化学选修4
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
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0
3、反应热在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.
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。C元素转化为CO2，而不是CO；H元素转化为H2O(l)，而不是H2O(g), N元素转化为N2。如：H2(g)+ 1/2 O2(g) = H2O(l); △H =－285.8 kJ/mol
③燃烧物的物质的量：燃料是以1mol作为标准，因此书写热化学方程式时，其它物质的化学计量数可用分数表示；
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
(1)目的：①用量热法测定HCl与NaOH的中和热。②了解化学标定法，并掌握其操作。
(2)原理：在298K、溶液足够稀的情况下，1molOH-与1molH+中和，可放出57.3.kJ 的热量。即:H+(aq)+OH-(aq) =H2O(aq) △H=－57.3kJ/mol
(3)仪器和实验：大烧杯(500 mL)、小烧杯(100 mL)、温度计、量筒(50mL)两个、泡沫塑料或纸条、泡沫塑料板或硬纸板(中心有两个小孔)、环形玻璃搅拌棒。0.50 mol/L 盐酸、0.55 mol/L NaOH溶液。
(4)步骤：
① 在大烧杯底垫泡沫塑料(或纸条)，使放入的小烧杯杯口与大烧杯杯口相平。然后再在大、小烧杯之间填满碎泡沫塑料(或纸条)，大烧杯上用泡沫塑料板(或硬纸板)作盖板，在板中间开两个小孔，正好使温度计和环形玻璃搅拌棒通过，以达到保温、隔热、减少实验过程中热量损失的目的，如图所示。该实验也可在保温杯中进行。
②用一个量筒量取50mL0.50mol/L盐酸，倒入小烧杯中，并用温度计测量盐酸的温度，记入下表。然后把温度计上的酸用水冲洗干净。
③用另一个量筒量取50mL 0.55 mol/L NaOH溶液，并用温度计测量NaOH溶液的温度，记入下表。
④把温度计和环形玻璃搅拌棒放入小烧杯的盐酸中，并把量筒中的NaOH溶液一次倒入小烧杯(注意不要洒到外面)。用环形玻璃搅拌棒轻轻搅动溶液，并准确读取混合溶液的最高温度，记为终止温度，记入下表。
⑤重复实验两次，取测量所得数据的平均值作为计算依据。
⑥根据实验数据计算中和热。
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。
a：若某化学反应从始态（S）到终态（L）其反应热为△H，而从终态（L）到始态（S）的反应热为△H ’，这两者和为０。
即△H＋△H ’ = ０
b：若某一化学反应可分为多步进行，则其总反应热为各步反应的反应热之和。
即△H= △H1+ △H2+ △H3+…… c ：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。
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/Δt （υ：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 应用中应注意的问题
①概念中的反应速率实际上是某段时间间隔内的平均反应速率。时间间隔越短，在这段时间发生的浓度变化越接近瞬时反应速率（指在某一瞬间的反应速率） ②对某一具体化学反应来说，在用不同物质表示化学反应速率时所得数值往往不同。用各物质表示的化学反应速率的数值之比等于化学方程式中各物质的系数之比
③、气体的浓度用
容器的体积气体的物质的量
来表示 ④、无论用任何物质来表示，无论浓度的变化是增加还是减少，都取正值，反应速率都为正数（没
有负数）。 ⑤、在反应中对于固体或纯液体而言，其物质的量浓度无意义，所以不用它们来表示化学反应速率
2. 外界条件对化学反应速率的影响
1）、浓度对化学反应速率的影响。
结论：其他条件不变时，增大反应物的浓度，可以增大反应速率；减小反应物的浓度，可以减小化学反应的速率。
注意：a 、此规律只适用于气体或溶液的反应，对于纯固体或液体的反应物，一般情况下其浓度是常数，因此改变它们的量不会改变化学反应速率。
原因：在其他条件不变时，对某一反应来说，活化分子百分数是一定的，所以当反应物的浓度增大时，单位体积内的分子数增多，活化分子数也相应的增多，反应速率也必然增大。
2）、压强对反应速率的影响。
结论：对于有气体参加的反应，若其他条件不变，增大压强，反应速率加快；减小压强，反应速率减慢。
原因：对气体来说，若其他条件不变，增大压强，就是增加单位体积的反应物的物质的量，即增加反应物的浓度，单位体积内活化分子数增多，因而可以增大化学反应的速率。
3）、温度对化学反应速率的影响。
结论：其他条件不变时，升高温度，可以增大反应速率，降低温度，可以减慢反应速率。
原因：(1)浓度一定时，升高温度，分子的能量增加，从而增加了活化分子的数量，反应速率增大。
(2)温度升高，使分子运动的速度加快，单位时间内反应物分子间的碰撞次数增加，反应速率也会相应的加快。前者是主要原因。
4）、催化剂对化学反应速率的影响。
结论：催化剂可以改变化学反应的速率。正催化剂：能够加快反应速率的催化剂。负催化剂：能够减慢反应速率的催化剂。
如不特意说明，指正催化剂。
原因：在其他条件不变时，使用催化剂可以大大降低反应所需要的能量，会使更多的反应物分子成为活化分子，大大增加活化分子百分数，因而使反应速率加快。
5）、其他因素：如光照、反应物固体的颗粒大小、电磁波、超声波、溶剂的性质等，也会对化学反应的速率产生影响
6）、有效碰撞：能够发生化学反应的碰撞。
活化分子：能量较高、有可能发生有效
碰撞的分子。
活化能：活化分子的平均能量与所有分子平均能量之差。
活化分子百分数：(活化分子数/反应物分子数)×100%
※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
可逆反应与不可逆反应
(1)可逆反应：在相同条件下，能同时向正、逆反应方向进行的反应。
不可逆反应：在一定条件下，进行得很彻底或可逆程度很小的反应。
(2)可逆反应的普遍性：大部分化学反应都是可逆反应。
(3)可逆反应的特点：
①相同条件下，正反应和逆反应同时发生
②反应物、生成物共同存在
③可逆反应有一定的限度(反应不能进行到底)
（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
表达式：aA(g)+bB(g)=cC(g)+ dD(g)
在一定温度下无论反应物的起始浓度如何，反应达平衡状态后，将各物质的物质量浓度代入下式，得到的结果是一个定值。
这个常数称作该反应的化学平衡常数,简称平衡常数
（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
自发反应：在一定条件下，无需外界帮助就能自动进行的反应。
能量判据：体系趋向于从高能状态转变为低能状态（△H ＜0）。
对于化学反应而言，绝大多数的放热反应能自发进行，且放出的热量越多，体系能量降低越多，反
应越完全
焓变（△H）是决定反应能否自发进行的因素之一，但不是唯一因素
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
熵变：反应前后体系熵的变化叫做反应的熵变.用△S表示。△S=S生成物总熵－S反应物总熵
反应的△S越大,越有利于反应自发进行
(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。
熵判据：体系趋向于由有序状态转变为无序状态，即混乱度增加（△S＞0）。且△S越大，越有利
于反应自发进行。
正确判断一个化学反应是否能够自发进行：必须综合考虑反应的焓变和熵变
（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：
吉尔斯自由能：
ΔG=ΔH－TΔS
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）. △H <0，△S>0 该反应一定能自发进行；
（2）. △H >0，△S<0 该反应一定不能自发进行；
（3）. △H <0，△S<0 该反应在较低温度下能自发进行
（4）. △H >0，△S>0 该反应在较高温度下能自发进行
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、(1)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。 (2)强电解质与弱电质的本质区别：在水溶液中是否完全电离（或是否存在电离平衡） 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）
