化學(xué)選修4教學(xué)總結(jié)

1、2016全新精品資料-全新公文范文-全程指導(dǎo)寫(xiě)作-獨(dú)家原創(chuàng) / 32化學(xué)選修4教學(xué)總結(jié)化學(xué)選修4教學(xué)總結(jié)是一篇好的范文，覺(jué)得應(yīng)該跟大家分享，希望大家能有所收獲。篇一：2013新課標(biāo)高中化學(xué)選修 4知識(shí)點(diǎn)總結(jié)化學(xué)選修4化學(xué)反應(yīng)與原理章節(jié)知識(shí)點(diǎn)梳理第一章化學(xué)反應(yīng)與能量一、焓變反應(yīng)熱.反應(yīng)熱：一定條件下，一定物質(zhì)的量的反應(yīng)物之間完全反應(yīng)所放出或吸收的熱量.焓變（ H）的意義：在恒壓條件下進(jìn)行的化學(xué)反應(yīng)的 熱效應(yīng)（1）.符號(hào)： H （2）.單位：kJ/mol3.產(chǎn)生原因：化學(xué)鍵斷裂一一吸熱化學(xué)鍵形成一一放熱放出熱量的化學(xué)反應(yīng)。（放熱吸熱） H為“-”或 H吸收熱量的化學(xué)反應(yīng)。（吸熱 放熱） H為“ +

2、”或厶H 0常見(jiàn)的放熱反應(yīng)：所有的燃燒反應(yīng)酸堿中和反應(yīng)大多數(shù)的化合反應(yīng)金屬與酸的反應(yīng)生石灰和水反應(yīng)濃硫酸稀釋、氫氧化鈉 固體溶解等 常見(jiàn)的吸熱反應(yīng)：晶體Ba（OH）2 8H2O與 NH4CI大多數(shù)的分解反應(yīng)以H2、COC 為還原劑的氧化還原反應(yīng)銨鹽溶解等二、熱化學(xué)方程式書(shū)寫(xiě)化學(xué)方程式注意要點(diǎn)：熱化學(xué)方程式必須標(biāo)出能量變化。熱化學(xué)方程式中必須標(biāo)明反應(yīng)物和生成物的聚集狀態(tài)（g,l,s 分別表示固態(tài)，液態(tài)，氣態(tài)，水溶液中溶質(zhì)用 aq表示）熱化學(xué)反應(yīng)方程式要指明反應(yīng)時(shí)的溫度和壓強(qiáng)。熱化學(xué)方程式中的化學(xué)計(jì)量數(shù)可以是整數(shù)，也可以是 分?jǐn)?shù)各物質(zhì)系數(shù)加倍， H加倍；反應(yīng)逆向進(jìn)行， H改 變符號(hào)，數(shù)值不變?nèi)?、?/p>

3、燒熱.概念：25 C, 101 kPa時(shí)，1 mol純物質(zhì)完全燃燒 生成穩(wěn)定的化合物時(shí)所放出的熱量。燃燒熱的單位用 kJ/mol表示。思想?yún)R報(bào)專題注意以下幾點(diǎn)：研究條件：101 kPa反應(yīng)程度：完全燃燒，產(chǎn)物是穩(wěn)定的氧化物。燃燒物的物質(zhì)的量：1 mol研究?jī)?nèi)容：放出的熱量。（ H 四、中和熱.概念：在稀溶液中，酸跟堿發(fā)生中和反應(yīng)而生成1molH2O這時(shí)的反應(yīng)熱叫中和熱。.強(qiáng)酸與強(qiáng)堿的中和反應(yīng)其實(shí)質(zhì)是H+和0H-反應(yīng)，其熱化學(xué)方程式為：H+（aq） +OH-（aq） =H2O（I） H=- /mol.弱酸或弱堿電離要吸收熱量，所以它們參加中和反 應(yīng)時(shí)的中和熱小于/mol。.中和熱的測(cè)定實(shí)驗(yàn)五、蓋

4、斯定律.內(nèi)容：化學(xué)反應(yīng)的反應(yīng)熱只與反應(yīng)的始態(tài)（各反應(yīng) 物）和終態(tài)（各生成物）有關(guān)，而與具體反應(yīng)進(jìn)行的途徑無(wú)關(guān)，如果一個(gè)反應(yīng)可以分幾 步進(jìn)行，則各分步反應(yīng)的反應(yīng)熱之和與該反應(yīng)一步完成的反應(yīng)熱是相同的。第二章化學(xué)反應(yīng)速率和化學(xué)平衡一、化學(xué)反應(yīng)速率1.化學(xué)反應(yīng)速率（v）范文TOP10）定義：用來(lái)衡量化學(xué)反應(yīng)的快慢，單位 時(shí)間內(nèi)反應(yīng)物或生成物的物質(zhì)的量的變化 表示方法：?jiǎn)挝粫r(shí)間內(nèi)反應(yīng)濃度的減少或生成物濃度的增加來(lái)表示 計(jì)算公式：v= c/ t （ U :平均速率， c :濃度 變化， t :時(shí)間）單位：mol/ （ L s）影響因素：決定因素（內(nèi)因）：反應(yīng)物的性質(zhì)（決定因素）條件因素（外因）：反應(yīng)所處

