高中化学选修四知识点汇总
人教版高中化学选修四第一章重要知识点总结

第一章重要知识点总结一、放热与吸热反应的几种类型:下列反应中生成物总能量高于反应物总能量的是()A.碳酸钙受热分解B.乙醇燃烧C.铝粉与氧化铁粉末反应D.氧化钙溶于水二、△ H 的计算方法 =反应物的总键能-生成物的总键能=生成物的总能量-反应物的总能量(15 分)化学键的键能是指气态原子间形成 1mol 化学键时释放的能量。
如:H(g)+I(g)→H-I(g)+297KJ即 H-I 键的键能为 297kJ/mol,也可以理解为破坏 1mol H-I 键需要吸收 297KJ的热量。
化学反应的发生可以看成旧化学键的破坏和新化学键的形成。
下表是一些键能数据。
(单位:kJ/mol)键能键能键能H-H 436 Cl-Cl 243 H-Cl 432S=S 255 H-S 339 C-F 427C-Cl 330 C-I 218 H-F 565C-O 347 H-O 464 Si—Si 176Si—O 460 O=O 497(1)根据表中数据判断 CCl4的稳定性(填“大于”或“小于”)CF4的稳定性。
(2)结合表中数据和热化学方程式 H2(g)+Cl2(g)=2HCl(g) H=-QKJ/ mol;通过计算确定热化学方程式中 Q 的值为②请写出晶体硅与氧气反应生成二氧化硅的热化学方程式:三、物质稳定性的比较:能量越低越稳定键能越高越稳定已知 25℃、101KPa下,4Al(s)+3O2(g)=2Al2O3(s)H=-2834.9KJ/mol4Al(s)+2O3(g)=2Al2O3(s) H=-3119.1KJ/mol,由此得出的结论正确的是()A.O2比 O3能量低,由 O2转变为 O3为放热反 B.O2比 O3能量高,由 O2转变为 O3为吸热反应C.O3比 O2稳定,由 O2转变为 O3为放热反 D.O2比 O3稳定,由 O2转变为 O3为吸热反应四、热化学方程式的书写判断:下列热化学方程式书写正确的是A、C(s)+O2(g)==CO2(g);△H=+393.5kJ/molB、2SO+O2==2SO3;△ H= —196.6kJ/molC、H2(g)+1/2O2(g)==H2O(l);△H=—285.8kJ/molD、2H2(g)+O2(g)==2HO(l);△H= —571.6KJ五、反应热△H 大小的比较:根据以下 3 个热化学方程式:2H 2S(g)+3O2(g)=2SO2(g)+2H2O(l) △H=Q1 kJ/mol 2H2S(g)+O2(g)=2S (s)+2HO(l) △H=Q2 kJ/mol2H 2S(g)+O2(g)=2S (s)+2HO(g) △H=Q3 kJ/mol 判断 Q1、Q2、Q3三者关系正确的是()A . Q1>Q2>Q3 B. Q1>Q3>Q2C. Q3>Q2>Q1 D. Q2>Q1>Q3同温同压下,已知下列各反应为放热反应,下列各热化学方程式中热量数值最小的是()A.2A ( l ) + B ( l ) = 2C (g △)H1 C.2A ( g ) + B ( g ) = 2C (△l )H3B. 2A ( g ) + B ( g ) = 2C (g△H)2 D. 2A ( l ) + B ( l ) = 2C ( l△)H4六、中和热与燃烧热的定义:由:①2C(s)+O2(g)=2CO(g) ΔH=-221 kJ/mol+-②H (aq)+OH(aq)=H2O(l) ΔH=- 57.3 kJ/mol可知:()A.①的反应热为 221 kJ/mol B.稀硫酸与 Ba(OH)2稀溶液反应的中和热为 57.3 kJ/molC.碳的燃烧热大于 110.5 kJ/mol D.稀醋酸与稀 NaOH溶液反应生成 1 mol 水,放出 57.3 kJ热量七、 n mol 可燃物放出的热量 =n 乘以它的燃烧热已知 H2(g)、C2H4(g)和 C2H5OH(1)的燃烧热分别是 -285.8 kJ·mol-1、-1411.0 kJ·mol-1和-1366.8 kJ mol-1,则由等质量的各物质放出的热量比()A .4.8:1.5:1B. 1:3.2:1.5 C. 3.2:5:1D.1.5:1:2八、能源探究问题:未来新能源的特点是资源丰富,在使用时对环境无污染或污染很小,且可以再生。
高中化学选修4知识点归纳总结

高中化学选修4知识点归纳总结关于高中化学选修4知识点归纳总结总结是对某一阶段的工作、学习或思想中的经验或情况进行分析研究的书面材料,通过它可以全面地、系统地了解以往的学习和工作情况,是时候写一份总结了。
