2022年人教版化学选修四笔记.docx

2022年人教版化学选修四笔记 第一章 化学反应与能量 第一节 化学反应与能量改变 一 、物质能量与键能 1 1 、键能：破坏 l 1mol 化学键所须要的能量称为键能 2 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 3 、化学键的破坏与形成 破坏化学键须要汲取能量 形成化学键必定放出能量 二、焓变： H H 1 1 、化学反应中主要的能量改变为热量改变，也称为 焓变 2 2 、焓变的计算 1 1 ） 化学反应中，断裂反应物中的化学键须要汲取能量，形成生成物中的新化学键会放出能量，汲取与放出的能量差值即为焓变 2 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 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 改变与反应类型 1 1 、常见的放热反应 1 1 ）绝大部分化合反应 2 2 ）活泼金属与酸或水的反应 3 3 ）绝大部分置换反应 4 4 ）酸碱中和 5 5 ）燃烧反应 2 2 、常见的吸热反应 1 1 ）绝大部分分解反应 2 2 ）含碳物质还原金属氧化物的反应 3 3 ）铵盐和碱的反应 四 、热化学方程式 1 1 、含义：能表示化学反应热量改变的式子 2 2 、与化学方程式的区分 1 1 ）各物质标注状态，气体：g g ，液体：l l ，固体：s s 2 2 ）一般不标注反应条件 3 3 ）标注焓变，且焓变值与方程系数成比例 4 4 ）方程系数可以是分数 例如 1 mol Cu （s s ） 与适量 O O 2 2 （g g ） 反应，生成 CuO （g g ） ，放出 J 157kJ 热量 Cu （s s ） + +O O 2 2 （g g ） = CuO （g g ） H= - - 157 kJ/mol 其次节 燃烧热 能源 一 、燃烧热 1 1 、反应热分类 根据反应类型的不同，反应热分为：燃烧热、中和热、溶解热等等 2 2 、燃烧热 25 、 101 kPa 状态下 l 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 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 l 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 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： CH 4 4 （g g ） +2O 2 2 （g g ） = CO 2 2 （g g ） +2H 2 2 O O （l 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： H H 2 2 （g g ） + +O O 2 2 （g g ） =H 2 2 O O （l l ） H H= = - - 285.8 kJ/mol 二 、能源 1 1 、一次能源：从自然界获得，不需经过变更或转化就可以干脆利用的 能源，例如：原煤、自然气、太阳能、风能、潮汐能等 2 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 3 、可再生能源：从自然界可无限制获得，且用之不尽的能源， 如：太阳能、风能、水能 4 4 、不行再生能源：人类开发利用后，不能再生的能源， 如：煤炭、石油、核能、自然气等 5 5 、能量转化 1 1 ）太阳能转化为电能 2 2 ）化学能转化为热能 3 3 ）热能转化为机械 能 4 4 ）重点驾驭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 1 、内容： 化学反应过程中的能量改变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，无论由碳干脆生成二氧化碳，或是先生成一氧化碳再 生成二氧化碳，放出的能量始终一样 2 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改变 例如： 1 1 C C （s s ） +O 2 2 （g g ） =CO 2 2 （g g ） H H 1 1 = - - 393.5 kJ/mol 2 2 CO （g g ）+ + O2 （g g ） =CO2 （g g ） H H 2 2 = - - 283.0 kJ/mol 3 3 C C （s s ） + +O O 2 2 （g g ） =CO （g g ） H H 3 3 = = ？ 由盖斯定律可得：反应式 1 1 = = 2 2 + + 3 3 ，所以 H H 3 3 = = H H 1 1 - - H H 2 2 = - - 110.5 kJ/mol 二 、反应热其他计算方式 1 1 、依据化学方程式计算 例： 1 g H 2 2 在 O O 2 2 中完全燃烧放出 J 142.9 kJ 热量，则 2H 2 2( (g g) ) + +O O 2 2( (g g) ) =2H 2 2 O O ( (g g) ) 的反应热 H= 2 2 、依据燃烧热计算 例：已知乙醇的燃烧热为 - - 1366.8 kJ/mol ，在 25 、a 101 kPa 状况下 1 kg 乙醇完全燃烧放出的热量为： 其次章 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 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，须要几小时才能分解肯定量，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 2 、化学反应速率表达式 s 1s 内某物质的物质的量浓度 的变更量，或 1 min 内某物质的物质的量浓度的变更量，表达式为： ，单位： mol/L s 或 