高中化學(xué)選修4知識點(diǎn)總結(jié)(詳細(xì)版)-高中化學(xué)選修4知識點(diǎn)總結(jié)

化學(xué)選修4化學(xué)反應(yīng)與原理

第一章化學(xué)反應(yīng)與能量

一、焰變反應(yīng)熱

1.反應(yīng)熱：化學(xué)反應(yīng)過程中所放出或吸收的熱量，任何化學(xué)反應(yīng)都有反應(yīng)熱，因?yàn)槿魏位瘜W(xué)反應(yīng)都會

存在熱量變化，即要么吸熱要么放熱。反應(yīng)熱可以分為（燃燒熱、中和熱、溶解熱）

2.婚變（AH）的意義：在恒壓條件下進(jìn)行的化學(xué)反應(yīng)的熱效應(yīng).符號：△!1.單位：kj/mol,即：恒壓

下：焰變=反應(yīng)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)鍵形成一一放熱

放出熱量的化學(xué)反應(yīng)。（放熱》吸熱）△!!為或△!!<0

吸收熱量的化學(xué)反應(yīng)。（吸熱》放熱）△!!為“+”或AH>0

也可以利用計(jì)算△!!來判斷是吸熱還是放熱?！?!=生成物所具有的總能量-反應(yīng)物所具有的總能量=反應(yīng)

物的總鍵能（E斷）-生成物的總鍵能（E成）

☆常見的放熱反應(yīng)：①所有的燃燒反應(yīng)②所有的酸堿中和反應(yīng)③大多數(shù)的化合反應(yīng)（特殊：C+

△

COz^2co是吸熱反應(yīng)）④金屬與水或酸的反應(yīng)⑤生石灰（氧化鈣）和水反應(yīng)⑥鋁熱反應(yīng)等

△

☆常見的吸熱反應(yīng)：①晶體Ba（OH）2?8H2。與NH4a②大多數(shù)的分解反應(yīng)③水解反應(yīng)④C+CCh^=2C。

是吸熱反應(yīng)）

☆區(qū)分是現(xiàn)象（物理變化）還是反應(yīng)（生成新物質(zhì)是化學(xué)變化），一般鉉鹽溶解是吸熱現(xiàn)象，別的物質(zhì)溶于水

是放熱。

注意：放熱反應(yīng)不一定需要加熱，吸熱反應(yīng)也不一定都需要加熱。

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℃,lOlKPa.標(biāo)況是指0℃,101Pa.

7.比較時(shí)必須連同符號一起比較。

二、熱化學(xué)方程式

書寫化學(xué)方程式注意要點(diǎn)：

①熱化學(xué)方程式必須看出能量變化，即反應(yīng)熱411,對應(yīng)的正負(fù)號都不能省。

②熱化學(xué)方程式中必須標(biāo)明反應(yīng)物和生成物的聚集狀態(tài)（s,l,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)反應(yīng)方程式不標(biāo)條件，除非題中特別指出反應(yīng)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：△!!和計(jì)量數(shù)成比例；反應(yīng)逆向進(jìn)行，△!!改變符號，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、中和熱

1.概念：在稀溶液中，酸跟堿發(fā)生中和反應(yīng)而生成ImolH20,這時(shí)的反應(yīng)熱叫中和熱。

2.強(qiáng)酸與強(qiáng)堿的中和反應(yīng)其實(shí)質(zhì)是If和OIF反應(yīng)，其熱化學(xué)方程式為：

H+（aq）+0H-（aq）=&0⑴AH=-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應(yīng)時(shí)的中和熱小于

57.3kJ/molo

4.中和熱的測定實(shí)驗(yàn)：看課本裝置圖:6環(huán)形玻璃攪拌棒

（1）①裝置（如圖）:溫度計(jì)

②計(jì)算公式"曾:子富"、泡沫塑料板

?（?n?+m8）c（t2—ti）.

kJ

nmol

fl—起始溫度，f2—終止溫度，〃一生成水的物質(zhì)的量?！鯺泡沫塑料

（2）注意事項(xiàng)

