选修4化学第三章笔记

第一章化学反应与能量第一节化学反应与能量变化一、物质能量与键能1、键能：破坏1mol化学键所需要的能量称为键能2、物质能量与键能的关系键能越大，物质能量越低，稳定性越好键能越小、物质能量越高，稳定性越差3、化学键的破坏与形成破坏化学键需要吸收能量形成化学键必然放出能量二、焓变：△H1、化学反应中主要的能量变化为热量变化，也称为焓变2、焓变的计算1）化学反应中，断裂反应物中的化学键需要吸收能量，形成生成物中的新化学键会放出能量，吸收与放出的能量差值即为焓变2）计算公式△H=反应物键能–生成物键能，高键能生成低键能吸热，反之放热△H=生成物能量–反应物能量，高能量生成低能量放热，反之吸热3、焓变大小与反应吸放热的关系△H>0，反应吸热△H<0，反应放热三、反应热量变化与反应类型1、常见的放热反应1）绝大部分化合反应2）活泼金属与酸或水的反应3）绝大部分置换反应4）酸碱中和5）燃烧反应2、常见的吸热反应1）绝大部分分解反应2）含碳物质还原金属氧化物的反应3）铵盐和碱的反应四、热化学方程式1、含义：能表示化学反应热量变化的式子2、与化学方程式的区别1）各物质标注状态，气体：g，液体：l，固体：s2）一般不标注反应条件3）标注焓变，且焓变值与方程系数成比例4）方程系数可以是分数例如1 mol Cu（s）与适量O2（g）反应，生成CuO（g），放出157kJ热量Cu（s）+21O2（g）= CuO（g）△H= - 157 kJ/mol第二节燃烧热能源一、燃烧热1、反应热分类按照反应类型的不同，反应热分为：燃烧热、中和热、溶解热等等2、燃烧热25℃、101 kPa 状态下1 mol纯物质完全与氧气反应，生成稳定氧化物，放出的热量称为该物质的燃烧热；其关键点可总结为：一、完、稳3、中和热25℃、101 kPa 状态下在稀溶液中强酸和强碱发生中和反应，生成1 mol水时，放出的热量称为中和热；其关键点可总结为：稀、强、一4、用热化学方程式表示燃烧热例：甲烷的燃烧热为890.31 kJ，用热化学方程式表示为：CH4（g）+2O2（g）= CO2（g）+2H2O（l）△H= - 890.31 kJ/mol氢气的燃烧热为285.8 kJ，用热化学方程式表示为：H2（g）+21O2（g）=H2O（l）△H= - 285.8 kJ/mol二、能源1、一次能源：从自然界获得，不需经过改变或转化就可以直接利用的能源，例如：原煤、天然气、太阳能、风能、潮汐能等2、二次能源：将一次能源经过加工或转化得到的其他种类或形式的能源，例如：电能、煤气、汽油、柴油、蒸汽、核电等3、可再生能源：从自然界可无限制获取，且用之不尽的能源，如：太阳能、风能、水能4、不可再生能源：人类开发利用后，不能再生的能源，如：煤炭、石油、核能、天然气等5、能量转化1）太阳能转化为电能2）化学能转化为热能3）热能转化为机械能4）重点掌握热电厂能量转化形式：化学能→热能→机械能→电能第三节 化学反应热计算一 、盖斯定律1、内容：化学反应过程中的能量变化只与初始状态和最终状态有关，与过程无关例：由固态碳生成气体二氧化碳过程中放出的热量固定，无论由碳直接生成二氧化碳，或是先生成一氧化碳再生成二氧化碳，放出的能量始终一致2、盖斯定律的计算应用计算整体过程或单步过程中的热量变化例如：○1 C （s ）+O 2（g ）=CO 2（g ） △H 1= -393.5 kJ/mol ○2 CO （g ）+21O2（g ）=CO2（g ） △H 2= -283.0 kJ/mol ○3 C （s ）+21O 2（g ）=CO （g ） △H 3=？ 由盖斯定律可得：反应式○1=○2+○3，所以△H 3=△H 1 - △H 2 = -110.5 kJ/mol二 、反应热其他计算方式1、根据化学方程式计算例：1 g H 2在O 2中完全燃烧放出142.9 kJ 热量，则2H 2(g)+O 2(g)=2H 2O (g)的反应热△H= kJ/mol 471.6 - mol /kJ 9.14214=⨯-2、根据燃烧热计算例：已知乙醇的燃烧热为 -1366.8 kJ/mol ，在25 ℃、101 kPa 状况下1 kg 乙醇完全燃烧放出的热量为：kJ 23.29714mol /kJ 8.1366mol /g 46g 1000=⨯第二章 化学反应速率和化学平衡第一节 化学反应速率一 