高中化学选修4知识点归纳总结.doc
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1、高中化学选修4知识点归纳总结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H0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)2?8H2O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二、热化学方程式 书写化学
2、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。热化学方程式中的化学计量数可以是整数,也可以是分数各物质系数加倍,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:25,101kPa时,1mol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:101kPa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:1mol研究内容:放出的热量。(HH3PO4HFCH3COOHH2CO3H2
3、SHClO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-25时,H+=OH-=10-7mol/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KW1*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.
4、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)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
5、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: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)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,强酸、强碱变化得快。五、强酸(pH1)强
6、碱(pH2)混和计算规律w.w.w.k.s.5.u.c.o.m1、若等体积混合pH1+pH2=14则溶液显中性pH=7pH1+pH215则溶液显碱性pH=pH2-0.3pH1+pH213则溶液显酸性pH=pH1+0.32、若混合后显中性pH1+pH2=14V酸:V碱=1:1pH1+pH214V酸:V碱=1:1014-(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
7、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:c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
8、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
9、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,是平衡向右移动,促进水的电离。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:Na2CO3NaHCO3)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: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:
10、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为:Fe3+、Al3+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:2Al3+3S2-+6H2O=2Al(OH)3+3H2S8、盐类水解的
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