化學反應焓變化學方程式怎麼寫

⑴ 如何求出熱化學反應方程式的焓變

系數是2
1
2
`焓變值是+512
焓變指化學反應的反應熱效應
系數是
1
1／2
1
時
方程式表示的是1mola和0.5molb完全反應吸收的熱量（實際上不會完全反應，因此也可用於可逆反應）
化學方程式系數擴大幾倍
焓變也要擴大幾倍
你的例子舉錯了，燃燒反應總是放熱反應，應此焓變總是負值
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⑵ 高中化學怎麼正確書寫反應熱方程式

1) △H只能寫在標有反應物和生成物狀態的化學方程式的右（後）邊,並用「；」隔開.若為放熱反應,△H為「－」 ；若為吸熱反應,△H為「＋」 .△H的單位一般為 KJ/mol .
(2) 反應熱△H與測定條件（溫度、壓強等）有關.書寫熱化學方程式時,應註明△H的測定條件（溫度、壓強）,未指明溫度和壓強的反應熱△H,指25℃（298K）、101KPa時的反應熱△H（絕大多數反應熱△H是在25℃、101KPa時測定的）.
(3) 物質本身具有的能量與物質的聚集狀態有關.反應物和生成物的聚集狀態不同,反應熱△H的數值以及符號都可能不同.因此,必須註明物質（反應物和生成物）的聚集狀態（氣體－g 液體－l 固體－s 稀溶液－aq ）,才能完整地體現出熱化學方程式的意義.熱化學方程式中,不用「↑」和「↓」.
（4） 熱化學方程式中,各物質化學式前的化學計量數,只表示該物質的物質的量,可以是整數、分數、或小數.對相同化學反應,化學計量數不同,反應熱△H也不同.如：H2(g) ＋ 1/2O2(g) ＝ H2O(g) ；△H＝－241.8 KJ/mol 2H2(g) ＋ O2(g) ＝ 2H2O(g) ；△H＝－483.6 KJ/mol .普通化學方程式中各物質化學式前的化學計量數,既可以表示該物質的物質的量,又可以表示該物質的微粒數,還可以表示同溫同壓時的體積.
（5） 相同條件（溫度、壓強）,相同物質的化學反應（互逆反應,不一定是可逆反應）,正向進行的反應和逆向進行的反應,其反應熱△H數值相等,符號相反.如：2H2(g) ＋ O2(g) ＝ 2H2O(l) ；△H＝－571.6 KJ/mol 2H2O(l)＝2H2(g)＋O2(g) ；△H＝＋571.6KJ/mol
（6） 反應熱△H的單位KJ/mol 中的「/mol」是指該化學反應整個體系（即指「每摩化學反應」）,而不是指該反應中的某種物質.如2H2(g) ＋ O2(g) ＝ 2H2O(l) ；△H＝－571.6 KJ/mol 指「每摩2H2(g) ＋ O2(g) ＝ 2H2O(l) 反應」,放出571.6KJ的能量,而不是指反應中的「H2(g) 、O2(g) 、或H2O(l) 」的物質的量.
（7） 不論化學反應是否可逆,熱化學方程式中的反應熱△H 表示反應進行到底（完全轉化）時的能量變化.如：2SO2(g) ＋ O2(g) ＝ 2SO3(g) ；△H＝－197 KJ/mol 是指 2mol SO2(g) 和 1mol O2(g) 完全轉化為 2mol SO3(g) 時放出的能量.若在相同的溫度和壓強時,向某容器中加入 2mol SO2(g)和 1mol O2(g) 反應達到平衡時,放出的能量為Q , 因反應不能完全轉化生成 2mol SO3(g) ,故 Q ＜ 197 KJ .
（8）反應熱的大小比較,只與反應熱的數值有關,與「＋」「－」符號無關.「＋」「－」只表示吸熱或放熱,都是反應熱.

⑶ 大學怎麼計算反應焓變

反應焓變計算的主要依據是熱化學方程式、蓋斯定律等相關數據。

化學反應的熱效應只與始態、終態有關，與反應過程無關，反應熱總值一定。如圖1表示始態到終態的反應熱，則△H=△H1+△H2=△H3+△H4+△H5。

化學反應遵循質量守恆和能量守恆。在指定的狀態下，各種物質的焓值都是確定，因此反應不論是一步完成，還是分步完成，最初的反應物和最終的產物都是一樣的。反應物和反應產物的焓的差值都是一樣的。

常用計算方法：

（1）根據熱化學方程式進行計算：焓變與反應物各物質的物質的量成正比。

（2）根據反應物和生成物的總焓計算：ΔH=H（反應產物）－H（反應物）。

（3）依據反應物化學鍵斷裂與生成物化學鍵形成過程中的能量變化計算：ΔH=反應物的化學鍵斷裂吸收的能量－生成物的化學鍵形成釋放的能量。

（4）根據蓋斯定律的計算。

（5）根據比熱公式求算：Q=－c·m·ΔT。

⑷ 水溶液變氣態水時的焓變怎麼算

不是水溶液吧？就是水吧？溶質是什麼呀？
H2O(l)=H2O(g)
標准摩爾生成焓-285.83 -241.82
焓變=-241.82-(-285.83)=44.01kJ/mol
這就是水汽化的焓變，也是相變焓

