高二化学选修4复习资料
高二的期末将至，复习资料应该早就准备好了吧？化学科目的选修4同样也需要引起重视。下面是学习啦小编为您带来的高二化学选修4复习资料，欢迎收藏。
高二化学选修4复习资料(一)
1、化学反应的反应热
(1)反应热的概念：
当化学反应在一定的温度下进行时，反应所释放或吸收的热量称为该反应在此温度下的热效应，简称反应热。用符号Q表示。
(2)反应热与吸热反应、放热反应的关系。
Q>0时，反应为吸热反应;Q<0时，反应为放热反应。
(3)反应热的测定
测定反应热的仪器为量热计，可测出反应前后溶液温度的变化，根据体系的热容可计算出反应热，计算公式如下：
Q=-C(T2-T1)
式中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。实验室经常测定中和反应的反应热。
2、化学反应的焓变
(1)反应焓变
物质所具有的能量是物质固有的性质，可以用称为“焓”的物理量来描述，符号为H，单位为kJ·mol-1。
反应产物的总焓与反应物的总焓之差称为反应焓变，用ΔH表示。
(2)反应焓变ΔH与反应热Q的关系。
对于等压条件下进行的化学反应，若反应中物质的能量变化全部转化为热能，则该反应的反应热等于反应焓变，其数学表达式为：Qp=ΔH=H(反应产物)-H(反应物)。
(3)反应焓变与吸热反应，放热反应的关系：
ΔH>0，反应吸收能量，为吸热反应。
ΔH<0，反应释放能量，为放热反应。
(4)反应焓变与热化学方程式：
把一个化学反应中物质的变化和反应焓变同时表示出来的化学方程式称为热化学方程式，如：H2(g)+O2(g)=H2O(l);ΔH(298K)=-285.8kJ·mol-1
书写热化学方程式应注意以下几点：
①化学式后面要注明物质的聚集状态：固态(s)、液态(l)、气态(g)、溶液(aq)。
②化学方程式后面写上反应焓变ΔH，ΔH的单位是J·mol-1或 kJ·mol-1，且ΔH后注明反应温度。
③热化学方程式中物质的系数加倍，ΔH的数值也相应加倍。
3、反应焓变的计算
(1)盖斯定律
对于一个化学反应，无论是一步完成，还是分几步完成，其反应焓变一样，这一规律称为盖斯定律。
(2)利用盖斯定律进行反应焓变的计算。
常见题型是给出几个热化学方程式，合并出题目所求的热化学方程式，根据盖斯定律可知，该方程式的ΔH为上述各热化学方程式的ΔH的代数和。
(3)根据标准摩尔生成焓，ΔfHmθ计算反应焓变ΔH。
对任意反应：aA+bB=cC+dD
ΔH=[cΔfHmθ(C)+dΔfHmθ(D)]-[aΔfHmθ(A)+bΔfHmθ(B)]
4、电解的原理
(1)电解的概念：
在直流电作用下，电解质在两上电极上分别发生氧化反应和还原反应的过程叫做电解。电能转化为化学能的装置叫做电解池。
(2)电极反应：以电解熔融的NaCl为例：
阳极：与电源正极相连的电极称为阳极，阳极发生氧化反应：2Cl-→Cl2↑+2e-。
阴极：与电源负极相连的电极称为阴极，阴极发生还原反应：Na++e-→Na。
总方程式：2NaCl(熔)2Na+Cl2↑
5、电解原理的应用
(1)电解食盐水制备烧碱、氯气和氢气。
阳极：2Cl-→Cl2+2e-
阴极：2H++e-→H2↑
总反应：2NaCl+2H2O2NaOH+H2↑+Cl2↑
(2)铜的电解精炼。
粗铜(含Zn、Ni、Fe、Ag、Au、Pt)为阳极，精铜为阴极，CuSO4溶液为电解质溶液。
阳极反应：Cu→Cu2++2e-，还发生几个副反应
