【正文】 氣體的密度ρ，求算該氣體的式量：M = 224ρ（標(biāo)準(zhǔn)狀況）②根據(jù)氣體A對氣體B的相對密度D，求算氣體A的式量：MA = DMB③求混合物的平均式量：M = m（混總）/n（混總）④根據(jù)化學(xué)反應(yīng)方程式計(jì)算烴的式量。⑤應(yīng)用原子個(gè)數(shù)較少的元素的質(zhì)量分?jǐn)?shù)，在假設(shè)它們的個(gè)數(shù)為3時(shí)，求出式量。（2）確定化學(xué)式的方法①根據(jù)式量和最簡式確定有機(jī)物的分子式。②根據(jù)式量，計(jì)算一個(gè)分子中各元素的原子個(gè)數(shù)，確定有機(jī)物的分子式。③當(dāng)能夠確定有機(jī)物的類別時(shí)。可以根據(jù)有機(jī)物的通式，求算n值，確定分子式。④根據(jù)混合物的平均式量，推算混合物中有機(jī)物的分子式。（3）確定有機(jī)物化學(xué)式的一般途徑（4）有關(guān)烴的混合物計(jì)算的幾條規(guī)律①若平均式量小于26，則一定有CH4②平均分子組成中，l n（C） 2，則一定有CH4。③平均分子組成中，2 n（H） 4，則一定有C2H2。篇14：高中化學(xué)選修4知識點(diǎn)總結(jié)第一章 化學(xué)反應(yīng)與能量考點(diǎn)1：吸熱反應(yīng)與放熱反應(yīng)吸熱反應(yīng)與放熱反應(yīng)的區(qū)別特別注意：反應(yīng)是吸熱還是放熱與反應(yīng)的條件沒有必然的聯(lián)系，而決定于反應(yīng)物和生成物具有的總能量(或焓)的相對大小。常見的放熱反應(yīng)①一切燃燒反應(yīng)。②活潑金屬與酸或水的反應(yīng)。③酸堿中和反應(yīng)。④鋁熱反應(yīng)。⑤大多數(shù)化合反應(yīng)(但有些化合反應(yīng)是吸熱反應(yīng)，如：N2+O2=2NO，CO2+C=2CO等均為吸熱反應(yīng))。常見的吸熱反應(yīng)①Ba(OH)28H2O與NH4Cl反應(yīng)。②大多數(shù)分解反應(yīng)是吸熱反應(yīng)③等也是吸熱反應(yīng)。④水解反應(yīng)考點(diǎn)2：反應(yīng)熱計(jì)算的依據(jù)反應(yīng)熱與反應(yīng)物各物質(zhì)的物質(zhì)的量成正比。ΔH=E生成物E反應(yīng)物。ΔH=反應(yīng)物的鍵能總和生成物的鍵能總和?；瘜W(xué)反應(yīng)的反應(yīng)熱只與反應(yīng)的始態(tài)(各反應(yīng)物)和終態(tài)(各生成物)有關(guān)，而與反應(yīng)的途徑無關(guān)。即如果一個(gè)反應(yīng)可以分步進(jìn)行，則各分步反應(yīng)的反應(yīng)熱之和與該反應(yīng)一步完成時(shí)的反應(yīng)熱是相同的。溫馨提示：①蓋斯定律的主要用途是用已知反應(yīng)的反應(yīng)熱來推知相關(guān)反應(yīng)的反應(yīng)熱。②熱化學(xué)方程式之間的“+”“”等數(shù)學(xué)運(yùn)算，對應(yīng)ΔH也進(jìn)行“+”“”等數(shù)學(xué)計(jì)算。：Q(放)=n(可燃物)|ΔH|。