化学反应的基本原理
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+Kθ2
15．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 θ
m (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 ／RT
40. 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 ． 2
12
)104/(1-?
C.4×10-2
D ． (
)
2
1210
4-?
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.HI
8. 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
<0
C ．△H θ>0,△S θ<0 D. △H θ<0,△S θ
>0
10. 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 ≠ 0
11. 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. θ
θ
S H T ??> C. θ
θ
S
H 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. θ
θ
S H T ??> C. θ
θ
S 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>0
B. △H θ<0,△S θ
<0
C ．△H θ<0,△S θ>0 D. △H θ>0,△S θ
<0
15. 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>0
B. △H θ<0,△S θ
<0
C ．△H θ<0,△S θ>0 D. △H θ>0,△S θ
<0
16. 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 ．211
K B.
1
1K C.
2
11
1K D. 2
1K
17. 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＝１
D.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 θ
C. p (CO 2)/C (CaO)
D.p (CO 2)
21. 已知过程 H 2O(l) H 2O(g)
△f G θ
m (298.15K)/ kJ ·mol -1 -237.2 -236.7
计算正过程的△G θ
m (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 θ
m (298.15K)/ kJ ·mol -1为：
① 2Fe(s)+3/2O 2(g)=Fe 2O 3 △G θ
m (298.15K)=-742 kJ ·mol -1
② 4Fe 2O 3(s)+Fe(s)=3 Fe 3O 4 △G θ
m (298.15K)=-78 kJ ·mol -1 A ．-1015 B. –3046
C. –936
D. -2890
23. 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，-457.2
B.(1)式逆向不自发，-228.6
C.(2)式逆向自发，173.1
D.(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。
（1）3 Fe (s) + 4 H2O (g) = Fe3O4(s) + 4H2(g)
（2）CaO(s) + H2O(l) = Ca2+ (aq) +2OH- (aq)
A．（1）式66.8和307.2 B. (1)式-168.1和-101.1
C．（2）式-184.3和-26.9 D. (2)式-173.5和130.4
25. 糖在新陈代谢中发生的总反应可以用下式表示：
C12H22O11(s) + 12O2(g) = 12CO2(g) + 11H2O(l)
若在人体内实际上只有30%上述反应的标准摩尔吉布斯函数变可以转变成有用功，则
4.0g糖在体温37℃时进行新陈代谢，可以作的功为：
A. 19.3kJ
B. 20.3kJ
C. 21.6kJ
D. 19.0kJ
26. 巳知反应：
CO(g) + NO (g) = CO2(g) + 1/2N2(g)
△f Hθm(298.15K)/kJ.mol-1-110.5 90.4 -393.5 0
Sθm(298.15K)/(K-1.J.mol-1) 197.9 210.6 213.6 191.5
则该反应的△Hθm(298.15K)/kJ.mol-1和△Sθm(298.15K)/(K-1.J.mol-1)为
A. –373.4和2.2
B. -373.4和-3.4
C. 373.4和2.2
D. -373.4和-99.2
27. 根据26题的结果，计算该反应在标准条件下进行的温度条件是：
A．<3764K B.>3764K
C. <3771K
D.>3473K
28. 根据27题的结果，计算该反应的△Gθm(298.15K)/kJ·mol-和25℃下的平衡常数为：
A. -343.8和1.677×1060
B. 343.9和5.888×10-61
C. -345.8和1.318×1066
D. 345.8和7.586×10-66
29. 已知反应：
H2 (g) + Cl2 (g) = 2HCl(g)
△f Hθm(298.15K)/kJ.mol-1 0 0 -92.3
Sθm(298.15K)/(K-1.J.mol-1) 130.6 223.0 186.7
该反应的△Ｇθ(298.15K)/kJ.mol-1为：
A. -95.3
B. -190.5
C. -42.6
D. -134.9
30. 求29题反应在25℃和200℃的平衡常数：
A. 4.786×1016和3.236×1010
B. 2.346×1033和2.47×1021
