化學反應原理複習多篇

化學反應原理複習篇一

【主題一】各類方程式的規範書寫及有關反應規律。

目的是熟練掌握各類反應原理及反應規律，強化鞏固化學用語。

1.熱化學方程式的規範書寫與蓋斯定律。

熱化學方程式的書寫除了遵循書寫普通化學方程式的原則外，還應注意：物質的聚集狀態（同素異形體還要註明物質的名稱）、ΔH的正負號與單位、化學計量數（可整數也可分數）與ΔH的對應關係、當反應逆向進行時的ΔH與正反應的ΔH數值相等符號相反。蓋斯定律可用於計算熱化學方程式中的焓變，一般用加減法處理。例略。

2.電極方程式的規範書寫與電池反應規律。

電極方程式與電池總反應式的書寫除了遵循書寫氧化還原反應方程式的原

則外，還應注意：原電池的正、負極分別發生還原、氧化反應並註明電子得失；兩電極反應（半反應）相加，消去電子後得總反應式；識別好電解質溶液或熔融電解質或固體電解質中的微粒是否參與電極反應。（以下例略）

①僅有一電極材料參與反應的。一般是參與反應的金屬電極作負極，另一電極爲正極，正極反應規律一般爲析氫、吸氧、析金屬等。

②兩電極材料均參與反應的。如鉛蓄電池等各種二次電池。兩電極材料通常由金屬和金屬化合物構成，一般規律是參與反應的金屬電極作負極，另一電極爲正極，其反應視題設信息確定。

③兩電極材料均不參與反應的，電極僅作導電載體。如各種燃料電池。可燃物失電子爲負極，氧化劑如氧氣等得電子爲正極。在書寫電極反應式時，應考慮各種不同電解質對電極反應的影響。

3.電解方程式的規範書寫與電解反應規律。

電解方程式的規範書寫除了遵循書寫氧化還原反應方程式的原則外，還應注意：電解池的陰、陽極分別發生還原、氧化反應並註明電子得失；陽極是非惰性電極時，陽極金屬參與反應，不是溶液中的陰離子放電；H2O在電解池的電極方程式中可拆成H+與OH-，但在總的電解方程式中必須寫成H2O的形式，這與書寫離子方程式的要求一樣；電解方程式要註明“通電”的反應條件。

用惰性電極的電解反應規律：（例解略）

①電解水：如電解含氧酸、強鹼、活潑金屬的含氧酸鹽等溶液。

②電解電解質：如電解無氧酸 （氫氟酸除外）、不活潑金屬無氧酸鹽等溶液。

③放氧生酸型：如電解不活潑金屬含氧酸鹽等溶液。

④放氫生鹼型：如電解活潑金屬無氧酸鹽溶液等溶液。

4.水解方程式的規範書寫與水解反應規律。

水解方程式的規範書寫除了遵循書寫化學方程式、離子方程式的原則外，還應注意：單水解微弱，其水解方程式中一般不寫“==”、不標“↓、↑”，通常用“ ”表示；多元弱酸鹽的水解是分步進行的，以第一步水解爲主；多元弱鹼鹽也是分步水解，但可以一步完成；陰、陽離子都發生水解時，相互促進，水解趨於完全，書寫沉澱與氣體的生成物時可用“↓、↑”，中間可用“==”相連。

水解反應規律：

①誰弱誰水解，都弱雙水解，誰強顯誰性，同強顯中性。越弱越水解，越熱越水解，越稀越水解。（例略）

②相互促進水解（雙水解）：如Al3+、Fe3+等與CO32-、HCO3-、SiO32-、[Al(OH)4]-等；Al3+與S2-、HS-;NH4+與SiO32-、[Al(OH)4]-等。但不能絕對化，如：Cu2+與S2-、HS-等發生沉澱(CuS)反應；Fe3+與 S2-、HS-等發生氧化還原反應；NH4+與CO32-、HCO3-、CH3COO-等相互促進程度較小，可以大量共存。

5.離子方程式的規範書寫與離子反應規律。

規範書寫離子方程式的基本原則：只有易溶於水和易電離的物質才寫成離子形式。難溶物、難電離物、氧化物、氣體、單質等仍用化學式表示。要符合電荷守恆。其餘要求與規範書寫化學方程式的要求相同。

