高二化學選修4復習資料

　　高二的期末將至，復習資料應該早就準備好了吧？化學科目的選修4同樣也需要引起重視。下面是學習啦小編為您帶來的高二化學選修4復習資料，歡迎收藏。

　　高二化學選修4復習資料(一)

　　1、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(jù)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，T1、T2分別表示反應前和反應后體系的溫度。實驗室經(jīng)常測定中和反應的反應熱。

　　2、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-1。

　　反應產(chǎn)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(shù)學表達式為：Qp=ΔH=H(反應產(chǎn)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)=-285.8kJ·mol-1

　　書寫熱化學方程式應注意以下幾點：

　?、倩瘜W式后面要注明物質的聚集狀態(tài)：固態(tài)(s)、液態(tài)(l)、氣態(tài)(g)、溶液(aq)。

　?、诨瘜W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(shù)加倍，ΔH的數(shù)值也相應加倍。

　　3、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(guī)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(jù)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(shù)和。

　　(3)根據(jù)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)]

　　4、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(fā)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(fā)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(fā)生還原反應：Na++e-→Na。

　　總方程式：2NaCl(熔)2Na+Cl2↑

　　5、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(fā)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

　　6、原電池的工作原理

　　(1)原電池的概念：

　　把化學能轉變?yōu)殡娔艿难b置稱為原電池。

　　(2)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。

　　7、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+2H2SO4。

　　(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

　　8、金屬的腐蝕與防護

　　(1)金屬腐蝕

　　金屬表面與周圍物質發(fā)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，F(xiàn)e(OH)2又立即被氧化：4Fe(OH)2+2H2O+O2=4Fe(OH)3，F(xiàn)e(OH)3分解轉化為鐵銹。若水膜在酸度較高的環(huán)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(huán)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。

　　9、原電池的反應都是自發(fā)進行的反應，電解池的反應很多不是自發(fā)進行的。

　　10、放熱反應多數(shù)能自發(fā)進行，即ΔH<0的反應大多能自發(fā)進行。有些吸熱反應也能自發(fā)進行。如NH4HCO3與CH3COOH的反應。

　　高二化學選修4復習資料(二)

　　1、化學平衡狀態(tài)的特征

　　(1)逆：可逆反應

　　(2)動：動態(tài)平衡(正逆反應仍在進行)

　　(3)等：正反應速率=逆反應速率

　　(4)定：反應混合物中各組分的濃度保持

　　不變,各組分的含量一定.

　　(5)變：條件改變,原平衡被破壞,在新的條件下建立新的平衡.

　?、?ldquo;逆”研究對象為可逆反應.

　?、?ldquo;等”：可逆反應達到平衡時,υ正=υ逆.

　　第一層含義：用同種物質表示反應速率時,該物質的生成速率=消耗速率

　　第二層含義：用不同物質表示反應速率時,某反應物的消耗(生成)速率：某生成物的消耗(生成)速率=化學計量數(shù)之比③“定”：平衡混合物中各組分含量(百分含量、物質的量、質量、濃度等)不隨時間變化.

　?、?ldquo;動”：正逆反應同時進行,處于動態(tài)平衡.

　　⑤“變”：一旦條件改變,正逆反應速率不再相等,平衡將發(fā)生移動,直至建立新的平衡.

　?、?ldquo;同”：化學平衡的建立與反應途徑無關.對同一可逆反應,只要條件相同(溫度、濃度、壓強),不論從正反應、逆反應或正逆反應同時進行,均能達到同一平衡狀態(tài).

　　2、判斷化學平衡狀態(tài)的標志

　　(1)任何情況下均可作為標志的：

　?、?upsilon;正=υ逆(同一種物質)

　?、?各組分含量(百分含量、物質的量、質量、物質的量濃度)不隨時間變化

　?、?某反應物的消耗(生成)速率：某生成物的消耗(生成)速率=化學計量數(shù)之比

　?、?反應物轉化率不變

　　(2)在一定條件下可作為標志的是

　?、?對于有色物質參加或生成的可逆反應體系,顏色不再變化.

　?、?對于有氣態(tài)物質參加或生成的可逆反應體系,若反應前后氣體的物質的量變化不為0,則混合氣體平均相對分子質量M和反應總壓P不變(恒溫恒容).

　　③ 對于恒容絕熱體系,體系的溫度不再變化.

　　(3)不能作為判斷標志的是

　?、?各物質的物質的量或濃度變化或反應速率之比=化學計量數(shù)之比.(任何情況下均適用)

　　② 有氣態(tài)物質參加或生成的反應,若反應前后氣體的物質的量變化為0,則混合氣體平均相對分子質量M和反應總壓P不變(恒溫恒容).

