高中化学选修4知识点分类总结

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1、高中化学选修4知识点分类总结　　篇一：高中化学选修4知识点分类总结　　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：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

2、反应。(放热>吸热)△H为“-”或△H　　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　　☆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

3、，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、　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.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：101kPa时，1mol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：101kPa　　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：1mol　　④研究内容：放出的热

5、量。（ΔH　　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1molH2O，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=－/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/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

6、小），一般中和热为/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。　　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）　　

7、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=Δc/Δt（υ：平均速率，Δc：浓度变化，Δt：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）：浓度（固体和纯液体除外），压强（方程式中必须要有气体），温度（提高了反应物分子的能量），催化剂（降低了活化能），浓度和压强主要是通过使单位体积内分子总数增大来增大反应速率，温度和压强主要是使活化分子百分数增大来增大反应速率。　　2.浓度

8、和压强是单位体积内活化分子百分数不变，温度和催化剂是分子总数不变。　　※注意：（1）、参加反应的物质为固体和液体，由于压强