化學選修4知識點總結

大家學化學有整理過知識點嗎？下面小編整理了些化學選修4知識點總結，歡迎參考！

　　化學選修4知識點總結

第1章、化學反應與能量轉化

化學反應的實質是反應物化學鍵的斷裂和生成物化學鍵的形成,化學反應過程中伴隨著能量的釋放或吸收.

【第1句】：化學反應的熱效應

【第1句】：化學反應的反應熱

(1)反應熱的概念：

當化學反應在一定的溫度下進行時,反應所釋放或吸收的熱量稱為該反應在此溫度下的熱效應,簡稱反應熱.用符號Q表示.

(2)反應熱與吸熱反應、放熱反應的關系.

Q＞0時,反應為吸熱反應；Q＜0時,反應為放熱反應.

(3)反應熱的測定

測定反應熱的儀器為量熱計,可測出反應前后溶液溫度的變化,根據體系的熱容可計算出反應熱,計算公式如下：

Q＝－C(T2－T1)

式中C表示體系的熱容,T【第1句】：T2分別表示反應前和反應后體系的溫度.實驗室經常測定中和反應的反應熱.

【第2句】：化學反應的焓變

(1)反應焓變

物質所具有的能量是物質固有的性質,可以用稱為“焓”的物理量來描述,符號為H,單位為kJ·mol-【第1句】：

反應產物的總焓與反應物的總焓之差稱為反應焓變,用ΔH表示.

(2)反應焓變ΔH與反應熱Q的關系.

對于等壓條件下進行的化學反應,若反應中物質的能量變化全部轉化為熱能,則該反應的反應熱等于反應焓變,其數學表達式為：Qp＝ΔH＝H(反應產物)－H(反應物).

(3)反應焓變與吸熱反應,放熱反應的關系：

ΔH＞0,反應吸收能量,為吸熱反應.

ΔH＜0,反應釋放能量,為放熱反應.

(4)反應焓變與熱化學方程式：

把一個化學反應中物質的變化和反應焓變同時表示出來的化學方程式稱為熱化學方程式,如：H2(g)＋O2(g)＝H2O(l)；ΔH(298K)＝－2【第85句】：8kJ·mol－1

書寫熱化學方程式應注意以下幾點：

①化學式后面要注明物質的聚集狀態：固態(s)、液態(l)、氣態(g)、溶液(aq).

②化學方程式后面寫上反應焓變ΔH,ΔH的單位是J·mol－1或kJ·mol－1,且ΔH后注明反應溫度.

③熱化學方程式中物質的系數加倍,ΔH的數值也相應加倍.

【第3句】：反應焓變的計算

(1)蓋斯定律

對于一個化學反應,無論是一步完成,還是分幾步完成,其反應焓變一樣,這一規律稱為蓋斯定律.

(2)利用蓋斯定律進行反應焓變的計算.

常見題型是給出幾個熱化學方程式,合并出題目所求的熱化學方程式,根據蓋斯定律可知,該方程式的ΔH為上述各熱化學方程式的ΔH的代數和.

(3)根據標準摩爾生成焓,ΔfHmθ計算反應焓變ΔH.

對任意反應：aA＋bB＝cC＋dD

ΔH＝［cΔfHmθ(C)＋dΔfHmθ(D)］－［aΔfHmθ(A)＋bΔfHmθ(B)］

【第2句】：電能轉化為化學能——電解

【第1句】：電解的原理

(1)電解的概念：

在直流電作用下,電解質在兩上電極上分別發生氧化反應和還原反應的過程叫做電解.電能轉化為化學能的裝置叫做電解池.

(2)電極反應：以電解熔融的NaCl為例：

陽極：與電源正極相連的電極稱為陽極,陽極發生氧化反應：2Cl－→Cl2↑＋2e－.

陰極：與電源負極相連的電極稱為陰極,陰極發生還原反應：Na＋＋e－→Na.

總方程式：2NaCl(熔)2Na＋Cl2↑

【第2句】：電解原理的應用

(1)電解食鹽水制備燒堿、氯氣和氫氣.

陽極：2Cl－→Cl2＋2e－

陰極：2H＋＋e－→H2↑

總反應：2NaCl＋2H2O2NaOH＋H2↑＋Cl2↑

(2)銅的電解精煉.

粗銅(含Zn、Ni、Fe、Ag、Au、Pt)為陽極,精銅為陰極,CuSO4溶液為電解質溶液.

陽極反應：Cu→Cu2＋＋2e－,還發生幾個副反應

Zn→Zn2＋＋2e－；Ni→Ni2＋＋2e－

Fe→Fe2＋＋2e－

Au、Ag、Pt等不反應,沉積在電解池底部形成陽極泥.

陰極反應：Cu2＋＋2e－→Cu

(3)電鍍：以鐵表面鍍銅為例

待鍍金屬Fe為陰極,鍍層金屬Cu為陽極,CuSO4溶液為電解質溶液.

陽極反應：Cu→Cu2＋＋2e－

陰極反應：Cu2＋＋2e－→Cu

【第3句】：化學能轉化為電能——電池

【第1句】：原電池的工作原理

(1)原電池的概念：

把化學能轉變為電能的裝置稱為原電池.

(2)Cu－Zn原電池的工作原理：

如圖為Cu－Zn原電池,其中Zn為負極,Cu為正極,構成閉合回路后的現象是：Zn片逐漸溶解,Cu片上有氣泡產生,電流計指針發生偏轉.該原電池反應原理為：Zn失電子,負極反應為：Zn→Zn2＋＋2e－；Cu得電子,正極反應為：2H＋＋2e－→H【第2句】：電子定向移動形成電流.總反應為：Zn＋CuSO4＝ZnSO4＋Cu.

(3)原電池的電能

若兩種金屬做電極,活潑金屬為負極,不活潑金屬為正極；若一種金屬和一種非金屬做電極,金屬為負極,非金屬為正極.

【第2句】：化學電源

(1)鋅錳干電池

負極反應：Zn→Zn2＋＋2e－；

正極反應：2NH4＋＋2e－→2NH3＋H2；

(2)鉛蓄電池

負極反應：Pb＋SO42－PbSO4＋2e－

正極反應：PbO2＋4H＋＋SO42－＋2e－PbSO4＋2H2O

放電時總反應：Pb＋PbO2＋2H2SO4＝2PbSO4＋2H2O.

充電時總反應：2PbSO4＋2H2O＝Pb＋PbO2＋2H2SO【第4句】：

(3)氫氧燃料電池

負極反應：2H2＋4OH－→4H2O＋4e－

正極反應：O2＋2H2O＋4e－→4OH－

電池總反應：2H2＋O2＝2H2O

【第3句】：金屬的腐蝕與防護

(1)金屬腐蝕

金屬表面與周圍物質發生化學反應或因電化學作用而遭到破壞的過程稱為金屬腐蝕.

(2)金屬腐蝕的電化學原理.

生鐵中含有碳,遇有雨水可形成原電池,鐵為負極,電極反應為：Fe→Fe2＋＋2e－.水膜中溶解的氧氣被還原,正極反應為：O2＋2H2O＋4e－→4OH－,該腐蝕為“吸氧腐蝕”,總反應為：2Fe＋O2＋2H2O＝2Fe(OH)2,Fe(OH)2又立即被氧化：4Fe(OH)2＋2H2O＋O2＝4Fe(OH)3,Fe(OH)3分解轉化為鐵銹.若水膜在酸度較高的環境下,正極反應為：2H+＋2e－→H2↑,該腐蝕稱為“析氫腐蝕”.

(3)金屬的防護

金屬處于干燥的環境下,或在金屬表面刷油漆、陶瓷、瀝青、塑料及電鍍一層耐腐蝕性強的金屬防護層,破壞原電池形成的條件.從而達到對金屬的防護；也可以利用原電池原理,采用犧牲陽極保護法.也可以利用電解原理,采用外加電流陰極保護法.

第2章、化學反應的方向、限度與速率(【第1句】：2節)

原電池的反應都是自發進行的反應,電解池的反應很多不是自發進行的,如何判定反應是否自發進行呢?

【第1句】：化學反應的方向

【第1句】：反應焓變與反應方向

放熱反應多數能自發進行,即ΔH＜0的反應大多能自發進行.有些吸熱反應也能自發進行.如NH4HCO3與CH3COOH的.反應.有些吸熱反應室溫下不能進行,但在較高溫度下能自發進行,如CaCO3高溫下分解生成CaO、CO【第2句】：

【第2句】：反應熵變與反應方向

熵是描述體系混亂度的概念,熵值越大,體系混亂度越大.反應的熵變ΔS為反應產物總熵與反應物總熵之差.產生氣體的反應為熵增加反應,熵增加有利于反應的自發進行.

【第3句】：焓變與熵變對反應方向的共同影響

ΔH－TΔS＜0反應能自發進行.

ΔH－TΔS＝0反應達到平衡狀態.

ΔH－TΔS＞0反應不能自發進行.

在溫度、壓強一定的條件下,自發反應總是向ΔH－TΔS＜0的方向進行,直至平衡狀態.

【第2句】：化學反應的限度

【第1句】：化學平衡常數

(1)對達到平衡的可逆反應,生成物濃度的系數次方的乘積與反應物濃度的系數次方的乘積之比為一常數,該常數稱為化學平衡常數,用符號K表示.

