回归教材之选修4

回归教材之选修4 第一章 化学反应与能量 第一节 化学反应与能量的变化

一、反应热 焓变：通常遇到的反应是在敞口容器中进行的，反应系统的压力与外界压力相等，即恒压条件下进行的热效应等于焓变。 放热反应（ΔH<0）：反应物总能量高于生成物总能量，反应物键能之和<生成物键能之和，生成物更稳定。 常见的放热反应：① 所有的燃烧反应② 酸碱中和反应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 浓硫酸稀释、氢氧化钠固体溶解等

常见的吸热反应：① 晶体Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl② 大多数的分解反应 ③ 以H2、CO、C为还原剂的氧化还原反应④ 铵盐溶解等

二、热化学方程式书写的注意事项：

(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△H不同

(2)要注明反应物和生成物的状态。物质的聚集状态，与它们所具有的能量有关。 三、中和热测定 需要考虑问题：隔热、某酸或碱反应完全、反应快速进行、记录最高温度

第二节 燃烧热 能源

一、燃烧热 在101KPa时，1mol物质完全燃烧生成稳定的氧化物时，所放出的热量叫做该物质的燃烧热。注意：下列常见元素生成的对应的氧化物为 C→ CO2 (g)，H → H2O (l)，S→ SO2 (g) ，P→ P2O5 (s)。 二、能源

1、新能源：太阳能、生物能、风能、氢能、地热能、海洋能。 2、新能源介绍：太阳能 氢能 地热能

3、节约能源的措施：加强科技投入，提高管理水平，改善开采、运输、加工环节，科学控制燃烧反应，使燃料充分燃烧，提高能源的使用效率。

第三节 化学反应热的计算

一、盖斯定律 与过程无关，只和反应的起始和终了状态有关，热化学方程式可以加减，ΔH更随加减（可逆反应平衡常数K更随乘除）。 二、反应热的计算

第二章 化学反应速率和化学平衡

第一节 化学反应速率

一、反应速率

注意：1、同一个反应，用不同的物质来表示反应速率，数值是不一样的，所以应注明[c（B）]是由哪种物质表示的。2、同一反应中，各物质的速率之比等于他们在化学方程式中的化学计量数之比。 3、我们所说的速率是指在整个过程中的平均速率。且均为正值 二、比较反应速率的大小,注意单位，注意对象转换。 四、根据各物质的反应速率之比写出化学方程式。

第二节 影响化学反应速率的因素

一、响化学反应速率的因素

1.内因：物质本身的结构和性质是化学反应速率大小的决定因素。

2.外因：浓度、温度、压强、催化剂、其他因素（条件改变对正逆反应速率的影响最终趋势相同） 二、外界条件对化学反应速率的影响 1、浓度对化学反应速率的影响。

实验2-2 2KMnO 4+5H2C2O4+3H2SO4=K2SO4+2MnSO4+10CO2+8H2O 2、压强对反应速率的影响。 3、温度对化学反应速率的影响。

实验2-3 Na2S2O3+H2SO4=Na2SO4+SO2+S+H2O 4、催化剂对化学反应速率的影响。 实验2-4

5、其他因素：如光照、反应物固体的颗粒大小、电磁波、超声波、溶剂的性质等，也会对化学反应的速率产生影响。

科学探究 1. 4H++4I-+O2=2I2+2H2O 2. 3.

第三节 化学平衡

一、可逆反应 在同一条件下,既能向正反应方向进行,同时又能向逆反应方向进行的反应. 注意：可逆反应总是不能进行到底，得到的总是反应物与生成物的混合物

构成化学平衡体系的基本要求：反应物和生成物均处于同一反应体系，反应条件不变 二、化学平衡状态

化学平衡状态，就是指在一定条件下的可逆反应里，正反应速率和逆反应速率相等，反应混合物中各组分的浓度保持不变的状态。

平衡移动的标志：1、反应混合物中各组分的浓度发生改变 2、 V正≠ V逆

实验2-5 Cr2O72-（橙色）+H2O=2CrO42-（黄色）+2H+ (可逆) 实验2-6 Fe3++3SCN-=Fe(SCN)3(红色) 2NO2(g)=N2O4(g) ΔH=-56.9kJ/mol (可逆反应，NO2(红棕色)、N2O4(无色) 三、化学平衡常数

