一、焓變、反應熱
要點一：反應熱（焓變）的概念及表示方法
化學反應過程中所釋放或吸收的能量，都可以用熱量來描述，叫做反應熱，又稱焓變，符號為δh，單位為kj/mol，規定放熱反應的δh為「—」，吸熱反應的δh為「+」。
特別提醒：（1）描述此概念時，無論是用「反應熱」、「焓變」或「 δh」表示，其後所用的數值必須帶「+」或「—」。
（2）單位是kj/mol，而不是kj，熱量的單位是kj。
（3）在比較大小時，所帶「+」「—」符號均參入比較。
要點二：放熱反應和吸熱反應
1．放熱反應的δh為「—」或δh＜0 ；吸熱反應的δh為「+」或δh ＞0
h＝e（生成物的總能量）－e（反應物的總能量）
h＝e（反應物的鍵能）－ e（生成物的鍵能）
2．常見的放熱反應和吸熱反應
①放熱反應：活潑金屬與水或酸的反應、酸鹼中和反應、燃燒反應、多數化合反應。
②吸熱反應：多數的分解反應、氯化銨固體與氫氧化鋇晶體的反應、水煤氣的生成反應、炭與二氧化碳生成一氧化碳的反應
3．需要加熱的反應，不一定是吸熱反應；不需要加熱的反應，不一定是放熱反應
4．通過反應是放熱還是吸熱，可用來比較反應物和生成物的相對穩定性。
如c（石墨，s） c（金剛石，s） △h3= +1.9kj/mol，該反應為吸熱反應，金剛石的能量高，石墨比金屬石穩定。
二、熱化學方程式的書寫
書寫熱化學方程式時，除了遵循化學方程式的書寫要求外，還要注意以下幾點：
1．反應物和生成物的聚集狀態不同，反應熱的數值和符號可能不同，因此必須註明反應物和生成物的聚集狀態，用s、l、g分別表示固體、液體和氣體，而不標「↓、↑」。
2．△h只能寫在熱化學方程式的右邊，用空格隔開，△h值「—」 表示放熱反應， △h值「+」表示吸熱反應；單位為「kj/mol」。
3．熱化學方程式中各物質化學式前面的化學計量數僅表示該物質的物質的量，並不表示物質的分子數或原子數，因此，化學計量數可以是整數，也可以是分數。
4．△h的值要與熱化學方程式中化學式前面的化學計量數相對應，如果化學計量數加倍，△h也要加倍。
5．正反應若為放熱反應，則其逆反應必為吸熱反應，二者△h的數值相等而符號相反。
三、燃燒熱、中和熱、能源
要點一：燃燒熱、中和熱及其異同
特別提醒：
1．燃燒熱指的是1 mol可燃物燃燒生成穩定的化合物時所放出的熱量，注意：穩定的化合物，如h2→h2o(l)而不是h2o(g)、 c→co2(g)而不是co 、s→so2(g)而不是so3。
2．中和熱是指酸、鹼的稀溶液發生中和反應生成1 mol水所放出的熱量。注意：弱酸、弱鹼電離出h+、oh－需要吸收熱量，故所測定中和熱的數值偏小；濃硫酸與鹼測定中和熱時，因濃硫酸釋稀要放熱，故測定的中和熱的數值偏大。
3．因燃燒熱、中和熱是確定的放熱反應，具有明確的含義，故在表述時不用帶負號，如ch4的燃燒熱為890kj/mol。
4．注意表示燃燒熱的熱化學方程式和燃燒的熱化學方程式；表示中和熱的熱化學方程式和表示中和反應的熱化學方程式的不同。燃燒熱以可燃物1mol為標準，且燃燒生成穩定的化合物；中和熱以生成1mol水為標準。
要點二：能源
新能源的開發與利用,日益成為社會關注的焦點,因此,以新型能源開發與利用為背景材料，考查熱化學方程式的書寫及求算反應熱，已成為高考命題的熱點。
關於能源問題，應了解下面的幾個問題：
（1）能源的分類：常規能源（可再生能源，如水等，非再生能源，如煤、石油、天然氣等）；新能源（可再生能源，如太陽能、風能、生物能；非再生能源，如核聚變燃料）
（2）能源的開發；①太陽能：每年輻射到地球表面的能量為5×1019kj，相當於目前全世界能量消耗的1.3萬倍。
②生物能：將生物轉化為可燃性的液態或氣態化合物，再利用燃燒放熱。③風能：
利用風力進行發電、提水、揚帆助航等技術，風能是一種可再生的乾淨能源。④地球能、海洋能。
