高二化学选修4知识点【高二化学选修4第三章知识点总结】

高二化学选修4知识点【高二化学选修4第

三章知识点总结】

物质在水溶液中的行为是高二化学选修4第三章知识点，为了方便同学们复习，接下来X为你整理了高二化学选修4第三章知识点总结，一起来看看吧。

高二化学选修4第三章知识点：水溶液

1、水的电离

H2OH++OH-

水的离子积常数KW=[H+][OH-]，25℃时，KW=×10-14mol2·L-2。温度升高，有利于水的电离， KW增大。

2、溶液的酸碱度

室温下，中性溶液：[H+]=[OH-]=×10-7mol·L-1，pH=7 酸性溶液：[H+]>[OH-]，[ H+]>×10-7mol·L-1，pH×10-7mol·L-1，pH>7

3、电解质在水溶液中的存在形态

(1)强电解质

强电解质是在稀的水溶液中完全电离的电解质，强电解质在溶液中以离子形式存在，主要包括强酸、强碱和绝大多数盐，书写电离方程式时用“=”表示。

(2)弱电解质

在水溶液中部分电离的电解质，在水溶液中主要以分子

形态存在，少部分以离子形态存在，存在电离平衡，主要包括弱酸、弱碱、水及极少数盐，书写电离方程式时用“”表示。

高二化学选修4第三章知识点：弱电解质的电离及盐类水解

1、弱电解质的电离平衡。

(1)电离平衡常数

在一定条件下达到电离平衡时，弱电解质电离形成的各种离子浓度的乘积与溶液中未电离的分子浓度之比为一常数，叫电离平衡常数。

弱酸的电离平衡常数越大，达到电离平衡时，电离出的H+越多。多元弱酸分步电离，且每步电离都有各自的电离平衡常数，以第一步电离为主。

(2)影响电离平衡的因素，以CH3COOHCH3COO-+H+为例。

加水、加冰醋酸，加碱、升温，使CH3COOH的电离平衡正向移动，加入CH3COONa固体，加入浓盐酸，降温使CH3COOH 电离平衡逆向移动。

2、盐类水解

(1)水解实质

盐溶于水后电离出的离子与水电离的H+或OH-结合生成弱酸或弱碱，从而打破水的电离平衡，使水继续电离，称为盐类水解。

(2)水解类型及规律

①强酸弱碱盐水解显酸性。

NH4Cl+H2ONH3·H2O+HCl

②强碱弱酸盐水解显碱性。

CH3COONa+H2OCH3COOH+NaOH

③强酸强碱盐不水解。

④弱酸弱碱盐双水解。

Al2S3+6H2O=2Al(OH)3↓+3H2S↑

(3)水解平衡的移动

加热、加水可以促进盐的水解，加入酸或碱能抑止盐的水解，另外，弱酸根阴离子与弱碱阳离子相混合时相互促进水解。

高二化学选修4第三章知识点：沉淀溶解平衡

1、沉淀溶解平衡与溶度积

(1)概念

当固体溶于水时，固体溶于水的速率和离子结合为固体的速率相等时，固体的溶解与沉淀的生成达到平衡状态，称为沉淀溶解平衡。其平衡常数叫做溶度积常数，简称溶度积，用Ksp表示。

PbI2(s)Pb2+(aq)+2I-(aq)

Ksp=[Pb2+][I-]2=×10-9mol3·L-3

(2)溶度积Ksp的特点

Ksp只与难溶电解质的性质和温度有关，与沉淀的量无关，且溶液中离子浓度的变化能引起平衡移动，但并不改变溶度积。

Ksp反映了难溶电解质在水中的溶解能力。

2、沉淀溶解平衡的应用

(1)沉淀的溶解与生成

根据浓度商Qc与溶度积Ksp的大小比较，规则如下：Qc=Ksp时，处于沉淀溶解平衡状态。

Qc>Ksp时，溶液中的离子结合为沉淀至平衡。

Qc

(2)沉淀的转化

根据溶度积的大小，可以将溶度积大的沉淀可转化为溶度积更小的沉淀，这叫做沉淀的转化。沉淀转化实质为沉淀溶解平衡的移动。

高二化学人教版选修4课后作业：第四章 复习课

本章复习课 1．下列叙述不正确的是( )

A ．铁表面镀锌，铁作阳极 B ．船底镶嵌锌块，锌作负极，以防船体被腐蚀 C ．钢铁吸氧腐蚀的正极反应式：O 2＋2H 2O ＋4e －===4OH － D ．工业上电解饱和食盐水的阳极反应式：2Cl －－2e －===Cl 2↑ 答案 A 解析 铁表面镀锌，铁应作阴极而锌作阳极，A 错误；锌比铁活泼，在船底镶嵌锌块，可有效防护船体被腐蚀；钢铁的吸氧腐蚀中正极上O 2得到e －被还原；工业电解饱和食盐水的反应中阳极上Cl －失去e －被氧化，故B 、C 、D 均正确。 2．如图所示，将紧紧缠绕不同金属的铁钉放入培养皿中，再加入含有适量酚酞和NaCl 的琼脂热溶液，冷却后形成琼胶(离子在琼胶内可以移动)，下列叙述正确的是( ) A ．a 中铁钉附近呈现红色 B ．b 中铁钉上发生还原反应 C ．a 中铜丝上发生氧化反应 D ．b 中铝条附近有气泡产生 答案 B 解析 依据原电池原理分析可知：a 中铁钉作负极，发生氧化反应，铜丝作正极，发生O 2＋2H 2O ＋4e －===4OH －的还原反应，可知A 、C 错误；b 中铁钉作正极，发生O 2＋2H 2O ＋4e －===4OH －的还原反应，而铝条发生氧化反应，不会冒气泡，B 正确、D 错误。 3．摩托罗拉公司研发了一种由甲醇和氧气以及强碱作电解质溶液的新型手机电池，电量可达现在使用的镍氢或锂电池的十倍，可连续使用一个月才充一次电，其电池反应式为2CH 3OH ＋3O 2＋4OH －2CO 2－ 3＋6H 2O ，则下列有关 说法错误的是( ) A ．放电时CH 3OH 参与反应的电极为正极 B ．充电时电解质溶液的pH 逐渐增大 C ．放电时负极的电极反应式为CH 3OH －6e －＋8OH －===CO 2－3＋6H 2O 放电 充电

