苏教版化学反应原理期末复习高二化学
(完整版)高二化学反应原理 全册知识点
1.1.1化学反应的反应热与焓变一、反应热与键能的关系二、化学反应必然伴随着物质变化和能量变化。
物质变化源于化学反应的定义：有新物质的生成。
能量变化源于物质本身具有的能量，即焓。
H（产物）≠H （反应物），其差值为焓变。
∆等压条件下等于反应热Q 。
识图求焓变【总结】（1）焓变计算公式 ∆H= H （产物）-H （反应物） ∆H= E 吸 - E 放 （2）常见放热反应：酸碱中和、燃烧反应、活泼金属与水或酸反应、铝热反应、大多数化合反应 （3）常见吸热反应：32Δ224232222Δ22CaCO =CaO+CO Ba(OH)8H O+2NH Cl =BaCl +2NH +10H O C+CO =2COC+H O(=CO+H H +CuO =H O+Cu↑↑g 高温高温高温水蒸气）三、酸碱中和反应的反应热测定 公式 Q=－C ∙m ∙∆t比热 C 水=4.18kJ ∙K －1∙kg －1溶液总质量m=m 酸+m 碱能量时间能量时间吸热反应放热反应反应物温差∆t=T 2－T 1 T 1初始温度 T 2末温（反应后最高温度） 仪器－－－简易量热计补充：中和热：在稀溶液中，酸与碱发生中和反应生成1molH 2O 时放出的热量，单位KJ •mol —1燃烧热：1mol 某燃料充分燃烧，生成稳定氧化物和液态水时放出的热量，单位KJ •mol —11.1.2 热化学方程式及盖斯定律【教学目标】1. 掌握热化学方程式的书写和意义2. 了解盖斯定律的含义，能运用盖斯定律计算化学反应的反应热 一、热化学方程式定义：把一个化学反应中的物质变化和反应的焓变同时表示出来的化学方程式。
注意事项：1.物质的状态。
固体s ，气体g ，液体l ，溶液中的溶质aq ；2.注明温度。
常温298K 可不注；3. ∆H 单位kJ ∙mol −14.系数加倍，则∆H 加倍；反应逆向进行，∆H 改变符号，绝对值不变；5.系数表示物质的量，不表示分子的个数，系数可整可分。
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/mol3.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/mol①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/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57.3 kJ/mol。
高二化学知识点：化学反应原理复习
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高二化学学问点：化学反应原理复习【学问讲解】第1章、化学反应与能量转化化学反应的实质是反应物化学键的断裂和生成物化学键的形成，化学反应过程中伴随着能量的释放或汲取。
一、化学反应的热效应1、化学反应的反应热(1)反应热的概念：当化学反应在肯定的温度下进行时，反应所释放或汲取的热量称为该反应在此温度下的热效应，简称反应热。
用符号Q表示。
(2)反应热与吸热反应、放热反应的关系。
Q0时，反应为吸热反应;Q0时，反应为放热反应。
(3)反应热的测定测定反应热的仪器为量热计，可测出反应前后溶液温度的变化，依据体系的热容可计算出反应热，计算公式如下：Q=-C(T2-T1)式中C表示体系的热容，T1、T2分别表示反应前和反应后体系的温度。
试验室常常测定中和反应的反应热。
2、化学反应的焓变(1)反应焓变物质所具有的能量是物质固有的性质，可以用称为“焓”的物理量来描述，符号为H，单位为kJmol-1。
反应产物的总焓与反应物的总焓之差称为反应焓变，用H表示。
(2)反应焓变H与反应热Q的关系。
对于等压条件下进行的化学反应，若反应中物质的能量变化全部转化为热能，则该反应的反应热等于反应焓变，其数学表达式为：Qp=H=H(反应产物)-H(反应物)。
(3)反应焓变与吸热反应，放热反应的关系：H0，反应汲取能量，为吸热反应。
H0，反应释放能量，为放热反应。
(4)反应焓变与热化学方程式：把一个化学反应中物质的变化和反应焓变同时表示出来的化学方程式称为热化学方程式，如：H2(g)+O2(g)=H2O(l);H(298K)=-285.8kJmol-1书写热化学方程式应留意以下几点：①化学式后面要注明物质的聚集状态：固态(s)、液态(l)、气态(g)、溶液(aq)。
①化学方程式后面写上反应焓变H，H的单位是Jmol-1或kJmol-1，且H后注明反应温度。
苏教版高中化学反应原理总复习
7.问题讨论：
1.本实验中若把50 mL 0.50 mol/L的盐酸改为50 mL 0.50 mol/L醋酸，所测结果是否会有所变化？ 为什么？ 2.若改用100 mL 0.50 mol/L的盐酸和100 mL 0.55 mol/L的NaOH溶液，所测中和热的数值是否约为本 实验结果的二倍（假定各步操作没有失误）？