離子反應規律：（例解略）

①複分解反應，如生成難溶物或微溶物、生成氣體、生成弱電解質等反應。

②氧化還原反應，如溶液中的置換反應、強氧化性的微粒與強還原性的微粒間反應、某些歧化反應或歸中反應等。

③雙水解反應（見上述第4點）。

④絡合反應，如Fe3+與SCN-反應等。

⑤沉澱轉化反應，如FeS與Cu2+反應等。

【主題二】各種概念性的判據彙集。

目的是熟練掌握各種概念性的判據，強化相關概念的正確判斷。

1.吸熱反應與放熱反應的判據。

①微觀判據：斷鍵吸收總能量>成鍵放出總能量，則吸熱，反之放熱。

②宏觀判據：反應物總能量>生成物總能量，則放熱，反之吸熱。

③能量圖判據：圖中能量表現出“上坡”的爲吸熱；圖中能量表現出“下坡”的爲放熱。

④經驗判據：常見放熱反應：酸鹼中和反應、燃燒反應、物質的緩慢氧化、活潑金屬跟水或酸的反應、鋁熱反應；一般的化合反應是放熱反應：如合成氨、SO2與O2等（C與CO2反應等除外）。常見吸熱反應：鹽的水解、銨鹽與鹼的反應、一般的分解反應、C、CO、H2爲還原劑的反應等。弱電解質的電離也是吸熱。

2.原電池與電解池的判據。

有外加直流電源的裝置是電解池，無外加電源的裝置是原電池。多池組合且無外加電源時，一般是含有最活潑金屬的池爲原電池，其餘的都是電解池。若多池組合中，最活潑的電極相同時，兩極間活潑性差別較大的是原電池，其餘的是電解池。電解池中，陽極金屬、鍍層金屬、電解液的金屬離子爲同一元素時爲電鍍池；陽極爲粗銅、陰極爲精銅，電解液含銅離子的爲精煉池。

3.正負極與陰陽極的判據。

①原電池正負極的判據（認真判斷一極，另一極相反）：電極材料相對較活潑金屬是負極；電極反應中元素化合價上升、失電子、發生氧化反應的爲負極；電子流出或電流流入的一極是負極；陰離子流向的一極爲負極；反之，爲正極。溶解的一極爲負極，質量增加或放出氣體的一極爲正極。例外：Mg、Al與NaOH溶液構成原電池，Al爲負極。Cu、Al（或Fe）與濃硝酸構成原電池，Cu爲負極。

②電解池陰陽極的判據（認真判斷一極，另一極相反）：與電源正極（電流流入的）相連的是陽極；發生氧化反應（電子流出的）的'是陽極；陰離子流向的一極爲陽極；陰離子放電、金屬失重、有水參加的電解液pH減小的一極爲陽極；反之，爲陰極。

4.化學平衡的判據。

①速率判據：對同一物質而言，v（正)=v(逆），反應達平衡；對不同物質而言，某兩種物質的速率比（其速率必須是異向的，能體現一正一逆）與平衡方程式的化學計量數比相等，反應達平衡。

②濃度判據：反應體系中各組分的濃度保持不變，反應一定達到平衡。可以是各組分的質量、質量分數、物質的量、物質的量分數、分子數、氣體體積、氣體的體積分數、轉化率、產率保持不變，則反應達平衡。

③各種物理量的總量判據：混合氣體的總物質的量n（總)、總分子數N（總）、總體積V（總）、總壓強P(總）等保持一定或不變，反應不一定達平衡。若反應爲aA(g)+bB(g) cC(g)+dD(g)，且a+b≠c+d，則反應一定達平衡。若反應爲aA(g)+bB(g)cC(g)+dD(g)，且a+b=c+d，則反應不一定達平衡。

④混合氣體的平均摩爾質量或平均相對分子質量的判據：混合氣體的平均摩爾質量或平均相對分子質量(M=m/n)保持一定或不變，反應不一定達平衡。若反應爲aA(g)+bB(g)cC(g)+dD(g)，且a+b≠c+d，M一定，則反應一定達平衡。若反應爲aA(g)+bB(g) cC(g)+dD(g)，且a+b=c+d，M一定，則反應不一定達平衡。若反應物與生成物有固體參與反應的，要視具體平衡反應分析。

