總結規律：若多步化學反應相加可得到新的化學反應，則新反應的反應熱即為上述多步反應的反應熱之和。
注意：1、計量數的變化與反應熱數值的變化要對應
2、反應方向發生改變反應熱的符號也要改變
反應熱計算的常見題型：
1、化學反應中物質的量的變化與反應能量變化的定量計算。
2、理論推算反應熱：
依據：物質變化決定能量變化
（1）蓋斯定律設計合理路徑
路徑1總能量變化等於路徑2總能量變化 （2）通過已知熱化學方程式的相加，得出新的熱化學方程式：
物質的疊加，反應熱的疊加
小結：a： 若某化學反應從始態（s）到終態（l）其反應熱為△h，而從終態（l）到始態（s）的反應熱為△h 』，這兩者和為０。
即△h＋ △h 』 = ０
b：若某一化學反應可分為多步進行，則其總反應熱為各步反應的反應熱之和。
即△h= △h1+ △h2+ △h3+……
c：若多步化學反應相加可得到新的化學反應，則新反應的反應熱即為上述多步反應的反應熱之和。
標準燃燒熱：在101kpa時，l mol物質完全燃燒的反應熱.
熱值：在101kpa時，l g物質完全燃燒的反應熱.
2、注意：
① 燃燒的條件是在101kpa；
② 標準燃燒熱:燃料是以1mol作為標準，因此書寫熱化學方程式時，其它物質的化學計量數可用分數表示；
③ 物質燃燒都是放熱反應，所以表達物質燃燒時的△h均為負值；
④ 燃燒要完全:c元素轉化為co2，而不是co；h元素轉化為h2o(l)，而不是h2o(g), n元素轉化為n2。
如：h2(g)+ 1/2 o2(g) = h2o(l); △h =－285.8 kj/mol
化學反應速率與化學平衡
第一單元化學反應速率
一、化學反應速率
1.概念及計算公式
對於反應體系體積不變的化學反應，通常用單位時間內反應物濃度的減少或生成物濃度的增大來表示化學反應速率
計算公式單位：mol·l-1·s-1
2.應用中應注意的問題
①概念中的反應速率實際上是某段時間間隔內的平均反應速率。時間間隔越短，在這段時間發生的濃度變化越接近瞬時反應速率（指在某一瞬間的反應速率）
②對某一具體化學反應來說，在用不同物質表示化學反應速率時所得數值往往不同。用各物質表示的化學反應速率的數值之比等於化學方程式中各物質的係數之比
③、氣體的濃度用來表示
④、無論用任何物質來表示，無論濃度的變化是增加還是減少，都取正值，反應速率都為正數（沒有負數）。
⑤、在反應中對於固體或純液體而言，其物質的量濃度無意義，所以不用它們來表示化學反應速率
二，影響化學反應速率的因素
㈠、內因： 物質本身的結構和性質是化學反應速率大小的決定因素，反應型別不同有不同的化學反應速率，反應型別相同但反應物不同，化學反應速率也不同。
㈡、外界條件對化學反應速率的影響
1、濃度對化學反應速率的影響。 結論：其他條件不變時，增大反應物的濃度，可以增大反應速率；減小反應物的濃度，可以減小化學反應的速率。
注意：a、此規律只適用於氣體或溶液的反應，對於純固體或液體的反應物，一般情況下其濃度是常數，因此改變它們的量不會改變化學反應速率。
原因：在其他條件不變時，對某一反應來說，活化分子百分數是一定的，所以當反應物的濃度增大時，單位體積內的分子數增多，活化分子數也相應的增多，反應速率也必然增大。
。2、壓強對反應速率的影響。
結論：對於有氣體參加的反應，若其他條件不變，增大壓強，反應速率加快；減小壓強，反應速率減慢。
原因：對氣體來說，若其他條件不變，增大壓強，就是增加單位體積的反應物的物質的量，即增加反應物的濃度，單位體積內活化分子數增多，因而可以增大化學反應的速率。
3、溫度對化學反應速率的影響。
結論：其他條件不變時，公升高溫度，可以增大反應速率，降低溫度，可以減慢反應速率。
原因：(1)濃度一定時，公升高溫度，分子的能量增加，從而增加了活化分子的數量，反應速率增大。
(2)溫度公升高，使分子運動的速度加快，單位時間內反應物分子間的碰撞次數增加，反應速率也會相應的加快。前者是主要原因。
4、催化劑對化學反應速率的影響。
結論：催化劑可以改變化學反應的速率。正催化劑：能夠加快反應速率的催化劑。負催化劑：能夠減慢反應速率的催化劑
如不特意說明，指正催化劑。
原因：在其他條件不變時，使用催化劑可以大大降低反應所需要的能量，會使更多的反應物分子成為活化分子，大大增加活化分子百分數，因而使反應速率加快。
5、其他因素：如光照、反應物固體的顆粒大小、電磁波、超聲波、溶劑的性質等，也會對化學反應的速率產生影響
6、有效碰撞：能夠發生化學反應的碰撞。
活化分子：能量較高、有可能發生有效
碰撞的分子。