(2)平衡常數K的大小反映了化學反應可能進行的程度(即反應限度),平衡常數越大,說明反應可以進行得越完全.

(3)平衡常數表達式與化學方程式的書寫方式有關.對于給定的可逆反應,正逆反應的平衡常數互為倒數.

(4)借助平衡常數,可以判斷反應是否到平衡狀態：當反應的濃度商Qc與平衡常數Kc相等時,說明反應達到平衡狀態.

【第2句】：反應的平衡轉化率

(1)平衡轉化率是用轉化的反應物的濃度與該反應物初始濃度的比值來表示.如反應物A的平衡轉化率的表達式為：

α（A）＝

(2)平衡正向移動不一定使反應物的平衡轉化率提高.提高一種反應物的濃度,可使另一反應物的平衡轉化率提高.

(3)平衡常數與反應物的平衡轉化率之間可以相互計算.

【第3句】：反應條件對化學平衡的影響

(1)溫度的影響

升高溫度使化學平衡向吸熱方向移動；降低溫度使化學平衡向放熱方向移動.溫度對化學平衡的影響是通過改變平衡常數實現的.

(2)濃度的影響

增大生成物濃度或減小反應物濃度,平衡向逆反應方向移動；增大反應物濃度或減小生成物濃度,平衡向正反應方向移動.

溫度一定時,改變濃度能引起平衡移動,但平衡常數不變.化工生產中,常通過增加某一價廉易得的反應物濃度,來提高另一昂貴的反應物的轉化率.

(3)壓強的影響

ΔVg＝0的反應,改變壓強,化學平衡狀態不變.

ΔVg≠0的反應,增大壓強,化學平衡向氣態物質體積減小的方向移動.

(4)勒夏特列原理

由溫度、濃度、壓強對平衡移動的影響可得出勒夏特列原理：如果改變影響平衡的一個條件(濃度、壓強、溫度等)平衡向能夠減弱這種改變的方向移動.

【例題分析】

例【第1句】：已知下列熱化學方程式：

(1)Fe2O3(s)＋3CO(g)＝2Fe(s)＋3CO2(g)  ΔH＝－25kJ/mol

(2)3Fe2O3(s)＋CO(g)＝2Fe3O4(s)＋CO2(g) ΔH＝－47kJ/mol

(3)Fe3O4(s)＋CO(g)＝3FeO(s)＋CO2(g)  ΔH＝＋19kJ/mol

寫出FeO(s)被CO還原成Fe和CO2的熱化學方程式.

解析：依據蓋斯定律：化學反應不管是一步完成還是分幾步完成,其反應熱是相同的.我們可從題目中所給的有關方程式進行分析：從方程式(3)與方程式(1)可以看出有我們需要的有關物質,但方程式(3)必須通過方程式(2)有關物質才能和方程式(1)結合在一起.

將方程式(3)×2＋方程式(2)；可表示為(3)×2＋(2)

得：2Fe3O4(s)＋2CO(g)＋3Fe2O3(s)＋CO(g)＝6FeO(s)＋2CO2(g)＋2Fe3O4(s)＋CO2(g)；ΔH＝＋19kJ/mol×2＋(－47kJ/mol)

整理得方程式(4)：Fe2O3(s)＋CO(g)＝2FeO(s)＋CO2(g)；ΔH＝－3kJ/mol

將(1)－(4)得2CO(g)＝2Fe(s)＋3CO2(g)－2FeO(s)－CO2(g)；ΔH＝－25kJ/mol－(－3kJ/mol)

整理得：FeO(s)＋CO(s)＝Fe(s)＋CO2(g)；ΔH＝－11kJ/mol

答案：FeO(s)＋CO(s)＝Fe(s)＋CO2(g)；ΔH＝－11kJ/mol

例【第2句】：熔融鹽燃料電池具有高的發電效率,因而得到重視,可用Li2CO3和Na2CO3的熔融鹽混合物作用電解質,CO為陽極燃氣,空氣與CO2的混合氣體為陰極助燃氣,制得在650℃下工作的燃料電池,完成有關的電池反應式：

陽極反應式：2CO＋2CO32－→4CO2＋4e－

陰極反應式：      ；

總電池反應式：       .

解析：作為燃料電池,總的效果就是把燃料進行燃燒.本題中CO為還原劑,空氣中O2為氧化劑,電池總反應式為：2CO＋O2＝2CO【第2句】：用總反應式減去電池負極（即題目指的陽極）反應式,就可得到電池正極（即題目指的陰極）反應式：O2＋2CO2＋4e－＝2CO32－.

答案：O2＋2CO2＋4e－＝2CO32－；2CO＋O2＝2CO2

例【第3句】：下列有關反應的方向說法中正確的是( )

A、放熱的自發過程都是熵值減小的過程.

B、吸熱的自發過程常常是熵值增加的過程.

C、水自發地從高處流向低處,是趨向能量最低狀態的傾向.

D、只根據焓變來判斷化學反應的方向是可以的.

解析：放熱的自發過程可能使熵值減小、增加或無明顯變化,故A錯誤.只根據焓變來判斷反應進行的方向是片面的,要用能量判據、熵判據組成的復合判據來判斷,D錯誤.水自發地從高處流向低處,是趨向能量最低狀態的傾向是正確的.有些吸熱反應也可以自發進行.如在25℃和【第1句】：01×105Pa時,2N2O5(g)＝4NO2(g)＋O2(g)；ΔH＝【第56句】：7kJ/mol,(NH4)2CO3(s)＝NH4HCO3(s)＋NH3(g)；ΔH＝【第74句】：9kJ/mol,上述兩個反應都是吸熱反應,又都是熵增的反應,所以B也正確.

答案：BC.

化學反應原理復習（二）

【知識講解】

第2章、第【第3句】：4節

【第1句】：化學反應的速率

【第1句】：化學反應是怎樣進行的

(1)基元反應：能夠一步完成的反應稱為基元反應,大多數化學反應都是分幾步完成的.

(2)反應歷程：平時寫的化學方程式是由幾個基元反應組成的總反應.總反應中用基元反應構成的反應序列稱為反應歷程,又稱反應機理.

(3)不同反應的反應歷程不同.同一反應在不同條件下的反應歷程也可能不同,反應歷程的差別又造成了反應速率的不同.

【第2句】：化學反應速率

(1)概念：

單位時間內反應物的減小量或生成物的增加量可以表示反應的快慢,即反應的速率,用符號v表示.

(2)表達式：

(3)特點

對某一具體反應,用不同物質表示化學反應速率時所得的數值可能不同,但各物質表示的化學反應速率之比等于化學方程式中各物質的系數之比.

【第3句】：濃度對反應速率的影響

(1)反應速率常數(K)

反應速率常數(K)表示單位濃度下的化學反應速率,通常,反應速率常數越大,反應進行得越快.反應速率常數與濃度無關,受溫度、催化劑、固體表面性質等因素的影響.

(2)濃度對反應速率的影響

增大反應物濃度,正反應速率增大,減小反應物濃度,正反應速率減小.

增大生成物濃度,逆反應速率增大,減小生成物濃度,逆反應速率減小.

(3)壓強對反應速率的影響

壓強只影響氣體,對只涉及固體、液體的反應,壓強的改變對反應速率幾乎無影響.

壓強對反應速率的影響,實際上是濃度對反應速率的影響,因為壓強的改變是通過改變容器容積引起的.壓縮容器容積,氣體壓強增大,氣體物質的濃度都增大,正、逆反應速率都增加；增大容器容積,氣體壓強減小；氣體物質的濃度都減小,正、逆反應速率都減小.

【第4句】：溫度對化學反應速率的影響

(1)經驗公式

阿倫尼烏斯總結出了反應速率常數與溫度之間關系的經驗公式：

式中A為比例系數,e為自然對數的底,R為摩爾氣體常數量,Ea為活化能.

由公式知,當Ea＞0時,升高溫度,反應速率常數增大,化學反應速率也隨之增大.可知,溫度對化學反應速率的影響與活化能有關.

(2)活化能Ea.

活化能Ea是活化分子的平均能量與反應物分子平均能量之差.不同反應的活化能不同,有的相差很大.活化能Ea值越大,改變溫度對反應速率的影響越大.

【第5句】：催化劑對化學反應速率的影響

(1)催化劑對化學反應速率影響的規律：

催化劑大多能加快反應速率,原因是催化劑能通過參加反應,改變反應歷程,降低反應的活化能來有效提高反應速率.

(2)催化劑的特點：

催化劑能加快反應速率而在反應前后本身的質量和化學性質不變.

催化劑具有選擇性.

催化劑不能改變化學反應的平衡常數,不引起化學平衡的移動,不能改變平衡轉化率.

【第2句】：化學反應條件的優化——工業合成氨

【第1句】：合成氨反應的限度

合成氨反應是一個放熱反應,同時也是氣體物質的量減小的熵減反應,故降低溫度、增大壓強將有利于化學平衡向生成氨的方向移動.

【第2句】：合成氨反應的速率

(1)高壓既有利于平衡向生成氨的方向移動,又使反應速率加快,但高壓對設備的要求也高,故壓強不能特別大.

(2)反應過程中將氨從混合氣中分離出去,能保持較高的反應速率.

(3)溫度越高,反應速率進行得越快,但溫度過高,平衡向氨分解的方向移動,不利于氨的合成.

