化学反应原理复习提纲
化学反应原理知识体系整理复习(全册)
化学反应原理知识体系整理复习（全册）一、化学反应与能量【知识体系】【考点聚集】1、热化学方程式的书写与判断判断热化学方程式的正误要从以下几个方面进行：(1)看方程式是否配平。
(2)看是否丢掉或写错反应物及生成物的聚集状态。
(3)看是否丢掉ΔH的“－”和“＋”及单位(kJ·mol－1)，特别是“＋”。
(4)看反应热的数值是否与聚集状态的关系混淆。
(5)看反应热的数值与化学计量数是否相对应。
2、盖斯定律的应用二、化学反应速率与化学平衡【知识体系】【考点聚集】1、化学反应速率与化学平衡移动之间的关系及其应用2、结合图像考查化学平衡知识的综合应用三、水溶液中的离子平衡【知识体系】【考点聚集】1【例1】化学平衡常数(K )、电离常数(K a)、溶度积常数(K sp)是判断物质性质或变化的重要的常数。
下列关于这些常数的说法中，正确的是 ( )A ．化学平衡常数的大小与温度、浓度、压强、催化剂有关B ．CH3COONH4溶液几乎呈中性，说明K a(CH3COOH)与K b(NH3·H2O)近似相等C ．K sp(AgCl)>K sp(AgI)，由此可以判断AgCl(s)＋I －=AgI(s)＋Cl －能够发生D ．K a(HCN)<K a(CH3COOH)，说明相同浓度时，氢氰酸的酸性比醋酸强【答案】BC2、溶液中微粒浓度大小的比较【例2】下列溶液中微粒的物质的量浓度关系一定正确的是 ( ) 2NH 3(g) －O －(aq)＋A ．0.2 mol/L CH 3COONa 溶液和0.1 mol/L HCl 溶液等体积混合后：c (CH 3COO －)>c (Na ＋)>c (Cl －)>c (H ＋)>c (OH －)B ．pH ＝3的盐酸和NaNO 3的混合溶液中：c (Na ＋)＝c (Cl －)C ．0.1 mol/L NaHCO 3溶液：c (Na ＋)＋c (H ＋)＝c (HCO －3)＋c (CO 2－3)＋c (OH －)D ．物质的量浓度相等的HCN(弱酸)和NaCN 溶液等体积混合后有：c (HCN)＋2c (H ＋)＝2c (OH －)＋c (CN －)【答案】D3、联系生产、生活实际考查溶解平衡的应用近几年高考中，对溶解平衡的考查常常联系工农业生产、废水的处理等进行考查。
化学反应原理知识点归纳
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 、aq3 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。
高二化学知识点：化学反应原理复习
高二化学知识点：化学反应原理复习高二化学知识点：化学反应原理复习知识讲解第1章、化学反应与能量转化化学反应的实质是反应物化学键的断裂和生成物化学键的形成，化学反应过程中伴随着能量的释放或吸收。
一、化学反应的热效应1、化学反应的反应热(1)反应热的概念：当化学反应在一定的温度下进行时，反应所释放或吸收的热量称为该反应在此温度下的热效应，简称反应热。
用符号Q表示。
(2)反应热与吸热反应、放热反应的关系。
Q>0时，反应为吸热反应;Q<0时，反应为放热反应。
(3)反应热的测定测定反应热的仪器为量热计，可测出反应前后溶液温度的变化，根据体系的热容可计算出反应热，计算公式如下：Q=-C(T2-T1)式中C表示体系的热容，T1、T2分别表示反应前和反应后体系的温度。
实验室经常测定中和反应的反应热。
2、化学反应的焓变(1)反应焓变物质所具有的能量是物质固有的性质，可以用称为“焓”的物理量来描述，符号为H，单位为kJ·mol-1。
反应产物的总焓与反应物的总焓之差称为反应焓变，用ΔH表示。
(2)反应焓变ΔH与反应热Q的关系。
对于等压条件下进行的化学反应，若反应中物质的能量变化全部转化为热能，则该反应的反应热等于反应焓变，其数学表达式为：Qp=ΔH=H(反应产物)-H(反应物)。
(3)反应焓变与吸热反应，放热反应的关系：ΔH>0，反应吸收能量，为吸热反应。
ΔH<0，反应释放能量，为放热反应。
(4)反应焓变与热化学方程式：把一个化学反应中物质的变化和反应焓变同时表示出来的化学方程式称为热化学方程式，如：H2(g)+O2(g)=H2O(l);ΔH(298K)=-285.8kJ·mol-1书写热化学方程式应注意以下几点：①化学式后面要注明物质的聚集状态：固态(s)、液态(l)、气态(g)、溶液(aq)。
②化学方程式后面写上反应焓变ΔH，ΔH的单位是J·mol-1或kJ·mol-1，且ΔH后注明反应温度。
化学反应原理基础知识
化学反应原理基础知识概要【第一章】一、化学变化中的物质变化与能量变化.1、物质变化的实质：旧化学键的断裂和新化学键的生成。
2、能量变化的实质：破坏旧化学键需要吸收能量,形成新化学键需要放出能量,化学反应过成中,在发生物质变化的同时必然伴随着能量变化.【概念】反应热：化学反应过程中所释放或吸收的能量,都可以用热量(或换算成相应的热量)来表示,叫反应热；放热反应：化学反应过程中释放能量的反应叫放热反应；吸热反应：化学反应过程中吸收能量的反应叫吸热反应。
3、焓：用于表示物质所具有的能量的这一固有性质的物理量，叫做焓。
符号：H4、化学反应的焓变：化学反应过程中反应物总能量与生成物总能量的变化叫做反应的焓变。
热化学研究表明，对于在等压条件下进行的化学反应，如果反应中物质的能量变化全部转化为热能（同时可能伴随着反应体系体积的改变），而没有转化为电能、光能等其他形式的能，则该反应的反应热就等于反应前后物质的焓的变化。
表达为： Qp＝△H 其中：Qp表示在压强不变的条件下化学反应的反应热。
△H＝H（反应产物）－H（反应物）△H为反应产物的总焓与反应物的总焓之差，称为化学反应的焓变。
【注】利用键能计算反应热方法：ΔH=∑E(反应物)－∑E（生成物），即反应热等于反应物的键能总和跟生成物的键能总和之差。
通常人们把拆开1 mol某化学键所吸收的能量看成该化学键的键能。
键能常用E表示，单位是kJ/mol。
【课外知识】（一）材料：纵观人类利用材料的历史,可以清楚的看到,每一种重要的新材料的发现和利用,都把人类支配自然的能力提高到一个新水平。
材料科学技术的每一次重大突破，都会引起生产技术的革命，大大加速社会发展的进程，并给社会生产和人们生活带来巨大的变化。
在遥远的古代，我们的祖先是以石器为主要工具，他们在寻找石器的过程中认识了矿石，并在烧陶生产中发展了冶金术，开创了冶金技术。
公元前5000年，人类进入青铜时代。
公元前1200年左右，人类进入铁器时代。
化学反应原理高考复习(全书知识点概述)
由于电离过程是吸热的,而弱酸、弱碱都较难电离，
所以，强酸与弱碱、强碱与弱酸、弱酸与弱碱反
应生成1mol水时所放出的热量都小于57.3 kJ。 若一个反应的焓变△H=a kJ· 1，则其 mol 逆反应的焓变△H=-a kJ· 1 mol 计算反应热：△H＝Q/n＝cm△t/n
【燃烧热简介】：
在101kPa时，1mol物质完全燃烧生成稳定的氧 化物时所放出的热量，叫做该物质的燃烧热.
