高中化学选修4知识点总结填空.doc

选修四复习学案 化学反应与原理 章节知识点梳理第一章 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 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： （2）.单位： 3.产生原因：化学键断裂 热 化学键形成 热放热反应 (放热 吸热) H 为“ ”或H 0吸热反应 （吸热 放热）H 为“ ”或H 0 常见放热反应： 常见的吸热反应： l 二、热化学方程式 书写化学方程式注意要点: 必须标出能量变化。 必须标明聚集状态（ 分别表示固 液 气态，水溶液中溶质用 表示） 热化学反应方程式要指明反应时的温度和压强。 热化学方程式中的化学计量数可以是 ，也可以是 各物质系数加倍，H ；反应逆向进行，H 三、燃烧热1概念：25 ，101 kPa时， 。燃烧热的单位用 表示。 注意：研究条件：101 kPa 反应程度：完全燃烧，产物是 。燃烧物的物质的量： 内容：放出的热量。（H 0，单位 ）四、中和热1概念： 溶液中， 的反应热。2强酸与强碱的中和反应其实质是 和 反应，其热化学方程式为： 3弱酸或弱碱 ，所以它们反应时的中和热 57.3kJ/mol。4中和热的测定实验用品仪器 ：大烧杯（500ml） 、小烧杯（100ml） 、 、 量筒（50ml 2只 ）、 、 硬纸板或泡沫塑料板（有2孔）、泡沫塑料或碎纸条 盐酸（0.50mol/L）氢氧化钠溶液（0.55mol/L） 实验步骤 ：计算公式：误差分析五、盖斯定律1内容：化学反应的反应热只与反应 （各反应物）和 （各生成物）有关，而与具体反应进行的途径无关，如果一个反应可以分几步进行，则 。2使用方法 3.反应热的计算第二章 化学反应速率和化学平衡一、化学反应速率1. 化学反应速率（v） 定义：衡量反应快慢，单位时间内反应物或生成物的量的变化 表示方法：单位时间内反应浓度的减少或生成物浓度的增加来表示 计算公式： （：平均速率，c：浓度变化）单位： 影响因素： 决定因素（内因）： （决定因素） 条件因素（外因）：反应所处的条件2.反应物浓度、气体压强、温度、催化剂对反应速率的影响条件变化单位体积内分子总数活化分子百分数单位体积内活化分子总数V变化光、电磁波、超声波、固体反应物 颗粒大小、溶剂等注意：（1）固体和液体，由于压强对浓度几乎无影响，反应速率不变。 （2）、惰性气体对于速率的影响 恒温恒容时：充入惰性气体总压增大，但是各分压不变，各物质浓度不变反应速率不变恒温恒体时：充入惰性气体体积增大各反应物浓度减小反应速率减慢二、化学平衡（一）1.定义：2、化学平衡的特征逆（研究前提是 反应）等（ 的正逆反应速率相等） 动（动态平衡） 定（各物质的浓度与质量分数 ） 变（条件改变，平衡发生变化） 例举反应mA(g)+nB(g) pC(g)+qD(g)混合物体系中各成分的含量各物质的物质的量或各物质的物质的量的分数一定平衡各物质的质量或各物质质量分数一定（ ）各气体的体积或体积分数一定平衡总体积、总压强、总物质的量一定（ ）正、逆反应速率的关系在单位时间内消耗了m molA同时生成m molA，即V(正)=V(逆)平衡在单位时间内消耗了n molB同时消耗了p molC，则V(正)=V(逆)（ ）V(A):V(B):V(C):V(D)=m:n:p:q，V(正)不一定等于V(逆)不一定平衡在单位时间内生成n molB，同时消耗了q molD，因均指V(逆)不一定平衡压强m+np+q时，总压强一定（其他条件一定）（ ）m+n=p+q时，总压强一定（其他条件一定）（ ）混合气体平均相对分子质量MrMr一定时，只有当m+np+q时（ ）Mr一定时，但m+n=p+q时（ ）温度任何反应都伴随着能量变化，当体系温度一定时（其他不变）平衡体系的密度密度一定（ ）其他如体系颜色不再变化等平衡 3、判断平衡的依据判断可逆反应达到平衡状态的方法和依据（二）影响化学平衡移动的因素1、浓度对化学平衡移动的影响(1)其他条件不变，增大反应物的浓度或减少生成物的浓度，平衡向 移动；增大生成物的浓度或减小反应物的浓度，平衡向 移动。（2）增加固体或纯液体的量，由于浓度不变，所以平衡 移动（3）溶液中的反应，如稀释溶液，反应物浓度减小，生成物浓度也减小， V正减小，V逆也减小，但是减小的程度不同，平衡向方程式中计量数之和大的方向移动。2、温度对化学平衡移动的影响其他条件不变，温度升高平衡向_移动，温度降低平衡向 方向移动。3、压强对化学平衡移动的影响其他条件不变，增大压强，平衡向 移动；减小压强，平衡向 移动。注意：（1）改变压强不能使无气态物质存在的化学平衡发生移动（2）气体减压或增压与溶液稀释或浓缩的化学平衡移动规律相似4.催化剂：由于催化剂对正反应速率和逆反应速率影响的程度是 的，所以平衡 。但是使用正催化剂可以 达到平衡所需的时间_。5.勒夏特列原理（平衡移动原理）：如果改变影响平衡的条件之一（如温度，压强，浓度），平衡向着能 的方向移动。三、化学平衡常数 （符号 ）（一）定义：一定温度下，达到化学平衡时， _比值。 （二）使用化学平衡常数K应注意的问题：1、表达式中各物质的浓度是 。2、K只与 有关，与反应物或生成物的浓度无关。3、反应物或生产物中固体或纯液体，由于其浓度是固定不变的。4、稀溶液中进行的反应，如有水参加，水的浓度不必写在平衡关系式中。（三）化学平衡常数K的应用:1、化学平衡常数值的大小是可逆反应 的标志。K值越大，说明平衡时 的浓度越大，它的 进行的程度越大，即该反应进行得越完全，反应物转化率越_。反之，则相反。 一般地，K105时，该反应就进行得基本完全了。2、利用K值做标准，可判断正在进行的可逆反应是否平衡及建立平衡的方向。