高二化学选修4知识总结
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___________。
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。
高中化学选修4第三章知识点分类总结
高中化学选修4第三章知识点分类总结一、知识概述《高中化学选修4第三章知识点》①基本定义：高中化学选修4第三章主要涉及水溶液中的离子平衡相关知识。
像弱电解质的电离平衡，就是说有些电解质在水溶液里只有一部分分子电离成离子，比如醋酸，它在水中不完全电离。
盐类的水解平衡就是盐的离子与水电离出的氢离子或氢氧根离子结合生成弱电解质的反应平衡，例如氯化铵水解使溶液显酸性。
沉淀溶解平衡就是在一定温度下，难溶电解质饱和溶液中里各离子浓度幂之积是一个常数。
②重要程度：这一章节是高中化学的重点内容。
它是对之前化学知识关于溶液体系的深入研究，在解释化学反应的方向和限度、物质的溶解性等方面有重要意义，在整个化学反应原理体系中起着承接前后知识的关键作用。
③前置知识：需要先掌握化学平衡的基本概念，对于开率、转化率等有所了解；还应熟悉电解质、非电解质等基础概念；以及水的离子积等基础知识。
④应用价值：在实际生活中有很多应用，比如在水处理中，通过调节pH控制水中某些金属离子的沉淀溶解平衡，防止金属离子污染。
在工业上，理解盐类水解在某些化工过程中调整溶液酸碱度。
二、知识体系①知识图谱：这部分内容处于化学反应原理板块的重要位置，连接着化学平衡理论与电解质溶液相关知识，是理解溶液中反应的重要理论组成部分。
②关联知识：与化学平衡、电解质溶液的性质、酸碱中和反应等知识点紧密联系。
比如化学平衡中的勒夏特列原理同样适用于电离平衡、水解平衡和沉淀溶解平衡。
③重难点分析：- 重难点之一是理解各种平衡常数的意义和计算。
例如电离常数能够反映弱电解质电离程度的大小。
要正确理解这些常数表达式中各离子浓度的含义以及它们与温度等因素的关系。
- 盐类水解原理也是难点。
不同盐的水解情况复杂，像强碱弱酸盐、强酸弱碱盐、弱酸弱碱盐的水解结果都不同。
- 掌握这些平衡知识在实际生产生活中的应用是重点。
比如在分析土壤酸碱度对农作物生长的影响时，就涉及盐类水解的知识。
④考点分析：- 在考试中非常重要，经常出现在选择题、填空题和简答题中。
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。
化学选修4第二章知识点总结
化学选修4第二章知识点总结一、章节概述本章节主要介绍了化学反应的基本原理和概念，包括化学反应的类型、化学方程式的书写规则、反应速率的影响因素以及化学平衡的概念。
二、化学反应类型1. 合成反应- 定义：两种或两种以上的物质反应生成一种新物质的反应。
- 举例：N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g)2. 分解反应- 定义：一种物质分解生成两种或两种以上的物质的反应。
- 举例：2H2O(l) → 2H2(g) + O2(g)3. 置换反应- 定义：一种单质与一种化合物反应，生成另一种单质和化合物的反应。
- 举例：Zn(s) + 2HCl(aq) → ZnCl2(aq) + H2(g)4. 还原-氧化反应（红ox反应）- 定义：反应中涉及电子转移的反应，通常伴随着氧化剂和还原剂的产生。
- 举例：2Na(s) + Cl2(g) → 2NaCl(s)三、化学方程式的书写规则1. 守恒原则- 确保方程式两边的原子数相等。
2. 条件标注- 反应条件如温度、压力、催化剂等应在方程式旁边标注。
3. 状态标记- 反应物和生成物的物理状态（s, l, g, aq）应在化学式后面标注。
四、反应速率的影响因素1. 浓度- 反应速率通常与反应物的浓度成正比。
2. 温度- 温度升高，反应速率通常加快。
3. 催化剂- 催化剂可以改变反应速率，但不改变反应的平衡位置。
4. 表面积- 反应物的表面积增大，反应速率加快。
五、化学平衡1. 动态平衡- 反应物和生成物同时以相等的速率进行反应和生成，宏观上看不到变化。
2. 平衡常数- 描述反应平衡状态的一个量，与温度有关。
3. 勒夏特列原理- 系统会调整自身以减少外界条件变化带来的影响。
六、本章重要实验1. 实验名称- 实验目的、原理、步骤、注意事项。
2. 实验名称- 实验目的、原理、步骤、注意事项。
七、习题解析1. 题目- 解答步骤、关键点分析。
2. 题目- 解答步骤、关键点分析。
化学选修4知识点总结
1. 化学平衡1.1 平衡状态•可逆反应达到动态平衡时，正逆反应速率相等，但不为零。