人教版高中化学选修4第三章测试题(经典含解析)

人教版选修4第三章《水溶液中的离子平衡》测试题（A 卷） （时间45分钟，满分100分） 一、选择题（1--6只有．．1．个．选项符合题意，7-10有2．个．选项符合题意，每小题5分，共50分。） 1． 用水稀释0.1mol/L 氨水时，溶液中随着水量的增加而减小的是（ ） A ．) O H NH () OH (23?-c c B ． ) OH ()O H NH (23-?c c C ．c (H +)和c (OH -)的乘积 D ．OH -的物质的量 2． 某学生的实验报告所列出的下列数据中合理的是 A ．用10mL 量筒量取7.13mL 稀盐酸 B ．用托盘天平称量25.20g NaCl C ．用广泛pH 试纸测得某溶液的pH 为2.3 D ．用25mL 滴定管做中和滴定时，用去某浓度的碱溶液21.70mL 3． 下列溶液加热蒸干后，能析出溶质固体的是 A ．AlCl 3 B ．KHCO 3 C ．Fe 2(SO 4)3 D ．NH 4HCO 3 4． 一定量的盐酸跟过量的铁粉反应时，为了减缓反应速度，且不影响生成氢气的总量，可向盐酸中加入适量的 ①NaOH 固体 ②H 2O ③NH 4Cl 固体 ④CH 3COONa 固体 ⑤NaNO 3固体 ⑥KCl 溶液 A ．②④⑥ B ．①② C ．②③⑤ D ．②④⑤⑥ 5． 在25℃时，100mL 0.4mol/L 的盐酸与等体积0.6mol/L 的氢氧化钠溶液混合后，溶液的pH 值为 A ．6 B ．5 C ．12 D ．13 6．下列方程式书写正确的是（ ） A.HCO 3－在水溶液中的电离方程式：HCO 3－＋H 2O H 3O ＋＋CO 32－ B.H 2SO 3的电离方程式H 2SO 32H ＋＋SO 32－ C .CO 32－的水解方程式：CO 32－＋2H 2O H 2CO 3＋2OH － D.CaCO 3的电离方程式：CaCO 3 Ca 2+＋CO 32－ 7. 氢氰酸（HCN ）的下列性质中，可以证明它是弱电解质的是 （ ） A ．1mol/L 该酸溶液的pH 约为3 B ．HCN 易溶于水 C ．10mL 1mol/L HCN 恰好与10mL 1mol/L NaOH 溶液完全反应 D ．在相同条件下，HCN 溶液的导电性比一元强酸溶液的弱 8..下列溶液中有关物质的量浓度关系正确的是（ ） A ．pH=2的HA 溶液与pH=12的MOH 溶液任意比混合： c (H +) + c (M +) == c (OH -) + c (A -) B ．pH 相等的CH 3COONa 、NaOH 和Na 2CO 3三种溶液： c (NaOH)＜c (CH 3COONa)＜c (Na 2CO 3) C ．物质的量浓度相等CH 3COOH 和CH 3COONa 溶液等体积混合： c (CH 3COO -) +2c (OH -) == 2c (H +) + c (CH 3COOH) D ．0.1mol ·L -1的NaHA 溶液，其pH=4：c (HA -)＞c (H +)＞c (H 2A)＞c (A 2-) 9. 盐酸、醋酸、纯碱和碳酸氢钠是生活中常见的物质。下列表述正确的是（ ） A ．在NaHCO 3溶液中加入与其等物质的量的NaOH ，溶液中的阴离子只有CO - 23和OH -

人教版高中化学选修四知识点总结

化学选修4化学反应与原理 第一章化学反应与能量 一、焓变反应热 1．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2．焓变(ΔH)的意义：在恒压条件下进行的化学反应的热效应 （1）.符号：△H（2）.单位：kJ/mol 3.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<0 吸收热量的化学反应。（吸热>放热）△H为“+”或△H>0 ☆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)2·8H2O与NH4Cl②大多数的分解反应 ③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℃，101kPa时，1mol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：101kPa②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：1mol④研究内容：放出的热量。（ΔH<0，单位kJ/mol） 四、中和热 1．概念：在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应而生成1molH2O，这时的反应热叫中和热。 2．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 3．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 1.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）