⑤混合氣體密度的判據：混合氣體的密度（ρ=m/V）保持一定或不變，反應不一定達平衡。若反應爲aA(g)+bB(g)cC(g)+dD(g)，在體積固定的密閉容器中，混合氣體的密度保持不變，則反應不一定達平衡。若反應爲aA(g)+bB(g) cC(g)+dD(g)，在壓強固定的密閉容器中，混合氣體的密度保持不變，則反應不一定達平衡。若反應物與生成物有固體參與反應的，要視具體平衡反應分析。

⑥顏色判據：有顏色物質參與反應的平衡，若顏色不變，反應一定達平衡。

⑦絕熱體系的溫度判據：絕熱條件下，體系內部的溫度不隨時間的改變而改變時，則反應已達平衡。

⑧濃度商與平衡常數判據：在一定溫度下，任意可逆反應在某一時刻的濃度商Q與該反應的化學平衡常數K進行比較，若Q=K，則反應達平衡；若Q≠K，則反應未達平衡。若QK，則反應逆向進行。

5.強弱電解質的判據。

①微觀判據：部分電離、溶質分子與離子間存在電離平衡的是弱電解質；否則，是強電解質。

②宏觀判據：強酸、強鹼、絕大多數鹽屬於強電解質；弱酸、弱鹼、水屬於弱電解質。

③符號判據：電離式爲HA==H++A-是強電解質；電離式爲HA H++A-是弱電解質。

④現象判據：測得0.1mol·L-1某酸HA溶液的pH>1，則HA爲弱電解質；測得0.1mol·L-1某鹽NaA溶液的pH>7，則HA爲弱電解質；若將pH=3的某酸HA溶液稀釋100倍，pH<5，則HA爲弱電解質；在某酸HA溶液中加入NaA固體，測得某酸HA溶液pH增大，則HA爲弱電解質。

⑤比較判據：同濃度的鹽酸與某酸HA進行導電性比較，導電能力弱的是弱電解質。同體積同濃度的鹽酸與某酸HA分別與顆粒大小相同的Zn、Na2CO3等反應，某酸HA放出氣體的速率小於鹽酸，則HA爲弱電解質。同體積同pH的鹽酸與某酸HA分別與足量的Zn、Na2CO3、NaOH等反應，消耗Zn、Na2CO3、NaOH的量，某酸HA多於鹽酸，則HA爲弱電解質。

【主題三】各種排序性知識的比較彙集。

目的是熟練掌握各種排序性知識的比較方法，提高定性比較的思維能力。

1.焓變大小的比較及熱量大小的比較。

比較反應熱（ΔH）大小的原則，應將ΔH的正負號與數值看做一個整體比較，即帶符號比較。對於放熱反應，放出的熱量越多，ΔH反而越小。吸熱反應的ΔH肯定比放熱反應的大。而比較熱量大小時不必帶符號比較。（以下例解略）

① 利用物質聚集狀態比較反應熱的大小：當反應物狀態相同，生成物狀態不同時，生成固體放熱最多，生成氣體放熱最少。當反應物狀態不同，生成物狀態相同時，固體反應放熱最少，氣體反應放熱最多。

②利用熱化學方程式比較：當化學計量係數加倍或減半時，反應熱也要隨之加倍或減半。互爲可逆的熱化學反應，其反應熱數值相等，符號相反。

③利用反應物和生成物的性質比較：若反應物性質越穩定，則放出熱量越少；若生成物性質越穩定，則放出熱量越多。如：對互爲同素異形體的單質來說，由不穩定狀態單質轉化爲穩定狀態的單質要放熱，因爲能量越低越穩定。對於同一主族的不同元素的單質來說，與同一物質反應時，生成物越穩定或反應越易進行，放出的熱量越多。而有些物質在溶於水或電離時吸收熱量（如弱酸或弱鹼電離吸熱）或放出熱量（如濃硫酸溶於水放熱），在比較總反應熱時，不要忽視這部分熱量。

④利用反應進行的程度比較：對於分步進行的反應來說，反應進行的越徹底，其熱效應越大。如果是放熱反應，放出的熱量越多；如果是吸熱反應，吸收的熱量越多。如：等量的碳燃燒生成一氧化碳放出的熱量少於生成二氧化碳時放出的熱量。對於可逆反應來說，反應進行的程度越大，反應物的轉化率越高，吸收或放出的熱量也越多。

