【人教版】高中化学选修4知识点总结：第一章化学反应与能量
人教版化学选修四笔记
第一章化学反应与能量第一节化学反应与能量变化一、物质能量与键能1、键能：破坏1mol化学键所需要的能量称为键能2、物质能量与键能的关系键能越大，物质能量越低，稳定性越好键能越小、物质能量越高，稳定性越差3、化学键的破坏与形成破坏化学键需要吸收能量形成化学键必然放出能量二、焓变：△H1、化学反应中主要的能量变化为热量变化，也称为焓变2、焓变的计算1）化学反应中，断裂反应物中的化学键需要吸收能量，形成生成物中的新化学键会放出能量，吸收与放出的能量差值即为焓变2）计算公式△H=反应物键能–生成物键能，高键能生成低键能吸热，反之放热△H=生成物能量–反应物能量，高能量生成低能量放热，反之吸热3、焓变大小与反应吸放热的关系△H>0，反应吸热△H<0，反应放热三、反应热量变化与反应类型1、常见的放热反应1）绝大部分化合反应2）活泼金属与酸或水的反应3）绝大部分置换反应4）酸碱中和5）燃烧反应2、常见的吸热反应1）绝大部分分解反应2）含碳物质还原金属氧化物的反应3）铵盐和碱的反应四、热化学方程式1、含义：能表示化学反应热量变化的式子2、与化学方程式的区别1）各物质标注状态，气体：g，液体：l，固体：s2）一般不标注反应条件3）标注焓变，且焓变值与方程系数成比例4）方程系数可以是分数例如1 mol Cu（s）与适量O2（g）反应，生成CuO（g），放出157kJ热量Cu（s）+21O2（g）= CuO（g）△H= - 157 kJ/mol第二节燃烧热能源一、燃烧热1、反应热分类按照反应类型的不同，反应热分为：燃烧热、中和热、溶解热等等2、燃烧热25℃、101 kPa 状态下1 mol纯物质完全与氧气反应，生成稳定氧化物，放出的热量称为该物质的燃烧热；其关键点可总结为：一、完、稳3、中和热25℃、101 kPa 状态下在稀溶液中强酸和强碱发生中和反应，生成1 mol水时，放出的热量称为中和热；其关键点可总结为：稀、强、一4、用热化学方程式表示燃烧热例：甲烷的燃烧热为890.31 kJ，用热化学方程式表示为：CH4（g）+2O2（g）= CO2（g）+2H2O（l）△H= - 890.31 kJ/mol氢气的燃烧热为285.8 kJ，用热化学方程式表示为：H2（g）+21O2（g）=H2O（l）△H= - 285.8 kJ/mol二、能源1、一次能源：从自然界获得，不需经过改变或转化就可以直接利用的能源，例如：原煤、天然气、太阳能、风能、潮汐能等2、二次能源：将一次能源经过加工或转化得到的其他种类或形式的能源，例如：电能、煤气、汽油、柴油、蒸汽、核电等3、可再生能源：从自然界可无限制获取，且用之不尽的能源，如：太阳能、风能、水能4、不可再生能源：人类开发利用后，不能再生的能源，如：煤炭、石油、核能、天然气等5、能量转化1）太阳能转化为电能2）化学能转化为热能3）热能转化为机械能4）重点掌握热电厂能量转化形式：化学能→热能→机械能→电能第三节 化学反应热计算一 、盖斯定律1、内容：化学反应过程中的能量变化只与初始状态和最终状态有关，与过程无关例：由固态碳生成气体二氧化碳过程中放出的热量固定，无论由碳直接生成二氧化碳，或是先生成一氧化碳再生成二氧化碳，放出的能量始终一致2、盖斯定律的计算应用计算整体过程或单步过程中的热量变化例如：○1 C （s ）+O 2（g ）=CO 2（g ） △H 1= -393.5 kJ/mol ○2 CO （g ）+21O2（g ）=CO2（g ） △H 2= -283.0 kJ/mol ○3 C （s ）+21O 2（g ）=CO （g ） △H 3=？ 由盖斯定律可得：反应式○1=○2+○3，所以△H 3=△H 1 - △H 2 = -110.5 kJ/mol二 、反应热其他计算方式1、根据化学方程式计算例：1 g H 2在O 2中完全燃烧放出142.9 kJ 热量，则2H 2(g)+O 2(g)=2H 2O (g)的反应热△H= kJ/mol 471.6 - mol /kJ 9.14214=⨯-2、根据燃烧热计算例：已知乙醇的燃烧热为 -1366.8 kJ/mol ，在25 ℃、101 kPa 状况下1 kg 乙醇完全燃烧放出的热量为：kJ 23.29714mol /kJ 8.1366mol /g 46g 1000=⨯第二章 化学反应速率和化学平衡第一节 化学反应速率一 、化学反应速率1、概念的提出化学反应有快有慢，快如氢氧混合爆炸，几乎转瞬完成；慢如氯酸钾的受热分解，需要几小时才能分解一定量，因为如此，反应速率才具有存在的意义，并用来描述反应进行的快慢2、化学反应速率表达式1s 内某物质的物质的量浓度的改变量，或1 min 内某物质的物质的量浓度的改变量，表达式为：tc v △△=，单位：mol/L ‧s 或mol/L ‧min 微观概念里，反应速率是单位时间内生成或消耗物质的粒子数，或单位时间内断裂或结合成的新化学键的数目注：化学反应速率是平均速率，并非瞬时速率化学反应速率不仅仅可以衡量可逆反应，也适用于彻底反应3、化学反应速率之间的关系在同一个反应中，各物质的反应速率之比与反应方程中个物质的系数之比相等4、化学反应速率的计算（三段式）N 2（g ）+3H 2（g ）⇌ 2NH 3（g ） 历经时间：t min起始 c 01 c 02 c 03变化 △c 1 △c 2 △c 3终态 c 11 c 12 c 13变化：△c 1= c 01 - c 11，△c 2= c 02 - c 12，△c 3= c 03 - c 13，△c 1：△c 2：△c 3=1：3：2 速率：min t c )N (v 12∆= mint c )H (v 22∆= min t c )NH (v 33∆= 二 