高考化学知识点大全(化学反应原理)
高考化学化学反应原理的综合热点考点难点附答案
高考化学化学反应原理的综合热点考点难点附答案一、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 。
《化学反应原理》知识点大全
《化学反应原理》知识点大全第一章、化学反应与能量考点1：吸热反应与放热反应1、吸热反应与放热反应的区别特别注意：反应是吸热还是放热与反应的条件没有必然的联系，而决定于反应物和生成物具有的总能量(或焓)的相对大小。
2、常见的放热反应①一切燃烧反应;②活泼金属与酸或水的反应;③酸碱中和反应;④铝热反应;⑤大多数化合反应(但有些化合反应是吸热反应，如：N2+O2=2NO，CO2+C=2CO等均为吸热反应)。
3、常见的吸热反应①Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl反应;②大多数分解反应是吸热反应③等也是吸热反应;④水解反应考点2：反应热计算的依据1.根据热化学方程式计算反应热与反应物各物质的物质的量成正比。
2.根据反应物和生成物的总能量计算ΔH=E生成物-E反应物。
3.根据键能计算ΔH=反应物的键能总和-生成物的键能总和。
4.根据盖斯定律计算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，而与反应的途径无关。
即如果一个反应可以分步进行，则各分步反应的反应热之和与该反应一步完成时的反应热是相同的。
温馨提示：①盖斯定律的主要用途是用已知反应的反应热来推知相关反应的反应热。
②热化学方程式之间的“+”“-”等数学运算，对应ΔH也进行“+”“-”等数学计算。
5.根据物质燃烧放热数值计算：Q(放)=n(可燃物)×|ΔH|。
第二章、化学反应速率与化学平衡考点1：化学反应速率1、化学反应速率的表示方法___________。
化学反应速率通常用单位时间内反应物浓度和生成物浓度的变化来表示。
表达式：___________ 。
其常用的单位是__________ 、或__________ 。
2、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。
2)外因(其他条件不变，只改变一个条件)3、理论解释——有效碰撞理论(1)活化分子、活化能、有效碰撞①活化分子：能够发生有效碰撞的分子。
②活化能：如图图中：E1为正反应的活化能，使用催化剂时的活化能为E3，反应热为E1-E2。
化学反应原理高考必备知识点
《化学反应原理》高考必背知识点1第一章化学反应与能量转化§1.1化学反应的热效应1．焓：表示物质所具有的能量的一个物理量。
符号为 H 。
焓变：△H＝H(反应产物)－H(反应物) ；焓变的单位一般用 KJ·mol—1。
△H＞0，吸热反应，△H＜0，放热反应。
2．书写热化学方程式注意：要标状态，注明焓变（要写单位、注意正、负号）；正逆反应焓变数值不变，符号相反；△H具体数值与方程式系数成比例。
3．盖斯定律定义：对于一个化学反应，无论是一步完成还是分几步完成，其反应焓变都是一样的，盖斯定律揭示的是反应中的能量守恒。
§1.2电能转化为化学能——电解1．电解定义让直流电通过电解质溶液或熔融的电解质，在两个电极上分别发生氧化反应和还原反应的过程叫做电解。
电解池：将电能转化为化学能的装置。
2.解答电解题应遵循什么样的思路？（1）首先，确定两个电极谁是阳极、谁是阴极？与电源正极相连的为阳极，发生氧化反应，活泼金属电极或阴离子在该电极失去电子；与电源负极相连的为阴极，发生还原反应，金属阳离子在该极得到电子。
（2）其次，注意两个电极的电极材料：如果是金属电极（金铂除外），活泼金属电极失电子；如果是惰性电极，按离子的放电顺序进行电解。
（3）分析通电前电解质电离出的阴、阳离子分别有哪些？除了电解质电离出的离子之外，溶液还要考虑水电离出的H＋和OH—。
（4）通电后离子定向移动到哪个电极？阳离子移向阴极，阴离子移向阳极。
