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化学选修4 《化学反应与原理 》知识点总结 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/mol   3．产生原因：化学键断裂——吸热      化学键形成——放热  4、放热反应：放出热量的化学反应。(放热>吸热) △H 为“—”或△H <0  内能转化为热能 反应物总能量＞生成物总能量 断裂化学键吸收的总能量＜形成化学键放出的总能量 吸热反应：吸收热量的化学反应。（吸热>放热） △H 为“+”或△H >0   热能转化为内能 反应物总能量＜生成物总能量 断裂化学键吸收的总能量＞形成化学键放出的总能量 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 ⑦铝热反应   常见的吸热反应： ① 晶体Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl反应 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（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  6、△H的单位为kJ/mol 7、不标气体或沉淀符号 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）反应条件：25 ℃、101 kPa  （2）反应程度：完全燃烧，产物是稳定的氧化物。 C—CO2(g) H—H2O(l) S—SO2(g) （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） （5）计算 Q放= n（可燃物）X △H △H = —Q放 ／n（可燃物） 四、中和热  1．概念：在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应，生成1mol H2O放出的热量叫中和热。  2．强酸与强碱的中和反应其实质是H+和OH-反应，其热化学方程为： H+(aq) +OH-(aq) =H2O(l)     ΔH=－57.3kJ/mol  3．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。  4．中和热的测定实验  五、盖斯定律  内容：化学反应的反应热只与反应的始态（各反应物）和终态（各生成物）有关，而与具体反应进行的途径无关，如果一个反应可以分几步进行，则各分步反应的反应热之和与该反应一步完成的反应热是相同的。  六、 化石能源：煤、石油、天然气（不可再生） 能源 新能源：太阳能、氢能、地热能、风能、海洋能、生物质能等（可以再生） 七、反应热大小比较：带符号比较 物质的稳定性与能量的关系：能量越高，物质越不稳定 第二章 化学反应速率和化学平衡 一、化学反应速率  1. 化学反应速率（v）  ⑴ 定义：用来衡量化学反应的快慢，单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加 ⑵ 表示方法：单位时间内反应浓度的减少或生成物浓度的增加来表示  ⑶ 计算公式：v=Δc/Δt（υ：平均速率，Δc：浓度变化，Δt：时间）单位：mol/（L·s） 注意：①化学反应速率不能用固体或液体的浓度变化量来表示 ②为平均速率而不是瞬时速率 ③化学反应速率之比等于化学计量数之比 ⑷ 影响因素： 内因：反应物的性质（决定因素）  外因：浓度： 其他条件相同时，增大反应物浓度反应速率增大，减小反应物浓度反应速率减小。 压强：对有气体参加的反应 A、 恒温时：增大压强，体积缩小，反应速率增大 B、 恒温恒容时： 充入反应气体→该物质浓度增大→反应速率增大 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 C、恒温恒压时： 充入惰性气体→体积增大→各反应物浓度减小→反应速率减小  注意：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。          温度：其他条件相同时，升高温度反应速率增大，降低温度反应速率减小 二、化学平衡  1.定义： 化学平衡状态：一定条件下，当一个可逆反应进行到正逆反应速率相等时，更组成成分浓度不再改变，达到表面上静止的一种“平衡”，这就是这个反应所能达到的限度即化学平衡状态。  