人教版《高中化学选修4》期末复习提纲打印版文档格式.docx
- 文档编号:21198842
- 上传时间:2023-01-28
- 格式:DOCX
- 页数:23
- 大小:119.07KB
人教版《高中化学选修4》期末复习提纲打印版文档格式.docx
《人教版《高中化学选修4》期末复习提纲打印版文档格式.docx》由会员分享,可在线阅读,更多相关《人教版《高中化学选修4》期末复习提纲打印版文档格式.docx(23页珍藏版)》请在冰豆网上搜索。
化学反应的反应热只与反应的始态(各反应物)和终态(各生成物)有关,而与
具体反应进行的途径无关,如果一个反应可以分几步进行,则各分步反应的反应热之和与该反应
一步完成的反应热是相同的。
2.应用
解题时利用方程式进行合并,去除所求热化学方程式中没有的物质。
第二章化学反应速率和化学平衡
一、化学反应速率
1.化学反应速率(v)
⑴定义:
用来衡量化学反应的快慢,单位时间内反应物或生成物的物质的量的变化
⑵表示方法:
单位时间内反应浓度的减少或生成物浓度的增加来表示
⑶计算公式:
v=Δc/Δt(v:
平均速率,Δc:
浓度变化,Δt:
时间)单位:
mol/(L·
s)
⑷影响因素:
1决定因素(内因):
反应物的性质(决定因素)
2条件因素(外因):
反应所处的条件
2.
注意:
(1)、参加反应的物质为固体和液体,由于压强的变化对浓度几乎无影响,可以认为反应速率不变。
(2)、惰性气体对于速率的影响
①恒温恒容时:
充入惰性气体→总压增大,但是各分压不变,各物质浓度不变→反
应速率不变
②恒温恒压时:
充入惰性气体→体积增大→各反应物浓度减小→反应速率减慢
二、化学平衡
(一)1.定义:
化学平衡状态:
一定条件下,当一个可逆反应进行到正逆反应速率相等........时,更组成成分浓度不再
改变,达到表面上静止的一种“平衡”,这就是这个反应所能达到的限度即化学平衡状态。
2、化学平衡的特征
逆(研究前提是可逆反应)
等(同一物质的正逆反应速率相等)
动(动态平衡)
定(各物质的浓度与质量分数恒定)
变(条件改变,平衡发生变化)
3、判断平衡的依据
判断可逆反应达到平衡状态的方法和依据
例举反应
mA(g)+nB(g)?
pC(g)+qD(g)
混合物体系中各成分的含量
①各物质的物质的量或各物质的物质的量的分数一定
平衡
②各物质的质量或各物质质量分数一定
③各气体的体积或体积分数一定
④总体积、总压力、总物质的量一定
不一定平衡
正、逆反应速率的关系
①在单位时间内消耗了mmolA同时生成mmolA,即V(正)=V(逆)
②在单位时间内消耗了nmolB同时消耗了pmolC,则V(正)=V(逆)
③V(A):
V(B):
V(C):
V(D)=m:
n:
p:
q,V(正)不一定等于V(逆)
④在单位时间内生成nmolB,同时消耗了qmolD,因均
指V(逆)
压强
①m+n≠p+q时,总压力一定(其他条件一定)
②m+n=p+q时,总压力一定(其他条件一定)
混合气体平均相对分子质量Mr
①Mr一定时,只有当m+n≠p+q时
②Mr一定时,但m+n=p+q时
温度
任何反应都伴随着能量变化,当体系温度一定时(其他不
变)
体系的密度
密度一定
其他
如体系颜色不再变化等
1、浓度对化学平衡移动的影响
(1)影响规律:
在其他条件不变的情况下,增大反应物的浓度或
