化學選修四重點知識點【精簡版】

1、精選優(yōu)質文檔-傾情為你奉上 常見的放熱反應： 所有的燃燒反應 酸堿中和反應 大多數(shù)的化合反應 金屬與酸的反應 生石灰和水反應 濃硫酸稀釋、氫氧化鈉固體溶解等 常見的吸熱反應： 晶體Ba(OH)2·8H2O與NH4Cl 大多數(shù)的分解反應 以H2、CO、C為還原劑的氧化還原反應 銨鹽溶解等判斷可逆反應達到平衡狀態(tài)的方法和依據(jù)例舉反應mA(g)+nB(g) pC(g)+qD(g)混合物體系中各成分的含量各物質的物質的量或各物質的物質的量的分數(shù)一定平衡各物質的質量或各物質質量分數(shù)一定平衡各氣體的體積或體積分數(shù)一定平衡總體積、總壓力、總物質的量一定不一定平衡正、逆反應速率的關系在單位時間內消耗

2、了m molA同時生成m molA，即V(正)=V(逆)平衡在單位時間內消耗了n molB同時消耗了p molC，則V(正)=V(逆)平衡V(A):V(B):V(C):V(D)=m:n:p:q，V(正)不一定等于V(逆)不一定平衡在單位時間內生成n molB，同時消耗了q molD，因均指V(逆)不一定平衡壓強m+np+q時，總壓力一定（其他條件一定）平衡m+n=p+q時，總壓力一定（其他條件一定）不一定平衡混合氣體平均相對分子質量MrMr一定時，只有當m+np+q時平衡Mr一定時，但m+n=p+q時不一定平衡溫度任何反應都伴隨著能量變化，當體系溫度一定時（其他不變）平衡體系的密度密度一定不一

3、定平衡其他如體系顏色不再變化等平衡*在溶液中進行的反應，如果稀釋溶液，反應物濃度_減小_，生成物濃度也_減小_， V正_減小_，V逆也_減小_，但是減小的程度不同，總的結果是化學平衡向反應方程式中化學計量數(shù)之和_大_的方向移動。1、化學平衡常數(shù)值的大小是可逆反應進行程度的標志。 一般地，K>105時，該反應就進行得基本完全了。3、利用K值可判斷反應的熱效應若溫度升高，K值增大，則正反應為_吸熱_反應若溫度升高，K值減小，則正反應為_放熱_反應反應方向同一物質，在氣態(tài)時熵值最大，液態(tài)時次之，固態(tài)時最小。即S(g)S(l)S(s) 在溫度、壓強一定的條件下，化學反應的判讀依據(jù)為： H-TS

4、0 反應能自發(fā)進行H-TS = 0 反應達到平衡狀態(tài)H-TS 0 反應不能自發(fā)進行注意：（1）H為負，S為正時，任何溫度反應都能自發(fā)進行 （2）H為正，S為負時，任何溫度反應都不能自發(fā)進行物質單質化合物電解質非電解質： 非金屬氧化物，大部分有機物 。如SO3、CO2、C6H12O6、CCl4、CH2=CH2強電解質： 強酸，強堿，大多數(shù)鹽 。如HCl、NaOH、NaCl、BaSO4弱電解質：弱酸，弱堿，極少數(shù)鹽，水 。如HClO、NH3·H2O、Cu(OH)2、H2O混和物純凈物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

5、稀釋時，電離平衡向著電離的方向移動。6、電離常數(shù)：在一定條件下，弱電解質在達到電離平衡時，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常數(shù)。叫做電離平衡常數(shù)，（一般用Ka表示酸，Kb表示堿。 ）*同一溫度下弱酸電離常數(shù)越大，酸性越強。如：H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO水電離特點：（1）可逆 （2）吸熱 （3）極弱影響水電離平衡的外界因素：酸、堿 ：抑制水的電離 KW1*10-14溫度：促進水的電離（水的電離是吸熱的）易水解的鹽：促進水的電離 KW 1*10-144、溶液的酸堿性和pH：

6、pH的測定方法：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）3、強酸與強堿的混合：（先據(jù)H+ + OH- =H2O計算余下的H+或OH-，H+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OH-混，再求其它）四、稀釋過程溶液pH值的變化規(guī)律：1、強酸溶液：稀釋10n倍時，pH稀 = pH原+ n （但始終不能大于或等于7）2、弱酸溶液：稀釋10n倍時，pH稀 pH原+n （但始終不能大于或等于7）3、強堿溶液：稀釋10n倍時，pH稀 = pH原n （但始終不