、化学反应速率适用范围1、有气体反应或生成的情况2、溶液环境注：如某物质在反应中的浓度保持不变，则不能用反应速率衡量其反应快慢，如：液态水，纯固体物质第二节影响化学反应速率的因素一、影响反应速率的内在因素（内因）：物质的性质例如：锌和稀盐酸，镁和稀盐酸反应速率不同，主要原因是镁的还原性比锌强二、影响反应速率的外在因素（外因）1、微观1）活化分子：吸收足够能量，可以发生化学反应的分子单位体积内活化分子越多，化学反应速率越快改变活化分子数的措施：改变温度2）有效碰撞：活化分子在合适的碰撞方向下才能发生反应，这样的碰撞称为有效碰撞单位时间内有效碰撞次数越多，化学反应速率越快改变有效碰撞次数的措施：改变浓度、可引起浓度改变的压强变化3）活化能：从初始态到可自发进行反应状态，分子所需要吸收的能量相同状态下，活化能越低，化学反应速率越快改变活化能的措施：使用催化剂综述：发生反应的分子吸收足够能量（活化能）、成为活化分子、发生有效碰撞才能发生化学反应2、宏观因素1）温度（改变活化分子数）升高温度，反应速率增大；降低温度，反应速率降低2）浓度（改变有效碰撞次数）增大浓度，反应速率增大；减小浓度，反应速率降低3）压强（可改变浓度的压强变化）（可改变有效碰撞次数）增大压强，反应速率增大；减小压强，反应速率降低4）催化剂（改变反应所需的活化能）使用催化剂，反应速率增大整体规律：增大影响速率的因素，化学反应速率增大，反之则速率降低注：规律适用于彻底反应和可逆反应，在可逆反应中，增大影响速率的因素，正逆反应速率都增大，反之都降低第三节化学平衡一、化学平衡概念1、研究对象：可逆反应（在相同条件下可同时从正逆两方向进行的反应）2、化学平衡含义：可逆反应进行到正逆反应速率相等时的状态转化量3、平衡转化率：=%100起始量4、化学平衡特征1）等：达到化学平衡时，正反应速率等于逆反应速率2）动：达到化学平衡时，可逆反应处于动态平衡，并非反应已停止3）定：达到化学平衡时，各组分的浓度、百分含量，保持恒定不变4）变：达到化学平衡后，如外界条件改变，化学平衡状态会发生移动直至达到新的平衡状态，再次达到平衡后不再移动5、判断化学平衡1）正逆反应速率相等（适用于所有化学平衡）注：所用判断平衡的两个速率必须表示正、逆两方向，同时比例关系要与反应系数比例相等2）某物质浓度保持恒定不变注：如反应体系中有纯液体或固体，其浓度始终为恒定值，不能用于判断平衡3）某物质的百分含量保持恒定不变当某物质的质量分数、物质的量分数或体积分数保持恒定时，可判断该反应已达到平衡4）反应体系压强保持不变有气体参与或生成的可逆反应，当反应体系的压强保持不变时，可判断反应已达到平衡注：a、若可逆反应先后气体体积无改变，此规律不适用b、当反应容器体积可变时，此规律不适用5）混合气体的颜色深浅保持不变有带颜色的气体参与或生成的可逆反应，当混合气体的颜色深浅不再变化时，可判断反应已达到平衡6）反应放出的热量值保持恒定不变可逆反应放出的热量保持恒定不变时，可判断反应已达到平衡7）断裂或形成化学键速率相等断裂旧化学键或生成新化学键的速率保持不变时，可判断反应已达到平衡二 、化学平衡移动1、化学平衡移动原理（勒夏特列原理）针对已达到平衡的可逆反应，外界发生条件改变时，反应会向着减小这种改变的方向移动如N 2（g ）+3H 2（g ）⇌ 2NH 3（g ） △H < 0若增大c (N 2)，平衡向着减小c (N 2)方向移动，即消耗N 2的方向（正向）；升高温度，平衡向降低温度的方向移动，即吸热方向（逆向）2、平衡移动规律（以m A （g ）+n B （g ）⇌ p C （g ）+q D （g ） △H=Q 为例）1）浓度的影响a 、增大反应物浓度：正向移动，或向右移动，正逆反应速率增大b 、减小反应物浓度：逆向移动，或向左移动，正逆反应速率降低c 、增大生成物浓度：逆向移动，或向左移动，正逆反应速率增大d 、减小生成物浓度：正向移动，或向右移动，正逆反应速率降低2）温度的影响Q > 0，a 、升高温度：正向移动，正逆速率增大b 、降低温度：逆向移动，正逆速率降低Q < 0，c 、升高温度：逆向移动，正逆速率增大d 、降低温度：正向移动，正逆速率降低3）压强的影响（可改变反应物或生成物浓度的压强变化）m+n > p+q ，a 、增大压强：正向移动，正逆速率增大b 、减小压强：逆向移动，正逆速率降低m+n = p+q ，c 、压强变化：平衡不移动，升压速率增大，反之降低 m+n < p+q ，d 、增大压强：逆向移动，正逆速率增大e 、减小压强：正向移动，正逆速率降低4）催化剂的影响加入催化剂平衡不移动，正逆速率增大三 、化学平衡常数：K以m A （g ）+n B （g ）⇌ p C （g ）+q D （g ） △H=Q 为例1、K=)B (c )A (c )D (c )C (c n m q p ⨯⨯，单位：（mol / L ）p+q-m-n 2、K 只与温度有关，Q > 0时，温度增大，K 增大，反之减小；Q < 0时，温度增大，K 减小，反之增大注：K 的表达式与反应方程的系数有关，系数改变，K 的表达式改变，但值不变3、平衡常数运算规则1）若反应方程系数都增大一倍，则K 取平方；若都减小一倍， 则K 开平方2）若存在三个反应式○1、○2、○3，其平衡常数分别为：K 1、K 2、K 3 如○3=○1+○2，则213K K K ⋅= 如○3=○1-○2，则213K K K = 如○3=○1×2+○2×3，则32213K K K ⋅= 如○3=○1×21-○2×31，则3213K K K =4、平衡常数的应用1）计算达到平衡时某物质的浓度、反应速率、转化率2）判断平衡移动方向：将改变后各物质的新浓度带入平衡常数表达式，得到计算值Q C ，比较Q C 和该温度下的K 值，若：Q C > K ，平衡逆向移动；Q C = K ，平衡不移动；Q C < K ，平衡正向移动四 、等效平衡以m A （g ）+n B （g ）⇌ p C （g ）+q D （g ） △H=Q 为例1、等效平衡的含义两个平衡状态中，各物质浓度两两对应相等或比例相等，这两个平衡 互为等效2、等效平衡条件1）恒温恒压容器（m+n ≠ p+q ）若加入物质的起始浓度之比相等，则两平衡等效2）恒温恒容容器若加入物质的起始浓度相等，则两平衡等效3）特殊情况若m+n = p+q ，则只要加入物质的起始浓度之比相等，无论处在 何种容器，都等效例：1 mol N 2、3 mol H 2充入一恒温恒容容器，另将0.5 mol N 2、1.5 molH 2、1 mol NH 