化学反应一般原理
化学反应的原理
化学反应的原理化学反应的原理是指化学物质之间发生变化的基本机制和规律。
化学反应是由原子、分子或离子之间的相互作用引起的。
在化学反应中，化学物质的原子或分子发生重新排列，形成新的化学物质。
这种重新排列是由于化学键的形成、断裂或者电子的转移。
化学反应的原理可以归结为以下几个方面：1. 化学键的形成和断裂：化学反应中，原子之间的化学键可以发生断裂或者形成。
当化学键断裂时，原子或者离子之间的连接断开，使得原子或者离子能够重新排列。
而当化学键形成时，原子或者离子之间通过共用电子或者电子接受与捐赠建立新的化学键。
化学键的形成和断裂是化学反应发生的关键步骤。
2. 反应速率和能量变化：化学反应发生时，反应物的粒子之间的相互作用强度发生改变。
通过吸收或者释放能量，反应物的粒子之间的平均距离和相对速度发生变化。
这种能量变化与反应速率密切相关。
反应速率和能量变化的大小取决于反应物的特性、环境条件等。
3. 守恒定律和质量守恒：化学反应中，质量、能量、电荷等物理量必须满足守恒定律。
质量守恒定律要求在化学反应中，反应物和生成物的质量总和保持不变。
原子转化的过程中，原子的数量不会发生改变，只是重新组合。
化学反应符合质量守恒定律。
4. 反应机制和反应动力学：化学反应发生时，由于反应物之间的相对排列和碰撞方式不同，反应机制也不同。
反应机制是指化学反应发生的具体步骤。
通过实验和理论模型，可以研究和描述反应机制。
反应动力学研究了反应速率与反应物浓度、温度和反应机制之间的关系。
综上所述，化学反应的原理包括化学键的形成和断裂、反应速率和能量变化、守恒定律和质量守恒，以及反应机制和反应动力学等。
这些原理是理解和描述化学反应的基础。
化学反应的原理分析
化学反应的原理分析化学反应是物质之间发生转化的过程，其原理可以通过多个角度去分析。
本文将从能量变化、反应速率、化学平衡和反应机理四个方面展开对化学反应原理的分析。
一、能量变化化学反应过程中能量的变化对反应是否能够进行以及反应速率有重要影响。
一般来说，化学反应有两种能量变化：放热反应和吸热反应。
放热反应是指在反应过程中释放出热量的反应。
这类反应通常是放出能量，如燃烧反应和氧化反应。
反应物的能量高于生成物的能量，因此反应过程中能量被释放，可以导致温度升高或其他形式的能量释放。
吸热反应则是化学反应过程中吸收外界热量的反应。
这类反应通常是需要能量输入的，如溶解反应和蒸发反应。
反应物的能量低于生成物的能量，因此在反应过程中需要吸收热量来完成反应。
二、反应速率反应速率指的是化学反应在单位时间内产生反应产物的速率。
反应速率的快慢受到多种因素的影响，包括浓度、温度、催化剂和表面积等。
浓度的影响是指反应物浓度的增加会显著提高反应速率。
因为增加反应物的浓度会增加碰撞的可能性，从而增加反应发生的速率。
温度的影响是指在一定温度范围内，反应速率随温度的升高而增加。
这是由于提高温度会提高反应物的动能，使得反应物分子碰撞的能量超过反应活化能的能力增大，从而促进反应进行。
催化剂是一种能够加速反应速率的物质，它通过提供一个不同反应途径降低反应的活化能。
催化剂本身在反应中不消耗，可以多次参与其他反应，因此催化剂对反应速率的影响非常显著。
表面积的影响是指反应物颗粒的细小程度越高，反应速率越快。
微小颗粒的反应物因具有更大的表面积，与其他反应物的碰撞更为频繁，从而加快了反应速率。
三、化学平衡化学平衡是指反应物在一定条件下达到一定浓度下的一种动态平衡状态。
在化学平衡状态下，反应物与生成物在宏观上看起来似乎没有发生变化，但实际上存在着两种方向反应的动态平衡。
化学平衡的原理可以通过勒夏特利厄斯原理来解释。