⑤利用蓋斯定律比較。

2.金屬腐蝕快慢的比較。

①金屬活性差別越大，氧化還原反應速率越快，金屬腐蝕就越快。

②對同一金屬在不同介質中：強電解質>弱電解質>非電解質

③對同一金屬來說：電解池的陽極>原電池的負極化學腐蝕>原電池的正極>電解池的負極。（以上例略）

3.金屬還原性強弱與金屬離子氧化性強弱的比較。

①利用金屬活動順序比較：排在前面的金屬元素原子的還原性強，排在後面的金屬元素陽離子的氧化性強。

②利用元素週期表比較：同主族從上往下的金屬還原性增強，相應金屬離子氧化性減弱；同週期從左往右的金屬還原性減弱，相應金屬離子氧化性增強。

③利用氧化還原反應規律比較：在自發的氧化還原反應中，氧化劑+還原劑=還原產物+氧化產物，氧化性：氧化劑>氧化產物，還原性：還原劑>還原產物。

④利用原電池反應原理比較：兩種不同金屬構成原電池的兩極時，還原性強弱一般是負極金屬>正極金屬。

⑤利用電解原理比較：電解池中，氧化性越強的金屬陽離子優先在陰極放電。

⑥利用金屬反應的劇烈程度比較：金屬反應越劇烈的還原性越強。如Na、Mg、Al與水反應；Mg、Zn、Fe與同濃度的稀硫酸反應等。

⑦利用金屬反應放出的熱量大小比較：金屬反應放出熱量越多的還原性越強。

⑧利用相應鹼的鹼性強弱比較：最高價氧化物對應水化物的鹼性越強，相應金屬的金屬性越強，其還原性也就越強。

4.反應速率大小的比較。

利用化學反應速率比較反應進行的快慢，不能只看反應速率的數值大小，要注意：

①用同一物質的反應速率比較反應快慢時，必須要換算爲在速率單位一致的前提下再進行比較。

②若用不同物質的反應速率比較反應進行的快慢時，除要保證單位一致外，還要根據反應速率之比等於化學計量數之比換算爲同一物質的速率後再比較。

③一般來說，隨着反應時間的延長，反應物濃度減小，反應速率也隨着減小。

5.酸或鹼強弱的比較及鹽水解程度大小的比較。

①根據電離常數大小比較：Ka越大，酸性越強；相應酸根離子的水解程度越小。Kb越大，鹼性越強；相應金屬離子的水解程度越小。

②根據元素的非金屬性、金屬性強弱比較：成酸元素的非金屬性越強，最高價氧化物對應的水化物（最高價含氧酸）的酸性越強。成鹼元素的金屬性越強，最高價氧化物對應的水化物（氫氧化物）的鹼性越強。

如酸性：HClO4>H2SO4>H3PO4>H2CO3>H2SiO3;鹼性LiOH

③根據“強制弱”的反應原理比較：酸+鹽→新鹽+新酸，則酸性：酸>新酸；鹼+鹽→新鹽+新鹼，則鹼性：鹼>新鹼。

④根據不同價態比較：在同種元素的含氧酸中，元素的化合價越高，酸性越強。如酸性：HClO4>HClO3>HClO2>HClO，H2SO4>H2SO3，HNO3>HNO2，H3PO4>H3PO3>H3PO2。

⑤根據原子半徑大小比較：同主族元素組成的無氧酸中，成酸元素的原子半徑越大，無氧酸酸性越強。如HI>HBr>HCl >HF。

⑥根據記憶比較：非同一主族元素的無氧酸酸性：HCl>HF>H2S。

6.水的電離程度大小的比較。

分組法：酸或鹼<中性溶液<水解鹽。凡是酸、鹼組的，均是抑制水的電離，故水的電離程度均變小；凡是水解鹽組的，均是促進水的電離，故水的電離程度均變大。酸或鹼溶液的酸性或鹼性越大，水的電離程度就越小。水解鹽的水解程度越大，水的電離程度就越大。