四、反應熱的求算
1．由蓋斯定律：化學反應不管是一步完成還是分步完成，其反應熱總是相同的。也就是說，化學反應熱只與反應的始態和終態有關，而與具體反應的途徑無關。
2．反應熱的數值等於e（形成新鍵釋放的總能量）與e（斷鍵所吸收的總能量）之差，放熱反應△h的符號為「—」，吸熱反應△h的符號為「+」。
特別提醒：
（1）運用蓋斯定律的技巧：參照目標熱化學方程式設計合理的反應途徑，對原熱化學方程式進行恰當「變形」（反寫、乘除某乙個數），然後方程式之間進行「加減」，從而得出求算新熱化學方程式反應熱△h的關係式。
（2）具體方法：①熱化學方程式乘以某乙個數時，反應熱也必須乘上該數；②熱化學方程式「加減」時，同種物質之間可相「加減」，反應熱也隨之「加減」；③將乙個熱化學方程式顛倒時，h的「+」「—」號也隨之改變，但數值不變。
（4）注意1molh2、o2、、p4分別含有1molh－h、1mol o=o、6molp－p，1molh2o中含有2molo—h，1molnh3含有3moln－h ，1molch4含有4molc－h。
第二章化學反應速率與化學平衡
一、化學反應速率及其簡單計算
1．化學反應速率：通常用單位時間內反應物濃度的減小或生成物濃度的增加來表示，其數學表示式可表示為單位一般為mol/(l·min)或mol.·l－1·min－1
2．結論：對於一般反應 aa + bb =cc + dd來說有：
va ：vb ：vc ：
vd =△ca ：△cb ：△cc ：
△cd =△na ：△nb ：△nc ：
△nd = a ：b ：c ：
d特別提醒：
1．化學反應速率指的是平均速率而不是瞬時速率
2．無論濃度的變化是增加還是減少，化學反應速率均取正值。
3．同一化學反應速率用不同物質表示時可能不同，但是比較反應速率快慢時，要根據反應速率與化學方程式的計量係數的關係換算成同一種物質來表示，看其數值的大小。注意比較時單位要統一。
二、影響化學反應速率的因素
1．內因（主要因素）：反應物本身的性質（分子結構或原子結構）所決定的。
2．外因（次要因素）
（1）濃度：當其他條件不變時，增大反應物的濃度，v正急劇增大，v逆也逐漸增大。若減小反應物濃度，v逆急劇減小，v正逐漸減小。
（固體或純液體的濃度可視為常數，故反應速率與其加入量多少無關）。
（2）溫度：當其他條件不變時，公升溫時， v正、v逆都加快；降溫時，v正、v逆都減小
（3）壓強：其他條件不變時，對於有氣體參加的反應，通過縮小反應容器，增大壓強，v正、v逆都增大；通過擴大反應容器，壓強減小，濃度變小，v正、v逆均減小。
（4）催化劑：使用催化劑，成百上千的同等倍數地增加了正、逆反應速率。
特別提醒：
1．改變壓強的實質是改變濃度，若反應體系中無氣體參加，故對該類的反應速率無影響。
2．恆容時，氣體反應體系中充入稀有氣體（或無關氣體）時，氣體總壓增大，物質的濃度不變，反應速率不變。
3．恆壓時，充入稀有氣體，反應體系體積增大，濃度減小，反應速率減慢。
4．溫度每公升高10℃，化學反應速率通常要增大為原來的2～4倍。
5．從活化分子角度解釋外界條件對化學反應速率的影響：
三、化學平衡狀態的標誌和判斷
1．化學平衡的標誌：
（1）v正=v逆，它是化學平衡的本質特徵
（2）各組分的濃度不再改變，各組分的物質的量、質量、體積分數、反應物的轉化率等均不再改變，這是外部特點。
2．化學平衡的狀態的判斷：特別提醒：
1．當從正逆反應速率關係方面描述時，若按化學計量數比例同向說時，則不能說明達到平衡狀態；若按化學計量數比例異向說明，則可以說明達到平衡狀態。
2．恆溫、恆容下的體積不變的反應，體系的壓強或總物質的量不變時，不能說明達到平衡狀態。
如h2（g）+i2 （g）2hi（g）。
3．全部是氣體參加的體積不變的反應，體系的平均相對分子質量不變，不能說明達到平衡狀態。
