高二化學選修四重點概念總結

高二化學選修四復習總結 第一章化學反應與能量 第一節(jié)化學反應與能量變化 一 焓變 反應熱化學鍵與化學反應中的能量變化的關系 H的計算式常見的吸熱反應 放熱反應及其對應圖像二 熱化學方程式的書寫 結合燃燒熱 中和熱 燃燒熱 常見物質有乙醇 甲烷 丙烷 乙烯中和熱 H aq OH aq H2O l H 57 3kJ mol H大小的比較三 中和熱的測定環(huán)形玻璃攪拌棒 實驗大概步驟 操作注意之處及原因 一 焓變反應熱1 反應熱 一定條件下 一定物質的量的反應物之間完全反應所放出或吸收的熱量2 焓變 H 的意義 在恒壓條件下進行的化學反應的熱效應 1 符號 H 2 單位 kJ mol 常見的放熱反應 所有的燃燒反應 酸堿中和反應 大多數(shù)的化合反應 金屬與酸的反應 生石灰和水反應 濃硫酸稀釋 氫氧化鈉固體溶解等 常見的吸熱反應 晶體Ba OH 2 8H2O與NH4Cl 大多數(shù)的分解反應 以H2 CO C為還原劑的氧化還原反應 銨鹽溶解等 第二節(jié)燃燒熱 一 燃燒熱 概念 25 101kPa時 1mol純物質完全燃燒生成穩(wěn)定的化合物時所放出的熱量 燃燒熱的單位用kJ mol表示 注意以下幾點 研究條件 101kPa 反應程度 完全燃燒 產物是穩(wěn)定的氧化物 燃燒物的物質的量 1mol 研究內容 放出的熱量 H 0 單位kJ mol 二 中和熱1 概念 在稀溶液中 酸跟堿發(fā)生中和反應而生成1molH2O 這時的反應熱叫中和熱 2 強酸與強堿的中和反應其實質是H 和OH 反應 其熱化學方程式為 H aq OH aq H2O l H 57 3kJ mol3 弱酸或弱堿電離要吸收熱量 所以它們參加中和反應時的中和熱小于57 3kJ mol 第三節(jié)化學反應熱的計算 一 蓋斯定律 主要是應用 1 內容 化學反應的反應熱只與反應的始態(tài) 各反應物 和終態(tài) 各生成物 有關 而與具體反應進行的途徑無關 如果一個反應可以分幾步進行 則各分步反應的反應熱之和與該反應一步完成的反應熱是相同的 2 運用 根據(jù)蓋斯定律 可以設計反應求出另一個反應的反應熱 二 反應熱的計算反應熱的計算類型 A 根據(jù)反應熱的概念的計算B根據(jù)熱化學方程式的計算C根據(jù)化學鍵鍵能的計算D利用蓋斯定律的計算 第二章化學反應速率和化學平衡 第一節(jié)化學反應速率 一 化學反應速率化學反應速率 v 定義 用來衡量化學反應的快慢 單位時間內反應物或生成物的物質的量的變化 表示方法 單位時間內反應濃度的減少或生成物濃度的增加來表示 計算公式 v c t 平均速率 c 濃度變化 t 時間 單位 mol L s 影響因素 決定因素 內因 反應物的性質 決定因素 條件因素 外因 反應所處的條件 影響因素變化規(guī)律 注意 注意 1 參加反應的物質為固體和液體 由于壓強的變化對濃度幾乎無影響 可以認為反應速率不變 2 惰性氣體對于速率的影響 恒溫恒容時 充入惰性氣體 總壓增大 但是各分壓不變 各物質濃度不變 反應速率不變 恒溫恒體時 充入惰性氣體 體積增大 各反應物濃度減小 反應速率減慢 一 有效碰撞理論活化分子 活化能 活化分子百分數(shù) 有效碰撞二 外界條件對化學平衡的影響1 濃度對化學平衡移動的影響 1 影響規(guī)律 在其他條件不變的情況下 增大反應物的濃度或減少生成物的濃度 都可以使平衡向正方向移動 增大生成物的濃度或減小反應物的濃度 