高中化學(xué)選修四重難點(diǎn)知識(shí)全

高中化學(xué)選修四重難點(diǎn)知識(shí)全整理！

一、反應(yīng)熱的四種計(jì)算方法

1.利用熱化學(xué)方程式進(jìn)行相關(guān)量的求解，可先寫(xiě)出熱化學(xué)方程式，再根據(jù)熱化學(xué)方程式所體

現(xiàn)的物質(zhì)與物質(zhì)間、物質(zhì)與反應(yīng)熱間的關(guān)系直接或間接求算物質(zhì)的質(zhì)量或反應(yīng)熱。其注意的

事項(xiàng)有：

(1)反應(yīng)熱數(shù)值與各物質(zhì)的化學(xué)計(jì)量數(shù)成正比，因此熱化學(xué)方程式中各物質(zhì)的化學(xué)計(jì)量數(shù)改

變時(shí)，其反應(yīng)熱數(shù)值需同時(shí)做相同倍數(shù)的改變。

(2)熱化學(xué)方程式中的反應(yīng)熱是指反應(yīng)按所給形式完全進(jìn)行時(shí)的反應(yīng)熱。

⑶正、逆反應(yīng)的反應(yīng)熱數(shù)值相等，符號(hào)相反。

2.根據(jù)蓋斯定律，可以將兩個(gè)或兩個(gè)以上的熱化學(xué)方程式包括其AH相加或相減，得到新的

熱化學(xué)方程式，可進(jìn)行反應(yīng)熱的有關(guān)計(jì)算。其注意的事項(xiàng)有：

(1)熱化學(xué)方程式同乘以某一個(gè)數(shù)時(shí)，反應(yīng)熱數(shù)值也必須乘上該數(shù)。

(2)熱化學(xué)方程式相加減時(shí)，同種物質(zhì)之間可相加減，反應(yīng)熱也隨之相加減。

⑶將一個(gè)熱化學(xué)方程式顛倒時(shí)，AH的"+"、"一"號(hào)必須隨之改變。

3.根據(jù)燃燒熱計(jì)算：可燃物完全燃燒產(chǎn)生的熱量=可燃物的物質(zhì)的量x燃燒熱。

4.根據(jù)鍵能計(jì)算：反應(yīng)熱(焰變)等于反應(yīng)物中的鍵能總和減去生成物中的鍵能總和，AH=WE

反一汪生(E表示鍵能)。如反應(yīng)3H2(g)+N2(g)i=2NH3(g)AH=3E(H-H)+E(NEN)-6E(N-H)O

二、外界條件對(duì)化學(xué)反應(yīng)速率的影響規(guī)律

影響化學(xué)反應(yīng)速率的因素包括內(nèi)因和外因。內(nèi)因是指反應(yīng)物本身的性質(zhì)；外因包括濃度、溫

度、壓強(qiáng)、催化劑、反應(yīng)物顆粒大小等。這些外界條件對(duì)化學(xué)反應(yīng)速率影響的規(guī)律和原理如

下：

1.濃度

(1)濃度增大，單位體積內(nèi)活化分子數(shù)增多(活化分子百分?jǐn)?shù)不變)，有效碰撞的幾率增加，化

學(xué)反應(yīng)速率增大。

(2)濃度改變，可使氣體間或溶液中的化學(xué)反應(yīng)速率發(fā)生改變。固體或純液體的濃度可視為

常數(shù)，它們的物質(zhì)的量的變化不會(huì)引起反應(yīng)速率的變化，但固體顆粒的大小會(huì)導(dǎo)致接觸面積

的變化，故影響化學(xué)反應(yīng)速率。

2.壓強(qiáng)

改變壓強(qiáng)，對(duì)化學(xué)反應(yīng)速率產(chǎn)生影響的根本原因是引起濃度的改變。對(duì)于有氣體參加的反應(yīng)