⑸ 化學網：熱化學反應方程式

熱化學方程式是表示化學反應中的物質變化和焓變（或能量變化；熱量變化）。例如熱化學方程式：
H2(g) + Cl 2(g) = 2HCl(g)△H = －183 kJ/mol
ΔH代表在標准態時，1molH2(g)和1molCl2(g)完全反應生成2 molHCl(g)，反應放熱183kJ。這是一個假想的過程，實際反應中反應物的投料量比所需量要多，只是過量反應物的狀態沒有發生變化，因此不會影響反應的反應熱。標准態時化學反應的摩爾焓變稱為標准摩爾焓，用符號ΔfHmO表示。

⑹ 化學方程式應該怎麼寫

1.理解化學方程式的書寫原則
書寫化學方程式必須同時體現以下原則：
①必須以客觀事實為依據，不能憑空臆造事實上不存在的物質和化學反應；
②要遵守質量守恆定律。
2.掌握化學方程式的書寫步驟。
化學方程式的書寫步驟(以高錳酸鉀受熱分解為例)
①根據事實寫出反應物和生成物的化學式，並在反應物和生成物之間畫一條短線(或標出一個指向生成物的箭頭)。KMnO4－K2MnO4+MnO2+O2
②配平化學方程式，並加以檢查。
2KMnO4－K2MnO4+MnO2+O2
③註明化學反應發生的條件（點燃、加熱、催化劑等）標出生成物狀態（氣體、沉澱等），把短線(或箭頭)改成等號。
2 KMnO4 K2MnO4+MnO2+O2↑
3.學會化學方程式的簡單配平方法。
化學方程式的配平是指根據質量守恆定律，在化學式前面配上適當的化學計量數，使式子左、右兩邊的每一種元素的原子數目相等。
化學方程式的配平方法
a.最小公倍數法（以氫氣與氧氣反應為例）
利用反應前後某一元素原子數的最小公倍數加以配平的方法。這是初中階段必須掌握的方法。例如
H2＋O2－H2O
反應前氧原子數為2，反應後氧原子數為1，兩數的最小公倍數為2。因此，在H2O分子前配上2，H2分子前相應地配上2即可。
b.奇偶數法（以過氧化氫分解反應為例）
利用反應前後某元素的原子數一奇一偶的特點加以配平的方法（將奇數配成偶數）。例如H2O2－H2O＋O2
反應前過氧化氫分子中氧原子數為2，反應後水分子中氧原子數為1，將水分子數 配為偶數（1×2＝2），再配平其他物質即可。這一反應用最小公倍數法較難配平。
C.觀察法（以高錳酸鉀受熱分解為例）
利用較復雜的生成物推出有關物質的化學計量數及該生成物的化學計量數，從而推出其他物質化學計量數的配平方法。例如Fe+O2－Fe3O4，Fe3O4中有4個氧原子，3個鐵原子，因而Fe應配為3，O2應配為2。

⑺ 高二化學關於焓變的計算

我們把第一個式子的順序調換一下，此時△H1=-234.1kJ/mol；再把第二個式子的所有項都乘以3/2，此時△H2=-393.5*3/2=-590.25kJ/mol；
再把兩個式子相加就得到所求的式子了，所以焓變△H=△H1+△H2=-234.1-590.25=-824.4kJ/mol，所以答案是A。
謝謝採納！

⑻ 化學熱化學方程式知識點

熱化學方程式(thermochemical equation)是用以表示化學反應中的能量變化和物質變化。熱化學方程式的意義為熱化學方程式不僅表明了一個反應中的反應物和生成物，還表明了一定量物質在反應中所放出或吸收的熱量。
熱化學方程式(thermochemical equation)是用以表示化學反應中的能量變化和物質變化。熱化學方程式的意義為熱化學方程式不僅表明了一個反應中的反應物和生成物，還表明了一定量物質在反應中所放出或吸收的熱量。
定義
熱化學方程式是表示化學反應中的物質變化和焓變（或能量變化；熱量變化）。
例如，熱化學方程式：H2(g) + Cl2(g) = 2HCl(g) △rHΘm = －183 kJ/mol

