《化学反应原理》知识点总结。

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《化学反应原理》知识点总结
第一章：化学反应与能量变化
1、反应热与焓变：△H=H(产物)-H(反应物)
2、反应热与物质能量的关系jaB88.cOM

3、反应热与键能的关系
△H=反应物的键能总和-生成物的键能总和
4、常见的吸热、放热反应
⑴常见的放热反应：
①活泼金属与水或酸的反应②酸碱中和反应③燃烧反应④多数的化合反应⑤铝热反应
⑵常见的吸热反应
①多数的分解反应②2NH4Cl(s)+Ba(OH)28H2O(s)=BaCl2+2NH3+10H2O
③C(s)+H2O(g)CO+H2④CO2+C2CO
5、反应条件与吸热、放热的关系：反应是吸热还是放热与反应的条件没有必然的联系，而取决与反应物和产物具有的总能量（或焓）的相对大小。
6、书写热化学方程式除了遵循书写化学方程式的要求外，还应注意以下几点：
①放热反应△H为“-”，吸热反应△H为“+”，△H的单位为kJ/mol
②反应热△H与测定条件（温度、压强等）有关，因此应注意△H的测定条件；绝大多数化学反应的△H是在298K、101Pa下测定的，可不注明温度和压强。
③热化学方程式中各物质化学式前面的系数仅表示该物质的物质的量，并不表示物质的分子或原子数，因此化学计量数可以是分数或小数。必须注明物质的聚集状态，热化学方程式是表示反应已完成的数量，所以方程式中化学式前面的计量数必须与△H相对应；当反应逆向进行时，反应热数值相等，符号相反。
7、利用盖斯定律进行简单的计算
8、电极反应的书写：活性电极：电极本身失电子
⑴电解：阳极：（与电源的正极相连）发生氧化反应惰性电极：溶液中阴离子失电子
（放电顺序：I-Br-Cl-OH-）
阴极:（与电源的负极相连）发生还原反应，溶液中的阳离子得电子
（放电顺序：Ag+Cu2+H+）
注意问题：①书写电极反应式时，要用实际放电的离子来表示
②电解反应的总方程式要注明“通电”
③若电极反应中的离子来自与水或其他弱电解质的电离，则总反应离子方程式中要用化学式表示
⑵原电池：负极：负极本身失电子，Ｍ→Ｍn++ｎｅ-
①溶液中阳离子得电子Ｎm++mｅ-→Ｎ
正极：2H++2e-→H2↑
②负极与电解质溶液不能直接反应：O2+4e-+2H2O→4OH-（即发生吸氧腐蚀）
书写电极反应时要注意电极产物与电解质溶液中的离子是否反应，若反应，则在电极反应中应写最终产物。
9、电解原理的应用：
⑴氯碱工业：阳极(石墨):2Cl-→Cl2+2e-(Cl2的检验：将湿润的淀粉碘化钾试纸靠近出气口，试纸变蓝，证明生成了Cl2)。
阴极：2H++2e-→H2↑（阴极产物为H2、NaOH。现象（滴入酚酞）：有气泡逸出，溶液变红）。
⑵铜的电解精炼：电极材料：粗铜做阳极，纯铜做阴极。电解质溶液：硫酸酸化的硫酸铜溶液
⑶电镀：电极材料：镀层金属做阳极（也可用惰性电极做阳极），镀件做阴极。电解质溶液是用含有镀层金属阳离子的盐溶液。
10、化学电源
⑴燃料电池：先写出电池总反应（类似于可燃物的燃烧）；
再写正极反应（氧化剂得电子，一般是O2+4e-+2H2O→4OH-（中性、碱性溶液）
O2+4e-+4H+→2H2O(酸性水溶液)。负极反应=电池反应-正极反应（必须电子转移相等）
⑵充放电电池：放电时相当于原电池，充电时相当于电解池（原电池的负极与电源的负极相连，做阴极，原电池的正极与电源的正极相连，做阳极），
