高中化學選修四重難點知識全

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一、反應熱的四種計算方法

1.利用熱化學方程式進行相關量的求解，可先寫出熱化學方程式，再根據(jù)熱化學方程式所體

現(xiàn)的物質與物質間、物質與反應熱間的關系直接或間接求算物質的質量或反應熱。其注意的

事項有：

(1)反應熱數(shù)值與各物質的化學計量數(shù)成正比，因此熱化學方程式中各物質的化學計量數(shù)改

變時，其反應熱數(shù)值需同時做相同倍數(shù)的改變。

(2)熱化學方程式中的反應熱是指反應按所給形式完全進行時的反應熱。

⑶正、逆反應的反應熱數(shù)值相等，符號相反。

2.根據(jù)蓋斯定律，可以將兩個或兩個以上的熱化學方程式包括其AH相加或相減，得到新的

熱化學方程式，可進行反應熱的有關計算。其注意的事項有：

(1)熱化學方程式同乘以某一個數(shù)時，反應熱數(shù)值也必須乘上該數(shù)。

(2)熱化學方程式相加減時，同種物質之間可相加減，反應熱也隨之相加減。

⑶將一個熱化學方程式顛倒時，AH的"+"、"一"號必須隨之改變。

3.根據(jù)燃燒熱計算：可燃物完全燃燒產生的熱量=可燃物的物質的量x燃燒熱。

4.根據(jù)鍵能計算：反應熱(焰變)等于反應物中的鍵能總和減去生成物中的鍵能總和，AH=WE

反一汪生(E表示鍵能)。如反應3H2(g)+N2(g)i=2NH3(g)AH=3E(H-H)+E(NEN)-6E(N-H)O

二、外界條件對化學反應速率的影響規(guī)律

影響化學反應速率的因素包括內因和外因。內因是指反應物本身的性質；外因包括濃度、溫

度、壓強、催化劑、反應物顆粒大小等。這些外界條件對化學反應速率影響的規(guī)律和原理如

下：

1.濃度

(1)濃度增大，單位體積內活化分子數(shù)增多(活化分子百分數(shù)不變)，有效碰撞的幾率增加，化

學反應速率增大。

(2)濃度改變，可使氣體間或溶液中的化學反應速率發(fā)生改變。固體或純液體的濃度可視為

常數(shù)，它們的物質的量的變化不會引起反應速率的變化，但固體顆粒的大小會導致接觸面積

的變化，故影響化學反應速率。

2.壓強

改變壓強，對化學反應速率產生影響的根本原因是引起濃度的改變。對于有氣體參加的反應

體系，有以下幾種情況：

⑶等：指"v正=丫逆工0"。即某一物質在單位時間內消耗的物質的量濃度和生成的物質的量

濃度相等，也可以用不同物質的化學反應速率表示該反應的正、逆反應速率相等。

⑷定：指參加反應的各組分的含量保持不變，即各組分的濃度、質量分數(shù)、體積分數(shù)(有氣

體參加的可逆反應)、反應物的轉化率等均保持不變。

⑸變：指平衡移動?？赡娣磻钠胶鉅顟B(tài)是相對的、暫時的，當外界某一條件改變時，原

平衡被破壞，化學平衡向著減弱這種改變的方向移動，在新的條件下達到新的平衡狀態(tài)。

理解感悟"一定條件"、"可逆反應"是前提，"相等"是實質，"保持不變”是標志。

2.化學平衡狀態(tài)判斷的“四大依據(jù)"

