是由改变某一种物质的浓度所致，具体是增大或减小反应物还是生成物的浓度，则要结合V逆、V正大小关系及平衡移动的方向进行判断
2．组分量——时间t、温度T、压强P的图象
①“先拐先平”：“先拐”的先达到平衡状态，即对应的温度高或压强大，从而判断出曲线对应的温度或压强的大小关系。
②“定一议二”：即固定其中的一个因素（温度或压强等），然后讨论另外一个因素与化学平衡中的参量（浓度、质量分数、体积分数、平均相对分子质量）的变化关系，从而判断出该反应为放热反应或吸热反应、反应前后气体体积的大小等。
七、化学平衡常数
1．对于一般的可逆反应：mA(g)+ nB(g)pC(g)+qD(g)，其中m、n、p、q分别表示化学方程式中反应物和生成物的化学计量数。当在一定温度下达到化学平衡时，这个反应的平衡常
数公式可以表示为：,各物质的浓度一定是平衡
．．时的浓度,而不是其他时刻的. 2．在进行K值的计算时，固体和纯液体的浓度可视为常数“1”。例如：
Fe 3O4(s)+4H2(g)3Fe(s)+4H2O(g)，在一定温度下，化学平衡常数表示为。3．利用K值可判断某状态是否处于平衡状态。例如，在某温度下，可逆反应
mA(g)+nB(g)pC(g)+qD(g)，平衡常数为K。若某时刻时，反应物和生成物的浓度关系如下：
，则有以下结论：
①Qc＝K ，V(正)＝V(逆)，可逆反应处于化学平衡状态；
②Qc＜K ，V(正)＞V(逆)，可逆反应向正反应方向进行；
③Qc＞K ，V(正)＜V(逆)，可逆反应向逆反应方向进行。
4．化学平衡常数是指某一具体化学反应的平衡常数，当化学反应方程式的各物质的化学计量数增倍或减倍时，化学平衡常数也会发生相应的变化。
5．化学平衡常数是描述可逆反应进行程度的重要参数，只与温度有关，与反应物、生成物的浓度无关，当然也不会随压强的变化而变化，即与压强无关。
八、等效平衡问题（借助“箱体法”分析，不要死记硬背）
1．等效平衡的概念：在一定条件下(定温、定容或定温、定压)对同一可逆反应，无论反应从
何处开始均可达到平衡且任何同一个的组分的含量相同，这样的平衡互称为等效平衡。2．等效平衡的规律
①对于反应前后气体物质的体积不等的反应
A定温、定容时，改变起始加入情况，只要按化学计量数换算成方程式两边同一物质的物质的
．．．量．与原平衡相等就可以建立等效平衡。
B定温、定压时，改变起始加入情况，只要按化学计量数换算成方程式两边同一物质的物质的
．．．
量之比
．．．与原平衡相等就可以建立等效平衡。
②对于反应前后气体物质的体积相等的反应
不论定温、定容时还是定温、定压时，改变起始加入情况，只要按化学计量数换算成方程式
两边同一物质的物质的量之比
．．就可以建立等效平衡。
．．．．．．与原平衡相等
第三章物质在水溶液中的行为
一、电解质、非电解质，强弱电解质的比较
1．电解质、非电解质的概念
2．强电解质与弱电解质的概念
3．强弱电解质通过实验进行判断的方法(以HAc为例)：
（1）溶液导电性对比实验：相同条件下，HAc溶液的导电性明显弱于强酸（盐酸、硝酸）（2）测0.01mol/LHAc溶液的pH>2
（3）测NaAc溶液的pH值：常温下，PH>7
（4）测pH= a 的HAc 稀释100倍后所得溶液pH< a +2
（5）将物质的量浓度相同的HAc 溶液和NaOH 溶液等体积混合后溶液呈碱性
（6）中和10mLpH=1的HAc 溶液消耗pH=13的NaOH 溶液的体积大于10mL
（7）将pH=1的HAc 溶液与pH=13的NaOH 溶液等体积混合后溶液呈酸性
（8）比较物质的量浓度相同的HAc 溶液与盐酸，分别与同样的锌粒反应产生气体的速率，后者快。
特别提醒：
1．SO 2、NH 3、CO 2的水溶液虽然能导电，但它们仍属于非电解质
2．电解质强弱的判断，关键是看电解质在水溶液中是否完全电离。电解质电离程度与溶解度无直接关系，溶解度大的不一定是强电解质（如醋酸），溶解度小的不一定是弱电解质（如硫酸钡）。
3．电解质溶液导电性取决于溶液中自由移动离子浓度和离子所带电荷数的多少。一般来说，相同浓度的强电解质的导电性明显强于弱电解质。弱酸（碱）与弱碱（酸）反应生成了强电解质，溶液的导电性明显增强。
4．电解质的强弱与溶液的导电性没有直接的关系。如难溶物BaCO 3，它溶于水的部分能完全电离，故属于强电解质，但溶液的导电性几乎为零。
二、影响水电离平衡的因素和水的离子积常数
要点一:影响水电离平衡的因素
1．温度：升温，促进水电离，c(H ＋)、c(OH －)同时增大，但溶液仍呈中性。
2．加入酸碱：向纯水中加入酸或碱溶液，酸电离出H +或碱电离出的OH －均使水的电离平衡
受到抑制。
3．加入可水解的离子（弱酸根或弱碱阳离子）：破坏了水的电离平衡，使水的电离平衡右移，促进了水的电离。
4．其他因素：向水中加入活泼金属、电解时有H +、OH －放电时均可促进水的电离平衡正向移
动。
要点二：水的离子积常数
1．水的离子积表示为K W = c (H ＋)?c (OH －) ，水的离子积只与温度有关，如不指明，则是在
25℃；升高温度，K w 增大，降低温度，K w 减小。
2．不仅适用于纯水，还适用于以水为溶剂的稀酸、稀碱溶液。碱溶液中：K w =
)OH (c )H (c -+?碱水，酸溶液中：K w = )OH (c )H (c -+?水酸；在不同的溶液中，c(H ＋)和c(OH －)虽然不一定相等，但由水电离出的c(H ＋)和c(OH －
)却总是相等的。
3．当水中加入酸或碱时，水的电离平衡都受到抑制，但Kw 不变，改变的只是c(H ＋)、c(OH －)
相对大小。
4．Kw= c(H ＋)×c(OH －)式中的c(H ＋)和c(OH －)指的是溶液中的H +和OH －的总浓度，一般说来，
当溶液中c(H ＋)或c(OH －)大于由水电离出的H +和OH －的1000倍时，水的电离可忽略。 三、弱电解质电离平衡及电离平衡常数
要点一：影响电离平衡的因素：
1．温度：升高温度，促进电离（因为电离过程吸热），离子浓度增大
2． 浓度：溶液稀释促进电离，离子浓度反而变小
3．同离子效应：加入与弱电解质具有相同的离子的物质，将抑制电离，相关离子浓度增大；
4．加入能反应的物质，促进电离，但相关离子浓度降低。
要点二:电离平衡常数
1.在一定温度下，弱电解质达到电离平衡时，各种离子浓度之积与溶液中未电离的分子浓度之
比是一个常数，该常数就叫电离平衡常数。如CH 3COOH CH 3COO －+H +，K=c(CH 3COO
－)c(H +)/c(CH 3COOH).
