高中化学选修4知识点总结

高中化学选修4知识点总结

第1章、化学反应与能量转化

一、化学反应的热效应

1、化学反应的反应热

重点:

(1)反应热的概念：

当化学反应在一定的温度下进行时，反应所释放或吸收的热量称为该反应在此温度下的热效应，简称反应热。用符号Q 表示。

(2)反应热与吸热反应、放热反应的关系。

Q＞0时，反应为吸热反应；Q＜0时，反应为放热反应。

(3)反应热的测定

测定反应热的仪器为量热计，可测出反应前后溶液温度的变化，根据体系的热容可计算出反应热。

2、化学反应的焓变

重点:

(1)反应焓变

物质所具有的能量是物质固有的性质，可以用称为“焓”的物理量来描述，符号为H，单位为kJ?mol-1。

反应产物的总焓与反应物的总焓之差称为反应焓变，用ΔH表示。

(2)反应焓变ΔH与反应热Q的关系。

对于等压条件下进行的化学反应，若反应中物质的能量变化全部转化为热能，则该反应的反应热等于反应焓变，其数学表达式为：Qp＝ΔH＝H(反应产物)－H(反应物)。

(3)反应焓变与吸热反应，放热反应的关系：

ΔH＞0，反应吸收能量，为吸热反应。

ΔH＜0，反应释放能量，为放热反应。

难点：

反应焓变与热化学方程式：

把一个化学反应中物质的变化和反应焓变同时表示出来的化学方程式称为热化学方程式，如：H2(g)＋O2(g)＝H2O(l)；ΔH(298K)＝－285.8kJ?mol－1

书写热化学方程式应注意以下几点：

①化学式后面要注明物质的聚集状态：固态(s)、液态(l)、气态(g)、溶液(aq)。

②化学方程式后面写上反应焓变ΔH，ΔH的单位是J?mol－1或kJ?mol－1，且ΔH后注明反应温度。

③热化学方程式中物质的系数加倍，ΔH的数值也相应加倍。

3、反应焓变的计算

重点难点：

(1)盖斯定律

对于一个化学反应，无论是一步完成，还是分几步完成，其反应焓变一样，这一规律称为盖斯定律。

(2)利用盖斯定律进行反应焓变的计算。

常见题型是给出几个热化学方程式，合并出题目所求的热化学方程式，根据盖斯定律可知，该方程式的ΔH为上述各热化学方程式的ΔH的代数和。

(3)根据标准摩尔生成焓，ΔfHmθ计算反应焓变ΔH。

二、电能转化为化学能——电解

重点：

电解的原理

(1)电解的概念：

在直流电作用下，电解质在两上电极上分别发生氧化反应和还原反应的过程叫做电解。电能转化为化学能的装置叫做电解池。

(2)电极反应：以电解熔融的NaCl为例：

阳极：与电源正极相连的电极称为阳极，阳极发生氧化反应：2Cl－→Cl2↑＋2e－。

阴极：与电源负极相连的电极称为阴极，阴极发生还原反应：Na＋＋e－→Na。

总方程式：2NaCl(熔)=2Na＋Cl2↑

难点：

电解原理的应用

(1)电解食盐水制备烧碱、氯气和氢气。

阳极：2Cl－=Cl2＋2e－

阴极：2H＋＋e－=H2↑

总反应：2NaCl＋2H2O=2NaOH＋H2↑＋Cl2↑

(2)铜的电解精炼。

粗铜(含Zn、Ni、Fe、Ag、Au、Pt)为阳极，精铜为阴极，CuSO4溶液为电解质溶液。

阳极反应：Cu=Cu2＋＋2e－，还发生几个副反应

Zn=Zn2＋＋2e－；Ni→Ni2＋＋2e－

Fe=Fe2＋＋2e－

Au、Ag、Pt等不反应，沉积在电解池底部形成阳极泥。

阴极反应：Cu2＋＋2e－=Cu

(3)电镀：以铁表面镀铜为例

待镀金属Fe为阴极，镀层金属Cu为阳极，CuSO4溶液为电解质溶液。

阳极反应：Cu=Cu2＋＋2e－

阴极反应：Cu2＋＋2e－=Cu

三、化学能转化为电能——电池

重点：

原电池的工作原理

(1)原电池的概念：

把化学能转变为电能的装置称为原电池。

(2)Cu－Zn原电池的工作原理：

(3)原电池的电能

若两种金属做电极，活泼金属为负极，不活泼金属为正极；若一种金属和一种非金属做电极，金属为负极，非金属为正极。难点：

1、化学电源

(1)锌锰干电池

负极反应：Zn→Zn2＋＋2e－；

正极反应：2NH4＋＋2e－→2NH3＋H2；

(2)铅蓄电池

负极反应：Pb＋SO42－PbSO4＋2e－

正极反应：PbO2＋4H＋＋SO42－＋2e－PbSO4＋2H2O

放电时总反应：Pb＋PbO2＋2H2SO4＝2PbSO4＋2H2O。

充电时总反应：2PbSO4＋2H2O＝Pb＋PbO2＋2H2SO4。

(3)氢氧燃料电池

负极反应：2H2＋4OH－→4H2O＋4e－

正极反应：O2＋2H2O＋4e－→4OH－

电池总反应：2H2＋O2＝2H2O

了解：金属的腐蚀与防护

(1)金属腐蚀

金属表面与周围物质发生化学反应或因电化学作用而遭到破坏的过程称为金属腐蚀。

(2)金属腐蚀的电化学原理。

(3)金属的防护

一、化学反应的方向

重点：

1、反应焓变与反应方向

放热反应多数能自发进行，即ΔH＜0的反应大多能自发进行。有些吸热反应也能自发进行。如NH4HCO3与CH3COOH的反应。有些吸热反应室温下不能进行，但在较高温度下能自发进行，如CaCO3高温下分解生成CaO、CO2。

