化学选修4化学反应与原理
章节知识点梳理
第一章化学反应与能量
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：△H2.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
·8H2O与NH4Cl②大多数的分解反应③以H2、CO、C为☆常见的吸热反应：①晶体BaOH
2
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 ℃,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;
※注意以下几点：
①研究条件：101 kPa
②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 mol
④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 H
O,这时的反应热叫中和热;
2
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 =H
Ol ΔH=－mol
2
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
⑴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
⑵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
⑶计算公式：v=Δc/Δtυ：平均速率,Δc：浓度变化,Δt：时间单位：mol/L·s
⑷影响因素：
①决定因素内因：反应物的性质决定因素
②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
①恒温恒容时：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
②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,___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,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Sg 〉Sl 〉Ss 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-T ΔS 〈0 反应能自发进行 ΔH-T ΔS=0 反应达到平衡状态 ΔH-T ΔS 〉0 反应不能自发进行
注意：1ΔH 为负,ΔS 为正时,任何温度反应都能自发进行 2ΔH 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 ②SO 2、NH 3、CO 2等属于非电解质 ③强电解质不等于易溶于水的化合物如BaSO 4不溶于水,但溶于水的BaSO 4全部电离,故BaSO 4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
物质
单质
化合物
电解质
非电解质： 非金属氧化物,大部分有机物 ;如SO 3、CO 2、C 6H 12O 6、CCl 4、CH 2=CH 2……
强电解质： 强酸,强碱,大多数盐 ;如HCl 、NaOH 、NaCl 、BaSO 4 弱电解质： 弱酸,弱碱,极少数盐,水 ;如HClO 、NH 3·H 2O 、CuOH 2、H 2O ……
混和物
纯净物
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：AB A++B- Ki= A+ B-/AB
11、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;如：H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO
二、水的电离和溶液的酸碱性
1、水电离平衡：:
水的离子积：K W = cH+·cOH-
25℃时, H+=OH- =10-7 mol/L ; K W = H+·OH- = 110-14
注意：K W只与温度有关,温度一定,则K W值一定
K W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：
①酸、碱：抑制水的电离K W〈110-14
②温度：促进水的电离水的电离是吸热的
③易水解的盐：促进水的电离K W〉110-14
4、溶液的酸碱性和pH：
1pH=-lgcH+
2pH的测定方法：
酸碱指示剂——甲基橙、石蕊、酚酞;
变色范围：甲基橙~橙色石蕊~紫色酚酞~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;
注意：①事先不能用水湿润PH试纸；②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,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-,①H+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〉pH原－n 但始终不能小于或等于7
5、不论任何溶液,稀释时pH均是向7靠近即向中性靠近；任何溶液无限稀释后pH均接近7
6、稀释时,弱酸、弱碱和水解的盐溶液的pH变化得慢,强酸、强碱变化得快;
五、强酸pH1强碱pH2混和计算规律、若等体积混合
pH1+pH2=14 则溶液显中性pH=7
pH1+pH2≥15 则溶液显碱性pH=
pH1+pH2≤13则溶液显酸性pH=pH1+
2、若混合后显中性
pH1+pH2=14 V酸：V碱=1：1
pH1+pH2≠14 V酸：V碱=1：10〔14-pH1+pH2〕
六、酸碱中和滴定：
1、中和滴定的原理
实质：H++OH—=H2O 即酸能提供的H+和碱能提供的OH-物质的量相等;
2、中和滴定的操作过程：
1仪②滴定管的刻度,O刻度在上,往下刻度标数越来越大,全部容积大于它的最大刻度值,因为下端有一部分没有刻度;滴定时,所用溶液不得超过最低刻度,不得一次滴定使用两滴定管酸或碱,也不得中途向滴定管中添加;②滴定管可以读到小数点后一位;
2药品：标准液；待测液；指示剂;
3准备过程：
准备：检漏、洗涤、润洗、装液、赶气泡、调液面;洗涤：用洗液洗→检漏：滴定管是否漏水→用水洗→用标准液洗或待测液洗→装溶液→排气泡→调液面→记数据V始
4试验过程
3、酸碱中和滴定的误差分析
误差分析：利用n酸c酸V酸=n碱c碱V碱进行分析
式中：n——酸或碱中氢原子或氢氧根离子数；c——酸或碱的物质的量浓度；
V——酸或碱溶液的体积;当用酸去滴定碱确定碱的浓度时,则：
c碱=
V
n V
c n
⋅⋅
⋅
上述公式在求算浓度时很方便,而在分析误差时起主要作用的是分子上的V酸的变化,因为在滴定过程中c酸为标准酸,其数值在理论上是不变的,若稀释了虽实际值变小,但体现的却是V酸的增大,导致c酸偏高；V碱同样也是一个定值,它是用标准的量器量好后注入锥形瓶中的,当在实际操作中碱液外溅,其实际值减小,但引起变化的却是标准酸用量的减少,即V酸减小,则c碱降低了；对于观察中出现的误差亦同样如此;综上所述,当用标准酸来测定碱的浓度时,c碱的误差与V酸的变化成正比,即当V酸的实测值大于理论值时,c碱偏高,反之偏低;
同理,用标准碱来滴定未知浓度的酸时亦然;
七、盐类的水解只有可溶于水的盐才水解