2.电离平衡常数是描述弱电解质达到平衡状态的标尺。它只受温度的影响，因电离过程是吸热过程，故它随温度的升高而增大。
3.对于多元弱酸来说，由于上一级电离产生的H+对下一级电离起抑制作用，一般是K1≥K2≥K3，即第二步电离通常比第一步电离难得多，第三步电离又比第二步电离难得多，因此在计算多元素弱酸溶液的c(H+)或比较弱酸酸性相对强弱时，通常只考虑第一步电离。
四、溶液的酸碱性及PH值的计算
要点一：溶液的酸碱性及PH值
1．溶液酸碱性的判断依据：
c(H＋) ＞c(OH－)，溶液呈酸性；c(H＋)=c(OH－)，溶液呈中性；c(H＋)＜c(OH－)，溶液呈碱性。2．酸碱性与PH值的关系：
用PH值的大小来判断溶液的酸碱性，须注意温度：
常温下，PH=7的溶液为中性；在100℃时，PH=7时，溶液呈碱性。
3．释稀溶液与PH的关系：
①对于强酸溶液，每稀释10倍，PH增大一个单位，无论如何冲稀也不会等于或大于7；对于强碱溶液，每冲稀10倍，PH减小一个单位，无论如何冲稀也不会等于或小于7。
②对于PH相同的强酸和弱酸（强碱或弱碱）溶液冲稀相同的倍数，强酸或强碱溶液的PH变化大，这是因为强酸或强碱已完全电离，而弱酸或弱碱还能继续电离出H＋、OH－。
要点二：PH值的计算
1．单一溶液的pH值计算：pH=－lgc(H+)
2．溶液的稀释：
规律：酸：pH= a，加水稀释10n倍，强酸：pH= a + n，弱酸：pH < a + n
无限稀释，pH接近7，但不会小于7
碱：pH= b，加水稀释10n倍，强碱：pH= b－n，弱碱：pH > b－n
无限稀释，pH接近7，但不会小于7。
3．酸酸混合或碱碱混合溶液pH值计算
（1）强酸混合：
（2）强碱混合：
然后，再根据c（H+）= Kw/ c(OH－)，求算c（H+）。
2．强酸和强碱混合
①恰好完全反应：pH=7
②酸过量时：
③碱过量时：
根据c（H+）= Kw/ c(OH－)，求c（H+）
五、电离方程式和水解方程式的书写
要点一：电离方程式的书写
1．由于弱电解质在溶液中部分电离，故写电离方程式时用“”符号，
如CH3COOH H＋＋CH3COO－
2．多元弱酸分步电离，以第一步电离为主：
如H2CO3电离：H2CO3HCO3－＋H+，HCO3－CO32－+H+
3．多元弱碱的电离与多元弱酸的电离情况相似，但常用一步表示：Fe(OH)3Fe3++3OH－要点二：水解方程式的书写
1．因单个离子水解程度较弱，故水解反应方程式用“”，生成的产物少，生成物一般不标“↓”或“↑”。
2．多元弱酸对应的盐水解方程式与多元弱酸的电离方程式一样也是分步进行，不能合并。3．多元弱碱阳离子的水解方程式一步完成。例如FeCl3水解：FeCl3+3H2O Fe(OH)3+3H+ 4．双水解是指阴阳离子均水解，且水解程度较大，一般能进行到底，此类水解用“=”表示，生成物中的沉淀、气体要用“↓”或“↑”标出，如Al3+与AlO2－、HCO3－、HS－、S2－之间均发生双水解反应，如Al3++ 3HS－+3H2O=Al(OH)3↓+3H2S↑
六、盐类的水解
要点一：盐类水解规律
1．有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解；谁强显谁性，两弱相促进，两强不水解。
2．多元弱酸根，浓度相同时，正酸根比酸式酸水解程度大，碱性更强(如Na2CO3＞NaHCO3)。要点二：影响盐类的水解的因素
1.内在因素:组成盐的弱离子对应的酸或碱越弱,盐的水解程度越大.
2.外在因素:
①温度：升高温度，能促进盐的水解(因盐的水解是吸热的)；
②冲稀：用水稀释,盐的浓度减小,水解所呈现的酸碱性减弱,但盐的水解程度增大；
③加入酸或碱：能促进或抑制盐的水解,加入水解呈现的酸碱性相反的盐也能促进盐的水解。要点三：盐类水解的应用
1．易水解盐溶液的配制：配制FeCl3、SnCl2等溶液时，常将它们溶于较浓的盐酸中，然后再用水稀释到所需浓度。
2．物质杂质：加热法可除去KNO3溶液中的Fe3+杂质；加CuO或Cu(OH)2等可除去Cu2+溶液中的Fe3+。
3．溶液的蒸干：有些盐如FeCl3 MgCl2，由溶液蒸干得到晶体时，必须在蒸发过程中不断通入HCl气体，以抑制水解。
4.物质的制备：如Al2S3不能用湿法制备。
5.较活泼的金属与盐溶液作用产生氢气：如将Mg放入NH4Cl溶液中,会有氢气产生。
6.化肥的合理使用，如铵态氮肥不能与草木灰（主要成分K2CO3）混用
7．泡沫灭火器中药剂的使用，如Al2(SO4)3和NaHCO3
8．明矾净水：Al3+水解成氢氧化铝胶体，胶体具有很大的表面积，吸附水中悬浮物而聚沉
注意：NH4HCO3、（NH4）2CO3溶液两种离子均可水解且互相促进，但不能水解进行到底,故它们可以大量共存，配成溶液。
七、溶液中离子浓度大小的比较
1.多元弱酸、多元弱酸盐溶液
如H2S溶液：c(H+)>c(HS－)>c(S2一)>c(OH一)。
如Na2CO3溶液：c(Na+)>c(CO32－)>c(OH－) >c(HCO3－)>(H+)。
2．混合溶液：混合溶液中离子浓度的比较，要注意能发生反应的先反应再比较，同时要注意混合后溶液体积的变化，一般情况下，混合溶液的体积等于各溶液体积之和。在此，常用到以下两组混合液：①NH4C1 ～NH3.H2O(1：1)；②CH3COOH～CH3COONa(1：1)。一般均按电离程度大于水解程度考虑。即①NH4C1 ～NH3.H2O(1：1)中，c(NH4+)>c(Cl一) > c(OH
一) >c(H+)；②CH
3
COOH～CH3COONa(1：1)中：c(CH3COO一)>c(Na+) > c(H+)>c(OH一)
3．掌握三个守恒关系:
(1)电荷守恒：电解质溶液中，不论存在多少种离子，溶液总是呈电中性，即阴离子所带负电荷总数一定等于阳离子所带正电荷总数。如在Na2CO3溶液中有c(Na+)+c(H+)=c(HCO3
－)+2c(CO
3
2－)+c(OH－)。
(2)物料守恒：电解质溶液中，由于某些离子水解或电离，使离子种类增多，但某些主要原子的总数是守恒的。如在Na2 CO3溶液中有c(Na+)=2c(CO32－)+2c(HCO3－)+2c(H2CO3)。
(3)质子守恒：任何溶液中，最后溶液中仅由水电离出的H+与OH－守恒，即由水电离产生的c(H+)=c(OH－)。在电解质溶液中，由于某些离子发生水解，结合了水电离的H+或OH－，使溶液中c(H+)≠c(OH－)，但由水电离出的H+与OH－守恒。如在Na2CO3溶液中有c(OH
－)=c(H+)+c(HCO
3－)+2c(H
2
CO3)，也可由电荷守恒式和物料守恒式叠加得出。
八、溶沉淀解平衡及沉淀溶解平衡常数
