化学选修4第一章知识点总结
选修四第一章化学反应与能量知识清单
选4 第一章 《化学反应与能量》期末知识梳理一、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 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——吸收能量 化学键形成——释放能量4.键能：拆开1 mol 某化学键所需的能量或形成1 mol 该化学键所释放的能量叫键能5．可以利用计算ΔH 来判断是吸热还是放热。
ΔH =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ΔH 为“-”或△H <0时，为放热反应； ΔH 为“+”或△H >0时，为吸热反应。
对于放热反应,反应物具有的总能量高于生成物具有总能量,反应过程中释放出能量，从而使反应本身的能量降低,因此规定放热反应的△H 为“-”。
对吸热反应, 反应物具有的总能量低于生成物具有总能量,反应过程中释放出能量，从而使反应本身的能量降低,因此规定放热反应的△H 为“+”。
6．能量与键能的关系：物质具有的能量越低，物质越稳定（能量越低越稳定），能量和键能成反比。
7．同种物质不同状态时所具有的能量：气态>液态>固态【特别提醒】（1）常见的放热反应△所有的燃烧反应△酸碱中和反应HCl + NaOH = NaCl +H 2O△大多数的化合反应△常见金属（Al 、Fe 、Zn 等）与酸（HCl 、H 2SO 4等）的反应△生石灰（氧化钙）和水反应△铝热反应△缓慢氧化：食物的腐败等（2）常见的吸热反应△大多数分解反应：CaCO 3CaO +CO 2↑ △Ba(OH)2·8H 2O 晶体与NH 4Cl 晶体的反应：Ba(OH)2·8H 2O+2NH 4Cl ＝BaCl 2+2NH 3↑+10H 2O △碳与CO 2气体的反应：C + CO 22CO △碳与水蒸气的反应：C + H 2O CO + H 2 △氢气还原氧化铜：H 2+CuO H 2O+Cu（3）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。
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。
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。
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）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。
(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。
高中化学选修4知识点总结(详细版)-(19314)
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 ( H)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H表示，单位都kJ/mol。
是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4第一二章知识点总结
第一章化学反应与能量一、焓变(ΔH)：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 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=－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mol。
- 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。
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。
6、依据盖斯定律计算反应热
依据盖斯定律可以将两个或两个以上的热化学方程式进行移项，变向，乘以一个系数，相加减得出一个新的化学方程式，从而计算反应热。