人教版化學(xué)選修四筆記

第一章化學(xué)反響與能量第一節(jié)化學(xué)反響與能量變化一、物質(zhì)能量與鍵能1、鍵能：損壞1mol化學(xué)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)固性越好鍵能越小、物質(zhì)能量越高，穩(wěn)固性越差3、化學(xué)鍵的損壞與形成損壞化學(xué)鍵需要汲取能量形成化學(xué)鍵必定放出能量二、焓變：△H1、化學(xué)反響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(xué)反響中，斷裂反響物中的化學(xué)鍵需要汲取能量，形成生成物中的新化學(xué)鍵會放出能量，汲取與放出的能量差值即為焓變2）計算公式H=反響物鍵能–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–反響物能量，高能量生成低能量放熱，反之吸熱3、焓變大小與反響吸放熱的關(guān)系△H>0，反響吸熱△H<0，反響放熱三、反響熱量變化與反響種類1、常有的放熱反響1）絕大多數(shù)化合反響2）開朗金屬與酸或水的反響3）絕大多數(shù)置換反響4）酸堿中和5）焚燒反響2、常有的吸熱反響1）絕大多數(shù)分解反響2）含碳物質(zhì)復(fù)原金屬氧化物的反響3）銨鹽和堿的反響四、熱化學(xué)方程式1、含義：能表示化學(xué)反響熱量變化的式子2、與化學(xué)方程式的差別1）各物質(zhì)標(biāo)明狀態(tài)，氣體：g，液體：l，固體：s2）一般不標(biāo)明反響條件3）標(biāo)明焓變，且焓變值與方程系數(shù)成比率4）方程系數(shù)能夠是分?jǐn)?shù)比如1molCu與適當(dāng)O2（g）反響，生成CuO，放出157kJ熱量（s）（g）Cu+1O2（g）=CuO（g）△H=-157kJ/mol（s）2第二節(jié)焚燒熱能源一、焚燒熱1、反響熱分類依照反響種類的不一樣，反響熱分為：焚燒熱、中和熱、溶解熱等等2、焚燒熱25℃、101kPa狀態(tài)下1mol純物質(zhì)完整與氧氣反響，生成穩(wěn)固氧化物，放出的熱量稱為該物質(zhì)的焚燒熱；其要點(diǎn)點(diǎn)可總結(jié)為：一、完、穩(wěn)3、中和熱25℃、101kPa狀態(tài)下在稀溶液中強(qiáng)酸和強(qiáng)堿發(fā)生中和反響，生成1mol水時，放出的熱量稱為中和熱；其要點(diǎn)點(diǎn)可總結(jié)為：稀、強(qiáng)、一4、用熱化學(xué)方程式表示焚燒熱例：甲烷的焚燒熱為890.31kJ，用熱化學(xué)方程式表示為：CH4（g）+2O2（g）=CO2（g）+2H2O（l）△H=-890.31kJ/mol氫氣的焚燒熱為285.8kJ，用熱化學(xué)方程式表示為：H2（g）+1O2（g）=H2O（l）△H=-285.8kJ/mol2二、能源1、一次能源：從自然界獲取，不需經(jīng)過改變或轉(zhuǎn)變就能夠直接利用的能源，比如：原煤、天然氣、太陽能、風(fēng)能、潮汐能等2、二次能源：將一次能源經(jīng)過加工或轉(zhuǎn)變獲取的其余種類或形式的能源，比如：電能、煤氣、汽油、柴油、蒸汽、核電等3、可重生能源：從自然界可無窮制獲取，且用之不盡的能源，如：太陽能、風(fēng)能、水能4、不行重生能源：人類開發(fā)利用后，不可以重生的能源，如：煤炭、石油、核能、天然氣等5、能量轉(zhuǎn)變1）太陽能轉(zhuǎn)變成電能2）化學(xué)能轉(zhuǎn)變成熱能3）熱能轉(zhuǎn)變成機(jī)械能4）要點(diǎn)掌握熱電廠能量轉(zhuǎn)變形式：化學(xué)能→熱能→機(jī)械能→電能△H2=-283.0kJ/mol第三節(jié)化學(xué)反響熱計算一、蓋斯定律1、內(nèi)容：化學(xué)反響過程中的能量變化只與初始狀態(tài)和最后狀態(tài)有關(guān)，與過程沒關(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，不論由碳直接生成二氧化碳，或是先生成一氧化碳重生成二氧化碳，放出的能量一直一致2、蓋斯定律的計算應(yīng)用計算整體過程或單步過程中的熱量變化比如：○1C（s）+O2（g）=CO2（g）△H1=-393.5kJ/mol○2CO（g）+1O2（g）=CO2（g）2○3C（s）+1O2（g）=CO（g）△H3=？2=○+○，因此△H3=△H1-△H2由蓋斯定律可得：反響式○123-110.5kJ/mol、反響熱其余計算方式1、依據(jù)化學(xué)方程式計算例：1gH2在O2中完整焚燒放出142.9kJ熱量，則2H2(g)+O2(g)=2H2O(g)的反響熱△H=4142.9kJ/mol-471.6kJ/mol12、依據(jù)焚燒熱計算例：已知乙醇的焚燒熱為-1366.8kJ/mol，在25℃、101kPa狀況下1kg乙醇完整焚燒放出的熱量為：1000g1366.8kJ/mol29714.23kJ46g/mol第二章化學(xué)反響速率和化學(xué)均衡第一節(jié)化學(xué)反響速率一、化學(xué)反響速率1、觀點(diǎn)的提出化學(xué)反響有快有慢，快如氫氧混淆爆炸，幾乎片刻達(dá)成；慢如氯酸鉀的受熱分解，需要幾小時才能分解必定量，因?yàn)檫@樣，反響速率才擁有存在的意義，并用來描繪反響進(jìn)行的快慢2、化學(xué)反響速率表達(dá)式1s內(nèi)某物質(zhì)的物質(zhì)的量濃度的改變量，或1min內(nèi)某物質(zhì)的物質(zhì)的量濃度的改變量，表達(dá)式為：v△c，單位：mol/L?s或mol/L?mint微觀觀點(diǎn)里，反響速率是單位時間內(nèi)生成或耗費(fèi)物質(zhì)的粒子數(shù)，或單位時間內(nèi)斷裂或聯(lián)合成的新化學(xué)鍵的數(shù)目注：化學(xué)反響速率是均勻速率，并不是剎時速率化學(xué)反響速率不只是能夠權(quán)衡可逆反響，也合用于完全反響3、化學(xué)反響速率之間的關(guān)系在同一個反響中，各物質(zhì)的反響速率之比與反響方程中個物質(zhì)的系數(shù)之比相等4、化學(xué)反響速率的計算（三段式）N2（g）+3H2（g）?2NH3（g）歷經(jīng)時間：tmin開端c01c02c03變化△c1△c2△c3終態(tài)c11c12c13變化：△c1=c01-c11，△c2=c02-c12，△c3=c03-c13，c1：△c2：△c3=1：3：2速率：

