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高三化学《化学反应原理》知识清单第一章化学反应与能量变化一、焓变、反应热要点一：反应热（焓变)的概念及表示方法化学反应过程中所释放或吸收的能量，都可以用热量来描述，叫做反应热，又称焓变,符号为ΔH，单位为kJ/mol，规定放热反应的ΔH为“—”，吸热反应的ΔH为“+"。
特别提醒:（1）描述此概念时，无论是用“反应热”、“焓变”或“ ΔH”表示，其后所用的数值必须带“+"或“—”。
(2）单位是kJ/mol，而不是kJ，热量的单位是kJ。
(3)在比较大小时,所带“+"“—”符号均参入比较。
要点二：放热反应和吸热反应1．放热反应的ΔH为“-"或ΔH＜0 ；吸热反应的ΔH为“+”或ΔH ＞0∆H＝E（生成物的总能量）－E（反应物的总能量）∆H＝E（反应物的键能）－ E（生成物的键能）2．常见的放热反应和吸热反应①放热反应:活泼金属与水或酸的反应、酸碱中和反应、燃烧反应、多数化合反应。
②吸热反应：多数的分解反应、氯化铵固体与氢氧化钡晶体的反应、水煤气的生成反应、炭与二氧化碳生成一氧化碳的反应3．需要加热的反应，不一定是吸热反应；不需要加热的反应，不一定是放热反应4．通过反应是放热还是吸热,可用来比较反应物和生成物的相对稳定性.如C(石墨，s） C（金刚石，s）△H3= +1。
高中化学选修4化学反应原理知识点总结化学选修化学反应原理复习第一章一、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：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☆常见的吸热反应：①晶体Ba(ＯH)2·８Ｈ2O与ＮH4Cl 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:ﻫ①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）...文档交流仅供参考...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℃,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。
...文档交流仅供参考...※注意以下几点:①研究条件：101 kPａ②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:1 ｍol④研究内容：放出的热量。
（ΔH〈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) ΔH＝—57。
选修4 化学反应原理1—4章知识点总结第一章化学反应与能量一、反应热焓变1、定义：化学反应过程中放出或吸收的热量叫做化学反应的反应热.在恒温、恒压的条件下，化学反应过程中所吸收或释放的热量称为反应的焓变。
2、符号：△H3、单位：kJ·mol-14、规定：吸热反应:△H > 0 或者值为“+”，放热反应:△H < 0 或者值为“-”常见的放热反应和吸热反应放热反应吸热反应燃料的燃烧C+CO2, H2+CuO酸碱中和反应C+H2O金属与酸Ba(OH)2.8H2O+NH4Cl大多数化合反应CaCO3高温分解大多数分解反应小结：1、化学键断裂，吸收能量；化学键生成，放出能量2、反应物总能量大于生成物总能量，放热反应，体系能量降低，△H为“－”或小于0反应物总能量小于生成物总能量，吸热反应，体系能量升高，△H为“+”或大于03、反应热数值上等于生成物分子形成时所释放的总能量与反应物分子断裂时所吸收的总能量之差二、热化学方程式1.概念:表示化学反应中放出或吸收的热量的化学方程式.2.意义:既能表示化学反应中的物质变化,又能表示化学反应中的能量变化.[总结]书写热化学方程式注意事项:（1）反应物和生成物要标明其聚集状态，用g、l、s分别代表气态、液态、固态。
（2）方程式右端用△H 标明恒压条件下反应放出或吸收的热量，放热为负，吸热为正。
（3）热化学方程式中各物质前的化学计量数不表示分子个数，只表示物质的量，因此可以是整数或分数。
（4）对于相同物质的反应，当化学计量数不同时，其△H 也不同，即△H 的值与计量数成正比,当化学反应逆向进行时,数值不变,符号相反。
