人教版化学选修四笔记教学文案Word下载.docx
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例：
甲烷的燃烧热为890.31kJ，用热化学方程式表示为：
CH4（g）+2O2（g）=CO2（g）+2H2O（l）△H=-890.31kJ/mol
氢气的燃烧热为285.8kJ，用热化学方程式表示为：
H2（g）+
O2（g）=H2O（l）△H=-285.8kJ/mol
二、能源
1、一次能源：
从自然界获得，不需经过改变或转化就可以直接利用的
能源，例如：
原煤、天然气、太阳能、风能、潮汐能等
2、二次能源：
将一次能源经过加工或转化得到的其他种类或形式的能源，例如：
电能、煤气、汽油、柴油、蒸汽、核电等
3、可再生能源：
从自然界可无限制获取，且用之不尽的能源，
如：
太阳能、风能、水能
4、不可再生能源：
人类开发利用后，不能再生的能源，
煤炭、石油、核能、天然气等
5、能量转化
1）太阳能转化为电能
2）化学能转化为热能
3）热能转化为机械能
4）重点掌握热电厂能量转化形式：
化学能→热能→机械能→电能
第三节化学反应热计算
一、盖斯定律
1、内容：
化学反应过程中的能量变化只与初始状态和最终状态有关，
与过程无关
由固态碳生成气体二氧化碳过程中放出的热量固定，无论由碳直接生成二氧化碳，或是先生成一氧化碳再生成二氧化碳，放出的能量始终一致
2、盖斯定律的计算应用
计算整体过程或单步过程中的热量变化
例如：
C（s）+O2（g）=CO2（g）△H1=-393.5kJ/mol
CO（g）+
O2（g）=CO2（g）△H2=-283.0kJ/mol
C（s）+
O2（g）=CO（g）△H3=？
由盖斯定律可得：
反应式
=
+
，所以△H3=△H1-△H2
=-110.5kJ/mol
二、反应热其他计算方式
1、根据化学方程式计算
1gH2在O2中完全燃烧放出142.9kJ热量，则2H2（g）+O2（g）=2H2O（g）的反应热△H=
2、根据燃烧热计算
已知乙醇的燃烧热为-1366.8kJ/mol，在25℃、101kPa状况下
1kg乙醇完全燃烧放出的热量为：
第二章化学反应速率和化学平衡
第一节化学反应速率
一、化学反应速率
1、概念的提出
化学反应有快有慢，快如氢氧混合爆炸，几乎转瞬完成；
慢如氯酸钾的受热分解，需要几小时才能分解一定量，因为如此，反应速率才具有存在的意义，并用来描述反应进行的快慢
2、化学反应速率表达式
1s内某物质的物质的量浓度的改变量，或1min内某物质的物质的量浓度的改变量，表达式为：
，单位：
mol/L‧s或mol/L‧min
微观概念里，反应速率是单位时间内生成或消耗物质的粒子数，或单位时间内断裂或结合成的新化学键的数目
注：
化学反应速率是平均速率，并非瞬时速率
化学反应速率不仅仅可以衡量可逆反应，也适用于彻底反应
3、化学反应速率之间的关系
在同一个反应中，各物质的反应速率之比与反应方程中个物质的系数之比相等
4、化学反应速率的计算（三段式）
N2（g）+3H2（g）⇌2NH3（g）历经时间：
tmin
起始c01c02c03
变化△c1△c2△c3
终态c11c12c13
变化：
△c1=c01-c11，△c2=c02-c12，△c3=c03-c13，
△c1：
△c2：
△c3=1：
3：
2
速率：
二、化学反应速率适用范围
1、有气体反应或生成的情况
2、溶液环境
如某物质在反应中的浓度保持不变，则不能用反应速率衡量其
反应快慢，如：
液态水，纯固体物质
第二节影响化学反应速率的因素
一、影响反应速率的内在因素（内因）：
物质的性质
锌和稀盐酸，镁和稀盐酸反应速率不同，主要原因是镁的还原性比锌强
二、影响反应速率的外在因素（外因）
1、微观
1）活化分子：
