1、高二化学选修 4 期末复习提纲第一章 化学反应与能量 知识点1、反应热：化学反应过程中放出或吸收的热量。焓变：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（Q P） 。2、符号：H 单位：kJ/mol3、规定：吸热反应:H 0 或者值为“+” ，放热反应:H 0H 在数值上等于反应物分子断裂旧键时所吸收的总能量与生成物分子形成新键时所释放的总能量之差，H=E 生成物能量 -E 反应物能量 =E 反应物键能之和 -E 生成物键能之和6、热化学方程式：表示化学反应中放出或吸收的热量的化学方程式。书写热化学方程式注意事项:（1）反应物和生成物要标明其聚集状态，用 g、l、s、aq 表示不同
2、状态。 （2）方程式右端用 H 标明恒压条件下反应放出或吸收的热量，放热为负，吸热为正。 （3）热化学方程式中各物质前的化学计量数只表示物质的量，因此可以是整数或分数。 （4）对于相同物质的反应，当化学计量数不同时，其 H 也不同，即 H 的值与计量数成正比,当化学反应逆向进行时,数值不变,符号相反。 7、盖斯定律：不管化学反应是一步完成或分几步完成，其反应热是相同的。化学反应的焓变（H）只与反应体系的始态和终态有关，而与反应的途径无关。规律：若多步化学反应相加可得到新的化学反应，则新反应的反应热即为上述多步反应的反应热之和。步骤：8、燃烧热：在101kPa时，l mol物质完全燃烧生成稳定的
3、氧化物时的反应热.注意： 燃烧的条件是在 101kPa； 标准:是以 1mol 燃料作为标准，因此书写热化学方程式时，其它物质的化学计量数可用分数表示； 物质燃烧都是放热反应，所以表达物质燃烧时的H 均为负值； 燃烧要完全:C 元素转化为 CO2(g)，而不是 CO；H 元素转化为H2O(l)，N 元素转化为 N2(g)。9.中和热：强酸与强碱的稀溶液反应生成 1mol 的水所放出的热量，KOH(aq) 1/2H2SO4(aq)= 1/2K2SO4(aq) H2O(l)； H= 57 3 kJmol 1第二章化学反应速率和化学平衡知识点第一节 化学反应速率1化学反应速率是用来衡量化学反应进行快
4、慢程度的，通常用单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加来表示。 2表示方法： v(A)= c(A)/ t = n(A)/（ t.V ）单位：mol/(Ls)或 mol/(Lmin)或 mol/(Lh)3同一化学反应用不同物质表示的速率数值可能不同，速率之比等于其计量数之比。4影响因素浓度、压强、温度、催化剂、光、电、波、接触面、溶剂等（1）浓度：固体、纯液体的浓度均可视作常数。故改变固体物质的量对速率无影响。（2）压强：对反应前后气体总分子数没有改变的可逆反应来说，当压强改变时，V 正 、V 逆 的改变程度是相同的；对反应前后气体总分子数发生改变的可逆反应来说，当压强增加时，V正 、V
5、逆 的改变程度是不相同的。 （计量数大的一边改变的程度大）（3）温度：温度对 V 正 、V 逆 的影响是不同的，升温时吸热反应一边增加的倍数要大于放热反应一边增加的倍数；降温时放热反应一边减少的倍数要小于吸热反应一边减少的倍数。（4）催化剂：使用催化剂能同等程度地改变 V 正 、V 逆 。5.有效碰撞能发生化学反应的碰撞。有效碰撞发生的条件是发生碰撞的分子具有较高的能量和分子在一定的方向上发生碰撞。活化分子在化学反应中，能量较高、可能发生有效碰撞的分子。活化能活化分子的平均能量与所有分子的平均能量之差（用 Ea 表示） 。第二节 化学反应的方向和限度1 自发反应：在一定条件下无需外界帮助就能自
6、动进行的反应。 2 自发进行的方向体系能量降低和混乱度增大都有促使反应自发进行的倾向。 熵(S)衡量一个体系混乱度的物理量。混乱度：气态液态固态 3 焓变（H）与混乱度（S）综合考虑 4化学反应方向的控制G = H - TS c(OH-) 中性：c(H +)=c(OH-) 碱性： c(H +)pHb-n；.酸、碱溶液无限稀释时，pH 只能接近 7，但酸不能大于 7，碱不能小于 7（室温时）.对于浓度（或 pH）相同的强酸和弱酸，稀释相同倍数，强酸的 pH 变化幅度大。（4）强酸与强碱溶液混合：其反应的实质是 H+OH-=H2O，所以在计算时用离子方程式做比较简单，要从以下三种可能去考虑：(室温