7、能小于或等于7）4、弱堿溶液：稀釋10n倍時，pH稀 pH原n （但始終不能小于或等于7）5、不論任何溶液，稀釋時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76、稀釋時，弱酸、弱堿和水解的鹽溶液的pH變化得慢，強酸、強堿變化得快。五、強酸（pH1）強堿（pH2）混和計算規(guī)律w.w.w.k.s.5.u.c.o.m1、若等體積混合： pH1+pH2=14 則溶液顯中性pH=7pH1+pH215 則溶液顯堿性pH=pH2-0.3pH1+pH213 則溶液顯酸性pH=pH1+0.32、若混合后顯中性pH1+pH2=14 V酸：V堿=1：1pH1+pH214 V酸：V堿=1：1014

8、-（pH1+pH2）中和滴定：滴定管可以讀到小數(shù)點后 一位 。準備：洗滌：用洗液洗檢漏：滴定管是否漏水用水洗用標準液洗（或待測液洗）裝溶液排氣泡調液面記數(shù)據(jù)V(始)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酸或堿的物質的量濃度；V酸或堿溶液的體積。當用酸去滴定堿確定堿的濃度時，則：c堿=3、鹽類水解規(guī)律：有 弱 才水解，無弱不水解，越弱越水解；誰 強顯誰性，兩弱都水解，同強顯中性。多元弱酸根，濃度相同時正酸根比酸式酸根水解程度大，堿性更強。 (如:Na2CO3 NaHCO3)6、酸式鹽1)電離程度水解程度，顯酸性(HSO3

9、- 、H2PO4)2)水解程度電離程度，顯堿性(HCO3- 、HS- 、HPO42-)7、常見的雙水解反應完全的為：Fe3+、Al3+與AlO2-、CO32-(HCO3-)、S2-(HS-)、SO32-(HSO3-)；S2-與NH4+；CO32-(HCO3-)與NH4+其特點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 = 2Al(OH)3+ 3H2S 8、鹽類水解的應用：水解的應用實例原理1、凈水明礬凈水Al3+3H2O Al(OH)3(膠體)+3H+2、去油污用熱堿水冼油污物品CO32-+H2O HCO3-+OH-3、藥品

10、的保存配制FeCl3溶液時常加入少量鹽酸Fe3+3H2O Fe(OH)3+3H+配制Na2CO3溶液時常加入少量NaOHCO32-+H2O HCO3-+OH-4、制備無水鹽由MgCl2·6H2O制無水MgCl2 在HCl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Al2(SO4)3與NaHCO3溶液混合Al3+3HCO3-=Al(OH)3+3CO26、比較鹽溶液中離子濃度的大小比較NH4Cl溶液中離子濃度的大小NH4+H2O NH3·H2O+H+c(Cl-)>c(NH4+)>

11、;c(H+)>c(OH)-9、水解平衡常數(shù) （Kh）對于強堿弱酸鹽：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))對于強酸弱堿鹽：Kh =Kw/Kb（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)）10、電荷守恒：任何溶液均顯電 中 性，各陽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)的乘積之和物料守恒: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)之和質子守恒：即水電離出的H+濃度與OH-濃度相等。2、溶解平衡方程式的書寫 注意在沉淀后用(s)標明狀態(tài)，并用“ ”。如：Ag2S(s

12、) 2Ag+(aq）+ S2-(aq)3、沉淀生成的三種主要方式 （1）加沉淀劑法：Ksp越?。闯恋碓诫y溶），沉淀越完全；沉淀劑過量能使沉淀更完全。 （2）調pH值除某些易水解的金屬陽離子：如加MgO除去MgCl2溶液中FeCl3。 （3）氧化還原沉淀法： （4）同離子效應法 5、沉淀的轉化： 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 AgCl(白色沉淀) AgBr（淡黃色） AgI （黃色） Ag2S（黑色）6、溶度積（KSP）w.w.w.k.s.5.u.c.o.m（2）表達式：AmBn(s) mAn+(aq)+nBm-(aq) KSP= c(An+)m

13、c(Bm-)n原電池3、電子流向：外電路： 負 極導線 正 極 內電路：鹽橋中 陰 離子移向負極的電解質溶液，鹽橋中 陽 離子移向正極的電解質溶液。 4、電極反應：以鋅銅原電池為例：負極： 氧化 反應： Zn2eZn2 （較活潑金屬）正極： 還原 反應： 2H2eH2 （較不活潑金屬）（2）從電子的流動方向 負極流入正極 （3）從電流方向 正極流入負極 （4）根據(jù)電解質溶液內離子的移動方向陽離子流向正極，陰離子流向負極（5）根據(jù)實驗現(xiàn)象溶解的一極為負極增重或有氣泡一極為正極 二、二次電池 1、二次電池：放電后可以再充電使活性物質獲得再生，可以多次重復使用，又叫充電電池或蓄電池。2、電極反應：鉛

