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选修四复习提纲

化学选修4期末复习提纲

第一章

知识网络

常见的吸热反应和放热反应

1、活化分子：

能够发生的分子叫做活化分子。

加入反应物，活化分子数目，活化分子百分数（填增大、减小、不变，下同），有气体参加反应的增大容器压强，活化分子数目，活化分子百分数升高容器温度，活化分子数目，活化分子百分数

2、放热反应：

反应物总能量（填大于、小于或等于，下同）生成物总能量，从微观角度讲，断键吸收的能量成键放出的能量，△H0

吸热反应：

反应物总能量（填大于、小于或等于，下同）生成物总能量，从微观角度讲，断键吸收的能量成键放出的能量，△H0

利用反应物和生成物键能之和比较，△H=。

利用反应物和生成物的总能量比较，△H=。

3、常见的放热反应类型有：

、、、

常见的吸热反应类型有：

、、、

4、热化学方程式的正确书写：

要注明反应的、，若反应是在和

条件下进行的，可以不予注明。

要注明反应物和生成物的聚集状态或晶形。

常用、、、分别表示固体、液体、气体和溶液。

一定要注明反应的焓变（△H）。

注意△H由符号、数值、单位三个部分组成。

而其中数值部分与热化学方程式中的系数有关。

即方程式中的焓变的数值之比等于同意反应的不同方程式中同种物质的系数之比。

热化学方程式中的化学计量数以“mol”为单位，可以是分数，△H的单位永远是___________。

5、中和反应反应热的测定实验中：

用到的玻璃仪器有：

、、

、、以及泡沫塑料或纸条、泡沫塑料板或硬纸板。

其中泡沫塑料或纸条、泡沫塑料板或硬纸板的作用是：

6、中和热的定义：

在测定中和热的实验过程中，为保证数据的测量准确，要用强酸和强碱的稀溶液。

7、燃烧热的定义：

单位：

8、现在正在探索的新能源有：

、、、、、

9、盖斯定律的内容：

10、在同温同压下，下列各组热化学方程式中，△H1>△H2的是（）

A、2H2（g）+O2（g）=2H2O（g）△H1；2H2（g）+O2（g）=2H2O（l）△H2

B、S（g）+O2（g）=SO2（g）△H1；S（s）+O2（g）=SO2（g）△H2

C、C（s）+1/2O2（g）=CO（g）△H1；C（s）+1O2（g）=CO2（g）△H2

D、H2（g）+Cl2（g）=2HCl（g）△H1；1/2H2（g）+1/2Cl2（g）=HCl（g）△H2

11、已知下列热化学方程式：

（1）Fe2O3（S）+3CO（g）=2Fe（S）+3CO2（g）△H1=—26.7KJ/mol

（2）3Fe2O3（S）+CO（g）=2Fe3O4（S）+CO2（g）△H2=—50.75KJ/mol

（3）Fe3O4（S）+CO（g）=3FeO（S）+CO2（g）△H3=—36.5KJ/mol

不用查表，计算反应FeO（s）+CO（g）=Fe（s）+CO2（g）的焓变。

12、已知H2的燃烧热是285.8KJ/mol，C3H8的燃烧热是2220KJ/mol，某H2和C3H8的混合气体共5mol，完全燃烧时放出的热量为3847KJ，则混合气体中H2和C3H8的体积比为

13、在一定条件下，CH4和CO燃烧热分别为890KJ/mol、283KJ/mol。

在该条件下一定量的CH4和CO混合气体完全燃烧后，放出的热量为262.9KJ，生成的CO2用过量的饱和石灰水完全吸收，可得到50g白色沉淀。

求混合气体中CH4和CO的体积比

14．写出下列反应的热化学方程式

（1）1摩尔乙醇完全燃烧生成二氧化碳和液态水，放出1366.8kJ热量

（2）1摩尔C（石墨）与适量水蒸气反应生成一氧化碳和氢气，吸收131.3kJ热量

（3）标准状况下将纯净的CH41L在空气中完全燃烧，生成CO2气和液态水，放出39.75kJ热量，则CH4燃烧热的热化方程式为：

_______________________。

（4）由氢气和氧气反应生成1摩尔水蒸气放热241.8kJ热量，写出该反应的热化学方程式

，反应热为。

若1克水蒸气转化为液态水放热2.444kJ，则氢气燃烧生成液态水的热化学方程式为

氢气的燃烧热为。

15.已知H-H键的键能为436kJ·mol－1，Cl-Cl键的键能为243kJ·mol－1，H-Cl键的键能为431kJ·mol－1，则H2（g）+Cl2（g）==2HCl（g）的反应热（△H）等于。

