蘇教版高中化學(xué)選修4知識點(diǎn)總結(jié)

專題1反應(yīng)與能量變第一單元效一、化學(xué)反應(yīng)的1、反應(yīng)熱與為化學(xué)反應(yīng)的焓變。符號：△H，單位：kJ/mol2熱反應(yīng)和吸熱反應(yīng)（的總能量大于生成物的總能量）化學(xué)反應(yīng)過程中的能量變化如圖 ?H＝E（生成物的總能量）－E（反應(yīng)物的總能量?H＝E（反應(yīng)物的鍵能）－E（生成物的鍵能常見的放熱反應(yīng)：1）所有的燃燒反 2）酸堿中和反3）大多數(shù)的化合反 4）金屬與酸的反5）生石灰和水反 6）濃硫酸稀釋、氫氧化鈉固體溶解常見的吸熱反應(yīng)：1）晶體Ba(OH)2·8H2O與 2）大多數(shù)的分解應(yīng)3）以H2、CO、C為還原劑的氧化還原反 4）銨鹽溶解2）物質(zhì)的溶解過程也伴隨著能量變化：NaOH固體溶于水明顯放熱；硝酸銨晶體溶于水明顯吸熱，NaCl溶于水熱量變化不明顯。3、化學(xué)反應(yīng)過程中能量變化的本質(zhì)原化學(xué)鍵斷裂——吸 化學(xué)鍵形成——放4、熱化學(xué)方定義：能夠表示反應(yīng)熱的化學(xué)方程式叫做熱化學(xué)方程式書寫化學(xué)方程式注意要熱化學(xué)方程式中必須標(biāo)明反應(yīng)物和生成物的狀態(tài)（g,l,s分別表示aq）各物質(zhì)系數(shù)加倍，△H，△H

H=-285.8KJ﹒mol-是指每摩爾反應(yīng)——“2molH2(g)1molO2（g）2molH2O(l)”5、總結(jié)：熱化學(xué)方程式與普通化學(xué)方程式的比熱化學(xué)方程普通化學(xué)方程2H2(g)+O2(g)==2H2O(l)H=-﹒mol-可以表示物質(zhì)的量或微需標(biāo)明各種反應(yīng)條件如g，l，s二、反應(yīng)熱的測量與計(jì)算1、中和熱概定義：1mol(l)水時的反應(yīng)熱叫中和熱的表示：H+(aq)+OH-(aq)=H2Ol)；△H=-57.3kJ／mol要（中和熱是以生成1mol液態(tài)水所放出的熱量來定義的，因此在書寫中和熱NaOH Na2SO4(aq)

H=-57.3KJ﹒mol-化合生成2沉淀等）放出的熱量2和熱的測量儀器：量熱計(jì)或者：大燒杯（500mL）、小燒杯（100mL）、溫度計(jì)、量筒（50mL）兩個、塑料或紙條、塑料板或硬紙板（中心有兩個小孔）、環(huán)形玻璃攪拌棒試劑：0.50mol/L鹽酸、0.55mol/LNaOH實(shí)驗(yàn)原理：測定含xmolHClxmolNaOHNaOH合后放出的熱量為QkJ，則Hx

kJ﹒mol-實(shí)驗(yàn)步在大燒杯底部墊塑料（或紙條），使放入的小燒杯杯口與大燒杯杯口相50mL0.55mol/LNaOH溶液，并用溫度計(jì)測量NaOH溶把溫度計(jì)和環(huán)形玻璃攪拌棒放入小燒杯的鹽酸中，并把量筒中的NaOH溶液確混合溶液的最高溫度，記為終止溫度，記入下表。常見問1）有注，“為了保證0.50mol·L的鹽酸完全被中和，采用0.55mol·LNaOH答案：不是“可以與不可以”而是“不宜”50mL、0.50mol·LHCl0.025mol，而NaOH溶液極易吸收空氣中的0.025mol的HCl。100g101g102g。強(qiáng)酸與弱堿，強(qiáng)堿與弱酸的中和反應(yīng)熱值如何估計(jì)lmol水時所放出的熱量，答：在稀溶液中，強(qiáng)酸和強(qiáng)堿完全電離，所以它們的反應(yīng)就是H+與OH-結(jié)H2O的反應(yīng)，每生成lmol水放出的熱量（中和熱）57．357．3H+與OH-結(jié)水分子放出的熱量來抵償，所以總的來說中和熱小于57．3kJ/mol。4．