3充入相同容器，则两容器内反应达到平衡后等效（将1mol NH 3归零到N 2和H 2，其量分别为0.5 mol 、1.5 mol ，累加后与原加入量相等，即浓度相等）若反应容器为恒温恒压，则归零后，只要N 2和H 2物质的量比例等于1:3即等效第四节 化学反应的自发性一、自发反应与非自发反应1、自发反应：不需要人为改变条件就能发生的反应2、非自发反应：需要人为改变条件才能发生的反应注：自发与否与反应的吸、放热情况无关，吸热反应未必需要加热才能发生，放热反应也未必需要冷却才能发生二、自发反应的判断1、熵：物质的无序程度，一般认为：固体无序度小于液体无序度，液体无序度小于气体无序度；单质无序度小于化合物无序度；少量粒子数无序度小于大量粒子的无序度2、判断公式：△G=△H – T×△S，△G < 0自发，△G > 0非自发温度T为开氏温度，单位为K，高中阶段视为T始终大于零，与摄氏温度的转换关系为：T=t℃+273章内补充：图像问题一、反应速率与平衡图像（平衡发生移动）以m A（g）+n B（g）⇌p C（g）+q D（g）△H=Q为例1、浓度a、增大c反应物b、减小c反应物c、增大c生成物d、减小c生成物2、压强m+n>p+q m+n<p+qa、增大压强b、减小压强c、增大压强d、减小压强m+n=p+qe、增大压强f、减小压强3、温度a、Q > 0、升温b、Q > 0、降温c、Q < 0、升温d、Q < 0、降温4、催化剂影响速率，对平衡无影响添加催化剂二、物质的量、浓度、百分含量、转化率与X1、与时间，曲线表示属于不同温度或压强规则：先拐先平衡，先平数值大2、与温度，曲线表示属于不同压强（或相反）根据曲线的纵坐标值与温度的关系，判断焓变；根据不同压强对应坐标值判断反应前后系数和关系第三章 水溶液中的离子平衡第一节 弱电解质的电离一 、弱电解质1、强弱电解质的区别1）强电解质：在水溶液中或者熔融状态下能完全电离出阴阳离子，如：NaCl 、H 2SO 42）弱电解质：在水溶液中或者熔融状态下部分电离，不能彻底电离，如：CH 3COOH 、H 2O2、强弱电解质的物质分类1）电解质：除Mn 2O 7之外的金属氧化物、酸、碱、除AlCl 3之外的盐、水注：离子化合物：除Mn 2O 7之外的金属氧化物、强碱、除AlCl 3之外的盐所有离子化合物都是强电解质强电解质并不都是离子化合物2）强电解质：除Mn 2O 7之外的金属氧化物、强酸、强碱、除AlCl 3之外的盐3）弱电解质：弱酸、弱碱、水 （所有弱电解质都是共价化合物）二 、弱电解质的电离（可逆过程）1、弱酸的电离1）一元弱酸HF ⇌ H ++F -CH 3COOH ⇌ CH 3COO - +H +HClO ⇌ H ++ClO –2）多元弱酸（分步电离，但以第一步电离为主，后续电离程度极小）H 2C 2O 4 第一步：H 2C 2O 4 ⇌ H ++HC 2O 4 -第二步：HC 2O 4 - ⇌ H ++C 2O 42 -H 2S 第一步：H 2S ⇌ H ++ HS -第二步：HS - ⇌ H ++S 2 -2、弱碱的电离1）一元弱碱NH 3‧H 2O ⇌ NH 4++OH -2）多元弱碱（一步写出）Al(OH)3 ⇌ Al 3++3OH -Cu(OH)2 ⇌ Cu 2++2OH -三 、弱电解质的电离平衡所有弱电解质的电离都是吸热过程1、弱酸的电离平衡以HF ⇌ H ++F - 为例1）正向移动：a 、升温b 、加水稀释（弱电解质越稀越电离）c 、减小氢离子浓度i 、加入碱 ii 、加入活泼金属2）逆向移动：a 、降温b 、增大氢离子浓度或弱酸根浓度2、弱碱的电离平衡以NH 3‧H 2O 为例1）正向移动：a 、一定范围内升温（氨水易挥发）b 、加水稀释c 、减小氢氧根离子浓度i 、加入酸 ii 、加入可生成难溶物的金属阳离子2）逆向移动：a 、降温b 、增大氢氧根离子浓度i 、加入碱 ii 、加入可与水生成强碱的金属单质四 、弱酸弱碱的电离平衡常数1、弱酸的电离平衡常数（以HF ⇌ H ++F - 为例）)HF (c )F (c )H (c K a -+⋅= 2、弱碱的电离平衡常数（以NH 3‧H 2O ⇌ NH 4++OH -为例）)O H NH (c )O H (c )NH (c K 234b ⋅⋅=-+第二节水的电离和溶液的酸碱性 一 、水的电离平衡H 2O ⇌ H ++OH -1 、正向移动1）升高温度2）减小氢离子浓度或氢氧根浓度a 、加入活泼金属b 、加入可生成沉淀的金属阳离子 2 、逆向移动1）降低温度2）增大氢离子浓度或氢氧根浓度a 、加入酸b 、加入碱二 、水的电离平衡常数（也称为水的离子积：K w ）H 2O ⇌ H ++OH -1 、表达式：K w =c (H +)‧ c (OH - )在25℃时，水的离子积K w =1×10 - 14 mol 2/L 2K w 仅与温度有关：温度升高，K w 增大；温度降低，K w 减小2 、K w 的运用K w 适用于任何电解质溶液，其表达式中的氢离子浓度和氢氧根浓度均为溶液中的氢离子和氢氧根的浓度，并非单纯由水电离出的氢离子和氢氧根浓度。
化学选修4第一章知识点总结
化学选修4第一章知识点总结第一章化学反应与能量一、反应热热化学方程式１、反应热（1)任何化学反应在发生物质变化的同时都伴随着能量的变化。
(2）在生成物回到反应物的起始温度时，所放出或吸收的热量称为化学反应的反应热。
(３)焓变是指生成物与反应物的焓值差。
符号:H ∆单位：1kJ mol -⋅２、放热反应与吸热反应（１)放热反应0H ∆<，体系的能量降低,反应物具有的总能量大于生成物具有的总能量。
（2）吸热反应0H ∆>，体系的能量升高,反应物具有的总能量小于生成物具有的总能量。
3、热化学方程式的书写（１)在方程式右边标明反应热的符号，数值,单位。
(2）注明反应热的测定条件。
（3）必须注明物质的聚集状态。
(４)化学计量数仅表示物质的量，既可以是整数,也可以是分数。
(5）当化学计量数加倍,H ∆随之加倍；当反应方向变化时，H ∆随之变号。
4、燃烧热与中和热（1)燃烧热：101kPa 时，1mol 纯物质完全燃烧生成稳定的氧化物所放出的热量叫做该物质的燃烧热。
