必修三化学复习资料

化学第一章一、吸热反应、放热反应、反应热、燃烧热、中和热等概念1、反应热：化学上规定，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为该反应在此温度下的热效应。

符号：用Q表示Q>0，表示吸热；Q<0，表示放热；单位：J/mol或kJ/mol2、放热反应：即有热量放出的化学反应3、吸热反应：即吸收热量的化学反应4、燃烧热:（1）概念：在101kPa时，1mol物质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）注意：燃烧热是反应热的一种形式。

使用燃烧热的概念时要理解下列要点。

①规定是在101 kPa压强下测出热量。

书中提供的燃烧热数据都是在101kPa下测定出来的。

因为压强不同，反应热有所不同。

②规定可燃物的物质的量为1mol（这样才有可比性）。

因此，表示可燃物的燃烧热的热化学方程式中，可燃物的化学计量数为1，其他物质的化学计量数常出现分数。

例如，C8H18的燃烧热为5518kJ/mol，用热化学方程式表示则为C8H18（l）+O2（g）= 8CO2（g）+9H2O（l）△H=－5518kJ/mol③规定生成物为稳定的氧化物．例如C→CO2、H →H2O(l)、S →SO2等。

C（s）+O2（g）=CO（g）△H=－110.5kJ/molC（s）+O2（g）=CO2（g）△H=－393.5kJ/molC的燃烧热为393.5kJ/mol而不是110.5kJ/mol。

④叙述燃烧热时，用正值，在热化学方程式中用△H表示时取负值。

例如，CH4的燃烧热为890.3kJ/mol，而△H＝－890.3kJ/mol。

必须以1mol可燃物燃烧为标准。

（3）表示的意义：例如C的燃烧热为393.5kJ/mol，表示在101kPa时，1molC完全燃烧放出393.5kJ的热量。

5、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，这时的反应热叫中和热。

（2）中和热的表示：H＋（aq）+OH－（aq）=H2O（l）△H=－57.3kJ/mol。

（3）注意：①这里的稀溶液一般要求酸溶液中的c（H＋）≤1mol/L，碱溶液中的c（OH－）≤1mol/L。

这是因浓酸溶液和浓碱溶液相互稀释时会放出热量。

②强酸与强碱的中和反应其实质是H＋和OH－反应（即与酸、碱的种类无关），通过许多次实验测定，1molH＋和1molOH－反应生成1molH2O时，放出热量57.3kJ。

其热化学方程式为H＋（aq）+OH－（aq）=H2O（l）△H=－57.3kJ/mol因此，下列中和反应的△H相同，都为－57.3kJ/mol。

③中和热是以生成1molH2O为基准，因为表示中和热的热化学方程式中，水的化学计量数为1，其酸、碱或盐的化学计量数可以为分数．必须以生成1mol水为标准；中和反应对象为稀溶液；强酸与强碱中和时生成1mol H2O均放热57.3kJ，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。

6、中和热的测定（1）主要仪器：大烧杯（500mL）、温度计、量筒（50mL）两个、泡沫塑料或纸条、泡沫塑料板或硬纸板（中心有两个小孔）、环形玻璃搅拌棒。

（2）实验步骤：①组装仪器如图6-1所示。

②分别量取50mL 0.50 mol/L的盐酸和50mL0.55mol/L NaOH溶液，记录起始温度t1。

③混合反应并准确量取混合液最高温度，记录终止温度t2。

④重复实验二次，取平均值。

⑤计算△H=（3）可能的误差①未及时测出最高温度——其值偏小②使用一个量筒且未洗干净——其值偏小③烧杯过大——其值偏小二、化学反应的焓变1、焓的定义物质所具有的能量是性质，符号为H。

用焓变（△H）来描述与反应热有关的能量变化。

△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。

2、反应热与焓变的关系热化学研究表明，对于等压条件下进行的化学反应，如果反应中物质的能量变化只转化成热能，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华物质的焓的改变。

数学表达式：Q P=∆H，其中：Qp表示在压强不变的条件下化学反应的反应热。

三、热化学方程式及其书写1、概念：热化学方程式：能表示参加反应物质的量和反应热之间的关系的化学方程式。

2、意义：既表明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。

注意：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，因为反应热除跟物质的量有关外，还与反应物和生成物的聚集状态有关。

3.热化学方程式中加各物质的化学计量数只表示物质的量，因此可以用分数，但要注意反应热也发生相应变化。

3、书写注意事项：（1）要注明反应物和生成物的聚集状态（若为同素异形体、要注明名称），因为物质呈现哪一种聚集状态，与它们所具有的能量有关，即反应物的物质相同，状态不同，△H也不同。

（2）要注明反应温度和压强。

因为△H的大小和反应的温度、压强有关，如不注明，即表示在101kPa和25°C。

（3）热化学方程式中的化学计量数不表示分子个数，而是表示物质的量，故化学计量数可以是整数，也可以是分数。

相同物质的化学反应，当化学计量数改变时，其△H也同等倍数的改变。

（4）△H的表示：在热化学方程式中△H的“＋”“－”一定要注明，“＋”代表吸热，“－”代表放热。

△H的单位是：kJ/mol或J/mol。

四、焓变的计算――盖斯定律及其应用1、盖斯定律的涵义：化学反应不管是一步完成还是几步完成，其反应热是相同的，也就是说，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，而与具体的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和该反应一步完成的反应热相同，这就是盖斯定律。

