文档介绍：高二化学选修4期末复习提要
第一章 《化学反应和能量 》知识点
1、反应热：化学反应过程中放出或吸收热量。
焓变：在恒温、恒压条件下，化学反应过程中所吸收或释放热量（QP）。
2、符号：△H 单位：kJ/mol
3、要求：吸热反应:△H > 0 或值为“+”，放热反应:△H < 0 或值为“-”
4、常见放热反应和吸热反应：
燃烧、中和反应、金属和酸反应、和大部分化合反应是放热
大部分分解反应，电离、水解、高温下碳还原金属氧化物、碳和二氧化碳反应、Ba(OH)2和NH4Cl反应等通常属于吸热反应。
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总能量和生成物分子形成新键时所释放总能量之差，△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热量化学方程式。
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表示不一样状态。
（2）方程式右端用△H 标明恒压条件下反应放出或吸收热量，放热为负，吸热为正。
（3）热化学方程式中各物质前化学计量数只表示物质量，所以能够是整数或分数。
（4）对于相同物质反应，当化学计量数不一样时，其△H 也不一样，即△H 值和计量数成正比,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。化学反应焓变（ΔH）只和反应体系始态和终态相关，而和反应路径无关。
规律：若多步化学反应相加可得到新化学反应，则新反应反应热即为上述多步反应反应热之和。
步骤：
8、燃烧热：在101kPa时，l mol物质完全燃烧生成稳定氧化物时反应热.
注意：① 燃烧条件是在101kPa；② 标准:是以1mol燃料作为标准，所以书写热化学方程式时，其它物质化学计量数可用分数表示；③ 物质燃烧全部是放热反应，所以表示物质燃烧时△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)。
：强酸和强碱稀溶液反应生成1mol水所放出热量，
KOH(aq) ＋ 1/2H2SO4(aq)==== 1/2K2SO4(aq) ＋ H2O(l)；ΔH=－57．3 kJ·mol－1
第二章《化学反应速率和化学平衡》知识点
第一节 化学反应速率
1．化学反应速率是用来衡量化学反应进行快慢程度，通常见单位时间内反应物浓度降低或生成物浓度增加来表示。
2．表示方法：v(A)=△c(A)/△t =△n(A)/（△ ）
单位：mol/(L·s)或mol/(L·min)或mol/(L·h)
3．同一化学反应用不一样物质表示速率数值可能不一样，速率之比等于其计量数之比。
4．影响原因——浓度、压强、温度、催化剂、光、电、波、接触面、溶剂等
（1）浓度：固体、纯液体浓度均可视作常数。故改变固体物质量对速率无影响。
（2）压强：对反应前后气体总分子数没有改变可逆反应来说，当压强改变时，V正、V逆改变程度是相同；对反应前后气体总分子数发生改变可逆反应来说，当压强增加时，V正、V逆改变程度是不相同。（计量数大一边改变程度大）
（3）温度：温度对V正、V逆影响是不一样，升温时吸热反应一边增加倍数要大于放热反应一边增加倍数；降温时放热反应一边降低倍数要小于吸热反应一边降低倍数。
（4）催化剂：使用催化剂能相同程度地改变V正、V逆。
——能发生化学反应碰撞。有效碰撞发生条件是发生碰撞分子含有较高能量和分子在一定方向上发生碰撞。
活化分子——在化学反应中，能量较高、可能发生有效碰撞分子。
活化能——活化分子平均能量和全部分子平均能量之差（用Ea表示）。
第二节 化学反应方向和程度
自发反应：在一定条件下无需外界帮助就能自动进行反应。
自发进行方向——体系能量降低和混乱度增大全部有促进反应自发进行倾向。
熵(S)——衡量一个体系混乱度物理量。混乱度：气态＞液态＞固态
焓变（△H）和混乱度（△S）综合考虑
4．化学反应方向控制△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，高温下能自发进行
5．化学反应程度
（1）化学平衡状态——在一定条件下可逆反应，正逆反应速率相等，反应物和生成物浓