高中化學(xué)選修4知識(shí)點(diǎn)總結(jié)及精練精析

1、化學(xué)選修4化學(xué)反應(yīng)與原理知識(shí)點(diǎn)詳解及典例精講一、本模塊內(nèi)容的特點(diǎn)1.理論性、規(guī)律性強(qiáng)2.定量3.知識(shí)的綜合性強(qiáng)4.知識(shí)的內(nèi)容較深二、本模塊內(nèi)容詳細(xì)分析第一章 化學(xué)反應(yīng)與能量考點(diǎn)一 化學(xué)反應(yīng)中能量變化的有關(guān)概念及計(jì)算1、焓變 反應(yīng)熱 反應(yīng)熱：一定條件下，一定物質(zhì)的量的反應(yīng)物之間完全反應(yīng)所放出或吸收的熱量焓變()：在恒壓條件下進(jìn)行的化學(xué)反應(yīng)的熱效應(yīng)；符號(hào)：；單位： 產(chǎn)生原因：化學(xué)反應(yīng)過(guò)程中化學(xué)鍵的斷裂與形成化學(xué)鍵斷裂吸熱 化學(xué)鍵形成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 >02、燃燒熱概念：25 ，時(shí)，1 mol

2、純物質(zhì)完全燃燒生成穩(wěn)定的化合物時(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)：研究條件：反應(yīng)程度：完全燃燒，產(chǎn)物是穩(wěn)定的氧化物燃燒的物質(zhì)的物質(zhì)的量標(biāo)準(zhǔn)：研究?jī)?nèi)容：放出的熱量（ <0，單位）3、中和熱概念：在稀溶液中，酸跟堿發(fā)生中和反應(yīng)而生成1mol H2O，這時(shí)的反應(yīng)熱叫中和熱。強(qiáng)酸與強(qiáng)堿的中和反應(yīng)其實(shí)質(zhì)是和反應(yīng)，其熱化學(xué)方程式為：H+(aq) +OH-(aq) =H2O(l) =57.3kJ/mol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/mol，因?yàn)槿蹼娊赓|(zhì)的電離是吸熱的。4.吸熱反應(yīng)和放熱反應(yīng)放熱反應(yīng)吸熱反應(yīng)定義放出熱量的化學(xué)反應(yīng)吸收熱

3、量的化學(xué)反應(yīng)形成原因反應(yīng)物具有的總能量大于生成物具有的總能量反應(yīng)物具有的總能量小于生成物具有的總能量與化學(xué)鍵強(qiáng)弱的關(guān)系生成物分子成鍵時(shí)釋放出的總能量大于反應(yīng)物分子斷鍵時(shí)吸收的總能量生成物分子成鍵時(shí)釋放出的總能量小于反應(yīng)物分子斷鍵時(shí)吸收的總能量表示方法 <00圖示實(shí)例 所有的燃燒反應(yīng) 酸堿中和反應(yīng) 大多數(shù)的化合反應(yīng) 金屬與酸的反應(yīng) 生石灰和水反應(yīng) 濃硫酸稀釋、氫氧化鈉固體溶解等 晶體與NH4Cl 大多數(shù)的分解反應(yīng) 以H2、CO、C為還原劑的氧化還原反應(yīng) 銨鹽溶解等考點(diǎn)二 熱化學(xué)方程式的書(shū)寫(xiě)及正誤判斷1. 概念：這種表明反應(yīng)所放出或吸收的熱量的化學(xué)方程式，叫做熱化學(xué)方程式。意義：表明化學(xué)反應(yīng)