1、盐类水解：在水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H+或OH-结合生成弱电解质的反应;
2、水解的实质：水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H+或OH-结合,破坏水的电离,是平衡向右移动,促进水的电离;
3、盐类水解规律：
①有弱才水解,无弱不水解,越弱越水解；谁强显谁性,两弱都水解,同强显中性;
②多元弱酸根,浓度相同时正酸根比酸式酸根水解程度大,碱性更强; 如:Na2CO3＞NaHCO3
4、盐类水解的特点：1可逆与中和反应互逆2程度小3吸热
5、影响盐类水解的外界因素：
①温度：温度越高水解程度越大水解吸热,越热越水解
②浓度：浓度越小,水解程度越大越稀越水解
③酸碱：促进或抑制盐的水解H+促进阴离子水解而抑制阳离子水解；OH-促进阳离子水解而抑制阴离子水解
6、酸式盐溶液的酸碱性：
①只电离不水解：如HSO4-显酸性
②电离程度＞水解程度,显酸性如: HSO3-、H2PO4-
③水解程度＞电离程度,显碱性如：HCO3-、HS-、HPO42-
7、双水解反应：
1构成盐的阴阳离子均能发生水解的反应;双水解反应相互促进,水解程度较大,有的甚至水解完全;使得平衡向右移;
2常见的双水解反应完全的为：Fe3+、Al3+与AlO2-、CO32-HCO3-、S2-HS-、SO32-HSO3-；S2-与NH4+；CO32-HCO3-与NH4+其特点是相互水解成沉淀或气体;双水解完全的离子方程式配平依据是两边电
荷平衡,如：2Al3+ + 3S2- + 6H2O == 2AlOH3↓+ 3H2S↑
8、盐类水解的应用：
9、水解平衡常数K h
对于强碱弱酸盐：K h =Kw/KaKw为该温度下水的离子积,Ka为该条件下该弱酸根形成的弱酸的电离平衡常数
对于强酸弱碱盐：K h =Kw/K b Kw为该温度下水的离子积,K b为该条件下该弱碱根形成的弱碱的电离平衡常数
电离、水解方程式的书写原则
1、多元弱酸多元弱酸盐的电离水解的书写原则：分步书写
注意：不管是水解还是电离,都决定于第一步,第二步一般相当微弱;
2、多元弱碱多元弱碱盐的电离水解书写原则：一步书写
八、溶液中微粒浓度的大小比较
☆☆基本原则：抓住溶液中微粒浓度必须满足的三种守恒关系：
①电荷守恒：:任何溶液均显电中性,各阳离子浓度与其所带电荷数的乘积之和＝各阴离子浓度与其所带电荷数的乘积之和
②物料守恒: 即原子个数守恒或质量守恒
某原子的总量或总浓度＝其以各种形式存在的所有微粒的量或浓度之和
③质子守恒：即水电离出的H+浓度与OH-浓度相等;
九、难溶电解质的溶解平衡
1、难溶电解质的溶解平衡的一些常见知识
1溶解度小于0.01g的电解质称难溶电解质;
2反应后离子浓度降至110-5以下的反应为完全反应;如酸碱中和时H+降至10-7mol/L<10-5mol/L,故为完全反应,用“=”,常见的难溶物在水中的离子浓度均远低于10-5mol/L,故均用“=”;
3难溶并非不溶,任何难溶物在水中均存在溶解平衡;
4掌握三种微溶物质：CaSO4、CaOH2、Ag2SO4
5溶解平衡常为吸热,但CaOH2为放热,升温其溶解度减少;
6溶解平衡存在的前提是：必须存在沉淀,否则不存在平衡;
2、溶解平衡方程式的书写
注意在沉淀后用s标明状态,并用“”;如：Ag2Ss 2Ag+aq+ S2-aq
3、沉淀生成的三种主要方式
1加沉淀剂法：K sp越小即沉淀越难溶,沉淀越完全；沉淀剂过量能使沉淀更完全;
2调pH值除某些易水解的金属阳离子：如加MgO除去MgCl2溶液中FeCl3;
3氧化还原沉淀法：
4同离子效应法
4、沉淀的溶解：
沉淀的溶解就是使溶解平衡正向移动;常采用的方法有：①酸碱；②氧化还原；③沉淀转化;
5、沉淀的转化：
溶解度大的生成溶解度小的,溶解度小的生成溶解度更小的;
如：AgNO3 AgCl白色沉淀AgBr淡黄色AgI 黄色Ag2S黑色
6、溶度积K SP
1、定义：在一定条件下,难溶电解质电解质溶解成离子的速率等于离子重新结合成沉淀的速率,溶液中各离子的浓度保持不变的状态;、表达式：AmBns mA n+aq+nB m-aq
K SP= cA n+m•cB m-n
3、影响因素：
外因：①浓度：加水,平衡向溶解方向移动;
②温度：升温,多数平衡向溶解方向移动;
4、溶度积规则
Q C离子积〉K SP 有沉淀析出
Q C= K SP 平衡状态
Q C〈K SP 未饱和,继续溶解
第四章电化学基础
第一节原电池
原电池：
1、概念：化学能转化为电能的装置叫做原电池_______
2、组成条件：①两个活泼性不同的电极②电解质溶液③电极用导线相连并插入电解液构成闭合回路
3、电子流向：外电路：负极——导线——正极
内电路：盐桥中阴离子移向负极的电解质溶液,盐桥中阳离子移向正极的电解质溶液;
4、电极反应：以锌铜原电池为例：
负极：氧化反应：Zn－2e＝Zn2＋较活泼金属
正极：还原反应：2H＋＋2e＝H2↑较不活泼金属
总反应式：Zn+2H+=Zn2++H2↑
5、正、负极的判断：
1从电极材料：一般较活泼金属为负极；或金属为负极,非金属为正极;
2从电子的流动方向负极流入正极
3从电流方向正极流入负极
4根据电解质溶液内离子的移动方向阳离子流向正极,阴离子流向负极
5根据实验现象①__溶解的一极为负极__②增重或有气泡一极为正极
第二节化学电池
1、电池的分类：化学电池、太阳能电池、原子能电池
2、化学电池：借助于化学能直接转变为电能的装置
3、化学电池的分类：一次电池、二次电池、燃料电池
一、一次电池
1、常见一次电池：碱性锌锰电池、锌银电池、锂电池等
二、二次电池
1、二次电池：放电后可以再充电使活性物质获得再生,可以多次重复使用,又叫充电电池或蓄电池;
2、电极反应：铅蓄电池
放电：负极铅： Pb ＋SO 42-－2e - ＝PbSO 4↓
正极氧化铅： PbO 2＋4H +＋SO 42-＋2e - ＝PbSO 4↓＋2H 2O
充电：阴极： PbSO 4＋2H 2O －2e - ＝PbO 2＋4H +＋SO 42- 阳极： PbSO 4＋2e - ＝Pb ＋SO 42-
两式可以写成一个可逆反应： PbO 2＋Pb ＋2H 2SO 4 2PbSO 4↓＋2H 2O 3、目前已开发出新型蓄电池：银锌电池、镉镍电池、氢镍电池、锂离子电池、聚合物锂离子电池
三、燃料电池
1、燃料电池： 是使燃料与氧化剂反应直接产生电流的一种原电池
2、电极反应：一般燃料电池发生的电化学反应的最终产物与燃烧产物相同,可根据燃烧反应写出总的电池反应,但不注明反应的条件;,负极发生氧化反应,正极发生还原反应,不过要注意一般电解质溶液要参与电极反应;以氢氧燃料电池为例,铂为正、负极,介质分为酸性、碱性和中性; 当电解质溶液呈酸性时：
负极：2H 2－4e - =4H + 正极：Ｏ2＋4 e - 4H + =2H 2O 当电解质溶液呈碱性时：
负极： 2H 2＋4OH -－4e -＝4H 2O 正极：Ｏ2＋2H 2O ＋4 e -＝4OH -
另一种燃料电池是用金属铂片插入KOH 溶液作电极,又在两极上分别通甲烷燃料
和氧气
氧化剂
;电极反应式为：
负极：CH4＋10OH －－8e
＝ ＋7H2O ；
正极：4H2O ＋2O2＋8e ＝8OH
;
电池总反应式为：CH4＋2O2＋2KOH ＝K2CO3＋3H2O 3、燃料电池的优点：能量转换率高、废弃物少、运行噪音低 四、废弃电池的处理：回收利用 第三节 电解池 一、电解原理
1、电解池： 把电能转化为化学能的装置 也叫电解槽
2、电解：电流外加直流电通过电解质溶液而在阴阳两极引起氧化还原反应被动的不是自发的的过程
3、放电：当离子到达电极时,失去或获得电子,发生氧化还原反应的过程
