人教版化學(xué)選修4《化學(xué)反應(yīng)原理》復(fù)習(xí)提綱

1、感謝你的觀看感謝你的觀看人教版化學(xué)選修4化學(xué)反應(yīng)原理復(fù)習(xí)提綱第一章化學(xué)反應(yīng)與能量錯(cuò)誤！未指定書簽。 一、基本化學(xué)反應(yīng)模型理論 1、有效碰撞模型：只有具有一定能量的微粒間的碰撞分子間的磁撞并不一定就能發(fā)生化學(xué)反應(yīng)， 才可能是有效碰撞。2、活化分子與活化能：活化分子就是活化能就是3、催化劑的作用：1、降低活化能2、增多活化分子3、有效碰撞機(jī)率增大；二、反應(yīng)熱(火含變)1定義：在化學(xué)反應(yīng)過程中放出或吸收的熱量，通常叫做反應(yīng)熱，也稱 始變2符號(hào)：用 H表示。單位：一般采用 kJ/mol。3 為吸熱反應(yīng)， 為放熱反應(yīng)。4反應(yīng)熱與物質(zhì)內(nèi)能，鍵能的關(guān)系 H=反應(yīng)物的維能總和-生成物的維能總和5反應(yīng)熱測(cè)量，測(cè)

2、量儀器叫量熱計(jì)三燃燒熱概念：25 C、101kPa時(shí),1mol純物質(zhì)完全燃燒生成穩(wěn)定的化合物時(shí)所放出的熱 量,叫做該物質(zhì)的燃燒熱.注意： 可燃物的化學(xué)計(jì)量數(shù)為1, H<0,以此為標(biāo)準(zhǔn)配平，其它計(jì)量數(shù)可整數(shù)也可分?jǐn)?shù)； 完全燃燒，下列元素要生成對(duì)應(yīng)的氧化物：C 一 CO2 (g) H 一 H2O (l) S 一 SO2 (g)四、中和熱概念：在稀溶液中強(qiáng)酸與強(qiáng)堿發(fā)生中和反應(yīng)生成1mol水時(shí)放出的熱量注意：(1)強(qiáng)酸強(qiáng)堿反應(yīng)中和熱 57.3kJ/mol五、熱化學(xué)方程式書寫的注意事項(xiàng)？1、 H寫在方程式的右邊， 用空格隔開，4H值"-"表不放熱反應(yīng)，4H值"+表示吸

3、熱反應(yīng)。單位"kJ/mol”。2 . AH與測(cè)定條件有關(guān)，沒有標(biāo)明是指 25C, 101KPa3 .系數(shù)只表示物質(zhì)的量，可以是分?jǐn)?shù)。4 .要注明反應(yīng)物和生成物的聚集狀態(tài)，通常用s、1、g表示固體、液體和氣體，不用標(biāo)”、r 。5 . 4H的值要與化學(xué)計(jì)量數(shù)相對(duì)應(yīng)。6 .正反應(yīng)若為放熱反應(yīng)，則其逆反應(yīng)必為吸熱反應(yīng)，二者H的符號(hào)相反而數(shù)值相等六、化學(xué)反應(yīng)熱的計(jì)算蓋斯定律定義：化學(xué)反應(yīng)的反應(yīng)熱只與反應(yīng)體系的始態(tài)和終態(tài)有關(guān)，而與反應(yīng)途徑無關(guān)注意熱化學(xué)方程式同乘以某一個(gè)數(shù)時(shí)，反應(yīng)熱數(shù)值也應(yīng)該乘上該數(shù)；熱化學(xué)方程式相加減時(shí)，同種物質(zhì)之間可以相加減，反應(yīng)熱也隨之相加減； 將一個(gè)熱化學(xué)方程式顛倒時(shí),A

4、H的+” “，號(hào)必須隨之改變.第二章化學(xué)反應(yīng)速率與化學(xué)平衡影晌化學(xué)反應(yīng) 速率的因素定量表示方法化學(xué)反應(yīng)進(jìn)行的方向影響因表及干衡 移動(dòng)原理1.化學(xué)反應(yīng)速率(1)概念(2)表木方法 ：;(3)單位：表達(dá)式：(4)化學(xué)反應(yīng)的速率比 化學(xué)計(jì)量數(shù)之比注意純液體式固體的的濃度是不變的常數(shù)，因此 用于表示反應(yīng)速率（5化學(xué)反應(yīng)速率的內(nèi)因是：,它是決定反應(yīng)速率的決定性因素外因有 ,和 等.2 .可逆反應(yīng)：在相同的條件下，能 的化學(xué)反應(yīng)。3 .化學(xué)平衡狀態(tài)是指： 的狀態(tài)。4化學(xué)平衡的特征是：逆等 動(dòng) 定 變5判斷化學(xué)平衡狀態(tài)的標(biāo)準(zhǔn)速率、量（在建立平衡前變化的量）5 .化學(xué)平衡移動(dòng)指可逆反應(yīng)中，舊化學(xué)平衡的新化學(xué)平

