1、完全燃烧，产物是稳定的氧化物。 燃烧物的物质的量：1 mol 研究内容：放出的热量。（H&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） H=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 1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
2、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。 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） 定义：用来衡量化学反应的快慢，单位时间内反应物或生成物的物质的量的变化 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 计算公式：v=c/t（：平均速率，c：浓度变化，t：时间）单位：mol/（Ls） 影响因素： 决定因素（内因）：反应物的性质（决定因素） 条件因素（外因）：反应所处的条件 2. 注意：（1）、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。 （2）、惰性气体对于速率的影响 恒温恒容时：充入惰性
3、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 恒温恒体时：充入惰性气体体积增大各反应物浓度减小反应速率减慢 二、化学平衡 （一）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 （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）
4、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
5、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_。但是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，
6、_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_比值。符号：_K_ （二）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_变化的浓度_，不是起始浓度也不是物质的量。 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、化学平衡常数值的大小是可逆反应_进行程度_的标志。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
7、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、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、利用K值可判断反应的热效应 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，
8、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。 篇二：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： H （2）.单位：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： 所有的燃烧反应 酸碱中和反应 大多数的化合反应 金属与
9、酸的反应 生石灰和水反应 浓硫酸稀释、氢氧化钠固体溶解等 常见的吸热反应： 晶体Ba（OH） 2?8H2O与NH4Cl 大多数的分解反应 以H2、CO、C为还原剂的氧化还原反应 铵盐溶解等二、热化学方程式 书写化学方程式注意要点:热化学方程式必须标出能量变化。热化学方程式中的化学计量数可以是整数，也可以是分数 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：注意以下几点：研究条件：101 kPa反应程度：燃烧物的物质的量：1 mol研究内容：0，单位kJ/mol）四、中和热1概念：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
10、-（aq） =H2O（l） ，H=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。 4中和热的测定实验五、盖斯定律1内容： 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） 定义：用来衡量化学反应的快慢，单位时间内反应物或生成物的物质的量的变化 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 计算公式：mol/（L?s） 影响因素： 决定因素（内因）：反应物的性质（决定因素） 条件因素（外因）：反应所处的条件 外因对化学反应速率影响的变化规律 条件变化 反应物 的浓度 大 减 小 气体反 应物的压强 大
11、 减单位体积里的总数目减少，百分数不变 减小 增单位体积里的总数目增多，百分数不变 增大 单位体积里的总数目减少，百分数不变 减小 增活化分子的量的变化 单位体积里的总数目增多，百分数不变 反应速率的变化 增大 小 反应物 的温度 高 降 低 反应物 的催化剂 用 撤 去 其他 剂等 注意：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恒温恒体时：充入惰性气体体积增大各反应物浓度减小反应速率减慢二、化学平衡（一）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
12、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）C（g）+qD（g） 各物质的物质的量或各物质的物质的量的分数一定 混合物体系 中 各成分的含 量 总体积、总压力、总物质的量一定 在单位时间内消耗了m molA同时生成m molA，即 V（正）=V（逆） 在单位时间内消耗了n molB同时消耗了p molC，则正、逆反应 速率的关系 V（A）:V（B）:V（C）:V（D）=m:n:p:q，V（正）
13、不一定等于V（逆） 在单位时间内生成n molB，同时消耗了q molD，因均指 V（逆） m+np+q时，总压力一定（其他条件一定） 压强 m+n=p+q时，总压力一定（其他条件一定） 不一定平衡 平衡 不一定平衡 不一定平衡 V（正）=V（逆） 不一定平衡 各物质的质量或各物质质量分数一定 各气体的体积或体积分数一定 平衡 平衡 平衡 光，电磁波，超声波，固体反应物颗粒的大小，溶有影响 百分数剧减，单位体积里的总数目剧减 剧减 使百分数剧增，单位体积里的总数目剧增 剧增 百分数减少，单位体积里的总数目减少 减小 升百分数增大，单位体积里的总数目增多 增大 平衡 平衡 混合气体平 均相对分子