(1)對于普通可逆反應，以2sO2(g)+O2(g)々S03(g)為例：

若各組分的物質的量、濃度不發(fā)生變化，則反應已達到平衡狀態(tài)。若用反應速率關系表示化

學平衡狀態(tài),式中既要有正反應速率,又要有逆反應速率,且兩者之比等于化學計量數(shù)之比，

就達到化學平衡狀態(tài)。

(2)對于有有色氣體存在的反應體系，如2NO2(g)*!2O4(g)等，若體系的顏色不再發(fā)生改變,

則反應已達平衡狀態(tài)。

⑶對于有氣體存在且反應前后氣體的物質的量發(fā)生改變的反應，如N2(g)+3H2(g)々NH3(g),

若反應體系的壓強不再發(fā)生變化、平均相對分子質量不再變化，則說明反應已達平衡狀態(tài)。

對有氣體存在且反應前后氣體物質的量不發(fā)生改變的反應，反應過程中的任何時刻體系的壓

強、氣體的總物質的量、平均相對分子質量都不變，故壓強、氣體的總物質的量、平均相對

分子質量不變均不能說明反應已達平衡狀態(tài)。

⑷從微觀的角度分析，如反應N2(g)+3H2(g)々NH3(g),下列各項均可說明該反應達到了平

衡狀態(tài)。

①斷裂1molN=N鍵的同時生成1molNEN鍵。

②斷裂1molNEN鍵的同時生成3molH—H鍵。

⑤斷裂1molN=N鍵的同時斷裂6molN-H鍵。

④生成1molNEN鍵的同時生成6molN—H鍵。

特別提示(1)從反應速率的角度來判斷反應是否達到平衡時，速率必須是一正一逆(不能同

是v正或v逆)，且反應速率之比等于化學計量數(shù)之比。

(2)在可逆反應過程中，能發(fā)生變化的物理量(如各組分的濃度、反應物的轉化率、混合氣體

密度、顏色、平均摩爾質量等)，若保持不變，說明可逆反應達到了平衡狀態(tài)。

四、化學平衡移動及其移動方向的判斷

1.化學平衡移動的分析判斷方法

二十.強電解質與弱電解質的區(qū)別

(一)電解質和非電解質

電解質：在水溶液里或熔融狀態(tài)下能導電的化合物。

非電解質：在水溶液里或熔融狀態(tài)下不能導電的化合物。

【注意】

1.電解質和非電解質的范疇都是化合物，所以單質既不是電解質也不是非電解質。

2.化合物為電解質，其本質是自身能電離出離子，有些物質溶于水時所得溶液也能導電，但

這些物質自身不電離，而是生成了一些電解質，則這些物質不屬于電解質。如：SO2、SO3、

82、NO2等。

3.常見電解質的范圍：酸、堿、鹽、離子型氧化物。

4.溶劑化作用：電解質溶于水后形成的離子或分子并不是單獨存在的，而是與水分子相互吸

引、相互結合，以"水合離子"或"水合分子"的形態(tài)存在，這種溶質分子或離子與溶劑相互

吸引的作用叫做溶劑作用。

（二）強電解質和弱電解質

強電解質：在溶液中能夠全部電離的電解質。則強電解質溶液中不存在電離平衡。

弱電解質：在溶液中只是部分電離的電解質。則弱電解質溶液中存在電離平衡。

【注意】

1.強、弱電解質的范圍：

強電解質：強酸、強堿、絕大多數(shù)鹽

弱電解質：弱酸、弱堿、水

2.強、弱電解質與溶解性的關系：

電解質的強弱取決于電解質在水溶液中是否完全電離，與溶解度的大小無關。一些難溶的電

解質，但溶解的部分能全部電離，則仍屬強電解質。如：BaS04、BaC03等。

3.強、弱電解質與溶液導電性的關系：

溶液的導電性強弱與溶液中的離子濃度大小有關。強電解質溶液的導電性不一定強，如很

稀的強電解質溶液，其離子濃度很小，導電性很弱。而弱電解質溶液的導電性不一定弱，如

較濃的弱電解質溶液，其電離出的離子濃度可以較大，導電性可以較強。

4.強、弱電解質與物質結構的關系：

強電解質一般為離子化合物和一些含強極性鍵的共價化合物，弱電解質一般為含弱極性鍵的

化合物。

5.強、弱電解質在熔融態(tài)的導電性：

離子型的強電解質由離子構成，在熔融態(tài)時產生自由移動的離子，可以導電。而共價型的強

電解質以及弱電解質由分子構成，熔融態(tài)時仍以分子形式存在，所以不導電。

