2022年化学选修四化学反应原理基础知识总结.docx

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1、学习必备欢迎下载化学选修四 化学反应原理基础学问总结名师归纳总结大肚能容,容学习困难之事,学习有成第 12 页,共 14 页一、焓变反应热第一章1 反应热： 肯定条件下, 肯定物质的量的反应物之间完全反应所放出或吸取的热量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/mol3. 产生缘由：化学键断裂吸热化学键形成放热放出热量的化学反应； 放热 吸热 H 为“ - ”或 H 放热） H 为“ +”或 H 0 常见的放热反应：全部的燃烧反应 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 常见

2、的吸热反应：晶体 BaOH 2 8H2O 与 NH 4Cl 大多数的分解反应 以 H 2、CO、C 为仍原剂的氧化仍原反应 铵盐溶解等二、热化学方程式书写化学方程式留意要点:热化学方程式必需标出能量变化；热化学方程式中必需标明反应物和生成物的集合状态（g,l,s分别表示固态, 液态, 气态,水溶液中溶质用aq 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整数,也可以是分数各物质系数加倍, H 加倍；反应逆向进行,H 转变符号,数值不变三、燃烧热1概念： 25 , 101 kPa 时, 1 mol纯物质完全燃烧生成稳固的化合物时所放出的热量；燃烧热的单位用kJ

3、/mol表示；留意以下几点：讨论条件： 101 kPa反应程度：完全燃烧,产物是稳固的氧化物；燃烧物的物质的量：1 mol讨论内容：放出的热量；（ H_10 5 时,该反应就进行得基本完全了；2、可以利用 K 值做标准,判定正在进行的可逆反应是否平稳及不平稳时向何方进行建立平稳；（ Q：浓度积）QK: 反应向正反应方向进行; Q=_K: 反应处于平稳状态;QK: 反应向逆反应方向进行3、利用 K 值可判定反应的热效应如温度上升, K 值增大,就正反应为吸热反应如温度上升, K 值减小,就正反应为放热反应四、等效平稳1、概念：在肯定条件下（定温、定容或定温、定压）,只是起始加入情形不同的同一可逆

4、反应达到平稳后,任何相同组分的百分含量均相同,这样的化学平稳互称为等效平稳；2、分类（1） 定温,定容条件下的等效平稳第一类：对于反应前后气体分子数转变的可逆反应：必需要保证化学计量数之比与原先相同； 同时必需保证平稳式左右两边同一边的物质的量与原先相同；其次类： 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先相同即可视为二者等效；（2） 定温,定压的等效平稳只要保证可逆反应化学计量数之比相同即可视为等效平稳；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,用来描述体系的纷乱度,符号为S.单位： J.mol -1.K -12 体系趋向于有序

5、转变为无序,导致体系的熵增加,这叫做熵增加原理,也是反应方向判定的依据； .（3）同一物质,在气态时熵值最大,液态时次之,固态时最小；即SgSlSs 2、反应方向判定依据在温度、压强肯定的条件下,化学反应的判读依据为： H-T S 0反应能自发进行 H-T S=0反应达到平稳状态 H-T S0反应不能自发进行留意：（ 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一、弱电解质的电离1、定义：电解质：在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物,叫电解质；非电解质：在水溶液中或熔化状态下都不能导电的化合物；强电解质：在水溶液里全部

6、电离成离子的电解质；弱电解质：在水溶液里只有一部分分子电离成离子的电解质；混和物物质单质纯洁物化合物电解质强电解质：强酸,强碱,大多数盐；如 HCl 、NaOH 、NaCl、BaSO4弱电解质：弱酸,弱碱,极少数盐,水；如 HClO 、NH 3 H 2O、非电解质C：uOH 、非H 金O属氧化物, 大部分有机物；如 SO3、CO 2、C6H 12O6、CCl 4、CH 2=CH 2 2、电解质与非电解质本质区分：电解质离子化合物或共价化合物非电解质共价化合物留意：电解质、非电解质都是化合物 SO2、NH 3、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

7、水的BaSO4 全部电离,故 BaSO 4 为强电解质） 电解质的强弱与导电性、溶解性无关；3、电离平稳：在肯定的条件下,当电解质分子电离成离子的速率和离子结合成时,电离过程就达到了平稳状态,这叫电离平稳；4、影响电离平稳的因素：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,电离平稳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；9、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）10、电离常数： 在肯定

8、条件下, 弱电解质在达到电离平稳时,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；叫做电离平稳常数, （一般用 Ka 表示酸, Kb 表示碱； ）+-+-表示方法： ABA +BKi= A B11、影响因素：/ABa、电离常数的大小主要由物质的本性打算；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 ：H2SO3H 3PO4HFCH 3 COOHH 2CO 3H 2SHClO二、水的电离和溶液的酸碱性1、