阳极：连电源正极 阴极：连电 源负极
电源负极→阴极→阳极→电源正极 电源正极→阳极→阴极→电源负极 阳极：2 Cl- - 2e- = Cl2 ↑(氧化反应) 阴极: Cu2+ + 2e- = Cu (还原反应) 电能→化学能
（外电路）负极 → 正极 （外电路）正极→负极 负极：Zn - 2e- =Zn2+（氧化反应）
说明： ①.在101kPa时，完全燃烧生成稳定的氧化物.如C 完全燃烧应生成C02(g)而生成CO(g)属于不完全燃 烧；又如H2燃烧生成液态H20，而不是气态水蒸气. ②.燃烧热通常是由实验测得的. ③.可燃物以1mol作为标准进行测量，所以计算 燃烧热时，热化学方程式常以分数表示.
问题探究
1、大、小烧杯放置时，为何要使 两杯口相平？填碎纸条的作用是 什么？ 减少热量损失 2、酸、碱混合时，为何要把量 筒中的NaOH溶液一次倒入小烧 杯而不能缓缓倒入？ 减少热量损失 3、实验中能否用环形铜丝搅拌 棒代替环形玻璃搅拌棒？为什么？
负极（锌筒）：Zn – 2e- === Zn2+ 正极（石墨）：2NH4+ + 2e - === 2NH3 + H2 H2 + 2MnO2 === Mn2O3 + H2O 总反应：Zn + 2NH4+ + 2MnO2 === Zn2+ + 2NH3 + Mn2O3 + H2O
化学反应原理复习提纲
第一章化学反应与能量复习提纲一、焓变、反应热要点一：反应热（焓变）的概念及表示方法化学反应过程中所释放或吸收的能量，都可以用热量来描述，叫做反应热，又称焓变，符号为ΔH，单位为kJ/mol，规定放热反应的ΔH为“—”，吸热反应的ΔH为“+”。
特别提醒：（1）描述此概念时，无论是用“反应热”、“焓变”或“ ΔH”表示，其后所用的数值必须带“+”或“—”。
（2）单位是kJ/mol，而不是kJ，热量(Q)的单位是kJ。
（3）在比较大小时，所带“+”“—”符号均参入比较。
热量(Q)大，ΔH小。
1．(2011年中山高二检测)根据以下三个热化学方程式：2H2S(g)＋3O2(g)===2SO2(g)＋2H2O(l) ΔH1＝－Q1kJ/mol2H2S(g)＋O2(g)===2S(s)＋2H2O(l) ΔH2＝－Q2 kJ/mol2H2S(g)＋O2(g)===2S(s)＋2H2O(g) ΔH3＝－Q3 kJ/mol判断Q1、Q2、Q3三者关系正确的是() ΔH1，ΔH2，ΔH3三者关系是？A．Q1>Q2>Q3B．Q1>Q3>Q2 C．Q3>Q2>Q1D．Q2>Q1>Q3解析：选A。
ΔH1＜ΔH2＜ΔH3要点二：放热反应和吸热反应1．放热反应的ΔH为“—”或ΔH＜0 ；吸热反应的ΔH为“+”或ΔH ＞0∆H＝E（生成物的总能量）－E（反应物的总能量）∆H＝E（反应物的键能）－E（生成物的键能）1．(2011年北京宣武区高三质检)下列反应中生成物总能量高于反应物总能量的是() A．碳酸钙受热分解B．乙醇燃烧C．铝粉与氧化铁粉末反应D．氧化钙溶于水解析：选A。
生成物的总能量高于反应物的总能量的反应是吸热反应。
在题给四个反应中，只有碳酸钙受热分解为吸热反应，其余的均为放热反应。
2．常见的放热反应和吸热反应①放热反应：活泼金属与水或酸的反应、酸碱中和反应、燃烧反应、多数化合反应。
化学反应原理全册知识复习
1．反应热：化学反应在一定条件下进行时，反应所释放或吸收的热量称为该反应在此温度下的热效应。
反应热用符号Q表示，反应吸热时，Q为正值；反应放热时，Q为负值。
常见放热反应：①燃烧、②中和反应、③金属与酸的反应、④大多数化合反应常见吸热反应：①盐类水解、②弱电解质的电离、③大多数分解反应、④特殊如CO2＋C 2．焓：表示物质能量状态的一个物理量。
符号H反应焓变：反应产物的总焓与反应物的总焓之差，用△H表示。
△H＝H(反应产物)－H(反应物)△H＞0，吸热，△H＜0，放热。
3．热化学方程式：（1）“四标”——标状态、温度、符号、单位。
（2）△H数值与方程式系数匹配。
（3）正、逆反应△H符号相反。
4．盖斯定律：对于一个化学反应，无论是一步完成还是分几步完成，其反应焓变都是一样的。
盖斯定律应用：根据已知反应的焓变去计算指定反应的焓变。
5．化学反应中能量变化的几种解释：（1）从化学键解释：化学反应中物质变化的实质是旧化学键断裂和新化学键形成。
旧键断裂吸收能量(E1)，新键形成释放能量(E2)。
E1＞E2吸热反应，E1＜E2，放热反应。
（2）从物质所具有的能量(焓，H)解释：化学反应前后物质能量变化即反应焓变。
6．电解：让直流电通过电解质溶液或熔融的电解质，在两个电极上分别发生氧化反应和还原反应的过程叫做电解。
电解池：是将电能转化为化学能的装置。
电解池是由直流电源、固体电极材料以及电解质溶液或熔融电解质组成。
7．电极材料：能够导电的物质。
惰性电极材料——像石墨、铂(Pt)等仅起导电作用的电极材料。
8．电极反应：在电极上发生的反应。
表示电极上所发生反应的式子叫电极反应式。
9．阳极：发生氧化反应的电极叫做阳极。
阳极连接直流电源的正极。
阴极：发生还原反应的电极叫做阴极。
阴极连接直流电源的负极。
10．阴、阳离子放电顺序：(阴阳离子在电极上得失电子能力的顺序)K＋＜Ca2＋＜Na＋＞Mg2＋＜Al3＋＜Zn2＋＜Fe2＋＜Sn2＋＜Pb2＋＜H＋＜Cu2＋＜Hg2＋＜Ag＋SO42－＜OH－＜Cl－＜Br－＜I－＜S2－11．电解方程式练习：（要求能写出各电极反应和总反应）（1）电解下列物质的溶液：HCl、H2SO4、NaOH、NaCl、CuCl2、CuSO4、AgNO3、Na2SO4（2）电解熔融的下列物质：NaCl、MgCl2、Al2O312．铜的电解精炼：粗铜作为阳极，精铜作为阴极，电解质溶液为硫酸酸化的CuSO4溶液。
高二化学《化学反应原理》期末复习提纲
