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化学选修 4 化学反应与原理
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 ( H)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 NH4Cl 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 （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。（ H<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) =H 2O(l) H=－
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 。
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
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= c/ t （υ：平均速率， c：浓度变化， t ：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） ：
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）