高中化学选修四知识点分类总结汇报
一、焓变 反应热
一．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）
二．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。
三.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<零
吸收热量的化学反应。（吸热>放热）△H 为“+”或△H >零
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)二·八H二O与NH四Cl② 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。
四.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。
五.同种物质不同状态时所具有的能量：气态>液态>固态
六.常温是指二五，一零一.标况是指零,一零一.
七.比较△H时必须连同符号一起比较。
二、热化学方程式
书写化学方程式注重要点:
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（s,l, g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
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，△H改变符号，数值不变。
六.表示意义：物质的量—物质—状态—吸收或放出*热量。
三、燃烧热
一．概念： 一零一 kPa时，一 mol纯物质完全燃烧生成稳定的氧化物（二氧化碳、二氧化硫、液态水H二O）时所放出的热量。燃烧热的单位用kJ/mol表示。
※注重以下几点：
①研究条件：一零一 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：一 mol
④研究内容：放出的热量。（ΔH<零，单位kJ/mol）
二.燃烧热和中和热的表示方法都是有ΔH时才有负号。
三.石墨和金刚石的燃烧热不同。不同的物质燃烧热不同。
四、中和热
一．概念：在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应而生成一mol H二O，这时的反应热叫中和热。
二．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二O(l) ΔH=－五七.三kJ/mol
三．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五七.三kJ/mol。
四．中和热的测定实验：看课本装置图
（一）一般用强酸和强碱做实验，且碱要过量（如果酸和碱的物质的量相同，中和热会偏小），一般中和热为五七.三kJ/mol。
（二）若用弱酸或弱碱做实验，放出的热量会偏小，中和热会偏小。
（三）若用浓溶液做实验，放出的热量会偏大，中和热会偏大。
(四)在试验中，增大酸和碱的用量，放出的热量会增多但中和热保持不变。
五、盖斯定律
一．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。
六、能源
注：水煤气是二次能源。
第二章 化学反应速率和化学平衡
一、化学反应速率
一. 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）：浓度（固体和纯液体除外），压强（方程式中必须要有气体） ，温度（提高了反应物分子的能量），催化剂（降低了活化能），浓度和压强主要是通过使单位体积内分子总数增大来增大反应速率，温度和压强主要是使活化分子百分数增大来增大反应速率。
二.浓度和压强是单位体积内活化分子百分数不变，温度和催化剂是分子总数不变。
※注重：（一）、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。
（二）、惰性气体对于速率的影响
①恒温恒容时：充入本体系气体，反应速率增大；充入惰性气体→反应速率不变
②恒温恒压时：充入惰性气体→反应速率减小
二、化学平衡
（一）一.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，各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。
二、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）
三、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
篇二：高中化学选修四知识点分类总结
化学选修四化学反应与原理
章节知识点梳理
第一章 化学反应与能量
一、焓变 反应热
一．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
二．焓变(ΔH)的意义：在恒压条件下进行的化学反应的热效应（一）.符号： △H（二）.单位：kJ/mol
三.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<零
吸收热量的化学反应。（吸热>放热）△H 为“+”或△H >零
☆ 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)二·八H二O与NH四Cl② 大多数的分解反应③ 以H二、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
书写化学方程式注重要点:
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
一．概念：二五 ℃，一零一 kPa时，一 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。
※注重以下几点：
①研究条件：一零一 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：一 mol
④研究内容：放出的热量。（ΔH<零，单位kJ/mol）
四、中和热
一．概念：在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应而生成一mol H二O，
这时的反应热叫中和热。
二．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二O(l) ΔH=－五七.三kJ/mol
三．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五七.三kJ/mol。
四．中和热的测定实验
五、盖斯定律
一．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
一. 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
二.
