高中的化學分爲必修和選修兩個部分,對於理科的學生來說,選修課本的知識點也要求必須要掌握,想知道選修四的化學知識有哪些嗎?下面是本站小編爲大家整理的高二化學選修四必備的知識,希望對大家有用!
選修四化學知識一、焓變、反應熱
1.反應熱:一定條件下,一定物質的量的反應物之間完全反應所放出或吸收的熱量
2.焓變(ΔH)的意義:在恆壓條件下進行的化學反應的熱效應
(1)符號:△H
(2)單位:kJ/mol
3.產生原因:
化學鍵斷裂——吸熱
化學鍵形成——放熱
放出熱量的化學反應。(放熱>吸熱) △H 爲“-”或△H <0
吸收熱量的化學反應。(吸熱>放熱)△H 爲“+”或△H >0
常見的放熱反應:
①所有的燃燒反應
②酸鹼中和反應
③大多數的化合反應
④金屬與酸的反應
⑤生石灰和水反應
⑥濃硫酸稀釋、氫氧化鈉固體溶解等
常見的吸熱反應:
① 晶體Ba(OH)2·8H2O與NH4Cl
② 大多數的分解反應
③ 以H2、CO、C爲還原劑的氧化還原反應
④銨鹽溶解等
二、熱化學方程式
書寫化學方程式注意要點:
①熱化學方程式必須標出能量變化。
②熱化學方程式中必須標明反應物和生成物的聚集狀態(g,l,s分別表示固態,液態,氣態,水溶液中溶質用aq表示)
③熱化學反應方程式要指明反應時的溫度和壓強。
④熱化學方程式中的化學計量數可以是整數,也可以是分數
⑤各物質係數加倍,△H加倍;反應逆向進行,△H改變符號,數值不變
三、燃燒熱
1.概念:25 ℃,101 kPa時,1 mol純物質完全燃燒生成穩定的化合物時所放出的熱量。燃燒熱的單位用kJ/mol表示。
注意以下幾點:
①研究條件:101 kPa
②反應程度:完全燃燒,產物是穩定的氧化物
③燃燒物的物質的量:1 mol
④研究內容:放出的熱量。(ΔH<0,單位kJ/mol)
四、中和熱
1.概念:在稀溶液中,酸跟鹼發生中和反應而生成1mol H2O,這時的反應熱叫中和熱。
2.強酸與強鹼的中和反應其實質是H+和OH-反應,其熱化學方程式爲:
H+(aq)+OH-(aq)=H2O(l)
ΔH=-57.3kJ/mol
3.弱酸或弱鹼電離要吸收熱量,所以它們參加中和反應時的中和熱小於57.3kJ/mol。
4.中和熱的測定實驗
高二化學知識重點1、金屬鍵的強弱和金屬晶體熔沸點的變化規律:陽離子所帶電荷越多、半徑越小,金屬鍵越強,熔沸點越高,如熔點:NaNa>K>Rb>Cs。金屬鍵的強弱可以用金屬的原子
2、簡單配合物的成鍵情況(配合物的空間構型和中心原子的雜化類型不作要求)
概念 | 表示 | 條件 |
共用電子對由一個原子單方向提供給另一原子共用所形成的共價鍵。 | A:電子對給予體 B:電子對接受體 | 其中一個原子必須提供孤對電子,另一原子必須能接受孤對電子的軌道。 |
(1)配位鍵:一個原子提供一對電子與另一個接受電子的原子形成的共價鍵,即成鍵的兩個原子一方提供孤對電子,一方提供空軌道而形成的共價鍵。
(2)①配合物:由提供孤電子對的配位體與接受孤電子對的中心原子(或離子)以配位鍵形成的化合物稱配合物,又稱絡合物
②形成條件:
a.中心原子(或離子)必須存在空軌道
b.配位體具有提供孤電子對的.原子
③配合物的組成
④配合物的性質:配合物具有一定的穩定性。配合物中配位鍵越強,配合物越穩定。當作爲中心原子的金屬離子相同時,配合物的穩定性與配體的性質有關。
3、分子間作用力:把分子聚集在一起的作用力。分子間作用力是一種靜電作用,比化學鍵弱得多,包括範德華力和氫鍵。
範德華力一般沒有飽和性和方向性,而氫鍵則有飽和性和方向性。
4、分子晶體:分子間以分子間作用力(範德華力、氫鍵)相結合的晶體.典型的有冰、乾冰。
5、分子間作用力強弱和分子晶體熔沸點大小的判斷:組成和結構相似的物質,相對分子質量越大,分子間作用力越大,克服分子間引力使物質熔化和氣化就需要更多的能量,熔、沸點越高,但存在氫鍵時分子晶體的熔沸點往往反常地高。
6、NH3、H2O、HF中由於存在氫鍵,使得它們的沸點比同族其它元素氫化物的沸點反常地高。
影響物質的性質方面:增大溶沸點,增大溶解性
表示方法:X—H……Y(N O F) 一般都是氫化物中存在。
