2023年化學選修四所有知識點總結

化學選修四所有知識點總結2023-０9-25HＹPEＲLINK""第1章、化學反映與能量轉化

化學反映的實質(zhì)是反映物化學鍵的斷裂和生成物化學鍵的形成,化學反映過程中隨著著能量的釋放或吸取。一、化學反映的熱效應

１、化學反映的反映熱

(1)反映熱的概念:?當化學反映在一定的溫度下進行時,反映所釋放或吸取的熱量稱為該反映在此溫度下的熱效應,簡稱反映熱。用符號Q表達。?(2）反映熱與吸熱反映、放熱反映的關系。?Q>0時，反映為吸熱反映；Q<0時，反映為放熱反映。

(3)反映熱的測定

測定反映熱的儀器為量熱計,可測出反映前后溶液溫度的變化,根據(jù)體系的熱容可計算出反映熱,計算公式如下:

Q=－Ｃ(T2-T1)?式中C表達體系的熱容,T1、T２分別表達反映前和反映后體系的溫度。實驗室經(jīng)常測定中和反映的反映熱。２、化學反映的焓變

(1)反映焓變

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。

反映產(chǎn)物的總焓與反映物的總焓之差稱為反映焓變，用ΔH表達。

（2)反映焓變ΔH與反映熱Q的關系。

對于等壓條件下進行的化學反映,若反映中物質(zhì)的能量變化所有轉化為熱能,則該反映的反映熱等于反映焓變，其數(shù)學表達式為：Qｐ＝ΔＨ=Ｈ(反映產(chǎn)物）－Ｈ(反映物）。?(３)反映焓變與吸熱反映，放熱反映的關系：?ΔH>0，反映吸取能量，為吸熱反映。?ΔＨ＜０，反映釋放能量,為放熱反映。

（４）反映焓變與熱化學方程式：?把一個化學反映中物質(zhì)的變化和反映焓變同時表達出來的化學方程式稱為熱化學方程式，如：H2（g)＋O2(g)=Ｈ2Ｏ(l)；ΔＨ(298K)＝-２85.8ｋＪ·mｏｌ-1?書寫熱化學方程式應注意以下幾點：

①化學式后面要注明物質(zhì)的聚集狀態(tài)：固態(tài)（s)、液態(tài)(l）、氣態(tài)(ｇ)、溶液(ａq)。

②化學方程式后面寫上反映焓變ΔH，ΔＨ的單位是J·mｏl－1或

kＪ·moｌ－1,且ΔH后注明反映溫度。?③熱化學方程式中物質(zhì)的系數(shù)加倍，ΔＨ的數(shù)值也相應加倍。3、反映焓變的計算

（１)蓋斯定律

對于一個化學反映,無論是一步完畢,還是分幾步完畢,其反映焓變同樣,這一規(guī)律稱為蓋斯定律。

(2)運用蓋斯定律進行反映焓變的計算。

常見題型是給出幾個熱化學方程式，合并出題目所求的熱化學方程式，根據(jù)蓋斯定律可知,該方程式的ΔＨ為上述各熱化學方程式的ΔH的代數(shù)和。

(3)根據(jù)標準摩爾生成焓，ΔfＨｍθ計算反映焓變ΔH。

對任意反映：aA＋bB=cC＋ｄＤ?ΔH=［ｃΔfＨｍθ(Ｃ)+ｄΔｆHmθ(D)］-[ａΔｆＨmθ(Ａ)+bΔｆＨmθ(B)］第2章、化學平衡?一、化學反映的速率1、化學反映是如何進行的

(1)基元反映:可以一步完畢的反映稱為基元反映，大多數(shù)化學反映都是分幾步完畢的。?（2)反映歷程:平時寫的化學方程式是由幾個基元反映組成的總反映?？偡从持杏没从硺嫵傻姆从承蛄蟹Q為反映歷程,又稱反映機理。?(3)不同反映的反映歷程不同。同一反映在不同條件下的反映歷程也也許不同，反映歷程的差別又導致了反映速率的不同。2、化學反映速率

