化學選修四期末知識點總結(jié)

時間：2024-09-11 21:40:49 學習總結(jié) 我要投稿

相關(guān)推薦

化學選修四期末知識點總結(jié)

　　化學選修四中我們應該重點掌握什么樣的知識點呢?下面化學選修四期末知識點總結(jié)是小編為大家?guī)淼模Ｍ麑Υ蠹矣兴鶐椭?/p>

化學選修四期末知識點總結(jié)

　　第一章化學反應與能量

　　一、焓變反應熱

　　1.反應熱(Q)：一定條件下，一定物質(zhì)的量的反應物之間完全反應所放出或吸收的熱量

　　2.焓變(ΔH)的意義：在恒壓條件下進行的化學反應的熱效應

　　(1).符號：△H(2).單位：kJ/mol(3)△H=H(生成物)-H(反應物)

　　3.微觀角度解釋產(chǎn)生原因：化學鍵斷裂——吸熱化學鍵形成——放熱

　　放出熱量的化學反應。(放熱>吸熱)△H為“-”或△H<0

　　吸收熱量的化學反應。(吸熱>放熱)△H為“+”或△H>0

　　注：(高中階段Q與△H二者通用)

　　(4)影響晗變的主要因素：①發(fā)生變化的物質(zhì)的物質(zhì)的量，在其他條件一定時與變化物質(zhì)的物質(zhì)的量程正比。②物質(zhì)的溫度和壓強

　　常見的放熱反應：①所有的燃燒反應②酸堿中和反應

　�、鄞蠖鄶�(shù)的化合反應④金屬與酸或水的反應

　�、萆液退磻逎饬蛩嵯♂尅溲趸c固體溶解等

　　常見的吸熱反應：①晶體Ba(OH)2•8H2O與NH4Cl②大多數(shù)的分解反應

　�、垡訦2、CO、C為還原劑的氧化還原反應④銨鹽溶解等

　　二、熱化學方程式

　　書寫化學方程式注意要點:

　�、贌峄瘜W方程式必須標出能量變化。

　�、跓峄瘜W方程式中必須標明反應物和生成物的聚集狀態(tài)(g,l,s分別表示固態(tài)，液態(tài)，氣態(tài)，水溶液中溶質(zhì)用aq表示)

　　③熱化學反應方程式要指明反應時的溫度和壓強。

　　④熱化學方程式中的化學計量數(shù)可以是整數(shù)，也可以是分數(shù)

　　⑤各物質(zhì)系數(shù)加倍，△H加倍;反應逆向進行，△H改變符號，數(shù)值不變

　　三、燃燒熱

　　1.概念：25℃，101kPa時，1mol純物質(zhì)完全燃燒生成穩(wěn)定的化合物時所放出的熱量。燃燒熱的單位用kJ/mol表示。

　　※注意以下幾點：

　　①研究條件：101kPa

　�、诜磻潭龋和耆紵a(chǎn)物是穩(wěn)定的氧化物。

　�、廴紵锏奈镔|(zhì)的量：1mol

　�、苎芯績�(nèi)容：放出的熱量。(ΔH<0，單位kJ/mol)

　　四、中和熱

　　1.概念：在稀溶液中，酸跟堿發(fā)生中和反應而生成1molH2O，這時的反應熱叫中和熱。

　　2.強酸與強堿的中和反應其實質(zhì)是H+和OH-反應，其熱化學方程式為：

　　H+(aq)+OH-(aq)=H2O(l)ΔH=-57.3kJ/mol

　　3.弱酸或弱堿電離要吸收熱量，所以它們參加中和反應時的中和熱小于57.3kJ/mol。

　　4.中和熱的測定實驗

　　五、蓋斯定律

　　1.內(nèi)容：化學反應的反應熱只與反應的始態(tài)(各反應物)和終態(tài)(各生成物)有關(guān)，而與具體反應進行的途徑無關(guān)，如果一個反應可以分幾步進行，則各分步反應的反應熱之和與該反應一步完成的反應熱是相同的。

　　第二章化學反應速率和化學平衡

　　一、化學反應速率

　　1.化學反應速率(v)