都可以使平衡向逆方向移動 2 增加固體或純液體的量 由于濃度不變 所以平衡不移動 3 在溶液中進行的反應 如果稀釋溶液 反應物濃度減小 生成物濃度也減小 V正減小 V逆也減小 但是減小的程度不同 總的結果是化學平衡向反應方程式中化學計量數(shù)之和大的方向移動 外界條件對化學平衡的影響 2 溫度對化學平衡移動的影響影響規(guī)律 在其他條件不變的情況下 溫度升高會使化學平衡向著吸熱反應方向移動 溫度降低會使化學平衡向著放熱反應方向移動 3 壓強對化學平衡移動的影響影響規(guī)律 其他條件不變時 增大壓強 會使平衡向著體積縮小方向移動 減小壓強 會使平衡向著體積增大方向移動 注意 1 改變壓強不能使無氣態(tài)物質存在的化學平衡發(fā)生移動 2 氣體減壓或增壓與溶液稀釋或濃縮的化學平衡移動規(guī)律相似 外界條件對反應速率的影響 4 催化劑對化學平衡的影響 由于使用催化劑對正反應速率和逆反應速率影響的程度是等同的 所以平衡不移動 但是使用催化劑可以影響可逆反應達到平衡所需的時間 5 勒夏特列原理 平衡移動原理 如果改變影響平衡的條件之一 如溫度 壓強 濃度 平衡向著能夠減弱這種改變的方向移動 第三節(jié)化學平衡 一 化學平衡狀態(tài)的建立定義 特征 5個 化學平衡狀態(tài)標志的判斷 變量不變 影響化學平衡狀態(tài)的因素 濃度 溫度 壓強 及平衡的移動催化劑不能使平衡發(fā)生移動 勒夏特列原理 2 化學平衡的特征逆 研究前提是可逆反應 等 同一物質的正逆反應速率相等 動 動態(tài)平衡 定 各物質的濃度與質量分數(shù)恒定 變 條件改變 平衡發(fā)生變化 1 定義 化學平衡狀態(tài) 一定條件下 當一個可逆反應進行到正逆反應速率相等時 更組成成分濃度不再改變 達到表面上靜止的一種 平衡 這就是這個反應所能達到的限度即化學平衡狀態(tài) 二 化學平衡常數(shù)定義 在一定溫度下 當一個反應達到化學平衡時 生成物濃度冪之積與反應物濃度冪之積的比值是一個常數(shù)比值 符號 K 1 表達式中各物質的濃度是平衡時的濃度 2 K只與溫度 T 有關 與反應物或生成物的濃度或建立平衡的方向無關 3 反應物或生產物中有固體或純液體存在時 由于其濃度是固定不變的 可以看做是 1 而不代入公式 4 對于一個化學反應 K值不唯一 與方程式中化學計量數(shù)有關 使用化學平衡常數(shù)K應注意的問題 化學平衡常數(shù)K的應用 1 化學平衡常數(shù)值的大小是可逆反應進行程度的標志 K值越大 說明平衡時生成物的濃度越大 它的正向反應進行的程度越大 即該反應進行得越完全 反應物轉化率越高 反之 則相反 一般地 K 105時 該反應就進行得基本完全了 2 可以利用K值做標準 判斷正在進行的可逆反應是否平衡及不平衡時向何方進行建立平衡 Q 濃度積 QC K 反應向正反應方向進行 QC K 反應處于平衡狀態(tài) QC K 反應向逆反應方向進行3 利用K值可判斷反應的熱效應若溫度升高 K值增大 則正反應為吸熱反應若溫度升高 K值減小 則正反應為放熱反應 等效平衡 1 概念 在一定條件下 定溫 定容或定溫 定壓 只是起始加入情況不同的同一可逆反應達到平衡后 任何相同組分的百分含量均相同 這樣的化學平衡互稱為等效平衡 2 分類 1 定溫 定容條件下的等效平衡第一類 對于反應前后氣體分子數(shù)改變的可逆反應 即 等量即等效第二類 對于反應前后氣體分子數(shù)不變的可逆反應 