5、的條件2.注意：（1 ）、參加反應(yīng)的物質(zhì)為固體和液體，由于壓 強(qiáng)的變化對(duì)濃度幾乎無(wú)影響，可以認(rèn)為反應(yīng)速率不變。（2）、惰性氣體對(duì)于速率的影響恒溫恒容時(shí)：充入惰性氣體-總壓增大，但是各分壓不變，各物質(zhì)濃度不變-反應(yīng)速率不變恒溫恒體時(shí)：充入惰性氣體體積增大各反應(yīng)物濃度減小反應(yīng)速率減慢二、化學(xué)平衡（一） 1.定義：化學(xué)平衡狀態(tài)：一定條件下，當(dāng)一個(gè)可逆反應(yīng)進(jìn)行到正 逆反應(yīng)速率相等時(shí)，更組成成分濃度不再改變，達(dá)到表面上靜止的一種“平衡”，這就是這個(gè)反應(yīng)所能達(dá)到的限度即化學(xué)平衡狀態(tài)。、化學(xué)平衡的特征 逆（研究前提是可逆反應(yīng)）等（同一物質(zhì)的正逆反應(yīng)速率相等）動(dòng)（動(dòng)態(tài)平衡）定（各物質(zhì)的濃度與質(zhì)量分?jǐn)?shù)恒定）變（

6、條件改變，平衡發(fā)生變化）、判斷平衡的依據(jù)、濃度對(duì)化學(xué)平衡移動(dòng)的影響（1）影響規(guī)律：在其他 條件不變的情況下，增大反應(yīng)物的濃度或減少生成物的濃度，都可以使平衡向正方向移動(dòng)；增大生成物的濃度或減小反應(yīng) 物的濃度，都可以使平衡向逆方向移動(dòng)（2 ）增加固體或純液體的量，由于濃度不變，所以平 衡不移動(dòng)（3）在溶液中進(jìn)行的反應(yīng)，如果稀釋溶液，反應(yīng)物濃 度減小，生成物濃度也減小， V正減小，V逆也減小，但是減小的程度不同，總的結(jié)果是化 學(xué)平衡向反應(yīng)方程式中化學(xué)計(jì)量數(shù)之和大的方向移動(dòng)。、溫度對(duì)化學(xué)平衡移動(dòng)的影響影響規(guī)律：在其他條件不變的情況下，溫度升高會(huì)使化學(xué)平衡向著吸熱反應(yīng)方向移動(dòng)，溫度降低會(huì)使化學(xué)平衡向著

7、 _放熱反應(yīng)方向移 動(dòng)。、壓強(qiáng)對(duì)化學(xué)平衡移動(dòng)的影響影響規(guī)律：其他條件不變時(shí)，增大壓強(qiáng)，會(huì)使平衡向著體積縮小方向移動(dòng)；減小壓強(qiáng)，會(huì)使平衡向著 體積 增大_方向移動(dòng)。注意：（1）改變壓強(qiáng)不能使無(wú)氣態(tài)物質(zhì)存 在的化學(xué)平衡發(fā)生移動(dòng)（2）氣體減壓或增壓與溶液稀釋或濃縮的化學(xué)平衡移 動(dòng)規(guī)律相似催化劑對(duì)化學(xué)平衡的影響：由于使用催化劑對(duì)正反應(yīng)速率和逆反應(yīng)速率影響的程度是等同的，所以平衡 不移動(dòng)。但是使用催化劑可以影響可逆反應(yīng)達(dá)到平衡所需的_時(shí)間_。勒夏特列原理（平衡移動(dòng)原理）：如果改變影響平衡 的條件之一（如溫度，最全面的寫(xiě)作站壓強(qiáng)，濃度） ，平衡向著能夠減弱這種改變的方向移動(dòng)。三、化學(xué)平衡常數(shù)（一）定義：在

8、一定溫度下，當(dāng)一個(gè)反應(yīng)達(dá)到化學(xué)平衡時(shí)，生成物濃度幕之積與反應(yīng)物濃度幕之積的比值是一個(gè)常數(shù) 比值。符號(hào)：_K_（二）使用化學(xué)平衡常數(shù) K應(yīng)注意的問(wèn)題：、表達(dá)式中各物質(zhì)的濃度是，不是起始濃度也不是物質(zhì)的量。、K只與有關(guān)，與反應(yīng)物或生成物的濃度無(wú)關(guān)。、反應(yīng)物或生產(chǎn)物中有固體或純液體存在時(shí)，由于其 濃度是固定不變的，可以看做是“ T而不代入公式。、稀溶液中進(jìn)行的反應(yīng)，如有水參加，水的濃度不必 寫(xiě)在平衡關(guān)系式中。（三）化學(xué)平衡常數(shù) K的應(yīng)用：、化學(xué)平衡常數(shù)值的大小是可逆反應(yīng)的標(biāo)志。K值越大，說(shuō)明平衡時(shí)的濃度越大，它的進(jìn)行的程度越大，即該反應(yīng)進(jìn) 行得越，反應(yīng)物轉(zhuǎn)化率越_高。反之，則相反。一般地，K_105

