熱化學方程式范例6篇

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熱化學方程式范文1

一、書寫技巧

1.首先，寫出正確的化學反應方程式，并配平；2.注明各物質的聚集狀態（即固態、氣態或液態，通常固態用S表示，液態用l表示，氣態用g表示）；3.注明反應吸收或放出的熱量的多少。ΔH＜0為放熱反應，ΔH＞0為吸熱反應（通常給的數值要進行換算）；4.要注明反應發生的條件。

注意：1.如果生成物中有沉淀生成，不需要在沉淀物質的化學式右邊注“”號；如果生成物中有氣體生成，不需要在氣體物質的化學式右邊注“”號。2.熱化學方程式的系數可以是整數，也可以是分數。

例：家用液化氣的主要成分之一是丁烷。10g丁烷完全燃燒生成二氧化碳和液態水時，放出500kJ熱量，寫出丁烷燃燒的熱化學方程式。

解析：1.寫出丁烷燃燒的化學方程式：

C4H10+(13/2)O2=4CO2+5H2O

2.注明各物質的聚集狀態：

C4H10(g)+(13/2)O2(g)=4CO2(g)+5H2O(l)

3.注明反應吸收或放出的熱量的多少：

C4H10(g)+(13/2)O2(g)=4CO2(g)+5H2O(l)；ΔH=—2900kJ/mol，因為10g丁烷完全燃燒生成二氧化碳和液態水時，放出500kJ熱量，方程式中丁烷為1mol（58g），通過計算58g丁烷放出的熱量為2900kJ。

4.注明反應發生的條件：

C4H10(g)+(13/2)O2(g)FY(=點燃FY)4CO2(g)+5H2O(l) ΔH=—2900kJ/mol

二、典例解析

例1.1molC與1molH2O(g)反應生成1molCO2(g)和1molH2(g)，需要吸收131.5kJ的熱量，該反應的反應熱為ΔH=_______。

解析：根據反應熱的定義，吸收熱量ΔH為“+”，即反應的反應熱為131.5kJ/mol。

例2.拆開1molH—H鍵，1molN—H鍵，1molNN鍵分別需要的能量是436kJ、391kJ、946kJ，則1molN2生成NH3的反應熱為_______，1molH2生成NH3的反應熱為_______。

解析：因拆開1molN—H鍵和生成1molN—H鍵吸收和釋放出的能量相等，所以此反應的反應熱計算如下：

2×3×391kJ/mol—946kJ/mol—3×436kJ/mol=92kJ/mol

則此題1molN2生成NH3的反應熱為ΔH= —92kJ/mol，而1molH2只與1/3molN2反應，所以反應熱ΔH=(—92/3)kJ/mol= —30.6kJ/mol。

例3.今有如下三個熱化學方程式：

H2(g)+1/2O2(g)=H2O(g) ΔH=a kJ/mol

H2(g)+1/2O2(g)=H2O(l) ΔH=b kJ/mol

2H2(g)+O2(g)=2H2O(l) ΔH=c kJ/mol

關于它們的下列表述正確的是（）

(A)它們都是吸熱反應

(B)a、b和c均為正值

(C)a=b

(D)2b=c

解析：①根據熱化學方程式書寫中反應熱表示方法的規定：即ΔH為“-”表示放熱，ΔH為“+”表示吸熱，可判斷H2燃燒反應的反應熱應用負值表示，而且燃燒反應為放熱反應，故A、B不正確；②根據相同物質的反應，聚集狀態不同，反應熱不同可判斷a≠b，故C錯；③根據相同反應，反應熱與可燃物的物質的量成正比可判斷2b=c。

例4.1g氫氣在氧氣中燃燒生成液態水，放出142.9kJ熱量，表示該反應的熱化學方程式是（）

(A)H2(g)+1/2O2(g)=H2O(l) ΔH=-285.8kJ/mol

(B)H2(g)+1/2O2(g)=H2O(g) ΔH=-285.8kJ/mol

(C)2H2(g)+O2(g)=2H2O(l) ΔH=-285.8kJ/mol

(D)H2+1/2O2=H2O ΔH=-285.8kJ/mol

熱化學方程式范文2

關鍵詞： 蓋斯定律 《化學反應與能量變化》 教學感悟

化學是一門研究物質組成、結構性質和變化規律的科學，是一門研制新物質的科學，是信息科學、材料科學、能源科學、環境科學、海洋科學、生命科學和空間技術等研究的重要基礎?；瘜W離不開記憶，因為化學符號忘記了難以自創。如果記住了所有公式、符號和原理就成功了一半，學習化學時一定要認真地記。但記住只是成功了一半，現在的化學試題側重考查學生猜測一些教材上沒有的內容的能力，這種猜測絕非憑空臆想，而是基于已知的科學推斷，即延伸已有知識。教師在教學過程中不能只關注知識的傳授和技能的訓練，必須創造條件使學生實現知識與技能、過程與方法、情感態度與價值觀等目標；關注學生已有的生活經驗和社會現實，堅持以探究為主的多樣化教學方式。隨著新課標化學的實施，筆者經歷課堂教學改革的困惑與解惑，體會到由教師一言堂轉變成師生互動的大課堂的快樂，收獲自主、合作、探究的學習方式帶來的欣喜。下面我結合教學實踐就高中化學必修2《化學反應與能量變化》進行分析探討，旨在讓學生更好地掌握知識，運用知識。