(1)概念：?單位時間內(nèi)反映物的減小量或生成物的增長量可以表達反映的快慢，即反映的速率,用符號v表達。?(２）表達式:v=△ｃ/△t

（３）特點

對某一具體反映，用不同物質(zhì)表達化學反映速率時所得的數(shù)值也許不同,但各物質(zhì)表達的化學反映速率之比等于化學方程式中各物質(zhì)的系數(shù)之比。3、濃度對反映速率的影響?（１)反映速率常數(shù)(K)?反映速率常數(shù)(K)表達單位濃度下的化學反映速率,通常,反映速率常數(shù)越大,反映進行得越快。反映速率常數(shù)與濃度無關，受溫度、催化劑、固體表面性質(zhì)等因素的影響。

(2)濃度對反映速率的影響?增大反映物濃度,正反映速率增大,減小反映物濃度，正反映速率減小。

增大生成物濃度，逆反映速率增大,減小生成物濃度，逆反映速率減小。

（3)壓強對反映速率的影響

壓強只影響氣體，對只涉及固體、液體的反映,壓強的改變對反映速率幾乎無影響。

壓強對反映速率的影響,事實上是濃度對反映速率的影響,由于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、逆反映速率都增長;增大容器容積，氣體壓強減小；氣體物質(zhì)的濃度都減小，正、逆反映速率都減小。4、溫度對化學反映速率的影響?(１)經(jīng)驗公式

阿倫尼烏斯總結出了反映速率常數(shù)與溫度之間關系的經(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Ea＞0時,升高溫度,反映速率常數(shù)增大，化學反映速率也隨之增大?？芍?，溫度對化學反映速率的影響與活化能有關。

(2）活化能Ea。?活化能Ea是活化分子的平均能量與反映物分子平均能量之差。不同反映的活化能不同,有的相差很大。活化能

Ea值越大,改變溫度對反映速率的影響越大。５、催化劑對化學反映速率的影響?(1)催化劑對化學反映速率影響的規(guī)律:?催化劑大多能加快反映速率，因素是催化劑能通過參與反映，改變反映歷程，減少反映的活化能來有效提高反映速率。

(2)催化劑的特點:

催化劑能加快反映速率而在反映前后自身的質(zhì)量和化學性質(zhì)不變。

催化劑具有選擇性。?催化劑不能改變化學反映的平衡常數(shù),不引起化學平衡的移動，不能改變平衡轉化率。

二、化學反映條件的優(yōu)化——工業(yè)合成氨1、合成氨反映的限度?合成氨反映是一個放熱反映,同時也是氣體物質(zhì)的量減小的熵減反映,故減少溫度、增大壓強將有助于化學平衡向生成氨的方向移動。2、合成氨反映的速率?（1)高壓既有助于平衡向生成氨的方向移動,又使反映速率加快,但高壓對設備的規(guī)定也高,故壓強不能特別大。?(2)反映過程中將氨從混合氣中分離出去,能保持較高的反映速率。

(3)溫度越高，反映速率進行得越快,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映速率。3、合成氨的適宜條件

在合成氨生產(chǎn)中，達成高轉化率與高反映速率所需要的條件有時是矛盾的，故應當尋找以較高反映速率并獲得適當平衡轉化率的反映條件:一般用鐵做催化劑，控制反映溫度在700K左右，壓強范圍大體在1×107Ｐａ~１×108Pa

之間,并采用N2與Ｈ2分壓為１∶２.8的投料比。

二、化學反映的限度1、化學平衡常數(shù)?（1)對達成平衡的可逆反映，生成物濃度的系數(shù)次方的乘積與反映物濃度的系數(shù)次方的乘積之比為一常數(shù),該常數(shù)稱為化學平衡常數(shù)，用符號K表達。