高二化学《化学反应原理》期末复习提纲专题二一、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内因：反应物的性质②外因：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。
练习：1．在密闭容器中发生可逆反应4NH3+5O24NO+6H2O(g)，以下是不同情况下的反应速率，其中最快的是 ( )A．v(O2)=0.01 mol·L-1·s-1 B．v(NH3)=0.02 mol·L-1·s-1C．v(H2O)=0.04 mol·L-1·s-1 D．v(NO)=0.03 mol·L-1·s-12．实验室用足量镁粉与一定量的某浓度的盐酸反应来制得氢气。
由于反应速率太快，不易操作。
为减慢反应速率，同时又不影响生成H2的总量，可向盐酸中加入的物质是( )A.CH3COONa固体B.NaOH溶液C.(NH4)2 SO4粉末D.K2SO4固体3．用铁片与稀硫酸反应制取氢气时，下列措施不能．．使氢气生成速率加大的是 ( ) A．加热 B．加入硝酸钠固体C．滴加少量CuSO4溶液 D．不用铁片，改用铁屑二、化学平衡（一）1、定义：一定条件下，当一个可逆反应进行到正逆反应速率相等时，各组成成分浓度不再改变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例举反应mA(g)+nB(g) pC(g)+qD(g)混合物体系中①各物质的物质的量或各物质的物质的量的分数一定平衡各成分的含量 ②各物质的质量或各物质质量分数一定平衡 ③各气体的体积或体积分数一定平衡 ④总体积、总压力、总物质的量一定不一定平衡 正、逆反应 速率的关系 ①在单位时间内消耗了m molA 同时生成m molA ，即V(正)=V(逆) 平衡②在单位时间内消耗了n molB 同时消耗了p molC ，则V(正)=V(逆) 平衡③V(A):V(B):V(C):V(D)=m:n:p:q ，V (正)不一定等于V (逆) 不一定平衡④在单位时间内生成n molB ，同时消耗了q molD ，因均指V(逆) 不一定平衡 压强 ①m+n ≠p+q 时，总压力一定（其他条件一定） 平衡②m+n=p+q 时，总压力一定（其他条件一定） 不一定平衡混合气体平均相对分子质量Mr ①Mr 一定时，只有当m+n ≠p+q 时 平衡②Mr 一定时，但m+n=p+q 时 不一定平衡温度 任何反应都伴随着能量变化，当体系温度一定时（其他不变） 平衡体系的密度 密度一定 不一定平衡其他如体系颜色不再变化等 平衡 （二）影响化学平衡移动的因素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，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，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。
高二化学(反应原理)期末复习必备提纲
高二化学选修4期末复习提纲第一章《化学反应与能量》知识点1、反应热：化学反应过程中放出或吸收的热量。
焓变：在恒温、恒压的条件下，化学反应过程中所吸收或释放的热量（Q P）。
2、符号：△H单位：kJ/mol3、规定：吸热反应:△H>0或者值为“+”，放热反应:△H<0或者值为“-”4、常见的放热反应和吸热反应：燃烧、中和反应、金属与酸反应、以及大部分化合反应是放热的大部分分解反应，电离、水解、高温下碳还原金属氧化物、碳与二氧化碳反应、Ba(OH)2与NH4Cl的反应等一般属于吸热反应。
5、反应物总能量大于生成物总能量，放热反应，体系能量降低，△H<0反应物总能量小于生成物总能量，吸热反应，体系能量升高，△H>0△H在数值上等于反应物分子断裂旧键时所吸收的总能量与生成物分子形成新键时所释放的总能量之差，△H=E生成物能量-E反应物能量=E反应物键能之和-E生成物键能之和6、热化学方程式：表示化学反应中放出或吸收的热量的化学方程式。
书写热化学方程式注意事项:（1）反应物和生成物要标明其聚集状态，用g、l、s、aq表示不同状态。
（2）方程式右端用△H标明恒压条件下反应放出或吸收的热量，放热为负，吸热为正。
（3）热化学方程式中各物质前的化学计量数只表示物质的量，因此可以是整数或分数。
（4）对于相同物质的反应，当化学计量数不同时，其△H也不同，即△H的值与计量数成正比,当化学反应逆向进行时,数值不变,符号相反。
7、盖斯定律：不管化学反应是一步完成或分几步完成，其反应热是相同的。
化学反应的焓变（ΔH）只与反应体系的始态和终态有关，而与反应的途径无关。
规律：若多步化学反应相加可得到新的化学反应，则新反应的反应热即为上述多步反应的反应热之和。
8、燃烧热：在101kPa时，l mol物质完全燃烧生成稳定的氧化物时的反应热.注意：①燃烧的条件是在101kPa；②标准:是以1mol燃料作为标准，因此书写热化学方程式时，其它物质的化学计量数可用分数表示；③物质燃烧都是放热反应，所以表达物质燃烧时的△H均为负值；④燃烧要完全:C元素转化为CO2(g)，而不是CO；H元素转化为H2O(l)，N元素转化为N2(g)。
化学反应原理期中复习提纲
判断配离子的稳定性、计算配离子的浓度、了解 配合物的生成和离解条件等
3Hale Waihona Puke 影响配位平衡的因素有溶液酸度、沉淀平衡、氧化还原平衡等
配位化合物在生活和生产中的应用
在生物领域中，许多生物分子都是配位 化合物，如血红蛋白、叶绿素等，它们 在生物体内发挥着重要的生理功能
在医药领域，配位化合物可以作 为药物使用，如顺铂等抗癌药物 就是铂的配位化合物
中心原子（或离子）具有空的价 电子轨道，能够接受配体提供的 孤对电子
配体是具有孤对电子的阴离子或 分子，能够与中心原子（或离子） 形成配位键
配位平衡常数计算及应用
1 2
配位平衡常数表达式为