、化学反应速率1、概念的提出化学反应有快有慢，快如氢氧混合爆炸，几乎转瞬完成；慢如氯酸钾的受热分解，需要几小时才能分解一定量，因为如此，反应速率才具有存在的意义，并用来描述反应进行的快慢2、化学反应速率表达式1s 内某物质的物质的量浓度的改变量，或1 min 内某物质的物质的量浓度的改变量，表达式为：tc v △△=，单位：mol/L ‧s 或mol/L ‧min 微观概念里，反应速率是单位时间内生成或消耗物质的粒子数，或单位时间内断裂或结合成的新化学键的数目注：化学反应速率是平均速率，并非瞬时速率化学反应速率不仅仅可以衡量可逆反应，也适用于彻底反应3、化学反应速率之间的关系在同一个反应中，各物质的反应速率之比与反应方程中个物质的系数之比相等4、化学反应速率的计算（三段式）N 2（g ）+3H 2（g ）⇌ 2NH 3（g ） 历经时间：t min起始 c 01 c 02 c 03变化 △c 1 △c 2 △c 3终态 c 11 c 12 c 13变化：△c 1= c 01 - c 11，△c 2= c 02 - c 12，△c 3= c 03 - c 13，△c 1：△c 2：△c 3=1：3：2 速率：min t c )N (v 12∆= mint c )H (v 22∆= min t c )NH (v 33∆= 二 、化学反应速率适用范围1、有气体反应或生成的情况2、溶液环境注：如某物质在反应中的浓度保持不变，则不能用反应速率衡量其反应快慢，如：液态水，纯固体物质第二节影响化学反应速率的因素一、影响反应速率的内在因素（内因）：物质的性质例如：锌和稀盐酸，镁和稀盐酸反应速率不同，主要原因是镁的还原性比锌强二、影响反应速率的外在因素（外因）1、微观1）活化分子：吸收足够能量，可以发生化学反应的分子单位体积内活化分子越多，化学反应速率越快改变活化分子数的措施：改变温度2）有效碰撞：活化分子在合适的碰撞方向下才能发生反应，这样的碰撞称为有效碰撞单位时间内有效碰撞次数越多，化学反应速率越快改变有效碰撞次数的措施：改变浓度、可引起浓度改变的压强变化3）活化能：从初始态到可自发进行反应状态，分子所需要吸收的能量相同状态下，活化能越低，化学反应速率越快改变活化能的措施：使用催化剂综述：发生反应的分子吸收足够能量（活化能）、成为活化分子、发生有效碰撞才能发生化学反应2、宏观因素1）温度（改变活化分子数）升高温度，反应速率增大；降低温度，反应速率降低2）浓度（改变有效碰撞次数）增大浓度，反应速率增大；减小浓度，反应速率降低3）压强（可改变浓度的压强变化）（可改变有效碰撞次数）增大压强，反应速率增大；减小压强，反应速率降低4）催化剂（改变反应所需的活化能）使用催化剂，反应速率增大整体规律：增大影响速率的因素，化学反应速率增大，反之则速率降低注：规律适用于彻底反应和可逆反应，在可逆反应中，增大影响速率的因素，正逆反应速率都增大，反之都降低第三节化学平衡一、化学平衡概念1、研究对象：可逆反应（在相同条件下可同时从正逆两方向进行的反应）2、化学平衡含义：可逆反应进行到正逆反应速率相等时的状态转化量3、平衡转化率：=%100起始量4、化学平衡特征1）等：达到化学平衡时，正反应速率等于逆反应速率2）动：达到化学平衡时，可逆反应处于动态平衡，并非反应已停止3）定：达到化学平衡时，各组分的浓度、百分含量，保持恒定不变4）变：达到化学平衡后，如外界条件改变，化学平衡状态会发生移动直至达到新的平衡状态，再次达到平衡后不再移动5、判断化学平衡1）正逆反应速率相等（适用于所有化学平衡）注：所用判断平衡的两个速率必须表示正、逆两方向，同时比例关系要与反应系数比例相等2）某物质浓度保持恒定不变注：如反应体系中有纯液体或固体，其浓度始终为恒定值，不能用于判断平衡3）某物质的百分含量保持恒定不变当某物质的质量分数、物质的量分数或体积分数保持恒定时，可判断该反应已达到平衡4）反应体系压强保持不变有气体参与或生成的可逆反应，当反应体系的压强保持不变时，可判断反应已达到平衡注：a、若可逆反应先后气体体积无改变，此规律不适用b、当反应容器体积可变时，此规律不适用5）混合气体的颜色深浅保持不变有带颜色的气体参与或生成的可逆反应，当混合气体的颜色深浅不再变化时，可判断反应已达到平衡6）反应放出的热量值保持恒定不变可逆反应放出的热量保持恒定不变时，可判断反应已达到平衡7）断裂或形成化学键速率相等断裂旧化学键或生成新化学键的速率保持不变时，可判断反应已达到平衡二 