高二化学期末化学反应原理复习
《选修4_化学反应原理》知识点总结整理
《选修4_化学反应原理》知识点总结整理1.化学反应基本概念-化学反应：指一种或多种物质之间发生物质或能量转化的过程。
-反应物：参与反应的起始物质。
-生成物：反应物转化为的新的物质。
-反应物质的种类：元素、化合物、离子等。
-反应物质在反应中的相对反应程度：反应速率。
2.化学平衡-化学平衡：指反应物与生成物之间浓度、压力、温度等不再发生可观测的变化的状态。
- 平衡原理：Le Chatelier原理，认为当外界条件改变时，系统会调整以抵消这种改变。
-平衡常数：用于描述反应物浓度和生成物浓度之间的关系。
-平衡常数与反应方程式：Kc表示在一定温度下，反应物浓度与生成物浓度之间的关系；Kp表示在一定温度下，反应物分压与生成物分压之间的关系。
3.化学反应速率-反应速率：反应物消失或生成物产生的速率。
-反应速率与反应物浓度之间的关系：浓度越高，反应速率越快。
-反应速率与温度之间的关系：温度升高，反应速率增加。
-反应速率与催化剂之间的关系：催化剂可以加快反应速率，但不参与反应本身。
4.化学平衡与反应速率的关系-平衡常数与反应速率：平衡常数越大，反应速率越快。
-平衡与速率之间的平衡条件：在平衡状态下，反应物的浓度、生成物的浓度以及反应速率保持不变。
5.化学反应的方向性-正向反应：从反应物转化为生成物的反应过程。
-反向反应：从生成物转化为反应物的反应过程。
-反应的方向性与平衡常数之间的关系：平衡常数大于1，正向反应偏向生成物；平衡常数小于1，正向反应偏向反应物。
6.化学反应的影响因素-温度：温度升高，反应速率增加，化学反应更快进行。
-反应浓度：浓度越高，反应速率越快。
-催化剂：能够降低反应活化能，加快反应速率。
7.化学反应类型-双反应：A+B→C+D。
-多反应：A+B→C，C→D。
-逆反应：反应物和生成物之间存在正向反应和反向反应。
以上是《选修4_化学反应原理》课程中的主要知识点总结。
通过学习这部分内容，可以了解化学反应的基本概念、化学平衡的原理、化学反应速率的影响因素以及化学平衡与反应速率之间的关系。
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。
(完整版)高二化学反应原理 全册知识点
1.1.1化学反应的反应热与焓变一、反应热与键能的关系二、化学反应必然伴随着物质变化和能量变化。
物质变化源于化学反应的定义：有新物质的生成。
能量变化源于物质本身具有的能量，即焓。
H（产物）≠H （反应物），其差值为焓变。
∆等压条件下等于反应热Q 。
识图求焓变【总结】（1）焓变计算公式 ∆H= H （产物）-H （反应物） ∆H= E 吸 - E 放 （2）常见放热反应：酸碱中和、燃烧反应、活泼金属与水或酸反应、铝热反应、大多数化合反应 （3）常见吸热反应：32Δ224232222Δ22CaCO =CaO+CO Ba(OH)8H O+2NH Cl =BaCl +2NH +10H O C+CO =2COC+H O(=CO+H H +CuO =H O+Cu↑↑g 高温高温高温水蒸气）三、酸碱中和反应的反应热测定 公式 Q=－C ∙m ∙∆t比热 C 水=4.18kJ ∙K －1∙kg －1溶液总质量m=m 酸+m 碱能量时间能量时间吸热反应放热反应反应物温差∆t=T 2－T 1 T 1初始温度 T 2末温（反应后最高温度） 仪器－－－简易量热计补充：中和热：在稀溶液中，酸与碱发生中和反应生成1molH 2O 时放出的热量，单位KJ •mol —1燃烧热：1mol 某燃料充分燃烧，生成稳定氧化物和液态水时放出的热量，单位KJ •mol —11.1.2 热化学方程式及盖斯定律【教学目标】1. 掌握热化学方程式的书写和意义2. 了解盖斯定律的含义，能运用盖斯定律计算化学反应的反应热 一、热化学方程式定义：把一个化学反应中的物质变化和反应的焓变同时表示出来的化学方程式。
注意事项：1.物质的状态。
固体s ，气体g ，液体l ，溶液中的溶质aq ；2.注明温度。
常温298K 可不注；3. ∆H 单位kJ ∙mol −14.系数加倍，则∆H 加倍；反应逆向进行，∆H 改变符号，绝对值不变；5.系数表示物质的量，不表示分子的个数，系数可整可分。
高二化学反应原理期末复习-化学反应速率极限度
