人教版化学选修四笔记

第一章 化学反应与能量 第一节 化学反应与能量变化

一 、物质能量与键能

1、键能：破坏１mol 化学键所需要的能量称为键能

2、物质能量与键能的关系

键能越大,物质能量越低，稳定性越好 键能越小、物质能量越高,稳定性越差 3、化学键的破坏与形成

破坏化学键需要吸收能量ﻩ 形成化学键必然放出能量 二、焓变:△H

１、化学反应中主要的能量变化为热量变化,也称为焓变 2、焓变的计算

1）化学反应中，断裂反应物中的化学键需要吸收能量,形成生成物中

的新化学键会放出能量,吸收与放出的能量差值即为焓变 2)计算公式

△H=反应物键能–生成物键能，高键能生成低键能吸热,反之放热 △H=生成物能量–反应物能量,高能量生成低能量放热,反之吸热 3、焓变大小与反应吸放热的关系

△H ＞0,反应吸热ﻩﻩﻩﻩ△Ｈ＜０，反应放热 三 、反应热量变化与反应类型

１、常见的放热反应

1）绝大部分化合反应ﻩﻩﻩ2）活泼金属与酸或水的反应 3）绝大部分置换反应ﻩﻩ ４)酸碱中和 5）燃烧反应 2、常见的吸热反应

1)绝大部分分解反应ﻩﻩ ２）含碳物质还原金属氧化物的反应 3）铵盐和碱的反应 四 、热化学方程式

1、含义：能表示化学反应热量变化的式子

2、与化学方程式的区别

1）各物质标注状态,气体：g,液体：l ，固体：s ２）一般不标注反应条件

3）标注焓变,且焓变值与方程系数成比例 4)方程系数可以是分数

例如1 mo ｌ Cu （s)与适量Ｏ2(g ）反应，生成CuO （ｇ），放出157kJ 热量

Ｃu (ｓ）+2

1

O ２(g)＝ CuO （g) △H= — 1５7 kJ/mol

第二节 燃烧热 能源

一 、燃烧热

1、反应热分类

按照反应类型的不同，反应热分为:燃烧热、中和热、溶解热等等 ２、燃烧热

2５℃、101 kPa 状态下1 mol 纯物质完全与氧气反应，生成稳定氧化物,放出的热量称为该物质的燃烧热；其关键点可总结为：一、完、稳

3、中和热

2５℃、１01 kPa 状态下在稀溶液中强酸和强碱发生中和反应，生成 1 mol 水时,放出的热量称为中和热;其关键点可总结为:稀、强、一 4、用热化学方程式表示燃烧热

例：甲烷的燃烧热为890。３１ ｋJ,用热化学方程式表示为：

C Ｈ4（g)+２O 2(g ）= ＣO 2（ｇ)+2H ２O (l ） △Ｈ= - ８90。31 kJ/mol 氢气的燃烧热为285。８ ｋJ,用热化学方程式表示为：

Ｈ2(g)＋2

1O ２(ｇ)＝H 2O （l ） △Ｈ= - ２85．8 kJ ／mo ｌ

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,

如：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

例：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：错误! C （s)+O 2（g)＝CO 2（g ） △H 1= －393。5 kJ/mol

错误! CO （g ）+

21

O2(g)＝CO2（g ） △H ２= -28３。0 ｋJ/ｍol ○，3 Ｃ（s)＋2

1

O 2（g)＝C Ｏ(g) △H 3=？

由盖斯定律可得：反应式错误!＝错误!+错误!，所以△H 3＝△H 1 — △

H 2

= —1１0．5 ｋJ/ｍol

二 、反应热其他计算方式

１、根据化学方程式计算 例：1 ｇ Ｈ2在O 2中完全燃烧放出142.9 k Ｊ热量，则2H 2（g ）+O ２(g)=2H 2O

（g ）

的反应热△H= kJ/mol 471.6 - mol /kJ 9.1421

4

=⨯-

２、根据燃烧热计算

例：已知乙醇的燃烧热为 －1366.8 kJ/mol ，在25 ℃、1０１ ｋPa 状况下

1 ｋg 乙醇完全燃烧放出的热量为：

kJ 23.29714mol /kJ 8.1366mol

/g 46g

1000=⨯

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1 min 内某物质的物质的量浓度的改变量，表达式为:t

c

v △△=

，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）

N 2(ｇ）+3H ２(g)⇌ 2N Ｈ３(g) 历经时间：t m ｉn

起始 ｃ０1 c 02 ｃ03 变化 △ｃ1 △c 2 △ｃ3 终态 c 11 c 12 ｃ13

变化：△c 1= ｃ0１ － c 1１,△c 2= c ０2 － c 1２，△c 3= c 03 - c １３,

△c 1:△c 2:△c 3=1:3:2 速率:min t c )N (v 1

2∆=

min

t c )H (v 22∆= min t c )NH (v 33∆= 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

注：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

例如: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