人教 高中化学选修4知识点总结.docx
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人教高中化学选修4知识点总结
人教高中化学选修4知识点总结
化学选修4《化学反应与原理 》知识点总结
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（ΔH）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
4、放热反应：
放出热量的化学反应。
（放热>吸热）
△H 为“—”或△H <0
内能转化为热能
反应物总能量＞生成物总能量
断裂化学键吸收的总能量＜形成化学键放出的总能量
吸热反应：
吸收热量的化学反应。
（吸热>放热）
△H 为“+”或△H >0
热能转化为内能
反应物总能量＜生成物总能量
断裂化学键吸收的总能量＞形成化学键放出的总能量
常见的放热反应：
① 所有的燃烧反应② 酸碱中和反应
③ 大多数的化合反应④ 金属与酸的反应⑤ 生石灰和水反应
⑥ 浓硫酸稀释、氢氧化钠固体溶解等⑦铝热反应
常见的吸热反应：
① 晶体Ba（OH）2·8H2O与NH4Cl反应
② 大多数的分解反应
③ 以H2、CO、C为还原剂的氧化还原反应
④ 铵盐溶解等
二、热化学方程式
书写化学方程式注意要点:
1、热化学方程式必须标出能量变化。
2、热化学方程式中必须标明反应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）
3、热化学反应方程式要指明反应时的温度和压强。
4、热化学方程式中的化学计量数可以是整数，也可以是分数
5、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
6、△H的单位为kJ/mol
7、不标气体或沉淀符号
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：
（1）反应条件：
25 ℃、101 kPa
（2）反应程度：
完全燃烧，产物是稳定的氧化物。
C—CO2（g）H—H2O（l）S—SO2（g）
（3）燃烧物的物质的量：
1 mol
（4）研究内容：
放出的热量。
（ΔH<0，单位kJ/mol）
（5）计算
Q放=n（可燃物）X△H△H=—Q放／n（可燃物）
四、中和热
1．概念：
在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应，生成1mol H2O放出的热量叫中和热。
2．强酸与强碱的中和反应其实质是H+和OH-反应，其热化学方程为：
H+（aq） +OH-（aq） =H2O（l）
ΔH=－mol
3．弱酸或弱碱电离要吸收热量，所以它们参加中和反应时的中和热小于mol。
4．中和热的测定实验
五、盖斯定律
内容：
化学反应的反应热只与反应的始态（各反应物）和终态（各生成物）有关，而与具体反应进行的途径无关，如果一个反应可以分几步进行，则各分步反应的反应热之和与该反应一步完成的反应热是相同的。
六、
化石能源：
煤、石油、天然气（不可再生）
能源
新能源：
太阳能、氢能、地热能、风能、海洋能、生物质能等（可以再生）
七、反应热大小比较：
带符号比较
物质的稳定性与能量的关系：
能量越高，物质越不稳定
第二章 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）
⑴ 定义：
用来衡量化学反应的快慢，单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加
⑵ 表示方法：
单位时间内反应浓度的减少或生成物浓度的增加来表示
⑶ 计算公式：
v=Δc/Δt（υ：
平均速率，Δc：
浓度变化，Δt：
时间）单位：
mol/（L·s）
注意：
①化学反应速率不能用固体或液体的浓度变化量来表示
②为平均速率而不是瞬时速率
③化学反应速率之比等于化学计量数之比
⑷ 影响因素：
内因：
反应物的性质（决定因素）
外因：
浓度：
其他条件相同时，增大反应物浓度反应速率增大，减小反应物浓度反应速率减小。
压强：
对有气体参加的反应
A、恒温时：
增大压强，体积缩小，反应速率增大
B、恒温恒容时：
充入反应气体→该物质浓度增大→反应速率增大
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
C、恒温恒压时：
充入惰性气体→体积增大→各反应物浓度减小→反应速率减小
注意：
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。
温度：
其他条件相同时，升高温度反应速率增大，降低温度反应速率减小
二、化学平衡
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
判断可逆反应达到平衡状态的方法和依据
例举反应
mA（g）+nB（g）
pC（g）+qD（g）
（1）混合物体系中各成分的含量
①各物质的物质的量或各物质的物质的量的分数一定平衡
②各物质的质量或各物质质量分数一定平衡
③各气体的体积或体积分数一定 平衡
④总体积、总压力、总物质的量一定，不一定平衡
（2）正、逆反应速率的关系
①在单位时间内消耗了m molA同时生成m molA，即V（正）=V（逆） 平衡
②在单位时间内消耗了n molB同时消耗了p molC，则V（正）=V（逆） 平衡
③V（A）：
V（B）：
V（C）：
V（D）=m：
n：
p：
q，V（正）不一定等于V（逆） 不一定平衡
④在单位时间内生成n molB，同时消耗了q molD，因均指V（逆） 不一定平衡
（3） 压强
①m+n≠p+q时，总压力一定（其他条件一定） 平衡
②m+n=p+q时，总压力一定（其他条件一定） 不一定平衡
（4）混合气体平均相对分子质量Mr
①Mr一定时，只有当m+n≠p+q时， 平衡
②Mr一定时，但m+n=p+q时， 不一定平衡
（5）温度
任何反应都伴随着能量变化，当体系温度一定时（其他不变）平衡
（6）体系的密度
密度一定，不一定平衡
（7）其他
