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1、化学反应发生的前提是反应物分子相互接触发生碰撞。但碰撞不都会发生化学反应，能发生反应的碰撞叫有效碰撞？不能发生反应的碰撞是无效碰撞。

2、   所谓活化分子就是具有较高能量，碰撞能发生化学反应的分子。所以说发生有效碰撞的分子必然是活化分子，但活化分子的碰撞不一定会发生化学反应。

3、有许多反应都需要加热才能发生，其实质就是提供活化能。所谓活化能就是非活化分子变成活化分子需要吸收的能量。或者说活化分子（比非活化分子）所多出的那部分能量。如图：

4、E₁就是活化能，如果该反应是可逆反应则E₁是正反应的活化能，E₂是逆反应的活化能。凡是能提供能量的方法除加热外如光照、超声波，核辐射甚至摩擦等都可以成为提供活化能的方法。

5、  并不是所有反应的发生都要外界提供活化能才能发生，如果反应物的微粒已经是活化分子了则反应不需要提供活化能，如溶液中的大多数离子反应。

6、体系与环境：被研究的物质系统称为体系，体系以外的其他部分称为环境。例如：研究物质在水溶液中的反应，溶液就是体系，而盛溶液的烧杯和溶液之外的空气等便是杯境。

7、焓是与内能有关的物理量（说明焓不只包括内能），用H表示，可以理解为H越大，则物质内能越高反之则低。

8、 焓变（△H）=生成物的焓（H）-反应物的焓（H）;只有在恒压条件下，反应的热效应才等于△H。焓、焓变、反应热的单位都是kJ/mol

9、 当△H为“-”或△H <0时，为放热反应。理解为体系能量降低或者说减少，记为“-”； 当  △H为“+”或△H >0时，为吸热反应。理解为体系能量升高或者说增加，记为“+”

10、△H的计算方法：（1）焓变（△H）=生成物的焓（H）-反应物的焓（H）（结合下图记忆该公式：反应物的焓高则放热，则△H为负必为小的减大的；反应物的焓低则吸热，则△H为正必为大的减小的。总之焓变（△H）=生成物的焓（H）-反应物的焓（H）(图中可简记为后减前)

a)   H的计算方法：（2）焓变（△H）=断键吸收总热量-成键放出总热量（结合下图记忆该公式：反应放热，△H为负则必为小的减大的即吸热少放热多；反应吸热，△H为正则必为大的减小的即吸热多放热少。（图中理解为前减后）

11、书写热化学方程式必须注意以下五点：（1）必须注明温度和压强，如果不注明则默认为25℃、101kPa(区别标准状况：0℃、101kPa)；（2）必须注明所有反应物和生成物的状态，凡是有一个不标明则为错；（3）在方程式的后面必须注明△H的值，特别是不能省略“+”“-”号，省一个则为错；（4）热化学方程式的系数只表示物质的量，不再表示其它值，所以可以是分数，但不能写小数；（5）化学计量数和△H的数值可以同时扩大或缩小同等倍数。故同一个化学反应的热化学方程式可以有无究个。

12、比较两个热化学方程式的△H的大小时要注意：（1）倍数关系，不同物质的状态一一对应相同时，化学计量数和△H的数值可以同时扩大或缩小同等倍数，所以两个热化学方程式的△H值可以存在倍数关系；（2）都为放热反应时，放热越多则△H越小(因此时△H为“-”)，吸热越多则△H越大

13、对于可逆反应，正反应的△H和逆反应的△H值相等，符号相反，进一步理解:一个热化学方程式，正着写和倒着写(反应物和生成物交换)，反应的△H值相等，符号相反

14、△H单位中mol^-1的含义：每摩尔反应。简单理解就是将一个计量系数确定，物质状态确定的化学方程式作为一个整体，用物质的量来描述它发生的多少叫摩尔反应。

15、显然系数不同是不同的摩尔反应，即使系数相同，只是状态不同也是不同的摩尔反应。或者说有一点点不同就是不同的摩尔反应。

16、中和热：酸碱发生中和反应生成1molH₂O时释放的热量。特别强调：一定是1molH₂O.显然酸碱发生中和反应的热化学方程式有无穷个，但表示中和热的热化学方程式只有一个，就是当水的系数为1时的热化学方程式。在所有的能表示中和热的热化学方程式中又有一类中和反应的中和热和其它中和热不同，这类反应就是：强酸强碱稀溶液反应生成1molH₂O和可溶性盐的中和热，其值△H =-57.3kJ/mol.如果有沉淀生成△H就不再是-57.3kJ/mol;如果有弱酸或弱碱参加反应，则放热必小于57.3kJ/mol,或者说△H >-57.3kJ/mol，因为弱酸弱碱电离要吸热；如果有强酸或强碱浓溶液参加反应，则放热必大于57.3kJ/mol,或者说△H <-57.3kJ/mol，因为强酸强碱的浓溶液稀释要放热。

17、燃烧热：101kPa时，1mol纯物质完全燃烧生成稳定的氧化物时所放出的热量。注意两点：1mol纯物质；产生是液态水和气态CO₂.如实验测得25℃、101kPa时，1molCH₄完全燃烧生成H₂O(l)和CO₂(g)放出890.3kJ的热量，则的燃烧热为890.3kJ/mol,用焓变表示则为：△H =-890.3kJ/mol（记住：任何情况下用△H表示反应热一定要有“+”“-”号）；同理，表示物质燃烧的热化学方程式有无穷个，但表示燃烧热的热化学方程式只有一个，即：1mol纯物质、产物是液态水和气态CO₂.

18、盖斯定律：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。

19、盖斯定律应用的常用方法

（1）虚拟路径法：若反应物A变为生成物D，可以有两个途径：①由A直接变成D，反应热为ΔH；②由A经过B变成C，再由C变成D，每步的反应热分别为ΔH1、ΔH2、ΔH3，如图所示：

则有：ΔH＝ΔH₁＋ΔH₂＋ΔH₃。

(2)加合法：

20、将需要消去的物质先进行乘除运算，使它们的化学计量数相同，然后进行加减运算。