不同的反应物,燃烧热不同(2)中和热:在稀溶液中,强酸与强碱发生中和反应生成1mol 2H O 时所放出的热量叫做中和热。
不同反应的中和热大致相同，157.3H kJ mol -∆=-⋅５、中和反应反应热的测定测定强酸强碱温度变化,依据Q cm t =∆算出中和热。
(1）用强酸强碱的稀溶液。
（２)不能用弱酸弱碱,因为电离吸热。
（３)使碱液稍稍过量,保证完全被中和。
(4）环形玻璃搅拌棒。
(５）待温度计示数稳定再读数（6)取三次数据的平均值。
二、盖斯定律化学反应热的计算1、盖斯定律：不管化学反应是一步完成或是几步完成，其反应热总是相同的。
2、依据热化学方程式计算反应热：H ∆与各物质物质的量（质量，气体体积)对应成比例。
3、依据键能计算反应热：反应热等于反应物键能总和与生成物键能总和之差。
4、反应热的比较５、盖斯定律与物质稳定性若为放热反应，则生成物能量较低，生成物稳定;若为吸热反应,则反应物能量较低,反应物稳定。
高中化学选修4知识点分类总结
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)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=－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。
高中化学选修4知识点分类总结
高中化学选修4知识点分类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△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。
化学选修4化学反应与原理第一章化学反应与能量知识总结详细版
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(E断)-生成物的总键能（E成）☆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（特殊：C＋CO22CO是吸热反应）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水解反应☆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。
注意：放热反应不一定需要加热，吸热反应也不一定都需要加热。
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℃，101KPa.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。
《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。
高二化学人教版选修四第一章第一节《化学反应与能量》知识点详总
第一章化学反应与能量第1节化学反应与能量的变化一、反应热焓变1.反应热与焓变的概念①焓的意义:焓是一个物理量,用来描述物质所具有的能量(即焓就是能量,能量就是焓),符号为H,单位是KJ/mol,用焓的变化来描述与反应热有关的能量变化.∆表示,单位是KJ/mol.②焓变:化学反应中,反应产物的总焓与反应物的总焓之差,用符号H∆=H(反应产物)-H(反应物)a.数学表达式:H∆>0,即反应产物的总焓大于反应物的总焓,说明该反应是吸收能量的,表现为吸热反应;如果b.焓变的意义:如果H∆<0,即反应产物的总焓小于反应物的总焓,说明该反应是释放能量的,表现为放热反应.H③反应热:在一定温度下,化学反应所释放或吸收的热量称为反应热,符号用Q表示,单位是KJ/mol.经研究证明,化学反应在恒压条件下的反应热与焓变相同.【说明】a.反应热的单位与焓变一样,为KJ/mol.b.反应热描述的是一定温度下化学反应前后的热量变化.c.任何化学反应均有反应热.(1)从化学键的角度(即微观角度)分析①化学反应的本质:反应物在参与化学反应时首先要吸收一定的能量,使部分或全部化学键断裂,当原子与原子(或原子团)结合成新物质(生成物)形成化学键时,又释放出能量,由于吸收与放出的能量是不同的,所以表现出有些化学反应是放热的,有些化学反应是吸热的.即∆=反应物的键能总和-生成物的键能总和.②由键能求焓变的公式:H下面就以H2与Cl2反应生成HCl为例进行说明:综上分析:反应热与化学键能量变化的关系可以表示为=生成物反应物E E-,其中反应物E 表示反应物断键时吸收的总能量,∑生成物E 表示生成物成键时放出的总能量.因此在H 2与Cl 2反应中:H ∆=∑∑生成物反应物EE-=(436KJ/mol+243KJ/mol)-2mol ⨯431KJ/mol= -183KJ/mol.(2)从反应物与生成物所具有的总能量的相对大小(即宏观角度)分析如果反应物所具有的总能量大于生成物所具有的总能量,则反应物转化为生成物时放出能量,反应表现为放热反应;如果反应物所具有的总能量小于生成物所具有的总能量,则反应物转化为生成物时吸收能量,反应表现为吸热反应.如图所示:H ∆<0 H ∆>0①所有的燃烧反应 比如电解质的电离等. 4.热化学方程式(1)定义:能表示参加化学反应的物质的物质的量和反应热的关系的化学方程式称为热化学方程式.(2)意义:热化学方程式不仅表明了化学反应中的物质变化,也表明了化学反应中的能量变化. (3)书写热化学方程式的一般步骤①根据有关的信息写出注明反应物和生成物聚集状态的化学方程式,并配平. ②根据化学方程式中各物质前面的化学计量数计算相应的反应热的数值. ③如果该反应为放热反应,则H ∆为“-”;如果为吸热反应,则H ∆为“+”.例如2molH 2与1molO 2反应生成2mol 液态水时放出571.6KJ 的能量,反应的热化学方程式可表示为: 2H 2(g)+O 2(g)=2H 2O(l) H ∆= -571.6KJ/mol (4)书写热化学方程式应注意的问题①将H ∆写在化学方程式的右边且中间留一个字的空隙:H ∆= ↑↑↑符号 数值 单位②反应热(H ∆)与测定条件(温度、压强等)有关,书写热化学方程式时应注意H ∆的测定条件.