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化学选修四知识点 总结
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：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(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/mol3.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NH4Cl ②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。
（ΔH<0，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) =H2O(l) ΔH=－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mol。
化学选修四所有知识点总结
化学选修四所有知识点总结一、物质结构与性质变化1.活化能：反应开始的难度。
2.物质微观结构与宏观性质：分子结构、分子大小、分子间力。
3.分子配位数与空间构型：线性、平面、空间构型。
4.共价键：键的构成、键的极性、键能力。
5.担体对电子结构和性质的影响。
二、有机分子和反应1.有机物的命名：烷烃、卤代烃、醇、醛、酮、酸、酯、醚、胺、芳香烃和其他功能基团。
2.有机物的光谱：IR光谱、质谱、核磁共振谱。
3.醇、醚、酮、酰胺、醛的结构、性质和反应。
4.碳氢化合物的结构、性质和反应。
5.同分异构和立体化学：a.同分异构：构造异构、空间异构、陈旧异构。
b.立体化学：立体异构、立体碳原子、立体双键、光学异构。
三、有机官能团的合成1.取代反应的反应类型：亲核取代、电子亲核取代、电子取代。
2.亲核：亲核试剂、亲核部位、亲核取代反应。
3.亲电：亲电试剂、亲电取代反应、亲电加成反应。
4.亲核取代反应的配体：溴代反应、卤代反应、硝基反应、醇酸碱催化反应。
四、有机化学反应机理1.反应中间体：碳阳离子、自由基、负离子、亲电离子、共轭碳离子。
2.碳阳离子和自由基的结构和稳定性。
3.负离子和亲电离子的结构和稳定性。
4.同中心竞争性反应和不同中心竞争性反应。
5.离子自解离和亲电离解。
五、生物有机化学1.生物大分子：糖类、脂类、蛋白质、核酸。
2.糖类的分类：单糖、二糖、多糖。
3.蛋白质的结构和功能：一级结构、二级结构、三级结构、四级结构。
4.氨基酸和蛋白质的合成。
5.脂类的结构和功能：甘油脂、磷脂、类固醇。
六、生物化学反应1.基因的表达和遗传信息传递。
2.酶和酶催化反应。
3.代谢途径和能量转化：糖原水解、糖解、解酶系统、光合作用。
以上是化学选修四的主要知识点总结。
学生在复习过程中可以通过学习这些知识点来加深对化学的理解。
同时，实践操作和习题练习也是非常重要的，能够帮助学生巩固所学知识并提高解题能力。
化学选修四总结知识点
化学选修四总结知识点化学选修四是高中阶段的一门化学选修课程，主要涉及化学反应动力学、化学平衡与电解质溶液、氧化还原反应、电化学等内容。
该课程在学生学习和掌握化学知识的同时，也培养了学生的实验操作能力和科学思维能力。
以下是对化学选修四的知识点进行总结。
1. 化学反应动力学化学反应动力学是研究化学反应速率、反应速率常数、反应活化能、反应速率与浓度关系、反应机理等内容的一个分支学科。
在化学反应动力学中，我们需要了解化学反应速率的定义、反应速率与反应物浓度的关系、速率定律、速率常数和反应级数等内容。
1.1 化学反应速率的定义化学反应速率是指单位时间内反应物的消失量或生成物的生成量。
化学反应速率可以用反应物的消耗量或生成物的生成量来表示，一般用浓度的变化来表示。
1.2 反应速率与反应物浓度的关系在化学反应中，反应速率与反应物浓度之间存在一定的关系。
一般来说，反应物浓度越高，反应速率越快；反应物浓度越低，反应速率越慢。
这种关系可以用速率定律来描述。
1.3 速率定律速率定律是描述反应速率与反应物浓度之间关系的定律。
对于一般的反应aA+bB→cC+dD，速率定律可以表示为：r=k[A]ᵃ[B]ᵇ其中，r表示反应速率，k表示速率常数，[A]和[B]分别表示反应物A和B的浓度，a和b分别表示反应物A和B的反应级数。
1.4 速率常数和反应级数速率常数是描述化学反应速率的常数。
反应级数是指某种反应物在反应速率中的指数，它决定了反应速率与反应物浓度的关系。
2. 化学平衡与电解质溶液化学平衡是指在封闭容器中，反应物与生成物之间的浓度达到一定比例时所达到的状态。
在化学平衡中，反应的速率相等，但反应物和生成物的浓度并不相等。
电解质溶液则是指含有大量电解质的溶液，电解质在其中可以电离成离子。
