高中化学选修4化学反应原理-知识点
化学人教版高中选修4 化学反应原理燃料电池电极反应式的书写方法
燃料电池电极反应式的书写方法一、有关燃料电池基本知识了解1、定义：燃料电池是一种不经过燃烧，将燃料化学能经过电化学反应直接转变为电能的装置。
它和其它电池中的氧化还原反应一样，都是自发的化学反应，不会发出火焰，其化学能可以直接转化为电能，且废物排放量很低。
其中燃料电池电化学反应的最终产物与燃料燃烧的产物相同，这是我们书写燃料电池总反应方程式的依据。
2、燃料电池的电极规定燃料电池的两极材料都是用多孔碳、多孔镍、铂、钯等兼有催化剂特性的惰性金属，两电极的材料相同。
因此，燃料电池的电极是由通入气体的成分来决定。
通入可燃物的一极为负极，可燃物在该电极上发生氧化反应；通入空气或氧气的一极为正极，氧气在该电极上发生还原反应。
3、燃料电池的电解质不同类型的燃料电池可有不同种类的电解质，其电解质通常有水剂体系（酸性、中性或碱性）电解质、熔融盐电解质、固体（氧化物或质子交换膜）电解质等。
在不同的电解质中，燃料电池的电极反应式就有不同的表示方法。
因此，在书写燃料电池电极反应式时要特别注意电解质的种类。
4、燃料电池的工作原理以氢氧燃料电池为例，其工作原理是：氢气（可燃物）从负极处失去电子（燃料被氧化掉），这些电子从外电路流到正极；同时，余下的阳离子（氢离子）通过电解液被送到正极。
在正极，离子与氧气发生反应并从负极获得电子。
二、燃料电池电极反应式的书写方法在中学阶段，掌握燃料电池的工作原理和电极反应式的书写是十分重要的。
所有的燃料电池的工作原理都是一样的，其电极反应式的书写也同样是有规律可循的。
书写燃料电池电极反应式一般分为三步：第一步，先写出燃料电池的总反应方程式；第二步，再写出燃料电池的正极反应式；第三步，在电子守恒的基础上用燃料电池的总反应式减去正极反应式即得到负极反应式。
下面对书写燃料电池电极反应式“三步法”具体作一下解释。
1、燃料电池总反应方程式的书写因为燃料电池发生电化学反应的最终产物与燃料燃烧的产物相同，可根据燃料燃烧反应写出燃料电池的总反应方程式，但要注意燃料的种类。
高中化学选修化学反应原理知识点总结
高中化学选修化学反应原理知识点总结指单位时间内反应物浓度的变化量。
2.速率常数（k）：反应速率和反应物浓度的关系式为v=k[A]^m[B]^n，其中m和n为反应物的反应级数，k为速率常数。
3.影响反应速率的因素：温度、浓度、催化剂、表面积等。
二、反应机理1.反应机理：反应过程中分子之间的相互作用和反应的具体过程。
2.反应中间体：反应过程中生成的短暂存在的中间物质。
3.反应活化能：反应物转化为反应产物所需要的最小能量。
三、反应平衡常数1.反应平衡常数（K）：反应物和产物在反应平衡时的浓度比。
2.平衡常数与反应物浓度的关系式：K=[C]^c[D]^d/[A]^a[B]^b，其中a、b、c、d为反应物和产物的化学计量数。
3.影响平衡常数的因素：温度、压力、浓度等。
四、化学平衡1.化学平衡：反应物和产物浓度不再发生变化的状态。
2.平衡常数与化学平衡的关系式：K=产品浓度之积/反应物浓度之积。
3.化学平衡的移动：通过改变反应物浓度、温度、压力等条件可以使化学平衡向产物或反应物方向移动。
化学反应速率是用来衡量反应快慢的指标，它表示单位时间内反应物或生成物的物质量变化。
速率可以通过单位时间内反应浓度的减少或生成物浓度的增加来表示，计算公式为v=Δc/Δt（υ：平均速率，Δc：浓度变化，Δt：时间），单位为XXX）。
影响速率的因素包括决定因素（反应物的性质）和条件因素（反应所处的条件）。
对于固体和液体参与的反应，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。
惰性气体对速率的影响取决于反应体系的恒温恒容或恒温恒体状态。
在恒温恒容状态下，充入惰性气体会使总压增大，但各分压不变，各物质浓度不变，因此反应速率不变。
在恒温恒体状态下，充入惰性气体会使体积增大，各反应物浓度减小，反应速率减慢。
化学平衡是指一定条件下，可逆反应进行到正逆反应速率相等时，组成成分浓度不再改变，达到表面上静止的一种“平衡”状态。
化学平衡的特征包括逆、等、动、定、变。
【人教版】高中化学选修4知识点总结：第二章化学反应速率和化学平衡
第二章化学反应速率和化学平衡一、化学反应速率课标要求1、掌握化学反应速率的含义及其计算2、了解测定化学反应速率的实验方法要点精讲1、化学反应速率（1）化学反应速率的概念化学反应速率是用来衡量化学反应进行的快慢程度的物理量。
（2）化学反应速率的表示方法对于反应体系体积不变的化学反应，通常用单位时间内反应物或生成物的物质的量浓度的变化值表示。
某一物质A的化学反应速率的表达式为：式中——某物质A的浓度变化，常用单位为mol·L-1。
——某段时间间隔，常用单位为s,min,h。
υ——物质A的反应速率，常用单位是mol·L-1·s-1，mol·L-1·s-1等。
（3）化学反应速率的计算规律①同一反应中不同物质的化学反应速率间的关系同一时间内，用不同的物质表示的同一反应的反应速率数值之比等于化学方程式中各物质的化学计量数之比。
②化学反应速率的计算规律同一化学反应，用不同物质的浓度变化表示的化学反应速率之比等于反应方程式中相应的物质的化学计量数之比，这是有关化学反应速率的计算或换算的依据。
（4）化学反应速率的特点①反应速率不取负值，用任何一种物质的变化来表示反应速率都不取负值。
②同一化学反应选用不同物质表示反应速率时，可能有不同的速率数值，但速率之比等于化学方程式中各物质的化学计量数之比。
③化学反应速率是指时间内的“平均”反应速率。
小贴士：①化学反应速率通常指的是某物质在某一段时间内化学反应的平均速率，而不是在某一时刻的瞬时速率。
②由于在反应中纯固体和纯液体的浓度是恒定不变的，因此对于有纯液体或纯固体参加的反应一般不用纯液体或纯固体来表示化学反应速率。
其化学反应速率与其表面积大小有关，而与其物质的量的多少无关。
通常是通过增大该物质的表面积（如粉碎成细小颗粒、充分搅拌、振荡等）来加快反应速率。
③对于同一化学反应，在相同的反应时间内，用不同的物质来表示其反应速率，其数值可能不同，但这些不同的数值表示的都是同一个反应的速率。
高中化学选修四《化学反应原理》课本习题参考答案
