高中化学选修4课堂笔记Word文件下载.doc

高中化学选修4课堂笔记Word文件下载.doc

《高中化学选修4课堂笔记Word文件下载.doc》由会员分享，可在线阅读，更多相关《高中化学选修4课堂笔记Word文件下载.doc（16页珍藏版）》请在冰豆网上搜索。

8H2O与NH4Cl②大多数的分解反应③以H2、CO、C为还原剂的氧化还原反应④铵盐溶解等

小结：

1、化学键断裂，吸收能量；

化学键生成，放出能量

2、反应物总能量大于生成物总能量，放热反应，体系能量降低，△H为“-”或小于0

反应物总能量小于生成物总能量，吸热反应，体系能量升高，△H为“+”或大于0;

即反应是吸热反应还是放热反应取决于反应物与生成物总能量的相对大小。

3、反应热（ΔH）

数值上等于生成物分子形成时所释放的总能量与反应物分子断裂时所吸收的总能量之差。

4、物质的稳定性

能量越低，键能越大，物质越稳定。

二、热化学方程式

1.概念:

表示化学反应中放出或吸收的热量的化学方程式.

2.意义:

既能表示化学反应中的物质变化,又能表示化学反应中的能量变化.

书写化学方程式注意要点:

①热化学方程式必须标出能量变化，△H一定带符号。

②热化学方程式中必须标明反应物和生成物的聚集状态（g,l,s分别表示固态，液态，气态，水溶液中溶质用aq表示）

③热化学反应方程式要指明反应时的温度和压强。

④热化学方程式中的化学计量数可以是整数，也可以是分数。

⑤各物质系数加倍，△H加倍；

反应逆向进行，△H改变符号，数值不变。

三、燃烧热

1．概念：

25℃，101kPa时，1mol纯物质完全燃烧生成稳定的化合物时所放出的热量。

燃烧热的单位用kJ/mol表示。

※注意以下几点：

①研究条件：

101kPa

②反应程度：

完全燃烧，产物是稳定的氧化物。

C元素转化为CO2，而不是CO；

H元素转化为H2O（l），而不是H2O（g）；

N元素转化为N2。

如：

H2（g）+1/2O2（g）=H2O（l）△H=－285.8kJ/mol

③燃烧物的物质的量：

燃料是以1mol作为标准，书写热化学方程式时，其它物质的化学计量数可用分数表示；

④研究内容：

放出的热量。

（ΔH<

0，单位kJ/mol）

四、中和热

在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应生成1molH2O，这时的反应热叫中和热。

2．强酸与强碱的中和反应其实质是H+和OH-反应，其热化学方程式为：

H+（aq）+OH-（aq）==H2O（l）ΔH=－57.3kJ/mol

3．弱酸或弱碱电离要吸收热量，所以它们参加中和反应时的中和热小于57.3kJ/mol。

4．中和热的测定实验

五、盖斯定律

1．内容：

化学反应的反应热只与反应的始态（各反应物）和终态（各生成物）有关，而与具体反应进行的途径无关，如果一个反应可以分几步进行，则各分步反应的反应热之和与该反应一步完成的反应热是相同的。

