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第三章物质在水溶液中的行为(一)水溶液1、水的电离和水的离子积水是一种极弱的电解质，存在以下电离平衡2H2O H3O＋＋OH－，ΔH＞0 简写为：H2O H＋＋OH－；ΔH＞0。
25℃时，c(H＋)＝c(OH－)＝10－7mol·L－1水的电离程度： 1.8×10－7%水的离子积：K W＝c(H＋)·c(OH－)＝10－14(25℃ )理解K W时要留意：(1)K W与温度有关，由于水的电离过程是吸热过程，所以温度上升，有利于水的电离，K W增大。
如100℃时，K W ＝10－12。
(2)K W 不仅适用于纯水，还适用于酸性或碱性的稀溶液。
不管哪种溶液均有如酸性溶液中{c(H+)酸＋}·＝K W碱性溶液中：{c(OH－)碱＋} ·＝K W(3)K W与c(H+)及c(OH－)的计算对于水溶液，要精确求算c(OH－)、c(H+)的大小，可依靠K W来计算。
对于中性溶液(或纯水)，c(H+)＝c(OH－)＝。
而酸性溶液，若已知c(H＋)、c(OH－)其中之一，另一种离子的浓度即可代入关系：K W＝c(H+)c(OH－)求出。
应留意的是：在酸、碱性很弱的溶液中c(H＋)和c(OH－)都很小，这时由水电离生成的c(H+)和c(OH－)与酸或碱供应的c(H+)或OH－的浓度较接近，因而不行忽视由水电离生成的c(H+)和c(OH－)，应考虑水电离出来的c(H+)和OH－的浓度、并将总的离子浓度代入水的离子积常数关系式中进行求解。
（4）影响水电离平衡的外界因素：(1)酸、碱：抑制水的电离（pH之和为14的酸和碱的水溶液中水的电离被同等的抑制）(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（pH之和为14两种水解盐溶液中水的电离被同等的促进）2、溶液的酸碱性和pH(1)溶液的酸碱性取决于溶液中c(H＋)与c(OH－)的相对大小。
(2)pH：①水溶液里的H＋浓度的负对数叫做pH，即pH＝－lgc(H＋)。
第二章化学反应速率和化学平衡一、化学反应速率课标要求1、掌握化学反应速率的含义及其计算2、了解测定化学反应速率的实验方法要点精讲1、化学反应速率（1）化学反应速率的概念化学反应速率是用来衡量化学反应进行的快慢程度的物理量。
（2）化学反应速率的表示方法对于反应体系体积不变的化学反应，通常用单位时间内反应物或生成物的物质的量浓度的变化值表示。
某一物质A的化学反应速率的表达式为：式中——某物质A的浓度变化，常用单位为mol·L-1。
——某段时间间隔，常用单位为s,min,h。
υ——物质A的反应速率，常用单位是mol·L-1·s-1，mol·L-1·s-1等。
（3）化学反应速率的计算规律①同一反应中不同物质的化学反应速率间的关系同一时间内，用不同的物质表示的同一反应的反应速率数值之比等于化学方程式中各物质的化学计量数之比。
②化学反应速率的计算规律同一化学反应，用不同物质的浓度变化表示的化学反应速率之比等于反应方程式中相应的物质的化学计量数之比，这是有关化学反应速率的计算或换算的依据。
（4）化学反应速率的特点①反应速率不取负值，用任何一种物质的变化来表示反应速率都不取负值。
②同一化学反应选用不同物质表示反应速率时，可能有不同的速率数值，但速率之比等于化学方程式中各物质的化学计量数之比。
③化学反应速率是指时间内的“平均”反应速率。
小贴士：①化学反应速率通常指的是某物质在某一段时间内化学反应的平均速率，而不是在某一时刻的瞬时速率。
②由于在反应中纯固体和纯液体的浓度是恒定不变的，因此对于有纯液体或纯固体参加的反应一般不用纯液体或纯固体来表示化学反应速率。
其化学反应速率与其表面积大小有关，而与其物质的量的多少无关。
通常是通过增大该物质的表面积（如粉碎成细小颗粒、充分搅拌、振荡等）来加快反应速率。
③对于同一化学反应，在相同的反应时间内，用不同的物质来表示其反应速率，其数值可能不同，但这些不同的数值表示的都是同一个反应的速率。
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叫做电解池或电解槽。
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。
反应条件：①连接直流电源②阴阳两极阴极：与电源负极相连；极：与电源正极相连。