可能的原因有： 1.量取溶液的体积有误差（测量结果是按50 mL的 酸、碱进行计算，若实际量取时，多于50 mL或 小于50 mL都会造成误差） 2.温度计的读数有误。 3.实验过程中有液体洒在外面。 4.混合酸、碱溶液时，动作缓慢，导致实验误差。 5.隔热操作不到位，致使实验过程中热量损失而 导致误差。 6.测了酸后的温度计未用水清洗而便立即去测碱 的温度，致使热量损失而引起误差。
溶液进行上述实验，测得的中）和偏热小 的数值会
。
（均填“偏大”“偏小”“无影响”）
答案：1.会有所变化。因为醋酸为弱电解质，其电 离时要吸热，故将使测得结果偏小。 2.否。因中和热是指酸与碱发生中和反应生成1 mol H2O时放出的热量，其数值与反应物的量的 多少无关，故所测结果应基本和本次实验结果相 同（若所有操作都准确无误，且无热量损失，则 二者结果相同）。
［8.练习］50 mL 0.50 mol/L盐酸与50 mL 0.50 mol/L －
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四、中和热
• 定义：中和热是指在稀溶液中，酸跟 碱发生中和反应生成1molH2O所放 出的热量。
• H+ (aq)+OH-(aq)=H2O(l);△H=-57.3 kJ/mol
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五、能源
• 能源就是能提供能量的自然资源， 它包括化石燃料、阳光、风力、流 水、潮汐及柴草等等。我国目前使 用的主要能源是化石燃料（煤、石 油、天然气等）。
高二化学反应原理全册知识点
1.1.1化学反应的反应热与焓变一、反应热与键能的关系H （产物）-H （反应【总结】（1）焓变计算公式 ?H= H （产物）-H （反应物） ?H= E 吸 - E 放 （2）常见放热反应：酸碱中和、燃烧反应、活泼金属与水或酸反应、铝热反应、大多数化合反应 （3）常见吸热反应：三、酸碱中和反应的反应热测定 公式 Q=－C?m??t比热 C 水=4.18kJ?K －1?kg －1溶液总质量m=m 酸+m 碱温差?t=T 2－T 1 T 1初始温度 T 2末温（反应后最高温度） 仪器－－－简易量热计 补充：中和热：在稀溶液中，酸与碱发生中和反应生成1molH 2O 时放出的热量，单位KJ ?mol —1 燃烧热：1mol 某燃料充分燃烧，生成稳定氧化物和液态水时放出的热量，单位KJ ?mol —11.1.2 热化学方程式及盖斯定律【教学目标】1. 掌握热化学方程式的书写和意义2. 了解盖斯定律的含义，能运用盖斯定律计算化学反应的反应热 一、热化学方程式定义：把一个化学反应中的物质变化和反应的焓变同时表示出来的化学方程式。
注意事项：1.物质的状态。
固体s ，气体g ，液体l ，溶液中的溶质aq ；2.注明温度。
常温298K 可不注；3. ?H 单位kJ?mol ?14.系数加倍，则?H 加倍；反应逆向进行，?H 改变符号，绝对值不变；时间能量时间吸热反应放热反应5.系数表示物质的量，不表示分子的个数，系数可整可分。
热化学方程式的含义含义：298K 时，1mol 2H (g)与0.5mol 2O (g)反应生成1mol 2H O(l)，放热285.8kJ 含义：298K 时，2mol 2H (g)与1mol 2O (g)反应生成2mol 2H O(l)，放热571.3kJ 二、盖斯定律概念：对于一个化学反应，无论是一步完成还是分几步完成，起反应的焓变都是一样的。
应用：如果一个反应可以分步进行，则各分步反应的反应热和与该反应一步完成的反应热 是相同的。
高二化学《化学反应原理》期末复习提纲
高二化学《化学反应原理》期末复习提纲专题二一、化学反应速率1. 化学反应速率（v）⑴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内因：反应物的性质②外因：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。
练习：1．在密闭容器中发生可逆反应4NH3+5O24NO+6H2O(g)，以下是不同情况下的反应速率，其中最快的是 ( )A．v(O2)=0.01 mol·L-1·s-1 B．v(NH3)=0.02 mol·L-1·s-1C．v(H2O)=0.04 mol·L-1·s-1 D．v(NO)=0.03 mol·L-1·s-12．实验室用足量镁粉与一定量的某浓度的盐酸反应来制得氢气。
由于反应速率太快，不易操作。