根据勒夏特利厄斯原理，当一个系统处于平衡状态时，如果有一个外力干扰（如温度、压强或浓度的改变），系统会自发地通过反应方向的变化来抵消这个干扰，最终恢复到原来的平衡状态。
化学反应原理和机理
化学反应原理和机理化学反应是指化学物质之间发生的一种变化过程。
它是化学学科研究的核心内容之一，也是科学中的基础概念之一。
化学反应的原理和机理是理解化学反应的关键所在。
本文将就化学反应的原理和机理展开阐述。
一、原理化学反应是指在化学反应条件下，原子或者分子之间发生的化学变化。
化学反应的原理是基于几种基本概念和原则，这些基本原理和概念在化学反应的过程中起着重要的作用。
常见的化学反应原理如下：1.原子定律原子定律是化学反应研究的基础，它规定了每种原子具有一定的原子量，每种物质所含的原子量为其分子量的整数倍数。
在化学反应中，原子的数量应该是在反应前后保持不变的，即所谓“质量守恒定律”。
2.离子定律离子定律也是一种广泛应用的原理。
在化学反应中，某些物质可以分解成离子，被激活后的离子可以参与到反应中去。
离子的数量是能影响化学反应的速率和强度的一个因素。
3.能量守恒定律能量守恒定律表明了在化学反应中，化学能量的总和应该保持不变。
所以在化学反应中，化学能量的转化和利用是至关重要的。
二、机理化学反应过程的机理是描述反应过程的过程性、动力学和统计学的规律。
机理和原理是相互关联的，化学反应机理是化学反应研究中的另一个重要组成部分。
常见的化学反应机理如下：1.化学动力学化学动力学主要是研究反应速率和反应机理，根据化学反应的速率表推导出反应的机理。
在化学动力学研究中，常会通过探测反应物的消失和生成物的出现，来计算化学反应的速率。
2.中间体的形成和分解在化学反应的过程中，有时物质不是直接发生反应的，但是中间经由一些物质转化而变成反应物，形成所谓的中间体。
中间体对化学反应的速率和特性有非常重要的影响。
3.反应平衡和反应速率化学反应的平衡是指反应物和生成物之间达到一定比例时的状态，进而形成稳定的物质。
反应平衡与化学能量以及活化能有着密切的关系，从而影响到反应的速率和完成程度。
综上所述，化学反应原理和机理是化学反应研究的核心组成部分。
初中化学化学反应的原理
初中化学化学反应的原理化学反应是指物质之间发生变化，产生新的物质的过程。
这一过程是基于化学原理进行的，下面将介绍几种常见的化学反应原理。
1. 氧化还原反应：氧化还原反应是指物质中电子的转移过程。
在反应中，一个物质失去电子称为氧化剂，另一个物质获得电子称为还原剂。
氧化还原反应可以通过电子的转移来实现，同时伴随着物质的氧化和还原，生成新的物质。
例如：2Na + Cl2 → 2NaCl在这个反应中，Sodium（Na）失去电子变为Na+，被氧化，称为氧化剂；Chlorine（Cl2）获得电子变为2Cl-，称为还原剂。
两者发生电子转移后形成氯化钠（NaCl）。
2. 酸碱中和反应：酸碱中和反应是指酸与碱在适当的条件下，按化学计量比发生中和反应的过程。
在中和反应中，酸和碱发生反应，生成盐和水。
例如：HCl + NaOH → NaCl + H2O在这个反应中，氢氯酸（HCl）是酸，氢氧化钠（NaOH）是碱，两者按化学计量比反应生成氯化钠（NaCl）和水（H2O）。
3. 气体生成反应：气体生成反应是指在化学反应中生成气体的过程。
这种反应通常涉及到气体的产生和释放。
例如：2HCl + Zn → ZnCl2 + H2↑在这个反应中，盐酸（HCl）和锌（Zn）反应生成氯化锌（ZnCl2）和氢气（H2）。
4. 沉淀反应：沉淀反应是指在两种溶液中，由于产生了不溶于水的物质而发生的反应。
这种物质会以固体沉淀的形式出现。
