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1、高二化学选修4期末复习提纲第一章 化学反映与能量 知识点1、反映热：化学反映过程中放出或吸取的热量。焓变：在恒温、恒压的条件下，化学反映过程中所吸取或释放的热量（QP）。2、符号：H 单位：kJ/mol3、规定：吸热反映:H 0 或者值为“+”，放热反映:H 0 或者值为“-”4、常见的放热反映和吸热反映：燃烧、中和反映、金属与酸反映、以及大部分化合反映是放热的大部分分解反映，电离、水解、高温下碳还原金属氧化物、碳与二氧化碳反映、Ba(OH)2与NH4Cl的反映等一般属于吸热反映。5、反映物总能量大于生成物总能量，放热反映，体系能量减少，H0H在数值上等于反映物分子断裂旧键时所吸取的总能量与生
2、成物分子形成新键时所释放的总能量之差，H=E生成物能量-E反映物能量=E反映物键能之和-E生成物键能之和6、热化学方程式：表达化学反映中放出或吸取的热量的化学方程式。书写热化学方程式注意事项:（1）反映物和生成物要标明其聚集状态，用g、l、s、aq表达不同状态。 （2）方程式右端用H 标明恒压条件下反映放出或吸取的热量，放热为负，吸热为正。 （3）热化学方程式中各物质前的化学计量数只表达物质的量，因此可以是整数或分数。 （4）对于相同物质的反映，当化学计量数不同时，其H 也不同，即H 的值与计量数成正比,当化学反映逆向进行时,数值不变,符号相反。 7、盖斯定律：不管化学反映是一步完毕或分几步完
3、毕，其反映热是相同的。化学反映的焓变（H）只与反映体系的始态和终态有关，而与反映的途径无关。规律：若多步化学反映相加可得到新的化学反映，则新反映的反映热即为上述多步反映的反映热之和。环节：8、燃烧热：在101kPa时，l mol物质完全燃烧生成稳定的氧化物时的反映热.注意： 燃烧的条件是在101kPa； 标准:是以1mol燃料作为标准，因此书写热化学方程式时，其它物质的化学计量数可用分数表达； 物质燃烧都是放热反映，所以表达物质燃烧时的H均为负值； 燃烧要完全:C元素转化为CO2(g)，而不是CO；H元素转化为H2O(l)，N元素转化为N2(g)。9.中和热：强酸与强碱的稀溶液反映生成1mol
4、的水所放出的热量，KOH(aq) 1/2H2SO4(aq)= 1/2K2SO4(aq) H2O(l)；H=573 kJmol1第二章化学反映速率和化学平衡知识点第一节 化学反映速率1化学反映速率是用来衡量化学反映进行快慢限度的，通常用单位时间内反映物浓度的减少或生成物浓度的增长来表达。 2表达方法：v(A)=c(A)/t =n(A)/（t.V ）单位：mol/(Ls)或mol/(Lmin)或mol/(Lh)3同一化学反映用不同物质表达的速率数值也许不同，速率之比等于其计量数之比。4影响因素浓度、压强、温度、催化剂、光、电、波、接触面、溶剂等 （1）浓度：固体、纯液体的浓度均可视作常数。故改变固
5、体物质的量对速率无影响。 （2）压强：对反映前后气体总分子数没有改变的可逆反映来说，当压强改变时，V正、V逆的改变限度是相同的；对反映前后气体总分子数发生改变的可逆反映来说，当压强增长时，V正、V逆的改变限度是不相同的。（计量数大的一边改变的限度大） （3）温度：温度对V正、V逆的影响是不同的，升温时吸热反映一边增长的倍数要大于放热反映一边增长的倍数；降温时放热反映一边减少的倍数要小于吸热反映一边减少的倍数。 （4）催化剂：使用催化剂能同等限度地改变V正、V逆。5.有效碰撞能发生化学反映的碰撞。有效碰撞发生的条件是发生碰撞的分子具有较高的能量和分子在一定的方向上发生碰撞。 活化分子在化学反映中