、化学平衡移动1、化学平衡移动原理（勒夏特列原理）针对已达到平衡的可逆反应，外界发生条件改变时，反应会向着减小这种改变的方向移动如N 2（g ）+3H 2（g ）⇌ 2NH 3（g ） △H < 0若增大c (N 2)，平衡向着减小c (N 2)方向移动，即消耗N 2的方向（正向）；升高温度，平衡向降低温度的方向移动，即吸热方向（逆向）2、平衡移动规律（以m A （g ）+n B （g ）⇌ p C （g ）+q D （g ） △H=Q 为例）1）浓度的影响a 、增大反应物浓度：正向移动，或向右移动，正逆反应速率增大b 、减小反应物浓度：逆向移动，或向左移动，正逆反应速率降低c 、增大生成物浓度：逆向移动，或向左移动，正逆反应速率增大d 、减小生成物浓度：正向移动，或向右移动，正逆反应速率降低2）温度的影响Q > 0，a 、升高温度：正向移动，正逆速率增大b 、降低温度：逆向移动，正逆速率降低Q < 0，c 、升高温度：逆向移动，正逆速率增大d 、降低温度：正向移动，正逆速率降低3）压强的影响（可改变反应物或生成物浓度的压强变化）m+n > p+q ，a 、增大压强：正向移动，正逆速率增大b 、减小压强：逆向移动，正逆速率降低m+n = p+q ，c 、压强变化：平衡不移动，升压速率增大，反之降低 m+n < p+q ，d 、增大压强：逆向移动，正逆速率增大e 、减小压强：正向移动，正逆速率降低4）催化剂的影响加入催化剂平衡不移动，正逆速率增大三 、化学平衡常数：K以m A （g ）+n B （g ）⇌ p C （g ）+q D （g ） △H=Q 为例1、K=)B (c )A (c )D (c )C (c n m q p ⨯⨯，单位：（mol / L ）p+q-m-n 2、K 只与温度有关，Q > 0时，温度增大，K 增大，反之减小；Q < 0时，温度增大，K 减小，反之增大注：K 的表达式与反应方程的系数有关，系数改变，K 的表达式改变，但值不变3、平衡常数运算规则1）若反应方程系数都增大一倍，则K 取平方；若都减小一倍， 则K 开平方2）若存在三个反应式○1、○2、○3，其平衡常数分别为：K 1、K 2、K 3 如○3=○1+○2，则213K K K ⋅= 如○3=○1-○2，则213K K K = 如○3=○1×2+○2×3，则32213K K K ⋅= 如○3=○1×21-○2×31，则3213K K K =4、平衡常数的应用1）计算达到平衡时某物质的浓度、反应速率、转化率2）判断平衡移动方向：将改变后各物质的新浓度带入平衡常数表达式，得到计算值Q C ，比较Q C 和该温度下的K 值，若：Q C > K ，平衡逆向移动；Q C = K ，平衡不移动；Q C < K ，平衡正向移动四 、等效平衡以m A （g ）+n B （g ）⇌ p C （g ）+q D （g ） △H=Q 为例1、等效平衡的含义两个平衡状态中，各物质浓度两两对应相等或比例相等，这两个平衡 互为等效2、等效平衡条件1）恒温恒压容器（m+n ≠ p+q ）若加入物质的起始浓度之比相等，则两平衡等效2）恒温恒容容器若加入物质的起始浓度相等，则两平衡等效3）特殊情况若m+n = p+q ，则只要加入物质的起始浓度之比相等，无论处在 何种容器，都等效例：1 mol N 2、3 mol H 2充入一恒温恒容容器，另将0.5 mol N 2、1.5 molH 2、1 mol NH 3充入相同容器，则两容器内反应达到平衡后等效（将1mol NH 3归零到N 2和H 2，其量分别为0.5 mol 、1.5 mol ，累加后与原加入量相等，即浓度相等）若反应容器为恒温恒压，则归零后，只要N 2和H 2物质的量比例等于1:3即等效第四节 化学反应的自发性一、自发反应与非自发反应1、自发反应：不需要人为改变条件就能发生的反应2、非自发反应：需要人为改变条件才能发生的反应注：自发与否与反应的吸、放热情况无关，吸热反应未必需要加热才能发生，放热反应也未必需要冷却才能发生二、自发反应的判断1、熵：物质的无序程度，一般认为：固体无序度小于液体无序度，液体无序度小于气体无序度；单质无序度小于化合物无序度；少量粒子数无序度小于大量粒子的无序度2、判断公式：△G=△H – T×△S，△G < 0自发，△G > 0非自发温度T为开氏温度，单位为K，高中阶段视为T始终大于零，与摄氏温度的转换关系为：T=t℃+273章内补充：图像问题一、反应速率与平衡图像（平衡发生移动）以m A（g）+n B（g）⇌p C（g）+q D（g）△H=Q为例1、浓度a、增大c反应物b、减小c反应物c、增大c生成物d、减小c生成物2、压强m+n>p+q m+n<p+qa、增大压强b、减小压强c、增大压强d、减小压强m+n=p+qe、增大压强f、减小压强3、温度a、Q > 0、升温b、Q > 0、降温c、Q < 0、升温d、Q < 0、降温4、催化剂影响速率，对平衡无影响添加催化剂二、物质的量、浓度、百分含量、转化率与X1、与时间，曲线表示属于不同温度或压强规则：先拐先平衡，先平数值大2、与温度，曲线表示属于不同压强（或相反）根据曲线的纵坐标值与温度的关系，判断焓变；根据不同压强对应坐标值判断反应前后系数和关系第三章 水溶液中的离子平衡第一节 弱电解质的电离一 、弱电解质1、强弱电解质的区别1）强电解质：在水溶液中或者熔融状态下能完全电离出阴阳离子，如：NaCl 、H 2SO 42）弱电解质：在水溶液中或者熔融状态下部分电离，不能彻底电离，如：CH 3COOH 、H 2O2、强弱电解质的物质分类1）电解质：除Mn 2O 7之外的金属氧化物、酸、碱、除AlCl 3之外的盐、水注：离子化合物：除Mn 2O 7之外的金属氧化物、强碱、除AlCl 3之外的盐所有离子化合物都是强电解质强电解质并不都是离子化合物2）强电解质：除Mn 2O 7之外的金属氧化物、强酸、强碱、除AlCl 3之外的盐3）弱电解质：弱酸、弱碱、水 （所有弱电解质都是共价化合物）二 、弱电解质的电离（可逆过程）1、弱酸的电离1）一元弱酸HF ⇌ H ++F -CH 3COOH ⇌ CH 3COO - +H +HClO ⇌ H ++ClO –2）多元弱酸（分步电离，但以第一步电离为主，后续电离程度极小）H 2C 2O 4 第一步：H 2C 2O 4 ⇌ H ++HC 2O 4 -第二步：HC 2O 4 - ⇌ H ++C 2O 42 -H 2S 第一步：H 2S ⇌ H ++ HS -第二步：HS - ⇌ H ++S 2 -2、弱碱的电离1）一元弱碱NH 3‧H 2O ⇌ NH 4++OH -2）多元弱碱（一步写出）Al(OH)3 ⇌ Al 3++3OH -Cu(OH)2 ⇌ Cu 2++2OH -三 、弱电解质的电离平衡所有弱电解质的电离都是吸热过程1、弱酸的电离平衡以HF ⇌ H ++F - 为例1）正向移动：a 、升温b 、加水稀释（弱电解质越稀越电离）c 、减小氢离子浓度i 、加入碱 ii 、加入活泼金属2）逆向移动：a 、降温b 、增大氢离子浓度或弱酸根浓度2、弱碱的电离平衡以NH 3‧H 2O 为例1）正向移动：a 、一定范围内升温（氨水易挥发）b 、加水稀释c 、减小氢氧根离子浓度i 、加入酸 ii 、加入可生成难溶物的金属阳离子2）逆向移动：a 、降温b 、增大氢氧根离子浓度i 、加入碱 ii 、加入可与水生成强碱的金属单质四 、弱酸弱碱的电离平衡常数1、弱酸的电离平衡常数（以HF ⇌ H ++F - 为例）)HF (c )F (c )H (c K a -+⋅= 2、弱碱的电离平衡常数（以NH 3‧H 2O ⇌ NH 4++OH -为例）)O H NH (c )O H (c )NH (c K 234b ⋅⋅=-+第二节水的电离和溶液的酸碱性 一 、水的电离平衡H 2O ⇌ H ++OH -1 、正向移动1）升高温度2）减小氢离子浓度或氢氧根浓度a 、加入活泼金属b 、加入可生成沉淀的金属阳离子 2 、逆向移动1）降低温度2）增大氢离子浓度或氢氧根浓度a 、加入酸b 、加入碱二 、水的电离平衡常数（也称为水的离子积：K w ）H 2O ⇌ H ++OH -1 、表达式：K w =c (H +)‧ c (OH - )在25℃时，水的离子积K w =1×10 - 14 mol 2/L 2K w 仅与温度有关：温度升高，K w 增大；温度降低，K w 减小2 、K w 的运用K w 适用于任何电解质溶液，其表达式中的氢离子浓度和氢氧根浓度均为溶液中的氢离子和氢氧根的浓度，并非单纯由水电离出的氢离子和氢氧根浓度。

