选修4知识点总结-人教版

1、选修 4 化学反应原理知识点归纳第一章 化学反应与能量、反应热 焓变1、定义：化学反应过程中放出或吸收的热量叫做化学反应的反应热.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称为反应的焓变。2、符号： H3、单位：kJ mol-14、规定：吸热反应： H 0或者值为+ ”，放热反应： H S (I) S (s)熵变：反应前后体系熵的变化叫做反应的熵变用表示。 S=S生成物总熵S反应物总熵反应的 S越大，越有利于反应自发进行。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)。且厶S越大，越有利于反应自发进行。正确判断一个化学反应是否能够自发进行：必须综合考虑反应的焓变

2、和熵变焓变和熵变对反应方向的共同影响1. H2. H3. H4. H判断依据： G= H T S V 0反应能自发进行0 该反应一定能自发进行；0, S0 该反应一定不能自发进行；0, S0, S0该反应在较高温度下能自发进行 1 反应的自发性只能用于判断反应的方向，不能确定反应是否一定会发生和过程发生的速率。例如 金刚石有向石墨转化的倾向，但是能否发生，什么时候发生，多快才能完成，就不是能量判据和熵判 据能解决的问题了。2在讨论过程的方向时，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。例如石墨经高温高压还是可以变为金刚石的。二可逆反应可逆反应：在相

3、同条件下，能同时向正、逆反应方向进行的反应。 不可逆反应：在一定条件下，进行得很彻底或可逆程度很小的反应。(2) 可逆反应的普遍性：大部分化学反应都是可逆反应。(3) 可逆反应的特点： 相同条件下，正反应和逆反应同时发生 反应物、生成物共同存在 可逆反应有一定的限度(反应不能进行到底)三、化学平衡1化学平衡状态的定义指在一定条件下的可逆反应里，正反应和逆反应的速率相等，反应混合物中各组分的浓度保持不变的状态2特征：动、等、定、变3化学平衡状态的标志u正=u逆(本质特征) 同一种物质：该物质的生成速率等于它的消耗速率。 不同的物质：速率之比等于方程式中各物质的计量数之比，但必须是不同方向的速率。

4、(2)反应混合物中各组成成分的含量保持不变(外部表现)： 各组成成分的质量、物质的量、分子数、体积(气体)、物质的量浓度均保持不变。 各组成成分的质量分数、物质的量分数、气体的体积分数均保持不变。 若反应前后的物质都是气体，且总体积不等，则气体的总物质的量、总压强(恒温、恒容)、平均摩尔质量、混合气体的密度(恒温、恒压)均保持不变。 反应物的转化率、产物的产率保持不变。四化学平衡常数(1) 定义:在一定温度下，当一个可逆反应达到化学平衡时，生成物浓度系数之幕的积与反应物浓度系 数之幕的积比值是一个常数，这个常数就是该反应的化学平衡常数。用K表示。表达式：aA(g)+bB(g) cC(g)+ d

5、D(g)在一定温度下无论反应物的起始浓度如何，反应达平衡状态后，将各物质的物质量浓度代入下式，得到的结果是一个定值。KcC(C) c (D)k abc (A) c (B)这个常数称作该反应的化学平衡常数，简称平衡常数(1) K的意义：K值越大，说明平衡体系中生成物所占的比例越大，它的正反应进行的程度大，反应物的转化率也越大。因此，平衡常数的大小能够衡量一个化学反应进行的程度，又叫反应的限度。(2) 一定温度时，同一个反应，其化学方程式书写方式、配平计量数不同，平衡常数表达式不同。(3) 在平衡常数的表达式中，物质的浓度必须是平衡浓度(固体、纯液体不表达)。在稀溶液中进行的反应，水的浓度可以看成

6、常数，不表达在平衡常数表达式中，但非水溶液中的反应，如果反应物或生成物中有水，此时水的浓度不能看成常数。K105时，可认为反应进行基本完全。(5) K只与温度有关，与反应物或生成物浓度变化无关，与平衡建立的途径也无关，在使用时应标明温度。温度一定时，K值为定值。2、平衡转化率(1) 定义:物质在反应中已转化的量与该物质总量的比值表达式：n(始)n(平)“cc,转化率 U 100%n(始)c(始)，c(平)100%小结：反应的平衡转化率能表示在一定温度和一定起始浓度下反应进行的限度。利用化学平衡常数可预测一定温度和各种起始浓度下反应进行的限度。(3)产品的产率：转化率的研究对象是反应物，而产率的

