CH6-4绝热过程和多方过程

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高二化学选修4知识点总结

高二化学选修4知识点总结化学反应与能量：热化学方程式：必须标出能量变化，且燃烧物的物质的量通常为1 mol。

常见的放热反应包括燃烧反应、酸碱中和反应、大多数的化合反应、金属与酸的反应等。

常见的吸热反应包括大多数的分解反应、以H2、CO、C为还原剂的氧化还原反应等。

反应热计算：反应热与反应物各物质的物质的量成正比。

也可以根据键能计算，即ΔH=反应物的键能总和-生成物的键能总和。

此外，根据盖斯定律，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。

化学反应速率和化学平衡：化学反应速率：表示单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加。

影响化学反应速率的因素包括浓度、温度、催化剂等。

化学平衡：在一定条件下，当可逆反应的正反应速率和逆反应速率相等时，反应体系中各种物质的浓度或含量不再发生变化的状态。

平衡常数、浓度、压强、温度等都是影响化学平衡的因素。

水溶液中的离子平衡：弱电解质的电离：弱电解质在水溶液中部分电离，存在电离平衡。

电离平衡常数可以用来描述弱电解质的电离程度。

水的电离和溶液的酸碱性：水是一种极弱的电解质，能够部分电离产生H+和OH-。

溶液的酸碱性取决于H+和OH-的相对浓度。

盐类的水解：盐在水溶液中，与水所电离出来的H+或OH-结合生成弱电解质的过程。

盐类水解会导致溶液的酸碱性发生变化。

难溶电解质的溶解平衡：难溶电解质在水中存在溶解平衡，其溶解度受多种因素影响，如温度、浓度、沉淀剂等。

有机化学基础：有机物的分类与命名：有机物按照其结构和性质可分为烷烃、烯烃、炔烃、芳香烃等。

命名方法主要有系统命名法和习惯命名法。

有机物的结构与性质：有机物的结构决定其性质，如熔点、沸点、溶解性、化学反应性等。

了解有机物的结构对于理解其性质具有重要意义。

有机反应类型：有机反应类型多种多样，包括取代反应、加成反应、消去反应、氧化反应等。

这些反应类型在有机合成和转化中起着重要作用。

选修4_化学反应原理1--4各章知识点详细总结

选修4 化学反应原理1—4章知识点总结第一章化学反应与能量一、反应热焓变1、定义：化学反应过程中放出或吸收的热量叫做化学反应的反应热.在恒温、恒压的条件下，化学反应过程中所吸收或释放的热量称为反应的焓变。

2、符号：△H4、规定：吸热反应:△H > 0 或者值为“+”，放热反应:△H < 0 或者值为“-”常见的放热反应和吸热反应放热反应吸热反应燃料的燃烧C+CO2, H2+CuO酸碱中和反应C+H2O金属与酸Ba(OH)2.8H2O+NH4Cl绝大局部化合反应CaCO3高温分解绝大局部分解反应小结：1、化学键断裂，吸收能量；化学键生成，放出能量2、反应物总能量大于生成物总能量，放热反应，体系能量降低，△H为“－”或小于0反应物总能量小于生成物总能量，吸热反应，体系能量升高，△H为“+”或大于03、反应热数值上等于生成物分子形成时所释放的总能量与反应物分子断裂时所吸收的总能量之差二、热化学方程式1.概念:表示化学反应中放出或吸收的热量的化学方程式.2.意义:既能表示化学反应中的物质变化,又能表示化学反应中的能量变化.[总结]书写热化学方程式考前须知:（1）反应物和生成物要标明其聚集状态，用g、l、s分别代表气态、液态、固态。

（2）方程式右端用△H 标明恒压条件下反应放出或吸收的热量，放热为负，吸热为正。

（3）热化学方程式中各物质前的化学计量数不表示分子个数，只表示物质的量，所以能够是整数或分数。

（4）对于相同物质的反应，当化学计量数不同时，其△H 也不同，即△H 的值与计量数成正比,当化学反应逆向实行时,数值不变,符号相反。

三、盖斯定律：不管化学反应是一步完成或分几步完成，其反应热是相同的。

化学反应的焓变（ΔH）只与反应体系的始态和终态相关，而与反应的途径无关。

总结规律：若多步化学反应相加可得到新的化学反应，则新反应的反应热即为上述多步反应的反应热之和。

注意：1、计量数的变化与反应热数值的变化要对应2、反应方向发生改变反应热的符号也要改变反应热计算的常见题型：1、化学反应中物质的量的变化与反应能量变化的定量计算。

高中化学选修四第一章第三节化学反应热的计算

第三节化学反应热的计算知己知彼，百战不殆。

《孙子兵法·谋攻》原创不容易，【关注】店铺，不迷路！1、盖斯定律：化学反应的反应热只与反应体系的始态和终态有关，而与反应的途径无关。

不管化学反应时一步完成还是分几步完成，其反应热时相同的。

2、反应热的计算：用盖斯定律的计算方法：○1写出目标方程式（或已经给出）；○2确定“中间产物”（要消去的物质）；○3变换方程式，要同时变化；○4用消元法逐一消去“中间产物”；○5得到目标方程式并进行的计算。

例：Fe2O3（s）+3C（石墨）=2Fe（s）+3CO（g）△ol-1 ①CO（g）+O2（g）=CO2（g）△ol-1②C（石墨）+O2（g）=CO2（g）△ol-1③则4Fe（s）+3O2（g）=2Fe2O3（s）的△ol【解答】解：由Fe2O3（s）+3C（石墨）=2Fe（s）+3CO（g）△ol-1①CO（g）+O2（g）=CO2（g）△ol-1②C（石墨）+O2（g）=CO2（g）△ol-1③由盖斯定律可知，③×6-①×2-②×6得到4Fe（s）+3O2（g）=2Fe2O3（s），△ol-1）×6-（+489.0kJ•mol-1）×2-（-283.0kJ•mol-1）×6=-1641.0 kJ/mol。