在化学平衡与电解质溶液中，我们需要了解反应的平衡常数、离子生成的平衡常数、溶解度积等内容。
2.1 反应的平衡常数反应的平衡常数是指在一定温度下反应的平衡浓度之积与反应物浓度之积的比值。
高三化学选修四必背知识点
高三化学选修四必背知识点一、电子结构与元素周期律1. 电子结构的构建在原子核周围，电子围绕着不同能级，每个能级又有不同的轨道，每个轨道可容纳特定数量的电子。
2. 元素周期表的构建元素周期表按照元素的原子序数（即原子核中的质子数）排列，同时按照化学性质分类。
（1）主族元素：周期表的1A到8A族，具有相似的化学性质，最外层轨道的电子数相同。
（2）过渡元素：元素周期表的第3周期到第2B组的元素，它们的最外层轨道电子数不同。
二、化学键与晶体结构1. 离子键和晶体结构（1）离子键：由正负离子之间的电荷相互吸引而形成的化学键。
（2）晶体结构：离子在晶格中有规律地排列，形成晶体结构。
2. 共价键和分子结构（1）共价键：由电子对共享形成的化学键。
（2）分子结构：由原子共享电子对来形成的分子。
三、化学反应动力学与化学平衡1. 化学反应速率反应速率表示单位时间内反应物消失或生成物生成的量。
2. 影响化学反应速率的因素（1）浓度：反应物浓度越高，反应速率越快。
（2）温度：温度升高，反应速率增加。
（3）催化剂：催化剂可降低反应的活化能，从而加快反应速率。
3. 化学平衡和平衡常数化学平衡发生在正向反应和逆向反应的速率相等时，系统达到稳定状态。
4. 影响化学平衡的因素（1）浓度和压力：增加反应物浓度或压力，可使平衡向生成物一侧移动。
（2）温度：温度升高，平衡反应向吸热的方向移动。
（3）催化剂：催化剂可加快正向和逆向反应速率，但不改变平衡位置。
四、化学反应的能量变化与化学动力学1. 热化学（1）焓变：在常压下，化学反应伴随的热量变化。
（2）焓变的计算：根据反应物和生成物的摩尔数以及相应的焓变值进行计算。
2. 化学动力学（1）反应速率：决定反应速率的因素包括反应物的浓度和温度。
（2）活化能：反应需要的最低能量，是反应物分子碰撞的最低能量。
（3）催化剂：可降低反应的活化能，从而加快反应速率。
五、氧化还原反应与电化学1. 氧化还原反应的基本概念（1）氧化：物质失去电子或氢原子，增加氧原子数。
化学选修四知识点总结
化学选修四知识点总结化学选修四是一门高中化学的选修课程，主要涉及有机化学、生物化学和材料化学等方面的内容。
本文将详细介绍化学选修四的知识点。
一、有机化学1. 有机化合物的命名有机化合物通常是由碳（C）和氢（H）以及其他元素构成的化合物。
在有机化学中，需要掌握IUPAC（国际纯粹与应用化学联合会）命名规则，可以根据分子式和结构来准确命名有机化合物。
2. 碳原子的化学键有机化合物中的碳原子可形成单键、双键和三键。
单键是最常见的，双键和三键则较为少见，但在某些有机化合物中也很常见。
3. 功能团功能团是指能够给有机化合物赋予特定性质或反应的一组原子。
例如，羟基（OH）、羧基（COOH）、胺基（NH2）等都是常见的功能团。
4. 酸碱中和反应酸碱中和反应是有机化学中重要的反应之一。
在有机化合物中，可以通过与强酸或强碱反应，使有机物的酸性或碱性被中和。
5. 醇的性质与反应醇是一类以羟基（OH）作为功能团的有机化合物。
醇可以通过加热酸催化、氧化、脱水等反应进行转化，形成醚、醛、酮等其他有机化合物。
6. 碳氢化合物的性质与反应碳氢化合物主要由碳和氢两种元素构成，是有机化学中最简单的化合物。
碳氢化合物的性质与结构密切相关，常见的反应有燃烧、卤素取代和卤代烷的亲核取代等。
7. 尾气处理技术尾气处理技术是一种用于减少汽车尾气中有害物质排放的技术。
它主要通过催化转化、吸附和分离等方法，将有害物质转化为无害的物质。
二、生物化学1. 生物大分子的结构与功能生物大分子主要包括蛋白质、核酸、糖类和脂类等。
它们在生物体内具有不同的结构和功能，如蛋白质在生物体内具有酶的催化作用，核酸携带遗传信息等。
2. 酶的性质与机制酶是一类催化生物体内化学反应的蛋白质。
酶具有高效催化、特异性和可控性等特点。
酶催化反应的机制包括亲和力降低、过渡态稳定化和取代基活化等。
3. 酶的动力学酶的动力学研究酶对底物的催化作用速率。
主要包括酶催化作用的速率方程、酶的反应速率常数和酶的催化效率等。
化学选修4知识点归纳
化学选修4知识点归纳化学选修 4 是高中化学中非常重要的一部分，包含了许多关键的知识点。
下面我们来逐一进行归纳。
一、化学反应与能量（一）焓变（ΔH）焓变是指化学反应在恒压条件下的反应热。
如果ΔH 为正值，表示反应吸热；如果ΔH 为负值，表示反应放热。
（二）热化学方程式热化学方程式不仅表明了化学反应中的物质变化，还表明了能量变化。
书写时要注明物质的状态、反应的焓变以及反应的温度和压强等条件。
（三）燃烧热和中和热燃烧热是指 1 mol 可燃物完全燃烧生成稳定氧化物时放出的热量。