方程的意義是在標准態時，1mol H2(g)和1mol Cl2(g)完全反應生成2mol HCl(g)，反應放熱183kJ。
熱化學方程式代表著一個假想的過程，實際反應中反應物的投料量比所需量要多，只是過量反應物的狀態沒有發生變化，即使是一個無法全部完成的反應，也不會因此影響反應的反應熱。
書寫事項
書寫和應用熱化學方程式時必須注意以下幾點：
（1）反應熱與溫度和壓強等測定條件有關，所以書寫時指明反應時的溫度和壓強，若是標准狀態下，即溫度為25℃(298.15K)、氣壓為101kPa時，可以不註明。
（2）各物質化學式右側用圓括弧（）表明物質的聚集狀態。可以用g、l、s分別代表氣態、液態、固態。固體有不同晶態（同素異形體）時，還需將晶態（形）註明，例如S（斜方），S（單斜）；C（石墨），C（金剛石）等。溶液中的反應物質，則須註明其濃度，以aq代表水溶液，(aq，∞) 代表無限稀釋水溶液。
（3）熱化學方程式中化學計量數只表示該物質的物質的量，不表示物質分子個數或原子個數，因此，它可以是整數，也可以是分數。
（4）△H只能寫在化學方程式的右邊，若為放熱反應，則△H為「-」；若為吸熱反應，則△H為「+」。其單位一般為kJ/mol，有時也用J/mol。
（5）熱化學方程式是表示反應已完成的數量。由於△H與反應完成物質的量有關，所以方程式中化學式前面的化學計量數必須與△H相對應，當反應逆向進行時，其反應熱與正反應的反應熱數值相等，符號相反。
（6）不標注氣體上升符號和沉澱符號，即「↑」或「↓」。
（7）熱化學方程式無需書寫如△（加熱）和催化劑的反應條件。
（8）即使是有機熱化學方程式或可逆反應也用等號「=」，不用箭頭和可逆符號「→」,「⇌」。
（9）反應熱可分為多種，如燃燒熱、中和熱、溶解熱等，在25℃，100kPa時，（舊的標准態壓力為1 atm=101 kPa，即1標准大氣壓，新的標准態壓力改為1 bar=100 kPa。1 mol純物質完全燃燒生成穩定的化合物時所放出的熱量，叫做該物質的燃燒熱．單位為kJ/mol
（10）在稀溶液中，酸跟鹼發生中和反應生成1mol水時的反應熱叫中和熱。書寫中和熱的化學方程式應以生成1mol水為基準。[1]
（11）同一化學反應，隨著化學計量數改變△H的值而改變。若化學計量數相同，當反應物、生成物狀態不同時，△H的值也不同。
（12）△rHΘm的意義是在標准狀態下，下標r表示反應(reaction），m反應進度為ε=1mol，上標Θ表示標准狀態
(13)，在SI單位制中，標准壓力應為101.3kPa，但是這個數字使用不太方便，國際純粹與應用化學聯合會（IUPAC）建議以1x105Pa作為氣態物質的熱力學標志狀態，符號為pΘ，若壓力不為pΘ，反應焓變符號為△rHm。

