高二化学选修四化学反应原理知识结构图解
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化学选修化学反应原理复习第一章一、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。
选修4化学反应原理.pptx
情景 2：将 H2+O2 混合，在室温条件下可以稳定存在数百年，但点燃后却会发生剧烈的爆 炸反应，而且只要配比相当，可以完全转化成生成物。
3. 内容特点 绪言中概括地介绍了课程的主要内容和学习方法与思路，同时还简介了“有效碰撞理论”
和“活化分子与活化能”两个概念模型，对全书起着提纲挈领、画龙点睛的作用。 三、课时分配建议
建议用 1 课时。 教学建议
学海无涯
一、教学设计 由于本课的理论性较强，概念较为抽象，学生接受相关知识有较大难度，所以绪言教学采
取以教师讲授与学生探究活动相结合的方法为宜。教学中对概念模型的表述应尽量简化， 对 概念模型的认识还需要在后面的学习中逐渐深入，这里更多地是强调研究问题的方法 和意 识。通过绪言的教学，应使学生在内容上对化学反应原理研究的范围有所了解，在方 法上对 科学的研究方法——概念模型法有所领悟。
教学重点：了解化学反应原理的基本学习方法——概念模型法。 教学难点：“有效碰撞”和“活化分子与活化能”的概念模型。 教学建议： 根据绪言内容特点，本课可设计成下述教学模式：课前自学→查阅资料→课上交流讨论→ 师生共同研究。教师在课前布置学生自学，然后将学生分成若干个小组，要求他们通过查阅 资料、小组整理资料、先行讨论形成共识，再通过课堂上的汇报、讲解、交流和评价，完成 对本课内容的学习。 新课引入首先教师指出，化学研究的核心问题是化学反应。化学中最有创造性的工作是 设 计和创造新的分子。化学家们通常是利用已发现的原理来进行设计并实现这个过程，如 果对 化学原理的理解不够清楚则无法做到慢？它遵循怎样的规律？如何控制化学反应为人所用？这是我们学习化学反应原 理的宗 旨。化学反应原理所包含的内容及学习化学反应原理的方法正是本书要探讨的问题 。 教学中的主要过程可以结合学生汇报交流自学与讨论的成果，围绕下列问题展开： 1. 化学反应原理研究的内容可列举学生熟悉的化学反应进行分析。 情景 1：
高中化学选修4化学反应原理知识点总结(精选课件)
高中化学选修4化学反应原理知识点总结化学选修化学反应原理复习第一章一、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:ﻫ①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）...文档交流仅供参考...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。
...文档交流仅供参考...※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。
最新最全高中化学选修4知识点分类总结 (2)(精华)
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化学反应中的能量变化(1)化学反应的实质：反应物化学键断裂和生成物化学键形成。
其中旧键断裂要吸收能量，新键形成会释放能量。
(2)化学反应的特征：既有物质变化，又有能量变化。
(3)化学反应中的能量转化形式：热能、光能和电能等，通常主要表现为热能的变化。
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( Δ 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 ，表示的时候“- ”，“kJ/mol ”不能省略吸收热量的化学反应。
