化学必修四

这是一个关于化学必修四的思维导图。反应热的概念是当化学反应在一定的温度下进行时反应所释放或吸收的热量称为反应热，在此温度下的热效应简称为反应热，用符号Q表示。

必修四

• 1. 第一章 化学反应与能量
  • 化学反应的热效应
    • 反应热的概念，当化学反应在一定的温度下进行时反应所释放或吸收的热量称为该反应，在此温度下的热效应简称为反应热用符号Q表示。
    • 反应热与吸热反应放热反应的关系。
      • Q，大于零时，反应为吸热反应，Q小于零时反应为放热反应。
    • 反应热的预定
      • 测定反应热的仪器为量热计，既可测出反应前后溶液温度的变化，根据体系的热容，可计算出反应热。
  • 化学反应的焓变
    • 反应焓变
      • 物质具有的能量是物质固定的性质，可以用焓的物理量来描述符号为H单位为，千焦每摩尔。
      • 反应产物的总焓与反应物的总焓之差差称为焓变，用表示。
    • 反应焓变与反应热的关系
      • 对于等压条件下进行的化学反应，若反应中物质的能量变化，全部转化为热能，则该反应的反应热等于反应焓变。
    • 反应焓变与吸热反应放热反应的关系
      • 焓变大于零，反应吸热，为吸热反应焓变小于零，反应释放能量为放热反应。
    • 反应焓变与热化学方程式
      • 把一个化学反应中物质的变化和反应焓变，同时表示出来的化学方程式称为，热化学方程式。
      • 化学后面要注明物质的聚集状态
      • 化学方程式后面写上反应焓变，焓变的单位是，千焦每摩尔。
      • 热化学方程式中，物质的系数加倍，焓变的数值也相应加倍。
  • 反应焓变的计算
    • 盖斯定律
      • 对于一个化学反应，无论是一步完成还是分几步完成，其反应焓变一样，这一规律称为盖斯定律。
    • 利用盖斯定律进行反应焓变的计算
• 2. 第二章 化学反应速率和化学平衡
  • 化学反应的速率
    • 化学反应速率
      • 单位时间内反应物的减小量或生成物的增加量可以表示反应的快慢及反应的速率，用符号v表示。
      • 对某一具体反应用不同物质表示化学反应速率时所得的数值可能不同，但各物质表示的化学反应速率之比等于化学方程式中各物质系数之比。
    • 浓度对反应速率的影响
      • 反应速率常数
        • 反应速率常数表示，单位浓度下的化学反应速率，反应速率越大，反应反应进行的越快反应速率与浓度无关，受温度催化剂，固体表面性质等因素的影响。
      • 增大反应物浓度正反应速率增大减小反应物浓度正反应速率减小
      • 增大生成物浓度，逆反应速率增大，减小生成物浓度，逆反应速率减小。
    • 温度对反应速率的影响
    • 催化剂对反应速率的影响
      • 催化剂大多能加快反应速率，原因是因为催化剂能通过参加反应改变反应历程，降低反应的活化能来有效提高反应速率。
      • 催化剂的特点
        • 催化剂能加快反应速率，而在反应前后本身的质量和化学性质不变，催化剂具有选择性。
      • 催化剂不能改变化学反应的平衡常数不引起化学平衡的移动不能改变化学，平衡转化率。
    • 压强对反应速率的影响
      • 压强只对气体，有影响，但对固体液体的反应压强的改变对反应的速率几乎无影响。
  • 化学反应的方向
    • 反应焓变与反应方向
      • 放热反应都能自发进行，焓变小于零的反应，大多能自发进行有些吸热反应能自发进行有些吸热反应室温下不能进行，但在较高温度下能自发进行。
    • 反应熵变与反应方向
      • 熵是描述体系混乱度的概念，熵值越大体系混乱度越大，反应的熵变为反应产物中熵与反应物总熵之差，产生气体的反应为熵增加反应熵增加，有利于反应自发进行。
    • 焓变与熵变对反应方向的共同影响
      • 在温度压强一定的条件下，自发反应中，焓变减熵变小于零的方向进行，直至平衡状态。
• 3. 第三章 水溶液中的离子平衡
  • 水溶液
    • 水的电离
      • H2O---H++OH-
    • 溶液的酸碱度
      • 常温下，中性溶液ph=7酸性溶液ph小于七碱性溶液ph大于七
    • 电解质在水溶液中的存在形态
      • 强电解质是在稀的水溶液中完全电离的电解质强电解质在溶液中以离子形式存在，主要包括强酸强碱和绝大多数盐。
      • 弱电解质在水溶液中部分电离的电解质在水溶液中主要以分子形态存在少部分以离子形态存在，存在电离平衡，主要包括弱酸弱碱，水及极少数盐
