高中化学选修4知识点分类总结Word格式文档下载.docx
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反应逆向进行,△H改变符号,数值不变。
6.表示意义:
物质的量—物质—状态—吸收或放出*热量。
三、燃烧热
1.概念:
101kPa时,1mol纯物质完全燃烧生成稳定的氧化物(二氧化碳、二氧化硫、液态水HO)时所放出的热量。
燃烧热的单位用kJ/mol表示。
2※注意以下几点:
①研究条件:
101kPa
②反应程度:
完全燃烧,产物是稳定的氧化物。
1mol
③燃烧物的物质的量:
④研究内容:
放出的热量。
(ΔH<
0,单位kJ/mol)
2.燃烧热和中和热的表示方法都是有ΔH时才有负号。
3.石墨和金刚石的燃烧热不同。
不同的物质燃烧热不同。
四、中和热
在稀溶液中,酸跟碱发生中和反应而生成1molHO,这时的反应热叫中和热。
22.强酸与强碱的中和反应其实质是H+和OH-反应,其热化学方程式为:
H+(aq)+OH-(aq)=HO(l)ΔH=-57.3kJ/mol
23.弱酸或弱碱电离要吸收热量,所以它们参加中和反应时的中和热小于57.3kJ/mol。
4.中和热的测定实验:
看课本装置图
(1)一般用强酸和强碱做实验,且碱要过量(如果酸和碱的物质的量相同,中和热会偏小),一般中和热为57.3kJ/mol。
(2)若用弱酸或弱碱做实验,放出的热量会偏小,中和热会偏小。
(3)若用浓溶液做实验,放出的热量会偏大,中和热会偏大。
(4)在试验中,增大酸和碱的用量,放出的热量会增多但中和热保持不变。
五、盖斯定律
1.内容:
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。
六、能源
注:
水煤气是二次能源。
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(υ:
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):
浓度(固体和纯液体除外),压强(方程式中必须要有气体),温度(提高了反应物分子的能量),催化剂(降低了活化能),浓度和压强主要是通过使单位体积内分子总数增大来增大反应速率,温度和压强主要是使活化分子百分数增大来增大反应速率。
2.浓度和压强是单位体积内活化分子百分数不变,温度和催化剂是分子总数不变。
※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:
充入本体系气体,反应速率增大;
充入惰性气体→反应速率不变
②恒温恒压时:
充入惰性气体→反应速率减小
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,各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
pC(g)+qD(g)
mA(g)+nB(g)①各物质的物质的量或各物质的物质的平的分数一混合物平②各物质的质量或各物质质量分数一系各成分平③各气体的体积或体积分数一含即:
各组分的量保持不变时一定能判断衡m
mmol同时生①在单位时间内消耗平mol正、逆同时消耗mol②在单位时间内消耗n
平衡,的速率pmolC关系平正,③V(A):
V(B):
V(C):
V(D)=m:
n:
p:
qV()一不一定不定衡)
逆V(等于
必须要一正一逆用物质来判断平衡时,即:
且要带上系数。
用速率来判断平衡时,必须要一正一逆且速率之比等于计量数之比。
时,能判断平p+m+压强总总的物时,不能判断平衡。
即:
总p+m+的量,总量看气体的计量数气体的计量数不等时体判断
用公式判
推出公式是一个变化的量就能判断平
M或密
任何反应都伴随着能量变化当体系温度温平
定时(其他不变)一定能判断平衡固定不变的量不能其变化的量能判断平衡断平衡。
(二)影响化学平衡移动的因素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
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。
注意:
(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比值。
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。
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.
5时,该反应就进行得基本完全了。
一般地,K>
10反。
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_〉__K:
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:
必须要保证化学计量数之比与原来相同;
同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:
只要反应物的物质的量的比例与原来相同即可视为二者等效。
(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
、反应熵变与反应方向:
1.
-1
-1Kmol?
?
(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也是反应方向判断的
(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,
.