7、幾種比較:
(1)離子鍵、共價鍵和金屬鍵的比較
化學鍵類型 | 離子鍵 | 共價鍵 | 金屬鍵 |
概念 | 陰、陽離子間通過靜電作用所形成的化學鍵 | 原子間通過共用電子對所形成的化學鍵 | 金屬陽離子與自由電子通過相互作用而形成的化學鍵 |
成鍵微粒 | 陰陽離子 | 原子 | 金屬陽離子和自由電子 |
成鍵性質 | 靜電作用 | 共用電子對 | 電性作用 |
形成條件 | 活潑金屬與活潑的非金屬元素 | 非金屬與非金屬元素 | 金屬內部 |
實例 | NaCl、MgO | HCl、H2SO4 | Fe、Mg |
(2)非極性鍵和極性鍵的比較
非極性鍵 | 極性鍵 | |
概念 | 同種元素原子形成的共價鍵 | 不同種元素原子形成的共價鍵,共用電子對發生偏移 |
原子吸引電子能力 | 相同 | 不同 |
共用電子對 | 不偏向任何一方 | 偏向吸引電子能力強的原子 |
成鍵原子電性 | 電中性 | 顯電性 |
形成條件 | 由同種非金屬元素組成 | 由不同種非金屬元素組成 |
(3)物質溶沸點的比較
①不同類晶體:一般情況下,原子晶體>離子晶體>分子晶體
②同種類型晶體:構成晶體質點間的作用大,則熔沸點高,反之則小。
a.離子晶體:離子所帶的電荷數越高,離子半徑越小,則其熔沸點就越高。
b.分子晶體:對於同類分子晶體,式量越大,則熔沸點越高。
c.原子晶體:鍵長越小、鍵能越大,則熔沸點越高。
③常溫常壓下狀態
a.熔點:固態物質>液態物質
b.沸點:液態物質>氣態物質
選修四化學考點知識化學反應速率和化學平衡
一、化學反應速率
1.化學反應速率(v)
⑴ 定義:用來衡量化學反應的快慢,單位時間內反應物或生成物的物質的量的變化
⑵ 表示方法:單位時間內反應濃度的減少或生成物濃度的增加來表示
⑶ 計算公式:v=Δc/Δt(υ:平均速率,Δc:濃度變化,Δt:時間)單位:mol/(L·s)
⑷ 影響因素:
① 決定因素(內因):反應物的性質(決定因素)
② 條件因素(外因):反應所處的條件
2.注意:
(1)參加反應的物質爲固體和液體,由於壓強的變化對濃度幾乎無影響,可以認爲反應速率不變。
(2)惰性氣體對於速率的影響
①恆溫恆容時:充入惰性氣體→總壓增大,但是各分壓不變,各物質濃度不變→反應速率不變
②恆溫恆體時:充入惰性氣體→體積增大→各反應物濃度減小→反應速率減慢
二、化學平衡
(一)1.定義:
化學平衡狀態:一定條件下,當一個可逆反應進行到正逆反應速率相等時,更組成成分濃度不再改變,達到表面上靜止的一種“平衡”,這就是這個反應所能達到的限度即化學平衡狀態。
2、化學平衡的特徵
逆(研究前提是可逆反應)
等(同一物質的正逆反應速率相等)
動(動態平衡)
定(各物質的濃度與質量分數恆定)
變(條件改變,平衡發生變化)
3、判斷平衡的依據
判斷可逆反應達到平衡狀態的方法和依據:
(二)影響化學平衡移動的因素
1. 濃度對化學平衡移動的影響
(1)影響規律:在其他條件不變的情況下,增大反應物的濃度或減少生成物的濃度,都可以使平衡向正方向移動;增大生成物的濃度或減小反應物的濃度,都可以使平衡向逆方向移動
(2)增加固體或純液體的量,由於濃度不變,所以平衡不移動
(3)在溶液中進行的反應,如果稀釋溶液,反應物濃度減小,生成物濃度也減小, V正減小,V逆也減小,但是減小的程度不同,總的結果是化學平衡向反應方程式中化學計量數之和大的方向移動。
2、溫度對化學平衡移動的影響
影響規律:在其他條件不變的情況下,溫度升高會使化學平衡向着吸熱反應方向移動,溫度降低會使化學平衡向着放熱反應方向移動。
3、壓強對化學平衡移動的影響
影響規律:其他條件不變時,增大壓強,會使平衡向着體積縮小方向移動;減小壓強,會使平衡向着體積增大方向移動。
注意:
(1)改變壓強不能使無氣態物質存在的化學平衡發生移動
(2)氣體減壓或增壓與溶液稀釋或濃縮的化學平衡移動規律相似
4.催化劑對化學平衡的影響:由於使用催化劑對正反應速率和逆反應速率影響的程度是等同的,所以平衡不移動。但是使用催化劑可以影響可逆反應達到平衡所需的時間。