1、精選優質文檔-傾情為你奉上化學選修4化學反應與原理章節知識點梳理第一章 化學反應與能量一、焓變 反應熱 1反應熱：一定條件下，一定物質的量的反應物之間完全反應所放出或吸收的熱量 2焓變(H)的意義：在恒壓條件下進行的化學反應的熱效應（1）.符號： H（2）.單位：kJ/mol 3.產生原因：化學鍵斷裂吸熱 化學鍵形成放熱放出熱量的化學反應。(放熱吸熱) H 為“-”或H 放熱）H 為“+”或H 0 常見的放熱反應： 所有的燃燒反應 酸堿中和反應 大多數的化合反應 金屬與酸的反應 生石灰和水反應 濃硫酸稀釋、氫氧化鈉固體溶解等 常見的吸熱反應： 晶體Ba(OH)28H2O與NH4Cl 大多數的分

2、解反應 以H2、CO、C為還原劑的氧化還原反應 銨鹽溶解等二、熱化學方程式書寫化學方程式注意要點: 熱化學方程式必須標出能量變化。 熱化學方程式中必須標明反應物和生成物的聚集狀態（g,l,s分別表示固態，液態，氣態，水溶液中溶質用aq表示） 熱化學反應方程式要指明反應時的溫度和壓強。 熱化學方程式中的化學計量數可以是整數，也可以是分數 各物質系數加倍，H加倍；反應逆向進行，H改變符號，數值不變三、燃燒熱1概念：25 ，101 kPa時，1 mol純物質完全燃燒生成穩定的化合物時所放出的熱量。燃燒熱的單位用kJ/mol表示。注意以下幾點：研究條件：101 kPa反應程度：完全燃燒，產物是穩定的氧

3、化物。燃燒物的物質的量：1 mol研究內容：放出的熱量。（H_105_時，該反應就進行得基本完全了。2、可以利用K值做標準，判斷正在進行的可逆反應是否平衡及不平衡時向何方進行建立平衡。（Q：濃度積）Q_K:反應向正反應方向進行;Q_=_K:反應處于平衡狀態 ;Q_K:反應向逆反應方向進行3、利用K值可判斷反應的熱效應若溫度升高，K值增大，則正反應為_吸熱_反應若溫度升高，K值減小，則正反應為_放熱_反應四、等效平衡1、概念：在一定條件下（定溫、定容或定溫、定壓），只是起始加入情況不同的同一可逆反應達到平衡后，任何相同組分的百分含量均相同，這樣的化學平衡互稱為等效平衡。2、分類（1）定溫，定容條

4、件下的等效平衡第一類：對于反應前后氣體分子數改變的可逆反應：必須要保證化學計量數之比與原來相同；同時必須保證平衡式左右兩邊同一邊的物質的量與原來相同。第二類：對于反應前后氣體分子數不變的可逆反應：只要反應物的物質的量的比例與原來相同即可視為二者等效。（2）定溫，定壓的等效平衡只要保證可逆反應化學計量數之比相同即可視為等效平衡。五、化學反應進行的方向1、反應熵變與反應方向：（1）熵:物質的一個狀態函數，用來描述體系的混亂度，符號為S. 單位：Jmol-1K-1 (2)體系趨向于有序轉變為無序，導致體系的熵增加，這叫做熵增加原理，也是反應方向判斷的依據。.（3）同一物質，在氣態時熵值最大，液態時次

5、之，固態時最小。即S(g)S(l)S(s) 2、反應方向判斷依據 在溫度、壓強一定的條件下，化學反應的判讀依據為： H-TS0 反應能自發進行H-TS=0 反應達到平衡狀態H-TS0 反應不能自發進行注意：（1）H為負，S為正時，任何溫度反應都能自發進行 （2）H為正，S為負時，任何溫度反應都不能自發進行第三章 水溶液中的離子平衡一、弱電解質的電離 1、定義：電解質： 在水溶液中或熔化狀態下能導電的化合物,叫電解質 。非電解質 ： 在水溶液中或熔化狀態下都不能導電的化合物 。強電解質 ： 在水溶液里全部電離成離子的電解質 。弱電解質： 在水溶液里只有一部分分子電離成離子的電解質 。物質單質化合