K稳=[M(L)n]/[M][L]n，其中[M(L)n]表示配离子 的浓度，[M]表示中心原子的浓度，[L]表示配体 的浓度
电解池工作原理及应用
电解池工作原理
使电流通过电解质溶液或熔融的电解质而在阴、阳两极上引起还原氧化反应的过 程。
电解池应用
氯碱工业、电镀、电冶金、电池充电等。
Part
04
配位化合物与配位平衡
配位化合物组成与结构特点
配位化合物由中心原子（或离子） 和配体组成
配位化合物的结构多样，可以是 直线型、平面型、四面体型等
化学反应方程式表示方法
化学方程式
用化学式表示不同物质之间化学反应 的式子，遵循质量守恒定律。
离子方程式
用实际参加反应的离子符号表示离子 反应的式子，用于表示电解质溶液中 的反应。
化学反应速率与影响因素
化学反应速率
单位时间内反应物或生成物的浓度变化量，用于衡量化学反 应的快慢。
影响化学反应速率的因素
化学选修《化学反应原理》知识点总结
化学选修《化学反应原理》知识点总结《化学反应原理》是化学选修课中的重要内容，它主要介绍了化学反应的基本原理和机理。
下面是该课程的核心知识点总结。
第一部分：化学反应的基本概念1.反应物和生成物：化学反应的起始物质称为反应物，经过反应转化而形成的物质称为生成物。
2.化学方程式：用化学式表示化学反应过程的方程式。
3.反应的宏观现象：气体的生成、溶液的颜色变化或是溶解度的改变等，可以作为宏观反应的观察指标。
4.反应的微观机理：化学键的形成和断裂，原子磁性的变化，以及电荷迁移等可以揭示反应的微观机理。
第二部分：化学反应的速率和能量变化1.反应的速率：反应速率衡量了反应物消耗或生成的速度，它与反应物浓度的变化率相关。
2.反应速率的影响因素：反应活性、温度、浓度、催化剂等都可以影响反应的速率。
3.反应动力学：研究反应速率与反应条件之间的关系。
4.反应的能量变化：反应过程中涉及能量的吸收和释放，反应物的能量差可以通过焓变来衡量。
第三部分：化学平衡和平衡常数1.化学平衡：当反应物和生成物的浓度达到一定比例，反应达到动态平衡状态。
2.平衡常数：反应物浓度与生成物浓度的比值关系称为平衡常数，根据平衡常数可以预测反应的进行方向。
3.平衡常数的影响因素：温度和压力可以影响平衡常数的数值。
4.平衡常数的计算：根据平衡常数的表达式可以计算出平衡常数的数值。
第四部分：酸碱中和反应1.酸碱概念：酸是能够释放H+离子的物质，碱能够释放OH-离子的物质。
2.中和反应：酸和碱之间有化学反应，生成盐和水的反应称为中和反应。
3.酸碱指示剂：能够通过颜色变化指示溶液中酸碱性质的物质。
4.酸碱滴定：通过滴定溶液中的酸碱物质，确定它们的摩尔比例。
第五部分：氧化还原反应1.氧化还原反应：涉及电子转移的化学反应称为氧化还原反应，其中氧化剂接受电子，还原剂失去电子。
2.氧化还原反应的表示方式：半反应方程式将氧化和还原过程分别表示，化简后通过平衡反应物的酸碱性质来平衡整个反应方程式。
化学反应原理总复习提纲
选修4《化学反应原理》总复习提纲第一章化学反应与能量转化一、化学反应的反应热1、概念2、符号：3、单位：4、测量仪器：5、计算公式：6、反应热的分类主要有、。
（1）燃烧热：在101kPa时，1mol物质完全燃烧生成稳定的氧化物时所放出的热量，叫做该物质的燃烧热。
燃烧热的单位一般用kJ／mol表示。
(2)中和热：在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应而生成 1 molH20，这时的反应热叫中和热。
中和热的表示：H+(aq)+OH-(aq)=H2O (1)；△H=-57.3kJ／mol7、注意：（1）反应热描述的是一定下，化学反应前后的。
（2）加热是反应的条件，与反应吸、放热（有/无）直接关系。
（3）反应热由化学键过程中，吸收和放出的决定。
例1、50ml0.50mol/l盐酸与50ml0.55mol/l NaOH溶液在如图所示的装置中进行中和反应。
通过测定反应过程中所放出的热量可计算中和热。
回答下列问题：（1）从实验装置上看，图中尚缺少的一种玻璃用品是。
（2）烧杯间填满碎纸条的作用是_______________ ______。
（3）大烧杯上如不盖硬纸板，求得的中和热数值（填“偏大”“偏小”或“无影响”）。
（4）若上述HCl和NaOH溶液的密度都近似为1g/cm3，中和后生成的溶液的比热容C=4.18J•(g-1•0C-1)，实验起始温度为t1℃，终止温度为t2℃,则该中和反应放出热量为 KJ/mol， kJ/mol（均填表达式）。
（5）该实验常用0.50mol/lHCl 和0.55mol/l的NaOH溶液各50ml。
NaOH的浓度大于HCl 的浓度的作用是。
当室温低于100C时进行，对实验结果会造成较大的误差其原因是。
（6）实验中改用60ml0.50mol/l盐酸与50ml0.55mol/l NaOH溶液进行反应，与上述实验相比，所求中和热（填“相等”或“不相等”），简述理由：。
（7）用相同浓度和体积的氨水代替NaOH溶液进行上述实验，测得的中和热的数值会（填“偏大”“偏小”或“无影响”）。
高二化学《化学反应原理》复习提纲
高二化学《化学反应原理》复习提纲一．热化学方程式（1）△H＝生成物总能量－反应物总能量＝反应物中的总键能－生成物中的总键能注意：①同一热化学方程式用不同计量系数表示时，△H值不同；②热化学方程式中计量系数表示物质的量；③能量与物质的凝聚状态有关，热化学方程式中需标明物质的状态；④△H中用“＋”表示吸热；用“－”表示放热；⑤计算1 mol物质中所含化学键数目时，应首先区分晶体类型，分子晶体应看其分子结构（如P4中含6个P－P键，C60中含30个C＝C 键和60个C－C键），原子晶体应看其晶体结构，特别注意化学键的共用情况（如1 mol SiO2中含4 mol Si－O键，1 mol 晶体Si中含2 mol Si－Si键）；⑥在表示可燃物燃烧热．．．的热化学方程式中，可燃物前系数为1，并注意生成的水为液态。