4、中的物質(zhì)變化；表明化學(xué)反應(yīng)中的能量變化。2. 書(shū)寫(xiě)熱化學(xué)方程式注意事項(xiàng)：書(shū)寫(xiě)化學(xué)方程式注意以下幾點(diǎn): 需注明反應(yīng)的溫度和壓強(qiáng)，因反應(yīng)的溫度和壓強(qiáng)不同時(shí)，其也不同。但中學(xué)所用的數(shù)據(jù)，一般都在101kP和250C時(shí)的數(shù)據(jù)，因此可不特別注明。但需注明的“+”與“-”。 要注明反應(yīng)物和生成物的聚集狀態(tài)（g,l,s分別表示固態(tài)，液態(tài)，氣態(tài)，水溶液中溶質(zhì)用aq表示），物質(zhì)呈現(xiàn)哪一種聚焦?fàn)顟B(tài)與它們所具有的能量有關(guān)。 與化學(xué)方程式不同，熱化學(xué)方程式各物質(zhì)前的化學(xué)計(jì)量數(shù)不表示分子個(gè)數(shù)，因此，它可以是整數(shù)，也可以是分?jǐn)?shù)。對(duì)于相同物質(zhì)的反應(yīng)，當(dāng)化學(xué)計(jì)量數(shù)不同時(shí)，其也不同。各物質(zhì)系數(shù)加倍，加倍；反應(yīng)逆向進(jìn)行，改變符號(hào)

5、，數(shù)值不變3. 判斷一個(gè)熱化學(xué)方程式是否正確，主要從以下幾個(gè)方面入手：（1） 各物質(zhì)的化學(xué)式是否正確，化學(xué)方程式是否符合客觀事實(shí)（2） 各物質(zhì)的聚焦?fàn)顟B(tài)是否注明（3） 化學(xué)方程式是否配平（4） 反應(yīng)熱是否與化學(xué)方程式中各物質(zhì)的化學(xué)計(jì)量數(shù)相對(duì)應(yīng)，其符號(hào)和數(shù)值是否正確B習(xí)題訓(xùn)練1.課本第6頁(yè)習(xí)題3、42.補(bǔ)充習(xí)題：考點(diǎn)三 蓋斯定律及其應(yīng)用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(wú)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。2.蓋斯定律的應(yīng)用蓋斯定律的應(yīng)用主要是以熱化學(xué)方程式為依托的對(duì)特定化學(xué)反應(yīng)過(guò)

6、程的焓變的計(jì)算，運(yùn)用蓋斯定律時(shí)的注意事項(xiàng)如下： 熱化學(xué)方程式同乘以某一個(gè)數(shù)時(shí),反應(yīng)熱數(shù)值也應(yīng)該乘上該數(shù); 熱化學(xué)方程式相加減時(shí),同種物質(zhì)之間可以相加減,反應(yīng)熱也隨之相加減; 將一個(gè)熱化學(xué)方程式顛倒時(shí), 的“+”、“-”號(hào)必須隨之改變.B習(xí)題訓(xùn)練1.教材第14頁(yè)16題2.補(bǔ)充習(xí)題：第一章知識(shí)點(diǎn)歸納、總結(jié)（復(fù)習(xí)）第一章檢測(cè)題專題一 化學(xué)反應(yīng)與能量變化第二章 化學(xué)反應(yīng)速率和化學(xué)平衡考點(diǎn)一 化學(xué)反應(yīng)速率1. 化學(xué)反應(yīng)速率（） 定義：用來(lái)衡量化學(xué)反應(yīng)的快慢的 表示方法：?jiǎn)挝粫r(shí)間內(nèi)反應(yīng)濃度的減少或生成物濃度的增加來(lái)表示 計(jì)算公式：（：平均速率，：濃度變化，：時(shí)間）單位：（4） 化學(xué)反應(yīng)速率與化學(xué)計(jì)量數(shù)的關(guān)