4、电子流向：
放电
充电
电源负极—电解池阴极—离子定向运动电解质溶液—电解池阳极—电源正极
5、电极名称及反应：
阳极：与直流电源的正极相连的电极,发生氧化反应
阴极：与直流电源的负极相连的电极,发生还原反应
6、电解CuCl2溶液的电极反应：
阳极：2Cl- -2e-=Cl2氧化
阴极：Cu2++2e-=Cu还原
总反应式：CuCl2 =Cu+Cl2↑
7、电解本质：电解质溶液的导电过程,就是电解质溶液的电解过程
☆规律总结：电解反应离子方程式书写：
放电顺序：
阳离子放电顺序
Ag+>Hg2+>Fe3+>Cu2+>H+指酸电离的>Pb2+>Sn2+>Fe2+>Zn2+>Al3+>Mg2+>Na+>Ca2+>K+
阴离子的放电顺序
是惰性电极时：S2->I->Br->Cl->OH->NO3->SO42-等含氧酸根离子>F-SO32-/MnO4->OH-
是活性电极时：电极本身溶解放电
注意先要看电极材料,是惰性电极还是活性电极,若阳极材料为活性电极Fe、Cu等金属,则阳极反应为电极材料失去电子,变成离子进入溶液；若为惰性材料,则根据阴阳离子的放电顺序,依据阳氧阴还的规律来书写电极反应式;
电解质水溶液点解产物的规律
上述四种类型电解质分类：
1电解水型：含氧酸,强碱,活泼金属含氧酸盐
2电解电解质型：无氧酸,不活泼金属的无氧酸盐氟化物除外
3放氢生碱型：活泼金属的无氧酸盐
4放氧生酸型：不活泼金属的含氧酸盐
二、电解原理的应用
1、电解饱和食盐水以制造烧碱、氯气和氢气
1、电镀应用电解原理在某些金属表面镀上一薄层其他金属或合金的方法
2、电极、电解质溶液的选择：
阳极：镀层金属,失去电子,成为离子进入溶液M— ne — == M n+
阴极：待镀金属镀件：溶液中的金属离子得到电子,成为金属原子,附着在金属表面
M n+ + ne — == M
电解质溶液：含有镀层金属离子的溶液做电镀液
镀铜反应原理
阳极纯铜：Cu-2e-=Cu2+,阴极镀件：Cu2++2e-=Cu,
电解液：可溶性铜盐溶液,如CuSO4溶液
3、电镀应用之一：铜的精炼
阳极：粗铜；阴极：纯铜电解质溶液：硫酸铜
3、电冶金
1、电冶金：使矿石中的金属阳离子获得电子,从它们的化合物中还原出来用于冶炼活泼金属,如钠、镁、钙、铝
2、电解氯化钠：
通电前,氯化钠高温下熔融：NaCl == Na + + Cl—
通直流电后：阳极：2Na+ + 2e— == 2Na
阴极：2Cl—— 2e—== Cl2↑
☆规律总结：原电池、电解池、电镀池的判断规律
1若无外接电源,又具备组成原电池的三个条件;①有活泼性不同的两个电极；②两极用导线互相连接成直接插入连通的电解质溶液里；③较活泼金属与电解质溶液能发生氧化还原反应有时是与水电离产生的H+作用,只要同时具备这三个条件即为原电池;
2若有外接电源,两极插入电解质溶液中,则可能是电解池或电镀池；当阴极为金属,阳极亦为金属且与电解质溶液中的金属离子属同种元素时,则为电镀池;
3若多个单池相互串联,又有外接电源时,则与电源相连接的装置为电解池成电镀池;若无外接电源时,先选较活泼金属电极为原电池的负极电子输出极,有关装置为原电池,其余为电镀池或电解池;
☆原电池,电解池,电镀池的比较
☆☆原电池与电解池的极的得失电子联系图：
阳极失
e- 正极得 e- 负极失 e- 阴极得 第四节 金属的电化学腐蚀和防护 一、金属的电化学腐蚀 1金属腐蚀内容：
2金属腐蚀的本质：都是金属原子 失去 电子而被氧化的过程 4、电化学腐蚀的分类：
析氢腐蚀——腐蚀过程中不断有氢气放出
①条件：潮湿空气中形成的水膜,酸性较强水膜中溶解有CO 2、SO 2、H 2S 等气体 ②电极反应：负极: Fe – 2e - = Fe 2+ 正极: 2H + + 2e - = H 2 ↑ 总式：Fe + 2H + = Fe 2+ + H 2 ↑ 吸氧腐蚀——反应过程吸收氧气
①条件：中性或弱酸性溶液
②电极反应：负极: 2Fe – 4e- = 2Fe2+
正极: O2+4e- +2H2O = 4OH-
总式：2Fe + O2 +2H2O =2 FeOH2
离子方程式：Fe2+ + 2OH- = FeOH2
生成的FeOH2被空气中的O2氧化,生成FeOH3 , FeOH2 + O2 + 2H2O == 4FeOH3
FeOH3脱去一部分水就生成Fe2O3·x H2O铁锈主要成分
规律总结：
金属腐蚀快慢的规律：在同一电解质溶液中,金属腐蚀的快慢规律如下：
电解原理引起的腐蚀＞原电池原理引起的腐蚀＞化学腐蚀＞有防腐措施的腐蚀
防腐措施由好到坏的顺序如下：
外接电源的阴极保护法＞牺牲负极的正极保护法＞有一般防腐条件的腐蚀＞无防腐条件的腐蚀
二、金属的电化学防护
1、利用原电池原理进行金属的电化学防护
1、牺牲阳极的阴极保护法
原理：原电池反应中,负极被腐蚀,正极不变化
应用：在被保护的钢铁设备上装上若干锌块,腐蚀锌块保护钢铁设备
负极：锌块被腐蚀；正极：钢铁设备被保护
2、外加电流的阴极保护法
原理：通电,使钢铁设备上积累大量电子,使金属原电池反应产生的电流不能输送,从而防止金属被腐蚀
应用：把被保护的钢铁设备作为阴极,惰性电极作为辅助阳极,均存在于电解质溶液中,接上外加直流电源;通电后电子大量在钢铁设备上积累,抑制了钢铁失去电子的反应;
2、改变金属结构：把金属制成防腐的合金
3、把金属与腐蚀性试剂隔开：电镀、油漆、涂油脂、表面钝化等
3金属腐蚀的分类：
化学腐蚀—金属和接触到的物质直接发生化学反应而引起的腐蚀
电化学腐蚀—不纯的金属跟电解质溶液接触时,会发生原电池反应;比较活泼的金属失去电子而被氧化,这种腐蚀叫做电化学腐蚀;
化学腐蚀与电化腐蚀的比较
第四章知识点总结1、二氧化硅和二氧化碳比较 硅的化合物的转化 H2SiO3 Na2SiO3 SiO2 H2Si03+2NaOH==Na2SiO3+2H2O Na2SiO3+2HCl==2NaCl+H2SiO3↓ SiO2+2NaOH == Na2SiO3+H2O SiO2+Na2CO3高温 Na2SiO3+CO2↑ 2、液氯、新制的氯水和久置的氯水比较 新制氯水变质的原理：H2O+Cl2==HCl+HClO 2HClO==2HCl+O2↑
3、氯气的性质 4、二氧化硫的性质 2SO
5、浓硫酸和浓硝酸的性质 6强酸制弱酸 强酸+弱酸盐===弱酸+强酸盐 CaCO3+2HCl==CaCl2+H2O+CO2↑Ca CO3+2H+==Ca2+++H2O+CO2↑ Na2SiO3+2HCl==2NaCl+H2SiO3↓SiO32-+2H+==H2SiO3↓ C a(C l O)2+2HCl== CaCl2+2HClO 2C l O-+2H+==2HClO 应用 (1) Na2SiO3溶液敞口放置在空气中变质 Na2SiO3+H2O+CO2==Na2CO3+H2SiO3↓SiO32-+H2O+CO2==CO32-+H2SiO3↓ Na2SiO3+2H2O+2CO2==2NaHCO3+H2SiO3↓SiO32-+2H2O+2CO2==HCO3-+H2SiO3↓ (2) 漂白粉在空气中变质 C a(C l O)2+H2O+CO2== CaCO3↓+2HClO C a2++2C l O-+H2O+CO2== CaCO3↓+2HClO (3) 实验室制SO2 Na2SO3+2H2SO4==Na2SO4+H2O+SO2↑SO32-+2H+==H2O+SO2↑ (3) 实验室制H2S FeS+H2SO4==FeSO4+H2S↑FeS+2H+==Fe2++H2S↑ (4)除杂质 CO2中混有SO2 SO2+2NaHCO3=Na2SO3+H2O+2CO2↑ CO2中混有HCl HCl+NaHCO3=NaCl+H2O+CO2↑ SO2中混有HCl HCl+NaHSO3= NaCl+H2O+SO2↑
