高中化学反应原理知识点

　　反应热的求算

1.由盖斯定律：化学反应不管是一步完成还是分步完成，其反应热总是相同的。也就是说，化学反应热只与反应的始态和终态有关，而与具体反应的途径无关。

2.反应热的数值等于E(形成新键释放的总能量)与E(断键所吸收的总能量)之差，放热反应△H的符号为“—”，吸热反应△H的符号为“+”。

　　特别提醒：

(1)运用盖斯定律的技巧：参照目标热化学方程式设计合理的反应途径，对原热化学方程式进行恰当“变形”(反写、乘除某一个数)，然后方程式之间进行“加减”，从而得出求算新热化学方程式反应热△H的关系式。

(2)具体方法：①热化学方程式乘以某一个数时，反应热也必须乘上该数;②热化学方程式“加减”时，同种物质之间可相“加减”，反应热也随之“加减”;③将一个热化学方程式颠倒时，DH的“+”“—”号也随之改变，但数值不变。

(4)注意1molH2、O2、、P4分别含有1molH-H、1mol O=O、6molP-P，1molH2O中含有2molO—H，1molNH3含有3molN-H ，1molCH4含有4molC-H。

　　一、化学反应速率及其简单计算

2.结论：对于一般反应 aA + bB =cC + dD来说有：

VA ：VB ：VC ：VD =△CA ：△CB ：△CC ：△CD =△nA ：△nB ：△nC ：△nD = a ：b ：c ：d

　　特别提醒：

1.化学反应速率指的是平均速率而不是瞬时速率

2.无论浓度的变化是增加还是减少，化学反应速率均取正值。

3.同一化学反应速率用不同物质表示时可能不同，但是比较反应速率快慢时，要根据反应速率与化学方程式的计量系数的关系换算成同一种物质来表示，看其数值的大小。注意比较时单位要统一。

　　二、影响化学反应速率的因素

1.内因(主要因素)：反应物本身的性质(分子结构或原子结构)所决定的'。

2.外因(次要因素)

(1)浓度：当其他条件不变时，增大反应物的浓度，V正急剧增大，V逆也逐渐增大。若减小反应物浓度，V逆急剧减小，V正逐渐减小。(固体或纯液体的浓度可视为常数，故反应速率与其加入量多少无关)。

(2)温度：当其他条件不变时，升温时， V正、V逆都加快;降温时，V正、V逆都减小

(3)压强：其他条件不变时，对于有气体参加的反应，通过缩小反应容器，增大压强，V正、V逆都增大;通过扩大反应容器，压强减小，浓度变小，V正、V逆均减小。

(4)催化剂：使用催化剂，成百上千的同等倍数地增加了正、逆反应速率。

　　特别提醒：

1.改变压强的实质是改变浓度，若反应体系中无气体参加，故对该类的反应速率无影响。

2.恒容时，气体反应体系中充入稀有气体(或无关气体)时，气体总压增大，物质的浓度不变，反应速率不变。

3.恒压时，充入稀有气体，反应体系体积增大，浓度减小，反应速率减慢。

4.温度每升高10℃，化学反应速率通常要增大为原来的2～4倍。 高中化学反应原理知识点归纳(三)

1.放热反应具有自发进行的倾向，但有些吸热反应也能自发进行，故用焓判据判断反应自发进行的方向不全面

2.反应体系熵值的增大，反应有自发进行的倾向，但有些熵减的反应也能自发进行，故用熵判据判断反应自发进行的方向也不全面

3.复合判据---自由能变化：△G=△H-T△S，是最全面的判断据： ①△G=△H—T△S>0，不能自发进行;

②△G=△H—T△S<0，能自发进行;

③△G=△H—T△S=0，反应处于平衡状态。