只要反應物的物質的量的比例與原來相同即可視為二者等效 即 等比即等效 2 定溫 定壓的等效平衡只要保證可逆反應化學計量數(shù)之比相同即可視為等效平衡 即 等比即等效 第四節(jié)化學反應進行的方向 1 反應熵變與反應方向 1 熵 物質的一個狀態(tài)函數(shù) 用來描述體系的混亂度 符號為S 單位 J mol 1 K 1 2 體系趨向于有序轉變?yōu)闊o序 導致體系的熵增加 這叫做熵增加原理 也是反應方向判斷的依據(jù) 3 同一物質 在氣態(tài)時熵值最大 液態(tài)時次之 固態(tài)時最小 即S g S l S s 反應方向判斷依據(jù) 在溫度 壓強一定的條件下 化學反應的判讀依據(jù)為 H T S 0反應能自發(fā)進行 H T S 0反應達到平衡狀態(tài) H T S 0反應不能自發(fā)進行注意 1 H為負 S為正時 任何溫度反應都能自發(fā)進行 2 H為正 S為負時 任何溫度反應都不能自發(fā)進行 第三章水溶液中的離子平衡 第一節(jié)弱電解質的電離 一 強弱電解質常見的強弱電解質的類型并學會判斷與導電性 溶解性無關二 弱電解質的電離平衡電離方程式的書寫 強等號 弱可逆 多元弱酸分步寫 多元弱堿一步完 NaHSO4 NaHCO3 影響電離平衡的因素 濃度 溫度 稀釋 同離子效應 化學反應 1 定義 電解質 在水溶液中或熔化狀態(tài)下能導電的化合物 叫電解質 非電解質 在水溶液中或熔化狀態(tài)下都不能導電的化合物 強電解質 在水溶液里全部電離成離子的電解質 弱電解質 在水溶液里只有一部分分子電離成離子的電解質 二 弱電解質的電離平衡 1 電離平衡 在一定的條件下 當電解質分子電離成離子的速率和離子結合成分子速率相等時 電離過程就達到了平衡狀態(tài) 這叫電離平衡 2 影響電離平衡的因素 A 溫度 電離一般吸熱 升溫有利于電離 B 濃度 濃度越大 電離程度越小 溶液稀釋時 電離平衡向著電離的方向移動 C 同離子效應 在弱電解質溶液里加入與弱電解質具有相同離子的電解質 會減弱電離 D 其他外加試劑 加入能與弱電解質的電離產生的某種離子反應的物質時 有利于電離 三電離常數(shù) 1 電離常數(shù) 在一定條件下 弱電解質在達到電離平衡時 溶液中電離所生成的各種離子濃度的乘積 跟溶液中未電離的分子濃度的比是一個常數(shù) 叫做電離平衡常數(shù) 一般用Ka表示酸 Kb表示堿 表示方法 ABA B Ka A B AB 2 影響因素 a 電離常數(shù)的大小主要由物質的本性決定 b 電離常數(shù)受溫度變化影響 不受濃度變化影響 在室溫下一般變化不大 C 同一溫度下 不同弱酸 電離常數(shù)越大 其電離程度越大 酸性越強 如 H2SO3 H3PO4 HF CH3COOH H2CO3 H2S HClO 第二節(jié)水的電離與溶液酸堿性 一 水的電離水的離子積 常溫1 0 10 14 只與溫度有關影響水電離的因素 溫度 加酸 堿 加會水解的鹽 二 溶液的酸堿性與pH酸堿性本質 H OH 濃度相對大小 pH lgc H pH的計算 稀釋 兩強的混合 酸堿混合 酸堿中和滴定 儀器 操作步驟 終點現(xiàn)象 誤差分析 實驗結果數(shù)據(jù)處理 水的電離和溶液的酸堿性 1 水電離平衡 H2OH OH 水的離子積 KW c H c OH 25 時 H OH 10 7mol L KW H OH 1 10 14注意 KW只與溫度有關 溫度一定 