高中化学选修4知识点总结

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1、化学选修4《化学反应与原理 》知识点总结第一章 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 4、放热反应：放出热量的化学反应。(放热>吸热)△H 为“—”或△H <0 内能转化为热能反应物总能量＞生成物总能量断裂化学键吸收的总能量＜形成化学键放出的总能量吸热反应：吸收热量的化学反应。（吸热>放热）△H 为“+”或△H >0  热能

2、转化为内能反应物总能量＜生成物总能量断裂化学键吸收的总能量＞形成化学键放出的总能量常见的放热反应：① 所有的燃烧反应② 酸碱中和反应③ 大多数的化合反应④ 金属与酸的反应⑤ 生石灰和水反应⑥ 浓硫酸稀释、氢氧化钠固体溶解等⑦铝热反应  常见的吸热反应：① 晶体Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl反应② 大多数的分解反应③ 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（s、l、g分别表示固态、液态、气态，水溶液中溶质用aq表示）    

3、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 6、△H的单位为kJ/mol7、不标气体或沉淀符号三、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： （1）反应条件：25 ℃、101 kPa （2）反应程度：完全燃烧，产物是稳定的氧化物。C—CO2(g)H—H2O(l)S—SO2(g)（3）燃烧物的物质的量：1 mol（4）研究内容：放出的热量

4、。（ΔH<0，单位kJ/mol）（5）计算Q放=n（可燃物）X△H△H=—Q放／n（可燃物）四、中和热 1．概念：在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应，生成1mol H2O放出的热量叫中和热。 2．强酸与强碱的中和反应其实质是H+和OH-反应，其热化学方程为： H+(aq) +OH-(aq) =H2O(l)    ΔH=－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 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

5、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。 六、化石能源：煤、石油、天然气（不可再生）能源新能源：太阳能、氢能、地热能、风能、海洋能、生物质能等（可以再生）七、反应热大小比较：带符号比较物质的稳定性与能量的关系：能量越高，物质越不稳定第二章 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） ⑴ 定义：用来衡量化学反应的快慢，单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加⑵ 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 ⑶ 计算公式：v=Δc/Δt（υ：平均速率，Δc：浓度变化，Δt：时间）单位：mol/（L·s）注意：

6、①化学反应速率不能用固体或液体的浓度变化量来表示②为平均速率而不是瞬时速率③化学反应速率之比等于化学计量数之比⑷ 影响因素：内因：反应物的性质（决定因素） 外因：浓度： 其他条件相同时，增大反应物浓度反应速率增大，减小反应物浓度反应速率减小。压强：对有气体参加的反应A、恒温时：增大压强，体积缩小，反应速率增大B、恒温恒容时：充入反应气体→该物质浓度增大→反应速率增大充入惰性气体→总压增大，但是各分压不变，各物质浓度不变→反应速率不变C、恒温恒压时： 充入惰性气体→体积增大→各反应物浓度减小→反应速率减小 注意：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

7、认为反应速率不变。         温度：其他条件相同时，升高温度反应速率增大，降低温度反应速率减小二、化学平衡 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 例举