v(N2)

c1tmin

v(H2)

c2tmin

v(NH3)

c3tmin二、化學(xué)反響速率合用范圍1、有氣體反響或生成的狀況2、溶液環(huán)境注：如某物質(zhì)在反響中的濃度保持不變，則不可以用反響速率權(quán)衡其反響快慢，如：液態(tài)水，純固體物質(zhì)第二節(jié)影響化學(xué)反響速率的要素一、影響反響速率的內(nèi)在要素（內(nèi)因）：物質(zhì)的性質(zhì)比如：鋅和稀鹽酸，鎂和稀鹽酸反響速率不一樣，主要原由是鎂的復(fù)原性比鋅強(qiáng)二、影響反響速率的外在要素（外因）1、微觀1）活化分子：汲取足夠能量，能夠發(fā)生化學(xué)反響的分子單位體積內(nèi)活化分子越多，化學(xué)反響速率越快改變活化分子數(shù)的舉措：改變溫度2）有效碰撞：活化分子在適合的碰撞方向下才能發(fā)生反響，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(xué)反響速率越快改變有效碰撞次數(shù)的舉措：改變濃度、可惹起濃度改變的壓強(qiáng)變化3）活化能：從初始態(tài)到可自覺進(jìn)行反響狀態(tài)，分子所需要汲取的能量同樣狀態(tài)下，活化能越低，化學(xué)反響速率越快改變活化能的舉措：使用催化劑綜述：發(fā)生反響的分子汲取足夠能量（活化能）、成為活化分子、發(fā)生有效碰撞才能發(fā)生化學(xué)反響2、宏觀要素1）溫度（改變活化分子數(shù)）高升溫度，反響速率增大；降低溫度，反響速率降低2）濃度（改變有效碰撞次數(shù)）增大濃度，反響速率增大；減小濃度，反響速率降低3）壓強(qiáng)（可改變濃度的壓強(qiáng)變化）（可改變有效碰撞次數(shù)）增大壓強(qiáng)，反響速率增大；減小壓強(qiáng)，反響速率降低4）催化劑（改變反響所需的活化能）使用催化劑，反響速率增大整體規(guī)律：增大影響速率的要素，化學(xué)反響速率增大，反之則速率降低注：規(guī)律合用于完全反響和可逆反響，在可逆反響中，增大影響速率的要素，正逆反響速率都增大，反之都降低第三節(jié)化學(xué)均衡一、化學(xué)均衡觀點(diǎn)1、研究對象：可逆反響（在同樣條件下可同時從正逆雙方向進(jìn)行的反響）2、化學(xué)均衡含義：可逆反響進(jìn)行到正逆反響速率相等時的狀態(tài)3、均衡轉(zhuǎn)變率：=轉(zhuǎn)變量100%開端量4、化學(xué)均衡特點(diǎn)1）等：達(dá)到化學(xué)均衡時，正反響速率等于逆反響速率2）動：達(dá)到化學(xué)均衡時，可逆反響處于動向均衡，并不是反響已停止3）定：達(dá)到化學(xué)均衡時，各組分的濃度、百分含量，保持恒定不變4）變：達(dá)到化學(xué)均衡后，如外界條件改變，化學(xué)均衡狀態(tài)會發(fā)生挪動直至達(dá)到新的均衡狀態(tài)，再次達(dá)到均衡后不再挪動5、判斷化學(xué)均衡1）正逆反響速率相等（合用于全部化學(xué)均衡）注：所用判斷均衡的兩個速率一定表示正、逆雙方向，同時比率關(guān)系要與反響系數(shù)比率相等2）某物質(zhì)濃度保持恒定不變注：如反響系統(tǒng)中有純液體或固體，其濃度一直為恒定值，不可以用于判斷均衡3）某物質(zhì)的百分含量保持恒定不變當(dāng)某物質(zhì)的質(zhì)量分?jǐn)?shù)、物質(zhì)的量分?jǐn)?shù)或體積分?jǐn)?shù)保持恒準(zhǔn)時，可判斷該反響已達(dá)到均衡4）反響系統(tǒng)壓強(qiáng)保持不變有氣體參加或生成的可逆反響，當(dāng)反響系統(tǒng)的壓強(qiáng)保持不變時，可判斷反響已達(dá)到均衡注：a、若可逆反響先后氣體體積無改變，此規(guī)律不合用b、當(dāng)反響容器體積可變時，此規(guī)律不合用5）混淆氣體的顏色深淺保持不變有帶顏色的氣體參加或生成的可逆反響，當(dāng)混淆氣體的顏色深淺不再變化時，可判斷反響已達(dá)到均衡6）反響放出的熱量值保持恒定不變可逆反響放出的熱量保持恒定不變時，可判斷反響已達(dá)到均衡7）斷裂或形成化學(xué)鍵速率相等斷裂舊化學(xué)鍵或生成新化學(xué)鍵的速率保持不變時，可判斷反響已達(dá)到均衡二、化學(xué)均衡挪動1、化學(xué)均衡挪動原理（勒夏特列原理）針對已達(dá)到均