《高二化学选修4《化学反应原理》知识点规律大全（2020年整理）.pptx》由会员分享，可在线阅读，更多相关《高二化学选修4《化学反应原理》知识点规律大全（2020年整理）.pptx（26页珍藏版）》请在金锄头文库上搜索。
1、高中化学知识点规律大全（一） 化学反应与能量 1氧化还原反应 氧化还原反应有电子转移(包括电子的得失和共用电子对的偏移)或有元素化合价升降的反应如 2Na+ C122NaCl(有电子得失)、H2+ C122HCl(有电子对偏移)等反应均属氧化还原反应。 氧化还原反应的本质是电子转移(电子得失或电子对偏移)。 氧化还原反应的特征在反应前后有元素的化合价发生变化根据氧化还原反应的反应特征可判断 一个反应是否为氧化还原反应某一化学反应中有元素的化合价发生变化，则该反应为氧化还原反应， 否则为非氧化还原反应。 氧化剂与还原剂,氧化剂与还原剂的相互关系, 氧化还原反应与四种基本反应类型的关系如右图所示由
2、图可知：置换反应都是氧化还原反应； 复分解反应都不是氧化还原反应，化合反应、分解反应不一定是氧化还原反应 氧化还原反应中电子转移的方向、数目的表示方法 (1)单线桥法表示在反应过程中反应物里元素原子间电子转移的数目和方向用带箭头的连线从化合 价升高的元素开始，指向化合价降低的元素，再在连线上方标出电子转移的数目,在单线桥法中，箭头的指向已经表明了电子转移的方向，因此不能再在线桥上写“得”、“失”字样 (2)双线桥法表示在反应物与生成物里，同一元素原子在反应前后电子转移的数目和方向在氧化剂 与还原产物、还原剂与氧化产物之间分别用带箭头的连线从反应前的有关元素指向反应后的该种元 素，并在两条线的上
3、、下方分别写出“得”、“失”电子及数目例如：,2离子反应 离子反应有离子参加或有离子生成的反应，都称为离子反应离子反应的本质、类型和发生的条件： (1)离子反应的本质：反应物中某种离子的浓度减小 (2)离子反应的主要类型及其发生的条件：,1,离子互换(复分解)反应具备下列条件之一就可以使反应朝着离子浓度减小的方向进行，即离子反 应就会发生 a生成难溶于水的物质如：Cu2+ 2OHCu(OH)2 注意：当有关离子浓度足够大时，生成微溶物的离子反应也能发生如： 2Ag+ SO 2Ag SO Ca2+ 2OHCa(OH) 4242 或者由微溶物生成难溶物的反应也能生成如当石灰乳与 Na2CO3 溶液
4、混合时，发生反应： Ca(OH)2 + CO 2CaCO3+ 2OH 3,H+ CH3COOCH3COOH,b生成难电离的物质(即弱电解质)如：H+ OHH2O 2 c生成挥发性物质(即气体)如：CO3 + 2H CO2+ H2O, NH4 + OHNH3+ H2O,2,离子间的氧化还原反应由强氧化剂与强还原剂反应，生成弱氧化剂和弱还原剂，即反应朝着氧化 性、还原性减弱的方向进行例如：,Fe + Cu2Fe2+ CuCl2 + 2Br2C1+ Br2, 2MnO4 + 16H + 10C1 2Mn2 + 5C12+ 8H2O,书写离子方程式时应注意的问题： 电解质在非电离条件下(不是在水溶液中
5、或熔融状态)，虽然也有离子参加反应，但不能写成离 子方程式，因为此时这些离子并没有发生电离如 NH4Cl 固体与Ca(OH)2 固体混合加热制取氨气的反 应、浓 H2SO4 与固体(如 NaCl、Cu 等)的反应等，都不能写成离子方程式相反，在某些化学方程式 中，虽然其反应物不是电解质或强电解质，没有大量离子参加反应，但反应后产生了大量离子，因此， 仍可写成离子方程式如Na、Na2O、Na2O2、SO3、Cl2 等与 H2O 的反应 多元弱酸的酸式盐，若易溶于水，则成盐的阳离子和酸根离子可拆开写成离子的形式，而酸根 中的H与正盐阴离子不能拆开写例如 NaHS、Ca(HCO3)2 等，只能分别写