人教版高中化学选修4第四章电化学基础知识归纳

电化学基础知识归纳（含部分扩展内容）（珍藏版） 特点：电池总反应一般为自发的氧化还原反应，且为放热反应（△H<0）；原电池可将化学能转化为电能 电极负极：一般相对活泼的金属溶解（还原剂失电子，发生氧化反应） 正极：电极本身不参加反应，一般是电解质中的离子得电子（也可能是氧气等氧化剂），发生还原反应 原电池原理电子流向：负极经导线到正极 电流方向：外电路中，正极到负极;内电路中，负极到正极 电解质中离子走向：阴离子移向负极，阳离子移向正极 原电池原理的应用：制成化学电源（实用原电池）;金属防腐（被保护金属作正极）;提高化学反应速率；判断金属活性强弱 一次电池负极：还原剂失电子生成氧化产物（失电子的氧化反应） 正极：氧化剂得电子生成还原产物（得电子的还原反应） 放电：与一次电池相同 二次电池规则：正极接外接电源正极，作阳极;负极接外接电源负极，作阴极（正接正，负接负） 充电阳极：原来的正极反应式反向书写（失电子的氧化反应） 原电池阴极：原来的负极反应式反向书写（得电子的还原反应） 化学电源电极本身不参与反应（一般用多孔电极吸附反应物），总反应相当于燃烧反应 负极：可燃物（如氢气、甲烷、甲醇等）失电子被氧化（注意电解质的酸碱性） 电极反应正极：O得电子被还原，具体按电解质不同通常可分为4种 2 燃料电池碱性介质：O+4e-+2H O==4OH- 22 酸性介质：O+4e-+4H+==2H O 22 电解质不同时氧气参与的正极反应固体或熔融氧化物（传导氧离子）：O+4e-==2O2- 2 第1页质子交换膜（传导氢离子）：O+4e-+4H+==2H O 22

特殊原电池:镁、铝、氢氧化钠，铝作负极;铜、铝、浓硝酸，铜作负极;铜、铁、浓硝酸，铜作负极，等 特点：电解总反应一般为不能自发的氧化还原反应；可将电能转化为化学能 活性电极：阳极溶解（优先），金属生成金属阳离子 阳极惰性电极一般为阴离子放电，失电子被氧化，发生氧化反应 （接电源正极）（石墨、铂等）常用放电顺序是：Cl->OH->高价态含氧酸根（还原性顺序）， 发生氧化反应，相应产生氯气、氧气 电解原理电极反应 阴极电极本身一般不参加反应，阳离子放电，得电子被还原，发生还原反应 （接电源负极）常用放电顺序是：Ag+>Cu2+>H+>活泼金属阳离子（氧化性顺序）， 相应产生银、铜、氢气 电流方向：正极到阳极再到阴极最后到负极 电子流向：负极到阴极，阳极到正极(电解质溶液中无电子流动，是阴阳离子在定向移动） 离子流向：阴离子移向阳极（阴离子放电），阳离子移向阴极（阳离子放电） 常见电极反应式阳极：2Cl--2e-==Cl↑,4OH--4e-==O↑+2H O或2H O-4e-==O↑+4H+（OH-来自水时适用） 22222 电解池阴极：Ag++e-==Ag,Cu2++2e-==Cu,2H++2e-==H↑或2H O+2e-==H↑+2OH-（H+来自水时适用） 222 电解水型：强碱、含氧强酸、活泼金属的含氧酸盐，如：NaOH、KOH、H SO、HNO、Na SO溶液等 24324 电解溶质型：无氧酸、不活泼金属的含氧酸盐，如：HCl、CuCl溶液等 2 常见电解类型电解溶质+水（放氢生碱型）：活泼金属的无氧酸盐，如：NaCl、KCl、MgCl溶液等 2 电解溶质+水（放氧生酸盐）：不活泼金属的含氧酸盐，如：CuSO、AgNO溶液等 43 氯碱工业的基础：电解饱和食盐水制取氯气、氢气和氢氧化钠 第2页

高中化学选修4-第三章知识点归纳(很不错)

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, 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 。 ！ 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 注意：①电解质、非电解质都是化合物 ②SO 2、NH 3、CO 2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 4不溶于水，但溶于水的BaSO 4全部电离，故BaSO 4为强电解质）——电解质的强弱与导电性、溶解性无关。 3、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。 4、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） 5、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 A ++B - Ki=[ A +][ B -]/[AB] 6、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 2SO 3>H 3PO 4>HF>CH 3COOH>H 2CO 3>H 2S>HClO 二、水的电离和溶液的酸碱性 1、水电离平衡：: 水的离子积：K W = c[H +]·c[OH -] 25℃时, [H +]=[OH -] =10-7 mol/L ; K W = [H +]·[OH -] = 1*10-14 注意：K W 只与温度有关，温度一定，则K W 值一定 ; 物质 单质 @ 化合物 电解质 非电解质： 非金属氧化物，大部分有机物 。如SO 3、CO 2、C 6H 12O 6、CCl 4、CH 2=CH 2…… 强电解质： 强酸，强碱，大多数盐 。如HCl 、NaOH 、NaCl 、BaSO 4 弱电解质： 弱酸，弱碱，极少数盐，水 。如HClO 、NH 3·H 2O 、Cu(OH)2、H 2 O …… 混和物 纯净物

【最新】高中化学选修4知识点分类总结(1)

化学选修4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 1．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） 2．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。 3.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 <0 吸收热量的化学反应。（吸热>放热）△H 为“+”或△H >0 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)2·8H2O与NH4Cl②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。 4.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。 5.同种物质不同状态时所具有的能量：气态>液态>固态 6.常温是指25，101.标况是指0,101.

