化学反应焓变化学方程式怎么写

⑴ 如何求出热化学反应方程式的焓变

系数是2
1
2
`焓变值是+512
焓变指化学反应的反应热效应
系数是
1
1／2
1
时
方程式表示的是1mola和0.5molb完全反应吸收的热量（实际上不会完全反应，因此也可用于可逆反应）
化学方程式系数扩大几倍
焓变也要扩大几倍
你的例子举错了，燃烧反应总是放热反应，应此焓变总是负值
-
-|||

⑵ 高中化学怎么正确书写反应热方程式

1) △H只能写在标有反应物和生成物状态的化学方程式的右（后）边,并用“；”隔开.若为放热反应,△H为“－” ；若为吸热反应,△H为“＋” .△H的单位一般为 KJ/mol .
(2) 反应热△H与测定条件（温度、压强等）有关.书写热化学方程式时,应注明△H的测定条件（温度、压强）,未指明温度和压强的反应热△H,指25℃（298K）、101KPa时的反应热△H（绝大多数反应热△H是在25℃、101KPa时测定的）.
(3) 物质本身具有的能量与物质的聚集状态有关.反应物和生成物的聚集状态不同,反应热△H的数值以及符号都可能不同.因此,必须注明物质（反应物和生成物）的聚集状态（气体－g 液体－l 固体－s 稀溶液－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“↑”和“↓”.
（4） 热化学方程式中,各物质化学式前的化学计量数,只表示该物质的物质的量,可以是整数、分数、或小数.对相同化学反应,化学计量数不同,反应热△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 .普通化学方程式中各物质化学式前的化学计量数,既可以表示该物质的物质的量,又可以表示该物质的微粒数,还可以表示同温同压时的体积.
（5） 相同条件（温度、压强）,相同物质的化学反应（互逆反应,不一定是可逆反应）,正向进行的反应和逆向进行的反应,其反应热△H数值相等,符号相反.如：2H2(g) ＋ O2(g) ＝ 2H2O(l) ；△H＝－571.6 KJ/mol 2H2O(l)＝2H2(g)＋O2(g) ；△H＝＋571.6KJ/mol
（6） 反应热△H的单位KJ/mol 中的“/mol”是指该化学反应整个体系（即指“每摩化学反应”）,而不是指该反应中的某种物质.如2H2(g) ＋ O2(g) ＝ 2H2O(l) ；△H＝－571.6 KJ/mol 指“每摩2H2(g) ＋ O2(g) ＝ 2H2O(l) 反应”,放出571.6KJ的能量,而不是指反应中的“H2(g) 、O2(g) 、或H2O(l) ”的物质的量.
（7） 不论化学反应是否可逆,热化学方程式中的反应热△H 表示反应进行到底（完全转化）时的能量变化.如：2SO2(g) ＋ O2(g) ＝ 2SO3(g) ；△H＝－197 KJ/mol 是指 2mol SO2(g) 和 1mol O2(g) 完全转化为 2mol SO3(g) 时放出的能量.若在相同的温度和压强时,向某容器中加入 2mol SO2(g)和 1mol O2(g) 反应达到平衡时,放出的能量为Q , 因反应不能完全转化生成 2mol SO3(g) ,故 Q ＜ 197 KJ .
（8）反应热的大小比较,只与反应热的数值有关,与“＋”“－”符号无关.“＋”“－”只表示吸热或放热,都是反应热.

⑶ 大学怎么计算反应焓变

反应焓变计算的主要依据是热化学方程式、盖斯定律等相关数据。

化学反应的热效应只与始态、终态有关，与反应过程无关，反应热总值一定。如图1表示始态到终态的反应热，则△H=△H1+△H2=△H3+△H4+△H5。

化学反应遵循质量守恒和能量守恒。在指定的状态下，各种物质的焓值都是确定，因此反应不论是一步完成，还是分步完成，最初的反应物和最终的产物都是一样的。反应物和反应产物的焓的差值都是一样的。

常用计算方法：

（1）根据热化学方程式进行计算：焓变与反应物各物质的物质的量成正比。

（2）根据反应物和生成物的总焓计算：ΔH=H（反应产物）－H（反应物）。

（3）依据反应物化学键断裂与生成物化学键形成过程中的能量变化计算：ΔH=反应物的化学键断裂吸收的能量－生成物的化学键形成释放的能量。

（4）根据盖斯定律的计算。

（5）根据比热公式求算：Q=－c·m·ΔT。

⑷ 水溶液变气态水时的焓变怎么算

不是水溶液吧？就是水吧？溶质是什么呀？
H2O(l)=H2O(g)
标准摩尔生成焓-285.83 -241.82
焓变=-241.82-(-285.83)=44.01kJ/mol
这就是水汽化的焓变，也是相变焓