6、成 Na、HS和 Ca2、HCO3 等酸式酸根的形式 对于微溶于水的物质，要分为两种情况来处理： 当作反应物时？，微溶物要保留化学式的形式，不能拆开 当作反应物时，若为澄清的稀溶液，应改写为离子形式，如澄清石灰水等；若为浊液或固体，要保 留化学式的形式而不能拆开，如石灰乳、熟石灰等 若反应物之间由于物质的量之比不同而发生不同的反应，即反应物之间可发生不止一个反应 时，要考虑反应物之间物质的量之比不同，相应的离子方程式也不同例如，向 NaOH 溶液中不断通 2 入 CO2 气体至过量，有关反应的离子方程式依次为：CO2+ 2OHCO3 + H2O（CO2 适量）,CO2+ OHHCO3 （CO2
7、 足量） 在溶液中离子能否大量共存的判断方法： 几种离子在溶液中能否大量共存，实质上就是看它们之间是否发生反应若离子间不发生反应， 就能大量共存；否则就不能大量共存离子间若发生下列反应之一，就不能大量共存 222 生成难溶物或微溶物如 Ca2与CO3 、SO4 、OH ；Ag 与C1 、Br 、I 、SO3 ，等等 22 生成气体如 NH4 与 OH ；H 与HCO3 、CO3 、S2 、HS 、SO3 、HSO3 等 生成难电离物质(弱酸、弱碱、水)如 H与 C1O、F、CH3COO生成弱酸；OH与 NH4 、 A13、Fe3、Fe2、Cu2等生成弱碱；H与 OH生成 H2O 发生氧化还原反
8、应具有氧化性的离子(如 MnO4 、ClO 、Fe3 等)与具有还原性的离子( 如S2 、I 2 、SO3 、Fe2 等)不能共存应注意的是，有些离子在碱性或中性溶液中可大量共存，但在酸性条件 22 下则不能大量共存，如 SO3 与 S2 ，NO3 与 I 、S2 、SO3 、Fe2 等 *(5)形成配合物如Fe3与 SCN因反应生成 Fe(SCN)3 而不能大量共存 2 *(6)弱酸根阴离子与弱碱阳离子因易发生双水解反应而不能大量共存，例如 Al3与 HCO3 、CO3 、 A1O2 等 说明：在涉及判断离子在溶液中能否大量共存的问题时，要注意题目中附加的限定性条件： 无色透明的溶液中，不能
9、存在有色离子，如Cu2(蓝色)、Fe3(黄色)、Fe2(浅绿色)、MnO4 (紫色),在强酸性溶液中，与 H起反应的离子不能大量共存 在强碱性溶液中，与 OH起反应的离子不能大量共存 离子方程式的书写步骤 “写”：写出完整的化学方程式 “拆”：将化学方程式中易溶于水、易电离的物质(强酸、强碱、可溶性盐)拆开改写为离子形式； 而难溶于水的物质(难溶性盐、难溶性碱)、难电离的物质(水、弱酸、弱碱)、氧化物、气体等仍用化 学式表示 “删”：将方程式两边相同的离子(包括个数)删去，并使各微粒符号前保持最简单的整数比 (4)“查”：检查方程式中各元素的原子个数和电荷总数是否左右相等 复分解反应类型离子反
10、应发生的条件 复分解反应总是朝着溶液中自由移动的离子数目减少的方向进行具体表现为： 2 生成难溶于水的物质如：Ba2+ SO4 BaSO4 生成难电离的物质(水、弱酸、弱碱)如H+ OHH2O 2 (3)生成气体如：CO3 + 2H CO2+ H2O 3化学反应中的能量变化 放热反应放出热量的化学反应在放热反应中，反应物的总能量大于生成物的总能量： 反应物的总能量生成物的总能量 + 热量 + 其他形式的能量 放热反应可以看成是“贮存”在反应物内部的能量转化并释放为热能及其他形式的能量的反应过程 吸热反应吸收热量的化学反应在吸热反应中，反应物的总能量小于生成物的总能量： 生成物的总能量反应物的总
11、能量 + 热量 + 其他形式的能量 吸热反应也可以看成是热能及其他形式的能量转化并“贮存”为生成物内部能量的反应过程 *反应热 反应热的概念：在化学反应过程中，放出或吸收的热量，统称为反应热反应热用符号H 表示， 单位一般采用kJmol1 反应热与反应物、生成物的键能关系：H生成物键能的总和 反应物键能的总和 放热反应与吸热反应的比较,说明：放热反应和吸热反应过程中的能量变化示意图如图 312 所示,热化学方程式 (1)热化学方程式的概念：表明反应所放出或吸收热量的化学方程式，叫做热化学方程式,3,4,(2)书写热化学方程式时应注意的问题： 需注明反应的温度和压强因为反应的温度和压强不同时，其
