化学选修四知识点 总结
选修四第一章化学反应与能量知识清单
选4 第一章 《化学反应与能量》期末知识梳理一、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 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——吸收能量 化学键形成——释放能量4.键能：拆开1 mol 某化学键所需的能量或形成1 mol 该化学键所释放的能量叫键能5．可以利用计算ΔH 来判断是吸热还是放热。
ΔH =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ΔH 为“-”或△H <0时，为放热反应； ΔH 为“+”或△H >0时，为吸热反应。
对于放热反应,反应物具有的总能量高于生成物具有总能量,反应过程中释放出能量，从而使反应本身的能量降低,因此规定放热反应的△H 为“-”。
对吸热反应, 反应物具有的总能量低于生成物具有总能量,反应过程中释放出能量，从而使反应本身的能量降低,因此规定放热反应的△H 为“+”。
6．能量与键能的关系：物质具有的能量越低，物质越稳定（能量越低越稳定），能量和键能成反比。
7．同种物质不同状态时所具有的能量：气态>液态>固态【特别提醒】（1）常见的放热反应△所有的燃烧反应△酸碱中和反应HCl + NaOH = NaCl +H 2O△大多数的化合反应△常见金属（Al 、Fe 、Zn 等）与酸（HCl 、H 2SO 4等）的反应△生石灰（氧化钙）和水反应△铝热反应△缓慢氧化：食物的腐败等（2）常见的吸热反应△大多数分解反应：CaCO 3CaO +CO 2↑ △Ba(OH)2·8H 2O 晶体与NH 4Cl 晶体的反应：Ba(OH)2·8H 2O+2NH 4Cl ＝BaCl 2+2NH 3↑+10H 2O △碳与CO 2气体的反应：C + CO 22CO △碳与水蒸气的反应：C + H 2O CO + H 2 △氢气还原氧化铜：H 2+CuO H 2O+Cu（3）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。
化学选修四重要知识点记忆口诀!
化学选修四重要知识点记忆口诀！1.化学反应热概念化学反应伴能变，成键放出断需要。
左能高常是放热，置氢中和和燃烧。
炭水铵碱分解类，吸热自然右能高。
2.燃料燃烧知识理解能源紧张，不久用光。
接触充分，空气足量。
节能减排，新能跟上。
高效清洁，来日方长。
3.化学反应速率概念理解化学反应有快慢，摩尔每升比时间。
平均速率标物质，比例与系数有关。
浓度增大我加快，温度升高我翻番。
若能出现催化剂，改变大小更不难。
4.化学平衡概念理解可逆反应有限度，所有转化不完全。
正逆速率若相等，化学平衡状态现。
此时反应并未停，特征就是动定变。
（或：相反相成，可逆平衡；强弱互争，“逃逸”完成；外表内因，宏微相应；量变质变，运动永恒。
）5.化学平衡逆等动定变平衡，一等二最六一定,正逆反应速相等，转产二率最值衡,质量体积n分数,浓度温度色一定，参数可变变不变（变量不变），定达平衡要记清，参数一直不变化，不可用与断平衡。
解释：“逆等动定变平衡”,是指平衡状态有逆、等、动、定、变五个特征。
“一等”是指反应体系中同一反应物（或生成物）的正、逆反应速率相等即达平衡状态。
“二最”是指转化率、产率达最大值即达平衡状态。
“六一定”是指体系中各组分的质量分数、体积分数、物质的量分数、浓度不再变化，或体系的温度及颜色不再变化即达平衡状态。
“参数可变到不变，定达平衡要记清”是指参数（浓度、温度、质量、压强、体积、密度等）原为变量，后变为恒量，此时可逆反应达平衡状态。
“参数一直不变化，不可用与断平衡”是指若反应过程中参数始终没有变化，此参数不可用于判断可逆反应是否达平衡状态6.化学平衡图像题先拐先折，温度高，压强大！7.等效平衡“等效平衡”是指在相同条件下的同一可逆反应里，建立的两个或多个化学平衡中，各同种物质的百分数相同，这些化学平衡均属等效平衡，其核心是“各同种物质的百分数相同”。
“等效平衡”常见的有恒温恒压和恒温恒容两种情形，其口诀可概括为：等压比相等；等容量相等，但若系（气体系数）不变，可为比相等【三种情况前提：等T】。
人教版高中化学选修四第一章重要知识点总结
第一章重要知识点总结一、放热与吸热反应的几种类型：下列反应中生成物总能量高于反应物总能量的是（）A．碳酸钙受热分解B．乙醇燃烧C．铝粉与氧化铁粉末反应D．氧化钙溶于水二、△ H 的计算方法 =反应物的总键能-生成物的总键能=生成物的总能量-反应物的总能量（15 分）化学键的键能是指气态原子间形成 1mol 化学键时释放的能量。