人教版高中化学选修四——化学反应原理课本习题参考答案第一单元第一节化学反应与能量的变化1. 化学反应过程中所释放或吸收的能量,叫做反应热,在恒压条件下,它等于反应前后物质的焓变,符号是ΔH,单位是 kJ/mol.例如1 mol H2 g燃烧,生成1 mol H2Og, 其反应热ΔH= kJ/mol.2. 化学反应的实质就是反应物分子中化学键断裂,形成新的化学键,重新组合成生成物的分子.旧键断裂需要吸收能量,新键形成需要放出能量.当反应完成时,若生成物释放的能量比反应物吸收的能量大, 则此反应为放热反应; 若生成物释放的能量比反应物吸收的能量小,反应物需要吸收能量才能转化为生成物,则此反应为吸热反应.第二节燃烧热能源1. 在生产和生活中,可以根据燃烧热的数据选择燃料.如甲烷,乙烷,丙烷,甲醇, 乙醇,氢气的燃烧热值均很高,它们都是良好的燃料.2. 化石燃料蕴藏量有限,不能再生,最终将会枯竭,因此现在就应该寻求应对措施. 措施之一就是用甲醇,乙醇代替汽油,农牧业废料,高产作物如甘蔗,高粱,甘薯,玉米等 ,速生树木如赤杨,刺槐,桉树等 ,经过发酵或高温热分解就可以制造甲醇或乙醇. 由于上述制造甲醇,乙醇的原料是生物质,可以再生,因此用甲醇,乙醇代替汽油是应对能源危机的一种有效措施.3. 氢气是最轻的燃料,而且单位质量的燃烧热值最高,因此它是优异的火箭燃料,再加上无污染,氢气自然也是别的运输工具的优秀燃料.在当前,用氢气作燃料尚有困难,一是氢气易燃,易爆,极易泄漏,不便于贮存, 运输; 二是制造氢气尚需电力或别的化石燃料, 成本高. 如果用太阳能和水廉价地制取氢气的技术能够突破, 则氢气能源将具有广阔的发展前景.4. 甲烷是一种优质的燃料,它存在于天然气之中.但探明的天然气矿藏有限,这是人们所担心的.现已发现海底存在大量水合甲烷,其储量约是已探明的化石燃料的2倍.如果找到了适用的开采技术,将大大缓解能源危机.5. 柱状图略.关于如何合理利用资源,能源,学生可以自由设想.在上述工业原材料中,能源单耗最大的是铝;产量大,因而总耗能量大的是水泥和钢铁.在生产中节约使用原材料,加强废旧钢铁,铝,铜,锌,铅,塑料器件的回收利用,均是合理利用资源和能源的措施.6. 公交车个人耗油和排出污染物量为私人车的1/5,从经济和环保角度看,发展公交车更为合理.第三节化学反应热的计算1. Cs+O2 g == CO2 g H= kJ/mol mol C 完全燃烧,H= mol× kJ/mol= kJ/mol2. H2 g的燃烧热 H= kJ/mol 欲使 H2完全燃烧生成液态水,得到1 000 kJ 的热量,需要 H2 1 000 kJ÷ kJ/mol= mol3. 设 S 的燃烧热为 H Ss+O2 g == SO2 g 32 g/mol H 4g -37 kJ H=32 g/mol×-37 kJ÷4g =-296 kJ/mol4. 设 CH4的燃烧热为H CH4 g+O2 g == CO2 g+2H2Og 16 g/mol H 1g kJ H=16 g/mol× kJ÷1g = kJ/mol5. 1求 mol C2H2完全燃烧放出的热量 Q C2H2 g+5/2O2 g == 2CO2 g+H2Ol 26 g/mol H 2.00g kJ H=26 g/mol× kJ÷2.00 g =-1 kJ/mol Q= mol×-1 kJ/mol=-3 kJ≈-3 880 kJ 2从4题已知 CH4的燃烧热为 kJ/mol,与之相比,燃烧相同物质的量的 C2H2放出的热量多.6. 写出 NH3燃烧的热化学方程式 NH3 g+5/4O2 g == NO2 g+3/2H2Og 将题中1式乘以3/2,得: 3/2H2 g+3/4O2 g == 3/2H2Og 3/2H1=3/2× kJ/mol = kJ/mol 将题中2式照写: 1/2N2 g+O2 g == NO2 g H2=+ kJ/mol 将题中3式反写,得 NH3 g == 1/2N2 g+3/2H2 g -H3= kJ/mol 再将改写后的3式相加,得: 27. 已知1 kg 人体脂肪储存32 200 kJ 能量,行走1 km 消耗170 kJ,求每天行走5 km,1年因此而消耗的脂肪量: 170 kJ/km×5 km/d×365 d÷32 200 kJ/kg=9.64 kg8. 此人脂肪储存的能量为×105 kJ.快速奔跑1 km 要消耗420 kJ 能量,此人脂肪可以维持奔跑的距离为:×105 kJ÷420 kJ/km=1 000 km9. 1 t 煤燃烧放热×107 kJ 50 t 水由20 ℃升温至100 ℃,温差100 ℃-20 ℃=80 ℃,此时需吸热: 50×103 kg×80 ℃× kJ/kg℃= 6×107 kJ 锅炉的热效率= 6×107 kJ÷×107 kJ×100% =%10. 各种塑料可回收的能量分别是: 耐纶 5 m3××104 kJ/m3=21×104 kJ 聚氯乙烯50 m3××104 kJ/m3=80×104 kJ 丙烯酸类塑料 5 m3××104 kJ/m3=9×104 kJ 聚丙烯40 m3××104 kJ/m3=60×104 kJ 将回收的以上塑料加工成燃料,可回收能量为21×104 kJ+80×104 kJ+9×104 kJ+60×104 kJ=170×104 kJ=×106 kJ 3第二单元第一节化学反应速率1.略.2. 1:3:2.3. 1A; 2C; 3B.4. D.5. A.第二节影响化学反应速率的因素1. 1加快.增大了反应物的浓度,使反应速率增大. 2没有加快.通入 N2后,容器内的气体物质的量增加,容器承受的压强增大,但反应物的浓度或其分压没有增大,反应速率不能增大. 3降低.由于加入了 N2,要保持容器内气体压强不变,就必须使容器的容积加大,造成 H2和 I2蒸气的浓度减小,所以,反应速率减小. 4不变.在一定温度和压强下,气体体积与气体的物质的量成正比,反应物的物质的量增大一倍,容器的容积增大一倍,反应物的浓度没有变化,所以,反应速率不变. 5加快.提高温度,反应物分子具有的能量增加,活化分子的百分数增大,运动速率加快,单位时间内的有效碰撞次数增加,反应速率增大.2. A.催化剂能够降低反应的活化能,成千上万倍地提高反应速率,使得缓慢发生的反应2CO+2NO== N2+2CO2迅速进行.给导出的汽车尾气再加压,升温的想法不合乎实际.第三节化学平衡1. 正,逆反应速率相等,反应物和生成物的质量或浓度保持不变.2.3. 