衡的可逆反響，外界發(fā)生條件改變時，反響會向著減小這類改變的方向挪動如N2（g）+3H2（g）?2NH3（g）△H<0若增大c(N2)，均衡向著減小c(N2)方向挪動，即耗費(fèi)N2的方向（正向）；高升溫度，均衡向降低溫度的方向挪動，即吸熱方向（逆向）2、均衡挪動規(guī)律（以mA（g）+nB（g）?pC（g）+qD（g）△H=Q為例）1）濃度的影響a、增大反響物濃度：正向挪動，或向右挪動，正逆反響速率增大b、減小反響物濃度：逆向挪動，或向左挪動，正逆反響速率降低c、增大生成物濃度：逆向挪動，或向左挪動，正逆反響速率增大d、減小生成物濃度：正向挪動，或向右挪動，正逆反響速率降低2）溫度的影響>0，a、高升溫度：正向挪動，正逆速率增大b、降低溫度：逆向挪動，正逆速率降低<0，c、高升溫度：逆向挪動，正逆速率增大d、降低溫度：正向挪動，正逆速率降低3）壓強(qiáng)的影響（可改變反響物或生成物濃度的壓強(qiáng)變化）m+n>p+q，a、增大壓強(qiáng)：正向挪動，正逆速率增大b、減小壓強(qiáng)：逆向挪動，正逆速率降低m+n=p+q，c、壓強(qiáng)變化：均衡不挪動，升壓速率增大，反之降低m+n<p+q，d、增大壓強(qiáng)：逆向挪動，正逆速率增大e、減小壓強(qiáng)：正向挪動，正逆速率降低4）催化劑的影響加入催化劑均衡不挪動，正逆速率增大三、化學(xué)均衡常數(shù)：K以mA（g）+nB（g）?pC（g）+qD（g）△H=Q為例1、K=cp(C)cq(D)，單位：（mol/L）p+q-m-nmnc(A)c(B)2、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的表達(dá)式與反響方程的系數(shù)有關(guān)，系數(shù)改變，K的表達(dá)式改變，但值不變3、均衡常數(shù)運(yùn)算規(guī)則1）若反響方程系數(shù)都增大一倍，則K取平方；若都減小一倍，則K開平方2）若存在三個反響式○1、○2、○3，其均衡常數(shù)分別為：K1、K2、K3如○=○+○，則K3K1K2312如○=○-○，則K3K1312K231223如○=○×2+○×3，則K3K1K231121，則K3K1如○=○×2-○×33K24、均衡常數(shù)的應(yīng)用1）計算達(dá)到均衡時某物質(zhì)的濃度、反響速率、轉(zhuǎn)變率2）判斷均衡挪動方向：將改變后各物質(zhì)的新濃度帶入均衡常數(shù)表達(dá)式，獲取計算值QC，比較QC和該溫度下的K值，若：QC>K，均衡逆向挪動；QC=K，均衡不挪動；QC<K，均衡正向挪動四、等效均衡以mA（g）+nB（g）?pC（g）+qD（g）△H=Q為例1、等效均衡的含義兩個均衡狀態(tài)中，各物質(zhì)濃度兩兩對應(yīng)相等或比率相等，這兩個均衡互為等效2、等效均衡條件1）恒溫恒壓容器（m+n≠p+q）若加入物質(zhì)的開端濃度之比相等，則兩均衡等效2）恒溫恒容容器若加入物質(zhì)的開端濃度相等，則兩均衡等效3）特別狀況若m+n=p+q，則只需加入物質(zhì)的開端濃度之比相等，不論處在何種容器，都等效例：1molN2、3molH2充入一恒溫恒容容器，另將0.5molN2、1.5molH2、1molNH3充入同樣容器，則兩容器內(nèi)反響達(dá)到均衡后等效（將1molNH3歸零到N2和H2，其量分別為0.5mol、1.5mol，累加后與原加入量相等，即濃度相等）若反響容器為恒溫恒壓，則歸零后，只需N2和H2物質(zhì)的量比率等于1:3即等效第四節(jié)化學(xué)反響的自覺性一、自覺反響與非自覺反響1、自覺反響：不需要人為改變條件就能發(fā)生的反響2、非自覺反響：需要人為改變條件才能發(fā)生的反響注：自覺與否與反響的吸、放熱狀況沒關(guān)，吸熱反響未必要要加熱才能發(fā)生，放熱反響也未必要要冷卻才能發(fā)生二、自覺反響的判斷1、熵：物質(zhì)的無序程度，一般以為：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；少許粒子數(shù)無序度小于大批粒子的無序度2、判斷公式：△G=△H–T×△S，△G<0自覺，△G>0非自覺溫度T為開氏溫度，單位為K，高中階段視為T一直大于零，與攝氏溫度的變換關(guān)系為：T=t℃+273△G△HT×△S自覺狀況高溫<0>0>0高溫自覺低溫>0低溫非自覺>0>0<0<0<0>0低溫<0<0<0高溫>0

