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。也就是説，化學反應熱只與反應的始態和終態有關，而與具體反應的途徑無關。

2.反應熱的數值等於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)，然後方程式之間進行“加減”，從而得出求算新熱化學方程式反應熱△H的關係式。

(2)具體方法：①熱化學方程式乘以某一個數時，反應熱也必須乘上該數;②熱化學方程式“加減”時，同種物質之間可相“加減”，反應熱也隨之“加減”;③將一個熱化學方程式顛倒時，DH的“+”“—”號也隨之改變，但數值不變。

(4)注意1molH2、O2、、P4分別含有1molH-H、1mol O=O、6molP-P，1molH2O中含有2molO—H，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：通常用單位時間內反應物濃度的減小或生成物濃度的增加來表示，其數學表達式可表示為單位一般為mol/(L·min)或mol.·L-1·min-1

2.結論：對於一般反應 aA + bB =cC + dD來説有：

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表示時可能不同，但是比較反應速率快慢時，要根據反應速率與化學方程式的計量係數的關係換算成同一種物質來表示，看其數值的大小。注意比較時單位要統一。

二、影響化學反應速率的因素

1.內因(主要因素)：反應物本身的性質(分子結構或原子結構)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，故反應速率與其加入量多少無關)。

(2)温度：當其他條件不變時，升温時， V正、V逆都加快;降温時，V正、V逆都減小

(3)壓強：其他條件不變時，對於有氣體參加的'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地增加了正、逆反應速率。

特別提醒：

1.改變壓強的實質是改變濃度，若反應體系中無氣體參加，故對該類的反應速率無影響。

2.恆容時，氣體反應體系中充入稀有氣體(或無關氣體)時，氣體總壓增大，物質的濃度不變，反應速率不變。

3.恆壓時，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.温度每升高10℃，化學反應速率通常要增大為原來的2～4倍。

高中化學反應原理知識點歸納(三)

1.放熱反應具有自發進行的傾向，但有些吸熱反應也能自發進行，故用焓判據判斷反應自發進行的方向不全面

2.反應體系熵值的增大，反應有自發進行的傾向，但有些熵減的反應也

能自發進行，故用熵判據判斷反應自發進行的方向也不全面

3.複合判據---自由能變化：△G=△H-T△S，是最全面的判斷據：

①△G=△H—T△S>0，不能自發進行;

②△G=△H—T△S<0，能自發進行;

③△G=△H—T△S=0，反應處於平衡狀態。