高二化學(xué)選修4復(fù)習(xí)資料
高二化學(xué)選修4復(fù)習(xí)資料
高二的期末將至，復(fù)習(xí)資料應(yīng)該早就準(zhǔn)備好了吧？化學(xué)科目的選修4同樣也需要引起重視。下面是學(xué)習(xí)啦小編為您帶來的高二化學(xué)選修4復(fù)習(xí)資料，歡迎收藏。
高二化學(xué)選修4復(fù)習(xí)資料(一)
1、化學(xué)反應(yīng)的反應(yīng)熱
(1)反應(yīng)熱的概念：
當(dāng)化學(xué)反應(yīng)在一定的溫度下進(jìn)行時(shí)，反應(yīng)所釋放或吸收的熱量稱為該反應(yīng)在此溫度下的熱效應(yīng)，簡稱反應(yīng)熱。用符號Q表示。
(2)反應(yīng)熱與吸熱反應(yīng)、放熱反應(yīng)的關(guān)系。
Q>0時(shí)，反應(yīng)為吸熱反應(yīng);Q<0時(shí)，反應(yīng)為放熱反應(yīng)。
(3)反應(yīng)熱的測定
測定反應(yīng)熱的儀器為量熱計(jì)，可測出反應(yīng)前后溶液溫度的變化，根據(jù)體系的熱容可計(jì)算出反應(yīng)熱，計(jì)算公式如下：
Q=-C(T2-T1)
式中C表示體系的熱容，T1、T2分別表示反應(yīng)前和反應(yīng)后體系的溫度。實(shí)驗(yàn)室經(jīng)常測定中和反應(yīng)的反應(yīng)熱。
2、化學(xué)反應(yīng)的焓變
(1)反應(yīng)焓變
物質(zhì)所具有的能量是物質(zhì)固有的性質(zhì)，可以用稱為“焓”的物理量來描述，符號為H，單位為kJ·mol-1。
反應(yīng)產(chǎn)物的總焓與反應(yīng)物的總焓之差稱為反應(yīng)焓變，用ΔH表示。
(2)反應(yīng)焓變ΔH與反應(yīng)熱Q的關(guān)系。
對于等壓條件下進(jìn)行的化學(xué)反應(yīng)，若反應(yīng)中物質(zhì)的能量變化全部轉(zhuǎn)化為熱能，則該反應(yīng)的反應(yīng)熱等于反應(yīng)焓變，其數(shù)學(xué)表達(dá)式為：Qp=ΔH=H(反應(yīng)產(chǎn)物)-H(反應(yīng)物)。
(3)反應(yīng)焓變與吸熱反應(yīng)，放熱反應(yīng)的關(guān)系：
ΔH>0，反應(yīng)吸收能量，為吸熱反應(yīng)。
ΔH<0，反應(yīng)釋放能量，為放熱反應(yīng)。
(4)反應(yīng)焓變與熱化學(xué)方程式：
把一個(gè)化學(xué)反應(yīng)中物質(zhì)的變化和反應(yīng)焓變同時(shí)表示出來的化學(xué)方程式稱為熱化學(xué)方程式，如：H2(g)+O2(g)=H2O(l);ΔH(298K)=-285.8kJ·mol-1
書寫熱化學(xué)方程式應(yīng)注意以下幾點(diǎn)：
①化學(xué)式后面要注明物質(zhì)的聚集狀態(tài)：固態(tài)(s)、液態(tài)(l)、氣態(tài)(g)、溶液(aq)。
②化學(xué)方程式后面寫上反應(yīng)焓變ΔH，ΔH的單位是J·mol-1或 kJ·mol-1，且ΔH后注明反應(yīng)溫度。
③熱化學(xué)方程式中物質(zhì)的系數(shù)加倍，ΔH的數(shù)值也相應(yīng)加倍。
3、反應(yīng)焓變的計(jì)算
(1)蓋斯定律
對于一個(gè)化學(xué)反應(yīng)，無論是一步完成，還是分幾步完成，其反應(yīng)焓變一樣，這一規(guī)律稱為蓋斯定律。
(2)利用蓋斯定律進(jìn)行反應(yīng)焓變的計(jì)算。