（2）物质分子所含化学键的键能越大，则成键时放出的能量越多，物质本身的能量越低，分子越稳定。
（3）盖斯定律：一定条件下，某化学反应无论是一步完成还是分几步完成，反应的热效应相同。
即反应热只与反应的始态和终态有关，而与反应所经历的途径无关（注意：进行相关计算时，热量应带“＋”、“－”进行运算）。
例如：H1H2H312O2(g)+12O2(g)+C(s)CO(g)CO2(g)O2(g)+，△H1＝△H2＋△H3二．化学平衡（1）化学反应速率：a A(g)＋b B(g)c C(g)＋d D(g)反应任一时刻：v(A)正∶v(B)正∶v(C)正∶v(D)正＝a∶b∶c∶dv(A)逆∶v(B)逆∶v(C)逆∶v(D)逆＝a∶b∶c∶d平衡时：v(A)正＝v(A)逆，v(B)正＝v(B)逆，v(C)正＝v(C)逆，v(D)正＝v(D)逆（2）外界条件对化学反应速率的影响①固体物质的浓度可以视作常数，故其反应速率与固体的用量无关。
②一般温度每升高10℃，反应速率增大2～4倍。
③压强只影响气体反应的速率。
④充入“惰性气体”：恒温、恒容：不影响反应速率；恒温、恒压：反应速率减小。
高二化学第一章《化学反应原理》复习提纲
高二化学第一章《化学反应原理》复习提纲高二化学第一章《化学反应原理》复习提纲第一章第一节焓变与反应热一、焓变与反应热1.反应热:一定温度下进行的化学反应，所吸收或释放的热量称为化学反应的反应热。
理解反应热应注意几点:单位: kJ/mol或kJ?mol-1描述的对象: 化学反应前后的热量变化测定条件：一定条件（温度、压强）下概念适用范围：任何反应；反应热的测量仪器叫量热计.2.焓:用于描述物质内能的物理量。
用H表示。
3.物质不同，内能不同，焓（H）的值也不同。
所以化学反应前后物质发生变化时，焓（H）也在变化，物质焓（H）的变化称为化学反应中的焓变。
用△H表示。
单位：kJ/mol或kJ?mol-1.(mol-1表明参加反应的各物质的物质的量与化学方程式中各物质的化学式的系数相同.) △H=H（反应物）-H（生成物）4.反应热与焓变的关系:若反应在恒温、恒压（敞口容器）的条件下进行，此时，化学反应的反应热等于焓变。
高中化学一般认为：反应热=焓变。
5.化学反应中能量变化的两种形式:当?H为“－”（△H0）时，为放热反应当?H为“＋”（△H0）时，为吸热反应记住：正吸负放反应热产生的原因（从微观或宏观两个角度认识）（1）从键能的变化来认识① 化学反应的本质是化学键的断裂和形成;② 旧键断裂需要能量，新键形成会能量。
③ 放热反应：反应物断键时吸收的能量＜生成物成键时释放的能量△H 为“—”或△H 0吸热反应：反应物断键时吸收的能量＞生成物成键时释放的能量△H 为“+”或△H 0④ ΔH＝反应物总键能－生成物总键能例析:实验测得有如下键能数据：H-H436 kJ/mol;Cl-Cl243 kJ/mol; H-Cl431 kJ/mol又知1molH2与1molCl2反应生成2molHCl时放出184.6kJ的热量，从微观角度应如何解释？（2）从内能的变化来认识：①反应物的总能量高，生成物的总能量低，当反应物转化为生成物时，反应体系能量降低，反应放热《化学反应原理》中段考试复习提纲(有些表格图片贴不上,稍后整理) - 韩东辉化学教育在线 - 韩东辉化学教育在线△H = ∑E生成物—∑E反应ΔH＜0②反应物的总能量低，生成物的总能量高，当反应物转化为生成物时，反应体系能量升高，反应吸热注意：①加热是反应的条件，与反应吸放热无直接关系②反应热由化学键破坏与形成过程中吸收和放出的能量决定③温度决定物质的存在状态影响物质的键能，反应热与外界条件有关.《化学反应原理》中段考试复习提纲(有些表格图片贴不上,稍后整理) - 韩东辉化学教育在线 - 韩东辉化学教育在线△H = ∑E生成物—∑E反应物ΔH ＞ 0二、热化学方程式的书写表示参加反应物质的量和反应热的关系的化学方程式，叫做热化学方程式。
人教版化学选修4化学反应原理复习提纲
人教版化学选修4《化学反应原理》复习提纲第一章化学反应与能量一、基本化学反应模型理论1、有效碰撞模型：分子间的磁撞并不一定就能发生化学反应，只有具有一定能量的微粒间的碰撞才可能是有效碰撞。
2、活化分子与活化能：活化分子就是____________________ 活化能就是 __________ 3、催化剂的作用：1、降低活化能2、增多活化分子3、有效碰撞机率增大；二、反应热（焓变）1定义：在化学反应过程中放出或吸收的热量,通常叫做反应热,也称“焓变” 。
2符号：用△H 表示。
单位：一般采用kJ/mol 。
3 为吸热反应， 为放热反应。
4反应热与物质内能，键能的关系△H=反应物的鍵能总和-生成物的鍵能总和5反应热测量，测量仪器叫量热计三 燃 烧 热概念: 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,叫做该物质的燃烧热.注意: ① 可燃物的化学计量数为1, △H<0,以此为标准配平,其它计量数可整数也可分数;② 完全燃烧,下列元素要生成对应的氧化物:C → CO2 (g) H → H2O (l) S → SO2 (g)四、中和热概念：在稀溶液中强酸与强碱发生中和反应生成1mol水时放出的热量注意：（1）强酸强碱反应中和热57.3kJ/mol五、热化学方程式书写的注意事项？1、△H写在方程式的右边，用空格隔开，△H值“-”表示放热反应，△H值“+”表示吸热反应。
单位“kJ/mol”。
2. △H与测定条件有关，没有标明是指25℃，101KPa3. 系数只表示物质的量，可以是分数。
4. 要注明反应物和生成物的聚集状态，通常用s、l、g表示固体、液体和气体，不用标“↓、↑”。
5. △H的值要与化学计量数相对应。
