高中化學(xué)必修四知識點(diǎn)大全
高中化學(xué)必修四知識點(diǎn)大全
在現(xiàn)實(shí)學(xué)習(xí)生活中,看到知識點(diǎn),都是先收藏再說吧!知識點(diǎn)就是一些常考的內(nèi)容,或者考試經(jīng)常出題的地方。為了幫助大家掌握重要知識點(diǎn),以下是小編整理的高中化學(xué)必修四知識點(diǎn)大全,歡迎閱讀,希望大家能夠喜歡。
高中化學(xué)必修四知識點(diǎn)大全
一、焓變 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<0>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NH4Cl② 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):
、贌峄瘜W(xué)方程式必須標(biāo)出能量變化。
、跓峄瘜W(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)
、蹮峄瘜W(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)
、莞魑镔|(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
、诜磻(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 mol
④研究內(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(yīng)而生成1mol H2O,這時(shí)的反應(yīng)熱叫中和熱。 2.強(qiáng)酸與強(qiáng)堿的中和反應(yīng)其實(shí)質(zhì)是H+和OH-反應(yīng),其熱化學(xué)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(yīng)時(shí)的中和熱小于57.3kJ/mol。 4.中和熱的測定實(shí)驗(yàn) 五、蓋斯定律
1.內(nèi)容:化學(xué)反應(yīng)的反應(yīng)熱只與反應(yīng)的始態(tài)(各反應(yīng)物)和終態(tài)(各生成物)有關(guān),而與具體反應(yīng)進(jìn)行的途徑無關(guān),如果一個(gè)反應(yīng)可以分幾步進(jìn)行,則各分步反應(yīng)的反應(yīng)熱之和與該反應(yīng)一步完成的反應(yīng)熱是相同的。
第二章 化學(xué)反應(yīng)速率和化學(xué)平衡
一、化學(xué)反應(yīng)速率 1. 化學(xué)反應(yīng)速率(v)
⑴ 定義:用來衡量化學(xué)反應(yīng)的快慢,單位時(shí)間內(nèi)反應(yīng)物或生成物的物質(zhì)的量的變化 ⑵ 表示方法:單位時(shí)間內(nèi)反應(yīng)濃度的減少或生成物濃度的增加來表示
、 計(jì)算公式:v=Δc/Δt(υ:平均速率,Δc:濃度變化,Δt:時(shí)間)單位:mol/(L·s) ⑷ 影響因素:
① 決定因素(內(nèi)因):反應(yīng)物的性質(zhì)(決定因素) ② 條件因素(外因):反應(yīng)所處的條件
2.
※注意:(1)、參加反應(yīng)的物質(zhì)為固體和液體,由于壓強(qiáng)的變化對濃度幾乎無影響,可以認(rèn)為反應(yīng)速率不變。
(2)、惰性氣體對于速率的影響
、俸銣睾闳輹r(shí):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(yīng)速率不變
、诤銣睾泱w時(shí):充入惰性氣體→體積增大→各反應(yīng)物濃度減小→反應(yīng)速率減慢 二、化學(xué)平衡 (一)1.定義:
化學(xué)平衡狀態(tài):一定條件下,當(dāng)一個(gè)可逆反應(yīng)進(jìn)行到正逆反應(yīng)速率相等時(shí),更組成成分濃度不再改變,達(dá)到表面上靜止的一種“平衡”,這就是這個(gè)反應(yīng)所能達(dá)到的限度即化學(xué)平衡狀態(tài)。 2、化學(xué)平衡的特征 逆(研究前提是可逆反應(yīng))
等(同一物質(zhì)的正逆反應(yīng)速率相等) 動(動態(tài)平衡)
定(各物質(zhì)的濃度與質(zhì)量分?jǐn)?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(yīng)達(dá)到平衡狀態(tài)的方法和依據(jù)
。ǘ┯绊懟瘜W(xué)平衡移動的因素
1、濃度對化學(xué)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(yīng)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(yīng)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_
高中化學(xué)選修四篇二:高中化學(xué)選修4知識點(diǎn)歸納總結(jié)
高中化學(xué)選修4知識點(diǎn)歸納總結(jié)
第一章 化學(xué)反應(yīng)與能量
一、焓變 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<0>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)
、 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):
、贌峄瘜W(xué)方程式必須標(biāo)出能量變化。
、跓峄瘜W(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)。
、軣峄瘜W(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)
、莞魑镔|(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
、诜磻(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 mol ④研究內(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(yīng)而生成1mol H2O,這時(shí)的反應(yīng)熱叫中和熱。
