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热化学方程式范文1
一、书写技巧
1.首先，写出正确的化学反应方程式，并配平；2.注明各物质的聚集状态（即固态、气态或液态，通常固态用S表示，液态用l表示，气态用g表示）；3.注明反应吸收或放出的热量的多少。ΔH＜0为放热反应，ΔH＞0为吸热反应（通常给的数值要进行换算）；4.要注明反应发生的条件。
注意：1.如果生成物中有沉淀生成，不需要在沉淀物质的化学式右边注“”号；如果生成物中有气体生成，不需要在气体物质的化学式右边注“”号。2.热化学方程式的系数可以是整数，也可以是分数。
例：家用液化气的主要成分之一是丁烷。10g丁烷完全燃烧生成二氧化碳和液态水时，放出500kJ热量，写出丁烷燃烧的热化学方程式。
解析：1.写出丁烷燃烧的化学方程式：
C4H10+(13/2)O2=4CO2+5H2O
2.注明各物质的聚集状态：
C4H10(g)+(13/2)O2(g)=4CO2(g)+5H2O(l)
3.注明反应吸收或放出的热量的多少：
C4H10(g)+(13/2)O2(g)=4CO2(g)+5H2O(l)；ΔH=—2900kJ/mol，因为10g丁烷完全燃烧生成二氧化碳和液态水时，放出500kJ热量，方程式中丁烷为1mol（58g），通过计算58g丁烷放出的热量为2900kJ。
4.注明反应发生的条件：
C4H10(g)+(13/2)O2(g)FY(=点燃FY)4CO2(g)+5H2O(l) ΔH=—2900kJ/mol
二、典例解析
例1.1molC与1molH2O(g)反应生成1molCO2(g)和1molH2(g)，需要吸收131.5kJ的热量，该反应的反应热为ΔH=_______。
解析：根据反应热的定义，吸收热量ΔH为“+”，即反应的反应热为131.5kJ/mol。
例2.拆开1molH—H键，1molN—H键，1molNN键分别需要的能量是436kJ、391kJ、946kJ，则1molN2生成NH3的反应热为_______，1molH2生成NH3的反应热为_______。
解析：因拆开1molN—H键和生成1molN—H键吸收和释放出的能量相等，所以此反应的反应热计算如下：
2×3×391kJ/mol—946kJ/mol—3×436kJ/mol=92kJ/mol
则此题1molN2生成NH3的反应热为ΔH= —92kJ/mol，而1molH2只与1/3molN2反应，所以反应热ΔH=(—92/3)kJ/mol= —30.6kJ/mol。
例3.今有如下三个热化学方程式：
H2(g)+1/2O2(g)=H2O(g) ΔH=a kJ/mol
H2(g)+1/2O2(g)=H2O(l) ΔH=b kJ/mol
2H2(g)+O2(g)=2H2O(l) ΔH=c kJ/mol
关于它们的下列表述正确的是（）
(A)它们都是吸热反应
(B)a、b和c均为正值
(C)a=b
(D)2b=c
解析：①根据热化学方程式书写中反应热表示方法的规定：即ΔH为“-”表示放热，ΔH为“+”表示吸热，可判断H2燃烧反应的反应热应用负值表示，而且燃烧反应为放热反应，故A、B不正确；②根据相同物质的反应，聚集状态不同，反应热不同可判断a≠b，故C错；③根据相同反应，反应热与可燃物的物质的量成正比可判断2b=c。
例4.1g氢气在氧气中燃烧生成液态水，放出142.9kJ热量，表示该反应的热化学方程式是（）
(A)H2(g)+1/2O2(g)=H2O(l) ΔH=-285.8kJ/mol
(B)H2(g)+1/2O2(g)=H2O(g) ΔH=-285.8kJ/mol
(C)2H2(g)+O2(g)=2H2O(l) ΔH=-285.8kJ/mol
(D)H2+1/2O2=H2O ΔH=-285.8kJ/mol
热化学方程式范文2
关键词： 盖斯定律 《化学反应与能量变化》 教学感悟
