化学反应的基本基础学习知识原理
化学反应的基本理论和实验应用
化学反应的基本理论和实验应用一、化学反应的基本理论1.1 化学反应的定义化学反应：物质之间的相互作用，产生新的物质和能量的过程。
1.2 化学反应的基本类型置换反应、复分解反应、加和反应、分解反应、氧化还原反应等。
1.3 化学反应的实质原子、离子或分子间的电子转移、共用电子对的重新分配或原子的重新组合。
1.4 化学反应的速率化学反应速率：单位时间内反应物消失或生成物出现的量。
影响化学反应速率的因素：反应物浓度、温度、催化剂、固体表面积、压力等。
1.5 化学平衡化学平衡：在封闭系统中，正反两个化学反应的速率相等，各种物质的浓度保持不变的状态。
化学平衡常数：表示化学平衡状态的数学表达式，如Kc、Kp等。
二、化学反应的实验应用2.1 化学分析滴定分析、光谱分析、色谱分析、原子吸收光谱分析等。
2.2 制备物质合成化学：通过化学反应制备有机物、无机物、高分子化合物等。
2.3 材料科学金属材料的制备与加工、陶瓷材料的制备、高分子材料的合成与改性等。
2.4 能源转换燃烧反应、电池反应、燃料电池反应等。
2.5 环境保护废水处理、废气处理、固体废弃物处理等。
2.6 药物制备药物合成、药物分析、药物制剂等。
综上所述，化学反应的基本理论和实验应用涵盖了化学学科的核心内容，对中学生来说，掌握这些知识点是学习化学的基础。
在学习过程中，要注重理论联系实际，培养观察、思考、实验能力，为将来继续深造或从事相关领域的工作奠定基础。
习题及方法：一、基本理论习题1.判断题：化学反应是物质之间的物理作用。
（对/错）答案：错。
化学反应是物质之间的相互作用，产生新的物质和能量的过程，不仅仅是物理作用。
2.选择题：以下哪个不属于化学反应的基本类型？A. 置换反应B. 复分解反应C. 加和反应答案：D。
核反应不属于化学反应的基本类型，而是属于物理学领域。
3.填空题：化学反应的实质是原子、离子或分子间的______、______或______。
答案：电子转移、共用电子对的重新分配、原子的重新组合。
化学反应基础知识
化学反应基础知识化学反应是物质之间发生变化的过程，它是研究物质性质和变化规律的重要内容。
本文将介绍化学反应的基础知识，包括反应方程、反应类型和速率等内容。
一、反应方程反应方程是描述化学反应的公式，它由反应物、产物和化学符号组成。
通常用化学符号表示反应物和产物，用箭头表示反应的方向。
例如，硫酸和钡离子反应生成硫酸钡的方程式可以写为：H2SO4 + Ba2+ → BaSO4 + 2H+在反应方程中，反应物位于箭头的左侧，产物位于箭头的右侧。
箭头的方向表示反应的进行方向，→ 表示正向反应，← 表示逆向反应。
二、反应类型化学反应可以分为许多不同类型，包括酸碱反应、氧化还原反应、置换反应等。
以下是其中几种常见的反应类型的介绍：1. 酸碱反应：酸碱反应是指酸和碱反应生成盐和水的反应。
其中，酸质子给出，碱质子接受。
例如，盐酸和氢氧化钠反应生成氯化钠和水：HCl + NaOH → NaCl + H2O2. 氧化还原反应：氧化还原反应是指物质的氧化态和还原态发生变化的反应。
其中，氧化剂接受电子，还原剂给出电子。
例如，铁离子和铜离子的反应可以写为：Fe2+ + Cu2+ → Fe3+ + Cu+3. 置换反应：置换反应是指一个离子或原子取代另一个离子或原子的反应。
例如，铜和硫酸反应生成黄铜：Cu + H2SO4 → CuSO4 + H2三、反应速率反应速率是衡量反应进行速度的指标，它可以通过反应物浓度变化的快慢来确定。
影响反应速率的因素包括反应物浓度、温度、催化剂等。
1. 反应物浓度：反应物浓度越高，反应发生的速度越快。
这是因为高浓度会增加反应物之间的碰撞频率。
2. 温度：温度升高能够提高分子的平均动能，增加碰撞的有效能量，从而加快反应速率。
3. 催化剂：催化剂能够降低反应活化能，使反应速率加快，但自身不参与反应。
以上是化学反应基础知识的简要介绍。
化学反应作为化学学科的核心内容，对于深入理解物质变化规律和应用具有重要意义。
无机化学各章节第2章 化学反应的基本原理知识点
第二章 化学反应的基本原理知识点一、基本概念：体系和环境；状态和状态函数；过程和途径；热与功；相；化学计量数与反应进度；焓；熵；吉布斯自由能。
① 状态函数的特征：状态一定值一定，途殊回归变化等，周而复始变化零。
② 热和功（非状态函数）符号：体系吸热 Q 为+ 体系放热 Q 为— 体系做功 W 为— 环境做功 W 为+ 体积功 ： W=－P 外·ΔV ③ 化学计量数与反应进度：N 2 (g) + 3 H 2 (g) = 2 NH 3 (g)化学计量数 ν(N 2）= -1 ν(H 2) =-3 ν(NH 3) = 2 反应进度1mol ：表示1mol N 2与3mol H 2作用生成2mol NH 312N 2 (g) + 32H 2 (g) = NH 3 (g) 化学计量数：ν(N 2）=－12 ν(H 2)=－32 ν(NH 3) = 1反应进度1mol ：表示12mol N 2与32mol H 2作用生成1mol NH 3④ 熵：S(g)>S(l)>S(s) ； S （复杂）> S(简单) ； 气体：S(高温) > S （低温）； S(低压) > S （高压）； 固~液相溶，S 增大； 晶体析出，S 减小；气~液相溶，S 减小； 固体吸附气体，S 减小； 气体等温膨胀，S 增大 二、盖斯定律总反应的反应热等于各分反应的反应热之和。
