化學選修4化學反應與原理
第一章化學反應與能量
一、焓變反應熱
1．反應熱：一定條件下，一定物質的量的反應物之間完全反應所放出或吸收的熱量
2．焓變(δh)的意義：在恆壓條件下進行的化學反應的熱效應
（1）.符號： △h （2）.單位：kj/mol
3.產生原因：化學鍵斷裂——吸熱化學鍵形成——放熱
放出熱量的化學反應：(放熱》吸熱) △h 為「-」或△h <0
吸收熱量的化學反應：（吸熱》放熱）△h 為「+」或△h >0
☆ 常見的放熱反應：
① 所有的燃燒反應② 酸鹼中和反應③ 大多數的化合反應
④ 金屬與酸的反應 ⑤ 生石灰和水反應⑥ 濃硫酸稀釋、氫氧化鈉固體溶解等
☆ 常見的吸熱反應：
① 晶體ba(oh)2·8h2o與nh4cl大多數的分解反應
③ 以h2、co、c為還原劑的氧化還原反應 ④ 銨鹽溶解等
二、熱化學方程式
書寫化學方程式注意要點:
①熱化學方程式必須標出能量變化。
②熱化學方程式中必須標明反應物和生成物的聚集狀態
（g,l,s分別表示固態，液態，氣態，水溶液中溶質用aq表示）
③熱化學反應方程式要指明反應時的溫度和壓強。
④熱化學方程式中的化學計量數可以是整數，也可以是分數
⑤各物質係數加倍，△h加倍；反應逆向進行，△h改變符號，數值不變
三、燃燒熱
1．概念：25 ℃，101 kpa時，1 mol純物質完全燃燒生成穩定的化合物時所放出的熱量。燃燒熱的單位用kj/mol表示。
※注意以下幾點：
①研究條件：101 kpa
②反應程度：完全燃燒，產物是穩定的氧化物。
③燃燒物的物質的量：1 mol
④研究內容：放出的熱量。（δh<0，單位kj/mol）
四、中和熱
1．概念：在稀溶液中，酸跟鹼發生中和反應而生成1mol h2o，
這時的反應熱叫中和熱。
2．強酸與強鹼的中和反應其實質是h+和oh-反應，其熱化學方程式為：
h+(aq) +oh-(aq) =h2o(l) δh=－57.3kj/mol
3．弱酸或弱鹼電離要吸收熱量，所以它們參加中和反應時的
中和熱小於57.3kj/mol。
4．中和熱的測定實驗
五、蓋斯定律
1．內容：化學反應的反應熱只與反應的始態（各反應物）和終態（各生成物）有關，而與具體反應進行的途徑無關，如果乙個反應可以分幾步進行，則各分步反應的反應熱之和與該反應一步完成的反應熱是相同的。
第二章化學反應速率和化學平衡
一、化學反應速率
1. 化學反應速率（v）
⑴ 定義：用來衡量化學反應的快慢，單位時間內反應物或
生成物的物質的量的變化
⑵ 表示方法：單位時間內反應濃度的減少或生成物濃度的增加來表示
⑶ 計算公式：v=δc/δt
（υ：平均速率，δc：濃度變化，δt：時間）單位：mol/（l·s）
⑷ 影響因素：
① 決定因素（內因）：反應物的性質（決定因素）
② 條件因素（外因）：反應所處的條件
2.※注意：（1）參加反應的物質為固體和液體，由於壓強的變化對濃度幾乎
無影響，可以認為反應速率不變。
（2）惰性氣體對於速率的影響
恆溫恆容時：充入惰性氣體→總壓增大，但是各分壓不變，
各物質濃度不變→反應速率不變
②恆溫恆體時：充入惰性氣體→體積增大→各反應物濃度減小
→反應速率減慢
二、化學平衡
（一）1.定義：
化學平衡狀態：一定條件下，當乙個可逆反應進行到正逆反應速率相等時，更組成成分濃度不再改變，達到表面上靜止的一種「平衡」，這就是這個反應所能達到的限度即化學平衡狀態。
2、化學平衡的特徵
逆（研究前提是可逆反應）
等（同一物質的正逆反應速率相等）
動（動態平衡）
定（各物質的濃度與質量分數恆定）
變（條件改變，平衡發生變化）
3、判斷平衡的依據
判斷可逆反應達到平衡狀態的方法和依據
（二）影響化學平衡移動的因素
1、濃度對化學平衡移動的影響
影響規律：在其他條件不變的情況下，增大反應物的濃度或減少生成物的濃度，都可以使平衡向正方向移動；增大生成物的濃度或減小反應物的濃度，都可以使平衡向逆方向移動
2、溫度對化學平衡移動的影響
影響規律：在其他條件不變的情況下，溫度公升高會使化學平衡向著吸熱反應方向移動，溫度降低會使化學平衡向著放熱反應方向移動
3、壓強對化學平衡移動的影響
影響規律：其他條件不變時，增大壓強，會使平衡向著體積縮小方向移動；減小壓強，會使平衡向著體積增大方向移動。
注意：（1）改變壓強不能使無氣態物質存在的化學平衡發生移動
（2）氣體減壓或增壓與溶液稀釋或濃縮的化學平衡移動規律相似
4.催化劑對化學平衡的影響：由於使用催化劑對正反應速率和逆反應速率影響的程度是等同的，所以平衡不移動。但是使用催化劑可以影響可逆反應達到平衡所需的時間。
5.勒夏特列原理（平衡移動原理）：如果改變影響平衡的條件之一（如溫度，壓強，濃度），平衡向著能夠減弱這種改變的方向移動。
三、化學平衡常數