7、研究对象是生成物。实际生成产物的物质的量产率100%(或质量、气体体积)理论上可得到的产物的物质的量(或质量、气体体积)第三单元化学平衡的移动-、化学平衡的移动(1) 定义：可逆反应中旧的化学平衡的破坏，新化学平衡的建立过程叫化学平衡的移动。(2) 移动的原因：外界条件发生变化。条件改变一段时间匚 旧平衡v正 丰 v逆新平衡移动的方向：由v正和v逆的相对大小决定。 若V正V逆，平衡向正反应方向移动。 若V正=V逆，平衡不移动。 若V正v V逆，平衡向逆反应方向移 动(3) 平衡移动的标志：各组分浓度与原平衡比较发生改变。(4) 影响化学平衡的条件(1) 增大反应物或减小生成物的浓度化学平衡向正

8、反应方向移动 减小反应物或增大生成物的浓度化学平衡向逆反应方向移动(2) A :温度升高，会使化学平衡向着吸热反应的方向移动; B :温度降低，会使化学平衡向着放热反应的方向移动。7如正反应是放热反应，改变温度时其平衡移动的图象是15升高温降低温度度度（3）（对于反应前后气体体积改变的反应）A :增大压强，会使化学平衡向着气体体积缩小的方向移动； B :减小压强，会使化学平衡向着气体体积增大的方向移动。注意 对于反应前后气体总体积相等的反应，改变压强不能使化学平衡移动； 对于只有固体或液体参加的反应，改变压强不能使化学平衡移动；（4）催化剂只能使正逆反应速率等倍增大，不能使化学平衡移动。二、勒

9、夏特列原理：如果改变影响平衡的条件之一（如温度，压强，以及参加反应的化学物质的浓度），平衡将向着能够减弱这种改变的方向移动。三、等效平衡化学平衡的建立与途径无关，即可逆反应无论从反应物方向开始，还是从生成物方向开始，只要条件 不变（定温定容、定温定压），都可以达到同一平衡状态，此为等效平衡。（1）定义：在一定条件下（恒温恒容或恒温恒压）下，只是起始加入情况不同的同一可逆反应达到 平衡后，任何相同组分的分数（体积、物质的量）均相等，这样的化学平衡互称为等效平衡。 在等效平衡中，若不仅任何相同组分的分数（体积、物质的量）均相同，而且相同组分的物质的量均 相同，这类等效平衡又互称为同一平衡。同一平衡

10、是等效平衡的特例。（2）等效平衡的规律： 同一反应在相同条件下，一次投料和分批次投料，最终建立的平衡是等效平衡。 在定温定容条件下，对于反应前后气体分子数可变的可逆反应，只改变起始时加入物质的物质的量，如通过反应的计量数换算成同一半边物质的物质的量与原平衡的相同，则两平衡等效。 在定温定容条件下，对于反应前后气体分子数不变的反应，只改变起始时加入物质的物质的量，如 通过反应的计量数换算成同一半边物质的物质的量之比与原平衡的相同，则两平衡等效。 在定温定压条件下，改变起始时加入物质的物质的量，如通过反应的计量数换算成同一半边物质的物质的量之比与原平衡的相同，则两平衡等效。第三章水溶液中的离子平衡

11、、电解质的有关定义物质,单质i纯净物*L化合物”强电解质：强酸、 电解质弱电解质：弱酸、强碱、绝大多数金属氧化物和盐。如HCI、NaOH、NaCI、BaSO4弱碱和水。7如HCIO、NH3 H2O、Cu（OH）2、H2O1电解质与非电解质本质区别：在一定条件下（溶于水或熔化）能否电离（以能否导电来证明是否电离） 电解质离子化合物或共价化合物非电解质共价化合物离子化合物与共价化合物鉴别方法：熔融状态下能否导电2、强电解质与弱电质的本质区别：在水溶液中是否完全电离（或是否存在电离平衡） 电解质、非电解质都是化合物。 是否自身电离出阴阳离子。SO2、NH3、C02等属于非电解质 电解质的强弱与其溶解