(4)加入催化劑能大幅度加快反應速率.

【第3句】：合成氨的適宜條件

在合成氨生產中,達到高轉化率與高反應速率所需要的條件有時是矛盾的,故應該尋找以較高反應速率并獲得適當平衡轉化率的反應條件：一般用鐵做催化劑,制反應溫度在700K左右,壓強范圍大致在1×107Pa～1×108Pa之間,并采用N2與H2分壓為1∶【第2句】：8的投料比.

第3章、物質在水溶液中的行為

【第1句】：水溶液

【第1句】：水的電離

H2OH＋＋OH－

水的離子積常數KW＝［H＋］［OH－］,25℃時,KW＝【第1句】：0×10－14mol2·L－【第2句】：溫度升高,有利于水的電離,KW增大.

【第2句】：溶液的酸堿度

室溫下,中性溶液：［H＋］＝［OH－］＝【第1句】：0×10－7mol·L－1,pH＝7

酸性溶液：［H＋］＞［OH－］,［H＋］＞【第1句】：0×10－7mol·L－1,pH＜7

堿性溶液：［H＋］＜［OH－］,［OH－］＞【第1句】：0×10－7mol·L－1,pH＞7

【第3句】：電解質在水溶液中的存在形態

(1)強電解質

強電解質是在稀的水溶液中完全電離的電解質,強電解質在溶液中以離子形式存在,主要包括強酸、強堿和絕大多數鹽,書寫電離方程式時用“＝”表示.

(2)弱電解質

在水溶液中部分電離的電解質,在水溶液中主要以分子形態存在,少部分以離子形態存在,存在電離平衡,主要包括弱酸、弱堿、水及極少數鹽,書寫電離方程式時用“”表示.

【第2句】：弱電解質的電離及鹽類水解

【第1句】：弱電解質的電離平衡.

(1)電離平衡常數

在一定條件下達到電離平衡時,弱電解質電離形成的各種離子濃度的乘積與溶液中未電離的分子濃度之比為一常數,叫電離平衡常數.

弱酸的電離平衡常數越大,達到電離平衡時,電離出的H＋越多.多元弱酸分步電離,且每步電離都有各自的電離平衡常數,以第一步電離為主.

(2)影響電離平衡的因素,以CH3COOHCH3COO－＋H＋為例.

加水、加冰醋酸,加堿、升溫,使CH3COOH的電離平衡正向移動,加入CH3COONa固體,加入濃鹽酸,降溫使CH3COOH電離平衡逆向移動.

【第2句】：鹽類水解

(1)水解實質

鹽溶于水后電離出的離子與水電離的H＋或OH－結合生成弱酸或弱堿,從而打破水的電離平衡,使水繼續電離,稱為鹽類水解.

(2)水解類型及規律

①強酸弱堿鹽水解顯酸性.

NH4Cl＋H2ONH3·H2O＋HCl

②強堿弱酸鹽水解顯堿性.

CH3COONa＋H2OCH3COOH＋NaOH

③強酸強堿鹽不水解.

④弱酸弱堿鹽雙水解.

Al2S3＋6H2O＝2Al(OH)3↓＋3H2S↑

(3)水解平衡的移動

加熱、加水可以促進鹽的水解,加入酸或堿能抑止鹽的水解,另外,弱酸根陰離子與弱堿陽離子相混合時相互促進水解.

【第3句】：沉淀溶解平衡

【第1句】：沉淀溶解平衡與溶度積

(1)概念

當固體溶于水時,固體溶于水的速率和離子結合為固體的速率相等時,固體的溶解與沉淀的生成達到平衡狀態,稱為沉淀溶解平衡.其平衡常數叫做溶度積常數,簡稱溶度積,用Ksp表示.

PbI2(s)Pb2+(aq)＋2I－(aq)

Ksp＝［Pb2＋］［I－］2＝【第7句】：1×10－9mol3·L－3

(2)溶度積Ksp的特點

Ksp只與難溶電解質的性質和溫度有關,與沉淀的量無關,且溶液中離子濃度的變化能引起平衡移動,但并不改變溶度積.

Ksp反映了難溶電解質在水中的溶解能力.

【第2句】：沉淀溶解平衡的應用

(1)沉淀的溶解與生成

根據濃度商Qc與溶度積Ksp的大小比較,規則如下：

Qc＝Ksp時,處于沉淀溶解平衡狀態.

Qc＞Ksp時,溶液中的離子結合為沉淀至平衡.

Qc＜Ksp時,體系中若有足量固體,固體溶解至平衡.

(2)沉淀的轉化

根據溶度積的大小,可以將溶度積大的沉淀可轉化為溶度積更小的沉淀,這叫做沉淀的轉化.沉淀轉化實質為沉淀溶解平衡的移動.

【第4句】：離子反應

【第1句】：離子反應發生的條件

(1)生成沉淀

既有溶液中的離子直接結合為沉淀,又有沉淀的轉化.

(2)生成弱電解質

主要是H＋與弱酸根生成弱酸,或OH－與弱堿陽離子生成弱堿,或H＋與OH－生成H2O.

(3)生成氣體

生成弱酸時,很多弱酸能分解生成氣體.

(4)發生氧化還原反應

強氧化性的離子與強還原性離子易發生氧化還原反應,且大多在酸性條件下發生.

【第2句】：離子反應能否進行的理論判據

(1)根據焓變與熵變判據

對ΔH－TΔS＜0的離子反應,室溫下都能自發進行.

(2)根據平衡常數判據

離子反應的平衡常數很大時,表明反應的趨勢很大.

【第3句】：離子反應的應用

(1)判斷溶液中離子能否大量共存

相互間能發生反應的離子不能大量共存,注意題目中的隱含條件.

(2)用于物質的定性檢驗

根據離子的特性反應,主要是沉淀的顏色或氣體的生成,定性檢驗特征性離子.

(3)用于離子的定量計算

常見的有酸堿中和滴定法、氧化還原滴定法.

(4)生活中常見的離子反應.

硬水的形成及軟化涉及到的離子反應較多,主要有：

Ca2＋、Mg2＋的形成.

CaCO3＋CO2＋H2O＝Ca2＋＋2HCO3－

MgCO3＋CO2＋H2O＝Mg2＋＋2HCO3－

加熱煮沸法降低水的硬度：

Ca2＋＋2HCO3－CaCO3↓＋CO2↑＋H2O

Mg2＋＋2HCO3－MgCO3↓＋CO2↑＋H2O

或加入Na2CO3軟化硬水：

Ca2＋＋CO32－＝CaCO3↓,Mg2＋＋CO32－＝MgCO3↓

高中化學選修4知識點分類總結報告

　　篇一：高中化學選修4知識點分類總結

【第1句】：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。

【第3句】：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。△H=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

☆常見的吸熱反應：①晶體Ba(OH)2·8H2O與NH4Cl②大多數的分解反應③條件一般是加熱或高溫的反應

☆區分是現象（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。

【第4句】：能量與鍵能的關系：物質具有的能量越低，物質越穩定，能量和鍵能成反比。

【第5句】：同種物質不同狀態時所具有的能量：氣態>液態>固態

【第6句】：常溫是指25，10【第1句】：標況是指0,10【第1句】：

【第7句】：比較△H時必須連同符號一起比較。

【第2句】：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（s,l,g分別表示固態，液態，氣態，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。

【第6句】：表示意義：物質的量—物質—狀態—吸收或放出*熱量。

【第3句】：燃燒熱

1．概念：101kPa時，1mol純物質完全燃燒生成穩定的氧化物（二氧化碳、二氧化硫、液態水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：101kPa

②反應程度：完全燃燒，產物是穩定的氧化物。

③燃燒物的物質的量：1mol

④研究內容：放出的熱量。（ΔH<0，單位kJ/mol）

【第2句】：燃燒熱和中和熱的表示方法都是有ΔH時才有負號。

【第3句】：石墨和金剛石的燃燒熱不同。不同的物質燃燒熱不同。

【第4句】：中和熱

1．概念：在稀溶液中，酸跟堿發生中和反應而生成1molH2O，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=－【第57句】：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【第57句】：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【第57句】：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。

【第5句】：蓋斯定律

1．內容：化學反應的反應熱只與反應的始態（各反應物）和終態（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。

【第6句】：能源

注：水煤氣是二次能源。

第二章化學反應速率和化學平衡

【第1句】：化學反應速率

【第1句】：化學反應速率（v）

⑴定義：用來衡量化學反應的快慢，單位時間內反應物或生成物的物質的量的變化

⑵表示方法：單位時間內反應濃度的減少或生成物濃度的增加來表示

⑶計算公式：v=Δc/Δt（υ：平均速率，Δc：濃度變化，Δt：時間）單位：mol/（L·s）⑷影響因素：

①決定因素（內因）：反應物的性質（決定因素）

②條件因素（外因）：濃度（固體和純液體除外），壓強（方程式中必須要有氣體），溫度（提高了反應物分子的能量），催化劑（降低了活化能），濃度和壓強主要是通過使單位體積內分子總數增大來增大反應速率，溫度和壓強主要是使活化分子百分數增大來增大反應速率。