三、盖斯定律：不管化学反应是一步完成或分几步完成，其反应热是相同的。
化学反应的焓变（ΔH）只与反应体系的始态和终态有关，而与反应的途径无关。
总结规律：若多步化学反应相加可得到新的化学反应，则新反应的反应热即为上述多步反应的反应热之和。
（完整版）化学选修4（新人教版）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<0吸收热量的化学反应。
（吸热>放热）△H为“+”或△H>0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。
（ΔH<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1molH2O，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)ΔH=－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。
《选修4化学反应原理》知识点总结选修4《化学反应原理》是高中化学选修课程中的一门重要课程，主要介绍了化学反应的基本概念、化学反应速率、化学平衡以及溶解度等相关知识。
以下是对该课程的详细知识点总结：一、化学反应基本概念1.化学反应的定义：化学反应是指原有物质（反应物）发生化学变化而生成新物质（生成物）的过程。
2.化学反应的要素：反应物、生成物、化学方程式。
3.类型：合成反应、分解反应、置换反应、双替代反应、氧化还原反应等。
二、化学反应速率1.定义：化学反应速率是单位时间内反应物浓度变化量与该时间的比值。
2.影响因素：-反应物浓度：浓度越高，反应速率越快；-温度：温度越高，分子运动越剧烈，反应速率越快；-催化剂：催化剂可以降低反应的活化能，提高反应速率；-表面积：固体反应中颗粒越细，表面积越大，反应速率越快。
三、化学平衡1.动态平衡：化学反应在特定条件下，反应物的浓度与生成物的浓度保持一定比例，且正反应和反向反应同时进行。
2.平衡常数：平衡时，反应物浓度和生成物浓度之间的比值为一个常数，称为平衡常数（K）。
3.影响平衡位置的因素：-反应物浓度：增加反应物浓度，平衡向生成物方向移动，反之向反应物方向移动；-温度：增加温度，平衡向吸热方向移动，反之向放热方向移动；-压力（对气体反应）：增加压力，平衡向分子数较少的一侧移动，反之向分子数较多的一侧移动；-催化剂：催化剂不影响平衡位置，只能加快平衡达到的速度。
四、溶解度与溶解平衡1.溶解度：在一定温度下，溶液中能溶解的最大物质的量叫做溶解度。
2.影响溶解度的因素：-温度：一般来说，固体在液体中的溶解度随着温度的升高而增大，气体在液体中的溶解度随温度升高而减小。
-压力（对气体溶解）：气体在液体中的溶解度与气压成正比关系。
-催化剂：溶解中使用的催化剂通常不会对溶解度有影响。
五、离子平衡与pH值1.酸碱定义：根据离子理论，酸是指能够生成氢离子（H+）的物质，碱是指能够生成氢氧离子（OH-）的物质。
化学·选修4知识网络建构ZHISHIWANGLUOJIANGOU热点专题突破REDIANZHUANTITUPO一、反应热的计算方法1．利用热化学方程式进行相关量的求解先写出热化学方程式，再根据热化学方程式所体现的物质与物质间、物质与反应热间的关系直接或间接求算物质的质量或反应热。
其注意事项有：(1)反应热数值与各物质的化学计量数成正比，因此热化学方程式中各物质的化学计量数改变时，其反应热数值需同时做相同倍数的改变。
(2)热化学方程式中的反应热是指反应按所给形式完全反应时的反应热。
(3)正、逆反应的反应热数值相等，符号相反。
2．根据反应物和生成物的能量计算反应物的总能量H(反应物)和生成物的总能量H(生成物)ΔH＝生成物的总能量－反应物的总能量，即ΔH＝H(生成物)－H(反应物)。
3．根据化学键变化时吸收或放出的热量计算反应物断键吸收热量E反应物与生成物成键放出热量E生成物ΔH＝反应物的化学键断裂所吸收的总能量－生成物的化学键形成所释放的总能量，即ΔH＝E反应物－E生成物。
4．根据物质的燃烧热ΔH计算可燃物完全燃烧产生的热量＝可燃物的物质的量×燃烧热，即Q(放)＝n(可燃物)×|ΔH|。
5．根据盖斯定律计算将两个或两个以上的热化学方程式包括其ΔH相加或相减，得到一个新的热化学方程式。
6．根据比热公式计算计算中和热时，会利用比热公式Q＝cmΔt计算中和反应放出的热量。