③两极处于电解质溶液或熔融电解质中④两电极形成闭合回路4、电子流向：电源负极一电解池阴极一离子定向运动（电解质溶液）一电解池阳极一电源正极5、电极名称及反应：阳极：与直流电源的正极相连的电极，发生氧化反应失去电子；阴极：与直流电源的负极相连的电极，发生还原反应得到电子。
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8、反应规律：阳极：活泼金属一电极失电子6“ Pt除外）；惰性电极一溶液中阴离子失电子阴离子失电子能力：活泼金属（除Pt, Au）>S2->|->Br->Cl->OH->含氧酸根（NO3->SO42-）>F-阳离子得电子能力：Ag+>Hg2+>Fe3+>Cu2+>H+ （酸）>Pb2+>Sn2+>Fe2+>Zn2+>H+ （水）>Al3+>Mg2+>Na+>Ca2+>K+ （即金属活泼性顺序表的逆向）规律：铝前（含铝）离子不放电，氢（酸）后离子先放电，氢（酸）前铝后的离子看条件。
9、四类电解型的电解规律（当阳极为惰性电极时）①电解水型（强碱，含氧酸，活泼金属的含氧酸盐），pH由溶液的酸碱性决定，溶液呈碱性则pH增大，溶液呈酸性则pH减小，溶液呈中性则pH不变。
电解质溶液复原一加适量水。
②电解电解质型（无氧酸，不活泼金属的无氧酸盐），无氧酸pH变大，不活泼金属的无氧酸盐pH不变。
电解质溶液复原一加适量电解质。
③放氢生碱型（活泼金属的无氧酸盐），pH变大。
高中化学选修4知识总结第一章化学反应与能量考点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)3、理论解释——有效碰撞理论(1)活化分子、活化能、有效碰撞①活化分子：能够发生有效碰撞的分子。
②活化能：如图图中：E1为正反应的活化能，使用催化剂时的活化能为E3，反应热为E1-E2。
高中化学选修4第三章知识点分类总结一、知识概述《高中化学选修4第三章知识点》①基本定义：高中化学选修4第三章主要涉及水溶液中的离子平衡相关知识。
像弱电解质的电离平衡，就是说有些电解质在水溶液里只有一部分分子电离成离子，比如醋酸，它在水中不完全电离。
盐类的水解平衡就是盐的离子与水电离出的氢离子或氢氧根离子结合生成弱电解质的反应平衡，例如氯化铵水解使溶液显酸性。
沉淀溶解平衡就是在一定温度下，难溶电解质饱和溶液中里各离子浓度幂之积是一个常数。
②重要程度：这一章节是高中化学的重点内容。
它是对之前化学知识关于溶液体系的深入研究，在解释化学反应的方向和限度、物质的溶解性等方面有重要意义，在整个化学反应原理体系中起着承接前后知识的关键作用。
③前置知识：需要先掌握化学平衡的基本概念，对于开率、转化率等有所了解；还应熟悉电解质、非电解质等基础概念；以及水的离子积等基础知识。
④应用价值：在实际生活中有很多应用，比如在水处理中，通过调节pH控制水中某些金属离子的沉淀溶解平衡，防止金属离子污染。
在工业上，理解盐类水解在某些化工过程中调整溶液酸碱度。
二、知识体系①知识图谱：这部分内容处于化学反应原理板块的重要位置，连接着化学平衡理论与电解质溶液相关知识，是理解溶液中反应的重要理论组成部分。
②关联知识：与化学平衡、电解质溶液的性质、酸碱中和反应等知识点紧密联系。
比如化学平衡中的勒夏特列原理同样适用于电离平衡、水解平衡和沉淀溶解平衡。
③重难点分析：- 重难点之一是理解各种平衡常数的意义和计算。
例如电离常数能够反映弱电解质电离程度的大小。
要正确理解这些常数表达式中各离子浓度的含义以及它们与温度等因素的关系。
- 盐类水解原理也是难点。
不同盐的水解情况复杂，像强碱弱酸盐、强酸弱碱盐、弱酸弱碱盐的水解结果都不同。
- 掌握这些平衡知识在实际生产生活中的应用是重点。
比如在分析土壤酸碱度对农作物生长的影响时，就涉及盐类水解的知识。
④考点分析：- 在考试中非常重要，经常出现在选择题、填空题和简答题中。
选修4知识点汇总一、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: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，数值不变例：CH4 (g) + 2O2 (g) = CO2 (g) + 2H2O (l) ΔH=-890.3 kJ/mol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：25℃，101kPa ②反应程度：完全燃烧，产物是稳定的氧化物。
