--无机化学-化学反应的一般原理
无机化学反应
无机化学反应无机化学反应是无机化学研究的重要内容。
无机化学反应是指由两种或多种物质相互作用，以生成新的物质的过程。
这些过程在自然界和实验室中广泛存在，包括许多重要的化学反应，如水的电离，酸碱反应和氧化还原反应等。
本文将从这三个方面阐述无机化学反应的原理和应用。
一、水的电离水的电离是无机化学反应中最基本的反应之一，是指水分子自行发生断裂，产生氢离子（H+）和氢氧根离子（OH-）。
这一反应也被称为自离化反应，其反应式为H2O = H+ + OH-。
水的电离是掌握无机化学反应的基础，因为它涉及到酸碱性质、氧化还原反应和一些其他反应。
利用水的电离反应，我们可以同样理解酸碱反应。
当强酸（如盐酸）与水混合时，Cl-离子和H2O之间发生反应，产生H3O+（称为氢离子），反应式为HCl + H2O= Cl-+H3O+；而当强碱（如氢氧化钠）与水混合时，会产生OH-离子，反应式为NaOH + H2O= Na+ + OH-。
二、酸碱反应酸碱反应是无机化学反应中最常见的类型之一，也是生活中最常见的化学反应之一。
酸碱反应发生在酸和碱之间，其原理是明确的。
“酸”是指能从化学物质中释放H+离子的物质；“碱”是指能从化学物质中释放OH-离子的物质。
这些离子相互结合生成水分子，以及一些其它生成产物。
例如，HCl（氯化氢）与NaOH（氢氧化钠）结合反应生成NaCl（氯化钠）和H2O（水）。
这一反应同时也反映了水的电离，因为HCl释放的H+离子与NaOH释放的OH-离子参与了水的电离反应，生成了H2O。
三、氧化还原反应氧化还原反应是另一类非常重要的无机化学反应。
在这类反应中，电荷从一种物质转移到另一种物质。
原子或离子上的电子会跳跃到其他原子或离子中，从而改变它们的价态（电荷状态）。
这一反应是广泛出现在生活和工业环境中的。
例如，当铜与氧反应时，铜离子（Cu2+离子）会被还原为铜原子（Cu0）；当铁与氯化氢反应时，铁离子（Fe2+离子）被氯离子还原成了铁原子（Fe0）。
高考化学无机化学反应原理
高考化学无机化学反应原理无机化学反应原理是高考化学中的重要内容之一，它涉及到化学反应的基本规律和反应机制。
在高考化学考试中，无机化学反应原理占据了相当大的比重，因此对于考生来说，掌握好无机化学反应原理是非常重要的。
本文将围绕无机化学反应原理展开讨论，帮助考生全面了解和掌握相关知识。
一、离子反应原理离子反应是无机化学中常见的一种反应类型。
离子反应是指以离子为反应物的化学反应。
在离子反应中，正离子与负离子按照一定的规律结合形成新的物质。
常见的离子反应有酸碱中和反应、氧化还原反应等。
酸碱中和反应是指酸与碱反应生成盐和水的过程，氧化还原反应是指物质的氧化态和还原态发生变化的反应。
离子反应原理是高考无机化学中的重点内容，考生需要重点掌握离子反应的特点和计算方法。
二、配位反应原理配位反应是指配位化合物中配位剂与中心金属离子发生配位结合的反应。
配位反应在高考无机化学中占据了重要的地位，主要涉及到配位键、配位数、配位体系和配位理论等方面的内容。
在配位反应中，配位剂可以是单原子离子，也可以是配位分子。
在配位反应中，中心金属离子与配位剂之间的配位键一般是通过配位作用力来形成的。
配位反应原理对于了解和预测配位化合物的性质和反应行为具有重要意义。
三、盐类反应原理盐类反应是指盐类化合物（包括金属盐和非金属盐）之间发生的化学反应。
盐类反应在高考无机化学中常常涉及到盐的晶体结构、盐溶液的电离性、盐的水溶液中的化学反应等方面的内容。
在盐类反应中，常见的反应类型有沉淀反应、溶解反应、水解反应等。
沉淀反应是指在盐溶液中，两种盐发生反应生成的产物不溶于水从而形成沉淀的过程。
水解反应是指盐溶液中的盐离子与水分子发生反应生成酸或碱的过程。
四、氧化还原反应原理氧化还原反应是高考化学中的重点内容之一。
氧化还原反应是指物质中的氧化态发生变化的化学反应。