①泡沫塑料板、碎泡沫塑料（或紙條）及環(huán)形玻璃攪拌棒的作用是保溫隔

熱，減少實(shí)驗(yàn)過程中的熱量損失。

②為保證酸完全中和，采取的措施是使堿稍過量。（如果酸和堿的物質(zhì)的量相同，中和熱會偏?。?，一般

中和熱為57.3kJ/mol=

（3）若用弱酸或弱堿做實(shí)驗(yàn)，放出的熱量會偏小，中和熱會偏小。

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

（5）在試驗(yàn)中，增大酸和堿的用量，放出的熱量會增多但中和熱保持不變。

四、燃燒熱、能源

1.概念：101kPa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H20）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反應(yīng)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研究內(nèi)容：放出的熱量。（A*0,單位kj/mol）

2.燃燒熱和中和熱的表示方法都是有AH時(shí)才有負(fù)號。

3.石墨和金剛石的燃燒熱不同。不同的物質(zhì)燃燒熱不同。

4.能源

形成條件利用歷史性質(zhì)

常規(guī)能源可再生資源水能、風(fēng)能、生物質(zhì)能

一次能源不可再生資源煤、石油、天然氣等化石能源

新能源可再生資源太陽能、風(fēng)能、地?zé)崮堋⒊毕?、氫能、沼?/p>

不可再生資源核能

二次能源（一次能源經(jīng)過;加工、轉(zhuǎn)化得到的能源稱為二次能源）

水煤氣、電能（水電、火電、核電）、蒸汽、工業(yè)余熱、酒精、汽油、焦炭等

五、蓋斯定律

1.內(nèi)容：化學(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)，而與具體反應(yīng)進(jìn)行的

途徑無關(guān)，如果一個(gè)反應(yīng)可以分幾步進(jìn)行，則各分步反應(yīng)的反應(yīng)熱之和與該反應(yīng)一步完成的反應(yīng)熱是相同的。

如圖表示始態(tài)到終態(tài)的反應(yīng)熱。

則AH=A=1+AH2=A=3+A%+AF5。

方法：目標(biāo)方程式與已知方程一般同向相加，反向相減，再把系數(shù)化成一致即可。

第二章化學(xué)反應(yīng)速率和化學(xué)平衡

一、化學(xué)反應(yīng)速率

1.化學(xué)反應(yīng)速率（v）

⑴定義：用來衡量化學(xué)反應(yīng)的快慢，單位時(shí)間內(nèi)反應(yīng)物或生成物的物質(zhì)的量的變化

⑵表示方法：單位時(shí)間內(nèi)反應(yīng)濃度的減少或生成物濃度的增加來表示

表示化學(xué)反應(yīng)速率的注意事項(xiàng)

a在同一化學(xué)反應(yīng)中，選用不同物質(zhì)表示化學(xué)反應(yīng)速率，其數(shù)值可能相同也可能不相同，但它們表示的意義

卻是完全相同的。因此，表示化學(xué)反應(yīng)速率時(shí)，必須指明用哪種物質(zhì)作標(biāo)準(zhǔn)。

b由于在反應(yīng)中純液體和固體的濃度是恒定不變的，因此對于有純液體或固體參加的反應(yīng)一般不用純液體或

固體來表示化學(xué)反應(yīng)速率。

c在同一個(gè)化學(xué)反應(yīng)中，無論選用反應(yīng)物還是生成物來表示化學(xué)反應(yīng)速率，其值均為正值。

d化學(xué)反應(yīng)速率通常是指某一段時(shí)間內(nèi)的平均反應(yīng)速率，而不是瞬時(shí)反應(yīng)速率。

⑶化學(xué)反應(yīng)速率的計(jì)算方法

①利用反應(yīng)速率的定義式。=三=而。（U：平均速率，Ac:濃度變化，At:時(shí)間）單位：mol/（Ls）

②用不同的物質(zhì)表示同一時(shí)間的反應(yīng)速率時(shí)，其數(shù)值可能不同，但表達(dá)的意義相同，各物質(zhì)的反應(yīng)速率之

比等于化學(xué)計(jì)量數(shù)之比。對于反應(yīng)機(jī)A（g）+〃B（g）=pC（g）+qD（g）來說，即VA：VB-

1/U

Vc?Vr）=m.n.p.qo

（4）利用“三段式”計(jì)算格式進(jìn)行計(jì)算:

①寫出化學(xué)方程式。

②根據(jù)題意，依次列出各反應(yīng)物和生成物的起始濃度（或物質(zhì)的量，下同）、濃度的變化量及一段時(shí)間后的濃

度，未知量可設(shè)未知數(shù)表示，即“三段式”。

③根據(jù)起始濃度與一段時(shí)間后的濃度的差等于濃度的變化量及變化量之比等于對應(yīng)物質(zhì)的化學(xué)計(jì)量數(shù)之

比，列出關(guān)系式計(jì)算。

例如:反應(yīng)<-_區(qū)

