高中化学《复习提纲》.docx

1、高中化学复习提纲选修4复习提纲第一章化学反应与能量一、焓变、反应热要点一：反应热（焓变）的概念及表示方法化学反应过程中所释放或吸收的能量，都可以用热量来描述，叫做反应热，又称焓变，符号为H，单位为kJ/mol，规定放热反应的H为“”，吸热反应的H为“+”。特别提醒：（1）描述此概念时，无论是用“反应热”、“焓变”或“ H”表示，其后所用的数值必须带“+”或“”。（2）单位是kJ/mol，而不是kJ，热量(Q)的单位是kJ。（3）在比较大小时，所带“+”“”符号均参入比较。热量(Q)大，H小。1(2011年中山高二检测)根据以下三个热化学方程式：2H2S(g)3O2(g)=2SO2(g)2H2O

2、(l) H1Q1kJ/mol2H2S(g)O2(g)=2S(s)2H2O(l) H2Q2 kJ/mol2H2S(g)O2(g)=2S(s)2H2O(g) H3Q3 kJ/mol判断Q1、Q2、Q3三者关系正确的是() H1，H2，H3三者关系是？AQ1Q2Q3 BQ1Q3Q2 CQ3Q2Q1 DQ2Q1Q3解析：选A。H1H2H3要点二：放热反应和吸热反应1放热反应的H为“”或H0 ；吸热反应的H为“+”或H 0HE（生成物的总能量）E（反应物的总能量）HE（反应物的键能） E（生成物的键能）1(2011年北京宣武区高三质检)下列反应中生成物总能量高于反应物总能量的是()A碳酸钙受热分解 B乙

3、醇燃烧C铝粉与氧化铁粉末反应 D氧化钙溶于水解析：选A。生成物的总能量高于反应物的总能量的反应是吸热反应。在题给四个反应中，只有碳酸钙受热分解为吸热反应，其余的均为放热反应。2常见的放热反应和吸热反应放热反应：活泼金属与水或酸的反应、酸碱中和反应、燃烧反应、多数化合反应。吸热反应：多数的分解反应、氯化铵固体与氢氧化钡晶体的反应、水煤气的生成反应、炭与二氧化碳生成一氧化碳的反应3需要加热的反应，不一定是吸热反应；不需要加热的反应，不一定是放热反应4通过反应是放热还是吸热，可用来比较反应物和生成物的相对稳定性。如C（石墨，s） C（金刚石，s） H3= +1.9kJ/mol，该反应为吸热反应，金刚

4、石的能量高，石墨比金属石稳定。（能量高，不稳定）1.（2009莱芜质检）已知25、101 kPA下，石墨、金刚石燃烧的热化学方程式分别为： C（石墨，s）+O2（g）CO2(g);H=-393.51 kJmol-1 C(金刚石,s)+O2（g）CO2(g);H=-395.41 kJmol-1 据此判断，下列说法中正确的是 答案 A A.由于石墨制备金刚石是吸热反应；等质量时，石墨的能量比金刚石的能量低 B.由于石墨制备金刚石是吸热反应；等质量时，石墨的能量比金刚石的能量高 C.由于石墨制备金刚石是放热反应；等质量时，石墨的能量比金刚石的能量低 D.由于石墨制备金刚石是放热反应；等质量时，石墨的

5、能量比金刚石的能量高二、热化学方程式的书写书写热化学方程式时，除了遵循化学方程式的书写要求外，还要注意以下几点：1反应物和生成物的聚集状态不同，反应热的数值和符号可能不同，因此必须注明反应物和生成物的聚集状态，用s、l、g分别表示固体、液体和气体，而不标“、”。2H只能写在热化学方程式的右边，用空格隔开，H值“” 表示放热反应， H值“+”表示吸热反应；单位为“kJ/mol”。3热化学方程式中各物质化学式前面的化学计量数仅表示该物质的物质的量，并不表示物质的分子数或原子数，因此，化学计量数可以是整数，也可以是分数。4H的值要与热化学方程式中化学式前面的化学计量数相对应，如果化学计量数加倍，H也

6、要加倍。5正反应若为放热反应，则其逆反应必为吸热反应，二者H的数值相等而符号相反。1、 1 g氢气燃烧生成液态水时放出142.9 kJ热量，表示该反应的热化学方程式正确的是 A.2H2（g)+O2(g) 2H2O(l);H=-142.9 kJmol-1B.2H2(g)+O2(g) 2H2O(l);H=-571.6 kJmol-1C.2H2+O22H2O;H=-571.6 kJmol-1D.2H2(g)+O2(g) 2H2O(l);H=+571.6 kJmol-1答案 B三、燃烧热、中和热、能源要点一：燃烧热、中和热及其异同燃烧热中和热相同点能量变化放热反应HH0， 单位：kJ/mol不同点反应