Zn→Zn2++2e-;Ni→Ni2++2e-
Fe→Fe2++2e-
Au、Ag、Pt等不反应，沉积在电解池底部形成阳极泥。
阴极反应：Cu2++2e-→Cu
(3)电镀：以铁表面镀铜为例
待镀金属Fe为阴极，镀层金属Cu为阳极，CuSO4溶液为电解质溶液。
阳极反应：Cu→Cu2++2e-
阴极反应： Cu2++2e-→Cu
6、原电池的工作原理
(1)原电池的概念：
把化学能转变为电能的装置称为原电池。
(2)原电池的电能
若两种金属做电极，活泼金属为负极，不活泼金属为正极;若一种金属和一种非金属做电极，金属为负极，非金属为正极。
7、化学电源
(1)锌锰干电池
负极反应：Zn→Zn2++2e-;
正极反应：2NH4++2e-→2NH3+H2;
(2)铅蓄电池
负极反应：Pb+SO42-PbSO4+2e-
正极反应：PbO2+4H++SO42-+2e-PbSO4+2H2O
放电时总反应：Pb+PbO2+2H2SO4=2PbSO4+2H2O。
充电时总反应：2PbSO4+2H2O=Pb+PbO2+2H2SO4。
(3)氢氧燃料电池
负极反应：2H2+4OH-→4H2O+4e-
正极反应：O2+2H2O+4e-→4OH-
电池总反应：2H2+O2=2H2O
8、金属的腐蚀与防护
(1)金属腐蚀
金属表面与周围物质发生化学反应或因电化学作用而遭到破坏的过程称为金属腐蚀。
(2)金属腐蚀的电化学原理。
生铁中含有碳，遇有雨水可形成原电池，铁为负极，电极反应为：Fe→Fe2++2e-。水膜中溶解的氧气被还原，正极反应为：O2+2H2O+4e-→4OH-，该腐蚀为“吸氧腐蚀”，总反应为：2Fe+O2+2H2O=2Fe(OH)2，Fe(OH)2又立即被氧化：4Fe(OH)2+2H2O+O2=4Fe(OH)3，Fe(OH)3分解转化为铁锈。若水膜在酸度较高的环境下，正极反应为：2H++2e-→H2↑，该腐蚀称为“析氢腐蚀”。
(3)金属的防护
金属处于干燥的环境下，或在金属表面刷油漆、陶瓷、沥青、塑料及电镀一层耐腐蚀性强的金属防护层，破坏原电池形成的条件。从而达到对金属的防护;也可以利用原电池原理，采用牺牲阳极保护法。也可以利用电解原理，采用外加电流阴极保护法。
9、原电池的反应都是自发进行的反应，电解池的反应很多不是自发进行的。
10、放热反应多数能自发进行，即ΔH<0的反应大多能自发进行。有些吸热反应也能自发进行。如NH4HCO3与CH3COOH的反应。
高二化学选修4复习资料(二)
1、化学平衡状态的特征
(1)逆：可逆反应
(2)动：动态平衡(正逆反应仍在进行)
(3)等：正反应速率=逆反应速率
(4)定：反应混合物中各组分的浓度保持
不变,各组分的含量一定.
(5)变：条件改变,原平衡被破坏,在新的条件下建立新的平衡.
①“逆”研究对象为可逆反应.
②“等”：可逆反应达到平衡时,υ正=υ逆.
第一层含义：用同种物质表示反应速率时,该物质的生成速率=消耗速率
第二层含义：用不同物质表示反应速率时,某反应物的消耗(生成)速率：某生成物的消耗(生成)速率=化学计量数之比③“定”：平衡混合物中各组分含量(百分含量、物质的量、质量、浓度等)不随时间变化.
④“动”：正逆反应同时进行,处于动态平衡.
⑤“变”：一旦条件改变,正逆反应速率不再相等,平衡将发生移动,直至建立新的平衡.
⑥“同”：化学平衡的建立与反应途径无关.对同一可逆反应,只要条件相同(温度、浓度、压强),不论从正反应、逆反应或正逆反应同时进行,均能达到同一平衡状态.