【第2句】：濃度和壓強是單位體積內活化分子百分數不變，溫度和催化劑是分子總數不變。

※注意：（1）、參加反應的物質為固體和液體，由于壓強的變化對濃度幾乎無影響，可以認為反應速率不變。

（2）、惰性氣體對于速率的影響

①恒溫恒容時：充入本體系氣體，反應速率增大；充入惰性氣體→反應速率不變

②恒溫恒壓時：充入惰性氣體→反應速率減小

【第2句】：化學平衡

（一）【第1句】：定義：化學平衡狀態：一定條件下，當一個可逆反應進行到正逆反應速率相等時，各組成成分濃度不再改變，達到表面上靜止的一種“平衡”，這就是這個反應所能達到的限度即化學平衡狀態。

【第2句】：化學平衡的特征逆（研究前提是可逆反應）

等（同一物質的正逆反應速率相等）

動（動態平衡）

定（各物質的濃度與質量分數恒定）

變（條件改變，平衡發生變化）

【第3句】：判斷平衡的依據

判斷可逆反應達到平衡狀態的方法和依據

篇二：高中化學選修4知識點分類總結

化學選修4化學反應與原理

章節知識點梳理

第一章化學反應與能量

【第1句】：焓變 反應熱

1．反應熱：一定條件下，一定物質的量的反應物之間完全反應所放出或吸收的熱量

2．焓變(ΔH)的意義：在恒壓條件下進行的化學反應的熱效應（1）.符號：△H（2）.單位：kJ/mol

【第3句】：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

☆常見的放熱反應：①所有的燃燒反應②酸堿中和反應③大多數的化合反應④金屬與酸的反應⑤生石灰和水反應⑥濃硫酸稀釋、氫氧化鈉固體溶解等

☆常見的吸熱反應：①晶體Ba(OH)2·8H2O與NH4Cl②大多數的分解反應③以H【第2句】：CO、C為還原劑的氧化還原反應④銨鹽溶解等

【第2句】：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。

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

③熱化學反應方程式要指明反應時的溫度和壓強。

④熱化學方程式中的化學計量數可以是整數，也可以是分數⑤各物質系數加倍，△H加倍；反應逆向進行，△H改變符號，數值不變

【第3句】：燃燒熱

1．概念：25℃，101kPa時，1mol純物質完全燃燒生成穩定的化合物時所放出的熱量。燃燒熱的單位用kJ/mol表示。

※注意以下幾點：

①研究條件：101kPa

②反應程度：完全燃燒，產物是穩定的氧化物。

③燃燒物的物質的量：1mol

④研究內容：放出的熱量。（ΔH<0，單位kJ/mol）

【第4句】：中和熱

1．概念：在稀溶液中，酸跟堿發生中和反應而生成1molH2O，

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=－【第57句】：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【第57句】：3kJ/mol。

4．中和熱的測定實驗

【第5句】：蓋斯定律

1．內容：化學反應的反應熱只與反應的始態（各反應物）和終態（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。

第二章化學反應速率和化學平衡

【第1句】：化學反應速率

【第1句】：化學反應速率（v）

⑴定義：用來衡量化學反應的快慢，單位時間內反應物或生成物的物質的量的變化

⑵表示方法：單位時間內反應濃度的減少或生成物濃度的增加來表示

⑶計算公式：v=Δc/Δt（υ：平均速率，Δc：濃度變化，Δt：時間）單位：mol/（L·s）

⑷影響因素：

①決定因素（內因）：反應物的性質（決定因素）

②條件因素（外因）：反應所處的條件

【第2句】：

※注意：（1）、參加反應的物質為固體和液體，由于壓強的變化對濃度幾乎無影響，可以認為反應速率不變。

（2）、惰性氣體對于速率的影響

①恒溫恒容時：充入惰性氣體→總壓增大，但是各分壓不變，各物質濃度不變→反應速率不變

②恒溫恒體時：充入惰性氣體→體積增大→各反應物濃

度減小→反應速率減慢

【第2句】：化學平衡

（一）【第1句】：定義：

化學平衡狀態：一定條件下，當一個可逆反應進行到正逆反應速率相等時，更組成成分濃度不再改變，達到表面上靜止的一種“平衡”，這就是這個反應所能達到的限度即化學平衡狀態。

【第2句】：化學平衡的特征逆（研究前提是可逆反應）

等（同一物質的正逆反應速率相等）

動（動態平衡）

定（各物質的濃度與質量分數恒定）

變（條件改變，平衡發生變化）

【第3句】：判斷平衡的依據

判斷可逆反應達到平衡狀態的方法和依據

篇三：高中化學選修4知識點歸納總結

高中化學選修4知識點歸納總結

第一章化學反應與能量【第1句】：焓變 反應熱 1．反應熱：一定條件下，一定物質的量的反應物之間完全反應所放出或吸收的熱量

2．焓變(ΔH)的意義：在恒壓條件下進行的化學反應的熱效應（1）.符號：△H （2）.單位：kJ/mol 【第3句】：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☆常見的放熱反應：①所有的燃燒反應②酸堿中和反應 ③大多數的化合反應④金屬與酸的反應 ⑤生石灰和水反應⑥濃硫酸稀釋、氫氧化鈉固體溶解等☆常見的吸熱反應：①晶體Ba(OH)28H2O與NH4Cl②大多數的分解反應③以H【第2句】：CO、C為還原劑的氧化還原反應④銨鹽溶解等【第2句】：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。 ②熱化學方程式中必須標明反應物和生成物的聚集狀態（g,l,s分別表示固態，液態，氣態，水溶液中溶質用aq表示）③熱化學反應方程式要指明反應時的溫度和壓強。④熱化學方程式中的化學計量數可以是整數，也可以是分數 ⑤各物質系數加倍，△H加倍；反應逆向進行，△H改變符號，數值不變【第3句】：燃燒熱1．概念：25℃，101kPa時，1mol純物質完全燃燒生成穩定的化合物時所放出的熱量。燃燒熱的單位用kJ/mol表示。※注意以下幾點：①研究條件：101kPa②反應程度：完全燃燒，產物是穩定的氧化物。③燃燒物的物質的量：1mol④研究內容：放出的熱量。（ΔH<0，單位kJ/mol）【第4句】：中和熱1．概念：在稀溶液中，酸跟堿發生中和反應而生成1molH2O，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=－【第57句】：3kJ/mol3．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【第57句】：3kJ/mol。

4．中和熱的測定實驗【第5句】：蓋斯定律1．內容：化學反應的反應熱只與反應的始態（各反應物）和終態（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。

第二章化學反應速率和化學平衡

【第1句】：化學反應速率【第1句】：化學反應速率（v）⑴定義：用來衡量化學反應的快慢，單位時間內反應物或生成物的物質的量的變化⑵表示方法：單位時間內反應濃度的減少或生成物濃度的增加來表示⑶計算公式：v=Δc/Δt（υ：平均速率，Δc：濃度變化，Δt：時間）單位：mol/（Ls）⑷影響因素：①決定因素（內因）：反應物的性質（決定因素）②條件因素（外因）：反應所處的條件

外因對化學反應速率影響的變化規律

條件變化

反應物

的濃度大

減

小

氣體反

應物的壓強大

減單位體積里的總數目減少，百分數不變減小增單位體積里的總數目增多，百分數不變增大單位體積里的總數目減少，百分數不變減小增活化分子的量的變化單位體積里的總數目增多，百分數不變反應速率的變化增大

小反應物

的溫度高

降

低

反應物

的催化劑用

撤

去

其他劑等

※注意：（1）、參加反應的物質為固體和液體，由于壓強的變化對濃度幾乎無影響，可以認為反應速率不變。 （2）、惰性氣體對于速率的影響 ①恒溫恒容時：充入惰性氣體→總壓增大，但是各分壓不變，各物質濃度不變→反應速率不變②恒溫恒體時：充入惰性氣體→體積增大→各反應物濃度減小→反應速率減慢【第2句】：化學平衡（一）【第1句】：定義：化學平衡狀態：一定條件下，當一個可逆反應進行到正逆反應速率相等時，更組成成分濃度不再改變，達到表面上靜止的一種―平衡‖，這就是這個反應所能達到的限度即化學平衡狀態。【第2句】：化學平衡的特征逆（研究前提是可逆反應）等（同一物質的正逆反應速率相等）動（動態平衡）定（各物質的濃度與質量分數恒定）變（條件改變，平衡發生變化）【第3句】：判斷平衡的依據判斷可逆反應達到平衡狀態的方法和依據

例舉反應mA(g)+nB(g)C(g)+qD(g) ①各物質的物質的量或各物質的物質的量的分數一定

混合物體系

中

各成分的含

量

④總體積、總壓力、總物質的量一定

①在單位時間內消耗了mmolA同時生成mmolA，即

V(正)=V(逆)

②在單位時間內消耗了nmolB同時消耗了pmolC，則正、逆反應

速率的關系

③V(A):V(B):V(C):V(D)=m:n:p:q，V(正)不一定等于V(逆)

④在單位時間內生成nmolB，同時消耗了qmolD，因均指

V(逆)

①m+n≠p+q時，總壓力一定（其他條件一定）

壓強

②m+n=p+q時，總壓力一定（其他條件一定）不一定平衡平衡不一定平衡不一定平衡V(正)=V(逆)不一定平衡②各物質的質量或各物質質量分數一定③各氣體的體積或體積分數一定平衡平衡平衡光，電磁波，超聲波，固體反應物顆粒的大小，溶有影響百分數劇減，單位體積里的總數目劇減劇減使百分數劇增，單位體積里的總數目劇增劇增百分數減少，單位體積里的總數目減少減小升百分數增大，單位體積里的總數目增多增大平衡平衡

