(高中精品资料)高中化学选修4知识点分类总结.docx
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1、第一章 化学反应与能量 一、焓变反应热 1反应热:化学反应过程中所放出或吸收的热量,任何化学反应都有反应 热, 因为任何化学反应都会存在热量变化,即要么吸热要么放热。反应热可以分为 (燃烧热、中和热、溶解热) 2焓变(H)的意义:在恒压条件下进行的 化学反应的热效应.符号: H.单位: kJ/mol ,即:恒压下:焓变=反应热,都可用H 表示,单位都是 kJ/mol。 3.产生原因:化学键断裂吸热化学键形成放热 放出热量的化学反应。(放热吸热) H 为“-”或H 放热)H 为“+”或H 0 也可以利用计算H 来判断是吸热还是放热。H=生成物所具有的总能量-反应 物所具有的总能量=反应物的总键能
2、-生成物的总键能 常见的放热反应: 所有的燃烧反应 所有的酸碱中和反应 大多数的 化合反应 金属与水或酸的反应 生石灰(氧化钙)和水反应铝热反应等 常见的吸热反应: 晶体 Ba(OH)28H2O 与 NH4Cl 大多数的分 解反应 条件一般是加热或高温的反应 区分是现象(物理变化)还是反应(生成新物质是化学变化),一般铵盐溶 解是吸热现象,别的物质溶于水是放热。 4.能量与键能的关系:物质具有的能量越低,物质越稳定,能量和键能成反 比。 5.同种物质不同状态时所具有的能量:气态液态固态 6.常温是指 25,101.标况是指 0,101. 7.比较H 时必须连同符 号一起比较。 二、热化学方程式
3、 定义:表示参加反应物质的量和反应热的关系 的化学方程式。 书写化学方程式注意要点: 热化学方程式必须标出能量变化,即反应热H, H 对应的正负号都不能省。 热化学方程式中必须标明反应物和生成物的聚集状态(s,l, g 分别表示固 态, 液态,气态,水溶液中溶质用 aq 表示) 热化学反应方程式不标条件,除非 题中特别指出反应时的温度和压强。 热化学方程式中的化学计量数表示物质的量,不表示个数和体积,可以是整 数,也可以是分数 各物质系数加倍,H 加倍,即:H 和计量数成比例;反应逆向进行,H 改变符号,数值不变。 6.表示意义:物质的量物质状态吸收或放出*热量。 三、燃烧热 1概念: 101
4、 kPa 时,1 mol 纯物质完全燃烧生成稳定的氧化物(二氧化碳、 二氧化硫、液态水 H2O)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:101 kPa 反应程度:完全燃烧, 产物是稳定的氧化物。 燃烧物的物质的量:1 mol 研究内容:放出的热 量。(HHg2+Fe3+Cu2+H+(指酸电离 的)Pb2+Sn2+Fe2+Zn2+Al3+Mg2+Na+Ca2+K+ 阴离子的放电顺序 是 惰 性 电 极 时 : S2-I-Br-Cl-OH-NO3-SO42- (含 氧 酸 根 离 子)F-(SO32-/MnO4-OH-) 是活性电极时:电极本身溶解放电 注意
5、先要看电极材料,是惰性电极还是活性电极,若阳极材料为活性电极 (Fe、 Cu)等金属,则阳极反应为电极材料失去电子,变成离子进入溶液;若为惰性 材 料,则根据阴阳离子的放电顺序,依据阳氧阴还的规律来书写电极反应式。 电解质水溶液点解产物的规律 类型电极反应特点实例电解对象电 解 质 浓 pH电解质溶 度液复原 HCl电解质减小增大 HCl 分 解 电 解 电解质电离出的阴 CuCl2- CuCl2 质型阳离子分别在两极 放电 NaCl HCl 放 H2 生成阴极:水放 H2生碱 碱型阳极:电解质阴离子电解质和水生 成 新 电增大 放电解质 放 氧 生 酸阴极:电解质阳离子 型放电 CuSO4
6、阳极:水放 O2 生酸 电解质和水生 成 新 电 解质减小氧化铜 NaOH 电解水型阴极:4H+ + 4e- =增大 H2SO4 减小 2H2 阳极:4OH- - 4e- =水增大 Na2SO4 不变 O2+ 2H2O 水 上述四种类型电解质分类: (1)电解水型:含氧酸,强碱,活泼金属含氧酸 盐 (2)电解电解质型:无氧酸,不活泼金属的无氧 酸盐(氟化物除外) (3)放氢生碱型:活泼金属的无氧酸盐 (4)放 氧生酸型:不活泼金属的含氧酸盐 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)、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 (2)、电极、电解
