2023年高考化學(xué)總復(fù)習(xí)高中化學(xué)選修四全冊(cè)基礎(chǔ)知識(shí)梳理匯編

2023耳啟考化學(xué)總復(fù)習(xí)高中4匕學(xué)送修四全

冊(cè)去砒加鶴林理匯編（揩華版）

第一章化學(xué)反響與能量

一、焰變反響熱

1.反響熱：化學(xué)反響過(guò)程中所放出或吸收的熱量，任何化

學(xué)反響都有反響熱，因?yàn)槿魏位瘜W(xué)反響都會(huì)存在熱量變化，即要么

吸熱要么放熱。反響熱可以分為（燃燒熱、中和熱、溶解熱）

2.焰變（AH）的意義：在恒壓條件下進(jìn)行的化學(xué)反響的熱效

應(yīng).符號(hào)：AH.單位：kj/mol,即：恒壓下：熔變=反響熱，都可

用AH表示,單位都是kj/mol。

3.產(chǎn)生原因：化學(xué)鍵斷裂一一吸熱化學(xué)鍵形成一一放

八執(zhí)、、

放出熱量的化學(xué)反響。（放熱＞吸熱）為“-”或＜0

吸收熱量的化學(xué)反響。（吸熱＞放熱）為“+”或＞0

也可以利用計(jì)算來(lái)判斷是吸熱還是放熱。AH=生成物所

具有的總能量-反響物所具有的總能量=反響物的總鍵能-生成物的

總鍵能

☆常見(jiàn)的放熱反響：①所有的燃燒反響②所有的酸堿中和反響

③大多數(shù)的化合反響④金屬與水或酸的反響⑤生石灰（氧化鈣）

和水反響⑥鋁熱反響等

☆常見(jiàn)的吸熱反響：①晶體Ba（OH）2?8比0與NHKl②大多數(shù)的

分解反響③條件一般是加熱或高溫的反響

☆區(qū)分是現(xiàn)象（物理變化）還是反響（生成新物質(zhì)是化學(xué)變化），

一般鍍鹽溶解是吸熱現(xiàn)象，別的物質(zhì)溶于水是放熱。

4.能量與鍵能的關(guān)系：物質(zhì)具有的能量越低，物質(zhì)越穩(wěn)定，能量

和鍵能成反比。

5.同種物質(zhì)不同狀態(tài)時(shí)所具有的能量：氣態(tài)＞液態(tài)＞固態(tài)

6.常溫是指25,IOl.標(biāo)況是指0,1OL

7.比擬時(shí)必須連同符號(hào)一起比擬。

二、熱化學(xué)方程式

書(shū)寫(xiě)化學(xué)方程式注意要點(diǎn)：

①熱化學(xué)方程式必須標(biāo)出能量變化，即反響熱AH,ΔH對(duì)應(yīng)

的正負(fù)號(hào)都不能省。

②熱化學(xué)方程式中必須標(biāo)明反響物和生成物的聚集狀態(tài)（s,1,

g分別表示固態(tài)，液態(tài)，氣態(tài)，水溶液中溶質(zhì)用aq表示）

③熱化學(xué)反響方程式不標(biāo)條件，除非題中特別指出反響時(shí)的

溫度和壓強(qiáng)。

④熱化學(xué)方程式中的化學(xué)計(jì)量數(shù)表示物質(zhì)的量，不表示個(gè)數(shù)

和體積，可以是整數(shù)，也可以是分?jǐn)?shù)

⑤各物質(zhì)系數(shù)加倍，加倍，即：ZXH和計(jì)量數(shù)成比例；反

響逆向進(jìn)行，改變符號(hào)，數(shù)值不變。

6.表示意義：物質(zhì)的量一物質(zhì)一狀態(tài)一吸收或放出*熱量。

三、燃燒熱

1.概念：IOlkPa時(shí)?，1mol純物質(zhì)完全燃燒生成穩(wěn)定的氧化

物(二氧化碳、二氧化硫、液態(tài)水息0)時(shí)所放出的熱量。燃燒熱的

單位用kj/mol表示。

※注意以下幾點(diǎn)：

①研究條件：101kPa

②反響程度：完全燃燒，產(chǎn)物是穩(wěn)定的氧化物。

③燃燒物的物質(zhì)的量：1mol

④研究?jī)?nèi)容：放出的熱量。(AH<0,單位kj/mol)

