高二化學(xué)選修4復(fù)習(xí)提綱
第一章 化學(xué)反應(yīng)與能量
一、焓變(ΔH) ： 反應(yīng)熱
1．反應(yīng)熱：一定條件下,一定物質(zhì)的量的反應(yīng)物之間完全反應(yīng)所放出或吸收的熱量
2．焓變(ΔH)的意義：在恒壓條件下進(jìn)行的化學(xué)反應(yīng)的熱效應(yīng)（1）.符號： △H（2）.單位：kJ/mol
3.產(chǎn)生原因：化學(xué)鍵斷裂——吸熱化學(xué)鍵形成——放熱
放出熱量的化學(xué)反應(yīng).(放熱>吸熱) △H 為“-”或△H 放熱）△H 為“+”或△H >0
☆ 常見的放熱反應(yīng)： ① 所有的燃燒反應(yīng) ② 酸堿中和反應(yīng)
③ 大多數(shù)的化合反應(yīng) ④ 金屬與酸的反應(yīng)
⑤ 生石灰和水反應(yīng) ⑥ 濃硫酸稀釋、氫氧化鈉固體溶解等
☆ 常見的吸熱反應(yīng)：① 晶體Ba(OH)2•8H2O與NH4Cl ② 大多數(shù)的分解反應(yīng)
③ 以H2、CO、C為還原劑的氧化還原反應(yīng) ④ 銨鹽溶解等
二、熱化學(xué)方程式
書寫化學(xué)方程式注意要點(diǎn):
①熱化學(xué)方程式必須標(biāo)出能量變化.
②熱化學(xué)方程式中必須標(biāo)明反應(yīng)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(xué)反應(yīng)方程式要指明反應(yīng)時(shí)的溫度和壓強(qiáng).
④熱化學(xué)方程式中的化學(xué)計(jì)量數(shù)可以是整數(shù),也可以是分?jǐn)?shù)
⑤各物質(zhì)系數(shù)加倍,△H加倍；反應(yīng)逆向進(jìn)行,△H改變符號,數(shù)值不變
三、燃燒熱
1．概念：25 ℃,101 kPa時(shí),1 mol純物質(zhì)完全燃燒生成穩(wěn)定的化合物時(shí)所放出的熱量.燃燒熱的單位用kJ/mol表示.
※注意以下幾點(diǎn)： ①研究條件：101 kPa ②反應(yīng)程度：完全燃燒,產(chǎn)物是穩(wěn)定的氧化物.
③燃燒物的物質(zhì)的量：1 mol④研究內(nèi)容：放出的熱量.（ΔH105時(shí),該反應(yīng)就進(jìn)行得基本完全了.
2、可以利用K值做標(biāo)準(zhǔn),判斷正在進(jìn)行的可逆反應(yīng)是否平衡及不平衡時(shí)向何方進(jìn)行建立平衡.（Q：濃度積）
Q〈 K:反應(yīng)向正反應(yīng)方向進(jìn)行;Q = K:反應(yīng)處于平衡狀態(tài) ;Q 〉K:反應(yīng)向逆反應(yīng)方向進(jìn)行
3、利用K值可判斷反應(yīng)的熱效應(yīng)
若溫度升高,K值增大,則正反應(yīng)為吸熱反應(yīng)
若溫度升高,K值減小,則正反應(yīng)為放熱反應(yīng)
＊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(yīng)達(dá)到平衡后,任何相同組分的百分含量均相同,這樣的化學(xué)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(yīng)前后氣體分子數(shù)改變的可逆反應(yīng)：必須要保證化學(xué)計(jì)量數(shù)之比與原來相同；同時(shí)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(yīng)前后氣體分子數(shù)不變的可逆反應(yīng)：只要反應(yīng)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(yīng)化學(xué)計(jì)量數(shù)之比相同即可視為等效平衡.
五、化學(xué)反應(yīng)進(jìn)行的方向
1、反應(yīng)熵變與反應(yīng)方向：
（1）熵:物質(zhì)的一個(gè)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(dǎo)致體系的熵增加,這叫做熵增加原理,也是反應(yīng)方向判斷的依據(jù)..
