人教版化学选修四笔记Word文档格式.doc

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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：

s

2）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1molCu（s）与适量O2（g）反应，生成CuO（g），放出157kJ热量

Cu（s）+O2（g）=CuO（g）△H=-157kJ/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℃、101kPa状态下1mol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℃、101kPa状态下在稀溶液中强酸和强碱发生中和反应，生成

1mol水时，放出的热量称为中和热；

稀、强、一

4、用热化学方程式表示燃烧热

例：

甲烷的燃烧热为890.31kJ，用热化学方程式表示为：

CH4（g）+2O2（g）=CO2（g）+2H2O（l）△H=-890.31kJ/mol

氢气的燃烧热为285.8kJ，用热化学方程式表示为：

H2（g）+O2（g）=H2O（l）△H=-285.8kJ/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，

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

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：

C（s）+O2（g）=CO2（g）△H1=-393.5kJ/mol

CO（g）+O2（g）=CO2（g）△H2=-283.0kJ/mol

C（s）+O2（g）=CO（g）△H3=？

由盖斯定律可得：

反应式=+，所以△H3=△H1-△H2

=-110.5kJ/mol

二、反应热其他计算方式

1、根据化学方程式计算

1gH2在O2中完全燃烧放出142.9kJ热量，则2H2（g）+O2（g）=2H2O（g）的反应热△H=

2、根据燃烧热计算

已知乙醇的燃烧热为-1366.8kJ/mol，在25℃、101kPa状况下

1kg乙醇完全燃烧放出的热量为：

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1min内某物质的物质的量浓度的改变量，表达式为：

，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）

N2（g）+3H2（g）⇌2NH3（g）历经时间：

tmin

起始c01c02c03

变化△c1△c2△c3

终态c11c12c13

变化：

△c1=c01-c11，△c2=c02-c12，△c3=c03-c13，

△c1：

△c2：

△c3=1：

3：

2

速率：

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

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

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

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

3、平衡转化率：

=

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）

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

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

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N2（g）+3H2（g）⇌2NH3（g）△H<

0

若增大c（N2），平衡向着减小c（N2）方向移动，即消耗N2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mA（g）+nB（g）⇌pC（g）+qD（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：

b、减小压强：

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：

e、减小压强：

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mA（g）+nB（g）⇌pC（g）+qD（g）△H=Q为例

1、K=，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；

0时，温度增大，K减小，反之增大

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、、，其平衡常数分别为：

K1、K2、K3

如=+，则

如=-，则

如=×

2+×

3，则

-×

，则

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QC，比较QC和该温度下的K值，若：

QC>

K，平衡逆向移动；

QC