（5）在电极上的放电顺序如何？①阳极放电顺序：活泼金属电极> S2—> I—> Br —> Cl—> OH—>含氧酸根（如SO42—、NO3—等）②阴极放电顺序：与金属活动性顺序相反：K＋＜Ca2＋＜Na＋＞Mg2＋＜Al3＋＜Zn2＋＜Fe2＋＜Sn2＋＜Pb2＋＜H＋＜Cu2＋＜Hg2＋＜Ag＋3.按照电解思路，写出用惰性电极电解下列熔融电解质的相关反应熔融电解质电极反应电解总反应NaCl 阴极：Na＋＋e－=Na2NaCl(熔融)2Na＋Cl2↑阳极：2Cl－-2e－=Cl2↑MgCl2阴极：Mg2＋＋2e－=MgMgCl2(熔融)Mg＋Cl2↑阳极：2Cl－-2e－=Cl2↑Al2O3阴极：Al3＋＋3e－=Al2Al2O3(熔融)4Al＋3O2↑阳极：2O2－- 4e－= O2↑4．写出用惰性电极电解下列溶液的相关反应：溶液电极反应电解总反应1NaCl阴极：2H＋＋2e－=H2↑2NaCl＋2H2O2NaOH ＋H2↑＋Cl2↑电解饱和食盐水阳极：2Cl－-2e－=Cl2↑CuSO4阴极：Cu2＋＋2e－=Cu2CuSO4＋2H2O2Cu＋O2↑＋2H2SO4 补充CuO可还原到原电解质溶液阳极：2Cl－-2e－=Cl2↑AgNO3阴极：Ag＋＋e－=Ag4AgNO3＋2H2O4Ag＋O2↑＋4HNO3阳极：4OH－-4e－=2H2O ＋O2↑2 硫酸、氢氧化钠、硫酸钠溶液阴极：2H＋＋2e－=H2↑2H2O2H2↑＋O2↑阳极：4OH－-4e－=2H2O＋O2↑3 CuCl2阴极：Cu2＋＋2e－=CuCuCl2Cu＋Cl2↑阳极：2Cl－-2e－=Cl2↑盐酸阴极：2H＋＋2e－=H2↑2HCl H2↑＋Cl2↑阳极：2Cl－-2e－=Cl2↑5．铜的电解精炼：粗铜作阳极，连接电源正极，精铜作为阴极，连接电源负极。
高中化学选修化学反应原理知识点总结
高中化学选修化学反应原理知识点总结指单位时间内反应物浓度的变化量。
2.速率常数（k）：反应速率和反应物浓度的关系式为v=k[A]^m[B]^n，其中m和n为反应物的反应级数，k为速率常数。
3.影响反应速率的因素：温度、浓度、催化剂、表面积等。
二、反应机理1.反应机理：反应过程中分子之间的相互作用和反应的具体过程。
2.反应中间体：反应过程中生成的短暂存在的中间物质。
3.反应活化能：反应物转化为反应产物所需要的最小能量。
三、反应平衡常数1.反应平衡常数（K）：反应物和产物在反应平衡时的浓度比。
2.平衡常数与反应物浓度的关系式：K=[C]^c[D]^d/[A]^a[B]^b，其中a、b、c、d为反应物和产物的化学计量数。
3.影响平衡常数的因素：温度、压力、浓度等。
四、化学平衡1.化学平衡：反应物和产物浓度不再发生变化的状态。
2.平衡常数与化学平衡的关系式：K=产品浓度之积/反应物浓度之积。
3.化学平衡的移动：通过改变反应物浓度、温度、压力等条件可以使化学平衡向产物或反应物方向移动。
化学反应速率是用来衡量反应快慢的指标，它表示单位时间内反应物或生成物的物质量变化。
速率可以通过单位时间内反应浓度的减少或生成物浓度的增加来表示，计算公式为v=Δc/Δt（υ：平均速率，Δc：浓度变化，Δt：时间），单位为XXX）。
影响速率的因素包括决定因素（反应物的性质）和条件因素（反应所处的条件）。
对于固体和液体参与的反应，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。
惰性气体对速率的影响取决于反应体系的恒温恒容或恒温恒体状态。
在恒温恒容状态下，充入惰性气体会使总压增大，但各分压不变，各物质浓度不变，因此反应速率不变。
在恒温恒体状态下，充入惰性气体会使体积增大，各反应物浓度减小，反应速率减慢。
化学平衡是指一定条件下，可逆反应进行到正逆反应速率相等时，组成成分浓度不再改变，达到表面上静止的一种“平衡”状态。
化学平衡的特征包括逆、等、动、定、变。
高中化学知识点-化学反应原理-化学反应与能量-化学能与电能的应用
化学能与电能规律总结1.原电池形成的条件(1)活泼性不同的两种电极材料（可以是金属和金属、金属和非金属、金属和金属氧化物等）。
(2)电极材料均插入电解质溶液中。
(3)两极相连形成闭合电路。
理论上，只要满足以上三个条件，均可构成原电池。