2、判断化学平衡状态的标志
(1)任何情况下均可作为标志的：
①υ正=υ逆(同一种物质)
② 各组分含量(百分含量、物质的量、质量、物质的量浓度)不随时间变化
③ 某反应物的消耗(生成)速率：某生成物的消耗(生成)速率=化学计量数之比
④ 反应物转化率不变
(2)在一定条件下可作为标志的是
① 对于有色物质参加或生成的可逆反应体系,颜色不再变化.
② 对于有气态物质参加或生成的可逆反应体系,若反应前后气体的物质的量变化不为0,则混合气体平均相对分子质量M和反应总压P不变(恒温恒容).
③ 对于恒容绝热体系,体系的温度不再变化.
(3)不能作为判断标志的是
① 各物质的物质的量或浓度变化或反应速率之比=化学计量数之比.(任何情况下均适用)
② 有气态物质参加或生成的反应,若反应前后气体的物质的量变化为0,则混合气体平均相对分子质量M和反应总压P不变(恒温恒容).
3.化学平衡的移动,.
①对平衡体系中的固态和纯液态物质,其浓度可看作一个常数,增加或减小固态或液态纯净物的量并不影响V正、V逆的大小,所以化学平衡不移动.
②只要是增大浓度,不论增大的是反应物浓度,还是 生成物浓度,新平衡状态下的反应速率一定大于原平衡状态;减小浓度,新平衡状态下的速率一定小于原平衡状态.
③反应物有两种或两种以上, 增加一种物质的浓度, 该物质的平衡转化率降低, 而其他物质的转化率提高.
4、等效平衡的概念
在一定条件下,可逆反应只要起始浓度相当,无论经过何种途径,但达到化学平衡时,只要同种物质的体积分数相同,这样的平衡称为等效平衡.(体积分数相同：即平衡混合物各组分的百分含量对应相同,但各组分的物质的量、浓度可能不同。
5、恒温、恒容下对于气态物质反应前后分子数变化的可逆反应等效平衡的
判断方法是:
使用极限转化的方法将各种情况变换成同一反应物或生成物,然后观察有关物质的物质的量是否对应相等.
产生结果：各组分百分量、c相同,n同比例变化
6、恒温恒容(△n(g)≠0)投料换算成相同物质表示时量相同,两次平衡时各组分百分量、n、c均相同
7、恒温恒容(△n(g)=0) 投料换算成相同物质表示时等比例,两次平衡时各组分百分量相同,n、c同比例变化
8、恒温恒压 投料换算成相同物质表示时等比例,两次平衡时各组分百分量、c相同,n同比例变化.
9、化学平衡常数
一定温度下,对于已达平衡的反应体
系中,生成物以它的化学计量数为乘幂的浓度之积除以反应物以它的化学计量数为乘幂的浓度之积是个常数这个常数叫做该反应的化学平衡常数
10、如果反应中有固体和纯液体参加,它们的浓度不应写在平衡关系式中,因为它们的浓度是固定不变的,化学平衡关系式中只包括气态物质和溶液中各溶质的浓度。
高二化学选修4复习资料(三)
1、有些吸热反应室温下不能进行，但在较高温度下能自发进行，如CaCO3高温下分解生成CaO、CO2。
2、反应熵变与反应方向
熵是描述体系混乱度的概念，熵值越大，体系混乱度越大。反应的熵变ΔS为反应产物总熵与反应物总熵之差。产生气体的反应为熵增加反应，熵增加有利于反应的自发进行。
3、焓变与熵变对反应方向的共同影响
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。
在温度、压强一定的条件下，自发反应总是向ΔH-TΔS<0的方向进行，直至平衡状态。
4、化学平衡常数
(1)对达到平衡的可逆反应，生成物浓度的系数次方的乘积与反应物浓度的系数次方的乘积之比为一常数，该常数称为化学平衡常数，用符号K表示 。
(2)平衡常数K的大小反映了化学反应可能进行的程度(即反应限度)，平衡常数越大，说明反应可以进行得越完全。
(3)平衡常数表达式与化学方程式的书写方式有关。对于给定的可逆反应，正逆反应的平衡常数互为倒数。
(4)借助平衡常数，可以判断反应是否到平衡状态：当反应的浓度商Qc与平衡常数Kc相等时，说明反应达到平衡状态。
5、反应的平衡转化率
