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必读教材基础知识
目 录
《第一章 化学反应的热效应》回看索引
《第一章 化学反应的热效应》重点知识总结
《第二章 化学反应速率与化学平衡》回看索引
《第二章 化学反应速率与化学平衡》重点知识总结
《第三章 水溶液中的离子反应与平衡》回看索引
《第三章 水溶液中的离子反应与平衡》重点知识总结
《第四章 化学反应与电能》回看索引
《第四章 化学反应与电能》重点知识总结
《选择性必修1》回看测试
《第一章 化学反应的热效应》回看索引
P4：体系、环境
P4：在等温条件下，化学反应体系向环境释放或从环境吸收的热量，称为化学反应的热效应，简称反应热
P5：探究 中和反应反应热的测定 中和反应反应热的测定。该实验中，为了达到保温、隔热、减少实验过程中的热量损失，采取了哪些措施？每一次实验一共要测量几次温度？测定混合溶液的温度时是测量最高温度。除大小两个烧杯外，还有有两种重要的玻璃仪器名称是什么？注意观察它们的位置。50mL mol/L盐酸温度为t1℃，50mL NaOH溶液温度为t2℃，混合溶液最高温度为t3℃，写出生成1 mol H2O的反应热的表达式（注意单位）。为了使盐酸充分中和， NaOH的溶液，使碱过量。
P6：内能是体系内物质的各种能量的总和，受温度、压强和物质的聚集状态等影响。
P6：焓：一个与内能有关的物理量。在等压条件下进行的化学反应（严格地说，对反应体系做功还有限定，中学阶段一般不考虑），其反应热等于反应的焓变。
P7：化学键断裂和形成时的能量变化是化学反应中能量变化的主要原因。
P8：热化学方程式 利用盖斯定律书写热化学方程式；表示燃烧热的热化学方程式（生成最稳定的氧化物，生成液态水）；表示中和热的热化学方程式（除有H+、OH-外，如弱酸、浓硫酸、弱碱或生成沉淀的反应热与中和热的对比）。可逆反应的热化学方程式的意义。如299 K时，合成氨反应 N2 (g ) + 3H2 ( g )＝2NH3 ( g ) △H = - kJ/mol，将此温度下的1 mol N2 和3 mol H2 放在一密闭容器中，在催化剂存在时进行反应，达到平衡时， kJ。
P10：资料卡片——△H的单位中“mol-1”的含义。
P10：燃烧热：在101 kPa时，1 mol纯物质完全燃烧生成指定产物时所放出的热量，稳定氧化物C→CO2(g)，H→H2O(l)，S→SO2(g)，N→N2(g)，X→HX(g)。
P11：科学·技术·社会 重要的体内能源——脂肪
P12:火箭推进剂 ①液氢+液氧（燃烧效率高，昂贵，不易储存）。②肼—50：液态NO2+肼（燃烧效率一般，较易储存，相对便宜，腐蚀性极强）。③液氧+煤油（燃烧效率一般，价格适中，不易储存）
P14：盖斯定律
P16：科学史话 热化学研究的先驱——盖斯
《第一章 化学反应的热效应》重点知识总结
。如将试管中的盐酸、NaOH溶液及发生的反应等看作一个反应体系，简称体系(又称系统)。
。如盛有溶液的试管和溶液之外的空气等看作环境。
：在等温条件下，化学反应体系向环境释放或从环境吸收的热量，称为化学反应的热效应，简称反应热。
：指因温度不同而在体系与环境之间交换或传递的能量，可以是吸收能量也可以是放出能量。
强。
（1）概念：在稀溶液里，酸与碱发生中和反应生成1 mol水时所放出的热量。
（2）单位：kJ·mol－1或kJ/mol
（3）意义：H+(aq)+OH-(aq)=H2O(l) ΔH＝－ kJ·mol－1。它表示25℃、101kPa时，稀的强酸与稀的强碱反应生成生成水的量为1 mol水时的反应热就是中和热。
①内能是体系内物质的各种能量的总和。
②符号：U
③影响因素：温度、压强和物质的聚集状态。
①焓的意义：焓是一个物理量，用来表示物质所具有的能量，符号为H，用焓的变化来描述与反应热有关的能量变化。