高中化学必修一第四章知识点总结 【导语】很多高中生感觉化学很难，其实学会去总结每个章节的重要知识点，化学一点也不难哦。以下由作者整理了人教版必修1化学第四章的知识点，期望可以帮到你！一、硅元素：无机非金属材料中的主角，在地壳中含量26.3%，次于氧。是一种亲氧元 素，以熔点很高的氧化物及硅酸盐情势存在于岩石、沙子和土壤中，占地壳质量90%以上。位于第3周期，第ⅣA族碳的下方。 Si 对照 C 最外层有4个电子，主要形成四价的化合物。 二、二氧化硅(SiO2) 天然存在的二氧化硅称为硅石，包括结晶形和无定形。石英是常见的结晶形二氧化硅，其中无色透亮的就是水晶，具有彩色环带状或层状的是玛瑙。二氧化硅晶体为立体网状结构，基本单元是[SiO4]，因此有良好的物理和化学性质被广泛运用。(玛瑙饰物，石英坩埚，光导纤维) 物理：熔点高、硬度大、不溶于水、干净的SiO2无色透光性好 化学：化学稳固性好、除HF外一样不与其他酸反应，可以与强碱(NaOH)反应，是酸性氧化物，在一定的条件下能与碱性氧化物反应 SiO2+4HF == SiF4 ↑+2H2O SiO2+CaO ===(高温) CaSiO3 SiO2+2NaOH == Na2SiO3+H2O 不能用玻璃瓶装HF，装碱性溶液的试剂瓶运用木塞或胶塞。 三、硅酸(H2SiO3)
酸性很弱(弱于碳酸)溶解度很小，由于SiO2不溶于水，硅酸运用 可溶性硅酸盐和其他酸性比硅酸强的酸反应制得。 Na2SiO3+2HCl == H2SiO3↓+2NaCl 硅胶多孔疏松，可作干燥剂，催化剂的载体。 四、硅酸盐 硅酸盐是由硅、氧、金属元素组成的化合物的总称，散布广，结 构复杂化学性质稳固。一样不溶于水。(Na2SiO3 、K2SiO3除外)最典型的代表是硅酸钠Na2SiO3 ：可溶，其水溶液称作水玻璃和泡花碱，可作肥皂填料、木材防火剂和黏胶剂。常用硅酸盐产品：玻璃、陶瓷、水 泥 五、硅单质 与碳类似，有晶体和无定形两种。晶体硅结构类似于金刚石，有 金属光泽的灰黑色固体，熔点高(1410℃)，硬度大，较脆，常温下化学 性质不活泼。是良好的半导体，运用：半导体晶体管及芯片、光电池、 六、氯气 物理性质：黄绿色气体，有刺激性气味、可溶于水、加压和降温 条件下可变为液态(液氯)和固态。 制法:MnO2+4HCl (浓) MnCl2+2H2O+Cl2 闻法:用手在瓶口轻轻扇动，使少量氯气进入鼻孔。 化学性质：很活泼，有毒，有氧化性，能与大多数金属化合生成 金属氯化物(盐)。也能与非金属反应： 2Na+Cl2 ===(点燃) 2NaCl 2Fe+3Cl2===(点燃) 2FeCl3 Cu+Cl2===(点燃) CuCl2 Cl2+H2 ===(点燃) 2HCl 现象：发出惨白色火焰，生成大量白雾。
煌敦市安放阳光实验学校课标必修1第四章知识点归纳 1．非金属元素的种类：在迄今为止发现和合成的112种元素中非金属元素有16种。（依据元素三分法）。 2．非金属元素的存在形式：游离态和化合态两种。 （1）硅元素：只存在化合态，主要以二氧化硅和硅酸盐的形式存在。 （2）氯元素：只存在化合态，主要以氯化钠的形式存在于海水和陆地的盐。（3）硫元素：游离态存在于火山喷口附近或地壳的岩层里，化合态主要以硫化物和硫酸盐的形式存在，在火山喷出物里含有大量的含硫化合物，如硫化氢、二氧化硫和三氧化硫；硫还是一种生命元素，组成某些蛋白质时离不开它。（4）氮元素：游离态主要存在于空气中，化合态主要存在于土壤中，氮元素也是蛋白质的重要组成元素。 3．非金属单质种类与元素种类是两码事，因为存在同素异形体（同一元素形成的不同单质互称同素异形体的缘故）。 （1）氧元素有O2和O3两种单质形式。 （2）硫元素由单斜硫和斜方硫两种单质形式。 （3）氮元素有N2和N4两种单质形式。 （4）磷元素有红磷和白磷两种单质形式。 （5）碳元素有石、石墨、无形碳、C60、C120多种形式。 4．只由非金属元素构成的化合物种类：离子化合物和共价化合物。 （1）离子化合物主要是：铵盐NH4Cl 、NH4NO3 （2）共价化合物有：非金属氢化物：CH4、NH3、H2O、HF 非金属氧化物：CO 、CO2 、NO 、NO2 非金属互化物：CS2、 非金属含氧酸：H2CO3、H2SiO3 5．非金属元素的化合价推断方法： 画出元素的原子结构示意图，根据最外层电子数就是最高正价数，最外层电子数减去8（或2）得到该元素的最低价态，最低价态和最高价态之间的所有化合价皆有可能形成。 6．非金属元素的化合价规律是：最外层电子数是奇数的元素其化合价通常也是奇数价，最外层电子数是偶数的元素其化合价通常也是偶数价。 氯元素的常见价态：-1 、+1 、+3 、+5 、+7，例外的有+4，例如：二氧化氯（ClO2）。 氮元素的常见价态：-1 、+1 、+3 、+5，例外的有：+2、+4 ，例如：一氧化氮（NO）、二氧化氮（NO2）。 7．特殊的不对现象： （1）通常元素一种价态对一种氧化物，+4价的氮元素例外，有二氧化氮（NO2）和四氧化二氮（N2O4）两种化合物。 （2）通常一种酸酐对一种含氧酸，SiO2和P2O5例外 SiO2—H2SiO3（硅酸），SiO2—H4SiO4（原硅酸） P2O5—HPO3（偏磷酸），P2O5—H3PO4（磷酸） 8．酸酐与含氧酸的判断方法： （1）从价态判断：酸酐中非氧元素的价态与含氧酸酸元素的价态相同。
高考化学：选择性必修1知识点归纳整理！（1-4章） 第一章化学反应的热效应 考点1：吸热反应与放热反应 1、吸热反应与放热反应的区别 特别注意：反应是吸热还是放热与反应的条件没有必然的联系，而决定于反应物和生成物具有的总能量(或焓)的相对大小。 2、常见的放热反应
①一切燃烧反应; ②活泼金属与酸或水的反应; ③酸碱中和反应; ④铝热反应; ⑤大多数化合反应(但有些化合反应是吸热反应，如： N2+O2=2NO，CO2+C=2CO等均为吸热反应)。 3、常见的吸热反应 ①Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl反应; ②大多数分解反应是吸热反应 ③ 等也是吸热反应; ④水解反应 考点2：反应热计算的依据 1.根据热化学方程式计算 反应热与反应物各物质的物质的量成正比。 2.根据反应物和生成物的总能量计算 ΔH=E生成物-E反应物。 3.根据键能计算 ΔH=反应物的键能总和-生成物的键能总和。 4.根据盖斯定律计算 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，而与反应的途径无关。即如果一个反应可以分
步进行，则各分步反应的反应热之和与该反应一步完成时的反应热是相同的。 温馨提示： ①盖斯定律的主要用途是用已知反应的反应热来推知相关反应的反应热。 ②热化学方程式之间的“+”“-”等数学运算，对应ΔH也进行“+”“-”等数学计算。 5.根据物质燃烧放热数值计算：Q(放)=n(可燃物)×|ΔH|。第二章化学反应速率与化学平衡 考点1：化学反应速率 1、化学反应速率的表示方法___________。 化学反应速率通常用单位时间内反应物浓度和生成物浓度的变化来表示。表达式：___________ 。 其常用的单位是__________ 、或__________ 。 2、影响化学反应速率的因素 1)内因(主要因素) 反应物本身的性质。 2)外因(其他条件不变，只改变一个条件)