⑸ 化学网：热化学反应方程式

热化学方程式是表示化学反应中的物质变化和焓变（或能量变化；热量变化）。例如热化学方程式：
H2(g) + Cl 2(g) = 2HCl(g)△H = －183 kJ/mol
ΔH代表在标准态时，1molH2(g)和1molCl2(g)完全反应生成2 molHCl(g)，反应放热183kJ。这是一个假想的过程，实际反应中反应物的投料量比所需量要多，只是过量反应物的状态没有发生变化，因此不会影响反应的反应热。标准态时化学反应的摩尔焓变称为标准摩尔焓，用符号ΔfHmO表示。

⑹ 化学方程式应该怎么写

1.理解化学方程式的书写原则
书写化学方程式必须同时体现以下原则：
①必须以客观事实为依据，不能凭空臆造事实上不存在的物质和化学反应；
②要遵守质量守恒定律。
2.掌握化学方程式的书写步骤。
化学方程式的书写步骤(以高锰酸钾受热分解为例)
①根据事实写出反应物和生成物的化学式，并在反应物和生成物之间画一条短线(或标出一个指向生成物的箭头)。KMnO4－K2MnO4+MnO2+O2
②配平化学方程式，并加以检查。
2KMnO4－K2MnO4+MnO2+O2
③注明化学反应发生的条件（点燃、加热、催化剂等）标出生成物状态（气体、沉淀等），把短线(或箭头)改成等号。
2 KMnO4 K2MnO4+MnO2+O2↑
3.学会化学方程式的简单配平方法。
化学方程式的配平是指根据质量守恒定律，在化学式前面配上适当的化学计量数，使式子左、右两边的每一种元素的原子数目相等。
化学方程式的配平方法
a.最小公倍数法（以氢气与氧气反应为例）
利用反应前后某一元素原子数的最小公倍数加以配平的方法。这是初中阶段必须掌握的方法。例如
H2＋O2－H2O
反应前氧原子数为2，反应后氧原子数为1，两数的最小公倍数为2。因此，在H2O分子前配上2，H2分子前相应地配上2即可。
b.奇偶数法（以过氧化氢分解反应为例）
利用反应前后某元素的原子数一奇一偶的特点加以配平的方法（将奇数配成偶数）。例如H2O2－H2O＋O2
反应前过氧化氢分子中氧原子数为2，反应后水分子中氧原子数为1，将水分子数 配为偶数（1×2＝2），再配平其他物质即可。这一反应用最小公倍数法较难配平。
C.观察法（以高锰酸钾受热分解为例）
利用较复杂的生成物推出有关物质的化学计量数及该生成物的化学计量数，从而推出其他物质化学计量数的配平方法。例如Fe+O2－Fe3O4，Fe3O4中有4个氧原子，3个铁原子，因而Fe应配为3，O2应配为2。

⑺ 高二化学关于焓变的计算

我们把第一个式子的顺序调换一下，此时△H1=-234.1kJ/mol；再把第二个式子的所有项都乘以3/2，此时△H2=-393.5*3/2=-590.25kJ/mol；
再把两个式子相加就得到所求的式子了，所以焓变△H=△H1+△H2=-234.1-590.25=-824.4kJ/mol，所以答案是A。
谢谢采纳！

⑻ 化学热化学方程式知识点

热化学方程式(thermochemical equation)是用以表示化学反应中的能量变化和物质变化。热化学方程式的意义为热化学方程式不仅表明了一个反应中的反应物和生成物，还表明了一定量物质在反应中所放出或吸收的热量。
热化学方程式(thermochemical equation)是用以表示化学反应中的能量变化和物质变化。热化学方程式的意义为热化学方程式不仅表明了一个反应中的反应物和生成物，还表明了一定量物质在反应中所放出或吸收的热量。
定义
热化学方程式是表示化学反应中的物质变化和焓变（或能量变化；热量变化）。
例如，热化学方程式：H2(g) + Cl2(g) = 2HCl(g) △rHΘm = －183 kJ/mol