反应混合物各组分的百分含量,浓度,温度,压强反应前后气体的物质的量有变化的反应 ,同等程度地改变正,逆反应,不能使.4. 1该反应是可逆反应,1 mol N2和3 mol H2不能完全化合生成2 mol NH3,所以,反应放出的热量总是小于 kJ. 2适当降低温度,增大压强.5. B;6. C;7. C;8. C.9. 设:CO 的消耗浓度为 x.第四节化学反应进行的方向1. 铵盐溶解常常是吸热的,但它们都能在水中自发地溶解.把两种或两种以上彼此不 4 发生反应的气体依次通入到同一个密闭容器中,它们能自发地混合均匀.2. 在封闭体系中焓减和熵增的反应是容易自发发生的.在判断化学反应的方向时不能只根据焓变ΔH<0或熵增中的一项就得出结论,而是要全面考虑才能得出正确结论. 5第三单元第一节弱电解质的电离1.2. 氨水中存在的粒子:NH3H2O,NH4+,OH氯水中存在的粒子:Cl2,Cl-,H+,ClO3. 1 错.导电能力的强弱取决于电解质溶液中离子的浓度,因此强,弱电解质溶液导电能力与二者的浓度及强电解质的溶解性有关. 2 错.酸与碱反应生成盐,所需碱的量只与酸的物质的量有关,盐酸和醋酸都是一元酸, + 物质的量浓度相同的盐酸和醋酸中含有相同物质的量的 H . 3 错.一水合氨是弱碱,在水溶液中是部分电离的,其电离平衡受氨水浓度的影响,浓溶 - 液的电离程度低于稀溶液.因此氨水稀释一倍时,其 OH 浓度降低不到一半. + 4 错.醋酸中的氢没有全部电离为 H . ※5 错.此题涉及水解较复杂,不要求学生考虑水解.41 不变.一定温度下,该比值为常数——平衡常数. - 2 ×10 4 mol/L 5. 1 略; 2 木头中的电解质杂质溶于水中,使其具有了导电性.第二节水的电离和溶液的酸碱性1. ③③③③;③③③③.2. NH+4,OH-,NH3H2O,H+.3. C;4A;5D;6D;7A;8A,D. 9. 注:不同品牌的同类物品,其相应的 pH 可能不尽相同. 10. 6 11. 图略.1 酸性2 10, 1×10-4 3 9 mL第三节盐类的水解1. D;2. B;3. C;4. D. +5. 乙,如果是弱酸,所生成的盐电离出的 A-会部分地与水电离出的 H 结合成 HA,则 cA - + ≠cM . - + - - 3+6. >,Al +2SO42 +2Ba2 +4OH = 2BaSO4↓+AlO2 +2H2O; + - + - =,2Al3 +3SO42 +3Ba2 +6OH = 3BaSO4↓+2AlOH3↓ - - - + -7. CO32 +H2O=HCO3 +OH , Ca2 +CO32 =CaCO3↓ - -8. Na2CO3溶液的 pH>NaHCO3溶液的 pH,因为由 HCO3 电离成 CO32 比由 H2CO3电离成 - HCO3 更难,即 Na2CO3与 NaHCO3是更弱的弱酸盐,所以水解程度会大一些.9. 1 SOCl2 +H2O SO2↑+ 2HCl↑ 2 AlCl3溶液易发生水解,AlCl36 H2O 与 SOCl2混合加热,SOCl2与 AlCl36 H2O 中的结晶水作用,生成无水 AlCl3及 SO2和 HCl 气体. ,加氨水可中和水解反应生成的 HCl,以10. 加水的效果是增加水解反应的反应物 cSbCl3 + 减少生成物 cH ,两项操作的作用都是使化学平衡向水解反应的方向移动. ※11. 受热时,MgCl26H2O 水解反应的生成物 HCl 逸出反应体系,相当于不断减少可逆反应的生成物,从而可使平衡不断向水解反应方向移动;MgSO47H2O 没有类似可促进水解反应进行的情况.第四节难溶电解质的溶解平衡难溶电解质的溶解平衡1. 文字描述略.2. C;3. D;4. C. 75. 1 S2 与 H 作用生成的 H2S 气体会逸出反应体系,使 FeS 的沉淀溶解平衡向溶解方向移动. 2 硫酸钙也难溶于水,因此向碳酸钙中加硫酸是沉淀转化的问题,但硫酸钙的溶解度大于 + 碳酸钙,转化不能实现.醋酸钙溶于水,且醋酸提供的 H 与碳酸钙沉淀溶解平衡中的CO32作用,可生成 CO2逸出反应体系,使其沉淀溶解平衡向溶解的方向移动. 3 硫酸溶液中的 SO42-对 BaSO4的沉淀溶解平衡有促进平衡向生成沉淀的方向移动的作用.6. 略. - + 8第四单元第一节原电池1. 由化学能转变为电能的装置.氧化反应,负极;还原反应,正极.2. 铜,Cu-2e == Cu ;银,Ag +e == Ag.3. a,c,d,b.4. B;5. B,D. 2+ + - 图4-2锌铁原电池装置6. 装置如图4-2所示. 负极:Zn-2e == Zn 2+ 2+ 正极:Fe +2e == Fe第二节化学电源1. A;2. C;3. C.4. 铅蓄电池放电时的电极反应如下: 负极:Pbs+SO4 aq-2e == PbSO4s 正极:PbO2 s+4H aq+SO4 aq+2e == PbSO4 s+2H2Ol 铅蓄电池充电时的电极反应如下: + 22- 9 阴极:PbSO4 s+2e == Pbs+SO4 aq 阳极:PbSO4 s+2H2Ol-2e == PbO2s+4H aq+SO4 aq 总反应方程式: + 2- - 2-第三节电解池1. A;2. D.3. 原电池是把化学能转变为电能的装置,电解池是由电能转化为化学能的装置.例如锌铜原电池,在锌电极上发生氧化反应,称为负极,在铜电极上发生还原反应,称为正极. 负极:Zn-2e == Zn 氧化反应正极:Cu +2e == Cu还原反应电子通过外电路由负极流向正极. 电解池:以 CuCl2溶液的电解装置为例.与电源正极相连的电极叫做阳极,与电源负极相连的电极叫阴极. 阳极:2Cl -2e == Cl2↑氧化反应阴极:Cu +2e == Cu还原反应电子通过外电路由阳极流向阴极.4. 电镀是把待镀金属制品作阴极,把镀层金属作阳极,电解精炼铜是把纯铜板作阴极,粗铜板作阳极, 通过类似电镀的方法把铜电镀到纯铜板上去, 而粗铜中的杂质留在阳极泥或电解液中,从而达到精炼铜的目的.其电极主要反应如下: 阳极粗铜 :Cu-2e == Cu 氧化反应阴极纯铜 :Cu +2e == Cu还原反应补充:若粗铜中含有锌,镍,银,金等杂质,则在阳极锌,镍等比铜活泼的金属也会被氧化: 阳极粗铜 :Zn-2e = Zn 2+ 2+ 2+ 2+ 2+ 2+ 10 Ni—2e = Ni - 2+ 由于附着在粗铜片上银,金等金属杂质不如铜活泼,不会在阳极被氧化,所以当铜氧化后,这些微小的杂质颗粒就会掉进电解质溶液中,沉积在阳极附近即"阳极泥",成为提炼贵重金属的原料 . 