如体系颜色不再变化等 平衡
（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
（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。
（二）符号：
K
（三）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平衡时的浓度
2、K只与温度（T）有关，与反应物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、判断可逆反应进行的程度
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，K>105时，该反应就进行得基本完全了。
2、判断平衡移动的方向
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、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，化学反应的判断依据为：
ΔH-TΔS〈0 反应能自发进行
ΔH-TΔS〉0 反应不能自发进行
注意：
（1）ΔH为负，ΔS为正时，任何温度反应都能自发进行
（2）ΔH为正，ΔS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：
在水溶液中或熔融状态下能导电的化合物。
非电解质：
在水溶液中和熔融状态下都不能导电的化合物。
强电解质：
在水溶液中完全电离的电解质。
如：
强酸，强碱，大多数盐（包括可溶性盐及难溶性盐）
弱电解质：
在水溶液中部分电离的电解质。
如：
弱酸，弱碱，水，两性物质，极少数盐
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：
①电解质、非电解质都是化合物
②SO2、NH3、CO2等属于非电解质
③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，弱电解质分子在溶液中电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等，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：
（1）内因：
电解质本身的性质
（2）外因：
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：
（1）强电解质完全电离，在书写电离方程式时，用“=”
（2）弱电解质部分电离，在书写电离方程式时，用“
”
①一元弱酸、弱碱一步电离
②多元弱酸分步电离，必须分步写出，不可合并（其中以第一步电离为主）
③多元弱碱分步电离（较复杂），在中学阶段要求一步写出
④两性氢氧化物按两种方式电离
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幂之积，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
A++B-K=c（A+）c（B-）/c（AB）
7、影响因素：
a、电离常数K只与电解质的性质和温度有关，对同一弱电解质，温度一定，电离常数一定；温度升高，电离常数增大。
b、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：
H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO
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（H+）·c（OH-）
25℃时，c（H+）=c（OH-）=10-7mol/L;KW=c（H+）·c（OH-）=1x10-14
注意：
KW只与温度有关，温度一定，则KW值一定；温度越高，KW越大。
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：
①酸、碱：
抑制水的电离，KW不变
②温度：
升高温度，促进水的电离（水的电离是吸热的），KW增大
③加活泼金属如Na：
促进水的电离，KW不变
4、溶液的酸碱性与c（H+）和c（OH-）的关系
判断溶液的酸碱性的依据是c（H+）和c（OH-）的大小
酸性溶液：
c（H+）＞c（OH-）
中性溶液：
c（H+）=c（OH-）
碱性溶液：
c（H+）＜c（OH-）
5、溶液的酸碱性和pH的关系：
（1）pH=-lgc[H+]
（2）pH和溶液的酸碱性的关系：
室温下，酸性溶液：
c（H+）＞10-7mol/L，pH＜7
中性溶液：
c（H+）=10-7mol/L，pH=7
碱性溶液：
c（H+）＜10-7mol/L，pH＞7
（3）pH的测定方法：
①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）
②pH试纸：
操作：
将一块pH试纸放在洁净、干燥的玻璃片或表面皿上，用玻璃棒蘸取待测液体点在试纸的中央，试纸变色后，马上与标准比色卡对比即可。
注意：
①事先不能用水湿润PH试纸；②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：
c（H+）混=[c（H+）1V1+c（H+）2V2]/（V1+V2）
2、强碱与强碱的混合：
c（OH-）混＝[c（OH-）1V1+c（OH-）2V2[/（V1+V2）
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c（H+）混；
OH-有余，则用余下的OH-数除以溶液总体积求c（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pH=a：
稀释10n倍时，pH=a+n（但始终不能大于或等于7）
2、弱酸溶液pH=a：
稀释10n倍时，pH〈a+n（但始终不能大于或等于7）
3、强碱溶液pH=b：
稀释10n倍时，pH=b－n（但始终不能小于或等于7）