（C→CO2，S→SO2，H→H2O，只能在氧气中燃烧。
）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（常考选择：判断热化学方程式是否正确）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。
高中化学选修4知识点总结第1章、化学反应与能量转化化学反应的实质是反应物化学键的断裂和生成物化学键的形成，化学反应过程中伴随着能量的释放或吸收。
一、化学反应的热效应1、化学反应的反应热(1)反应热的概念：当化学反应在一定的温度下进行时，反应所释放或吸收的热量称为该反应在此温度下的热效应，简称反应热。
用符号Q表示。
(2)反应热与吸热反应、放热反应的关系。
Q＞0时，反应为吸热反应；Q＜0时，反应为放热反应。
(3)反应热的测定测定反应热的仪器为量热计，可测出反应前后溶液温度的变化，根据体系的热容可计算出反应热，计算公式如下：Q＝－C(T2－T1)式中C表示体系的热容，T1、T2分别表示反应前和反应后体系的温度。
实验室经常测定中和反应的反应热。
2、化学反应的焓变(1)反应焓变物质所具有的能量是物质固有的性质，可以用称为“焓”的物理量来描述，符号为H，单位为kJ·mol-1。
反应产物的总焓与反应物的总焓之差称为反应焓变，用ΔH表示。
(2)反应焓变ΔH与反应热Q的关系。
对于等压条件下进行的化学反应，若反应中物质的能量变化全部转化为热能，则该反应的反应热等于反应焓变，其数学表达式为：Qp＝ΔH＝H(反应产物)－H(反应物)。
(3)反应焓变与吸热反应，放热反应的关系：ΔH＞0，反应吸收能量，为吸热反应。
ΔH＜0，反应释放能量，为放热反应。
(4)反应焓变与热化学方程式：把一个化学反应中物质的变化和反应焓变同时表示出来的化学方程式称为热化学方程式，如：H2(g)＋O2(g)＝H2O(l)；ΔH(298K)＝－285.8kJ·mol－1书写热化学方程式应注意以下几点：①化学式后面要注明物质的聚集状态：固态(s)、液态(l)、气态(g)、溶液(aq)。
②化学方程式后面写上反应焓变ΔH，ΔH的单位是J·mol－1或 kJ·mol－1，且ΔH 后注明反应温度。
③热化学方程式中物质的系数加倍，ΔH的数值也相应加倍。
人教高中化学选修4第三章知识点归纳第三章矿石选矿与冶炼【知识点一】矿石选矿1.矿石的定义：具有一定经济价值并能在合适的条件下通过选矿工艺从原矿中分离出有用成分的矿石。
2.矿石资源的分类：金属矿石、非金属矿石、燃料矿石。
3.矿石的富集过程：成矿作用、矿床形成。
4.矿石的主要价值成分与伴生成分：价值成分是指对经济有益的物质组分，伴生成分是指对经济无益的物质组分。
5.矿石的选矿过程：破碎、磨矿、分选。
-破碎：将原矿经过机械破碎设备的作用，使原矿的粒度达到适合下一步处理的要求。
-磨矿：通过磨矿设备，将破碎后的矿石进一步粉碎细化，以加大矿石表面积，方便矿石中有用矿物的分离。
-分选：根据矿石中有用矿物与伴生矿物的物理和化学性质差异，利用重力、浮力、电磁、吸附等原理进行分离。
【知识点二】矿石冶炼1.冶炼的定义：利用化学原理和物理原理，将矿石经过一系列的加工处理，分离出有用金属或合金的过程。
2.冶炼的主要步骤：矿石破碎、焙烧、矿石还原、金属精炼。
-矿石破碎：将选矿得到的矿石经过机械破碎加工，得到适合处理的矿石颗粒。
-焙烧：将矿石在合适的温度下进行加热，使其中的水分和挥发物蒸发出去，同时使硫化物转化为氧化物或硫酸盐，为后续步骤的进行做准备。
-矿石还原：将经过焙烧处理的矿石与还原剂一起加热，使金属氧化物还原为金属。
-金属精炼：将经过还原的金属进行进一步提纯处理，去除杂质，得到纯净的金属。
3.矿石冶炼的分类：火法冶炼、湿法冶炼、电炉冶炼、炼铁。
-火法冶炼：利用燃料和空气的燃烧产生高温，通过加热等手段使金属矿石还原为金属。
-湿法冶炼：利用溶剂将金属矿石中的金属溶解出来，再通过还原或电积方法得到纯净的金属。
-电炉冶炼：利用电能和电热合成的高温，将金属矿石还原为金属或合金。
-炼铁：利用高炉将铁矿石还原为铁水，再进行提纯，得到纯净的铁。
【知识点三】矿石中有用成分的提取1.矿石中有用成分的提取方法：浸出法、溶出法、电积法。