在氧化还原反应中，发生氧化反应的物质被称为氧化剂，而发生还原反应的物质被称为还原剂。
氧化还原反应涉及到氧化态、电子转移、氧化数以及平衡反应等方面的内容。
化学反应一般原理
W = pV = 101.325×103 ×1.0 × 10-3 则
U = Q – W
= 500 – 101.325
= 398.675 J
§2.2
热化学
一、等容反应热、等压反应热和焓
二、热化学方程式
三、盖斯定律 四、生成焓
一、等容反应热、等压反应热和焓
反应热定义：化学反应在等温且只做膨胀功时，体 系吸收或放出的热量称为化学反应热 反应物
例1：在298 K和100 kPa下，1 mol H2和0.5 mol O2反 应,生成1 mol液态水,放热286 kJ，其热化学方程式为:
1 1 H 2 ( g ) O2 ( g ) H 2O(l ) r H m ,298 286kJ mol 2
例2：NaOH(aq,∞) + HCl(aq,∞) = NaCl(aq,∞) + H 2O(l)
i i
[ f f H m ( F ) g f H m (G)] [d f H m ( D) e f H m ( E )]
例：
解： f H m
2 Na2O2 (s) 2H 2O(l ) 4 NaOH (s) O2 ( g )
-510.9 -285.8 -425.6 0
自发过程
可逆过程 不能发生
四、吉布斯(Gibbs)自由能
只做体积功，不做其他功的等温等压反应： H QP Q 热力学第二定律，对于自发反应: S T H 即，H－T S 0 S T 结论：在等温等压反应中，若系统只做体积功，不做
其他功，若H-TS≤0，那么该过程可自发进行。
定义： G H TS
G，吉布斯自由能，状态函数
G H TS
大学二年级化学无机化学原理
大学二年级化学无机化学原理无机化学是化学的一个重要分支，与有机化学和物理化学共同构成了化学学科的三个主要领域。
作为大学二年级化学学科的必修课程之一，无机化学原理是学习和理解无机化学系统性质的基础。
本文将介绍大学二年级化学无机化学原理的相关内容。
一、无机化学的基本概念无机化学研究无机物质的组成、结构、性质、合成方法以及应用等方面的知识。
与有机化学不同，无机化学主要研究无机物质中不含碳的化合物，如金属、无机酸、无机盐等。
二、无机化学元素及周期表无机化学涉及众多元素，每个元素都有自己的特点和性质。
通过对元素的分类和周期表的学习，可以更好地理解和应用无机化学知识。
1. 元素的分类元素按其性质可分为金属元素、非金属元素和过渡元素。
金属元素具有良好的导电性和导热性，而非金属元素一般不具备这些性质。
2. 周期表周期表是无机化学的基础，它将元素按照其原子序数和性质排列，使得元素的规律性更加明显。
元素周期表可以分为周期、族和区块等概念，深入理解它们对无机化学知识的学习具有重要作用。
三、无机化学反应无机化学反应是无机化学中最重要的内容之一，通过反应可以合成新的化合物，改变物质的形态和性质。
了解和掌握无机化学反应的原理和规律对于学习无机化学至关重要。
1. 酸碱反应酸碱反应是无机化学中最基本的反应类型之一。
酸和碱在反应中会相互中和产生盐和水。
酸碱指数和PH值是描述酸碱性质的重要参数。
2. 氧化还原反应氧化还原反应是一类重要的无机化学反应，它涉及电子的转移和氧化态的变化。
学习氧化还原反应可以帮助我们理解和掌握物质之间的电子转移过程以及反应机理。
四、合成无机化合物合成无机化合物是无机化学实验中的重要内容之一。
通过实验合成无机化合物可以帮助学生更好地理解无机化学反应原理和操作技巧。
1. 晶体的合成晶体是无机化合物的一种形态，它具有明确的结晶结构。
学习晶体的合成方法可以帮助学生了解无机化合物的晶体结构及其特性。
2. 无机配合物的合成无机配合物是由中心金属离子和配体组成的化合物，具有重要的应用价值。
无机化学各章节第2章 化学反应的基本原理知识点
