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1、高二化学选修 4 化学反应原理知识点整理第一章 化学反应与能量一、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）单位： kJ/mol3. 产生原因：化学键断裂吸热 化学键形成放热 放出热量的化学反应。 （放热吸热） H 为“ - ”或 H 放热） H 为“ +”或 H 0 常见的放热反应：所有的燃烧反应大多数的化合反应生石灰和水反应 酸碱中和反应 金属与酸的反应 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)2 8H2O 与 NH4Cl 大多数的
2、分解反应 以 H2、CO、C 为还原剂的氧化还原反应 铵盐溶解等二、热化学方程式书写化学方程式注意要点 : 热化学方程式必须标出能量变化。 热化学方程式中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) 热化学反应方程式要指明反应时的温度和压强( 25 ，101 kPa 时可以 不注明)。 热化学方程式中的化学计量数可以是整数，也可以是分数。只能表示物 质的量，不能表示分子个数。 各物质化学计量数加倍， H 加倍；反应逆向进行， H 改变符号，数值 不变。三、燃烧热1概念： 25 ，101 kPa时，1 mol 纯物质完全燃烧生成稳定的
3、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。( H105 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哪个方 向进行建立平衡。 （ Q：浓度积）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 放热反应四、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
4、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不同的可逆反应：将加入的物质换成一边后与 原来加入的物质的量 相同 第二类：对于反应前后气体分子数相同的可逆反应：将加入的物质换成一边后与 原来加入的物质的量相同 成比例 。（ 2）定温，定压的等效平衡 将加入的物质换成一边后与原来加入的物质的量相同 成比例 。 五、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
5、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，化学反应的判定依据为：H-TS0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一、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
6、分分子电离成离子的电解混和物单质电解质2、电解质与化合非物电解质物质纯净物强电解质： 弱强酸，强碱，大多数盐 区别： 弱酸，弱碱，极少数盐， 区别非：金属氧化物，大部分有机物。如 HCl、 NaOH、NaCl、BaSO4水 。如 HClO、NH3H2O、Cu(OH)2、。如 SO3、 CO2、C6H12O6、CCl4、CH2=CH2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：电解质、非电解质都是化合物SO2、NH3、CO2等属于非电质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） 电解质的强弱与导电性、溶解性
7、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：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。9、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）10、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
8、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： ABA+B- Ki= A + B -/AB11、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：H2SO3H3PO4HFCH3COOH2HCO3H2SHClO二、水的电离和溶液的酸碱性1、水电离平衡： :水的离子积： KW = cH + cOH- 1*10-1425时, H +=OH - =10 -7 mol/L ; K W = H + OH-
9、= 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 K W1*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 K W 1*10 -144、溶液的酸碱性和 pH：（1）pH=-lgcH+（ 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 3.14.4 （橙色） 石蕊 5.08.0 （紫色） 酚酞 8.210.0 （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
