高中化學(xué)選修4知識點(diǎn)清單

1、化學(xué)選修4第一章化學(xué)反響與能量、燎變反響熱1 .反響熱：2 .始變(AH)意義：(1) .符號：(2) .3 .產(chǎn)生原因：化學(xué)鍵斷裂一一化學(xué)鍵形成一一放出熱量的化學(xué)反響.(放熱吸熱)H為:或H放熱)H為“+或H0常見的放熱反響：常見的吸熱反響：二、熱化學(xué)方程式書寫化學(xué)方程式注意要點(diǎn)：熱化學(xué)方程式必須標(biāo)出能量變化.熱化學(xué)方程式中必須標(biāo)明反響物和生成物的聚集狀態(tài)(g,l,s分別表示固態(tài),液態(tài),氣態(tài),水溶液中溶質(zhì)用aq表示)熱化學(xué)反響方程式要指明反響時(shí)的溫度和壓強(qiáng).熱化學(xué)方程式中的化學(xué)計(jì)量數(shù)可以是整數(shù),也可以是分?jǐn)?shù)各物質(zhì)系數(shù)加倍,H加倍；反響逆向進(jìn)行,H改變符號,數(shù)值不變?nèi)?、燃燒?.概念：25C,

2、101kPa時(shí),1mol純物質(zhì)完全燃燒生成穩(wěn)定的化合物時(shí)所放出的熱量.燃燒熱的單位用kJ/mol表示.注意以下幾點(diǎn)：研究條件：101kPa反響程度：完全燃燒,產(chǎn)物是穩(wěn)定的氧化物.燃燒物的物質(zhì)的量：1mol研究內(nèi)容：放出的熱量.(AH105時(shí),該反響就根本完全了.三化學(xué)平衡常數(shù)K的應(yīng)用：1、化學(xué)平衡常數(shù)值的大小是可逆反響進(jìn)行程度的標(biāo)志.2、可以利用K值做標(biāo)準(zhǔn),判斷正在進(jìn)行的可逆反響是否平衡及不平衡時(shí)向何方進(jìn)行建立平衡.Q:濃度積QK:反響向方向進(jìn)行；Q=K:反響處于平衡狀態(tài)；QK:反響向方向進(jìn)行3、利用K值可判斷反響的熱效應(yīng)假設(shè)溫度升高,K值增大,那么正反響為反響假設(shè)溫度升高,K值減小,那么正反

3、響為反響四、等效平衡1、概念：在一定條件下定溫、定容或定溫、定壓,只是起始參加情況不同的同一可逆反響到達(dá)平衡后,任何相同組分的百分含量均相同,這樣的化學(xué)平衡互稱為等效平衡.2、分類1定溫,定容條件下的等效平衡第一類：對于反響前后氣體分子數(shù)改變的可逆反響：必須要保證化學(xué)計(jì)量數(shù)之比與原來相同；同時(shí)必須保證平衡式左右兩邊同一邊的物質(zhì)的量與原來相同.第二類：對于反響前后氣體分子數(shù)不變的可逆反響：只要反響物的物質(zhì)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響化學(xué)計(jì)量數(shù)之比相同即可視為等效平衡.五、化學(xué)反響進(jìn)行的方向1、反響嫡變與反響方向:(1)嫡:物質(zhì)的一個(gè)狀態(tài)函數(shù),用來描

4、述體系的混亂度,符號為S.單位：J?mo1?K-1(2)體系趨向于有序轉(zhuǎn)變?yōu)闊o序,導(dǎo)致體系的嫡增加,這叫做嫡增加原理,也是反響方向判斷的依據(jù).(3)同一物質(zhì),在氣態(tài)時(shí)嫡值最大,液態(tài)時(shí)次之,固態(tài)時(shí)最小.即S(g)S(l)S(s)2、反響方向判斷依據(jù)在溫度、壓強(qiáng)一定的條件下,化學(xué)反響的判讀依據(jù)為：AH-TAS0反響能自發(fā)進(jìn)行AH-TAS=0反響到達(dá)平衡狀態(tài)AH-TAS0反響不能自發(fā)進(jìn)行注意：(1)AH為負(fù),AS為正時(shí),任何溫度反響都能自發(fā)進(jìn)行(2)AH為正,AS為負(fù)時(shí),任何溫度反響都不能自發(fā)進(jìn)行第三章水溶液中的離子平衡、弱電解質(zhì)的電離1、四個(gè)概念：電解質(zhì)、非電解質(zhì)、強(qiáng)電解質(zhì)、弱電解質(zhì)混和物物質(zhì).(