7、物的量1mol（O2的量不限）可能是1mol，也可能是0.5mol生成物的量不限量H2O是1mol含义1mol反应物完全燃烧时放出的热量；不同反应物，燃烧热不同生成1mol水时放出的热量；强酸强碱的中和热约为57.3 kJ/mol特别提醒：1燃烧热指的是1 mol可燃物燃烧生成稳定的化合物时所放出的热量，注意：稳定的化合物，如H2H2O(l)而不是H2O(g)、 CCO2(g)而不是CO 、SSO2(g)而不是SO3。2中和热是指酸、碱的稀溶液发生中和反应生成1 mol水所放出的热量。注意：弱酸、弱碱电离出H+、OH-需要吸收热量，故所测定中和热的数值偏小；浓硫酸与碱测定中和热时，因浓硫酸释稀

8、要放热，故测定的中和热的数值偏大。3因燃烧热、中和热是确定的放热反应，具有明确的含义，故在表述时不用带负号，如CH4的燃烧热为890KJ/mol。4注意表示燃烧热的热化学方程式和燃烧的热化学方程式；表示中和热的热化学方程式和表示中和反应的热化学方程式的不同。燃烧热以可燃物1mol为标准，且燃烧生成稳定的化合物；中和热以生成1mol水为标准。1(2011年河北正定中学高二月考)下列热化学方程式中H代表燃烧热的是() 选C。ACH4(g)3/2O2(g)=2H2O(l)CO(g)H1BS(s)3/2O2(g)=SO3(s)H2CC6H12O6(s)6O2(g)=6CO2(g)6H2O(l)H3D2

9、CO(g)O2(g)=2CO2(g)H45(2011年云浮高二检测)已知反应：101 kPa时，2C(s)O2(g)=2CO(g)H221 kJ/mol；稀溶液中，H(aq)OH(aq)=H2O(l)H57.3 kJ/mol，下列结论正确的是() 选A。A碳的燃烧热大于110.5 kJ/molB的反应热为221 kJ/molC浓H2SO4与稀NaOH溶液反应的中和热为57.3 kJ/molD稀醋酸与稀NaOH溶液反应生成1 mol水，放出57.3 kJ/mol的热量要点二：能源新能源的开发与利用,日益成为社会关注的焦点,因此,以新型能源开发与利用为背景材料，考查热化学方程式的书写及求算反应热，

10、已成为高考命题的热点。关于能源问题，应了解下面的几个问题：（1）能源的分类：常规能源（可再生能源，如水等，非再生能源，如煤、石油、天然气等）；新能源（可再生能源，如太阳能、风能、生物能；非再生能源，如核聚变燃料）（2）能源的开发；太阳能：每年辐射到地球表面的能量为51019kJ，相当于目前全世界能量消耗的1.3万倍。生物能：将生物转化为可燃性的液态或气态化合物，再利用燃烧放热。风能：利用风力进行发电、提水、扬帆助航等技术，风能是一种可再生的干净能源。地球能、海洋能。121世纪人类正由“化石能源时期”逐步向“多能源时期”过渡，下列不属于新能源的是A电力 B核能 C太阳能 D氢能解析：选A。新能源

11、主要是指核能、地热能、潮汐能、沼气、新方法利用的太阳能、风能等。四、反应热的求算1由盖斯定律：化学反应不管是一步完成还是分步完成，其反应热总是相同的。也就是说，化学反应热只与反应的始态和终态有关，而与具体反应的途径无关。2反应热的数值等于E（形成新键释放的总能量）与E（断键所吸收的总能量）之差，放热反应H的符号为“”，吸热反应H的符号为“+”。特别提醒：（1）运用盖斯定律的技巧：参照目标热化学方程式设计合理的反应途径，对原热化学方程式进行恰当“变形”（反写、乘除某一个数），然后方程式之间进行“加”，从而得出求算新热化学方程式反应热H的关系式。（2）具体方法：对原热化学方程式反写（将一个热化学方

12、程式颠倒时，H的“+”“”号也随之改变，但数值不变）。乘以某一个数（反应热也必须乘上该数）；对原热化学方程式相加（反应热也随之加）。（3）注意1molH2、O2分别含有1molH-H、1mol O=O，1molH2O中含有2molOH，1molNH3含有3molN-H ，1molCH4含有4molC-H。1已知在298 K时下述反应的有关数据：C(s)1/2O2(g)=CO(g)H1110.5 kJ/molC(s)O2(g)=CO2(g)H2393.5 kJ/mol则C(s)CO2(g)=2CO(g)的H为()A283.5 kJ/mol B172.5 kJ/mol C172.5 kJ/mol