减少生成物的浓度,都可以使平衡向正方向移动;
增大生成物的浓度或减小反应物的浓度,都可
以使平衡向逆方向移动
(2)增加固体或纯液体的量,由于浓度不变,所以平衡不移动_
(3)在溶液中进行的反应,若如果稀释溶液,反应物浓度减小,生成物浓度也减小,V正减小,
V逆也减小,但是减小的程度不同,总的结果是化学平衡向反应方程式中化学计量数之和大的方
向移动。
2、温度对化学平衡移动的影响
影响规律:
在其他条件不变的情况下,温度升高会使化学平衡向着吸热反应方向移动,温度降低
会使化学平衡向着放热反应方向移动。
3、压强对化学平衡移动的影响
其他条件不变时,增大压强,会使平衡向着体积缩小方向移动;
减小压强,会使平衡
向着体积增大方向移动。
(1)改变压强不能使无气态物质存在的化学平衡发生移动
(2)气体减压或增压与溶液稀释或浓缩的化学平衡移动规律相似
4.催化剂对化学平衡的影响:
由于使用催化剂对正反应速率和逆反应速率影响的程度是等同的,
所以平衡不移动。
但是使用催化剂可以影响可逆反应达到平衡所需的时间_。
5.勒夏特列原理(平衡移动原理):
如果改变影响平衡的条件之一(如温度,压强,浓度),平衡
向着能够减弱这种改变的方向移动。
三、化学平衡常数
(一)定义:
在一定温度下,当一个反应达到化学平衡时,生成物浓度幂之积与反应物浓度幂之
积的比值是一个常数。
符号:
K
(二)使用化学平衡常数K应注意的问题:
1、表达式中各物质的浓度是平衡时的浓度,不是起始浓度也不是物质的量。
2、K只与温度(T)有关,与反应物或生成物的浓度无关。
3、反应物或生产物中有固体或纯液体存在时,由于其浓度是固定不变的,可以看做是“1而不代”
入公式。
4、稀溶液中进行的反应,如有水参加,水的浓度不必写在平衡关系式中。
(三)化学平衡常数K的应用:
1、化学平衡常数值的大小是可逆反应进行程度的标志。
K值越大,说明平衡时生成物的浓度越
大,它的正向反应进行的程度越大,即该反应进行得越完全,反应物转化率越高。
反之,则相反。
一般地,K>
105时,该反应就进行得基本完全了。
2、可以利用K值做标准,判断正在进行的可逆反应是否平衡及不平衡时向何方进行建立平衡。
(Q:
浓度积)
Q<
K:
反应向正反应方向进行;
Q=K:
反应处于平衡状态;
Q>
反应向逆反应方向进行
3、利用K值可判断反应的热效应
若温度升高,K值增大,则正反应为吸热反应
若温度升高,K值减小,则正反应为放热反应
*四、等效平衡
1、概念:
在一定条件下(定温、定容或定温、定压),只是起始加入情况不同的同一可逆反应达
到平衡后,任何相同组分的百分含量均相同,这样的化学平衡互称为等效平衡。
2、分类
(1)定温,定容条件下的等效平衡
第一类:
对于反应前后气体分子数改变的可逆反应:
时必须保证平衡式左右两边同一边的物质的量与原来相同。
第二类:
对于反应前后气体分子数不变的可逆反应:
可视为二者等效。
必须要保证化学计量数之比与原来相同;
只要反应物的物质的量的比例与原来相同即
(2)定温,定压的等效平衡
只要保证可逆反应化学计量数之比相同即可视为等效平衡。
五、化学反应进行的方向
1、反应熵变与反应方向:
(1)熵:
物质的一个状态函数,用来描述体系的混乱度,符号为
S.单位:
J?
mol-1?
K-1
(2)体系趋向于有序转变为无序,导致体系的熵增加,这叫做熵增加原理,也是反应方向判断的
依据。
.