6、物電解質非電解質： 非金屬氧化物，大部分有機物 。如SO3、CO2、C6H12O6、CCl4、CH2=CH2強電解質： 強酸，強堿，大多數鹽 。如HCl、NaOH、NaCl、BaSO4弱電解質： 弱酸，弱堿，極少數鹽，水 。如HClO、NH3H2O、Cu(OH)2、H2O混和物純凈物2、電解質與非電解質本質區別：電解質離子化合物或共價化合物 非電解質共價化合物 注意：電解質、非電解質都是化合物 SO2、NH3、CO2等屬于非電解質 強電解質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為強電解質）電解質的強弱與導電性、溶解性無關。3、電離平衡：在一定的

7、條件下，當電解質分子電離成 離子的速率 和離子結合成 時，電離過程就達到了 平衡狀態 ，這叫電離平衡。4、影響電離平衡的因素：A、溫度：電離一般吸熱，升溫有利于電離。B、濃度：濃度越大，電離程度 越小 ；溶液稀釋時，電離平衡向著電離的方向移動。C、同離子效應：在弱電解質溶液里加入與弱電解質具有相同離子的電解質，會 減弱 電離。D、其他外加試劑：加入能與弱電解質的電離產生的某種離子反應的物質時，有利于電離。9、電離方程式的書寫：用可逆符號 弱酸的電離要分布寫（第一步為主）10、電離常數：在一定條件下，弱電解質在達到電離平衡時，溶液中電離所生成的各種離子濃度的乘積，跟溶液中未電離的分子濃度的比是一

8、個常數。叫做電離平衡常數，（一般用Ka表示酸，Kb表示堿。 ）表示方法：ABA+B- Ki= A+ B-/AB11、影響因素：a、電離常數的大小主要由物質的本性決定。b、電離常數受溫度變化影響，不受濃度變化影響，在室溫下一般變化不大。C、同一溫度下，不同弱酸，電離常數越大，其電離程度越大，酸性越強。如：H2SO3H3PO4HFCH3COOHH2CO3H2SHClO二、水的電離和溶液的酸堿性1、水電離平衡：: 水的離子積：KW = cH+cOH- 25時, H+=OH- =10-7 mol/L ; KW = H+OH- = 1*10-14 注意：KW只與溫度有關，溫度一定，則KW值一定KW不僅適

9、用于純水，適用于任何溶液（酸、堿、鹽）2、水電離特點：（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 KW1*10-14溫度：促進水的電離（水的電離是 吸 熱的）易水解的鹽：促進水的電離 KW 1*10-144、溶液的酸堿性和pH： （1）pH=-lgcH+（2）pH的測定方法：酸堿指示劑 甲基橙 、 石蕊 、 酚酞 。變色范圍：甲基橙 3.14.4（橙色） 石蕊5.08.0（紫色） 酚酞8.210.0（淺紅色）pH試紙 操作 玻璃棒蘸取未知液體在試紙上，然后與標準比色卡對比即可 。 注意：事先不能用水濕潤PH試紙；廣泛pH試紙只能讀取整數值或范圍三 、

10、混合液的pH值計算方法公式1、強酸與強酸的混合：（先求H+混：將兩種酸中的H+離子物質的量相加除以總體積，再求其它） H+混 =（H+1V1+H+2V2）/（V1+V2）2、強堿與強堿的混合：（先求OH-混：將兩種酸中的OH離子物質的量相加除以總體積，再求其它） OH-混（OH-1V1+OH-2V2）/（V1+V2） (注意 :不能直接計算H+混)3、強酸與強堿的混合：（先據H+ + OH- =H2O計算余下的H+或OH-，H+有余，則用余下的H+數除以溶液總體積求H+混；OH-有余，則用余下的OH-數除以溶液總體積求OH-混，再求其它）四、稀釋過程溶液pH值的變化規律：1、強酸溶液：稀釋10

11、n倍時，pH稀 = pH原+ n （但始終不能大于或等于7）2、弱酸溶液：稀釋10n倍時，pH稀 pH原+n （但始終不能大于或等于7）3、強堿溶液：稀釋10n倍時，pH稀 = pH原n （但始終不能小于或等于7）4、弱堿溶液：稀釋10n倍時，pH稀 pH原n （但始終不能小于或等于7）5、不論任何溶液，稀釋時pH均是向7靠近（即向中性靠近）；任何溶液無限稀釋后pH均接近76、稀釋時，弱酸、弱堿和水解的鹽溶液的pH變化得慢，強酸、強堿變化得快。五、強酸（pH1）強堿（pH2）混和計算規律w.w.w.k.s.5.u.c.o.m1、若等體積混合pH1+pH2=14 則溶液顯中性pH=7pH1+pH