混合氣體平

均相對分子質量Mr①Mr一定時，只有當m+n≠p+q時

②Mr一定時，但m+n=p+q時平衡不一定平衡

平衡

不一定平衡

平衡溫度體系的密度其他任何反應都伴隨著能量變化，當體系溫度一定時（其他不變）密度一定如體系顏色不再變化等

（二）影響化學平衡移動的因素【第1句】：濃度對化學平衡移動的影響（1）影響規律：在其他條件不變的情況下，增大反應物的濃度或減少生成物的濃度，都可以使平衡向正方向移動；增大生成物的濃度或減小反應物的'濃度，都可以使平衡向逆方向移動（2）增加固體或純液體的量，由于濃度不變，所以平衡不移動

（3）在溶液中進行的反應，如果稀釋溶液，反應物濃度減小，生成物濃度也減小，V正減小，V逆也減小，但是減小的程度不同，總的結果是化學平衡向反應方程式中化學計量數之和大的方向移動。【第2句】：溫度對化學平衡移動的影響影響規律：在其他條件不變的情況下，溫度升高會使化學平衡向著吸熱反應方向移動，溫度降低會使化學平衡向著放熱反應方向移動。【第3句】：壓強對化學平衡移動的影響影響規律：其他條件不變時，增大壓強，會使平衡向著體積縮小方向移動；減小壓強，會使平衡向著體積增大方向移動。注意：（1）改變壓強不能使無氣態物質存在的化學平衡發生移動（2）氣體減壓或增壓與溶液稀釋或濃縮的化學平衡移動規律相似【第4句】：催化劑對化學平衡的影響：由于使用催化劑對正反應速率和逆反應速率影響的程度是等同的，所以平衡不移動。但是使用催化劑可以影響可逆反應達到平衡所需的_時間_。【第5句】：勒夏特列原理（平衡移動原理）：如果改變影響平衡的條件之一（如溫度，壓強，濃度），平衡向著能夠減弱這種改變的方向移動。

【第3句】：化學平衡常數（一）定義：在一定溫度下，當一個反應達到化學平衡時，生成物濃度冪之積與反應物濃度冪之積的比值是一個常數比值。符號：K（二）使用化學平衡常數K應注意的問題：【第1句】：表達式中各物質的濃度是變化的濃度，不是起始濃度也不是物質的量。【第2句】：K只與溫度（T）關，與反應物或生成物的濃度無關。【第3句】：反應物或生產物中有固體或純液體存在時，由于其濃度是固定不變的，可以看做是―1‖而不代入公式。【第4句】：稀溶液中進行的反應，如有水參加，水的濃度不必寫在平衡關系式中。（三）化學平衡常數K的應用:【第1句】：化學平衡常數值的大小是可逆反應進行程度的標志。K值越大，說明平衡時生成物的濃度越大，它的正向反應進行的程度越大，即該反應進行得越完全，反應物轉化率越高。反之，則相反。【第2句】：可以利用K值做標準，判斷正在進行的可逆反應是否平衡及不平衡時向何方進行建立平衡。（Q：濃度積）Q〈K:反應向正反應方向進行;Q=K:反應處于平衡狀態;Q〉K:反應向逆反應方向進行【第3句】：利用K值可判斷反應的熱效應若溫度升高，K值增大，則正反應為吸熱反應若溫度升高，K值減小，則正反應為放熱反應＊【第4句】：等效平衡【第1句】：概念：在一定條件下（定溫、定容或定溫、定壓），只是起始加入情況不同的同一可逆反應達到平衡后，任何相同組分的百分含量均相同，這樣的化學平衡互稱為等效平衡。【第2句】：分類（1）定溫，定容條件下的等效平衡第一類：對于反應前后氣體分子數改變的可逆反應：必須要保證化學計量數之比與原來相同；同時必須保證平衡式左右兩邊同一邊的物質的量與原來相同。第二類：對于反應前后氣體分子數不變的可逆反應：只要反應物的物質的量的比例與原來相同即可視為二者等效。（2）定溫，定壓的等效平衡只要保證可逆反應化學計量數之比相同即可視為等效平衡。【第5句】：化學反應進行的方向【第1句】：反應熵變與反應方向：（1）熵:物質的一個狀態函數，用來描述體系的混亂度，符號為S. 單位：Jmol-1K-1(2)體系趨向于有序轉變為無序，導致體系的熵增加，這叫做熵增加原理，也是反應方向判斷的依據。.（3）同一物質，在氣態時熵值最大，液態時次之，固態時最小。即S(g)〉S(l)〉S(s)【第2句】：反應方向判斷依據在溫度、壓強一定的條件下，化學反應的判讀依據為：ΔH-TΔS〈0反應能自發進行ΔH-TΔS=0 反應達到平衡狀態ΔH-TΔS〉0反應不能自發進行注意：（1）ΔH為負，ΔS為正時，任何溫度反應都能自發進行 （2）ΔH為正，ΔS為負時，任何溫度反應都不能自發進行

第三章 水溶液中的離子平衡

【第1句】：弱電解質的電離【第1句】：定義：電解質：在水溶液中或熔化狀態下能導電的化合物,叫電解質。非電解質：在水溶液中或熔化狀態下都不能導電的化合物。

強電解質：在水溶液里全部電離成離子的電解質。

弱電解質：在水溶液里只有一部分分子電離成離子的電解質。

【第2句】：電解質與非電解質本質區別：

電解質——離子化合物或共價化合物非電解質——共價化合物

注意：①電解質、非電解質都是化合物②SO【第2句】：NH【第3句】：CO2等屬于非電解質

③強電解質不等于易溶于水的化合物（如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部電離，故BaSO4 為強電解質）——電解質的強弱與導電性、溶解性無關。

【第3句】：電離平衡：在一定的條件下，當電解質分子電離成離子的速率和離子結合成時，電離過程就達到了平衡狀態，這叫電離平衡。

【第4句】：影響電離平衡的因素：

A、溫度：電離一般吸熱，升溫有利于電離。B、濃度：濃度越大，電離程度越小；溶液稀釋時，電離平衡向著電離的方向移動。C、同離子效應：在弱電解質溶液里加入與弱電解質具有相同離子的電解質，會減弱電離。D、其他外加試劑：加入能與弱電解質的電離產生的某種離子反應的物質時，有利于電離。

【第9句】：電離方程式的書寫：用可逆符號弱酸的電離要分布寫（第一步為主）

【第10句】：電離常數：在一定條件下，弱電解質在達到電離平衡時，溶液中電離所生成的各種離子濃度的乘積，跟溶液中未電離的分子濃度的比是一個常數。叫做電離平衡常數，（一般用Ka表示酸，Kb表示堿。）

表示方法：AB【第11句】：影響因素：

a、電離常數的大小主要由物質的本性決定。

b、電離常數受溫度變化影響，不受濃度變化影響，在室溫下一般變化不大。

C、同一溫度下，不同弱酸，電離常數越大，其電離程度越大，酸性越強。如：

H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClOA++B-Ki=[A+][B-]/[AB]

【第2句】：水的電離和溶液的酸堿性

【第1句】：水電離平衡：:

水的離子積：KW= c[H+]·c[OH-]

25℃時,[H+]=[OH-]=10-7mol/L ;KW=[H+]·[OH-]=1*10-14

注意：KW只與溫度有關，溫度一定，則KW值一定

KW不僅適用于純水，適用于任何溶液（酸、堿、鹽）

【第2句】：水電離特點：（1）可逆（2）吸熱（3）極弱

【第3句】：影響水電離平衡的外界因素：

①酸、堿：抑制水的電離KW〈1*10-14

②溫度：促進水的電離（水的電離是 吸熱的）

③易水解的鹽：促進水的電離 KW〉1*10-14

【第4句】：溶液的酸堿性和pH：

（1）pH=-lgc[H+]

（2）pH的測定方法：

酸堿指示劑—— 甲基橙、石蕊、酚酞。

變色范圍：甲基橙【第3句】：1~【第4句】：4（橙色） 石蕊【第5句】：0~【第8句】：0（紫色） 酚酞【第8句】：2~【第10句】：0（淺紅色）

pH試紙—操作玻璃棒蘸取未知液體在試紙上，然后與標準比色卡對比即可。

注意：①事先不能用水濕潤PH試紙；②廣泛pH試紙只能讀取整數值或范圍

三、混合液的pH值計算方法公式【第1句】：強酸與強酸的混合：（先求[H+]混：將兩種酸中的H+離子物質的量相加除以總體積，再求其它）[H+]混=（[H+]1V1+[H+]2V2）/（V1+V2）

【第2句】：強堿與強堿的混合：（先求[OH-]混：將兩種酸中的OH離子物質的量相加除以總體積，再求其它） [OH-]混＝（[OH-]1V1+[OH-]2V2）/（V1+V2） (注意:不能直接計算[H+]混)

【第3句】：強酸與強堿的混合：（先據H++OH-==H2O計算余下的H+或OH-，①H+有余，則用余下的H+數除以溶液總體積求[H+]混；OH-有余，則用余下的OH-數除以溶液總體積求[OH-]混，再求其它）