第二章 化学反应的基本原理知识点一、基本概念：体系和环境；状态和状态函数；过程和途径；热与功；相；化学计量数与反应进度；焓；熵；吉布斯自由能。
① 状态函数的特征：状态一定值一定，途殊回归变化等，周而复始变化零。
② 热和功（非状态函数）符号：体系吸热 Q 为+ 体系放热 Q 为— 体系做功 W 为— 环境做功 W 为+ 体积功 ： W=－P 外·ΔV ③ 化学计量数与反应进度：N 2 (g) + 3 H 2 (g) = 2 NH 3 (g)化学计量数 ν(N 2）= -1 ν(H 2) =-3 ν(NH 3) = 2 反应进度1mol ：表示1mol N 2与3mol H 2作用生成2mol NH 312N 2 (g) + 32H 2 (g) = NH 3 (g) 化学计量数：ν(N 2）=－12 ν(H 2)=－32 ν(NH 3) = 1反应进度1mol ：表示12mol N 2与32mol H 2作用生成1mol NH 3④ 熵：S(g)>S(l)>S(s) ； S （复杂）> S(简单) ； 气体：S(高温) > S （低温）； S(低压) > S （高压）； 固~液相溶，S 增大； 晶体析出，S 减小；气~液相溶，S 减小； 固体吸附气体，S 减小； 气体等温膨胀，S 增大 二、盖斯定律总反应的反应热等于各分反应的反应热之和。
若反应①+反应②→反应③，则()()()312r mr m r m H H H θθθ∆=∆+∆若反应①×2—反应②→反应③，则()()()3212r mr m r m H H H θθθ∆=∆-∆三、热力学第一定律：U Q W ∆=+ 四、化学反应的方向(298.15)()r m B f m BH k H B θθν∆=∆∑(298.15)()r m B m BS k S B θθν∆=∑(298.15)()r m B f m BG k G B θθν∆=∆∑(注：指定单质通常为稳定单质的()0f m H B θ∆=，()0f m G B θ∆=()()()()T (298k)T 298r m r m r m r m r m G T H T S T H S K θθθθθ∆=∆-∆≈∆-∆ 反应在标准状态下进行：若()0r mG T θ∆<,则反应正向自发进行；若()0r m G T θ∆=,则反应处于平衡状态；若()0r m G T θ∆>,则反应逆向自发进行。
无机化学习题及答案
第一章化学反应的一般原理1．是非题（对的在括号内填 +，错的填 -）(1) 已知下列过程的热化学方程式为：UF 6 (l) → UF 6 (g) θ1r m 30.1kJ mol H -∆=⋅则此温度时蒸发 1mol UF 6 (l)，会放出热 30.1 kJ. ( )(2) 在定温定压条件下，下列两化学反应放出的热量相同。
( ) 2221H (g)O (g)H O (l)2+→ 2222H (g)O (g)2H O (l)+→(3) ∆r S 为正值的反应都是自发反应。
( )(4) 在常温常压下，空气中的N 2和O 2长期存在而不会生成NO ，这表明此时该反应的吉布斯函数变是负值。
( )(5) 反应 C(s) + H 2O (g) = CO (g) + H 2 (g)，θ1r m (298.15K)131.3kJ mol H -∆=⋅，由于方程式两边物质的化学计量数的总和相等，所以增加总压力对平衡无影响。
( )(6) 上述反应达平衡后，若升高温度，则正反应速率增加，逆反应速率减小，即平衡向右移动。
( )(7) 反应的级数取决于反应方程式中反应物的化学计量数。
( )2. 选择题（将所有正确答案的标号填入空格内）(1) 下列反应中，反应 ______ 放出的热量最多。
(A) 4222CH (l)2O (g)CO (g) + 2H O (g)+=(B) 4222CH (g)2O (g)CO (g) + 2H O (g)+=(C) 4222CH (g)2O (g)CO (g) + 2H O (l)+= (D) 4223CH (g)O (g)CO(g) + 2H O (l)2+= (2) 定温定压下，某反应的θ1r m ()10kJ mol G T -∆=⋅，这表明该反应 _______。