(3)强酸（HA ）与弱酸（HB ）的区别：(1)溶液的物质的量浓度相同时，pH (HA)＜pH (HB) (2)pH 值相同时，溶液的浓度C HA ＜C HB (3)pH 相同时，加水稀释同等倍数后，pH HA ＞pH HB
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。
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 、Cu(OH)2、H 2O ……
混和物
纯净物
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。
5、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）
6、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]
7、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 =c[H+]·c[OH-]
25℃时, [H+]=[OH-] =10-7 mol/L; K W = [H+]·[OH-] = 1*10-14
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〈1*10-14 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〉1*10-14
4、溶液的酸碱性和pH：
（1）pH=-lgc[H+]
（2）pH的测定方法：
酸碱指示剂——甲基橙、石蕊、酚酞。
变色范围：甲基橙3.1~4.4（橙色）石蕊5.0~8.0（紫色）酚酞8.2~10.0（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
常用酸碱指示剂及其变色范围：
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）
注意：在加法运算中，相差100倍以上（含100倍）的，小的可以忽略不计！
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
1、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=pH2-0.3
pH1+pH2≤13则溶液显酸性pH=pH1+0.3
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)
③弱酸酸性强弱比较：
A、同主族元素最高价含氧酸的酸性递减，无氧酸的酸性递增（利用特殊值进行记忆。如酸性：HF
B、饱和一元脂肪酸的碳原子数越小，酸性越强（如HCOOH>CH3COOH）
C、一些常见的酸的酸性：HClO、HAlO2、苯酚为极弱酸；醋酸>碳酸；磷酸和H2SO3为中强酸；HClO4为最强含氧酸等。
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。其促进过程以NH4Ac为例解释如下：
NH 4Ac == NH4＋+ Ac-NH4＋+ H2O NH3·H2O + H＋Ac—+ H2O HAc + OH-
两个水解反应生成的H+和OH—反应生成水而使两个水解反应的生成物浓度均减少，平衡均右移。（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 == 2Al(OH)3↓+ 3H2S↑
盐类水解的应用：
①混施化肥（N、P、K三元素不能变成↑和↓）②泡沫灭火剂（用硫酸铝和小苏打为原料，双水解）③FeCl3溶液止血剂（血浆为胶体，电解质溶液使胶体凝聚）④明矾净水（Al3＋水解成氢氧化铝胶体，胶体具有很大的表面积，吸附水中悬浮物而聚沉）⑤NH4Cl焊接金属（氯化铵呈酸性，能溶解铁锈）⑥判断溶液酸碱性（强者显性）⑦比较盐溶液离子浓度的大小⑧判断离子共存（双水解的离子产生沉淀和气体的不能大量共存）⑨配制盐溶液（加对应的酸防止水解）
8、水解平衡常数（K h）
对于强碱弱酸盐：K h =Kw/Ka(Kw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
1.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。
2、同浓度的弱酸和其弱酸盐、同浓度的弱碱和其弱碱盐的电离和水解强弱规律：
①中常化学常见的有三对
等浓度的HAc与NaAc的混合溶液：弱酸的电离＞其对应弱酸盐的水解，溶液呈酸性
等浓度的NH3·H2O与NH4Cl的混合液：弱碱的电离＞其对应弱碱盐的水解，溶液呈碱性
等浓度的HCN与NaCN的混合溶液：弱酸的电离<其对应弱酸盐的水解，溶液呈碱性
②掌握其处理方法（即抓主要矛盾）
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1*10-5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、Ca(OH)2、Ag2SO4
（5）溶解平衡常为吸热，但Ca(OH)2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：Ag2S(s) 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：利用氧化还原反应除去杂质
（4）同离子效应法：向沉淀溶解平衡体系中，加入含原体系中某离子的物质，平衡向沉淀生成的方向移动，但不变。
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。
具体的方法有：①加水；②加热；③减少生成物（离子）的浓度。使沉淀溶解的方法一般为减少生成物的浓度，因为对于难溶物加水和加热对其溶解度的影响并不大。
5、沉淀的转化：溶液中的沉淀反应总是向着离子浓度减少的方向进行，简而言之，即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。
2、表达式：AmBn(s) mA n+(aq)+nB m-(aq)
K SP= [c(A n+)]m?[c(B 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
化学原理:电子从负极（较活泼金属）流向正极（较不活泼金属或碳棒），负极发生氧化反应，正极发生还原反应。
半电池：包括电极材料和电解质溶液，两个隔离的半电池通过盐桥连接起来。
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
负极:(1)相对活泼的金属(2)失电子,发生氧化反应(3)质量减少(4)电解质溶液中阴离子的定向移动方向
正极: (1)相对不活泼的金属或非金属(2)得电子,发生还原反应(3)质量增加或生成气体
(4)电解质溶液中阳离子的定向移动方向
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、化学电池概念：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
新人教版选修（4）全册教案 绪言 一学习目标：1学习化学原理的目的 2：化学反应原理所研究的范围 3：有效碰撞、活化分子、活化能、催化剂二学习过程 1：学习化学反应原理的目的 1）化学研究的核心问题是：化学反应2）化学中最具有创造性的工作是：设计和创造新的分子3）如何实现这个过程？ 通常是利用已发现的原理来进行设计并实现这个过程，所以我们必须对什么要清楚才能做到，对化学反应的原理的理解要清楚，我们才能知道化学反应是怎样发生的，为什么 有的反应快、有的反应慢，它遵循怎样的规律，如何控制化学反应才能为人所用！这就是 学习化学反应原理的目的。 2：化学反应原理所研究的范围是1）化学反应与能量的问题2）化学反应的速率、方向及限度的问题3）水溶液中的离子反应的问题4）电化学的基础知识3：基本概念 1）什么是有效碰撞？引起分子间的化学反应的碰撞是有效碰撞，分子间的碰撞是发生化学反应的必要条件，有效碰撞是发生化学反应的充分条件，某一化学反应的速率大小与，单位时间内有效碰撞的次数有关2）什么是活化分子？具有较高能量，能 够发生有效碰撞的分子是活化分子，发生有效碰撞的分子一定是活化分子，但活化分子的碰撞不一定是有效碰撞。有效碰撞次数的多少与单位体积内反应物中活化分子的多少有关。3）什么是活化能？活化分子高出反应物分子平均能量的部分是活化能，如图 活化分子的多少与该反应的活化能的大小有关，活化能的大小是由反应物分子的性质决定，（内因）活化能越小则一般分子成为活化分子越容易，则活化分子越多，则单位时间内有效碰撞越多，
