高中化學(xué)選修四總結(jié)

高中化學(xué)選修四總結(jié)第1章、化學(xué)反應(yīng)與能量轉(zhuǎn)化化學(xué)反應(yīng)的實質(zhì)是反應(yīng)物化學(xué)鍵的斷裂和生成物化學(xué)鍵的形成,化學(xué)反應(yīng)過程中伴隨著能量的釋放或吸收.一、化學(xué)反應(yīng)的熱效應(yīng)1、化學(xué)反應(yīng)的反應(yīng)熱(1)反應(yīng)熱的概念：當(dāng)化學(xué)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(xué)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(xué)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(xué)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(xué)方程式：把一個化學(xué)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(xué)方程式稱為熱化學(xué)方程式,如：H2(g)＋O2(g)＝H2O(l)；ΔH(298K)＝－285.8kJ·mol－1書寫熱化學(xué)方程式應(yīng)注意以下幾點：①化學(xué)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(xué)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(xué)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(xué)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(xué)方程式,合并出題目所求的熱化學(xué)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(xué)方程式的ΔH的代數(shù)和.(3)根據(jù)標(biāo)準摩爾生成焓,ΔfHmθ計算反應(yīng)焓變ΔH.對任意反應(yīng)：aA＋bB＝cC＋dDΔH＝［cΔfHmθ(C)＋dΔfHmθ(D)］－［aΔfHmθ(A)＋bΔfHmθ(B)］二、電能轉(zhuǎn)化為化學(xué)能——電解1、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(xué)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↑2、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三、化學(xué)能轉(zhuǎn)化為電能——電池1、原電池的工作原理(1)原電池的概念：把化學(xué)能轉(zhuǎn)變?yōu)殡娔艿难b置稱為原電池.(2)Cu－Zn原電池的工作原理：如圖為Cu－Zn原電池,其中Zn為負極,Cu為正極,構(gòu)成閉合回路后的現(xiàn)象是：Zn片逐漸溶解,Cu片上有氣泡產(chǎn)生,電流計指針發(fā)生偏轉(zhuǎn).該原電池反應(yīng)原理為：Zn失電子,負極反應(yīng)為：Zn→Zn2＋＋2e－；Cu得電子,正極反應(yīng)為：2H＋＋2e－→H2.電子定向移動形成電流.總反應(yīng)為：Zn＋CuSO4＝ZnSO4＋Cu.(3)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.2、化學(xué)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)鉛蓄電池反應(yīng)速率常數(shù)(K)表示單位濃度下的化學(xué)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?。粴怏w物質(zhì)的濃度都減小,正、逆反應(yīng)速率都減小.4、溫度對化學(xué)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(dāng)Ea＞0時,升高溫度,反應(yīng)速率常數(shù)增大,化學(xué)反應(yīng)速率也隨之增大.可知,溫度對化學(xué)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.5、催化劑對化學(xué)反應(yīng)速率的影響(1)催化劑對化學(xué)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(xué)性質(zhì)不變.催化劑具有選擇性.催化劑不能改變化學(xué)反應(yīng)的平衡常數(shù),不引起化學(xué)平衡的移動,不能改變平衡轉(zhuǎn)化率.二、化學(xué)反應(yīng)條件的優(yōu)化——工業(yè)合成氨1、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(xué)平衡向生成氨的方向移動.2、合成氨反應(yīng)的速率(1)高壓既有利于平衡向生成氨的方向移動,又使反應(yīng)速率加快,但高壓對設(shè)備的要求也高,故壓強不能特別大.