（吸热放热反应和吸热反应判断方法①能量图像>放热）△H 为“ +”或△H >0，表示的时候“+”，“ kJ/mol ”不能省略左图反应物总能量大于产物总能量，为放热反应；右图为反应物总能量低于产物总能量，为吸热反应注意：a. 图中可以得知物质的能量越高越不稳定；量高于产物或者低于产物的能量b. 一定是所有物质的能量之和，而不是某一个物质的能②通过键能的计算△H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（不建议大家死记硬背公式，应当理解反应物断键吸收的能量和产物成键时所放出的能量相对大小，如果断键吸收能量大于成键释放能量则为吸热反应，如果成键释放的能量大于断键吸收的能量则为放热反应）根据键能计算反应热的关键是正确找出反应物和生成物所含共价键的数目，注意晶体结构中化学键的情况。
“高二化学选修四化学反应原理知识结构图解”教案讲义
2、电离平衡 弱电解质在溶液中不能完全电离，电离的同时，溶液中 的离子又可以结合为弱电解质的分子．影响弱电解质电 离的因素主要是浓度及温度．
3、水解平衡 盐类水解的根本原因是：某些盐类溶解于水后，其电离 出的阴、阳离子与水电离出的H＋、OH－结合，对水的电 离平衡造成了影响，即促进了水的电离平衡，使水的电 离平衡向正反应方向移动，导致溶液中的氢离子浓度、 氢氧根离子浓度发生变化．
高二化学选修四化学反应原理知识结构图解
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平衡 类型
研究 对象
举例
化学 电离平衡 水解平衡
平衡 能够水解的盐
可逆 类，包括强碱
的化 溶液中的 弱酸盐、强酸
学反 弱电解质 弱碱盐及弱酸
应 弱碱盐
工业 醋酸溶液、碳酸钠、氯化
图标元素
商务
图标元素
商务
图标元素
商务
图标元素
合成 氨水等 铁、醋酸铵等
氨
沉淀溶解平衡
溶液中的难溶 电解质
溶液中的氯化 银、硫酸钡、 氢氧化铁等
产生原因及影响因素不同 中学化学中的四种平衡产生的原因不同，影响它们 的因素也不完全相同． 1、化学平衡 可逆反应中，正反应和逆反应同时进行，只是在达 到平衡前，正反应速率大于逆反应速率，当这个可 逆反应进行到正反应速率与逆反应速率相等时，反 应物与生成物浓度不再改变，达到表面上静止的一 种“平衡状态”，这就是化学反应所能达到的限度 (同条件下，反应物的转化率最大)．影响这种平衡 的因素有温度、压强、反应物及生成物的浓度等．
可逆与不可逆反应，化学平衡状态 的特点，影响平衡点因素，移动方 向，平衡常数，勒夏特列原理
第四章第一节原电池课件高二化学人教版选修4化学反应原理
知识衔接
分析下图装置的工作原理，回答问题
雄心志四海，万里望风尘。
人不可以有傲气，但不可以无傲骨
寄言燕雀莫相唣，自有云霄万里高。
人之所以异于禽者，唯志而已矣!
鸭仔无娘也长大，几多白手也成家。 器大者声必闳，志高者意必远。
要点二、原电池原理的应用
1．加快氧化还原反应的速率 例如：在锌与稀硫酸反应时加入少量CuSO4溶液能使产生 H2的速率加快。 2．寻求和制造干电池和蓄电池等化学电源 3．比较金属活动性强弱 例如：有两种金属a和b，用导线连接后插入到稀硫酸中， 观察到a极溶解，b极上有气泡产生。根据电极现象判断 出a是负极，b是正极，由原电池原理可知，金属活动性 a>b。
负极
盐桥
正极
（2）电路中电子、离子移动方向
电子流向： 锌极产生→导线→铜极 负极产生→导线→正极
离子流向：
Zn A
Cu
ZnSO4 CuSO4
盐桥中阴离子→锌极;阳离子→铜极
负负移、正正移
（3）盐桥的作用：
Cl-向锌盐方向移动，K+向 铜盐方向移动，使Zn盐和Cu盐 溶液一直保持电中性，从而使 电子不断从Zn极流向Cu极。
学习目标： 1．了解原电池的工作原理及构成条件； 2．能正确判断原电池的正负极； 3．能书写原电池的电极、电池反应方程式。
知识回顾：
1．电流是怎样形成的？ 电子（或离子）的定向移动形成电流。
2．什么是氧化还原反应？ 有电子得失或共用电子对偏移的化学反应， 表现为化合价的变化。
一、原电池原理
1．原电池的概念和实质 (1)概念：将__化__学__能___转化为__电__能___的装置。
化学选修四结构图
