高中化学选修4知识点总结.docx

1、1化学选修 4 化学反应与原理 知识点总结第一章 化学反应与能量一、焓变、反应热 1反应热：一定条件下，一定物质的量的反应物之间完全反应所放出或吸收的热量2焓变(H)的意义：在恒压条件下进行的化学反应的热效应（1）.符号： H （2）.单位：kJ/mol 3产生原因：化学键断裂吸热 化学键形成放热 4、放热反应：放出热量的化学反应。(放热吸热)H 为“”或H 放热）H 为“+”或 H 0 热能转化为内能反应物总能量生成物总能量断裂化学键吸收的总能量形成化学键放出的总能量常见的放热反应： 所有的燃烧反应 酸碱中和反应 大多数的化合反应 金属与酸的反应 生石灰和水反应 浓硫酸稀释、氢氧化钠固体溶解

2、等 铝热反应 常见的吸热反应： 晶体 Ba(OH)28H2O 与 NH4Cl 反应 大多数的分解反应 以 H2、CO、C 为还原剂的氧化还原反应 铵盐溶解等 二、热化学方程式 书写化学方程式注意要点: 1、热化学方程式必须标出能量变化。 2、热化学方程式中必须标明反应物和生成物的聚集状态（s、l 、g 分别表示固态、液态、气态，水溶液中溶质用 aq 表示） 3、热化学反应方程式要指明反应时的温度和压强。 4、热化学方程式中的化学计量数可以是整数，也可以是分数 5、各物质系数加倍，H 加倍；反应逆向进行，H 改变符号，数值不变 6、H 的单位为 kJ/mol 7、不标气体或沉淀符号三、燃烧热 1

3、概念：25 ，101 kPa 时，1 mol 纯物质完全燃烧生成稳定的化合物时所放出的热2量。燃烧热的单位用 kJ/mol 表示。 注意以下几点： （1）反应条件：25 、101 kPa （2）反应程度：完全燃烧，产物是稳定的氧化物。CCO2(g) HH2O(l) SSO2(g)（3）燃烧物的物质的量：1 mol （4）研究内容：放出的热量。 （H10 5 时，该反应就进行得基本完全了。 2、判断平衡移动的方向可以利用 K 值做标准，判断正在进行的可逆反应是否平衡及不平衡时向何方进行建立平衡。 （Q：浓度积）Q K：反应向正反应方向进行；Q = K：反应处于平衡状态； Q K：反应向逆反应方向

4、进行 3、判断反应的热效应 若温度升高，K 值增大，则正反应为吸热反应 若温度升高， K 值减小，则正反应为放热反应 四、等效平衡 1、概念：在一定条件下（定温、定容或定温、定压） ，只是起始加入情况不同的同一可逆反应达到平衡后，任何相同组分的百分含量均相同，这样的化学平衡互称为等效平衡。 2、分类 （1）定温，定容条件下的等效平衡 第一类：对于反应前后气体分子数改变的可逆反应：必须要保证化学计量数之比与原来相同；同时必须保证平衡式左右两边同一边的物质的量与原来相同。 第二类：对于反应前后气体分子数不变的可逆反应：只要反应物的物质的量的比例与原来相同即可视为二者等效。 （2）定温，定压的等效平

5、衡 ：只要保证可逆反应化学计量数之比相同即可视为等效平衡。五、化学反应进行的方向 1、反应熵变与反应方向： 6（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：Jmol -1K-1 （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。. （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) 2、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： H-TS0 反应能自发进行 H-TS0 反应不能自发进行 注意：（1）H 为负，S 为正时，任何温度反应都能自发进行 （2）H 为正， S

6、为负时，任何温度反应都不能自发进行第三章 水溶液中的离子平衡一、弱电解质的电离 1、定义：电解质：在水溶液中或熔融状态下能导电的化合物。非电解质：在水溶液中和熔融状态下都不能导电的化合物。 强电解质：在水溶液中完全电离的电解质。如：强酸，强碱，大多数盐（包括可溶性盐及难溶性盐） 弱电解质：在水溶液中部分电离的电解质。如：弱酸，弱碱，水，两性物质，极少数盐2、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：电解质、非电解质都是化合物 SO 2、NH 3、CO 2 等属于非电解质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

7、，故 BaSO4 为强电解质）电解质的强弱与导电性、溶解性无关。3、电离平衡：在一定的条件下，弱电解质分子在溶液中电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等，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：（1）内因：电解质本身的性质（2）外因：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。75、电离方程式的书写：（1）强电解质完全电离，在书写电离方程式

8、时，用“=”（2）弱电解质部分电离，在书写电离方程式时，用“ ”一元弱酸、弱碱一步电离多元弱酸分步电离，必须分步写出，不可合并（其中以第一步电离为主）多元弱碱分步电离（较复杂） ，在中学阶段要求一步写出两性氢氧化物按两种方式电离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幂之积，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：AB A+ + B- K = c（A +）c（B -）/c（AB ）7、影响因素： a、电离常数 K 只与电解质的性质和温度有关，对同一弱电解质，温度一定，电离常数一

