高二化学选修4知识点总结

高二化学知识点总结

化学反应原理复习(一)

第1章、化学反应与能量转化

化学反应得实质就是反应物化学键得断裂与生成物化学键得形成,化学反应过程中伴随着能量得释放或吸收。

一、化学反应得热效应

1、化学反应得反应热

(1)反应热得概念:

当化学反应在一定得温度下进行时,反应所释放或吸收得热量称为该反应在此温度下得热效应,简称反应热。用符号Q表示。

(2)反应热与吸热反应、放热反应得关系。

Q＞0时,反应为吸热反应;Q＜0时,反应为放热反应。

(3)反应热得测定

测定反应热得仪器为量热计,可测出反应前后溶液温度得变化,根据体系得热容可计算出反应热,计算公式如下: Q＝－C(T2－T1)

式中C表示体系得热容,T1、T2分别表示反应前与反应后体系得温度。实验室经常测定中与反应得反应热。

2、化学反应得焓变

(1)反应焓变

物质所具有得能量就是物质固有得性质,可以用称为“焓”得物理量来描述,符号为H,单位为kJ·mol-1。

反应产物得总焓与反应物得总焓之差称为反应焓变,用ΔH表示。

(2)反应焓变ΔH与反应热Q得关系。

对于等压条件下进行得化学反应,若反应中物质得能量变化全部转化为热能,则该反应得反应热等于反应焓变,其数学表达式为:Qp＝ΔH＝H(反应产物)－H(反应物)。

(3)反应焓变与吸热反应,放热反应得关系:

ΔH＞0,反应吸收能量,为吸热反应。

ΔH＜0,反应释放能量,为放热反应。

(4)反应焓变与热化学方程式:

把一个化学反应中物质得变化与反应焓变同时表示出来得化学方程式称为热化学方程式,如:H2(g)＋O2(g)＝

H2O(l);ΔH(298K)＝－285、8kJ·mol－1

书写热化学方程式应注意以下几点:

①化学式后面要注明物质得聚集状态:固态(s)、液态(l)、气态(g)、溶液(aq)。

②化学方程式后面写上反应焓变ΔH,ΔH得单位就是J·mol－1或 kJ·mol－1,且ΔH后注明反应温度。

③热化学方程式中物质得系数加倍,ΔH得数值也相应加倍。

3、反应焓变得计算

(1)盖斯定律

对于一个化学反应,无论就是一步完成,还就是分几步完成,其反应焓变一样,这一规律称为盖斯定律。

(2)利用盖斯定律进行反应焓变得计算。

常见题型就是给出几个热化学方程式,合并出题目所求得热化学方程式,根据盖斯定律可知,该方程式得ΔH为

上述各热化学方程式得ΔH得代数与。

(3)根据标准摩尔生成焓,Δf H mθ计算反应焓变ΔH。对任意反应:aA＋bB＝cC＋dD

ΔH＝［cΔf H mθ(C)＋dΔf H mθ(D)］－［aΔf H mθ(A)＋bΔf H mθ(B)］

二、电能转化为化学能——电解

1、电解得原理

(1)电解得概念:

在直流电作用下,电解质在两上电极上分别发生氧化反应与还原反应得过程叫做电解。电能转化为化学能得装置叫做电解池。

(2)电极反应:以电解熔融得NaCl为例:

阳极:与电源正极相连得电极称为阳极,阳极发生氧化反应:2Cl－→Cl2↑＋2e－。

阴极:与电源负极相连得电极称为阴极,阴极发生还原反应:Na＋＋e－→Na。

总方程式:2NaCl(熔)2Na＋Cl2↑

2、电解原理得应用

(1)电解食盐水制备烧碱、氯气与氢气。

阳极:2Cl－→Cl2＋2e－

阴极:2H＋＋e－→H2↑

总反应:2NaCl＋2H2O2NaOH＋H2↑＋Cl2↑

(2)铜得电解精炼。

粗铜(含Zn、Ni、Fe、Ag、Au、Pt)为阳极,精铜为阴极,CuSO4溶液为电解质溶液。

阳极反应:Cu→Cu2＋＋2e－,还发生几个副反应

Zn→Zn2＋＋2e－;Ni→Ni2＋＋2e－

Fe→Fe2＋＋2e－

Au、Ag、Pt等不反应,沉积在电解池底部形成阳极泥。

阴极反应:Cu2＋＋2e－→Cu

(3)电镀:以铁表面镀铜为例

待镀金属Fe为阴极,镀层金属Cu为阳极,CuSO4溶液为电解质溶液。

阳极反应:Cu→Cu2＋＋2e－

阴极反应: Cu2＋＋2e－→Cu

三、化学能转化为电能——电池

1、原电池得工作原理

(1)原电池得概念:

把化学能转变为电能得装置称为原电池。

(2)Cu－Zn原电池得工作原理:

如图为Cu－Zn原电池,其中Zn为负极,Cu为正极,构成闭合回路后得现象就是:Zn片逐渐溶解,Cu片上有气泡产生,电流计指针发生偏转。该原电池反应原理为:Zn失电子,负极反应为:Zn→Zn2＋＋2e－;Cu得电子,正极反应为:2H ＋＋2e－→H

2。电子定向移动形成电流。总反应为:Zn＋CuSO4＝ZnSO4＋Cu。

(3)原电池得电能

若两种金属做电极,活泼金属为负极,不活泼金属为正极;若一种金属与一种非金属做电极,金属为负极,非金属为正极。

2、化学电源

(1)锌锰干电池

负极反应:Zn→Zn2＋＋2e－;

正极反应:2NH4＋＋2e－→2NH3＋H2;

(2)铅蓄电池

负极反应:Pb＋SO42－PbSO4＋2e－

正极反应:PbO2＋4H＋＋SO42－＋2e－PbSO4＋2H2O

放电时总反应:Pb＋PbO2＋2H2SO4＝2PbSO4＋2H2O。

充电时总反应:2PbSO4＋2H2O＝Pb＋PbO2＋2H2SO4。

(3)氢氧燃料电池

负极反应:2H2＋4OH－→4H2O＋4e－

正极反应:O2＋2H2O＋4e－→4OH－

电池总反应:2H2＋O2＝2H2O

3、金属得腐蚀与防护

(1)金属腐蚀

金属表面与周围物质发生化学反应或因电化学作用而遭到破坏得过程称为金属腐蚀。

(2)金属腐蚀得电化学原理。

生铁中含有碳,遇有雨水可形成原电池,铁为负极,电极反应为:Fe→Fe2＋＋2e－。水膜中溶解得氧气被还原,正极反应为:O2＋2H2O＋4e－→4OH－,该腐蚀为“吸氧腐蚀”,总反应为:2Fe＋O2＋2H2O＝2Fe(OH)2,Fe(OH)2又立即被氧化:4Fe(OH)2＋2H2O＋O2＝4Fe(OH)3,Fe(OH)3分解转化为铁锈。若水膜在酸度较高得环境下,正极反应为:2H+＋2e－→H2↑,该腐蚀称为“析氢腐蚀”。

(3)金属得防护

金属处于干燥得环境下,或在金属表面刷油漆、陶瓷、沥青、塑料及电镀一层耐腐蚀性强得金属防护层,破坏原电池形成得条件。从而达到对金属得防护;也可以利用原电池原理,采用牺牲阳极保护法。也可以利用电解原理,采用外加电流阴极保护法。

第2章、化学反应得方向、限度与速率(1、2节)

原电池得反应都就是自发进行得反应,电解池得反应很多不就是自发进行得,如何判定反应就是否自发进行呢？

一、化学反应得方向

1、反应焓变与反应方向

放热反应多数能自发进行,即ΔH＜0得反应大多能自发进行。有些吸热反应也能自发进行。如NH4HCO3与CH3COOH 得反应。有些吸热反应室温下不能进行,但在较高温度下能自发进行,如CaCO3高温下分解生成CaO、CO2。

