《精选总结范文》化学选修4知识点总结
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做是 “1”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。
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、水电离特点：（ 1）可逆 （2）吸热 （3）极弱
3、影响水电离平衡的外界因素： ①酸、碱 ：抑制水的电离 KW〈 1*10-14 的）
②温度：促进水的电离（水的电离是吸热
（2）气体减压或增压与溶液稀释或浓缩的化学平衡移动规律相似
4.催化剂对化学平衡的影响：由于使用催化剂对正反应速率和逆反应速率影响的程 度是等同的，所以平衡不移动。但是使用催化剂可以影响可逆反应达到平衡所需的 时间。
5.勒夏特列原理（平衡移动原理）：如果改变影响平衡的条件之一（如温度，压强， 浓度），平衡向着能够减弱这种改变的方向移动。
2、反应方向判断依据 在温度、压强一定的条件下，化学反应的判读依据为： 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 注意：（ 1）ΔＨ为负，ΔＳ为正时，任何温度反应都能自发进行 （2）ΔＨ为正，ΔＳ为负时，任何温度反应都不能自发进行
化学选修四所有知识点总结
化学选修四所有知识点总结一、物质结构与性质变化1.活化能：反应开始的难度。
2.物质微观结构与宏观性质：分子结构、分子大小、分子间力。
3.分子配位数与空间构型：线性、平面、空间构型。
4.共价键：键的构成、键的极性、键能力。
5.担体对电子结构和性质的影响。
二、有机分子和反应1.有机物的命名：烷烃、卤代烃、醇、醛、酮、酸、酯、醚、胺、芳香烃和其他功能基团。
2.有机物的光谱：IR光谱、质谱、核磁共振谱。
3.醇、醚、酮、酰胺、醛的结构、性质和反应。
4.碳氢化合物的结构、性质和反应。
5.同分异构和立体化学：a.同分异构：构造异构、空间异构、陈旧异构。
b.立体化学：立体异构、立体碳原子、立体双键、光学异构。
三、有机官能团的合成1.取代反应的反应类型：亲核取代、电子亲核取代、电子取代。
2.亲核：亲核试剂、亲核部位、亲核取代反应。
3.亲电：亲电试剂、亲电取代反应、亲电加成反应。
4.亲核取代反应的配体：溴代反应、卤代反应、硝基反应、醇酸碱催化反应。
四、有机化学反应机理1.反应中间体：碳阳离子、自由基、负离子、亲电离子、共轭碳离子。
2.碳阳离子和自由基的结构和稳定性。
3.负离子和亲电离子的结构和稳定性。
4.同中心竞争性反应和不同中心竞争性反应。
5.离子自解离和亲电离解。
五、生物有机化学1.生物大分子：糖类、脂类、蛋白质、核酸。
2.糖类的分类：单糖、二糖、多糖。
3.蛋白质的结构和功能：一级结构、二级结构、三级结构、四级结构。
4.氨基酸和蛋白质的合成。
5.脂类的结构和功能：甘油脂、磷脂、类固醇。
六、生物化学反应1.基因的表达和遗传信息传递。
2.酶和酶催化反应。
3.代谢途径和能量转化：糖原水解、糖解、解酶系统、光合作用。
以上是化学选修四的主要知识点总结。
学生在复习过程中可以通过学习这些知识点来加深对化学的理解。
同时，实践操作和习题练习也是非常重要的，能够帮助学生巩固所学知识并提高解题能力。
化学知识点总结选修4
化学知识点总结选修4化学是一门研究物质的组成、性质、结构以及相互作用的科学。
在高中化学学习中，选修4是一个比较重要的部分，涉及了化学反应动力学、化学平衡、电化学等内容。
本文将对选修4中的重要知识点进行总结，帮助学生更好地理解和掌握这些知识。
一、化学反应动力学1. 化学反应速率化学反应的速率是指单位时间内反应物消失或生成物产生的量。
速率的计算可以根据反应物的浓度变化来确定，一般来说，反应速率和浓度呈正比关系。
2. 反应速率的影响因素反应速率受到多种因素的影响，包括温度、浓度、催化剂等。
其中，温度是最主要的因素，一般来说，温度升高可以加快反应速率；浓度越高，反应速率越快；催化剂可以降低反应活化能，从而提高反应速率。