2.燃燒熱和中和熱的表示方法都是有△H時(shí)才有負(fù)號(hào)。

3.石墨和金剛石的燃燒熱不同。不同的物質(zhì)燃燒熱不同。

四、中和熱

1.概念：在稀溶液中，酸跟堿發(fā)生中和反響而生成ImOIH2O,

這時(shí)的反響熱叫中和熱。

2.強(qiáng)酸與強(qiáng)堿的中和反響其實(shí)質(zhì)是H+和OH-反響，其熱化學(xué)方

程式為：

H+(aq)+0H-(aq)=H2O(I)ΔH=-57.3kJ∕mol

3.弱酸或弱堿電離要吸收熱量，所以它們參加中和反響時(shí)的中

和熱小于57.3kJ∕molo

4.中和熱的測(cè)定實(shí)驗(yàn)：看課本裝置圖

(1)一般用強(qiáng)酸和強(qiáng)堿做實(shí)驗(yàn)，且堿要過(guò)量(如果酸和堿的物

質(zhì)的量相同，中和熱會(huì)偏?。?，一般中和熱為57.3kJ∕mol°

（2）若用弱酸或弱堿做實(shí)驗(yàn)，放出的熱量會(huì)偏小，中和熱會(huì)偏

小。

（3）若用濃溶液做實(shí)驗(yàn)，放出的熱量會(huì)偏大，中和熱會(huì)偏大。

（4）在試驗(yàn)中，增大酸和堿的用量，放出的熱量會(huì)增多但中和

熱保持不變。

五、蓋斯定律

1.內(nèi)容：化學(xué)反響的反響熱只與反響的始態(tài)（各反響物）和終

態(tài)（各生成物）有關(guān)，而與具體反響進(jìn)行的途徑無(wú)關(guān)，如果一個(gè)反

響可以分幾步進(jìn)行，則各分步反響的反響熱之和與該反響一步完成

的反響熱是相同的。

六、能源

注：水煤氣是二次能源。

第二章化學(xué)反響速率和化學(xué)平衡

一、化學(xué)反響速率

L化學(xué)反響速率（V）

⑴定義：用來(lái)衡量化學(xué)反響的快慢，單位時(shí)間內(nèi)反響物或生成物

的物質(zhì)的量的變化

⑵表示方法：?jiǎn)挝粫r(shí)間內(nèi)反響濃度的減少或生成物濃度的增加來(lái)

表示

⑶計(jì)算公式：V=Δc/Δt（υ：平均速率，Ac：濃度變化，At:

時(shí)間）單位：mol∕（L?s）

（4）影響因素：

①?zèng)Q定因素（內(nèi)因）：反響物的性質(zhì)（決定因素）

②條件因素（外因）：濃度（固體和純液體除外），壓強(qiáng)（方程式

中必須要有氣體），溫度（提高了反響物分子的能量），催化劑（降

低了活化能），濃度和壓強(qiáng)主要是通過(guò)使單位體積內(nèi)分子總數(shù)增大來(lái)

增大反響速率，溫度和壓強(qiáng)主要是使活化分子百分?jǐn)?shù)增大來(lái)增大反

響速率。

2.濃度和壓強(qiáng)是單位體積內(nèi)活化分子百分?jǐn)?shù)不變，溫度和催化劑

是分子總數(shù)不變。

※注意：（1）、參加反響的物質(zhì)為固體和液體，由于壓強(qiáng)的變化對(duì)濃

度幾乎無(wú)影響，可以認(rèn)為反響速率不變。

（2）、惰性氣體對(duì)于速率的影響

①恒溫恒容時(shí)：充入本體系氣體，反響速率增大；充入

惰性氣體f反響速率不變

②恒溫恒壓時(shí)：充入惰性氣體一反響速率減小

二、化學(xué)平衡

（一）1.定義：

化學(xué)平衡狀態(tài)：一定條件下，當(dāng)一個(gè)可逆反響進(jìn)行到正逆反響速率

相等時(shí),各組成成分濃度不再改變，到達(dá)外表上靜止的一種“壬衡”,

這就是這個(gè)反響所能到達(dá)的限度即化學(xué)平衡狀態(tài)。

2、化學(xué)平衡的特征

逆（研究前提是可逆反響）

等（同一物質(zhì)的正逆反響速率相等）

動(dòng)（動(dòng)態(tài)平衡）

定（各物質(zhì)的濃度與質(zhì)量分?jǐn)?shù)恒定）

變（條件改變，平衡發(fā)生變化）

3、判斷平衡的依據(jù)

判斷可逆反響到達(dá)平衡狀態(tài)的方法和依據(jù)

例舉反mA(g)+nB(g)pC(g)+qD(g)

響

①各物質(zhì)的物質(zhì)的量或各物質(zhì)的物質(zhì)的量平衡

混合物體的分?jǐn)?shù)一定

系中②各物質(zhì)的質(zhì)量或各物質(zhì)質(zhì)量分?jǐn)?shù)一定平衡

各成分的③各氣體的體積或體積分?jǐn)?shù)一定平衡

含量即：各組分的量保持不變時(shí)一定能判斷平

衡。

①在單位時(shí)間內(nèi)消耗了mmolA同時(shí)生成m

平衡

正、逆反molA,

響②在單位時(shí)間內(nèi)消耗了nπιolB同時(shí)消耗了

平衡

速率的pmolC,

關(guān)系③V(A):V(B):V(C):V(D)=m:n:p:q,V(正)不一定平

不一定等于VO^)衡

即：用物質(zhì)來(lái)判斷平衡時(shí)，必須要一正一逆

且要帶上系數(shù)。用速率來(lái)判斷平衡時(shí)，必須

要一正一逆且速率之比等于計(jì)量數(shù)之比。

總的壓強(qiáng)，①m+n≠p+q時(shí)，，能判斷平衡

總的物質(zhì)②m+n=p+q時(shí)，不能判斷平衡。即：總的量

的量，總的看氣體的計(jì)量數(shù),氣體的計(jì)量數(shù)不等時(shí)能判

體積斷。

混合氣體用公式判斷

平均相對(duì)推出公式是一個(gè)變化的量就能判斷平衡

分子質(zhì)量

Mr或密度

任何反響都伴隨著能量變化，當(dāng)體系溫度一

溫度平衡

定時(shí)（其他不變）一定能判斷平衡。

其他變化的量能判斷平衡，固定不變的量不能判

斷平衡。

（二）影響化學(xué)平衡移動(dòng)的因素

1、濃度對(duì)化學(xué)平衡移動(dòng)的影響（1）影響規(guī)律：在其他條件不變的

情況下，增大反響物的濃度或減少生成物的濃度，都可以使平衡向

正方向移動(dòng)；增大生成物的濃度或減小反響物的濃度，都可以使平

衡向逆方向移動(dòng)

