文档介绍：高二化学期末复****知识点总结高二化学选修4期末复****提纲第一章《化学反应与能量》知识点1、反应热:化学反应过程中放出或吸收的热量。焓变: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(QP)。2、符号:△H单位:kJ/mol3、规定:吸热反应:△H>0或者值为“+”,放热反应:△H<0或者值为“-”4、常见的放热反应和吸热反应:燃烧、中和反应、金属与酸反应、以及大部分化合反应是放热的大部分分解反应,电离、水解、高温下碳还原金属氧化物、碳与二氧化碳反应、Ba(OH)2与NH4Cl的反应等一般属于吸热反应。5、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<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>0△H在数值上等于反应物分子断裂旧键时所吸收的总能量与生成物分子形成新键时所释放的总能量之差,△H=E生成物能量-E反应物能量=E反应物键能之和-E生成物键能之和6、热化学方程式:表示化学反应中放出或吸收的热量的化学方程式。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、aq表示不同状态。(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。7、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。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。步骤:8、燃烧热:在101kPa时,:①燃烧的条件是在101kPa;②标准:是以1mol燃料作为标准,因此书写热化学方程式时,其它物质的化学计量数可用分数表示;③物质燃烧都是放热反应,所以表达物质燃烧时的△H均为负值;④燃烧要完全:C元素转化为CO2(g),而不是CO;H元素转化为H2O(l),N元素转化为N2(g)。:强酸与强碱的稀溶液反应生成1mol的水所放出的热量,KOH(aq)+1/2H2SO4(aq)====1/2K2SO4(aq)+H2O(l);ΔH=-·mol-1第二章《化学反应速率和化学平衡》,通常用单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加来表示。:v(A)=△c(A)/△t=△n(A)/(△)单位:mol/(L·s)或mol/(L·min)或mol/(L·h),速率之比等于其计量数之比。——浓度、压强、温度、催化剂、光、电、波、接触面、溶剂等(1)浓度:固体、纯液体的浓度均可视作常数。故改变固体物质的量对速率无影响。(2)压强:对反应前后气体总分子数没有改变的可逆反应来说,当压强改变时,V正、V逆的改变程度是相同的;对反应前后气体总分子数发生改变的可逆反应来说,当压强增加时,V正、V逆的改变程度是不相同的。(计量数大的一边改变的程度大)(3)温度:温度对V正、V逆的影响是不同的,升温时吸热反应一边增加的倍数要大于放热反应一边增加的倍数;降温时放热反应一边减少的倍数要小于吸热反应一边减少的倍数。(4)催化剂:使用催化剂能同等程度地改变V正、V逆。——能发生化学反应的碰撞。有效碰撞发生的条件是发生碰撞的分子具有较高的能量和分子在一定的方向上发生碰撞。活化分子——在化学反应中,能量较高、可能发生有效碰撞的分子。活化能——活化分子的平均能量与所有分子的平均能量之差(用Ea表示)。第二节化学反应的方向和限度自发反应:在一定条件下无需外界帮助就能自动进行的反应。自发进行的方向——体系能量降低和混乱度增大都有促使反应自发进行的倾向。熵(S)——衡量一个体系混乱度的物理量。混乱度:气态>液态>固态焓变(△H)与混乱度(△S)△G=△H-T△S<0,一定能自发。△H<0、△S>0,一定能自发进行△H>0、△S<0,一定不能自发进行△H<0、△S<0,低温下能自发进行△H>0、△S>0,(1)化学平衡状态——在一定条件下的可逆反应,正逆反应速率相等,反应物和生成物的浓度不再发生变化。一定条件下可逆反应进行的最大限度。(2)化学平衡的特点——动态平衡,V正=V逆≠0,(3)化学平衡常数——一定温度下,到达平衡后各物质的物质的量浓度的关系。表达式:K=K越大,表示反应进行的程度越大。与反应速