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：化學反應過程中所放出或吸收的熱量，任何化學反應都有反應熱，因為任何化學反應都會存在熱量變化，即要麼吸熱要麼放熱。反應熱可以分為（燃燒熱、中和熱、溶解熱）
2．焓變(δh)的意義：在恆壓條件下進行的化學反應的熱效應
.符號： △h.單位：kj/mol ，即：恆壓下：焓變=反應熱，都可用δh表示，單位都是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
也可以利用計算△h來判斷是吸熱還是放熱。△h=生成物所具有的總能量-反應物所具有的總能量=反應物的總鍵能-生成物的總鍵能
☆ 常見的放熱反應：① 所有的燃燒反應② 所有的酸鹼中和反應③ 大多數的化合反應④ 金屬與水或酸的反應⑤ 生石灰（氧化鈣）和水反應⑥鋁熱反應等
☆ 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 條件一般是加熱或高溫的反應
☆區分是現象（物理變化）還是反應（生成新物質是化學變化），一般銨鹽溶解是吸熱現象，別的物質溶於水是放熱。
4.能量與鍵能的關係：物質具有的能量越低，物質越穩定，能量和鍵能成反比。
5.同種物質不同狀態時所具有的能量：氣態》液態》固態
6.常溫是指25，101.標況是指0,101.
7.比較△h時必須連同符號一起比較。
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，即反應熱△h，△h對應的正負號都不能省。
②熱化學方程式中必須標明反應物和生成物的聚集狀態（s,l, g分別表示固態，液態，氣態，水溶液中溶質用aq表示）
③熱化學反應方程式不標條件，除非題中特別指出反應時的溫度和壓強。
④熱化學方程式中的化學計量數表示物質的量，不表示個數和體積，可以是整數，也可以是分數
⑤各物質係數加倍，△h加倍，即：△h和計量數成比例；反應逆向進行，△h改變符號，數值不變。
6.表示意義：物質的量—物質—狀態—吸收或放出*熱量。
三、燃燒熱
1．概念： 101 kpa時，1 mol純物質完全燃燒生成穩定的氧化物（二氧化碳、二氧化硫、液態水h2o）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）
2.燃燒熱和中和熱的表示方法都是有δh時才有負號。
3.石墨和金剛石的燃燒熱不同。不同的物質燃燒熱不同。
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：看課本裝置圖
（1）一般用強酸和強鹼做實驗，且鹼要過量（如果酸和鹼的物質的量相同，中和熱會偏小），一般中和熱為57.3kj/mol。
（2）若用弱酸或弱鹼做實驗，放出的熱量會偏小，中和熱會偏小。
（3）若用濃溶液做實驗，放出的熱量會偏大，中和熱會偏大。
(4)在試驗中，增大酸和鹼的用量，放出的熱量會增多但中和熱保持不變。
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，如果乙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。
六、能源
注：水煤氣是二次能源。
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）：濃度（固體和純液體除外），壓強（方程式中必須要有氣體） ，溫度（提高了反應物分子的能量），催化劑（降低了活化能），濃度和壓強主要是通過使單位體積內分子總數增大來增大反應速率，溫度和壓強主要是使活化分子百分數增大來增大反應速率。
2.濃度和壓強是單位體積內活化分子百分數不變，溫度和催化劑是分子總數不變。
※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
恆溫恆容時：充入本體系氣體，反應速率增大；充入惰性氣體→反應速率不變
②恆溫恆壓時：充入惰性氣體→反應速率減小
二、化學平衡
（一）1.定義：
化學平衡狀態：一定條件下，當乙個可逆反應進行到正逆反應速率相等時，各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
（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
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，溫度公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，當乙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乙個常數比值。 符號：k
（二）使用化學平衡常數k應注意的問題：
1、表示式中各物質的濃度是平衡時的濃度。
2、k只與溫度（t）有關，與反應物或生成物的濃度無關。
3、反應物或生產物中有固體或純液體存在時，由於其濃度是固定不變的，可以看做是「1」而不代入公式。
4、稀溶液中進行的反應，如有水參加，水的濃度不必寫在平衡關係式中。
（三）化學平衡常數k的應用:
1、化學平衡常數值的大小是可逆反應進行程度的標誌。k值越大，說明平衡時生成物的濃度越大，它的正向反應進行的程度越大，即該反應進行得越完全，反應物轉化率越高。反之，則相反。
一般地，k>105時，該反應就進行得基本完全了。
2、可以利用k值做標準，判斷正在進行的可逆反應是否平衡及不平衡時向何方進行建立平衡。（q：濃度積）
q_〈__k:反應向正反應方向進行;
q__=_k:反應處於平衡狀態 ;
q_〉__k:反應向逆反應方向進行
3、利用k值可判斷反應的熱效應
若溫度公升高，k值增大，則正反應為__吸熱___反應
若溫度公升高，k值減小，則正反應為__放熱___反應
＊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達到平衡後，任何相同組分的百分含量均相同，這樣的化學平衡互稱為等效平衡。
2、分類
（1）定溫，定容條件下的等效平衡
第一類：對於反應前後氣體分子數改變的可逆反應：必須要保證化學計量數之比與原來相同；同時必須保證平衡式左右兩邊同一邊的物質的量與原來相同。
第二類：對於反應前後氣體分子數不變的可逆反應：只要反應物的物質的量的比例與原來相同即可視為二者等效。
（2）定溫，定壓的等效平衡
只要保證可逆反應化學計量數之比相同即可視為等效平衡。
五、化學反應進行的方向
1、反應熵變與反應方向：
（1）熵:物質的乙個狀態函式，用來描述體系的混亂度，符號為s. 單位：jmol-1k-1
(2)體系趨向於有序轉變為無序，導致體系的熵增加，這叫做熵增加原理，也是反應方向判斷的依據。.
（3）同一物質，在氣態時熵值最大，液態時次之，固態時最小。即s(g)〉s(l)〉s(s)
（4）方程式中氣體計量數增大的方向就是熵增的方向 。
2、反應方向判斷依據
在溫度、壓強一定的條件下，化學反應的判讀依據為：
δh-tδs〈0 反應能自發進行
δh-tδs=0 反應達到平衡狀態
δh-tδs〉0 反應不能自發進行
注意：（1）δh為負，δs為正時，任何溫度反應都能自發進行
（2）δh為正，δs為負時，任何溫度反應都不能自發進行
第三章水溶液中的離子平衡
一、弱電解質的電離
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