1、人教版化學選修4化學反應原理復習提綱第一章化學反應與能量化學反應與能量反應熱 燃變 |燃燒熱熱化學方程式一T化學反二熱計算蓋斯定律一、基本化學反應模型理論1、有效碰撞模型：分子間的磁撞并不一定就能發(fā)生化學反應, 才可能是有效碰撞。2、活化分子與活化能：活化分子就是活化能就是3、催化劑的作用：1、降低活化能2、增多活化分子3、有效碰撞機率增大；二、反應熱(火含變)1定義：在化學反應過程中放出或吸收的熱量2符號：用 H表不。單位：一般采用為吸熱反應,燃料的使用節(jié)約能源的意義能源開發(fā)新能源只有具有一定能量的微粒間的碰撞，通常叫做反應熱，也稱 始變”。kJ/mol。為放熱反應。4反應熱與物質內能，鍵能

2、的關系 H=反應物的維能總和-生成物的維能總和5反應熱測量，測量儀器叫量熱計三燃燒熱概念：25 C、101kPa時,1mol純物質完全燃燒生成穩(wěn)定的化合物時所放出的熱量,叫做該物質的燃燒熱.注意： 可燃物的化學計量數為1, H<0,以此為標準配平，其它計量數可整數也可分數； 完全燃燒，下列元素要生成對應的氧化物：C 一 CO2 (g) H 一 H2O (l) S 一 SO2 (g)1mol水時放出的熱量四、中和熱概念：在稀溶液中強酸與強堿發(fā)生中和反應生成注意：（1）強酸強堿反應中和熱 57.3kJ/mol五、熱化學方程式書寫的注意事項？1、 H寫在方程式的右邊，用空格隔開，4H值&quo

3、t;-"表不放熱反應， 4H值"+表示吸熱反應。單位"kJ/mol”。2 . AH與測定條件有關，沒有標明是指25C, 101KPa3 .系數只表示物質的量，可以是分數。4 .要注明反應物和生成物的聚集狀態(tài)，通常用s、1、g表示固體、液體和氣體，不用標“、r 。5 . 4H的值要與化學計量數相對應。6 .正反應若為放熱反應，則其逆反應必為吸熱反應，二者H的符號相反而數值相等六、化學反應熱的計算蓋斯定律定義：化學反應的反應熱只與反應體系的始態(tài)和終態(tài)有關，而與反應途徑無關注意熱化學方程式同乘以某一個數時，反應熱數值也應該乘上該數；熱化學方程式相加減時，同種物質之間可以

4、相加減，反應熱也隨之相加減； 將一個熱化學方程式顛倒時,AH的+”“-”號必須隨之改變.第二章化學反應速率與化學平衡測量的星化學平衡常熟影晌化學反應 速車的因素化學反應進行的方向定量表示方法判據I1.化學反應速率(1)概念(2)表示方法 ：;(3)單位：表達式：(4)化學反應的速率比 化學計量數之比注意純液體式固體的的濃度是不變的常數，因此 用于表示反應速率.(5)影響化學反應速率的因素化學反應速率的內因是：,它是決定反應速率的決定性因 素外因有 ,和 等.2 .可逆反應：在相同的條件下，能 的化學反應。3 .化學平衡狀態(tài)是指： 的狀態(tài)。4化學平衡的特征是：逆等 動 定 變5判斷化學平衡狀態(tài)的

5、標準速率、量(在建立平衡前變化的量)5 .化學平衡移動指可逆反應中，舊化學平衡的新化學平衡的 的過程6 .影響化學平衡移動的因素：化學平衡的建立可以是從 開始，也可以是從 開始，還可以是由 開始。總之，化學平衡的建立與 無關。平衡移動原理一一勒夏特列原理如果改變影響平衡的一個條件(如濃度、溫度、或壓強等)，平衡就向能夠減弱這種改變的方向移動。7 .平衡常數：cp(C) cq(D)表示方法：K=；影響因素：K 二mn 7c (A) c (B)(1)K的意義：K值越大，說明平衡體系中生成物所占的比例越大，它的正反應進行的程 度大，反應物的轉化率也越大。因此，平衡常數的大小可以表示反應進行的程度。五

