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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 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 04. 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5. 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、C为还原剂的氧化还原反应 铵盐溶解等二、热化学方程式定义表明反应所 吸收 或 释放 能量的方程式叫做热化学方程式意义不仅表明了化学反应中的 物质 变化，也表明了其中的 能量 变化。书写的注意事项1.H只能写在方程式的 右 边，并用“空格”隔开，且放热反应带上“”吸热反应带上“+”，单位是 kJ/mol 或 J/mol 。2.由于H与测定条件有关特别是温度有关，多以反应要标明条件，不同条件的相同方程式H是 不相同 的！ 3.标明物质的状态（固体既 s ，液体既 l ，气体既 g ，溶液既 aq ），因为物质所含能量与他们聚集状态有关！状态不同热化学方程式将不同！4.方程式的各种化学式前的 计量系数 可以是 整数 、 分数 ，他们只代表物质的量的数值，不代表分子数；5.根据焓变的性质，方程式各物质的计量系数加倍，焓变值也应 加倍 ，且方程式逆向的时候，焓变 正负号 改变而 数值大小 不变！强调：热化学方程式是一整体，错一点既全错！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。（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：浓度商）QK: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.化学反应进行的方向（1）由焓判据知放热过程（H0）常常是容易自发进行；（2）由熵判据知如熵增加（S0）的过程是自发的；物质向混乱的方向进行，如固体变成液体，液体变成气体！（3）很多情况下，简单地只用其中一个判据去判断同一个反应，可能会出现相反的判断结果，所以我们应两个判据兼顾。由能量判据（以焓变为基础）和熵判据组合成的复合判据自由能将更适合于所有的反应过程。（4）过程的自发性只能用于判断过程的方向，不能确定过程是否一定会发生和过程发生的速率。如钢制器件腐蚀、装在不同地方的气体等例子。（5）在讨论过程的方向时，我们指的是没有外界干扰时体系的性质。如果允许外界对体系施加某种作用，就可能出现相反的结果。例如水、石灰石分解、石墨转化为金刚石。（6）反应的自发性也受外界条件的影响。如石灰石分解，常温下是非自发的，但在1273K时是自发的反应。3.反应方向判断依据：在温度、压强一定的条件下，化学反应的判断依据为： 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 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 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。3. 强电解质和弱电解质的比较电解质强电解质弱电解质定义在水溶液中 完全 电离的电解质在水溶液中只能 部分 电离的电解质本质区别完全电离，不存在电离平衡，不可逆反应部分电离，存在 电离平衡 ，是 可逆反应 电离举例HCI = H+ + CI- NaOH= Na+ + OH- HAc H+ + Ac- NH3H2O NH4+ + OH- 溶液微粒水合离子，没有电解质的分子除水合离子外还有 多数电解质的分子。常见物质强酸：HClO4、HI、HBr、H2SO4、HNO3、HCl等强碱：NaOH 、KOH 、Ba(OH)2、Ca(OH)2 大多数盐：（HgCl2、PbAc2等除外）弱酸：H2SO3、H3PO4、HAc、H2S、H2CO3、HClO、HF、H2SiO3(不溶于水)等弱碱：NH3H2O以及不溶性碱强调： 水（H2O） 是极弱电解质辨析1、电解质溶液导电能力根本上是溶液中离子浓度决定的。2、区别强弱电解质的根本依据是是否完全电离而不是导电能力。因为电解质浓度和电离程度等多种因素决定了溶液离子的浓度，它和是否完全电离没有必然联系，又如BaSO4的是难溶物但只要是溶了的就全部电离是强电解质。3、从结构来看，多数离子化合物和某些具有极性键的共价化合物属于强电解质，某些具有极性键的共价化合物属于弱电解质！3.电离平衡：定义在一定的条件下，当电解质分子电离成 离子的速率和离子结合成 电解质分子的速度相等时，电离过程就达到了平衡状态，这叫电离平衡。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；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 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。【注意】1）、上述规律对电离平衡的影响只适用稀溶液，在浓溶液和无水物稀释时补能用上述规律。2）、决定电离程度大小的最主要因素是电解质本身的 性质 。3）、多元弱酸电离是分部的，每一步都有一个电离常数其K1 K2 K34.电离方程式的书写：含义表示电解质电离的过程的式子。书写注意1.方程式左边写分子式，右边写离子符号。2.阳离子的正电荷数与阴离子的负电荷总数必须相等。3.强电解质电离用“=”，弱电解质电离用“ ”号。4.多元弱酸电离要分布书写些里方程式。5.注意方程右边所写离子是否拆对（凡来源和弱电解质有关的离子团不能乱拆如：HCO3-、HSO3-、H2PO4- 等是整体）举例强电解质电离：NaCl = Na+ + CI- Ba（OH）2 = Ba2+ + 2OH- Al2（SO4）3 = Al3+ + SO42- 弱电解质电离：HAc H+ + Ac- NH3H2O NH4+ + OH- Al（OH）3 Al3+ + 3OH- 多元弱酸电离：H3PO4 H2PO4- + H+ H2PO4- HPO42- + H+ HPO42- PO43- + H+ 5.电离常数：定义：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1.水的离子积：含义1.条件：纯水或稀溶液（水是极弱电解质）2.