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1、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 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 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 放热）H 为“+”或H 0 也可以利用计算
2、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：气态液态固态 6.常温是指 25
3、，101.标况是指 0,101. 7.比较H 时必须连同符号一起比较。 二、热化学方程式二、热化学方程式 书写化学方程式注意要点: 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。 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） 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。 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 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
4、放出*热量。 三、燃烧热三、燃烧热 1概念 ： 101 kPa 时，1 mol 纯物质完全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： 研究条件：101 kPa 反应程度：完全燃烧，产物是稳定的氧化物。 燃烧物的物质的量：1 mol 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
5、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。 （
6、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：Jmol-1K-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-TS0 反应能自发进行 H-TS=0 反
7、应达到平衡状态 H-TS0 反应不能自发进行 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 。 物质 单质 化合物 电解质 非电解质： 非金属氧化物，大部分有机物 。如 SO3、CO2、C6H12O6、CCl4、CH2=CH
8、2 强电解质： 强酸，强碱，大多数盐 。如 HCl、NaOH、NaCl、BaSO4 弱电解质 ： 弱酸， 弱碱， 极少数盐， 水 。 如 HClO、 NH3H2O、 Cu(OH)2、 H2O 混和物 纯净物 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：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。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
9、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。
10、 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 ： H2SO3H3PO4HFCH3COOHH2CO3H2SHClO 二、水的电离和溶液的酸碱性二、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
11、- = 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（水的电离是 吸 热的） 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=-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
12、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 三三 、混合液的、混合液的 pH 值计算方法公式值计算方法公式 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 O
13、H-，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、稀释过程溶液四、稀释过程溶液 pH 值的变化规律：值的变化规律： 1、强酸溶液：稀释 10n倍时，pH 稀稀 = pH 原原+ n （但始终不能大于或等于 7） 2、弱酸溶液：稀释 10n倍时，pH 稀稀 pH 原原+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
14、 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（五、强酸（pH1）强碱（）强碱（pH2）混和计算规律）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+pH215 则溶液显碱性 pH=pH2-0.3 pH1+pH213 则溶液显酸性 pH=pH1+0.3 2、若混合后显中性 pH1+pH2=14 V 酸：V 碱=1：1 pH1+pH214 V 酸：V 碱=1：1014-（pH1+pH2） 六、酸碱中和滴定：六、酸碱
15、中和滴定： 1、中和滴定的原理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：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
16、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、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= Vn Vcn 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