2、反应熵变与反应方向

熵就是描述体系混乱度得概念,熵值越大,体系混乱度越大。反应得熵变ΔS为反应产物总熵与反应物总熵之差。产生气体得反应为熵增加反应,熵增加有利于反应得自发进行。

3、焓变与熵变对反应方向得共同影响

ΔH－TΔS＜0反应能自发进行。

ΔH－TΔS＝0反应达到平衡状态。

ΔH－TΔS＞0反应不能自发进行。

在温度、压强一定得条件下,自发反应总就是向ΔH－TΔS＜0得方向进行,直至平衡状态。

二、化学反应得限度

1、化学平衡常数

(1)对达到平衡得可逆反应,生成物浓度得系数次方得乘积与反应物浓度得系数次方得乘积之比为一常数,该常数称为化学平衡常数,用符号K表示。

(2)平衡常数K得大小反映了化学反应可能进行得程度(即反应限度),平衡常数越大,说明反应可以进行得越完全。

(3)平衡常数表达式与化学方程式得书写方式有关。对于给定得可逆反应,正逆反应得平衡常数互为倒数。

(4)借助平衡常数,可以判断反应就是否到平衡状态:当反应得浓度商Q c与平衡常数K c相等时,说明反应达到平衡状态。

2、反应得平衡转化率

(1)平衡转化率就是用转化得反应物得浓度与该反应物初始浓度得比值来表示。如反应物A得平衡转化率得表达式为:

α(A)＝

(2)平衡正向移动不一定使反应物得平衡转化率提高。提高一种反应物得浓度,可使另一反应物得平衡转化率提高。

(3)平衡常数与反应物得平衡转化率之间可以相互计算。

3、反应条件对化学平衡得影响

(1)温度得影响

升高温度使化学平衡向吸热方向移动;降低温度使化学平衡向放热方向移动。温度对化学平衡得影响就是通过改变平衡常数实现得。

(2)浓度得影响

增大生成物浓度或减小反应物浓度,平衡向逆反应方向移动;增大反应物浓度或减小生成物浓度,平衡向正反应方向移动。

温度一定时,改变浓度能引起平衡移动,但平衡常数不变。化工生产中,常通过增加某一价廉易得得反应物浓度,来提高另一昂贵得反应物得转化率。

(3)压强得影响

ΔVg＝0得反应,改变压强,化学平衡状态不变。

ΔVg≠0得反应,增大压强,化学平衡向气态物质体积减小得方向移动。

(4)勒夏特列原理

由温度、浓度、压强对平衡移动得影响可得出勒夏特列原理:如果改变影响平衡得一个条件(浓度、压强、温度等)平衡向能够减弱这种改变得方向移动。

【例题分析】

例1、已知下列热化学方程式:

(1)Fe2O3(s)＋3CO(g)＝2Fe(s)＋3CO2(g) ΔH＝－25kJ/mol

(2)3Fe2O3(s)＋CO(g)＝2Fe3O4(s)＋CO2(g) ΔH＝－47kJ/mol

(3)Fe3O4(s)＋CO(g)＝3FeO(s)＋CO2(g) ΔH＝＋19kJ/mol

写出FeO(s)被CO还原成Fe与CO2得热化学方程式。

解析:依据盖斯定律:化学反应不管就是一步完成还就是分几步完成,其反应热就是相同得。我们可从题目中所给得有关方程式进行分析:从方程式(3)与方程式(1)可以瞧出有我们需要得有关物质,但方程式(3)必须通过方程式(2)有关物质才能与方程式(1)结合在一起。

将方程式(3)×2＋方程式(2);可表示为(3)×2＋(2)

得:2Fe3O4(s)＋2CO(g)＋3Fe2O3(s)＋CO(g)＝6FeO(s)＋2CO2(g)＋2Fe3O4(s)＋CO2(g);ΔH＝＋19kJ/mol×2＋(－47kJ/mol)

整理得方程式(4):Fe2O3(s)＋CO(g)＝2FeO(s)＋CO2(g);ΔH＝－3kJ/mol

将(1)－(4)得2CO(g)＝2Fe(s)＋3CO2(g)－2FeO(s)－CO2(g);ΔH＝－25kJ/mol－(－3kJ/mol)

整理得:FeO(s)＋CO(s)＝Fe(s)＋CO2(g);ΔH＝－11kJ/mol

答案:FeO(s)＋CO(s)＝Fe(s)＋CO2(g);ΔH＝－11kJ/mol

例2、熔融盐燃料电池具有高得发电效率,因而得到重视,可用Li2CO3与Na2CO3得熔融盐混合物作用电解质,CO 为阳极燃气,空气与CO2得混合气体为阴极助燃气,制得在650℃下工作得燃料电池,完成有关得电池反应式: 阳极反应式:2CO＋2CO32－→4CO2＋4e－

阴极反应式: ;

总电池反应式: 。

解析: 作为燃料电池,总得效果就就是把燃料进行燃烧。本题中CO为还原剂,空气中O2为氧化剂,电池总反应式为:2CO＋O2＝2CO2。用总反应式减去电池负极(即题目指得阳极)反应式,就可得到电池正极(即题目指得阴极)反应式:O2＋2CO2＋4e－＝2CO32－。

答案:O2＋2CO2＋4e－＝2CO32－;2CO＋O2＝2CO2

例3、下列有关反应得方向说法中正确得就是( )

A、放热得自发过程都就是熵值减小得过程。

B、吸热得自发过程常常就是熵值增加得过程。

C、水自发地从高处流向低处,就是趋向能量最低状态得倾向。

D、只根据焓变来判断化学反应得方向就是可以得。

解析:放热得自发过程可能使熵值减小、增加或无明显变化,故A错误。只根据焓变来判断反应进行得方向就是片面得,要用能量判据、熵判据组成得复合判据来判断,D错误。水自发地从高处流向低处,就是趋向能量最低状态得倾向就是正确得。有些吸热反应也可以自发进行。如在25℃与1、01×105Pa时,2N2O5(g)＝4NO2(g)＋O2(g);ΔH ＝56、7kJ/mol,(NH4)2CO3(s)＝NH4HCO3(s)＋NH3(g);ΔH＝74、9kJ/mol,上述两个反应都就是吸热反应,又都就是熵增得反应,所以B也正确。

答案:BC。

化学反应原理复习(二)

一、化学反应得速率

1、化学反应就是怎样进行得

(1)基元反应:能够一步完成得反应称为基元反应,大多数化学反应都就是分几步完成得。

(2)反应历程:平时写得化学方程式就是由几个基元反应组成得总反应。总反应中用基元反应构成得反应序列称为反应历程,又称反应机理。

(3)不同反应得反应历程不同。同一反应在不同条件下得反应历程也可能不同,反应历程得差别又造成了反应速率得不同。

2、化学反应速率

(1)概念:

单位时间内反应物得减小量或生成物得增加量可以表示反应得快慢,即反应得速率,用符号v表示。

(2)表达式:

(3)特点

对某一具体反应,用不同物质表示化学反应速率时所得得数值可能不同,但各物质表示得化学反应速率之比等于化学方程式中各物质得系数之比。

3、浓度对反应速率得影响

(1)反应速率常数(K)

反应速率常数(K)表示单位浓度下得化学反应速率,通常,反应速率常数越大,反应进行得越快。反应速率常数与浓度无关,受温度、催化剂、固体表面性质等因素得影响。

(2)浓度对反应速率得影响

增大反应物浓度,正反应速率增大,减小反应物浓度,正反应速率减小。

增大生成物浓度,逆反应速率增大,减小生成物浓度,逆反应速率减小。

(3)压强对反应速率得影响

压强只影响气体,对只涉及固体、液体得反应,压强得改变对反应速率几乎无影响。

压强对反应速率得影响,实际上就是浓度对反应速率得影响,因为压强得改变就是通过改变容器容积引起得。压缩容器容积,气体压强增大,气体物质得浓度都增大,正、逆反应速率都增加;增大容器容积,气体压强减小;气体物质得浓度都减小,正、逆反应速率都减小。

4、温度对化学反应速率得影响

(1)经验公式

阿伦尼乌斯总结出了反应速率常数与温度之间关系得经验公式:

式中A为比例系数,e为自然对数得底,R为摩尔气体常数量,Ea为活化能。

由公式知,当Ea＞0时,升高温度,反应速率常数增大,化学反应速率也随之增大。可知,温度对化学反应速率得影响与活化能有关。

(2)活化能Ea。

活化能Ea就是活化分子得平均能量与反应物分子平均能量之差。不同反应得活化能不同,有得相差很大。活化能 Ea值越大,改变温度对反应速率得影响越大。

5、催化剂对化学反应速率得影响

(1)催化剂对化学反应速率影响得规律:

催化剂大多能加快反应速率,原因就是催化剂能通过参加反应,改变反应历程,降低反应得活化能来有效提高反应速率。

(2)催化剂得特点:

催化剂能加快反应速率而在反应前后本身得质量与化学性质不变。

催化剂具有选择性。

催化剂不能改变化学反应得平衡常数,不引起化学平衡得移动,不能改变平衡转化率。

二、化学反应条件得优化——工业合成氨

1、合成氨反应得限度

合成氨反应就是一个放热反应,同时也就是气体物质得量减小得熵减反应,故降低温度、增大压强将有利于化学平衡向生成氨得方向移动。

2、合成氨反应得速率

(1)高压既有利于平衡向生成氨得方向移动,又使反应速率加快,但高压对设备得要求也高,故压强不能特别大。

(2)反应过程中将氨从混合气中分离出去,能保持较高得反应速率。

(3)温度越高,反应速率进行得越快,但温度过高,平衡向氨分解得方向移动,不利于氨得合成。

(4)加入催化剂能大幅度加快反应速率。

3、合成氨得适宜条件

在合成氨生产中,达到高转化率与高反应速率所需要得条件有时就是矛盾得,故应该寻找以较高反应速率并获

得适当平衡转化率得反应条件:一般用铁做催化剂 ,控制反应温度在700K左右,压强范围大致在1×107Pa～1×108Pa 之间,并采用N2与H2分压为1∶2、8得投料比。

第3章、物质在水溶液中得行为

一、水溶液

1、水得电离

H2O H＋＋OH－

水得离子积常数K W＝［H＋］［OH－］,25℃时,K W＝1、0×10－14mol2·L－2。温度升高,有利于水得电离, K W增大。

2、溶液得酸碱度

室温下,中性溶液:［H＋］＝［OH－］＝1、0×10－7mol·L－1,pH＝7

酸性溶液:［H＋］＞［OH－］,［ H＋］＞1、0×10－7mol·L－1,pH＜7

碱性溶液:［H＋］＜［OH－］,［OH－］＞1、0×10－7mol·L－1,pH＞7

3、电解质在水溶液中得存在形态

(1)强电解质

强电解质就是在稀得水溶液中完全电离得电解质,强电解质在溶液中以离子形式存在,主要包括强酸、强碱与绝大多数盐,书写电离方程式时用“＝”表示。

(2)弱电解质

在水溶液中部分电离得电解质,在水溶液中主要以分子形态存在,少部分以离子形态存在,存在电离平衡,主要包括弱酸、弱碱、水及极少数盐,书写电离方程式时用“”表示。

二、弱电解质得电离及盐类水解

1、弱电解质得电离平衡。

(1)电离平衡常数

在一定条件下达到电离平衡时,弱电解质电离形成得各种离子浓度得乘积与溶液中未电离得分子浓度之比为一常数,叫电离平衡常数。

弱酸得电离平衡常数越大,达到电离平衡时,电离出得H＋越多。多元弱酸分步电离,且每步电离都有各自得电离平衡常数,以第一步电离为主。

(2)影响电离平衡得因素,以CH3COOH CH3COO－＋H＋为例。

加水、加冰醋酸,加碱、升温,使CH3COOH得电离平衡正向移动,加入CH3COONa固体,加入浓盐酸,降温使CH3COOH 电离平衡逆向移动。

2、盐类水解

(1)水解实质

盐溶于水后电离出得离子与水电离得H＋或OH－结合生成弱酸或弱碱,从而打破水得电离平衡,使水继续电离,称为盐类水解。

(2)水解类型及规律

①强酸弱碱盐水解显酸性。

NH4Cl＋H2O NH3·H2O＋HCl

②强碱弱酸盐水解显碱性。

CH3COONa＋H2O CH3COOH＋NaOH

③强酸强碱盐不水解。

④弱酸弱碱盐双水解。

Al2S3＋6H2O＝2Al(OH)3↓＋3H2S↑

(3)水解平衡得移动

加热、加水可以促进盐得水解,加入酸或碱能抑止盐得水解,另外,弱酸根阴离子与弱碱阳离子相混合时相互促进水解。

三、沉淀溶解平衡

1、沉淀溶解平衡与溶度积

(1)概念

当固体溶于水时,固体溶于水得速率与离子结合为固体得速率相等时,固体得溶解与沉淀得生成达到平衡状态,称为沉淀溶解平衡。其平衡常数叫做溶度积常数,简称溶度积,用K sp表示。

PbI2(s)Pb2+(aq)＋2I－(aq)

K sp＝［Pb2＋］［I－］2＝7、1×10－9mol3·L－3

(2)溶度积K sp得特点

K sp只与难溶电解质得性质与温度有关,与沉淀得量无关,且溶液中离子浓度得变化能引起平衡移动,但并不改变溶度积。

K sp反映了难溶电解质在水中得溶解能力。

2、沉淀溶解平衡得应用

(1)沉淀得溶解与生成

根据浓度商Q c与溶度积K sp得大小比较,规则如下:

Q c＝K sp时,处于沉淀溶解平衡状态。

Q c＞K sp时,溶液中得离子结合为沉淀至平衡。

Q c＜K sp时,体系中若有足量固体,固体溶解至平衡。

(2)沉淀得转化

根据溶度积得大小,可以将溶度积大得沉淀可转化为溶度积更小得沉淀,这叫做沉淀得转化。沉淀转化实质为沉淀溶解平衡得移动。

四、离子反应

1、离子反应发生得条件

(1)生成沉淀

既有溶液中得离子直接结合为沉淀,又有沉淀得转化。

(2)生成弱电解质

主要就是H＋与弱酸根生成弱酸,或OH－与弱碱阳离子生成弱碱,或H＋与OH－生成H2O。

(3)生成气体

生成弱酸时,很多弱酸能分解生成气体。

(4)发生氧化还原反应

强氧化性得离子与强还原性离子易发生氧化还原反应,且大多在酸性条件下发生。

2、离子反应能否进行得理论判据

(1)根据焓变与熵变判据

对ΔH－TΔS＜0得离子反应,室温下都能自发进行。

(2)根据平衡常数判据

离子反应得平衡常数很大时,表明反应得趋势很大。

3、离子反应得应用

(1)判断溶液中离子能否大量共存

相互间能发生反应得离子不能大量共存,注意题目中得隐含条件。

(2)用于物质得定性检验

根据离子得特性反应,主要就是沉淀得颜色或气体得生成,定性检验特征性离子。

(3)用于离子得定量计算

常见得有酸碱中与滴定法、氧化还原滴定法。

(4)生活中常见得离子反应。

硬水得形成及软化涉及到得离子反应较多,主要有:

Ca2＋、Mg2＋得形成。

CaCO3＋CO2＋H2O＝Ca2＋＋2HCO3－

MgCO3＋CO2＋H2O＝Mg2＋＋2HCO3－

加热煮沸法降低水得硬度:

Ca2＋＋2HCO3－CaCO3↓＋CO2↑＋H2O

Mg2＋＋2HCO3－MgCO3↓＋CO2↑＋H2O

或加入Na2CO3软化硬水:

Ca2＋＋CO32－＝CaCO3↓,Mg2＋＋CO32－＝MgCO3↓

【例题分析】

例1、在一定条件下,将2mol/LSO2与1mol/LO2放入密闭容器中反应:2SO2＋O22SO3,在2s时测得物质得量浓度c(SO2)＝0、8mol/L。求用SO2、O2、SO3表示该反应得速率分别就是多少？

解析:根据化学反应速率得表示方法:

若用反应物表示:

则v(反应物)＝

若用生成物表示:

则v(生成物)＝

解: 2SO2(g) ＋O2(g)2SO3(g)

起始浓度: 2mol/L 1mol/L 0

变化浓度: 1、2mol/L 0、6mol/L 1、2mol/L

2s 末时浓度:0、8mol/L 0、4mol/L 1、2mol/L

例2、25℃下,在1、00L、0、30mol/LAgNO3溶液中加入0、50L、0、060mol/L得CaCl2溶液,能否生成AgCl 沉淀,生成AgCl得质量就是多少？最后溶液中c(Ag＋)为多少？

解析:(1)两溶液混合后离子被稀释

离子积Q sp＝c(Ag＋)·c(Cl－)＝0、020mol/L×0、040mol/L＝8、0×10－4(mol/L)2

查表可知K sp(AgCl)＝1、80×10－10

Q sp＞K sp(AgCl)

所以有AgCl生成。

则AgCl(s)Ag(aq) ＋Cl－(aq)

开始浓度(mol/L) 0、020 0、040

变化浓度(mol/L) 0、020－x 0、020－x

平衡浓度(mol/L) x 0、040－(0、02－x)

