高二化學(xué)選修四重點概念總結(jié)

高二化學(xué)選修四復(fù)習(xí)總結(jié) 第一章化學(xué)反應(yīng)與能量 第一節(jié)化學(xué)反應(yīng)與能量變化 一 焓變 反應(yīng)熱化學(xué)鍵與化學(xué)反應(yīng)中的能量變化的關(guān)系 H的計算式常見的吸熱反應(yīng) 放熱反應(yīng)及其對應(yīng)圖像二 熱化學(xué)方程式的書寫 結(jié)合燃燒熱 中和熱 燃燒熱 常見物質(zhì)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(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 H 的意義 在恒壓條件下進行的化學(xué)反應(yīng)的熱效應(yīng) 1 符號 H 2 單位 kJ mol 常見的放熱反應(yīng) 所有的燃燒反應(yīng) 酸堿中和反應(yīng) 大多數(shù)的化合反應(yīng) 金屬與酸的反應(yīng) 生石灰和水反應(yīng) 濃硫酸稀釋 氫氧化鈉固體溶解等 常見的吸熱反應(yīng) 晶體Ba OH 2 8H2O與NH4Cl 大多數(shù)的分解反應(yīng) 以H2 CO C為還原劑的氧化還原反應(yīng) 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(zhì)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(yīng)程度 完全燃燒 產(chǎn)物是穩(wěn)定的氧化物 燃燒物的物質(zhì)的量 1mol 研究內(nèi)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(yīng)而生成1molH2O 這時的反應(yīng)熱叫中和熱 2 強酸與強堿的中和反應(yīng)其實質(zhì)是H 和OH 反應(yīng) 其熱化學(xué)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(yīng)時的中和熱小于57 3kJ mol 第三節(jié)化學(xué)反應(yīng)熱的計算 一 蓋斯定律 主要是應(yīng)用 1 內(nèi)容 化學(xué)反應(yīng)的反應(yīng)熱只與反應(yīng)的始態(tài) 各反應(yīng)物 和終態(tài) 各生成物 有關(guān) 而與具體反應(yīng)進行的途徑無關(guān) 如果一個反應(yīng)可以分幾步進行 則各分步反應(yīng)的反應(yīng)熱之和與該反應(yīng)一步完成的反應(yīng)熱是相同的 2 運用 根據(jù)蓋斯定律 可以設(shè)計反應(yīng)求出另一個反應(yīng)的反應(yīng)熱 二 反應(yīng)熱的計算反應(yīng)熱的計算類型 A 根據(jù)反應(yīng)熱的概念的計算B根據(jù)熱化學(xué)方程式的計算C根據(jù)化學(xué)鍵鍵能的計算D利用蓋斯定律的計算 第二章化學(xué)反應(yīng)速率和化學(xué)平衡 第一節(jié)化學(xué)反應(yīng)速率 一 化學(xué)反應(yīng)速率化學(xué)反應(yīng)速率 v 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 表示方法 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 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(nèi)因 反應(yīng)物的性質(zhì) 決定因素 條件因素 外因 反應(yīng)所處的條件 影響因素變化規(guī)律 注意 注意 1 參加反應(yīng)的物質(zhì)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(yīng)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(zhì)濃度不變 反應(yīng)速率不變 恒溫恒體時 充入惰性氣體 體積增大 各反應(yīng)物濃度減小 反應(yīng)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(xué)平衡的影響1 濃度對化學(xué)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(yīng)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(yīng)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(yīng) 如果稀釋溶液 反應(yīng)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(jié)果是化學(xué)平衡向反應(yīng)方程式中化學(xué)計量數(shù)之和大的方向移動 外界條件對化學(xué)平衡的影響 2 溫度對化學(xué)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(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 壓強對化學(xué)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(zhì)存在的化學(xué)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(xué)平衡移動規(guī)律相似 外界條件對反應(yīng)速率的影響 4 催化劑對化學(xué)平衡的影響 由于使用催化劑對正反應(yīng)速率和逆反應(yīng)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(yīng)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(xué)平衡 一 化學(xué)平衡狀態(tài)的建立定義 特征 5個 化學(xué)平衡狀態(tài)標(biāo)志的判斷 變量不變 影響化學(xué)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(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)量分數(shù)恒定 變 條件改變 平衡發(fā)生變化 1 定義 化學(xué)平衡狀態(tài) 一定條件下 當(dāng)一個可逆反應(yīng)進行到正逆反應(yīng)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(yīng)所能達到的限度即化學(xué)平衡狀態(tài) 二 化學(xué)平衡常數(shù)定義 在一定溫度下 當(dāng)一個反應(yīng)達到化學(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 1 表達式中各物質(zhì)的濃度是平衡時的濃度 2 K只與溫度 T 有關(guān) 與反應(yīng)物或生成物的濃度或建立平衡的方向無關(guān) 3 反應(yīng)物或生產(chǎn)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(xué)反應(yīng) K值不唯一 與方程式中化學(xué)計量數(shù)有關(guān) 使用化學(xué)平衡常數(shù)K應(yīng)注意的問題 化學(xué)平衡常數(shù)K的應(yīng)用 1 