12、H 也不同若不注明时，则是指在 101kPa 和 25时的数据 反应物、生成物的聚集状态要注明同一化学反应，若物质的聚集状态不同，则反应热就不同例 如：,H2(g) + 1/2O2(g)H2O(g) H2(g) + 1/2O2(g)H2O(l),H241.8kJmol1 H285.8kJmol1,比较上述两个反应可知，由 H2 与O2 反应生成 1 mol H2O(l)比生成 1 mol H2O(g)多放出 44 kJmol1 的热量 反应热写在化学方程式的右边放热时H 用“”，吸热时H 用“” 例如： H2(g) + 1/2O2(g)H2O(g) 241.8kJmol1 热化学方程式中各物质
13、前的化学计量数不表示分子个数，而只表示物质的量(mol)，因此，它可用分 数表示对于相同物质的反应，当化学计量数不同时，其H 也不同例如： 2H2(g) + O2(g)2H2O(g)Hl483.6 kJmol1 H2(g) + 1/2O2(g)H2O(g)H2241.8kJmol1 显然，Hl2H2 *盖斯定律 对于任何一个化学反应，不管是一步完成还是分几步完成，其反应热是相同的也就是 说，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，则各步反应的反应热之和与该反应一步完成时的反应热是相同 的 *4燃烧热和中和热,高中
14、化学知识点规律大全（二） 化学反应速率和化学平衡,1化学反应速率 化学反应速率的概念及其计算公式 概念：化学反应速率是用来衡量化学反应进行的快慢程度，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单位有 molL1min1 或 molL1s1 计算公式：某物质X 的化学反应速率：,时间变化量（s或min ）,X的浓度变化量（mol L1）, ( X ) ,注意 化学反应速率的单位是由浓度的单位(molL1)和时间的单位(s、min 或 h)决定的，可以是 molL1s1、molL1min1 或 molL1h1，在计算时要注意保持时间单位的一致性 对于某一具体的化学反应，可以用每一种
15、反应物和每一种生成物的浓度变化来表示该反应的化学反 应速率，虽然得到的数值大小可能不同，但用各物质表示的化学反应速率之比等于化学方程式中相应 物质的化学计量数之比如对于下列反应： mA + nB pC + qD 有： ( A) (B) (C) (D) mnpq 或： (A) (B) (C) (D) mnpq 化学反应速率不取负值而只取正值 在整个反应过程中，反应不是以同样的速率进行的，因此，化学反应速率是平均速率而不是瞬时速 率 有效碰撞化学反应发生的先决条件是反应物分子(或离子)之间要相互接触并发生碰撞，但并不是 反应物分子(或离子)间的每一次碰撞都能发生化学反应能够发生化学反应的一类碰撞叫
16、做有效碰撞 活化分子能量较高的、能够发生有效碰撞的分子叫做活化分子 说明活化分子不一定能够发生有效碰撞，活化分子在碰撞时必须要有合适的取向才能发生有效碰 撞活化分子在反应物分子中所占的百分数叫做活化分子百分数当温度一定时，对某一反应而言， 活化分子百分数是一定的活化分子百分数越 大，活化分子数越多，有效碰撞次数越多 影响化学反应速率的因素,5,2化学平衡 化学平衡 化学平衡研究的对象：可逆反应的规律 可逆反应的概念：在同一条件下，既能向正反应方向进行同时又能向逆反应方向进行的反应，叫做 可逆反应可逆反应用可逆符号“”表示 可逆反应向生成物方向进行的反应叫正反应；向反应物方向进行的反应叫逆反应在同一条件下， 既能向正反应方向进行，同时又能向逆反应方向进行的反应，叫做可逆反应 说明(1)判断一个反应是否是可逆反应，必须满足两个条件：在同一条件下；正、逆反应同时进 行如 H2 + I22HI，生成的 HI 在持续加热的条件下同时分解，故该反应为可逆反应而如：2H2 + O22H2O2H2O2H2+ O2这两个反