常見題型是給出幾個(gè)熱化學(xué)方程式，合并出題目所求的熱化學(xué)方程式，根據(jù)蓋斯定律可知，該方程式的ΔH為上述各熱化學(xué)方程式的ΔH的代數(shù)和。
(3)根據(jù)標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成焓，ΔfHmθ計(jì)算反應(yīng)焓變ΔH。
對任意反應(yīng)：aA+bB=cC+dD
ΔH=[cΔfHmθ(C)+dΔfHmθ(D)]-[aΔfHmθ(A)+bΔfHmθ(B)]
4、電解的原理
(1)電解的概念：
在直流電作用下，電解質(zhì)在兩上電極上分別發(fā)生氧化反應(yīng)和還原反應(yīng)的過程叫做電解。電能轉(zhuǎn)化為化學(xué)能的裝置叫做電解池。
(2)電極反應(yīng)：以電解熔融的NaCl為例：
陽極：與電源正極相連的電極稱為陽極，陽極發(fā)生氧化反應(yīng)：2Cl-→Cl2↑+2e-。
陰極：與電源負(fù)極相連的電極稱為陰極，陰極發(fā)生還原反應(yīng)：Na++e-→Na。
總方程式：2NaCl(熔)2Na+Cl2↑
5、電解原理的應(yīng)用
(1)電解食鹽水制備燒堿、氯氣和氫氣。
陽極：2Cl-→Cl2+2e-
陰極：2H++e-→H2↑
總反應(yīng)：2NaCl+2H2O2NaOH+H2↑+Cl2↑
(2)銅的電解精煉。
粗銅(含Zn、Ni、Fe、Ag、Au、Pt)為陽極，精銅為陰極，CuSO4溶液為電解質(zhì)溶液。
陽極反應(yīng)：Cu→Cu2++2e-，還發(fā)生幾個(gè)副反應(yīng)
Zn→Zn2++2e-;Ni→Ni2++2e-
Fe→Fe2++2e-
Au、Ag、Pt等不反應(yīng)，沉積在電解池底部形成陽極泥。
陰極反應(yīng)：Cu2++2e-→Cu
(3)電鍍：以鐵表面鍍銅為例
待鍍金屬Fe為陰極，鍍層金屬Cu為陽極，CuSO4溶液為電解質(zhì)溶液。
陽極反應(yīng)：Cu→Cu2++2e-
陰極反應(yīng)： Cu2++2e-→Cu
6、原電池的工作原理
(1)原電池的概念：
把化學(xué)能轉(zhuǎn)變?yōu)殡娔艿难b置稱為原電池。
(2)原電池的電能
若兩種金屬做電極，活潑金屬為負(fù)極，不活潑金屬為正極;若一種金屬和一種非金屬做電極，金屬為負(fù)極，非金屬為正極。
7、化學(xué)電源
(1)鋅錳干電池
負(fù)極反應(yīng)：Zn→Zn2++2e-;
正極反應(yīng)：2NH4++2e-→2NH3+H2;
(2)鉛蓄電池
負(fù)極反應(yīng)：Pb+SO42-PbSO4+2e-
正極反應(yīng)：PbO2+4H++SO42-+2e-PbSO4+2H2O
放電時(shí)總反應(yīng)：Pb+PbO2+2H2SO4=2PbSO4+2H2O。
充電時(shí)總反應(yīng)：2PbSO4+2H2O=Pb+PbO2+2H2SO4。
(3)氫氧燃料電池
負(fù)極反應(yīng)：2H2+4OH-→4H2O+4e-
正極反應(yīng)：O2+2H2O+4e-→4OH-
電池總反應(yīng)：2H2+O2=2H2O
8、金屬的腐蝕與防護(hù)
(1)金屬腐蝕
金屬表面與周圍物質(zhì)發(fā)生化學(xué)反應(yīng)或因電化學(xué)作用而遭到破壞的過程稱為金屬腐蝕。
(2)金屬腐蝕的電化學(xué)原理。
生鐵中含有碳，遇有雨水可形成原電池，鐵為負(fù)極，電極反應(yīng)為：Fe→Fe2++2e-。水膜中溶解的氧氣被還原，正極反應(yīng)為：O2+2H2O+4e-→4OH-，該腐蝕為“吸氧腐蝕”，總反應(yīng)為：2Fe+O2+2H2O=2Fe(OH)2，F(xiàn)e(OH)2又立即被氧化：4Fe(OH)2+2H2O+O2=4Fe(OH)3，F(xiàn)e(OH)3分解轉(zhuǎn)化為鐵銹。若水膜在酸度較高的環(huán)境下，正極反應(yīng)為：2H++2e-→H2↑，該腐蝕稱為“析氫腐蝕”。