C. 2.089×1032和2.344×1020
D. 1.445×1016和1.514×1010
31. 在298.15K下, △f Gθm(NO)= 86.57 kJ·mol-1,则反应N2(g)+O2(g) 2NO(g)的平衡常数
为：
A. 1.45×1015
B. 6.844×10-16
C. 2.01×1030
D. 4.684×10-31
32. 巳知某系统在一定条件下可能有以下几种平衡
(1)NO2(g) NO(g)+1/2O2(g)
(2) SO2(g)+1/2O2(g) SO3(g)
(3) NO2(g)+SO2(g) NO(g)+SO3(g)
设方程式(1)和(2)的平衡常数分别为K1和K2,方程式(3)的平衡常数为：
A. K1+ K2
B.K1 ￣K2
C. K1 / K2
D. K1．K2
33. 巳知反应2SO2(g)+O2(g) 2SO3(g),在一定条件下达成平衡后，各种物质的量分别为
SO2=0.230mol，O2=0.615 mol, SO3=0.770 mol。反应前后压力为101.325kPa，温度为600℃，求该反应的平衡常数约为：
A．29.4 B. 18.2
C. 5.44
D. 23.7
34. 巳知反应：Ag2S (s)+H2 (g) = 2Ag (s) + H2S (g)，在某温度下的Kθ= 0.34。若在该温度下，
H的物质的量为：在密闭容器中将1.0mol Ag2S全部还原为Ag, 最少需用
2
A. 2.9 mol
B. 3.9 mol
C.3.7 mol
D. 2.7 mol
35. 巳知反应1/2 Cl2 (g) + 1/2 H2 (g) = HCl (g)在298K下平衡常数为4.9×1015,
△Hθm(298.15K)=-92.3kJ.mol-1 。求在500K时的平衡常数为：
A. 1.4×109
B. 3.5×107
C. 1.4×1010
D. 3.5×108
36. 巳知反应(1) N2 (g) + O2(g) = 2NO(g)和(2) 2NO (g)+ O2(g) = 2NO2(g)的标准摩尔吉布斯函
数变分别为△Gθ1 (T)和△Gθ2 (T)，求反应(3) N2 (g)+2O2 (g) =2NO2 (g)的△Gθ3(T)等于：
A. △Gθ2(T)/ △Gθ1(T)
B. △Gθ1(T) + △Gθ2(T)
C. △Gθ2(T) -△Gθ1(T)
D. △Gθ1(T) .△Gθ2(T)
37. 假如有一反应具有ΔH<0和ΔS<0, 该反应正向进行的温度条件是：
A. 低温
B. 高温
C. 所有温度
D. 任何温度下不进行
38．一定温度下，下列各式中能表示化学反应正向进行的是：
A. Q B. Q>K C. Q=K D. 都不能表示 39. 某反应△Gθ= 0，对于该反应，下列表示中正确的是： A. △Hθ = 0 B. △Sθ= 0 C. Kθ= 0 D. Kθ=1 40. 对于反应2NO2(g) 2NO (g) + O2(g), 在某温度下Kθ=1.8×10-6，求反应： K值是： NO(g) +1/2O2(g) NO2(g)相同温度下的θ A. 9.0×105 B. 7.5×102 C. 5.6×105 D.2.8×105 41.已知汞的平衡系统：Hg(l) Hg(g) △f H mθ(298.15K)/ (kJ·mol-1) 0 61.32 Sθm(298.15K)/(K-1·J·mol-1) 76.02 174.85 则标准压力下汞的沸点，即上述平衡时的温度为： A.620.5?C B.347.3?C C.273.6?C D.78?C 42. 巳知平衡系统H2O(l) H2O(g) 其平衡常数表达式为： A. p(H2O,g)/pθ B. p(H2O) C. p eq(H2O,g)/pθ D. p eq(H2O,g)/c eq(H2O) 43. 设有一可逆反应A(g)+2 B(g) C (g) + D (g)的△H<0 ,欲使A和B的转化率增大，其最 佳条件是: A. 低温低压 B. 低温高压 C. 高温低压 D. 高温高压 44.下列表示正确的： A.△Gθm(T)= △Hθm(298.15K)－T△Sθm(298.15K) B.△G m=△Hθm－T△Sθm C.因为ln Kθ= －△Gθm/RT，故我们完全可以用Kθ来判断反应的自发性方向。 D.通常温度对△Gθ值的影响较大。 45.己知298.15K时，下列反应中各物质的标准摩尔熵为： 2HCl(g) →H2(g) + Cl2(g) Sθm/J·mol-1·K-1187 130 223 下列结论正确的是： A.反应的△Sθm/ J·mol-1.K-1=21 J·mol-1·K-1 B.反应的△Sθm/ J·mol-1·K-1=-21 J·mol-1·K-1 C.反应的△Sθm/ J·mol-1·K-1=166J·mol-1·K-1 D.此反应为吸热反应，因此应为熵增反应。 46.已知Ag2O(s)的△f Gθm(298.15K)=-11.2kJ·mol-1,则Ag2O(s)分解成Ag(s)和O2(g)的反应： A.在标态时是个非自发反应。 B.在标态时是个自发反应。 C.在室温的标态时是个自发反应。 D.在室温的标态时是个非自发反应。 47.根据46题所给条件，则下述反应的Kθ(298.15K)为： 2Ag2O (s) 4Ag (s) + O2 (g) A.1.09×10－2 B.1.19×10－4 C.9.03 D.91.68 48. 根据47题所给条件，求298.15K时下述反应达平衡时氧气的分压最接近于： 2Ag2O(s) 4Ag(s)+ O2(g) A. 10－4pθ B. 10－2pθ C. 10－40pθ D. 102pθ 49.己知反应：2SO3(g) 2SO2(g)+O2(g)，其△Hθm=198.2 kJ·mol-1,此反应达平衡时，对于此反应式来说，下列说法正确的是： A.增大p(SO3),平衡向右移动，Kθ值增大。 B.平衡移动，Kθ值一定变化。 C.若Kθ值改变，意味着平衡移动。 D.升高温度，Kθ值减小，平衡左移。 50.已知反应：CH4(g)+H2O(g) CO(g)+3H2(g)，在700K时的Kθ=7.4，此时在密闭容器中各物质的分压为：p(CH4)=p(H2O)=0.2MPa，p(CO)=0.3Mpa，p(H2)=0.1Mpa，则此时上述反应： A.