在阴极,电解质溶液中 Zn 和 Ni 的氧化性又不如 Cu 强,难以在阴极获得电子被还原, 故 Zn 和 Ni 被滞留在溶液中.因此,在阴极只有 Cu 被还原并沉积在纯铜片上,从而达到了通过精炼提纯铜的目的.5. 电解饱和食盐水的电极反应式为: 阳极:2Cl -2e == Cl2↑氧化反应阴极:2H +2e == H2↑还原反应或阴极:2H2O+2e == H2↑+2OH 还原反应总反应:2NaCl+2H2O == 2NaOH+H2↑+Cl2↑ 在阴极析出1. 42 L H2,同时在阳极也析出1.42 L Cl2.6. 依题意,电解 XCl2溶液时发生了如下变化: + 2+ 2+ 2+ 2+ 2+ 2+ MX=3.2 g×22.4 L/1 mol×1.12 L=64 g/mol 即 X 的相对原子质量为64. 又因为2Cl - 2e == Cl2↑ 2 mol ne - 22.4L 1.12L ne =2 mol×1.12 L/22.4 L= mol 即电路中通过的电子有 mol. 11第四节金属的电化学腐蚀与防护1. 负极; Fe-2e- == Fe2+; 正极; 析氢腐蚀: ++2e- == H2↑, 2H 析氧腐蚀: 2O+O2+4e- == 4OH2H2. 1电化腐蚀,铁和铁中的杂质碳以及残留盐溶液形成了原电池. 2提示:主要是析氧腐蚀.2Fe-4e- == 2Fe2+;2H2O+O2+4e- == 4OHFe2++2OH- == FeOH2,4FeOH 2+O2+2H2O == 4FeOH 33. C;4. B,D;5. A,C;6. A,D.7. 金属跟接触到的干燥气体如 O2,Cl2,SO2或非电解质液体直接发生化学反应而引起的腐蚀,叫做化学腐蚀.不纯的金属跟电解质溶液接触时,会发生原电池反应,比较活泼的金属失去电子而被氧化,这种腐蚀叫做电化学腐蚀.金属腐蚀造成的危害甚大,它能使仪表失灵,机器设备报废,桥梁,建筑物坍塌,给社会财产造成巨大损失.8. 当钢铁的表面有一层水膜时,水中溶解有电解质,它跟钢铁中的铁和少量的碳形成了原电池.在这些原电池里,铁是负极,碳是正极.电解质溶液的 H+在正极放电,放出 H2,因此这样的电化腐蚀叫做析氢腐蚀. 如果钢铁表面吸附的水膜酸性很弱或呈中性, 溶有一定量的氧气,此时就会发生吸氧腐蚀,其电极反应如下: 负极:2Fe-4e- == 2Fe2+ 正极:2H2O+O2+4e- == 4OH- 总反应:2Fe+2H2O+O2 == 2FeOH 29. 镀锌铁板更耐腐蚀.当镀锌铁板出现划痕时,暴露出来的铁将与锌形成原电池的两个电极,且锌为负极,铁为正极,故铁板上的镀锌层将先被腐蚀,镀锌层腐蚀完后才腐蚀铁板本身.镀锡铁板如有划痕,锡将成为原电池的正极,铁为负极,这样就会加速铁的腐蚀. 可设计如下实验: 取有划痕的镀锌铁片和镀锡铁片各一块, 放在经过酸化的食盐水中浸泡一会儿, 取出静置一段时间,即可见到镀锡铁片表面较快出现锈斑,而镀锌铁片没有锈斑.即说明上述推测是正确的;。
高中化学选修4知识点总结
高中化学选修4知识点总结高中化学选修4知识点总结一、化学反应平衡与化学平衡常量1.化学反应平衡的概念2.热力学因素对平衡的影响3.影响化学反应平衡的因素4.化学反应的矛盾特性5.化学平衡常量的计算6.平衡常量与反应速率的关系7.实际化学系统中的平衡常量二、氧化还原反应1.氧化还原反应的概念2.氧化还原反应的历史3.原子价与氧化数4.氧化还原反应中的电极反应5.电势差和标准电势6.氧化还原反应的热力学和电化学特性7.氧化还原反应的工业应用三、酸碱理论及其应用1.传统酸碱理论2.布朗斯特德酸碱理论3.酸碱反应的热力学特性4.强酸强碱与弱酸弱碱的电离度5.酸碱滴定的应用6.酸碱指示剂的应用四、配位化学1.配位化学的概念2.配合物的形成与稳定性3.配位场理论4.五大分子组成的配合物5.配合物的应用五、有机材料和化学反应原理1.有机材料的基本概念和种类2.烃类化合物的结构和命名方法3.芳香族化合物的结构、性质和化学反应4.醇、酚和醛类化合物的结构、性质和化学反应5.酮、酸、酯和羧酸类化合物的结构、性质和化学反应6.含氮有机化合物的结构、性质和反应六、基因工程1.基因的概念2.遗传密码的概念3.重组DNA技术的基本原理4.基因克隆技术的应用5.基因工程在医学、农业和能源等领域的应用七、无机化学中的材料科学1.玻璃2.电子材料3.电池材料4.金属材料5.生物材料八、化学热力学1.热力学的基本概念和第一定律2.内能、焓和熵的概念3.热力学第二定律和热力学函数的应用4.吉布斯自由能和化学平衡的关系5.广义力学的概念及应用。
以上是高中化学选修4知识点总结，学习这些知识点可以帮助我们深入了解化学的基本概念和原理，促进学生对化学科学的进一步研究和深入理解。
高中化学《选修4_化学反应原理》知识点总结
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．热化学方程式中各物质化学式前面的化学计量数仅表示该物质的物质的量，并不表示物质的分子数或原子数，因此，化学计量数可以是整数，也可以是分数。
4．△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。
新课程高中化学选修4《化学反应原理》第三章第一节《弱电解质的电离》说课稿
三、教学准备
1、实验材料：醋酸溶液、盐酸溶液、电导率计、PH试纸等。 2、课件制作：PPT课件、教学视频等。
四、教学过程
1、导入：提问导入，询问学生酸和醋酸有什么区别，引出弱电解质的概念 和本节课题。
2、知识讲解：通过PPT展示弱电解质的概念，重点讲解弱电解质的电离平衡 及其影响因素。利用醋酸溶液的实验，引导学生观察现象，了解弱电解质的电离 过程和平衡移动。
4、及时反馈矫正，巩固深化认识。设计的练习有层次、有坡度、容量大， 既符合学生的认知规律，又适合各层面的学生，做到面向全体，使基础差的学生 有所收获，优等生也有用武之地，使全体学生在“成功体验”中有所感悟、有所 发现、有所创新。
三、说教学程序
1、展示目标（2分钟）
目的是让学生明确本节课的学习目标，做到心中有数，有的放矢。
的情境下进行学习，极大的调动了学生的学习积极性、主动性，有效的培养 了学生的创新精神和实践能力。
