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/mol7、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  判断可逆反应达到平衡状态的方法和依据 例举反应 m