（2）增加固體或純液體的量，由于濃度不變，所以平衡不移動(dòng)

2、溫度對(duì)化學(xué)平衡移動(dòng)的影響

影響規(guī)律：在其他條件不變的情況下，溫度升高會(huì)使化學(xué)平衡向著

吸熱反響方向移動(dòng)，溫度降低會(huì)使化學(xué)平衡向著放熱反響方向移動(dòng)。

3、壓強(qiáng)對(duì)化學(xué)平衡移動(dòng)的影響

影響規(guī)律：其他條件不變時(shí)，增大壓強(qiáng)，會(huì)使平衡向著體積縮小方

向移動(dòng)；減小壓強(qiáng)，會(huì)使平衡向著體積增大方向移動(dòng)。

注意：（1）改變壓強(qiáng)不能使無(wú)氣態(tài)物質(zhì)存在的化學(xué)平衡發(fā)生移動(dòng)

（2）氣體減壓或增壓與溶液稀釋或濃縮的化學(xué)平衡移動(dòng)規(guī)律相似

4.催化劑對(duì)化學(xué)平衡的影響：由于使用催化劑對(duì)正反響速率和逆反

響速率影響的程度是等同的，所以平衡不移動(dòng)。但是使用催化劑可

以影響可逆反響到達(dá)平衡所需的時(shí)間。

5.勒夏特列原理（平衡移動(dòng)原理）：如果改變影響平衡的條件之一（如

溫度，壓強(qiáng)，濃度），平衡向著能夠減弱這種改變的方向移動(dòng)。

三、化學(xué)平衡常數(shù)

（一）定義：在一定溫度下，當(dāng)一個(gè)反響到達(dá)化學(xué)平衡時(shí)，生成物

濃度幕之積與反響物濃度幕之積的比值是一個(gè)常數(shù)比值。符號(hào)：

K

（二）使用化學(xué)平衡常數(shù)K應(yīng)注意的問(wèn)題：

1、表達(dá)式中各物質(zhì)的濃度是平衡時(shí)的濃度。

2、K只與溫度（T）有關(guān)，與反響物或生成物的濃度無(wú)關(guān)。

3、反響物或生產(chǎn)物中有固體或純液體存在時(shí)，由于其濃度是固定不

變的，可以看做是“1”而不代入公式。

4、稀溶液中進(jìn)行的反響，如有水參加，水的濃度不必寫(xiě)在平衡關(guān)系

式中。

(Ξ)化學(xué)平衡常數(shù)K的應(yīng)用：

1、化學(xué)平衡常數(shù)值的大小是可逆反響進(jìn)行程度的標(biāo)志。K值越大，

說(shuō)明平衡時(shí)生成物的濃度越大，它的正向反響進(jìn)行的程度越大，即

該反響進(jìn)行得越完全，反響物轉(zhuǎn)化率越高。反之，則相反。一

般地，K>105H?,該反響就進(jìn)行得基本完全了。

2、可以利用K值做標(biāo)準(zhǔn)，判斷正在進(jìn)行的可逆反響是否平衡及不平

衡時(shí)向何方進(jìn)行建立平衡。(Q：濃度積)

Q_〈_K:反響向正反響方向進(jìn)行；

Q__=_K:反響處于平衡狀態(tài)；

Q_)—K:反響向逆反響方向進(jìn)行

3、利用K值可判斷反響的熱效應(yīng)

若溫度升高，K值增大，則正反響為—吸熱—反響

若溫度升高，K值減小，則正反響為—放熱—反響

*四、等效平衡

1、概念：在一定條件下(定溫、定容或定溫、定壓)，只是起始參

加情況不同的同一可逆反響到達(dá)平衡后，任何相同組分的百分含量

均相同，這樣的化學(xué)平衡互稱(chēng)為等效平衡。

2、分類(lèi)

(1)定溫，定容條件下的等效平衡

第一類(lèi)：對(duì)于反響前后氣體分子數(shù)改變的可逆反響：必須要保證化

學(xué)計(jì)量數(shù)之比與原來(lái)相同；同時(shí)必須保證平衡式左右兩邊同一邊的

物質(zhì)的量與原來(lái)相同。

第二類(lèi)：對(duì)于反響前后氣體分子數(shù)不變的可逆反響：只要反響物的

物質(zhì)的量的比例與原來(lái)相同即可視為二者等效。

(2)定溫，定壓的等效平衡

只要保證可逆反響化學(xué)計(jì)量數(shù)之比相同即可視為等效平衡。

五、化學(xué)反響進(jìn)行的方向

1、反響熠變與反響方向：

(1)燧:物質(zhì)的一個(gè)狀態(tài)函數(shù)，用來(lái)描述體系的混亂度，符號(hào)為S.