⑼ （高中化學選修4 化學反應原理）焓變與能量、鍵能關系的理解

高中化學選修4知識點總結第1章、化學反應與能量轉化化學反應的實質是反應物化學鍵的斷裂和生成物化學鍵的形成,化學反應過程中伴隨著能量的釋放或吸收. 一、化學反應的熱效應1、化學反應的反應熱(1)反應熱的概念：當化學反應在一定的溫度下進行時,反應所釋放或吸收的熱量稱為該反應在此溫度下的熱效應,簡稱反應熱.用符號Q表示. (2)反應熱與吸熱反應、放熱反應的關系. Q＞0時,反應為吸熱反應；Q＜0時,反應為放熱反應. (3)反應熱的測定測定反應熱的儀器為量熱計,可測出反應前後溶液溫度的變化,根據體系的熱容可計算出反應熱,計算公式如下：Q＝－C(T2－T1) 式中C表示體系的熱容,T1、T2分別表示反應前和反應後體系的溫度.實驗室經常測定中和反應的反應熱. 2、化學反應的焓變(1)反應焓變物質所具有的能量是物質固有的性質,可以用稱為「焓」的物理量來描述,符號為H,單位為kJ·mol-1. 反應產物的總焓與反應物的總焓之差稱為反應焓變,用ΔH表示. (2)反應焓變ΔH與反應熱Q的關系. 對於等壓條件下進行的化學反應,若反應中物質的能量變化全部轉化為熱能,則該反應的反應熱等於反應焓變,其數學表達式為：Qp＝ΔH＝H(反應產物)－H(反應物). (3)反應焓變與吸熱反應,放熱反應的關系：ΔH＞0,反應吸收能量,為吸熱反應. ΔH＜0,反應釋放能量,為放熱反應. (4)反應焓變與熱化學方程式：把一個化學反應中物質的變化和反應焓變同時表示出來的化學方程式稱為熱化學方程式,如：H2(g)＋O2(g)＝H2O(l)；ΔH(298K)＝－285.8kJ·mol－1 書寫熱化學方程式應注意以下幾點：①化學式後面要註明物質的聚集狀態：固態(s)、液態(l)、氣態(g)、溶液(aq). ②化學方程式後面寫上反應焓變ΔH,ΔH的單位是J·mol－1或 kJ·mol－1,且ΔH後註明反應溫度. ③熱化學方程式中物質的系數加倍,ΔH的數值也相應加倍. 3、反應焓變的計算(1)蓋斯定律對於一個化學反應,無論是一步完成,還是分幾步完成,其反應焓變一樣,這一規律稱為蓋斯定律. (2)利用蓋斯定律進行反應焓變的計算. 常見題型是給出幾個熱化學方程式,合並出題目所求的熱化學方程式,根據蓋斯定律可知,該方程式的ΔH為上述各熱化學方程式的ΔH的代數和. (3)根據標准摩爾生成焓,ΔfHmθ計算反應焓變ΔH. 對任意反應：aA＋bB＝cC＋dD ΔH＝［cΔfHmθ(C)＋dΔfHmθ(D)］－［aΔfHmθ(A)＋bΔfHmθ(B)］ 二、電能轉化為化學能——電解 1、電解的原理(1)電解的概念：在直流電作用下,電解質在兩上電極上分別發生氧化反應和還原反應的過程叫做電解.電能轉化為化學能的裝置叫做電解池. (2)電極反應：以電解熔融的NaCl為例：陽極：與電源正極相連的電極稱為陽極,陽極發生氧化反應：2Cl－→Cl2↑＋2e－. 陰極：與電源負極相連的電極稱為陰極,陰極發生還原反應：Na＋＋e－→Na. 總方程式：2NaCl(熔)2Na＋Cl2↑ 2、電解原理的應用(1)電解食鹽水制備燒鹼、氯氣和氫氣. 陽極：2Cl－→Cl2＋2e－ 陰極：2H＋＋e－→H2↑ 總反應：2NaCl＋2H2O2NaOH＋H2↑＋Cl2↑ (2)銅的電解精煉. 粗銅(含Zn、Ni、Fe、Ag、Au、Pt)為陽極,精銅為陰極,CuSO4溶液為電解質溶液. 陽極反應：Cu→Cu2＋＋2e－,還發生幾個副反應Zn→Zn2＋＋2e－；Ni→Ni2＋＋2e－ Fe→Fe2＋＋2e－ Au、Ag、Pt等不反應,沉積在電解池底部形成陽極泥. 陰極反應：Cu2＋＋2e－→Cu (3)電鍍：以鐵表面鍍銅為例待鍍金屬Fe為陰極,鍍層金屬Cu為陽極,CuSO4溶液為電解質溶液. 陽極反應：Cu→Cu2＋＋2e－ 陰極反應： Cu2＋＋2e－→Cu 三、化學能轉化為電能——電池 1、原電池的工作原理(1)原電池的概念：把化學能轉變為電能的裝置稱為原電池. (2)Cu－Zn原電池的工作原理： 如圖為Cu－Zn原電池,其中Zn為負極,Cu為正極,構成閉合迴路後的現象是：Zn片逐漸溶解,Cu片上有氣泡產生,電流計指針發生偏轉.該原電池反應原理為：Zn失電子,負極反應為：Zn→Zn2＋＋2e－；Cu得電子,正極反應為：2H＋＋2e－→H2.電子定向移動形成電流.總反應為：Zn＋CuSO4＝ZnSO4＋Cu. (3)原電池的電能若兩種金屬做電極,活潑金屬為負極,不活潑金屬為正極；若一種金屬和一種非金屬做電極,金屬為負極,非金屬為正極. 2、化學電源(1)鋅錳干電池負極反應：Zn→Zn2＋＋2e－；正極反應：2NH4＋＋2e－→2NH3＋H2；(2)鉛蓄電池負極反應：Pb＋SO42－PbSO4＋2e－ 正極反應：PbO2＋4H＋＋SO42－＋2e－PbSO4＋2H2O 放電時總反應：Pb＋PbO2＋2H2SO4＝2PbSO4＋2H2O. 