一、蓋斯定律的含義和內涵

化學反應所釋放的能量是現代能量的主要來源之一，研究化學反應中的能量變化對化工生產有重要的意義。高中化學注重兩類能量變化：一是化學能轉變成熱能，研究放熱反應和吸熱反應；二是化學能與電能的相互轉變。由于化石燃料逐漸耗盡，能源危機一觸即發，因此人們對能源越來越關注。有些反應進行得很慢，有些反應不容易直接發生，有些反應的產品不純（有副反應發生），這給測定反應熱造成困難。如果應用蓋斯定律，就可以間接地把它們的反應熱計算出來。所謂蓋斯定律是指不管化學反應是一步完成或分幾步完成，其反應熱都是相同的?；蛘哒f，化學反應的反應熱只與反應體系的始態和終態有關，而與反應的途徑無關。即能量的釋放或吸收是以發生變化的物質為基礎的，沒有物質的變化，就不能引發能量的變化。如已知金剛石和石墨分別在氧氣中完全燃燒的熱化學方程式為：C（金剛石，s）+O■（g）=CO■（g），H=-395.4kJ?mol■，CO■（g）、H■（石墨，s）+O■（g）=CO■（g），H=-393.51kJ?mol■，則金剛石轉化為石墨時的熱化學方程式為？搖？搖 ？搖？搖？搖，由此看來更穩定的碳的同素異形體為？搖 ？搖？搖？搖？搖。由蓋斯定律，要得到金剛石和石墨的轉化關系，可將兩個熱化學方程式相減：C（金剛石，s）=C（石墨，s），H3=H1-H2=-395.41kJ?mol■+393.51kJ?mol■=-1.90kJ?mol■，即C（金剛石，s）=C（石墨，s），H=-1.90kJ?mol■，可見金剛石轉化為石墨放出熱量，說明石墨的能量更低，較金剛石穩定。所以答案是C（金剛石，s）=C（石墨，s），H=-1.90kJ?mol■；石墨。綜上可知，掌握蓋斯定律對反應熱的計算意義重大。

二、蓋斯定律的計算技巧

首先從幾個相關反應方程式，通過分析找出按照怎樣一個加、減代數運算式子求算出該反應式，然后將相應反應的反應熱替換到以上加、減運算的式子中算出該反應的反應熱。這類問題的關鍵在于怎樣找出這個加、減代數運算式子呢？可以通過觀察分析的方法求出。先觀察待求熱效應的該反應式中反應物，生成物在相關聯反應式中的位置，若位置在同一邊，則反應式相加，不在同一邊則相減，然后觀察分子式前的系數，若不一致，則在加、減式子中乘以或除以一定系數將其調整一致，即可得出代數運算式子。有時會碰到一種物質在幾個反應式中都出現，可將該物質暫時放一放，先去觀察其他物質，總之一定要將已知的幾個相關聯式子都用一次。最后為保險起見，最好將各關聯方程式代入該運算式子中實際驗算一下。

三、蓋斯定律的計算實例

1.已知下列兩個熱化學方程式：

①P■（s，白磷）+5O■=P■O■（s）？搖？搖H1=-2983.2kJ?mol■

②P（s，紅磷）+54O■（g）=14P■O■（s）？搖？搖H2=-738.5kJ?mol■

請寫出白磷轉化為紅磷的熱化學方程式？搖？搖 ？搖？搖？搖。

解析：根據蓋斯定律：H=H1+（-H■）×4=-2 983.2kJ?mol■+738.5kJ?mol■×4=-29.2kJ?mol■，所以白磷轉化為紅磷的熱化學方程式為P■（s，白磷）=4P（s，紅磷），H=-29.2kJ?mol■，也可利用加合法由①-4×②得白磷轉化為紅磷的熱化學方程式。

2.某人浸泡在盛有60.0升水的浴盆中，在1小時內，人體所散發出的熱量使水溫從30℃上升到31.5℃（假設人體體溫保持恒定，且熱量沒有損失），該人一天可以釋放多少熱量？1克脂肪燃燒放出39.7J的熱量，如果該人在一天所需要的熱量以攝入脂肪來計算，則他一天至少需要攝入多少克脂肪？已知水的比熱容為4.2kJ?（kog?℃）■。

解析：人體一天散發的熱量可用Q=cmt計算，則某人一天散發的熱量為：4.2kJ?（kog℃）■?60kg?1.5℃?24=9072kJ；則有1：39.7kJ=x：9072kJ，可得：x=228.5g。該人一天可以釋放9072kJ的熱量；他一天至少需要攝入228.5g脂肪。

