高二下学期选修四化学知识点总结

选修四考试必记一、焓变  反应热 
1． 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： ① 所有的燃烧反应          ② 酸碱中和反应
  ③ 大多数的化合反应           ④ 金属与酸的反应
                      ⑤ 生石灰和水反应         ⑥ 浓硫酸稀释、氢氧化钠固体溶解等
☆ 常见的吸热反应： ① 晶体Ba(OH) 2•8H2O与NH4Cl       ② 大多数的分解反应
③ 以H2、CO、C为还原剂的氧化还原反应       ④ 铵盐溶解等
3、热化学方程式 
书写化学方程式注意要点:
  ①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）    ②热化学方程式中要指明反应时的温度和压强。  ③热化学反应方程式中的化学计量数可以是整数，也可以是分数。
  ④热化学方程式各物质系数加倍，△H加倍；反应逆向进行，△H改变符号，数值不变。
4、燃烧热：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：
①研究条件：101 kPa
②反应程度：完全燃烧，产物是稳定的氧化物。
③燃烧物的物质的量：1 mol
④研究内容：放出的热量。（ΔH<0，单位kJ/mol）
5、中和热：在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应而生成1mol H2O，这时的反应热叫中和热。
6、强酸与强碱的中和反应其实质是H+和OH-反应，其热化学方程式为：
        H+(aq) +OH-(aq) =H2O(l)    ΔH=－57.3kJ/mol
   ★弱酸或弱碱电离要吸收热量，所以它们参加中和反应时的中和热小于57.3kJ/mol。
二、化学反应速率
1. 定义：用来衡量化学反应的快慢，单位时间内反应物或生成物的物质的量的变化
2.计算公式：v=Δc/Δt（υ：平均速率，Δc：浓度变化量，Δt：时间）单位：mol/（L•s）
三、化学平衡1、影响化学平衡移动的因素
（1）浓度对化学平衡移动的影响a.影响规律：在其他条件不变的情况下，增大反应物的浓度或减少生成物的浓度，都可以使平衡向正方向移动；增大生成物的浓度或减小反应物的浓度，都可以使平衡向逆方向移动
    b.增加固体或纯液体的量，由于浓度不变，所以平衡不移动
    c.在溶液中进行的反应，如果稀释溶液，反应物浓度减小，生成物浓度也减小， V正减小，V逆也减小，但是减小的程度不同，总的结果是化学平衡向反应方程式中化学计量数之和大的方向移动。
（2）温度对化学平衡移动的影响
    影响规律：在其他条件不变的情况下，温度升高会使化学平衡向着吸热反应方向移动，温度降低会使化学平衡向着放热反应方向移动。
（3）压强对化学平衡移动的影响
    影响规律：其他条件不变时，增大压强，会使平衡向着体积缩小方向移动；减小压强，会使平衡向着体积增大方向移动。
    注意：a.改变压强不能使无气态物质存在的化学平衡发生移动
          b.气体减压或增压与溶液稀释或浓缩的化学平衡移动规律相似
（4）催化剂对化学平衡的影响：由于使用催化剂对正反应速率和逆反应速率影响的程度是等同的，所以平衡不移动。但是使用催化剂可以影响可逆反应达到平衡所需的_时间_。
2.勒夏特列原理（平衡移动原理）：如果改变影响平衡的条件之一（如温度，压强，浓度），平衡向着能够减弱这种改变的方向移动。
四、化学平衡常数
1、定义：在一定温度下，当一个反应达到化学平衡时，生成物浓度幂之积与反应物浓度幂之积的比值是一个常数比值。   符号：K
2、使用化学平衡常数K应注意的问题
（1）表达式中各物质的浓度是变化的浓度，不是起始浓度也不是物质的量。
（2）K只与温度（T）关，与反应物或生成物的浓度无关。
（3）反应物或生产物中有固体或纯液体存在时，由于其浓度是固定不变的，可以看做是“1”而不代入公式。
（4）稀溶液中进行的反应，如有水参加，水的浓度不必写在平衡关系式中。
3、化学平衡常数K的应用
（1）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
＊五、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。
六、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：
ΔH-TΔS〈0       反应能自发进行
ΔH-TΔS=0        反应达到平衡状态
ΔH-TΔS〉0       反应不能自发进行