高二化学反应原理期末复习-化学反应速率极限度一、选择题1．一定条件下，在恒温恒容的密闭容器中通入一定量的气体X和Y，发生下列反应X(g)+2Y(g)M(g)+2N(g) ΔH=a kJ•mol-1(a＞0)，下列说法中正确的是A. 反应达到平衡时，加入M(g)，逆反应速率增大，正反应速率减小B. 反应达到平衡时，M(g)与N(g)的浓度之比为1:2C. 当v正(X)=2v逆(N)时，反应到达平衡状态D. 到达平衡状态时，反应吸收的能量为a kJ2.反应 X(g)2Y(g)+Z(g)，在 300℃和 T℃时，X的物质的量浓度(单位：mo l•L-1)随时间变化的有关实验数据见表：A. 在300℃时，6min内用Y表示的化学反应速率为0.20mol•L-1· min-1B. 在 T℃时，6min 时反应刚好达到平衡状态C. 根据上表内X的浓度变化，可知浓度越大，反应速率越大D. 从表中可以看出T＜3003.一定温度下，在2 L的密闭容器中发生反应：xA（g）＋B（g）2C（g）ΔH＜0，A、C的A. x＝1B. 反应开始2 min内，用B表示的反应速率为0.05 mol·L－1·min－1C. 反应进行到1 min时，反应体系达到化学平衡状态D. A的正反应速率等于C的逆反应速率时，反应体系达到化学平衡状态4．向绝热恒容密闭容器中通入一定量的SO2和NO2，一定条件下发生反应：SO2(g)＋NO2(g)SO3(g)A．50 s时，SO3的生成速率为0.0028 mol·L·s B．40～90 s的逆反应速率逐渐增大C．40～50 s的反应速率大于70～80 s的反应速率D．110 s时，缩小容器体积再次达到平衡后，SO2的转化率和浓度均保持不变5．在恒容与外界隔热的容器中发生2A(g)＋B(g)3C(g)＋D(s) ΔH＝－a kJ·mol−1(a＞0)，下列说法不正确．．．的是A．容器压强不变，表明反应达到平衡状态B．反应过程中A、B的转化率始终相同C．增加A的浓度，平衡时B的百分含量减少D．气体的密度保持不变，反应达到平衡状态6．已知A(s)＋2B(g)C(g)＋D(g) ΔH＝－a kJ·mol−1(a＞0)，在容积、温度恒定的密闭容器中，加入1.5 mol A(s)与2 mol B(g)，下列说法不正确．．．的是A．当混合气体的平均相对分子量不变时，表明反应已达平衡B．若升高温度，固体A的质量一定增加，气体分子总数不变C．当反应达到平衡状态时，放出热量一定小于a kJD．当容器内气体的压强不变时，不能表明反应已达平衡7．某温度下，将一定量碳酸氢铵固体置于容积不变密闭容器中，发生反应：NH4HCO3(s)NH3(g)＋H2O(g)＋CO2(g) ΔH＝a kJ·mol−1(a＞0)。
《化学反应原理》知识点总结
《化学反应原理》知识点总结1.化学反应的定义和特征：化学反应是指物质之间发生化学变化的过程。
化学反应一般可以分为有机反应和无机反应两大类。
有机反应是指有机物之间或有机物和无机物之间发生的化学反应，而无机反应则是指无机物之间发生的化学反应。
化学反应具有可逆性、有条件性、速率性和物质守恒性的特征。
2.化学反应的方程式：化学反应可以用化学方程式来表示。
化学方程式通常由反应物、产物和反应条件三部分组成。
反应物在反应前存在，而产物在反应后生成。
反应条件包括温度、压力、催化剂等。
化学方程式中的物质之间的摩尔比称为化学反应的反应物质的化学计量比。
3.化学反应速率：化学反应速率是化学反应进展的快慢程度。
反应速率可以通过反应物浓度的变化率来衡量。
一般来说，反应速率随着反应物浓度的增加而增加。
反应速率受到温度、压力、催化剂等因素的影响。
4.化学反应的速率方程：化学反应的速率可以用速率方程来描述。
速率方程是表示反应速率与反应物浓度之间关系的数学表达式。
速率方程通常具有一定的指数关系。
例如，对于一级反应来说，速率方程可以写成r=k[A]，其中r为反应速率，k为速率常数，[A]为反应物A的浓度。
5.化学平衡：化学反应在一定条件下会达到化学平衡。
化学平衡是指反应物浓度和产物浓度不再发生明显变化的状态。
在化学平衡状态下，正向反应和逆向反应的速率相等。
化学平衡可以用平衡常数来描述，平衡常数是反应物浓度和产物浓度的比值的乘积，不同反应具有不同的平衡常数。
6.动力学和热力学：化学反应的研究可以从动力学和热力学两个方面进行。
动力学研究反应速率及其影响因素，而热力学研究反应的放热、熵变等热学性质。
动力学和热力学的研究对于理解和控制化学反应过程至关重要。
7.催化剂：催化剂是能够加速反应速率的物质，它不直接参与反应，但可以通过改变反应物的活化能来提高反应速率。
催化剂可以降低反应的活化能，从而加快反应速率。
催化剂在工业生产中起到重要的作用，能够节省能源、改善产物质量等。
高中化学化学反应原理
高中化学化学反应原理【内容】反应速率、反应方向、反应限度；酸、碱、盐的性质及其在溶液中的反应；化学反应与能量(反应热)的关系；化学反应与电能的关系(电化学)。
