化学选修4整本书复习

回首过去展望未来也许我们年少轻狂也许我们曾经失败也许我们偶尔彷徨迷茫………………但是我们依旧坚强，为了梦想奋力奔跑一切皆有可能！！从改变自己开始！！只要功夫深，铁杵磨成针!!!化学反应原理复习第一章化学反应与能量转化第二章化学反应的方向、限度与速率第三章物质在水溶液中的行为原电池工作原理化学电源金属的电化学腐蚀与防护电解池工作原理化学反应中的热效应化学反应与能量变化化学能与电能的相互转化反应热焓变热化学方程式盖斯定律反应热的计算标准燃烧热中和热及其测定燃料的充分燃烧氯碱工业精炼铜冶炼活泼金属电镀一次电池二次电池燃料电池知识结构先把电路中的电子标出来放热反应：吸热反应：ΔH＜0或ΔH为“－”ΔH＞0或ΔH为“＋”放热反应物生成物能量反应过程△H＜0ΔH＝生成物能量－反应物能量吸热反应物生成物能量反应过程△H＞0一.反应热焓变∆Q>0∆Q<0放热反应吸热反应燃烧酸碱中和反应大多数化合反应金属与水或酸

C+CO2,C+H2O铵盐与碱的反应大多数分解反应2、常见的放热反应和吸热反应：1.反应C(石墨)C(金刚石)是吸热反应,由此可知（）A.石墨比金刚石更稳定

B.该反应的ΔH>0

C.金刚石比石墨稳定

D.金刚石和石墨不能相互转化AB

△H写在方程式的右边，用空格隔开，△H值“-”表示放热反应，△H值“+”表示吸热反应。单位“kJ/mol”。2.△H与测定条件有关，没有标明是指25℃，101KPa3.系数只表示物质的量，可以是分数。4.要注明反应物和生成物的聚集状态，通常用s、l、g、aq表示固体、液体、气体、稀溶液，不用标“↓、↑”。5.△H的值要与化学计量数相对应（正比例）。6.正反应若为放热反应，则其逆反应必为吸热反应，二者△H的符号相反而数值相等。二.热化学方程式注意①热化学方程式同乘以某一个数时,反应热数值也应该乘上该数;②热化学方程式相加减时,同种物质之间可以相加减,反应热也随之相加减;③将一个热化学方程式颠倒时,△H的“+”“-”号必须随之改变.

3.已知在25℃、101kPa下，1gC8H18(辛烷)燃烧生成二氧化碳和液态水时放出48.40kJ热量。表示上述反应的热化学方程式正确的是(

)

A、C8H18(l)+25/2O2(g)=8CO2(g)+9H2O(g)△H=-48.40kJ·mol-1B、C8H18(l)+25/2O2(g)=8CO2(g)+9H2O(l)△H=-5518kJ·mol-1C、C8H18(l)+25/2O2(g)=8CO2(g)+9H2O(l)△H=+5518kJ·mol-1D、C8H18(l)+25/2O2(g)=8CO2(g)+9H2O(l)△H=-48.40kJ·mol-1B2．已知在298K时下述反应的有关数据：C(s)+1/2O2(g)=CO(g)△H1=－110.5kJ·mol-1C(s)+O2(g)=CO2(g)

△H2=－393.5kJ·mol-1

则C(s)+CO2(g)=2CO(g)的△H为（）

A．+283.5kJ·mol-1B．+172.5kJ·mol-1

C．－172.5kJ·mol-1D．－504kJ·mol-1

B三.反应热的计算4.利用盖斯定律算

AB△H=△H1+△H2C△H△H1△H2［练习］50mL0.50mol/L盐酸与50mL0.55mol/LNaOH溶液在图示的装置中进行中和反应。通过测定反应过程中所放出的热量可计算中和热。回答下列问题：（1）从实验装置上看，图中尚缺少的一种玻璃用品是