注意：（1）ΔH为负，ΔS为正时，任何温度反应都能自发进行
     （2）ΔH为正，ΔS为负时，任何温度反应都不能自发进行
七 、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：①电解质、非电解质都是化合物         ②SO2、NH3、CO2等属于非电解质          ③强电解质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：（1）温度：电离一般吸热，升温有利于电离。（2）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。（3）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。（4）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。 4、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） 5、电离常数（1）定义：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。 ）（2）表示方法：ABA++B-      Ki=[ A+][ B-]/[AB]（3）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：H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO 八、水的电离和溶液的酸碱性1、水电离平衡：    水的离子积：KW =  c[H+]·c[OH-]    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）极弱  3、影响水电离平衡的外界因素 ①酸、碱 ：抑制水的电离    KW〈1*10-14②温度：促进水的电离（水的电离是吸热的）③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=-lgc[H+]（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 3.1~4.4（橙色）  石蕊5.0~8.0（紫色）  酚酞8.2~10.0（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：①事先不能用水湿润PH试纸②广泛pH试纸只能读取整数值或范围 5、稀释过程溶液pH值的变化规律：  （1）强酸溶液：稀释10n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10n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10n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10n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。 6、酸碱中和滴定 九、盐类的水解（只有可溶于水的盐才水解）1、盐类水解：在水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H+或OH-结合生成弱电解质的反应。 2、盐类水解规律：①有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解；谁强显谁性，两弱都水解，同强显中性。②多元弱酸根，浓度相同时正酸根比酸式酸根水解程度大，碱性更强。  (如:Na2CO3 ＞NaHCO3) 3、影响盐类水解的外界因素：①温度：温度越高水解程度越大（水解吸热，越热越水解）②浓度：浓度越小，水解程度越大（越稀越水解）③酸碱：促进或抑制盐的水解（H+促进阴离子水解而抑制阳离子水解；OH -促进阳离子水解而抑制阴离子水解） 4、酸式盐溶液的酸碱性：①只电离不水解：如HSO4-显酸性  ②电离程度＞水解程度，显酸性  （如: HSO3- 、H2PO4-）  ③水解程度＞电离程度，显碱性 （如：HCO3- 、HS- 、HPO42-）5、双水解反应： （1）构成盐的阴阳离子均能发生水解的反应。双水解反应相互促进，水解程度较大，有的甚至水解完全。使得平衡向右移。 （2）常见的双水解反应完全的为：Fe3+、Al3+与AlO2-、CO32-(HCO3-)、S2-(HS-)、SO32-(HSO3-)；S2-与NH4+；CO32-(HCO3-)与NH4+其特点是相互水解成沉淀或气体。