第二章 化學(xué)反應(yīng)速率與化學(xué)平衡考點(diǎn)1：化學(xué)反應(yīng)速率化學(xué)反應(yīng)速率的表示方法___________?；瘜W(xué)反應(yīng)速率通常用單位時(shí)間內(nèi)反應(yīng)物濃度和生成物濃度的變化來表示。表達(dá)式：___________ 。其常用的單位是__________ 、或__________ 。影響化學(xué)反應(yīng)速率的因素1)內(nèi)因(主要因素)反應(yīng)物本身的性質(zhì)。2)外因(其他條件不變，只改變一個(gè)條件)理論解釋——有效碰撞理論(1)活化分子、活化能、有效碰撞①活化分子：能夠發(fā)生有效碰撞的分子。②活化能：如圖圖中：E1為正反應(yīng)的活化能，使用催化劑時(shí)的活化能為E3，反應(yīng)熱為E1E2。(注：E2為逆反應(yīng)的活化能)③有效碰撞：活化分子之間能夠引發(fā)化學(xué)反應(yīng)的碰撞。(2)活化分子、有效碰撞與反應(yīng)速率的關(guān)系考點(diǎn)2：化學(xué)平衡化學(xué)平衡狀態(tài)：一定條件(恒溫、恒容或恒壓)下的可逆反應(yīng)里，正反應(yīng)和逆反應(yīng)的速率相等，反應(yīng)混合物(包括反應(yīng)物和生成物)中各組分的濃度保持不變的狀態(tài)?；瘜W(xué)平衡狀態(tài)的特征判斷化學(xué)平衡狀態(tài)的依據(jù)考點(diǎn)3：化學(xué)平衡的移動(dòng)概念可逆反應(yīng)中舊化學(xué)平衡的破壞、新化學(xué)平衡的建立，由原平衡狀態(tài)向新化學(xué)平衡狀態(tài)的轉(zhuǎn)化過程，稱為化學(xué)平衡的移動(dòng)?；瘜W(xué)平衡移動(dòng)與化學(xué)反應(yīng)速率的關(guān)系(1)v正v逆：平衡向正反應(yīng)方向移動(dòng)。(2)v正=v逆：反應(yīng)達(dá)到平衡狀態(tài)，不發(fā)生平衡移動(dòng)。(3)v正影響化學(xué)平衡的因素“惰性氣體”對化學(xué)平衡的影響①恒溫、恒容條件原平衡體系體系總壓強(qiáng)增大―→體系中各組分的濃度不變―→平衡不移動(dòng)。②恒溫、恒壓條件原平衡體系容器容積增大，各反應(yīng)氣體的分壓減小―→體系中各組分的濃度同倍數(shù)減小勒夏特列原理定義：如果改變影響平衡的一個(gè)條件(如C、P或T等)，平衡就向能夠減弱這種改變的方向移動(dòng)。原理適用的范圍：已達(dá)平衡的體系、所有的平衡狀態(tài)(如溶解平衡、化學(xué)平衡、電離平衡、水解平衡等)和只限于改變影響平衡的一個(gè)條件。勒夏特列原理中“減弱這種改變”的解釋：外界條件改變使平衡發(fā)生移動(dòng)的結(jié)果，是減弱對這種條件的改變，而不是抵消這種改變，也就是說：外界因素對平衡體系的影響占主要方面。第三章 水溶液中的離子平衡一、弱電解質(zhì)的電離定義：電解質(zhì)：在水溶液中或熔化狀態(tài)下能導(dǎo)電的化合物,叫電解質(zhì)。非電解質(zhì)：在水溶液中或熔化狀態(tài)下都不能導(dǎo)電的化合物。強(qiáng)電解質(zhì)：在水溶液里全部電離成離子的電解質(zhì)。弱電解質(zhì)：在水溶液里只有一部分分子電離成離子的電解質(zhì)。