文档介绍：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(Δ H) 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· 8H 2O与 NH 4 Cl②大多数的分解反应③以H 2、 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。( Δ H<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 H 2O ,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) =H 2 O(l) Δ H=- 3. 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 。 4 .中和热的测定实验五、盖斯定律 1. 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。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, 单位时间内反应物或生成物的物质的量的变化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=Δ c/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 2.※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 、判断平衡的依据判断可逆反应达到平衡状态的方法和依据例举反应 mA(g)+nB(g) pC(g)+qD(g) 混合物体系中各成分的含量①各物质的物质的量或各物质的物质的量的分数一定平衡②各物质的质量或各物质质量分数一定平衡③各气体的体积或体积分数一定平衡④总体积、总压力、总物质的量一定不一定平衡正、逆反应速率的关系①在单位时间内消耗了 m molA 同时生成 m molA , 即 V(正)=V( 逆) 平衡②在单位时间内消耗了n mol B 同时消耗了p molC , 则 V(正)=V( 逆) 平衡③V(A ):V(B):V(C):V(D)=m:n:p:q , V(正) 不一定等于 V(逆) 不一定平衡④在单位时间内生成 n molB , 同时消耗了 q molD , 因均指 V(逆) 不一定平衡压强① m+n ≠ p+q 时,总压力一定(其他条件一定) 平衡② m+n = p+q 时,总压力一定(其他条件一定) 不一定平衡混合气体平均相对分