方程的意义是在标准态时，1mol H2(g)和1mol Cl2(g)完全反应生成2mol HCl(g)，反应放热183kJ。
热化学方程式代表着一个假想的过程，实际反应中反应物的投料量比所需量要多，只是过量反应物的状态没有发生变化，即使是一个无法全部完成的反应，也不会因此影响反应的反应热。
书写事项
书写和应用热化学方程式时必须注意以下几点：
（1）反应热与温度和压强等测定条件有关，所以书写时指明反应时的温度和压强，若是标准状态下，即温度为25℃(298.15K)、气压为101kPa时，可以不注明。
（2）各物质化学式右侧用圆括号（）表明物质的聚集状态。可以用g、l、s分别代表气态、液态、固态。固体有不同晶态（同素异形体）时，还需将晶态（形）注明，例如S（斜方），S（单斜）；C（石墨），C（金刚石）等。溶液中的反应物质，则须注明其浓度，以aq代表水溶液，(aq，∞) 代表无限稀释水溶液。
（3）热化学方程式中化学计量数只表示该物质的物质的量，不表示物质分子个数或原子个数，因此，它可以是整数，也可以是分数。
（4）△H只能写在化学方程式的右边，若为放热反应，则△H为“-”；若为吸热反应，则△H为“+”。其单位一般为kJ/mol，有时也用J/mol。
（5）热化学方程式是表示反应已完成的数量。由于△H与反应完成物质的量有关，所以方程式中化学式前面的化学计量数必须与△H相对应，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。
（6）不标注气体上升符号和沉淀符号，即“↑”或“↓”。
（7）热化学方程式无需书写如△（加热）和催化剂的反应条件。
（8）即使是有机热化学方程式或可逆反应也用等号“=”，不用箭头和可逆符号“→”,“⇌”。
（9）反应热可分为多种，如燃烧热、中和热、溶解热等，在25℃，100kPa时，（旧的标准态压力为1 atm=101 kPa，即1标准大气压，新的标准态压力改为1 bar=100 kPa。1 mol纯物质完全燃烧生成稳定的化合物时所放出的热量，叫做该物质的燃烧热．单位为kJ/mol
（10）在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应生成1mol水时的反应热叫中和热。书写中和热的化学方程式应以生成1mol水为基准。[1]
（11）同一化学反应，随着化学计量数改变△H的值而改变。若化学计量数相同，当反应物、生成物状态不同时，△H的值也不同。
（12）△rHΘm的意义是在标准状态下，下标r表示反应(reaction），m反应进度为ε=1mol，上标Θ表示标准状态
(13)，在SI单位制中，标准压力应为101.3kPa，但是这个数字使用不太方便，国际纯粹与应用化学联合会（IUPAC）建议以1x105Pa作为气态物质的热力学标志状态，符号为pΘ，若压力不为pΘ，反应焓变符号为△rHm。