5、單質(zhì)純潔物,化合物?強(qiáng)電解質(zhì):電解質(zhì),弱電解質(zhì):H2O強(qiáng)酸,強(qiáng)堿,大多數(shù)鹽如HCl、NaOH、NaCl、BaSO4弱酸,弱堿,極少數(shù)鹽,水.如HClO、NH3刊2.、Cu(OH)2.非電解質(zhì)：非金屬氧化物,大局部有機(jī)物.如SO3、CO2、C6H12.6、CCl4、CH2=CH22、電解質(zhì)與非電解質(zhì)本質(zhì)區(qū)別：電解質(zhì)離子化合物或共價(jià)化合物非電解質(zhì)共價(jià)化合物注意：電解質(zhì)、非電解質(zhì)都是化合物SO2、NH3、CO2等屬于非電解質(zhì)強(qiáng)電解質(zhì)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(qiáng)電解質(zhì))一一電解質(zhì)的強(qiáng)弱與導(dǎo)電性、溶解性無關(guān).3、電離平衡：在一定的條件下,當(dāng)

6、電解質(zhì)分子電離成離子的速率和離子結(jié)合成時(shí),電離過程就到達(dá)了平衡狀態(tài),這叫電離平衡.4、影響電離平衡的因素：、溫度：電離一般吸熱,升溫有利于電離.、濃度：濃度越大,電離程度越??；溶液稀釋時(shí),電離平衡向著電離的方向移動(dòng).、同離子效應(yīng)：在弱電解質(zhì)溶液里參加與弱電解質(zhì)具有相同離子的電解質(zhì),會減弱電離.、其他外加試劑：參加能與弱電解質(zhì)的電離產(chǎn)生的某種離子反響的物質(zhì)時(shí),有利于電離.5、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)6、電離常數(shù)：在一定條件下,弱電解質(zhì)在到達(dá)電離平衡時(shí),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個(gè)常數(shù).叫做電離平衡常數(shù),(一般用Ka

7、表示酸,Kb表示堿.)表本方法：ABA+B-Ki=A+B-/AB7、影響因素：a、電離常數(shù)的大小主要由物質(zhì)的本性決定.b、電離常數(shù)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(shù)越大,其電離程度越大,酸性越強(qiáng).如：H2SO3H3PO4HFCH3COOHH2CO3H2SHClO、水的電離和溶液的酸堿性水電離平衡水的離子積：Kw=cH+cOH_25c時(shí),cH+=cOH-=10-7mol/L;Kw=cH+cOH-=1*10-14注意：Kw只與溫度有關(guān),溫度一定,那么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(diǎn)：1可逆2吸熱3極弱3、影

8、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(jìn)水的電離水的電離是吸熱的易水解的鹽：促進(jìn)水的電離Kw1*10-144、溶液的酸堿性和pH:11pH=-lgcH+2pH的測定方法：酸堿指示劑甲基橙、石蕊、酚.變色范圍：甲基橙3.14.4橙色石蕊5.08.0紫色酚M8.210.0淺紅色pH試紙一操作玻璃棒蘸取未知液體在試紙上,然后與標(biāo)準(zhǔn)比色卡比照即可.注意：事先不能用水濕潤pH試紙；廣泛pH試紙只能讀取整數(shù)值或范圍三、混合液的pH值計(jì)算方法公式1、強(qiáng)酸與強(qiáng)酸的混合：先求H+混：將兩種酸中的H+離子物質(zhì)的量相加除以總體積,再求其它H+混=cH+V1+cH+2V2/V1+V22

9、、強(qiáng)堿與強(qiáng)堿的混合：先求OH-混：將兩種酸中的OH-離子物質(zhì)的量相加除以總體積,再求其它OH-混=cOH-1V1+cOH-2V2/V1+V2注意：不能直接計(jì)算H+混3、強(qiáng)酸與強(qiáng)堿的混合：先據(jù)H+OH-=H2O計(jì)算余下的H+或OH-,H+有余,那么用余下的H+數(shù)除以溶液總體積求H+混；OH-有余,那么用余下的OH-數(shù)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(guī)律:1、強(qiáng)酸溶液：稀釋2、弱酸溶液：稀釋3、強(qiáng)堿溶液：稀釋4、弱堿溶液：稀釋10n倍時(shí),pH稀10n倍時(shí),pH稀10n倍時(shí),pH稀10n倍時(shí),pH稀=pH原+n但始終不能大于或等于7pH原+n但始終不能大于或等于7=pH