7、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 = Mn+ 阴极:待镀金属(镀件):溶液中的金属离子得到电子,成为金属原子,附 着在 金属表面 M n+ ne = M 电解质溶液:含有镀层金属离子的溶液 做电镀液 镀铜反应原理 阳极(纯铜):Cu-2e-=Cu2+,阴极(镀件):Cu2+2e-=Cu, 电解液:可溶性铜盐溶液,如 CuSO4溶液 (3)、电镀应用之一:铜的精炼 阳极:粗铜;阴极:纯铜电解质溶液:硫酸铜 3、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:通电前,氯化
8、钠高温下熔融:NaCl = 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,又具备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应(有时是与水电离产生的 H+作用),只要同 时具备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,则可能是电解池或电镀池;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)若多个单池相互串联,又有外接电源时,则与电源相
9、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。 原电池,电解池,电镀池的比较 性质原电池电解池电镀池 类别 定义将化学能转变成将电能转变成化学能应用电解原理在某些 (装置特点) 电能的装置的装置金属表面镀上一侧层 其他金属 反应特 征自发反应非自发反应非自发反应 装置特征无电源,两级材料有电源,两级材料可同有电源 不同可不同 形成条件活动性不同的两两电极连接直流电源 1 镀层金属接电源正 极 电解质溶液 两电极插入电解质溶 液 极,待镀金属接负极; 2 电镀液必须含有镀 形成闭合回路形成闭合回路层金属的离
10、子 电极名 称负极:较活泼金属阳极:与电源正极相连名称同电解,但有限制 正极:较不活泼金条件 属(能导电非 金阴极:与电源负极相连阳极:必须是镀层金属 属)阴极:镀件 电极反应负极:氧化反应, 阳极:氧化反应,溶液 金属失去电子中的阴离子失去电子, 阳极:金属电极失去电 正极:还原反应,或电极金属失电子子 溶液中的阳离子 阴极:还原反应,溶液 的电子或者氧气中的阳离子得到电子阴极:电镀液中阳离子 得电子(吸氧腐得到电子 蚀) 电子流向负极正极电源负极阴极同电解池 电源正极阳极 溶液中带电阳离子向正极移阳离子向阴极移动同电解池 粒子的移动动阴离子向阳极移动 阴离子向负极移 动 联系在两极上都发生
11、氧化反应和还原反应 原电池与电解池的极的得失电子联系图: 阳极(失)e-正极(得)e-负极(失)e-阴极 (得) 第四节金属的电化学腐蚀和防护 一、金属的电化学腐蚀 (1)金属腐蚀内容: (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 电化腐蚀化学腐蚀 条件 不纯金属或合金与电解质溶液金属与非电解质直接接触 接触 现象有微弱的电流产生无电流产生 本质较活泼的金属被氧化的过程金属被氧化的过程 关系化学腐蚀与电化腐蚀往往同时发生,但电化腐蚀更加普遍,危害更严 重 (4)、电化学腐蚀的分类: 析氢腐蚀腐蚀过程中不断有氢气放出 条件:潮湿空气中形成的水膜, 酸性较强(水膜中溶解有 CO2
12、、SO2、H2S 等气 体) 电极反应:负极: Fe 2e-= Fe2+ 正极: 2H+ 2e-= H2 总式:Fe + 2H+= Fe2+ H2 吸氧腐蚀反应过程吸收氧气 条件:中性或弱酸性溶液 电极反 应:负极: 2Fe 4e-= 2Fe2+ 正极: O2+4e-+2H2O = 4OH-总式:2Fe + O2 +2H2O =2 Fe(OH)2 离子方程式:Fe2+ 2OH-= Fe(OH)2 生成的 Fe(OH)2被空气中的O2氧化,生成 Fe(OH)3, Fe(OH)2+ O2+ 2H2O = 4Fe(OH)3 Fe(OH)3脱去一部分水就生成 Fe2O3x H2O(铁锈主 要成分) 规
13、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腐措施的 腐蚀 防腐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腐条件的腐蚀无 防腐条件的腐蚀 二、金属的电化学防护 1、利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:原电池反应中,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子, 使金属原电池反应产生的电流不能 输送