12、215 則溶液顯堿性pH=pH2-0.3pH1+pH213 則溶液顯酸性pH=pH1+0.32、若混合后顯中性pH1+pH2=14 V酸：V堿=1：1pH1+pH214 V酸：V堿=1：1014-（pH1+pH2）六、酸堿中和滴定：1、中和滴定的原理實質：H+OH=H2O 即酸能提供的H+和堿能提供的OH-物質的量相等。2、中和滴定的操作過程：（1）儀滴定管的刻度，O刻度在 上 ，往下刻度標數越來越大，全部容積 大于 它的最大刻度值，因為下端有一部分沒有刻度。滴定時，所用溶液不得超過最低刻度，不得一次滴定使用兩滴定管酸（或堿），也不得中途向滴定管中添加。滴定管可以讀到小數點后 一位 。（2）藥

13、品：標準液；待測液；指示劑。（3）準備過程：準備：檢漏、洗滌、潤洗、裝液、趕氣泡、調液面。（洗滌：用洗液洗檢漏：滴定管是否漏水用水洗用標準液洗（或待測液洗）裝溶液排氣泡調液面記數據V(始)（4）試驗過程3、酸堿中和滴定的誤差分析誤差分析：利用n酸c酸V酸=n堿c堿V堿進行分析式中：n酸或堿中氫原子或氫氧根離子數；c酸或堿的物質的量濃度；V酸或堿溶液的體積。當用酸去滴定堿確定堿的濃度時，則：c堿=上述公式在求算濃度時很方便，而在分析誤差時起主要作用的是分子上的V酸的變化，因為在滴定過程中c酸為標準酸，其數值在理論上是不變的，若稀釋了雖實際值變小，但體現的卻是V酸的增大，導致c酸偏高；V堿同樣也是

14、一個定值，它是用標準的量器量好后注入錐形瓶中的，當在實際操作中堿液外濺，其實際值減小，但引起變化的卻是標準酸用量的減少，即V酸減小，則c堿降低了；對于觀察中出現的誤差亦同樣如此。綜上所述，當用標準酸來測定堿的濃度時，c堿的誤差與V酸的變化成正比，即當V酸的實測值大于理論值時，c堿偏高，反之偏低。同理，用標準堿來滴定未知濃度的酸時亦然。七、鹽類的水解（只有可溶于水的鹽才水解）1、鹽類水解：在水溶液中鹽電離出來的離子跟水電離出來的H+或OH-結合生成弱電解質的反應。2、水解的實質： 水溶液中鹽電離出來的離子跟水電離出來的H+或OH-結合,破壞水的電離，是平衡向右移動，促進水的電離。3、鹽類水解規律

15、：有 弱 才水解，無弱不水解，越弱越水解；誰 強顯誰性，兩弱都水解，同強顯中性。多元弱酸根，濃度相同時正酸根比酸式酸根水解程度大，堿性更強。 (如:Na2CO3 NaHCO3)4、鹽類水解的特點：（1）可逆（與中和反應互逆） （2）程度小 （3）吸熱5、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，越熱越水解）濃度：濃度越小，水解程度越 大 （越稀越水解）酸堿：促進或抑制鹽的水解（H+促進 陰離子 水解而 抑制 陽離子水解；OH -促進陽離子水解而抑制陰離子水解）6、酸式鹽溶液的酸堿性：只電離不水解：如HSO4- 顯 酸 性 電離程度水解程度，顯 酸 性 （如: HSO3

16、- 、H2PO4-） 水解程度電離程度，顯 堿 性 （如：HCO3- 、HS- 、HPO42-）7、雙水解反應： （1）構成鹽的陰陽離子均能發生水解的反應。雙水解反應相互促進，水解程度較大，有的甚至水解完全。使得平衡向右移。 （2）常見的雙水解反應完全的為：Fe3+、Al3+與AlO2-、CO32-(HCO3-)、S2-(HS-)、SO32-(HSO3-)；S2-與NH4+；CO32-(HCO3-)與NH4+其特點是相互水解成沉淀或氣體。雙水解完全的離子方程式配平依據是兩邊電荷平衡，如：2Al3+ + 3S2- + 6H2O = 2Al(OH)3+ 3H2S 8、鹽類水解的應用：水解的應用實例