13、D504 kJ/mol解析：选B。根据盖斯定律：方程2反写，H2+393.5 kJ/mol，方程1乘2，H1110.5 kJ/mol2，变形的方程式相加（反应热也随之加）。H2H1+（H2）2(110.5 kJ/mol) + (+393.5 kJ/mol)172.5 kJ/mol2已知破坏1 mol NN键、HH键和NH键分别需吸收的能量为946 kJ、436 kJ、391 kJ。计算1 mol N2(g)和3 mol H2(g)完全转化为NH3(g)时反应热的理论值。答案：H92 kJ/mol第二章化学反应速率与化学平衡一、化学反应速率及其简单计算1化学反应速率：通常用单位时间内反应物浓度的

14、减小或生成物浓度的增加来表示，其数学表达式可表示为单位一般为mol/(Lmin)或mol.L-1min-12结论：对于一般反应 aA + bB =cC + dD来说有：VA ：VB ：VC ：VD =CA ：CB ：CC ：CD = a ：b ：c ：d特别提醒：1化学反应速率指的是平均速率而不是瞬时速率2无论浓度的变化是增加还是减少，化学反应速率均取正值。3同一化学反应速率用不同物质表示时可能不同，但是比较反应速率快慢时，要根据反应速率与化学方程式的计量系数的关系换算成同一种物质来表示，看其数值的大小。注意比较时单位要统一。二、影响化学反应速率的因素1内因（主要因素）：反应物本身的性质（分子

15、结构或原子结构）所决定的。2外因（次要因素）（1）浓度：当其他条件不变时，增大反应物的浓度，V正急剧增大，V逆也逐渐增大。若减小反应物浓度，V逆急剧减小，V正逐渐减小。（固体或纯液体的浓度可视为常数，故反应速率与其加入量多少无关）。（2）温度：当其他条件不变时，升温时， V正、V逆都加快；降温时，V正、V逆都减小（3）压强：其他条件不变时，对于有气体参加的反应，通过缩小反应容器，增大压强，V正、V逆都增大；通过扩大反应容器，压强减小，浓度变小，V正、V逆均减小。（4）催化剂：使用催化剂，成百上千的同等倍数地增加了正、逆反应速率。特别提醒：1改变压强的实质是改变浓度，若反应体系中无气体参加，故对

16、该类的反应速率无影响。2恒容时，气体反应体系中充入稀有气体（或无关气体）时，气体总压增大，物质的浓度不变，反应速率不变。3恒压时，充入稀有气体，反应体系体积增大，浓度减小，反应速率减慢。三、化学平衡状态的标志和判断1化学平衡的标志：（1）V正=V逆，它是化学平衡的本质特征（2）各组分的浓度不再改变，各组分的物质的量、质量、体积分数、反应物的转化率等均不再改变，这是外部特点。2化学平衡的状态的判断：举例反应mA(g)+ nB(g) pC(g)+qD(g)正逆反应速率的关系单位时间内消耗了mmolA同时生成mmolA，即V正=V逆平衡单位时间内消耗nmolB，同时生成了mmolA，即V（B正）：V

17、（A逆）=n：m平衡混合物体系中各组分的含量各物质的物质的量或各物质的量分数一定平衡各物质的质量或各物质的质量分数一定平衡压强当m+np+q时，压强不变平衡温度任何化学反应都伴随能量变化，在其他条件不变的条件下，体系温度一定平衡颜色当体系的颜色（反应物或生成物的颜色）不再变化平衡混合气体平均相对分子质量当m+np+q时，平均相对分子质量不变平衡体系的密度当m+np+q时，等压、等温时，气体密度一定平衡特别提醒：1当从正逆反应速率关系方面描述时，若按化学计量数比例同向说时，则不能说明达到平衡状态；若按化学计量数比例异向说明，则可以说明达到平衡状态。2恒温、恒容下的体积不变的反应，体系的压强或总物

