化学选修4化学反应与原理 第一章 化学反应与能量
一、焓变 反应热
1．反应热：化学反应过程中所放出或吸收的热量，任何化学反应都有反应热，因为任何化学反应都会存在热量变化，即要么吸热要么放热。反应热可以分为（燃烧热、中和热、溶解热）
2．焓变(ΔH)的意义：在恒压条件下进行的化学反应的热效应.符号： △H.单位：kJ/mol ，即：恒压下：焓变=反应热，都可用ΔH表示，单位都是kJ/mol。
3.产生原因：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
也可以利用计算△H来判断是吸热还是放热。△H=生成物所具有的总能量-反应物所具有的总能量=反应
物的总键能(E断)-生成物的总键能（E成）
☆ 常见的放热反应：① 所有的燃烧反应② 所有的酸碱中和反应③ 大多数的化合反应（特殊：C＋CO2 △ 2CO是吸热反应）④ 金属与水或酸的反应⑤ 生石灰（氧化钙）和水反应⑥铝热反应等
△ ☆ 常见的吸热反应：① 晶体Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl② 大多数的分解反应③ 水解反应 ④C＋CO22CO
是吸热反应）
☆区分是现象（物理变化）还是反应（生成新物质是化学变化），一般铵盐溶解是吸热现象，别的物质溶于水是放热。
注意：放热反应不一定需要加热，吸热反应也不一定都需要加热。
4.能量与键能的关系：物质具有的能量越低，物质越稳定，能量和键能成反比。 5.同种物质不同状态时所具有的能量：气态>液态>固态 6.常温是指25℃，101KPa.标况是指0℃,101Pa. 7.比较△H时必须连同符号一起比较。 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，即反应热△H，△H对应的正负号都不能省。
②热化学方程式中必须标明反应物和生成物的聚集状态（s,l, g分别表示固态，液态，气态，水溶液中溶质用aq表示）
③热化学反应方程式不标条件，除非题中特别指出反应时的温度和压强。
④热化学方程式中的化学计量数表示物质的量，不表示个数和体积，可以是整数，也可以是分数
⑤各物质系数加倍，△H加倍，即：△H和计量数成比例；反应逆向进行，△H改变符号，数值不变。 6.表示意义：物质的量—物质—状态—吸收或放出*热量。 三、中和热
1．概念：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。
+-2．强酸与强碱的中和反应其实质是H和OH反应，其热化学方程式为：
+-H(aq) +OH(aq) =H2O(l) ΔH=－57.3kJ/mol 3．弱酸或弱碱电离要吸收热量，所以它们参加中和反应时的中和热小于57.3kJ/mol。
4．中和热的测定实验：看课本装置图 （1）①装置（如图）
②计算公式
?m碱＋m酸?·c·?t2－t1?－1
ΔH＝－ kJ·mol n
t1——起始温度，t2——终止温度，n——生成水的物质的量。 （2）注意事项
①泡沫塑料板、碎泡沫塑料(或纸条)及环形玻璃搅拌棒的作用是保温隔热，减少实验过程中的热量损失。
②为保证酸完全中和，采取的措施是使碱稍过量。（如果酸和碱的物质的量相同，中和热会偏小），一般中和热为57.3kJ/mol。
（3）若用弱酸或弱碱做实验，放出的热量会偏小，中和热会偏小。 （4）若用浓溶液做实验，放出的热量会偏大，中和热会偏大。
1
(5)在试验中，增大酸和碱的用量，放出的热量会增多但中和热保持不变。 四、燃烧热、能源
1．概念： 101 kPa时，1 mol纯物质完全燃烧生成稳定的氧化物（二氧化碳、二氧化硫、液态水H2O）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） 2.燃烧热和中和热的表示方法都是有ΔH时才有负号。 3.石墨和金刚石的燃烧热不同。不同的物质燃烧热不同。 4.能源 形成条件 利用历史 性质 常规能源 可再生资源 水能、风能、生物质能 一次能源 不可再生资源 煤、石油、天然气等化石能源 新能源 可再生资源 太阳能、风能、地热能、潮汐能、氢能、沼气 不可再生资源 核能 二次能源 （一次能源经过加工、转化得到的能源称为二次能源） 水煤气、电能（水电、火电、核电）、蒸汽、工业余热、酒精、汽油、焦炭等 五、盖斯定律 1．内容：化学反应的反应热只与反应的始态（各反应物）和终态（各生成物）有关，而与具体反应进行的途径无关，如果一个反应可以分几步进行，则各分步反应的反应热之和与该反应一步完成的反应热是相同的。
