人教版化学选修4重要知识点解读 焓变与键能的关系
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。
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。
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知识点总结高中化学选修4知识1、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(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.③热化学方程式中物质的系数加倍,ΔH的数值也相应加倍.2、反应焓变的计算(1)盖斯定律对于一个化学反应,无论是一步完成,还是分几步完成,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的计算.常见题型是给出几个热化学方程式,合并出题目所求的热化学方程式,根据盖斯定律可知,该方程式的ΔH为上述各热化学方程式的ΔH的`代数和.(3)根据标准摩尔生成焓,ΔfHmθ计算反应焓变ΔH.对任意反应：aA+bB=cC+dDΔH=[cΔfHmθ(C)+dΔfHmθ(D)]-[aΔfHmθ(A)+bΔfHmθ(B)]高中化学选修必背知识元素周期律1、影响原子半径大小的因素：①电子层数：电子层数越多，原子半径越大(最主要因素)②核电荷数：核电荷数增多，吸引力增大，使原子半径有减小的趋向(次要因素)③核外电子数：电子数增多，增加了相互排斥，使原子半径有增大的倾向2、元素的化合价与最外层电子数的关系：最高正价等于最外层电子数(氟氧元素无正价)负化合价数=8—最外层电子数(金属元素无负化合价)3、同主族、同周期元素的结构、性质递变规律：同主族：从上到下，随电子层数的递增，原子半径增大，核对外层电子吸引能力减弱，失电子能力增强，还原性(金属性)逐渐增强，其离子的氧化性减弱。
人教版高中选修4 化学反应原理1—4章知识点总结
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。
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第一二章知识点总结
第一章化学反应与能量一、焓变(ΔH)：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=－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。
《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。
《选修4_化学反应原理》焓变知识点总结
【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．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．△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.。
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2．微观角度——从本质上认识 由于在化学反应过程中，当反应物分子间的化学键 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时，即新化学 键形成时，又要释放能量，则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 的差即为该反应的反应热．
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[特别关注] 浓H2SO4、固体NaOH溶于水时有热量放出，但不属
于放热反应，NH4NO3固体溶于水时吸热，但不属于吸热 反应．
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考查点一 焓变、反应热
[例1] 对于放热反应2H2(g)＋O2(g)===2H2O(l)，下列说
法正确的是
()
A．生成物H2O所具有的总焓高于反应物H2和O2所具有 的总焓
B．946 kJ/mol
C．649 kJ/mol
D．896 kJ/mol
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解析：化学反应的本质是反应物分子旧键断裂(吸收能量)， 生成物分子新键形成(放出能量)，反应热等于生成物的键 能之和减去反应物的键能之和． 设N≡N键的键能为E(N≡N)，则有 2 mol×3×391 kJ/mol－1 mol·E(N≡N)－3 mol×436 kJ/mol＝92.4 kJ 解得E(N≡N)＝946 kJ/mol. 答案：B
上等于 恒压 条件下的焓变)，用 ΔH 表示． (2)单位：ΔH的单位常用kJ/mol.
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1．焓变和反应热是什么关系？ 提示：在恒压条件下进行的反应，其反应热就是焓 变．因此它们的符号均为ΔH，单位也相同．
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。
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。
化学选修4第一二章知识点总结
第一章化学反应与能量一、焓变(ΔH)：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=－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。
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焓变与键能的关系
（2019·泰安一中高三一模）工业上，在一定条件下利用乙烯和水蒸气反应制备乙醇。
反应原
CH2=CH2(g)+H2O(g)CH3CH2OH(g)△H。
已知几种共价键的键能如下：
化学键C−H C=C H−O C−C C−O
键能/kJ·mol−1413 615 463 348 351
下列说法错误的是
A．上述合成乙醇的反应原子利用率为100％
B．相同时间段内,用该反应中三种物质表示的该反应的化学反应速率相等
C．碳碳双键的键能大于碳碳单键键能，但碳碳单键更稳定
D．上述反应式中，ΔH =+34kJ·mol−1
【参考答案】D
【试题解析】A．乙烯水化制乙醇的反应是加成反应，反应物全部转化为生成物，原子利用率为100％，A 正确；B．反应混合物中，各物质的化学计量数相同，所以相同时间段内，反应中用三种物质表示的反应速率相等，B正确；C．由题中数据可知，碳碳双键的键能小于碳碳单键键能的2倍，所以碳碳单键比碳碳双键更稳定，C正确；D．上述反应式中，ΔH=(615kJ·mol−1)+( 413 kJ·mol−1)×4+( 463 kJ·mol−1)×2−(348 kJ·mol−1)−( 413 kJ·mol−1)×5−(463 kJ·mol−1)−(351 kJ·mol−1)=−34 kJ·mol−1，D错误。
正确选项D。
1．焓变与键能的关系
吸收能量E1
反应物生成物
放出能量E2
（1）若E1>E2，反应吸收能量，ΔH>0；若E1<E2，反应放出能量，ΔH<0。
（2）ΔH=E1－E2。
2．利用键能计算ΔH须明确反应中各物质的结构式
如H2O写成H—O—H，NH3写成，CH4写成，1 mol H2O含2 mol H—O键，1 mol
NH3含3 mol H—N键，1 mol CH4含4 mol H—C键，然后根据各物质的物质的量计算其键能之和。
3．反应热大小的比较
放热反应的反应热，ΔH<0，放热越多，|ΔH|越大，ΔH越小；吸热反应的反应热，ΔH>0，吸热越多，ΔH越大。
1．（2020·广州市高二上学期期中）已知H﹣H键能为436kJ/mol，H﹣N键能为391kJ/mol，根据化学方程式：3H 2(g)+N2(g)2NH3(g) ΔH =﹣92.0kJ/mol，计算氮氮三键的键能为
A．431kJ/mol B．946kJ/mol C．649kJ/mol D．869kJ/mol
2．已知1 g氢气完全燃烧生成水蒸气时放出热量121 kJ，且氧气中1 mol O=O键完全断裂时吸收热量496 kJ，水蒸气中1 mol H—O键形成时放出热量463 kJ，则氢气中1 mol H—H键断裂时吸收热量为
A．920 kJ B．557 kJ
C．436 kJ D．188 kJ
3．已知1 g 氢气完全燃烧生成液态水时放出热量143 kJ，18 g水蒸气变成液态水放出44 kJ的热量。
其他相关数据如下表：则表中x为
O=O H−H H−O(g)
1 mol 化学键断裂时需要吸收的能量/kJ 496 436 x
A．920 B．557 C．463 D．188
4．（2020·深圳市人大附中高二上学期期中）白磷与氧气可发生如下反应：P4+5O2P4O10，已知断裂下列化学键需要吸收的能量分别为：P−P a kJ/mol、P−O b kJ/mol、P=O c kJ/mol、O=O d kJ/mol。
根据有关数据和图所示的分子结构估算该反应的ΔH，其中正确的是。