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高中化学选修四课堂笔记 第二章 化学反应速率和化学平衡 六、化学反应进行的方向 自发反应：在一定条件下，无需外界帮助就能自动进行的反应。 1、反应焓变（△H）与反应方向： 能量判据：体系趋向于从高能状态转变为低能状态（△H ＜ 0）。 对于化学反应而言，绝大多数的放热反应能自发进行，且放出的热量越多，体系能量降低越多，反应越完全。 焓变（△H）是决定反应能否自发进行的因素之一，但不是唯一因素。 2、反应熵变与反应方向： （1）熵:物质的一个状态函数，用来描述体系的混乱度，符号为S. 单位：J???mol-1?K-1 熵变：反应前后体系熵的变化叫做反应的熵变.用△S表示. △S=S(生成物总熵)－S(反应物总熵) 反应的△S越大,越有利于反应自发进行。 （2）体系趋向于有序转变为无序，导致体系的熵增加，这叫做熵增加原理，也是反应方向判断的依据之一。 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。 正确判断一个化学反应是否能够自发进行：必须综合考虑反应的焓变和熵变。 （3）同一物质，在气态时熵值最大，液态时次之，固态时最小。即S(g) ＞S(l) ＞S(s) 3、反应方向判断依据 在温度、压强一定的条件下，化学反应的判断依据为： ①ΔH-TΔS＜0，反应能自发进行; ②ΔH-TΔS=0,反应达到平衡状态; 四象限法③ΔH-TΔS＞0，反应不能自发进行。 四象限法 注意：（1）. △H 0，△S0 该反应一定能自发进行； （2）. △H 0，△S0 该反应一定不能自发进行； （3）. △H 0，△S0 该反应在较低温度下能自发进行; （4）. △H 0，△S0 该反应在较高温度下能自发进行。 第三章 水溶液中的离子平衡 一、弱电解质的电离 1、定义：电解质:在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物,叫电解质。 非电解质 ：在水溶液中或熔化状态下都不能导电的化合物。 强电解质 ：在水溶液里全部电离成离子的电解质。 弱电解质：在水溶液里只有一部分分子电离成离子的电解质。 物 物 质 单质 化 合 物 电 解 质 非电解质：非金属氧化物，大部分有机物 。如SO3、CO2、C6H12O6、CCl4、CH2=CH2…… 强电解质：强酸，强碱，大多数盐。如HCl、NaOH、NaCl、BaSO4 弱电解质：弱酸，弱碱，极少数盐，水 。如HClO、NH3·H2O、Cu(OH)2、H2O…… 混和物 纯 净 物 2、(1)电解质与非电解质本质区别： 电解质——离子化合物或共价化合物 非电解质——共价化合物 注意：①电解质、非电解质都是化合物; ②SO2、NH3、CO2等属于非电解质; ③强电解质不等于易溶于水的化合物（如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部电离，故BaSO4为强电解质）——电解质的强弱与导电性、溶解性无关。 (2)强电解质与弱电质的本质区别：在水溶液中是否完全电离（或是否存在电离平衡） (3)强酸（HA）与弱酸（HB）的区别： ①溶液的物质的量浓度相同时，pH(HA)＜pH(HB) ②pH值相同时，溶液的浓度CHA＜CHB ③pH相同时，加水稀释同等倍数后，pHHA＞pHHB 3、电离平衡：在一定的条件下，当电解质分子电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态，这叫电离平衡。 4、影响电离平衡的因素： A、温度：电离一般吸热，升温有利于电离。 B、浓度：浓度越大，电离程度越小；溶液稀释时，电离平衡向着电离的方向移动。 C、同离子效应：在弱电解质溶液里加入与弱电解质具有相同离子的电解质，会减弱电离。 D、其他外加试剂：加入能与弱电解质的电离产生的某种离子反应的物质时，有利于电离。 5、电离方程式的书写：①用可逆符号（） ②多元弱酸的电离要分步书写（第一步为主） 6、电离常数：在一定条件下，弱电解质在达到电离平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度的乘积，跟溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数，叫做电离平衡常数，（一般用Ka表示酸，Kb表示碱。） 表示方法：ABA++B- Ki=[A+][B-]/[AB] 7、影响电离常数因素： a、电离常数的大小主要由物质的本性决定。 b、电离常数受温度变化影响，不受浓度变化影响，在室温下一般变化不大。 C、同一温度下，不同弱酸，电离常数越大，其电离程度越大，酸性越强。如： H2SO3H3PO4HFCH3COOHH2CO3H2SHClO 8、一元强酸与一元弱酸的比较 (1)同物质的量浓度、相同体积的一元强酸与一弱酸的比较 项目 类型 C(H+) pH 中和碱的量 与足量金属反 应产生H2的量 开始反 应速率 反应所