实际应用中，有些氧化还原反应很缓慢，产生的电流极其微弱(如两电极分别是Fe和C，电解质溶液为NaCl溶液的原电池)。
2.原电池原理的应用(1)加快氧化还原反应的速率因为形成原电池后，氧化反应和还原反应分别在两极进行，使溶液中的粒子运动时相互间的干扰减小，使反应速率增大。
(2)比较金属活动性的强弱例如：有两金属a、b，用导线相连后插入稀H2SO4溶液中，能溶解的金属活动性较强，表面出现较多气泡的金属活动性较弱。
（3）制造新的化学电源例如：锌锰干电池、铅蓄电池、锂电池、新型燃料电池。
（4）金属的腐蚀与防护例如：用活泼金属保护较活泼金属，减慢腐蚀速度。
3.电子得、失守恒(电量守恒)原电池工作时，负极流出的电子总量等于正极流入的电子总量；还原剂在负极失电子总数等于氧化剂在正极得电子总数。
此规律在计算中有着广泛的应用。
4.原电池正负极的判断方法①根据构成原电池的必要条件之一：活泼金属作负极；②根据电子流向或电流方向确定：电子流出的一极或电流流入的一极作负极；③根据氧化还原反应确立：发生氧化反应(还原剂)的一极作负极。
5．原电池的概念、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，使氧化反应和还原反应分别在两极上进行。
(2)原电池的正极、负极及其反应正极：电子流入的电极，通常是不活泼金属或石墨材料电极，发生还原反应。
负极：电子流出的电极，通常是活泼金属一极，发生氧化反应。
6．常见的各类化学电源(1)干电池(锌锰电池)(2)充电池(铅蓄电池，镍镉电池，镍氢电池，锂电池)(3)燃料电池(氢氧燃料电池)7．原电池的工作原理由正负电极和适当的电解质溶液组成原电池，用导线连接原电池的正负电极时，原电池便开始工作。
化学反应原理知识点总结大全
化学反应原理知识点总结大全
一热力学原理
1、热力学第一定律（熵定律）：所有的自然过程都是朝着极大熵（ΔS≥0）的方向
发展的，也就是比较随机化的方向发展的。
2、热力学第二定律（能量守恒定律）：处理系统所有形式的能量（包括热能、机械
能等）总量不变，只会以另一种形式释放和转化。
3、热力学第三定律（温度量定律）：温度是一个绝对量，温度越高，绝对熵就越大。
二化学动力学原理
1、催化原理：催化剂可以加快反应速率，但不会改变反应的方向，也不会影响反应
的热化学原理。
2、平衡原理：动力学过程的反应速率有限，最终会趋向平衡，此时反应的反应路线（反应物与生成物之间的比例关系）就确定了，此时反应的速率为零。
3、反应速率定律：反应物的浓度大小和反应速率大小成正比；反应物的浓度变化会
影响反应速率；反应物的浓度式不同，反应速率也不同。
4、分子模型定律：反应物间共存时，分子之间相互作用的可能性越大，反应速率也
越大；分子间相互作用受到外界环境影响，反应速率也会受影响；某些环境条件有利于某
种特定反应的发生，某些环境条件则会使反应速率受到影响。
三吸收原理
吸收反应是指物质在一定气体压力或溶液浓度等环境条件下，吸取某种溶液中的特定
物质，而发生反应的一种过程，其中吸收剂在改变其构成或结构的情况下，吸收这些特定
物质而形成特定化合物。
吸收反应可以分为物质间吸收（离子质吸收或不离子质吸收）和
物质离子吸收两种。
四酸/碱的电离原理
酸的电离：当酸分子在水溶液中中断，极离子会脱水而成原子或离子，称为酸的电离，结果导致pH值降低。
高二化学反应原理知识点归纳
高二化学反应原理知识点归纳高二理科生学习化学的接触到化学反应，不知道怎么去了解化学反应。
以下是我整理的化学反应学问点归纳，盼望可以关心大家更好地了解化学反应。
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。
化学反应原理知识点总结
化学反应原理知识点总结化学反应原理是化学学科的重要组成部分，它涵盖了许多关键的概念和理论，对于理解化学反应的发生、方向、速率以及能量变化等方面具有重要意义。
以下是对化学反应原理相关知识点的详细总结。
一、化学反应速率化学反应速率是用来衡量化学反应进行快慢的物理量。
