高二化學選修4復習資料

　　高二的期末將至，復習資料應(yīng)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(yīng)的反應(yīng)熱

　　(1)反應(yīng)熱的概念：

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

　　(2)反應(yīng)熱與吸熱反應(yīng)、放熱反應(yīng)的關(guān)系。

　　Q>0時，反應(yīng)為吸熱反應(yīng);Q<0時，反應(yīng)為放熱反應(yīng)。

　　(3)反應(yīng)熱的測定

　　測定反應(yīng)熱的儀器為量熱計，可測出反應(yīng)前后溶液溫度的變化，根據(jù)體系的熱容可計算出反應(yīng)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(yīng)前和反應(yīng)后體系的溫度。實驗室經(jīng)常測定中和反應(yīng)的反應(yīng)熱。

　　2、化學反應(yīng)的焓變

　　(1)反應(yīng)焓變

　　物質(zhì)所具有的能量是物質(zhì)固有的性質(zhì)，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(yīng)產(chǎn)物的總焓與反應(yīng)物的總焓之差稱為反應(yīng)焓變，用ΔH表示。

　　(2)反應(yīng)焓變ΔH與反應(yīng)熱Q的關(guān)系。

　　對于等壓條件下進行的化學反應(yīng)，若反應(yīng)中物質(zhì)的能量變化全部轉(zhuǎn)化為熱能，則該反應(yīng)的反應(yīng)熱等于反應(yīng)焓變，其數(shù)學表達式為：Qp=ΔH=H(反應(yīng)產(chǎn)物)-H(反應(yīng)物)。

　　(3)反應(yīng)焓變與吸熱反應(yīng)，放熱反應(yīng)的關(guān)系：

　　ΔH>0，反應(yīng)吸收能量，為吸熱反應(yīng)。

　　ΔH<0，反應(yīng)釋放能量，為放熱反應(yīng)。

　　(4)反應(yīng)焓變與熱化學方程式：

　　把一個化學反應(yīng)中物質(zhì)的變化和反應(yīng)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(yīng)注意以下幾點：

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

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

　　③熱化學方程式中物質(zhì)的系數(shù)加倍，ΔH的數(shù)值也相應(yīng)加倍。

　　3、反應(yīng)焓變的計算

　　(1)蓋斯定律

　　對于一個化學反應(yīng)，無論是一步完成，還是分幾步完成，其反應(yīng)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(yīng)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(yīng)焓變ΔH。

　　對任意反應(yīng)：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(zhì)在兩上電極上分別發(fā)生氧化反應(yīng)和還原反應(yīng)的過程叫做電解。電能轉(zhuǎn)化為化學能的裝置叫做電解池。

　　(2)電極反應(yīng)：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(yīng)：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(yīng)：Na++e-→Na。

　　總方程式：2NaCl(熔)2Na+Cl2↑

　　5、電解原理的應(yīng)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(yīng)：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(zhì)溶液。

　　陽極反應(yīng)：Cu→Cu2++2e-，還發(fā)生幾個副反應(yīng)

　　Zn→Zn2++2e-;Ni→Ni2++2e-

　　Fe→Fe2++2e-

　　Au、Ag、Pt等不反應(yīng)，沉積在電解池底部形成陽極泥。

　　陰極反應(yīng)：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(zhì)溶液。

　　陽極反應(yīng)：Cu→Cu2++2e-

　　陰極反應(yīng)： Cu2++2e-→Cu

　　6、原電池的工作原理

　　(1)原電池的概念：

　　把化學能轉(zhuǎn)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(yīng)：Zn→Zn2++2e-;

　　正極反應(yīng)：2NH4++2e-→2NH3+H2;