(2)因为c(Cl－)＞c(Ag＋),所以Cl－就是过量得,没有达到沉淀平衡时溶液中c(Ag＋)＝0、020mol/L

K sp(AgCl)＝x·［0、040－(0、02－x)］＝1、80×10－10

x＝9、0×10－9c(Ag＋)＝xmol/L＝9、0×10－9mol/L

析出AgCl质量为:

m(AgCl)＝(0、020－9、0×10－9)mol/L×1、50L×143、5g/mol＝4、3g

答:能生成AgCl沉淀,生成得AgCl得质量就是4、3g,最后溶液中c(Ag＋)就是9、0×10－9mol/L。

例3、有一包固体粉末,可能含有得离子有K＋、SO42－、Fe3＋、Na＋、Cl－、NO3－、S2－、 HCO3－。取试样加蒸馏水全部溶解,溶液呈无色透明,用硝酸酸化,无明显现象。取上述酸化后得溶液分别做以下两个实验:①先加入Ba(NO3)2溶液,无明显象,然后加入AgNO3溶液,有白色沉淀产生。②浓缩后加入铜片、浓硫酸共热,有红棕色气体产生。对试样进行焰色反应,火焰呈浅紫色。

试回答下列问题:

(1)这包粉末中肯定不存在得离子就是;肯定存在得离子就是。

(2)写出试验①中有关得离子方程式,实验②中得化学方程式。

解析:因溶液无色透明,肯定无Fe3＋,用硝酸酸化无明显现象,肯定无S2－与HCO3－。加Ba(NO3)2无现象说明没有SO42－;加AgNO3溶液有白色沉淀产生,说明存在Cl－;加铜片浓硫酸共热,有红棕色气体产生,也不能说明原溶液有NO3－,因为加硝酸酸化时引入了NO

－;焰色反应呈浅紫色说明有K＋。

3

答案:(1)Fe3＋、S2－、HCO3－、SO42－;Cl－、K＋;(2)Ag＋＋Cl－＝AgCl↓

KNO3＋H2SO4(浓)HNO3＋KHSO4; Cu＋4HNO3(浓)＝Cu(NO3)2＋2NO2↑＋2H2O

重点高中化学选修四总结

高中化学选修四总结 第1章、化学反应与能量转化 化学反应的实质是反应物化学键的断裂和生成物化学键的形成,化学反应过程中伴随着能量的 释放或吸收. 一、化学反应的热效应 1、化学反应的反应热 (1)反应热的概念： 当化学反应在一定的温度下进行时,反应所释放或吸收的热量称为该反应在此温度下的热效应, 简称反应热.用符号Q表示. ,式中 ,如： ②化学方程式后面写上反应焓变ΔH,ΔH的单位是J·mol－1或kJ·mol－1,且ΔH后注明反 应温度. ③热化学方程式中物质的系数加倍,ΔH的数值也相应加倍. 3、反应焓变的计算 (1)盖斯定律 对于一个化学反应,无论是一步完成,还是分几步完成,其反应焓变一样,这一规律称为盖斯定律. (2)利用盖斯定律进行反应焓变的计算. 常见题型是给出几个热化学方程式,合并出题目所求的热化学方程式,根据盖斯定律可知,该方程式的ΔH为上述各热化学方程式的ΔH的代数和. (3)根据标准摩尔生成焓,ΔfHmθ计算反应焓变ΔH. 对任意反应：aA＋bB＝cC＋dD ΔH＝［cΔfHmθ(C)＋dΔfHmθ(D)］－［aΔfHmθ(A)＋bΔfHmθ(B)］

二、电能转化为化学能——电解 1、电解的原理 (1)电解的概念： 在直流电作用下,电解质在两上电极上分别发生氧化反应和还原反应的过程叫做电解.电能转化 为化学能的装置叫做电解池. (2)电极反应：以电解熔融的NaCl为例： 阳极：与电源正极相连的电极称为阳极,阳极发生氧化反应：2Cl－→Cl2↑＋2e－. 阴极：与电源负极相连的电极称为阴极,阴极发生还原反应：Na＋＋e－→Na. 总方程式：2NaCl(熔)2Na＋Cl2↑ 2、电解原理的应用 (1)电解食盐水制备烧碱、氯气和氢气. . ,Cu Zn2＋＋2e－；Cu＝ 若两种金属做电极,活泼金属为负极,不活泼金属为正极；若一种金属和一种非金属做电极,金属 为负极,非金属为正极. 2、化学电源 (1)锌锰干电池 负极反应：Zn→Zn2＋＋2e－； 正极反应：2NH4＋＋2e－→2NH3＋H2； (2)铅蓄电池 负极反应：Pb＋SO42－PbSO4＋2e－ 正极反应：PbO2＋4H＋＋SO42－＋2e－PbSO4＋2H2O 放电时总反应：Pb＋PbO2＋2H2SO4＝2PbSO4＋2H2O. 充电时总反应：2PbSO4＋2H2O＝Pb＋PbO2＋2H2SO4. (3)氢氧燃料电池

人教版高中化学选修四知识点总结

化学选修4化学反应与原理 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(ΔH)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/mol 3.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<0 吸收热量的化学反应。（吸热>放热）△H为“+”或△H>0 ☆常见的放热反应：①所有的燃烧反应②酸碱中和反应③大多数的化合反应④金属与酸的反应⑤生石灰和水反应⑥浓硫酸稀释、氢氧化钠固体溶解等 ☆常见的吸热反应：①晶体Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl②大多数的分解反应 ③以H2、CO、C为还原剂的氧化还原反应④铵盐溶解等 二、热化学方程式 书写化学方程式注意要点: ①热化学方程式必须标出能量变化。 ②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） ③热化学反应方程式要指明反应时的温度和压强。 ④热化学方程式中的化学计量数可以是整数，也可以是分数 ⑤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： ①研究条件：101kPa②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：1mol④研究内容：放出的热量。（ΔH<0，单位kJ/mol） 四、中和热 1．概念：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)ΔH=－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。 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=Δc/Δt（υ：平均速率，Δc：浓度变化，Δt：时间）单位：mol/（L·s）

高中化学选修四知识点汇总

高中化学选修四知识点汇总 【一】化学反应的焓变1、(1)反应焓变 物质所具有的能量是物质固有的性质，可以用称为“焓”的物理量来描述，符号为H，单位为kJ·mol。 反应产物的总焓与反应物的总焓之差称为反应焓变，用ΔH表示。 (2)反应焓变ΔH与反应热Q的关系。 对于等压条件下进行的化学反应，若反应中物质的能量变化全部转化为热能，则该反应的反应热等于反应焓变，其数学表达式为：Qp=ΔH=H(反应产物)-H(反应物)。 (3)反应焓变与吸热反应，放热反应的关系： ΔH>0，反应吸收能量，为吸热反应。 ΔH<0，反应释放能量，为放热反应。 (4)反应焓变与热化学方程式： 把一个化学反应中物质的变化和反应焓变同时表示出来的化学方程式称为热化学方程式，如：H2(g)+O2(g)=H2O(l);ΔH(298K)=-285.8kJ·mol 书写热化学方程式应注意以下几点： ①化学式后面要注明物质的聚集状态：固态(s)、液态(l)、气态 (g)、溶液(aq)。 ②化学方程式后面写上反应焓变ΔH，ΔH的单位是J·mol或kJ·mol，且ΔH后注明反应温度。

③热化学方程式中物质的系数加倍，ΔH的数值也相应加倍。 反应焓变的计算 (1)盖斯定律对于一个化学反应，无论是一步完成，还是分几步完成，其反应焓变一样，这一规律称为盖斯定律。 (2)利用盖斯定律进行反应焓变的计算。常见题型是给出几个热化学方程式，合并出题目所求的热化学方程式，根据盖斯定律可知，该方程式的ΔH为上述各热化学方程式的ΔH的代数和。 (3)根据标准摩尔生成焓，ΔfHm计算反应焓变ΔH。对任意反应：aA+bB=cC+dD θθθθΔH=[cΔfHm(C)+dΔfHm(D)]-[aΔfHm(A)+bΔfHm(B)] 2、化学电源 (1)锌锰干电池 负极反应：Zn→Zn2++2e-; 正极反应：2NH4++2e-→2NH3+H2; (2)铅蓄电池 负极反应：Pb+SO42-PbSO4+2e- 正极反应：PbO2+4H++SO42-+2e-PbSO4+2H2O 放电时总反应：Pb+PbO2+2H2SO4=2PbSO4+2H2O. 充电时总反应：2PbSO4+2H2O=Pb+PbO2+2H2SO4. (3)氢氧燃料电池 负极反应：2H2+4OH-→4H2O+4e- 正极反应：O2+2H2O+4e-→4OH-