6、，能量较高、也许发生有效碰撞的分子。活化能活化分子的平均能量与所有分子的平均能量之差（用Ea表达）。第二节 化学反映的方向和限度1 自发反映：在一定条件下无需外界帮助就能自动进行的反映。 2 自发进行的方向体系能量减少和混乱度增大都有促使反映自发进行的倾向。 熵(S)衡量一个体系混乱度的物理量。混乱度：气态液态固态 3 焓变（H）与混乱度（S）综合考虑 4化学反映方向的控制G = H - TS c(OH-) 中性：c(H+)=c(OH-) 碱性： c(H+)c(OH-)2常温下（25） 酸性溶液：C(H+)C(OH-)，C(H+) 110 -7mol/L 中性溶液：C(H+)= C(OH-)，
7、C(H+) = 110 -7mol/L 酸性溶液：C(H+)C(OH-)，C(H+) 110 -7mol/L3溶液的PH值：表达溶液酸碱性的强弱。 PH= -lg c(H+) 合用于稀溶液，当溶液中c(H+)或c(OH-)大于1mol时，直接用浓度表达溶液的酸碱性。4PH值越小，酸性越强，PH越大，碱性越强。 PH范围014之间，但PH值等于0的溶液不是酸性最强的溶液， PH值等于14的溶液不是碱性最强的溶液。 PH值增长一个单位C(H+)减小10倍5测定溶液酸碱性的常用方法: a. 酸碱指示剂 （石蕊、酚酞、甲基橙） b. PH试纸：广泛PH试纸：1-14，只能读得整数 精密PH试纸：精确到
8、0.1. PH试纸的使用方法：剪下一小块PH试纸，放在玻璃片（或表面皿）上，用玻璃棒沾取一滴溶液滴在PH试纸上，半分钟内与比色卡比较，读出PH值。 c. PH计,它可以精确测量溶液的PH值。精确到0.01.6PH值计算的常见类型（1）溶液的稀释 .强酸：计算稀释后的溶液中的c(H+)，直接换算成PH .强碱：计算稀释后的溶液中的c(OH-)，换算成c(H+)再求出PH值。【小结】一般情况下，强酸溶液每稀释10倍，pH值就增长1个单位，但稀释后pH值一定小于7；强碱溶液每稀释10倍，pH值就减小个单位，但稀释后pH值一定大于7。（2）强酸与强酸、强碱与强碱混合通常两种稀溶液混合，可认为混合后体积
9、为两者体积之和。强酸与强酸混合，先算混合后的c(H+)，再算pH。强碱与强碱混合，先算混合后的c(OH-)，再由Kw求c(H+)及pH，或先算混合后的c(OH-)及pOH，再求pH。绝对不能先直接求才c(H+)，再按之来算pH。【经验公式】（其中0.3是lg2的近似值） 已知pH的两强酸等体积混合，混合液的pH=pH小+0.3 已知pH的两强碱等体积混合，混合液的pH=pH大-0.3（3）酸碱混合：先判断过量，求出剩余的酸或碱的浓度，再求c(H+) 【注意】 强酸的稀释根据c(H+)计算，强碱的的稀释一方面应由c(OH-)浓计算出c(OH-)稀，让后据Kw计算出c(H+)，再计算出PH，不能直
10、接根据c(H+)计算。【总结】溶液的稀释规律： .强酸pH=a，加水稀释10n倍，则pH=a+n； 弱酸pH=a，加水稀释10n倍，则apHpHb-n； .酸、碱溶液无限稀释时，pH只能接近7，但酸不能大于7，碱不能小于7（室温时） .对于浓度（或pH）相同的强酸和弱酸，稀释相同倍数，强酸的pH变化幅度大。（4）强酸与强碱溶液混合：其反映的实质是H+OH-=H2O，所以在计算时用离子方程式做比较简朴，要从以下三种也许去考虑：(室温时）（1）若n（H+）=n（OH-），恰好中和，pH=7（2）若n（H+）n（OH-），酸过量，计算剩下的c(H+)，再算pH（3）若n（H+）n（OH-），碱过量，