若反应①+反应②→反应③，则()()()312r mr m r m H H H θθθ∆=∆+∆若反应①×2—反应②→反应③，则()()()3212r mr m r m H H H θθθ∆=∆-∆三、热力学第一定律：U Q W ∆=+ 四、化学反应的方向(298.15)()r m B f m BH k H B θθν∆=∆∑(298.15)()r m B m BS k S B θθν∆=∑(298.15)()r m B f m BG k G B θθν∆=∆∑(注：指定单质通常为稳定单质的()0f m H B θ∆=，()0f m G B θ∆=()()()()T (298k)T 298r m r m r m r m r m G T H T S T H S K θθθθθ∆=∆-∆≈∆-∆ 反应在标准状态下进行：若()0r mG T θ∆<,则反应正向自发进行；若()0r m G T θ∆=,则反应处于平衡状态；若()0r m G T θ∆>,则反应逆向自发进行。
化学反应原理知识点
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/mol3.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（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 ℃，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。
※注意以下几点：①研究条件：101 kPa②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：1 mol④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1mol H2O，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：化学反应原理复习下面是小编给大家整理的一份高二化学知识点：化学反应原理复习资料，希望能够帮助大家学习化学这门功课，考出一个好成绩。
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)。
九年级化学第七章知识点
九年级化学第七章知识点在九年级的化学学习中，第七章是一个重要的章节，它关于化学反应的知识非常基础但也十分重要。
通过学习这一章，我们能够了解化学反应的基本原理，揭开物质变化的奥秘。
一、化学反应的基本概念化学反应是指物质在化学变化中发生的转化过程。
在化学反应中，反应物通过一系列的化学变化，转变为产物。
化学反应的本质是原子、离子或分子的重新组合，从而使原有的物质结构发生变化。
化学反应的条件主要包括反应物、温度、压力、浓度和催化剂等因素。
其中，反应物是化学反应发生的基础，反应物的种类和数量决定了反应的类型和进行的速度。
二、化学反应的类型化学反应可以分为合成反应、分解反应、置换反应和双替换反应四种类型。
合成反应是指两种或多种物质结合形成一种新物质的反应。
例如，氧气与氢气反应生成水。
分解反应是指一种物质分解为两种或多种不同物质的反应。
例如，水分解为氢气和氧气。
置换反应是指一个物质中的原子或基团被另一种原子或基团取而代之的反应。
例如，铁与硫反应生成硫化铁。
双替换反应是指两种物质中的原子或基团交换位置而生成两种新物质的反应。
例如，氯化银与氯化钠反应生成氯化银和氯化钠。
三、化学反应的方程式化学反应可以用化学方程式表示。
化学方程式由反应物的化学式和产物的化学式组成。
反应物写在方程式的左侧，产物写在方程式的右侧，中间用箭头表示反应的方向。
反应物和产物之间用加号或加号两侧的括号表示物质的状态。
例如，2H2 + O2 →2H2O 表示氢气和氧气生成水。
化学方程式必须符合以下几个基本规则：质量守恒、电荷守恒和原子价守恒。
质量守恒指反应物的质量等于产物的质量，即反应前后物质的总质量保持不变。
电荷守恒指反应前后物质的总电荷保持不变。
原子价守恒指反应前后物质中原子的价态保持不变。
四、化学反应的能量变化化学反应在进行的过程中，往往伴随着能量的吸收或释放。
这是由于反应物在反应中的化学键的破裂和形成引起的。
吸收能量的反应称为吸热反应，释放能量的反应称为放热反应。
初中化学知识点归纳化学反应的基本概念
初中化学知识点归纳化学反应的基本概念化学反应是指物质之间发生变化的过程，原有物质消失，新物质产生的现象。
了解化学反应的基本概念对于学习化学至关重要。
本文将对初中化学知识点进行归纳，介绍化学反应的基本概念，包括化学方程式、反应物和生成物、化学平衡、化学能量等内容。
一、化学反应的定义及说明化学反应是指物质发生转化的过程，具体表现为化学方程式中反应物到生成物的变化。
通过化学反应，原子、离子或分子之间的原子键、离子键或共价键断裂、生成新的化学键，从而形成新的物质。
例：2H₂ + O₂ → 2H₂O在上述化学方程式中，反应物是2个氢气分子和1个氧气分子，生成物是2个水分子。
二、化学方程式化学方程式是描述化学反应发生过程的表示方法。
它由反应物、生成物和反应条件组成。
例：C + O₂ → CO₂在上述化学方程式中，C是反应物，O₂是反应物，CO₂是生成物。
三、反应物和生成物反应物是参与化学反应并在反应过程中消耗的物质，生成物是在化学反应中生成的物质。
例：2Na + Cl₂ → 2NaCl在上述化学方程式中，2Na和Cl₂是反应物，2NaCl是生成物。
四、化学平衡化学反应在一定条件下会达到化学平衡，化学反应速率反应正反两个方向相等的状态。
在化学平衡状态下，反应物和生成物的浓度或物质的量保持不变。
例：N₂(g) + 3H₂(g) ↔ 2NH₃(g)在上述化学方程式中，反应物N₂和H₂根据Le Chatelier原理会在一定条件下逆反应产生NH₃，达到化学平衡状态。
