《化学反应原理》知识点总结
《化学反应原理》知识点整理
第一章 化学反应与能量
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/mol
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
（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 kPa
②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 mol ④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/mol
3．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57.3 kJ/mol。 4．中和热的测定实验 五、盖斯定律
1．内容：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之和与该反应一步完成的反应热是相同的。
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第二章 化学反应速率和化学平衡
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（v：平均速率，Δc：浓度变化，Δt：时间）单位：mol/（L·s） ⑷ 影响因素：
① 决定因素（内因）：反应物的性质（决定因素） ② 条件因素（外因）：反应所处的条件 2.
※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 二、化学平衡 （一）1.定义：
化学平衡状态：一定条件下，当一个可逆反应进行到正逆反应速率相等时，更组成成分浓度不再改变，达到表面上静止的一种“平衡”，这就是这个反应所能达到的限度即化学平衡状态。
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
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判断可逆反应达到平衡状态的方法和依据 例举反应 混合物体系中 各成分的含量 定 ②各物质的质量或各物质质量分数一定 ③各气体的体积或体积分数一定 ④总体积、总压力、总物质的量一定 衡 ①在单位时间内消耗了m molA同时生成m molA，即V(正)=V(逆) ②在单位时间内消耗了n molB同时消耗了p molC，正、逆反应 则V(正)=V(逆) 速率的关③V(A):V(B):V(C):V(D)=m:n:p:q，V(正)不一定等于系 V(逆) ④在单位时间内生成n molB，同时消耗了q molD，因均指V(逆) ①m+n≠p+q时，总压力一定（其他条件一定） 压强 混合气体平均相对分子质量Mr 温度 体系的密度 其他 如体系颜色不再变化等 ②m+n=p+q时，总压力一定（其他条件一定） 衡 ①Mr一定时，只有当m+n≠p+q时 ②Mr一定时，但m+n=p+q时 衡 任何反应都伴随着能量变化，当体系温度一定时（其他不变） 密度一定 衡 平衡 平衡 不一定平平衡 不一定平平衡 平衡 不一定平衡 不一定平衡 平衡 不一定平平衡 平衡 不一定平mA(g)+nB(g) pC(g)+qD(g) ①各物质的物质的量或各物质的物质的量的分数一平衡 （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，都可以使平衡向正方向移动；增大生成物的浓度或减小反应物的浓度，都可以使平衡向逆方向移动
（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。
2、温度对化学平衡移动的影响 影响规律：在其他条件不变的情况下，温度升高会使化学平衡向着__吸热反应__方向移动，温度降低会使化学平衡向着_放热反应__方向移动。
3、压强对化学平衡移动的影响
影响规律：其他条件不变时，增大压强，会使平衡向着__体积缩小___方向移动；减小压强，会使平衡向着___体积增大__方向移动。
注意：（1）改变压强不能使无气态物质存在的化学平衡发生移动
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（2）气体减压或增压与溶液稀释或浓缩的化学平衡移动规律相似 4.催化剂对化学平衡的影响：由于使用催化剂对正反应速率和逆反应速率影响的程度是等同的，所以平衡__不移动___。但是使用催化剂可以影响可逆反应达到平衡所需的_时间_。
5.勒夏特列原理（平衡移动原理）：如果改变影响平衡的条件之一（如温度，压强，浓度），平衡向着能够减弱这种改变的方向移动。 三、化学平衡常数
（一）定义：在一定温度下，当一个反应达到化学平衡时，___生成物浓度幂之积与反应物浓度幂之积的比值是一个常数____比值。 符号：__K__ （二）使用化学平衡常数K应注意的问题：