四、運用蓋斯定律計算的注意事項

1.熱化學方程式同乘以某一個數時，反應熱數值必須同時乘上該數。

2.熱化學方程式相加減時，同種物質之間可相加減，反應熱也隨之相加減。

3.將一個熱化學方程式顛倒時，H的正負號必須隨之改變。

4.根據蓋斯定律，可以將兩個或兩個以上的熱化學方程式包括其H相加或相減，得到一個新的熱化學方程式。

5.求總反應的反應熱，不能不假思索地將各步反應的反應熱簡單相加。不論同步進行還是分步進行，始態和終態完全一致，蓋斯定律才成立。某些物質只是分步反應中暫時出現，最后應該恰好消耗完。

每門學科都有自己的特點，只要掌握每個學科的知識特點和思維方法，學習時就能舉一反三，觸類旁通，取得事半功倍的效果。高中化學知識點不多，考點相對其他學科而言非常少，只要掌握方法，靈活變通，就能決勝千里。

參考文獻：

[1]化學（必修2），江蘇教育出版社.

熱化學方程式范文3

一、研究目標

此課題中，以高考的重、難點內容：熱化學方程式的書寫、信息氧化還原方程式的書寫、燃料電池的電極反應式的書寫為教學案例，探討提高中等生的課堂實效問題，并讓學生具備學習此類型知識的思維模式。

二、研究方法

1 案例研究法是對教育活動中具有典型意義的，能夠反映教育某些內在規律或某些教學思想、原理的具體教學事件的描述、總結分析，進而尋求解決問題或改進工作的方法。

2 調查研究法是有目的、有計劃、有系統的搜集有關研究對象的現實狀況或歷史狀況的材料，發現問題、揭示事物的規律，找出解決問題的辦法。

三、研究內容和過程

1 調研：針對我校高三某理科實驗班進行調研。首先甄選中等生，被觀察班級共有學生35人，優等生為5人，中等生26人，學困生4人。給這26名中等生發放調查問卷，主要調查學生的學習類型。其中，21名中等生都把自己歸結為被動接受型，占類型數之首。這類型的學生特點是學習方法不得當，不善于抓重點，不會自我整合。對于外界提供的信息總是被動接受，不會將新舊知識結構相關聯，不會或很少產生疑問。這與課題組的預測相符，我校這屆學生在日常學習中較為被動，很少主動思考提出問題，更多的是被動接受。

2 存在的問題：在這些研究對象中，通過交流和實踐，發現存在的主要問題為：學生書寫化學方程式時，因缺乏思維的有序性、完整性而導致：（1）熱化學方程式書寫時錯標或漏標反應物和生成物的狀態及反應熱的單位、符號、數值；（2）信息氧化還原方程式的書寫，存在電子、電荷、元素原子不守恒；氧化產物、還原產物的判斷錯誤；氫離子、氫氧根選擇錯誤；（3）燃料電池的電極反應式的書寫，存在因忽視電解質溶液的酸堿性導致電極產物的書寫錯誤。

3 措施、對策：對于大多數學習內容來說，學生不可能自主的進行建構，但并不意味著學生只能采取被動的、消極的聽講方式進行學習。要想提高課堂實效，必須將這種“被動接受型學習”轉變為“主動參與型學習”。

以熱化學方程式的書寫、信息氧化還原方程式的書寫、電化學的電極反應式的書寫為例，結合我校學生的具體情況，課題組經過反復探討、實踐，欲采取的措施為：建立、應用、鞏固“感受體驗――討論思考――歸納總結”的思維模式，讓學生具備解決此類問題的思維方法，真正地理解其本質及規律，按規律有序完整準確的書寫反應式。

4 課堂教學實例：（1）熱化學方程式的書寫――建立思維模式：通過“感受體驗討論思考歸納總結”，幫助學生建立有序、完整的思維模式。（2）信息氧化還原反應方程式的書寫――應用思維模式：應用“感受體驗討論思考歸納總結”的思維模式，實踐發現，學生由被動的接受轉變為主動的參與討論思考，理解深刻，遺忘率低，做題準確度較高。（3）燃料電池的電極反應式的書寫――鞏固思維模式：燃料電池的書寫一直是高三學生易錯丟分的地方，很大程度是因為學生對書寫規則不理解，只是死記硬背，靈活度不夠，遺忘較快。但若按照上述思維模式進行教學，學生形成了一定的有序思維習慣，較為容易的攻克此部分的教學難點。通過此環節的教學，鞏固“感受體驗討論思考歸納總結”思維模式，形成思維習慣。另外，從知識內容的承接上看，在輕松化解教學難點的同時，也再次讓學生鞏固了信息氧化還原反應方程式的書寫。