吸收足够能量，可以发生化学反应的分子
单位体积内活化分子越多，化学反应速率越快
改变活化分子数的措施：
改变温度
2）有效碰撞：
活化分子在合适的碰撞方向下才能发生反应，这样的
碰撞称为有效碰撞
单位时间内有效碰撞次数越多，化学反应速率越快
改变有效碰撞次数的措施：
改变浓度、可引起浓度改变的压强变化
3）活化能：
从初始态到可自发进行反应状态，分子所需要吸收的能量
相同状态下，活化能越低，化学反应速率越快
改变活化能的措施：
使用催化剂
综述：
发生反应的分子吸收足够能量（活化能）、成为活化分子、发生有效碰撞才能发生化学反应
2、宏观因素
1）温度（改变活化分子数）
升高温度，反应速率增大；
降低温度，反应速率降低
2）浓度（改变有效碰撞次数）
增大浓度，反应速率增大；
减小浓度，反应速率降低
3）压强（可改变浓度的压强变化）（可改变有效碰撞次数）
增大压强，反应速率增大；
减小压强，反应速率降低
4）催化剂（改变反应所需的活化能）
使用催化剂，反应速率增大
整体规律：
增大影响速率的因素，化学反应速率增大，反之则速率降低
规律适用于彻底反应和可逆反应，在可逆反应中，增大影响速率的因素，正逆反应速率都增大，反之都降低
第三节化学平衡
一、化学平衡概念
1、研究对象：
可逆反应（在相同条件下可同时从正逆两方向进行的反应）
2、化学平衡含义：
可逆反应进行到正逆反应速率相等时的状态
3、平衡转化率：
4、化学平衡特征
1）等：
达到化学平衡时，正反应速率等于逆反应速率
2）动：
达到化学平衡时，可逆反应处于动态平衡，并非反应已停止
3）定：
达到化学平衡时，各组分的浓度、百分含量，保持恒定不变
4）变：
达到化学平衡后，如外界条件改变，化学平衡状态会发生移动
直至达到新的平衡状态，再次达到平衡后不再移动
5、判断化学平衡
1）正逆反应速率相等（适用于所有化学平衡）
所用判断平衡的两个速率必须表示正、逆两方向，同时比例
关系要与反应系数比例相等
2）某物质浓度保持恒定不变
如反应体系中有纯液体或固体，其浓度始终为恒定值，不能
用于判断平衡
3）某物质的百分含量保持恒定不变
当某物质的质量分数、物质的量分数或体积分数保持恒定时，
可判断该反应已达到平衡
4）反应体系压强保持不变
有气体参与或生成的可逆反应，当反应体系的压强保持不变时，
可判断反应已达到平衡
a、若可逆反应先后气体体积无改变，此规律不适用
b、当反应容器体积可变时，此规律不适用
5）混合气体的颜色深浅保持不变
有带颜色的气体参与或生成的可逆反应，当混合气体的颜色深浅
不再变化时，可判断反应已达到平衡
6）反应放出的热量值保持恒定不变
可逆反应放出的热量保持恒定不变时，可判断反应已达到平衡
7）断裂或形成化学键速率相等
断裂旧化学键或生成新化学键的速率保持不变时，可判断反应
已达到平衡
二、化学平衡移动
1、化学平衡移动原理（勒夏特列原理）
针对已达到平衡的可逆反应，外界发生条件改变时，反应会向着减小这种改变的方向移动
如N2（g）+3H2（g）⇌2NH3（g）△H<
0
若增大c（N2），平衡向着减小c（N2）方向移动，即消耗N2的方向（正向）；
升高温度，平衡向降低温度的方向移动，即吸热方向（逆向）
2、平衡移动规律（以mA（g）+nB（g）⇌pC（g）+qD（g）△H=Q为例）
1）浓度的影响
a、增大反应物浓度：
正向移动，或向右移动，正逆反应速率增大
b、减小反应物浓度：
逆向移动，或向左移动，正逆反应速率降低
c、增大生成物浓度：
逆向移动，或向左移动，正逆反应速率增大
d、减小生成物浓度：
正向移动，或向右移动，正逆反应速率降低
2）温度的影响
Q>
0，a、升高温度：
正向移动，正逆速率增大
b、降低温度：
逆向移动，正逆速率降低
Q<
0，c、升高温度：
逆向移动，正逆速率增大
d、降低温度：