起始濃度(mol?L-1)abc

TJX

轉(zhuǎn)化濃度(mol?I,T)x—pl-

mm

，時(shí)刻濃度（mola—xb——c+在

mm

計(jì)算中注意以下量的關(guān)系：

①對反應(yīng)物：C（起始）一C（轉(zhuǎn)化）=C（某時(shí)刻）；

②對生成物：C（起始）+c（轉(zhuǎn)化）=C（某時(shí)刻）；

③轉(zhuǎn)化率=鬻制X10O%。

2.影響化學(xué)反應(yīng)速率因素：

（1）決定因素（內(nèi)因）：反應(yīng)物的性質(zhì)（決定因素）

（2）外因（可控因素）

①溫度:升高溫度，增大速率（提高了反應(yīng)物分子的能量，使活化分子百分?jǐn)?shù)增大來增大反應(yīng)速率。）

②催化劑:一般加快反應(yīng)速率（正催化劑）（降低反應(yīng)活化能，使活化分子百分?jǐn)?shù)增大來增大反應(yīng)速率。）

③濃度:（固體和純液體除外）增加反應(yīng)物的濃度，增大速率（通過使單位體積內(nèi)分子總數(shù)增大來增大反

應(yīng)速率）

④壓強(qiáng)：（方程式中必須要有氣體）增大壓強(qiáng)，增大速率（通過同等比例增加物質(zhì)濃度，使單位體積內(nèi)分

子總數(shù)增大來增大反應(yīng)速率）

⑤其它因素：如光（射線）、固體的表面積（顆粒大小）、反應(yīng)物的狀態(tài)（溶劑）、原電池等也會改變化學(xué)

反應(yīng)速率。

※注意：（1）、參加反應(yīng)的物質(zhì)為固體和液體，由于壓強(qiáng)的變化對濃度幾乎無影響，可以認(rèn)為反應(yīng)速率不變。

（2）、惰性氣體對于速率的影響

①恒溫恒容時(shí)：充入本體系氣體，反應(yīng)速率增大；充入惰性氣體一反應(yīng)速率不變

②恒溫恒壓時(shí)：充入惰性氣體一反應(yīng)速率減小

二、化學(xué)平衡

（一'）1?定義：

化學(xué)平衡狀.：一定條件下，當(dāng)一個(gè)可逆反應(yīng)進(jìn)行到正逆反應(yīng)速率相等時(shí),各組成成分濃度不再改變，達(dá)到表

面上靜止的一種“平衡”,這就是這個(gè)反應(yīng)所能達(dá)到的限度即化學(xué)平衡狀態(tài)。

2,化學(xué)平衡的特征

逆（研究前提是可逆反應(yīng)）

等（同一物質(zhì)的正逆反應(yīng)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)

①VA（正方向）=VA（逆方向）或M（消耗）=財(cái)（生成）（不同方向同一物質(zhì)比較）

②各組分濃度保持不變或百分含量不變

③總結(jié)：可變量不變時(shí)反應(yīng)達(dá)平衡，不變量不能判斷達(dá)平衡

（二）影響化學(xué)平衡移動(dòng)的因素

1、濃度對化學(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，增大反應(yīng)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應(yīng)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，溫度升高會使化學(xué)平衡向著吸熱反應(yīng)方向移動(dòng)，溫度降低會使化學(xué)平衡

向著放熱反應(yīng)方向移動(dòng)。

3、壓強(qiáng)對化學(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)，會使平衡向著體積縮小方向移動(dòng)；減小壓強(qiáng)，會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.催化劑對化學(xué)平衡的影響：由于使用催化劑對正反應(yīng)速率和逆反應(yīng)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應(yīng)達(dá)到平衡所需的時(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二（如溫度，壓強(qiáng)，濃度），平衡向著能夠減弱.這

和改變的方向移動(dòng)。

三、花學(xué)平衡常數(shù)

（一）定義：在一定溫度下，當(dāng)一個(gè)反應(yīng)達(dá)到化學(xué)平衡時(shí)，生成物濃度塞之積與反應(yīng)物濃度塞之積的比值是一

個(gè)常數(shù)比值。符號：K

（二）使用化學(xué)平衡常數(shù)K應(yīng)注意的問題：

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)，與反應(yīng)物或生成物的濃度無關(guān)。