如：H(g)＋I(g)→H－I(g)＋297KJ即 H－I 键的键能为 297kJ/mol，也可以理解为破坏 1mol H－I 键需要吸收 297KJ的热量。
化学反应的发生可以看成旧化学键的破坏和新化学键的形成。
下表是一些键能数据。
（单位：kJ/mol）键能键能键能H－H 436 Cl－Cl 243 H－Cl 432S＝S 255 H－S 339 C－F 427C-Cl 330 C－I 218 H－F 565C-O 347 H－O 464 Si—Si 176Si—O 460 O=O 497（1）根据表中数据判断 CCl4的稳定性（填“大于”或“小于”）CF4的稳定性。
（2）结合表中数据和热化学方程式 H2(g)＋Cl2(g)=2HCl(g) H=-QKJ/ mol；通过计算确定热化学方程式中 Q 的值为②请写出晶体硅与氧气反应生成二氧化硅的热化学方程式：三、物质稳定性的比较：能量越低越稳定键能越高越稳定已知 25℃、101KPa下，4Al（s）+3O2（g）=2Al2O3（s）H＝-2834.9KJ/mol4Al（s）+2O3（g）=2Al2O3（s） H＝-3119.1KJ/mol，由此得出的结论正确的是（）A．O2比 O3能量低，由 O2转变为 O3为放热反 B．O2比 O3能量高，由 O2转变为 O3为吸热反应C．O3比 O2稳定，由 O2转变为 O3为放热反 D．O2比 O3稳定，由 O2转变为 O3为吸热反应四、热化学方程式的书写判断：下列热化学方程式书写正确的是A、C(s)+O2(g)==CO2(g)；△H=+393.5kJ/molB、2SO+O2==2SO3；△ H= —196.6kJ/molC、H2（g）+1/2O2(g)==H2O(l)；△H=—285.8kJ/molD、2H2（g）+O2(g)==2HO(l)；△H= —571.6KJ五、反应热△H 大小的比较：根据以下 3 个热化学方程式：2H 2S(g)+3O2(g)＝2SO2(g)+2H2O(l) △H＝Q1 kJ/mol 2H2S(g)+O2(g)＝2S (s)+2HO(l) △H＝Q2 kJ/mol2H 2S(g)+O2(g)＝2S (s)+2HO(g) △H＝Q3 kJ/mol 判断 Q1、Q2、Q3三者关系正确的是（）A ． Q1>Q2>Q3 B． Q1>Q3>Q2C． Q3>Q2>Q1 D． Q2>Q1>Q3同温同压下，已知下列各反应为放热反应，下列各热化学方程式中热量数值最小的是（）A.2A ( l ) + B ( l ) = 2C (g △)H1 C.2A ( g ) + B ( g ) = 2C (△l )H3B. 2A ( g ) + B ( g ) = 2C (g△H)2 D. 2A ( l ) + B ( l ) = 2C ( l△)H4六、中和热与燃烧热的定义：由：①2C(s)+O2(g)＝2CO(g) ΔH＝－221 kJ/mol＋－②H (aq)+OH(aq)＝H2O(l) ΔH＝－ 57.3 kJ/mol可知：（）A．①的反应热为 221 kJ/mol B．稀硫酸与 Ba(OH)2稀溶液反应的中和热为 57.3 kJ/molC．碳的燃烧热大于 110.5 kJ/mol D．稀醋酸与稀 NaOH溶液反应生成 1 mol 水，放出 57.3 kJ热量七、 n mol 可燃物放出的热量 =n 乘以它的燃烧热已知 H2(g)、C2H4(g)和 C2H5OH(1)的燃烧热分别是 -285.8 kJ·mol-1、-1411.0 kJ·mol-1和-1366.8 kJ mol-1，则由等质量的各物质放出的热量比（）A ．4.8:1.5:1B． 1:3.2:1.5 C． 3.2:5:1D．1.5:1:2八、能源探究问题：未来新能源的特点是资源丰富，在使用时对环境无污染或污染很小，且可以再生。
选修四知识点(反应热、化学平衡、电化学)
反应热一、吸热或放热反应吸热反应：生成物的能量>反应物的能量，放热反应：生成物的能量<反应物的能量，如下图。
二、反应热概念：某一化学反应放出或吸收的热量。
符号：△H 单位：kJ/mol -1吸热反应：△H>0，放热反应：△H<0。
三、键能概念：断开1mol 化学键需要的能量。
例：H﹣H 化学键的键能为436kJ/mol -1单位：kJ/mol -1四、能量、键能与稳定性的关系能量越低，键能越高，稳定性越好。
五、催化剂与△H 的关系催化剂的加入不改变△H 的数值，降低的是活化能。
