高二化学选修4知识点总结第一章
化学选修4第一章知识点总结
化学选修4第一章知识点总结第一章化学反应与能量一、反应热热化学方程式１、反应热（1)任何化学反应在发生物质变化的同时都伴随着能量的变化。
(2）在生成物回到反应物的起始温度时，所放出或吸收的热量称为化学反应的反应热。
(３)焓变是指生成物与反应物的焓值差。
符号:H ∆单位：1kJ mol -⋅２、放热反应与吸热反应（１)放热反应0H ∆<，体系的能量降低,反应物具有的总能量大于生成物具有的总能量。
（2）吸热反应0H ∆>，体系的能量升高,反应物具有的总能量小于生成物具有的总能量。
3、热化学方程式的书写（１)在方程式右边标明反应热的符号，数值,单位。
(2）注明反应热的测定条件。
（3）必须注明物质的聚集状态。
(４)化学计量数仅表示物质的量，既可以是整数,也可以是分数。
(5）当化学计量数加倍,H ∆随之加倍；当反应方向变化时，H ∆随之变号。
4、燃烧热与中和热（1)燃烧热：101kPa 时，1mol 纯物质完全燃烧生成稳定的氧化物所放出的热量叫做该物质的燃烧热。
不同的反应物,燃烧热不同(2)中和热:在稀溶液中,强酸与强碱发生中和反应生成1mol 2H O 时所放出的热量叫做中和热。
不同反应的中和热大致相同，157.3H kJ mol -∆=-⋅５、中和反应反应热的测定测定强酸强碱温度变化,依据Q cm t =∆算出中和热。
(1）用强酸强碱的稀溶液。
（２)不能用弱酸弱碱,因为电离吸热。
（３)使碱液稍稍过量,保证完全被中和。
(4）环形玻璃搅拌棒。
(５）待温度计示数稳定再读数（6)取三次数据的平均值。
二、盖斯定律化学反应热的计算1、盖斯定律：不管化学反应是一步完成或是几步完成，其反应热总是相同的。
2、依据热化学方程式计算反应热：H ∆与各物质物质的量（质量，气体体积)对应成比例。
3、依据键能计算反应热：反应热等于反应物键能总和与生成物键能总和之差。
4、反应热的比较５、盖斯定律与物质稳定性若为放热反应，则生成物能量较低，生成物稳定;若为吸热反应,则反应物能量较低,反应物稳定。
化学选修四第一章基础知识总结
第一章化学反应与能量一、绪言1、能够导致分子中化学键断裂，引起化学反应的碰撞叫做有效碰撞2、发生有效碰撞的条件：（1）发生碰撞的分子必须有足够高的能量即活化分子（2）分子发生碰撞时必须有合理的取向也就是说，只有活化分子间以取向正确的碰撞才是有效碰撞，才能引起化学变化3、活化能是高出反应物分子平均能量的部分4、物质的结构决定了物质的性质；物质的性质决定了活化能的大小；活化能的大小决定了活化分子的多少；活化分子的多少决定了有效碰撞次数；有效碰撞次数决定了化学反应速率二、焓变--反应热1、在一定的温度下，一个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，简称为反应热。
符号：❒H，单位：kJ/mol。
2、焓是与物质内能有关的物理量3、△H= E(生成物总能量) －E(反应物总能量)△H=E(反应物化学键断裂吸收的总能量) －E(生成物化学键形成释放的总能量)4、当∆H为“－”即∆H<0时，为放热反应；当∆H为“＋”即∆H>0时，为吸热反应5、体系是指所要研究的物质，环境是指体系以外的其他部分三、热化学方程式1、书写热化学方程式的要点:（1）要注明温度和压强（250C ，101kPa时不注明）（2）需注明反应物和生成物的聚集状态（s、l、g、aq）。
（3）热化学方程式各物质前的化学计量数可以是整数，也可以是分数，当化学计量数不同时，其❒H 也不同，但单位始终为kJ/mol（4）需注明❒H 的“+”与“-”，正逆反应的ΔH绝对值相等，符号相反。
（5）❒H的数值与反应方程式中系数对应成比例。
（6）热化学方程式中一律用“=”注意：物质所具有的能量与它们的聚集状态有关。
同一物质的气态能量高于液态高于固态。
