最新整理《化学反应原理》知识点归纳教学内容

专题一：化学反应与能量变化

一、反应热、焓变

1．反应热：化学反应过程中放出或吸收的热量，叫反应热。包括燃烧热和中和热。 电离 ： 注意：

水解 ： 吸热反应的发生不一定需要 常见的吸热反应： 铵盐与碱的反应：如NH 4Cl 与Ba(OH)2?8H 2O 加热才能进行。 大多数的分解反应：CaCO 3== CaO + CO 2 生产水煤气：C + H 2O == CO+H 2 碳和二氧化碳的反应：C+CO 2=2CO

燃烧反应

金属与酸（或水）的反应

常见的放热反应： 酸碱中和反应 自发的氧化还原反应 CaO(Na 2O 、Na 2O 2)与水的反应 浓酸与强碱溶于水

2、焓变：在恒温恒压的条件下，化学反应过程中吸收或放出的热量称为反应的焓变。 符号：用ΔH 表示 单位：kJ/mol

放热反应：ΔH= —QkJ/mol ；或ΔH<0 吸热反应：ΔH= +QkJ/mol ；或ΔH>0 3、反应热产生的原因：

宏观：反应物和生成物所具有的能量不同，ΔH=_____________________________

微观：化学反应过程中化学键断裂吸收的能量与新化学键生成所放出的能量不同，ΔH=____________

二、热化学方程式

1.热化学方程式的概念：能表示反应热的化学方程式，叫做热化学方程式。热化学方程式不仅表示了化学反应中的物质变化，也表明了化学反应中的能量变化。

2.书写热化学方程式时的注意点

（1）需注明ΔH 的“+”与“—”，“+”表示 ，“—”表示 ；比较ΔH 的大小时，要考虑ΔH 的正负。

（3）要注明反应物和生成物的状态：g 、 l 、s 、aq

（3）各物质前的化学计量数表示物质的量，不表示分子个数，因此，可以是整数也可以是分数，但系数与ΔH 的值一定要相对应。

（4）要注明反应温度和压强，但中学化学中所用ΔH 的数据一般都是在101kPa 和25℃时的数据，因此可不特别注明；

（5）对于可逆反应，其ΔH 同样要与系数相对应，但若按系数投料反应，则由于可逆反应不能进行完全，其反应热的数值会比ΔH 的数值要小。

三、燃烧热、热值与中和热：

1．燃烧热：在1atm 下，1mol 物质完全燃烧的反应热叫做该物质的标准燃烧热。（物质完全燃烧是指含有注意：

放热反应不一定常温下就自发进行，可能需要加热或点燃条件。

的氮元素转化为N2（g），氢元素转化为H2O(l)，碳元素转化为CO2(g)

2、热值：在1atm下，1g物质完全燃烧的反应热叫做该物质的热值。（糖类、脂肪、蛋白质中热值最高的是脂肪）

3、中和热：是指在稀溶液中的强酸和强碱反应生成1mol水时（无沉淀或气体生成）的反应热。

H+（aq） + OH-(aq) == H2O(l) ; △H= —57.3kJ/mol

注意：（1）稀硫酸和稀Ba(OH)2反应生成1molH2O时：

（2）浓硫酸的稀NaOH反应生成1molH2O时：

（3）有稀的弱酸或弱碱发生中和反应生成1molH2O时：

四、反应热的测定：

1、用量热计进行测定

2、盖斯定律及其应用：一个化学反应，不论是一步完成还是分几步完成，其总的热效应是完全相同的。例题：科学家盖斯曾提出：“不管化学过程是一步完成或分几步完成，这个总过程的热效应是相同的。”利用盖斯定律可测某些特别反应的热效应。

