化学选修化学反应原理各章知识点归纳.docx

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1、高二化学选修 4 化学反响原理学问点整理第一章 化学反响与能量一、焓变 反响热1. 反响热：肯定条件下,肯定物质的量的反响物之间完全反响所放出或吸 收的热量2. 焓变H 的意义：在恒压条件下进展的化学反响的热效应1 符号： H2 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响;放热吸热 H 为“-”或H 放热H 为“+”或H 0 常见的放热反响：全部的燃烧反响酸碱中和反响大多数的化合反响金属与酸的反响生石灰和水反响浓硫酸稀释、氢氧化钠固体溶解等 常见的吸热反响： 晶体 BaOH2应8H2O 与 NH Cl 大多数的分解反4溶解等二、热化学方程式 以 H2、CO

2、、C 为复原剂的氧化复原反响 铵盐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响物和生成物的聚拢状态 g,l,s 分别表示固态,液态,气态,水溶液中溶质用 aq 表示热化学反响方程式要指明反响时的温度和压强 25 ,101 kPa 时可以不注明;热化学方程式中的化学计量数可以是整数 ,也可以是分数;只能表示物质的量,不能表示分子个数;各物质化学计量数加倍,H 加倍；反响逆向进展,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定的化合物时所放出的热量;燃烧热的单位用 kJ/mol 表示;留意以下几点：争论条

3、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争论内容：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哪个方向进展建立平衡;Q：浓度积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假设温度上升,K 值增大,则正反响为吸热反响假设温度上升,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

4、等效平衡第一类：对于反响前后气体分子数不同的可逆反响：将参加的物质换成一边后与 原来参加的物质的量一样;其次类：对于反响前后气体分子数一样的可逆反响：将参加的物质换成一边后与 原来参加的物质的量一样成比例;2 定温,定压的等效平衡将参加的物质换成一边后与原来参加的物质的量一样成比例; 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,用来描述体系的混乱度,符号为 S. 单位：Jmol-1K-12 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,也是反响方向推断的依据;.3 同一物质,在气态时熵值最大,液态时次之,固态时最小;即 SgSlSs2、反响方向推断

5、依据在温度、压强肯定的条件下,化学反响的判定依据为：H-TS0反响不能自发进展留意：1H 为负,S 为正时,任何温度反响都能自发进展2H 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;混和物物质单质强电解质：强酸,强碱,大多数盐;如 HCl、NaOH、NaCl、BaSO纯洁物电解质4弱电解质：弱酸,弱碱,极少数盐,水 ;如

6、 HClO、NH H O、CuOH 、2、电解质化与合非物 电解质本质区分：H O322非电解质：非金属氧化物,大局部有机物;如SO 、CO 、C H O 、CCl 、CH =CH 326 12 6422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SO解质、NH2、CO32等属于非电强电解质不等于易溶于水的化合物如 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：

7、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移动;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：AB 11、影响因素：A+B-Ki= A+ B-/ABa

8、、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：H SO H PO HFCH COOHH CO HSHClO23343232二、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-=10-7mol/L ; KW= H+OH-=110-14留意：KW只与温度有关,温度肯定,则 KW值肯定K 不仅适用于纯水,适用于任何溶液酸、碱、盐W2、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

9、、碱 ：抑制水的电离K110-14W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 110-144、溶液的酸碱性和 pH： 1pH=-lgcH+2pH 的测定方法：酸碱指示剂 甲基橙、 石蕊、 酚酞; 变色范围：甲基橙 橙色 石蕊紫色 酚酞浅红色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+ V +H+ V /V +V1 12 2122、强

10、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- V +OH- V /V +V留意 :不能直接计算 H+混1 12 2123、强酸与强碱的混合：先据 H+ OH-=H O 计算余下的 H+或 OH-,H+有余,则用余2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 72、弱酸溶液：稀释 10n 倍时,pH 稀 pH 原+n 但始终不能大于或等于 73、强碱溶液：稀

11、释 10n 倍时,pH 稀 = pH 原n但始终不能小于或等于 74、弱碱溶液：稀释 10n 倍时,pH 稀 pH 原n 但始终不能小于或等于 75、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、假设等体积混合pH1+pH2=14则溶液显中性 pH=7 pH1+pH215则溶液显碱性 pH= pH1+pH213则溶液显酸性 pH=pH1+2、假设混合后显中性pH1+pH2=14V 酸：V 碱=1：1 pH1+pH214V

12、酸：V 碱=1：1014-pH1+pH2五、酸碱中和滴定：1、中和滴定的原理实质：H+OH=H2O 即酸能供给的 H+和碱能供给的 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,由于下端有一局部没有刻度;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

13、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=n cV酸酸酸nV碱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,假设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,

14、即 V 酸减小,则 c 碱降低了；对于观看中消灭的误差亦同样如此;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响;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,生成弱电解质,破坏水的电离,是平衡向右移动,促进水的电离向右移动;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

15、;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:Na CO23NaHCO34、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 -显 酸 性4电离程度水解程度,显酸性 如: HSO - 、H PO -324水解程度电离程度,显碱性 如：HCO - 、HS- 、HPO 2-347、双水解反响