　　⑴定義：用來衡量化學反應的快慢，單位時間內(nèi)反應物或生成物的物質(zhì)的量的變化

　　⑵表示方法：單位時間內(nèi)反應濃度的減少或生成物濃度的增加來表示

　�、怯嬎愎剑簐=Δc/Δt(υ：平均速率，Δc：濃度變化，Δt：時間)單位：mol/(L•s)，mol/(L•min)，mol/(L•h)

　　(4)反應速率的計算規(guī)律：化學反應：aA(g)+bB(g)=cC(g)+dD(g)有下列恒等式：Va:Vb:Vc:Vd=a:b:c:d(各物質(zhì)的速率之比等于化學計量數(shù)之比)

　　(5)影響因素：

　�、贈Q定因素(內(nèi)因)：反應物的性質(zhì)(決定因素)

　　②條件因素(外因)：反應所處的條件(溫度，濃度，壓強)

　　※注意：(1)、參加反應的物質(zhì)為固體和液體，由于壓強的變化對濃度幾乎無影響，可以認為反應速率不變。

　　(2)、惰性氣體對于速率的影響

　�、俸銣睾闳輹r：充入惰性氣體→總壓增大，但是各分壓不變，各物質(zhì)濃度不變→反應速率不變

　�、诤銣睾銐簳r：充入惰性氣體→體積增大→各反應物濃度減小→反應速率減慢

　　二、化學平衡

　　(一)1.定義：

　　化學平衡狀態(tài)：一定條件下，當一個可逆反應進行到正逆反應速率相等時，更組成成分濃度不再改變，達到表面上靜止的一種“平衡”，這就是這個反應所能達到的'限度即化學平衡狀態(tài)。

　　2、化學平衡的特征

　　逆(研究前提是可逆反應)

　　等(同一物質(zhì)的正逆反應速率相等)

　　動(動態(tài)平衡)

　　定(各物質(zhì)的濃度與質(zhì)量分數(shù)恒定)

　　變(條件改變，平衡發(fā)生變化)

　　3、判斷平衡的依據(jù)

　　判斷可逆反應達到平衡狀態(tài)的方法和依據(jù)

　　例舉反應[來源:學科網(wǎng)]mA(g)+nB(g)pC(g)+qD(g)

　　混合物體系中各成分的含量①各物質(zhì)的物質(zhì)的量或各物質(zhì)的物質(zhì)的量的分數(shù)一定平衡

　　②各物質(zhì)的質(zhì)量或各物質(zhì)質(zhì)量分數(shù)一定平衡

　�、鄹鳉怏w的體積或體積分數(shù)一定平衡

　　④總體積、總壓力、總物質(zhì)的量一定不一定平衡

　　正、逆反應速率的關(guān)系①在單位時間內(nèi)消耗了mmolA同時生成mmolA，即V(正)=V(逆)平衡

　　②在單位時間內(nèi)消耗了nmolB同時消耗了pmolC，則V(正)=V(逆)平衡

　　③V(A):V(B):V(C):V(D)=m:n:p:q，V(正)不一定等于V(逆)不一定平衡

　　④在單位時間內(nèi)生成nmolB，同時消耗了qmolD，因均指V(逆)不一定平衡

　　壓強①m+n≠p+q時，總壓力一定(其他條件一定)平衡

　�、趍+n=p+q時，總壓力一定(其他條件一定)不一定平衡

　　混合氣體平均相對分子質(zhì)量Mr①Mr一定時，只有當m+n≠p+q時平衡

　�、贛r一定時，但m+n=p+q時不一定平衡

　　溫度任何反應都伴隨著能量變化，當體系溫度一定時(其他不變)平衡

　　體系的密度密度一定不一定平衡

　　其他如體系顏色不再變化等平衡

　　(二)影響化學平衡移動的因素

　　1、濃度對化學平衡移動的影響

　　(1)影響規(guī)律：在其他條件不變的情況下，增大反應物的濃度或減少生成物的濃度，都可以使平衡向正方向移動;增大生成物的濃度或減小反應物的濃度，都可以使平衡向逆方向移動

