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长沙市26中学高二化学期末复习长沙市26中学高二化学选修4期末复习提纲第一章 化学反应与能量 知识点1、反应热：化学反应过程中放出或吸收的热量。焓变：在恒温、恒压的条件下，化学反应过程中所吸收或释放的热量。2、符号：H 单位：kJ/mol-13、规定：吸热反应:H 0 或者值为“+”，放热反应:H 0 或者值为“-”4、常见的放热反应和吸热反应：燃烧、中和反应、金属与酸反应、以及大部分化合反应是放热的大部分分解反应，电离、水解、高温下碳还原金属氧化物、碳与二氧化碳反应、Ba(OH)2与NH4Cl的反应 等一般属于吸热反应。5、反应物总能量大于生成物总能量，放热反应，体系能量降低，H0在数值上等于生成物分子形成新键时所释放的总能量（E2）与反应物分子断裂旧键时所吸收的总能量（E1）之差，H=E1-E26、热化学方程式：表示化学反应中放出或吸收的热量的化学方程式。书写热化学方程式注意事项:（1）反应物和生成物要标明其聚集状态，用g、l、s、aq表示不同状态。 （2）方程式右端用H 标明恒压条件下反应放出或吸收的热量，放热为负，吸热为正。 （3）热化学方程式中各物质前的化学计量数只表示物质的量，因此可以是整数或分数。 （4）对于相同物质的反应，当化学计量数不同时，其H 也不同，即H 的值与计量数成正比,当化学反应逆向进行时,数值不变,符号相反。 7、盖斯定律：不管化学反应是一步完成或分几步完成，其反应热是相同的。 化学反应的焓变（H）只与反应体系的始态和终态有关，而与反应的途径无关。规律：若多步化学反应相加可得到新的化学反应，则新反应的反应热即为上述多步反应的反应热之和。8、标准燃烧热：在101kPa时，l mol物质完全燃烧的反应热.热值：在101kPa时，l g物质完全燃烧的反应热.注意： 燃烧的条件是在101kPa； 标准燃烧热:燃料是以1mol作为标准，因此书写热化学方程式时，其它物质的化学计量数可用分数表示； 物质燃烧都是放热反应，所以表达物质燃烧时的H均为负值； 燃烧要完全:C元素转化为CO2(g)，而不是CO；H元素转化为H2O(l)，N元素转化为N2(g)。9.中和热：强酸与强碱的稀溶液反应生成1mol的水所放出的热量，KOH(aq) 1/2H2SO4(aq)= 1/2K2SO4(aq)H2O(l)；H=573 kJmol110.有效碰撞能发生化学反应的碰撞。有效碰撞发生的条件是发生碰撞的分子具有较高的能量和分子在一定的方向上发生碰撞。 活化分子在化学反应中，能量较高、可能发生有效碰撞的分子。活化能活化分子的平均能量与所有分子的平均能量之差。第一章 化学反应与能量 重点难点考点1. 沼气是一种能源,它的主要成分是CH4，0.5molCH4完全燃烧生成CO2和水时放出445KJ热量，下列有关热化学方程式正确的是（C）A2CH4(g)+4O2(g)=2CO2(g)+4H2O(l);H=+890KJ/molBCH4(g)+ 2O2(g)= CO2(g)+2H2O(l);H=+890KJ/molCCH4(g)+ 2O2(g)= CO2(g)+2H2O(l);H=-890KJ/molD1/2 CH4(g)+O2(g)=1/2 CO2(g)+H2O(l);H=-890KJ/mol2.已知有下列热化学方程式：Zn(s)+1/2O2(g)= ZnO(s); H= 351.1KJ/mol ,Hg(l)+ 1/2O2(g)= HgO(s) ; H= 90.7KJ/mol,由此可知：Zn(s)+ HgO(s)= ZnO(s)+ Hg(l)，在相同条件下的H为（ D ）A441.8KJ/mol B.+260.4KJ/molC.+441.8KJ/mol D.260.4KJ/mol3.