單位：J?mol'?K1

(2)體系趨向于有序轉(zhuǎn)變?yōu)闊o(wú)序，導(dǎo)致體系的增增加，這叫做燧增

加原理，也是反響方向判斷的依據(jù)。.

(3)同一物質(zhì)，在氣態(tài)時(shí)贈(zèng)值最大，液態(tài)時(shí)次之，固態(tài)時(shí)最小。即

S(g))S(D)S(s)

(4)方程式中氣體計(jì)量數(shù)增大的方向就是熠增的方向。

2、反響方向判斷依據(jù)

在溫度、壓強(qiáng)一定的條件下，化學(xué)反響的判讀依據(jù)為：

ΔH-TΔS<0反響能自發(fā)進(jìn)行

ΔH-TΔS=O反響到達(dá)平衡狀態(tài)

ΔH-TΔS)0反響不能自發(fā)進(jìn)行

注意：(1)為負(fù)，AS為正時(shí)，任何溫度反響都能自發(fā)進(jìn)行

(2)AH為正，AS為負(fù)時(shí)，任何溫度反響都不能自發(fā)進(jìn)行

第三章水溶液中的離子平衡

一、弱電解質(zhì)的電離

1、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O

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)：在水溶液里只有一局部分子電離成離子的電

解質(zhì)

（混和物

I

-HuP質(zhì)I■強(qiáng)電解質(zhì)：強(qiáng)酸，強(qiáng)堿，大多數(shù)鹽。如HCI、NaOH,NaCLBaSO4

I純潔物?（電解質(zhì)?

化A物［弱電解質(zhì)：弱酸，弱堿，極少數(shù)鹽，水。如HCIO>NH3?H20>CU（OH）2、

.非電解質(zhì)：非金屬氧化物，大局部有機(jī)物。如So3、CO2、C6Hi2O6^Ca八CH2=CH2

2、電解質(zhì)與非電解質(zhì)本質(zhì)區(qū)別：

電解質(zhì)一一離子化合物或共價(jià)化合物非電解質(zhì)一一共價(jià)化合物

注意：①電解質(zhì)、非電解質(zhì)都是化合物②So2、NH3、

CO2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BaSoi不溶于水,

但溶于水的BaSOi全部電離，故BaSOt為強(qiáng)電解質(zhì)）一一電解質(zhì)的強(qiáng)

弱與導(dǎo)電性、溶解性無(wú)關(guān)。

3、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

?—和離子結(jié)合成時(shí)，電離過(guò)程就到達(dá)了平衡狀

態(tài)______,這叫電離平衡。

4、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)溶液里參加與弱

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：

參加能與弱電解質(zhì)的電離產(chǎn)生的某種離子反響的物質(zhì)時(shí)一，有利于電

?商r。

9、電離方程式的書(shū)寫(xiě)：用可逆符號(hào)弱酸的電離要分布寫(xiě)（第一

步為主）

10、電離常數(shù)：在一定條件下，弱電解質(zhì)在到達(dá)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：ABk≡A'+BKi=[A'][B]∕[AB]

11、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：H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HCIO

二、水的電離和溶液的酸堿性

1、水電離平衡：：凡。^=^IT+OH-

,

水的離子積：Kw=c[H]?c[0H]_

25℃時(shí)，H]=[0H]=IO7mol/L;KW=[H']?[OH]=1*1（Γ

注意：KW只與溫度有關(guān)，溫度一定，則KW值一定

K,不僅適用于純水，適用于任何溶液（酸、堿、鹽）

2、水電離特點(diǎn)：（1）可逆（2）吸熱（3）極弱

3、影響水電離平衡的外界因素：

①酸、堿：抑制水的電離Kw<1*1021

②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*1OF

4、溶液的酸堿性和pH：

（1）PH=-IgC[H+]

（2）pH的測(cè)定方法:

酸堿指示劑一一甲基橙、石蕊、酚，。

變色范圍：甲基橙3.1~4.4（橙色）石蕊5.0~8?0（紫色）酚醐

8.2^10.0（淺紅色）

PH試紙一操作玻璃棒蘸取未知液體在試紙上，然后與標(biāo)準(zhǔn)比色

卡比照即可o

注意：①事先不能用水濕潤(rùn)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

1、強(qiáng)酸與強(qiáng)酸的混合：（先求［甲］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）混=（［H］,v1+［H］2v2）/（V1+V2）

2、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）［0H］混=（［0H^］IV1+［0H］2V2）/

（Vl+V2）（注意：不能直接計(jì)算［H+］混）

3、強(qiáng)酸與強(qiáng)堿的混合：（先據(jù)H'+OH==田0計(jì)算余下的H'或0H,

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［0H］混，再求其它）

四、稀釋過(guò)程溶液PH值的變化規(guī)律：

1、強(qiáng)酸溶液：稀釋10"倍時(shí)，PH稀=PH原+n（但始終不能

大于或等于7）

2、弱酸溶液：稀釋IOn倍時(shí)，pH稀〈PH原+n（但始終不能

大于或等于7）

3、強(qiáng)堿溶液：稀釋IOn倍時(shí)，PH稀—3pH原一n（但始終不能

小于或等于7）

4、弱堿溶液：稀釋10"倍時(shí)，PH稀〉PH原一n（但始終不能

小于或等于7）

5、不管任何溶液，稀釋時(shí)PH均是向7靠近（即向中性靠近）；任何

溶液無(wú)限稀釋后pH均接近7

6、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（PHI）強(qiáng)堿（pH2）混和計(jì)算規(guī)律