依据。
S(s)S(g)〉S(l)〉(3)同一物质,在气态时熵值最大,液态时次之,固态时最小。
即4)方程式中气体计量数增大的方向就是熵增的方向。
(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:
反应能自发进行〈0ΔH-TΔS反应达到平衡状态ΔS=0ΔH-T反应不能自发进行〉0ΔH-TΔSS为正时,任何温度反应都能自发进行Δ注意:
(1)ΔH为负,S为负时,任何温度反应都不能自发进行
(2)ΔH为正,Δ
水溶液中的离子平衡第三章一、弱电解质的电离
。
在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物,叫电解质1、定义:
电解质:
:
在水溶液中或熔化状态下都不能导电的化合物非电解质
在水溶液里全部电离成离子的电解质强电解质:
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
混和物物质单质强电解质:
强酸,强碱,大多数盐。
如HCl、NaOH、NaCl、BaSO4纯净物电解质弱电解质:
弱酸,弱碱,极少数盐,水。
如HClO、NH·
HO、Cu(OH)、232化合物HO……2非电解质:
非金属氧化物,大部分有机物。
如SO、CO、CHO、CCl、CH=CH……224612623
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
注意:
①电解质、非电解质都是化合物②SO、NH、CO等属于非电解质232③强电解质不等于易溶于水的化合物(如BaSO不溶于水,但溶于水的BaSO全部44电离,故BaSO为强电解质)——电解质的强弱与导电性、溶解性无关。
43、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
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。
)
+-+-]/[AB]][B表示方法:
ABKi=[A+BA
、影响因素:
11a、电离常数的大小主要由物质的本性决定。
、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。
b:
如。
强越性酸,大越度程离电其,大越数常离电,酸弱同不,下度温一同、C.
HSO>
HPO>
HF>
CHCOOH>
HCO>
HS>
HClO22333324二、水的电离和溶液的酸碱性
1、水电离平衡:
:
+]]·
c[OH水的离子积:
=c[HW
+--7+--141*10[OH]=25℃时,[H]=[OH]=10mol/L;
K=[H]·
W
K只与温度有关,温度一定,则K值一定WWK不仅适用于纯水,适用于任何溶液(酸、碱、盐)W2、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:
-14
1*10〈K①酸、碱:
抑制水的电离W
②温度:
促进水的电离(水的电离是吸热的)
-141*10〉③易水解的盐:
促进水的电离KW
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)
pH试纸—操作玻璃棒蘸取未知液体在试纸上,然后与标准比色卡对比即可。
①事先不能用水湿润PH试纸;
②广泛pH试纸只能读取整数值或范围
三、混合液的pH值计算方法公式
++离子物质的量相加除以总体积,再求其H]、强酸与强酸的混合:
1(先求[H混:
将两种酸中的+++]V)/(V+[HV[H=混它)[H](]+V)212211.
--离子物质的量相加除以总体积,再求OH]、强碱与强碱的混合:
(先求[OH混:
将两种酸中的2---]V)/(V+V)(注意其它)[OH:
]混=([OH不能直接计算]V+[OH[H+]混)
221112+-+-++H有余,则用余下的,①==HO计算余下的HH3、强酸与强碱的混合:
(先据H或+OHOH2+---]混,再求其它)数除以溶液总体积求混;
OH[OH有余,则用余下的OH数除以溶液总体积求[H]四、稀释过程溶液pH值的变化规律:
n倍时,pH稀=pH原1、强酸溶液:
稀释10+n(但始终不能大于或等于7)
n倍时,pH稀〈10pH原+n(但始终不能大于或等于7)、弱酸溶液:
稀释2n倍时,pH稀=pH原-n(但始终不能小于或等于7)3、强碱溶液:
稀释10n倍时,pH稀〉pH原-n4、弱碱溶液:
稀释10(但始终不能小于或等于7)
5、不论任何溶液,稀释时pH均是向7靠近(即向中性靠近);
任何溶液无限稀释后pH均接近7
6、稀释时,弱酸、弱碱和水解的盐溶液的pH变化得慢,强酸、强碱变化得快。
五、强酸(pH1)强碱(pH2)混和计算规律w.w.w.k.s.5.u.c.o.m
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=pH-0.32pH1+pH2≤13则溶液显酸性pH=pH1+0.3
、若混合后显中性
pH1+pH2=14V酸:
V碱=1:
1
pH1+pH2)(〕〔14-:
碱酸:
≠H1+pH214VV=110六、酸碱中和滴定:
、中和滴定的原理1.
++-—物质的量相等。
和碱能提供的即酸能提供的H实质:
HOH+OHO=H22、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一位。
(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?
c?