5、衡的 的過程6 .影響化學(xué)平衡移動(dòng)的因素：化學(xué)平衡的建立可以是從 開始，也可以是從 開始，還可以是由開始?？傊?，化學(xué)平衡的建立與 無關(guān)。平衡移動(dòng)原理一一勒夏特列原理如果改變影響平衡的一個(gè)條件（如濃度、溫度、或壓強(qiáng)等），平衡就向能夠減弱這種改變的方向移動(dòng)。7 .平衡常數(shù)：表示方法：K=cP(C) cq(D)mn /c (A) c (B)；影響因素：，它的正反應(yīng)進(jìn)行的程（1）K的意義：K值越大，說明平衡體系中生成物所占的比例越大度大，反應(yīng)物的轉(zhuǎn)化率也越大。因此，平衡常數(shù)的大小可以表示反應(yīng)進(jìn)行的程度。五、Qc與KQc為濃度商：是指剛開始反應(yīng)（但未反應(yīng)）時(shí)平衡體系各物質(zhì)濃度哥次方之積 之比（對(duì)于溶液是

6、指混合后但不反應(yīng)時(shí)的濃度）K為平衡常數(shù)：是指可逆反應(yīng)達(dá)到平衡時(shí)體系各物質(zhì)濃度哥次方之積之比。在 化學(xué)平衡、電離平衡、水解平衡、溶解平衡四大平衡中分別有不同的名稱：化學(xué)平 衡常數(shù)（K）、電離常數(shù)（Ka）、水解常數(shù)（Kh）、溶度積（Ksp）。Qc與K的相對(duì)大小可反映出體系是否為平衡狀態(tài)：（1） Qc>K,過平衡狀態(tài)，反應(yīng)將逆向進(jìn)行；（2） Qc=K,平衡狀態(tài)；（3） Qc<K,未平衡狀態(tài)，反應(yīng)將正向進(jìn)行8 .化學(xué)反應(yīng)進(jìn)彳T的方向 P38科學(xué)視野等效平衡規(guī)律：1、定溫、定容條件下的等同平衡(1)對(duì)于反應(yīng)前后氣體分子數(shù)發(fā)生變化的可逆反應(yīng)特點(diǎn)：兩次平衡時(shí)各組分百分量、n、c均相同判斷方法：若

7、改變起始加入情況， 只要通過可逆反應(yīng)的化學(xué)計(jì)量數(shù)比換算成平衡式左右兩邊同一邊物質(zhì)的物質(zhì)的量與原平衡相同，則二平衡等效(2)對(duì)于反應(yīng)前后氣體分子數(shù)不變的可逆反應(yīng)特點(diǎn)：兩次平衡時(shí)各組分百分量相同，n、c同比例變化判斷方法：只要反應(yīng)物(或生成物)的物質(zhì)的量的比與原平衡相同，則二平衡等效。2、定溫、定壓條件下的等效平衡特點(diǎn)：兩次平衡時(shí)各組分百分量、c相同，n同比例變化判斷方法：若改變起始加入情況， 只要通過可逆反應(yīng)的化學(xué)計(jì)量數(shù)比換算成平衡式左右兩邊同一邊物質(zhì)的物質(zhì)的量之比相同。第三章水溶液中的離子平衡化學(xué)平衡理論電解質(zhì)離難溶電解質(zhì)的溶解平衡弱電解質(zhì)的電離為可逆過程一電離平衡一電離常數(shù)溶解平衡應(yīng)用，生成

8、,轉(zhuǎn)移，溶度積水的電離*口溶液的酸堿性 水的離子枳一溶液的酸堿性 及表示方法PH鹽類的水解和水的電離平弱電解質(zhì)的生成一鹽類水解一水解的應(yīng)用、弱電解質(zhì)的電離1、定義：電解質(zhì)、非電解質(zhì) ；強(qiáng)電解質(zhì)、弱電解質(zhì)f混和物,純凈物.電解質(zhì)，'強(qiáng)電解質(zhì)：強(qiáng)酸、強(qiáng)堿、絕大多數(shù)金屬氧化物和鹽。如 HCl、NaOH、NaCl、BaSO41弱電解質(zhì)：弱酸、弱堿和水。如 HClO、NH3 - H2O、Cu(OH)2、H2Oi非電解質(zhì)：大多數(shù)非金屬氧化物和有機(jī)物。如SO3、CO2、C6H1206、CCI4、CH2=CH22、電解質(zhì)與非電解質(zhì)本質(zhì)區(qū)別：在一定條件下（溶于水或熔化）能否電離（以能否導(dǎo)電來證明是否電離