(新人教版)高二化学选修4期中考试试题附答案

（新人教版）高二化学选修4期中考试试题附答案 可能用到的相对原子质量： H 1 C 12 N 14 O 16 Na 23 Al 27 S 32 Cl 一、单项选择题（本题包括9小题，每小题3分，共27分。每小题只是一个 ．．．．选项符合题意）1、在25℃、101 kPa下，1 g甲醇燃烧生成CO2和液态水时放热 kJ,下列热化学方程式正确的是（） （l）+O2（g）===CO2（g）+2H2O（l）；ΔH=+ kJ/mol （l）+3O2（g）===2CO2（g）+4H2O（l）；ΔH=－1452 kJ/mol （l）+3O2（g）===2CO2（g）+4H2O（l）；ΔH=－ kJ/mol （l）+3O2（g）===2CO2（g）+4H2O（l）；ΔH=+1452 kJ/mol 2、已知反应：①101kPa时，2C(s)+O2(g)==2CO(g)；ΔH=-221 kJ/mol ②稀溶液中，H+(aq)+OHˉ(aq)==H2O(l)；ΔH= kJ/mol 下列结论正确的是 A.碳的燃烧热大于 kJ/mol B.①的反应热为221 kJ/mol C.稀硫酸与稀NaOH溶液反应的中和热为 kJ/mol D.稀醋酸与稀NaOH溶液反应生成1 mol水，放出 kJ热量 3、将a g块状碳酸钙跟足量盐酸反应，反应物损失的质量随时间的变化曲线如下图的实线所示。在相同的条件下，将b g（a＞b）粉末状碳酸钙与同浓度盐酸反应，则相应的曲线（图中虚线所示）正确的是（） 4.在密闭容器中，一定条件下，进行如下反应：NO（g）＋CO(g)1/2N2（g）＋CO2（g）；ΔH＝－ kJ/mol，达到平衡后，为提高该反应的速率和NO的转化率，采取的正确措施是( ) A 加催化剂同时升高温度 B 加催化剂同时增大压强 C 升高温度同时充入N2 D 降低温度同时增大压强 5、对可逆反应4NH3(g) + 5O2(g) 4NO(g) + 6H2O(g)，下列叙述正确的是 A.达到化学平衡时，4v正（O2） = 5v逆（NO） B.若单位时间内生成x mol NO的同时，消耗x mol NH3，则反应达到平衡状态

高中化学选修4知识点归纳总结

高中化学选修4知识点归纳总结 高中化学选修4知识点归纳总结 高中化学选修4知识 化学守恒 守恒是化学反应过程中所遵循的基本原则，在水溶液中的化学反应，会存在多种守恒关系，如电荷守恒、物料守恒、质子守恒等。 1.电荷守恒关系： 电荷守恒是指电解质溶液中，无论存在多少种离子，电解质溶液必须保持电中性，即溶液中阳离子所带的正电荷总数与阴离子所带的负电荷总数相等，用离子浓度代替电荷浓度可列等式。常用于溶液中离子浓度大小的比较或计算某离子的浓度等，例如： ①在NaHCO3溶液中：c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+2c(CO32-)+c(HCO3-); ②在(NH4)2SO4溶液中：c(NH4+)+c(H+)=c(OH-)+c(SO42—)。 2.物料守恒关系： 物料守恒也就是元素守恒，电解质溶液中由于电离或水解因素，离子会发生变化变成其它离子或分子等，但离子或分子中某种特定元素的原子的总数是不会改变的'。 可从加入电解质的化学式角度分析，各元素的原子存在守恒关系，要同时考虑盐本身的电离、盐的水解及离子配比关系。例如： ①在NaHCO3溶液中：c(Na+)=c(CO32-)+c(HCO3-)+c(H2CO3);

②在NH4Cl溶液中：c(Cl-)=c(NH4+)+c(NH3·H2O)。 3.质子守恒关系： 酸碱反应达到平衡时，酸(含广义酸)失去质子(H+)的总数等于碱(或广义碱)得到的质子(H+)总数，这种得失质子(H+)数相等的关系就称为质子守恒。 在盐溶液中，溶剂水也发生电离：H2OH++OH-，从水分子角度分析：H2O电离出来的H+总数与H2O电离出来的OH—总数相等(这里包括已被其它离子结合的部分)，可由电荷守恒和物料守恒推导，例如： ①在NaHCO3溶液中：c(OH-)=c(H+)+c(CO32-)+c(H2CO3); ②在NH4Cl溶液中：c(H+)=c(OH-)+c(NH3·H2O)。 综上所述，化学守恒的观念是分析溶液中存在的微粒关系的重要观念，也是解决溶液中微粒浓度关系问题的重要依据。 高中化学选修4必背知识 电解的原理 (1)电解的概念： 在直流电作用下,电解质在两上电极上分别发生氧化反应和还原反应的过程叫做电解.电能转化为化学能的装置叫做电解池. (2)电极反应：以电解熔融的NaCl为例： 阳极：与电源正极相连的电极称为阳极,阳极发生氧化反应：2Cl-→Cl2↑+2e-. 阴极：与电源负极相连的电极称为阴极,阴极发生还原反应：Na++e-→Na.

【最新】高中化学选修4知识点分类总结(1)

化学选修4化学反应与原理 章节知识点梳理 第一章化学反应与能量 一、焓变反应热 1．反应热：化学反应过程中所放出或吸收的热量，任何化学反应都有反应热， 因为任何化学反应都会存在热量变化，即要么吸热要么放热。反应热可以分为（燃烧热、中和热、溶解热） 2．焓变(ΔH)的意义：在恒压条件下进行的化学反应的热效应.符号：△H.单位：kJ/mol ，即：恒压下：焓变=反应热，都可用ΔH表示，单位都是kJ/mol。 3.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 <0 吸收热量的化学反应。（吸热>放热）△H 为“+”或△H >0 也可以利用计算△H来判断是吸热还是放热。△H=生成物所具有的总能量-反应物所具有的总能量=反应物的总键能-生成物的总键能 ☆常见的放热反应：①所有的燃烧反应②所有的酸碱中和反应③大多数的化合反应④金属与水或酸的反应⑤生石灰（氧化钙）和水反应⑥铝热反应等 ☆常见的吸热反应：①晶体Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl②大多数的分解反应③条件一般是加热或高温的反应 ☆区分是现象（物理变化）还是反应（生成新物质是化学变化），一般铵盐溶解是吸热现象，别的物质溶于水是放热。 4.能量与键能的关系：物质具有的能量越低，物质越稳定，能量和键能成反比。 5.同种物质不同状态时所具有的能量：气态>液态>固态 6.常温是指25，101.标况是指0,101.

二、热化学方程式 书写化学方程式注意要点: ①热化学方程式必须标出能量变化，即反应热△H，△H对应的正负号都不能省。 ②热化学方程式中必须标明反应物和生成物的聚集状态（s,l, g分别表示固态，液态，气态，水溶液中溶质用aq表示） ③热化学反应方程式不标条件，除非题中特别指出反应时的温度和压强。 ④热化学方程式中的化学计量数表示物质的量，不表示个数和体积，可以是整 数，也可以是分数 ⑤各物质系数加倍，△H加倍，即：△H和计量数成比例；反应逆向进行，△H 改变符号，数值不变。 6.表示意义：物质的量—物质—状态—吸收或放出*热量。 三、燃烧热 1．概念： 101 kPa时，1 mol纯物质完全燃烧生成稳定的氧化物（二氧化碳、二 氧化硫、液态水H2O）时所放出的热量。燃烧热的单位用kJ/mol表示。 ※注意以下几点： ①研究条件：101 kPa 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： 1 mol ④研究内容：放出的热量。（ΔH<0，单位kJ/mol） 2.燃烧热和中和热的表示方法都是有ΔH时才有负号。 3.石墨和金刚石的燃烧热不同。不同的物质燃烧热不同。

高中化学选修四重要的知识点

高中化学选修四重要的知识点 高中化学选修四重要的知识点 一、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 二、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。 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。 三、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)