　　(2)鉛蓄電池

　　負極反應(yīng)：Pb+SO42-PbSO4+2e-

　　正極反應(yīng)：PbO2+4H++SO42-+2e-PbSO4+2H2O

　　放電時總反應(yīng)：Pb+PbO2+2H2SO4=2PbSO4+2H2O。

　　充電時總反應(yīng)：2PbSO4+2H2O=Pb+PbO2+2H2SO4。

　　(3)氫氧燃料電池

　　負極反應(yīng)：2H2+4OH-→4H2O+4e-

　　正極反應(yīng)：O2+2H2O+4e-→4OH-

　　電池總反應(yīng)：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(zhì)發(fā)生化學反應(yīng)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(yīng)為：Fe→Fe2++2e-。水膜中溶解的氧氣被還原，正極反應(yīng)為：O2+2H2O+4e-→4OH-，該腐蝕為“吸氧腐蝕”，總反應(yīng)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(zhuǎn)化為鐵銹。若水膜在酸度較高的環(huán)境下，正極反應(yīng)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(yīng)都是自發(fā)進行的反應(yīng)，電解池的反應(yīng)很多不是自發(fā)進行的。

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

　　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(yīng)

　　(2)動：動態(tài)平衡(正逆反應(yīng)仍在進行)

　　(3)等：正反應(yīng)速率=逆反應(yīng)速率

　　(4)定：反應(yīng)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(yīng).

　　②“等”：可逆反應(yīng)達到平衡時,υ正=υ逆.

　　第一層含義：用同種物質(zhì)表示反應(yīng)速率時,該物質(zhì)的生成速率=消耗速率

　　第二層含義：用不同物質(zhì)表示反應(yīng)速率時,某反應(yīng)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(zhì)的量、質(zhì)量、濃度等)不隨時間變化.

　?、?ldquo;動”：正逆反應(yīng)同時進行,處于動態(tài)平衡.

　　⑤“變”：一旦條件改變,正逆反應(yīng)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(yīng)途徑無關(guān).對同一可逆反應(yīng),只要條件相同(溫度、濃度、壓強),不論從正反應(yīng)、逆反應(yīng)或正逆反應(yīng)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(zhì))

　?、?各組分含量(百分含量、物質(zhì)的量、質(zhì)量、物質(zhì)的量濃度)不隨時間變化

　　③ 某反應(yīng)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(yīng)物轉(zhuǎn)化率不變

　　(2)在一定條件下可作為標志的是

　　① 對于有色物質(zhì)參加或生成的可逆反應(yīng)體系,顏色不再變化.

　?、?對于有氣態(tài)物質(zhì)參加或生成的可逆反應(yīng)體系,若反應(yīng)前后氣體的物質(zhì)的量變化不為0,則混合氣體平均相對分子質(zhì)量M和反應(yīng)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

　　① 各物質(zhì)的物質(zhì)的量或濃度變化或反應(yīng)速率之比=化學計量數(shù)之比.(任何情況下均適用)

　?、?有氣態(tài)物質(zhì)參加或生成的反應(yīng),若反應(yīng)前后氣體的物質(zhì)的量變化為0,則混合氣體平均相對分子質(zhì)量M和反應(yīng)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(zhì),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(yīng)物濃度,還是 生成物濃度,新平衡狀態(tài)下的反應(yīng)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).

　　③反應(yīng)物有兩種或兩種以上, 增加一種物質(zhì)的濃度, 該物質(zhì)的平衡轉(zhuǎn)化率降低, 而其他物質(zhì)的轉(zhuǎn)化率提高.

　　4、等效平衡的概念

　　在一定條件下,可逆反應(yīng)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(zhì)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(yīng)相同,但各組分的物質(zhì)的量、濃度可能不同。

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

　　判斷方法是:

　　使用極限轉(zhuǎn)化的方法將各種情況變換成同一反應(yīng)物或生成物,然后觀察有關(guān)物質(zhì)的物質(zhì)的量是否對應(yīng)相等.