14、蓄電池 放電： 負極（鉛）：Pb2e- PbSO4正極（氧化鉛）：PbO24H+2e- PbSO42H2O充電： 陰極：PbSO42H2O2e- PbO24H+陽極：PbSO42e- Pb 2、電解：電流(外加直流電)通過電解質溶液而在陰陽兩極引起氧化還原反應(被動的不是自發(fā)的)的過程 3、放電：當離子到達電極時，失去或獲得電子，發(fā)生氧化還原反應的過程 4、電子流向：（電源）負極（電解池）陰極（離子定向運動）電解質溶液（電解池）陽極（電源）正極 5、電極名稱及反應： 陽極：與直流電源的 正極 相連的電極，發(fā)生 氧化 反應 陰極：與直流電源的 負極 相連的電極，發(fā)生 還原 反應陽離子放電順序：A

15、g+>Hg2+>Fe3+>Cu2+>H+（指酸電離的)>Pb2+>Sn2+>Fe2+>Zn2+>Al3+>Mg2+>Na+>Ca2+>K+ 陰離子放電順序：是惰性電極時：S2->I->Br->Cl->OH->NO3->SO42-(等含氧酸根離子)>F-(SO32-/MnO4->OH-)是活性電極時：電極本身溶解放電1、電解飽和食鹽水以制造燒堿、氯氣和氫氣（1）電鍍應用電解原理在某些金屬表面鍍上一薄層其他金屬或合金的方法（2）電極、電解質溶液的選擇：陽極：鍍層金屬，失去電

16、子，成為離子進入溶液 ； M ne = M n+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，附著在金屬表面M n+ + ne = M電解質溶液：含有鍍層金屬離子的溶液做電鍍液2、電冶金（1）電冶金：使礦石中的 金屬陽離子 獲得電子，從它們的化合物中還原出來用于冶煉活潑金屬，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：陽極：2Na+ + 2e = 2Na 陰極：2Cl 2e = Cl2規(guī)律總結：原電池、電解池、電鍍池的判斷規(guī)律 （1）若無外接電源，又具備組成原電池的三個條件。有活潑性不同的兩個電極；兩極用導線互相連接

17、成直接插入連通的電解質溶液里；較活潑金屬與電解質溶液能發(fā)生氧化還原反應（有時是與水電離產(chǎn)生的H+作用），只要同時具備這三個條件即為原電池。（2）若有外接電源，兩極插入電解質溶液中，則可能是電解池或電鍍池；當陰極為金屬，陽極亦為金屬且與電解質溶液中的金屬離子屬同種元素時，則為電鍍池。（3）若多個單池相互串聯(lián)，又有外接電源時，則與電源相連接的裝置為電解池成電鍍池。若無外接電源時，先選較活潑金屬電極為原電池的負極（電子輸出極），有關裝置為原電池，其余為電鍍池或電解池。原電池與電解池的極的得失電子聯(lián)系圖：陽極(失) e- 正極（得） e- 負極（失） e- 陰極（得）化學腐蝕 金屬和接觸到的物質直接發(fā)

18、生化學反應而引起的腐蝕 電化學腐蝕不純的金屬跟電解質溶液接觸時，會發(fā)生原電池反應。比較活潑的金屬失去電子而被氧化，這種腐蝕叫做電化學腐蝕。 電化腐蝕 化學腐蝕條件不純金屬或合金與電解質溶液接觸金屬與非電解質直接接觸現(xiàn)象有微弱的電流產(chǎn)生 無電流產(chǎn)生 本質較活潑的金屬被氧化的過程 金屬被氧化的過程 關系 化學腐蝕與電化腐蝕往往同時發(fā)生，但電化腐蝕更加普遍，危害更嚴重（4）電化學腐蝕的分類： 析氫腐蝕腐蝕過程中不斷有氫氣放出條件：潮濕空氣中形成的水膜,酸性較強（水膜中溶解有CO2、SO2、H2S等氣體）電極反應：負極: Fe 2e- = Fe2+ 正極: 2H+ + 2e- = H2 總式：Fe + 2H+ = Fe2+ + H2 吸氧腐蝕反應過程吸收氧氣條件：中性或弱酸性溶液電極反應：負極: 2Fe 4e- = 2Fe2+ 正極: O2+4e-