绝大多数的H ∆是在常温常压下测定的,若不注明温度和压强,也就表明该反应是在常温常压下进行的.③H ∆是一个宏观量,热化学方程式中各物质化学式前面的化学计量数仅仅表示该物质的物质的量,并不表示该物质的分子数、原子数以及体积,因此化学计量数可以是整数,也可以是分数.④H ∆与物质的聚集状态有关,如果反应物或生成物的聚集状态不同,则反应热(H ∆)也不同,因此必须注明参加该反应的各物质的聚集状态.即气体(g)、固体(s)、液体(l)、溶液(aq),不必标出沉淀符号(↓)和气体符号(↑).⑤热化学方程式中化学式前面的化学计量数必须与H ∆相对应,若化学计量数改变,则H ∆也要按比例改变,即H ∆与参与反应的各物质前面的化学计量数成正比.⑥当反应逆向进行时,其反应热与正反应的反应热数值相等,符号相反. ⑦热化学方程式一般不需要注明反应条件,除非题中特别指出温度、压强.(1)检查H ∆的符号是否正确.(2)检查参与化学反应的各物质的聚集状态是否标明正确.(3)检查H ∆的数值与各物质前面的化学计量数是否对应即H ∆与参与反应的各物质前面的化学计量数成正比;当反应逆向进行时,其反应热与正反应的反应热数值相等,符号相反. (4)特殊的反应热书写表示中和热的热化学方程式时,H 2O(l)的化学计量数为1,并以此配平其余物质的化学计量数. 5.中和反应的反应热的测定1.定义:在稀溶液中,1molH 2O(l)时所释放的热量.其中和热的数值取57.3KJ/mol(注意:弱酸或弱碱的稀溶液进行中和反应时,,所以其中和热要小于57.3KJ/mol)2.单位:KJ/mol3.中和热的测定(1)实验仪器与药品:大小烧杯两个、环形玻璃搅拌棒、泡沫塑料板、碎泡沫塑料、50mL 0.5mol/L 的稀盐酸、50mL 0.55mol/L 的NaOH 溶液、温度计 (2)实验步骤①组装如图所示的实验装置②量取50mL 0.5mol/L 的稀盐酸,倒入小烧杯中,并用温度计测量盐酸的温度,然后把温度计上的酸用水冲洗干净.用另一个量筒量取50mL 0.55mol/L的NaOH溶液,并用温度计测量NaOH溶液的温度.③把温度计和环形玻璃搅拌棒放入小烧杯中的盐酸中,并把量筒中NaOH溶液一次性倒入到小烧杯中(注意不要洒在外面),盖好泡沫塑料板.用环形玻璃搅拌棒轻轻搅动溶液,并准确读出混合溶液的最高温度,作为终止温度.特别提醒:①酸碱溶液应当用强酸、强碱的稀溶液,不能用浓酸、浓碱,因为浓酸、浓碱溶于水一般要放热;也不能用弱酸或弱碱,因为弱酸或弱碱电离吸热.②实验中所用的盐酸和氢氧化钠溶液配好后,要充分冷却至室温才能使用.③碱稍微过量,目的是保证酸完全反应.④操作时动作要快,尽量减少热量的损失.⑤该装置中所用的泡沫塑料板与碎泡沫塑料都是为了减少热量的减少.⑥温度计的水银球部分要完全浸没在溶液中,而且要稳定一段时间后再读数,以提高所测温度的精度.⑦环形玻璃搅拌棒不能换成铁质等玻璃棒.拓展点4:物质的能量高低与物质稳定性比较不同的物质所具有的能量不同,对于物质的稳定性(根据物质的焓值大小、能量高低、焓变正负确定的)而言,存在着“能量越低越稳定”的觃律.。
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：△H3、单位：kJ·mol-14、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大多数化合反应CaCO3高温分解大多数分解反应小结：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]书写热化学方程式注意事项:（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，因此可以是整数或分数。
（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,当化学反应逆向进行时,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有关，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。
人教版化学选修四知识点
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 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。
高中化学选修四第一章《化学反应与能量》知识点总结
高中化学选修四第一章《化学反应与能量》知识点总结
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)×|ΔH|。
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高中化学人教版选修 4 期末复习 第一章 化学反应与能量知识归纳
第一章化学反应与能量一、焓变反应热1．反应热：化学反应过程中放出或吸收的热量叫做化学反应的反应热量。
2．焓：是与内能有关的物理量符号：H，单位：kJ/mol。
焓变：生成物与反应物的焓值差。
符号：ΔH，单位：kJ/mol，ΔH＝H(生成物)－H(反应物)化学研究表明，对于在等压条件下进行的化学反应，如果反应中物质的能量变化全部转化为热能(同时可能伴随着反应体系体积的改变)，则该反应的反应热就等于反应前后物质的焓的变化，即焓变。
恒压下，化学反应的反应热等于焓变ΔH＝生成物总能量－反应物总能量＝∑E(生成物)－∑E(反应物)探讨：1 问题：对于放热反应，能量从哪里转移到哪里？体系的能量如何变化？环境的能量如何变化？规定放热反应的△H 为“—”,是站在谁的角度？体系还是环境？解答：当反应物的总能量高于生成物的总能量时，反应过程中的反应体系要向环境释放能量，体系的能量降低；环境的能量升高。
△H为“—”,是站在体系角度来判断。