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，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。 6.表示意义：物质的量—物质—状态—吸收或放出*热量。 三、燃烧热 1．概念： 101 kPa时，1 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H2O）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） 2.燃烧热和中和热的表示方法都是有ΔH时才有负号。 3.石墨和金刚石的燃烧热不同。不同的物质燃烧热不同。

高中化学选修4知识点归纳总结

高中化学选修4知识点归纳总结 高中化学选修4知识点归纳总结 高中化学选修4知识 化学守恒 守恒是化学反应过程中所遵循的基本原则，在水溶液中的化学反应，会存在多种守恒关系，如电荷守恒、物料守恒、质子守恒等。 1.电荷守恒关系： 电荷守恒是指电解质溶液中，无论存在多少种离子，电解质溶液必须保持电中性，即溶液中阳离子所带的正电荷总数与阴离子所带的负电荷总数相等，用离子浓度代替电荷浓度可列等式。常用于溶液中离子浓度大小的比较或计算某离子的浓度等，例如： ①在NaHCO3溶液中：c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+2c(CO32-)+c(HCO3-); ②在(NH4)2SO4溶液中：c(NH4+)+c(H+)=c(OH-)+c(SO42—)。 2.物料守恒关系： 物料守恒也就是元素守恒，电解质溶液中由于电离或水解因素，离子会发生变化变成其它离子或分子等，但离子或分子中某种特定元素的原子的总数是不会改变的'。 可从加入电解质的化学式角度分析，各元素的原子存在守恒关系，要同时考虑盐本身的电离、盐的水解及离子配比关系。例如： ①在NaHCO3溶液中：c(Na+)=c(CO32-)+c(HCO3-)+c(H2CO3);

②在NH4Cl溶液中：c(Cl-)=c(NH4+)+c(NH3·H2O)。 3.质子守恒关系： 酸碱反应达到平衡时，酸(含广义酸)失去质子(H+)的总数等于碱(或广义碱)得到的质子(H+)总数，这种得失质子(H+)数相等的关系就称为质子守恒。 在盐溶液中，溶剂水也发生电离：H2OH++OH-，从水分子角度分析：H2O电离出来的H+总数与H2O电离出来的OH—总数相等(这里包括已被其它离子结合的部分)，可由电荷守恒和物料守恒推导，例如： ①在NaHCO3溶液中：c(OH-)=c(H+)+c(CO32-)+c(H2CO3); ②在NH4Cl溶液中：c(H+)=c(OH-)+c(NH3·H2O)。 综上所述，化学守恒的观念是分析溶液中存在的微粒关系的重要观念，也是解决溶液中微粒浓度关系问题的重要依据。 高中化学选修4必背知识 电解的原理 (1)电解的概念： 在直流电作用下,电解质在两上电极上分别发生氧化反应和还原反应的过程叫做电解.电能转化为化学能的装置叫做电解池. (2)电极反应：以电解熔融的NaCl为例： 阳极：与电源正极相连的电极称为阳极,阳极发生氧化反应：2Cl-→Cl2↑+2e-. 阴极：与电源负极相连的电极称为阴极,阴极发生还原反应：Na++e-→Na.

高中化学选修4 第四章知识点分类总结

第四章电化学基础 第一节原电池 原电池： 1、概念：化学能转化为电能的装置叫做原电池_______ 2、组成条件：①两个活泼性不同的电极②电解质溶液③电极用导线相连并插入电解液构成闭合回路 3、电子流向：外电路：负极——导线——正极 内电路：盐桥中阴离子移向负极的电解质溶液，盐桥中阳离子移向正极的电解质溶液。 4、电极反应：以锌铜原电池为例： 负极：氧化反应：Zn－2e＝Zn2＋（较活泼金属） 正极：还原反应：2H＋＋2e＝H2↑（较不活泼金属） 总反应式：Zn+2H+=Zn2++H2↑ 5、正、负极的判断： （1）从电极材料：一般较活泼金属为负极；或金属为负极，非金属为正极。 （2）从电子的流动方向负极流入正极 （3）从电流方向正极流入负极 （4）根据电解质溶液内离子的移动方向阳离子流向正极，阴离子流向负极

（5）根据实验现象①__溶解的一极为负极__②增重或有气泡一极为正极 第二节化学电池 1、电池的分类：化学电池、太阳能电池、原子能电池 2、化学电池：借助于化学能直接转变为电能的装置 3、化学电池的分类：一次电池、二次电池、燃料电池 一、一次电池 1、常见一次电池：碱性锌锰电池、锌银电池、锂电池等 二、二次电池 1、二次电池：放电后可以再充电使活性物质获得再生，可以多次重复使用，又叫充电电池或蓄电池。 2、电极反应：铅蓄电池 放电：负极（铅）：Pb＋SO 4 2-－2e-＝PbSO4↓ 正极（氧化铅）：PbO2＋4H+＋SO 4 2-＋2e-＝PbSO4↓＋2H2O 充电：阴极：PbSO4＋2H2O－2e-＝PbO2＋4H+＋SO 4 2- 阳极：PbSO4＋2e-＝Pb＋SO 4 2- 两式可以写成一个可逆反应：PbO2 2H2SO42PbSO4 ↓＋2H2O 3、目前已开发出新型蓄电池：银锌电池、镉镍电池、氢镍电池、锂离子电池、聚合物锂离子电池 三、燃料电池