五、化学能量化学反应过程中会伴随着能量的变化，常见的包括放热反应和吸热反应。
放热反应是指反应过程中释放热能，吸热反应则是反应过程中吸收热能。
例：燃烧反应是一种放热反应，由于反应物在与氧气反应时会释放出热能。
六、化学反应类型化学反应可以分为合成反应、分解反应、置换反应、添加反应和还原反应。
1. 合成反应：两个或更多反应物形成一个化合物的反应。
例：2H₂(g) + O₂(g) → 2H₂O(g)2. 分解反应：一个化合物分解为两个或更多的物质。
化学反应原理—化学反应的热效应——基础知识总结
高二化学——化学反应的热效应（4）测定中和反应的反应热①仪器：量热计、烧杯、量筒②计算公式：Q＝－C（T2-T1）第一单元《化学反应中的热效应》测试题可能用到的原子量：C—12 H—1 O—16 N—14 S—32 一．选择题1．下列叙述正确的是( )A ．电能是二次能源B .水力是二次能源 C.天然气是二次能源 D . 水煤气是一次能源2.下列说法正确的是（ ）A ．物质发生化学变化都伴随着能量变化B ．任何反应中的能量变化都表现为热量变化C ．伴有能量变化的物质变化都是化学变化D ．即使没有物质的变化，也可能有能量的变化3．未来新能源的特点是资源丰富，在使用时对环境无污染或污染很小，且可以再生。
下列属于未来新能源标准的是（ ）①天然气 ②煤 ③核能 ④石油 ⑤太阳能 ⑥生物质能 ⑦风能 ⑧氢能A ．①②③④B ．⑤⑥⑦⑧C ．③⑤⑥⑦⑧D ．③④⑤⑥⑦⑧4．已知H 2(g)+Cl 2(g)=2HCl(g) △H=―184.6kJ·mol -1， 则反应HCl(g)=1/2H 2(g)+1/2Cl 2(g)的△H 为（ ） A ．+184.6kJ·mol -1 B. ―92.3kJ·mol -1 C. ―369.2kJ·mol -1 D. +92.3kJ·mol -15．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6．氢气、一氧化碳、辛烷、甲烷的热化学方程式分别为：H 2(g)＋1/2O 2(g)＝H 2O(l) △H ＝－285.8kJ/mol CO(g)＋1/2O 2(g)＝CO 2(g) △H ＝－283.0kJ/molC 8H 18(l)＋25/2O 2(g)＝8CO 2(g)＋9H 2O(l) △H ＝－5518kJ/molCH 4(g)＋2O 2(g)＝CO 2(g)＋2H 2O(l) △H ＝－89.3kJ/mol相同质量的氢气、一氧化碳、辛烷、甲烷完全燃烧时，放出热量最少的是（ ）A. H 2(g)B. CO(g)C. C 8H 18(l)D. CH 4(g)7．已知热化学方程式：SO 2(g)+ 21O 2(g) ＝ SO 3(g) △H = ―98.32kJ ／mol 在容器中充入2molSO 2 和1molO 2充分反应，最终放出的热量为 ( )。
第2章化学反应的基本原理知识点
第2章化学反应的基本原理知识点第1章热化学与能量1.几个基本概念1）系统：作为研究对象的那一部分物质和空间a．开放系统：有物质和能量交换 b.封闭系统：只有能量交换 c.隔离系统：无物质和能量交换2）环境：系统之外，与系统密切联系的其它物质和空间3）相：系统中任何物理和化学性质完全相同的、均匀部分——单相（均匀），多相（不均匀）注意：一个气态（固体）一个相；液体，若相溶，一个相，若不相溶，几种液体，几个相同一物质不同状态就是不同相；碳元素同素异形体不同相4）状态：用来描述系统；状态函数：描述系统状态（如pV=nRT）5）状态函数的性质：状态函数是状态的单值函数；当系统的状态发生变化时，状态函数的变化量只与系统的始、末态有关，而与变化的实际途径无关6）状态函数的分类：广度性质：其量值具有加和性，如体积、质量，热容，焓，熵等强度性质：其量值不具有加和性，如温度、压力，密度，摩尔体积等两个广度性质的物理量的商是一个强度性质的物理量7）过程：系统状态发生任何的变化VS 途径：实现一个过程的具体步骤8）化学计量数其中nB 称为B的化学计量数（根据具体的反应式子系数）反应物：nB为负；产物：nB为正9）反应进度ξ：反应进度只与化学反应方程式的书写有关2.反应热：化学反应过程中系统放出或吸收的热量；热化学规定：系统放热为负，系统吸热为正注意：摩尔反应热指当反应进度为1mol时系统放出或吸收的热量3.热效应：等容热效应（弹式量热计）；等压热效应（火焰热量计）qV =ΔU qp = ΔU + p(V2–V1)反应热：（两种液体时比热容不同需分开，注意比热单位）摩尔反应热：4.热化学方程式：表示化学反应与热效应关系的方程式注意：先写出反应方程，再写出相应反应热，两者之间用分号或逗号隔开若不注明T, p, 皆指在T=298.15 K，p=100kPa下标明反应温度、压力及反应物、生成物的量和状态5.热力学第一定律封闭系统，不做非体积功时，若系统从环境吸收热q，从环境得功w，则系统热力学能的增加ΔU(U2–U1)为：ΔU=q + w（热力学能从前称为热能）6.内能的特征：状态函数（状态确定，其值确定；殊途同归；周而复始）、无绝对数值、广度性质7.热：系统吸热为正，放热为负热量q不是状态函数8.功：系统对外功为负，外部对系统作功为正功w不是状态函数9.体积功w体的计算w体=–p外(V2 –V1)=–p外ΔV10.焓（状态函数）（kJ/mol）ΔrHm：反应的摩尔焓H =U + pV qp =H2–H1=ΔH（ΔH<0放热；ΔH>0吸热）注意：qV=ΔU（定容）VS qP=ΔH（定压） qp – qV = n2(g)RT – n1(g)RT = Δn(g)RT对于没有气态物质参与的反应或Δn(g)=0的反应，q V »qp对于有气态物质参与的反应，且Δn(g)¹0的反应，qV ¹qp11.盖斯定律：化学反应的恒压或恒容反应热只与物质的始态或终态有关而与变化的途径无关标准压力p=100kPa12.标准摩尔生成焓：标准状态时由指定单质生成单位物质的量的纯物质B时反应的焓变称为标准摩尔生成焓，记作注意：标准态指定单质的标准生成焓为0。