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高中化学选修4知识点归纳总结1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)。
高中化学选修四第二章化学反应速率与化学反应平衡知识点

大
实验结论:4 mol/L 的硫酸与锌反应比 1 mol/L 的硫酸与锌反应速率快。
注意事项:
a.锌的颗粒(即表面积)大小要基本相同;
b.40 mL 的硫酸溶液要迅速加入;
c.装置气密性要好,且计时要迅速准确。
要点三、化学反应速率的计算及比较
1、化学反应速率的计算——三段式法化学反应速率与化学反应平衡-知识点
化学反应速率
【学习目标】 1、了解化学反应速率的定量表示方法,初步了解测定某些化学反应速率的实验方法; 2、通过实验事实和思考,掌握化学反应速率的表示方法。
【要点梳理】 要点一、化学反应速率
1、化学反应速率的概念 化学反应速率是用来衡量化学反应进行快慢的物理量。 2、化学反应速率的表示方法 化学反应速率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。符号为 v,单位为 mol/(L·min)、 mol/(L·s)或 mol/(L·h)。 3、化学反应速率的表达式
2、活化分子和活化能 ①活化分子:能够发生有效碰撞的分子。活化分子之间之所以能够发生有效碰撞,是由于它们的能量高,发生 碰撞时,能够克服相撞分子之间的排斥力,破坏分子内部原子之间的“结合力”,从而导致反应物分子的破坏,重新 组合成生成物分子,发生化学反应。 ②活化能:活化分子所多出的那部分能量(或普通分子转化成活化分子所需的最 低能量)。右图所示的 E1 是反应的活化能,E2 是活化分子变成生成物分子放出的能量, 能量差 E2-E1 是反应热。活化能越小,普通分子就越容易变成活化分子。
要点三、催化剂对化学反应速率的影响
1.催化剂通过参与反应改变反应历程降低反应的活化能来提高化学反应速率。 2.催化剂不能改变化学反应的平衡常数,不能改变平衡转化率。 3.催化剂具有选择性,某催化剂对某一反应可能是活性很强的催化剂,但对其他反应就不一定有催化 作用。
高中化学选修四 知识点总结

高中化学选修四知识点总结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/mol3.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℃,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 kPa②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 mol④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=-57.3kJ/mol3.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。
【人教版】高中化学选修4知识点总结:第二章化学反应速率和化学平衡

第二章化学反应速率和化学平衡一、化学反应速率课标要求1、掌握化学反应速率的含义及其计算2、了解测定化学反应速率的实验方法要点精讲1、化学反应速率(1)化学反应速率的概念化学反应速率是用来衡量化学反应进行的快慢程度的物理量。
(2)化学反应速率的表示方法对于反应体系体积不变的化学反应,通常用单位时间内反应物或生成物的物质的量浓度的变化值表示。
某一物质A的化学反应速率的表达式为:式中——某物质A的浓度变化,常用单位为mol·L-1。
——某段时间间隔,常用单位为s,min,h。
υ——物质A的反应速率,常用单位是mol·L-1·s-1,mol·L-1·s-1等。
(3)化学反应速率的计算规律①同一反应中不同物质的化学反应速率间的关系同一时间内,用不同的物质表示的同一反应的反应速率数值之比等于化学方程式中各物质的化学计量数之比。
②化学反应速率的计算规律同一化学反应,用不同物质的浓度变化表示的化学反应速率之比等于反应方程式中相应的物质的化学计量数之比,这是有关化学反应速率的计算或换算的依据。
(4)化学反应速率的特点①反应速率不取负值,用任何一种物质的变化来表示反应速率都不取负值。