※注重：（一）、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。
（二）、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）一.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。
二、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）
三、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
篇三：高中化学选修四知识点归纳总结
高中化学选修四知识点归纳总结
第一章 化学反应与能量 一、焓变 反应热 一．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
二．焓变(ΔH)的意义：在恒压条件下进行的化学反应的热效应（一）.符号： △H （二）.单位：kJ/mol 三.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<零吸收热量的化学反应。（吸热>放热）△H 为―+‖或△H >零☆ 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) 二八H二O与NH四Cl ② 大多数的分解反应 ③ 以H二、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 书写化学方程式注重要点: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、燃烧热一．概念：二五 ℃，一零一 kPa时，一 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。※注重以下几点：①研究条件：一零一 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：一 mol④研究内容：放出的热量。（ΔH<零，单位kJ/mol）四、中和热一．概念：在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应而生成一mol H二O，这时的反应热叫中和热。二．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二O(l) ，ΔH=－五七.三kJ/mol三．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五七.三kJ/mol。
四．中和热的测定实验五、盖斯定律一．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、化学反应速率一. 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/（Ls）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
外因对化学反应速率影响的变化规律
条件变化
反应物
的浓度 大
减
小
气体反
应物的压强 大
减单位体积里的总数目减少，百分数不变 减小 增单位体积里的总数目增多，百分数不变 增大 单位体积里的总数目减少，百分数不变 减小 增活化分子的量的变化 单位体积里的总数目增多，百分数不变 反应速率的变化 增大
小 反应物
的温度 高
降
低
反应物
的催化剂 用
撤
去
其他 剂等
※注重：（一）、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。 （二）、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）一.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。二、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） 三、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)C(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
混合物体系
中
各成分的含
量
④总体积、总压力、总物质的量一定
①在单位时间内消耗了m molA同时生成m molA，即
V(正)=V(逆)
②在单位时间内消耗了n molB同时消耗了p molC，则正、逆反应
速率的关系
③V(A):V(B):V(C):V(D)=m:n:p:q，V(正)不一定等于V(逆)
④在单位时间内生成n molB，同时消耗了q molD，因均指
V(逆)
①m+n≠p+q时，总压力一定（其他条件一定）
压强
②m+n=p+q时，总压力一定（其他条件一定） 不一定平衡 平衡 不一定平衡 不一定平衡 V(正)=V(逆) 不一定平衡 ②各物质的质量或各物质质量分数一定 ③各气体的体积或体积分数一定 平衡 平衡 平衡 光，电磁波，超声波，固体反应物颗粒的大小，溶有影响 百分数剧减，单位体积里的总数目剧减 剧减 使百分数剧增，单位体积里的总数目剧增 剧增 百分数减少，单位体积里的总数目减少 减小 升百分数增大，单位体积里的总数目增多 增大 平衡 平衡
混合气体平
均相对分子质量Mr ①Mr一定时，只有当m+n≠p+q时
②Mr一定时，但m+n=p+q时 平衡 不一定平衡
平衡
不一定平衡
平衡 温度 体系的密度 其他 任何反应都伴随着能量变化，当体系温度一定时（其他不变） 密度一定 如体系颜色不再变化等
（二）影响化学平衡移动的因素一、浓度对化学平衡移动的影响（一）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（二）增加固体或纯液体的量，由于浓度不变，所以平衡不移动
（三）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。二、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。三、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。注重：（一）改变压强不能使无气态物质存在的化学平衡发生移动（二）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四.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_。五.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应注重的问题：一、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。二、K只与温度（T）关，与反应物或生成物的浓度无关。三、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―一‖而不代入公式。四、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:一、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。 二、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三、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、等效平衡一、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。二、分类（一）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。（二）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一、反应熵变与反应方向：（一）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：Jmol-一K-一 (二)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。.（三）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) 二、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： ΔH-TΔS〈零 反应能自发进行ΔH-TΔS=零 反应达到平衡状态ΔH-TΔS〉零 反应不能自发进行注重：（一）ΔH为负，ΔS为正时，任何温度反应都能自发进行 （二）ΔH为正，ΔS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 一、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。
二、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
注重：①电解质、非电解质都是化合物②SO二、NH三、CO二等属于非电解质
③强电解质不等于易溶于水的化合物（如BaSO四不溶于水，但溶于水的BaSO四全部电离，故BaSO四 为强电解质）——电解质的强弱与导电性、溶解性无关。
三、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。
四、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。
九、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）
一零、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一一、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：
H二SO三>H三PO四>HF>CH三COOH>H二CO三>H二S>HClO A++B-Ki=[ A+][ B-]/[AB]
二、水的电离和溶液的酸碱性
一、水电离平衡：:
水的离子积：KW = c[H+]·c[OH-]
二五℃时, [H+]=[OH-] =一零-七 mol/L ; KW = [H+]·[OH-] = 一*一零-一四
注重：KW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）
二、水电离特点：（一）可逆 （二）吸热 （三）极弱
三、影响水电离平衡的外界因素：
①酸、碱 ：抑制水的电离 KW〈一*一零-一四
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 KW 〉 一*一零-一四
四、溶液的酸碱性和pH：
（一）pH=-lgc[H+]
（二）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 三.一~四.四（橙色） 石蕊五.零~八.零（紫色） 酚酞八.二~一零.零（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。
注重：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
三 、混合液的pH值计算方法公式 一、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+]一V一+[H+]二V二）/（V一+V二）
二、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-]一V一+[OH-]二V二）/（V一+V二） (注重 :不能直接计算[H+]混)
三、强酸与强碱的混合：（先据H+ + OH- ==H二O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）
四、稀释过程溶液pH值的变化规律：
一、强酸溶液：稀释一零n倍时，pH稀=pH原+ n （但始终不能大于或等于七）
二、弱酸溶液：稀释一零n倍时，pH稀〈pH原+n （但始终不能大于或等于七）
三、强碱溶液：稀释一零n倍时，pH稀=pH原－n（但始终不能小于或等于七）
四、弱碱溶液：稀释一零n倍时，pH稀〉pH原－n （但始终不能小于或等于七）
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