高一化学(必修1)人教版各章知识点归纳 第一章从实验学化学 第一节化学实验基本方法 一．化学实验安全 1．遵守实验室规则。 2. 了解安全措施。 （1）做有毒气体的实验时，应在通风厨中进行，并注意对尾气进行适当处理（吸收或点燃等）。进行易燃易爆气体的实验时应注意验纯，尾气应燃烧掉或作适当处理。 （2）烫伤宜找医生处理。 （3）浓酸沾在皮肤上，用水冲净然后用稀NaHCO3溶液淋洗，然后请医生处理。 （4）浓碱撒在实验台上，先用稀醋酸中和，然后用水冲擦干净。浓碱沾在皮肤上，宜先用大量水冲洗，再涂上硼酸溶液。浓碱溅在眼中，用水洗净后再用硼酸溶液淋洗。 （5）钠、磷等失火宜用沙土扑盖。 （6）酒精及其他易燃有机物小面积失火，应迅速用湿抹布扑盖。 3．掌握正确的操作方法。例如，掌握仪器和药品的使用、加热方法、气体收集方法等。 二．混合物的分离和提纯 1．过滤和蒸发 实验1—1 粗盐的提纯 ： 注意事项：
（1）一贴，二低，三靠。 （2）蒸馏过程中用玻璃棒搅拌，防止液滴飞溅。 2．蒸馏和萃取 3．（1）蒸馏 原理：利用沸点的不同，除去难挥发或不挥发的杂质。 实验1---3 从自来水制取蒸馏水 仪器：温度计，蒸馏烧瓶，石棉网，铁架台，酒精灯，冷凝管，牛角管，锥形瓶。 操作：连接好装置，通入冷凝水，开始加热。弃去开始蒸馏出的部分液体,用锥形瓶收集约10mL液体,停止加热。 现象：随着加热,烧瓶中水温升高至100度后沸腾,锥形瓶中收集到蒸馏水。 注意事项： ①温度计的水银球在蒸馏烧瓶的支管口处。 ②蒸馏烧瓶中放少量碎瓷片-----防液体暴沸。 ③冷凝管中冷却水从下口进，上口出。 ④先打开冷凝水，再加热。 ⑤溶液不可蒸干。 (2)萃取 原理：用一种溶把溶质从它与另一溶剂所组成的溶液里提取出来。 仪器：分液漏斗, 烧杯 步骤：①检验分液漏斗是否漏水。 ②量取10mL碘的饱和溶液倒入分液漏斗, 注入4mLCCl4,盖好瓶塞。 ③用右手压住分液漏斗口部, 左手握住活塞部分, 把分液漏斗倒转过来用力振荡。 ④将分液漏斗放在铁架台上,静置。 ⑤待液体分层后, 将分液漏斗上的玻璃塞打开,从下端口放出下层溶液,从上端口倒出上层溶液. 注意事项： A．检验分液漏斗是否漏水。 B．萃取剂：互不相溶,不能反应。 C．上层溶液从上口倒出,下层溶液从下口放出。
化学必修一第四章知识点总结 化学是一门研究物质组成、性质和转化的科学。在高中化学学科中，第四章是必修一的内容，主要涉及了物质的组成和分子结构的知识。本文将对该章节的知识点进行总结和概述。 一、物质的组成 物质是由分子或离子组成的。分子是由两个或更多原子通过化学键结合而成的，而离子是由带正电荷或带负电荷的原子或原子团组成的。物质可以是单质或化合物，单质是由同一种原子组成的物质，而化合物是由不同种类的原子组成的。 物质的性质和组成密切相关。同一种物质的不同分子组成可以导致不同的性质。例如，氧气和臭氧是由氧原子组成，但氧气是无色、无味、无臭的气体，而臭氧是有刺激性气味的气体。这是因为臭氧分子中的氧原子与氧气分子中的氧原子连接方式不同。 二、分子间的相互作用力 分子间的相互作用力决定了物质的性质。共价键是由共享电子而形成的化学键，共价键可以分为极性共价键和非极性共价键。极性共价键是指原子间电子分布不均匀，形成部分正电荷和部分负电荷的化学键。非极性共价键是指电子分布均匀的化学键。 离子键是由正离子和负离子之间的静电作用力形成的化学键。正离子是失去一个或多个电子而带正电荷的原子或原子团，而负离子是获得一个或多个电子而带负电荷的原子或原子团。离子键通常存在于离子晶体中。
氢键是一种特殊的相互作用力，它在通过氢原子与电负性较大的 原子团之间建立。氢键是物质中氢原子间的非共价相互作用，通常出 现在氢与氧、氮或氟原子之间。氢键在许多生物和化学过程中起到重 要的作用。 三、分子的三维结构 分子的三维结构对物质的性质具有重要影响。分子的构象是指分 子在空间中的排列方式。分子的构象由键角、键长和分子的旋转自由 度所决定。分子的形状是由空间上的键角决定的。 分子的立体异构体是指在空间构象上完全相同的两个或多个分子，但它们的构象却不同。对于立体异构体，它们的分子式相同，但它们 是两个完全不同的化合物。 四、分子与物质的性质关系 物质的性质可以通过分子结构来解释。分子的极性和分子间的相 互作用力常常决定物质的性质。极性分子通常具有较高的沸点和熔点，而非极性分子则相对较低。各种相互作用力的强弱也可以解释为什么 一些物质易溶于水或油。 分子与物质的性质也与化学反应密切相关。分子间的化学键的断 裂和形成导致了化学反应的发生。分子间的相互作用力也常常影响反 应速率和平衡。 总结起来，化学必修一第四章着重介绍了物质的组成、分子间的 相互作用力、分子的三维结构以及分子与物质的性质关系。这些知识 点对于进一步学习化学和理解物质的性质和变化机制具有重要意义。 掌握这些知识，能够帮助我们更好地理解和应用化学原理和概念。
高一必修一化第四章知识点 高一必修一化学第四章知识点 第一节：酸碱溶液的概念及性质 酸碱溶液是指具有酸性或碱性性质的溶液。酸性溶液含有H+ 离子，碱性溶液含有OH-离子。酸碱溶液的性质包括颜色、味觉、电导性、酸碱指示剂等。酸碱溶液可以通过中和反应相互转化。 第二节：氧化还原反应 氧化还原反应是指在化学反应中，电子的转移和传递引起物质 的氧化和还原。氧化是指物质失去电子，还原是指物质获得电子。氧化还原反应包括氧化剂和还原剂的概念，以及氧化数的计算方法。 第三节：金属及其化合物 金属是指具有一定延展性、导电性和光泽的物质。金属可以通 过金属元素的离子形成金属化合物，常见的金属化合物包括金属 氧化物、金属的氧化还原性等。
第四节：非金属及其化合物 非金属是指不具备金属性质的元素，非金属元素通常是易失去 电子并形成负离子。非金属化合物包括非金属氧化物、酸等。 第五节：盐及其溶液的性质 盐是由阳离子和阴离子组成的化合物，盐溶液的性质与其中的 阴离子和阳离子有关。常见的盐溶液的性质包括电导性、酸碱性等。 第六节：酸碱滴定 酸碱滴定是一种通过滴定试剂来确定溶液中酸碱的浓度的方法。滴定过程中使用指示剂来判断溶液的酸性或碱性，滴定终点是指 化学反应达到完全的瞬间。 第七节：电化学方程式及电极反应 电化学方程式是描述电化学反应过程的方程式，包括氧化和还 原的半反应式。电极反应是指在电池、电解槽等装置中，电极上 发生的氧化还原反应。
第八节：电解质溶液的导电性 电解质溶液是指能够导电的溶液，其导电性与其中的电解质浓 度有关。电解质溶液的导电性与离子的移动性、离子浓度等因素 有关。 第九节：化学反应速率 化学反应速率是指单位时间内化学反应物质浓度的变化量。影 响化学反应速率的因素包括反应物浓度、温度、催化剂等。 第十节：化学平衡和平衡常数 化学平衡是指反应物质浓度和反应物质浓度之间达到一定比例 的状态。平衡常数是描述化学平衡的数值参数，与反应物浓度有关。 第十一节：酸碱中的氢离子的释放和接受 酸溶液中的氢离子可以释放出来，碱溶液中的氢离子可以接受。酸碱中的氢离子的释放和接受程度可通过酸碱性指示剂的颜色变 化进行判断。
高一必修1化学第四章知识点 硅是是一种亲氧元素，存在于岩石、沙子和土壤中存在于岩石、沙子和土壤中。下面小编为您带来的高一必修1化学第四章知识点，希望对同学们有所帮助。 高一必修1化学第四章知识点(一) 1、二氧化硅是酸性氧化物：能与碱或碱性氧化物反应 SiO2+2NaOH=Na2SiO3+H2O 生成的硅酸钠黏性比较大，故盛装碱溶液的玻璃试剂瓶不能使用玻璃塞，而要使用橡胶塞 SiO2+CaO=CaSiO3 2、氢氟酸是唯一能与二氧化硅反应的酸 SiO2+4HF=SiF4↑+H2O 氢氟酸会腐蚀玻璃，可用来雕刻玻璃，盛装氢氟酸不能用玻璃试剂瓶，而要使用塑料瓶。二氧化硅的应用：制光导纤维、硅、玻璃、工艺品(石英,水晶、玛瑙) 硅酸的制备：Na2SiO3+2HCl=2NaCl+H2SiO3↓ 硅酸为不溶于水的白色胶状固体，酸性比碳酸弱 往硅酸钠溶液中通入CO2，有白色的硅酸生成 Na2SiO3+CO2+H2O=Na2CO3+H2SiO3↓ 硅酸脱水后制得硅胶，可作干燥剂 硅酸钠的水溶液称为水玻璃，可作肥皂填料、木材防火剂、粘胶剂。