故答案为：-1641.0kJ/mol。

【习题一】（2017春•吉林期末）已知：2CO（g）+O2（g）═2CO2（g）△ol-1N2（g）+O2（g）═2NO（g）△ol-1则2CO（g）+2NO（g）═N2（g）+2CO2（g）的△ol-1②N2（g）+O2（g）═2NO（g）△ol-1依据盖斯定律计算①-②得到2CO（g）+2NO（g）═N2（g）+2CO2（g））△ol；故选：C。

【习题二】（2017春•湖北期末）已知反应：①2ol水放出热量为57.3kJ，浓硫酸稀释放热、醋酸电离吸热，以此来解答．【解答】解：①中为燃烧反应，焓变为负，且反应物相同，生成物中气态水比液态水能量高，则生成液态水放出热量多，即△ol水放出热量为57.3kJ，浓硫酸稀释放热、醋酸电离吸热，则与浓硫酸放出热量多即ol-1（2）2ol-1（3）2ol-1则Q1、Q2、Q3的关系表示正确的是（）A．Q1=Q2＜Q3B．Q2＞Q1＞Q3C．Q3＞Q2＞Q1D．Q1=Q2=Q3【考点】．【分析】三个热化学方程式的区别在于物质的聚集状态不同，固体→液体→气体的过程为吸热过程，反之为放热过程，以此解该题．【解答】解：（1）与（2）相比较，由于气体变成液体放热，则（2）反应放出的热量比（1）多，则Q2＞Q1，（1）和（3）相比较，生成物的状态不同，由于气体变成液体放热，则（1）反应放出的热量比（3）放出的热量多，则Q1＞Q3，故有：Q2＞Q1＞Q3，故选B。

高中化学选修4第一章知识点总结及精练精析

化学选修4化学反应与原理知识点详解一、本模块内容的特点1.理论性、规律性强2.定量3.知识的综合性强4.知识的内容较深二、本模块内容详细分析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/mo., 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=反应物的活化能—生成物的活化能☆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。

高中物理选修4第二章知识点总结

高中物理选修4第二章知识点总结本文档总结了高中物理选修4第二章的知识点。

1. 物质的热运动
- 物质由于内部粒子的运动而具有的热运动称为热学。

- 系统的热学性质可以通过温度、热量和内能来描述。

- 温度是物质内部分子热运动的强度的度量，通常用摄氏度或开尔文度来表示。

- 热量是能够由一个物体传递给另一个物体以改变其温度的能量。

- 内能是物质中分子和原子的总体能量。

2. 理想气体的基本规律
- 理想气体是一种理想化的模型，它假设气体分子之间没有相互作用，并且体积可忽略不计。

- 理想气体的状态可以通过压力、体积和温度来描述。

- 理想气体的状态方程为 PV = nRT，其中 P 是气体的压力，V 是气体的体积，n 是气体的物质量，R 是气体常数，T 是气体的温度。

3. 热力学第一定律
- 热力学第一定律是能量守恒定律在热学中的应用，它表示热量的增减等于物体对外界做功和内能的增减之和。

- 热力学第一定律的数学表达式为ΔQ = ΔU + ΔW，其中ΔQ 表示系统吸收的热量，ΔU 表示内能的变化，ΔW 表示系统对外界做的功。

4. 理想气体的热学过程
- 理想气体的热学过程主要包括等压过程、等容过程、等温过程和绝热过程。

- 等压过程，气体的压强保持不变，热量的增减主要用来改变气体的内能。

- 等容过程，气体的体积保持不变，热量的增减主要用来改变气体的内能。

- 等温过程，气体的温度保持不变，热量的增减主要用来改变气体的内能与对外界做的功相等。

- 绝热过程，气体与外界没有热量的交换，内能的变化主要用来对外界做功。

以上是高中物理选修4第二章的知识点总结。

【资料】高中化学选修4第一章复习课件汇编

★如何选择燃料? 表燃示料某充物分质燃燃烧烧的热条的件热?化学方程式
与表示某物质燃烧的热化学方程式有无区别?
• 能源就是能提供能量的自然资源，它包括化石燃料、阳光、风力、流水、潮汐及柴草等等。我国目前使用的主要能源是化石燃料（煤、石油、天然气等）。
★新能源∶太阳能，氢能，地热能，风能、海洋能、核能、生物质能、反物质能、可燃冰等。
３.热化学方程式中各物质的化学计量数不表示分子个数,可以是整数，也可以是分数。对于相同的反应，计量数不同，其△H也不同。
４.方程式右端要注明△H=“+”或“一”及单位
５.热化学方程式具有加和性，化学式前面的计量数必须与△H相对应；反应逆向进行时，△H值不变，符号相反。
• 燃烧热∶25oC、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，叫做该物质的燃烧热。单位为kJ/mol。
· 中和热测定
★中和热:在稀溶液中,酸与碱反应生成1mol水时放
出的热量。通常情况下，∆H＝―57.3kJ/mol 。
★中和热的测定及相应计算(复习有关实验内容)
· 盖斯定律∶化学反应的反应热只与反应体系的始态
和终态有关，而与反应的途径无关。即不管化学反应是分一步完成或分几步完成，其反应热是相同的。
－E（生成物分子学键形成时所释放的总能量）
• 热化学方程式∶可以表述参加反应物质的量和反
应热的关系的化学方程式，叫做热化学方程式。
★书写热化学方程式应注意∶
１.需注明反应的温度和压强。如常温(25℃)、常压(101kpa)下，可不注明温度和压强的条件。
２.应注明反应物和生成物的状态，不用标↑和 ↓(因已注明状态)。
高中化学选修4第一章复习课件

【高二学习指导】高二化学选修4知识点总结

【高二学习指导】高二化学选修4知识点总结高二化学选修4虽然是选修部分，但是同学们还是应该认真学习这部分知识，它对于同学们学习整个高中三年级高二总结化学选修课的4个知识点，供大家参考。