充電時總反應：2PbSO4＋2H2O＝Pb＋PbO2＋2H2SO4. (3)氫氧燃料電池負極反應：2H2＋4OH－→4H2O＋4e－ 正極反應：O2＋2H2O＋4e－→4OH－ 電池總反應：2H2＋O2＝2H2O 3、金屬的腐蝕與防護(1)金屬腐蝕金屬表面與周圍物質發生化學反應或因電化學作用而遭到破壞的過程稱為金屬腐蝕. (2)金屬腐蝕的電化學原理. 生鐵中含有碳,遇有雨水可形成原電池,鐵為負極,電極反應為：Fe→Fe2＋＋2e－.水膜中溶解的氧氣被還原,正極反應為：O2＋2H2O＋4e－→4OH－,該腐蝕為「吸氧腐蝕」,總反應為：2Fe＋O2＋2H2O＝2Fe(OH)2,Fe(OH)2又立即被氧化：4Fe(OH)2＋2H2O＋O2＝4Fe(OH)3,Fe(OH)3分解轉化為鐵銹.若水膜在酸度較高的環境下,正極反應為：2H+＋2e－→H2↑,該腐蝕稱為「析氫腐蝕」. (3)金屬的防護金屬處於乾燥的環境下,或在金屬表面刷油漆、陶瓷、瀝青、塑料及電鍍一層耐腐蝕性強的金屬防護層,破壞原電池形成的條件.從而達到對金屬的防護；也可以利用原電池原理,採用犧牲陽極保護法.也可以利用電解原理,採用外加電流陰極保護法. 第2章、化學反應的方向、限度與速率(1、2節) 原電池的反應都是自發進行的反應,電解池的反應很多不是自發進行的,如何判定反應是否自發進行呢? 一、化學反應的方向 1、反應焓變與反應方向放熱反應多數能自發進行,即ΔH＜0的反應大多能自發進行.有些吸熱反應也能自發進行.如NH4HCO3與CH3COOH的反應.有些吸熱反應室溫下不能進行,但在較高溫度下能自發進行,如CaCO3高溫下分解生成CaO、CO2. 2、反應熵變與反應方向熵是描述體系混亂度的概念,熵值越大,體系混亂度越大.反應的熵變ΔS為反應產物總熵與反應物總熵之差.產生氣體的反應為熵增加反應,熵增加有利於反應的自發進行. 3、焓變與熵變對反應方向的共同影響ΔH－TΔS＜0反應能自發進行. ΔH－TΔS＝0反應達到平衡狀態. ΔH－TΔS＞0反應不能自發進行. 在溫度、壓強一定的條件下,自發反應總是向ΔH－TΔS＜0的方向進行,直至平衡狀態. 二、化學反應的限度 1、化學平衡常數(1)對達到平衡的可逆反應,生成物濃度的系數次方的乘積與反應物濃度的系數次方的乘積之比為一常數,該常數稱為化學平衡常數,用符號K表示 . (2)平衡常數K的大小反映了化學反應可能進行的程度(即反應限度),平衡常數越大,說明反應可以進行得越完全. (3)平衡常數表達式與化學方程式的書寫方式有關.對於給定的可逆反應,正逆反應的平衡常數互為倒數. (4)藉助平衡常數,可以判斷反應是否到平衡狀態：當反應的濃度商Qc與平衡常數Kc相等時,說明反應達到平衡狀態. 2、反應的平衡轉化率(1)平衡轉化率是用轉化的反應物的濃度與該反應物初始濃度的比值來表示.如反應物A的平衡轉化率的表達式為：α（A）＝(2)平衡正向移動不一定使反應物的平衡轉化率提高.提高一種反應物的濃度,可使另一反應物的平衡轉化率提高. (3)平衡常數與反應物的平衡轉化率之間可以相互計算. 3、反應條件對化學平衡的影響(1)溫度的影響升高溫度使化學平衡向吸熱方向移動；降低溫度使化學平衡向放熱方向移動.溫度對化學平衡的影響是通過改變平衡常數實現的. (2)濃度的影響增大生成物濃度或減小反應物濃度,平衡向逆反應方向移動；增大反應物濃度或減小生成物濃度,平衡向正反應方向移動. 溫度一定時,改變濃度能引起平衡移動,但平衡常數不變.化工生產中,常通過增加某一價廉易得的反應物濃度,來提高另一昂貴的反應物的轉化率. (3)壓強的影響ΔVg＝0的反應,改變壓強,化學平衡狀態不變. ΔVg≠0的反應,增大壓強,化學平衡向氣態物質體積減小的方向移動. (4)勒夏特列原理由溫度、濃度、壓強對平衡移動的影響可得出勒夏特列原理：如果改變影響平衡的一個條件(濃度、壓強、溫度等)平衡向能夠減弱這種改變的方向移動. 【例題分析】例1、已知下列熱化學方程式：(1)Fe2O3(s)＋3CO(g)＝2Fe(s)＋3CO2(g) ΔH＝－25kJ/mol (2)3Fe2O3(s)＋CO(g)＝2Fe3O4(s)＋CO2(g) ΔH＝－47kJ/mol (3)Fe3O4(s)＋CO(g)＝3FeO(s)＋CO2(g) ΔH＝＋19kJ/mol 寫出FeO(s)被CO還原成Fe和CO2的熱化學方程式 . 解析：依據蓋斯定律：化學反應不管是一步完成還是分幾步完成,其反應熱是相同的.我們可從題目中所給的有關方程式進行分析：從方程式(3)與方程式(1)可以看出有我們需要的有關物質,但方程式(3)必須通過方程式(2)有關物質才能和方程式(1)結合在一起. 