（3）同一物質(zhì),在氣態(tài)時(shí)熵值最大,液態(tài)時(shí)次之,固態(tài)時(shí)最小.即S(g)〉S(l)〉S(s)
2、反應(yīng)方向判斷依據(jù)
在溫度、壓強(qiáng)一定的條件下,化學(xué)反應(yīng)的判讀依據(jù)為：
ΔH-TΔS〈 0反應(yīng)能自發(fā)進(jìn)行
ΔH-TΔS = 0反應(yīng)達(dá)到平衡狀態(tài)
ΔH-TΔS 〉0反應(yīng)不能自發(fā)進(jìn)行
注意：（1）ΔH為負(fù),ΔS為正時(shí),任何溫度反應(yīng)都能自發(fā)進(jìn)行
（2）ΔH為正,ΔS為負(fù)時(shí),任何溫度反應(yīng)都不能自發(fā)進(jìn)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(dǎo)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(dǎo)電的化合物.
強(qiáng)電解質(zhì) ：在水溶液里全部電離成離子的電解質(zhì)\x09.
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) .
\x09
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(jià)化合物 非電解質(zhì)——共價(jià)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)
③強(qiáng)電解質(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(qiáng)電解質(zhì)）——電解質(zhì)的強(qiáng)弱與導(dǎo)電性、溶解性無關(guān).
3、電離平衡：在一定的條件下,當(dāng)電解質(zhì)分子電離成離子的速率和離子結(jié)合成分子的速率相同時(shí),電離過程就達(dá)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(shí),電離平衡向著電離的方向移動.
C、同離子效應(yīng)：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(yīng)的物質(zhì)時(shí),有利于電離.
5、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）
6、電離常數(shù)：在一定條件下,弱電解質(zhì)在達(dá)到電離平衡時(shí),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(gè)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：AB A++B-Ki=[ A+][ B-]/[AB]
7、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(qiáng).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(shí), [H+]=[OH-] =10-7 mol/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(diǎn)：（1）可逆 （2）吸熱 （3）極弱
3、影響水電離平衡的外界因素：\x09①酸、堿 ：抑制水的電離KW〈1*10-14
②溫度：促進(jìn)水的電離（水的電離是吸熱的）
③易水解的鹽：促進(jìn)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(biāo)準(zhǔn)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(jì)算方法公式
1、強(qiáng)酸與強(qiáng)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(qiáng)堿與強(qiáng)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(jì)算[H+]混)
3、強(qiáng)酸與強(qiáng)堿的混合：（先據(jù)H+ + OH- ==H2O計(jì)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(qiáng)酸溶液：稀釋10n倍時(shí),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(shí),pH稀 〈pH原+n（但始終不能大于或等于7）
3、強(qiáng)堿溶液：稀釋10n倍時(shí),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(shí),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(shí)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(shí),弱酸、弱堿和水解的鹽溶液的pH變化得慢,強(qiáng)酸、強(qiáng)堿變化得快.
五、強(qiáng)酸（pH1）強(qiáng)堿（pH2）混和計(jì)算規(guī)律w.w.w.k.s.5.u.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=14 V酸：V堿=1：1
pH1+pH2≠14V酸：V堿=1：1014-（pH1+pH2）
六、酸堿中和滴定：
1、中和滴定的原理：實(shí)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(biāo)數(shù)越來越大,全部容積大于它的最大刻度值,因?yàn)橄露擞幸徊糠譀]有刻度.滴定時(shí),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(diǎn)后一位.
（2）藥品：標(biāo)準(zhǔn)液；待測液；指示劑.