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（人教版）高中化学选修四（全册）最全考点汇总（打印版） 考点1 用盖斯定律进行有关反应热的计算 【考点定位】本考点考查用盖斯定律进行有关反应热的计算, 巩固对盖斯定律的理解, 提升应用盖斯定律解决问题的能力, 重点是灵活应用盖斯定律. 【精确解读】 1．内容：化学反应不管是一步完成还是分几步完成, 其反应热是相同的；即化学反应热只与其反应的始态和终态有关, 而与具体反应进行的途径无关； 2．应用： a．利用总反应和一个反应确定另一个反应的热效应； b．热化学方程式之间可以进行代数变换等数学处理； 3．反应热与键能关系 ①键能：气态的基态原子形成1mol化学键释放的最低能量．键能既是形成1mol化学键所释 放的能量, 也是断裂1mol化学键所需要吸收的能量． ②由键能求反应热：反应热等于断裂反应物中的化学键所吸收的能量(为“+”)和形成生成 物中的化学键所放出的能量(为“-”)的代数和．即△H=反应物键能总和-生成物键能总和=∑E反-∑E生 ③常见物质结构中所含化学键类别和数目：1mol P4中含有6mol P-P键；1mol晶体硅中含 有2mol Si-Si键；1mol金刚石中含有2molC-C键；1mol二氧化硅晶体中含有4mol Si-O 键. 【精细剖析】 1．盖斯定律的使用方法：

①写出目标方程式； ②确定“过渡物质”(要消去的物质)； ③用消元法逐一消去“过渡物质”． 例如： ①Fe2O3(s)+3CO(g)=2Fe(s)+3CO2 △H1 ②3Fe2O3(s)+CO(g)=2Fe3O4(s)+CO2(g)△H2 ③Fe3O4(s)+CO(g)=3FeO(s)+CO2(g)△H3 求反应FeO(s)+CO(g)=Fe(s)+CO2(g)△H4的焓变 三个反应中, FeO、CO、Fe、CO2是要保留的, 而与这四种物质无关的Fe2O3、Fe3O4要通过方程式的叠加处理予以消去, 先②+③×2-①×3先消除Fe3O4, 再消除Fe2O3, 得到④6Fe(s)+6CO2(g)=6FeO(s)+6CO(g)△H5, ④逆过来得到 ⑤6FeO(s)+6CO(g)=6Fe(s)+6CO2(g)-△H5, 再进行⑤÷6, 得到△H4=-； 2．计算过程中的注意事项： ①热化学方程式可以进行方向改变, 方向改变时, 反应热数值不变, 符号相 反； ②热化学方程式中物质的化学计量数和反应热可以同时改变倍数； ③热化学方程式可以叠加, 叠加时, 物质和反应热同时叠加； ④当对反应进行逆向时, 反应热数值不变, 符号相反. 【典例剖析】己知：Mn(s)+O2(g)═MnO2(s)△H l S(s)+O2(g)═SO2(g)△H2 Mn(s)+S(s)+2O2(g)═MnSO4(s)△H3 则下列表述正确的是( ) A．△H2＞0 B．△H3＞△H1 C．Mn+SO2═MnO2+S△H=△H2-△H1 D．MnO2(s)+SO2(g)═MnSO4(s)△H═△H3-△H2-△H1 【答案】D

高二化学选修4知识点总结

高二化学知识点总结 化学反应原理复习（一） 第1章、化学反应与能量转化 化学反应的实质是反应物化学键的断裂和生成物化学键的形成，化学反应过程中伴随着能量的释放或吸收。 一、化学反应的热效应 1、化学反应的反应热 (1)反应热的概念： 当化学反应在一定的温度下进行时，反应所释放或吸收的热量称为该反应在此温度下的热效应，简称反应热。用符号Q表示。 (2)反应热与吸热反应、放热反应的关系。 Q＞0时，反应为吸热反应；Q＜0时，反应为放热反应。 (3)反应热的测定 测定反应热的仪器为量热计，可测出反应前后溶液温度的变化，根据体系的热容可计算出反应热，计算公式如下： Q＝－C(T2－T1) 式中C表示体系的热容，T1、T2分别表示反应前和反应后体系的温度。实验室经常测定中和反应的反应热。 2、化学反应的焓变 (1)反应焓变 物质所具有的能量是物质固有的性质，可以用称为“焓”的物理量来描述，符号为H，单位为kJ·mol-1。 反应产物的总焓与反应物的总焓之差称为反应焓变，用ΔH表示。 (2)反应焓变ΔH与反应热Q的关系。 对于等压条件下进行的化学反应，若反应中物质的能量变化全部转化为热能，则该反应的反应热等于反应焓变，其数学表达式为：Qp＝ΔH＝H(反应产物)－H(反应物)。 (3)反应焓变与吸热反应，放热反应的关系： ΔH＞0，反应吸收能量，为吸热反应。 ΔH＜0，反应释放能量，为放热反应。 (4)反应焓变与热化学方程式： 把一个化学反应中物质的变化和反应焓变同时表示出来的化学方程式称为热化学方程式，如：H2(g)＋O2(g)＝H2O(l)；ΔH(298K)＝－285.8kJ·mol－1 书写热化学方程式应注意以下几点： ①化学式后面要注明物质的聚集状态：固态(s)、液态(l)、气态(g)、溶液(aq)。 ②化学方程式后面写上反应焓变ΔH，ΔH的单位是J·mol－1或kJ·mol－1，且ΔH后注明反应温度。 ③热化学方程式中物质的系数加倍，ΔH的数值也相应加倍。 3、反应焓变的计算 (1)盖斯定律 对于一个化学反应，无论是一步完成，还是分几步完成，其反应焓变一样，这一规律称为盖斯定律。 (2)利用盖斯定律进行反应焓变的计算。 常见题型是给出几个热化学方程式，合并出题目所求的热化学方程式，根据盖斯定律可知，该方程式的ΔH为

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高二化学选修 4 知识点归纳总结大全 高二部分理科生可能觉得学习化学知识点归纳不重要，可一到考试就不知道怎么去复习了。为了方便大家的时间， 第 1 章、化学反应与能量转化 化学反应的实质是反应物化学键的断裂和生成物化学键的形 成，化学反应过程中伴随着能量的释放或吸收。 一、化学反应的热效应 1、化学反应的反应热 (1)反应热的概念： 当化学反应在一定的温度下进行时，反应所释放或吸收的热量 称为该反应在此温度下的热效应，简称反应热。用符号Q 表示。 (2)反应热与吸热反应、放热反应的关系。 Q0 时，反应为吸热反应;Q0 时，反应为放热反应。 (3)反应热的测定 测定反应热的仪器为量热计，可测出反应前后溶液温度的变化，根据体系的热容可计算出反应热，计算公式如下： Q=-C(T2-T1) 式中C 表示体系的热容，T1、T2 分别表示反应前和反应后体系的温度。实验室经常测定中和反应的反应热。 2、化学反应的焓变 (1)反应焓变 物质所具有的能量是物质固有的性质，可以用称为焓的物理量

来描述，符号为H，单位为kJmol-1。 反应产物的总焓与反应物的总焓之差称为反应焓变，用H 表示。 (2)反应焓变H 与反应热Q 的关系。 对于等压条件下进行的化学反应，若反应中物质的能量变化全 部转化为热能，则该反应的反应热等于反应焓变，其数学表达式为： Qp=H=H( 反应产物)-H( 反应物)。 (3)反应焓变与吸热反应，放热反应的关系： H0，反应吸收能量，为吸热反应。 H0，反应释放能量，为放热反应。 (4)反应焓变与热化学方程式： 把一个化学反应中物质的变化和反应焓变同时表示出来的化学 方程式称为热化学方程式，如：H2(g)+ O2(g)=H2O(l);H(298K)=-285.8kJmol-1 书写热化学方程式应注意以下几点： ①化学式后面要注明物质的聚集状态：固态(s)、液态(l)、气态 (g)、溶液(aq)。 ②化学方程式后面写上反应焓变H，H 的单位是Jmol-1 或kJmol-1，且H 后注明反应温度。 ③热化学方程式中物质的系数加倍，H 的数值也相应加倍。 3、反应焓变的计算 (1)盖斯定律 对于一个化学反应，无论是一步完成，还是分几步完成，其反

新人教版高中化学选修4知识点总结：第四章电化学基础

电化学基础 一、原电池 课标要求 1、掌握原电池的工作原理 2、熟练书写电极反应式和电池反应方程式 要点精讲 1、原电池的工作原理 （1）原电池概念：化学能转化为电能的装置，叫做原电池。 若化学反应的过程中有电子转移，我们就可以把这个过程中的电子转移设计成定向的移动，即形成电流。只有氧化还原反应中的能量变化才能被转化成电能；非氧化还原反应的能量变化不能设计成电池的形式被人类利用，但可以以光能、热能等其他形式的能量被人类应用。 （2）原电池装置的构成 ①有两种活动性不同的金属（或一种是非金属导体）作电极。 ②电极材料均插入电解质溶液中。 ③两极相连形成闭合电路。 （3）原电池的工作原理 原电池是将一个能自发进行的氧化还原反应的氧化反应和还原反应分别在原电池的负极和正极上发生，从而在外电路中产生电流。负极发生氧化反应，正极发生还原反应，简易记法：负失氧，正得还。 2、原电池原理的应用 （1）依据原电池原理比较金属活动性强弱 ①电子由负极流向正极，由活泼金属流向不活泼金属，而电流方向是由正极流向负极，二者是相反的。