9、水电离平稳： :水的离子积： K W =cH+- cOH W25时 , H +=OH - =10 -7 mol/L; K= H + OH - =1*10 -14留意： K W 只与温度有关,温度肯定,就K W 值肯定K W 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、影响水电离平稳的外界因素：酸、碱：抑制水的电离K W1*10 -14温度：促进水的电离（水的电离是吸热的）-14易水解的盐：促进水的电离K W 1*104、溶液的酸碱性和pH ：（ 1） pH=-lgcH+（2） pH 的测定方法：酸碱指示剂甲基橙、 石蕊、 酚酞；变色范

10、畴：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 操作玻璃棒蘸取未知液体在试纸上,然后与标准比色卡对比即可；留意：事先不能用水潮湿PH 试纸；广泛pH 试纸只能读取整数值或范畴三 、混合液的 pH 值运算方法公式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 +1V 1+H + 2V 2） /（V 1+V 2）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 - 1V 1+OH - 2V 2） /（ V

11、1+V 2）留意 :不能直接运算 H+ 混 3、强酸与强碱的混合： （先据 H + + OH - =H 2O 运算余下的 H+或 OH -, H +有余,就用余下的 H +数除以溶液总体积求 H +混； OH-有余,就用余下的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（但始终不能大于或等于7）2、弱酸溶液：稀释10n 倍时, pH稀pH 原+n（但始终不能大于或等于7）3、强碱溶液：稀释10n 倍时, pH稀= pH 原 n（但始终不能小于或等于7）4、弱碱溶液：稀释10n 倍时, pH稀

12、pH 原 n（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 ）混和运算规律1、如等体积混合pH1+pH2=14就溶液显中性pH=7pH1+pH2 15就溶液显碱性pH=pH 2-0.3pH1+pH2 13就溶液显酸性pH=pH 1+0.32、如混合后显中性pH1+pH2=14V 酸： V 碱=1： 1pH1+pH2 14V 酸： V 碱=1： 1014- （pH1+pH2 ）五、酸碱中和滴定：1、中和滴定的

13、原理+OH=H O即酸能供应的H2实质： H+和碱能供应的 OH -物质的量相等；2、中和滴定的操作过程：（1） 仪滴定管的刻度,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, 由于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） 预备过程：预备：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误差分析：利

14、用 n 酸 c 酸 V 酸=n 碱 c 碱 V 碱进行分析式中： n酸或碱中氢原子或氢氧根离子数；c酸或碱的物质的量浓度； V酸或碱溶液的体积；当用酸去滴定碱确定碱的浓度时,就：n酸c 碱=c酸 V酸n碱 V碱上述公式在求算浓度时很便利,而在分析误差时起主要作用的是分子上的V 酸的变化,由于在滴定过程中 c 酸为标准酸, 其数值在理论上是不变的,如稀释了虽实际值变小, 但表达的却是 V 酸的增大, 导致 c 酸偏高； V 碱同样也是一个定值, 它是用标准的量器量好后注入锥形瓶中的, 当在实际操作中碱液外溅,其实际值减小, 但引起变化的却是标准酸用量的削减,即 V 酸减小,就 c 碱降低了；对于

15、观看中显现的误差亦同样如此；综上所述,当用标准酸来测定碱的浓度时, c 碱的误差与 V 酸的变化成正比, 即当 V 酸的实测值大于理论值时,c 碱偏高,反之偏低；同理,用标准碱来滴定未知浓度的酸时亦然；六、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,是平稳向右移动,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

16、度大,碱性更强； 如:Na 2CO3NaHCO 34、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HSO 4-显酸性电离程度水解程度,显酸性 （如 : HSO 3- 、 H2 PO4-）水解程度电离程度,显碱性 （如： HCO 3- 、 HS- 、HPO42-） 7、双水解反应：（ 1）构成盐

17、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2-2-2-甚至水解完全；使得平稳向右移；2（ 2）常见的双水解反应完全的为：Fe3+、Al 3+与 AlO- 、CO3 HCO3 、S HS 、SO3 HSO3 ；2-与 NH+； CO 2-+其特点是相互水解成沉淀或气体；双水解完全的离子方程S43 HCO 3 与 NH 4式配平依据是两边电荷平稳,如：2Al 3+ + 3S2- + 6H 2O = 2AlOH 3 + 3H 2S8、盐类水解的应用：水解的应用实例原理3+1、净水明矾净水Al+3H2OAlOH3 胶体 +3H2-2、去油污用热碱水冼油污物品CO3 +H2O

