高中化学选修4知识点总结-(1).pdf

.化学选修化学选修 4 4 化学反应与原理化学反应与原理 知识点总结知识点总结第一章第一章 化学反应与能量化学反应与能量一、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：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、氢氧化钠固体溶解等铝热反应 常见的吸热反应：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/mol7、不标气体或沉淀符号三、燃烧热 1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量。燃烧热的单位用 kJ/mol 表示。注意以下几点：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。（H105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）QKQK：反应向正反应方向进行；：反应向正反应方向进行；Q=KQ=K：反应处于平衡状态；：反应处于平衡状态；QKQK：反应向逆反应方向进行：反应向逆反应方向进行 3、判断反应的热效应 若温度升高，若温度升高，K K 值增大，则正反应为吸热反应值增大，则正反应为吸热反应 若温度升高，若温度升高，K K 值减小，则正反应值减小，则正反应为放热反应为放热反应 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：（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 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SO2、NH3、CO2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，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。5、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：ABA+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：H2SO3H3PO4HFCH3COOHH2CO3H2SHClO二、水的电离和溶液的酸碱性1、水电离平衡：:水的离子积：KW=c（H+）c（OH-）25时，c（H+）=c（OH-）=10-7mol/L ;KW=c（H+）c（OH-）=1x10-14 注意：KW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、碱：抑制水的电离，KW不变温度：升高温度，促进水的电离（水的电离是吸热的），KW增大加活泼金属如 Na：促进水的电离，KW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+）10-7mol/L，pH7中性溶液：c（H+）=10-7mol/L，pH=7碱性溶液：c（H+）10-7mol/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/（V1+V2）2、强碱与强碱的混合：c（OH-）混c（OH-）1V1+c（OH-）2V2/（V1+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=bn （但始终不能小于或等于 7）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（pH1）强碱（pH2）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=10pH1+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。