9、定；温度升高，电离常数增大。b、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：H 2SO3H3PO4HFCH3COOHH2CO3H2SHClO二、水的电离和溶液的酸碱性1、水电离平衡：: 水的离子积：K W = c（H +）c（OH -） 25时， c（ H+）= c（OH -） =10-7 mol/L ; KW = c（H +）c（OH -） = 1x10-14 注意：K W 只与温度有关，温度一定，则 KW 值一定；温度越高， KW 越大。KW 不仅适用于纯水，适用于任何溶液（酸、碱、盐）2、水电离特点：（1）可逆 （2）吸热 （3）极弱3、影响水电离平衡的外界因素：酸

10、、碱 ：抑制水的电离，K W 不变 温度：升高温度，促进水的电离（水的电离是吸热的） ，K W 增大加活泼金属如 Na：促进水的电离，K W 不变4、溶液的酸碱性与 c（H +）和 c（OH -）的关系判断溶液的酸碱性的依据是 c（H +）和 c（OH -）的大小酸性溶液：c （H +）c（OH -）中性溶液：c （H +）= c（OH -）碱性溶液：c （H +）c（OH -）5、溶液的酸碱性和 pH 的关系：（1）pH=-lgcH+（2）pH 和溶液的酸碱性的关系：室温下，酸性溶液： c（H +）10 -7 mol/L，pH 7中性溶液：c （H +）= 10 -7 mol/L，pH=78

11、碱性溶液：c （H +）10 -7 mol/L，pH7（3）pH 的测定方法：酸碱指示剂：甲基橙、石蕊、酚酞变色范围：甲基橙 3.14.4（橙色） 石蕊 5.08.0（紫色） 酚酞8.210.0（浅红色）pH 试纸：操作：将一块 pH 试纸放在洁净、干燥的玻璃片或表面皿上，用玻璃棒蘸取待测液体点在试纸的中央，试纸变色后，马上与标准比色卡对比即可 。注意：事先不能用水湿润 PH 试纸；广泛 pH 试纸只能读取整数值或范围三 、混合液的 pH 值计算方法公式1、强酸与强酸的混合：c（H +） 混 =c（H +） 1V1+c（H +） 2V2/（V 1+V2）2、强碱与强碱的混合： c（OH -）

12、混 c （OH -） 1V1+ c（OH -） 2V2/（V 1+V2）3、强酸与强碱的混合：先据 H+ + OH- =H2O 计算余下的 H+或 OH-， H+有余，则用余下的 H+数除以溶液总体积求 c（H +） 混 ；OH-有余，则用余下的 OH-数除以溶液总体积求 c（OH -） 混 ，再求其它四、稀释过程溶液 pH 值的变化规律：1、强酸溶液 pH=a：稀释 10n 倍时，pH =a+ n （但始终不能大于或等于 7）2、弱酸溶液 pH=a：稀释 10n 倍时，pHa+n （但始终不能大于或等于 7）3、强碱溶液 pH=b：稀释 10n 倍时，pH=b n （但始终不能小于或等于 7

13、）4、弱碱溶液 pH=a：稀释 10n 倍时，pHbn （但始终不能小于或等于 7）5、不论任何溶液，稀释时 pH 均是向 7 靠近（即向中性靠近） ；任何溶液无限稀释后pH 均接近 76、稀释时，弱酸、弱碱和水解的盐溶液的 pH 变化得慢，强酸、强碱变化得快。五、强酸（pH 1）强碱（pH 2）混和计算规律w.w.w.k.s.5.u.c.o.m1、若等体积混合pH1+pH2=14 则溶液显中性 pH=7pH1+pH215 则溶液显碱性 pH7pH1+pH213 则溶液显酸性 pH72、若混合后显中性pH1+pH2=14 V 酸：V 碱=1：1pH1+pH214 V 酸： V 碱=10 pH1

14、+pH2-14六、酸碱中和滴定：1、中和滴定的原理实质：H +OH=H2O 即酸能提供的 H+和碱能提供的 OH-物质的量相等。2、中和滴定的操作过程：（1）滴定管的刻度，O 刻度在上，往下刻度标数越来越大，全部容积大于它的最大刻度值，因为下端有一部分没有刻度。滴定时，所用溶液不得超过最低刻度，不得一次滴定使用两滴定管酸（或碱） ，也不得中途向滴定管中添加。滴定管可以读到小数点后一位 。（2）药品：标准液；待测液；指示剂。9（3）准备过程：检漏、洗涤、润洗、装液、赶气泡、调液面。 （洗涤：用洗液洗检漏：滴定管是否漏水用水洗用标准液洗（或待测液洗）装溶液排气泡调液面记数据 V(始)（4）试验过程