3、利用键能进行计算：

33222

五、能源：

1、化石能源：煤、石油、天然气；缺点：蕴藏量有限，不能再生，利用率低，污染环境。

2、新能源：太阳能、氢能、地热能、风能、生物质能等，特点：资源丰富、可再生，无污染或少污染。

六、化学能与电能的转化：

1、原电池与电解池的反应原理比较：

原电池：将自发进行的氧化还原反应分开在两极上进行，使电子的转移通过导线定向移动形成电流，从而实现化学能向电能的转变。

电解池：利用外电源使氧化还原反应（一般不能自发进行）分开在两极上进行，从而将电能转化为化学能。

2、原电池与电解池的构造比较：

电解池中：活性电极：惰性电极

提醒：有机物燃料电池：若电解质溶液为酸性溶液，则总是为“有机物+O2= CO2+ H2O”（再配平）

若电解质溶液为碱性溶液，则总是为“有机物+O2+ OH- = CO32-+ H2O”（再配平）4、电解规律：

（1）阴阳两极的放电顺序：阴极：

阳极：

（注意阳极的电极材料，若材料是活性电极，则电极材料优先放电，溶液中的阴离子不能放电）

5、原电池原理和电解原理的应用：

（1）原电池原理的应用：

加快反应速率：

金属的腐蚀：化学腐蚀：

电化学腐蚀：钢铁的吸氧腐蚀：

钢铁的析氢腐蚀：

金属的防护：(1)覆盖保护层、(2)改变内部结构、

(3)利用原电池原理（牺牲阳极的阴极保护法）、(4)利用电解原理（外加电源的阴极保护法）

（2）电解原理的应用：

I:氯碱工业：实验原理：化学反应_________________________离子反应_________________________ 实验现象及产物的检验：阴极区：阳极区：

饱和食盐水的精制：泥沙、SO42-、Ca2+、Mg2+的去除：

II：铜的电解精炼（或其它金属的电解精炼）：粗铜中含Zn、Fe、Ag、Au等杂质

原理：阳极：粗铜，电极反应：Cu-2e- = Cu2+(主要)，Zn-2e-=Zn2+ Fe-2e-=Fe2+( 次要) 阴极：纯铜 Cu2++2e-=Cu 电解质溶液：CuSO4溶液阳极泥：

III：电镀：阴极：镀件阳极：镀层金属电镀液：含镀层金属阳离子的盐溶液作电镀液特点：理论上电镀液的组成及酸碱性保持不变

IV：电解熔融盐制活泼金属：

钠：阴极：阳极：

镁：阴极：阳极：

铝：阴极：阳极：

专题二：化学反应速率与化学平衡

一、化学反应速率

1．表示方法：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公式：v＝△c/△t单位：mol/(L·s)或mol/(L·min)

注意：①由于反应过程中，随着反应的进行，物质的浓度不断地发生变化（有时温度等也可能变化），因此在不同时间内的反应速率是不同的。通常我们所指的反应速率是指平均速率。

②同一化学反应的速率可以用不同物质浓度的变化来表示，其数值不一定相同，但都表示该反

应的反应速率。其数值之比等于化学计量数之比：对于反应：m A＋n B p C＋q D

则有：V A∶V B∶V C∶V D＝m∶n∶p∶q

③固体或纯液体（或溶剂）的浓度为常数，一般不用来表示反应速率

④同一个反应的速率在一段时间内：一般靠前时间段内的反应速率比靠后时间段内的反应速率

快，因为浓度随反应进行而减小。（但有些放热反应一开始由于温度升高，反应速率可能先加

快后再减慢。）

2．有效碰撞

（1）有效碰撞是指能发生化学反应的碰撞，发生有效碰撞的分子具有足够的能量，且具有合适的取向。（2）活化分子是指有可能发生有效碰撞的分子。活化分子的能量比反应物分子的平均能量高。