化学是一门研究物质组成、结构性质和变化规律的科学，是一门研制新物质的科学，是信息科学、材料科学、能源科学、环境科学、海洋科学、生命科学和空间技术等研究的重要基础。化学离不开记忆，因为化学符号忘记了难以自创。如果记住了所有公式、符号和原理就成功了一半，学习化学时一定要认真地记。但记住只是成功了一半，现在的化学试题侧重考查学生猜测一些教材上没有的内容的能力，这种猜测绝非凭空臆想，而是基于已知的科学推断，即延伸已有知识。教师在教学过程中不能只关注知识的传授和技能的训练，必须创造条件使学生实现知识与技能、过程与方法、情感态度与价值观等目标；关注学生已有的生活经验和社会现实，坚持以探究为主的多样化教学方式。随着新课标化学的实施，笔者经历课堂教学改革的困惑与解惑，体会到由教师一言堂转变成师生互动的大课堂的快乐，收获自主、合作、探究的学习方式带来的欣喜。下面我结合教学实践就高中化学必修2《化学反应与能量变化》进行分析探讨，旨在让学生更好地掌握知识，运用知识。
一、盖斯定律的含义和内涵
化学反应所释放的能量是现代能量的主要来源之一，研究化学反应中的能量变化对化工生产有重要的意义。高中化学注重两类能量变化：一是化学能转变成热能，研究放热反应和吸热反应；二是化学能与电能的相互转变。由于化石燃料逐渐耗尽，能源危机一触即发，因此人们对能源越来越关注。有些反应进行得很慢，有些反应不容易直接发生，有些反应的产品不纯（有副反应发生），这给测定反应热造成困难。如果应用盖斯定律，就可以间接地把它们的反应热计算出来。所谓盖斯定律是指不管化学反应是一步完成或分几步完成，其反应热都是相同的。或者说，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。即能量的释放或吸收是以发生变化的物质为基础的，没有物质的变化，就不能引发能量的变化。如已知金刚石和石墨分别在氧气中完全燃烧的热化学方程式为：C（金刚石，s）+O■（g）=CO■（g），H=-395.4kJ・mol■，CO■（g）、H■（石墨，s）+O■（g）=CO■（g），H=-393.51kJ・mol■，则金刚石转化为石墨时的热化学方程式为？摇？摇 ？摇？摇？摇，由此看来更稳定的碳的同素异形体为？摇 ？摇？摇？摇？摇。由盖斯定律，要得到金刚石和石墨的转化关系，可将两个热化学方程式相减：C（金刚石，s）=C（石墨，s），H3=H1-H2=-395.41kJ・mol■+393.51kJ・mol■=-1.90kJ・mol■，即C（金刚石，s）=C（石墨，s），H=-1.90kJ・mol■，可见金刚石转化为石墨放出热量，说明石墨的能量更低，较金刚石稳定。所以答案是C（金刚石，s）=C（石墨，s），H=-1.90kJ・mol■；石墨。综上可知，掌握盖斯定律对反应热的计算意义重大。
二、盖斯定律的计算技巧
首先从几个相关反应方程式，通过分析找出按照怎样一个加、减代数运算式子求算出该反应式，然后将相应反应的反应热替换到以上加、减运算的式子中算出该反应的反应热。这类问题的关键在于怎样找出这个加、减代数运算式子呢？可以通过观察分析的方法求出。先观察待求热效应的该反应式中反应物，生成物在相关联反应式中的位置，若位置在同一边，则反应式相加，不在同一边则相减，然后观察分子式前的系数，若不一致，则在加、减式子中乘以或除以一定系数将其调整一致，即可得出代数运算式子。有时会碰到一种物质在几个反应式中都出现，可将该物质暂时放一放，先去观察其他物质，总之一定要将已知的几个相关联式子都用一次。最后为保险起见，最好将各关联方程式代入该运算式子中实际验算一下。
三、盖斯定律的计算实例
1.已知下列两个热化学方程式：
①P■（s，白磷）+5O■=P■O■（s）？摇？摇H1=-2983.2kJ・mol■
②P（s，红磷）+54O■（g）=14P■O■（s）？摇？摇H2=-738.5kJ・mol■
请写出白磷转化为红磷的热化学方程式？摇？摇 ？摇？摇？摇。