9、）電解質(zhì)離子化合物或共價(jià)化合物非電解質(zhì)共價(jià)化合物3、強(qiáng)電解質(zhì)與弱電質(zhì)的本質(zhì)區(qū)別：在水溶液中是否完全電離（或是否存在電離平衡）注意：電解質(zhì)、非電解質(zhì)都是化合物SO2、NH3、CO2等屬于非電解質(zhì)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)）4、強(qiáng)弱電解質(zhì)通過實(shí)驗(yàn)進(jìn)行判定的方法（以HAc為例）：（1）溶液導(dǎo)電性對(duì)比實(shí)驗(yàn)；（2）測(cè) 0.01mol/LHAc 溶液的 pH>2;（3）測(cè)NaAc溶液的pH值；（4）測(cè)pH= a的HAc稀釋100倍后所得溶液pH<a +2（5）將物質(zhì)的量濃度相同的 HAc溶液和NaOH溶液等體積混合

10、后溶液呈堿性（6）中和10mLpH=1的HAc溶液消耗pH=13的NaOH溶液的體積大于 10mL;（7）將pH=1的HAc溶液與pH=13的NaOH溶液等體積混合后溶液呈酸性（8）比較物質(zhì)的量濃度相同的 HAc溶液與鹽酸分別與同樣的鋅粒反應(yīng)產(chǎn)生氣體 的速率5、強(qiáng)酸（HA）與弱酸（HB）的區(qū)別：溶液的物質(zhì)的量濃度相同時(shí)，pH（ha）vpH（hb）（2）pH值相同時(shí)，溶液的濃度 ChaChb（3）pH相同時(shí)，加水稀釋同等倍數(shù)后，pHha>PHhb二、水的電離和溶液的酸堿性1、水離平衡： H2OH+ + OH-水的離子積： Kw = H+ OH-25c時(shí)，H+=OH- =10-7 mol/L

11、 ; Kw = H + OH- = 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(diǎn)：（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（pH之和為14的酸和堿的水溶液中水的電離被同 等的抑制）溫度：促進(jìn)水的電離（水的電離是吸熱的）易水解的鹽：促進(jìn)水的電離（pH之和為14兩種水解鹽溶液中水的電離被同等的促進(jìn)）4、溶液的酸堿性和 pH:（1） pH= -lgH+注意：酸性溶液不一定是酸溶液（可能是 溶液）pH<7溶液不一定是酸性溶液（只有溫度為常溫才對(duì)）；堿性溶液不一定是堿溶液（可能是

12、 溶液）。（2） pH的測(cè)定方法：酸堿指示劑一一甲基橙、石蕊、酚配pH試紙一一最簡單的方法。操作：將一小塊pH試紙放在潔凈的玻璃片上,用玻璃棒沾取未知液點(diǎn)試紙中部，然后與標(biāo)準(zhǔn)比色卡比較讀數(shù) 即可。注意：事先不能用水濕潤PH試紙；只能讀取整數(shù)值或范圍三、混合液的pH值計(jì)算方法公式1、強(qiáng)酸與強(qiáng)酸的混合：（先求H+混：將兩種酸中的H+離子數(shù)相加除以總體積，再 求其它）H+混=（H+iVi+H+2V2）/ （V1+V2）2、強(qiáng)堿與強(qiáng)堿的混合：（先求OH-混：將兩種酸中的 OH-離子數(shù)相加除以總體積， 再求其它）OH-（OH-iVi+OH-2V2）/ （V1+V2）（注意:不能直接計(jì)算H+混） 3、強(qiáng)酸

13、與強(qiáng)堿的混合：（先據(jù)H+ + OH- =H2O計(jì)算余下的H+或OH-,H+有余, 則用余下的H+數(shù)除以溶液總體積求H+混；OH-有余，則用余下的OH-數(shù)除以溶液總 體積求OH- %再求其它）注意：在加法運(yùn)算中，相差100倍以上（含100倍）的，小的可以忽略不計(jì)!四、稀釋過程溶液pH值的變化規(guī)律:1、強(qiáng)酸溶液：稀釋2、弱酸溶液：稀釋3、強(qiáng)堿溶液：稀釋4、弱堿溶液：稀釋10n倍時(shí)，pH 稀=pH原+ n10n倍時(shí)，pH稀v pH原+n10n倍時(shí)，pH不e=pH原一n10n倍時(shí)，pH稀>pH原一n（但始終不能大于或等于 7）（但始終不能大于或等于 7）（但始終不能小于或等于 7）（但始終不能小