活化能：活化分子的平均能量與所有分子平均能量之差。
活化分子百分數： (活化分子數/反應物分子數)×100%
第二單元化學反應的方向和限度
一、自發反應：在一定條件下，無需外界幫助就能自動進行的反應。
能量判據：體系趨向於從高能狀態轉變為低能狀態（△h ＜ 0）。
對於化學反應而言，絕大多數的放熱反應能自發進行，且放出的熱量越多，體系能量降低越多，反應越完全
焓變（△h）是決定反應能否自發進行的因素之一，但不是唯一因素
熵：衡量乙個體系混亂度的物理量叫做熵，用符號s表示。
對於同一物質：s（g）﹥s（l）﹥s（s）
熵變：反應前後體系熵的變化叫做反應的熵變.用△s表示。
△s=s生成物總熵－s反應物總熵
反應的△s越大,越有利於反應自發進行
熵判據：體系趨向於由有序狀態轉變為無序狀態，即混亂度增加（ △s＞0）。且△s越大，越有利於反應自發進行。
正確判斷乙個化學反應是否能夠自發進行： 必須綜合考慮反應的焓變和熵變
焓變和熵變對反應方向的共同影響
判斷依據： △g= △h－t △s ＜ 0 反應能自發進行
1. △h <0，△s>0 該反應一定能自發進行；
2. △h >0，△s<0 該反應一定不能自發進行；
3. △h <0，△s<0 該反應在較低溫度下能自發進行
4. △h >0，△s>0 該反應在較高溫度下能自發進行
注意：1．反應的自發性只能用於判斷反應的方向，不能確定反應是否一定會發生和過程發生的速率。例如金剛石有向石墨轉化的傾向，但是能否發生，什麼時候發生，多快才能完成，就不是能量判據和熵判據能解決的問題了。
2．在討論過程的方向時，指的是沒有外界干擾時體系的性質。如果允許外界對體系施加某種作用，就可能出現相反的結果。例如石墨經高溫高壓還是可以變為金剛石的。
二．可逆反應
(1)可逆反應：在相同條件下，能同時向正、逆反應方向進行的反應。
不可逆反應：在一定條件下，進行得很徹底或可逆程度很小的反應。
(2)可逆反應的普遍性：大部分化學反應都是可逆反應。
(3)可逆反應的特點：
①相同條件下，正反應和逆反應同時發生
②反應物、生成物共同存在
③可逆反應有一定的限度(反應不能進行到底)
三、化學平衡
1.化學平衡狀態的定義
指在一定條件下的可逆反應裡，正反應和逆反應的速率相等，反應混合物中各組分的濃度保持不變的狀態。
3.化學平衡狀態的標誌
(1)υ正 = υ逆 （本質特徵）
① 同一種物質：該物質的生成速率等於它的消耗速率。
② 不同的物質：速率之比等於方程式中各物質的計量數之比，但必須是不同方向的速率。
(2)反應混合物中各組成成分的含量保持不變（外部表現）：
① 各組成成分的質量、物質的量、分子數、體積（氣體）、物質的量濃度均保持不變。
② 各組成成分的質量分數、物質的量分數、氣體的體積分數均保持不變。
③ 若反應前後的物質都是氣體，且總體積不等，則氣體的總物質的量、總壓強（恆溫、恆容）、平均摩爾質量、混合氣體的密度（恆溫、恆壓）均保持不變。
④ 反應物的轉化率、產物的產率保持不變。四.化學平衡常數
(1)定義:在一定溫度下，當乙個可逆反應達到化學平衡時，生成物濃度係數之冪的積與反應物濃度係數之冪的積比值是乙個常數，這個常數就是該反應的化學平衡常數。用 k 表示。
(2) 表示式： aa(g)+bb(g) cc(g)+ dd(g)
在一定溫度下無論反應物的起始濃度如何，反應達平衡狀態後，將各物質的物質量濃度代入下式，得到的結果是乙個定值。
這個常數稱作該反應的化學平衡常數,簡稱平衡常數
(1)k 的意義： k 值越大，說明平衡體系中生成物所佔的比例越大，它的正反應進行的程度大,反應物的轉化率也越大。因此，平衡常數的大小能夠衡量乙個化學反應進行的程度，又叫反應的限度。
(2)一定溫度時，同乙個反應,其化學方程式書寫方式、配平計量數不同，平衡常數表示式不同。
(3)在平衡常數的表示式中，物質的濃度必須是平衡濃度（固體、純液體不表達）。在稀溶液中進行的反應，水的濃度可以看成常數，不表達在平衡常數表示式中，但非水溶液中的反應，如果反應物或生成物中有水，此時水的濃度不能看成常數。
(4)k>105 時,可認為反應進行基本完全。
(5)k只與溫度有關，與反應物或生成物濃度變化無關，與平衡建立的途徑也無關，在使用時應標明溫度。溫度一定時， k 值為定值。
2 、平衡轉化率
(1)定義:物質在反應中已轉化的量與該物質總量的比值
(2)表示式:
小結：反應的平衡轉化率能表示在一定溫度和一定起始濃度下反應進行的限度。
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