電解質(zhì)與非電解質(zhì)本質(zhì)區(qū)別：電解質(zhì)——離子化合物或共價(jià)化合物 非電解質(zhì)——共價(jià)化合物注意：①電解質(zhì)、非電解質(zhì)都是化合物 ②SONHCO2等屬于非電解質(zhì)③強(qiáng)電解質(zhì)不等于易溶于水的化合物(如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部電離，故BaSO4 為強(qiáng)電解質(zhì))——電解質(zhì)的強(qiáng)弱與導(dǎo)電性、溶解性無關(guān)。電離平衡：在一定的條件下，當(dāng)電解質(zhì)分子電離成 離子的速率 和離子結(jié)合成 時(shí)，電離過程就達(dá)到了平衡狀態(tài) ，這叫電離平衡。影響電離平衡的因素：A、溫度：電離一般吸熱，升溫有利于電離。B、濃度：濃度越大，電離程度 越小 。溶液稀釋時(shí)，電離平衡向著電離的方向移動(dòng)。C、同離子效應(yīng)：在弱電解質(zhì)溶液里加入與弱電解質(zhì)具有相同離子的電解質(zhì)，會(huì)減弱電離。D、其他外加試劑：加入能與弱電解質(zhì)的電離產(chǎn)生的某種離子反應(yīng)的物質(zhì)時(shí)，有利于電離。電離方程式的書寫：用可逆符號 弱酸的電離要分布寫(第一步為主)電離常數(shù)：在一定條件下，弱電解質(zhì)在達(dá)到電離平衡時(shí)，溶液中電離所生成的各種離子濃度的乘積，跟溶液中未電離的分子濃度的比是一個(gè)常數(shù)。叫做電離平衡常數(shù)，(一般用Ka表示酸，Kb表示堿。)表示方法：ABA++B Ki=[ A+][B]/[AB]影響因素：a、電離常數(shù)的大小主要由物質(zhì)的本性決定。b、電離常數(shù)受溫度變化影響，不受濃度變化影響，在室溫下一般變化不大。C、同一溫度下，不同弱酸，電離常數(shù)越大，其電離程度越大，酸性越強(qiáng)。如：H2SO3H3PO4HFCH3COOHH2CO3H2SHClO二、水的電離和溶液的酸堿性水電離平衡：水的離子積：KW= c[H+]c[OH]25℃時(shí),[H+]=[OH] =107 mol/L 。 KW= [H+][OH] = 1*1014注意：KW只與溫度有關(guān)，溫度一定，則KW值一定KW不僅適用于純水，適用于任何溶液(酸、堿、鹽)水電離特點(diǎn)：(1)可逆(2)吸熱(3)極弱影響水電離平衡的外界因素：①酸、堿：抑制水的電離 KW〈1*1014②溫度：促進(jìn)水的電離(水的電離是 吸 熱的)③易水解的鹽：促進(jìn)水的電離 KW 〉1*1014溶液的酸堿性和pH：(1)pH=lgc[H+](2)pH的測定方法：酸堿指示劑—— 甲基橙 、石蕊 、酚酞 。變色范圍：~(橙色) ~(紫色) ~(淺紅色)pH試紙—操作 玻璃棒蘸取未知液體在試紙上，然后與標(biāo)準(zhǔn)比色卡對比即可 。注意：①事先不能用水濕潤PH試紙。②廣泛pH試紙只能讀取整數(shù)值或范圍三、混合液的pH值計(jì)算方法公式強(qiáng)酸與強(qiáng)酸的混合：(先求[H+]混：將兩種酸中的H+離子物質(zhì)的量相加除以總體積，再求其它) [H+]混=([H+]1V1+[H+]2V2)/(V1+V2)強(qiáng)堿與強(qiáng)堿的混合：(先求[OH]混：將兩種酸中的OH?