9、時(shí)， 該反應(yīng)就進(jìn)行得基本完全了。、可以利用 K值做標(biāo)準(zhǔn)，判斷正在進(jìn)行的可逆反應(yīng)是 否平衡及不平衡時(shí)向何方進(jìn)行建立平衡。（Q:濃度積）Q_ _K:反應(yīng)向正反應(yīng)方向進(jìn)行；Q_=_K:反應(yīng)處于平衡狀態(tài)；Q_K:反應(yīng)向逆反應(yīng)方向進(jìn)行、利用K值可判斷反應(yīng)的熱效應(yīng)若溫度升高，K值增大，則正反應(yīng)為 吸熱 反應(yīng) 若溫度升高，K值減小，則正反應(yīng)為 放熱反應(yīng) 范文寫(xiě)作*四、等效平衡、概念：在一定條件下（定溫、定容或定溫、定壓） 只是起始加入情況不同的同一可逆反應(yīng)達(dá)到平衡后，任何相同組分的百分含量均相同，這樣的化學(xué)平衡互稱為等效平衡。、分類(lèi)定溫，定容條件下的等效平衡第一類(lèi)：對(duì)于反應(yīng)前后氣體分子數(shù)改變的可逆反應(yīng)：必

10、須要保證化學(xué)計(jì)量數(shù)之比與原來(lái)相同；同時(shí)必須保證平衡式 左右兩邊同一邊的物質(zhì)的量與原來(lái)相同。第二類(lèi)：對(duì)于反應(yīng)前后氣體分子數(shù)不變的可逆反應(yīng)：只 要反應(yīng)物的物質(zhì)的量的比例與原來(lái)相同即可視為二者等效。定溫，定壓的等效平衡只要保證可逆反應(yīng)化學(xué)計(jì)量數(shù)之比相同即可視為等效 平衡。五、化學(xué)反應(yīng)進(jìn)行的方向、反應(yīng)熵變與反應(yīng)方向：(1)熵：物質(zhì)的一個(gè)狀態(tài)函數(shù)，用來(lái)描述體系的混亂度，符號(hào)為S.單位：J?mol-1?K-1(2) 體系趨向于有序轉(zhuǎn)變?yōu)闊o(wú)序，導(dǎo)致體系的熵增加， 這叫做熵增加原理，也是反應(yīng)方向判斷的依據(jù)。.(3 )同一物質(zhì)，在氣態(tài)時(shí)熵值最大，液態(tài)時(shí)次之，固態(tài)時(shí)最小。即 S(g)S(l)S(s)、反應(yīng)方向判斷

11、依據(jù)在溫度、壓強(qiáng)一定的條件下，化學(xué)反應(yīng)的判讀依據(jù)為：H-TA S 0反應(yīng)能自發(fā)進(jìn)行H-TA S=0反應(yīng)達(dá)到平衡狀態(tài)A H-TA S0反應(yīng)不能自發(fā)進(jìn)行注意：(1) A H為負(fù)，A S為正時(shí)，任何溫度反應(yīng)都能 自發(fā)進(jìn)行(2) A H為正，A S為負(fù)時(shí)，任何溫度反應(yīng)都不能自發(fā) 進(jìn)行第三章水溶液中的離子平衡一、弱電解質(zhì)的電離、定義：電解質(zhì)：，叫電解質(zhì)非電解質(zhì)：在水溶液中或熔化狀態(tài)下都不能導(dǎo)電的化 合物。強(qiáng)電解質(zhì)：在水溶液里全部電離成離子的電解質(zhì)。弱電解質(zhì)：在水溶液里只有一部分分子電離成離子的電解質(zhì)?；旌臀飶?qiáng)電解質(zhì)：強(qiáng)酸，強(qiáng)堿，大多數(shù)鹽。如HCI、NaOHNaCI、 BaS04弱電解質(zhì)： 弱酸，弱堿，極

12、少數(shù)鹽，水。如 HCIO、 NH3- H2O Cu(0H)2、H20?非金屬氧化物，大部分有機(jī)物。女口 S03 CO2 C6H12O6 CCI4、CH2=CH2?、電解質(zhì)與非電解質(zhì)本質(zhì)區(qū)別：電解質(zhì)離子化合物或共價(jià)化合物非電解質(zhì)共價(jià)化合物注意：電解質(zhì)、非電解質(zhì)都是化合物 S02 NH3 CO2 等屬于非電解質(zhì)強(qiáng)電解質(zhì)不等于易溶于水的化合物（如BaS04不溶于水，但溶于水的 BaSO4全部電離，故BaS04為強(qiáng)電解質(zhì)）一一電解質(zhì)的強(qiáng)弱與導(dǎo) 電性、溶解性無(wú)關(guān)。、電離平衡：在一定的條件下，當(dāng)電解質(zhì)分子電離成時(shí)，電離過(guò)程就達(dá)到了平衡狀態(tài)，這叫電離平衡。、影響電離平衡的因素：A 、溫度：電離一般吸熱，升溫

13、有利于電離。B 、濃度：濃度越大，電離程度；溶液稀釋時(shí)，電離平 衡向著電離的方向移動(dòng)。C 、同離子效應(yīng)：在弱電解質(zhì)溶液里加入與弱電解質(zhì)具 有相同離子的電解質(zhì)，會(huì)電離。D 、其他外加試劑：加入能與弱電解質(zhì)的電離產(chǎn)生的某 種離子反應(yīng)的物質(zhì)時(shí)，有利于電離。、電離方程式的書(shū)寫(xiě)：用可逆符號(hào)弱酸的電離要分布寫(xiě)（第一步為主）、電離常數(shù)：在一定條件下，弱電解質(zhì)在達(dá)到電離平 衡時(shí)，溶液中電離所生成的各種離子濃度的乘積，跟溶液中未電離的分子濃度的比是一個(gè)常數(shù)。叫做電離平衡常數(shù)，（一般用Ka表示酸，Kb表示堿。）+-+-表示方法：ABA+BKi=/、影響因素：a 、電離常數(shù)的大小主要由物質(zhì)的本性決定。b 、電離常數(shù)