  • 弱电解质的电离及盐类的水解
    • 弱电解质的电离平衡
      • 电离平衡常数，在一定条件下达到电离平衡时，弱电解质电离形成的各种离子浓度的乘积与溶液中未电离的分子浓度之比为常数叫做电离平衡常数。
      • 弱酸的电离平衡常数越大，达到电离平衡时，电离出的氢离子越多，多元弱酸分步电离，且每步电离都有各自的电离平衡常数与第一部电离为主。
    • 盐类水解
      • 水解实质
        • 盐溶于水后，电离出的离子与水电离的氢离子和氢氧根离子结合生成弱酸或弱碱，从而打破水的电离平衡，使水持持电离，称为盐类水解。
      • 水解类型及规律
        • 强酸弱碱盐水解显酸性
        • 强碱弱酸盐水解显碱性
        • 强酸强碱，盐不水解。
        • 弱酸弱碱盐双水解
      • 水解平衡的移动
        • 加热加水可以促进盐的水解，加入酸或碱能抑制盐的水解，另外，弱酸根阴离子与弱碱阳离子相混合时，相互促进水解。
  • 离子反应
    • 离子反应发生的条件
      • 生成沉淀
        • 具有溶液中的离子直接结合为沉淀，又有沉淀的转化。
      • 生成弱电解质
        • 主要是氢离子与弱酸根，生成弱酸或氢根与弱碱阳离子生成弱碱，或氢离子与氢氧根结合生成水。
      • 生成气体
        • 生成弱酸是很多弱酸，能分解生成气体。
      • 发生氧化还原反应
        • 强氧化性的离子与强还原性离子与发生氧化还原反应，且大多数在酸性条件下发生。
    • 离子反应的应用
      • 判断溶液中离子能否大量共存
        • 相互间能发生反应的离子不能大量共存
      • 用于物质的定性检验
        • 根据离子的特性反应主要是沉淀的颜色或气体的生成定性检验特征性质
      • 用于离子的定量计算
        • 常见的酸碱中和滴定法氧化还原滴定法
      • 生活中常见的离子反应
        • 硬水的形成其软化涉及到的离子反应
  • 难溶电解质的溶解平衡
    • 沉淀溶解平衡与溶度积
      • 概念
        • 当固体溶于水时，固体溶于水的速率和离子结合为固体的速率相等时，固体的溶解与沉淀的生成，达到平衡状态，称为沉淀溶解平衡，其平衡常数叫做溶度积常数，简称容积k AP表示。
      • 溶度积的特点
        • 溶度积溶电解质的性质和温度有关，与沉淀的量无关，且溶液中离子浓度的变化能引起平衡移动，但并不改变溶度积。
    • 沉淀溶解平衡的应用
      • 沉淀的溶解与生成
      • 沉淀的转化
        • 根据溶度积的大小可以将浓度极大的沉淀转化为溶度积更小的沉淀，这叫做沉淀的转化沉淀，沉淀转化实质为沉淀溶解平衡的移动。
• 4. 第四章 电化学基础
  • 化学能转化为电能---电池
    • 原电池的工作原理
      • 概念，把化学能转变为电能的装置，统称为原电池。
      • 原电池的电能
        • 若两种金属作电极活泼金属为负极不活泼金属为正级，作为一种金属和非金属做电器金属为负极非金属为正极。
    • 化学电源
      • 锌锰干电池
      • 铅蓄电池
      • 氢氧燃料电池
  • 电能转化为化学能---电解
    • 电解的原理
      • 概念在直流电作用下，电解质在两电极上分别发生氧化反应和还原反应的过程，叫做电解，电能转化为化学能的装置叫做坚持。
      • 阳极与电源正极相连的电极称为阳极，阳极发生氧化反应。
      • 阴极与电源负极相连的电极称为阴极，应急发生还原反应。
    • 电解原理的应用
      • 电解食盐水制备烧碱，氯气和氢气。
      • 铜的电解精炼
      • 电镀
    • 金属的腐蚀与防护
      • 金属腐蚀
        • 金属表面与周围物质发生化学反应，或因电化学作用而遭到破坏的过程，称为金属腐蚀。
      • 金属腐蚀的电化学原理
        • 生铁中含有碳，遇有雨水，可形成原电池，铁为负极水中溶解的氧气被还原，该腐蚀为吸氧腐蚀，若水膜在酸性较高的环境下腐蚀称为析氢腐蚀。
      • 基础的防护
        • 金属处于干燥的环境下，或在金属表面刷油漆，陶瓷，沥青，塑料及电镀一层耐腐蚀性强的金属防护层破坏原电池形成的条件，从而达到对金属的防护，也可以利用原电池原理，采用牺牲阳极保护法也可以利用电解原理，采用外加电流阴极保护法。