要点一：沉淀溶解平衡：
1．溶解度小于0.01g的电解质称难溶电解质。难溶并非不溶，任何难溶物在水中均存在溶解平衡。
2．反应后离子浓度降至1×10－5mol/L以下的反应为完全反应，故用“=”，常见的难溶物在水中的离子浓度均远低于10－5mol/L
3．溶解平衡方程式的书写：
在沉淀后用(s)标明状态，并用“ ”，如：Ag2S(s) 2Ag+ (aq)+ S2－(aq)
4.沉淀溶解平衡是动态平衡，其影响因素主要有：
①温度：一般升温时，沉淀溶解度增大，能促进溶解，但要注意Ca(OH)2的溶解度随温度的升高而减小。
②同离子效应：增大体系中沉淀溶解平衡中离子浓度，平衡向生成沉淀的方向移动；反之，则向沉淀溶解的方向移动。
5. 沉淀转化的实质：就是沉淀溶解平衡的移动，一般说来，溶解度小的沉淀转化成溶解度更小的沉淀。
要点二:沉淀溶解平衡常数
1．表达公式：沉淀溶解平衡常数，它的符号为Ksp，对于沉淀溶解平衡：MmNn(s)
mM n+(aq)+nN m－(aq)。固体纯物质不列入平衡常数中。上述反应的平衡常数为表示为：Ksp=[c(M n+)]m[c(N m－)]n
2．影响因素：在一定的温度下，Ksp是一个常数，称为溶度积常数，简称溶度积，它只受温度影响，不受溶液中离子浓度的影响。
3．溶度积的应用：
通过比较溶度积和溶液中有关离子浓度幂的乘积—离子积Q C的相对大小，可以判断难溶电解质在给定条件下沉淀能否生成或溶解。
Q C＞Ksp溶液过饱和，有沉淀析出，直至溶液饱和达到新的平衡状态
Q C= Ksp溶液饱和，沉淀与溶解处于平衡状态
Q C＜Ksp溶液未饱和，无沉淀析出，若加入过量难溶电解质，难溶电解质溶解直至溶液饱和。
化学反应原理综合练习题
化学反应原理综合练习题 一、选择题 1．下列说法正确的是（） A．反应热是指反应过程中放出的热量 B．1molH2SO4和1molBa(OH)2完全中和所放出的热量为中和热 C．相同条件下将两份碳燃烧，生成CO2的反应比生成CO的反应放出的热量多D．物质发生化学变化都伴随着能量变化 2、用铂电极电解下列溶液时，阴极和阳极上的主要产物分别是H2和O2的是（） A、稀NaOH溶液 B、HCl溶液 C、NaCl溶液 D、酸性AgNO 3 3、用惰性电极电解下列溶液一段时间后，再加入一定量的某中纯净物（括号内物质），可使溶液恢复到原来的成分和浓度的是（） A、AgNO3 (AgNO3) B、NaOH (NaOH) C、KCl （HCl） D、CuSO4 (Cu(OH)2) 4．已知31g红磷（P，固体）在氧气中燃烧生成P4O10固体放出738.5kJ热量，31g白磷（P4，固体）在氧气中燃烧生成P4O10固体放出745.8kJ热量。下列判断正确的是（） A白磷在氧气中燃烧的热化学方程式P4(s)+5O2(g)=P4O10(s)△H=－745.8kJ·mol－1 B．红磷转化成白磷时放出热量 C．红磷比白磷稳定 D．31g红磷中蕴含的能量为738.5kJ 5．增大压强，对已达到平衡的下列反应产生的影响是（）3X(g)+Y(g) 2Z(g)+2Q(s) A．正反应速率增大，逆反应速率减小，平衡向正反应方向移动 B．正反应速率减小，逆反应速率增大，平衡向逆反应方向移动 C．正、逆反应速率都增大，平衡向正反应方向移动 D．正、逆反应速率都没有变化，平衡不发生移动 6．在稀氨水中存在平衡：NH3·H2O NH4++OH－，要使用NH3·H2O和NH4+的浓度都增大，应采取的措施是( ) A．加NaOH溶液B．加NH4Cl固体C．加盐酸D．加NaCl溶液7．在密闭容器中，反应SO2+NO2NO+SO3（气），达到平衡后，若往容器中通入少量O2，此时将将会发生的变化是（） A．容器内压强增大，平衡向正反应方向移动
高考化学化学反应原理综合题含答案
高考化学化学反应原理综合题含答案 一、化学反应原理 NH ClO为白色晶体，分解时产生大量气体，是复合火箭推进剂的重要成1．高氯酸铵() 44 分。 ()1高氯酸铵中氯元素的化合价为_____________。 ()2高氯酸铵在高温条件下分解会产生H() O g和三种单质气体，请写出该分解反应的化 2 学方程式____________________________。 ()3某研究小组在实验室设计如下装置检验高氯酸铵分解的产物。该小组连接好装置后，依次检查装置的气密性、装入试剂、通干燥的惰性气体排尽装置内的空气、将导管末端移入盛满水的试管E、通入气体产物。(已知：焦性没食子酸溶液用于吸收氧气) ①装置A、B、C、D中盛放的药品可以依次为__________(选填序号：Ⅰ、Ⅱ或Ⅲ)。 .碱石灰、湿润的淀粉KI试纸、氢氧化钠溶液、Cu Ⅰ .无水硫酸铜、湿润的红色布条、氢氧化钠溶液、Cu Ⅱ .无水硫酸铜、湿润的淀粉KI试纸、饱和食盐水、Cu Ⅲ ②装置E收集到的气体可能是_____________(填化学式)。 ()4经查阅资料，该小组利用反应NaClO4(aq)+NH4Cl(aq)90℃=NH4ClO4(aq)+NaCl(aq)在实验室NH ClO，该反应中各物质的溶解度随温度的变化曲线如图。 制取44 ①从混合溶液中获得较多粗NH ClO4晶体的实验操作依次为________、_________和过 4 滤、洗涤、干燥。 ②研究小组分析认为，若用氨气和浓盐酸代替NH Cl，则上述反应不需要外界供热就能 4 进行，其原因是_______________________________。 ()5研究小组通过甲醛法测定所得产品NH4ClO4的质量分数。[已知：NH4ClO4的相对
高三新课程一轮复习----化学反应原理全册知识归纳
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NH4Cl 与Ba(OH)2?8H2O 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 注意： 放热反应不一定常温下 就自发进行，可能需要 加热或点燃条件。
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，Δ H=____________ 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、aq （3）各物质前的化学计量数表示物质的量，不表
高中化学基础知识整理79065