2.浸出法：将矿石放入溶液中浸泡，有用成分与溶液发生化学反应，形成可溶性化合物，然后通过过滤或其他分离手段分离和提取有用成分。
高中化学选修四知识点（重要考点）总结！一、原电池（一）概念：化学能转化为电能的装置叫做原电池。
（二）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（三）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。
（四）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↑（五）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二、化学电池（一）电池的分类：化学电池、太阳能电池、原子能电池（二）化学电池：借助于化学能直接转变为电能的装置（三）化学电池的分类：一次电池、二次电池、燃料电池1. 一次电池常见一次电池：碱性锌锰电池、锌银电池、锂电池等2. 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－2e- ＝PbSO4↓正极（氧化铅）：PbO2＋4H+＋2e- ＝PbSO4↓＋2H2O充电：阴极：PbSO4＋2H2O－2e- ＝PbO2＋4H+阳极：PbSO4＋2e- ＝Pb两式可以写成一个可逆反应：PbO2＋Pb＋2H2SO4 ⇋2PbSO4↓＋2H2O（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3. 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。
化学选修 4 化学反应与原理第一章化学反应与能量一、焓变反应热1 ．反应热：化学反应过程中所放出或吸收的热量，任何化学反应都有反应热，因为任何化学反应都会存在热量变化，即要么吸热要么放热。
反应热可以分为（燃烧热、中和热、溶解热）2 ．焓变( ΔH)的意义：在恒压条件下进行的化学反应的热效应. 符号：△H. 单位：kJ/mol ，即：恒压下：焓变=反应热，都可用ΔH表示，单位都kJ/mol 。
是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也可以利用计算△H 来判断是吸热还是放热。
△H=生成物所具有的总能量- 反应物所具有的总能量=反应物的总键能- 生成物的总键能☆常见的放热反应：①所有的燃烧反应②所有的酸碱中和反应③大多数的化合反应④金属与水或酸的反应⑤生石灰（氧化钙）和水反应⑥铝热反应等☆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条件一般是加热或高温的反应☆区分是现象（物理变化）还是反应（生成新物质是化学变化），一般铵盐溶解是吸热现象，别的物质溶于水是放热。
4.能量与键能的关系：物质具有的能量越低，物质越稳定，能量和键能成反比。
5.同种物质不同状态时所具有的能量：气态>液态>固态6. 常温是指25，101. 标况是指0,101.7. 比较△H时必须连同符号一起比较。
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，即反应热△H，△H对应的正负号都不能省。
②热化学方程式中必须标明反应物和生成物的聚集状态（分别表示固态，液态，s,l, g气态，水溶液中溶质用aq 表示）③热化学反应方程式不标条件，除非题中特别指出反应时的温度和压强。
④热化学方程式中的化学计量数表示物质的量，不表示个数和体积，可以是整数，也可以是分数H 改变符号，⑤各物质系数加倍，△ H加倍，即：△H和计量数成比例；反应逆向进行，△数值不变。
高中化学选修4 化学反应原理导学案目录 (1)第一节化学反应与能量的变化 (1)第1课时焓变反应热 (1)第2课时热化学方程式中和热的实验测定 (3)第二节燃烧热能源 (6)第三节化学反应热的计算 (8) (10)第一节化学反应速率 (10)第二节影响化学反应速率的因素 (12)第三节化学平衡 (14)第1课时化学平衡状态 (14)第2课时化学平衡移动 (16)第3课时化学平衡常数 (18)第四节化学反应进行的方向 (20) (21)第一节弱电解质的电离 (21)第二节水的电离和溶液的酸碱性 (24)第1课时水的电离和溶液的酸碱性 (24)第2课时 pH的计算及应用 (25)第三节盐类的水解 (28)第1课时盐类水解 (28)第2课时盐类水解的应用 (31)第四节难溶电解质的溶解平衡 (33) (35)第一节原电池 (35)第二节化学电源 (37)第三节电解池 (39)第1课时电解原理 (39)第2课时电解原理的应用 (40)第四节金属的电化学腐蚀与防护 (42)第一节 化学反应与能量的变化第1课时 焓变 反应热1.概念(1)焓变(ΔH )①定义：焓(H )是与内能有关的物理量。