14、,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,抑制了钢 铁失去电子的反应。 2、改变金属结构:把金属制成防腐的合金 3、把金属与腐蚀性试剂隔开:电镀、油漆、涂油脂、表面钝化等 (3)金属腐蚀的分类: 化学腐蚀金属和接触到的物质直接发生化学反应而引起的腐蚀 电化学腐蚀不纯的金属跟电解质溶液接触时,会发生原电池反应。比 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。 化学腐蚀与电化腐蚀的比较 第二章 化学反应速率和化学平衡 一、化学反应速率 1. 化学反应速率(v) 定义:用来衡量化
15、学反应的快慢,单位时间内反应物或生成物的物质的量 的变化 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 计算公式:v=c/t(:平均速率,c:浓度变化,t:时间)单位: mol/(Ls) 影响因素: 决定因素(内因):反应物的性质(决定因素) 条件因素(外因):浓度(固体和纯液体除外),压强(方程式中必须要有 气体) ,温度(提高了反应物分子的能量),催化剂(降低了活化能),浓度和 压强主要是通过使单位体积内分子总数增大来增大反应速率,温度和压强主要 是使活化分子百分数增大来增大反应速率。 2.浓度和压强是单位体积内活化分子百分数不变,温度和催化剂是分子总数 不 变。 注意: (
16、1)、参加反应的物质为固体和液体,由于压强的变化对浓度几乎无影响, 可 以认为反应速率不变。 (2)、惰性气体对于速率的影响 恒温恒容时:充入体系气体,反应速率增大;充入惰性气体反应速率不变 恒温恒压时:充入惰性气体反应速率减小 二、化学平衡 (一)1.定义: 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,各 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 到的限度即化学平衡状态。 2、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)
17、3、判断平衡的依据 判断可逆反应达到平衡状态的方法和依据 例举反应mA(g)+nB(g) pC(g)+qD(g) 混合物体系 中 各成分的含 量 正、逆反应 速 率 的 关 各物质的物质的量或各物质的物质的量的分数平衡 一定 各物质的质量或各物质质量分数一定平衡 各气体的体积或体积分数一定平衡 即:各组分的量保持不变时一定能判断平衡。 在单位时间内消耗了 m molA 同时生成 m 平衡 molA, 系 在单位时间内消耗了 n molB 同时消耗了 p molC, V(A):V(B):V(C):V(D)=m:n:p:q, V(正)不一定等于 V(逆) 即:用物质来判断平衡时,必须要一正一逆且要
18、带 上系数。用速率来判断平衡时,必须要一正一逆且 平衡 不一定平衡 总的压强,总 的物质的量, 总的体积 速率之比等于计量数之比。 m+np+q 时,能判断平衡 m+n=p+q 时,不能判断平衡。即:总的量看气 体的计量数,气体的计量数不等时能判断。 混 合 气体 平用公式判断 均 相 对分 子 质量 Mr 或 密 度 推出公式是一个变化的量就能判断平衡 温度 任何反应都伴随着能量变化,当体系温度一定时 (其他不变)一定能判断平衡。 平衡 其他变化的量能判断平衡,固定不变的量不能判断平 衡。 (二)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,
19、增 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 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: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。 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
20、 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。 三、化学平衡常数 (一)定义:在一定温度下,当一个反应达到化学平衡 时,生成物浓度幂之积 与反应物浓度幂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平 衡时的浓度。 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
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