3、重视实验与媒体辅助，提高教学效率。通过实验和媒体资料可以丰富学 生的感性认识，帮助学生突破难点。如：通过测定醋酸溶液的导电性实验和酸碱 中和滴定实验及醋酸溶液稀释时溶液PH的变化规律实验等来增强学生对弱电解质 电离平衡的理解和掌握。
2、过程与方法：通过实验探究和理论分析，培养学生的观察、分析和推理 能力。
3、情感态度与价值观：培养学生对化学的好奇心和探究欲，认识化学与生 活的密切关系，培养科学态度和社会责任感。
二、教学重难点
1、重点：弱电解质的电离平衡及影响因素。 2、难点：理解电离平衡的建立和移动，以及影响因素的分析。
5、教学关键
关键是抓住弱电解质在水溶液中存在电离平衡，其平衡也和化学平衡一样， 具有“动等、定、变”的特点。
二、说教法与学法
2020高中化学选修四化学反应原理书本知识归纳总结填空题附答案
1．人们把能够发生有效碰撞的分子叫做，有效碰撞可以认为是发生化学反应的充要条件。
〖X4-绪言03〗2．有没有这样的反应，温度对其反应速率几乎没有影响，其活化能接近于零？。
若有，请举例说明。
〖X4-绪言04〗3．焓(H)是与有关的物理量，在化学实验和生产中，通常遇到的反应是在中进行的，反应条件是恒压，此时反应的热效应等于。
〖X4-02〗4．书写热化学方程式必须注明温度和压强，如果没有注明，默认的温度和压强是：〖X4-03〗5．某反应的ΔH＝－241.8kJ/mol，其中的“每摩尔”指的是。
〖X4-04〗6．在中和反应反应热测定实验中，盐酸的浓度是0.50mol/L，为什么NaOH溶液的浓度是0.55 mol/L，。
〖X4-05〗测盐酸温度的温度计要用水冲洗干净，冲洗液是否也要倒入反应的小烧杯中？7．我国目前使用的主要能源是化石燃料，〖X4-08〗化石燃料包括，它们的蕴藏量有限，且不能再生，最终会枯竭。
解决的办法是。
8．乙烷、乙烯、乙炔的燃烧热分别是ΔH1、ΔH2、ΔH3，它们由大到小的顺序为：。
〖X4-07〗9．太阳能的利用，一般是把太阳辐射能先转化成，再加以利用〖X4-09〗10．氢能的优点是、、，缺点是，氢已用作火箭和燃料电池的燃料。
〖X4-09〗11．甲烷的燃烧热为890.31 kJ/mol，而氢气的燃烧热只有285.8kJ/mol，为什么说氢能的燃烧热值高？。
〖X4-09〗12．化学反应的反应热只与反应的有关，而与反应的无关，这就是盖斯定律。
盖斯是哪个国家的化学家？〖X4-11〗13．研究浓度对反应速率的影响，在锥形瓶内各盛有2g锌粒然后分别加入等体积不同浓度的稀硫酸，可以比较，也可以比较，而得出实验结论。
〖X4-18〗14．研究浓度对反应速率的影响，还可以用不同浓度的草酸与等浓度的酸性KMnO4溶液反应，记录而得出实验结论，〖X4-20〗反应的化学方程式为15．研究温度对反应速率的影响，应先用两支试管各加入5 mL0.1 mol/L的Na2S2O3溶液，另取两只试管各加入5 mL0.1 mol/L的稀硫酸，分成两组（各有一支盛有Na2S2O3和稀硫酸的试管），一组放入冷水中，另一组放入热水中，一段时间后再混合并搅拌。
高中化学选修4化学反应原理知识点总结(史上最全)
选修4知识点汇总一、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，数值不变例：CH4 (g) + 2O2 (g) = CO2 (g) + 2H2O (l) ΔH=-890.3 kJ/mol三、燃烧热1．概念：25℃，101kPa时，1mol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：25℃，101kPa ②反应程度：完全燃烧，产物是稳定的氧化物。
（C→CO2，S→SO2，H→H2O，只能在氧气中燃烧。
）③燃烧物的物质的量：1mol④研究内容：放出的热量。
（ΔH<0，单位kJ/mol）四、中和热（常考选择：判断热化学方程式是否正确）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=－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知识点总结
高中化学选修4知识点总结第1章、化学反应与能量转化化学反应的实质是反应物化学键的断裂和生成物化学键的形成，化学反应过程中伴随着能量的释放或吸收。
一、化学反应的热效应1、化学反应的反应热(1)反应热的概念：当化学反应在一定的温度下进行时，反应所释放或吸收的热量称为该反应在此温度下的热效应，简称反应热。
用符号Q表示。
(2)反应热与吸热反应、放热反应的关系。
Q＞0时，反应为吸热反应；Q＜0时，反应为放热反应。
(3)反应热的测定测定反应热的仪器为量热计，可测出反应前后溶液温度的变化，根据体系的热容可计算出反应热，计算公式如下：Q＝－C(T2－T1)式中C表示体系的热容，T1、T2分别表示反应前和反应后体系的温度。
实验室经常测定中和反应的反应热。
2、化学反应的焓变(1)反应焓变物质所具有的能量是物质固有的性质，可以用称为“焓”的物理量来描述，符号为H，单位为kJ·mol-1。
反应产物的总焓与反应物的总焓之差称为反应焓变，用ΔH表示。
(2)反应焓变ΔH与反应热Q的关系。
对于等压条件下进行的化学反应，若反应中物质的能量变化全部转化为热能，则该反应的反应热等于反应焓变，其数学表达式为：Qp＝ΔH＝H(反应产物)－H(反应物)。
(3)反应焓变与吸热反应，放热反应的关系：ΔH＞0，反应吸收能量，为吸热反应。
ΔH＜0，反应释放能量，为放热反应。
(4)反应焓变与热化学方程式：把一个化学反应中物质的变化和反应焓变同时表示出来的化学方程式称为热化学方程式，如：H2(g)＋O2(g)＝H2O(l)；ΔH(298K)＝－285.8kJ·mol－1书写热化学方程式应注意以下几点：①化学式后面要注明物质的聚集状态：固态(s)、液态(l)、气态(g)、溶液(aq)。
②化学方程式后面写上反应焓变ΔH，ΔH的单位是J·mol－1或 kJ·mol－1，且ΔH 后注明反应温度。
③热化学方程式中物质的系数加倍，ΔH的数值也相应加倍。
高中化学选修4 化学反应原理 第二章 第1节 化学反应的方向
方向判断的熵判据
熵增加(即△S > 0 )有利于反应自发进行。
【思考与交流】
自发反应一定是熵增加的反应吗？
2Al(s)+Fe2O3(s)=Al2O3(s)+2Fe(s)
△S=－39.4J•mol-1•K-1
