高二化学选修4知识点归纳复习提纲.pdf
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1、第 1 页 共 16 页 高二化学选修 4 知识点归纳复习提纲 第一章 化学反应与能量 1 第二章 化学反应速率和化学平衡 2 第三章水溶液中的离子平衡 6 第四章 电化学基础 11 第一节 原电池 11 第二节化学电池 11 第三节电解池 12 第四节金属的电化学腐蚀和防护 15 第一章 化学反应与能量 一、焓变 ( H) : 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 ( H)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
2、热 ) H 为“ -”或 H 放热) H 为“+”或 H 0 常见的放热反应: 所有的燃烧反应 酸碱中和反应 大多数的化合反应 金属与酸的反应 生石灰和水反应 浓硫酸稀释、氢氧化钠固体溶解等 常见的吸热反应:晶体 Ba(OH)28H2O 与 NH4Cl 大多数的分解反应 以 H2、CO、C 为还原剂的氧化还原反应 铵盐溶解等 二、热化学方程式 书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
3、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 第 2 页 共 16 页 1概念:25 ,101 kPa时,1 mol 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: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:放出的热量。(H10 5 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:反应向正反应方向进行; Q = K:反应处于平衡状态; Q K:反应
4、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
5、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: H-T S 0 反应能自发进行 H-T S = 0 反应达到平衡状态 H-T S 0 反应不
6、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 (2) H为正, S为负时,任何温度反应都不能自发进行 第 6 页 共 16 页 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:在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物,叫电解质。 非电解质:在水溶液中或熔化状态下都不能导电的化合物。 强电解质:在水溶液里全部电离成离子的电解质。 弱电解质:在水溶液里只有一部分分子电离成离子的电解质。 2、电解质与非电解质本质区别: 电解质离子化合物或共价化合物非电解质共价化合物 注意:电解质、非电解质都是化合物 SO2、 NH3、CO2等属于非电解质 强电解质不等于易溶于
7、水的化合物(如 BaSO4不溶于水,但溶于水的 BaSO4全部电离,故BaSO4为强电解质) 电解质的强弱与导电性、溶解性无关。 3、电离平衡:在一定的条件下,当电解质分子电离成离子的速率和离子结合成时,电离过程就 达到了平衡状态,这叫电离平衡。 4、影响电离平衡的因素: A、温度:电离一般吸热,升温有利于电离。 B、浓度:浓度越大,电离程度越小;溶液稀释时,电离平衡向着电离的方向移动。 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,会减弱电离。 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,有利于电离。 5、电离方程式的书写:用可逆符号弱酸的电离要
8、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: ABA +B- Ki= A + B-/AB 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: H2SO3H3PO4HFCH3COOHH2CO3H2SHClO 二、水的电离和溶液的酸碱性 物质 单质 化合物 电解质 非电解质
9、:非金属氧化物,大部分有机物。如 SO3、CO2、C6H12O6、CCl4、CH2=CH2 强电解质:强酸,强碱,大多数盐。如 HCl、NaOH、NaCl、BaSO4 弱电解质:弱酸,弱碱,极少数盐,水。如 HClO、NH3H2O、Cu(OH)2、H2O 混和物 纯净物 第 7 页 共 16 页 1、水电离平衡:水的离子积:KW =cH +cOH- 25时 , H +=OH- =10-7 mol/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
10、)极弱 3、影响水电离平衡的外界因素:酸、碱:抑制水的电离KW1*10 -14 温度:促进水的电离(水的电离是吸热的) 易水解的盐:促进水的电离KW 1*10 -14 4、溶液的酸碱性和pH:(1)pH=-lgcH + (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 试纸操作玻璃棒蘸取未知液体在试纸上,然后与标准比色卡对比即可。 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
11、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-, H+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
12、、强酸溶液:稀释10 n 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10 n 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10 n 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10 n 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w.w.w.k.s.5
13、.u.c.o.m 1、若等体积混合:pH1+pH2=14 则溶液显中性pH=7 pH1+pH215 则溶液显碱性pH=pH 2-0.3 pH1+pH213 则溶液显酸性pH=pH1+0.3 2、若混合后显中性 第 8 页 共 16 页 pH1+pH2=14 V 酸: V 碱=1:1 pH1+pH214 V 酸: V 碱=1:10 14-(pH 1+pH2 ) 六、酸碱中和滴定: 1、中和滴定的原理:实质: H +OH=H 2O 即酸能提供的H +和碱能提供的 OH -物质的量相等。 2、中和滴定的操作过程: (1)仪滴定管的刻度,O 刻度在上,往下刻度标数越来越大,全部容积大于它的最大刻度值,
14、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一位。 (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、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 碱
15、= Vn Vcn 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。综上所述,当用标准酸来测定碱的浓度时,c 碱的误差与V 酸的变化成正比,即当V 酸的实测值大 于理论值时,c 碱偏高,反之偏低。 同理,用标准碱来滴定未知浓度的酸时亦然。 七、
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