任何溫度都非自覺任何溫度都自覺低溫自覺高溫非自覺章內(nèi)增補(bǔ)：圖像問題一、反響速率與均衡圖像（均衡發(fā)生挪動）以mA（g）+nB（g）?pC（g）+qD（g）△H=Q為例1、濃度a、增大c反響物b、減小c反響物c、增大c生成物d、減小c生成物2、壓強(qiáng)m+n>p+qm+n<p+qa、增大壓強(qiáng)b、減小壓強(qiáng)c、增大壓強(qiáng)d、減小壓強(qiáng)m+n=p+qe、增大壓強(qiáng)f、減小壓強(qiáng)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，對均衡無影響增添催化劑二、物質(zhì)的量、濃度、百分含量、轉(zhuǎn)變率與X1、與時間，曲線表示屬于不一樣溫度或壓強(qiáng)規(guī)則：先拐先均衡，先平數(shù)值大2、與溫度，曲線表示屬于不一樣壓強(qiáng)（或相反）依據(jù)曲線的縱坐標(biāo)值與溫度的關(guān)系，判斷焓變；依據(jù)不一樣壓強(qiáng)對應(yīng)坐標(biāo)值判斷反響前后系數(shù)和關(guān)系第三章水溶液中的離子均衡第一節(jié)弱電解質(zhì)的電離一、弱電解質(zhì)1、強(qiáng)弱電解質(zhì)的差別1）強(qiáng)電解質(zhì)：在水溶液中或許熔融狀態(tài)下能完整電離出陰陽離子，如：NaCl、H2SO42）弱電解質(zhì)：在水溶液中或許熔融狀態(tài)下部分電離，不可以完全電離，如：CH3COOH、H2O2、強(qiáng)弱電解質(zhì)的物質(zhì)分類1）電解質(zhì)：除Mn2O7以外的金屬氧化物、酸、堿、除AlCl3以外的鹽、水注：離子化合物：除Mn2O7以外的金屬氧化物、強(qiáng)堿、除AlCl3以外的鹽全部離子化合物都是強(qiáng)電解質(zhì)強(qiáng)電解質(zhì)其實(shí)不都是離子化合物2）強(qiáng)電解質(zhì)：除Mn2O7以外的金屬氧化物、強(qiáng)酸、強(qiáng)堿、除AlCl3以外的鹽3）弱電解質(zhì)：弱酸、弱堿、水（全部弱電解質(zhì)都是共價化合物）全部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?。〩CO4第一步：HCO4?H++HCO-222224第二步：HCO-?H++CO2-2424HS第一步：HS?H++HS-22第二步：HS-?H++S2-2、弱堿的電離1）一元弱堿NH3?H2O?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)的電離均衡全部弱電解質(zhì)的電離都是吸熱過程1、弱酸的電離均衡以HF?H++F-為例1）正向挪動：a、升溫b、加水稀釋（弱電解質(zhì)越稀越電離）c、減小氫離子濃度i、加入堿ii、加入開朗金屬2）逆向挪動：a、降溫b、增大氫離子濃度或弱酸根濃度2、弱堿的電離均衡以NH3?H2O為例1）正向挪動：a、必定范圍內(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）逆向挪動：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(qiáng)堿的金屬單質(zhì)四、弱酸弱堿的電離均衡常數(shù)1、弱酸的電離均衡常數(shù)（以HF?H++F-為例）Kac(H)c(F)c(HF)2、弱堿的電離均衡常數(shù)（以NH3?H2O?NH4++OH-為例）Kbc(NH4)c(OH)c(NH3H2O)第二節(jié)水的電離和溶液的酸堿性一、水的電離均衡H2O?H++OH-、正向挪動1）高升溫度2）減小氫離子濃度或氫氧根濃度a、加入開朗金屬b、加入可生成積淀的金屬陽離子、逆向挪動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、水的電離均衡常數(shù)（也稱為水的離子積：Kw）H2O?H++OH-1、表達(dá)式：Kw=c(H+)?c(OH-)在25℃時，水的離子積Kw=1×10-14mol2/L2Kw僅與溫度有關(guān)：溫度高升，Kw增大；溫度降低，Kw減小、Kw的運(yùn)用Kw合用于任何電解質(zhì)溶液，其表達(dá)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，并不是純真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根濃度a、酸溶液（不是酸性溶液）酸溶液中氫氧根完整由水電離，因?yàn)樗婋x出的氫離子和氫氧根濃度相等，因此，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：c(H)水c(OH)水KW10141013mol/Lc(H)mol/L0.1b、堿溶液（不是堿性溶液）堿溶液中氫離子完整由水電離，因?yàn)閏(H+)=c(OH-)，因此，水水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：c(OH)水c(H)水KW1014mol/L1012mol/Lc(OH)0.01三、溶液的酸堿性判斷溶液酸堿性的獨(dú)一準(zhǔn)則：溶液中