18J／（g·℃），1g／cm3，實(shí)為何溫效果差是造成中和熱測定值偏低的主要原因H+＋OH-=H2O代表了酸堿中和反應(yīng)的實(shí)質(zhì)，能否用此代表所HAC+OH-=Ac-答：這是為了保證堿（或酸）能夠完全被中和。H+OH-相互接觸碰撞才能發(fā)生反應(yīng)，如果用等量的酸、堿，隨著反應(yīng)的進(jìn)行，H+OH-相互碰撞接觸的機(jī)會越來越少，越來越，可能有一部分H+與OH-就不能反應(yīng)，而在一種11）？3、蓋斯定化學(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）三、能源的充分1、標(biāo)準(zhǔn)燃燒熱和熱標(biāo)準(zhǔn)燃燒熱概念101kPa1mol完全燃燒生成穩(wěn)定的化合物kJ/mol※注意以下幾點(diǎn)①研究條件：101③燃燒物的物質(zhì)的量：1④研究內(nèi)容：放出的熱量。（ΔH<0，熱值：101kPa1g完全燃燒生成穩(wěn)定的化合物時所放出的熱kJ/g四、反應(yīng)熱大小的計(jì)算根據(jù)標(biāo)準(zhǔn)燃燒熱、熱值或中和熱計(jì)算|△H|= |△H|= |△H|=n（H2O）×根據(jù)熱化學(xué)方程式計(jì)△H根據(jù)反應(yīng)物和生成物的鍵能計(jì)算△H=根據(jù)蓋斯定律計(jì)算根據(jù)物質(zhì)的比熱和溫度變化進(jìn)行計(jì)算△H=-Q=-第二單元轉(zhuǎn)一、原電池的工作原1、原電池概念：將化學(xué)能轉(zhuǎn)化為電能的裝置叫做原電池組成原電池的條件兩個活潑性不同的電極（金屬或?qū)щ姷姆墙饘匐娊赓|(zhì)溶液：兩個電極均需電解質(zhì)溶液兩電極用導(dǎo)線相連并電解液構(gòu)成閉合回電子流向：外電路： 極——導(dǎo)線—— （電解質(zhì)溶液內(nèi)（內(nèi)電路中離子的移動可以這樣理解：電源內(nèi)電路）電流方向從負(fù)極到（電極反應(yīng)：以鋅銅原電池為例負(fù)極：失去電子，氧化Zn－2e＝Zn2＋（較活潑金屬2正極：得到電子，還原2H＋＋2e＝H↑（較不活潑金屬）總反應(yīng)式：Zn+2H+=Zn2++H2↑2正、負(fù)極的判斷根據(jù)電解質(zhì)溶液內(nèi)離子的移動方向根據(jù)實(shí)驗(yàn)現(xiàn)象①溶解的一極為負(fù)極②二、化學(xué)電1、概念電池的分類：化學(xué)電池、能電池、原子能電化學(xué)電源：將化學(xué)能直接轉(zhuǎn)變?yōu)殡娔艿难b化學(xué)電源的分類：一次電池、二次電池、電2次電常見一次電池：普通鋅錳電池、堿性鋅錳電池、鋅銀紐扣電池負(fù)極 Zn－2正極 2NH+＋24總反應(yīng)式：Zn＋2MnO2NH＝Zn2+＋2NH↑＋MnO＋H 2 負(fù)極：Zn－2e－＋2OH－＝2 正極：2MnO2＋2e＋2H2O＝總反應(yīng)式：Zn＋2MnO2＋2H2O＝Zn(OH)2負(fù)極：Zn－2e－＋2OH－＝Zn(OH)2 正極：Ag2O＋2e＋H2O＝2Ag3次電電極反應(yīng)放電反應(yīng)為原電池反應(yīng)，電極反應(yīng)式為負(fù)極（鉛：Pb＋ －2e正極（氧化鉛：PbO2＋4H+＋ ＋2e 陽極（失去電子：PbSO4＋2H2O－2e陰極（得到電子：PbSO4＋2e＝Pb＋Pb+PbO2+2H2SO44、電

放電。在工作時，不斷地從外界輸入，同時把電極反應(yīng)產(chǎn)物不斷排出電池電池的70%以上。。以氫氧電池為例，鉑為正、負(fù)極，介質(zhì)分為酸性、堿性和中性①負(fù)極：2H2－4e=4H+正極：Ｏ2＋4e4H②負(fù)極：2H2＋4OH－4e＝4H2O正極：Ｏ2＋2H2O＋4③正極：O2+2H2O+4e-=4OH- -4e- 5、海水電池電極反應(yīng)式為：負(fù)極反應(yīng)：Al－3正極反應(yīng)：2H2O＋O2＋4e＝4OH。