6、、Qc與KQc為濃度商：是指剛開始反應(但未反應)時平衡體系各物質濃度哥次方之積 之比(對于溶液是指混合后但不反應時的濃度)K為平衡常數：是指可逆反應達到平衡時體系各物質濃度哥次方之積之比。在 化學平衡、電離平衡、水解平衡、溶解平衡四大平衡中分別有不同的名稱：化學平 衡常數(K)、電離常數(Ka)、水解常數(Kh)、溶度積(Ksp)。Qc與K的相對大小可反映出體系是否為平衡狀態(tài)：(1) Qc>K,過平衡狀態(tài)，反應將逆向進行；(2) Qc=K,平衡狀態(tài)；(3) Qc<K,未平衡狀態(tài)，反應將正向進行8.化學反應進彳T的方向 P38科學視野等效平衡規(guī)律：1、定溫、定容條件下的等同平衡(1

7、)對于反應前后氣體分子數發(fā)生變化的可逆反應特點：兩次平衡時各組分百分量、n、c均相同判斷方法：若改變起始加入情況， 只要通過可逆反應的化學計量數比換算成平衡式左右兩邊同一邊物質的物質的量與原平衡相同，則二平衡等效(2)對于反應前后氣體分子數不變的可逆反應特點：兩次平衡時各組分百分量相同，n、c同比例變化判斷方法：只要反應物(或生成物)的物質的量的比與原平衡相同，則二平衡等效。2、定溫、定壓條件下的等效平衡特點：兩次平衡時各組分百分量、c相同，n同比例變化判斷方法：若改變起始加入情況， 只要通過可逆反應的化學計量數比換算成平衡式左右兩邊同一邊物質的物質的量之比相同。第三章水溶液中的離子平衡化學平

8、衡理論電解質的電離難溶電解質的溶解平衡弱電解質的電離為可逆過程一電離平衡一電離常數溶解平衡應用，生成,轉移，溶度積水的電離和溶液的酸堿性 水的離子枳一溶液的酸堿性 及表示方法FH鹽類的水解和水的電離平衡+弱電解質的生成一鹽類水解一水解的應用、弱電解質的電離1、定義：電解質、非電解質；強電解質、弱電解質物質，(混和物俾質(電解質，行雖電解質：強酸、強堿、絕大多數金屬氧化物和鹽。如HCl、NaOH、NaCl、BaSO4L弱電解質：弱酸、弱堿和水。如 HClO、NH3 出0、Cu(OH)2、H2OI非電解質：大多數非金屬氧化物和有機物。如SO3、CO2、C6H12O6、CCl4、CH尸CH22、電解

9、質與非電解質本質區(qū)別：在一定條件下(溶于水或熔化)能否電離(以能否導電來證明是否電離)電解質離子化合物或共價化合物非電解質共價化合物3、強電解質與弱電質的本質區(qū)別：在水溶液中是否完全電離(或是否存在電離平衡)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)4、強弱電解質通過實驗進行判定的方法(以HAc為例)：(1)溶液導電性對比實驗；(2)測 0.01mol/LHAc 溶液的 pH>2;(3)測NaAc溶液的pH值；(4)測pH= a的HAc稀釋100倍后所得溶

10、液pH<a +2(5)將物質的量濃度相同的 HAc溶液和NaOH溶液等體積混合后溶液呈堿性(6)中和10mLpH=1的HAc溶液消耗pH=13的NaOH溶液的體積大于 10mL;(7)將pH=1的HAc溶液與pH=13的NaOH溶液等體積混合后溶液呈酸性(8)比較物質的量濃度相同的 HAc溶液與鹽酸分別與同樣的鋅粒反應產生氣體 的速率5、強酸(HA)與弱酸(HB)的區(qū)別：(1)溶液的物質的量濃度相同時，pH(ha)v PH(hb)(2)pH值相同時，溶液的濃度 ChaVChb(3)pH相同時，加水稀釋同等倍數后，pHha>pHhb、水的電離和溶液的酸堿性1、水離平衡： H2OH+

11、+ OH-水的離子積： Kw = H+ OH-25c時，H+=OH- =10-7 mol/L ; Kw = H + OH- = 10-14注意：Kw只與溫度有關，溫度一定，則Kw值一定Kw不僅適用于純水，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（pH之和為14的酸和堿的水溶液中水的電離被同 等的抑制）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（pH之和為14兩種水解鹽溶液中水的電離被同等的促進）4、溶液的酸堿性和 pH:（1） pH= -lgH+注意：酸性溶液不一定是酸溶液（可能是 溶液