如图表示始态到终态的反应热。
则ΔH＝ΔH1＋ΔH2＝ΔH3＋ΔH4＋ΔH5。
方法：目标方程式与已知方程一般同向相加，反向相减，再把系数化成一致即可。
第二章 化学反应速率和化学平衡
一、化学反应速率
1. 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 表示化学反应速率的注意事项
a在同一化学反应中，选用不同物质表示化学反应速率，其数值可能相同也可能不相同，但它们表示的意义却是完全相同的。因此，表示化学反应速率时，必须指明用哪种物质作标准。
b由于在反应中纯液体和固体的浓度是恒定不变的，因此对于有纯液体或固体参加的反应一般不用纯液体或固体来表示化学反应速率。
c在同一个化学反应中，无论选用反应物还是生成物来表示化学反应速率，其值均为正值。 d化学反应速率通常是指某一段时间内的平均反应速率，而不是瞬时反应速率。 (3)化学反应速率的计算方法
ΔcΔn
①利用反应速率的定义式v＝＝。（υ：平均速率，Δc：浓度变化，Δt：时间）单位：mol/（L·s）
ΔtVΔt
②用不同的物质表示同一时间的反应速率时，其数值可能不同，但表达的意义相同，各物质的反应速率之
v?A?v?B?v?C?v?D?
比等于化学计量数之比。对于反应mA(g)＋nB(g)===pC(g)＋qD(g)来说，m＝n＝p＝q，即vA∶vB∶vC∶vD＝m∶n∶p∶q。
(4)利用“三段式”计算格式进行计算： ①写出化学方程式。
②根据题意，依次列出各反应物和生成物的起始浓度(或物质的量，下同)、浓度的变化量及一段时间后的浓度，未知量可设未知数表示，即“三段式”。
③根据起始浓度与一段时间后的浓度的差等于浓度的变化量及变化量之比等于对应物质的化学计量数之
2
比，列出关系式计算。
计算中注意以下量的关系：
①对反应物：c(起始)－c(转化)＝c(某时刻)； ②对生成物：c(起始)＋c(转化)＝c(某时刻)；
c?转化?
③转化率＝×100%。
c?起始?
2. 影响化学反应速率因素： （1） 决定因素（内因）：反应物的性质（决定因素） （2）外因(可控因素）
①温度：升高温度，增大速率（提高了反应物分子的能量，使活化分子百分数增大来增大反应速率。） ②催化剂：一般加快反应速率（正催化剂）（降低反应活化能，使活化分子百分数增大来增大反应速率。）
③浓度：（固体和纯液体除外）增加反应物的浓度，增大速率（通过使单位体积内分子总数增大来增大反应速率）
④压强：（方程式中必须要有气体）增大压强，增大速率（通过同等比例增加物质浓度，使单位体积内分子总数增大来增大反应速率）
⑤其它因素：如光（射线）、固体的表面积（颗粒大小）、反应物的状态（溶剂）、原电池等也会改变化学
反应速率。
※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：充入本体系气体，反应速率增大；充入惰性气体→反应速率不变
②恒温恒压时：充入惰性气体→反应速率减小
二、化学平衡 （一）1.定义：
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，各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
① VA（正方向）＝VA（逆方向）或nA（消耗）＝nA（生成）（不同方向同一物质比较） ②各组分浓度保持不变或百分含量不变
③总结：可变量不变时反应达平衡，不变量不能判断达平衡 （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 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
3
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 4.催化剂对化学平衡的影响：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。 5.勒夏特列原理（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平衡时的浓度。
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) （4）方程式中气体计量数增大的方向就是熵增的方向 。 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：