则反应速率越快。4）什么是催化剂？催化剂是能改变化学反应的速率，但反应前后本身性质和质量都不改变的物质，催化剂作用:可以降低化学反应所需的活化能,也就等于提高了活化分子的百分数,从而提高了有效碰撞的频率.反应速率大幅提高. 5）归纳总结：一个反应要发生一般要经历哪些过程？ 1、为什么可燃物有 氧气参与，还必须达到着 火点才能燃烧？2、催化剂在我们技术改造和生产中，起关键作用，它主要作用是提高化学反应速率，试想一下为什么催化剂能提高反应速率？ 第一节化学反应与能量的变化（第一课时） 一学习目标:反应热,焓变 二学习过程 1:引言:我们知道：一个化学反应过程中，除了生成了新物质外，还有 思考 1、你所知道的化学反应中有哪些是放热反应？能作一个简单的总结吗？ 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 反应物具有的总能量> 生成物具有的总能量 2、你所知道的化学反应中有哪些是吸热反应？能作一个简单的总结吗？
高中化学重要知识点详细总结全套笔记 高中化学复习笔记： 一、俗名 无机部分： 纯碱、苏打、天然碱、口碱：Ｎa2CO3 小苏打：NaHCO3 大苏打：Na2S2O3 石膏（生石膏）：CaSO4.2H2O 熟石膏：2CaSO4·.H2O 莹石：CaF2 重晶石：BaSO4（无毒）碳铵：NH4HCO3 石灰石、大理石：CaCO3 生石灰：CaO 食盐：NaCl 熟石灰、消石灰：Ca(OH)2 芒硝：Na2SO4·7H2O (缓泻剂) 烧碱、火碱、苛性钠：NaOH 绿矾：FaSO4·7H2O 干冰：CO2 明矾：KAl (SO4)2·12H2O 漂白粉：Ca (ClO)2 、CaCl2（混和物）泻盐：MgSO4·7H2O 胆矾、蓝矾：CuSO4·5H2O 双氧水：H2O2 皓矾：ZnSO4·7H2O 硅石、石英：SiO2 刚玉：Al2O3 水玻璃、泡花碱、矿物胶：Na2SiO3 铁红、铁矿：Fe2O3 磁铁矿：Fe3O4 黄铁矿、硫铁矿：FeS2 铜绿、孔雀石：Cu2 (OH)2CO3 菱铁矿：FeCO3 赤铜矿：Cu2O 波尔多液：Ca (OH)2和CuSO4 石硫合剂：Ca (OH)2和S 玻璃的主要成分：Na2SiO3、CaSiO3、SiO2 过磷酸钙（主要成分）：Ca (H2PO4)2和CaSO4 重过磷酸钙（主要成分）：Ca (H2PO4)2 天然气、沼气、坑气（主要成分）：CH4 水煤气：CO和H2 硫酸亚铁铵（淡蓝绿色）：Fe (NH4)2 (SO4)2 溶于水后呈淡绿色
光化学烟雾：NO2在光照下产生的一种有毒气体王水：浓HNO3与浓HCl 按体积比1：3混合而成。 铝热剂：Al + Fe2O3或其它氧化物。尿素：CO（NH2) 2 有机部分： 氯仿：CHCl3 电石：CaC2 电石气：C2H2 (乙炔) TNT：三硝基甲苯酒精、乙醇：C2H5OH 氟氯烃：是良好的制冷剂，有毒，但破坏O3层。醋酸：冰醋酸、食醋 CH3COOH 裂解气成分（石油裂化）：烯烃、烷烃、炔烃、H2S、CO2、CO等。甘油、丙三醇：C3H8O3 焦炉气成分（煤干馏）：H2、CH4、乙烯、CO等。石炭酸：苯酚蚁醛：甲醛 HCHO 福尔马林：35%—40%的甲醛水溶液蚁酸：甲酸 HCOOH 葡萄糖：C6H12O6 果糖：C6H12O6 蔗糖：C12H22O11 麦芽糖：C12H22O11 淀粉：（C6H10O5）n 硬脂酸：C17H35COOH 油酸：C17H33COOH 软脂酸：C15H31COOH 草酸：乙二酸 HOOC—COOH 使蓝墨水褪色，强酸性，受热分解成CO2和水，使KMnO4酸性溶液褪色。
第一单元 化学反应中的热效应 第1课时 化学反应的焓变 [学习目标定位] 一、反应热和焓变 1．化学反应的两大基本特征 2．反应热 在化学反应过程中，当反应物和生成物具有相同的温度时，所吸收或放出的热量。 3．焓变 在恒温、恒压的条件下，化学反应过程中吸收或释放的热量。符号为ΔH ，常用单位 kJ·mol － 1。
4．ΔH与吸热反应和放热反应的关系 (1)当ΔH>0时，反应物的总能量小于生成物的总能量，反应过程吸收热量，为吸热反应。 (2)当ΔH<0时，反应物的总能量大于生成物的总能量，反应过程放出热量，为放热反应。5．化学反应伴随能量变化的原因 (1)从反应物和生成物总能量相对大小角度分析如图所示 反应热的计算公式：ΔH＝∑E(生成物)－∑E(反应物)。 (2)从反应物断键和生成物成键角度分析 N2(g)＋O2(g)===2NO(g)反应的能量变化如图所示： 由图可知： 1 mol N2分子中的化学键断裂吸收的能量是946 kJ， 1 mol O2分子中的化学键断裂吸收的能量是498 kJ， 2 mol NO分子中的化学键形成释放的能量是1 264 kJ， 则N2(g)＋O2(g)===2NO(g)的反应吸收的热量为180 kJ。 反应热的计算公式：ΔH＝反应物的键能总和－生成物的键能总和。 相关链接理解焓变的“三”注意 (1)反应热ΔH的基本计算公式 ΔH＝生成物的总能量－反应物的总能量
ΔH＝反应物的总键能之和－生成物的总键能之和 (2)物质的物理变化过程中，也会有能量的变化，但不属于吸热反应或放热反应。而化学反应同时有旧键断裂、新键形成的过程(缺少任何一个过程都不是化学变化)，都伴随着能量的变化。在进行反应热的有关计算时，必须要考虑到物理变化时的热效应，如物质的三态变化。 (3)化学反应是放热还是吸热与反应发生的条件没有必然联系。如吸热反应的Ba(OH)2·8H2O 与NH4Cl在常温常压下即可进行，而很多放热反应需要在加热的条件下进行。 例1化学反应A2(g)＋B2(g)===2AB(g)的能量变化如图所示。下列有关叙述正确的是() A．每生成2 mol AB(g)吸收b kJ热量 B．反应热ΔH＝(a－b) kJ·mol－1 C．该反应中反应物的总能量高于生成物的总能量 D．断裂1 mol A—A键和1 mol B—B键，放出a kJ能量 答案 B 解析根据图像可知，反应物的总能量低于生成物的总能量，该反应是吸热反应，每生成2 mol AB(g)吸收(a－b) kJ热量，A、C项错误；根据反应热等于生成物总能量与反应物总能量的差值可知，该反应热ΔH＝(a－b) kJ·mol－1，B项正确；化学键断裂吸收能量，D项错误。 考点焓变反应热 题点能量变化示意图与焓变关系 例2工业合成氨的反应为N2(g)＋3H2(g) 2NH3(g)，已知下列化学键的键能(拆开或形成1 mol化学键所吸收或放出的热量)： 下列说法正确的是() A．该反应为吸热反应 B．该反应中反应物的总能量高于生成物的总能量 C．反应热ΔH＝92 kJ·mol－1
高中化学选修三知识点总结 第一章原子结构与性质 1、电子云：用小黑点的疏密来描述电子在原子核外空间出现的机会大小所得的图形叫电子云图。离核越近，电子出现的机会大，电子云密度越大；离核越远，电子出现的机会小，电子云密度越小。 2、电子层（能层）：根据电子的能量差异和主要运动区域的不同，核外电子分别处于不同的电子层.原子由里向外对应的电子层符号分别为K、L、M、N、O、P、Q. 3、原子轨道（能级即亚层）：处于同一电子层的原子核外电子，也可以在不同类型的原子轨道上运动，分别用s、p、d、f表示不同形状的轨道，s轨道呈球形、p轨道呈纺锤形，d轨道和f轨道较复杂.各轨道的伸展方向个数依次为1、3、5、7。 4、原子核外电子的运动特征可以用电子层、原子轨道(亚层)和自旋方向来进行描述.在含有多个核外电子的原子中，不存在运动状态完全相同的两个电子。 5、原子核外电子排布原理： （1）能量最低原理:电子先占据能量低的轨道，再依次进入能量高的轨道；
（2）泡利不相容原理:每个轨道最多容纳两个自旋状态不同的电子；（3）洪特规则:在能量相同的轨道上排布时，电子尽可能分占不同的轨道，且自旋状态相同。 洪特规则的特例:在等价轨道的全充满（p6、d10、f14）、半充满（p3、d5、f7）、全空时(p0、d0、f0)的状态，具有较低的能量和较大的稳定性.如24Cr [Ar]3d54s1、29Cu [Ar]3d104s1 6、根据构造原理，基态原子核外电子的排布遵循图⑴箭头所示的顺序。 根据构造原理，可以将各能级按能量的差异分成能级组如图⑵所示，由下而上表示七个能级组，其能量依次升高；在同一能级组内，从左到右能量依次升高。基态原子核外电子的排布按能量由低到高的顺序依次排布。 7、第一电离能：气态电中性基态原子失去1个电子，转化为气态基态正离子所需要的能量叫做第一电离能。常用符号I1表示，单位为kJ/mol。 (1)原子核外电子排布的周期性 随着原子序数的增加,元素原子的外围电子排布呈现周期性的变化: 每隔一定数目的元素，元素原子的外围电子排布重复出现从ns1到 ns2np6的周期性变化.
