1、1选修 4 化学反应原理总结第一章 化学反应与能量一、反应热 焓变1、定义：化学反应过程中放出或吸收的热量叫做化学反应的反应热.在恒温、恒压的条件下，化学反应过程中所吸收或释放的热量称为反应的焓变。2、符号：H3、单位：kJmol -14、规定：吸热反应:H 0 或者值为“+”，放热反应:H 0 该反应一定能自发进行；2. H 0， S0， S0 该反应在较高温度下能自发进行注意：1反应的自发性只能用于判断反应的方向，不能确定反应是否一定会发生和过程发生的速率。例如金刚石有向石墨转化的倾向，但是能否发生，什么时候发生，多快才能完成，就不是能量判据和熵判据能解决的问题了。2在讨论过程的方向时，指
2、的是没有外界干扰时体系的性质。如果允许外界对体系施加某种作用，就可能出现相反的结果。例如石墨经高温高压还是可以变为金刚石的。二可逆反应(1)可逆反应：在相同条件下，能同时向正、逆反应方向进行的反应。不可逆反应：在一定条件下，进行得很彻底或可逆程度很小的反应。(2)可逆反应的普遍性：大部分化学反应都是可逆反应。(3)可逆反应的特点：相同条件下，正反应和逆反应同时发生反应物、生成物共同存在可逆反应有一定的限度(反应不能进行到底 )三、化学平衡1.化学平衡状态的定义指在一定条件下的可逆反应里，正反应和逆反应的速率相等，反应混合物中各组分的浓度保持不变的状态。注注意意对象对象 条件条件 状态状态 结果
3、结果可逆反应可逆反应 一定一定 V(正正 )=V(逆逆 ) X(B)不变不变2.化学平衡状态的特征化学平衡状态的特征6动动 动态平衡：动态平衡： V(正正 )0 ； V(逆逆 )0等等定定变变V(正正 ) V(逆逆 )0c(B)或或 n(B)或或 (B)一定一定条件改变条件改变 平衡改变平衡改变逆逆 化学平衡的研究对象是可逆反应化学平衡的研究对象是可逆反应3.化学平衡状态的标志(1) 正 = 逆 （本质特征） 同一种物质：该物质的生成速率等于它的消耗速率。 不同的物质：速率之比等于方程式中各物质的计量数之比，但必须是不同方向的速率。(2)反应混合物中各组成成分的含量保持不变（外部表现）： 各组
4、成成分的质量、物质的量、分子数、体积（气体） 、物质的量浓度均保持不变。 各组成成分的质量分数、物质的量分数、气体的体积分数均保持不变。 若反应前后的物质都是气体，且总体积不等，则气体的总物质的量、总压强（恒温、恒容） 、平均摩尔质量、混合气体的密度（恒温、恒压）均保持不变。 反应物的转化率、产物的产率保持不变。 四 .化学平衡常数(1)定义:在一定温度下，当一个可逆反应达到化学平衡时，生成物浓度系数之幂的积与反应物浓度系数之幂的积比值是一个常数，这个常数就是该反应的化学平衡常数。用 K 表示。(2) 表达式： aA(g)+bB(g) cC(g)+ dD(g)在一定温度下无论反应物的起始浓度如
5、何，反应达平衡状态后，将各物质的物质量浓度代入下式，得到的结果是一个定值。这个常数称作该反应的化学平衡常数,简称平衡常数(1)K 的意义： K 值越大，说明平衡体系中生成物所占的比例越大，它的正反应进行的程度大,反应物的转化率也越大。因此，平衡常数的大小能够衡量一个化学反应进行的程度，又叫反应的限度。(2)一定温度时，同一个反应,其化学方程式书写方式、配平计量数不同，平衡常数表达式不同。(3)在平衡常数的表达式中，物质的浓度必须是平衡浓度（固体、纯液体不表达） 。在稀溶液中进行的反应，水的浓度可以看成常数，不表达在平衡常数表达式中，但非水溶液中的反应，如果反应物或生成物中有水，此时水的浓度不能
