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高中化学选修4第一章知识点总结及精练精析
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化学选修4化学反应与原理知识点详解
一、本模块内容的特点
1.理论性、规律性强
2.定量
3.知识的综合性强
4.知识的内容较深
二、本模块内容详细分析
化学反应与能量
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一、焓变 反应热
1.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)
2.焓变(ΔH)的意义:在恒压条件下进行的化学反应的热效应
.符号: △H.单位:kJ/mol ,即:恒压下:焓变=反应热,都可用ΔH表示,单位都是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
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=反应物的活化能—生成物的活化能
☆ 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。
4.能量与键能的关系:物质具有的能量越低,物质越稳定,能量和键能成反比。
5.同种物质不同状态时所具有的能量:气态液态固态
6.常温是指25,101.标况是指0,101.
7.比较△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。
⑥热化学方程式中的△H与化学反应的条件无关。
6.表示意义:物质的量—物质—状态—吸收或放出热量。
三、燃烧热
1.概念: 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。(ΔH0,单位kJ/mol)
2.燃烧热和中和热的表示方法都是有ΔH时才有负号。
3.石墨和金刚石的燃烧热不同。不同的物质燃烧热不同。
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: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),一般中和热为57.3kJ/mol。
(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
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。
六、能源
注:水煤气是二次能源。
本章难点点拨:
难点一:焓变及其计算
难在:不能全面把握焓变要素,不能把方程与焓变对应 起来
难在:吸放与“+、-”,反应方向、状态变化与焓变的关系
解决规律小结:
1、方程加,焓变加,方程减,焓变减。
2、反应的向变符不符:方向不同,焓变变号。
3、质变对不对:反应前后物质不同,焓变值不同。
4、态变符不符:状态不同,焓变值不同。晶型不同,焓变不同。
5、量变配不配(焓变符号、焓变值、焓变单位):焓变值为按系数完全进行的值。对可逆反应是不可能完全反应的,但焓变数值是
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