2、反应熵变与反应方向

熵是描述体系混乱度的概念，熵值越大，体系混乱度越大。反应的熵变ΔS为反应产物总熵与反应物总熵之差。产生气体的反应为熵增加反应，熵增加有利于反应的自发进行。

3、焓变与熵变对反应方向的共同影响

ΔH－TΔS＜0反应能自发进行。

ΔH－TΔS＝0反应达到平衡状态。

ΔH－TΔS＞0反应不能自发进行。

在温度、压强一定的条件下，自发反应总是向ΔH－TΔS＜0的方向进行，直至平衡状态。

二、化学反应的限度

重点：

1、化学平衡常数

(1)对达到平衡的可逆反应，生成物浓度的系数次方的乘积与反应物浓度的系数次方的乘积之比为一常数，该常数称为化学平衡常数，用符号K表示。

(2)平衡常数K的大小反映了化学反应可能进行的程度(即反应限度)，平衡常数越大，说明反应可以进行得越完全。

(3)平衡常数表达式与化学方程式的书写方式有关。对于给定的可逆反应，正逆反应的平衡常数互为倒数。

(4)借助平衡常数，可以判断反应是否到平衡状态：当反应的浓度商Qc与平衡常数Kc相等时，说明反应达到平衡状态。

2、反应的平衡转化率

(1)平衡转化率是用转化的反应物的浓度与该反应物初始浓度的比值来表示。如反应物A的平衡转化率的表达式为：

α（A）＝

(2)平衡正向移动不一定使反应物的平衡转化率提高。提高一种反应物的浓度，可使另一反应物的平衡转化率提高。

(3)平衡常数与反应物的平衡转化率之间可以相互计算。

难点；

反应条件对化学平衡的影响

(1)温度的影响

升高温度使化学平衡向吸热方向移动；降低温度使化学平衡向放热方向移动。温度对化学平衡的影响是通过改变平衡常数实现的。

(2)浓度的影响

增大生成物浓度或减小反应物浓度，平衡向逆反应方向移动；增大反应物浓度或减小生成物浓度，平衡向正反应方向移动。

温度一定时，改变浓度能引起平衡移动，但平衡常数不变。化工生产中，常通过增加某一价廉易得的反应物浓度，来提高另一昂贵的反应物的转化率。

(3)压强的影响

ΔVg＝0的反应，改变压强，化学平衡状态不变。

ΔVg≠0的反应，增大压强，化学平衡向气态物质体积减小的方向移动。

(4)勒夏特列原理

由温度、浓度、压强对平衡移动的影响可得出勒夏特列原理：如果改变影响平衡的一个条件(浓度、压强、温度等)平衡向能够减弱这种改变的方向移动。

一、化学反应的速率

1、化学反应是怎样进行的

(1)基元反应：能够一步完成的反应称为基元反应，大多数化学反应都是分几步完成的。

(2)反应历程：平时写的化学方程式是由几个基元反应组成的总反应。总反应中用基元反应构成的反应序列称为反应历程，又称反应机理。

(3)不同反应的反应历程不同。同一反应在不同条件下的反应历程也可能不同，反应历程的差别又造成了反应速率的不同。

重点：

化学反应速率

(1)概念：

单位时间内反应物的减小量或生成物的增加量可以表示反应的快慢，即反应的速率，用符号v表示。

(2)表达式：

(3)特点

对某一具体反应，用不同物质表示化学反应速率时所得的数值可能不同，但各物质表示的化学反应速率之比等于化学方程式中各物质的系数之比。

难点：

1、浓度对反应速率的影响

(1)反应速率常数(K)

反应速率常数(K)表示单位浓度下的化学反应速率，通常，反应速率常数越大，反应进行得越快。反应速率常数与浓度无关，受温度、催化剂、固体表面性质等因素的影响。

(2)浓度对反应速率的影响

增大反应物浓度，正反应速率增大，减小反应物浓度，正反应速率减小。

增大生成物浓度，逆反应速率增大，减小生成物浓度，逆反应速率减小。

(3)压强对反应速率的影响

压强只影响气体，对只涉及固体、液体的反应，压强的改变对反应速率几乎无影响。

2、温度对化学反应速率的影响

活化能Ea。

活化能Ea是活化分子的平均能量与反应物分子平均能量之差。不同反应的活化能不同，有的相差很大。活化能 Ea值越大，改变温度对反应速率的影响越大。

3、催化剂对化学反应速率的影响

(1)催化剂对化学反应速率影响的规律：

催化剂大多能加快反应速率，原因是催化剂能通过参加反应，改变反应历程，降低反应的活化能来有效提高反应速率。

(2)催化剂的特点：

催化剂能加快反应速率而在反应前后本身的质量和化学性质不变。

催化剂具有选择性。

催化剂不能改变化学反应的平衡常数，不引起化学平衡的移动，不能改变平衡转化率。

二、化学反应条件的优化——工业合成氨

1、合成氨反应的限度

合成氨反应是一个放热反应，同时也是气体物质的量减小的熵减反应，故降低温度、增大压强将有利于化学平衡向生成氨的方向移动。

2、合成氨反应的速率

(1)高压既有利于平衡向生成氨的方向移动，又使反应速率加快，但高压对设备的要求也高，故压强不能特别大。

(2)反应过程中将氨从混合气中分离出去，能保持较高的反应速率。

(3)温度越高，反应速率进行得越快，但温度过高，平衡向氨分解的方向移动，不利于氨的合成。

(4)加入催化剂能大幅度加快反应速率。

3、合成氨的适宜条件

第3章、物质在水溶液中的行为

一、水溶液

重点：

1、水的电离

H2OH＋＋OH－

水的离子积常数KW＝c（H＋）c(OH－)，25℃时，KW＝1.0×10－14mol2·L－2。温度升高，有利于水的电离， KW增大。

2、溶液的酸碱度

室温下，中性溶液：c（H＋）=c(OH－)＝1.0×10－7mol·L－1，pH＝7

酸性溶液：c（H＋）＞c(OH－)，c（H＋）＞1.0×10－7m ol·L－1，pH＜7

碱性溶液：c（H＋）＜c(OH－)，c(OH－)＞1.0×10－7mol·L－1，pH＞7

3、电解质在水溶液中的存在形态

(1)强电解质

强电解质是在稀的水溶液中完全电离的电解质，强电解质在溶液中以离子形式存在，主要包括强酸、强碱和绝大多数盐，书写电离方程式时用“＝”表示。

(2)弱电解质

在水溶液中部分电离的电解质，在水溶液中主要以分子形态存在，少部分以离子形态存在，存在电离平衡，主要包括弱酸、弱碱、水及极少数盐，书写电离方程式时用“”表示。

二、弱电解质的电离及盐类水解

重点：

1、弱电解质的电离平衡。

(1)电离平衡常数

在一定条件下达到电离平衡时，弱电解质电离形成的各种离子浓度的乘积与溶液中未电离的分子浓度之比为一常数，叫电离平衡常数。

(2)影响电离平衡的因素，以CH3COOHCH3COO－＋H＋为例。

加水、加冰醋酸，加碱、升温，使CH3COOH的电离平衡正向移动，加入CH3COONa固体，加入浓盐酸，降温使CH3COOH电离平衡逆向移动。

2、盐类水解

重点：

(1)水解实质

盐溶于水后电离出的离子与水电离的H＋或OH－结合生成弱酸或弱碱，从而打破水的电离平衡，使水继续电离，称为盐类水解。

(2)水解类型及规律

①强酸弱碱盐水解显酸性。

NH4Cl＋H2ONH3·H2O＋HCl

②强碱弱酸盐水解显碱性。

CH3COONa＋H2OCH3COOH＋NaOH

③强酸强碱盐不水解。

④弱酸弱碱盐双水解。

Al2S3＋6H2O＝2Al(OH)3↓＋3H2S↑

难点：

水解平衡的移动

加热、加水可以促进盐的水解，加入酸或碱能抑止盐的水解，另外，弱酸根阴离子与弱碱阳离子相混合时相互促进水解。

三、沉淀溶解平衡

重点：

沉淀溶解平衡与溶度积

(1)概念

当固体溶于水时，固体溶于水的速率和离子结合为固体的速率相等时，固体的溶解与沉淀的生成达到平衡状态，称为沉淀溶解平衡。其平衡常数叫做溶度积常数，简称溶度积，用Ksp表示。

