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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：一定条件下，一定物质的量的反应物之间完全反 应所放出或吸收的热量 2焓变(H)的意义：在恒压条件下进行的化学反应的热效 应（1）.符号： H（2）.单位：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 常见的放热反应： 所有的燃烧反应 酸碱中和反应 大多 数的化合反应 金属与酸的反应 生石灰和水反应 浓硫酸稀释、 氢氧化钠固体溶解等 常见的吸热反应： 晶体 Ba(OH)28H2O 与 N
2、H4Cl 大多数 的分解反应 以 H2、CO、C 为还原剂的氧化还原反应 铵盐溶解 等 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。 热化学方程式中必须标明反应物和生成物的聚集状态 （g,l, s 分别表示固态，液态，气态，水溶液中溶质用 aq 表示） 热化学反应方程式要指明反应时的温度和压强。 热化学方程式中的化学计量数可以是整数，也可以是分数 各物质系数加倍，H 加倍；反应逆向进行，H 改变符号， 数值不变 三、燃烧热三、燃烧热 1概念：25 ，101 kPa 时，1 mol 纯物质完全燃烧生成稳定的 化合物时所放出的热量。燃烧热的单位用 kJ
3、/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。（H_105_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
4、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
5、，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) 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
6、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 。 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， 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、CH
7、2=CH2 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 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
8、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。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
9、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- = 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
10、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：
11、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 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、稀释过程溶液四、稀释过程溶液 pH 值的变化规律：值的变化规律： 1、强酸溶
12、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 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
13、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
14、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
15、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，
16、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。 同理，用标准碱来滴定未知浓度的酸时亦然。 七、盐类的水解七、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