6. 正反应若为放热反应，则其逆反应必为吸热反应，二者△H的符号相反而数值相等六、化学反应热的计算盖斯定律定义: 化学反应的反应热只与反应体系的始态和终态有关,而与反应途径无关注意①热化学方程式同乘以某一个数时,反应热数值也应该乘上该数;②热化学方程式相加减时,同种物质之间可以相加减,反应热也随之相加减;③将一个热化学方程式颠倒时,△H的“+”“-”号必须随之改变.第二章化学反应速率与化学平衡1．化学反应速率（1）概念（2）表示方法: ；（3）单位: 表达式:（4）化学反应的速率比化学计量数之比注意纯液体式固体的的浓度是不变的常数,因此用于表示反应速率.（5）影响化学反应速率的因素化学反应速率的内因是: ,它是决定反应速率的决定性因素外因有, , 和等.2．可逆反应：在相同的条件下，能的化学反应。
化学反应原理复习提纲
第一章化学反应与能量转化一、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NH4Cl ②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（固态s，液态l，气态g，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 ℃，101 kPa时，1 mol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。
2.※注意以下几点：①燃烧的条件是在101kPa；②标准燃烧热:燃料是以1mol作为标准，因此书写热化学方程式时，其它物质的化学计量数可用分数表示；③物质燃烧都是放热反应，所以表达物质燃烧时的△H均为负值；④燃烧要完全:C元素转化为CO2，而不是CO；H元素转化为H2O(l)，而不是H2O(g), N元素转化为N2。
四、中和热1．概念：在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应而生成1mol H2O(液态)，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。
高二化学章《化学反应原理》复习提纲
高二化学章《化学反应原理》复习提纲节焓变与反应热一、焓变与反应热反应热:一定温度下进行的化学反应，所吸收或释放的热量称为化学反应的反应热。
理解反应热应注意几点:单位:j/ol或j?ol-1描述的对象:化学反应前后的热量变化测定条件：一定条件下概念适用范围：任何反应；反应热的测量仪器叫量热计.焓:用于描述物质内能的物理量。
用H表示。
物质不同，内能不同，焓的值也不同。
所以化学反应前后物质发生变化时，焓也在变化，物质焓的变化称为化学反应中的焓变。
用△H表示。
单位：j/ol或j?ol-1.△H=H-H反应热与焓变的关系:若反应在恒温、恒压的条件下进行，此时，化学反应的反应热等于焓变。
高中化学一般认为：反应热=焓变。
化学反应中能量变化的两种形式:当?H为“－”时，为放热反应当?H为“＋”时，为吸热反应记住：正吸负放反应热产生的原因从键能的变化来认识①化学反应的本质是化学键的断裂和形成;②旧键断裂需要能量，新键形成会能量。
③放热反应：反应物断键时吸收的能量＜生成物成键时释放的能量△H为“—”或△H0④ΔH＝反应物总键能－生成物总键能例析:实验测得有如下键能数据：H-H436j/ol;cl-cl243j/ol;H-cl431j/ol又知1olH2与1olcl2反应生成2olHcl时放出184.6j 的热量，从微观角度应如何解释？从内能的变化来认识：①反应物的总能量高，生成物的总能量低，当反应物转化为生成物时，反应体系能量降低，反应放热《化学反应原理》中段考试复习提纲-韩东辉化学教育在线-韩东辉化学教育在线△H=∑E生成物—∑E反应ΔH＜0②反应物的总能量低，生成物的总能量高，当反应物转化为生成物时，反应体系能量升高反应吸热注意：①加热是反应的条件，与反应吸放热无直接关系②反应热由化学键破坏与形成过程中吸收和放出的能量决定③温度决定物质的存在状态影响物质的键能，反应热与外界条件有关.《化学反应原理》中段考试复习提纲-韩东辉化学教育在线-韩东辉化学教育在线△H=∑E生成物—∑E反应物ΔH＞0二、热化学方程式的书写表示参加反应物质的量和反应热的关系的化学方程式，叫做热化学方程式。
高中化学《化学反应原理》复习提纲 新人教版选修4
人教版化学选修4《化学反应原理》复习提纲第一章化学反应与能量一、基本化学反应模型理论1、有效碰撞模型：分子间的磁撞并不一定就能发生化学反应，只有具有一定能量的微粒间的碰撞才可能是有效碰撞。
2、活化分子与活化能：活化分子就是____________________ 活化能就是 __________ 3、催化剂的作用：1、降低活化能2、增多活化分子3、有效碰撞机率增大；二、反应热（焓变）1定义：在化学反应过程中放出或吸收的热量,通常叫做反应热,也称“焓变” 。
2符号：用△H 表示。
单位：一般采用kJ/mol 。
3 为吸热反应， 为放热反应。
4反应热与物质内能，键能的关系△H=反应物的鍵能总和-生成物的鍵能总和5反应热测量，测量仪器叫量热计三 燃 烧 热概念: 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,叫做该物质的燃烧热.注意: ① 可燃物的化学计量数为1, △H<0,以此为标准配平,其它计量数可整数也可分数;② 完全燃烧,下列元素要生成对应的氧化物:C → CO2 (g) H → H2O (l) S → SO2 (g)四、中和热概念：在稀溶液中强酸与强碱发生中和反应生成1mol水时放出的热量注意：（1）强酸强碱反应中和热57.3kJ/mol五、热化学方程式书写的注意事项？1、△H写在方程式的右边，用空格隔开，△H值“-”表示放热反应，△H值“+”表示吸热反应。
单位“kJ/mol”。
