高二化学选修4期末复习提纲学生Word下载.docx

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ΔH=－57．3kJ·

mol－1

10.有效碰撞——能发生化学反应的碰撞。

有效碰撞发生的条件是发生碰撞的分子具有较高的能量和分子在一定的方向上发生碰撞。

活化分子——在化学反应中，能量较高、可能发生有效碰撞的分子。

活化能——活化分子的平均能量与所有分子的平均能量之差。

第二章《化学反应速率和化学平衡》知识点

第一节化学反应速率

1．化学反应速率是用来衡量化学反应行快慢程度的，通常用单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加来表示。

2．表示方法：

v（A）=△c（A）/△t=△n（A）/△t.V

单位：

mol/（L·

s）或mol/（L·

min）或mol/（L·

h）

3．同一化学反应用不同物质表示的速率数值可能不同，速率之比等于其计量数之比。

4．影响因素——浓度、压强、温度、催化剂、光、电、波、接触面、溶剂等

（1）浓度：

固体、纯液体的浓度均可视作常数。

故改变固体物质的量对速率无影响。

（2）压强：

对反应前后气体总分子数没有改变的可逆反应来说，当压强改变时，V正、V逆的改变程度是相同的；

对反应前后气体总分子数发生改变的可逆反应来说，当压强增加时，V正、V逆的改变程度是不相同的。

（3）温度：

温度对V正、V逆的影响是不同的，升温时吸热反应一边增加的倍数要大于放热反应一边增加的倍数；

降温时放热反应一边减少的倍数要小于吸热反应一边减少的倍数。

（4）催化剂：

使用催化剂能同等程度地改变V正、V逆。

第二节化学反应的方向和限度

1．在一定条件下无需外界帮助就能自动进行的反应。

2．自发进行的方向——体系能量降低和混乱度增大都有促使反应自发进行的倾向。

熵（S）——衡量一个体系混乱度的物理量。

3．焓变（△H）与混乱度（△S）综合考虑

混乱度：

气态＞液态＞固态

4．化学反应方向的控制

△H＜0、△S＞0，一定能自发进行

△H＞0、△S＜0，一定不能自发进行

△H＜0、△S＜0，低温下能自发进行

△H＞0、△S＞0，高温下能自发进行

5．化学反应的限度

1）化学平衡状态——在一定条件下的可逆反应，正逆反应速率相等，反应物和生成物的浓

度不再发生变化。

一定条件下可逆反应进行的最大限度。

2）化学平衡的特点——动态平衡，V正=V逆≠0，

3）化学平衡常数——一定温度下，到达平衡后各物质的物质的量浓度的关系。

表达式：

4）化学平衡判断的标志

a．V正＝V逆。

即单位时间内某一物质生成量和消耗量相等，或对某一物质而言生成化学键的量和断裂化学键的量相等。

b．体系中各组分物质的百分含量保持不变。

即各种物质的浓度、物质的量、颜色等都不变；

混合气体的总物质的量、总体积、总压强、平均相对分子质量也不变。

（但对于反应前后气体总分子数不变的可逆反应，就不能用混合气体的总物质的量、总体积、总压强、平均相对分子质量已经不变来判断可逆反应已经达到平衡）

第三节化学平衡的移动

1．影响因素：

浓度、压强、温度

平衡移动规律（勒夏特列原理）改变影响化学平衡的一个因素，平衡将向能够减弱这种改变的方向移动。

2．等效平衡——同一反应，在一定条件下所建立的两个或多个平衡中，混合物中各成分的含量相同，这样的平衡称为等效平衡。

3．等效平衡的分类（参阅上次下发的讲义）

I类：

恒温恒容下对于反应前后气体体积发生变化的反应来说（即△V≠0的体系）：

等价转化后，对应各物质起始投料的物质的量与原平衡起始态相同。

II类：

恒温恒容下对于反应前后气体体积没有变化的反应来说（即△V=0的体系）：

等价转化后，只要反应物（或生成物）的物质的量的比例与原平衡起始态相同，两平衡等效。

III类：

恒温恒压下对于气体体系等效转化后，要反应物（或生成物）的物质的量的比例与原平衡起始态相同，两平衡等效。

4．速率和平衡图像分析

（1）反应速度图像——看起点，看变化趋势，看终点。

（2）化学平衡图像分析法：

三步分析法：

一看速率变化；

二看正逆速率变化的相对大小；

三看化学平衡移动的方向。

四要素分析法：

看曲线的起点、变化趋势、转折点、终点。

先拐先平：

先出拐点的曲线先达到平衡。

定一议二：

图像中有三个量时，先确定一个量不变，再讨论另外两个量的关系。

第四节化学反应条件的控制

1．硫代硫酸钠与酸反应速率的影响因素——浓度、温度对化学反应速率的影响；

2．催化剂对过氧化氢分解反应速率的影响——MnO2、CuO、FeCl3等对过氧化氢分解都有催化作用，但催化效果不同，且同一催化剂的接触面大小、颗粒大小也会影响效率。