(2)溶度积Ksp的特点

Ksp只与难溶电解质的性质和温度有关，与沉淀的量无关，且溶液中离子浓度的变化能引起平衡移动，但并不改变溶度积。

Ksp反映了难溶电解质在水中的溶解能力。

难点：

沉淀溶解平衡的应用

(1)沉淀的溶解与生成

根据浓度商Qc与溶度积Ksp的大小比较，规则如下：

Qc＝Ksp时，处于沉淀溶解平衡状态。

Qc＞Ksp时，溶液中的离子结合为沉淀至平衡。

Qc＜Ksp时，体系中若有足量固体，固体溶解至平衡。

(2)沉淀的转化

根据溶度积的大小，可以将溶度积大的沉淀可转化为溶度积更小的沉淀，这叫做沉淀的转化。沉淀转化实质为沉淀溶解平衡的移动。

四、离子反应

重点：

1、离子反应发生的条件

(1)生成沉淀

既有溶液中的离子直接结合为沉淀，又有沉淀的转化。

(2)生成弱电解质

主要是H＋与弱酸根生成弱酸，或OH－与弱碱阳离子生成弱碱，或H＋与OH－生成H2O。

(3)生成气体

生成弱酸时，很多弱酸能分解生成气体。

(4)发生氧化还原反应

强氧化性的离子与强还原性离子易发生氧化还原反应，且大多在酸性条件下发生。

2、离子反应能否进行的理论判据

(1)根据焓变与熵变判据

对ΔH－TΔS＜0的离子反应，室温下都能自发进行。

(2)根据平衡常数判据

离子反应的平衡常数很大时，表明反应的趋势很大。

难点：

离子反应的应用

(1)判断溶液中离子能否大量共存

相互间能发生反应的离子不能大量共存，注意题目中的隐含条件。

(2)用于物质的定性检验

根据离子的特性反应，主要是沉淀的颜色或气体的生成，定性检验特征性离子。

(3)用于离子的定量计算

常见的有酸碱中和滴定法、氧化还原滴定法。

(4)生活中常见的离子反应。

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高中化学选修四总结 第1章、化学反应与能量转化 化学反应的实质是反应物化学键的断裂和生成物化学键的形成,化学反应过程中伴随着能量的释放或吸收. 一、化学反应的热效应 1、化学反应的反应热 (1)反应热的概念： 当化学反应在一定的温度下进行时,反应所释放或吸收的热量称为该反应在此温度下的热效应,简称反应热.用符号Q表示. (2)反应热与吸热反应、放热反应的关系. Q＞0时,反应为吸热反应；Q＜0时,反应为放热反应. (3)反应热的测定 测定反应热的仪器为量热计,可测出反应前后溶液温度的变化,根据体系的热容可计算出反应热,计算公式如下： Q＝－C(T2－T1) 式中C表示体系的热容,T1、T2分别表示反应前和反应后体系的温度.实验室经常测定中和反应的反应热. 2、化学反应的焓变 (1)反应焓变 物质所具有的能量是物质固有的性质,可以用称为“焓”的物理量来描述,符号为H,单位为kJ·mol-1. 反应产物的总焓与反应物的总焓之差称为反应焓变,用ΔH表示. (2)反应焓变ΔH与反应热Q的关系. 对于等压条件下进行的化学反应,若反应中物质的能量变化全部转化为热能,则该反应的反应热等于反应焓变,其数学表达式为：Qp＝ΔH＝H(反应产物)－H(反应物). (3)反应焓变与吸热反应,放热反应的关系： ΔH＞0,反应吸收能量,为吸热反应. ΔH＜0,反应释放能量,为放热反应. (4)反应焓变与热化学方程式： 把一个化学反应中物质的变化和反应焓变同时表示出来的化学方程式称为热化学方程式,如：H2(g)＋O2(g)＝H2O(l)；ΔH(298K)＝－285.8kJ·mol－1 书写热化学方程式应注意以下几点： ①化学式后面要注明物质的聚集状态：固态(s)、液态(l)、气态(g)、溶液(aq). ②化学方程式后面写上反应焓变ΔH,ΔH的单位是J·mol－1或kJ·mol－1,且ΔH后注明反应温度. ③热化学方程式中物质的系数加倍,ΔH的数值也相应加倍. 3、反应焓变的计算 (1)盖斯定律 对于一个化学反应,无论是一步完成,还是分几步完成,其反应焓变一样,这一规律称为盖斯定律. (2)利用盖斯定律进行反应焓变的计算. 常见题型是给出几个热化学方程式,合并出题目所求的热化学方程式,根据盖斯定律可知,该方程式的ΔH为上述各热化学方程式的ΔH的代数和. (3)根据标准摩尔生成焓,ΔfHmθ计算反应焓变ΔH.

人教版高中化学选修四知识点总结

化学选修4化学反应与原理 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(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 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)2·8H2O与NH4Cl②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（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℃，101kPa时，1mol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：101kPa②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：1mol④研究内容：放出的热量。（ΔH<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1molH2O，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)=H2O(l)ΔH=－57.3kJ/mol 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57.3kJ/mol。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=Δc/Δt（υ：平均速率，Δc：浓度变化，Δt：时间）单位：mol/（L·s）

高中化学选修四：专题一化学反应的焓变

【教学目标】二课时 １.知识与技能 ⑴了解化学反应中能量变化的实质，理解反应热、放热反应、吸热反应、焓及焓变等概念。 ⑵明确测定反应热的要点，测定反应热的基本原理和方法。 ⑶能熟练书写热化学方程式，能利用盖斯定律进行有关反应焓变的简单计算 ２.过程与方法 ⑴通过化学反应中的能量变化，理解放热反应和吸热反应的实质。且会利用量热计测定反应热。 ⑵能从能量的角度说明“焓”及“焓变”的意义，能熟练书写热化学方程式。 ３.情感态度与价值观 通过常见的化学反应的热效应，结合物质的结构，体会化学反应的实质，感受化学反应中的能量变化及能源危机，培养学习化学的兴趣，乐于探究物质变化的奥秘，感受化学世界的奇妙，培养创新精神和实践能力。 【学习重难点】 重点：1. 理解放热反应和吸热反应的实质。 2．熟练书写热化学方程式。 难点：能量变化实质，键能的含义

【教学过程】 引言；在化学必修2中我们已经学习了化学反应中的能量变化，我们说化学反应中不仅是物质的转变，同时还伴随着能量变化。这个能量就是反应热。那什么是反应热呢？ 回顾：一、反应热 1、反应热：在化学反应过程中，当反应物和生成物具有相同的温度时，所吸收或放出的热量叫反应热。 讲述：在化工生产和科学实验中，化学反应通常是在敞口容器中进行的，反应体系的压强与外界压强相等，即反应是在恒压下进行的。 2、焓变：在恒温、恒压的条件下，化学反应过程中吸收或放出的热量称为焓变。 符号；△H 单位：kJ/mol 两者的关系：焓变与“等压”反应且“能量全部转化为热能”时的反应热相等。一般没特别指明时，两者的数值相等。 问：一个化学反应，根据反应过程是吸收热量还是放出热量，可把反应分为什么？ 3、放热反应和吸热反应 放出热量的反应称为放热反应。△H（焓变）<0表示放热 吸收热量的反应称为吸热反应，△H（焓变）>0表示吸热反应 4、常见的放热反应和吸热反应 放热反应：燃料的燃烧、酸碱中和反应、金属与酸的反应、大多数的化合反应。