例如：Na2SO4 + BaCl2 → 2NaCl + BaSO4↓在这个反应中，硫酸钠（Na2SO4）和氯化钡（BaCl2）反应生成氯化钠（NaCl）和硫酸钡（BaSO4），硫酸钡以固体沉淀的形式出现。
通过以上几种常见的化学反应原理，可以看出化学反应是基于物质原子之间的重新组合而产生的。
不同的反应类型有不同的特点和方程式，我们可以通过实验和实际操作来观察和验证这些反应原理。
了解化学反应原理有助于我们理解化学现象，并在实际生活中应用化学知识。
化学化学反应原理
化学化学反应原理化学反应原理化学反应是指两种或更多物质之间发生物质、能量或电荷的转移或转化，产生新的物质。
化学反应原理涉及到物质的结构、键的形成和断裂、能量的转化等方面。
以下将介绍几种常见的化学反应原理。
一、氧化还原反应原理氧化还原反应是指物质中的电荷发生转移的反应。
在氧化还原反应中，原子、离子或分子的电子数发生改变，称为氧化还原反应。
其中，电子的丢失称为氧化，电子的获得称为还原。
氧化还原反应常见的有单质氧化反应、金属与非金属反应、酸碱中和反应等。
二、酸碱中和反应原理酸碱中和反应是指酸和碱反应生成盐和水的反应。
在酸碱中和反应中，酸释放出氢离子（H+），碱释放出氢氧根离子（OH-），两者结合形成水。
酸碱中和反应的特点是产生中性溶液，并伴随有热量的释放。
酸碱中和反应广泛应用于化学实验室、工业生产和生活中。
三、置换反应原理置换反应是指一种物质中的原子或离子被另一种物质中的原子或离子所取代的反应。
置换反应的常见类型有单一置换反应和双置换反应。
在单一置换反应中，一种离子或原子被另一种离子或原子所取代；而在双置换反应中，两种离子或原子互相置换位置。
四、加和反应原理加和反应是指两个或多个物质结合形成一个新物质的反应。
在加和反应中，原有物质的键断裂，新的键形成。
加和反应的例子包括酸醇反应、酰胺生成反应等。
加和反应常常 Begingroup 在有机合成中发挥重要作用。
五、分解反应原理分解反应是指一个物质分解成两个或多个简单物质的反应。
在分解反应中，化学键断裂并形成新的键。
分解反应可以是热分解反应、光解反应或电解反应。
分解反应常见的有热分解法、电解、光分解等。
分解反应在化学工业中被广泛应用。
总结：化学反应原理涉及到诸多方面，包括氧化还原反应、酸碱中和反应、置换反应、加和反应和分解反应等。
了解化学反应原理有助于我们理解化学反应的过程和机制，进一步应用于实际生活和科学研究中。
通过掌握化学反应原理，我们可以更好地理解和利用化学反应。
化学反应的原理
化学反应的原理
化学反应是指物质之间发生的化学变化过程。
它是由原子、离子、分子之间的相互作用所引起的物质结构的改变。
化学反应是利用化学键的断裂和形成来实现物质转化的过程。
化学反应的原理主要涉及以下几个方面：
1. 质量守恒定律：无论化学反应的类型如何，质量守恒定律始终是适用的。
质量在化学反应过程中不能被创造或消失，只能由一种形式转化为另一种形式。
2. 原子守恒定律：原子守恒定律是指化学反应中，反应物和生成物中的原子种类和数量必须保持不变。
因此，在化学反应中，原子只能重新组合，不能被创建或破坏。
3. 能量守恒定律：化学反应中，能量也是守恒的。
反应物和生成物之间的能量变化可以是释放或吸收的。
例如，放热反应会释放能量，而吸热反应则会吸收能量。
4. 化学键断裂和形成：化学反应中，为了实现物质转化，一些化学键将被断裂，同时新的化学键将被形成。
这种断裂和形成了化学键的重新组合反应步骤，导致了原料和产物之间的不同化学性质。
5. 反应速率：化学反应的速率取决于反应物的浓度、温度和反应物质的活性。
一般而言，浓度越高，温度越高，反应速率越快。
综上所述，化学反应是利用化学键断裂和形成的过程来实现物质的转化。
在化学反应中，质量、原子和能量都是守恒的，并且反应速率受多种因素影响。