10、对比即 可。注意：事先不能用水湿润 PH试纸；广泛 pH 试纸只能读取整数值或范 围三 、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+离子物质的量相加除以总体 积，再求其它） H +混 =（H+1V1+H+ 2V2）/ （V1+V2）2、强碱与强碱的混合： （先求OH- 混：将两种酸中的 OH-离子物质的量相加除以总体积，再求其它） OH -混（ OH- 1V1+OH- 2V2） / （V1+V2） （ 注意 : 不能直接 计算H+ 混）则用余下的 OH- 数除以溶液总体3、强酸与强碱的混合： （先据 H+ + OH- =H2O计算余下的 H+或 O
11、H- ， H+有余，则用余下的 H+数除以溶液总体积求 H+ 混；OH-有余，积求OH- 混，再求其它）四、稀释过程溶液pH值的变化规律：1、强酸溶液：稀释10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10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10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10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 76、稀释时，弱酸、弱碱和水解的盐溶液的pH变化得慢，
12、强酸、强碱变化得快。五、强酸（ pH1）强碱（ pH2）混和计算规律1、若等体积混合pH1+pH2=14则溶液显中性pH=7pH1+pH2 15则溶液显碱性pH=pH2-0.3pH1+pH2 13则溶液显酸性pH=pH1+0.32、若混合后显中性pH1+pH2=14 V酸： V 碱=1：1pH1+pH2 14 V酸： V 碱=1：1014- （pH1+pH2）五、酸碱中和滴定：1、中和滴定的原理实质： H+OH=H2O 即酸能提供的 H+和碱能提供的 OH-物质的量相等。2、中和滴定的操作过程：（ 1）仪滴定管的刻度， O刻度在 上 ，往下刻度标数越来越大，全部容积 大 于 它 的最大刻度值，
13、因为下端有一部分没有刻度。滴定时，所用溶液不得超过最 低刻度，不得一次滴定使用两滴定管酸（或碱） ，也不得中途向滴定管中添加。 滴定管可以读到小数点后 一位（ 2）药品：标准液；待测液；指示剂。（ 3）准备过程：准备：检漏、洗涤、润洗、装液、赶气泡、调液面。 （洗涤：用洗液洗检漏：滴 定管是否漏水用水洗用标准液洗（或待测液洗）装溶液排气泡调液面记数据 V（ 始 ）4）试验过程 3、酸碱中和滴定的误差分析误差分析：利用 n 酸 c 酸 V 酸=n 碱 c 碱 V 碱进行分析 式中： n酸或碱中氢原子或氢氧根离子数； c酸或碱的物质的量浓度； V酸或碱溶液的体积。当用酸去滴定碱确定碱的浓度时，则：
14、c 碱 = n酸 c 酸 V酸n碱 V碱 上述公式在求算浓度时很方便，而在分析误差时起主要作用的是分子上的 V 酸的 变化，因为在滴定过程中 c 酸为标准酸，其数值在理论上是不变的，若稀释了虽 实际值变小，但体现的却是 V酸的增大，导致 c酸偏高； V碱同样也是一个定值， 它是用标准的量器量好后注入锥形瓶中的，当在实际操作中碱液外溅，其实际值 减小，但引起变化的却是标准酸用量的减少，即 V酸减小，则 c 碱降低了；对于 观察中出现的误差亦同样如此。 综上所述， 当用标准酸来测定碱的浓度时， c 碱的 误差与 V酸的变化成正比， 即当 V酸的实测值大于理论值时， c 碱偏高，反之偏低 同理，用标
15、准碱来滴定未知浓度的酸时亦然。六、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H或 OH结合, 生成弱2、水解的实质：水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的电解质，破坏水的电离，是平衡向右移动，促进水的电离向右移动3、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，两弱都水解，同强 显中性 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 NaHC3O）4、盐类水解的特点： （1）可逆（与中和反应互逆） （2）程度小 （ 3）吸热5、影响盐类水解
16、的外界因素：温度：温度越 高 水解程度越大 （水解吸热，越热越水解） 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）6、酸式盐溶液的酸碱性：只电离不水解：如 HSO4-显 酸 性电离程度水解程度，显 酸 性 （如: HSO3- 、H2PO4-） 水解程度电离程度，显 碱 性 （如： HCO3- 、HS- 、HPO42- ）7、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
17、为：Fe3+、 Al 3+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：2Al 3+ + 3S2- + 6H2O = 2Al（OH） 3+ 3H2S8 、盐类水解的应用：水解的应用实例原理1、净水明矾净水Al 3+3H2OAl(OH) 3( 胶体)+3H+2、去油污用热碱水冼油污物品CO32- +H2O HCO 3- +OH-3、药品的保存配制 FeCl3 溶液时常加入少量盐酸3+ +Fe3+
18、3H2O Fe(OH) 3+3H+配制 Na2CO3 溶液时常加入少量 NaOHCO32- +H2OHCO 3-+OH-4、制备无水盐由 MgCl26H2O 制无水MgCl2 在 HCl 气流中 加热若不然，则：MgCl2 6H2OMg(OH)2+2HCl+4H2OMg(OH)2 MgO+H 2O5、泡沫灭火器用 Al 2(SO4) 3 与 NaHCO3溶液混合Al3+3HCO3-=Al(OH) 3 +3CO26、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 NH 3 H2O+H+ c(Cl -)c(NH4+)c(H+)c(OH) -9、水解平衡常数 （