向右进行 B.向左进行 C.处于平衡态 D.反应终止 二.计算题 1.某温度时，8.0mol SO2和4.0mol O2在密闭容器中进行反应生成SO3气体，测得起始时和 平衡时（温度不变）系统的总压力分别为3.0×105Pa和2.2×105Pa, 试求该温度时反应的平衡常数Kθ和SO2的转化率。 2. 制取半导体材料硅，可用下列反应： SiO2(s)+2C(石墨)=Si(s)+2CO(g) (1)通过计算判断在298.15K时，标准状态下，上述反应能否自发进行？ (2)求标准状态时自发进行的温度； (3)求T=1000K时此反应的Kθ。 习题答案 第二章化学反应的基本原理 一、判断题(正确的画“ˇ”，错误的画“×”) 二、选择题(填写正确答案A,B或……) 三、计算题 1.n总=8.8mol Kθ= 81 α=80% 2.(1)△Gθ=582.37 >0 在298K标态不能自发 (2)T>1913K 可自发 (3) Kθ= 6.288×10－18 化学反应原理知识点归 纳 Company number：【0089WT-8898YT-W8CCB-BUUT-202108】 专题一：化学反应与能量变化 一、反应热、焓变 1．反应热：化学反应过程中放出或吸收的热量，叫反应热。包括燃烧热和中和热。 电 离 ： 注意： 水解 ： 吸热反应的发生不一定需要 常见的吸热反应： 铵盐与碱的反应：如NH 4Cl 与Ba(OH)28H 2O 加热才能进行。 大多数的分解反应：CaCO 3== CaO + CO 2 生产水煤气：C + H 2O == CO+H 2 碳和二氧化碳的反应：C+CO 2=2CO 燃烧反应 金属与酸（或水）的反应 常见的放热反应： 酸碱中和反应 自发的氧化还原反应 CaO(Na 2O 、Na 2O 2)与水的反应 浓酸与强碱溶于水 2、焓变：在恒温恒压的条件下，化学反应过程中吸收或放出的热量称为反 应的焓变。 符号：用ΔH 表示 单位：kJ/mol 放热反应：ΔH= —QkJ/mol ；或ΔH<0 吸热反应：ΔH= +QkJ/mol ；或ΔH>0 3、反应热产生的原因： 宏观：反应物和生成物所具有的能量不同，ΔH=_____________________________ 微观：化学反应过程中化学键断裂吸收的能量与新化学键生成所放出的能量不同，ΔH=____________ 二、热化学方程式 1.热化学方程式的概念：能表示反应热的化学方程式，叫做热化学方程式。热化学方程式不仅表示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。 2.书写热化学方程式时的注意点 （1）需注明ΔH 的“+”与“—”，“+”表示 ，“—”表示 ；比较ΔH 的大小时，要考虑ΔH 的正负。 （3）要注明反应物和生成物的状态：g 、 l 、s 、aq 注意： 放热反应不一定常温下就自发进行，可能需要加热或点燃条件。 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/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 化学反应原理综合练习题 一、选择题 1．下列说法正确的是（） A．反应热是指反应过程中放出的热量 B．1molH2SO4和1molBa(OH)2完全中和所放出的热量为中和热 C．相同条件下将两份碳燃烧，生成CO2的反应比生成CO的反应放出的热量多D．物质发生化学变化都伴随着能量变化 2、用铂电极电解下列溶液时，阴极和阳极上的主要产物分别是H2和O2的是（） A、稀NaOH溶液 B、HCl溶液 C、NaCl溶液 D、酸性AgNO 3 3、用惰性电极电解下列溶液一段时间后，再加入一定量的某中纯净物（括号内物质），可使溶液恢复到原来的成分和浓度的是（） A、AgNO3 (AgNO3) B、NaOH (NaOH) C、KCl （HCl） D、CuSO4 (Cu(OH)2) 4．已知31g红磷（P，固体）在氧气中燃烧生成P4O10固体放出738.5kJ热量，31g白磷（P4，固体）在氧气中燃烧生成P4O10固体放出745.8kJ热量。下列判断正确的是（） A白磷在氧气中燃烧的热化学方程式P4(s)+5O2(g)=P4O10(s)△H=－745.8kJ·mol－1 B．红磷转化成白磷时放出热量 C．红磷比白磷稳定 D．31g红磷中蕴含的能量为738.5kJ 5．增大压强，对已达到平衡的下列反应产生的影响是（）3X(g)+Y(g) 2Z(g)+2Q(s) A．正反应速率增大，逆反应速率减小，平衡向正反应方向移动 B．正反应速率减小，逆反应速率增大，平衡向逆反应方向移动 C．正、逆反应速率都增大，平衡向正反应方向移动 D．正、逆反应速率都没有变化，平衡不发生移动 6．在稀氨水中存在平衡：NH3·H2O NH4++OH－，要使用NH3·H2O和NH4+的浓度都增大，应采取的措施是( ) A．加NaOH溶液B．加NH4Cl固体C．加盐酸D．加NaCl溶液7．在密闭容器中，反应SO2+NO2NO+SO3（气），达到平衡后，若往容器中通入少量O2，此时将将会发生的变化是（） A．容器内压强增大，平衡向正反应方向移动 【 一、焓变、反应热 要点一：反应热（焓变）的概念及表示方法 化学反应过程中所释放或吸收的能量，都可以用热量来描述，叫做反应热，又称焓变，符号为ΔH，单位为kJ/mol，规定放热反应的ΔH为“—”，吸热反应的ΔH为“+”。 特别提醒： （1）描述此概念时，无论是用“反应热”、“焓变”或“ ΔH”表示，其后所用的数值必须带“+”或“—”。 （2）单位是kJ/mol，而不是kJ，热量的单位是kJ。 （3）在比较大小时，所带“+”“—”符号均参入比较。 要点二：放热反应和吸热反应 1．放热反应的ΔH为“—”或ΔH＜0 ；吸热反应的ΔH为“+”或ΔH ＞0 ?H＝E（生成物的总能量）－E（反应物的总能量） ?H＝E（反应物的键能）－E（生成物的键能） 2．常见的放热反应和吸热反应 ①放热反应：活泼金属与水或酸的反应、酸碱中和反应、燃烧反应、多数化合反应。 ②吸热反应：多数的分解反应、氯化铵固体与氢氧化钡晶体的反应、水煤气的生成反应、炭与二氧化碳生成一氧化碳的反应 3．需要加热的反应，不一定是吸热反应；不需要加热的反应，不一定是放热反应 4．通过反应是放热还是吸热，可用来比较反应物和生成物的相对稳定性。 如C（石墨，s）C（金刚石，s）△H3= +1.9kJ/mol，该反应为吸热反应，金刚石的能量高，石墨比金属石稳定。 二、热化学方程式的书写 书写热化学方程式时，除了遵循化学方程式的书写要求外，还要注意以下几点： 1．反应物和生成物的聚集状态不同，反应热的数值和符号可能不同，因此必须注明反应物和生成物的聚集状态，用s、l、g分别表示固体、液体和气体，而不标“↓、↑”。 2．△H只能写在热化学方程式的右边，用空格隔开，△H值“—” 表示放热反应，△H值“+”表示吸热反应；单位为“kJ/mol”。 3．热化学方程式中各物质化学式前面的化学计量数仅表示该物质的物质的量，并不表示物质的分子数或原子数，因此，化学计量数可以是整数，也可以是分数。 4．△H的值要与热化学方程式中化学式前面的化学计量数相对应，如果化学计量数加倍，△H也要加倍。 5．正反应若为放热反应，则其逆反应必为吸热反应，二者△H的数值相等而符号相反。 三、燃烧热、中和热、能源 要点一：燃烧热、中和热及其异同 第三章 水溶液中的离子平衡 一、电解质的有关定义 物质 单质 化合物 电解质 非电解质：大多数非金属氧化物和有机物。如SO 3、CO 2、C 6H 12O 6、CCl 4、CH 2=CH 2…… 强电解质：强酸、强碱、绝大多数金属氧化物和盐。如HCl 、NaOH 、NaCl 、BaSO 4 弱电解质：弱酸、弱碱和水。如HClO 、NH 3·H 2O 、Cu(OH)2、H 2O …… 混和物 纯净物 1、电解质与非电解质本质区别： 在一定条件下（溶于水或熔化）能否电离（以能否导电来证明是否电离） 电解质——离子化合物或共价化合物 非电解质——共价化合物 离子化合物与共价化合物鉴别方法：熔融状态下能否导电 2、强电解质与弱电质的本质区别：在水溶液中是否完全电离（或是否存在电离平衡） 注意：①电解质、非电解质都是化合物 ②SO 2、NH 3、CO 2等属于非电解质 ③强电解质不等于易溶于水的化合物（如BaSO 4不溶于水，但溶于水的BaSO 4全部电离，故BaSO 4为强电解质） 4、强酸（HA ）与弱酸（HB ）的区别：(1)溶液的物质的量浓度相同时，pH (HA)＜pH (HB) (2)pH 值相同时，溶液的浓度C HA ＜C HB (3)pH 相同时，加水稀释同等倍数后，pH HA ＞pH HB 二、水的电离和溶液的酸碱性 1、水的电离平衡：H 2O H ＋ + OH - 水的离子积：K W = [H ＋ ]·[OH -] 25℃时, [H ＋ ]=[OH -] =10-7 mol/L ; K W = [H ＋ ]·[OH -] = 10-14 注意：K W 只与温度有关，温度一定，则K W 值一定； K W 不仅适用于纯水，适用于任何溶液（酸、碱、盐）。 2、水电离特点：（1）可逆 （2）吸热 （3）极弱 3、影响水电离平衡的外界因素： (1)酸、碱 ：抑制水的电离（pH 之和为14的酸和碱的水溶液中水的电离被同等的抑制）(2)温度：促进水的电离（水的电离是吸热的）(3)易水解的盐：促进水的电离（pH 之和为14两种水解盐溶液中水的电离被同等的促进） 4、溶液的酸碱性和pH ： （1）pH= -lg[H ＋ ] 注意：①酸性溶液不一定是酸溶液（可能是 溶液） ；②pH ＜7 溶液不一定是酸性溶液（只有温度为常温才对）； ③碱性溶液不一定是碱溶液（可能是 溶液）。 （2）pH 的测定方法：酸碱指示剂——甲基橙、石蕊、酚酞 pH 试纸 ——最简单的方法。 操作：将一小块pH 试纸放在洁净的玻璃片上，用玻璃棒蘸取未知液点试纸中部，然后与标准比色卡比较读数即可。 注意：①事先不能用水湿润PH 试纸；②只能读取整数值或范围 高中化学.选修四化学反应原理 目录（人教版） 第一章 化学反应与能量 第一节化学反应与能量的变化 第二节燃烧热能源 第三节化学反应热的计算 第二章 化学反应速率和化学平衡 第一节化学反应速率 第二节影响化学反应速率的因素 第三节化学平衡 第四节化学反应进行的方向 第三章 水溶液中的离子平衡 第一节弱电解质的电离 第二节水的电离和溶液的酸碱性 第三节盐类的水解 第四节难容电解质的溶解平衡 第四章 电化学基础 第一节原电池 第二节化学电源 第三节电解池 第四节金属的电化学腐蚀与防护 第一章化学反应与能量 一、反应热 (1)化学反应中的能量变化 任何一个化学反应，反应物所具有的总能量与生成物所具有的总能量总不会相等．因此，在新物质产生的同 时(即化学反应中)总是伴随着能量的变化．其表现形式是化学能与热能、光能、电能等之间进行转变．但以化学能与热能之间的转变最为常见． 化学反应的本质是旧化学键断裂，新化学键生成的过程，在破坏旧化学键时，需要能量来克服原子间的相互吸引，在形成新化学键时，由于原子间的相互吸引而放出能量．由于需要的能量和放出的能量常常并不相等，因此总体上来看，一个化学反应的进行，往往需要向外界释放出能量，或从外界吸收一定的能量． 化学反应释放出的能量是当今世界上最重要的能源之一．如化石燃料(煤、石油、天然气)的燃烧． (2)反应热 ①反应热 在化学反应过程中放出或吸收的热量，通常叫做反应热．反应热用符号△H 表示，单位一般采用kJ/mol ． （ΔH 与Q 相反 Q 大于0表示放热Q 小于0表示吸热） ． ②放热反应和吸热反应 放出热量的化学反应叫做放热反应，△H 为负值．例如： )g (CO )g (O )s (C 22====+；△H ＝－mol 吸收热量的化学反应叫做吸热反应，△H 为正值．例如： )g (H )g (CO )g (O H )s (C 22+====+；△H ＝+mol (3).反应热的表示方法： 反应热用ΔH 表示，其实是从体系的角度分析的。 放热反应：体系 环境，体系将能量释放给环境，体系的能量降低，因此，放热反应的 ΔH ＜0，为“－” 吸热反应：环境 体系，体系吸收了环境的能量，体系的能量升高，因此， 吸热反应的ΔH ＞0，为“＋” (4).反应热与化学键键能的关系 反应热等于反应物分子化学键断裂时所吸收的总能量与生成物分子化学键形成时所释放的总能量 之差。 