一．化学反应与能量变化1.能量变化的原因：反应物分子吸能断键，生成物分子放能成键2.放热反应：生成物释放的能量＞反应物吸收的能量（ΔH＜0）主要有燃料的燃烧反应，酸碱中和反应和大多数化合反应CaO+H₂O＝Ca(OH)₂①燃烧热：101KPa时，1mol纯物质完全燃烧生成稳定的氧化物所释放出的能量C→CO₂，H₂→H₂O，S→SO₂，②中和热：酸和碱的稀溶液发生中和反应生成1molH₂O（l）时所释放出的能量③溶解热：25℃，101KPa下，1mol溶质完全溶解所产生的能量变化，ΔH有正负【实验】操作注意小烧杯与大烧杯杯口平齐；反应前后温度测定用同一根温度计，测定完成用滤纸擦干；操作速度要快，以防热量流失。
计算注意单位；换算成生成1molH₂O。
1.计算反应热——盖斯定律//高考通常在选四大题考察①原理：化学反应的能量变化只与物质的始末态有关、②运用：给定多个热化学方程式来计算反应热。
③热化学方程式注意点：C（s）+O₂（g）=CO₂（g）ΔH=-870.3kJ/mol标状态；等号上标测定条件（25℃，101KPa可不标）；ΔH与反应计量数对应且有正负。
2.能源1.化学反应速率与化学平衡2.反应速率：反应体系中某个物质浓度变化（取绝对值）与时间变化的比值公式：v=Δc/Δt3.影响化学反应速率的因素1.温度:温度越高，反应速度越快。
温度影响活化分子的百分比。
2.浓度:浓度越高，反应速度越快。
浓度影响每单位体积的活化分子数量。
3.压力:压力的本质是专注。
在涉及气体的反应中，压力越大，单位体积内活化的分子越多，反应速率越快。
4.催化剂:催化剂降低反应活化能，加快反应速度。
4.其他:如充电能量、光辐射、超声波、电弧、高速研磨等。
进入反应系统。
二.反应方向与化学平衡1.化学平衡1.平衡过程包括沉淀溶解平衡、电离平衡、水解平衡、(化学平衡)。
高二期末复习宝典 选修四 化学反应原理：第一章化学反
第一章化学反应与能量1、活化分子：能够发生的分子叫做活化分子。
加入反应物，活化分子数目，活化分子百分数（填增大、减小、不变，下同），有气体参加反应的增大容器压强，活化分子数目，活化分子百分数升高容器温度，活化分子数目，活化分子百分数2、放热反应：反应物总能量 (填大于、小于或等于，下同)生成物总能量，从微观角度讲，断键吸收的能量成键放出的能量，△H 0吸热反应：反应物总能量 (填大于、小于或等于)生成物总能量，从微观角度讲，断键吸收的能量成键放出的能量，△H 03、常见的放热反应类型有：、、、常见的吸热反应类型有：、、、4、热化学方程式的正确书写：要注明反应的、，若反应是在和条件下进行的，可以不予注明。
要注明反应物和生成物的聚集状态或晶形。
常用、、、分别表示固体、液体、气体和溶液。
一定要注明反应的焓变（△H）。
注意△H由符号、数值、单位三个部分组成。
而其中数值部分与热化学方程式中的系数有关。
即方程式中的焓变的数值之比等于同意反应的不同方程式中同种物质的系数之比。
热化学方程式中的化学计量数以“mol”为单位，可以是分数，△H的单位永远是_______。
5、中和反应反应热的测定实验中：用到的玻璃仪器有：、、、、以及泡沫塑料或纸条、泡沫塑料板或硬纸板。
其中泡沫塑料或纸条、泡沫塑料板或硬纸板的作用是：6、中和热的定义：在测定中和热的实验过程中，为保证数据的测量准确，要用强酸和强碱的稀溶液。
7、燃烧热的定义：单位：8、现在正在探索的新能源有：、、、、、9、盖斯定律的内容：10、利用反应物和生成物的总能量求焓变，△H = 。
利用反应物和生成物键能求焓变，△H = 。
利用反应物和生成物的燃烧热求焓变，△H = 。
利用正反应与逆反应的活化能求焓变，△H = 。
第一章复习提纲答案1、有效碰撞，增大，不变，不变，不变，增大，增大2、大于，小于，小于；小于，大于，大于3、所有的燃烧反应，酸碱中和反应，金属与酸的反应，大多数的化合反应；大多数的分解反应等。
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。
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》知识点总结一、化学反应的基本原理1.化学反应速率：反应速率是指单位时间内反应物消失或产物生成的物质的量。
影响反应速率的因素包括浓度、温度、压力和催化剂的作用等。
2.反应机理：反应机理是指化学反应中的中间体和过渡态的产生、消失和转化的过程。
理解反应机理有助于揭示反应的本质和规律。
3.化学平衡：化学平衡是指反应物和生成物之间的浓度、压力和温度达到一定比例，并且它们的物质量不再发生变化。
平衡常数反映了在平衡条件下反应物和生成物的浓度之间的关系。
二、反应动力学1.反应速率方程：反应速率方程描述了反应速率和反应物浓度之间的关系。
根据实验数据，可以确定反应速率方程的指数、速率常数和速率常数方程等。
2.反应速率常数：反应速率常数是指反应速率与反应物浓度之间的比例系数。
它受到温度、催化剂和反应条件的影响。
