高中化学选修四知识结构.docx

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高中化学选修四知识结构

文档编制序号：

[KKIDT-LLE0828-LLETD298-POI08]

高中化学选修四知识结构

高中化学.选修四化学反应原理

目录（人教版）

第一章

化学反应与能量

第一节化学反应与能量的变化

第二节燃烧热能源

第三节化学反应热的计算

第二章

化学反应速率和化学平衡

第一节化学反应速率

第二节影响化学反应速率的因素

第三节化学平衡

第四节化学反应进行的方向

第三章

水溶液中的离子平衡

第一节弱电解质的电离

第二节水的电离和溶液的酸碱性

第三节盐类的水解

第四节难容电解质的溶解平衡

第四章

电化学基础

第一节原电池

第二节化学电源

第三节电解池

第四节金属的电化学腐蚀与防护

第一章化学反应与能量

一、反应热

（1）化学反应中的能量变化

任何一个化学反应，反应物所具有的总能量与生成物所具有的总能量总不会相等．因此，在新物质产生的同

时（即化学反应中）总是伴随着能量的变化．其表现形式是化学能与热能、光能、电能等之间进行转变．但以化学能与热能之间的转变最为常见．

化学反应的本质是旧化学键断裂，新化学键生成的过程，在破坏旧化学键时，需要能量来克服原子间的相互吸引，在形成新化学键时，由于原子间的相互吸引而放出能量．由于需要的能量和放出的能量常常并不相等，因此总体上来看，一个化学反应的进行，往往需要向外界释放出能量，或从外界吸收一定的能量．

化学反应释放出的能量是当今世界上最重要的能源之一．如化石燃料（煤、石油、天然气）的燃烧．

（2）反应热

①反应热在化学反应过程中放出或吸收的热量，通常叫做反应热．反应热用符号△H表示，单位一般采用kJ/mol．

（ΔH与Q相反Q大于0表示放热Q小于0表示吸热）

．

②放热反应和吸热反应放出热量的化学反应叫做放热反应，△H为负值．例如：

；△H＝－mol

吸收热量的化学反应叫做吸热反应，△H为正值．例如：

；△H＝+mol

（3）.反应热的表示方法：

反应热用ΔH表示，其实是从体系的角度分析的。

放热反应：

体系环境，体系将能量释放给环境，体系的能量降低，因此，放热反应的ΔH＜0，为“－”

能量

吸热反应：

环境体系，体系吸收了环境的能量，体系的能量升高，因此，

吸热反应的ΔH＞0，为“＋”