6、看成常数。(4)K105 时,可认为反应进行基本完全。(5)K 只与温度有关，与反应物或生成物浓度变化无关，与平衡建立的途径也无关，在使用时应标明温度。温度一定时， K 值为定值。2 、平衡转化率(1)定义:物质在反应中已转化的量与该物质总量的比值(2)表达式:)(BcADCKbad%10)()(始 平始 始 平始转 化 率 cn7小结：反应的平衡转化率能表示在一定温度和一定起始浓度下反应进行的限度。利用化学平衡常数可预测一定温度和各种起始浓度下反应进行的限度。(3)产品的产率: 转化率的研究对象是反应物，而产率的研究对象是生成物。第三单元 化学平衡的移动一、化学平衡的移动（1）定义：可逆反应
7、中旧的化学平衡的破坏，新化学平衡的建立过程叫化学平衡的移动。（2）移动的原因：外界条件发生变化。旧平衡 新平衡移动的方向：由 v 正和 v 逆的相对大小决定。若V 正 V 逆 ，平衡不移动。若V 正 V 逆 ，若V 正 V 逆 ，平衡向逆反应方向移动（3）平衡移动的标志：各组分浓度与原平衡比较发生改变。（4）影响化学平衡的条件(1)增大反应物或减小生成物的浓度化学平衡向正反应方向移动减小反应物或增大生成物的浓度化学平衡向逆反应方向移动(2) A：温度升高，会使化学平衡向着吸热反应的方向移动；B：温度降低，会使化学平衡向着放热反应的方向移动。%10( 、气 体 体 积或 质 量 物 质 的 量理
8、 论 上 可 得 到 的 产 物 的气 体 体 积或 质 量 量实 际 生 成 产 物 的 物 质 的产 率平衡向正反应方向移动。条件改变 一段时间后v正 v逆8V(逆逆 )V(正正 )如正反应是放热反应,改变温度时其平衡移动的图象是:(3) (对于反应前后气体体积改变的反应)A：增大压强，会使化学平衡向着气体体积缩小的方向移动；B：减小压强，会使化学平衡向着气体体积增大的方向移动。注意 对于反应前后气体总体积相等的反应， 改变压强不能使化学平衡移动；对于只有固体或液体参加的反应， 改变压强不能使化学平衡移动； (4)催化剂只能使正逆反应速率等倍增大，不能使化学平衡移动。二、勒夏特列原理如果改
9、变影响平衡的条件之一（如温度，压强，以及参加反应的化学物质的浓度） ，平衡将向着能够减弱这种改变的方向移动。三、等效平衡化学平衡的建立与途径无关，即可逆反应无论从反应物方向开始，还是从生成物方向开始，只要条件不变（定温定容、定温定压） ，都可以达到同一平衡状态，此为等效平衡。（1）定义：在一定条件下（恒温恒容或恒温恒压）下，只是起始加入情况不同的同一可逆反应达到平衡后，任何相同组分的分数（体积、物质的量）均相等，这样的化学平衡互称为等效平衡。在等效平衡中，若不仅任何相同组分的分数（体积、物质的量）均相同，而且相同组分的物质的量均相同，这类等效平衡又互称为同一平衡。同一平衡是等效平衡的特例。(2
10、) 等效平衡的规律：在定温定容条件下，对于反应前后气体分子数可变的可逆反应，只改变起始时加入物质的物质的量，如通过反应的计量数换算成同一半边物质的物质的量与原平衡的相同，则两平衡等效。在定温定容条件下，对于反应前后气体分子数不变的反应，只改变起始时加入物质的物质的量，如通过反应的计量数换算成同一半边物质的物质的量之比与原平衡的相同，则两平衡等效。在定温定压条件下，改变起始时加入物质的物质的量，如通过反应的计量数换算成同一半边物质的物质的量之比与原平衡的相同，则两平衡等效。第三章 水溶液中的离子平衡一、电解质的有关定义 1、电解质与非电解质本质区别：在一定条件下（溶于水或熔化）能否电离（以能否导
11、电来证明是否电离）电解质离子化合物或共价化合物 非电解质共价化合物Vt0V(正正 )V(逆逆 ) 升高温升高温度度度度 降低温降低温度度Vt0V(正正 )V(逆逆 )V(逆逆 )V(正正 )物质 单质化合物电解质非电解质：大多数非金属氧化物和有机物。如 SO3、CO 2、C 6H12O6、CCl 4、CH 2=CH2强电解质：强酸、强碱、绝大多数金属氧化物和盐。如 HCl、NaOH、NaCl、BaSO 4弱电解质：弱酸、弱碱和水。如 HClO、NH 3H2O、Cu(OH) 2、H 2O混和物纯净物9离子化合物与共价化合物鉴别方法：熔融状态下能否导电2、强电解质与弱电质的本质区别：在水溶液中是否