解析：根据盖斯定律：H=H1+（-H■）×4=-2 983.2kJ・mol■+738.5kJ・mol■×4=-29.2kJ・mol■，所以白磷转化为红磷的热化学方程式为P■（s，白磷）=4P（s，红磷），H=-29.2kJ・mol■，也可利用加合法由①-4×②得白磷转化为红磷的热化学方程式。
2.某人浸泡在盛有60.0升水的浴盆中，在1小时内，人体所散发出的热量使水温从30℃上升到31.5℃（假设人体体温保持恒定，且热量没有损失），该人一天可以释放多少热量？1克脂肪燃烧放出39.7J的热量，如果该人在一天所需要的热量以摄入脂肪来计算，则他一天至少需要摄入多少克脂肪？已知水的比热容为4.2kJ・（kog・℃）■。
解析：人体一天散发的热量可用Q=cmt计算，则某人一天散发的热量为：4.2kJ・（kog℃）■・60kg・1.5℃・24=9072kJ；则有1：39.7kJ=x：9072kJ，可得：x=228.5g。该人一天可以释放9072kJ的热量；他一天至少需要摄入228.5g脂肪。
四、运用盖斯定律计算的注意事项
1.热化学方程式同乘以某一个数时，反应热数值必须同时乘上该数。
2.热化学方程式相加减时，同种物质之间可相加减，反应热也随之相加减。
3.将一个热化学方程式颠倒时，H的正负号必须随之改变。
4.根据盖斯定律，可以将两个或两个以上的热化学方程式包括其H相加或相减，得到一个新的热化学方程式。
5.求总反应的反应热，不能不假思索地将各步反应的反应热简单相加。不论同步进行还是分步进行，始态和终态完全一致，盖斯定律才成立。某些物质只是分步反应中暂时出现，最后应该恰好消耗完。
每门学科都有自己的特点，只要掌握每个学科的知识特点和思维方法，学习时就能举一反三，触类旁通，取得事半功倍的效果。高中化学知识点不多，考点相对其他学科而言非常少，只要掌握方法，灵活变通，就能决胜千里。
参考文献：
[1]化学（必修2），江苏教育出版社.
热化学方程式范文3
一、研究目标
此课题中，以高考的重、难点内容：热化学方程式的书写、信息氧化还原方程式的书写、燃料电池的电极反应式的书写为教学案例，探讨提高中等生的课堂实效问题，并让学生具备学习此类型知识的思维模式。
二、研究方法
1 案例研究法是对教育活动中具有典型意义的，能够反映教育某些内在规律或某些教学思想、原理的具体教学事件的描述、总结分析，进而寻求解决问题或改进工作的方法。
2 调查研究法是有目的、有计划、有系统的搜集有关研究对象的现实状况或历史状况的材料，发现问题、揭示事物的规律，找出解决问题的办法。
三、研究内容和过程
1 调研：针对我校高三某理科实验班进行调研。首先甄选中等生，被观察班级共有学生35人，优等生为5人，中等生26人，学困生4人。给这26名中等生发放调查问卷，主要调查学生的学习类型。其中，21名中等生都把自己归结为被动接受型，占类型数之首。这类型的学生特点是学习方法不得当，不善于抓重点，不会自我整合。对于外界提供的信息总是被动接受，不会将新旧知识结构相关联，不会或很少产生疑问。这与课题组的预测相符，我校这届学生在日常学习中较为被动，很少主动思考提出问题，更多的是被动接受。
2 存在的问题：在这些研究对象中，通过交流和实践，发现存在的主要问题为：学生书写化学方程式时，因缺乏思维的有序性、完整性而导致：（1）热化学方程式书写时错标或漏标反应物和生成物的状态及反应热的单位、符号、数值；（2）信息氧化还原方程式的书写，存在电子、电荷、元素原子不守恒；氧化产物、还原产物的判断错误；氢离子、氢氧根选择错误；（3）燃料电池的电极反应式的书写，存在因忽视电解质溶液的酸碱性导致电极产物的书写错误。
3 措施、对策：对于大多数学习内容来说，学生不可能自主的进行建构，但并不意味着学生只能采取被动的、消极的听讲方式进行学习。要想提高课堂实效，必须将这种“被动接受型学习”转变为“主动参与型学习”。
以热化学方程式的书写、信息氧化还原方程式的书写、电化学的电极反应式的书写为例，结合我校学生的具体情况，课题组经过反复探讨、实践，欲采取的措施为：建立、应用、巩固“感受体验――讨论思考――归纳总结”的思维模式，让学生具备解决此类问题的思维方法，真正地理解其本质及规律，按规律有序完整准确的书写反应式。