（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Na2CO3NaHCO3)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:HSO3-、H2PO4-）水解程度电离程度，显碱性（如：HCO3-、HS-、HPO42-）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：Fe3+、Al3+与 AlO2-、CO32-(HCO3-)、S2-(HS-)、SO32-(HSO3-)；S2-与 NH4+；CO32-(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-配制 FeCl3溶液时常加入少量盐酸Fe3+3H2O Fe(OH)3+3H+3、盐溶液的配制配制 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在 HCl 气流中加热若不然，则：MgCl26H2O Mg(OH)2+2HCl+4H2O.Mg(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（Kh）对于强碱弱酸盐：Kh=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：Kh=Kw/Kb（Kw 为该温度下水的离子积，Kb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/LFe3+Cu2+H+（指酸电离的)Fe2+Zn2+Al3+Mg2+Na+Ca2+K+阴离子的放电顺序：阴离子的放电顺序：是惰性电极时：S2-I-Br-Cl-OH-含氧酸根离子F-是活性电极时：电极本身溶解放电注意先要看电极材料，是惰性电极还是活性电极，若阳极材料为活性电极（Fe、Cu)等金属，则阳极反应为电极材料失去电子，变成离子进入溶液；若为惰性材料，则根据阴阳离子的放电顺序，依据阳氧阴还的规律来书写电极反应式。电解质水溶液点解产物的规律电解质水溶液点解产物的规律类型电极反应特点实例电解对象 电解质浓度pH电解质溶液复原HCl 增大 HCl电解电解质型 电解质电离出的阴阳离子分别在两极放电CuCl2 电解质 减小-CuCl2放 H2生成碱型 阴极：水放 H2生碱阳极：电解质阴离子放电NaCl电解质和水生成新电解质 增大 HCl电解.放氧生酸型阴极：电解质阳离子放电阳极：水放 O2生酸CuSO4电解质和水生成新电解质 减小氧化铜NaOH 增大H2SO4 减小电解水型阴极：4H+4e-=2H2 阳极：4OH-4e-=O2+2H2ONa2SO4 水 增大 不变水上述四种类型电解质分类：（1 1）电解水型：含氧酸，强碱，活泼金属的含氧酸盐）电解水型：含氧酸，强碱，活泼金属的含氧酸盐（2 2）电解电解质型：无氧酸（除）电解电解质型：无氧酸（除 HFHF 外），不活泼金属的无氧酸盐（除氟化物外）外），不活泼金属的无氧酸盐（除氟化物外）（3 3）放氢生碱型：活泼金属的无氧酸盐（除氟化物外）放氢生碱型：活泼金属的无氧酸盐（除氟化物外）（4 4）放氧生酸型：不活泼金属的含氧酸盐）放氧生酸型：不活泼金属的含氧酸盐二、电解原理的应用1、电解饱和食盐水以制造烧碱、氯气和氢气2、电镀：应用电解原理在某些金属表面镀上一薄层其他金属或合金的方法电极、电解质溶液的选择：阳极：镀层金属，失去电子，成为离子进入溶液 M ne-=M n+阴极：待镀金属（镀件）：溶液中的金属离子得到电子，成为金属原子，附着在金属表面M n+ne-=M电解质溶液：含有镀层金属离子的溶液做电镀液（1）镀铜反应原理阳极(纯铜)：Cu-2e-=Cu2+，阴极(镀件)：Cu2+2e-=Cu，电解液：可溶性铜盐溶液，如 CuSO4溶液（2）、铜的精炼阳极：粗铜；阴极：纯铜电解质溶液：硫酸铜3、电冶金（1）、电冶金：使矿石中的金属阳离子获得电子，从它们的化合物中还原出来用于冶炼活泼金属，如钠、镁、钙、铝（2）、电解氯化钠：通电前，氯化钠高温下熔融：NaCl(熔融)=Na+Cl-通直流电后：阳极：2Na+2e-=2Na阴极：2Cl-2e-=Cl2规律总结：原电池、电解池、电镀池的判断规律规律总结：原电池、电解池、电镀池的判断规律（1）若无外接电源，又具备组成原电池的三个条件。电解.有活泼性不同的两个电极；两极用导线互相连接成直接插入连通的电解质溶液里；较活泼金属与电解质溶液能发生氧化还原反应（有时是与水电离产生的 H+作用），只要同时具备这三个条件即为原电池。（2）若有外接电源，两极插入电解质溶液中，则可能是电解池或电镀池；当阴极为金属，阳极亦为金属且与电解质溶液中的金属离子属同种元素时，则为电镀池。