选修4期末知识点总结.ppt

1、第一章化学反应和能量，1，焓变化反应热1反应热：在特定条件下特定物质的反应物之间完全反应释放或吸收的热2焓变化(H)的意义：在恒压条件下执行的化学反应热效应(1)。符号：H(2)。单位：热吸热(KJ)H是“-”或H热释光(H)在“-”或H 0中常见的放热反应：所有燃烧反应酸碱中和反应大多数化合反应金属和酸的反应生石灰和伴随浓硫酸稀释、氢氧化钠固体溶解等常见吸热反应：晶体Ba(OH)288热化学方程式的化学计量数可以是整数，分数中的每个物质系数可以加倍，H可以是两倍。反应反向进行，H改变符号，数字保持不变，3，燃烧热1概念：25，101KPA，1 mol纯物质完全燃烧，产生稳定化合物时释放的热量

2、。燃烧列的单位以kJ/mol表示。请注意以下事项：研究条件：101 kPa反应程度：完全燃烧，产物是稳定的氧化物。燃烧物的物质量：1 mol研究内容：释放的热量。(H0，单位kJ/mol)，4，中和热1概念：稀溶液中酸和碱中和反应生成1mol H2O，这时反应热称为中和热。2强酸和强碱的中和反应本质是H和OH-反应。热化学方程式是H(AQ)OH-(AQ)=H2O(L)H=57.3 kj/mol弱酸或弱碱离子吸收热，因此在中和反应中参与中和热，5，gues定律1内容：化学反应反应热是反应的始态(每种反应物)定义化学反应速率(v):测量化学反应速率、单位时间内反应物或产物数量的变化表示法：计算单位

3、时间内反应浓度减少或产物浓度增加的公式：v=c/t T:时间)单位：mol/(Ls)影响因素：决定因素(内部原因，(2)，惰性气体对速度的影响恒温恒容时：惰性气体充电增加总压力，但各分压保持不变，各物质浓度保持不变时：填充惰性气体体积增加各反应物浓度，降低反应率，速度减慢，2，化学平衡(1) 1。定义：定义2.化学平衡特征域(研究前提为可逆反应)等(同一物质的可逆反应率相同)移动(动态平衡)固定(每种物质的浓度和质量分数恒定)变化(条件变化，平衡变化)，3，判断平衡的依据判断逆反应达到平衡状态的方法和依据。提高产物的浓度或降低反应物的浓度，平衡就会向相反的方向移动。(2)可以增加固体或纯液体的

4、量。因为浓度不变(3)，溶液中的反应不平衡。稀释溶液后，反应物浓度减少，产物浓度也减少，V减正，V举重减少。2，温度对化学平衡移动的影响规律：如果其他条件不变，温度上升将化学平衡方向移动到吸热反应方向，温度下降将化学平衡方向移动到放热反应方向。3.压力对化学平衡运动的影响规律：如果在其他条件不变的情况下增加压力，平衡就会向体积缩小的方向移动。减少压力会使平衡朝体积增加的方向移动。注：(1)压力改变时，没有气体的物质存在的化学平衡移动；(2)气体减压或增压与溶液稀释或浓缩的化学平衡移动规律不相似。4.催化剂对化学平衡的影响：由于使用催化剂的配合反应率和反反应率的影响相同，所以平衡不动。但是使用催

5、化剂会影响反向反应达到平衡所需的时间。5.reshart热原理(平衡移动原理):改变影响平衡的条件之一(例如温度、压力、浓度)，会使平衡朝着削弱这些变化的方向移动。3，定义化学平衡常数(1):在特定温度下，一个反应达到化学平衡时，产物浓度平方的乘积与反应物浓度平方的乘积之比为常数比。符号：K (2)使用化学平衡常数K时要注意的问题：1，表达式中各物质的浓度是平衡的浓度，起始浓度也不是物质的量。2，K只与温度(T)相关，与反应物或产物的浓度无关。3、反应物或产物中有固体或纯液体时，浓度恒定，因此可以看作“1”，而不是代替公式。4.在稀溶液中进行的反应，有水的话，水的浓度不会记录在平衡关系中。(3

6、)化学平衡常数K的应用节目33601，化学平衡常数的大小等是表示逆反应进行程度的标志。k值越大，平衡时产物的浓度越大，正向反应进行的程度就越大。也就是说，反应进行得越完全，反应物的转化率就越高。相反，相反。一般来说，K105点，牙齿反应基本上是完全进行的。2.利用k值，可以判断标准、进行中的可逆反应是否均衡，在不平衡时在哪个方向均衡。(问：浓度)QK:反应朝积极的方向进行。Q=K:反应平衡。QK:反应应该是反向反应方向上的3，K值，以提高反应的热效应，当K值增加时，应该是吸热反应(hold-to-responsibility)。温度升高，K值降低，正反，放热反应，4，等效平衡1，概念：在特定条

7、件(正温，正容或正温，静压)下，起始加入情况不同的相同逆反应平衡时，同一组的百分比含量必须相同。这种化学平衡相互之间称为平等平衡。第二，分类(1)正温，使用条件下的等效平衡第一类：反应前后气体分子数变化的可逆反应：必须确保化学计量数的比例与原来相同。同时，要确保均衡式左右两侧同侧物质的杨怡原件相同。第二类：反应前后气体分子数不变的可逆反应：反应物的物质比例与原物的相同，则认为两者相等。(2)正温、正压的等值平衡，如果可逆反应化学计量数的比例相同，可以视为等效平衡。5，化学反应进行方向1，反应熵变化和反应方向：(1)熵3360物质状态函数，用于说明系统混乱的符号s .单位：Jmol-1K-1 (