中和热是指在稀溶液中，强酸和强碱发生中和反应生成 1 mol 水时放出的热量。
（四）盖斯定律化学反应的焓变只与反应的始态和终态有关，而与反应的途径无关。
利用盖斯定律，可以通过已知反应的焓变来计算未知反应的焓变。
二、化学反应速率（一）定义化学反应速率通常用单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加来表示。
（二）影响因素1、内因：反应物的性质是决定化学反应速率的主要因素。
2、外因：浓度：增大反应物浓度，反应速率加快；减小反应物浓度，反应速率减慢。
压强：对于有气体参加的反应，增大压强，反应速率加快；减小压强，反应速率减慢。
温度：升高温度，反应速率加快；降低温度，反应速率减慢。
催化剂：使用正催化剂，能显著加快反应速率；使用负催化剂，能显著减慢反应速率。
其他因素：如固体表面积、光照、超声波等。
三、化学平衡（一）化学平衡状态的特征1、逆：研究的对象是可逆反应。
2、等：正反应速率和逆反应速率相等。
3、动：化学平衡是一种动态平衡，反应仍在进行。
4、定：平衡混合物中各组分的浓度保持不变。
5、变：条件改变，化学平衡可能发生移动。
（二）化学平衡常数对于一个可逆反应，在一定温度下，其平衡常数 K 只与温度有关。
K 值越大，表明反应进行得越完全。
（三）影响化学平衡移动的因素1、浓度：增大反应物浓度或减小生成物浓度，平衡向正反应方向移动；减小反应物浓度或增大生成物浓度，平衡向逆反应方向移动。
化学选修4知识点归纳总结
化学选修4知识点归纳总结化学反应速率1. 反应速率定义：表示反应进行快慢的物理量，通常用单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加来表示。
2. 影响因素：- 内因：物质本身的性质。
- 外因：温度、浓度、压强、催化剂等。
3. 速率方程：描述反应速率与反应物浓度之间的关系。
4. 速率常数：与反应物浓度无关，只与反应本身和外界条件有关。
化学平衡1. 平衡常数：表示平衡状态下反应物和生成物浓度的比值。
2. 平衡移动：当外界条件变化时，平衡会向减弱变化的方向移动。
3. 影响因素：- 温度：升高温度，平衡向吸热反应方向移动。
- 浓度：增加反应物浓度，平衡向生成物方向移动。
- 压强：对于气相反应，增加压强，平衡向体积减小的方向移动。
溶液中的离子平衡1. 水的离子积：表示纯水中氢离子和氢氧根离子浓度的乘积。
2. 酸碱性：pH值是衡量溶液酸碱性的指标。
3. 缓冲溶液：能够抵抗外界酸碱变化，维持pH值稳定的溶液。
氧化还原反应1. 氧化数：表示元素在化合物中的电荷状态。
2. 氧化剂与还原剂：氧化剂是使其他物质氧化的物质，还原剂是使其他物质还原的物质。
3. 氧化还原平衡：在氧化还原反应中，氧化数的总和在反应前后保持不变。
有机化学基础1. 有机化合物：主要由碳和氢组成的化合物。
2. 同分异构体：具有相同分子式但结构不同的化合物。
3. 官能团：决定有机化合物化学性质的原子团。
化学键与分子间作用力1. 共价键：由两个原子共享一对电子形成的化学键。
2. 离子键：由正负离子间的静电吸引力形成的化学键。
3. 分子间作用力：包括范德华力、氢键等，影响物质的物理性质。
化学实验基本操作1. 实验安全：了解化学试剂的性质，遵守实验操作规程。
2. 仪器使用：熟悉各种化学实验仪器的使用方法和注意事项。
3. 数据记录：准确记录实验数据，进行科学分析。
以上是化学选修4课程中涉及的一些重要知识点的简要归纳，每个部分都包含了该领域的核心概念和原理。
化学选修四知识点总结
化学选修四知识点总结化学选修四是高中化学课程中的一门选修课程，主要涉及有机化学和分析化学方面的内容。
以下是对化学选修四课程中的常见知识点进行总结：一、有机化学1. 有机官能团：烷烃、烯烃、炔烃、芳香化合物、醇、酚、醛、酮、羧酸、酯、胺等。
2. 碳杂原子及其官能团的性质：原子中的电子云不断重叠，形成共轭体系，导致碳杂原子官能团的共性特征。
3. 芳香化合物的性质：具有稳定的芳香性质、还原性不如脂肪族化合物、赛北—雷诺特规则、苯代烃的活泼中心。
4. 烯烃的异构：烯烃具有同分异构体，包括顺反异构、链枝异构、环异构等。
5. 醇的性质及合成：醇可以在物质的转化过程中作为中间体，可通过水合法、卤代烃氢化法、烯烃水化法等方法合成。
6. 酮和醛的性质及合成：酮和醛可通过氧化、还原、羰基化合物的加成等一系列反应合成。
7. 羧酸的酸碱性及合成：羧酸具有酸性，可以和碱发生中和反应。
合成羧酸的方法包括氧化法、酸加成法、羧酸的重复性切除法等。
8. 酯的性质及合成：酯是羧酸与醇缩合而成的产物，可以通过酸酐法、酯化法等合成。
9. 胺的性质及合成：胺可通过红氨基化法、胺的还原法、酰胺的水解法等方法合成。
