化学反应原理-专题三知识要点共22页文档
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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/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。
化学反应原理知识点
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/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。
化学反应原理知识点总结(版)
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/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。
(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。
(完整版)化学选修《化学反应原理》知识点总结
《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、反应热与键能的关系△H=反应物的键能总和-生成物的键能总和4、常见的吸热、放热反应⑴常见的放热反应：①活泼金属与水或酸的反应 ②酸碱中和反应 ③燃烧反应 ④多数的化合反应 ⑤铝热反应⑵常见的吸热反应①多数的分解反应 ② 2NH 4Cl(s)+Ba(OH)2·8H 2O(s)=BaCl 2+2NH 3+10H 2O③ C(s)+ H 2O(g) 高温 CO+H 2 ④CO 2+ C 高温2 CO5、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/mol②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+>Cu2+>H+）注意问题：①书写电极反应式时，要用实际放电的离子．．．．．．．来表示②电解反应的总方程式要注明“通电”③若电极反应中的离子来自与水或其他弱电解质的电离，则总反应离子方程式中要用化学式表示⑵原电池：负极：负极本身失电子，Ｍ→Ｍn+ +ｎｅ-① 溶液中阳离子得电子Ｎm++mｅ-→Ｎ正极:2H++2e-→H2↑②负极与电解质溶液不能直接反应：O2+4e-+2H2O→4OH-（即发生吸氧腐蚀）书写电极反应时要注意电极产物与电解质溶液中的离子是否反应，若反应，则在电极反应中应写最终产物。
化学反应原理知识点归纳(word文档物超所值)
☆
原电池，电解池，电镀池的比较
性质
类别
定义
（装置特点）
反应特征
装置特征
形成条件
电极名称
电极反应
电子流向
溶液中带电粒子 的移动 联系
原电池
电解池
电镀池
将化学能转变成电 将电能转变成化学能的 应用电解原理在某些金属
能的装置
装置
表面镀上一侧层其他金属
自发反应氧化还原 非自发反应氧化还原 非自发反应氧化还原反应
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↑
总反应式： Zn+2H+=Zn2++H2↑
5、正、负极的判断：
（较不活泼金属）
（1）从电极材料：一般较活泼金属为负极；或金属为负极，非金属为正极。
（2）从电子的流动方向 负极流入正极
一、金属的电化学腐蚀
（1）金属腐蚀内容：
（2）金属腐蚀的本质：都是金属原子 失去 电子而被氧化的过程
（3）金属腐蚀的分类：
化学腐蚀— 金属和接触到的物质直接发生化学反应而引起的腐蚀
电化学腐蚀—
不纯的金属跟电解质溶液接触时，会发生原电池反应。比较活泼的金
属失去电子而被氧化，这种腐蚀叫做电化学腐蚀。
条件 现象 本质 关系
第二单元：化学能与电能的转化
第一节 原电池
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
液构成闭回路
3、电子流向：外电路： 负 极——导线—— 正 极
《化学反应原理》主要知识点归纳(共8页)
苏教版《化学反应原理》主要知识点归纳(1)专题1 化学反应与能量变化【第一单元化学反应中的热效应】1.反应热(P2):指当反应物与生成物具有相同温度时,所吸收或放出的热量.在恒温、恒压下的反应热，称为反应的焓变△H。
△H＞0 ：吸热；△H＜0 ：放热2．燃烧热：在101kPa时，1mol可燃物完全燃烧生成稳定氧化物时所放出的热量。