則KW值一定KW不僅適用于純水 適用于任何溶液 酸 堿 鹽 2 水電離特點 1 可逆 2 吸熱 3 極弱3 影響水電離平衡的外界因素 酸 堿 抑制水的電離KW 1 10 14 溫度 促進水的電離 水的電離是吸熱的 易水解的鹽 促進水的電離KW 1 10 14 第三節(jié)鹽類水解 一 鹽類水解強酸強堿鹽 強酸弱堿鹽 強堿弱酸鹽的酸堿性原因 實質 規(guī)律 水解的離子方程式的書寫影響水解平衡的因素 溫度 濃度 稀釋 加酸 堿 雙水解 二 鹽類水解的應用pH大小的比較 離子共存 同種離子不同溶液的濃度比較離子濃度大小順序 同一溶液中 兩種溶液的混合 三大守恒 電荷守恒 物料守恒 質子守恒 第四節(jié)難溶電解質的溶解平衡 1 難溶電解質的溶解平衡的一些常見知識 1 溶解度小于0 01g的電解質稱難溶電解質 2 反應后離子濃度降至1 10 5以下的反應為完全反應 如酸堿中和時 H 降至10 7mol L 10 5mol L 故為完全反應 用 常見的難溶物在水中的離子濃度均遠低于10 5mol L 故均用 3 難溶并非不溶 任何難溶物在水中均存在溶解平衡 4 掌握三種微溶物質 CaSO4 Ca OH 2 Ag2SO4 5 溶解平衡常為吸熱 但Ca OH 2為放熱 升溫其溶解度減少 6 溶解平衡存在的前提是 必須存在沉淀 否則不存在平衡 第四章電化學基礎 第一節(jié)原電池 定義 電極及發(fā)生的反應 鹽橋的作用正 負極的判斷 1 從電極材料 一般較活潑金屬為負極 或金屬為負極 非金屬為正極 2 從電子的流動方向負極流入正極 3 從電流方向正極流入負極 4 根據(jù)電解質溶液內離子的移動方向陽離子流向正極 陰離子流向負極 5 根據(jù)實驗現(xiàn)象 溶解的一極為負極 增重或有氣泡一極為正極 第二節(jié)化學電源 了解常見的一次電池 二次電池堿性鋅錳電池 鉛蓄電池2 電極反應 鉛蓄電池放電 負極 鉛 Pb 2e PbSO4 正極 氧化鉛 PbO2 4H 2e PbSO4 2H2O充電 陰極 PbSO4 2H2O 2e PbO2 4H 放電充電陽極 PbSO4 2e Pb 兩式可以寫成一個可逆反應 PbO2 Pb 2H2SO42PbSO4 2H2O 第三節(jié)電解池 1 電解池 把電能轉化為化學能的裝置也叫電解槽2 電解 電流 外加直流電 通過電解質溶液而在陰陽兩極引起氧化還原反應 被動的不是自發(fā)的 的過程3 放電 當離子到達電極時 失去或獲得電子 發(fā)生氧化還原反應的過程4 電子流向 電源 負極 電解池 陰極 離子定向運動 電解質溶液 電解池 陽極 電源 正極5 電極名稱及反應 陽極 與直流電源的正極相連的電極 發(fā)生氧化反應陰極 與直流電源的負極相連的電極 發(fā)生還原反應6 電解CuCl2溶液的電極反應 陽極 2Cl 2e Cl2 氧化 陰極 Cu2 2e Cu 還原 總反應式 CuCl2 Cu Cl2 第四節(jié)金屬腐蝕及防護 一 電化學腐蝕吸氧腐蝕及析氫腐蝕的條件 電極反應式 現(xiàn)象解釋兩者的比較二 電化學防護犧牲陽極保護法 外加電流的陰極保護法其他的應用及解釋 化學腐蝕與電化腐蝕的比較 電化學腐蝕的分類 析氫腐蝕 腐蝕過程中不斷有氫氣放出 條件 潮濕空氣中形成的水膜 酸性較強 水膜中溶解有CO2 SO2 H2S等氣體 電極反應 負極 Fe 2e Fe2 正極 2H 2e H2 總式 Fe 2H Fe2 H2 吸氧腐蝕 反應過程吸收氧氣 條件 中性或弱酸性溶液 電極反應