2、化学平衡的特征  逆（研究前提是可逆反应）  等（同一物质的正逆反应速率相等）    动（动态平衡）   定（各物质的浓度与质量分数恒定） 变（条件改变，平衡发生变化）   3、判断平衡的依据   判断可逆反应达到平衡状态的方法和依据  例举反应  mA(g) + nB(g)    pC(g) + qD(g)  （1）混合物体系中各成分的含量  ①各物质的物质的量或各物质的物质的量的分数一定平衡  ②各物质的质量或各物质质量分数一定平衡  ③各气体的体积或体积分数一定 平衡  ④总体积、总压力、总物质的量一定，不一定平衡 （2）正、逆反应速率的关系  ①在单位时间内消耗了m molA同时生成m molA，即V(正)=V(逆)  平衡  ②在单位时间内消耗了n molB同时消耗了p molC，则V(正)=V(逆)  平衡  ③V(A) ：V(B) ：V(C) ：V(D)=m：n：p：q，V(正)不一定等于V(逆)  不一定平衡  ④在单位时间内生成n mol B，同时消耗了q mol D，因均指V(逆)  不一定平衡 （3） 压强  ①m+n≠p+q时，总压力一定（其他条件一定） 平衡  ②m+n=p+q时，总压力一定（其他条件一定） 不一定平衡  （4）混合气体平均相对分子质量Mr  ①Mr一定时，只有当m+n≠p+q时， 平衡  ②Mr一定时，但m+n=p+q时， 不一定平衡  （5）温度  任何反应都伴随着能量变化，当体系温度一定时（其他不变） 平衡  （6）体系的密度  密度一定，不一定平衡  （7）其他  如体系颜色不再变化等  平衡  （二）影响化学平衡移动的因素  1、浓度对化学平衡移动的影响 （1）影响规律：在其他条件不变的情况下，增大反应物的浓度或减少生成物的浓度，都可以使平衡向正方向移动；增大生成物的浓度或减小反应物的浓度，都可以使平衡向逆方向移动  （2）增加固体或纯液体的量，由于浓度不变，所以平衡不移动  （3）在溶液中进行的反应，如果稀释溶液，反应物浓度减小，生成物浓度也减小， V正减小，V逆也减小，但是减小的程度不同，总的结果是化学平衡向反应方程式中化学计量数之和大的方向移动。  2、温度对化学平衡移动的影响  影响规律：在其他条件不变的情况下，温度升高会使化学平衡向着吸热反应方向移动，温度降低会使化学平衡向着放热反应方向移动。  3、压强对化学平衡移动的影响  影响规律：其他条件不变时，增大压强，会使平衡向着体积缩小方向移动；减小压强，会使平衡向着体积增大方向移动。 注意：（1）改变压强不能使无气态物质存在的化学平衡发生移动  （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。  三、化学平衡常数  （一） 定义：在一定温度下，当一个反应达到化学平衡时，生成物浓度幂之积与反应物浓度幂之积的比值是一个常数。    （二） 符号：K （三）使用化学平衡常数K应注意的问题：  1、表达式中各物质的浓度是平衡时的浓度  2、K只与温度（T）有关，与反应物或生成物的浓度无关。  3、反应物或生产物中有固体或纯液体存在时，由于其浓度是固定不变的，可以看做是“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、判断可逆反应进行的程度 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。 一般地，K>105时，该反应就进行得基本完全了。  2、判断平衡移动的方向 可以利用K值做标准，判断正在进行的可逆反应是否平衡及不平衡时向何方进行建立平衡。（Q：浓度积）  Q〈 K：反应向正反应方向进行； Q = K：反应处于平衡状态；  Q 〉K：反应向逆反应方向进行  3、判断反应的热效应  若温度升高，K值增大，则正反应为吸热反应 若温度升高，K值减小，则正反应为放热反应  四、等效平衡  1、概念：在一定条件下（定温、定容或定温、定压），只是起始加入情况不同的同一可逆反应达到平衡后，任何相同组分的百分含量均相同，这样的化学平衡互称为等效平衡。  2、分类  （1）定温，定容条件下的等效平衡  第一类：对于反应前后气体分子数改变的可逆反应：必须要保证化学计量数之比与原来相同；同时必须保证平衡式左右两边同一边的物质的量与原来相同。  第二类：对于反应前后气体分子数不变的可逆反应：只要反应物的物质的量的比例与原来相同即可视为二者等效。  （2）定温，定压的等效平衡 ：只要保证可逆反应化学计量数之比相同即可视为等效平衡。  五、化学反应进行的方向  1、反应熵变与反应方向：  （1）熵：物质的一个状态函数，用来描述体系的混乱度，符号为S， 单位：J•mol-1•K-1  （2）体系趋向于有序转变为无序，导致体系的熵增加，这叫做熵增加原理，也是反应方向判断的依据。.  （3）同一物质，在气态时熵值最大，液态时次之，固态时最小。即S(g)〉S(l)〉S(s)   2、反应方向判断依据   在温度、压强一定的条件下，化学反应的判断依据为：   ΔH-TΔS〈0       反应能自发进行 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 第三章 水溶液中的离子平衡 一、弱电解质的电离 1、定义：电解质：在水溶液中或熔融状态下能导电的化合物。 非电解质：在水溶液中和熔融状态下都不能导电的化合物。 强电解质：在水溶液中完全电离的电解质。如：强酸，强碱，大多数盐（包括可溶性盐及难溶性盐） 弱电解质：在水溶液中部分电离的电解质。如：弱酸，弱碱，水，两性物质，极少数盐 2、电解质与非电解质本质区别： 电解质——离子化合物或共价化合物 非电解质——共价化合物 注意：①电解质、非电解质都是化合物 ②SO2、NH3、CO