第二章

一、化学反应速率

1、意义：

用来衡量化学反应进行的程度。

2、表示方法：

通常用单位时间内或来表示，

v=（单位：

或或）

3、影响因素

内因：

参加反应物质本身的（最主要因素）

外因：

对某一确定的反应，外界因素（，，，等）都存在影响。

4、在应用化学反应速率的时候应该注意的几个问题：

（1）在中学化学里通常说的化学反应速率一般是指速率。

。

（2）由于△c是取浓度的变化的绝对值，故反应速率都取值。

（3）表示一个化学反应的反应速率的时候必须指明是用哪一种反应物或生成物来表示

（4）一般不用和表示反应的化学反应速率。

（5）同一个化学反应，在同一段时间内，用不同物质表示反应速率时，数值不同，各物质速率之比等于。

5、化学反应速率的测量

化学反应速率测量是通过实验测定的。

因为化学反应中发生的是体系中化学物质（包括反应物和生成物），所以与其中任何一种化学物质的浓度（或质量）相关性质在测量反应速率都可以加以利用。

6、用于化学反应速率测量的基本性质

（1）直接可观察的性质，如释放出气体和体系压强。

（2）依靠科学仪器才能测量的性质，如颜色的深浅、光的吸收、光的发射、导电能力等。

（3）在溶液中，当反应物和产物本身有比较明显的颜色时，常常利用颜色深浅和显色物质浓度间的正比关系来跟踪反应的过程和测量反应速率。

二、化学平衡

（一）对化学平衡移动的理解

1.定义：

可逆反应：

在相同条件下，既能向进行，同时又能向进行的反应。

不可逆反应：

在同一条件下，不能同时向两个方向进行的反应。

可看成正、逆反应的趋势差别很大，反应“一边倒”。

化学平衡状态：

在一定条件下，当一个可逆反应进行到时，___不再改变，达到表面上静止的一种“”，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

____（研究前提是可逆反应）

____（同一物质的正逆反应速率相等）

____（动态平衡）

____（各物质的浓度与质量分数恒定）

____（条件改变，平衡发生变化）

3、判断平衡的依据

（1）各物质浓度、质量分数不再变化

（2）同物质：

V正=V逆【生成amolX的同时消耗amolX或bmolY】

不同物质：

异方向，量相当【生成amolX的同时生成cmolR】

（3）体系温度不再变化

（4）a+b≠c+d时，压强不再变化；混合气体密度或平均分子量不再变化

（5）颜色

（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______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_______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______

（3）在溶液中进行的反应，如果稀释溶液，反应物浓度____，生成物浓度也____，V正____，V逆也_____，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_____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_________方向移动，温度降低会使化学平衡向着_________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____________方向移动；减小压强，会使平衡向着__________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

（3）在体积恒定的容器内，充入不发生化学反应的气体，由于浓度不变，速率不变，所以平衡_____

（4）在恒压容器内，充入不发生化学反应的气体，由于体积变大，各物质的浓度变小，速率变化，所以平衡______

（5）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________。

但是使用催化剂可以影响可逆反应达到平衡所需的_____。

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_______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，______________________________________比值。