14、受溫度變化影響，不受濃度變化影響，在室溫下一般變化不大。C 、同一溫度下，不同弱酸，電離常數(shù)越大，其電離程度 越 大， 酸 性 越 強(qiáng)。 如：H2SO3H3PO4HFCH3COOHH2CO3H2SHCIO二、水的電離和溶液的酸堿性、水電離平衡：水的離子積：KW+ c= =10-7 mol/L;KW =- = -14注意：KW只與溫度有關(guān)，溫度一定，則KW值一定KW 不僅適用于純水，適用于任何溶液（酸、堿、鹽）、水電離特點(diǎn)：（1）可逆 （2）吸熱 （3）極弱、影響水電離平衡的外界因素：酸、堿：抑制水的電離溫度：促進(jìn)水的電離（水的電離是吸熱的）易水解的鹽：促進(jìn)水的電離、溶液的酸堿性和 pH:（1）

15、 （2） pH的測(cè)定方法：酸堿指示劑甲基橙、石蕊、酚酞變色范圍：甲基橙 （橙色）石蕊（紫色）酚酞（淺紅色）pH 試紙 一操作。注意：事先不能用水濕潤(rùn)PH試紙；廣泛pH試紙只能讀取整數(shù)值或范圍三、混合液的pH值計(jì)算方法公式、強(qiáng)酸與強(qiáng)酸的混合：（先求混：將兩種酸中的 H+離子物質(zhì)的量相加除以總體積，再求其它）混=（1V1+2V2） /（V1+V2）、強(qiáng)堿與強(qiáng)堿的混合：（先求混：將兩種酸中的0H-離子物質(zhì)的量相加除以總體積，再求其它）混=（1V1+2V2）/ （V1+V2）（注意：不能直接計(jì)算混）、強(qiáng)酸與強(qiáng)堿的混合：（先據(jù)H+ + OH- =H2O計(jì)算余 下的H+或0H-,H+有余，則用余下的H+數(shù)

16、除以溶液總體積 求混；0H冇余，則用余下的 0H數(shù)除以溶液總體積求混，再 求其它）四、稀釋過(guò)程溶液pH值的變化規(guī)律:1 、強(qiáng)酸溶液：稀釋10n倍時(shí)，pH稀=pH原+ n（但始終不能大于或等于 7）2 、弱酸溶液：稀釋10n倍時(shí)，pH稀pH原+n（但始終不能大于或等于 7）3 、強(qiáng)堿溶液：稀釋10n倍時(shí)，pH稀=pH原一n（但始終不能小于或等于 7）、弱堿溶液：稀釋10n倍時(shí)，pH稀pH原n （但 始終不能小于或等于 7）、不論任何溶液，稀釋時(shí) pH均是向7靠近（即向中性 靠近）；任何溶液無(wú)限稀釋后 pH均接近7、稀釋時(shí)，弱酸、弱堿和水解的鹽溶液的 pH變化得慢， 強(qiáng)酸、強(qiáng)堿變化得快。五、 強(qiáng)酸

17、（pH1）強(qiáng)堿（pH2）混和計(jì)算規(guī)律 1、若等體 積混合pH1+pH2=14 則溶液顯中性pH=7pH1+pH2 15則溶液顯堿性 pH=pH1+pH2 放熱） H為“ +”或厶H 0常見(jiàn)的放熱反應(yīng)： 所有的燃燒反應(yīng) 酸堿中和 反應(yīng) 大多數(shù)的化合反應(yīng) 金屬與酸的反應(yīng) 生石灰和 水反應(yīng)濃硫酸稀釋、氫氧化鈉固體溶解等 常見(jiàn)的吸熱反應(yīng)：晶體Ba（OH）2 8H2O與NH4CI大多數(shù)的分解反應(yīng)以H2、CO C為還原劑的氧化還原反應(yīng)銨鹽溶解等二、熱化學(xué)方程式書(shū)寫(xiě)化學(xué)方程式注意要點(diǎn)：熱化學(xué)方程式必須標(biāo)出能量變化。熱化學(xué)方程式中必須標(biāo)明反應(yīng)物和生成物的聚集狀態(tài)（g,l,s 分別表示固態(tài)，液態(tài)，氣態(tài)，水溶液中

18、溶質(zhì)用aq表示）熱化學(xué)反應(yīng)方程式要指明反應(yīng)時(shí)的溫度和壓強(qiáng)。熱化學(xué)方程式中的化學(xué)計(jì)量數(shù)可以是整數(shù)，也可以是 分?jǐn)?shù)各物質(zhì)系數(shù)加倍， H加倍；反應(yīng)逆向進(jìn)行， H改 變符號(hào)，數(shù)值不變?nèi)?、燃燒?概念：25 C, 101 kPa時(shí)，1 mol純物質(zhì)完全燃燒 生成穩(wěn)定的化合物時(shí)所放出的熱量。 燃燒熱的單位用kJ/mol 表示。注意以下幾點(diǎn)：研究條件：101 kPa反應(yīng)程度：完全燃燒，產(chǎn)物是穩(wěn)定的氧化物。燃燒物的物質(zhì)的量：1 mol研究?jī)?nèi)容：放出的熱量。( H 四、中和熱.概念：在稀溶液中，酸跟堿發(fā)生中和反應(yīng)而生成1molH2O這時(shí)的反應(yīng)熱叫中和熱。.強(qiáng)酸與強(qiáng)堿的中和反應(yīng)其實(shí)質(zhì)是H+和 OH-反應(yīng)，其熱化學(xué)

