化學(xué)選修四總結(jié)

第一章化學(xué)反應(yīng)與能量一、焓變(ΔH)：反應(yīng)熱1．反應(yīng)熱：一定條件下，一定物質(zhì)的量的反應(yīng)物之間完全反應(yīng)所放出或吸收的熱量2．焓變(ΔH)的意義：在恒壓條件下進(jìn)行的化學(xué)反應(yīng)的熱效應(yīng)符號：△H單位：kJ/mol3.蓋斯定律：不管化學(xué)反應(yīng)分一步或幾步完成，起反應(yīng)熱相同，及化學(xué)反應(yīng)的反應(yīng)熱只與始態(tài)和終態(tài)有關(guān)與途徑無關(guān)4.產(chǎn)生原因：化學(xué)鍵斷裂——吸熱化學(xué)鍵形成——放熱放出熱量的化學(xué)反應(yīng)。(放熱>吸熱)△H為“-”或△H<0吸收熱量的化學(xué)反應(yīng)。（吸熱>放熱）△H為“+”或△H>0 5．總能量大不穩(wěn)定鍵能小鍵不牢 總能量小穩(wěn)定鍵能大鍵牢 6.注意可逆反應(yīng)二、燃燒熱、中和熱1．燃燒熱概念：25℃，101kPa時，1mol純物質(zhì)完全燃燒生成穩(wěn)定的化合物時所放出的熱量。中和熱概念：（?。┧?堿，發(fā)生中和反應(yīng)而生成1molH2O，這時的反應(yīng)熱叫中和熱。單位用kJ/mol表示。2．（?。┧?堿，發(fā)生中和反應(yīng)而生成1molH2OΔH=－57.3kJ/mol（濃）酸/堿，發(fā)生中和反應(yīng)而生成1molH2O時中和熱大于57.3kJ/mol。ΔH<57.3kJ/mol。弱酸或弱堿電離要吸收熱量，發(fā)生中和反應(yīng)而生成1molH2O時中和熱小于57.3kJ/mol。ΔH>57.3kJ/mol。3．中和熱的測定實(shí)驗(yàn) 儀器：大燒杯、小燒杯、溫度計、量筒兩個、泡沫塑料或紙條、泡沫塑料板或硬紙板（中心有兩個小孔）、環(huán)形玻璃攪拌棒。0.50mol/L鹽酸、0.55mol/LNaOH溶液 注意：至少測三次，酸、堿各測t，反應(yīng)最高t三、熱化學(xué)方程式判斷注意：①標(biāo)出能量變化。② ③熱化學(xué)方程式中的化學(xué)計量數(shù)可以是整數(shù)，也可以是分?jǐn)?shù) ④各物質(zhì)系數(shù)加倍，△H加倍；反應(yīng)逆向進(jìn)行，△H改變符號，數(shù)值不變

