選修四知識點歸納總結(jié)

1、選修四化學反應原理知識點小結(jié) 第一單 化學反應與能量化學反應都伴隨有能量的變化 化學反應 有新物生成 實質(zhì)：舊化學鍵斷裂、新化學鍵的形成 焓：與內(nèi)能有關的物理量 符號：H 單位：kJ/mol 焓變：生成物焓與反應物焓之差；H H=H生成物 - H反應物 單位：kJ/mol反應熱 反應熱：化學反應放出或吸收的熱量；H 恒壓的反應熱等于焓變 規(guī)定：H0 H=+ 吸熱反應；H0 H= 放熱反應； 計算： H=H生成物 - H反應物 H= 反應物總鍵能生成物總鍵能 = 生成物總能量反應物總能量 HQ(放)/n(可燃物) 能量圖示：化學反應與能量變化 概念：表示參加反應的物質(zhì)的量和反應熱的關系的式子叫熱

2、化學方程式 書寫方法：標明狀態(tài)：g、l、s;氣、液、固； 式子右邊：H=；單位：kJ/mol熱化學方程式 不要隨意寫各種分數(shù)； 判斷熱化學方程式的正誤：五看一看：化學方程式是否正確； 二看：各物質(zhì)的聚集狀態(tài)是否正確；三看：H變化的“+”“-”是否正確； 四看：反應熱的單位是否為kJmol1五看：反應熱數(shù)值與計量數(shù)是否相對； 概念：在稀溶液中，酸與堿反應生成1 mol H2O時放出的熱量 強酸與強堿反應生成可溶性鹽的熱化學方程式為： H+（aq）+ OH- (aq) = H2O(l) H= -57.3KJ/mol 說明：中和熱不包括離子在水溶液中的生成熱、物質(zhì)的溶解熱、中和熱測定電解質(zhì)電離的吸熱

3、所伴隨的熱效應。弱酸、弱堿參加反應，中和熱小于57.3KJ/mol 強酸強堿生成可溶性鹽，中和熱等于57.3KJ/mol NaOH固體，濃硫酸、生成物有沉淀，中和熱大于57.3KJ/mol中和熱測定： 裝置：大燒杯套小燒杯，杯口齊平；溫度計；環(huán)形玻璃攪拌棒；中和熱測定 量： 50 mL 0.50 molL1鹽酸；50 mL 0.55 molL1 NaOH溶液 注意：紙屑：保溫、隔熱，減小實驗過程中的熱量缺失；大小燒杯口應持平,以減少熱量的散溫度測量3次；酸、堿各測一次、終點溫度測一次；最好測4次，誤差大的一次去掉；藥品一次性倒入，不能分幾次倒入； 概念：101KP時，1mol純物質(zhì)完全燃燒生成

4、穩(wěn)定的氧化物時所放出的熱量叫燃燒熱； 1mol CH4完全燃燒 放出890.3KJ的熱量，則CH4的燃燒熱為890.3KJ/mol 說明：燃燒熱- 數(shù)值 H=890.3KJ/mol 燃燒熱 一般指：C CO2（g）；H H2O（l） NN2 （g）；S SO2（g）；能源 化石能源：天然氣、煤、石油； 新能源：太陽能、氫能、風能、地熱能、海洋能、生物質(zhì)能 （資源豐富、可以再生、沒有污染、或很少污染） 內(nèi)容：不管化學反應是一步或多步完成，其反應熱是相等的蓋斯定律 與反應起態(tài)、終態(tài)有關，與反應的途經(jīng)無關； 解題方法：先寫出總反應方程； 已知熱化學方程式擴大倍數(shù)或縮小倍數(shù)后相互加或減第二單元化學反應

5、速率與化學平衡一、化學反應速率： 1、概念：用單位時間內(nèi)反應物濃度的減小量或生成物濃度的增加量來表示 化學反應的快慢程度 2、表示方法：v(A)= 3、單位：mol/（Lmin）或mol/（Ls） 4、應方程式表示為mAnBpYqZ用不同物質(zhì)表示的反應速率其關系是v(A)v(B)v(Y)v(Z)mnpq注：（1）化學反應速率是平均速率，而不是瞬時速率?；瘜W反應速率（2）無論濃度的變化是增加還是減少，一般都取正值，所以化學反應速率一般為正值。（3）在反應中對于固體或純液體而言，其物質(zhì)的量濃度無意義，所以不用它們來表示化學反應速率。 內(nèi)因：反應物的性質(zhì) 濃度：濃度越大v(x) ；固體對速率無影響5