11、计算时遵循电子守恒，常用关系式：2H2~O2~2Cl2~2Cu~4Ag~4OH-~4H+~4e-
12、金属腐蚀：电解阳极引起的腐蚀原电池负极引起的腐蚀化学腐蚀原电池正极电解阴极
钢铁在空气中主要发生吸氧腐蚀。负极：2Fe→2Fe2++4e-正极：O2+4e-+2H2O→4OH-
总反应：2Fe+O2+2H2O＝2Fe(OH)2
第二章：化学反应的方向、限度和速度
1、反应方向的判断依据：△H-T△S0,反应能自发进行；△H-T△S=0，反应达到平衡状态
△H-T△S0反应不能自发。该判据指出的是一定条件下，自发反应发生的可能性，不能说明实际能否发生反应（计算时注意单位的换算）课本P40T3
2、化学平衡常数：
①平衡常数的大小反映了化学反应可能进行的程度，平衡常数越大，说明反应进行的越完全。②纯固体或纯溶剂参加的反应，它们不列入平衡常数的表达式
③平衡常数的表达式与化学方程式的书写方式有关，单位与方程式的书写形式一一对应。对于给定的化学反应，正逆反应的平衡常数互为倒数
④化学平衡常数受温度影响，与浓度无关。温度对化学平衡的影响是通过影响平衡常数实现的。温度升高，化学平衡常数增大还是减小与反应吸放热有关。
3、平衡状态的标志：①同一物质的v正=v逆②各组分的物质的量、质量、含量、浓度（颜色）保持不变③气体的总物质的量、总压强、气体的平均分子量保持不变只适用于△vg≠0的反应④密度适用于非纯气体反应或体积可变的容器
4、惰性气体对化学平衡的影响
⑴恒压时充入惰性气体，体积必增大，引起反应体系浓度的减小，相当于减压对平衡的影响
⑵恒容时充入惰性气体，各组分的浓度不变，速率不变，平衡不移动
⑶对于△vg=0的可逆反应，平衡体系中加入惰性气体，恒容、恒压下平衡都不会移动
5、⑴等效平衡：①恒温恒压，适用于所有有气体参加的可逆反应，只要使转化后物质的量之比与最初加入的物质的量之比相同，均可达到等效平衡；平衡时各组分的百分含量相同，浓度相同，转化率相同。
②恒温恒容，△vg=0的反应，只要使转化后物质的量之比与最初加入的物质的量之比相同，均可达到等效平衡；平衡时各组分的百分含量相同，转化率相同。
⑵等同平衡：恒温恒容，适用于所有有气体参加的可逆反应，只要使转化后物质的量与最初加入的物质的量相同，均可达到等同平衡；平衡时各组分的物质的量相同，百分含量相同，浓度相同。
6、充气问题：以aA(g)+bB(g)cC(g)
⑴只充入一种反应物，平衡右移，增大另一种反应物的转化率，但它本身的转化率降低
⑵两种反应物按原比例充，恒容时相当于加压，恒压时等效平衡
⑶初始按系数比充入的反应物或只充入产物，平衡时再充入产物，恒容时相当于加压，恒压时等效平衡
化学反应速率:速率的计算和比较；浓度对化学速率的影响（温度、浓度、压强、催化剂）；V-t图的分析
第三章物质在水溶液中的行为
1、强弱电解质：
⑴强电解质：完全电离，其溶液中无溶质分子，电离方程式用“＝”，且一步电离；强酸、强碱、大多数盐都属于强电解质。
⑵弱电解质：部分电离，其溶液中存在溶质分子，电离方程式用“”，多元弱酸的电离方程式分步写，其余的弱电解质的电离一步完成；弱酸、弱碱、水都是弱电解质。
⑶常见的碱：KOH、NaOH、Ca(OH)2、Ba(OH)2是强碱，其余为弱碱；
常见的酸：HCl、HBr、HI、HNO3、H2SO4是强酸，其余为弱酸；
注意：强酸的酸式盐的电离一步完成，如：NaHSO4=Na++H++SO42-，而弱酸的酸式盐要分步写，如：NaHCO3=Na++HCO3-,HCO3-CO32-+H+