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 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 4 、化学反应速率的计算（三段式） N N 2 2 （g g ） +3H 2 2 （g g ） 2NH 3 3 （g g ） 历经时间：t min 起始 c c 01 c c 02 c c 03 改变 c c 1 1 c c 2 c c 3 3 终态 c c 11 c c 12 c c 13 改变： c c 1 1 = c 01 - - c c 11 ， c c 2 2 = c 02 - - c c 12 ， c c 3 3 = c 03 - - c c 13 ， c c 1 1 ： c c 2 2 ： c c 3 3 =1 ：3 3 ：2 2 速率： 二 、化学反应速率适用范围 1 1 、有气体反应或生成的状况 2 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 其次节 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，主要缘由是镁的还原性比锌强 二 、影响反应速率的外在因素（外因） 1 1 、微观 1 1 ）活化分子：汲取足够能量，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 变更活化分子数的措施：变更温度 2 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 变更有效碰撞次数的措施：变更浓度、可引起浓度变更的压强改变 3 3 ）活化能：从初始态到可自发进行反应状 态，分子所须要汲取的能量 相同状态下，活化能越低，化学反应速率越快 变更活化能的措施：运用催化剂 综述：发生反应的分子汲取足够能量（活化能）、成为活化分子、发生有效碰撞才能发生化学反应 2 2 、宏观因素 1 1 ）温度（变更活化分子数） 上升温度，反应速率增大；降低温度，反应速率降低 2 2 ）浓度（变更有效碰撞次数） 增大浓度，反应速率增大；减小浓度，反应速率降低 3 3 ）压强（可变更浓度的压强改变）（ 可 变更有效碰撞次数） 增大压强，反应速率增大；减小压强，反应速率降低 4 4 ）催化剂（变更反应所需的活化能） 运用催 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 1 、探讨对象：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 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 3 3 、平衡转化率：= = 4 4 、化学平衡特征 1 1 ）等：达到化学平衡时，正反应速率等于逆反应速率 2 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 3 ）定 ：达到化学平衡时，各组分的浓度、一百零一分含量，保持恒定不变 4 4 ）变：达到化学平衡后，如外界条件变更，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 5 、推断化学平衡 1 1 ）正逆反应速率相等（适用于全部化学平衡） 注：所用推断平衡的两个速率必需表示正、逆两方向 ，同时比例 关系要与反应系数比例相等 2 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 用于推断平衡 3 3 ）某物质的一百零一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， 可推断该 反应已达到平衡 4 4 ）反应体系压强保持不变 有气体参加或生成的可逆反应，当反应体系的压强保持 不变时， 可推断反应已达到平衡 注：a a 、若可逆反应先后气体体积无变更，此规律不适用 b b 、当反应容器体积可变时，此规律不适用 5 5 ）混合气体的颜色深浅保持不变 有带颜色的气体参加或生成的可逆反应，当混合气体的颜色深浅 不再改变时，可推断反应已达到平衡 6 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，可推断反应已达到平衡 7 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，可推断反应 已达到平衡 二 、化学平衡移动 1 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，外界发生条件变更时，反应会向着减小这种变更的方向移动 如 如 N N 2 2 （g g ） +3H 2 2 （g g ） 2NH 3 3 （g g ） H < 0 若增大 c (N N 2 2 ) ) ，平衡 向着减小 c (N N 2 2 ) ) 方向移动，即消耗 N N 2 2 的方向 （ 正向） ） ；上升温度， 平衡向 降低温度的方向移动，即吸热方向 （ 逆向 ） 2 2 、平衡移动规律（以 m A （g g ） +n B （g g ） p C （g g ） +q D （g g ） H=Q 为例） 1 1 ）浓度的影响 a 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 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 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 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 2 ）温度的影响 Q > 0 ，a a 、上升温度：正向移动，正逆速率增大 b b 、降低温度：逆向移动，正逆速率降低 Q < 0 ，c c 、上升温度：逆向移动，正逆速率增大 d d 、降低温度：正向移动，正逆速率降低 