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你們要的化學選修四知識點大全，來啦！

第一章化學反應與能量

一、焓變反應熱

1．反應熱：化學反應過程中所放出或吸收的熱量，任何化學反應都有反應熱，因為任何化學反應都會存在熱量變化，即要么吸熱要么放熱。反應熱可以分為（燃燒熱、中和熱、溶解熱）

2．焓變(ΔH)的意義：在恒壓條件下進行的化學反應的熱效應

.符號： △H.單位：kJ/mol ，即：恒壓下：焓變=反應熱，都可用ΔH表示，單位都是kJ/mol。

3.產生原因：化學鍵斷裂——吸熱 化學鍵形成——放熱

放出熱量的化學反應。(放熱>吸熱) △H 為“-”或△H <0

吸收熱量的化學反應。（吸熱>放熱）△H 為“+”或△H >0

也可以利用計算△H來判斷是吸熱還是放熱?！鱄=生成物所具有的總能量-反應物所具有的總能量=反應物的總鍵能-生成物的總鍵能

☆ 常見的放熱反應：① 所有的燃燒反應② 所有的酸堿中和反應③ 大多數的化合反應④ 金屬與水或酸的反應⑤ 生石灰（氧化鈣）和水反應⑥鋁熱反應等

₂₂₄Cl② 大多數的分解反應③ 條件一般是加熱或高溫的反應

☆區(qū)分是現象（物理變化）還是反應（生成新物質是化學變化），一般銨鹽溶解是吸熱現象，別的物質溶于水是放熱。

4.能量與鍵能的關系：物質具有的能量越低，物質越穩(wěn)定，能量和鍵能成反比。

5.同種物質不同狀態(tài)時所具有的能量：氣態(tài)>液態(tài)>固態(tài)

6.常溫是指25，101.標況是指0,101.

7.比較△H時必須連同符號一起比較。

二、熱化學方程式

書寫化學方程式注意要點: ①熱化學方程式必須標出能量變化，即反應熱△H，△H對應的正負號都不能省。

②熱化學方程式中必須標明反應物和生成物的聚集狀態(tài)（s,l, g分別表示固態(tài)，液態(tài)，氣態(tài)，水溶液中溶質用aq表示）

③熱化學反應方程式不標條件，除非題中特別指出反應時的溫度和壓強。

④熱化學方程式中的化學計量數表示物質的量，不表示個數和體積，可以是整數，也可以是分數

⑤各物質系數加倍，△H加倍，即：△H和計量數成比例；反應逆向進行，△H改變符號，數值不變。

6.表示意義：物質的量—物質—狀態(tài)—吸收或放出*熱量。

三、燃燒熱

1．概念： 101 kPa時，1 mol純物質 完全燃燒生成穩(wěn)定的氧化物（二氧化碳、二氧化硫、液態(tài)水H₂O）時所放出的熱量。燃燒熱的單位用kJ/mol表示。

※注意以下幾點：

①研究條件：101 kPa

②反應程度：完全燃燒，產物是穩(wěn)定的氧化物。

③燃燒物的物質的量：1 mol

④研究內容：放出的熱量。（ΔH<0，單位kJ/mol）

2.燃燒熱和中和熱的表示方法都是有ΔH時才有負號。

3.石墨和金剛石的燃燒熱不同。不同的物質燃燒熱不同。

四、中和熱

₂O，這時的反應熱叫中和熱。

2．強酸與強堿的中和反應其實質是H+和OH-反應，其熱化學方程式為：

H+(aq) +OH-(aq) =H₂O(l) ΔH=－57.3kJ/mol

3．弱酸或弱堿電離要吸收熱量，所以它們參加中和反應時的中和熱小于57.3kJ/mol。

4．中和熱的測定實驗：看課本裝置圖

（1）一般用強酸和強堿做實驗，且堿要過量（如果酸和堿的物質的量相同，中和熱會偏小），一般中和熱為57.3kJ/mol。

（2）若用弱酸或弱堿做實驗，放出的熱量會偏小，中和熱會偏小。

（3）若用濃溶液做實驗，放出的熱量會偏大，中和熱會偏大。

(4)在試驗中，增大酸和堿的用量，放出的熱量會增多但中和熱保持不變。

五、蓋斯定律

1．內容：化學反應的反應熱只與反應的始態(tài)（各反應物）和終態(tài)（各生成物）有關，而與具體反應進行的途徑無關，如果一個反應可以分幾步進行，則各分步反應的反應熱之和與該反應一步完成的反應熱是相同的。

六、能源

注：水煤氣是二次能源。

Tips：