⑼ （高中化学选修4 化学反应原理）焓变与能量、键能关系的理解

高中化学选修4知识点总结第1章、化学反应与能量转化化学反应的实质是反应物化学键的断裂和生成物化学键的形成,化学反应过程中伴随着能量的释放或吸收. 一、化学反应的热效应1、化学反应的反应热(1)反应热的概念：当化学反应在一定的温度下进行时,反应所释放或吸收的热量称为该反应在此温度下的热效应,简称反应热.用符号Q表示. (2)反应热与吸热反应、放热反应的关系. Q＞0时,反应为吸热反应；Q＜0时,反应为放热反应. (3)反应热的测定测定反应热的仪器为量热计,可测出反应前后溶液温度的变化,根据体系的热容可计算出反应热,计算公式如下：Q＝－C(T2－T1) 式中C表示体系的热容,T1、T2分别表示反应前和反应后体系的温度.实验室经常测定中和反应的反应热. 2、化学反应的焓变(1)反应焓变物质所具有的能量是物质固有的性质,可以用称为“焓”的物理量来描述,符号为H,单位为kJ·mol-1. 反应产物的总焓与反应物的总焓之差称为反应焓变,用ΔH表示. (2)反应焓变ΔH与反应热Q的关系. 对于等压条件下进行的化学反应,若反应中物质的能量变化全部转化为热能,则该反应的反应热等于反应焓变,其数学表达式为：Qp＝ΔH＝H(反应产物)－H(反应物). (3)反应焓变与吸热反应,放热反应的关系：ΔH＞0,反应吸收能量,为吸热反应. ΔH＜0,反应释放能量,为放热反应. (4)反应焓变与热化学方程式：把一个化学反应中物质的变化和反应焓变同时表示出来的化学方程式称为热化学方程式,如：H2(g)＋O2(g)＝H2O(l)；ΔH(298K)＝－285.8kJ·mol－1 书写热化学方程式应注意以下几点：①化学式后面要注明物质的聚集状态：固态(s)、液态(l)、气态(g)、溶液(aq). ②化学方程式后面写上反应焓变ΔH,ΔH的单位是J·mol－1或 kJ·mol－1,且ΔH后注明反应温度. ③热化学方程式中物质的系数加倍,ΔH的数值也相应加倍. 3、反应焓变的计算(1)盖斯定律对于一个化学反应,无论是一步完成,还是分几步完成,其反应焓变一样,这一规律称为盖斯定律. (2)利用盖斯定律进行反应焓变的计算. 常见题型是给出几个热化学方程式,合并出题目所求的热化学方程式,根据盖斯定律可知,该方程式的ΔH为上述各热化学方程式的ΔH的代数和. (3)根据标准摩尔生成焓,ΔfHmθ计算反应焓变ΔH. 对任意反应：aA＋bB＝cC＋dD ΔH＝［cΔfHmθ(C)＋dΔfHmθ(D)］－［aΔfHmθ(A)＋bΔfHmθ(B)］ 二、电能转化为化学能——电解 1、电解的原理(1)电解的概念：在直流电作用下,电解质在两上电极上分别发生氧化反应和还原反应的过程叫做电解.电能转化为化学能的装置叫做电解池. (2)电极反应：以电解熔融的NaCl为例：阳极：与电源正极相连的电极称为阳极,阳极发生氧化反应：2Cl－→Cl2↑＋2e－. 阴极：与电源负极相连的电极称为阴极,阴极发生还原反应：Na＋＋e－→Na. 总方程式：2NaCl(熔)2Na＋Cl2↑ 2、电解原理的应用(1)电解食盐水制备烧碱、氯气和氢气. 阳极：2Cl－→Cl2＋2e－ 阴极：2H＋＋e－→H2↑ 总反应：2NaCl＋2H2O2NaOH＋H2↑＋Cl2↑ (2)铜的电解精炼. 粗铜(含Zn、Ni、Fe、Ag、Au、Pt)为阳极,精铜为阴极,CuSO4溶液为电解质溶液. 阳极反应：Cu→Cu2＋＋2e－,还发生几个副反应Zn→Zn2＋＋2e－；Ni→Ni2＋＋2e－ Fe→Fe2＋＋2e－ Au、Ag、Pt等不反应,沉积在电解池底部形成阳极泥. 阴极反应：Cu2＋＋2e－→Cu (3)电镀：以铁表面镀铜为例待镀金属Fe为阴极,镀层金属Cu为阳极,CuSO4溶液为电解质溶液. 阳极反应：Cu→Cu2＋＋2e－ 阴极反应： Cu2＋＋2e－→Cu 三、化学能转化为电能——电池 1、原电池的工作原理(1)原电池的概念：把化学能转变为电能的装置称为原电池. (2)Cu－Zn原电池的工作原理： 如图为Cu－Zn原电池,其中Zn为负极,Cu为正极,构成闭合回路后的现象是：Zn片逐渐溶解,Cu片上有气泡产生,电流计指针发生偏转.该原电池反应原理为：Zn失电子,负极反应为：Zn→Zn2＋＋2e－；Cu得电子,正极反应为：2H＋＋2e－→H2.电子定向移动形成电流.总反应为：Zn＋CuSO4＝ZnSO4＋Cu. (3)原电池的电能若两种金属做电极,活泼金属为负极,不活泼金属为正极；若一种金属和一种非金属做电极,金属为负极,非金属为正极. 2、化学电源(1)锌锰干电池负极反应：Zn→Zn2＋＋2e－；正极反应：2NH4＋＋2e－→2NH3＋H2；(2)铅蓄电池负极反应：Pb＋SO42－PbSO4＋2e－ 正极反应：PbO2＋4H＋＋SO42－＋2e－PbSO4＋2H2O 放电时总反应：Pb＋PbO2＋2H2SO4＝2PbSO4＋2H2O. 