符号：

____

（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________，不是起始浓度也不是物质的量。

2、K只与_____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。

5、非水溶液中的反应，如有水生成或有水参加反应，此时水的浓度不可视为常数，必须表示在平衡关系式中。

6、K是指某一具体反应的平衡常数。

若反应方向改变，则平衡常数_____。

若方程式中各物质的系数等倍扩大或缩小，尽管是同一反应，平衡常数________。

（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_______的标志。

K值越大，说明平衡时_____的浓度越大，它的______进行的程度越大，即该反应进行得越_____，反应物转化率越____。

一般地，K>____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：

浓度商）

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_____反应

若温度升高，K值减小，则正反应为_____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、原因：

由于化学平衡状态与条件有关，而与建立平衡的途径无关，因此，同一可逆反应，从不同的状态开始，只要达到平衡时的条件（温度、浓度、压强等）相同，则可以形成等效平衡。

五、化学反应进行的方向

1、在热力学中有两条重要的基本自然规律，控制着所有物质体系的变化方向：

（1）物质体系倾向于取得最低的________；

（2）物质体系倾向于取得最大的_________。

对于一种物质来说，物质发生着从固态、液态至气态的变化过程，在此过程中，物质的混乱度____，其熵值也在____。

2、自发反应中的焓变和熵变的关系：

（1）放热的过程可能是熵____的过程，如铁生锈、氢气燃烧等；也可能是熵_________或______的过程，如甲烷燃烧、氢气与氯气化合等。

（2）吸热的自发过程是熵_____的过程，如冰的融化、硝酸氨溶于水等。

（3）无热效应的自发过程是熵____的过程，如两种理想气体的混合等。

第三章

一、弱电解质的电离

1、定义：

电解质：

。

非电解质：

。

强电解质：

。

弱电解质：

。

2、电解质与非电解质本质区别：

在一定条件下（溶于水或熔化）能否（以能否导电来证明是否电离）

电解质——离子化合物或共价化合物非电解质——共价化合物

3、强电解质与弱电质的本质区别：

在水溶液中是否（或是否存在电离平衡）

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。

4、强弱电解质可通过实验证明进行判定的方法有（以HAc为例）：

（1）溶液导电性对比实验；

（2）测0.01mol/LHAc溶液的pH2；

（3）测NaAc溶液的pH值；

（4）测pH=a的HAc稀释100倍后所得溶液pHa+2

（5）将物质的量浓度相同的HAc溶液和NaOH溶液等体积混合后溶液呈性

（6）中和10mLpH=1的HAc溶液消耗pH=13的NaOH溶液的体积10mL;

（7）将pH=1的HAc溶液与pH=13的NaOH溶液等体积混合后溶液呈性

（8）比较物质的量浓度相同的HAc溶液与盐酸分别与同样的锌粒反应产生气体的速率

5、强酸（HA）与弱酸（HB）的区别：

（1）溶液的物质的量浓度相同时，pH（HA）pH（HB）

（2）pH值相同时，溶液的浓度CHACHB

（3）pH相同时，加水稀释同等倍数后，pHHApHHB

6、电离平衡：

在一定的条件下，当电解质分子电离成和离子结合成时，电离过程就达到了，这叫电离平衡。

7、电离平衡的特点：

。

（具体参看《优化设计》P54）

8、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；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。

9、电离方程式的书写：

参看《优化设计》P54

10、电离常数：

定义、意义参看《优化设计》P55

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：

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：

通常，上式也可简写为:

水的离子积：

KW=

25℃时,[H+]=[OH-]=10-7mol/L;KW=[H+]·[OH-]=

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：

①酸、碱：

抑制水的电离（pH之和为14的酸和碱的水溶液中水的电离被同等的抑制）

②温度：

促进水的电离（水的电离是热的）

③易水解的盐：

促进水的电离（pH之和为14两种水解盐溶液中水的电离被同等的促进）4、溶液的酸碱性和pH：

（1）pH=（计算公式）

注意：

①酸性溶液不一定是酸溶液（可能是溶液）；

②pH＜7溶液不一定是酸性溶液（只有温度为常温才对）；

③碱性溶液不一定是碱溶液（可能是溶液）。

（2）pH的测定方法：

酸碱指示剂——、、。

pH试纸—操作。

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

pH计

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-，①H+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、酸碱中和滴定：