（4）.反应热与化学键键能的关系

反应热等于反应物分子化学键断裂时所吸收的总能量与生成物分子化学键形成时所释放的总能量之差。

即ΔH＝E反应物分子化学键总键能－E生成物分子化学键总键能

当化学反应中断裂旧的化学键所需要吸收的能量小于生成新的化学键所放出的能量时，则发生放热反应．反之，

发生吸热反应．

（5）反应热与反应物和生成物的能量关系

反应物的总能量＞生成物的总能量　（放热反应）

反应物的总能量＜生成物的总能量　（吸热反应）

（6）常见的放热反应

1.金属与酸的反应

2.可燃物的燃烧反应

3.酸碱中和反应

4.大多数化合反应除H2+I2=2HI吸热；N2+O2=2NO吸热；CO2+C=2CO吸热；

常见的吸热反应

1.氢氧化钡晶体与氯化铵固体的反应

2.用C、H2、CO还原金属氧化物的反应

3.某些加热分解反应

N2O4=2NO2吸热

Ba（OH）2·8H2O+2NH4Cl=BaCl2+2NH3↑+10H2O吸热

（注意需要加热的反应不一定是吸热反应，如碳的燃烧，铝热反应。

）

二、正确书写热化学方程式的方法

1．要注明反应物和生成物的聚集状态，因为物质呈现哪一种聚集状态，与它们所具有的能量有关．即：

反应物

的物质相同、状态不同、ΔH也不同．但不用沉淀和气体符号。

有关物质的状态亦可用英文字母表示：

固—s；

液—l；气—g。

2．要注明反应温度和压强（若为同素异形体，要注明名称）．因为ΔH的大小和反应的温度、压强有关．如不特别

注明，即表示在101kPa和25℃．

3．热化学方程式中的化学计量数不表示分子个数，而是表示物质的量，故化学计量数可以是整数，也可以是分

数，相同物质的化学反应，当化学计量数改变时，其ΔH也同等倍数地改变．

4．ΔH的表示：

在热化学方程式中ΔH的“＋”与“－”一定要注明，“＋”代表吸热，“－”代表放热．

（1）热化学方程式

下列是丙烷（

）气体燃烧生成

气体和液态水的热化学方程式：

；△H＝－mol

由此可知，热化学方程式既表明物质变化，又表明能量变化．即更全面完整地表示了化学反应．

1．已知下列两个热化学方程式

2H2（g）＋O2（g）====2H2O（l）；ΔH=－571．6kJ·mol－1

C3H8（g）＋5O2（g）====3CO2（g）＋4H2O（l）；ΔH=－2220．0kJ·mol－1

实验测知氢气和丙烷的混合气体共5mol，完全燃烧时放热3847kJ，则混合气体中氢气与丙烷的体积比是

A．1∶3

B．3∶1

C．1∶4

D．1∶1

1．解析：

据题意：

1molH2燃烧放出的热量为285．8kJ，1mol混合气体燃烧放出的热量为3847/5=769．4kJ，

由十字交叉法：

则体积比为

=

，故正确答案为B．

三、燃烧热、中和热

1.燃烧热

（1）概念：

在101kPa时，1mol物质完全燃烧生成稳定的氧化物时所放出的热量，叫做该物质的燃烧热。

燃烧热的单位一般用kJ／mol表示。

注意：

完全燃烧，是指物质中下列元素完全转变成对应的物质：

C→C02，H→H20，S→S02等。

（2）表示的意义：

例如C的燃烧热为／mol，表示在101kPa时，1molC完全燃烧放出的热量。

2.中和热

（1）概念：

在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应而生成1molH20，这时的反应热叫中和热。

理解中和热时注意：

①稀溶液是指溶于大量水的离子。

②中和热不包括离子在水溶液中的生成热、电解质电离的吸热所伴随的热效应。

③中和反应的实质是H+和OH-化合生成H20，若反应过程中有其他物质生成，这部分反应热也不在中和热

内。

（2）中和热的表示：

H+（aq）+OH-（aq）=H2O

（1）；△H=／mol。

注意：

a、这里的稀溶液一般要求酸溶液中的

，碱溶液中的

．这是因浓酸

溶液和浓碱溶液相互稀释时会放出热量．

b、在中学化学主要研究强酸与强碱反应的中和热．强酸与强碱的中和反应其实质是

反应

（即与酸、碱的种类无关），通过许多次实验测定，

反应生成1mol

时，放

出热量．其热化学方程式为

；△H＝－mol

因此，下列中和反应的△H相同，都为－mol．

c、有弱酸或弱碱参加的中和反应，其中和热的数值都小于．例如，下列中和反应的△H的数值都小于．

这是因为反应时弱酸或弱碱发生电离需要吸收热量．

d、中和热是以生成1mol

为基准，因为表示中和热的热化学方程式中，水的化学计量数为1，其酸、碱或

盐的化学计量数可以为分数．

e、有浓硫酸是浓硫酸稀释要放出热量所以大于

3.使用化石燃料的利弊及新能源的开发

（1）重要的化石燃料：

煤、石油、天然气

（2）煤作燃料的利弊问题

①煤是重要的化工原料，把煤作燃料简单烧掉太可惜，应该综合利用。

②煤直接燃烧时产生S02等有毒气体和烟尘，对环境造成严重污染。

③煤作为固体燃料，燃烧反应速率小，热利用效率低，且运输不方便。

④可以通过清洁煤技术，如煤的液化和气化，以及实行烟气净化脱硫等，大大减少燃煤对环境造成的污染，

提高煤燃烧的热利用率。

4、新能源的开发

1.燃料电池，2.氢能，3.太阳能，4.风能，生物能、核能、地热能、潮汐能等

①调整和优化能源结构，降低燃煤在能源结构中的比率，节约油气资源，加强科技投入，加快开发水电、

核电和新能源等就显得尤为重要和迫切。

②最有希望的新能源是太阳能、燃料电池、风能和氢能等。

这些新能源的特点是资源丰富，且有些可以再

生，为再生性能源，对环境没有污染或污染少。

五、盖斯定律

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时的反应热相同，这就是盖斯定律．例如：

根据盖斯定律：

第二章化学反应速率和化学平衡

一、化学反应速率

不同的化学反应进行的快慢不一样.有的进行得很快…瞬间完成.如:

氢氧混合气爆炸;酸碱中和等。

有的进行得很慢…需数小时;几天;甚至几百年;几百万年…。

如:

有机化合物间的反应,一般较慢,需数小时乃至数天;塑料的分解,需数百年，石油的形成需几百万年……

1、概念：

用单位时间内反应物浓度的减少（或生成物浓度的增加）来表示化学反应进行的快慢.叫化学反应的速率.

浓度的单位,常用:

mol/L，则，化学反应速率的单位：

mol/（L·min）mol/（L·s）

注意：

同一化学反应的速率,用不同物质浓度的变化来表示，数值不同。

故,在表示化学反应速率时,必须指明物质。

不同物质表示的同一化学反应的速率之比等于化学计量数之比.

二、影响化学反应速率的因素

不同的化学反应,具有不同的反应速率.（如:

氢氧混合气爆炸;酸碱中

和;塑料的分解;石油的形成…）

参加反应的物质的性质是决定化学反应速率的重要因素.

有些外界条件也有一定程度的影响。

主要探讨浓度温度压强和催化剂对化学反应速率的影响.

1.浓度对化学反应速率的影响:

增加反应物浓度,可以增大化学反应速率.

a化学反应的过程,就是反应物分子中的原子,重新组合成生成物分子的过程。

反应物分子中的原子,要想重

新组合成生成物的分子,必须先获得自由。

即:

反应物分子中的化学键,必须断裂!

化学键的断裂是通过分

子（或离子）间的相互碰撞来实现的.

b并非每次碰撞都能是化学键断裂.即:

并非每次碰撞都能发生化学反应.能够发生化学反应的碰撞是很少

的.

有效碰撞:

能够发生化学反应的碰撞,叫有效碰撞.

活化分子:

能够发生有效碰撞的分子,叫活化分子.

活化分子比普通分子具有更高的能量!

才有可能撞断化学键,发生化学反应.

当然,活化分子的碰撞,只是有可能发生化学反应.而并不是一定发生化学反应.还必须有合适的取向.

c在其它条件不变时,对某一反应来说,活化分子在反应物中所占的百分数是一定的。

即:

单位体积内活化分

子的数目和单位体积内反应物分子的总数成正比.

即:

活化分子的数目和反应物的浓度成正比.

因此:

增大反应物的浓度,可以增大活化分子的数目,可以增加有效碰撞次数.

则,增大反应物浓度,可以使化学反应的速率增大!

2.压强对化学反应速率的影响:

对于有气体参加的化学反应来说,增大压强,气体体积缩小,则单位体积中分子数增加,则浓度增大,反应速

率增大.

3.温度对化学反应速率的

影响:

温度升高,使每一个分子的能量都增大.则:

活化分子百分数增加,反应速率增大!

同时,温度

升高分子运动加快,碰撞次数增多,化学反应速率也增大.

3.催化剂对化学反应速率的影响:

催化剂能够降低反应所需要的能量,使更多的分子成为活化分子,大大的增加了活化分子的数目,以及活化

分子的百

3、化学平衡

我们研究化学平衡的目的,不是要保持一个化学平衡不变.而是要研究如何利用外界条件的改变,去破坏化学平衡.使之向我们所希望的方向转变,去建立新的化学平衡.

化学平衡的移动:

可逆反应中,旧化学平衡的破坏,新化学平衡的建立的过程就叫做化学平衡的移动.