第1章、化学反应与能量转化化学反应的本质是反应物化学键的断裂和产物化学键的形成。

化学反应过程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：当化学反应在一定温度下进行时，反应释放或吸收的热量称为该温度下反应的热效应，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> 反应为吸热反应；当Q<0时，反应为放热反应。

(3)反应热的测定测量反应热的仪器是量热计，它可以测量反应前后溶液温度的变化。

反应热可以根据系统的热容来计算。

计算公式如下：q=-c(t2-t1)式中，C代表系统的热容，T1和T2分别代表反应前后系统的温度。

中和反应的反应热通常在实验室测量。

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。

反应产物总焓与反应物总焓之差称为反应焓变化δH。

(2)反应焓变δh与反应热q的关系。

对于等压条件下的化学反应，如果将反应中物质的所有能量变化转化为热能，则反应的反应热等于反应焓变化，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时，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）反应焓变化和热化学方程式：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编写热化学方程式时应注意以下几点：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)。

范德华气体绝热膨胀 -回复

范德华气体绝热膨胀 -回复
范德华气体绝热膨胀，又称为范德华过程，是热力学中的一种理想化过程。

在绝热条件下，范德华气体在膨胀过程中不会吸收或释放热量。

根据绝热条件，范德华气体的状态方程可以表达为：
P * V^(n) = 常数
其中P代表气体的压强，V代表气体的体积，n为一个常数。

当气体经历绝热膨胀时，气体的压强会降低，而体积会增加，但是气体内部的温度不发生改变。

这是因为绝热条件下，没有热量的交换，因此气体的内部能量保持不变。

绝热膨胀过程中，气体的状态变化可以通过范德华方程来描述。

当气体膨胀时，体积增加，压强降低，使得范德华方程中的压强和体积呈反比关系，也就是说当体积增加时，压强会相应减小。

绝热膨胀过程在实际中应用广泛，例如内燃机中的气缸工作过程就可以看作是范德华气体的绝热膨胀过程。

此外，范德华气体绝热膨胀也常被用于热力学实验与分析中的理论模型。

化学选修4第二章知识点总结

化学选修4第二章知识点总结一、章节概述本章节主要介绍了化学反应的基本原理和概念，包括化学反应的类型、化学方程式的书写规则、反应速率的影响因素以及化学平衡的概念。

二、化学反应类型1. 合成反应- 定义：两种或两种以上的物质反应生成一种新物质的反应。

- 举例：N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g)2. 分解反应- 定义：一种物质分解生成两种或两种以上的物质的反应。

- 举例：2H2O(l) → 2H2(g) + O2(g)3. 置换反应- 定义：一种单质与一种化合物反应，生成另一种单质和化合物的反应。

- 举例：Zn(s) + 2HCl(aq) → ZnCl2(aq) + H2(g)4. 还原-氧化反应（红ox反应）- 定义：反应中涉及电子转移的反应，通常伴随着氧化剂和还原剂的产生。

- 举例：2Na(s) + Cl2(g) → 2NaCl(s)三、化学方程式的书写规则1. 守恒原则- 确保方程式两边的原子数相等。

2. 条件标注- 反应条件如温度、压力、催化剂等应在方程式旁边标注。

3. 状态标记- 反应物和生成物的物理状态（s, l, g, aq）应在化学式后面标注。

四、反应速率的影响因素1. 浓度- 反应速率通常与反应物的浓度成正比。

2. 温度- 温度升高，反应速率通常加快。

3. 催化剂- 催化剂可以改变反应速率，但不改变反应的平衡位置。

4. 表面积- 反应物的表面积增大，反应速率加快。

五、化学平衡1. 动态平衡- 反应物和生成物同时以相等的速率进行反应和生成，宏观上看不到变化。

2. 平衡常数- 描述反应平衡状态的一个量，与温度有关。

3. 勒夏特列原理- 系统会调整自身以减少外界条件变化带来的影响。

六、本章重要实验1. 实验名称- 实验目的、原理、步骤、注意事项。

2. 实验名称- 实验目的、原理、步骤、注意事项。

七、习题解析1. 题目- 解答步骤、关键点分析。

2. 题目- 解答步骤、关键点分析。

人教版高中化学必修第四章知识点总结详解演示文稿

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快有速多阅少读种课方本法金8，8属分页活别内动是容性什，顺么找序？出适金用属于冶金炼
K C属a 活Na动Mg顺A序l Z表n F中e S的n 哪Pb些(H金) C属u H?g Ag Pt Au
金属活动性由强逐渐减弱
二、金属冶炼的方法的选择
(1)热分解法 (2)热还原法 (3)电解法
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湿法炼铜:
Fe+CuSO4＝FeSO4+Cu
火法炼铜:
Cu2S+O2＝高温2Cu+SO2
返回
第21页，共81页。
•海洋中的化学资源的提取和检验如何用海水制备淡水？
1、海水淡化
原理：加热到水的沸点，液态水
变为水蒸汽与海水
中的盐分离，水蒸汽冷凝得到淡水
海水蒸馏原理示意图
第22页，共81页。
2.煤的气化：把煤中的有机物转化为可燃气体的过程。属于化学变化。高温
C(s) + H2O(g)
CO(g) + H2(g)
学科网
3.煤的液化（化学变化）
水煤气
直接液化——使煤与H2作用生成液体燃料。间接液化——先将煤转化为CO和H2,在催化合
成CH3OH。
液化： CO(g) + 2H2(g)
干馏——隔绝空气加液强化热石，油使气之：发C生3~化C5学反烃应的过程。
干馏煤
焦炉气 H2 CH4 C2H4 CO H2S 等
粗氨水 NH3.H2O NH4+ 煤焦油分馏
苯甲苯二甲苯酚萘等
焦炭 C
沥青
分馏是物理变化，干馏是化学变化。如煤中不含有煤焦油，干馏后才得到。
第29页，共81页。