19、方程式為：H+(aq) +OH-(aq) =H2O(I) H=- /mol.弱酸或弱堿電離要吸收熱量，所以它們參加中和反 應(yīng)時(shí)的中和熱小于/mol。.中和熱的測(cè)定實(shí)驗(yàn)五、蓋斯定律1 .內(nèi)容：化學(xué)反應(yīng)的反應(yīng)熱只與反應(yīng)的始態(tài)（各反應(yīng) 物）和終態(tài)（各生成物）有關(guān)，而與具體反應(yīng)進(jìn)行的途徑無(wú) 關(guān)，如果一個(gè)反應(yīng)可以分幾步進(jìn)行，則各分步反應(yīng)的反應(yīng)熱 之和與該反應(yīng)一步完成的反應(yīng)熱是相同的。第二章化學(xué)反應(yīng)速率和化學(xué)平衡一、化學(xué)反應(yīng)速率化學(xué)反應(yīng)速率（v） 定義：用來(lái)衡量化學(xué)反應(yīng)的快慢，單位時(shí)間內(nèi)反應(yīng)物或生成物的物質(zhì)的量的變化 表示方法：?jiǎn)挝粫r(shí)間內(nèi)反應(yīng)濃度的減少或生成物濃度的增加來(lái)表示 計(jì)算公式：V= C/ t（U

20、：平均速率， c :濃度 變化， t :時(shí)間）單位：mol/ （ L s）影響因素：決定因素（內(nèi)因）：反應(yīng)物的性質(zhì)（決定因素）條件因素（外因）：反應(yīng)所處的條件2.注意：（1）、參加反應(yīng)的物質(zhì)為固體和液體，由于壓 強(qiáng)的變化對(duì)濃度幾乎無(wú)影響，可以認(rèn)為反應(yīng)速率不變。（2）、惰性氣體對(duì)于速率的影響2016全新精品資料-全新公文范文-全程指導(dǎo)寫(xiě)作-獨(dú)家原創(chuàng)仃/ 32恒溫恒容時(shí)：充入惰性氣體T總壓增大，但是各分壓不變，各物質(zhì)濃度不變T反應(yīng)速率不變恒溫恒體時(shí)：充入惰性氣體T體積增大T各反應(yīng)物濃度減小T反應(yīng)速率減慢二、化學(xué)平衡（一） 1.定義：化學(xué)平衡狀態(tài)：一定條件下，當(dāng)一個(gè)可逆反應(yīng)進(jìn)行到正 逆反應(yīng)速率相等時(shí)

21、，更組成成分濃度不再改變，達(dá)到表面上 靜止的一種“平衡”，這就是這個(gè)反應(yīng)所能達(dá)到的限度即化 學(xué)平衡狀態(tài)。、化學(xué)平衡的特征 逆（研究前提是可逆反應(yīng)）等（同一物質(zhì)的正逆反應(yīng)速率相等）動(dòng)（動(dòng)態(tài)平衡）定（各物質(zhì)的濃度與質(zhì)量分?jǐn)?shù)恒定）變（條件改變，平衡發(fā)生變化）、判斷平衡的依據(jù)判斷可逆反應(yīng)達(dá)到平衡狀態(tài)的方法和依據(jù)篇三：高中化學(xué)選修4知識(shí)點(diǎn)分類(lèi)總結(jié)化學(xué)選修4化學(xué)反應(yīng)與原理章節(jié)知識(shí)點(diǎn)梳理 第一章化學(xué)反應(yīng)與能量一、焓變反應(yīng)熱.反應(yīng)熱：一定條件下，一定物質(zhì)的量的反應(yīng)物之間完全反應(yīng)所放出或吸收的熱量2 .焓變（ H）的意義：在恒壓條件下進(jìn)行的化學(xué)反應(yīng)的熱效應(yīng)（1）.符號(hào)： H（ 2）.單位：kJ/mol3.產(chǎn)生原

22、因：化學(xué)鍵斷裂一一吸熱化學(xué)鍵形成一一放熱放出熱量的化學(xué)反應(yīng)。（放熱吸熱） H為“-”或 H 吸收熱量的化學(xué)反應(yīng)。（吸熱 放熱） H為“ +”或厶H 0常見(jiàn)的放熱反應(yīng)： 所有的燃燒反應(yīng) 酸堿中和 反應(yīng) 大多數(shù)的化合反應(yīng) 金屬與酸的反應(yīng) 生石灰和 水反應(yīng)濃硫酸稀釋、氫氧化鈉固體溶解等 常見(jiàn)的吸熱反應(yīng)：晶體Ba（OH）2 8H2O與NH4CI 大多數(shù)的分解反應(yīng)以H2、CO C為還原劑的氧化還原反應(yīng)銨鹽溶解等二、熱化學(xué)方程式書(shū)寫(xiě)化學(xué)方程式注意要點(diǎn)：熱化學(xué)方程式必須標(biāo)出能量變化。熱化學(xué)方程式中必須標(biāo)明反應(yīng)物和生成物的聚集狀態(tài)（g,l,s 分別表示固態(tài)，液態(tài)，氣態(tài)，水溶液中溶質(zhì)用aq表示）熱化學(xué)反應(yīng)方程式

