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期末复习选修4知识点总结
第一章化学反应与能量
一、焓变反应热
1.反应热:
一定条件下,一定物质的量的反应物之间反应所放出或吸收的热量
2.焓变(ΔH)的意义:
在恒压条件下进行的化学反应的热效应
(1).符号:
(2).单位:
3.产生原因:
化学键断裂—热化学键形成——热
放热反应(放热吸热)△H为“”或△H0
吸热反应(吸热放热)△H为“”或△H0
☆常见放热反应:
①②③
④⑤
☆常见的吸热反应:
①l②
③
二、热化学方程式书写化学方程式注意要点:
①必须标出能量变化。
②必须标明聚集状态(分别表示固液气态,水溶液中溶质用表示)
③热化学反应方程式要指明反应时的温度和压强。
④热化学方程式中的化学计量数可以是,也可以是
⑤各物质系数加倍,△H;反应逆向进行,△H
三、燃烧热
1.概念:
25℃,101kPa时,。
燃烧热的单位用表示。
※注意:
①研究条件:
101kPa②反应程度:
完全燃烧,产物是。
③燃烧物的物质的量:
④内容:
放出的热量。
(ΔH0,单位)
四、中和热
1.概念:
溶液中,的反应热。
2.强酸与强碱的中和反应其实质是和反应,其热化学方程式为:
3.弱酸或弱碱,所以它们反应时的中和热57.3kJ/mol。
4.中和热的测定实验
用品仪器:
大烧杯(500ml)、小烧杯(100ml)、、量筒(50ml2只)、、硬纸板或泡沫塑料板(有2孔)、泡沫塑料或碎纸条
盐酸(0.50mol/L)氢氧化钠溶液(0.55mol/L)
实验步骤:
计算公式:
误差分析
五、盖斯定律
1.内容:
化学反应的反应热只与反应(各反应物)和(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。
2.使用方法
3.反应热的计算
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:
衡量反应快慢,单位时间内反应物或生成物的量的变化
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:
(υ:
平均速率,Δc:
浓度变化)单位:
⑷影响因素:
①决定因素(内因):
(决定因素)
②条件因素(外因):
反应所处的条件2.反应物浓度、气体压强、温度、催化剂对反应速率的影响
条件变化
单位体积内
分子总数
活化分子百分数
单位体积内
活化分子总数
V变化
光、电磁波、超声波、固体反应物颗粒大小、溶剂等
※注意:
(1)固体和液体,由于压强对浓度几乎无影响,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恒温恒体时:
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:
2、化学平衡的特征
逆(研究前提是反应)
等(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)
变(条件改变,平衡发生变化)
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
平衡
④总体积、总压强、总物质的量一定
()
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)
平衡
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)
不一定平衡
④在单位时间内生成nmolB,同时消耗了qmolD,因均指V(逆)
不一定平衡
压强
①m+n≠p+q时,总压强一定(其他条件一定)
()
②m+n=p+q时,总压强一定(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)
平衡
体系的密度
密度一定
()
其他
如体系颜色不再变化等
平衡
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
(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)其他条件不变,增大反应物的浓度或减少生成物的浓度,平衡向移动;增大生成物的浓度或减小反应物的浓度,平衡向移动。
(2)增加固体或纯液体的量,由于浓度不变,所以平衡移动
(3)溶液中的反应,如稀释溶液,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,平衡向方程式中计量数之和大的方向移动。
2、温度对化学平衡移动的影响
其他条件不变,温度升高平衡向_____移动,温度降低平衡向方向移动。
3、压强对化学平衡移动的影响
其他条件不变,增大压强,平衡向移动;减小压强,平衡向移动。
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:
由于催化剂对正反应速率和逆反应速率影响的程度是的,所以平衡。
但是使用正催化剂可以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),平衡向着能的方向移动。
三、化学平衡常数(符号)
(一)定义:
一定温度下,达到化学平衡时,_比值。
(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。
2、K只与有关,与反应物或生成物的浓度无关。
3、反应物或生产物中固体或纯液体,由于其浓度是固定不变的。
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的标志。
K值越大,说明平衡时的浓度越大,它的进行的程度越大,即该反应进行得越完全,反应物转化率越___。
反之,则相反。
一般地,K>105时,该反应就进行得基本完全了。
2、利用K值做标准,可判断正在进行的可逆反应是否平衡及建立平衡的方向。
(Q:
浓度积)
QK:
反应向正反应方向进行;
QK:
反应处于平衡状态;
QK:
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,则正反应为反应
若温度升高,K值减小,则正反应为反应
*四、等效平衡
1、概念:
一定条件下(定温、定容或定温、定压),同一可逆反应经不同途径达到平衡后,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)等温,等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:
第二类:
对于反应前后气体分子数不变的可逆反应:
(2)等温,等压的等效平衡:
五、化学平衡图像问题
看懂图像(面、线、点、势)--联想规律---分析判断
六、化学反应进行的方向
1、反应熵变与反应方向:
(1)熵:
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)体系趋向于有序变为无序,导致体系的熵增加,这叫做原理,也是反应方向判断的依据。
.
