《选修4_化学反应原理》知识点总结 2

一、焓变、反应热

要点一：反应热（焓变）的概念及表示方法

化学反应过程中所释放或吸收的能量，都可以用热量来描述，叫做反应热，又称焓变，符号为ΔH，单位为kJ/mol，规定放热反应的ΔH为“—”，吸热反应的ΔH为“+”。

特别提醒：（1）描述此概念时，无论是用“反应热”、“焓变”或“ ΔH”表示，其后所用的数值必须带“+”或“—”。

（2）单位是kJ/mol，而不是kJ，热量的单位是kJ。

（3）在比较大小时，所带“+”“—”符号均参入比较。

要点二：放热反应和吸热反应

1．放热反应的ΔH为“—”或ΔH＜0 ；吸热反应的ΔH为“+”或ΔH ＞0

?H＝E（生成物的总能量）－E（反应物的总能量）

?H＝E（反应物的键能）－E（生成物的键能）

2．常见的放热反应和吸热反应

①放热反应：活泼金属与水或酸的反应、酸碱中和反应、燃烧反应、多数化合反应。

②吸热反应：多数的分解反应、氯化铵固体与氢氧化钡晶体的反应、水煤气的生成反应、炭与二氧化碳生成一氧化碳的反应

3．需要加热的反应，不一定是吸热反应；不需要加热的反应，不一定是放热反应

4．通过反应是放热还是吸热，可用来比较反应物和生成物的相对稳定性。

如C（石墨，s）C（金刚石，s）△H3= +1.9kJ/mol，该反应为吸热反应，金刚石的能量高，石墨比金属石稳定。

二、热化学方程式的书写

书写热化学方程式时，除了遵循化学方程式的书写要求外，还要注意以下几点：

1．反应物和生成物的聚集状态不同，反应热的数值和符号可能不同，因此必须注明反应物和生成物的聚集状态，用s、l、g分别表示固体、液体和气体，而不标“↓、↑”。

2．△H只能写在热化学方程式的右边，用空格隔开，△H值“—” 表示放热反应，△H值“+”表示吸热反应；单位为“kJ/mol”。

3．热化学方程式中各物质化学式前面的化学计量数仅表示该物质的物质的量，并不表示物质的分子数或原子数，因此，化学计量数可以是整数，也可以是分数。

4．△H的值要与热化学方程式中化学式前面的化学计量数相对应，如果化学计量数加倍，△H 也要加倍。

5．正反应若为放热反应，则其逆反应必为吸热反应，二者△H的数值相等而符号相反。

三、燃烧热、中和热、能源

要点一：燃烧热、中和热及其异同

特别提醒：

1．燃烧热指的是1 mol可燃物燃烧生成稳定的化合物时所放出的热量，注意：稳定的化合物，如H2→H2O(l)而不是H2O(g)、C→CO2(g)而不是CO 、S→SO2(g)而不是SO3。

2．中和热是指酸、碱的稀溶液发生中和反应生成1 mol水所放出的热量。注意：弱酸、弱碱电离出H+、OH－需要吸收热量，故所测定中和热的数值偏小；浓硫酸与碱测定中和热时，因浓硫酸释稀要放热，故测定的中和热的数值偏大。

3．因燃烧热、中和热是确定的放热反应，具有明确的含义，故在表述时不用带负号，如CH4的燃烧热为890KJ/mol。

4．注意表示燃烧热的热化学方程式和燃烧的热化学方程式；表示中和热的热化学方程式和表示中和反应的热化学方程式的不同。燃烧热以可燃物1mol为标准，且燃烧生成稳定的化合物；中和热以生成1mol水为标准。

要点二：能源

新能源的开发与利用,日益成为社会关注的焦点,因此,以新型能源开发与利用为背景材料，考查热化学方程式的书写及求算反应热，已成为高考命题的热点。

关于能源问题，应了解下面的几个问题：

（1）能源的分类：常规能源（可再生能源，如水等，非再生能源，如煤、石油、天然气等）；新能源（可再生能源，如太阳能、风能、生物能；非再生能源，如核聚变燃料）

（2）能源的开发；①太阳能：每年辐射到地球表面的能量为5×1019kJ，相当于目前全世界能量消耗的1.3万倍。②生物能：将生物转化为可燃性的液态或气态化合物，再利用燃烧放热。

