人教版化學選修四筆記

1、第一章 化學反應與能量第一節(jié) 化學反應與能量變化一 、物質(zhì)能量與鍵能1、鍵能：破壞1mol化學鍵所需要的能量稱為鍵能2、物質(zhì)能量與鍵能的關(guān)系鍵能越大，物質(zhì)能量越低，穩(wěn)定性越好鍵能越小、物質(zhì)能量越高，穩(wěn)定性越差3、化學鍵的破壞與形成破壞化學鍵需要吸收能量形成化學鍵必然放出能量二、焓變：H1、化學反應中主要的能量變化為熱量變化，也稱為焓變2、焓變的計算1）化學反應中，斷裂反應物中的化學鍵需要吸收能量，形成生成物中的新化學鍵會放出能量，吸收與放出的能量差值即為焓變2）計算公式H=反應物鍵能生成物鍵能，高鍵能生成低鍵能吸熱，反之放熱H=生成物能量反應物能量，高能量生成低能量放熱，反之吸熱3、焓變大小與

2、反應吸放熱的關(guān)系H>0，反應吸熱H<0，反應放熱三 、反應熱量變化與反應類型1、常見的放熱反應1）絕大部分化合反應2）活潑金屬與酸或水的反應3）絕大部分置換反應4）酸堿中和5）燃燒反應2、常見的吸熱反應1）絕大部分分解反應2）含碳物質(zhì)還原金屬氧化物的反應3）銨鹽和堿的反應四 、熱化學方程式1、含義：能表示化學反應熱量變化的式子2、與化學方程式的區(qū)別1）各物質(zhì)標注狀態(tài)，氣體：g，液體：l，固體：s2）一般不標注反應條件3）標注焓變，且焓變值與方程系數(shù)成比例4）方程系數(shù)可以是分數(shù)例如1 mol Cu（s）與適量O2（g）反應，生成CuO（g），放出157kJ熱量Cu（s）+O2（g）=

3、 CuO（g） H= - 157 kJ/mol第二節(jié) 燃燒熱 能源一 、燃燒熱1、反應熱分類按照反應類型的不同，反應熱分為：燃燒熱、中和熱、溶解熱等等2、燃燒熱25、101 kPa 狀態(tài)下1 mol純物質(zhì)完全與氧氣反應，生成穩(wěn)定氧化物，放出的熱量稱為該物質(zhì)的燃燒熱；其關(guān)鍵點可總結(jié)為：一、完、穩(wěn)3、中和熱25、101 kPa 狀態(tài)下在稀溶液中強酸和強堿發(fā)生中和反應，生成1 mol水時，放出的熱量稱為中和熱；其關(guān)鍵點可總結(jié)為：稀、強、一4、用熱化學方程式表示燃燒熱例：甲烷的燃燒熱為890.31 kJ，用熱化學方程式表示為：CH4（g）+2O2（g）= CO2（g）+2H2O（l） H= - 890

4、.31 kJ/mol氫氣的燃燒熱為285.8 kJ，用熱化學方程式表示為：H2（g）+O2（g）=H2O（l） H= - 285.8 kJ/mol二 、能源1、一次能源：從自然界獲得，不需經(jīng)過改變或轉(zhuǎn)化就可以直接利用的能源，例如：原煤、天然氣、太陽能、風能、潮汐能等2、二次能源：將一次能源經(jīng)過加工或轉(zhuǎn)化得到的其他種類或形式的能源，例如：電能、煤氣、汽油、柴油、蒸汽、核電等3、可再生能源：從自然界可無限制獲取，且用之不盡的能源，如：太陽能、風能、水能4、不可再生能源：人類開發(fā)利用后，不能再生的能源，如：煤炭、石油、核能、天然氣等5、能量轉(zhuǎn)化1）太陽能轉(zhuǎn)化為電能2）化學能轉(zhuǎn)化為熱能3）熱能轉(zhuǎn)化為機

5、械能4）重點掌握熱電廠能量轉(zhuǎn)化形式：化學能熱能機械能電能第三節(jié) 化學反應熱計算一 、蓋斯定律1、內(nèi)容：化學反應過程中的能量變化只與初始狀態(tài)和最終狀態(tài)有關(guān)，與過程無關(guān)例：由固態(tài)碳生成氣體二氧化碳過程中放出的熱量固定，無論由碳直接生成二氧化碳，或是先生成一氧化碳再生成二氧化碳，放出的能量始終一致2、蓋斯定律的計算應用計算整體過程或單步過程中的熱量變化例如： C（s）+O2（g）=CO2（g） H1= -393.5 kJ/mol CO（g）+O2（g）=CO2（g） H2= -283.0 kJ/mol C（s）+O2（g）=CO（g） H3=？由蓋斯定律可得：反應式=+，所以H3=H1 - H2=

6、-110.5 kJ/mol二 、反應熱其他計算方式1、根據(jù)化學方程式計算例：1 g H2在O2中完全燃燒放出142.9 kJ熱量，則2H2(g)+O2(g)=2H2O(g)的反應熱H= 2、根據(jù)燃燒熱計算例：已知乙醇的燃燒熱為 -1366.8 kJ/mol ，在25 、101 kPa狀況下1 kg 乙醇完全燃燒放出的熱量為：第二章 化學反應速率和化學平衡第一節(jié) 化學反應速率一 、化學反應速率1、概念的提出化學反應有快有慢，快如氫氧混合爆炸，幾乎轉(zhuǎn)瞬完成；慢如氯酸鉀的受熱分解，需要幾小時才能分解一定量，因為如此，反應速率才具有存在的意義，并用來描述反應進行的快慢2、化學反應速率表達式1s內(nèi)某物質(zhì)