7、时）（1）若 n（H +）=n（OH -） ，恰好中和，pH=7（2）若 n（H +）n（OH -） ，酸过量，计算剩下的 c(H+)，再算 pH（3）若 n（H +）n（OH -） ，碱过量，计算剩下的 c(OH-)，再算 pH7. 溶液酸碱性判定规律（1）PH相同的酸（或碱） ，酸（或碱）越弱，其物质的量浓度越大。（2）PH相同的强酸和弱酸溶液，加水稀释相同的倍数，则强酸溶液PH变化大；碱也如此。（3）酸和碱的PH之和为14，等体积混合。若为强酸与强碱 ，则PH=7；若为强酸与弱碱，则PH7 ；若为弱酸与强碱，则PH7。（4）等体积的强酸和强碱混合A、若二者 PH 之和为 14，则溶液呈中
8、性，PH=7B、若二者 PH 之和大于 14，则溶液呈碱性。C、若二者 PH 之和小于 14，则溶液呈酸性。8酸碱中和滴定原理用已知浓度的酸（或碱）来测定未知浓度的碱（或酸）的方法叫做酸碱中和滴定。（1）酸式滴定用的是玻璃活塞，碱式滴定管用的是橡皮管。 （思考为什么？）（2）滴定管的刻度从上往下标，下面一部分没有读数因此使用时不能放到刻度以下。（3）酸式滴定管不能用来盛放碱溶液，碱式滴定管不盛放酸溶液或强氧化性的溶液。 （4）滴定管的精确度为 0.01mL，比量筒精确；所以读数时要读到小数点后两位。实际滴出的溶液体积=滴定后的读数-滴定前的读数（5）滴定操作：把滴定管固定在滴定管夹上，锥形瓶放
9、在下面接液体，滴定过程中用左手控制活塞，用右手摇动锥形瓶，眼睛应注视锥形瓶中溶液颜色的变化（6）滴定终点判断：当滴入最后一滴溶液时颜色发生变化且半分钟内颜色不再发生变化即已达终点。（7）指示剂选择：强酸滴定强碱酚酞或甲基橙强酸滴定弱碱甲基橙强碱滴定弱酸酚酞（8）颜色变化： 强酸滴定强碱：甲基橙由黄色到橙色酚酞由红色到无色强碱滴定强酸：甲基橙由红色到橙色酚酞由无色到粉红色（9）注意：手眼：左手操作活塞或小球，右手振荡锥形瓶，眼睛注视锥形瓶中溶液的颜色变化速度先快后慢数据处理与误差分析：利用 n 酸 c 酸 V 酸 =n 碱 c 碱 V 碱 进行分析读数：两位小数。因一次实验误差较大，所以应取多次
10、实验的平均值。 下面是用标准酸滴定待测碱而引起的结果变化情况 ：实验操作情况 对 c 碱 的影响开始滴定时滴定管尖嘴处留有气泡 偏大读数开始时仰视，终止时俯视 偏小到滴定终点尚有一滴酸挂在滴定管尖嘴外而未滴入锥形瓶 偏大洗净的酸式滴定管未用标准液润洗 偏大洗净的锥形瓶用待测碱液润洗 偏大不小心将标准液滴至锥形瓶外 偏大不小心将待测碱液溅至锥形瓶外 偏小滴定前向锥形瓶中加入 10 mL 蒸馏水，其余操作正常 无影响第三节 盐类的水解1盐类水解定义：在溶液中盐电离出的弱离子与水所电离出来的 H+或 OH-结合生成弱电解质的反应。实质：破坏水的电离平衡，使水的电离平衡正向移动。特点：（1）可逆（与中
11、和反应互逆） （2）程度小 （3）吸热2 盐类水解规律：有弱才水解：必须含有弱酸或弱碱的离子才能发生水解；无弱不水解：强酸强碱盐不水解；都弱都水解：弱酸弱碱盐因阴、阳离子都能发生水解，可相互促进；谁强显谁性：盐水解后的酸碱性取决于形成盐的酸和碱的强弱。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:Na 2CO3 NaHCO 3)3多元弱酸的水解多步完成， 多元弱碱的水解一步完成4常见完全双水解 Al 3+ 与 AlO2-、HCO 3-、CO 32-、S 2-、HS -、Fe3+ 与 AlO2-、HCO 3-、CO 32-如：2Al 3+ + 3S2- + 6H2O = 2