正向移动，正逆速率降低
3）压强的影响（可改变反应物或生成物浓度的压强变化）
m+n>
p+q，a、增大压强：
b、减小压强：
m+n=p+q，c、压强变化：
平衡不移动，升压速率增大，反之降低
m+n<
p+q，d、增大压强：
e、减小压强：
4）催化剂的影响
加入催化剂平衡不移动，正逆速率增大
三、化学平衡常数：
K
以mA（g）+nB（g）⇌pC（g）+qD（g）△H=Q为例
1、K=
（mol/L）p+q-m-n
2、K只与温度有关，Q>
0时，温度增大，K增大，反之减小；
0时，温度增大，K减小，反之增大
K的表达式与反应方程的系数有关，系数改变，K的表达式改变，但值不变
3、平衡常数运算规则
1）若反应方程系数都增大一倍，则K取平方；
若都减小一倍，
则K开平方
2）若存在三个反应式
、
，其平衡常数分别为：
K1、K2、K3
如
，则
-
×
2+
3，则
4、平衡常数的应用
1）计算达到平衡时某物质的浓度、反应速率、转化率
2）判断平衡移动方向：
将改变后各物质的新浓度带入平衡常数表达式，得到计算值QC，比较QC和该温度下的K值，若：
QC>
K，平衡逆向移动；
QC=K，平衡不移动；
QC<
K，平衡正向移动
四、等效平衡
1、等效平衡的含义
两个平衡状态中，各物质浓度两两对应相等或比例相等，这两个平衡
互为等效
2、等效平衡条件
1）恒温恒压容器（m+n≠p+q）
若加入物质的起始浓度之比相等，则两平衡等效
2）恒温恒容容器
若加入物质的起始浓度相等，则两平衡等效
3）特殊情况
若m+n=p+q，则只要加入物质的起始浓度之比相等，无论处在
何种容器，都等效
1molN2、3molH2充入一恒温恒容容器，另将0.5molN2、1.5molH2、1molNH3充入相同容器，则两容器内反应达到平衡后等效（将1molNH3归零到N2和H2，其量分别为0.5mol、1.5mol，累加后与原加入量相等，即浓度相等）
若反应容器为恒温恒压，则归零后，只要N2和H2物质的量比例等于1:
3即等效
第四节化学反应的自发性
一、自发反应与非自发反应
1、自发反应：
不需要人为改变条件就能发生的反应
2、非自发反应：
需要人为改变条件才能发生的反应
自发与否与反应的吸、放热情况无关，吸热反应未必需要加热
才能发生，放热反应也未必需要冷却才能发生
二、自发反应的判断
1、熵：
物质的无序程度，一般认为：
固体无序度小于液体无序度，
液体无序度小于气体无序度；
单质无序度小于化合物无序度；
少量粒子数无序度小于大量粒子的无序度
2、判断公式：
△G=△H–T×
△S，△G<
0自发，△G>
0非自发
温度T为开氏温度，单位为K，高中阶段视为T始终大于零，
与摄氏温度的转换关系为：
T=t℃+273
△G
T×
△S
自发情况
高温<
低温>
>
高温自发
低温非自发
<
任何温度都非自发
任何温度都自发
低温<
0高温>
低温自发
高温非自发
章内补充：
图像问题
一、反应速率与平衡图像（平衡发生移动）
1、浓度
a、增大c反应物b、减小c反应物c、增大c生成物d、减小c生成物
2、压强
m+n>
p+qm+n<
p+q
a、增大压强b、减小压强c、增大压强d、减小压强
m+n=p+q
e、增大压强f、减小压强
3、温度
a、Q>
0、升温b、Q>
0、降温c、Q<
0、升温d、Q<
0、降温
4、催化剂影响速率，对平衡无影响
添加催化剂
二、物质的量、浓度、百分含量、转化率与X
1、与时间，曲线表示属于不同温度或压强
规则：
先拐先平衡，先平数值大
2、与温度，曲线表示属于不同压强（或相反）
根据曲线的纵坐标值与温度的关系，判断焓变；
根据不同压强对应
坐标值判断反应前后系数和关系
第三章水溶液中的离子平衡
第一节弱电解质的电离
一、弱电解质
1、强弱电解质的区别
1）强电解质：