3．反应条件对平衡的影响

氯化钴溶液中，加入浓盐酸会使平衡向四氯合钴（II）离子方向移动，使蓝色加深，加水稀释，使平衡向六水合钴（II）离子方向移动，使溶液颜色由蓝色逐渐转变为粉红色。

二氯化钴的水合物在加热时会逐步失水，并呈现不同的颜色，温度升高，颜色由粉红色转变为蓝色，说明平衡向二氯化钴方向移动。

第三章《溶液中的离子反应》知识点

第一节弱电解质的电离平衡

纯净物

1．电解质和非电解质：

在水溶液中或熔融状态时是否能够导电的化合物。

2．强电解质与弱电解质：

在水溶液中能否完全电离的电解质；

与溶解度和导电能力无关。

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。

3．电离平衡——在一定条件（如温度、浓度）下，当电解质分子电离成离子的速率和离子重新结合成分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态。

4．强弱电解质可通过实验证明进行判定的方法有（以CH3COOH简写为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；

pH7，则说明HAc为弱电解质

（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，此法中的锌粒的表面积不好确定一模一样。

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．影响因素：

温度——电离过程是吸热过程，温度升高，平衡向电离方向移动。

浓度——弱电解质浓度越大，电离程度越小。

同离子效应——在弱电解质溶液中加入同弱电解质具有相同离子的强电解

质，使电离平衡向逆方向移动。

化学反应——在弱电解质溶液中加入能与弱电解质电离产生的某种离子反

应的物质时，可以使电离平衡向电离方向移动。

7．电离方程式的书写

多元弱酸的电离应分步完成电离方程式，多元弱碱则一步完成电离方程式。

8．水的电离：

水是一种极弱的电解质，能微弱电离。

9．水的离子积常数——Kw=C（H+）×

C（OH—）

Kw取决于温度,不仅适用于纯水,还适用于其他稀溶液。

25℃时，Kw=1×

10-14

在水溶液中,Kw中的C（OH-）、C（H+）指溶液中总的离子浓度.

常温下,任何稀的水溶液中均存在离子积常数，且Kw=1×

10-14。

不论是在中性溶液还是在酸碱性溶液，水电离出的C（H+）＝C（OH－）

根据Kw=C（H＋）×

C（OH－）在特定温度下为定值，C（H＋）和C（OH－）可以互求。

10．影响水的电离平衡移动的因素：

①升温：

促进水的电离；

②酸或碱抑制水的电离；

③盐类的水解促进水的电离；

例如：

pH=2的硫酸溶液中，由水电离的C（H+）=10-12mol/L

pH=2的硫酸铵溶液中，由水电离的C（H+）=10-2mol/L，所以pH=2的溶液中，由水电离的C（H+可能为10-12mol/L也可能为10-12mol/L。

反过来，由水电离的C（H+）=10-12mol/L，pH=2也可能为12.

11.电离常数：

K值越大，电离程度越大，相应酸（或碱）的酸（或碱）性越强。

电离度：

弱电解质浓度越大，电离程度越小。

第二节溶液的酸碱性

1．溶液的酸碱性取决于溶液中氢离子浓度和氢氧根离子浓度的相对大小。

酸性：

c（H+）>

c（OH-）中性：

c（H+）=c（OH-）碱性：

c（H+）<

c（OH-）

2．常温下（25℃）

酸性溶液：

C（H+）﹥C（OH-），C（H+）﹥1×

10-7mol/L

中性溶液：

C（H+）=C（OH-），C（H+）=1×

C（H+）﹤C（OH-），C（H+）﹤1×

3．溶液的PH值：

表示溶液酸碱性的强弱。

PH=-lgc（H+）

适用于稀溶液，当溶液中c（H+）或c（OH-）大于1mol时，直接用浓度表示溶液的酸碱性。

4．PH值越小，酸性越强，PH越大，碱性越强。

PH范围0—14之间，但PH值等于0的溶液不是酸性最强的溶液，PH值等于14的溶液不是碱性最强的溶液。

PH值增加一个单位C（H+）减小10倍

5．测定溶液酸碱性的常用方法:

