高中化学选修四知识点全归纳!高中最难部分!复习过程

【精编】高中化学选修4知识点总结(详细版)知识讲解2021

化学选修第一章4 化学反应与原理化学反应与能量一、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）. 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：2、即：恒压下：焓变二反应热、都可用△H 表示、单位都是kJ/mol 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＞放热）△ H 为“+”或厶H ＞0 也可以利用计算厶吸收热量的化学反应。

（吸热H 来判断是吸热还是放热。

△ 日=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铝热反应等晶体Ba（O H ）?☆常见的吸热反应：①8H 2O 与NH 4C②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。

＞液态＞固态5. 同种物质不同状态时所具有的能量：气态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, A 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。

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高中化学选修四重难点知识全整理！一、反应热的四种计算方法1.利用热化学方程式进行相关量的求解，可先写出热化学方程式，再根据热化学方程式所体现的物质与物质间、物质与反应热间的关系直接或间接求算物质的质量或反应热。

其注意的事项有：(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。

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ΔH相加或相减，得到新的热化学方程式，可进行反应热的有关计算。

其注意的事项有：(1)热化学方程式同乘以某一个数时，反应热数值也必须乘上该数。

(2)热化学方程式相加减时，同种物质之间可相加减，反应热也随之相加减。

(3)将一个热化学方程式颠倒时，ΔH的“＋”、“－”号必须随之改变。

3.根据燃烧热计算：可燃物完全燃烧产生的热量＝可燃物的物质的量×燃烧热。

4.根据键能计算：反应热(焓变)等于反应物中的键能总和减去生成物中的键能总和，ΔH＝∑E反－∑E生(E表示键能)。

如反应3H2(g)＋N2(g)⇋2NH3(g)ΔH＝3E(H—H)＋E(N≡N)－6E(N—H)。

二、外界条件对化学反应速率的影响规律影响化学反应速率的因素包括内因和外因。

内因是指反应物本身的性质；外因包括浓度、温度、压强、催化剂、反应物颗粒大小等。

这些外界条件对化学反应速率影响的规律和原理如下：1.浓度(1)浓度增大，单位体积内活化分子数增多(活化分子百分数不变)，有效碰撞的几率增加，化学反应速率增大。

(2)浓度改变，可使气体间或溶液中的化学反应速率发生改变。

固体或纯液体的浓度可视为常数，它们的物质的量的变化不会引起反应速率的变化，但固体颗粒的大小会导致接触面积的变化，故影响化学反应速率。

2.压强改变压强，对化学反应速率产生影响的根本原因是引起浓度的改变。

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9、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） 10、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]
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：
化学选修化学反应原理复习
第一章
一、焓变反应热
建议收藏下载本文，以便随时学习！ 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
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。
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

高考化学选修四知识要点总结

高考化学选修四知识要点总结高考化学选修四知识要点总结总结是事后对某一时期、某一项目或某些工作进行回顾和分析，从而做出带有规律性的结论，它能使我们及时找出错误并改正，因此好好准备一份总结吧。

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高考化学选修四知识要点总结11.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”。

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。

高中化学选修四知识点复习(人教版)

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：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)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/mo ｌ。

高二化学选修4知识点精选难点总结五篇

高二化学选修4知识点精选难点总结五篇高二化学选修4知识点精选难点总结五篇总结是把一定阶段内的有关情况分析研究，做出有指导性结论的书面材料，它是增长才干的一种好办法，因此，让我们写一份总结吧。

但是却发现不知道该写些什么，以下是小编精心整理的高二化学选修4知识点精选难点总结五篇，希望对大家有所帮助。

高二化学选修4知识点精选难点总结五篇1化学电池1、电池的分类：化学电池、太阳能电池、原子能电池2、化学电池：借助于化学能直接转变为电能的装置3、化学电池的分类：一次电池、二次电池、燃料电池4、常见一次电池：碱性锌锰电池、锌银电池、锂电池等5、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。

6、二次电池的电极反应：铅蓄电池7、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8、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。

9、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。

负极发生氧化反应，正极发生还原反应，不过要注意一般电解质溶液要参与电极反应。

以氢氧燃料电池为例，铂为正、负极，介质分为酸性、碱性和中性。

当电解质溶液呈酸性时：负极：2H2—4e—=4H+正极：O2+4 e—4H+ =2H2O当电解质溶液呈碱性时：负极：2H2+4OH——4e—=4H2O正极：O2+2H2O+4 e—=4OH—另一种燃料电池是用金属铂片插入KOH溶液作电极，又在两极上分别通甲烷（燃料）和氧气（氧化剂）。