（一）浓度对化学平衡的影响:

增大任何一种反应物的浓度，都可以使化学平衡向正反应方向移动。

增大任何一种生成物的浓

度，都可以使化学平衡向逆反应方向移动。

减小任何一种反应物的浓度，都可以使化学平衡向逆反应方向移动。

减小任何一种生成物的浓度，都可以使化学平衡向正反应方向移动。

（二）压强对化学平衡的影响:

处于平衡状态的反应混合物里，无论是反应物，还是生成物，只要有气态物质存在，压强的改变，就有可能使

化学平衡移动。

如：

反应中，1体积氮气和3体积的氢气反应，生成了2体积的氨气。

反应后，气体总体积减少了！

可知，对这种气体总体积减少的反应，增大压强，平衡向正反应方向移动。

即：

增大压强，平衡向体积缩小的

方向移动；减小压强，平衡向体积增大的方向移动。

气体总体积不变化，改变压强，化学平衡不移动！

如：

反应前后，气体物质总体积不变。

改变压强，平衡不移动！

（三）温度对化学平衡的影响:

在吸热或放热的可逆反应中,

反应混合物达平衡后,改变温度,也会使化学平衡移动.

在可逆反应中,正反应如果放热,则,逆反应必定吸热!

反之亦然.

如：

升高温度,（混合气体颜色加深,）平衡向吸热反应的方向移动.

降低温度,（混合气体颜色变浅,）平衡向放热反应的方向移动

（四）催化剂对化学平衡的影响:

催化剂能同等程度的增加正反应速率和逆反应速率,即,催化剂不能改变达到化学平衡状态的反应混合物的组

成.

即:

催化剂不能使化学平衡移动!

但催化剂可以改变达到化学平衡所需要的时间.

（五）

平衡移动原理:

即:

勒夏特列原理:

如果改变影响平衡的一个条件,平衡就像削弱这种改变的方向移动.

（六）化学平衡图象问题的识别分析方法

化学平衡图象问题的识别无外乎是看坐标、找变量、想方程、识图象四个方面，即准确认识横、纵坐标的含义，根据图象中的点（起点、终点、转折点）、线（所在位置的上下、左右、升降、弯曲）特征，结合题目中给定的化学方程式和数据，应用概念、规律进行推理判断．但识图是关键，笔者认为应以横坐标的不同含义把图象分为两大类：