10、原-n但始終不能小于或等于7pH原一n但始終不能小于或等于75、不管任何溶液,稀釋時(shí)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(shí),弱酸、弱堿和水解的鹽溶液的pH變化得慢,強(qiáng)酸、強(qiáng)堿變化得快.五、強(qiáng)酸pH1強(qiáng)堿pH2混和計(jì)算規(guī)律1、假設(shè)等體積混合pH1+pH2=14那么溶液顯中性pH=7pH1+pH215那么溶液顯堿性pH=pH2-0.3pH1+pH213那么溶液顯酸性pH=pH1+0.32、假設(shè)混合后顯中性pH1+pH2=14V酸：V堿=1:1pH1+pH2w14V酸：V堿=1:10114-pH1+pH2六、酸堿中和滴定：1、中和滴定的原理實(shí)質(zhì)：H+OH=H2O即酸能

11、提供的H+和堿能提供的OH-物質(zhì)的量相等.2、中和滴定的操作過程：3、酸堿中和滴定的誤差分析七、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(jié)合生成弱電解質(zhì)的反響.2、水解的實(shí)質(zhì)：水溶液中鹽電離出來的離子跟水電離出來的H+或OH-結(jié)合,破壞水的電離,是平衡向右移動(dòng),促進(jìn)水的電離.3、鹽類水解規(guī)律：4、鹽類水解的特點(diǎn)：1可逆與中和反響互逆2程度小3吸熱5、影響鹽類水解的外界因素：溫度：濃度：酸堿：6、酸式鹽溶液的酸堿性：只電離不水解：如HSO4-酶,件電離程度水解程度,顯酸性如：HSO3-、H2PO4-水解程度電離程度,顯堿性如：HCO3-、

12、HS-、HPO42-7、雙水解反響：1構(gòu)成鹽的陰陽離子均能發(fā)生水解的反響.雙水解反響相互促進(jìn),水解程度較大,有的甚至水解完全.使得平衡向右移.(2)常見的雙水解反響完全的為：Fe3+、Al3+與AlO2-、CO32-(HCO3-)、S2-(HS-)、SO32-(HSO3)S2-與NH4+;CO32-(HCO3-)與NH4+其特點(diǎn)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(jù)是兩邊電荷平衡,如：2Al3+3S2-+6H2O=2Al(OH)3J+3HST8、鹽類水解的應(yīng)用:水解的應(yīng)用實(shí)例原理1、凈水明磯凈水2、去油污用熱堿水冼油污物品3、藥品的保存配制FeCl3溶液時(shí)常參加少量鹽酸配制Na

13、2CO3溶液時(shí)常加入少量NaOH4、制備無水鹽由MgCl26H2O制無水MgCl2在HCl氣流中加熱5、泡沫滅火器用Al2(SO4)3與NaHCO3溶液混合6、比擬鹽溶液中離子濃度的大小比擬NH4Cl溶液中離子濃度的大小電離、水解方程式的書寫原那么1、多元弱酸(多元弱酸鹽)的電離(水解)的書寫原那么：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(dāng)微弱.2、多元弱堿(多元弱堿鹽)的電離(水解)書寫原那么：一步書寫八、溶液中微粒濃度的大小比擬根本原那么：抓住溶液中微粒濃度必須滿足的三種守恒關(guān)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(shù)的乘積之和=各陰離子濃度與其所

14、帶電荷數(shù)的乘積之和物料守恒：(即原子個(gè)數(shù)守恒或質(zhì)量守恒)某原子白總量(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(zhì)子守恒：即水電離出的H+濃度與OH-濃度相等.九、難溶電解質(zhì)的溶解平衡1、難溶電解質(zhì)的溶解平衡的一些常見知識(1)溶解度/卜干一0.01g的電解質(zhì)稱難溶電解質(zhì).(2)反響后離子濃度降至1*10-5以下的反響為完全反響.如酸堿中和時(shí)H+降至10-7mol/L10-5mol/L,故為完全反響,用=；常見的難溶物在水中的離子濃度均遠(yuǎn)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(zhì)：CaSO4、Ca(OH)2、Ag

15、2SO4(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,否那么不存在平衡.2、溶解平衡方程式的書寫注意在沉淀后用標(biāo)明狀態(tài),并用“=？0如：Ag2s(s)2Ag+(aq)+S2-(aq)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(diào)pH值除某些易水解的金屬陽離子：如加MgO除去MgCl2溶液中FeCl3.3氧化復(fù)原沉淀法：4同離子效應(yīng)法4、沉淀的溶解：沉淀的溶解就是使溶解平衡正向移動(dòng).常采用的方法有：酸堿；氧化復(fù)原；沉淀轉(zhuǎn)化5、沉淀的轉(zhuǎn)化：溶解度大的生成溶解度小的,溶解度小的生