二、分析化学1. 分析化学基本概念：确定化学物质的成分和性质的科学，包括定性分析和定量分析。
2. 实验室常用试剂：酸、碱、盐、指示剂、络合剂等，用于实验室分析工作中的酸碱滴定及络合滴定等。
3. 分析化学的平衡理论：如氧化还原滴定原理、络合滴定原理、酸碱滴定原理等。
4. 氧化还原滴定：包括物种间的氧化还原反应，如还原滴定和氧化滴定。
5. 酸碱滴定：通过滴定法测定酸和碱之间的等值点，酸溶液滴定以碱标准溶液，碱溶液滴定以酸标准溶液。
6. 离子反应与溶液的定性分析：如阳离子之间的沉淀反应和阴离子之间的鉴定反应。
7. 硬水与水质分析：硬水中含有可溶性的钙和镁盐，通过复合指示剂和络合剂来定量分析。
8. 分光光度法：利用物质吸收或发射光来进行定量分析。
最全面精选高中化学选修4知识点总结
最全面精选高中化学选修4知识点总结高中化学选修4主要包括无机化学和有机化学两个部分。
下面是针对
这部分内容的最全面精选知识点总结：
无机化学部分：
1.锌离子(Zn2+)在酸性溶液中的还原反应：Zn2++2H+->Zn2++H2↑
2.水的电离反应：H2O->H++OH-
3.阳离子对沉淀反应的影响：常见的单价阳离子对沉淀反应没有影响，但双价阳离子，如Cu2+、Pb2+等不能和OH-反应生成沉淀。
4.捕捉剂法制备无机盐的步骤：(1)溶液准备：将银盐加入溶液中；(2)沉淀生成：加入捕捉剂，搅拌沉淀生成；(3)滤液：滤掉沉淀；(4)沉
淀处理：将沉淀洗净、干燥、称重。
5.高锰酸钾滴定法确定含一、二级氨基的有机物：通过滴定高锰酸钾
溶液，根据消耗的高锰酸钾体积确定含氨基的物质的用量。
有机化学部分：
1.酯的酸催化水解反应：酯+酸+H2O->醇+酸
2.醇的氧化反应：一级醇->醛->酸；二级醇->醛
3.羧酸的脱羧反应：羧酸->酸+CO2
4.醛和酮的选择性还原反应：醛->一级醇；酮->二级醇
5.利用异构化反应构建有机分子的不对称碳原子：通过将具有手性的
有机分子转化为不对称的胺、醇、酯等化合物，实现构建不对称碳原子。
化学选修4知识点总结
.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：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(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/mol3.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)·8HO与NHCl②大多数的分解反应422③以H、CO、C为还原剂的氧化还原反应④铵盐溶解等2二、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、燃烧热专业资料．.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研究容：放出的热量。
（ΔH<0，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 HO，这时的反应热叫中和热。
22．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) =HO(l) ΔH=－57.3kJ/mol23．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。
高中化学选修4知识点总结(详细版)-(19314)
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 ( H)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H表示，单位都kJ/mol。
是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。
《选修4_化学反应原理》知识点总结整理(超全)
高三化学《化学反应原理》知识清单第一章化学反应与能量变化一、焓变、反应热要点一：反应热（焓变）的概念及表示方法化学反应过程中所释放或吸收的能量，都可以用热量来描述，叫做反应热，又称焓变，符号为ΔH，单位为kJ/mol，规定放热反应的ΔH为“—”，吸热反应的ΔH为“+”。
特别提醒：（1）描述此概念时，无论是用“反应热”、“焓变”或“ ΔH”表示，其后所用的数值必须带“+”或“—”。
（2）单位是kJ/mol，而不是kJ，热量的单位是kJ。
（3）在比较大小时，所带“+”“—”符号均参入比较。
要点二：放热反应和吸热反应1．放热反应的ΔH为“—”或ΔH＜0 ；吸热反应的ΔH为“+”或ΔH ＞0 ∆H＝E（生成物的总能量）－E（反应物的总能量）∆H＝E（反应物的键能）－ E（生成物的键能）2．常见的放热反应和吸热反应①放热反应：活泼金属与水或酸的反应、酸碱中和反应、燃烧反应、多数化合反应。
