高三化学反应原理知识点汇总

化学反应原理知识点汇总1一、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NH4Cl与Ba(OH)2。大多数的分解反应：CaCO3==CaO+CO2生产水煤气：C+H2O==CO+H2碳和二氧化碳的反应：C+CO2=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(Na2O、Na2O2)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ΔH0吸热反应：ΔH=+QkJ/mol；或ΔH0常见的吸热反应{常见的放热反应{吸热反应的发生不一定需要加热才能进行。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。专题一：化学反应与能量变化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ΔH0吸热反应：ΔH=+QkJ/mol；或ΔH03、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=____________四、中和热1．概念：在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应而生成1molH2O，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。4．中和热的测定实验二、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。（2）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：五、盖斯定律1．内容：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，而与具体反应进行的途径无关，如果一个反应可以分几步进行，则各分步反应的反应热之和与该反应一步完成的反应热是相同的。例1：①P4(s,白磷)+5O2(g)=P4O10(s)；△H1=-2983.2kJ/mol②P(s,红磷)+5/4O2(g)=1/4P4O10(s)；△H2=-738.5kJ/mol则白磷转化为红磷的热化学方程式。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。专题二电解池与电化学提醒：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）（2）电解原理的应用：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：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专题三：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：mA＋nBpC＋qD则有：VA∶VB∶VC∶VD＝m∶n∶p∶q③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。）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。（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。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．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+3H22NH3K1=__________2NH3=N2+3H2K2=__________；1/2N2+3/2H2NH3K3=___________K1与K2的关系为______________；K1与K3的关系为_______________四、化学平衡的移动：化学平衡的建立是有条件的，暂时的，当条件改变时，平衡就有可能发生移动。1．平衡移动方向的确定：根据条件改变时，v正和v逆的相对大小（1）条件改变时，若v正v逆，平衡向正反应方向移动。若v正v逆，平衡向逆反应方向移动。若v正=v逆，平衡不移动（2）勒沙特列原理：改变影响化学平衡的一个条件，平衡总是向减弱这种改变的方向移动。2．影响化学平衡的因素（1）浓度：①固体量的多少对平衡没有影响②离子反应只有改变参与反应的离子浓度才会影响平衡③增加一个反应物的浓度能增大其他反应物的转化率，而其本身的转化率则减小。（2）压强：①压强仅对气体反应的平衡有影响。而且对气体体积相同的反应的平衡无影响。②若在平衡体系中充入稀有气体在等温等容条件下，对平衡无影响在等温等压条件下，使平衡向气体体积扩大方向移动（3）温度：注意区分：（4）催化剂：①催化剂通过参与反应改变化学反应途径加快化学反应速率②催化剂在化学反应前后质量保持不变③催化剂中毒注意：（1）不要把化学平衡的移动和反应速率变化混为一谈（2）不要把化学平衡的移动和常衡常数K值变化混为一谈（3）除了温度，任何条件不能影响常衡常数K4、等效平衡问题：（1）外界条件相同时，可逆反应只要起始浓度相当，无论经过何种途径，都可以达到相同的平衡状态。外界条件相同：通常可以是①同T同V，②同T同P相同的平衡状态：通常是指平衡混合物各组分的百分含量相同，但各组分的物质的量、浓度可能不同（2）方法：极限转化后与原平衡比较。同T同V时：非等体反应：极限转化后的物质投料与原平衡的投料完全相同。等体反应：极限转化后的物质投料比与原平衡的投料比相同即可。例题1、在一固定容积的密闭容器中充入2molA和1molB，发生反应：2A(g)+B(g)xC(g),达到平衡后，C的体积分数为W%。若维持容器体积和温度不变，按0.6molA、0.3molB和1.4molC为起始物质，达到平衡后，C的体积分数仍为W%，则x值为A、1B、2C、3D、42A（g）+B（g）=xC（g）起始12mol1mol0起始20.6mol0.3mol1.4mol两者等效因此可把起始2当作平衡2A（g）+B（g）=xC（g）起始12mol1mol0转化2-0.61-0.31.4平衡0.6mol0.3mol1.4mol显然转化与化学计量数成比例因此X=2解题思路：若温度不变，只改变起始加入量，使之反应平衡后NH3的体积分数仍为m，说明为等效平衡．（1）恒温恒容下，反应前后气体体积不相等，按化学计量数比转化到左边，满足n（N2）=1mol、n（H2）=3mol；（2）恒温恒压下，按化学计量数比转化到左边，满足n（N2）：n（H2）=1：3．用一边倒法N2+3H2==2NH3起始xyz转化z/23z/2z一边倒2x+z/2y+3z/20所以有方程：(x+z/2)：(y+3z/2)=