1、若等體積混合

pHl+pH2=14則溶液顯中性pH=7

pHl+pH2≥15則溶液顯堿性pH=pH2-0.3

pHl+pH2≤13則溶液顯酸性pH=pHl+O.3

2、若混合后顯中性

pHl+pH2=14V酸：V堿=1：1

pHl+pH2≠14V酸:V堿=1：10"LPH2))

六、酸堿中和滴定：

1、中和滴定的原理

實(shí)質(zhì)：H'+OH=H2O即酸能提供的K和堿能提供的OH物質(zhì)的量相等。

2、中和滴定的操作過(guò)程：

(1)儀②滴定管的刻度，。刻度在上，往下刻度標(biāo)數(shù)越來(lái)越大，

全部容積大于它的最大刻度值,因?yàn)橄露擞幸痪植繘](méi)有刻度。

滴定時(shí),所用溶液不得超過(guò)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(cè)液；指示劑。

(3)準(zhǔn)備過(guò)程：

準(zhǔn)備：檢漏、洗滌、潤(rùn)洗、裝液、趕氣泡、調(diào)液面。(洗滌：用洗液

洗一檢漏：滴定管是否漏水一用水洗一用標(biāo)準(zhǔn)液洗(或待測(cè)液洗)

一裝溶液一排氣泡一調(diào)液面一記數(shù)據(jù)V(始)

(4)試驗(yàn)過(guò)程

3、酸堿中和滴定的誤差分析

誤差分析：利用〃酸C酸/酸=〃堿C堿M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--一酸或堿溶液的體積。當(dāng)用酸去滴定堿確定堿的濃度時(shí)，則：

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『酸的變化，因?yàn)樵诘味ㄟ^(guò)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，但表達(dá)的卻是/酸的增大,

導(dǎo)致C酸偏高；/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/酸減小，則C堿降低了；對(duì)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(lái)測(cè)定堿的

濃度時(shí)，C堿的誤差與/酸的變化成正比，即當(dāng)/酸的實(shí)測(cè)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(lái)滴定未知濃度的酸時(shí)亦然。

七、鹽類(lèi)的水解（只有可溶于水的鹽才水解）

1、鹽類(lèi)水解：在水溶液中鹽電離出來(lái)的離子跟水電離出來(lái)的H-或。出

結(jié)合生成弱電解質(zhì)的反響。

2、水解的實(shí)質(zhì)：—水溶液中鹽電離出來(lái)的離子跟水電離出來(lái)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。

3、鹽類(lèi)水解規(guī)律：

①有弱才水解,無(wú)弱不水解，越弱越水解；誰(shuí)強(qiáng)顯誰(shuí)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)。（$0INa2CO3>NaHC03）

4、鹽類(lèi)水解的特點(diǎn)：（1）可逆（與中和反響互逆）（2）程度?。?）

吸熱

5、影響鹽類(lèi)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(yáng)離子水解；OH促進(jìn)陽(yáng)離子水解而抑制陰離子水解）

6、酸式鹽溶液的酸堿性：

①只電離不水解：如HSOJ顯酸性

②電離程度>水解程度，顯酸性（如：HSO3.H2PO1）

2

③水解程度>電離程度，顯堿性（如：HCO3>HS、HPO1'）

7、雙水解反響：

（1）構(gòu)成鹽的陰陽(yáng)離子均能發(fā)生水解的反響。雙水解反響相互促

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(jiàn)的雙水解反響完全的為:Fe3?AF與AlOJ、C（V-（HCO3）、

22+

S（HS）>SOΛ（HSO3^）;S-?NH1；C（V（HCo3）與NH；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

+2

衡,如：2AΓ+3S^+6H20==2A1(OH)3I+3H2St

8、鹽類(lèi)水解的應(yīng)用：

水解的應(yīng)用實(shí)例原理

3+

A1+3H2O^AI(OH)3(膠

1、凈水明磯凈水

體)+3H'

用熱堿水冼油污物

2

2、去油污C03^+H20HC(V+0出

品

—、

①配制FeCk溶液時(shí)F--

Fe3++3H0Fe(0H)+3H+

2----，3

3、藥品的保常參加少量鹽酸F----

存②配制Na2CO3溶液

2

CO3^+H2OHCO3+OH

時(shí)常參加少量NaOH

若不然，則工

y----

由MgCl2?6H20制無(wú)A、

4、制備無(wú)水MgCl2L?6H20

水MgCL在HCl氣流

士卜

rτ∏.Mg(0H)2+2HCl+4H20

中加熱

Mg(OH)2Mg0+H20

5、泡沫滅火用Al2(SO4)3與

3+

A1+3HCO3=Al(OH)3I+3C02t

器NaHCo3溶液混合

6、比擬鹽溶

+,

比擬N?C1溶液中離NH4+H2ONH3?H2O+H

液中離子濃

++

子濃度的大小C(CΓ)>C(NH4)>C(H)>C(OH)

度的大小

9、水解平衡常數(shù)(Kh)

對(duì)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(duì)于強(qiáng)酸弱堿鹽：Kh=KW/K,<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(shū)寫(xiě)原則

