高二化学选修4知识点总结
化学选修4知识点总结
化学选修4知识点总结化学选修4是高中化学课程中的一门选修课，主要内容涵盖了物质的组成与结构、化学反应、化学平衡、化学动力学和电化学等方面的知识。
本文将对这些知识点进行总结，帮助学生们更好地理解和掌握化学选修4的核心内容。
一、物质的组成与结构1. 原子结构：原子由质子、中子和电子组成，质子和中子位于原子核中，电子围绕在原子核外部的能级轨道上。
2. 原子和离子：原子的质子数目决定了元素的原子序数，原子的中性状态下，质子数目等于电子数目；离子是原子失去或获得电子后带正电荷或负电荷的粒子。
3. 元素周期表：元素周期表按照原子序数的增加顺序排列，周期表的每一行称为一个周期，每一列称为一个族；周期表可以用来预测元素的性质和化合物的生成。
二、化学反应1. 化学平衡：化学反应达到平衡时，反应物和生成物的浓度保持不变，但反应仍在进行；平衡常数描述了反应物浓度与生成物浓度之间的关系。
2. 平衡常数计算：平衡常数可通过反应物浓度与生成物浓度的比值求得，平衡常数大于1表示偏向生成物，小于1表示偏向反应物。
3. 平衡常数的影响因素：温度、浓度、压力、催化剂等因素会影响平衡常数的数值。
4. 化学反应速率：化学反应速率指的是反应物浓度变化的快慢，可以通过反应物浓度对时间的变化率来描述。
5. 反应速率的影响因素：反应物浓度、温度、催化剂等因素会影响反应速率。
三、化学平衡的应用1. 平衡常数与反应条件：根据平衡常数的数值大小，可以预测反应偏向生成物的程度；通过改变反应条件，可以调整反应平衡的位置。
2. 平衡常数的计算：平衡常数可以通过浓度变化率和反应速率求得，也可通过实验数据进行测定。
3. 平衡常数与溶解度积：溶解度积是指溶解过程中溶质分子与溶剂分子之间的化学反应速率相等时，溶解物质浓度的积；溶解度积与平衡常数之间存在关系。
4. 平衡常数与酸碱反应：酸碱反应中，通过改变酸碱浓度比值可以调整反应平衡位置。
四、化学动力学1. 反应速率与反应物浓度：反应速率随着反应物浓度的增加而增加，遵循速率与浓度的关系。
高二化学知识点总结选修四
高二化学知识点总结选修四高二化学知识点总结选修四目录第一章、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三节、化学平衡第四节、化学反应进行的方向第三章、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。
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。
【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。
高二化学选修4知识点总结
高二化学知识点总结化学反应原理复习（一）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)－1＝H2O(l)；ΔH(298K)＝－285.8kJm·ol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4能源知识点总结
化学选修4能源知识点总结一、基本能源概念1. 能源的定义和分类能源是指可以促使物体发生变化或者驱动某些过程的物质或者现象。
根据能源的来源和形式，能源可以分为传统能源和非传统能源。
传统能源主要包括化石能源，如煤炭、石油和天然气；非传统能源则包括可再生能源，如太阳能、风能、水能等。
2. 化石能源的形成和利用化石能源主要是指成因于生物遗体、生物碎屑等经过长时间的地质作用而形成的矿物质、燃料等。
其利用可以满足人类的能源需求，但同时也会导致环境污染和温室气体排放等问题。
3. 可再生能源的特点和利用可再生能源是指可以通过自然过程不断产生和更新的能源，如太阳能、风能、水能等。
其利用具有环保和可持续发展的特点，对于缓解环境问题和能源供应具有重要意义。
二、化石能源的利用和问题1. 化石能源的利用和转化化石能源主要指煤炭、石油和天然气，它们被广泛用于发电、工业生产、交通运输等领域。
在利用过程中，煤炭通常通过燃烧来产生热能，而石油和天然气则可以提取燃料和化工原料。
2. 化石能源的问题和环境影响化石能源的利用会导致大量的二氧化碳和其他污染物排放，加剧全球气候变化和空气污染问题。
此外，化石能源的开采也会对地表和地下环境造成破坏，引发地质灾害和生态问题。
三、可再生能源的利用和发展1. 太阳能的利用太阳能是地球上最主要的能源之一，其利用方式包括光热能利用和光电能利用。
光热能利用是通过集热器等设备将太阳光转化为热能，用于供热或发电；光电能利用则是通过光伏电池将太阳光转化为电能。
2. 风能的利用风能是指大气运动过程中的动能，可以通过风力发电装置将其转化为电能。
风能利用的优点是无污染、可再生和资源广泛，但也面临着风速不稳定和设备成本高等问题。
3. 水能的利用水能是指水流、水位差等形式的动能，可以通过水电站等设备将其转化为电能。