四、結論

熱化學方程式范文4

新課標高考理科綜合化學試題總分100分，其中選擇題42分，主觀題58分。主觀題26、27、28三題為必考題，涉及實驗、元素化合物、化學反應原理模塊知識。主觀題36、37、38三題是選考題，三題選一作答，分別是選修2《化學與技術》、選修3《物質結構與性質》、選修5《有機化學基礎》。本文對2010年至2014年高考新課標理科綜合化學必考試題及選考有機化學試題做粗略分析，探究命題規律，提高復習效率。

1必考題

1.1化學實驗

2010~2014年高考化學實驗考核具體內容，見表1。

2010年用SO2知識為載體,要求寫出蒸餾燒瓶名稱，解釋SO2通入酸性高錳酸鉀溶液褪色原因并寫出離子反應式，解釋SO2通入H2S溶液產生沉淀的原因，推斷SO2具有氧化性和還原性，探究SO2 與品紅反應的可逆性，環境保護，尾氣處理。

2011年以登山運動中的供氫劑CaH2為載體，要求連接實驗儀器組裝實驗裝置，寫出實驗具體操作過程，寫CaH2與水反應方程式，實驗設計區別鈣與氫化鈣，評價用氫化鈣作為登山能源的優點。

2012年實驗室合成溴苯，考查儀器裝置用途，溴苯的分離提純方式，寫出反應原理。

2013年Ⅰ卷環己醇制備環己烯，要求寫出冷凝管名稱，說明碎瓷片作用，寫出實驗副產物結構簡式，考查分液漏斗的使用方法，分離提純方法，計算環己烯產率。

2013年Ⅱ卷用正丁醇制取正丁醛，考查濃硫酸稀釋問題，沸石作用，未加沸石補救措施，寫出冷凝管和分液漏斗名稱，分液漏斗使用，分液操作，液體分層分析，計算正丁醛產率。

2014年Ⅰ卷環己醇制備乙酸異戊酯，要求寫出冷凝管名稱，洗滌作用，萃取分離物質方法，化學平衡，儀器連接（識圖）正誤判斷，計算產率，誤差分析。

2014年Ⅱ卷以CoCl2·6H2O、NH4Cl、H2O2、濃氨水，合成晶體X，主要考查安全瓶作用，中和滴定原理，指示劑選擇，選取滴定管，裝置氣密性差對測定的影響，多步反應的化學計算，化合價，化學方程式書寫，實驗評價。

新課標高考化學實驗試題，總體上注重對實驗基本操作、實驗基本技能、實驗設計能力的考查，達到了《考試大綱》的相關要求。考查了常見儀器的結構、性能、用途，實驗儀器名稱，如2013年兩套課標卷試題都要求考生寫出實驗儀器名稱；考查了化學實驗基本操作，如2013年Ⅱ卷濃硫酸的稀釋問題、分液操作；考查實驗設計能力，如2011年設計一個實驗，區分鈣和氫化鈣；實驗中考查化學計算，如2013年兩套課標卷試題都要計算產物的產率；考查對實驗的評價能力，如2012年評價登山中用氫化鈣比用氫氣做能源的優點；考查實驗中的情感、態度、價值觀，如2010年的尾氣處理問題。

在高考實驗備考中，要注意實驗基礎的復習，注意化學實驗常見儀器結構用途，記住常見儀器的名稱，規范常見實驗操作，考前重溫教材實驗操作過程，加強實驗設計能力培養，加強實驗方案進行評價訓練，加強運用數學知識處理實驗數據訓練，多關注分離提純物質各種方式，關注老教材實驗。

1.2元素及化合物

2010~2014年高考化學對元素及化合物的考核內容，見表2。

2010年第26題，以硫及其化合物、銅及其化合物知識為背景，以元素框圖題形式出現，推斷物質化學式；利用銅的電解精煉原理判斷電極材料，計算平衡常數，書寫濃硫酸與銅的化學反應方程式，計算平衡濃度，計算轉化率。

2011年第26題，以硫及其化合物知識為載體，題目給出硫酸銅晶體受熱分解曲線，推斷不同溫度下固體產物分別是什么，書寫濃硫酸與銅的化學反應方程式，利用溶度積常數計算c(Cu2+) 、c(H+)。

2012年第26題，以金屬鐵及其化合物知識為載體，利用酸堿中和滴定原理計算FeClx中的X值，計算FeCl2和FeCl3混合物中FeCl3的質量分數，FeCl3與氫碘酸反應的離子方程式， FeCl3與KClO在強堿性條件下反應制取K2FeO4的離子方程式，K2FeO4-Zn電池正極反應式和電池總反應的離子方程式。

2013年Ⅰ卷第27題，廢舊電池回收，鋁及其化合物知識。題目設計好回收提純反應流程，要求標出LiCoO2中Co元素的化合價；寫出“正極堿浸”中發生反應的離子方程式；寫出“酸浸”中發生的所有氧化還原反應的化學方程式；評價鹽酸代替H2SO4和H2O2混合液的缺點；寫出“沉鈷”過程中發生反應的化學方程式；寫出放電時電池反應方程式；“放電處理”有利于鋰在正極回收的原因；寫出整個回收工藝中回收到的金屬化合物。