②焓变：表示反应产物的总焓与反应物的总焓之差，符号用ΔH表示。
a、数学表达式：ΔH =H（反应产物）-H（反应物）
b、单位：kJ/mol或(kJ·mol－1)
c、意义：在一定条件下，可以通过焓变（ΔH）来确定一个反应是吸热反应还是放热反应。
③影响焓变的因素
a、发生变化的物质的焓变，在其他条件一定时与变化物质的物质的量成正比。
b、焓变与反应物、生成物之间的温度、压强有关。
c、物质在固态、液态、气态之间进行转换时也伴随能量的变化，所以焓变与物质的聚集状态有关。
：ΔH是化学反应在恒定压强下且不与外界进行电能、光能等其他能量的转化时的反应热，即恒压条件下进行的反应的反应热Q就是焓变，因此常用ΔH表示反应热。高中阶段二者通用。
9．化学反应过程中能量变化的表现形式
化学反应过程中，不仅有物质的变化，还有能量的变化。这种能量的变化常以热能、电能、光能等形式表现出来。
⑴从键能的角度分析化学反应中能量的变化（微观角度）
以1 mol H2与1 mol Cl2反应生成2 mol kJ的热量为例，从微观角度解释化学反应过程中的能量变化。
解答此反应过程的能量变化可表示如下：
A、化学键断裂时需要吸收能量,吸收的总能量为436kJ+143kJ=679 kJ。
B、化学键形成时需要释放能量释放的总能量为2×431kJ=862 kJ。
C、反应热的计算：862 kJ－679 kJ＝183 kJ，即放出183 kJ的能量。显然，·mol－1很接近(一般用实验数据来表示反应热)。
【归纳小结】（1）化学反应过程中能量变化的微观本质是：化学键的断链和形成时的能量差别是化学反应伴随能量变化的本质原因。
由键能求焓变的公式：ΔH=E（反应物的总键能）- E（产物的总键能）
（2）ΔH的正负和吸放热反应的关系
①放热反应：反应完成时，生成生成物释放的总能量大于反应物吸收的总能量。由于反应后放出热量(释放给环境)而使反应体系的能量降低，故ΔH＜0或ΔH为“－”。
②吸热反应：反应完成时，生成物释放的总能量小于反应物吸收的总能量。由于反应后吸收环境热量而使反应体系的能量升高，故ΔH＞0或ΔH为“＋”。
（2）从物质所具有的能量角度分析化学反应中能量的变化（宏观角度）
①如果反应物所具有的总能量大于生成物所具有的总能量，那么由反应物转化成生成物时能量主要转变成热量形式放出，这是放热反应。反之，如果反应物所具有的总能量小于生成物所具有的总能量，反应物就需要吸收热量才能转化为生成物，这是吸热反应。（如下图）
放热反应 吸热反应
②由物质的能量求焓变的公式：
ΔH= E（产物的总能量）- E（反应物的总能量）
③图解反应热与活化能的关系
，E1为正反应的活化能，E2为逆反应的活化能，ΔH＝E1－E2。
，但不影响焓变的大小。
（3）放热反应和吸热反应的比较
类型
放热反应
吸热反应
能量图像
化学反应中的
能量变化与计
算
①a表示断裂旧化学键吸收的能量,也可以表示反应的活化能。
②b表示生成新化学键放出的能量,也可以表示活化分子变成生成物分子所放出的能量。
③c表示反应的反应热。
ΔH=(a-b)kJ·mol-1=-ckJ·mol-1 
ΔH=(a-b)kJ·mol-1=+ckJ·mol-1 
ΔH=H(生成物)-H(反应物),单位:kJ·mol-1 
ΔH=反应物键能总和-生成物键能总和,单位:kJ·mol-1 
【特别提醒】比较ΔH的大小时，要连同“＋”、“－”包含在内，类似于数学上的正负数比较。如果只比较反应放出热量的多少，则只须比较数值大小，与“＋”、“－”无关。
：
①可燃物的燃烧
②酸碱中和反应
③金属与酸的置换反应
④物质的缓慢氧化
⑤铝热反应
⑥大多数化合反应
⑦由不稳定物质转变为稳定物质的反应等
：
①由稳定物质转变成不稳定物质的反应等。
②盐类的水解反应
③Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl的反应
④C和H2O(g)、C和CO2、N2和O2的反应