7.溶液pH大小的比較。

分組法：pH（酸性溶液）

如酸性組：①同濃度強酸，元數越大，[H+]越大，pH越小。②同濃度強酸與弱酸，強酸溶液中[H+]大，pH小。③同濃度同元弱酸，酸越弱，[H+]越小，pH越大。④同濃度強酸弱鹼鹽，水解程度越大，酸性越強，pH越小。⑤同濃度強酸與強酸弱鹼鹽，強酸pH小。⑥同濃度弱酸與強酸弱鹼鹽，視題設信息具體分析。如CH3COOH4Cl。鹼性組類似。

8.粒子濃度大小的比較。

比較思路：一看有無反應；二看有無電離與水解；三看是否定量計算還是定性比較；四看屬於何種守恆。注意所有溶液中均有水的電離，不可忽視。

①單一溶質的溶液，只電離的：由電離式分析。如強電解質H2SO4，[H+]>[SO42-]>[OH-]。如弱電解質H3PO4，注意多步電離，[H+]>[H2PO4-]>[HPO42-]>[PO43-]>[OH-]。

②單一溶質的溶液，只水解的：由水解式分析。如NH4Cl，[Cl-]>[NH4+]>[H+] >[OH-]。又如Na2SO3，注意多步水解，[Na+]>[SO32-]>[OH-]>[HSO3-] >[H+]。

③單一溶質的溶液，既有電離又有水解的：由電離式與水解式共同分析。注意NaHSO3、NaH2PO4等溶液，電離程度大於水解程度。NaHCO3、NaHS等溶液，水解程度大於電離程度。如NaHCO3，[Na+]>[HCO3-]>[OH-]>[H+]>[CO32-]。又如NaHSO3，[Na+]>[HSO3-]>[H+]>[OH-]>[SO32-]。

④混合溶液，不反應的：由電離式與水解式共同分析。注意電離程度與水解程度的相對強弱。如等物質的量的CH3COOH與CH3COONa混合溶液或等物質的量的NH3·H2O與NH4Cl混合溶液，均爲弱酸或弱鹼的電離程度大於相應鹽的水解程度，故有[CH3COO-]>[Na+]>[CH3COOH]>[H+]>[OH-]或[NH4+]>[Cl-]>[NH3·H2O]>[OH-]>[H+]。又如等物質的量的HCN與NaCN混合溶液或HClO與NaClO的混合溶液，均爲鹽的水解程度大於相應酸的電離程度，故有[HCN]>[Na+]>[CN-]>[OH-]>[H+]或[HClO] >[Na+]>[ClO-]>[OH-]>[H+]。

⑤混合溶液，會反應的：先按照給定量確定反應後餘下的溶質。若恰好完全反應，生成的是酸或鹼則考慮電離；生成的是鹽則考慮水解。若反應物過量，則根據過量程度考慮電離或水解。其他分析比較同上。（例略）

⑥溶液中有離子互相影響的：由電離式與水解式共同分析。如物質的量濃度相等的A. （NH4)2CO3、4Cl、C. (NH4)2SO4、D. (NH4)2Fe(SO4)2、4HSO4、3COONH4六種溶液中c(NH4+）的大小。[NH4+]由大到小的順序爲：D>C>A>E>B >F。又如NH4HSO4溶液中各離子濃度大小順序爲：[H+]>[SO42-]>[NH4+] >[OH-] 。

【主題四】各類化學計算的有效模式。

目的是熟練掌握各種化學計算方法與模式，提高定量計算的思維能力。

1.焓變計算。

模式之一：根據物質的總能量計算。ΔH=生成物總能量-反應物總能量

模式之二：根據物質的總鍵能計算。ΔH=反應物總鍵能-生成物總鍵能

模式之三：蓋斯定律計算。此類計算純屬數學運算，其運算模式就可定位爲“加減乘除”。“加減”的目的是解決目標方程式中各物質不同邊的問題。可將目標方程式與已知方程式相比較，若物質同邊的則把相應的已知方程式相加，若物質異邊的則相減。因爲減後該物質掉個方向進入異邊，與目標方程式中的物質相一致。“乘除”的目的是解決目標方程式中各物質係數不同的問題。若已知方程式中物質的係數比目標方程式中物質的係數小，則乘上相應的倍數，若已知方程式中物質的係數比目標方程式中物質的係數大，則除以相應的倍數。依此模式，快速列式，帶好符號，認真運算。