7、的物質(zhì)的量濃度的改變量，或1 min內(nèi)某物質(zhì)的物質(zhì)的量濃度的改變量，表達式為：，單位：mol/Ls 或mol/Lmin微觀概念里，反應速率是單位時間內(nèi)生成或消耗物質(zhì)的粒子數(shù)，或單位時間內(nèi)斷裂或結(jié)合成的新化學鍵的數(shù)目注：化學反應速率是平均速率，并非瞬時速率化學反應速率不僅僅可以衡量可逆反應，也適用于徹底反應3、化學反應速率之間的關(guān)系在同一個反應中，各物質(zhì)的反應速率之比與反應方程中個物質(zhì)的系數(shù)之比相等4、化學反應速率的計算（三段式）N2（g）+3H2（g） 2NH3（g） 歷經(jīng)時間：t min起始 c01 c02 c03變化 c1 c2 c3終態(tài) c11 c12 c13變化：c1= c01 - c

8、11，c2= c02 - c12，c3= c03 - c13，c1：c2：c3=1：3：2速率： 二 、化學反應速率適用范圍1、有氣體反應或生成的情況2、溶液環(huán)境注：如某物質(zhì)在反應中的濃度保持不變，則不能用反應速率衡量其反應快慢，如：液態(tài)水，純固體物質(zhì)第二節(jié) 影響化學反應速率的因素一 、影響反應速率的內(nèi)在因素（內(nèi)因）：物質(zhì)的性質(zhì)例如：鋅和稀鹽酸，鎂和稀鹽酸反應速率不同，主要原因是鎂的還原性比鋅強二 、影響反應速率的外在因素（外因）1、微觀1）活化分子：吸收足夠能量，可以發(fā)生化學反應的分子單位體積內(nèi)活化分子越多，化學反應速率越快改變活化分子數(shù)的措施：改變溫度2）有效碰撞：活化分子在合適的碰撞方向

9、下才能發(fā)生反應，這樣的碰撞稱為有效碰撞單位時間內(nèi)有效碰撞次數(shù)越多，化學反應速率越快改變有效碰撞次數(shù)的措施：改變濃度、可引起濃度改變的壓強變化3）活化能：從初始態(tài)到可自發(fā)進行反應狀態(tài)，分子所需要吸收的能量相同狀態(tài)下，活化能越低，化學反應速率越快改變活化能的措施：使用催化劑 綜述：發(fā)生反應的分子吸收足夠能量（活化能）、成為活化分子、發(fā)生有效碰撞才能發(fā)生化學反應2、宏觀因素1）溫度（改變活化分子數(shù)）升高溫度，反應速率增大；降低溫度，反應速率降低2）濃度（改變有效碰撞次數(shù)）增大濃度，反應速率增大；減小濃度，反應速率降低3）壓強（可改變濃度的壓強變化）（可改變有效碰撞次數(shù)）增大壓強，反應速率增大；減小壓

10、強，反應速率降低4）催化劑（改變反應所需的活化能）使用催化劑，反應速率增大整體規(guī)律：增大影響速率的因素，化學反應速率增大，反之則速率降低注：規(guī)律適用于徹底反應和可逆反應，在可逆反應中，增大影響速率的因素，正逆反應速率都增大，反之都降低第三節(jié) 化學平衡一 、化學平衡概念1、研究對象：可逆反應（在相同條件下可同時從正逆兩方向進行的反應）2、化學平衡含義：可逆反應進行到正逆反應速率相等時的狀態(tài)3、平衡轉(zhuǎn)化率：=4、化學平衡特征1）等：達到化學平衡時，正反應速率等于逆反應速率2）動：達到化學平衡時，可逆反應處于動態(tài)平衡，并非反應已停止3）定：達到化學平衡時，各組分的濃度、百分含量，保持恒定不變4）變：

11、達到化學平衡后，如外界條件改變，化學平衡狀態(tài)會發(fā)生移動直至達到新的平衡狀態(tài)，再次達到平衡后不再移動5、判斷化學平衡1）正逆反應速率相等（適用于所有化學平衡）注：所用判斷平衡的兩個速率必須表示正、逆兩方向，同時比例關(guān)系要與反應系數(shù)比例相等2）某物質(zhì)濃度保持恒定不變注：如反應體系中有純液體或固體，其濃度始終為恒定值，不能用于判斷平衡3）某物質(zhì)的百分含量保持恒定不變當某物質(zhì)的質(zhì)量分數(shù)、物質(zhì)的量分數(shù)或體積分數(shù)保持恒定時，可判斷該反應已達到平衡4）反應體系壓強保持不變有氣體參與或生成的可逆反應，當反應體系的壓強保持不變時，可判斷反應已達到平衡注：a、若可逆反應先后氣體體積無改變，此規(guī)律不適用b、當反應容

12、器體積可變時，此規(guī)律不適用5）混合氣體的顏色深淺保持不變有帶顏色的氣體參與或生成的可逆反應，當混合氣體的顏色深淺不再變化時，可判斷反應已達到平衡6）反應放出的熱量值保持恒定不變可逆反應放出的熱量保持恒定不變時，可判斷反應已達到平衡7）斷裂或形成化學鍵速率相等斷裂舊化學鍵或生成新化學鍵的速率保持不變時，可判斷反應已達到平衡二 、化學平衡移動1、化學平衡移動原理（勒夏特列原理）針對已達到平衡的可逆反應，外界發(fā)生條件改變時，反應會向著減小這種改變的方向移動如N2（g）+3H2（g） 2NH3（g） H < 0若增大c (N2)，平衡向著減小c (N2)方向移動，即消耗N2的方向（正向）；升高溫