7、系對(duì)于反應(yīng),在同一段時(shí)間內(nèi)化學(xué)反應(yīng)速率說(shuō)明：（1）化學(xué)反應(yīng)速率是標(biāo)量，只有大小而沒(méi)有方向；（2）一般計(jì)算出來(lái)的化學(xué)反應(yīng)速率是一段時(shí)間內(nèi)的平均速率，不同時(shí)刻的化學(xué)反應(yīng)速率是不相同的； （3）對(duì)于固體或氣體反應(yīng)中的液體物質(zhì)，反應(yīng)在其表面進(jìn)行，壓強(qiáng)的變化對(duì)濃度幾乎無(wú)影響，是不變的，因此一般不用固體、純液體表示化學(xué)反應(yīng)速率；B習(xí)題訓(xùn)練1.教材第18頁(yè)、19頁(yè)所有習(xí)題2.補(bǔ)充習(xí)題：第二冊(cè)38頁(yè)2、影響化學(xué)反應(yīng)速率的因素影響因素對(duì)速率的影響決定因素內(nèi)因（主要因素）與反應(yīng)物本身的性質(zhì)，如金屬與水的反應(yīng)速率: 外因（當(dāng)其他條件不變時(shí)改變一個(gè)條件）濃度增大反應(yīng)物的濃度，反應(yīng)速率增大，反之減小增大反應(yīng)物

8、濃度、增大壓強(qiáng)（減小容器體積）都使得單位體積內(nèi)活化分子百分?jǐn)?shù)不變，活化分子數(shù)增加，有效碰撞次數(shù)增多，反之減小壓強(qiáng)對(duì)于有氣體參加的反應(yīng)，增大壓強(qiáng)（減小容器體積），反應(yīng)速率增大，反之減小溫度升高溫度，正反應(yīng)速率增大，逆反應(yīng)速率增大，反之減小升溫吸收能量，使用催化劑降低反應(yīng)的活化能，均導(dǎo)致單位體積內(nèi)分子數(shù)不變，活化分子百分?jǐn)?shù)增大，活化分子數(shù)增加，有效碰撞次數(shù)增多，化學(xué)反應(yīng)速率增大催化劑使用催化劑，能同等程度地改變同一反應(yīng)的正反應(yīng)速率和逆反應(yīng)速率其他光，電磁波，超聲波，固體反應(yīng)顆粒的大小，溶劑等有影響惰性氣體對(duì)于速率的影響： 恒溫恒容時(shí)：充入惰性氣體總壓增大，但是各分壓不變，各物質(zhì)濃度不變反應(yīng)速率不變

9、恒溫恒壓時(shí)：充入惰性氣體體積增大各反應(yīng)物濃度減小反應(yīng)速率減慢B習(xí)題訓(xùn)練1.教材24頁(yè)所有習(xí)題2.補(bǔ)充習(xí)題：考點(diǎn)二 化學(xué)平衡（1）化學(xué)平衡狀態(tài)：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)，體系內(nèi)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)到的最大限度即化學(xué)平衡狀態(tài)。（2）建立過(guò)程（3）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） （4）化學(xué)平衡狀態(tài)的判斷方法判斷可逆反應(yīng)達(dá)到平衡狀態(tài)的方法和依據(jù)例舉反應(yīng)混合物體系中各成分的含量各物質(zhì)的物質(zhì)的量或各物質(zhì)的物質(zhì)的

10、量的分?jǐn)?shù)一定平衡各物質(zhì)的質(zhì)量或各物質(zhì)質(zhì)量分?jǐn)?shù)一定平衡各氣體的體積或體積分?jǐn)?shù)一定平衡總體積、總壓力、總物質(zhì)的量一定不一定平衡正、逆反應(yīng)速率的關(guān)系單位時(shí)間內(nèi)消耗了同時(shí)生成，即平衡在單位時(shí)間內(nèi)消耗了同時(shí)消耗了，則平衡，不一定等于不一定平衡在單位時(shí)間內(nèi)生成，同時(shí)消耗了q molD，因均指不一定平衡壓強(qiáng)時(shí)，總壓力一定（其他條件一定）平衡時(shí)，總壓力一定（其他條件一定）不一定平衡混合氣體平均相對(duì)分子質(zhì)量一定時(shí)，只有當(dāng)時(shí)平衡一定時(shí)，但時(shí)不一定平衡溫度任何反應(yīng)都伴隨著能量變化，當(dāng)體系溫度一定時(shí)（其他不變）平衡體系的密度密度一定不一定平衡其他如體系顏色不再變化等平衡B習(xí)題訓(xùn)練1.教材32頁(yè)1、5題2.補(bǔ)充習(xí)題：（