(3)金屬的防護(hù)
金屬處于干燥的環(huán)境下，或在金屬表面刷油漆、陶瓷、瀝青、塑料及電鍍一層耐腐蝕性強(qiáng)的金屬防護(hù)層，破壞原電池形成的條件。從而達(dá)到對金屬的防護(hù);也可以利用原電池原理，采用犧牲陽極保護(hù)法。也可以利用電解原理，采用外加電流陰極保護(hù)法。
9、原電池的反應(yīng)都是自發(fā)進(jìn)行的反應(yīng)，電解池的反應(yīng)很多不是自發(fā)進(jìn)行的。
10、放熱反應(yīng)多數(shù)能自發(fā)進(jìn)行，即ΔH<0的反應(yīng)大多能自發(fā)進(jìn)行。有些吸熱反應(yīng)也能自發(fā)進(jìn)行。如NH4HCO3與CH3COOH的反應(yīng)。
高二化學(xué)選修4復(fù)習(xí)資料(二)
1、化學(xué)平衡狀態(tài)的特征
(1)逆：可逆反應(yīng)
(2)動：動態(tài)平衡(正逆反應(yīng)仍在進(jìn)行)
(3)等：正反應(yīng)速率=逆反應(yīng)速率
(4)定：反應(yīng)混合物中各組分的濃度保持
不變,各組分的含量一定.
(5)變：條件改變,原平衡被破壞,在新的條件下建立新的平衡.
①“逆”研究對象為可逆反應(yīng).
②“等”：可逆反應(yīng)達(dá)到平衡時(shí),υ正=υ逆.
第一層含義：用同種物質(zhì)表示反應(yīng)速率時(shí),該物質(zhì)的生成速率=消耗速率
第二層含義：用不同物質(zhì)表示反應(yīng)速率時(shí),某反應(yīng)物的消耗(生成)速率：某生成物的消耗(生成)速率=化學(xué)計(jì)量數(shù)之比③“定”：平衡混合物中各組分含量(百分含量、物質(zhì)的量、質(zhì)量、濃度等)不隨時(shí)間變化.
④“動”：正逆反應(yīng)同時(shí)進(jìn)行,處于動態(tài)平衡.
⑤“變”：一旦條件改變,正逆反應(yīng)速率不再相等,平衡將發(fā)生移動,直至建立新的平衡.
⑥“同”：化學(xué)平衡的建立與反應(yīng)途徑無關(guān).對同一可逆反應(yīng),只要條件相同(溫度、濃度、壓強(qiáng)),不論從正反應(yīng)、逆反應(yīng)或正逆反應(yīng)同時(shí)進(jìn)行,均能達(dá)到同一平衡狀態(tài).
2、判斷化學(xué)平衡狀態(tài)的標(biāo)志
(1)任何情況下均可作為標(biāo)志的：
①υ正=υ逆(同一種物質(zhì))
② 各組分含量(百分含量、物質(zhì)的量、質(zhì)量、物質(zhì)的量濃度)不隨時(shí)間變化
③ 某反應(yīng)物的消耗(生成)速率：某生成物的消耗(生成)速率=化學(xué)計(jì)量數(shù)之比
④ 反應(yīng)物轉(zhuǎn)化率不變
(2)在一定條件下可作為標(biāo)志的是
① 對于有色物質(zhì)參加或生成的可逆反應(yīng)體系,顏色不再變化.
② 對于有氣態(tài)物質(zhì)參加或生成的可逆反應(yīng)體系,若反應(yīng)前后氣體的物質(zhì)的量變化不為0,則混合氣體平均相對分子質(zhì)量M和反應(yīng)總壓P不變(恒溫恒容).
③ 對于恒容絕熱體系,體系的溫度不再變化.
(3)不能作為判斷標(biāo)志的是
① 各物質(zhì)的物質(zhì)的量或濃度變化或反應(yīng)速率之比=化學(xué)計(jì)量數(shù)之比.(任何情況下均適用)
② 有氣態(tài)物質(zhì)參加或生成的反應(yīng),若反應(yīng)前后氣體的物質(zhì)的量變化為0,則混合氣體平均相對分子質(zhì)量M和反應(yīng)總壓P不變(恒溫恒容).