離子物質(zhì)的量相加除以總體積，再求其它) [OH]混=([OH]1V1+[OH]2V2)/(V1+V2) (注意:不能直接計(jì)算[H+]混)強(qiáng)酸與強(qiáng)堿的混合：(先據(jù)H++ OH==H2O計(jì)算余下的H+或OH，①H+有余，則用余下的H+數(shù)除以溶液總體積求[H+]混。OH有余，則用余下的OH數(shù)除以溶液總體積求[OH]混，再求其它)四、稀釋過程溶液pH值的變化規(guī)律：強(qiáng)酸溶液：稀釋10n倍時(shí)，pH稀=pH原+n (但始終不能大于或等于7)弱酸溶液：稀釋10n倍時(shí)，pH稀〈pH原+n (但始終不能大于或等于7)強(qiáng)堿溶液：稀釋10n倍時(shí)，pH稀=pH原n (但始終不能小于或等于7)弱堿溶液：稀釋10n倍時(shí)，pH稀〉pH原n (但始終不能小于或等于7)不論任何溶液，稀釋時(shí)pH均是向7靠近(即向中性靠近)。任何溶液無限稀釋后pH均接近7稀釋時(shí)，弱酸、弱堿和水解的鹽溶液的pH變化得慢，強(qiáng)酸、強(qiáng)堿變化得快。五、強(qiáng)酸(pH1)強(qiáng)堿(pH2)混和計(jì)算規(guī)律w.若等體積混合pH1+pH2=14 則溶液顯中性pH=7pH1+pH2≥15 則溶液顯堿性pH=pH1+pH2≤13 則溶液顯酸性pH=pH1+若混合后顯中性pH1+pH2=14 V酸：V堿=1：1pH1+pH2≠14 V酸：V堿=1：10〔14(pH1+pH2)〕六、酸堿中和滴定：中和滴定的原理實(shí)質(zhì)：H++OH—=H2O 即酸能提供的H+和堿能提供的OH物質(zhì)的量相等。中和滴定的操作過程：(1)儀②滴定管的刻度，O刻度在上 ，往下刻度標(biāo)數(shù)越來越大，全部容積 大于 它的最大刻度值，因?yàn)橄露擞幸徊糠譀]有刻度。滴定時(shí)，所用溶液不得超過最低刻度，不得一次滴定使用兩滴定管酸(或堿)，也不得中途向滴定管中添加。②滴定管可以讀到小數(shù)點(diǎn)后 一位 。(2)藥品：標(biāo)準(zhǔn)液。待測液。指示劑。(3)準(zhǔn)備過程：準(zhǔn)備：檢漏、洗滌、潤洗、裝液、趕氣泡、調(diào)液面。(洗滌：用洗液洗→檢漏：滴定管是否漏水→用水洗→用標(biāo)準(zhǔn)液洗(或待測液洗)→裝溶液→排氣泡→調(diào)液面→記數(shù)據(jù)V(始)(4)試驗(yàn)過程酸堿中和滴定的誤差分析誤差分析：利用n酸c酸V酸=n堿c堿V堿進(jìn)行分析式中：n——酸或堿中氫原子或氫氧根離子數(shù)。c——酸或堿的物質(zhì)的量濃度。V——酸或堿溶液的體積。當(dāng)用酸去滴定堿確定堿的濃度時(shí)，則：c堿=上述公式在求算濃度時(shí)很方便，而在分析誤差時(shí)起主要作用的是分子上的V酸的變化，因?yàn)樵诘味ㄟ^程中c酸為標(biāo)準(zhǔn)酸，其數(shù)值在理論上是不變的，若稀釋了雖實(shí)際值變小，但體現(xiàn)的卻是V酸的增大，導(dǎo)致c酸偏高。V堿同樣也是一個(gè)定值，它是用標(biāo)準(zhǔn)的量器量好后注入錐形瓶中的，當(dāng)在實(shí)際操作中堿液外濺，其實(shí)際值減小，但引起變化的卻是標(biāo)準(zhǔn)酸用量的減少，即V酸減小，則c堿降低了。對于觀察中出現(xiàn)的誤差亦同樣如此。