2. △H与测定条件有关，没有标明是指25℃，101KPa3. 系数只表示物质的量，可以是分数。
4. 要注明反应物和生成物的聚集状态，通常用s、l、g表示固体、液体和气体，不用标“↓、↑”。
5. △H的值要与化学计量数相对应。
6. 正反应若为放热反应，则其逆反应必为吸热反应，二者△H的符号相反而数值相等六、化学反应热的计算盖斯定律定义: 化学反应的反应热只与反应体系的始态和终态有关,而与反应途径无关注意①热化学方程式同乘以某一个数时,反应热数值也应该乘上该数;②热化学方程式相加减时,同种物质之间可以相加减,反应热也随之相加减;③将一个热化学方程式颠倒时,△H的“+”“-”号必须随之改变.第二章化学反应速率与化学平衡1．化学反应速率（1）概念（2）表示方法: ；（3）单位: 表达式:（4）化学反应的速率比化学计量数之比注意纯液体式固体的的浓度是不变的常数,因此用于表示反应速率.（5）影响化学反应速率的因素化学反应速率的内因是: ,它是决定反应速率的决定性因素外因有, , 和等.2．可逆反应：在相同的条件下，能的化学反应。
- 1、下载文档前请自行甄别文档内容的完整性，平台不提供额外的编辑、内容补充、找答案等附加服务。
- 2、"仅部分预览"的文档,不可在线预览部分如存在完整性等问题,可反馈申请退款(可完整预览的文档不适用该条件!)。
- 3、如文档侵犯您的权益，请联系客服反馈,我们会尽快为您处理(人工客服工作时间：9:00-18:30)。
第一章化学反应与能量复习提纲一、焓变、反应热要点一：反应热（焓变）的概念及表示方法化学反应过程中所释放或吸收的能量，都可以用热量来描述，叫做反应热，又称焓变，符号为ΔH，单位为kJ/mol，规定放热反应的ΔH为“—”，吸热反应的ΔH为“+”。
特别提醒：（1）描述此概念时，无论是用“反应热”、“焓变”或“ ΔH”表示，其后所用的数值必须带“+”或“—”。
（2）单位是kJ/mol，而不是kJ，热量(Q)的单位是kJ。
（3）在比较大小时，所带“+”“—”符号均参入比较。
热量(Q)大，ΔH小。
1．(2011年中山高二检测)根据以下三个热化学方程式：2H2S(g)＋3O2(g)===2SO2(g)＋2H2O(l) ΔH1＝－Q1kJ/mol2H2S(g)＋O2(g)===2S(s)＋2H2O(l) ΔH2＝－Q2 kJ/mol2H2S(g)＋O2(g)===2S(s)＋2H2O(g) ΔH3＝－Q3 kJ/mol判断Q1、Q2、Q3三者关系正确的是() ΔH1，ΔH2，ΔH3三者关系是？A．Q1>Q2>Q3B．Q1>Q3>Q2 C．Q3>Q2>Q1D．Q2>Q1>Q3解析：选A。
ΔH1＜ΔH2＜ΔH3要点二：放热反应和吸热反应1．放热反应的ΔH为“—”或ΔH＜0 ；吸热反应的ΔH为“+”或ΔH ＞0∆H＝E（生成物的总能量）－E（反应物的总能量）∆H＝E（反应物的键能）－E（生成物的键能）1．(2011年北京宣武区高三质检)下列反应中生成物总能量高于反应物总能量的是() A．碳酸钙受热分解B．乙醇燃烧C．铝粉与氧化铁粉末反应D．氧化钙溶于水解析：选A。
生成物的总能量高于反应物的总能量的反应是吸热反应。
在题给四个反应中，只有碳酸钙受热分解为吸热反应，其余的均为放热反应。
2．常见的放热反应和吸热反应①放热反应：活泼金属与水或酸的反应、酸碱中和反应、燃烧反应、多数化合反应。
②吸热反应：多数的分解反应、氯化铵固体与氢氧化钡晶体的反应、水煤气的生成反应、炭与二氧化碳生成一氧化碳的反应3．需要加热的反应，不一定是吸热反应；不需要加热的反应，不一定是放热反应4．通过反应是放热还是吸热，可用来比较反应物和生成物的相对稳定性。
如C（石墨，s）C（金刚石，s）△H3= +1.9kJ/mol，该反应为吸热反应，金刚石的能量高，石墨比金属石稳定。
（能量高，不稳定）1.（2009·莱芜质检）已知25℃、101 kPA下，石墨、金刚石燃烧的热化学方程式分别为：C（石墨，s）+O 2（g）CO2(g);ΔH=-393.51 kJ·mol-1C(金刚石,s)+O 2（g）CO2(g);ΔH=-395.41 kJ·mol-1据此判断，下列说法中正确的是答案 AA.由于石墨制备金刚石是吸热反应；等质量时，石墨的能量比金刚石的能量低B.由于石墨制备金刚石是吸热反应；等质量时，石墨的能量比金刚石的能量高C.由于石墨制备金刚石是放热反应；等质量时，石墨的能量比金刚石的能量低D.由于石墨制备金刚石是放热反应；等质量时，石墨的能量比金刚石的能量高二、热化学方程式的书写书写热化学方程式时，除了遵循化学方程式的书写要求外，还要注意以下几点：1．反应物和生成物的聚集状态不同，反应热的数值和符号可能不同，因此必须注明反应物和生成物的聚集状态，用s、l、g分别表示固体、液体和气体，而不标“↓、↑”。
2．△H只能写在热化学方程式的右边，用空格隔开，△H值“—” 表示放热反应，△H值“+”表示吸热反应；单位为“kJ/mol”。
3．热化学方程式中各物质化学式前面的化学计量数仅表示该物质的物质的量，并不表示物质的分子数或原子数，因此，化学计量数可以是整数，也可以是分数。
4．△H的值要与热化学方程式中化学式前面的化学计量数相对应，如果化学计量数加倍，△H也要加倍。
5．正反应若为放热反应，则其逆反应必为吸热反应，二者△H的数值相等而符号相反。
1、 1 g氢气燃烧生成液态水时放出142.9 kJ热量，表示该反应的热化学方程式正确的是A.2H2（g)+O2(g)2H2O(l);ΔH=-142.9 kJ·mol-1(g) 2H2O(l);ΔH=-571.6 kJ·mol-1B.2H2(g)+O2C.2H2+O 22H2O;ΔH=-571.6 kJ·mol-1(g) 2H2O(l);ΔH=+571.6 kJ·mol-1 答案 BD.2H2(g)+O2三、燃烧热、中和热、能源特别提醒：1．燃烧热指的是1 mol可燃物燃烧生成稳定的化合物时所放出的热量，注意：稳定的化合物，如H2→H2O(l)而不是H2O(g)、C→CO2(g)而不是CO 、S→SO2(g)而不是SO3。