⑤大多数分解反应
、放热反应
①化学反应总体遵循“分吸合放”规律，即大多数分解反应吸热，大多数化合反应放热，且化学反应中吸热反应占少数，所以务必记住常见的吸热反应。
②放热反应或吸热反应必须属于化学变化，物质的物理变化过程中，也会有能量的变化，不属于吸热反应或放热反应。如醋酸的电离虽然要吸热，但不能称为吸热反应，只能称为吸热过程；同样，水蒸气转变成液态水，也不能称为放热反应。
③化学反应是放热还是吸热与反应发生的条件没有必然联系。不同化学反应发生的条件不同，有的常温下就可以发生，有的则需要加热，因此往往容易把在加热条件下进行的反应认为是吸热反应，而在常温下进行的反应认为是放热反应，其实两者之间无必然联系，常温下进行的反应可能是放热反应，如中和反应；也可能是吸热反应，如NH4Cl与Ba(OH)2·8H2O的反应。加热条件下进行的反应，可能是吸热反应，如C＋CO2 == 2CO；也可能是放热反应，如C＋O2 == CO2。两者的区别是放热反应撤去热源后仍能进行，吸热反应必须持续加热才能继续进行。由上可见，反应吸热还是放热与反应条件无关，而是由反应物总能量与生成物总能量的高低决定的。
（1）概念：能表示参加反应物质的量和反应热的关系的化学方程式，叫做热化学方程式。
（2）表示意义：热化学方程式不仅表明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。
例如：2H2(g)＋O2(g)===2H2O(l) ΔH＝－ kJ·mol－1，表示在25 ℃和101 kPa下，
2 mol气态H2与1 mol气态O2反应生成2 mol液态H2O时， kJ的热量。
（3）热化学方程式与普通化学方程式的区别
化学方程式
热化学方程式
化学
计量数
是整数，既可表示粒子个数，又可表示该物质的物质的量
既可以是整数，也可以是分数，只表示该物质的物质的量
状态
不要求注明
必须在化学式后注明
正负号及单位
无
必须注明
意义
表明了化学反应中的物质变化
不仅表明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
（4）书写热化学方程式的步骤及要求
一写化学方程式——写出配平的化学方程式。
二标状态——用s、1、g、aq标明物质的聚集状态，不标“↑”或“↓”。
三标条件——标明反应的温度和压强(101kPa、25℃时可不标注)。
四标△H——在方程式后写出△H,并根据信息注明△H的“+”或“-”。
五标数值——根据化学计量数计算写出△H的值，并注明单位kJ·mol－1。
（5）书写热化学方程式的注意事项
①ΔH只能写在标有反应物和生成物状态的化学方程式的右边，并用“空格”隔开。若为放热反应，ΔH为“－”；若为吸热反应，ΔH为“＋”。ΔH的单位一般为kJ·mol－1。
②注意反应物和产物的聚集状态不同，反应热数值不同。物质的气、液、固三态的变化与反应热的关系如下图，因此，必须注明物质的聚集状态(s、l、g、aq)才能完整地体现出热化学方程式的意义。热化学方程式中不用标“↑”或“↓”。
③ΔH的单位“kJ·mol－1”的含义——指每摩尔反应。并不是指每摩尔具体物质反应时伴随的能量变化是多少千焦，而是指给定形式的具体反应以各物质的化学计量数来计量其物质的量时伴随的能量变化。ΔH的值与化学方程式的写法有关，如果化学计量数加倍，则ΔH也要加倍。当反应逆向进行时，其反应热与正反应的反应热数值相等，符号相反。
例如：已知H2(g)＋（1/2）O2(g)＝H2O(l) ΔH＝－·mol－1，则
2H2(g)＋O2(g)＝2H2O(l) ΔH＝－·mol－1；
H2O(l)＝H2(g)＋（1/2）O2(g) ΔH＝＋·mol－1。
④可逆反应中的“ΔH”表示的是完全反应时对应的焓变值，逆反应的“ΔH”数值相等，符号相反。若按该反应的化学计量数投料进行反应，由于可逆反应不能进行彻底，那么吸收或放出的热量一定比该值小。