15、3、酸碱中和滴定的误差分析七、盐类的水解（只有可溶于水的盐才水解）1、盐类水解：在水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的 H+或 OH-结合生成弱电解质的反应。2、水解的实质：水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的 H+或 OH-结合，破坏水的电离，是平衡向右移动，促进水的电离。3、盐类水解规律：有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解；谁强显谁性，两弱都水解，同强显中性。多元弱酸根，浓度相同时正酸根比酸式酸根水解程度大，碱性更强。 (如 Na2CO3 NaHCO 3)4、盐类水解的特点：（1）可逆（与中和反应互逆） （2）程度小 （3）吸热5、影响盐类水解的外界因素：温度：温度越高水解程度越大（水

16、解吸热，越热越水解）浓度：浓度越小，水解程度越大（越稀越水解）酸碱：促进或抑制盐的水解（H +促进阴离子水解而抑制阳离子水解； OH -促进阳离子水解而抑制阴离子水解）6、酸式盐溶液的酸碱性：只电离不水解：如 HSO4-显酸性 电离程度水解程度，显酸性 （如: HSO 3- 、H 2PO4-） 水解程度电离程度，显碱性 （如：HCO 3- 、HS - 、HPO 42-）7、双水解反应：（1）构成盐的阴阳离子均能发生水解的反应。双水解反应相互促进，水解程度较大，有的甚至水解完全。使得平衡向右移。（2）常见的双水解反应完全的为：Fe 3+、Al 3+与 AlO2-、CO 32-(HCO3-)、S

17、2-(HS-)、SO32-(HSO3-)；S 2-与 NH4+；CO 32-(HCO3-)与 NH4+其特点是相互水解成沉淀或气体。双水解完全的离子方程式配平依据是两边电荷平衡8、盐类水解的应用：水解的应用 实例 原理1、净水 明矾净水 Al3+3H2O Al(OH)3(胶体)+3H + 2、去油污用热碱水冼油污物品CO32-+H2O HCO3-+OH- 3、盐溶液的配制配制 FeCl3 溶液时常加入少量盐酸Fe3+3H2O Fe(OH)3+3H+ 10配制 Na2CO3 溶液时常加入少量 NaOHCO32-+H2O HCO3-+OH- 4、制备无水盐由 MgCl26H2O 制无水 MgCl2

18、 在 HCl 气流中加热若不然，则： MgCl26H2O Mg(OH)2+2HCl+4H2OMg(OH)2 MgO+H2O5、泡沫灭火器用 Al2(SO4)3 与NaHCO3 溶液混合Al3+3HCO3- = Al(OH)3+3CO2 6、比较盐溶液中离子浓度的大小比较 NH4Cl 溶液中离子浓度的大小NH4+H2O NH3H2O+H+ c(Cl-)c(NH4+)c(H+)c(OH)- 9、水解平衡常数 （K h）对于强碱弱酸盐：K h =Kw/Ka(Kw 为该温度下水的离子积， Ka 为该条件下该弱酸根形成的弱酸的电离平衡常数)对于强酸弱碱盐：K h =Kw/Kb（ Kw 为该温度下水的离子

19、积，K b 为该条件下该弱碱根形成的弱碱的电离平衡常数 ）电离、水解方程式的书写原则1、多元弱酸（多元弱酸盐）的电离（水解）的书写原则：分步书写注意：不管是水解还是电离，都决定于第一步，第二步一般相当微弱。2、多元弱碱（多元弱碱盐）的电离（水解）书写原则：一步书写 八、溶液中微粒浓度的大小比较基本原则：抓住溶液中微粒浓度必须满足的三种守恒关系：电荷守恒：任何溶液均显电中性，阳离子所带的总电荷数阴离子所带的总电荷数物料守恒：（即原子个数守恒或质量守恒）指一个平衡体系中，某一组分的总浓度一定等于它所电离或水解成的各种粒子的平衡浓度之和质子守恒：即水电离出的 H+浓度与 OH-浓度相等。九、难溶电解质的溶解平衡1、难溶电解质的溶解平衡的一些常见知识（1）溶解度小于 0.01g 的电解质称难溶电解质。（2）反应后离子浓度降至 1*10-5 以下的反应为完全反应。如酸碱中和时H +降至 10-7mol/L10-5mol/L，故为完全反应，用 “=”，常见的难溶物在水中的离子浓度均远低于 10-5mol/L，故均用“=” 。（3）难溶并非不溶，任何难溶物在水中均存在溶解平衡。（4）掌握三种微溶物质：CaSO 4、Ca(OH) 2、Ag 2SO4（5）溶解平衡常为吸热，但 Ca(OH)2 为放热，升温其溶解度减少。（6）溶解平衡存在的前提是：必须存在沉淀，否则不存在平衡。