高中化学选修4知识点总结归纳

化学选修化学反应与原理知识点详解及典例精讲4

一、本模块内容的特点

1.理论性、规律性强

211./EM

3.知识的综合性强

4.知识的内容较深

二、本模块内容详细分析第一章化学反应与能量考点一化学反应中能量变化的有关概念及计算

1、熔变反应热反应热一定条件下，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焰变（A//）:在恒压条件下进行的化学反应的热效应；符号AH;单位kJImol产生原因化学反应过程中化学键的断裂与形成化学键断裂一一吸热化学键形成一一放热放出热量的化学反应（放热》吸热）M为“-或M0吸收热量的化学反应（吸热放热）AH为“+”或AH

02、燃烧热概念25℃,101小a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表示注意以下几点研究条件101kPa反应程度完全燃烧，产物是稳定的氧化物大反应物的浓度或减少生成物的浓度，都可以使平衡向正方向移动；增大生成物的浓度或减小反应物的浓度，都可以使平衡向逆方向移动

（2）增加固体或纯液体的量，由于浓度不变，所以平衡不移动

（3）在溶液中进行的反应，如果稀释溶液，反应物浓度减小，生成物浓度也减小，v正减小，丫逆也减小，但是减小的程度不同，总的结果是化学平衡向反应方程式中化学计量数之和大的方向移动

2、温度对化学平衡移动的影响影响规律在其他条件不变的情况下，温度升高会使化学平衡向着吸热反应方向移动，温度降低会使化学平衡向着放热反应方向移动

3、压强对化学平衡移动的影响影响规律A.其他条件不变时，增大压强，会使平衡向着体积缩小方向移动；减小压强，会使平衡向着体积增大方向移动;B.对于反应前后气态物质的总体积没有变化的化学反应，增大或减小压强都不能使化学平衡移动注意

（1）改变压强不能使无气态物质存在的化学平衡发生移动

（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相似

4.催化剂对化学平衡的影响由于使用催化剂对正反应速率和逆反应速率影响的程度是等同的，所以平衡不移动但是使用催化剂可以影响可逆反应达到平衡所需的时间

5.勒夏特列原理（平衡移动原理）如果改变影响平衡的条件之一（如温度，压强，浓度），平衡向着能够减弱这种改变的方向移动习题训练B.L教材32页

3、

6、

7、8题考点三化学平衡常数与化学平衡有关的计算

（一）定义在一定温度下,当一个反应达到化学平衡时，生成物浓度嘉之积与反应物浓度累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，KlO50t,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习题训练B.

1.教材32页2题、33页9题

2.补充习题第二章知识点归纳、总结（复习）第二章检测题专题二化学反应速率和化学平衡考点一弱电解质的电离平衡第三章水溶液中的离子平衡混和物（单质一物质（强电解质强酸，强碱，大多数盐如、、、HCI NaOHNaCI BaSO4纯净电物解,后弱电解质弱酸，弱碱，极少数盐，水如、HCIO NH3•H20CU（OH）2化人H20合1物一非电解质非金属氧化物，大部分有机物如、、、、S0382c6Hl26CCI4CH=CH

221、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、弱电解质电离方程式的书写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）

3、弱电解质的电离平衡电离平衡在一定的条件下，当电解质分子电离成离子的速率和离子结合成弱电解质分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态，这叫电离平衡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

4、电离常数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，（一般用心表示酸，K0表示碱）表示方法AB^A++B~K=［A+］［次］/［明影响因素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C、同一温度下，不同弱酸，电离常数越大，其电离程度越大，酸性越强如H3PO4HF CH3coOHH2cO3H2sHCIOH2s3习题训练B.