3.反应级数：反应级数是指反应速率方程中各个反应物的指数。
通过实验数据可以确定反应级数，从而了解反应的复杂程度。
4.速率常数方程：速率常数方程是描述反应速率常数和温度之间的关系。
它常用于计算反应速率常数在不同温度下的数值。
5.反应活化能：反应活化能是指反应物转化为产物所需的最小能量。
它可以通过速率常数和速率常数方程计算出来。
6.反应速率控制步骤：反应速率控制步骤是指在复杂的反应中，最慢的步骤决定整个反应的速率。
理解反应速率控制步骤有助于解释反应的速率规律和优化反应条件。
三、化学平衡1.化学平衡常数：化学平衡常数是指在特定温度下，反应物和生成物的浓度之间的比例。
它可以通过反应物和生成物的摩尔比来计算。
2.平衡常数和温度的关系：平衡常数与温度之间存在一定的关系，可以用于预测在不同温度下反应物和生成物浓度的变化。
3. 影响化学平衡的因素：温度、压力、浓度和物质的添加等因素都会影响化学平衡。
根据Le Chatelier原理，平衡系统会通过调整反应条件来保持平衡。
4.平衡转移：平衡转移是指通过改变反应条件，使得化学平衡向预期方向转移的过程。
高二化学 反原理复习提纲 专题一 化学反中的热效
时遁市安宁阳光实验学校福州文博中学高二化学反应原理复习提纲专题一化学反应中的热效应一、反应热焓变1、定义：化学反应过程中放出或吸收的热量叫做化学反应的反应热.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称为反应的焓变。
2、符号：△H3、单位：kJ·mol-14、规定：吸热反应:△H > 0 或者值为“+”，放热反应:△H < 0 或者值为“-”常见的放热反应和吸热反应放热反应：吸热反应：燃料的燃烧 C+CO2 , H2+CuO酸碱中和反应 C+H2O金属与酸 Ba(OH)2.8H2O+NH4Cl大多数化合反应 CaCO3高温分解大多数分解反应化学反应的本质1、化学键断裂，吸收能量；化学键生成，放出能量2、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为“－”或小于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为“+”或大于03、反应热数值上等于生成物分子形成时所释放的总能量与反应物分子断裂时所吸收的总能量之差二、热化学方程式1.概念:表示化学反应中放出或吸收的热量的化学方程式.2.意义:既能表示化学反应中的物质变化,又能表示化学反应中的能量变化.[总结]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分别代表气态、液态、固态。
（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不表示分子个数，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。
练习：1、下列各组热化学方程式中，化学反应的△H前者大于后者的是①C(s)＋O2(g)＝CO2(g) △H1 C(s)＋1/2O2(g)＝CO(g) △H2②S(s)＋O2(g)＝SO2(g) △H3S(g)＋O2(g)＝SO2(g) △H4③H2(g)＋1/2O2(g)＝H2O(g) △H52H2(g)＋O2(g)＝2H2O(g) △H6④CaCO3(s)＝CaO(s)＋CO2(g) △H7CaO(s)＋H2O(l)＝Ca(OH)2(s) △H8A ．②③④ B．①②③ C．① D．④三、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。
化学反应原理
【高二化学化学反应原理】期末考复习知识点及技巧大全第一章、化学反应与能量考点1：吸热反应与放热反应1、吸热反应与放热反应的区别特别注意：反应是吸热还是放热与反应的条件没有必然的联系，而决定于反应物和生成物具有的总能量(或焓)的相对大小。
2、常见的放热反应①一切燃烧反应;②活泼金属与酸或水的反应;③酸碱中和反应;④铝热反应;⑤大多数化合反应(但有些化合反应是吸热反应，如：N2+O2=2NO，CO2+C=2CO 等均为吸热反应)。
3、常见的吸热反应①Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl反应;②大多数分解反应是吸热反应③等也是吸热反应;④水解反应考点2：反应热计算的依据1.根据热化学方程式计算反应热与反应物各物质的物质的量成正比。
2.根据反应物和生成物的总能量计算ΔH=E生成物-E反应物。
3.根据键能计算ΔH=反应物的键能总和-生成物的键能总和。
4.根据盖斯定律计算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，而与反应的途径无关。