在水溶液中或者熔融状态下能完全电离出阴阳离子，
NaCl、H2SO4
2）弱电解质：
在水溶液中或者熔融状态下部分电离，不能彻底电离，
CH3COOH、H2O
2、强弱电解质的物质分类
1）电解质：
除Mn2O7之外的金属氧化物、
酸、碱、除AlCl3之外的盐、水
离子化合物：
强碱、除AlCl3之外的盐
所有离子化合物都是强电解质
强电解质并不都是离子化合物
2）强电解质：
强酸、强碱、除AlCl3之外的盐
3）弱电解质：
弱酸、弱碱、水（所有弱电解质都是共价化合物）
所有的酸都是共价化合物
二、弱电解质的电离（可逆过程）
1、弱酸的电离
1）一元弱酸
HF⇌H++F-
CH3COOH⇌CH3COO-+H+
HClO⇌H++ClO–
2）多元弱酸（分步电离，但以第一步电离为主，后续电离程度极小）
H2C2O4第一步：
H2C2O4⇌H++HC2O4-
第二步：
HC2O4-⇌H++C2O42-
H2S第一步：
H2S⇌H++HS-
HS-⇌H++S2-
2、弱碱的电离
1）一元弱碱
NH3‧H2O⇌NH4++OH-
2）多元弱碱（一步写出）
Al（OH）3⇌Al3++3OH-
Cu（OH）2⇌Cu2++2OH-
三、弱电解质的电离平衡
所有弱电解质的电离都是吸热过程
1、弱酸的电离平衡
以HF⇌H++F-为例
1）正向移动：
a、升温
b、加水稀释（弱电解质越稀越电离）
c、减小氢离子浓度
i、加入碱ii、加入活泼金属
2）逆向移动：
a、降温
b、增大氢离子浓度或弱酸根浓度
2、弱碱的电离平衡
以NH3‧H2O为例
a、一定范围内升温（氨水易挥发）
b、加水稀释
c、减小氢氧根离子浓度
i、加入酸ii、加入可生成难溶物的金属阳离子
b、增大氢氧根离子浓度
i、加入碱ii、加入可与水生成强碱的金属单质
四、弱酸弱碱的电离平衡常数
1、弱酸的电离平衡常数（以HF⇌H++F-为例）
2、弱碱的电离平衡常数（以NH3‧H2O⇌NH4++OH-为例）
第二节水的电离和溶液的酸碱性
一、水的电离平衡
H2O⇌H++OH-
1、正向移动
1）升高温度
2）减小氢离子浓度或氢氧根浓度
a、加入活泼金属b、加入可生成沉淀的金属阳离子
2、逆向移动
1）降低温度
2）增大氢离子浓度或氢氧根浓度
a、加入酸b、加入碱
二、水的电离平衡常数（也称为水的离子积：
Kw）
1、表达式：
Kw=c（H+）‧c（OH-）
在25℃时，水的离子积Kw=1×
10-14mol2/L2
Kw仅与温度有关：
温度升高，Kw增大；
温度降低，Kw减小
2、Kw的运用
Kw适用于任何电解质溶液，其表达式中的氢离子浓度和氢氧根浓度均为溶液中的氢离子和氢氧根的浓度，并非单纯由水电离出的氢离子和氢氧根浓度。
1）计算由水电离出的氢离子或氢氧根浓度
a、酸溶液（不是酸性溶液）
酸溶液中氢氧根完全由水电离，由于水电离出的氢离子和氢氧根浓度相等，所以，酸溶液中由水电离出的氢离子浓度在数值上等于溶液的氢氧根浓度
25℃时，浓度为0.1mol/L的H2SO4溶液中，由水电离出的
氢离子浓度：
b、碱溶液（不是碱性溶液）
碱溶液中氢离子完全由水电离，由于c（H+）水=c（OH-）水，所以，
碱溶液中由水电离出的氢氧根浓度在数值上等于溶液的c（H+）
25℃时，浓度为0.01mol/L的NaOH溶液中，由水电离出的氢氧根浓度：
三、溶液的酸碱性
判断溶液酸碱性的唯一准则：
溶液中c（H+）和c（OH-）的相对大小
即：
c（H+）>
c（OH-），溶液呈酸性
c（H+）=c（OH-），溶液呈中性
c（H+）<
c（OH-），溶液呈碱性
在未指明温度情况下，
仅从pH值无法判断溶液的酸碱性
酸性溶液未必是酸溶液
碱性溶液未必是碱溶液
四、溶液的pH计算
1、pH标准计算公式：
pH仅与氢离子浓度有关：
c（H+）增大，pH减小；
