高中化学选修4知识点总结及精练精析教学教材.docx

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高中化学选修4知识点总结及精练精析教学教材

化学选修4化学反应与原理知识点详解及典例精讲

一、本模块内容的特点

1.理论性、规律性强

2.定量

3.知识的综合性强

4.知识的内容较深

二、本模块内容详细分析

第一章化学反应与能量

考点一化学反应中能量变化的有关概念及计算

1、焓变反应热

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

焓变（）：

在恒压条件下进行的化学反应的热效应；

符号：

；单位：

产生原因：

化学反应过程中化学键的断裂与形成

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）为“-”或<0

吸收热量的化学反应。

（吸热>放热）为“+”或>0

2、燃烧热

概念：

25℃，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：

研究条件：

反应程度：

完全燃烧，产物是稳定的氧化物

燃烧的物质的物质的量标准：

研究内容：

放出的热量（<0，单位）

3、中和热

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。

强酸与强碱的中和反应其实质是和反应，其热化学方程式为：

H+（aq）+OH-（aq）=H2O（l）=－57.3kJ/mol

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，因为弱电解质的电离是吸热的。

4.吸热反应和放热反应

放热反应

吸热反应

定义

放出热量的化学反应

吸收热量的化学反应

形成原因

反应物具有的总能量大于生成物具有的总能量

反应物具有的总能量小于生成物具有的总能量

与化学键强弱的关系

生成物分子成键时释放出的总能量大于反应物分子断键时吸收的总能量

生成物分子成键时释放出的总能量小于反应物分子断键时吸收的总能量

表示

方法

<0

﹤0

图示

实例

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

①晶体与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

考点二热化学方程式的书写及正误判断

1.概念：

这种表明反应所放出或吸收的热量的化学方程式，叫做热化学方程式。

意义：

①表明化学反应中的物质变化；②表明化学反应中的能量变化。

2.书写热化学方程式注意事项：

书写化学方程式注意以下几点:

1需注明反应的温度和压强，因反应的温度和压强不同时，其也不同。

但中学所用的数据，一般都在101kP和250C时的数据，因此可不特别注明。

但需注明的“+”与“-”。

2要注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），物质呈现哪一种聚焦状态与它们所具有的能量有关。

3与化学方程式不同，热化学方程式各物质前的化学计量数不表示分子个数，因此，它可以是整数，也可以是分数。

对于相同物质的反应，当化学计量数不同时，其也不同。

各物质系数加倍，加倍；反应逆向进行，改变符号，数值不变

3.判断一个热化学方程式是否正确，主要从以下几个方面入手：

（1）各物质的化学式是否正确，化学方程式是否符合客观事实

（2）各物质的聚焦状态是否注明

（3）化学方程式是否配平

（4）反应热是否与化学方程式中各物质的化学计量数相对应，其符号和数值是否正确

B．习题训练

1.课本第6页习题3、4

2.补充习题：

考点三盖斯定律及其应用

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。

2.盖斯定律的应用

盖斯定律的应用主要是以热化学方程式为依托的对特定化学反应过程的焓变的计算，运用盖斯定律时的注意事项如下：

①热化学方程式同乘以某一个数时,反应热数值也应该乘上该数;

②热化学方程式相加减时,同种物质之间可以相加减,反应热也随之相加减;

③将一个热化学方程式颠倒时,的“+”、“-”号必须随之改变.

B．习题训练

1.教材第14页1～6题

2.补充习题：

第一章知识点归纳、总结（复习）

第一章检测题

专题一化学反应与能量变化

第二章化学反应速率和化学平衡

考点一化学反应速率

1.化学反应速率（）

⑴定义：

用来衡量化学反应的快慢的

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：

（：

平均速率，：

浓度变化，：

时间）

单位：

（4）化学反应速率与化学计量数的关系

对于反应,在同一段时间内化学反应速率

说明：

（1）化学反应速率是标量，只有大小而没有方向；

（2）一般计算出来的化学反应速率是一段时间内的平均速率，不同时刻的化学反应速率是不相同的；

 （3）对于固体或气体反应中的液体物质，反应在其表面进行，压强的变化对浓度几乎无影响，是不变的，因此一般不用固体、纯液体表示化学反应速率；

B．习题训练

1.教材第18页、19页所有习题

2.补充习题：

第二册38页

2、影响化学反应速率的因素

影响因素

对速率的影响

决定因素

内因

（主要因素）

与反应物本身的性质，如金属与水的反应速率:

外因（当其他条件不变时改变一个条件）

浓度

增大反应物的浓度，反应速率增大，反之减小

增大反应物浓度、增大压强（减小容器体积）都使得单位体积内活化分子百分数不变，活化分子数增加，有效碰撞次数增多，反之减小

压强

对于有气体参加的反应，增大压强（减小容器体积），反应速率增大，反之减小

温度

升高温度，正反应速率增大，逆反应速率增大，反之减小

升温吸收能量，使用催化剂降低反应的活化能，均导致单位体积内分子数不变，活化分子百分数增大，活化分子数增加，有效碰撞次数增多，化学反应速率增大

催化剂

使用催化剂，能同等程度地改变同一反应的正反应速率和逆反应速率

其他

光，电磁波，超声波，固体反应颗粒的大小，溶剂等

有影响

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恒温恒压时：

充入惰性气体→体积增大→各反应物浓度减小→反应速率减慢

B．习题训练

1.教材24页所有习题

2.补充习题：

考点二化学平衡

（1）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，体系内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最大限度即化学平衡状态。

（2）建立过程

（3）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）

（4）化学平衡状态的判断方法

判断可逆反应达到平衡状态的方法和依据

例举反应

混合物体系中

各成分的含量

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

②各物质的质量或各物质质量分数一定

平衡

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

正、逆反应

速率的关系

单位时间内消耗了同时生成，即

平衡

在单位时间内消耗了同时消耗了，则

平衡

，不一定等于

不一定平衡

在单位时间内生成，同时消耗了qmolD，因均指

不一定平衡

压强

时，总压力一定（其他条件一定）

平衡

时，总压力一定（其他条件一定）

不一定平衡

混合气体平均相对分子质量

一定时，只有当时

平衡

一定时，但时

不一定平衡

温度

任何反应都伴随着能量变化，当体系温度一定时（其他不变）

平衡

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

B．习题训练

1.教材32页1、5题

2.补充习题：

（5）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，正减小，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：

A.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;B.对于反应前后气态物质的总体积没有变化的化学反应：

，增大或减小压强都不能使化学平衡移动。

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。

B．习题训练

1.教材32页3、6、7、8题

2.补充习题：

考点三化学平衡常数与化学平衡有关的计算

（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

B．习题训练

1．教材32页2题、33页9题

2.补充习题：

第二章知识点归纳、总结（复习）

第二章检测题

专题二化学反应速率和化学平衡

第三章水溶液中的离子平衡

考点一弱电解质的电离平衡

1、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、弱电解质电离方程式的书写

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）

3、弱电解质的电离平衡

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弱电解质分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态，这叫电离平衡。

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