②在原电池中，活泼金属作负极，发生氧化反应；不活泼金属作正极，发生还原反应。 ③原电池的正极通常有气体生成，或质量增加；负极通常不断溶解，质量减少。 （2）原电池中离子移动的方向 ①构成原电池后，原电池溶液中的阳离子向原电池的正极移动，溶液中的阴离子向原电池的负极移动； ②原电池的外电路电子从负极流向正极，电流从正极流向负极。 注：外电路：电子由负极流向正极，电流由正极流向负极； 内电路：阳离子移向正极，阴离子移向负极。 3、原电池正、负极的判断方法： （1）由组成原电池的两极材料判断 一般是活泼的金属为负极，活泼性较弱的金属或能导电的非金属为正极。 （2）根据电流方向或电子流动方向判断。 电流由正极流向负极；电子由负极流向正极。 （3）根据原电池里电解质溶液内离子的流动方向判断 在原电池的电解质溶液内，阳离子移向正极，阴离子移向负极。 （4）根据原电池两极发生的变化来判断 原电池的负极失电子发生氧化反应，其正极得电子发生还原反应。 （5）根据电极质量增重或减少来判断。 工作后，电极质量增加，说明溶液中的阳离子在电极（正极）放电，电极活动性弱；反之，电极质量减小，说明电极金属溶解，电极为负极，活动性强。 （6）根据有无气泡冒出判断 电极上有气泡冒出，是因为发生了析出H2的电极反应，说明电极为正极，活动性弱。 本节知识树

高中化学选修4知识点总结(详细版)知识讲解

化学选修4 化学反应与原理 第一章化学反应与能量 一、焓变反应热 1 ．反应热：化学反应过程中所放出或吸收的热量，任何化学反应都有反应热，因为任何化学反应都会存在热量变化，即要么吸热要么放热。反应热可以分为（燃烧热、中和热、溶解热） 2 .焓变（△ H）的意义：在恒压条件下进行的化学反应的热效应.符号：△ H.单位： kJ/mol ，即：恒压下：焓变二反应热，都可用△ H表示，单位都是kJ/mol。 3. 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 ＜0 吸收热量的化学反应。（吸热＞放热）△ H为“+”或厶H ＞0 也可以利用计算厶H来判断是吸热还是放热。△日=生成物所具有的总能量-反应物所具有的总能量=反应物的总键能-生成物的总键能☆常见的放热反应：① 所有的燃烧反应② 所有的酸碱中和反应③ 大多数的化合反应④ 金属与水或酸的反应⑤ 生石灰（氧化钙）和水反应⑥铝热反应等 ☆常见的吸热反应：① 晶体Ba（OH）? 8H2O与NH4C②大多数的分解反应③ 条件一般是加热或高温的反应 ☆区分是现象（物理变化）还是反应（生成新物质是化学变化），一般铵盐溶解是吸热现象，别的物质溶于水是放热。 4. 能量与键能的关系：物质具有的能量越低，物质越稳定，能量和键能成反比。 5. 同种物质不同状态时所具有的能量：气态＞液态＞固态 6. 常温是指25，101. 标况是指0,101. 7. 比较△ H时必须连同符号一起比较。 二、热化学方程式书写化学方程式注意要点:

①热化学方程式必须标出能量变化，即反应热△ H,A H对应的正负号都不能省。 ②热化学方程式中必须标明反应物和生成物的聚集状态（s,l, g 分别表示固态，液态，气态，水溶液中溶质用aq 表示） ③热化学反应方程式不标条件，除非题中特别指出反应时的温度和压强。 ④热化学方程式中的化学计量数表示物质的量，不表示个数和体积，可以是整数，也可以是分数 ⑤各物质系数加倍，△ H加倍，即：△ H和计量数成比例；反应逆向进行，△ H改变符号数值不变。 6. 表示意义：物质的量—物质—状态—吸收或放出*热量。 三、燃烧热 1．概念：101 kPa 时，1 mol 纯物质完全燃烧生成稳定的氧化物（二氧化碳、二氧化硫、液态水H2Q）时所放出的热量。燃烧热的单位用kJ/mol表示。 ※注意以下几点： ①研究条件：101 kPa 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：1 mol ④研究内容：放出的热量。（△ HvO,单位kJ/mol ） 2. 燃烧热和中和热的表示方法都是有△ H时才有负号。 3. 石墨和金刚石的燃烧热不同。不同的物质燃烧热不同。 四、中和热 1. 概念：在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应

高中化学选修4知识点总结(详细版)

化学选修 4 化学反应与原理 第一章化学反应与能量 一、焓变反应热 1 ．反应热：化学反应过程中所放出或吸收的热量，任何化学反应都有反应热，因为任 何化学反应都会存在热量变化，即要么吸热要么放热。反应热可以分为（燃烧热、中和热、溶解热） 2 ．焓变( ΔH)的意义：在恒压条件下进行的化学反应的热效应. 符号：△H.单位： kJ/mol ，即：恒压下：焓变=反应热，都可用ΔH表示，单位都是kJ/mol 。 3. 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 <0 吸收热量的化学反应。（吸热>放热）△H 为“+”或△H >0 也可以利用计算△H 来判断是吸热还是放热。△H=生成物所具有的总能量- 反应物所具有的总能量=反应物的总键能-生成物的总键能 ☆常见的放热反应：①所有的燃烧反应②所有的酸碱中和反应③大多数的化合反应④金属与水或酸的反应⑤生石灰（氧化钙）和水反应⑥铝热反应等 ☆常见的吸热反应：①晶体Ba(OH)2·8H2O 与NH4Cl②大多数的分解反应③条件一般是加 热或高温的反应 ☆区分是现象（物理变化）还是反应（生成新物质是化学变化），一般铵盐溶解是吸热现象，别的物质溶于水是放热。 4.能量与键能的关系：物质具有的能量越低，物质越稳定，能量和键能成反比。 5.同种物质不同状态时所具有的能量：气态>液态>固态 6. 常温是指25，101. 标况是指0,101.

7. 比较△H时必须连同符号一起比较。 二、热化学方程式 书写化学方程式注意要点: ①热化学方程式必须标出能量变化，即反应热△H，△H对应的正负号都不能省。 ②热化学方程式中必须标明反应物和生成物的聚集状态（s,l, g 分别表示固态，液态， 气态，水溶液中溶质用aq 表示） ③热化学反应方程式不标条件，除非题中特别指出反应时的温度和压强。 ④热化学方程式中的化学计量数表示物质的量，不表示个数和体积，可以是整数，也可 以是分数 ⑤各物质系数加倍，△H加倍，即：△H和计量数成比例；反应逆向进行，△H改变符号，数值不变。 6. 表示意义：物质的量—物质—状态—吸收或放出*热量。 三、燃烧热 1．概念：101 kPa 时，1 mol 纯物质完全燃烧生成稳定的氧化物（二氧化碳、二氧化硫、 液态水H2O）时所放出的热量。燃烧热的单位用kJ/mol 表示。 ※注意以下几点： ①研究条件：101 kPa 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： 1 mol ④研究内容：放出的热量。（ΔH<0，单位kJ/mol ）