將方程式(3)×2＋方程式(2)；可表示為(3)×2＋(2) 得：2Fe3O4(s)＋2CO(g)＋3Fe2O3(s)＋CO(g)＝6FeO(s)＋2CO2(g)＋2Fe3O4(s)＋CO2(g)；ΔH＝＋19kJ/mol×2＋(－47kJ/mol) 整理得方程式(4)：Fe2O3(s)＋CO(g)＝2FeO(s)＋CO2(g)；ΔH＝－3kJ/mol 將(1)－(4)得2CO(g)＝2Fe(s)＋3CO2(g)－2FeO(s)－CO2(g)；ΔH＝－25kJ/mol－(－3kJ/mol) 整理得：FeO(s)＋CO(s)＝Fe(s)＋CO2(g)；ΔH＝－11kJ/mol 答案：FeO(s)＋CO(s)＝Fe(s)＋CO2(g)；ΔH＝－11kJ/mol 例2、熔融鹽燃料電池具有高的發電效率,因而得到重視,可用Li2CO3和Na2CO3的熔融鹽混合物作用電解質,CO為陽極燃氣,空氣與CO2的混合氣體為陰極助燃氣,製得在650℃下工作的燃料電池,完成有關的電池反應式：陽極反應式：2CO＋2CO32－→4CO2＋4e－ 陰極反應式：；總電池反應式：. 解析： 作為燃料電池,總的效果就是把燃料進行燃燒.本題中CO為還原劑,空氣中O2為氧化劑,電池總反應式為：2CO＋O2＝2CO2.用總反應式減去電池負極（即題目指的陽極）反應式,就可得到電池正極（即題目指的陰極）反應式：O2＋2CO2＋4e－＝2CO32－ . 答案：O2＋2CO2＋4e－＝2CO32－；2CO＋O2＝2CO2 例3、下列有關反應的方向說法中正確的是( ) A、放熱的自發過程都是熵值減小的過程. B、吸熱的自發過程常常是熵值增加的過程. C、水自發地從高處流向低處,是趨向能量最低狀態的傾向. D、只根據焓變來判斷化學反應的方向是可以的. 解析：放熱的自發過程可能使熵值減小、增加或無明顯變化,故A錯誤.只根據焓變來判斷反應進行的方向是片面的,要用能量判據、熵判據組成的復合判據來判斷,D錯誤.水自發地從高處流向低處,是趨向能量最低狀態的傾向是正確的.有些吸熱反應也可以自發進行.如在25℃和1.01×105Pa時,2N2O5(g)＝4NO2(g)＋O2(g)；ΔH＝56.7kJ/mol,(NH4)2CO3(s)＝NH4HCO3(s)＋NH3(g)；ΔH＝74.9kJ/mol,上述兩個反應都是吸熱反應,又都是熵增的反應,所以B也正確. 答案：BC. 化學反應原理復習（二） 【知識講解】 第2章、第3、4節一、化學反應的速率 1、化學反應是怎樣進行的(1)基元反應：能夠一步完成的反應稱為基元反應,大多數化學反應都是分幾步完成的. (2)反應歷程：平時寫的化學方程式是由幾個基元反應組成的總反應.總反應中用基元反應構成的反應序列稱為反應歷程,又稱反應機理. (3)不同反應的反應歷程不同.同一反應在不同條件下的反應歷程也可能不同,反應歷程的差別又造成了反應速率的不同. 2、化學反應速率(1)概念：單位時間內反應物的減小量或生成物的增加量可以表示反應的快慢,即反應的速率,用符號v表示. (2)表達式：(3)特點對某一具體反應,用不同物質表示化學反應速率時所得的數值可能不同,但各物質表示的化學反應速率之比等於化學方程式中各物質的系數之比. 3、濃度對反應速率的影響(1)反應速率常數(K) 反應速率常數(K)表示單位濃度下的化學反應速率,通常,反應速率常數越大,反應進行得越快.反應速率常數與濃度無關,受溫度、催化劑、固體表面性質等因素的影響. (2)濃度對反應速率的影響增大反應物濃度,正反應速率增大,減小反應物濃度,正反應速率減小. 增大生成物濃度,逆反應速率增大,減小生成物濃度,逆反應速率減小. (3)壓強對反應速率的影響壓強隻影響氣體,對只涉及固體、液體的反應,壓強的改變對反應速率幾乎無影響. 壓強對反應速率的影響,實際上是濃度對反應速率的影響,因為壓強的改變是通過改變容器容積引起的.壓縮容器容積,氣體壓強增大,氣體物質的濃度都增大,正、逆反應速率都增加；增大容器容積,氣體壓強減小；氣體物質的濃度都減小,正、逆反應速率都減小. 4、溫度對化學反應速率的影響(1)經驗公式阿倫尼烏斯總結出了反應速率常數與溫度之間關系的經驗公式：式中A為比例系數,e為自然對數的底,R為摩爾氣體常數量,Ea為活化能. 由公式知,當Ea＞0時,升高溫度,反應速率常數增大,化學反應速率也隨之增大.可知,溫度對化學反應速率的影響與活化能有關. (2)活化能Ea. 活化能Ea是活化分子的平均能量與反應物分子平均能量之差.不同反應的活化能不同,有的相差很大.活化能 Ea值越大,改變溫度對反應速率的影響越大. 5、催化劑對化學反應速率的影響(1)催化劑對化學反應速率影響的規律：催化劑大多能加快反應速率,原因是催化劑能通過參加反應,改變反應歷程,降低反應的活化能來有效提高反應速率. (2)催化劑的特點：催化劑能加快反應速率而在反應前後本身的質量和化學性質不變. 催化劑具有選擇性. 催化劑不能改變化學反應的平衡常數,不引起化學平衡的移動,不能改變平衡轉化率. 二、化學反應條件的優化——工業合成氨 1、合成氨反應的限度合成氨反應是一個放熱反應,同時也是氣體物質的量減小的熵減反應,故降低溫度、增大壓強將有利於化學平衡向生成氨的方向移動. 2、合成氨反應的速率(1)高壓既有利於平衡向生成氨的方向移動,又使反應速率加快,但高壓對設備的要求也高,故壓強不能特別大. (2)反應過程中將氨從混合氣中分離出去,能保持較高的反應速率. (3)溫度越高,反應速率進行得越快,但溫度過高,平衡向氨分解的方向移動,不利於氨的合成. (4)加入催化劑能大幅度加快反應速率. 