V=c碱
V
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(只有可溶于水的盐才水解)
+-结合生成弱电解质的反应。
OH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1、+-结合,H破坏水的电离,或OH2、水解的实质:
水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的
是平衡向右移动,促进水的电离。
3、盐类水解规律:
①有弱才水解,无弱不水解,越弱越水解;
谁强显谁性,两弱都水解,同强显中性。
②多元弱酸根,浓度相同时正酸根比酸式酸根水解程度大,碱性更强。
(如:
NaCO>NaHCO)3324、盐类水解的特点:
(1)可逆(与中和反应互逆)
(2)程度小(3)吸热
5、影响盐类水解的外界因素:
①温度:
温度越高水解程度越大(水解吸热,越热越水解)
②浓度:
浓度越小,水解程度越大(越稀越水解)
+-促进阳离OH阳离子水解;
抑制(H促进阴离子水解而③酸碱:
促进或抑制盐的水解
子水解而抑制阴离子水解)
6、酸式盐溶液的酸碱性:
-显酸HSO性①只电离不水解:
如4
--)POH(如:
HSO、②电离程度>水解程度,显酸性432
--2-)、、HSHPO性③水解程度>电离程度,显碱(如:
HCO43
7、双水解反应:
(1)构成盐的阴阳离子均能发生水解的反应。
双水解反应相互促进,水解程度较大,有的甚至水解完全。
使得平衡向右移。
3+3+-2--2--2--2-S(HSO;
CO、S(HCO)、)(HS)、SOAlOFe2()常见的双水解反应完全的为:
、Al与33233+2--+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与(HCO;
与NHCO)NH4334.
3+2-+6HO==2Al(OH)↓+3HS↑据是两边电荷平衡,如:
2Al+3S2238、盐类水解的应用:
水解的应用实例原理
3+3OAAl(OH、净明矾净)+3用热碱水冼油污2+OHC+O、去油C溶液①配FeC+3OFe(OH+3+3F常加入少量盐、药品的溶NC②配2+O+OHCCNaOH
时常加入少若不然,则制6MgC6MgCO
、制备无气MgCHCOMg(OH+2HCl+4中加O
MgO+Mg(OHA(S、泡沫灭3+3C=Al(OH+3HCANaHC溶液混、比较盐+N溶液中C比NONO+子浓度的大)>
c(Nc(C)>
c(OH)>
c(度的大小、水解平衡常数9K()h为该条件下该弱酸根形成的弱酸的对于强碱弱酸盐:
KaK为该温度下水的离子积,=Kw/Ka(Kwh
电离平衡常数)
对于强酸弱碱盐:
K=Kw/KKw为该温度下水的离子积,K为该条件下该弱碱根形成的弱碱的bhb(电离平衡常数)电离、水解方程式的书写原则
1、多元弱酸(多元弱酸盐)的电离(水解)的书写原则:
分步书写
不管是水解还是电离,都决定于第一步,第二步一般相当微弱。
2、多元弱碱(多元弱碱盐)的电离(水解)书写原则:
一步书写
八、溶液中微粒浓度的大小比较
☆☆基本原则:
抓住溶液中微粒浓度必须满足的三种守恒关系:
①电荷守恒:
:
任何溶液均显电中性,各阳离子浓度与其所带电荷数的乘积之和=各阴离
子浓度与其所带电荷数的乘积之和
②物料守恒:
(即原子个数守恒或质量守恒)
某原子的总量(或总浓度)=其以各种形式存在的所有微粒的量(或浓度)之和
+-浓度相等。
OHH浓度与③质子守恒:
即水电离出的九、难溶电解质的溶解平衡
1、难溶电解质的溶解平衡的一些常见知识
(1)溶解度小于0.01g的电解质称难溶电解质。
-5+]降至和时[H如完全反应。
酸碱中反度后2()反应离子浓降至1*10以下的应为-7-5-5mol/L10常见的难溶物在水中的离子浓度均远低于,用“=”,10mol/L<
10,mol/L故为完全反应,故均用“=”。
(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:
CaSO、Ca(OH)、AgSO4224.
Ca(OH)为放热,升温其溶解度减少。
(5)溶解平衡常为吸热,但26)溶解平衡存在的前提是:
必须存在沉淀,否则不存在平衡。
(、溶解平衡方程式的书写2
2-+(aq)(aq)Ag”。
如:
S(s)2Ag+S(s)注意在沉淀后用标明状态,并用“2、沉淀生成的三种主要方式3K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。
(1)加沉淀剂法:
spFeCl。
值除某些易水解的金属阳离子:
如加
(2)调pHMgO除去MgCl溶液中323)氧化还原沉淀法:
((4)同离子效应法、沉淀的溶解:
4沉淀转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
化。
5、沉淀的转化:
的。
更小溶解度大的生成溶解度小的,溶解度小的生成溶解度
AgCl(白色沉淀)AgBr(淡黄色)AgI(黄色)如:
AgAgNOS(黑色)23
6、溶度积(K)SP1、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
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