1、多元弱酸（多元弱酸鹽）的電離（水解）的書(shū)寫(xiě)原則：分步書(shū)寫(xiě)

注意：不管是水解還是電離，都決定于第一步，第二步一般相

當(dāng)微弱。

2、多元弱堿（多元弱堿鹽）的電離（水解）書(shū)寫(xiě)原則：一步書(shū)寫(xiě)

八、溶液中微粒濃度的大小比擬

☆☆基本原則：抓住溶液中微粒濃度必須滿(mǎn)足的三種守恒關(guān)系：

①電荷守恒：:任何溶液均顯電中性,各陽(yáng)離子濃度與其所帶

電荷數(shù)的乘積之和=各陰離子濃度與其所帶電荷數(shù)的乘積之和

②物料守恒：（即原子個(gè)數(shù)守恒或質(zhì)量守恒）

某原子的總量（或總濃度）=其以各種形式存在的所有微粒的量（或

濃度）之和

③質(zhì)子守恒：即水電離出的H'濃度與OH濃度相等。

九、難溶電解質(zhì)的溶解平衡

1、難溶電解質(zhì)的溶解平衡的一些常見(jiàn)知識(shí)

（1）溶解度小于0?OS的電解質(zhì)稱(chēng)難溶電解質(zhì)。

（2）反響后離子濃度降至1*105以下的反響為完全反響。如酸堿中

和時(shí)［H］降至I（Tmol∕LGO%ιol∕L,故為完全反響,用常見(jiàn)的

難溶物在水中的離子濃度均遠(yuǎn)低于lO-mol/L,故均用“=”。

(3)難溶并非不溶，任何難溶物在水中均存在溶解平衡。

(4)掌握三種微溶物質(zhì):CaSO4、Ca(OH)2、Ag2SO4

(5)溶解平衡常為吸熱，但Ca(OH)2為放熱，升溫其溶解度減少。

(6)溶解平衡存在的前提是：必須存在沉淀，否則不存在平衡。

2、溶解平衡方程式的書(shū)寫(xiě)

注意在沉淀后用(S)標(biāo)明麻，并用“=如：Ag2S(s)

2Ag-(aq)+S2(aq)

3、沉淀生成的三種主要方式

(1)加沉淀劑法：KSP越小(即沉淀越難溶)，沉淀越完全；沉淀

劑過(guò)量能使沉淀更完全。

(2)調(diào)PH值除某些易水解的金屬陽(yáng)離子：如加Mgo除去MgCl2溶

液中FeCl3o

(3)氧化復(fù)原沉淀法：

(4)同離子效應(yīng)法

4、沉淀的溶解：

沉淀的溶解就是使溶解平衡正向移動(dòng)。常采用的方法有：①酸堿；

②氧化復(fù)原;③沉淀轉(zhuǎn)化。

5、沉淀的轉(zhuǎn)化：

溶解度大的生成溶解度小的，溶解度小的生成溶解度更小

的。

如：AgNδΓAgCl(白色沉罹)AgBr7?黃色)lξl(黃色)

Ag2S（黑色）

6、溶度積(KSP)

1、定義：在一定條件下，難溶電解質(zhì)電解質(zhì)溶解成離子的速率等于

離子重新結(jié)合成沉淀的速率，溶液中各離子的濃度保持不變的狀態(tài)。

2、表達(dá)式：AmBiTTS)mA"(aq)+nB'r(aq)

n+mrn

KSP=[c(A)]?[c(B")]

3、影響因素：

外因：①濃度：加水，平衡向溶解方向移動(dòng)。

②溫度：升溫，多數(shù)平衡向溶解方向移動(dòng)。

4、溶度積規(guī)則

Qc(離子積)〉KSP有沉淀析出

Qc=KSP平衡狀態(tài)

Qc〈KSP未飽和，繼續(xù)溶解

第四章電化學(xué)基礎(chǔ)

第一節(jié)原電池

原電池：

1、概念：____化學(xué)能轉(zhuǎn)化為電能的裝置叫做原電池

2、組成條件：①兩個(gè)活潑性不同的電極②電解質(zhì)溶液③電極用

導(dǎo)線相連并插入電解液構(gòu)成閉合回路

3、電子流向：外電路：負(fù)極——導(dǎo)線一一正極

內(nèi)電路：鹽橋中離子移向負(fù)極的電解質(zhì)溶液，

鹽橋中J叱離子移向正極的電解質(zhì)溶液。

4、電極反響：以鋅銅原電池為例:

負(fù)極：氧化反響：Zn-2e=Zn2+(較

活潑金屬)

+

正極：—復(fù)原—反響：2H+2e=H21(較

不活潑金屬)