c(H+)和

c(OH

-)的相對大小即：c(H+)>c(OHc(H+)=c(OH

-)，溶液呈酸性-)，溶液呈中性(H+)<c(OH-)，溶液呈堿性在未指明溫度狀況下，僅從pH值沒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(biāo)準(zhǔn)計算公式：pHlgc(H)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KWc(H)c(OH)，得c(H)KW，c(OH)則:pHlgKWlgKWlgc(OH)c(OH)若KW11014，pH14lgc(OH)3、混淆溶液pH計算1）強(qiáng)酸和強(qiáng)酸混淆體積為V1L，pH=m的強(qiáng)酸A和體積為V2L，pH=n的強(qiáng)酸B混淆，混淆后其pHlgV110mV210n)V1V22）強(qiáng)堿和強(qiáng)堿混淆常溫下，體積為V1L，pH=x的強(qiáng)堿A和體積為V2L，pH=y的強(qiáng)堿B混淆，混淆后其pHlgKWlgV11014xV21014y)V1V23）強(qiáng)酸和強(qiáng)堿混淆原理：比較混淆前酸、堿中氫離子和氫氧根的物質(zhì)的量：若c(H+)大于c(OH-)，則混淆后溶液呈酸性；n(H

)

n(OH)pH

lg

)V混若c(H+)等于c(OH-)，則混淆后溶液呈中性；-lgKWpH2若c(H+)小于c(OH-)，則混淆后溶液呈堿性。pHlgKWn(OH-)n(H)lg)V混4）等體積酸堿混淆a、t℃時，Kw=1×10-m，pH=a的某強(qiáng)酸和pH=b的某強(qiáng)堿等體積混淆，若a+b=m，則混淆后溶液呈中性b、t℃時，Kw=1×10-m，pH=a的某強(qiáng)酸和pH=b的某強(qiáng)堿混淆，若混淆后溶液呈中性，則耗費(fèi)的酸和堿的體積比：V酸：V堿=10a：10m-b5）溶液稀釋a、pH=apH=a

的強(qiáng)酸溶液，稀釋的弱酸溶液，稀釋

10m倍后，其10m倍后，其

pH=a+m（a+m<7）pH范圍：a+m-1<pH<a+m

(a+m<7)b、pH=bpH=b

的強(qiáng)堿溶液，稀釋的弱堿溶液，稀釋

10m倍后，其10m倍后，其

pH=b-mpH范圍：

（b-m>7）b-m<pH<b-m+1

(b-m>7)第三節(jié)酸堿中和滴定原理及其實(shí)驗(yàn)一、滴定原理用已知濃度的物質(zhì)與另一未知濃度物質(zhì)反響，經(jīng)過耗費(fèi)量與參加反響物質(zhì)比率，計算未知濃度。二、實(shí)驗(yàn)過程1、實(shí)驗(yàn)儀器：酸式、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：0.01mol/L鹽酸溶液、未知濃度的氫氧化鈉溶液、酚酞試液3、實(shí)驗(yàn)操作1）檢漏：檢查滴定管能否漏水，方法：將蒸餾水加入兩支滴定管，封閉酸式滴定管閥門，如尖嘴沒有連續(xù)滴水，證明滴定管不漏液；2）清洗：用蒸餾水清洗滴定管和錐形瓶2~3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2~3次4）移液：用移液管汲取必定量鹽酸、氫氧化鈉溶液分別加到酸式滴定管、堿式滴定管，并清除滴定管尖嘴氣泡5）調(diào)刻線：分別將酸式、堿式滴定管頁面調(diào)理至某一刻度線，分別記錄酸式、堿式滴定管的刻度值6）滴定：放出10mL氫氧化鈉溶液至錐形瓶，加入2~3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(diǎn)：當(dāng)加入最后一滴鹽酸，溶液恰巧變成無色，且不恢復(fù)，說明達(dá)到滴定終點(diǎn)