（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:反应向逆反应方向进行3、利用K值可判断反应的热效应若温度升高，K值增大，则正反应为 反应若温度升高，K值减小，则正反应为 反应四、等效平衡1、概念：一定条件下（定温、定容或定温、定压），同一可逆反应经不同途径达到平衡后，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）等温，等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： 第二类：对于反应前后气体分子数不变的可逆反应： （2）等温，等压的等效平衡： 五、化学平衡图像问题 看懂图像（面、线、点、势）-联想规律-分析判断六、化学反应进行的方向1、反应熵变与反应方向：（1）熵: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)体系趋向于有序变为无序，导致体系的熵增加，这叫做 原理，也是反应方向判断的依据。.（3）同一物质，气态、液态、固态时熵值关系为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：G=H-TS 0 反应能自发进行H-TS 0 反应达到平衡状态H-TS 0 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一、弱电解质的电离 1、定义：电解质：在 中或 状态下能导电的 。非电解质 ： 强电解质 ： 。弱电解质： 。下列物质中HCl、NaOH、NaCl、BaSO4 、HClO、NH3H2O、Cu(OH)2、H2O 、SO3、CO2、CCl4、CH2=CH2属非电解质 的有： 属强电解质 的有： 。属弱电解质的有： 2、电解质与非电解质本质区别： 电解质的强弱与导电性、溶解性 关。3、电离平衡：在一定的条件下，当 时，电离过程就达到了 平衡状态 。4、影响电离平衡的因素：A、温度：电离一般 热，升温电离平衡向 移动。B、浓度：浓度越大，电离程度 ；溶液稀释时，电离平衡向 移动。C、同离子效应：加入与弱电解质具有相同离子的电解质，会 电离。D、其他外加试剂：加入能与弱电解质电离的某种离子反应的物质， 电离。5、电离方程式的书写：用可逆符号 弱酸的电离要分布写（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= 7、影响因素：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二、水的电离和溶液的酸碱性1、水电离平衡：: 水的离子积：KW = ； 25时, ; KW = = 注意：KW只与温度有关，温度一定，则KW值一定KW不仅适用于纯水，适用于任何稀溶液（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 ： 水的电离 温度： 水的电离（因为水的电离是 热的）能水解的盐： 水的电离 4、溶液的酸碱性和pH： （1）pH= （2）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 。 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1、强酸与强酸的混合：（先求H+混：将两种酸中的H+离子物质的量相加除以总体积，再求其它） H+混 =（H+1V1+H+2V2）/（V1+V2）2、强碱与强碱的混合：（先求OH-混：将两种酸中的OH离子物质的量相加除以总体积，再求其它） OH-混（OH-1V1+OH-2V2）/（V1+V2） (注意 :不能直接计算H+混)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H+混；OH-有余，则用余下的OH-数除以溶液总体积求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：稀释10n倍时，pH稀 pH原+ n （但始终不能 7）2、弱酸溶液：稀释10n倍时，pH稀 pH原+n （但始终不能 7）3、强碱溶液：稀释10n倍时，pH稀 pH原n （但始终不能 7）4、弱碱溶液：稀释10n倍时，pH稀 pH原n （但始终不能 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 ，强酸、强碱变化 。五、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 。2、中和滴定的操作过程：（1）滴定管的刻度，O刻度在 ，往下刻度标数越来越大，全部容积 它的最大刻度值。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。（2）药品：标准液；待测液；指示剂。（3）准备过程：准备：检漏、 、 、 、赶气泡、调液面。（4）实验过程及滴定终点的判断3、酸碱中和滴定的误差分析误差分析：利用n酸c酸V酸=n碱c碱V碱进行分析六、盐类的水解1、定义： 。2、水解的实质：水溶液中盐电离出来的弱离子跟水电离出来的H+或OH-结合,破坏水的电离，使平衡向 移动， 水的电离。3、盐类水解规律：有 才水解，无弱不水解，越弱越水解；谁 显谁性，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 NaHCO3)4、盐类水解的特点：（1） （2） （3） 5、影响盐类水解的外界因素：温度：温度越 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 （越稀越水解）酸碱：促进或抑制盐的水解（H+促进 水解而 阳离子水解；OH ）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 性 （如: HSO3- 、H2PO4-） 水解程度电离程度，显 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。 （2）常见的双水解反应完全的为：Fe3+与AlO2-、CO32-(HCO3-)；Al3+与AlO2-、CO32-(HCO3-)、S2-(HS-)、SO32-(HSO3-)。其特点是相互水解成沉淀或气体。离子方程式配平依据是两边电荷平衡，如：2Al3+ + 3S2- + 6H2O = 2Al(OH)3+ 3H2S 8、盐类水解的应用：水解的应用实例原理净水明矾净水去油污用热碱水冼油污物品CO32-+H2O HCO3-+OH- 药品的保存配制FeCl3溶液时常加入少量盐酸配制Na2CO3溶液时常加入少量NaOHCO32-+H2O HCO3-+OH- 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+4H2OMg(OH)2 MgO+H2O泡沫灭火器用Al2(SO4)3与NaHCO3溶液混合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）强碱弱酸盐：Kh =Kw/Ka 强酸弱碱盐：Kh =Kw/Kb （Kw为该温度下水的离子积，Ka为该条件下该弱酸电离平衡常数；Kb为该条件下该弱碱的电离平衡常数）七电离、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 性，各阳离子浓度与其所带电荷数的乘积之和各阴离子浓度与其所带电荷数的乘积之和物料守恒: （即原子个数守恒或质量守恒）某原子的总量(或总浓度)其以各种形式存在的所有微粒的量(或浓度)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 以下的离子反应为完全反应。如酸碱中和时H+降至10-7mol/LHg2+Fe3+Cu2+H+)Pb2+Sn2+Fe2+Zn2+Al3+Mg2+Na+Ca2+K+ 阳极放电顺序 惰性电极时：S2-I-Br-Cl-OH-含氧酸根离子F-(SO32-/MnO4-OH-)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。 用惰性电极电解电解质溶液规律电解类型电解质分类实例电极反应特点pH变化溶液复原应加四、电解原理的应用 1、电解饱和食盐水以制造烧碱、氯气和氢气阳极： )阴极： 总反应式： 2.电镀（1）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（2）、电极、电解质溶液的选择：阳极：（镀层金属） M ne = M n+阴极：待镀金属（镀件）： M n+ + ne = M电解质溶液：含有镀层金属离子的溶液做电镀液 （3）、电镀应用之一：铜的精炼 阳极： ； 阴极： 电解质溶液： 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、铝（2）、电解氯化钠：通电前，氯化钠高温下熔融：NaCl = Na + + Cl通直流电后：阳极： 阴极： 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或电镀池。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 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是否是自发反应 装置特 征有电源，两级材料可同可不同 形成条件活动性不同的两极电解质溶液形成闭合回路镀层金属接电源正极，待镀金属接负极；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）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（）极（）极 电源（）极（）极（）极电源（）极 同电解池带电粒子移动阳离子向（）极移动阴离子向（）极移动阳离子向（）极移动阴离子向（）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五 金属的电化学腐蚀和防护1、金属的电化学腐蚀金属腐蚀的本质：都是金属原子 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 接触金属与非电解质直接接触现象有（ ）产生 无电流产生 本质（ ）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2、电化学腐蚀的分类： 析氢腐蚀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: 正极: 总式： 吸氧腐蚀反应过程吸收氧气条件：中性或弱酸性溶液电极反应：负极: 正极: - 总式： 生成的 Fe(OH)2被空气中的O2氧化，生成 Fe(OH)3 ， 反应式为3Fe(OH)3脱去一部分水就生成Fe2O3x H2O（铁锈主要成分）规律总结：金属腐蚀快慢的规律：在同一电解质溶液中，金属腐蚀的快慢规律如下：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 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3.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，（ ）极被腐蚀，（ ）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，从而防止金属被腐蚀应用：把被保护的钢铁设备作为阴极， 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。 其他保护：1、改变金属结构：把金属制成防腐的合金 2、把金属与腐蚀性试剂隔开：电镀、油漆、涂油脂、表面钝化等16第 16 页 共 16 页