化学选修四化学反应原理第一章第一节化学反应与能量的变化一、焓变反应热焓（ΔH），单位：kJ/mol当ΔH>0时，为吸热反应；当ΔH<0时，为放热反应ΔH=断键时吸收的总能-生成物成键时放出的总能二、热化学方程式：表示参加反应物质的量和反应热的关系的化学方程式第二节燃烧热能源燃烧热：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单位：kJ/mol第三节化学反应热的计算盖斯定律：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第二章第一节、学反应速率：单位时间内反应物或生成物的浓度（常用物质的量的浓度）变化来表示这个反应的速率第二节、影响化学反应速率的因素一、浓度对反应速率的影响：反应物浓度增大，反应速率增大（只适用于气体或液体的反应）二、压强对反应速率的影响（气体）：增大压强，反应速率加快三、温度对反应速率的影响：升高温度反应速率增大第三节、化学平衡一、逆反应：在同一条件下，既能向正反应方向进行，同时又能向逆反应方向进行的反应。
二、化学平衡状态：可逆反应的正、逆两个方向的反应速率相等。
（逆、等、定、动、变、同）三、勒夏特列原理：如果改变影响平衡的条件之一，平衡将向着能够减弱这种改变的方向移动。
四、化学平衡常数（K）：生成物浓度幂之积与反应物浓度幂之积的比值。
（只受温度影响）五、自发反应:在一定条件下，不需外界帮助就能自动进行的反应第三章第一节、弱电解质的电离：加水、升温促进电离，多元弱酸分布电离第二节、的电离和溶液的酸碱性一、的离子积常数（K w）：室温下为1.0×10-14二、基橙变色范围：3.1～4.4石蕊变色范围：5.0～8.0酚酞变色范围：8.2～10.0第三节、盐类的水解：有弱就水解，无弱不水解；越弱越水解，都弱双水解；谁强显谁性，同强显中性。
第四章第一节、原电池（条件：两个电极活泼性不同，有电解质溶液并形成回路）原电池的总反应相当于电解质溶液与负极的反应第二节、化学电源一、一次电池：锌锰干电池、锌银电池、锂电池二、二次电池：铅蓄电池三、燃料电池第三节、电解池一、当离子到达电极时，就失去或获得电子，发生氧化还原反应，这个过程叫做放电。
选修4《化学反应原理》各章知识结构(课件精选)
§3 盐类的水解 水的电离平衡
水(稀溶液)离子积为
＋弱电解质的生
常数→稀溶液酸碱性
成→盐类水解→水
及表示方法pH→pH
解的应用(平衡移动)
应用
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第四章知识结构
电化学基础
氧化还 原反应
§1原电池 化学能转 化 §3电解池
③ 将一个热化学方程式颠倒时,△H的“+” “-”号必须随之改变.
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9
1. 化学反应速率是标量，只有大小而没有方向；
2. 一般计算出来的化学反应速率是一段时间内的平 均速率，不同时刻的化学反应速率是不相同的；
3. 对于固体或气体反应中的液体物质，反应在其表 面进行，它们的“浓度”是不变的，因此一般不 用固体、纯液体表示化学反应速率；
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可逆反应达到平衡的标志：
①正逆反应速率相等 V正=V逆。 ②各组分浓度保持不变。相关物理量
恒定不变（压强、密度、体系颜色、 体积、混合气体的平均分子量等）。
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2、在一定温度下密闭容器中，不能表示反应 N2 + 3H2====2NH3达到平衡状态的标志是 （） A、位时间内生成2 molN2,同时生成6 molH2 C、N2 、H2、NH3的浓度不再变化 D、容器内压强不随时间的变化而变化
4. 对于同一化学反应，用不同的物质表示其化学反 应速率可能不相同，但其化学反应速率之比等于 化学方程式中的化学计量数之比。
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1. 常温常压下，1g H2在足量Cl2中燃烧生成HCl气体， 放出 92.3 kJ的热量，则该反应的热化学方程式书
写正确的是(
)。