2013年Ⅱ卷第27題，題目設計好回收提純反應流程，要求判斷出流程②中除掉的雜質離子并寫出反應的離子方程式；酸堿性對除雜的影響；判斷流程③的反應類型；設計實驗“檢驗沉淀是否洗滌干凈”；計算產物ZnCO3·xZn(OH)2的x值。

2014年Ⅰ卷第27題，以次磷酸及其化合物為載體，要求寫次磷酸電離方程式，判斷次磷酸中磷元素化合價，寫利用次磷酸化學鍍銀的氧化還原反應判斷氧化產物，判斷鹽次磷酸二氫鈉的類別，判斷次磷酸二氫鈉溶液的酸堿性，寫次磷酸二氫鋇與硫酸的化學反應式。用電解法制備次磷酸，分析電解池，寫陽極反應式，產生次磷酸原理分析等。

2014年Ⅱ卷第27題，以金屬鉛及其化合物為背景，要求判斷鉛元素在元素周期表中的位置，氧化物PbO2和CO2的酸性強弱，寫PbO2和濃鹽酸反應的化學反應方程式，寫由次氯酸鈉與PbO反應制PbO2的離子反應式，以及電解法制PbO2的有關問題。

縱觀上述分析，元素及化合物考題綜合程度高，對考生的能力要求較高。注重考查考生的邏輯推理能力和綜合運用所學知識靈活解答的能力。穿插考查電化學知識，氧化還原反應，離子反應，化學計算等。

元素及化合物是中學化學基礎和核心，貫穿整個化學教學過程，高考對此部分的測查也很多，實驗題、選擇題等試題的解答都要用到元素及化合物知識。通過抓元素及化合物的物質分類、反應原理、物質特征3條主線，可以落實本知識點的高考復習。高考中要求掌握Na、Mg、Al、Fe、Cu、Cl、Si、S、N、C、O、H等元素及其化合物的性質，根據分類原理，可分為單質、化合物，非金屬單質、金屬單質，氧化物、酸、堿、鹽、氫化物，兩性氧化物，兩性氫氧化物，等等。通過分類把相似的物質歸類，同類物質具有相似的性質，由此推彼，舉一反三，提高復習效率。通過復分解反應和氧化還原反應原理實現元素及化合物的復習，要掌握常見物質的溶解性、常見的強電解質及弱電解質、幾種弱酸的相對強弱、常見的揮發性及非揮發性物質、常見元素化合價、常見氧化劑及還原產物、常見還原劑及氧化產物、既有氧化性又有還原性的物質、氧化還原反應的配平技巧。通過記憶物質特征實現復習元素及化合物，熟記特殊物質顏色、空間結構、密度等。

1.3化學反應原理

2010~2014年高考化學對化學反應原理的考核內容，見表3。

2010年第28題，試題情景用稀硫酸與鋅制取氫氣的實驗呈現，寫硫酸銅溶液與鋅反應的化學方程式；分析硫酸銅溶液可以加快氫氣生成速率的原因；通過實驗尋找與硫酸銅溶液起相似作用的物質；加快實驗中氣體產生的速率其他措施；實驗探究。

2011年第27題，根據H2（g）、CO（g）和CH3OH（l）的燃燒熱，求分解10 mol水消耗的能量；甲醇不完全燃燒生成一氧化碳和液態水的熱化學方程式；利用圖像回答化學平衡問題；考查化學平衡，轉化率，起始時與平衡時氣體壓強之比；甲醇燃料電池負極、正極的反應式書寫；計算能量轉換效率。

2012年第27題，以光氣（COCl2）、甲烷等為知識載體，寫實驗室制備氯氣的化學方程式；根據CH4、H2、和CO的燃燒熱，計算生成1 m3（標準狀況）CO所需熱量；寫實驗室用氯仿（CHCl3）與雙氧水反應制備光氣的化學方程式；利用平衡圖像，計算反應速率、平衡常數、判斷反應溫度大小、計算達到平衡時c(COCl2)、比較反應速率大小、影響速率的因素。

2013年Ⅰ卷第28題，以新能源二甲醚（CH3OCH3）等為知識背景，給出相關物質燃燒熱化學方程式，寫制備Al2O3化學方程式；分析影響CO轉化率的因素；寫H2和CO制二甲醚的熱化學方程式；分析增加壓強對制二甲醚的影響；分析CO轉化率隨溫度升高而降低的原因；寫二甲醚燃料電池的負極反應；計算產生的電量。

2013年Ⅱ卷第28題，題設情景A(g)B(g)+C(g)，ΔH=85 kJ·mol-1,結合表格數據，回答提高A的轉化率應采取的措施；推導A的轉化率α(A)的表達式；計算平衡時A的轉化率；計算平衡常數K；推導反應體系中總物質的量n和反應物A的物質的量n（A）表達式；計算第4 h時A的濃度；推導反應中c（A）變化與時間間隔（Δt）的規律。

