高中化學選修4知識點分類總結報告

　　篇一：高中化學選修4知識點分類總結

　　一、焓變 反應熱

　　1．反應熱：化學反應過程中所放出或吸收的熱量，任何化學反應都有反應熱，因為任何化學反應都會存在熱量變化，即要么吸熱要么放熱。反應熱可以分為（燃燒熱、中和熱、溶解熱）

　　2．焓變(ΔH)的意義：在恒壓條件下進行的化學反應的熱效應.符號： △H.單位：kJ/mol ，即：恒壓下：焓變=反應熱，都可用ΔH表示，單位都是kJ/mol。

　　3.產生原因：化學鍵斷裂——吸熱化學鍵形成——放熱

　　放出熱量的化學反應。(放熱>吸熱) △H 為“-”或△H<0

　　吸收熱量的化學反應。（吸熱>放熱）△H 為“+”或△H >0

　　也可以利用計算△H來判斷是吸熱還是放熱。△H=生成物所具有的總能量-反應物所具

　　有的總能量=反應物的總鍵能-生成物的總鍵能

　　☆ 常見的放熱反應：① 所有的燃燒反應② 所有的酸堿中和反應③ 大多數的化合反應④ 金屬與水或酸的反應⑤ 生石灰（氧化鈣）和水反應⑥鋁熱反應等

　　☆ 常見的吸熱反應：① 晶體Ba(OH)2·8H2O與NH4Cl② 大多數的分解反應③ 條件一般是加熱或高溫的反應

　　☆區分是現象（物理變化）還是反應（生成新物質是化學變化），一般銨鹽溶解是吸熱現象，別的物質溶于水是放熱。

　　4.能量與鍵能的關系：物質具有的能量越低，物質越穩定，能量和鍵能成反比。

　　5.同種物質不同狀態時所具有的能量：氣態>液態>固態

　　6.常溫是指25，101.標況是指0,101.

　　7.比較△H時必須連同符號一起比較。

二、熱化學方程式

　　書寫化學方程式注意要點:

　　①熱化學方程式必須標出能量變化，即反應熱△H，△H對應的正負號都不能省。

　　②熱化學方程式中必須標明反應物和生成物的聚集狀態（s,l, g分別表示固態，液態，氣態，水溶液中溶質用aq表示）

　　③熱化學反應方程式不標條件，除非題中特別指出反應時的溫度和壓強。

　　④熱化學方程式中的化學計量數表示物質的量，不表示個數和體積，可以是整數，也可以是分數

　　⑤各物質系數加倍，△H加倍，即：△H和計量數成比例；反應逆向進行，△H改變符號，數值不變。

　　6.表示意義：物質的量—物質—狀態—吸收或放出*熱量。

三、燃燒熱

　　1．概念： 101 kPa時，1 mol純物質完全燃燒生成穩定的氧化物（二氧化碳、二氧化硫、液態水H2O）時所放出的熱量。燃燒熱的單位用kJ/mol表示。

　　※注意以下幾點：

　　①研究條件：101 kPa

　　②反應程度：完全燃燒，產物是穩定的氧化物。

　　③燃燒物的物質的量：1 mol

　　④研究內容：放出的熱量。（ΔH<0，單位kJ/mol）

　　2.燃燒熱和中和熱的表示方法都是有ΔH時才有負號。

　　3.石墨和金剛石的燃燒熱不同。不同的物質燃燒熱不同。

四、中和熱

　　1．概念：在稀溶液中，酸跟堿發生中和反應而生成1mol H2O，這時的反應熱叫中和熱。

　　2．強酸與強堿的中和反應其實質是H+和OH-反應，其熱化學方程式為：

　　H+(aq) +OH-(aq) =H2O(l) ΔH=－57.3kJ/mol

　　3．弱酸或弱堿電離要吸收熱量，所以它們參加中和反應時的中和熱小于57.3kJ/mol。

　　4．中和熱的測定實驗：看課本裝置圖

　　（1）一般用強酸和強堿做實驗，且堿要過量（如果酸和堿的物質的量相同，中和熱會偏小），一般中和熱為57.3kJ/mol。

　　（2）若用弱酸或弱堿做實驗，放出的熱量會偏小，中和熱會偏小。

　　（3）若用濃溶液做實驗，放出的熱量會偏大，中和熱會偏大。

　　(4)在試驗中，增大酸和堿的用量，放出的熱量會增多但中和熱保持不變。

五、蓋斯定律

　　1．內容：化學反應的反應熱只與反應的始態（各反應物）和終態（各生成物）有關，而與具體反應進行的途徑無關，如果一個反應可以分幾步進行，則各分步反應的反應熱之和與該反應一步完成的反應熱是相同的。

六、能源

　　注：水煤氣是二次能源。

　　第二章 化學反應速率和化學平衡

　　一、化學反應速率

　　1. 化學反應速率（v）

　　⑴ 定義：用來衡量化學反應的快慢，單位時間內反應物或生成物的物質的量的變化

　　⑵ 表示方法：單位時間內反應濃度的減少或生成物濃度的增加來表示

　　⑶ 計算公式：v=Δc/Δt（υ：平均速率，Δc：濃度變化，Δt：時間）單位：mol/（L·s） ⑷ 影響因素：

　　① 決定因素（內因）：反應物的性質（決定因素）

　　② 條件因素（外因）：濃度（固體和純液體除外），壓強（方程式中必須要有氣體） ，溫度（提高了反應物分子的能量），催化劑（降低了活化能），濃度和壓強主要是通過使單位體積內分子總數增大來增大反應速率，溫度和壓強主要是使活化分子百分數增大來增大反應速率。

　　2.濃度和壓強是單位體積內活化分子百分數不變，溫度和催化劑是分子總數不變。

　　※注意：（1）、參加反應的物質為固體和液體，由于壓強的變化對濃度幾乎無影響，可以認為反應速率不變。

　　（2）、惰性氣體對于速率的影響

　　①恒溫恒容時：充入本體系氣體，反應速率增大；充入惰性氣體→反應速率不變

　　②恒溫恒壓時：充入惰性氣體→反應速率減小

　　二、化學平衡

　　（一）1.定義： 化學平衡狀態：一定條件下，當一個可逆反應進行到正逆反應速率相等時，各組成成分濃度不再改變，達到表面上靜止的一種“平衡”，這就是這個反應所能達到的限度即化學平衡狀態。

　　2、化學平衡的特征 逆（研究前提是可逆反應）

　　等（同一物質的正逆反應速率相等）

　　動（動態平衡）

　　定（各物質的濃度與質量分數恒定）

　　變（條件改變，平衡發生變化）

　　3、判斷平衡的依據

　　判斷可逆反應達到平衡狀態的方法和依據