a：

若某化学反应从始态（S）到终态（L）其反应热为△H，而从终态（L）到始态（S）的反应热为△H’，这两者和为零。

　　即△H＋△H’=０

b：

若某一化学反应可分为多步进行，则其总反应热为各步反应的反应热之和。

　　即△H=△H1+△H2+△H3+……

c：

若多步化学反应相加可得到新的化学反应，则新反应的反应热即为上述多步反应的反应热之和。

第二章化学反应速率和化学平衡

一、化学反应速率

1.化学反应速率（v）

⑴定义：

用来衡量化学反应的快慢，单位时间内反应物或生成物的物质的量的变化。

⑵表示方法：

单位时间内反应浓度的减少或生成物浓度的增加来表示。

⑶计算公式：

v=Δc/Δt（υ：

平均速率，Δc：

浓度变化，Δt：

时间）单位：

mol/（L·

s）

⑷影响因素：

①决定因素（内因）：

反应物的性质（决定因素）

②条件因素（外因）：

反应所处的条件（温度、浓度、压强、催化剂等）

应用中应注意的问题

①、概念中的反应速率实际上是某段时间间隔内的平均反应速率。

时间间隔越短，在这段时间发生的浓度变化越接近瞬时反应速率（指在某一瞬间的反应速率）。

②、对某一具体化学反应来说，在用不同物质表示化学反应速率时所得数值往往不同。

用各物质表示的化学反应速率的数值之比等于化学方程式中各物质的系数之比。

③、气体的浓度用来表示。

④、无论用任何物质来表示，无论浓度的变化是增加还是减少，都取正值，反应速率都为正数（没有负数）。

⑤、在反应中对于固体或纯液体而言，其物质的量浓度无意义，所以不用它们来表示化学反应速率。

2.外界条件对化学反应速率的影响

（1）、浓度对化学反应速率的影响。

结论：

其他条件不变时，增大反应物的浓度，可以增大反应速率；

减小反应物的浓度，可以减小化学反应的速率。

注意：

a、此规律只适用于气体或溶液的反应。

b、对于纯固体或液体的反应物，一般情况下其浓度是常数，因此改变它们的量不会改变化学反应速率。

原因：

在其他条件不变时，对某一反应来说，活化分子百分数是一定的，所以当反应物的浓度增大时，单位体积内的分子数增多，活化分子数也相应的增多，反应速率也必然增大。

单位体积分子总数增多，但活化分子百分数不变

增大浓度

（或加压）

升高温度或催化剂

单位体积活化分子数增多

单位体积分子总数不变，但活化分子百分数增大

有效碰撞次数增多

反应速

率加快

。

（2）、压强对反应速率的影响。

（压强对可逆反应气体系数减小方向的速率影响更大）

对于有气体参加的反应，若其他条件不变，增大压强，反应速率加快；

减小压强，反应速率减慢。

对气体来说，若其他条件不变，增大压强，就是增加单位体积的反应物的物质的量，即增加反应物的浓度，单位体积内活化分子数增多，因而可以增大化学反应的速率。

（3）、温度对化学反应速率的影响。

（温度对可逆反应吸热方向的速率影响更大）

其他条件不变时，升高温度，可以增大反应速率，降低温度，可以减慢反应速率。

①浓度一定时，升高温度，分子的能量增加，从而增加了活化分子的数量，反应速率增大。

（主因）

②温度升高，使分子运动的速度加快，单位时间内反应物分子间的碰撞次数增加，反应速率也会相应的加快。

（4）、催化剂对化学反应速率的影响。

催化剂可以改变化学反应的速率。

正催化剂：

能够加快反应速率的催化剂。

负催化剂：

能够减慢反应速率的催化剂。

如不特意说明，指正催化剂。

在其他条件不变时，使用催化剂可以大大降低反应所需要的能量，会使更多的反应物分子成为活化分子，大大增加活化分子百分数，因而使反应速率加快。

（5）、其他因素：

如光照、反应物固体的颗粒大小、电磁波、超声波、溶剂的性质等，也会对化学反应的速率产生影响。

（6）、有效碰撞：

能够发生化学反应的碰撞。

活化分子：

能量较高、有可能发生有效碰撞的分子。

活化能：