②同一化学反应选用不同物质表示反应速率时,可能有不同的速率数值,但速率之比等于化学方程式中各物质的化学计量数之比。
③化学反应速率是指时间内的“平均”反应速率。
小贴士:①化学反应速率通常指的是某物质在某一段时间内化学反应的平均速率,而不是在某一时刻的瞬时速率。
②由于在反应中纯固体和纯液体的浓度是恒定不变的,因此对于有纯液体或纯固体参加的反应一般不用纯液体或纯固体来表示化学反应速率。
其化学反应速率与其表面积大小有关,而与其物质的量的多少无关。
通常是通过增大该物质的表面积(如粉碎成细小颗粒、充分搅拌、振荡等)来加快反应速率。
③对于同一化学反应,在相同的反应时间内,用不同的物质来表示其反应速率,其数值可能不同,但这些不同的数值表示的都是同一个反应的速率。
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高中化学选修4知识总结第一章化学反应与能量考点1:吸热反应与放热反应1、吸热反应与放热反应的区别特别注意:反应是吸热还是放热与反应的条件没有必然的联系,而决定于反应物和生成物具有的总能量(或焓)的相对大小。
2、常见的放热反应①一切燃烧反应;②活泼金属与酸或水的反应;③酸碱中和反应;④铝热反应;⑤大多数化合反应(但有些化合反应是吸热反应,如:N2+O2=2NO,CO2+C=2CO等均为吸热反应)。
3、常见的吸热反应①Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl反应;②大多数分解反应是吸热反应③等也是吸热反应;④水解反应考点2:反应热计算的依据1.根据热化学方程式计算反应热与反应物各物质的物质的量成正比。
2.根据反应物和生成物的总能量计算ΔH=E生成物-E反应物。
3.根据键能计算ΔH=反应物的键能总和-生成物的键能总和。
4.根据盖斯定律计算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,而与反应的途径无关。
即如果一个反应可以分步进行,则各分步反应的反应热之和与该反应一步完成时的反应热是相同的。
温馨提示:①盖斯定律的主要用途是用已知反应的反应热来推知相关反应的反应热。
②热化学方程式之间的“+”“-”等数学运算,对应ΔH也进行“+”“-”等数学计算。
5.根据物质燃烧放热数值计算:Q(放)=n(可燃物)×|ΔH|。
第二章化学反应速率与化学平衡考点1:化学反应速率1、化学反应速率的表示方法___________。
化学反应速率通常用单位时间内反应物浓度和生成物浓度的变化来表示。
表达式:___________ 。
其常用的单位是__________ 、或__________ 。
2、影响化学反应速率的因素1)内因(主要因素)反应物本身的性质。
2)外因(其他条件不变,只改变一个条件)3、理论解释——有效碰撞理论(1)活化分子、活化能、有效碰撞①活化分子:能够发生有效碰撞的分子。
②活化能:如图图中:E1为正反应的活化能,使用催化剂时的活化能为E3,反应热为E1-E2。
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高中化学选修4知识点总结高中化学选修4知识点总结一、化学反应平衡与化学平衡常量1.化学反应平衡的概念2.热力学因素对平衡的影响3.影响化学反应平衡的因素4.化学反应的矛盾特性5.化学平衡常量的计算6.平衡常量与反应速率的关系7.实际化学系统中的平衡常量二、氧化还原反应1.氧化还原反应的概念2.氧化还原反应的历史3.原子价与氧化数4.氧化还原反应中的电极反应5.电势差和标准电势6.氧化还原反应的热力学和电化学特性7.氧化还原反应的工业应用三、酸碱理论及其应用1.传统酸碱理论2.布朗斯特德酸碱理论3.酸碱反应的热力学特性4.强酸强碱与弱酸弱碱的电离度5.酸碱滴定的应用6.酸碱指示剂的应用四、配位化学1.配位化学的概念2.配合物的形成与稳定性3.配位场理论4.五大分子组成的配合物5.配合物的应用五、有机材料和化学反应原理1.有机材料的基本概念和种类2.烃类化合物的结构和命名方法3.芳香族化合物的结构、性质和化学反应4.醇、酚和醛类化合物的结构、性质和化学反应5.酮、酸、酯和羧酸类化合物的结构、性质和化学反应6.含氮有机化合物的结构、性质和反应六、基因工程1.基因的概念2.遗传密码的概念3.重组DNA技术的基本原理4.基因克隆技术的应用5.基因工程在医学、农业和能源等领域的应用七、无机化学中的材料科学1.玻璃2.电子材料3.电池材料4.金属材料5.生物材料八、化学热力学1.热力学的基本概念和第一定律2.内能、焓和熵的概念3.热力学第二定律和热力学函数的应用4.吉布斯自由能和化学平衡的关系5.广义力学的概念及应用。