提示: (1)规定要在25°C,101kPa下测出热量,因为温度、压强不定反应热的数值也不相同.(2)规定可燃物的物质的量为1mol.(3)规定可燃物完全燃烧生成稳定的化合物所放出的热量为标准.所谓完全燃烧,是指物质中下列元素完全转化成对应的物质:C→CO2(g) H→H2O(l) ,S→SO2 (g),等3．中和热：在稀溶液中，强酸跟强碱发生中和反应生成1molH2O时所放出的热量即H+(aq)＋OH－(aq)＝H2O (l)；△H＝－57.3kJ/mol。
中和热指1mol H+和1mol OH－生成1molH2O时所放出的热量，若在反应过程中还伴有其它热效应（如生成沉淀、固体溶解或浓溶液稀释、弱电解质的电离等）则放出的热量不再等于中和热，如稀醋酸与稀NaOH溶液反应生成1mol 水，因醋酸的电离要吸热，放出的热量小于57.3KJ。
4．反应热△H的计算①利用盖斯定律定律：化学反应不管是一步完成还是几步完成，其反应热是相同的，②利用键能：△H=反应物的键能总和—生成物的键能总和5．热方程式的意义：（略）6．反应热的测量：P6【第二单元化学能与电能的转化】1.原电池﹑电解池工作原理原电池电解池实例电极反应负极:Zn-2e‾==Zn2+阳极:2Cl‾-2e‾==Cl2↑正极:Cu2++2e‾=Cu 阴极:Cu2++2e‾==Cu总反应Zn+Cu2+==Zn2++Cu CuCl2Cu+Cl2↑能量转换化学能→电能电能→化学能构成条件1.有两个电极还原剂——在负极被氧化氧化剂——在正极被还原2.两电极与电解溶液接触3. 闭合回路1．有两个电极(与“+”相边的为阳极)2．两电极与电解质接触3．闭合回路4．有外电源2．化学电源电池名称负极正极电解质溶液电极反应干电池Zn 碳(NH4+)NH4Cl和淀粉糊负极：Zn== Zn2++2e-正极：2NH4++2e== 2NH3+H2↑银锌电池Zn Ag2O KOH 负极：Zn-2OH-== ZnO+H2O+2e-正极：Ag2O+H2O+2e-== 2Ag+OH-铅蓄电池（放电）Pb PbO2H2SO4负极：Pb+SO42-== PbSO4+2e-正极PbO2+4H++SO42-+2e-= PbSO4+2H2O氢氧燃料电池Pt (H2) Pt (O2) KOH负极：2H2-4e-+4OH-== 4H2O正极：O2+ 2H2O+4e- == 4OH-3．钢铁的腐蚀：分为化学腐蚀及电化学腐蚀电化学腐蚀析氢腐蚀吸氧腐蚀形成条件水膜酸性较强水膜酸性很弱或呈中性电解质溶液溶有CO2等气体的水溶液溶有O2的水溶液负极Fe Fe负极反应Fe－2e-＝Fe2+Fe－2e-＝Fe2+正极 C C正极反应2H+＋2e-＝H2↑2H2O+O2+4e-=4OH-电子如何流动形成电通路Fe失e-成为Fe2+进入溶液Fe失去的e-流入C极，H+趋向于C极与C极上的e-结合成H2析出溶液Fe失e-成为Fe2+进入溶液Fe失去的e-流入C极，在C极O2获得e-成为OH-进入溶液最终腐蚀产物铁锈（Fe2O3的复杂水合物）普遍性吸氧腐蚀比析氢腐蚀更普遍3．电解时放电次序1．阳极: 活性电极＞S2‾＞I‾＞Br‾＞Cl‾＞OH‾＞F‾、SO42- 2．阴极︰Ag+ ＞Cu2+＞H+＞Fe2+＞Zn2+电解质与“+”连与“—”连阳极电极反应式阴极电极反应式电解方程式熔态NaCl C 2Cl‾-2e‾==Cl2↑2Na++2e‾=2Na2NaCl‾ 2Na+Cl2↑NaCl溶液C Fe 2Cl‾-2e‾==Cl2↑2HOH+2e‾=H2↑+2OH‾ 2NaCl+2H2O2NaOH+H2↑+Cl2↑熔态MgCl2Pt Pt 2Cl‾-2e‾==Cl2↑Mg2++2e‾=MgMgCl2Mg+Cl2↑MgCl2溶液C Fe Cl‾-2e‾==Cl2↑2HOH+2e‾+Mg2+=H2↑+Mg(OH)2↓MgCl2+2H2O Mg(OH)2↓+H2↑+Cl2↑熔态Al2O3C C 6O2‾-12e‾=3O2↑4Al3++12e=4Al2Al2O3(熔融)4Al+3O2↑ZnSO4Zn Fe Zn-2e‾=Zn2+Zn2+ +2e‾=Zn ——-CuCl2粗铜纯铜Cu-2e‾=Cu2+Zn-2e‾=Zn2+Fe-2e‾=Fe2+Cu-2e‾=Cu2+——CuSO4溶液Pt Pt 4HOH-4e‾=O2↑+2H2O+4H+2Cu2++2e‾==2Cu2CuSO4+2H2O2Cu+2O2↑+2H2SO4AgNO3溶液Pt Pt 4HOH-4e‾=O2↑+2H2O+4H+4Ag++4e‾==2Cu4AgNO3+2H2O4Ag+2O2↑+4HNO3专题2 化学反应速率与化学平衡一、化学反应速率1．定义：化学反应速率是用来衡量化学反应进行快慢程度的，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。