电离方程式：H2O + H2O = H3O+ + OH-；简写为：H2O = H+ + OH- 3.水电离特点：（1）可逆 （2）吸热 （3）极弱4.影响因素：一定温度下，水中c（H+）和c（OH-）乘积为 KW 是常数，其只受温度影响，温度一定，则KW值一定，温度越 高 越 电离，常温下为定值：10-14！100为 10-12.电离规律1.通常加入 酸（H+） 和 碱（OH-） 会抑制电离； 2.越 热 越电离3.而加入 弱酸根或弱碱阳离子或Al3+ 会促进电离（既 水解 反应 ）2.溶液酸碱性和pH：水溶液酸碱性的含义1.任何水溶液由于都存在水的电离平衡，故都有 H+和OH-离子，而溶液的酸碱性就取决于： c（H+）和c（OH-）的相对大小 ！2.若通常默认 常温 下 中性溶液：c（H+） = c（OH-） = 10-7mol/L 酸性溶液：c（H+）c（OH-）,c（H+）10-7mol/L , c（OH-）10-7mol/L 碱性溶液：c（H+）c（OH-）,c（H+）10-7mol/L因此：溶液酸碱性可用 H+ 浓度大小衡量，用pH来表示 pH=lg c（H+）溶液酸碱性的比较与注意事项1.直接用H+ 和OH- 浓度比较时，c（H+）越大（既c（OH-）越小）酸性越强，c（OH-）越大（既c（H+）越小）碱性越强。2.用pH比较时pH越小 酸 越强pH越大时 碱 越强！3.pH范围： 1 14 ，既pH只在稀溶液中使用，c（H+）1mol/L时直接用H+表示酸碱性！pH变化1，H+变化既10倍！PH1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14甲基橙 红 橙 黄 石蕊 红 紫色 蓝 酚酞 无 浅红 红 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+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+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.m1.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=pH2-0.3pH1+pH213 则溶液显酸性pH=pH1+0.32.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）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)，如：实验准备（以0.1mol/LHCl滴定未知NaOH溶液为例）1.检查酸碱滴定管是否完好漏液，并先用蒸馏水洗涤，再用相应酸碱液润湿全部滴定管内壁的方法 润洗2-3次，每次用3-5ml。2.将标准液盐酸注入 酸 式滴定管至“0”以上2-3cm处，固定于滴定管夹上使滴定管尖嘴部分充满溶液（既赶走 气泡 ），液面处在“0”或“0”以 下 ，记下液面刻度V始（酸），用同样的方法用未知NaOH（aq）润洗碱式滴定管，盛满待测特调好刻度记下V始（碱）。3.检查锥形瓶，只用蒸馏水清洗！4.从碱式滴定管移去10.00ml待测液放入 锥形瓶 中，滴入2-3滴 酚酞 ，振荡，再把其至于酸式滴定管下方！实验滴定 左 手开启酸式滴定管，是标准液缓慢流入锥形瓶， 右 手不停振荡锥形瓶（锥形瓶瓶口不能碰滴定管下端嘴尖），应做到边滴定边振荡而眼睛注视着锥形瓶中的溶液颜色的变化，直到其颜色褪去20秒不恢复即到终点，记下滴定管中盐酸液面既V终（酸），重复1到2次记下数值！数据处理V（酸）= V末（酸） - V始（酸） （取多次测定的均值），C（碱）= c酸V酸 / V碱3.中和滴定误差分析（以0.1mol/LHCl滴定未知NaOH溶液为例）C（NaOH）= c酸V酸 / V碱 实验操作误差原因分析酸滴定管未用标准液润洗偏高V酸变大（标准液盐酸变稀）管内有气泡，滴定时排出偏高V酸变大（标准液盐酸多用）读数时滴定前仰视，滴定后俯视偏低V酸变小（标准液盐酸少读）读数时滴定前俯视，滴定后平视偏高V酸变大（标准液盐酸多读）碱滴定管未用标准液润洗偏低V酸变小（待测夜NaOH溶液变稀）管内有气泡，滴定时排出偏低V酸变小（待测夜NaOH溶液少取了）滴定过程中进入入气泡偏高V酸变大（待测夜NaOH溶液多取了）取10.00ml时先仰视后俯视偏高V酸变大（待测夜NaOH溶液多取了）锥形瓶未用标准液润洗不变无快滴完时用水清洗瓶壁不变无指示剂用多啦偏低V酸变小（指示剂本来就是弱酸）振荡时锥形瓶有液体飞出偏低V酸变小（待测夜NaOH溶液损失了）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）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.相互促进的水解反应： （1）构成盐的阴阳离子均能发生水解的反应，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是两边电荷平衡，如：2Al3+ + 3S2- + 6H2O = 2Al(OH)3+ 3H2S 8.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- 3.药品的保存配制FeCl3溶液时常加入少量盐酸Fe3+3H2O Fe(OH)3+3H+ 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)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）10.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。例如：物质电荷守恒物料守恒质子守恒Na2S溶液c（Na+）+ c（H+= 2 c（S2-）+ c（HS-）+ c（OH-）c（Na+）= 2c（S2-）+ c（HS-）+ c（H2S）2c（H2S）+ c（HS-）+ c（H+）= c（OH-）FeCl3溶液3c（Fe3+） + c（H+）= c（Cl-）+ c（OH-）3c（Fe3+）+c（Fe (OH)3）= c（Cl-）c（H+）= 3c（Fe (OH)3）+ c（OH-）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。 8.电解质水溶液电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电解质溶液复原分解电解质型电解质电离出的阴阳离子分