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1、量。燃烧热的单位用kJ/mol表示。思想汇报专题注意以下几点：研究条件：101 kPa反应程度：完全燃烧，产物是稳定的氧化物。燃烧物的物质的量：1 mol研究内容：放出的热量。（H0，单位kJ/mol）四、中和热在稀溶液中，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） 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

2、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） 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 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 计算公式：v=c/t（：平均速率，c：浓度变化，t：时间）单位：mol/（Ls） 影响因素： 决定因素（内因）：反应物的性质（决定因素） 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。

3、（2）、惰性气体对于速率的影响恒温恒容时：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

4、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，

5、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，最全面的范文参考写作网站压强，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）

6、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，不是起始浓度也不是物质的量。2、K只与_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的标志。K值越大，说明平衡时的浓度越大，它的进行的程度越大，即该反应进行得越，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

7、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_反应范文写作四、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

8、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-TS0 反应能自发进行H-TS=0 反应达到平衡状态H-TS

9、0 反应不能自发进行（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：,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。混和物强电解质： 强酸，强碱，大多数盐。如HCl、NaOH、NaCl、BaSO4弱电解质： 弱酸，弱碱，极少数盐，水。如HClO、NH3H2O、Cu（OH）2、H2O?非金属氧化物，大部分有机物。如SO3、CO2、C6H12O6、CCl4、CH2=CH2

10、?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电解质、非电解质都是化合物SO2、NH3、CO2等属于非电解质强电解质不等于易溶于水的化合物（如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部电离，故BaSO4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 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；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，会电离。D、其他外加试

11、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）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：ABA+BKi= A B/AB11、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：H2SO3H3PO4HFCH3COOHH2

12、CO3H2SHClO二、水的电离和溶液的酸碱性1、水电离平衡：:水的离子积：KW+cOH-25时,H+=OH- =10-7 mol/L;KW = H+OH- = -14KW只与温度有关，温度一定，则KW值一定KW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：酸、碱 ：抑制水的电离温度：促进水的电离（水的电离是 吸热的）易水解的盐：促进水的电离4、溶液的酸碱性和pH：（1）（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 3.14.4（橙色） 石蕊5.08.0（紫色） 酚酞8.210.0（浅红色）

13、pH试纸 操作。事先不能用水湿润PH试纸；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-，H+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

14、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76、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=1

15、4 则溶液显中性pH=7pH1+pH215 则溶液显碱性pH=pH2-0.3pH1+pH213 则溶液显酸性pH=pH1+0.32、若混合后显中性pH1+pH2=14 V酸：V碱=1：114-（pH1+pH2）pH1+pH214 V酸：10六、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。篇二：高中化学选修4知识点分类总结化学选修4化学反应与原理 H（2）.单位：化学键断裂吸热化学键形成放热 所有的燃烧反应 酸碱中和反应 大多数的化合反应 金属与酸的反应 生石灰和水反应 浓硫酸稀释、氢氧化钠固体溶解等8H2O与NH4Cl 大多数的分解反

16、应 以H2、CO、C为还原剂的氧化还原反应 铵盐溶解等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）热化学方程式中的化学计量数可以是整数，也可以是分数各物质系数加倍，H加倍；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。注意以下几点：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。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。1.化学反应

17、速率（v）（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。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充入惰性气体体积增大各反应物浓度减小反应速率减慢一定条件下，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。判断可逆反应达到平衡状态的方法和依据篇三：一定条件下，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：在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应而生成1mol H2O，这时的反应

18、热叫中和热。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 表示方法：s） 影响因素：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恒温恒体时： 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）（二）影响化学平衡移动的因素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_

19、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。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。篇四：高中化学选修4知识点总结mol/（L（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。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充入惰性气体体积增大各反应物浓度减小反应速率减慢一定条件下，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）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.（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。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