（3）若多个单池相互串联，又有外接电源时，则与电源相连接的装置为电解池成电镀池。若无外接电源时，先选较活泼金属电极为原电池的负极（电子输出极），有关装置为原电池，其余为电镀池或电解池。原电池，电解池，电镀池的比较原电池，电解池，电镀池的比较性质类别原电池电解池电镀池定义（装置特点）将化学能转变成电能的装置将电能转变成化学能的装置应用电解原理在某些金属表面镀上一侧层其他金属反应特征自发反应非自发反应非自发反应装置特征无电源，两级材料不同有电源，两级材料可同可不同有电源形成条件活动性不同的两极电解质溶液形成闭合回路两电极连接直流电源两电极插入电解质溶液形成闭合回路1 镀层金属接电源正极，待镀金属接负极；2 电镀液必须含有镀层金属的离子电极名称负极：较活泼金属正极：较不活泼金属（能导电非金属）阳极：与电源正极相连阴极：与电源负极相连名称同电解，但有限制条件阳极：必须是镀层金属阴极：镀件电极反应负极：氧化反应，金属失去电子正极：还原反应，溶液中的阳离子的电子或者氧气得电子（吸氧腐蚀）阳极：氧化反应，溶液中的阴离子失去电子，或电极金属失电子阴极：还原反应，溶液中的阳离子得到电子阳极：金属电极失去电子阴极：电镀液中阳离子得到电子电子流向负极正极电源负极阴极同电解池.电源正极阳极溶液中带电粒子的移动阳离子向正极移动阴离子向负极移动阳离子向阴极移动阴离子向阳极移动同电解池联系在两极上都发生氧化反应和还原反应原电池与电解池的电极的得失电子联系图：阳极(失)e-正极（得）e-负极（失）e-阴极（得）e-第四节金属的电化学腐蚀和防护第四节金属的电化学腐蚀和防护一、金属的电化学腐蚀（1）金属腐蚀内容：（2）金属腐蚀的本质：都是金属原子失去电子而被氧化的过程电化腐蚀化学腐蚀条件不纯金属或合金与电解质溶液接触金属与非电解质直接接触现象有微弱的电流产生无电流产生本质较活泼的金属被氧化的过程金属被氧化的过程关系化学腐蚀与电化腐蚀往往同时发生，但电化腐蚀更加普遍，危害更严重（3）金属腐蚀的分类：化学腐蚀：金属和接触到的物质直接发生化学反应而引起的腐蚀电化学腐蚀：不纯的金属跟电解质溶液接触时，会发生原电池反应。比较活泼的金属失去电子而被氧化，这种腐蚀叫做电化学腐蚀。（4）、电化学腐蚀的分类：析氢腐蚀析氢腐蚀腐蚀过程中不断有氢气放出腐蚀过程中不断有氢气放出条件：潮湿空气中形成的水膜，酸性较强（水膜中溶解有 CO2、SO2、H2S 等气体）电极反应：负极:Fe 2e-=Fe2+正极:2H+2e-=H2 总反应式：Fe+2H+=Fe2+H2 吸氧腐蚀吸氧腐蚀反应过程吸收氧气反应过程吸收氧气条件：中性或弱酸性溶液电极反应：负极:2Fe 4e-=2Fe2+正极:O2+4e-+2H2O=4OH-总反应式：2Fe+O2+2H2O=2 Fe(OH)2离子方程式：Fe2+2OH-=Fe(OH)2生成的 Fe(OH)2被空气中的 O2氧化，生成 Fe(OH)3，Fe(OH)2+O2+2H2O=4Fe(OH)3Fe(OH)3脱去一部分水就生成 Fe2O3x H2O（铁锈主要成分）规律总结：规律总结：金属腐蚀快慢的规律：1、金属腐蚀的快慢情况为金属腐蚀的快慢情况为：电解原理引起的腐蚀原电池原理引起的腐蚀化学腐蚀有防腐措施的腐蚀，即电.解池的阳极原电池的负极一般化学腐蚀原电池的正极电解池的阴极2、对同一金属来讲，其腐蚀快慢取决于与它接触的物质，即强电解质溶液弱电解质溶液非电解质溶液3、活动性不同的两种金属形成原电池而造成的腐蚀：两金属的活动性差异越大，较活泼的金属腐蚀得越快。4、对同一种电解质溶液来说，电解质溶液浓度越大，金属腐蚀越快。防腐措施由好到坏的顺序如下：防腐措施由好到坏的顺序如下：外接电源的阴极保护法牺牲负极的正极保护法有一般防腐条件的腐蚀无防腐条件的腐蚀二、金属的电化学防护 1、利用原电池原理进行金属的电化学防护（1）、牺牲阳极的阴极保护法原理：原电池反应中，负极被腐蚀，正极不变化应用：在被保护的钢铁设备上装上若干锌块，腐蚀锌块保护钢铁设备负极：锌块被腐蚀；正极：钢铁设备被保护（2）、外加电流的阴极保护法原理：通电，使钢铁设备上积累大量电子，使金属原电池反应产生的电流不能输送，从而防止金属被腐蚀应用：把被保护的钢铁设备作为阴极，惰性电极作为辅助阳极，均存在于电解质溶液中，接上外加直流电源。通电后电子大量在钢铁设备上积累，抑制了钢铁失去电子的反应。2、改变金属结构：把金属制成防腐的合金3、把金属与腐蚀性试剂隔开：电镀、油漆、涂油脂、表面钝化等