高二化学选修4章总结
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高二化学选修4章总结
高二化学包含必修和选修，学习内容较多，章节总结能让我们的学习更有效率。下面小编为您带来的高二化学选修4章节总结，希望你能从中得出你的复习方向。
高二化学选修4章节总结：第一章
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 / 15
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：
ΔH0，反应吸收能量，为吸热反应。
ΔH0，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 3 / 15
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，ΔfHmθ计算反应焓变ΔH。
对任意反应：aA+bB=cC+dD
ΔH=[cΔfHmθ(C)+dΔfHmθ(D)]-[aΔfHmθ(A)+bΔfHmθ(B)]
二、电能转化为化学能——电解
1、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-。 4 / 15
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。
总方程式：2NaCl(熔)2Na+Cl2↑
2、电解原理的应用
(1)电解食盐水制备烧碱、氯气和氢气。
阳极：2Cl-→Cl2+2e-
阴极：2H++e-→H2↑
总反应：2NaCl+2H2O2NaOH+H2↑+Cl2↑
(2)铜的电解精炼。
粗铜(含Zn、Ni、Fe、Ag、Au、Pt)为阳极，精铜为阴极，CuSO4溶液为电解质溶液。
阳极反应：Cu→Cu2++2e-，还发生几个副反应
Zn→Zn2++2e-;Ni→Ni2++2e-
Fe→Fe2++2e-
Au、Ag、Pt等不反应，沉积在电解池底部形成阳极泥。
阴极反应：Cu2++2e-→Cu
(3)电镀：以铁表面镀铜为例
待镀金属Fe为阴极，镀层金属Cu为阳极，CuSO4溶液为电解质溶液。
阳极反应：Cu→Cu2++2e- 5 / 15
阴极反应： Cu2++2e-→Cu
三、化学能转化为电能——电池
1、原电池的工作原理
(1)原电池的概念：
把化学能转变为电能的装置称为原电池。
(2)Cu-Zn原电池的工作原理：
如图为Cu-Zn原电池，其中Zn为负极，Cu为正极，构成闭合回路后的现象是：Zn片逐渐溶解，Cu片上有气泡产生，电流计指针发生偏转。该原电池反应原理为：Zn失电子，负极反应为：Zn→Zn2++2e-;Cu得电子，正极反应为：2H++2e-→H2。电子定向移动形成电流。总反应为：Zn+CuSO4=ZnSO4+Cu。
(3)原电池的电能
若两种金属做电极，活泼金属为负极，不活泼金属为正极;若一种金属和一种非金属做电极，金属为负极，非金属为正极。
2、化学电源
(1)锌锰干电池
负极反应：Zn→Zn2++2e-;
正极反应：2NH4++2e-→2NH3+H2;
(2)铅蓄电池
负极反应：Pb+SO42-PbSO4+2e- 6 / 15
正极反应：PbO2+4H++SO42-+2e-PbSO4+2H2O
放电时总反应：Pb+PbO2+2H2SO4=2PbSO4+2H2O。
充电时总反应：2PbSO4+2H2O=Pb+PbO2+2H2SO4。
(3)氢氧燃料电池
负极反应：2H2+4OH-→4H2O+4e-
正极反应：O2+2H2O+4e-→4OH-
电池总反应：2H2+O2=2H2O
3、金属的腐蚀与防护
(1)金属腐蚀
金属表面与周围物质发生化学反应或因电化学作用而遭到破坏的过程称为金属腐蚀。
(2)金属腐蚀的电化学原理。
生铁中含有碳，遇有雨水可形成原电池，铁为负极，电极反应为：Fe→Fe2++2e-。水膜中溶解的氧气被还原，正极反应为：O2+2H2O+4e-→4OH-，该腐蚀为“吸氧腐蚀”，总反应为：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分解转化为铁锈。若水膜在酸度较高的环境下，正极反应为：2H++2e-→H2↑，该腐蚀称为“析氢腐蚀”。
(3)金属的防护 7 / 15
金属处于干燥的环境下，或在金属表面刷油漆、陶瓷、沥青、塑料及电镀一层耐腐蚀性强的金属防护层，破坏原电池形成的条件。从而达到对金属的防护;也可以利用原电池原理，采用牺牲阳极保护法。也可以利用电解原理，采用外加电流阴极保护法。
高二化学选修4章节总结：第二章
一、化学反应速率
1.化学反应速率：当体系为气体或溶液时，用单位时间内反应物浓度的减少量或生成物浓度的增加量来表示。是衡量化学反应进行快慢的物理量。
2.计算:
单位:mol/(L·S), mol/(L·min) ,mol/(L·h)
3. 有关化学反应速率的注意事项：
(1.化学反应速率实际上指的是某物质在某一段时间内化学反应的平均速率，而不是某一时刻的即时速率。
(2.对于有纯液体或固体参与的化学反应一般不用纯液体或固体来表示化学反应速率，固体或纯液体(不是溶液)的浓度视为常数。
(3.对于同一化学反应，在相同的反应时间内，用不同的物质来表示其反应速率，其数值可能不同，但这些不同的数值表示的都是同一个反应的速率。因此，表示化学反应的速率时，必须指明是用反应体系中的哪种物质作标准。 8 / 15
(4.对于任意一个反应：aA+bB cC+dD，速率之比等于化学反应的计量系数比。即：υ(A)：υ(B)：υ(C)：υ(D)=a:b:c:d这样可以通过一种物质的反应速率计算另一种物质的反应速率。
4.三段式: 浓度(或物质的量) aA(g)+bB(g) cC(g)+dD(g)
起始 m n O O
转化 ax bx cx dx
平衡 m-ax n-bx cx dx
反应物：平衡浓度=起始浓度-转化浓度
生成物：平衡浓度=起始浓度+转化浓度
其中，各物质的转化浓度之比等于它们在化学方程式中物质的计量数之比。
二、影响化学反应速率的因素
1.内因(主要因素)反应物本身的性质。
2.外因(其他条件不变，只改变一个条件)
(1)温度：温度越高，化学反应速率越大;温度越低，化学反应速率越小。
(2)浓度：一般来说，其他条件不变时，增大反应物的浓度，可以增大化学反应速率;减小反应物的浓度，可以减小化学反应速率。特别提醒:增加固体或纯液体的量，不能改变化学反应速率。
(3)压强：对于有气体参加的反应来说，增大压强，可以使单位体积内气体的物质的量增大，实际上相当于增大了气体反应物 9 / 15
的浓度，所以，增大压强，化学反应速率增大。(只适用于气体参加的反应)
(4)催化剂：催化剂可以改变化学反应速率，常见的催化剂能极大地加快反应速率。
(5)增大固体反应物的表面积，增大了反应物的接触面积，能加快化学反应速率。
(6)气体反应体系中充入惰性气体(不参与反应)时:
①恒容：充入“惰性气体”―→总压增大―→物质浓度不变(活化分子浓度不变)―→反应速率不变。
②恒压：充入“惰性气体”―→体积增大―→物质浓度减小(活化分子浓度减小)―→反应速率减小。
3.理论解释——有效碰撞理论
(1)活化分子、活化能、有效碰撞
①活化分子：能够发生有效碰撞的分子。
②活化能：如图
图中：E1为正反应的活化能，使用催化剂时的活化能为E3，反应热为E1-E2。(注：E2为逆反应的活化能)
③有效碰撞：活化分子之间能够引发化学反应的碰撞。
(2)活化分子、有效碰撞与反应速率的关系
化学反应速率取决于单位体积内活化分子的个数和活化分