不同的化学反应类型遵循不同的原理，但以上原理是化学反应的基本原理。
生活中常见的化学反应及其原理
生活中常见的化学反应及其原理化学反应是化学学科的核心内容，我们的生活中也不断地在发生着各种化学反应。
这些反应有一些是人们熟知的，但是我们了解的程度和深度有限。
今天，我们就一起来了解一些生活中常见的化学反应及其原理。
一、酸碱反应酸碱反应是一种普遍存在于我们生活中的重要反应。
它是指在化学反应中，酸和碱发生互化作用，产生盐和水的反应过程。
常见的酸碱反应有多种类型，如强酸弱碱反应、弱酸强碱反应、中性溶液的中和反应等。
例如，我们常用的洗涤粉在洗涤过程中可以去除物品上的污渍。
这是因为洗涤粉含有碱性物质，它能够中和污渍表面的酸性物质，并转变为水和盐。
这种反应原理就是通过酸和碱的中和作用，实现清洁效果。
二、氧化还原反应在日常生活中，许多化学反应涉及到氧化还原反应。
氧化还原反应是指在化学反应中，一种化合物失去电子，另一种化合物得到电子的反应。
在这个过程中，失去电子的物质被氧化，得到电子的物质被还原，因此称为氧化还原反应。
一个常见的例子是火柴燃烧。
当我们点燃火柴时，磷化物和其他化合物结合发生氧化还原反应。
其中，在氧气的参与下，磷化物失去了电子，被氧化为氧化物，同时火柴头上的碳粒得到了电子，被还原为水和二氧化碳。
三、水解反应水解反应是指在化学反应中，水作为反应的参与物，使反应物分解成两个或更多的产物的过程。
在生活中，许多物质都会受到水解的影响。
例如，在食品加工中，淀粉可以水解为葡萄糖，这是因为淀粉在水中被水分子攻击，发生了酸性水解反应，从而形成了葡萄糖。
同样的，草酸也可以在水中发生水解反应，产生草酸钙和草酸二钙。
四、聚合反应聚合反应也是一种重要的化学反应类型。
它是指在化学反应中，两种或更多的低分子物质聚合形成高分子的过程。
在我们的生活中，聚合反应广泛应用于不同领域，如塑料加工、纤维材料、医药和食品工业等领域，成为现代工业的重要基础。
例如，我们所使用的聚乙烯（PE）塑料袋就是一种聚合物。
在聚合反应中，乙烯分子经过聚合反应形成线性的聚乙烯。
化学反应的重要原理与知识点
化学反应的重要原理与知识点化学反应是化学学科的核心内容，它研究物质之间的相互转化过程。
在化学反应中，有一些重要的原理和知识点需要我们了解和掌握。
本文将介绍化学反应的一些基本原理和知识点，帮助读者更好地理解和应用化学反应。
首先，化学反应的基本原理是质量守恒定律和能量守恒定律。
质量守恒定律指出，在化学反应中，反应物的质量总和等于生成物的质量总和，质量不会凭空消失或增加。
能量守恒定律指出，在化学反应中，反应物和生成物的能量总和保持不变，能量只能从一种形式转化为另一种形式。
其次，化学反应的速率与反应物浓度、温度、催化剂等因素有关。
反应物浓度越高，反应速率越快；温度越高，反应速率越快；催化剂可以降低反应的活化能，从而提高反应速率。
这些因素的变化会影响反应速率的快慢，从而影响化学反应的进行。
此外，化学反应的平衡是化学反应过程中一个重要的概念。
化学反应达到平衡时，反应物和生成物的浓度不再发生明显变化，但反应仍在进行。
平衡常数是描述平衡状态的指标，它与反应物浓度的比例有关。
平衡常数越大，反应偏向生成物；平衡常数越小，反应偏向反应物。
平衡常数的大小可以通过化学方程式和浓度计算得出。
此外，化学反应中还有一些重要的类型，如酸碱中和反应、氧化还原反应、置换反应等。
酸碱中和反应是指酸和碱反应生成盐和水的过程，如HCl与NaOH反应生成NaCl和H2O。
氧化还原反应是指物质失去电子的过程称为氧化，物质获得电子的过程称为还原，如2Na + Cl2反应生成2NaCl。
置换反应是指元素或基团在化合物中位置的变化，如CuSO4 + Zn反应生成Cu + ZnSO4。