　　(2)增加固體或純液體的量，由于濃度不變，所以平衡_不移動_

　　(3)在溶液中進行的反應，如果稀釋溶液，反應物濃度__減小__，生成物濃度也_減小_，V正_減小__，V逆也_減小__，但是減小的程度不同，總的結(jié)果是化學平衡向反應方程式中化學計量數(shù)之和_大_的方向移動。

　　2、溫度對化學平衡移動的影響

　　影響規(guī)律：在其他條件不變的情況下，溫度升高會使化學平衡向著___吸熱反應______方向移動，溫度降低會使化學平衡向著_放熱反應__方向移動。

　　3、壓強對化學平衡移動的影響

　　影響規(guī)律：其他條件不變時，增大壓強，會使平衡向著__體積縮小___方向移動;減小壓強，會使平衡向著___體積增大__方向移動。

　　注意：(1)改變壓強不能使無氣態(tài)物質(zhì)存在的化學平衡發(fā)生移動

　　(2)氣體減壓或增壓與溶液稀釋或濃縮的化學平衡移動規(guī)律相似

　　4.催化劑對化學平衡的影響：由于使用催化劑對正反應速率和逆反應速率影響的程度是等同的，所以平衡__不移動___。但是使用催化劑可以影響可逆反應達到平衡所需的_時間_。

　　5.勒夏特列原理(平衡移動原理)：如果改變影響平衡的條件之一(如溫度，壓強，濃度)，平衡向著能夠減弱這種改變的方向移動。

　　三、化學平衡常數(shù)

　　(一)定義：在一定溫度下，當一個反應達到化學平衡時，生成物濃度冪之積與反應物濃度冪之積的比值是一個常數(shù)比值。符號：K

　　(二)使用化學平衡常數(shù)K應注意的問題：

　　1、表達式中各物質(zhì)的濃度是平衡時的濃度，不是起始濃度也不是物質(zhì)的量。

　　2、K只與溫度(T)有關(guān)，與反應物或生成物的濃度無關(guān)。

　　3、反應物或生產(chǎn)物中有固體或純液體存在時，由于其濃度是固定不變的，可以看做是“1”而不代入公式。

　　4、稀溶液中進行的反應，如有水參加，水的濃度不必寫在平衡關(guān)系式中。

　　(三)化學平衡常數(shù)K的應用:

　　1、化學平衡常數(shù)值的大小是可逆反應進行程度的標志。K值越大，說明平衡時生成物的濃度越大，它的正向反應進行的程度越大，即該反應進行得越完全，反應物轉(zhuǎn)化率越高。反之，則相反。一般地，K>105時，該反應就進行得基本完全了。

　　2、可以利用K值做標準，判斷正在進行的可逆反應是否平衡及不平衡時向何方進行建立平衡。(Q：濃度積)

　　Q〈K:反應向正反應方向進行;

　　Q=K:反應處于平衡狀態(tài);

　　Q〉K:反應向逆反應方向進行

　　3、利用K值可判斷反應的熱效應

　　若溫度升高，K值增大，則正反應為吸熱反應

　　若溫度升高，K值減小，則正反應為放熱反應

　　*四、等效平衡

　　1、概念：在一定條件下(定溫、定容或定溫、定壓)，只是起始加入情況不同的同一可逆反應達到平衡后，任何相同組分的百分含量均相同，這樣的化學平衡互稱為等效平衡。

　　2、分類

　　(1)定溫，定容條件下的等效平衡

　　第一類：對于反應前后氣體分子數(shù)改變的可逆反應：必須要保證化學計量數(shù)之比與原來相同;同時必須保證平衡式左右兩邊同一邊的物質(zhì)的量與原來相同。

　　第二類：對于反應前后氣體分子數(shù)不變的可逆反應：只要反應物的物質(zhì)的量的比例與原來相同即可視為二者等效。

　　(2)定溫，定壓的等效平衡

　　只要保證可逆反應化學計量數(shù)之比相同即可視為等效平衡。

　　五、化學反應進行的方向

　　1、反應熵變與反應方向：

　　(1)熵:物質(zhì)的一個狀態(tài)函數(shù)，用來描述體系的混亂度，符號為S.單位：J•••mol-1•K-1

　　(2)體系趨向于有序轉(zhuǎn)變?yōu)闊o序，導致體系的熵增加，這叫做熵增加原理，也是反應方向判斷的依據(jù)。.