(2)反應(yīng)過程中將氨從混合氣中分離出去,能保持較高的反應(yīng)速率.(3)溫度越高,反應(yīng)速率進行得越快,但溫度過高,平衡向氨分解的方向移動,不利于氨的合成.(4)加入催化劑能大幅度加快反應(yīng)速率.3、合成氨的適宜條件在合成氨生產(chǎn)中,達到高轉(zhuǎn)化率與高反應(yīng)速率所需要的條件有時是矛盾的,故應(yīng)該尋找以較高反應(yīng)速率并獲得適當(dāng)平衡轉(zhuǎn)化率的反應(yīng)條件：一般用鐵做催化劑,制反應(yīng)溫度在700K左右,壓強范圍大致在1×107Pa～1×108Pa之間,并采用N2與H2分壓為1∶2.8的投料比.第3章、物質(zhì)在水溶液中的行為一、水溶液1、水的電離H2OH＋＋OH－水的離子積常數(shù)KW＝［H＋］［OH－］,25℃時,KW＝1.0×10－14mol2·L－2.溫度升高,有利于水的電離,KW增大.2、溶液的酸堿度室溫下,中性溶液：［H＋］＝［OH－］＝1.0×10－7mol·L－1,pH＝7酸性溶液：［H＋］＞［OH－］,［H＋］＞1.0×10－7mol·L－1,pH＜7堿性溶液：［H＋］＜［OH－］,［OH－］＞1.0×10－7mol·L－1,pH＞73、電解質(zhì)在水溶液中的存在形態(tài)(1)強電解質(zhì)強電解質(zhì)是在稀的水溶液中完全電離的電解質(zhì),強電解質(zhì)在溶液中以離子形式存在,主要包括強酸、強堿和絕大多數(shù)鹽,書寫電離方程式時用“＝”表示.(2)弱電解質(zhì)在水溶液中部分電離的電解質(zhì),在水溶液中主要以分子形態(tài)存在,少部分以離子形態(tài)存在,存在電離平衡,主要包括弱酸、弱堿、水及極少數(shù)鹽,書寫電離方程式時用“”表示.二、弱電解質(zhì)的電離及鹽類水解1、弱電解質(zhì)的電離平衡.(1)電離平衡常數(shù)在一定條件下達到電離平衡時,弱電解質(zhì)電離形成的各種離子濃度的乘積與溶液中未電離的分子濃度之比為一常數(shù),叫電離平衡常數(shù).弱酸的電離平衡常數(shù)越大,達到電離平衡時,電離出的H＋越多.多元弱酸分步電離,且每步電離都有各自的電離平衡常數(shù),以第一步電離為主.(2)影響電離平衡的因素,以CH3COOHCH3COO－＋H＋為例.加水、加冰醋酸,加堿、升溫,使CH3COOH的電離平衡正向移動,加入CH3COONa固體,加入濃鹽酸,降溫使CH3COOH電離平衡逆向移動.2、鹽類水解(1)水解實質(zhì)鹽溶于水后電離出的離子與水電離的H＋或OH－結(jié)合生成弱酸或弱堿,從而打破水的電離平衡,使水繼續(xù)電離,稱為鹽類水解.(2)水解類型及規(guī)律①強酸弱堿鹽水解顯酸性.NH4Cl＋H2ONH3·H2O＋HCl②強堿弱酸鹽水解顯堿性.CH3COONa＋H2OCH3COOH＋NaOH③強酸強堿鹽不水解.④弱酸弱堿鹽雙水解.Al2S3＋6H2O＝2Al(OH)3↓＋3H2S↑(3)水解平衡的移動加熱、加水可以促進鹽的水解,加入酸或堿能抑止鹽的水解,另外,弱酸根陰離子與弱堿陽離子相混合時相互促進水解.三、沉淀溶解平衡1、沉淀溶解平衡與溶度積(1)概念當(dāng)固體溶于水時,固體溶于水的速率和離子結(jié)合為固體的速率相等時,固體的溶解與沉淀的生成達到平衡狀態(tài),稱為沉淀溶解平衡.其平衡常數(shù)叫做溶度積常數(shù),簡稱溶度積,用Ksp表示.PbI2(s)Pb2+(aq)＋2I－(aq)Ksp＝［Pb2＋］［I－］2＝7.1×10－9mol3·L－3(2)溶度積Ksp的特點Ksp只與難溶電解質(zhì)的性質(zhì)和溫度有關(guān),與沉淀的量無關(guān),且溶液中離子濃度的變化能引起平衡移動,但并不改變?nèi)芏确e.Ksp反映了難溶電解質(zhì)在水中的溶解能力.2、沉淀溶解平衡的應(yīng)用(1)沉淀的溶解與生成根據(jù)濃度商Qc與溶度積Ksp的大小比較,規(guī)則如下：Qc＝Ksp時,處于沉淀溶解平衡狀態(tài).Qc＞Ksp時,溶液中的離子結(jié)合為沉淀至平衡.Qc＜Ksp時,體系中若有足量固體,固體溶解至平衡.(2)沉淀的轉(zhuǎn)化根據(jù)溶度積的大小,可以將溶度積大的沉淀可轉(zhuǎn)化為溶度積更小的沉淀,這叫做沉淀的轉(zhuǎn)化.沉淀轉(zhuǎn)化實質(zhì)為沉淀溶解平衡的移動.四、離子反應(yīng)1、離子反應(yīng)發(fā)生的條件(1)生成沉淀既有溶液中的離子直接結(jié)合為沉淀,又有沉淀的轉(zhuǎn)化.(2)生成弱電解質(zhì)主要是H＋與弱酸根生成弱酸,或OH－與弱堿陽離子生成弱堿,或H＋與OH－生成H2O.(3)生成氣體生成弱酸時,很多弱酸能分解生成氣體.(4)發(fā)生氧化還原反應(yīng)強氧化性的離子與強還原性離子易發(fā)生氧化還原反應(yīng),且大多在酸性條件下發(fā)生.2、離子反應(yīng)能否進行的理論判據(jù)(1)根據(jù)焓變與熵變判據(jù)對ΔH－TΔS＜0的離子反應(yīng),室溫下都能自發(fā)進行.(2)根據(jù)平衡常數(shù)判據(jù)離子反應(yīng)的平衡常數(shù)很大時,表明反應(yīng)的趨勢很大.3、離子反應(yīng)的應(yīng)用(1)判斷溶液中離子能否大量共存相互間能發(fā)生反應(yīng)的離子不能大量共存,注意題目中的隱含條件.(2)用于物質(zhì)的定性檢驗根據(jù)離子的特性反應(yīng),主要是沉淀的顏色或氣體的生成,定性檢驗特征性離子.(3)用于離子的