〖答案〗AC
2.（2010山东）下列与化学反应能量变化相关的叙述正确的是
A．生成物能量一定低于反应物总能量
B．放热反应的反应速率总是大于吸热反应的反应速率
C．应用盖斯定律，可计算某些难以直接测量的反应焓变
D．同温同压下，H2（g）+Cl2（g）=2HCl（g）在光照和点燃条件下的ΔH不同
〖解析〗生成物的总能量低于反应总能量的反应，是放热反应，若是吸热反应则相反，故A错；反映速率与反应是吸热还是放热没有必然的联系，故B错；C是盖斯定律的重要应用，正确；根据H=生成物的焓-反应物的焓可知，焓变与反应条件无关，故D错。
〖答案〗C
3.已知在1×105Pa、298K条件下，2mol氢气燃烧生成水蒸气放出484kJ的热量，下列热化学方程式正确的是（）
A．H2O（g）=H2（g）＋O2（g）；ΔH＝＋242kJ·mol－1
B．2H2（g）＋O2（g）=2H2O（l）；ΔH＝－484kJ·mol－1
C．H2（g）＋O2（g）=H2O（g）；ΔH＝＋242kJ·mol－1
D．2H2（g）＋O2（g）===2H2O（g）；ΔH＝＋484kJ·mol－1
〖解析〗热化学方程式的书写要求与普通方程式的区别：
①一定要标明各物质的状态，B项中水为液态，排除。
②化学计量数可用分数表示其实际物质的量，与热量成正比。
③用ΔH表示其热效应时，吸热，其值为正；放热，其值为负。
H2与O2反应生成水蒸气是放热反应，ΔH应为负值，而其逆反应ΔH则为正值。
故排除C、D两项，〖答案〗A
4.①CaCO3（s）===CaO＋CO2（g）ΔH＝＋177.7kJ
②C（s）＋H2O（g）===CO（g）＋H2（g）ΔH＝－131.3kJ/mol
③H2SO4（l）＋NaOH（l）===Na2SO4（l）＋H2O（l）ΔH＝－57.3kJ/mol
④C（s）＋O2（g）===CO2（g）ΔH＝－393.5kJ/mol
⑤CO（g）＋O2（g）===CO2（g）ΔH＝－283kJ/mol
⑥HNO3（aq）＋NaOH（aq）===NaNO3（aq）＋H2O（l）ΔH＝－57.3kJ/mol⑦2H2（g）＋O2（g）===2H2O（l）ΔH＝－517.6kJ/mol
（1）上述热化学方程式中，不正确的有____，不正确的理由分别是__________________。
（2）根据上述信息，写出C转化为CO的热化学方程式________________________。
（3）上述反应中，表示燃烧热的热化学方程式有____；表示中和热的热化学方程式有____。
?
导航?
中和热、燃烧热是两种特定形式的反应热，其基本要求与反应热相同，同时要注意两个概念本身的内涵。
〖解析〗①中CaO未注明聚集状态；ΔH单位应为kJ/mol；②式不符合实际反应情况，碳和水的反应属于吸热反应，ΔH>0；③式中各物质聚集状态标注中，除H2O外，应为（aq）；由④、⑤可得C转化为CO的热化学方程式；101kPa时，1mol纯物质（指纯净物：
单质或化合物）完全燃烧生成稳定化合物时所放出的热量叫做该物质的燃烧热；在稀溶液中酸跟碱发生中和反应生成1molH2O时，所释放的热量称为中和热。
〖答案〗
（1）①②③①中CaO未注明状态，ΔH单位错；②式不符合反应事实，吸热反应ΔH>0；③式中各物质均处于稀溶液中，状态（除H2O外）均为溶液（aq）
（2）C（s）＋O2（g）===CO（g）ΔH＝－110.5kJ/mol（3）④⑤⑥
6.（2010广东理综卷，9）
在298K、100kPa时，已知：
2H2O（g）=O2（g）+2H2（g）ΔH1
H2（g）+Cl2（g）=2HCl（g）ΔH2
2Cl2（g）+2H2O（g）=4HCl（g）+O2（g）ΔH3
则ΔH3与ΔH1和ΔH2间的关系正确的是
A．ΔH3=ΔH1+2ΔH2B．ΔH3=ΔH1+ΔH2
C．ΔH3=ΔH1-2ΔH2D．ΔH3=ΔH1-ΔH2
〖解析〗第三个方程式可由第二个方程式乘以2与第一个方程式相加，有盖斯定律可知ΔH3=ΔH1+2ΔH2〖答案〗A
7.已知下列热化学反应方程式：
Fe2O3（s）＋3CO（g）=2Fe（s）＋3CO2（g）ΔH＝－24.8kJ/mol
Fe2O3（s）＋CO（g）=Fe3O4（s）＋CO2（g）ΔH＝－15.73kJ/mol
Fe3O4（s）＋CO（g）=3FeO（s）＋CO2（g）ΔH＝＋640.4kJ/mol
则14gCO气体还原足量FeO固体得到Fe固体和CO2气体时对应的ΔH约为（）
A．－218kJ/molB．－109kJ/molC．＋218kJ/molD．＋109kJ/mol
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导航?