高中化学基础知识整理 Ⅰ、基本概念与基础理论： 一、阿伏加德罗定律 1．内容：在同温同压下，同体积的气体含有相同的分子数。即“三同”定“一同”。2．推论 （1）同温同压下，V1/V2=n1/n2 同温同压下，M1/M2=ρ1/ρ2 注意：①阿伏加德罗定律也适用于不反应的混合气体。②使用气态方程PV=nRT有助于理解上述推论。 3、阿伏加德罗常这类题的解法： ①状况条件：考查气体时经常给非标准状况如常温常压下，1.01×105Pa、25℃时等。 ②物质状态：考查气体摩尔体积时，常用在标准状况下非气态的物质来迷惑考生，如H2O、SO3、已烷、辛烷、CHCl3等。 ③物质结构和晶体结构：考查一定物质的量的物质中含有多少微粒（分子、原子、电子、质子、中子等）时常涉及希有气体He、Ne等为单原子组成和胶体粒子，Cl2、N2、O2、H2为双原子分子等。晶体结构：P4、金刚石、石墨、二氧化硅等结构。 二、离子共存 1．由于发生复分解反应，离子不能大量共存。 （1）有气体产生。如CO32-、SO32-、S2-、HCO3-、HSO3-、HS-等易挥发的弱酸的酸根与H+不能大量共存。 （2）有沉淀生成。如Ba2+、Ca2+、Mg2+、Ag+等不能与SO42-、CO32-等大量共存；Mg2+、Fe2+、Ag+、Al3+、Zn2+、Cu2+、Fe3+等不能与OH-大量共存；Fe2+与S2-、Ca2+与PO43-、Ag+与I-不能大量共存。 （3）有弱电解质生成。如OH-、CH3COO-、PO43-、HPO42-、H2PO4-、F-、ClO-、AlO2-、SiO32-、CN-、C17H35COO-、等与H+不能大量共存；一些酸式弱酸根如HCO3-、HPO42-、HS-、H2PO4-、HSO3-不能与OH-大量共存；NH4+与OH-不能大量共存。 （4）一些容易发生水解的离子，在溶液中的存在是有条件的。如AlO2-、S2-、CO32-、C6H5O-等必须在碱性条件下才能在溶液中存在；如Fe3+、Al3+等必须在酸性条件下才能在溶液中存在。这两类离子不能同时存在在同一溶液中，即离子间能发生“双水解”反应。如3AlO2-+Al3++6H2O=4Al(OH)3↓等。 2．由于发生氧化还原反应，离子不能大量共存。 （1）具有较强还原性的离子不能与具有较强氧化性的离子大量共存。如S2-、HS-、SO32-、I-和Fe3+不能大量共存。
宁波高考化学专题题库∶化学反应原理的综合题
宁波高考化学专题题库∶化学反应原理的综合题 一、化学反应原理 1．为了证明化学反应有一定的限度，进行了如下探究活动： 步骤1：取8mL0.11mol L -?的KI 溶液于试管,滴加0.11mol L -?的FeCl 3溶液5～6滴,振荡； 请写出步骤1中发生的离子反应方程式：_________________ 步骤2:在上述试管中加入2mLCCl 4，充分振荡、静置； 步骤3：取上述步骤2静置分层后的上层水溶液少量于试管，滴加0.11mol L -?的KSCN 溶液5～6滴，振荡，未见溶液呈血红色。 探究的目的是通过检验Fe 3+，来验证是否有Fe 3+残留，从而证明化学反应有一定的限度。针对实验现象，同学们提出了下列两种猜想： 猜想一：KI 溶液过量，Fe 3+完全转化为Fe 2+，溶液无Fe 3+ 猜想二：Fe 3+大部分转化为Fe 2+，使生成Fe （SCN ）3浓度极小，肉眼无法观察其颜色为了验证猜想，在查阅资料后，获得下列信息： 信息一：乙醚比水轻且微溶于水，Fe （SCN ）3在乙醚中的溶解度比在水中大。 信息二：Fe 3+可与46[()]Fe CN - 反应生成蓝色沉淀，用K 4[Fe （CN ）6]溶液检验Fe 3+的灵敏度比用KSCN 更高。 结合新信息，请你完成以下实验：各取少许步骤2静置分层后的上层水溶液于试管A 、B 中，请将相关的实验操作、预期现象和结论填入下表空白处： 【答案】322222Fe I Fe I +-++=+ 若液体分层，上层液体呈血红色。 则“猜想一”不成立 在试管B 中滴加5-6滴K 4[Fe （CN ）6]溶液，振荡 【解析】 【分析】 【详解】 （1） KI 溶液与FeCl 3溶液离子反应方程式322222Fe I Fe I +-++=+； （2）①由信息信息一可得：取萃取后的上层清液滴加2-3滴K 4[Fe （CN ）6]溶液，产生蓝色沉淀，由信息二可得：往探究活动III 溶液中加入乙醚，充分振荡，乙醚层呈血红色，
化学反应原理知识点归纳
化学反应原理知识点归 纳 Company number：【0089WT-8898YT-W8CCB-BUUT-202108】
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)28H 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 、aq 注意： 放热反应不一定常温下就自发进行，可能需要加热或点燃条件。
2020年高考化学综合题分类练习卷：化学反应原理练习卷
2019年高考化学综合题分类练习卷：化学反应原理练习卷
化学反应原理练习卷 1.党的十九大报告指出:要持续实施大气污染防治行动，打赢蓝天保卫战。当前空气质量检测的主要项目除了PM 2.5外，还有CO、SO2、氮氧化物(NO和NO2)、O3等气体。 （1）汽车尾气中含有NO 和CO气体，可利用催化剂对CO、NO进行催化转化反应: 2CO(g) +2NO(g) N2(g) +2CO2(g) △H ①已知下列热化学方程式:N2(g) +O2(g) =2NO(g) △H1 = + 180.5kJ/mol，2C(s) +O2(g) =2CO(g) △H2=-2210kJ/mol ，C(s)+O2(g)=CO2(g) △H3=-393.5kJ/mol，则△H=_________。 ②在一定温度下,将2.0molNO、2.4molCO气体通入到固定容积为2 L的密闭容器中，反应过程中部分物质的浓度变化如下图所示。在0~15min,以N2表示的该反应的平均速度v(N2)=________。若保持反应体系温度不变，20min时再容器中充入NO、N2各0.4mol，化学平衡将_____移动 (填“向左”“向右”或“不”)。 （2）在相同温度下，两个体积均为1L 的恒容密闭容器中，发生CO、NO催化转化反应，有关物质的量如下表:
容器编 号起始物质的量 /mol 平衡物质的量 /mol N O C O N CO 2 CO2 I 0.2 0.2 0 0 a II 0.3 0.3 b 0.1 0.2 ①容器I中平衡后气体的压强为开始时的0.875倍，则a=________。 ②容器II平衡时的气体压强为p，用平衡分压代替平衡浓度表示的平衡常数K 为________。 （3）汽车使用乙醇汽油并不能破少NO x的排放。某研究小组在实验室以耐高温试剂Ag-ZSW-5对CO、NO 催化转化进行研究。测得NO 转化为N 2的转化率随温度CO 混存量的变化情况如图所示。 ①在n(NO)/n(CO) =1条件下，最佳温度应控制在_______左右。 ②若不使用CO，温度超过775 K，发现NO的分解率降低，