3、合成氨的適宜條件在合成氨生產中,達到高轉化率與高反應速率所需要的條件有時是矛盾的,故應該尋找以較高反應速率並獲得適當平衡轉化率的反應條件：一般用鐵做催化劑 ,制反應溫度在700K左右,壓強范圍大致在1×107Pa～1×108Pa 之間,並採用N2與H2分壓為1∶2.8的投料比. 第3章、物質在水溶液中的行為 一、水溶液 1、水的電離H2OH＋＋OH－ 水的離子積常數KW＝［H＋］［OH－］,25℃時,KW＝1.0×10－14mol2·L－2.溫度升高,有利於水的電離, KW增大. 2、溶液的酸鹼度 室溫下,中性溶液：［H＋］＝［OH－］＝1.0×10－7mol·L－1,pH＝7 酸性溶液：［H＋］＞［OH－］,［ H＋］＞1.0×10－7mol·L－1,pH＜7 鹼性溶液：［H＋］＜［OH－］,［OH－］＞1.0×10－7mol·L－1,pH＞7 3、電解質在水溶液中的存在形態(1)強電解質強電解質是在稀的水溶液中完全電離的電解質,強電解質在溶液中以離子形式存在,主要包括強酸、強鹼和絕大多數鹽,書寫電離方程式時用「＝」表示. (2)弱電解質在水溶液中部分電離的電解質,在水溶液中主要以分子形態存在,少部分以離子形態存在,存在電離平衡,主要包括弱酸、弱鹼、水及極少數鹽,書寫電離方程式時用「 」表示. 二、弱電解質的電離及鹽類水解 1、弱電解質的電離平衡. (1)電離平衡常數在一定條件下達到電離平衡時,弱電解質電離形成的各種離子濃度的乘積與溶液中未電離的分子濃度之比為一常數,叫電離平衡常數. 弱酸的電離平衡常數越大,達到電離平衡時,電離出的H＋越多.多元弱酸分步電離,且每步電離都有各自的電離平衡常數,以第一步電離為主. (2)影響電離平衡的因素,以CH3COOHCH3COO－＋H＋為例. 加水、加冰醋酸,加鹼、升溫,使CH3COOH的電離平衡正向移動,加入CH3COONa固體,加入濃鹽酸,降溫使CH3COOH電離平衡逆向移動. 2、鹽類水解(1)水解實質鹽溶於水後電離出的離子與水電離的H＋或OH－結合生成弱酸或弱鹼,從而打破水的電離平衡,使水繼續電離,稱為鹽類水解. (2)水解類型及規律①強酸弱鹼鹽水解顯酸性. NH4Cl＋H2ONH3·H2O＋HCl ②強鹼弱酸鹽水解顯鹼性. CH3COONa＋H2OCH3COOH＋NaOH ③強酸強鹼鹽不水解. ④弱酸弱鹼鹽雙水解. Al2S3＋6H2O＝2Al(OH)3↓＋3H2S↑ (3)水解平衡的移動加熱、加水可以促進鹽的水解,加入酸或鹼能抑止鹽的水解,另外,弱酸根陰離子與弱鹼陽離子相混合時相互促進水解. 三、沉澱溶解平衡 1、沉澱溶解平衡與溶度積(1)概念當固體溶於水時,固體溶於水的速率和離子結合為固體的速率相等時,固體的溶解與沉澱的生成達到平衡狀態,稱為沉澱溶解平衡.其平衡常數叫做溶度積常數,簡稱溶度積,用Ksp表示. PbI2(s)Pb2+(aq)＋2I－(aq) Ksp＝［Pb2＋］［I－］2＝7.1×10－9mol3·L－3 (2)溶度積Ksp的特點Ksp只與難溶電解質的性質和溫度有關,與沉澱的量無關,且溶液中離子濃度的變化能引起平衡移動,但並不改變溶度積. Ksp反映了難溶電解質在水中的溶解能力. 2、沉澱溶解平衡的應用(1)沉澱的溶解與生成根據濃度商Qc與溶度積Ksp的大小比較,規則如下：Qc＝Ksp時,處於沉澱溶解平衡狀態. Qc＞Ksp時,溶液中的離子結合為沉澱至平衡. Qc＜Ksp時,體系中若有足量固體,固體溶解至平衡. (2)沉澱的轉化根據溶度積的大小,可以將溶度積大的沉澱可轉化為溶度積更小的沉澱,這叫做沉澱的轉化.沉澱轉化實質為沉澱溶解平衡的移動. 四、離子反應 1、離子反應發生的條件(1)生成沉澱既有溶液中的離子直接結合為沉澱,又有沉澱的轉化. (2)生成弱電解質主要是H＋與弱酸根生成弱酸,或OH－與弱鹼陽離子生成弱鹼,或H＋與OH－生成H2O. (3)生成氣體 生成弱酸時,很多弱酸能分解生成氣體. (4)發生氧化還原反應強氧化性的離子與強還原性離子易發生氧化還原反應,且大多在酸性條件下發生. 2、離子反應能否進行的理論判據(1)根據焓變與熵變判據對ΔH－TΔS＜0的離子反應,室溫下都能自發進行. (2)根據平衡常數判據離子反應的平衡常數很大時,表明反應的趨勢很大. 3、離子反應的應用(1)判斷溶液中離子能否大量共存相互間能發生反應的離子不能大量共存,注意題目中的隱含條件. (2)用於物質的定性檢驗根據離子的特性反應,主要是沉澱的顏色或氣體的生成,定性檢驗特徵性離子. (3)用於離子的定量計算常見的有酸鹼中和滴定法、氧化還原滴定法. (4)生活中常見的離子反應. 硬水的形成及軟化涉及到的離子反應較多,主要有：Ca2＋、Mg2＋的形成. CaCO3＋CO2＋H2O＝Ca2＋＋2HCO3－ MgCO3＋CO2＋H2O＝Mg2＋＋2HCO3－ 加熱煮沸法降低水的硬度：Ca2＋＋2HCO3－CaCO3↓＋CO2↑＋H2O Mg2＋＋2HCO3－MgCO3↓＋CO2↑＋H2O 或加入Na2CO3軟化硬水：Ca2＋＋CO32－＝CaCO3↓,Mg2＋＋CO32－＝MgCO3↓

