1、高二化学选修四复习总结,第一章 化学反应与能量,第一节 化学反应与能量变化,一、焓变、反应热 化学键与化学反应中的能量变化的关系、H的计算式 常见的吸热反应、放热反应及其对应图像 二、热化学方程式的书写(结合燃烧热、中和热) 燃烧热：常见物质有乙醇、甲烷、丙烷、乙烯 中和热：H+ (aq)+OH-(aq)=H2O(l) H=-57.3kJ/mol H大小的比较 三、中和热的测定 环形玻璃搅拌棒、实验大概步骤、操作注意之处及原因,一、焓变 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、2）.单位：kJ/mol, 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,第二节 燃烧热,一、燃烧热 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。（H0，单位kJ/mol） 二
3、、中和热 1概念：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。 2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) H=57.3kJ/mol 3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。,第三节 化学反应热的计算,一、盖斯定律(主要是应用) 1内容：化学反应的反应热只与反应的始态（各反应物）和终态（各生成物）有关，而与具体反应进行的途径无关，如果一个反应可以分几步进行，则各分步反应的反应热之和与该反应一步完成的反应热是相同的。 2、运用：根据盖斯定律，可以设计
4、反应求出另一个反应的反应热。 二、反应热的计算 反应热的计算类型： A.根据反应热的概念的计算 B 根据热化学方程式的计算 C 根据化学键键能的计算 D利用盖斯定律的计算,第二章 化学反应速率和化学平衡,第一节 化学反应速率,一、化学反应速率化学反应速率（v） 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 表示方法：单位时间内反应浓度的减少或生成物浓度的增加来表示 计算公式：v=c/t（：平均速率，c：浓度变化，t：时间）单位：mol/（Ls） 影响因素： 决定因素（内因）：反应物的性质（决定因素） 条件因素（外因）：反应所处的条件,影响因素变化规律,注意,注意：（1
5、）、参加反应的物质为固体和液体，由于压强的变化对浓度几乎无影响，可以认为反应速率不变。 （2）、惰性气体对于速率的影响 恒温恒容时：充入惰性气体总压增大，但是各分压不变，各物质浓度不变反应速率不变 恒温恒体时：充入惰性气体体积增大各反应物浓度减小反应速率减慢,一、有效碰撞理论 活化分子；活化能；活化分子百分数；有效碰撞 二、外界条件对化学平衡的影响 1、浓度对化学平衡移动的影响（1）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 （2）增加固体或纯液体的量，由于浓度不变，所以平衡不移
6、动 （3）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。,外界条件对化学平衡的影响,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：（1）改变压强不能使无气态物质存在的化学平衡发生移动 （2）气体减压或增压与溶液稀释或浓缩的化学
7、平衡移动规律相似,外界条件对反应速率的影响,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。 5、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。,第三节 化学平衡,一、化学平衡状态的建立 定义、特征 (5个)、 化学平衡状态标志的判断(变量不变) 影响化学平衡状态的因素 (浓度、温度、压强)及平衡的移动 催化剂不能使平衡发生移动、勒夏特列原理,2、化学平衡的特征 逆（研究前提是可逆反应） 等（同一物质的正逆反应速率相等）
8、动（动态平衡） 定（各物质的浓度与质量分数恒定） 变（条件改变，平衡发生变化）,1.定义： 化学平衡状态：一定条件下，当一个可逆反应进行到正逆反应速率相等时，更组成成分浓度不再改变，达到表面上静止的一种“平衡”，这就是这个反应所能达到的限度即化学平衡状态。,二、化学平衡常数 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,1、表达式中各物质的浓度是平衡时的浓度。 2、K只与温度（T）有关，与反应物或生成物的浓度或建立平衡的方向无关。 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。
9、 4、对于一个化学反应，K值不唯一.与方程式中化学计量数有关。,使用化学平衡常数K应注意的问题：,化学平衡常数K的应用:,1、化学平衡常数值的大小是可逆反应进行程度的标志。K值越大，说明平衡时生成物的浓度越大，它的正向反应进行的程度越大，即该反应进行得越完全，反应物转化率越高。反之，则相反. 一般地，K105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） QCK:反应向正反应方向进行; QC=K:反应处于平衡状态 ; QCK: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