③风能：利用风力进行发电、提水、扬帆助航等技术，风能是一种可再生的干净能源。④地球能、海洋能。

四、反应热的求算

1．由盖斯定律：化学反应不管是一步完成还是分步完成，其反应热总是相同的。也就是说，化学反应热只与反应的始态和终态有关，而与具体反应的途径无关。

2．反应热的数值等于E（形成新键释放的总能量）与E（断键所吸收的总能量）之差，放热反应△H的符号为“—”，吸热反应△H的符号为“+”。

特别提醒：

（1）运用盖斯定律的技巧：参照目标热化学方程式设计合理的反应途径，对原热化学方程式进行恰当“变形”（反写、乘除某一个数），然后方程式之间进行“加减”，从而得出求算新热化学方程式反应热△H的关系式。

（2）具体方法：①热化学方程式乘以某一个数时，反应热也必须乘上该数；②热化学方程式“加减”时，同种物质之间可相“加减”，反应热也随之“加减”；③将一个热化学方程式颠倒时， H

的“+”“—”号也随之改变，但数值不变。（4）注意1molH 2、O 2、、P 4分别含有1molH －H 、1mol O=O 、6molP －P ，1molH 2O 中含有2molO —H ，1molNH 3含有3molN －H ，1molCH 4含有4molC －H 。

第二章化学反应速率与化学平衡

一、化学反应速率及其简单计算

1．化学反应速率：通常用单位时间内反应物浓度的减小或生成物浓度的增加来

表示，其数学表达式可表示为单位一般为mol/(L·min)或mol.·L －1·min －

2．结论：对于一般反应 aA + bB =cC + dD 来说有： V A ：V B ：V C ：V D =△C A ：△C B ：△C C ：△C D =△nA ：△n B ：△n C ：△nD = a ：b ：c ：d 特别提醒：

1．化学反应速率指的是平均速率而不是瞬时速率

2．无论浓度的变化是增加还是减少，化学反应速率均取正值。

3．同一化学反应速率用不同物质表示时可能不同，但是比较反应速率快慢时，要根据反应速率与化学方程式的计量系数的关系换算成同一种物质来表示，看其数值的大小。注意比较时单位要统一。

二、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（分子结构或原子结构）所决定的。 2．外因（次要因素）

（1）浓度：当其他条件不变时，增大反应物的浓度，V 正急剧增大，V 逆也逐渐增大。若减小反应物浓度，V 逆急剧减小，V 正逐渐减小。（固体或纯液体的浓度可视为常数，故反应速率与其加入量多少无关）。

（2）温度：当其他条件不变时，升温时， V 正、V 逆都加快；降温时，V 正、V 逆都减小

（3）压强：其他条件不变时，对于有气体参加的反应，通过缩小反应容器，增大压强，V 正、V 逆都增大；通过扩大反应容器，压强减小，浓度变小，V 正、V 逆均减小。（4）催化剂：使用催化剂，成百上千的同等倍数地增加了正、逆反应速率。特别提醒：

1．改变压强的实质是改变浓度，若反应体系中无气体参加，故对该类的反应速率无影响。 2．恒容时，气体反应体系中充入稀有气体（或无关气体）时，气体总压增大，物质的浓度不变，反应速率不变。

3．恒压时，充入稀有气体，反应体系体积增大，浓度减小，反应速率减慢。 4．温度每升高10℃，化学反应速率通常要增大为原来的2～4倍。 5．从活化分子角度解释外界条件对化学反应速率的影响：