熵变是反应能否自发进行一个因素, 但 也不是唯一因素。
三、焓变与熵变对反应方向的共同影响
1.反应方向的判据：△H-T△S
共同点： △H＜0 焓减小 放热反应 焓减小有利于反应自发进行
（4）NH4HCO3(s)+CH3COOH(aq)＝ CH3COONH4(aq)+CO2(g)+H2O(l) △H=+37.3 kJ/mol （5）碳酸钙分解（高温下自发）
CaCO3 (S) = CaO（s）+ CO2（g）
△H（298K）=+178.2kJ/mol △H（1200K）=+176.5kJ/mol
（1）钠与水反应 2Na(s)+2H2O(l)=2NaOH(aq)+H2(g) △H=－368 kJ/mol (2)铁生锈：3Fe (s)+3/2O2 (g)=Fe2O3 (s)
△H=－824 kJ/mol
(3)氢气和氧气反应：2H2(g)+O2(g)=2H2O(l )
△H=－571.6kJ/mol
探究思考?
1 对于同一种物质的气态，液态，固态，哪 一状态下的熵值大？(以水为例） 2 复分解反应发生的条件之一是产生气体， 试用熵增原理解释？
三种状态下水的熵
47.9Jmol-1K-1
69.9Jmol-1K-1
188.7Jmol-1K-1
冰
水
Hale Waihona Puke 水蒸气探究思考?1 .对于同一种物质 S(固) <S(液) < S(气) 2.产生气体的反应，气体物质的量增大的反应， 熵变通常都是正值， △S > O，为熵增加的反 应。
高中化学鲁科版选修4化学反应原理第2章第1节化学反应的方向
3
△H与反应方向
2H2(g)+O2(g)=2H2O(l) H2(g)+Cl2=2HCl(g) △H=-572KJ•mol-1 △H=-184KJ•mol-1
NaOH(aq)+HClቤተ መጻሕፍቲ ባይዱaq)=NaCl(aq)+H2O(l) △H=-114.6KJ•mol-1
放热反应过程体系能量降低，因此具有自发进行的倾向。 但是，有些吸热反应过程也是可以自发进行的。
2-1化学反应的方向
高中化学 化学反应原理
山东省北镇中学 史学强 2014-11-8
自发反应
1
自发过程：在温度和压强一定的条件下，不借 助外部力量（光、电等）就能自动进行的过程。 自发反应：若一个反应的过程是自发过程，则 该反应为自发反应。
日常生活中常见的自发过程
2
高能量状态转变为低能量状态
推测：△H与反应方向的关系？
总结：△H与反应方向的关系？
化学反应的方向还与什么因素有关？
物质溶解过程中的能量变化
4
NH4NO3
吸热
NaOH
放热
NaCl
蔗糖
基本无能量 基本无能量 变化 变化
分析：这四个过程的共同特点是什么？
有序→无序
熵
熵：衡量一个体系混乱度的物理量，符号：S 体系混乱度越大，熵值越大，即S值越大。 熵变：反应前后体系熵的变化。符号：ΔS △S=S（产物）－S（反应物） ΔS>0 ：体系的混乱度增大； ΔS<0 ：体系的混乱度减小；
发进行的方向
＜ 0 ，一定能自发进行
△H －T △S ＝ 0 ，达到平衡状态
＞ 0 ，一定不能自发进行
温度对反应方向的影响
高考回归课本资料―― 人教版高中化学选修四《化学反应原理》课
高考回归课本资料―― 人教版高中化学选修四《化学反应原理》课高考回归课本资料――人教版高中化学选修四《化学反应原理》课人教版高中化学选修四课本“问题交流”“课后习题”参考答案三、问题交流【思考与交流】建议非政府学生认真思考，作出答案，展开小组交流，然后与本章“概括与思索”展开对照，予以更正。
四、习题参照（一）参考答案1.化学反应过程中所释放或吸收的能量，叫做反应热，在恒压条件下，它等于反应前后物质的焓变，符号是δh，单位是kj/mol。
例如1molh2(g)燃烧，生成1molh2o(g)，其反应热δh=-241.8kj/mol。
2.化学反应的实质就是反应物分子中化学键脱落，构成代莱化学键，重新组合成生成物的分子。
旧键脱落须要稀释能量，新键构成须要释出能量。
当反应顺利完成时，若生成物释放出来的能量比反应物稀释的能量小，则此反应为放热反应；若生成物释放出来的能量比反应物稀释的能量大，反应物须要稀释能量就可以转变为生成物，则此反应为吸热反应。
（二）补充习题1．以下观点不恰当的就是（）。
a．放热反应不须要冷却即可出现b．化学反应过程中的能量变化除了热能外，也可以是光能、电能等c．需要加热才能进行的化学反应不一定是吸热反应d．化学反应热效应数值与参加反应的物质多少有关2．将铁粉和硫粉混合后冷却，等待反应一出现即为暂停冷却，反应仍可持续展开，直到反应全然分解成崭新物质硫化亚铁。
该现象说明了（）。
a．该反应就是吸热反应b．该反应就是放热反应c．铁粉和硫粉在常温下难以发生反应d．生成物硫化亚铁的总能量低于反应物铁粉和硫粉的总能量3．沼气是一种能源，它的主要成分是ch4。
0.5molch4完全燃烧生成co2和h2o时，放出445kj热量，则下列热化学方程式中正确的是（）。
4.以下关系式中恰当的就是a．a＜c＜0b．b＞d＞0c．2a＝b＜0d．2c＝d＞0参考答案1．a；2．b、c；3．c；4．c。
三、问题交流【思索与交流】书中已给出提示，但需要学生进一步举例说明。
化学反应原理选修4
化学反应原理选修4
化学反应原理是化学学科的重要内容，它研究化学变化的基本规律和机理。
通过观察和分析化学反应过程中的现象和性质变化，可以推断反应物的结构和性质，探索反应途径和反应速率的规律，揭示反应过程中的能量变化以及物质转化过程中的电荷转移与电子重排等基本原理。
在化学反应中，反应物经历物质的转化和能量的转化。
物质的转化是指反应物的原子间键的断裂和形成，进而生成新的化学物质。
这种转化可以是单一的，也可以是多种反应物之间的复杂转化。
能量的转化是指化学反应过程中能量的吸收和释放。
反应物中的化学键断裂需要吸收能量，而新的化学键形成则释放能量。
这种能量变化影响着化学反应的热效应和速率。
化学反应的速率是描述反应进行快慢的参数，它反映了反应物从初始状态到最终状态的转化速度。
反应速率受到多种因素的影响，如反应物浓度、温度、压力、催化剂等。
通过改变这些因素，可以调控反应速率达到所需的目的。
同时，通过反应速率的研究可以推断出反应途径和机理。
化学反应的机理是指反应的详细步骤和中间产物的形成和消失过程。
它通过实验数据和理论模型的分析，揭示了反应物转化的详细过程。
在探索化学反应机理的过程中，常常涉及到配位化学、光化学、电化学等多个分支学科的知识。
