高中化学_选修4_提纲修定版

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1、化学选修 4 复习提纲第一章 化学反应与能量一、焓变一、焓变 反应热反应热 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 NH4Cl 大多数的分解反应 以 H2、CO、

2、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氧化物时所放出的热量。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

3、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 ;QK: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

4、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：投料换算成方程式同一边相同物质表示时,物质 的量相同(等量关系) 第二类：对于反应前后气体分子数不变的可逆反应：投料换算成方程式同一边相同物质表示时,物质 的量等比例(等比关系) （2）定温，定压的等效平衡：投料换算成方程式同一边相同物质表示时,物质的量等比例（等比关 系） 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

5、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-TS 0 反应能自发进行 H-TS = 0 反应达到平衡状态 H-TS 0 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

6、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，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 分子的速率 相等 时，电离过程就达到了 平衡状态

7、，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，升温促进电离。 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 抑制 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，会促进电离。 9、电离方程式的书写：用可逆符号 弱酸的电离要分步写（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。 ）

8、 表示方法：ABA+B- K=C( A+) C( B-)/ C(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 = c(H+)c(OH-) 25时, c(H+) = c(OH-) =10-7 mol/L ; KW = c(H+)c(OH-) = 110-14 注意：KW只与温度有关，温度一

9、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 KW110-14温 度：升高温度促进水的电离（水的电离是 吸 热的）易水解的盐：促进水的电离 KW 110-144、溶液的酸碱性和 pH： （1）pH=-lgc（H+） （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

10、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+C(H+)2V2）/（V1+V2） 2、强碱与强碱的混合：（先求 C（OH-）混：将两种碱中的 OH-离子物质的量相加除以总体积，再 求其它）（OH+）混 (OH-)1V1+C(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+

11、有余，则用余下的 H+的物 质的量除以溶液总体积求（H+）混；OH-有余，则用余下的 OH-的物质的量除以溶液总体积求 （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 p

12、H 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、五、 （1）强酸（）强酸（pH1）强碱（）强碱（pH2）等体积混和计算规律）等体积混和计算规律w.w.w.k.s.5.u.c.o.m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=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pH1

13、+pH2=14 则溶液显中性 pH=7pH1+pH214 则溶液显碱性 pH=pH2-0.3pH1+pH214 则溶液显酸性 pH=pH1+0.3（2）pH 酸+pH 碱=14 且等体积混合溶液酸碱性规律 都强呈中性，谁弱显谁性 六、酸碱中和滴定：六、酸碱中和滴定： 1 1、中和滴定的原理、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 2、中和滴定的操作过程：、中和滴定的操作过程： （1）仪器：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

14、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。滴定管可以精确到 0.01mL （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=VnVcn 上述公式在求算浓度时

15、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。 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