c（H+）减小，pH增大
2、变式（由c（OH-）和Kw计算）
由
，得
，
则:
若
，
3、混合溶液pH计算
1）强酸和强酸混合
体积为V1L，pH=m的强酸A和体积为V2L，pH=n的强酸B混合，
混合后其
2）强碱和强碱混合
常温下，体积为V1L，pH=x的强碱A和体积为V2L，pH=y的强碱B混合，混合后其
3）强酸和强碱混合
原理：
比较混合前酸、碱中氢离子和氢氧根的物质的量：
若c（H+）大于c（OH-），则混合后溶液呈酸性；
若c（H+）等于c（OH-），则混合后溶液呈中性；
若c（H+）小于c（OH-），则混合后溶液呈碱性。
4）等体积酸碱混合
a、t℃时，Kw=1×
10-m，pH=a的某强酸和pH=b的某强碱等体积混合，若a+b=m，则混合后溶液呈中性
b、t℃时，Kw=1×
10-m，pH=a的某强酸和pH=b的某强碱混合，若混合后溶液呈中性，则消耗的酸和碱的体积比：
V酸：
V碱=10a：
10m-b
5）溶液稀释
a、pH=a的强酸溶液，稀释10m倍后，其pH=a+m（a+m<
7）
pH=a的弱酸溶液，稀释10m倍后，其pH范围：
a+m-1<
pH<
a+m（a+m<
7）
b、pH=b的强碱溶液，稀释10m倍后，其pH=b-m（b-m>
pH=b的弱碱溶液，稀释10m倍后，其pH范围：
b-m<
b-m+1（b-m>
第三节酸碱中和滴定原理及其实验
一、滴定原理
用已知浓度的物质与另一未知浓度物质反应，通过消耗量与参加反应物质比例，计算未知浓度。
二、实验过程
1、实验仪器：
酸式、碱式滴定管、滴定管夹（蝴蝶夹）、移液管、锥形瓶或小烧杯
2、药品：
0.01mol/L盐酸溶液、未知浓度的氢氧化钠溶液、酚酞试液
3、实验操作
1）检漏：
检查滴定管是否漏水，方法：
将蒸馏水加入两支滴定管，关闭酸式滴定管阀门，如尖嘴没有连续滴水，证明滴定管不漏液；
2）洗涤：
用蒸馏水洗涤滴定管和锥形瓶2~3次
3）润洗：
分别用已知浓度的盐酸和未知浓度的氢氧化钠溶液润洗酸式、
碱式滴定管2~3次
4）移液：
用移液管吸取一定量盐酸、氢氧化钠溶液分别加到酸式滴定管、碱式滴定管，并排除滴定管尖嘴气泡
5）调刻线：
分别将酸式、碱式滴定管页面调节至某一刻度线，分别记录
酸式、碱式滴定管的刻度值
6）滴定：
放出10mL氢氧化钠溶液至锥形瓶，加入2~3滴酚酞试液，
将锥形瓶移到酸式滴定管尖嘴下方，慢速滴加盐酸溶液
7）滴定终点：
当加入最后一滴盐酸，溶液恰好变为无色，且30秒内颜色不恢复，说明达到滴定终点
8）记录：
记录酸式滴定管液面刻度值，计算出消耗盐酸溶液的体积
9）重复：
重复上述过程2~3次
4、计算
c（NaOH）=V酸×
c酸/V碱
5、误差分析
1）未润洗：
酸式：
滴定管内留有残存蒸馏水，致使盐酸溶液浓度下降，耗酸体积
增大，最终计算浓度偏大
碱式：
残存蒸馏水稀释氢氧化钠，导致放出氢氧化钠的溶质的量减少，消耗盐酸体积减小，最终计算浓度偏小
2）未排气泡：
酸式：
由于气泡存在，使最终盐酸液面刻度偏大，耗酸体积变大，
最终计算浓度偏大
碱式：
导致放出氢氧化钠实际体积减小，耗酸体积减小，浓度偏小
3）仰视刻线：
a、调刻线时仰视刻线，耗酸体积偏小，最终浓度偏小
b、滴定终点读数时仰视刻线，耗酸体积偏大，最终浓度偏大
a、调刻线时仰视刻线，放出碱液体积偏大，最终浓度偏大
b、放液终点时仰视刻线，放出碱液体积偏小，最终浓度偏小
4）俯视刻线：
a、调刻线时俯视刻线，耗酸体积偏大，最终浓度偏大
b、滴定终点读数时俯视刻线，耗酸体积偏小，最终浓度偏小
a、调刻线时俯视刻线，放出碱液体积偏小，最终浓度偏小
b、放液终点时俯视刻线，放出碱液体积偏大，最终浓度偏大
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