3. 反应动力学方程反应速率可以用反应物浓度的变化来表示，一般来说，可以用微分方程来表示反应速率随时间的变化规律。
在选修4中，学生需要学习如何建立化学反应的速率方程，并进行相关的数学推导和实验验证。
4. 反应活化能化学反应需要一定的能量才能开始进行，这种能量被称为活化能。
活化能的大小决定了反应的速率，一般来说，活化能越小，反应速率越快；活化能越大，反应速率越慢。
5. 反应速率常数在一定温度下，反应速率和反应物的浓度之间存在一定的关系，这种关系可以用反应速率常数来表示。
反应速率常数与温度有关，一般来说，温度越高，反应速率常数越大。
二、化学平衡1. 平衡常数化学平衡是指化学反应达到一定时刻后，反应物和生成物的浓度达到一定的比例关系。
平衡常数是表示反应物和生成物浓度比例的数值，平衡常数越大，生成物浓度越高；平衡常数越小，反应物浓度越高。
2. 平衡常数与反应物浓度之间的关系在选修4中，学生需要学习如何根据化学反应的化学方程式和平衡常数的定义来确定反应物和生成物的浓度比例。
通过推导反应物浓度和生成物浓度之间的关系式，学生可以更好地理解化学平衡的基本原理。
3. 影响化学平衡的因素化学平衡受到温度、压力、浓度等因素的影响。
高中化学选修4知识点总结(详细版)
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：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0,101.7.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）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。
化学选修四总结知识点
化学选修四总结知识点化学选修四是高中阶段的一门化学选修课程，主要涉及化学反应动力学、化学平衡与电解质溶液、氧化还原反应、电化学等内容。
该课程在学生学习和掌握化学知识的同时，也培养了学生的实验操作能力和科学思维能力。
以下是对化学选修四的知识点进行总结。
1. 化学反应动力学化学反应动力学是研究化学反应速率、反应速率常数、反应活化能、反应速率与浓度关系、反应机理等内容的一个分支学科。
在化学反应动力学中，我们需要了解化学反应速率的定义、反应速率与反应物浓度的关系、速率定律、速率常数和反应级数等内容。
1.1 化学反应速率的定义化学反应速率是指单位时间内反应物的消失量或生成物的生成量。
化学反应速率可以用反应物的消耗量或生成物的生成量来表示，一般用浓度的变化来表示。
1.2 反应速率与反应物浓度的关系在化学反应中，反应速率与反应物浓度之间存在一定的关系。
一般来说，反应物浓度越高，反应速率越快；反应物浓度越低，反应速率越慢。
这种关系可以用速率定律来描述。
1.3 速率定律速率定律是描述反应速率与反应物浓度之间关系的定律。
对于一般的反应aA+bB→cC+dD，速率定律可以表示为：r=k[A]ᵃ[B]ᵇ其中，r表示反应速率，k表示速率常数，[A]和[B]分别表示反应物A和B的浓度，a和b分别表示反应物A和B的反应级数。
1.4 速率常数和反应级数速率常数是描述化学反应速率的常数。
反应级数是指某种反应物在反应速率中的指数，它决定了反应速率与反应物浓度的关系。
2. 化学平衡与电解质溶液化学平衡是指在封闭容器中，反应物与生成物之间的浓度达到一定比例时所达到的状态。
在化学平衡中，反应的速率相等，但反应物和生成物的浓度并不相等。
电解质溶液则是指含有大量电解质的溶液，电解质在其中可以电离成离子。
在化学平衡与电解质溶液中，我们需要了解反应的平衡常数、离子生成的平衡常数、溶解度积等内容。
2.1 反应的平衡常数反应的平衡常数是指在一定温度下反应的平衡浓度之积与反应物浓度之积的比值。
化学选修四知识点总结
化学选修四知识点总结化学选修四是一门高中化学的选修课程，主要涉及有机化学、生物化学和材料化学等方面的内容。
本文将详细介绍化学选修四的知识点。