2、电离平衡
⑴电离平衡是平衡的一种，遵循平衡的一般规律。温度、浓度、加入与弱电解质相同的离子或与弱电解质反应的物质，都会引起平衡的移动
⑵电离平衡常数（Ka或Kb）表征了弱电解质的电离能力，一定温度下，电离常数越大，弱电解质的电离程度越大。Ka或Kb是平衡常数的一种，与化学平衡常数一样，只受温度影响。温度升高，电离常数增大。
3、水的电离：
⑴H2OH++OH-，△H0。升高温度、向水中加入酸、碱或能水解的盐均可引起水的电离平衡的移动。
⑵任何稀的水溶液中，都存在，且[H+][OH-]是一常数，称为水的离子积（Kw）；Kw是温度常数，只受温度影响，而与H+或OH-浓度无关。
⑶溶液的酸碱性是H+与OH-浓度的相对大小，与某一数值无直接关系。
⑷当溶液中的H+浓度≤1mol/L时，用pH表示。
无论是单一溶液还是溶液混合后求pH，都遵循同一原则：若溶液呈酸性，先求c(H+);若溶液呈碱性，先求c(OH-),由Kw求出c(H+)，再求pH。
⑸向水中加入酸或碱，均抑制水的电离，使水电离的c(H+)或c(OH-)10-7mol/L，但
c(H+)H2O=c(OH-)H2O。如某溶液中水电离的c(H+)=10-13mol/L，此时溶液可能为强酸性，也可能为强碱性，即室温下，pH=1或13
向水中加入水解的盐，促进水的电离，使水电离的c(H+)或c(OH-)10-7mol/L，如某溶液中水电离的c(H+)=10-5mol/L，此时溶液为酸性，即室温下，pH=5，可能为强酸弱碱盐溶液。
4、盐的水解
⑴在溶液中只有盐电离出的离子才水解。本质是盐电离出的离子与水电离出H+或OH-结合生成弱电解质，使H+或OH-的浓度减小，从而促进水的电离。
⑵影响因素：①温度：升温促进水解②浓度：稀释促进水解③溶液的酸碱性④同离子效应
⑷水解方程式的书写：
①单个离子的水解：一般很微弱，用，产物不标“↑”“↓”；多元弱酸盐的水解方程式要分步写
②双水解有两种情况：Ⅰ水解到底，生成气体、沉淀，用＝，标出“↑”“↓”。
Ⅱ部分水解，无沉淀、气体，用，产物不标“↑”“↓”；
⑸盐类水解的应用：①判断溶液的酸碱性②判断盐溶液中的离子种类及其浓度大小③判断离子共存④加热浓缩或蒸干某些盐溶液时产物的判断，如AlCl3溶液⑤某些盐溶液的保存与配制，如FeCl3溶液⑥某些胶体的制备，如Fe(OH)3胶体⑦解释生产、生活中的一些化学现象，如明矾净水、化肥的施用等。（解释时规范格式：写上对应的平衡-----条件改变平衡移动-----结果）
5、沉淀溶解平衡：
⑴Ksp:AmBnmAn++nBm-,Ksp=[An+]m[Bm-]n。
①Ksp只与难溶电解质的性质和温度有关，溶液中离子浓度的变化只能使平衡移动，不改变Ksp。②对于阴阳离子个数比相同的电解质，Ksp越大，电解质在水中的溶解能力越强。
⑵QKsp,有沉淀生成；Q=Ksp，沉淀与溶解处于平衡状态；QKsp，沉淀溶解。
⑶一种沉淀可以转化为更难溶的沉淀。如锅垢中Mg(OH)2的生成，工业中重金属离子的除去。
6、离子反应：
⑴与量有关的离子方程式的书写：设量少的物质物质的量为1mol，与另一过量的物质充分反应。
⑵离子共存推断题解答时应注意：①判断一种离子存在后，一定注意与之不共存的离子一定不存在；②前面加入的试剂对后面的鉴定是否有影响。
⑶离子（或物质）检验的一般步骤：取少量——加试剂——观现象——定结论。