高二化学选修4知识点总结

高二化学知识点总结 化学反应原理复习（一） 第1章、化学反应与能量转化 化学反应的实质是反应物化学键的断裂和生成物化学键的形成，化学反应过程中伴随着能量的释放或吸收。 一、化学反应的热效应 1、化学反应的反应热 (1)反应热的概念： 当化学反应在一定的温度下进行时，反应所释放或吸收的热量称为该反应在此温度下的热效应，简称反应热。用符号Q表示。 (2)反应热与吸热反应、放热反应的关系。 Q＞0时，反应为吸热反应；Q＜0时，反应为放热反应。 (3)反应热的测定 测定反应热的仪器为量热计，可测出反应前后溶液温度的变化，根据体系的热容可计算出反应热，计算公式如下： Q＝－C(T2－T1) 式中C表示体系的热容，T1、T2分别表示反应前和反应后体系的温度。实验室经常测定中和反应的反应热。 2、化学反应的焓变 (1)反应焓变 物质所具有的能量是物质固有的性质，可以用称为“焓”的物理量来描述，符号为H，单位为kJ·mol-1。 反应产物的总焓与反应物的总焓之差称为反应焓变，用ΔH表示。 (2)反应焓变ΔH与反应热Q的关系。 对于等压条件下进行的化学反应，若反应中物质的能量变化全部转化为热能，则该反应的反应热等于反应焓变，其数学表达式为：Qp＝ΔH＝H(反应产物)－H(反应物)。 (3)反应焓变与吸热反应，放热反应的关系： ΔH＞0，反应吸收能量，为吸热反应。 ΔH＜0，反应释放能量，为放热反应。 (4)反应焓变与热化学方程式： 把一个化学反应中物质的变化和反应焓变同时表示出来的化学方程式称为热化学方程式，如：H2(g)＋O2(g)＝H2O(l)；ΔH(298K)＝－285.8kJ·mol－1 书写热化学方程式应注意以下几点： ①化学式后面要注明物质的聚集状态：固态(s)、液态(l)、气态(g)、溶液(aq)。 ②化学方程式后面写上反应焓变ΔH，ΔH的单位是J·mol－1或kJ·mol－1，且ΔH后注明反应温度。 ③热化学方程式中物质的系数加倍，ΔH的数值也相应加倍。 3、反应焓变的计算 (1)盖斯定律 对于一个化学反应，无论是一步完成，还是分几步完成，其反应焓变一样，这一规律称为盖斯定律。 (2)利用盖斯定律进行反应焓变的计算。 常见题型是给出几个热化学方程式，合并出题目所求的热化学方程式，根据盖斯定律可知，该方程式的ΔH为

最全面高二化学选修4知识点归纳总结大全(精华版)

高二化学选修 4 知识点归纳总结大全 高二部分理科生可能觉得学习化学知识点归纳不重要，可一到考试就不知道怎么去复习了。为了方便大家的时间， 第 1 章、化学反应与能量转化 化学反应的实质是反应物化学键的断裂和生成物化学键的形 成，化学反应过程中伴随着能量的释放或吸收。 一、化学反应的热效应 1、化学反应的反应热 (1)反应热的概念： 当化学反应在一定的温度下进行时，反应所释放或吸收的热量 称为该反应在此温度下的热效应，简称反应热。用符号Q 表示。 (2)反应热与吸热反应、放热反应的关系。 Q0 时，反应为吸热反应;Q0 时，反应为放热反应。 (3)反应热的测定 测定反应热的仪器为量热计，可测出反应前后溶液温度的变化，根据体系的热容可计算出反应热，计算公式如下： Q=-C(T2-T1) 式中C 表示体系的热容，T1、T2 分别表示反应前和反应后体系的温度。实验室经常测定中和反应的反应热。 2、化学反应的焓变 (1)反应焓变 物质所具有的能量是物质固有的性质，可以用称为焓的物理量

来描述，符号为H，单位为kJmol-1。 反应产物的总焓与反应物的总焓之差称为反应焓变，用H 表示。 (2)反应焓变H 与反应热Q 的关系。 对于等压条件下进行的化学反应，若反应中物质的能量变化全 部转化为热能，则该反应的反应热等于反应焓变，其数学表达式为： Qp=H=H( 反应产物)-H( 反应物)。 (3)反应焓变与吸热反应，放热反应的关系： H0，反应吸收能量，为吸热反应。 H0，反应释放能量，为放热反应。 (4)反应焓变与热化学方程式： 把一个化学反应中物质的变化和反应焓变同时表示出来的化学 方程式称为热化学方程式，如：H2(g)+ O2(g)=H2O(l);H(298K)=-285.8kJmol-1 书写热化学方程式应注意以下几点： ①化学式后面要注明物质的聚集状态：固态(s)、液态(l)、气态 (g)、溶液(aq)。 ②化学方程式后面写上反应焓变H，H 的单位是Jmol-1 或kJmol-1，且H 后注明反应温度。 ③热化学方程式中物质的系数加倍，H 的数值也相应加倍。 3、反应焓变的计算 (1)盖斯定律 对于一个化学反应，无论是一步完成，还是分几步完成，其反