水能利用的优点是效率高、储存方便和可调节性强，但也会对生态环境和水资源产生影响。
四、能源转化和利用技术1. 燃烧技术燃烧是指将燃料与氧气发生化学反应，产生热能和其他产物的过程。
高中化学选修4知识点总结(详细版)-(19314)
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 ( 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H表示，单位都kJ/mol。
是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☆ 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。
④热化学方程式中的化学计量数表示物质的量，不表示个数和体积，可以是整数，也可以是分数⑤各物质系数加倍，△ H加倍，即：△H和计量数成比例；反应逆向进行，△ H 改变符号，数值不变。
化学选修4知识点归纳
化学选修4知识点归纳一、化学热力学1. 热力学基本概念- 系统与环境- 状态函数与过程函数- 热力学平衡2. 热力学第一定律- 内能的定义- 能量守恒原理- 热量与功的计算3. 热力学第二定律- 熵的概念- 熵变的计算- 自发过程的判据4. 化学反应的热效应- 反应热的定义- 燃烧热与中和热- 热化学方程式二、化学动力学1. 化学反应速率- 速率方程- 速率常数- 反应级数2. 反应机理- 元反应与复合反应- 反应途径- 反应中间体3. 催化剂- 催化剂的作用- 均相催化与非均相催化 - 催化剂的中毒三、溶液与胶体1. 溶液的基本概念- 溶质与溶剂- 溶液的分类- 溶液的浓度表示2. 溶液的物理性质- 蒸气压下降- 沸点升高与凝固点降低 - 渗透压3. 胶体与界面现象- 胶体的定义与分类- 胶体的稳定性- 表面活性剂与乳化作用四、电化学1. 电解质溶液- 电解质的分类- 电导率与离子迁移率 - 电解质的电离平衡2. 电化学电池- 伏打电堆- 电化学系列- 标准电极电势3. 电化学腐蚀与防护- 金属的腐蚀机理- 阴极保护与阳极保护- 防腐涂料的应用五、有机化学1. 有机化合物的命名- IUPAC命名规则- 常见官能团的命名- 烷基与芳基的命名2. 有机反应类型- 取代反应- 加成反应- 消除反应与重排反应3. 生物分子化学- 碳水化合物的结构与功能- 蛋白质与肽的结构与性质- 核酸的结构与功能请注意，这只是一个简化的知识点归纳，实际的化学选修4课程可能会包含更多的细节和复杂的概念。
此外，具体的知识点可能会根据不同的教育标准和课程要求有所变化。
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最全面高中化学选修4超详细知识点分类总结78896
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(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Δ H 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——放热为“-”或△H <0 ，表示的时候“放出热量的化学反应。
(放热> 吸热) △H -”，“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（不建议大家死记硬背公式，-反应物所具有的总能量= 反应物的总键能-生成物的总键能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。
化学选修4知识点归纳
化学选修4知识点归纳一、有机化学1. 烃的分类根据分子中碳原子的数目，烃分为烷、烯、炔三类。
烷烷是碳原子与氢原子组成的一种有机化合物。
烷的化学式为CnH2n+2。
烷类分子中的碳原子通过单键连接，并且所有的碳原子都在分子的同一平面上。
烯烯是一类由碳原子与氢原子构成的有机化合物，其分子中含有至少一个碳-碳双键。
烯的化学式为CnH2n。
在烯类分子中，碳原子的结合方式为sp2杂化，而且有且仅有一个碳原子的杂化轨道上存在着一个π键。
炔炔是由碳原子和氢原子构成的一种有机化合物，其分子中至少含有一个碳-碳三键。
炔的化学式为CnH2n-2。
2. 芳香烃芳香烃是一类含有苯环的化合物。
芳香烃的共有3n+2个π电子，其中n为苯环包含的碳原子数目。
因为苯环是一个共振体系，其中每个碳原子都具有等价的sp2杂化，所以苯环中的π电子分布在整个分子上。
二、化学平衡化学反应达成平衡的条件是反应物浓度与生成物浓度比相等。
如果将某个化学反应体系中的反应物或生成物的浓度增加，反应体系会偏向生成反应物的方向；如果将反应物或生成物的浓度减少，反应体系会偏向生成产物的方向。
1. 平衡常数平衡常数（K）是一个度量化学反应体系中生成物和反应物浓度比例的量。
