选修四化学反应原理全套章节复习

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目录第一章化学反应与能量转化第二章化学反应的方向、限度和速率第三章物质在水溶液中的行为

第一章化学反应与能量转化 本章知识复习

一、化学反应过程中同时存在物质和能量的变化，能量的释放或吸收是以发生变化的物质为基础的,即能量与物质的量相关。一、化学反应过程中同时存在物质和能量的变化，能量的释放或吸收是以发生变化的物质为基础的,即能量与物质的量相关。 • 二、反应热、焓变 • ★反应热∶化学过程中吸收或放出的热量，叫做反应热，也称为“焓变” ，符号用 △Ｈ表示，单位常采用KJ/mol。

注意问题∶ • 当△Ｈ为“-”或△Ｈ<Ｏ时，为放热反应； • 当△Ｈ为“+”或△Ｈ>Ｏ时，为吸热反应。要知道常见的放热反应和吸热反应 • 三、热化学方程式∶可以表述参加反应物质的量和反应热的关系的化学方程式，叫做热化学方程式。

▲书写热化学方程式应注意∶（必考） １、需注明反应的温度和压强；在常温（250c）、常压（101kpa）下的反应，可不注明温度和压强；２、应注明反应物和生成物的状态；固体（s），液体（l），气体（g）；不用↑和↓（因已注明状态）。

３、热化学方程式中各物质前的化学计量数不表示分子个数。化学计量数可以是整数，也可以是分数。对于相同的反应，当计量数不同时，其△H不同。３、热化学方程式中各物质前的化学计量数不表示分子个数。化学计量数可以是整数，也可以是分数。对于相同的反应，当计量数不同时，其△H不同。４、在方程式右端要注明△H为多少“+”或“—”kJ/mol。５、热化学方程式具有加和性，化学式前面的计量数必须与△H相对应；反应逆向进行时，△H值不变，符号相反。

6、▲盖斯定律∶化学反应的反应热只与反应体系的始态和终态有关，而与反应的途径无关。6、▲盖斯定律∶化学反应的反应热只与反应体系的始态和终态有关，而与反应的途径无关。 • ▲若一个化学方程式可由另外几个化学方程式相加减而得到，则该反应的焓变即为这几个化学反应焓变的代数和。

经典练习回顾

燃烧热指的是在25摄氏度,101 kPa时，1 mol可燃物完全燃烧生成稳定的化合物时所放出的热量 1、25℃、101 kPa下，碳、氢气、甲烷和葡萄糖的燃烧热依次是393.5 kJ/mol、285.8 kJ/mol、890.3 kJ/mol、2 800 kJ/mol,则下列热化学方程式正确的是（　） • A.C(s)+O2(g)=CO(g);△H=-393.5 kJ/mol • B.2H2(g)+O2(g)=2H2O(g);△H=+571.6 kJ/mol • C.CH4(g)+2O2(g)=CO2(g)+2H2O(g); △H=-890.3 kJ/mol • D.1/2C6H12O6（s）+3O2(g)=3CO2(g)+3H2O(l); △H=-1 400 kJ/mol D

C 2、下列各组热化学方程式中，△H前者大于后者的是 ①C(s)＋O2(g) ＝CO2(g)；△H1 C(s)＋1/2O2(g) ＝CO(g)；△H2 ②S(s)＋O2(g) ＝SO2(g)；△H3 S(g)＋O2(g) ＝SO2(g)；△H4 ③H2(g)＋1/2O2(g) ＝H2O(l)；△H5 2H2(g)＋O2(g) ＝2H2O(l)；△H6 ④CaCO3(s)＝CaO(s)＋CO2(g)；△H7 CaO(s)＋H2O(l) ＝Ca(OH)2(s)；△H8 A① 　 B④ 　 C②③④　　D①②③

A 3．下列反应中生成物总能量高于反应物总能量的是 A．碳酸钙受热分解 B．乙醇燃烧 C．铝粉与氧化铁粉末反应 D．氧化钙溶于水

电化学基础 本章知识复习

知识结构 氧化还原反应电化学基础化学能转化为电能，自发进行 §1原电池 §3电解池 §2化学电源电能转化为化学能，外界能量推动 §4金属的电化学腐蚀与防护

一、原电池与电解池的比较及判断： 1、池型的判断有外加电源一定为电解池，无外加电源一定为原电池；多池组合时，一般含活泼金属的池为原电池，其余都是在原电池带动下的电解池。 2、电极的判断原电池，看电极材料，电解池看电源的正负极。 3、电解池放电顺序的判断阳极放电：1）惰性电极：则溶液中阴离子放电。 2）活性电极：电极材料首先失电子。阴极放电：电极材料受保护，溶液中阳离子放电。

4、判断溶液的pH变化： 先分析原溶液的酸碱性，再看电极产物。（1）如果只产生氢气而没有氧气，只pH变大；（2）如果只产生氧气而没有氢气，只pH变小；（3）如果既产生氢气又产生氧气实质为消耗H2O ①若原溶液呈酸性则pH减小； ②若原溶液呈碱性pH增大； ③若原溶液呈中性pH不变。

