第一章化学反应与能量。
一、焓变反应热
1．反应热：一定条件下，一定物质的量的反应物之间完全反应所放出或吸收的热量。
2．焓变(δh)的意义：在恒压条件下进行的化学反应的热效应（1）.符号： △h （2）.单位：kj/mol
3.产生原因：化学键断裂——吸热化学键形成——放热。
放出热量的化学反应。(放热》吸热) △h 为“—”或△h <0
吸收热量的化学反应。（吸热》放热）△h 为“+”或△h >0
常见的放热反应：① 所有的燃烧反应酸碱中和反应
大多数的化合反应 ④ 金属与酸的反应
生石灰和水反应浓硫酸稀释、氢氧化钠固体溶解等。
常见的吸热反应：① 晶体ba(oh) 28h2o与nh4cl ② 大多数的分解反应
以h2、co、c为还原剂的氧化还原反应 ④ 铵盐溶解等。
二、热化学方程式
书写化学方程式注意要点：
①热化学方程式必须标出能量变化。
②热化学方程式中必须标明反应物和生成物的聚集状态（g,l,s分别表示固态，液态，气态，水溶液中溶质用aq表示）
③热化学反应方程式要指明反应时的温度和压强。
④热化学方程式中的化学计量数可以是整数，也可以是分数。
⑤各物质系数加倍，△h加倍；反应逆向进行，△h改变符号，数值不变。
三、燃烧热。
1．概念：25 ℃，101 kpa时，1 mol纯物质完全燃烧生成稳定的化合物时所放出的热量。燃烧热的单位用kj/mol表示。
注意以下几点：
研究条件：101 kpa
反应程度：完全燃烧，产物是稳定的氧化物。
燃烧物的物质的量：1 mol
研究内容：放出的热量。（δh<0，单位kj/mol）
四、中和热。
1．概念：在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应而生成1mol h2o，这时的反应热叫中和热。
2．强酸与强碱的中和反应其实质是h+和oh-反应，其热化学方程式为：
h+(aq) +oh-(aq) =h2o(l) ，h=－57.3kj/mol
3．弱酸或弱碱电离要吸收热量，所以它们参加中和反应时的中和热小于57.3kj/mol。
4．中和热的测定实验。
五、盖斯定律。
1．内容：化学反应的反应热只与反应的始态（各反应物）和终态（各生成物）有关，而与具体反应进行的途径无关，如果一个反应可以分几步进行，则各分步反应的反应热之和与该反应一步完成的反应热是相同的。
第二章化学反应速率和化学平衡。
一、化学反应速率。
1. 化学反应速率（v）
定义：用来衡量化学反应的快慢，单位时间内反应物或生成物的物质的量的变化。
表示方法：单位时间内反应浓度的减少或生成物浓度的增加来表示。
计算公式：v=δc/δt（υ：平均速率，δc：浓度变化，δt：时间）单位：mol/（ls）
影响因素：
决定因素（内因）：反应物的性质（决定因素）
条件因素（外因）：反应所处的条件。
注意：（1）、参加反应的物质为固体和液体，由于压强的变化对浓度几乎无影响，可以认为反应速率不变。
（2）、惰性气体对于速率的影响。
恒温恒容时：充入惰性气体→总压增大，但是各分压不变，各物质浓度不变→反应速率不变。
恒温恒体时：充入惰性气体→体积增大→各反应物浓度减小→反应速率减慢。
二、化学平衡。
一）1.定义：
化学平衡状态：一定条件下，当一个可逆反应进行到正逆反应速率相等时，更组成成分浓度不再改变，达到表面上静止的一种“平衡”，这就是这个反应所能达到的限度即化学平衡状态。
2、化学平衡的特征。
逆（研究前提是可逆反应）
等（同一物质的正逆反应速率相等）
动（动态平衡）
定（各物质的浓度与质量分数恒定）
变（条件改变，平衡发生变化）
3、判断平衡的依据。
判断可逆反应达到平衡状态的方法和依据。
二）影响化学平衡移动的因素。
1、浓度对化学平衡移动的影响（1）影响规律：在其他条件不变的情况下，增大反应物的浓度或减少生成物的浓度，都可以使平衡向正方向移动；增大生成物的浓度或减小反应物的浓度，都可以使平衡向逆方向移动。
2）增加固体或纯液体的量，由于浓度不变，所以平衡不移动。