1、中和滴定的原理

中和滴定：

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）仪器：

、，移液管，滴定管夹，锥形瓶，烧杯，铁架台。

注意：

①酸式滴定管不能盛放液、氢氟酸以及Na2SiO3、Na2CO3等碱性溶液；碱式滴定管不能盛放酸性溶液和溶液。

②滴定管的刻度，O刻度在，往下刻度标数越来越大，全部容积它的最大刻度值，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。

（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）

注意：

为什么用水洗后，还要用标准液洗？

但锥形瓶不能用待测液洗？

（4）滴定方法：

手的姿势、速度先快后慢

注意：

①手眼：

左手操作活塞或小球，右手振荡锥形瓶，眼睛注视锥形瓶中溶液的颜色变化

②速度先快后慢

（5）终点确定：

最后一滴刚好使指示剂颜色发生明显变化。

30s内不恢复原色

（6）指示剂的选择：

参看《优化设计》P60.。

如（酸滴定碱用甲基橙、碱滴定酸用酚酞）

（6）数据处理与误差分析：

读数：

两位小数。

因一次实验误差较大，所以应取多次实验的平均值。

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，而在分析误差时起主要作用的是分子上的V酸的变化，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，但体现的却是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减少，即V酸减小，则c碱降低了；对于观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。

即：

c碱=

同理，用标准碱来滴定未知浓度的酸时亦然。

下面是用标准酸滴定待测碱而引起的结果变化情况：

实验操作情况

对c碱的影响

①开始滴定时滴定管尖嘴处留有气泡

②读数开始时仰视，终止时俯视

③到滴定终点尚有一滴酸挂在滴定管尖嘴外而未滴入锥瓶

④洗净的酸管未用标准液润洗

⑤洗净的锥瓶用待测碱润洗

⑥不小心将标准液滴至锥瓶外

⑦不小心将待测碱液溅至锥瓶外

⑧滴定前向锥形瓶中加入10mL蒸馏水，其余操作正常

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（弱碱的或弱酸的）跟水电离出来的或结合生成弱电解质的反应。

2、水解的实质：

。

3、盐类水解规律：

①有才水解，无弱不水解，越弱越水解；谁显谁性，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（越稀越水解）

③酸碱：

促进或抑制盐的水解（H+促进水解而阳离子水解；-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-显性

②电离程度＞水解程度，显性（如:

HSO3-、H2PO4-）

③水解程度＞电离程度，显性（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为（即弱酸弱碱盐）。

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-）；其特点是相互水解成沉淀或气体。

双水解完全的方程式写并标，其离子方程式配平依据是两边电荷平衡，如：

2Al3++3S2-+6H2O==2Al（OH）3↓+3H2S↑

8、盐类水解的应用：

详细参看《优化设计》P66共18点。

七、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

注意：

电离方程式和水解方程式的区别。

八、溶液中微粒浓度的大小比较

1、基本原则：

抓住溶液中微粒浓度必须满足的两种守恒关系：

①电荷守恒：

:

任何溶液均显电性，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

②物料守恒:

某原子的总量（或总浓度）＝其以各种形式存在的所有微粒的量（或浓度）之和

③质子守恒：

即水电离出的H+浓度与OH-浓度相等。

∑得质子后形成的微粒浓度·得质子数==C（OH-）

2、同浓度的弱酸和其弱酸盐、同浓度的弱碱和其弱碱盐的电离和水解强弱规律：

①中常化学常见的有三对

等浓度的HAc与NaAc的混合溶液：

弱酸的电离＞其对应弱酸盐的水解，溶液呈性

等浓度的NH3·H2O与NH4Cl的混合液：

弱碱的电离＞其对应弱碱盐的水解，溶液性

等浓度的HCN与NaCN的混合溶液：

弱酸的电离<其对应弱酸盐的水解，溶液呈性

九、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0.01g的电解质称难溶电解质。

生成难溶电解质的反应为完全反应，用“=”。

200C常把溶解度S10g的称为易溶物，在1~10g的为可溶物，在0.01~1g的为微溶物，小于0.01g的为难溶物。

（2）反应后离子浓度降至以下的反应为完全反应，用“=”。

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