选修4 化学反应原理1—4章知识点总结
第一章 化学反应与能量
一、反应热 焓变
1、定义：化学反应过程中放出或吸收的热量叫做化学反应的反应热.
在恒温、恒压的条件下，化学反应过程中所吸收或释放的热量称为反应的焓变。 2、符号：△H 3、单位：kJ·mol-1
4、规定：吸热反应:△H > 0 或者值为“+”，放热反应:△H < 0 或者值为“-” 常见的放热反应和吸热反应 放热反应 吸热反应
燃料的燃烧 C+CO2 , H2+CuO 酸碱中和反应 C+H2O
金属与酸 Ba(OH)2.8H2O+NH4Cl 大多数化合反应 CaCO3高温分解 大多数分解反应 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 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. [总结]书写热化学方程式注意事项:
（1）反应物和生成物要标明其聚集状态，用g、l、s分别代表气态、液态、固态。
（2）方程式右端用△H 标明恒压条件下反应放出或吸收的热量，放热为负，吸热为正。 （3）热化学方程式中各物质前的化学计量数不表示分子个数，只表示物质的量，因此可以是整数或分数。
（4）对于相同物质的反应，当化学计量数不同时，其△H 也不同，即△H 的值与计量数成正比,当化学反应逆向进行时,数值不变,符号相反。
三、盖斯定律：不管化学反应是一步完成或分几步完成，其反应热是相同的。
化学反应的焓变（ΔH）只与反应体系的始态和终态有关，而与反应的途径无关。 总结规律：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。 注意：
1、计量数的变化与反应热数值的变化要对应 2、反应方向发生改变反应热的符号也要改变 反应热计算的常见题型：
1、化学反应中物质的量的变化与反应能量变化的定量计算。 2、理论推算反应热：
依据：物质变化决定能量变化 （1）盖斯定律 设计合理路径
路径1总能量变化等于路径2总能量变化 （2）通过已知热化学方程式的相加，得出新的热化学方程式：
物质的叠加，反应热的叠加 小结：
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。
标准燃烧热：在101kPa时，l mol物质完全燃烧的反应热. 热值：在101kPa时，l g物质完全燃烧的反应热. 2、注意：
① 燃烧的条件是在101kPa；
② 标准燃烧热: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；
③ 物质燃烧都是放热反应，所以表达物质燃烧时的△H均为负值； ④ 燃烧要完全: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
化学反应速率与化学平衡 第一单元 化学反应速率 一、化学反应速率 1.概念及计算公式
对于反应体系体积不变的化学反应，通常用单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增大来表示化学反应速率
?c计算公式： ? ? 单位：mol·L-1·s-1
?t2.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
气体的物质的量容器的体积来表示 ③、气体的浓度用
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
二，影响化学反应速率的因素
㈠、内因： 物质本身的结构和性质是化学反应速率大小的决定因素，反应类型不同有不同的化学反应速率，反应类型相同但反应物不同，化学反应速率也不同。 ㈡、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。 。 单位体积分子总数增多， 增大浓度(或加压) 但活化分子百分数不变 反应速率加快 有效碰撞次数增多 单位体积活化分子数增多 升高温度或催化剂 单位体积分子总数不变，但活化分子百分数增大 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%
第二单元 化学反应的方向和限度
一、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 熵：衡量一个体系混乱度的物理量叫做熵，用符号S表示。 对于同一物质：S（g）﹥S（l）﹥S（s）
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
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 焓变和熵变对反应方向的共同影响
判断依据： △G= △H－T △S ＜ 0 反应能自发进行 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 注意：
1．反应的自发性只能用于判断反应的方向，不能确定反应是否一定会发生和过程发生的速率。例如金刚石有向石墨转化的倾向，但是能否发生，什么时候发生，多快才能完成，就不是能量判据和熵判据能解决的问题了。
2．在讨论过程的方向时，指的是没有外界干扰时体系的性质。如果允许外界对体系施加某种作用，就可能出现相反的结果。例如石墨经高温高压还是可以变为金刚石的。 二．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) 三、化学平衡
1.化学平衡状态的定义
指在一定条件下的可逆反应里，正反应和逆反应的速率相等，反应混合物中各组分的浓度保持不变的状态
3.化学平衡状态的标志
(1)υ正 = υ逆 （本质特征）
① 同一种物质：该物质的生成速率等于它的消耗速率。 ② 不同的物质：速率之比等于方程式中各物质的计量数之比，但必须是不同方向的速率。 (2)反应混合物中各组成成分的含量保持不变（外部表现）： ① 各组成成分的质量、物质的量、分子数、体积（气体）、物质的量浓度均保持不变。 ② 各组成成分的质量分数、物质的量分数、气体的体积分数均保持不变。
③ 若反应前后的物质都是气体，且总体积不等，则气体的总物质的量、总压强（恒温、恒容）、平均摩尔质量、混合气体的密度（恒温、恒压）均保持不变。 ④ 反应物的转化率、产物的产率保持不变。四.化学平衡常数
(1)定义:在一定温度下，当一个可逆反应达到化学平衡时，生成物浓度系数之幂的积与反应物浓度系数之幂的积比值是一个常数，这个常数就是该反应的化学平衡常数。用 K 表示。 (2) 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。
cc(C)?cd(D) K?abc(A)?c(B)这个常数称作该反应的化学平衡常数,简称平衡常数
(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，平衡常数的大小能够衡量一个化学反应进行的程度，又叫反应的限度。
(2)一定温度时，同一个反应,其化学方程式书写方式、配平计量数不同，平衡常数表达式不同。
(3)在平衡常数的表达式中，物质的浓度必须是平衡浓度（固体、纯液体不表达）。在稀溶液中进行的反应，水的浓度可以看成常数，不表达在平衡常数表达式中，但非水溶液中的反应，如果反应物或生成物中有水，此时水的浓度不能看成常数。 (4)K>105 时,可认为反应进行基本完全。
(5)K只与温度有关，与反应物或生成物浓度变化无关，与平衡建立的途径也无关，在使用时应标明温度。温度一定时， K 值为定值。 2 、平衡转化率
(1)定义:物质在反应中已转化的量与该物质总量的比值 (2)表达式: n(始)?n(平)转化率???100% n(始) c(始)?c(平)??100%
c(始)
小结：反应的平衡转化率能表示在一定温度和一定起始浓度下反应进行的限度。 利用化学平衡常数可预测一定温度和各种起始浓度下反应进行的限度。 (3)产品的产率:转化率的研究对象是反应物，而产率的研究对象是生成物。 实际生成产物的物质的量 (或质量、气体体积）产率??100%
理论上可得到的产物的物质的量
（或质量、气体体积）
第三单元 化学平衡的移动 一、化学平衡的移动
（1）定义：可逆反应中旧的化学平衡的破坏，新化学平衡的建立过程叫化学平衡的移动。 （2）移动的原因：外界条件发生变化。
条件改变
一段时间
旧平衡
v正≠v逆
新平衡
移动的方向：由v正和v逆的相对大小决定。
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