3、反應(yīng)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)行的反應(yīng)，如有水參加，水的濃度不必寫在平衡關(guān)系式中。

（三）化學(xué)平衡常數(shù)K的應(yīng)用：

1、化學(xué)平衡常數(shù)值的大小是可逆反應(yīng)進(jìn)行程度的標(biāo)志。K值越大，說明平衡時(shí)生成物的濃度越大，它的正向反

應(yīng)進(jìn)行的程度越大，即該反應(yīng)進(jìn)行得越完全，反應(yīng)物轉(zhuǎn)化率越高。反之，則相反。一般地，K>105時(shí)，該反

應(yīng)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)行的可逆反應(yīng)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:反應(yīng)向正反應(yīng)方向進(jìn)行;Q_=_K:反應(yīng)處于平衡狀態(tài)；Q_〉_K:反應(yīng)向逆反應(yīng)方向進(jìn)行

3、利用K值可判斷反應(yīng)的熱效應(yīng)

若溫度升高，K值增大，則正反應(yīng)為—吸熱—反應(yīng)

若溫度升高，K值減小，則正反應(yīng)為—放熱—反應(yīng)

*四、等效平衡

1、概念：在一定條件下（定溫、定容或定溫、定壓），只是起始加入情況不同的同一可逆反應(yīng)達(dá)到平衡后，任

何相同組分的百分含量均相同，這樣的化學(xué)平衡互稱為等效平衡。

2、分類

（1）定溫，定容條件下的等效平衡

第一類：對于反應(yīng)前后氣體分子數(shù)改變的可逆反應(yīng)：必須要保證化學(xué)計(jì)量數(shù)之比與原來相同；同時(shí)必須保證平

衡式左右兩邊同一邊的物質(zhì)的量與原來相同。

第二類：對于反應(yīng)前后氣體分子數(shù)不變的可逆反應(yīng)：只要反應(yīng)物的物質(zhì)的量的比例與原來相同即可視為二者等

效。

（2）定溫，定壓的等效平衡

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

五、化學(xué)反應(yīng)進(jìn)行的方向

1、反應(yīng)燧變與反應(yīng)方向：

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

（2）體系趨向于有序轉(zhuǎn)變?yōu)闊o序，導(dǎo)致體系的燧增加，這叫做嫡增加原理，也是反應(yīng)方向判斷的依據(jù)。.

（3）同一物質(zhì)，在氣態(tài)時(shí)燧值最大，液態(tài)時(shí)次之，固態(tài)時(shí)最小。即S（g）〉S（l））S（s）

（4）方程式中氣體計(jì)量數(shù)增大的方向就是爆增的方向。

2、反應(yīng)方向判斷依據(jù)

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

AG=AH-TAS<0反應(yīng)能自發(fā)進(jìn)行；AG=AH-TAS=0反應(yīng)達(dá)到平衡狀態(tài)；

AG=AH-TAS)0反應(yīng)不能自發(fā)進(jìn)行

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

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

六、有關(guān)正、逆反應(yīng)速率和化學(xué)平衡的圖像

（1）化學(xué)平衡種常見的幾種圖像

①v-t圖：既能表示反應(yīng)速率變化，又能表示平衡移動(dòng)的速率-時(shí)間圖像。如圖所示的A、B、C所示：

A圖：t=0時(shí)，VUV逆=0,表示反應(yīng)由正反應(yīng)開始；t=ti時(shí)，VIE，>V逆，=Vie，表明改變條件的瞬間，V正變大，V逆

不變，是加入了一種反應(yīng)物；t>ti時(shí)，VF>V逆,，表明平衡向正反應(yīng)方向移動(dòng)，隨后又達(dá)到新的平衡。

B圖：a.反映由正反應(yīng)開始。b,V正、V逆在改變條件時(shí)同時(shí)增大。c.平衡向逆反應(yīng)方向移動(dòng)了。C圖：a.反映由

正反應(yīng)開始。b.V正、V逆在改變條件時(shí)同時(shí)倍數(shù)增大。c.平衡未移動(dòng)。"“必，”

②轉(zhuǎn)化率-時(shí)間圖，如圖A、B所示

A圖：先出現(xiàn)拐點(diǎn)的先達(dá)平衡，即"先拐先平”，

B圖：同理說明P1>P2（先拐先平數(shù)值大）

③物質(zhì)的含量-壓強(qiáng)-溫度圖，如圖所示中A、B

對于上述圖形，采用“定一議二”法，先確定一

個(gè)量不變，討論另外兩個(gè)量的關(guān)系。

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。

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)。

混和物

結(jié)圖物1單質(zhì)廣">>「強(qiáng)電解質(zhì)：強(qiáng)酸，強(qiáng)堿，大多數(shù)鹽。如HCkNaOH、NaCKBaSO4

純律物.（■電解質(zhì).