人教 高中化学选修4第三章知识点归纳

水溶液中的离子平衡第三章 一、弱电解质的电离, 、定义：电解质：在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物1 ：在水溶液中或熔化状态下都不能导电的化合物非电 解质 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 混和物、电解质与非电解质本质区别： 2物质单质强电解质：强酸，强碱，大多数盐。如HCl、NaOH、NaCl、BaSO 4电解质——离子化合物或共价化合物非电解质——共价化合物纯净物电解质 弱电解质：弱酸，弱碱，极少数盐，水。如HClO、NH·HO、Cu(OH)、注意：①电解质、非电解 质都是化合物②SO、NH、CO等属于非电解质232化合物 ③强电解质不等于易溶于水的化合物（如 232HO (2) BaSO不溶于水，但溶于水的BaSO全部电离，……HO、CCl、CH=CH 非金属氧化物，大部 分有机物。如SO、CO、C 非电解质：44123622462故BaSO为强电解质）——电解质的强弱与导电性、溶解性无关。43、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。 4、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） 5、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。） +- +-]/[AB] +B][ B Ki=[ A表示方法：ABA6、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 SO>H PO>HF>CHCOOH>HCO>H S>HClO 23233432二、水的电离和溶液的酸碱性 1、水电离平衡：: +-]c[OH]·水的离子积：K = c[H W+--7+--14 ] = 1*10· mol/L ; K = [H[OH25℃时, [H]]=[OH] =10W注意：K只与温度有关，温度一定，则K值一定 WW K不仅适用于纯水，适用于任何溶液（酸、碱、盐）W2、水电离特点：（1）可 逆（2）吸热（3）极弱 3、影响水电离平衡的外界因素： -14 =1*10 K：抑制水的电离①酸、碱W②温度：促进水的电离（水的电 离是吸热的）

高中化学选修4知识点总结(详细版)知识讲解

化学选修4 化学反应与原理 第一章化学反应与能量 一、焓变反应热 1 ．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） 2 .焓变（△ H）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：焓变二反应热，都可用△ H表示，单位都是kJ/mol。 3. 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 ＜0 吸收热量的化学反应。（吸热＞放热）△ H为“+”或厶H ＞0 也可以利用计算厶H来判断是吸热还是放热。△日=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）? 8H2O与NH4C②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。 4. 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。 5. 同种物质不同状态时所具有的能量：气态＞液态＞固态 6. 常温是指25，101. 标况是指0,101. 7. 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意要点:

①热化学方程式必须标出能量变化，即反应热△ H,A 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。 6. 表示意义：物质的量—物质—状态—吸收或放出*热量。 三、燃烧热 1．概念：101 kPa 时，1 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H2Q）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。（△ HvO,单位kJ/mol ） 2. 燃烧热和中和热的表示方法都是有△ H时才有负号。 3. 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 1. 概念：在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应

新人教版高中化学选修4知识点总结：第四章电化学基础

电化学基础 一、原电池 课标要求 1、掌握原电池的工作原理 2、熟练书写电极反应式和电池反应方程式 要点精讲 1、原电池的工作原理 （1）原电池概念：化学能转化为电能的装置，叫做原电池。 若化学反应的过程中有电子转移，我们就可以把这个过程中的电子转移设计成定向的移动，即形成电流。只有氧化还原反应中的能量变化才能被转化成电能；非氧化还原反应的能量变化不能设计成电池的形式被人类利用，但可以以光能、热能等其他形式的能量被人类应用。 （2）原电池装置的构成 ①有两种活动性不同的金属（或一种是非金属导体）作电极。 ②电极材料均插入电解质溶液中。 ③两极相连形成闭合电路。 （3）原电池的工作原理 原电池是将一个能自发进行的氧化还原反应的氧化反应和还原反应分别在原电池的负极和正极上发生，从而在外电路中产生电流。负极发生氧化反应，正极发生还原反应，简易记法：负失氧，正得还。 2、原电池原理的应用 （1）依据原电池原理比较金属活动性强弱 ①电子由负极流向正极，由活泼金属流向不活泼金属，而电流方向是由正极流向负极，二者是相反的。

②在原电池中，活泼金属作负极，发生氧化反应；不活泼金属作正极，发生还原反应。 ③原电池的正极通常有气体生成，或质量增加；负极通常不断溶解，质量减少。 （2）原电池中离子移动的方向 ①构成原电池后，原电池溶液中的阳离子向原电池的正极移动，溶液中的阴离子向原电池的负极移动； ②原电池的外电路电子从负极流向正极，电流从正极流向负极。 注：外电路：电子由负极流向正极，电流由正极流向负极； 内电路：阳离子移向正极，阴离子移向负极。 3、原电池正、负极的判断方法： （1）由组成原电池的两极材料判断 一般是活泼的金属为负极，活泼性较弱的金属或能导电的非金属为正极。 （2）根据电流方向或电子流动方向判断。 电流由正极流向负极；电子由负极流向正极。 （3）根据原电池里电解质溶液内离子的流动方向判断 在原电池的电解质溶液内，阳离子移向正极，阴离子移向负极。 （4）根据原电池两极发生的变化来判断 原电池的负极失电子发生氧化反应，其正极得电子发生还原反应。 （5）根据电极质量增重或减少来判断。 工作后，电极质量增加，说明溶液中的阳离子在电极（正极）放电，电极活动性弱；反之，电极质量减小，说明电极金属溶解，电极为负极，活动性强。 （6）根据有无气泡冒出判断 电极上有气泡冒出，是因为发生了析出H2的电极反应，说明电极为正极，活动性弱。 本节知识树