　　(3)同一物質(zhì)，在氣態(tài)時熵值最大，液態(tài)時次之，固態(tài)時最小。即S(g)〉S(l)〉S(s)

　　2、反應方向判斷依據(jù)

　　在溫度、壓強一定的條件下，化學反應的判讀依據(jù)為：

　　ΔH-TΔS〈0反應能自發(fā)進行

　　ΔH-TΔS=0反應達到平衡狀態(tài)

　　ΔH-TΔS〉0反應不能自發(fā)進行

　　注意：(1)ΔH為負，ΔS為正時，任何溫度反應都能自發(fā)進行

　　(2)ΔH為正，ΔS為負時，任何溫度反應都不能自發(fā)進行

　　第三章水溶液中的離子平衡

　　一、弱電解質(zhì)的電離

　　1、定義：電解質(zhì)：在水溶液中或熔化狀態(tài)下能導電的化合物,叫電解質(zhì)。

　　非電解質(zhì)：在水溶液中或熔化狀態(tài)下都不能導電的化合物。

　　強電解質(zhì)：在水溶液里全部電離成離子的電解質(zhì)。

　　弱電解質(zhì)：在水溶液里只有一部分分子電離成離子的電解質(zhì)。

　　2、電解質(zhì)與非電解質(zhì)本質(zhì)區(qū)別：

　　電解質(zhì)——離子化合物或共價化合物非電解質(zhì)——共價化合物

　　注意：①電解質(zhì)、非電解質(zhì)都是化合物②SO2、NH3、CO2等屬于非電解質(zhì)

　�、蹚婋娊赓|(zhì)不等于易溶于水的化合物(如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部電離，故BaSO4為強電解質(zhì))——電解質(zhì)的強弱與導電性、溶解性無關(guān)。

　　3、電離平衡：在一定的條件下，當電解質(zhì)分子電離成離子的速率和離子結(jié)合成時，電離過程就達到了平衡狀態(tài)，這叫電離平衡。

　　4、影響電離平衡的因素：

　　A、溫度：電離一般吸熱，升溫有利于電離。

　　B、濃度：濃度越大，電離程度越小;溶液稀釋時，電離平衡向著電離的方向移動。C、同離子效應：在弱電解質(zhì)溶液里加入與弱電解質(zhì)具有相同離子的電解質(zhì)，會減弱電離。D、其他外加試劑：加入能與弱電解質(zhì)的電離產(chǎn)生的某種離子反應的物質(zhì)時，有利于電離。

　　9、電離方程式的書寫：用可逆符號弱酸的電離要分布寫(第一步為主)

　　10、電離常數(shù)：在一定條件下，弱電解質(zhì)在達到電離平衡時，溶液中電離所生成的各種離子濃度的乘積，跟溶液中未電離的分子濃度的比是一個常數(shù)。叫做電離平衡常數(shù)，(一般用Ka表示酸，Kb表示堿。)

　　表示方法：ABA++B-Ki=[A+][B-]/[AB]

　　11、影響因素：

　　a、電離常數(shù)的大小主要由物質(zhì)的本性決定。

　　b、電離常數(shù)受溫度變化影響，不受濃度變化影響，在室溫下一般變化不大。

　　C、同一溫度下，不同弱酸，電離常數(shù)越大，其電離程度越大，酸性越強。如：H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO

　　二、水的電離和溶液的酸堿性

　　1、水電離平衡：:

　　水的離子積：KW=c[H+]•c[OH-]

　　25℃時,[H+]=[OH-]=10-7mol/L;KW=[H+]•[OH-]=1*10-14

　　注意：KW只與溫度有關(guān)，溫度一定，則KW值一定

　　KW不僅適用于純水，適用于任何溶液(酸、堿、鹽)

　　2、水電離特點：(1)可逆(2)吸熱(3)極弱

　　3、影響水電離平衡的外界因素：

　�、偎帷A：抑制水的電離KW〈1*10-14

　�、跍囟龋捍龠M水的電離(水的電離是吸熱的)

　�、垡姿獾柠}：促進水的電離KW〉1*10-14

　　4、溶液的酸堿性和pH：

　　(1)pH=-lgc[H+]