17、原理1、凈水明礬凈水Al3+3H2O Al(OH)3(膠體)+3H+ 2、去油污用熱堿水冼油污物品CO32-+H2O HCO3-+OH- 3、藥品的保存配制FeCl3溶液時常加入少量鹽酸Fe3+3H2O Fe(OH)3+3H+ 配制Na2CO3溶液時常加入少量NaOHCO32-+H2O HCO3-+OH- 4、制備無水鹽由MgCl26H2O制無水MgCl2 在HCl氣流中加熱若不然，則：MgCl26H2O Mg(OH)2+2HCl+4H2OMg(OH)2 MgO+H2O5、泡沫滅火器用Al2(SO4)3與NaHCO3溶液混合Al3+3HCO3-=Al(OH)3+3CO2 6、比較鹽溶液中離子濃

18、度的大小比較NH4Cl溶液中離子濃度的大小NH4+H2O NH3H2O+H+ c(Cl-)c(NH4+)c(H+)c(OH)- 9、水解平衡常數 （Kh）對于強堿弱酸鹽：Kh =Kw/Ka(Kw為該溫度下水的離子積，Ka為該條件下該弱酸根形成的弱酸的電離平衡常數)對于強酸弱堿鹽：Kh =Kw/Kb（Kw為該溫度下水的離子積，Kb為該條件下該弱堿根形成的弱堿的電離平衡常數）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

19、度的大小比較基本原則：抓住溶液中微粒濃度必須滿足的三種守恒關系：電荷守恒：:任何溶液均顯電 中 性，各陽離子濃度與其所帶電荷數的乘積之和各陰離子濃度與其所帶電荷數的乘積之和物料守恒: （即原子個數守恒或質量守恒）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)之和質子守恒：即水電離出的H+濃度與OH-濃度相等。九、難溶電解質的溶解平衡 1、難溶電解質的溶解平衡的一些常見知識 （1）溶解度 小于 0.01g的電解質稱難溶電解質。（2）反應后離子濃度降至1*10-5以下的反應為完全反應。如酸堿中和時H+降至10-7mol/LHg2+Fe3+Cu2+H+（指酸電離的)Pb2+Sn2+

20、Fe2+Zn2+Al3+Mg2+Na+Ca2+K+ 陰離子的放電順序 是惰性電極時：S2-I-Br-Cl-OH-NO3-SO42-(等含氧酸根離子)F-(SO32-/MnO4-OH-)是活性電極時：電極本身溶解放電注意先要看電極材料，是惰性電極還是活性電極，若陽極材料為活性電極（Fe、Cu)等金屬，則陽極反應為電極材料失去電子，變成離子進入溶液；若為惰性材料，則根據陰陽離子的放電順序，依據陽氧陰還的規律來書寫電極反應式。 電解質水溶液點解產物的規律類型電極反應特點實例電解對象電解質濃度pH電解質溶液復原分解電解質型電解質電離出的陰陽離子分別在兩極放電HCl電解質減小 增大HCl CuCl2-C

21、uCl2放H2生成堿型陰極：水放H2生堿陽極：電解質陰離子放電NaCl電解質和水生成新電解質增大HCl放氧生酸型陰極：電解質陽離子放電陽極：水放O2生酸CuSO4電解質和水生成新電解質減小氧化銅電解水型陰極：4H+ + 4e- = 2H2 陽極：4OH- - 4e- = O2+ 2H2ONaOH 水 增大增大水H2SO4減小Na2SO4不變上述四種類型電解質分類：（1）電解水型：含氧酸，強堿，活潑金屬含氧酸鹽（2）電解電解質型：無氧酸，不活潑金屬的無氧酸鹽（氟化物除外）（3）放氫生堿型：活潑金屬的無氧酸鹽（4）放氧生酸型：不活潑金屬的含氧酸鹽 二、電解原理的應用 1、電解飽和食鹽水以制造燒堿、