充电时总反应：2PbSO4＋2H2O＝Pb＋PbO2＋2H2SO4. (3)氢氧燃料电池负极反应：2H2＋4OH－→4H2O＋4e－ 正极反应：O2＋2H2O＋4e－→4OH－ 电池总反应：2H2＋O2＝2H2O 3、金属的腐蚀与防护(1)金属腐蚀金属表面与周围物质发生化学反应或因电化学作用而遭到破坏的过程称为金属腐蚀. (2)金属腐蚀的电化学原理. 生铁中含有碳,遇有雨水可形成原电池,铁为负极,电极反应为：Fe→Fe2＋＋2e－.水膜中溶解的氧气被还原,正极反应为：O2＋2H2O＋4e－→4OH－,该腐蚀为“吸氧腐蚀”,总反应为：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分解转化为铁锈.若水膜在酸度较高的环境下,正极反应为：2H+＋2e－→H2↑,该腐蚀称为“析氢腐蚀”. (3)金属的防护金属处于干燥的环境下,或在金属表面刷油漆、陶瓷、沥青、塑料及电镀一层耐腐蚀性强的金属防护层,破坏原电池形成的条件.从而达到对金属的防护；也可以利用原电池原理,采用牺牲阳极保护法.也可以利用电解原理,采用外加电流阴极保护法. 第2章、化学反应的方向、限度与速率(1、2节) 原电池的反应都是自发进行的反应,电解池的反应很多不是自发进行的,如何判定反应是否自发进行呢? 一、化学反应的方向 1、反应焓变与反应方向放热反应多数能自发进行,即ΔH＜0的反应大多能自发进行.有些吸热反应也能自发进行.如NH4HCO3与CH3COOH的反应.有些吸热反应室温下不能进行,但在较高温度下能自发进行,如CaCO3高温下分解生成CaO、CO2. 2、反应熵变与反应方向熵是描述体系混乱度的概念,熵值越大,体系混乱度越大.反应的熵变ΔS为反应产物总熵与反应物总熵之差.产生气体的反应为熵增加反应,熵增加有利于反应的自发进行. 3、焓变与熵变对反应方向的共同影响ΔH－TΔS＜0反应能自发进行. ΔH－TΔS＝0反应达到平衡状态. ΔH－TΔS＞0反应不能自发进行. 在温度、压强一定的条件下,自发反应总是向ΔH－TΔS＜0的方向进行,直至平衡状态. 二、化学反应的限度 1、化学平衡常数(1)对达到平衡的可逆反应,生成物浓度的系数次方的乘积与反应物浓度的系数次方的乘积之比为一常数,该常数称为化学平衡常数,用符号K表示 . (2)平衡常数K的大小反映了化学反应可能进行的程度(即反应限度),平衡常数越大,说明反应可以进行得越完全. (3)平衡常数表达式与化学方程式的书写方式有关.对于给定的可逆反应,正逆反应的平衡常数互为倒数. (4)借助平衡常数,可以判断反应是否到平衡状态：当反应的浓度商Qc与平衡常数Kc相等时,说明反应达到平衡状态. 2、反应的平衡转化率(1)平衡转化率是用转化的反应物的浓度与该反应物初始浓度的比值来表示.如反应物A的平衡转化率的表达式为：α（A）＝(2)平衡正向移动不一定使反应物的平衡转化率提高.提高一种反应物的浓度,可使另一反应物的平衡转化率提高. (3)平衡常数与反应物的平衡转化率之间可以相互计算. 3、反应条件对化学平衡的影响(1)温度的影响升高温度使化学平衡向吸热方向移动；降低温度使化学平衡向放热方向移动.温度对化学平衡的影响是通过改变平衡常数实现的. (2)浓度的影响增大生成物浓度或减小反应物浓度,平衡向逆反应方向移动；增大反应物浓度或减小生成物浓度,平衡向正反应方向移动. 温度一定时,改变浓度能引起平衡移动,但平衡常数不变.化工生产中,常通过增加某一价廉易得的反应物浓度,来提高另一昂贵的反应物的转化率. (3)压强的影响ΔVg＝0的反应,改变压强,化学平衡状态不变. ΔVg≠0的反应,增大压强,化学平衡向气态物质体积减小的方向移动. (4)勒夏特列原理由温度、浓度、压强对平衡移动的影响可得出勒夏特列原理：如果改变影响平衡的一个条件(浓度、压强、温度等)平衡向能够减弱这种改变的方向移动. 【例题分析】例1、已知下列热化学方程式：(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 写出FeO(s)被CO还原成Fe和CO2的热化学方程式 . 解析：依据盖斯定律：化学反应不管是一步完成还是分几步完成,其反应热是相同的.我们可从题目中所给的有关方程式进行分析：从方程式(3)与方程式(1)可以看出有我们需要的有关物质,但方程式(3)必须通过方程式(2)有关物质才能和方程式(1)结合在一起. 将方程式(3)×2＋方程式(2)；可表示为(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 将(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、熔融盐燃料电池具有高的发电效率,因而得到重视,可用Li2CO3和Na2CO3的熔融盐混合物作用电解质,CO为阳极燃气,空气与CO2的混合气体为阴极助燃气,制得在650℃下工作的燃料电池,完成有关的电池反应式：阳极反应式：2CO＋2CO32－→4CO2＋4e－ 阴极反应式：；总电池反应式：. 