高中化学选修4化学反应原理-知识点
化学反应原理 第一章化学反应与能量 第一节化学反应与能量的变化 第二节燃烧热能源 第三节化学反应热的计算 归纳与整理 第二章化学反应速率和化学平衡 第一节化学反应速率 第二节影响化学反应速率的因素第二节影响化学反应速率的因素 第三节化学平衡 第四节化学反应进行的方向 归纳与整理 第三章水溶液中的离子平衡 第一节弱电解质的电离 第二节水的电离和溶液的酸碱性 第三节盐类的水解 第四节难溶电解质的溶解平衡 归纳与整理 第四章电化学基础 第一节原电池 第二节化学电源 第三节电解池 第四节金属的电化学腐蚀与防护 归纳与整理 化学选修4化学反应与原理 章节知识点梳理 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。
《化学反应原理》全册教案
《化学反应原理》全册教案 绪言 一学习目标：1学习化学原理的目的 2：化学反应原理所研究的范围 3：有效碰撞、活化分子、活化能、催化剂二学习过程 1：学习化学反应原理的目的 1）化学研究的核心问题是：化学反应2）化学中最具有创造性的工作是：设计和创造新的分子 3）如何实现这个过程？ 通常是利用已发现的原理来进行设计并实现这个过程，所以我们必须对什么要清楚才 能做到，对化学反应的原理的理解要清楚，我们才能知道化学反应是怎样发生的，为 什么有的反应快、有的反应慢，它遵循怎样的规律，如何控制化学反应才能为人所用！ 这就是学习化学反应原理的目的。 2：化学反应原理所研究的范围是1）化学反应与能量的问题2）化学反应的速率、方向及限度的问题3）水溶液中的离子反应的问题4）电化学的基础知识3：基本概念 1）什么是有效碰撞？引起分子间的化学反应的碰撞是有效碰撞，分子间的碰撞是发生化学反应的必要条件，有效碰撞是发生化学反应的充分条件，某一化学反应的速率大小与，单位时间内有效碰撞的次数有关2）什么是活化分子？具有较高能量，能够发生有效碰撞的分子是活化分子，发生有效碰撞的分子一定是活化分子，但活化分子 的碰撞不一定是有效碰撞。有效碰撞次数的多少与单位体 积内反应物中活化分子的多少有关。3）什么是活化能？ 活化分子高出反应物分子平均能量的部分是活化能，如图 活化分子的多少与该反应的活化能的大小有关，活化能的 大小是由反应物分子的性质决定，（内因）活化能越小则 一般分子成为活化分子越容易，则活化分子越多，则单位 时间内有效碰撞越多，则反应速率越快。4）什么是催化 剂？催化剂是能改变化学反应的速率，但反应前后本身性质和质量都不改变的物质，催化剂作用:可以降低化学反应所需的活化能,也就等于提高了活化分子的百分数,从而提高了有效碰撞的频率.反应速率大幅提高. 5）归纳总结：一个反应要发生一般要经历哪些过程？ 1、为什么可燃物有氧气 参与，还必须达到着 火点才能燃烧？2、催 化剂在我们技术改造和生 产中，起关键作用，它主 要作用是提高化学反应速率，试想一下为什么催化剂能提高反应速率？
高中化学选修化学反应原理知识点总结
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(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： H+(aq) +OH-(aq) =H2O(l) ΔH=－mol 3．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mol。 4．中和热的测定实验 五、盖斯定律
化学反应原理期末试题含答案复习课程
化学反应原理期末试 题含答案
化学反应原理期末试题含答案 1.下列有关说法正确的是（） A.CaCO3(s)=CaO(s)＋CO2(g)室温下不能自发进行，说明该反应的ΔH＜0 B.NH3(g）＋HCl(g))=NH4Cl(s)室温下能自发进行，说明该反应的ΔH＜0 C.N2(g)＋3H2(g) 2NH3(g)ΔH＜0，其他条件不变时升高温度，反应速率v(H2)和氢气的平衡转化率均增大 D.水的离子积常数K w随着温度的升高而增大，说明水的电离是放热反应2．下列说法正确的是 A.将纯水加热至较高温度，K w变大、pH变小、呈酸性 B.常温下，将pH=4的醋酸溶液稀释后，溶液中所有离子的浓度均降低 C.向0.1 mol·L-1醋酸溶液中加入少量冰醋酸，溶液的pH减小，醋酸电离程度变大 D.等体积、pH都为3的酸HA和HB分别与足量的Zn反应，HA放出的 H2多， 说明HA的酸性小于HB 3. 分析下列硫燃烧时的能量变化图，判断有关热 化学方程式和说法正确的是( ) A．S(s，单斜)＋O2(g)===SO2(g) ΔH＝＋297.16 kJ·mol－1 B．S(s，正交)===S(s，单斜) ΔH＝－0.33 kJ·mol－1 C．S(s，正交)＋O2(g)===SO2(g) ΔH＝－296.83 kJ·mol－1 D．单斜硫的稳定性大于正交硫的稳定性 4. 在密闭容器中进行反应CH4(g)＋H2O(g) CO(g)＋3H2(g) ΔH>0，测得c(CH4)随反应时间(t)的变化如图所示。下列判断中正确的是( ) A．10 min时，改变的外界条件可能是减小压强 B．0～5 min内，v(H2)＝0.1 mol·(L·min)－1 C．恒温下，缩小容器体积，平衡后c(H2)减小 D．12 min时，反应达平衡时，气体的平均摩尔质量不
化学选修化学反应原理知识点总结
化学选修化学反应原理 知识点总结 集团档案编码：[YTTR-YTPT28-YTNTL98-UYTYNN08]
《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 4 ①多数的分解反应 ② 2NH 4Cl(s)+Ba(OH)2·8H 2O(s)=BaCl 2+2NH 3+10H 2O ③ C(s)+ H 2O(g) 高温 CO+H 2 ④CO 2+ 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： ①放热反应△H 为“-”，吸热反应△H 为“+”，△H 的单位为kJ/mol ②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 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 +>Cu 2+>H +） 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
化学反应原理综合试题解题策略