它通常表示为 [生成物] 的浓度除以 [反应物] 的浓度的乘积。
K值越大，意味着反应体系中产生的产物比起反应物更多。
2. 影响平衡的因素化学反应体系平衡受到多种因素的影响：•反应物浓度•温度•压力（如果反应产生的是气体）•催化剂3. 平衡移动反应体系向生成物方向移动的过程称为“平衡移动”。
平衡移动可以被影响，如果在反应体系中添加了更多的反应物或者温度升高，则会偏向生成物的方向。
如果在反应体系中添加了更多的产物或温度降低，则会偏向反应物的方向。
三、电化学电化学是化学和电学的交叉学科。
当电子和化学反应相关时，电化学就很重要了。
电化学反应可分为两类：离子反应和电极反应。
1. 离子反应在溶液中发生离子反应时，化学物质受到电离而产生离子。
人教版高中化学选修4知识点总结第一章化学反映与能量
第一章化学反映与能量一、化学反映与能量的转变课标要求1、了解化学反映中能量转化的原因和常见的能量转化形式2、了解反映热和焓变的含义3、熟悉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、焓变与反映热（1）化学反映的外观特征化学反映的实质是旧化学键断裂和新化学键生成，从外观上看，所有的化学反映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。
能量的转变通常表现为热量的转变，可是化学反映的能量转变还可以以其他形式的能量转变表现出来，如光能、电能等。
（2）反映热的概念当化学反映在必然的温度下进行时，反映所释放或吸收的热量称为反映在此温度下的热效应，简称为反映热。
通常常利用符号Q表示。
反映热产生的原因：由于在化学反映进程中，当反映物分子内的化学键断裂时，需要克服原子间的彼此作用，这需要吸收能量；当原子从头结合成生成物分子，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映物分子化学键断裂时所吸收的总能量的差即为该反映的反映热。
（3）焓变的概念对于在等压条件下进行的化学反映，若是反映中物质的能量转变全数转化为热能（同时可能伴随着反映体系体积的改变），而没有转化为电能、光能等其他形式的能，则该反映的反映热就等于反映前后物质的焓的改变，称为焓变，符号ΔΗ。
ΔΗ=Η（反映产物）—Η（反映物）为反映产物的总焓与反映物总焓之差，称为反映焓变。
若是生成物的焓大于反映物的焓，说明反映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，反映必需吸热才能进行。
即当Η（生成物）>Η（反映物），ΔΗ>0，反映为吸热反映。
若是生成物的焓小于反映物的焓，说明反映物具有的总能量大于产物具有的总能量，需要释放一部份的能量给外界才能生成生成物，反映必需放热才能进行。
即当Η（生成物）<Η（反映物），ΔΗ<0，反映为放热反映。
（4）反映热和焓变的区别与联系2、热化学方程式（1）概念把一个化学反映中物质的变和能量的转变同时表示出来的学方程式，叫热化学方程式。
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。
高二化学选修4 原电池的知识梳理
高二化学选修4 原电池的知识梳理原电池的知识梳理1、原电池是一种将化学能转变成电能的装置。
2、原电池的构成条件：活动性不同的两个电极、电解质溶液、形成闭合回路。
韵语记忆：一强一弱两块板，两极必用导线连，同时插入电解液，活动导体溶里边。
3、只有氧化还原反应才有电子的得失，只有氧化还原反应才可能被设计成原电池（复分解反应永远不可能被设计成原电池）。
4、氧化还原反应中还原剂的氧化反应和氧化剂的还原反应同时发生，一个氧化还原反应被设计成原电池后，氧化反应和还原反应被分别设计在负极和正极发生，两极反应式叠加后应该与氧化还原反应式吻合，要求书写电极反应式时，负极失去的电子数与正极得到的电子数相等。
5、无论什么样电极材料、电解质溶液（或熔融态的电解质）构成原电池，只要是原电池永远遵守电极的规定：电子流出的电极是负极，电子流入的电极是正极。
6、在化学反应中，失去电子的反应（电子流出的反应）是氧化反应，得到电子的反应（电子流入的反应）是还原反应，所以在原电池中：负极永远发生氧化反应，正极永远发生还原反应。
7、原电池作为一种化学电源，当它用导线连接上用电器形成闭合回路时就会有电流通过。
（1）在外电路：①电流的流向是从电源的正极出发经用电器流向电源的负极。
②电子的流向是从电源的负极出发经用电器流向电源的正极。
（2）在内电路：①电解质溶液中的阳离子向正极移动，因为：正极是电子流入的电极，正极聚集了大量的电子，而电子带负电，吸引阳离子向正极移动。
②电解质溶液中的阴离子向负极移动，因为：负极溶解失去电子变成阳离子，阳离子大量聚集在负极，吸引阴离子向负极移动。
（硝酸做电解质溶液时，在H+帮助下，NO3-向正极移动得电子放出NO2或NO）8、原电池的基本类型：（1）只有一个电极参与反应的类型：负极溶解，质量减小；正极本身不参与反应，但是在正极可能有气体产生或正极质量增大。