①时间（t）类，②压强（p）或温度（T）类．这两类的特征分别如下．

A、时间（t）类

1．图象中总有一个转折点，这个点所对应的时间为达到平衡所需时间，时间的长短可确定化学反应速率的大

小，结合浓度、温度、压强对化学反应速率的影响规律，可确定浓度的大小，温度的高低和压强的大小．

2．图象中总有一段或几段平行于横轴的直线，直线上的点表示可逆反应处于平衡状态．

3．这几段直线的相对位置可确定化学平衡移动的方向．固定其它条件不变，若因温度升降引起的平衡移动，

就可确定可逆反应中是Q＞0还是Q＜0；若因压强增减引起的平衡移动，就可确定气态物质在可逆反应中，

反应物的系数和与生成物的系数和之间的相对大小。

B、压强（p）或温度（T）类

1．图象均为曲线．

2．曲线上的点表示可逆反应在相应压强或温度下处于平衡状态；而不在曲线上的点表示可逆反应在相应压强

或温度下未达到平衡状态，但能自发进行至平衡状态．

3．曲线的相对位置、变化趋势决定了化学平衡移动的方向．固定其它条件不变，若温度变化引起的平衡移动，

即可确定可逆反应中是Q＞0还是Q＜0；若因压强改变引起的平衡移动，即可确定气态物质在可逆反应中反

应物的系数和与生成物的系数和之间的相对大小。

4、化学反应进行的方向

1.知识结构

2.反应焓变与反应方向

（1）多数能自发进行的化学反应是放热反应。

如氢氧化亚铁的水溶液在空气中被氧化为氢氧化铁的反应是自发的，其△H（298K）==－·mol—1

（2）部分吸热反应也能自发进行。

如NH4HCO3（s）+CH3COOH（aq）==CH3COONH4（aq）+CO2（g）+H2O（l），其△H（298K）==+·mol—1。

（3）有一些吸热反应在常温下不能自发进行，在较高温度下则能自发进行。

如碳酸钙的分解。

因此，反应焓变不是决定反应能否自发进行的唯一依据。

3.反应熵变与反应方向

（1）熵：

描述大量粒子混乱度的物理量，符号为S，单位J·mol—1·K—1，熵值越大，体系的混乱度越大。

（2）化学反应

的熵变（△S）：

生成物的总熵与反应物总熵之差。

（3）反应熵变与反应方向的关系

①多数熵增加的反应在常温常压下均可自发进行。

产生气体的反应、气体物质的量增加的反应，熵变都

是正值，为熵增加反应。

②有些熵增加的反应在常温下不能自发进行，但在较高温度下则可自发进行。

如碳酸钙的分解。

③个别熵减少的反应，在一定条件下也可自发进行。

如铝热反应的△S==—J·mol—1·K—1，在点

燃的条件下即可自发进行。

4、焓变和熵变对反应方向的共同影响——“四象限法”判断化学反应的方向。

在二维平面内建立坐标系，第Ⅰ象限的符号为“＋、＋”，第Ⅱ象限的符号为“＋、—”，第Ⅲ象限的符

号为“—、—”，第Ⅳ象限的符号

为“—、＋”。

借肋于数学坐标系四个象限的符号，联系焓变与熵变对

反应方向的共同影响，可以从热力学的角度快速判断化学反应的方向。

在温度、压强一定的条件下，化学反应的方向的判据为△G（吉布斯自由能）：

△G=△H—T△S＜0　反应能自发进行

△H—T△S==0反应达到平衡状态

△H—T△S＞0反应不能自发进行

反应放热和熵增加都有利于反应自发进行。

该判据指出的是化学反应自发进行的趋势。

第三章水溶液中的离子平衡

一、弱电解质的电离

1、强电解质和弱电解质

2、电离方程式的书写

a．强电解质的电离用“

”，弱电解质的电离用“

”。

？

b．多元弱酸分步电离，分步持写电离方程式，一般只写第一步；多元弱碱也是分步电离的，但可按一步完全电

离写出。

如：

c．强酸的酸式盐完全电离，弱酸的酸式盐中酸式酸根不完全电离。

例如：

？

说明：

在熔融状态时，

d．某些复盐能完全电离。

例如：

3、电离度和电离平衡常数

a电离度的概念：

在一定条件下的弱电解质达到电离平衡时，已经电离的电解质分子数占原电解质总数（包括电

离的没有电离的）的分数，通常用Kα表示，例如：

b电离度的影响因素：

电解质的本性（内因）、温度和溶液的浓度、外来的酸碱盐等（外因）。

c电离平衡常数的概念：

电离常数是电离平衡的平衡常数，描述了一定温度下，弱电解质的电离能力，一般弱酸

用Ka，弱碱用Kb表示。

d电离平衡常数的影响因素：

只有温度。

温度越高，电离平衡常数越大。

多元弱酸分步电离时，每一步都有对应的电离平衡常数K1、K2、K3，且关系为K1＞K2＞K3。

2、水的电离和溶液的酸碱性

1.水的电离及离子积常数

⑴水的电离平衡：

水是极弱的电解质，能发生自电离：

H

2O2+H2O2

H3O++HO2－简写为H2O

H++OH－（正反应为吸热反应）其电离平衡常数：

Ka=

⑵水的离子积常数：

Kw=[H+][OH-]

250C时Kw=

×10-14mol2·L-2，水的离子积与温度有关，温度升高Kw增大。

如1000C时Kw=×10-12mol2·L-2.

⑶无论是纯水还是酸、碱,盐等电解质的稀溶液，水的离子积为该温度下的Kw。

2.影响水的电离平衡的因素

⑴酸和碱:

酸或碱的加入都会电离出H+或OH

-,均使水的电离逆向移动,从而抑制水的电离。

⑵温度：

由于水的电离吸热，若升高温度，将促进水的电离，[H+]与[OH-]同时同等程度

的增加，pH变小，但

[H+]与[OH-]始终相等，故仍呈中性。

⑶能水解的盐：

不管水解后溶液呈什么性，均促进水的电离，使水的电离程度增大。

⑷其它因素：

如向水中加入活泼金属，由于活泼金属与水电离出来的H+直接作用，使[H+]减少，因而促进了

水的电离平衡正向移动。

3.溶液的

酸碱性和pH的关系

⑴pH的计算：

pH=-lg[H+]

