【正文】 熱與焓變：△H=H(產(chǎn)物)H(反應物)反應熱與物質(zhì)能量的關系反應熱與鍵能的關系△H=反應物的鍵能總和生成物的鍵能總和常見的吸熱、放熱反應 ⑴常見的放熱反應：①活潑金屬與水或酸的反應②酸堿中和反應③燃燒反應④多數(shù)的化合反應⑤鋁熱反應⑵常見的吸熱反應①多數(shù)的分解反應②2NH4Cl(s)+Ba(OH)28H2O(s)=BaCl2+2NH3+10H2O ③ C(s)+ H2O(g)CO+H2④CO2+ C2 CO反應條件與吸熱、放熱的關系：反應是吸熱還是放熱與反應的條件沒有必然的聯(lián)系，而取決與反應物和產(chǎn)物具有的總能量（或焓）的相對大小。書寫熱化學方程式除了遵循書寫化學方程式的要求外，還應注意以下幾點： ①放熱反應△H為“”，吸熱反應△H為“+”，△H的單位為kJ/mol ②反應熱△H與測定條件（溫度、壓強等）有關，因此應注意△H的測定條件；絕大多數(shù)化學反應的△H是在298K、101Pa下測定的，可不注明溫度和壓強。③熱化學方程式中各物質(zhì)化學式前面的系數(shù)僅表示該物質(zhì)的物質(zhì)的量，并不表示物質(zhì)的分子或原子數(shù)，因此化學計量數(shù)可以是分數(shù)或小數(shù)。必須注明物質(zhì)的聚集狀態(tài)，熱化學方程式是表示反應已完成的數(shù)量，所以方程式中化學式前面的計量數(shù)必須與△H相對應；當反應逆向進行時，反應熱數(shù)值相等，符號相反。利用蓋斯定律進行簡單的計算電極反應的書寫：活性電極：電極本身失電子⑴電解：陽極：（與電源的正極相連）發(fā)生氧化反應惰性電極：溶液中陰離子失電子（放電順序：IBrClOH）陰極:（與電源的負極相連）發(fā)生還原反應，溶液中的陽離子得電子（放電順序：Ag+Cu2+H+）注意問題：①書寫電極反應式時，要用實際放電的離子來表示 ②電解反應的總方程式要注明“通電”③若電極反應中的離子來自與水或其他弱電解質(zhì)的電離，則總反應離子方程式中要用化學式表示⑵原電池：負極：負極本身失電子，M→Mn+ +ne① 溶液中陽離子得電子Nm++me→N正極：2H++2e→H2↑②負極與電解質(zhì)溶液不能直接反應：O2+4e+2H2O→4OH（即發(fā)生吸氧腐蝕）書寫電極反應時要注意電極產(chǎn)物與電解質(zhì)溶液中的離子是否反應，若反應，則在電極反應中應寫最終產(chǎn)物。電解原理的應用：⑴氯堿工業(yè)：陽極(石墨):2Cl→Cl2+2e(Cl2的檢驗：將濕潤的淀粉碘化鉀試紙靠近出氣口，試紙變藍，證明生成了Cl2)。陰極：2H++2e→H2↑（陰極產(chǎn)物為HNaOH?，F(xiàn)象（滴入酚酞）：有氣泡逸出，溶液變紅）。⑵銅的電解精煉：電極材料：粗銅做陽極，純銅做陰極。電解質(zhì)溶液：硫酸酸化的硫酸銅溶液⑶電鍍：電極材料：鍍層金屬做陽極（也可用惰性電極做陽極），鍍件做陰極。電解質(zhì)溶液是用含有鍍層金屬陽離子的鹽溶液?；瘜W電源⑴燃料電池：先寫出電池總反應（類似于可燃物的燃燒）；再寫正極反應（氧化劑得電子，一般是O2+4e+2H2O→4OH（中性、堿性溶液）O2+4e+4H+→2H2O(酸性水溶液)。負極反應=電池反應正極反應（必須電子轉(zhuǎn)移相等）⑵充放電電池：放電時相當于原電池，充電時相當于電解池（原電池的負極與電源的負極相連，做陰極，原電池的正極與電源的正極相連，做陽極），1計算時遵循電子守恒，常用關系式：2 H2~ O2~2Cl2~2Cu~4Ag~4OH~4H+~4e1金屬腐蝕：電解陽極引起的腐蝕原電池負極引起的腐蝕化學腐蝕原電池正極電解陰極鋼鐵在空氣中主要發(fā)生吸氧腐蝕。負極：2Fe→2Fe 2++4e正極：O2+4e+2H2O→4OH總反應：2Fe + O2+2H2O＝2Fe(OH)2第二章：化學反應的方向、限度和速度反應方向的判斷依據(jù)：△HT△S△HT△S0反應不能自發(fā)。