人教版高中化学选修4总复习课件.ppt

复习,第一章 化学反应与能量复习,第一章知识结构,一.反应热 焓变,1，定义,化学反应过程中所释放或吸收的热量，叫做反应热， 恒压条件下又称为“焓变”,2、符号单位,H,KJ/mol,规定：,当H为“”（ H0）时，为放热反应,当H为“”（ H0）时，为吸热反应,3、影响因素,(1)反应物本性 (2)反应物的量 (3)反应物,生成物聚集状态 (4)反应程度 (5)测量条件,4、分类,(1)燃烧热,定义,Q(放)=n(可燃物)H,(2)中和热,定义,H+(aq) +OH-(aq)=H2O(l) H=-57.3kJmol -1,二.热化学方程式,1.定义,表述参加反应物质的量和反应热的关系的化学方程式， 叫做热化学方程式。,2.书写,（1）、化学方程的右边必须写上H并用“空格”隔开 H：吸热用“+”，放热用：“ - ”，单位是kJ/mol,（2）、需注明反应的温度和压强，如不注明条件，即指: 25 1.01105Pa；,（3）、物质后需标聚集状态（s、l、g、aq）,（4）、热化学方程式中各物质化学式前面的化学计量数仅表示物质的量并不能表示物质的分子数或原子数，因此化学计量数可以是整数也可以是分数,（5）、若化学方程式中各物质的系数加倍，则H数值也加倍；若反应逆向进行，则H改变符号，但绝对值不变,注意：同素异形体间的转化要标名称！,3.热化学方程式表示的意义,(1)、反应物和生成物的种类、聚集状态 (2)、反应中各物质的物质的量比和质量比 (3)、反应中放出或吸收的热量。,三.反应热的计算,1.利用键能算 H=反应物键能之和生成物键能之和 2.利用反应物和生成物总能量算 H=生成物总能量反应物总能量 3.利用活化能算 H=正反应活化能逆反应活化能 即：H=E1 - E2 4.利用盖斯定律算 A B H=H1+H2 C,H,H1,H2,四.中和热测定,例1下列各组热化学方程式中，化学反应的H前者大于后者的是（ ） C(s)O2(g)CO2(g) H1 C(s)1/2O2(g)CO(g) H2 S(s)O2(g)SO2(g) H3 S(g)O2(g)SO2(g) H4 2H2(g)O2(g)2H2O(g) H5 2H2(g)O2(g)2H2O(l) H6 CaCO3(s)CaO(s)CO2(g) H7 CaO(s)H2O(l)Ca(OH)2(s) H8 A B C D,典例精析,典例精析,C,【解析】 由于氧气与CO反应生成CO2放出热量，所以： H1H2； 由于固态硫变为气态硫要吸收热量，所以气态硫燃烧放出的热量比固态硫燃烧放出的热量多，即H3H4； 气态水变为液态水要放出热量，所以生成液态水比生成气态水放出的热量要多，即H5H6； 碳酸钙分解是吸热反应，氧化钙与水化合是放热反应，所以H7H8。 答案：C,典例精析,【评注】反应放出或吸收热量的多少，跟反应物和生成物的聚集状态和物质的量有密切关系。比较H大小时要包含正负号进行对照。,例2.（2008海南）白磷与氧可发生如下反应：P4+5O2P4O10。 已知断裂下列化学键需要吸收的能量分别为：P- P a kJmol1、P-O b kJmol1、PO c kJmol1、OO d kJmol1。 根据图示的分子结构和有关数据估算该反应的H，其中正确的是( ) A.（6a+5d-4c-12b）kJmol1 B.（4c+12b6a5d）kJmol1 C.（4c+12b4a5d）kJmol1 D.（4a+5d4c12b）kJmol1,A,【解析】 本题从化学键的角度，考查有关反应热的简单计算技巧。 