双水解完全的离子方程式配平依据是两边电荷平衡，如：2Al3+ + 3S2- + 6H2O == 2Al(OH)3↓+ 3H2S↑ 6、盐类水解的应用水解的应用实例原理1、净水明矾净水Al3++3H2O      Al(OH)3(胶体)+3H+ 2、去油污用热碱水冼油污物品CO32-+H2O      HCO3-+OH- 3、药品的保存①配制FeCl3溶液时常加入少量盐酸Fe3++3H2O      Fe(OH)3+3H+  ②配制Na2CO3溶液时常加入少量NaOHCO32-+H2O      HCO3-+OH- 4、制备无水盐由MgCl2·6H2O制无水MgCl2 在HCl气流中加热若不然，则：MgCl2·6H2O      Mg(OH)2+2HCl+4H2OMg(OH)2       MgO+H2O5、泡沫灭火器用Al2(SO4)3与NaHCO3溶液混合Al3++3HCO3-=Al(OH)3↓+3CO2↑  6、比较盐溶液中离子浓度的大小比较NH4Cl溶液中离子浓度的大小NH4++H2O      NH3·H2O+H+  c(Cl-)>c(NH4+)>c(H+)>c(OH)-   7、水解平衡常数 （Kh）对于强碱弱酸盐：Kh =Kw/Ka(Kw为该温度下水的离子积，Ka为该条件下该弱酸根形成的弱酸的电离平衡常数)对于强酸弱碱盐：Kh =Kw/Kb（Kw为该温度下水的离子积，Kb为该条件下该弱碱根形成的弱碱的电离平衡常数） 8、电离、水解方程式的书写原则（1）多元弱酸（多元弱酸盐）的电离（水解）的书写原则：分步书写      注意：不管是水解还是电离，都决定于第一步，第二步一般相当微弱。（2）多元弱碱（多元弱碱盐）的电离（水解）书写原则：一步书写  9、溶液中微粒浓度的大小比较☆☆基本原则：抓住溶液中微粒浓度必须满足的三种守恒关系①电荷守恒：:任何溶液均显电中性，各阳离子浓度与其所带电荷数的乘积之和＝各阴离子浓度与其所带电荷数的乘积之和②物料守恒: （即原子个数守恒或质量守恒）某原子的总量(或总浓度)＝其以各种形式存在的所有微粒的量(或浓度)之和③质子守恒：即水电离出的H+浓度与OH-浓度相等。 十、难溶电解质的溶解平衡 1、溶解平衡方程式的书写   注意在沉淀后用(s)标明状态，并用“    ”。如：Ag2S(s)    2Ag+(aq）+ S2-(aq) 2、沉淀生成的三种主要方式  （1）加沉淀剂法：Ksp越小（即沉淀越难溶），沉淀越完全；沉淀剂过量能使沉淀更完全。  （2）调pH值除某些易水解的金属阳离子：如加MgO除去MgCl2溶液中FeCl3。  （3）氧化还原沉淀法：  （4）同离子效应法  3、沉淀的溶解：   沉淀的溶解就是使溶解平衡正向移动。常采用的方法有：①酸碱；②氧化还原；③ 沉淀转化 。 4、沉淀的转化：  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。  如：AgNO3       AgCl(白色沉淀)    AgBr（淡黄色）   AgI （黄色）    Ag2S（黑色） 5、溶度积（KSP） （1）定义：在一定条件下，难溶电解质电解质溶解成离子的速率等于离子重新结合成沉淀的速率，溶液中各离子的浓度保持不变的状态。w.w.w.k.s.5.u.c.o.m （2）表达式：AmBn(s)    mAn+(aq)+nBm-(aq)        KSP= [c(An+)]m •[c(Bm-)]n （3）影响因素：外因：①浓度：加水，平衡向溶解方向移动。②温度：升温，多数平衡向溶解方向移动。6、溶度积规则QC（离子积）〉KSP      有沉淀析出QC= KSP                        平衡状态QC〈KSP                        饱和，继续溶解       十一、原电池1、概念：化学能转化为电能的装置叫做原电池。 2、组成条件：①两个活泼性不同的电极② 电解质溶液③ 电极用导线相连并插入电解液构成闭合回路 3、电子流向：外电路：  负极 —— 导线 ——  正极                             内电路：盐桥中阴离子移向负极的电解质溶液，盐桥中阳离子移向正极的电解质溶液。   4、电极反应：（以锌铜原电池为例）负极：Zn－2e＝Zn2＋     （氧化反应）正极：2H＋＋2e＝H2↑    （还原反应）总反应式： Zn+2H+=Zn2++H2↑  5、正、负极的判断： （1）从电极材料：一般较活泼金属为负极；或金属为负极，非金属为正极。（2）从电子的流动方向：负极流入正极 （3）从电流方向：正极流入负极   （4）根据电解质溶液内离子的移动方向：阳离子流向正极，阴离子流向负极 （5）根据实验现象①溶解的一极为负极②增重或有气泡一极为正极  十二、化学电池1、化学电池：借助于化学能直接转变为电能的装置2、化学电池的分类：一次电池、二次电池、燃料电池    3、常见一次电池：碱性锌锰电池、锌银电池、锂电池等4、二次电池：放电后可以再充电使活性物质获得再生，可以多次重复使用，又叫充电电池或蓄电池。