练习 3.右图中x、y分别是直流电源的两极,通电后发现a极板质量增加,b极板处有无色无味气体放出,符合这一情况的 A

待镀制品 铜片硫酸铜溶液二、电解池的应用----电镀及氯碱工业 1、电镀 ①电极：阳极——镀层金属阴极——待镀金属制品 ②电镀液：含有镀层金属离子的电解质溶液。 ③电解质溶液：溶液中CuSO4的浓度保持不变。

⒉氯碱工业原理 氯碱工业（离子膜法） Cl2 H2 + － Cl2 H+ 淡盐水 NaOH溶液 Na+ Cl－ OH－ Na+交换膜精制饱和NaCl H2O含少量NaOH

练习 4、下列图一、图二是铁钉在水中被腐蚀的实验数天后数天后图一图二（1）上述两装置中铁钉发生变化的共性是：（2）图一说明原溶液呈性，铁钉发生腐蚀，电极反应为：（3）图二说明原溶液呈性，铁钉发生腐蚀，电极反应为：发生了原电池反应中性或弱碱吸氧负极：Fe -2e- = Fe2+ ；正极：2H2O +O2 +2e-=4OH- 较强酸析氢负极：Fe -2e- = Fe2+ ；正极：2H+ +2e- = H2↑

三、电解池及原电池的应用----金属的防护 1）金属腐蚀快慢的判断 ①电解原理引起的腐蚀>原电池原理引起的腐蚀> 化学腐蚀> 有防腐蚀措施的腐蚀 ②同一种金属的腐蚀：强电解质>弱电解质>非电解质 2）金属的防护方法 ①改变金属内部结构 ②覆盖保护层外加电源的阴极保护法 ③电化学保护法牺牲负极的正极保护法

拓展练习 C B D E F A Fe Fe Sn Sn Zn Fe 5.下列装置暴露空气中一段时间,铁的腐蚀由快到慢顺序. Fe Fe Zn Fe C A(海水) C(海水) B(海水) E(海水) F(天然水) D(海水)

→ 失电子→ 氧化反应电子流出得电子→ → 还原反应电子流入 → → 氧化反应失电子电子流出 → 电子流入还原反应得电子小结：四、原电池电解池的应用----可充电电池放电：原电池负极：正极：充电：电解池阳极：阴极：

拓展练习 7．银锌电池广泛用于电子仪器的电源，它的充电和放电过程可表示为：充电 Ag2O + Zn + H2O 2Ag + Zn(OH)2 放电此电池放电时，负极发生反应的物质为 A．Ag B．Zn(OH)2 C．Ag2O D．Zn D

练习 •X Y • Cu a Pt b CuSO4溶液 NaCl和酚酞溶液 8．为下图所示装置中，a、b都是惰性电极，通电一段时间后，b极附近溶液呈红色。下列说法正确的是 A．X是正极，Y是负极 B．X是负极，Y是正极 C．CuSO4溶液的PH值逐渐减小 D．CuSO4溶液的PH值不变 AC

9、下图为氢氧燃料电池原理示意图，按照此图的提示，下列叙述不正确的是9、下图为氢氧燃料电池原理示意图，按照此图的提示，下列叙述不正确的是 A．a电极是负极 B．b电极的电极反应为：4OH—－4e →2H2O+O2 C．氢氧燃料电池是一种具有应用前景的绿色电源 D．氢氧燃料电池是一种只能将氧化剂和燃料全部储藏在电池内的发电装置 BD P25

Fe Fe Cu Cu Cu C 氯化钠溶液氯化铜溶液氯化铜溶液 Cu C 氯化铜溶液 10、写出下列装置的电极反应，并标明氧化反应、还原反应 A B C D

第二章化学反应的方向、限度和速率 本章知识复习

第二章知识结构 测量的方法浓度、压强定量表示方法影响化学反应速率的因素温度催化剂化学反应速率反应的可逆不可逆化学平衡状态特点化学平衡本课程重心影响因素及平衡移动原理化学反应进行的方向化学平衡常数焓.熵.复合判据

一、化学反应速率的表示方法 化学反应速率用单位时间内反应物或生成物的物质的量浓度的变化表示。在体积不变的反应器中，通常用单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加来表示。单位:mol/ （ L.min ）、 mol/（L.s）数学表达式： v= △C/△t ★★★三步骤法计算:

注意问题∶ • 不同物质的速率的比值一定等于化学方程式中相应的化学计量数之比. • 化学反应速率一般不能用固体或纯液体表示。

1、合成氨的反应N2+3H22NH3在某温度下各物质的浓度平衡是:[N2]=3mol·L-1,1、合成氨的反应N2+3H22NH3在某温度下各物质的浓度平衡是:[N2]=3mol·L-1, [H2]=9mol·L-1,[NH3] =4mol·L-1求该反应的平衡常数和N2、H2的初始浓度。 2、已知CO+H2OH2+CO2；此反应在773K时平衡常数K=9，如反应开始时C(H2O)=C(CO)=0.020mol·L-1求CO的转化率。