（3）準(zhǔn)備過程：準(zhǔn)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(biāo)準(zhǔn)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(yàn)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(jìn)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(dāng)用酸去滴定堿確定堿的濃度時(shí),則：c堿=
上述公式在求算濃度時(shí)很方便,而在分析誤差時(shí)起主要作用的是分子上的V酸的變化,因?yàn)樵诘味ㄟ^程中c酸為標(biāo)準(zhǔn)酸,其數(shù)值在理論上是不變的,若稀釋了雖實(shí)際值變小,但體現(xiàn)的卻是V酸的增大,導(dǎo)致c酸偏高；V堿同樣也是一個(gè)定值,它是用標(biāo)準(zhǔn)的量器量好后注入錐形瓶中的,當(dāng)在實(shí)際操作中堿液外濺,其實(shí)際值減小,但引起變化的卻是標(biāo)準(zhǔn)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(dāng)用標(biāo)準(zhǔn)酸來測定堿的濃度時(shí),c堿的誤差與V酸的變化成正比,即當(dāng)V酸的實(shí)測值大于理論值時(shí),c堿偏高,反之偏低.
同理,用標(biāo)準(zhǔn)堿來滴定未知濃度的酸時(shí)亦然.
七、鹽類的水解（只有可溶于水的鹽才水解）
1、鹽類水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(yīng).
2、水解的實(shí)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(jìn)水的電離.
3、鹽類水解規(guī)律：
①有 弱 才水解,無弱不水解,越弱越水解；誰強(qiáng)顯誰性,兩弱都水解,同強(qiáng)顯中性.
②多元弱酸根,濃度相同時(shí)正酸根比酸式酸根水解程度大,堿性更強(qiáng).(如:Na2CO3 ＞NaHCO3)
4、鹽類水解的特點(diǎn)：（1）可逆（與中和反應(yīng)互逆） （2）程度小 （3）吸熱
5、影響鹽類水解的外界因素：
①溫度：溫度越高水解程度越大 （水解吸熱,越熱越水解）
②濃度：濃度越小,水解程度越大（越稀越水解）
③酸堿：促進(jìn)或抑制鹽的水解（H+促進(jìn)陰離子 水解而抑制 陽離子水解；OH -促進(jìn)陽離子水解而抑制陰離子水解）
6、酸式鹽溶液的酸堿性：
①只電離不水如HSO4- 顯酸 性
②電離程度＞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(yīng)：
（1）構(gòu)成鹽的陰陽離子均能發(fā)生水解的反應(yīng).雙水解反應(yīng)相互促進(jìn),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(yīng)完全的為：Fe3+、Al3+與AlO2-、CO32-(HCO3-)、S2-(HS-)、SO32-(HSO3-)；S2-與NH4+；CO32-(HCO3-)與NH4+其特點(diǎn)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(yīng)用：
水解的應(yīng)用\x09實(shí)例\x09原理
1、凈水\x09明礬凈水\x09Al3++3H2OAl(OH)3(膠體)+3H+
2、去油污\x09用熱堿水冼油污物品\x09CO32-+H2OHCO3-+OH-
3、藥品的保存\x09①配制FeCl3溶液時(shí)常加入少量鹽酸\x09Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+
\x09②配制Na2CO3溶液時(shí)常加入少量NaOH\x09CO32-+H2OHCO3-+OH-
4、制備無水鹽\x09由MgCl2•6H2O制無水MgCl2 在HCl氣流中加熱\x09若不然,則：
MgCl2•6H2OMg(OH)2+2HCl+4H2O
Mg(OH)2 MgO+H2O
5、泡沫滅火器\x09用Al2(SO4)3與NaHCO3溶液混合\x09Al3++3HCO3-=Al(OH)3↓+3CO2↑
6、比較鹽溶液中離子濃度的大小\x09比較NH4Cl溶液中離子濃度的大小\x09NH4++H2ONH3•H2O+H+
c(Cl-)>c(NH4+)>c(H+)>c(OH)-
9、水解平衡常數(shù) （Kh）
對于強(qiáng)堿弱酸鹽：Kh =Kw/Ka(Kw為該溫度下水的離子積,Ka為該條件下該弱酸根形成的弱酸的電離平衡常數(shù))
對于強(qiáng)酸弱堿鹽：Kh =Kw/Kb（Kw為該溫度下水的離子積,Kb為該條件下該弱堿根形成的弱堿的電離平衡常數(shù)）
八、電離、水解方程式的書寫原則
1、多元弱酸（多元弱酸鹽）的電離（水解）的書寫原則：分步書寫
注意：不管是水解還是電離,都決定于第一步,第二步一般相當(dāng)微弱.