11、5）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)（3）在溶液中進(jìn)行的反應(yīng)，如果稀釋溶液，反應(yīng)物濃度減小，生成物濃度也減小，正減小，逆也減小，但是減小的程度不同，總的結(jié)果是化學(xué)平衡向反應(yīng)方程式中化學(xué)計(jì)量數(shù)之和大的方向移動(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)平衡向著吸熱反應(yīng)方向移動(dòng)，溫度降低會(huì)使化學(xué)平衡向著放熱反應(yīng)方向移動(dòng)。3、壓強(qiáng)對(duì)

12、化學(xué)平衡移動(dòng)的影響影響規(guī)律：A.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);B.對(duì)于反應(yīng)前后氣態(tài)物質(zhì)的總體積沒(méi)有變化的化學(xué)反應(yīng)： ，增大或減小壓強(qiáng)都不能使化學(xué)平衡移動(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一（如溫度，壓強(qiáng)，濃度），平衡向著能夠減弱這種改變的方

13、向移動(dòng)。B習(xí)題訓(xùn)練1.教材32頁(yè)3、6、7、8題2.補(bǔ)充習(xí)題：考點(diǎn)三 化學(xué)平衡常數(shù)與化學(xué)平衡有關(guān)的計(jì)算（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)，生成物濃度冪之積與反應(yīng)物濃度冪之積的比值是一個(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)的濃度是變化的濃度，不是起始濃度也不是物質(zhì)的量。2、K只與溫度（T）有關(guān)，與反應(yīng)物或生成物的濃度無(wú)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(xiě)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

14、反應(yīng)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)B習(xí)題訓(xùn)練1教材32頁(yè)2題、33頁(yè)9題2.補(bǔ)充習(xí)題：第二章知識(shí)點(diǎn)歸納、總結(jié)（復(fù)習(xí)）第二章檢測(cè)題專題二 化學(xué)

15、反應(yīng)速率和化學(xué)平衡第三章 水溶液中的離子平衡考點(diǎn)一 弱電解質(zhì)的電離平衡物質(zhì)單質(zhì)化合物 電解質(zhì)非電解質(zhì)：非金屬氧化物，大部分有機(jī)物。 如SO3、CO2、C6H12O6、CCl4、CH2=CH2強(qiáng)電解質(zhì)： 強(qiáng)酸，強(qiáng)堿，大多數(shù)鹽 。如HCl、NaOH、NaCl、BaSO4弱電解質(zhì)：弱酸，弱堿，極少數(shù)鹽，水。 如HClO、NH3·H2O、Cu(OH)2、H2O混和物純凈物1、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) 。2、弱電解質(zhì)電離方程式的書(shū)寫(xiě)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）3、弱電解質(zhì)的電離平衡電離平衡：在一定的條件下，當(dāng)電解質(zhì)分子電離成離子的速

16、率和離子結(jié)合成弱電解質(zhì)分子的速率相等時(shí)，電離過(guò)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。4、電離常數(shù)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)，（一般用表示酸，表示堿。）表示方法： 影響因素：a、電離常數(shù)的大小主

17、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：B習(xí)題訓(xùn)練1.教材43頁(yè)1、2、3、4題2.補(bǔ)充習(xí)題：考點(diǎn)二 水的電離和溶液的酸堿性1、水的電離水電離平衡：: 水的離子積： = 25時(shí), =10-7 ; 1×10 -14 注意：只與溫度有關(guān)，溫度一定，則值一定不僅適用于純水，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：酸、堿 ：抑制水的電離 1×10-14溫度：促進(jìn)水的電離（水的電離是吸熱的）易水解的鹽

