化学选修4第一二章知识点总结文档格式.docx
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kJ/mol表
示。
※注意以下几点:
①研究条件:
101kPa
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:
1mol
④研究内容:
放出的热量。
(
H<
0,单位kJ/mol)
四、中和热
在稀溶液中,酸跟碱发生中和反应而生成
1molH2O,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。
4.中和热的测定实验
五、盖斯定律
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,可以设计反应求出另一个反应的反应热。
第二章化学反应速率和化学平衡
一、化学反应速率
1.化学反应速率(v)
⑴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
⑵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
⑶计算公式:
v=c/Δt(υ:
平均速率,Δc:
浓度变化,Δt:
时间)单位:
mol/(L·
s)
⑷影响因素:
①决定因素(内因):
反应物的性质(决定因素)
②条件因素(外因):
反应所处的条件
1
二、化学平衡2.注意:
(1)、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
①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
②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)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。
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)
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)
3、判断平衡的依据
判断可逆反应达到平衡状态的方法和依据
例举反应
混合物体系中
各成分的含量
mA(g)+nB(g)pC(g)+qD(g)
①各物质的物质的量或各物质的物质的量的分数一定平衡
②各物质的质量或各物质质量分数一定平衡
③各气体的体积或体积分数一定平衡
④总体积、总压力、总物质的量一定
不一定平衡
①在单位时间内消耗了mmolA同时生成
mmolA,即
V(正)=V(逆)
平衡
正、逆反应
②在单位时间内消耗了
nmolB同时消耗了
p
molC,则
速率的关系
③V(A):
V(B):
V(C):
V(D)=m:
n:
p:
q
,V(正)不一定等于
V(逆)
④在单位时间内生成
nmolB,同时消耗了q
molD,因均指
压强
①m+n≠p+q时,总压力一定(其他条件一定)
②m+n=p+q时,总压力一定(其他条件一定)
混合气体平均
①Mr一定时,只有当
m+n≠p+q时
相对分子质量
②Mr一定时,但m+n=p+q时
Mr
温度
任何反应都伴随着能量变化,
当体系温度一定时(其他不变)
体系的密度
密度一定
其他
如体系颜色不再变化等
2
(二)影响化学平衡移动的因素
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。
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
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。
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。
三、化学平衡常数
(一)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
(二)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)有关,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。
(三)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,K>
105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)
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
*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。
3
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。
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-T
S=0
反应达到平衡状态
S〉0
反应不能自发进行
(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
4
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分分子电离成离子的电解质
混和物
物质
单质
强电解质:
强酸,强碱,大多数盐
如HCl、NaOH、NaCl、BaSO4
纯净物
电解质
如HClO、NH3·
H2O、Cu(OH)2、H2O
化合物
弱酸,弱碱,极少数盐,水
非电解质:
非金属氧化物,大部分有机物
如SO3、CO2、C6H12O6、CCl4、CH2=CH2⋯⋯
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
①电解质、非电解质都是化合物
②SO2、NH3、CO2等属于非电解质
5
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:
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。
5、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)
6、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-
Ki=[A+][B-]/[AB]
7、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
二、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-]=10-7mol/L
;
KW=[H+]·
[OH-]=
1*10
-14
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*10-14
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
KW〉1*10
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:
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
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
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)
6
[OH-]混=([OH-]1V1+[OH-]2V2)/(V1+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-,①H+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)
四、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:
〈
pH原+n
3、强碱溶液:
10
n倍时,pH稀
=pH原-n
(但始终不能小于或等于
4、弱碱溶液:
〉pH原-n
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。
五、强酸(pH1)强碱(pH2)混和计算规律
w.w.w.k.s.5.u.c.o.m
1、若等体积混合:
pH1+pH2=14
则溶液显中性pH=7
2≥15
则溶液显碱性pH=pH2
-0.3
pH+pH
pH1+pH2≤13
则溶液显酸性pH=pH1+0.3
2、若混合后显中性
V酸:
V碱=1:
pH1+pH2≠14
14-(
pH1+pH2
六、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②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,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。
②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:
n
cV
c碱=
V
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,用标准碱来滴定未知浓度的酸时亦然。
七、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、水解的实质:
水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的
H+或OH-结合,破坏水的电离,是平衡向右移
7
动,促进水的电离。
3、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)
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)
6、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
性(如:
HSO3
、H2PO4
-)
③水解程度>电离程度,显
碱
性(如:
HCO3
、HS-、HPO4
2-)
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为:
3+
、Al
-2-
-2--2-
+
2-
Fe
与AlO2、CO3
(HCO3)、S(HS)、SO3
(HSO3);
S与NH4
;
CO3
(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-+6H2
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