高中化学选修4知识点分类总结.docx
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高中化学选修4知识点分类总结
化学选修4化学反应与原理
章节知识点梳理
第一章化学反应与能量
一、焓变反应热
1．反应热：
化学反应过程中所放出或吸收的热量，任何化学反应都有反应热，因为任何化学反应都会存在热量变化，即要么吸热要么放热。
反应热可以分为（燃烧热、中和热、溶解热）
2．焓变（ΔH）的意义：
在恒压条件下进行的化学反应的热效应.符号：
△H.单位：
kJ/mol，即：
恒压下：
焓变=反应热，都可用ΔH表示，单位都是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<0
吸收热量的化学反应。
（吸热>放热）△H为“+”或△H>0
也可以利用计算△H来判断是吸热还是放热。
△H=生成物所具有的总能量-反应物所具有的总能量=反应物的总键能-生成物的总键能
☆常见的放热反应：
①所有的燃烧反应②所有的酸碱中和反应③大多数的化合反应④金属与水或酸的反应⑤生石灰（氧化钙）和水反应⑥铝热反应等
☆常见的吸热反应：
①晶体Ba（OH）·8HO与NHCl②大多数的分解反应③条件一般是加422热或高温的反应
☆区分是现象（物理变化）还是反应（生成新物质是化学变化），一般铵盐溶解是吸热现象，别的物质溶于水是放热。
4.能量与键能的关系：
物质具有的能量越低，物质越稳定，能量和键能成反比。
固态>液态>同种物质不同状态时所具有的能量：
气态5.
6.常温是指25，101.标况是指0,101.
7.比较△H时必须连同符号一起比较。
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，即反应热△H，△H对应的正负号都不能省。
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热化学反应方程式不标条件，除非题中特别指出反应时的温度和压强。
④热化学方程式中的化学计量数表示物质的量，不表示个数和体积，可以是整数，也可以是分数
⑤各物质系数加倍，△H加倍，即：
△H和计量数成比例；反应逆向进行，△H改变符号，数值不变。
6.表示意义：
物质的量—物质—状态—吸收或放出*热量。
三、燃烧热
1．概念：
101kPa时，1mol纯物质完全燃烧生成稳定的氧化物（二氧化碳、二氧化硫、液态水HO）时所放出的热量。
燃烧热的单位用kJ/mol表示。
2※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。
1mol
③燃烧物的物质的量：
④研究内容：
放出的热量。
（ΔH<0，单位kJ/mol）
2.燃烧热和中和热的表示方法都是有ΔH时才有负号。
3.石墨和金刚石的燃烧热不同。
不同的物质燃烧热不同。
四、中和热
1．概念：
在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应而生成1molHO，这时的反应热叫中和热。
22．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）=HO（l）ΔH=－57.3kJ/mol
23．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：
看课本装置图
（1）一般用强酸和强碱做实验，且碱要过量（如果酸和碱的物质的量相同，中和热会偏小），一般中和热为57.3kJ/mol。
（2）若用弱酸或弱碱做实验，放出的热量会偏小，中和热会偏小。
（3）若用浓溶液做实验，放出的热量会偏大，中和热会偏大。
（4）在试验中，增大酸和碱的用量，放出的热量会增多但中和热保持不变。
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。
六、能源
注：
水煤气是二次能源。
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）
⑷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）：
浓度（固体和纯液体除外），压强（方程式中必须要有气体），温度（提高了反应物分子的能量），催化剂（降低了活化能），浓度和压强主要是通过使单位体积内分子总数增大来增大反应速率，温度和压强主要是使活化分子百分数增大来增大反应速率。
2.浓度和压强是单位体积内活化分子百分数不变，温度和催化剂是分子总数不变。
※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：
充入本体系气体，反应速率增大；充入惰性气体→反应速率不变
②恒温恒压时：
充入惰性气体→反应速率减小
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，各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
pC（g）+qD（g）
mA（g）+nB（g）①各物质的物质的量或各物质的物质的平的分数一混合物平②各物质的质量或各物质质量分数一系各成分平③各气体的体积或体积分数一含即：
各组分的量保持不变时一定能判断衡m
mmol同时生①在单位时间内消耗平mol正、逆同时消耗mol②在单位时间内消耗n
平衡，的速率pmolC关系平正，③V（A）:
V（B）:
V（C）:
V（D）=m:
n:
p:
qV（）一不一定不定衡）
逆V（等于
必须要一正一逆用物质来判断平衡时，即：
且要带上系数。
用速率来判断平衡时，必须要一正一逆且速率之比等于计量数之比。
时，能判断平p+m+压强总总的物时，不能判断平衡。
即：
总p+m+的量，总量看气体的计量数气体的计量数不等时体判断
用公式判
推出公式是一个变化的量就能判断平
M或密
任何反应都伴随着能量变化当体系温度温平
定时（其他不变）一定能判断平衡固定不变的量不能其变化的量能判断平衡断平衡。
（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
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。
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．
5时，该反应就进行得基本完全了。
一般地，K>10反。
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
、反应熵变与反应方向：
1．
-1
-1Kmol?