即ΔH ＝ E 反应物分子化学键总键能 －E 生成物分子化学键总键能 当化学反应中断裂旧的化学键所需要吸收的能量小于生成新的化学键所放出的能量时，则发生放热反应．反之， 发生吸热反应． 能量 能量 1．【2018新课标1卷】采用N2O5为硝化剂是一种新型的绿色硝化技术，在含能材料、医药等工业中得到广泛应用。回答下列问题 （1）1840年Devil用干燥的氯气通过干燥的硝酸银，得到N2O5。该反应的氧化产物是一种气体，其分子式为___________。 （2）F．Daniels等曾利用测压法在刚性反应器中研究了25℃时N2O5(g)分解反应： 其中NO2二聚为N2O4的反应可以迅速达到平衡。体系的总压强p随时间t的变化如下表所示（t=∞时，N2O5(g)完全分解）： t/min0408016026013001700∞ p/kPa35.840.342.5. 45.949.261.262.363.1 ①已知：2N2O5(g)＝2N2O4(g)+O2(g) ΔH1=?4.4kJ·mol?1 2NO2(g)＝N2O4(g) ΔH2=?55.3kJ·mol?1 则反应N2O5(g)＝2NO2(g)+ 1 2 O2(g)的ΔH=_______ kJ·mol?1。 ②研究表明，N2O5(g)分解的反应速率() 25 31 210?min N O p kPa υ-- =??。t=62min时，测得体系中2 O p p O2=2.9kPa，则此时的 25 N O p=________kPa，v=_______kPa·min?1。 ③若提高反应温度至35℃，则N2O5(g)完全分解后体系压强p∞(35℃)____63.1kPa（填“大于”“等 于”或“小于”），原因是________。 ④25℃时N2O4(g)2NO2(g)反应的平衡常数K p=_______kPa（K p为以分压表示的平衡常数，计算 结果保留1位小数）。 （3）对于反应2N2O5(g)→4NO2(g)+O2(g)，R.A．Ogg提出如下反应历程： 第一步N2O5NO2+NO3快速平衡 第二步NO2+NO3→NO+NO2+O2慢反应 2018年高考试题 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+Kθ2 15．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。 化学选修化学反应原理 知识点总结 集团档案编码：[YTTR-YTPT28-YTNTL98-UYTYNN08] 《化学反应原理》知识点总结 第一章：化学反应与能量变化 1、反应热与焓变：△H=H(产物)-H(反应物) 2、反应热与物质能量的关系 3 4 ①多数的分解反应 ② 2NH 4Cl(s)+Ba(OH)2·8H 2O(s)=BaCl 2+2NH 3+10H 2O ③ C(s)+ H 2O(g) 高温 CO+H 2 ④CO 2+ C 高温 2 CO 5、反应条件与吸热、放热的关系： 反应是吸热还是放热与反应的条件没有必然的联系，而取决与 反应物和产物具有的总能量（或焓）的相对大小。 6、书写热化学方程式除了遵循书写化学方程式的要求外，还应注意以下几点： ①放热反应△H 为“-”，吸热反应△H 为“+”，△H 的单位为kJ/mol ②反应热△H 与测定条件（温度、压强等）有关，因此应注意△H 的测定条件；绝大多数化学反应的△H 是在298K 、101Pa 下测定的，可不注明温度和压强。 ③热化学方程式中各物质化学式前面的系数仅表示该物质的物质的量，并不表示物质的分子或原子数，因此化学计量数可以是分数或小数。必须注明物质的聚集状态，热化学方程式是表示反 应已完成的数量，所以方程式中化学式前面的计量数必须与△H 相对应；当反应逆向进行时，反应热数值相等，符号相反。 7、利用盖斯定律进行简单的计算 8、电极反应的书写： 活性电极：电极本身失电子 ⑴电解：阳极：（与电源的正极相连）发生氧化反应 惰性电极：溶液中阴离子失电子 （放电顺序：I ->Br ->Cl ->OH - ） 阴极:（与电源的负极相连）发生还原反应，溶液中的阳离子得电子 （放电顺序：Ag +>Cu 2+>H +） 能量 反应物的总能量 生成物的总能量 反应过程 总能量 总能量 化学反应原理 第一章化学反应与能量 第一节化学反应与能量的变化 第二节燃烧热能源 第三节化学反应热的计算 归纳与整理 第二章化学反应速率和化学平衡 第一节化学反应速率 第二节影响化学反应速率的因素第二节影响化学反应速率的因素 第三节化学平衡 第四节化学反应进行的方向 归纳与整理 第三章水溶液中的离子平衡 第一节弱电解质的电离 第二节水的电离和溶液的酸碱性 第三节盐类的水解 第四节难溶电解质的溶解平衡 归纳与整理 第四章电化学基础 第一节原电池 第二节化学电源 第三节电解池 第四节金属的电化学腐蚀与防护 归纳与整理 化学选修4化学反应与原理 章节知识点梳理 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。 高考化学反应原理综合题解题方法指导 1、热化学方程式的书写或运用盖斯定律计算反应热 2、电解池或原电池方程式的书写或电极反应式书写、新情景下陌生氧化还原型的离子方程式书写 3、化学反应速率的影响因素的实验探究 4、化学平衡状态的标志以及化学平衡的影响因素 5、化学平衡常数及平衡转化率的计算 6、酸碱中和滴定的扩展应用（仪器使用、平行实验、空白试验、误差讨论） 7、Ksp的计算和应用 8、综合计算（混合物计算、化学式的确定、关系式法、守恒法在计算中的应用） 三、不同知识点的解题技巧 1、热化学方程式的书写或反应热计算 【方法指导】首先根据要求书写目标热化学方程式的反应物、产物并配平，其次在反应物和产物的后面括号内注明其状态，再次将目标热化学方程式与已有的热化学方程式比对（主要是反应物和产物的位置、系数），最后根据盖斯定律进行适当运算得出目标热化学方程式的反应热△H，空一格写在热化学方程式右边即可。 注意：并非所给的热化学方程式一定都用到。 2、电解池或原电池反应方程式的书写或电极反应式书写、新情景下陌生氧化还原型的离子方程式书写 【方法指导】首先根据题意写出化学方程式的反应物、产物，其次根据氧化还原反应原理——电子守恒配平氧化剂和还原剂的系数，再次配平还原产物和氧化产物的系数，最后根据质量守恒添加并配平其他未变价物质的系数。 