化学反应的基本原理
化学反应的基本原理化学反应是指物质之间发生化学变化的过程。
这种变化是由化学原理驱动的，下面我们来探讨化学反应的基本原理。
一、质量守恒定律质量守恒定律是化学反应的基本原理之一。
它指出，在任何化学反应中，反应物的质量与生成物的质量之和保持不变。
换句话说，化学反应前后物质的总质量始终保持恒定。
例如，当将氧气与氢气混合并点燃时，发生以下反应：2H2 + O2 → 2H2O根据质量守恒定律，氧气与氢气的质量之和等于水的质量，即反应前后物质的总质量保持不变。
二、能量守恒定律能量守恒定律是化学反应的另一个基本原理。
它表明在化学反应中，能量既不能创造也不能消失，只能从一种形式转化为另一种形式。
在化学反应中，反应物和生成物的能量可能有所不同。
有些化学反应会吸收能量，被称为吸热反应；而有些反应会释放能量，被称为放热反应。
例如，燃烧是一种放热反应，当将木材放入火中时，木材与氧气反应产生热量和二氧化碳：C6H12O6 + 6O2 → 6CO2 + 6H2O + 热能反应中的化学能转化为热能，释放出来。
三、化学键的形成和断裂化学反应的基本原理还涉及化学键的形成和断裂。
在化学反应中，化学键可以形成或断裂，这导致原子重新排列，并形成新的化学物质。
化学键是原子之间的力，它们通过电子的共享或转移来连接原子。
化学反应中，原子间键的形成或断裂需要吸收或释放能量。
例如，当氯气（Cl2）与钠金属（Na）反应时，氯气中的氯原子接收钠金属中的电子，形成氯化钠（NaCl）：Cl2 + 2Na → 2NaCl在反应中，氯气中的氯原子与钠金属中的钠原子发生电子转移，形成了化学键。
这种化学键的形成和断裂是化学反应进行的基础。
四、速率与反应机理化学反应的速率是指单位时间内反应物消耗的量或生成物产生的量。
速率与反应机理密切相关，反应机理描述了反应过程中分子之间的相互作用和转化。
反应机理涉及反应的中间过程和过渡态，它们由反应物转化为产物的中间步骤。
反应速率取决于各个步骤的速率常数和反应物的浓度。
化学学习总结理解化学反应的基本原理与应用
化学学习总结理解化学反应的基本原理与应用化学学习总结-理解化学反应的基本原理与应用化学是一门研究物质的性质、组成以及变化的科学。
在化学学习的过程中，理解化学反应的基本原理与应用是至关重要的。
本文将总结化学反应的基本原理，并介绍其在实际应用中的重要性。
一、化学反应的基本原理化学反应是指两个或多个物质相互作用，以产生新的物质的过程。
化学反应按照反应类型可以分为合成反应、分解反应、置换反应和双替反应等。
1. 合成反应：合成反应是指两个或多个物质结合形成一个新的化合物。
例如，氢氧化钠与盐酸反应生成氯化钠和水的化学方程式为NaOH + HCl -> NaCl + H2O。
2. 分解反应：分解反应是指一个化合物分解为两个或多个简单的物质。
例如，过氧化氢分解为水和氧的化学方程式为2H2O2 -> 2H2O + O2。
3. 置换反应：置换反应是指一个元素或基团取代另一个化合物中的元素或基团。
例如，铜与硫酸反应生成铜硫酸的化学方程式为Cu +H2SO4 -> CuSO4 + H2。
4. 双替反应：双替反应是指两个化合物互相交换离子形成两个新的化合物。
例如，氯化银与硝酸钠反应生成氯化钠和硝酸银的化学方程式为AgCl + NaNO3 -> NaCl + AgNO3。
化学反应遵循一些基本原理，如质量守恒定律、能量守恒定律和化学键断裂与形成。
质量守恒定律指出在一个封闭系统中，反应前后的总质量保持不变。
能量守恒定律指出在一个封闭系统中，反应前后的总能量也保持不变。
而化学键的断裂与形成是化学反应中的关键步骤，其中化学键的断裂需要吸收能量，而化学键的形成释放能量。
二、化学反应的应用理解化学反应的基本原理对于应用化学非常重要。
化学反应的应用广泛，以下是其中一些重要应用的例子：1. 合成重要化合物：通过理解合成反应，我们能够合成出许多重要的化合物，如药物、肥料和合成材料等。
合成化合物可以满足人们对新材料和新产品的需求。
化学反应基础学习知识原理复习资料(二)
化学反应原理复习（二）【知识讲解】第2章、第3、4节一、化学反应的速率1、化学反应是怎样进行的(1)基元反应：能够一步完成的反应称为基元反应，大多数化学反应都是分几步完成的。
(2)反应历程：平时写的化学方程式是由几个基元反应组成的总反应。
总反应中用基元反应构成的反应序列称为反应历程，又称反应机理。
(3)不同反应的反应历程不同。
同一反应在不同条件下的反应历程也可能不同，反应历程的差别又造成了反应速率的不同。
2、化学反应速率(1)概念：单位时间内反应物的减小量或生成物的增加量可以表示反应的快慢，即反应的速率，用符号v表示。
(2)表达式：(3)特点对某一具体反应，用不同物质表示化学反应速率时所得的数值可能不同，但各物质表示的化学反应速率之比等于化学方程式中各物质的系数之比。
3、浓度对反应速率的影响(1)反应速率常数(K)反应速率常数(K)表示单位浓度下的化学反应速率，通常，反应速率常数越大，反应进行得越快。
反应速率常数与浓度无关，受温度、催化剂、固体表面性质等因素的影响。
(2)浓度对反应速率的影响增大反应物浓度，正反应速率增大，减小反应物浓度，正反应速率减小。
增大生成物浓度，逆反应速率增大，减小生成物浓度，逆反应速率减小。