綜上所述，當(dāng)用標(biāo)準(zhǔn)酸來測定堿的濃度時(shí)，c堿的誤差與V酸的變化成正比，即當(dāng)V酸的實(shí)測值大于理論值時(shí)，c堿偏高，反之偏低。同理，用標(biāo)準(zhǔn)堿來滴定未知濃度的酸時(shí)亦然。七、鹽類的水解(只有可溶于水的鹽才水解)鹽類水解：在水溶液中鹽電離出來的離子跟水電離出來的H+或OH結(jié)合生成弱電解質(zhì)的反應(yīng)。水解的實(shí)質(zhì)： 水溶液中鹽電離出來的離子跟水電離出來的H+或OH結(jié)合,破壞水的電離，是平衡向右移動(dòng)，促進(jìn)水的電離。鹽類水解規(guī)律：①有弱 才水解，無弱不水解，越弱越水解。誰 強(qiáng)顯誰性，兩弱都水解，同強(qiáng)顯中性。②多元弱酸根，濃度相同時(shí)正酸根比酸式酸根水解程度大，堿性更強(qiáng)。 (如:Na2CO3NaHCO3)鹽類水解的特點(diǎn)：(1)可逆(與中和反應(yīng)互逆)(2)程度小(3)吸熱影響鹽類水解的外界因素：①溫度：溫度越 高 水解程度越大(水解吸熱，越熱越水解)②濃度：濃度越小，水解程度越 大 (越稀越水解)③酸堿：促進(jìn)或抑制鹽的水解(H+促進(jìn) 陰離子 水解而 抑制 陽離子水解。OH促進(jìn)陽離子水解而抑制陰離子水解)酸式鹽溶液的酸堿性：①只電離不水解：如HSO4 顯 酸 性②電離程度水解程度，顯 酸 性 (如: HSOH2PO4)③水解程度電離程度，顯 堿 性(如：HCOHS、HPO42)雙水解反應(yīng)：(1)構(gòu)成鹽的陰陽離子均能發(fā)生水解的反應(yīng)。雙水解反應(yīng)相互促進(jìn)，水解程度較大，有的甚至水解完全。使得平衡向右移。(2)常見的雙水解反應(yīng)完全的為：Fe3+、Al3+與AlOCO32(HCO3)、S2(HS)、SO32(HSO3)。S2與NH4+。CO32(HCO3)與NH4+其特點(diǎn)是相互水解成沉淀或氣體。雙水解完全的離子方程式配平依據(jù)是兩邊電荷平衡，如：2Al3++ 3S2 + 6H2O == 2Al(OH)3↓+3H2S↑鹽類水解的應(yīng)用：水解的應(yīng)用實(shí)例原理凈水明礬凈水Al3++3H2O? Al(OH)3(膠體)+3H+去油污用熱堿水冼油污物品CO32+H2O? HCO3+OH藥品的保存①配制FeCl3溶液時(shí)常加入少量鹽酸Fe3++3H2O? Fe(OH)3+3H+②配制Na2CO3溶液時(shí)常加入少量NaOHCO32+H2O? HCO3+OH制備無水鹽由MgCl26H2O制無水MgCl2 在HCl氣流中加熱若不然，則：MgCl26H2OMg(OH)2+2HCl+4H2OMg(OH)2MgO+H2O泡沫滅火器用Al2(SO4)3與NaHCO3溶液混合Al3++3HCO3=Al(OH)3↓+3CO2↑比較鹽溶液中離子濃度的大小比較NH4Cl溶液中離子濃度的大小NH4++H2O? NH3H2O+H+c(Cl)c(NH4+)c(H+)c(OH)水解平衡常數(shù)(Kh)對于強(qiáng)堿弱酸鹽：Kh=Kw/Ka(Kw為該溫度下水的離子積，Ka為該條件下該弱酸根形成的弱酸的電離平衡常數(shù))對于強(qiáng)酸弱堿鹽：Kh=Kw/Kb(Kw為該溫度下水的離子積，Kb為該條件下該弱堿根形成的弱堿的電離平衡常數(shù))電離、水解方程式的書寫原則1)、多元弱酸(多元弱酸鹽)的電離(水解