12、）pH<7溶液不一定是酸性溶液（只有溫度為常溫才對）；堿性溶液不一定是堿溶液（可能是 溶液）。（2） pH的測定方法：酸堿指示劑一一甲基橙、石蕊、酚配pH試紙一一最簡單的方法。操作：將一小塊pH試紙放在潔凈的玻璃片上,用玻璃棒沾取未知液點試紙中部，然后與標準比色卡比較讀數 即可。注意：事先不能用水濕潤PH試紙；只能讀取整數值或范圍三、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+離子數相加除以總體積，再 求其它）H+混=（H+iVi+H+2V2） / （V1+V2）2、強堿與強堿的混合：（先求OH-混：將兩種酸中的 OH-離子數相加除以總體積， 再求其它

13、）OH-g （ OH-iVi+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- %再求其它）注意：在加法運算中，相差 100倍以上（含100倍）的，小的可以忽略不計!四、稀釋過程溶液 pH值的變化規(guī)律:1、強酸溶液：稀釋2、弱酸溶液：稀釋3、強堿溶液：稀釋10n倍時，pH 稀=pH原+ n10n倍時，pH稀v pH原+n10n倍時，pH 稀=pH原一n（但始終不能大于或等于 7）（但始終不能大于或

14、等于 7）（但始終不能小于或等于 7）4、弱堿溶液：稀釋 10n倍時，pH稀>pH原一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 均為 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、鹽類的水解（只有可溶于水的鹽才水解）1、鹽類水解規(guī)律：有弱才水解，無弱不水解，越弱越水解；誰強顯誰性，兩弱相促進，兩強不 水解。多元弱酸根，濃度相同時正酸根比酸式酸水解程度大，堿性更強。（如:W2CO3 > NaHCO 3）弱酸酸性強弱比較：A、同主族元素最高價含氧酸的酸性遞減，無氧酸的酸性遞

15、增（利用特殊值進行記憶。如酸性：HF<HCl ； HNO 3>H3PO4）B 、飽和一元脂肪酸的碳原子數越小，酸性越強（如HCOOH>CH 3COOH ）C、一些常見的酸的酸性：HClO、HAIO2、苯酚為極弱酸；醋酸 >碳酸；磷酸 和 H2SO3 為中強酸；HClO 4為最強含氧酸等。2、鹽類水解的特點：（ 1 ）可逆（ 2）程度小（ 3）吸熱3、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）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）4、酸式鹽溶液的酸堿

16、性：只電離不水解：如 HSO4-電離程度水解程度，顯酸性 （如：HSO3-、H2P。4）水解程度電離程度，顯堿性（如：HCO3-、HS-、HPO42-）5、雙水解反應：（ 1 ）構成鹽的陰陽離子均能發(fā)生水解的反應為雙水解反應（即弱酸弱堿鹽）。雙水解反應相互促進，水解程度較大，有的甚至水解完全。其右移。（ 2）常見的雙水解反應完全的為：Fe3+、 Al 3+與 AlO2-、 CO32-（HCO3-）、 S2-（HS-）、SO32-（HSO3-）;其特點是相互水解成沉淀或氣體。雙水解完全的方程式寫“二=”并標“ T J ”，其離子方程式配平依據是兩邊電荷平衡，如：2Al 3+ + 3S2 + 6H

17、20 =2Al（OH） 3 J + 3H 2S T6、鹽類水解的應用：混施化肥（N、P、K三元素不能變成T和J ） 泡沫滅火劑（用硫酸鋁和小蘇打為原料，雙水解）FeCl3溶液止血劑（血漿為膠體，電解質溶液使膠體凝聚）明磯凈水（Al3+水解成氫氧化鋁膠體，膠體具有很大的表面積，吸附水中懸浮物而聚沉） NH 4Cl 焊接金屬（氯化銨呈酸性，能溶解鐵銹）判斷溶液酸堿性（強者顯性）比較鹽溶液離子濃度的大小判斷離子共存（雙水解的離子產生沉淀和氣體的不能大量共存）配制鹽溶液（加對應的酸防止水解）七、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