即如果一个反应可以分步进行，则各分步反应的反应热之和与该反应一步完成时的反应热是相同的。
温馨提示：①盖斯定律的主要用途是用已知反应的反应热来推知相关反应的反应热。
②热化学方程式之间的“+”“-”等数学运算，对应ΔH也进行“+”“-”等数学计算。
5.根据物质燃烧放热数值计算：Q(放)=n(可燃物)×|ΔH|。
第二章、化学反应速率与化学平衡考点1：化学反应速率1、化学反应速率的表示方法___________。
化学反应速率通常用单位时间内反应物浓度和生成物浓度的变化来表示。
表达式：___________ 。
其常用的单位是__________ 、或__________ 。
2、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。
2)外因(其他条件不变，只改变一个条件)3、理论解释——有效碰撞理论(1)活化分子、活化能、有效碰撞①活化分子：能够发生有效碰撞的分子。
高二化学知识点总结
知识点总结年级：高二化学化学反应原理复习（一）【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。
高二化学反应原理知识总结
高二化学反应原理知识总结高二化学反应原理知识1反应热焓变1、定义：化学反应过程中放出或吸收的热量叫做化学反应的反应热.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称为反应的焓变。
2、符号：△H3、单位：kJ·mol-14、规定：吸热反应:△H > 0 或者值为“+”，放热反应:△H < 0 或者值为“-”常见的放热反应和吸热反应放热反应吸热反应燃料的燃烧 C+CO2 , H2+CuO酸碱中和反应 C+H2O金属与酸 Ba(OH)2.8H2O+NH4Cl大多数化合反应 CaCO3高温分解大多数分解反应小结：1、化学键断裂，吸收能量;化学键生成，放出能量2、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为“-”或小于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为“+”或大于03、反应热数值上等于生成物分子形成时所释放的总能量与反应物分子断裂时所吸收的总能量之差高二化学反应原理知识2热化学方程式1.概念:表示化学反应中放出或吸收的热量的化学方程式.2.意义:既能表示化学反应中的物质变化,又能表示化学反应中的能量变化.[总结]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分别代表气态、液态、固态。
(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不表示分子个数，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。
高二化学反应原理知识3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。
总结规律：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。
高二化学期末复习—化学反应原理（第1、2章）人教实验版选修4
高二化学期末复习—化学反应原理（第1、2章）人教实验版选修4 【本讲教育信息】一教学内容：期末复习——选修4化学反应原理（第1、2章）1、化学反应与能量2、化学反应速率3、化学平衡4、化学反应方向二复习重点：（一）化学反应与能量化学反应过程中同时存在物质和能量的变化，能量的释放或吸收是以发生变化的物质为基础的，而且是以物质为主。
能量的多少则以反应物和产物的质量为基础。
1、反应热、焓变：化学过程中放出或吸收的热量，叫做反应热，也称为“焓变” ，符号用△Ｈ表示，单位常采用J/mo。
（1）当△Ｈ为“-”或△ＨＯ时，为吸热反应。
2、热化学方程式∶可以表述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。
热化学方程式不单表示了反应物和生成物的关系，而且表示了反应的热效应。
书写热化学方程式应注意：（1）需注明反应的温度和压强。
在常温（25℃）、常压（101o。
（5）热化学方程式具有加和性，化学式前面的计量数必须与△H相对应；反应逆向进行时，△H值不变，符号相反。
3、燃烧热和中和热（1）燃烧热：25o C、101o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。
单位为J/mo。