以上是高中化学选修4知识点总结,学习这些知识点可以帮助我们深入了解化学的基本概念和原理,促进学生对化学科学的进一步研究和深入理解。
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高中化学选修4知识点总结一、化学基本概念和原理1. 物质的分类- 纯净物:单质和化合物- 混合物:由两种或两种以上物质组成2. 化学反应类型- 合成反应- 分解反应- 置换反应- 还原-氧化反应3. 化学式和化学方程式- 化学式的书写规则- 化学方程式的平衡4. 摩尔概念- 摩尔的定义- 摩尔质量- 物质的量浓度5. 溶液- 溶液的组成- 溶液的浓度表示方法- 溶解度和饱和溶液二、化学中的测量和计算1. 常见化学仪器的使用- 量筒、滴定管、天平- pH计、电导率仪2. 溶液配制- 质量百分比溶液的配制 - 物质的量浓度溶液的配制3. 化学反应的计量关系- 反应物和生成物的摩尔比 - 反应的定量关系4. 溶液的酸碱性- pH值的测定- 酸碱指示剂的使用5. 化学计算- 质量守恒的计算- 溶液稀释的计算- 化学反应的热量计算三、无机化学1. 元素周期表- 元素周期表的结构- 元素的周期性和族性2. 重要元素及其化合物- 碱金属和卤素- 氧族元素- 氮族元素- 碳族元素3. 无机化学反应- 酸碱反应- 沉淀反应- 氧化还原反应4. 配位化合物- 配位键的形成- 配位化合物的命名和结构四、有机化学1. 有机化合物的基本概念- 有机化合物的定义- 烃的分类和命名2. 烃的衍生物- 醇、酚- 醛、酮- 羧酸、酯3. 有机反应类型- 取代反应- 加成反应- 消除反应- 氧化还原反应4. 生物分子- 糖类、蛋白质- 核酸、脂质五、化学实验技能1. 实验安全知识- 实验室安全规则- 化学品的妥善处理2. 实验基本操作- 溶液的配制和稀释- 实验数据的记录和处理3. 常见化学实验- 酸碱滴定实验- 氧化还原滴定实验- 沉淀反应实验4. 实验报告的撰写- 实验目的和原理- 实验步骤和结果- 结果分析和结论六、化学与环境1. 环境污染物- 大气污染物- 水体污染物- 土壤污染物2. 绿色化学- 绿色化学的基本原则- 绿色化学在工业上的应用3. 可持续发展- 可持续发展的概念- 化学在可持续发展中的作用七、化学与生活1. 食品中的化学物质- 食品添加剂- 营养素2. 日常生活中的化学- 清洁剂- 化妆品3. 材料科学- 金属和合金- 塑料和合成材料本知识点总结旨在为高中生提供一个全面的化学选修4课程复习框架,涵盖了无机化学、有机化学、化学实验技能、化学与环境以及化学与生活等多个方面。
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【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-
电池总反应:2H2+O2=2H2O
3、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.
生铁中含有碳,遇有雨水可形成原电池,铁为负极,电极反应为:Fe→Fe2++2e-.水膜中溶解的氧气被还原,正极反应为:O2+2H2O+4e-→4OH-,该腐蚀为“吸氧腐蚀”,总反应为:2Fe+O2+2H2O=2Fe(OH)2,Fe(OH)2又立即被氧化:4Fe(OH)2+2H2O+O2=4Fe(OH)3,Fe(OH)3分解转化为铁锈.若水膜在酸度较高的环境下,正极反应为:2H++2e-→H2↑,该腐蚀称为“析氢腐蚀”.
(3)金属的防护
金属处于干燥的环境下,或在金属表面刷油漆、陶瓷、沥青、塑料及电镀一层耐腐蚀性强的金属防护层,破坏原电池形成的条件.从而达到对金属的防护;也可以利用原电池原理,采用牺牲阳极保护法.也可以利用电解原理,采用外加电流阴极保护法.
【二】热化学方程式的注意要点
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】燃烧热知识点整理及汇总
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)。