(3)压强对反应速率的影响压强只影响气体，对只涉及固体、液体的反应，压强的改变对反应速率几乎无影响。
压强对反应速率的影响，实际上是浓度对反应速率的影响，因为压强的改变是通过改变容器容积引起的。
压缩容器容积，气体压强增大，气体物质的浓度都增大，正、逆反应速率都增加；增大容器容积，气体压强减小；气体物质的浓度都减小，正、逆反应速率都减小。
4、温度对化学反应速率的影响(1)经验公式阿伦尼乌斯总结出了反应速率常数与温度之间关系的经验公式：式中A为比例系数，e为自然对数的底，R为摩尔气体常数量，Ea为活化能。
由公式知，当Ea＞0时，升高温度，反应速率常数增大，化学反应速率也随之增大。
可知，温度对化学反应速率的影响与活化能有关。
化学反应基本原理
化学反应基本原理化学反应是物质之间发生的变化过程，是化学研究的核心内容之一。
了解化学反应的基本原理对于理解化学现象和应用化学知识都具有重要意义。
本文将介绍化学反应的基本原理，包括反应速率、化学平衡以及化学反应机制等。
一、反应速率反应速率描述了化学反应进行的快慢程度，是物质转化的速度指标。
反应速率受多种因素影响，包括物质浓度、温度、催化剂和物质间的碰撞频率等。
在物质浓度保持不变的情况下，温度升高会加快反应速率，因为分子动能增加，碰撞频率增加，有效碰撞的几率增大。
催化剂是能够在反应中降低活化能的物质，通过提供新的反应路径降低反应活化能，从而提高反应速率。
二、化学平衡化学反应不一定一直进行下去，当反应物转化为产物的速率与产物转化为反应物的速率相等时，达到了化学平衡。
化学平衡是指化学反应处于动态平衡状态，反应物与产物的浓度不再变化。
化学平衡的条件是温度、压力和浓度等参数保持不变。
达到平衡后，反应物和产物浓度的比值保持恒定，称为平衡常数。
平衡常数的数值取决于反应物和产物的浓度比。
三、化学反应机制化学反应机制描述了化学反应的具体步骤和过程。
它通过分子层次解释了反应物转化为产物的细节。
反应机制通常包括初级步骤和次级步骤。
初级步骤是反应过程中最基本、最关键的步骤，参与更多分子之间的碰撞和反应。
次级步骤是在初级步骤发生后产生的中间体继续反应，形成最终产物。
了解化学反应机制对于控制和优化反应过程具有重要意义。
总结：本文介绍了化学反应的基本原理，包括反应速率、化学平衡以及化学反应机制等。
反应速率取决于物质浓度、温度、催化剂和物质碰撞频率等因素。
化学平衡是指反应物和产物浓度保持恒定的状态，平衡常数决定了反应的平衡位置。
化学反应机制描述了反应的具体步骤和过程，对于控制反应过程非常重要。
通过深入了解化学反应的基本原理，我们可以更好地理解和应用化学知识。
化学反应的重要原理与知识点
化学反应的重要原理与知识点化学反应是化学学科的核心内容，它研究物质之间的相互转化过程。
在化学反应中，有一些重要的原理和知识点需要我们了解和掌握。
本文将介绍化学反应的一些基本原理和知识点，帮助读者更好地理解和应用化学反应。
首先，化学反应的基本原理是质量守恒定律和能量守恒定律。
质量守恒定律指出，在化学反应中，反应物的质量总和等于生成物的质量总和，质量不会凭空消失或增加。
能量守恒定律指出，在化学反应中，反应物和生成物的能量总和保持不变，能量只能从一种形式转化为另一种形式。
其次，化学反应的速率与反应物浓度、温度、催化剂等因素有关。
反应物浓度越高，反应速率越快；温度越高，反应速率越快；催化剂可以降低反应的活化能，从而提高反应速率。
这些因素的变化会影响反应速率的快慢，从而影响化学反应的进行。
此外，化学反应的平衡是化学反应过程中一个重要的概念。
化学反应达到平衡时，反应物和生成物的浓度不再发生明显变化，但反应仍在进行。
平衡常数是描述平衡状态的指标，它与反应物浓度的比例有关。
平衡常数越大，反应偏向生成物；平衡常数越小，反应偏向反应物。
平衡常数的大小可以通过化学方程式和浓度计算得出。
此外，化学反应中还有一些重要的类型，如酸碱中和反应、氧化还原反应、置换反应等。
酸碱中和反应是指酸和碱反应生成盐和水的过程，如HCl与NaOH反应生成NaCl和H2O。
氧化还原反应是指物质失去电子的过程称为氧化，物质获得电子的过程称为还原，如2Na + Cl2反应生成2NaCl。
置换反应是指元素或基团在化合物中位置的变化，如CuSO4 + Zn反应生成Cu + ZnSO4。
最后，化学反应的速率可以通过速率方程来描述。
速率方程是反应速率与反应物浓度的关系式，它可以由实验数据得出。
速率方程中的指数称为反应级数，反应级数可以告诉我们反应速率对于反应物浓度的敏感程度。
速率方程的研究可以帮助我们理解和控制化学反应的速率。
综上所述，化学反应的重要原理和知识点包括质量守恒定律、能量守恒定律、反应速率与反应物浓度、温度、催化剂的关系、化学反应的平衡、平衡常数、酸碱中和反应、氧化还原反应、置换反应以及速率方程等。
化学反应的原理
化学反应的原理
化学反应是物质之间发生变化的过程，是化学变化的基本形式。
化学反应的原
理涉及到能量变化、物质转化、反应速率等多方面的知识，下面我们来详细探讨一下化学反应的原理。
首先，化学反应的原理与能量变化密切相关。
在化学反应中，通常会伴随着能
量的吸收或释放。
当反应物转化为生成物时，可能会释放出能量，这种反应称为放热反应；反之，当反应物吸收能量转化为生成物时，这种反应称为吸热反应。
能量的变化是化学反应进行的动力来源，也是反应速率的重要影响因素之一。
其次，化学反应的原理还涉及物质转化的过程。
在化学反应中，原子之间会发
生重新排列，形成新的化合物。
这种原子重新排列的过程，是化学反应进行的基础。
物质的转化可能伴随着化学键的形成和断裂，以及原子核的重组等过程，这些都是化学反应进行的基本原理。
