高中化学选修4知识点分类总结[1].doc

化学选修4化学反应与原理
章节知识点梳理
第一章化学反应与能量
一、焓变反应热
:化学反应过程中所放出或吸收的热量,任何化学反应都有反应热,因为任何化学反应都会存在热量变化,即要么吸热要么放热。反应热可以分为(燃烧热、中和热、溶解热)
(ΔH)的意义:在恒压条件下进行的化学反应的热效应
.符号: △:kJ/mol ,即:恒压下:焓变=反应热,都可用ΔH表示,单位都是kJ/mol。
: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
也可以利用计算△H来判断是吸热还是放热。△H=生成物所具有的总能量-反应物所具有的总能量=反应物的总键能-生成物的总键能
☆常见的放热反应:①所有的燃烧反应②所有的酸碱中和反应③大多数的化合反应④金属与水或酸的反应⑤生石灰(氧化钙)和水反应⑥铝热反应等
☆常见的吸热反应:①晶体Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl②大多数的分解反应③条件一般是加热或高温的反应
☆区分是现象(物理变化)还是反应(生成新物质是化学变化),一般铵盐溶解是吸热现象,别的物质溶于水是放热。
:物质具有的能量越低,物质越稳定,能量和键能成反比。
:气态>液态>固态
,,101.
△H时必须连同符号一起比较。
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,即反应热△H,△H对应的正负号都不能省。
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热化学反应方程式不标条件,除非题中特别指出反应时的温度和压强。
④热化学方程式中的化学计量数表示物质的量,不表示个数和体积,可以是整数,也可以是分数
⑤各物质系数加倍,△H加倍,即:△H和计量数成比例;反应逆向进行,△H改变符号,数值不变。
:物质的量—物质—状态—吸收或放出*热量。
三、燃烧热
: 101 kPa时,1 mol纯物质完全燃烧生成稳定的氧化物(二氧化碳、二氧化硫、液态水H2O)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研究条件:101 kPa
②反应程度:完全燃烧,产物是稳定的氧化物。
③燃烧物的物质的量:1 mol
④研究内容:放出的热量。(ΔH<0,单位kJ/mol)
。
。不同的物质燃烧热不同。
四、中和热
: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。
+和OH-反应,其热化学方程式为:
H+(aq) +OH-(aq) =H2O(l) ΔH=-
,。
:看课本装置图
(1)一般用强酸和强碱做实验,且碱要过量(如果酸和碱的物质的量相同,中和热会偏小),。
(2)若用弱酸或弱碱做实验,放出的热量会偏小,中和热会偏小。
(3)若用浓溶液做实验,放出的热量会偏大,中和热会偏大。
(4)在试验中,增大酸和碱的用量,放出的热量会增多但中和热保持不变。
五、盖斯定律
: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。
六、能源
注:水煤气是二次能源。
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,单位时间内反应物或生成物的物质的量的变化
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)
⑷影响因素:
①决定因素(内因):反应物的性质(决定因素)
②条件因素(外因):浓度(固体和纯液体除外),压强(方程式中必须要有气体) ,温度(提高了反应物分子的能量),催化剂(降低了活化能),浓度和压强主要是通过使单位体积内分子总数增大来增大反应速率,温度和压强主要是使活化分子百分数增大来增大反应速率。
,温度和催化剂是分子总数不变。