解析： 作为燃料电池,总的效果就是把燃料进行燃烧.本题中CO为还原剂,空气中O2为氧化剂,电池总反应式为：2CO＋O2＝2CO2.用总反应式减去电池负极（即题目指的阳极）反应式,就可得到电池正极（即题目指的阴极）反应式：O2＋2CO2＋4e－＝2CO32－ . 答案：O2＋2CO2＋4e－＝2CO32－；2CO＋O2＝2CO2 例3、下列有关反应的方向说法中正确的是( ) A、放热的自发过程都是熵值减小的过程. B、吸热的自发过程常常是熵值增加的过程. C、水自发地从高处流向低处,是趋向能量最低状态的倾向. D、只根据焓变来判断化学反应的方向是可以的. 解析：放热的自发过程可能使熵值减小、增加或无明显变化,故A错误.只根据焓变来判断反应进行的方向是片面的,要用能量判据、熵判据组成的复合判据来判断,D错误.水自发地从高处流向低处,是趋向能量最低状态的倾向是正确的.有些吸热反应也可以自发进行.如在25℃和1.01×105Pa时,2N2O5(g)＝4NO2(g)＋O2(g)；ΔH＝56.7kJ/mol,(NH4)2CO3(s)＝NH4HCO3(s)＋NH3(g)；ΔH＝74.9kJ/mol,上述两个反应都是吸热反应,又都是熵增的反应,所以B也正确. 答案：BC. 化学反应原理复习（二） 【知识讲解】 第2章、第3、4节一、化学反应的速率 1、化学反应是怎样进行的(1)基元反应：能够一步完成的反应称为基元反应,大多数化学反应都是分几步完成的. (2)反应历程：平时写的化学方程式是由几个基元反应组成的总反应.总反应中用基元反应构成的反应序列称为反应历程,又称反应机理. (3)不同反应的反应历程不同.同一反应在不同条件下的反应历程也可能不同,反应历程的差别又造成了反应速率的不同. 2、化学反应速率(1)概念：单位时间内反应物的减小量或生成物的增加量可以表示反应的快慢,即反应的速率,用符号v表示. (2)表达式：(3)特点对某一具体反应,用不同物质表示化学反应速率时所得的数值可能不同,但各物质表示的化学反应速率之比等于化学方程式中各物质的系数之比. 3、浓度对反应速率的影响(1)反应速率常数(K) 反应速率常数(K)表示单位浓度下的化学反应速率,通常,反应速率常数越大,反应进行得越快.反应速率常数与浓度无关,受温度、催化剂、固体表面性质等因素的影响. (2)浓度对反应速率的影响增大反应物浓度,正反应速率增大,减小反应物浓度,正反应速率减小. 增大生成物浓度,逆反应速率增大,减小生成物浓度,逆反应速率减小. (3)压强对反应速率的影响压强只影响气体,对只涉及固体、液体的反应,压强的改变对反应速率几乎无影响. 压强对反应速率的影响,实际上是浓度对反应速率的影响,因为压强的改变是通过改变容器容积引起的.压缩容器容积,气体压强增大,气体物质的浓度都增大,正、逆反应速率都增加；增大容器容积,气体压强减小；气体物质的浓度都减小,正、逆反应速率都减小. 4、温度对化学反应速率的影响(1)经验公式阿伦尼乌斯总结出了反应速率常数与温度之间关系的经验公式：式中A为比例系数,e为自然对数的底,R为摩尔气体常数量,Ea为活化能. 由公式知,当Ea＞0时,升高温度,反应速率常数增大,化学反应速率也随之增大.可知,温度对化学反应速率的影响与活化能有关. (2)活化能Ea. 活化能Ea是活化分子的平均能量与反应物分子平均能量之差.不同反应的活化能不同,有的相差很大.活化能 Ea值越大,改变温度对反应速率的影响越大. 5、催化剂对化学反应速率的影响(1)催化剂对化学反应速率影响的规律：催化剂大多能加快反应速率,原因是催化剂能通过参加反应,改变反应历程,降低反应的活化能来有效提高反应速率. (2)催化剂的特点：催化剂能加快反应速率而在反应前后本身的质量和化学性质不变. 催化剂具有选择性. 催化剂不能改变化学反应的平衡常数,不引起化学平衡的移动,不能改变平衡转化率. 二、化学反应条件的优化——工业合成氨 1、合成氨反应的限度合成氨反应是一个放热反应,同时也是气体物质的量减小的熵减反应,故降低温度、增大压强将有利于化学平衡向生成氨的方向移动. 2、合成氨反应的速率(1)高压既有利于平衡向生成氨的方向移动,又使反应速率加快,但高压对设备的要求也高,故压强不能特别大. (2)反应过程中将氨从混合气中分离出去,能保持较高的反应速率. (3)温度越高,反应速率进行得越快,但温度过高,平衡向氨分解的方向移动,不利于氨的合成. (4)加入催化剂能大幅度加快反应速率. 