　　產(chǎn)生結(jié)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(zhì)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(zhì)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(zhì)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(yīng)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(yīng)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(yīng)的化學平衡常數(shù)

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

　　高二化學選修4復習資料(三)

　　1、有些吸熱反應(yīng)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(yīng)熵變與反應(yīng)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(yīng)的熵變ΔS為反應(yīng)產(chǎn)物總熵與反應(yīng)物總熵之差。產(chǎn)生氣體的反應(yīng)為熵增加反應(yīng)，熵增加有利于反應(yīng)的自發(fā)進行。

　　3、焓變與熵變對反應(yīng)方向的共同影響

　　ΔH-TΔS<0反應(yīng)能自發(fā)進行。

　　ΔH-TΔS=0反應(yīng)達到平衡狀態(tài)。

　　ΔH-TΔS>0反應(yīng)不能自發(fā)進行。

　　在溫度、壓強一定的條件下，自發(fā)反應(yīng)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(yīng)，生成物濃度的系數(shù)次方的乘積與反應(yīng)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(yīng)可能進行的程度(即反應(yīng)限度)，平衡常數(shù)越大，說明反應(yīng)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(guān)。對于給定的可逆反應(yīng)，正逆反應(yīng)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(yīng)是否到平衡狀態(tài)：當反應(yīng)的濃度商Qc與平衡常數(shù)Kc相等時，說明反應(yīng)達到平衡狀態(tài)。

　　5、反應(yīng)的平衡轉(zhuǎn)化率

　　(1)平衡轉(zhuǎn)化率是用轉(zhuǎn)化的反應(yīng)物的濃度與該反應(yīng)物初始濃度的比值來表示。

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

　　(3)平衡常數(shù)與反應(yīng)物的平衡轉(zhuǎn)化率之間可以相互計算。

　　6、反應(yīng)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(yīng)物濃度，平衡向逆反應(yīng)方向移動;增大反應(yīng)物濃度或減小生成物濃度，平衡向正反應(yīng)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?；どa(chǎn)中，常通過增加某一價廉易得的反應(yīng)物濃度，來提高另一昂貴的反應(yīng)物的轉(zhuǎn)化率。

　　(3)壓強的影響

　　ΔVg=0的反應(yīng)，改變壓強，化學平衡狀態(tài)不變。

　　ΔVg≠0的反應(yīng)，增大壓強，化學平衡向氣態(tài)物質(zhì)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(yīng)是怎樣進行的

　　(1)基元反應(yīng)：能夠一步完成的反應(yīng)稱為基元反應(yīng)，大多數(shù)化學反應(yīng)都是分幾步完成的。

　　(2)反應(yīng)歷程：平時寫的化學方程式是由幾個基元反應(yīng)組成的總反應(yīng)?？偡磻?yīng)中用基元反應(yīng)構(gòu)成的反應(yīng)序列稱為反應(yīng)歷程，又稱反應(yīng)機理。

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

　　8、化學反應(yīng)速率

　　(1)概念：

　　單位時間內(nèi)反應(yīng)物的減小量或生成物的增加量可以表示反應(yīng)的快慢，即反應(yīng)的速率，用符號v表示。

　　(2)表達式：

　　(3)特點

　　對某一具體反應(yīng)，用不同物質(zhì)表示化學反應(yīng)速率時所得的數(shù)值可能不同，但各物質(zhì)表示的化學反應(yīng)速率之比等于化學方程式中各物質(zhì)的系數(shù)之比。

　　9、濃度對反應(yīng)速率的影響

　　(1)反應(yīng)速率常數(shù)(K)

　　反應(yīng)速率常數(shù)(K)表示單位濃度下的化學反應(yīng)速率，通常，反應(yīng)速率常數(shù)越大，反應(yīng)進行得越快。反應(yīng)速率常數(shù)與濃度無關(guān)，受溫度、催化劑、固體表面性質(zhì)等因素的影響。

