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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