18、：促進(jìn)水的電離 1×10-142、溶液的酸堿性和：1.溶液的酸堿性常溫時(shí)，酸性溶液中，7; 堿性溶液中，7; 中性溶液中，=7;2.溶液的（1）當(dāng)很小時(shí)，直接用物質(zhì)的量濃度表示溶液的酸堿性的強(qiáng)弱很不方便，通常采用的負(fù)對(duì)數(shù)來(lái)表示，稱為溶液的pH，其表達(dá)式為=-lgcH+。越小，溶液的酸性越強(qiáng)；越大，溶液的堿性越強(qiáng)。（2）稀釋過(guò)程溶液值的變化規(guī)律：強(qiáng)酸溶液：稀釋10n倍時(shí)，稀 = 原+ n （但始終不能大于或等于7）弱酸溶液：稀釋10n倍時(shí)，稀 原+n （但始終不能大于或等于7）強(qiáng)堿溶液：稀釋10n倍時(shí)，稀 = 原n （但始終不能小于或等于7）弱堿溶液：稀釋10n倍時(shí)，稀 原n （但始終

19、不能小于或等于7）不論任何溶液，稀釋時(shí)均是向7靠近（即向中性靠近）；任何溶液無(wú)限稀釋后均接近7稀釋時(shí)，弱酸、弱堿和水解的鹽溶液的變化得慢，強(qiáng)酸、強(qiáng)堿變化得快。（3）的測(cè)定方法：酸堿指示劑甲基橙 、 石蕊 、 酚酞 。變色范圍：甲基橙 3.14.4（橙色） 石蕊5.08.0（紫色） 酚酞8.210.0（淺紅色）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(duì)比即可。 注意：事先不能用水濕潤(rùn)PH試紙；廣泛pH試紙只能讀取整數(shù)值或范圍3.溶液的計(jì)算方法（1）單一溶液強(qiáng)酸溶液，如HnA溶液，設(shè)溶質(zhì)的物質(zhì)的量濃度為c ，=nc ，=-lg=-lgnc強(qiáng)堿溶液，如B(OH)n溶液，設(shè)溶質(zhì)的物質(zhì)

20、的量濃度為c ，=,（2）兩強(qiáng)酸混合由,先求出混合后的,再根據(jù)公式=-lgcH+求。若兩強(qiáng)酸溶液等體積混合，可采用速算方法：混合后溶液的等于混合前溶液小的加0.3。如=3和=5的兩種鹽酸等體積混合后，=3.3（3）兩強(qiáng)堿混合由，先求出混合后的，再通過(guò)求出，最后求。若兩強(qiáng)堿溶液等體積混合，可采用速算方法：混合后溶液的等于混合前溶液大的減0.3.如=9和=11的兩種燒堿溶液等體積混合后，=10.7（4）強(qiáng)酸與強(qiáng)堿混合強(qiáng)酸與強(qiáng)堿混合的實(shí)質(zhì)為中和反應(yīng)，中和后溶液的有以下三種情況：若恰好中和，=7（）若剩余酸，先求中和后剩余的，再求若剩余堿，先求中和后剩余的，再通過(guò)求出，最后求。（5）已知酸和堿的之和，

21、判斷等體積溶液混合后的（）若強(qiáng)酸與強(qiáng)堿溶液的之和等于14，則混合后溶液顯中性，=7若強(qiáng)酸與強(qiáng)堿溶液的之和大于14，則混合后溶液顯堿性，>7若強(qiáng)酸與強(qiáng)堿溶液的之和小于14，則混合后溶液顯酸性，<7若強(qiáng)酸與強(qiáng)堿溶液的之和為14，酸堿中有一強(qiáng)、一弱。則酸堿溶液混合后，誰(shuí)弱顯誰(shuí)性考點(diǎn)三 酸堿中和滴定（實(shí)驗(yàn)）1、中和滴定的原理實(shí)質(zhì)： 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(guò)程：（1）儀滴定管的刻度，O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)橄露擞幸徊糠譀](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

