高级中学化学课程选修4知识材料点学习总结(详细版)

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#+化学选修4化学反应与原理第一章 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☆ 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.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 kPa②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 mol④研究内容:放出的热量。(ΔH<0,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/mol3.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。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:充入本体系气体,反应速率增大;充入惰性气体→反应速率不变②恒温恒压时:充入惰性气体→反应速率减小二、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,各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即:各组分的量保持不变时一定能判断平衡。正、逆反应速率的关系①在单位时间内消耗了m molA同时生成m molA,平衡②在单位时间内消耗了n molB同时消耗了p molC,平衡③V(A):V(B):V(C):V(D)=m:n:p:q,V(正)不一定等于V(逆)不一定平衡即:用物质来判断平衡时,必须要一正一逆且要带上系数。用速率来判断平衡时,必须要一正一逆且速率之比等于计量数之比。总的压强,总的物质的量,总的体积①m+n≠p+q时,能判断平衡②m+n=p+q时,不能判断平衡。即:总的量看气体的计量数,气体的计量数不等时能判断。混合气体平均相对分子质量Mr或密度用公式判断推出公式是一个变化的量就能判断平衡温度任何反应都伴随着能量变化,当体系温度一定时(其他不变)一定能判断平衡。平衡其他变化的量能判断平衡,固定不变的量不能判断平衡。(二)影响化学平衡移动的因素1、浓度对化学平衡移动的影响(1)影
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