a酸碱指示剂（石蕊、酚酞、甲基橙）

bPH试纸：

广泛PH试纸：

1~14，只能读得整数

精密PH试纸

PH试纸的使用方法：

剪下一小块PH试纸，放在玻璃片（或表面皿）上，用玻璃棒沾取一滴溶液滴在PH试纸上，半分钟内与比色卡比较，读出PH值。

cPH计,它可以精确测量溶液的PH值。

6．PH值计算的常见类型

（1）溶液的稀释①强酸：

计算稀释后的溶液中的c（H+），直接换算成PH

②强碱：

计算稀释后的溶液中的c（OH-），换算成c（H+）再求出PH值。

【小结】一般情况下，强酸溶液每稀释10倍，pH值就增加1个单位，但稀释后pH值一定小于7；

强碱溶液每稀释10倍，pH值就减小１个单位，但稀释后pH值一定大于7。

（2）强酸与强酸、强碱与强碱混合

通常两种稀溶液混合，可认为混合后体积为二者体积之和。

强酸与强酸混合，先算混合后的［H+］，再算pH。

强碱与强碱混合，先算混合后的［OH-］，再由Kw求［H+］及pH，或先算混合后的［OH-］及pOH，再求pH。

绝对不能先直接求才c（H+），再按之来算pH。

【经验公式】

（其中0.3是lg2的近似值）

已知pH的两强酸等体积混合，混合液的pH=pH小+0.3

已知pH的两强碱等体积混合，混合液的pH=pH大-0.3

（3）酸碱混合：

先判断过量，求出剩余的酸或碱的浓度，再求c（H+）

【注意】强酸的稀释根据c（H+）计算，强碱的的稀释首先应c（OH-）浓计算出稀c（OH-），让后据Kw计算出c（H+），再计算出PH，不能直接根据c（H+）计算。