⑵酸碱性和pH的关系：

在室温下，中性溶液：

[H+]=[OH－]=×10-7mol·L-1,pH=7

酸性溶液：

[H+]＞[OH－],[H+]＞×10-7mol·L-1,pH＜7

碱性溶液：

[H+]＜[OH－],[H+]＜×10-7mol·L-1,pH＞7

⑶pH的测定方法：

①酸碱指示剂:

粗略地测溶液pH范围

②pH试

纸:

精略地测定溶液酸碱性强弱

③pH计:

精确地测定溶液酸碱性强弱

4．酸混合、碱混合、酸碱混合的溶液pH计算：

①酸混合：

直接算[H+]，再求pH。

②碱混合：

先算[OH-]

后转化为[H

+]，再求pH。

③酸碱混合：

要先看谁过量，若酸过量，求[H+]，再求pH；若碱过量，先求[OH-]，再转化为[H+]，最后

求pH。

[H+]混=

[OH－]混=

3、盐类的水解

A、盐类水解的类型

1、强酸弱碱盐的水解：

溶液呈酸性，弱碱阳离子水解

2、强碱弱酸盐的水解：

溶液呈碱性，弱酸根离子水解

3、弱酸弱碱盐的水解程度很大，溶液的酸碱性决定与酸碱性的相对强弱

4、强酸强碱盐，不水解，呈中性

5、弱酸的酸式盐水解，酸取决于酸根离子的电离程度和水解程度的相对大小

如电离程度大于水解程度，以电离为主，溶液呈酸性，如NaHSO3、NaH2PO4

如水解程度大于电离程度，以水解为主，溶液呈碱性，如NaHCO3、Na2HPO4、NaHS

6、完全双水解的盐，发生双水解进行到底。

如常见的双水解反应完全的有：

Fe3+、Al3+与AlO2-、CO32-（HCO3-）、

S2-（HS-）、SO32-（HSO3-）；

B、盐类水解的表示

1、多元弱酸根离子水解分步写，以第一步为主；

2、多元弱碱阳离子可书写一步总反应方程式；

3、水解程度一般很小，方程式用“

”符号，且产生的物质的浓度太小，一般不用“↑”、“↓”表示；3、双水

解比单水解程度大，有些可以进行到底。

C、盐类水解溶液中离子浓度大小的比较

一般规律：

[不水解的离子]>[水解的离子]>[显性的离子]>[水电离出的另外的离子]

1、多元弱酸的正盐溶液根据弱酸根的分步水解分析。

如Na2CO3的溶液中，c（Na+）>c（CO32-）>c（OH-）>c（HCO3-）

2、不同溶液中同一离子浓度的比较，要看溶液中其他离子对其影响的因素。

如在相同的物质的量浓度的下列

各溶液中a、NH4Clb、CH3COONH4c、NH4HSO4。

c（NH4+）由大到小的顺序是c>a>b。

3、混合溶液中各离子浓度的比较，要进行综合分析，如电解因素、水解因素等。

D、盐类水解的应用

1、混施化肥（N、P、K三元素不能变成气体或沉淀，否则降低肥效，如NH4Cl和氨水）

2、泡沫灭火剂（用硫酸铝和小苏打为原料，通过双水解生成CO2和Al（OH）3沉淀）

3、明矾净水（水解成氢氧化铝胶体具有很大表面积，吸附水中悬浮物而聚沉）

4、NH4Cl在焊接金属前的处理（氯化铵呈酸性，能溶解铁锈）

5、判断溶液酸碱性

6、比较盐溶液离子浓度的大小（根据水解程度的大小对溶液酸碱性的影响）

7、判断离子共存（双水解的离子产生沉淀和气体，这一类情形下离子不能大量共存）

8、配制盐溶液或加热蒸发得晶体（加对应的酸防止水解）；某些试剂的实验室存放，需要考虑盐的水解。

如：

Na2CO3、Na2SiO3等水解呈碱性，不能存放在磨口玻璃塞的试剂瓶中；NH4Ｆ不能存放在玻璃瓶中，应NH4Ｆ水

解应会产生HF，腐蚀玻璃。

E、电解质溶液中的守恒规律