1 mol白磷（P4）中含有6 mol PP键，1 mol P4O10中含有4 mol PO键和12 mol PO键， 根据：H=E(反应物)E(生成物) 6a+5d4c+12b kJ/mol,典例精析,例3.灰锡(以粉末状存在)和白锡是锡的两种同素异形体。已知： Sn（s、白）+2HCl（aq）SnCl2（aq）+H2（g） H1 Sn（s、灰）+2HCl（aq）SnCl2（aq）+H2（g） H2 Sn（s、灰） Sn（s、白） H3=+2.1 kJ/mol 下列说法正确的是 A. H1H2 B. 锡在常温下以灰锡状态存在 C. 灰锡转化为白锡的反应是放热反应 D. 锡制器皿长期处于低于13.2的环境中，会自行毁坏,13.2,13.2,典例精析,【解析】考查有关盖斯定律的综合应用能力。 -即得式，则H2-H1=H30，所以H2H1；根据平衡移动原理：常温（T13.2），式向右移动，所以锡以白锡形式存在；当温度低于13.2，式向左移动，锡以灰锡（粉末状态）形式存在，所以长期处于低温环境中，锡器会自行毁坏。,典例精析,例4以NA代表阿伏加德罗常数，则关于热化学方程式 C2H2(g)+5/2O2(g)2CO2(g)+H2O(l) H-1300 kJ/mol 的说法中，正确的是 A有10NA个电子转移时，该反应吸收1300 kJ的能量 B有NA个水分子生成且为液体时，吸收1300 kJ的能量 C有2NA个碳氧共用电子对生成时，放出1300 kJ的能量 D有8NA个碳氧共用电子对生成时，放出1300 kJ的能量,【解析】考查对热化学方程式的理解。根据电子守恒原理：1 mol C2H2失去的电子数等于2.5mol O2得到的电子数。2.5 mol4=10 mol电子；每个CO2分子中含有4对碳氧共用电子对。,典例精析,例51996年亚特兰大奥运会火炬所用的燃料是丙烯，2008年北京奥运会的“祥云”火炬所用的燃料的主要成分是丙烷。下表中是一些化学键键能的数据。 （1）丙烷脱氢可得丙烯。 已知：C3H8(g) CH3CHCH2(g)+H2(g) H=+126 kJmol-1。 试求CC双键的键能x为 ； （2）下列叙述正确的是 A氢气和氯气反应生成氯化氢气体的热化学方程式为 H2(g)+Cl2(g)2HCl(g) B氢气与氯气反应生成2 mol氯化氢气体，反应的H+183 kJ/mol C氢气与氯气反应生成2 mol氯化氢气体，反应的H-183 kJ/mol D氢气与氯气反应生成1 mol氯化氢气体，反应的H-183 kJ/mol,613 kJ/mol,典例精析,【解析】考查反应热与键能的关系： H=反应物的键能总和 -生成物的键能总和。 （1）根据H=E(反应物)-E(生成物)： H=2E(CC)+8E(CH)E(CC)+E(CC)+6E(CH)+E(HH)=126 kJ/mol 所以E(CC)=613 kJ/mol （2）反应可表示为：H-H + Cl-Cl 2H-Cl，可知断裂了1 mol H-H键和1 mol Cl-Cl键，同时生成了2 mol H-Cl键。根据反应热与键能的关系：H=E（反应物）-E（生成物） =(436 kJ/mol+243 kJ/mol) - 2431 kJ/mol-183 kJ/mol。,典例精析,第二章 化学反应速率和化学平衡复习,一、化学反应速率,1、 概念,(1) 表示方法：,=,(2) 单位：mol/(Ls)；mol/(Lmin),(3) 相互关系：4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O(g),V(NH3):v(O2): v(NO) : v(H2O) = 4:5:4:6,2、 影响化学反应速率的因素,(1)内因：反应物本身的性质,(2)外因：,浓度、温度、压强、催化剂,二、化学平衡,1、 可逆反应：同时、同一条件,2、 动态平衡特征：等、定、平、动、变,3、 影响平衡移动的因素：,浓度、温度、压强,4、 勒沙特列原理,如果改变影响平衡的一个条件(如浓度、压强或温度)，平衡就向着能够减弱这种改变的方向移动。