注意：水玻璃(即硅酸钠溶液)在空气中易与CO2反应生成H2SiO3而变质，故应密封保存硅酸盐的用途：制陶瓷、玻璃、水泥 单质硅:性质:有金属光泽的灰黑色固体，熔点高、硬度大，常温下稳定 制法: 常温下可与碱溶液、HF反应 Si +2NaOH +H2O==Na2SiO3+2H2↑ Si+4HF=SiF4+2H2 用途: 半导体材料、光电池(计算机芯片、半导体晶体管。 高一必修1化学第四章知识点(二) 1.硅酸(H2SiO3)酸性很弱(弱于碳酸)溶解度很小，由于SiO2不溶于水，硅酸应用可溶性硅酸盐和其他酸性比硅酸强的酸反应制得。 Na2SiO3+2HCl==H2SiO3↓+2NaCl 硅胶多孔疏松，可作干燥剂，催化剂的载体。 2.硅酸盐是由硅、氧、金属元素组成的化合物的总称，分布广，结构复杂化学性质稳定。一般不溶于水。(Na2SiO3、K2SiO3除外)最典型的代表是硅酸钠Na2SiO3：可溶，其水溶液称作水玻璃和泡花碱，可作肥皂填料、木材防火剂和黏胶剂。常用硅酸盐产品：玻璃、陶瓷、水泥。 3.硅单质与碳相似，有晶体和无定形两种。晶体硅结构类似于金刚石，有金属光泽的灰黑色固体，熔点高(1410℃)，硬度大，较脆，常温下化学性质不活泼。是良好的半导体，应用：半导体晶体管及芯片、光电
高中化学选修四《化学反应原理》难点解读 在经过化学必修课本的学习之后，我们即将迎来高中化学选修模块的学习，不同地区可能在高二选修化学的顺序不大一样，这篇文章为大家带来的是高中化学选修四教材的解读评析。高中化学选修四《化学反应原理》，这本书被很多同学形容为高中化学最难的一本书，是高考必考的一本选修化学教材，全国所有地区都必须学习。 选修四这本书用一个词语概括其主要思想——“平衡” 学习这本书你会发现化学开始真正的进入到了完全理科式思维的学习阶段，化学反应与能量，化学反应速率与平衡，水溶液中的离子平衡，电化学基础都是高考中的必考模块，所以我们千万不可掉以轻心！ 这篇文章也旨在为同学们提前敲响警钟，一定要以全力来学习选修四，否则高中化学不可能取得好成绩。 首先我们来看，选修四《化学反应原理》主要内容：
第一章：化学反应与能量 第二章：化学反应速率和化学平衡 第三章：水溶液中的离子平衡 第四章：电化学基础 这四个章节皆是我们学习的重点，以下我会分专题详细描述介绍我们的每一个专题。 专题1 化学反应与能量变化 内容与要求
1化学反应中的热效应 1，了解化学反应能量变化的实质，知道化学能与热能的转化是化学反应中能量转化的主要形式，能举例说明化学反应的热效应在生产生活中的广泛应用。 2，了解反应热和焓变的涵义，明确焓变与键能的关系。 3，认识热化学方程式的意义并能正确书写热化学方程式。 4，通过测定中和热的实验，理解测定反应热的基本原理，初步学会测定反应热的实验方法。 5，了解标准燃烧热的概念，认识节约能源。 2化学能与电能的转化
1，通过实验探究体验化学反应及其能量转化。 2，了解原电池的构造特点和工作原理，会判断、设计简单的原电池，能够正确书写电极反应式和电池反应方程式。 3，知道常见化学电源的种类。能根据已知的电池总反应式，判断电池的正负极，书写电极反应式。 4，了解电解池的构造特点和工作原理，能正确书写电解池的电极反应式和电解反应式。 5，了解电解原理在金属冶炼、氯碱工业和电镀等生产、生活中的应用。 3金属腐蚀与防护 1，认识金属腐蚀的危害以及防止金属腐蚀的意义。 2，知道化学腐蚀和电化学腐蚀的区别，了解金属发生电化学腐蚀的原理，理解钢铁电化学腐蚀发生的条件。 3，了解防止金属腐蚀的措施和原理。 专题2 化学反应速率和化学平衡 内容与要求
化学必修四知识点总结 化学是一门研究物质的性质、组成、结构、变化以及变化规律的 科学。高中化学作为必修课程，涵盖了广泛的知识点。本文将对化学 必修四的知识点进行总结和梳理，帮助学习者更好地理解和掌握这些 内容。 1. 原子结构与元素周期表 原子是化学世界的基本单位。原子由原子核和电子组成，其中原 子核由质子和中子组成，电子绕着原子核轨道运动。原子的质量数等 于质子数加上中子数。元素周期表是对元素进行系统分类的工具，元 素按照原子序数从小到大排列，相邻元素的原子性质具有周期性变化。周期表上的元素可以按照电子层布局的规律进行分类。 2. 化学键与分子构型 化学键是原子之间的相互作用力，常见的有离子键、共价键和金 属键。离子键是由正负电荷吸引力形成的，共价键是原子间电子共享 形成的。分子构型描述了分子中原子的排列方式。例如，水分子的构 型是呈角度的，氧原子与两个氢原子分别形成一对共价键。 3. 化学反应与化学方程式 化学反应是物质之间发生的转化过程。化学反应可以用化学方程 式来表示，化学方程式包括反应物、生成物和化学符号。反应物在化 学方程式的左侧，生成物在右侧，化学符号描述了物质的状态和数量。化学方程式还可以平衡，即反应物和生成物的个数之间满足一定的比 例关系。
4. 氧化还原反应 氧化还原反应是指物质发生电子的转移过程。氧化是指物质失去电子，还原是指物质获得电子。在氧化还原反应中，氧化剂是接受电子的物质，还原剂是提供电子的物质。这种反应不仅在化学中广泛存在，也在生物体内许多代谢过程中发生。 5. 酸碱与酸碱中和反应 酸和碱是常见的化学物质，它们具有特定的性质。酸呈酸性，碱呈碱性，中性物质则是指既不是酸也不是碱的物质。酸碱反应是酸和碱之间发生反应的过程，产生盐和水。在这个过程中，酸中的质子转移给了碱，形成盐，同时生成水分子。 6. 氧化还原反应与酸碱反应的应用 氧化还原反应和酸碱反应广泛应用于生活和工业。例如，电池就是利用氧化还原反应产生电能的设备。酸碱反应可以用来制备盐和调节溶液的酸碱性质。草酸与氢氧化钠反应得到盐和水的反应是酸碱反应的典型例子。 7. 化学计量与化学计量问题 化学计量是研究化学反应中物质的质量变化和定量关系的学科。在化学计量问题中，可以根据化学方程式和物质的摩尔比较量进行计算。摩尔比是描述物质之间化学变化的质量比。化学计量问题是解决化学实验和工业生产中必须面对的实际问题。 8. 化学能与化学能量变化
高一化学必修一第四章知识点总结 1.SO2的性质 注：①SO2有弱氧化性，如：SO2+2H2S===3S↓+2H2O。 ②SO2使溴水褪色，表现还原性;使含有酚酞的NaOH溶液褪色，表现其酸性氧化物的性质，使品红溶液褪色表现其漂白性。 2.可逆反应的含义 可逆反应是在相同条件下，既能向正反应方向进行，又能向逆反应方向进行的反应。 高一化学必修一第四章知识点总结（二）硫的性质 注： （1）除去硫，可用CS2溶解。 （2）3S+6NaOH△=====2Na2S+Na2SO3+3H2O S既表现氧化性，又表现还原性。用热的NaOH溶液可除去单质硫。 【活学巧用1】 1.下列说法中，不正确的是（____） A.硫是一种黄色的能溶于水的固体 B.硫在自然界中既有化合态又有游离态存在 C.硫跟铁反应生成硫化亚铁 D.硫在空气中的燃烧产物是二氧化硫 答案A 解析硫是一种不溶于水的黄色固体，故选项A不正确。
【课堂导学2】 二、硫的氧化物 1.SO2的性质 按表中要求完成实验， 根据以上实验分析总结二氧化硫的性质 （1）二氧化硫的物理性质：二氧化硫是一种无色、有刺激性气味的有毒气体，密度比空气大，易液化，易溶于水。 （2）二氧化硫具有酸性氧化物的通性，与水反应的化学方程式是SO2+H2OH2SO3;与NaOH溶液反应的化学方程式是 2NaOH+SO2===Na2SO3+H2O。 （3）二氧化硫具有还原性，与新制氯水反应的化学方程式是 SO2+2H2O+Cl2===H2SO4+2HCl;与氧气反应的化学方程式是2SO2+O2催化剂2SO3。 （4）二氧化硫具有弱氧化性：在反应2H2S+SO2===3S↓+2H2O中SO2是氧化剂。 （5）二氧化硫具有漂白性： 二氧化硫和新制氯水的漂白作用比较 SO2 新制氯水（Cl2通入水溶液中） 漂白原因 SO2能与某些有色 物结合成不稳定 无色物 Cl2与H2O反应生成的