人教版高中化学选修4同步练习及单元测试 目录 第1节化学反应与能量的变化 第2节燃烧热能源 第1章化学反应与能量单元检测及试题解析 第1章单元复习 第1章单元测试 第3节化学平衡 第4节化学反应进行的方向 第2章化学反应速率与化学平衡单元检测及试题解析 第2章单元复习 第2章单元测试化学反应速率和化学平衡 第3章单元复习 第3章单元测试 第3章水溶液中的离子平衡单元检测及试题解析 第3章第1节弱电解质的电离 第3章第2节水的电离和溶液的酸碱性 第3章第3节盐类的水解 第3章第4节难溶电解质的溶解平衡 第4章电化学基础单元检测及试题解析 第4章第1节原电池 第4章第2节化学电源 第4章第3节电解池 选修4化学反应原理模块综合检测
高二化学选修4 同步练习 第一章第一节化学反应与能量的变化一. 教学内容： 化学反应与能量的变化 二. 重点、难点 1. 了解反应热和焓变的涵义； 2. 化学反应中的能量变化及其微观原因； 3. 正确认识、书写热化学方程式。 三. 具体内容 （一）绪言 1. 选修4的基本结构和地位、与必修的关系 2. 关于“化学暖炉”、“热敷袋”的构造和发热原理 3. 举出人们利用化学反应的其他形式的能量转变例子 （二）焓变和反应热 1. 为什么化学反应过程中会有能量的变化？ 2. 反应热的定义 3. 反应热产生的原因 4. 反应热的表示 5. 有效碰撞 6. 活化分子 7.活化能 8. 催化剂 （三）热化学方程式 1. 定义 2. 表示意义 3. 与普通化学方程式的区别 4. 热化学方程式的书写应注意的问题 （四）实验：中和反应、反应热的测定
【典型例题】 [例1 ] 已知在25℃、101kPa 下，1g C8H18（辛烷）燃烧生成二氧化碳和液态水时放出48.40kJ 的热量。表示上述反应的热化学方程式正确的是（ ） A. C8H18（l ）+25/2O2（g ）＝8CO2（g ）+9H2O （g ） △H=-48.40kJ ·mol-1 B. C8H18（l ）+25/2O2（g ）＝8CO2（g ）+9H2O （l ） △H=-5518kJ ·mol-1 C. C8H18（l ）+25/2O2（g ）＝8CO2（g ）+9H2O △H=+5518kJ ·mol-1 D. C8H18（l ）+25/2O2（g ）＝8CO2（g ）+9H2O （l ） △H=-48.40kJ ·mol-1 答案：B 解析：掌握书写热化学方程式的基本注意事项。 [例2] 0.3mol 的气态高能燃料乙硼烷（B2H6）在O2中燃烧，生成固态B2O3和液态水，放 出649.5kJ 的热量，其热化学方程式为________。 又知：H2O （l ）=H2O （g ） △H=+44kJ ·mol －1，则11.2L （标准状况下）B2H6完全燃 烧生成气态水时放出的热量是______kJ 。 答案：B2H6（g ）+3O2（g ）=B2O3（s ）+3H2O （l ） △H=-2165kJ ·mol-1；1016.5。 解析：考察反应热的计算和两个热量变化过程的分析。 [例3 ] 已知胆矾溶于水时溶液温度降低，室温下将1mol 无水硫酸铜制成溶液时放出的热量 为Q1。又知胆矾分解的热化学方程式为：CuSO4·5H2O （s ）=CuSO4（s ）+5H2O （l ） △H=+Q2kJ ·mol-1，则Q1和Q2的关系为（ ） A. Q1＜Q2 B. Q1＞Q2 C. Q1=Q2 D. 无法确定 答案：A 解析：掌握含有结晶水的物质的特点。 [例4] 答案：－183 kJ ·mol-1 解析：掌握键能和反应热计算的关系。 [例5] 已知CH4（g ）+2O2（g ）== CO2（g ）+2H2O （l ）；ΔH ＝－Q1kJ ·mol －1， )()(222g O g H + ＝2H2O （g ）；△H2＝－Q2 kJ ·1mol -， )()(222g O g H + ＝2H2O （l ）；△H3＝－Q3 kJ ·1mol -。 常温下，取体积比4:1的甲烷和氢气的混合气体11.2L （标准状况下），经完全燃烧后恢复至 室温，则放出的热量为 。 答案：0.4Q1+0.05Q3 解析：根据物质的量和反应热的比例关系进行换算。 [例6] 实验中不能直接测出由石墨和氢气生成甲烷反应的反应热，但可测出CH4、石墨和 H2的燃烧热。试求出石墨生成甲烷的反应热。 已知：CH4（g ）+2O2（g ）=CO2（g ）+2H2O （l ）△H1=-890.5kJ ·mol-1；
高中化学选修四知识点汇总 【一】化学反应的焓变1、(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。 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 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或kJ·mol，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。 反应焓变的计算 (1)盖斯定律对于一个化学反应，无论是一步完成，还是分几步完成，其反应焓变一样，这一规律称为盖斯定律。 (2)利用盖斯定律进行反应焓变的计算。常见题型是给出几个热化学方程式，合并出题目所求的热化学方程式，根据盖斯定律可知，该方程式的ΔH为上述各热化学方程式的ΔH的代数和。 (3)根据标准摩尔生成焓，ΔfHm计算反应焓变ΔH。对任意反应：aA+bB=cC+dD θθθθΔH=[cΔfHm(C)+dΔfHm(D)]-[aΔfHm(A)+bΔfHm(B)] 2、化学电源 (1)锌锰干电池 负极反应：Zn→Zn2++2e-; 正极反应：2NH4++2e-→2NH3+H2; (2)铅蓄电池 负极反应：Pb+SO42-PbSO4+2e- 正极反应：PbO2+4H++SO42-+2e-PbSO4+2H2O 放电时总反应：Pb+PbO2+2H2SO4=2PbSO4+2H2O. 充电时总反应：2PbSO4+2H2O=Pb+PbO2+2H2SO4. (3)氢氧燃料电池 负极反应：2H2+4OH-→4H2O+4e- 正极反应：O2+2H2O+4e-→4OH-
原子结构与性质 一 原子结构 1、原子的构成 中子N （核素） 原子核 近似相对原子质量 质子Z → 元素符号 原子结构 决定原子呈电中性 电子数（Z 个） 体积小，运动速率高（近光速），无固定轨道 核外电子 运动特征 电子云（比喻） 小黑点的意义、小黑点密度的意义。 排布规律 → 电子层数 周期序数及原子半径 表示方法 → 原子（离子）的电子式、原子结构示意图 2、三个基本关系 （1）数量关系：质子数 = 核电荷数 = 核外电子数（原子中） （2）电性关系： ①原子中：质子数=核电荷数=核外电子数 ②阳离子中：质子数>核外电子数 或 质子数=核外电子数+电荷数 ③阴离子中：质子数<核外电子数 或 质子数=核外电子数-电荷数 （3）质量关系：质量数 = 质子数 + 中子数 二 原子核外电子排布规律 决定 X) (A Z