【第4句】：稀釋過程溶液pH值的變化規律：

【第1句】：強酸溶液：稀釋10n倍時，pH稀=pH原+n （但始終不能大于或等于7）

【第2句】：弱酸溶液：稀釋10n倍時，pH稀〈pH原+n （但始終不能大于或等于7）

【第3句】：強堿溶液：稀釋10n倍時，pH稀=pH原－n（但始終不能小于或等于7）

【第4句】：弱堿溶液：稀釋10n倍時，pH稀〉pH原－n （但始終不能小于或等于7）

選修4化學課件

熱化學的一些初步知識，啟發學生從能量的角度考慮化學反應的問題，有利于學生較全面地認識化學反應的本質。

　　化學選修四課件：《焓變、反應熱》

一.教學內容：

焓變反應熱

二.教學目標：

【第1句】：了解化學反應原理的幾種概念模型法。

【第2句】：理解反應熱的含義，能判斷某反應是吸熱還是放熱反應。

【第3句】：能從微觀角度，運用化學鍵的知識，解釋化學反應中的能量變化。

三.教學重點、難點：

重點：活化能、活化分子、有效碰撞等概念模型及其應用

理解反應熱的含義、焓變與反應熱的關系并能進行簡單的計算

難點：活化能、活化分子、有效碰撞等概念模型及其應用

理解反應熱的含義、焓變與反應熱的關系并能進行簡單的計算

四.知識分析：

（一）活化能、活化分子、有效碰撞和催化劑等概念模型及其應用：

有效碰撞：能夠發生化學反應的碰撞稱為有效碰撞。

活化分子：能夠發生有效碰撞的分子稱為活化分子。

活化能：活化分子多出來的那部分能量稱為活化能，或活化分子的最低能量與反應物分子的平均能量的差值稱為活化能。

催化劑：在化學反應中能夠改變化學反應速率，但本身的性質和質量都不會發生變化的物質。

說明：

【第1句】：分子或原子等微粒間的碰撞是物質發生化學反應的必要條件，但不是發生反應的充分條件。有效碰撞是物質發生化學反應的充分必要條件。

【第2句】：活化能是指活化分子的最低能量與反應物分子的平均能量之間的差值，它與反應過程中放出或吸收能量的多少無關。不同的化學鍵的能量不一樣，因此，破壞或減弱化學鍵以便啟動化學反應的“活化能”也就不一樣，不同的化學反應活化能的差別很大。測量活化能的主要方法是測量溫度對反應速率的影響。

【第3句】：某些反應的'活化能幾乎為0，是因為在反應前反應物已經成為自由的離子或原子，不再需要用來破壞或減弱化學鍵以便啟動化學反應的“活化能”的緣故。

【第4句】：升溫或降溫可以提高或吸收能量，可影響反應物分子的能量，使分子活化；光、超聲波等也可以改變分子的能量，使分子活化。它們是通過外界提供能量，使部分能量比較低的物質獲得能量變成活化分子，從而增大單位體積內活化分子的百分數，增大有效碰撞次數，加快反應速率。

【第5句】：催化劑可以降低反應的活化能，使原來沒有達到活化分子的分子變成活化分子，從而提高單位體積內活化分子的百分數，增大有效碰撞次數，加快反應速率。這一點與升高溫度等提供能量的做法不一樣。

【第6句】：外界條件，如：濃度、溫度、壓強、催化劑等的改變，都是通過改變單位體積內的活化分子的數目，改變有效碰撞次數，改變反應速率。但不一樣的是，濃度和壓強，改變的是單位體積內活化分子的數目，并沒有改變活化分子的百分數；而溫度和催化劑則是改變單位體積內活化分子的百分數，改變有效碰撞次數，改變反應速率。

（二）反應熱和焓變

焓是與內能有關的物理量，反應在一定條件下是吸熱還是放熱由生成物和反應物的焓值差即焓變（△H）決定。

在化學反應過程中所釋放或吸收的能量都可用熱量（或換成相應的熱量）來表示，叫反應熱，又稱“焓變”，符號用△H表示，單位一般采用kJ/mol

說明：

【第1句】：化學反應中不僅存在著“物質變化”，還存在著“能量變化”，這種變化不僅以熱能的形式體現出來，還可以以光、電等形式表現。

【第2句】：如果反應物所具有的總能量高于生成物所具有的總能量，那么在發生化學反應時，就有部分能量以熱的形式釋放出來，稱為放熱反應；如果反應物所具有的總能量低于生成物所具有的總能量，那么在發生化學反應時，反應物就需要吸收能量，才能轉化為生成物。

一個化學反應是放熱還是吸熱取決于所有斷鍵吸收的總能量與所有形成新鍵放出的總能量的相對大小，若斷鍵吸收的總能量小于形成新鍵釋放的總能量，則為放熱反應；斷鍵吸收的總能量大于形成新鍵釋放的總能量，則為吸熱反應。

【第3句】：焓是與內能有關的物理量，在敞口容器中（即恒壓條件下）焓變與反應熱相同。

【第4句】：從宏觀角度：焓變（△H）：ΔH＝H生成物－H反應物（宏觀），其中：

H生成物表示生成物的焓的總量；H反應物表示反應物的焓的總量；ΔH為“＋”表示吸熱反應，ΔH為“－”表示放熱反應。

【第5句】：從微觀角度：ΔH＝E吸收－E放出（微觀），其中：E吸收表示反應物斷鍵時吸收的總能量，E放出表示生成物成鍵時放出的總能量；ΔH為“＋”表示吸熱反應，ΔH為“－”表示放熱反應。

【第6句】：體系：被研究的物質系統稱為體系，體系以外的其他部分稱為環境。放熱是體系對環境做功，把能量傳遞給環境；而吸熱則是環境對體系做功，是環境把能量傳遞給體系。

【第7句】：反應熱和焓變的單位都是“kJ/mol或kJ·mol－1”，其中mol－1是指每摩爾某一反應，而不是指某一物質的微粒等。

【第8句】：常見的放熱反應有：化合反應、酸堿中和反應、燃燒反應、活潑金屬與酸的反應等；常見的吸熱反應有：分解反應、碳與一氧化碳的反應、氫氧化鋇與氯化銨固體的反應等。

（三）熱化學方程式：

熱化學方程式：能表示參加反應的物質的量和反應熱的關系的化學方程式。

說明：

【第1句】：影響一個化學反應的反應熱的因素有：①反應時的溫度與壓強；②反應物與生成物的狀態；③方程式中的計量數。

【第2句】：我們可以通過：①注明溫度與壓強；②注明反應物與生成物的狀態；③注明△H的正負；④△H與計量數成比例等直觀地表示化學反應中的熱效應。

【第3句】：熱化學方程式的意義：表明了物質的種類（質變的過程）；表明了物質數量的變化（量變的過程）；表明了化學反應中能量的變化（焓變）。

【第4句】：與化學方程式相比，正確書寫熱化學方程式時應注意：①需注明反應的溫度和壓強；因反應的溫度和壓強不同時，其△H不同。（對于25℃、101kPa時進行的反應可以不注明）；②必須標明各種物質的狀態（s、l、g、aq）。（不同物質中貯存的能量不同）；③方程式后面必須標明反應熱，吸熱反應ΔH為“＋”、放熱反應ΔH為“－”；④熱化學方程式中各物質化學式前面的系數僅表示該物質的物質的量，所以，可以用分數表示；⑤ΔH的數值與反應的系數成比例；⑥不需要注明反應的條件。

【第5句】：熱化學方程式書寫正確的判斷：遵循質量守恒定律和能量守恒定律。

【典型例題】

［例1］下列說法正確的是（）

A、需要加熱方能發生的反應一定是吸熱反應

B、放熱的反應在常溫下一定很容易發生

C、反應是放熱還是吸熱必須看反應物和生成物所具有的總能量的相對大小

D、吸熱反應在一定條件下也能發生

解析：化學反應的能量變化主要表現為放熱或吸熱。反應是放熱還是吸熱主要取決于反應物和生成物所具有的總能量的相對大小。放熱反應和吸熱反應在一定條件下都可以發生。反應開始時需要加熱的可能是吸熱反應，也可能是放熱反應。吸熱反應開始時需要加熱，反應后需要不斷加熱才能使反應繼續下去，如：石灰石高溫煅燒成生石灰；放熱反應開始加熱，反應后會放出一定的熱量，如果反應熱量足夠大，就可以使反應維持下去，即反應過程中不需要再加熱，如鐵粉與硫粉的反應等。