通常用单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加来表示。
影响化学反应速率的因素主要包括以下几个方面：1、浓度在其他条件不变时，增大反应物的浓度，反应速率加快；减小反应物的浓度，反应速率减慢。
这是因为浓度增大，单位体积内活化分子数增多，有效碰撞的几率增加，从而加快了反应速率。
2、压强对于有气体参加的反应，在其他条件不变时，增大压强（减小容器体积），反应速率加快；减小压强（增大容器体积），反应速率减慢。
需要注意的是，压强对反应速率的影响实际上是通过改变气体的浓度来实现的。
3、温度升高温度，反应速率加快；降低温度，反应速率减慢。
一般来说，温度每升高 10℃，反应速率通常增大到原来的 2 4 倍。
这是因为温度升高，分子的运动速率加快，更多的分子成为活化分子，有效碰撞的几率增加。
4、催化剂使用催化剂能显著改变化学反应速率。
正催化剂能加快反应速率，负催化剂能减慢反应速率。
催化剂通过改变反应的路径，降低反应的活化能，从而使更多的分子能够在较低的能量条件下发生反应。
5、其他因素固体表面积、光照、超声波、电磁波等也会对反应速率产生影响。
例如，增大固体反应物的表面积，能够增加反应物之间的接触面积，从而加快反应速率。
二、化学平衡化学平衡是指在一定条件下，可逆反应中正反应和逆反应的速率相等，反应物和生成物的浓度不再发生变化的状态。
1、化学平衡的特征（1）逆：化学平衡研究的对象是可逆反应。
（2）等：正反应速率和逆反应速率相等。
（3）动：化学平衡是一种动态平衡，反应仍在进行，只是正、逆反应速率相等。
（4）定：平衡时反应物和生成物的浓度保持恒定。
（5）变：当外界条件改变时，原平衡会被破坏，在新的条件下建立新的平衡。
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能量
放热反应：体系
环境，体系将能量释放给环境，体系的能量降低，因此，放热反应的ΔH＜0，为“－”
能量 吸热反应：环境
体系，体系吸收了环境的能量，体系的能量升高，因此，
吸热反应的ΔH＞0，为“＋”
(4).反应热与化学键键能的关系
-3-
反应热等于反应物分子化学键断裂时所吸收的总能量与生成物分子化学键形成时所释放的总能量之差。
C(s) O 2 (g) CO 2 (g) ；△H＝－393.5kJ/mol 吸收热量的化学反应叫做吸热反应，△H 为正值．例如：
C(s) H 2O(g) CO(g) H 2 (g) ；△H＝+131.3kJ/mol (3).反应热的表示方法： 反应热用ΔH 表示，其实是从体系的角度分析的。
三、燃烧热、中和热
1.燃烧热
(1)概念：在 101kPa 时，1mol 物质完全燃烧生成稳定的氧化物时所放出的热量，叫做该物质的燃烧热。燃烧
热
的单位一般用 kJ／mol 表示。
注意：完全燃烧，是指物质中下列元素完全转变成对应的物质：C→C02，H→H20，S→S02 等。 (2)表示的意义：例如 C 的燃烧热为 393.5kJ／mol，表示在 101kPa 时，1molC 完全燃烧放出 393.5kJ 的热
吸热
Ba(OH)2·8H2O+2NH4Cl=BaCl2+2NH3↑+10H2O 吸热
（注意需要加热的反应不一定是吸热反应，如碳的燃烧，铝热反应。）
二、正确书写热化学方程式的方法
1．要注明反应物和生成物的聚集状态，因为物质呈现哪一种聚集状态，与它们所具有的能量有关．即：反应物
的物质相同、状态不同、ΔH 也不同．但不用沉淀和气体符号。有关物质的状态亦可用英文字母表示：固 — s；
液 — l；气 —g。
-4-
2．要注明反应温度和压强(若为同素异形体，要注明名称)．因为ΔH 的大小和反应的温度、压强有关．如不特别
注明，即表示在 101 kPa 和 25℃．
3．热化学方程式中的化学计量数不表示分子个数，而是表示物质的量，故化学计量数可以是整数，也可以是分
数，相同物质的化学反应，当化学计量数改变时，其ΔH 也同等倍数地改变．
1．已知下列两个热化学方程式
2H2(g)＋O2(g)====2H2O(l)；
ΔH=－571．6 kJ·mol－1
