选修4《化学反应原理》各章知识结构
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4. 对于同一化学反应，用不同的物质表示其化学反 应速率可能不相同，但其化学反应速率之比等于 化学方程式中的化学计量数之比。
1. 常温常压下，1g H2在足量Cl2中燃烧生成HCl气体，放 出 92.3 kJ的热量，则该反应的热化学方程式书写正确
的是(
)。
A．H2(g) + Cl2(g) = 2HCl(g)；△H=-92.3 kJ/mol B．H2(g)+ Cl2(g) = HCl(g)；△H=＋92.3kJ/mol C．H2 ＋ Cl2＝2HCl；△H=-184.6kJ/mol D．2HCI(g)＝H2(g)＋Cl2(g)；△H＝＋184.6kJ/mol
化学平衡常数
化学反应速率
（一）定义及表示方法：用单位时间内反应物 浓度的减少或生成物浓度的增加来表示。
（二）单位mol /（L•s）， mol /（L•min）， mol/（L•h）等 。
（三）数学表达式：
|△c|
V = △t
❖ 可逆反应：
在同一条件下，能同时向正、逆两个方 向进行的化学反应称为可逆反应。
常数→稀溶液酸碱性
及表示方法pH→pH 应用
综合运用
§3 盐类的水解 水的电离平衡
＋弱电解质的生
成→盐类水解→水 解的应用(平衡移动)
第四章知识结构
电化学基础
氧化还 原反应
§1原电池 §2化学电源
化学能转 化 为电能，自发
进行
§4金属的电化学腐蚀与防护
§3电解池
电能转化为化 学能，外界能
量推动
❖ 化学平衡状态：
是指在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 分浓度保持不变的状态。
化学平衡的特征
逆 —— 一定条件下的可逆反应； 动 —— 化学平衡是一种动态平衡； 等 —— 正逆反应速率相等； 定 —— 各组分浓度不再发生变化，保持一定； 变 —— 条件改变,平衡发生变化。
D．1L 0.l mol/L HNO3与 1L 0.l mol/L NaOH溶液反应 后放热为 5.73 kJ
测
量
定量表示 方法
的 方 法
化学反应速率
本课程重心
化学反应进行的方向
熵判据
第二章知识结构
影响化学反应
速率的因素
浓度、压强
温度 催化剂
化学平衡
反应的可逆不可逆
化学平衡状态特点
影响因素及平衡移动原 理
2. 已知NaOH(aq)＋HCl(aq)＝NaCl(aq)＋H2O(l)； △H=-57.3 kJ/mol，下列说法中正确的是( )。
A．浓硫酸和NaOH溶液反应，生成 l mol水时放热 57.3 kJ
B．含l molH2SO4的稀硫酸与足量稀NaOH溶液中和后， 放热为57.3 kJ
C．1L 0.l mol/L CH3COOH与1L 0.l mol/L NaOH溶液 反应后放热为5.73 kJ
选修4《化学反应原理》
各章知识结构
目录
❖绪 言 ❖第一章 化学反应与能量 ❖第二章 化学反应速率和化学平衡 ❖第三章 水溶液中的离子平衡 ❖第四章 电化学基础
第一章知识Leabharlann 构2 31反应热 焓变
❖ 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” 。 ❖ 符号：用△H表示。 ❖ 单位：一般采用kJ/mol。 △H=反应物的鍵能总和-生成物的鍵能总和
可逆反应达到平衡的标志：
❖ ①正逆反应速率相等 V正=V逆。
❖ ②各组分浓度保持不变。相关物理量恒 定不变（压强、密度、体系颜色、体积 、混合气体的平均分子量等）。
2、在一定温度下密闭容器中，不能表示反应 N2 + 3H2====2NH3达到平衡状态的标志是（ ） A、NH3的生成速率与NH3分解的速率相等 B、单位时间内生成2 molN2,同时生成6 molH2 C、N2 、H2、NH3的浓度不再变化 D、容器内压强不随时间的变化而变化
❖ 可直接测量，测量仪器叫量热计。
热化学方程式
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℃，101KPa 3. 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
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)
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.