最新高二化学选修4第四章全套教案

第四章 电化学基础 §4.1 原电池 一、探究目标 体验化学能与电能相互转化的探究过程 二、探究重点 初步认识原电池概念、原理、组成及应用。 三、探究难点 通过对原电池实验的研究，引导学生从电子转移角度理解化学能向电能转化的本质，以及这种转化的综合利用价值。 四、教学过程 【引入】 电能是现代社会中应用最广泛，使用最方便、污染最小的一种二次能源，又称电力。例如，日常生活中使用的手提电脑、手机、相机、摄像机……这一切都依赖于电池的应用。那么，电池是怎样把化学能转变为电能的呢？我们这节课来一起复习一下有关原电池的相关内容。 【板书】§4.1 原电池 一、原电池实验探究 讲：铜片、锌片、硫酸都是同学们很熟悉的物质，利用这三种物质我们再现了1799年意大利物理学家----伏打留给我们的历史闪光点！ 1、锌片和铜片分别插入稀硫酸中有什么现象发生？ 2、锌片和铜片用导线连接后插入稀硫酸中，现象又怎样？为什么？ 3、锌片的质量有无变化？溶液中c (H +)如何变化？ 4、锌片和铜片上变化的反应式怎样书写？ 5、电子流动的方向如何？ 讲：我们发现检流计指针偏转，说明产生了电流，这样的装置架起了化学能转化为电能的桥梁，这就是生活中提供电能的所有电池的开山鼻祖----原电池。 【板书】（1）原电池概念：学能转化为电能的装置叫做原电池。 问：在原电池装置中只能发生怎样的化学变化？ 学生： Zn+2H +=Zn 2++H 2↑

讲：为什么会产生电流呢？ 答：其实锌和稀硫酸反应是氧化还原反应，有电子的转移，但氧化剂和还原剂热运动相遇发生有效碰撞电子转移时，由于分子热运动无一定的方向，因此电子转移不会形成电流，而通常以热能的形式表现出来，激烈的时候还伴随有光、声等其他的形式的能量。显然从理论上讲，一个能自发进行的氧化还原反应，若能设法使氧化与还原分开进行，让电子的不规则转移变成定向移动，便能形成电流。所以原电池的实质就是将氧化还原的电子转移变成电子的定向移动形成电流。 （2）实质：将一定的氧化还原反应的电子转移变成电子的定向移动。即将化学能转化成电能的形式释放。 问：那么这个过程是怎样实现的呢？我们来看原电池原理的工作原理。 （3）原理：（负氧正还） 问：在锌铜原电池中哪种物质失电子？哪种物质得到电子？ 学生：活泼金属锌失电子，氢离子得到电子 问：导线上有电流产生，即有电子的定向移动，那么电子从锌流向铜，还是铜流向锌？学生：锌流向铜 讲：当铜上有电子富集时，又是谁得到了电子？ 学生：溶液中的氢离子 讲：整个放电过程是：锌上的电子通过导线流向用电器，从铜流回原电池，形成电流，同时氢离子在正极上得到电子放出氢气，这就解释了为什么铜片上产生了气泡的原因。讲：我们知道电流的方向和电子运动的方向正好相反，所以电流的方向是从铜到锌，在电学上我们知道电流是从正极流向负极的，所以，锌铜原电池中，正负极分别是什么？ 学生：负极（Zn）正极（Cu） 实验：我们用干电池验证一下我们分析的正负极是否正确！ 讲：我们一般用离子反应方程式表示原电池正负极的工作原理，又叫电极方程式或电极反应。一般先写负极，所以可表示为： 负极（Zn）：Zn－2e＝Zn2＋（氧化） 正极（Cu）：2H＋＋2e＝H2↑（还原） 讲：其中负极上发生的是氧化反应，正极上发生的是还原反应，即负氧正还。 注意：电极方程式要①注明正负极和电极材料②满足所有守衡 总反应是：Zn+2H+=Zn2++H2↑ 讲：原来一个自发的氧化还原反应通过一定的装置让氧化剂和还原剂不规则的电子转移变成电子的定向移动就形成了原电池。 转折：可以看出一个完整的原电池包括正负两个电极和电解质溶液，及导线。那么铜锌原电池中的正负极和硫酸电解质能否换成其他的物质呢？ 学生：当然能，生活中有形形色色的电池。 过渡：也就是构成原电池要具备怎样的条件？ 二、原电池的构成条件 1、活泼性不同的两电极

2020-2021学年高二化学选修4(人教版)第三章复习

2020-2021学年高二化学选修4（人教版）第三章复 习 一. 教学内容： 第三章复习 二. 重点、难点： 1. 将各部分知识综合运用 2. 将本章知识和第二章的平衡移动理论联系 三. 具体内容： 1. 电解质和非电解质的分类 2. 弱电解质的电离平衡 3. 水的离子积和溶液的pH 4. 溶液的酸碱性与pH 5. 盐类的水解 6. 盐类水解的应用 7. 难溶电解质的溶解平衡 8. 沉淀的生成、溶解和转化 【典型例题】 [例1] 下列溶液加热蒸干后，能析出溶质固体的是（）