1.教材43页

1、

2、

3、4题

2.补充习题考点二水的电离和溶液的酸碱性

1、水的电离水电离平衡水的离子积K=c[H+}c[OH~+IT OFw25℃时，==107mol-L-1；K=[+^_OH~~\=1X1O-14注意跖只与Hw温度有关，温度一定，则降值一定心不仅适用于纯水，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

3、影响水电离平衡的外界因素

①酸、碱抑制水的电离时1X10-14

②温度促进水的电离（水的电离是吸热的）

③易水解的盐促进水的电离K1X10T4w

2、溶液的酸碱性和

1.溶液的酸碱性常温时，酸性溶液中c（H+）c（OH-）,pH1；碱性溶液中HDOIT）,pH7；中性溶液中eg=c（OH-）,pH=7；

2.溶液的p”

（1）当c（+）很小时，直接用物质的量浓度表示溶液的酸碱性的强弱很不方便,通常采用c（H+）的负对数来表示，称为溶液的pH,其表达式为p〃=-|gc[H+]P”越小，溶液的酸性越强；p”越大，溶液的碱性越强

（2）稀释过程溶液pH值的变化规律（但始终不能大于或等于7）强酸溶液稀释KT倍时,pH稀=pH原+n（但始终不能大于或等于7）弱酸溶液稀释ICT倍时,pH稀〈pH原+n（但始终不能小于或等于7）强碱溶液稀释ICT倍时,pH稀=pH原一n弱碱溶液稀释ICT倍时,pH稀〉pH原一n（但始终不能小于或等于7）不论任何溶液，稀释时p”均是向7靠近（即向中性靠近）；任何溶液无限稀释后pH均接近7稀释时，弱酸、弱碱和水解的盐溶液的p”变化得慢，强酸、强碱变化得快33）p/7的测定方法酸碱指示剂一甲基橙、石蕊、酚献变色范围甲基橙

3.1~

4.4（橙色）石蕊

5.0~

8.0（紫色）酚献

8.2~

10.0（浅红色）P”试纸一操作玻璃棒蘸取未知液体在试纸上，然后与标准比色卡对比即可注意

①事先不能用水湿润PH试纸；

②广泛pH试纸只能读取整数值或范围

3.溶液pH的计算方法

（1）单一溶液

①强酸溶液，如HnA溶液，设溶质的物质的量浓度为c molUc（H+）二nc mol•匚1,pH=-lg（//+）=-lgnc

②强碱溶液，如B（OH）n溶液，设溶质的物质的量浓度为c，1Q-14c（H+）---mol•匚\pH--lg c（H+）=14+lg ncnc

（2）两强酸混合由（）WM+O%,先求出混合后的c（/r）,再根据公式pH=-lgc[H+]求pH+=C H若两强酸溶液等体积混合，可采用速算方法混合后溶液的等于混合o前溶液P”小的加

0.3如〃二3和p”二5的两种盐酸等体积混合后，pH=

3.33两强碱混合%、由cO/T=°，先求出混合后的CT,再通过Kw求出cH+,最后求p”若两强碱溶液等体积混合，可采用速算方法混合后溶液的等于混合前溶液pH大的减

0.

3.如pH=9和pH=11的两种烧碱溶液等体积混合后,pH=

10.74强酸与强碱混合强酸与强碱混合的实质为中和反应，中和后溶液的有以下三种情况若恰好中和，pH=725°C若剩余酸，先求中和后剩余的c+,再求pH若剩余碱，先求中和后剩余的CO/T,再通过求出c”+,最后求pH5已知酸和碱的pH之和，判断等体积溶液混合后的p”25℃若强酸与强碱溶液的p”之和等于14,则混合后溶液显中性，pH=7若强酸与强碱溶液的P之和大于14,则混合后溶液显碱性，pH7若强酸与强碱溶液的P”之和小于14,则混合后溶液显酸性，pH7若强酸与强碱溶液的”之和为14,酸碱中有一强、一弱则酸碱溶液混合后，谁弱显谁性考点三酸碱中和滴定实验

1、中和滴定的原理实质H++OH-=HO即酸能提供的H+和碱能提供的OH-物质的量相等

22、中和滴定的操作过程:

（1）仪

②滴定管的刻度，0刻度在上，往下刻度标数越来越大，全部容积大于它的最大刻度值，因为下端有一部分没有刻度滴定时，所用溶液不得超过最低刻度，不得一次滴定使用两滴定管酸（或碱），也不得中途向滴定管中添加

②滴定管可以读到小数点后一位

（2）药品标准液；待测液；指示剂

（3）准备过程准备检漏、洗涤、润洗、装液、赶气泡、调液面（洗涤用洗液洗一检漏滴定管是否漏水一用水洗一用标准液洗（或待测液洗）一装溶液一排气泡一调液面一记数据V（始）

