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第一章知识结构 ⑷含量－温度－压强图 mA(g)+nB(g) pC(g)+qD(g)；△H= - Q m+np+q Q0 m+np+q Q0 mA(g)+nB(g) pC(g)+qD(g)；△H= - Q m+np+q Q0 m+np+q Q0 五、等效平衡的判断 反应 特征 外界条件 等效 效果 等比例平衡 全等平衡 类型 平衡混合物中相同物质的物质的量、含量对应相等 平衡混合物中相同物质的物质的量比例相等、含量对应相等 恒温恒容 恒温恒容 恒温恒压 反应前后 △V(g)=0 △n(g)=0 反应前后 △V (g)≠0 △n(g)≠0 反应前后 △V (g)≠/=0 △n(g)≠/=0 等效 情况 分子 数 质量 物质 的量 浓度 质量 分数 平衡特点 相同 相同 相同 相同 相同 相同 相同 相同(气体) 成比例 成比例 成比例 成比例 成比例 成比例 成比例 完全等效 相似等效 相似等效 六、化学平衡常数 1、定义 2、表达式 3、平衡常数的意义 4、应用 =Kc，反应达平衡状态，V(正)=V(逆) Qc Kc, 反应向正反应方向进行，V(正)V(逆) Kc, 反应向逆反应方向进行，V(正)V(逆) 5、平衡转化率 对于化学反应： ， 则反应A的转化率α表示为： 七、化学反应进行方向的判断 1、自发过程与自发反应 2、能量判据（焓判据） 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（焓判据）∶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即△H ﹤0）。 3、熵判据 熵判据：体系趋向于由有序状态转变为无序状态，即混乱度增加（ △S＞0）。且△S越大，越有利于反应自发进行 4、复合判据（自由能变化△G） ?G =?H-T?S0 (即?H0, ?S0)的反应能自发进行。 ?G =?H-T?S=0 反应达到平衡状态 ?G= ?H-T?S0 (即?H0, ?S0)反应不能自发进行。 + 熵增 + 焓增 4 - 熵减 - 焓减 3 - 熵减 + 焓增 2 + 熵增 - 焓减 1 反应的自发性 △G △S △H 类型 - + 低温- 高温+ 低温+ 高温- 任何温度均是自发进行 任何温度均是不自发反应 低温是非自发反应;高温自发 低温是自发反应;高温非自发 化学平衡理论 §1 弱电解质的电离 　强弱电解质→ 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、转化　　 §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) 深入 综合运用 本章知识结构 化 合 物 电解质 非电 解质 强电解质 弱电解质 强酸：HCl、H2SO4、HNO3、HClO4、HBr、HI 强碱：NaOH、Ca（OH）2、Ba（OH）2、KOH、ROH…… 大部分盐： 活泼金属的氧化物： 弱酸：HF、HClO、H2CO3、H2SO3、H3PO4、CH3COOH 弱碱：NH3·H2O、Fe（OH）2、Fe（OH）3、…… 水： 大部分有机物：除有机酸、碱、盐之外 非金属的氧化物：CO、CO2、SO2、SO3、NO、NO2…… 一、电解质、非电解质 强、弱电解质的比较 弱酸、弱碱、水 强酸、强碱、大部分盐 物质种类 分子、水合离子 水合离子 溶液中的微粒 可逆、存在电离平衡 不可逆、不存在电离平衡 电离过程 部分电离 完全电离 电离程度 极性键（主要） 离子键、极性键（主要） 化学键 极性共价化合物 离子化合物、极性共价化合物 化合物类型 不 同 点 都是电解质、都是化合物，熔融或在溶液中能电离 相同点 弱电解质 强电解质 项目 表达方式 变化实质 0.1mol/L CH3COONa 0.1mol/L CH3COOH 实 例 强电解质（盐类） 弱电解质 研究对象 水解平衡 电离平衡 弱酸 H+ + 弱酸根离子 弱碱 OH- + 弱碱阳离子 电离方程式： CH3COOH CH3COO + H+ 多元弱酸分步电离： 例如H3PO4、H2CO3的电离 水解离子方程式： CH3COO- +H2O CH3COOH +OH- （产物不能写“↑” 或“↓”） 二、电离平衡和水解平衡 弱酸的阴离子+