此外，化学反应的速率也是化学反应原理的重要内容之一。
反应速率是指单位
时间内反应物消耗的数量或生成物的数量。
反应速率受到多种因素的影响，包括反应物浓度、温度、催化剂等。
在化学反应进行的过程中，反应速率的变化会直接影响到反应的进行方式和结果。
总的来说，化学反应的原理涉及到能量变化、物质转化、反应速率等多方面的
知识。
了解化学反应的原理，有助于我们更好地理解化学反应进行的过程，也有助于我们在实际应用中更好地控制和利用化学反应。
希望本文的内容能够对大家有所帮助。
第一章 化学反应的基本原理
熟悉常用热力学函数的意义，并能正确书写
掌握化学反应
ΔHθ 、ΔSθ 、ΔG θ 、ΔG θ 的计算，判断反应自发性 298 298 298 T
认识化学平衡及平衡常数的意义，能用Kθ~ΔGθ关系式计算 了解反应速率、基元反应、反应速率方程、反应级数等概念 认识质量作用定律的意义，了解温度等对反应速率的影响
我们只关心内能的变化量
ΔU = U 2 -U1
20
5 热和功
热（Heat）
体系与环境之间因温差而传递的能量称为热，用符号Q 表示， 单位为J或kJ。
功（Work）
体系与环境之间传递的除热以外的其它能量都称为功，用符号
W表示，单位为J或kJ。
功可分为体积功和非体积功（其它功或有用功，W’）两大类。 通常我们说系统不做其他功，意味着W’=0
第一章
化学反应的基本原理
1
在研究化学反应时，人们总会思考一些问题：
如：当几种物质放在一起时
a. 能否发生反应？
b. 反应速率多大？ c. 会发生怎样的能量变化？ d. 到什么程度时反应达到平衡？ e. 反应机理如何？
a，c，d 属于化学热力学问题，而 b， e 属于化学动力学问题。
2
热力学的研究对象、方法和局限性
36
液态：从宏观上讲，是指具有一定的体积，不容易被压缩，
但没有一定的形状，能够流动的物体。从微观上讲，组成物质 的微粒（以下简称为分子）相互间也有较强的作用力，分子的 排列情况更接近于固体，只是它们的有规则排列局限于很小的 区域内（约在10-７m的范围内），而众多的这些小区域之间则
是完全无序地聚合在一起。
37
气态：从宏观上讲，是指既没有一定的形状，也没有一
定的体积的物体，它总是充满整个容器，很容易被压缩。 从微观上讲，气体分子间距很大，它们的相互作用力很小， 除了在相互发生碰撞或与器壁发生碰撞以外，气体分子的 运动近似地可以看做是匀速直线运动，直到与其他分子或 38 器壁发生碰撞为止，因此气体总是充满整个容器。
化学反应的基本原理
化学反应的基本原理化学反应是化学领域中至关重要的概念，它涉及物质之间发生的转变和变化。
了解化学反应的基本原理对于理解化学现象、加深对化学知识的掌握以及应用化学于实际生活中都非常重要。
本文将介绍化学反应的基本原理，包括反应物、生成物、摩尔比和化学方程式等。
1. 反应物和生成物在化学反应中，反应物是指参与反应的起始物质，生成物则是指在反应中形成的新物质。
例如，在氧化铁的制备过程中，铁（Fe）和氧气（O2）是反应物，而生成的氧化铁（Fe2O3）是生成物。
反应物和生成物的种类可以各不相同，取决于具体的化学反应类型。
2. 摩尔比和化学方程式化学反应的发生需要满足一定的摩尔比。
摩尔比是指反应物之间在化学反应中的相对数量关系。
化学方程式是用化学符号和化学式表示化学反应的方法。
例如，用化学方程式表示氢气与氧气的反应为：2H2 + O2 -> 2H2O其中，2H2表示2个氢气分子，O2表示1个氧气分子，2H2O表示2个水分子。
方程式中的系数代表反应物和生成物的摩尔比，通过这个比例关系，可以推断出反应物的化学量和生成物的化学量。
3. 反应类型化学反应可以分为多种类型，包括酸碱反应、氧化还原反应、置换反应等。
不同类型的反应具有不同的特点和条件。
例如，在酸碱反应中，酸和碱发生中和反应，生成盐和水。
在氧化还原反应中，电子的转移导致物质的氧化和还原。
在置换反应中，原子或离子的位置发生交换。
了解不同类型的反应有助于预测反应的产物和了解化学反应的机理。
4. 反应速率和能量变化化学反应的速率是指单位时间内物质转化的量。
反应速率受到多种因素的影响，包括温度、浓度、催化剂和表面积等。
高温、高浓度、适当的催化剂和较大的表面积通常会加快反应速率。
反应过程中还伴随着能量的变化，包括放热反应和吸热反应。
放热反应释放能量，而吸热反应则吸收能量。
5. 化学平衡在化学反应中，反应物和生成物之间可能达到一种动态平衡，即化学反应同时进行正反两个方向，但反应物和生成物的浓度保持一定的稳定状态。
化学反应的基本知识点
化学反应的基本知识点化学反应是化学领域中最基本的概念之一。
它描述了物质之间发生的转化过程，涉及到原子和分子之间的重新排列和结合。
了解化学反应的基本知识点对于理解化学现象和应用化学原理至关重要。
本文将介绍化学反应的基本概念、化学方程式、反应类型以及反应速率等知识点。
一、化学反应的基本概念化学反应是指物质之间发生的转化过程，涉及到原子和分子之间的重新排列和结合。
在化学反应中，起始物质被称为反应物，产生的新物质被称为产物。
化学反应可以通过观察物质的性质变化、能量的释放或吸收以及气体的生成等来判断。
二、化学方程式化学方程式是描述化学反应的一种方式。
它由反应物、反应条件和产物组成。
化学方程式中的化学式表示了反应物和产物的化学组成，而反应条件则表示了反应发生的条件，如温度、压力和催化剂等。
化学方程式还可以表示反应的摩尔比例关系和反应的平衡状态。
三、反应类型化学反应可以分为几种不同的类型，包括酸碱中和反应、氧化还原反应、置换反应、加和反应和分解反应等。
酸碱中和反应是指酸和碱反应生成盐和水的过程。