12、性无关。（如BaS04不溶于水，但溶于水的 BaS04全部电离，故BaS04为强电解质）4、强酸（HA）与弱酸（HB ）的区别：（1）溶液的物质的量浓度相同时，pH（HA） V pH（HB）（2）pH值相同时，溶液的浓度 Cha V Chb（3）pH相同时，加水稀释同等倍数后，pHHA pHHB二、水的电离和溶液的酸碱性1、水离平衡：H20=H* + 0H-水的离子积：Kw = H + 0H-25C时,H + =0H - =10-7 mol/L ; Kw = H + 0H- = 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

13、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：（1）酸、碱：抑制水的电离（pH之和为14的酸和碱的水溶液中水的电离被同等的抑制）（2）温度：促进水的电离（水的电离是吸热的）（3）易水解的盐：促进水的电离（pH之和为14两种水解盐溶液中水的电离被同等的促进）4、溶液的酸碱性和 pH :（1）pH= -lgH + 注意：酸性溶液不一定是酸溶液（可能是溶液）：pHV 7溶液不一定是酸性溶液（只有温度为常温才对）；碱性溶液不一定是碱溶液（可能是溶液）。（2）pH的测定方法：酸碱指示剂一一甲基橙、石蕊、酚酞pH试纸最简单的方法。操作：将一小块pH试纸放在洁净的玻璃片上，用玻璃棒

14、沾取未知液点试纸中部，然后与标准比色卡比较读数即可。注意：事先不能用水湿润PH试纸；只能读取整数值或范围。（3）常用酸碱指示剂及其变色范围：指示剂变色范围的PH石蕊V 5红色58紫色 8蓝色甲基橙V 3.1红色3.14.4橙色4.4黄色酚酞V 8无色810浅红 10红色三、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 +离子数相加除以总体积，再求其它）H +混= （H +1V1+H +2V2） / （V1+V 2）2、 强碱与强碱的混合：（先求OH-混：将两种酸中的 OH-离子数相加除以总体积，再求其它）OH-混=(OH-iVi+OH-2V2)/ (V1

15、+V2)(注意：不能直接计算H+混)3、强酸与强碱的混合：（先据H + + 0H- =H20计算余下的或0H-,H +有余，则用余下的 H +数除以溶液总体积求H + 混；0H-有余，则用余下的 0H-数除以溶液总体积求0H-混，再求其它） 注意：在加法运算中，相差 100倍以上（含 100 倍）的，小的可以忽略不计！4、稀释过程溶液 pH 值的变化规律：（1）强酸溶液：稀释 10n 倍时，（2）弱酸溶液：稀释 10n 倍时，（3）强碱溶液：稀释 10n 倍时，（4）弱碱溶液：稀释 10n 倍时，pH稀=pH原+ n （但始终不能大于或等于 7）pH稀v pH原+n（但始终不能大于或等于 7）

16、pH稀=pH原一n （但始终不能小于或等于 7）pH稀pH原一 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 均为 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。四、“酸、碱恰好完全反应”与“自由与0H-恰好中和”酸碱性判断方法1、 酸、碱恰好反应：恰好生成盐和水，看盐的水解判断溶液酸碱性。（无水解，呈中性）2、自由与0H-恰好中和（现金相等），即“ 14规则：pH之和为14的两溶液等体积混合，谁弱显 谁性，无弱显中性。 ”五、酸碱中和滴定1 、原理2、 仪器：酸、碱式滴定管滴定管

17、夹 铁架台 锥形瓶 试剂：标准液、待测液、指示剂 指示剂的选择：变色明显、滴定终点 PH 要在变色区间内。3、滴定操作（1）、前期准备 查漏、水洗、润洗、装液、赶气泡、调液面、记录。（ 2） 、滴定过程 左手控制阀门、右手震荡锥形瓶、眼睛注视锥形瓶内溶液颜色变化。（3）、数据处理 平行实验 2-3 次，记录数据，取消耗标准液体积的平均值，计算待测液的浓度。4、误差分析（1） 、洗涤误差2）、滴定误差（3）、读数误差五、盐类的水解（只有可溶于水的盐才水解）1 、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，都弱都水解，无弱不水解。 多元弱酸根，浓度相同时正酸根比酸式酸水解程度大