二、影响化学反应速率的重要因素 1、其它条件不变，增加反应物浓度加快化学反应速率。 2、压强对反应速率的影响对于气体反应来说，增大压强相当于增大反应物的浓度，反应速率加快． 3、温度：在其它条件不变的情况下，升温反应速率增大，降温反应速率减小 4、催化剂加快反应速率

总结论：向反应体系输入能量，都可以改变化学反应速率总结论：向反应体系输入能量，都可以改变化学反应速率原因：反应体系内活化分子数或活化分子百分数提高，有效碰撞次数增加，从而加快化学反应速率。

1．反应4NH3+5O2 = 4NO+6H2O，在5L的密闭容器中进行半分钟后，NO的物质的量增加了0.3mol，则此反应的平均速率υ（x）（表示反应物的消耗速率或生成物的生成速率）为（）（A）υ(O2)=0.01 mol·L-1·s-1 （B）υ(NO)=0.008 mol·L-1·s-1 （C）υ(H2O)=0.003 mol·L-1·s-1 （D）υ(NH3)=0.002 mol·L-1·s-1 C D

2、在C(固)+CO2(气)=2CO(气) 的反应中。现采取下列措施：（1）增大压强；（2）增加碳的量（3）通入CO2；（4）恒容下充入N2；（5）恒压下充入N2 哪些措施能够使反应速率增大？为什么？（1）（3）

3、在2A + B = 3C + 4D的反应中，下列表示该反应速率最大的是( ) • A、VA =0.5mol / (L.min) • B、VB =0.3mol / (L.min) • C、VC =0.8mol / (L.min) • D、VD = 0.6mol / (L.S) D

三、化学平衡状态的特征 (1)逆：可逆反应 (2)动：动态平衡 (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。 √ √

【练习】在一定温度下，向a L密闭容器中加入1mol X气体和2 mol Y气体，发生如下反应： • X（g）＋2Y（g） 2Z（g）此反应达到平衡的标志是 • A 容器内压强不随时间变化 • B 容器内各物质的浓度不随时间变化 • C 容器内X、Y、Z的浓度之比为1︰2︰2 • D 单位时间消耗0.1mol X同时生成0.2mol Z AB

【练习】在一定温度下的恒容容器中,当下列物理量不再发生变化时,表明反应: A(固)+3B(气) 2C(气)+D(气)已达平衡状态的是 ( ) A.混合气体的压强 B.混合气体的密度 C.B的物质的量浓度 D.气体的总物质的量 — — BC

(5)变：条件改变，原平衡被破坏，在新 的条件下建立新的平衡。可见，化学平衡只有在一定的条件下才能保持。当外界条件改变，旧的化学平衡将被破坏，并建立起新的平衡状态。

四、勒夏特列原理及具体分述∶ • 勒夏特列原理∶如果改变影响平衡的条件之一（如温度，压强，以及参加反应的化学物质的浓度），平衡将向着能够减弱这种改变的方向移动。

△浓度∶在其它条件不变时，增大反应物的浓度或减小生成物的浓度，都可以使平衡向正反应方向移动；增大生成物的浓度或减小反应物的浓度，都可以使平衡向逆反应方向移动 △温度：在其它条件不变的情况下，升高温度，会使化学平衡向着吸热反应的方向移动；降低温度，会使化学平衡向着放热反应的方向移动。

△压强∶在其它条件不变的情况下，对于反应前后气体体积改变的反应 ，增大压强，会使化学平衡向着气体体积缩小的方向移动；减小压强，会使化学平衡向着气体体积增大的方向移动。 △催化剂∶催化剂只能使正逆反应速率等倍增大，改变反应到达平衡所需的时间，不能使化学平衡移动。

等效平衡 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

第三章物质在水溶液中的行为 本章知识复习

第三章知识结构 化学平衡理论 §1 弱电解质的电离　电解质有强弱→ 弱电解质电离为　　可逆→电离平衡→　电离常数 §4 难溶电解质的溶解平衡　　难溶≠不溶→溶解平衡　　应用　生成　溶解　转移溶度积深入 §2 水的电离和溶液的酸碱性　　　　　水是极弱电解质→ 水(稀溶液)离子积为常数→稀溶液酸碱性　及表示方法pH→pH 应用　　　　　　　 §3 盐类的水解水的电离平衡＋弱电解质的生成→盐类水解→水解的应用(平衡移动) 综合运用实践活动：　　滴定实验操作图示反应曲线

第三章重要知识点 第一节 1、强弱电解质的概念及其判断。 2、会写常见电解质的电离方程式 • 如： CH3COOH、H2S、Cu(OH)2 • H2CO3、KHCO3、KHSO4、NH3．H2O 3、会分析导电性和强弱电解质的关系。 4、影响电离平衡的因素。

强电解质与弱电解质的比较 完全电离部分电离不可逆过程可逆过程电离方程式用等号电离方程式用可逆符号水合离子分子、水合离子

课堂练习 把0.05molNaOH固体分别加入100mL下列液体中，溶液的导电性变化不大的是（） A.自来水 B.0.5mol/LNH4Cl溶液 C.0.5mol/L 醋酸 D.0.5mol/L盐酸 B D 导电能力只和离子浓度及所带电荷有关

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