模式之四：根據熱化學方程式計算。將ΔH看作是熱化學方程式中的一項，按普通化學方程式列比例進行計算，得出有關數據。（以上例解略）

2.電化學計算。

模式之一：根據電子守恆法計算。如串聯電池各電極常見產物的關係：

4e-~4H+~4OH-~4Cl-~4Ag+~2Cu2+~2H2~ O2~2Cl2~4Ag ~2Cu ~2H2O

模式之二：根據電荷守恆法計算。電解質溶液中陽離子所帶正電荷總數與陰離子所帶負電荷總數相等。

模式之三：根據方程式計算：電極反應式、電池反應總化學方程式、電解反應的總化學方程式中有許多定量關係可列比例式計算。（以上例解略）

3.反應速率計算。

模式之一：根據定義式計算。注意用物質的轉化量（濃度）計算。

模式之二：根據化學方程式式計算。同一個化學反應mA(g)+nB(g)

pC(g)+qD(g)，當用不同物質表示同一化學反應的反應速率時，反應速率之比等於化學計量數之比，即v(A)∶v(B)∶v(C)：v(D)=m∶n：p：q。（以上例解略）

4、有關平衡常數（含K、Kw、Ka、Kb、Ksp）及轉化率等計算。

模式：“三段式”。對於計算反應物的轉化率、各組分的轉化濃度、轉化的物質的量、平衡濃度、平衡時的物質的量以及平衡時的各組分體積分數等，“三段式”有助於溝通已知與未知的關係，形式直觀明確，各量清楚直白，可以快速列式解題。各種平衡方程式決定了各種平衡常數的表達式。Kw、Ka、Kb、Ksp等只要模仿K平衡常數計算即可。（例解略）

5.有關[H+]、[OH-]、pH以及各種微粒濃度的計算。

①強酸或強鹼的單一溶液：計算原則“遇酸則酸，遇鹼則鹼”，注意物質的組成即酸或鹼的元數。如同濃度的HCl與H2SO4的[H+]不同。又如NaOH溶液先求出溶液的[OH-]，再由Kw求出溶液的[H+]，最後求pH。

②弱酸或弱鹼的單一溶液：計算依據是電離式與電離平衡常數，注意難溶電解質要依據溶度積計算。

③強酸或強鹼的稀釋：強酸中的[H+]每稀釋10n倍，pH增大n個單位。強鹼中的[OH-]每稀釋10n倍，pH減小n個單位。注意：常溫下無限稀釋強酸或強鹼，溶液的pH只能接近於7，不能跨越7，即稀釋後強酸液的pH不能大於7，稀釋後強鹼液的pH不能小於7。

④弱酸或弱鹼的稀釋：弱酸或弱鹼稀釋促進電離，只做定性分析，不作計算。但稀釋10倍以後pH靠近不到一個單位。如將pH=3的醋酸溶液稀釋10倍後，溶液的pH爲：4>pH>3。

⑤兩強酸混合：兩強酸溶液等體積混合後pH等於混合前溶液pH小的加0.3。如pH=3和pH=5的兩種鹽酸等體積混合後，pH=3.3。若非等體積混合，則先求兩酸中H+的物質的量，再由混合後溶液的總體積求[H+]，最後求pH。

⑥兩強鹼混合：兩強鹼溶液等體積混合後pH等於混合前溶液pH大的減0.3。如pH=10和pH=12的兩種燒鹼溶液等體積混合後，pH=11.7。若非等體積混合，則先求兩鹼中OH-的物質的量，再由混合後溶液的總體積求[OH-]，再由Kw求出溶液的[H+]，最後求pH。

⑦強酸與強鹼中和（含中和滴定計算）：計算依據是H++OH-==H2O。注意先判斷過量與混合溶液的體積變化。若恰好完全中和，pH=7;若酸過量，求過量酸的[H+]。若鹼過量，求過量鹼的[OH-]。注意中和滴定的平行實驗所需溶液的體積應取平均值計算。