如2hi（g）h2（g）+i2（g）
4．全部是氣體參加的反應，恆容條件**系的密度不變，不能說明達到平衡狀態。
四、影響化學平衡的因素及勒夏特例原理
要點一：反應條件對化學平衡的影響：
（1）濃度：在其他條件不變時，增大反應物的濃度或減少生成物的濃度，都可使平衡向正反應方向移動，反之，平衡向逆反應方向移動。
（2）溫度：在其他條件不變時，公升高溫度，平衡向吸熱方向移動；降低溫度，平衡向放熱方向移動；溫度對化學平衡的影響是通過改變平衡常數實現的。
（3）壓強：其他條件不變時，在有氣體參加的可逆反應裡，增大壓強，平衡向氣體總體積縮小的方向移動；反之，平衡向氣體總體積增大的方向移動。在這裡，壓強改變是通過反應器容積的改變來完成的（即壓縮或擴大）。
（4）催化劑：使用催化劑能同等倍數地增大正逆反應速率，平衡不移動，縮短了達到平衡所需的時間，但不會改變化學平衡常數，不會改變反應物的轉化率，不會改變各組分的百分含量。
特別提醒：
1．恆容時充入與該反應無關的氣體（如稀有氣體），正逆反應速率不變，平衡不移動
2．使用催化劑或對氣體體積不變的反應改變壓強，同等倍數的改變正逆反應速率，平衡不移動。
3．若改變濃度、壓強、溫度，不同倍數的改變了正逆反應速率時，化學平衡一定移動。
要點二：勒夏特例原理如果改變影響化學平衡的乙個條件（如濃度、溫度、壓強），平衡就向能夠減弱這種方向移動。對該原理中的「減弱」不能理解為消除、抵消，即平衡移動的變化總是小於外界條件變化對反應的改變。
如給已達到平衡狀態的可逆體系，增加5個大氣壓，由於化學反應向體積縮小的方向移動，使體系的最終壓強大於其初始壓強p0而小於p0+5。另外，工業上反應條件的優化，實質上是勒夏特例原理和化學反應速率兩方面綜合應用的結果。
五、化學速率和化學平衡圖象
1．速率v——時間t的圖象：
（1）由速率的變化判斷外界條件的改變：①若反應速率與原平衡速率斷層，則是由改變溫度或壓強所致，具體改變的條件，則要結合v逆、v正大小關係及平衡移動的方向進行判斷。②若反應速率與原平衡連續，則是由改變某一種物質的濃度所致，具體是增大或減小反應物還是生成物的濃度，則要結合v逆、v正大小關係及平衡移動的方向進行判斷
2．組分量——時間t、溫度t、壓強p的圖象
①「先拐先平」：「先拐」的先達到平衡狀態，即對應的溫度高或壓強大，從而判斷出曲線對應的溫度或壓強的大小關係。
②「定一議二」：即固定其中的乙個因素（溫度或壓強等），然後討論另外乙個因素與化學平衡中的參量（濃度、質量分數、體積分數、平均相對分子質量）的變化關係，從而判斷出該反應為放熱反應或吸熱反應、反應前後氣體體積的大小等。
《選修4化學反應原理》知識點總結
一 焓變 反應熱 要點一 反應熱 焓變 的概念及表示方法 化學反應過程中所釋放或吸收的能量，都可以用熱量來描述，叫做反應熱，又稱焓變，符號為 h，單位為kj mol，規定放熱反應的 h為 吸熱反應的 h為 特別提醒 1 描述此概念時，無論是用 反應熱 焓變 或 h 表示，其後所用的數值必須帶 或 2...
《選修4 化學反應原理》知識點總結
一 焓變 反應熱 要點一 反應熱 焓變 的概念及表示方法 化學反應過程中所釋放或吸收的能量，都可以用熱量來描述，叫做反應熱，又稱焓變，符號為 h，單位為kj mol，規定放熱反應的 h為 吸熱反應的 h為 特別提醒 1 描述此概念時，無論是用 反應熱 焓變 或 h 表示，其後所用的數值必須帶 或 2...
《選修4 化學反應原理》知識點總結
第一章基礎知識總結 一 焓變 反應熱 要點一 反應熱 焓變 的概念及表示方法 化學反應過程中所釋放或吸收的能量，都可以用熱量來描述，叫做反應熱，又稱焓變，符號為 h，單位為kj mol，規定放熱反應的 h為 吸熱反應的 h為 特別提醒 1 描述此概念時，無論是用 反應熱 焓變 或 h 表示，其後所用...