10、电极反应式为：负极：CH4+10OH——8e—=CO32—+7H2O；正极：4H2O+2O2+8e—=8OH—。

电池总反应式为：CH4+2O2+2KOH=K2CO3+3H2O 10、燃料电池的优点：能量转换率高、废弃物少、运行噪音低11、废弃电池的处理：回收利用高二化学选修4知识点精选难点总结五篇2离子共存1、由于发生复分解反应，离子不能大量共存。

新课标高中化学选修4知识点总结(很全)

化学选修 4 化学反应与原理章节知识点大全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(1) 反应热是化学变化中能量变化的一种通常的表现形式。

此外还有其他形式的能量，如：光、动能等。

(2) 物质本身能量状态越低，物质越稳定，要破坏其组成的化学键需要的能量越多（吸热多）；物质本身能量状态越高，越不稳定，要破坏其组成的化学键需要的能量越少（吸热少）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。

（0℃、101kPa 可不标）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，如：S-S02 C-CO2 H2-H20(l)③燃烧物的物质的量： 1 mol④研究内容：放出的热量。

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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1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。

△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。

高中化学选修4知识点归纳总结

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△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 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。

高中化学选修四重点知识点归纳

高中化学选修四重点知识点归纳高中化学选修四重点知识点归纳部分学生在学习化学的时候总是会忽略选修四的知识内容，对选修四的课本并不熟悉，实际上这个部分的知识点也是很重要的。

下面是店铺为大家整理的高中化学必备的知识点，希望对大家有用!选修四化学基础知识电解池一、电解原理1、电解池：把电能转化为化学能的装置也叫电解槽2、电解：电流(外加直流电)通过电解质溶液而在阴阳两极引起氧化还原反应(被动的不是自发的)的过程3、放电：当离子到达电极时，失去或获得电子，发生氧化还原反应的过程4、电子流向：(电源)负极—(电解池)阴极—(离子定向运动)电解质溶液—(电解池)阳极—(电源)正极5、电极名称及反应：阳极：与直流电源的正极相连的电极，发生氧化反应阴极：与直流电源的负极相连的电极，发生还原反应6、电解CuCl2溶液的电极反应：阳极：2Cl- -2e-=Cl2 (氧化)阴极：Cu2++2e-=Cu(还原)总反应式：CuCl2=Cu+Cl2↑7、电解本质：电解质溶液的导电过程，就是电解质溶液的电解过程规律总结：金属最怕做阳极，做了阳极就溶解，做了阴极被保护。

放电顺序：阳离子放电顺序：Ag+>Hg2+>Fe3+>Cu2+>H+(指酸电离的)>Pb2+>Sn2+>Fe2+>Zn2+>Al3+>Mg2+>Na+>Ca2+>K+ 阴离子的放电顺序：是惰性电极时：S2->I->Br->Cl->OH->NO3->SO42-(等含氧酸根离子)>F-(SO32-/MnO4->OH-)只要是水溶液H，OH以后的离子均作废，永远不放电。

是活性电极时：电极本身溶解放电注意先要看电极材料，是惰性电极还是活性电极，若阳极材料为活性电极(Fe、Cu)等金属，则阳极反应为电极材料失去电子，变成离子进入溶液;若为惰性材料，则根据阴阳离子的放电顺序，依据阳氧阴还的规律来书写电极反应式。

高中化学选修4 知识点总结

高中化学选修4 知识点归纳总结第一章化学反应与能量第一节化学反应与能量的变化1 mol H2分子和1 mol Cl2分子中化学键断裂时吸收总能量为：436 kJ＋243 kJ＝679 kJ；2 mol HCl分子中的化学键形成时释放总能量为：431 kJ＋431 kJ＝862 kJ；H2(g)＋Cl2(g)===2HCl(g)反应过程释放的能量为：862 kJ·mol－1－679 kJ·mol－1＝183 kJ·mol－1。

(2)从反应物和生成物所具有能量的相对大小来考虑(宏观角度)：如果反应物所具有的总能量大于生成物所具有的总能量，反应物转化为生成物时放出热量，反应为放热反应；如果反应物所具有的总能量小于生成物所具有的总能量，反应物转化为生成物时吸收热量，反应为吸热反应。