一定温度下，对于已达平衡的反应体系中，生成物以它的化学计量数为乘幂的浓度之积除以反应物以它的化学计量数为乘幂的浓度之积是个常数 （一）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浓度。2、K只与温度（T）有关。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。 （二）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，K>_105__时，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

第四节 化学反应进行的方向

一、自发过程与判据 科学视野 △H – T△S< 0 自发进行 △H – T△S= 0 平衡状态 △H – T△S> 0 非自发进行 注意：气体S值最大，讨论过程的方向时是指没有外界干扰，过程的自发性只能用于判断过程的方向，不能确定过程是否一定会发生和发生的速率

第三章 水溶液中的离子平衡

第一节 弱电解质的电离

一、强电解质与弱电解质 都是纯净的化合物，判断依据是在水溶液中是否电离、电离程度。 实验3-1

二、弱电解质的电离（吸热）

弱电解质溶于水，部分电离产生的离子在溶液中相互碰撞又会结合成分子。故弱电解质的电离过程为可逆的。

电离常数：H2C2O4>HC2O4->H2CO3>C6H5OH>HCO3- 实验3-2

第二节 水的电离和溶液的酸碱性

一、水的电离

1、水的电离 2H2O=H3O++OH-

2、水的离子积:温度越高，Kw越大，水的电离度越大。对于中性水，尽管Kw,电离度增大，但仍是中性水，[H+]=[OH-].常温下为10-14 二、溶液的酸碱性和pH（常温下）：

+

1、 溶液的酸碱性与c（H）和c（OH—）的关系：

2、溶液的pH：测量方法（pH试纸，pH计，强氧化性物质不能用pH试纸测量pH） （1）定义：pH =-lg{c（H+）}

(2)适应范围：稀溶液，0～14之间。

可用 pH试纸来测定溶液的pH值。方法：用洁净的干玻璃棒直接蘸取少许待测液，滴在pH试纸上与标准比色卡对照，确定溶液的pH值。

三、PH的应用中和滴定 ，滴定终点并非pH一定为7。仅仅是酸碱完全反应 注意酸碱指示剂变色范围对滴定终点的影响，3144红橙黄，58石蕊红紫蓝，810酚酞逐渐红 注意酸碱中和滴定曲线的突跃

第三节 盐类的水解

C5H8NO4Na(谷氨酸钠，味精) 一、探究盐溶液的酸碱性

2、盐类水解的本质 某些盐类电离的离子与水电离的H+、OH-结合成弱电解质，促进水的电离。 三、影响盐类水解的主要因素（有弱才水解、无弱不水解，越弱越水解，都弱双水解，谁强显谁性、同强显中性，水解吸热，水解微弱，越稀越水解） 利用水解制备TiO2、SnO、SnO2、Sn2O3 科学探究Kw=Kh*Ka 第四节 难溶电解质的溶解平衡

1、难溶电解质的溶解平衡的一些常见知识

（1）溶解度 小于 0.01g的电解质称难溶电解质。

（2）反应后离子浓度降至1*10-5以下的反应为完全反应。如酸碱中和时[H+]降至10-7mol/L<10-5mol/L，故为完全反应，用“=”，常见的难溶物在水中的离子浓度均远低于10-5mol/L，故均用“=”。

（3）掌握三种微溶物质：CaSO4、Ca(OH)2、Ag2SO4

（4）溶解平衡常为吸热，但Ca(OH)2为放热，升温其溶解度减少。 （5）溶解平衡存在的前提是：必须存在沉淀，否则不存在平衡。 2、溶解平衡方程式的书写

注意在沉淀后用(s)标明状态，并用“ ”。如：Ag2S(s) 2Ag+(aq）+ S2-(aq) 3、沉淀生成的三种主要方式

（1）加沉淀剂法：Ksp越小（即沉淀越难溶），沉淀越完全；沉淀剂过量能使沉淀更完全。 （2）调pH值除某些易水解的金属阳离子：如加MgO除去MgCl2溶液中FeCl3。 （3）氧化还原沉淀法： （4）同离子效应法