30秒內(nèi)顏色8）記錄：記錄酸式滴定管液面刻度值，計算出耗費(fèi)鹽酸溶液的體積9）重復(fù)：重復(fù)上述過程2~3次4、計算c(NaOH）=V酸×c酸/V堿5、偏差剖析1）未潤洗：酸式：滴定管內(nèi)留有殘余蒸餾水，以致鹽酸溶液濃度降落，耗酸體積增大，最后計算濃度偏大堿式：殘余蒸餾水稀釋氫氧化鈉，以致放出氫氧化鈉的溶質(zhì)的量減少，耗費(fèi)鹽酸體積減小，最后計算濃度偏小2）未排氣泡：酸式：因?yàn)闅馀荽嬖?，使最后鹽酸液面刻度偏大，耗酸體積變大，最后計算濃度偏大堿式：以致放出氫氧化鈉實(shí)質(zhì)體積減小，耗酸體積減小，濃度偏小3）仰望刻線：酸式：a、調(diào)刻線時仰望刻線，耗酸體積偏小，最后濃度偏小b、滴定終點(diǎn)讀數(shù)時仰望刻線，耗酸體積偏大，最后濃度偏大堿式：a、調(diào)刻線時仰望刻線，放出堿液體積偏大，最后濃度偏大b、放液終點(diǎn)時仰望刻線，放出堿液體積偏小，最后濃度偏小4）俯視刻線：酸式：a、調(diào)刻線時俯視刻線，耗酸體積偏大，最后濃度偏大b、滴定終點(diǎn)讀數(shù)時俯視刻線，耗酸體積偏小，最后濃度偏小堿式：a、調(diào)刻線時俯視刻線，放出堿液體積偏小，最后濃度偏小b、放液終點(diǎn)時俯視刻線，放出堿液體積偏大，最后濃度偏大第四節(jié)鹽類水解及其應(yīng)用一、鹽類水解1、水解原理：1）弱酸根或弱酸的酸式根聯(lián)合水電離產(chǎn)生的H+，形成弱酸和OH–2）弱堿陽離子聯(lián)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(qiáng)酸和強(qiáng)堿中和獲取的鹽稱為強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽b、可由強(qiáng)酸和弱堿中和獲取的鹽稱為強(qiáng)酸弱堿鹽c、可由強(qiáng)堿和弱酸中和獲取的鹽稱為強(qiáng)堿弱酸鹽d、可由弱酸和弱堿中和獲取的鹽稱為弱酸弱堿鹽2）水解規(guī)律a、強(qiáng)酸弱堿鹽水解以后溶液呈酸性b、強(qiáng)堿弱酸鹽水解以后溶液呈堿性c、弱酸弱堿眼水解以后溶液的酸堿性由對應(yīng)的弱酸和弱堿的電離均衡常數(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(qiáng)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CO32-+H2O?HCO3-+OH-SO32-+H2O?HSO3-+OH-b、弱堿陽離子的水解NH4++H2O?NH3?H2O+H+Al3++3H2O?Al(OH)3+3H+水解均衡挪動（稀溶液）1）弱酸根水解均衡a、正向挪動：升溫、加水稀釋、加入酸、加入可生成難溶物的金屬陽離子b、逆向挪動：降溫、加堿2）弱堿陽離子水解均衡a、正向挪動：升溫、加水稀釋、加入堿、加入開朗金屬或金屬氧化物b、逆向挪動：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、比較依照：完整電離產(chǎn)生的離子濃度最大可逆根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：列舉出溶液中全部離子寫出全部可逆過程比較濃度例：Na2CO3溶液中的離子濃度由大到小擺列溶液中的離子有：Na+、CO32-、HCO3-、H+、OH-全部可逆過程：CO32-+H2O?HCO3-+OH-HCO3-+H2O?H2CO3+OH-H2O?H++OH-完整電離產(chǎn)生的離子Na+、CO32-，因?yàn)镹a+總量最多因此其濃度最大，OH-的可逆根源多，因此比HCO3-和H+濃度大，水電離產(chǎn)生的氫離子大多數(shù)被聯(lián)合，因此濃度最小，溶液中全部離子濃度由大到小擺列為：c(Na+)>c(CO32-)>c(OH-)>c(HCO32-)>c(H2CO3)>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(fù)電荷數(shù)目相等b、合用范圍：全部電解質(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)目和自己數(shù)目相等S2-所帶電荷數(shù)目等于自己數(shù)目的二倍，因此該溶液中的電荷數(shù)目關(guān)系為：n(Na+）+n(H+）=n(OH-）+n(HS-）+2n(S2-）因?yàn)槿侩x子在同一溶液中，因此其濃度關(guān)系仍舊相等：c(Na+）+c(H+）=c(OH-）+c(HS-）+2c(S2-）3）物料守恒a、含義：溶液中陽離子含有的某種同樣元素與陰離子中所含另一種同樣元素的物質(zhì)的量的比率，等于溶質(zhì)化學(xué)式中兩種元素的數(shù)目之比b、合用范圍：全部鹽溶液、單調(diào)酸溶液、單調(diào)堿溶液c、例：FeCl3溶液中的物料守恒溶質(zhì)化學(xué)式中Fe元素和Cl元素數(shù)目之比為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]c(Cl-）=3c(Fe3+）+3c[Fe(OH)3]Na2C2O4溶液中的物料守恒：c(Na+）=2c(C2O42-）+c(HC2O4-）+2c(H2C2O4）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SO2-水解，耗費(fèi)水電離產(chǎn)生的H+，SO2-水解產(chǎn)生的HSO-333再次水解，再次耗費(fèi)水電離產(chǎn)生的H+，由SO2-到HSO-，33耗費(fèi)與HSO-等量的氫離子，由SO2-到HSO分子，耗費(fèi)3323二倍HSO的量的氫離子，水解節(jié)余的H+和被聯(lián)合耗費(fèi)的23氫離子的總量等于溶液中OH-的數(shù)目，因此該溶液中存在：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(H2SO3）二、鹽類水解均衡常數(shù)：Kh1、弱酸根水解均衡常數(shù)（以F-+HO?HF+OH–為例）2Khc(HF)c(OH)c(F)2、弱堿陽離子水解均衡常數(shù)（以NH4++H2O?NH3?H2O+H+為例）c(NH3H2O)c(H)Khc(NH4)3、Kh與Ka或Kb的關(guān)系當(dāng)Kw已知時，弱酸的Ka與對應(yīng)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(yīng)弱堿陽離子的Kh之間關(guān)系：Kb·Kh=Kw三、鹽類水解的應(yīng)用1、預(yù)配溶液辦理一般配制含有Fe3+、Al3+、Cu2+等易水解離子的鹽溶液時，都要加入少許與溶液中陰離子同樣的酸，以防金屬離子的水解2、結(jié)晶制固體鹽的防備結(jié)晶過程中，假如溶質(zhì)易水解，一般采納低溫蒸干或增添水解生成物的方法，以已知鹽水解，防備最平生成水解產(chǎn)物例：制氯化鐵固體，一般低溫蒸干水分，同時增添氯化氫氣體保護(hù)氛圍3、除銹劑的反響原理除銹劑成分：NH4Cl溶液原理：NH4+水解產(chǎn)生的氫離子能夠和鐵銹反響生成可溶性鐵鹽，從而達(dá)到除銹的目的4、有效施用化肥原則：盡量防止兩種化肥產(chǎn)生雙水解現(xiàn)象5、泡沫滅火器的反響原理滅火器藥劑：硫酸鋁溶液、碳酸氫鈉溶液滅火原理：藥劑混淆后此中的Al3+和HCO3—發(fā)生雙水解，生成Al(OH)3和CO2氣體，二者與水形成泡沫，覆蓋在可燃物上，達(dá)到滅火目的第四節(jié)難溶電解質(zhì)的溶解均衡一、溶解均衡1、含義：在難溶物的飽和溶液中，難溶物的溶解速率和離子聯(lián)合成積淀的速率相等，這類狀況稱為溶解均衡2、溶解均衡方程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、溶解均衡常數(shù)Ksp難溶物因是純固體，不計入均衡常數(shù)，如：Ksp（AgCl）=c(Ag）?c(Cl