6、原電池正、負(fù)極的判7、原電池電極反應(yīng)的書寫方法負(fù)極反應(yīng)式的書寫負(fù)極材料本身被氧M-ne-Pb-2e-+SO42-若負(fù)極材料本身不參與反應(yīng)如電池，要將失電子的反應(yīng)極其產(chǎn)物與電解質(zhì)溶液的反應(yīng)疊加在一起寫。如氫氧電池（KOH溶液為電解質(zhì)溶液）的負(fù)極反應(yīng)式為：H2-2e-+2OH-正極反應(yīng)式的書寫極金屬與電解質(zhì)溶液能發(fā)生反應(yīng)：在正極上電解質(zhì)溶液中氧化性強(qiáng)的)>+>Zn、CuH2SO4組成的原電池：2H+2e-==H2↑Zn、Cu、CuSO4組成的原電池：Cu2++2e-==Cu 如Fe、Cu、稀HNO3組成的原電池：NO3-+4H++3e- 極金屬與電解質(zhì)溶液不發(fā)生反應(yīng)：在正極上被還原的物質(zhì)一般是溶解在電解質(zhì)溶液中的O2.如鐵、銅、氫氧化鈉溶液組成的原電池：O2+4e-+2H2O原電池的總反應(yīng)式一般把正極和負(fù)極反應(yīng)式相加而得特殊情況：下列情況并不是較活潑金屬做負(fù)極Mg、Al、稀H2SO4組成的原電池負(fù)極（Al）反應(yīng)：2Al-6e-+8OH2AlO2-正極（Mg）反應(yīng)：6H+6e-Al負(fù)極（Cu）反應(yīng)：Cu–2e-==Cu2+正極（Fe或Al）反應(yīng)：2NO3-4H2e2NO2↑③Mg、Al、NaOH溶液組成的原電池MgNaOHAlNaOHAlMg負(fù)極（Al）反應(yīng)：2Al－6e-＋8OH-==2AlO-＋4H 2正極（Mg）反應(yīng)：6H+＋6e-==3H2總反應(yīng)式：2Al＋2OH-＋4HO==2AlO-＋3H 備注：類似的還有Zn與NaOH反應(yīng)，Si、S、P會與NaOH應(yīng)，所以如果Mg、Zn、NaOH組成的原電池，Zn是負(fù)極；Si、Fe、NaOH組成的原電池，Si是負(fù)極例：有甲、乙兩位學(xué)生均想利用原電池反應(yīng)檢測金甲同學(xué)將電極放入6mol/L的H2SO4溶液中乙同學(xué)將電極放入6mol/L的NaOH溶液中，如右圖所示。 解析：選B。甲中在酸性溶液中金屬鎂較金屬鋁容易失去電子，所以甲中金屬鎂8、如何設(shè)計(jì)化學(xué)電池2FeCl3＋Cu===2FeCl2＋CuCl2和正極的電極反應(yīng)式：負(fù)極 正極確定電極材H2)Pt、碳棒)作負(fù)極。確定電解質(zhì)溶FeCl3構(gòu)成閉合電路KOHH2SO4。9、常見原電池方程式Cu─H2SO4─Zn原電池正極：2H++2e-→負(fù)極：Zn-2e-→總反應(yīng)式：Zn+2H+==Zn2++Cu─FeCl3─C原電池正極：2Fe3++2e-→負(fù)極：Cu-2e-→總反應(yīng)式：2Fe3++Cu==2Fe2++鋼鐵在潮濕的空氣中發(fā)生吸氧腐蝕正極：O2+2H2O+4e-→4OH-負(fù)極：2Fe-4e-→總反應(yīng)式：2Fe+O2+2H2O==氫氧電池（中性介質(zhì)正極：O2+2H2O+4e-→負(fù)極：2H2-4e-→總反應(yīng)式：2H2+O2==氫氧電池（酸性介質(zhì)正極：O2+4H++4e-→負(fù)極：2H2-4e-→總反應(yīng)式：2H2+O2==氫氧電池（堿性介質(zhì)正極：O2+2H2O+4e-→4OH-負(fù)極：2H2-4e-+4OH-→4H2O總反應(yīng)式：2H2+O2==2H2O鉛蓄電池（放電正極(PbO2)：PbO2+2e-+SO42-+4H+→PbSO4+O負(fù)極(Pb)：Pb-2e-+(SO4)2-→總反應(yīng)式：Pb+PbO2+4H++2(SO4)2-==2PbSO4+Al─NaOH─Mg原電池正極：6H2O+6e-→3H2↑+負(fù)極：2Al-6e-+8OH-→2AlO2-+總反應(yīng)式：2Al+2OH-+2H2O==2AlO2-+CH4