高中化学选修四总结

高中化学选修四总结高中化学选修四总结第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.3、反应焓变的计算(1)盖斯定律对于一个化学反应,无论是一步完成,还是分几步完成,其反应焓变一样,这一规律称为盖斯定律.(2)利用盖斯定律进行反应焓变的计算.常见题型是给出几个热化学方程式,合并出题目所求的热化学方程式,根据盖斯定律可知,该方程式的ΔH为上述各热化学方程式的ΔH的代数和.(3)根据标准摩尔生成焓,ΔfHmθ计算反应焓变ΔH.对任意反应：aA＋bB＝cC＋dDΔH＝［cΔfHmθ(C)＋dΔfHmθ(D)］－［a ΔfHmθ(A)＋bΔfHmθ(B)］二、电能转化为化学能——电解1、电解的原理(1)电解的概念：在直流电作用下,电解质在两上电极上分别发生氧化反应和还原反应的过程叫做电解.电能转化为化学能的装置叫做电解池.(2)电极反应：以电解熔融的NaCl为例：阳极：与电源正极相连的电极称为阳极,阳极发生氧化反应：2Cl－→Cl2↑＋2e－.阴极：与电源负极相连的电极称为阴极,阴极发生还原反应：Na＋＋e－→Na.总方程式：2NaCl(熔)2Na＋Cl2↑2、电解原理的应用(1)电解食盐水制备烧碱、氯气和氢气.阳极：2Cl－→Cl2＋2e－阴极：2H＋＋e－→H2↑总反应：2NaCl＋2H2O2NaOH＋H2↑＋Cl2↑(2)铜的电解精炼.粗铜(含Zn、Ni、Fe、Ag、Au、Pt)为阳极,精铜为阴极,CuSO4溶液为电解质溶液.阳极反应：Cu→Cu2＋＋2e－,还发生几个副反应Zn→Zn2＋＋2e－；Ni→Ni2＋＋2e－Fe→Fe2＋＋2e－Au、Ag、Pt等不反应,沉积在电解池底部形成阳极泥.阴极反应：Cu2＋＋2e－→Cu(3)电镀：以铁表面镀铜为例待镀金属Fe为阴极,镀层金属Cu为阳极,CuSO4溶液为电解质溶液.阳极反应：Cu→Cu2＋＋2e－阴极反应： Cu2＋＋2e－→Cu三、化学能转化为电能——电池1、原电池的工作原理(1)原电池的概念：把化学能转变为电能的装置称为原电池.(2)Cu－Zn原电池的工作原理：如图为Cu－Zn原电池,其中Zn为负极,Cu 为正极,构成闭合回路后的现象是：Zn片逐渐溶解,Cu片上有气泡产生,电流计指针发生偏转.该原电池反应原理为：Zn失电子,负极反应为：Zn →Zn2＋＋2e－；Cu得电子,正极反应为：2H＋＋2e－→H2.电子定向移动形成电流.总反应为：Zn＋CuSO4＝ZnSO4＋Cu.(3)原电池的电能若两种金属做电极,活泼金属为负极,不活泼金属为正极；若一种金属和一种非金属做电极,金属为负极,非金属为正极.2、化学电源(1)锌锰干电池负极反应：Zn→Zn2＋＋2e－；正极反应：2NH4＋＋2e－→2NH3＋H2；(2)铅蓄电池负极反应：Pb＋SO42－PbSO4＋2e－正极反应：PbO2＋4H＋＋SO42－＋2e－PbSO4＋2H2O放电时总反应：Pb＋PbO2＋2H2SO4＝2PbSO4＋2H2O.充电时总反应：2PbSO4＋2H2O＝Pb＋PbO2＋2H2SO4.(3)氢氧燃料电池负极反应：2H2＋4OH－→4H2O＋4e－正极反应：O2＋2H2O＋4e－→4OH－电池总反应：2H2＋O2＝2H2O3、金属的腐蚀与防护(1)金属腐蚀金属表面与周围物质发生化学反应或因电化学作用而遭到破坏的过程称为金属腐蚀.(2)金属腐蚀的电化学原理.生铁中含有碳,遇有雨水可形成原电池,铁为负极,电极反应为：Fe→Fe2＋＋2e－.水膜中溶解的氧气被还原,正极反应为：O2＋2H2O＋4e －→4OH－,该腐蚀为“吸氧腐蚀”,总反应为：2Fe＋O2＋2H2O＝2Fe(OH)2,Fe(OH)2又立即被氧化：4Fe(OH)2＋2H2O＋O2＝4Fe(OH)3,Fe(OH)3分解转化为铁锈.若水膜在酸度较高的环境下,正极反应为：2H+＋2e－→H2↑,该腐蚀称为“析氢腐蚀”.(3)金属的防护金属处于干燥的环境下,或在金属表面刷油漆、陶瓷、沥青、塑料及电镀一层耐腐蚀性强的金属防护层,破坏原电池形成的条件.从而达到对金属的防护；也可以利用原电池原理,采用牺牲阳极保护法.也可以利用电解原理,采用外加电流阴极保护法.第2章、化学反应的方向、限度与速率(1、2节)原电池的反应都是自发进行的反应,电解池的反应很多不是自发进行的,如何判定反应是否自发进行呢?一、化学反应的方向1、反应焓变与反应方向放热反应多数能自发进行,即ΔH＜0的反应大多能自发进行.有些吸热反应也能自发进行.如NH4HCO3与CH3COOH的反应.有些吸热反应室温下不能进行,但在较高温度下能自发进行,如CaCO3高温下分解生成CaO、CO2.2、反应熵变与反应方向熵是描述体系混乱度的概念,熵值越大,体系混乱度越大.反应的熵变ΔS为反应产物总熵与反应物总熵之差.产生气体的反应为熵增加反应,熵增加有利于反应的自发进行.3、焓变与熵变对反应方向的共同影响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.