（2）两个电极都参与反应的类型：例如：充电电池类的：蓄电池、锂电池、银锌电池等。
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。
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高二化学知识点总结化学反应原理复习(一)第1章、化学反应与能量转化化学反应得实质就是反应物化学键得断裂与生成物化学键得形成,化学反应过程中伴随着能量得释放或吸收。
一、化学反应得热效应1、化学反应得反应热(1)反应热得概念:当化学反应在一定得温度下进行时,反应所释放或吸收得热量称为该反应在此温度下得热效应,简称反应热。
用符号Q表示。
(2)反应热与吸热反应、放热反应得关系。
Q＞0时,反应为吸热反应;Q＜0时,反应为放热反应。
(3)反应热得测定测定反应热得仪器为量热计,可测出反应前后溶液温度得变化,根据体系得热容可计算出反应热,计算公式如下: Q＝－C(T2－T1)式中C表示体系得热容,T1、T2分别表示反应前与反应后体系得温度。
实验室经常测定中与反应得反应热。
2、化学反应得焓变(1)反应焓变物质所具有得能量就是物质固有得性质,可以用称为“焓”得物理量来描述,符号为H,单位为kJ·mol-1。
反应产物得总焓与反应物得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得关系。
对于等压条件下进行得化学反应,若反应中物质得能量变化全部转化为热能,则该反应得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,放热反应得关系: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得变化与反应焓变同时表示出来得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得聚集状态: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得单位就是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得系数加倍,ΔH得数值也相应加倍。
3、反应焓变得计算(1)盖斯定律对于一个化学反应,无论就是一步完成,还就是分几步完成,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得计算。
常见题型就是给出几个热化学方程式,合并出题目所求得热化学方程式,根据盖斯定律可知,该方程式得ΔH为上述各热化学方程式得ΔH得代数与。
(3)根据标准摩尔生成焓,Δf H mθ计算反应焓变ΔH。
对任意反应:aA＋bB＝cC＋dDΔH＝［cΔf H mθ(C)＋dΔf H mθ(D)］－［aΔf H mθ(A)＋bΔf H mθ(B)］二、电能转化为化学能——电解1、电解得原理(1)电解得概念:在直流电作用下,电解质在两上电极上分别发生氧化反应与还原反应得过程叫做电解。
电能转化为化学能得装置叫做电解池。
(2)电极反应:以电解熔融得NaCl为例:阳极:与电源正极相连得电极称为阳极,阳极发生氧化反应:2Cl－→Cl2↑＋2e－。
阴极:与电源负极相连得电极称为阴极,阴极发生还原反应:Na＋＋e－→Na。
总方程式:2NaCl(熔)2Na＋Cl2↑2、电解原理得应用(1)电解食盐水制备烧碱、氯气与氢气。
阳极:2Cl－→Cl2＋2e－阴极:2H＋＋e－→H2↑总反应:2NaCl＋2H2O2NaOH＋H2↑＋Cl2↑(2)铜得电解精炼。
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、原电池得工作原理(1)原电池得概念:把化学能转变为电能得装置称为原电池。
(2)Cu－Zn原电池得工作原理:如图为Cu－Zn原电池,其中Zn为负极,Cu为正极,构成闭合回路后得现象就是: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)原电池得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;若一种金属与一种非金属做电极,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、金属得腐蚀与防护(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得过程称为金属腐蚀。
(2)金属腐蚀得电化学原理。
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－。
水膜中溶解得氧气被还原,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。