2、盖斯定律的应用盖斯定律在科学研究中具有重要意义。

因为有些反应进行的很慢，有些反应不容易直接发生，有些反应的产品不纯（有副反应发生），这给测定反应热造成了困难。

此时如果应用盖斯定律，就可以间接的把它们的反应热计算出来。

3、反应热计算根据热化学方程式、盖斯定律和燃烧热的数据，可以计算一些反应的反应热。

反应热、燃烧热的简单计算都是以它们的定义为基础的，只要掌握了它们的定义的内涵，注意单位的转化即可。

热化学方程式的简单计算的依据：（1）热化学方程式中化学计量数之比等于各物质物质的量之比；还等于反应热之比。

（2）热化学方程式之间可以进行加减运算。

第二章一、化学反应速率1．化学反应速率的概念及表示方法(1)概念：通常用单位时间里反应物浓度的减少或生成物浓度的增加来表示．(2)表达式：(3)单位：mol·L－1·min－1或mol·L－1·s－1等．(4)注意点：①化学反应速率均取正值．②化学反应速率一般不用固体物质表示．③同一反应，选用不同物质的浓度变化表示反应速率，数值可能不同，但意义相同，各物质表示的速率之比等于该反应方程式中的化学计量数之比．④注意区别平均速率和即时速率．2．影响化学反应速率的因素(1)内因：反应物的结构、性质．(2)外因：①浓度：增大反应物的浓度，反应速率增大．②温度：升高温度，反应速率增大．③压强：对于有气体参加的反应，增大压强，气体物质的浓度增大，反应速率增大．④催化剂：使用催化剂，反应速率增大．二、化学平衡(1)可逆反应：在同一条件下，既能向正反应方向进行，同时又能向逆反应方向进行的反应．(2)化学平衡的概念：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的浓度保持不变的状态．(3)化学平衡的特征：①逆：可逆反应②等：v(正)＝v(逆)③动：动态平衡v(正)＝v(逆)≠0④定：平衡状态时反应混合物中各组分的浓度保持不变⑤变：当浓度、温度、压强等条件改变时，化学平衡即发生移动三、化学平衡的移动及影响因素1．化学平衡的移动(1)定义：可逆反应中旧化学平衡的破坏，新化学平衡的建立过程叫做化学平衡的移动．(2)化学平衡移动的本质原因是v(正)≠v(逆)．如催化剂能同等程度改变v(正)和v(逆)，所以，加入催化剂，化学平衡不发生移动．2．影响化学平衡的条件3．化学平衡移动原理(即勒夏特列原理)如果改变影响平衡的一个条件(如浓度、压强或温度等)，平衡就向能够减弱这种改变的方向移动．四、化学平衡常数与转化率1、化学平衡常数：对于一般的可逆反应：mA+ n B p C + q D 。

其中m 、n 、p 、q 分别表示化学方程式中个反应物和生成物的化学计量数。

当在一定温度下达到化学平衡时，这个反应的平衡常数可以表示为：k=在一定温度下，可逆反应达到化学平衡时，生成物的浓度，反应物的浓度的关系依上述规律，其常数(用K 表示)叫该反应的化学平衡常数2、化学平衡常数的意义①平衡常数的大小不随反应物或生成物的改变而改变，只随温度的改变而改变。

②可以推断反应进行的程度。

K 很大，反应进行的程度很大，转化率大K 的意义 K 居中，典型的可逆反应，改变条件反应的方向变化。

K 很小，反应进行的程度小，转化率小3、转化率：可逆反应到达平衡时，某反应物的转化浓度(等于某反应物的起始浓度和平衡浓度的差)与该反应物的起始浓度比值的百分比。

可用以表示可逆反应进行的程度。

五、化学反应进行的方向1、焓变和熵变的不同：焓变(△H)指的是内能的变化值，常以热的形式表现出来。

熵变(△S)指的是体系的混乱程度。

S(g)>S(l)>S(s)2、自发反应与否的判断依据△H-T△S<0 正反应自发反应△H-T△S>0 逆反应自发反应第三章一、电解质、非电解质、强电解质、弱电解质：1、分类：2、电解质与非电解质的区别：电解质：溶于水或熔状态下能导电的化合物。

两状态之一能导电就符合，离子化合物或共价化合物。

非电解质：溶于水和熔状态都不导电的化合物。

两状态下都不能导电，共价化合物。

【说明】a、电解质、非电解质都是化合物b、SO2、NH3、CO2等溶于水也导电，但属于非电解质，因为导电的物质不是其本身，而是与水反应的产物。

c、熔融状态下能导电的化合物一定是离子化合物。

3、强电解质与弱电解质的区别：根据电解质在水溶液中的电离程度分为强电解质和弱电解质。

【说明】强、弱电解质的区分依据不是看该物质溶解度的大小，也不是看其水溶液导电能力的强弱，而是看溶于水的部分是否完全电离。

CaCO3、Fe(OH)3的溶解度都很小，CaCO3属于强电解质，而Fe(OH)3属于弱电解质；CH3COOH、HCl的溶解度都很大，HCl属于强电解质，而CH3COOH 属于弱电解质。

二、弱电解质(H2O)的电离平衡和溶液的酸碱性1、弱电解质的电离：弱电解质的电离过程是可逆的。