23、要指明反應(yīng)時(shí)的溫度和壓強(qiáng)。熱化學(xué)方程式中的化學(xué)計(jì)量數(shù)可以是整數(shù)，也可以是分?jǐn)?shù)2016全新精品資料-全新公文范文-全程指導(dǎo)寫(xiě)作-獨(dú)家原創(chuàng) / 32各物質(zhì)系數(shù)加倍， H加倍；反應(yīng)逆向進(jìn)行， H改變符號(hào)，數(shù)值不變?nèi)?、燃燒?概念：25 C, 101 kPa時(shí)，1 mol純物質(zhì)完全燃燒 生成穩(wěn)定的化合物時(shí)所放出的熱量。 燃燒熱的單位用kJ/mol 表示。注意以下幾點(diǎn)：研究條件：101 kPa反應(yīng)程度：完全燃燒，產(chǎn)物是穩(wěn)定的氧化物。燃燒物的物質(zhì)的量：1 mol研究?jī)?nèi)容：放出的熱量。( H 四、中和熱.概念：在稀溶液中，酸跟堿發(fā)生中和反應(yīng)而生成 1mol H2O這時(shí)的反應(yīng)熱叫中和熱。.強(qiáng)酸與強(qiáng)堿的中和反應(yīng)

24、其實(shí)質(zhì)是H+和OH-反應(yīng)，其熱化學(xué)方程式為：H+(aq) +OH-(aq) =H2O(I) H=- /mol.弱酸或弱堿電離要吸收熱量，所以它們參加中和反 應(yīng)時(shí)的中和熱小于/mol。.中和熱的測(cè)定實(shí)驗(yàn)五、蓋斯定律1 .內(nèi)容：化學(xué)反應(yīng)的反應(yīng)熱只與反應(yīng)的始態(tài)(各反應(yīng)物）和終態(tài)（各生成物）有關(guān)，而與具體反應(yīng)進(jìn)行的途徑無(wú)關(guān)，如果一個(gè)反應(yīng)可以分幾步進(jìn)行，則各分步反應(yīng)的反應(yīng)熱 之和與該反應(yīng)一步完成的反應(yīng)熱是相同的。第二章化學(xué)反應(yīng)速率和化學(xué)平衡一、化學(xué)反應(yīng)速率化學(xué)反應(yīng)速率（v） 定義：用來(lái)衡量化學(xué)反應(yīng)的快慢，單位時(shí)間內(nèi)反應(yīng)物或生成物的物質(zhì)的量的變化 表示方法：?jiǎn)挝粫r(shí)間內(nèi)反應(yīng)濃度的減少或生成物濃度的增加來(lái)表示

25、 計(jì)算公式：V= C/ t （ U :平均速率， c :濃度 變化， t :時(shí)間）單位：mol/ （L s）影響因素：決定因素（內(nèi)因）：反應(yīng)物的性質(zhì)（決定因素）條件因素（外因）：反應(yīng)所處的條件2.注意：（1）、參加反應(yīng)的物質(zhì)為固體和液體，由于壓強(qiáng)的變化對(duì)濃度幾乎無(wú)影響，可以認(rèn)為反應(yīng)速率不變。（2）、惰性氣體對(duì)于速率的影響恒溫恒容時(shí)：充入惰性氣體-總壓增大，但是各分壓不變，各物質(zhì)濃度不變反應(yīng)速率不變恒溫恒體時(shí)：充入惰性氣體體積增大各反應(yīng)物濃度減小反應(yīng)速率減慢二、化學(xué)平衡（一） 1.定義： 化學(xué)平衡狀態(tài)：一定條件下，當(dāng)一個(gè)可逆反應(yīng)進(jìn)行到正逆反應(yīng)速率相等時(shí)，更組成成分濃度不再改變，達(dá)到表面上靜止的一

26、種“平衡”，這就是這個(gè)反應(yīng)所能達(dá)到的限度即化學(xué)平衡狀態(tài)。、化學(xué)平衡的特征逆（研究前提是可逆反應(yīng)）等（同一物質(zhì)的正逆反應(yīng)速率相等）動(dòng)（動(dòng)態(tài)平衡） 定（各物質(zhì)的濃度與質(zhì)量分?jǐn)?shù)恒定）變（條件改變，平衡發(fā)生變化）、判斷平衡的依據(jù)判斷可逆反應(yīng)達(dá)到平衡狀態(tài)的方法和依據(jù)（二）影響化學(xué)平衡移動(dòng)的因素、濃度對(duì)化學(xué)平衡移動(dòng)的影響（1）影響規(guī)律：在其他 條件不變的情況下，增大反應(yīng)物的濃度或減少生成物的濃度，都可以使平衡向正方向移動(dòng)；增大生成物的濃度或減小反應(yīng) 物的濃度，都可以使平衡向逆方向移動(dòng)（2 ）增加固體或純液體的量，由于濃度不變，所以平衡_不移動(dòng)_（3）在溶液中進(jìn)行的反應(yīng)，如果稀釋溶液，反應(yīng)物濃度減小，生成物