。（2）烧杯间填满碎纸条的作用是

。（3）大烧杯上如不盖硬纸板，求得的中和热数值

（填“偏大”“偏小”“无影响”）。环形玻璃搅拌棒减少实验过程中的热量损失偏小四.中和热测定§1原电池§2化学电源§4金属的电化学腐蚀与防护电化学基础§3电解池氧化还原反应化学能转化为电能，自发进行电能转化为化学能，外界能量推动第二部分电化学知识结构四、原电池电解池的应用----可充电电池阴极：正极：还原反应极→得电子极→电子流入极放电：原电池充电：电解池负极：阳极：氧化反应极→电子流出极失电子极→氧化反应极失电子极→电子流出极→还原反应极得电子极电子流入极→几组概念的辨析⑴电离、电解⑵化学腐蚀、电化腐蚀⑶原电池、电解池⑷正极、负极；阳极、阴极⑸放电、充电⑹电镀、电解原电池和电解池知识比较表内容原电池电解池电极规定电极反应电子移动方向离子在池中移动方向能量转变较活泼金属或失电子、流出电子的一极为负极阴极：连接电源负极的一极负极发生氧化反应正极发生还原反应阳极发生氧化反应阴极发生还原反应负极→用电器→正极阳极→电源→阴极化学能变为电能电能变为化学能阳离子→正极阳离子→阴极

阳极：S2->I->Br->Cl->OH->含氧酸根>F-

ⅠⅡⅢⅣⅠ与Ⅲ区：电解本身型如CuCl2

、HClⅠ与Ⅳ区：放氢生碱型如NaClⅡ与Ⅲ区：放氧生酸型如CuSO4、AgNO3Ⅱ与Ⅳ区：电解水型如Na2SO4、H2SO4

、NaOH阴极：Ag+>Fe3+>Cu2+>H+>Fe2+>Zn2+>（H+）>Al3+>Mg2+>Na+电解规律（惰性电极）小结2.电解质溶液用惰性电极电解的规律

电解类型举例电极反应溶液变化溶液复原物质类别实例PHC浓度含氧酸H2SO4强碱NaOH活泼金属的含氧酸盐Na2SO4无氧酸HCl不活泼金属的无氧酸盐CuCl2活泼金属的无氧酸盐NaCl不活泼金属的含氧酸盐CuSO4阳极：4OH--4e-

=O2↑+2H2O阴极：4H++4e-=2H2↑减小增大不变增大H2O阳极：2Cl--2e-=Cl2↑阴极：2H++2e-=H2↑阳极：2Cl--2e-

=Cl2↑阴极：Cu2++2e-=Cu增大减小

HCl增大减小

CuCl2阳极：2Cl--2e-=Cl2↑阴极：2H++2e-=H2↑

增大生成新物质 HCl减小生成新物质 CuO阳极：4OH--4e-=O2↑+2H2O阴极：2Cu2++4e-=2Cu电解水分解电解质放氢生碱放氧生酸①电极：阳极——镀层金属阴极——待镀金属制品二、电解池的应用----电镀及氯碱工业待镀制品铜片硫酸铜溶液②电镀液：含有镀层金属离子的电解质溶液。③电解质溶液：溶液中CuSO4的浓度保持不变。1、电镀－+Cl2Cl2Cl—H2Na+H+OH—淡盐水NaOH溶液精制饱和NaCl溶液H2O（含少量NaOH）离子交换膜阳极金属钛网阴极碳钢网阳极室阴极室⒉氯碱工业原理2.铜的电解精炼粗铜含杂质(ZnFeNiAgAu等)纯铜粗铜阳极：

Zn→Zn2+＋2e-Fe→Fe2+＋2e-

Cu→Cu2+＋2e-

ZnFeCuAgAu阴极:

Cu2++2e-→Cu阳极泥问：电解完后，CuSO4溶液的浓度有何变化？CuSO4溶液3.原电池电极反应式的书写：

3．负极失电子所得氧化产物和正极得电子所得还原产物，与溶液的酸碱性有关（如＋4价的C在酸性溶液中以CO2形式存在，在碱性溶液中以CO32－形式存在）；2．分析两极反应物分别写出两极电极反应式，将两极的电极反应式的电子得失数配平后，相加得到总反应——加法

4．溶液中不存在O2－：在酸性溶液中它与H＋结合成H2O、在碱性或中性溶液中它与水结合成OH－；1.根据条件写出自发发生的氧化还原反应方程式，分析得、失电子的情况，写出正极或负极的电极反应式，总反应减去一极反应即得到另一极反应——减法2.对图中装置叙述错误的是（）A.甲是原电池，乙是电解池B.甲中溶液pH值将增大C.乙中[Cu2＋]保持不变D.甲中锌溶解的物质的量小于乙中阳极Cu溶解的物质的量ZnCuCuCu甲池：稀硫酸乙池：硫酸铜D练习练习与探究：从理论上分析判断，下图中A、B、C分别是什么池（电解池/电镀池/原电池）？并写出各池的电极名称、电极反应式和总反应式。ZnCuC1C2

