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1、高中化学知识点总结详细版化学选修 4 化学反应与原理第一章 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 （ H）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 H 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

2、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： 所有的燃烧反应 所有的酸碱中和反应 大多数的化合反应 金 属与水或酸的反应 生石灰（氧化钙）和水反应铝热反应等 常见的吸热反应： 晶体 Ba（OH）28H2O 与 NH4Cl 大多数的分解反应 条件一般是加 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。5.同种物质不同状态时所具有的能量：气态 液态

3、 固态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

4、状态吸收或放出 * 热量。三、燃烧热1概念： 101 kPa 时，1 mol 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 H2O）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： 101 kPa2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： 1 mol4研究内容：放出的热量。（ H105 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

5、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

6、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)( 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： H-T S 0 反应能自发进行 H-TS=0 反应达到平衡状态 H-TS0 反应不

7、能自发进行注意：(1)H为负，S为正时，任何温度反应都能自发进行(2)H为正，S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物质 单质纯净物化合物混和物强电解质： 强酸，强碱，大多数盐 。如 HCl、NaOH、NaCl、 BaSO4电解质弱电解质： 弱酸，弱碱，极少数盐， 水 。如 HClO、NH3H2O、Cu(OH)2、 H2O非电解质： 非金属氧化物，大部分有机物 。如 SO3、 CO2、

8、C6H12O6、 CC4l、CH2=CH22、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：电解质、非电解质都是化合物 SO2、NH3、CO2 等属于非电解质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

9、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： AB A+B- Ki= A + B -/AB11、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

10、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： H2SO3H3PO4HFCH3COOHH2CO3H2SHClO二、水的电离和溶液的酸碱性1、水电离平衡： :水的离子积： KW = cH+ cOH-25时, H+=OH- =10-7 mol/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：酸、碱 ：抑制水的电离 KW1*10-14温度：促进水的电离（水的电

11、离是 吸 热的） 易水解的盐：促进水的电离 KW 1*10-144、溶液的酸碱性和 pH：（1）pH=-lgcH+（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 3.14.4（橙色） 石蕊 5.08.0（紫色） 酚酞 8.210.0（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：事先不能用水湿润 PH试纸；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）/ （

12、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-， H+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：5、6、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均接近稀释时，弱酸、弱碱和水解的盐溶液的 pH 变

13、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.m1、若等体积混合pH1+pH2=14 则溶液显中性 pH=7pH1+pH2 15 则溶液显碱性 pH=pH2-0.3pH1+pH2 13 则溶液显酸性 pH=pH1+0.3、若混合后显中性pH1+pH2=14 V 酸：V碱=1：1H1+pH214 V 酸：V碱=1：1014-（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）仪滴定管的刻度， O 刻度在 上 ，往下刻度标数

14、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。 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

15、定碱确定碱的浓度时，则：c 碱=n c VnV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。

16、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：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。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：

17、温度：温度越 高 水解程度越大 （水解吸热，越热越水解） 浓度：浓度越小，水解程度越 大 （越稀越水解） 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：只电离不水解：如 HSO4- 显 酸 性 电离程度水解程度，显 酸 性 （如: HSO3- 、 H2PO4-） 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：

18、 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（OH3）+ 3H2S8、盐类水解的应用：水解的应用实例原理1、净水明矾净水Al 3+3H2O Al(OH) 3( 胶体)+3H+2、去油污用热碱水冼油污物品CO32-+H2O HCO 3-+OH-3、药品的保存配制 FeCl3 溶液时 常加入少量盐酸Fe3+3H2O Fe(OH) 3+3H+配制 N

19、a2CO3 溶液 时常加入少量 NaOHCO32-+H2O HCO 3-+OH-4、制备无水盐由 MgCl26H2O 制无 水 MgCl2 在 HCl 气流 中加热若不然，则：MgCl2 6H2OMg(OH2)+2HCl+4H2OMg(OH2) MgO+H 2O5、泡沫灭火器用 Al 2(SO4) 3 与NaHC3O溶液混合Al3+3HCO3-=Al(OH)3+3CO26、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+H2O NH 3 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

20、（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：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

21、和物料守恒 : （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 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/L10-5mol/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。

22、（4）掌握三种微溶物质： CaSO4、 Ca（OH2）、Ag2SO4（5）溶解平衡常为吸热，但 Ca（OH2） 为放热，升温其溶解度减少。（6）溶解平衡存在的前提是：必须存在沉淀，否则不存在平衡。2、溶解平衡方程式的书写注意在沉淀后用 （s）标明状态，并用“ ”。如： Ag2S（s） 2Ag+（aq）+ S2-（aq）3、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 FeC3l。（3）氧化还原沉淀法：（4）同离子效应法4、沉淀的溶解： 沉淀的溶解就是使溶解平衡正向