下列关于热化学反应的描述中正确的是 BAHCl和NaOH反应的中和热H57.3kJ/mol，则H2SO4和Ca(OH)2反映的中和热H2(57.3)kJ/molBCO(g)的燃烧热是283.0kJ/mol，则2CO2(g)=2CO(g)O2(g)反应的H+2283.0kJ/molC需要加热才能发生的反应一定是吸热反应D1mol甲烷燃烧生成气态水和二氧化碳所放出的热量是甲烷的燃烧热4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BA.C(s)O2(g) CO2(g)H1 C(s)O2(g) CO(g)H2B.S(s)O2(g) SO2(g)H3 S(g)O2(g) SO2(g)H4C. 2H2(g)O2(g2H2O(l)H5 H2(g)O2(g) H2O(l) H6D. CaO(s)H2O(l) Ca(OH)2(s)H7 CaCO3(s) CaO(s)CO2(g)H8 5.下列反应属于吸热反应的是CA氢气燃烧 B葡萄糖在人体内氧化分解CBa(OH)28H2O与NH4Cl反应 D氢氧化钾和硫酸中和6.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) H1Sn(s、灰)2HCl(aq)SnCl2(aq)H2(g) H2Sn(s、灰)Sn(s、白) H32.1kJ/mol下列说法正确的是DAH1H2 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7.甲醇质子交换膜燃料电池中将甲醇蒸气转化为氢气的两种反应原理是：CH3OH(g)H2O(g)=CO2(g)3H2(g) H= 49.0 kJmol1CH3OH(g)1/2O2(g)=CO2(g)2H2(g)H=192.9 kJmol1下列说法正确的是 BACH3OH的燃烧热为192.9 kJmol1 BCH3OH的燃烧热为676.7 kJmol1 CCH3OH转变成H2的过程一定要吸收能量D根据推知反应： CH3OH(l)1/2O2(g)=CO2(g)2H2(g)的H192.9kJmol18已知C（石墨，s）=C（金刚石，s）H10，P（白磷，s）=P（红磷，s）H2、=、；左、右；增大、减小、不变）。达到平衡所需要的时间：t(A) t(B)，SO2的转化率：a(A) a (B)起始时两容器中的反应速率：v(A) v(B)，反应过程中的反应速率：v(A) v(B)。达到平衡时，在两容器中分别通入等量的AV气。A中的化学平衡向 反应方向移动，B中的化学反应速率 。达到平衡后，向两容器中分别通入等量的原反应气体，再次达到平衡时，A容器中SO2的百分含量 ，B容器中SO2的百分含量 答案=、逆、不变不变、增大23.将1 mol I2(g)和2 mol H2置于某2 L密闭容器中，在一定温度下发生反应：I2(g)+H2(g)2HI(g)；DHc(OH-) 中性：c(H+)=c(OH-) 碱性： c(H+)c(OH-)2常温下（25） 酸性溶液：C(H+)C(OH-)，C(H+) 110 -7mol/L 中性溶液：C(H+)= C(OH-)，C(H+) = 110 -7mol/L 酸性溶液：C(H+)C(OH-)，C(H+) 110 -7mol/L3溶液的PH值：表示溶液酸碱性的强弱。 PH= -lg c(H+) 适用于稀溶液，当溶液中c(H+)或c(OH-)大于1mol时，直接用浓度表示溶液的酸碱性。4PH值越小，酸性越强，PH越大，碱性越强。 PH范围014之间，但PH值等于0的溶液不是酸性最强的溶液， PH值等于14的溶液不是碱性最强的溶液。 PH值增加一个单位C(H+)减小10倍5测定溶液酸碱性的常用方法: a 酸碱指示剂 （石蕊、酚酞、甲基橙） b PH试纸：广泛PH试纸：114，只能读得整数 精密PH试纸 PH试纸的使用方法：剪下一小块PH试纸，放在玻璃片（或表面皿）上，用玻璃棒沾取一滴溶液滴在PH试纸上，半分钟内与比色卡比较，读出PH值。 