13、度，平衡向降低溫度的方向移動，即吸熱方向（逆向）2、平衡移動規(guī)律（以m A（g）+n B（g） p C（g）+q D（g） H=Q為例）1）濃度的影響a、增大反應物濃度：正向移動，或向右移動，正逆反應速率增大b、減小反應物濃度：逆向移動，或向左移動，正逆反應速率降低c、增大生成物濃度：逆向移動，或向左移動，正逆反應速率增大d、減小生成物濃度：正向移動，或向右移動，正逆反應速率降低2）溫度的影響Q > 0，a、升高溫度：正向移動，正逆速率增大b、降低溫度：逆向移動，正逆速率降低Q < 0，c、升高溫度：逆向移動，正逆速率增大d、降低溫度：正向移動，正逆速率降低3）壓強的影響（可改變反

14、應物或生成物濃度的壓強變化）m+n > p+q，a、增大壓強：正向移動，正逆速率增大b、減小壓強：逆向移動，正逆速率降低m+n = p+q，c、壓強變化：平衡不移動，升壓速率增大，反之降低m+n < p+q，d、增大壓強：逆向移動，正逆速率增大e、減小壓強：正向移動，正逆速率降低4）催化劑的影響加入催化劑平衡不移動，正逆速率增大三 、化學平衡常數(shù)：K以m A（g）+n B（g） p C（g）+q D（g） H=Q為例1、K=，單位：（mol / L）p+q-m-n2、K只與溫度有關(guān)，Q > 0時，溫度增大，K增大，反之減??；Q < 0時，溫度增大，K減小，反之增大注：K

15、的表達式與反應方程的系數(shù)有關(guān)，系數(shù)改變，K的表達式改變，但值不變3、平衡常數(shù)運算規(guī)則1）若反應方程系數(shù)都增大一倍，則K取平方；若都減小一倍，則K開平方2）若存在三個反應式、，其平衡常數(shù)分別為：K1、K2、K3如=+，則如=-，則如=×2+×3，則如=×-×，則4、平衡常數(shù)的應用1）計算達到平衡時某物質(zhì)的濃度、反應速率、轉(zhuǎn)化率2）判斷平衡移動方向：將改變后各物質(zhì)的新濃度帶入平衡常數(shù)表達式，得到計算值QC，比較QC和該溫度下的K值，若：QC > K，平衡逆向移動；QC = K，平衡不移動；QC < K，平衡正向移動四 、等效平衡以m A（g）+n

16、 B（g） p C（g）+q D（g） H=Q為例1、等效平衡的含義兩個平衡狀態(tài)中，各物質(zhì)濃度兩兩對應相等或比例相等，這兩個平衡互為等效2、等效平衡條件1）恒溫恒壓容器（m+n p+q）若加入物質(zhì)的起始濃度之比相等，則兩平衡等效2）恒溫恒容容器若加入物質(zhì)的起始濃度相等，則兩平衡等效3）特殊情況若m+n = p+q，則只要加入物質(zhì)的起始濃度之比相等，無論處在何種容器，都等效例：1 mol N2、3 mol H2充入一恒溫恒容容器，另將0.5 mol N2、1.5 mol H2、1 mol NH3充入相同容器，則兩容器內(nèi)反應達到平衡后等效（將1mol NH3歸零到N2和H2，其量分別為0.5 mo

17、l、1.5 mol，累加后與原加入量相等，即濃度相等）若反應容器為恒溫恒壓，則歸零后，只要N2和H2物質(zhì)的量比例等于1:3即等效第四節(jié) 化學反應的自發(fā)性一 、自發(fā)反應與非自發(fā)反應1、自發(fā)反應：不需要人為改變條件就能發(fā)生的反應2、非自發(fā)反應：需要人為改變條件才能發(fā)生的反應注：自發(fā)與否與反應的吸、放熱情況無關(guān)，吸熱反應未必需要加熱才能發(fā)生，放熱反應也未必需要冷卻才能發(fā)生二 、自發(fā)反應的判斷1、熵：物質(zhì)的無序程度，一般認為：固體無序度小于液體無序度，液體無序度小于氣體無序度；單質(zhì)無序度小于化合物無序度；少量粒子數(shù)無序度小于大量粒子的無序度2、判斷公式：G=H T×S，G < 0自發(fā)，

18、G > 0非自發(fā)溫度T為開氏溫度，單位為K，高中階段視為T始終大于零，與攝氏溫度的轉(zhuǎn)換關(guān)系為：T=t+273GHT×S自發(fā)情況高溫<0低溫>0>0>0高溫自發(fā)低溫非自發(fā)>0>0<0任何溫度都非自發(fā)<0<0>0任何溫度都自發(fā)低溫<0高溫>0<0<0低溫自發(fā)高溫非自發(fā)章內(nèi)補充：圖像問題一 、反應速率與平衡圖像（平衡發(fā)生移動）以m A（g）+n B（g） p C（g）+q D（g） H=Q為例1、濃度 a、增大c反應物b、減小c反應物c、增大c生成物d、減小c生成物2、壓強m+n>p+q m+n

19、<p+qa、增大壓強 b、減小壓強 c、增大壓強 d、減小壓強m+n=p+q e、增大壓強 f、減小壓強3、溫度a、Q > 0、升溫 b、Q > 0、降溫 c、Q < 0、升溫 d、Q < 0、降溫4、催化劑影響速率，對平衡無影響添加催化劑二 、物質(zhì)的量、濃度、百分含量、轉(zhuǎn)化率與X1、與時間，曲線表示屬于不同溫度或壓強規(guī)則：先拐先平衡，先平數(shù)值大2、與溫度，曲線表示屬于不同壓強（或相反）根據(jù)曲線的縱坐標值與溫度的關(guān)系，判斷焓變；根據(jù)不同壓強對應坐標值判斷反應前后系數(shù)和關(guān)系 第三章 水溶液中的離子平衡第一節(jié) 弱電解質(zhì)的電離一 、弱電解質(zhì)1、強弱電解質(zhì)的區(qū)別1）強電解

