化学选修4知识点归纳.docx

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化学选修4知识点归纳

化学选修4知识点归纳

第一章化学反应与能量

　　一、焓变反应热

　　1．反应热（Q）：

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）△H=H（生成物）―H（反应物）

　　3.微观角度解释产生原因：

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<0

　　吸收热量的化学反应。

（吸热>放热）△H为“＋”或△H>0

　　注：

（高中阶段Q与△H二者通用）

　　（4）影响晗变的主要因素：

①发生变化的物质的物质的量，在其他条件一定时与变化物质的物质的量程正比。

②物质的温度和压强

　　☆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金属与酸或水的反应

　　⑤生石灰和水反应⑥浓硫酸稀释、氢氧化钠固体溶解等

　　☆常见的吸热反应：

①晶体Ba（OH）2•8H2O与NH4Cl②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（g,l,s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

　　三、燃烧热

　　1．概念：

25℃，101kPa时，1mol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研究条件：

101kPa

　　②反应程度：

完全燃烧，产物是稳定的氧化物。

　　③燃烧物的物质的量：

1mol

　　④研究内容：

放出的热量。

（ΔH<0，单位kJ/mol）

　　四、中和热

　　1．概念：

在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应而生成1molH2O，这时的反应热叫中和热。

　　2．强酸与强碱的中和反应其实质是H+和OH-反应，其热化学方程式为：

　　H＋（aq）+OH－（aq）＝H2O（l）ΔH=－57.3kJ/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57.3kJ/mol。

　　4．中和热的测定实验

　　五、盖斯定律

　　1．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。

　　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，单位时间内反应物或生成物的物质的量的变化

　　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），mol/（L•min），mol/（L•h）

　　（4）反应速率的计算规律：

化学反应：

aA（g）+bB（g）=cC（g）+dD（g）有下列恒等式：

Va:

Vb:

Vc:

Vd=a:

b:

c:

d（各物质的速率之比等于化学计量数之比）

　　（5）影响因素：

　　①决定因素（内因）：

反应物的性质（决定因素）

　　②条件因素（外因）：

反应所处的条件（温度，浓度，压强）

　　2.※注意：

（1）、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。

（2）、惰性气体对于速率的影响

　　①恒温恒容时：

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

　　②恒温恒压时：

充入惰性气体→体积增大→各反应物浓度减小→反应速率减慢

二、化学平衡

（一）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）

　　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

　　正、逆反应速率的关系①在单位时间内消耗了mmolA同时生成mmolA，即V（正）=V（逆）平衡

　　②在单位时间内消耗了nmolB同时消耗了pmolC，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nmolB，同时消耗了qmolD，因均指V（逆）不一定平衡

　　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

　　混合气体平均相对分子质量Mr①Mr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

　　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

　　体系的密度密度一定不一定平衡

　　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___。

但是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比值。

符号：

K

（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平衡时的浓度，不是起始浓度也不是物质的量。

　　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、化学平衡常数值的大小是可逆反应进行程度的标志。

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、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，化学反应的判读依据为：

　　ΔH-TΔS〈0反应能自发进行

　　ΔH-TΔS=0反应达到平衡状态

　　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：

在水溶液里只有一部分分子电离成离子的电解质。

　　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，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。

　　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-]/[AB]

　　11、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：

:

　　水的离子积：

KW=c[H+]•c[OH-]

　　25℃时,[H+]=[OH-]=10-7mol/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：

　　①酸、碱：

抑制水的电离KW〈1*10-14

　　②温度：

促进水的电离（水的电离是吸热的）

　　③易水解的盐：

促进水的电离KW〉1*10-14

　　4、溶液的酸碱性和pH：

（1）pH=-lgc[H+]

（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3.1~4.4（橙色）石蕊5.0~8.0（紫色）酚酞8.2~10.0（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：

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：

（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、强酸（pH1）强碱（pH2）混和计算规律w.w.w.zxxk.c.o.m

　　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=pH2-0.3

　　pH1+pH2≤13则溶液显酸性pH=pH1+0.3

　　2、若混合后显中性

　　pH1+pH2=14V酸：

V碱=1：

1

　　pH1+pH2≠14V酸：

V碱=1：

10〔14-（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②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：

　　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。

　　同理，用标准碱来滴定未知浓度的酸时亦然。

　　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，如：

2Al3++3S2-+6H2O==2Al（OH）3↓+3H2S↑

　　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、药品的保存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NaOHCO32-+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：

　　①电荷守恒：

:

任何溶液均显电中性，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:

（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。

　　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0.01g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。