12、完全电离（或是否存在电离平衡）注意：电解质、非电解质都是化合物 SO 2、NH 3、CO 2 等属于非电解质 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）4、强酸（HA）与弱酸（HB）的区别：(1)溶液的物质的量浓度相同时，pH (HA)pH (HB) (2)pH 值相同时，溶液的浓度 CHAC HB(3)pH 相同时，加水稀释同等倍数后，pH HApH HB二、水的电离和溶液的酸碱性1、水离平衡：H 2O H + OH- 水的离子积：K W = H OH- 25时, H =OH- =10-7 mol/L ; KW =
13、H OH- = 10-14注意：K W 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（pH 之和为 14 的酸和碱的水溶液中水的电离被同等的抑制）(2)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（ pH 之和为 14 两种水解盐溶液中水的电离被同等的促进）4、溶液的酸碱性和 pH：（1）pH= -lgH 注意： 酸性溶液不一定是酸溶液（可能是 溶液） ；pH7 溶液不一定是酸性溶液（只有温度为常温才对） ；
14、碱性溶液不一定是碱溶液（可能是 溶液） 。（2）pH 的测定方法：酸碱指示剂 甲基橙、石蕊、酚酞pH 试纸 最简单的方法。 操作：将一小块 pH 试纸放在洁净的玻璃片上，用玻璃棒沾取未知液点试纸中部，然后与标准比色卡比较读数即可。注意：事先不能用水湿润 PH 试纸；只能读取整数值或范围（3）常用酸碱指示剂及其变色范围：指示剂 变色范围的 PH石蕊 5 红色 58 紫色 8 蓝色甲基橙 3.1 红色 3.14.4 橙色 4.4 黄色酚酞 8 无色 810 浅红 10 红色三 、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 离子数相加除以总体积，再求其它）H
15、 混 =（H 1V1+H+2V2）/ （V 1+V2）2、强碱与强碱的混合：（先求OH -混 ：将两种酸中的 OH-离子数相加除以总体积，再求其它）OH -混 （ OH-1V1+OH-2V2）/（V 1+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）注意：在加法运算中，相差 100 倍以上（含 100 倍）的，小的可以忽略不计！4、稀释过程溶液 pH 值的变化规律：(1)强酸溶液：稀释 1
16、0n 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）10(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 均为 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。四、 “酸、碱恰好完全反应”与“自由 H 与 OH-恰好中和”酸碱性判断方法1、酸
17、、碱恰好反应：恰好生成盐和水，看盐的水解判断溶液酸碱性。 （无水解，呈中性）2、自由 H 与 OH-恰好中和（现金相等） ，即“14 规则： pH 之和为 14 的两溶液等体积混合，谁弱显谁性，无弱显中性。 ”五、盐类的水解（只有可溶于水的盐才水解）1、盐类水解规律：有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解；谁强显谁性，两弱相促进，两强不水解。多元弱酸根，浓度相同时正酸根比酸式酸水解程度大，碱性更强。 (如:Na 2CO3 NaHCO 3)弱酸酸性强弱比较：A、同主族元素最高价含氧酸的酸性递减，无氧酸的酸性递增（利用特殊值进行记忆。如酸性：HFH3PO4）B、饱和一元脂肪酸的碳原子数越小，酸性越强（