11、计算剩下的c(OH-)，再算pH7. 溶液酸碱性鉴定规律（1）PH相同的酸（或碱），酸（或碱）越弱，其物质的量浓度越大。（2）PH相同的强酸和弱酸溶液，加水稀释相同的倍数，则强酸溶液PH变化大；碱也如此。（3）酸和碱的PH之和为14，等体积混合。若为强酸与强碱 ，则PH=7；若为强酸与弱碱，则PH7 ；若为弱酸与强碱，则PH7。（4）等体积的强酸和强碱混合 A、若两者PH之和为14，则溶液呈中性，PH=7 B、若两者PH之和大于14，则溶液呈碱性。 C、若两者PH之和小于14，则溶液呈酸性。8酸碱中和滴定原理 用已知浓度的酸（或碱）来测定未知浓度的碱（或酸）的方法叫做酸碱中和滴定。（1）酸式滴
12、定用的是玻璃活塞，碱式滴定管用的是橡皮管。（思考为什么？）（2）滴定管的刻度从上往下标，下面一部分没有读数因此使用时不能放到刻度以下。（3）酸式滴定管不能用来盛放碱溶液，碱式滴定管不盛放酸溶液或强氧化性的溶液。 （4）滴定管的精确度为0.01mL，比量筒精确；所以读数时要读到小数点后两位。 实际滴出的溶液体积=滴定后的读数-滴定前的读数（5）滴定操作：把滴定管固定在滴定管夹上，锥形瓶放在下面接液体，滴定过程中用左手控制活塞，用右手摇动锥形瓶，眼睛应注视锥形瓶中溶液颜色的变化（6）滴定终点判断：当滴入最后一滴溶液时颜色发生变化且半分钟内颜色不再发生变化即已达终点。（7）指示剂选择：强酸滴定强碱酚
13、酞或甲基橙 强酸滴定弱碱甲基橙 强碱滴定弱酸酚酞（8）颜色变化： 强酸滴定强碱：甲基橙由黄色到橙色 酚酞由红色到无色 强碱滴定强酸：甲基橙由红色到橙色 酚酞由无色到粉红色（9）注意：手眼：左手操作活塞或小球，右手振荡锥形瓶，眼睛注视锥形瓶中溶液的颜色变化速度先快后慢数据解决与误差分析：运用n酸c酸V酸=n碱c碱V碱进行分析读数：两位小数。因一次实验误差较大，所以应取多次实验的平均值。 下面是用标准酸滴定待测碱而引起的结果变化情况 ：实验操作情况对c碱的影响开始滴定期滴定管尖嘴处留有气泡偏大读数开始时仰视，终止时俯视偏小到滴定终点尚有一滴酸挂在滴定管尖嘴外而未滴入锥形瓶偏大洗净的酸式滴定管未用标
14、准液润洗偏大洗净的锥形瓶用待测碱液润洗偏大不小心将标准液滴至锥形瓶外偏大不小心将待测碱液溅至锥形瓶外偏小滴定前向锥形瓶中加入10 mL蒸馏水，其余操作正常无影响第三节 盐类的水解1盐类水解 定义：在溶液中盐电离出的弱离子与水所电离出来的H+或OH-结合生成弱电解质的反映。实质：破坏水的电离平衡，使水的电离平衡正向移动。特点：（1）可逆（与中和反映互逆） （2）限度小 （3）吸热2 盐类水解规律： 有弱才水解：必须具有弱酸或弱碱的离子才干发生水解； 无弱不水解：强酸强碱盐不水解； 都弱都水解：弱酸弱碱盐因阴、阳离子都能发生水解，可互相促进； 谁强显谁性：盐水解后的酸碱性取决于形成盐的酸和碱的强弱
15、。多元弱酸根，浓度相同时正酸根比酸式酸根水解限度大，碱性更强。 (如:Na2CO3 NaHCO3)3多元弱酸的水解多步完毕， 多元弱碱的水解一步完毕4常见完全双水解 Al3+ 与AlO2-、HCO3-、CO32-、S2-、HS-、 Fe3+ 与AlO2-、HCO3-、CO32-如：2Al3+ + 3S2- + 6H2O = 2Al(OH)3+ 3H2S5酸式盐溶液的酸碱性：.只电离不水解：如HSO4-，显 性 .电离限度水解限度，显 性 （如: HSO3- 、H2PO4-） .水解限度电离限度，显 性 （如：HCO3- 、HS- 、HPO42-）6盐类水解方程式的书写规律 （1）盐类水解一般是
