1、人教版（2019）高中化学选择性必修1期末复习知识点考点提纲化学反应热效应一、焓变、热化学方程式1、反应热(焓变)（1）符号：H 单位：kJmol1或kJ/mol。（2）表示方法，吸热反应：H0；放热反应：H0。（3）催化剂能降低反应所需活化能，但不影响焓变的大小2、放热反应和吸热反应的判断（1）从反应物和生成物的总能量相对大小的角度分析（2）从键能的角度分析（3）反应历程理解反应热图示意义a表示正反应的活化能；b表示逆反应的活化能。c表示该反应的反应热。H图1：H(a-b) kJmol1-c kJmol1，表示放热反应图2：H(a-b) kJmol1c kJmol1，表示吸热反应（4）吸热反应类型：NH4Cl+Ba(OH)2=BaCl2+NH3+2H2O； NaHCO3(aq)+HCl(aq)=NaCl(aq)+H2O+CO2；大多数分解反应； 以H2、C、CO为还原剂的氧化还原反应(燃烧除外)；极少量的化合反应，如N2(g)+O2(g)=2NO；水解反应；电离过程； 某些物质的溶解，如铵盐的溶解（5）放热反应类型：一句话概括，不属于吸热反应的，就是放热反应。燃烧反应； 大多数化合反
2、应； 酸碱中和反应； 金属跟酸的置换反应；物质的缓慢氧化； 大多数化学反应； 大多数物质的溶解、稀释。二、中和热、燃烧热1、中和热的测定实验（1）实验装置（2）测定原理Hc4.18 Jg114.18103 kJg11；n为生成H2O的物质的量。（3）酸碱中和反应测定实验的注意事项为了保证0.50mol L1的盐酸完全被NaOH中和，采用0.55molL1NaOH溶液，使碱稍稍过量，因为过量的碱并不参加中和反应。（酸稍微过量也可以）先后测量酸、碱及混合液的温度时，测定一种溶液后必须用水冲洗干净并用滤纸擦干。温度计的水银球要完全浸入溶液中，且要稳定一段时间再记下读数。实验中所用的盐酸和氢氧化钠溶液配好后要充分冷却至室温，才能使用。操作时动作要快，尽量减少热量的散失。实验时亦可选用浓度体积都不相同的酸碱溶液进行中和热的测定，但在计算时，应取二者中量少的一种，因为过量的酸/碱并不参加中和反应。多次试验求平均值时，若有某一组的实验数据有明显偏差，应直接舍去。泡沫塑料板和碎泡沫塑料(或纸条)作隔热层，作用是保温隔热，减少热量损失。使用环形玻璃搅拌棒，不能使用金属材质的搅拌棒。搅拌棒的作用是：加快反
3、应速率，同时温度均匀2、燃烧热和中和热的比较燃烧热中和热相同点能量变化放热H及其单位H0，单位均为kJmol-1不同点反应物的量1 mol不一定为1 mol生成物的量不确定生成水的量为1 mol反应热的含义101 kPa时，1 mol纯物质完全燃烧生成稳定的氧化物时所放出的热量在稀溶液里，强酸与强碱发生中和反应生成1 mol水，且可溶性盐时所放出的热量表示方法燃烧热H-a kJmol-1(a0)强酸与强碱反应的中和热H-57.3 kJmol-1【方法技巧】（1）有关燃烧热的判断，一看是否以1 mol可燃物为标准，二看是否生成稳定氧化物。（2）有关中和热的判断，一看是否以生成1 mol H2O为标准，二看酸碱的强弱和浓度，应充分考虑弱酸、弱碱，电离吸热，浓的酸碱稀释放热等因素。三、热化学方程式（1）意义：表明了化学反应中的物质变化和能量变化。如：2H2(g)O2(g)=2H2O(l) H-571.6 kJmol-1表示：2 mol氢气和1 mol氧气，完全反应生成2 mol液态水时放出571.6 kJ的热量。（注意，可逆反应问题）（2）书写要求注明反应的温度和压强(25 、101 kPa
4、下进行的反应可不注明)。注明反应物和生成物的状态：固态(s)、液态(l)、水溶液(aq)、气态(g)。热化学方程式中各物质的化学计量数只表示物质的物质的量，而不表示分子个数(或原子个数)，因此可以写成分数。热化学方程式中不用“”和“”。由于H与反应物的物质的量有关，所以热化学方程式中物质的化学计量数必须与H相对应，如果化学计量数加倍，则H也要加倍。当反应向逆反应方向进行时，其反应热与正反应的反应热数值相等，符号相反。四、反应热大小的比较（1）看H的符号。比较反应热大小时不要只比较H数值的大小，还要考虑其符号。（2）看化学计量数。当反应物与生成物的状态相同时，化学计量数越大，放热反应的H越小，吸热反应H越大（3）看反应的程度。对于可逆反应，参加反应的物质的量和状态相同时，反应程度越大，热量变化越大。五、盖斯定律，加和法计算反应热（1）运用盖斯定律的技巧“三调一加”一调：根据目标热化学方程式，调整已知热化学方程式中反应物和生成物的左右位置，改写已知的热化学方程式。二调：根据改写的热化学方程式调整相应H的符号。三调：调整中间物质的化学计量系数。一加：将调整好的热化学方程式及其H相加。（2）运