18、如 HCOOHCH3COOH）C、一些常见的酸的酸性：HClO、HAlO 2、苯酚为极弱酸；醋酸碳酸；磷酸和 H2SO3 为中强酸；HClO4 为最强含氧酸等。2、盐类水解的特点：（1）可逆 （2）程度小 （3）吸热3、影响盐类水解的外界因素：温度：温度越高水解程度越大 （水解吸热）浓度：浓度越小，水解程度越大（越稀越水解）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：只电离不水解：如 HSO4- 电离程度水解程度，显酸性 （如: HSO 3- 、H 2PO4-） 水解程度电离程度，显碱性 （如：HCO 3- 、
19、HS - 、HPO 42-） 。5、双水解反应：(1)构成盐的阴阳离子均能发生水解的反应为双水解反应（即弱酸弱碱盐） 。双水解反应相互促进，水解程度较大，有的甚至水解完全。其促进过程以 NH4Ac 为例解释如下：NH4Ac = NH4 + Ac- NH4 + H2O NH3H2O + H Ac + H2O HAc + OH-两个水解反应生成的 H+和 OH反应生成水而使两个水解反应的生成物浓度均减少，平衡均右移。(2)常见的双水解反应完全的为：Fe 3 、Al 3 与 AlO2-、CO 32-(HCO3-)、S 2-(HS-)、SO 32-(HSO3-)；其特点是相互水解成沉淀或气体。双水解完
20、全的方程式写 “=”并标“” ，其离子方程式配平依据是两边电荷平衡，如：2Al 3 + 3S2- + 6H2O = 2Al(OH)3+ 3H 2S6、盐类水解的应用：混施化肥（N、P 、K 三元素不能变成和）泡沫灭火剂（用硫酸铝和小苏打为原料，双水解）FeCl 3 溶液止血剂（血浆为胶体，电解质溶液使胶体凝聚）明矾净水（Al 3 水解成氢氧化铝胶体，胶体具有很大的表面积，吸附水中悬浮物而聚沉）NH 4Cl 焊接金属（氯化铵呈酸性，能溶解铁锈）判断溶液酸碱性（强者显性）比较盐溶液离子浓度的大小 判断离子共存（双水解的离子产生沉淀和气体的不能大量共存）配制盐溶液（加对应的酸防止水解）六、电离、水解
21、方程式的书写原则111、多元弱酸（多元弱酸盐）的电离（水解）的书写原则：分步书写例：H 2S 的电离 H2S H + HS- ； HS- H + S2-例：Na 2S 的水解：H 2O+ S2- HS- + OH- H2O + HS- H2S + OH- 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 例：Al 3 + 3H2O Al(OH)3 + 3H七、溶液中微粒浓度的大小比较1、基本原则：抓住溶液中微粒浓度必须满足的两种守恒关系：电荷守恒（电荷数前移）: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
22、子浓度与其所带电荷数的乘积之和物料守恒(原子个数前移): 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) 之和质子守恒(得失 H 个数前移): ：得质子后形成的微粒浓度得质子数 = 失质子后形成的微粒浓度失质子数2、同浓度的弱酸和其弱酸盐 、同浓度的弱碱和其弱碱盐的电离和水解强弱规律：中常化学常见的有三对等浓度的 HAc 与 NaAc 的混合溶液：弱酸的电离其对应弱酸盐的水解，溶液呈酸性等浓度的 NH3H2O 与 NH4Cl 的混合液：弱碱的电离其对应弱碱盐的水解，溶液呈碱性等浓度的 HCN 与 NaCN 的混合溶液：弱酸的电离Cu2+ H + Na+ (离子得电子能力 ,