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高二化学下册《化学反应速率》知识点总结

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高二化学下册《化学反应速率》知识点总结

1、概念
通常用单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加来表示。
v=△c/△t，单位为mol·L-1·min-1或mol·L-1·s-1。

2、表示方法及特征
①同一反应，速率用不同物质浓度变化表示时，数值可能不同，但数值之比等于方程式中各物质的化学计量数比.
②一般不能用固体和纯液体物质表示浓度.
③对于没有达到化学平衡状态的可逆反应：v正≠v逆.
④化学反应速率是平均速率，且均值取正值.但在时间-速率图象中某时刻对应的速率为瞬时速率.
⑤用化学反应速率来比较不同反应进行的快慢或同一反应在不同条件下反应的快慢时，应选择同一物质来比较.

3、“三段式”计算反应速率

4、影响化学反应速率的因素

1)内因(主要因素)

反应物本身的性质。

2)外因(其他条件不变，只改变一个条件)

知识点小结

气体反应体系中充入惰性气体(不参与反应)时对反应速率的影响

1、恒容：充入“惰性气体”→总压增大→物质浓度不变(活化分子浓度不变)―→反应速率不变。

2、恒压：充入“惰性气体”→体积增大→物质浓度减小(活化分子浓度减小)―→反应速率减小。

高一化学必修二知识点总结：化学反应与能量

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高一化学必修二知识点总结：化学反应与能量

人教版高一化学必修二知识总结，第二章化学反应与能量，化学反应的本质是旧化学键断裂和新化学键的形成。在旧键断裂和新键形成的过程中会伴有能量的释放和吸收。对于化学反应，我们一般关心其反应速率和限度。本章内容要求比较简单，在化学选修4有详细讲解，为高考重点和难点。
考纲要求
（1）了解化学反应中能量转化的原因，能说出常见的能量转化形式。
（2）了解化学能与热能的相互转化。了解吸热反应、放热反应、反应热等概念。
（3）了解能源是人类生存和社会发展的重要基础。了解化学在解决能源危机中的重要作用。
（4）了解原电池和电解池的工作原理，能写出电极反应和电池反应方程式。了解常见化学电源的种类及其工作原理。
（5）了解化学反应速率的概念、反应速率的定量表示方法。
（6）了解催化剂在生产、生活和科学研究领域中的重大作用。
（7）了解化学反应的可逆性。
第一节化学能与热能
1、化学反应与能量变化
化学反应的本质是旧化学断裂，新化学键形成。在任何的化学反应中总伴有能量的变化。
