高中化学选修4知识点分类总结(20190420001628).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 ( 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 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 : 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。（ H0，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=－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 化学反应速率（ v） 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： ⑷ 影响因素：  mol/  （ L·s） 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 混合物体系中  mA(g)+nB(g) pC(g)+qD(g) 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 各成分的含量 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 ①在单位时间内消耗了 m molA 同时生成 m molA ，即 平衡 V(正)=V(逆) 正、逆反应 ②在单位时间内消耗了 n molB 同时消耗了 p molC，则 平衡 V(正)=V(逆) 速率的关系 ③ V(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 molD ，因均 不一定平衡 指 V(逆 )