電池(堿性介質(zhì)正極：2O2+4H2O+8e-→負(fù)極：CH4-8e-+10OH-→(CO3)2-+總反應(yīng)式：CH4+2O2+2OH-==(CO3)2-+熔融碳酸鹽電（Li2CO3和Na2CO3熔融鹽作電解液，CO作）：正極：O2+2CO2+4e-→2(CO3)2-(持續(xù)補(bǔ)充CO2氣體)負(fù)極：2CO+2(CO3)2--4e-→4CO2總反應(yīng)式：2CO+O2==銀鋅紐扣電池(堿性介質(zhì)正極(Ag2O)：Ag2O+H2O+2e-→2Ag+負(fù)極(Zn)：Zn+2OH--2e-→ZnO+總反應(yīng)式：Zn+Ag2O==ZnO+三、1、電解原反應(yīng)(的不是自發(fā)的)的過程叫點(diǎn)解。點(diǎn)解過程吧電腦轉(zhuǎn)化為化學(xué)能。電解定義：把電能轉(zhuǎn)化為化學(xué)能的裝置，也叫電解電解池的組成條件兩個電極電解質(zhì)溶液（或熔融的電解質(zhì)）中放電：當(dāng)離子到達(dá)電極時，失去或獲得電子，發(fā)生氧化還原反應(yīng)的過電子流向電極名稱及反應(yīng) 正極相連的電極，發(fā)生氧化反應(yīng)陰極：與直流電源 負(fù)極相連的電極，發(fā)生還原反工作原理電解CuCl2溶液的電極反應(yīng)：陽極：2Cl--2e-=Cl2(氧化)Cu2++2e-=Cu(還原總反應(yīng)式：CuCl2=Cu+Cl2電解時電極產(chǎn)物的判斷陽極產(chǎn)物的判斷陽極是活性電極陽極是金屬活動順序表中Ag或Ag前面的金屬，則電極本身失去電子，陽極是惰性電極（Pt、Au、石墨陽極是惰性電極，則是電解質(zhì)溶液中的陰離子失去電子，陽極產(chǎn)物要根S2->I->Br->Cl->OH->NO3->SO42-(等含氧酸根離子)>F-(SO32-/MnO4->OH陰極產(chǎn)物的判斷Ag+>Hg2+>Fe3+>Cu2稀HNO3電離的NO3-)>H（指酸電離的)電解中電極附近溶液pH值的變化2電極區(qū)域A．陰極H+放電產(chǎn)生HpH22B．OH-OpH2電解質(zhì)溶液中電解過程中,既產(chǎn)生H2,又產(chǎn)生O2pHpH變大,原溶液呈中性的pH（濃度變大。電解過程中,無H2和O2pHCuCl2電解過程中,只產(chǎn)生H2,pH電解過程中,只產(chǎn)生O2,pH電解水型：含氧酸（H2SO4、HNO3等），強(qiáng)堿（NaOH、KOH等），活潑金屬含氧酸鹽（Na2SO4、KNO3等）電解電解質(zhì)型：無氧酸（HCl、HBrHF除外），不活潑金屬的無氧酸鹽（CuCl2等，氟化物除外）放氫生堿型：活潑金屬的無氧酸鹽（如NaCl、KBr等，但氟化物除外放氧生酸型：不活潑金屬的含氧酸鹽（如CuSO4、AgNO等電解分解電解陽極2Cl2e H2↑+電解通HCl氣陽極2Cl-2e總反應(yīng)式：CuCl2電解Cu加放生成陰極2H++2e陽極:2Cl--2e- 2NaCl+2H2O解2NaOH+H2電解質(zhì)和通HCl氣放氧陰極2Cu2++4e電解生酸陽極:4OH--4e- 質(zhì)和型2CuSO4+2H2O電解2Cu+H2SO4水電解陰極4H++4e水水陽極4OH4e2H2O解2H22、電解原理的應(yīng)電鍍：應(yīng)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陽極：鍍層金屬，失去電子，成為離子進(jìn)入溶 M－ne—==M：著在金屬表面：Mn++ ne—==M電解質(zhì)溶液：含有鍍層金屬離子的溶液做電鍍銅反應(yīng)原電解液：可溶性銅鹽溶液，如CuSO4溶液銅的精陽極：粗銅；陰極：純銅；電解質(zhì)溶液：硫酸銅電冶、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、電解熔融氯化鈉通電前，氯化鈉高溫下熔融：NaClNa通直流電后：陽極：2Na2e陰極：2Cl2e2NaCl(熔融)解2Na+Cl22NaCl(熔融)解2Na+Cl2規(guī)律總結(jié)：原電池、電解池、電鍍池的判斷規(guī)極；②兩極用導(dǎo)線互相連接成直接連通的電解質(zhì)溶液里；③較活潑金屬與電解質(zhì)溶液能發(fā)生氧化還原反應(yīng)（H+作用，只 