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化学选修4重点资料库归纳.doc

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\\化学选修4知识点归纳 新人教版《化学反应原理》全册知识点归纳第一章化学反应与能量一、焓变反应热1.反应热(Q):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)△H=H(生成物)-H(反应物)3.微观角度解释产生原因: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放热)△H 为“+”或△H0注:(高中阶段 Q 与△H 二者通用)(4)影响晗变的主要因素:①发生变化的物质的物质的量,在其他条件一定时与变化物质的物质的量程正比。②物质的温度和压强常见的放热反应: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金属与酸或水的反应⑤生石灰和水反应⑥浓硫酸稀释、氢氧化钠固体溶解等常见的吸热反应:①晶体 Ba(OH)2•8H2O 与 NH4Cl②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(g,l,s 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,数值不变三、燃烧热1.概念:25℃,101kPa 时,1mol 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研究条件:101kPa②反应程度:完全燃烧,产物是稳定的氧化物。③燃烧物的物质的量:1mol④研究内容:放出的热量。 (ΔH105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[NextPage]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,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,化学反应的判读依据为:ΔH-TΔS〈0反应能自发进行ΔH-TΔS=0反应达到平衡状态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:①电解质、非电解质都是化合物②SO2、NH3、CO2等属于非电解质③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