A池：稀硫酸B池：氯化钠溶液

AgCu

C池：硝酸银溶液（A）（B）（C）（D）CuSO4AgNO3AgNO3NaHSO4AgCuCuCPtPtAgFe1.写出下列装置的电极反应式，并判断A、B、C溶液PH值的变化。巩固练习练习1：写出分别以稀硫酸、KOH溶液、熔融碳酸盐、固体氧化物为电解质时的氢氧燃料电池的电极反应式和总反应式。

酸性电解质：碱性电解质负极:2H2-4e-+4OH-=4H2O正极:O2+2H2O+4e-=4OH-总反应:2H2+O2=2H2O负极：2H2-4e-=4H+正极：O2+4H++4e-=2H2O总反应：2H2+O2=2H2O钢铁的析氢腐蚀和吸氧腐蚀比较Fe2O3·nH2O（铁锈）通常两种腐蚀同时存在，但以后者更普遍。析氢腐蚀吸氧腐蚀条件水膜呈酸性。水膜呈中性或酸性很弱。电极反应负极Fe(-)Fe-2e=Fe2+2Fe-4e=2Fe2+正极C(+)2H++2e－

=H2↑O2+2H2O+4e=4OH-总反应:Fe+2H+==Fe2+H2↑2Fe+2H2O+O2=2Fe(OH)24Fe(OH)2+2H2O+O2=4Fe(OH)3联系电解计算——电子守恒法例一：铂电极电解1LCu(NO3)2和KNO3混合溶液,通电一段时间,两极均产生11.2L(S.T.P)气体.求电解后溶液的pH,并确定析出铜的物质的量.解析：阳极4OH--4e-=2H2O+O2↑

阴极Cu2++2e-=Cu↓2H++2e-=H2↑

阳极转移电子的物质的量为:0.5×4=2mol,消耗4OH-2mol,即产生H+2mol.

阴极生成0.5molH2,消耗H+1mol;所以溶液中C(H+)=1mol/LpH=0

生成H2转移的电子:0.5×2=1mol,故还有1mole-

用于还原Cu2+,可析出铜为0.5mol.O2～2Cu～4Ag～4H＋～2H2～2Cl2～4OH－计算关系式：例二：用石墨电极电解100mLH2SO4与CuSO4的混合液，通电一段时间后，两极均收集到2.24L（标况）气体，则原混合液中Cu2+的物质的量浓度为（）

A.1mol/LB.2mol/LC.3mol/LD.4mol/LA阳极O2为0.1mol，电子为0.4mol则H2为0.1mol，所以Cu为0.1mol，浓度为A第二章化学反应速率和化学平衡复习平衡常数

表达式影响因素概念

意义表明反应进行程度化学平衡常数判断反应进行方向计算反应物转化率应用知识整合电离平衡常数溶度积常数t(s)﹍﹍﹍

2NO2N2O4+放热V’逆t1﹍﹍﹍（T↗）﹍﹍﹍t2v’正=v’逆新平衡旧平衡t(s)0t0﹍﹍﹍v(mol/L.s)v正=v逆化学平衡v正=v逆条件变（T、P、c）平衡破坏v正=v逆新条件新化学平衡v’正=v’逆V’正··(2)反应混合物中各组成成分的含量保持不变（浓度标志）：①各组成成分的质量、物质的量、分子数、体积（气体）、物质的量浓度均保持不变。②各组成成分的质量分数、物质的量分数、气体的体积分数均保持不变。③若反应前后的物质都是气体，且总体积不等，则气体的总物质的量、总压强（恒温、恒容）、平均摩尔质量、混合气体的密度（恒温、恒压）均保持不变。④反应物的转化率、产物的产率保持不变。化学平衡是动态平衡V逆′V正′新平衡V正V逆vt旧平衡t1t2t3t2～t3

