人教版高中选修4 化学反应原理1—4章知识点总结.doc

选修4 化学反应原理1—4章知识点总结 第一章 化学反应与能量 一、反应热 焓变 1、定义：化学反应过程中放出或吸收的热量叫做化学反应的反应热. 在恒温、恒压的条件下，化学反应过程中所吸收或释放的热量称为反应的焓变。 2、符号：△H 3、单位：kJ·mol-1 4、规定：吸热反应:△H 0 或者值为“+”，放热反应:△H 0 或者值为“-” 常见的放热反应和吸热反应 放热反应 吸热反应 燃料的燃烧 C+CO2 , H2+CuO 酸碱中和反应 C+H2O 金属与酸 Ba(OH)2.8H2O+NH4Cl 大多数化合反应 CaCO3高温分解 大多数分解反应 小结： 1、化学键断裂，吸收能量； 化学键生成，放出能量 2、反应物总能量大于生成物总能量，放热反应，体系能量降低，△H为“－”或小于0 反应物总能量小于生成物总能量，吸热反应，体系能量升高，△H为“+”或大于0 3、反应热 数值上等于生成物分子形成时所释放的总能量与反应物分子断裂时所吸收的总能量之差 二、热化学方程式 1.概念:表示化学反应中放出或吸收的热量的化学方程式. 2.意义:既能表示化学反应中的物质变化,又能表示化学反应中的能量变化. [总结]书写热化学方程式注意事项: （1）反应物和生成物要标明其聚集状态，用g、l、s分别代表气态、液态、固态。 （2）方程式右端用△H 标明恒压条件下反应放出或吸收的热量，放热为负，吸热为正。 （3）热化学方程式中各物质前的化学计量数不表示分子个数，只表示物质的量，因此可以是整数或分数。 （4）对于相同物质的反应，当化学计量数不同时，其△H 也不同，即△H 的值与计量数成正比,当化学反应逆向进行时,数值不变,符号相反。 三、盖斯定律：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。 化学反应的焓变（ΔH）只与反应体系的始态和终态有关，而与反应的途径无关。 总结规律：若多步化学反应相加可得到新的化学反应，则新反应的反应热即为上述多步反应的反应热之和。 注意： 1、计量数的变化与反应热数值的变化要对应 2、反应方向发生改变反应热的符号也要改变 反应热计算的常见题型： 1、化学反应中物质的量的变化与反应能量变化的定量计算。 2、理论推算反应热： 依据：物质变化决定能量变化 （1）盖斯定律 设计合理路径 路径1总能量变化等于路径2总能量变化 （2）通过已知热化学方程式的相加，得出新的热化学方程式： 物质的叠加，反应热的叠加 小结： a： 若某化学反应从始态（S）到终态（L）其反应热为△H，而从终态（L）到始态（S）的反应热为△H ’，这两者和为０。 　　　即△H＋ △H ’ = ０ b：若某一化学反应可分为多步进行，则其总反应热为各步反应的反应热之和。 　　　即△H= △H1+ △H2+ △H3+…… c：若多步化学反应相加可得到新的化学反应，则新反应的反应热即为上述多步反应的反应热之和。 标准燃烧热：在101kPa时，l mol物质完全燃烧的反应热. 热值：在101kPa时，l g物质完全燃烧的反应热. 2、注意： ① 燃烧的条件是在101kPa； ② 标准燃烧热:燃料是以1mol作为标准，因此书写热化学方程式时，其它物质的化学计量数可用分数表示； ③ 物质燃烧都是放热反应，所以表达物质燃烧时的△H均为负值； ④ 燃烧要完全:C元素转化为CO2，而不是CO；H元素转化为H2O(l)，而不是H2O(g), N元素转化为N2。 如：H2(g)+ 1/2 O2(g) = H2O(l); △H =－285.8 kJ/mol 化学反应速率与化学平衡 第一单元 化学反应速率 一、化学反应速率 1.概念及计算公式 对于反应体系体积不变的化学反应，通常用单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增大来表示化学反应速率 计算公式： 单位：mol·L-1·s-1 2.应用中应注意的问题 ①概念中的反应速率实际上是某段时间间隔内的平均反应速率。时间间隔越短，在这段时间发生的浓度变化越接近瞬时反应速率（指在某一瞬间的反应速率） ②对某一具体化学反应来说，在用不同物质表示化学反应速率时所得数值往往不同。用各物质表示的化学反应速率的数值之比等于化学方程式中各物质的系数之比 ③、气体的浓度用 来表示 ④、无论用任何物质来表示，无论浓度的变化是增加还是减少，都取正值，反应速率都为正数（没有负数）。 ⑤、在反应中对于固体或纯液体而言，其物质的量浓度无意义，所以不用它们来表示化学反应速率 二，影响化学反应速率的因素 ㈠、内因： 物质本身的结构和性质是化学反应速率大小的决定因素，反应类型不同