體系，有以下幾種情況：

⑶等：指"v正=丫逆工0"。即某一物質(zhì)在單位時(shí)間內(nèi)消耗的物質(zhì)的量濃度和生成的物質(zhì)的量

濃度相等，也可以用不同物質(zhì)的化學(xué)反應(yīng)速率表示該反應(yīng)的正、逆反應(yīng)速率相等。

⑷定：指參加反應(yīng)的各組分的含量保持不變，即各組分的濃度、質(zhì)量分?jǐn)?shù)、體積分?jǐn)?shù)(有氣

體參加的可逆反應(yīng))、反應(yīng)物的轉(zhuǎn)化率等均保持不變。

⑸變：指平衡移動(dòng)。可逆反應(yīng)的平衡狀態(tài)是相對(duì)的、暫時(shí)的，當(dāng)外界某一條件改變時(shí)，原

平衡被破壞，化學(xué)平衡向著減弱這種改變的方向移動(dòng)，在新的條件下達(dá)到新的平衡狀態(tài)。

理解感悟"一定條件"、"可逆反應(yīng)"是前提，"相等"是實(shí)質(zhì)，"保持不變”是標(biāo)志。

2.化學(xué)平衡狀態(tài)判斷的“四大依據(jù)"

(1)對(duì)于普通可逆反應(yīng)，以2sO2(g)+O2(g)々S03(g)為例：

若各組分的物質(zhì)的量、濃度不發(fā)生變化，則反應(yīng)已達(dá)到平衡狀態(tài)。若用反應(yīng)速率關(guān)系表示化

學(xué)平衡狀態(tài),式中既要有正反應(yīng)速率,又要有逆反應(yīng)速率,且兩者之比等于化學(xué)計(jì)量數(shù)之比，

就達(dá)到化學(xué)平衡狀態(tài)。

(2)對(duì)于有有色氣體存在的反應(yīng)體系，如2NO2(g)*!2O4(g)等，若體系的顏色不再發(fā)生改變,

則反應(yīng)已達(dá)平衡狀態(tài)。

⑶對(duì)于有氣體存在且反應(yīng)前后氣體的物質(zhì)的量發(fā)生改變的反應(yīng)，如N2(g)+3H2(g)々NH3(g),

若反應(yīng)體系的壓強(qiáng)不再發(fā)生變化、平均相對(duì)分子質(zhì)量不再變化，則說(shuō)明反應(yīng)已達(dá)平衡狀態(tài)。

對(duì)有氣體存在且反應(yīng)前后氣體物質(zhì)的量不發(fā)生改變的反應(yīng)，反應(yīng)過(guò)程中的任何時(shí)刻體系的壓

強(qiáng)、氣體的總物質(zhì)的量、平均相對(duì)分子質(zhì)量都不變，故壓強(qiáng)、氣體的總物質(zhì)的量、平均相對(duì)

分子質(zhì)量不變均不能說(shuō)明反應(yīng)已達(dá)平衡狀態(tài)。

⑷從微觀的角度分析，如反應(yīng)N2(g)+3H2(g)々NH3(g),下列各項(xiàng)均可說(shuō)明該反應(yīng)達(dá)到了平

衡狀態(tài)。

①斷裂1molN=N鍵的同時(shí)生成1molNEN鍵。

②斷裂1molNEN鍵的同時(shí)生成3molH—H鍵。

⑤斷裂1molN=N鍵的同時(shí)斷裂6molN-H鍵。

④生成1molNEN鍵的同時(shí)生成6molN—H鍵。

特別提示(1)從反應(yīng)速率的角度來(lái)判斷反應(yīng)是否達(dá)到平衡時(shí)，速率必須是一正一逆(不能同

是v正或v逆)，且反應(yīng)速率之比等于化學(xué)計(jì)量數(shù)之比。

(2)在可逆反應(yīng)過(guò)程中，能發(fā)生變化的物理量(如各組分的濃度、反應(yīng)物的轉(zhuǎn)化率、混合氣體

密度、顏色、平均摩爾質(zhì)量等)，若保持不變，說(shuō)明可逆反應(yīng)達(dá)到了平衡狀態(tài)。

四、化學(xué)平衡移動(dòng)及其移動(dòng)方向的判斷

1.化學(xué)平衡移動(dòng)的分析判斷方法

二十.強(qiáng)電解質(zhì)與弱電解質(zhì)的區(qū)別

(一)電解質(zhì)和非電解質(zhì)