2014年Ⅰ卷第28題，由乙烯和水合成乙醇為背景，給出相關物質燃燒熱化學方程式，寫合成乙醇熱化學反應方程式，合成方法優劣評價；圖像分析，計算平衡常數，比較壓強大小，平衡正向移動提高乙醇產率方式等。

2014年Ⅱ卷第26題，題設情景化學平衡N2O4(g) 2NO2(g)，結合平衡圖像，判斷反應吸熱還是放熱，計算N2O4的反應速率，計算平衡常數；根據圖像及N2O4速率變化，推斷外界溫度變化關系，計算新平衡時的平衡常數；改變容器體積，判斷化學平衡移動方向，并說明理由。

本部分考點主要考查學生對化學平衡圖像的讀圖識圖能力，熱化學方程式書寫，蓋斯定律應用，焓變值計算，化學反應速率計算，計算平衡常數，溶度積常數應用，電化學原理，電池電極反應式書寫，化學平衡時組分濃度計算，影響反應速率因素，影響化學平衡因素。

化學反應原理在高考備考復習中，應抓好熱化學反應方程式、電池反應方程式、電解反應方程式的書寫練習；重視電池、電解原理的應用；掌握溶度積常數、化學平衡常數的內涵；反應速率、焓變、轉化率、平衡組分含量的計算；注意蓋斯定律的應用問題；影響速率及平衡的因素。

2選考題

選考模塊由《化學與技術》、《物質結構與性質》、《有機化學基礎》三部分組成，每個模塊一個考題，由考生任意選一題作答。這里僅分析《有機化學基礎》模塊試題。

2010年，PC可降解聚碳酸酯類高分子材料合成，考查有機物之間的相互轉化關系、有機合成、同分異構體的書寫。具體要求寫出有機物A的名稱，寫出B的結構簡式，有機反應方程式，限定有機結構的同分異構體結構簡式。

2011年，以甲苯為原料合成香豆素，根據合成路線流程圖，要求用香豆素結構簡式寫出分子式甲苯與氯氣（FeCl3）反應生成A，A（C7H7Cl）的名稱，A水解生成B（C7H8O），寫出B在光照條件下與氯氣反應生成C（C7H6OCl2）的反應方程式，推斷B的同分異構體數目，寫D（C7H6O2）的同分異構體結構簡式。

2012年，用甲苯合成對羥基苯甲酸丁酯，要求寫出A（C7H8）的名稱；分析甲苯與氯氣反應生成B（C7H7Cl），寫出B與氯氣光照下生成C（C7H5Cl3）反應方程式，判斷反應類型； C水解得到D（C7H5OCl），寫D的結構簡式。

2013年Ⅰ卷，合成酮類化合物G流程，利用相對分子質量、燃燒量、產物水的量確定芳香烴A的分子式及命名，A為苯乙烯；苯乙烯與水反應生成醇B，要求寫出醇B物質催化氧化生成C的化學反應式；D（C7H6O2）能發生銀鏡反應，能和Na2CO3反應，要求寫出D與氫氧化鈉反應生成產物E的結構式，判斷反應類型；推導F（C9H10O2）同分異構體數目，寫出符合條件的F（C9H10O2）同分異構體。

2013年Ⅱ卷，由A（C7H7Cl）及F（C7H8O）制備I（C11H12O3），結合其他條件命名A；寫出2-甲基丙醛的結構簡式；寫出對甲基苯酚與氯氣在光照條件下的化學反應方程式，判斷該反應類型；寫出I的結構簡式；推斷相對分子質量比I小14的物質J的同分異構數目。

2014年Ⅰ卷，合成席夫堿類化合物G流程，利用流程圖、合成路線反應條件、題目另外5點信息，寫A（C6H13Cl）在NaOH乙醇條件下B的化學反應方程式，判斷反應類型。寫出D的名稱，結合信息③“D為單取代芳烴，相對分子質量為106”，推知D是乙苯；寫D在濃硫酸和濃硝酸及加熱條件下發生的化學反應的方程式；根據④“F苯環上有兩種化學環境的氫”及F分子式，D與濃硝酸發生反應時對位取代，寫C與F反應產物，G的結構簡式。

2014年Ⅱ卷，立方烷及合成路線為背景，推結構簡式，判斷反應類型，寫化學反應方程式，選擇化學試劑，判斷立方烷同分異構體，判斷立方烷氫種類，推六硝基立方烷同分異構體數目。

有機化學基礎模塊試題分值都是15分，題號均是38，試題設置都是合成流程圖，試題中的有機物質基本上有苯環結構，考查有機結構與性質，推斷同分異構體數目，寫同分異構體結構式，寫反應方程式。

復習中要構建好有機物知識網絡體系，理清烴、鹵代烴、醇、醛、酸、酯之間相互轉化關系，一定要注意它們之間相互轉化時的反應條件；加強同分異構體的推斷書寫練習，掌握同分異構體的推導方式；注意苯環上有側鏈烴基時，條件不同鹵素單質與其發生取代位置不同；注意苯環上連接有酚羥基、醇羥基、羧基時，與Na、NaOH、NaHCO3、Br2等反應的量關系。5年來高考有機試題，試題間的相似度很高，認真分析歷年高考題，改編好高考試題，做好高考試題變式訓練練習。

3結束語

熱化學方程式范文5

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,可測出反應前后溶液溫度的變化,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后體系的溫度.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.