(3)同一物质,气态、液态、固态时熵值关系为S(g)S(l)S(s)
2、反应方向判断依据
在温度、压强一定的条件下,化学反应的判断依据为:
ΔG=ΔH-TΔS0反应能自发进行
ΔH-TΔS0反应达到平衡状态
ΔH-TΔS0反应不能自发进行
注意:
(1)ΔH为负,ΔS为正时,任何温度反应都能自发进行
(2)ΔH为正,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
一、弱电解质的电离
1、定义:
电解质:
在中或状态下能导电的。
非电解质:
强电解质:
。
弱电解质:
。
下列物质中HCl、NaOH、NaCl、BaSO4、HClO、NH3·H2O、Cu(OH)2、H2O、SO3、CO2、CCl4、CH2=CH2属非电解质的有:
属强电解质的有:
。
属弱电解质的有:
2、电解质与非电解质本质区别:
电解质的强弱与导电性、溶解性关。
3、电离平衡:
在一定的条件下,当时,电离过程就达到了平衡状态。
4、影响电离平衡的因素:
A、温度:
电离一般热,升温电离平衡向移动。
B、浓度:
浓度越大,电离程度;溶液稀释时,电离平衡向移动。
C、同离子效应:
加入与弱电解质具有相同离子的电解质,会电离。
D、其他外加试剂:
加入能与弱电解质电离的某种离子反应的物质,电离。
5、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)
6、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:
AB
A++B-Ki=
7、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=;25℃时,;KW==
注意:
KW只与温度有关,温度一定,则KW值一定
KW不仅适用于纯水,适用于任何稀溶液(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:
水的电离
②温度:
水的电离(因为水的电离是热的)
③能水解的盐:
水的电离
4、溶液的酸碱性和pH:
(1)pH=]
(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。
注意:
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
1、强酸与强酸的混合:
(先求[H+]混:
将两种酸中的H+离子物质的量相加除以总体积,再求其它)[H+]混=([H+]1V1+[H+]2V2)/(V1+V2)
2、强碱与强碱的混合:
(先求[OH-]混:
将两种酸中的OH离子物质的量相加除以总体积,再求其它)[OH-]混=([OH-]1V1+[OH-]2V2)/(V1+V2)(注意:
不能直接计算[H+]混)
3、强酸与强碱的混合:
(先据H++OH-==H2O计算余下的H+或OH-,①H+有余,则用余下的H+数除以溶液总体积求[H+]混;OH-有余,则用余下的OH-数除以溶液总体积求[OH-]混,再求其它)
四、稀释过程溶液pH值的变化规律:
1、强酸溶液:
稀释10n倍时,pH稀pH原+n(但始终不能7)
2、弱酸溶液:
稀释10n倍时,pH稀pH原+n(但始终不能7)
3、强碱溶液:
稀释10n倍时,pH稀pH原-n(但始终不能7)
4、弱碱溶液:
稀释10n倍时,pH稀pH原-n(但始终不能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,强酸、强碱变化。
五、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。
2、中和滴定的操作过程:
(1)滴定管的刻度,O刻度在,往下刻度标数越来越大,全部容积它的最大刻度值。
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)药品:
标准液;待测液;指示剂。
(3)准备过程:
准备:
检漏、、、、赶气泡、调液面。
(4)实验过程及滴定终点的判断
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
六、盐类的水解
1、定义:
。
2、水解的实质:
水溶液中盐电离出来的弱离子跟水电离出来的H+或OH-结合,破坏水的电离,使平衡向移动,水的电离。
3、盐类水解规律:
①有才水解,无弱不水解,越弱越水解;谁显谁性,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:
Na2CO3>NaHCO3)
4、盐类水解的特点:
(1)
(2)(3)
5、影响盐类水解的外界因素:
①温度:
温度越水解程度越大(水解吸热,越热越水解)
②浓度:
浓度越小,水解程度越(越稀越水解)
③酸碱:
促进或抑制盐的水解(H+促进水解而阳离子水解;
OH—)
6、酸式盐溶液的酸碱性:
①只电离不水解:
如HSO4-显酸性
②电离程度>水解程度,显性(如:
HSO3-、H2PO4-)
③水解程度>电离程度,显性(如:
HCO3-、HS-、HPO42-)
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。
(2)常见的双水解反应完全的为:
Fe3++与AlO2-、CO32-(HCO3-));Al3+与AlO2-、CO32-(HCO3-)、S2-(HS-)、SO32-(HSO3-)。
其特点是相互水解成沉淀或气体。
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
净水
明矾净水
△
去油污
用热碱水冼油污物品
CO32-+H2OHCO3-+OH-
药品的保存
①配制FeCl3溶液时常加入少量盐酸
②配制Na2CO3溶液时常加入少量NaOH
CO32-+H2OHCO3-+OH-
△
△
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
泡沫灭火器
用Al2(SO4)3与NaHCO3溶液混合
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)-
9、水解平衡常数(Kh)
强碱弱酸盐:
Kh=Kw/Ka强酸弱碱盐:
Kh=Kw/Kb(Kw为该温度下水的离子积,Ka为该条件下该弱酸电离平衡常数;Kb为该条件下该弱碱的电离平衡常数)
七.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
注意:
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
③质子守恒:
即水电离出的H+浓度与OH-浓度相等。
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。
(2)反应后离子浓度降至以下的离子反应为完全反应。
如酸碱中和时[H+]降至10-7mol/L<10-5mol/L,故为完全反应,用“=”,常见的难溶物在水中的离子浓度均远低于10-5mol/L,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:
(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)溶解平衡存在的一般前提是:
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,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:
如除去MgCl2溶液中FeCl3可以
加入
(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。
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()AgBr(淡黄色)AgI(黄色)Ag2S(黑色)
6、溶度积(KSP)
⑴表达式:
AmBn(s)mAn+(aq)+nBm-(aq)
KSP=[c(An+)]m•[c(Bm-)]n
⑵影响溶解平衡的因素:
决定因素是
外因:
①浓度:
加水,平衡向方向移动。
②温度:
升温,多数平衡向方向移动。
⑶、溶度积规则
QC(离子积)KSP有沉淀析出
QCKSP平衡状态
QCKSP未饱和,继续溶解
第四章电化学基础
一.原电池:
1、概念:
化学能转化为电能的装置叫做原电池
2、组成条件:
①②
③
3、电子:
外电路:
极——导线——极
内电路:
盐桥中离子移向负极的电解质溶液,离子移向正极溶液。
4、电极反应:
以锌铜原电池为例:
负极:
反应:
正极:
反应:
总反应式:
5、正、负极的判断:
(1)从电极材料:
一般为负极;或金属为负极,非金属为正极。
(2)从电子的流动方向和电流方向
(3)从发生反应
(4)根据电解质溶液内离子的移动方向
(5)根据实验现象
二.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
一次电池
1、常见一次电池:
碱性锌锰电池、锌银电池、锂电池等
二次电池又叫充电电池
1.铅蓄电池的电极反应
放电:
负极(铅):
正极(氧化铅):
充电:
阴极:
阳极:
放电
充电
两式可以写成一个可逆反应:
PbO2+Pb+2H2SO42PbSO4↓+2H2O
2.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
燃料电池
1、燃料电池:
使燃料与氧化剂反应直接产生电流的一种化学电池
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:
负极:
正极:
当电解质溶液呈碱性时:
负极:
正极:
甲烷燃料电池是用金属铂片插入KOH溶液作电极,在两极上分别通甲烷和氧气。
电极反应式为:
负极:
;
正极:
。
电池总反应式为:
3、燃料电池的优点:
能量转换率高、废弃物少、运行噪音低
三.电解原理
1、电解池:
把电能转化为化学能的装置电解槽
2、电解:
直流电通过电解质溶液,在阴阳两极引起氧化还原反应的过程
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:
阳极:
与直流电源的相连的电极,发生反应
阴极:
与直流电源的相连的电极,发生反应
6、电解CuCl2溶液的电极反应:
阳极:
)
阴极:
总反应式:
电解质溶液的导电过程,就是电解质溶液的电解过程
阴极(阳离子)放电顺序
Ag+>Hg2+>Fe3+>Cu2+>H+)>Pb2+>Sn2+>Fe2+>Zn2+>Al3+>Mg2+>Na+>Ca2+>K+
阳极放电顺序
惰性电极时:
S2->I->Br->Cl->OH->含氧酸根离子>F-(SO32-/MnO4->OH-)
活性电极时:
电极本身溶解放电
注意先要看电极材料,是惰性电极还是活性电极,若阳极材料为活性电极(Fe、Cu)等金属,则阳极反应为电极材料失去电子,变成离子进入溶液;若为惰性材料,则根据阴阳离子的放电顺序,依据阳氧阴还的规律来书写电极反应式。
用惰性电极电解电解质溶液规律
电解类型
电解质分类
实例
电极反应特点
pH变化
溶液复原应加
四、电解原理的应用
1、电解饱和食盐水以制造烧碱、氯气和氢气
阳极:
)
阴极:
总反应式:
2.电镀
(1)应用电解原理在某些金属表面镀上一薄层其他金属或合金的方法
(2)、电极、电解质溶液的选择:
阳极:
(镀层金属)M—ne—==Mn+
阴极:
待镀金属(镀件):
Mn++ne—==M
电解质溶液:
含有镀层金属离子的溶液做电镀液
(3)、电镀应用之一:
铜的精炼
阳极:
;阴极:
电解质溶液:
3、电冶金
(1)、电冶金:
使矿石中的金属阳离子获得电子,从它们的化合物中还原出来用于冶炼活泼金属,如钠、镁、铝
(2)、电解氯化钠:
通电前,氯化钠高温下熔融:
NaCl==Na++Cl—
通直流电后:
阳极:
阴极:
☆规律总结:
原电池、电解池、电镀池的判断规律
(1)若无外接电源,又具备组成原电池的三个条件即为原电池。
(2)若有外接电源,两极插入电解质溶液中,则可能是电解池或电镀池;当阴极为金属,阳极亦为金属且与电解质溶液中的金属离子属同种元素时,则为电镀池。
(3)若多个单池相互串联,又有外接电源时,则与电源相连接的装置为电解池或电镀池。
若无外接电源时,先选较活泼金属电极为原电池的负极(电子输出极),有关装置为原电池,其余为电镀池或电解池。
☆
☆
☆
☆
☆原电池,电解池,电镀池的比较
类别
原电池
电解池
电镀池
定义
(装置特点)
将化学能转变成电能的装置
将电能转变成化学能的装置
应用电解原理在某些金属表面镀上一侧层其他金属
是否是自发反应
装置特征
有电源,两级材料
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