(A) 能自发进行。
(B) 不能自发进行。
(C) 能否自发进行，还需要具体分析。
(3) 某温度时，反应 H 2 (g) + Br 2 (g) = 2HBr (g) 的标准平衡常数 K θ = 4⨯10-2，则反应 HBr (g) = 2211H (g)+Br (g)22的标准平衡常数K θ = _______。
无机化学反应基本原理
新人教版《化学反应原理》全册知识点归纳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/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57.3kJ/mol。
化学原理和无机化学
化学原理和无机化学
化学原理是研究化学基本规律和原理的学科，包括化学反应的速率、平衡、热力学等方面。
化学原理的研究可以帮助我们理解化学现象，并进一步应用于实际生产和科学研究中。
无机化学是研究无机物质的性质、合成方法以及它们在生产和应用中的应用的学科。
无机化学主要关注无机化合物，例如金属、非金属元素、离子等的化学性质，以及它们在材料科学、能源领域等的应用。
不同于有机化学研究有机物（含碳的化合物），无机化学研究无机物质，即不含碳的化合物。
无机化学的研究可以帮助我们深入了解无机材料的结构、性质和用途，从而进行相关领域的应用研究。
化学原理和无机化学在一定程度上具有相互联系和依赖关系。
化学原理为无机化学提供了理论基础和解释，无机化学则将化学原理应用于实际研究和应用中，进一步验证和发展化学原理。
通过深入研究化学原理和无机化学，我们可以提高对化学本质和基础知识的理解，为推动科学技术的发展做出贡献。
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[公式] △H⊙ =∑△fHm⊙ 产物 - ∑△fHm⊙ 反应物
1-3标准态时反应的方向
许多放热反应为自发过程：
如：3Fe(s) + 2O2(g) → Fe3O4(s) △H⊙ =－1120KJ
2H2 + O2 →2H2O(g)
△H⊙ =－483.6KJ
但有些吸热过程也能自发进行：
如：常温常压下H2CO3(aq) → H2O( ) + CO2(g)
状态函数：描述体系状态性质的函数（物理量）
状态函数特征： 状态一定值一定，殊途同归变化等，周而复始变化零。
热量：发生变化时，体系与环境之间因温差传递的能量形式。它
与变化相关联。规定：体系从环境吸热为正。
功：除热以外的其他能量传递形式。规定环境对体系做功为正。 内能：体系内部能量总和——热力学能。 热力学第一定律——能量守恒
该反应△H⊙= +19.3KJ，但自发进行。
[为什么]
仔细考察这类过程有共同的特点：混乱程度增大。
所以，体系的混乱度也对过程的方向有影响：
有序到无序利于自发，反之不利于自发。
1、熵——S
表征体系组成微粒分布混乱程度的函数。
S值越大，混乱度越大，有序性越差。
规律：熵值 Ⅰ、固体＜液体＜气体
Ⅱ、混合物＞纯净物
1.反应热 一定温度下，只对抗外压作膨胀功时，反应吸收或 放出的热量。 •恒容反应热 QV=△U •恒压反应热 QP=△H 2.焓（H）——新物理量 物质的又一种能量形式。 H≡ U + PV 如何理解 QP=△H
恒温恒压下，反应物、产物各自有不同的焓。 当反应物的焓比产物的焓高时，由反应物转变为产 物，就要释放出那多余的部分(△H)，以热量的形式
释放。
△H = H产物 － H反应物
△H＞0 QP＞0 吸热
△H＜0 QP＜0 放热
H N2+3H2
H
△H
2NH3
3.Hess定律
反应一步完成的热效应等于分步进行的各步热效 应之和。
反应的热效应只与始终态有关，与变化途径无关。
小结：
•条件相同的反应或聚集状态相同的同种物质才能 相消或合并。