18、质的量不变时，不能说明达到平衡状态。如H2（g）+I2 （g）2HI（g）。3全部是气体参加的体积不变的反应，体系的平均相对分子质量不变，不能说明达到平衡状态。如2HI（g） H2（g）+I2（g）4全部是气体参加的反应，恒容条件下体系的密度不变，不能说明达到平衡状态。四、影响化学平衡的因素及勒夏特例原理要点一：反应条件对化学平衡的影响：（1）浓度：在其他条件不变时，增大反应物的浓度或减少生成物的浓度，都可使平衡向正反应方向移动，反之，平衡向逆反应方向移动。（2）温度：在其他条件不变时，升高温度，平衡向吸热方向移动；降低温度，平衡向放热方向移动；温度对化学平衡的影响是通过改变平衡常数实现的。（

19、3）压强：其他条件不变时，在有气体参加的可逆反应里，增大压强，平衡向气体总体积缩小的方向移动；反之，平衡向气体总体积增大的方向移动。在这里，压强改变是通过反应器容积的改变来完成的（即压缩或扩大）。（4）催化剂：使用催化剂能同等倍数地增大正逆反应速率，平衡不移动，缩短了达到平衡所需的时间，但不会改变化学平衡常数，不会改变反应物的转化率，不会改变各组分的百分含量。特别提醒：1恒容时充入与该反应无关的气体（如稀有气体），正逆反应速率不变，平衡不移动2使用催化剂或对气体体积不变的反应改变压强，同等倍数的改变正逆反应速率，平衡不移动。3若改变浓度、压强、温度，不同倍数的改变了正逆反应速率时，化学平衡一定

20、移动。要点二：勒夏特例原理如果改变影响化学平衡的一个条件（如浓度、温度、压强），平衡就向能够减弱这种方向移动。对该原理中的“减弱”不能理解为消除、抵消，即平衡移动的变化总是小于外界条件变化对反应的改变。如给已达到平衡状态的可逆体系，增加5个大气压，由于化学反应向体积缩小的方向移动，使体系的最终压强大于其初始压强P0而小于P0+5。另外，工业上反应条件的优化，实质上是勒夏特例原理和化学反应速率两方面综合应用的结果。五、化学速率和化学平衡图象1速率v时间t的图象：（1）由速率的变化判断外界条件的改变：若反应速率与原平衡速率断层，则是由改变温度或压强所致，具体改变的条件，则要结合V逆、V正大小关系及

21、平衡移动的方向进行判断。若反应速率与原平衡连续，则是由改变某一种物质的浓度所致，具体是增大或减小反应物还是生成物的浓度，则要结合V逆、V正大小关系及平衡移动的方向进行判断2组分量时间t、温度T、压强P的图象“先拐先平”：“先拐”的先达到平衡状态，即对应的温度高或压强大，从而判断出曲线对应的温度或压强的大小关系。“定一议二”：即固定其中的一个因素（温度或压强等），然后讨论另外一个因素与化学平衡中的参量（浓度、质量分数、体积分数、平均相对分子质量）的变化关系，从而判断出该反应为放热反应或吸热反应、反应前后气体体积的大小等。六、化学平衡常数1对于一般的可逆反应：mA(g)+ nB(g) pC(g)+

22、qD(g)，其中m、n、p、q分别表示化学方程式中反应物和生成物的化学计量数。当在一定温度下达到化学平衡时，这个反应的平衡常数公式可以表示为：,各物质的浓度一定是平衡时的浓度,而不是其他时刻的.2在进行K值的计算时，固体和纯液体的浓度可视为常数“1”。例如：Fe3O4(s)+4H2(g)3Fe(s)+4H2O(g)，在一定温度下，化学平衡常数表示为。3利用K值可判断某状态是否处于平衡状态。例如，在某温度下，可逆反应mA(g)+nB(g) pC(g)+qD(g)，平衡常数为K。若某时刻时，反应物和生成物的浓度关系如下： ，则有以下结论：QcK ，V(正)V(逆)，可逆反应处于化学平衡状态；QcK

23、 ，V(正)V(逆)，可逆反应向正反应方向进行；QcK ，V(正)V(逆)，可逆反应向逆反应方向进行。4化学平衡常数是指某一具体化学反应的平衡常数，当化学反应方程式的各物质的化学计量数增倍或减倍时，化学平衡常数也会发生相应的变化。5化学平衡常数是描述可逆反应进行程度的重要参数，只与温度有关，与反应物、生成物的浓度无关，当然也不会随压强的变化而变化，即与压强无关。八、化学反应进行的方向1放热反应具有自发进行的倾向，但有些吸热反应也能自发进行，故用焓判据判断反应自发进行的方向不全面2反应体系熵值的增大，反应有自发进行的倾向，但有些熵减的反应也能自发进行，故用熵判据判断反应自发进行的方向也不全面3复