如常温常压下，1mo甲烷完全燃烧放出的热量，就是甲烷的燃烧热：CH4（g）2O2（g）＝CO2（g）2H2O（）△H＝－mo（2）中和热：在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应而生成1mo水，这时的反应热叫做中和热。
在中学阶段，我们只讨论强酸和强碱反应，1moH与1moOH－起反应生成1mo水，都放出的热量，热化学方程式为：H（aq）OH－（aq）＝H2O（）△H＝－mo4、能源：（1）能源就是能提供能量的自然资源，它包括化石燃料、阳光、风力、流水、潮汐及柴草等等。
（2）能源的开发和利用可以用来衡量一个国家或地区的经济发展和科学技术水平。
煤、石油、天然气是当今世界上重要的化石燃料。
但它们的蕴藏有限，且不可再生。
我国目前使用的主要能源是化石燃料（煤、石油、天然气等）。
高二化学期末复习之反应原理.doc
2019长沙高二化学期末复习之反应原理
导读：高一的知识体系，相对来说还是单一的、简单的，甚至是记忆性的，进入高二注重于理论联系实际，所以在听课时理解是关键，思考问题时要“多想一点”，运用自己的知识储备，深入的思考和分析问题。
理解、分析、思考的能力并不是天份，而是一种技巧。
只要多尝试着去进行训练，这些能力一定会提升。
1、理解概念，自己区分易混淆处：很多同学认为反应原理就是“计算”，其实这是一个认识上的误区。
反应原理这一部分的学习，首先最重要的应该是打好基础，这里的基础指的就是要把常考的概念理解透彻。
2、理清思路，了解前后学习内容的联系：反应原理本身就是一个很强调逻辑推演的部分，而且事实上，这一块内容前后有很大的关联程度：从热力学综述开始，先后引入了速率、平衡、水解、沉淀等等每一个子章节之间都是可以互相帮助解释、帮助记忆的，做题时，要养成一个不断思考的习惯，自己把这各个原理之间的思路理清晰，这样更加有利于学习
3、总结归纳，具体了解化学反应的具体变化：反应原理其中一个重要的考点就是考察条件变化时相应的物理量会怎么变化，各位同学往往会面对题目却记不清楚。
所以我们要说的是：功夫在于平时，精华在于总结。
4、计算，找出属于自己的方法：计算是这部分知识的重头戏。
在计算时一定要细心，将给出的条件罗列出来，并且要结合老师给出
的计算方法总结出一个最适合自己的计算方法。
高二化学反应原理知识点归纳
高二化学反应原理知识点归纳高二理科生学习化学的接触到化学反应，不知道怎么去了解化学反应。
以下是WTT整理的化学反应知识点归纳，希望可以帮助大家更好地了解化学反应。
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;Q0，反应吸收能量，为吸热反应。
Delta;H0反应不能自发进行。
在温度、压强一定的条件下，自发反应总是向Delta;H-TDelta;S<0的方向进行，直至平衡状态。
二、化学反应的限度1、化学平衡常数(1)对达到平衡的可逆反应，生成物浓度的系数次方的乘积与反应物浓度的系数次方的乘积之比为一常数，该常数称为化学平衡常数，用符号K表示。
(2)平衡常数K的大小反映了化学反应可能进行的程度(即反应限度)，平衡常数越大，说明反应可以进行得越完全。
(3)平衡常数表达式与化学方程式的书写方式有关。
对于给定的可逆反应，正逆反应的平衡常数互为倒数。
(4)借助平衡常数，可以判断反应是否到平衡状态：当反应的浓度商Qc与平衡常数Kc相等时，说明反应达到平衡状态。
2、反应的平衡转化率(1)平衡转化率是用转化的反应物的浓度与该反应物初始浓度的比值来表示。
如反应物A的平衡转化率的表达式为：alpha;(A)=(2)平衡正向移动不一定使反应物的平衡转化率提高。
提高一种反应物的浓度，可使另一反应物的平衡转化率提高。
(3)平衡常数与反应物的平衡转化率之间可以相互计算。
3、反应条件对化学平衡的影响(1)温度的影响升高温度使化学平衡向吸热方向移动;降低温度使化学平衡向放热方向移动。
温度对化学平衡的影响是通过改变平衡常数实现的。
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高二化学期末化学反应原理复习(１)一、选择题（每小题只有一个选项符合题意,每小题2分，共1２小题,共２４分。
）1.下列措施不能达到节能减排目的的是( )A.利用太阳能制氢燃料ﻩB.用家用汽车代替公交车Ｃ．利用潮汐能发电ﻩＤ.用节能灯代替白炽灯2．下列说法正确的是( )A.热化学方程式中，化学式前面的化学计量数既可表示微粒数，又可表示物质的量B．热化学方程式中,如果没有注明温度和压强，则表示在标准状况下测得的数据Ｃ.书写热化学方程式时,不仅要写明反应热的符号和数值，还要注明各物质的聚集状态D.凡是化合反应都是放热反应，分解反应都是吸热反应３．25 ℃，101 ｋPa时，强酸与强碱的稀溶液发生中和反应的中和热为57.3 kJ/ｍol,辛烷的燃烧热为５5１8 kJ/mol。
