高中化学选修4讲义

高中化学选修4讲义第一章化学反应与能量1.1化学反应的热效应知识概要：一、焓变、反应热1.反应热：当生成物与反应物的温度相同时，化学反应过程中吸收或放出的热量叫做化学反应的热效应，化学反应的热效应一般称为反应热。2.焓与焓变的含义①焓的意义：焓是一个物理量，用来描述物质所具有的能量，符号为H，用焓的变化来描述与反应热有关的能量变化。②反应焓变：生成物的总焓与反应物的总焓之差，用“△H”表示。a.数学表达式：△H=H(生成物)—H(反应物)b.单位：kJ·molˉ1c.意义：如果△H＞0，即生成物的焓大于反应物的焓，说明反应是吸收能量的，为吸热反应；如果△H＜0，即生成物的焓小于反应物的焓，说明反应是释放能量的，为放热反应。③影响焓变的主要因素：a.发生变化的物质的焓变，在其他条件一定时与变化物质的物质的量成正比。b.物质的温度和压强：在298.15K（298K）、101KPa的条件下的焓变叫做标准焓变。c.反应体系中物质的聚集状态：由于物质在固态、液态、气态之间进行转化时也伴随着能量的变化，所以焓变与物质的聚集状态有关。3.反应热和焓变的关系反应热焓变含义化学反应中吸收或放出的热量化学反应中生成物所具有的焓与反应物所具有的焓之差符号Q△H单位kJ·molˉ1kJ·molˉ1与能量变化的关系Q＞0，反应吸收热量Q＜0，反应放出热量△H＞0，反应吸收热量△H＜0，反应放出热量二者的相互联系△H是化学反应在恒定压强下且不与外界进行电能、光能等其他能量的转化时的反应热，即恒压条件下进行的反应的反应热Q就是焓变△H。高中阶段二者通用。二、化学反应中的物质变化和能量变化1.化学反应的本质和特征化学反应的本质是发生物质变化即生成新物质，特征之一是伴随能量变化即吸收能量或放出能量，可图示如下：化学→发生物质变化→化学键的断裂和形成反应→伴随能量变化→化学能与热能、光能、电能等相互转化2.化学反应中的能量变化（1）决定因素和变化图示一个化学反应是吸收能量还是放出能量，由反应物的总能量（∑E反）与生成物的总能量（∑E生）的总能量相对大小来决定。若∑E反＞∑E反，则会放出能量；若∑E反＜∑E反，则会吸收能量。【特别提醒】任何化学反应都伴随着能量变化，不存在不发生能量变化的化学反应。（2）微观解释和本质原因一个化学反应的过程，本质上就是旧化学键断裂和新化学键形成的过程。旧化学键断裂需要吸收能量，新化学键形成会放出能量。化学键的断裂和形成时的能量差别是化学反应伴随能量变化的本质原因。三、放热反应和吸热反应（1）定义：放出热量的反应称为放热反应，△H＜0；吸收热量的反应称为吸热反应，△H＞0。（2）微观分析：如果反应物具有的总能量小于生成物具有的总能量，则生成物中的化学键形成所释放的能量小于反应物中的化学键断裂所吸收的能量，该反应为吸热反应，反之则为放热反应。（3）常见的放热反应：①一切燃烧反应；②活泼金属与酸或水的反应；③酸碱中和反应；④大多数化合反应；⑤物质的缓慢氧化；⑥铝热反应。（4）常见的吸热反应：①大多数的分解反应；②一些晶体的反应；③水解反应：如NH4++H2O⇌NH3·H2O+H+④以C、H2、CO为还原剂的氧化还原反应。【特别提醒】物质的溶解过程也都伴随着能量的变化，需要熟记的实例有：苛性钠和浓硫酸溶于水明显放热，硝酸铵晶体溶于水明显吸热，食盐溶于水热量变化不明显等。四、热化学方程式（1）定义：把一个化学反应中物质的变化和反应的焓变同时表示出来的化学方程式。（2）意义：不仅表明物质变化，还表面化学反应中的焓变。（3）热化学方程式与普通化学方程式的区别：化学方程式热化学方程式化学计量数是整数，既表示微粒个数又表示该物质的物质的量是整数也可以是分数，只表示物质的物质的量状态不要求注明必须在分子式后注明△H正负号及单位无必须注明意义表明了化学反应中的物质变化不仅表明了化学反应中的物质变化，也表明了化学反应中的能量变化（4）热化学方程式的书写：①标明物质的聚集状态，固体用s，液体用l，气体用g，溶液用aq，不用“↑”和“↓”。