電解質(zhì)：在水溶液里或熔融狀態(tài)下能導(dǎo)電的化合物。

非電解質(zhì)：在水溶液里或熔融狀態(tài)下不能導(dǎo)電的化合物。

【注意】

1.電解質(zhì)和非電解質(zhì)的范疇都是化合物，所以單質(zhì)既不是電解質(zhì)也不是非電解質(zhì)。

2.化合物為電解質(zhì)，其本質(zhì)是自身能電離出離子，有些物質(zhì)溶于水時(shí)所得溶液也能導(dǎo)電，但

這些物質(zhì)自身不電離，而是生成了一些電解質(zhì)，則這些物質(zhì)不屬于電解質(zhì)。如：SO2、SO3、

82、NO2等。

3.常見(jiàn)電解質(zhì)的范圍：酸、堿、鹽、離子型氧化物。

4.溶劑化作用：電解質(zhì)溶于水后形成的離子或分子并不是單獨(dú)存在的，而是與水分子相互吸

引、相互結(jié)合，以"水合離子"或"水合分子"的形態(tài)存在，這種溶質(zhì)分子或離子與溶劑相互

吸引的作用叫做溶劑作用。

（二）強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)

強(qiáng)電解質(zhì)：在溶液中能夠全部電離的電解質(zhì)。則強(qiáng)電解質(zhì)溶液中不存在電離平衡。

弱電解質(zhì)：在溶液中只是部分電離的電解質(zhì)。則弱電解質(zhì)溶液中存在電離平衡。

【注意】

1.強(qiáng)、弱電解質(zhì)的范圍：

強(qiáng)電解質(zhì)：強(qiáng)酸、強(qiáng)堿、絕大多數(shù)鹽

弱電解質(zhì)：弱酸、弱堿、水

2.強(qiáng)、弱電解質(zhì)與溶解性的關(guān)系：

電解質(zhì)的強(qiáng)弱取決于電解質(zhì)在水溶液中是否完全電離，與溶解度的大小無(wú)關(guān)。一些難溶的電

解質(zhì)，但溶解的部分能全部電離，則仍屬?gòu)?qiáng)電解質(zhì)。如：BaS04、BaC03等。

3.強(qiáng)、弱電解質(zhì)與溶液導(dǎo)電性的關(guān)系：

溶液的導(dǎo)電性強(qiáng)弱與溶液中的離子濃度大小有關(guān)。強(qiáng)電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電性不一定強(qiáng)，如很

稀的強(qiáng)電解質(zhì)溶液，其離子濃度很小，導(dǎo)電性很弱。而弱電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電性不一定弱，如

較濃的弱電解質(zhì)溶液，其電離出的離子濃度可以較大，導(dǎo)電性可以較強(qiáng)。

4.強(qiáng)、弱電解質(zhì)與物質(zhì)結(jié)構(gòu)的關(guān)系：

強(qiáng)電解質(zhì)一般為離子化合物和一些含強(qiáng)極性鍵的共價(jià)化合物，弱電解質(zhì)一般為含弱極性鍵的

化合物。

5.強(qiáng)、弱電解質(zhì)在熔融態(tài)的導(dǎo)電性：

離子型的強(qiáng)電解質(zhì)由離子構(gòu)成，在熔融態(tài)時(shí)產(chǎn)生自由移動(dòng)的離子，可以導(dǎo)電。而共價(jià)型的強(qiáng)

電解質(zhì)以及弱電解質(zhì)由分子構(gòu)成，熔融態(tài)時(shí)仍以分子形式存在，所以不導(dǎo)電。

二4^一.弱電解質(zhì)的電離平衡

1.弱電解質(zhì)的電離平衡指在一定條件下（溫度、濃度），弱電解質(zhì)電離成離子的速率和離子結(jié)

合成分子的速率相等時(shí)的狀態(tài)。弱電解質(zhì)的電離平衡的特點(diǎn)是：

（1）動(dòng)態(tài)平衡：電離方程式中用“"，如：CH3coOHCH3co0-+H+

（2）條件改變：平衡被打破。如在CH3C00H的石蕊溶液中（呈紅色）加入固體CH3co0NH4,

即增大了c（CH3coe）-）,平衡左移，c（H+）變小，使紅色變淺。

（3）弱電解質(zhì)在離子反應(yīng)中電離平衡發(fā)生移動(dòng)。將等質(zhì)量的鋅粉分別投入10mL0.1mol/L鹽

酸和10mL0.1mol/L醋酸中，實(shí)驗(yàn)結(jié)果：鹽酸的反應(yīng)速率比醋酸快。若鋅足量，則產(chǎn)生氫氣

的體積相等。因?yàn)楫?dāng)濃度和體積相同時(shí)，鹽酸是強(qiáng)酸，c（H+）大，所以反應(yīng)速率快，但二

者可電離出來(lái)的H+的物質(zhì)的量相等，僅僅是后者隨著反應(yīng)的進(jìn)行，醋酸的電離平衡不斷發(fā)

生移動(dòng)。

（4）從導(dǎo)電實(shí)驗(yàn)可知，弱電解質(zhì)少部分電離，大部分以分子形式存在，決定了它在離子方

程式書(shū)寫(xiě)中保留分子形式。如醋酸和燒堿溶液中和反應(yīng)的離子方程式應(yīng)寫(xiě)成：

CH3C00H+0H-=CH3COO-+H2O?