A．H2(g) + Cl2(g) = 2HCl(g)；△H=-92.3 kJ/mol B．H2(g)+ Cl2(g) = HCl(g)；△H=＋92.3kJ/mol C．H2 ＋ Cl2＝2HCl；△H=-184.6kJ/mol D．2HCI(g)＝H2(g)＋Cl2(g)；△H＝＋184.6kJ/mol
化学人教版高中选修4 化学反应原理化学平衡图像专题
V
V逆 V正
突变
答：从逆反应开 始。
降温或减压。
V'正 V'逆
t
平衡向正反应 方向移动。
4
2019/1/19
看图：说出反应起始时是从正反应；还是从逆反应开始？ 然后是改变什么条件？化学平衡向什么方向移动？
V
V正
V逆
V'正 = V'逆
突变
答：正、逆反 应同时开始。 加催化剂
平衡不移动。
起始量不为0
2019/1/19
300C 200C 100C
转
化
率
m+n > p+q Q >0
看图技巧：图象中 有三个量时，“定一看 二”， 先看曲线的高 低，再看曲线的变化趋 势。
10
0
2019/1/19
P
压强
2.物质百分含量——压强/温度曲线
mA(g)+nB(g) pC(g)+qD(g) ΔH=Q 等压线 300C m+n A% < p+q
t
5
看图：说出反应起始时是从正反应；还是从逆反应开 始？化学平衡向什么方向移动？
V
V正 V逆
答：正、逆 同时反应开 始。
平衡向正 反应方向移 动。
6
T（温度）
2019/1/19
此图合理吗？为什么？
V
V正
V逆
t
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小结
1.认清坐标系，搞清纵、横坐标所代表的意义 2.看清起点，分清反应物、生成物，浓度减小的是反应 物，浓度增大的是生成物。一般生成无多数以原点为 起点。 3.注意终点。例如在浓度-时间图上，一定要看清终点时 反应物的消耗量、生成物的增加量，并结合有关原理 进行推理判断。 4.抓住变化趋势.升高温度时，v(吸)>v(放);在速率-时 间图上，要注意看清曲线是连续的还是跳跃的，分轻 渐变和突变，大变和小变。例如，升高温度，v(吸) 大增，v(放)小增;增大反应物浓度，v(正)突变， v(逆)渐变。
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平衡
类型
化学
平衡
电离平衡
水解平衡
沉淀溶解平衡
可逆
研究 的化 溶液中的
能够水解的盐
类，包括强碱 弱酸盐、强酸 弱碱盐及弱酸 弱碱盐 醋酸溶液、 碳酸钠、氯化 氨水等 铁、醋酸铵等 溶液中的氯化 溶液中的难溶
对象
学反 弱电解质
应 工业
电解质
举例
合成
氨
银、硫酸钡、
氢氧化铁等
产生原因及影响因素不同
中学化学中的四种平衡产生的原因不同，影响它们 的因素也不完全相同． 1、化学平衡 可逆反应中，正反应和逆反应同时进行，只是在达
到平衡前，正反应速率大于逆反应速率，当这个可
逆反应进行到正反应速率与逆反应速率相等时，反 应物与生成物浓度不再改变，达到表面上静止的一 种“平衡状态”，这就是化学反ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ所能达到的限度 (同条件下，反应物的转化率最大)．影响这种平衡
的因素有温度、压强、反应物及生成物的浓度等．
2、电离平衡
弱电解质在溶液中不能完全电离，电离的同时，溶液中 的离子又可以结合为弱电解质的分子．影响弱电解质电 离的因素主要是浓度及温度． 3、水解平衡
盐类水解的根本原因是：某些盐类溶解于水后，其电离
出的阴、阳离子与水电离出的H＋、OH－结合，对水的电 离平衡造成了影响，即促进了水的电离平衡，使水的电 离平衡向正反应方向移动，导致溶液中的氢离子浓度、 氢氧根离子浓度发生变化．
可逆与不可逆反应，化学平衡状态 的特点，影响平衡点因素，移动方 向，平衡常数，勒夏特列原理
电解质与非电解质，强电解质与弱电解质， 强酸与弱酸，水电离特点，影响水电离平 衡的外界因素，溶液的酸碱性和pH，pH值 计算
盐类水解特点，影响盐类水解的外界因素， 酸式盐溶液的酸碱性：电离程度与水解程度 比较，双水解反应，盐类水解的应用，溶液 中微粒浓度的大小比较：①电荷守恒②物料 守恒③质子守恒 难溶电解质的溶解平衡，溶解平衡 方程式的书写，溶度积，沉淀的溶 解与转化