六、键能与△H 的关系△H=反应物键能之和-生成物键能之和例：CO（g）+2H 2（g）=CH 3OH（g）△H 注意：CH 3OH 的结构：H-C-O-H已知相关的化学键键能数据如上：化学键H﹣H C﹣O C≡O H﹣O C﹣H E/（kJ/mol -1）4363431076465413由此计算△H=-99kJ/mol。
解：△H=E C≡O +2E H﹣H -（3E C﹣H +E C﹣O +E H﹣O )△H=1076kJ．mol -1+2×436kJ．mol -1-（3×413+343+465）kJ．mol -1=-99kJ．mol -1七、热反应方程式概念：在化学方程式的物质后面加上状态符号，在方程式的后面加上△H 的方程式。
例：CH 4(g)+2O 2(g)=CO 2(g)+2H 2O(g)△H=-890.3kJ/mol气态（g）液态（l）固态（s）溶液（aq）放热反应吸热反应加入催化剂后的曲线HH注意：热反应方程式中可以出现分数的。
例：C 6H 5COOH(s)+15/2O 2(g)=7CO 2(g)+3H 2O(l)△H=-3226KJ/mol八、燃烧热概念：指1mol 物质与氧气进行完全燃烧反应生成稳定氧化物时放出的热量。
例：H 2(g)+1/2O 2(g)=H 2O(l)；ΔH=-285.8kJ·mol -1注意：稳定氧化物有：H 2O(l)CO 2(g)SO 2(g)不稳定氧化物有：H 2O(g)CO(g)CO 2(l)SO 2(l)九、盖斯定律计算△H例：利用CO 2和CH 4重整可制合成气（主要成分为CO、H 2），已知重整过程中部分反应的热化学方程式为：①CH 4（g）═C（s）+2H 2（g）△H=+75.0KJ•mol -1②CO 2（g）+H 2（g）═CO（g）+H 2O（g）△H=+41.0KJ•mol -1③CO（g）+H 2（g）═C（s）+H 2O（g）△H=-131.0KJ•mol -1反应CO 2（g）+CH 4（g）═2CO（g）+2H 2（g）的△H=+247KJ/mol．解：盖斯定律利用①+②-③计算得到反应计算过程：①+②：CO 2（g）+H 2（g）+CH 4（g）═C（s）+2H 2（g）+CO（g）+H 2O（g）△H=(75.0+41.0)KJ•mol -1左右各消去一个H 2得到：CO 2（g）+CH 4（g）═C（s）+H 2（g）+CO（g）+H 2O（g）△H=(75.0+41.0)KJ•mol -1上式-③得到：CO 2（g）-CO（g）+CH 4（g）-H 2（g）═H 2（g）+CO（g）△H=(75.0+41.0-131.0)KJ•mol -1整理得到：CO 2（g）+CH 4（g）═2CO（g）+2H 2（g）△H=+247KJ/mol.化学平衡一、活化分子、活化能、单位体积内的活化分子数、活化分子百分数活化分子：普通分子吸收能量后的分子活化能：普通分子变成活化分子需要的能量活化分子百分数：例：容器中含有活化分子数为1O，普通分子数为30，则活化分子百分数为：10/（10+30）×100%=25%单位体积内的活化分子数：例：2L 容器中含有活化分子数为1O，则单位体积内的活化分子数为：10/2=5增大反应速率的本质是：提高活化分子百分数或单位体积内的活化分子数。
化学选修4第四章第三节盐类的水解知识总结
化学选修四第四章第3节《盐类的水解》知识总结一、探究盐溶液的酸碱性强碱弱酸盐的水溶液，呈碱性；强酸弱碱盐的水溶液，呈酸性；强酸强碱盐的水溶液，呈中性。
二、盐溶液呈现不同酸碱性的原因弱酸强碱盐，水解显碱性CH3COONa= CH3COO−+ Na++H2O H++ OH−CH3COOHCH3COONa + H2O CH3COOH + NaOHCH3COO− + H2O CH3COOH + OH−强酸弱碱盐水解NH4Cl = NH4++ Cl−+H2O OH−+ H+NH3·H2ONH4Cl + H2O NH3·H2O + HClNH4+ + H2O NH3·H2O + H+强酸强碱盐：不水解弱酸弱碱盐：双水解，水解程度增大。
1、盐类水解(hydrolysis of salts)：在溶液中，由于盐的离子与水电离出来的H+或OH-结合生成弱电解质的过程中。
2、盐类水解的实质：是酸碱中和反应的逆反应酸+ 碱盐+ 水3、盐类水解破坏了水的电离平衡，促进了水的电离4、盐类水解的类型及规律由强碱和弱酸反应生成的盐，称为强碱弱酸盐，含有以下（CH3COONa）CO32-、PO43-、S2-、SO32-、ClO-、F-，弱酸根的盐，常会发生水解。