在温度、压强一定的条件下,自发反应总是向ΔH－TΔS＜0的方向进行,直至平衡状态.二、化学反应的限度1、化学平衡常数(1)对达到平衡的可逆反应,生成物浓度的系数次方的乘积与反应物浓度的系数次方的乘积之比为一常数,该常数称为化学平衡常数,用符号K表示 .(2)平衡常数K的大小反映了化学反应可能进行的程度(即反应限度),平衡常数越大,说明反应可以进行得越完全.(3)平衡常数表达式与化学方程式的书写方式有关.对于给定的可逆反应,正逆反应的平衡常数互为倒数.(4)借助平衡常数,可以判断反应是否到平衡状态：当反应的浓度商Qc与平衡常数Kc相等时,说明反应达到平衡状态.2、反应的平衡转化率(1)平衡转化率是用转化的反应物的浓度与该反应物初始浓度的比值来表示.如反应物A的平衡转化率的表达式为：α（A）＝(2)平衡正向移动不一定使反应物的平衡转化率提高.提高一种反应物的浓度,可使另一反应物的平衡转化率提高.(3)平衡常数与反应物的平衡转化率之间可以相互计算.3、反应条件对化学平衡的影响(1)温度的影响升高温度使化学平衡向吸热方向移动；降低温度使化学平衡向放热方向移动.温度对化学平衡的影响是通过改变平衡常数实现的.(2)浓度的影响增大生成物浓度或减小反应物浓度,平衡向逆反应方向移动；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.温度一定时,改变浓度能引起平衡移动,但平衡常数不变.化工生产中,常通过增加某一价廉易得的反应物浓度,来提高另一昂贵的反应物的转化率.(3)压强的影响ΔVg＝0的反应,改变压强,化学平衡状态不变.ΔVg≠0的反应,增大压强,化学平衡向气态物质体积减小的方向移动.(4)勒夏特列原理由温度、浓度、压强对平衡移动的影响可得出勒夏特列原理：如果改变影响平衡的一个条件(浓度、压强、温度等)平衡向能够减弱这种改变的方向移动.第2章、第3、4节一、化学反应的速率1、化学反应是怎样进行的(1)基元反应：能够一步完成的反应称为基元反应,大多数化学反应都是分几步完成的.(2)反应历程：平时写的化学方程式是由几个基元反应组成的总反应.总反应中用基元反应构成的反应序列称为反应历程,又称反应机理.(3)不同反应的反应历程不同.同一反应在不同条件下的反应历程也可能不同,反应历程的差别又造成了反应速率的不同.2、化学反应速率(1)概念：单位时间内反应物的减小量或生成物的增加量可以表示反应的快慢,即反应的速率,用符号v表示.(2)表达式：(3)特点对某一具体反应,用不同物质表示化学反应速率时所得的数值可能不同,但各物质表示的化学反应速率之比等于化学方程式中各物质的系数之比.3、浓度对反应速率的影响(1)反应速率常数(K)反应速率常数(K)表示单位浓度下的化学反应速率,通常,反应速率常数越大,反应进行得越快.反应速率常数与浓度无关,受温度、催化剂、固体表面性质等因素的影响.(2)浓度对反应速率的影响增大反应物浓度,正反应速率增大,减小反应物浓度,正反应速率减小.增大生成物浓度,逆反应速率增大,减小生成物浓度,逆反应速率减小.(3)压强对反应速率的影响压强只影响气体,对只涉及固体、液体的反应,压强的改变对反应速率几乎无影响.压强对反应速率的影响,实际上是浓度对反应速率的影响,因为压强的改变是通过改变容器容积引起的.压缩容器容积,气体压强增大,气体物质的浓度都增大,正、逆反应速率都增加；增大容器容积,气体压强减小；气体物质的浓度都减小,正、逆反应速率都减小.4、温度对化学反应速率的影响(1)经验公式阿伦尼乌斯总结出了反应速率常数与温度之间关系的经验公式：式中A为比例系数,e为自然对数的底,R为摩尔气体常数量,Ea为活化能.由公式知,当Ea＞0时,升高温度,反应速率常数增大,化学反应速率也随之增大.可知,温度对化学反应速率的影响与活化能有关.(2)活化能Ea.活化能Ea是活化分子的平均能量与反应物分子平均能量之差.不同反应的活化能不同,有的相差很大.活化能 Ea值越大,改变温度对反应速率的影响越大.5、催化剂对化学反应速率的影响(1)催化剂对化学反应速率影响的规律：催化剂大多能加快反应速率,原因是催化剂能通过参加反应,改变反应历程,降低反应的活化能来有效提高反应速率.(2)催化剂的特点：催化剂能加快反应速率而在反应前后本身的质量和化学性质不变.催化剂具有选择性.催化剂不能改变化学反应的平衡常数,不引起化学平衡的移动,不能改变平衡转化率.二、化学反应条件的优化——工业合成氨1、合成氨反应的限度合成氨反应是一个放热反应,同时也是气体物质的量减小的熵减反应,故降低温度、增大压强将有利于化学平衡向生成氨的方向移动.2、合成氨反应的速率(1)高压既有利于平衡向生成氨的方向移动,又使反应速率加快,但高压对设备的要求也高,故压强不能特别大.(2)反应过程中将氨从混合气中分离出去,能保持较高的反应速率.(3)温度越高,反应速率进行得越快,但温度过高,平衡向氨分解的方向移动,不利于氨的合成.