3.化學(xué)平衡的移動,.
①對平衡體系中的固態(tài)和純液態(tài)物質(zhì),其濃度可看作一個(gè)常數(shù),增加或減小固態(tài)或液態(tài)純凈物的量并不影響V正、V逆的大小,所以化學(xué)平衡不移動.
②只要是增大濃度,不論增大的是反應(yīng)物濃度,還是 生成物濃度,新平衡狀態(tài)下的反應(yīng)速率一定大于原平衡狀態(tài);減小濃度,新平衡狀態(tài)下的速率一定小于原平衡狀態(tài).
③反應(yīng)物有兩種或兩種以上, 增加一種物質(zhì)的濃度, 該物質(zhì)的平衡轉(zhuǎn)化率降低, 而其他物質(zhì)的轉(zhuǎn)化率提高.
4、等效平衡的概念
在一定條件下,可逆反應(yīng)只要起始濃度相當(dāng),無論經(jīng)過何種途徑,但達(dá)到化學(xué)平衡時(shí),只要同種物質(zhì)的體積分?jǐn)?shù)相同,這樣的平衡稱為等效平衡.(體積分?jǐn)?shù)相同：即平衡混合物各組分的百分含量對應(yīng)相同,但各組分的物質(zhì)的量、濃度可能不同。
5、恒溫、恒容下對于氣態(tài)物質(zhì)反應(yīng)前后分子數(shù)變化的可逆反應(yīng)等效平衡的
判斷方法是:
使用極限轉(zhuǎn)化的方法將各種情況變換成同一反應(yīng)物或生成物,然后觀察有關(guān)物質(zhì)的物質(zhì)的量是否對應(yīng)相等.
產(chǎn)生結(jié)果：各組分百分量、c相同,n同比例變化
6、恒溫恒容(△n(g)≠0)投料換算成相同物質(zhì)表示時(shí)量相同,兩次平衡時(shí)各組分百分量、n、c均相同
7、恒溫恒容(△n(g)=0) 投料換算成相同物質(zhì)表示時(shí)等比例,兩次平衡時(shí)各組分百分量相同,n、c同比例變化
8、恒溫恒壓 投料換算成相同物質(zhì)表示時(shí)等比例,兩次平衡時(shí)各組分百分量、c相同,n同比例變化.
9、化學(xué)平衡常數(shù)
一定溫度下,對于已達(dá)平衡的反應(yīng)體
系中,生成物以它的化學(xué)計(jì)量數(shù)為乘冪的濃度之積除以反應(yīng)物以它的化學(xué)計(jì)量數(shù)為乘冪的濃度之積是個(gè)常數(shù)這個(gè)常數(shù)叫做該反應(yīng)的化學(xué)平衡常數(shù)
10、如果反應(yīng)中有固體和純液體參加,它們的濃度不應(yīng)寫在平衡關(guān)系式中,因?yàn)樗鼈兊臐舛仁枪潭ú蛔兊?化學(xué)平衡關(guān)系式中只包括氣態(tài)物質(zhì)和溶液中各溶質(zhì)的濃度。
高二化學(xué)選修4復(fù)習(xí)資料(三)
1、有些吸熱反應(yīng)室溫下不能進(jìn)行，但在較高溫度下能自發(fā)進(jìn)行，如CaCO3高溫下分解生成CaO、CO2。
2、反應(yīng)熵變與反應(yīng)方向
熵是描述體系混亂度的概念，熵值越大，體系混亂度越大。反應(yīng)的熵變ΔS為反應(yīng)產(chǎn)物總熵與反應(yīng)物總熵之差。產(chǎn)生氣體的反應(yīng)為熵增加反應(yīng)，熵增加有利于反應(yīng)的自發(fā)進(jìn)行。
3、焓變與熵變對反應(yīng)方向的共同影響
ΔH-TΔS<0反應(yīng)能自發(fā)進(jìn)行。
ΔH-TΔS=0反應(yīng)達(dá)到平衡狀態(tài)。
ΔH-TΔS>0反應(yīng)不能自發(fā)進(jìn)行。
在溫度、壓強(qiáng)一定的條件下，自發(fā)反應(yīng)總是向ΔH-TΔS<0的方向進(jìn)行，直至平衡狀態(tài)。
4、化學(xué)平衡常數(shù)