(3)同一物质,在气态时熵值最大,液态时次之,固态时最小。
即
2、反应方向判断依据
在温度、压强一定的条件下,化学反应的判读依据为:
S(g)〉S(l)〉S(s)
H-TΔS<
0
ΔH-TΔS=0
ΔH-TΔS>
(1)ΔH为负,
(2)ΔH为正,
反应能自发进行
反应达到平衡状态
反应不能自发进行
ΔS为正时,任何温度反应都能自发进行
ΔS为负时,任何温度反应都不能自发进行
第三章水溶液中的离子平衡
1、定义:
电解质:
在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物非电解质:
在水溶液中或熔化状态下都不能导电的化合物。
强电解质:
在水溶液里全部电离成离子的电解质。
弱电解质:
在水溶液里只有一部分分子电离成离子的电解质。
叫电解质。
物质
混和物
单质
纯净物
化合物
电解质
强酸,强碱,大多数盐
弱酸,弱碱,极少数盐,水
。
如HCl、NaOH、NaCl、BaSO4
如HClO、NH3·
H2O、Cu(OH)2、
SO3、CO2、C6H12O6、CCl4、CH2=CH2,,
2、电解质与非电解质本质区别:
电解质——离子化合物或共价化合物非电解质——共价化合物
①电解质、非电解质都是化合物②SO2、NH3、CO2等属于非电解质
③强电解质不等于易溶于水的化合物(如BaSO4不溶于水,但溶于水的BaSO4全部电离,故
BaSO4为强电解质)——电解质的强弱与导电性、溶解性无关。
3、电离平衡:
在一定的条件下,当电解质分子电离成离子的速率和离子结合成分子时,电离过
程就达到了平衡状态,这叫电离平衡。
4、影响电离平衡的因素:
A、温度:
电离一般吸热,升温有利于电离。
B、浓度:
浓度越大,电离程度越小;
溶液稀释时,电离平衡向着电离的方向移动。
C、同离
子效应:
在弱电解质溶液里加入与弱电解质具有相同离子的电解质,会减弱电离。
D、其他外加
试剂:
加入能与弱电解质的电离产生的某种离子反应的物质时,有利于电离。
9、电离方程式的书写:
用可逆符号弱酸的电离要分布写(第一步为主.....)
10、电离常数:
在一定条件下,弱电解质在达到电离平衡时,溶液中电离所生成的各种离子浓度
的乘积,跟溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数。
叫做电离平衡常数,(一般用Ka表示酸,
Kb表示碱。
)
表示方法:
ABA++B-Ki=[A+][B-]/[AB]
11、影响因素:
a、电离常数的大小主要由物质的本性决定。
b、电离常数受温度变化影响,不受浓度变化影响,在室温下一般变化不大。
C、同一温度下,不同弱酸,电离常数越大,其电离程度越大,酸性越强。
如:
H2SO3>
H3PO4>
HF>
CH3COOH>
H2CO3>
H2S>
HClO
二、水的电离和溶液的酸碱性
1、水电离平衡:
:
水的离子积:
KW=c[H+]·
c[OH-]
25℃时,[H+]=[OH-]=10-7mol/L;
KW=[H+]·
[OH-]=1×
10-14
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
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
4、溶液的酸碱性和pH:
(1)pH=-lgc[H+]
(2)pH的测定方法:
酸碱指示剂:
甲基橙、石蕊、酚酞。
变色范围:
甲基橙3.1~4.4(橙色)石蕊5.0~8.0(紫色)酚酞8.2~10.0(浅红色)
1、若等体积混合
pH1+pH2=14则溶液显中性pH=7
pH1+pH2≥15则溶液显碱性pH=pH2-0.3
pH1+pH2≤13则溶液显酸性pH=pH1+0.3
2、若混合后显中性
pH1+pH2=14V酸:
V碱=1:
1
〔14-(pH1+pH2)〕
pH1+pH2≠14V酸:
10
六、酸碱中和滴定:
1、中和滴定的原理
实质:
H++OH—=H2O即酸能提供的H+和碱能提供的OH-物质的量相等。
2、中和滴定的操作过程:
(1)仪②滴定管的刻度,O刻度在上,往下刻度标数越来越大,全部容积大于它的最大刻
度值,因为下端有一部分没有刻度。
滴定时,所用溶液不得超过最低刻度,不得一次滴定使用两
滴定管酸(或碱),也不得中途向滴定管中添加。
②滴定管可以读到小数点后两位。
(2)药品:
标准液;
待测液;
指示剂。
(3)准备过程:
准备:
检漏、洗涤、润洗、装液、赶气泡、调液面。
(洗涤:
用洗液洗→检漏:
滴定管是否漏水
→用水洗→用标准液洗(或待测液洗)→装溶液→排气泡→调液面→记数据V(始)
(4)试验过程
3、酸碱中和滴定的误差分析
误差分析:
利用n酸c酸V酸=n碱c碱V碱进行分析
式中:
n——酸或碱中氢原子或氢氧根离子数;
c——酸或碱的物质的量浓度;
V——酸或碱溶液的体积。
当用酸去滴定碱确定碱的浓度时,则:
n酸c酸V酸
c碱=
n碱V碱
上述公式在求算浓度时很方便,而在分析误差时起主要作用的是分子上的V酸的变化,因为在滴
定过程中c酸为标准酸,其数值在理论上是不变的,若稀释了虽实际值变小,但体现的却是V
酸的增大,导致c酸偏高;
V碱同样也是一个定值,它是用标准的量器量好后注入锥形瓶中的,
当在实际操作中碱液外溅,其实际值减小,但引起变化的却是标准酸用量的减少,即V酸减小,
则c碱降低了;
对于观察中出现的误差亦同样如此。
综上所述,当用标准酸来测定碱的浓度时,
c碱的误差与V酸的变化成正比,即当V酸的实测值大于理论值时,c碱偏高,反之偏低。
同理,用标准碱来滴定未知浓度的酸时亦然。
七、盐类的水解
1、盐类水解:
在水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H+或OH-结合生成弱电解质的反应。
2、水解的实质:
水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H+或OH-结合,破坏水的电离,是平
衡向右移动,促进水的电离。
水解完全。
使得平衡向右移。
(2)常见的双水解反应完全的为:
Fe3+、Al3+与AlO2-、CO3(HCO3-)、S2-(HS-)、SO32-(HSO3-);
S2-
与NH4+;
CO32-(HCO3-)与NH4+其特点是相互水解成沉淀或气体。
双水解完全的离子方程式配平依
据是两边电荷平衡,如:
2Al3++3S2-+6H2O==2Al(OH)3↓+3H2S↑
8、盐类水解的应用:
水解的应用
实例
原理
1、净水
明矾净水
Al3++3H2OAl(OH)3(胶体)+3H+
2、去油污
用热碱水冼油污物品
CO32-+H2O△HCO3-+OH-
3、药品的保存
①配制FeCl3溶液时常加入
少量盐酸
Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+
②配制Na2CO3溶液时常加
入少量NaOH
CO32-+H2OHCO3-+OH-
4、制备无水盐
由MgCl2·
6H2O制无水MgCl2
在HCl气流中加热
若不然,则:
MgCl2·
6H2OMg(OH)2+2HCl+4H2O△
Mg(OH)2MgO+H2O
5、泡沫灭火器
用Al2(SO4)3与NaHCO3溶液
混合
Al3++3HCO3-=Al(OH)3↓+3CO2↑
6、比较盐溶液中离子浓度的大小
比较NH4Cl溶液中离子浓
度的大小
NH4++H2ONH3·
H2O+H+
c(Cl-)>
c(NH4+)>
c(H+)>
c(OH)-
电离、水解方程式的书写原则
(3)难溶并非不溶,任何难溶物在水中均存在溶解平衡。
(4)掌握三种微溶物质:
CaSO4、Ca(OH)2、Ag2SO4
(5)溶解平衡常为吸热,但Ca(OH)2为放热,升温其溶解度减少。
(6)溶解平衡存在的前提是:
必须存在沉淀,否则不存在平衡。
2、溶解平衡方程式的书写
注意在沉淀后用(s)标明状态,并用“”。
如:
Ag2S(s)2Ag+(aq)+S2-(aq)
3、沉淀生成的三种主要方式
(1)加沉淀剂法:
Ksp越小(即沉淀越难溶),沉淀越完全;
沉淀剂过量能使沉淀更完全。
(2)调pH值除某些易水解的金属阳离子:
如加MgO除去MgCl2溶液中FeCl3。
(3)氧化还原沉淀法:
(4)同离子效应法
4、沉淀的溶解:
沉淀的溶解就是使溶解平衡正向移动。
常采用的方法有:
①酸碱;
②氧化还原;
③沉淀转化
5、沉淀的转化:
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。
AgNO3AgCl(白色沉淀)AgBr(淡黄色)AgI(黄色)Ag2S(黑色)
6、溶度积(KSP)
1、定义:
在一定条件下,难溶电解质电解质溶解成离子的速率等于离子重新结合成沉淀的速率,
溶液中各离子的浓度保持不变的状态。
2、表达式:
AmBn(s)mAn+(aq)+nBm-(aq)
KSP=[c(An+)]m?