NH4Cl可以看作是强酸HCl和弱碱NH3·H2O反应生成的盐，我们把这种盐叫做强酸弱碱盐。
类似这样的盐还有Al2(SO4)3、FeCl3、CuSO4等。
由于NaCl电离出的Na+和Cl-都不能与水电离出来的H+或OH-结合生成弱电解质，所以强碱强酸盐不能水解，不会破坏水的电离平衡，因此其溶液显中性。
强酸强碱盐、难溶于水的盐不水解。
对于弱酸弱碱盐（NH4Ac），由于一水合氨和醋酸的电离度相近，因此铵离子、醋酸跟离子水解程度相近，从二溶液显中性。
(1)有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解，都弱都水解；谁强显谁性，同强显中性。
(2) 组成盐的酸越弱，水解程度越大例如，已知物质的量浓度相同的两种盐溶液，NaA和NaB，其溶液的pH前者大于后者，则酸HA 和HB的相对强弱为HB>HA，这条规律可用于利用盐的pH值判断酸性的强弱。
高中化学选修四的知识点总结
高中化学选修四的知识点总结高中化学选修四是由具备基础化学知识的高中生选修的一门科目。
该科目主要是以化学与材料科学和化学工程为主要研究对象和研究内容。
其主要切入点涉及到了物理化学、有机化学、无机化学和基础的化学实验技能。
在这篇文章中，我们将向您总结选修四的各个知识点，帮助您更好地了解和学习高中化学选修四。
一、物理化学物理化学主要研究物质的物理特性以及化学过程中的物理现象和变化规律。
因此，在选修四中的物理化学的内容涉及了以下几个方面：1.化学平衡性化学平衡是化学中基础的物理化学概念。
在选修四中，将有详细的讲解各种类型的化学平衡条件、浓度计算和化学反应机制等。
这将涉及到化学性质的浓度、摩尔分数、温度和反应速率等。
2.元素与化合物的热力学热力学是物理化学中另一个基础概念，包括了各种环境变化、系统的热力学属性和物质的热转换等。
在选修四中，将会详细讲解各种化学物质之间的热力学条件，包括热力学平衡、热力学势、焓，以及各种物质之间的热化学计算方法和应用。
3.电解质和非电解质电解质和非电解质是物理化学中另一个常见的概念，其包含了有电离及无电离的物质和化学反应。
在选修四中，将详细讲解电解质或非电解质反应的基本原理和机制，以及其与各种化合物之间的化学反应之间的关系。
4.交换反应动力学动力学是物理化学中研究反应和变化规律的学科。
在选修四中，动力学也是重点研究的内容之一。
主要涉及了各种反应的动力学比较和研究方法，包括交换反应和局部转化等。
二、有机化学有机化学一般指研究有机化合物中的运动和反应规律。
在选修四中，可以学到有机化合物的构造和反应特性，化合物的分类和各种反应机制。
1.碳的结构与键类型碳是有机化合物最重要的元素。
在选修四中，主要学习碳的结构、碳原子的电子结构和其化合物之间的极性。
此外，还将学习单键、双键、三键的差异，以及有机化合物的分子构成。
2.有机合成反应有机合成反应是另一个有机化学学科的重点。
在选修四中，就将向大家详细讲解各种有机合成反应，包括取代基反应和加成反应等。
高中化学选修四的知识点总结
高中化学选修四的知识点总结高中化学选修四的知识1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：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(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。
化学选修四所有知识点总结计划
化学选修四所有知识点总结第1章、化学反响与能量转变化学反响的本质是反响物化学键的断裂和生成物化学键的形成，化学反响过程中陪伴着能量的开释或汲取。
一、化学反响的热效应1、化学反响的反响热(1)反响热的看法：当化学反响在必定的温度下进行时，反响所开释或汲取的热量称为该反响在此温度下的热效应，简称反响热。
用符号Q表示。
(2)反响热与吸热反响、放热反响的关系。
Q＞0时，反响为吸热反响；Q＜0时，反响为放热反响。
(3)反响热的测定测定反响热的仪器为量热计，可测出反响前后溶液温度的变化，依据系统的热容可计算出反响热，计算公式如下：Q＝－C(T2－T1)式中C表示系统的热容，T1、T2分别表示反响前和反响后系统的温度。
实验室常常测定中和反响的反响热。
2、化学反响的焓变(1)反响焓变物质所拥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。
反响产物的总焓与反响物的总焓之差称为反响焓变，用ΔH表示。
(2)反响焓变ΔH与反响热Q的关系。