注意：一般未变价物质是酸、碱或水。 【方法指导】读懂题意尤其是相关示意图，分析电解池的阴极室和阳极室存在的阳离子、阴离子及其放电顺序，必要时根据题目要求还要考虑分子是否会放电。首先写出阴（阳）极室发生还原（氧化）反应的反应物和产物离子（分子），分析其化合价变化，标出其得失电子的情况，然后根据电荷守恒在左边或右边配上其他离子，左后根据质量守恒配上其它物质。注意：①并非放电的一定是离子，应根据题目要求及时调整。 ②用来配平电极反应式的离子（物质）应是电解池中含有的，而且前后不能矛盾。 3、化学反应速率的影响因素的实验探究 【方法指导】影响化学反应速率的探究实验中，控制变量是关键。 4、化学平衡状态的标志以及化学平衡的影响因素 【方法指导】①判断一个可逆反应是否达到平衡状态的两个直接标准是正逆反应的速率相等、反应物与生成物浓度保持不变，另外间接标准是“变量不变”即观察一个可逆反应的相关物理量，采用极端假设的方法（若全部为反应物如何、全部转化为产物该物理量又如何，如果该物理量是可变的而题目说一定条件下保持不变即可认为该条件下达到化学平衡）。另外也可以用Q与K比较（Q=K则处于平衡状态；Q＜K未达平衡状态、v正＞v逆；Q＞K、未达平衡状态、v正＜v逆）。 ②平衡移动的方向、反应物的转化率和产物的产率变化均可通过条件（浓度、压强、温度）的改变，平衡移动的方向加以判断，也可以通过平衡常数的计算得到。但要关注特殊反应的特殊性。 5、化学平衡常数及平衡转化率的计算 【方法指导】平衡常数的计算可用三段法即找出浓度可变的反应物、产物在起始时、转化的、平衡时的浓度，然后带入平衡常数表达式（平衡时生成物浓度系数次幂的乘积与反应物系数 第3章 化学反应基本原理（1） 一、判断题： 1、热的物体比冷的物体含有更多的热量。 （ × ） 2、热是一种传递中的能量。 （ √ ） 3、同一体系同一状态可能有多个热力学能。 （ × ） 4、体系的焓值等于恒压反应热。 （ × ） 5、最稳定单质的焓值等于零。 （ × ） 6、由于C a C O 3分解是吸热的，所以它的标准摩尔生成焓为负值。 （ × ） 7、体系的焓等于体系的热量 （ × ） 8、由于反应焓变的单位是kJ?mol -1，所以热化学方程式的系数不影响反应的焓变值。 （ × ） 二、计算题： 1、某汽缸中有气体1.20L ，在97.3 kPa 下气体从环境中吸收了800J 的热量后，在恒压下体积膨胀到1.50L ，试计算系统的内能变化ΔU 。 J 77110)20.150.1(103.97800V P Q W Q U 33=?-??-=-=+=-?? 2、根据Δ f H m Θ的值，计算下列反应的Δr H m Θ(298K ) 是多少： （1）H 2O （l ）+ ? O 2（g ） H 2O 2（l ）； H 2O （l ） + ? O 2（g ） == H 2O 2（l ）； Δ f H m Θ/ kJ?mol -1 -285.8 0 -187.8 Δr H m Θ(298K ) = -187.7 - （-285.8 + ?×0） = 98 kJ?mol -1 （2）CH 4(g) + H 2O （g ） CO （g ） + 3 H 2（g ）。 CH 4(g) + H 2O （g ） == CO （g ） + 3 H 2（g ）。 Δ f H m Θ/ kJ?mol -1 -74.6 -241.8 -110.5 0 Δr H m Θ(298K ) = (-110.5 + 3×0) -（-74.6 – 241.8） = 205.9 kJ?mol -1 第一章化学反应与能量 第一单元化学反应中的热效应 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。 第二单元化学能与电能的转化 原电池： 1、概念：化学能转化为电能的装置叫做原电池_______ 2、组成条件：①两个活泼性不同的电极②电解质溶液③电极用导线相连并插入电解液构成闭合回路 3、电子流向：外电路：负极——导线——正极 内电路：盐桥中阴离子移向负极的电解质溶液，盐桥中阳离子移向正极的电解质溶液。 4、电极反应：以锌铜原电池为例： 负极：氧化反应：Zn－2e＝Zn2＋（较活泼金属） 正极：还原反应：2H＋＋2e＝H2↑（较不活泼金属） 总反应式：Zn+2H+=Zn2++H2↑ 高考化学化学反应原理综合题及答案 一、化学反应原理 1．某同学设计如下三个实验方案以探究某反应是放热反应还是吸热反应： 方案一：如图1，在小烧杯里放一些除去氧化铝保护膜的铝片，然后向烧杯里加入10 mL 2 mol·L－1稀硫酸，再插入一支温度计，温度计的温度由20 ℃逐渐升至75 ℃，随后，温度逐渐下降至30 ℃，最终停留在20 ℃。 方案二：如图2，在烧杯底部用熔融的蜡烛粘一块小木片，在烧杯里加入10 mL 2 mol·L－1硫酸溶液，再向其中加 入氢氧化钠溶液，片刻后提起烧杯，发现小木片脱落下来。 方案三：如图3，甲试管中发生某化学反应，实验前U形管红墨水液面相平，在化学反应过程中，通过U形管两侧红 墨水液面高低判断某反应是吸热反应还是放热反应。 序号甲试管里发生反应的物质U形管里红墨水液面 ①氧化钙与水左低右高 ②氢氧化钡晶体与氯化铵晶体(充 分搅拌) ？ ③铝片与烧碱溶液左低右高 ④铜与浓硝酸左低右高 根据上述实验回答相关问题： （1）铝片与稀硫酸的反应是________(填“吸热”或“放热”)反应，写出该反应的离子方程式：___________。 （2）方案一中，温度升至最大值后又下降的原因是___________。 （3）方案二中，小木片脱落的原因是________，由此得出的结论是__________________。（4）方案三中，如果甲试管里发生的反应是放热反应，则U形管里红墨水液面：左边 ________(填“高于”“低于”或“等于”)右边。 （5）由方案三的现象得出结论：①③④组物质发生的反应都是________(填“吸热”或“放热”)反应，如果放置较长时间，可观察到U形管里的现象是______________。 （6）方案三实验②的U形管中的现象为________，说明反应物的总能量________(填“大于”“小于”或“等于”)生成物的总能量 【答案】放热 2Al＋6H＋===2Al3＋＋3H2↑反应完全后，热量向空气中传递，烧杯里物质的温度降低蜡烛熔化氢氧化钠与硫酸的反应放热低于放热红墨水液面左右相平红墨水液面左高右低小于 【解析】 【分析】 【详解】 （1）金属与酸的反应是放热反应，因此铝片与稀硫酸的反应是放热反应，该反应的离子方程式为2Al＋6H＋===2Al3＋＋3H2↑，故答案为放热；2Al＋6H＋===2Al3＋＋3H2↑； （2）方案一中，温度升至最大值后又下降的原因可能是反应完全后，热量向空气中传递，烧杯里物质的温度降低，故答案为反应完全后，热量向空气中传递，烧杯里物质的温度降低； （3）方案二中，反应放出的热量，使得蜡烛熔化，小木片脱落，故答案为蜡烛熔化；氢氧化钠与硫酸的反应放热； （4）方案三中，如果甲试管里发生的反应是放热反应，装置中气体的压强增大，U形管里红墨水液面：左边低于右边，故答案为低于； （5）由方案三的现象得出结论：①③④组物质发生的反应都是放热反应，如果放置较长时间，热量散失，装置中气体的压强与外界压强相等， U形管中红墨水液面左右相平，故答案为放热；红墨水液面左右相平； （6）方案三实验②属于吸热反应，U形管中红墨水液面左高右低，故答案为红墨水液面左高右低；小于。 2．水合肼(N2H4·H2O)是一种强还原性的碱性液体，常用作火箭燃料。利用尿素法生产水合肼的原理为CO(NH2)2+2NaOH+NaClO=N2H4·H2O+Na2CO3+NaCl。 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 3 12N 2 (g) + 3 2H 2 (g) = NH 3 (g) 化学计量数：ν(N 2）=－12 ν(H 2)=－3 2 ν(NH 3) = 1 反应进度1mol ：表示12mol N 2与3 2 mol H 2作用生成1mol NH 3 ④ 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 m r m r m H H H θ θθ ?=?+? 若反应①×2—反应②→反应③，则()()()3212r m r m r m H H H θ θθ?=?-? 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 B H k H B θθ ν?=?∑ 2019年高考化学综合题分类练习卷：化学反应原理练习卷 化学反应原理练习卷 1.党的十九大报告指出:要持续实施大气污染防治行动，打赢蓝天保卫战。当前空气质量检测的主要项目除了PM 2.5外，还有CO、SO2、氮氧化物(NO和NO2)、O3等气体。 （1）汽车尾气中含有NO 和CO气体，可利用催化剂对CO、NO进行催化转化反应: 2CO(g) +2NO(g) N2(g) +2CO2(g) △H ①已知下列热化学方程式:N2(g) +O2(g) =2NO(g) △H1 = + 180.5kJ/mol，2C(s) +O2(g) =2CO(g) △H2=-2210kJ/mol ，C(s)+O2(g)=CO2(g) △H3=-393.5kJ/mol，则△H=_________。 ②在一定温度下,将2.0molNO、2.4molCO气体通入到固定容积为2 L的密闭容器中，反应过程中部分物质的浓度变化如下图所示。在0~15min,以N2表示的该反应的平均速度v(N2)=________。若保持反应体系温度不变，20min时再容器中充入NO、N2各0.4mol，化学平衡将_____移动 (填“向左”“向右”或“不”)。 （2）在相同温度下，两个体积均为1L 的恒容密闭容器中，发生CO、NO催化转化反应，有关物质的量如下表: 容器编 号起始物质的量 /mol 平衡物质的量 /mol N O C O N CO 2 CO2 I 0.2 0.2 0 0 a II 0.3 0.3 b 0.1 0.2 ①容器I中平衡后气体的压强为开始时的0.875倍，则a=________。 ②容器II平衡时的气体压强为p，用平衡分压代替平衡浓度表示的平衡常数K 为________。 （3）汽车使用乙醇汽油并不能破少NO x的排放。某研究小组在实验室以耐高温试剂Ag-ZSW-5对CO、NO 催化转化进行研究。测得NO 转化为N 2的转化率随温度CO 混存量的变化情况如图所示。 ①在n(NO)/n(CO) =1条件下，最佳温度应控制在_______左右。 ②若不使用CO，温度超过775 K，发现NO的分解率降低， 《化学反应原理》教师参考书 说明 本书是根据中华人民共和国教育部制订的《普通高中化学课程标准（实验）》和《普通高中课程标准实验教科书化学选修4化学反应原理》的内容和要求编写的，供高中化学教师参考。 根据课程标准，《化学反应原理》课程要求学生学习化学反应与能量、化学反应速率和化学平衡以及溶液中的离子平衡等内容，并要求达到以下学习目标： 1. 认识化学变化所遵循的基本原理，初步形成关于物质变化的正确观念； 2. 了解化学反应中能量转化所遵循的规律，知道化学反应原理在生产、生活和科学研究中的应用； 3. 赞赏运用化学反应原理合成新物质对科学技术和人类社会文明所起的重要作用，能对生产、生活和自然界中的有关化学变化现象进行合理的解释； 4. 增强探索化学反应原理的兴趣，树立学习和研究化学的志向。 《化学反应原理》课程共36课时，各章的课时分配建议如下： 绪论 1课时 第一章 6课时 第二章 11课时 第三章 10课时 第四章 6课时 复习 2课时 本书按章编排，每章分为“本章说明”、“教学建议”和“教学资源”三部分。 “本章说明”包括教学目标、内容分析和课时分配建议等。教学目标反映知识与技能、过程与方法和情感态度与价值观几方面的教学目的要求。内容分析主要说明本章教材的内容及其在教学中的地位和功能、知识间的逻辑关系以及教材的特点。课时分配建议可供教师安排课时参考。 教学建议分节编排，包括本节的教学目标、教学重点、难点、教学设计的思路、活动建议、问题交流和习题参考等部分。活动建议主要是对如何组织实验、科学探究和调查研究等教学活动的建议。问题交流主要介绍“学与问”、“思考与交流”的设计意图或对栏目活动的组织提出建议，有些还给出了相应的参考答案。