原因是当物质发生化学反应时，断开反应物中的化学键要吸收能量，而形成生成物中的化学键要放出能量。化学键的断裂和形成是化学反应中能量变化的主要原因。
一个确定的化学反应在发生过程中是吸收能量还是放出能量，决定于反应物的总能量与生成物的总能量的相对大小。
E反应物总能量E生成物总能量，为放热反应。E反应物总能量E生成物总能量，为吸热反应。
2、常见的放热反应和吸热反应
常见的放热反应：
①所有的燃烧与缓慢氧化。②酸碱中和反应。③金属与酸反应制取氢气。④大多数化合反应（特殊：C+CO2加热条件2CO是吸热反应）。
常见的吸热反应：
①以C、H2、CO为还原剂的氧化还原反应如：C（s）+H2O（g）加热条件CO（g）+H2（g）。②铵盐和碱的反应如Ba（OH）28H2O+NH4Cl=BaCl2+2NH3↑+10H2O。③大多数分解反应如KClO3、KMnO4、CaCO3的分解等。
3、能源的分类
能源的分类
第二节化学能与电能
1、化学能转化为电能的方式
化学能转化为电能
2、原电池原理
（1）原电池概念
把化学能直接转化为电能的装置叫做原电池。
（2）原电池的工作原理
通过氧化还原反应（有电子的转移）把化学能转变为电能。
（3）构成原电池的条件
①电极为导体且活泼性不同;②两个电极接触（导线连接或直接接触）;③两个相互连接的电极插入电解质溶液构成闭合回路。
（4）电极名称及发生的反应
正极：较不活泼的金属或石墨作正极，正极发生还原反应。
电极反应式：溶液中阳离子+ne-=单质。
正极的现象：一般有气体放出或正极质量增加。
负极：较活泼的金属作负极，负极发生氧化反应。
电极反应式：较活泼金属-ne-=金属阳离子。
负极现象：负极溶解，负极质量减少。
（5）原电池正负极的判断
①依据原电池两极的材料：
较不活泼金属或可导电非金属（石墨）、氧化物（MnO2）等作正极；
较活泼的金属作负极（K、Ca、Na太活泼，不能作电极）。
②根据原电池中的反应类型：
负极：失电子，发生氧化反应，现象通常是电极本身消耗，质量减小。
正极：得电子，发生还原反应，现象是常伴随金属的析出或H2的放出。
③根据内电路离子的迁移方向：阳离子流向原电池正极，阴离子流向原电池负极。
④根据电流方向或电子流向：（外电路）的电流由正极流向负极;电子则由负极经外电路流向原电池的正极。
（6）原电池电极反应的书写方法
①原电池反应所依托的化学反应原理是氧化还原反应，负极反应是氧化反应，正极反应是还原反应。因此书写电极反应的方法归纳如下：
a.写出总反应方程式。
b.把总反应根据电子得失情况，分成氧化反应、还原反应。
c.氧化反应在负极发生，还原反应在正极发生，反应物和生成物对号入座，注意酸碱介质和水等参与反应。
②原电池的总反应式一般把正极和负极反应式相加而得。
（7）原电池的应用
①加快化学反应速率，如粗锌制氢气速率比纯锌制氢气快。②比较金属活动性强弱。③设计原电池。④金属的腐蚀。
2、化学电源基本类型