②吸热反应：多数的分解反应、氯化铵固体与氢氧化钡晶体的反应、水煤气的生成反应、炭与二氧化碳生成一氧化碳的反应3．需要加热的反应，不一定是吸热反应；不需要加热的反应，不一定是放热反应4．通过反应是放热还是吸热，可用来比较反应物和生成物的相对稳定性。
如C（石墨，s） C（金刚石，s）△H3= +1.9kJ/mol，该反应为吸热反应，金刚石的能量高，石墨比金属石稳定。
二、热化学方程式的书写书写热化学方程式时，除了遵循化学方程式的书写要求外，还要注意以下几点：1．反应物和生成物的聚集状态不同，反应热的数值和符号可能不同，因此必须注明反应物和生成物的聚集状态，用s、l、g分别表示固体、液体和气体，而不标“↓、↑”。
2．△H只能写在热化学方程式的右边，用空格隔开，△H值“—” 表示放热反应，△H 值“+”表示吸热反应；单位为“kJ/mol”。
3．△H的值要与热化学方程式中化学式前面的化学计量数相对应，如果化学计量数加倍，△H也要加倍。
化学选修4知识点总结
化学选修4知识点总结化学选修 4 是高中化学课程中的重要组成部分，涵盖了化学反应原理等多个方面的知识。
下面为大家总结一下这部分的重要知识点。
一、化学反应与能量1、焓变（ΔH）焓变是指化学反应在恒压条件下的反应热。
如果ΔH 为正值，表示反应吸热；如果ΔH 为负值，表示反应放热。
2、热化学方程式热化学方程式不仅表明了化学反应中的物质变化，还表明了能量变化。
书写热化学方程式时，要注明物质的状态，并且ΔH 的数值要与化学计量数成正比。
3、燃烧热在 101 kPa 时，1 mol 纯物质完全燃烧生成稳定的氧化物时所放出的热量，叫做该物质的燃烧热。
4、中和热在稀溶液中，强酸跟强碱发生中和反应生成 1 mol 液态水时所释放的热量称为中和热。
5、能源常见的能源有化石能源（煤、石油、天然气）、新能源（太阳能、风能、水能、氢能等）。
能源的开发和利用是人类社会发展的重要课题。
二、化学反应速率1、定义化学反应速率是用来衡量化学反应进行快慢程度的物理量，通常用单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加来表示。
2、计算公式v ＝Δc ／Δt ，其中 v 表示反应速率，Δc 表示浓度变化，Δt 表示时间变化。
3、影响因素（1）内因：反应物的性质是决定反应速率的主要因素。
（2）外因：浓度：其他条件不变时，增大反应物浓度，反应速率加快；减小反应物浓度，反应速率减慢。
温度：升高温度，反应速率加快；降低温度，反应速率减慢。
压强：对于有气体参加的反应，增大压强，反应速率加快；减小压强，反应速率减慢。
催化剂：使用催化剂能显著改变反应速率，正催化剂能加快反应速率，负催化剂能减慢反应速率。
三、化学平衡1、化学平衡状态在一定条件下，当正、逆反应速率相等，反应物和生成物的浓度不再发生变化时，反应达到化学平衡状态。
2、化学平衡的特征（1）逆：化学平衡研究的是可逆反应。
（2）等：正反应速率等于逆反应速率。
（3）动：化学平衡是动态平衡，反应仍在进行。
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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：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(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/mol3.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NH4Cl ②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。
（ΔH<0，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) =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。
高中化学选修4各章知识点归纳与总结
高中化学选修4 知识点归纳总结第一章化学反应与能量第一节化学反应与能量的变化一、焓变反应热知识点一焓变、反应热1．焓变、反应热(1)焓(H)：是与物质内能有关的物理量，是物质固有的性质。
(2)焓变：生成物与反应物的焓值之差。
焓变决定了在一定条件下的某一化学反应是吸热反应还是放热反应。
①符号：用ΔH表示。
②单位：常用kJ/mol或kJ·mol－1。
③表示方法：ΔH＝H(生成物)－H(反应物)。
(3)反应热：化学反应过程中放出或吸收的能量。
(4)反应热与焓变的关系：在恒压条件下进行的化学反应，反应过程中的反应热等于焓变，所以我们常用焓变(ΔH)表示反应热。