二、反应热大小比较方法比较反应热的大小，一般从以下几个方面考虑：1．是带“＋”“－”号比较，还是不带“＋”“－”号比较。
是比较ΔH，还是比较|ΔH|，是比较ΔH还是比较Q。
2．化学计量数不同，反应热不同。
如：H2(g)＋12O2(g)===H2O(l)ΔH1＝－a kJ/mol，2H2(g)＋O2(g)===2H2O(l)ΔH2＝－b kJ/mol，ΔH1>ΔH2，a<b。
3．同一反应中物质的聚集状态不同，反应热数值大小也不同。
(1)同一反应生成物状态不同时，气态生成物能量较高，A(g)＋B(g)===C(g)ΔH1<0，放热较少A(g)＋B(g)===C(l)ΔH2<0，放热较多ΔH＝H(生成物)－H(反应物)，所以ΔH2<ΔH1。
(2)同一反应反应物状态不同时，气态反应物能量较高，S(g)＋O2(g)===SO2(g)'ΔH1<0，放热较多S(s)＋O2(g)===SO2(g)'ΔH2<0，放热较少ΔH＝H(生成物)－H(反应物)，所以ΔH1<ΔH2。
知识网络建构ZHISHIWANGLUOJIANGOU热点专题突破REDIANZHUANTITUPO 一、化学反应速率和化学平衡图像题解题方法1．解题指导(1)看图像：一看轴，即纵、横坐标的意义；二看点，即起点、拐点、交点、终点；三看线，即线的走向和变化趋势；四看辅助线，即等温线、等压线、平衡线等；五看量的变化，如浓度变化、温度变化、转化率变化、物质的量的变化等。
(2)依据图像信息，利用平衡移动原理，分析可逆反应的特征：吸热还是放热，气体化学计量数增大、减小还是不变，有无固体或纯液体参加或生成等。
(3)先拐先平：在化学平衡图像中，先出现拐点的反应先达到平衡，可能是该反应的温度高、浓度大、压强大或使用了催化剂。
(4)定一议二：勒夏特列原理只适用于一个条件的改变，所以图像中有三个变量时，先固定一个量，再讨论另外两个量的关系。
2．分类解析(1)速率—时间图像(v-t图像)解题原则：分清正反应、逆反应及二者的相对大小，分清“突变”和“渐变”；正确判断化学平衡的移动方向；熟记浓度、压强、温度、催化剂等对化学平衡移动的影响规律。
Ⅰ.v正′突变，v逆′渐变，且v正′＞v逆′，说明是增大了反应物的浓度，使v正′突变，且平衡正向移动。
Ⅱ.v正′、v逆′都是突然减小的，且v正′＞v逆′，说明平衡正向移动，该反应的正反应可能是放热反应或气体总体积增大的反应。
Ⅲ.v正′、v逆′都是突然增大的且增大程度相同，说明该化学平衡没有发生移动，可能是使用了催化剂，也可能是对反应前后气体总体积不发生变化的反应压缩体积(即增大压强)所致。
(2)百分含量(或转化率)—时间—温度(或压强)图像解题原则：“先拐先平数值大”。
在化学平衡图像中，先出现拐点的反应先达到平衡，先出现拐点的曲线表示的温度较高(如图Ⅰ中T2＞T1)，压强较大(如图Ⅱ中p2＞p1)或使用了催化剂(如图Ⅲ中a使用了催化剂)。
Ⅰ.表示T2＞T1，C%(生成物)减小，说明正反应是放热反应，温度升高，平衡逆向移动。
Ⅱ.表示p2＞p1，A的转化率减小，说明正反应是气体总体积增大的反应，压强增大，平衡逆向移动。
Ⅲ.生成物C的百分含量不变，说明平衡不发生移动，但反应速率a＞b，故a 使用了催化剂，也可能该反应是反应前后气体总体积不变的可逆反应，a增大了压强(压缩体积)。
(3)百分含量(或转化率)—压强—温度图像解题原则：“定一议二”。
在化学平衡图像中，包括纵坐标、横坐标和曲线所表示的三个变量，分析方法是确定其中一个变量，讨论另外两个变量之间的关系。
如上图中确定压强为105 Pa或107 Pa，则生成物C的百分含量随温度T的升高而逐渐减小，说明正反应是放热反应；再确定温度T不变，做横坐标的垂线，与压强线出现两个交点，分析生成物C的百分含量随压强p的变化可以发现，压强增大，生成物C的百分含量增大，说明正反应是气体总体积减小的反应。
[特别提醒]解答图像问题的方法技巧二、等效平衡的判断及应用化学平衡的建立与反应途径无关，从正反应开始或逆反应开始都可以建立平衡。
在一定条件(恒温恒容或恒温恒压)下，对同一可逆反应，只有起始时加入物质的物质的量不同，而达到化学平衡时，同种物质的百分含量(质量分数、体积分数、物质的量分数等)相同，这样的平衡称为等效平衡。