（1）干电池：活泼金属作负极，被腐蚀或消耗。如：Cu-Zn原电池、锌锰电池。
（2）充电电池：两极都参加反应的原电池，可充电循环使用。如铅蓄电池、锂电池和银锌电池等。
（3）燃料电池：两电极材料均为惰性电极，电极本身不发生反应，而是由引入到两极上的物质发生反应，如H2、CH4燃料电池，其电解质溶液常为碱性试剂（KOH等）。
第三节化学反应的速率和限度
1、化学反应的速率
（1）化学反应速率的概念：化学反应速率通常用单位时间内反应物浓度的减少量或生成物浓度的增加量（均取正值）来表示。
计算公式：化学反应速率公式
①单位：mol/（Ls）或mol/（Lmin）。
②B为溶液或气体，若B为固体或纯液体不计算速率。
③以上所表示的是平均速率，而不是瞬时速率。
④重要规律：（i）速率比=方程式系数比；（ii）变化量比=方程式系数比。
（2）影响化学反应速率的因素
内因：由参加反应的物质的结构和性质决定的（主要因素）。
外因：
①温度：升高温度，增大速率
②催化剂：一般加快反应速率（正催化剂）
③浓度：增加反应物的浓度，增大速率（溶液或气体才有浓度可言）
④压强：增大压强，增大速率（适用于有气体参加的反应），化学选修4详细阐述。
⑤其他因素：如光（射线）、固体的表面积（颗粒大小）、反应物的状态（溶剂）、原电池等也会改变化学反应速率。
2、化学反应的限度——化学平衡
（1）在一定条件下，当一个可逆反应进行到正向反应速率与逆向反应速率相等时，反应物和生成物的浓度不再改变，达到表面上静止的一种“平衡状态”，这就是这个反应所能达到的限度，即化学平衡状态。
化学平衡的移动受到温度、反应物浓度、压强等因素的影响。催化剂只改变化学反应速率，对化学平衡无影响。
在相同的条件下同时向正、逆两个反应方向进行的反应叫做可逆反应。通常把由反应物向生成物进行的反应叫做正反应。而由生成物向反应物进行的反应叫做逆反应。
在任何可逆反应中，正方应进行的同时，逆反应也在进行。可逆反应不能进行到底，即是说可逆反应无论进行到何种程度，任何物质（反应物和生成物）的物质的量都不可能为0。
（2）化学平衡状态的特征：逆、动、等、定、变。
①逆：化学平衡研究的对象是可逆反应。
②动：动态平衡，达到平衡状态时，正逆反应仍在不断进行。
③等：达到平衡状态时，正方应速率和逆反应速率相等，但不等于0。即v正=v逆≠0。
④定：达到平衡状态时，各组分的浓度保持不变，各组成成分的含量保持一定。
⑤变：当条件变化时，原平衡被破坏，在新的条件下会重新建立新的平衡。
（3）判断化学平衡状态的标志：
①VA（正方向）=VA（逆方向）或nA（消耗）=nA（生成）（不同方向同一物质比较）
②各组分浓度保持不变或百分含量不变
③借助颜色不变判断（有一种物质是有颜色的）
④总物质的量或总体积或总压强或平均相对分子质量不变（前提：反应前后气体的总物质的量不相等的反应适用，即如对于反应xA+yB可逆号zC，x+y≠z）