三相对原子质量 定义：以12C原子质量的1/12（约1.66×10-27kg）作为标准，其它原子的质量跟它比较所得的值。其国际单位制（SI）单位为1，符号为1（单位1一般不写） 原子质量：指原子的真实质量，也称绝对质量，是通过精密的实验测得的。 如：一个氯原子的m(35Cl)=5.81×10-26kg。 核素的相对原子质量：各核素的质量与12C的质量的1/12的比值。一种元素有几种同位素，就应 有几种不同的核素的相对原子质量， 相对诸量如35Cl为34.969,37Cl为36.966。 原子比较核素的近似相对原子质量：是对核素的相对原子质量取近似整数值，数值上与该质量 核素的质量数相等。如：35Cl为35,37Cl为37。 元素的相对原子质量：是按该元素各种天然同位素原子所占的原子个数百分比算出的平均值。如： Ar(Cl)=Ar(35Cl)×a% + Ar(37Cl)×b% 元素的近似相对原子质量：用元素同位素的质量数代替同位素相对原子质量与其原子个数百分比 的乘积之和。 注意①、核素相对原子质量不是元素的相对原子质量。 ②、通常可以用元素近似相对原子质量代替元素相对原子质量进行必要的计算。 四微粒半径的大小比较和10电子、18电子微粒 1．原子半径和离子半径 1.电子层数相同时（同周期元素），随原子序数递增，原子半径减小 例：Na＞Mg＞Al＞Si＞P＞S＞Cl 2.最外层电子数相同时（同主族元素），随电子层数递增原子半径增大。 例：Li＜Na＜K＜Rb＜Cs （1）分子：Ne、CH4、NH3、H2O、HF ； （2）离子：Na+、Mg2+、Al3+、NH4+、NH2-、H3O+、OH-、O2-、F-。 3．18电子的微粒：2．（1） （1）分子：Ar、SiH4、PH3、H2S、HCl、CH3CH3、N2H4、H2O2、F2、CH3OH、CH3F 等； （2）离子：S2-、Cl-、K+、Ca2+、HS-。
（人教版）高中化学选修4配套练习（全册）同步练习汇总 第一章测评A (基础过关卷) (时间:45分钟满分:100分) 第Ⅰ卷(选择题共48分) 一、选择题(每小题4分,共48分) 1.下列与化学反应能量变化相关的叙述正确的是( ) A.生成物总能量一定低于反应物总能量 B.放热反应的反应速率总是大于吸热反应的反应速率 C.应用盖斯定律,可计算某些难以直接测量的反应焓变 D.同温同压下,H2(g)+Cl2(g)2HCl(g)在光照和点燃条件下的ΔH不同 解析:根据生成物总能量和反应物总能量的相对大小,把化学反应分为吸热反应和放热反应,吸热反应的生成物总能量高于反应物总能量,放热反应的生成物总能量低于反应物总能量;反应速率是单位时间内物质浓度的变化,与反应的吸热、放热无关;同温同压下,H2(g)和Cl2(g)的总能量与 HCl(g)的总能量的差值不受光照和点燃条件的影响,所以该反应的ΔH相同。 答案:C 2.对于:2C4H10(g)+13O2(g)8CO2(g)+10H2O(l) ΔH=-5 800 kJ·mol-1的叙述错误的是( ) A.该反应的反应热为ΔH=-5 800 kJ·mol-1,是放热反应 B.该反应的ΔH与各物质的状态有关,与化学计量数也有关 C.该式的含义为:25 ℃、101 kPa下,2 mol C4H10气体完全燃烧生成CO2和液态水时放出热量 5 800 kJ D.该反应为丁烷燃烧的热化学方程式,由此可知丁烷的燃烧热为5 800 kJ·mol-1 解析:根据燃烧热的定义,丁烷的物质的量应为1 mol,故题中方程式不是丁烷的燃烧热的热化学方程式,由题中方程式可知丁烷的燃烧热为2 900 kJ·mol-1。 答案:D 3.下列关于反应能量的说法正确的是( ) A.Zn(s)+CuSO4(aq)ZnSO4(aq)+Cu(s) ΔH=-216 kJ·mol-1,则反应物总能量>生成物总能量 B.相同条件下,如果 1 mol氢原子所具有的能量为E1,1 mol氢分子所具有的能量为E2,则2E1=E2
高一化学笔记整理必修一部分 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。3、掌握 正确的操作方法。 4、重视并逐步熟悉污染物和废弃物的处理方法。 Page4 图1—1 一些常用危险化学品的标志。可直接加热的仪器、需要 垫上石棉网进行加热的仪器 二.混合物的分离和提纯 分离混合物的方法：①过滤②蒸发③蒸馏④升华⑤萃取 1.萃取分液（碘水中碘的提纯） ①萃取：利用某物质再两种互不相溶的溶剂中溶解度的不同而提取出来的方法 叫萃取 ②分液：将萃取后的两种互不相溶的液体分开的操作 ③仪器：分液漏斗 ④注意事项：1.放气2.打开塞子或使小孔和凹槽对齐3.下层液体从下口流出， 上层液体从上口倒出 2.蒸馏（适用于含有有机物的互溶的液态混合物） 蒸馏：利用沸点不同分离混合物的方法 注意事项：1.加沸石防止爆沸2.温度计水银球放在支管处3.冷凝管中，气流与水流相反 4.粗盐中，Ca+、Mg+、SO4-的除去 Na2CO3、NaOH、BaCl2、HCl 除杂的原则：1.不引入新的杂质2.除杂试剂一般过量 第二节：化学计量在实验中的应用 物质的量 1.含义：表示一定数目粒子的集体 2.衡量标准：以0.012kg 12C中含有的碳原子数 3.阿伏伽德罗常数：6.02×1023mol-1 4.1mol任何粒子所含的粒子数都为6.02×1023 5.关系式：n= 摩尔质量 1.定义：单位物质的量的物质所具有的质量 2.单位：g/mol 3.关系式：n= 配制一定物质的量浓度的溶液 1.仪器：容量瓶、量筒（托盘天平）、烧杯、玻璃棒
2.步骤：①计算固体→液体m=CVM 液体→固体C浓V浓=C稀V稀 ②称量 ③溶解（玻璃棒的作用：搅拌、加速溶解）冷却 ④转移：玻璃棒（引流） ⑤定容：⑥盖好塞子，摇匀静置 3.公式：c= c= 4.气体摩尔体积：V m= 第二章化学物质及其变化 第一节：物质分类 一、简单分类法及其应用。 物质分为纯净物和混合物，纯净物分为氧化物，酸，碱，盐 二. 分散系及其分类 1.分散系：把一种（或多种）物质分散在另一种（或多种）物质中所得体系叫 分散系 2.分散系包括：分散质、分散剂 3.分类：①根据状态分，共九种 ②根据分散质粒子直径大小： 溶液d<1nm 胶体1nm