C3H8(g)＋5O2(g)====3CO2(g)＋4H2O(l)；ΔH=－2220．0 kJ·mol－1
实验测知氢气和丙烷的混合气体共 5 mol，完全燃烧时放热 3847 kJ，则混合气体中氢气与丙烷的体积比是
高中化学.选修四 化学反应原理
目录（人教版）
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
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
第三节
化学平衡
第四节
化学反应进行的方向
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
4．ΔH 的表示：在热化学方程式中ΔH 的“＋”与“－”一定要注明，“＋”代表吸热，“－”代表放热．
(1)热化学方程式
下列是丙烷( C3H8 )气体燃烧生成 CO 2 气体和液态水的热化学方程式： C3H8 (g) 5O 2 (g) 3CO 2 (g) 4H 2O(1) ；△H＝－2220.0kJ/mol 由此可知，热化学方程式既表明物质变化，又表明能量变化．即更全面完整地表示了化学反应．
量。
2.中和热
(1)概念：在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应而生成 1 molH20，这时的反应热叫中和热。 理解中和热时注意：
①稀溶液是指溶于大量水的离子。
和热
②中和热不包括离子在水溶液中的生成热、电解质电离的吸热所伴随的热效应。 ③中和反应的实质是 H+和 OH-化合生成 H20，若反应过程中有其他物质生成，这部分反应热也不在中
即ΔH ＝ E 反应物分子化学键总键能 －E 生成物分子化学键总键能
当化学反应中断裂旧的化学键所需要吸收的能量小于生成新的化学键所放出的能量时，则发生放热反应．反之，
发生吸热反应．
（5）反应热与反应物和生成物的能量关系
反应物的总能量＞生成物的总能量 (放热反应)
反应物的总能量＜生成物的总能量 (吸热反应）
-2-
时(即化学反应中)总是伴随着能量的变化．其表现形式是化学能与热能、光能、电能等之间进行转变．但以化学能 与热能之间的转变最为常见．
化学反应的本质是旧化学键断裂，新化学键生成的过程，在破坏旧化学键时，需要能量来克服原子间的相互吸 引，在形成新化学键时，由于原子间的相互吸引而放出能量．由于需要的能量和放出的能量常常并不相等，因此总 体上来看，一个化学反应的进行，往往需要向外界释放出能量，或从外界吸收一定的能量．
化学反应释放出的能量是当今世界上最重要的能源之一．如化石燃料(煤、石油、天然气)的燃烧． (2)反应热
①反应热 在化学反应过程中放出或吸收的热量，通常叫做反应热．反应热用符号△H 表示，单位一般采用 kJ/mol． （ΔH 与 Q 相反 Q 大于 0 表示放热 Q 小于 0 表示吸热）
． ②放热反应和吸热反应 放出热量的化学反应叫做放热反应，△H 为负值．例如：
A．1∶3
B．3∶1
C．1∶4
D．1∶1
1．解析：据题意：1 mol H2 燃烧放出的热量为 285．8 kJ，1 mol 混合气体燃烧放出的热量为 3847/5=769．4 kJ，由十 Nhomakorabea交叉法：
-5-
则体积比为 2220.0 769.4 = 3 ，故正确答案为 B．
769.4 285.8 1
（6）常见的放热反应
1.金属与酸的反应
2.可燃物的燃烧反应
3.酸碱中和反应
4.大多数化合反应 除 H2+I2=2HI 吸热 ；N2+O2=2NO 吸热 ；CO2+C=2CO 吸热；
常见的吸热反应
1.氢氧化钡晶体与氯化铵固体的反应
2.用 C 、H2 、CO 还原金属氧化物的反应
3.某些加热分解反应
N2O4=2NO2
第三节
盐类的水解
-1-
第四节 第四章 电化学基础
第一节 第二节 第三节 第四节
难容电解质的溶解平衡
原电池 化学电源 电解池 金属的电化学腐蚀与防护
第一章 化学反应与能量
一、反应热 (1)化学反应中的能量变化
任何一个化学反应，反应物所具有的总能量与生成物所具有的总能量总不会相等．因此，在新物质产生的同