•反应式乘（或除）以某数，相应的热效应也要同 乘（除）以该数。
特点：
1、基础是两个经验定律； 2、结论具有统计意义：是讨论大量质点的平均行为， 不涉及物质的微观结构和过程机理。
局限性：不能讨论过程如何进行和进行的快慢；
结论不能说明过程进行的机理和快慢。
热力学一些专门术语
体系(系统)：研究对象。 环境：与体系紧密联系的部分。
体系分类：敞开体系、封闭体系和隔离(孤立)体系 状态：体系不再随时间变化的情形（平衡态）
即： Q = △U － W
第一节 化学反应方向
可逆反应在某条件下，反应方向如何判断？
能量最 低原理
热效应 焓变
计算 处理
熵增 原理
计算
自由能G 最小原理
能量最低原理与自然现象 1-1自发过程 一定条件下，无需外力作用能自动进行的过程。 “自发”不含“Hale Waihona Puke 速”之意 “非自发”不等于“不可能”
1-2化学反应热效应，反应焓变
△H⊙
=
H
⊙ 产物
-
H
⊙ 反应物
绝对法难确定△H⊙ ，可用相对法解决
②、标准生成焓——△fHm⊙ 定义：温度T、标态时，由指定单质生成1mol某
物质（以化学式表示）的焓变。 [说明] 指定单质：多为元素的最稳定单质，状态亦指定。 生成反应：指定单质反应生成1mol生成物的过程。 [推论]： 指定单质△fHm⊙ =0
△fHm⊙非绝对值 熟悉元素的指定单质、物质的生成过程。
H, Na, K, C, O, N, F, Cl, Br, I
写出生成过程：CO2 , MgO, KBr, NaI
[问题] 已知物质的△fHm⊙ ，如何计算反应的△H⊙？
[设计]
反应物
产物
②
①
各种指定单质
[思路] 过程Ⅰ 由各指定单质直接生成产物； 过程Ⅱ 由各指定单质先生成反应物，然后 反应物再转化为产物 必有：过程Ⅰ热效应 = 过程Ⅱ热效应
第一章 化学反应一般原理
化学反应所涉及的问题包括：
⑴反应判据 ⑵反应限度 ⑶反应速度 ⑷反应机理
⑴⑵属于化学热力学范畴；⑶⑷属于化学动力学范畴。
本章主要从反应能量变化的研究开始，讨论反应的方向
和限度，然后再考虑反应的快慢。
仅涉及一些基本知识和思考的方法，重点在于实际应用。
热力学简介
它是研究能量转换过程中所遵循规律的一门学科。于19世纪 中叶，蒸汽机的发明和应用，研究热和机械功之间的转换关 系形成，后来研究范围推广到各种能量之间的相互转换中。
4、热化学方程式（△H⊙表示反应热）
思考： ①中学的热化学方程式与用△H⊙表示的热化学方 程式有何差异？ ②△H⊙的单位为KJ/mol，mol-1表示什么？ ③ 对同一反应，反应是书写不同，△H⊙值有无变化？ ④⊙代表是么？ 5、标准态——物质状态的参比基准线 规定：标准压强下物质的确切聚集状态。 [注] 对温度没有规定。 [比较] 气体标准状态。
[比较] △fH⊙ 与 ST⊙ ①ST⊙ 为绝对值， △fH⊙为相对值； ②指定单质△fH⊙ =0，而ST⊙ ≠0。
3、 △S⊙计算
与△H⊙ 计算原则、方法一样。 △S⊙ =∑ S⊙产物 －∑ S⊙反应物 [分析]：前述自发吸热过程都是△S⊙＞0 故 自发过程的方向受两大因素制约： △S⊙、△H⊙
小结
说明：
①、气体的标准态：P⊙ = 1.013×105
②、溶液中溶质的标准态：标准压强下，溶质的 浓度为 1mol/L, 即 C⊙ =1mol/L
③、液体和固体的标准态： P⊙下的纯物质。
6、反应热的计算
①、原则——Hess定律
[问题] 能否通过较少的实验数据获得任意化学反 应的热效应？
[分析] 反应 A + B C + D
Ⅲ、S随温度升高增大
热力学第三定律：
各种纯化学物质的最完整晶体，在0K时熵
值为零粒子的热运动完全停止，内部排列达到
最有序程度。即S0K=0
设： A0K → ATK
△S = ST － S0 = ST
ST为绝对值，称绝对熵。
2、标准熵
定义：1mol纯物质在标准态时的熵值。ST⊙
单位：J·mol-1·K-1