【总结】溶液的稀释规律：

①强酸pH=a，加水稀释10n倍，则pH=a+n；

弱酸pH=a，加水稀释10n倍，则a<

pH<

a+n；

强碱pH=b，加水稀释10n倍，则pH=b-n；

弱碱pH=b，加水稀释10n倍，则b>

pH>

b-n；

②酸、碱溶液无限稀释时，pH只能接近7，但酸不能大于7，碱不能小于7（室温时）

③对于浓度（或pH）相同的强酸和弱酸，稀释相同倍数，强酸的pH变化幅度大。

（4）强酸与强碱溶液混合：

其反应的实质是H++OH-=H2O，所以在计算时用离子方程式做比较简单，要从以下三种可能去考虑：

（室温时）

（1）若n（H+）=n（OH-），恰好中和，pH=7

（2）若n（H+）>

n（OH-），酸过量，计算剩下的［H+］，再算pH

（3）若n（H+）<

n（OH-），碱过量，计算剩下的［OH-］，再算pH

7.溶液酸碱性判定规律

（1）PH相同的酸（或碱），酸（或碱）越弱，其物质的量浓度越大。

（2）PH相同的强酸和弱酸溶液，加水稀释相同的倍数，则强酸溶液PH变化大；

碱也如此。

（3）酸和碱的PH之和为14，等体积混合。

若为强酸与强碱，则PH=7；

若为强酸与弱碱。

则PH﹥7；

若为弱酸与强碱，则PH﹤7。

（4）等体积的强酸和强碱混合

A、若二者PH之和为14，则溶液呈中性，PH=7

B、若二者PH之和大于14，则溶液呈碱性。

C、若二者PH之和小于14，则溶液呈酸性。

8．酸碱中和滴定原理

用已知浓度的酸（或碱）来测定未知浓度的碱（或酸）的方法叫做酸碱中和滴定。

（1）酸式滴定用的是玻璃活塞，碱式滴定管用的是橡皮管。

（思考为什么？

）

（2）滴定管的刻度从上往下标，下面一部分没有读数因此使用时不能放到刻度以下。

（3）酸式滴定管不能用来盛放碱溶液，碱式滴定管不盛放酸溶液或强氧化性的溶液。

（4）滴定管的精确度为0.01mL，比量筒精确；

所以读数时要读到小数点后两位。

实际滴出的溶液体积=滴定后的读数-滴定前的读数

（5）滴定操作：

把滴定管固定在滴定管夹上，锥形瓶放在下面接液体，滴定过程中用左手控制活塞，用右手摇动锥形瓶，眼睛应注视锥形瓶中溶液颜色的变化

（6）滴定终点判断：

当滴入最后一滴溶液时颜色发生变化且半分钟内颜色不再发生变化即已达终点。

（7）指示剂选择：

强酸滴定强碱——酚酞或甲基橙

强酸滴定弱碱——甲基橙

强碱滴定弱酸——酚酞

（8）颜色变化：

强酸滴定强碱：

甲基橙由黄色到橙色

酚酞由红色到无色

强碱滴定强酸：

甲基橙由红色到橙色

酚酞由无色到粉红色

（9）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

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

数据处理与误差分析：

利用n酸c酸V酸=n碱c碱V碱进行分析

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。

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

偏大

②读数开始时仰视，终止时俯视

偏小

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

无影响

第三节盐类的水解

1．盐类水解

定义：

在溶液中盐电离出的离子与水所电离出来的H+或OH-结合生成弱电解质的反应。

实质：

破坏水的电离平衡，使水的电离平衡正向移动。

特点：

（1）可逆（与中和反应互逆）

（2）程度小（3）吸热

2．盐类水解规律：

有弱才水解：

必须含有弱酸或弱碱的离子才能发生水解；

无弱不水解：

强酸强碱盐不水解；

都弱都水解：

弱酸弱碱盐因阴、阳离子都能发生水解，可相互促进；

谁强显谁性：

盐水解后的酸碱性取决于形成盐的酸和碱的强弱。

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）

3．多元弱酸的水解多步完成，多元弱碱的水解一步完成

4．常见完全双水解——Al3+与AlO2-、HCO3-、CO32-、S2-、HS-、

Fe3+与AlO2-、HCO3-、CO32-

如：

2Al3++3S2-+6H2O==2Al（OH）3↓+3H2S↑

5．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-）

6．盐类水解方程式的书写规律

（1）盐类水解一般是比较微弱的，通常用可逆符号表示，同时无沉淀和气体产生。

（2）多元弱酸的酸根离子水解是分步进行的，第一步水解程度比第二步水解程度大得多。

（3）多元弱碱的阳离子水解过程较为复杂，通常写成一步完成。

（4）对于发生“完全双水解”的盐类，因水解彻底，故用“=”，同时有沉淀和气体产生。

（5）多元弱酸的酸式氢根离子，水解和电离同步进行。

7．影响盐类水解的外界因素：

（1）温度越高越水解

（2）浓度越稀越水解

a、增大盐溶液的物质的量浓度，平衡向水解方向移动，盐的水解程度减小

b、稀释盐溶液，平衡向水解方向移动，盐的水解程度增大。

c、外加酸或碱：

可抑制或促进盐的水解。

8．盐类水解的应用：

（1）盐溶液酸碱性的判断：

（2）溶液中离子浓度大小的比较：

（3）实验室里配制FeCl3溶液时，常加入一定量的盐酸等

（4）泡沫灭火器：

（5）蒸干某些盐溶液时，往往要考虑盐的水解：

（6）判断溶液中的离子能否大量共存

9．

（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

第四节沉淀溶解平衡

1．溶解度（S）：

在一定温度下，某物质在100g溶剂里达到饱和状态时所溶解的质量。

2．沉淀溶解平衡

概念：

在一定的温度下，当沉淀溶解的速率和沉淀生成速率相等

表示方法：

AgCl（S）≒Ag+（aq）+Cl-（aq）

沉淀溶解平衡的特征：

等定动变

3．影响沉淀溶解平衡的因素：

（1）内因（决定因素）：

溶质本身的性质

（2）外因：

温度，外加酸碱盐

4．溶度积常数（简称溶度积）

（1）表示：

Ksp

（2）意义：

Ksp的大小反映了物质在水中的溶解能力。

Ksp越大，其溶解能力越强。

（3）特点：

一定温度下，为一常数

5．溶度积常数的应用

6、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。

（3）氧化还原沉淀法：

7、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；

②；

③。

8、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的。

如：

AgClAgBrAgIAg2S

白色↓淡黄色↓黄色↓黑色↓

[知识概括]

一个反应：

氧化还原反应两个转化：

化学能和电能的相互转化

三个条件：

原电池、电解池和电镀池的形成条件

四个池子：

原电池、电解池、电镀池、精炼池

第一节原电池

原电池：

1、1、概念：

化学能转化成电能的装置2、组成条件：

①金属性不同的两个电极②电解质溶液③形成闭合回路

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：

氧化反应Zn–2e-=Zn2+（较活泼金属）

正极：

还原反应Cu2++2e-=Cu（较不活泼金属）

总反应式：

Zn+Cu2+=Zn2++Cu5、正、负极的判断：

（发散思维）

（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。

5、电解质溶液的选择：

选择与电极越容易反应的电解质溶液越好。

6、原电池的设计

以氧化还原反应为基础，首先要确定原电池的正、负极，电解质溶液及电极反应；

再利用基础知识书写电极反应式，

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：

化学能转化成电能装置

3、化学电池的分类：

一次电池二次电池燃料电池

4、判断电池优劣的标准：

电能和输出功率的大小、电池储存时间的长短等

一、一次电池

1、一次电池：

活性物质（发生氧化还原反应的物质）消耗到一定程度，就不能使用的电池，也叫

2、常见一次电池：

锌锰干电池锌锰碱性电池、锌银电池、锂电池等

3、电极反应：

碱性锌锰电池

锌：

Zn+2OH--2e-=Zn（OH）氧化锰：

2MnO2+