四、中和热1、在稀溶液中，酸与碱发生中和反应，生成1 mol H2O时放出的热量称为中和热2、强酸与强碱的中和反应其实质是H+(aq) +OH-(aq) =H2O(l) ΔH=－57.3kJ/mol注意：（1）强酸与强碱的稀溶液反应，它们的中和热是相同的，均为57.3 kJ/mol（2）弱酸与弱碱在水溶液中会发生电离吸热，所以它们的中和热小于57.3 kJ/mol（3）浓的强酸强碱在睡溶液中会稀释放热，所以它们的中和热会大于57.3 kJ/mol（4）中和热的大小与酸碱的用量无关3、中和热的测定实验（1）仪器：大烧杯(500mL)、小烧杯(100 mL)、泡沫塑料或纸条、塑料板或硬纸板（两个孔）、温度计、环形玻璃搅拌棒、量筒(50 mL)两个（2）药品：0.50 mol/L 盐酸、0.55 mol/L NaOH溶液（3）误差分析①如果大烧杯上没有盖硬纸板，所求中和热会偏小②用相同浓度和体积的氨水代替NaOH溶液进行实验，所求中和热会偏小③用相同浓度和体积的醋酸代替稀盐酸溶液进行实验，所求中和热会偏小④实验中改用60 mL 0.50 mol/L盐酸跟50 mL 0.55 mol/LNaOH溶液进行实验，所求中和热不变⑤反应有沉淀生成会放热，所求中和热会偏大⑥如果实验过程中没有清洗温度计就测下一个溶液，则测得的中和热会偏小五、燃烧热1、概念：25 ℃，在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。
选修4 第一章第一节 化学反应与能量的变化
第一章化学反应与能量一、化学键与化学反应中能量变化的关系（教材1页、教辅4~5页）1、化学反应的本质化学反应的特征是有新物质的生成，涉及到反应物的化学键断裂，生成物的化学键的形成，而化学键的断裂要吸收能量，化学键的生成要放出能量，使得化学反应中就有了能量的变化。
物质中的原子之间是通过化学键相结合的（有效碰撞）2、化学反应中能量变化的原因在相同条件下，各物质的能量不相同；能量不能再生，也不会消失，只发生形式的转化或传递物质具有的能量越低越稳定，参加化学反应时，化学键断裂就需要吸收更多的能量；反之，物质具有的能量越高越不稳定，参加化学反应时，化学键断裂需要吸收的能量低。
(物质具有的能量大小与化学键的能量大小刚好相反)物质所具有的能量与物质的状态有关：固体(s)、液体(l)、气体(g)、溶液(aq)某种物质从固体转变为液体、再转变为气体是需要吸收能量的，因此对于同种物质，气体所具有的能量最高，固体最低。
在说一个反应的能量变化时，一定要说明物质（反应物和生成物）的状态。
3、化学反应中能量变化形式化学反应都有新物质的生成，同时伴有能量变化；能量变化可表现为热能、光能、电能、声能、功等，通常表现为热能的变化二、常见的放热反应和吸热反应类型㈠、放热反应1、定义：放出热量的化学反应2、能量变化：E反应物的总能量＞E生成物的总能量3、类型：①酸碱中和反应②可燃物的燃烧反应(所有的燃烧反应)③金属单质与酸的反应④绝大部分化合反应⑤铝热反应类型⑥炸药的爆炸，如NH4NO3、TNT(三硝基甲苯)等的爆炸⑦氧化钙溶于水、强调：①固体氢氧化钠等溶于水通常理解为物理变化（生成水合离子时放热）②浓H 2SO 4溶于水是一个有争议的问题： 9H 2SO 4·SO 3（生成水合离子时放热）SO 3＋H 2O=H 2SO 4是化学变化，但溶液中的溶质主要是H 2SO 4，做题时揣摩题意㈡、吸热反应：1、定义：吸收热量的化学反应2、能量变化：E 反应物的总能量＜ E 生成物的总能量3、类型： ①铵盐与强碱的反应 NH 4Cl ＋Ca(OH)2、 NH 4Cl ＋Ba(OH)2·8H 2O②C 和CO 2的反应，C 与H 2O 在高温下反应，N 2与O 2在放电条件下反应③加热分解的反应(绝大部分分解反应)，如KClO 3、KMnO 4、H 2O 2④盐的水解（实质是酸碱中和的逆反应）⑤ H 2＋CuO强调：①铵盐溶于水(CH 3COONH 4溶于水)②弱电解质的电离：通常认为电离过程只有化学键的断裂，没有化学键的生成，故不认为是―反应‖三、焓变 反应热 在化学反应过程中同时存在着物质变化和能量的变化，而且二者均符合守恒定律（质量守恒定律、能量守恒定律）在化学反应中，能量的释放或吸收是以发生变化的物质为基础的，二者密不可分，但以物质为主。
