人教版版高中化学选修4知识点清单pdf版14页全站Word文件下载.docx

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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：

晶体 

Ba（OH）2·

8H2O 

与 

NH4Cl② 

大多数的分解反应

以 

H2、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

书写化学方程式注意要点:

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

1．概念：

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。

燃烧热的单位用kJ/mol 

表示。

※注意以下几点：

①研究条件：

101 

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：

1 

mol

④研究内容：

放出的热量。

（ΔH<

0，单位 

kJ/mol）

四、中和热

概念：

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。

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）

ΔH=－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。

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

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：

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

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。

（2）、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）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。

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

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）pC（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②各物质的质量或各物质质量分数一定

各成分的含量③各气体的体积或体积分数一定

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 

molA，即 

V（正）=V（逆）

平衡

不一定平衡

正、逆反应

速率的关系

②在单位时间内消耗了 

n 

molB 

同时消耗了 

p 

molC，则 

V（正）=V（逆） 

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 

molB，同时消耗了 

q 

molD，因均 

指 

V（逆）

压强

混合气体平均

相对分子质量

Mr

温度

体系的密度

其他

①m+n≠p+q 

时，总压力一定（其他条件一定）

②m+n=p+q 

①Mr 

一定时，只有当m+n≠p+q 

时

②Mr 

一定时，但 

m+n=p+q 

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

1

1、浓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，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 

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，

会使平衡向着体积增大 

（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

_

：

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。

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。

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>

_10 

时，该反应就进行得基本完全了。

2、可以利用 

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

值减小，则正反应为 

放热反应

＊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；

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。

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：

ΔH-TΔS〈0反应能自发进行

ΔH-TΔS=0反应达到平衡状态

ΔH-TΔS〉0反应不能自发进行

（1）ΔH 

为负，ΔS 

为正时，任何温度反应都能自发进行

（2）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

1、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：

混和物

在水溶液里只有一部分分子电离成离子的电解质 

物质单质

纯净物

化合物

电解质

强电解质：

强酸，强碱，大多数盐 

如 

HCl、NaOH、NaCl、BaSO4

弱酸，弱碱，极少数盐，水 

HClO、NH3·

H2O、Cu（OH）2

非电解质：

非金属氧化物，大部分有机物

SO3、CO2、C6H12O6、CCl4、CH2=CH2……

③强电解质不等于易溶于水的化合物 

BaSO4 

不溶于水，但溶于水的BaSO4 

全部电离，

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

①电解质、非电解质都是化合物②SO2、NH3、CO2 

等属于非电解质

（

故 

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。

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。

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）

（一

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， 

般用 

Ka表示

酸，Kb 

表示碱。

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