(2)平衡常數(shù)K的大小反映了化學反映也許進行的限度（即反映限度)，平衡常數(shù)越大，說明反映可以進行得越完全。

(3)平衡常數(shù)表達式與化學方程式的書寫方式有關。對于給定的可逆反映,正逆反映的平衡常數(shù)互為倒數(shù)。

(4)借助平衡常數(shù)，可以判斷反映是否到平衡狀態(tài)：當反映的濃度商Qc與平衡常數(shù)Ｋｃ相等時,說明反映達成平衡狀態(tài)。2、反映的平衡轉化率?(1）平衡轉化率是用轉化的反映物的濃度與該反映物初始濃度的比值來表達。如反映物Ａ的平衡轉化率的表達式為:

α(Ａ)＝

(2）平衡正向移動不一定使反映物的平衡轉化率提高。提高一種反映物的濃度,可使另一反映物的平衡轉化率提高。

(3)平衡常數(shù)與反映物的平衡轉化率之間可以互相計算。3、反映條件對化學平衡的影響

(1)溫度的影響

升高溫度使化學平衡向吸熱方向移動;減少溫度使化學平衡向放熱方向移動。溫度對化學平衡的影響是通過改變平衡常數(shù)實現(xiàn)的。?（2)濃度的影響?增大生成物濃度或減小反映物濃度,平衡向逆反映方向移動;增大反映物濃度或減小生成物濃度，平衡向正反映方向移動。

溫度一定期，改變濃度能引起平衡移動,但平衡常數(shù)不變?；どa(chǎn)中，常通過增長某一價廉易得的反映物濃度，來提高另一昂貴的反映物的轉化率。

(３)壓強的影響

ΔVg＝0的反映,改變壓強，化學平衡狀態(tài)不變。

ΔVg≠０的反映，增大壓強，化學平衡向氣態(tài)物質(zhì)體積減小的方向移動。

(4)勒夏特列原理

由溫度、濃度、壓強對平衡移動的影響可得出勒夏特列原理:假如改變影響平衡的一個條件(濃度、壓強、溫度等)平衡向可以減弱這種改變的方向移動。三、化學反映的方向1、反映焓變與反映方向?放熱反映多數(shù)能自發(fā)進行，即ΔＨ<0的反映大多能自發(fā)進行。有些吸熱反映也能自發(fā)進行。如NH４ＨCＯ3與ＣＨ3COＯH的反映。有些吸熱反映室溫下不能進行,但在較高溫度下能自發(fā)進行，如CaＣO3高溫下分解生成CaO、CO２。2、反映熵變與反映方向?熵是描述體系混亂度的概念，熵值越大，體系混亂度越大。反映的熵變ΔS為反映產(chǎn)物總熵與反映物總熵之差。產(chǎn)氣憤體的反映為熵增長反映,熵增長有助于反映的自發(fā)進行。3、焓變與熵變對反映方向的共同影響

ΔＨ-TΔＳ<0反映能自發(fā)進行。

ΔH－TΔS=０反映達成平衡狀態(tài)。

ΔH-TΔS>0反映不能自發(fā)進行。?在溫度、壓強一定的條件下,自發(fā)反映總是向ΔH－TΔS＜０的方向進行,直至平衡狀態(tài)。第3章、水溶液中的電離平衡一、水溶液1、水的電離

Ｈ2Ｏ?Ｈ+＋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，有助于水的電離，

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，重要涉及強酸、強堿和絕大多數(shù)鹽,書寫電離方程式時用“＝”表達。?(2）弱電解質(zhì)?在水溶液中部分電離的電解質(zhì)，在水溶液中重要以分子形態(tài)存在,少部分以離子形態(tài)存在，存在電離平衡，重要涉及弱酸、弱堿、水及很少數(shù)鹽，書寫電離方程式時用“?”表達。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)?在一定條件下達成電離平衡時,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,達成電離平衡時，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CH３COOH?ＣＨ3COO-＋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+H2O?NH3·H2O＋HＣl②強堿弱酸鹽水解顯堿性。?ＣH3COＯNa+H2O?CH3ＣOOＨ＋NａOH

③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，此外,弱酸根陰離子與弱堿陽離子相混合時互相促進水解。三、離子反映1、離子反映發(fā)生的條件