20、質(zhì)：在水溶液中或者熔融狀態(tài)下能完全電離出陰陽離子，如：NaCl、H2SO42）弱電解質(zhì)：在水溶液中或者熔融狀態(tài)下部分電離，不能徹底電離，如：CH3COOH、H2O2、強弱電解質(zhì)的物質(zhì)分類1）電解質(zhì)：除Mn2O7之外的金屬氧化物、酸、堿、除AlCl3之外的鹽、水注：離子化合物：除Mn2O7之外的金屬氧化物、強堿、除AlCl3之外的鹽所有離子化合物都是強電解質(zhì)強電解質(zhì)并不都是離子化合物2）強電解質(zhì)：除Mn2O7之外的金屬氧化物、強酸、強堿、除AlCl3之外的鹽3）弱電解質(zhì)：弱酸、弱堿、水 （所有弱電解質(zhì)都是共價化合物）所有的酸都是共價化合物二 、弱電解質(zhì)的電離（可逆過程）1、弱酸的電離1）一元弱酸

21、HF H+F -CH3COOH CH3COO - +H+HClO H+ClO 2）多元弱酸（分步電離，但以第一步電離為主，后續(xù)電離程度極小）H2C2O4 第一步：H2C2O4 H+HC2O4 -第二步：HC2O4 - H+C2O42 -H2S 第一步：H2S H+ HS -第二步：HS - H+S2 -2、弱堿的電離1）一元弱堿NH3H2O NH4+OH -2）多元弱堿（一步寫出）Al(OH)3 Al3+3OH -Cu(OH)2 Cu2+2OH -三 、弱電解質(zhì)的電離平衡所有弱電解質(zhì)的電離都是吸熱過程1、弱酸的電離平衡以HF H+F - 為例1）正向移動：a、升溫 b、加水稀釋（弱電解質(zhì)越稀越

22、電離） c、減小氫離子濃度 i、加入堿 ii、加入活潑金屬2）逆向移動：a、降溫 b、增大氫離子濃度或弱酸根濃度 2、弱堿的電離平衡以NH3H2O為例1）正向移動：a、一定范圍內(nèi)升溫（氨水易揮發(fā)） b、加水稀釋 c、減小氫氧根離子濃度 i、加入酸 ii、加入可生成難溶物的金屬陽離子2）逆向移動：a、降溫b、增大氫氧根離子濃度 i、加入堿 ii、加入可與水生成強堿的金屬單質(zhì)四 、弱酸弱堿的電離平衡常數(shù)1、弱酸的電離平衡常數(shù)（以HF H+F - 為例）2、弱堿的電離平衡常數(shù)（以NH3H2O NH4+OH -為例）第二節(jié) 水的電離和溶液的酸堿性一 、水的電離平衡H2O H+OH -1 、正向移動1）

23、升高溫度2）減小氫離子濃度或氫氧根濃度 a、加入活潑金屬 b、加入可生成沉淀的金屬陽離子2 、逆向移動1）降低溫度2）增大氫離子濃度或氫氧根濃度 a、加入酸 b、加入堿二 、水的電離平衡常數(shù)（也稱為水的離子積：Kw）H2O H+OH -1 、表達式：Kw=c (H +) c (OH - ) 在25時，水的離子積Kw=1×10 - 14 mol2/L2Kw僅與溫度有關(guān)：溫度升高，Kw增大；溫度降低，Kw減小2 、Kw的運用Kw適用于任何電解質(zhì)溶液，其表達式中的氫離子濃度和氫氧根濃度均為溶液中的氫離子和氫氧根的濃度，并非單純由水電離出的氫離子和氫氧根濃度。1）計算由水電離出的氫離子或氫氧

24、根濃度a、酸溶液（不是酸性溶液）酸溶液中氫氧根完全由水電離，由于水電離出的氫離子和氫氧根濃度相等，所以，酸溶液中由水電離出的氫離子濃度在數(shù)值上等于溶液的氫氧根濃度例：25時，濃度為 0.1mol/L 的H2SO4溶液中，由水電離出的氫離子濃度：b、堿溶液（不是堿性溶液）堿溶液中氫離子完全由水電離，由于c (H+)水=c (OH - )水，所以，堿溶液中由水電離出的氫氧根濃度在數(shù)值上等于溶液的c (H+)例：25時，濃度為 0.01mol/L 的NaOH溶液中，由水電離出的氫氧根濃度： 三 、溶液的酸堿性 判斷溶液酸堿性的唯一準則：溶液中c (H+)和 c (OH -)的相對大小即：c (H+)

25、 > c (OH - )，溶液呈酸性c (H+) = c (OH - )，溶液呈中性c (H+) < c (OH - )，溶液呈堿性在未指明溫度情況下，僅從pH值無法判斷溶液的酸堿性酸性溶液未必是酸溶液堿性溶液未必是堿溶液四 、溶液的pH計算1、pH標準計算公式： pH僅與氫離子濃度有關(guān)：c (H+)增大，pH減??；c (H+)減小，pH增大2、變式（由c (OH - )和Kw計算）由，得， 則: 若，3、混合溶液pH計算1）強酸和強酸混合體積為V1 L，pH= m的強酸A和體積為V2 L，pH=n的強酸B混合，混合后其2）強堿和強堿混合常溫下，體積為V1 L，pH= x 的強堿A