题型1 化学反应原理综合试题解题策略 角度1化学能与热能、电能的相互转化综合判断与计算[题型解读]化学能与热能、电能的相互转化是高考的必考热点内容。试题形式常与能量图像，电化学装置图为背景进行综合考查，一般难度中档。 近几年高考的命题角度主要有①根据能量图像判断焓变ΔH；②结合盖斯定律进行ΔH计算或书写热化学方程式；③结合背景材料或装置图示进行原电池原理、电解原理的问题分析；④书写一定背景下的电极反应式；⑤一定条件的电化学计算等。预测2016年高考命题不会超出上述命题角度，特别是盖斯定律的应用和一定背景的电极反应式的书写仍会是命题的热点。 (1)(2015·菏泽一模)(3分)甲醇是重要的可再生燃料。已知在常温常压下： 2CH3OH(l)＋3O2(g)===2CO2(g)＋4H2O(g)ΔH＝－1 275.6 kJ/mol 2CO(g)＋O2(g)===2CO2(g)ΔH＝－566.0 kJ/mol H2O(g)===H2O(l)ΔH＝－44.0 kJ/mol 则甲醇不完全燃烧生成一氧化碳和液态水的热化学方程式为_____________________________________________________________。 (2)(2015·泰安二模)(19分)氧化还原反应与生产、生活、科技密切相关。请回答下列问题： ①银制器皿日久表面变黑是因为表面生成了Ag2S的缘故，该现象属于________腐蚀。如果加入一定浓度硝酸将发生反应3Ag2S＋8HNO3===6AgNO3＋3S↓＋2NO↑＋4H2O，
同时Ag 与硝酸反应生成AgNO 3、NO 、H 2O ，当生成22.4 mL 的气体时，参加反应硝酸的物质的量为________。 图1 ②在如图1所示的原电池装置中，负极的电极反应为_________________________，H ＋的移动方向为________；电池总反应方程式为________________________，当电路中转移0.1 mol e －时，交换膜左侧溶液中离子减少的物质的量为________。 图2 ③电解NO 制备NH 4NO 3原理如图2所示，接电源正极的电极为________(填X 或Y)，X 电极反应式为________________________________，为使电解产物完全转化为NH 4NO 3，需要补充的物质A 的化学式为________。 【信息提取】 (2)①n (HNO 3)∶n (NO)＝8∶2――――――――――→n ?NO ?＝0.001 mol n (HNO 3)＝0.004 mol ； ②右侧通Cl 2――→得电子右端为正极；左端电极反应为Ag －e －＋Cl －===AgCl ；右侧溶液 增加Cl －，H ＋向右侧溶液移动； ③NO →NH ＋4 ――→得电子X 为阴极，NO →NO －3――→失电子Y 为阳极。 【标准答案】 (1)CH 3OH(l)＋O 2(g)===CO(g)＋2H 2O(l) ΔH ＝－442.8 kJ/mol(3分) (2)①化学(2分) 0.004 mol 或4×10－3mol(3分) ②Ag －e －＋Cl －===AgCl(2分) 向右(2分) 2Ag ＋Cl 2===2AgCl(2分) 0.2 mol(2分) ③Y(2分) NO ＋6H ＋＋5e －===NH ＋4＋H 2O(2分) NH 3或NH 3· H 2O(2分) 【评分细则】 (1)化学计量数与ΔH 不一致不给分，不注明状态不给分，ΔH 的符号，单位错的不给分。 (2)①只填“化学”才得分，其他不给分；无单位的不给分。 ②写成Ag －e －===Ag ＋不给分，写成2Ag －2e －＋2Cl －===2AgCl 的给分，0.2 mol 漏掉单位的不给分。
高考化学化学反应原理综合题及答案解析
高考化学化学反应原理综合题及答案解析 一、化学反应原理 1．三草酸合铁酸钾K 3[Fe(C 2O 4)3]·3H 2O 是一种绿色晶体，易溶于水，难溶于乙醇等有机溶剂，光照或受热易分解。实验室要制备K 3[Fe(C 2O 4)3]·3H 2O 并测定2- 24C O 的含量。请回答下列相关问题。 I ．FeC 2O 4·2H 2O 的制备 向烧杯中加入5.0g(NH 4)2Fe(SO 4)2·6H 2O 、15mL 蒸馏水、1mL3moL/L 的硫酸，加热溶解后加入25mL 饱和H 2C 2O 4溶液，继续加热并搅拌一段时间后冷却，将所得FeC 2O 4·2H 2O 晶体过滤、洗涤。 （1）制备FeC 2O 4·2H 2O 时，加入3mol ／L 硫酸的作用是________________________。 II ．K 3[Fe(C 2O 4)3]·3H 2O 的制备 向I 中制得的FeC 2O 4·2H 2O 晶体中加入10mL 饱和K 2C 2O 4溶液，水浴加热至40℃，缓慢加入过量3％的H 2O 2溶液并不断搅拌，溶液中产生红褐色沉淀，H 2O 2溶液完全加入后将混合物加热煮沸一段时间，然后滴加饱和H 2C 2O 4溶液使红褐色沉淀溶解。向溶液中再加入10mL 无水乙醇，过滤、洗涤、干燥。 （2）制备过程中有两个反应会生成K 3[Fe(C 2O 4)3]，两个化学方程式依次是： ______________________、2Fe(OH)3+3K 2C 2O 4+3H 2C 2O 4=2K 3[Fe(C 2O 4)3]+6H 2O 。 （3）H 2O 2溶液完全加入后将混合物加热煮沸一段时间的目的是 ______________________。 III ．2-24C O 含量的测定 称取0.22g Ⅱ中制得的K 3[Fe(C 2O 4)3]·3H 2O 晶体于锥形瓶中，加入50mL 蒸馏水和15mL3mol ／L 的硫酸，用0.02000mol ／L 的标准KMnO 4溶液滴定，重复3次实验平均消耗的KMnO 4溶液体积为25.00mL 。 （4）滴定时KMnO 4溶液应盛放在_____________(填仪器名称)中，判断滴定终点的依据是_________________。 （5）滴定终点时，所得溶液中的溶质除硫酸外，还有__________________________(写化学式)，K 3[Fe(C 2O 4)3]·3H 2O 样品中2-24C O 的质量分数是____________________。 【答案】抑制2Fe +的水解（答案合理即可） ()()2422422324336FeC O 6K C O 3H O 404K Fe C O 2Fe OH ℃??+++↓?? 分解过量的22H O （答案合理即可） 酸式滴定管 最后一滴标准4KMnO 溶液滴入后，溶液变为浅红色且30s 不再改变 ()244243K SO MnSO Fe SO 、、 50% 【解析】 【分析】 （1）制备242FeC O 2H O ?时，加入3mol/L 硫酸的作用是抑制2Fe +的水解； （2）根据信息第一个生成K 3[Fe(C 2O 4)3]的化学方程式是 ()()2422422324336FeC O 6K C O 3H O 404K Fe C O 2Fe OH ℃??+++↓??；