化合物]弱電解質(zhì)：弱酸，弱堿，極少數(shù)鹽，水。如HCIO,NH3+2。、CU（OH）2,H20-

非電解質(zhì)：非金屬氧化物，大部分有機(jī)物。如SO3、CO?、C6Hl2。6、CCI4>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②S02、NH3、C02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)）一一電解質(zhì)的強(qiáng)弱與導(dǎo)電性、溶解性無關(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率和離子結(jié)合成分子的速率時(shí),電離

過程就達(dá)到了平衡狀態(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)溶液里加入與弱電解質(zhì)具有相同離子的電解質(zhì)，會減弱電離。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。

9、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）

10、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：ABvA++B-K=C[A+]C[B-]/C[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：：口2。H++0H-

水的離子積：Kw=_c[H+]?c[OH]_

+

25℃時(shí),[H+]=[OH[GO"mo|/L;Kw=[H]?[OH]=lxlO.

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）

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〈1X10-14

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〉1X1014

4、溶液的酸堿性和pH：

（1）DH=-lgcfH+]

（2）pH的測定方法:

酸堿指示劑一一甲基橙、石蕊、酚，。

變色范圍：甲基橙3.L4.4（橙色）石蕊5.0~8.0（紫色）酚酬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)比色卡對比即可o

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

1、強(qiáng)酸與強(qiáng)酸的混合：（先求C[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）C[H+]混=

++

（C[H]1V1+C[H]2V2）/（V1+V2）

2、強(qiáng)堿與強(qiáng)堿的混合：（先求C[OH1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）C[OH1混

=（C[OH]1V1+C[OH-]2V2）/（V1+V2）（注意：不能直接計(jì)算C[H+]混）

3、強(qiáng)酸與強(qiáng)堿的混合：（先據(jù)H++OH-==HzO計(jì)算余下的H+或OH：①H+有余，則用余下的《數(shù)除以溶液總體積

求C[H+]混；OH-有余，則用余下的數(shù)除以溶液總體積求C[OH]混，再求其它）

四、稀釋過程溶液pH值的變化規(guī)律：

1、強(qiáng)酸溶液：稀釋10。倍時(shí)，pH稀占pH原+n（但始終不能大于或等于7）

2、弱酸溶液：稀釋IO。倍時(shí)，pH稀_LpH原+n（但始終不能大于或等于7）

3、強(qiáng)堿溶液：稀釋10。倍時(shí)，pH稀上pH原一n（但始終不能小于或等于7）

4、弱堿溶液：稀釋IO”倍時(shí)，pH稀〉pH原一n（但始終不能小于或等于7）

5、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

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（pHl）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+pH2W13則溶液顯酸性pH=pHl+0.3

2、若混合后顯中性

pHl+pH2=14V酸：V堿=1:1

pHl+pH2關(guān)14V酸：V堿=1：10"(PH1+PH2>)

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H+和堿能提供的OH-物質(zhì)的量相等。

2,中和滴定的操作過程：

（1）儀②滴定管的刻度，?？潭仍谏希驴潭葮?biāo)數(shù)越來越大，全部容積上^它的最大刻度值，因?yàn)?/p>

下端有一部分沒有刻度。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)過程

3、酸堿中和滴定的誤差分析

誤差分析：利用n酸c酸1/酸="堿＜;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一一酸或堿的物質(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)，貝!J：

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1/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；1/

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)1/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）

1、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)。

2、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0H-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:NazC03>NaHCO3）

4、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

5、影響鹽類水解的外界因素：

①溫度：溫度越水解程度越大（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:0+促進(jìn)陽離子水解而抑制陰

離子水解）

6、酸式鹽溶液的酸堿性：

①只電離不水解：如HS04-顯酸性

②電離程度〉水解程度，顯酸性（如:HS03-、H2PO4）

③水解程度〉電離程度，顯堿性（如：HCO3、HS>HPO?）

7、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）的書寫原則：分步書寫

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）書寫原則：一步書寫

3.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。

3222+2

（2）常見的雙水解反應(yīng)完全的為：Fe\AF+與AIO2\CO3（HCO3）,S（HS）>SO3（HSO3）;與NH4;CO3（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==2AI（OH）3I+3H2Sf