习题参考包括提示、参考答案以及补充习题等。教学资源主要编入一些本章教材的注释或疑难问题的解答，及与本章内容有关的原理拓展、科技信息、化学史、国内外化学与化工生产中的某些新成就等。这些内容意在帮助教师理解和掌握教材，一般不宜对学生讲授，以免增加学生的负担。 应该指出的是，教参是供教师备课时参考的，而采用什么教学方法，应该由教师根据具体情况决定。 本书编写者：何少华、裴群、金仲呜、冷燕平、黄明建（按编写顺序） 选修4 化学反应原理 第一章化学反应与能量转化 §1.1化学反应的热效应 一、焓变、反应热 要点一：反应热（焓变）的概念及表示方法 化学反应过程中所释放或吸收的能量，都可以用热量来描述，叫做反应热，又称焓变，符号为ΔH，单位为kJ/mol，规定放热反应的ΔH为“—”，吸热反应的ΔH为“+”。 特别提醒：（1）描述此概念时，无论是用“反应热”、“焓变”或“ ΔH”表示，其后所用的数值必须带“+”或“—”。 （2）单位是kJ/mol，而不是kJ，热量的单位是kJ。 （3）在比较大小时，所带“+”“—”符号均参入比较。 要点二：放热反应和吸热反应 1．放热反应的ΔH为“—”或ΔH＜0 ；吸热反应的ΔH为“+”或ΔH ＞0 ?H＝E（生成物的总能量）－E（反应物的总能量） ?H＝E（反应物的键能）－ E（生成物的键能） 2．常见的放热反应和吸热反应 ①放热反应：活泼金属与水或酸的反应、酸碱中和反应、燃烧反应、多数化合反应。 ②吸热反应：多数的分解反应、氯化铵固体与氢氧化钡晶体的反应、水煤气的生成反应、炭与二氧化碳生成一氧化碳的反应 3．需要加热的反应，不一定是吸热反应；不需要加热的反应，不一定是放热反应 4．通过反应是放热还是吸热，可用来比较反应物和生成物的相对稳定性。 如C（石墨，s） C（金刚石，s）△H3= +1.9kJ/mol，该反应为吸热反应，金刚石的能量高，石墨比金属石稳定。 二、热化学方程式的书写 书写热化学方程式时，除了遵循化学方程式的书写要求外，还要注意以下几点： 1．反应物和生成物的聚集状态不同，反应热的数值和符号可能不同，因此必须注明反应物和生成物的聚集状态，用s、l、g分别表示固体、液体和气体，而不标“↓、↑”。 2．△H只能写在热化学方程式的右边，用空格隔开，△H值“—” 表示放热反应，△H值“+”表示吸热反应；单位为“kJ/mol”。 3．热化学方程式中各物质化学式前面的化学计量数仅表示该物质的物质的量，并不表示物质的分子数或原子数，因此，化学计量数可以是整数，也可以是分数。 4．△H的值要与热化学方程式中化学式前面的化学计量数相对应，如果化学计量数加倍，△H也要加倍。5．正反应若为放热反应，则其逆反应必为吸热反应，二者△H的数值相等而符号相反。 三、燃烧热、中和热、能源 要点一：燃烧热、中和热及其异同 高考化学化学反应原理综合题及答案解析 一、化学反应原理 1．三草酸合铁酸钾K 3[Fe(C 2O 4)3]·3H 2O 是一种绿色晶体，易溶于水，难溶于乙醇等有机溶剂，光照或受热易分解。实验室要制备K 3[Fe(C 2O 4)3]·3H 2O 并测定2- 24C O 的含量。请回答下列相关问题。 I ．FeC 2O 4·2H 2O 的制备 向烧杯中加入5.0g(NH 4)2Fe(SO 4)2·6H 2O 、15mL 蒸馏水、1mL3moL/L 的硫酸，加热溶解后加入25mL 饱和H 2C 2O 4溶液，继续加热并搅拌一段时间后冷却，将所得FeC 2O 4·2H 2O 晶体过滤、洗涤。 （1）制备FeC 2O 4·2H 2O 时，加入3mol ／L 硫酸的作用是________________________。 II ．K 3[Fe(C 2O 4)3]·3H 2O 的制备 向I 中制得的FeC 2O 4·2H 2O 晶体中加入10mL 饱和K 2C 2O 4溶液，水浴加热至40℃，缓慢加入过量3％的H 2O 2溶液并不断搅拌，溶液中产生红褐色沉淀，H 2O 2溶液完全加入后将混合物加热煮沸一段时间，然后滴加饱和H 2C 2O 4溶液使红褐色沉淀溶解。向溶液中再加入10mL 无水乙醇，过滤、洗涤、干燥。 （2）制备过程中有两个反应会生成K 3[Fe(C 2O 4)3]，两个化学方程式依次是： ______________________、2Fe(OH)3+3K 2C 2O 4+3H 2C 2O 4=2K 3[Fe(C 2O 4)3]+6H 2O 。 （3）H 2O 2溶液完全加入后将混合物加热煮沸一段时间的目的是 ______________________。 III ．2-24C O 含量的测定 称取0.22g Ⅱ中制得的K 3[Fe(C 2O 4)3]·3H 2O 晶体于锥形瓶中，加入50mL 蒸馏水和15mL3mol ／L 的硫酸，用0.02000mol ／L 的标准KMnO 4溶液滴定，重复3次实验平均消耗的KMnO 4溶液体积为25.00mL 。 （4）滴定时KMnO 4溶液应盛放在_____________(填仪器名称)中，判断滴定终点的依据是_________________。 （5）滴定终点时，所得溶液中的溶质除硫酸外，还有__________________________(写化学式)，K 3[Fe(C 2O 4)3]·3H 2O 样品中2-24C O 的质量分数是____________________。 【答案】抑制2Fe +的水解（答案合理即可） ()()2422422324336FeC O 6K C O 3H O 404K Fe C O 2Fe OH ℃??+++↓?? 分解过量的22H O （答案合理即可） 酸式滴定管 最后一滴标准4KMnO 溶液滴入后，溶液变为浅红色且30s 不再改变 ()244243K SO MnSO Fe SO 、、 50% 【解析】 【分析】 （1）制备242FeC O 2H O ?时，加入3mol/L 硫酸的作用是抑制2Fe +的水解； （2）根据信息第一个生成K 3[Fe(C 2O 4)3]的化学方程式是 ()()2422422324336FeC O 6K C O 3H O 404K Fe C O 2Fe OH ℃??+++↓??；化学反应原理知识点归纳
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