（4）试验过程

3、酸碱中和滴定的误差分析误差分析利用〃酸c酸V酸虫碱c碱卜碱进行分析式中n——酸或碱中氢原子或氢氧根离子数；c——酸或碱的物质的量浓度；U——酸或碱溶液的体积当用酸去滴定碱确定碱的浓度时，贝!］c碱二…”n•V上述公式在求算浓度时很方便，而在分析误差时起主要作用的是分子上的1/酸的变化，因为在滴定过程中c酸为标准酸，其数值在理论上是不变的，若稀释了虽实际值变小，但体现的却是»酸的增大，导致C酸偏高；卜碱同样也是一个定值，它是用标准的量器量好后注入锥形瓶中的，当在实际操作中碱液外溅，其实际值减小，但引起变化的却是标准酸用量的减少，即V酸减小，则c碱降低了；对于观察中出现的误差亦同样如此综上所述，当用标准酸来测定碱的浓度时，c碱的误差与卜酸的变化成正比，即当9酸的实测值大于理论值时，C碱偏高，反之偏低同理，用标准碱来滴定未知浓度的酸时亦然B.习题训练

1.教材52页

1、

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7、8题

2.补充习题考点四盐类水解

1、定义在水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H+或OFT结合生成弱电解质的反应

2、水解的实质水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H+或OH结合，破坏水的电离，是平衡向右移动，促进水的电离

3、盐类水解方程式的书写盐类水解程度一般很小，水解产物量很小，通常不生成沉淀或气体，书写水解方程式时，一般不标“t”或I盐类水解是可逆反应，除发生强烈双水解反应外，一般水解方程式中不写“=”而写可逆符号盐类水解方程式分为两种类型强碱弱酸所生成盐的水解强酸弱碱所生成盐的水解

4、盐类水解的影响因素内因一盐本身的性质

（1）弱碱的碱性越弱，其阳离子的水解程度越大，对应盐溶液的酸性越强；

（2）弱酸的酸性越弱，其阴离子的水解程度越大，对应盐溶液的碱性越强外因燃烧的物质的物质的量标准研究内容放出的热量A/70,牵位kJ Imol

3、中和热概念在稀溶液中,酸跟碱发生中和反应而生成lmol H0,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+0H-aq=H O1AH=-

57.3kJ/mol2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因为弱电解质的电离是吸热的吸热反应和放热反应

4.放热反应吸热反应定义放出热量的化学反应吸收热量的化学反应形成反应物具有的总能量大于生成物具反应物具有的总能量小于生成物原因有的总能量具有的总能量与化生成物分子成键时释放出的总能量生成物分子成键时释放出的总能学键大于反应物分子断键时吸收的总能量小于反应物分子断键时吸收的强弱量总能量的关系表示0AH0方法图示实例

①晶体与NH C1

①所有的燃烧反应

②酸碱中和反4

②大多数的分解反应

③以应

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浓硫酸稀乩、CO、C为还原剂的氧化还原反释、氢氧化钠固体溶解等应

④镂盐溶解等考点二热化学方程式的书写及正误判断

1.概念这种表明反应所放出或吸收的热量的化学方程式，叫做热化学方程式意义

①表明化学反应中的物质变化；

②表明化学反应中的能量变化

2.书写热化学方程式注意事项书写化学方程式注意以下几点

①需注明反应的温度和压强，因反应的温度和压强不同时，其M也不同但中学所用的数据，一般都在lOlkP和25℃时的数据，因此可不特别注明但需注明AH的“+”与

②要注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），物质呈现哪一种聚焦状态与它们所具有的能量有关

③与化学方程式不同，热化学方程式各物质前的化学计量数不表示分子个数，因此，它可以是整数，也可以是分数对于相同物质的反应，当化学计量数不同时，其也不同各物质系数加倍，AH加倍；反应逆向进行,AH改变符号，数值不变

3.判断一个热化学方程式是否正确，主要从以下几个方面入手

（1）各物质的化学式是否正确，化学方程式是否符合客观事实

（2）各物质的聚焦状态是否注明

（3）化学方程式是否配平

（4）反应热是否与化学方程式中各物质的化学计量数相对应，其符号和数值是否正确习题训练B.