22、途向滴定管中添加。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：用洗液洗檢漏：滴定管是否漏水用水洗用標(biāo)準(zhǔn)液洗（或待測(cè)液洗）裝溶液排氣泡調(diào)液面記數(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^(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

23、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(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V酸的變化成正比，即當(dāng)V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。B 習(xí)題訓(xùn)練1教材52頁(yè)1、2、3、4、5、6、7、8題2. 補(bǔ)充習(xí)題：考點(diǎn)四 鹽類水解1、定義：在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(lái)的

24、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、鹽類水解方程式的書(shū)寫(xiě)鹽類水解程度一般很小，水解產(chǎn)物量很小，通常不生成沉淀或氣體，書(shū)寫(xiě)水解方程式時(shí)，一般不標(biāo)“”或“”。鹽類水解是可逆反應(yīng)，除發(fā)生強(qiáng)烈雙水解反應(yīng)外，一般水解方程式中不寫(xiě)“”而寫(xiě)可逆符號(hào)。鹽類水解方程式分為兩種類型：強(qiáng)堿弱酸所生成鹽的水解：強(qiáng)酸弱堿所生成鹽的水解：4、鹽類水解的影響因素內(nèi)因鹽本身的性質(zhì)（1） 弱堿的堿性越弱，其陽(yáng)離子的水解程度越大，對(duì)應(yīng)鹽溶液的酸性越強(qiáng)；（2） 弱酸的酸性越弱，其陰離子的水解程度越大，對(duì)應(yīng)鹽溶液的堿性越強(qiáng)。外因（1） 溫度：鹽類水解后生成酸和堿，即鹽類的水解反應(yīng)可以看

25、做是酸堿中和反應(yīng)的逆反應(yīng)，因此鹽類的水解反應(yīng)式吸熱反應(yīng)（2） 濃度A.增大鹽溶液的濃度，水解平衡向正反應(yīng)方向移動(dòng)，水解程度減小，但水解產(chǎn)生的離子濃度增大；加水稀釋，水解平衡向正反應(yīng)方向移動(dòng)，水解程度增大，但水解產(chǎn)生的離子濃度減小B.增大，促進(jìn)強(qiáng)堿弱酸鹽的水解，抑制強(qiáng)酸弱堿鹽的水解；增大，促進(jìn)強(qiáng)酸弱堿鹽的水解，抑制強(qiáng)堿弱酸鹽的水解。5、鹽類水解的規(guī)律 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。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: )6、鹽類水解原理的應(yīng)用水解的應(yīng)用實(shí)例原理1、凈水明礬凈水2、去油污用熱堿水冼油污物品3、藥品的保

26、存配制溶液時(shí)常加入少量鹽酸 配制溶液時(shí)常加入少量NaOH4、制備無(wú)水鹽由制無(wú)水 在氣流中加熱若不然，則：MgCl2·6H2O Mg(OH)2+2HCl+4H2OMg(OH)2 MgO+H2O5、泡沫滅火器用與溶液混合 6、比較鹽溶液中離子濃度的大小比較溶液中離子濃度的大小 7. 溶液中微粒濃度的大小比較（1）考慮水解因素：如 溶液 (主要)（次要）所以（2）不同溶液中同一離子濃度的比較要看溶液中其他離子對(duì)它的影響。如相同物質(zhì)的量濃度的a. 溶液、b. 溶液、c. 溶液，b中的水解對(duì)水解有促進(jìn)作用，c中對(duì)的水解有抑制作用，則三種溶液中由大到小的順序是c>a>b（3）混合溶液

27、中各離子濃度的比較要綜合分析水解因素、電離因素。如相同物質(zhì)的量濃度的和氨水的混合液中，因的水解程度小于的電離程度，所以離子濃度順序?yàn)? （4）濃度相同時(shí)，弱酸根離子或弱堿陽(yáng)離子的水解程度越大，平衡濃度越小。如等濃度的溶液和溶液，由于的水解程度大于的，故8. 電解質(zhì)溶液中離子之間的三種定量關(guān)系基本原則：抓住溶液中微粒濃度必須滿足的三種守恒關(guān)系：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)的乘積之和如小蘇打溶液中溶液中物料守恒: （即原子個(gè)數(shù)守恒或質(zhì)量守恒）在電解質(zhì)溶液中，粒子的種類可能發(fā)生變化，但變化前后元素的原子個(gè)數(shù)守恒。某原子的總量(或總濃度