14、质量Mr Mr一定时，只有当m+np+q时 Mr一定时，但m+n=p+q时 平衡 不一定平衡 平衡 不一定平衡 平衡 温度 体系的密度 其他 任何反应都伴随着能量变化，当体系温度一定时（其他不变） 密度一定 如体系颜色不再变化等 （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：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
15、、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。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
16、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比值。K（二）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变化的浓度，不是起始浓度也不是物质的量。2、K只与温度（T）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、化学平衡常数值的大小是可逆反应进行程度的标志。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
17、，即该反应进行得越完全，反应物转化率越高。浓度积）QK:Q=K:QK:反应向逆反应方向进行3、利用K值可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：2、分类（1）定温，定容条件下的等效平衡第一类：第二类：（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
18、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，化学反应的判读依据为： H-TS0 反应能自发进行H-TS=0 反应达到平衡状态H-TS0 反应不能自发进行注意：（1）H为负，S为正时，任何温度反应都能自发进行 （2）H为正，S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：在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物,叫电解质。非电解质：在水溶液中或熔化状态下都不能导电的化合物。 强电解质：在水溶液里全部电离成离子的电解质。 弱电解质： 在水溶液里只有一部分分子电离成离子
19、的电解质。 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：电解质、非电解质都是化合物SO2、NH3、CO2等属于非电解质 强电解质不等于易溶于水的化合物（如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部电离，故BaSO4 为强电解质）电解质的强弱与导电性、溶解性无关。 3、电离平衡：在一定的条件下，当电解质分子电离成离子的速率和离子结合成 时，电离过程就达到了平衡状态，这叫电离平衡。 4、影响电离平衡的因素： A、温度：电离一般吸热，升温有利于电离。 B、浓度：浓度越大，电离程度越小；溶液稀释时，电离平衡向着电离的方向移动。C、同离子效应：在弱电解质溶液里
20、加入与弱电解质具有相同离子的电解质，会 减弱 电离。D、其他外加试剂：加入能与弱电解质的电离产生的某种离子反应的物质时，有利于电离。 9、电离方程式的书写：用可逆符号弱酸的电离要分布写（第一步为主） 10、电离常数：在一定条件下，弱电解质在达到电离平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度的乘积，跟溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数。叫做电离平衡常数，（一般用Ka表示酸，Kb表示碱。 ） 表示方法：AB11、影响因素： a、电离常数的大小主要由物质的本性决定。 b、电离常数受温度变化影响，不受浓度变化影响，在室温下一般变化不大。 C、同一温度下，不同弱酸，电离常数越大，其电离程度越大，酸性越强。
21、如： H2SO3H3PO4HFCH3COOHH2CO3H2SHClO A+B-Ki= A+ B-/AB 二、水的电离和溶液的酸碱性 1、水电离平衡：: 水的离子积：KW = cH+cOH- 25时, H+=OH- =10-7 mol/L ; KW = H+OH- = 1*10-14 注意：KW只与温度有关，温度一定，则KW值一定 KW不仅适用于纯水，适用于任何溶液（酸、碱、盐） 2、水电离特点：（1）可逆 （2）吸热 （3）极弱 3、影响水电离平衡的外界因素： 酸、碱 ：抑制水的电离 KW1*10-14 温度：促进水的电离（水的电离是 吸热的） 易水解的盐：促进水的电离 KW 1*10-14
22、4、溶液的酸碱性和pH： （1）pH=-lgcH+ （2）pH的测定方法： 酸碱指示剂 甲基橙、 石蕊、 酚酞。 变色范围：甲基橙 3.14.4（橙色） 石蕊5.08.0（紫色） 酚酞8.210.0（浅红色） pH试纸 操作 玻璃棒蘸取未知液体在试纸上，然后与标准比色卡对比即可。事先不能用水湿润PH试纸；广泛pH试纸只能读取整数值或范围 三 、混合液的pH值计算方法公式 1、强酸与强酸的混合：（先求H+混：将两种酸中的H+离子物质的量相加除以总体积，再求其它）H+混 =（H+1V1+H+2V2）/（V1+V2） 2、强碱与强碱的混合：（先求OH-混：将两种酸中的OH离子物质的量相加除以总体积，
23、再求其它） OH-混（OH-1V1+OH-2V2）/（V1+V2） （注意 :不能直接计算H+混） 3、强酸与强碱的混合：（先据H+ + OH- =H2O计算余下的H+或OH-，H+有余，则用余下的H+数除以溶液总体积求H+混；OH-有余，则用余下的OH-数除以溶液总体积求OH-混，再求其它） 四、稀释过程溶液pH值的变化规律： 1、强酸溶液：稀释10n倍时，pH稀=pH原+ n （但始终不能大于或等于7） 2、弱酸溶液：稀释10n倍时，pH稀pH原+n （但始终不能大于或等于7） 3、强碱溶液：稀释10n倍时，pH稀=pH原n（但始终不能小于或等于7） 4、弱碱溶液：稀释10n倍时，pH稀p
24、H原n （但始终不能小于或等于7） 篇三：新课标高中化学选修4知识点总结（很全） 化学选修4化学反应与原理 章节知识点大全 第一章 化学反应与能量 一、焓变 反应热 1反应热： 所有的燃烧反应 酸碱中和反应 大多数的化合反应 金属与 酸的反应 生石灰和水反应 浓硫酸稀释、氢氧化钠固体溶解等 常见的吸热反应：8H2O与NH4Cl 大多数的分解反应 以H2、CO、 C为还原剂的氧化还原反应 铵盐溶解等 二、热化学方程式 书写化学方程式注意要点: 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） 热化学反应方程式要指明反应时的温度和压强。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。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。（1）、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。充入惰性气体