6、、影響因素到 溫度：Tv(x) ；10v(x) 24倍 外因： 壓強： 氣體Pv(x) ；Pv(x) 拓展：恒溫恒容稀有氣體濃度不變v(x)不變 恒溫恒壓稀有氣體體積增大濃度減小v(x) 催化劑：v(x) 固體表面積v(x) 二、化學平衡 在相同一條件下，既能向正反應方向進行，同時又能向逆反應方向 同時進行的反應 表示方法：采用“ ”可逆反應 特點同一條件下，正反應和逆反應同時進行；反應不能進行到底，反應物不能實現(xiàn)完全轉(zhuǎn)化；反應體系中，與化學反應有關的各種物質(zhì)共存；反應達到限度時，反應達到平衡狀態(tài) ；1 概念：a、一定條件；b v(正) v(逆)；c、含量保持不變化學平衡2 特征：逆、動、等、

7、定、變化學平衡狀態(tài)3 標志： 同一物質(zhì)的正反應速率和逆反應速率相等-可逆平； 不同質(zhì)的正逆反應速率比符合方程計量系數(shù)之比-可逆平； 各組分的含量保持不變： 濃度、百分含量、分數(shù)、轉(zhuǎn)化率-可逆平 選擇一個物理量-開始-變化-一段時間反應-這個物理量不改變-可逆平 概念：改變條件，化學反應由舊平衡到新平衡的過程 濃度：增大反應物濃度或減小生成物濃度，平衡向正反應方向移動； 減小反應物濃度或增大生成物濃度，平衡向逆反應方向移動； 加入固體或純液體物質(zhì)，平衡不移動；影響因素 溫度：升-吸熱方向；降-放熱方向化學平衡狀態(tài)移動 壓強： 范圍-氣體 n(前) n(后) - P -體積減小；P -體積增大 n

8、(前) n(后)- P或P-平衡不移動 拓展：恒溫恒容-加不參加反應的氣體- v(x)不變-平衡不移動 恒溫恒壓-加不參加反應的氣體- v(x)減小-平衡向體積增大方向移動 催化劑：-催不動 概念：在一定溫度下，可逆反應達到平衡時，生成物濃度的冪之積與 反應物濃度的冪之積的比是一個常數(shù)表達式：mA(g)nB(g)pC(g)qD(g) K化學平衡常數(shù) K越大-向正反應進行程度越大-反應物轉(zhuǎn)化率越大K越小-向正反應進行程度越小-反應物轉(zhuǎn)化率越小 濃度商 mA(g)nB(g)pC(g)qD(g) Qc QcK ，V正V逆， 向正反應；QcK ，V正=V逆，處于平衡狀態(tài)； QcK ，V正V逆， 向逆反

9、應； 利用可判斷反應的熱效應 升高溫度-K-平衡向正反應-H0 升高溫度-K-平衡向正逆反應-H0 轉(zhuǎn)化率：反應物的轉(zhuǎn)化濃度（或物質(zhì)的量）與反應物的起始濃度（或起始物質(zhì)的量）之比值 、加入一種反應物，另一種反應物的轉(zhuǎn)化率增大，加入物質(zhì)的轉(zhuǎn)化率減??； 、其它條件不變，平衡向正反應方向進行，反應物的轉(zhuǎn)化率增大；反應物轉(zhuǎn)化率反應向逆反應進行，反應物的轉(zhuǎn)化率減??；、如果加入反應物的起始量符合方程式的系數(shù)之比，達到平衡后，反應物的轉(zhuǎn)化率相等。 、對于分解反應來說，要視反應前后的計量數(shù)而定。如：2HI(g) H2(g)+I2(g)，恒溫恒容，達平衡后加入反應物，轉(zhuǎn)化率不變；恒溫恒壓下無論是增大還是減小HI的濃度，HI的轉(zhuǎn)化率都不變；對2NH3(g) 3H2(g)+N2(g)，恒容增大NH3的濃度，NH3的轉(zhuǎn)化率減?。缓銐?，則NH3的轉(zhuǎn)化率不變。對于2NO2(g) N2O4(g)，恒溫恒容，達平衡后加入反應物，轉(zhuǎn)化率增大；恒溫恒壓下無論是增大還是減小NO2(g)的濃度，NO2(g)的轉(zhuǎn)化率都不變； 焓： H0 正反應吸熱；H0 正反應放熱； 反應方向的焓判據(jù)是指放熱過程中體系能量降低，HS(l)S(s)相同原子組成的分子中，分子中原子數(shù)目越多，熵值越大； 相同元素的原子組成的分子中，分子量越大,熵值越大； 化學反應進行的方向同一類物質(zhì)，摩爾質(zhì)量越大，結(jié)構(gòu)越復雜，熵值越大；固體或液體溶于水時