高中化学选修4知识点清单
2、可以利用 K 值做标准，判断正在进行的可逆反应是否平衡及不平衡时向何方进行建立平
衡。（Q：浓度积）
Q_〈__K:反应向正反应方向进行;
Q__=_K:反应处于平衡状态 ;
Q_〉__K:反应向逆反应方向进行
3、利用 K 值可判断反应的热效应
若温度升高，K 值增大，则正反应为__吸热___反应
若温度升高，K 值减小，则正反应为__放热___反应
浓度幂之积的比值是一个常数____比值。 符号：__K__
（二）使用化学平衡常数 K 应注意的问题：
1、表达式中各物质的浓度是__变化的浓度___，不是起始浓度也不是物质的量。
2、K 只与__温度（T）___有关，与反应物或生成物的浓度无关。
3、反应物或生产物中有固体或纯液体存在时，由于其浓度是固定不变的，可以看做是“1”
9、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）
10、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]
而不代入公式。
4、稀溶液中进行的反应，如有水参加，水的浓度不必写在平衡关系式中。
（三）化学平衡常数 K 的应用:
1、化学平衡常数值的大小是可逆反应__进行程度__的标志。K 值越大，说明平衡时_生成物
___的浓度越大，它的___正向反应__进行的程度越大，即该反应进行得越__完全___，反应 物转化率越_高___。反之，则相反。 一般地，K>_105__时，该反应就进行得基本完全了。
高二化学选修四第一章知识点
高二化学辅导（一）第一章一、知识点1.化学反应过程中，不仅有物质的变化，还有能量的变化。
这种能量的变化常以热能、电能、光能等形式表现出来。
2.释放热量的化学反应叫做放热反应；吸收热量的化学反应叫做吸热反应。
3.化学反应中，能量的释放或吸收是以发生变化的物质为基础的，能量的多少则以反应物和产物的质量为基础。
4.反应热：在反应过程中所释放或吸收的能量，以热量来表示，叫做反应热，又称为焓变，符号用ΔH表示，单位常采用kJ/mol或(kJ·mol－1)。
5.ΔH的正负和吸放热反应的关系(1)放热反应：反应物所具有的总能量高于生成物所具有的总能量，反应完成时，就有部分能量以热的形式释放出来，生成物释放的总能量大于反应物吸收的总能量。
由于反应后放出热量(释放给环境)而使反应体系的能量降低，故ΔH＜0或ΔH为“－”。
(2)吸热反应：反应物所具有的总能量低于生成物所具有的总能量，反应完成时，反应物就需要吸收能量，生成物释放的总能量小于反应物吸收的总能量。
由于反应后吸收环境热量而使反应体系的能量升高，故ΔH＞0或ΔH为“＋”。
6.比较ΔH的大小时，要连同“＋”、“－”包含在内，类似于数学上的正负数比较。
如果只比较反应放出热量的多少，则只须比较数值大小，与“＋”、“－”无关。
7.反应吸热还是放热与反应条件无关，而是由反应物总能量与生成物总能量的高低决定的。
8.热化学方程式特点(与化学方程式比较)(1)指明了反应时的温度和压强，如在25 ℃、101 kPa下进行的反应，可不注明。
(2)在化学方程式右边注明ΔH的符号、数值和单位。
(3)所有反应物和产物都用括号注明了它们的聚集状态(4)化学计量数只表示物质的量，而不表示分子数或原子数，因此可以为非整数。
(5)化学计量数和反应热的数值可以同时扩大或缩小相同倍数。
9.中和热:在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应生成1 mol H2O，这时的反应热叫做中和热。
10.注意反应物和产物的聚集状态不同，反应热数值不同。
