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高中化学选修四的知识点

高中化学选修四的知识 1
化学反应速率和化学平衡
一、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
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恒温恒体时：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
(一)：
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，更组成成分浓度不再改变，达到表面上静
止的一种“平衡”，这就是这个反应所能达到的限度即化学
平衡状态。
2、化学平衡的特征
逆(研究前提是可逆反应)
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
(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
影响规律：其他条件不变时，增大压强，会使平衡向着体
积缩小方向移动;减小压强，会使平衡向着体积增大方向移
动。

注意：
(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
：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。
(平衡移动原理)：如果改变影响平衡的条
件之一(如温度，压强，浓度)，平衡向着能够减弱这种改变
的方向移动。
三、化学平衡常数 : .
(一)定义：在一定温度下，当一个反应达到化学平衡时，
生成物浓度幂之积与反应物浓度幂之积的比值是一个常数比
值。符号：K
(二)使用化学平衡常数 K 应注意的问题：
1、表达式中各物质的浓度是变化的浓度，不是起始浓度
也不是物质的量。
2、K 只与温度(T)有关，与反应物或生成物的浓度无关。
3、反应物或生产物中有固体或纯液体存在时，由于其浓
度是固定不变的，可以看做是“1”而不代入公式。
4、稀溶液中进行的反应，如有水参加，水的浓度不必写
在平衡关系式中。
(三)化学平衡常数 K 的应用：

1、化学平衡常数值的大小是可逆反应进行程度的标志。 K
值越大，说明平衡时生成物的浓度越大，它的正向反应进行
的程度越大，即该反应进行得越完全，反应物转化率越高。
反之，则相反。一般地，K>105 时，该反应就进行得基本完全
了。
2、可以利用 K 值做标准，判断正在进行的可逆反应是否
平衡及不平衡时向何方进行建立平衡。 (Q：浓度积)
Q〈K:反应向正反应方向进行;
Q=K:反应处于平衡状态 ;
Q〉K:反应向逆反应方向进行
3、利用 K 值可判断反应的热效应 : .
若温度升高，K 值增大，则正反应为吸热反应
若温度升高，K 值减小，则正反应为放热反应
四、等效平衡
1、概念：在一定条件下(定温、定容或定温、定压)，只
是起始加入情况不同的同一可逆反应达到平衡后，任何相同
组分的百分含量均相同，这样的化学平衡互称为等效平衡。
2、分类
(1)定温，定容条件下的等效平衡
第一类：对于反应前后气体分子数改变的可逆反应：必须
要保证化学计量数之比与原来相同 ;同时必须保证平衡式左右
两边同一边的物质的量与原来相同。
第二类：对于反应前后气体分子数不变的可逆反应：只要
反应物的物质的量的比例与原来相同即可视为二者等效。
(2)定温，定压的等效平衡
只要保证可逆反应化学计量数之比相同即可视为等效平
衡。
五、化学反应进行的方向
1、反应熵变与反应方向：
(1)熵:物质的一个状态函数，用来描述体系的混乱度，符
号为 S. 单位：J?mol-1?K-1
(2)体系趋向于有序转变为无序，导致体系的熵增加，这
叫做熵增加原理，也是反应方向判断的依据。 : .
(3)同一物质，在气态时熵值最大，液态时次之，固态时
最小。即
S(g)〉S(l)〉S(s)
2、反应方向判断依据
在温度、压强一定的条件下，化学反应的判读依据为：
ΔH-TΔS〈0 反应能自发进行
ΔH-TΔS=0 反应达到平衡状态
ΔH-TΔS〉0 反应不能自发进行
注意：
(1)ΔH 为负，ΔS 为正时，任何温度反应都能自发进行
(2)ΔH 为正，ΔS 为负时，任何温度反应都不能自发进行
高中化学选修四的知识 2
化学反应与能量
一、焓变、反应热
：一定条件下，一定物质的量的反应物之间完全
反应所放出或吸收的热量
(ΔH)的意义：在恒压条件下进行的化学反应的热
效应

(1)符号：△H
(2)单位：kJ/mol
： : .
化学键断裂——吸热
化学键形成——放热
放出热量的化学反应。(放热>吸热) △H 为“-”或△H
<0
吸收热量的化学反应。(吸热>放热)△H 为“+”或△H >0
常见的放热反应：
①所有的燃烧反应
②酸碱中和反应
③大多数的化合反应
④金属与酸的反应
⑤生石灰和水反应
⑥浓硫酸稀释、氢氧化钠固体溶解等
常见的吸热反应：
① 晶体 Ba(OH)2·8H2O 与 NH4Cl
② 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
二、热化学方程式

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。 : .
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
：25 ℃，101 kPa 时，1 mol 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：101 kPa
②反应程度：完全燃烧，产物是稳定的氧化物
③燃烧物的物质的量：1 mol
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而生成 1mol
H2O，这时的反应热叫中和热。
H+和 OH-反应，其热化
学方程式为：
H+(aq)+OH-(aq)=H2O(l) : .
ΔH=-
，所以它们参加中和反应时
的中和热小于 。

五、盖斯定律