下列热化学方程式书写正确的是( ）A．2Ｈ+(aｑ) +ＳO 42—(aq)＋Bａ２+（aq）+2OＨ-(ａq)BaＳO4(s）+2H2O（１)△H ＝-5７．3 ｋＪ/ｍｏｌB.KOH（aq）+12H2SＯ4（aq)12K2SＯ4（ａｑ)＋H2O(ｌ)△H=-57.3ｋJ/moｌC.C 8H18（ｌ)+252Ｏ２(g)8CO２（g)+９H2O△Ｈ=-5５18 ｋJ／moｌＤ.2Ｃ8H１8(g）＋25O2(g)16CＯ2(g）+1８H２O（1)△H＝-５518 ｋJ/ｍol4.反应A（ｇ)＋3B(ｇ)2C（g)+２D(g),在不同情况下测得反应速率,其中反应速率最快的是（）Ａ．υ（D）=0.4mｏl /(L·s)ﻩB．υ(C)=０．5 mol/ (L·s)C.υ(B)=0.6 mｏl/ （L·s)Ｄ.υ(A）＝0.1５ｍｏl /(Ｌ·s)5．某温度下,在固定容积的密闭容器中,可逆反应A(g)+3B(g) 2C(g)达到平衡时,各物质的物质的量之比为n（A)∶n(B)∶n(Ｃ）=2∶2∶１。
保持温度不变,以2∶２∶1的物质的量之比再充入Ａ、B、Ｃ,则( ) Ａ.平衡不移动ﻩﻩﻩB.再达平衡时，n（A)∶n（B）∶n(C)仍为２∶2∶1Ｃ．再达平衡时，C的体积分数增大D．再达平衡时,正反应速率增大,逆反应速率减小6．在下列平衡2CrO４2—(黄色）+2H+Cr2Ｏ72—(橙红色)＋Ｈ2O中，溶液介于黄和橙红色之间，今欲增加溶液的橙红色,则要在溶液中加入()Ａ.H+ﻩＢ.OＨ— C.K+ﻩ D.Ｈ2O７.在一定温度下体积固定的密闭容器中,当下列物理量①混合气体的压强②气体的总物质的量③混合气体的密度④B的物质的量浓度不再变化时,能表明可逆反应A(ｓ)+2B(g）C(g)+D(g）已达平衡的是（）A．①②B．③④C．①④ D.只有④８.已知29９K时,合成氨反应N２(ｇ)+ 3H2 ( g)Ｈ3 ( g ）△Ｈ＝－9２.０ｋJ/mol，将此温度下的1 ｍol N2和3 mol Ｈ2放在一密闭容器中,在催化剂存在时进行反应,测得反应放出的热量为（忽略能量损失）( ）A．一定大于92.0 kＪﻩB.一定等于92.0 ｋJ C.一定小于92．０ｋJ D．不能确定9．已知反应A ２（g)+2Ｂ2（g ）2AB 2（g)△H <0,下列说法正确的 （ ) A ．升高温度，正向反应速率增加,逆向反应速率减小B ．升高温度有利于反应速率增加,从而缩短达到平衡的时间C.达到平衡后,升高温度或增大压强都有利于该反应平衡正向移动D.达到平衡后，降低温度或减小压强都有利于该反应平衡正向移动 10．某探究小组利用丙酮的溴代反应（）来研究反应物浓度与反应速率的关系。
反应速率v （Br 2）通过测定溴的颜色消失所需的时间来确定。
在一定温度下,获得如下实验数据： 实验序号 初始浓度c ／mo ｌ·ｌ-1溴颜色消失所需时间ｔ/sCH ３COCH 3HC ｌ B ｒ2 ① 0.80 0．20 0.0０１０ 290 ② 1.60 0.20 0.00１0 145 ③ 0.８０ 0.４０ ０.０0１0 14５ ④0．800.200．00205８0分析实验数据所得出的结论不正确的是 ( ）Ａ．增大ｃ（ＣH ３COCH 3),v (Br ２)增大 B.实验②和③的ｖ(Br 2)相等 C ．增大c (H Ｃｌ),ｖ（Br ２）增大 D ．增大c (Br 2）,v (Ｂr 2)增大 11．对于可逆反应4NH 3（ｇ)+5O ２(g)4N Ｏ（ｇ)+6Ｈ2Ｏ（g)，下列叙述正确的是 ( )A ．达到化学平衡时,4υ正(O 2)=５υ逆(NO)B ．若单位时间内生成x ｍｏｌNO 的同时，消耗xm ｏlN Ｈ３，则反应达到平衡状态 C.达到化学平衡时,若增加容器体积，则正反应速率减小，逆反应速率增大 D ．化学反应速率关系是:2υ正(NH 3)＝3υ正（H 2O ） 12．已知有热化学方程式:S Ｏ2(g)+12O 2(g) SO 3（ｇ) △Ｈ = -9８.3２kJ/mo ｌ,现有4m ｏｌSO 2参加反应,当放出314.３ｋJ 热量时，ＳＯ2的转化率最接近于 （ ） Ａ.40％ B ．50% C ．80％ D ．９0% 二、选择题(本题包括4小题，共１6分。
每小题有两个．．选项符合题意。