•平衡状态下，反应物和生成物的浓度不再发生变化。
1.2 平衡常数•平衡常数K表示在一定温度下，可逆反应达到平衡时各生成物浓度的化学计量数次幂的乘积除以各反应物浓度的化学计量数次幂的乘积。
•平衡常数只与温度有关，与浓度、压强无关。
1.3 影响平衡的因素•浓度变化：增加反应物浓度或减少生成物浓度，平衡向正反应方向移动；反之，平衡向逆反应方向移动。
•压强变化：对于有气体参与的反应，增加压强，平衡向气体体积减小的方向移动；减少压强，平衡向气体体积增大的方向移动。
•温度变化：升高温度，平衡向吸热的方向移动；降低温度，平衡向放热的方向移动。
2. 化学反应速率与化学平衡2.1 反应速率•平均化学反应速率v = Δc/Δt，单位为mol·L-1·s-1或mol·L-1·min-1。
•反应速率与反应物浓度、反应物性质、温度、催化剂等因素有关。
2.2 影响反应速率的因素•反应物浓度：增加反应物浓度，反应速率增大。
•温度：升高温度，反应速率增大。
•催化剂：加入催化剂，反应速率增大。
•固体表面积：增大固体表面积，反应速率增大。
2.3 化学平衡与反应速率的关系•当反应速率大于平衡速率时，平衡向正反应方向移动；当反应速率小于平衡速率时，平衡向逆反应方向移动。
3. 难溶电解质与沉淀溶解平衡3.1 溶度积•溶度积Ksp表示在一定温度下，难溶电解质在水中达到饱和时，电解质离子浓度的乘积。
•Ksp只与温度有关，与浓度、压强无关。
3.2 沉淀溶解平衡•当Qc > Ksp时，溶液中会产生沉淀；当Qc = Ksp时，溶液处于饱和状态；当Qc < Ksp时，溶液中无沉淀生成。
3.3 沉淀的转化•当两种难溶电解质溶液混合时，溶解度更小的电解质会转化为溶解度更小的沉淀。
4. 酸碱平衡4.1 酸碱理论•酸：能够释放H+离子的物质。
化学选修4知识点总结.
化学选修4第三四章知识点总结第三章 水溶液中的离子平衡一、强、弱电解质1、常见的强电解质包括：强酸：盐酸、H 2SO 4、HNO 3强碱：KOH 、NaOH 、Ca(OH)2、Ba(OH)2大多数盐：NaCl 、K 2SO 4、AgCl 、BaSO 42、常见的弱电解质包括; 弱酸：H 2CO 3CH 3COOHH 2SO 3HFHClOH 3PO 4H 2SiO 3H 2S弱碱：NH 3.H 2OAl(OH)3Mg(OH)2Cu(OH)2Fe(OH)3Al(OH)3水：H 2O弱电解质电离用可逆号，多元弱酸的电离应分步书写，且以第一步电离为主；例：写出下列物质的电离方程式：H 2CO 3_____________________________NH 3.H 2O________________________靜啬谠尽饌颍豈創迟谀铉猪潋椏锗繚鲽煩錕鏵砾顎肿鋇撥枭谇轳曠终餘鑣廄諢庑刭撑趱締鹏話員鷚鋱騙虧諉剑讞窃擞疖纩鹪癟鹜诈飯鱍贝。
CH 3COOH__________________________Fe(OH)3_____________________________________囱絞龍饫脏馈驳闸铮書铱選夹鬧块罰輟绳敘铛機鄧鲛赣赝縑鋼濃鍶瀉毕漚业輅鲤蘆纖奥戆綣缦虿駢荧閻論瑪剴鸷学裊灿塹氳钔著艙湾攏体。
二、弱电解质的电离平衡以CH 3COOHCH 3COO -+H +的电离平衡为例：（1）加热，平衡正向移动，因为醋酸的电离是吸热过程；（2）加水，平衡向正向移动，C(H +)浓度减小（外界条件改变为主），C(CH 3COOH)浓度减小，但)()(COOH CH C H C 3+比值增大，因为醋酸的浓度减小的幅度更大； （3）加入少量NaOH 固体，平衡正向移动；（消耗了H +）（4）加入少量CH 3COONa 固体，平衡逆向移动；（增大了CH 3COO -的浓度）（5）加入冰醋酸（纯的醋酸），平衡正向移动；（增大了反应物的浓度），但醋酸的电离度减小；三、电离平衡常数以CH 3COOHCH 3COO -+H +的电离平衡为例：电离平衡常数表达式为)()()(COOH CH C H C COO CH C k a 33+-=K a 大小只与温度有关，Ka 的大小可以反映弱电解质的强弱程度，酸越弱，Ka 越小；四、水的电离平衡1、水的电离：H 2OH ++OH -，25℃时，C(H +)=1X10-7mol/L ，C(OH -)=1X10-7mol/L ，此时水的离子积常数Kw=1X10-14，温度升高，Kw 增大，但纯水仍显中性；2、pH 计算公式：pH=-lgc(H +)，反过来已知pH 大小，也可求出c(H +)=10-pH 五、盐类的水解：1、写出下列盐类水解的离子方程式：NH 4Cl___________________________CH 