(1)對達(dá)到平衡的可逆反應(yīng)，生成物濃度的系數(shù)次方的乘積與反應(yīng)物濃度的系數(shù)次方的乘積之比為一常數(shù)，該常數(shù)稱為化學(xué)平衡常數(shù)，用符號K表示 。
(2)平衡常數(shù)K的大小反映了化學(xué)反應(yīng)可能進(jìn)行的程度(即反應(yīng)限度)，平衡常數(shù)越大，說明反應(yīng)可以進(jìn)行得越完全。
(3)平衡常數(shù)表達(dá)式與化學(xué)方程式的書寫方式有關(guān)。對于給定的可逆反應(yīng)，正逆反應(yīng)的平衡常數(shù)互為倒數(shù)。
(4)借助平衡常數(shù)，可以判斷反應(yīng)是否到平衡狀態(tài)：當(dāng)反應(yīng)的濃度商Qc與平衡常數(shù)Kc相等時(shí)，說明反應(yīng)達(dá)到平衡狀態(tài)。
5、反應(yīng)的平衡轉(zhuǎn)化率
(1)平衡轉(zhuǎn)化率是用轉(zhuǎn)化的反應(yīng)物的濃度與該反應(yīng)物初始濃度的比值來表示。
(2)平衡正向移動不一定使反應(yīng)物的平衡轉(zhuǎn)化率提高。提高一種反應(yīng)物的濃度，可使另一反應(yīng)物的平衡轉(zhuǎn)化率提高。
(3)平衡常數(shù)與反應(yīng)物的平衡轉(zhuǎn)化率之間可以相互計(jì)算。
6、反應(yīng)條件對化學(xué)平衡的影響
(1)溫度的影響
升高溫度使化學(xué)平衡向吸熱方向移動;降低溫度使化學(xué)平衡向放熱方向移動。溫度對化學(xué)平衡的影響是通過改變平衡常數(shù)實(shí)現(xiàn)的。
(2)濃度的影響
增大生成物濃度或減小反應(yīng)物濃度，平衡向逆反應(yīng)方向移動;增大反應(yīng)物濃度或減小生成物濃度，平衡向正反應(yīng)方向移動。
溫度一定時(shí)，改變濃度能引起平衡移動，但平衡常數(shù)不變。化工生產(chǎn)中，常通過增加某一價(jià)廉易得的反應(yīng)物濃度，來提高另一昂貴的反應(yīng)物的轉(zhuǎn)化率。
(3)壓強(qiáng)的影響
ΔVg=0的反應(yīng)，改變壓強(qiáng)，化學(xué)平衡狀態(tài)不變。
ΔVg≠0的反應(yīng)，增大壓強(qiáng)，化學(xué)平衡向氣態(tài)物質(zhì)體積減小的方向移動。
(4)勒夏特列原理
由溫度、濃度、壓強(qiáng)對平衡移動的影響可得出勒夏特列原理：如果改變影響平衡的一個(gè)條件(濃度、壓強(qiáng)、溫度等)平衡向能夠減弱這種改變的方向移動。
7、化學(xué)反應(yīng)是怎樣進(jìn)行的
(1)基元反應(yīng)：能夠一步完成的反應(yīng)稱為基元反應(yīng)，大多數(shù)化學(xué)反應(yīng)都是分幾步完成的。
(2)反應(yīng)歷程：平時(shí)寫的化學(xué)方程式是由幾個(gè)基元反應(yīng)組成的總反應(yīng)。總反應(yīng)中用基元反應(yīng)構(gòu)成的反應(yīng)序列稱為反應(yīng)歷程，又稱反應(yīng)機(jī)理。
(3)不同反應(yīng)的反應(yīng)歷程不同。同一反應(yīng)在不同條件下的反應(yīng)歷程也可能不同，反應(yīng)歷程的差別又造成了反應(yīng)速率的不同。
8、化學(xué)反應(yīng)速率
(1)概念：
單位時(shí)間內(nèi)反應(yīng)物的減小量或生成物的增加量可以表示反應(yīng)的快慢，即反應(yīng)的速率，用符號v表示。
(2)表達(dá)式：
(3)特點(diǎn)
對某一具體反應(yīng)，用不同物質(zhì)表示化學(xué)反應(yīng)速率時(shí)所得的數(shù)值可能不同，但各物質(zhì)表示的化學(xué)反應(yīng)速率之比等于化學(xué)方程式中各物質(zhì)的系數(shù)之比。