28、)其以各種形式存在的所有微粒的量(或濃度)之和如0.1 溶液中質(zhì)子守恒：即水電離出的濃度與濃度相等。在電解質(zhì)溶液中，由于電離、水解等的發(fā)生，往往存在質(zhì)子的得失，但得到的質(zhì)子數(shù)等于失去的質(zhì)子數(shù)如溶液中：質(zhì)子守恒關(guān)系比較抽象，可以由電荷守恒和物料守恒兩種關(guān)系導(dǎo)出B習(xí)題訓(xùn)練1.教材59頁(yè)110題2.補(bǔ)充習(xí)題：考點(diǎn)五 沉淀溶解平衡 1、難溶電解質(zhì)的溶解平衡的一些常見(jiàn)知識(shí)（1）溶解度小于的電解質(zhì)稱難溶電解質(zhì)。（2）反應(yīng)后離子濃度降至以下的反應(yīng)為完全反應(yīng)。如酸堿中和時(shí)降至10-7 <10-5 ，故為完全反應(yīng)，用“=”，常見(jiàn)的難溶物在水中的離子濃度均遠(yuǎn)低于10-5 ，故均用“=”。（3）難溶并非不溶，

29、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)：（5）溶解平衡常為吸熱，但為放熱，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)明狀態(tài)，并用“ ”。如：3、沉淀生成的三種主要方式 （1）加沉淀劑法：越?。闯恋碓诫y溶），沉淀越完全；沉淀劑過(guò)量能使沉淀更完全。 （2）調(diào)值除某些易水解的金屬陽(yáng)離子：如加除去溶液中。 （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：酸堿；氧化還原； 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

30、溶解度更小 的。 如： (白色沉淀) （淡黃色） （黃色） （黑色）6、溶度積（）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)。w.w.w.k.s.5.u.c.o.m2、表達(dá)式： 3、影響因素：外因：濃度：加水，平衡向溶解方向移動(dòng)。溫度：升溫，多數(shù)平衡向溶解方向移動(dòng)。4、溶度積規(guī)則（離子積） 有沉淀析出 平衡狀態(tài) 未飽和，繼續(xù)溶解B習(xí)題訓(xùn)練1.教材67頁(yè)1、2、3、4、5題2.補(bǔ)充習(xí)題：第三章知識(shí)點(diǎn)歸納、總結(jié)（復(fù)習(xí)）第三章檢測(cè)題專題三 水溶液中的離子平衡第四章 電化學(xué)基礎(chǔ)考點(diǎn)一 原電池基本原理 1、概念：把化學(xué)能轉(zhuǎn)化為電

31、能的裝置叫做原電池 2、組成條件：兩個(gè)活潑性不同的電極 電解質(zhì)溶液 電極用導(dǎo)線相連并插入電解液構(gòu)成閉合回路能自發(fā)地發(fā)生氧化還原反應(yīng)3、工作原理如圖是原電池示意圖電極材料電極名稱負(fù)極正極電極反應(yīng)類型氧化反應(yīng)還原反應(yīng)電極反應(yīng)式電子移動(dòng)方向從負(fù)極流出經(jīng)外電路流入正極電流方向從正極流出經(jīng)外電路流入負(fù)極陰陽(yáng)離子移動(dòng)方向電解質(zhì)溶液中，陽(yáng)離子移向正極，陰離子移向負(fù)極4、原電池原理的應(yīng)用（1）比較金屬的活動(dòng)性強(qiáng)弱原電池中，一般活動(dòng)性相對(duì)較強(qiáng)的金屬作負(fù)極，而活動(dòng)性相對(duì)較弱的金屬作正極（2）加快化學(xué)反應(yīng)速率由于行成了原電池，導(dǎo)致反應(yīng)速率加快。如與稀硫酸反應(yīng)制氫氣時(shí)，可向溶液中滴加少量溶液，形成原電池，加快反應(yīng)速率