(5)反应热和焓变的比较反应热焓变含义化学反应中吸收或放出的热量化学反应中生成物所具有的焓与反应物所具有的焓之差符号QΔH 单位kJ·mol－1kJ·mol－1与能量变化的关系Q>0，反应吸收热量Q<0，反应放出热量ΔH>0，反应吸收热量ΔH<0，反应放出热量二者的相互联系ΔH是化学反应在恒定压强下(即敞口容器中进行的化学反应)且不与外界进行电能、光能等其他能量的转化时的反应热，即恒压条件下进行的反应的反应热Q就是焓变ΔH。
高中阶段二者通用2.化学反应中能量变化的原因(1)从化学键的角度(微观角度)看：在化学反应中当反应物分子中旧化学键断裂时，需要克服原子间的相互作用而吸收能量；当原子重新组成生成物分子，新化学键形成时，又要释放能量。
即化学反应的反应热＝(反应物所有键能之和)－(生成物所有键能之和)。
如图：1 mol H2分子和1 mol Cl2分子中化学键断裂时吸收总能量为：436 kJ＋243 kJ＝679 kJ；2 mol HCl分子中的化学键形成时释放总能量为：431 kJ＋431 kJ＝862 kJ；H2(g)＋Cl2(g)===2HCl(g)反应过程释放的能量为：862 kJ·mol－1－679 kJ·mol－1＝183kJ·mol －1。
高中化学选修四知识点(重要考点)总结
高中化学选修四知识点（重要考点）总结！一、原电池（一）概念：化学能转化为电能的装置叫做原电池。
（二）组成条件：1. 两个活泼性不同的电极2. 电解质溶液3. 电极用导线相连并插入电解液构成闭合回路（三）电子流向：外电路：负极——导线——正极内电路：盐桥中阴离子移向负极的电解质溶液，盐桥中阳离子移向正极的电解质溶液。
（四）电极反应：以锌铜原电池为例：负极：氧化反应：Zn－2e＝Zn2＋（较活泼金属）正极：还原反应：2H＋＋2e＝H2↑（较不活泼金属）总反应式：Zn+2H+=Zn2++H2↑（五）正、负极的判断：1. 从电极材料：一般较活泼金属为负极；或金属为负极，非金属为正极。
2. 从电子的流动方向：负极流入正极3. 从电流方向：正极流入负极4. 根据电解质溶液内离子的移动方向：阳离子流向正极，阴离子流向负极5. 根据实验现象：（1）溶解的一极为负极（2）增重或有气泡一极为正极二、化学电池（一）电池的分类：化学电池、太阳能电池、原子能电池（二）化学电池：借助于化学能直接转变为电能的装置（三）化学电池的分类：一次电池、二次电池、燃料电池1. 一次电池常见一次电池：碱性锌锰电池、锌银电池、锂电池等2. 二次电池（1）二次电池：放电后可以再充电使活性物质获得再生，可以多次重复使用，又叫充电电池或蓄电池。
（2）电极反应：铅蓄电池放电：负极（铅）：Pb－2e- ＝PbSO4↓正极（氧化铅）：PbO2＋4H+＋2e- ＝PbSO4↓＋2H2O充电：阴极：PbSO4＋2H2O－2e- ＝PbO2＋4H+阳极：PbSO4＋2e- ＝Pb两式可以写成一个可逆反应：PbO2＋Pb＋2H2SO4 ⇋2PbSO4↓＋2H2O（3）目前已开发出新型蓄电池：银锌电池、镉镍电池、氢镍电池、锂离子电池、聚合物锂离子电池3. 燃料电池（1）燃料电池：是使燃料与氧化剂反应直接产生电流的一种原电池（2）电极反应：一般燃料电池发生的电化学反应的最终产物与燃烧产物相同，可根据燃烧反应写出总的电池反应，但不注明反应的条件。
化学选修四 知识点总结
化学选修四知识点总结第一章化学动力学1.1 化学反应速率化学反应速率是指单位时间内反应物消失或生成物产生的量，通常用摩尔/升/秒表示。
化学反应速率和反应物浓度之间的关系可以用速率定律表示，一般来说，反应速率和反应物浓度成正比。
1.2 反应速率常数反应速率常数是一个特定反应速率和反应物浓度之间的比率，通常用k表示。
它是反应速率和反应物浓度的函数，因此它和温度有关。
1.3 反应级数反应级数是指反应速率和反应物浓度之间的关系。
一般来说，反应级数可以是零级、一级、二级或者高于二级的。
1.4 反应速率的影响因素反应速率受到温度、浓度、催化剂和表面积等因素的影响。
其中，温度是最重要的影响因素，通常来说，提高温度可以加快反应速率。
1.5 反应平衡化学反应达到平衡时，反应物和生成物的浓度保持不变，但是二者之间会有反应来回的转化。
1.6 平衡常数平衡常数是指在一定温度下，反应速率恒定的条件下，反应物和生成物的浓度比例的乘积。
它可以用来描述反应的平衡情况。
第二章电化学2.1 电解和电解质电解是指将电能转化为化学能的过程，而电解质是可以在溶液中发生电解的物质。
2.2 电极反应在电解过程中，发生在阳极和阴极的化学反应称为电极反应。
通常来说，阳极发生氧化反应，阴极发生还原反应。
2.3 电解池电解池是指由阳极和阴极组成的电解设备。
在电解池中，阳极和阴极被放置在相互隔离的溶液中，通过外部电路连接。
2.4 电动势和电解的产物电动势是电解过程中能够推动电子流动的力量，通常用电压表示。
