化學高二選修4

⑴ 高二化學選修4知識點總結

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化學選修4化學反應與原理

章節知識點梳理

第一章 化學反應與能量

一、焓變 反應熱

1．反應熱：一定條件下，一定物質的量的反應物之間完全反應所放出或吸收的熱量

2．焓變(ΔH)的意義：在恆壓條件下進行的化學反應的熱效應

（1）.符號： △H（2）.單位：kJ/mol

3.產生原因：化學鍵斷裂——吸熱 化學鍵形成——放熱

放出熱量的化學反應。(放熱>吸熱) △H 為「-」或△H <0

吸收熱量的化學反應。（吸熱>放熱）△H 為「+」或△H >0

☆常見的放熱反應：①所有的燃燒反應②酸鹼中和反應③大多數的化合反應④金屬與酸的反應⑤ 生石灰和水反應⑥ 濃硫酸稀釋、氫氧化鈉固體溶解等

☆常見的吸熱反應：①晶體Ba(OH)2·8H2O與NH4Cl②大多數的分解反應③以H2、CO、C為還原劑的氧化還原反應④ 銨鹽溶解等

二、熱化學方程式

書寫化學方程式注意要點:
①熱化學方程式必須標出能量變化。

②熱化學方程式中必須標明反應物和生成物的聚集狀態（g,l,s分別表示固態，液態，氣態，水溶液中溶質用aq表示）

③熱化學反應方程式要指明反應時的溫度和壓強。

④熱化學方程式中的化學計量數可以是整數，也可以是分數

⑤各物質系數加倍，△H加倍；反應逆向進行，△H改變符號，數值不變

三、燃燒熱

1．概念：25 ℃，101 kPa時，1 mol純物質完全燃燒生成穩定的化合物時所放出的熱量。燃燒熱的單位用kJ/mol表示。

※注意以下幾點：

①研究條件：101 kPa

②反應程度：完全燃燒，產物是穩定的氧化物。

③燃燒物的物質的量：1 mol

④研究內容：放出的熱量。（ΔH<0，單位kJ/mol）

四、中和熱

1．概念：在稀溶液中，酸跟鹼發生中和反應而生成1mol H2O，這時的反應熱叫中和熱。

2．強酸與強鹼的中和反應其實質是H+和OH-反應，其熱化學方程式為：

H+(aq) +OH-(aq) =H2O(l) ΔH=－57.3kJ/mol

3．弱酸或弱鹼電離要吸收熱量，所以它們參加中和反應時的中和熱小於57.3kJ/mol。

4．中和熱的測定實驗

五、蓋斯定律

1．內容：化學反應的反應熱只與反應的始態（各反應物）和終態（各生成物）有關，而與具體反應進行的途徑無關，如果一個反應可以分幾步進行，則各分步反應的反應熱之和與該反應一步完成的反應熱是相同的。

第二章 化學反應速率和化學平衡

一、化學反應速率

1. 化學反應速率（v）

⑴定義：用來衡量化學反應的快慢，單位時間內反應物或生成物的物質的量的變化

⑵表示方法：單位時間內反應濃度的減少或生成物濃度的增加來表示

⑶計算公式：v=Δc/Δt（υ：平均速率，Δc：濃度變化，Δt：時間）單位：mol/（L·s）

⑷影響因素：

①決定因素（內因）：反應物的性質（決定因素）

②條件因素（外因）：反應所處的條件

2.

※注意：（1）、參加反應的物質為固體和液體，由於壓強的變化對濃度幾乎無影響，可以認為反應速率不變。

（2）、惰性氣體對於速率的影響

①恆溫恆容時：充入惰性氣體→總壓增大，但是各分壓不變，各物質濃度不變→反應速率不變

②恆溫恆體時：充入惰性氣體→體積增大→各反應物濃度減小→反應速率減慢

二、化學平衡

（一）1.定義：

化學平衡狀態：一定條件下，當一個可逆反應進行到正逆反應速率相等時，更組成成分濃度不再改變，達到表面上靜止的一種「平衡」，這就是這個反應所能達到的限度即化學平衡狀態。

2、化學平衡的特徵

逆（研究前提是可逆反應）

等（同一物質的正逆反應速率相等）

動（動態平衡）

定（各物質的濃度與質量分數恆定）

變（條件改變，平衡發生變化）

3、判斷平衡的依據

判斷可逆反應達到平衡狀態的方法和依據

例舉反應

mA(g)+nB(g) pC(g)+qD(g)

混合物體系中

各成分的含量

①各物質的物質的量或各物質的物質的量的分數一定

平衡

②各物質的質量或各物質質量分數一定

平衡

③各氣體的體積或體積分數一定

平衡

④總體積、總壓力、總物質的量一定

不一定平衡

正、逆反應

速率的關系

①在單位時間內消耗了m molA同時生成m molA，即V(正)=V(逆)

平衡

②在單位時間內消耗了n molB同時消耗了p molC，則V(正)=V(逆)

平衡

③V(A):V(B):V(C):V(D)=m:n:p:q，V(正)不一定等於V(逆)

不一定平衡

④在單位時間內生成n molB，同時消耗了q molD，因均指V(逆)

不一定平衡

壓強

①m+n≠p+q時，總壓力一定（其他條件一定）

平衡

②m+n=p+q時，總壓力一定（其他條件一定）

不一定平衡

混合氣體平均相對分子質量Mr

①Mr一定時，只有當m+n≠p+q時

平衡

②Mr一定時，但m+n=p+q時

不一定平衡

溫度

任何反應都伴隨著能量變化，當體系溫度一定時（其他不變）

平衡

體系的密度

密度一定

不一定平衡

其他

如體系顏色不再變化等

平衡

（二）影響化學平衡移動的因素

1、濃度對化學平衡移動的影響

（1）影響規律：在其他條件不變的情況下，增大反應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；增大生成物的濃度或減小反應物的濃度，都可以使平衡向逆方向移動

（2）增加固體或純液體的量，由於濃度不變，所以平衡_不移動_

（3）在溶液中進行的反應，如果稀釋溶液，反應物濃度__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，總的結果是化學平衡向反應方程式中化學計量數之和_大_的方向移動。

2、溫度對化學平衡移動的影響

影響規律：在其他條件不變的情況下，溫度升高會使化學平衡向著___吸熱反應______方向移動，溫度降低會使化學平衡向著_放熱反應__方向移動。

3、壓強對化學平衡移動的影響

影響規律：其他條件不變時，增大壓強，會使平衡向著__體積縮小___方向移動；減小壓強，會使平衡向著___體積增大__方向移動。

注意：（1）改變壓強不能使無氣態物質存在的化學平衡發生移動

（2）氣體減壓或增壓與溶液稀釋或濃縮的化學平衡移動規律相似

4.催化劑對化學平衡的影響：由於使用催化劑對正反應速率和逆反應速率影響的程度是等同的，所以平衡__不移動___。但是使用催化劑可以影響可逆反應達到平衡所需的_時間_。

5.勒夏特列原理（平衡移動原理）：如果改變影響平衡的條件之一（如溫度，壓強，濃度），平衡向著能夠減弱這種改變的方向移動。

三、化學平衡常數

（一）定義：在一定溫度下，當一個反應達到化學平衡時，___生成物濃度冪之積與反應物濃度冪之積的比值是一個常數____比值。 符號：__K__

（二）使用化學平衡常數K應注意的問題：

1、表達式中各物質的濃度是__變化的濃度___，不是起始濃度也不是物質的量。