8、鹽類水解的應(yīng)用：

水解的應(yīng)用實(shí)例原理

3+

1、凈水明研凈水Al+3H20=Al(OH)3(膠體)+3串

2-

2、去油污用熱堿水冼油污物品CO3+H2Oqiw+oir

①配制FeCh溶液時(shí)常加

Fe3++3HO=Fe(OH)3+3H+

入少量鹽酸2

3、藥品的保存

②配制Na2c。3溶液時(shí)常加

CO32+H2O=?IC03+0H

入少量NaOH

若不然，貝！1：

由MgClz6H2O制無水MgCk

4、制備無水鹽MgCl?6H0—Mg(OH)+2HCl+4H0

在HC1氣流中加熱2222

Mg(OH)20MgO+lW

用A12（SO03與NaHCOs溶液

5、泡沫滅火器A13++3HCO=A1(OH)I+3C0t

混合332

++

6、比較鹽溶液中比較NH4C1溶液中離子濃NH4+H2O=NH3?H2O+H

++-

離子濃度的大小度的大小C(CD>C(NH4)>C(H)>C(0H)

9,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，兒該弱堿根形成的弱堿的電離平衡常數(shù)〉

八、溶液中微粒濃度的大小比較

1).電離平衡一建立電離過程是微弱的意識

弱電解質(zhì)(弱酸、弱堿、水)的電離是微弱的，且水的電離能力遠(yuǎn)遠(yuǎn)小于弱酸和弱堿的電離能力。如在稀醋

酸溶液中:CH3cOOH=CH3COO+H+,OH+H+,在溶液中微粒濃度由大到小的順序：

+

C(CH3COOH)>C(H)>C(CH3COO)>C(OH)?

2).水解平衡一建立水解過程是微弱的意識

弱酸根離子或弱堿根離子的水解是微弱的，但水的電離程度遠(yuǎn)遠(yuǎn)小于鹽的水解程度。如稀的ClhCOONa

+-+

溶液中，CH3COONa=CH3COO"+Na,CH3COO+H2O^±CH3COOH+OH,理0=H+OH-,

++

所以CH3coONa溶液中，c(Na)>c(CH3COO)>c(OH)>c(CH3COOH)>c(H)?

3)三個(gè)守恒

⑴電荷守恒

電荷守恒是指溶液呈電中性，即溶液中所有陽離子的電荷總濃度等于所有陰離子的電荷總濃度.

如Na2c。3溶液中：

⑴物料守恒c(Na+)+c(H+)=t<HCO；)+2c(COf)+c(OH)

物料守恒即原子守恒，指變化前后元素原子色整守恒；

如：O.lmol/L的NazCCh溶液中c(Na')二:歹)+c(HCO；)+?H2co3)]=0.2mol/L

質(zhì)子守恒指溶液中質(zhì)子發(fā)生轉(zhuǎn)移時(shí)，質(zhì)子數(shù)不發(fā)生變化(即水電離出的H+與0H-守恒).

+

c(OH)=C(H)+C(HCO；)+2C(H2CO3).

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知識

(1)溶解度」b^o.oig的電解質(zhì)稱難溶電解質(zhì)。

(2)反應(yīng)后離子濃度降至1義10-5以下的反應(yīng)為完全反應(yīng)。如酸堿中和時(shí)[H+]降至10-7mol/L<10-5mol/L,故為完

全反應(yīng),用“="，常見的難溶物在水中的離子濃度均遠(yuǎn)低于lO-Smol/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(0H)2、Ag2SO4

(5)溶解平衡常為吸熱，但Ca(OHb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寫

注意在沉淀后用(s)標(biāo)明狀態(tài)，并用“="。如：AgzS(s)=2Ag+(aq)+S2(aq)

3、沉淀生成的三種主要方式

(1)加沉淀劑法：越小(即沉淀越難溶)，沉淀越完全；沉淀劑過量能使沉淀更完全。

(2)調(diào)pH值除某些易水解的金屬陽離子：如加MgO除去MgCb溶液中FeCI3?