8、2)系统倾向于有序地无序变化，从而增加了系统的熵。(3)同一物质在气体中熵最大，液体第二，固体最小。即S(g)S(l)S(s)，2，反应方向判断是在温度，压力特定条件下，化学反应判断的依据是H-TS0反应可以自发进行。H-TS=0反应达到平衡状态。H-TS0反应不能自发注意。(1)H为负，S为正时，任何温度反应都不能自发进行(2)H为正，S为负时，任何温度反应都不能自发进行。第三章水溶液的离子平衡，1，弱电解质的电离1，定义：电解质非导电：在水溶液或熔融状态下不能导电的化合物。强电解质：水溶液中离子的电解质。弱电解质：水溶液中有一种电解质，只有部分分子离子化。强电解质：江珊，强碱，大部分盐。H

9、Cl，NaOH，NaCl，BaSO4，弱电解质：弱酸，弱碱，极少数盐，水。HClO，NH3H2O，非降解：非金属氧化物，大部分有机物。SO3，CO2，C6H12O6，CCl4，CH2=CH2，2，电解质和非电解质的本质区别：电解质离子化合物或共价化合物非共价化合物注意：电解质，非电解质都属于化合物SO2，NH3，CO2等非电解质的强电解质这称为电离平衡。4.影响电离平衡的因素：A，温度：电离普通吸热，温度上升有利于电离。b，浓度：浓度越大，电离程度越小。溶液稀释后，电离平衡向电离方向移动。c，东离子效应：在弱电解质溶液中加入具有弱电解质等离子的电解质，会减弱电离。d，其他额外试剂：添加来自弱电

10、解质电离的任何可能与离子反应的物质时，有利于电离。9，写电离方程：可逆符号弱酸的电离分布(第一阶段为主)，10，解离常数：在特定条件下，弱电解质达到电离平衡时，溶液中电离产生的各种离子浓度的乘积是溶液中未电离分子浓度的比率。电离平衡常数(一般称为Ka)是酸，KB是碱(Kb)。)显示方法：AB A B- Ki=A B-/AB，11，影响因素：A，电离常数的大小主要由物质的性质决定。b，电离常数受温度变化的影响，不受浓度变化的影响，室温一般变化不大。c，在相同温度下弱酸不同，电离常数越大，电离程度越大，酸性越强。例如：h2so 3h 3po 4H FC H3C OOHH 2C O3H2S HCLO

11、，2，水的电离和溶液的酸碱性1，水的电离平衡：水的离子产品：KW=cH cOH-25H=OH- 碱：抑制水离子化KW=1*10-14温度：促进水离子化(水离子化吸收热量)轻松水解盐：水离子化KW=1*10-14，4促进变色范围：甲基橙3.14.4(橙色)石蕊5 . 04 注：不能提前用水湿润PH试卷。广泛的pH试卷只能读取整数值或范围。3，混合液的pH值计算方法公式1，强酸和强酸的混合：(H混合：两种酸中H离子物质的数量除以总体积，然后再除以其他)H混合=(H 1 V1 H 2v2)/(V1 V2)其他)OH-混合(OH-1v 1 oohOH-多余，剩馀OH-数除以溶液总体积，OH-混合，其他

12、)，4，稀释过程溶液pH值的变化规律：1，强酸溶液：稀释10n倍，pH稀释=pH圆N(但不能总是大于或等于7)pH稀释任何溶液无限稀释后，pH值接近7 6，稀释时弱酸、弱碱、水解盐溶液的pH值发生缓慢变化，江珊、强碱发生快速变化。哦，如果江珊(pH1)强碱(pH2)混合计算方法1，等体积混合pH1 pH2=14，则溶液悬浮pH=7 pH1 pH215溶液悬浮碱性pH=pH2-0.3 pH1 pH213溶液悬浮pH=混合后中性pH1因为底部没有刻度。适宜时使用的溶液应渡边杏超过最低刻度，一次使用两滴定冠酸(或碱)，或中途添加到滴定管中。适当的管可以在小数点后读一分钟。(2)药物：标准溶液；被测量

13、的液体；指示剂。(3)准备过程：准备：泄漏检测、洗涤、润洗、输液、捕捉泡沫、调整面额。(洗涤：用洗涤剂检测泄漏：滴定管是否漏水，水洗用标准液体洗涤(或测试用液体洗涤)，溶液排出泡沫机数据V(开始)，(4)实验过程3，酸碱和滴定的误差分析误差分析：N酸C酸V酸=n碱C碱V碱在分析表达式中v酸或碱溶液的体积。用酸滴定碱来确定碱的浓度时：C碱=，以上公式在计算浓度时方便，分析误差时主要作用是分子上V酸的变化。在适当的过程中，C酸是标准酸，因此其值在理论上保持不变。稀释后，实际值会变小，但V酸的增加导致C。v碱基也是用标准阳具注入锥虫病的价格。在实际工作中，碱液突出后，实际价值减少，但引起变化的是标准酸量的减少，即V酸减少后，C碱减少。观察产生的误差也是如此。摘要用标准酸