?
（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也是反应方向判断的
（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，
.
依据。
S（s）S（g）〉S（l）〉（3）同一物质，在气态时熵值最大，液态时次之，固态时最小。
即4）方程式中气体计量数增大的方向就是熵增的方向。
（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：
反应能自发进行〈0ΔH-TΔS反应达到平衡状态ΔS=0ΔH-T反应不能自发进行〉0ΔH-TΔSS为正时，任何温度反应都能自发进行Δ注意：
（1）ΔH为负，S为负时，任何温度反应都不能自发进行
（2）ΔH为正，Δ
水溶液中的离子平衡第三章一、弱电解质的电离
。
在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物,叫电解质1、定义：
电解质：
。
：
在水溶液中或熔化状态下都不能导电的化合物非电解质
。
在水溶液里全部电离成离子的电解质强电解质：
。
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
混和物物质单质强电解质：
强酸，强碱，大多数盐。
如HCl、NaOH、NaCl、BaSO4纯净物电解质弱电解质：
弱酸，弱碱，极少数盐，水。
如HClO、NH·HO、Cu（OH）、232化合物HO……2非电解质：
非金属氧化物，大部分有机物。
如SO、CO、CHO、CCl、CH=CH……224612623
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②SO、NH、CO等属于非电解质232③强电解质不等于易溶于水的化合物（如BaSO不溶于水，但溶于水的BaSO全部44电离，故BaSO为强电解质）——电解质的强弱与导电性、溶解性无关。
43、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。
）
+-+-]/[AB]][B表示方法：
ABKi=[A+BA
、影响因素：
11a、电离常数的大小主要由物质的本性决定。
、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。
b：
如。
强越性酸，大越度程离电其，大越数常离电，酸弱同不，下度温一同、C．
HSO>HPO>HF>CHCOOH>HCO>HS>HClO22333324二、水的电离和溶液的酸碱性
1、水电离平衡：
:
+]]·c[OH水的离子积：
=c[HW
+--7+--141*10[OH]=25℃时,[H]=[OH]=10mol/L;K=[H]·W
注意：
K只与温度有关，温度一定，则K值一定WWK不仅适用于纯水，适用于任何溶液（酸、碱、盐）W2、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：
-14
1*10〈K①酸、碱：
抑制水的电离W
②温度：
促进水的电离（水的电离是吸热的）
-141*10〉③易水解的盐：
促进水的电离KW
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
++离子物质的量相加除以总体积，再求其H]、强酸与强酸的混合：
1（先求[H混：
将两种酸中的+++]V）/（V+[HV[H=混它）[H]（]+V）212211．
--离子物质的量相加除以总体积，再求OH]、强碱与强碱的混合：
（先求[OH混：
将两种酸中的2---]V）/（V+V）（注意其它）[OH:
]混＝（[OH不能直接计算]V+[OH[H+]混）
221112+-+-++H有余，则用余下的，①==HO计算余下的HH3、强酸与强碱的混合：
（先据H或+OHOH2+---]混，再求其它）数除以溶液总体积求混；OH[OH有余，则用余下的OH数除以溶液总体积求[H]四、稀释过程溶液pH值的变化规律：
n倍时，pH稀=pH原1、强酸溶液：
稀释10+n（但始终不能大于或等于7）
n倍时，pH稀〈10pH原+n（但始终不能大于或等于7）、弱酸溶液：
稀释2n倍时，pH稀=pH原－n（但始终不能小于或等于7）3、强碱溶液：
稀释10n倍时，pH稀〉pH原－n4、弱碱溶液：
稀释10（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.k.s.5.u.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=pH-0.32pH1+pH2≤13则溶液显酸性pH=pH1+0.3
、若混合后显中性
pH1+pH2=14V酸：
V碱=1：
1
pH1+pH2）（〕〔14-：
碱酸：
≠H1+pH214VV=110六、酸碱中和滴定：
、中和滴定的原理1．
++-—物质的量相等。
和碱能提供的即酸能提供的H实质：
HOH+OHO=H22、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：
n?