高中化学选修4知识点归纳总结

高中化学选修4知识点归纳总结 高中化学选修4知识点归纳总结 高中化学选修4知识 化学守恒 守恒是化学反应过程中所遵循的基本原则，在水溶液中的化学反应，会存在多种守恒关系，如电荷守恒、物料守恒、质子守恒等。 1.电荷守恒关系： 电荷守恒是指电解质溶液中，无论存在多少种离子，电解质溶液必须保持电中性，即溶液中阳离子所带的正电荷总数与阴离子所带的负电荷总数相等，用离子浓度代替电荷浓度可列等式。常用于溶液中离子浓度大小的比较或计算某离子的浓度等，例如： ①在NaHCO3溶液中：c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+2c(CO32-)+c(HCO3-); ②在(NH4)2SO4溶液中：c(NH4+)+c(H+)=c(OH-)+c(SO42—)。 2.物料守恒关系： 物料守恒也就是元素守恒，电解质溶液中由于电离或水解因素，离子会发生变化变成其它离子或分子等，但离子或分子中某种特定元素的原子的总数是不会改变的'。 可从加入电解质的化学式角度分析，各元素的原子存在守恒关系，要同时考虑盐本身的电离、盐的水解及离子配比关系。例如： ①在NaHCO3溶液中：c(Na+)=c(CO32-)+c(HCO3-)+c(H2CO3);

②在NH4Cl溶液中：c(Cl-)=c(NH4+)+c(NH3·H2O)。 3.质子守恒关系： 酸碱反应达到平衡时，酸(含广义酸)失去质子(H+)的总数等于碱(或广义碱)得到的质子(H+)总数，这种得失质子(H+)数相等的关系就称为质子守恒。 在盐溶液中，溶剂水也发生电离：H2OH++OH-，从水分子角度分析：H2O电离出来的H+总数与H2O电离出来的OH—总数相等(这里包括已被其它离子结合的部分)，可由电荷守恒和物料守恒推导，例如： ①在NaHCO3溶液中：c(OH-)=c(H+)+c(CO32-)+c(H2CO3); ②在NH4Cl溶液中：c(H+)=c(OH-)+c(NH3·H2O)。 综上所述，化学守恒的观念是分析溶液中存在的微粒关系的重要观念，也是解决溶液中微粒浓度关系问题的重要依据。 高中化学选修4必背知识 电解的原理 (1)电解的概念： 在直流电作用下,电解质在两上电极上分别发生氧化反应和还原反应的过程叫做电解.电能转化为化学能的装置叫做电解池. (2)电极反应：以电解熔融的NaCl为例： 阳极：与电源正极相连的电极称为阳极,阳极发生氧化反应：2Cl-→Cl2↑+2e-. 阴极：与电源负极相连的电极称为阴极,阴极发生还原反应：Na++e-→Na.

高中化学选修四知识点汇总

高中化学选修四知识点汇总 【一】化学反应的焓变1、(1)反应焓变 物质所具有的能量是物质固有的性质，可以用称为“焓”的物理量来描述，符号为H，单位为kJ·mol。 反应产物的总焓与反应物的总焓之差称为反应焓变，用ΔH表示。 (2)反应焓变ΔH与反应热Q的关系。 对于等压条件下进行的化学反应，若反应中物质的能量变化全部转化为热能，则该反应的反应热等于反应焓变，其数学表达式为：Qp=ΔH=H(反应产物)-H(反应物)。 (3)反应焓变与吸热反应，放热反应的关系： ΔH>0，反应吸收能量，为吸热反应。 ΔH<0，反应释放能量，为放热反应。 (4)反应焓变与热化学方程式： 把一个化学反应中物质的变化和反应焓变同时表示出来的化学方程式称为热化学方程式，如：H2(g)+O2(g)=H2O(l);ΔH(298K)=-285.8kJ·mol 书写热化学方程式应注意以下几点： ①化学式后面要注明物质的聚集状态：固态(s)、液态(l)、气态 (g)、溶液(aq)。 ②化学方程式后面写上反应焓变ΔH，ΔH的单位是J·mol或kJ·mol，且ΔH后注明反应温度。

③热化学方程式中物质的系数加倍，ΔH的数值也相应加倍。 反应焓变的计算 (1)盖斯定律对于一个化学反应，无论是一步完成，还是分几步完成，其反应焓变一样，这一规律称为盖斯定律。 (2)利用盖斯定律进行反应焓变的计算。常见题型是给出几个热化学方程式，合并出题目所求的热化学方程式，根据盖斯定律可知，该方程式的ΔH为上述各热化学方程式的ΔH的代数和。 (3)根据标准摩尔生成焓，ΔfHm计算反应焓变ΔH。对任意反应：aA+bB=cC+dD θθθθΔH=[cΔfHm(C)+dΔfHm(D)]-[aΔfHm(A)+bΔfHm(B)] 2、化学电源 (1)锌锰干电池 负极反应：Zn→Zn2++2e-; 正极反应：2NH4++2e-→2NH3+H2; (2)铅蓄电池 负极反应：Pb+SO42-PbSO4+2e- 正极反应：PbO2+4H++SO42-+2e-PbSO4+2H2O 放电时总反应：Pb+PbO2+2H2SO4=2PbSO4+2H2O. 充电时总反应：2PbSO4+2H2O=Pb+PbO2+2H2SO4. (3)氢氧燃料电池 负极反应：2H2+4OH-→4H2O+4e- 正极反应：O2+2H2O+4e-→4OH-

最全面高二化学选修4知识点归纳总结大全(精华版)

高二化学选修 4 知识点归纳总结大全 高二部分理科生可能觉得学习化学知识点归纳不重要，可一到考试就不知道怎么去复习了。为了方便大家的时间， 第 1 章、化学反应与能量转化 化学反应的实质是反应物化学键的断裂和生成物化学键的形 成，化学反应过程中伴随着能量的释放或吸收。 一、化学反应的热效应 1、化学反应的反应热 (1)反应热的概念： 当化学反应在一定的温度下进行时，反应所释放或吸收的热量 称为该反应在此温度下的热效应，简称反应热。用符号Q 表示。 (2)反应热与吸热反应、放热反应的关系。 Q0 时，反应为吸热反应;Q0 时，反应为放热反应。 (3)反应热的测定 测定反应热的仪器为量热计，可测出反应前后溶液温度的变化，根据体系的热容可计算出反应热，计算公式如下： Q=-C(T2-T1) 式中C 表示体系的热容，T1、T2 分别表示反应前和反应后体系的温度。实验室经常测定中和反应的反应热。 2、化学反应的焓变 (1)反应焓变 物质所具有的能量是物质固有的性质，可以用称为焓的物理量