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 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 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=－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。
(完整版)高二化学选修四第一章知识点
第一章知识点1、焓变是恒压下的反应热，符号为△H，单位是KJ/mol。
2、热化学方程式：标明每种物质的状态，标明焓变即△H的数值，且正负号。
3、△H的三种算法：（1）生成物的总能量---反应物的总能量。
（2）反应物断键所吸收的能量—生成物成键所释放的能量（3）反应物的键能—生成物的键能PS：这些能量值都是数值4、常见放热反应：燃烧反应，中和反应，活泼金属与水，酸的反应，多数化合反应（除：C+CO2=2CO）常见吸热反应：多数分解反应。
5、燃烧热：1mol可燃物完全燃烧生成稳定的氧化物所放出的热量。
表示：某物质的燃烧热为a(数值)kJ/mol或△H=- akJ/mol.6、中和热：酸和碱发生中和反应生成1mol液态水所放出的热量。
表示：某物质的中和热为a(数值)kJ/mol或△H=- akJ/mol.7、中和热的实验测定：（1）整个实验要注意保温，尽量减少热量的散失。
一般热量的散失会使中和热的测定值偏低。
（2）引起热量散失：未盖盖子；搅拌棒用铜棒；酸缓慢的倒入碱中；量过酸的温度计未洗涤就量取碱溶液的温度。
（3）引起测量值偏低的行为：（2）中引起热量散失的行为。
酸和碱漏出烧杯。
（4）引起测量值偏大的行为：仰视读取量筒。
8、普通分子吸收一定能量之后成为活化分子，活化分子与普通分子相差的能量叫做活化能。
活化分子发生定向碰撞称之为有效碰撞。
所以不是所有的活化分子都发生有效碰撞，而发生有效碰撞的分子一定是活化分子。
活化分子的百分数增加的措施：升高温度和加催化剂（降低活化能）。
增大压强只是总分子数增加来提高活化分子数，未改变活化分子的百分数9、盖斯定律：运用规律：（1）找到目标方程式，并分析各物质处于等号的左边还是右边并观察每种物质的系数。
（2）观察已知方程式中各物质的位置，并根据目标方程式进行系数的乘除和位置的调换。
（3）将已知方程式处理之后进行相加。
《选修4_化学反应原理》知识点总结整理(超全)
高三化学《化学反应原理》知识清单第一章化学反应与能量变化一、焓变、反应热要点一：反应热（焓变）的概念及表示方法化学反应过程中所释放或吸收的能量，都可以用热量来描述，叫做反应热，又称焓变，符号为ΔH，单位为kJ/mol，规定放热反应的ΔH为“—”，吸热反应的ΔH为“+”。
特别提醒：（1）描述此概念时，无论是用“反应热”、“焓变”或“ ΔH”表示，其后所用的数值必须带“+”或“—”。
（2）单位是kJ/mol，而不是kJ，热量的单位是kJ。
（3）在比较大小时，所带“+”“—”符号均参入比较。
要点二：放热反应和吸热反应1．放热反应的ΔH为“—”或ΔH＜0 ；吸热反应的ΔH为“+”或ΔH ＞0 ∆H＝E（生成物的总能量）－E（反应物的总能量）∆H＝E（反应物的键能）－ E（生成物的键能）2．常见的放热反应和吸热反应①放热反应：活泼金属与水或酸的反应、酸碱中和反应、燃烧反应、多数化合反应。
②吸热反应：多数的分解反应、氯化铵固体与氢氧化钡晶体的反应、水煤气的生成反应、炭与二氧化碳生成一氧化碳的反应3．需要加热的反应，不一定是吸热反应；不需要加热的反应，不一定是放热反应4．通过反应是放热还是吸热，可用来比较反应物和生成物的相对稳定性。
如C（石墨，s） C（金刚石，s）△H3= +1.9kJ/mol，该反应为吸热反应，金刚石的能量高，石墨比金属石稳定。
二、热化学方程式的书写书写热化学方程式时，除了遵循化学方程式的书写要求外，还要注意以下几点：1．反应物和生成物的聚集状态不同，反应热的数值和符号可能不同，因此必须注明反应物和生成物的聚集状态，用s、l、g分别表示固体、液体和气体，而不标“↓、↑”。