⑽ 熱化學方程式的書寫及焓變的5種計算方法

書寫和應用熱化學方程式時必須注意以下幾點：
（1）反應熱與溫度和壓強等測定條件有關，所以書寫時指明反應時的溫度和壓強（25℃、101kPa時，可以不註明）
（2）各物質化學式右側用圓括弧（）表明物質的聚集狀態。可以用g、l、s分別代表氣態、液態、固態。固體有不同晶態時，還需將晶態註明，例如S（斜方），S（單斜），C（石墨），C（金剛石）等。溶液中的反應物質，則須註明其濃度，以aq代表水溶液，(aq，∝) 代表無限稀釋水溶液。
（3）熱化學方程式中化學計量數只表示該物質的物質的量，不表示物質分子個數或原子個數，因此，它可以是整數，也可以是分數。
（4）△H只能寫在化學方程式的右邊，若為放熱反應，則△H為「-」；若為吸熱反應，則△H為「+」。其單位一般為kJ/mol。同一化學反應，若化學計量數不同時△H的值不同。若化學計量數相同，當反應物、生成物狀態不同時，△H的值也不同。
（5）熱化學方程式是表示反應已完成的數量。由於△H與反應完成物質的量有關，所以方程式中化學式前面的化學計量數必須與△H相對應，當反應逆向進行時，其反應熱與正反應的反應熱數值相等，符號相反。
（6）不標「↑」或「↓」
（7）熱化學方程式一般不需要寫反應條件，例如：△（加熱），因為聚集狀態已標出。
（8）有機熱化學方程式用「=」，不用「→」。
計算方法：
1、 焓的定義式(物理意義)是這樣的:H=U+pV [焓=流動內能+推動功]，其中U表示熱力學能，也稱為內能(Internal Energy)，即系統內部的所有能量;
2、焓變是生成物與反應物的焓值差。ΔH(焓變)表示的是系統發生一個過程的焓的增量。ΔH=ΔU+Δ(pV)
3、末態(生成物)能量減初態(反應物)能量
4、蓋斯定律