18、HCO3 +OH3、药品的储存配制 FeCl3 溶液经常加入3+Fe +3H2OFeOH3+3H少量盐酸配制Na2CO3 溶液经常加2-入少量 NaOHCO3 +H2OHCO3 +OH4、制备无水盐由 MgCl26H2O制无水 MgCl2在 HCl 气流中加热如不然,就：MgCl2 6H2 OMgOH2+2HCl+4H2OMgOH2MgO+H2O5、泡沫灭火器用 Al 2SO4 3 与 NaHCO3 溶液Al 3+3HCO- =AlOH +3CO332混合+-6、比较盐溶液中比较 NH4Cl溶液中离子浓NH4 +H2ONH3 H2O+H离子浓度的大小度的大小cClcNH 4 cHcOH9、水解

19、平稳常数（ Kh）对于强碱弱酸盐： Kh =Kw/KaKw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稳常数 对于强酸弱碱盐： K h =Kw/K b（Kw 为该温度下水的离子积,K b 为该条件下该弱碱根形成的弱碱的电离平稳常数 ）电离、水解方程式的书写原就1、多元弱酸（多元弱酸盐）的电离（水解）的书写原就：分步书写留意：不管是水解仍是电离,都打算于第一步,其次步一般相当柔弱；2、多元弱碱（多元弱碱盐）的电离（水解）书写原就：一步书写八、溶液中微粒浓度的大小比较基本原就：抓住溶液中微粒浓度必需满意的三种守恒关系：电荷守恒： :任何溶液均显电中性,各阳离子浓度与其所带电荷数

20、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全部微粒的量或浓度 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稳1、难溶电解质的溶解平稳的一些常见学问（ 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10-7 mol/LHg 2+Fe3+Cu2+H +指酸电离的 Pb2+Sn2+Fe2+Zn 2+Al 3+Mg 2+Na +Ca2+K +阴离子的放电次序是惰性电极时： S2-2-

21、2-I Br Cl OHNO 3 SO 4等含氧酸根离子 FSO3 /MnO 4 OH 是活性电极时：电极本身溶解放电留意先要看电极材料,是惰性电极仍是活性电极,如阳极材料为活性电极（Fe、Cu 等金属, 就阳极反应为电极材料失去电子,变成离子进入溶液； 如为惰性材料, 就依据阴阳离子的放电次序,依据阳氧阴仍的规律来书写电极反应式；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 pH电解质溶度液复原分 解 电 解质型电解质电离出的阴阳离子分别在两HCl电解质减小增大 HCl CuCl2-CuCl2极放电放 H2 生成NaClHCl碱型阴极：水放 H2 生碱阳极：电解质阴离

22、子放电放 阴极：电解质阳离子电 解 质 和 生 成 新 电 增大水解质生氧生酸型放电CuSO 4电 解 质 和 成 新 电 解 减小 氧化铜阳极：水放O2生酸水质电阴极： 4H+ + NaOH增大解水型4e- = 2H2阳极： 4OH-H2SO4减小水增大水- 4e- = O2 + 2H2ONa2SO4不变上述四种类型电解质分类：（1） 电解水型：含氧酸,强碱,活泼金属含氧酸盐（2） 电解电解质型：无氧酸,不活泼金属的无氧酸盐（氟化物除外）（3） 放氢生碱型：活泼金属的无氧酸盐（4） 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（1） 、电镀应用电

23、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、电解质溶液的挑选：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镀铜反应原理-阳极 纯铜 ：Cu-2e =Cu2+ ,阴极 镀件： Cu电解液：可溶性铜盐溶液,如CuSO4 溶液（3） 、电镀应用之一：铜的精炼2+-+2e =Cu,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, 从它们的化合物中仍原出来用于冶炼活泼

24、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 = Na + + Cl 通直流电后：阳极： 2Na + + 2e = 2Na阴极： 2Cl 2e= Cl 2规律总结：原电池、电解池、电镀池的判定规律（ 1 ）如无外接电源,又具备组成原电池的三个条件；有活泼性不同的两个电极；两极用导线相互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仍原反应（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 ）如有外接电源, 两极插入电解质溶液中,就可能是电解池或电镀池；当阴极为金属,学习必备欢迎下载阳极亦为金属且与电解质溶液中的金属

25、离子属同种元素时,就为电镀池；（ 3 ）如多个单池相互串联, 又有外接电源时, 就与电源相连接的装置为电解池成电镀池；如无外接电源时,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点自发反应非自发反应非自发反应装置特点无电源,两级材料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）电极反应负极：氧化反应, 金属失去电子正极：

26、仍原反应, 溶液中的阳离子的电子或者氧气得电子（吸氧腐蚀）有电源,两级材料可同可不同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阳极：与电源正极相连阴极：与电源负极相连阳极：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：仍原反应,溶液中的阳离子得到电子有电源1 镀层金属接电源正极,待镀金属接负极； 2 电镀液必需含有镀层金属的离子名称同电解, 但有限制条件阳极：必需是镀层金属阴极：镀件阳极：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电源正极阳极同电解池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