2+

總反響式：.Zn+2H=Zn+H21_

5、正、負(fù)極的判斷：

(1)從電極材料：一般較活潑金屬為負(fù)極；或金屬為負(fù)極，非金屬

為正極。

(2)從電子的流動(dòng)方向負(fù)極流入正極

(3)從電流方向正極流入負(fù)極

(4)根據(jù)電解質(zhì)溶液內(nèi)離子的移動(dòng)方向陽(yáng)離子流向正極，陰離子

流向負(fù)極

(5)根據(jù)實(shí)驗(yàn)現(xiàn)象①溶解的一極為負(fù)極②增重或有氣泡一極

為正極

第二節(jié)化學(xué)電池

1、電池的分類(lèi)：化學(xué)電池、太陽(yáng)能電池、原子能電池

2、化學(xué)電池：借助于化學(xué)能直接轉(zhuǎn)變?yōu)殡娔艿难b置

3、化學(xué)電池的分類(lèi):一次電池、二次電池、燃

料電池

一、一次電池

1、常見(jiàn)一次電池：堿性鋅鎰電池、鋅銀電池、鋰電池等

二、二次電池

1、二次電池：放電后可以再充電使活性物質(zhì)獲得再生，可以屢次

重復(fù)使用，又叫充電電池或蓄電池。

2、電極反響：鉛蓄電池

放電：負(fù)極（鉛）：-Pb+9θ≡--26?-=PbSOJ_

+

正極（氧化鉛）：-Pb02+4H+so"-+2e-=PbSO.,I+2H20_

+

充電：陰極：PbS0,1+2H20-2e-=PbO2+4H+so≡-

陽(yáng)極：PbSo-2）=Pb+soJ

放電、

兩式可以寫(xiě)成可逆反響：—PbO2+I‰h^2H2SO42PbS0ιi

+2H20

3、目前已開(kāi)發(fā)出新型蓄電池：銀鋅電池、鎘銀電池、氫鎮(zhèn)電池、鋰

離子電池、聚合物鋰離子電池

三、燃料電池

1、燃料電池：_是使燃料與氧化劑反響直接產(chǎn)生電流的一種原電

池

2、電極反響：一般燃料電池發(fā)生的電化學(xué)反響的最終產(chǎn)物與燃

燒產(chǎn)物相同，可根據(jù)燃燒反響寫(xiě)出總的電池反響，但不注明反響的

條件。，負(fù)極發(fā)生氧化反響，正極發(fā)生復(fù)原反響，不過(guò)要注意一般電

解質(zhì)溶液要參與電極反響。以氫氧燃料電池為例，伯為正、負(fù)極，

介質(zhì)分為酸性、堿性和中性。

當(dāng)電解質(zhì)溶液呈酸性時(shí)：

負(fù)極：2Hz-4e-=4H'正極：O2+4夕4H'=2HQ

當(dāng)電解質(zhì)溶液呈堿性時(shí)一：

負(fù)極：_2H2+40H--4e-=4H20—正極：。2+2乩0+4夕=40k

另一種燃料電池是用金屬柏片插入KOH溶液作電極，又在兩極上分

別通甲烷燃料和氧氣氧化劑。電極反響式為：

負(fù)極：CH4+IOOH--8e=+7H20；

正極：4H20+202+8e=80H。

電池總反響式為：CH4+202+2K0H=K2C03+3H20

3、燃料電池的優(yōu)點(diǎn)：能量轉(zhuǎn)換率高、廢棄物少、運(yùn)行噪音低

四、廢棄電池的處理：回收利用

第三節(jié)電解池

一、電解原理

1、電解池：—把電能轉(zhuǎn)化為化學(xué)能的裝置—也叫電解槽

2、電解口電流（外加直流電）通過(guò)電解質(zhì)溶液而在陰陽(yáng)兩極引起

氧化復(fù)原反響（被動(dòng)的不是自發(fā)的）的過(guò)程

3、放電：當(dāng)離子到達(dá)電極時(shí)，失去或獲得電子，發(fā)生氧化復(fù)原

反響的過(guò)程

4、電子流向：

（電源）負(fù)極一（電解池）陰極一（離子定向運(yùn)動(dòng)）電解質(zhì)溶液一

（電解池）陽(yáng)極一（電源）正極

5、電極名稱(chēng)及反響：

陽(yáng)極：與直流電源的正極相連的電極,發(fā)生氧化反

響

陰極：與直流電源的負(fù)極相連的電極，發(fā)生復(fù)原反

響

6、電解CUCl2溶液的電極反響：

陽(yáng)極：2C「-2e-=Cb（氧化）

陰極：C/*+2e-=Cu（復(fù)原）

總反響式：CuCl2=Cu+Cl2t

7、電解本質(zhì)：電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電過(guò)程，就是電解質(zhì)溶液的電解

過(guò)程

☆規(guī)律總結(jié)：電解反響離子方程式書(shū)寫(xiě)：

放電順序：

陽(yáng)離子放電順序

Ag'>Hg24>Fe3>Cu2,>Ht（指酸電離

的）>Pb2*>Sn2+>Fe">Zn2+>Al∕+>Mg2+>Na+>Ca2+>K+

陰離子的放電順序

22

是惰性電極時(shí)：S>Γ>Br->CΓ>0H>N03>S04'（等含氧酸根離

2

子）>F（S037Mn04^>0H）

是活性電極時(shí)：電極本身溶解放電

注意先要看電極材料，是惰性電極還是活性電極，若陽(yáng)極材料為活

性電極（Fe、CU）等金屬，則陽(yáng)極反響為電極材料失去電子，變成離

子進(jìn)入溶液；若為惰性材料，則根據(jù)陰陽(yáng)離子的放電順序，依據(jù)陽(yáng)