《降低化学反应活化能的酶》知识点总结

《降低化学反应活化能的酶》知识点总结

1.相关概念：
新陈代谢：是活细胞中全部化学反应的总称，是生物与非生物最根本的区别，是生物体进行一切生命活动的基础。
细胞代谢：细胞中每时每刻都进行着的许多化学反应。
酶：是活细胞(来源)所产生的具有催化作用(功能：降低化学反应活化能，提高化学反应速率)的一类有机物。
活化能：分子从常态转变为容易发生化学反应的活跃状态所需要的能量。
2.酶的发现：
①1783年，意大利科学家斯巴兰让尼用实验证明：胃具有化学性消化的作用;
②1836年，德国科学家施旺从胃液中提取了胃蛋白酶;
③1926年，美国科学家萨姆纳通过化学实验证明脲酶是一种蛋白质;
④20世纪80年代，美国科学家切赫和奥特曼发现少数RNA也具有生物催化作用。
3.酶的本质：
大多数酶的化学本质是蛋白质(合成酶的场所主要是核糖体，水解酶的酶是蛋白酶)，也有少数是RNA。
4.酶的特性：
①高效性：催化效率比无机催化剂高许多。
②专一性：每种酶只能催化一种或一类化合物的化学反应。
③酶需要较温和的作用条件：在最适宜的温度和pH下，酶的活性最高。温度和pH偏高和偏低，酶的活性都会明显降低。
考点·助力
1.什么是活化能？
在一个化学反应体系中，反应开始时，反应物分子的平均能量水平较低，为“初态”。在反应的任何一瞬间反应物中都有一部分分子具有了比初态更高一些的能量，高出的这一部分能量称为“活化能”。活化能的定义是，在一定温度下一摩尔底物全部进入活化态所需要的自由能，单位是焦/摩尔，单位符号是J/mol。
2.酶催化作用的特点
生物体内的各种化学反应，几乎都是由酶催化的。酶所催化的反应叫酶促反应。酶促反应中被酶作用的物质叫做底物。经反应生成的物质叫做产物。酶作为生物催化剂，与一般催化剂有相同之处，也有其自身的特点。
相同点：(1)改变化学反应速率，本身不被消耗;(2)只能催化热力学允许进行的反应;(3)加快化学反应速率，缩短达到平衡时间，但不改变平衡点;(4)降低活化能，使速率加快。
不同点：(1)高效性，指催化效率很高，使得反应速率很快;(2)专一性，任何一种酶只作用于一种或几种相关的化合物，这就是酶对底物的专一性;(3)多样性，指生物体内具有种类繁多的酶;(4)易变性，由于大多数酶是蛋白质，因而会被高温、强酸、强碱等破坏;(5)反应条件的温和性，酶促反应在常温、常压、生理pH条件下进行;(6)酶的催化活性受到调节、控制;(7)有些酶的催化活性与辅因子有关。
3.影响酶作用的因素
酶的催化活性的强弱以单位时间(每分)内底物减少量或产物生成量来表示。研究某一因素对酶促反应速率的影响时，应在保持其他因素不变的情况下，单独改变研究的因素。
影响酶促反应的因素常有：酶的浓度、底物浓度、pH值、温度、抑制剂、激活剂等。其变化规律有以下特点。
(1)酶浓度对酶促反应的影响在底物足够，其他条件固定的条件下，反应系统中不含有抑制酶活性的物质及其他不利于酶发挥作用的因素时，酶促反应的速率与酶浓度成正比。
(2)底物浓度对酶促反应的影响在底物浓度较低时，反应速率随底物浓度增加而加快，反应速率与底物浓度近乎成正比;在底物浓度较高时，底物浓度增加，反应速率也随之加快，但不显著;当底物浓度很大，且达到一定限度时，反应速率就达到一个最大值，此时即使再增加底物浓度，反应速率几乎不再改变。
(3)pH对酶促反应的影响每一种酶只能在一定限度的pH范围内才表现活性，超过这个范围酶就会失去活性。在一定条件下，每一种酶在某一个pH时活力最大，这个pH称为这种酶的最适pH。
(4)温度对酶促反应的影响酶促反应在一定温度范围内反应速率随温度的升高而加快;但当温度升高到一定限度时，酶促反应速率不仅不再加快反而随着温度的升高而下降。在一定条件下，每一种酶在某一温度时活力最大，这个温度称为这种酶的最适温度。
(5)激活剂对酶促反应的影响激活剂可以提高酶活性，但不是酶活性所必需的。激活剂大致分两类：无机离子和小分子化合物。
(6)抑制剂对酶促反应的影响抑制剂使酶活性下降，但不使酶变性。抑制剂作用机制分两种：可逆的抑制作用和不可逆的抑制作用。

高二化学下册《化学反应热的计算》知识点总结

一名优秀的教师在教学时都会提前最好准备，高中教师要准备好教案为之后的教学做准备。教案可以让学生能够听懂教师所讲的内容，帮助高中教师掌握上课时的教学节奏。你知道如何去写好一份优秀的高中教案呢？为此，小编从网络上为大家精心整理了《高二化学下册《化学反应热的计算》知识点总结》，欢迎您参考，希望对您有所助益！