14、于或等于 7）5、不論任何溶液，稀釋時(shí) pH均是向7靠近（即向中性靠近）；任何溶液無限稀釋后pH均為76、稀釋時(shí)，弱酸、弱堿和水解的鹽溶液的pH變化得慢，強(qiáng)酸、強(qiáng)堿變化得快。五、鹽類的水解（只有可溶于水的鹽才水解）1、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，兩弱相促進(jìn)，兩強(qiáng)不水解。多元弱酸根，濃度相同時(shí)正酸根比酸式酸水解程度大，堿性更強(qiáng)。（如:W2CO3 > NaHCO 3）弱酸酸性強(qiáng)弱比較：A、同主族元素最高價(jià)含氧酸的酸性遞減，無氧酸的酸性遞增（利用特殊值進(jìn)行記憶。如酸性：HF<HCl ; HNO3>H3Po4）B、飽和一元脂肪酸的碳原子數(shù)越小，酸性越

15、強(qiáng)（如 HCOOH>CH 3COOH）C、一些常見的酸的酸性：HClO、HAlO2、苯酚為極弱酸；醋酸 >碳酸；磷酸 和H2SO3為中強(qiáng)酸；HC1O4為最強(qiáng)含氧酸等。2、鹽類水解的特點(diǎn)：（1）可逆 （2）程度小 （3）吸熱3、影響鹽類水解的外界因素：溫度：溫度越高水解程度越大（水解吸熱）濃度：濃度越小，水解程度越大（越稀越水解）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）4、酸式鹽溶液的酸堿性：只電離不水解：如 HSO4-電離程度水解程度，顯酸性（如：HSO3-、H2P。4）水解程度電離程度，顯堿性（如：HCO3-、HS-、H

16、PO42-）5、雙水解反應(yīng)：（1）構(gòu)成鹽的陰陽離子均能發(fā)生水解的反應(yīng)為雙水解反應(yīng)（即弱酸弱堿鹽）。雙水解反應(yīng)相互促進(jìn)，水解程度較大，有的甚至水解完全。其右移。（2）常見的雙水解反應(yīng)完全的為： Fe3+、Al3+與 AIO2-、CO32-（HCO3-）、S2-（HS-）、 SO32-（HSO3-）;其特點(diǎn)是相互水解成沉淀或氣體。雙水解完全的方程式寫“二=”并標(biāo)“ T J ”，其離子方程式配平依據(jù)是兩邊電荷平衡，如： 2Al3+ + 3S2- + 6H2O = 2Al（OH） 3 J + 3H 2S T6、鹽類水解的應(yīng)用：混施化肥（N、P、K三元素不能變成T和J ）泡沫滅火劑（用硫酸鋁和小蘇打?yàn)樵?/p>

17、料，雙水解）FeCl3溶液止血?jiǎng)ㄑ獫{為膠體，電解質(zhì)溶液使膠體凝聚）明磯凈水（Al3+水解成氫氧化鋁膠體，膠體具有很大的表面積，吸附水中懸 浮物而聚沉）NH4CI焊接金屬（氯化錢呈酸性，能溶解鐵銹）判斷溶液酸堿性（強(qiáng)者顯性）比較鹽溶液離子濃度的大小判斷離子共存（雙水解的離子產(chǎn)生沉淀和氣體的不能大量共存）配制鹽溶液（加對(duì)應(yīng)的酸防止水解） 七、電離、水解方程式的書寫原則1、多元弱酸（多元弱酸鹽）的電離（水解）的書寫原則：分步書寫注意：不管是水解還是電離，都決定于第一步，第二步一般相當(dāng)微弱。2、多元弱堿（多元弱堿鹽）的電離（水解）書寫原則：一步書寫八、溶液中微粒濃度的大小比較1、基本原則：抓住溶液中