（3）活化能：活化分子的平均能量与所有分子的平均能量之差称为活化能

3．影响化学反应速率的因素

影响速率的因素有内部与外部因素，内因由参加反应的物质的性质决定，是主要因素。

外部因素：当反应一定时，外部因素对反应的影响。

（1）浓度：其它条件不变时，增大反应物（或生成物）浓度，可以增大反应速率。（从微观上看是单位体积内活化分子个数增多）

注意：①对固体，反应速率与其表面积大小有关，一般认为其浓度为一常数，它的量的多少对速率无影响，但固体颗粒大小对反应速率有影响。纯液体浓度也可看成是一常数。

②对可逆反应而言，在增大反应物浓度的瞬间，v正突然增大后减小，v逆不变后增大

（2）温度：其它条件不变时，升高温度可以加快反应速率；降低温度可以减小反应速率。（从微观上看是增大了活化分子百分数）

注意：①一般温度每升高10℃，反应速率增大为原来的2～4倍。

②对可逆反应而言，升高温度可使正逆反应速率同时增大，但吸热方向速率增大的倍数更大。（3）压强：对于有气体参加的反应，其它条件不变时，增大压强可以增大反应速率；减小压强，可以减小化学反应速率。（从微观上看是增大了单位体积内的活化分子个数）

注意：①对可逆反应而言，增大压强可同时增大正逆反应速率，但气体体积缩小方向的速率增大的倍数更大。

（4）催化剂：使用合适催化剂能同等程度地影响正逆反应速率。（不会导致化学平衡的移动。）（从微观上

看是增大了活化分子百分数）

注意：①催化剂增大化学反应速率的原因是催化剂通过参与化学反应，改变了化学反应途径，（降低了反应的活化能）使化学反应速率加快。催化剂本身在反应前后质量保持不变。

②酶的催化作用：

（5）其他：如：颗粒纯度：与稀酸反应，粗锌比纯锌快（形成原电池）；激光、射线、超声波、紫外线等。二：化学反应的方向：

1、反应方向的判据：能量判据：能量从高到低，焓变ΔH<0

熵变判据：混乱度：从有序到无序，熵变ΔS>0

（熵变从小到大的过程：S→l→g；固体溶解；气体分子数增多）

2、反应方向的判断：ΔH<0、ΔS>0：反应自发进行

ΔH>0、ΔS<0：反应不自发

ΔH>0、ΔS>0：高温为自发

ΔH<0、ΔS<0：低温下自发

注意：①自发反应不一定在任何条件下都能发生，有些自发反应需要在一定条件下才能发生。

非自发反应并不是一定不能反应，在一定条件下，非自发反应也可能发生（如电解）

②反应的自发性只能用于判断反应的方向，不能确定反应是否一定发生或发生的速率的大小。

三、化学平衡：一定条件下可逆反应达到最大反应限度时即达到了化学平衡。

1．化学平衡状态

（1）概念：化学平衡状态是指一定条件下的可逆反应里，正反应和逆反应的速率相等，反应混合物中各组分的浓度保持不变的状态。

（2）特征：逆、等、动、定、变

2．平衡状态的判断

①同种物质的V正=V逆

②各组分的浓度（或百分含量或体积分数）保持不变（注意非相等或与系数成比例

③压强：等体反应_________ 非等体反应_________

恒容时气体密度：全部为气体物质_________ 部分为气体物质_________

气体的平均分子量：

体系的颜色： (体系的颜色变化是否一定有平衡的移动？)

3．化学平衡常数：生成物系数次方的乘积比上反应物系数次方的乘积

注意：①一个反应的化学平衡常数只与温度有关，与浓度、压强等无关。（温度升高，K值如何变化？）

②平衡常数反映了反应进行的程度，不表示速率的快慢，（不能说K越大，反应速率越快），一定温

度下，K越大，说明反应进行的越完全。

③对固体或纯液体，浓度视为常数。

④平衡常数的表达式与化学方程式的书写有关：如：N2+3H2 2NH3 K1=__________

2NH3 N2+3H2 K2=__________；1/2N2 + 3/2H2 NH3 K3=___________

K1与K2的关系为______________；K1与K3的关系为_______________。