c?
V=c碱
n?
V
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）
+-结合生成弱电解质的反应。
OH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1、+-结合,H破坏水的电离，或OH2、水解的实质：
水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的
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:
NaCO＞NaHCO）3324、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）
+-促进阳离OH阳离子水解；抑制（H促进阴离子水解而③酸碱：
促进或抑制盐的水解
子水解而抑制阴离子水解）
6、酸式盐溶液的酸碱性：
-显酸HSO性①只电离不水解：
如4
--）POH（如:
HSO、②电离程度＞水解程度，显酸性432
--2-）、、HSHPO性③水解程度＞电离程度，显碱（如：
HCO43
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。
3+3+-2--2--2--2-S（HSO；CO、S（HCO）、）（HS）、SOAlOFe2（）常见的双水解反应完全的为：
、Al与33233+2--+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与（HCO；与NHCO）NH4334．
3+2-+6HO==2Al（OH）↓+3HS↑据是两边电荷平衡，如：
2Al+3S2238、盐类水解的应用：
水解的应用实例原理
3+3OAAl（OH、净明矾净）+3用热碱水冼油污2+OHC+O、去油C溶液①配FeC+3OFe（OH+3+3F常加入少量盐、药品的溶NC②配2+O+OHCCNaOH
时常加入少若不然，则制6MgC6MgCO
、制备无气MgCHCOMg（OH+2HCl+4中加O
MgO+Mg（OHA（S、泡沫灭3+3C=Al（OH+3HCANaHC溶液混、比较盐+N溶液中C比NONO+子浓度的大）>c（Nc（C）>c（OH）>c（度的大小、水解平衡常数9K（）h为该条件下该弱酸根形成的弱酸的对于强碱弱酸盐：
KaK为该温度下水的离子积，=Kw/Ka（Kwh
电离平衡常数）
对于强酸弱碱盐：
K=Kw/KKw为该温度下水的离子积，K为该条件下该弱碱根形成的弱碱的bhb（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
+-浓度相等。
OHH浓度与③质子守恒：
即水电离出的九、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。
-5+]降至和时[H如完全反应。
酸碱中反度后2（）反应离子浓降至1*10以下的应为-7-5-5mol/L10常见的难溶物在水中的离子浓度均远低于，用“=”，10mol/L<10，mol/L故为完全反应，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：
CaSO、Ca（OH）、AgSO4224．
Ca（OH）为放热，升温其溶解度减少。
（5）溶解平衡常为吸热，但26）溶解平衡存在的前提是：
必须存在沉淀，否则不存在平衡。
（、溶解平衡方程式的书写2
2-+（aq）（aq）Ag”。
如：
S（s）2Ag+S（s）注意在沉淀后用标明状态，并用“2、沉淀生成的三种主要方式3K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。
（1）加沉淀剂法：
spFeCl。
值除某些易水解的金属阳离子：
如加
（2）调pHMgO除去MgCl溶液中323）氧化还原沉淀法：
（（4）同离子效应法、沉淀的溶解：
4沉淀转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
化。
5、沉淀的转化：
的。
更小溶解度大的生成溶解度小的，溶解度小的生成溶解度
AgCl（白色沉淀）AgBr（淡黄色）AgI（黄色）如：
AgAgNOS（黑色）23
6、溶度积（K）SP1、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
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