3COONa______________________Na2CO3_________________________FeCl3__________________________Na2S____________________________CuSO4__________________________泡沫灭火器原理（NaHCO3和AlCl3的双水解反应）____________________________Al3+和S2-的双水解反应：_______________________________________________Al3+和AlO2-的双水解反应：____________________________________________Fe3+和2-2K=且h3a、c(Na+b、c(Na+c、c(OH-ABcC．0.1mol·L－1NaHCO3溶液中：c(H＋)＋c(H2CO3)＝c(CO)＋c(OH－)D．等体积、等物质的量浓度的NaX和弱酸HX混合后的溶液中：c(Na＋)＞c(HX)＞c(X－)＞c(H＋)＞c(OH－)解析：答案选D，而C选项中就是将电荷守恒和物料守恒综合在一起（消掉C(Na+)即可）六、酸碱中和滴定甲基橙 3.1~4.4 红色（<3.1）橙色（3.1~4.4）黄色（>4.4）酚酞8.2~10 无色（<8.2）浅红（8.2~10）红色（>10）（1）如选用甲基橙作指示剂，滴定终点的判断方法是：当加入最后一滴标准液时，溶液的颜色由_____色突变为_____色，且保持30S不变色；（2）如选用酚酞作指示剂，滴定终点的判断方法是：当加入最后一滴标准液时，溶液的颜色由_____色突变为_____色，且保持30S不变色；3、如果用标准的NaOH溶液滴定待测的盐酸（HCl）：（2）如选用甲基橙作指示剂，滴定终点的判断方法是：当加入最后一滴标准液时，溶液的颜色由_____色突变为_____色，且保持30S不变色；（3）如选用酚酞作指示剂，滴定终点的判断方法是：当加入最后一滴标准液时，溶液的颜色由_____色突变为_____色，且保持30S不变色；4、一般不选用石蕊做指示剂，因为石蕊的颜色变化不明显；第四章电化学基础一、原电池1、原电池是将_____能转化为_____能的装置；2、画出由锌片、铜片和稀硫酸构成的原电池装置图负极材料_____：电极反应方程式：___________________正极材料_____：电极反应方程式：___________________总反应：__________________________________________觅鲞鳩錈鍰诉蓝貢緩閫膽領铐諍椠僅吓閿園邺嵛銮鲳禮濃談歿釧暂磽飘譙襖潴诙馋鰥紅鲩厍雋撺榉鍥换舰魚鵑畝魚马澇輳黌娲阋鼹蟈繳彌。
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。
高中化学选修4知识点总结(详细版)
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(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(E 断)-生成物的总键能（E 成）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（特殊：C ＋CO 2 △ 2CO 是吸热反应）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)2·8H 2O 与NH 4Cl ② 大多数的分解反应③ 水解反应 ④C ＋CO 2 △2CO 是吸热反应）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。
注意：放热反应不一定需要加热，吸热反应也不一定都需要加热。
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℃，101KPa.标况是指0℃,101Pa.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。
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。
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第一二章知识点总结
化学选修4第一二章知识点总结一、知识概述1. 《化学反应与能量》- ①基本定义：化学反应在进行的时候，会伴随着能量的变化。
有的反应会放出能量，就像燃烧，这就是放热反应；有的反应要吸收能量才能进行，就好比碳酸钙高温分解，这是吸热反应。
- ②重要程度：在化学学科里就像是主线一样。