(4)加入催化剂能大幅度加快反应速率.3、合成氨的适宜条件在合成氨生产中,达到高转化率与高反应速率所需要的条件有时是矛盾的,故应该寻找以较高反应速率并获得适当平衡转化率的反应条件：一般用铁做催化剂 ,制反应温度在700K 左右,压强范围大致在1×107Pa～1×108Pa 之间,并采用N2与H2分压为1∶2.8的投料比.第3章、物质在水溶液中的行为一、水溶液1、水的电离H2OH＋＋OH－水的离子积常数KW＝［H＋］［OH －］,25℃时,KW＝1.0×10－14mol2·L－2.温度升高,有利于水的电离, KW增大.2、溶液的酸碱度室温下,中性溶液：［H＋］＝［OH－］＝1.0×10－7mol·L－1,pH＝7酸性溶液：［H＋］＞［OH－］,［ H＋］＞1.0×10－7mol·L－1,pH＜7碱性溶液：［H＋］＜［OH－］,［OH－］＞1.0×10－7mol·L－1,pH＞73、电解质在水溶液中的存在形态(1)强电解质强电解质是在稀的水溶液中完全电离的电解质,强电解质在溶液中以离子形式存在,主要包括强酸、强碱和绝大多数盐,书写电离方程式时用“＝”表示.(2)弱电解质在水溶液中部分电离的电解质,在水溶液中主要以分子形态存在,少部分以离子形态存在,存在电离平衡,主要包括弱酸、弱碱、水及极少数盐,书写电离方程式时用“”表示.二、弱电解质的电离及盐类水解1、弱电解质的电离平衡.(1)电离平衡常数在一定条件下达到电离平衡时,弱电解质电离形成的各种离子浓度的乘积与溶液中未电离的分子浓度之比为一常数,叫电离平衡常数.弱酸的电离平衡常数越大,达到电离平衡时,电离出的H＋越多.多元弱酸分步电离,且每步电离都有各自的电离平衡常数,以第一步电离为主.(2)影响电离平衡的因素,以CH3COOHCH3COO－＋H＋为例.加水、加冰醋酸,加碱、升温,使CH3COOH 的电离平衡正向移动,加入CH3COONa固体,加入浓盐酸,降温使CH3COOH电离平衡逆向移动.2、盐类水解(1)水解实质盐溶于水后电离出的离子与水电离的H ＋或OH－结合生成弱酸或弱碱,从而打破水的电离平衡,使水继续电离,称为盐类水解.(2)水解类型及规律①强酸弱碱盐水解显酸性.NH4Cl＋H2ONH3·H2O＋HCl②强碱弱酸盐水解显碱性.CH3COONa＋H2OCH3COOH＋NaOH③强酸强碱盐不水解.④弱酸弱碱盐双水解.Al2S3＋6H2O＝2Al(OH)3↓＋3H2S↑(3)水解平衡的移动加热、加水可以促进盐的水解,加入酸或碱能抑止盐的水解,另外,弱酸根阴离子与弱碱阳离子相混合时相互促进水解.三、沉淀溶解平衡1、沉淀溶解平衡与溶度积(1)概念当固体溶于水时,固体溶于水的速率和离子结合为固体的速率相等时,固体的溶解与沉淀的生成达到平衡状态,称为沉淀溶解平衡.其平衡常数叫做溶度积常数,简称溶度积,用Ksp 表示.PbI2(s)Pb2+(aq)＋2I－(aq)Ksp＝［Pb2＋］［I－］2＝7.1×10－9mol3·L－3(2)溶度积Ksp的特点Ksp只与难溶电解质的性质和温度有关,与沉淀的量无关,且溶液中离子浓度的变化能引起平衡移动,但并不改变溶度积.Ksp反映了难溶电解质在水中的溶解能力.2、沉淀溶解平衡的应用(1)沉淀的溶解与生成根据浓度商Qc与溶度积Ksp的大小比较,规则如下：Qc＝Ksp时,处于沉淀溶解平衡状态.Qc＞Ksp时,溶液中的离子结合为沉淀至平衡.Qc＜Ksp时,体系中若有足量固体,固体溶解至平衡.(2)沉淀的转化根据溶度积的大小,可以将溶度积大的沉淀可转化为溶度积更小的沉淀,这叫做沉淀的转化.沉淀转化实质为沉淀溶解平衡的移动.四、离子反应1、离子反应发生的条件(1)生成沉淀既有溶液中的离子直接结合为沉淀,又有沉淀的转化.(2)生成弱电解质主要是H＋与弱酸根生成弱酸,或OH－与弱碱阳离子生成弱碱,或H＋与OH－生成H2O.(3)生成气体生成弱酸时,很多弱酸能分解生成气体.(4)发生氧化还原反应强氧化性的离子与强还原性离子易发生氧化还原反应,且大多在酸性条件下发生.2、离子反应能否进行的理论判据(1)根据焓变与熵变判据对ΔH－TΔS＜0的离子反应,室温下都能自发进行.(2)根据平衡常数判据离子反应的平衡常数很大时,表明反应的趋势很大.3、离子反应的应用(1)判断溶液中离子能否大量共存相互间能发生反应的离子不能大量共存,注意题目中的隐含条件.(2)用于物质的定性检验根据离子的特性反应,主要是沉淀的颜色或气体的生成,定性检验特征性离子.(3)用于离子的定量计算常见的有酸碱中和滴定法、氧化还原滴定法.(4)生活中常见的离子反应.硬水的形成及软化涉及到的离子反应较多,主要有：Ca2＋、Mg2＋的形成.CaCO3＋CO2＋H2O＝Ca2＋＋2HCO3－MgCO3＋CO2＋H2O＝Mg2＋＋2HCO3－加热煮沸法降低水的硬度：Ca2＋＋2HCO3－CaCO3↓＋CO2↑＋H2OMg2＋＋2HCO3－MgCO3↓＋CO2↑＋H2O或加入Na2CO3软化硬水：Ca2＋＋CO32－＝CaCO3↓,Mg2＋＋CO32－＝MgCO3↓。

