化学选修4第一章知识点总结培训资料

合集下载

(完整版),化学选修四知识点总结,推荐文档

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。

鲁科版化学选修四第一章知识点总结

第1章化学反应与能量转化第1节化学反应的热效应教学重点：反应热概念的含义；热化学方程式的正确书写；热化学方程式的正确书写以及反应焓变的计算。

从物质结构的角度看，化学反应的实质是旧化学键的断裂和新化学键的生成，因此几乎所有的化学反应都伴随着能量的释放或吸收。

通过过去对化学的学习，我们知道在化学反应中，化学能可以与多种形式的能量发生转化，其中最普遍的能量转化是化学能与热能之间的转化。

因此可以将化学反应分为放热反应和吸热反应。

第1节化学反应的热效应常见的放热反应：①活泼金属与水或酸的反应 ②酸碱中和反应 ③燃烧反应 ④多数化合反应常见的吸热反应：①多数分解反应，如CaCO 3高温CaO+CO 2↑②2NH 4Cl （s ）+Ba(OH)2·8H 2O （s ）＝BaCl 2+2NH 3 ↑+10H 2O ③C(s)+H 2O(g)高温CO+H 2 ④CO 2+C高温2CO注意：化学反应是放热还是吸热，与反应条件（加热或不加热）没有关系。

放热反应和吸热反应我们还可以借助下面的图像来理解。

下列对化学反应热现象的说法不正确的是（ AC ）A.放热反应时不必加热B.化学反应一定有能量变化C.一般地说，吸热反应加热后才能发生D.化学反应的热效应的数值与参加反应的物质的多少有关为了定量描述化学反应中释放或吸收的热能，化学上把化学反应在一定温度下进行时，反应所释放或吸收吸热反应放热反应的热量称之为该温度下的热效应，简称反应热。

一、化学反应的反应热（一）反应热1、定义：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。

2、反应热的意义：描述化学反应释放或吸收热量的物理量.3、符号：Q>0 反应放热Q Q<0 反应吸热4、获得Q值的方法：（1）实验测量法（2）理论计算法5、①中和热反应热的分类：②燃烧热③生成热……（二）中和热1、定义：在稀溶液中，强酸跟强碱发生中和反应，生成1mol水时的反应热叫做中和热。

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。

化学选修四第一章燃烧热能源知识点

第二节燃烧热能源1、燃烧热（1）概念：在101 kPa时，1 mol纯物质完全燃烧生成稳定氧化物时所放出的热量，叫做该物质的燃烧热。

单位一般用kJ·mol－1(或kJ/mol)表示。

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：素完全燃烧时对应的氧化物。

（2）意义：例如，C的燃烧热是393.5 kJ·mol－1，表示在25 ℃，101 kPa 条件下1 mol C完全燃烧放出393.5 kJ的热量。

（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“五看”：○1看方程式是否配平；○2看各物质的聚集状态是否正确；○3看ΔH的“+”、“-”符号是否正确；○4看反应热的单位是否为kJ/mol；○5看反应热的数值与化学计量数是否对应。

（4）燃烧热的计算：Q放＝n(可燃物)×|ΔH|（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）2、能源（1）概念：能源就是能提供能量的资源（2）发展阶段：柴草时期→化石能源时期→多能源结构时期（3）分类：○1一级能源：煤、石油、天然气；○2二级能源：煤气、电气、沼气、氢能、电能等；○3可再生能源：太阳能、水能、风能等；○4不可再生能源：煤、石油、天然气。

（4）能源问题：国目前使用的主要能源是化石燃料，它们的蕴藏量有限，而且不能再生，最终将会枯竭。

（5）解决能源问题的措施：○1提高能源的使用效率；○2开发新的能源。

【素材积累】1、只要心中有希望存摘，旧有幸福存摘。

预测未来的醉好方法，旧是创造未来。

坚志而勇为，谓之刚。

刚，生人之德也。

美好的生命应该充满期待、惊喜和感激。

人生的胜者决不会摘挫折面前失去勇气。

2、我一直知道，漫长人生中总有一段泥泞不得不走，总有一个寒冬不得不过。

1、下载文档前请自行甄别文档内容的完整性，平台不提供额外的编辑、内容补充、找答案等附加服务。
2、"仅部分预览"的文档,不可在线预览部分如存在完整性等问题,可反馈申请退款(可完整预览的文档不适用该条件!)。
3、如文档侵犯您的权益，请联系客服反馈,我们会尽快为您处理(人工客服工作时间：9:00-18:30)。

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。