　　3.化學平衡的移動,.

　?、賹ζ胶怏w系中的固態(tài)和純液態(tài)物質,其濃度可看作一個常數(shù),增加或減小固態(tài)或液態(tài)純凈物的量并不影響V正、V逆的大小,所以化學平衡不移動.

　?、谥灰窃龃鬂舛?不論增大的是反應物濃度,還是 生成物濃度,新平衡狀態(tài)下的反應速率一定大于原平衡狀態(tài);減小濃度,新平衡狀態(tài)下的速率一定小于原平衡狀態(tài).

　?、鄯磻镉袃煞N或兩種以上, 增加一種物質的濃度, 該物質的平衡轉化率降低, 而其他物質的轉化率提高.

　　4、等效平衡的概念

　　在一定條件下,可逆反應只要起始濃度相當,無論經(jīng)過何種途徑,但達到化學平衡時,只要同種物質的體積分數(shù)相同,這樣的平衡稱為等效平衡.(體積分數(shù)相同：即平衡混合物各組分的百分含量對應相同,但各組分的物質的量、濃度可能不同。

　　5、恒溫、恒容下對于氣態(tài)物質反應前后分子數(shù)變化的可逆反應等效平衡的

　　判斷方法是:

　　使用極限轉化的方法將各種情況變換成同一反應物或生成物,然后觀察有關物質的物質的量是否對應相等.

　　產(chǎn)生結果：各組分百分量、c相同,n同比例變化

　　6、恒溫恒容(△n(g)≠0)投料換算成相同物質表示時量相同,兩次平衡時各組分百分量、n、c均相同

　　7、恒溫恒容(△n(g)=0) 投料換算成相同物質表示時等比例,兩次平衡時各組分百分量相同,n、c同比例變化

　　8、恒溫恒壓 投料換算成相同物質表示時等比例,兩次平衡時各組分百分量、c相同,n同比例變化.

　　9、化學平衡常數(shù)

　　一定溫度下,對于已達平衡的反應體

　　系中,生成物以它的化學計量數(shù)為乘冪的濃度之積除以反應物以它的化學計量數(shù)為乘冪的濃度之積是個常數(shù)這個常數(shù)叫做該反應的化學平衡常數(shù)

　　10、如果反應中有固體和純液體參加,它們的濃度不應寫在平衡關系式中,因為它們的濃度是固定不變的,化學平衡關系式中只包括氣態(tài)物質和溶液中各溶質的濃度。

　　高二化學選修4復習資料(三)

　　1、有些吸熱反應室溫下不能進行，但在較高溫度下能自發(fā)進行，如CaCO3高溫下分解生成CaO、CO2。

　　2、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(chǎn)物總熵與反應物總熵之差。產(chǎn)生氣體的反應為熵增加反應，熵增加有利于反應的自發(fā)進行。

　　3、焓變與熵變對反應方向的共同影響

　　ΔH-TΔS<0反應能自發(fā)進行。

　　ΔH-TΔS=0反應達到平衡狀態(tài)。

　　ΔH-TΔS>0反應不能自發(fā)進行。

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

　　4、化學平衡常數(shù)

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

　　(2)平衡常數(shù)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(shù)越大，說明反應可以進行得越完全。

　　(3)平衡常數(shù)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(shù)互為倒數(shù)。

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

　　5、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。

　　(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(shù)與反應物的平衡轉化率之間可以相互計算。

　　6、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(shù)實現(xiàn)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(shù)不變。化工生產(chǎn)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(tài)不變。

　　ΔVg≠0的反應，增大壓強，化學平衡向氣態(tài)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。

　　7、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(shù)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。

　　8、化學反應速率

　　(1)概念：

　　單位時間內(nèi)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(shù)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(shù)之比。

　　9、濃度對反應速率的影響

　　(1)反應速率常數(shù)(K)

　　反應速率常數(shù)(K)表示單位濃度下的化學反應速率，通常，反應速率常數(shù)越大，反應進行得越快。反應速率常數(shù)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?nèi)萜魅莘e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。

　　10、溫度對化學反應速率的影響

　　(1)經(jīng)驗公式

　　阿倫尼烏斯總結出了反應速率常數(shù)與溫度之間關系的經(jīng)驗公式：

　　式中A為比例系數(shù)，e為自然對數(shù)的底，R為摩爾氣體常數(shù)量，Ea為活化能。

　　由公式知，當Ea>0時，升高溫度，反應速率常數(shù)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?；罨?Ea值越大，改變溫度對反應速率的影響越大。