A. AlCl3 B. KHCO3 C. 34 2) (SO Fe D. NH4HCO3 答案：C 解析：考察盐的水解的应用。 [例2] 在pH都等于9的NaOH和CH3COONa两种溶液中，设由水电离产生的OH－离子浓度分别为Amol/L与Bmol/L，则A和B关系为（） A. A>B B. A=10－4 B C. B=10－4 A D. A=B 答案：B 解析：考察水的离子积和pH的关系。 [例3] 一定量的盐酸跟过量的铁粉反应时，为了减缓反应速度，且不影响生成氢气的总量，可向盐酸中加入适量的（） ①NaOH固体②H2O ③NH4Cl固体④CH3COONa固 体 ⑤NaNO3固体⑥KCl溶液 A. ②④⑥ B. ①② C. ②③⑤ D. ②④⑤⑥ 答案：A 解析：考察反应速率的影响因素和水的电离平衡的移动。 [例4] 1体积pH＝2.5的盐酸与10体积某一元强碱溶液恰好完全反应，则该碱溶液的pH等于（）

A. 9.0 B. 9.5 C. 10.5 D. 11.5 答案：C 解析：考察有关pH 的计算。 [例5] 含等物质的量NaOH 的溶液分别用pH 为2和3的CH 3COOH 溶液中和，设消耗CH 3COOH 溶液的体积依次为V V a b 、，则两者的关系正确的是（ ） A. V V a b >10 B. V V a b =10 C. V V b a <10 D. V V b a >10 答案：D 解析：考察有关pH 的计算。 [例6] 将pH ＝11 NaOH 溶液和pH ＝3的甲酸溶液以等体积混合后，对所得溶液，下列判断一定正确的是（ ） A. c （HCOO －）＜c （Na +） B. c （HCOO －）＞c （Na +） C. c （OH －）＜c （HCOO －） D. c （OH －）＞c （HCOO －） 答案：BC 解析：考察弱电解质电离的特点对于中和反应后溶液中离子浓度的影响。 [例7] 常温下pH ＝3的二元弱酸H 2R 溶液与a L pH ＝11的NaOH 溶液混合后，混合液的pH 刚好等于7（假设反应前后体积不变），则对反应后混合液的叙述正确的是（ ） A. c （R 2－）+ c （OH －）＝c （Na ＋）+c （H ＋）

化学选修四所有知识点总结

化学选修四所有知识点总结 2016-09-25 第1章、化学反应与能量转化 化学反应的实质是反应物化学键的断裂和生成物化学键的形成，化学反应过程中伴随着能量的释放或吸收。 一、化学反应的热效应 1、化学反应的反应热 (1) 反应热的概念： 当化学反应在一定的温度下进行时，反应所释放或吸收的热量称为该反应在此温度下的热效应，简称反应热。用符号Q表示。(2) 反应热与吸热反应、放热反应的关系。 Q> 0时，反应为吸热反应；C K 0时，反应为放热反应。 (3) 反应热的测定 测定反应热的仪器为量热计，可测出反应前后溶液温度的变化，根据体系的热容可计算出反应热，计算公式如下： Q=- CE—T1) 式中C表示体系的热容，T1、T2分别表示反应前和反应后体系的温度。实验室经常测定中和反应的反应热。 2、化学反应的焓变 (1) 反应焓变 物质所具有的能量是物质固有的性质，可以用称为“焓”的物理量来描述，符号为H单位为kJ ?mol-1。 反应产物的总焓与反应物的总焓之差称为反应焓变，用ΔH表示。 (2) 反应焓变ΔH与反应热Q的关系。 对于等压条件下进行的化学反应，若反应中物质的能量变化全部转化为热能，则该反应的反应热等于反应焓变，其数学表达式为：Qp=ΔH= H(反应产物)—H(反应物)。 (3) 反应焓变与吸热反应，放热反应的关系： ΔH> 0，反应吸收能量，为吸热反应。 ΔH< 0,反应释放能量，为放热反应。 (4) 反应焓变与热化学方程式： 把一个化学反应中物质的变化和反应焓变同时表示出来的化学方程式称为热化学方程式，如：H(g) + Q(g)= fθ(l) ; ΔH(298K)=- 285.8kJ ? mol -1 书写热化学方程式应注意以下几点： ①化学式后面要注明物质的聚集状态：固态(S)、液态(I)、气态(g)、溶液(aq)。 ②化学方程式后面写上反应焓变ΔH,ΔH的单位是J ?mol-1或kJ ?mol-1,且ΔH后注明反应温度。 ③热化学方程式中物质的系数加倍，ΔH 的数值也相应加倍。 3、反应焓变的计算 (1) 盖斯定律 对于一个化学反应，无论是一步完成，还是分几步完成，其反应焓变一样，这一规律称为盖斯定律。 (2) 利用盖斯定律进行反应焓变的计算。 常见题型是给出几个热化学方程式，合并出题目所求的热化学方程式，根据盖斯定律可知，该方程式的ΔH为上述各热化学方程式的ΔH的代数和。 (3) 根据标准摩尔生成焓，△ f H mθ计算反应焓变ΔHo 对任意反应：aA+ bB= cC+ dD