一、有机化学1. 有机化合物的命名有机化合物通常是由碳（C）和氢（H）以及其他元素构成的化合物。
在有机化学中，需要掌握IUPAC（国际纯粹与应用化学联合会）命名规则，可以根据分子式和结构来准确命名有机化合物。
2. 碳原子的化学键有机化合物中的碳原子可形成单键、双键和三键。
单键是最常见的，双键和三键则较为少见，但在某些有机化合物中也很常见。
3. 功能团功能团是指能够给有机化合物赋予特定性质或反应的一组原子。
例如，羟基（OH）、羧基（COOH）、胺基（NH2）等都是常见的功能团。
4. 酸碱中和反应酸碱中和反应是有机化学中重要的反应之一。
在有机化合物中，可以通过与强酸或强碱反应，使有机物的酸性或碱性被中和。
5. 醇的性质与反应醇是一类以羟基（OH）作为功能团的有机化合物。
醇可以通过加热酸催化、氧化、脱水等反应进行转化，形成醚、醛、酮等其他有机化合物。
6. 碳氢化合物的性质与反应碳氢化合物主要由碳和氢两种元素构成，是有机化学中最简单的化合物。
碳氢化合物的性质与结构密切相关，常见的反应有燃烧、卤素取代和卤代烷的亲核取代等。
7. 尾气处理技术尾气处理技术是一种用于减少汽车尾气中有害物质排放的技术。
它主要通过催化转化、吸附和分离等方法，将有害物质转化为无害的物质。
二、生物化学1. 生物大分子的结构与功能生物大分子主要包括蛋白质、核酸、糖类和脂类等。
它们在生物体内具有不同的结构和功能，如蛋白质在生物体内具有酶的催化作用，核酸携带遗传信息等。
2. 酶的性质与机制酶是一类催化生物体内化学反应的蛋白质。
酶具有高效催化、特异性和可控性等特点。
酶催化反应的机制包括亲和力降低、过渡态稳定化和取代基活化等。
3. 酶的动力学酶的动力学研究酶对底物的催化作用速率。
主要包括酶催化作用的速率方程、酶的反应速率常数和酶的催化效率等。
高考化学选修四知识要点总结
高考化学选修四知识要点总结高考化学选修四知识要点总结总结是事后对某一时期、某一项目或某些工作进行回顾和分析，从而做出带有规律性的结论，它能使我们及时找出错误并改正，因此好好准备一份总结吧。
那么你真的懂得怎么写总结吗？下面是店铺为大家收集的高考化学选修四知识要点总结，欢迎大家分享。
高考化学选修四知识要点总结11.化学反应热概念化学反应伴能变，成键放出断需要。
左能高常是放热，置氢中和和燃烧。
炭水铵碱分解类，吸热自然右能高。
2.燃料燃烧知识理解能源紧张，不久用光。
接触充分，空气足量。
节能减排，新能跟上。
高效清洁，来日方长。
3.化学反应速率概念理解化学反应有快慢，摩尔每升比时间。
平均速率标物质，比例与系数有关。
浓度增大我加快，温度升高我翻番。
若能出现催化剂，改变大小更不难。
4.化学平衡概念理解可逆反应有限度，所有转化不完全。
正逆速率若相等，化学平衡状态现。
此时反应并未停，特征就是动定变。
(或：相反相成，可逆平衡;强弱互争，“逃逸”完成;外表内因，宏微相应;量变质变，运动永恒。
)5. 化学平衡逆等动定变平衡，一等二最六一定, 正逆反应速相等，转产二率最值衡,质量体积 n分数, 浓度温度色一定，参数可变变不变(变量不变)，定达平衡要记清，参数一直不变化，不可用与断平衡。
解释：“逆等动定变平衡”,是指平衡状态有逆、等、动、定、变五个特征。
“一等”是指反应体系中同一反应物(或生成物)的正、逆反应速率相等即达平衡状态。
“二最”是指转化率、产率达最大值即达平衡状态。
“六一定”是指体系中各组分的质量分数、体积分数、物质的量分数、浓度不再变化，或体系的温度及颜色不再变化即达平衡状态。
“参数可变到不变，定达平衡要记清”是指参数(浓度、温度、质量、压强、体积、密度等)原为变量，后变为恒量，此时可逆反应达平衡状态。
“参数一直不变化，不可用与断平衡”是指若反应过程中参数始终没有变化，此参数不可用于判断可逆反应是否达平衡状态6.化学平衡图像题先拐先折，温度高，压强大!7.等效平衡“等效平衡”是指在相同条件下的同一可逆反应里，建立的两个或多个化学平衡中，各同种物质的百分数相同，这些化学平衡均属等效平衡，其核心是“各同种物质的百分数相同”。