三、化学平衡状态的标志和判断

1．化学平衡的标志：

（1）V 正=V 逆，它是化学平衡的本质特征

t c V ??=

（2）各组分的浓度不再改变，各组分的物质的量、质量、体积分数、反应物的转化率等均不再改变，这是外部特点。

2．化学平衡的状态的判断：

特别提醒：

1．当从正逆反应速率关系方面描述时，若按化学计量数比例同向

．．说时，则不能说明达到平

衡状态；若按化学计量数比例异向

．．说明，则可以说明达到平衡状态。

2．恒温、恒容下的体积不变的反应，体系的压强或总物质的量不变时，不能说明达到平衡状态。

如H2（g）+I2（g）2HI（g）。

3．全部是气体参加的体积不变的反应，体系的平均相对分子质量不变，不能说明达到平衡状态。

如2HI（g）H2（g）+I2（g）

4．全部是气体参加的反应，恒容条件下体系的密度不变，不能说明达到平衡状态。

四、影响化学平衡的因素及勒夏特例原理

要点一：反应条件对化学平衡的影响：

（1）浓度：在其他条件不变时，增大反应物的浓度或减少生成物的浓度，都可使平衡向正反应方向移动，反之，平衡向逆反应方向移动。

（2）温度：在其他条件不变时，升高温度，平衡向吸热方向移动；降低温度，平衡向放热方向移动；温度对化学平衡的影响是通过改变平衡常数实现的。

（3）压强：其他条件不变时，在有气体参加的可逆反应里，增大压强，平衡向气体总体积缩小的方向移动；反之，平衡向气体总体积增大的方向移动。在这里，压强改变是通过反应器容积的改变来完成的（即压缩或扩大）。

（4）催化剂：使用催化剂能同等倍数地增大正逆反应速率，平衡不移动，缩短了达到平衡所需的时间，但不会改变化学平衡常数，不会改变反应物的转化率，不会改变各组分的百分含量。

特别提醒：

1．恒容时充入与该反应无关的气体（如稀有气体），正逆反应速率不变，平衡不移动

2．使用催化剂或对气体体积不变的反应改变压强，同等倍数的改变正逆反应速率，平衡不移动。

3．若改变浓度、压强、温度，不同倍数的改变了正逆反应速率时，化学平衡一定移动。

要点二：勒夏特例原理如果改变影响化学平衡的一个条件（如浓度、温度、压强），平衡就向能够减弱这种方向移动。对该原理中的“减弱”不能理解为消除、抵消，即平衡移动的变化总是小于外界条件变化对反应的改变。如给已达到平衡状态的可逆体系，增加5个大气压，由于化学反应向体积缩小的方向移动，使体系的最终压强大于其初始压强P0而小于P0+5。另外，工业上反应条件的优化，实质上是勒夏特例原理和化学反应速率两方面综合应用的结果。

五、化学速率和化学平衡图象

1．速率v——时间t的图象：

（1）由速率的变化判断外界条件的改变：①若反应速率与原平衡速率断层，则是由改变温度或压强所致，具体改变的条件，则要结合V逆、V正大小关系及平衡移动的方向进行判断。②若反应速率与原平衡连续，则是由改变某一种物质的浓度所致，具体是增大或减小反应物还是生成物的浓度，则要结合V逆、V正大小关系及平衡移动的方向进行判断

2．组分量——时间t、温度T、压强P的图象

①“先拐先平”：“先拐”的先达到平衡状态，即对应的温度高或压强大，从而判断出曲线对应的温度或压强的大小关系。

②“定一议二”：即固定其中的一个因素（温度或压强等），然后讨论另外一个因素与化学平衡中的参量（浓度、质量分数、体积分数、平均相对分子质量）的变化关系，从而判断出该反应为放热反应或吸热反应、反应前后气体体积的大小等。

六、化学平衡常数

1．对于一般的可逆反应：mA(g)+ nB(g)pC(g)+qD(g)，其中m、n、p、q分别表示化学方程式中反应物和生成物的化学计量数。当在一定温度下达到化学平衡时，这个反应的平衡常

数公式可以表示为：,各物质的浓度一定是平衡

．．时的浓度,而不是其他时刻的.

2．在进行K值的计算时，固体和纯液体的浓度可视为常数“1”。例如：

Fe3O4(s)+4H2(g)3Fe(s)+4H2O(g)，在一定温度下，化学平衡常数表示为。3．利用K值可判断某状态是否处于平衡状态。例如，在某温度下，可逆反应

mA(g)+nB(g)pC(g)+qD(g)，平衡常数为K。若某时刻时，反应物和生成物的浓度关系如下：

，则有以下结论：

①Qc＝K ，V(正)＝V(逆)，可逆反应处于化学平衡状态；