（1）铅蓄电池  放电：    负极（铅）： Pb＋－2e ＝PbSO4↓ 正极（氧化铅）： PbO2＋4H+＋＋2e ＝PbSO4↓＋2H2O 充电：阴极： PbSO4＋2H2O－2e ＝PbO2＋4H+＋阳极： PbSO4＋2e ＝Pb＋   两式可以写成一个可逆反应：  PbO2＋Pb＋2H2SO4        2PbSO4↓＋2H2O           （2）目前已开发出新型蓄电池：银锌电池、镉镍电池、氢镍电池、锂离子电池、聚合物锂离子电池5、燃料电池  （1）当电解质溶液呈酸性时：
负极：2H2－4e-   =4H+                  正极：O2＋4e- +4H+ =2H2O（2）当电解质溶液呈碱性时：
负极：2H2＋4OH-－4e-＝4H2O   正极：O2＋2H2O＋4e- ＝4OH6、燃料电池的优点：能量转换率高、废弃物少、运行噪音低 十三、电解池1、电解池：把电能转化为化学能的装置也叫电解槽2、电解：电流(外加直流电)通过电解质溶液而在阴阳两极引起氧化还原反应(被动的不是自发的)的过程3、放电：当离子到达电极时，失去或获得电子，发生氧化还原反应的过程 4、电子流向（电源）负极—（电解池）阴极—（离子定向运动）电解质溶液—（电解池）阳极—（电源）正极 5、电极名称及反应      阳极：与直流电源的正极相连的电极，发生氧化反应      阴极：与直流电源的负极相连的电极，发生还原反应 6、电解CuCl2溶液的电极反应：阳极：2Cl- -2e-=Cl2 (氧化)阴极：Cu2++2e-=Cu(还原)总反应式： CuCl2 =Cu+Cl2 ↑     7、☆放电顺序规律总结阳离子放电顺序：Ag+>Hg2+>Fe3+>Cu2+>H+（指酸电离的)>Pb2+>Sn2+>Fe2+>Zn2+>Al3+>Mg2+>Na+>Ca2+>K+阴离子放电顺序： 惰性电极时：S2->I->Br->Cl->OH->NO3->SO42-(等含氧酸根离子)>F-(SO32-/MnO4->OH-)活性电极时：电极本身溶解放电 十四、电解原理的应用   1、电解饱和食盐水以制造烧碱、氯气和氢气2、铜的电解精炼        阳极：粗铜     阴极：纯铜    电解质溶液：硫酸铜 3、电冶金（1）电冶金：使矿石中的  金属阳离子  获得电子，从它们的化合物中还原出来用于冶炼活泼金属，如钠、镁、钙、铝（2）电解氯化钠：通电前，氯化钠高温下熔融：NaCl= Na + + Cl-通直流电后：阳极：2Na+ + 2e-= 2Na阴极：2Cl-— 2e- = Cl2↑ 十五、金属的电化学腐蚀1、金属腐蚀的本质：都是金属原子 失去 电子而被氧化的过程  电化学腐蚀         化学腐蚀条件不纯金属或合金与电解质溶液接触金属与非电解质直接接触现象有微弱的电流产生    无电流产生    本质较活泼的金属被氧化的过程      金属被氧化的过程   关系 化学腐蚀与电化腐蚀往往同时发生，但电化腐蚀更加普遍，危害更严重 2、电化学腐蚀的分类： （1）析氢腐蚀——腐蚀过程中不断有氢气放出①条件：潮湿空气中形成的水膜,酸性较强（水膜中溶解有CO2、SO2、H2S等气体）②电极反应：负极: Fe – 2e- = Fe2+            正极: 2H+ + 2e- = H2 ↑            总式：Fe + 2H+ = Fe2+ + H2 ↑（2）吸氧腐蚀——反应过程吸收氧气①条件：中性或弱酸性溶液②电极反应：负极: 2Fe – 4e- = 2Fe2+                正极: O2+4e- +2H2O = 4OH-            总式：2Fe + O2 +2H2O =2 Fe(OH)2            离子方程式：Fe2+ + 2OH- = Fe(OH)2 生成的 Fe(OH)2被空气中的O2氧化，生成 Fe(OH)3 ， Fe(OH)2 + O2 + 2H2O == 4Fe(OH)3Fe(OH)3脱去一部分水就生成Fe2O3·x H2O（铁锈主要成分） 3、金属腐蚀快慢的规律在同一电解质溶液中，金属腐蚀的快慢规律如下：电解原理引起的腐蚀＞原电池原理引起的腐蚀＞化学腐蚀＞有防腐措施的腐蚀防腐措施由好到坏的顺序如下：外接电源的阴极保护法＞牺牲负极的正极保护法＞有一般防腐条件的腐蚀＞无防腐条件的腐蚀 十六、金属的电化学防护 1、利用原电池原理进行金属的电化学防护  （1）牺牲阳极的阴极保护法  （2）外加电流的阴极保护法 2、改变金属结构：把金属制成防腐的合金 3、把金属与腐蚀性试剂隔开：电镀、油漆、涂油脂、表面钝化等