19、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 ）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 八、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：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
20、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 : （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 质子守恒：即水电离出的 H+浓度与 OH- 浓度相等。九、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/LHg2+Fe3+Cu2+H+（ 指酸电离的 ）Pb2+Sn2+Fe2+Zn2+Al3+Mg2+Na+Ca2+K+阴离子的放电顺序2- - - - - -
21、 2- - 2- - - 是惰性电极时： S2-I-Br-Cl-OH-NO3-SO42-（ 等含氧酸根离子 ）F-（SO32-/MnO4-OH-）是活性电极时：电极本身溶解放电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，依据阳氧阴还的规律来书写电极反应式电解质水溶液点解产物的规律类型电极反应特点实例电解对象电解质pH电解质浓度溶液复原分解电?电解质电离出HCl?电解质?减小?增?HCl解质型的阴阳离子分大别在两极放电CuCl2-?CuCl2放 H2 生阴极 ：
22、 水放 H2NaCl电解质和生成新增大?HCl成碱型生碱水电解质阳极：电解质阴离子放电放阴极：电解质阳CuSO4?减小氧化铜氧生酸离子放电电解质和生成新型阳极：水放 O2水电解质生酸电阴极：NaOH水增大?增水解水型4H+ + 4e- =大2H2 H2SO4?减阳极：小4OH- - 4e- = O2Na2SO4?不+ 2H2O变上述四种类型电解质分类：（ 1）电解水型：含氧酸，强碱，活泼金属含氧酸盐（2）电解电解质型：无氧酸，不活泼金属的无氧酸盐（氟化物除外）（ 3）放氢生碱型：活泼金属的无氧酸盐（ 4）放氧生酸型：不活泼金属的含氧酸盐二、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
23、1）、电镀应用电解原理在某些金属表面镀上一薄层其他金属或合金的方法（ 2）、电极、电解质溶液的选择： 阳极：镀层金属，失去电子，成为离子进入溶液 M ne = M 阴极：待镀金属（镀件） ：溶液中的金属离子得到电子，成为金属原子，附着在金 属表面M + ne = M 电解质溶液：含有镀层金属离子的溶液做电镀液 镀铜反应原理阳极（纯铜） ： Cu-2e-=Cu2+，阴极 （镀件） ： Cu2+2e- =Cu， 电解液：可溶性铜盐溶液，如 CuSO4 溶液（ 3）、电镀应用之一：铜的精炼 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
24、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较活泼金属与电规律总结：原电池、电解池、电镀池的判断规律 （1）若无外接电源，又具备组成原电池的三个条件。有活泼性不同的两个电极；两极用导线互相连接成直接插入连通的电解质溶液里；解质溶液能发生氧化还原反应（有时是与水电离产生的H+ 作用），只要同时具备这三个条件即为原电池。（2）若有外接电源，两极插入电解质溶液中，则可能是电解池或电镀池；当阴 极为金属， 阳极亦为金属且与电解质
25、溶液中的金属离子属同种元素时， 则为电镀 池。（3）若多个单池相互串联，又有外接电源时，则与电源相连接的装置为电解池 成电镀池。若无外接电源时， 先选较活泼金属电极为原电池的负极 （电子输出极） ， 有关装置为原电池，其余为电镀池或电解池。 原电池，电解池，电镀池的比较性质类别原电池电解池电镀池定义将化学能转变将电能转变成化学应用电解原理在某些（装置特点）成电能的装置能的装置金属表面镀上一侧层其他金属反应特征自发反应非自发反应非自发反应装置特征无电源，两级材有电源，两级材料有电源料不同可同可不同形成条件活动性不同的两电极连接直流电1 镀层金属接电源正两极源极，待镀金属接负极；电解质溶液两电极插
26、入电解质2 电镀液必须含有镀形成闭合回路溶液层金属的离子形成闭合回路电极名称负极：较活泼金 属正极：较不活泼 金属（能导电非 金属）阳极：与电源正极 相连 阴极：与电源负极 相连名称同电解，但有限制条件阳极：必须是镀层金属阴极：镀件电极反应负极：氧化反阳极：氧化反应，阳极：金属电极失去电应，金属失去电溶液中的阴离子失子子去电子，或电极金阴极：电镀液中阳离子正极：还原反属失电子得到电子应，溶液中的阳阴极：还原反应，离子的电子或溶液中的阳离子得者氧气得电子到电子（吸氧腐蚀）电子流向负极正极电源负极阴极同电解池电源正极阳极溶液中带电阳离子向正极阳离子向阴极移动同电解池粒子的移动移动阴离子向阳极移动阴
27、离子向负极移动联系在两极上都发生氧化反应和还原反应原电池与电解池的极的得失电子联系图：阳极（ 失）e- 正极（得） e- 负极（失） e- 阴极（得）第四节 金属的电化学腐蚀和防护一、金属的电化学腐蚀（ 1）金属腐蚀内容：（ 2）金属腐蚀的本质：都是金属原子 失去 电子而被氧化的过程（ 3）金属腐蚀的分类：化学腐蚀 金属和接触到的物质直接发生化学反应而引起的腐蚀 电化学腐蚀 不纯的金属跟电解质溶液接触时，会发生原电池反应。比较 活泼的金属失去电子而被氧化，这种腐蚀叫做电化学腐蚀。化学腐蚀与电化腐蚀的比较电化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4）、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