10、吸热反应 若温度升高，K值减小，则正反应为放热反应,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：即：等量即等效 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。即：等比即等效 （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。即：等比即等效,第四节 化学反应进行的方向,1、反应熵变与反应方向： （1）熵
11、: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：Jmol-1K-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),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-TS 0 反应能自发进行 H-TS = 0 反应达到平衡状态 H-TS 0 反应不能自发进行 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,第三章 水溶液中的离子平衡,第一节 弱电解质的电离,一、强弱电解质
12、 常见的强弱电解质的类型并学会判断 与导电性、溶解性无关 二、弱电解质的电离平衡 电离方程式的书写(强等号、弱可逆、多元弱酸分步写、多元弱碱一步完、NaHSO4、NaHCO3) 影响电离平衡的因素(浓度、温度、稀释、同离子效应、化学反应),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 。,二、弱电解质的电离平衡,1,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分子速率相等时，电离过程就达到了
13、平衡状态，这叫电离平衡。 2，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。,三 电离常数,1，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：AB A+B- Ka= A+ B-/AB 2、影响因素： a、
14、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,第二节 水的电离与溶液酸碱性,一、水的电离 水的离子积(常温1.010-14)、只与温度有关 影响水电离的因素(温度、加酸/碱、加会水解的盐) 二、溶液的酸碱性与pH 酸碱性本质(H+、OH-浓度相对大小)、 pH=-lgc(H+) pH的计算(稀释、两强的混合、酸碱混合) 酸碱中和滴定(仪器、操作步骤、终点现象、误差分析、实验结果数据处理),水的电离和溶
15、液的酸碱性,1、水电离平衡：H2O H+ +OH- 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）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,第三节 盐类水解,一、盐类水解 强酸强碱盐、强酸弱碱盐、强碱弱酸盐的酸碱性 原因、实质、规律、 水解的离
16、子方程式的书写 影响水解平衡的因素(温度、浓度、稀释、加酸/碱、双水解) 二、盐类水解的应用 pH大小的比较、离子共存、同种离子不同溶液的浓度比较 离子浓度大小顺序(同一溶液中、两种溶液的混合) 三大守恒(电荷守恒、物料守恒、质子守恒),第四节 难溶电解质的溶解平衡,1、难溶电解质的溶解平衡的一些常见知识（1）溶解度 小于 0.01g的电解质称难溶电解质。 （2）反应后离子浓度降至1*10-5以下的反应为完全反应。如酸碱中和时H+降至10-7mol/L10-5mol/L，故为完全反应，用“=”，常见的难溶物在水中的离子浓度均远低于10-5mol/L，故均用“=”。（3）难溶并非不溶，任何难溶物
17、在水中均存在溶解平衡。（4）掌握三种微溶物质：CaSO4、Ca(OH)2、Ag2SO4（5）溶解平衡常为吸热，但Ca(OH)2为放热，升温其溶解度减少。（6）溶解平衡存在的前提是：必须存在沉淀，否则不存在平衡。,第四章 电化学基础,第一节 原电池,定义、电极及发生的反应、盐桥的作用 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_溶解的一极为负极_ 增重或有气泡一极为正极,第二节 化学电源,了解常
18、见的一次电池、二次电池 碱性锌锰电池、铅蓄电池 2、电极反应：铅蓄电池放电： 负极（铅）：Pb2e PbSO4 正极（氧化铅）：PbO24H+2e PbSO42H2O 充电： 阴极：PbSO42H2O2e PbO24H+ 放电 充电 阳极：PbSO42e Pb两式可以写成一个可逆反应：PbO2Pb2H2SO4 2PbSO42H2O,第三节 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
19、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 ,第四节 金属腐蚀及防护,一、电化学腐蚀 吸氧腐蚀及析氢腐蚀的条件、电极反应式、现象解释 两者的比较 二、电化学防护 牺牲阳极保护法、外加电流的阴极保护法 其他的应用及解释,化学腐蚀与电化腐蚀的比较,电化学腐蚀的分类：,析氢腐蚀腐蚀过程中不断有氢气放出 条件：潮湿空气
20、中形成的水膜,酸性较强（水膜中溶解有CO2、SO2、H2S等气体） 电极反应：负极: Fe 2e- = Fe2+正极: 2H+ + 2e- = H2 总式：Fe + 2H+ = Fe2+ + H2 吸氧腐蚀反应过程吸收氧气 条件：中性或弱酸性溶液 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)3 Fe(OH)3脱去一部分水就生成Fe2O3x H2O（铁锈主要成分）,规律总结,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,