（一）定義：在一定溫度下，當乙個反應達到化學平衡時，生成物濃度冪之積與反應物濃度冪之積的比值是乙個常數比值。 符號：__k__
（二）使用化學平衡常數k應注意的問題：
1、表示式中各物質的濃度是變化的濃度，不是起始濃度也不是物質的量。
2、k只與__溫度（t）___有關，與反應物或生成物的濃度無關。
3、反應物或生產物中有固體或純液體存在時，由於其濃度是固定不變的，可以看做是「1」而不代入公式。
4、稀溶液中進行的反應，如有水參加，水的濃度不必寫在平衡關係式中。
（三）化學平衡常數k的應用:
1、化學平衡常數值的大小是可逆反應進行程度的標誌。k值越大，說明平衡時生成物的濃度越大，它的正向反應進行的程度越大，即該反應進行得越完全，反應物轉化率越_高_
2、可以利用k值做標準，判斷正在進行的可逆反應是否平衡及不平衡時向何方進行建立平衡。（q：濃度積）
q〈k:反應向正反應方向進行;
q=k:反應處於平衡狀態 ;
q〉k:反應向逆反應方向進行
3、利用k值可判斷反應的熱效應
若溫度公升高，k值增大，則正反應為__吸熱___反應
若溫度公升高，k值減小，則正反應為__放熱___反應
＊四、等效平衡
1、概念：在一定條件下（定溫、定容或定溫、定壓），只是起始加入情況不同的同一可逆反應達到平衡後，任何相同組分的百分含量均相同，這樣的化學平衡互稱為等效平衡。
2、分類
（1）定溫，定容條件下的等效平衡
第一類：對於反應前後氣體分子數改變的可逆反應：必須要保證化學計量數之比與原來相同；同時必須保證平衡式左右兩邊同一邊的物質的量與原來相同。
第二類：對於反應前後氣體分子數不變的可逆反應：只要反應物的物質的量的比例與原來相同即可視為二者等效。
（2）定溫，定壓的等效平衡
只要保證可逆反應化學計量數之比相同即可視為等效平衡。
五、化學反應進行的方向
1、反應熵變與反應方向：
（1）熵:物質的乙個狀態函式，用來描述體系的混亂度，符號為s.
單位：jmol-1k-1
(2)體系趨向於有序轉變為無序，導致體系的熵增加，這叫做熵增加原理，
也是反應方向判斷的依據。.
（3）同一物質，在氣態時熵值最大，液態時次之，固態時最小。
即s(g)〉s(l)〉s(s)
2、反應方向判斷依據
在溫度、壓強一定的條件下，化學反應的判讀依據為：
δh-tδs〈0 反應能自發進行
δh-tδs=0 反應達到平衡狀態
δh-tδs〉0 反應不能自發進行
注意：（1）δh為負，δs為正時，任何溫度反應都能自發進行
（2）δh為正，δs為負時，任何溫度反應都不能自發進行
第三章水溶液中的離子平衡
二、水的電離和溶液的酸鹼性
1、水電離平衡：:
水的離子積：kw = c[h+]·c[oh-]
25℃時, [h+]=[oh-] =10-7 mol/l ; kw = [h+]·[oh-] =1*10-14
注意：kw只與溫度有關，溫度一定，則kw值一定
kw不僅適用於純水，適用於任何溶液（酸、鹼、鹽）
2、水電離特點：（1）可逆 （2）吸熱 （3）極弱
3、影響水電離平衡的外界因素：
①酸、鹼 ：抑制水的電離
②溫度：促進水的電離（水的電離是吸熱的）
③易水解的鹽：促進水的電離
4、溶液的酸鹼性和ph：
（1）ph=-lgc[h+]
（2）ph的測定方法：
酸鹼指示劑—— 甲基橙 、石蕊 、 酚酞
變色範圍：
甲基橙 3.1~4.4（橙色） 石蕊5.0~8.0（紫色） 酚酞8.2~10.0（淺紅色）
ph試紙的操作：玻璃棒蘸取未知液體在試紙上；然後與標準比色卡對比
注意：①事先不能用水濕潤ph試紙；②廣泛ph試紙只能讀取整數值或範圍
三 、混合液的ph值計算方法公式
1、 強酸與強酸的混合：
（先求[h+]混：將兩種酸中的h+離子物質的量相加除以總體積，再求其它） [h+]混 =（[h+]1v1+[h+]2v2）/（v1+v2）
2、 強鹼與強鹼的混合：
（先求[oh-]混：將兩種酸中的oh離子物質的量相加除以總體積，再求其它） [oh-]混＝（[oh-]1v1+[oh-]2v2）/（v1+v2）
3、 強酸與強鹼的混合：（先據h+ + oh- ==h2o計算餘下的h+或oh-，
①h+有餘，則用餘下的h+數除以溶液總體積求[h+]混；
oh-有餘，則用餘下的oh-數除以溶液總體積求[oh-]混，再求其它）
四、稀釋過程溶液ph值的變化規律：
1、強酸溶液：稀釋10n倍時，ph稀 = ph原+ n （但始終不能大於或等於7）
2、弱酸溶液：稀釋10n倍時，ph稀 〈 ph原+n （但始終不能大於或等於7）
3、強鹼溶液：稀釋10n倍時，ph稀 = ph原－n （但始終不能小於或等於7）
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