对于等压条件下进行的化学反响，若反响中物质的能量变化所有转变成热能，则该反响的反响热等于反响焓变，其数学表达式为：Qp＝ΔH＝H(反响产物)－H(反响物)。
(3)反响焓变与吸热反响，放热反响的关系：ΔH＞0，反响汲取能量，为吸热反响。
ΔH＜0，反响开释能量，为放热反响。
(4)反响焓变与热化学方程式：把一个化学反响中物质的变化和反响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)； H(298K)＝－·mol－1书写热化学方程式应注意以下几点：①化学式后边要注明物质的齐集状态：固态(s)、液态(l)、气态(g)、溶液(aq)。
②化学方程式后边写上反响焓变ΔH，ΔH的单位是J·mol－1或kJ·mol－1，且ΔH后注明反响温度。
③热化学方程式中物质的系数加倍，ΔH的数值也相应加倍。
【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4知识总结
高中化学选修4知识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)×|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(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。
化学选修四第一章 燃烧热 能源知识点
第二节燃烧热能源1、燃烧热（1）概念：在101 kPa时，1 mol纯物质完全燃烧生成稳定氧化物时所放出的热量，叫做该物质的燃烧热。
单位一般用kJ·mol－1(或kJ/mol)表示。
注意要点：○1反应条件：25℃，101KPa；○2反应程度：完全燃烧；○3反应物的量：燃烧物的物质的量：1mol；○4反应产物：素完全燃烧时对应的氧化物。
（2）意义：例如，C的燃烧热是393.5 kJ·mol－1，表示在25 ℃，101 kPa 条件下1 mol C完全燃烧放出393.5 kJ的热量。
（3）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“五看”：○1看方程式是否配平；○2看各物质的聚集状态是否正确；○3看ΔH的“+”、“-”符号是否正确；○4看反应热的单位是否为kJ/mol；○5看反应热的数值与化学计量数是否对应。
（4）燃烧热的计算：Q放＝n(可燃物)×|ΔH|（为可燃物燃烧反应所放出的热量，n为可燃物的物质的量，为可燃物的燃烧热）2、能源（1）概念：能源就是能提供能量的资源（2）发展阶段：柴草时期→化石能源时期→多能源结构时期（3）分类：○1一级能源：煤、石油、天然气；○2二级能源：煤气、电气、沼气、氢能、电能等；○3可再生能源：太阳能、水能、风能等；○4不可再生能源：煤、石油、天然气。
（4）能源问题：国目前使用的主要能源是化石燃料，它们的蕴藏量有限，而且不能再生，最终将会枯竭。
（5）解决能源问题的措施：○1提高能源的使用效率；○2开发新的能源。
【素材积累】1、只要心中有希望存摘，旧有幸福存摘。
预测未来的醉好方法，旧是创造未来。
坚志而勇为，谓之刚。
刚，生人之德也。
美好的生命应该充满期待、惊喜和感激。
人生的胜者决不会摘挫折面前失去勇气。
2、我一直知道，漫长人生中总有一段泥泞不得不走，总有一个寒冬不得不过。
《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。
高中选修四化学知识点
高中选修四化学知识点高中选修课程是学生们在高中学习的一门重要课程，包括数学、物理、化学、生物、历史、地理等。
其中，选修四化学是一个很有趣的课程，为学生们提供了更多的机会学习与理解化学知识。
本文将介绍高中选修四化学的知识点。
1. 有机化学有机化学是以碳为基础的化学领域，研究碳与碳之间、碳与氢、氧、氮、硫等元素之间的化学结合及其结构与性质。
有机化学的重要性在于它涵盖了生活中几乎所有有机化合物的研究内容，比如烷烃、醇、酚、酮、醛、酸、酯、胺等。
2. 分析化学分析化学是研究化学物质组成、结构、性质以及化学反应等方面的化学领域，它在科学研究中扮演着重要的角色。
分析化学的主要分类包含：定性分析和定量分析。
而在学习这方面的知识时，学生们需要了解很多有关度量和计算的概念，例如摩尔浓度、质量分析、色谱法、光度法等等。
3. 物理化学物理化学是研究物质的物理性质和化学反应的物理学分支。
物理化学的研究内容包括：热力学、动力学、量子化学、电化学、表面化学和材料化学等。