氧陰還的規(guī)律來(lái)書(shū)寫(xiě)電極反響式。

電解質(zhì)水溶液點(diǎn)解產(chǎn)物的規(guī)律

類(lèi)型電極反響特點(diǎn)實(shí)例電解對(duì)象電解質(zhì)濃PH電解質(zhì)

度溶液復(fù)

原

分解電解電解質(zhì)電離出HCl電解質(zhì)減小增HCl

質(zhì)型的陰陽(yáng)離子分別大

在兩極放電CuC12—CuC12

放H2生陰極：水放同生NaClHCl

成堿型堿電解質(zhì)和生成新電增大

陽(yáng)極：電解質(zhì)陰水解質(zhì)

離子放電

放氧生酸陰極：電解質(zhì)陽(yáng)電解質(zhì)和生成新電

型離子放電CuSO4水解質(zhì)減小氧化銅

陽(yáng)極：水放02生

酸

電解水型陰極：4H++4e-NaOH增

==2H2t大

陽(yáng)極：40H—4e-H2S04水增大減水

=02t+2H20小

Na2S04不

變

上述四種類(lèi)型電解質(zhì)分類(lèi)：

(1)電解水型：含氧酸，強(qiáng)堿，活潑金屬含氧酸鹽

(2)電解電解質(zhì)型：無(wú)氧酸，不活潑金屬的無(wú)氧酸鹽(氟化物除外)

(3)放氫生堿型：活潑金屬的無(wú)氧酸鹽

(4)放氧生酸型：不活潑金屬的含氧酸鹽

二、電解原理的應(yīng)用

1、電解飽和食鹽水以制造燒堿、氯氣和氫氣

(1)、電鍍應(yīng)用電解原理在某些金屬外表鍍上一薄層其他金屬或合

金的方法

(2)、電極、電解質(zhì)溶液的選擇：

陽(yáng)極：鍍層金屬，失去電子，成為離子進(jìn)入溶液M

—ne^==Mn+

陰極：待鍍金屬(鍍件)：溶液中的金屬離子得到電子，成為金屬原

子，附著在金屬外表

M'"+ne==M

電解質(zhì)溶液：含有鍍層金屬離子的溶液做電鍍液

鍍銅反響原理

陽(yáng)極(純銅)：Cu-2e=Cu2+,陰極(鍍件)：Cu2++2e=Cu,

電解液：可溶性銅鹽溶液，如CUSO4溶液

(3)、電鍍應(yīng)用之一：銅的精煉

陽(yáng)極：粗銅;陰極：純銅電解質(zhì)溶液:硫酸銅

3、電冶金

(1)、電冶金：使礦石中的金屬陽(yáng)離子獲得電子,從它們的化

合物中復(fù)原出來(lái)用于冶煉活潑金屬，如鈉、鎂、鈣、鋁

(2)、電解氯化鈉：

通電前，氯化鈉高溫下熔融：NaCl==Na++Cl

通直流電后：陽(yáng)極：2Na++2e一==2Na

陰極：2CΓ—2e一二=Cl2↑

☆規(guī)律總結(jié)：原電池、電解池、電鍍池的判斷規(guī)律

(1)若無(wú)外接電源，又具備組成原電池的三個(gè)條件。①有活潑性

不同的兩個(gè)電極；②兩極用導(dǎo)線互相連接成直接插入連通的電解質(zhì)

溶液里；③較活潑金屬與電解質(zhì)溶液能發(fā)生氧化復(fù)原反響(有時(shí)是

與水電離產(chǎn)生的H+作用)，只要同時(shí)具備這三個(gè)條件即為原電池。

(2)若有外接電源，兩極插入電解質(zhì)溶液中，則可能是電解池或

電鍍池；當(dāng)陰極為金屬，陽(yáng)極亦為金屬且與電解質(zhì)溶液中的金屬離

子屬同種元素時(shí)，則為電鍍池。

(3)若多個(gè)單池相互串聯(lián)，又有外接電源時(shí)，則與電源相連接的

裝置為電解池成電鍍池。若無(wú)外接電源時(shí)，先選較活潑金屬電極為

原電池的負(fù)極(電子輸出極)，有關(guān)裝置為原電池，其余為電鍍池

或電解池。

☆原電池，電解池，電鍍池的比擬

原電池電解池電鍍池

類(lèi)別

定義將化學(xué)能轉(zhuǎn)變將電能轉(zhuǎn)變成化應(yīng)用電解原理在某

（裝置特成電能的裝置學(xué)能的裝置些金屬外表鍍上一

點(diǎn)）側(cè)層其他金屬

反響特征自發(fā)反響非自發(fā)反響非自發(fā)反響

裝置特征無(wú)電源，兩級(jí)有電源，兩級(jí)材料有電源

材料不同可同可不同

形成條件活動(dòng)性不同的兩電極連接直流1鍍層金屬接電源正

兩極電源極，待鍍金屬接負(fù)

電解質(zhì)溶液兩電極插入電解極；2電鍍液必須含

形成閉合回路質(zhì)溶液有鍍層金屬的離子

形成閉合回路

電極名稱(chēng)負(fù)極：較活潑陽(yáng)極：與電源正極名稱(chēng)同電解，但有限

金屬相連制條件

正極：較不活陽(yáng)極：必須是鍍層金

潑金屬（能導(dǎo)陰極：與電源負(fù)極屬

電非金屬）相連陰極：鍍件

電極反響負(fù)極：氧化反