高中化学选修4知识点总结(详细版).docx

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1、化学选修4化学反响与原理第一章 化学反响与能量一、焓变 反响热 1反响热：化学反响过程中所放出或汲取的热量，任何化学反响都有反响热，因为任何化学反响都会存在热量变更，即要么吸热要么放热。反响热可以分为（燃烧热、中和热、溶解热） 2焓变(H)的意义：在恒压条件下进展的化学反响的热效应.符号： H.单位：kJ/mol ，即：恒压下：焓变=反响热，都可用H表示，单位都是kJ/mol。3.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响。(放热吸热) H 为“-”或H 放热）H 为“+”或H 0也可以利用计算H来推断是吸热还是放热。H=生成物所具有的总能量-反响物所具有的总能量=反响物的总键

2、能-生成物的总键能 常见的放热反响： 全部的燃烧反响 全部的酸碱中和反响 大多数的化合反响 金属与水或酸的反响 生石灰（氧化钙）和水反响铝热反响等 常见的吸热反响： 晶体Ba(OH)28H2O与NH4Cl 大多数的分解反响 条件一般是加热或高温的反响区分是现象（物理变更）还是反响（生成新物质是化学变更），一般铵盐溶解是吸热现象，别的物质溶于水是放热。4.能量与键能的关系：物质具有的能量越低，物质越稳定，能量和键能成反比。5.同种物质不同状态时所具有的能量：气态液态固态6.常温是指25，101.标况是指0,101.7.比拟H时必需连同符号一起比拟。二、热化学方程式书写化学方程式留意要点: 热化学

3、方程式必需标出能量变更，即反响热H，H对应的正负号都不能省。 热化学方程式中必需标明反响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） 热化学反响方程式不标条件，除非题中特殊指出反响时的温度和压强。 热化学方程式中的化学计量数表示物质的量，不表示个数和体积，可以是整数，也可以是分数 各物质系数加倍，H加倍，即：H和计量数成比例；反响逆向进展，H变更符号，数值不变。 6.表示意义：物质的量物质状态汲取或放出*热量。三、燃烧热1概念： 101 kPa时，1 mol纯物质完全燃烧生成稳定的氧化物（二氧化碳、二氧化硫、液态水H2O）时所放出的热量。燃烧热的单位用k

4、J/mol表示。留意以下几点：探讨条件：101 kPa反响程度：完全燃烧，产物是稳定的氧化物。燃烧物的物质的量：1 mol探讨内容：放出的热量。（H105时，该反响就进展得根本完全了。2、可以利用K值做标准，推断正在进展的可逆反响是否平衡及不平衡时向何方进展建立平衡。（Q：浓度积）Q_K:反响向正反响方向进展;Q_=_K:反响处于平衡状态 ;Q_K:反响向逆反响方向进展3、利用K值可推断反响的热效应若温度上升，K值增大，则正反响为_吸热_反响若温度上升，K值减小，则正反响为_放热_反响四、等效平衡1、概念：在肯定条件下（定温、定容或定温、定压），只是起始参加状况不同的同一可逆反响到达平衡后，任

5、何一样组分的百分含量均一样，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：对于反响前后气体分子数变更的可逆反响：必需要保证化学计量数之比与原来一样；同时必需保证平衡式左右两边同一边的物质的量与原来一样。第二类：对于反响前后气体分子数不变的可逆反响：只要反响物的物质的量的比例与原来一样即可视为二者等效。（2）定温，定压的等效平衡只要保证可逆反响化学计量数之比一样即可视为等效平衡。五、化学反响进展的方向1、反响熵变与反响方向：（1）熵:物质的一个状态函数，用来描绘体系的混乱度，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

6、叫做熵增加原理，也是反响方向推断的根据。.（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)（4） 方程式中气体计量数增大的方向就是熵增的方向 。2、反响方向推断根据 在温度、压强肯定的条件下，化学反响的判读根据为： H-TS0 反响能自发进展H-TS=0 反响到达平衡状态H-TS0 反响不能自发进展留意：（1）H为负，S为正时，任何温度反响都能自发进展 （2）H为正，S为负时，任何温度反响都不能自发进展第三章 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

7、能导电的化合物 。强电解质 ： 在水溶液里全部电离成离子的电解质 。弱电解质： 在水溶液里只有一局部分子电离成离子的电解质 。物质单质化合物电解质非电解质： 非金属氧化物，大局部有机物 。如SO3、CO2、C6H12O6、CCl4、CH2=CH2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、NH3H2O、Cu(OH)2、H2O混和物纯洁物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、NH3、CO2等属于非电解质 强电解质不等于易溶于水的化

8、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，电离过程就到达了 平衡状态 ，这叫电离平衡。4、影响电离平衡的因素：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，电离平衡向着电离的方向挪动。C、同离子效应：在弱电解质溶液里参加与弱电解质具有一样离子的电解质，会 减弱 电离。D、其他外加试剂：参加能与弱电解质的电离产生的某种离子反响的物质时，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（