　　高二化學選修4復習資料(四)

　　⒈平衡常數(shù)的數(shù)值大小可以判斷反應進行的程度,估計反應的可能性.因為平衡狀態(tài)是反應進行的最大限度.如：

　　N2(g)+O2(g)?2NO(g)

　　Kc=1×10-30(298K)

　　這意味著298K時,N2和O2基本上沒有進行反應,反之NO分解的逆反應在該溫度下將幾乎完全進行,平衡時NO實際上全部分解為N2和O2

　　2、平衡常數(shù)數(shù)值的大小,只能大致告訴我們一個可逆反應的正向反應所進行的最大程度,并不能預示反應達到平衡所需要的時間.如：

　　2SO2(g)+O2===2SO3(g)

　　298K時K很大,但由于速度太慢,常溫時,幾乎不發(fā)生反應.

　　3、平衡常數(shù)數(shù)值極小的反應,說明正反應在該條件下不可能進行,如:

　　N2+O2?2NO

　　Kc=10-30(298K)所以常溫下用此反應固定氮氣是不可能的.因此沒有必要在該條件下進行實驗,以免浪費人力物力.或者改變條件使反應在新的條件下進行比較好一些.

　　4、平衡轉化率

　　平衡轉化率是指平衡時已轉化了的某反應物的量與轉化前該反應物的量之比.

　　自發(fā)過程：在一定條件下,不借助外部力量就能自動進行的過程

　　能量趨于最低(高山流水)/

　　5、反應焓變與反應方向

　　△日常生活中長期積累的經(jīng)驗而總結得到一條經(jīng)驗規(guī)律→能量判據(jù)∶

　　體系趨向于從高能狀態(tài)轉變?yōu)榈湍軤顟B(tài)(這時體系會對外做功或者釋放熱量～△H ﹤0).

　　多數(shù)能自發(fā)進行的化學反應是放熱反應,

　　如常溫、常壓下,氫氧化亞鐵被氧化為氫氧化鐵的反應是自發(fā)的,但是,有不少吸熱反應也能自發(fā)進行。

　　6、反應熵變與反應方向

　　為了解釋這樣一類與能量狀態(tài)的高低無關的過程的自發(fā)性,提出了在自然界還存在著另一種能夠推動體系變化的因素→

　?、僭诿荛]條件下,體系由有序自發(fā)地轉變?yōu)闊o序的傾向～稱為熵.

　　由大量粒子組成的體系中,用熵來描述體系的混亂度,

　　②符號用S表示.

　?、垤刂翟酱?體系混亂度越大.同一物質,S(g)﹥S(l)﹥S(s).許多熵增反應在常溫常壓下能自發(fā)進行,有些在室溫條件下不能自發(fā)進行,但在較高溫度下則能自發(fā)進行.

　　在一定條件下,一個化學反應能否自發(fā)進行,既可能與反應焓變(△H)有關,又可能與反應熵變(△S)有關.在溫度、壓強一定的條件下,我們要判別化學反應的方向要考慮△H、 △S共同影響的結果.

　　7、焓判據(jù)和熵判據(jù)的應用

　　①由焓判據(jù)知∶放熱過程(△H﹤0)常常是容易自發(fā)進行;

　?、谟伸嘏袚?jù)知∶若干熵增加(△S﹥0)的過程是自發(fā)的;

　　三很多情況下,簡單地只用其中一個判據(jù)去判斷同一個反應,可能會出現(xiàn)相反的判斷結果,所以我們應兩個判據(jù)兼顧.由能量判據(jù)(以焓變?yōu)榛A)和熵判據(jù)組合成的復合判據(jù)-自由能將更適合于所有的反應過程.

　　8、鹽類水解的規(guī)律：

　　誰弱誰水解,※誰強顯誰性,※都強不水解.

　　鹽類水解一般是比較微弱的,通常用可逆符號表示,同時無沉淀和氣體產(chǎn)生.

　　多元弱酸的酸根離子水解是分步進行的,第一步水解程度比第二水解程度大,故相同物質的量濃度的Na2CO3和NaHCO3溶液,Na2CO3溶液堿性比NaHCO3強.

　　對于發(fā)生雙水解的鹽類,因水解徹底,故用“===”,同時有沉淀和氣體產(chǎn)生.

　　9、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(guī)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(shù)，不引起化學平衡的移動，不能改變平衡轉化率。

　　10、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。