26、和體積為V2 L，pH= y的強堿B混合，混合后其3）強酸和強堿混合原理：比較混合前酸、堿中氫離子和氫氧根的物質(zhì)的量：若c (H+)大于c (OH - )，則混合后溶液呈酸性；若c (H+)等于c (OH - )，則混合后溶液呈中性；若c (H+)小于c (OH - )，則混合后溶液呈堿性。4）等體積酸堿混合a、t時，Kw=1×10 - m，pH=a的某強酸和pH=b的某強堿等體積混合，若a+b=m，則混合后溶液呈中性b、t時，Kw=1×10 - m，pH=a的某強酸和pH=b的某強堿混合，若混合后溶液呈中性，則消耗的酸和堿的體積比：V酸：V堿=10a：10m - b5）溶

27、液稀釋a、pH=a的強酸溶液，稀釋10m倍后，其pH=a+m （a+m < 7） pH=a的弱酸溶液，稀釋10m倍后，其pH范圍：a+m -1 < pH < a+m (a+m < 7 )b、pH=b的強堿溶液，稀釋10 m倍后，其pH=b - m （b - m > 7） pH=b的弱堿溶液，稀釋10 m倍后，其pH范圍：b - m < pH < b - m+1 (b - m > 7 )第三節(jié) 酸堿中和滴定原理及其實驗一 、滴定原理用已知濃度的物質(zhì)與另一未知濃度物質(zhì)反應，通過消耗量與參加反應物質(zhì)比例，計算未知濃度。二 、實驗過程1、實驗儀器：酸式、

28、堿式滴定管、滴定管夾（蝴蝶夾）、移液管、錐形瓶或小燒杯2、藥品：0.01 mol/L 鹽酸溶液、未知濃度的氫氧化鈉溶液、酚酞試液3、實驗操作1）檢漏：檢查滴定管是否漏水，方法：將蒸餾水加入兩支滴定管，關(guān)閉酸式滴定管閥門，如尖嘴沒有連續(xù)滴水，證明滴定管不漏液；2）洗滌：用蒸餾水洗滌滴定管和錐形瓶23次3）潤洗：分別用已知濃度的鹽酸和未知濃度的氫氧化鈉溶液潤洗酸式、堿式滴定管23次4）移液：用移液管吸取一定量鹽酸、氫氧化鈉溶液分別加到酸式滴定管、堿式滴定管，并排除滴定管尖嘴氣泡5）調(diào)刻線：分別將酸式、堿式滴定管頁面調(diào)節(jié)至某一刻度線，分別記錄酸式、堿式滴定管的刻度值6）滴定：放出10 mL 氫氧化鈉

29、溶液至錐形瓶，加入23滴酚酞試液，將錐形瓶移到酸式滴定管尖嘴下方，慢速滴加鹽酸溶液7）滴定終點：當加入最后一滴鹽酸，溶液恰好變?yōu)闊o色，且30秒內(nèi)顏色不恢復，說明達到滴定終點8）記錄：記錄酸式滴定管液面刻度值，計算出消耗鹽酸溶液的體積9）重復：重復上述過程23次4、計算c(NaOH）= V酸×c酸 / V堿5、誤差分析1）未潤洗：酸式：滴定管內(nèi)留有殘存蒸餾水，致使鹽酸溶液濃度下降，耗酸體積增大，最終計算濃度偏大堿式：殘存蒸餾水稀釋氫氧化鈉，導致放出氫氧化鈉的溶質(zhì)的量減少，消耗鹽酸體積減小，最終計算濃度偏小2）未排氣泡： 酸式：由于氣泡存在，使最終鹽酸液面刻度偏大，耗酸體積變大，最終計算

30、濃度偏大 堿式：導致放出氫氧化鈉實際體積減小，耗酸體積減小，濃度偏小3）仰視刻線： 酸式：a、調(diào)刻線時仰視刻線，耗酸體積偏小，最終濃度偏小 b、滴定終點讀數(shù)時仰視刻線，耗酸體積偏大，最終濃度偏大 堿式：a、調(diào)刻線時仰視刻線，放出堿液體積偏大，最終濃度偏大 b、放液終點時仰視刻線，放出堿液體積偏小，最終濃度偏小4）俯視刻線： 酸式：a、調(diào)刻線時俯視刻線，耗酸體積偏大，最終濃度偏大 b、滴定終點讀數(shù)時俯視刻線，耗酸體積偏小，最終濃度偏小 堿式：a、調(diào)刻線時俯視刻線，放出堿液體積偏小，最終濃度偏小 b、放液終點時俯視刻線，放出堿液體積偏大，最終濃度偏大第四節(jié) 鹽類水解及其應用一 、鹽類水解1、水解原

31、理：1）弱酸根或弱酸的酸式根結(jié)合水電離產(chǎn)生的H +，形成弱酸和OH 2）弱堿陽離子結(jié)合水電離產(chǎn)生的OH -，形成弱堿和H +2、水解規(guī)律1）鹽的分類a、可由強酸和強堿中和得到的鹽稱為強酸強堿鹽b、可由強酸和弱堿中和得到的鹽稱為強酸弱堿鹽c、可由強堿和弱酸中和得到的鹽稱為強堿弱酸鹽d、可由弱酸和弱堿中和得到的鹽稱為弱酸弱堿鹽2）水解規(guī)律a、強酸弱堿鹽水解之后溶液呈酸性b、強堿弱酸鹽水解之后溶液呈堿性c、弱酸弱堿眼水解之后溶液的酸堿性由對應的弱酸和弱堿的電離平衡常數(shù)決定，誰的常數(shù)大，就顯誰性 有弱才水解，無弱不水解 都弱都水解，誰強顯誰性 弱酸弱堿眼，酸堿由K定3）水解離子方程式a、弱酸根的水解C