27、濃度也減小_，V正減小_，V逆也_ 減小，但是減小的程度不同，總的結(jié)果是化學(xué)平衡向反應(yīng) 方程式中化學(xué)計(jì)量數(shù)之和 _大_的方向移動(dòng)。、溫度對(duì)化學(xué)平衡移動(dòng)的影響影響規(guī)律：在其他條件不變的情況下，溫度升高會(huì)使化 學(xué)平衡向著 吸熱反應(yīng)方向移動(dòng)，溫度降低會(huì)使化學(xué)平衡向著_放熱反應(yīng)_方向移動(dòng)。、壓強(qiáng)對(duì)化學(xué)平衡移動(dòng)的影響篇四：高中化學(xué)選修 4知識(shí)點(diǎn)總結(jié)一、化學(xué)反應(yīng)速率化學(xué)反應(yīng)速率（v） 定義：用來(lái)衡量化學(xué)反應(yīng)的快慢，單位時(shí)間內(nèi)反應(yīng) 物或生成物的物質(zhì)的量的變化 表示方法：?jiǎn)挝粫r(shí)間內(nèi)反應(yīng)濃度的減少或生成物濃 度的增加來(lái)表示 計(jì)算公式：V= C/ t （ U :平均速率， c :濃度 變化， t :時(shí)間）單位：m

28、ol/（L s）影響因素：決定因素（內(nèi)因）：反應(yīng)物的性質(zhì)（決定因素）條件因素（外因）：反應(yīng)所處的條件2.注意：（1）、參加反應(yīng)的物質(zhì)為固體和液體，由于壓 強(qiáng)的變化對(duì)濃度幾乎無(wú)影響，可以認(rèn)為反應(yīng)速率不變。（2）、惰性氣體對(duì)于速率的影響恒溫恒容時(shí)：充入惰性氣體T總壓增大，但是各分壓不變，各物質(zhì)濃度不變T反應(yīng)速率不變恒溫恒體時(shí)：充入惰性氣體T體積增大T各反應(yīng)物濃 度減小T反應(yīng)速率減慢二、化學(xué)平衡（一）1.定義： 化學(xué)平衡狀態(tài)：一定條件下，當(dāng)一個(gè)可逆反應(yīng)進(jìn)行到正逆反應(yīng)速率相等時(shí)，更組成成分濃度不再改變，達(dá)到表面上靜止的一種“平衡”，這就是這個(gè)反應(yīng)所能達(dá)到的限度即化學(xué)平衡狀態(tài)。、化學(xué)平衡的特征 逆（研究

29、前提是可逆反應(yīng)） 等（同一物質(zhì)的正逆反應(yīng)速率相等）動(dòng)（動(dòng)態(tài)平衡） 定（各物質(zhì)的濃度與質(zhì)量分?jǐn)?shù)恒定） 變（條件改變，平衡發(fā)生變化）、判斷平衡的依據(jù)判斷可逆反應(yīng)達(dá)到平衡狀態(tài)的方法和依據(jù)、濃度對(duì)化學(xué)平衡移動(dòng)的影響（1）影響規(guī)律：在其他條件不變的情況下，增大反應(yīng)物的濃度或減少生成物的濃度，都可以使平衡向正方向移動(dòng)；增大生成物的濃度或減小反應(yīng)物的濃度，都可以使平衡向逆 方向移動(dòng).（2 ）增加固體或純液體的量，由于濃度不變，所以平 衡不移動(dòng)（3）在溶液中進(jìn)行的反應(yīng)，如果稀釋溶液，反應(yīng)物濃 度減小，生成物濃度也減小，V正減小，V逆也減小，但是減小的程度不同，總 的結(jié)果是化學(xué)平衡向反應(yīng)方程式中化學(xué)計(jì)量數(shù)之和大

30、 的方向移動(dòng)。、溫度對(duì)化學(xué)平衡移動(dòng)的影響影響規(guī)律：在其他條件不變的情況下，溫度升高會(huì)使化 學(xué)平衡向著吸熱反應(yīng)方向移動(dòng)，溫度降低會(huì)使化學(xué)平衡向著放熱反應(yīng)方向移 動(dòng)。、壓強(qiáng)對(duì)化學(xué)平衡移動(dòng)的影響影響規(guī)律：其他條件不變時(shí)，增大壓強(qiáng)，會(huì)使平衡向著 體積縮小方向移動(dòng)；減小壓強(qiáng)，會(huì)使平衡向著體積增大方向移動(dòng)。注意：（1）改變壓強(qiáng)不能使無(wú)氣態(tài)物質(zhì)存在的化學(xué)平 衡發(fā)生移動(dòng)（2）氣體減壓或增壓與溶液稀釋或濃縮的化學(xué)平衡移 動(dòng)規(guī)律相似催化劑對(duì)化學(xué)平衡的影響：由于使用催化劑對(duì)正反應(yīng)速率和逆反應(yīng)速率影響的程度是等同的，所以平衡不移動(dòng)。但是使用催化劑可以影響可逆反應(yīng)達(dá)到平衡所需的時(shí)間。勒夏特列原理（平衡移動(dòng)原理）：如果改

