高中化学选修4知识点归纳总结律.docx
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1、精选优质文档-倾情为你奉上高中化学选修4知识点归纳总结第一章 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: 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 常见的吸热反应: 晶体Ba(OH) 28H2O与NH4Cl 大多数的分解反应
2、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: 热化学方程式必须标出能量变化。 热化学方程式中必须标明反应物和生成物的聚集状态(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改变符号,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:研究条件:101 kPa反应程度:完全燃烧,产物是稳定的氧化物。燃
3、烧物的物质的量:1 mol研究内容:放出的热量。(HH3PO4HFCH3COOHH2CO3H2SHClO二、水的电离和溶液的酸碱性1、水电离平衡:: 水的离子积:KW = cH+cOH- 25时, H+=OH- =10-7 mol/L ; KW = H+OH- = 1*10-14 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 KW1*10-14温度:促进水的电离(水的电离是 吸 热的)易水解的盐:促进水的电离 KW 1*10-144、溶液的酸碱
4、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 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 。 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:(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)
5、 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pH原n (但始终不能
6、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pH=pH2-0.3pH1+pH213 则溶液显酸性pH=pH1+0.32、若混合后显中性pH1+pH2=14 V酸:V碱=1:1pH1+pH214 V酸:V碱=1:1014-(pH1+pH2)六、酸碱中和滴定:1、中和滴定的原理实质:H+OH=H2O
7、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)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,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:准备: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:利用n酸c酸V酸=n碱c碱V碱进行分
8、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,则:c碱=上述公式在求算浓度时很方便,而在分析误差时起主要作用的是分子上的V酸的变化,因为在滴定过程中c酸为标准酸,其数值在理论上是不变的,若稀释了虽实际值变小,但体现的却是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减少,即V酸减小,则c碱降低了;对于观察中出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
9、,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。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 NaHCO3)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
10、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
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