最后，化学反应的速率可以通过速率方程来描述。
速率方程是反应速率与反应物浓度的关系式，它可以由实验数据得出。
速率方程中的指数称为反应级数，反应级数可以告诉我们反应速率对于反应物浓度的敏感程度。
速率方程的研究可以帮助我们理解和控制化学反应的速率。
综上所述，化学反应的重要原理和知识点包括质量守恒定律、能量守恒定律、反应速率与反应物浓度、温度、催化剂的关系、化学反应的平衡、平衡常数、酸碱中和反应、氧化还原反应、置换反应以及速率方程等。
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第二章化学反应一般原理化学热力学初步（热化学、化学反应的方向和限度）一填空题：1 反应NH4Cl(s)＝HCl(g)＋NH3(g)在300K时，Δr G m o＝86.4kJ.mol-1，在500K时，Δr G m o＝34.6kJ.mol-1，则Δr S m o为( )，Δr H m o为( )。
2 已知反应2HCl(g)＝H2(g)＋Cl2(g)的Δr H m o＝184.6kJ.mol-1，则Δf H m o[HCl(g)]＝( ) kJ.mol-1。
3 注明下列各符号的名称：H ( )；Δr H m ( )；Δr H m o( )；Δf H m o( )。
4 影响化学反应Δr G 的主要因素有（）和（）；利用自由能变判断过程自发性的前提条件是（）。
二判断题5 反应过程中，随着产物的生成，系统的熵值增大。
6 热等于系统的焓值。
7 等温等压且不做非体积功条件下的自发过程，一定是热力学能降低的过程。
8 标准状态下，任何温度下均不可自发进行的反应，必定是Δr H m o＞0，Δr S m o＜0。
9 稳定单质的Δr G m o、Δr H m o 和Δr S m o均为零。
10 热力学温度为零时，所有元素的熵为零。
11 因为ΔH＝Q p，ΔU＝Q V，所以Q p、Q V均是状态函数。
12 碳酸钙受热分解，是Δr S m o＞0 的反应。
13 “非自发反应”就是指“不可能”实现的反应。
14 热力学能就是指储存一个物体或系统的原子或分子结构内的能量（如：动能、键能、晶格能、表面能等）。
15 Q p＝ΔH，H是状态函数，所以Q p也是状态函数。
三选择题16 下列物质中标准摩尔生成焓为零的是：A C(金刚石)B P4(白磷)C Br2(g)D O3(g)17 某反应ΔH＞0，ΔS＞0，则该反应：A 高温自发，低温不自发B 高温不自发，低温自发C 任何温度均自发D 任何温度均不自发18 标准状态下，反应O3(g)＝3/2O2(g)，已知O3(g)的标准生成焓是142kJ.mol-1。
上述反应的焓变Δr H m o应是（）kJ.mol-1。
A 117B 142C －142D 31919 下列反应中Δr H m o等于AgBr(s) 的Δf H m o的是：A Ag＋(aq) ＋Br－(aq) ＝AgBr(s)B 2Ag(s) ＋Br2(g) ＝2AgBr(s)C 2Ag(s) ＋1/2Br2(l) ＝AgBr(s)D Ag(s) ＋1/2Br2(l) ＝AgBr(s)20 已知Cu2O(s) ＋1/2O2(g)＝2CuO(s) ，Δr H m o＝－146.02kJ.mol-1；CuO(s)＋Cu(s)＝Cu2O(s) ，Δr H m o＝－11.3kJ.mol-1，则CuO(s)＝Cu(s)＋1/2O2(g) 的Δr H m o＝( )kJ.mol-1。
