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选修4知识点总结
化学选修4化学反应与原理
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完全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:
△H
(2).单位:
kJ/mol
3.产生原因:
化学键断裂——吸热化学键形成——放热
放出热量的化学反应:
(放热>吸热)△H为“-”或△H<0
吸收热量的化学反应:
(吸热>放热)△H为“+”或△H>0
☆常见的放热反应:
①所有的燃烧反应②酸碱中和反应③大多数的化合反应
④金属与酸的反应⑤生石灰和水反应⑥浓硫酸稀释、氢氧化钠固体溶解等
☆常见的吸热反应:
①晶体Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl②大多数的分解反应
③以H2、CO、C为还原剂的氧化还原反应④铵盐溶解等
二、热化学方程式
书写化学方程式注意要点:
①热化学方程式必须标出能量变化。
②热化学方程式中必须标明反应物和生成物的聚集状态
(g,l,s分别表示固态,液态,气态,水溶液中溶质用aq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整数,也可以是分数
⑤各物质系数加倍,△H加倍;反应逆向进行,△H改变符号,数值不变
三、燃烧热
1.概念:
25℃,101kPa时,1mol纯物质完全燃烧生成稳定的化合物时所放出的热量。
燃烧热的单位用kJ/mol表示。
※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。
③燃烧物的物质的量:
1mol
④研究内容:
放出的热量。
(ΔH<0,单位kJ/mol)
四、中和热
1.概念:
在稀溶液中,酸跟碱发生中和反应而生成1molH2O,
这时的反应热叫中和热。
2.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)=H2O(l)ΔH=-57.3kJ/mol
3.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
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。
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):
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:
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
平衡
③各气体的体积或体积分数一定
平衡
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)
平衡
②在单位时间内消耗了nmolB同时消耗了pmolC,则V(正)=V(逆)
平衡
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,总压力一定(其他条件一定)
平衡
②m+n=p+q时,总压力一定(其他条件一定)
不一定平衡
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
平衡
②Mr一定时,但m+n=p+q时
不一定平衡
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
不一定平衡
其他
如体系颜色不再变化等
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
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、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
影响规律:
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变化的浓度,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_
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
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,化学反应的判读依据为:
ΔH-TΔS〈0反应能自发进行
ΔH-TΔS=0反应达到平衡状态
ΔH-TΔS〉0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
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
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)
pH试纸的操作:
玻璃棒蘸取未知液体在试纸上;然后与标准比色卡对比
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值计算方法公式
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)
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(但始终不能大于或等于7)
2、弱酸溶液:
稀释10n倍时,pH稀〈pH原+n(但始终不能大于或等于7)
3、强碱溶液:
稀释10n倍时,pH稀=pH原-n(但始终不能小于或等于7)
4、弱碱溶液:
稀释10n倍时,pH稀〉pH原-n(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
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
pH1+pH2≠14V酸:
V碱=1:
10〔14-(pH1+pH2)〕
七、盐类的水解(只有可溶于水的盐才水解)
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。
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
4、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)
③酸碱:
促进或抑制盐的水解(H+促进阴离子水解而抑制阳离子水解;OH-促进阳离子水解而抑制阴离子水解)
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,显酸性(如:
HSO3-、H2PO4-)
③水解程度>电离程度,显碱性(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。
使得平衡向右移。
(2)常见的双水解反应完全的为:
Fe3+、Al3+与AlO2-、CO32-(HCO3-)、S2-(HS-)、SO32-(HSO3-);S2-与NH4+;
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-+H2OHCO3-+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)-