为减慢反应速率，同时又不影响生成H2的总量，可向盐酸中加入的物质是( )A.CH3COONa固体B.NaOH溶液C.(NH4)2 SO4粉末D.K2SO4固体3．用铁片与稀硫酸反应制取氢气时，下列措施不能．．使氢气生成速率加大的是 ( ) A．加热 B．加入硝酸钠固体C．滴加少量CuSO4溶液 D．不用铁片，改用铁屑二、化学平衡（一）1、定义：一定条件下，当一个可逆反应进行到正逆反应速率相等时，各组成成分浓度不再改变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、判断平衡的依据判断可逆反应达到平衡状态的方法和依据例举反应mA(g)+nB(g) pC(g)+qD(g)混合物体系中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各成分的含量 ②各物质的质量或各物质质量分数一定平衡 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平衡 正、逆反应 速率的关系 ①在单位时间内消耗了m molA 同时生成m molA ，即V(正)=V(逆) 平衡②在单位时间内消耗了n molB 同时消耗了p molC ，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) 不一定平衡④在单位时间内生成n molB ，同时消耗了q molD ，因均指V(逆) 不一定平衡 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（其他条件一定） 不一定平衡混合气体平均相对分子质量Mr ①Mr 一定时，只有当m+n ≠p+q 时 平衡②Mr 一定时，但m+n=p+q 时 不一定平衡温度 任何反应都伴随着能量变化，当体系温度一定时（其他不变） 平衡体系的密度 密度一定 不一定平衡其他如体系颜色不再变化等 平衡 （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，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，平衡向逆方向移动（2）增加固体或纯液体的量，由于浓度不变，所以平衡不移动（3）在溶液中进行的反应，如果稀释溶液，反应物浓度减小，生成物浓度也减小， V 正减小，V 逆也减小，但是减小的程度不同，总的结果是化学平衡向反应方程式中化学计量数之和大的方向移动。
苏教版选修4《化学反应原理》复习纲要
苏教版选修4《化学反应原理》复习纲要专题1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/mol3.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 kPa②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 mol④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/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57.3 kJ/mol。
高二化学(反应原理)期末复习必备提纲
高二化学选修4期末复习提纲第一章《化学反应与能量》知识点1、反应热：化学反应过程中放出或吸收的热量。
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（Q P）。
2、符号：△H单位：kJ/mol3、规定：吸热反应:△H>0或者值为“+”，放热反应:△H<0或者值为“-”4、常见的放热反应和吸热反应：燃烧、中和反应、金属与酸反应、以及大部分化合反应是放热的大部分分解反应，电离、水解、高温下碳还原金属氧化物、碳与二氧化碳反应、Ba(OH)2与NH4Cl的反应等一般属于吸热反应。
5、反应物总能量大于生成物总能量，放热反应，体系能量降低，△H<0反应物总能量小于生成物总能量，吸热反应，体系能量升高，△H>0△H在数值上等于反应物分子断裂旧键时所吸收的总能量与生成物分子形成新键时所释放的总能量之差，△H=E生成物能量-E反应物能量=E反应物键能之和-E生成物键能之和6、热化学方程式：表示化学反应中放出或吸收的热量的化学方程式。
书写热化学方程式注意事项:（1）反应物和生成物要标明其聚集状态，用g、l、s、aq表示不同状态。
（2）方程式右端用△H标明恒压条件下反应放出或吸收的热量，放热为负，吸热为正。
（3）热化学方程式中各物质前的化学计量数只表示物质的量，因此可以是整数或分数。
（4）对于相同物质的反应，当化学计量数不同时，其△H也不同，即△H的值与计量数成正比,当化学反应逆向进行时,数值不变,符号相反。
7、盖斯定律：不管化学反应是一步完成或分几步完成，其反应热是相同的。
化学反应的焓变（ΔH）只与反应体系的始态和终态有关，而与反应的途径无关。
规律：若多步化学反应相加可得到新的化学反应，则新反应的反应热即为上述多步反应的反应热之和。
8、燃烧热：在101kPa时，l mol物质完全燃烧生成稳定的氧化物时的反应热.注意：①燃烧的条件是在101kPa；②标准:是以1mol燃料作为标准，因此书写热化学方程式时，其它物质的化学计量数可用分数表示；③物质燃烧都是放热反应，所以表达物质燃烧时的△H均为负值；④燃烧要完全:C元素转化为CO2(g)，而不是CO；H元素转化为H2O(l)，N元素转化为N2(g)。