A ―78.66B ―157.32C 314.64D 157.3221 下列反应在标准状态下：反应Ⅰ：2NO2(g) ＝N2O4(g) ，Δr G1o＝－5.8kJ.mol-1反应Ⅱ：N2(g)＋3H2(g)＝2NH3(g) ，Δr G2o＝－16.7kJ.mol-1A 反应Ⅱ的速度较反应Ⅰ快B 反应Ⅱ的平衡常数比反应Ⅰ大C 反应Ⅰ的速度较反应Ⅱ快D 反应Ⅰ进行的趋势较反应Ⅱ大22 标准状态下，稳定单质C(石墨)的（）为零。
A Δf H m o、S m oB Δf H m o、Δf G m o、S m oC S m oD Δf G m o、Δf H m o23 不查表，下列物质中S m o(298K) 值最大的是：A K(s)B Na(s)C Br(l)D KCl(s)24 某体系经一过程，熵变为负值，则该过程：A 一定能发生B 一定不能发生C 可能发生D 无法判断25 封闭体系的热力学能变化ΔU体系和环境的热力学能变化ΔU环境之间的关系为：A │ΔU体系│＝│ΔU环境│B │ΔU体系│＞│ΔU环境│C │ΔU体系│＜│ΔU环境│D ΔU体系＝ΔU环境26 相变H2O(s)→H2O(g)的ΔH和ΔS为：A ΔH为正，ΔS为负B ΔH为负，ΔS为正C 均为正值D 均为负值27 不受温度影响的放热自发反应的条件是：A 任何条件下B 熵增过程C 熵减过程D高温下28 相同条件下，由相同反应物变为相同的产物，反应由两步完成与一步完成相比：A 发出热量多B 热力学能增多C 熵增多D 焓、熵、热力学能变化相等29 标准状态下，N2(g) 与H2(g) 反应生成1.0g NH3(g)时，放热akJ，故NH3的Δf H m o是( )kJ.mol-1A aB －a/17C －17aD 17a30 已知H2O(l) 的Δf G m o＝－237.19kJ.mol-1，水的分解反应2H2O(l)＝2H2(g)＋O2(g)，在标准状态下，该反应的自由能变是（）kJ.mol-1A －237.19B 237.19C －474.38D 474.3831 反应B→A和B→C 的热效应分别为ΔH1和ΔH2，则反应A→C 的热效应ΔH应是：（）。
A ΔH1＋ΔH2 BΔH1－ΔH2 C ΔH2－ΔH1 D 2ΔH1－ΔH232 Γecc 定律认为化学反应的热效应与过程无关，这种说法之所以正确是因为反应处在（）。
A 可逆条件下进行B 恒压无其他功条件下进行C 恒容无其他功条件下进行D上述中B、C都对化学热力学初步参考答案一填空题：1 259J.mol-1.K-1；164.1kJ.mol-1。
2 －92.3 ；3 焓；摩尔反应焓（变)；标准摩尔反应焓（变)；标准摩尔生成焓。
4 温度；压力；等温、等压、不做非体积功。
二判断题5错；6错；7 错；8 对；9错；10错；11错；12对；13 错；14对；15 错。
三判断题16 B；17 A；18 C；19 D；20 D；21 B；22 D；23 C；24 D；25 A；26 C；27 B；28 D；29 C；30 D；31 C；32 D。
化学平衡一填空题1 某反应，当升高反应温度时，反应物的转化率减小，若只增加体系总压力时，反应物的转化率提高，此反应为（）热反应，且反应物气体分子数（）（大于、小于）产物气体分子数。
（放热；大于）2 在500K时，反应SO2(g)＋1/2O2(g)＝SO3(g)的K p＝50，在同一温度下，反应2SO3(g)＝2SO2(g)＋O2(g)的K p＝（）。
（K p＝4×10-4）3 在298K 温度下，将1mol SO3放入1L 的反应器内，当反应2SO3(g)＝2SO2(g)＋O2(g) 达到平衡时，容器内有0.6mol 的SO2，其K c是（）。
（0.675）4 已知下列反应的平衡常数：H2(g)＋S(s)＝H2S(g)，K c＝1.0×10-3；S(s)＋O2(g)＝SO2(g)，K c＝5.0×106；H2(g)＋SO2(g)＝H2S(g)＋O2(g)的平衡常数K c为（）。