4、弱碱溶液pH=a：
稀释10n倍时，pH〉b－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7
6、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=7
pH1+pH2≥15则溶液显碱性pH＞7
pH1+pH2≤13则溶液显酸性pH＜7
2、若混合后显中性
pH1+pH2=14V酸：
V碱=1：
1
pH1+pH2≠14V酸：
V碱=10pH1+pH2-14
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）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。
②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：
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
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：
①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。
②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素：
①温度：
温度越高水解程度越大（水解吸热，越热越水解）
②浓度：
浓度越小，水解程度越大（越稀越水解）
③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：
①只电离不水解：
如HSO4-显酸性
②电离程度＞水解程度，显酸性（如:
HSO3-、H2PO4-）
③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+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
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++3H2OAl（OH）3（胶体）+3H+
△
2、去油污
用热碱水冼油污物品
CO32-+H2OHCO3-+OH-
3、盐溶液的配制
①配制FeCl3溶液时常加入少量盐酸
Fe3++3H2OFe（OH）3+3H+
②配制Na2CO3溶液时常加入少量NaOH
CO32-+H2OHCO3-+OH-
4、制备无水盐
由MgCl2·6H2O制无水MgCl2在HCl气流中加热
若不然，则：
MgCl2·6H2OMg（OH）2+2HCl+4H2O
Mg（OH）2MgO+H2O
5、泡沫灭火器
用Al2（SO4）3与NaHCO3溶液混合
Al3++3HCO3-=Al（OH）3↓+3CO2↑
6、比较盐溶液中离子浓度的大小
比较NH4Cl溶液中离子浓度的大小
NH4++H2ONH3·H2O+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
注意：
不管是水解还是电离，都决定于第一步，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较
基本原则：
抓住溶液中微粒浓度必须满足的三种守恒关系：
电荷守恒：
任何溶液均显电中性，阳离子所带的总电荷数＝阴离子所带的总电荷数
②物料守恒：
（即原子个数守恒或质量守恒）
指一个平衡体系中，某一组分的总浓度一定等于它所电离或水解成的各种粒子的平衡浓度之和
③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知识
（1）溶解度小于的电解质称难溶电解质。
（2）反应后离子浓度降至1*10-5以下的反应为完全反应。
如酸碱中和时[H+]降至10-7mol/L<10-5mol/L，故为完全反应，用“=”，常见的难溶物在水中的离子浓度均远低于10-5mol/L，故均用“=”。
（3）难溶并非不溶，任何难溶物在水中均存在溶解平衡。
（4）掌握三种微溶物质：
CaSO4、Ca（OH）2、Ag2SO4
（5）溶解平衡常为吸热，但Ca（OH）2为放热，升温其溶解度减少。
（6）溶解平衡存在的前提是：
必须存在沉淀，否则不存在平衡。
2、溶解平衡方程式的书写
注意在沉淀后用（s）标明状态，并用“”。
如：
Ag2S（s）2Ag+（aq）+S2-（aq）
3、沉淀生成的三种主要方式
（1）加沉淀剂法：
Ksp越小（即沉淀越难溶），沉淀越完全；沉淀剂过量能使沉淀更完全。
（2）调pH值除某些易水解的金属阳离子：
如加MgO除去MgCl2溶液中FeCl3。
4、沉淀的溶解：
沉淀的溶解就是使溶解平衡正向移动。
常采用的方法有：
①酸碱；②氧化还原；③沉淀转化。
5、沉淀的转化：
溶解度大的生成溶解度小的，溶解度小的生成溶解度更小的。
如：
AgNO3AgCl（白色沉淀）AgBr（淡黄色）AgI（黄色）Ag2S（黑色）
6、溶度积（KSP）
1、定义：
在一定条件下，难溶电解质电解质溶解成离子的速率等于离子重新结合成沉淀的速率，溶液中各离子的浓度保持不变的状态。
2、表达式：
AmBn（s）mAn+（aq）+nBm-（aq）
KSP=[c（An+）]m•[c（Bm-）]n
3、影响因素：
外因：
①浓度：
加水，平衡向溶解方向移动。
②温度：
升温，多数平衡向溶解方向移动。
4、溶度积规则
QC（离子积）〉KSP有沉淀析出
QC=KSP平衡状态
QC〈KSP饱和，继续溶解
第四章电化学基础
第一节原电池
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：
①两个活泼性不同的电极
②电解质溶液
③电极用导线相连并插入电解液构成闭合回路
④能自发发生氧化还原反应
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
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