氧化还原反应是指物质失去电子的过程被称为氧化，而物质获得电子的过程被称为还原。
置换反应是指一个元素或离子被另一个元素或离子取代的过程。
加和反应是指两个或多个物质结合形成一个新的物质的过程。
分解反应是指一个物质分解成两个或多个物质的过程。
四、反应速率反应速率是指化学反应中物质转化的速度。
它可以通过观察反应物的消耗或产物的生成来确定。
反应速率受到多种因素的影响，包括温度、浓度、表面积和催化剂等。
温度升高会增加反应速率，因为分子的平均动能增加，分子碰撞的频率和能量也增加。
浓度的增加也会增加反应速率，因为反应物的浓度越高，分子碰撞的概率越大。
表面积的增加可以增加反应速率，因为更多的反应物暴露在反应表面上，增加了分子碰撞的机会。
催化剂是一种物质，可以加速反应速率，但并不参与反应本身。
总结：化学反应是化学领域中最基本的概念之一，涉及到物质之间的转化过程。
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第二章化学反应的基本原理一、判断题（正确请画“√”，错误的画“×”）1．当温度接近0K时，所有的放热反应可以认为都是自发进行的反应。
2．△S >0的反应，必定是自发反应。
3．对于一个反应如果△H>△G，则该反应必定是熵增的反应。
4．△Gθ值大，平衡常数Kθ值就愈大。
5．平衡常数K值越大，则反应速度越快。
6．对于△H<0的反应，提高温度速度常数k值减小。
7．对于△Hθ>0的可逆反应，提高温度平衡常数Kθ值增大。
8.NO的△f Gθm(298.15K)＞0,空气中的N2和O2在常温常压下稳定共存。
但在高温常压时能发生反应，说明该反应是△Hθ>0, △Sθ>0的反应。
9.反应CO(g) = C(s)+1/2O2 (g)的△G>0，正向非自发，加入催化剂后降低了活化能，则反应正向进行。
10.在一个封闭系统中进行的可逆反应达到平衡后，若平衡条件体积和温度不变，则系统中各组分的浓度或分压不变。
11.一定温度下，对于△υg=0的可逆反应，达平衡后改变系统中某组分的浓度或分压，平衡不移动。
12.一定温度下，对于△υg≠0的可逆反应，达到平衡后，加入惰性气体，保持总压力不变，平衡不发生移动。
13．某可逆反应在一定条件下，转化率α值增大，则在该条件下平衡常数K值也一定增大。
14．对于一个复杂反应，当总反应的标准摩尔吉布斯函数变为：△Gθ总=△Gθ1+△Gθ2则该反应的平衡常数Kθ总=Kθ1+Kθ215．单质的△f Gθm(298.15K)值一定为零。
16. 反应级数取决于反应方程式中反应物的计量系数。
17. 自发进行的反应，一定具有较小的活化能。
18. 基元反应是指一步完成的简单反应。
19. 其它条件固定时，活化能小的反应，其反应速度快。
20. 化学平衡是指系统中正逆反应活化能相等的状态。
21. 反应的活化能越高，则该反应的平衡常数就越小。
22．平衡常数Kθ值小于1，则△Gθ>0。
23．反应：2SO2(g)+O2(g) 2SO3(g)，在一定条件下达成平衡，在该平衡系统中加入惰性气体，体积保持不变，则平衡向正反应方向移动。
24．一定温度下，对于△υg=0的反应体系，改变平衡态容器的体积，平衡不发生移动。
25．对于一个可逆反应，在一定条件下，当反应商Q＜K时，该反应正向进行。
26．对于△H>0的反应，一定是正向不自发的反应。
27．平衡常数Kθ值可以由该反应的ΔG值求得。
28．对于可逆反应2NO(g)+O2(g) 2NO2(g)达平衡后，加入惰性气体，保持体积和温度不变，系统总压力增加，而平衡向右移动。
29．对于放热反应来说，提高温度，在标准状态下该反应的△Gθ值一定减小。
30．因为△S θm (T)≈ △S θm (298.15K), △H θm (T)≈ △H θm (298.15K) 故△G θm (T) ≈ △G θm (298.15K)。
31．在等温等压条件下，某反应的△G θm = 5.0kJ .mol -1，表示该反应正向一定不能自发进行。
32．因为CS 2(l)的△f G θm (298.15K)＞0，因此CS 2 (l) 在标准压力和室温下一定不能稳定存在。
33．在标准状态下，任何纯净物的标准摩尔生成吉布斯函数等于零。
34．在标准状态下，指定单质的标准摩尔生成吉布斯函数等于零。
35．在标准状态下，指定单质的标准摩尔熵等于零。
36．在标准压力下，水溶液中，当c (H +，aq)=1mol .L -1时，其标准摩尔熵等于零。
37．放热反应通常是自发反应，那么自发反应必定是放热反应。
38．在水合离子中，氢离子的标准摩尔熵最小。
39. 标准平衡常数的定义式为：ln K θ= -△G m ／RT40. 一定条件下，化学反应的正逆反应活化能之差近似等于反应的内能变。
二、选择题(填写正确答案A 、B 或……)1．在等温等压条件下，某反应的△G θm =10 kJ.mol -1这表明该反应正方向： A ．一定能自发进行。
B ．一定不能自发进行。
C. 需要进行具体分析方能判断。
E. 不能判断。