反应热＝(所有生成物能量之和)－(所有反应物能量之和)两者联系：分子中键能越大，物质能量越低，性质越稳定；反之，键能越小，物质能量越高，性质越活泼。

3．理解反应热、焓变要注意的问题(1)反应热描述的是化学反应前后的热量变化。

(2)反应热描述的是一定温度下的热量变化。

(3)任何化学反应都有反应热，不存在不发生能量变化的化学反应。

(4)ΔH的单位为kJ·mol－1或J·mol－1，式中的“mol－1”不能理解为每摩尔反应物或生成物，应理解为“每摩尔反应”。

(5)焓是物质固有的性质之一，不能进行测量，但焓变(即反应热)可以直接测量，其测量仪器叫作量热计。

知识点二吸热反应与放热反应1．放热反应和吸热反应的比较用E(反应物)、E(生成物)分别代表反应物、生成物的总能量；Q(吸)、Q(放)分别代表反应物2.常见的放热反应和吸热反应 (1)常见的放热反应。

①绝大多数化合反应，如CaO ＋H 2O===Ca(OH)2。

②所有的燃烧反应，如CH 4＋2O 2=====点燃CO 2＋2H 2O 。

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四是最难的部分，学问点也比较琐细，正由于如此，我们面对这本书的时候更要好好仔细去学，我在这里整理了学习这本书的全部学问点，盼望能关心到大家。

更多化学学问点相关内容推举↓↓↓（高一化学）学科必考学问点有机化学基础学问点归纳（总结）（高二化学）选修三学问点总结高二化学重点学问点归纳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分特殊留意：反应是吸热还是放热与反应的条件没有必定的联系，而打算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;①活泼金属与酸或水的反应;①酸碱中和反应;①铝热反应;①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;①大多数分解反应是吸热反应①等也是吸热反应;①水解反应考点2：反应热计算的依据1.依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.依据反应物和生成物的总能量计算ΔH=E生成物-E反应物。

3.依据键能计算ΔH=反应物的键能总和-生成物的键能总和。

4.依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。

即假如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。

①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.依据物质燃烧放热数值计算：Q(放)=n(可燃物)×|ΔH|。

其次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：___________ 。

高中化学选修4各章知识点归纳与总结

高中化学选修4 知识点归纳总结第一章化学反应与能量第一节化学反应与能量的变化一、焓变反应热知识点一焓变、反应热1．焓变、反应热(1)焓(H)：是与物质内能有关的物理量，是物质固有的性质。

(2)焓变：生成物与反应物的焓值之差。

焓变决定了在一定条件下的某一化学反应是吸热反应还是放热反应。

①符号：用ΔH表示。

②单位：常用kJ/mol或kJ·mol－1。

③表示方法：ΔH＝H(生成物)－H(反应物)。

(3)反应热：化学反应过程中放出或吸收的能量。

(4)反应热与焓变的关系：在恒压条件下进行的化学反应，反应过程中的反应热等于焓变，所以我们常用焓变(ΔH)表示反应热。

(5)反应热和焓变的比较反应热焓变含义化学反应中吸收或放出的热量化学反应中生成物所具有的焓与反应物所具有的焓之差符号QΔH 单位kJ·mol－1kJ·mol－1与能量变化的关系Q>0，反应吸收热量Q<0，反应放出热量ΔH>0，反应吸收热量ΔH<0，反应放出热量二者的相互联系ΔH是化学反应在恒定压强下(即敞口容器中进行的化学反应)且不与外界进行电能、光能等其他能量的转化时的反应热，即恒压条件下进行的反应的反应热Q就是焓变ΔH。

高中阶段二者通用2.化学反应中能量变化的原因(1)从化学键的角度(微观角度)看：在化学反应中当反应物分子中旧化学键断裂时，需要克服原子间的相互作用而吸收能量；当原子重新组成生成物分子，新化学键形成时，又要释放能量。

即化学反应的反应热＝(反应物所有键能之和)－(生成物所有键能之和)。

如图：1 mol H2分子和1 mol Cl2分子中化学键断裂时吸收总能量为：436 kJ＋243 kJ＝679 kJ；2 mol HCl分子中的化学键形成时释放总能量为：431 kJ＋431 kJ＝862 kJ；H2(g)＋Cl2(g)===2HCl(g)反应过程释放的能量为：862 kJ·mol－1－679 kJ·mol－1＝183kJ·mol －1。

(完整版)化学选修四知识点总结,推荐文档

一、焓变反应热化学选修 4 化学反应与原理第一章化学反应与能量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。

高中化学选修4知识点归纳总结

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△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4知识重点归纳

高中化学选修4知识重点归纳高中化学选修4知识重点归纳我们都知道高中化学分为必修和选修，但是选修模块的知识并不意味着不重要，高中化学选修四的知识内容一样要学好。

下面是店铺为大家整理的高中化学选修4知识重点归纳，希望对大家有用！高中化学选修4知识重点归纳11、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。