(1)生成沉淀

既有溶液中的離子直接結合為沉淀,又有沉淀的轉化。

（２)生成弱電解質(zhì)?重要是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)生氧化還原反映

強氧化性的離子與強還原性離子易發(fā)生氧化還原反映,且大多在酸性條件下發(fā)生。２、離子反映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的離子反映,室溫下都能自發(fā)進行。?（2)根據(jù)平衡常數(shù)判據(jù)

離子反映的平衡常數(shù)很大時，表白反映的趨勢很大。3、離子反映的應用?(1)判斷溶液中離子能否大量共存

互相間能發(fā)生反映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)的定性檢查

根據(jù)離子的特性反映,重要是沉淀的顏色或氣體的生成，定性檢查特性性離子。?(３)用于離子的定量計算?常見的有酸堿中和滴定法、氧化還原滴定法。?(4)生活中常見的離子反映。?硬水的形成及軟化涉及到的離子反映較多，重要有：

Ｃa2+、Ｍｇ2＋的形成。?CaＣＯ3+CO２+Ｈ2Ｏ=Ｃａ2++2HCＯ３－?MgCO3+ＣO2＋H2O=Mg２＋+２HCO3-

加熱煮沸法減少水的硬度:

Ca2＋+2HＣO3-=CaCO3↓＋CＯ２↑＋H2OMg2＋＋2HCＯ3-＝ＭｇＣO3↓+CＯ2↑＋H2O或加入Na2CO3軟化硬水：?Ca2＋+CO32-＝CａCO3↓，Mg２++ＣO3２－＝ＭgCＯ3↓四、沉淀溶解平衡1、沉淀溶解平衡與溶度積

(1）概念?當固體溶于水時，固體溶于水的速率和離子結合為固體的速率相等時,固體的溶解與沉淀的生成達成平衡狀態(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表達。?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，與沉淀的量無關,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,處在沉淀溶解平衡狀態(tài)。

Qc＞Kｓp時，溶液中的離子結合為沉淀至平衡。

Ｑc＜Ksp時，體系中若有足量固體,固體溶解至平衡。?(2）沉淀的轉化

根據(jù)溶度積的大小,可以將溶度積大的沉淀可轉化為溶度積更小的沉淀,這叫做沉淀的轉化。沉淀轉化實質(zhì)為沉淀溶解平衡的移動。

第四章

電化學一、化學能轉化為電能——電池１、原電池的工作原理

(１)原電池的概念：

把化學能轉變?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。該原電池反映原理為:Ｚn失電子，負極反映為:Zｎ→Ｚn2++２e－;Ｃｕ得電子,正極反映為：2Ｈ＋＋2e-→H2。電子定向移動形成電流?？偡从碁椋海趎＋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、化學電源

(1)鋅錳干電池?負極反映：Zn→Zn2＋+２ｅ－；

正極反映:2NH4+＋2e-→2NH３＋H2;?(２）鉛蓄電池

負極反映:Pb＋ＳＯ42－＝PbＳO4＋２e－?正極反映:PbO２+４H++ＳO4２-+2ｅ－=PｂSO4＋2H2Ｏ

放電時總反映：Ｐｂ＋ＰbＯ２＋2H2SＯ4=2ＰｂSO４＋2H2Ｏ。?充電時總反映:2PbSO4+２H２Ｏ=Pb+ＰbＯ２+2H2SO４。

(3)氫氧燃料電池

負極反映:２H2+4OH-→4H2O+４e－

正極反映：O2+２H２O+４ｅ-→4ＯＨ-

電池總反映：２H2+Ｏ2=２H2O?二、電能轉化為化學能——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)生氧化反映和還原反映的過程叫做電解。電能轉化為化學能的裝置叫做電解池。?(2)電極反映: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)生氧化反映:2Cｌ－→Cl２↑+2e-。

陰極：與電源負極相連的電極稱為陰極,陰極發(fā)生還原反映：Na+＋e-→Na。?總方程式:2NaCl（熔)=(電解)2Na＋Cl2↑

?２、電解原理的應用?(1)電解食鹽水制備燒堿、氯