不同的电极反应会产生不同的电动势，从而推动电解质发生电解。
2.5 法拉第定律法拉第定律指出，在同一温度下，通过电解质的电荷传递的量和电解质的浓度成正比。
2.6 电解和化学反应速率电解和化学反应速率之间有密切的联系，通常来说，电解的速率和溶液中电解质的浓度成正比。
第三章化学热力学3.1 热容和热容量热容是一种物质对温度变化的响应能力，单位是焦耳/摄氏度。
【精编】高中化学选修4知识点总结(详细版)知识讲解2021
化学选修第一章4 化学反应与原理化学反应与能量一、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）. 焓变（△H）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：2、即：恒压下：焓变二反应热、都可用△H 表示、单位都是kJ/mol 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＞放热）△ H 为“+”或厶H ＞0 也可以利用计算厶吸收热量的化学反应。
（吸热H 来判断是吸热还是放热。
△ 日=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铝热反应等晶体Ba（O H ）?☆常见的吸热反应：①8H 2O 与NH 4C②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。
＞液态＞固态5. 同种物质不同状态时所具有的能量：气态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, A 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。
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做是 “1”而不代入公式。 4、稀溶液中进行的反应，如有水参加，水的浓度不必写在平衡关系式中。
（三）化学平衡常数 K 的应用 :
1、化学平衡常数值的大小是可逆反应进行程度的标志。 K 值越大，说明平衡时生成
物的浓度越大，它的正向反应进行的程度越大，即该反应进行得越完全，反应物转
化率越高。反之，则相反。
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、水电离特点：（ 1）可逆 （2）吸热 （3）极弱
3、影响水电离平衡的外界因素： ①酸、碱 ：抑制水的电离 KW〈 1*10-14 的）
②温度：促进水的电离（水的电离是吸热
（2）气体减压或增压与溶液稀释或浓缩的化学平衡移动规律相似
4.催化剂对化学平衡的影响：由于使用催化剂对正反应速率和逆反应速率影响的程 度是等同的，所以平衡不移动。但是使用催化剂可以影响可逆反应达到平衡所需的 时间。
5.勒夏特列原理（平衡移动原理）：如果改变影响平衡的条件之一（如温度，压强， 浓度），平衡向着能够减弱这种改变的方向移动。
2、反应方向判断依据 在温度、压强一定的条件下，化学反应的判读依据为： ΔH-TΔS〈0，反应能自发进行 ; ΔH-TΔS=0,反应达到平衡状态 ; ΔH-TΔS〉0，反
应不能自发进行 注意：（ 1）ΔＨ为负，ΔＳ为正时，任何温度反应都能自发进行 （2）ΔＨ为正，ΔＳ为负时，任何温度反应都不能自发进行
＊四、等效平衡 1、概念：在一定条件下（定温、定容或定温、定压） ，只是起始加入情况不同的同 一可逆反应达到平衡后，任何相同组分的百分含量均相同，这样的化学平衡互称为 等效平衡。
2、分类 （ 1）定温，定容条件下的等效平衡
第一类：对于反应前后气体分子数改变的可逆反应：必须要保证化学计量数之比与 原来相同；同时必须保证平衡式左右两边同一边的物质的量与原来相同。 第二类：对于反应前后气体分子数不变的可逆反应：只要反应物的物质的量的比例 与原来相同即可视为二者等效。 （ 2）定温，定压的等效平衡 只要保证可逆反应化学计量数之比相同即可视为等效平衡。
物
质
化合 物
强电解质： 强酸，强碱，大多数盐 。如 HCl、 NaOH、 NaCl、 BaSO4
弱电解质： 弱酸，弱碱，极少数盐，水 HClO、NH3·H2O、 Cu(OH)2、 H2O……
。如
非电解质： 非金属氧化物，大部分有机物 SO3、 CO2、 C6H12O6 、 CC4l 、 CH2 =CH2……
③燃烧物的物质的量： 1 mol
④研究内容：放出的热量。（Δ H<0，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)
平衡
平衡 平衡 不一定平衡
正、逆反 应
速率的关 系
①在单位时间内消耗了 m molA，即 V(正)=V(逆)
molA 同时生成 m
平衡