31、變影響平衡 的條件之一（如溫度，壓強(qiáng)，濃度），平衡向著能夠減弱這種改變 的方向移動(dòng)。三、化學(xué)平衡常數(shù)（一）定義：在一定溫度下，當(dāng)一個(gè)反應(yīng)達(dá)到化學(xué)平衡 時(shí)，生成物濃度幕之積與反應(yīng)物濃度幕之積的比值是一個(gè)常數(shù)比值。符號(hào)：K（二）使用化學(xué)平衡常數(shù) K應(yīng)注意的問(wèn)題：、表達(dá)式中各物質(zhì)的濃度是變化的濃度，不是起始濃度也不是物質(zhì)的量。、K只與 溫度（T）有關(guān)，與反應(yīng)物或生成物的濃度 無(wú)關(guān)。、反應(yīng)物或生產(chǎn)物中有固體或純液體存在時(shí)，由于其 濃度是固定不變的，可以看做是“1”而不代入公式。、稀溶液中進(jìn)行的反應(yīng)，如有水參加，水的濃度不必 寫(xiě)在平衡關(guān)系式中。對(duì)于一般的可逆反應(yīng)：mA（g）+ nB（g）=pC（g）+q

32、D（g）其中m n、p、q分別表示化學(xué)方程式中個(gè)反應(yīng)物和生成物的化學(xué)計(jì)量數(shù)。當(dāng)在一定溫度下達(dá) 到化學(xué)平衡時(shí)，這個(gè)反應(yīng)的平衡常數(shù)公式可以表示（三）化學(xué)平衡常數(shù) K的應(yīng)用：、化學(xué)平衡常數(shù)值的大小是可逆反應(yīng)進(jìn)行程度的標(biāo)志。K 值越大，說(shuō)明平衡時(shí) 生成物的濃度越大，它的正向反 應(yīng)進(jìn)行的程度越大，即該反應(yīng)進(jìn)行得越完全，反應(yīng)物轉(zhuǎn)化率越 高。反之，則相反。一般地，K105時(shí)，該反應(yīng)就進(jìn)行得基本完全了。、可以利用 K值做標(biāo)準(zhǔn)，判斷正在進(jìn)行的可逆反應(yīng)是 否平衡及不平衡時(shí)向何方進(jìn)行建立平衡。（Q:濃度積）Q K:反應(yīng)向正反應(yīng)方向進(jìn)行；Q = K:反應(yīng)處于平衡狀態(tài)；Q K:反應(yīng)向逆反應(yīng)方向進(jìn)行、利用K值可判斷反應(yīng)的

33、熱效應(yīng)若溫度升高，K值增大，則正反應(yīng)為 吸熱反應(yīng) 若溫度升高，K值減小，則正反應(yīng)為 放熱反應(yīng) *四、等效平衡1 、概念：在一定條件下（定溫、定容或定溫、定壓）只是起始加入情況不同的同一可逆反應(yīng)達(dá)到平衡后，任何相同組分的百分含量 均相同，這樣的化學(xué)平衡互稱為等效平衡。、分類(lèi)（1）定溫，定容條件下的等效平衡第一類(lèi)：對(duì)于反應(yīng)前后氣體分子數(shù)改變的可逆反應(yīng)：必 須要保證化學(xué)計(jì)量數(shù)之比與原來(lái)相同；同時(shí)必須保證平衡式左右兩邊同一邊的 物質(zhì)的量與原來(lái)相同。第二類(lèi)：對(duì)于反應(yīng)前后氣體分子數(shù)不變的可逆反應(yīng)：只 要反應(yīng)物的物質(zhì)的量的比例與原來(lái)相同即可視為二者等效。（2）定溫，定壓的等效平衡只要保證可逆反應(yīng)化學(xué)計(jì)量數(shù)之

34、比相同即可視為等效 平衡。五、化學(xué)反應(yīng)進(jìn)行的方向1 、反應(yīng)熵變與反應(yīng)方向：（1）熵：物質(zhì)的一個(gè)狀態(tài)函數(shù)，用來(lái)描述體系的混亂度， 符號(hào)為S.單位：J?mol- 1?K-1（2） 體系趨向于有序轉(zhuǎn)變?yōu)闊o(wú)序，導(dǎo)致體系的熵增加，這叫做熵增加原理，也是反應(yīng)方向判斷的依據(jù)。.(3 )同一物質(zhì)，在氣態(tài)時(shí)熵值最大，液態(tài)時(shí)次之，固態(tài)時(shí)最小。即 S(g)S(l)S(s)2 、反應(yīng)方向判斷依據(jù)在溫度、壓強(qiáng)一定的條件下，化學(xué)反應(yīng)的判讀依據(jù)為：H-TA S 0反應(yīng)能自發(fā)進(jìn)行；H-TA S =0反應(yīng)達(dá)到平衡狀態(tài)；A H-TA S0反應(yīng)不能自發(fā)進(jìn)行；注意：(1) A H為負(fù)，A S為正時(shí)，任何溫度反應(yīng)都能 自發(fā)進(jìn)行；(2) A H為正，A S為負(fù)時(shí)，任何溫度反應(yīng)都不能自發(fā) 進(jìn)行第三章水溶液中的離子平衡一、弱電解質(zhì)的電離1 、定義：電解質(zhì)：在水溶液中或熔化狀態(tài)下能導(dǎo)電的 化合物，叫電解質(zhì)。非電解質(zhì)：在水溶液中或熔化狀態(tài)下都不能導(dǎo)電的化合物。強(qiáng)電解質(zhì)：在水溶液里