(1)平衡转化率是用转化的反应物的浓度与该反应物初始浓度的比值来表示。
(2)平衡正向移动不一定使反应物的平衡转化率提高。提高一种反应物的浓度，可使另一反应物的平衡转化率提高。
(3)平衡常数与反应物的平衡转化率之间可以相互计算。
6、反应条件对化学平衡的影响
(1)温度的影响
升高温度使化学平衡向吸热方向移动;降低温度使化学平衡向放热方向移动。温度对化学平衡的影响是通过改变平衡常数实现的。
(2)浓度的影响
增大生成物浓度或减小反应物浓度，平衡向逆反应方向移动;增大反应物浓度或减小生成物浓度，平衡向正反应方向移动。
温度一定时，改变浓度能引起平衡移动，但平衡常数不变。化工生产中，常通过增加某一价廉易得的反应物浓度，来提高另一昂贵的反应物的转化率。
(3)压强的影响
ΔVg=0的反应，改变压强，化学平衡状态不变。
ΔVg≠0的反应，增大压强，化学平衡向气态物质体积减小的方向移动。
(4)勒夏特列原理
由温度、浓度、压强对平衡移动的影响可得出勒夏特列原理：如果改变影响平衡的一个条件(浓度、压强、温度等)平衡向能够减弱这种改变的方向移动。
7、化学反应是怎样进行的
(1)基元反应：能够一步完成的反应称为基元反应，大多数化学反应都是分几步完成的。
(2)反应历程：平时写的化学方程式是由几个基元反应组成的总反应。总反应中用基元反应构成的反应序列称为反应历程，又称反应机理。
(3)不同反应的反应历程不同。同一反应在不同条件下的反应历程也可能不同，反应历程的差别又造成了反应速率的不同。
8、化学反应速率
(1)概念：
单位时间内反应物的减小量或生成物的增加量可以表示反应的快慢，即反应的速率，用符号v表示。
(2)表达式：
(3)特点
对某一具体反应，用不同物质表示化学反应速率时所得的数值可能不同，但各物质表示的化学反应速率之比等于化学方程式中各物质的系数之比。
9、浓度对反应速率的影响
(1)反应速率常数(K)
反应速率常数(K)表示单位浓度下的化学反应速率，通常，反应速率常数越大，反应进行得越快。反应速率常数与浓度无关，受温度、催化剂、固体表面性质等因素的影响。
(2)浓度对反应速率的影响
增大反应物浓度，正反应速率增大，减小反应物浓度，正反应速率减小。
增大生成物浓度，逆反应速率增大，减小生成物浓度，逆反应速率减小。
(3)压强对反应速率的影响
压强只影响气体，对只涉及固体、液体的反应，压强的改变对反应速率几乎无影响。
压强对反应速率的影响，实际上是浓度对反应速率的影响，因为压强的改变是通过改变容器容积引起的。压缩容器容积，气体压强增大，气体物质的浓度都增大，正、逆反应速率都增加;增大容器容积，气体压强减小;气体物质的浓度都减小，正、逆反应速率都减小。
10、温度对化学反应速率的影响
(1)经验公式
阿伦尼乌斯总结出了反应速率常数与温度之间关系的经验公式：
式中A为比例系数，e为自然对数的底，R为摩尔气体常数量，Ea为活化能。
由公式知，当Ea>0时，升高温度，反应速率常数增大，化学反应速率也随之增大。可知，温度对化学反应速率的影响与活化能有关。
(2)活化能Ea。
活化能Ea是活化分子的平均能量与反应物分子平均能量之差。不同反应的活化能不同，有的相差很大。活化能 Ea值越大，改变温度对反应速率的影响越大。
高二化学选修4复习资料(四)
⒈平衡常数的数值大小可以判断反应进行的程度,估计反应的可能性.因为平衡状态是反应进行的最大限度.如：
N2(g)+O2(g)?2NO(g)
Kc=1×10-30(298K)
这意味着298K时,N2和O2基本上没有进行反应,反之NO分解的逆反应在该温度下将几乎完全进行,平衡时NO实际上全部分解为N2和O2
2、平衡常数数值的大小,只能大致告诉我们一个可逆反应的正向反应所进行的最大程度,并不能预示反应达到平衡所需要的时间.如：
2SO2(g)+O2===2SO3(g)
298K时K很大,但由于速度太慢,常温时,几乎不发生反应.