②在单位时间内消耗了 n molC，则 V(正)=V(逆)
molB 同时消耗了 p
平衡
③V(A):V(B):V(C):V(D)=m:n:p:，q V(正)不一定等于 不一定平衡
ΔH=－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。
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、电离方程式的书写：用可逆符号
弱酸的电离要分布写（第一步为主）
6、电离常数：在一定条件下，弱电解质在达到电离平衡时，溶液中电离所生成的 各种离子浓度的乘积，跟溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数。叫做电离平衡
常数，（一般用 Ka 表示酸， Kb 表示碱。 ）
表示方法： AB
A++B-
Ki=[ A +][ B - ]/[AB]
三、化学平衡常数
（一）定义：在一定温度下，当一个反应达到化学平衡时，生成物浓度幂之积与反
应物浓度幂之积的比值是一个常数比值。
符号： K
（二）使用化学平衡常数 K 应注意的问题： 1、表达式中各物质的浓度是变化的浓度，不是起始浓度也不是物质的量。 2、K 只与温度（ T）有关，与反应物或生成物的浓度无关。 3、反应物或生产物中有固体或纯液体存在时，由于其浓度是固定不变的，可以看
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：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( 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
②Mr 一定时，但 m+n=p+q 时
不一定平衡
任何反应都伴随着能量变化，当体系温度一定时 （其他不变） 密度一定
平衡 不一定平衡
如体系颜色不再变化等
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）影响规律：在其他条件不变的情况下，增大反 应物的浓度或减少生成物的浓度，都可以使平衡向正方向移动；增大生成物的浓度 或减小反应物的浓度，都可以使平衡向逆方向移动（ 2）增加固体或纯液体的量， 由于浓度不变，所以平衡不移动（ 3）在溶液中进行的反应，如果稀释溶液，反应 物浓度减小，生成物浓度也减小， V 正减小 ，V 逆也减小，但是减小的程度不同， 总的结果是化学平衡向反应方程式中化学计量数之和 _大_的方向移动。
第三章 水溶液中的离子平衡
一、弱电解质的电离 1、定义：电解质 :在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物 ,叫电解质。 非电解质 ：在水溶液中或熔化状态下都不能导电的化合物。 强电解质 ：在水溶液里全部电离成离子的电解质。 弱电解质：在水溶液里只有一部分分子电离成离子的电解质。
混和物
物质
单质
纯净
电解
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，Δ c：浓度变化，Δ t：时间）单位：
mol/ （L·）ｓ ⑷ 影响因素：
。如
2、电解质与非电解质本质区别： 电解质 —— 离子化合物或共价化合物 非电解质 —— 共价化合物 注意：①电解质、非电解质都是化合物 ②SO2、NH3、CO2 等属于非电解质
③强电解质不等于易溶于水的化合物（如 BaSO4 不溶于水，但溶于水的 BaSO4 全部电离，故 BaSO4 为强电解质） —— 电解质的强弱与导电性、溶解性无关。
3、电离平衡：在一定的条件下，当电解质分子电离成离子的速率和离子结合成时， 电离过程就达到了平衡状态，这叫电离平衡。
4、影响电离平衡的因素： A、温度：电离一般吸热，升温有利于电离。 B、浓度：浓度越大，电离程度越小；溶液稀释时，电离平衡向着电离的方向移动。
C、同离子效应：在弱电解质溶液里加入与弱电解质具有相同离子的电解质，会减 弱电离。 D、其他外加试剂：加入能与弱电解质的电离产生的某种离子反应的物质时，有利 于电离。
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）
2、温度对化学平衡移动的影响 影响规律：在其他条件不变的情况下，温度升高会使化学平衡向着吸热反应方向移
动，温度降低会使化学平衡向着放热反应方向移动。
3、压强对化学平衡移动的影响 影响规律：其他条件不变时，增大压强，会使平衡向着体积缩小方向移动；减小压 强，会使平衡向着体积增大方向移动。 注意：（ 1）改变压强不能使无气态物质存在的化学平衡发生移动
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 NH4Cl ② 大多数的分解反应