在学习物理化学时，学生需要理解相关的理论概念和实验方法，例如化学动力学中的反应速率、化学反应平衡、热力学能量和热力学反应等。
4. 生物化学生物化学研究生命体系中化学反应的过程，涵盖了生命体系中的分子和细胞的化学结构。
学习生物化学需要学生掌握很多化学理论，例如化学反应机制、酶的催化机制、蛋白质结构和功能的调节等等。
此外，学生还需要了解生物体系中的分子生物学知识，如清楚的了解DNA和RNA的结构和功能以及代谢通路等。
总而言之，高中选修四化学包含了有机化学、分析化学、物理化学和生物化学，这四个学科是化学领域中的最基本的学科，掌握他们，可以让学生更好地理解化学现象，并在以后资深化学中有更好的学习机会和发展路径。
通过学习这些重要知识点，不仅可以深入理解化学领域的概念和理论需要，而且可以理解其实际应用，为学生日后的职业前景打下牢固的基础。
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。
人教版高中化学选修4知识点(详细经典版)
目录第一章化学反应与能量_________________________________________________________________________________ 1 第二章化学反应速率和化学平衡_________________________________________________________________________ 6 第三章水溶液中的离子平衡___________________________________________________________________________ 21 第四章电化学基础____________________________________________________________________________________ 41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(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，表示的时候“-”，“kJ/mol”不能省略吸收热量的化学反应。
（吸热>放热）△H 为“+”或△H >0，表示的时候“+”，“kJ/mol”不能省略放热反应和吸热反应判断方法①能量图像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；b.一定是所有物质的能量之和，而不是某一个物质的能量高于产物或者低于产物的能量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。
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4第四章-电化学基础复习
比铜不活泼的杂质（Au、Ag）不会溶解而从阳极上脱落下来而形成阳极泥。
Cu2+ ＋2e－= Cu
（浓度会逐渐降低）
电镀铜
阳极：
铜片
阴极：
待镀铁制品
Cu－2e－= Cu2+
Cu2+ ＋2e－= Cu
CuSO4溶液的浓度？
实验结果：
在铁制品上镀上了一层铜
利用电解原理在某些金属的表面镀上一薄层其它金属或合金的过程叫电镀。
阴极：Cu2+ + 2e- Cu
阳极：2Cl- - 2e- Cl2
总反应式： CuCl2 Cu + Cl2
浓度？PH值？如何复原？
（3）放氢生碱型
NaCl溶液的电解
阴极：4H+ + 4e- 2H2
C
铅蓄电池是典型的可充型电池，它的正负极格板是惰性材料，电池总反应式为： Pb+PbO2+4H++2SO2-4 2PbSO4+2H2O 请回答下列问题（不考虑氢、氧的氧化还原）: 放电时：正极的电极反应式是______________;电解液中H2SO4的浓度将变________;当外电路通过1 mol电子时，理论上负极板的质量增加________g。 在完全放电耗尽PbO2和Pb时，若按题27图连接，电解一段时间后，则在A电极上生成__________、B电极上生成________,此时铅蓄电池的正负极的极性将________________________。 （1）PbO2 + 2e－ + 4H+ +2SO42－ = PbSO4 + 2H2O ；小；48 （2）Pb； PbO2 ；对换。
有关电解的计算 原则: 电化学的反应是氧化还原反应,各电极上转移电子的物质的量相等,无论是单一电池还是串联电解池,均可抓住电子守恒计算. 关键: 电极名称要区分清楚. 电极产物要判断准确. 各产物间量的关系遵循电子得失守恒.