16、比较薄弱的，通常用可逆符号表达，同时无沉淀和气体产生。 （2）多元弱酸的酸根离子水解是分步进行的，第一步水解限度比第二步水解限度大得多。 （3）多元弱碱的阳离子水解过程较为复杂，通常写成一步完毕。 （4）对于发生“完全双水解”的盐类，因水解彻底，故用“=”，同时有沉淀和气体产生。 （5）多元弱酸的酸式酸根离子，水解和电离同步进行。7影响盐类水解的外界因素：（1）温度越高越水解（2）浓度越稀越水解 a、增大盐溶液的物质的量浓度，平衡向水解方向移动，盐的水解限度减小 b、稀释盐溶液，平衡向水解方向移动，盐的水解限度增大。 c、外加酸或碱：可克制或促进盐的水解。（具体再分析）8盐类水解的应用： （1
17、）盐溶液酸碱性的判断： （2）溶液中离子浓度大小的比较： （3）实验室里配制FeCl3溶液时，常加入一定量的盐酸等 （4）泡沫灭火器： （5）蒸干某些盐溶液时，往往要考虑盐的水解： （6）判断溶液中的离子能否大量共存9（1）基本原则：抓住溶液中微粒浓度必须满足的两种守恒关系： 电荷守恒：:任何溶液均显电 性，各阳离子浓度与其所带电荷数的乘积之和各阴离子浓度与其所带电荷数的乘积之和物料守恒: 某原子的总量(或总浓度)其以各种形式存在的所有微粒的量(或浓度)之和 质子守恒：即水电离出的H+浓度与OH-浓度相等。c(H+)+得H+后形成的微粒浓度得H+数 = c（OH-）+得OH-后形成的微粒浓度得
18、OH-数（2）同浓度的弱酸和其弱酸盐 、同浓度的弱碱和其弱碱盐的电离和水解强弱规律：（中学化学常见的有三对）等浓度的HAc与NaAc的混合溶液：弱酸的电离其相应弱酸盐的水解，溶液呈 性等浓度的NH3H2O与NH4Cl的混合液：弱碱的电离其相应弱碱盐的水解，溶液 性等浓度的HCN与NaCN的混合溶液：弱酸的电离I-Br-Cl-OH-NO3-SO42-(等含氧酸根离子)F-阴极：阳离子的放电顺序Ag+Hg2+Fe3+Cu2+H+（指酸电离的)Pb2+Sn2+Fe2+Zn2+ H+（指水电离的)Al3+Mg2+Na+Ca2+K+（4）牢记守恒：原子守恒、电荷守恒和电子守恒（5）电极反映必须写成离子的
19、放电，总反映中弱电解质写化学式。（6）注明条件：总反映一定要注明条件-通电（或电解）。二、电解原理的应用 1、电解饱和食盐水以制造烧碱、氯气和氢气 （1）通电前，溶液中的离子：H+、OH、Cl、Na+ （2）通电后，H+ 、Cl 优先放电 阳极：2Cl- - 2e- = Cl2（氧化反映） 阴极：2H+ +2e- = H2（还原反映） 总反映式：2NaCl + 2H2O2NaOH + H2 + Cl22、电镀：应用电解原理在某些金属表面镀上一薄层其他金属或合金的方法电极、电解质溶液的选择：阳极：镀层金属，失去电子，成为离子进入溶液 M ne = M n+阴极：待镀金属（镀件）：溶液中的金属离子
20、得到电子，成为金属原子，附着在金属表面M n+ + ne = M电解质溶液：具有镀层金属离子的溶液做电镀液3、Cu的电解精炼原理 阳极(粗铜)：Zn-2e-=Zn2+，Ni-2e-=Ni2+，Cu-2e-=Cu2+ 金属活动顺序排在Cu后的Ag、Au、Pt等失电子能力小于Cu，以金属单质沉积于阳极，成为“阳极泥”。阴极(纯铜)：Cu2+2e-=Cu， Zn2、Ni2等阳离子得电子能力小于Cu2+而留在电解质溶液中。 电解液：可溶性铜盐溶液，如CuSO4溶液 4、电冶金（1）电冶金：使矿石中的金属阳离子获得电子，从它们的化合物中还原出来，用于冶炼活泼金属。如钠、镁、钙、铝。（2）电解氯化钠：通电