化學(xué)平衡常數(shù)值的大小是可逆反應(yīng)進行程度的標(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)進行的程度越大 即該反應(yīng)進行得越完全 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)就進行得基本完全了 2 可以利用K值做標(biāo)準(zhǔn) 判斷正在進行的可逆反應(yīng)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(yīng)向正反應(yīng)方向進行 QC K 反應(yīng)處于平衡狀態(tài) QC K 反應(yīng)向逆反應(yīng)方向進行3 利用K值可判斷反應(yīng)的熱效應(yīng)若溫度升高 K值增大 則正反應(yīng)為吸熱反應(yīng)若溫度升高 K值減小 則正反應(yīng)為放熱反應(yīng) 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(yīng)達到平衡后 任何相同組分的百分含量均相同 這樣的化學(xué)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(yīng)前后氣體分子數(shù)改變的可逆反應(yīng) 即 等量即等效第二類 對于反應(yīng)前后氣體分子數(shù)不變的可逆反應(yīng) 只要反應(yīng)物的物質(zhì)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(yīng)化學(xué)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(xué)反應(yīng)進行的方向 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 1 K 1 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 反應(yīng)方向判斷依據(jù) 在溫度 壓強一定的條件下 化學(xué)反應(yīng)的判讀依據(jù)為 H T S 0反應(yīng)能自發(fā)進行 H T S 0反應(yīng)達到平衡狀態(tài) H T S 0反應(yīng)不能自發(fā)進行注意 1 H為負 S為正時 任何溫度反應(yīng)都能自發(fā)進行 2 H為正 S為負時 任何溫度反應(yīng)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(zhì)的電離 一 強弱電解質(zhì)常見的強弱電解質(zhì)的類型并學(xué)會判斷與導(dǎo)電性 溶解性無關(guān)二 弱電解質(zhì)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(yīng) 化學(xué)反應(yīng) 1 定義 電解質(zhì) 在水溶液中或熔化狀態(tài)下能導(dǎo)電的化合物 叫電解質(zhì) 非電解質(zhì) 在水溶液中或熔化狀態(tài)下都不能導(dǎo)電的化合物 強電解質(zhì) 在水溶液里全部電離成離子的電解質(zhì) 弱電解質(zhì) 在水溶液里只有一部分分子電離成離子的電解質(zhì) 二 弱電解質(zhì)的電離平衡 1 電離平衡 在一定的條件下 當(dāng)電解質(zhì)分子電離成離子的速率和離子結(jié)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(yīng) 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 D 其他外加試劑 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 三電離常數(shù) 1 電離常數(shù) 在一定條件下 弱電解質(zhì)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(zhì)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(guān)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(zhì) 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(jié)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(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 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(zhì) 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(yīng)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(zhì)子守恒 第四節(jié)難溶電解質(zhì)的溶解平衡 1 難溶電解質(zhì)的溶解平衡的一些常見知識 1 溶解度小于0 01g的電解質(zhì)稱難溶電解質(zhì) 2 反應(yīng)后離子濃度降至1 10 5以下的反應(yīng)為完全反應(yīng) 如酸堿中和時 H 降至10 7mol L 10 5mol L 故為完全反應(yīng) 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(zhì) 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(xué)基礎(chǔ) 第一節(jié)原電池 定義 電極及發(fā)生的反應(yīng) 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(zhì)溶液內(nèi)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(xué)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(yīng) 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(yīng) PbO2 Pb 2H2SO42PbSO4 2H2O 第三節(jié)電解池 1 電解池 把電能轉(zhuǎn)化為化學(xué)能的裝置也叫電解槽2 電解 電流 外加直流電 通過電解質(zhì)溶液而在陰陽兩極引起氧化還原反應(yīng) 被動的不是自發(fā)的 的過程3 放電 當(dāng)離子到達電極時 失去或獲得電子 發(fā)生氧化還原反應(yīng)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(zhì)溶液 電解池 陽極 電源 正極5 電極名稱及反應(yīng) 陽極 與直流電源的正極相連的電極 發(fā)生氧化反應(yīng)陰極 與直流電源的負極相連的電極 發(fā)生還原反應(yīng)6 電解CuCl2溶液的電極反應(yīng) 陽極 2Cl 2e Cl2 氧化 陰極 Cu2 2e Cu 還原 總反應(yīng)式 CuCl2 Cu Cl2 第四節(jié)金屬腐蝕及防護 一 電化學(xué)腐蝕吸氧腐蝕及析氫腐蝕的條件 電極反應(yīng)式 現(xiàn)象解釋兩者的比較二 電化學(xué)防護犧牲陽極保護法 外加電流的陰極保護法其他的應(yīng)用及解釋 化學(xué)腐蝕與電化腐蝕的比較 電化學(xué)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(yīng) 負極 Fe 2e Fe2 正極 2H 2e H2 總式 Fe 2H Fe2 H2 吸氧腐蝕 反應(yīng)過程吸收氧氣 條件 中性或弱酸性溶液 電極反應(yīng)