活化分子的平均能量与所有分子平均能量之差。

活化分子百分数：

（活化分子数/反应物分子数）×

100%

※注意：

（1）、参加反应的物质为固体和液体，由于压强的变化对浓度几乎无影响，可以认为反应速率不变。

（2）、惰性气体对于速率的影响

①恒温恒容时：

充入惰性气体→总压增大，但是各分压不变，各物质浓度不变→反应速率不变；

②恒温恒压时：

充入惰性气体→体积增大→各反应物浓度减小→反应速率减慢。

二、化学平衡

可逆反应与不可逆反应

（1）可逆反应：

在相同条件下，能同时向正、逆反应方向进行的反应。

不可逆反应：

在一定条件下，进行得很彻底或可逆程度很小的反应。

（2）可逆反应的普遍性：

大部分化学反应都是可逆反应。

（3）可逆反应的特点：

①相同条件下，正反应和逆反应同时发生

②反应物、生成物共同存在

③可逆反应有一定的限度（反应不能进行到底）

（一）1.定义：

化学平衡状态：

一定条件下，当一个可逆反应进行到正、逆反应速率相等时，各组成成分的浓度不再改变，达到表面上静止的一种“平衡”，这就是这个反应在该条件下所能达到的最大限度即化学平衡状态。

2、化学平衡的特征

逆（研究对象为可逆反应）等（同一物质的正逆反应速率相等）动（动态平衡）定（各物质的浓度与质量分数恒定）变（条件改变，平衡发生变化）

3、判断平衡的依据判断可逆反应达到平衡状态的方法和依据

例举反应

mA（g）+nB（g）pC（g）+qD（g）

混合物体系中

各成分的含量

①各物质的物质的量或各物质的物质的量的分数一定

平衡

②各物质的质量或各物质质量分数一定

③各气体的体积或体积分数一定

④总体积、总压力、总物质的量一定

不一定平衡

正、逆反应

速率的关系

①在单位时间内消耗了mmolA同时生成mmolA，即V（正）=V（逆）

②在单位时间内消耗了nmolB同时消耗了pmolC，则V（正）=V（逆）

③V（A）:

V（B）:

V（C）:

V（D）=m:

n:

p:

q，V（正）不一定等于V（逆）

④在单位时间内生成nmolB，同时消耗了qmolD，因均指V（逆）

压强

①m+n≠p+q时，总压力一定（其他条件一定）

②m+n=p+q时，总压力一定（其他条件一定）

混合气体平均相对分子质量Mr

①Mr一定时，只有当m+n≠p+q时

②Mr一定时，但m+n=p+q时

温度

任何反应都伴随着能量变化，当体系温度一定时（其他不变）

体系的密度

密度一定

其他

如体系颜色不再变化等

（二）影响化学平衡移动的因素

1、浓度对化学平衡移动的影响

（1）影响规律：

在其他条件不变的情况下，增大反应物的浓度或减少生成物的浓度，都可以使平衡向正方向移动；

增大生成物的浓度或减小反应物的浓度，都可以使平衡向逆方向移动。

（2）增加固体或纯液体的量，由于浓度不变，所以平衡不移动。

（3）在溶液中进行的反应，如果稀释溶液，反应物浓度减小，生成物浓度也减小，V（正）减小，V（逆）也减小，但是减小的程度不同，总的结果是化学平衡向反应方程式中化学计量数之和大的方向移动。

2、温度对化学平衡移动的影响

影响规律：

在其他条件不变的情况下，温度升高会使化学平衡向着吸热反应方向移动，温度降低会使化学平衡向着放热反应方向移动。

3、压强对化学平衡移动的影响

其他条件不变时，增大压强，会使平衡向着体积缩小（气体分子数减小）方向移动；

减小压强，会使平衡向着体积增大（气体分子数增大）方向移动。

（1）改变压强不能使无气态物质存在的化学平衡发生移动；

（2）气体减压或增压与溶液稀释或浓缩的化学平衡移动规律相似；

（3）同等程度地改变浓度可视为改变压强。

4.催化剂对化学平衡的影响：

由于使用催化剂对正反应速率和逆反应速率影响的程度是等同的，所以平衡不移动。

但是使用催化剂可以影响可逆反应达到平衡所需的时间。

5.勒夏特列原理（平衡移