2．△H只能写在热化学方程式的右边，用空格隔开，△H值“—” 表示放热反应，△H 值“+”表示吸热反应；单位为“kJ/mol”。
3．△H的值要与热化学方程式中化学式前面的化学计量数相对应，如果化学计量数加倍，△H也要加倍。
高中化学选修四第一章燃烧热 能源知识点
第二节燃烧热能源大地二中张清泉一、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放出的热量，单位用kJ/mol表示。
2、注意要点：○1反应条件：25℃，101KPa；○2反应程度：完全燃烧；○3反应物的量：燃烧物的物质的量：1mol。
○4反应产物：元素完全燃烧时对应的氧化物3、燃烧热热化学方程式的书写原则：燃烧热是以1mol物质完全燃烧所放出的热量来定义的，因此在书写它的热化学方程式时，应以1mol燃烧物质为标准来配平其余物质的化学计量数3、燃烧热的计算：=n（可燃物）（为可燃物燃烧反应所放出的热量，n为可燃物的物质的量，为可燃物的燃烧热）【习题一】（2017秋•武昌区期中）下列关于燃烧热的说法正确的是（）A．燃烧反应放出的热量就是该反应的燃烧热B．1 mol可燃物质发生氧化反应所放出的热量就是燃烧热C．1 mol可燃物质完全燃烧生成稳定的化合物时所放出的热量就是燃烧热D．在25℃、101 kPa时，1 mol纯物质完全燃烧生成稳定的氧化物时所放出的热量是燃烧热【考点】燃烧热．【专题】燃烧热的计算．【分析】燃烧热的条件是在25℃、1.01×105Pa下，必须是1mol物质完全燃烧并且生成的物质为最稳当的氧化物，燃烧热的热化学方式的计量系数必须是1，燃烧是发光发热的剧烈的氧化还原反应，不一定有氧气参加，据此解答．【解答】解：A．燃烧热必须是可燃物质完全燃烧生成稳定的氧化物放出的热量，故A错误；B．1 mol可燃物质发生氧化反应生成最稳当的氧化物所放出的热量就是燃烧热，故B错误；C．25℃、1.01×105Pa下，必须是1mol物质完全燃烧并且生成的物质为最稳当的氧化物时所放出的热量，故C错误；D．25℃、101 kPa时，1 mol纯物质完全燃烧生成稳定的氧化物时所放出的热量是燃烧热，故D正确；故选：D。
【习题二】（2016秋•朝阳区校级期末）已知H2的燃烧热是akJ/mol，由H2、CO按3：1比例组成的混合物2mo，完全燃烧并恢复常温吋，放出的热量为bkJ，则CO的燃烧热为（kJ/mol）为（）A．2b-3a B．3a-2b C． D．【考点】燃烧热．【专题】化学反应中的能量变化．【分析】设CO的燃烧热为xkJ•mol-1，又H2的燃烧热是akJ/mol，所以由H2、CO按3：1比例组成的混合物2mol，完全燃烧并恢复到常温吋，放出的热量为bkJ，可得，据此计算．【解答】解：设CO的燃烧热为xkJ•mol-1，又H2的燃烧热是akJ/mol，所以由H2、CO按3：1比例组成的混合2mol，完全烧并恢复到常温吋，放出的热量为bkJ，可得，则解得x=2b-3a，故选：A。
高中化学选修4各章知识点归纳与总结
高中化学选修4 知识点归纳总结第一章化学反应与能量第一节化学反应与能量的变化一、焓变反应热知识点一焓变、反应热1．焓变、反应热(1)焓(H)：是与物质内能有关的物理量，是物质固有的性质。
(2)焓变：生成物与反应物的焓值之差。
焓变决定了在一定条件下的某一化学反应是吸热反应还是放热反应。
①符号：用ΔH表示。
②单位：常用kJ/mol或kJ·mol－1。
③表示方法：ΔH＝H(生成物)－H(反应物)。
(3)反应热：化学反应过程中放出或吸收的能量。
(4)反应热与焓变的关系：在恒压条件下进行的化学反应，反应过程中的反应热等于焓变，所以我们常用焓变(ΔH)表示反应热。
(5)反应热和焓变的比较反应热焓变含义化学反应中吸收或放出的热量化学反应中生成物所具有的焓与反应物所具有的焓之差符号QΔH 单位kJ·mol－1kJ·mol－1与能量变化的关系Q>0，反应吸收热量Q<0，反应放出热量ΔH>0，反应吸收热量ΔH<0，反应放出热量二者的相互联系ΔH是化学反应在恒定压强下(即敞口容器中进行的化学反应)且不与外界进行电能、光能等其他能量的转化时的反应热，即恒压条件下进行的反应的反应热Q就是焓变ΔH。