⑧其他電解質溶液中各種微粒濃度的計算：注意依據化學式或化學方程式或各種守恆式中的定量關係求解。（以上例解略）

化學反應原理複習篇二

第一章

一、焓變 反應熱

1、反應熱：一定條件下，一定物質的量的反應物之間完全反應所放出或吸收的熱量

2、焓變（ΔH）的意義：在恆壓條件下進行的化學反應的熱效應

（1）。符號： △H(2)。單位：kJ/mol

3、產生原因：化學鍵斷裂——吸熱 化學鍵形成——放熱

放出熱量的化學反應。（放熱>吸熱） △H 爲“-”或△H <0

吸收熱量的化學反應。（吸熱>放熱）△H 爲“+”或△H >0

☆ 常見的放熱反應：① 所有的燃燒反應 ② 酸鹼中和反應

③ 大多數的化合反應 ④ 金屬與酸的反應

⑤ 生石灰和水反應 ⑥ 濃硫酸稀釋、氫氧化鈉固體溶解等

☆ 常見的吸熱反應：① 晶體Ba(OH)2·8H2O與NH4Cl ② 大多數的分解反應

③ 以H2、CO、C爲還原劑的氧化還原反應 ④ 銨鹽溶解等

二、熱化學方程式

書寫化學方程式注意要點:

①熱化學方程式必須標出能量變化。

②熱化學方程式中必須標明反應物和生成物的聚集狀態（g,l,s分別表示固態，液態，氣態，水溶液中溶質用aq表示）

③熱化學反應方程式要指明反應時的溫度和壓強。

④熱化學方程式中的化學計量數可以是整數，也可以是分數

⑤各物質係數加倍，△H加倍；反應逆向進行，△H改變符號，數值不變

三、燃燒熱

1.概念：25 ℃，101 kPa時，1 mol純物質完全燃燒生成穩定的化合物時所放出的熱量。燃燒熱的單位用kJ/mol表示。

※注意以下幾點：

①研究條件：101 kPa

②反應程度：完全燃燒，產物是穩定的氧化物。

③燃燒物的物質的量：1 mol

④研究內容：放出的熱量。（ΔH<0，單位kJ/mol）

四、中和熱

1、概念：在稀溶液中，酸跟鹼發生中和反應而生成1mol H2O，這時的反應熱叫中和熱。

2、強酸與強鹼的中和反應其實質是H+和OH-反應，其熱化學方程式爲：

H+(aq) +OH-(aq) =H2O(l) ΔH=-57.3kJ/mol

3、弱酸或弱鹼電離要吸收熱量，所以它們參加中和反應時的中和熱小於57.3kJ/mol。

4、中和熱的測定實驗

五、蓋斯定律

1、內容：化學反應的反應熱只與反應的始態（各反應物）和終態（各生成物）有關，而與具體反應進行的途徑無關，如果一個反應可以分幾步進行，則各分步反應的反應熱之和與該反應一步完成的反應熱是相同的。

第二章

一、化學反應速率

1. 化學反應速率(v)

⑴ 定義：用來衡量化學反應的快慢，單位時間內反應物或生成物的物質的量的變化

⑵ 表示方法：單位時間內反應濃度的減少或生成物濃度的增加來表示

⑶ 計算公式：v=Δc/Δt（υ：平均速率，Δc：濃度變化，Δt：時間）單位：mol/(L·s)

⑷ 影響因素：

① 決定因素（內因）：反應物的性質（決定因素）

② 條件因素（外因）：反應所處的條件

2.※注意：(1)、參加反應的物質爲固體和液體，由於壓強的變化對濃度幾乎無影響，可以認爲反應速率不變。

（2）、惰性氣體對於速率的影響

①恆溫恆容時：充入惰性氣體→總壓增大，但是各分壓不變，各物質濃度不變→反應速率不變

②恆溫恆體時：充入惰性氣體→體積增大→各反應物濃度減小→反應速率減慢

二、化學平衡

(一)1.定義：

化學平衡狀態：一定條件下，當一個可逆反應進行到正逆反應速率相等時，更組成成分濃度不再改變，達到表面上靜止的一種“平衡”，這就是這個反應所能達到的限度即化學平衡狀態。

2、化學平衡的特徵

逆（研究前提是可逆反應）

等（同一物質的正逆反應速率相等）

動（動態平衡）

定（各物質的濃度與質量分數恆定）

變（條件改變，平衡發生變化）

3、判斷平衡的依據