該判據(jù)指出的是一定條件下，自發(fā)反應發(fā)生的可能性，不能說明實際能否發(fā)生反應（計算時注意單位的換算）課本P40T3化學平衡常數(shù)：①平衡常數(shù)的大小反映了化學反應可能進行的程度，平衡常數(shù)越大，說明反應進行的越完全。②純固體或純?nèi)軇﹨⒓拥姆磻鼈儾涣腥肫胶獬?shù)的表達式③平衡常數(shù)的表達式與化學方程式的書寫方式有關，單位與方程式的書寫形式一一對應。對于給定的化學反應，正逆反應的平衡常數(shù)互為倒數(shù)④化學平衡常數(shù)受溫度影響，與濃度無關。溫度對化學平衡的影響是通過影響平衡常數(shù)實現(xiàn)的。溫度升高，化學平衡常數(shù)增大還是減小與反應吸放熱有關。平衡狀態(tài)的標志：①同一物質(zhì)的v正=v逆②各組分的物質(zhì)的量、質(zhì)量、含量、濃度（顏色）保持不變③氣體的總物質(zhì)的量、總壓強、氣體的平均分子量保持不變只適用于△vg≠0的反應④密度適用于非純氣體反應或體積可變的容器惰性氣體對化學平衡的影響⑴恒壓時充入惰性氣體，體積必增大，引起反應體系濃度的減小，相當于減壓對平衡的影響 ⑵恒容時充入惰性氣體，各組分的濃度不變，速率不變，平衡不移動⑶對于△vg=0的可逆反應，平衡體系中加入惰性氣體，恒容、恒壓下平衡都不會移動⑴等效平衡：①恒溫恒壓，適用于所有有氣體參加的可逆反應，只要使轉(zhuǎn)化后物質(zhì)的量之比與最初加入的物質(zhì)的量之比相同，均可達到等效平衡；平衡時各組分的百分含量相同，濃度相同，轉(zhuǎn)化率相同。②恒溫恒容，△vg=0的反應，只要使轉(zhuǎn)化后物質(zhì)的量之比與最初加入的物質(zhì)的量之比相同，均可達到等效平衡；平衡時各組分的百分含量相同，轉(zhuǎn)化率相同。⑵等同平衡：恒溫恒容，適用于所有有氣體參加的可逆反應，只要使轉(zhuǎn)化后物質(zhì)的量與最初加入的物質(zhì)的量相同，均可達到等同平衡；平衡時各組分的物質(zhì)的量相同，百分含量相同，濃度相同。充氣問題：以aA(g)+bB(g)cC(g)⑴只充入一種反應物，平衡右移，增大另一種反應物的轉(zhuǎn)化率，但它本身的轉(zhuǎn)化率降低 ⑵兩種反應物按原比例充，恒容時相當于加壓，恒壓時等效平衡⑶初始按系數(shù)比充入的反應物或只充入產(chǎn)物，平衡時再充入產(chǎn)物，恒容時相當于加壓，恒壓時等效平衡 化學反應速率: 速率的計算和比較；濃度對化學速率的影響（溫度、濃度、壓強、催化劑）； Vt圖的分析第三章物質(zhì)在水溶液中的行為強弱電解質(zhì)：⑴強電解質(zhì)：完全電離，其溶液中無溶質(zhì)分子，電離方程式用“＝”，且一步電離；強酸、強堿、大多數(shù)鹽都屬于強電解質(zhì)。⑵弱電解質(zhì)：部分電離，其溶液中存在溶質(zhì)分子，電離方程式用“”，多元弱酸的電離方程式分步寫，其余的弱電解質(zhì)的電離一步完成；弱酸、弱堿、水都是弱電解質(zhì)。⑶常見的堿：KOH、NaOH、Ca(OH)Ba(OH)2是強堿，其余為弱堿；常見的酸：HCl、HBr、HI、HNOH2SO4是強酸，其余為弱酸；注意：強酸的酸式鹽的電離一步完成，如：NaHSO4=Na++H++SO42，而弱酸的酸式鹽要分步寫，如：NaHCO3=Na++HCO3, HCO3CO32+H+電離平衡⑴ 電離平衡是平衡的一種，遵循平衡的一般規(guī)律。溫度、濃度、加入與弱電解質(zhì)相同的離子或與弱電解質(zhì)反應的物質(zhì)，都會引起平衡的移動⑵ 電離平衡常數(shù)（Ka或Kb）表征了弱電解質(zhì)的電離能力，一定溫度下，電離常數(shù)越大，弱電解質(zhì)的電離程度越大。Ka或Kb是平衡常數(shù)的一種，與化學平衡常數(shù)一樣，只受溫度影響。溫度升高，電離常數(shù)增大。