第二章化學(xué)反應(yīng)速率和化學(xué)平衡一、化學(xué)反應(yīng)速率1.化學(xué)反應(yīng)速率（v）⑴定義：用來衡量化學(xué)反應(yīng)的快慢，單位時間內(nèi)反應(yīng)物或生成物的物質(zhì)的量的變化⑵表示：單位時間內(nèi)反應(yīng)濃度的減少或生成物濃度的增加來表示⑶公式：v=Δc/Δt單位：mol/（L·s）2.影響因素：①決定因素（內(nèi)因）：反應(yīng)物的性質(zhì)（決定因素）②條件因素（外因）：P、C、T、催化劑……二、化學(xué)平衡1.化學(xué)平衡狀態(tài)定義：一定條件下，當(dāng)一個可逆反應(yīng)進(jìn)行到正逆反應(yīng)速率相等時，更組成成分濃度不再改變，達(dá)到表面上靜止的一種“平衡”，這就是這個反應(yīng)所能達(dá)到的限度即化學(xué)平衡狀態(tài)。2、化學(xué)平衡的特征:逆（研究前提是可逆反應(yīng)）等（同一物質(zhì)的正逆反應(yīng)速率相等）動（動態(tài)平衡）定（各物質(zhì)的濃度與質(zhì)量分?jǐn)?shù)恒定）變（條件改變，平衡發(fā)生變化）三、影響化學(xué)平衡移動的因素反應(yīng)實(shí)質(zhì)：P、C（活化分子的有效碰撞）T、催化劑（活化分子百分?jǐn)?shù)增多）1、濃度的影響：其他條件不變時，改變濃度，向濃度減小的方向移動注意：增加固體或純液體的量，濃度不變，平衡不移動2、溫度的影響：其他條件不變時，溫度升高會使化學(xué)平衡向著吸熱反應(yīng)方向移動，溫度降低會使化學(xué)平衡向著放熱反應(yīng)方向移動。3、壓強(qiáng)的影響：其他條件不變時，增大壓強(qiáng)，會使平衡向著體積縮小方向移動；減小壓強(qiáng)，會使平衡向著體積增大方向移動。充入無關(guān)氣體對V影響：同T同V時：充入惰性氣體→P增大，但是各分壓不變，C不變→V不變同T同P時：充入惰性氣體，V增大，C減小，V減慢注意：參加反應(yīng)的物質(zhì)為固體和液體，由于壓強(qiáng)的變化對濃度幾乎無影響，可以認(rèn)為反應(yīng)速率不變。4、催化劑的影響：正逆反應(yīng)速率同時加快或減慢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(qiáng)，濃度），平衡向著能夠減弱這種改變的方向移動。四、化學(xué)平衡常數(shù)1.定義：在一定溫度下，當(dāng)一個反應(yīng)達(dá)到化學(xué)平衡時，生成物濃度冪之積與反應(yīng)物濃度冪之積的比值是一個常數(shù)比值。 符號：K注意：①K只與溫度（T）有關(guān)，與反應(yīng)物或生成物的濃度無關(guān)。②反應(yīng)物或生產(chǎn)物中有固體或純液體不代入公式。③稀溶液中進(jìn)行的反應(yīng)，如有水參加，水的濃度不必寫在平衡關(guān)系式中。2.化學(xué)平衡常數(shù)值的大小是可逆反應(yīng)進(jìn)行程度的標(biāo)志：K值越大，說明平衡時生成物的濃度越大，它的正向反應(yīng)進(jìn)行的程度越大，即該反應(yīng)進(jìn)行得越完全，反應(yīng)物轉(zhuǎn)化率越高。反之，則相反。（一般地，K>105時，該反應(yīng)就進(jìn)行得基本完全了。）五、等效平衡1.定義：在一定條件下，只是起始加入情況不同的同一可逆反應(yīng)達(dá)到平衡后，任何相同組分的百分含量均相同，稱為等效平衡。（1）同T同V時第一類：對于反應(yīng)前后氣體分子數(shù)改變的可逆反應(yīng)：必須要保證化學(xué)計量數(shù)之比與原來相同和平衡式左右兩邊同一邊的物質(zhì)的量與原來相同。第二類：對于反應(yīng)前后氣體分子數(shù)不變的可逆反應(yīng)：保證反應(yīng)物的物質(zhì)的量的比例與原來相同即可（2）同T同P時：可逆反應(yīng)化學(xué)計量數(shù)之比相同即可視為等效平衡。六、化學(xué)反應(yīng)進(jìn)行的方向1、反應(yīng)熵變與反應(yīng)方向：（1）熵:物質(zhì)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?K)（2）體系趨向于有序轉(zhuǎn)變?yōu)闊o序，導(dǎo)致體系的熵增加，這叫做熵增加原理，也是反應(yīng)方向判斷的依據(jù)。.（3）同一物質(zhì)，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)2、反應(yīng)方向判斷依據(jù)在溫度、壓強(qiáng)一定的條件下，化學(xué)反應(yīng)的判讀依據(jù)為：ΔH-TΔS〈0反應(yīng)能自發(fā)進(jìn)行ΔH-TΔS=0反應(yīng)達(dá)到平衡狀態(tài)ΔH-TΔS〉0反應(yīng)不能自發(fā)進(jìn)行注意：（1）ΔH為負(fù)，ΔS為正時，任何溫度反應(yīng)都能自發(fā)進(jìn)行（2）ΔH為正，ΔS為負(fù)時，任何溫度反應(yīng)都不能自發(fā)進(jìn)行