在一定条件下，某一化学反应是吸热反应还是放热反应，由生成物与反应物的焓值差即焓变(ΔH )决定。
②常用单位：kJ/mol(或kJ ·mol －1)。
(2)反应热：恒压条件下，反应的热效应等于焓变。
因此常用ΔH 表示反应热。
2．化学反应过程中有能量变化的原因 如图所示：H 2(g)＋Cl 2(g)===2HCl(g)反应的能量变化示意图 (1)实质：①断裂1 mol H 2分子中的化学键需要吸收436 kJ 的能量。
断裂1 mol Cl 2分子中的化学键需要吸收243 kJ 的能量。
②形成1 mol HCl 分子中的化学键需要放出431 kJ 的热量。
(2)结论：该反应放出的能量为2×431 kJ ，吸收的能量为(436＋243)kJ ，故为最终放出能量的反应，两者的热量差为183 kJ 。
【最新整理，下载后即可编辑】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化学反应中的能量变化(1)化学反应的实质：反应物化学键断裂和生成物化学键形成。
其中旧键断裂要吸收能量，新键形成会释放能量。
(2)化学反应的特征：既有物质变化，又有能量变化。
(3)化学反应中的能量转化形式：热能、光能和电能等，通常主要表现为热能的变化。
一、焓变反应热1．反应热：化学反应过程中所放出或吸收的热量，任何化学反应都有反应热，因为任何化学反应都会存在热量变化，即要么吸热要么放热。
反应热可以分为（燃烧热、中和热、溶解热）2．焓变(ΔH)的意义：在恒压条件下进行的化学反应的热效应.符号：△H.单位：kJ/mol ，即：恒压下：焓变=反应热，都可用ΔH表示，单位都是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，表示的时候“-”，“kJ/mol”不能省略吸收热量的化学反应。
（吸热>放热）△H 为“+”或△H >0，表示的时候“+”，“kJ/mol”不能省略放热反应和吸热反应判断方法①能量图像左图反应物总能量大于产物总能量，为放热反应；右图为反应物总能量低于产物总能量，为吸热反应注意：a.图中可以得知物质的能量越高越不稳定；b.一定是所有物质的能量之和，而不是某一个物质的能量高于产物或者低于产物的能量②通过键能的计算△H也可以利用计算△H来判断是吸热还是放热。
△H=生成物所具有的总能量-反应物所具有的总能量=反应物的总键能-生成物的总键能（不建议大家死记硬背公式，应当理解反应物断键吸收的能量和产物成键时所放出的能量相对大小，如果断键吸收能量大于成键释放能量则为吸热反应，如果成键释放的能量大于断键吸收的能量则为放热反应）根据键能计算反应热的关键是正确找出反应物和生成物所含共价键的数目，注意晶体结构中化学键的情况。
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：肯定条件下，肯定物质的量的反应物之间完全反应所放出或汲取的热量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/mol3.产生缘由：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汲取热量的化学反应。
（吸热>放热）△H 为“+”或△H >0☆常见的放热反应：①全部的燃烧反应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留意要点:①热化学方程式必需标出能量变更。
②热化学方程式中必需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变更符号，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。