1. 化学反应速率是标量，只有大小而没有方向；
2. 一般计算出来的化学反应速率是一段时间内的平均 速率，不同时刻的化学反应速率是不相同的；
3. 对于固体或气体反应中的液体物质，反应在其表面 进行，它们的“浓度”是不变的，因此一般不用固 体、纯液体表示化学反应速率；
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。
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;
第三章知识结构
化学平衡理论
§1 弱电解质的电离
电解质有强弱→ 弱电解质电离为 可逆→电离平衡→ 电离常数
深入
§4 难溶电解质的溶解平衡 难溶≠不溶→溶解平衡
应用 生成 溶解 转移
溶度积
实践活动：测定
酸碱反应曲线 滴定实验操作
图示反应曲线
§2 水的电离和溶液 的酸碱性
水是极弱电解质→
水(稀溶液)离子积为
1. 常温常压下，1g H2在足量Cl2中燃烧生成HCl气体，放 出 92.3 kJ的热量，则该反应的热化学方程式书写正确
的是(
)。
A．H2(g) + Cl2(g) = 2HCl(g)；△H=-92.3 kJ/mol B．H2(g)+ Cl2(g) = HCl(g)；△H=＋92.3kJ/mol C．H2 ＋ Cl2＝2HCl；△H=-184.6kJ/mol D．2HCI(g)＝H2(g)＋Cl2(g)；△H＝＋184.6kJ/mol
化学平衡常数
化学反应速率
（一）定义及表示方法：用单位时间内反应物 浓度的减少或生成物浓度的增加来表示。
（二）单位mol /（L•s）， mol /（L•min）， mol/（L•h）等 。
（三）数学表达式：
|△c|
V = △t
❖ 可逆反应：
在同一条件下，能同时向正、逆两个方 向进行的化学反应称为可逆反应。
常数→稀溶液酸碱性
及表示方法pH→pH 应用
综合运用
§3 盐类的水解 水的电离平衡
＋弱电解质的生
成→盐类水解→水 解的应用(平衡移动)
第四章知识结构
电化学基础
氧化还 原反应
§1原电池 §2化学电源
化学能转 化 为电能，自发
进行
§4金属的电化学腐蚀与防护
§3电解池
电能转化为化 学能，外界能
量推动
❖ 化学平衡状态：
是指在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 分浓度保持不变的状态。
化学平衡的特征
逆 —— 一定条件下的可逆反应； 动 —— 化学平衡是一种动态平衡； 等 —— 正逆反应速率相等； 定 —— 各组分浓度不再发生变化，保持一定； 变 —— 条件改变,平衡发生变化。
D．1L 0.l mol/L HNO3与 1L 0.l mol/L NaOH溶液反应 后放热为 5.73 kJ
测
量
定量表示 方法
的 方 法
化学反应速率
本课程重心
化学反应进行的方向
熵判据
第二章知识结构
影响化学反应
速率的因素
浓度、压强
温度 催化剂
化学平衡
反应的可逆不可逆
化学平衡状态特点
影响因素及平衡移动原 理
2. 已知NaOH(aq)＋HCl(aq)＝NaCl(aq)＋H2O(l)； △H=-57.3 kJ/mol，下列说法中正确的是( )。
A．浓硫酸和NaOH溶液反应，生成 l mol水时放热 57.3 kJ
B．含l molH2SO4的稀硫酸与足量稀NaOH溶液中和后， 放热为57.3 kJ
C．1L 0.l mol/L CH3COOH与1L 0.l mol/L NaOH溶液 反应后放热为5.73 kJ
选修4《化学反应原理》
各章知识结构
目录
❖绪 言 ❖第一章 化学反应与能量 ❖第二章 化学反应速率和化学平衡 ❖第三章 水溶液中的离子平衡 ❖第四章 电化学基础
第一章知识Leabharlann 构2 31反应热 焓变
❖ 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” 。 ❖ 符号：用△H表示。 ❖ 单位：一般采用kJ/mol。 △H=反应物的鍵能总和-生成物的鍵能总和
可逆反应达到平衡的标志：
❖ ①正逆反应速率相等 V正=V逆。
❖ ②各组分浓度保持不变。相关物理量恒 定不变（压强、密度、体系颜色、体积 、混合气体的平均分子量等）。
2、在一定温度下密闭容器中，不能表示反应 N2 + 3H2====2NH3达到平衡状态的标志是（ ） A、NH3的生成速率与NH3分解的速率相等 B、单位时间内生成2 molN2,同时生成6 molH2 C、N2 、H2、NH3的浓度不再变化 D、容器内压强不随时间的变化而变化
❖ 可直接测量，测量仪器叫量热计。
热化学方程式
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℃，101KPa 3. 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
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)
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.
1. 化学反应速率是标量，只有大小而没有方向；
2. 一般计算出来的化学反应速率是一段时间内的平均 速率，不同时刻的化学反应速率是不相同的；
3. 对于固体或气体反应中的液体物质，反应在其表面 进行，它们的“浓度”是不变的，因此一般不用固 体、纯液体表示化学反应速率；
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。
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;
第三章知识结构
化学平衡理论
§1 弱电解质的电离
电解质有强弱→ 弱电解质电离为 可逆→电离平衡→ 电离常数
深入
§4 难溶电解质的溶解平衡 难溶≠不溶→溶解平衡
应用 生成 溶解 转移
溶度积
实践活动：测定
酸碱反应曲线 滴定实验操作
图示反应曲线
§2 水的电离和溶液 的酸碱性
水是极弱电解质→
水(稀溶液)离子积为