来描述，符号为H，单位为kJmol-1。 反应产物的总焓与反应物的总焓之差称为反应焓变，用H 表示。 (2)反应焓变H 与反应热Q 的关系。 对于等压条件下进行的化学反应，若反应中物质的能量变化全 部转化为热能，则该反应的反应热等于反应焓变，其数学表达式为： Qp=H=H( 反应产物)-H( 反应物)。 (3)反应焓变与吸热反应，放热反应的关系： H0，反应吸收能量，为吸热反应。 H0，反应释放能量，为放热反应。 (4)反应焓变与热化学方程式： 把一个化学反应中物质的变化和反应焓变同时表示出来的化学 方程式称为热化学方程式，如：H2(g)+ O2(g)=H2O(l);H(298K)=-285.8kJmol-1 书写热化学方程式应注意以下几点： ①化学式后面要注明物质的聚集状态：固态(s)、液态(l)、气态 (g)、溶液(aq)。 ②化学方程式后面写上反应焓变H，H 的单位是Jmol-1 或kJmol-1，且H 后注明反应温度。 ③热化学方程式中物质的系数加倍，H 的数值也相应加倍。 3、反应焓变的计算 (1)盖斯定律 对于一个化学反应，无论是一步完成，还是分几步完成，其反

人教版高中化学选修四专题二选做题

专题二选做题 1、（2013·唐山一中高三第一次调研）一定温度下有可逆反应：A(g)+2B(g)2C(g)+D(g)。现将4 mol A 和8 mol B 加入体积为2 L 的某密闭容器中，反应至4 min 时，改变某一条件，测得C 的物质的量浓度随时间变化的曲线如图所示。下列有关说法中正确的是（ ） A 、0~2 min 内，正反应速率逐渐增大 B 、4 min 时，A 的转化率为50% C 、6 min 时，B 的体积分数为25% D 、4 min 时，改变条件后，平衡向逆反应方向移动 2、（2013·哈尔滨六中第四次模拟）在密闭容器中，将1.0 mol CO 与1.0 mol H 2O 混合加热到800℃，发生下列反应：CO （g ）+H 2O （g ）CO 2（g ）+H 2（g ）。一段时间后该反应达到平衡，测得CO 的物质的量为0.5 mol 。则下列说法正确的是 A ．800℃下，该反应的化学平衡常数为0.25 B ．427℃时该反应的平衡常数为9.4，则该反应的△H ＞0 C ．800℃下，若继续向该平衡体系中通入1.0 mol 的CO （g ），则平衡时CO 物质的量 分数为33.3% D ．800℃下，若继续向该平衡体系中通入1.0 mol 的H 2O （g ），则平衡时CO 转化率为66.7% 3、（2013·湖北公安县高三开学考试）某温度下，在一个2 L 的密闭容器中，加入4 mol A 和2 mol B 进行如下反应： 3A(g)＋2B(g) 4C(s)＋2D(g)，反应一段时间后达到平衡，测得生成1.6 mol C ，则下列说法正确的是（ ） A ．该反应的化学平衡常数表达式是4232()()()() c C c D k c A c B B ．此时，B 的平衡转化率是40% C ．增大该体系的压强，平衡向右移动，化学平衡常数增大 D ．增加B ，平衡向右移动，B 的平衡转化率增大 4、（2013·江苏淮阴中学高三调研）一定温度下，在甲、乙、丙、丁四个恒容密闭容器中投入SO 2（g ）和O 2（g ），其起始物质的量及SO 2的平衡转化率如下表所示。 甲 乙 丙 丁 密闭容器体积/L 2 2 2 1 起始物质的量 n （SO 2）/mol 0．4 0．8 0．8 0．4 n （O 2）/mol 0．24 0．24 0．48 0．24 SO 2的平衡转化率/% 80 α1 α2 α3 下列判断中，不正确的是 A ．甲中反应的平衡常数小于乙 B ．该温度下，该反应的平衡常数K 为400 C ．SO 2的平衡转化率：α1＜α2＝α3 D ．容器中SO 3的物质的量浓度：丙＝丁＞甲 5、（2013·江苏扬州中学高三开学检测）T ℃时在2 L 密闭容器中使X(g)与Y(g)发生反应生成Z(g)。反应过程中X 、Y 、Z 的浓度变化如图1所示；若保持其他条件不变，温度分别为T 1和T 2时，Y 的体积分数与时间的关系如图2所示。则下列结论正确的是 0246 c (mol/L) 2.55 t (min)

(新)高中化学选修4第一章知识点总结及精练精析

化学选修4化学反应与原理知识点详解 一、本模块内容的特点 1.理论性、规律性强 2.定量 3.知识的综合性强 4.知识的内容较深 二、本模块内容详细分析 第一章化学反应与能量 一、焓变反应热 1．反应热：化学反应过程中所放出或吸收的热量，任何化学反应都有反应热，因为任何化学反应都会存在热量变化，即要么吸热要么放热。反应热可以分为（燃烧热、中和热、溶解热）2．焓变(ΔH)的意义：在恒压条件下进行的化学反应的热效应.符号：△H.单位：kJ/mol ，即：恒压下：焓变=反应热，都可用ΔH表示，单位都是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 也可以利用计算△H来判断是吸热还是放热。△H=生成物所具有的总能量—反应物所具有的总能量=反应物的总键能—生成物的总键能=反应物的活化能—生成物的活化能 ☆常见的放热反应：①所有的燃烧反应②所有的酸碱中和反应③大多数的化合反应④金属与水或酸的反应⑤生石灰（氧化钙）和水反应⑥铝热反应等 ☆常见的吸热反应：①晶体Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl②大多数的分解反应③条件一般是加热或高温的反应 ☆区分是现象（物理变化）还是反应（生成新物质是化学变化），一般铵盐溶解是吸热现象，别的物质溶于水是放热。 4.能量与键能的关系：物质具有的能量越低，物质越稳定，能量和键能成反比。 5.同种物质不同状态时所具有的能量：气态>液态>固态 6.常温是指25，101.标况是指0,101. 7.比较△H时必须连同符号一起比较。 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，即反应热△H，△H对应的正负号都不能省。 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）

新人教版高中化学选修4知识点总结：第四章电化学基础

电化学基础 一、原电池 课标要求 1、掌握原电池的工作原理 2、熟练书写电极反应式和电池反应方程式 要点精讲 1、原电池的工作原理 （1）原电池概念：化学能转化为电能的装置，叫做原电池。 若化学反应的过程中有电子转移，我们就可以把这个过程中的电子转移设计成定向的移动，即形成电流。只有氧化还原反应中的能量变化才能被转化成电能；非氧化还原反应的能量变化不能设计成电池的形式被人类利用，但可以以光能、热能等其他形式的能量被人类应用。 （2）原电池装置的构成 ①有两种活动性不同的金属（或一种是非金属导体）作电极。 ②电极材料均插入电解质溶液中。 ③两极相连形成闭合电路。 （3）原电池的工作原理 原电池是将一个能自发进行的氧化还原反应的氧化反应和还原反应分别在原电池的负极和正极上发生，从而在外电路中产生电流。负极发生氧化反应，正极发生还原反应，简易记法：负失氧，正得还。 2、原电池原理的应用 （1）依据原电池原理比较金属活动性强弱 ①电子由负极流向正极，由活泼金属流向不活泼金属，而电流方向是由正极流向负极，二者是相反的。