答案：C、D

［例2］煤燃燒的反應熱可通過以下兩個途徑來利用：a、利用煤在充足的空氣中直接燃燒產生的反應熱；b、先使煤與水蒸氣反應得到H2和CO，然后使得到的H2和CO在充足的空氣中燃燒。這兩個過程的熱化學方程式為：

a、C（s）+O2（g）＝CO2（g）△H＝E1①

b、C（S）＋H2O（g）＝CO(g)＋H2(g)△H＝E2②

H2（g）+1/2O2(g)＝H2O（g）△H＝E3③

CO（g）+1/2O2（g）＝CO2（g）△H＝E4④

回答：

（1）與途徑a相比途徑b有較多的優點，即。

（2）上述四個熱化學方程式中的哪個反應的△H>0：。

（3）等質量的煤分別通過以上兩條不同的途徑產生的可利用的總能量關系正確的是（）

A、a比b多B、a比b少C、a與b在理論上相同

（4）根據能量守恒定律，E【第1句】：E【第2句】：E【第3句】：E4之間的關系為：。

解析：（1）途徑b是一種煤凈化技術，其優點有：煤的利用率高，變成氣體燃料后，運輸方便，使燃料燃燒充分。

（2）②為吸熱反應，反應體系的能量增加，△H>0。

（3）當相同的反應物通過不同的途徑的若干反應得到相同的生成物時，這兩個過程中的總的能量變化一定相同。

（4）可以通過反應方程式②③④相加或相減消去中間產物，同時進行能量的相加或相減，最終得到的反應熱和①相等。

答案：（1）煤的利用率高；變成氣體燃料后，運輸方便；使燃料充分燃燒。

（2）反應②

（3）C（4）E1＝E2＋E3＋E4

［例3］已知火箭發射時可用肼（N2H4）作燃料，NO2作氧化劑，這兩者反應生成N2和H2O（氣）。且：N2（g）＋2O2（g）＝2NO2（g）△H＝＋【第67句】：7kJ/mol①

N2H4（g）＋O2（g）＝N2（g）＋2H2O（g）△H＝－534kJ/mol②

請計算1mol氣態肼和NO2完全反應時放出的熱量為kJ，并寫出肼與NO2反應的熱化學方程式。

解析：根據題意，要求下列反應的反應熱△H的值：

N2H4（g）＋NO2（g）＝3/2N2（g）＋2H2O（g）；

則有②－①÷2＝③，即△H2－△H1÷2＝△H3。

則△H3＝－534kJ/mol－【第67句】：7kJ/mol÷2＝－5【第67句】：85kJ/mol

答案：5【第67句】：85；N2H4（g）＋NO2（g）＝3/2N2（g）＋2H2O（g）；△H3＝－5【第67句】：85kJ/mol

［例4］拆開1molH—H鍵、1molN—H鍵、1molN≡N鍵分別需要的能量是436kJ、391kJ、946kJ，則1molN2生成NH3的反應熱為：，1molH2生成NH3的反應熱為。

解析：1molN2生成NH3，則有3H2+N2＝2NH3

即△H＝436×3＋946×1－391×6＝－92kJ/mol

1molH2生成NH3，則有H2+1/3N2＝2/3NH3

即△H＝－92kJ/mol×1/3＝－【第30句】：67kJ/mol

因為反應熱單位中的mol－1是指某一反應，而不指某一物質的物質的量

答案：－92kJ/mol；－【第30句】：67kJ/mol

【教學反思與總結】

本課是在高一已經初步接觸了能量變化的基礎上來進行學習，學生已經有了一定的感性認識，在課的開始就做了演示實驗，激發學生的學習興趣，活躍課堂氣氛，讓學生真正有一種想要了解知識的動力。在課上我以問題為載體，通過小組討論個別提問的方法，讓學生充分參與思考討論，教學效果較好。但是由于經驗不足，在學生討論的時間上把握不是很好，課堂的整體調控有一定的難度，時間緊張。

通過這節課的教學設計和教學實踐，我深刻體會到，教師要在教學中實施素質教育，發展創新教育，必須樹立開放的、符合學生身心發展的教學教育理念，不斷從現代教育心理學、現代教學論和認識論、方法論中汲取營養，在課堂上學生什么樣的問題都有可能提出來，就要求教師自身的能力很高，能夠面對學生提出的所有問題，有很好的調控能力。

地理選修三知識點總結

導語：高中地理選修三的知識點你都掌握了嗎？那就一起來看地理選修三知識點總結，重新溫習一遍吧！

第一章現代旅游及其作用

【第1句】：現代旅游的發展特點[4]

☆旅游主體的大眾化 ☆旅游形式的多樣化 ☆旅游空間的擴大化 ☆旅游目的的娛樂化

【第2句】：現代旅游的基本要素及其關系

基本要素：食、宿、行、游、購、娛關

系：總體：相互聯系、相互作用

旅游活動的基本條件：旅游交通

旅游六要素的核心：游

增加旅游收入的重要途徑：購、娛

※【第3句】：現代旅游對區域發展的意義

○1拉動經濟發展：a.發展國際旅游，能夠增加國家外匯收入

b.發展國內旅游業是回籠貨幣、穩定市場的一個重要途徑

c.帶動相關產業的發展（如：交通運輸、商業服務、建筑、郵電、金融、房地產、外貿、輕紡、旅游紀念品等產業）

d.促進區域經濟的發展（但是過分地依賴旅游業會給國民經濟帶來不穩定因素）

○2旅游業對社會的影響：

a+.促進國民素質和生活質量的提高（總體促進社會發展）

b+.提供大量就業機會

c-.旅游者的大量涌入給當地居民的工作和生活帶來不便

○3旅游業對文化的影響：

a+.促進文化交流（○1促進民族文化精華的提煉，使民族文化更有（總體促進文化繁榮）特色和吸引力○2促進民族文化與外來文化的融合）

b-.一些旅游項目的開發，在很大程度上失去了其本身的傳統文化價值）

○4影響區域環境：

a+.旅游對環境保護具有促進作用（促進歷史古跡、古建筑、紀念館的修復）

b-.旅游與環境的關系不處理好，過多游客造成旅游環境的混亂、污染，降低了旅游質量

【第4句】：有關“旅游業”的幾種正確評價[4]

○1旅游業是“朝陽產業”。

○2旅游業基本上是勞動密集型的產業。

○3旅游業是綜合性和關聯性很強的產業。

○4旅游扶貧工作的重心是開發式扶貧。

第二章旅游資源

【第5句】：旅游資源的內涵

○1旅游資源形成必須具備的兩個條件：

a.對旅游者具有一定的吸引力，能使旅游者得到一定的物質享受和精神滿足。

b.具有一定的經濟、社會、文化價值，能給旅游業帶來一 定的經濟效益、社會效益（以及環境效益）。

○2旅游資源的核心是對旅游者的吸引力。

【第6句】：旅游資源的分類

○1分類（見下圖）

○2自然旅游資源主要由地貌、水文、氣候、生物等自然要素組成，其中地貌要素處于相對重要的位置。

【第7句】：旅游資源的特性[4]

○1多樣性（表現在：a.內容上的多樣性b.空間分布上的廣泛性）

○2非凡性

○3可創造性

○4永續性（相對的：只有在適度開發和保護的條件下才能實現）

【第8句】：評價旅游資源開發的條件

○1資源價值a.美學價值（景區對游客產生吸引力，最根本的原因是它們具有美學價值）（包括：在山水風景、動植物、變化萬千的氣象、氣候上的季節變化中體現的動與靜、剛與柔、曠與幽等不同美感）

b.科學價值（指：在地學上往往具有某種典型性）

c.歷史文化價值（歷史上的社會、經濟、文化藝術、工程建筑等的價值）

d.經濟價值（考慮：○1旅游資源的組合狀況，以景觀群為宜○2考慮景觀的地域組合狀況，以類型豐富、搭配協調為宜）

○2地理位置與交通（重要條件之一）

○3客源市場（對客源市場的分析與評價，是進行旅游資源開發的前提）主要指標：a.（基本指標1）客源地（其形成是經濟發展到一定階段的產物，多是經濟發達 的國家和地區）

b.（基本指標2，重要因素）客源地與旅游地之間的距離（靠近主要客源地的旅游資源，其開發和利用的價值高）

c.游客的相關情況

d.游客量的季節變化與停留時間

○4基礎設施的完善程度

【第9句】：我國的旅游資源概況[3]

○1我國的自然旅游資源，以山水風光最為重要（如：五岳、四大佛教名山等）。

○2我國的人文旅游資源，以古代文化藝術寶藏和不同地區、不同民族的風土民情最為重要。

○3其他：現代工程建筑、小鎮風光、地方土特產和工藝品、中醫和養生之道、菜肴等。

【第10句】：我國發展“紅色旅游”的意義

對國家：

○1是促進中國旅游業更大發展的一項重要舉措

○2是弘揚民族文化、振奮民族精神的需要

○3是幫助革命老區人民脫貧致富的需要

○4是推進中西部旅游，進一步增強中國旅游業發展后勁的需要。

對游客：

○1學習了革命歷史知識，接受了革命傳統教育

○2振奮精神、放松身心、增加閱歷

【第11句】：我國的世界遺產概況

○1我國于1985年加入聯合國《世界遺產公約》，到2009年6月已經有38個項目被列入《世界遺產名錄》，數量僅次于西班牙和意大利，居世界第三位。

○2我國的世界遺產分布（見下圖）

【第12句】：我國的世界遺產價值[4]