24、合判据-自由能变化：G=H-TS，是最全面的判断据：G=HTS0，不能自发进行；G=HTS0，能自发进行；G=HTS=0，反应处于平衡状态。化学反应自发进行的方向焓变（H）与熵值（S）综合考虑化学反应方向的判断H0、S0，一定能自发进行H0、S0，一定不能自发进行H0、S0，低温下能自发进行H0、S0，高温下能自发进行1可逆反应2A+3B 2C+D在四种不同条件下的反应速率分别是 Av (A) 0.5mol/ (Lmin) Bv (B) 0.6mol/ (Lmin) Cv (C) 0.35mol/ (Lmin) Dv (D) 0.4mol/ (Lmin)则该反应在不同条件下反应速率最快的是 （

25、 ）2下列说法中正确的是 （ ） A凡是放热反应都是自发的，由于吸热反应都是非自发的 B自发反应在恰当条件下才能实现 C自发反应在任何条件下都能实现 D自发反应一定是熵增大，非自发反应一定是熵减小或不变3升高温度能加快反应速率的主要原因是 （ ） A活化分子能量明显增加 B降低活化分子的能量 C增加活化分子的百分数 D降低反应所需的能量4、一定条件下，可逆反应C(s) + CO2(g)2CO(g) H0，达到平衡状态，进行如下操作： 升高反应体系的温度； 增加反应物C的用量； 缩小反应体系的体积； 减少体系中CO的量。上述措施中一定能使反应的正反应速率显著加快的是 A B C D5对可逆反应4

26、NH3（g）+ 5O2（g） 4NO（g）+ 6H2O（g），下列叙述正确的是（ ） A达到化学平衡时，4正（O2）= 5逆（NO ） B若单位时间内生成x mol NO的同时，消耗x mol NH3 ，则反应达到平衡状态 C达到化学平衡时，若增加容器体积，则正反应速率减少，逆反应速率增大 D化学反应速率关系是：2正（NH3）= 3正（H2O）6已知：4NH3(g)+5O2(g)=4NO(g)+6H2(g)；H=-1025kJ/mol该反应是一个可逆反应。若反应物起始物质的量相同，下列关于该反应的示意图不正确的是( )7将 4 mol A 气体和 2 mol B 气体在 2 L 的容器中混合并

27、在一定条件下发生如下反应：2A（气）B（气） 2C（气），若经 2 s（秒）后测得 C 的浓度为 0.6 molL1 ，现有下列几种说法，其中正确的是 A用物质 A 表示的反应的平均速率为 0.3 molL1s1 B用物质 B 表示的反应的平均速率为 0.6 molL1s1 C2 s 时物质 A的转化率为70 D2 s 时物质 B的浓度为 0.7 molL18在25时，密闭容器中X、Y、Z三种气体的初始浓度和平衡浓度如下表：物质XYZ初始浓度/molL-10.10.20平衡浓度/molL-10.050.050.1下列说法正确的是： A反应达到平衡时，X的转化率为60B反应可表示为X+3Y2Z，

28、其平衡常数为1600C增大压强使平衡向生成Z的方向移动，平衡常数增大D改变温度可以改变此反应的平衡常数 第三章水溶液中的离子平衡一、电解质、非电解质，强弱电解质的比较1电解质、非电解质的概念电 解 质非 电 解 质相同点都是化合物通常为酸、碱、盐、水、典型金属氧化物等通常为非金属氧化物、某些非金属氢化物、绝大多数有机物等2强电解质与弱电解质的概念强 电 解 质弱 电 解 质电离程度完全部分与常见物质类别的关系强酸：HCl、H2SO4、HNO3 HclO4强碱：NaOH、KOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2盐：弱酸：弱碱：水3强弱电解质通过实验进行判断的方法(以HAc为例)：（1）溶液导电性对

29、比实验：相同条件下，HAc溶液的导电性明显弱于强酸（盐酸、硝酸）（2）测0.01mol/LHAc溶液的pH2（3）测NaAc溶液的pH值： 常温下，PH7（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碱性（6）中和10mLpH=1的HAc溶液消耗pH=13的NaOH溶液的体积大于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酸性（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，后者快。二、弱电解质电离平衡及电离平衡常数要点一：影响电离平衡的因素：1温度：升高温度，促进电离（因为电离过程吸热），离子浓度增大2 浓度：溶液稀释促进电离，离子浓度反而变小3同离子效应：加入与弱电解质具有相同的离子的物质，将抑制电离，相关离子浓度增大；4加入能反应的物质，促进电离，但相关离子浓度降低。要点二:电离平衡常数1.在一定温度下，弱