（2×10-10）二判断题5 化学反应平衡常数K 值越大，其反应速率越快。
（错）6 因为平衡常数和反应的转化率都能表示化学反应进行的程度，所以平衡常数即是反应的转化率。
（错）7 在2SO2＋O2＝2SO3反应中，在一定温度和浓度的条件下，无论使用催化剂或不使用催化剂，只要反应达到平衡时，产物的浓度总是相同的。
（对）8 平衡常数K c等于各分部反应平衡常数K c1，K c2，…之和。
（错）9 催化剂将增加平衡时产物的浓度。
（错）10 一个气体反应的标准自由能变Δr G m o(298.15)，是指反应物和产物都处于298.15K且混合气体的总压力为100kPa时反应的自由能变。
（错）11 体系由状态1→状态2的过程中，热（Q）和功（W）的数值随不同的途径而异。
（对）12 体系发生化学反应后，使产物温度回到反应前的温度时，体系与环境交换的热量称为反应热。
（对）13 用等温方程式ΔG＝RT ln(Q/K O) 判断自发反应的方向时，必须求出ΔG的数值。
（错）14 化学平衡是化学体系最稳定的状态。
（对）15 任何可逆反应在一定温度下，不论参加反应的物质的起始浓度如何，反应达到平衡时，各物质的平衡浓度相同。
（错）16 反应A＋B＝C ，ΔH＜0，达平衡后，如果升高体系温度，则生成物C的产量减少，反应速率减慢。
（错）三选择题17 在m A(g)＋n B(s)＝p C(g)的平衡体系，ΔH＜0，加压将导致A的转化率低，则（ B ）。
A m＞\pB m＜pC m＝pD m＞p＋n18 能使任何反应达平衡时，产物增加的措施是（ D ）。
A 升温B 加压C 加催化剂D 增大反应物起始浓度19 800℃时，CaCO3(s)＝CaO(s)＋CO2(g)的K c＝3.6×10-3，此时，CO2的平衡浓度是（ A ）mol.L-1。
A 3.6×10-3B 1/3.6×10-3C (3.6×10-3)1/2D (3.6×10-3)220 在763.15K时，H2(g)＋I2(g)＝2HI(g)的K c＝45.9，当各物质的起始浓度c(H2)＝0.0600mol.L-1，c(I2)＝0.4000mol.L-1和c(HI)＝2.00mol.L-1进行混合，在上述温度下，反应自发进行的方向是（ B ）。
A 自发向右进行B 自发向左进行C 反应处于平衡状态D 反应不发生21 在某温度下，反应N2(g)＋3H2(g)＝2NH3(g)，K p＝0.60，平衡时若再通入一定量的H2(g)，此时，分压商Q p、平衡常数K p和ΔG的关系是（ C ）。
A Q p＞K p，ΔG＞0B Q p＞K p，ΔG＜0C Q p＜K p，ΔG＜0D Q p＜K p，ΔG＞022 有可逆反应：C(s)＋H2O(g)＝CO(g)＋H2(g)，ΔH＝133.9kJ.mol-1，下列说明中，正确的是（C ）。
A 达平衡时，反应物和生成物浓度相等B 由于反应前后，分子数目相等，所以增加压力时对平衡没有影响C 增加温度。
将对C(s)的转化有利D 反应为放热反应23 对于任何可逆反应，下列条件，能改变平衡常数的是（ D ）。
A 增加反应物浓度B 增加生成物浓度C 加入催化剂D 改变反应温度24 A＋B＝C＋D 反应的Kc＝10-10，这意味着（D ）。
A 正反应不可能进行，物质C 不存在B 反应向逆方向进行，物质C 不存在C 正逆反应的机会相当，物质C 大量存在D 正反应进行程度小，物质C 的量少25 1mol化合物AB与1mol化合物CD，按下述方程式进行反应，AB＋CD＝AD＋CB，平衡时，每一种反应物都有3/4mol转变为AD和CB（体积没有变化），反应的平衡常数为（D ）。