二4^一.弱電解質的電離平衡

1.弱電解質的電離平衡指在一定條件下（溫度、濃度），弱電解質電離成離子的速率和離子結

合成分子的速率相等時的狀態(tài)。弱電解質的電離平衡的特點是：

（1）動態(tài)平衡：電離方程式中用“"，如：CH3coOHCH3co0-+H+

（2）條件改變：平衡被打破。如在CH3C00H的石蕊溶液中（呈紅色）加入固體CH3co0NH4,

即增大了c（CH3coe）-）,平衡左移，c（H+）變小，使紅色變淺。

（3）弱電解質在離子反應中電離平衡發(fā)生移動。將等質量的鋅粉分別投入10mL0.1mol/L鹽

酸和10mL0.1mol/L醋酸中，實驗結果：鹽酸的反應速率比醋酸快。若鋅足量，則產生氫氣

的體積相等。因為當濃度和體積相同時，鹽酸是強酸，c（H+）大，所以反應速率快，但二

者可電離出來的H+的物質的量相等，僅僅是后者隨著反應的進行，醋酸的電離平衡不斷發(fā)

生移動。

（4）從導電實驗可知，弱電解質少部分電離，大部分以分子形式存在，決定了它在離子方

程式書寫中保留分子形式。如醋酸和燒堿溶液中和反應的離子方程式應寫成：

CH3C00H+0H-=CH3COO-+H2O?

（5）導電性強弱與電解質強弱的關系：電解質的強弱由物質內部結構決定，電解質的強弱

在一般情況下影響著溶液導電性的強弱。導電性強弱是由溶液離子濃度大小決定的。如果某

強電解質溶液濃度很小，那么它的導電性可以很弱，而某弱電解質雖然電離程度很小，但如

果濃度較大時，該溶液的導電能力也可以較強。因此，強電解質溶液的導電能力不一定強,

弱電解質的導電能力也不一定弱。

2.電離平衡常數(shù)

（1）概念：在一定條件下，弱電解質的電離達到平衡時，溶液中電離所產生的各種離子濃

度的乘積跟溶液中未電離的分子濃度的比是一個常數(shù)，這個常數(shù)叫做電離平衡常數(shù)，用K

表示（酸用Ka表示，堿用Kb表示）。

(2)表示方法：ABA++B-K=c(A+)c(B-)c(AB)

(3)K的意義：K值越大，表示該電解質較易電離，所對應的弱酸弱堿較強。從Ka或Kb

的大小，可以判斷弱酸和弱堿的相對強弱，例如弱酸的相對強弱：H2SO3(Kal=1.5xl0-2)>

H3PO4(Kal=7.5xl0-3)>HF(Ka=7.2xl0-4)>HN02(Kal=4.6xl0-4)>HC00H(Ka=1.8xl0-4)>

CH3C00H(Ka=1.8xl0-5)>H2CO3(Kal=4.3xl0-7)>H2S(Kal=9.1xlO-8)

(4)影響K值大小的因素：K值不隨濃度而變化，但隨溫度而變化。

(5)多元弱酸的電離。多元弱酸是分步電離的，且越向后的電離越困難，其電離出來的離

子濃度也越小，酸性主要由第一步電離決定。如H3PO4的電離：

第一步電離：H3PO4H++H2PO-4K1

第二步電離：H2PO-4H++HPO2-4(較難)K2

第三步電離：HPO2-4H++PO3-4(困難)K3

顯然：Kl>K2>K3o在磷酸溶液中，由H3PO4電離出來的離子有H+、H2PO-4、HPO2-4、

PO3-4等離子，其離子濃度的大小關系為：c(H+)>c(H2PO-4)>c(HPO2-4)>c(PO3-4)。

二十二、影響電離平衡的因素

1.內因：弱電解質本身，如常溫下K(HF)>K(CH3co0H)。

2夕卜因：以CH3coOHCH3coeI-+H+為例

(1)溫度

弱電解質的電離過程一般是吸熱的，升高溫度，電離平衡向右移動，CH3C00H電離程度增

大，c(H+)、c(CH3coe>-)增大。

(2)濃度

加水稀釋CH3co0H溶液，電離平衡向右移動，電離程度增大。n(CH3coe)-)、n(H+)增大，但

c(CH3C00-)>c(H+)減小。

(3)同離子效應

在弱電解質溶液中加入同弱電解質具有相同離子的強電解質，電離平衡向逆反應方向移動。

例如：0.1mol/L的醋酸溶液中存在如下平衡CH3coe)HCH3co0-+H+。力口入少量CH3coONa

固體或HCI,由