16、成溶解度更小的.如：AgNOLAgCl白色沉淀一AgBr淡黃色一Agl黃色Ag2s黑色6、溶度積Ksp、定義：在一定條件下,難溶電解質(zhì)電解質(zhì)溶解成離子的速率等于離子重新結(jié)合成沉淀的速率,溶液中各離子的濃度保持不變的狀態(tài).、表達(dá)式：AmBnsUmAn+aq+nBm-aqKsp=cAn+m?cBm-n、影響因素：外因：濃度：加水,平衡向溶解方向移動(dòng).溫度：升溫,、溶度積規(guī)那么Qc離子積Qc=KspQcKsp多數(shù)平衡向溶解方向移動(dòng).Ksp有沉淀析出平衡狀態(tài)未飽和,繼續(xù)溶解第四章電化學(xué)根底規(guī)律總結(jié)：原電池、電解池、電鍍池的判斷規(guī)律1假設(shè)無外接電源,又具備組成原電池的三個(gè)條件.有活潑性不同的兩個(gè)電極；兩

17、極用導(dǎo)線互相連接成直接插入連通的電解質(zhì)溶液里；較活潑金屬與電解質(zhì)溶液能發(fā)生氧化復(fù)原反響有時(shí)是與水電離產(chǎn)生的H+作用,只要同時(shí)具備這三個(gè)條件即為原電池.2假設(shè)有外接電源,兩極插入電解質(zhì)溶液中,那么可能是電解池或電鍍池；當(dāng)陰極為金屬,陽極亦為金屬且與電解質(zhì)溶液中的金屬離子屬同種元素時(shí),那么為電鍍池.3假設(shè)多個(gè)單池相互串聯(lián),又有外接電源時(shí),那么與電源相連接的裝置為電解池成電鍍池.假設(shè)無外接電源時(shí),先選較活潑金屬電極為原電池的負(fù)極電子輸出極,有關(guān)裝置為原電池,其余為電鍍池或電解池.原電池,電解池,電鍍池的比擬UM原電池電解池電鍍池定義裝置特點(diǎn)將化學(xué)能轉(zhuǎn)變成電能的裝置將電能轉(zhuǎn)變成化學(xué)能的裝置應(yīng)用電解原理

18、在某些金屬外表鍍上一側(cè)層其他金屬反響特征自發(fā)反響非自發(fā)反響非自發(fā)反響裝置特征無電源,兩級材料/、同后電源,兩級材料可同可不同后電源兩級材料/、同形成條件活動(dòng)性小同的兩極電解質(zhì)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(zhì)溶液形成閉合回路1鍍層金屬接電源正極,待鍍金屬接負(fù)極；2電鍍液必須含有鍍層金屬的離子電極名稱負(fù)極：較活潑金屬正極：較/、活潑金屬能導(dǎo)電非金屬陽極：與電源正極相連陰極：與電源負(fù)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：鍍件電極反響負(fù)極：氧化反響,金屬失去電子正極：復(fù)原反響,溶液中的陽離子的電子或者氧氣得電子吸氧腐蝕陽極：氧化反響,溶液中的陰離子失去電子,或電極金

19、屬失電子陰極：復(fù)原反響,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(fù)極一正極電源負(fù)極一陰極電源正極一陽極同電解池溶液中帶電粒子的移動(dòng)陽離子向正極移動(dòng)陰離子向負(fù)極移動(dòng)陽離子向陰極移動(dòng)陰離子向陽極移動(dòng)同電解池聯(lián)系在兩極上都發(fā)生氧化反響和復(fù)原反響原電池與電解池的極的得失電子聯(lián)系圖：陽極失e-正極得e-負(fù)極失e-陰極得金屬的電化學(xué)腐蝕和防護(hù)、金屬的電化學(xué)腐蝕1金屬腐蝕內(nèi)容：2金屬腐蝕的本質(zhì)：都是金屬原子失去電子而被氧化的過程3金屬腐蝕的分類：化學(xué)腐蝕與電化腐蝕的比擬電化腐蝕化學(xué)腐蝕條件不純金屬或合金與電解質(zhì)溶液接觸金屬與非電解質(zhì)欣接觸現(xiàn)象有微弱的電流產(chǎn)生無電流產(chǎn)生本質(zhì)較活潑的金屬被氧化的過程金屬被氧化的過程關(guān)系化學(xué)腐蝕與電化腐蝕往往同時(shí)發(fā)生,但電化腐蝕更加普遍,危害更嚴(yán)重4、電化學(xué)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,酸性較強(qiáng)水膜中溶解有CO2、SO2、H2s等氣體電極反響：負(fù)極：Fe-2e-=F