化学反应原理的研究不仅有助于理解物质的转化过程和能量的转化规律，还对于工业生产和环境保护等方面具有重要意义。
通过理论研究和实验验证，可以进行合成新化合物、改进反应工艺、提高反应效率等。
同时，了解反应原理也有助于节约资源、减少废弃物排放、控制环境污染等方面的应用。
高中化学选修4《化学反应原理》 第1章 化学反应与能量转化 思维导图
普通高中化学
（山东科学技术出版社）
化学反应原理（第1章化学反应与能量转化）
思维导图
史学强
2014年10月18日
你是否发现笔记记得越多，思维也越混乱？你是否经常为琐事缠身而苦无分身之术？你是否总是感叹一天的时间太少？思维导图来了！它可以“解救”你！
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关键词：高中化学化学反应原理电解池盖斯定律反应热原电池史学强
本资料利用思维导图整理高中化学《化学反应原理》第一章章中每一节基础知识，可以帮助大家增强记忆、改善思维、提高化学学习效率！
化学反应与能量转化
1-1化学反应的热效应
1-2电能转化为化学能——电解
1-3化学能转化为电能——电池。
高中化学选修4知识点总结
高中化学选修4知识点总结第一章化学反应与能量考点1：吸热反应与放热反应1、吸热反应与放热反应的区别特别注意：反应是吸热还是放热与反应的条件没有必然的联系，而决定于反应物和生成物具有的总能量(或焓)的相对大小。
2、常见的放热反应①一切燃烧反应;②活泼金属与酸或水的反应;③酸碱中和反应;④铝热反应;⑤大多数化合反应(但有些化合反应是吸热反应，如：N2+O2=2NO，CO2+C=2CO等均为吸热反应)。
3、常见的吸热反应①Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl反应;②大多数分解反应是吸热反应③等也是吸热反应;④水解反应考点2：反应热计算的依据1.根据热化学方程式计算反应热与反应物各物质的物质的量成正比。
2.根据反应物和生成物的总能量计算ΔH=E生成物-E反应物。
3.根据键能计算ΔH=反应物的键能总和-生成物的键能总和。
4.根据盖斯定律计算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，而与反应的途径无关。
即如果一个反应可以分步进行，则各分步反应的反应热之和与该反应一步完成时的反应热是相同的。
温馨提示：①盖斯定律的主要用途是用已知反应的反应热来推知相关反应的反应热。
②热化学方程式之间的“+”“-”等数学运算，对应ΔH也进行“+”“-”等数学计算。
5.根据物质燃烧放热数值计算：Q(放)=n(可燃物)某|ΔH|。
第二章化学反应速率与化学平衡考点1：化学反应速率1、化学反应速率的表示方法___________。
化学反应速率通常用单位时间内反应物浓度和生成物浓度的变化来表示。
表达式：___________ 。
其常用的单位是__________ 、或__________ 。
2、影响化学反应速率的因素1)内因(主要因素)反应物本身的性质。
2)外因(其他条件不变，只改变一个条件)3、理论解释——有效碰撞理论(1)活化分子、活化能、有效碰撞①活化分子：能够发生有效碰撞的分子。
②活化能：如图图中：E1为正反应的活化能，使用催化剂时的活化能为E3，反应热为E1-E2。
高中化学选修4第二章知识点总结
第二章《化学反应速率和化学平衡》知识点总结一、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）：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→各物质浓度不变→反应速率不变②恒温恒压时：充入惰性气体→体积增大→各反应物浓度减小→反应速率减慢练习1：锌和稀硫酸反应，向反应混合溶液中加入下列物质，判断正确的是（）A.加入醋酸钠固体，反应速率加快B.加入硫酸氢钠固体，反应速率加快C.加入水，产生氢气的体积减小D.加入少量硫酸铜，产生的氢气量不变练习2：在容积为2 L的密闭容器中进行如下反应：A(g)＋2B(g)3C(g)＋n D(g)，开始时A为4 mol，B为6 mol；5 min末时测得C的物质的量为3 mol，用D表示的化学反应速率v(D)为0.2 mol·L－1·min－1。
计算：(1)5 min末A的物质的量浓度为____________________________________________。
(2)前5 min内用B表示的化学反应速率v(B)为_________________________________。
(3)化学方程式中n值为_____________________________________________________。
(4)此反应在四种不同情况下的反应速率分别为①v(A)＝5 mol·L－1·min－1 ②v(B)＝6 mol·L－1·min－1③v(C)＝4.5 mol·L－1·min－1 ④v(D)＝8 mol·L－1·min－1其中反应速率最快的是______________(填编号)。
人教版高中化学选修4 化学反应原理 第一章 第一节 化学反应与能量的变化(第2课时)
热化学方程式
★书写热化学方程式的注意事项
1、化学方程的右边必须写上△H，并用“空格” 隔开,△H：吸热用“+”，放热用：“－”，单位 是kJ/mol或J/mol;
2、需注明反应的温度和压强，如不注 明条件，即指: 25℃ 1.01×105Pa；
2014年6月18日星期三
2014年6月18日星期三
27
热化学方程式
活动与探究
1、请大家观察量热计 的构造，分析一下，量热 器直接测定的数据是什么？ 是焓变的数值吗？ 是体系（溶液）温度的变化
Q:中和反应放出的热量。 m：反应混合液的质量。 c：反应混合液的比热容。 2、根据体系温度变化可以求得什么物理量？ Δt：反应前后溶液温度的差值。 可以求得反应吸收或放出的热量
Q =m c Δt
2014年6月18日星期三
28
热化学方程式
3、请在下列的药品中选择一种你认为最合适 的酸和碱。 50 mL 0.50 mol/LHCl溶液 50 mL强酸、强碱的稀溶液！ 0.50 mol/LCH3COOH溶液 0.7mL 18mol/LH2SO4溶液 50 mL 0.55 mol/LNaOH溶液 50 mL 0.50 mol/LNH3溶液