（1）概念：在101 kPa时，1 mol纯物质完全燃烧生成指定产物时所放出的热量。
（2）单位：kJ·mol－1或kJ/mol
（3）意义： kJ·mol－1，或ΔH＝－ kJ·mol－1，它表示25 ℃、101 kPa时，1 mol甲烷完全燃烧生成1 mol CO2(g)和2 mol H2O(l) kJ的热量。
（4）书写：书写表示燃烧热的热化学方程式时，以燃烧1 mol可燃物为标准来配平其余物质的化学计量数，同时可燃物要完全燃烧且生成指定产物。例如：H2(g)＋O2(g)＝H2O(l) ΔH＝－ kJ·mol－1。
（5）【特别提醒】关于燃烧热的理解：①燃料1 mol；②完全燃烧；③生成指定产物：C元素→CO2(g)、H元素→H2O(l)、S元素→SO2(g)、N元素→N2(g)、X(卤素)→HX(g)；④燃烧热的数值与化学计量数无关。
（6）反应热与燃烧热的比较
反应热
燃烧热
能量的变化
放热或吸热
放热
ΔH的大小
放热时，ΔH＜0；吸热时，ΔH＞0
ΔH＜0
反应物的量
不限
1 mol纯物质
生成物
无要求
指定产物
热化学方程式
有无数个
唯一
（7）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
ΔH及其单位
ΔH＜0，单位均为kJ·mol－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，即C―→CO2(g)、H―→H2O(l)、S―→SO2(g)、N元素→N2(g)、X(卤素)→HX(g)。
在稀溶液里，酸与碱发生中和反应生成1 mol水时所放出的热量
表示方法
燃烧热ΔH＝－a kJ·mol－1(a＞0)
强酸与强碱反应的中和热ΔH＝－ kJ·mol－1
特点
物质燃烧一定放热，ΔH一定为负值
弱酸、弱碱电离吸热，，
（1）内容：对于一个化学反应，无论是一步完成还是分几步完成，其反应热是相同的。即：化学反应的反应热只与反应体系的始态和终态有关，而与反应的途径无关。
（2）本质：能量守恒定律
（3）意义：应用盖斯定律可以间接计算以下情况(不能直接测定)的反应热
；
；
。
（4）对盖斯定律的理解
：反应热只与始态、终态有关，与途径无关。
：不管反应历程如何，一个反应的反应热只取决于反应物与生成物的总能量的差值。
从S→L，△H1<0，体系放热，从L→S，△H2>0，体系吸热，据能量守恒，△H1+△H2=0。
：
则ΔH＝ΔH1＋ΔH2=ΔH3+ΔH4 +ΔH5。
（1）利用热化学方程式进行有关计算
反应热与反应物各物质的物质的量成正比，根据已知的热化学方程式和已知的反应物或生成物的物质的量或反应吸收或放出的热量，可以把反应热当作“产物”，计算反应放出或吸收的热量。
（2）根据燃烧热数据，计算反应放出的热量
计算公式：Q＝燃烧热×n(可燃物的物质的量)
（3）根据反应物和生成物的总能量计算:△H=E生成物-E反应物。
（4）根据旧键断裂和新键形成过程中的能量差计算焓变
若反应物旧化学键断裂吸收能量E1，生成物新化学键形成放出能量E2，则反应的ΔH＝E1－E2。
（5）利用键能计算反应热的方法
:ΔH＝E(反应物的总键能之和)－E(生成物的总键能之和)
：利用键能计算反应热的关键，就是要算清物质中化学键的种类和数目。
【易错提醒】规避易失分点：计算物质中键的个数时，不能忽略物质的结构，如1 mol晶体硅中含2 mol Si—Si键，1 mol SiO2中含4 mol Si—O键，注意特殊物质中键数的判断：
物质(1 mol)
P4
C(金刚石)
石墨
Si
SiO2
CO2
CH4
化学键
P—P
C—C
C—C
Si—Si
Si—O
C==O
C—H
键数(mol)
6
2
2
4
2
4
（6）根据中和热计算反应热的方法：中和反应放出的热量＝n(H2O)×|ΔH|
（7）利用盖斯定律计算