水的電離：⑴ H2OH++OH，△H0。升高溫度、向水中加入酸、堿或能水解的鹽均可引起水的電離平衡的移動。⑵ 任何稀的水溶液中，都存在，且[H+][OH]是一常數(shù)，稱為水的離子積（Kw）；Kw是溫度常數(shù)，只受溫度影響，而與H+或OH濃度無關。⑶ 溶液的酸堿性是H+與OH濃度的相對大小，與某一數(shù)值無直接關系。⑷ 當溶液中的H+ 濃度≤1mol/L時，用pH表示。無論是單一溶液還是溶液混合后求pH，都遵循同一原則：若溶液呈酸性，先求c(H+)。若溶液呈堿性，先求c(OH),由Kw求出c(H+)，再求pH。⑸向水中加入酸或堿，均抑制水的電離，使水電離的c(H+)或c(OH)c(H+)H2O=c(OH)H2O。如某溶液中水電離的c(H+)=1013mol/L，此時溶液可能為強酸性，也可能為強堿性，即室溫下，pH=1或13 向水中加入水解的鹽，促進水的電離，使水電離的c(H+)或c(OH)107mol/L，如某溶液中水電離的c(H+)=105mol/L，此時溶液為酸性，即室溫下，pH=5，可能為強酸弱堿鹽溶液。鹽的水解⑴在溶液中只有鹽電離出的離子才水解。本質(zhì)是鹽電離出的離子與水電離出H+或OH結(jié)合生成弱電解質(zhì)，使H+或OH的濃度減小，從而促進水的電離。⑵影響因素：①溫度：升溫促進水解②濃度：稀釋促進水解 ③溶液的酸堿性④ 同離子效應 ⑷水解方程式的書寫：①單個離子的水解：一般很微弱，用，產(chǎn)物不標“↑”“↓”；多元弱酸鹽的水解方程式要分步寫 ②雙水解有兩種情況：Ⅰ水解到底，生成氣體、沉淀，用＝，標出“↑”“↓”。Ⅱ部分水解，無沉淀、氣體，用，產(chǎn)物不標“↑”“↓”；⑸ 鹽類水解的應用：①判斷溶液的酸堿性②判斷鹽溶液中的離子種類及其濃度大小③判斷離子共存④加熱濃縮或蒸干某些鹽溶液時產(chǎn)物的判斷，如AlCl3溶液⑤某些鹽溶液的保存與配制，如FeCl3溶液⑥某些膠體的制備，如Fe(OH)3膠體⑦解釋生產(chǎn)、生活中的一些化學現(xiàn)象，如明礬凈水、化肥的施用等。（解釋時規(guī)范格式：寫上對應的平衡條件改變平衡移動結(jié)果）沉淀溶解平衡：⑴ Ksp:AmBnmAn++nBm,Ksp=[An+]m[Bm]n。①Ksp只與難溶電解質(zhì)的性質(zhì)和溫度有關，溶液中離子濃度的變化只能使平衡移動，不改變Ksp。②對于陰陽離子個數(shù)比相同的電解質(zhì)，Ksp越大，電解質(zhì)在水中的溶解能力越強。⑵ QKsp,有沉淀生成；Q=Ksp，沉淀與溶解處于平衡狀態(tài)；Q⑶ 一種沉淀可以轉(zhuǎn)化為更難溶的沉淀。如鍋垢中Mg(OH)2的生成，工業(yè)中重金屬離子的除去。離子反應：⑴ 與量有關的離子方程式的書寫：設量少的物質(zhì)物質(zhì)的量為1mol，與另一過量的物質(zhì)充分反應。⑵ 離子共存推斷題解答時應注意：①判斷一種離子存在后，一定注意與之不共存的離子一定不存在；②前面加入的試劑對后面的鑒定是否有影響。⑶ 離子（或物質(zhì)）檢驗的一般步驟：取少量——加試劑——觀現(xiàn)象——定結(jié)論。第五篇：高中化學選修4目錄緒言第一章 化學反應與能量第一節(jié) 化學反應與能量的變化第二節(jié) 燃燒熱 能源第三節(jié) 化學反應熱的計算歸納與整理第二章 化學反應速率和化學平衡第一節(jié) 化學反應速率第二節(jié) 影響化學反應速率的因素第三節(jié) 化學平衡第四節(jié) 化學反應進行的方向歸納與整理第三章 水溶液中的離子平衡第一節(jié) 弱電解質(zhì)的電離第二節(jié) 水的電離和溶液的酸堿性第三節(jié) 鹽類的水解第四節(jié) 難溶電解質(zhì)的溶解平衡歸納與整理第四章 電化學基礎第一節(jié) 原電池第二節(jié) 化學電源第三節(jié) 電解池第四節(jié) 金屬的電化學腐蝕與防護歸納與整理