【精编】高中化学选修4知识点归纳总结律2021

高中化学选修 4 知识点归纳总结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△吸收热量的化学反应。

（吸热>放热）△ H 为“+”或△H <0H >0酸碱中和反应金属与酸的反应浓硫酸稀释、氢氧化钠固体溶解等☆常见的放热反应：①所有的燃烧反应大多数的化合反应生石灰和水反应晶体Ba(OH) 2?8H 2O ②④⑥③⑤☆③常见的吸热反应：①与②大多数的分解反应NH 4Cl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（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g,l,s 分别表示固态、液态、气态、水溶液中溶质用⑤各物质系数加倍、△三、燃烧热H 加倍；反应逆向进行、△H 改变符号、数值不变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。

kJ/mol③燃烧物的物质的量： 1 mol④研究内容：放出的热量。

四、中和热（ΔH<0 、单位kJ/mol ）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) 、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4．中和热的测定实验五、盖斯定律57.3kJ/mol 。

(完整word版)化学选修四知识点范文(良心出品必属精品)

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（△ H）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“+”或厶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》• 8H2O与NHCI②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,I,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 C, 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。

（△ H<Q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）△ H=－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/mol4. 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。

高二化学选修4知识点

高二化学选修4知识点化学选修 4 是高中化学中非常重要的一部分，涵盖了化学反应原理等多个关键领域。

以下是对高二化学选修 4 中一些重要知识点的详细介绍。

一、化学反应与能量1、焓变和反应热焓变（ΔH）：在恒压条件下进行的化学反应的热效应。

反应热：化学反应过程中吸收或放出的热量。

当ΔH 为正值时，反应吸热；当ΔH 为负值时，反应放热。

2、热化学方程式表示化学反应中物质的变化和反应的焓变。

要注明物质的状态，因为物质的状态不同，焓变也不同。

3、燃烧热和中和热燃烧热：101kPa 时，1mol 纯物质完全燃烧生成稳定的氧化物时所放出的热量。

中和热：在稀溶液中，强酸跟强碱发生中和反应生成 1mol 液态水时所释放的热量。

4、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。

可以通过已知反应的焓变来计算未知反应的焓变。

二、化学反应速率和化学平衡1、化学反应速率定义：单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加。

表达式：v ＝Δc/Δt影响因素：浓度、温度、压强、催化剂等。

2、化学平衡概念：在一定条件下，当正反应速率和逆反应速率相等，反应混合物中各组分的浓度保持不变的状态。

特征：动（动态平衡）、等（正逆反应速率相等）、定（各组分浓度不变）、变（条件改变，平衡可能发生移动）3、化学平衡的移动影响因素：浓度、温度、压强等。

勒夏特列原理：如果改变影响平衡的一个条件（如浓度、压强或温度），平衡就向能够减弱这种改变的方向移动。

三、水溶液中的离子平衡1、弱电解质的电离弱电解质在水溶液中部分电离，存在电离平衡。

影响电离平衡的因素：温度、浓度等。

2、水的电离和溶液的酸碱性水是一种极弱的电解质，能发生微弱的电离。

溶液的酸碱性取决于氢离子（H⁺）和氢氧根离子（OH⁻）浓度的相对大小。

3、酸碱中和滴定原理：利用已知浓度的酸（或碱）来测定未知浓度的碱（或酸）。

关键：准确测定参加反应的两种溶液的体积，以及准确判断滴定终点。

高中化学选修四知识点总结

高中化学选修四知识点总结高中化学选修四知识点总结第一章化学反应与能量一、焓变与反应热反应热是指在一定条件下，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。

而焓变(ΔH)是指在恒压条件下进行的化学反应的热效应，其符号为△H，单位为kJ/mol。

焓变的产生原因包括化学键断裂所吸收的热量和化学键形成所放出的热量。

放出热量的化学反应(放热>吸热)的△H为“-”或△H放热)的△H为“+”或△H>0，常见的吸热反应包括晶体Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl、大多数的分解反应、以H2、CO、C为还原剂的氧化还原反应以及铵盐溶解等。

二、热化学方程式书写化学方程式时需要注意以下几点：必须标出能量变化、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)、要指明反应时的温度和压强、化学计量数可以是整数或分数、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、燃烧热燃烧热是指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，其单位为kJ/mol。