：

v正＞v逆，平衡正向移动的过程t2时刻：随着反应的进行：t3时刻：

v正＝v逆，建立新的平衡c(反)又慢慢减小，v正慢慢减小，v逆慢慢增大v正突然增大，v逆不变c(反应物)突然增大，换个角度分析:对已建立的平衡体系从浓度的变化如何影响V正、V逆来解释浓度对平衡的影响(结合V-t图)2CrO42－＋2H＋

Cr2O72－＋H2O【典型计算】：

有关化学平衡的计算（1）可逆反应达到平衡后各物质的浓度变化关系：反应物：平衡浓度＝起始浓度—转化浓度生成物：平衡浓度＝起始浓度＋转化浓度（2）反应物的转化率转化率＝{反应物转化的物质的量（或浓度、体积）／反应物起始时的物质的量（或浓度、体积）}×100%

(3)计算模式

aA(g)＋bB(g)cC(g)＋dD(g)

起始时物质的量（mol)mn00

转化的物质的量(mol)axbxcxdx平衡时物质的量(mol)m－axn－bxcxdx根据已知条件列方程式计算。（4）注意：各起始量、变化量、平衡量的单位必须统一。一、化学反应速率1、

概念(1)表示方法：υ=(2)

单位：mol/(L·s)；mol/(L·min)(3)

相互关系：4NH3+5O2==4NO+6H2O(g)V(NH3):v(O2):v(NO):v(H2O)==4:5:4:6

2、

影响化学反应速率的因素(1)内因(主要影响因素)：反应物本身的性质(2)外因：浓度、温度、压强（特殊）、催化剂二、化学平衡（判断---重点）1、

可逆反应：同时、同一条件2、

动态平衡特征：等、定、平、动、变3、

影响平衡移动的因素：浓度、温度、压强4、

勒沙特列原理如果改变影响平衡的一个条件(如浓度、压强或温度)，平衡就向着能够减弱这种改变的方向移动。四、几种平衡图像mA(g)+nB(g)pC(g)+qD(g)；△H=-Q

⑴转化率－时间对于反应Q>0m+n>p+q⑵含量－时间图mA(g)+nB(g)pC(g)+qD(g)；△H=-Q

Q<0Q<0mA(g)+nB(g)pC(g)+qD(g)；△H=-Q

m+n>p+qm+n>p+q⑶转化率－温度－压强图mA(g)+nB(g)pC(g)+qD(g)；△H=-Q

m+n>p+qQ>0m+n<p+qQ<0六、化学平衡常数1、定义2、表达式对于一般可逆反应：温度一定时，则有为常数。3、平衡常数的意义4、应用

=Kc，反应达平衡状态，V(正)=V(逆)Qc

<Kc,反应向正反应方向进行，V(正)>V(逆)

>Kc,反应向逆反应方向进行，V(正)<V(逆)5、平衡转化率七、化学反应进行方向的判断

∆H-T∆S<0

自发进行

∆H-T∆S=0

平衡状态

∆H-T∆S>0

不能自发进行。△S越大，越有利于反应自发进行第三章物质在水溶液中的行为自身电离溶剂认识物质在水溶液中的行为加入多种电解质水溶液加入一种电解质水溶液水物质的存在形态电离、水解平衡沉淀溶解平衡离子反应化合物电解质非电解质强电解质弱电解质强酸：HCl、H2SO4、HNO3、HClO4、HBr、HI强碱：NaOH、Ca（OH）2、Ba（OH）2、KOH、RbOH……大部分盐：NaCl、NH4Cl、BaSO4……活泼金属的氧化物：Na2O、MgO、Al2O3……弱酸：HF、HClO、H2CO3、H2SO3、H3PO4、CH3COOH弱碱：NH3·H2O、Fe（OH）2、Fe（OH）3、……水：大部分有机物：除有机酸、碱、盐之外非金属的氧化物：CO、CO2、SO2、SO3、NO、NO2……一、电解质、非电解质单质混合物纯净物物质非金属的氢化物：NH3、PH3……表达方式变化实质0.1mol/LCH3COONa0.1mol/LCH3COOH实例强电解质（盐类）弱电解质研究对象水解平衡电离平衡弱酸H++弱酸根离子弱碱OH-+弱碱阳离子电离方程式：CH3COOHCH3COO+H+多元弱酸分步电离：例如H3PO4、H2CO3的电离水解离子方程式：CH3COO-+H2OCH3COOH+OH-（产物不能写“↑”或“↓”）二、电离平衡和水解平衡弱酸的阴离子+H2O弱酸+OH-弱碱的阳离子+H2O弱碱+H+1、醋酸是弱电解质的体现测一定浓度的醋酸的PH值将醋酸稀释100倍测PH看稀释前后PH变化测对应醋酸钠盐溶液的PH值一定PH的醋酸中加入醋酸钠看PH的变化测同浓度盐酸和醋酸溶液的导电性同浓度盐酸和醋酸分别与锌反应看反应速率三、水的电离和溶液的pH值1、水的电离水的离子积：影响因素KW=c（OH-）·c（H+）(25℃时，KW=1.0×10-14)温度：酸：碱：可水解的盐：T↑，KW↑抑制水的电离，KW不变，PH＜7抑制水的电离，KW