,生成物浓度增大，但比原来小,向正反应方向移动,减小生成物浓度,生成物浓度减小，但比原来大,向逆反应方向移动,增大生成物浓度,反应物浓度增大，但比原来小,向逆反应方向移动,减小反应物浓度,反应物浓度减小，但比原来大,向正反应方向移动,增大反应物浓度,化学平衡移动的结果,化学平衡的移动,改变影响条件,外界条件对化学平衡的影响,体系温度升高，但比原来低,向放热方向移动,降低温度,体系温度降低，但比原来高,向吸热方向移动,升高温度,体积压强增大，但比原来小,向气体体积增大的方向移动,减小体系压强,体系压强减小，但比原来大,向气体体积减小的方向移动,增大体系压强,化学平衡移动的结果,化学平衡的移动,改变影响条件,外界条件对化学平衡的影响,有关化学平衡的计算包括：求平衡常数、平衡时各组分含量，平衡浓度、起始浓度、反应物转化率、混合气体的密度或平均相对分子质量，某物质的化学计量数等。解这类试题时要用到下列方法或规律：,(1)化学平衡计算的基本方法是“始”、“变”、“平”三段分析法,(2)化学平衡计算中用到的基本关系与定律： 各物质变化浓度之比=反应式中的化学计量数之比； 反应物转化率=其消耗浓度与起始浓度之比,三、化学平衡的有关计算,四、几种平衡图像,转化率时间,对于反应,Q0,m+np+q,m+n=p+q,m+np+q,含量时间图,Q0,Q0,m+np+q,m+np+q,转化率温度压强图,m+np+q,Q0,m+np+q,Q0,m+np+q,Q0,m+np+q,Q0,含量温度压强图,m+np+q,Q0,m+np+q,Q0,m+np+q,Q0,m+np+q,Q0,五、等效平衡的判断,平衡混合物中相同物质的物质的量、含量对应相等,平衡混合物中相同物质的物质的量比例相等、含量对应相等,恒温恒容,恒温恒容,恒温恒压,反应前后 V(g)=0 n(g)=0,反应前后 V (g)0 n(g)0,反应前后 V (g)/=0 n(g)/=0,相同,相同,相同,相同,相同,相同,相同,相同(气体),成比例,成比例,成比例,成比例,成比例,成比例,成比例,完全等效,相似等效,相似等效,六、化学平衡常数,1、定义,2、表达式,对于一般可逆反应： 温度一定时，则有 为常数。,3、平衡常数的意义,4、应用,=Kc，反应达平衡状态，V(正)=V(逆) Qc V(逆) Kc, 反应向逆反应方向进行，V(正)V(逆),5、平衡转化率,对于化学反应： ， 则反应A的转化率表示为：,七、化学反应进行方向的判断,1、自发过程与自发反应,2、能量判据（焓判据）,日常生活中长期积累的经验而总结得到一条经验规律能量判据（焓判据）体系趋向于从高能状态转变为低能状态（这时体系会对外做功或者释放热量即H 0）。,3、熵判据,熵判据：体系趋向于由有序状态转变为无序状态，即混乱度增加（ S0）。且S越大，越有利于反应自发进行,4、复合判据（自由能变化G）,G =H-TS0)的反应能自发进行。 G =H-TS=0 反应达到平衡状态 G= H-TS0 (即H0, S0)反应不能自发进行。,-,+,低温- 高温+,低温+ 高温-,任何温度均是自发进行,任何温度均是不自发反应,低温是非自发反应;高温自发,低温是自发反应;高温非自发,第三章 水溶液中的离子平衡复习,课标中相应要求,1了解强电解质、弱电解质在水溶液中电离程度的差异，会判断常见的强电解质和弱电解质。 