高中化学选修4 第三章（水溶液中的离子平衡）专题基础知识总结 第一节弱电解质的电离 电解质：在水溶液或熔融状态下能导电的化合物。 非电解质：在水溶液里和熔融状态下都不能导电的化合物。 讨论条件：热稳性较差的电解质只讨论它们在水溶液中的电离，易与水反应的电解质只讨论它们在熔融状态下的电离。【注意】 （1）电解质和非电解质都是指化合物，认为除电解质外的物质均是非电解质的说法是错误的。 单质和混合物既不是电解质也不是非电解质。 （2）必须是在水分子的作用下或受热熔化后，本身直接电离出自由移动的离子的化合物才是电解质。 并不是溶于水能导电的化合物都是电解质。如SO3、NH3等溶于水都能导电，但SO3、NH3是非电解质。 （3）只要具备在水溶液或熔融状态下能够导电其中一个条件的化合物即为电解质。 （4）某些离子型氧化物，如Na2O、CaO等，讨论时要注意讨论条件。 虽然溶于水后电离出来的自由离子不是自身电离的，但在熔化时却可以自身电离，且完全电离，故属于强电解质。（5）电解质不一定在任何状态下都导电，导电物质不一定是电解质； 非电解质不导电，不导电的物质不一定是非电解质。 本质：电解质本身电离出自由移动的离子。 判断化合物是电解质还是非电解质的方法：主要看该化合物在溶于水或熔化时自身是否电离出阴阳离子：能电离的属电解质，不能电离的属非电解质。 水溶液是否能导电，只能是判断是否是电解质的参考因素。酸、碱、盐和离子化的氧化物一般属于电解质。 电离方程式的书写规范： （1）强电解质的电离用等号，弱电解质的电离用可逆号。 （2）多元弱酸分步电离，故需分步书写电离方程式，但第一步是主要的；应使用可逆号。 （3）多元弱碱分步电离，电离方程式不要求分步写；应使用可逆号。 （4）两性氢氧化物双向电离。 （5）在水溶液中，强酸的酸式盐完全电离，弱酸的酸式盐分步电离，第一步只电离出酸式根离子和阳离子。 （6）在熔融状态下，强酸的酸式盐只电离出酸式根离子和阳离子。 典型电离方程式（参考化学2—必修）： 氯化钠： 盐酸： 氢氧化钠： 硫酸钡（熔融态）： 氢氧化钙（澄清溶液）： 氢氧化钙（浊液、石灰乳）： 氢氧化铝（酸式、碱式电离）： 氢氧化铁（部分电离）： 一水合氨（部分电离）： 醋酸（部分电离）： 碳酸（分步电离）： 磷酸（分步电离）： 明矾（复盐）： 硫酸氢钠（水溶液中）：硫酸氢钠（熔融态）： 碳酸氢钠（水溶液中）：碳酸氢钠（熔融态）：
（人教版）高中化学选修四（全册）考点大汇总（打印版） 考点1 常见的能量转化形式 【考点定位】本考点考查能量的常见转化形式, 重点分析化学能与热能、电能之间的转化, 涉及键能与化学能之间的关系及反应过程中能量变化形式. 【精确解读】 1．化学反应中的能力变化表现为热量的变化．常见能量转化有： ①化学能和电能的相互转化．如铜、锌形成原电池, 将化学能转化为电能； ②化学能和热能的相互转化．燃料燃烧产生能量最终带动发电机发电, 将化学能转化 为电能； ③化学能和光能、风能的相互转化等. 【精细剖析】 1．判断化学能转化为其它形式能的方法： 一看, 是否发生化学反应； 二看, 产生了什么, 如果是热量, 则转化为热能；如果产生了电, 则是转化为电能, 如果产生了光, 则是转化为光能. 【典例剖析】化学能与热能、电能等能相互转化．关于化学能与其他能量相互转化的说法正确的是( )
A．化学反应中能量变化的主要原因是化学键的断裂与生成 B．铝热反应中, 反应物的总能量比生成物的总能量低 C．图I所示的装置能将化学能转变为电能 D．图II所示的反应为吸热反应 【答案】A 【变式训练】模拟植物的光合作用, 利用太阳能将H2O和CO2化合生成二甲醚(CH3OCH3), 装置如图所示, 下列说法错误的是( ) A．H+由交换膜右侧向左侧迁移 B．催化剂a表面发生的反应是2CO2+12e-+12H+═CH3OCH3+3H2O C．该过程是太阳能转化为化学能的过程 D．消耗CO2与生成O2体积比为1：1 【答案】D
【实战演练】 1．下列反应中能量变化与其它不同的是( ) A．铝热反应B．燃料燃烧C．酸碱中和反应 D．Ba(OH)2?8H2O与 NH4Cl固体混合 【答案】D 【解析】A．铝粉与氧化铁的反应是放热反应, 故A错误；B．燃料燃烧是放热反应, 故B 错误；C．酸碱中和反应是放热反应, 故C错误；D．氯化铵晶体与Ba(OH)2?8H2O的反应是吸热反应, 故D正确；故答案为D. 2．2016年3月新疆理化技术研究所首先发现：在光、碱性CeO2修饰TiO2的复合纳米材料的催化作用下, 二氧化碳和水可转化为甲烷和一氧化碳．下列说法不正确的是( ) A．此反应可将光能转化为化学能 B．CO2和CH4均含极性共价键 C．产物可能还有O2 D．CO2溶于水呈酸性的原因：CO2+H2O?H2CO3H2CO3?2H++CO32- 【答案】D
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: 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=－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mol。 4．中和热的测定实验 五、盖斯定律
第一章原子结构与性质 一.原子结构 1.能级与能层 2.原子轨道 3.原子核外电子排布规律 ⑴构造原理：随着核电荷数递增，大多数元素的电中性基态原子的电子按右图顺序填入核外电子运动轨道（能级），叫做构造原理。 能级交错：由构造原理可知，电子先进入4s轨道，后进入3d轨道，这种现象叫能级交错。 说明：构造原理并不是说4s能级比3d能级能量低（实际上4s能级比3d能级能量高），而是指这样顺序填充电子可以使整个原子的能量最低。也就是说，整个原子的能量不能机械地看做是各电子所处轨道的能量之和。 （2）能量最低原理 现代物质结构理论证实，原子的电子排布遵循构造原理能使整个原子的能量处于最低状态，简称能量最低原理。 构造原理和能量最低原理是从整体角度考虑原子的能量高低，而不局限于某个能级。 （3）泡利（不相容）原理：基态多电子原子中，不可能同时存在4个量子数完全相同的电子。换言之，