——“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ΔH的符号。
三调：调整中间物质的化学计量数。
一加：将调整好的热化学方程式及其ΔH相加。
①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。
②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。
③将一个热化学方程式颠倒时，ΔH的“＋”“－”随之改变，但数值不变。
《第二章 化学反应速率与化学平衡》回看索引
P26：探究 定性与定量研究影响化学反应速率的因素 实验探究I：完成反应的离子方程式，硫酸起酸的作用，Na2S2O3发生歧化反应。实验探究II：明确实验目的，如何检查该装置的气密性？[关闭分液漏斗活塞，向外（内）拉（压）针筒活塞，松开后又回到原来的位置，表明装置不漏气。]
P27：自由基、基元反应、有效碰撞
P27:大量实验证明，温度每升高10℃，化学反应速率通常增大为原来的2—4倍。
P28：活化分子、活化能
P28：活化能和简单碰撞理论解释影响化学反应速率的因素
P30：科学·技术·社会 飞秒化学
P30：T2
P31：T6
P33：化学平衡状态，简称化学平衡
P33：方法导引——图像分析
P34：浓度商、化学平衡常数（固体或液体纯物质一般不列入浓度商和平衡常数），化学平衡常数的表达式的正确书写，只与温度有关。
P34：一般来说，当K＞105时，该反应就进行得基本完全
P36：【实验2-1】浓度对化学平衡的影响 用平衡移动原理解释在血红色溶液中加入铁粉颜色变浅。[血红色溶液中存在如下平衡：Fe3++3SCN-≒Fe(SCN)3，加入铁粉时，2Fe3++Fe= 3Fe2+平衡左移， Fe(SCN)3浓度变小，血红色变浅。加入KSCN时，Fe3++3SCN-≒Fe(SCN)3平衡右移]。
P37：浓度商与平衡常数的大小关系可以判断化学平衡移动的方向
P38：【实验2-2】压强对化学平衡的影响
P39：【实验2-3】温度对化学平衡的影响 记住该反应为放热反应。升高温度，平衡左移，阻止温度升高，但温度最终比原来高，颜色变深；降低温度，平衡右移，阻止温度降低，但最终比原来低，颜色变浅。理解只能减弱不能抵消。
P40：勒夏特列原理
P40：科学史话——勒夏特列
P42：T4、T5
P44：熵、熵增、孤立体系、绝热体系
P45：资料卡片——自由能与化学反应的方向 自由能的变化。具体某反应能自发进行的时，判断外界条件。如：2NO(g)＋2CO(g)=N2(g)＋2CO2(g)，在常温下能自发进行，则该反应的△H＜0。
P46：以工业合成氨为例进行化学反应的调控：压强：10~30 MPa，温度：400~500℃，催化剂：铁触媒 合成氨一般选择400~500 ℃进行的重要原因是铁触媒在500℃左右时的活性最大。
P48：催化剂“中毒”：因吸附或沉积毒物而使催化剂活性降低或丧失的过程。
P49：图2-13 合成氨生产流程示意图
P53：T4、T5、T6
P54：T7、T8、T9
P55-56：实验活动1 探究影响化学平衡移动的因素
《第二章 化学反应速率与化学平衡》重点知识总结
（1）概念：用来衡量化学反应进行快慢的物理量
（2）表示方法：通常用单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加来表示。
（3）数学表达式及单位：v＝，单位为mol·L－1·min－1或mol·L－1·s－1。
（4）同一反应中各物质化学反应速率的关系
mA（g）+nB（g）pY（g）+qZ（g）
，用不同物质来表示的反应速率可能不同，但表示的意义相同，且反应速率的数值之比等于这些物质在化学方程式中的化学计量数之比。
(g)＋bB(g)cC(g)＋dD(g)中，存在v(A)∶v(B)∶v(C)∶v(D)＝a∶b∶c∶d