最新选修4_化学反应原理知识点总结填空版.doc优秀名师资料.doc
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1、选修4_化学反应原理知识点总结(填空版).doc化学选修四化学反应原理复习 第一章 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 或 的热量 2(焓变(H)的意义:在 条件下进行的化学反应的热效应.符号: (2).单位: 3.产生原因:化学键断裂 热 化学键形成 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:? ? ? ? ? 生石灰和水反应 ? 常见的吸热反应:? 晶体Ba(OH)?8HO与NHCl ? 224? 以 为还原剂的氧化还原反应 ? 二、热化学方程式 书
2、写化学方程式注意要点: ?热化学方程式必须标出能量变化。 ?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) ?热化学反应方程式要指明反应时的温度和压强。 ?热化学方程式中的化学计量数可以是整数,也可以是分数 ?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 ?,101 kPa时, mol纯物质 燃烧生成 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: ?研究条件:101 kPa ?反应程度:完全燃烧,产物是稳定的氧化物。 ?燃烧物的物质的量:1 mol ?研究内容
3、:放出的热量。(H_10_时,该反应就进行得基本完全了。 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 反应方向进行; Q_=_K:反应处于 ; Q_K:反应向 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: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
4、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。 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第二类:对于反应前后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: -1-1 (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:JmolK(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
5、)S(l)S(s) 4 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: H-TS0 反应能自发进行 H-TS=0 反应达到平衡状态 H-TS0 反应不能自发进行 注意:(1)H为负,S为正时,任何温度反应都能自发进行 )H为正,S为负时,任何温度反应都不能自发进行 (2第三章 一、弱电解质的电离 1、定义:电解质: 能导电的 ,叫电解质。 非电解质 : 都不能导电的 。 强电解质 :在水溶液里 电离成离子的电解质。 弱电解质:在水溶液里 电离成离子的电解质。 混和物 物质 单质 强电解质: 。如HCl、NaOH、NaCl、BaSO4纯净物 电解质 弱电解质: 。如HCl
6、O、NH?HO、Cu(OH)、HO 3222化合物 非电解质: 非金属氧化物,大部分有机物 。如SO、CO、CHO、CCl、CH=CH 3261264222、电解质与非电解质本质区别: 离子化合物或共价化合物 非电解质共价化合物 电解质注意:?电解质、非电解质都是化合物 ?SO、NH、CO等属于非电解质 232?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全部电44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 和离子结合成 时,电离过程就达到了 ,这叫电离平衡。 4、影响电离平衡的因素: A、温度:电
7、离一般 热,升温 电离。 B、浓度:浓度越大,电离程度 ;溶液稀释时,电离平衡向着 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 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, 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 乘积,跟溶液中未电离的分子 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:ABA+BKa= A B/AB 11、影响因素: a、电离常数的大小主要由
8、物质的 决定。 b、电离常数受 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 ,酸性越 。如:HSOHPOHFCHCOOHHCOHSHClO 23343232二、水的电离和溶液的酸碱性 1、水电离方程式:或者 5 水的离子积:K = W+-25?时, 纯水中H=OH = mol/L ; K = W+-100?时, 纯水中H=OH = mol/L ; K = W注意:K只与 有关,温度一定,则K值 WWK不仅适用于纯水,适用于任何稀溶液(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: ?
9、酸、碱 : 水的电离 ?温度:升温 水的电离 ?易水解的盐: 水的电离 4、溶液的酸碱性和pH: (1)pH=(公式) (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 3.14.4(橙色) 石蕊5.08.0(紫色) 酚酞8.210.0(浅红色) pH试纸 操作 。 注意:?事先不能用水湿润PH试纸;?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+V+HV)/(V+V) 求其它) H混 =(H112212-2、强碱与强碱的混合:(先求OH混:将两种酸中的O
10、H离子物质的量相加除以总体积,-再求其它) OH混,(OHV+OHV)/(V+V) (注意 :不能直接计算H+混) 112212+-+-+3、强酸与强碱的混合:(先据H + OH =HO计算余下的H或OH,?H有余,则用余2+-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: n1、强酸溶液:稀释10倍时,pH稀 pH原+ n (但始终不能大于或等于7) n2、弱酸溶液:稀释10倍时,pH稀 pH原+n (但始终不能大于或等于7) n3、强碱溶液:稀释10倍时,pH稀 pH原,n (但始终不能小于或等于7) n4、弱
11、碱溶液:稀释10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 靠近(即向中性靠近);任何溶液无限稀释后pH均接近 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 、若等体积混合 1pH1+pH2=14 则溶液显中性pH=7 pH1+pH2?15 则溶液显碱性pH=pH-0.3 2pH1+pH2?13 则溶液显酸性pH=pH1+0.3 2、若混合后显中性 pH1+pH2=14 V酸:V碱=1:1 ()14-pH1+pH2pH1+pH2?14 V酸:V碱=1:10 五、酸碱中和滴定:
12、 1、中和滴定的原理 6 +-实质:H+OH=HO 即酸能提供的H和碱能提供的OH物质的量相等。 22、中和滴定的操作过程, (1)仪?滴定管的刻度,O刻度在 ,往下刻度标数越来越 ,全部容积 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。?滴定管可以读到小数点后 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、
13、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: c,V酸酸c碱= V碱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。
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