2 问题：焓变与物质能量的关系(宏观)ΔH＝生成物总能量－反应物总能量，那么，焓变与键能有什么关系(微观)？解答：ΔH＝反应物的键能总和－生成物的键能总和断键吸收的总能量>形成新键放出的总能量吸热反应△H 为“+”或△H >0断键吸收的总能量<形成新键放出的总能量放热反应△H 为“-”或△H <0 宏观上:一个化学反应是吸收能量还是放出能量，取决于反应物总能量与生成物总能量的相对大小。
●热化学方程式包含物质变化和能量变化两个部分，二者缺一不可。
◆ 普通化学方程式只包含物质变化一个部分。
●热化学方程式需注明反应时的温度和压强。
对于 25℃,101kPa 时进行的反应可不注明。
普通化学方程式不需注明温度和压强。
◆ 热化学方程式需注明各物质的状态。
普通化学方程式不需注明物质的状态。
●热化学方程式中化学计量数表示参加反应的各物质的物质的量，可为整数或分数,其△H 与系数对应成比例。
人教版高中化学选修4-第一章章末复习：《化学反应与能量》章末总结
第一章化学反应与能量单元总结一、放热反应和吸热反应的比较【典型例题1】【2013·上海，9】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．反应的热化学方程式为NH4HCO3＋HCl―→NH4Cl＋CO2↑＋H2OΔH＝Q >0)(Q的量O(l)【典型例题2】已知反应：①101KPa 时，2C （s ）＋Ｏ2（g ）＝2CO （g ）；ΔＨ＝﹣221 KJ ／mol ；②稀溶液中，H +＋OH －（ag ）＝H 2O （l ）；ΔＨ＝﹣57.3KJ ／mol 下列结论正确的是A ．碳的燃烧热大于110.5 KJ ／molB ．①的反应热为221 KJ ／molC ．稀硫酸与稀NaOH 溶液反应的中和热为-57.3 KJ ／molD ．稀醋酸与稀NaOH 溶液反应生成1mol 水，放出57.3ｋＪ热量三、热化学方程式1、热化学方程式的书写应注意的问题（1）化学计量数只表示物质的量，不是粒子数，计量数可以是分数，物质的量数最好不都是分数，或带有公约数。
（2）ΔH 与物质的状态有关，不要漏掉状态。
（3）ΔH 与化学计量数成正比，化学计量数变ΔH 也变。
（4）ΔH 的符号、数值和单位不要写错或漏掉。
（5）反应条件如“高温”、“催化剂”、“点燃”等不必注明。
（6）要注明测定反应热的条件；反应热ΔH 与测定条件(温度、压强等)有关。
因此书写热化学方程式时应注明ΔH 的测定条件。
绝大多数ΔH 是在25 ℃、101 325 Pa 下测定的，可不注明温度和压强。
人教版化学选修4第一章 化学反应与能量 复习要点 (有解析)
化学选修4第一章《化学反应与能量》复习要点（有解析）要点一、焓变反应热1、焓变反应热（1）焓：是与物质内能有关的物理量，符号H，单位kJ/mol。
焓变：某一化学反应，生成物的总焓与反应物的总焓之差。
符号△H，单位kJ/mol。
（2）反应热：在一定温度下进行的某一化学反应，所吸收或释放的热量，单位kJ/mol。
若该反应是在恒压条件下进行的，反应热等于焓变。
2、化学反应过程中能量变化的原因（1）微观角度反应物分子中化学键断裂要吸收能量，生成物分子中化学键形成会释放能量。
△H = 反应物的总键能—生成物的总键能△H > 0 （或为“+”）时，为放热反应，△H < 0 （或为“—”）时，为吸热反应，（2）宏观角度①放热反应：其反应物的总能量大于生成物的总能量。
②吸热反应：其反应物的总能量小于生成物的总能量。
如图所示放热反应吸热反应*注意①同类型物质化学键总键能越大，物质稳定性越高，物质能量也越低。
②等量的同种物质的能量：气态 > 液态 > 固态。
【练习】1．有关化学键的键能数据如表：化学键Si—Cl H—H H—Cl Si—Si键能（KJ/mol) 360 436 431 176计算反应：SiCl4(g)+2H2(g)==Si(s)+4HCl(g) ΔH＝______________kJ/mol。
【解析】ΔH＝4×360 kJ/mol+2×436 kJ/mol-2×176 kJ/mol-4×431 kJ/mol＝+236 kJ/mol【答案】+2362．有关化学键的键能数据如表：化学键Si—O O=O Si—Si键能（KJ/mol) 460 498.8 176计算反应：Si (s)＋O2(g)=== SiO2(s) ΔH＝______________kJ/mol。
【解析】ΔH＝2×176 kJ/mol + 498.8 kJ/mol-4×460 kJ/mol ＝-989.2 kJ/mol【答案】-989.23.有关化学键的键能数据如表：化学键C－H O－H C＝O H－H键能（KJ/mol) 414 464 803 436计算反应： CH4(g)＋2H2O(g)== CO2(g)＋4H2(g) ΔH＝______________kJ/mol。
高中化学选修四第一章化学反应与能量的变化知识点
第一节化学反应与能量的变化一、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吸收或放出的热量。
2、焓变（△H）：在恒压条件下进行的化学反应的热效应。
符号：△H；单位：kJ/mol3、产生原因：吸热：化学键的断裂放热：化学键的形成放热反应：（放热>吸热），△H为“—”或△H<0吸热反应：（吸热>放热），△H为“+”或△H>04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）和水的反应○6铝热反应等5、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铵盐溶解等6、燃烧热热化学方程式的书写原则：燃烧热是以1mol物质完全燃烧所放出的热量来定义的，因此在书写它的热化学方程式时，应以1mol燃烧物质为标准来配平其余物质的化学计量数。
【习题一】（2018•晋城一模）已知2X（g）+2Y（g）⇌3Z（g）+W（g）△H的能量变化如图所示。
下列说法正确的是（）A．△H=E2-E1B．正反应的活化能等于E3C．加入高效催化剂，△H减小D．恒压下充入一定量的氦气，n（Z）不变【考点】反应热和焓变．【专题】化学反应中的能量变化．【分析】由图可知，反应物总能量大于生成物总能量，为放热反应，且焓变等于生成物总能量减去反应物总能量，催化剂不改变反应的始终态，且恒压下充入一定量的氦气，体系压强减小，平衡不移动，以此来解答。