4 课堂教学实例：（1）热化学方程式的书写――建立思维模式：通过“感受体验讨论思考归纳总结”，帮助学生建立有序、完整的思维模式。（2）信息氧化还原反应方程式的书写――应用思维模式：应用“感受体验讨论思考归纳总结”的思维模式，实践发现，学生由被动的接受转变为主动的参与讨论思考，理解深刻，遗忘率低，做题准确度较高。（3）燃料电池的电极反应式的书写――巩固思维模式：燃料电池的书写一直是高三学生易错丢分的地方，很大程度是因为学生对书写规则不理解，只是死记硬背，灵活度不够，遗忘较快。但若按照上述思维模式进行教学，学生形成了一定的有序思维习惯，较为容易的攻克此部分的教学难点。通过此环节的教学，巩固“感受体验讨论思考归纳总结”思维模式，形成思维习惯。另外，从知识内容的承接上看，在轻松化解教学难点的同时，也再次让学生巩固了信息氧化还原反应方程式的书写。
四、结论
热化学方程式范文4
新课标高考理科综合化学试题总分100分，其中选择题42分，主观题58分。主观题26、27、28三题为必考题，涉及实验、元素化合物、化学反应原理模块知识。主观题36、37、38三题是选考题，三题选一作答，分别是选修2《化学与技术》、选修3《物质结构与性质》、选修5《有机化学基础》。本文对2010年至2014年高考新课标理科综合化学必考试题及选考有机化学试题做粗略分析，探究命题规律，提高复习效率。
1必考题
1.1化学实验
2010~2014年高考化学实验考核具体内容，见表1。
2010年用SO2知识为载体,要求写出蒸馏烧瓶名称，解释SO2通入酸性高锰酸钾溶液褪色原因并写出离子反应式，解释SO2通入H2S溶液产生沉淀的原因，推断SO2具有氧化性和还原性，探究SO2 与品红反应的可逆性，环境保护，尾气处理。
2011年以登山运动中的供氢剂CaH2为载体，要求连接实验仪器组装实验装置，写出实验具体操作过程，写CaH2与水反应方程式，实验设计区别钙与氢化钙，评价用氢化钙作为登山能源的优点。
2012年实验室合成溴苯，考查仪器装置用途，溴苯的分离提纯方式，写出反应原理。
2013年Ⅰ卷环己醇制备环己烯，要求写出冷凝管名称，说明碎瓷片作用，写出实验副产物结构简式，考查分液漏斗的使用方法，分离提纯方法，计算环己烯产率。
2013年Ⅱ卷用正丁醇制取正丁醛，考查浓硫酸稀释问题，沸石作用，未加沸石补救措施，写出冷凝管和分液漏斗名称，分液漏斗使用，分液操作，液体分层分析，计算正丁醛产率。
2014年Ⅰ卷环己醇制备乙酸异戊酯，要求写出冷凝管名称，洗涤作用，萃取分离物质方法，化学平衡，仪器连接（识图）正误判断，计算产率，误差分析。
2014年Ⅱ卷以CoCl2·6H2O、NH4Cl、H2O2、浓氨水，合成晶体X，主要考查安全瓶作用，中和滴定原理，指示剂选择，选取滴定管，装置气密性差对测定的影响，多步反应的化学计算，化合价，化学方程式书写，实验评价。
新课标高考化学实验试题，总体上注重对实验基本操作、实验基本技能、实验设计能力的考查，达到了《考试大纲》的相关要求。考查了常见仪器的结构、性能、用途，实验仪器名称，如2013年两套课标卷试题都要求考生写出实验仪器名称；考查了化学实验基本操作，如2013年Ⅱ卷浓硫酸的稀释问题、分液操作；考查实验设计能力，如2011年设计一个实验，区分钙和氢化钙；实验中考查化学计算，如2013年两套课标卷试题都要计算产物的产率；考查对实验的评价能力，如2012年评价登山中用氢化钙比用氢气做能源的优点；考查实验中的情感、态度、价值观，如2010年的尾气处理问题。
在高考实验备考中，要注意实验基础的复习，注意化学实验常见仪器结构用途，记住常见仪器的名称，规范常见实验操作，考前重温教材实验操作过程，加强实验设计能力培养，加强实验方案进行评价训练，加强运用数学知识处理实验数据训练，多关注分离提纯物质各种方式，关注老教材实验。
1.2元素及化合物