2了解电离平衡概念，描述弱电解质在水溶液中的电离平衡。 3会书写常见弱电解质的电离方程式。 4了解酸碱电离理论。 5知道水的离子积常数Kw及其与温度的关系。 6了解溶液的pH、溶液中氢离子浓度和氢氧根离子浓度大小、溶液酸碱性之间的关系。 7了解pH与c(H+)的定量关系，能进行溶液pH的简单计算。 8初步掌握测定溶液pH的方法。 9学会使用滴定管，能进行酸碱滴定，并能绘制滴定过程中的pH变化曲线，了解酸碱中和过程中pH的变化规律。,知识点深广度的建议,10通过阅读、查找资料等方法，认识溶液pH的调控在工农业生产和科学研究中的重要应用。 11认识盐类水解的原理，能解释强酸弱碱盐和强碱弱酸盐的水解。弱酸弱碱盐的水解不作要求。 12运用比较、分类、归纳、概括等方法得出盐类水解规律，探究影响盐类水解程度的主要因素。 13能运用盐类水解的规律判断常见盐溶液的酸碱性。 14会书写盐类水解的离子方程式。 15能举例说明盐类水解在生产、生活中的应用。 16知道难溶物在水中的溶解情况及沉淀溶解平衡的建立过程，能描述沉淀溶解平衡。 17知道溶度积的概念和沉淀转化的本质，能用溶度积判断沉淀的产生或溶解。有关溶度积的计算不作要求。 18知道沉淀溶解平衡在生产、生活中的应用（沉淀的生成和分步沉淀，沉淀的溶解和转化）。,化学平衡理论,1 弱电解质的电离 强弱电解质 弱电解质电离为 可逆电离平衡 电离常数,4 难溶电解质的溶解平衡 难溶不溶溶解平衡 应用：生成、溶解、转化,2 水的电离和溶液 的酸碱性 水是极弱电解质 水(稀溶液)离子积为 常数稀溶液酸碱性 及表示方法pHpH 应用,3 盐类的水解 水的电离平衡 弱电解质的生成 盐类水解水 解的应用(平衡移动),深入,综合运用,本章知识结构,一、电解质、非电解质,强、弱电解质的比较,表达方式,变化实质,0.1mol/L CH3COONa,0.1mol/L CH3COOH,实 例,强电解质（盐类）,弱电解质,研究对象,水解平衡,电离平衡,二、电离平衡和水解平衡,续前表：,升温 ，进电离离子浓度增大,升温，促进水解, 越稀越电离，越热越电离；越稀越水解，越热越水解。,三、水的电离和溶液的pH值,1、水的电离,水的离子积：,影响因素,KW = c（OH-） c（H+） ( 25时，KW = 1.0 10 -14 ),2、溶液的酸碱性和pH值,水是一种极弱的电解质，能微弱的电离。,四、盐类水解,1、实质：,2、规律：,3、影响因素,谁弱谁水解，都弱都水解，谁强显谁性，两弱具体定。,盐电离出来的离子与水电离出来的H + 或OH - 结合，从而使水的电离平衡发生移动的过程。,五、酸碱中和滴定,1、原理：,2、主要仪器：,对于一元酸和一元碱发生的中和反应：,3、操作步骤：,洗涤 检漏 蒸馏水洗 溶液润洗 装液 排气泡 调整液面 并记录 放出待测液 加入指示剂 滴定 记录 计算。,( 酸、碱 )滴定管、锥形瓶、滴定管夹,中和滴定实验中的误差因素分析,A、仪器润洗不当 盛标准液的滴定管用蒸馏水洗后未用标准液润洗； 盛待测液的滴定管或移液管用蒸馏水洗后未用待测液润洗； 锥形瓶用蒸馏水洗后再用待测液润洗；,B、读数方法有误 滴定前仰视，滴定后俯视； 滴定前俯视，滴定后仰视； 天平或量筒的使用读数方法错误；,偏大,偏大,偏大,偏小,偏小,D、指示剂选择欠妥 用强酸滴定弱碱，指示剂用酚酞；（正确选择：甲基橙） 用强碱滴定弱酸，指示剂选用甲基橙；（正确选择：酚酞） （两强滴定，原则上甲基橙和酚酞皆可选用； 中和滴定肯定不用石蕊。）