2、多元弱堿（多元弱堿鹽）的電離（水解）書寫原則：一步書寫
九、溶液中微粒濃度的大小比較
基本原則：抓住溶液中微粒濃度必須滿足的三種守恒關(guān)系：
①電荷守恒：任何溶液均顯電中 性,各陽離子濃度與其所帶電荷數(shù)的乘積之和＝各陰離子濃度與其所帶電荷數(shù)的乘積之和
②物料守恒: （即原子個(gè)數(shù)守恒或質(zhì)量守恒）某原子的總量(或總濃度)＝其以各種形式存在的所有微粒的量(或濃度)之和
③質(zhì)子守恒：即水電離出的H+濃度與OH-濃度相等.
十、難溶電解質(zhì)的溶解平衡
1、難溶電解質(zhì)的溶解平衡的一些常見知識
（1）溶解度小于0.01g的電解質(zhì)稱難溶電解質(zhì).
（2）反應(yīng)后離子濃度降至1*10-5以下的反應(yīng)為完全反應(yīng).如酸堿中和時(shí)[H+]降至10-7mol/LHg2+>Fe3+>Cu2+>H+（指酸電離的)>Pb2+>Sn2+>Fe2+>Zn2+>Al3+>Mg2+>Na+>Ca2+>K+
陰離子放電順序：是惰性電極時(shí)：S2->I->Br->Cl->OH->NO3->SO42-(等含氧酸根離子)>F-(SO32-/MnO4->OH-)
是活性電極時(shí)：電極本身溶解放電
注意先要看電極材料,是惰性電極還是活性電極,若陽極材料為活性電極（Fe、Cu)等金屬,則陽極反應(yīng)為電極材料失去電子,變成離子進(jìn)入溶液；若為惰性材料,則根據(jù)陰陽離子的放電順序,依據(jù)陽氧陰還的規(guī)律來書寫電極反應(yīng)式.
電解質(zhì)水溶液點(diǎn)解產(chǎn)物的規(guī)律
類型\x09電極反應(yīng)特點(diǎn)\x09實(shí)例\x09電解對象\x09電解質(zhì)濃度\x09pH\x09電解質(zhì)溶液復(fù)原
分解電解質(zhì)型\x09電解質(zhì)電離出的陰陽離子分別在兩極放電\x09HCl\x09電解質(zhì)\x09減小\x09增大\x09HCl
\x09\x09CuCl2\x09\x09\x09---\x09CuCl2
放H2生成堿型\x09陰極：水放H2生堿
陽極：電解質(zhì)陰離子放電\x09NaCl\x09電解質(zhì)和水\x09生成新電解質(zhì)\x09增大\x09HCl
放氧生酸型\x09陰極：電解質(zhì)陽離子放電
陽極：水放O2生酸\x09CuSO4\x09電解質(zhì)和水\x09生成新電解質(zhì)\x09減小\x09氧化銅
電解水型\x09陰極：4H+ + 4e- == 2H2 ↑
陽極：4OH- - 4e-= O2↑+ 2H2O\x09NaOH\x09水\x09增大\x09增大\x09水
\x09\x09H2SO4\x09\x09\x09減小\x09
\x09\x09Na2SO4\x09\x09\x09不變\x09
上述四種類型電解質(zhì)分類：
（1）電解水型：含氧酸,強(qiáng)堿,活潑金屬含氧酸鹽
（2）電解電解質(zhì)型：無氧酸,不活潑金屬的無氧酸鹽（氟化物除外）
（3）放氫生堿型：活潑金屬的無氧酸鹽
（4）放氧生酸型：不活潑金屬的含氧酸鹽