　　(2)pH的測定方法：

　　酸堿指示劑——甲基橙、石蕊、酚酞。

　　變色范圍：甲基橙3.1~4.4(橙色)石蕊5.0~8.0(紫色)酚酞8.2~10.0(淺紅色)

　　pH試紙—操作玻璃棒蘸取未知液體在試紙上，然后與標準比色卡對比即可。

　　注意：①事先不能用水濕潤PH試紙;②廣泛pH試紙只能讀取整數(shù)值或范圍

　　三、混合液的pH值計算方法公式

　　1、強酸與強酸的混合：(先求[H+]混：將兩種酸中的H+離子物質(zhì)的量相加除以總體積，再求其它)[H+]混=([H+]1V1+[H+]2V2)/(V1+V2)

　　2、強堿與強堿的混合：(先求[OH-]混：將兩種酸中的OH離子物質(zhì)的量相加除以總體積，再求其它)[OH-]混=([OH-]1V1+[OH-]2V2)/(V1+V2)(注意:不能直接計算[H+]混)

　　3、強酸與強堿的混合：(先據(jù)H++OH-==H2O計算余下的H+或OH-，①H+有余，則用余下的H+數(shù)除以溶液總體積求[H+]混;OH-有余，則用余下的OH-數(shù)除以溶液總體積求[OH-]混，再求其它)

　　四、稀釋過程溶液pH值的變化規(guī)律：

　　1、強酸溶液：稀釋10n倍時，pH稀=pH原+n(但始終不能大于或等于7)

　　2、弱酸溶液：稀釋10n倍時，pH稀〈pH原+n(但始終不能大于或等于7)

　　3、強堿溶液：稀釋10n倍時，pH稀=pH原-n(但始終不能小于或等于7)

　　4、弱堿溶液：稀釋10n倍時，pH稀〉pH原-n(但始終不能小于或等于7)

　　5、不論任何溶液，稀釋時pH均是向7靠近(即向中性靠近);任何溶液無限稀釋后pH均接近7

　　6、稀釋時，弱酸、弱堿和水解的鹽溶液的pH變化得慢，強酸、強堿變化得快。

　　五、強酸(pH1)強堿(pH2)混和計算規(guī)律w.w.w.zxxk.c.o.m

　　1、若等體積混合

　　pH1+pH2=14則溶液顯中性pH=7

　　pH1+pH2≥15則溶液顯堿性pH=pH2-0.3

　　pH1+pH2≤13則溶液顯酸性pH=pH1+0.3

　　2、若混合后顯中性

　　pH1+pH2=14V酸：V堿=1：1

　　pH1+pH2≠14V酸：V堿=1：10〔14-(pH1+pH2)〕

　　六、酸堿中和滴定：

　　1、中和滴定的原理

　　實質(zhì)：H++OH—=H2O即酸能提供的H+和堿能提供的OH-物質(zhì)的量相等。

　　2、中和滴定的操作過程：

　　(1)儀②滴定管的刻度，O刻度在上，往下刻度標數(shù)越來越大，全部容積大于它的最大刻度值，因為下端有一部分沒有刻度。滴定時，所用溶液不得超過最低刻度，不得一次滴定使用兩滴定管酸(或堿)，也不得中途向滴定管中添加。②滴定管可以讀到小數(shù)點后一位。

　　(2)藥品：標準液;待測液;指示劑。

　　(3)準備過程：

　　準備：檢漏、洗滌、潤洗、裝液、趕氣泡、調(diào)液面。(洗滌：用洗液洗→檢漏：滴定管是否漏水→用水洗→用標準液洗(或待測液洗)→裝溶液→排氣泡→調(diào)液面→記數(shù)據(jù)V(始)

　　(4)試驗過程

　　3、酸堿中和滴定的誤差分析

　　誤差分析：利用n酸c酸V酸=n堿c堿V堿進行分析

　　式中：n——酸或堿中氫原子或氫氧根離子數(shù);c——酸或堿的物質(zhì)的量濃度;