,C、操作出现问题 盛标准液的滴定管漏液； 盛待测液的滴定管滴前尖嘴部分有气泡，终了无气泡 （或前无后有）； 振荡锥形瓶时，不小心有待测液溅出； 滴定过程中，将标准液滴到锥形瓶外； 快速滴定后立即读数；,偏小,偏大,偏小,偏大,E、终点判断不准确 如滴定管的尖嘴部分有半滴或一滴标准液未滴下； F、样品中含有杂质 用盐酸滴定含 Na2O 的 NaOH 样品； 用含 Na2CO3 的 NaOH 标准液滴定盐酸；,G、指示剂的变色范围,偏大,六、难溶电解质的溶解平衡,1、沉淀溶解平衡： （1）概念：在一定条件下，当难溶电解质的溶解速率与溶液中的有关离子重新生成沉淀的速率相等时，此时溶液中存在的溶解和沉淀间的动态平衡，称为沉淀溶解平衡。溶解平衡时的溶液是饱和溶液。 （2）特征：逆、等、动、定、变 （3）影响因素： 内因：电解质本身的性质,a、绝对不溶的电解质是没有的。 b、同是难溶电解质，溶解度差别也很大。 c、易溶电解质做溶质时只要是饱和溶液也可存在溶解平衡。,外因：,a.浓度：加水，平衡向溶解方向移动。 b.温度：升温，多数平衡向溶解方向移动。 c.同离子效应：在电解质A的饱和溶液中，加 入含有相同离子的强电解质时，的溶解平衡会被抑制。,2.溶度积和溶度积规则:,(1)、溶度积(Ksp):在一定温度下,在难溶电解质的饱和溶液中,各离子浓度幂之乘积为一常数.,(2)、表达式：（MmAn的饱和溶液） Ksp=c(Mn+)m c(Am-)n,(3)、溶度积规则:离子积Qc=c(Mn+)m c(Am-)n Qc Ksp,溶液处于过饱和溶液状态,生成沉淀. Qc = Ksp,沉淀和溶解达到平衡,溶液为饱和溶液. Qc Ksp,溶液未达饱和,沉淀发生溶解.,3、沉淀反应的应用:,(1)、沉淀的生成：反应生成沉淀使溶液中某些离子浓度变得更小。,(2)、沉淀的溶解：,(3)、沉淀的转化：,溶解度小的沉淀转化为溶解度更小的沉淀。两者差别越大，转化越容易。,这类反应发生的特点：,难溶电解质的溶解度小于0.01g，离子反应生成难溶电解质，离子浓度小于110-5mol/L时，认为反应完全，但溶液中还有相应的离子。,沉淀的转化的实质就是沉淀溶解平衡的移 动,重难点知识透析,1、 已知NH3、SO3、NO2、P2O5等的水溶液均可导电，它们都是电解质吗？,解析：NH3、SO3、NO2、P2O5等的水溶液均可导电，是因为它们与水化合后，生成的化合物电离出阴、阳离子而导电，但NH3、SO3、NO2、P2O5等本身并不能电离出自由移动的离子，所以它们属于非电解质。,2、电解质溶液导电能力的强弱与电解质强弱的关系？,影响溶液导电能力的因素: 自由移动离子浓度的大小。(主要决定因素) 温度一定,离子浓度越大，导电能力越强. 温度：温度越高，导电能力越强。(与金属导电相反) 离子电荷数：电荷数越高，导电能力越强。 由此可知：强电解质溶液的导电能力不一定比弱电解质强。 如：较浓醋酸的导电能力可比极稀HCl溶液强。CaCO3虽为强电解质，但溶于水所得溶液极稀，导电能力极差.,3.有关pH值的计算,pH值的计算一 直接求酸和碱的pH,pH= -lgc(H+) pOH= -lgc(OH-) 常温下：pH+pOH=14,pH值的计算二酸和碱的稀释,pH值的计算三 强酸与强酸混合,pH值的计算四 强碱与强碱混合,关键：抓住氢离子进行计算！,注意：无限稀释为中性！,关键：抓住氢氧根离子浓度进行计算！,解答关键： 抓住溶液的主体主导因素 当稀释时引起溶液的酸碱性发生“改变”时，需考虑水的电离,4、溶液中粒子浓度大小的比较,多元弱酸溶液，根据多步电离分析，如H3PO4溶液中，c(H) c (H2PO4-) c (HPO42-) c (PO4 3-)。 多元弱酸的正盐溶液根据弱酸根的分步水解分析，如在Na2CO3溶液中， c (Na) c (CO3 2-) c (OH) c (HCO3 -)。 