高中阶段二者通用2.化学反应中能量变化的原因(1)从化学键的角度(微观角度)看：在化学反应中当反应物分子中旧化学键断裂时，需要克服原子间的相互作用而吸收能量；当原子重新组成生成物分子，新化学键形成时，又要释放能量。
即化学反应的反应热＝(反应物所有键能之和)－(生成物所有键能之和)。
如图：1 mol H2分子和1 mol Cl2分子中化学键断裂时吸收总能量为：436 kJ＋243 kJ＝679 kJ；2 mol HCl分子中的化学键形成时释放总能量为：431 kJ＋431 kJ＝862 kJ；H2(g)＋Cl2(g)===2HCl(g)反应过程释放的能量为：862 kJ·mol－1－679 kJ·mol－1＝183kJ·mol －1。
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高二化学选修4知识点总结第一章相互接触的分子间发生原子或电子的转换或转移，生成新的分子并伴有能量的变化的过程;化学变化实质是旧键的断裂和新键的生成。
为大家推荐了高二化学选修4知识点总结，请大家仔细阅读，希望你喜欢。
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，其化学表达式为：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：
0，反应吸收能量，为吸热反应。
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);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H为上述各热化学方程式的H的代数和。
(3)根据标准摩尔生成焓，fHm计算反应焓变H。
对任意反应：aA+bB=cC+dD
H=[cfHm(C)+dfHm(D)]-[afHm(A)+bfHm(B)]
二、电能转化为化学能电解
1、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
2、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+2H2O2NaOH+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：CuCu2++2e-，还发生几个副反应
ZnZn2++2e-;NiNi2++2e-
FeFe2++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：CuCu2++2e-
阴极反应：Cu2++2e-Cu
三、化学能转化为电能电池
1、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：
如图为Cu-Zn原电池，其中Zn为负极，Cu为正极，构成闭合回路后的现象是：Zn片逐渐溶解，Cu片上有气泡产生，电流计指针发生偏转。
该原电池反应原理为：Zn失电子，负极反应为：ZnZn2++2e-;Cu得电子，正极反应为：2H++2e-H2。
电子定向移动形成电流。
总反应为：Zn+CuSO4=ZnSO4+Cu。
(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。
2、化学电源
(1)锌锰干电池
负极反应：ZnZn2++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：FeFe2++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。
小编为大家提供的高二化学选修4知识点总结，大家仔细阅
读了吗?最后祝同学们学习进步。