化学选修四知识点
化学选修四知识点化学选修四是高中化学课程中涉及到的一门重要课程，它主要讲授的内容包括化学反应动力学、电化学、化学平衡以及有机化学。
下面，我们将深入探讨这些知识点的重要性和应用。
化学反应动力学是研究化学反应速率和影响反应速率的因素的科学。
它不仅有助于我们理解化学反应的速率规律，还具有实际应用价值。
通过对反应速率的研究，可以优化工业生产中的反应条件，提高反应速率，降低生产成本。
此外，化学反应动力学还对生命科学、环境科学等领域有着重要的意义，它可以帮助我们研究生物体内的化学反应和环境中的化学反应过程。
电化学是研究电荷传递和化学反应之间关系的学科。
它主要包括电解和电池两个方面的内容。
电解是指通过电解质溶液或熔融的电解质，在电场作用下实现化学物质的电解过程。
这种过程可以应用于电镀、制取金属和电解法处理废水等方面。
而电池则是将化学能转化为电能的装置，它广泛应用于我们的日常生活中，例如手机电池、电动车电池等。
通过学习电化学，我们可以深入了解电解和电池的工作原理，从而更好地使用和改进电池的性能。
化学平衡则是研究化学反应中反应物和生成物之间数量关系的学科。
它可以帮助我们理解化学反应达到动态平衡的条件和过程，并通过平衡常数的计算，确定反应的平衡位置。
这对于在工业生产中合理控制反应条件、提高反应产率具有重要意义。
化学平衡也是生活中一些重要现象的解释基础，例如酸碱中和、气体溶解等。
有机化学是研究有机化合物的组成、结构、性质、变化规律以及有机反应的学科。
有机化学在医药、农药、染料、合成材料等方面有着举足轻重的地位。
通过学习有机化学，我们可以了解有机化合物的合成方法、反应机理等，进而开发新的化学品、研究新药等。
综上所述，化学选修四的内容涵盖了化学领域的多个重要方面，它们的学习不仅有助于我们理解化学世界的奥秘，还能为我们打开科学研究和技术创新的大门。
无论是在工业生产中还是在日常生活中，这些知识点都具有实际应用价值。
因此，我们应该认真学习化学选修四的知识，提高自己对化学的认识和理解，为未来的科学探索和创新打下坚实基础。
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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。
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、NH3、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。
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。
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]7、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。
如：H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO二、水的电离和溶液的酸碱性1、水电离平衡：:水的离子积：K W =c[H+]·c[OH-]25℃时, [H+]=[OH-] =10-7 mol/L ; K W = [H+]·[OH-] = 1*10-14注意：K W只与温度有关，温度一定，则K W值一定K W不仅适用于纯水，适用于任何溶液（酸、碱、盐）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K W〈1*10-14 ②温度：促进水的电离（水的电离是吸热的）③易水解的盐：促进水的电离K W〉1*10-144、溶液的酸碱性和pH：（1）pH=-lgc[H+]（2）pH的测定方法：酸碱指示剂——甲基橙、石蕊、酚酞。