文档介绍：化学选修4 《化学反应与原理 》知识点总结
第一章 化学反应与能量
一、焓变、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    
(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  
:化学键断裂——吸热      化学键形成——放热 
4、放热反应:放出热量的化学反应。(放热>吸热)
△H 为“—”或△H <0 
内能转化为热能
反应物总能量>生成物总能量
断裂化学键吸收的总能量<形成化学键放出的总能量
吸热反应:吸收热量的化学反应。(吸热>放热)
△H 为“+”或△H >0  
热能转化为内能
反应物总能量<生成物总能量
断裂化学键吸收的总能量>形成化学键放出的总能量
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⑦铝热反应 
 常见的吸热反应: ① 晶体Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl反应
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(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 
6、△H的单位为kJ/mol
7、不标气体或沉淀符号
三、燃烧热 
: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)反应条件:25 ℃、101 kPa 
(2)反应程度:完全燃烧,产物是稳定的氧化物。
C—CO2(g) H—H2O(l) S—SO2(g)
(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)
(5)计算
Q放= n(可燃物)X △H △H = —Q放/n(可燃物)
四、中和热 
:在稀溶液中,酸跟碱发生中和反应,生成1mol H2O放出的热量叫中和热。 
+和OH-反应,其热化学方程为: H+(aq) +OH-(aq) =H2O(l)    
ΔH=- 
,。 
 
五、盖斯定律 
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。 
六、
化石能源:煤、石油、天然气(不可再生)
能源
新能源:太阳能、氢能、地热能、风能、海洋能、生物质能等(可以再生)
七、反应热大小比较:带符号比较
物质的稳定性与能量的关系:能量越高,物质越不稳定
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,单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加
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)
注意:①化学反应速率不能用固体或液体的浓度变化量来表示
②为平均速率而不是瞬时速率
③化学反应速率之比等于化学计量数之比
⑷ 影响因素:
内因:反应物的性质(决定因素) 
外因:浓度: 其他条件相同时,增大反应物浓度反应速率增大,减小反应物浓度反应速率减小。
压强:对有气体参加的反应
恒温时:增大压强,体积缩小,反应速率增大
恒温恒容时: 充入反应气体→该物质浓度增大→反应速率增大
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
C、恒温恒压时: 充入惰性气体→体积增大→各反应物浓度减小→反应速率减小
 
注意: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。         
温度:其他条件相同时,升高温度反应速率增大,降低温度反应速率减小
二、化学平衡 
: 化学平衡状态:一定条件下,当一个可逆