化學反應原理復習

化學反應原理復習

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化學反應原理復習：

化學選修 化學反應原理復習

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：在恒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 為“-”或△H <0

吸收熱量的化學反應。(吸熱>放熱)△H 為“+”或△H >0

☆ 常見的放熱反應：① 所有的燃燒反應 ② 酸堿中和反應

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為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各物質系數加倍，△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，酸跟堿發生中和反應而生成1mol H2O，這時的反應熱叫中和熱。

2.強酸與強堿的中和反應其實質是H+和OH-反應，其熱化學方程式為：

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

3.弱酸或弱堿電離要吸收熱量，所以它們參加中和反應時的中和熱小于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)、參加反應的物質為固體和液體，由于壓強的變化對濃度幾乎無影響，可以認為反應速率不變。

(2)、惰性氣體對于速率的影響

①恒溫恒容時：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恒溫恒體時：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、化學平衡的特征

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恒定)

變(條件改變，平衡發生變化)

3、判斷平衡的依據