12、Al(OH)3+ 3H 2S5酸式盐溶液的酸碱性：.只电离不水解：如 HSO4-，显 性 .电离程度水解程度，显 性 （如: HSO 3- 、H 2PO4-） .水解程度电离程度，显 性 （如：HCO 3- 、HS - 、HPO 42-）6盐类水解方程式的书写规律（1）盐类水解一般是比较微弱的，通常用可逆符号表示，同时无沉淀和气体产生。（2）多元弱酸的酸根离子水解是分步进行的，第一步水解程度比第二步水解程度大得多。（3）多元弱碱的阳离子水解过程较为复杂，通常写成一步完成。（4）对于发生“完全双水解”的盐类，因水解彻底，故用“=” ，同时有沉淀和气体产生。（5）多元弱酸的酸式酸根离子，水解和电离
13、同步进行。7影响盐类水解的外界因素：（1）温度越高越水解（2）浓度越稀越水解a、增大盐溶液的物质的量浓度，平衡向水解方向移动，盐的水解程度减小b、稀释盐溶液，平衡向水解方向移动，盐的水解程度增大。c、外加酸或碱：可抑制或促进盐的水解。 （具体再分析）8盐类水解的应用：（1）盐溶液酸碱性的判断：（2）溶液中离子浓度大小的比较：（3）实验室里配制 FeCl3溶液时，常加入一定量的盐酸等（4）泡沫灭火器：（5）蒸干某些盐溶液时，往往要考虑盐的水解：（6）判断溶液中的离子能否大量共存9 （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：:任何溶液均显电 性，各阳离子浓度与其所带电荷数
14、的乘积之和各阴离子浓度与其所带电荷数的乘积之和物料守恒: 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)之和质子守恒：即水电离出的 H+浓度与 OH-浓度相等。c(H+)+得 H+后形成的微粒浓度得 H+数 = c（OH -）+得 OH-后形成的微粒浓度得 OH-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：（中学化学常见的有三对）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 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 性等浓度的 HCN 与 NaCN 的混合溶液：
15、弱酸的电离其对应弱酸盐的水解，溶液呈 性第四节 沉淀溶解平衡1溶解度（S）：在一定温度下，某物质在 100g 溶剂里达到饱和状态时所溶解的质量。2沉淀溶解平衡概念：在一定的温度下，当沉淀溶解的速率和沉淀生成的速率相等的状态。表示方法：AgCl （S） Ag +(aq)+Cl-(aq)沉淀溶解平衡的特征：逆、等 、动、定、变 3影响沉淀溶解平衡的因素：（1）内因（决定因素）：溶质本身的性质 （2）外因：温度，外加酸碱盐4溶度积常数（简称溶度积）（1）表示： Ksp （2）意义：Ksp 的大小反映了物质在水中的溶解能力。Ksp 越大，其溶解能力越强。 （3）特点：一定温度下，为一常数 5溶度积常数
16、的应用6、沉淀生成的三种主要方式（1）加沉淀剂法：K sp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：7、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： ； ； 。8、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 的。如：AgCl AgBr AgI Ag 2S白色 淡黄色 黄色 黑色第四章 电化学基础知识概括一个反应：氧化还原反应 两个转化：化学能和电能的相互转化三个条件：原电池、电解池和电镀池的形成条件 四个池子：原电池、电解池、
17、 电镀池、精炼池第一节 原电池原电池：1、概念：化学能转化成电能的装置。2、组成条件：金属性不同的两个电极电解质溶液形成闭合回路自发进行的氧化还原反应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：氧化反应 Zn 2e -=Zn2+（较活泼金属）正极：还原反应 Cu 2+ + 2e-=Cu（较不活泼金属）总反应式：Zn + Cu 2+ = Zn2+ +Cu 5、正、负极的判断：（发散思维）（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)6、电解质溶液的选择：选择与电极越