②不写反应条件，但需注明测定条件（温度和压强）。③化学计量数既可以是整数，也可以是分数。④△H写在方程式的右边，放热用“—”，吸热用“+”，且数值与化学计量数相对应。五、物质的能量高低与物质稳定性比较（1）物质化学键能越大，其能量越低，物质越稳定。（能量越低越稳定）（2）△H=反应物的键能总和—生成物的键能总和=生成物的能量总和—反应物的能量总和1.2反应热的测定及计算知识概要：一、燃烧热（1）概念：1mol纯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，单位为kJ·molˉ1。（2）表示燃烧热的热化学方程式的书写：应以燃烧1mol物质为标准来配平其余物质的化学计量数，故在其热化学方程式中常出现分数。（3）对燃烧热的理解：①燃烧热是反应热的一种，其△H为“—”或△H＜0.②可燃物完全燃烧，生成稳定的氧化物。C→CO2H2→H2O(l)S→SO2③燃烧热通常是由实验测得的，可燃物以1mol纯物质作为标准进行测量。④文字叙述燃烧热时，用“正值”或“△H”表示。例如：CH4的燃烧热为890.31kJ·molˉ1或△H=—890.31kJ·molˉ1。（4）有关燃烧热的计算：Q放=n(可燃物)×△Hc二、中和热（1）定义：在稀溶液中，酸与碱发生中和反应生成1molH2O（l）时所释放的热量为中和热。（2）对中和热的理解：①定义中的“稀溶液”一般是指酸、碱的物质的量浓度均小于1mol·Lˉ1的溶液，因为溶液混合时会产生溶解热效应而影响中和热的测定。②中和热不包括离子在水溶液中的生成热、物质的溶解热、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+（aq）+OHˉ（aq）=H2O(l)，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。④强酸与强碱反应的中和热的表示：H+（aq）+OHˉ（aq）=H2O(l)△H=—57.3kJ·molˉ1⑤中和热是以生成1mol水为标准来配平其余物质的化学计量数。三、反应热的测定（1）仪器：量热计量热计由内、外两个筒组成，外筒的外壁覆盖有保温层。盖上有温度计和搅拌器。（2）原理：将两种反应物加入内筒并使之迅速混合，测量反应前后溶液温度的变化值，即可根据溶液及量热计的热容C，利用下式计算出反应释放或吸收的热量Q。Q=—C（T2—T1），C表示体系的热容，T1、T2分别表示反应前和反应后体系的温度。【注意】热容和比热容的含义。【答案】当物质吸收热量温度升高时，温度每升高1K所吸收的热量，称为该物质的热容，用符号C表示，单位为J·Kˉ1。单位质量的物质的热容称为该物质的比热容，单位为J·Kˉ1·kgˉ1。（3）中和反应的反应热的测定四、盖斯定律（1）内容：化学反应的焓变只与反应体系的始态（各反应物）和终态（各生成物）有关，而与反应的途径无关。（2）特点：①反应热效应只与始态、终态有关，与过程无关。②反应热总值一定。③热化学方程式之间可以进行代数变换等数学处理。第二章化学反应速率与化学平衡2.1化学反应速率知识概要：一、化学反应速率1.化学反应速率的概念：化学反应速率是用量衡量化学反应进行快慢程度的物理量。2.化学反应速率的表示方法：化学反应速率通常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。符号为v，单位为mol·Lˉ1·minˉ1或mol·Lˉ1·sˉ1。3.化学反应速率的表达式某一物质A的化学反应速率的表达式为△c(A)V(A)=△t(A)4.化学反应速率的计算规律对于某一化学反应，虽然用不同物质表示的化学反应速率不一定相同，但各物质的速率之比一定等于化学方程式中相应物质的化学计量数之比。例如：mA+nB=pC+qDv(A)：v(B)：v(C)：v(D)=m：n：p：q5.有关化学反应速率的注意事项（1）化学反应速率均为正值，没有负值。（2）化学反应速率通常指的是某物质在某一段时间内化学反应的平均速率，而不是某一时刻的瞬时速率。