9、第一步为主）10、电离常数：在肯定条件下，弱电解质在到达电离平衡时，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= A+ B-/AB11、影响因素：a、电离常数的大小主要由物质的本性确定。b、电离常数受温度变更影响，不受浓度变更影响，在室温下一般变更不大。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 = cH+cOH- 25时, H

10、+=OH- =10-7 mol/L ; KW = H+OH- = 1*10-14 留意：KW只与温度有关，温度肯定，则KW值肯定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

11、纸 操作 玻璃棒蘸取未知液体在试纸上，然后与标准比色卡比照即可 。 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） OH-混（OH-1V1+OH-2V2）/（V1+V2） (留意 :不能干脆计算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

12、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值的变更规律：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 （但始终不能小于或等于7）5、不管任何溶液，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变更得慢，强酸、强碱变更得快。五、强酸（pH

13、1）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、中和滴定的原理本质：H+OH=H2O 即酸能供应的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，因为下端有一局部没有刻度

14、。滴定时，所用溶液不得超过最低刻度，不得一次滴定运用两滴定管酸（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）打算过程：打算：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碱进展分析式中：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，则：c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

15、V酸的变更，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，但引起变更的却是标准酸用量的削减，即V酸减小，则c碱降低了；对于视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酸的变更成正比，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。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

16、响。2、水解的本质： 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，是平衡向右挪动，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，浓度一样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（与中和反响互逆） （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

17、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、双水解反响： （1）构成盐的阴阳离子均能发生水解的反响。双水解反响互相促进，水解程度较大，有的甚至水解完全。使得平衡向右移。 （2）常见的双水解反响完全的为：Fe3+、Al3+与AlO2-、CO32-(HCO3-)、S2-(HS-)、SO32-(HSO3-)；S2-与NH4+；CO32-(HCO3-)与NH4+其特点是互相水解成沉淀或气体。双水解完全的离子方程

18、式配平根据是两边电荷平衡，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、药品的保存配制FeCl3溶液时常参加少量盐酸Fe3+3H2O Fe(OH)3+3H+ 配制Na2CO3溶液时常参加少量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+4H2OMg(OH)2 M

19、gO+H2O5、泡沫灭火器用Al2(SO4)3与NaHCO3溶液混合Al3+3HCO3-=Al(OH)3+3CO2 6、比拟盐溶液中离子浓度的大小比拟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

20、留意：不管是水解还是电离，都确定于第一步，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拟根本原则：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衡 1、难溶电解质的溶解平衡的一些常见学问 （1）溶解度 小于 0.01g的电解质称难溶电解质。（2）反响后离子

21、浓度降至1*10-5以下的反响为完全反响。如酸碱中和时H+降至10-7mol/LHg2+Fe3+Cu2+H+（指酸电离的)Pb2+Sn2+Fe2+Zn2+Al3+Mg2+Na+Ca2+K+ 阴离子的放电依次 是惰性电极时：S2-I-Br-Cl-OH-NO3-SO42-(等含氧酸根离子)F-(SO32-/MnO4-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，则阳极反响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依次，根据阳氧阴还的规律来书写电极反响式。 电解质水溶液点解产物的规律类型电极反

22、响特点实例电解对象电解质浓度pH电解质溶液复原分解电解质型电解质电离出的阴阳离子分别在两极放电HCl电解质减小 增大HCl CuCl2-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电解水型阴极：4H+ + 4e- = 2H2 阳极：4OH- - 4e- = O2+ 2H2ONaOH 水 增大增大水H2SO4减小Na2SO4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（

23、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）、电镀应用电解原理在某些金属外表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，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，附着在金属外表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响原理 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 （3）、

24、电镀应用之一：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，从它们的化合物中复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 = 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、电镀池的推断规律 （1）若无外接电源，又具备组成原电池的三个条件。有活泼性不同的两个电极；两极用导线互相连接成干脆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复原反响（有时是与水电离产生的H+作用），只要同时具备这三个

25、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）若多个单池互相串联，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，电镀池的比拟性质 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外表镀上一侧层其他金属反响特征 自发反响 非自发反响 非自发反响 装置特征无电源，两级材料不同有电源，

26、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电镀液必需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：必需是镀层金属阴极：镀件 电极反响负极：氧化反响，金属失去电子正极：复原反响，溶液中的阳离子的电子或者氧气得电子（吸氧腐蚀）阳极：氧化反响，溶液中的阴离子失去电子，或电极金属失电子阴极：复原反响，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 电源负极阴极电源正极阳极 同电解池溶液中带电粒子的挪动阳离子向正极挪动阴离子向负极挪动阳离子向阴极挪动阴离子向阳极挪动 同电解池联络 在两极上都发生氧化反响和复原反响原电池与电解池的极的得失电子联络图：阳极(失) e-