②在原电池中，活泼金属作负极，发生氧化反应；不活泼金属作正极，发生还原反应。 ③原电池的正极通常有气体生成，或质量增加；负极通常不断溶解，质量减少。 （2）原电池中离子移动的方向 ①构成原电池后，原电池溶液中的阳离子向原电池的正极移动，溶液中的阴离子向原电池的负极移动； ②原电池的外电路电子从负极流向正极，电流从正极流向负极。 注：外电路：电子由负极流向正极，电流由正极流向负极； 内电路：阳离子移向正极，阴离子移向负极。 3、原电池正、负极的判断方法： （1）由组成原电池的两极材料判断 一般是活泼的金属为负极，活泼性较弱的金属或能导电的非金属为正极。 （2）根据电流方向或电子流动方向判断。 电流由正极流向负极；电子由负极流向正极。 （3）根据原电池里电解质溶液内离子的流动方向判断 在原电池的电解质溶液内，阳离子移向正极，阴离子移向负极。 （4）根据原电池两极发生的变化来判断 原电池的负极失电子发生氧化反应，其正极得电子发生还原反应。 （5）根据电极质量增重或减少来判断。 工作后，电极质量增加，说明溶液中的阳离子在电极（正极）放电，电极活动性弱；反之，电极质量减小，说明电极金属溶解，电极为负极，活动性强。 （6）根据有无气泡冒出判断 电极上有气泡冒出，是因为发生了析出H2的电极反应，说明电极为正极，活动性弱。 本节知识树

【最新】高中化学选修4知识点分类总结(1)

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：化学反应过程中所放出或吸收的热量，任何化学反应都有反应热， 因为任何化学反应都会存在热量变化，即要么吸热要么放热。反应热可以分为（燃烧热、中和热、溶解热） 2．焓变(ΔH)的意义：在恒压条件下进行的化学反应的热效应.符号：△H.单位：kJ/mol ，即：恒压下：焓变=反应热，都可用ΔH表示，单位都是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 也可以利用计算△H来判断是吸热还是放热。△H=生成物所具有的总能量-反应物所具有的总能量=反应物的总键能-生成物的总键能 ☆常见的放热反应：①所有的燃烧反应②所有的酸碱中和反应③大多数的化合反应④金属与水或酸的反应⑤生石灰（氧化钙）和水反应⑥铝热反应等 ☆常见的吸热反应：①晶体Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl②大多数的分解反应③条件一般是加热或高温的反应 ☆区分是现象（物理变化）还是反应（生成新物质是化学变化），一般铵盐溶解是吸热现象，别的物质溶于水是放热。 4.能量与键能的关系：物质具有的能量越低，物质越稳定，能量和键能成反比。 5.同种物质不同状态时所具有的能量：气态>液态>固态 6.常温是指25，101.标况是指0,101.

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，即反应热△H，△H对应的正负号都不能省。 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热化学反应方程式不标条件，除非题中特别指出反应时的温度和压强。 ④热化学方程式中的化学计量数表示物质的量，不表示个数和体积，可以是整 数，也可以是分数 ⑤各物质系数加倍，△H加倍，即：△H和计量数成比例；反应逆向进行，△H 改变符号，数值不变。 6.表示意义：物质的量—物质—状态—吸收或放出*热量。 三、燃烧热 1．概念： 101 kPa时，1 mol纯物质完全燃烧生成稳定的氧化物（二氧化碳、二 氧化硫、液态水H2O）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。（ΔH<0，单位kJ/mol） 2.燃烧热和中和热的表示方法都是有ΔH时才有负号。 3.石墨和金刚石的燃烧热不同。不同的物质燃烧热不同。

2.选修4化学反应与能量图像专题

（二）能量图像专题训练 1．化学反应A 2＋B 2 ===2AB的能量变化如下图所示，则下列说法中正确的是( ) A．该反应是吸热反应 B．断裂1 mol A—A键和1 mol B—B键时能放出x kJ的能量C．断裂2 mol A—B键时需要吸收y kJ的能量 D．2 mol AB的总能量高于1 mol A 2和1 mol B 2 的总能量 2．已知：①N 2(g)＋O 2 (g)===2NO(g) ΔH1＝＋180 kJ·mol －1②N 2(g)＋3H 2 (g)?22NH3(g) ΔH2＝－kJ·mol－1 ③2H 2(g)＋O 2 (g)===2H 2 O(g) ΔH3＝－kJ·mol－1 下列说法正确的是( ) A．反应②中的能量变化如图所示，则ΔH2＝E1－E3 B．H 2 的燃烧热为kJ·mol－1 C．由反应②知在温度一定的条件下，在恒容密闭容器中通入1 mol N 2和3 mol H 2 ，反应后放 出的热量为Q1 kJ，若通入2 mol N2和6 mol H2反应后放出的热量为Q2 kJ，则>Q2>2Q1 D．氨的催化氧化反应为4NH 3(g)＋5O 2 (g)===4NO(g)＋6H 2 O(g) ΔH＝＋906 kJ·mol－1 3．单斜硫和正交硫转化为二氧化硫的能量变化图如下图所示。下列说法正确的是( ) A．S(s，单斜)===S(s，正交) ΔH＝＋kJ·mol－1 B．正交硫比单斜硫稳定 C．相同物质的量的正交硫比单斜硫所含有的能量高 D．①表示断裂1 mol O 2中的共价键所吸收的能量比形成1 mol SO 2 中的共价键所放出的能量 少 kJ 4．如图所示，下列说法不正确的是( ) A．反应过程(1) 的热化学方程式 为 A 2 (g)＋