2014年6月18日星期三
25
热化学方程式
我们的猜想： 测定强酸强碱反应中和热 ，化学反应的热 效应。 需要的仪器和材料： 大烧杯（500ml)、小烧杯（100ml)、温度 计、两支量筒（50ml）、泡沫塑料、泡沫塑料 板、环形玻璃棒。 0.50mol/L盐酸、0.55mol/L氢氧化钠溶液。
2014年6月18日星期三
2、已知充分燃烧a g 乙炔气体时生成1mol二氧化碳气 体和液态水，并放出热量bkJ，则乙炔燃烧的热化学 方程式正确的是 B
高中化学选修4-化学反应原理知识点总结
。如 HCl、NaOH、NaCl、BaSO4
化合物
弱电解质：
弱酸，弱碱，极少数盐，水 。如 HClO、NH3·H2O、
非电解质C：u(OH)2、非H2金O…属…氧化物，大部分有机物 。如 SO3、CO2、C6H12O6、CCl4、CH2=CH2……
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
1
第二章
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）：反应所处的条件 2.
衡
①m+n≠p+q 时，总压力一定（其他条件一定）
平衡
压强
②m+n=p+q 时，总压力一定（其他条件一定）
不一定平
衡
混 合 气 体 平 均 ①Mr 一定时，只有当 m+n≠p+q 时 相 对 分 子 质 量 ②Mr 一定时，但 m+n=p+q 时
平衡 不一定平
Mr
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化学反应原理第一章化学反应与能量第一节化学反应与能量的变化第二节燃烧热能源第三节化学反应热的计算归纳与整理第二章化学反应速率和化学平衡第一节化学反应速率第二节影响化学反应速率的因素第二节影响化学反应速率的因素第三节化学平衡第四节化学反应进行的方向归纳与整理第三章水溶液中的离子平衡第一节弱电解质的电离第二节水的电离和溶液的酸碱性第三节盐类的水解第四节难溶电解质的溶解平衡归纳与整理第四章电化学基础第一节原电池第二节化学电源第三节电解池第四节金属的电化学腐蚀与防护归纳与整理化学选修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)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 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）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。
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）：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）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（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。
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（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。
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。
一般地，K>_105__时，该反应就进行得基本完全了。
2、可以利用K值做标准，判断正在进行的可逆反应是否平衡及不平衡时向何方进行建立平衡。
（Q：浓度积）Q_〈__K:反应向正反应方向进行;Q__=_K:反应处于平衡状态;Q_〉__K:反应向逆反应方向进行3、利用K值可判断反应的热效应若温度升高，K值增大，则正反应为__吸热___反应若温度升高，K值减小，则正反应为__放热___反应＊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。
五、化学反应进行的方向1、反应熵变与反应方向：（1）熵:物质的一个状态函数，用来描述体系的混乱度，符号为S. 单位：J•mol-1•K-1(2)体系趋向于有序转变为无序，导致体系的熵增加，这叫做熵增加原理，也是反应方向判断的依据。
. （3）同一物质，在气态时熵值最大，液态时次之，固态时最小。
即S(g)〉S(l)〉S(s) 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-T ΔS 〈0 反应能自发进行 ΔH-T ΔS=0 反应达到平衡状态 ΔH-T ΔS 〉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 。
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 ②SO 2、NH 3、CO 2等属于非电解质③强电解质不等于易溶于水的化合物（如BaSO 4不溶于水，但溶于水的BaSO 4全部电离，故BaSO 4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。
9、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）10、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。
）物质 单质 化合物电解质非电解质： 非金属氧化物，大部分有机物 。
如SO 3、CO 2、C 6H 12O 6、CCl 4、CH 2=CH 2……强电解质： 强酸，强碱，大多数盐 。
如HCl 、NaOH 、NaCl 、BaSO 4弱电解质： 弱酸，弱碱，极少数盐，水 。
如HClO 、NH 3·H 2O 、Cu(OH)2、H 2O ……混和物纯净物表示方法：AB A++B- Ki=[ A+][ B-]/[AB]11、影响因素：a、电离常数的大小主要由物质的本性决定。
b、电离常数受温度变化影响，不受浓度变化影响，在室温下一般变化不大。
C、同一温度下，不同弱酸，电离常数越大，其电离程度越大，酸性越强。