苏教版高中化学选修四《化学反应原理》全册导学案
苏教版高中化学选修四《化学反应原理》 全册导学案
专题一化学反应与能量变化 第一单元化学反应中的热效应 【学习目标】 1.了解反应热和焓变的含义，知道放热反应和吸热反应的概念，理解化学反应过程中能 量变化的原因。 2.知道热化学方程式的概念，能通过比较的方法理解热化学方程式与化学方程式的区 别，能正确书写热化学方程式并利用热化学方程式进行简单计算。 3.初步学习测定化学反应的反应热的实验方法，能正确分析误差产生的原因并能采取适 当措施减小误差。 4.知道盖斯定律的内容，能运用盖斯定律计算化学反应的反应热。 化学反应中的焓变 【基础知识梳理】 【知识回顾】 下列变化属于放热反应的有属于吸热反应的有. ①氯酸钾分解制氧气②铝热反应 ③点燃的镁条继续在CO2中继续燃烧④生石灰跟水反应生成熟石灰 ⑤Ba(OH)2·8H2O和NH4Cl的反应⑥C与CO2的反应 常见的放热反应 （1）（2） （3）（4） 常见的吸热反应 （1）（2） （3）（4） 一、化学反应的焓变 1、定义：化学反应过程中，当反应物和生成物具有相同的温度时，放出或吸收的热量叫做化学反应的反应热。 焓变：在恒温、恒压的条件下，化学反应过程中所吸收或释放的热量称为反应的焓变。符号单位 2.能量变化的原因 （1）宏观?H= 总能量-- 总能量 （2）微观化学反应本质 ?H= 破坏键吸收能量—形成键放出能量 破坏键吸收能量形成键放出能量?H0 放热反应 破坏键吸收能量形成键放出能量?H0 吸热反应（填>,<或=） 【问题解决】已知断裂1molH2(g)中的H-H键需要吸收436kJ的能量，断裂1molO2中的共价键需要吸收498kJ的能量，生成H2O中的1molH-O键能放出436kJ的能量。试写出O2(g)与H2(g)反应生成H2O(g)的热化学方程式。
高中化学反应原理知识点苏教版
第一章化学反应与能量 第一单元化学反应中的热效应 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： H+(aq) +OH-(aq) =H2O(l) ΔH=－57.3kJ/mol 3．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57.3 kJ/mol。 4．中和热的测定实验 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。 第二单元化学能与电能的转化 原电池： 1、概念：化学能转化为电能的装置叫做原电池_______ 2、组成条件：①两个活泼性不同的电极②电解质溶液③电极用导线相连并插入电解液构成闭合回路 3、电子流向：外电路：负极——导线——正极 内电路：盐桥中阴离子移向负极的电解质溶液，盐桥中阳离子移向正极的电解质溶液。 4、电极反应：以锌铜原电池为例： 负极：氧化反应：Zn－2e＝Zn2＋（较活泼金属） 正极：还原反应：2H＋＋2e＝H2↑（较不活泼金属） 总反应式：Zn+2H+=Zn2++H2↑
化学反应原理综合测试题(供参考)
2017--2018学年度高二第一学期期末考试 化学试题 说明： 1．本试卷分第I卷（1—4页）和第II卷（5—8页），全卷满分100分，考试时间90分钟。 2．可能用到的相对原子质量：H 1 C 12 O 16 S 32 Cl 35.5 Fe 56 Cu 64 第I卷（选择题共48分） 单项选择题：包括16小题，每小题3分，共计48分。每小题只有一个 ．．．．选项符合题意。 1.下列说法正确的是 A.同温同压下，H2(g)+Cl2(g)=2HCl(g)在光照和点燃条件下的△H相同 B.等质量的硫蒸气和硫固体分别完全燃烧，后者放出的能量多 C.在加热条件下发生的反应均为吸热反应 D.物质发生化学反应时不一定都伴随着能量变化 2．关于中和热的测定实验，下列说法正确的是 A．为了使反应充分，可以向酸（碱）中分次加入碱（酸） B．为了使反应进行的更完全，可以使酸或碱适当过量 C．中和热为一定值，实验结果与所用酸（碱）的用量和种类均无关 D．用铜丝代替玻璃棒搅拌，会使中和热测定值偏大 3．稀氨水中存在着下列平衡:NH 3? H2O NH4++OH- ，若要使平衡向逆反应方向移动，同时使c(OH-)增大，应加入适量的物质是（忽略溶解热） ①NH4C1 固体②硫酸③NaOH 固体④水⑤加热 A.仅①②③⑤ B. 仅③⑤ C. 仅③ D. 仅①③ 4．下列叙述正确的是 ①原电池是把化学能转化成电能的一种装置 ②原电池的正极发生氧化反应，负极发生还原反应 ③不能自发进行的氧化还原反应，通过原电池的装置均可实现 ④碳棒不能用来作原电池的正极 ⑤反应Cu＋2Ag＋=2Ag＋Cu2＋，能以原电池的形式来实现 A．①⑤B．①④⑤C．②③④D．②⑤ 5．下列化学方程式中，不正确的是 A．甲烷的燃烧热△H =－890.3 kJ·mol-1，则甲烷燃烧的热化学方程式可表示为：
2020届高三新课程一轮复习化学反应原理全册知识归纳
2020届高三新课程一轮复习化学反应原理全册知识 归纳 一、反应热、焓变 1．反应热：化学反应过程中放出或吸取的热量，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，化学反应过程中吸取或放出的 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、反应热产生的缘故： 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取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，也讲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 、aq 〔3〕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，能够是整数也能够是分数，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 的数据一样差不多上在101kPa 和25℃时的数据，因此可不专门注明； 〔5〕关于可逆反应，其ΔH 同样要与系数相对应，但假设按系数投料反应，那么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。 三、燃烧热、热值与中和热： 注意： 放热反应不一定常温下就自发进行，可能需要加热或点燃条件。