高二化学下册《化学反应热的计算》知识点总结

热化学方程式的简单计算的依据：
(1)热化学方程式中化学计量数之比等于各物质物质的量之比;还等于反应热之比。
(2)热化学方程式之间可以进行加减运算。
【规律方法指导】
有关反应热的计算依据归纳
1、根据实验测得热量的数据求算
反应热的定义表明：反应热是指化学反应过程中放出或吸收的热量，可以通过实验直接测定。
例如：燃烧6g炭全部生成气体时放出的热量，如果全部被水吸收，可使1kg水由20℃升高到67℃，水的比热为4.2kJ/(kg·℃)，求炭的燃烧热。
分析：燃烧热是反应热的一种，它是指在101Kpa时，1mol纯净可燃物完全燃烧生成稳定氧化物时所放出的热量。据题意，先求得1kg水吸收的热量：Q=cm△t=197.4kJ，由此得出该反应燃烧热为394.8KJ/mol。
(△H=-394.8KJ/mol)
2、根据物质能量的变化求算
根据能量守恒，反应热等于生成物具有的总能量与反应物具有的总能量的差值。当E1(反应物)E2(生成物)时，△H0，是放热反应;反之，是吸热反应。
△H=ΣE生成物-ΣE反应物
3、根据反应实质键能的大小求算
化学反应的实质是旧键的断裂和新键的生成，其中旧键的断裂要吸收能量，新键的生成要放出能量，由此得出化学反应的热效应(反应热)和键能的关系：
△H=E1(反应物的键能总和)-E2(生成物的键能总和)
4、根据热化学方程式求算
热化学方程式中表明了化学反应中能量的变化。△H的大小与方程式中物质的系数大小成正比。
例如：　H2(g)+O2(g)=H2O(g)△H=-241.8KJ/mol
则：　2H2(g)+O2(g)=2H2O(g)△H=?KJ/mol
分析：当物质的系数变为2倍时，反应热也同时变为2倍。
所以△H=-483.6KJ/mol
5、根据盖斯定律的规律求算
盖斯定律是热化学中一个相当有实用价值的定律。其内容是不管化学反应过程是一步完成还是分几步完成，总过程的热效应是相同的，即一步完成的反应热等于分几步完成的反应热之和。利用这一规律，可以从已经测定的反应的热效应来计算难于测量或不能测量反应的热效应，它是间接求算反应热的常用方法。
具体计算方法是：通过热化学方程式的叠加，进行△H的加减运算。
例如：实验中不能直接计算出由石墨和氢气生成甲烷反应的反应热，但可测出CH4、石墨和氢气的燃烧热。试求出石墨生成甲烷的反应热。
①CH4(g)+2O2(g)=CO2(g)+2H2O(l)　△H1=-890.5KJ/mol
②C(石墨)+O2(g)=CO2(g)　△H2=-393.5KJ/mol
③H2(g)+1/2O2(g)=H2O(l)　△H3=-285.8KJ/mol
④C(石墨)+2H2(g)=CH4(g)　△H4
分析：根据盖斯定律，可以通过反应①②③的叠加组合出反应④，则反应热的关系为：
△H4=2△H3+△H2-△H1=2×(-285.8KJ/mol)+(-393.5KJ/mol)-(-890.5KJ/mol)=-74.6KJ/mol。
【补充】
盖斯定律
1、盖斯定律的内容
不管化学反应是一步完成或分几步完成,其反应热是相同的。换句话说,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。
2、盖斯定律直观化
△H=△H1+△H2
3、盖斯定律的应用
(1)有些化学反应进行很慢或不易直接发生，很难直接测得这些反应的反应热，可通过盖斯定律获得它们的反应热数据。
例如：C(s)+0.5O2(g)=CO(g)
上述反应在O2供应充分时，可燃烧生成CO2、O2供应不充分时，虽可生成CO，但同时还部分生成CO2。因此该反应的△H无法直接测得。但是下述两个反应的△H却可以直接测得：
C(S)+O2(g)=CO2(g)△H1=-393.5kJ/mol
CO(g)+0.5O2(g)=CO2(g)　△H2=-283.0kJ/mol
根据盖斯定律，就可以计算出欲求反应的△H。
分析上述反应的关系，即知
△H1=△H2+△H3
△H3=△H1-△H2=-393.5kJ/mol-(-283.0kJ/mol)=-110.5kJ/mol
由以上可知，盖斯定律的实用性很强。
(2)在化学计算中，可利用热化学方程式的组合，根据盖斯定律进行反应热的计算。
(3)在化学计算中，根据盖斯定律的含义，可以根据热化学方程式的加减运算，比较△H的大小。