22、氯氣和氫氣（1）、電鍍應用電解原理在某些金屬表面鍍上一薄層其他金屬或合金的方法（2）、電極、電解質溶液的選擇：陽極：鍍層金屬，失去電子，成為離子進入溶液 M ne = M n+陰極：待鍍金屬（鍍件）：溶液中的金屬離子得到電子，成為金屬原子，附著在金屬表面M n+ + ne = M電解質溶液：含有鍍層金屬離子的溶液做電鍍液鍍銅反應原理 陽極(純銅)：Cu-2e-=Cu2+，陰極(鍍件)：Cu2+2e-=Cu， 電解液：可溶性銅鹽溶液，如CuSO4溶液 （3）、電鍍應用之一：銅的精煉 陽極：粗銅；陰極： 純銅電解質溶液： 硫酸銅 3、電冶金（1）、電冶金：使礦石中的 金屬陽離子 獲得電子，從它們的

23、化合物中還原出來用于冶煉活潑金屬，如鈉、鎂、鈣、鋁（2）、電解氯化鈉：通電前，氯化鈉高溫下熔融：NaCl = Na + + Cl通直流電后：陽極：2Na+ + 2e = 2Na陰極：2Cl 2e = Cl2規律總結：原電池、電解池、電鍍池的判斷規律 （1）若無外接電源，又具備組成原電池的三個條件。有活潑性不同的兩個電極；兩極用導線互相連接成直接插入連通的電解質溶液里；較活潑金屬與電解質溶液能發生氧化還原反應（有時是與水電離產生的H+作用），只要同時具備這三個條件即為原電池。 （2）若有外接電源，兩極插入電解質溶液中，則可能是電解池或電鍍池；當陰極為金屬，陽極亦為金屬且與電解質溶液中的金屬離子屬

24、同種元素時，則為電鍍池。 （3）若多個單池相互串聯，又有外接電源時，則與電源相連接的裝置為電解池成電鍍池。若無外接電源時，先選較活潑金屬電極為原電池的負極（電子輸出極），有關裝置為原電池，其余為電鍍池或電解池。 原電池，電解池，電鍍池的比較性質 類別 原電池 電解池 電鍍池定義（裝置特點）將化學能轉變成電能的裝置將電能轉變成化學能的裝置應用電解原理在某些金屬表面鍍上一側層其他金屬反應特征 自發反應 非自發反應 非自發反應 裝置特征無電源，兩級材料不同有電源，兩級材料可同可不同 有電源 形成條件活動性不同的兩極電解質溶液形成閉合回路兩電極連接直流電源兩電極插入電解質溶液形成閉合回路1鍍層金屬接電

25、源正極，待鍍金屬接負極；2電鍍液必須含有鍍層金屬的離子 電極名稱負極：較活潑金屬正極：較不活潑金屬（能導電非金屬）陽極：與電源正極相連陰極：與電源負極相連名稱同電解，但有限制條件陽極：必須是鍍層金屬陰極：鍍件 電極反應負極：氧化反應，金屬失去電子正極：還原反應，溶液中的陽離子的電子或者氧氣得電子（吸氧腐蝕）陽極：氧化反應，溶液中的陰離子失去電子，或電極金屬失電子陰極：還原反應，溶液中的陽離子得到電子陽極：金屬電極失去電子陰極：電鍍液中陽離子得到電子電子流向負極正極 電源負極陰極電源正極陽極 同電解池溶液中帶電粒子的移動陽離子向正極移動陰離子向負極移動陽離子向陰極移動陰離子向陽極移動 同電解池聯系 在兩極上都發生氧化反應和還原反應原電池與電解池的極的得失電子聯系圖：陽極(失) e- 正極（得） e- 負極（失） e- 陰極（得）第四節 金屬的電化學腐蝕和防護一、金屬的電化學腐蝕（1）金屬腐蝕內容：（2）金屬腐蝕的本質：都是金屬原子 失去 電子而被氧化的過程 電化腐蝕 化學腐蝕條件不純金屬或合金與電解質溶液接觸金屬與非電解質直接接觸現象有微弱的電流產生 無電流產生 本質較活潑的金屬被氧化的過程 金屬被氧化的過程 關系 化學腐蝕與電化腐蝕往往同時發生，但電化腐蝕更加普遍，危害更嚴重（4）、電化學腐蝕的分類： 析氫腐蝕腐蝕過程中不斷有氫氣放出條件：潮濕空氣中形成的水膜,