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
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
☆ 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 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:ﻫ 　　　 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：
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)
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）　 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
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)
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):反应所处的条件
2。
※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
　 　　 ①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
②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
例举反应
mA（g）＋ｎB(g) pC（g)＋qD(ｇ）
混合物体系中
各成分的含量
①各物质的物质的量或各物质的物质的量的分数一定
平衡
②各物质的质量或各物质质量分数一定
平衡
③各气体的体积或体积分数一定
平衡
④总体积、总压力、总物质的量一定
不一定平衡
正、逆反应
速率的关系
①在单位时间内消耗了m molＡ同时生成m　molA,即V(正)=V（逆)
平衡
②在单位时间内消耗了n molB同时消耗了p ｍｏｌC，则V(正)=V（逆)
平衡
③V(Ａ):V（B):V（Ｃ):Ｖ（D）=m:n:p：q,V（正)不一定等于V（逆)
不一定平衡
④在单位时间内生成ｎ molB,同时消耗了ｑ