一个轨道里最多只能容纳两个电子，且电旋方向相反（用“↑↓”表示），这个原理称为泡利（Pauli ）原理。 （4）洪特规则：当电子排布在同一能级的不同轨道（能量相同）时，总是优先单独占据一个轨道，而且自旋方向相同，这个规则叫洪特（Hund ）规则。比如，p3的轨道式 为或 ，而不是。 洪特规则特例：当p 、d 、f 轨道填充的电子数为全空、半充满或全充满时，原子处于较稳定的状态。即p0、d0、f0、p3、d5、f7、p6、d10、f14时，是较稳定状态。 前36号元素中，全空状态的有4Be 2s22p0、12Mg 3s23p0、20Ca 4s23d0；半充满状态的有：7N 2s22p3、15P 3s23p3、24Cr 3d54s1、25Mn 3d54s2、33As 4s24p3；全充满状态的有10Ne 2s22p6、18Ar 3s23p6、29Cu 3d104s1、30Zn 3d104s2、36Kr 4s24p6。 4. 基态原子核外电子排布的表示方法 (1)电子排布式 ①用数字在能级符号的右上角表明该能级上排布的电子数，这就是电子排布式，例如K ：1s22s22p63s23p64s1。 ②为了避免电子排布式书写过于繁琐，把内层电子达到稀有气体元素原子结构的部分以相应稀有气体的元素符号外加方括号表示，例如K ：[Ar]4s1。 (2)电子排布图(轨道表示式) 每个方框或圆圈代表一个原子轨道，每个箭头代表一个电子。 如基态硫原子的轨道表示式为 二.原子结构与元素周期表 1.原子的电子构型与周期的关系 (1)每周期第一种元素的最外层电子的排布式为ns1。每周期结尾元素的最外层电子排布式除He 为1s2外，其余为ns2np6。He 核外只有2个电子，只有1个s 轨道，还未出现p 轨道，所以第一周期结尾元素的电子排布跟其他周期不同。 (2)一个能级组最多所容纳的电子数等于一个周期所包含的元素种类。但一个能级组不一定全部是能量相同的能级，而是能量相近的能级。 2.元素周期表的分区 (1)根据核外电子排布 ①分区 ②各区元素化学性质及原子最外层电子排布特点 ↑↓ ↑ ↓ ↓ ↓ ↑ ↑ ↑
（人教版）高中化学选修四（全册）最全考点汇总（打印版） 考点1 用盖斯定律进行有关反应热的计算 【考点定位】本考点考查用盖斯定律进行有关反应热的计算, 巩固对盖斯定律的理解, 提升应用盖斯定律解决问题的能力, 重点是灵活应用盖斯定律. 【精确解读】 1．内容：化学反应不管是一步完成还是分几步完成, 其反应热是相同的；即化学反应热只与其反应的始态和终态有关, 而与具体反应进行的途径无关； 2．应用： a．利用总反应和一个反应确定另一个反应的热效应； b．热化学方程式之间可以进行代数变换等数学处理； 3．反应热与键能关系 ①键能：气态的基态原子形成1mol化学键释放的最低能量．键能既是形成1mol化学键所释 放的能量, 也是断裂1mol化学键所需要吸收的能量． ②由键能求反应热：反应热等于断裂反应物中的化学键所吸收的能量(为“+”)和形成生成 物中的化学键所放出的能量(为“-”)的代数和．即△H=反应物键能总和-生成物键能总和=∑E反-∑E生 ③常见物质结构中所含化学键类别和数目：1mol P4中含有6mol P-P键；1mol晶体硅中含 有2mol Si-Si键；1mol金刚石中含有2molC-C键；1mol二氧化硅晶体中含有4mol Si-O 键. 【精细剖析】 1．盖斯定律的使用方法：
①写出目标方程式； ②确定“过渡物质”(要消去的物质)； ③用消元法逐一消去“过渡物质”． 例如： ①Fe2O3(s)+3CO(g)=2Fe(s)+3CO2 △H1 ②3Fe2O3(s)+CO(g)=2Fe3O4(s)+CO2(g)△H2 ③Fe3O4(s)+CO(g)=3FeO(s)+CO2(g)△H3 求反应FeO(s)+CO(g)=Fe(s)+CO2(g)△H4的焓变 三个反应中, FeO、CO、Fe、CO2是要保留的, 而与这四种物质无关的Fe2O3、Fe3O4要通过方程式的叠加处理予以消去, 先②+③×2-①×3先消除Fe3O4, 再消除Fe2O3, 得到④6Fe(s)+6CO2(g)=6FeO(s)+6CO(g)△H5, ④逆过来得到 ⑤6FeO(s)+6CO(g)=6Fe(s)+6CO2(g)-△H5, 再进行⑤÷6, 得到△H4=-； 2．计算过程中的注意事项： ①热化学方程式可以进行方向改变, 方向改变时, 反应热数值不变, 符号相 反； ②热化学方程式中物质的化学计量数和反应热可以同时改变倍数； ③热化学方程式可以叠加, 叠加时, 物质和反应热同时叠加； ④当对反应进行逆向时, 反应热数值不变, 符号相反. 【典例剖析】己知：Mn(s)+O2(g)═MnO2(s)△H l S(s)+O2(g)═SO2(g)△H2 Mn(s)+S(s)+2O2(g)═MnSO4(s)△H3 则下列表述正确的是( ) A．△H2＞0 B．△H3＞△H1 C．Mn+SO2═MnO2+S△H=△H2-△H1 D．MnO2(s)+SO2(g)═MnSO4(s)△H═△H3-△H2-△H1 【答案】D
高中化学教师读书笔记 高中化学教师读书笔记(一) 我重读了刘知新主编的《化学教学论》一书，对化学课程的教学有了更深刻的认识，特别是对自己的教学有很大帮助。现对自己的一些想法与做法书写如下： 一培养学习兴趣 学习兴趣是学生对学习活动或学习对象的一种力求认识或趋近的倾向，也称为“求知欲”。 化学教学要使学生做到“要学——学会——会学”，其中要学是前提，而学习兴趣是“要学”的先导。学习兴趣对于学习效果，智力发展和未来的成就都有重大影响。人们把学习兴趣看成是“人才成长的起点”。如果学生有了兴趣，那他就会自觉主动地学习，克服学习中的困难。 二启发积极思维 让学生被动地记忆、重复、模仿来获得知识，已远远不能适应形势发展需要，这就要求教师在教学的各个环节中有计划、有目的地提出富有启发性的问题启发学生思考，在学生有准备的基础上(如经过预习)，把教学过程变成一连串地提出问题、分析问题、解决问题的过程，使知识和能力发生有机联系。提出问题就是给学生设疑或引导学生自己发现问题，这是启发思维的关键，也是培养能力的开端。
在教学过程中，教师要善于运用各种教学手段，激发学生学习的自觉性和积极性，开展积极的思维，以发展学生的智力和培养能力。 如在讲解化学计算题时，要引导学生分析题意，启发学生运用概念、原理、公式等去理解计算题的关键所在，以便掌握解题的思路和方法，培养学生灵活运用知识解决实际问题的能力。可以一题多解和一题多变，加强学科内的综合训练。 三建构知识结构 学生有时反映，“化学不好学，学不懂，记不住，不会用”。这主要是因为他们还没有掌握化学知识结构和内在联系。化学变化的实质是物质构成的变化，教师要注重引导学生运用物质结构的理论和化学反应规律的知识，去指导元素及其化合物知识的学习。教师要弄清重点、难点，进而订出规划，具体落实，使知识连贯成索链，环环相扣，先后有序。这样，在教学中就能抓住关键，突出重点，循序渐进，步步深入，就能从整体出发来深刻地理解局部，将局部的知识纳入有机联系的知识整体中，有的放矢，促进学生主动地进行学习，有效地发展学生智能。 四严格进行智能训练 要实现知识和能力的相互转化，关键在于实践。严格训练便是一种特殊的实践形式，它是实现知识转化为能力的主要手段和必由之路。 训练必须讲求实效。训练的目的是为了将知识转化为能力，应该根据这一目的来确定训练的内容和方式。如果离开了这一点，任何训练便都失去了意义。因此，必须从教学实际出发，练有实效。练不在“多”而在“精”，要以少胜多。针对问题进行反复多次的训练，帮助学生提高。