高二化学选修4知识点总结

高二化学知识点总结 化学反应原理复习（一） 第1章、化学反应与能量转化 化学反应的实质是反应物化学键的断裂和生成物化学键的形成，化学反应过程中伴随着能量的释放或吸收。 一、化学反应的热效应 1、化学反应的反应热 (1)反应热的概念： 当化学反应在一定的温度下进行时，反应所释放或吸收的热量称为该反应在此温度下的热效应，简称反应热。用符号Q表示。 (2)反应热与吸热反应、放热反应的关系。 Q＞0时，反应为吸热反应；Q＜0时，反应为放热反应。 (3)反应热的测定 测定反应热的仪器为量热计，可测出反应前后溶液温度的变化，根据体系的热容可计算出反应热，计算公式如下： Q＝－C(T2－T1) 式中C表示体系的热容，T1、T2分别表示反应前和反应后体系的温度。实验室经常测定中和反应的反应热。 2、化学反应的焓变 (1)反应焓变 物质所具有的能量是物质固有的性质，可以用称为“焓”的物理量来描述，符号为H，单位为kJ·mol-1。 反应产物的总焓与反应物的总焓之差称为反应焓变，用ΔH表示。 (2)反应焓变ΔH与反应热Q的关系。 对于等压条件下进行的化学反应，若反应中物质的能量变化全部转化为热能，则该反应的反应热等于反应焓变，其数学表达式为：Qp＝ΔH＝H(反应产物)－H(反应物)。 (3)反应焓变与吸热反应，放热反应的关系： ΔH＞0，反应吸收能量，为吸热反应。 ΔH＜0，反应释放能量，为放热反应。 (4)反应焓变与热化学方程式： 把一个化学反应中物质的变化和反应焓变同时表示出来的化学方程式称为热化学方程式，如：H2(g)＋O2(g)＝H2O(l)；ΔH(298K)＝－285.8kJ·mol－1 书写热化学方程式应注意以下几点： ①化学式后面要注明物质的聚集状态：固态(s)、液态(l)、气态(g)、溶液(aq)。 ②化学方程式后面写上反应焓变ΔH，ΔH的单位是J·mol－1或kJ·mol－1，且ΔH后注明反应温度。 ③热化学方程式中物质的系数加倍，ΔH的数值也相应加倍。 3、反应焓变的计算 (1)盖斯定律 对于一个化学反应，无论是一步完成，还是分几步完成，其反应焓变一样，这一规律称为盖斯定律。 (2)利用盖斯定律进行反应焓变的计算。 常见题型是给出几个热化学方程式，合并出题目所求的热化学方程式，根据盖斯定律可知，该方程式的ΔH为

高中化学选修4知识网络架构

化学选修化学反应原理 第一章 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(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 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)2·8H2O与NH4Cl 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（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。（ΔH<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 H2O，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) =H2O(l) ΔH=－mol 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mol。 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。

高二化学选修4知识点总结

高二化学知识点总结 化学反应原理复习(一) 第1章、化学反应与能量转化 化学反应得实质就是反应物化学键得断裂与生成物化学键得形成,化学反应过程中伴随着能量得释放或吸收。 一、化学反应得热效应 1、化学反应得反应热 (1)反应热得概念: 当化学反应在一定得温度下进行时,反应所释放或吸收得热量称为该反应在此温度下得热效应,简称反应热。用符号Q表示。 (2)反应热与吸热反应、放热反应得关系。 Q＞0时,反应为吸热反应;Q＜0时,反应为放热反应。 (3)反应热得测定 测定反应热得仪器为量热计,可测出反应前后溶液温度得变化,根据体系得热容可计算出反应热,计算公式如下: Q＝－C(T2－T1) 式中C表示体系得热容,T1、T2分别表示反应前与反应后体系得温度。实验室经常测定中与反应得反应热。 2、化学反应得焓变 (1)反应焓变 物质所具有得能量就是物质固有得性质,可以用称为“焓”得物理量来描述,符号为H,单位为kJ·mol-1。 反应产物得总焓与反应物得总焓之差称为反应焓变,用ΔH表示。 (2)反应焓变ΔH与反应热Q得关系。 对于等压条件下进行得化学反应,若反应中物质得能量变化全部转化为热能,则该反应得反应热等于反应焓变,其数学表达式为:Qp＝ΔH＝H(反应产物)－H(反应物)。 (3)反应焓变与吸热反应,放热反应得关系: ΔH＞0,反应吸收能量,为吸热反应。 ΔH＜0,反应释放能量,为放热反应。 (4)反应焓变与热化学方程式: 把一个化学反应中物质得变化与反应焓变同时表示出来得化学方程式称为热化学方程式,如:H2(g)＋O2(g)＝ H2O(l);ΔH(298K)＝－285、8kJ·mol－1 书写热化学方程式应注意以下几点: ①化学式后面要注明物质得聚集状态:固态(s)、液态(l)、气态(g)、溶液(aq)。 ②化学方程式后面写上反应焓变ΔH,ΔH得单位就是J·mol－1或 kJ·mol－1,且ΔH后注明反应温度。 ③热化学方程式中物质得系数加倍,ΔH得数值也相应加倍。 3、反应焓变得计算 (1)盖斯定律 对于一个化学反应,无论就是一步完成,还就是分几步完成,其反应焓变一样,这一规律称为盖斯定律。 (2)利用盖斯定律进行反应焓变得计算。 常见题型就是给出几个热化学方程式,合并出题目所求得热化学方程式,根据盖斯定律可知,该方程式得ΔH为 上述各热化学方程式得ΔH得代数与。 (3)根据标准摩尔生成焓,Δf H mθ计算反应焓变ΔH。对任意反应:aA＋bB＝cC＋dD ΔH＝［cΔf H mθ(C)＋dΔf H mθ(D)］－［aΔf H mθ(A)＋bΔf H mθ(B)］ 二、电能转化为化学能——电解

人教版高中化学选修四酸碱中和滴定——专题训练

高中化学学习材料 （精心收集**整理制作） 酸碱中和滴定——专题训练例1.某学生做中和滴定实验的过程如下：（a）取一支碱式滴定管，（b）用蒸馏水洗净，（c）加入待测的NaOH溶液，（d）记录液面刻度读数，（e）用酸式滴定管精确放出一定量标准酸液，（f）置于未经标准酸液润洗的洁净锥形瓶中，（g）加入适量蒸馏水，（h）加入酚酞试液2滴，（i）滴定时，边滴边摇荡，（j）边注视滴定管内液面的变化，（k）当小心地滴到溶液由无色变成粉红色时，即停止滴定。（l）记录液面刻度读数。（m）根据滴定管的两次读数得出NaOH溶液体积为22 mL。指出上述实验过程中的错误之处（用编号表示）。 例2. 用标准的NaOH溶液滴定未知浓度的盐酸，选用酚酞作为指示剂，造成测定结果偏高的原因可能是（） A. 配制标准溶液的NaOH中混有Na2CO3杂质 B. 滴定终点读数时，俯视滴定管的刻度，其他操作正确 C. 盛装未知液的锥形瓶用蒸馏水洗过，未用未知液润洗 D. 滴定到终点读数时，发现滴定管尖嘴处悬挂一滴溶液 例3. 用NaOH滴定pH相同、体积相同的H2SO4、HCl、CH3COOH三种溶液，恰好中和时，所用相同浓度NaOH溶液的体积依次为V1、V2、V3，则这三者的关系是（） （A）V1＞V2＞V3（B）V1＜V2＜V3（C）V1＝V2＞V3（D）V1＝V2＜V3 例4. 用0.01 mol/L H2SO4滴定0.01mol/L NaOH溶液，中和后加水至100ml， （设1滴为0.05ml）若滴定时终点判断有误差：①多加1滴H2SO4；②少加1滴H2SO4； 则①和②[H＋]的比值是（） A. 10 B. 50 C. 5×103 D. 104 例5. 草酸晶体的组成可用H2C2O4·xH2O表示，为了测定x值，进行如下实验：称取Wg草酸晶体，配成100.00mL水溶液。称25.00mL所配制的草酸溶液置于锥形瓶内，加入适量稀H2SO4后，用浓度为amol·L-1的KMnO4溶液滴定到KMnO4不再褪色为止，所发生的反应： 2KMnO4＋5H2C2O4＋3H2SO4 ＝ K2SO4＋10CO2↑＋2MnSO4＋8H2O

