《高中化学选修4知识点归纳总结律》由会员分享，可在线阅读，更多相关《高中化学选修4知识点归纳总结律（12页珍藏版）》请在金锄头文库上搜索。
1、高中化学选修高中化学选修 4 4 知识点归纳总结知识点归纳总结第一章第一章 化学反应与能量化学反应与能量 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
2、 NH4Cl 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 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 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/mol 表示。 注意以下几点： 研究条
3、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。 （HH3PO4HFCH3COOHH2CO3H2SHClO 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 ：抑制水的电离 KW1*10-14 温度：促进水的电离（水
4、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 、混合液的 pH 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+
5、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 pH 值的变化规律： 1、强酸溶液：稀释 10n倍时，pH 稀=pH 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pH 原
6、+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 76、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（pH1）强碱（pH2）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=7pH1+pH215 则溶液显碱性 pH=pH2-0.3 pH1+pH2
7、13 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=1：1pH1+pH214 V 酸：V 碱=1：1014-（pH1+pH2） 六、酸碱中和滴定： 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： （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
8、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 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
9、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（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
10、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）可逆（与中和反应互逆） （2）程度小 （3）吸热 5、影响盐类水解的外界因素： 温度：温度越 高 水解程度越大 （水解吸热，越热越水解） 浓度：浓度越小，水解程度越 大 （越稀越水解） 酸碱：促进或抑制盐的水解（H+促进 阴离子 水解而 抑制 阳离子水解；OH -促进阳离子水解而抑制 阴离
11、子水解）6、酸式盐溶液的酸碱性： 只电离不水解：如 HSO4- 显 酸 性 电离程度水解程度，显 酸 性 （如: HSO3- 、H2PO4-） 水解程度电离程度，显 碱 性 （如：HCO3- 、HS- 、HPO42-） 7、双水解反应：（1）构成盐的阴阳离子均能发生水解的反应。双水解反应相互促进，水解程度较大，有的甚至水解完全。使 得平衡向右移。（2）常见的双水解反应完全的为：Fe3+、Al3+与 AlO2-、CO32-(HCO3-)、S2-(HS-)、SO32-(HSO3-)；S2-与 NH4+；CO32-(HCO3-)与 NH4+其特点是相互水解成沉淀或气体。双水解完全的离子方程式配平依据
12、是两边电荷平 衡，如：2Al3+ + 3S2- + 6H2O = 2Al(OH)3+ 3H2S8、盐类水解的应用：水解的应用实例原理1、净水明矾净水Al3+3H2O Al(OH)3(胶体)+3H+ 2、去油污用热碱水冼油污物品CO32-+H2O HCO3-+OH- 配制 FeCl3溶液时常加入少量盐酸Fe3+3H2O Fe(OH)3+3H+ 3、药品的保存 配制 Na2CO3溶液时常加入少量 NaOHCO32-+H2O HCO3-+OH- 4、制备无水盐由 MgCl26H2O 制无水MgCl2 在 HCl 气流中加热若不然，则：MgCl26H2O Mg(OH)2+2HCl+4H2OMg(OH)
13、2 MgO+H2O5、泡沫灭火器用 Al2(SO4)3与 NaHCO3溶液混合Al3+3HCO3-=Al(OH)3+3CO2 6、比较盐溶液中离子浓度的大小比较 NH4Cl 溶液中离子浓度的大小NH4+H2O NH3H2O+H+ c(Cl-)c(NH4+)c(H+)c(OH)- 9、水解平衡常数 （Kh） 对于强碱弱酸盐：Kh =Kw/Ka(Kw 为该温度下水的离子积，Ka 为该条件下该弱酸根形成的弱酸的电离平衡常数) 对于强酸弱碱盐：Kh =Kw/Kb（Kw 为该温度下水的离子积，Kb为该条件下该弱碱根形成的弱碱的电离平衡常数）电离、水解方程式的书写原则 1、多元弱酸（多元弱酸盐）的电离（水
14、解）的书写原则：分步书写注意：不管是水解还是电离，都决定于第一步，第二步一般相当微弱。 2、多元弱碱（多元弱碱盐）的电离（水解）书写原则：一步书写 八、溶液中微粒浓度的大小比较 基本原则：抓住溶液中微粒浓度必须满足的三种守恒关系： 电荷守恒：:任何溶液均显电 中 性，各阳离子浓度与其所带电荷数的乘积之和各阴离子浓度与其所带 电荷数的乘积之和 物料守恒: （即原子个数守恒或质量守恒） 某原子的总量(或总浓度)其以各种形式存在的所有微粒的量(或浓度)之和质子守恒：即水电离出的 H+浓度与 OH-浓度相等。 九、难溶电解质的溶解平衡1、难溶电解质的溶解平衡的一些常见知识（1）溶解度 小于 0.01g
15、 的电解质称难溶电解质。 （2）反应后离子浓度降至 1*10-5以下的反应为完全反应。如酸碱中和时H+降至 10-7mol/LHg2+Fe3+Cu2+H+（指酸电离的)Pb2+Sn2+Fe2+Zn2+Al3+Mg2+Na+Ca2+K+阴离子的放电顺序 是惰性电极时：S2-I-Br-Cl-OH-NO3-SO42-(等含氧酸根离子)F-(SO32-/MnO4-OH-) 是活性电极时：电极本身溶解放电 注意先要看电极材料，是惰性电极还是活性电极，若阳极材料为活性电极（Fe、Cu)等金属，则阳极反应为电极 材料失去电子，变成离子进入溶液；若为惰性材料，则根据阴阳离子的放电顺序，依据阳氧阴还的规律来书写 电极反应式。电解质水溶液点解产物的规律类型电极反应特点实例电解对象电解质浓 度pH电解质溶液 复原HCl 增大 HCl 分解电解质型 电解质电离出的阴阳离子分别 在两极放电CuCl2电解质 减小 -