像这种根据盖斯定律进行反应热计算的试题，关键是找出欲求的热化学方程式与已知几个热化学方程式的关系，通过必要的加减乘除除掉欲求热化学方程式中没有，而已知热化学方程式有的物质，如该题欲求的热化学方程式中没有Fe2O3和Fe3O4，所以只要想办法除掉这两种物质即可。
〖解析〗该问题可以转化为12CO（g）＋12FeO（s）=12Fe（s）＋1
2CO2（g）ΔH＝？
所以应用盖斯定律，若把已知给出的3个热化学方程式按照顺序编号为①、②、③，那么[（①－②）×32－③]×16即可。
〖答案〗B
篇二：
选修4_化学反应原理知识点总结（免费版）
化学选修化学反应原理复习
第一章
一、焓变反应热
1．反应热：
一定条件下，一定物质的量的反应物之间完全反应所放出或吸收的热量2．焓变（ΔH）的意义：
在恒压条件下进行的化学反应的热效应
（1）.符号：
△H
（2）.单位：
kJ/mol
3.产生原因：
化学键断裂——吸热化学键形成——放热放出热量的化学反应。
（放热>吸热）△H为“-”或△H<0吸收热量的化学反应。
（吸热>放热）△H为“+”或△H>0☆常见的放热反应：
①所有的燃烧反应②酸碱中和反应
③大多数的化合反应④金属与酸的反应⑤生石灰和水反应⑥浓硫酸稀释、氢氧化钠固体溶解等
☆常见的吸热反应：
①晶体Ba（OH）2·8H2O与NH4Cl②大多数的分解反应
③以H2、CO、C为还原剂的氧化还原反应④铵盐溶解等
二、热化学方程式
书写化学方程式注意要点:
①热化学方程式必须标出能量变化。
②热化学方程式中必须标明反应物和生成物的聚集状态（g,l,s分别表示固态，液态，气态，水溶液中溶质用aq表示）
③热化学反应方程式要指明反应时的温度和压强。
④热化学方程式中的化学计量数可以是整数，也可以是分数
⑤各物质系数加倍，△H加倍；反应逆向进行，△H改变符号，数值不变三、燃烧热
1．概念：
25℃，101kPa时，1mol纯物质完全燃烧生成稳定的化合物时所放出的热量。
燃烧热的单位用kJ/mol表示。
※注意以下几点：
①研究条件：
101kPa
②反应程度：
完全燃烧，产物是稳定的氧化物。
③燃烧物的物质的量：
1mol
④研究内容：
放出的热量。
（ΔH<0，单位kJ/mol）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/mol
3．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。
第二章
一、化学反应速率
1.化学反应速率（v）
⑴定义：
用来衡量化学反应的快慢，单位时间内反应物或生成物的物质的量的变化⑵表示方法：
单位时间内反应浓度的减少或生成物浓度的增加来表示
⑶计算公式：
v=Δc/Δt（υ：
平均速率，Δc：
浓度变化，Δt：
时间）单位：
mol/（L·s）⑷影响因素：
①决定因素（内因）：
反应物的性质（决定因素）②条件因素（外因）：
反应所处的条件
2.