1．用“化归思想”理解不同条件下等效平衡原理(1)恒温恒容条件①恒温恒容时，对于反应前后气体分子数不等的可逆反应，不同的投料方式如果根据化学方程式中化学计量数之比换算到同一边时，反应物(或生成物)中同一组分的物质的量完全相同，即互为等效平衡。
②恒温恒容时，对于反应前后气体分子数不变的可逆反应，不同的投料方式如果根据化学方程式中化学计量数的比例换算到同一边时，只要反应物(或生成物)中各组分的物质的量的比例相同，即互为等效平衡。
(2)恒温恒压条件在恒温恒压时，可逆反应以不同的投料方式进行反应，如果根据化学方程式中化学计量数之比换算到同一边时，只要反应物(或生成物)中各组分的物质的量的比例相同，即互为等效平衡。
条件等效条件结果恒温恒容：反应前后气体分子数不等的可逆反应投料换算成相同物质表示的物质的量相同两次平衡时各组分百分含量、n、c均相同恒温恒容：反应前后气体分子数相等的可逆反应投料换算成相同物质表示的物质的量等比例两次平衡时各组分百分含量相同，n、c同比例变化恒温恒压：所有可逆反应投料换算成相同物质表示的物质的量等比例两次平衡时各组分百分含量相同，n同比例变化，c相同判断等效平衡四步曲：第一步，看：观察可逆反应特点(物质状态、气体分子数)，判断可逆反应反应前后气体分子数是否相等。
第二步，挖：挖掘题目条件，区分恒温恒容和恒温恒压，注意密闭容器不等于恒容容器。
第三步，倒：采用一边倒法，将起始物质转化成一边的物质。
第四步，联：联系等效平衡判断依据，结合题目条件判断是否为等效平衡。
一、酸、碱中和滴定曲线1．酸碱滴定过程中溶液pH的变化特点在酸碱反应过程中，溶液的pH会发生变化，对于强酸强碱的反应，开始时由于被中和的酸(或碱)浓度较大，加入少量的碱(或酸)对其pH的影响不大。
当反应接近终点(pH≈7)时，很少量的碱(或酸)就会引起溶液pH突变，酸、碱的浓度不同，pH突变范围不同。
2．酸碱滴定曲线酸碱滴定曲线是以酸碱混合过程中滴加酸(或碱)的量为横坐标，以溶液pH为纵坐标绘出的曲线。
向20.00 mL 0.1000 mol·L－1 HCl溶液中滴加0.1000 mol·L－1 NaOH溶液过程中pH变化如下表所示：V(NaOH)/mL0.010.015.018.019.019.9620.020.0421.022.0030.00 pH 1 1.48 1.85 2.28 2.59 4.00 7.0010.311.3911.6812.30 由表中数据绘制滴定曲线如下图：[特别提示](1)酸碱中和滴定曲线有一突变过程。
(2)从滴定曲线的起点可判断滴定的过程，若起点为酸性，则为碱溶液滴定酸溶液，否则相反。
二、溶液中离子浓度的大小和粒子的守恒关系1．明确两个“微弱”(1)弱电解质的电离是微弱的，电离产生的离子的浓度小于弱电解质分子的浓度。
如弱酸HA溶液中c(HA)>c(H＋)>c(A－)>c(OH－)。
(2)单一的弱酸根阴离子和弱碱阳离子的水解是微弱的，水解生成的粒子的浓度小于盐电离产生的离子的浓度。
ⅰ.单一溶液中不同离子浓度的大小比较①正盐溶液基本遵循c(不水解离子)>c(水解离子)>c(显性离子)，当离子外有角标时，顺序提前，如醋酸钠溶液中有c(Na＋)>c(CH3COO－)>c(OH－)>c(H＋)。
在浓度为c mol·L－1(NH4)2SO4溶液中，c(NH＋4)>c(SO2－4)>c(H＋)>c(OH－)。
②酸式盐溶液a．以电离为主的酸式盐，遵循c(自身)>c(电离产物)>c(水解产物)。
如NaHSO3溶液中，c(Na＋)>c(HSO－3)>c(H＋)>c(SO2－3)>c(OH－)。
b．以水解为主的酸式盐，遵循c(自身)>c(水解产物)>c(电离产物)。
如NaHCO3溶液中，c(Na＋)>c(HCO－3)>c(OH－)>c(H＋)>c(CO2－3)。
ⅱ.混合溶液中各离子浓度的比较要综合分析水解因素、电离因素。
①如相同浓度的NH4Cl和氨水混合液中，NH3·H2O的电离程度大于NH＋4的水解程度。
则c(NH＋4)>c(Cl－)>c(OH－)>c(H＋)。
②又如相同浓度的CH3COOH和CH3COONa溶液中，因CH3COOH的电离程度大于CH3COONa的水解程度，则c(CH3COO－)>c(Na＋)>c(H＋)>c(OH－)。
[特别提示]多元弱酸要考虑分步电离(K a1≫K a2≫K a3)，多元弱酸的正盐要依据分步水解分析离子浓度，如Na2CO3溶液中，c(Na＋)>c(CO2－3)>c(OH －)>c(HCO－3)>c(H＋)。
