高中化学选修四的知识点总结.docx

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1、高中化学选修四的知识点总结高中化学选修四的知识1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：用来衡量化学反应的快慢，单位时间内反应物或生成物的物质的量的变化表示：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：v=c/t(：平均速率，c：浓度变化，t：时间)单位：mol/(Ls)影响因素：决定因素(内因)：反应物的性质(决定因素)条件因素(外因)：反应所处的条件注意：(1)参加反应的物质为固体和液体，由于压强的变化对浓度几乎无影响，可以认为反应速率不变。(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

2、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：化学平衡状态：一定条件下，当一个可逆反应进行到正逆反应速率相等时，更组成成分浓度不再改变，达到表面上静止的一种“平衡”，这就是这个反应所能达到的限度即化学平衡状态。2、化学平衡的特征逆(研究前提是可逆反应)等(同一物质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恒定)变(条件改变，平衡发生变化)3、判断平衡的依据(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)影响规律：在其他条件不变的情况下，增大反应物的浓度或减少生成物的浓度，都可以使平衡向正方向移动;增大生成物的浓度或减小反应物的

3、浓度，都可以使平衡向逆方向移动(2)增加固体或纯液体的量，由于浓度不变，所以平衡不移动(3)在溶液中进行的反应，如果稀释溶液，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，总的结果是化学平衡向反应方程式中化学计量数之和大的方向移动。2、温度对化学平衡移动的影响影响规律：在其他条件不变的情况下，温度升高会使化学平衡向着吸热反应方向移动，温度降低会使化学平衡向着放热反应方向移动。3、压强对化学平衡移动的影响影响规律：其他条件不变时，增大压强，会使平衡向着体积缩小方向移动;减小压强，会使平衡向着体积增大方向移动。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

4、(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.催化剂对化学平衡的影响：由于使用催化剂对正反应速率和逆反应速率影响的程度是等同的，所以平衡不移动。但是使用催化剂可以影响可逆反应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)，平衡向着能够减弱这种改变的方向移动。三、化学平衡常数(一)定义：在一定温度下，当一个反应达到化学平衡时，生成物浓度幂之积与反应物浓度幂之积的比值是一个常数比值。符号：K(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变化的浓度，不是起始浓度也不是物质的量。2、K只与温度(T)有关，与反应物

5、或生成物的浓度无关。3、反应物或生产物中有固体或纯液体存在时，由于其浓度是固定不变的，可以看做是“1”而不代入公式。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进行程度的标志。K值越大，说明平衡时生成物的浓度越大，它的正向反应进行的程度越大，即该反应进行得越完全，反应物转化率越高。反之，则相反。一般地，K105时，该反应就进行得基本完全了。2、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)QK:反应向正反应方向进行;Q=K:反应处于平衡状态;QK:反应向逆反应方向

6、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，则正反应为吸热反应若温度升高，K值减小，则正反应为放热反应四、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

7、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：J?mol-1?K-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，化学反应的判读依据为：H-TS0反应能自发进行H-TS=0反应达到平衡状态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高

8、中化学选修四的知识2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/mol3.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H0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

9、: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：25，101kPa时，1mol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：101kPa反应程度：完全燃烧，产物是稳定的氧化物燃烧物的物质的量：1mol研究内容：放出的热量。(HH3PO4HFCH3COOHH2CO3H2SHClO二、

10、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-=10-7mol/L;KW=H+OH-=110-14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4、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试纸操作玻璃

11、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

12、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1、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=pH2-0.3p

13、H1+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：准备：检漏、洗

14、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)高中化学选修四的知识4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

15、)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：

16、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，如：2Al3+3S2-+6H2O=2Al(OH)3+3H2S高中化学选修四的知识5原电池：1、概念：化学能转化为电能的装置叫做原电池。2、组成条件：两个活泼性不同的电极电解质溶液电极用导线相连并插入电解液构成闭合回路3、电子流向：外电路：负极导线正极内电路：盐桥中阴离子移向负极的电解质溶液，盐桥中阳离子移向正极的电解质溶液。4、电极反应：以锌铜原电池为例：负极：氧化反

17、应：Zn-2e=Zn2+(较活泼金属)正极：还原反应：2H+2e=H2(较不活泼金属)总反应式：Zn+2H+=Zn2+H25、正、负极的判断：(1)从电极材料：一般较活泼金属为负极;或金属为负极，非金属为正极。(2)从电子的流动方向负极流入正极(3)从电流方向正极流入负极(4)根据电解质溶液内离子的移动方向阳离子流向正极，阴离子流向负极。(5)根据实验现象溶解的一极为负极增重或有气泡一极为正极第二节化学电池1、电池的分类：化学电池、太阳能电池、原子能电池2、化学电池：借助于化学能直接转变为电能的装置3、化学电池的分类：一次电池、二次电池、燃料电池4、常见一次电池：碱性锌锰电池、锌银电池、锂电池

18、等5、二次电池：放电后可以再充电使活性物质获得再生，可以多次重复使用，又叫充电电池或蓄电池。6、二次电池的电极反应：铅蓄电池7、目前已开发出新型蓄电池：银锌电池、镉镍电池、氢镍电池、锂离子电池、聚合物锂离子电池8、燃料电池：是使燃料与氧化剂反应直接产生电流的一种原电池。9、电极反应：一般燃料电池发生的电化学反应的最终产物与燃烧产物相同，可根据燃烧反应写出总的电池反应，但不注明反应的条件。负极发生氧化反应，正极发生还原反应，不过要注意一般电解质溶液要参与电极反应。以氢氧燃料电池为例，铂为正、负极，介质分为酸性、碱性和中性。当电解质溶液呈酸性时：负极：2H2-4e-=4H+正极：O2+4e-4H+=2H2O当电解质溶液呈碱性时：负极：2H2+4OH-4e-=4H2O正极：O2+2H2O+4e-=4OH-另一种燃料电池是用金属铂片插入KOH溶液作电极，又在两极上分别通甲烷(燃料)和氧气(氧化剂)。电极反应式为：负极：CH4+10OH-8e-=CO32-+7H2O;正极：4H2O+2O2+8e-=8OH-。电池总反应式为：CH4+2O2+2KOH=K2CO3+3H2O10、燃料电池的优点：能量转换率高、废弃物少、运行噪音低