（5）導(dǎo)電性強(qiáng)弱與電解質(zhì)強(qiáng)弱的關(guān)系：電解質(zhì)的強(qiáng)弱由物質(zhì)內(nèi)部結(jié)構(gòu)決定，電解質(zhì)的強(qiáng)弱

在一般情況下影響著溶液導(dǎo)電性的強(qiáng)弱。導(dǎo)電性強(qiáng)弱是由溶液離子濃度大小決定的。如果某

強(qiáng)電解質(zhì)溶液濃度很小，那么它的導(dǎo)電性可以很弱，而某弱電解質(zhì)雖然電離程度很小，但如

果濃度較大時(shí)，該溶液的導(dǎo)電能力也可以較強(qiáng)。因此，強(qiáng)電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力不一定強(qiáng),

弱電解質(zhì)的導(dǎo)電能力也不一定弱。

2.電離平衡常數(shù)

（1）概念：在一定條件下，弱電解質(zhì)的電離達(dá)到平衡時(shí)，溶液中電離所產(chǎn)生的各種離子濃

度的乘積跟溶液中未電離的分子濃度的比是一個(gè)常數(shù)，這個(gè)常數(shù)叫做電離平衡常數(shù)，用K

表示（酸用Ka表示，堿用Kb表示）。

(2)表示方法：ABA++B-K=c(A+)c(B-)c(AB)

(3)K的意義：K值越大，表示該電解質(zhì)較易電離，所對(duì)應(yīng)的弱酸弱堿較強(qiáng)。從Ka或Kb

的大小，可以判斷弱酸和弱堿的相對(duì)強(qiáng)弱，例如弱酸的相對(duì)強(qiáng)弱：H2SO3(Kal=1.5xl0-2)>

H3PO4(Kal=7.5xl0-3)>HF(Ka=7.2xl0-4)>HN02(Kal=4.6xl0-4)>HC00H(Ka=1.8xl0-4)>

CH3C00H(Ka=1.8xl0-5)>H2CO3(Kal=4.3xl0-7)>H2S(Kal=9.1xlO-8)

(4)影響K值大小的因素：K值不隨濃度而變化，但隨溫度而變化。

(5)多元弱酸的電離。多元弱酸是分步電離的，且越向后的電離越困難，其電離出來(lái)的離

子濃度也越小，酸性主要由第一步電離決定。如H3PO4的電離：

第一步電離：H3PO4H++H2PO-4K1

第二步電離：H2PO-4H++HPO2-4(較難)K2

第三步電離：HPO2-4H++PO3-4(困難)K3

顯然：Kl>K2>K3o在磷酸溶液中，由H3PO4電離出來(lái)的離子有H+、H2PO-4、HPO2-4、

PO3-4等離子，其離子濃度的大小關(guān)系為：c(H+)>c(H2PO-4)>c(HPO2-4)>c(PO3-4)。

二十二、影響電離平衡的因素

1.內(nèi)因：弱電解質(zhì)本身，如常溫下K(HF)>K(CH3co0H)。

2夕卜因：以CH3coOHCH3coeI-+H+為例

(1)溫度

弱電解質(zhì)的電離過(guò)程一般是吸熱的，升高溫度，電離平衡向右移動(dòng)，CH3C00H電離程度增

大，c(H+)、c(CH3coe>-)增大。

(2)濃度

加水稀釋CH3co0H溶液，電離平衡向右移動(dòng)，電離程度增大。n(CH3coe)-)、n(H+)增大，但

c(CH3C00-)>c(H+)減小。

(3)同離子效應(yīng)

在弱電解質(zhì)溶液中加入同弱電解質(zhì)具有相同離子的強(qiáng)電解質(zhì)，電離平衡向逆反應(yīng)方向移動(dòng)。

例如：0.1mol/L的醋酸溶液中存在如下平衡CH3coe)HCH3co0-+H+。力口入少量CH3coONa

固體或HCI,由