32、O32 -+H2O HCO3 -+OH -SO32 -+H2O HSO3 -+OH -b、弱堿陽離子的水解NH4+H2O NH3H2O+H+Al3+3H2O Al (OH)3+3H+3水解平衡移動（稀溶液）1）弱酸根水解平衡 a、正向移動：升溫、加水稀釋、加入酸、加入可生成難溶物的金屬陽離子 b、逆向移動：降溫、加堿2）弱堿陽離子水解平衡 a、正向移動：升溫、加水稀釋、加入堿、加入活潑金屬或金屬氧化物 b、逆向移動：降溫、加酸4、電解質(zhì)溶液中的離子濃度關(guān)系1）離子濃度比較a、比較依據(jù)：完全電離產(chǎn)生的離子濃度最大 可逆來源多的離子濃度大 水解產(chǎn)生的粒子的電離不考慮b、比較步驟：列舉出溶液中所有離

33、子 寫出所有可逆過程 比較濃度例：Na2CO3溶液中的離子濃度由大到小排列溶液中的離子有：Na+、CO32 -、HCO3 -、H+、OH -所有可逆過程：CO32 -+H2O HCO3 -+OH - HCO3 -+H2O H2CO3+OH - H2O H+OH -完全電離產(chǎn)生的離子Na+、CO32 -，由于Na+總量最多所以其濃度最大，OH -的可逆來源多，所以比HCO3 - 和H+濃度大，水電離產(chǎn)生的氫離子大部分被結(jié)合，所以濃度最小，溶液中所有離子濃度由大到小排列為：c(Na+ ) >c( CO32 - ) >c( OH - ) >c(HCO32 - ) >c( H2

34、CO3 ) >c( H + )2）電荷守恒a、含義：溶液中陽離子所帶正電荷和陰離子所帶負電荷數(shù)量相等b、適用范圍：所有電解質(zhì)溶液c、例：Na2S溶液中的電荷守恒 溶液中的離子：Na+、S2 -、HS -、H+、OH - Na+、HS -、H+、OH -所帶電荷數(shù)量和自身數(shù)量相等S2 - 所帶電荷數(shù)量等于自身數(shù)量的二倍，所以該溶液中的電荷數(shù)量關(guān)系為： n(Na+）+ n(H+）= n(OH -）+ n(HS -）+ 2n(S2 -）由于所有離子在同一溶液中，所以其濃度關(guān)系仍然相等： c(Na+）+ c(H+）= c(OH -）+ c(HS -）+ 2c(S2 -）3）物料守恒a、含義：溶液

35、中陽離子含有的某種相同元素與陰離子中所含另一種相同元素的物質(zhì)的量的比例，等于溶質(zhì)化學式中兩種元素的數(shù)量之比b、適用范圍：所有鹽溶液、單一酸溶液、單一堿溶液c、例：FeCl3溶液中的物料守恒溶質(zhì)化學式中Fe元素和Cl元素數(shù)量之比為1:3，即3n(Fe）=n(Cl）溶液中含有Fe元素的粒子有Fe3+和Fe(OH)3，含有Cl元素的粒子為Cl -其物質(zhì)的量的關(guān)系為：n(Cl -）=3n(Fe3+）+3n Fe(OH)3 其濃度的關(guān)系為：c(Cl -）=3c(Fe3+）+3c Fe(OH)3 Na2C2O4溶液中的物料守恒：c(Na+）= 2c(C2O42 -）+ c(HC2O4 -）+ 2c(H2C

36、2O4）4）質(zhì)子守恒a、含義：電解質(zhì)溶液中由水電離產(chǎn)生的H+和OH -濃度相等b、例：K2SO3溶液中的質(zhì)子守恒 SO32 -水解，消耗水電離產(chǎn)生的H+，SO32 -水解產(chǎn)生的HSO3 -再次水解，再次消耗水電離產(chǎn)生的H+，由SO32 -到HSO3 -，消耗與HSO3 -等量的氫離子，由SO32 -到H2SO3分子，消耗二倍H2SO3的量的氫離子，水解剩余的H+和被結(jié)合消耗的氫離子的總量等于溶液中OH -的數(shù)量，所以該溶液中存在：n(OH -）= n(H+）+ n(HSO3 - ）+ 2n(H2SO3）由此，該溶液中的質(zhì)子守恒為：c(OH -）= c(H+）+ c(HSO3 - ）+ 2c(H

37、2SO3）二 、鹽類水解平衡常數(shù)：Kh1、弱酸根水解平衡常數(shù)（以F - +H2O HF+OH 為例）2、弱堿陽離子水解平衡常數(shù)（以NH4+H2O NH3H2O+H+為例）3、Kh與Ka或Kb的關(guān)系 當Kw已知時，弱酸的Ka與對應弱酸根或弱酸的酸式根的Kh之間關(guān)系：Ka·Kh = Kw弱堿的Kb與對應弱堿陽離子的Kh之間關(guān)系：Kb·Kh = Kw三 、鹽類水解的應用1、預配溶液處理一般配制含有Fe3+、Al3+、Cu2+等易水解離子的鹽溶液時，都要加入少量與溶液中陰離子相同的酸，以防金屬離子的水解2、結(jié)晶制固體鹽的防護結(jié)晶過程中，如果溶質(zhì)易水解，一般采用低溫蒸干或添加水解生成

38、物的方法，以已知鹽水解，防止最終生成水解產(chǎn)物例：制氯化鐵固體，一般低溫蒸干水分，同時增加氯化氫氣體保護氣氛3、除銹劑的反應原理除銹劑成分：NH4Cl溶液原理：NH4+水解產(chǎn)生的氫離子可以和鐵銹反應生成可溶性鐵鹽，從而達到除銹的目的4、有效施用化肥原則：盡量避免兩種化肥產(chǎn)生雙水解現(xiàn)象5、泡沫滅火器的反應原理滅火器藥劑：硫酸鋁溶液、碳酸氫鈉溶液滅火原理：藥劑混合后其中的Al3+和HCO3 發(fā)生雙水解，生成Al(OH)3和CO2氣體，兩者與水形成泡沫，覆蓋在可燃物上，達到滅火目的第四節(jié) 難溶電解質(zhì)的溶解平衡一 、溶解平衡1、含義：在難溶物的飽和溶液中，難溶物的溶解速率和離子結(jié)合成沉淀的速率相等，這種