2.強(qiáng)酸與強(qiáng)堿的中和反應(yīng)其實(shí)質(zhì)是H+和OH-反應(yīng),其熱化學(xué)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(yīng)時(shí)的中和熱小于57.3kJ/mol。
4.中和熱的測定實(shí)驗(yàn) 五、蓋斯定律
1.內(nèi)容:化學(xué)反應(yīng)的反應(yīng)熱只與反應(yīng)的始態(tài)(各反應(yīng)物)和終態(tài)(各生成物)有關(guān),而與具體反應(yīng)進(jìn)行的途徑無關(guān),如果一個(gè)反應(yīng)可以分幾步進(jìn)行,則各分步反應(yīng)的反應(yīng)熱之和與該反應(yīng)一步完成的反應(yīng)熱是相同的。
第二章 化學(xué)反應(yīng)速率和化學(xué)平衡
一、化學(xué)反應(yīng)速率 1. 化學(xué)反應(yīng)速率(v)
、 定義:用來衡量化學(xué)反應(yīng)的快慢,單位時(shí)間內(nèi)反應(yīng)物或生成物的物質(zhì)的量的變化 ⑵ 表示方法:單位時(shí)間內(nèi)反應(yīng)濃度的減少或生成物濃度的增加來表示
、 計(jì)算公式:v=Δc/Δt(υ:平均速率,Δc:濃度變化,Δt:時(shí)間)單位:mol/(L?s) ⑷ 影響因素:
、 決定因素(內(nèi)因):反應(yīng)物的性質(zhì)(決定因素) ② 條件因素(外因):反應(yīng)所處的條件
※注意:
(1)、參加反應(yīng)的物質(zhì)為固體和液體,由于壓強(qiáng)的變化對濃度幾乎無影響,可以認(rèn)為反應(yīng)速率不變。
。2)、惰性氣體對于速率的影響
、俸銣睾闳輹r(shí):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(yīng)速率不變 ②恒溫恒體時(shí):充入惰性氣體→體積增大→各反應(yīng)物濃度減小→反應(yīng)速率減慢 二、化學(xué)平衡 (一)
1.定義:
化學(xué)平衡狀態(tài):一定條件下,當(dāng)一個(gè)可逆反應(yīng)進(jìn)行到正逆反應(yīng)速率相等時(shí),更組成成分濃度不再改變,達(dá)到表面上靜止的一種“平衡”,這就是這個(gè)反應(yīng)所能達(dá)到的限度即化學(xué)平衡狀態(tài)。
2、化學(xué)平衡的特征
逆(研究前提是可逆反應(yīng))
等(同一物質(zhì)的正逆反應(yīng)速率相等) 動(動態(tài)平衡)
定(各物質(zhì)的濃度與質(zhì)量分?jǐn)?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(yīng)達(dá)到平衡狀態(tài)的方法和依據(jù)
。ǘ┯绊懟瘜W(xué)平衡移動的因素
1、濃度對化學(xué)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(yīng)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(yīng)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(jìn)行的反應(yīng),如果稀釋溶液,反應(yīng)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(xué)平衡向反應(yīng)方程式中化學(xué)計(jì)量數(shù)之和大的方向移動。
2、溫度對化學(xué)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(xué)平衡向著吸熱反應(yīng)方向移動,溫度降低會使化學(xué)平衡向著放熱反應(yīng)方向移動。
3、壓強(qiáng)對化學(xué)平衡移動的影響
影響規(guī)律:其他條件不變時(shí),增大壓強(qiáng),會使平衡向著體積縮小方向移動;減小壓強(qiáng),會使平衡向著體積增大方向移動。 注意:
(1)改變壓強(qiáng)不能使無氣態(tài)物質(zhì)存在的化學(xué)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(xué)平衡移動規(guī)律相似 4.催化劑對化學(xué)平衡的影響:由于使用催化劑對正反應(yīng)速率和逆反應(yīng)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(yīng)達(dá)到平衡所需的_時(shí)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(qiáng),濃度),平衡向著能夠減弱這種改變的方向移動。 三、化學(xué)平衡常數(shù)
。ㄒ唬┒x:在一定溫度下,當(dāng)一個(gè)反應(yīng)達(dá)到化學(xué)平衡時(shí),生成物濃度冪之積與反應(yīng)物濃度冪之積的比值是一個(gè)常數(shù)比值。符號:K
。ǘ┦褂没瘜W(xué)平衡常數(shù)K應(yīng)注意的問題:
1、表達(dá)式中各物質(zhì)的濃度是變化的濃度,不是起始濃度也不是物質(zhì)的量。
2、K只與溫度(T)關(guān),與反應(yīng)物或生成物的濃度無關(guān)。
3、反應(yīng)物或生產(chǎn)物中有固體或純液體存在時(shí),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(jìn)行的反應(yīng),如有水參加,水的濃度不必寫在平衡關(guān)系式中。
。ㄈ┗瘜W(xué)平衡常數(shù)K的應(yīng)用:
1、化學(xué)平衡常數(shù)值的大小是可逆反應(yīng)進(jìn)行程度的標(biāo)志。K應(yīng)進(jìn)行的程度越大,即該反應(yīng)進(jìn)行得越完全,反應(yīng)物轉(zhuǎn)化率越高。反之,則相反。
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)。
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);旌臀镂镔|(zhì)
強(qiáng)電解質(zhì): 強(qiáng)酸,強(qiáng)堿,大多數(shù)鹽 。如HCl、NaOH、NaCl、BaSO4
純凈物
弱電解質(zhì): 弱酸,弱堿,極少數(shù)鹽,水 。如HClO、NH3·H2O、Cu(OH)2、H2O??