）

Ksp[Fe(OH)3]=c(Fe）?c(OH

）4、溶解均衡挪動1）正向挪動：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)生的離子反響生成氣體的離子2）逆向挪動：降溫（氫氧化鈣除外）、加入溶解產(chǎn)生的離子二、溶解均衡常數(shù)有關(guān)計算1、判斷積淀先后次序1）同樣種類積淀（AgCl、AgBr、AgI等含有同樣個數(shù)離子的積淀）Ksp越小越先析出積淀2）不一樣種類積淀（AgCl與Ag2SO4等含有不一樣個數(shù)離子的積淀）依據(jù)構(gòu)成積淀的離子數(shù)將對應(yīng)的Ksp開對應(yīng)次方2、計算積淀pH（開始積淀）使用Ksp表達(dá)式，將溶液中欲積淀的離子濃度帶入表達(dá)式，計算氫氧根濃度，從而計算開始積淀時的pH3、計算完整積淀pH（結(jié)束積淀）一般，當(dāng)溶液中欲積淀的離子濃度不大于10-5mol/L時，視為該離子已積淀完整。將10-5帶入Ksp，計算氫氧根濃度，從而計算完整積淀時的pH，4、計算飽和積淀溶液pH[積淀通式：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、積淀溶解均衡的應(yīng)用1、積淀轉(zhuǎn)變Ksp較大的積淀易轉(zhuǎn)變成Ksp較小的積淀，總結(jié)為：以難溶制更難溶同時，Ksp靠近的兩種積淀能夠互相轉(zhuǎn)變2、積淀溶解如能將積淀溶解產(chǎn)生的某種離子轉(zhuǎn)變成氣體從溶液中除掉，從而促進(jìn)積淀溶解完整第四章電化學(xué)基礎(chǔ)第一節(jié)原電池一、觀點(diǎn)將化學(xué)能轉(zhuǎn)變成電能的最簡單的裝置二、構(gòu)造細(xì)分1、構(gòu)造兩極、電解質(zhì)溶液、導(dǎo)線、用電器（負(fù)載）2、原電池的構(gòu)成條件1）擁有活性不一樣的兩極————負(fù)極活性強(qiáng)于正極2）有電解質(zhì)溶液3）構(gòu)成閉合回路4）負(fù)極與電解質(zhì)或正極中資料發(fā)生自覺的氧化復(fù)原反響3、兩極與發(fā)生的反響1）負(fù)極：復(fù)原性較強(qiáng)的一極，在該電極上發(fā)生失電子反響即氧化反響2）正極：復(fù)原性較弱的一極，在該電極上發(fā)生得電子反響即復(fù)原反響4、電極反響式（電子：e-，電極反響式中的氣體、積淀一般不標(biāo)明箭頭）1）正極：發(fā)生復(fù)原反響物質(zhì)獲取電子生成復(fù)原產(chǎn)物的式子2）負(fù)極：發(fā)生氧化反響物質(zhì)失掉電子生成氧化產(chǎn)物的式子3）與總反響式的關(guān)系：正極+負(fù)極=總反響式4）特別規(guī)則：水溶液中不存在O2-O2-酸性時與H+聯(lián)合成水，堿性時與H2O聯(lián)合成OH–H+酸性時游離，堿性時與OH-聯(lián)合成H2O5、電子、電流、離子挪動以及pH變化電子挪動方向：由負(fù)極流經(jīng)導(dǎo)線，流向正極電流挪動方向：由正極流經(jīng)導(dǎo)線，流向負(fù)極離子挪動方向：陽離子由負(fù)極移向正極陰離子由正極移向負(fù)極pH變化：生成H+的一極鄰近pH變??；耗費(fèi)H+的一極鄰近pH增大生成OH-，pH增大；耗費(fèi)OH-，pH減小三、原電池的應(yīng)用1、設(shè)計原電池原則：將氧化復(fù)原反響分拆成可控的氧化、復(fù)原兩部分，此中電極資料的選擇是要點(diǎn)，一定依照：1）選用的電極資料不可以與直接接觸的電解質(zhì)溶液反響2）能優(yōu)秀的傳導(dǎo)電2、加速化學(xué)反響速率在氧化復(fù)原反響中，如能構(gòu)成原電池，則可加速化學(xué)反響速率，如：在實(shí)驗(yàn)室制取氫氣時，向稀硫酸溶液中加入少許硫酸銅或氧化銅，鋅可將銅離子復(fù)原成銅單質(zhì)，這樣即可構(gòu)成銅-鋅-硫酸原電池，即可加速鋅和硫酸的反響速率第二節(jié)化學(xué)電源一、化學(xué)電源1、定義：利用原電池原理，將可自覺進(jìn)行的氧化復(fù)原反響設(shè)計成能把化學(xué)能轉(zhuǎn)變成電能的裝置。