2010~2014年高考化学对元素及化合物的考核内容，见表2。
2010年第26题，以硫及其化合物、铜及其化合物知识为背景，以元素框图题形式出现，推断物质化学式；利用铜的电解精炼原理判断电极材料，计算平衡常数，书写浓硫酸与铜的化学反应方程式，计算平衡浓度，计算转化率。
2011年第26题，以硫及其化合物知识为载体，题目给出硫酸铜晶体受热分解曲线，推断不同温度下固体产物分别是什么，书写浓硫酸与铜的化学反应方程式，利用溶度积常数计算c(Cu2+) 、c(H+)。
2012年第26题，以金属铁及其化合物知识为载体，利用酸碱中和滴定原理计算FeClx中的X值，计算FeCl2和FeCl3混合物中FeCl3的质量分数，FeCl3与氢碘酸反应的离子方程式， FeCl3与KClO在强碱性条件下反应制取K2FeO4的离子方程式，K2FeO4-Zn电池正极反应式和电池总反应的离子方程式。
2013年Ⅰ卷第27题，废旧电池回收，铝及其化合物知识。题目设计好回收提纯反应流程，要求标出LiCoO2中Co元素的化合价；写出“正极碱浸”中发生反应的离子方程式；写出“酸浸”中发生的所有氧化还原反应的化学方程式；评价盐酸代替H2SO4和H2O2混合液的缺点；写出“沉钴”过程中发生反应的化学方程式；写出放电时电池反应方程式；“放电处理”有利于锂在正极回收的原因；写出整个回收工艺中回收到的金属化合物。
2013年Ⅱ卷第27题，题目设计好回收提纯反应流程，要求判断出流程②中除掉的杂质离子并写出反应的离子方程式；酸碱性对除杂的影响；判断流程③的反应类型；设计实验“检验沉淀是否洗涤干净”；计算产物ZnCO3·xZn(OH)2的x值。
2014年Ⅰ卷第27题，以次磷酸及其化合物为载体，要求写次磷酸电离方程式，判断次磷酸中磷元素化合价，写利用次磷酸化学镀银的氧化还原反应判断氧化产物，判断盐次磷酸二氢钠的类别，判断次磷酸二氢钠溶液的酸碱性，写次磷酸二氢钡与硫酸的化学反应式。用电解法制备次磷酸，分析电解池，写阳极反应式，产生次磷酸原理分析等。
2014年Ⅱ卷第27题，以金属铅及其化合物为背景，要求判断铅元素在元素周期表中的位置，氧化物PbO2和CO2的酸性强弱，写PbO2和浓盐酸反应的化学反应方程式，写由次氯酸钠与PbO反应制PbO2的离子反应式，以及电解法制PbO2的有关问题。
纵观上述分析，元素及化合物考题综合程度高，对考生的能力要求较高。注重考查考生的逻辑推理能力和综合运用所学知识灵活解答的能力。穿插考查电化学知识，氧化还原反应，离子反应，化学计算等。
元素及化合物是中学化学基础和核心，贯穿整个化学教学过程，高考对此部分的测查也很多，实验题、选择题等试题的解答都要用到元素及化合物知识。通过抓元素及化合物的物质分类、反应原理、物质特征3条主线，可以落实本知识点的高考复习。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质，根据分类原理，可分为单质、化合物，非金属单质、金属单质，氧化物、酸、碱、盐、氢化物，两性氧化物，两性氢氧化物，等等。通过分类把相似的物质归类，同类物质具有相似的性质，由此推彼，举一反三，提高复习效率。通过复分解反应和氧化还原反应原理实现元素及化合物的复习，要掌握常见物质的溶解性、常见的强电解质及弱电解质、几种弱酸的相对强弱、常见的挥发性及非挥发性物质、常见元素化合价、常见氧化剂及还原产物、常见还原剂及氧化产物、既有氧化性又有还原性的物质、氧化还原反应的配平技巧。通过记忆物质特征实现复习元素及化合物，熟记特殊物质颜色、空间结构、密度等。
1.3化学反应原理
2010~2014年高考化学对化学反应原理的考核内容，见表3。
2010年第28题，试题情景用稀硫酸与锌制取氢气的实验呈现，写硫酸铜溶液与锌反应的化学方程式；分析硫酸铜溶液可以加快氢气生成速率的原因；通过实验寻找与硫酸铜溶液起相似作用的物质；加快实验中气体产生的速率其他措施；实验探究。