18、，碱性更强。（如:Na2C03 NaHC03）弱酸酸性强弱比较：A、同主族元素最高价含氧酸的酸性递减，无氧酸的酸性递增（利用特殊值进行记忆。如酸性：HFH3P04）B、 饱和一元脂肪酸的碳原子数越小，酸性越强（如HCOOHCH 3C00H ）C、 一些常见的酸的酸性：HCI0、HAI0 2、苯酚为极弱酸；醋酸 碳酸；磷酸和H2S03为中强酸；HCI0 4 为最强含氧酸等。2、 盐类水解的特点：（ 1）可逆 （ 2）程度小 （ 3）吸热3、 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）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

19、离子水解；0H-促进阳离子水解而抑制阴离子水解）4、酸式盐溶液的酸碱性： 只电离不水解：如 HS04- 电离程度水解程度，显酸性（如：HS03-、H2PO4-、HC2O4-） 水解程度电离程度，显碱性 （如：HCO3-、HS-、HPO42-）。5、双水解反应：（1）构成盐的阴阳离子均能发生水解的反应为双水解反应（即弱酸弱碱盐）。双水解反应相互促进，水解程度较大，有的甚至水解完全。其促进过程以NH4AC为例解释如下：+ + + NH4Ac = NH 4 + Ac-NH4 + H 2O 一 NH 3 H2O + HAc + H2O一 HAc + OH -两个水解反应生成的 H+和OH 反应生成水而

20、使两个水解反应的生成物浓度均减少，平衡均右移。 醋酸铵、碳酸铵、碳酸氢铵双水解程度较小，阴阳离子可以大量共存。常见的双水解反应完全的为：Fe3*、Al3+与AIO2-、CO32-（HCO3-）、S2-（HS-）、SO32-（HSO 3-）;其特点是相互水解成沉淀或气体。双水解完全的方程式写“=”并标“，其离子方程式配平依据是两边电荷平衡，如： 2AI3 + + 3S2- + 6H2O = 2AI（OH） 3 J + 3H2ST以上阴阳离子双水解彻底，同意溶液中不能大量共存。6、盐类水解的应用： 混施化肥（N、P、K三元素不能变成f和J）泡沫灭火剂（用硫酸铝和小苏打为原料，双水解） FeCl3溶

21、液止血剂（血浆为胶体，电解质溶液使胶体凝聚）明矶净水（AI3+水解成氢氧化铝胶体，胶体具有很大的表面积，吸附水中悬浮物而聚沉）NH4CI焊接金属（氯化铵呈酸性，能溶解铁锈）判断溶液酸碱性（强者显性）比较盐溶液离子浓度的大小判断离子共存（双水解的离子产生沉淀和气体的不能大量共存）配制盐溶液（加对应的酸防止水解）六、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：分步书写例：H2S的电离H2S+H + HS-;HS- H + + S2-例：Na2S 的水解：H 2O+ S2-HS + OHH2O + HS -H2S + OH注意：不管是水解还是电离，都决定于第一步，第

22、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：一步书写例：Al + 3H2O AI（OH） 3 + 3H +七、溶液中微粒浓度的大小比较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（电荷数前移）：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（原子个数前移）: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（得失H +个数前移）:刀得质子后形成的微粒浓度得质子数=刀失质子后形成的微粒浓度失质子数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CH3COOH与CH3COONa的混合溶液：弱酸的电离其对应弱酸盐的水解，溶液呈酸性 等浓度的NH3 H2O与NH4CI的混合液：弱碱的电离其对应弱碱盐的水解，溶液呈碱性 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，溶液呈碱性 掌握其处理方法（即抓主要矛盾）八、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。生成难溶电解质的反应为完全反应，用“=”。(2) 反应后离子浓度降至1 x 10-5mol/L以下的反应为完全反应，用=”。如酸碱中