3、平衡常数数值极小的反应,说明正反应在该条件下不可能进行,如:
N2+O2?2NO
Kc=10-30(298K)所以常温下用此反应固定氮气是不可能的.因此没有必要在该条件下进行实验,以免浪费人力物力.或者改变条件使反应在新的条件下进行比较好一些.
4、平衡转化率
平衡转化率是指平衡时已转化了的某反应物的量与转化前该反应物的量之比.
自发过程：在一定条件下,不借助外部力量就能自动进行的过程
能量趋于最低(高山流水)/
5、反应焓变与反应方向
△日常生活中长期积累的经验而总结得到一条经验规律→能量判据∶
体系趋向于从高能状态转变为低能状态(这时体系会对外做功或者释放热量～△H ﹤0).
多数能自发进行的化学反应是放热反应,
如常温、常压下,氢氧化亚铁被氧化为氢氧化铁的反应是自发的,但是,有不少吸热反应也能自发进行。
6、反应熵变与反应方向
为了解释这样一类与能量状态的高低无关的过程的自发性,提出了在自然界还存在着另一种能够推动体系变化的因素→
①在密闭条件下,体系由有序自发地转变为无序的倾向～称为熵.
由大量粒子组成的体系中,用熵来描述体系的混乱度,
②符号用S表示.
③熵值越大,体系混乱度越大.同一物质,S(g)﹥S(l)﹥S(s).许多熵增反应在常温常压下能自发进行,有些在室温条件下不能自发进行,但在较高温度下则能自发进行.
在一定条件下,一个化学反应能否自发进行,既可能与反应焓变(△H)有关,又可能与反应熵变(△S)有关.在温度、压强一定的条件下,我们要判别化学反应的方向要考虑△H、 △S共同影响的结果.
7、焓判据和熵判据的应用
①由焓判据知∶放热过程(△H﹤0)常常是容易自发进行;
②由熵判据知∶若干熵增加(△S﹥0)的过程是自发的;
三很多情况下,简单地只用其中一个判据去判断同一个反应,可能会出现相反的判断结果,所以我们应两个判据兼顾.由能量判据(以焓变为基础)和熵判据组合成的复合判据-自由能将更适合于所有的反应过程.
8、盐类水解的规律：
谁弱谁水解,※谁强显谁性,※都强不水解.
盐类水解一般是比较微弱的,通常用可逆符号表示,同时无沉淀和气体产生.
多元弱酸的酸根离子水解是分步进行的,第一步水解程度比第二水解程度大,故相同物质的量浓度的Na2CO3和NaHCO3溶液,Na2CO3溶液碱性比NaHCO3强.
对于发生双水解的盐类,因水解彻底,故用“===”,同时有沉淀和气体产生.
9、催化剂对化学反应速率的影响
(1)催化剂对化学反应速率影响的规律：
催化剂大多能加快反应速率，原因是催化剂能通过参加反应，改变反应历程，降低反应的活化能来有效提高反应速率。
(2)催化剂的特点：
催化剂能加快反应速率而在反应前后本身的质量和化学性质不变。
催化剂具有选择性。
催化剂不能改变化学反应的平衡常数，不引起化学平衡的移动，不能改变平衡转化率。
10、合成氨反应的限度
合成氨反应是一个放热反应，同时也是气体物质的量减小的熵减反应，故降低温度、增大压强将有利于化学平衡向生成氨的方向移动。