2011年第27题，根据H2（g）、CO（g）和CH3OH（l）的燃烧热，求分解10 mol水消耗的能量；甲醇不完全燃烧生成一氧化碳和液态水的热化学方程式；利用图像回答化学平衡问题；考查化学平衡，转化率，起始时与平衡时气体压强之比；甲醇燃料电池负极、正极的反应式书写；计算能量转换效率。
2012年第27题，以光气（COCl2）、甲烷等为知识载体，写实验室制备氯气的化学方程式；根据CH4、H2、和CO的燃烧热，计算生成1 m3（标准状况）CO所需热量；写实验室用氯仿（CHCl3）与双氧水反应制备光气的化学方程式；利用平衡图像，计算反应速率、平衡常数、判断反应温度大小、计算达到平衡时c(COCl2)、比较反应速率大小、影响速率的因素。
2013年Ⅰ卷第28题，以新能源二甲醚（CH3OCH3）等为知识背景，给出相关物质燃烧热化学方程式，写制备Al2O3化学方程式；分析影响CO转化率的因素；写H2和CO制二甲醚的热化学方程式；分析增加压强对制二甲醚的影响；分析CO转化率随温度升高而降低的原因；写二甲醚燃料电池的负极反应；计算产生的电量。
2013年Ⅱ卷第28题，题设情景A(g)B(g)+C(g)，ΔH=85 kJ·mol-1,结合表格数据，回答提高A的转化率应采取的措施；推导A的转化率α(A)的表达式；计算平衡时A的转化率；计算平衡常数K；推导反应体系中总物质的量n和反应物A的物质的量n（A）表达式；计算第4 h时A的浓度；推导反应中c（A）变化与时间间隔（Δt）的规律。
2014年Ⅰ卷第28题，由乙烯和水合成乙醇为背景，给出相关物质燃烧热化学方程式，写合成乙醇热化学反应方程式，合成方法优劣评价；图像分析，计算平衡常数，比较压强大小，平衡正向移动提高乙醇产率方式等。
2014年Ⅱ卷第26题，题设情景化学平衡N2O4(g) 2NO2(g)，结合平衡图像，判断反应吸热还是放热，计算N2O4的反应速率，计算平衡常数；根据图像及N2O4速率变化，推断外界温度变化关系，计算新平衡时的平衡常数；改变容器体积，判断化学平衡移动方向，并说明理由。
本部分考点主要考查学生对化学平衡图像的读图识图能力，热化学方程式书写，盖斯定律应用，焓变值计算，化学反应速率计算，计算平衡常数，溶度积常数应用，电化学原理，电池电极反应式书写，化学平衡时组分浓度计算，影响反应速率因素，影响化学平衡因素。
化学反应原理在高考备考复习中，应抓好热化学反应方程式、电池反应方程式、电解反应方程式的书写练习；重视电池、电解原理的应用；掌握溶度积常数、化学平衡常数的内涵；反应速率、焓变、转化率、平衡组分含量的计算；注意盖斯定律的应用问题；影响速率及平衡的因素。
2选考题
选考模块由《化学与技术》、《物质结构与性质》、《有机化学基础》三部分组成，每个模块一个考题，由考生任意选一题作答。这里仅分析《有机化学基础》模块试题。
2010年，PC可降解聚碳酸酯类高分子材料合成，考查有机物之间的相互转化关系、有机合成、同分异构体的书写。具体要求写出有机物A的名称，写出B的结构简式，有机反应方程式，限定有机结构的同分异构体结构简式。
2011年，以甲苯为原料合成香豆素，根据合成路线流程图，要求用香豆素结构简式写出分子式甲苯与氯气（FeCl3）反应生成A，A（C7H7Cl）的名称，A水解生成B（C7H8O），写出B在光照条件下与氯气反应生成C（C7H6OCl2）的反应方程式，推断B的同分异构体数目，写D（C7H6O2）的同分异构体结构简式。
2012年，用甲苯合成对羟基苯甲酸丁酯，要求写出A（C7H8）的名称；分析甲苯与氯气反应生成B（C7H7Cl），写出B与氯气光照下生成C（C7H5Cl3）反应方程式，判断反应类型； C水解得到D（C7H5OCl），写D的结构简式。
2013年Ⅰ卷，合成酮类化合物G流程，利用相对分子质量、燃烧量、产物水的量确定芳香烃A的分子式及命名，A为苯乙烯；苯乙烯与水反应生成醇B，要求写出醇B物质催化氧化生成C的化学反应式；D（C7H6O2）能发生银镜反应，能和Na2CO3反应，要求写出D与氢氧化钠反应生成产物E的结构式，判断反应类型；推导F（C9H10O2）同分异构体数目，写出符合条件的F（C9H10O2）同分异构体。