39、狀況稱為溶解平衡2、溶解平衡方程CaCO3：CaCO3（s） Ca2+（aq）+CO32 -（aq）Al (OH)3：Al (OH)3（s） Al3+（aq）+3OH -（aq）AgCl：AgCl（s） Ag+（aq）+Cl - （aq）3、溶解平衡常數(shù)Ksp難溶物因是純固體，不計入平衡常數(shù)，如：Ksp（AgCl）= c(Ag+）c( Cl - ） KspFe(OH)3= c(Fe3+）c3( OH - ）4、溶解平衡移動1）正向移動：稀釋，加入可與溶解產(chǎn)生的離子生成更難溶物質(zhì)的離子，升溫（除氫氧化鈣）、加入可與溶解產(chǎn)生的離子反應生成氣體的離子2）逆向移動：降溫（氫氧化鈣除外）、加入溶解產(chǎn)生的

40、離子二 、溶解平衡常數(shù)相關(guān)計算1、判斷沉淀先后順序1）相同類型沉淀（AgCl、AgBr、AgI等含有相同個數(shù)離子的沉淀） Ksp越小越先析出沉淀2）不同類型沉淀（AgCl與Ag2SO4等含有不同個數(shù)離子的沉淀）根據(jù)構(gòu)成沉淀的離子數(shù)將對應的Ksp開對應次方2、計算沉淀pH（開始沉淀）使用Ksp表達式，將溶液中欲沉淀的離子濃度帶入表達式，計算氫氧根濃度，進而計算開始沉淀時的pH3、計算完全沉淀pH（結(jié)束沉淀）一般，當溶液中欲沉淀的離子濃度不大于10 - 5 mol / L時，視為該離子已沉淀完全。將10- 5帶入Ksp，計算氫氧根濃度，進而計算完全沉淀時的pH，4、計算飽和沉淀溶液pH 沉淀通式：

41、M(OH)n 將飽和溶液中Mn+離子濃度帶入Ksp，計算氫氧根濃度，即得飽和溶液pH三 、沉淀溶解平衡的應用1、沉淀轉(zhuǎn)化Ksp較大的沉淀易轉(zhuǎn)化為Ksp較小的沉淀，總結(jié)為：以難溶制更難溶同時，Ksp接近的兩種沉淀可以相互轉(zhuǎn)化2、沉淀溶解 如能將沉淀溶解產(chǎn)生的某種離子轉(zhuǎn)化為氣體從溶液中除去，從而促使沉淀溶解完全第四章 電化學基礎(chǔ)第一節(jié) 原電池一 、概念將化學能轉(zhuǎn)化成電能的最簡單的裝置二、結(jié)構(gòu)細分1、結(jié)構(gòu)兩極、電解質(zhì)溶液、導線、用電器（負載）2、原電池的構(gòu)成條件1）具有活性不同的兩極負極活性強于正極2）有電解質(zhì)溶液3）構(gòu)成閉合回路4）負極與電解質(zhì)或正極中材料發(fā)生自發(fā)的氧化還原反應3、兩極與發(fā)生的反應

42、1）負極：還原性較強的一極，在該電極上發(fā)生失電子反應即氧化反應2）正極：還原性較弱的一極，在該電極上發(fā)生得電子反應即還原反應 4、電極反應式（電子：e - ，電極反應式中的氣體、沉淀一般不標注箭頭）1）正極：發(fā)生還原反應物質(zhì)得到電子生成還原產(chǎn)物的式子2）負極：發(fā)生氧化反應物質(zhì)失去電子生成氧化產(chǎn)物的式子3）與總反應式的關(guān)系：正極+負極=總反應式4）特殊規(guī)則：水溶液中不存在O2-O2-酸性時與H+結(jié)合成水，堿性時與H2O結(jié)合成OH H+酸性時游離，堿性時與OH - 結(jié)合成H2O5、電子、電流、離子移動以及pH變化電子移動方向：由負極流經(jīng)導線，流向正極電流移動方向：由正極流經(jīng)導線，流向負極離子移動方

43、向：陽離子由負極移向正極陰離子由正極移向負極pH變化：生成H+的一極附近pH變?。幌腍+的一極附近pH增大 生成OH - ，pH增大；消耗OH - ，pH減小三 、原電池的應用1、設(shè)計原電池原則：將氧化還原反應分拆成可控的氧化、還原兩部分，其中電極材料的選擇是重點，必須遵循：1）選取的電極材料不能與直接接觸的電解質(zhì)溶液反應2）能良好的傳導電2、加快化學反應速率在氧化還原反應中，如能構(gòu)成原電池，則可加快化學反應速率，如：在實驗室制取氫氣時，向稀硫酸溶液中加入少量硫酸銅或氧化銅，鋅可將銅離子還原成銅單質(zhì)，這樣即可構(gòu)成銅-鋅-硫酸原電池，即可加快鋅和硫酸的反應速率第二節(jié) 化學電源一 、化學電源1、

44、定義：利用原電池原理，將可自發(fā)進行的氧化還原反應設(shè)計成能把化學能轉(zhuǎn)化為電能的裝置。2、一次電池：僅能使用有限時間，當電池內(nèi)反應耗盡時，變無法繼續(xù)產(chǎn)生電能，這樣的電池稱為一次電池3、二次電池：電能耗盡時可以通過充電，使電池內(nèi)反應物復原，達到可重復使用的目的，這樣的電池稱為二次電池二、一次電池1、普通鋅錳干電池1）構(gòu)成材料：Zn、MnO2、NH4Cl、石墨、銅片（增強導電用途）2）負極：Zn 2e - =Zn2+3）正極：MnO2 + NH4Cl + e - =MnOOH + NH3 + Cl 4）總反應：Zn + 2MnO2 + 2NH4Cl = ZnCl2 + 2MnOOH + 2NH32、堿