16、：1 构成盐的阴阳离子均能发生水解的反响;双水解反响相互促进,水解程度较大, 有的甚至水解完全;使得平衡向右移;2 常见的双水解反响完全的为：Fe3+、Al3+与 AlO -、CO 2-HCO -、S2-HS-、SO 2-HSO -；23333S2-与 NH +；CO 2-HCO -与 NH +其特点是相互水解成沉淀或气体;双水解完全的离子方程4334式配平依据是两边电荷平衡,如：2Al3+ + 3S2- + 6HO = 2AlOH + 3H S水解的应用实例原理1、净水明矾净水Al3+3H O2AlOH 胶体+3H+32、去油污用热碱水冼油污物品CO 2-+H O32HCO -+OH- 3配

17、制 FeCl 溶液时3Fe3+3H O2FeOH +3H+3常参加少量盐酸3、药品的保存配制 Na CO 溶液时23CO 2-+H O32HCO -+OH- 3常参加少量 NaOH由 MgCl 6H O 制无水 假设不然,则：4、制备无水盐22MgCl 在 HCl 气流中2MgCl26H O28、盐类水解的应用：232加热MgOH +2HCl+4H O22MgOH2MgO+H O2用 Al SO 与 NaHCO 溶5、泡沫灭火器2433Al3+3HCO -=AlOH +3CO 液混合3326、比较盐溶液比较 NH Cl 溶液中离4NH +H O42NH H O+H+中离子浓度的32子浓度的大小

18、大小cCl-cNH +cH+cOH-49、水解平衡常数 Kh对于强碱弱酸盐：K =Kw/KaKw 为该温度下水的离子积,Ka 为该条件下该弱酸根形h成的弱酸的电离平衡常数对于强酸弱碱盐：K =Kw/K Kw 为该温度下水的离子积,K 为该条件下该弱碱根形成hbb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：分步书写留意：不管是水解还是电离,都打算于第一步,其次步一般相当微弱; 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根本原则：抓住溶液中微粒浓度必需满足的三种守恒关系：电荷守恒：:任何溶液均显电 中性,各阳离子浓度

19、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 的电解质称难溶电解质;2 反响后离子浓度降至 110-5 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+阴离子的放电挨次是惰性电极时：S2-I-Br-Cl-OH-NO -SO 2-等含

20、氧酸根离子F-SO 2-/MnO -OH-3434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,假设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；假设为惰性材料,则依据 阴阳离子的放电挨次,依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响特点实例电解对象电 解 质pH电解质浓度溶液复原分 解 电电解质电离出HCl电解质减小增大 HCl解质型 的阴阳离子分CuCl2- CuCl2别在两极放电放 H2 生阴极： 水放H2NaCl 电解质和生 成 增大 HCl成碱型 生碱水电解质阳极：电解质阴离子放电放阴

21、极：电解质阳CuSO电生减小 氧化铜4氧 生 酸离子放电解质和水成 电型阳极：水放 O2解质生酸电阴极： NaOH水增大 增大水解水型 4H+ + 4e-= H2SO4减小Na2SO4不变2H2 阳极：4OH- - 4e- = O2+ 2H2O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

22、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 CuSO 溶液43、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：2N

23、a+ 2e= 2Na阴极：2Cl 2e = Cl 2规律总结：原电池、电解池、电镀池的推断规律1 假设无外接电源,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条件即为原电池;2 假设有外接电源,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 假设多个单池相互串联,又有外接电源时,则与电源相连接的装置为电解池成电镀 池;假设无外接电源时,先选较活泼金属电极为原电池的负极

24、电子输出极 ,有关装置为原电池,其余为电镀池或电解池;性质原电池电解池电镀池类别定义将化学能转变 将电能转变成化学应用电解原理在某些原电池,电解池,电镀池的比较装置特点成电能的装置能的装置金属外表镀上一侧层其他金属反响特征装置特征自发反响非自发反响非自发反响无电源,两级材 有电源 , 两级材料有电源料不同可同可不同形成条件活动性不同的 两电极连接直流电 1 镀层金属接电源正两极电解质溶液源极,待镀金属接负极；2两电极插入电解质 电镀液必需含有镀层形成闭合回路溶液形成闭合回路金属的离子电极名称负极：较活泼金 阳极：与电源正极 名称同电解,但有限制属相连条件正极：较不活泼 阴极：与电源负极 阳极：

25、必需是镀层金属金属能导电非 相连金属阴极：镀件电极反响负极： 氧化反 阳极：氧化反响 , 阳极：金属电极失去电应,金属失去电 溶液中的阴离子失 子子去电子 , 或电极金 阴极：电镀液中阳离子正极： 复原反 属失电子应,溶液中的阳 阴极：复原反响 , 离子的电子或 溶液中的阳离子得者氧气得电子 到电子得到电子吸氧腐蚀电子流向负极正极电源负极阴极同电解池电源正极阳极溶液中带电 阳离子向正极阳离子向阴极移动同电解池粒子的移动移动阴离子向阳极移动阴离子向负极移动联系在两极上都发生氧化反响和复原反应原电池与电解池的极的得失电子联系图：阳极失e-正极得e-负极失e-阴极得第四节 金属的电化学腐蚀和防护一、金属的电化学腐蚀1 金属腐蚀内容：2 金属腐蚀的本质：都是金属原子 失去 电子而被氧化的过程3 金属腐蚀的分类：化学腐蚀金属和接触到的物质直接发生化学反响而引起的腐蚀电化学腐蚀不纯的金属跟电解质溶液接触时,会发生原电池反响;比较活 泼的金属失去电子而被氧化,这种腐蚀叫做电化学腐蚀;电化腐蚀化学腐蚀条件不纯金属或合金与电解质溶金属与非电解质直接接触化学腐蚀与电化腐蚀的比较液接触现象有微弱的电流产生无电流产生本质较活泼的金属被