化学选修四知识点总结
化学选修四知识点总结化学选修四是高中化学课程中的一门选修课程，主要涉及有机化学和分析化学方面的内容。
以下是对化学选修四课程中的常见知识点进行总结：一、有机化学1. 有机官能团：烷烃、烯烃、炔烃、芳香化合物、醇、酚、醛、酮、羧酸、酯、胺等。
2. 碳杂原子及其官能团的性质：原子中的电子云不断重叠，形成共轭体系，导致碳杂原子官能团的共性特征。
3. 芳香化合物的性质：具有稳定的芳香性质、还原性不如脂肪族化合物、赛北—雷诺特规则、苯代烃的活泼中心。
4. 烯烃的异构：烯烃具有同分异构体，包括顺反异构、链枝异构、环异构等。
5. 醇的性质及合成：醇可以在物质的转化过程中作为中间体，可通过水合法、卤代烃氢化法、烯烃水化法等方法合成。
6. 酮和醛的性质及合成：酮和醛可通过氧化、还原、羰基化合物的加成等一系列反应合成。
7. 羧酸的酸碱性及合成：羧酸具有酸性，可以和碱发生中和反应。
合成羧酸的方法包括氧化法、酸加成法、羧酸的重复性切除法等。
8. 酯的性质及合成：酯是羧酸与醇缩合而成的产物，可以通过酸酐法、酯化法等合成。
9. 胺的性质及合成：胺可通过红氨基化法、胺的还原法、酰胺的水解法等方法合成。
二、分析化学1. 分析化学基本概念：确定化学物质的成分和性质的科学，包括定性分析和定量分析。
2. 实验室常用试剂：酸、碱、盐、指示剂、络合剂等，用于实验室分析工作中的酸碱滴定及络合滴定等。
3. 分析化学的平衡理论：如氧化还原滴定原理、络合滴定原理、酸碱滴定原理等。
4. 氧化还原滴定：包括物种间的氧化还原反应，如还原滴定和氧化滴定。
5. 酸碱滴定：通过滴定法测定酸和碱之间的等值点，酸溶液滴定以碱标准溶液，碱溶液滴定以酸标准溶液。
6. 离子反应与溶液的定性分析：如阳离子之间的沉淀反应和阴离子之间的鉴定反应。
7. 硬水与水质分析：硬水中含有可溶性的钙和镁盐，通过复合指示剂和络合剂来定量分析。
8. 分光光度法：利用物质吸收或发射光来进行定量分析。
化学选修4知识点总结
化学选修4知识点总结化学选修 4 是高中化学课程中的重要组成部分，涵盖了化学反应原理等多个方面的知识。
下面为大家总结一下这部分的重要知识点。
一、化学反应与能量1、焓变（ΔH）焓变是指化学反应在恒压条件下的反应热。
如果ΔH 为正值，表示反应吸热；如果ΔH 为负值，表示反应放热。
2、热化学方程式热化学方程式不仅表明了化学反应中的物质变化，还表明了能量变化。
书写热化学方程式时，要注明物质的状态，并且ΔH 的数值要与化学计量数成正比。
3、燃烧热在 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，叫做该物质的燃烧热。
4、中和热在稀溶液中，强酸跟强碱发生中和反应生成 1 mol 液态水时所释放的热量称为中和热。
5、能源常见的能源有化石能源（煤、石油、天然气）、新能源（太阳能、风能、水能、氢能等）。
能源的开发和利用是人类社会发展的重要课题。
二、化学反应速率1、定义化学反应速率是用来衡量化学反应进行快慢程度的物理量，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。
2、计算公式v ＝Δc ／Δt ，其中 v 表示反应速率，Δc 表示浓度变化，Δt 表示时间变化。
3、影响因素（1）内因：反应物的性质是决定反应速率的主要因素。
（2）外因：浓度：其他条件不变时，增大反应物浓度，反应速率加快；减小反应物浓度，反应速率减慢。
温度：升高温度，反应速率加快；降低温度，反应速率减慢。
压强：对于有气体参加的反应，增大压强，反应速率加快；减小压强，反应速率减慢。
催化剂：使用催化剂能显著改变反应速率，正催化剂能加快反应速率，负催化剂能减慢反应速率。
三、化学平衡1、化学平衡状态在一定条件下，当正、逆反应速率相等，反应物和生成物的浓度不再发生变化时，反应达到化学平衡状态。
2、化学平衡的特征（1）逆：化学平衡研究的是可逆反应。
（2）等：正反应速率等于逆反应速率。
（3）动：化学平衡是动态平衡，反应仍在进行。
化学选修4知识点总结