18、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、溶液中微粒濃度的大小比較1、基本原則：抓住溶液中微粒濃度必須滿足的兩種守恒關系：電荷守恒（電荷數前移）：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（原子個數前移）: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（得失H+個數前移）:：匯得質子后形成的微粒濃度得質子數=匯失質子后形成的微粒濃度 失質子數2、 同濃度的弱酸和其弱酸鹽、 同濃度的弱堿和其弱堿鹽的電離和水解強弱規(guī)律：中常化學常見的有三對等濃度的

19、HAc與NaAc的混合溶液：弱酸的電離其對應弱酸鹽的水解，溶液呈酸性等濃度的NH 3 H2O與NH4C1的混合液：弱堿的電離其對應弱堿鹽的水解，溶液呈堿性等濃度的HCN 與 NaCN 的混合溶液：弱酸的電離<其對應弱酸鹽的水解，溶液呈堿性九、酸堿中和滴定十、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。生成難溶電解質的反應為完全反應，用“=”。（2）反應后離子濃度降至 1X 10-5mol/L以下的反應為完全反應，用“="。如酸 堿中和時H+降至10-7mol/L<10-5mol/L ,故為完全反應，用“="

20、,常見的難溶物在水中的離子濃度均遠低于10-5mol/L ,故均用“=”。(3)難溶并非不溶，任何難溶物在水中均存在溶解平衡。(4)掌握三種微溶物質：CaSO4、Ca(OH)2、Ag2SO4(5)溶解平衡常為吸熱，但 Ca(OH)2為放熱，升溫其溶解度減少。(6)溶解平衡存在的前提是：必須存在沉淀，否則不存在平衡。2、溶解平衡方程式的書寫注意在沉淀后用(s)標明狀態(tài)，并用“ ="。如：Ag2s(s) =2Ag+ + S2-3、沉淀生成的三種主要方式(1)加沉淀劑法：Ksp越小(即沉淀越難溶)，沉淀越完全；沉淀劑過量能使沉 淀更完全。(2)調pH值除某些易水解的金屬陽離子：如加MgO除

21、去MgCl2溶液中Fed(3)氧化還原沉淀法：4、沉淀的溶解：沉淀的溶解就是使溶解平衡正向移動。常采用的方法有：加水；加熱；減少生成物(離子)的濃度。5、沉淀的轉化：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。第四章電化學基礎電化學基礎氧化還 原反應=1§ 3電解池'電能轉化為、化學能，外、界能量推動§1面電池一化學能轉化工 二1為電能一自§ 學電源|、發(fā)進行§ 4卜屬的電化學府迎與防護一、原電池1、定義：把化學能轉化為電能的裝置2、原電池的兩極確定失去電子的一極叫負極，用-表示。得到電子的一極叫正極，用+表示。電極反應負極：(Zn )

22、 Zn - 2e- = Zn2+ (氧化反應)正極：（Cu ）2H+ 2e- = H2 T （還原反應總反應式：綜合正極和負極電極反應式而得：Zn+ 2H+= Zn2+ + H2 T4、原電池的形成條件構成前提：兩個電極中至少有一個可以和電解質溶液自發(fā)地發(fā)生氧化還原反應1、活動性不同的金屬（其中一種可以為非金屬，即作導體用）作電極。2、兩電極插入電解質溶液中。3、形成閉合回路。（兩電極外線用導線連接，可以接用電器。）4常見電池普通干電池一次電池堿性鋅鏡電池 鋅銀紐扣電池（鉛蓄電池 化學電池二次電池鋅銀蓄電池 鋰離子電池氫氧燃料電池二電解池電解池（電解槽）：把電能轉化為化學能的裝置。裝置原電池電解池實例銅鋅原電池電解氯化銅原理發(fā)生氧化還原反應，從而形成電流電流通過引起氧化還原反應形成條兩個電極、電解質溶液或熔融態(tài)電解質、形 成閉合回路、自發(fā)發(fā)生氧化還原反應電源、電極（惰性或非惰性）、電 解質（水溶液或熔融態(tài)）電極名稱用電/以牛習tKAL正極：流入電子負極：流出電子由外電源決定陽極：連電源正極陰極：連電源負極電子流向（外電路）負極正極電源負極-陰極-陽極-電源正極電流方向（外電路）正極f負極電源正極-陽極-陰極-電源負極電極反應負極：Zn - 2e-