[c(Bm-)]n
3、影响因素:
外因:
①浓度:
加水,平衡向溶解方向移动。
升温,多数平衡向溶解方向移动。
4、溶度积规则
QC(离子积)>
KSP有沉淀析出
QC=KSP平衡状态
QC<
KSP未饱和,继续溶解
第四章电化学基础
第一节原电池
原电池:
化学能转化为电能的装置叫做原电池
2、组成条件:
①两个活泼性不同的电极②电解质溶液③电极用导线相连并插入电解液构成闭
合回路
3、电子流向:
外电路:
负极——导线——正极
内电路:
盐桥中阴离子移向负极的电解质溶液,盐桥中阳离子移向正极的电
解质溶液。
4、电极反应:
以锌铜原电池为例:
负极:
氧化反应:
Zn-2e=Zn2+(较活泼金属)
正极:
还原反应:
2H++2e=H2↑(较不活泼金属)
总反应式:
Zn+2H+=Zn2++H2↑
5、正、负极的判断:
(1)从电极材料:
一般较活泼金属为负极;
或金属为负极,非金属为正极。
(2)从电子的流动方向负极流入正极
(3)从电流方向正极流入负极
(4)根据电解质溶液内离子的移动方向阳离子流向正极,阴离子流向负极
(5)根据实验现象①__溶解的一极为负极_②增重或有气泡一极为正极
第二节化学电池
1、电池的分类:
化学电池、太阳能电池、原子能电池
2、化学电池:
借助于化学能直接转变为电能的装置
3、化学电池的分类:
一次电池、二次电池、燃料电池
一、一次电池
常见一次电池:
碱性锌锰电池、锌银电池、锂电池等
二、二次电池
1、二次电池:
放电后可以再充电使活性物质获得再生,可以多次重复使用,又叫充电电池或
蓄电池。
2、电极反应:
铅蓄电池
放电:
负极(铅):
Pb+SO24--2e=PbSO4
正极(氧化铅):
PbO2+4H++SO24-+2e=PbSO4+2H2O
充电:
阳极:
PbSO4+2H2O-2e=PbO2+4H++SO24-
阴极:
PbSO4+2e=Pb+SO24-
放电
两式可以写成一个可逆过程:
PbO2+Pb+2H2SO42PbSO4+2H2O
充电
3、目前已开发出新型蓄电池:
银锌电池、镉镍电池、氢镍电池、锂离子电池、聚合物锂离子电
池
三、燃料电池
1、燃料电池:
是使燃料与氧化剂反应直接产生电流的一种原电池
2、电极反应:
一般燃料电池发生的电化学反应的最终产物与燃烧产物相同,可根据燃烧反应
写出总的电池反应,但不注明反应的条件。
,负极发生氧化反应,正极发生还原反应,不过要注
意一般电解质溶液要参与电极反应。
以氢氧燃料电池为例,铂为正、负极,介质分为酸性、碱性
和中性。
当电解质溶液呈酸性时:
2H2-4e=4H+正极:
O2+4e+4H+=2H2O
当电解质溶液呈碱性时:
2H2+4OH-4e=4H2O正极:
O2+2H2O+4e=4OH
另一种燃料电池是用金属铂片插入KOH溶液作电极,又在两极上分别通甲烷燃料和氧气。
电极
反应式为:
CH4+10OH--8e-=CO32-+7H2O;
4H2O+2O2+8e-=8OH-。
电池总反应式为:
CH4+2O2+2KOH=K2CO3+3H2O
3、燃料电池的优点:
能量转换率高、废弃物少、运行噪音低
四、废弃电池的处理:
回收利用
第三节电解池
一、电解原理
1、电解池:
把电能转化为化学能的装置
2、电解:
电流(外加直流电)通过电解质溶液而在阴阳两极引起氧化还原反应(被动的不是自发
的)的过程
3、放电:
当离子到达电极时,失去或获得电子,发生氧化还原反应的过程
4、电子流向:
(电源)负极—(电解池)阴极—(离子定向运动)电解质溶液—(电解池)阳极—(电源)正
极
5、电极名称及反应:
与直流电源的正极相连的电极,发生氧化反应
与直流电源的负极相连的电极,发生还原反应
- 配套讲稿:
如PPT文件的首页显示word图标,表示该PPT已包含配套word讲稿。双击word图标可打开word文档。
- 特殊限制:
部分文档作品中含有的国旗、国徽等图片,仅作为作品整体效果示例展示,禁止商用。设计者仅对作品中独创性部分享有著作权。
- 关 键 词:
- 高中化学选修4 人教版 高中化学 选修 期末 复习 提纲 打印