9、濃度對反應(yīng)速率的影響
(1)反應(yīng)速率常數(shù)(K)
反應(yīng)速率常數(shù)(K)表示單位濃度下的化學(xué)反應(yīng)速率，通常，反應(yīng)速率常數(shù)越大，反應(yīng)進(jìn)行得越快。反應(yīng)速率常數(shù)與濃度無關(guān)，受溫度、催化劑、固體表面性質(zhì)等因素的影響。
(2)濃度對反應(yīng)速率的影響
增大反應(yīng)物濃度，正反應(yīng)速率增大，減小反應(yīng)物濃度，正反應(yīng)速率減小。
增大生成物濃度，逆反應(yīng)速率增大，減小生成物濃度，逆反應(yīng)速率減小。
(3)壓強(qiáng)對反應(yīng)速率的影響
壓強(qiáng)只影響氣體，對只涉及固體、液體的反應(yīng)，壓強(qiáng)的改變對反應(yīng)速率幾乎無影響。
壓強(qiáng)對反應(yīng)速率的影響，實(shí)際上是濃度對反應(yīng)速率的影響，因?yàn)閴簭?qiáng)的改變是通過改變?nèi)萜魅莘e引起的。壓縮容器容積，氣體壓強(qiáng)增大，氣體物質(zhì)的濃度都增大，正、逆反應(yīng)速率都增加;增大容器容積，氣體壓強(qiáng)減小;氣體物質(zhì)的濃度都減小，正、逆反應(yīng)速率都減小。
10、溫度對化學(xué)反應(yīng)速率的影響
(1)經(jīng)驗(yàn)公式
阿倫尼烏斯總結(jié)出了反應(yīng)速率常數(shù)與溫度之間關(guān)系的經(jīng)驗(yàn)公式：
式中A為比例系數(shù)，e為自然對數(shù)的底，R為摩爾氣體常數(shù)量，Ea為活化能。
由公式知，當(dāng)Ea>0時(shí)，升高溫度，反應(yīng)速率常數(shù)增大，化學(xué)反應(yīng)速率也隨之增大。可知，溫度對化學(xué)反應(yīng)速率的影響與活化能有關(guān)。
(2)活化能Ea。
活化能Ea是活化分子的平均能量與反應(yīng)物分子平均能量之差。不同反應(yīng)的活化能不同，有的相差很大。活化能 Ea值越大，改變溫度對反應(yīng)速率的影響越大。
高二化學(xué)選修4復(fù)習(xí)資料(四)
⒈平衡常數(shù)的數(shù)值大小可以判斷反應(yīng)進(jìn)行的程度,估計(jì)反應(yīng)的可能性.因?yàn)槠胶鉅顟B(tài)是反應(yīng)進(jìn)行的最大限度.如：
N2(g)+O2(g)?2NO(g)
Kc=1×10-30(298K)
這意味著298K時(shí),N2和O2基本上沒有進(jìn)行反應(yīng),反之NO分解的逆反應(yīng)在該溫度下將幾乎完全進(jìn)行,平衡時(shí)NO實(shí)際上全部分解為N2和O2
2、平衡常數(shù)數(shù)值的大小,只能大致告訴我們一個(gè)可逆反應(yīng)的正向反應(yīng)所進(jìn)行的最大程度,并不能預(yù)示反應(yīng)達(dá)到平衡所需要的時(shí)間.如：
2SO2(g)+O2===2SO3(g)
298K時(shí)K很大,但由于速度太慢,常溫時(shí),幾乎不發(fā)生反應(yīng).
3、平衡常數(shù)數(shù)值極小的反應(yīng),說明正反應(yīng)在該條件下不可能進(jìn)行,如:
N2+O2?2NO
Kc=10-30(298K)所以常溫下用此反應(yīng)固定氮?dú)馐遣豢赡艿?因此沒有必要在該條件下進(jìn)行實(shí)驗(yàn),以免浪費(fèi)人力物力.或者改變條件使反應(yīng)在新的條件下進(jìn)行比較好一些.
4、平衡轉(zhuǎn)化率
平衡轉(zhuǎn)化率是指平衡時(shí)已轉(zhuǎn)化了的某反應(yīng)物的量與轉(zhuǎn)化前該反應(yīng)物的量之比.