【解答】解：A．为放热反应，且焓变等于生成物总能量减去反应物总能量，则△H=E1-E2，故A错误；B．由图可知，正反应的活化能等于E3-E2，故B错误；C．催化剂不改变反应的始终态，则加入高效催化剂，△H不变，故C错误；D．该反应为气体体积不变的反应，则恒压下充入一定量的氦气，体系压强减小，平衡不移动，可知n（Z）不变，故D正确；故选：D。
【习题二】（2018•静安区二模）下列过程的热效应属于吸热的是（）A．碘蒸气的凝华B．化学反应中化学键的形成C．铝热反应D．氯化铵的水解【考点】反应热和焓变．【专题】化学反应中的能量变化．【分析】根据常见的放热反应有：所有的物质燃烧、所有金属与酸反应、金属与水反应，所有中和反应；绝大多数化合反应和铝热反应；常见的吸热反应有：绝大数分解反应，个别的化合反应（如C和CO2），少数分解置换以及某些复分解（如铵盐和强碱）；铵盐的水解是吸热过程，以此解答该题。
高中化学选修4知识点分类总结
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 ( 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△ 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 NH4Cl ② 大多数的分解反应2③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。
（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) 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/mol 。
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第一章化学反应与能量一、化学反应与能量的变化课标要求1、了解化学反应中能量转化的原因和常见的能量转化形式2、了解反应热和焓变的含义3、认识热化学方程式的意义并能正确书写热化学方程式要点精讲1、焓变与反应热（1）化学反应的外观特征化学反应的实质是旧化学键断裂和新化学键生成，从外观上看，所有的化学反应都伴随着能量的释放或吸收、发光、变色、放出气体、生成沉淀等现象的发生。
能量的变化通常表现为热量的变化，但是化学反应的能量变化还可以以其他形式的能量变化体现出来，如光能、电能等。
（2）反应热的定义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反应在此温度下的热效应，简称为反应热。
通常用符号Q表示。
反应热产生的原因：由于在化学反应过程中，当反应物分子内的化学键断裂时，需要克服原子间的相互作用，这需要吸收能量；当原子重新结合成生成物分子，即新化学键形成时，又要释放能量。
生成物分子形成时所释放的总能量与反应物分子化学键断裂时所吸收的总能量的差即为该反应的反应热。
（3）焓变的定义对于在等压条件下进行的化学反应，如果反应中物质的能量变化全部转化为热能（同时可能伴随着反应体系体积的改变），而没有转化为电能、光能等其他形式的能，则该反应的反应热就等于反应前后物质的焓的改变，称为焓变，符号ΔΗ。
ΔΗ=Η（反应产物）—Η（反应物）为反应产物的总焓与反应物总焓之差，称为反应焓变。
如果生成物的焓大于反应物的焓，说明反应物具有的总能量小于产物具有的总能量，需要吸收外界的能量才能生成生成物，反应必须吸热才能进行。
即当Η（生成物）>Η（反应物），ΔΗ>0，反应为吸热反应。
如果生成物的焓小于反应物的焓，说明反应物具有的总能量大于产物具有的总能量，需要释放一部分的能量给外界才能生成生成物，反应必须放热才能进行。
即当Η（生成物）<Η（反应物），ΔΗ<0，反应为放热反应。
（4）反应热和焓变的区别与联系2、热化学方程式（1）定义把一个化学反应中物质的变和能量的变化同时表示出来的学方程式，叫热化学方程式。
（2）表示意义不仅表明了化学反应中的物质化，也表明了化学反应中的焓变。
（3）书写热化学方程式须注意的几点①只能写在标有反应物和生成物状态的化学方程式的右边。
若为放热反应，ΔΗ为“-” ；若为吸热反应，ΔΗ为“+” 。
ΔΗ的单位一般为kJ·mol-1。
②焓变ΔΗ与测定条件（温度、压强等）有关。
因此书写热化学方程式时应注明ΔΗ的测定条件。
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反应物和产物的聚集状态不同，焓变ΔΗ不同。
因此，必须注明物质的聚集状态才能完整地体现出热化学方程式的意义。
气体用“g” ，液体用“l” ，固体用“s” ，溶液用“aq” 。
热化学方程式中不用“↑” 和“↓” 。
若涉及同素异形体，要注明同素异形体的名称。
⑤热化学方程式是表示反应已完成的量。
由于ΔΗ与反应完成的物质的量有关，所以方程式中化学式前面的化学计量数必须与ΔΗ相对应，如果化学计量数加倍，则ΔΗ也要加倍。
当反应向逆向进行时，其焓变与正反应的焓变数值相等，符号相反。
（4）热化学方程式与化学方程式的比较3、中和反应反应热的测定（1）实验原理将两种反应物加入仪器内并使之迅速混合，测量反应前后溶液温度的变化值，即可根据溶液的热容C，利用下式计算出反应释放或吸收的热量Q。
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。
（2）实验注意事项：①作为量热器的仪器装置，其保温隔热的效果一定要好。
②盐酸和NaOH溶液浓度的配制须准确，且NaOH溶液的浓度须大于盐酸的浓度。
为了使测得的中和热更准确，所用盐酸和NaOH的浓度宜小不宜大，如果浓度偏大，则溶液中阴阳离子间相互牵制作用就大，电离度就会减少，这样酸碱中和时产生的热量势必要用去一部分来补偿未电离分子的离解热，造成较大的误差。