5、用盖斯定律的三个注意事项热化学方程式乘以某一个数时，反应热的数值必须也乘上该数。热化学方程式相加减时，物质之间相加减，反应热也必须相加减。将一个热化学方程式颠倒时，H的“”“”随之改变，但数值不变。（3）H计算方法生成物总能量-反应物总能量；生成物的标准摩尔生成焓-反应物的标准摩尔生成焓；反应物总键能和-生成物总键能和；反应物总活化能-生成物总活化能；利用盖斯定律化学反应速率一、化学反应速率的概念及计算 1、化学反应速率2、化学反应速率与化学计量数的关系：化学反应速率的数值之比等于化学计量数之比，不管可逆反应是否达到平衡，此等量关系成立。3、关系：参加反应的物质，物质的量变化之比=浓度变化之比=反应速率之比=计量系数之比二、影响化学反应速率的因素1、影响化学反应速率的因素（1）内因：反应物本身的性质是主要因素。（2）外因(只改变一个条件，其他条件不变)【特别提醒】改变固体或纯液体的量对化学反应速率无影响。浓度、温度、压强发生变化或加入催化剂时，正、逆反应速率均增大或减小，如升高温度，不论是放热反应还是吸热反应，化学反应速率均加快。2、反应体系条件改变对反应速率的影响恒温恒容时：a充入气
6、体反应物总压强增大浓度增大反应速率增大。b充入“惰性气体”总压强增大，但各气体分压不变各物质的浓度不变反应速率不变。恒温恒压时：充入“惰性气体”体积增大各反应物浓度减小反应速率减小。总之，压强改变而对反应速率产生的影响是因为压强改变会引起浓度变化，从而对反应速率产生影响。三、基元反应和有效碰撞理论1、基元反应：大多数化学反应往往经过多个反应步骤才能实现，每一步反应都被称为基元反应；先后进行的基元反应反映了反应历程，反应历程又称为反应机理。（1）基元反应个数判断：首先看过渡态个数；再分析化学吸附、脱附个数（2）过渡态个数判断：在能垒图上标有“TS”的就是过渡态，或除反应物、生成物外，在“峰顶”的就是过渡态（3）中间产物个数判断：在能垒图上标有“IM”的就是中间体，或除反应物、生成物外，在“谷底”的就是中间体2、有效碰撞基元反应发生的先决条件是反应物的分子必须发生碰撞。反应物分子的每一次碰撞并不是都能发生反应，能够发生化学反应的碰撞叫作有效碰撞。发生有效碰撞的两个条件是反应物分子能量足够和取向合适。3、活化分子、活化能活化分子：能够发生有效碰撞的分子。活化能：如图图中：E1为正反应的活化能
7、，使用催化剂时的活化能为，反应热为E1E2。4、活化分子、有效碰撞与反应速率的关系四、化学反应速率大小的比较方法由于同一化学反应的反应速率用不同物质表示时数值可能不同，所以比较反应的快慢不能只看数值的大小，而要进行一定的转化。（1）看单位是否统一，若不统一，换算成相同的单位。（2）单位统一后，换算成同一物质表示的速率，再比较数值的大小。（3）也可以直接比较化学反应速率与化学计量数的比值，即对于一般反应a Ab B=c Cd D，比较与，例如，则A表示的反应速率比B的大。五、速率时间(v-t)图像已知反应为m A(g)n B(g)p C(g)q D(g)HQ kJmol1。1、“渐变”类v-t图像图像分析结论t1时v正突然增大，v逆逐渐增大；v正v逆，平衡向正反应方向移动t1时其他条件不变，增大反应物的浓度t1时v正突然减小，v逆逐渐减小；v逆v正，平衡向逆反应方向移动t1时其他条件不变，减小反应物的浓度t1时v逆突然增大，v正逐渐增大；v逆v正，平衡向逆反应方向移动t1时其他条件不变，增大生成物的浓度t1时v逆突然减小，v正逐渐减小；v正v逆，平衡向正反应方向移动t1时其他条件不变，减
8、小生成物的浓度2、“断点”类v-t图像图像分析结论t1时v正、v逆均突然增大，且v正v逆；平衡向正反应方向进行t1时其他条件不变，增大反应体系的压强且mnpq(正反应为体积减小的反应)t1时其他条件不变，升高温度且Q0(吸热反应)t1时v正、v逆均突然增大，且v逆v正；平衡向逆反应方向进行t1时其他条件不变，增大反应体系的压强且mnpq(正反应为体积增大的反应)t1时其他条件不变，升高温度且Q0(放热反应)t1时v正、v逆均突然减小，且v正v逆；平衡向正反应方向进行t1时其他条件不变，减小反应体系的压强且mnpq(正反应为体积增大的反应)t1时其他条件不变，降低温度且Q0(放热反应)t1时v逆、v正均突然减小，且v逆v正；平衡向逆反应方向进行t1时其他条件不变，减小反应体系的压强且mnpq(正反应为体积减小的反应)t1时其他条件不变，降低温度且Q0(吸热反应)3、“平台”类v-t图像图像分析结论t1时v正、v逆均突然增大且v正v逆，平衡不移动t1时其他条件不变使用催化剂t1时其他条件不变增大反应体系的压强且mnpq(反应前后气体体积无变化)t1时v正、v逆均突然减小且v正v逆，平衡不移动t1时其他条件不变，减小反应体系的压强且mnpq(反应前后气体体积无变化)化学平衡一、化学平衡状态 1、化学平衡研究的对象可逆反应2、化学平衡状态（1）概念：一定条件下的可逆反应，当反应进行到一定程度时，正反应速率和逆反应速率相等，反应物的浓度和生成物的浓度不再改变，我们称为“化学平衡状态”，简称化学平衡。（2）建立过程：在一定条件下，把某一可逆反应的反应物加入固定容积的密闭容器中。反应过程如下： （3）化学平衡特征二、化学平衡常数1、化学平衡常数：在一定温度下，当一个可逆反应达到化学平衡时，生成物浓度幂之积与反应物浓度幂之积的比值是一个常数，用符号K
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