无论是在理解化学反应的本质还是在实际工业生产、日常生活的能量利用方面，都超级重要。
- ③前置知识：要知道化学反应的基本概念，像化学方程式这些。
举个例子，要是连氢气和氧气反应生成水的化学方程式都不知道，那这个能量变化也就不好研究了。
- ④应用价值：在生活中，咱们取暖的柴火燃烧，那就是放热反应提供热量。
在工业上，炼铁时焦炭的燃烧为反应提供热量也是利用化学反应的能量变化。
2. 《化学反应速率和化学平衡》- ①基本定义：化学反应速率就是化学反应进行的快慢。
化学平衡就好像一个跷跷板，当反应在一定条件下，正反应速率和逆反应速率相等，反应混合物中各组分的浓度保持不变的状态。
- ②重要程度：对化工生产特别关键。
要是能控制反应速率和平衡，就能提高产率、降低成本。
- ③前置知识：得先知道物质的量、浓度这些概念。
打个比方，你得知道一杯糖水里糖的浓度是多少，才能去研究蔗糖水解反应的速率。
- ④应用价值：在化工生产中，比如合成氨反应，要控制反应速率使反应既不太快发生危险，又不太慢影响产量；还要控制好平衡，让氨的产量更高。
二、知识体系1. ①知识图谱：在化学选修4里，这前两章就像是高楼大厦的基础部分。
化学反应与能量是从能量角度去理解化学反应，化学反应速率和化学平衡则是从快慢和反应程度方面去探讨化学反应。
- ②关联知识：化学反应与能量的知识和后面要学的电化学等息息相关。
化学反应速率和化学平衡与化学实验、工业生产流程等联系紧密。
像在电解池中就涉及能量转化，而且溶液中离子反应的进行其实也存在反应速率和平衡的问题。
- ③重难点分析：化学反应中的能量变化计算、活化能的概念等是难点。
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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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)＝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。
3、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，Δf Hmθ计算反应焓变ΔH。
对任意反应：aA＋bB＝cC＋dDΔH＝［cΔf Hmθ(C)＋dΔfHmθ(D)］－［aΔfHmθ(A)＋bΔfHmθ(B)］第2章、化学反应的方向、限度与速率(1、2节)原电池的反应都是自发进行的反应，电解池的反应很多不是自发进行的，如何判定反应是否自发进行呢？一、化学反应的方向1、反应焓变与反应方向放热反应多数能自发进行，即ΔH＜0的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的反应。
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是描述体系混乱度的概念，熵值越大，体系混乱度越大。
反应的熵变ΔS 为反应产物总熵与反应物总熵之差。
产生气体的反应为熵增加反应，熵增加有利于反应的自发进行。
3、焓变与熵变对反应方向的共同影响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、压强一定的条件下，自发反应总是向ΔH－TΔS＜0的方向进行，直至平衡状态。
二、化学反应的限度1、化学平衡常数(1)对达到平衡的可逆反应，生成物浓度的系数次方的乘积与反应物浓度的系数次方的乘积之比为一常数，该常数称为化学平衡常数，用符号K表示。
(2)平衡常数K的大小反映了化学反应可能进行的程度(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的书写方式有关。
对于给定的可逆反应，正逆反应的平衡常数互为倒数。
(4)借助平衡常数，可以判断反应是否到平衡状态：当反应的浓度商Qc与平衡常数Kc相等时，说明反应达到平衡状态。
2、反应的平衡转化率(1)平衡转化率是用转化的反应物的浓度与该反应物初始浓度的比值来表示。
如反应物A的平衡转化率的表达式为：α（A）＝(2)平衡正向移动不一定使反应物的平衡转化率提高。
提高一种反应物的浓度，可使另一反应物的平衡转化率提高。
(3)平衡常数与反应物的平衡转化率之间可以相互计算。
3、反应条件对化学平衡的影响(1)温度的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。
温度对化学平衡的影响是通过改变平衡常数实现的。
(2)浓度的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的反应物浓度，来提高另一昂贵的反应物的转化率。