1.课本第6页习题

3、

42.补充习题考点三盖斯定律及其应用

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

2.盖斯定律的应用盖斯定律的应用主要是以热化学方程式为依托的对特定化学反应过程的烙变的计算，运用盖斯定律时的注意事项如下:

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，M的“+号必须随之改变.习题训练B.

1.教材第14页1~6题

2.补充习题第一章知识点归纳、总结（复习）第一章检测题专题一化学反应与能量变化第二章化学反应速率和化学平衡考点一化学反应速率

1.化学反应速率（Q⑴定义用来衡量化学反应的快慢的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平均速率，Ac:浓度变化，Z:时间单位mol!U!s4化学反应速率与化学计量数的关系对于反应加4恁+9=〃©+2且,在同一段时间内化学反应速率VA:vB:vC:vD=m:/7p:q说明1化学反应速率是标量，只有大小而没有方向；2一般计算出来的化学反应速率是一段时间内的平均速率，不同时刻的化学反应速率是不相同的；3对于固体或气体反应中的液体物质，反应在其表面进行，压强的变化对浓度几乎无影响，是不变的，因此一般不用固体、纯液体表示化学反应速率;习题训练B.L教材第18页、19页所有习题

2.补充习题第二册38页

2、影响化学反应速率的因素影响因素对速率的影响决定因素内因与反应物本身的性质，如金属主要因素与水的反应速率NaMg增大反应物的浓度，反应速浓度增大反应物浓度、增大压强（减小率增大，反之减小容器体积）都使得单位体积内活对于有气体参加的反应，增压强化分子百分数不变，活化分子数大压强（减小容器体积），反增加，有效碰撞次数增多，反之应速率增大，反之减小减小升高温度，正反应速率增大，温度外因（当升温吸收能量，使用催化剂降低逆反应速率增大，反之减小其他条件反应的活化能，均导致单位体积不变时改催化使用催化剂，能同等程度地改内分子数不变，活化分子百分数变一个条剂变同一反应的正反应速率和增大，活化分子数增加，有效碰撞件）逆反应速率次数增多，化学反应速率增大其他有影响光，电磁波，超声波，固体反应颗粒的大小，溶剂等惰性气体对于速率的影响

①恒温恒容时充入惰性气体一总压增大，但是各分压不变，各物质浓度不变一反应速率不变

②恒温恒压时充入惰性气体一体积增大一各反应物浓度减小f反应速率减慢习题训练B.

1.教材24页所有习题

2.补充习题考点二化学平衡

（1）化学平衡状态一定条件下，当一个可逆反应进行到正逆反应速率相等时,体系内组成成分浓度不再改变,达到表面上静止的一种“平衡〃,这就是这个反应所能达到的最大限度即化学平衡状态

（2）建立过程

（3）化学平衡的特征逆（研究前提是可逆反应）等（同一物质的正逆反应速率相等）动（动态平衡）定（各物质的浓度与质量分数恒定）变（条件改变，平衡发生变化）

（4）化学平衡状态的判断方法判断可逆反应达到平衡状态的方法和依据例举反应核g+而g BpCg+qDg

①各物质的物质的量或各物质的物质的量的平衡分数一定混合物体系中

②各物质的质量或各物质质量分数一定平衡各成分的含量

③各气体的体积或体积分数一定平衡

④总体积、总压力、总物质的量一定不一定平衡在单位时间内消耗了必同时消耗了平衡正、逆反应p molC,则V（正）=V（逆）V（A）:V（B）:V（C）:V（D）=m:n:p:q，V不一定平衡（正）不一定等于V（逆）不一定平衡在单位时间内生成〃molB,同时消耗了q molD,因均指V（逆）压强机+〃wp+g时，总压力一定（其他条件一定）平衡%+〃=〃+4时，总压力一定（其他条件一定）不一定平衡混合气体平均Mr一定时，只有当+q时平衡Mr一定时，但加+及=〃+q时不一定平衡平衡任何反应都伴随着能量变化，当体系温度一温度平衡定时（其他不变）体系的密度密度一定不一定平衡其他如体系颜色不再变化等平衡习题训练单位时间内消耗了根/加/4同时生成机加7/4,B.即

1.教材32页

1、5题

2.补充习题

（5）影响化学平衡移动的因素

1、浓度对化学平衡移动的影响

（1）影响规律在其他条件不变的情况下，增。