23、氧化性减弱)阴离子（在阳极）： 金属单质 (Pt、 Au 除外 ) Cl - OH -含氧酸根(失电子能力,还原性减弱).电解方程式的书写规则(1)按得失电子数相等来配平电极方程式(2)若 H+或 OH-放电,电极方程式写离子形式,电解方程式写 H2O(3)=上标明通电二字分析电解反应的一般思路：明确溶液中存在哪些离子根据阳极氧化，阴极还原分析得出产物阴阳两极附近有哪些离子1、盐桥的作用：使Cl -向锌盐方向移动，K +向铜盐方向移动，使Zn盐和Cu盐溶液一直保持电中性，从而使电子不断从Zn极流向Cu极。14完成下列溶液的电极反应(以石墨为电极电解 )硫酸溶液： CuBr2 溶液： KOH 溶
24、液： CuSO4 溶液：用惰性电极电解电解质溶液的规律电解水型：含氧酸、强碱、活泼金属的含氧酸盐（如 NaOH、H2SO4、K2SO4）的电解电解电解质型：无氧酸、不活泼的无氧酸盐（如 HCl、CuCl2）溶液的电解电解质和水同时被电解型A、放氢生碱型：活泼金属的无氧酸盐（如 NaCl、MgBr2)溶液的电解B、放氧生酸型：不活泼金属的含氧酸盐（如 CuSO4、AgNO3）溶液的电解装置 原电池 电解池实例原理形成条件 形成条电极名称电子流向电流方向 电极反应 电极反应能量转化 应用发生氧化还原反应，从而形成电流电流通过引起氧化还原反应两个电极、电解质溶液或熔融态电解质、形成闭合回路、自发发生
25、氧化还原反应电源、电极（惰性或非惰性） 、电解质（水溶液或熔融态）由电极本身决定正极：流入电子 负极：流出电子由外电源决定阳极：连电源正极 阴极：连电源负极（外电路）负极 正极 （外电路）正极负极 电源正极阳极阴极电源负极负极：Zn - 2e - =Zn2+（氧化反应）正极：2H + + 2e- =H2（还原原应）化学能 电能 电能化学能氯碱工业、电镀、电冶、金属精炼铜锌原电池 电解氯化铜电源负极阴极阳极电源正极(一) 电镀1、定义： 利用电解原理在某些金属的表面镀上一薄层其它金属或是合金的过程。2、装置硫酸铜溶液阳极： Cu2e- = Cu2+阴极： Cu2+ 2e- = Cu 3、电镀材料
26、的选择：阴极镀件阳极镀层金属电镀液含有镀层金属离子的溶液4、电镀的结果，电镀液的浓度保持不变铜镀件四、电解的应用(二).铜的电解精炼粗铜 含杂质(Zn Fe Ni Ag Au 等)阳极：Zn - 2e- = Zn2+Fe - 2e- =Fe2+Ni - 2e- = Ni2+Cu - 2e- = Cu2+阳极泥粗铜纯铜硫酸铜溶液Zn Fe Ni CuAg Au 阴极: Cu2+ + 2e- = Cu问：电解完后，CuSO 4溶液的浓度有何变化？设计电池、金属防腐阳极：2 CI - - 2e- = CI2 ( 氧化反应 )阴极: Cu2+ + 2e- = Cu (还原反应)15相互关系：往往同时发
27、生，电化腐蚀要比化第三单元 金属的腐蚀与防护1、金属防护的几种重要方法1、2、 金属阳离子失e-氧化反应金属腐蚀的类型化学腐蚀电化腐蚀析氢腐蚀吸氧腐蚀（常见普遍）金属原子金属腐蚀的本质：3、金属腐蚀：改变金属内部的组织结构，制成合金。在金属表面覆盖保护层。如油漆、油脂等，电镀 Zn,Cr 等易氧化形成致密的氧化物薄膜作保护层。原理：隔绝金属与外界空气、电解质溶液的接触。电化学保护法，即将金属作为原电池的正极或电解池的阴极而受到保护。2、牺牲阳极的阴极保护法：原理 ：形成原电池反应时，让被保护金属做正极，不反应，起到保护作用；而活泼金属反应受到腐蚀。3、外加电源的阴极保护法：将被保护金属与另一附加电极作为电解池的两个极，使被保护的金属作为阴极，在外加直流电的作用下使阴极得到保护。此法主要用于防止土壤、海水及水中金属设备的腐蚀。小结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阳极的阴极保护法有一般防腐条件保护无防腐条件若有疑问，可以直接留言，我会及时回复的，谢谢你的配合，祝你学习进步！金属（或合金）跟周围接触到的气体（或液体）反应而腐蚀损耗的过程。