Mg(HCO3)2中滴入NaOH，优先生成Mg(OH)2 4、溶度积规则 QC（离子积）〉KSP 有沉淀析出 QC= KSP 平衡状态

QC 〈KSP 未饱和，继续溶解 闪锌矿ZnS 方铅矿PbS 铜蓝CuS 羟基磷灰石Ca5(PO4)3OH 牙齿的矿物质

第四章 电化学基础

第一节 原电池

一、原电池实验探究 Zn放入硫酸铜溶液中，铜离子直接在锌表面得到电子，相当于短路，反应时以热量形式体现能量转化，得不到电流。盐桥中装有含琼脂的KCl饱和溶液。 实验4-1 锌铜原电池

二、原电池概念：学能转化为电能的装置叫做原电池。

将一定的氧化还原反应的电子转移变成电子的定向移动。即将化学能转化成电能的形式释放。 三、原电池的构成条件

1、活泼性不同的两电极2、电解质溶液3、形成闭合回路（导线连接或直接接触且电极插入电解质溶液4、自发的氧化还原反应(本质条件) 四、原电池中的几个判断

1.正极负极的判断：2.离子流向与电子流向的判断

第二节 化学电源

化学电池的简单介绍 判断一种电池的优劣标准：单位质量或单位体积所能输出电能的多少[比能量，（w? h）/kg、（w? h）/L]，或输出功率大[比功率，w/kg w/K]）,以及电池的可储存时间的长短。 一、一次电池

普通锌锰干电池，碱性锌锰干电池、锌银电池，锂电池 电极反应P75 二、二次电池

铅蓄电池、电极反应P76,镉镍电池，氢镍电池，聚合物离子锂电池 三、燃料电池

氢氧燃料电池、电极反应p77，燃料有氢气，烃，肼，甲醇，氨气，煤气等

第三节 电解池

一、 电解原理

二、实验4-2 CuCl2溶液的电解

阳极：2Cl- -2e-=Cl2 (氧化) 阴极：Cu2++2e-=Cu(还原) 总方程式：_________ 放电：阴离子失去电子或阳离子得到电子的过程叫放电。 电解：电流(外加直流电)通过电解质溶液而在阴阳两极引起氧化还原反应(被动的不是自发的)的过程

叫电解。

所以电解质导电的实质便是——电解

电解池：借助电流引起氧化还原反应的装置，即把电能转化为化学能的装置叫电解池或电解槽。 二、电解原理的应用

1.电解饱和食盐水制烧碱、氯气和氢气： 电解饱和食盐水的阴极产物、阳极产物分别是氯气，氢气和氢氧化钠

2.电镀： 如何进行电镀？精炼铜中硫酸铜的浓度怎样？ 3.电冶金： 适用范围：活泼金属K~Al

第四节 金属的电化学腐蚀与防护

一、金属的电化腐蚀

1. 什么是金属的腐蚀?金属腐蚀的本质是什么?

2. 化学腐蚀与电化学腐蚀的共同点和不同点是什么? 3.电化学腐蚀 (以钢铁为例)

1.析氢腐蚀 (酸性较强的溶液) 负极: Fe – 2e- = Fe2+ 正极: 2H+ + 2e- = H2 ↑

总式：Fe + 2H+ = Fe2+ + H2 ↑ 2. 吸氧腐蚀 (中性或弱酸性溶液) 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 4 Fe(OH)2 + O2 + 2H2O = 4Fe(OH)3 实验4-3 铁的吸氧腐蚀实验 二、金属的防护

1． 金属的防护

（1） 改变金属的内部结构（钢→不锈钢，在钢中加入镍和铬） （2） 覆盖保护膜（涂油漆，电镀，钝化等） （3） 电化学保护 ①外加电流阴极保护法

②牺牲阳极阴极保护法

科学探究 牺牲阳极的阴极保护法

3Fe2++2[Fe(CN)6]3-=Fe3[Fe(CN)6]2↓