2．某温度时，反应H 2(g)+Br 2(g) 2HBr(g)其平衡常数K θ=4×10-2， 则反应： 2HBr(g)=H 2(g)+Br 2(g)的平衡常数值为： A.1/(4×10-2) B ． 212)104/(1-⨯C.4×10-2D ． ()212104-⨯3．对于反应N 2(g)+3H 2(g) 2NH 3(g)，△H θ(298.15K)= -92.2 kJ.mol -1, 若升温到100℃，对△H θ和△S θ的影响是：A. 增大B. 减小C. 影响很小D. 不能判断4. 在3题的情况下，对△G θ 的代数值和K θ 值的影响是： A ．△G θ 增大，K θ 减小 B. △G θ 减小，K θ 增大 C ．△G θ 不变，K θ 不变 D. △G θ 减小 ，K θ 减小5. 在标准条件下，下列卤素单质中S θ m (298.15K )值最大的是： A ．F 2 (g) B. Cl 2 (g) C ．Br 2 (l) D. I 2 (s)6. 在5题中S θ m (298.15K )值最小的是：7. 下列卤化氢气体中S θ m (298.15K )值最大的是： A. HF B.HCl C. HBr D.HI8. 不用查表判断气态H 2O 、NH 3和HF 在标准条件下的S θ m (298.15K )值大小顺序 A ．S θ (H 2O)>S θ (NH 3)>S θ (HF) B ．S θ (NH 3)>S θ (H 2O)>S θ (HF) C ．S θ (HF)>S θ (H 2O)>S θ (NH 3)D.无法判断9.已知反应H 2(g)+1/2O 2(g) = H 2O(g)在高温下逆反应能自发进行，正反应的△H θ和△S θ应当满足：A ．△H θ>0,△S θ>0 B. △H θ<0,△S θ<0C ．△H θ>0,△S θ<0 D. △H θ<0,△S θ>010. 下列各式中不能用来表示反应或过程处于平衡态的是： A. ΔG = 0 B. ΔH －T ΔS ＝ 0 C. ΔH ＝T ΔS D. ΔG ≠ 011. 对于一个△H θ>0,△S θ>0的反应，欲使该反应能够进行，其温度条件应当是：A ．θθS H T ∆∆= B. θθS H T ∆∆> C. θθSH T ∆∆< D. 任何温度下不能进行12. 某反应的△H θ<0,△S θ<0，该反应进行的温度条件是：A ．θθS H T ∆∆= B. θθS H T ∆∆> C. θθS H T ∆∆< D. 任何温度下都能进行13．已知NO 和NO 2的△f H θm (298.15K)分别为90.25和33.18kJ ·mol -1, 2NO(g) + O 2(g)=2NO 2(g), 该反应可以在： A.低温下自发进行 B.高温下自发进行C.任何温度下都能自发进行D.没有数据△S θ，不能判断14．巳知反应C(s)+O 2(g)=CO 2(g)在任何温度下都能自发进行，那么该反应的△H θ和△S θ应当满足：A. △H θ>0,△S θ>0B. △H θ<0,△S θ<0C ．△H θ<0,△S θ>0 D. △H θ>0,△S θ<015. 反应CaO(s)+H 2O(l)=Ca(OH)2(s)，在25℃是自发反应，但在高温下逆反应自发，这意味着正反应的和应为：A. △H θ>0,△S θ>0B. △H θ<0,△S θ<0C ．△H θ<0,△S θ>0 D. △H θ>0,△S θ<016. 巳知反应2SO 2(g)+O 2(g) 2SO 3(g)的平衡常数是K 1，如果反应方程式改写为：SO 2(g)+1/2O 2(g) SO 3(g)平衡常数是K 2为： A ．211K B.11K C.2111K D. 21K17. 下列情况使反应达到平衡所需的时间最少的是：A.K 很大B.K 很小C.Ｋ＝１D.无法判断18.根据实验，在一定温度范围内，已知基元反应2NO+Cl 2 = 2NOCl 符合质量作用定律，该反应的质量作用定律表达式和反应级数为：A. v =k ｛NO ｝2·｛Cl 2｝，三级反应B. v=k ｛NO ｝·｛Cl 2｝，二级反应C.v=k ｛NOCl ｝2，二级反应D. v=k ｛NOCl ｝，一级反应19. 下列反应达成平衡后，不会因容器体积改变破坏平衡态的是：A ． 2NO(g)+O 2(g) 2NO 2(g)B ． Fe 3O 4(s)+4H 2(g) 3Fe(s)+4H 2O(g) C. CO 2(g)+H 2(g) CO(g)+H 2O(g) D. CaCO 3(s) CaO(s)+CO 2(g)20. 在一定条件下，CaCO 3(s) CaO(s)+CO 2(g)，平衡常数表达式为： A ．p eq (CO 2)/p θ B.p ep (CO 2)/p θC. p (CO 2)/C (CaO)D.p (CO 2)21. 已知过程 H 2O(l) H 2O(g)△f G θm (298.15K)/ kJ ·mol -1 -237.2 -236.7计算正过程的△G θm (298.15K)/ kJ ·mol -1，在25℃下，能否自发进行 A ．0.5，不自发 B. 0.5，自发 C ．-0.5，不自发 D. –0.5，自发22. 利用下列反应的△G θm (298.15K)值，求Fe 3O 4的△f G θm (298.15K)/ kJ ·mol -1为：① 2Fe(s)+3/2O 2(g)=Fe 2O 3 △G θm (298.15K)=-742 kJ ·mol -1② 4Fe 2O 3(s)+Fe(s)=3 Fe 3O 4 △G θm (298.15K)=-78 kJ ·mol -1 A ．-1015 B. –3046C. –936D. -289023. 用教材附表3中的数据,计算下列反应的△Gθm(298.15K)/kJ.mol-1值，及判断在298.15K时，H2O、NO能否自发分解成其单质。
2H2(g) + O2(g) = 2H2O(g)---------(1)N2(g) + O2(g) = 2NO(g)----------(2)A.(1)式逆向不自发，-457.2B.(1)式逆向不自发，-228.6C.(2)式逆向自发，173.1D.(2)式逆向不自发86.6，24．查表算出下列反应的△Sθ(298.15K)/ kJ.mol-1和△Gθm(298.15K)/kJ.mol-1值。