高一化学必修一第四章知识点总结 如果想要学好化学，提高化学成绩，预习是少不了的。今天小编在这给大家整理了高一化学必修一第四章，接下来随着小编一起来看看吧! 高一化学必修一第四章(一) 一、二氧化硅和硅酸 【课堂导学1】 一、二氧化硅 1.硅元素在地壳中的含量是26.3%，仅次于氧。硅元素在自然界中主要以氧化物及硅酸盐的形式存在，原因是硅是一种亲氧元素。 2.硅的氧化物为二氧化硅，俗名为硅石，天然二氧化硅分为结晶形(如方石类、水晶等)和无定形(如硅藻土)。根据日常生活中的实例描述二氧化硅的物理性质：坚硬固体、不溶于水、熔点高,是石英、水晶、玛瑙、光导纤维、沙子的主要成分. 3.列表比较二氧化碳和二氧化硅的性质。 CO2 SiO2 物理性质 气体，熔、沸点低， 易溶于水 固体，熔、沸点高， 硬度大，不溶于水 与碱性氧化物 反应 CaO＋CO2===CaCO3 CaO＋SiO2高温=====CaSiO3 与碱液反应 2NaOH＋CO2=== Na2CO3＋H2O
SiO2＋2NaOH=== Na2SiO3＋H2O 与H2O反应 CO2＋H2O??H2CO3 不与水反应 与酸反应 不反应 只与HF反应：SiO2＋4HF===SiF4↑＋2H2O 相同点 都是酸性氧化物(酸酐)，与碱反应生成盐和水 【归纳总结1】 二氧化硅的结构与性质 (1)二氧化硅与二氧化碳的物理性质差异较大的原因是物质晶体结构不同。 二氧化硅晶体是由Si原子和O原子按1∶2的比例所组成的立体网状结构的晶体。 (2)二氧化硅的化学性质有稳定性强，与水、一般酸不反应，能与氢氟酸反应，能与碱、碱性氧化物反应。 (3)应用 用作光导纤维、光学玻璃、光学仪器、高级化学仪器、钟表、石英坩埚、玛瑙饰品、建筑材料等。硅藻土可以作为吸附剂和催化剂的载体以及保温材料。 【活学巧用1】 1.下列叙述中，正确的是( ) A.自然界中存在大量的单质硅 B.石英、水晶、硅石的主要成分都是二氧化硅 C.二氧化硅的化学性质活泼，能跟酸或碱溶液发生化学反应 D.自然界中硅元素都存在于石英中 答案 B 解析自然界中硅元素含量很高，但都以化合态形式存在，A项
高一化学必修一第四章知识点笔记 （实用版） 编制人：__________________ 审核人：__________________ 审批人：__________________ 编制单位：__________________ 编制时间：____年____月____日 序言 下载提示：该文档是本店铺精心编制而成的，希望大家下载后，能够帮助大家解决实际问题。文档下载后可定制修改，请根据实际需要进行调整和使用，谢谢! 并且，本店铺为大家提供各种类型的教育资料，如幼儿教案、音乐教案、语文教案、知识梳理、英语教案、物理教案、化学教案、政治教案、历史教案、其他范文等等，想了解不同资料格式和写法，敬请关注! Download tips: This document is carefully compiled by this editor. I hope that after you download it, it can help you solve practical problems. The document can be customized and modified after downloading, please adjust and use it according to actual needs, thank you! Moreover, this store provides various types of educational materials for everyone, such as preschool lesson plans, music lesson plans, Chinese lesson plans, knowledge review, English lesson plans, physics lesson plans, chemistry lesson plans, political lesson plans, history lesson plans, and other sample texts. If you want to learn about different data formats and writing methods, please stay tuned!
高中化学必修4知识点 高二必修四的化学知识点有哪一些呢?下面是店铺网络整理的高中化学必修4知识点以供大家学习。 高中化学必修4知识点：金属的腐蚀与防护 (1)金属腐蚀 金属表面与周围物质发生化学反应或因电化学作用而遭到破坏的过程称为金属腐蚀。 (2)金属腐蚀的电化学原理。 生铁中含有碳，遇有雨水可形成原电池，铁为负极，电极反应为：Fe→Fe2++2e-。水膜中溶解的氧气被还原，正极反应为：O2+2H2O+4e-→4OH-，该腐蚀为“吸氧腐蚀”，总反应为：2Fe+O2+2H2O=2Fe(OH)2，Fe(OH)2又立即被氧化：4Fe(OH)2+2H2O+O2=4Fe(OH)3，Fe(OH)3分解转化为铁锈。若水膜在酸度较高的环境下，正极反应为：2H++2e-→H2↑，该腐蚀称为“析氢腐蚀”。 (3)金属的防护 金属处于干燥的环境下，或在金属表面刷油漆、陶瓷、沥青、塑料及电镀一层耐腐蚀性强的金属防护层，破坏原电池形成的条件。从而达到对金属的防护;也可以利用原电池原理，采用牺牲阳极保护法。也可以利用电解原理，采用外加电流阴极保护法。 高中化学必修4知识点：化学反应的方向 1、反应焓变与反应方向 放热反应多数能自发进行，即ΔH<0的反应大多能自发进行。有些吸热反应也能自发进行。如NH4HCO3与CH3COOH的反应。有些吸热反应室温下不能进行，但在较高温度下能自发进行，如CaCO3高温下分解生成CaO、CO2。 2、反应熵变与反应方向 熵是描述体系混乱度的概念，熵值越大，体系混乱度越大。反应的熵变ΔS为反应产物总熵与反应物总熵之差。产生气体的反应为熵增
加反应，熵增加有利于反应的自发进行。 3、焓变与熵变对反应方向的共同影响 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。 在温度、压强一定的条件下，自发反应总是向ΔH-TΔS<0的方向进行，直至平衡状态。 高中化学必修4知识点：反应条件对化学平衡的影响 (1)温度的影响 升高温度使化学平衡向吸热方向移动;降低温度使化学平衡向放热方向移动。温度对化学平衡的影响是通过改变平衡常数实现的。 (2)浓度的影响 增大生成物浓度或减小反应物浓度，平衡向逆反应方向移动;增大反应物浓度或减小生成物浓度，平衡向正反应方向移动。 温度一定时，改变浓度能引起平衡移动，但平衡常数不变。化工生产中，常通过增加某一价廉易得的反应物浓度，来提高另一昂贵的反应物的转化率。 (3)压强的影响 ΔVg=0的反应，改变压强，化学平衡状态不变。 ΔVg≠0的反应，增大压强，化学平衡向气态物质体积减小的方向移动。 (4)勒夏特列原理 由温度、浓度、压强对平衡移动的影响可得出勒夏特列原理：如果改变影响平衡的一个条件(浓度、压强、温度等)平衡向能够减弱这种改变的方向移动。 高中化学必修4知识点：化学反应的速率 1、化学反应是怎样进行的 (1)基元反应：能够一步完成的反应称为基元反应，大多数化学反应都是分几步完成的。 (2)反应历程：平时写的化学方程式是由几个基元反应组成的总反