第三章水溶液中的離子平衡一、電離平衡：1.電解質(zhì) 強(qiáng)電解質(zhì)：CH3COONH4,;HI;BaSO4;Ca(OH)2;HClO4…… 弱電解質(zhì)：H3PO3;H2SO3;Al(OH)3；HF；Fe(OH)3;H2O;HClO……非電解質(zhì)：SO3、CO2、C6H12O6、CCl4、CH2=CH2……注意：（1）離子化合物一定是強(qiáng)電解質(zhì)；共價化合物有的是強(qiáng)電解質(zhì)，有的是弱電解質(zhì)（2）強(qiáng)電解質(zhì)不等于易溶于水的化合物（如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部電離，故BaSO4為強(qiáng)電解質(zhì)）——電解質(zhì)的強(qiáng)弱與導(dǎo)電性、溶解性無關(guān)。2.電離方程式：①“” ②分步電離③有水參與④熔融態(tài)電離：NaHSO43.影響電離平衡的因素：溫度：電離一般吸熱，升溫有利于電離濃度：濃度越大，電離程度越小，溶液稀釋，電離平衡向著電離的方向移動。（在弱電解質(zhì)溶液里加入與弱電解質(zhì)具有相同離子的電解質(zhì)，會減弱電離）加其他試劑：加入能與弱電解質(zhì)的電離產(chǎn)生的某種離子反應(yīng)的物質(zhì)時，有利于電離。4.弱電解質(zhì)的判斷方法：（1）不能完全電離①0.1mol·L-1的醋酸溶液pH約為3。②pH相同的鹽酸、醋酸，醋酸濃度大。③pH＝1的醋酸與pH＝13的氫氧化鈉溶液等體積混合，溶液呈酸性。（2）加水稀釋，平衡移動①等體積相同pH的鹽酸與醋酸稀釋相同的倍數(shù)，醋酸的pH小。②等體積pH＝4的鹽酸與醋酸，稀釋成pH＝5的溶液，醋酸加水量多。

5、電離常數(shù)：在一定條件下，弱電解質(zhì)在達(dá)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).表示：ABA++B-Ki=[A+][B-]/[AB]影響因素：①電離常數(shù)的大小主要由物質(zhì)的本性決定②Ki只隨溫度變化而變化③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(qiáng)。如：H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO二、水的電離和溶液的酸堿性1、水電離平衡：水的離子積：KW=c[H+]·c[OH-]25℃時,[H+]=[OH-]=10-7mol/LKW=[H+]·[OH-]=10注意：KW只與溫度有關(guān)，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(diǎn)：（1）可逆（2）吸熱（3）極弱3、影響水電離平衡的外界因素： ①酸、堿：抑制水的電離KW〈10-14②溫度：促進(jìn)水的電離（水的電離是吸熱的）③易水解的鹽：促進(jìn)水的電離KW〉10-144、溶液的酸堿性和pH：（1）pH=-lgc[H+]（2）pH的測定方法：變色范圍：甲基橙3.1~4.4（橙色） 石蕊5.0~8.0（紫色）酚酞8.2~10.0（淺紅色）pH試紙:玻璃棒蘸取未知液體在試紙上，然后與標(biāo)準(zhǔn)比色卡對比即可三、鹽類的水解（只有可溶于水的鹽才水解）1、鹽類水解：在水溶液中鹽電離出來的離子跟水電離出來的H+或OH-結(jié)合生成弱電解質(zhì)的反應(yīng)。2、實(shí)質(zhì)：水溶液中鹽電離出來的離子跟水電離出來的H+或OH-結(jié)合,破壞水的電離，是平衡向右移動，促進(jìn)水的電離。3、鹽類水解規(guī)律：有弱才水解，無弱不水解，越弱越水解；誰強(qiáng)顯誰性，兩弱都水解，同強(qiáng)顯中性。