高中化学选修4课堂笔记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)计算：ΔH=E(生成物总能量)﹣E(反应物总能量)=E′(反应物总键能)－E′(生成物总键能量)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。

(放出热量>吸收热量) △H 为“-”或△H <0吸收热量的化学反应。

(吸收热量>放出热量）△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NH4Cl ②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铵盐溶解等小结：1、化学键断裂，吸收能量；化学键生成，放出能量2、反应物总能量大于生成物总能量，放热反应，体系能量降低，△H为“-”或小于0反应物总能量小于生成物总能量，吸热反应，体系能量升高，△H为“+”或大于0;即反应是吸热反应还是放热反应取决于反应物与生成物总能量的相对大小。

3、反应热（ΔH）数值上等于生成物分子形成时所释放的总能量与反应物分子断裂时所吸收的总能量之差。

~4、物质的稳定性能量越低，键能越大，物质越稳定。

二、热化学方程式1.概念:表示化学反应中放出或吸收的热量的化学方程式.2.意义:既能表示化学反应中的物质变化,又能表示化学反应中的能量变化.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，△H一定带符号。

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。

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。

2、可以利用 K 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
若温度升高，K 值减小，则正反应为__放热___反应
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”
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）
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，（一般用 Ka
表示酸，Kb 表示碱。 ）
表示方法：AB
A++B- Ki=[ A+][ B-]/[AB]
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。K 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>_105__时，该反应就进行得基本完全了。