高二化学选修4复习提纲.doc
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1、高二化学选修4复习提纲程振德第一章 化学反应与能量1第二章 化学反应速率和化学平衡2第三章 水溶液中的离子平衡4第四章 电化学基础9第一节 原电池9第二节 化学电池9第三节 电解池10第四节 金属的电化学腐蚀和防护12第一章 化学反应与能量一、焓变(H) : 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
2、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: 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
3、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。燃烧物的物质的量:1 mol 研究内容:放出的热量。(H105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)Q K:反应向正反应方向进行; Q = K:反应处于平衡状态 ; Q K:反应向逆反应方向进行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
4、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,
5、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-TS 0 反应能自发进行H-TS = 0 反应达到平衡状态H-TS 0 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
6、。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: 在水溶液里只有一部分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,大部分有机物 。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混和物纯净物2、电解质与非电解质本质区别:电解质离子化合物或共价化合物 非电解质共价化合物 注意:电解质、非电解质都是化合物 SO2、NH3、CO2等属于非
7、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:在一定的条件下,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。5、电离方程式的书写
8、:用可逆符号 弱酸的电离要分布写(第一步为主)6、电离常数:在一定条件下,弱电解质在达到电离平衡时,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-/AB7、影响因素:a、电离常数的大小主要由物质的本性决定。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: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 =c
9、H+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.
10、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) 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,
11、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
12、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 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
13、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
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