13．已知：Na ２O 2(s ）+CO 2(g)N ａ2C Ｏ3（s ） +21O (g)2ﻩΔH=－226 kJ/mo ｌ 2C Ｏ(g ）+O ２(g)２CO 2(g ） ΔＨ＝ -566 k Ｊ/mol 根据以上热化学方程式判断，下列说法正确的是 （ ) Ａ．C Ｏ的燃烧热为２83 kJＢ.右图可表示由CO 生成ＣO 2的反应过程和能 量关系C ．2Na 2Ｏ2（s)+2ＣO 2（s) 2N ａ2CO 3(ｓ)+O ２(g)ΔH ＞-45２ ｋJ/mol Ｄ．CO （g)与Na 2O 2(s)反应生成1ｍolN ａ2CO 3(s ）时放出5０9 kJ 热量14．在密闭容中发生下列反应aA(g ）c Ｃ(g)＋dD(g),反应达到平衡后,将气体体积压缩到原来的一半,当再次达到平衡时，Ｄ的浓度为原平衡的1.8倍，下列叙述正确的是( )Ａ．A的转化率变小B．平衡向正反应方向移动Ｃ．Ｄ的体积分数变大 D.a ＜c＋ｄ１5．在一密闭烧瓶中注入NＯ2，在25℃时建立下列平衡:２NO2N2O4 △H< 0,若把烧瓶置于1０0℃的沸水中,下列情况中不变的是（）Ａ．颜色ﻩ B.质量ﻩﻩﻩ C.压强ﻩﻩ D.密度１６．常温常压下，在带有相同质量活塞的容积相等的甲、乙两容器里,分别充有二氧化氮和空气,现分别进行下列两上实验：(N2O２△H＞0)（a）将两容器置于沸水中加热(b)在活塞上都加2 kg的砝码在以上两情况下,甲和乙容器的体积大小的比较,正确的是A.(ａ)甲＞乙Ｂ.（b）甲＞乙 C.（a)甲＜乙D．(ｂ）甲＜乙三、本题共２小题，共1７分17．(共6分)已知２KＭｎO4＋５H2C2Ｏ4+３H２SＯ4=K2ＳO４+2MnＳO４＋8H2O ＋10( ),在高锰酸钾酸性溶液和草酸溶液反应时,发现开始一段时间,反应速率较慢,溶液褪色不明显;但不久突然褪色,反应速率明显加快。
(1) 请写出括号内物质的化学式:(2) 针对上述实验现象，某同学认为KMnO４与Ｈ2Ｃ２O4反应是放热反应,导致溶液温度升高,反应速率加快。
从影响化学反应速率的因素看,你的猜想还可能是的影响。
(３)若用实验证明你的猜想，除酸性高锰酸钾溶液、草酸溶液试剂外，还需要选择的试剂最合理的是A．硫酸钾Ｂ．硫酸锰 C.水 D.氯化锰１8.(共1１分)下表是稀硫酸与某金属反应的实验数据:实验序号金属质量/g金属状态C(H2SO４)/ｍol·Ｌ－1V（H2SO４)／ｍL溶液温度／℃金属消失的时间/s反应前反应后1 ０.10 丝０.５５0 2０34 ５0０２0.10 粉末０．5 50 2０35 50３0.１0 丝0.7 ５０20 36 2５０４０．1０丝0.8 ５０2０３５20０5 0．10 粉末0.8 50 20 36 256 0．10 丝 1.0 5０２0 ３5 1257 0.1０丝１.0 50 35 50 5０8 0.１０丝1．1 50 20 3４10０9 0.10 丝 1.1 ５０2０４4 ４0分析上述数据，回答下列问题:（１）实验4和5表明, 对反应速率有影响, 反应速率越快，能表明同一规律的实验还有（填实验序号）；(2）仅表明反应物浓度对反应速率产生影响的实验有(填实验序号)；(３）本实验中影响反应速率的其他因素还有 ,其实验序号是。
（4)实验中的所有反应，反应前后溶液的温度变化值(约１５℃)相近，推测其原因：ﻩﻩﻩﻩﻩﻩﻩﻩﻩﻩﻩﻩﻩﻩﻩﻩﻩﻩﻩﻩ。
υ t 0 a b c d υ正 υ正 υ正 υ逆υ逆 υ逆 １9. (1）已知1g 碳粉在氧气中完全燃烧放出的热量是３２.８ kJ ，试写出相关的热化学方程式： 。
(2）运用化学反应原理研究氮、氧等单质及其化合物的反应有重要意义。
①合成氨反应N 2(g ）＋3H 2(g ）2ＮH 3(g ）,若在恒温、恒压条件下向平衡体系中通入氩气,平衡 移动（填“向左”、“向右”或“不”）;使用催化剂 反应的△H （填“增大”、“减小”或“不改变”）。
②已知：O ２(g ） O 2＋(g)+e －△H 1=＋１175.7 kJ·mo ｌ—1ＰtF ６(g)+e －P ｔF 6-(g) △H 2=－77１.１ kJ·m ｏl —1 O 2PtF 6(ｓ) O ２+（g)+PtF 6-（g) △H 3=+482.2 kJ·mol —1则反应O 2(g)+ＰｔＦ６(g) Ｏ２+PtF ６-(s)的 △H =_＿______＿＿_＿_ kJ·m ｏl —1 20．（共1４分)(1）对于可逆反应CO （ｇ)＋NO 2(g) CO 2(g)＋NO(ｇ) △H<0,在一定条件下达到平衡状态后,若改变条件(未说明的条件不变）,对有关物理量及平衡状态有何影响？将变化结果(填增大、减小、不变、变深、变浅，正反应,逆反应)，填入空格。
① 压强不变,充入少量氦气，混合气体的颜色 。
② 升高体系的温度，混合气体的平均摩尔质量 。
③ 使用正催化剂， CO 的转化率 。
④ 体积不变，缓慢充入少量氧气，平衡向 方向移动。
(2) 反应m A ＋ｎ B p C 在某温度下达到平衡。
① 若A 、B 、Ｃ都是气体,减压后正反应速率小于逆反应速率，则m 、ｎ、p 的关系是 。
② 若C 为气体,且m + n ＝ p ，在加压时化学平衡发生移动,则平衡必定向 方向移动。
③如果在体系中增加或减少B 的量,平衡均不发生移动,则B 肯定不能为 态。