※注意：
（1）、参加反应的物质为固体和液体，由于压强的变化对浓度几乎无影响，可以认
为反应速率不变。
（2）、惰性气体对于速率的影响
①恒温恒容时：
充入惰性气体→总压增大，但是各分压不变，各物质浓度不变→反应速率不变
②恒温恒体时：
充入惰性气体→体积增大→各反应物浓度减小→反应速率减慢
二、化学平衡
（一）1.定义：
化学平衡状态：
一定条件下，当一个可逆反应进行到正逆反应速率相等时，更组成成分浓度不再改变，达到表面上静止的一种―平衡‖，这就是这个反应所能达到的限度即化学平衡状态。
2、化学平衡的特征
逆（研究前提是可逆反应）
等（同一物质的正逆反应速率相等）动（动态平衡）
定（各物质的浓度与质量分数恒定）变（条件改变，平衡发生变化）3、判断平衡的依据
判断可逆反应达到平衡状态的方法和依据
1、浓度对化学平衡移动的影响
（1）影响规律：
在其他条件不变的情况下，增大反应物的浓度或减少生成物的浓度，都可以使平衡向正方向移动；增大生成物的浓度或减小反应物的浓度，都可以使平衡向逆方向移动
（2）增加固体或纯液体的量，由于浓度不变，所以平衡_不移动_（3）在溶液中进行的反应，如果稀释溶液，反应物浓度__减小__，生成物浓度也_减小_，V正_减小___，V逆也_减小____，但是减小的程度不同，总的结果是化学平衡向反应方程式中化学计量数之和__大___的方向移动。
2、温度对化学平衡移动的影响
影响规律：
在其他条件不变的情况下，温度升高会使化学平衡向着___吸热反应______方向移动，温度降低会使化学平衡向着_放热反应__方向移动。
3、压强对化学平衡移动的影响
影响规律：
其他条件不变时，增大压强，会使平衡向着__体积缩小___方向移动；减小压强，会使平衡向着___体积增大__方向移动。
注意：
（1）改变压强不能使无气态物质存在的化学平衡发生移动
（2）气体减压或增压与溶液稀释或浓缩的化学平衡移动规律相似4.催化剂对化学平衡的影响：
由于使用催化剂对正反应速率和逆反应速率影响的程度是等同的，所以平衡__不移动___。
但是使用催化剂可以影响可逆反应达到平衡所需的_时间_。
5.勒夏特列原理（平衡移动原理）：
如果改变影响平衡的条件之一（如温度，压强，浓度），平衡向着能够减弱这种改变的方向移动。
三、化学平衡常数
（一）定义：
在一定温度下，当一个反应达到化学平衡时，___生成物浓度幂之积与反应物浓度幂之积的比值是一个常数____比值。
符号：
__K__
（二）使用化学平衡常数K应注意的问题：
1、表达式中各物质的浓度是__变化的浓度______，不是起始浓度也不是物质的量。
2、K只与__温度（T）___有关，与反应物或生成物的浓度无关。
3、反应物或生产物中有固体或纯液体存在时，由于其浓度是固定不变的，可以看做是―1‖而不代入公式。
4、稀溶液中进行的反应，如有水参加，水的浓度不必写在平衡关系式中。
（三）化学平衡常数K的应用:
1、化学平衡常数值的大小是可逆反应__进行程度_____的标志。
K值越大，说明平衡时_生成物___的浓度越大，它的___正向反应___进行的程度越大，即该反应进行得越__完全___，反应物转化率越_高___。
反之，则相反。
一般地，K>_105__时，该反应就进行得基本完全了。
2、可以利用K值做标准，判断正在进行的可逆反应是否平衡及不平衡时向何方进行建立平衡。
（Q：
浓度积）
Q_〈__K:
反应向正反应方向进行;Q__=_K:
反应处于平衡状态;Q_〉__K:
反应向逆反应方向进行3、利用K值可判断反应的热效应
若温度升高，K值增大，则正反应为__吸热___反应若温度升高，K值减小，则正反应为__放热___反应＊四、等效平衡
1、概念：
在一定条件下（定温、定容或定温、定压），只是起始加入情况不同的同一可逆反应达到平衡后，任何相同组分的百分含量均相同，这样的化学平衡互称为等效平衡。
2、分类
（1）定温，定容条件下的等效平衡第一类：
对于反应前后气体分子数改变的可逆反应：
必须要保证化学计量数之比与原来相同；同时必须保证平衡式左右两边同一边的物质的量与原来相同。
第二类：
对于反应前后气体分子数不变的可逆反应：
只要反应物的物质的量的比例与原来相同即可视为二者等效。
（2）定温，定压的等效平衡
只要保证可逆反应化学计量数之比相同即可视为等效平衡。
五、化学反应进行的方向1、反应熵变与反应方向：
（1）熵:
物质的一个状态函数，用来描述体系的混乱度，符号为S.单位：
J?
mol-1?