2013年Ⅱ卷，由A（C7H7Cl）及F（C7H8O）制备I（C11H12O3），结合其他条件命名A；写出2-甲基丙醛的结构简式；写出对甲基苯酚与氯气在光照条件下的化学反应方程式，判断该反应类型；写出I的结构简式；推断相对分子质量比I小14的物质J的同分异构数目。
2014年Ⅰ卷，合成席夫碱类化合物G流程，利用流程图、合成路线反应条件、题目另外5点信息，写A（C6H13Cl）在NaOH乙醇条件下B的化学反应方程式，判断反应类型。写出D的名称，结合信息③“D为单取代芳烃，相对分子质量为106”，推知D是乙苯；写D在浓硫酸和浓硝酸及加热条件下发生的化学反应的方程式；根据④“F苯环上有两种化学环境的氢”及F分子式，D与浓硝酸发生反应时对位取代，写C与F反应产物，G的结构简式。
2014年Ⅱ卷，立方烷及合成路线为背景，推结构简式，判断反应类型，写化学反应方程式，选择化学试剂，判断立方烷同分异构体，判断立方烷氢种类，推六硝基立方烷同分异构体数目。
有机化学基础模块试题分值都是15分，题号均是38，试题设置都是合成流程图，试题中的有机物质基本上有苯环结构，考查有机结构与性质，推断同分异构体数目，写同分异构体结构式，写反应方程式。
复习中要构建好有机物知识网络体系，理清烃、卤代烃、醇、醛、酸、酯之间相互转化关系，一定要注意它们之间相互转化时的反应条件；加强同分异构体的推断书写练习，掌握同分异构体的推导方式；注意苯环上有侧链烃基时，条件不同卤素单质与其发生取代位置不同；注意苯环上连接有酚羟基、醇羟基、羧基时，与Na、NaOH、NaHCO3、Br2等反应的量关系。5年来高考有机试题，试题间的相似度很高，认真分析历年高考题，改编好高考试题，做好高考试题变式训练练习。
3结束语
热化学方程式范文5
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：CuCu2＋＋2e－,还发生几个副反应
ZnZn2＋＋2e－；NiNi2＋＋2e－
FeFe2＋＋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：CuCu2＋＋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：ZnZn2＋＋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：ZnZn2＋＋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：FeFe2＋＋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
热化学方程式范文6
一、整合教材 科学安排
以化学知识块、教材章节、方法与技能相结合的方式整合教材，形成单元，按概念和理论（一）—— 无机元素化合物 —— 概念和理论（二）—— 有机化学 —— 方法与技能（强化）的主线组织单元复习，将计算和实验融合、穿插到各单元中。此整合教材组成单元复习的方法，能有效地感受知识的内在联系和规律，形成完整的知识结构和网络，促进能力的培养和提高。
二、注重基础 落实细节
第一轮复习注重基础要突出教材。认真阅读、梳理教材，挖掘教材（特别是高三选修教材）中实验和习题的可变因素（如不同的方法完成同一实验或同一方法完成不同实验、一题多解和变式练习等），进行深入地理解、应用，夯实教材中的基础知识、基本技能、基本方法和基本题型。注重教材章、节之间知识内在联系、规律的揭示，形成知识结构和网络。如无机元素及其化合物知识（内容多、涉及面广，往往死记硬背，不易掌握），复习时应以元素周期律的性质递变规律作为知识主线，以化学基本理论作为知识网络，帮助学生理解、掌握相关内容，形成相应的知识结构和网络。即根据物质结构和元素周期表，逐一地判断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质的递变规律；根据强弱电解质理论推知一种盐的水溶液是酸性还是碱性；根据离子反应发生的条件和金属活动性顺序或非金属活泼性顺序，推测某一反应是否发生；根据化学平衡和勒夏特列原理，知道如何促进或抑制某一反应的进行等。重视高中教材中的阅读材料、常识介绍，它们往往是高考考查的盲点。