高中化学必修一第四章知识点(下) 高中的化学其实还是有些难度的，建议我们每学完一章都把知识点总结一下，最好再把知识点串联起来总结。今天小编在这给大家整理了高中化学必修一第四章知识点(下)，接下来随着小编一起来看看吧! 高中化学必修一知识点(第四章下) 第三节硫和氮的氧化物 一、硫 硫是一种重要的非金属元素，广泛存在于自然界。 1、硫在自然界中以什么形态存在？ 游离态：火山口附近或地壳的岩层里 化合态：硫化物和硫酸盐的形式 2、硫的物理性质有哪些？ 黄色晶体(俗称硫磺)，质脆，易研成粉末。不溶于水，微溶于酒精，易溶于CS2。 3、化学性质有哪些？ （1）氧化性 S+Fe ===△FeS 2Cu+S===△Cu2S 规律：硫和变价金属发生反应，把变价金属氧化生成低价的金属硫化物。 （2）还原性 S + O2SO2 实验现象：在氧气中燃烧生成明亮的蓝紫色火焰。 二、二氧化硫 1、物理性质有哪些？ SO2是一种无色、有刺激性气味、有毒、比空气重、容易液化、易溶于水的气体（1体积水溶解40体积SO2）。 2、SO2具有酸性氧化物通性有哪些？ 与H2O反应生成酸 SO2+ H2O ?H2SO3 可逆反应：在相同条件下，既能向正反应进行，同时又能向逆反
应方向进行的化学反应。 与碱性氧化物反生成盐CaO+SO2=CaSO3 与碱反应生成盐和水2NaOH+SO2=Na2SO3+H2O Ca(OH)2+SO2=CaSO3↓ +H2O 3、SO2的漂白性怎样？ SO2能使品红溶液褪色，但是加热又恢复原来的颜色，这是由于它能与某些有色物质生成不稳定的无色物质，这些无色物质容易分解而使有色物质恢复原来的颜色。 但是SO2不能使酸碱指示剂褪色。 4、SO2性质综合体现在什么方面？ 试剂现象性质品红溶液褪色漂白性氢硫酸溶液有黄色沉淀生成氧化性SO2+ 2H2S =3S↓+ 2H2O Ba(OH)2溶液有白色沉淀生成酸性Ba(OH)2+SO2=BaSO3↓+H2O KMnO4溶液褪色还原性5SO2+ 2KMnO4+2H2O=K2SO4+2MnSO4+2H2SO4 石蕊试剂变红酸性 三、三氧化硫的性质 1、物理性质有哪些？ 常温下为固体 2、化学性质有哪些？ 2SO2+ O22SO3 酸性氧化物的通性 （1）与水的反应SO3＋H2O＝H2SO4（放出大量热） （2）与碱性氧化物反应SO3+CaO=CaSO4 （3）与碱反应SO3+Ca(OH)2=CaSO4+H2O 四、二氧化氮和一氧化氮的转化方程式？ 1、在放电或高温下： N2＋O2＝2 NO （无色） 2、在常温下： 2 NO＋O2＝2 NO2（红棕色）
一:热力学 热化学方程式的书写 （1）需注明反应的T和P，因反应的温度和压强不同时，其ΔH不同。但是高中所学的化学ΔH 一般都是在101kpa和25℃。 （2）注明反应物和生成物的状态。S表示固体 L表示液体 g表示气体aq表示稀溶液，且热化学方程式不用↑和↓。 （3）注明ΔH的正负号，数值和单位 （4）其各物质前的化学计量数表示物质的量 （5）ΔH的数值要及化学计量数对应，化学计量数加倍则ΔH也要加倍。当反应逆向进行时，其反应热及正反应的反应热数值相等，符号相反 反应热（焓变）ΔH=反应物键能总和—生成物键能总和 燃烧热：1mol反应物完全燃烧生成稳定的化合物时放出的热量。 中和热：生成1mol水时放出的热量；强酸强碱中和热约为57.3KJ/mol 注意溶液为稀溶液 二：化学反应速率 影响化学反应的因素 1.浓度 （1）增大反应物（生成物）的C，正反应（或逆反应）速率立即增大，逆反应（或正反应）的速率瞬时不变，随后增大。 （2）同理可得减小浓度的情况 2.温度 （1）升高温度，正、逆反应速率都增大，但吸热反应速率增加的快，反之亦然 3.压强 压强对化反速率是否产生影响，要看压强是否引起各物质的浓度变化 引起则速率改变。 增大压强一般指压缩体积（适用于气体，固体的体积受压强的影响变化不大） 对于气体反应体系，有以下几种情况 （1）恒温时：增大压强→体积缩小→浓度增加→化反速率加快 （2）恒容时：①充入气体反应物→浓度增大（总压也增大）→化反速率加快；②充入惰性气体→总压增大但各组分压强不变，即各物质的浓度不变，反应速率不变（3）恒压时：充入惰气→体积增大→各反应物浓度减小→反应速率减小 4.催化剂 能降低反应混合物的活化能，增加活化分子的百分数，同等程度的提高正逆反应的速率 5.外界条件的改变对可逆反应的正逆反应速率的影响的一致性： 条件对正逆反应速率的影响趋势是一致的，即V正增大时，V逆也一定增大（改变浓度的瞬间除外），只是改变的倍数即程度可能不同 三：化学平衡 1.化学平衡的标志： （1）恒温、恒容时体系的压强不再随时间的变化而变化 （2）体系中各组分的物质的量浓度、百分含量不再随时间的变化而变化 （3）体系中平均相对分子质量不再随时间的变化而变化 （4）体系中的颜色不再随时间而变化 （5）体系中的温度不再随时间而变化
第三章 金属及其化合物复习 一. 金属的物理性质： 钠：银白色，有金属光泽，质软，密度小于水，大于煤油，熔点低，电和热的良导体。 铝：银白色，有金属光泽，质软，有良好的延展性，是热和电的良导体。 铁：纯铁是银白色的有金属光泽的固体，有磁性，可以被磁铁吸引，有延展性，是电和热的良导体。 金属 Na Al Fe 与O 2反应与H 2O 反应 与酸反应与盐溶液反应先与水反应与碱反应 与水反应 二、铝、铁与钠的化学性质的比较 4Na+O 2 = 2Na 2O 2Na + O 2 = Na 2O 2△2Na + 2H 2O =2NaOH + H 2 ↑2Na + 2H + = 2Na + + H 2↑常温下生成致密的 氧化膜，纯氧中可 燃烧生成Al 2O 3潮湿空气中易腐蚀，纯氧中燃烧生成Fe 3O 4 常温或加热都不反应3Fe(s) + 4H 2O(g) Fe 3O 4(s) + 4H 2(g)高温2Al+6H +=2Al 3++3H 2↑Fe+2 H += Fe 2++ H 2 ↑可置换出较不活泼的金属 可置换出较不活泼的金属2Al+ 2NaOH + 2H 2O = 3H 2↑+ 2NaAlO 2 不反应 考点：1.钠与氧气反应；钠与水反应离子方程式、现象。 2. 铝与酸碱的反应离子方程式、计算。 3. 铁与水蒸气反应、实验。 典型例题：1、将Na 、Mg 、Al 各0.3mol 分别放入100ml1mol/L 的盐酸中，同温同压下产生的气体体积比是 （C ） A.1:2:3 B.6:3:2 C.3:1:1 D.1:1:1 解析：钠与稀硫酸、盐酸等非氧化性酸反应时，首先是钠直接跟H ＋反应，过量的钠再与水反应。 2. 金属钠露置在空气中最后生成什么物质？用图表示之。 提示： Na 2CO 3。 Na ――→O 2Na 2O ――→H 2O NaOH 溶液――→CO 2 Na 2CO 3·10H 2O ―→Na 2CO 3 3、在盛有5mL 饱和石灰水的试管中放入一小块块钠，不可能观察到的现象是 （C ） A.钠熔成小球并在液面上游动 B.有气体生成
化学选修4化学反应与原理 章节知识点梳理 第一章化学反应与能量 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 ℃，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。 ※注意以下几点： ①研究条件：101 kPa ②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 mol ④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=－57.3kJ/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）