　　(2)濃度對反應(yīng)速率的影響

　　增大反應(yīng)物濃度，正反應(yīng)速率增大，減小反應(yīng)物濃度，正反應(yīng)速率減小。

　　增大生成物濃度，逆反應(yīng)速率增大，減小生成物濃度，逆反應(yīng)速率減小。

　　(3)壓強對反應(yīng)速率的影響

　　壓強只影響氣體，對只涉及固體、液體的反應(yīng)，壓強的改變對反應(yīng)速率幾乎無影響。

　　壓強對反應(yīng)速率的影響，實際上是濃度對反應(yīng)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(zhì)的濃度都增大，正、逆反應(yīng)速率都增加;增大容器容積，氣體壓強減小;氣體物質(zhì)的濃度都減小，正、逆反應(yīng)速率都減小。

　　10、溫度對化學反應(yīng)速率的影響

　　(1)經(jīng)驗公式

　　阿倫尼烏斯總結(jié)出了反應(yīng)速率常數(shù)與溫度之間關(guān)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(yīng)速率常數(shù)增大，化學反應(yīng)速率也隨之增大。可知，溫度對化學反應(yīng)速率的影響與活化能有關(guān)。

　　(2)活化能Ea。

　　活化能Ea是活化分子的平均能量與反應(yīng)物分子平均能量之差。不同反應(yīng)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(yīng)速率的影響越大。

　　高二化學選修4復習資料(四)

　?、逼胶獬?shù)的數(shù)值大小可以判斷反應(yīng)進行的程度,估計反應(yīng)的可能性.因為平衡狀態(tài)是反應(yīng)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(yīng),反之NO分解的逆反應(yīng)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(yīng)的正向反應(yīng)所進行的最大程度,并不能預示反應(yīng)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(yīng).

　　3、平衡常數(shù)數(shù)值極小的反應(yīng),說明正反應(yīng)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(yīng)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(yīng)在新的條件下進行比較好一些.

　　4、平衡轉(zhuǎn)化率

　　平衡轉(zhuǎn)化率是指平衡時已轉(zhuǎn)化了的某反應(yīng)物的量與轉(zhuǎn)化前該反應(yīng)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(yīng)焓變與反應(yīng)方向

　　△日常生活中長期積累的經(jīng)驗而總結(jié)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(zhuǎn)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(yīng)是放熱反應(yīng),

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

　　6、反應(yīng)熵變與反應(yīng)方向

　　為了解釋這樣一類與能量狀態(tài)的高低無關(guān)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→

　　①在密閉條件下,體系由有序自發(fā)地轉(zhuǎn)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,

　?、诜栍肧表示.

　?、垤刂翟酱?體系混亂度越大.同一物質(zhì),S(g)﹥S(l)﹥S(s).許多熵增反應(yīng)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(yīng)能否自發(fā)進行,既可能與反應(yīng)焓變(△H)有關(guān),又可能與反應(yīng)熵變(△S)有關(guān).在溫度、壓強一定的條件下,我們要判別化學反應(yīng)的方向要考慮△H、 △S共同影響的結(jié)果.

　　7、焓判據(jù)和熵判據(jù)的應(yīng)用

　?、儆伸逝袚?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(yīng),可能會出現(xiàn)相反的判斷結(jié)果,所以我們應(yīng)兩個判據(jù)兼顧.由能量判據(jù)(以焓變?yōu)榛A(chǔ))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(yīng)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(zhì)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(yīng)速率的影響

　　(1)催化劑對化學反應(yīng)速率影響的規(guī)律：

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

　　(2)催化劑的特點：

　　催化劑能加快反應(yīng)速率而在反應(yīng)前后本身的質(zhì)量和化學性質(zhì)不變。

　　催化劑具有選擇性。

　　催化劑不能改變化學反應(yīng)的平衡常數(shù)，不引起化學平衡的移動，不能改變平衡轉(zhuǎn)化率。

　　10、合成氨反應(yīng)的限度

　　合成氨反應(yīng)是一個放熱反應(yīng)，同時也是氣體物質(zhì)的量減小的熵減反應(yīng)，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。