※留意以下几点：①探讨条件：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探讨内容：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/mol3．弱酸或弱碱电离要汲取热量，所以它们参与中和反应时的中和热小于57.3kJ/mol。
化学选修 4 化学反应与原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 ( H) 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/mol3 .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)·8H O与NH Cl② 大多数的分解反应22 4③以 H 2、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 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 molkJ/mol ）④研究内容：放出的热量。
（H<0 ，单位四、中和热1．概念：在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应而生成1mol H2 O，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) =H O(l)2 H=－ 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 。
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= c/ t（υ：平均速率，c：浓度变化，t ：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例举反应mA(g)+nB(g)pC(g)+qD(g)① 各物质的物质的量或各物质的物质的量的分数一定平衡混合物体系中②各物质的质量或各物质质量分数一定平衡各成分的含量③各气体的体积或体积分数一定平衡④ 总体积、总压力、总物质的量一定不一定平衡①在单位时间内消耗了m molA 同时生成 m molA，即 V(正)=V(逆) 平衡正、逆反应②在单位时间内消耗了n molB 同时消耗了 p molC，则 V(正)=V(逆) 平衡③ V(A):V(B):V(C):V(D)=m:n:p:q， V(正)不一定等于 V(逆) 不一定平衡速率的关系④ 在单位时间内生成n molB，同时消耗了 q molD，因均不一定平衡指 V(逆)压强① m+n≠p+q 时，总压力一定（其他条件一定）平衡② m+n= p+q 时，总压力一定（其他条件一定）不一定平衡混合气体平均① Mr 一定时，只有当m+n≠p+q 时平衡相对分子质量② Mr 一定时，但 m+n=p+q 时不一定平衡Mr温度任何反应都伴随着能量变化，当体系温度一定时（其他不平衡变）体系的密度密度一定不一定平衡其他如体系颜色不再变化等平衡（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-1 -1 S. 单位： J?mol ?K(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：H-T S〈 0 反应能自发进行H-T S=0 反应达到平衡状态H-T S〉 0 反应不能自发进行注意：（1 ）H 为负，S 为正时，任何温度反应都能自发进行（ 2 ）H 为正，S 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 。
混和物物质单质强电解质： 强酸，强碱，大多数盐 。
如 HCl 、NaOH 、 NaCl 、BaSO 纯净物 电解质4弱电解质： 。
如 HClO 、NH 3·H O 2 、Cu(OH) 、2化合物 弱酸，弱碱，极少数盐，水 非电解质： 非金属氧化物，大部分有机物。
如 SO 、CO 、C H O 、CCl 、CH =CH 2 、电解质与非电解质本质区别： 3 2 6 12 6 4 2 2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② SO 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。