(最新整理)化学反应原理综合测试题
(完整)化学反应原理综合测试题 编辑整理： 尊敬的读者朋友们： 这里是精品文档编辑中心，本文档内容是由我和我的同事精心编辑整理后发布的，发布之前我们对文中内容进行仔细校对，但是难免会有疏漏的地方，但是任然希望（(完整)化学反应原理综合测试题）的内容能够给您的工作和学习带来便利。同时也真诚的希望收到您的建议和反馈，这将是我们进步的源泉，前进的动力。 本文可编辑可修改，如果觉得对您有帮助请收藏以便随时查阅，最后祝您生活愉快业绩进步，以下为(完整)化学反应原理综合测试题的全部内容。
2017——2018学年度高二第一学期期末考试 化学试题 说明： 1．本试卷分第I卷（1—4页）和第II卷（5—8页)，全卷满分100分，考试时间90分钟。2．可能用到的相对原子质量：H 1 C 12 O 16 S 32 Cl 35.5 Fe 56 Cu 64 第I卷（选择题共48分） 单项选择题:包括16小题，每小题3分,共计48分。每小题只有一个 ．．．．选项符合题意。 1。下列说法正确的是 A。同温同压下，H2（g）+Cl2(g）=2HCl(g）在光照和点燃条件下的△H相同 B。等质量的硫蒸气和硫固体分别完全燃烧，后者放出的能量多 C。在加热条件下发生的反应均为吸热反应 D。物质发生化学反应时不一定都伴随着能量变化 2．关于中和热的测定实验，下列说法正确的是 A．为了使反应充分，可以向酸（碱）中分次加入碱（酸） B．为了使反应进行的更完全,可以使酸或碱适当过量 C．中和热为一定值，实验结果与所用酸（碱）的用量和种类均无关 D．用铜丝代替玻璃棒搅拌，会使中和热测定值偏大 3．稀氨水中存在着下列平衡：NH 3? H 2 O NH 4 ++OH—，若要使平衡向逆反应方向移动,同时使 c（OH—）增大,应加入适量的物质是（忽略溶解热） ①NH 4 C1 固体②硫酸③NaOH 固体④水⑤加热A。仅①②③⑤ B。仅③⑤ C。仅③ D. 仅①③4．下列叙述正确的是 ①原电池是把化学能转化成电能的一种装置
高考化学化学反应原理的综合复习及详细答案
高考化学化学反应原理的综合复习及详细答案 一、化学反应原理 1．某同学设计如下三个实验方案以探究某反应是放热反应还是吸热反应： 方案一：如图1，在小烧杯里放一些除去氧化铝保护膜的铝片，然后向烧杯里加入10 mL 2 mol·L－1稀硫酸，再插入一支温度计，温度计的温度由20 ℃逐渐升至75 ℃，随后，温度逐渐下降至30 ℃，最终停留在20 ℃。 方案二：如图2，在烧杯底部用熔融的蜡烛粘一块小木片，在烧杯里加入10 mL 2 mol·L－1硫酸溶液，再向其中加 入氢氧化钠溶液，片刻后提起烧杯，发现小木片脱落下来。 方案三：如图3，甲试管中发生某化学反应，实验前U形管红墨水液面相平，在化学反应过程中，通过U形管两侧红 墨水液面高低判断某反应是吸热反应还是放热反应。 序号甲试管里发生反应的物质U形管里红墨水液面 ①氧化钙与水左低右高 ②氢氧化钡晶体与氯化铵晶体(充 分搅拌) ？ ③铝片与烧碱溶液左低右高 ④铜与浓硝酸左低右高 根据上述实验回答相关问题： （1）铝片与稀硫酸的反应是________(填“吸热”或“放热”)反应，写出该反应的离子方程式：___________。 （2）方案一中，温度升至最大值后又下降的原因是___________。 （3）方案二中，小木片脱落的原因是________，由此得出的结论是__________________。（4）方案三中，如果甲试管里发生的反应是放热反应，则U形管里红墨水液面：左边
________(填“高于”“低于”或“等于”)右边。 （5）由方案三的现象得出结论：①③④组物质发生的反应都是________(填“吸热”或“放热”)反应，如果放置较长时间，可观察到U 形管里的现象是______________。 （6）方案三实验②的U 形管中的现象为________，说明反应物的总能量________(填“大于”“小于”或“等于”)生成物的总能量 【答案】放热 2Al ＋6H ＋===2Al 3＋＋3H 2↑ 反应完全后，热量向空气中传递，烧杯里物质的温度降低 蜡烛熔化 氢氧化钠与硫酸的反应放热 低于 放热 红墨水液面左右相平 红墨水液面左高右低 小于 【解析】 【分析】 【详解】 （1）金属与酸的反应是放热反应，因此铝片与稀硫酸的反应是放热反应，该反应的离子方程式为2Al ＋6H ＋===2Al 3＋＋3H 2↑，故答案为放热；2Al ＋6H ＋===2Al 3＋＋3H 2↑； （2）方案一中，温度升至最大值后又下降的原因可能是反应完全后，热量向空气中传递，烧杯里物质的温度降低，故答案为反应完全后，热量向空气中传递，烧杯里物质的温度降低； （3）方案二中，反应放出的热量，使得蜡烛熔化，小木片脱落，故答案为蜡烛熔化；氢氧化钠与硫酸的反应放热； （4）方案三中，如果甲试管里发生的反应是放热反应，装置中气体的压强增大，U 形管里红墨水液面：左边低于右边，故答案为低于； （5）由方案三的现象得出结论：①③④组物质发生的反应都是放热反应，如果放置较长时间，热量散失，装置中气体的压强与外界压强相等， U 形管中红墨水液面左右相平，故答案为放热；红墨水液面左右相平； （6）方案三实验②属于吸热反应，U 形管中红墨水液面左高右低，故答案为红墨水液面左高右低；小于。 2．为了证明化学反应有一定的限度，进行了如下探究活动： 步骤1：取8mL0.11mol L -?的KI 溶液于试管,滴加0.11mol L -?的FeCl 3溶液5～6滴,振荡； 请写出步骤1中发生的离子反应方程式：_________________ 步骤2:在上述试管中加入2mLCCl 4，充分振荡、静置； 步骤3：取上述步骤2静置分层后的上层水溶液少量于试管，滴加0.11mol L -?的KSCN 溶液5～6滴，振荡，未见溶液呈血红色。 探究的目的是通过检验Fe 3+，来验证是否有Fe 3+残留，从而证明化学反应有一定的限度。针对实验现象，同学们提出了下列两种猜想： 猜想一：KI 溶液过量，Fe 3+完全转化为Fe 2+，溶液无Fe 3+ 猜想二：Fe 3+大部分转化为Fe 2+，使生成Fe （SCN ）3浓度极小，肉眼无法观察其颜色为了验证猜想，在查阅资料后，获得下列信息： 信息一：乙醚比水轻且微溶于水，Fe （SCN ）3在乙醚中的溶解度比在水中大。 信息二：Fe 3+可与46[()]Fe CN - 反应生成蓝色沉淀，用K 4[Fe （CN ）6]溶液检验Fe 3+的灵敏