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1、高中化學反應原理知識點 高中化學反應原理知識點整理 高中化學反應原理知識點歸納(一) 反應熱的求算 1.由蓋斯定律：化學反應不管是一步完成還是分步完成，其反應熱總是相同的。也就是說，化學反應熱只與反應的始態(tài)和終態(tài)有關(guān)，而與具體反應的途徑無關(guān)。 2.反應熱的數(shù)值等于E(形成新鍵釋放的總能量)與E(斷鍵所吸收的總能量)之差，放熱反應H的符號為“”，吸熱反應H的符號為“+”。 特別提醒： (1)運用蓋斯定律的技巧：參照目標熱化學方程式設(shè)計合理的反應途徑，對原熱化學方程式進行恰當“變形”(反寫、乘除某一個數(shù))，然后方程式之間進行“加減”，從而得出求算新熱化學方程式反應熱H的關(guān)系式。 (2)具體方法：熱

2、化學方程式乘以某一個數(shù)時，反應熱也必須乘上該數(shù);熱化學方程式“加減”時，同種物質(zhì)之間可相“加減”，反應熱也隨之“加減”;將一個熱化學方程式顛倒時，DH的“+”“”號也隨之改變，但數(shù)值不變。 (4)注意1molH2、O2、P4分別含有1molH-H、1molO=O、6molP-P，1molH2O中含有2molOH，1molNH3含有3molN-H，1molCH4含有4molC-H。 高中化學反應原理知識點歸納(二) 一、化學反應速率及其簡單計算 1.化學反應速率：通常用單位時間內(nèi)反應物濃度的減小或生成物濃度的增加來表示，其數(shù)學表達式可表示為單位一般為mol/(Lmin)或mol.L-1min-1

3、 2.結(jié)論：對于一般反應aA+bB=cC+dD來說有： VA：VB：VC：VD=CA：CB：CC：CD=nA：nB：nC：nD=a：b：c：d 特別提醒： 1.化學反應速率指的是平均速率而不是瞬時速率 2.無論濃度的變化是增加還是減少，化學反應速率均取正值。 3.同一化學反應速率用不同物質(zhì)表示時可能不同，但是比較反應速率快慢時，要根據(jù)反應速率與化學方程式的計量系數(shù)的關(guān)系換算成同一種物質(zhì)來表示，看其數(shù)值的大小。注意比較時單位要統(tǒng)一。 二、影響化學反應速率的因素 1.內(nèi)因(主要因素)：反應物本身的性質(zhì)(分子結(jié)構(gòu)或原子結(jié)構(gòu))所決定的。 2.外因(次要因素) (1)濃度：當其他條件不變時，增大反應物的

4、濃度，V正急劇增大，V逆也逐漸增大。若減小反應物濃度，V逆急劇減小，V正逐漸減小。(固體或純液體的濃度可視為常數(shù)，故反應速率與其加入量多少無關(guān))。 (2)溫度：當其他條件不變時，升溫時，V正、V逆都加快;降溫時，V正、V逆都減小 (3)壓強：其他條件不變時，對于有氣體參加的反應，通過縮小反應容器，增大壓強，V正、V逆都增大;通過擴大反應容器，壓強減小，濃度變小，V正、V逆均減小。 (4)催化劑：使用催化劑，成百上千的同等倍數(shù)地增加了正、逆反應速率。 特別提醒： 1.改變壓強的實質(zhì)是改變濃度，若反應體系中無氣體參加，故對該類的反應速率無影響。 2.恒容時，氣體反應體系中充入稀有氣體(或無關(guān)氣體)

5、時，氣體總壓增大，物質(zhì)的濃度不變，反應速率不變。 3.恒壓時，充入稀有氣體，反應體系體積增大，濃度減小，反應速率減慢。 4.溫度每升高10，化學反應速率通常要增大為原來的24倍。 高中化學反應原理知識點歸納(三) 1.放熱反應具有自發(fā)進行的傾向，但有些吸熱反應也能自發(fā)進行，故用焓判據(jù)判斷反應自發(fā)進行的方向不全面 2.反應體系熵值的增大，反應有自發(fā)進行的傾向，但有些熵減的反應也 能自發(fā)進行，故用熵判據(jù)判斷反應自發(fā)進行的方向也不全面 3.復合判據(jù)-自由能變化：G=H-TS，是最全面的判斷據(jù)： G=HTS0，不能自發(fā)進行; G=HTS0，能自發(fā)進行; G=HTS=0，反應處于平衡狀態(tài)。 第 4 頁 共 4 頁