2024年人教版化学选修四知识点.docx

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取的热量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為“-”或△H0

吸取热量的化学反应。（吸热放热）△H為“+”或△H0

☆常見的放热反应：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

☆常見的吸热反应：①晶体Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl②大多数的分解反应

③以H2、CO、C為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汇集状态（g,l,s分别表达固态，液态，气态，水溶液中溶质用aq表达）

③热化学反应方程式要指明反应時的温度和压强。

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变化符号，数值不变

三、燃烧热

1．概念：25℃，101kPa時，1mol纯物质完全燃烧生成稳定的化合物時所放出的热量。燃烧热的单位用kJ/mol表达。

※注意如下几点：

①研究条件：101kPa②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：1mol④研究内容：放出的热量。（ΔH0，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1molH2O，这時的反应热叫中和热。

2．强酸与强碱的中和反应其实质是H+和OH-反应，其热化学方程式為：

H+(aq)+OH-(aq)=H2O(l)ΔH=－57.3kJ/mol

3．弱酸或弱碱电离要吸取热量，因此它們参与中和反应時的中和热不不小于57.3kJ/mol。

4．中和热的测定试验

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，而与详细反应进行的途径无关，假如一种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毕的反应热是相似的。

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，单位時间内反应物或生成物的物质的量的变化

⑵表达措施：单位時间内反应浓度的减少或生成物浓度的增長来表达

⑶计算公式：v=Δc/Δt（υ：平均速率，Δc：浓度变化，Δt：時间）单位：mol/（L·s）

⑷影响原因：

①决定原因（内因）：反应物的性质（决定原因）

②条件原因（外因）：反应所处的条件

2.

※注意：（1）、参与反应的物质為固体和液体，由于压强的变化对浓度几乎无影响，可以认為反应速率不变。

（2）、惰性气体对于速率的影响

①恒温恒容時：充入惰性气体→总压增大，不过各分压不变，各物质浓度不变→反应速率不变②恒温恒体時：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，当一种可逆反应进行到正逆反应速率相等時，更构成成分浓度不再变化，到达表面上静止的一种“平衡”，这就是这个反应所能到达的程度既化学平衡状态。

2、化学平衡的特性

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（条件变化，平衡发生变化）

3、判断平衡的根据

判断可逆反应到达平衡状态的措施和根据

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在单位時间内消耗了mmolA同步生成mmolA，既V(正)=V(逆)

平衡

②在单位時间内消耗了nmolB同步消耗了pmolC，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在单位時间内生成nmolB，同步消耗了qmolD，因均指V(逆)

不一定平衡

压强

①m+n≠p+q時，总压力一定（其他条件一定）

平衡

②m+n=p+q時，总压力一定（其他条件一定）

不一定平衡

混合气体平均相对分子质量Mr

①Mr一定期，只有当m+n≠p