　　V——酸或堿溶液的體積。當用酸去滴定堿確定堿的濃度時，則：

　　c堿=

　　上述公式在求算濃度時很方便，而在分析誤差時起主要作用的是分子上的V酸的變化，因為在滴定過程中c酸為標準酸，其數(shù)值在理論上是不變的，若稀釋了雖實際值變小，但體現(xiàn)的卻是V酸的增大，導致c酸偏高;V堿同樣也是一個定值，它是用標準的量器量好后注入錐形瓶中的，當在實際操作中堿液外濺，其實際值減小，但引起變化的卻是標準酸用量的減少，即V酸減小，則c堿降低了;對于觀察中出現(xiàn)的誤差亦同樣如此。綜上所述，當用標準酸來測定堿的濃度時，c堿的誤差與V酸的變化成正比，即當V酸的實測值大于理論值時，c堿偏高，反之偏低。

　　同理，用標準堿來滴定未知濃度的酸時亦然。

　　七、鹽類的水解(只有可溶于水的鹽才水解)

　　1、鹽類水解：在水溶液中鹽電離出來的離子跟水電離出來的H+或OH-結(jié)合生成弱電解質(zhì)的反應。

　　2、水解的實質(zhì)：水溶液中鹽電離出來的離子跟水電離出來的H+或OH-結(jié)合,破壞水的電離，是平衡向右移動，促進水的電離。

　　3、鹽類水解規(guī)律：

　�、儆腥醪潘�，無弱不水解，越弱越水解;誰強顯誰性，兩弱都水解，同強顯中性。

　�、诙嘣跛岣�，濃度相同時正酸根比酸式酸根水解程度大，堿性更強。(如:Na2CO3>NaHCO3)

　　4、鹽類水解的特點：(1)可逆(與中和反應互逆)(2)程度小(3)吸熱

　　5、影響鹽類水解的外界因素：

　�、贉囟龋簻囟仍礁咚獬潭仍酱�(水解吸熱，越熱越水解)

　�、跐舛龋簼舛仍叫。獬潭仍酱�(越稀越水解)

　�、鬯釅A：促進或抑制鹽的水解(H+促進陰離子水解而抑制陽離子水解;OH-促進陽離子水解而抑制陰離子水解)

　　6、酸式鹽溶液的酸堿性：

　�、僦浑婋x不水解：如HSO4-顯酸性

　�、陔婋x程度>水解程度，顯酸性(如:HSO3-、H2PO4-)

　　③水解程度>電離程度，顯堿性(如：HCO3-、HS-、HPO42-)

　　7、雙水解反應：

　　(1)構(gòu)成鹽的陰陽離子均能發(fā)生水解的反應。雙水解反應相互促進，水解程度較大，有的甚至水解完全。使得平衡向右移。

　　(2)常見的雙水解反應完全的為：Fe3+、Al3+與AlO2-、CO32-(HCO3-)、S2-(HS-)、SO32-(HSO3-);S2-與NH4+;CO32-(HCO3-)與NH4+其特點是相互水解成沉淀或氣體。雙水解完全的離子方程式配平依據(jù)是兩邊電荷平衡，如：2Al3++3S2-+6H2O==2Al(OH)3↓+3H2S↑

　　8、鹽類水解的應用：

　　水解的應用實例原理

　　1、凈水

　　明礬凈水Al3++3H2OAl(OH)3(膠體)+3H+　2、去油污用熱堿水冼油污物品CO32-+H2OHCO3-+OH-

　　3、藥品的保存①配制FeCl3溶液時常加入少量鹽酸Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+

　�、谂渲芅a2CO3溶液時常加入少量NaOHCO32-+H2OHCO3-+OH-

　　4、制備無水鹽由MgCl2•6H2O制無水MgCl2在HCl氣流中加熱若不然，則：

　　MgCl2•6H2OMg(OH)2+2HCl+4H2O

　　Mg(OH)2MgO+H2O

　　5、泡沫滅火器用Al2(SO4)3與NaHCO3溶液混合Al3++3HCO3-=Al(OH)3↓+3CO2↑

　　6、比較鹽溶液中離子濃度的大小比較NH4Cl溶液中離子濃度的大小NH4++H2ONH3•H2O+H+

　　c(Cl-)>c(NH4+)>c(H+)>c(OH)-