(3)压强的影响ΔVg＝0的反应，改变压强，化学平衡状态不变。
ΔVg≠0的反应，增大压强，化学平衡向气态物质体积减小的方向移动。
(4)勒夏特列原理由温度、浓度、压强对平衡移动的影响可得出勒夏特列原理：如果改变影响平衡的一个条件(浓度、压强、温度等)平衡向能够减弱这种改变的方向移动。
【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和CO2的热化学方程式。
解析：依据盖斯定律：化学反应不管是一步完成还是分几步完成，其反应热是相同的。
我们可从题目中所给的有关方程式进行分析：从方程式(3)与方程式(1)可以看出有我们需要的有关物质，但方程式(3)必须通过方程式(2)有关物质才能和方程式(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的发电效率，因而得到重视，可用Li2CO3和Na2CO3的熔融盐混合物作用电解质，CO为阳极燃气，空气与CO2的混合气体为阴极助燃气，制得在650℃下工作的燃料电池，完成有关的电池反应式：阳极反应式：2CO＋2CO32－→4CO2＋4e－阴极反应式：；总电池反应式：。
解析：作为燃料电池，总的效果就是把燃料进行燃烧。
本题中CO为还原剂，空气中O2为氧化剂，电池总反应式为：2CO＋O2＝2CO2。
用总反应式减去电池负极（即题目指的阳极）反应式，就可得到电池正极（即题目指的阴极）反应式：O 2＋2CO2＋4e－＝2CO32－。
答案：O2＋2CO2＋4e－＝2CO32－；2CO＋O2＝2CO2例3、下列有关反应的方向说法中正确的是( )A、放热的自发过程都是熵值减小的过程。
B、吸热的自发过程常常是熵值增加的过程。
C、水自发地从高处流向低处，是趋向能量最低状态的倾向。
D、只根据焓变来判断化学反应的方向是可以的。
解析：放热的自发过程可能使熵值减小、增加或无明显变化，故A错误。
只根据焓变来判断反应进行的方向是片面的，要用能量判据、熵判据组成的复合判据来判断，D错误。
水自发地从高处流向低处，是趋向能量最低状态的倾向是正确的。
有些吸热反应也可以自发进行。
如在25℃和1.01×105Pa时，2N2O5 (g)＝4NO2(g)＋O2(g)；ΔH＝56.7kJ/mol，(NH4)2CO3(s)＝NH4HCO3(s)＋NH3(g)；ΔH＝74.9kJ/mol，上述两个反应都是吸热反应，又都是熵增的反应，所以B也正确。
答案：BC。
化学反应原理复习（二）【知识讲解】第2章、第3、4节一、化学反应的速率1、化学反应是怎样进行的(1)基元反应：能够一步完成的反应称为基元反应，大多数化学反应都是分几步完成的。
(2)反应历程：平时写的化学方程式是由几个基元反应组成的总反应。
总反应中用基元反应构成的反应序列称为反应历程，又称反应机理。
(3)不同反应的反应历程不同。
同一反应在不同条件下的反应历程也可能不同，反应历程的差别又造成了反应速率的不同。
2、化学反应速率(1)概念：单位时间内反应物的减小量或生成物的增加量可以表示反应的快慢，即反应的速率，用符号v表示。
(2)表达式：(3)特点对某一具体反应，用不同物质表示化学反应速率时所得的数值可能不同，但各物质表示的化学反应速率之比等于化学方程式中各物质的系数之比。
3、浓度对反应速率的影响(1)反应速率常数(K)反应速率常数(K)表示单位浓度下的化学反应速率，通常，反应速率常数越大，反应进行得越快。
反应速率常数与浓度无关，受温度、催化剂、固体表面性质等因素的影响。
(2)浓度对反应速率的影响增大反应物浓度，正反应速率增大，减小反应物浓度，正反应速率减小。
增大生成物浓度，逆反应速率增大，减小生成物浓度，逆反应速率减小。
(3)压强对反应速率的影响压强只影响气体，对只涉及固体、液体的反应，压强的改变对反应速率几乎无影响。
压强对反应速率的影响，实际上是浓度对反应速率的影响，因为压强的改变是通过改变容器容积引起的。
压缩容器容积，气体压强增大，气体物质的浓度都增大，正、逆反应速率都增加；增大容器容积，气体压强减小；气体物质的浓度都减小，正、逆反应速率都减小。
4、温度对化学反应速率的影响(1)经验公式阿伦尼乌斯总结出了反应速率常数与温度之间关系的经验公式：式中A为比例系数，e为自然对数的底，R为摩尔气体常数量，Ea为活化能。
由公式知，当Ea＞0时，升高温度，反应速率常数增大，化学反应速率也随之增大。
可知，温度对化学反应速率的影响与活化能有关。
(2)活化能Ea。
活化能Ea是活化分子的平均能量与反应物分子平均能量之差。
不同反应的活化能不同，有的相差很大。
活化能 Ea值越大，改变温度对反应速率的影响越大。