需要注意的是研究条件为101 kPa，反应程度为完全燃烧，产物是稳定的氧化物，燃烧物的物质的量为1 mol，研究内容为放出的热量(ΔH<0，单位kJ/mol)。

四、中和热中和热是指在稀溶液中，酸与碱发生中和反应而生成1molH2O时的反应热。

强酸与强碱的中和反应实质上是H+和OH-反应，其热化学方程式为H+(aq)+OH-(aq)=H2O(l)，ΔH=－57.3kJ/mol。

而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。

五、盖斯定律盖斯定律指出，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。

人教版化学必修二：第章思维导图含答案

化学·必修2人教版1．将盛有NH4HCO3粉末的小烧杯放入盛有少量醋酸的大烧杯中;然后向小烧杯中加入盐酸,反应剧烈,醋酸逐渐凝固;由此可见A．NH4HCO3和盐酸的反应是放热反应B．该反应中,热能转化为产物内部的能量C．反应物的总能量高于生成物的总能量D．反应离子方程式为：NH4HCO3＋HCl―→NH4Cl＋CO2↑＋H2O答案：B2．SF6是一种优良的绝缘气体,分子结构中只存在S—F键;已知1 mol Ss转化为气态硫原子吸收能量280 kJ,断裂1 mol F—F、S—F键需吸收的能量分别为160 kJ、330 kJ;则反应Ss＋3F2g===SF6g的能量变化为A．放出1 780 kJ的能量B．放出1 220 kJ的能量C．放出450 kJ的能量 D．吸收430 kJ的能量答案：B3．已知H2g＋Br2l===2HBrg ΔH＝－72 kJ·mol－1,蒸发1 mol Br2l需要吸收的能量为30 kJ,其他相关数据如下表：H2/g Br2/g HBr/g1 mol分子中的化学键断裂时需要吸收436 a 369的能量/kJ则表中a为A．404 B．260 C．230 D．200答案：D4．双选题已知氯气、溴蒸气分别跟氢气反应的热化学方程式如下Q1、Q2均为正值：H2g＋Cl2g―→2HClg＋Q1,H2g＋Br2g―→2HBrg＋Q2;有关上述反应的叙述正确的是A．Q1＞Q2B．生成物总能量均高于反应物总能量C．生成1 mol HCl气体时放出Q1热量D．1 mol HBrg具有的能量大于1 mol HBrl具有的能量答案：AD5.已知：2H2g＋O2g===2H2Ol ΔH＝－kJ·mol－1表示2 mol H2燃烧放出 kJ的热量,CH4g＋2O2g===CO2g＋2H2Ol ΔH＝－890 kJ·mol－1表示1 mol CH4燃烧放出890 kJ的热量;现有H2与CH4的混合气体112 L标准状况,使其完全燃烧生成CO2和H2O l,若实验测得反应放热3 695 kJ,则原混合气体中H2与CH4的物质的量之比是A．11 B．13 C．14 D．23答案：B6．有下列物质：①NaOH固体；②浓硫酸；③NH4NO3晶体；④CaO固体;现将它们分别装入有水的锥形瓶里,立即塞紧带U形管的塞子,发现U形管内滴有红墨水的水面呈现如图所示状态,判断加入的物质可能是A．①②③④ B．①②④C．②③④ D．①②③答案：B7．根据下面信息,判断下列叙述中正确的是A．氢气跟氧气反应生成水的同时吸收热量B．生成1 mol H2O放出热量926 kJC．2 mol H和1 mol O所具有的能量大于1 mol H2和错误! mol O2所具有的总能量D．1 mol H2跟错误! mol O2反应生成1 mol H2O一定释放能量242 kJ答案：C8．向盛有50 mL mol/L HCl溶液的绝热容器中加入NaOH溶液,NaOH溶液的体积V与所得混合溶液的最高测量温度T的关系如下图所示,下列说法不正确的是A．该实验表明化学能可以转化为热能B．NaOH溶液的浓度大于 mol/LC．V＝50 mL时,混合液的pH＞7D．该实验表明有水生成的反应都是放热反应答案：D9．双选题下列有关能量转换的说法正确的是A．煤燃烧是化学能转化为热能的过程B．化石燃料和植物燃料燃烧时放出的能量均于太阳能C．动物体内葡萄糖被氧化成CO2是热能转变为化学能的过程D．植物通过光合作用将CO2转化为葡萄糖是太阳能转变成热能的过程答案：AB10．某氮肥厂氨氮废水中的氮元素多以NH4＋和NH3·H2O的形式存在,该废水的处理流程如下：错误!错误!错误!错误!错误!错误!错误!1过程Ⅰ：加NaOH溶液,调节pH至9后,升温至30 ℃,通空气将氨赶出并回收;用离子方程式表示加NaOH 溶液的作用：________________________________________________________________________________________________ _______________;2过程Ⅱ：在微生物作用的条件下,NH4＋经过两步反应被氧化成NO3－;两步反应的能量变化示意图如下：第一步反应是________选填“放热”或“吸热”反应,判断依据是________________________________________________________________________;3过程Ⅲ：一定条件下,向废水中加入CH3OH,将HNO3还原成N2;若该反应消耗32 g CH3OH转移6 mol 电子,则参加反应的还原剂和氧化剂的物质的量之比是________;答案：1NH4＋＋OH－===NH3·H2O2放热反应物的总能量大于生成物的总能量356。

化学选修4第二章知识点总结

化学选修4第二章知识点总结第二章主要化合物的制备与性质1、三氯甲烷的制备三氯甲烷是一种常见的有机物，也称为氯仿。

它可以通过氯化甲烷和氯气在阳光下反应制得。

氯化甲烷和氯气的反应可以用以下方程式表示：CHCl3 + Cl2 ——> CCl4 + HCl这个反应是一个典型的卤代烃的卤素取代反应，其中氯气作为卤素取代试剂。

三氯甲烷是一种无色、带有甜味的液体，在制备过程中须避免与阳光曝晒，以防其分解。

2、氯乙烷的制备氯乙烷是一种重要的有机溶剂，可以通过乙烷和氯气在UV光下反应制备。

氯乙烷的合成反应可用以下方程式表示：C2H5Cl + Cl2 ——> C2H4Cl2 + HCl氯乙烷的合成反应是一种卤素取代反应，其中氯气起着卤素取代试剂的作用。

3、二氯一氟甲烷的制备二氯一氟甲烷是一种用作制冷剂的有机化合物，可以通过氯仿和氟气的反应制备。

二氯一氟甲烷的合成反应可用以下方程式表示：CHCl3 + F2 ——> CCl2F2 + HF二氯一氟甲烷的制备是通过氟气和氯甲烷进行卤素取代反应而实现的。

4、酚酞的制备酚酞是一种重要的多元酚型指示剂，可以通过邻苯二酚和邻苯二酚白（氯化钠）在碱性条件下反应制备。

酚酞的合成反应可用以下方程式表示：C6H4(OH)2 + C6H4(OH)2·2NaCl ——> C19H12O6 + 2NaCl + 2H2O酚酞的合成反应是通过邻苯二酚和邻苯二酚白之间的缩合反应而完成的。

5、对苯二酚的制备对苯二酚是一种重要的二元酚化合物，可以通过邻苯二酚和氢氧化钠在碱性条件下反应制备。

对苯二酚的合成反应可用以下方程式表示：C6H4(OH)2 + NaOH ——> C6H4O2 + H2O对苯二酚的制备是通过邻苯二酚和氢氧化钠之间的酚酞缩合反应而实现的。

6、酚酞的性质酚酞是一种酚性指示剂，它的酚性表现在它的酚环上。

酚酞在酸性条件下呈现红色，而在碱性条件下则呈现蓝色。

高中化学必修四知识点大全

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NH4Cl②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。

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