(3)氧化還原沉淀法：

(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氧化還原;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：AgNO3—>AgCI(白色沉淀)_?AgBr(淡黃色)~~?Agl(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：AmBn(s)-mA叫aq)+nBm-(aq)

n+mmn

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

原電池

一、原電池的工作原理

裝置特點(diǎn)：化學(xué)能轉(zhuǎn)化為電能。

①、兩個(gè)活潑性不同的電極；

原形成條件：②、電解質(zhì)溶液（一般與活潑性強(qiáng)的電極發(fā)生氧化還原反應(yīng)）；

電③、形成閉合回路（或在溶液中接觸）并能自發(fā)進(jìn)行氧化還原反應(yīng)。

池負(fù)極：用還原性較強(qiáng)的物質(zhì)作負(fù)極，負(fù)極向外電路提供電子；發(fā)生氧化反應(yīng).（陰離子向負(fù)極移動(dòng)）

原基本概念W正極：用氧化性較強(qiáng)的物質(zhì)正極，正極從外電路得到電子，發(fā)生還原反應(yīng)。（陽離子向正極移動(dòng)）

理電極反應(yīng)方程式：電極反應(yīng)、總反應(yīng)。

氧化反應(yīng)負(fù)極銅鋅原電池正極］還原反應(yīng)

反應(yīng)原理Zn-2e=Zn2+2H++2e=2Ht

不:溶2

斷r解

一電解質(zhì)溶液

二、常見的電池種類

電極反應(yīng)：負(fù)極（鋅筒）Zn-2e=Zr

+

正極（石墨）2NH4+2e=2NH3+H2f

+2+

［①普通鋅一一鎰干電池《總反應(yīng)：Zn+2NH4=Zn+2NH3+H2f

I干電池:電解質(zhì)溶液：糊狀的NH4a

特點(diǎn)：電量小，放電過程易發(fā)生氣漲和溶液

〔②堿性鋅一一銃干電池

電極反應(yīng):［負(fù)極（鋅筒）Zn-2e+2OH=Zn（0H）2

,1正極（石墨）2e-+2H2O+2MnO2=2OH-+2MnOOH（氫氧化氧鎰）

總反應(yīng)：2H0+Zn+2MnO=Zn（OH）+2MnOOH

電極：負(fù)極畬鋅改鋅粉（反應(yīng)面積2增大，放電電流2增加）；使2用壽命提高

電解液：由中性變?yōu)閴A性（離子導(dǎo)電性好）。

2+

近極（PbO2）PbO2+SO4-+4H+2e-=PbSO4+2H2O

2

負(fù)極（Pb）Pb+SO4-2e=PbSO4

'鉛蓄電理總反應(yīng)：PbO2+Pb+2H2SO4臂；Ph，C，+7H?O

33

電解液：1.25g/cm~1.28g/cm^2SO4溶液

蓄電池1%點(diǎn)：電壓穩(wěn)定，廢棄電池污染環(huán)境

;可充電電沏「I、銀一一鎘小一一Cd）可充電電池；

:負(fù)極材料：Cd；正極材料：涂有NiOz，電解質(zhì)：KOH溶液

、其它NiO2+Cd+2H2O吧.Ni（OH）2+Cd（OH）2

（II、銀鋅蓄電池一

正極殼填充Ag2。和石墨，負(fù)極蓋填充鋅汞合金，電解質(zhì)溶液KOH。

'一反應(yīng)式為Zn+Ag2O+H2O爆^2Ag+Zn（OH）2

鋰亞硫酰氯電池（Li-SOCL）：8Li+3SOCI26LiCI+Li2SO3+2S

鋰電池〈I用途：質(zhì)輕、高能（比能量高）、高工作效率、高穩(wěn)定電壓、工作溫度寬、高使用壽命，

廣泛應(yīng)用于軍事和航空領(lǐng)域。

r①、燃料電池與普通電池的區(qū)別

不是把還原劑、氧化劑物質(zhì)全部貯藏在電池內(nèi)，而是工作時(shí)不斷從外界輸入，同時(shí)

燃料T電極反應(yīng)產(chǎn)物不斷排出電池。

［電池［②、原料：除氫氣和氧氣外，也可以是CH4、煤氣、燃料、空氣、氯氣等氧化劑。

L③、氫氧燃料電池：總反應(yīng)：O2+2H2=2H2O特點(diǎn)：轉(zhuǎn)化率高，持續(xù)使用，無污染。

2.氫氧燃料電池反應(yīng)匯總:

介質(zhì)電池反應(yīng)2H2+02=2H2O

+

酸性負(fù)極2H2-4e-=4H

+

正極02+4H+4e-=4H2O

堿性負(fù)極2H2+40H-4e-=4H2O

正極02+2H2O+4e-=40H-

3.甲烷新型燃料電池

以兩根金屬鉆片插入KOH溶液中作電極，又在兩極上分別通入甲烷和氧氣。

電極反應(yīng)為：

2

負(fù)極：CH4+10OH-8e=CO3-+7H2O

正極：2O2+4H2O+8e=80H

電池總反應(yīng)：CH4+2O2+2K0H=K2CO3+3H20

4.正極02放電的電極方程式寫法總結(jié)：

+

A酸性介質(zhì)：O2+4e~+4H==2H2O

-

B堿性或中性介質(zhì)：O2+4e-+2H2O==40H

22

C固體氧化物熔融傳導(dǎo)0-：O2+4e-==20~

D熔融碳酸鹽：Oz+4e-+2CO2==2CO32-（0”與COz反應(yīng)）

三、原電池的主要應(yīng)用：

1.利用原電池原理設(shè)計(jì)新型化學(xué)電池；2.改變化學(xué)反應(yīng)速率，如實(shí)驗(yàn)室用粗鋅與硫酸反應(yīng)制取氫氣；

3.進(jìn)行金屬活動(dòng)性強(qiáng)弱比較；4.電化學(xué)保護(hù)法，即將金屬作為原電池的正極而受到保護(hù)。如在鐵器表面鍍

鋅。

5.解釋某些化學(xué)現(xiàn)象

四、金屬的腐蝕與防護(hù)

腐蝕概念：金屬或合金與周圍接觸到的氣體或液體進(jìn)行化學(xué)反應(yīng)而腐蝕損耗的過程。

r

，概述：腐蝕的本質(zhì)：M-ne--M叫氧化反應(yīng)）

-分類：化學(xué)腐蝕（金屬與接觸到的物質(zhì)直接發(fā)生化學(xué)反應(yīng)而引起的腐蝕）、電化腐蝕

金電化學(xué)腐蝕定義：因發(fā)生原電池反應(yīng)，而使金屬腐蝕的形式。

屬

的r負(fù)極（Fe）：Fe-2e=Fe2+；

腐

蝕吸氧腐蝕：正極（C）：O2+2H2O+4e=4OH-

與

''總反應(yīng)：2Fe+O+2HO=Fe（OH）

防222

護(hù)

后繼反應(yīng)：4Fe（OH）2+02+2H2O=4Fe（OH）3

鋼鐵的腐蝕2Fe（0H）3====Fe2O3+3H2O

j「負(fù)極（Fe）：Fe-2e=Fe2+；

+

析氫腐蝕：J正極（O：2H+2e=H2t

+2+

（酸性）總反應(yīng)：Fe+2H=Fe+H2f

影響腐蝕的因素：金屬本性、介質(zhì)。

金屬的防護(hù)/r①、改變金屬的內(nèi)部組織結(jié)構(gòu)；

］保護(hù)方法：［②、在金屬表面覆蓋保護(hù)層；

I③、電化學(xué)保護(hù)法（犧牲陽極的陰極保護(hù)法；外加電流的陰極保護(hù)法。）

電解池原理

一、電解池基礎(chǔ)

定義：使電流通過電解質(zhì)溶液而在陰陽

兩極引起氧化還原反應(yīng)的過程。

裝置特點(diǎn)：電能轉(zhuǎn)化為化學(xué)能。

「①、與電源本連的兩個(gè)電極；

形成條件［②、電解質(zhì)溶液（或熔化的電解質(zhì)）

〔③、形成閉合回路。

亶電極陽極：與直流電源正極相連的叫陽極。

概念

置一陰極：與直流電源負(fù)極相連的叫陰極。

理電極反應(yīng)：先分析電極，看電極材料是否發(fā)生反應(yīng)，然后分析溶液中存在的離子，注意溶液中水電

離出的氫離子和氫氧根，然后根據(jù)離子的放電順序確定哪種離子先反應(yīng).

，原理：誰還原性或氧化性強(qiáng)誰先放電（發(fā)生氧化還原反應(yīng)）

離子放電順序：」陽極：陰離子還原性S2>r>Br>CI>OH>SO42-（含氧酸根）>F

陰極：陽離子氧化性Ag+>Fe3+>Cu2+>H+（?）>Pb2+>Sn2+>Fe2+>Zn2+>H+>AI3+>Mg2+>Na+

「電子流向小------」」---------^e-

氧化反應(yīng)RgM還原反應(yīng)

陽