自發(fā)過程：在一定條件下,不借助外部力量就能自動進(jìn)行的過程
能量趨于最低(高山流水)/
5、反應(yīng)焓變與反應(yīng)方向
△日常生活中長期積累的經(jīng)驗(yàn)而總結(jié)得到一條經(jīng)驗(yàn)規(guī)律→能量判據(jù)∶
體系趨向于從高能狀態(tài)轉(zhuǎn)變?yōu)榈湍軤顟B(tài)(這時(shí)體系會對外做功或者釋放熱量～△H ﹤0).
多數(shù)能自發(fā)進(jìn)行的化學(xué)反應(yīng)是放熱反應(yīng),
如常溫、常壓下,氫氧化亞鐵被氧化為氫氧化鐵的反應(yīng)是自發(fā)的,但是,有不少吸熱反應(yīng)也能自發(fā)進(jìn)行。
6、反應(yīng)熵變與反應(yīng)方向
為了解釋這樣一類與能量狀態(tài)的高低無關(guān)的過程的自發(fā)性,提出了在自然界還存在著另一種能夠推動體系變化的因素→
①在密閉條件下,體系由有序自發(fā)地轉(zhuǎn)變?yōu)闊o序的傾向～稱為熵.
由大量粒子組成的體系中,用熵來描述體系的混亂度,
②符號用S表示.
③熵值越大,體系混亂度越大.同一物質(zhì),S(g)﹥S(l)﹥S(s).許多熵增反應(yīng)在常溫常壓下能自發(fā)進(jìn)行,有些在室溫條件下不能自發(fā)進(jìn)行,但在較高溫度下則能自發(fā)進(jìn)行.
在一定條件下,一個(gè)化學(xué)反應(yīng)能否自發(fā)進(jìn)行,既可能與反應(yīng)焓變(△H)有關(guān),又可能與反應(yīng)熵變(△S)有關(guān).在溫度、壓強(qiáng)一定的條件下,我們要判別化學(xué)反應(yīng)的方向要考慮△H、 △S共同影響的結(jié)果.
7、焓判據(jù)和熵判據(jù)的應(yīng)用
①由焓判據(jù)知∶放熱過程(△H﹤0)常常是容易自發(fā)進(jìn)行;
②由熵判據(jù)知∶若干熵增加(△S﹥0)的過程是自發(fā)的;
三很多情況下,簡單地只用其中一個(gè)判據(jù)去判斷同一個(gè)反應(yīng),可能會出現(xiàn)相反的判斷結(jié)果,所以我們應(yīng)兩個(gè)判據(jù)兼顧.由能量判據(jù)(以焓變?yōu)榛A(chǔ))和熵判據(jù)組合成的復(fù)合判據(jù)-自由能將更適合于所有的反應(yīng)過程.
8、鹽類水解的規(guī)律：
誰弱誰水解,※誰強(qiáng)顯誰性,※都強(qiáng)不水解.
鹽類水解一般是比較微弱的,通常用可逆符號表示,同時(shí)無沉淀和氣體產(chǎn)生.
多元弱酸的酸根離子水解是分步進(jìn)行的,第一步水解程度比第二水解程度大,故相同物質(zhì)的量濃度的Na2CO3和NaHCO3溶液,Na2CO3溶液堿性比NaHCO3強(qiáng).
對于發(fā)生雙水解的鹽類,因水解徹底,故用“===”,同時(shí)有沉淀和氣體產(chǎn)生.
9、催化劑對化學(xué)反應(yīng)速率的影響
(1)催化劑對化學(xué)反應(yīng)速率影響的規(guī)律：
催化劑大多能加快反應(yīng)速率，原因是催化劑能通過參加反應(yīng)，改變反應(yīng)歷程，降低反應(yīng)的活化能來有效提高反應(yīng)速率。
(2)催化劑的特點(diǎn)：
催化劑能加快反應(yīng)速率而在反應(yīng)前后本身的質(zhì)量和化學(xué)性質(zhì)不變。
催化劑具有選擇性。
催化劑不能改變化學(xué)反應(yīng)的平衡常數(shù)，不引起化學(xué)平衡的移動，不能改變平衡轉(zhuǎn)化率。
10、合成氨反應(yīng)的限度
合成氨反應(yīng)是一個(gè)放熱反應(yīng)，同時(shí)也是氣體物質(zhì)的量減小的熵減反應(yīng)，故降低溫度、增大壓強(qiáng)將有利于化學(xué)平衡向生成氨的方向移動。