（二）能量图像专题训练 1．化学反应A 2＋B 2 ===2AB的能量变化如下图所示，则下列说法中正确的是( ) A．该反应是吸热反应 B．断裂1 mol A—A键和1 mol B—B键时能放出x kJ的能量C．断裂2 mol A—B键时需要吸收y kJ的能量 D．2 mol AB的总能量高于1 mol A 2和1 mol B 2 的总能量 2．已知：①N 2(g)＋O 2 (g)===2NO(g) ΔH1＝＋180 kJ·mol －1②N 2(g)＋3H 2 (g)?22NH3(g) ΔH2＝－kJ·mol－1 ③2H 2(g)＋O 2 (g)===2H 2 O(g) ΔH3＝－kJ·mol－1 下列说法正确的是( ) A．反应②中的能量变化如图所示，则ΔH2＝E1－E3 B．H 2 的燃烧热为kJ·mol－1 C．由反应②知在温度一定的条件下，在恒容密闭容器中通入1 mol N 2和3 mol H 2 ，反应后放 出的热量为Q1 kJ，若通入2 mol N2和6 mol H2反应后放出的热量为Q2 kJ，则>Q2>2Q1 D．氨的催化氧化反应为4NH 3(g)＋5O 2 (g)===4NO(g)＋6H 2 O(g) ΔH＝＋906 kJ·mol－1 3．单斜硫和正交硫转化为二氧化硫的能量变化图如下图所示。下列说法正确的是( ) A．S(s，单斜)===S(s，正交) ΔH＝＋kJ·mol－1 B．正交硫比单斜硫稳定 C．相同物质的量的正交硫比单斜硫所含有的能量高 D．①表示断裂1 mol O 2中的共价键所吸收的能量比形成1 mol SO 2 中的共价键所放出的能量 少 kJ 4．如图所示，下列说法不正确的是( ) A．反应过程(1) 的热化学方程式 为 A 2 (g)＋
高中化学选修3知识点总结 二、复习要点 1、原子结构 2、元素周期表和元素周期律 3、共价键 4、分子的空间构型 5、分子的性质 6、晶体的结构和性质 （一）原子结构 1、能层和能级 （1）能层和能级的划分 ①在同一个原子中，离核越近能层能量越低。 ②同一个能层的电子，能量也可能不同，还可以把它们分成能级s、p、d、f，能量由低到高依次为s、p、d、f。 ③任一能层，能级数等于能层序数。 ④s、p、d、f……可容纳的电子数依次是1、3、5、7……的两倍。 ⑤能层不同能级相同，所容纳的最多电子数相同。 （2）能层、能级、原子轨道之间的关系 每能层所容纳的最多电子数是：2n2（n：能层的序数）。 2、构造原理 （1）构造原理是电子排入轨道的顺序，构造原理揭示了原子核外电子的能级分布。 （2）构造原理是书写基态原子电子排布式的依据，也是绘制基态原子轨道表示式的主要依据之一。
（3）不同能层的能级有交错现象，如E（3d）＞E（4s）、E（4d）＞E（5s）、E（5d）＞E（6s）、E（6d）＞E（7s）、E（4f）＞E（5p）、E（4f）＞E（6s）等。原子轨道的能量关系是：ns＜（n-2）f ＜（n-1）d ＜np （4）能级组序数对应着元素周期表的周期序数，能级组原子轨道所容纳电子数目对应着每个周期的元素数目。 根据构造原理，在多电子原子的电子排布中：各能层最多容纳的电子数为2n2 ；最外层不超过8个电子；次外层不超过18个电子；倒数第三层不超过32个电子。 （5）基态和激发态 ①基态：最低能量状态。处于最低能量状态的原子称为基态原子。 ②激发态：较高能量状态（相对基态而言）。基态原子的电子吸收能量后，电子跃迁至较高能级时的状态。处于激发态的原子称为激发态原子。 ③原子光谱：不同元素的原子发生电子跃迁时会吸收（基态→激发态）和放出（激发态→较低激发态或基态）不同的能量（主要是光能），产生不同的光谱——原子光谱（吸收光谱和发射光谱）。利用光谱分析可以发现新元素或利用特征谱线鉴定元素。 3、电子云与原子轨道 （1）电子云：电子在核外空间做高速运动，没有确定的轨道。因此，人们用“电子云”模型来描述核外电子的运动。“电子云”描述了电子在原子核外出现的概率密度分布，是核外电子运动状态的形象化描述。 （2）原子轨道：不同能级上的电子出现概率约为90%的电子云空间轮廓图称为原子轨道。s电子的原子轨道呈球形对称，ns能级各有1个原子轨道；p电子的原子轨道呈纺锤形，n p能级各有3个原子轨道，相互垂直（用p x、p y、p z表示）；n d能级各有5个原子轨道；n f能级各有7个原子轨道。 4、核外电子排布规律 （1）能量最低原理：在基态原子里，电子优先排布在能量最低的能级里，然后排布在能量逐渐升高的能级里。 （2）泡利原理：1个原子轨道里最多只能容纳2个电子，且自旋方向相反。 （3）洪特规则：电子排布在同一能级的各个轨道时，优先占据不同的轨道，且自旋方向相同。 （4）洪特规则的特例：电子排布在p、d、f等能级时，当其处于全空、半充满或全充满时，即p0、d0、f0、p3、d5、f7、p6、d10、f14，整个原子的能量最低，最稳定。 能量最低原理表述的是“整个原子处于能量最低状态”，而不是说电子填充到能量最低的轨道中去，泡利原理和洪特规则都使“整个原子处于能量最低状态”。 电子数 （5）（n-1）d能级上电子数等于10时，副族元素的族序数=n s能级电子数 （二）元素周期表和元素周期律 1、元素周期表的结构 元素在周期表中的位置由原子结构决定：原子核外的能层数决定元素所在的周期，原子的价电子总数决定元素所在的族。 （1）原子的电子层构型和周期的划分 周期是指能层（电子层）相同，按照最高能级组电子数依次增多的顺序排列的一行元素。即元素周期表中的一个横行为一个周期，周期表共有七个周期。同周期元素从左到右（除稀有气体外），元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。 （2）原子的电子构型和族的划分 族是指价电子数相同（外围电子排布相同），按照电子层数依次增加的顺序排列的一列元素。即元素周期表中的一个列为一个族（第Ⅷ族除外）。共有十八个列，十六个族。同主族周期元素从上到下，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。 （3）原子的电子构型和元素的分区 按电子排布可把周期表里的元素划分成5个区，分别为s区、p区、d区、f区和ds区，除ds区外，区的名称来自按构造原理最后填入电子的能级的符号。 2、元素周期律