對于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于反應焓變,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化學式后面要注明物質的聚集狀態：固態(s)、液態(l)、氣態(g)、溶液(aq).

②化學方程式后面寫上反應焓變ΔH,ΔH的單位是J·mol－1或 kJ·mol－1,且ΔH后注明反應溫度.

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

對于一個化學反應,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,合并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)根據標準摩爾生成焓,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)電解食鹽水制備燒堿、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：CuCu2＋＋2e－,還發生幾個副反應

ZnZn2＋＋2e－；NiNi2＋＋2e－

FeFe2＋＋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：CuCu2＋＋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,構成閉合回路后的現象是：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：ZnZn2＋＋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：ZnZn2＋＋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：FeFe2＋＋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

金屬處于干燥的環境下,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,采用犧牲陽極保護法.也可以利用電解原理,采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,熵增加有利于反應的自發進行.

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.對于給定的可逆反應,正逆反應的平衡常數互為倒數.

(4)借助平衡常數,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,制得在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于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

壓強只影響氣體,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??；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后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、增大壓強將有利于化學平衡向生成氨的方向移動.

2、合成氨反應的速率

(1)高壓既有利于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,不利于氨的合成.

(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并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,并采用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,有利于水的電離, KW增大.

2、溶液的酸堿度

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

堿性溶液：［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、強堿和絕大多數鹽,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、弱堿、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,加堿、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

鹽溶于水后電離出的離子與水電離的H＋或OH－結合生成弱酸或弱堿,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強酸弱堿鹽水解顯酸性.

NH4Cl＋H2ONH3·H2O＋HCl

②強堿弱酸鹽水解顯堿性.

CH3COONa＋H2OCH3COOH＋NaOH

③強酸強堿鹽不水解.

④弱酸弱堿鹽雙水解.

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,加入酸或堿能抑止鹽的水解,另外,弱酸根陰離子與弱堿陽離子相混合時相互促進水解.

三、沉淀溶解平衡

1、沉淀溶解平衡與溶度積

(1)概念

當固體溶于水時,固體溶于水的速率和離子結合為固體的速率相等時,固體的溶解與沉淀的生成達到平衡狀態,稱為沉淀溶解平衡.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,與沉淀的量無關,且溶液中離子濃度的變化能引起平衡移動,但并不改變溶度積.

Ksp反映了難溶電解質在水中的溶解能力.

2、沉淀溶解平衡的應用

(1)沉淀的溶解與生成

根據濃度商Qc與溶度積Ksp的大小比較,規則如下：

Qc＝Ksp時,處于沉淀溶解平衡狀態.

Qc＞Ksp時,溶液中的離子結合為沉淀至平衡.

Qc＜Ksp時,體系中若有足量固體,固體溶解至平衡.

(2)沉淀的轉化

根據溶度積的大小,可以將溶度積大的沉淀可轉化為溶度積更小的沉淀,這叫做沉淀的轉化.沉淀轉化實質為沉淀溶解平衡的移動.

四、離子反應

1、離子反應發生的條件

(1)生成沉淀

既有溶液中的離子直接結合為沉淀,又有沉淀的轉化.

(2)生成弱電解質

主要是H＋與弱酸根生成弱酸,或OH－與弱堿陽離子生成弱堿,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)用于物質的定性檢驗

根據離子的特性反應,主要是沉淀的顏色或氣體的生成,定性檢驗特征性離子.

(3)用于離子的定量計算

常見的有酸堿中和滴定法、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

熱化學方程式范文6

一、整合教材 科學安排

以化學知識塊、教材章節、方法與技能相結合的方式整合教材，形成單元，按概念和理論（一）—— 無機元素化合物 —— 概念和理論（二）—— 有機化學 —— 方法與技能（強化）的主線組織單元復習，將計算和實驗融合、穿插到各單元中。此整合教材組成單元復習的方法，能有效地感受知識的內在聯系和規律，形成完整的知識結構和網絡，促進能力的培養和提高。