18、容易反应的电解质溶液越好。7、原电池的设计: 以氧化还原反应为基础，首先要确定原电池的正、负极，电解质溶液及电极反应；再利用基础知识书写电极反应式，第二节 化学电池1、电池的分类：化学电池、太阳能电池、原子能电池2、化学电池：化学能转化成电能装置。3、化学电池的分类：一次电池、二次电池、燃料电池4、判断电池优劣的标准：电能和输出功率的大小、电池储存时间的长短等一、一次电池1、一次电池：活性物质（发生氧化还原反应的物质）消耗到一定程度，就不能使用的电池，也叫 2、常见一次电池：锌锰干电池、锌锰碱性电池、锌银电池、锂电池等3、电极反应：碱性锌锰电池 负极：锌：Zn + 2OH - - 2e-=Zn
19、（OH） 2 正极：氧化锰：2MnO 2+ 2H2O + 2e-=2MnOOH + 2OH-总反应式：Zn +2MnO 2 + 2H2O=2MnOOH + Zn（OH） 2锌银电池 负极：Zn + 2OH - - 2e- = ZnO + H2O正极：Ag 2O + H2O + 2e-= 2Ag + 2OH- 总反应式：Zn + Ag 2O = ZnO + 2Ag二、二次电池1、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/蓄电池。2、电极反应：铅蓄电池放电：作原电池 负极（铅）：Pb+ SO 42- - 2e- = PbSO4正极（氧化铅）：PbO 2 + 4H
20、+ + SO42-+2e-=PbSO4 + 2H2O充电：作电解池 阴极：PbSO 4 + 2e- = Pb+ SO42-阳极：PbSO 4 + 2H2O -2e-=PbO2 + 4H+ + SO42- 两式可以写成一个可逆反应： Pb + PbO 2 + 2H2SO4 2PbSO4 + 2H2O 介绍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、聚合物锂离子电池三、燃料电池1、燃料电池：一种连续地将燃料和氧化剂的化学能直接转换成电能的化学电池2、电极反应：一般燃料电池发生的电化学反应的最终产物与燃烧产物相同，可根据燃烧反应写出总的电池反应，但不注明反应的条件。负极发生氧化
21、反应，正极发生还原反应，不过要注意一般电解质溶液要参与电极反应。以氢氧燃料电池为例，铂为正、负极，介质分为酸性、碱性和中性。当电解质溶液呈酸性时： 负极：2H 2 2e- = 4H+ 正极：O 2 + 4H+ +4e- =2H2O当电解质溶液呈碱性时： 负极：H 2 + 2OH- -2e- = 2H2O 正极：O 2 + 2H2O + 4e- = 4OH-（燃料电池的电极反应式与其电解质的酸碱性紧密联系。 ）3、燃料电池的优点：能量转换率高、废弃物少、运行噪音低四、废弃电池的处理：回收利用第三节 电解池一、电解原理1、电解池：电能转化成化学能的装置，也叫电解槽2、电解使电流通过电解质溶液而在阴
22、阳两极引起氧化还原反应的过程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（氧化反应） 阴极：Cu 2+ +2e- = Cu（还原反应）总反应式：CuCl 2 Cu + Cl27、电解本质：电解质溶液的导电过程，就是电解质溶液的电解过程规律总结：电解反应离子方程式书写：（1）分清电极：阳极和阴极（2）先看电极材料再分析溶液：阳离子和阴离子（3）放电顺序：阳极：注意先要看电极材料，是惰性电极还是活性电极，若阳极材料为活性电极（Fe、Cu)等金属，则阳极反应为电极材料失去电子，变成离子进入溶液；若为惰性材料，则根据阴阳离子的放电顺序，依据“阳失氧阴得还”的规律来书写电极反应式。