21、前，氯化钠高温下熔融：NaCl（熔融） = Na + + Cl通直流电后：阳极：2Na+ + 2e = 2Na 阴极：2Cl 2e = Cl2规律总结：原电池、电解池、电镀池的判断规律 （1）若无外接电源，又具有组成原电池的三个条件。有活泼性不同的两个电极；两极用导线 互相连接成直接插入连通的电解质溶液里；较活泼金属与电解质溶液能发生氧化还原反映（有时是与水电离产生的H+作用），只要同时具有这三个条件即为原电池。（2）若有外接电源，两极插入电解质溶液中，则也许是电解池或电镀池；当阴极为金属，阳极亦为金属且与电解质溶液中的金属离子属同种元素时，则为电镀池。 （3）若多个单池互相串联，又有外接电源
22、时，则与电源相连接的装置为电解池成电镀池。若无外接电源时，先选较活泼金属电极为原电池的负极（电子输出极），有关装置为原电池，其余为电镀池或电解池。第四节 金属的电化学腐蚀和防护一、金属的电化学腐蚀（1）金属腐蚀：金属与周边接触到的气体或液体物质发生氧化还原反映而引起损耗的现象（2）金属腐蚀的本质：都是金属原子失去电子而被氧化的过程（3）金属腐蚀的分类：化学腐蚀金属与接触到的干燥气体或非电解质液体等直接发生化学反映而引起的腐蚀。 电化学腐蚀不纯的金属与电解质溶液接触时，会发生原电池反映，较活泼的金属失去电子而被氧化，这种腐蚀叫做电化学腐蚀.（4）电化学腐蚀的分类： 析氢腐蚀腐蚀过程中不断有氢气放
23、出条件：潮湿空气中形成的水膜,酸性较强（水膜中溶解有CO2、SO2、H2S等气体）电极反映：负极：Fe-2e- = Fe2+（氧化反映） 正极：2H+ +2e- = H2（还原反映）总反映式：Fe + 2H+ =Fe2+ + H2吸氧腐蚀反映过程吸取氧气条件：水膜的酸性很弱或中性 电极反映：负极：2Fe 4e- = 2Fe2+（氧化反映）正极：2H2O + O2 + 4e- = 4OH-（还原反映）总反映式：2Fe + O2 + 2H2O = 2Fe（OH）2 生成的 Fe(OH)2被空气中的O2氧化，生成 Fe(OH)3 ， 4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O = 4Fe(OH)3Fe
24、(OH)3脱去一部分水就生成Fe2O3x H2O（铁锈重要成分）规律总结：金属腐蚀快慢的规律：在同一电解质溶液中，金属腐蚀的快慢规律如下：电解原理引起的腐蚀原电池原理引起的腐蚀化学腐蚀有防护措施的腐蚀防护措施由好到坏的顺序如下：外接电源的阴极保护法牺牲负极的正极保护法有一般防护条件的腐蚀无防护条件的腐蚀二、金属的电化学防护 1、运用原电池原理进行金属的电化学防护 （1）牺牲阳极的阴极保护法 原理：原电池反映中，负极被腐蚀，正极不变化 应用：在被保护的钢铁设备上装上若干锌块，腐蚀锌块保护钢铁设备 负极：锌块被腐蚀；正极：钢铁设备被保护 （2）外加电流的阴极保护法原理：通电，使钢铁设备上积累大量电
25、子，使金属原电池反映产生的电流不能输送，从而防止金属被腐蚀应用：把被保护的钢铁设备作为阴极，惰性电极作为辅助阳极，均存在于电解质溶液中，接上外加直流电源。通电后电子大量在钢铁设备上积累，克制了钢铁失去电子的反映。2、改变金属结构：把金属制成防护的合金3、把金属与腐蚀性试剂隔开：电镀、油漆、涂油脂、表面钝化等化学选修5有机化学基础知识点总结一、重要的物理性质1有机物的溶解性（1）难溶于水的有：各类烃、卤代烃、硝基化合物、酯、绝大多数高聚物、高级的（指分子中碳原子数目较多的，下同）醇、醛、羧酸等。（2）易溶于水的有：低档的一般指N(C)4醇、醛、羧酸及盐、氨基酸及盐、单糖、二糖。（它们都能与水形成氢键）。（3）具有特殊溶解性的： 乙醇是一种很好的溶剂，既能溶解许多无机物，又能溶解许多有机物，