3、合成氨的适宜条件在合成氨生产中,达到高转化率与高反应速率所需要的条件有时是矛盾的,故应该寻找以较高反应速率并获得适当平衡转化率的反应条件：一般用铁做催化剂 ,制反应温度在700K左右,压强范围大致在1×107Pa～1×108Pa 之间,并采用N2与H2分压为1∶2.8的投料比. 第3章、物质在水溶液中的行为 一、水溶液 1、水的电离H2OH＋＋OH－ 水的离子积常数KW＝［H＋］［OH－］,25℃时,KW＝1.0×10－14mol2·L－2.温度升高,有利于水的电离, KW增大. 2、溶液的酸碱度 室温下,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 碱性溶液：［H＋］＜［OH－］,［OH－］＞1.0×10－7mol·L－1,pH＞7 3、电解质在水溶液中的存在形态(1)强电解质强电解质是在稀的水溶液中完全电离的电解质,强电解质在溶液中以离子形式存在,主要包括强酸、强碱和绝大多数盐,书写电离方程式时用“＝”表示. (2)弱电解质在水溶液中部分电离的电解质,在水溶液中主要以分子形态存在,少部分以离子形态存在,存在电离平衡,主要包括弱酸、弱碱、水及极少数盐,书写电离方程式时用“ ”表示. 二、弱电解质的电离及盐类水解 1、弱电解质的电离平衡. (1)电离平衡常数在一定条件下达到电离平衡时,弱电解质电离形成的各种离子浓度的乘积与溶液中未电离的分子浓度之比为一常数,叫电离平衡常数. 弱酸的电离平衡常数越大,达到电离平衡时,电离出的H＋越多.多元弱酸分步电离,且每步电离都有各自的电离平衡常数,以第一步电离为主. (2)影响电离平衡的因素,以CH3COOHCH3COO－＋H＋为例. 加水、加冰醋酸,加碱、升温,使CH3COOH的电离平衡正向移动,加入CH3COONa固体,加入浓盐酸,降温使CH3COOH电离平衡逆向移动. 2、盐类水解(1)水解实质盐溶于水后电离出的离子与水电离的H＋或OH－结合生成弱酸或弱碱,从而打破水的电离平衡,使水继续电离,称为盐类水解. (2)水解类型及规律①强酸弱碱盐水解显酸性. NH4Cl＋H2ONH3·H2O＋HCl ②强碱弱酸盐水解显碱性. CH3COONa＋H2OCH3COOH＋NaOH ③强酸强碱盐不水解. ④弱酸弱碱盐双水解. Al2S3＋6H2O＝2Al(OH)3↓＋3H2S↑ (3)水解平衡的移动加热、加水可以促进盐的水解,加入酸或碱能抑止盐的水解,另外,弱酸根阴离子与弱碱阳离子相混合时相互促进水解. 三、沉淀溶解平衡 1、沉淀溶解平衡与溶度积(1)概念当固体溶于水时,固体溶于水的速率和离子结合为固体的速率相等时,固体的溶解与沉淀的生成达到平衡状态,称为沉淀溶解平衡.其平衡常数叫做溶度积常数,简称溶度积,用Ksp表示. PbI2(s)Pb2+(aq)＋2I－(aq) Ksp＝［Pb2＋］［I－］2＝7.1×10－9mol3·L－3 (2)溶度积Ksp的特点Ksp只与难溶电解质的性质和温度有关,与沉淀的量无关,且溶液中离子浓度的变化能引起平衡移动,但并不改变溶度积. Ksp反映了难溶电解质在水中的溶解能力. 2、沉淀溶解平衡的应用(1)沉淀的溶解与生成根据浓度商Qc与溶度积Ksp的大小比较,规则如下：Qc＝Ksp时,处于沉淀溶解平衡状态. Qc＞Ksp时,溶液中的离子结合为沉淀至平衡. Qc＜Ksp时,体系中若有足量固体,固体溶解至平衡. (2)沉淀的转化根据溶度积的大小,可以将溶度积大的沉淀可转化为溶度积更小的沉淀,这叫做沉淀的转化.沉淀转化实质为沉淀溶解平衡的移动. 四、离子反应 1、离子反应发生的条件(1)生成沉淀既有溶液中的离子直接结合为沉淀,又有沉淀的转化. (2)生成弱电解质主要是H＋与弱酸根生成弱酸,或OH－与弱碱阳离子生成弱碱,或H＋与OH－生成H2O. (3)生成气体 生成弱酸时,很多弱酸能分解生成气体. (4)发生氧化还原反应强氧化性的离子与强还原性离子易发生氧化还原反应,且大多在酸性条件下发生. 2、离子反应能否进行的理论判据(1)根据焓变与熵变判据对ΔH－TΔS＜0的离子反应,室温下都能自发进行. (2)根据平衡常数判据离子反应的平衡常数很大时,表明反应的趋势很大. 3、离子反应的应用(1)判断溶液中离子能否大量共存相互间能发生反应的离子不能大量共存,注意题目中的隐含条件. (2)用于物质的定性检验根据离子的特性反应,主要是沉淀的颜色或气体的生成,定性检验特征性离子. (3)用于离子的定量计算常见的有酸碱中和滴定法、氧化还原滴定法. (4)生活中常见的离子反应. 硬水的形成及软化涉及到的离子反应较多,主要有：Ca2＋、Mg2＋的形成. CaCO3＋CO2＋H2O＝Ca2＋＋2HCO3－ MgCO3＋CO2＋H2O＝Mg2＋＋2HCO3－ 加热煮沸法降低水的硬度：Ca2＋＋2HCO3－CaCO3↓＋CO2↑＋H2O Mg2＋＋2HCO3－MgCO3↓＋CO2↑＋H2O 或加入Na2CO3软化硬水：Ca2＋＋CO32－＝CaCO3↓,Mg2＋＋CO32－＝MgCO3↓