不同溶液中同一离子浓度的比较，要看溶液中其他离子对它的影响。如在相同物质的量浓度的下列各溶液中NH4Cl CH3COONH4 NH4HSO4, c (NH4+)由大到小的顺序是 混合溶液中各离子浓度的比较，要进行综合分析，如电离因素、水解因素等。其方法思路是：首先确定溶液中电解质的种类然后再分析电解质电离程度和盐类水解程度的大小。当遇到弱酸与其强碱盐共存时，或者多元弱酸酸式盐(H2PO4- 、HCO3 -)，要注意考虑电离与水解程度的相对大小。,5、溶液中的守恒关系,、电荷守恒规律： 电解质溶液中，不论存在多少种离子，溶液总是呈电中性，即阴离子所带负电荷总数一定等于阳离子所带正电荷总数，也就是所谓的电荷守恒规律。如NaHCO3溶液中存在着Na、H、 HCO3 -、 CO3 2- 、OH，但存在如下关系: c (Na+) + c (H+) = c (HCO3 -) +c (OH-) + 2c (CO3 2-),、物料守恒规律： 电解质溶液中，由于某些离子能够水解或电离，离子种类增多了，但某些关键性的原子总是守恒的，如Na2S溶液中，S2-能水解，故S元素以S2-、HS-、H2S三种形式存在，它们之间有如下守恒关系： c (Na+) = 2c (S2-) +c (HS-) + c (H2S),、质子守恒规律： 任何溶液中，由水电离产生的c (H+)=c (OH-) 在电解质溶液中，由于某些离子发生水解，结合了水电离出来的H或OH； 使溶液中c (H)c (OH)，但由水电离产生的H或OH守恒；如Na2S溶液中，S2离子能结合H 促进水解，所以溶液中： c (H)c (OH)，此时：c (OH)水 =c (OH-) c (H) 水 =c (H)+ c (HS) + 2c (H2S)， 故c (OH)=c (H)+ c (HS) + 2c (H2S),第四章 电化学基础复习,1原电池,2化学电源,4金属的电化学腐蚀与防护,电化学基础,3电解池,氧化还原反应,化学能转化为电能，自发进行,电能转化为化学能，外界能量推动,第四章知识结构,1、池型的判断,有外加电源一定为电解池，无外加电源一定为原电池；多池组合时，一般含活泼金属的池为原电池，其余都是在原电池带动下的电解池。,一、原电池与电解池的比较及判断,3、电解池放电顺序的判断,阳极放电： 1）惰性电极：则溶液中阴离子放电。 2）非惰性电极：电极材料首先失电子。,阴极放电：电极材料受保护，溶液中阳离子放电。,2、电极的判断,原电池，看电极材料，电解池看电源的正负极。,4、判断溶液的pH变化,先分析原溶液的酸碱性，再看电极产物。,（1）如果只产生氢气而没有氧气，只pH变大；,（2）如果只产生氧气而没有氢气，只pH变小；,（3）如果既产生氢气又产生氧气,若原溶液呈酸性则pH减小；,若原溶液呈碱性pH增大；,若原溶液呈中性pH不变。,1.右图中x、y分别是直流电源的两极,通电后发现a极板质量增加,b极板处有无色无臭气体放出,符合这一情况的,A,练 习,电极： 阳极镀层金属 阴极待镀金属制品,二、电解池的应用-电镀及氯碱工业,电镀液：含有镀层金属离子的电解质溶液。,电解质溶液：溶液中CuSO4的浓度保持不变。,1、电镀, 氯碱工业原理,三、电解池及原电池的应用-金属的防护,1、金属腐蚀快慢的判断,电解原理引起的腐蚀原电池原理引起的腐蚀 化学腐蚀 有防腐蚀措施的腐蚀 同一种金属的腐蚀： 强电解质弱电解质非电解质,2、金属的防护方法,改变金属内部结构,覆盖保护层,电化学保护法,外加电源的阴极保护法,牺牲负极的正极保护法,2、下列图一、图二是铁钉在水中被腐蚀的实验,数天后,数天后,图一,