2．中和热是指酸、碱的稀溶液发生中和反应生成1 mol水所放出的热量。
注意：弱酸、弱碱电离出H+、OH-需要吸收热量，故所测定中和热的数值偏小；浓硫酸与碱测定中和热时，因浓硫酸释稀要放热，故测定的中和热的数值偏大。
3．因燃烧热、中和热是确定的放热反应，具有明确的含义，故在表述时不用带负号，如CH4的燃烧热为890KJ/mol。
4．注意表示燃烧热的热化学方程式和燃烧的热化学方程式；表示中和热的热化学方程式和表示中和反应的热化学方程式的不同。
燃烧热以可燃物1mol为标准，且燃烧生成稳定的化合物；中和热以生成1mol 水为标准。
1．(2011年河北正定中学高二月考)下列热化学方程式中ΔH代表燃烧热的是() 选C。
A．CH4(g)＋3/2O2(g)===2H2O(l)＋CO(g)ΔH1B．S(s)＋3/2O2(g)===SO3(s)ΔH2C．C6H12O6(s)＋6O2(g)===6CO2(g)＋6H2O(l)ΔH3D．2CO(g)＋O2(g)===2CO2(g)ΔH45．(2011年云浮高二检测)已知反应：①101 kPa时，2C(s)＋O2(g)===2CO(g)ΔH＝－221 kJ/mol；②稀溶液中，H＋(aq)＋OH－(aq)===H2O(l)ΔH＝－57.3 kJ/mol，下列结论正确的是() 选A。
A．碳的燃烧热大于110.5 kJ/molB．①的反应热为221 kJ/molC．浓H2SO4与稀NaOH溶液反应的中和热为57.3 kJ/molD．稀醋酸与稀NaOH溶液反应生成1 mol水，放出57.3 kJ/mol的热量要点二：能源新能源的开发与利用,日益成为社会关注的焦点,因此,以新型能源开发与利用为背景材料，考查热化学方程式的书写及求算反应热，已成为高考命题的热点。
关于能源问题，应了解下面的几个问题：（1）能源的分类：常规能源（可再生能源，如水等，非再生能源，如煤、石油、天然气等）；新能源（可再生能源，如太阳能、风能、生物能；非再生能源，如核聚变燃料）（2）能源的开发；①太阳能：每年辐射到地球表面的能量为5×1019kJ，相当于目前全世界能量消耗的1.3万倍。
②生物能：将生物转化为可燃性的液态或气态化合物，再利用燃烧放热。
③风能：利用风力进行发电、提水、扬帆助航等技术，风能是一种可再生的干净能源。
④地球能、海洋能。
1．21世纪人类正由“化石能源时期”逐步向“多能源时期”过渡，下列不属于新能源的是A．电力B．核能C．太阳能D．氢能解析：选A。
新能源主要是指核能、地热能、潮汐能、沼气、新方法利用的太阳能、风能等。
四、反应热的求算1．由盖斯定律：化学反应不管是一步完成还是分步完成，其反应热总是相同的。
也就是说，化学反应热只与反应的始态和终态有关，而与具体反应的途径无关。
2．反应热的数值等于E（形成新键释放的总能量）与E（断键所吸收的总能量）之差，放热反应△H的符号为“—”，吸热反应△H的符号为“+”。
特别提醒：（1）运用盖斯定律的技巧：参照目标热化学方程式设计合理的反应途径，对原热化学方程式进行恰当“变形”（反写、乘除某一个数），然后方程式之间进行“加”，从而得出求算新热化学方程式反应热△H的关系式。
（2）具体方法：①对原热化学方程式反写（将一个热化学方程式颠倒时， H的“+”“—”号也随之改变，但数值不变）。
乘以某一个数（反应热也必须乘上该数）；②对原热化学方程式相加（反应热也随之加）。
（3）注意1molH2、O2分别含有1molH-H、1mol O=O，1molH2O中含有2molO—H，1molNH3含有3molN-H ，1molCH4含有4molC-H。
1．已知在298 K时下述反应的有关数据：C(s)＋1/2O2(g)===CO(g)ΔH1＝－110.5 kJ/molC(s)＋O2(g)===CO2(g)ΔH2＝－393.5 kJ/mol则C(s)＋CO2(g)===2CO(g)的ΔH为()A．＋283.5 kJ/mol B．＋172.5 kJ/mol C．－172.5 kJ/mol D．－504 kJ/mol解析：选B。
根据盖斯定律：方程2反写，ΔH2＝+393.5 kJ/mol，方程1乘2，ΔH1＝－110.5 kJ/mol×2，变形的方程式相加（反应热也随之加）。
ΔH＝2ΔH1+（－ΔH2）＝2×(－110.5 kJ/mol) + (+393.5 kJ/mol)＝＋172.5 kJ/mol2．已知破坏1 mol N≡N键、H—H键和N—H键分别需吸收的能量为946 kJ、436 kJ、391 kJ。
计算1 mol N2(g)和3 mol H2(g)完全转化为NH3(g)时反应热的理论值。
答案：ΔH＝－92 kJ/mol第二章化学反应速率与化学平衡一、化学反应速率及其简单计算1．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，其数学表达式可表示为单位一般为mol/(L·min)或mol.·L -1·min -12．结论：对于一般反应 aA + bB =cC + dD 来说有：V A ：V B ：V C ：V D =△C A ：△C B ：△C C ：△C D = a ：b ：c ：d 特别提醒：1．化学反应速率指的是平均速率而不是瞬时速率2．无论浓度的变化是增加还是减少，化学反应速率均取正值。
3．同一化学反应速率用不同物质表示时可能不同，但是比较反应速率快慢时，要根据反应速率与化学方程式的计量系数的关系换算成同一种物质来表示，看其数值的大小。
注意比较时单位要统一。
二、影响化学反应速率的因素1．内因（主要因素）：反应物本身的性质（分子结构或原子结构）所决定的。
2．外因（次要因素）（1）浓度：当其他条件不变时，增大反应物的浓度，V 正急剧增大，V 逆也逐渐增大。