⑽ 热化学方程式的书写及焓变的5种计算方法

书写和应用热化学方程式时必须注意以下几点：
（1）反应热与温度和压强等测定条件有关，所以书写时指明反应时的温度和压强（25℃、101kPa时，可以不注明）
（2）各物质化学式右侧用圆括号（）表明物质的聚集状态。可以用g、l、s分别代表气态、液态、固态。固体有不同晶态时，还需将晶态注明，例如S（斜方），S（单斜），C（石墨），C（金刚石）等。溶液中的反应物质，则须注明其浓度，以aq代表水溶液，(aq，∝) 代表无限稀释水溶液。
（3）热化学方程式中化学计量数只表示该物质的物质的量，不表示物质分子个数或原子个数，因此，它可以是整数，也可以是分数。
（4）△H只能写在化学方程式的右边，若为放热反应，则△H为“-”；若为吸热反应，则△H为“+”。其单位一般为kJ/mol。同一化学反应，若化学计量数不同时△H的值不同。若化学计量数相同，当反应物、生成物状态不同时，△H的值也不同。
（5）热化学方程式是表示反应已完成的数量。由于△H与反应完成物质的量有关，所以方程式中化学式前面的化学计量数必须与△H相对应，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。
（6）不标“↑”或“↓”
（7）热化学方程式一般不需要写反应条件，例如：△（加热），因为聚集状态已标出。
（8）有机热化学方程式用“=”，不用“→”。
计算方法：
1、 焓的定义式(物理意义)是这样的:H=U+pV [焓=流动内能+推动功]，其中U表示热力学能，也称为内能(Internal Energy)，即系统内部的所有能量;
2、焓变是生成物与反应物的焓值差。ΔH(焓变)表示的是系统发生一个过程的焓的增量。ΔH=ΔU+Δ(pV)
3、末态(生成物)能量减初态(反应物)能量
4、盖斯定律