文档介绍：(1). 符号: △H(2). 单位: kJ/mol 3. 产生原因:化学键断裂——吸热化学键形成——放热放出热量的化学反应。( 放热> 吸热)△H为“-”或△H <0 吸收热量的化学反应。(吸热> 放热) △H为“+”或△H >0 ☆常见的放热反应: ①所有的燃烧反应②酸碱中和反应③大多数的化合反应④金属与酸的反应⑤生石灰和水反应⑥浓硫酸稀释、氢氧化钠固体溶解等☆常见的吸热反应:①晶体 Ba(OH) 2· 8H 2O与 NH 4 Cl②大多数的分解反应③以H 2、 CO、C 为还原剂的氧化还原反应④铵盐溶解等二、热化学方程式书写化学方程式注意要点:①热化学方程式必须标出能量变化。②热化学方程式中必须标明反应物和生成物的聚集状态( g,l,s 分别表示固态,液态,气态,水溶液中溶质用 aq 表示) ③热化学反应方程式要指明反应时的温度和压强。④热化学方程式中的化学计量数可以是整数,也可以是分数⑤各物质系数加倍, △H 加倍;反应逆向进行, △H 改变符号,数值不变三、燃烧热 1 .概念: 25℃, 101 kPa 时, 1 mol 纯物质完全燃烧生成稳定的化合物时所放出的热量。燃烧热的单位用 kJ/mo l 表示。※注意以下几点: ①研究条件: 101 kPa ②反应程度:完全燃烧,产物是稳定的氧化物。③燃烧物的物质的量: 1 mol ④研究内容:放出的热量。(Δ H<0 ,单位 kJ/mol ) 四、中和热 1 .概念:在稀溶液中,酸跟碱发生中和反应而生成 1mol H2O ,这时的反应热叫中和热。 2 .强酸与强碱的中和反应其实质是 H+和 OH- 反应,其热化学方程式为: H+(aq) +OH-(aq) =H2O(l) Δ H=- 3 .弱酸或弱碱电离要吸收热量,所以它们参加中和反应时的中和热小于 kJ/mol 。 4 .中和热的测定实验五、盖斯定律 1. 内容: 化学反应的反应热只与反应的始态( 各反应物) 和终态( 各生成物) 有关, 而与具体反应进行的途径无关,如果一个反应可以分几步进行,则各分步反应的反应热之和与该反应一步完成的反应热是相同的。第二章化学反应速率和化学平衡一、化学反应速率 1. 化学反应速率( v) ⑴定义:用来衡量化学反应的快慢,单位时间内反应物或生成物的物质的量的变化⑵表示方法:单位时间内反应浓度的减少或生成物浓度的增加来表示⑶计算公式: v=Δ c/Δt(v :平均速率, Δc :浓度变化, Δt :时间)单位: mol/ (L·s) ⑷影响因素: ①决定因素(内因) :反应物的性质(决定因素) ②条件因素(外因) :反应所处的条件 2. ※注意: (1) 、参加反应的物质为固体和液体,由于压强的变化对浓度几乎无影响,可以认为反应速率不变。(2) 、惰性气体对于速率的影响①恒温恒容时:充入惰性气体→总压增大,但是各分压不变,各物质浓度不变→反应速率不变②恒温恒体时:充入惰性气体→体积增大→各反应物浓度减小→反应速率减慢二、化学平衡(一) 1. 定义: 化学平衡状态:一定条件下,当一个可逆反应进行到正逆反应速率相等时,更组成成分浓度不再改变,达到表面上静止的一种“平衡”,这就是这个反应所能达到的限度即化学平衡状态。 2 、化学平衡的特征逆(研究前提是可逆反应) 等(同一物质的正逆反应速率相等) 动(动态平衡) 定(各物质的浓度与质量分数恒定) 变(条件改变,平衡发生变化) 3 、判断平衡的依据判断可逆反应达到平衡状态的方法和依据例举反应 mA(g)+nB(g) pC(g)+qD(g) 混合物体系中各成分的含量①各物质的物质的量或各物质的物质的量的分数一定平衡②各物质的质量或各物质质量分数一定平衡③各气体的体积或体积分数一定平衡④总体积、总压力、总物质的量一定不一定平衡正、逆反应速率的关系①在单位时间内消耗了 m molA 同时生成 m molA ,即 V(正)=V( 逆) 平衡②在单位时间内消耗了n mol B 同时消耗了p molC ,则 V(正)=V( 逆) 平衡③ V(A):V(B):V(C):V(D)=m:n:p:q , V(正) 不一定等于 V(逆) 不一定平衡④在单位时间内生成 n molB ,同时消耗了 q molD ,因均指 V(逆) 不一定平衡压强① m+n ≠ p+q 时,总压力一定(其他条件一定) 平衡② m+n=p+q 时,总压力一定(其他条件一定) 不一定平衡混合气体平均相对分子质量 Mr ① Mr 一定时,只有当 m+n ≠ p+q 时平衡② Mr 一定时,但 m+n=p+q 时不一定平衡温度任何反应都伴随着能量变化,当体系温度一定时(其他不变) 平衡体系的密度密度一定不一定平衡其他如体系颜色不再变化等平衡(二)影响化学平衡移动的因素