（3）化学反应速率不用固体或纯液体物质的“浓度变化”来表示。二、化学反应速率的测量常用方法：（1）量气法（2）比色法（3）电导法三、有效碰撞理论1.有效碰撞：能够发生化学反应的碰撞。两个条件：①分子有较高的能量②有合适的碰撞取向2.活化分子和活化能（1）活化分子：能够发生有效碰撞的分子。（2）活化能：活化分子所多出的那部分能量。活化普通分子+活化能⇌活化分子去活化（3）活化能与化学反应速率：在一定条件下，活化分子所占的百分数是固定不变的。活化能低→普通分子易变成活化分子→活化分子百分数大→有效碰撞次数多→反应速率快四、影响化学反应速率的因素1.内因（1）化学键的强弱。（2）化学性质。2.外因对于同一化学反应，外界条件不同，反应速率不同，其中重要的外界条件为浓度、压强、温度、催化剂等。（1）浓度对化学反应速率的影响重要理论：当其他条件不变时，增大反应物的浓度，可以增大化学反应速率；减小反应物的浓度，可以减小化学反应速率。【注意】①纯液态或固体物质，可以认为其浓度为“常数”，它们的量的改变不会影响化学反应速率。②固体反应物颗粒的大小能影响化学反应速率。固体颗粒越小，其表面积越大，与其他反应物的接触面积越大，有效碰撞次数将增加，所以能加快化学反应速率。（2）压强对化学反应速率的影响重要理论：对于有气体参加的化学反应来说，当其他条件不变时，增大气体的压强，可以增大化学反应速率；减小气体的压强，可以减小化学反应速率。理论解释：在其他条件不变时，增大压强，就是增大了浓度→单位体积内活化分子数增多→有效碰撞次数增多→有效碰撞增多→化学反应速率增大。【注意】A对于气体反应体系，有以下几种情况：I恒温时：增大压强→体积缩小→浓度增大→反应速率加快II恒容时：充入气体反应物→总压增大→浓度增大→反应速率加快充入“惰性气体”→总压增大，各物质浓度不变，反应速率不变III恒压时：充入“惰性气体”→体积增大→各反应物浓度减小→反应速率减慢B压强对固体、液体的反应速率影响忽略不计。（3）温度对化学反应速率的影响重要理论：当其他条件不变时，升高温度，可以增大化学反应速率；降低温度，可以减小化学反应速率。理论解释：在其他条件不变时，升高温度，反应物分子的能量增加，使一部分原理能量较低的分子变成活化分子→活化分子百分数增加→有效碰撞次数增多→化学反应速率增大。【注意】温度每升高10℃，化学反应速率通常增大到原来的2~4倍。上述结论，对吸热和放热反应均适用。一般地，温度对化学反应速率的影响比浓度、压强对化学反应速率的影响要大，也易于控制。（4）催化剂对化学反应速率的影响重要理论：催化剂能够改变化学反应速率。理论解释：使用催化剂→降低反应所需的能量→更多反应物分子成为活化分子→大大增加单位体积内的活化分子百分数→成千成万倍地增大化学反应速率。（5）其他因素对化学反应速率的影响除了浓度、压强、温度和催化剂等能改变化学反应速率外，反应物颗粒的大小，溶剂的性质、光、超声波、磁场等也会对化学反应速率产生影响。五、外界条件对可逆反应中正逆反应速率的影响（1）浓度增加反应物浓度（或减小生成物浓度），反应向正反应方向移动；增加生成物浓度（或减小反应物浓度），反应向逆反应方向移动。（2）温度“升吸降放”——升高温度，向吸热反应方向移动；降低温度，向放热反应方向移动。（3）压强增大压强，反应向气体分子数减小的方向移动；减小压强，反应向气体分子数增大的方向移动。若反应前后气体分子数不变，则增大压强，正逆反应速率增大相同倍数；减小压强，正逆反应速率减小相同倍数。（4）催化剂对可逆反应速率的影响是同等倍数的增大或减小，不改变化学平衡。2.2化学反应的方向和限度知识概要：一、可逆反应与不可逆反应1.可逆反应（1）定义：在同一条件下，同时向正、反两个方向进行的化学反应称为可逆反应。（2）表示方法：在可逆反应的化学方程式中，用“⇌”来表示。（3）可逆反应的特征：①正反应和逆反应发生条件相同。②各反应物、生成物同时存在，正反应和逆反应同时存在、同时进行。③能量转化类型相反，若正反应放热，则逆