c PH计,它可以精确测量溶液的PH值。6PH值计算的常见类型（1）溶液的稀释 强酸：计算稀释后的溶液中的c(H+)，直接换算成PH 强碱：计算稀释后的溶液中的c(OH-)，换算成c(H+)再求出PH值。【小结】一般情况下，强酸溶液每稀释10倍，pH值就增加1个单位，但稀释后pH值一定小于7；强碱溶液每稀释10倍，pH值就减小个单位，但稀释后pH值一定大于7。（2）强酸与强酸、强碱与强碱混合通常两种稀溶液混合，可认为混合后体积为二者体积之和。强酸与强酸混合，先算混合后的H+，再算pH。强碱与强碱混合，先算混合后的OH-，再由Kw求H+及pH，或先算混合后的OH-及pOH，再求pH。绝对不能先直接求才c(H+)，再按之来算pH。【经验公式】（其中0.3是lg2的近似值）已知pH的两强酸等体积混合，混合液的pH=pH小+0.3已知pH的两强碱等体积混合，混合液的pH=pH大-0.3（3）酸碱混合：先判断过量，求出剩余的酸或碱的浓度，再求c(H+) 【注意】 强酸的稀释根据c(H+)计算，强碱的的稀释首先应c(OH-)浓计算出稀c(OH-)，让后据Kw计算出c(H+)，再计算出PH，不能直接根据c(H+)计算。【总结】溶液的稀释规律： 强酸pH=a，加水稀释10n倍，则pH=a+n； 弱酸pH=a，加水稀释10n倍，则apHpHb-n； 酸、碱溶液无限稀释时，pH只能接近7，但酸不能大于7，碱不能小于7（室温时） 对于浓度（或pH）相同的强酸和弱酸，稀释相同倍数，强酸的pH变化幅度大。（4）强酸与强碱溶液混合：其反应的实质是H+OH-=H2O，所以在计算时用离子方程式做比较简单，要从以下三种可能去考虑：(室温时）（1）若n（H+）=n（OH-），恰好中和，pH=7（2）若n（H+）n（OH-），酸过量，计算剩下 的H+，再算pH（3）若n（H+）n（OH-），碱过量，计算剩下的OH-，再算pH7. 溶液酸碱性判定规律（1）PH相同的酸（或碱），酸（或碱）越弱，其物质的量浓度越大。（2）PH相同的强酸和弱酸溶液，加水稀释相同的倍数，则强酸溶液PH变化大；碱也如此。（3）酸和碱的PH之和为14，等体积混合。若为强酸与强碱 ，则PH=7；若为强酸与弱碱。则PH7 ；若为弱酸与强碱，则PH7。（4）等体积的强酸和强碱混合 A、若二者PH之和为14，则溶液呈中性，PH=7 B、若二者PH之和大于14，则溶液呈碱性。 C、若二者PH之和小于14，则溶液呈酸性。8酸碱中和滴定原理 用已知浓度的酸（或碱）来测定未知浓度的碱（或酸）的方法叫做酸碱中和滴定。（1）酸式滴定用的是玻璃活塞，碱式滴定管用的是橡皮管。（思考为什么？）（2）滴定管的刻度从上往下标，下面一部分没有读数因此使用时不能放到刻度以下。（3）酸式滴定管不能用来盛放碱溶液，碱式滴定管不盛放酸溶液或强氧化性的溶液。 （4）滴定管的精确度为0.01mL，比量筒精确；所以读数时要读到小数点后两位。 实际滴出的溶液体积=滴定后的读数-滴定前的读数（5）滴定操作：把滴定管固定在滴定管夹上，锥形瓶放在下面接液体，滴定过程中用左手控制活塞，用右手摇动锥形瓶，眼睛应注视锥形瓶中溶液颜色的变化（6）滴定终点判断：当滴入最后一滴溶液时颜色发生变化且半分钟内颜色不再发生变化即已达终点。（7）指示剂选择：强酸滴定强碱酚酞或甲基橙 强酸滴定弱碱甲基橙 强碱滴定弱酸酚酞（8）颜色变化： 强酸滴定强碱：甲基橙由黄色到橙色 酚酞由红色到无色 强碱滴定强酸：甲基橙由红色到橙色 酚酞由无色到粉红色（9）注意：手眼：左手操作活塞或小球，右手振荡锥形瓶，眼睛注视锥形瓶中溶液的颜色变化速度先快后慢终点确定：最后一滴刚好使指示剂颜色发生明显变化。30s内不恢复原色数据处理与误差分析：利用n酸c酸V酸=n碱c碱V碱进行分析读数：两位小数。因一次实验误差较大，所以应取多次实验的平均值。 