不变，PH＞7促进水的的电离，KW

不变2、溶液的酸碱性和pH值c（OH-）＞c（H+）碱性pH

＞7c（OH-）＝c（H+）中性

pH=7c（OH-）＜c（H+）碱性

pH＜7-lgc（H+）3.有关pH值的计算pH值的计算一——直接求酸和碱的pHpH=-lgc(H+)pOH=-lgc(OH-)常温下：pH+pOH=14pH值的计算二——酸和碱的稀释pH值的计算三——强酸与强酸混合pH值的计算四——强碱与强碱混合关键：抓住氢离子进行计算！注意：无限稀释为中性！关键：抓住氢氧根离子浓度进行计算！解答关键：⑴抓住溶液的主体——主导因素⑵当稀释时引起溶液的酸碱性发生“改变”时，需考虑水的电离关于水的电离程度水中加酸或碱抑制其电离，室温下电离出的〔H＋〕=〔OH－〕<10

-7mol·L-1水中加入水解显碱性或酸性的盐促进其电离，室温下电离出的

〔H＋〕=〔OH－〕>10

-7mol·L-1四、盐类水解1、实质：2、规律：3、影响因素谁弱谁水解，都弱都水解，谁强显谁性，两弱具体定。①温度：②溶液酸碱性：③浓度：越稀越水解，越热越水解盐电离出来的离子与水电离出来的H+或OH-结合，从而使水的电离平衡发生移动的过程。4、溶液中粒子浓度大小的比较⑴多元弱酸溶液，根据多步电离分析，如H3PO4溶液中，c(H＋)>c(H2PO4-)>c(HPO42-)>c(PO4

3-)。⑵多元弱酸的正盐溶液根据弱酸根的分步水解分析，如在Na2CO3溶液中，

c(Na＋)>c(CO32-)>c(OH－)>c(HCO3

-)。⑶不同溶液中同一离子浓度的比较，要看溶液中其他离子对它的影响。如在相同物质的量浓度的下列各溶液中①NH4Cl②CH3COONH4

③NH4HSO4,c(NH4+)由大到小的顺序是③>①>②⑷混合溶液中各离子浓度的比较，要进行综合分析，如电离因素、水解因素等。其方法思路是：首先确定溶液中电解质的种类然后再分析电解质电离程度和盐类水解程度的大小。当遇到弱酸与其强碱盐共存时，或者多元弱酸酸式盐(H2PO4-

、HCO3

-)，要注意考虑电离与水解程度的相对大小。5、溶液中的守恒关系⑴、电荷守恒规律：电解质溶液中，不论存在多少种离子，溶液总是呈电中性，即阴离子所带负电荷总数一定等于阳离子所带正电荷总数，也就是所谓的电荷守恒规律。如NaHCO3溶液中存在着Na＋、H＋、HCO3

-、CO32-

、OH－，但存在如下关系:c(Na+)+

c(H+)=c(HCO3

-)+c(OH-)+2c(CO32-)⑵、物料守恒规律：电解质溶液中，由于某些离子能够水解或电离，离子种类增多了，但某些关键性的原子总是守恒的，如Na2S溶液中，S2-能水解，故S元素以S2-、HS-、H2S三种形式存在，它们之间有如下守恒关系：

c(Na+)=2[c(S2-)+c(HS-)+

c(H2S)]⑶、质子守恒规律：任何溶液中，由水电离产生的c(H