3 3 ）压强的影响（可变更反应物或生成物浓度的压强改变） m+n > p+q ，a a 、增大压强：正向移动，正逆速率增大 b b 、减小压强：逆向 移动，正逆速率降低 m+n = p+q ，c c 、压强改变：平衡不移动，升压速率增大，反之降低 m+n < p+q ，d d 、增大压强：逆向移动，正逆速率增大 e e 、减小压强：正向移动，正逆速率降低 4 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 K 以 以 m A （g g ） +n B （g g ） p C （g g ） +q D （g g ） H=Q 为例 1 1 、 K= ，单位：（ mol / L ） p+q- -m m- -n n 2 2 、K K 只与温度有关，0 Q > 0 时，温度增大，K K 增大，反之减小； 0 Q < 0 时，温度增大，K K 减小，反之增大 注：K K 的表达式与 反应方程的系数有关，系数变更，K K 的表达式变更，但值不变 3 3 、平衡常数运算规则 1 1 ）若反应方程系数都增大一倍，则 K K 取平方；若都减小一倍， 则 则 K K 开平方 2 2 ）若存在三个反应式 1 1 、 2 2 、 3 3 ，其平衡常数分别为：K K 1 1 、K K 2 2 、K K 3 3 如 3 3 = = 1 1 + + 2 2 ，则 如 3 3 = = 1 1 - - 2 2 ，则 如 3 3 = = 1 1 × 2+ 2 2 ×3 3 ，则 如 3 3 = = 1 1 × - - 2 2 × ，则 4 4 、平衡常数的应用 1 1 ）计算达到平衡时某物质的浓度、反应速率、转化率 2 2 ）推断平衡移动方向：将变更后各物质的新浓度带入平衡常数表达式，得到计算值 Q Q C C ，比较 Q Q C C 和该温度下的 K K 值，若： Q Q C > K ，平衡逆向移动； Q Q C = K ，平 衡不移动； Q Q C < K ，平衡正向移动 四 、等效平衡 以 以 m A （g g ） +n B （g g ） p C （g g ） +q D （g g ） H=Q 为例 1 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 2 、等效平衡条件 1 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 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 3 ）特别状况 若 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 2 、 3 mol H H 2 2 充入一恒温恒容 容器，另将 0.5 mol N 2 2 、 1.5 mol H 2 2 、1 mol NH 3 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 3 归零到 N N 2 2 和 H H 2 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 N 2 2 和 和 H H 2 2 物质的量比例等于3 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 1 、自发反应：不须要人为变更条件就能发生的反应 2 2 、非自发反应：须要人为变更条件才能发生的反应 注：自发与否与反应的吸、放热忱况无关，吸 热反应未必须要加热 才能发生，放热反应也未必须要冷却才能发生 二 、自发反应的推断 1 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 2 、推断公式： G= H – T T ×S S ，0 G < 0 自发，0 G > 0 非自发 温度 T T 为开氏温度，单位为 K K ，中学阶段视为 T T 始终大于零， 与摄氏温度的转换关系为： T=t +273 G G H H T T ×S S 自发状况 高温 <0 低温 >0 >0 >0 高温自发 低温非自发 >0 >0 <0 任何温度都非自发 <0 <0 >0 任何温度都自发 低温 <0高温 >0 <0 <0 低温自发 高温非自发 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 以 m A （g g ） +n B （g g ） p C （g g ） +q D （g g ） H=Q 为例 1 1 、浓度 a a 、增大 c c反应物 b b 、减小 c c反应物 c c 、增大 c c生成物 d d 、减小 c c生成物 2 2 、压强 m+n>p+q m+n<p+q a a 、增大压强 b b 、减小压强 c c 、增大压强 d d 、减小压强 m+n=p+q e e 、增大压强 f f 、减小压强 3 3 、 温度 a a 、 Q > 0 、升温 b b 、 Q > 0 、降温 c c 、 Q < 0 、升温 d d 、 Q < 0 、降温 4 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、一百零一分含量、转化率与 X X 1 1 、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 2 、与温度，曲线表示属于不同压强（或相反） 依据 曲线 的纵坐标值与温度的关系，推断焓变；依据不同压强 对应 坐标值 推断反应前后系数 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 1 、 强弱电解质的区分 1 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 H 2 2 SO 4 4 2 2 ）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 3 3 COOH 、H H 2 2 O O 2 