18、微粒濃度必須滿足的兩種守恒關(guān)系：電荷守恒（電荷數(shù)前移）：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)的乘積之和物料守恒（原子個(gè)數(shù)前移）: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)之和質(zhì)子守恒(得失H+個(gè)數(shù)前移):：匯得質(zhì)子后形成的微粒濃度得質(zhì)子數(shù)=匯失質(zhì)子后形成的微粒濃度 失質(zhì)子數(shù)2、同濃度的弱酸和其弱酸鹽、同濃度的弱堿和其弱堿鹽的電離和水解強(qiáng)弱規(guī)律：中常化學(xué)常見的有三對(duì)等濃度的HAc與NaAc的混合溶液：弱酸的電離其對(duì)應(yīng)弱酸鹽的水解，溶 液呈酸性等濃度的NH 3 H2O與NH4C1的混合液：弱堿的電離其對(duì)應(yīng)弱堿鹽的水解， 溶液

19、呈堿性等濃度的HCN與NaCN的混合溶液：弱酸的電離 其對(duì)應(yīng)弱酸鹽的水解，溶 液呈堿性九、酸堿中和滴定十、溶解平衡1、難溶電解質(zhì)的溶解平衡的一些常見知識(shí)(1)溶解度小于0.01g的電解質(zhì)稱難溶電解質(zhì)。生成難溶電解質(zhì)的反應(yīng)為完全 反應(yīng)，用“=”。(2)反應(yīng)后離子濃度降至 1xi0-5mol/L以下的反應(yīng)為完全反應(yīng)，用“二"。如酸 堿中和時(shí)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(yuǎn)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)：C

20、aSO4、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。2、溶解平衡方程式的書寫注意在沉淀后用 標(biāo)明狀態(tài)，并用“ ="。如：Ag2s(s) =2Ag+ + S2-3、沉淀生成的三種主要方式(1)加沉淀劑法：Ksp越小(即沉淀越難溶)，沉淀越完全；沉淀劑過量能使沉 淀更完全。(2)調(diào)pH值除某些易水解的金屬陽離子：如加MgO除去MgCl2溶液中Fed(3)氧化還原沉淀法：4、沉淀的溶解：沉淀的溶解就是使溶解平衡正向移動(dòng)。常采用的方法有：加水；加熱； 減少生成物(離子)的濃度。5、

21、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。第四章電化學(xué)基礎(chǔ)電化學(xué)基礎(chǔ)氧化還 原反應(yīng)§4金屬的電化學(xué)腐蝕與防護(hù)=1§ 3電解池電能轉(zhuǎn)化為' 化學(xué)能，外、界能量推動(dòng)一、原電池1、定義：把化學(xué)能轉(zhuǎn)化為電能的裝置2、原電池的兩極確定失去電子的一極叫負(fù)極，用-表示。得到電子的一極叫正極，用+表示。電極反應(yīng)負(fù)極：（Zn ） Zn - 2e- = Zn2+ （氧化反應(yīng)）正極：（Cu ）2H+ 2e- = H2 T （還原反應(yīng)總反應(yīng)式：綜合正極和負(fù)極電極反應(yīng)式而得：Zn+ 2H+= Zn2+ + H2 T4、原電池的形成條件構(gòu)成前提：兩個(gè)電極中至少有一個(gè)可以

22、和電解質(zhì)溶液自發(fā)地發(fā)生氧化還原反應(yīng)1、活動(dòng)性不同的金屬（其中一種可以為非金屬，即作導(dǎo)體用）作電極。2、兩電極插入電解質(zhì)溶液中。3、形成閉合回路。（兩電極外線用導(dǎo)線連接，可以接用電器。）4常見電池普通干電池一次電池堿性鋅鏡電池 鋅銀紐扣電池（鉛蓄電池 化學(xué)電池j二次電池,鋅銀蓄電池 鋰離子電池,、燃料由池氫氧燃料電池二電解池電解池（電解槽）：把電能轉(zhuǎn)化為化學(xué)能的裝置。裝置原電池電解池實(shí)例銅鋅原電池工解氯化銅原理發(fā)生氧化還原反應(yīng)，從而形成電流電流通過引起氧化還原反應(yīng)形成條兩個(gè)電極、電解質(zhì)溶液或熔融態(tài)電解質(zhì)、形 成閉合回路、自發(fā)發(fā)生氧化還原反應(yīng)電源、電極（惰性或非惰性）、電 解質(zhì)（水溶液或熔融態(tài)）電極名稱田也飲不可伏TE正極：流入電子負(fù)極：流出電子陽極：由外電源決定連電源正極 陰極：連電源負(fù)極電子流向（外電路）負(fù)極正極電源負(fù)極-陰極-陽極-電源正極電流方向（外電路）正極負(fù)極電源正極-陽極-陰極-電源負(fù)極電極反應(yīng)負(fù)極：Zn - 2e-=Zn2+ （氧化反應(yīng)