③宜用有0.1分度值的温度计，且测量时尽可能读准，并估读到小数点后第二位。
温度计的水银球部分要完全浸没在溶液中，而且要稳定一段时间后再读数，以提高所测温度的精度。
（3）实验结论所测得的三次中和反应的反应热相同。
（4）实验分析以上溶液中所发生的反应均为H++OH-=H2O。
由于三次实验中所用溶液的体积相同，溶液中H+和OH-的浓度也是相同的，因此三个反应的反应热也是相同的。
4.中和热（1）定义：在稀溶液中，酸与碱发生中和反应生成1mol H2O（l）时所释放的热量为中和热。
中和热是反应热的一种形式。
（2）注意：中和热不包括离子在水溶液中的生成热、物质的溶解热、电解质电离的吸收热等。
中和反应的实质是H+与OH-化合生成H2O，若反应过程中有其他物质生成，这部分反应热也不在中和热内。
5、放热反应与吸热反应的比较本节知识树二、燃烧热能源课标要求1、掌握燃烧热的概念2、了解资源、能源是当今社会的重要热点问题3、常识性了解使用化石燃料的利弊及新能源的开发要点精讲1、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，叫做该物质的燃烧热，单位为kJ·mol-1。
如果是1g物质完全燃烧的反应热，就叫做该物质的热值。
（2）对燃烧热的理解①燃烧热是反应热的一种，并且燃烧反应一定是放热反应，其ΔΗ为“-” 或ΔΗ<0。
②25℃，101kPa时，可燃物完全燃烧时，必须生成稳定的化合物。
如果该物质在燃烧时能生成多种燃烧产物，则应该生成不能再燃烧的物质。
如C完全燃烧应生成CO2（g），而生成CO（g）属于不完全燃烧，所以C的燃烧热应该是生成CO2时的热效应。
（3）表示燃烧热的热化学方程式书写燃烧热是以员1mol物质完全燃烧所放出的热量来定义的，因此在书写表示燃烧热的热化学方程式时，应以燃烧1mol物质为标准，来配平其余物质的化学计量数，故在其热化学方程式中常出现分数。
（4）研究物质燃烧热的意义了解化学反应完成时产生热量的多少，以便更好地控制反应条件，充分利用能源。
2、能源能提供能量的自然资源，叫做能源。
能量之间的相互转化关系如下：（1）能源的分类①一次能源与二次能源从自然界直接取得的自然能源叫一次能源，如原煤、原油、流过水坝的水等；一次能源经过加工转换后获得的能源称为二次能源，如各种石油制品、煤气、蒸气、电力、氢能、沼气等。
②常规能源与新能源在一定历史时期和科学技术水平下，已被人们广泛利用的能源称为常规能源，如煤、石油、天然气、水能等。
人类采用先进的方法刚开始加以利用的古老能源以及利用先进技术新发展的能源都是新能源，如核聚变能、风能、太阳能、海洋能等。
③可再生能源与非再生能源可连续再生、永远利用的一次能源称为可再生能源，如水力、风能等；经过亿万年形成的、短期内无法恢复的能源，称为非再生能源，如石油、煤、天然气等。
（2）人类对能源利用的三个时代①柴草能源时代：草木、人力、畜力、大阳、风和水的动力等。
②化石能源时代：煤、石油、天然气。
③多能源时代：核能、太阳能、氢能等。
（3）燃料充分燃烧的条件①要有足够的空气②燃料与空气要有足够大的接触面注意：足够的空气不是越多越好，而是通入量要适当，否则过量的空气会带走部分热量，造成浪费。
扩大燃料与空气的接触面，工业上常采用固体燃料粉碎或液体燃料以雾状喷出的方法，从而提高燃料燃烧的效率。
（4）我国目前的能源利用状况目前主要能源是化石燃料，它们蕴藏有限且不能再生，终将枯竭，且从开采、运输、加工到终端的利用效率都很低。
我们目前使用的最多的燃料，仍是化石燃料，它们都是古代动植物遗体埋在地下经过长时间复杂变化形成的，除含有C、H等元素外，还有少量S、N等元素，它们燃烧产生SO2、氮的氧化物，对环境造成污染，形成酸雨。
此外，煤的不充分燃烧，还产生CO，既造成浪费，也造成污染。
（5）解决能源危机的方法：节约能源；开发新能源。
3、有关燃烧热的计算（1）计算公式：Q放=n（可燃物）×ΔΗ（2）含义：一定量的可燃物完全燃烧放出的热量，等于可燃物的物质的量乘以该物质的燃烧热。
（3）应用：“热量值与热化学方程式中各物质的化学计量数（应相对应）成正比” 进行有关计算。
（4）应用：“总过程的反应热值等于各分过程反应热之和”进行有关计算。
4、燃烧热和中和热的比较本节知识树三、化学反应热的计算课标要求1、从能量守恒角度理解并掌握盖斯定律2、能正确运用盖斯定律解决具体问题3、学会化学反应热的有关计算要点精讲1、盖斯定律（1）盖斯定律的内容化学反应的焓变只与反应体系的始态（各反应物）和终态（各生成物）有关，而与反应的途径无关。
如果一个反应可以分几步进行，则各分步反应的反应焓变之和与该反应一步完成时的焓变是相同的，这就是盖斯定律。
（2）特点①反应热效应只与始态、终态有关，与过程无关。
②反应热总值一定。
（3）意义有些反应很慢，有些反应不容易直接发生，有些反应的产品不纯（有副反应发生），给测定反应热造成了困难。
应用盖斯定律，可以间接地把它们的反应热计算出来。
2、反应热的计算（1）依据①热化学方程式与数学上的方程式相似，可以移项（同时改变正、负号）；各项的系数（包括ΔΗ的数值）可以同时扩大或缩小相同的倍数。
②根据盖斯定律，可以将两个或两个以上的热化学方程式（包括其ΔΗ）相加或相减，从而得到一个新的热化学方程式。
③可燃物完全燃烧产生的热量=可燃物的物质的量×燃烧热。
注：计算反应热的关键是设计合理的反应过程，正确进行已知方程式和反应热的加减合并。
（2）计算方法列出方程或方程组计算求解。
①明确解题模式：审题→分析→求解。
②有关热化学方程式及有关单位书写正确。
③计算准确。
（3）进行反应热计算的注意事项：①反应热数值与各物质的化学计量数成正比，因此热化学方程式中各物质的化学计量数改变时，其反应热数值需同时做相同倍数的改变。
②热化学方程式中的反应热，是指反应按所给形式完全进行时的反应热。
③正、逆反应的反应热数值相等，符号相反。
④用某种物质的燃烧热计算反应放出的总热量时，注意该物质一定要满足完全燃烧且生成稳定的氧化物这一条件。
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