2、一次電池：僅能使用有限時間，當(dāng)電池內(nèi)反響耗盡時，變沒法持續(xù)產(chǎn)生電能，這樣的電池稱為一次電池3、二次電池：電能耗盡時能夠經(jīng)過充電，使電池內(nèi)反響物復(fù)原，達(dá)到可重復(fù)使用的目的，這樣的電池稱為二次電池二、一次電池1、一般鋅錳干電池1）構(gòu)成資料：Zn、MnO2、NH4Cl、石墨、銅片（加強(qiáng)導(dǎo)電用途）2）負(fù)極：Zn–2e-=Zn2+3）正極：MnO2+NH4Cl+e-=MnOOH+NH3+Cl–4）總反響：Zn+2MnO2+2NH4Cl=ZnCl2+2MnOOH+2NH3↑2、堿性鋅錳干電池1）構(gòu)成資料：Zn、MnO2、KOH、石墨、銅片（加強(qiáng)導(dǎo)電用途）2）負(fù)極：Zn+2OH-–2e-=Zn(OH)23）正極：MnO2+H2O+2e-=MnOOH+OH–4）總反響：Zn+2MnO2+2H2O=2MnOOH+Zn(OH)23、銀鋅紐扣電池1）構(gòu)成資料：Ag2O、Zn、KOH2）負(fù)極：Zn+2OH-–2e-=Zn(OH)23）正極：AgO+H2O+2e-=2Ag+2OH–24）總反響：Zn+Ag2O+H2O=2Ag+Zn(OH)2三、二次電池（鉛蓄電池）構(gòu)成資料：Pb、PbO2、H2SO4負(fù)極：Pb+SO2--2e-=PbSO（硫酸鉛犯難溶解、難電離物質(zhì)）44正極：PbO+4H++SO2-+2e-=PbSO+2HO2442總反響：Pb+PbO2+2H2SO4=2PbSO4+2H2O充電總反響：2PbSO4+2H2O=Pb+PbO2+2H2SO4因?yàn)殂U蓄電池充電時可重生硫酸，因此理論上鉛蓄電池在使用過程中，不需要增補(bǔ)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(dǎo)體、電極2、分類1）酸性電解質(zhì)（例：CH4）a、負(fù)極：CH4+2H2O–8e-=2CO2+12H+b、正極：O2+4H++4e-=2H2Oc、總反響式：CH4+2O2=CO2+2H2O2）堿性電解質(zhì)、或中性電解質(zhì)（例：H2）a、負(fù)極：H2+2OH--e-=2H2Ob、正極：O2+2H2O+4e-=4OH–c、總反響式：2H2+O2=2H2O3）離子導(dǎo)體型電解質(zhì)（例：CH3OH）a、負(fù)極：CH3OH+3O2--6e-=CO2+2H2Ob、正極：O2+4e-=2O2–c、總反響式：2CH3OH+3O2=2CO2+4H2O4）熔融碳酸鹽（例：CO）a、負(fù)極：CO+CO32--2e-=2CO2b、正極：O2+2CO2+4e-=2CO32–c、總反響式：2CO+O2=2CO23、燃料電池兩極判斷燃料通入極為負(fù)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)變成化學(xué)能的裝置，可實(shí)現(xiàn)非自覺進(jìn)行的氧化復(fù)原反響二、構(gòu)造1、外接電源、電解池2、電解池構(gòu)造1）陰極：與外接電源負(fù)極連結(jié)，在該極上發(fā)生復(fù)原反響2）陽極：與外接電源正極連結(jié)，在該極上發(fā)生氧化反響注：電解池的兩極能夠使活性同樣的資料3）電解質(zhì)溶液：發(fā)生氧化復(fù)原反響的主要反響物三、電極反響1、電極資料種類1）惰性電解：Pt、Au、石墨等2）活性電極：金屬活動次序中位于Pt以前的金屬資料，當(dāng)活性資料作陽極時優(yōu)先發(fā)生電極資料的氧化反響2、陰極主要發(fā)生陽離子的復(fù)原反響，一般狀況，電解質(zhì)中的陽離子獲取電子生成單質(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)生陰離子的氧化反響，一般狀況，電解質(zhì)中的陰離子失掉電子生成單質(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次序（失掉原有電性叫做放電）1）陰離子（在陽極上被氧化）S2->I->Br->Cl->OH->最高價含氧酸根>F–水溶液中，只有OH–和位于OH–以前的離子才能被電解，后來的陰離子沒法被電解2）陽離子（在陰極上被復(fù)原）Ag+>Hg2+>Fe3+>Cu2+>H+(強(qiáng)酸性溶液)>Pb2+>Sn2+>Fe2+>Zn2+>H+(非強(qiáng)酸性溶液)>Al3+>Mg2+>Na+>Ca2+>K+水溶液中，只有H+和位于H+以前的離子才能被電解，后來的陽離子沒法被電解四、四種基本電解種類（惰性電極電解）1、電解水型1）電解質(zhì)種類：a、位于H+(非強(qiáng)酸性溶液)（以下簡稱非酸氫）以后的陽離子和OH–以后的陰離子構(gòu)成的電解質(zhì)b、強(qiáng)堿c、最高價含氧酸2）陰極反響：2H++2e-=H2（強(qiáng)酸性溶液）2H2O+2e-=H2+2OH–（非強(qiáng)酸性溶液）3）陽極反響：2H2O-4e-=O