二、注重基礎 落實細節

第一輪復習注重基礎要突出教材。認真閱讀、梳理教材，挖掘教材（特別是高三選修教材）中實驗和習題的可變因素（如不同的方法完成同一實驗或同一方法完成不同實驗、一題多解和變式練習等），進行深入地理解、應用，夯實教材中的基礎知識、基本技能、基本方法和基本題型。注重教材章、節之間知識內在聯系、規律的揭示，形成知識結構和網絡。如無機元素及其化合物知識（內容多、涉及面廣，往往死記硬背，不易掌握），復習時應以元素周期律的性質遞變規律作為知識主線，以化學基本理論作為知識網絡，幫助學生理解、掌握相關內容，形成相應的知識結構和網絡。即根據物質結構和元素周期表，逐一地判斷某主族元素及其化合物的通性，同主族元素或同周期元素性質的遞變規律；根據強弱電解質理論推知一種鹽的水溶液是酸性還是堿性；根據離子反應發生的條件和金屬活動性順序或非金屬活潑性順序，推測某一反應是否發生；根據化學平衡和勒夏特列原理，知道如何促進或抑制某一反應的進行等。重視高中教材中的閱讀材料、常識介紹，它們往往是高考考查的盲點。

要注重化學主干知識，突出復習重點。高考要求的化學主干知識為（25條）：

（1）原子結構（2）元素周期律、周期表（3）分子結構、晶體類型（4）化學反應與能量（熱化學方程式）（5）反應速率與化學平衡（6）電解質溶液（PH、離子方程式、水解、電解等）（7）氧化還原原理的應用（8）典型的非金屬鹵素（9）氧族元素（10）氮族元素（11）碳族元素（12）堿金屬（13）鎂鋁鐵（14）同分異構（15）烴及其衍生物（16）糖類、蛋白質、油酯（17）有機合成材料（18）物質的量及計算（19）化學式和結構式計算（20）方程式計算（22）化學實驗常用儀器及操作（23）實驗室制法（24）物質的檢驗、分離、推斷（25）化學實驗設計。

要注重規范、落實細節。“細節決定成敗”，書寫和表達的正確、規范，決定高考的成敗。要加強化學用語的落實訓練，充分利用課堂教學和作業練習，強化化學方程式、離子方程式書寫的配平；強化有機化學方程式書寫的小分子不掉；強化有機結構式、結構簡式書寫中C-C鍵、C-H 鍵、C=O鍵、苯環的到位；強化官能團位于左邊的正確書寫（有的教師要求學生每堂化學課堅持默寫5—10個教材上典型的化學方程式、電子式、有機反應式、官能團結構簡式等，不失為一種行之有效地落實辦法）。要訓練培養盡量用化學語言（化學式、化學方程式）進行準確、完整、簡潔地表述。要嚴格化學計算的步驟，要求運算準確，有效數表示規范。

三、訓練思維 培養能力

思維能力是化學學科能力的核心，復習教學要注重發展思維。精心設計化學實驗、化學問題創設復習教學的情景，積極思維，對知識的梳理、歸納、總結要按知識結構的框架自己完成；對例題的分析、講解，要有充分思考的時間和空間，注重分析思路，尋找解題的突破口；要精心選擇記憶模仿、遷移應用、推理創新、空間想象、評價最優、快準計算的練習題，訓練和發展思維，提高思維能力層次。

要突出化學復習方法的指導。第一輪復習應在通讀、精讀教材的基礎上梳理、歸納知識，按教材中每章小結的知識網絡圖形成本章的知識結構；將教材章與章之間的知識網絡按知識的內在聯系和規律，形成中學化學學科的知識體系和網絡，以便應用時能快速、準確地提取相關知識，解決化學問題。要用“結構——位置——性質”、“原理——裝置——操作——現象——結論——分析——評價”、“類比、邏輯推理”、“實驗探究”、“建模思想（將化學問題抽象成為數學等量關系，運用數學方法解決）”等化學學習方法，復習掌握化學知識，提升學科四大能力。

要強化解題能力的培養。精心選擇近幾年的高考理綜化學試題作為典型題（五年高考三年模擬）進行分析、訓練，加強審題方法、解題思路、解題技巧的指導和總結，加大練習力度（精練、巧練，防止低層次的重復練習。），嚴格答題要求，及時反饋、矯正，使解題能力的培養、提高落實到位。

能力培養要循序漸進逐步到位。第一輪復習應根據掌握知識的情況，多穿插一些小專題，側重訓練、提高某種單項能力，如：離子方程式書寫、離子共存、離子濃度大小判斷、熱化學方程式書寫、無機元素化合物性質推導、化學計算基本方法（一、二、三、四）、化學實驗中的實驗原理設計、儀器設計、操作方法設計、有機同分異構體推導（限制條件與不限制條件）、有機分子式確定、有機官能團推導等等。對于多種能力的綜合訓練，第一輪復習不可涉及過多，以免要求太高，一時達不到，挫傷學習積極性。

四、研究“綱”“題” 把準方向

“綱”是理綜高考化學《考試大綱》，“題”是理綜高考化學試題，要加強新課程理科綜合《考試大綱》和理綜高考化學試題的學習、研究，用《考試大綱》和高考化學試題指導復習，把準方向，增強復習的目的性、針對性、有效性。