高中化学选修4知识点分类总结

第一章化学反应与能量 一、焓变反应热 1．反应热：化学反应过程中所放出或吸收的热量，任何化学反应都有反应热，因为任何化学反应都会存在热量变化，即要么吸热要么放热。反应热可以分为（燃烧热、中和热、溶解热） 2．焓变(ΔH)的意义：在恒压条件下进行的化学反应的热效应.符号：△H.单位：kJ/mol ，即：恒压下：焓变=反应热，都可用ΔH表示，单位都是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 也可以利用计算△H来判断是吸热还是放热。△H=生成物所具有的总能量-反应物所具有的总能量=反应物的总键能-生成物的总键能 ☆常见的放热反应：①所有的燃烧反应②所有的酸碱中和反应③大多数的化合反应④金属与水或酸的反应⑤生石灰（氧化钙）和水反应⑥铝热反应等 ☆常见的吸热反应：①晶体Ba(OH) 2·8H 2 O与NH 4 Cl②大多数的分解反应③

条件一般是加热或高温的反应 ☆区分是现象（物理变化）还是反应（生成新物质是化学变化），一般铵盐溶解是吸热现象，别的物质溶于水是放热。 4.能量与键能的关系：物质具有的能量越低，物质越稳定，能量和键能成反比。 5.同种物质不同状态时所具有的能量：气态>液态>固态 6.常温是指25，101.标况是指0,101. 7.比较△H时必须连同符号一起比较。 二、热化学方程式 定义：表示参加反应物质的量和反应热的关系的化学方程式。 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，即反应热△H，△H对应的正负号都不能省。 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热化学反应方程式不标条件，除非题中特别指出反应时的温度和压强。 ④热化学方程式中的化学计量数表示物质的量，不表示个数和体积，可以是整数，也可以是分数 ⑤各物质系数加倍，△H加倍，即：△H和计量数成比例；反应逆向进行，△H 改变符号，数值不变。 6.表示意义：物质的量—物质—状态—吸收或放出*热量。 三、燃烧热 1．概念：101 kPa时，1 mol纯物质完全燃烧生成稳定的氧化物（二氧化碳、二氧化硫、液态水H O）时所放出的热量。燃烧热的单位用kJ/mol表示。 2

高中化学选修4第三章知识点分类总结

第三章水溶液中的离子平衡 一、弱电解质的电离 1、定义：电解质：在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物,叫电解质。非电解质：在水溶液中或熔化状态下都不能导电的化合物。强电解质：在水溶液里全部电离成离子的电解质。 弱电解质：在水溶液里只有一部分分子电离成离子的电解质。 2、电解质与非电解质本质区别： 电解质——离子化合物或共价化合物 非电解质——共价化合物 注意：①电解质、非电解质都是化合物②SO2、NH3、CO2等属于非电解质 ③强电解质不等于易溶于水的化合物（如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全 部电离，故BaSO4为强电解质）——电解质的强弱与导电性、溶解性无关。 3、弱电解质的电离平衡：在一定的条件下，当弱电解质分子电离成离子的速率和离 子结合成分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态，这叫弱电解质的电离平衡。 4、影响电离平衡的因素： A、温度：电离一般吸热，升温有利于电离。 B、浓度：浓度越大，电离程度越小；溶液稀释时，电离平衡向着电离的方向移动。 C、同离子效应：在弱电解质溶液里加入与弱电解质具有相同离子的电解质，会减弱电离。 D、其他外加试剂：加入能与弱电解质的电离产生的某种离子反应的物质时，有利于电离。 5、电离方程式的书写： 用可逆符号弱酸的电离要分布写（第一步为主） 6、电离常数：在一定条件下，弱电解质在达到电离平衡时，溶液中电离所生成的各种离子 浓度的乘积，跟溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数。叫做电离平衡常数，（一般用Ka 表示酸，Kb表示碱。） 表示方法：AB A++B- Ki=[ A+][ B-]/[AB] K越大，弱电解质较易电离，其对应弱酸、弱碱较强。 H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO 7、影响因素： a、电离常数的大小主要由物质的本性决定。 b、电离常数受温度变化影响，不受浓度变化影响，在室温下一般变化不大。 二、水的电离和溶液的酸碱性 1、水电离平衡：: 水的离子积：K W = c[H+]·c[OH-] 25℃时, [H+]=[OH-] =10-7 mol/L ; K W = [H+]·[OH-] = 1*10-14 注意：区分由水电离出的H+、OH-的浓度与水溶液中H+、OH-的浓度。 注意：K W只与温度有关，温度一定，则K W值一定 K W不仅适用于纯水，适用于任何溶液（酸、碱、盐） 2、水电离特点：（1）可逆（2）吸热（3）极弱 物质单质 化合物 电解质 非电解质：非金属氧化物，大部分有机物。如SO3、CO2、C6H12O6、CCl4、CH2=CH2 强电解质：强酸，强碱，大多数盐。如HCl、NaOH、NaCl、BaSO4 弱电解质：弱酸，弱碱，极少数盐，水。如HClO、NH3·H2O、Cu(OH)2、 H2O…… 混和物 纯净物

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高中化学学习材料 专题一选做题 1、（2013·广东揭阳高三摸底）Li-SOCl2电池可用于心脏起搏器。电极材料分别为锂和 碳，电解液是LiAlCl4-SOCl2。电池的总反应可表示为：4Li+2SOCl2=4LiCl +S +SO2。 电池工作时，下列说法正确的是 A．锂电极发生还原反应 B．电子通过外电路从锂电极流向碳电极 C．每生成1mol SO2转移4mol电子 D．SOCl2既是氧化剂又是还原剂Array 2、（2013·广东十校高三第一次联考）右图是铅蓄电池充、 放电时的工作示意图，电解质是H2SO4溶液。已知放电 时电池反应为：Pb + PbO2 + 4H＋+ 2SO42—==2PbSO4+ 2H2O， 下列有关说法正确的是 A．K与N相接时，能量由电能转化为化学能 B．K与N相接时，H＋向负极区迁移 C．K与M连接时，所用电源的a极为负极 D．K与M相接时，阳极附近的pH逐渐减小 3、（2013·江苏淮阴中学高三调研）一种新型燃料电池，一极通入空气，另一极通入丁烷气体；电解质是掺杂氧化钇(Y2O3)的氧化锆(ZrO2)晶体，在熔融状态下能传导O2－。下列说法不正确的是 A．在熔融电解质中，O2－向正极定向移动 B．电池的总反应是：2C4H10＋13O2===8CO2＋10H2O C．通入空气的一极是正极，电极反应为：O2＋4e－―→2O2－ D．通入丁烷的一极是负极，电极反应为：C4H10-26e－＋13O2－―→4CO2↑＋5H2O 4、（2013·江西师大附中高三摸底）碱性锌锰电池的总反应是：Zn + 2MnO2 + 2H2O === 2MnOOH + Zn(OH)2，电解质是KOH。下列说法正确的是（） A．MnO2发生了氧化反应