若水膜在酸度较高得环境下,正极反应为:2H+＋2e－→H2↑,该腐蚀称为“析氢腐蚀”。
(3)金属得防护金属处于干燥得环境下,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得金属防护层,破坏原电池形成得条件。
从而达到对金属得防护;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、化学反应得方向、限度与速率(1、2节)原电池得反应都就是自发进行得反应,电解池得反应很多不就是自发进行得,如何判定反应就是否自发进行呢？一、化学反应得方向1、反应焓变与反应方向放热反应多数能自发进行,即ΔH＜0得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 得反应。
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就是描述体系混乱度得概念,熵值越大,体系混乱度越大。
反应得熵变ΔS为反应产物总熵与反应物总熵之差。
产生气体得反应为熵增加反应,熵增加有利于反应得自发进行。
3、焓变与熵变对反应方向得共同影响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、压强一定得条件下,自发反应总就是向ΔH－TΔS＜0得方向进行,直至平衡状态。
二、化学反应得限度1、化学平衡常数(1)对达到平衡得可逆反应,生成物浓度得系数次方得乘积与反应物浓度得系数次方得乘积之比为一常数,该常数称为化学平衡常数,用符号K表示。
(2)平衡常数K得大小反映了化学反应可能进行得程度(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得书写方式有关。
对于给定得可逆反应,正逆反应得平衡常数互为倒数。
(4)借助平衡常数,可以判断反应就是否到平衡状态:当反应得浓度商Q c与平衡常数K c相等时,说明反应达到平衡状态。
2、反应得平衡转化率(1)平衡转化率就是用转化得反应物得浓度与该反应物初始浓度得比值来表示。
如反应物A得平衡转化率得表达式为:α(A)＝(2)平衡正向移动不一定使反应物得平衡转化率提高。
提高一种反应物得浓度,可使另一反应物得平衡转化率提高。
(3)平衡常数与反应物得平衡转化率之间可以相互计算。
3、反应条件对化学平衡得影响(1)温度得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。
温度对化学平衡得影响就是通过改变平衡常数实现得。
(2)浓度得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得反应物浓度,来提高另一昂贵得反应物得转化率。
(3)压强得影响ΔVg＝0得反应,改变压强,化学平衡状态不变。
ΔVg≠0得反应,增大压强,化学平衡向气态物质体积减小得方向移动。
(4)勒夏特列原理由温度、浓度、压强对平衡移动得影响可得出勒夏特列原理:如果改变影响平衡得一个条件(浓度、压强、温度等)平衡向能够减弱这种改变得方向移动。
【例题分析】例1、已知下列热化学方程式:(1)Fe2O3(s)＋3CO(g)＝2Fe(s)＋3CO2(g) ΔH＝－25kJ/mol(2)3Fe2O3(s)＋CO(g)＝2Fe3O4(s)＋CO2(g) ΔH＝－47kJ/mol(3)Fe3O4(s)＋CO(g)＝3FeO(s)＋CO2(g) ΔH＝＋19kJ/mol写出FeO(s)被CO还原成Fe与CO2得热化学方程式。
解析:依据盖斯定律:化学反应不管就是一步完成还就是分几步完成,其反应热就是相同得。
我们可从题目中所给得有关方程式进行分析:从方程式(3)与方程式(1)可以瞧出有我们需要得有关物质,但方程式(3)必须通过方程式(2)有关物质才能与方程式(1)结合在一起。
将方程式(3)×2＋方程式(2);可表示为(3)×2＋(2)得:2Fe3O4(s)＋2CO(g)＋3Fe2O3(s)＋CO(g)＝6FeO(s)＋2CO2(g)＋2Fe3O4(s)＋CO2(g);ΔH＝＋19kJ/mol×2＋(－47kJ/mol)整理得方程式(4):Fe2O3(s)＋CO(g)＝2FeO(s)＋CO2(g);ΔH＝－3kJ/mol将(1)－(4)得2CO(g)＝2Fe(s)＋3CO2(g)－2FeO(s)－CO2(g);ΔH＝－25kJ/mol－(－3kJ/mol)整理得:FeO(s)＋CO(s)＝Fe(s)＋CO2(g);ΔH＝－11kJ/mol答案:FeO(s)＋CO(s)＝Fe(s)＋CO2(g);ΔH＝－11kJ/mol例2、熔融盐燃料电池具有高得发电效率,因而得到重视,可用Li2CO3与Na2CO3得熔融盐混合物作用电解质,CO 为阳极燃气,空气与CO2得混合气体为阴极助燃气,制得在650℃下工作得燃料电池,完成有关得电池反应式: 阳极反应式:2CO＋2CO32－→4CO2＋4e－阴极反应式: ;总电池反应式: 。