高中化学 《化学反应原理》复习提纲 新人教版选修4.doc

人教版化学选修4《化学反应原理》复习提纲 第一章化学反应与能量一、基本化学反应模型理论1、有效碰撞模型：E2E1反应热分子间的磁撞并不一定就能发生化学反应，只有具有一定能量的微粒间的碰撞才可能是有效碰撞 2、活化分子与活化能：活化分子就是____________________活化能就是 __________ 3、催化剂的作用：1、降低活化能2、增多活化分子 3、有效碰撞机率增大； 二、反应热（焓变）1定义：在化学反应过程中放出或吸收的热量,通常叫做反应热,也称“焓变” 2符号：用△H表示 单位：一般采用kJ/mol 3 为吸热反应， 为放热反应 4反应热与物质内能，键能的关系△H=反应物的鍵能总和-生成物的鍵能总和5反应热测量，测量仪器叫量热计三 燃 烧 热概念: 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,叫做该物质的燃烧热.注意: ① 可燃物的化学计量数为1, △H<0,以此为标准配平,其它计量数可整数也可分数;② 完全燃烧,下列元素要生成对应的氧化物: C → CO2 (g) H → H2O (l) S → SO2 (g)四、中和热概念：在稀溶液中强酸与强碱发生中和反应生成1mol水时放出的热量注意：（1）强酸强碱反应中和热57.3kJ/mol五、热化学方程式书写的注意事项？1、△H写在方程式的右边，用空格隔开，△H值“-” 表示放热反应， △H值“+”表示吸热反应。

单位“kJ/mol”2. △H与测定条件有关，没有标明是指25℃，101KPa3. 系数只表示物质的量，可以是分数4. 要注明反应物和生成物的聚集状态，通常用s、l、g表示固体、液体和气体，不用标“↓、↑”5. △H的值要与化学计量数相对应6. 正反应若为放热反应，则其逆反应必为吸热反应，二者△H的符号相反而数值相等六、化学反应热的计算盖斯定律定义: 化学反应的反应热只与反应体系的始态和终态有关,而与反应途径无关注意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,△H的“+” “-”号必须随之改变.第二章化学反应速率与化学平衡1． 化学反应速率（1）概念 （2）表示方法: ；（3）单位: 表达式: （4）化学反应的速率比 化学计量数之比注意纯液体式固体的的浓度是不变的常数,因此 用于表示反应速率.（5）影响化学反应速率的因素化学反应速率的内因是: ,它是决定反应速率的决定性因素外因有 , , 和 等. 2．可逆反应：在相同的条件下，能 的化学反应。

3．化学平衡状态是指： 的状态4化学平衡的特征是：逆 等 动 定 变5判断化学平衡状态的标准 速率、量（在建立平衡前变化的量）5．化学平衡移动指可逆反应中，旧化学平衡的 新化学平衡的 的过程6．影响化学平衡移动的因素：化学平衡的建立可以是从 开始，也可以是从 开始，还可以是由 开始总之，化学平衡的建立与 无关v 平衡移动原理——勒夏特列原理如果改变影响平衡的一个条件（如浓度、温度、或压强等），平衡就向能够减弱这种改变的方向移动7.平衡常数: 表示方法: K= ;影响因素: (1)K的意义:K值越大,说明平衡体系中生成物所占的比例越大,它的正反应进行的程度大,反应物的转化率也越大因此，平衡常数的大小可以表示反应进行的程度五、Qc与K Qc为浓度商：是指刚开始反应（但未反应）时平衡体系各物质浓度幂次方之积之比（对于溶液是指混合后但不反应时的浓度） K为平衡常数：是指可逆反应达到平衡时体系各物质浓度幂次方之积之比。

在化学平衡、电离平衡、水解平衡、溶解平衡四大平衡中分别有不同的名称：化学平衡常数(K)、电离常数(Ka)、水解常数(Kh)、溶度积(Ksp)Qc与K的相对大小可反映出体系是否为平衡状态：（1） Qc>K，过平衡状态，反应将逆向进行；（2） Qc=K，平衡状态；（3） Qc

如SO3、CO2、C6H12O6、CCl4、CH2=CH2……强电解质：强酸、强碱、绝大多数金属氧化物和盐如HCl、NaOH、NaCl、BaSO4弱电解质：弱酸、弱碱和水如HClO、NH3·H2O、Cu(OH)2、H2O……混和物纯净物2、电解质与非电解质本质区别：在一定条件下（溶于水或熔化）能否电离（以能否导电来证明是否电离）电解质——离子化合物或共价化合物 非电解质——共价化合物3、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 ②SO2、NH3、CO2等属于非电解质 ③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）4、强弱电解质通过实验进行判定的方法(以HAc为例)：（1）溶液导电性对比实验； （2）测0.01mol/LHAc溶液的pH>2；（3）测NaAc溶液的pH值； （4）测pH= a的HAc稀释100倍后所得溶液pH

2）pH的测定方法：酸碱指示剂——甲基橙、石蕊、酚酞pH试纸 ——最简单的方法 操作：将一小块pH试纸放在洁净的玻璃片上，用玻璃棒沾取未知液点试纸中部，然后与标准比色卡比较读数即可 注意：①事先不能用水湿润PH试纸；②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+离子数相加除以总体积，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离子数相加除以总体积，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均为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。