K-1
（2）体系趋向于有序转变为无序，导致体系的熵增加，这叫做熵增加原理，也是反应方向判断的依据。
.
（3）同一物质，在气态时熵值最大，液态时次之，固态时最小。
即S（g）〉S（l）〉S（s）2、反应方向判断依据
在温度、压强一定的条件下，化学反应的判读依据为：
ΔH-TΔS〈0反应能自发进行ΔH-TΔS=0反应达到平衡状态ΔH-TΔS〉0反应不能自发进行
注意：
（1）ΔH为负，ΔS为正时，任何温度反应都能自发进行
（2）ΔH为正，ΔS为负时，任何温度反应都不能自发进行
第三章
一、弱电解质的电离
1、定义：
电解质：
叫电解质非电解质：
在水溶液中或熔化状态下都不能导电的化合物。
强电解质：
在水溶液里全部电离成离子的电解质。
弱电解质：
在水溶液里只有一部分分子电离成离子的电解质。
混和物
强电解质：
强酸，强碱，大多数盐。
如HCl、NaOH、NaCl、BaSO4
弱电解质：
弱酸，弱碱，极少数盐，水。
如HClO、NH3·H2O、Cu（OH）、HO非金属氧化物，大部分有机物。
如SO3、CO2、C6H12O6、CCl4、CH2=CH2
2、电解质与非电解质本质区别：
电解质——离子化合物或共价化合物非电解质——共价化合物
注意：
①电解质、非电解质都是化合物②SO2、NH3、CO2等属于非电解质③强电解质不等于易溶于水的化合物（如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部电离，故BaSO4为强电解质）——电解质的强弱与导电性、溶解性无关。
3、电离平衡：
在一定的条件下，当电解质分子电离成和离子结合成时，电离过程就达到了平衡状态，这叫电离平衡。
4、影响电离平衡的因素：
A、温度：
电离一般吸热，升温有利于电离。
B、浓度：
浓度越大，电离程度；溶液稀释时，电离平衡向着电离的方向移动。
C、同离子效应：
在弱电解质溶液里加入与弱电解质具有相同离子的电解质，会电离。
D、其他外加试剂：
加入能与弱电解质的电离产生的某种离子反应的物质时，有利于电离。
9、电离方程式的书写：
用可逆符号弱酸的电离要分布写（第一步为主）
10、电离常数：
在一定条件下，弱电解质在达到电离平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度的乘积，跟溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数。
叫做电离平衡常数，（一般用Ka表示酸，Kb表示碱。
）
+-+-表示方法：
ABA+BKi=[A][B]/[AB]
11、影响因素：
a、电离常数的大小主要由物质的本性决定。
b、电离常数受温度变化影响，不受浓度变化影响，在室温下一般变化不大。
C、同一温度下，不同弱酸，电离常数越大，其电离程度越大，酸性越强。
如：
H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO二、水的电离和溶液的酸碱性1、水电离平衡：
:
水的离子积：
KW+]·c[OH-
25℃时,[H+]=[OH-]=10-7mol/L;KW=[H+]·[OH-]=注意：
KW只与温度有关，温度一定，则KW值一定KW不仅适用于纯水，适用于任何溶液（酸、碱、盐）
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篇三：
化学选修《化学反应原理》知识点总结
《化学反应原理》知识点总结
第一章：
化学反应与能量变化
1、反应热与焓变：
△H=H（产物）-H（反应物）
2、反应热与物质能量的关系
能量反应物的总能量总能量生成物的总能量反应过程总能量3、反应热与键能的关系
△H=反应物的键能总和-生成物的键能总和
4、常见的吸热、放热反应
⑴常见的放热反应：
①活泼金属与水或酸的反应②酸碱中和反应③燃烧反应④多数的化合反应⑤铝热反应
⑵常见的吸热反应
①多数的分解反应②2NH4Cl（s）+Ba（OH）2·8H2O（s）=BaCl2+2NH
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