要注重化学主干知识，突出复习重点。高考要求的化学主干知识为（25条）：
（1）原子结构（2）元素周期律、周期表（3）分子结构、晶体类型（4）化学反应与能量（热化学方程式）（5）反应速率与化学平衡（6）电解质溶液（PH、离子方程式、水解、电解等）（7）氧化还原原理的应用（8）典型的非金属卤素（9）氧族元素（10）氮族元素（11）碳族元素（12）碱金属（13）镁铝铁（14）同分异构（15）烃及其衍生物（16）糖类、蛋白质、油酯（17）有机合成材料（18）物质的量及计算（19）化学式和结构式计算（20）方程式计算（22）化学实验常用仪器及操作（23）实验室制法（24）物质的检验、分离、推断（25）化学实验设计。
要注重规范、落实细节。“细节决定成败”，书写和表达的正确、规范，决定高考的成败。要加强化学用语的落实训练，充分利用课堂教学和作业练习，强化化学方程式、离子方程式书写的配平；强化有机化学方程式书写的小分子不掉；强化有机结构式、结构简式书写中C-C键、C-H 键、C=O键、苯环的到位；强化官能团位于左边的正确书写（有的教师要求学生每堂化学课坚持默写5—10个教材上典型的化学方程式、电子式、有机反应式、官能团结构简式等，不失为一种行之有效地落实办法）。要训练培养尽量用化学语言（化学式、化学方程式）进行准确、完整、简洁地表述。要严格化学计算的步骤，要求运算准确，有效数表示规范。
三、训练思维 培养能力
思维能力是化学学科能力的核心，复习教学要注重发展思维。精心设计化学实验、化学问题创设复习教学的情景，积极思维，对知识的梳理、归纳、总结要按知识结构的框架自己完成；对例题的分析、讲解，要有充分思考的时间和空间，注重分析思路，寻找解题的突破口；要精心选择记忆模仿、迁移应用、推理创新、空间想象、评价最优、快准计算的练习题，训练和发展思维，提高思维能力层次。
要突出化学复习方法的指导。第一轮复习应在通读、精读教材的基础上梳理、归纳知识，按教材中每章小结的知识网络图形成本章的知识结构；将教材章与章之间的知识网络按知识的内在联系和规律，形成中学化学学科的知识体系和网络，以便应用时能快速、准确地提取相关知识，解决化学问题。要用“结构——位置——性质”、“原理——装置——操作——现象——结论——分析——评价”、“类比、逻辑推理”、“实验探究”、“建模思想（将化学问题抽象成为数学等量关系，运用数学方法解决）”等化学学习方法，复习掌握化学知识，提升学科四大能力。
要强化解题能力的培养。精心选择近几年的高考理综化学试题作为典型题（五年高考三年模拟）进行分析、训练，加强审题方法、解题思路、解题技巧的指导和总结，加大练习力度（精练、巧练，防止低层次的重复练习。），严格答题要求，及时反馈、矫正，使解题能力的培养、提高落实到位。
能力培养要循序渐进逐步到位。第一轮复习应根据掌握知识的情况，多穿插一些小专题，侧重训练、提高某种单项能力，如：离子方程式书写、离子共存、离子浓度大小判断、热化学方程式书写、无机元素化合物性质推导、化学计算基本方法（一、二、三、四）、化学实验中的实验原理设计、仪器设计、操作方法设计、有机同分异构体推导（限制条件与不限制条件）、有机分子式确定、有机官能团推导等等。对于多种能力的综合训练，第一轮复习不可涉及过多，以免要求太高，一时达不到，挫伤学习积极性。
四、研究“纲”“题” 把准方向
“纲”是理综高考化学《考试大纲》，“题”是理综高考化学试题，要加强新课程理科综合《考试大纲》和理综高考化学试题的学习、研究，用《考试大纲》和高考化学试题指导复习，把准方向，增强复习的目的性、针对性、有效性。