○1資源價值上：獨一無二的歷史文化載體和人類歷史發展的見證。

○2具有時代性、不可再生性和不可替代性。

○3反映出中華民族的悠久歷史和燦爛文化，展示了我國獨特的地質地貌和生物資源。

○4環境效益上：開發旅游的同時，考慮對它們的保護。

第三章旅游景觀的欣賞

【第13句】：旅游景觀的審美特征

○1自然美：a.形象美（是旅游景觀最顯著的特征）（具體表現：地貌是自然景觀的構景基礎。如：山的雄、奇、險、秀、幽等特征；大漠煙波之曠；秘洞之奧；叢林荒原之野等）

b.色彩美（特征：豐富且富于變化。如：時間變化、季節變化、天氣變化）

c.動態美（特征：動靜相對，靜中有動，動中有靜。如：山為水動、風吹林動、流水飄煙、飛禽走獸等）

d.朦朧美（如：煙、雨、云、霧、晨曦、暮靄呈現出的美） ○2人工美：a.古典園林美（表現在：山、水、花木、建筑<橋、亭、廊等>組合之美）

b.古建筑和古遺跡美（表現在：序列組合、空間安排、比例尺度、造型式樣、色層次○3框景○4借景

【第16句】：我國第一個世界文化與自然雙遺產——泰山

○1泰山的自然景觀美，突出表現為雄偉壯麗的形象美；泰山還蘊含著奇、秀、險、幽、曠等美的形象。

○2泰山地區的地質構造及地質發育歷史具有獨特的科學價值：泰山形成了我國最古老的地層和巖石，其巖層年齡在20億年左右。○3泰山的`文物古跡眾多，具有重要的歷史文化價值：帝王的封禪活動留下了豐富的文物古跡。

○41987年，泰山被聯合國教科文組織列入《世界遺產名錄》。

【第17句】：黃山風景名勝區的概況

○1位于我國安徽省南部，著名的有36大峰、36小峰，蓮花峰、天都峰、光明頂三大主峰。

○21990年正式被列入世界文化與自然遺產名錄。

○3黃山由花崗巖構成，是我國花崗巖地貌中的杰出代表。

○4黃山以奇松、怪石、云海、溫泉四絕著稱。

【第18句】：澳大利亞大堡礁風景區

○1大堡礁分布在澳大利亞東北海岸離岸16-240千米的珊瑚海上，綿延2000余千米，是世界上最大的珊瑚礁，距今至少有3000萬年的歷史了。

○2大堡礁的形成原因：

a.大堡礁附近海域水面溫度高達21-38℃

b.溫度的垂直變化和季節變化都比較小。

c.平均鹽度高，達【第3句】：5%

d.海水清晰度高

e.水面較平靜

由上，海域環境適合珊瑚蟲繁衍。

○3大堡礁的位置和分布（見下圖）

○4景區內的其他特色：a.熱帶風光的大陸性島嶼b.土著部落

【第19句】：云南元陽梯田景區

○1地理位置：位于云南省南部，與昆明相距290千米。

○2元陽梯田的形成原因：自然原因：哀牢山區一年四季有來自印度洋的水汽，附近元江水汽 蒸騰升空，形成了連綿雨水。

人為原因：當地人修建水渠網絡，引山泉溪流進田，解決水源問題。

【第20句】：法國巴黎塞納河畔的古城區

○1塞納河概況：由東南向西北穿過巴黎，水位穩定，少洪澇，全年不凍，利于航行。被法國人稱作“母親河”。

○2塞納河畔的建筑藝術和名勝古跡：埃菲爾鐵塔、戴高樂廣場、愛麗舍宮、盧浮宮、巴黎圣母院等。

【第21句】：黃山的奇松、怪石、云海、溫泉

○1奇松：黃山松是黃山特有樹種，生長在海拔800米以上的懸崖峭壁上，其生長條件如下：

a.懸崖絕壁的生存條件（巖石堅硬、土壤貧瘠）

b.黃山松根部釋放酸性物質，溶解、侵蝕花崗巖體

c.植物向陽的特性

d.黃山山谷風大的影響

○2怪石的成因：在奇峰的基礎上，通過外力的風化和侵蝕作用而形成的。

○3云海的成因：a.黃山屬于亞熱帶季風氣候，雨量充沛

b.山高谷深，林木繁茂，日照時間短→濕度大，水汽多，容易成云致霧

c.峰頂和谷底、向陽處和背陰處溫差大，以及受山谷風的影響→水分蒸發速度不同。

○4溫泉的成因：地表水下滲受熱，或地下水與地下熾熱的巖體相接觸，變成地下熱水或蒸汽。地下熱水沿著斷層或裂隙上升到地表，形成了溫泉。

第四章旅游開發與保護

【第22句】：旅游規劃的基本內容

○1旅游發展的基礎方面：a.開發地目前的社會經濟狀況  b.開發地的旅游資源和旅游活動 c.交通條件

○2旅游具體規劃方案：a.客源市場和導向b.基礎設施的建設（住宿設施、其他旅游設施和服務、其他基礎設施） c.所需的自然、文化和社會經濟環境的發展

【第23句】：旅游景區規劃設計的意義

○1旅游景區規劃以旅游資源調查與評價為基礎

○2以旅游者對旅游過程中的食、宿、行、游、購、娛的需要為導向

○3以旅游審美原理為指導

○4對提升旅游景區的品位，擴大旅游景區的規模，提高旅游景區的效益，意義十分重大

【第24句】：旅游景區規劃設計的流程

○1對旅游景區進行實地考察，收集大量的有關資料

○2還要對旅游景區開發的外部條件加以調查和評估分析

○3要對旅游景區的發展進行總體定位

○4根據總體定位對旅游六要素進行具體的安排和設計

○5對景點的規劃設計最為重要（根據景點區位、開發性質和規模，規劃設計旅游交通和各項服務設施）

【第25句】：旅游景區開發中的不和諧音及其啟示[4]

不和諧音：○1品牌之爭 ○2重復開發現象嚴重 ○3低水平開發屢見不鮮 ○4不顧市場需求，盲目開發

啟示：旅游景區不做規劃，只會造成旅游資源的浪費、旅游環境的破壞、旅游景區的低效益

【第26句】：旅游開發中的環境問題

○1對自然環境的破壞：

a.污染

b.對生物的危害（捕獵野生動物、采集野生植物、干擾生物的生活習性、阻斷生物的遷徙路線、甚至導致某些珍稀物種的滅絕）   c.開發建設和游人對地表環境、自然資源的破壞（如：造成水土流失、土壤板結、滑坡、雪崩等）

d.對視覺效果的破壞

○2對社會環境的破壞：

a.對傳統社區文化的破壞

b.對文物古跡的破壞

c.旅游熱點地區過度城市化造成的一系列城市問題（如：城市景觀破壞、建筑物過于密集、交通擁擠等）

【第27句】：旅游環境容量（或稱旅游承載能力，簡稱旅游容量）

○1定義：指對某一旅游開發地域而言無害于其可持續發展的旅游活動量。

○2旅游開發地域及級別排列：旅游景點<旅游景區<旅游地

○3意義：旅游環境容量的合理測算，是旅游景區規劃的科學依據，是旅游景區可持續發展的 保證。

○4表示：游客流量

○5分類：a.旅游極限容量（達到旅游極限容量稱為飽和）

b.旅游合理容量（或稱：旅游最適容量或旅游最佳容量，指旅游環境處于最佳狀態）

【第28句】：旅游環境保護的措施[9]

○1政府：a.建設排污處理設施 b.倡導綠色旅游 c.建設各種環境保護區

○2旅游研究和教育專家：a.評價旅游開發的環境影響 b.普及旅游環境保護教育

○3旅游開發商和經營者：a.評定旅游環境容量 b.禁止破壞生態環境和文化環境的工程

○4立法機關：a.編制旅游開發規劃中的環境保護和法規 b.健全旅游環境保護法規【第29句】：“綠色”的旅游六要素 餐飲、住宿、交通、游覽、商品、娛樂都不造成環境污染和生態環境退化，實現物質和能量的可循環利用。

第五章做一個合格的現代游客

【第30句】：設計旅游活動的步驟[4]

○1了解旅游者的主觀愿望和能力

a.考慮主觀因素[個人的興趣（即旅游動機）和愛好（即旅游偏好）的不同。其中，旅游動機是人們進行旅游活動的心理要求，是直接推動和指導人們進行旅游活動的內在原因或動力]

b.考慮自身的經濟承受能力和閑暇時間的限制

○2收集旅游地的信息（主要包括旅游資源的特色、旅游地的時空可達性、旅游服務設施和條件，以及大致的旅行費用等） ○3確定旅游目的地，選擇旅游線路

a.選擇最有名的旅游地

b.選擇與居住地環境差異較大的旅游地

c.選擇最小旅游時間比

○4保證旅游安全

a.考慮旅游地的自然環境條件（如：地形、氣候、水文等）

b.考慮旅游硬件設施情況（如：交通等）

c.考慮當地的社會文化環境

【第31句】：旅游者的行為對旅游區的影響[5]

○1合理行為：a.對于保護旅游區的自然和人文環境具有重要的意義。

b.為旅游區的文化建設作貢獻。

○2大量游客的到來帶來的環境問題：a.環境破壞  b.環境污染  c.對正常社會秩序造成沖擊

【第32句】：生態旅游[5]

○1定義：具有保護自然環境和維護當地人民生活雙重責任的旅游活動

○2特點：認識自然、保護生態環境

○3對象：自然景觀；與自然和諧的文化景觀

○4要求：旅游者約束自己的行為，保護旅游資源和旅游環境，提倡每個人都應為可持續發展盡其所能

○5評價：生態旅游的產生是人類重新認識自然、重新審視自我行為的必然結果，是經濟發展、社會進步、環境價值的綜合體現。