4、影響鹽類水解的外界因素：①溫度：溫度越高水解程度越大（水解吸熱，越熱越水解）②濃度：濃度越小，水解程度越大（越稀越水解）③酸堿：促進(jìn)或抑制鹽的水解（H+促進(jìn)陰離子水解而抑制陽離子水解；OH-促進(jìn)陽離子水解而抑制陰離子水解）5、、酸式鹽溶液的酸堿性：①只電離不水解：如HSO4-顯酸性②電離程度＞水解程度，顯酸性（如:HSO3-、H2PO4-）③水解程度＞電離程度，顯堿性（如：HCO3-、HS-、HPO42-）6雙水解反應(yīng)：如Fe3+、Al3+與AlO2-、CO32-(HCO3-)、S2-(HS-)、SO32-(HSO3-）；S2-與NH4+；CO32-(HCO3-)與NH4+其特點(diǎn)是相互水解成沉淀或氣體。雙水解完全的離子方程式配平依據(jù)是兩邊電荷平衡，如：2Al3++3S2-+6H2O==2Al(OH)3↓+3H2S↑7、鹽類水解的應(yīng)用：明礬凈水四、酸堿中和滴定：1、實(shí)質(zhì)：H++OH—=H2O即酸能提供的H+和堿能提供的OH-物質(zhì)的量相等。2、中和滴定過程：（1）。藥品：標(biāo)準(zhǔn)液；待測液；指示劑。（2）準(zhǔn)備過程：準(zhǔn)備：檢漏、洗滌、潤洗、裝液、趕氣泡、調(diào)液面。（洗滌：用洗液洗→檢漏：滴定管是否漏水→用水洗→用標(biāo)準(zhǔn)液洗（或待測液洗）→裝溶液→排氣泡→調(diào)液面→記數(shù)據(jù)V(始)）（3）酸堿中和滴定的誤差分析五、溶液中微粒濃度的大小比較基本原則：抓住溶液中微粒濃度必須滿足的三種守恒關(guān)系：①電荷守恒：任何溶液均顯電中性，各陽離子濃度與其所帶電荷數(shù)的乘積之和＝各陰離子濃度與其所帶電荷數(shù)的乘積之和②物料守恒:（即原子個數(shù)守恒或質(zhì)量守恒）某原子的總量(或總濃度)＝其以各種形式存在的所有微粒的量(或濃度)之和③質(zhì)子守恒：即水電離出的H+濃度與OH-濃度相等。六、沉淀1、沉淀的溶解：沉淀的溶解就是使溶解平衡正向移動。常采用的方法有：①酸堿；②氧化還原；③沉淀轉(zhuǎn)化。2、沉淀的轉(zhuǎn)化：溶解度大的生成溶解度小的，溶解度小的生成溶解度更小的。如：AgNO3AgCl(白色沉淀)AgBr（淡黃色）AgI（黃色）Ag2S（黑色）

第四章電化學(xué)基礎(chǔ)一、原理(1)電解的概念：在直流電作用下，電解質(zhì)在兩上電極上分別發(fā)生氧化反應(yīng)和還原反應(yīng)的過程叫做電解。電能轉(zhuǎn)化為化學(xué)能的裝置叫做電解池。(2)電極反應(yīng)：以電解熔融的NaCl為例：陽極：與電源正極相連的電極稱為陽極，陽極發(fā)生氧化反應(yīng)：2Cl－→Cl2↑＋2e－。陰極：與電源負(fù)極相連的電極稱為陰極，陰極發(fā)生還原反應(yīng)：Na＋＋e－→Na?？偡匠淌剑?NaCl(熔)2Na＋Cl2↑二、電解原理的應(yīng)用(1)電解食鹽水制備燒堿、氯氣和氫氣。陽極：2Cl－→Cl2＋2e－陰極：2H＋＋e－→H2↑總反應(yīng)：2NaCl＋2H2O2NaOH＋H2↑＋Cl2↑(2)銅的電解精煉。粗銅(含Zn、Ni、Fe、Ag、Au、Pt)為陽極，精銅為陰極，CuSO4溶液為電解質(zhì)溶液。陽極反應(yīng)：Cu→Cu2＋＋2e－，還發(fā)生幾個副反應(yīng)Zn→Zn2＋＋2e－；Ni→Ni2＋＋2e－Fe→Fe2＋＋2e－Au、Ag、Pt等不反應(yīng)，沉積在電解池底部形成陽極泥。陰極反應(yīng)：Cu2＋＋2e－→Cu(3)電鍍：以鐵表面鍍銅為例待鍍金屬Fe為陰極，鍍層金屬Cu為陽極，CuSO4溶液為電解質(zhì)溶液。陽極反應(yīng)：Cu→Cu2＋＋2e－陰極反應(yīng)：Cu2＋＋2e－→Cu

三、化學(xué)能轉(zhuǎn)化為電能——電池1、原電池的工作原理(1)原電池的概念：把化學(xué)能轉(zhuǎn)變?yōu)殡娔艿难b置稱為原電池。(2)Cu－Zn原電池的工作原理：Cu－Zn原電池，其中Zn為負(fù)極，Cu為正極，構(gòu)成閉合回路后的現(xiàn)象是：Zn片逐漸溶解，Cu片上有氣泡產(chǎn)生，電流計指針發(fā)生偏轉(zhuǎn)。原理：Zn失電子，負(fù)極反應(yīng)為：Zn→Zn2＋＋2e－；Cu得電子，正極反應(yīng)為：2H＋＋2e－→H2。電子定向移動形成電流?？偡磻?yīng)為：Zn＋CuSO4＝ZnSO4＋Cu。(3)原電池的電能若兩種金屬做電極，活潑金屬為負(fù)極，不活潑金屬為正極；若一種金屬和一種非金屬做電極，金屬為負(fù)極，非金屬為正極。2、化學(xué)電源(1)鋅錳