45、性鋅錳干電池1）構(gòu)成材料：Zn、MnO2、KOH、石墨、銅片（增強導電用途）2）負極：Zn + 2OH - 2e - =Zn(OH)23）正極：MnO2 + H2O + 2e - = MnOOH + OH 4）總反應：Zn + 2 MnO2 + 2H2O = 2 MnOOH + Zn(OH)23、銀鋅紐扣電池1）構(gòu)成材料：Ag2O、Zn、KOH2）負極：Zn + 2OH - 2e - = Zn(OH)23）正極：Ag2O + H2O+2e - = 2Ag + 2OH 4）總反應：Zn + Ag2O + H2O = 2Ag + Zn(OH)2三 、二次電池（鉛蓄電池）構(gòu)成材料：Pb、PbO2、H

46、2SO4負極：Pb + SO42 - - 2e - = PbSO4（硫酸鉛為難溶解、難電離物質(zhì)）正極：PbO2 + 4H + SO42 - +2e - = PbSO4 + 2H2O總反應：Pb + PbO2 + 2H2SO4 = 2PbSO4 + 2H2O充電總反應：2PbSO4 + 2H2O = Pb +PbO2 + 2H2SO4由于鉛蓄電池充電時可再生硫酸，所以理論上鉛蓄電池在使用過程中，不需要補充稀硫酸（加水）四 、燃料電池 *1、構(gòu)成燃料（可燃性氣等）、氧氣或空氣、電解質(zhì)溶液或離子導體、電極2、分類1）酸性電解質(zhì)（例：CH4） a、負極：CH4 + 2H2O 8e - = 2CO2 +

47、 12H+ b、正極：O2 + 4H+ + 4e - = 2H2O c、總反應式：CH4 + 2O2 = CO2 + 2H2O2）堿性電解質(zhì)、或中性電解質(zhì)（例：H2） a、負極：H2 + 2OH - - e - =2H2O b、正極：O2 + 2H2O + 4e - = 4 OH c、總反應式：2H2 + O2=2H2O3）離子導體型電解質(zhì)（例：CH3OH） a、負極：CH3OH + 3O2 - - 6e - = CO2 + 2H2O b、正極：O2 + 4e - = 2 O2 c、總反應式：2CH3OH + 3O2 = 2CO2 + 4H2O4）熔融碳酸鹽（例：CO） a、負極：CO + C

48、O32 - - 2e - = 2CO2 b、正極：O2 + 2CO2 + 4e - = 2CO32 c、總反應式：2CO + O2 = 2CO23、燃料電池兩極判斷燃料通入極為負極氧氣或空氣通入極為正極第三節(jié) 電解池一 、原理將將能轉(zhuǎn)化成化學能的裝置，可實現(xiàn)非自發(fā)進行的氧化還原反應二 、結(jié)構(gòu)1、外接電源、電解池2、電解池結(jié)構(gòu)1）陰極：與外接電源負極連接，在該極上發(fā)生還原反應2）陽極：與外接電源正極連接，在該極上發(fā)生氧化反應注：電解池的兩極可以使活性相同的材料3）電解質(zhì)溶液：發(fā)生氧化還原反應的主要反應物三 、電極反應1、電極材料類型1）惰性電解：Pt、Au、石墨等2）活性電極：金屬活動順序中位于

49、Pt之前的金屬材料，當活性材料作陽極時優(yōu)先發(fā)生電極材料的氧化反應2、陰極主要發(fā)生陽離子的還原反應，一般情況，電解質(zhì)中的陽離子得到電子生成單質(zhì)，如：Cu2+2e - = Cu，Zn2+2e - = Zn，2H+2e - = H2一般，陽離子移向該極3、陽極主要發(fā)生陰離子的氧化反應，一般情況，電解質(zhì)中的陰離子失去電子生成單質(zhì)，如：2Cl - - 2e - = Cl2，4OH - - 2e - =O2+2H2O，S2 - - 2e - = S一般，陰離子移向該極4、陰陽離子在兩極上的放電順序（失去原有電性叫做放電）1）陰離子（在陽極上被氧化）S2 - > I - > Br - >

50、Cl - > OH - >最高價含氧酸根 > F 水溶液中，只有OH 和位于OH 之前的離子才能被電解，其后的陰離子無法被電解2）陽離子（在陰極上被還原）Ag+ > Hg2+ > Fe3+ > Cu2+ > H+ (強酸性溶液)> Pb2+ > Sn2+ > Fe2+ > Zn2+ > H+ (非強酸性溶液 )>Al3+ > Mg2+ > Na+ > Ca2+ > K+水溶液中，只有H +和位于H +之前的離子才能被電解，其后的陽離子無法被電解四 、四種基本電解類型（惰性電極電解）1、電解水型1）電解質(zhì)類型：a、位于H+ (非強酸性溶液 ) （以下簡稱非酸氫）之后的陽離子和OH 之后的陰離子組成的電解質(zhì)b、強堿c、最高價含氧酸2）陰極反應：2H+ + 2e - = H2（強酸性溶液） 2H2O + 2e - = H2 + 2OH （非強酸性溶液）3）陽極反應：2H2O - 4e - = O2 + 4H+（非強堿性溶液） 4OH - - 2e - =O2 + 2H2O（強堿性溶液）2、消耗電解質(zhì)型（以CuCl2為例）1）電解