2 、强弱电解质的物质分类 1 1 ）电解质：除 Mn 2 2 O O 7 7 之外的金属氧化物、 酸、碱、除 AlCl 3 3 之外的盐、水 注：离子化合物：除 Mn 2 2 O O 7 7 之外的金属氧化物、 强碱、除 AlCl 3 3 之外的盐 全部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 2 ）强电解质：除 Mn 2 2 O O 7 7 之外的金属氧化物、 强酸、强碱、除 AlCl 3 3 之外的盐 3 3 ）弱电解质：弱酸、弱碱、水 （全部弱电解质都是共价化合物） 全部的酸都是共价化合物 二 、 弱电解质的电离（可逆过程） 1 1 、弱酸的电离 1 1 ） 一元弱酸 HF H H + + +F - - CH 3 3 COOH CH 3 3 COO - - +H + + HClO H H + + +ClO – 2 2 ）多元弱酸（分步电离，但以第一步电离为主，后续电离程度微小） H H 2 2 C C 2 2 O O 4 4 第一步：H H 2 2 C C 2 2 O O 4 4 H H + + +HC 2 2 O O 4 4 - - 其次步： HC 2 2 O O 4 4 - - H H + + +C 2 2 O O 4 4 2 2 - - H H 2 2 S S 第一步：H H 2 2 S H H + + + HS - - 其次步： HS - - H H + + +S 2 2 - - 2 2 、弱碱的电离 1 1 ）一元弱碱 NH 3 3 H H 2 2 O O NH 4 4 + + +OH - - 2 2 ）多元弱碱（一步写出） Al(OH) 3 3 Al 3+ + +3 3 OH - - Cu(OH) 2 2 Cu 2+ +2OH - - 三 、 弱电解质的电离平衡 全部弱电解质的电离都是吸热过程 1 1 、 弱酸的电离平衡 以 以 HF H H + + +F - - 为例 1 1 ）正向移动：a a 、升温 b b 、加水稀释（弱电解质越稀越电离） c c 、减小氢离子浓度 i i 、加入碱 i ii 、加入活泼金属 2 2 ）逆向移动：a a 、降温 b b 、增大氢离子浓度或弱酸根浓度 2 2 、弱碱的电离平衡 以 以 NH 3 3 H H 2 2 O O 为例 1 1 ） 正向移动：a a 、肯定范围内升温（氨水易挥发） b b 、加水稀释 c c 、减小氢氧根离子浓度 i i 、加入酸 i ii 、加入可生成难溶物的金属 阳离子 2 2 ）逆向移动：a a 、降温 b b 、增大氢氧根离子浓度 i i 、加入碱 i 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 1 、弱酸的电离平衡常数（以 HF H H + + +F - - 为例） 2 2 、弱碱的电离平衡常数（以 NH 3 3 H H 2 2 O NH 4 4 + + +OH - - 为例） 其次节 水的电离和溶液的酸碱性 一 、水的电离平衡 H H 2 2 O O H H + + +OH - - 1 、 正向移动 1 1 ）上升温度 2 2 ）减小氢离子浓度或氢氧根浓度 a a 、加入活泼金属 b b 、加 入可生成沉淀的金属阳离子 2 、 逆向移动 1 1 ）降低温度 2 2 ）增大氢离子浓度或氢氧根浓度 a a 、加入酸 b b 、加入碱 二 、水的电离平衡常数（ 也称为 水的离子积：K K w w ） H H 2 2 O O H H + + +OH - - 1 、表达式：K K w w = = c (H H + + ) ) c ( OH - - ) ) 在 在 25 时，水的离子积 K K w w =1 × 10 - - 1 14 4 mol 2 2 /L 2 2 K K w w 仅与温度有关： 温度上升，K K w w 增大；温度降低，K K w w 减小 2 、K K w w 的运用 K K w 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。 1 1 ）计算由水电离出的氢离子或氢氧根浓度 a a 、酸溶液 （不是酸性溶液） ， 酸溶液中氢氧根完全由水电离， 由于水电离出的氢离子和氢氧根浓度相等，所以，酸溶液中由水电离出的氢离子浓度在数值上等于溶液的氢氧根浓度 例： 25 时，浓度为 0.1mol/L 的 H H 2 2 SO 4 4 溶液中，由水电离出的 氢离子浓度 ： b b 、碱溶液 （不是碱性溶液） 碱溶液中氢离子完全由水电离， 由于 c (H H + + ) ) 水 = = c ( OH - - ) ) 水 ，所以， 碱溶液中由水电离出的氢氧根浓度在数值上等于溶液的 c (H + + ) ) 例：2 25 5 时，浓度为 0.01mol/L 的 的 H NaOH 溶液中，由水电离出的氢氧根浓度： 三 、溶液的酸碱性 推断溶液酸碱性的唯一准则： 溶液中 c (H H + + ) ) 和 c ( OH - - ) ) 的 相对 大小 即： c (H H + + ) > c ( OH - - ) ) ，溶液呈酸性 c (H H + + ) = c ( OH - - ) ) ，溶液呈中性 c (H H + + ) < c ( OH - - ) ) ，溶液呈碱性 在未指明温度状况下， 仅从 pH 值无法推断溶液的酸碱性 酸性溶液未必是酸溶液 碱性溶液未必是碱溶液 四 、溶液的 pH 计算 1 1 、 pH 标准计算公式： pH 仅与氢 离子浓度有关 ： c (H H + + ) ) 增大， pH 减小； c (H H + + ) ) 减小， pH 增大 2 2 、变式（由 c (OH - - ) )和 和 K K w w 计算） 由 ，得 ， 则: : 若 ， 3 3 、混合溶液 pH 计算 1 1 ）强酸和强酸混合 体积为 V V 1 1 L L ， pH= m m 的强酸 A A 和体积为 V V 2 2 L L ，n pH=n 的强酸 B B 混合， 混 合后其 2 2 ）强碱和强碱混合 常温下， 体积为 V V 1 1 L L ， pH= x