32、（3）用于金屬的防護(hù)使需要保護(hù)的金屬制品作原電池正極而受到保護(hù)。例如要保護(hù)一個(gè)鐵質(zhì)的輸水管道或鋼鐵橋梁，可將其與一塊鋅塊相連，使鋅作原電池的負(fù)極（4）設(shè)計(jì)制作原電池設(shè)計(jì)原電池要緊扣原電池的三個(gè)條件：必須是能自發(fā)進(jìn)行的氧化還原反應(yīng)根據(jù)氧化還原反應(yīng)找出正負(fù)極材料（負(fù)極就是失去電子的物質(zhì)。正極用比負(fù)極活動(dòng)性差的金屬即可，也可以用石墨）及電解質(zhì)溶液按要求畫(huà)出原電池裝置示意圖5、原電池正、負(fù)極的判斷 原電池正負(fù)極的判斷判斷角度負(fù)極正極電極材料一般是活潑性較強(qiáng)的金屬一般是活潑性較弱的金屬或能導(dǎo)電的非金屬電子流向電子流出的一極電子流入的極離子移動(dòng)方向陰離子移向的極陽(yáng)離子移向的極發(fā)生的反應(yīng)氧化反應(yīng)還原反應(yīng)反應(yīng)

33、現(xiàn)象質(zhì)量減小質(zhì)量增加或不變6.電極反應(yīng)式的書(shū)寫(xiě)B(tài)習(xí)題訓(xùn)練1.教材73頁(yè)16題2.補(bǔ)充習(xí)題：考點(diǎn)二 電解原理及其應(yīng)用一、電解原理1、相關(guān)概念電解池：把電能轉(zhuǎn)化為化學(xué)能的裝置（也叫電解槽）電解：電流(外加直流電)通過(guò)電解質(zhì)溶液而在陰陽(yáng)兩極引起氧化還原反應(yīng)(被動(dòng)的不是自發(fā)的)的過(guò)程放電：當(dāng)離子到達(dá)電極時(shí)，失去或獲得電子，發(fā)生氧化還原反應(yīng)的過(guò)程2、電解池的構(gòu)成條件直流電源；兩個(gè)電極；電解質(zhì)（熔融態(tài)或溶液）；閉合回路3、電解池的工作原理以電解溶液為例電極材料石墨石墨電極名稱陰極（與電源負(fù)極相連）陽(yáng)極（與電源正極相連）電極反應(yīng)類型還原反應(yīng)氧化反應(yīng)電極反應(yīng)式電子移動(dòng)方向從電源的負(fù)極沿導(dǎo)線流入電解池的陰極，再?gòu)碾娊獬氐年?yáng)極流出，并沿導(dǎo)線流回電源的正極電流方向從正極流出經(jīng)外電路流入負(fù)極陰陽(yáng)離子移動(dòng)方向電解質(zhì)溶液中，陽(yáng)離子移向陰極，陰離子移向陽(yáng)極4、電解原理的應(yīng)用(1)氯堿工業(yè)電解飽和食鹽水陽(yáng)極（放電順序）：陰極（放電順序）：總反應(yīng)：離子方程式：(2)電鍍(3)電解精煉銅5、以惰性電極電解電解質(zhì)溶液的類型類型電極反應(yīng)特點(diǎn)實(shí)例電解對(duì)象電解質(zhì)濃度電解質(zhì)溶液復(fù)原分解電解質(zhì)型電解質(zhì)電離出的陰陽(yáng)離子分別在兩極放電電解質(zhì)減小增大-放氫生成堿型陰極：水放生堿陽(yáng)極：電解質(zhì)陰離子放電電解質(zhì)