化学选修4知识点总结1. 化学反应动力学化学反应动力学是研究化学反应速率与反应机理的学科。
本章主要介绍了化学反应速率的测定方法和影响反应速率的因素。
1.1 反应速率的表示方法反应速率可以用不同的表示方法来描述。
最常用的方法是用化学物质浓度随时间的变化率来表示反应速率，可以通过实验测量来确定。
1.2 影响反应速率的因素反应速率可以受到多种因素的影响，主要包括反应物浓度、温度、催化剂和表面积等因素。
这些因素可以通过调节来控制反应速率。
2. 化学平衡与溶液化学平衡是指在反应进行一段时间后，反应物与生成物的浓度达到一个稳定的状态。
本章主要介绍了化学平衡的条件和平衡常数。
2.1 化学平衡的条件化学平衡的条件包括反应的进行方向相等、反应速率相等和反应物浓度不变等。
2.2 平衡常数平衡常数是用来描述反应物与生成物浓度之比的一个数值。
平衡常数与化学反应的方程式有关，可以用实验数据计算得出。
2.3 溶液的浓度溶液的浓度是指单位体积内的溶质的量。
溶液的浓度可以通过溶解度、质量浓度和摩尔浓度等方式来表示。
3. 电化学与电解电化学是研究电能与化学能之间转化的学科。
本章主要介绍了电化学反应的基本概念和电解的原理。
3.1 电化学反应电化学反应分为两类：电解反应和电池反应。
电解反应是将电能转化为化学能的反应，而电池反应是将化学能转化为电能的反应。
3.2 电解的原理电解是指利用电流通过电解质溶液时，在电极上发生氧化还原反应的过程。
电解过程中，正极吸收电子，负极释放电子。
3.3 电解质溶液的导电性电解质溶液的导电性取决于其中溶解的离子的浓度和离子的移动能力。
浓度越高，移动能力越强，导电性越好。
4. 化学分析与仪器分析化学分析是一种用化学方法对物质进行定性和定量分析的过程。
本章主要介绍了化学分析的方法和常用的仪器分析方法。
4.1 化学分析的方法化学分析的方法包括定性分析和定量分析。
定性分析是确定物质的成分和性质，定量分析是测定物质的含量。
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化学选修4知识点总结
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.
对任意反应：aA＋bB＝cC＋dD
ΔH＝［cΔfHmθ(C)＋dΔfHmθ(D)］－［aΔfHmθ(A)＋bΔfHmθ(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：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
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：Zn→Zn2＋＋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：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.
第2章、化学反应的方向、限度与速率(1、2节)
原电池的反应都是自发进行的反应,电解池的反应很多不是自发进行的,如何判定反应是否自发进行呢?
一、化学反应的方向
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
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.
3、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.
【例题分析】
例1、已知下列热化学方程式：
(1)Fe2O3(s)＋3CO(g)＝2Fe(s)＋3CO2(g)ΔH＝－25kJ/mol
(2)3Fe2O3(s)＋CO(g)＝2Fe3O4(s)＋CO2(g)ΔH＝－47kJ/mol
(3)Fe3O4(s)＋CO(g)＝3FeO(s)＋CO2(g)ΔH＝＋19kJ/mol
写出FeO(s)被CO还原成Fe和CO2的热化学方程式.。