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化學反應原理複習

化學反應原理複習

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化學反應原理複習:

化學選修 化學反應原理複習

第一章

一、焓變 反應熱

1.反應熱:一定條件下,一定物質的量的反應物之間完全反應所放出或吸收的熱量

2.焓變(ΔH)的意義:在恆壓條件下進行的化學反應的熱效應

(1).符號: △H(2).單位:kJ/mol

3.產生原因:化學鍵斷裂——吸熱 化學鍵形成——放熱

放出熱量的化學反應。(放熱>吸熱) △H 為“-”或△H <0

吸收熱量的化學反應。(吸熱>放熱)△H 為“+”或△H >0

☆ 常見的放熱反應:① 所有的燃燒反應 ② 酸鹼中和反應

③ 大多數的化合反應 ④ 金屬與酸的反應

⑤ 生石灰和水反應 ⑥ 濃硫酸稀釋、氫氧化鈉固體溶解等

☆ 常見的吸熱反應:① 晶體Ba(OH)2·8H2O與NH4Cl ② 大多數的分解反應

③ 以H2、CO、C為還原劑的氧化還原反應 ④ 銨鹽溶解等

二、熱化學方程式

書寫化學方程式注意要點:

①熱化學方程式必須標出能量變化。

②熱化學方程式中必須標明反應物和生成物的聚集狀態(g,l,s分別表示固態,液態,氣態,水溶液中溶質用aq表示)

③熱化學反應方程式要指明反應時的溫度和壓強。

④熱化學方程式中的化學計量數可以是整數,也可以是分數

⑤各物質係數加倍,△H加倍;反應逆向進行,△H改變符號,數值不變

三、燃燒熱

1.概念:25 ℃,101 kPa時,1 mol純物質完全燃燒生成穩定的化合物時所放出的熱量。燃燒熱的單位用kJ/mol表示。

※注意以下幾點:

①研究條件:101 kPa

②反應程度:完全燃燒,產物是穩定的氧化物。

③燃燒物的'物質的量:1 mol

④研究內容:放出的熱量。(ΔH<0,單位kJ/mol)

四、中和熱

1.概念:在稀溶液中,酸跟鹼發生中和反應而生成1mol H2O,這時的反應熱叫中和熱。

2.強酸與強鹼的中和反應其實質是H+和OH-反應,其熱化學方程式為:

H+(aq) +OH-(aq) =H2O(l) ΔH=-57.3kJ/mol

3.弱酸或弱鹼電離要吸收熱量,所以它們參加中和反應時的中和熱小於57.3kJ/mol。

4.中和熱的測定實驗

五、蓋斯定律

1.內容:化學反應的反應熱只與反應的始態(各反應物)和終態(各生成物)有關,而與具體反應進行的途徑無關,如果一個反應可以分幾步進行,則各分步反應的反應熱之和與該反應一步完成的反應熱是相同的。

第二章

一、化學反應速率

1. 化學反應速率(v)

⑴ 定義:用來衡量化學反應的快慢,單位時間內反應物或生成物的物質的量的變化

⑵ 表示方法:單位時間內反應濃度的減少或生成物濃度的增加來表示

⑶ 計算公式:v=Δc/Δt(υ:平均速率,Δc:濃度變化,Δt:時間)單位:mol/(L·s)

⑷ 影響因素:

① 決定因素(內因):反應物的性質(決定因素)

② 條件因素(外因):反應所處的條件

2.

※注意:(1)、參加反應的物質為固體和液體,由於壓強的變化對濃度幾乎無影響,可以認為反應速率不變。

(2)、惰性氣體對於速率的影響

①恆溫恆容時:充入惰性氣體→總壓增大,但是各分壓不變,各物質濃度不變→反應速率不變

②恆溫恆體時:充入惰性氣體→體積增大→各反應物濃度減小→反應速率減慢

二、化學平衡

(一)1.定義:

化學平衡狀態:一定條件下,當一個可逆反應進行到正逆反應速率相等時,更組成成分濃度不再改變,達到表面上靜止的一種“平衡”,這就是這個反應所能達到的限度即化學平衡狀態。

2、化學平衡的特徵

逆(研究前提是可逆反應)

等(同一物質的正逆反應速率相等)

動(動態平衡)

定(各物質的濃度與質量分數恆定)

變(條件改變,平衡發生變化)

3、判斷平衡的依據