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
③质子守恒:
即水电离出的H+浓度与OH-浓度相等。
第四章电化学基础
第一节原电池
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:
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:
第二节化学电池
1.干电池:
活泼金属作负极,被腐蚀或消耗
(1)酸性锌锰干电池
总反应:
Zn+2NH4++2MnO2===2NH3+Zn2++2MnOOH
负极(石墨):
Zn-2e-===Zn2+
正极(锌铜):
2NH4++2e-+2MnO2===2NH3+2MnOOH
(2)碱性锌锰干电池
负极:
Zn+2OH--2e-=ZnO+H2O
正极:
2MnO2+2H2O+2e-=2MnO(OH)+2OH-
总反应为:
Zn+2MnO2 +H2O=ZnO+2MnO(OH)
2.充电电池(二次电池):
两极都参加反应的原电池,可充电循环使用
(1)铅蓄电池
总反应:
PbO2+Pb+2H2SO4=2PbSO4+2H2O
正极(石墨):
PbO2+4H+SO42-+2e-===PbSO4+2H2O
负极(锌铜):
Pb+SO42--2e-===PbSO4
3.燃料电池:
两电极材料均为惰性电极,电极本身不发生反应,而是由引入到两极上的物质发生反应
(1)氢氧燃料电池
①能量转化效率高,轻便,无污染
②电池反应(碱、盐溶液)
总反应:
2H2+O2==2H2O
正极(石墨):
O2+2H2O+4eˉ==4OHˉ
负极(锌铜):
2H2+4OHˉ-4eˉ==4H20
②电解质溶液为酸性
总反应:
CH4+2O2=CO2+2H2O
负极:
CH4+2H2O-8e-=CO2+8H+
正极:
2O2+8H++8e-=4H2O
(2)甲烷燃料电池—4大类型
电解质为NaOH溶液
总反应:
CH4+2O2+2OH﹣=CO3²﹣+3H2O
负极:
CH4+10OH--8e-=CO3²﹣+7H2O
正极:
2O2+4H2O-+8e-=8OH-
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也叫电解槽
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的过程
3、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
4、电极名称及反应:
阳极:
与直流电源的正极相连的电极,发生氧化反应
阴极:
与直流电源的负极相连的电极,发生还原反应
6、电解CuCl2溶液的电极反应:
阳极:
2Cl--2e-=Cl2(氧化)
阴极:
Cu2++2e-=Cu(还原)
总反应式:
CuCl2=Cu+Cl2↑
7、电解本质
1.判断电解时的电极产物
阳极:
活性电极Zn、Fe、Cu等(排在Ag以前);则电极材料失去电子,电极被
溶解,溶液中阴离子不能失电子;
惰性电极(Pt、Au、石墨等);则看溶液中阴离子的失电子能力
阴离子放电顺序:
S2->I->Br->Cl->OH->含氧酸根
阴极:
总的放电顺序:
Ag+>Hg2+>Fe3+>Cu2+>H+(酸)>Pb2+>Sn2+>Fe2+>Zn2+
>H+(H2O)>Al3+>Mg2+>Na+>Ca2+>K+
2.以惰性电极电解电解质溶液的类型
类型
电解质
电极反应及总反应
电解物质
电解质浓度
PH
溶液复原
电解水型
NaOH
阳极:
4OH--4e-==O2↑+2H2O
阴极:
4H++4e-==2H2↑
水
增大
增大
加水
H2SO4
减小
Na2SO4
不变
电解电解质型
HCl
阳极:
2Cl--2e-===Cl2↑
阴极:
2H++2e-===H2↑
HCl
减小
增大
通入HCl
气体
CuCl2
阳极:
2Cl--2e-===Cl2↑
阴极:
Cu2++2e-===Cu
CuCl2
减小
减小
加CuCl2
固体
放H2生碱型
NaCl
阳极:
2Cl--2e-===Cl2↑
阴极:
2H++2e-===H2↑
NaCl和水
生成NaOH
增大
通入HCl
气体
放O2生酸型
CuSO4
阳极:
4OH--4e-===O2↑+2H2O
阴极:
2Cu2++4e-===2Cu
CuSO4和水
生成H2SO4
减小
加CuO
或CuCO3
上述四种类型电解质分类:
(1)电解水型:
含氧酸,强碱,活泼金属含氧酸盐
(2)电解电解质型:
无氧酸,不活泼金属的无氧酸盐(氟化物除外)
(3)放氢生碱型:
活泼金属的无氧酸盐
(4)放氧生酸型:
不活泼金属的含氧酸盐
二、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
(1)、电镀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,失去电子,成为离子进入溶液M—ne—==Mn+
阴极:
待镀金属(镀件):
溶液中的金属离子得到电子,成为金属原子,
附着在金属表面Mn++ne—==M
电解质溶液:
含有镀层金属离子的溶液做电镀液
镀铜反应原理
阳极(纯铜):
Cu-2e-=Cu2+,阴极(镀件):
Cu2++2e-=Cu,
电解液:
可溶性铜盐溶液,如CuSO4溶液
(3)电镀应用之一:
铜的精炼
阳极:
粗铜;阴极:
纯铜电解质溶液:
硫酸铜
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、钙、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:
2Na++2e-==2Na+
阴极:
2Cl-—2e-==Cl2↑
第四节金属的电化学腐蚀和防护
一、金属的电化学腐蚀
(1)电化学腐蚀的分类:
析氢腐蚀——腐蚀过程中不断有氢气放出
①条件:
潮湿空气中形成的水膜,酸性较强(水膜中溶解有CO2、SO2、H2S气体)
②电极反应:
负极:
Fe–2e-=Fe2+
正极:
2H++2e-=H2↑
总式:
Fe+2H+=Fe2++H2↑
吸氧腐蚀——反应过程吸收氧气
①条件:
中性或弱酸性溶液
②电极反应:
负极:
2Fe–4e-=2Fe2+
正极:
O2+4e-+2H2O=4OH-
总式:
2Fe+O2+2H2O=2Fe(OH)2
离子方程式:
Fe2++2OH-=Fe(OH)2
生成的Fe(OH)2被空气中的O2氧化,生成Fe(OH)3,
Fe(OH)2+O2+2H2O==4Fe(OH)3
Fe(OH)3脱去一部分水就生成Fe2O3·xH2O(铁锈主要成分)
二、金属的电化学防护
1、利用原电池原理进行金属的电化学防护
(1)牺牲阳极的阴极保护法
原理:
原电池反应中,负极被腐蚀,正极不变化
应用:
在被保护的钢铁设备上装上若干锌块,腐蚀锌块保护钢铁设备
负极:
锌块被腐蚀;正极:
钢铁设备被保护
(2)外加电流的阴极保护法
原理:
通电,使钢铁设备上积累大量电子,使金属原电池反应产生的电流不能输送,从而防止金属被腐蚀
应用:
把被保护的钢铁设备作为阴极,惰性电极作为辅助阳极,均存在于电解质溶液中,接上外加直流电源。
通电后电子大量在钢铁设备上积累,抑制了钢铁失去电子的反应。
2.改变金属结构:
把金属制成防腐的合金
3、把金属与腐蚀性试剂隔开:
电镀、油漆、涂油脂、表面钝化等
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