化学选修四所有知识点总结

化学选修四所有知识点总结 2016-09-25 第1章、化学反应与能量转化 化学反应的实质是反应物化学键的断裂和生成物化学键的形成，化学反应过程中伴随着能量的释放或吸收。 一、化学反应的热效应 1、化学反应的反应热 (1) 反应热的概念： 当化学反应在一定的温度下进行时，反应所释放或吸收的热量称为该反应在此温度下的热效应，简称反应热。用符号Q表示。(2) 反应热与吸热反应、放热反应的关系。 Q> 0时，反应为吸热反应；C K 0时，反应为放热反应。 (3) 反应热的测定 测定反应热的仪器为量热计，可测出反应前后溶液温度的变化，根据体系的热容可计算出反应热，计算公式如下： Q=- CE—T1) 式中C表示体系的热容，T1、T2分别表示反应前和反应后体系的温度。实验室经常测定中和反应的反应热。 2、化学反应的焓变 (1) 反应焓变 物质所具有的能量是物质固有的性质，可以用称为“焓”的物理量来描述，符号为H单位为kJ ?mol-1。 反应产物的总焓与反应物的总焓之差称为反应焓变，用ΔH表示。 (2) 反应焓变ΔH与反应热Q的关系。 对于等压条件下进行的化学反应，若反应中物质的能量变化全部转化为热能，则该反应的反应热等于反应焓变，其数学表达式为：Qp=ΔH= H(反应产物)—H(反应物)。 (3) 反应焓变与吸热反应，放热反应的关系： ΔH> 0，反应吸收能量，为吸热反应。 ΔH< 0,反应释放能量，为放热反应。 (4) 反应焓变与热化学方程式： 把一个化学反应中物质的变化和反应焓变同时表示出来的化学方程式称为热化学方程式，如：H(g) + Q(g)= fθ(l) ; ΔH(298K)=- 285.8kJ ? mol -1 书写热化学方程式应注意以下几点： ①化学式后面要注明物质的聚集状态：固态(S)、液态(I)、气态(g)、溶液(aq)。 ②化学方程式后面写上反应焓变ΔH,ΔH的单位是J ?mol-1或kJ ?mol-1,且ΔH后注明反应温度。 ③热化学方程式中物质的系数加倍，ΔH 的数值也相应加倍。 3、反应焓变的计算 (1) 盖斯定律 对于一个化学反应，无论是一步完成，还是分几步完成，其反应焓变一样，这一规律称为盖斯定律。 (2) 利用盖斯定律进行反应焓变的计算。 常见题型是给出几个热化学方程式，合并出题目所求的热化学方程式，根据盖斯定律可知，该方程式的ΔH为上述各热化学方程式的ΔH的代数和。 (3) 根据标准摩尔生成焓，△ f H mθ计算反应焓变ΔHo 对任意反应：aA+ bB= cC+ dD

高二化学选修4知识点总结归纳五篇赏析

高二化学选修4知识点总结归纳五篇赏析 在高中选修四的化学的课本中，涉及了很多重要的知识点，内容也比较多，我们的学生要认真熟悉好选修四的化学内容，尤其是理科的学生。 高二化学选修4知识点总结1 电解的原理 (1)电解的概念： 在直流电作用下,电解质在两上电极上分别发生氧化反应和还原反应的过程叫做电解.电能转化为化学能的装置叫做电解池. (2)电极反应：以电解熔融的NaCl为例： 阳极：与电源正极相连的电极称为阳极,阳极发生氧化反应：2Cl-→Cl2↑+2e-. 阴极：与电源负极相连的电极称为阴极,阴极发生还原反应：Na++e-→Na. 总方程式：2NaCl(熔)2Na+Cl2↑ 2、电解原理的应用 (1)电解食盐水制备烧碱、氯气和氢气. 阳极：2Cl-→Cl2+2e- 阴极：2H++e-→H2↑ 总反应：2NaCl+2H2O2NaOH+H2↑+Cl2↑ (2)铜的电解精炼.

粗铜(含Zn、Ni、Fe、Ag、Au、Pt)为阳极,精铜为阴极,CuSO4溶液为电解质溶液. 阳极反应：Cu→Cu2++2e-,还发生几个副反应 Zn→Zn2++2e-;Ni→Ni2++2e- Fe→Fe2++2e- Au、Ag、Pt等不反应,沉积在电解池底部形成阳极泥. 阴极反应：Cu2++2e-→Cu (3)电镀：以铁表面镀铜为例 待镀金属Fe为阴极,镀层金属Cu为阳极,CuSO4溶液为电解质溶液. 阳极反应：Cu→Cu2++2e- 阴极反应：Cu2++2e-→Cu 高二化学选修4知识点总结2 一、同系物结构相似，在分子组成上相差一个或若干个CH2原子团的物质物质。同系物的判断要点：1、通式相同，但通式相同不一定是同系物。2、组成元素种类必须相同3、结构相似指具有相似的原子连接方式，相同的官能团类别和数目。结构相似不一定完全相同，如CH3CH2CH3和(CH3)4C，前者无支链，后者有支链仍为同系物。4、在分子组成上必须相差一个或几个CH2原子团，但通式相同组成上相差一个或几个CH2原子团不一定是同系物，如CH3CH2Br和CH3CH2CH2Cl都是卤代烃，且组成相差一个CH2原子团，但不是同系物。5、同分异构体之间不是同系物。

高中化学选修4第三章知识点分类总结

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。 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 注意：①电解质、非电解质都是化合物②SO2、NH3、CO2等属于非电解质 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、弱电解质的电离平衡：在一定的条件下，当弱电解质分子电离成离子的速率和离 子结合成分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态，这叫弱电解质的电离平衡。 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] K越大，弱电解质较易电离，其对应弱酸、弱碱较强。 H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO 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。 二、水的电离和溶液的酸碱性 1、水电离平衡：: 水的离子积：K W = c[H+]·c[OH-] 25℃时, [H+]=[OH-] =10-7 mol/L ; K W = [H+]·[OH-] = 1*10-14 注意：区分由水电离出的H+、OH-的浓度与水溶液中H+、OH-的浓度。 注意：K W只与温度有关，温度一定，则K W值一定 K W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 物质单质 化合物 电解质 非电解质：非金属氧化物，大部分有机物。如SO3、CO2、C6H12O6、CCl4、CH2=CH2 强电解质：强酸，强碱，大多数盐。如HCl、NaOH、NaCl、BaSO4 弱电解质：弱酸，弱碱，极少数盐，水。如HClO、NH3·H2O、Cu(OH)2、 H2O…… 混和物 纯净物

2018高二化学选修四期末复习题及答案

济源一中2016级周测化学试题（8） 注意：选择题涂在答题卡上，填空题写在答题卷上，最后交答题卡和答题卷。 一．选择题（共25小题） 1. 下列实验误差分析错误的是( ) A. 用湿润的pH试纸测稀碱液的pH，测定值偏小 B. 用容量瓶配制溶液，定容时俯视刻度线，所配溶液浓度偏小 C. 滴定前滴定管内无气泡，终点读数时有气泡，所测体积偏小 D. 测定中和反应的反应热时，将碱缓慢倒入酸中，所测温度值偏小 2. 已知下列热化学方程式： （1）CH3COOH(l)+2O2(g) =2CO2(g)+2H2O(l) ΔH1＝－870.3 kJ·mol-1 （2）C(s)+ O2(g) =CO2(g) △H2＝－393.5 kJ·mol-1 （3）H2 (g) +1/2O2 (g) =H2O(l) △H3＝－285.8 kJ·mol-1 则反应2C(s)+2H2 (g) +O2(g) =CH3COOH(l)的△H为（） A. －488.3 kJ·mol-1 B. －244.15 kJ·mol-1 C. +488.3 kJ·mol-1 D. +244.15 kJ·mol-1 3.下列有关物质分类的说法中，正确的是（） A．烧碱、冰醋酸、石墨均为电解质 B.液态HCl不导电，所以HCl不是电解质 C.BaSO4虽然难溶于水，但属于强电解质D．NH3溶于水形成的溶液能导电，所以NH3是电解质4．在密闭容器中，一定条件下进行如下反应2NO(g)+2CO(g)N2(g)+2CO2(g)，△H＝－373.2kJ·mol-1，达到平衡后，为提高该反应的速率和NO的转化率，采取的正确措施是（） A．加催化剂同时升高温度B．加催化剂同时增大压强 C．升高温度同时充入N2 D．降低温度同时增大压强 5．下列事实不能用勒夏特列原理解释的是（） A．FeCl3+3KSCN Fe(SCN)3+3KCl平衡体系中加入少量KSCN固体，溶液颜色加深 B．工业合成氨中，将氨气液化分离 C．A、B两支试管中分别加入等体积5%的H2O2溶液，在B试管中加入2～3滴FeCl3溶液，B中试管中产生气泡快 D．对于反应2NO2(g)N2O4(g) △H<0，升高温度可使体系颜色变深 6．设N A代表阿伏加德罗常数的数值，下列说法正确的是（） A．10 mL 20 mol?L﹣1浓硫酸与足量锌反应，转移电子数为0.2N A B．0.1 mol24Mg18O 晶体中所含中子总数为2.0 N A C．在标准状况下，2.8g N2和2.24L CO 所含电子数均为1.4N A D．1 L 1 mol?L﹣1的NaClO 溶液中含有ClO﹣的数目为N A