1、表达式中各物质的浓度是__变化的浓度___，不是起始浓度也不是物质的量。 2、K只与__温度（T）___有关，与反应物或生成物的浓度无关。
3、反应物或生产物中有固体或纯液体存在时，由于其浓度是固定不变的，可以看做是“1”而不代入公式。
4、稀溶液中进行的反应，如有水参加，水的浓度不必写在平衡关系式中。 （三）化学平衡常数K的应用:
1、化学平衡常数值的大小是可逆反应__进行程度__的标志。K值越大，说明平衡时_生成物___的浓度越大，它的___正向反应__进行的程度越大，即该反应进行得越__完全___，反应物转化率越_高___。反之，则相反。 一般地，K>_105__时，该反应就进行得基本完全了。 2、可以利用K值做标准，判断正在进行的可逆反应是否平衡及不平衡时向何方进行建立平衡。（Q：浓度积）
Q_〈__K:反应向正反应方向进行; Q__=_K:反应处于平衡状态 ; Q_〉__K:反应向逆反应方向进行 3、利用K值可判断反应的热效应
若温度升高，K值增大，则正反应为__吸热___反应 若温度升高，K值减小，则正反应为__放热___反应 ＊四、等效平衡
1、概念：在一定条件下（定温、定容或定温、定压），只是起始加入情况不同的同一可逆反应达到平衡后，任何相同组分的百分含量均相同，这样的化学平衡互称为等效平衡。 2、分类
（1）定温，定容条件下的等效平衡 第一类：对于反应前后气体分子数改变的可逆反应：必须要保证化学计量数之比与原来相同；同时必须保证平衡式左右两边同一边的物质的量与原来相同。 第二类：对于反应前后气体分子数不变的可逆反应：只要反应物的物质的量的比例与原来相同即可视为二者等效。
（2）定温，定压的等效平衡
只要保证可逆反应化学计量数之比相同即可视为等效平衡。 五、化学反应进行的方向 1、反应熵变与反应方向：
（1）熵:物质的一个状态函数，用来描述体系的混乱度，符号为S. 单位：J?mol-1?K-1
(2)体系趋向于有序转变为无序，导致体系的熵增加，这叫做熵增加原理，也是反应方向判断的依据。.
（3）同一物质，在气态时熵值最大，液态时次之，固态时最小。即S(g)〉S(l)〉S(s) 2、反应方向判断依据
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在温度、压强一定的条件下，化学反应的判读依据为： ΔH-TΔS〈0 反应能自发进行 ΔH-TΔS=0 反应达到平衡状态 ΔH-TΔS〉0 反应不能自发进行 注意：（1）ΔH为负，ΔS为正时，任何温度反应都能自发进行 （2）ΔH为正，ΔS为负时，任何温度反应都不能自发进行
第三章 水溶液中的离子平衡
一、弱电解质的电离
1、定义：电解质： 在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物,叫电解质 。 非电解质 ： 在水溶液中或熔化状态下都不能导电的化合物 。 强电解质 ： 在水溶液里全部电离成离子的电解质 。
弱电解质： 在水溶液里只有一部分分子电离成离子的电解质 。 混和物 物质单质 强电解质： 强酸，强碱，大多数盐 。如HCl、NaOH、NaCl、BaSO4 纯净物 电解质 弱电解质： 弱酸，弱碱，极少数盐，水 。如HClO、NH3·H2O、Cu(OH)2、
化合物 H2O……
非电解质： 非金属氧化物，大部分有机物 。如SO3、CO2、C6H12O6、CCl4、CH2=CH2…… 2、电解质与非电解质本质区别：
电解质——离子化合物或共价化合物 非电解质——共价化合物
注意：①电解质、非电解质都是化合物 ②SO2、NH3、CO2等属于非电解质 ③强电解质不等于易溶于水的化合物（如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部电离，故BaSO4为强电解质）——电解质的强弱与导电性、溶解性无关。
3、电离平衡：在一定的条件下，当电解质分子电离成 离子的速率 和离子结合成 时，电离过程就达到了 平衡状态 ，这叫电离平衡。 4、影响电离平衡的因素：
A、温度：电离一般吸热，升温有利于电离。
B、浓度：浓度越大，电离程度 越小 ；溶液稀释时，电离平衡向着电离的方向移动。C、同离子效应：在弱电解质溶液里加入与弱电解质具有相同离子的电解质，会 减弱 电离。D、其他外加试剂：加入能与弱电解质的电离产生的某种离子反应的物质时，有利于电离。 9、电离方程式的书写：用可逆符号 弱酸的电离要分布写（第一步为主）
10、电离常数：在一定条件下，弱电解质在达到电离平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度的乘积，跟溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数。叫做电离平衡常数，（一般用Ka表示酸，Kb表示碱。 ）
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