3）在溶液中进行的反应，如果稀释溶液，反应物浓度减小，生成物浓度也减小， v正减小，v逆也减小，但是减小的程度不同，总的结果是化学平衡向反应方程式中化学计量数之和大的方向移动。
2、温度对化学平衡移动的影响。
影响规律：在其他条件不变的情况下，温度升高会使化学平衡向着吸热反应方向移动，温度降低会使化学平衡向着放热反应方向移动。
3、压强对化学平衡移动的影响。
影响规律：其他条件不变时，增大压强，会使平衡向着体积缩小方向移动；减小压强，会使平衡向着体积增大方向移动。
注意：（1）改变压强不能使无气态物质存在的化学平衡发生移动。
2）气体减压或增压与溶液稀释或浓缩的化学平衡移动规律相似。
4.催化剂对化学平衡的影响：由于使用催化剂对正反应速率和逆反应速率影响的程度是等同的，所以平衡不移动。但是使用催化剂可以影响可逆反应达到平衡所需的_时间_。
5.勒夏特列原理（平衡移动原理）：如果改变影响平衡的条件之一（如温度，压强，浓度），平衡向着能够减弱这种改变的方向移动。
三、化学平衡常数。
一）定义：在一定温度下，当一个反应达到化学平衡时，生成物浓度幂之积与反应物浓度幂之积的比值是一个常数比值。 符号：k
二）使用化学平衡常数k应注意的问题：
1、表达式中各物质的浓度是变化的浓度，不是起始浓度也不是物质的量。
2、k只与温度（t）关，与反应物或生成物的浓度无关。
3、反应物或生产物中有固体或纯液体存在时，由于其浓度是固定不变的，可以看做是“1”而不代入公式。
4、稀溶液中进行的反应，如有水参加，水的浓度不必写在平衡关系式中。
三）化学平衡常数k的应用：
1、化学平衡常数值的大小是可逆反应进行程度的标志。k值越大，说明平衡时生成物的浓度越大，它的正向反应进行的程度越大，即该反应进行得越完全，反应物转化率越高。反之，则相反。
2、可以利用k值做标准，判断正在进行的可逆反应是否平衡及不平衡时向何方进行建立平衡。（q：浓度积）
q〈k:反应向正反应方向进行；
q=k:反应处于平衡状态 ;
q〉k:反应向逆反应方向进行。
3、利用k值可判断反应的热效应。
若温度升高，k值增大，则正反应为吸热反应。
若温度升高，k值减小，则正反应为放热反应。
四、等效平衡。
1、概念：在一定条件下（定温、定容或定温、定压），只是起始加入情况不同的同一可逆反应达到平衡后，任何相同组分的百分含量均相同，这样的化学平衡互称为等效平衡。
2、分类。1）定温，定容条件下的等效平衡。
第一类：对于反应前后气体分子数改变的可逆反应：必须要保证化学计量数之比与原来相同；同时必须保证平衡式左右两边同一边的物质的量与原来相同。
第二类：对于反应前后气体分子数不变的可逆反应：只要反应物的物质的量的比例与原来相同即可视为二者等效。
2）定温，定压的等效平衡。
只要保证可逆反应化学计量数之比相同即可视为等效平衡。
五、化学反应进行的方向。
1、反应熵变与反应方向：
1）熵：物质的一个状态函数，用来描述体系的混乱度，符号为s. 单位：jmol-1k-1
(2)体系趋向于有序转变为无序，导致体系的熵增加，这叫做熵增加原理，也是反应方向判断的依据。.
3）同一物质，在气态时熵值最大，液态时次之，固态时最小。即s(g)〉s(l)〉s(s)
2、反应方向判断依据。
在温度、压强一定的条件下，化学反应的判读依据为：
δh-tδs〈0 反应能自发进行。
h-tδs=0 反应达到平衡状态。
h-tδs〉0 反应不能自发进行。
注意：（1）δh为负，δs为正时，任何温度反应都能自发进行。
（2）δh为正，δs为负时，任何温度反应都不能自发进行。
第三章水溶液中的离子平衡。
一、弱电解质的电离
1、定义：电解质：在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物，叫电解质。
非电解质：在水溶液中或熔化状态下都不能导电的化合物。
强电解质：在水溶液里全部电离成离子的电解质。
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