ΔG=ΔH-TΔS〈0 反应能自发进行； ΔG=ΔH-TΔS=0 反应达到平衡状态； ΔG=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 六、有关正、逆反应速率和化学平衡的图像 （1）化学平衡种常见的几种图像
①v-t图：既能表示反应速率变化，又能表示平衡移动的速率-时间图像。如图所示的A、B、C所示：
A 图：t=0时，V正>V逆=0，表示反应由正反应开始；t=t1时，V正’>V逆’= V逆,表明改变条件的瞬间，V正变大，V逆
4
不变，是加入了一种反应物；t>t1时，V正’>V逆’，表明平衡向正反应方向移动，随后又达到新的平衡。
B 图：a.反映由正反应开始。b. V正、V逆在改变条件时同时增大。c.平衡向逆反应方向移动了。C 图：a.反映由正反应开始。b. V正、V逆在改变条件时同时倍数增大。c.平衡未移动。 ②转化率-时间图，如图A、B所示
A图：先出现拐点的先达平衡，即“先拐先平”，说明T2>T1 B图：同理说明P1>P2 （先拐先平数值大） ③物质的含量-压强-温度图，如图所示中A、B 对于上述图形，采用“定一议二”法，先确定一个量不变，讨论另外两个量的关系。
第三章 水溶液中的离子平衡 一、弱电解质的电离
1、定义：电解质： 在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物,叫电解质 。 非电解质 ： 在水溶液中或熔化状态下都不能导电的化合物 。 强电解质 ： 在水溶液里全部电离成离子的电解质 。
弱电解质： 在水溶液里只有一部分分子电离成离子的电解质 。 混和物 物质 单质 强电解质： 强酸，强碱，大多数盐 。如HCl、NaOH、NaCl、BaSO4 纯净物 电解质 弱电解质： 弱酸，弱碱，极少数盐，水 。如HClO、NH3·H2O、Cu(OH)2、H2O…… 化合物 非电解质： 非金属氧化物，大部分有机物 。如SO3、CO2、C6H12O6、CCl4、CH2=CH2……
2、电解质与非电解质本质区别：
电解质——离子化合物或共价化合物 非电解质——共价化合物
注意：①电解质、非电解质都是化合物 ②SO2、NH3、CO2等属于非电解质
③强电解质不等于易溶于水的化合物（如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部电离，故BaSO4为强电解质）——电解质的强弱与导电性、溶解性无关。
3、电离平衡：在一定的条件下，当电解质分子电离成 离子的速率 和离子结合成 分子的速率 时，电离过程就达到了 平衡状态 ，这叫电离平衡。 4、影响电离平衡的因素：
A、温度：电离一般吸热，升温有利于电离。
B、浓度：浓度越大，电离程度 越小 ；溶液稀释时，电离平衡向着电离的方向移动。C、同离子效应：在弱电解质溶液里加入与弱电解质具有相同离子的电解质，会 减弱 电离。D、其他外加试剂：加入能与弱电解质的电离产生的某种离子反应的物质时，有利于电离。
9、电离方程式的书写：用可逆符号 弱酸的电离要分布写（第一步为主）
10、电离常数：在一定条件下，弱电解质在达到电离平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度的乘积，跟溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数。叫做电离平衡常数，（一般用Ka表示酸，Kb表示碱。 ）
+-
表示方法：ABA+BK=C[ A+] C[ B-]/C[AB] 11、影响因素：
a、电离常数的大小主要由物质的本性决定。
b、电离常数受温度变化影响，不受浓度变化影响，在室温下一般变化不大。
C、同一温度下，不同弱酸，电离常数越大，其电离程度越大，酸性越强。如：H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO 二、水的电离和溶液的酸碱性 1、水电离平衡：: 水的离子积：KW = c[H+]·c[OH-]
25℃时, [H+]=[OH-] =10-7 mol/L ; KW = [H+]·[OH-] = 1×10-14 注意：KW只与温度有关，温度一定，则KW值一定 KW不仅适用于纯水，适用于任何溶液（酸、碱、盐） 2、水电离特点：（1）可逆 （2）吸热 （3）极弱 3、影响水电离平衡的外界因素：
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