化合物
非電解質(zhì):非金屬氧化物,大部分有機(jī)物。如SO3、CO2、C6H12O6、CCl4、CH2=CH2??
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)
、蹚(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 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。蝗芤合♂寱r(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。
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(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:ABA+BKi=[ 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(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--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:
、偎、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。
高中化學(xué)選修四篇三:高中化學(xué)選修4知識點(diǎn)分類總結(jié)
化學(xué)選修4化學(xué)反應(yīng)與原理
章節(jié)知識點(diǎn)梳理
第一章 化學(xué)反應(yīng)與能量
一、焓變 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<0
吸收熱量的化學(xué)反應(yīng)。(吸熱>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NH4Cl② 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):
、贌峄瘜W(xué)方程式必須標(biāo)出能量變化。
、跓峄瘜W(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)
、蹮峄瘜W(xué)反應(yīng)方程式要指明反應(yīng)時(shí)的溫度和壓強(qiáng)。
、軣峄瘜W(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
、诜磻(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 mol
、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(yīng)而生成1mol H2O,
這時(shí)的反應(yīng)熱叫中和熱。
2.強(qiáng)酸與強(qiáng)堿的中和反應(yīng)其實(shí)質(zhì)是H+和OH-反應(yīng),其熱化學(xué)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(yīng)時(shí)的中和熱小于57.3kJ/mol。
4.中和熱的測定實(shí)驗(yàn)
五、蓋斯定律
1.內(nèi)容:化學(xué)反應(yīng)的反應(yīng)熱只與反應(yīng)的始態(tài)(各反應(yīng)物)和終態(tài)(各生成物)有關(guān),而與具體反應(yīng)進(jìn)行的途徑無關(guān),如果一個(gè)反應(yīng)可以分幾步進(jìn)行,則各分步反應(yīng)的反應(yīng)熱之和與該反應(yīng)一步完成的反應(yīng)熱是相同的。
第二章 化學(xué)反應(yīng)速率和化學(xué)平衡
一、化學(xué)反應(yīng)速率
1. 化學(xué)反應(yīng)速率(v)
、 定義:用來衡量化學(xué)反應(yīng)的快慢,單位時(shí)間內(nèi)反應(yīng)物或生成物的物質(zhì)的量的變化
、 表示方法:單位時(shí)間內(nèi)反應(yīng)濃度的減少或生成物濃度的增加來表示
、 計(jì)算公式:v=Δc/Δt(υ:平均速率,Δc:濃度變化,Δt:時(shí)間)單位:mol/(L·s)
、 影響因素:
① 決定因素(內(nèi)因):反應(yīng)物的性質(zhì)(決定因素)
、 條件因素(外因):反應(yīng)所處的條件
2.
※注意:(1)、參加反應(yīng)的物質(zhì)為固體和液體,由于壓強(qiáng)的變化對濃度幾乎無影響,可以認(rèn)為反應(yīng)速率不變。
(2)、惰性氣體對于速率的影響
、俸銣睾闳輹r(shí):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(yīng)速率不變
②恒溫恒體時(shí):充入惰性氣體→體積增大→各反應(yīng)物濃
度減小→反應(yīng)速率減慢
二、化學(xué)平衡
。ㄒ唬1.定義:
化學(xué)平衡狀態(tài):一定條件下,當(dāng)一個(gè)可逆反應(yīng)進(jìn)行到正逆反應(yīng)速率相等時(shí),更組成成分濃度不再改變,達(dá)到表面上靜止的一種“平衡”,這就是這個(gè)反應(yīng)所能達(dá)到的限度即化學(xué)平衡狀態(tài)。
2、化學(xué)平衡的特征 逆(研究前提是可逆反應(yīng))
等(同一物質(zhì)的正逆反應(yīng)速率相等)
動(動態(tài)平衡)
定(各物質(zhì)的濃度與質(zhì)量分?jǐn)?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(yīng)達(dá)到平衡狀態(tài)的方法和依據(jù)。
版權(quán)聲明:本文內(nèi)容由互聯(lián)網(wǎng)用戶自發(fā)貢獻(xiàn),該文觀點(diǎn)僅代表作者本人。本站僅提供信息存儲空間服務(wù),不擁有所有權(quán),不承擔(dān)相關(guān)法律責(zé)任。如發(fā)現(xiàn)本站有涉嫌抄襲侵權(quán)/違法違規(guī)的內(nèi)容, 請發(fā)送郵件至 yyfangchan@163.com (舉報(bào)時(shí)請帶上具體的網(wǎng)址) 舉報(bào),一經(jīng)查實(shí),本站將立刻刪除