下面是用标准酸滴定待测碱而引起的结果变化情况 ：实验操作情况对c碱的影响开始滴定时滴定管尖嘴处留有气泡偏大读数开始时仰视，终止时俯视偏小到滴定终点尚有一滴酸挂在滴定管尖嘴外而未滴入锥瓶偏大洗净的酸管未用标准液润洗偏大洗净的锥瓶用待测碱润洗偏大不小心将标准液滴至锥瓶外偏大不小心将待测碱液溅至锥瓶外偏小滴定前向锥形瓶中加入10 mL蒸馏水，其余操作正常无影响第三节 盐类的水解1盐类水解 定义：在溶液中盐电离出的离子与水所电离出来的H+或OH-结合生成弱电解质的反应。实质：破坏水的电离平衡，使水的电离平衡正向移动。特点：（1）可逆（与中和反应互逆） （2）程度小 （3）吸热2 盐类水解规律： 有弱才水解：必须含有弱酸或弱碱的离子才能发生水解； 无弱不水解：强酸强碱盐不水解； 都弱都水解：弱酸弱碱盐因阴、阳离子都能发生水解，可相互促进； 谁强显谁性：盐水解后的酸碱性取决于形成盐的酸和碱的强弱。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)3多元弱酸的水解多步完成， 多元弱碱的水解一步完成4常见完全双水解 Al3+与AlO2-、HCO3-、CO32-、S2-、HS-、 Fe3+与AlO2-、HCO3-、CO32-如：2Al3+ + 3S2- + 6H2O = 2Al(OH)3+ 3H2S5酸式盐溶液的酸碱性：只电离不水解：如HSO4- 显 性 电离程度水解程度，显 性 （如: HSO3- 、H2PO4-） 水解程度电离程度，显 性 （如：HCO3- 、HS- 、HPO42-）6盐类水解方程式的书写规律 （1）盐类水解一般是比较微弱的，通常用可逆符号表示，同时无沉淀和气体产生。 （2）多元弱酸的酸根离子水解是分步进行的，第一步水解程度比第二步水解程度大得多。 （3）多元弱碱的阳离子水解过程较为复杂，通常写成一步完成。 （4）对于发生“完全双水解”的盐类，因水解彻底，故用“=”，同时有沉淀和气体产生。 （5）多元弱酸的酸式氢根离子，水解和电离同步进行。7影响盐类水解的外界因素：（1）温度越高越水解（2）浓度越稀越水解 a、增大盐溶液的物质的量浓度，平衡向水解方向移动，盐的水解程度减小 b、稀释盐溶液，平衡向水解方向移动，盐的水解程度增大。 c、外加酸或碱：可抑制或促进盐的水解。8盐类水解的应用： （1）盐溶液酸碱性的判断： （2）溶液中离子浓度大小的比较： （3）实验室里配制FeCl3溶液时，常加入一定量的盐酸等 （4）泡沫灭火器： （5）蒸干某些盐溶液时，往往要考虑盐的水解： （6）判断溶液中的离子能否大量共存9（1）基本原则：抓住溶液中微粒浓度必须满足的两种守恒关系： 电荷守恒：:任何溶液均显电 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: 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。 得质子后形成的微粒浓度得质子数 = C（OH-）（2）、同浓度的弱酸和其弱酸盐 、同浓度的弱碱和其弱碱盐的电离和水解强弱规律：中常化学常见的有三对等浓度的HAc与NaAc的混合溶液：弱酸的电离其对应弱酸盐的水解，溶液呈 性等浓度的NH3H2O与NH4Cl的混合液：弱碱的电离其对应弱碱盐的水解，溶液 性等浓度的HCN与NaCN的混合溶液：弱酸的电离其对应弱酸盐的水解，溶液呈 性第四节 沉淀溶解平衡1溶解度（S）：在一定温度下，某物质在100g 溶剂里达到饱和状态 时所溶解的质量。2沉淀溶解平衡 概念：在一定的温度下，当沉淀溶解的速率和沉淀生成速率相等 表示方法：AgCl（S）Ag+(aq)+Cl-(aq) 沉淀溶解平衡的特征：等 定 动 变 3影响沉淀溶解平衡的因素： （1）内因（决定因素）：溶质本身的性质 （2）外因：温度，外加酸碱盐4溶度积常数（简称溶度积） （1）表示： Ksp （2）意义：Ksp的大小