原電池，電解池，電鍍性質(zhì)應(yīng)用電解原理在某些金屬同同或者氧氣得電子（氧腐蝕溶液中帶電粒 正極（得 負(fù)極（失 陰極（得 第三單元金屬的腐蝕和防一、金屬的電化學(xué)腐本質(zhì)：2、金屬腐蝕的類型生生金屬與Cl2、O23、鋼鐵電化學(xué)腐蝕的分析氫腐蝕——腐蝕過程中不斷有氫氣①條件：潮濕空氣中形成的水膜,酸性較強(qiáng)（CO2、SO2、H2S等氣②電極反應(yīng)：負(fù)極Fe2e正極2H2eH2總式：Fe2HFe2H2吸氧腐蝕——反應(yīng)過程吸收氧①條件：中性或堿性或弱酸性溶②電極反應(yīng)：負(fù)極2Fe4e正極O2+4e2H2O總式：2FeO2+2H2O2離子方程式：Fe22OHFe(OH)2被空氣中的O2Fe(OH)3Fe(OH)2+O2+2H2O==Fe(OH)3Fe2O3·xH2O（鐵銹主要成分律總結(jié)金屬腐蝕快慢的規(guī)律：在同一電解質(zhì)溶液中，金屬腐蝕的快慢規(guī)律如下二、金屬的電化學(xué)防專題 第一單元一、化學(xué)反應(yīng)速率的表示方1學(xué)反應(yīng)速率表示方法：單位時間內(nèi)反應(yīng)物濃度的減少或生成物濃度的增加來表 mol/（L·min）或 2、有關(guān)化學(xué)反應(yīng)速率注意以下幾個問題①物質(zhì)濃度常采用物質(zhì)的量濃度，以mol/L②化學(xué)反應(yīng)速率可用反應(yīng)體系中某一種反應(yīng)物或生成物濃度的變化來表示3、用不同物質(zhì)表示的同一反應(yīng)的反應(yīng)速率的關(guān)VAVBVC對于反應(yīng)mA(g)nB(g)pc(g)qD(g)來說，則有 qv(A):v(B):v(C):v(D)=m:n:p:q

c(A):c(B):c(C):=n(A):n(B):n(C):二、影響化學(xué)反應(yīng)速率的因1、分子間的有效碰有效碰撞理論：能夠發(fā)生化學(xué)反應(yīng)的碰撞。是發(fā)生化學(xué)反應(yīng)的充分條件活化分子：能夠發(fā)生有效碰撞的分子?；罨肿幽芰扛?、影響化學(xué)反應(yīng)速率的因素決定因素（內(nèi)因：反應(yīng)物的性質(zhì)（決定因素①濃度對化學(xué)反應(yīng)速率的影響的濃度，可以減小化學(xué)反應(yīng)的速率。用有效碰撞理論解釋濃度對反應(yīng)速率的影響對反應(yīng)速率的影響增大壓強(qiáng)，反應(yīng)速率加快；減小壓強(qiáng)，反應(yīng)速率減慢。壓強(qiáng)增大→體積縮小→濃度增大→單位體積內(nèi)n活↑→有恒容時B、沖入“惰性氣體”（如He、N2等）→引起總壓增大，但各反應(yīng)用有效碰撞理論解釋對反應(yīng)速率的影響規(guī)律：其他條件不變，溫度升高，反應(yīng)速率備注：A、溫度對反應(yīng)速率影響的規(guī)律，對吸熱反應(yīng)，放熱反應(yīng)都適用用有效碰撞理論解釋劑對反應(yīng)速率的影響規(guī)律：加入催化劑可以加快反應(yīng)的速用有效碰撞理論解釋使用催化劑能夠降低反應(yīng)所需的能量這樣會使的反應(yīng)物的分子沒加催化沒加催化反應(yīng)反應(yīng)生成加了催化活化相關(guān)說明A、凡是能改變反應(yīng)速率而自身在化學(xué)變化前后化學(xué)性質(zhì)和質(zhì)量沒 影響因素應(yīng)的方向和限度1、自發(fā)過程：在一定條件下，不需要外接幫助就能自動進(jìn)行的過程2、化學(xué)反應(yīng)進(jìn)行方向的判能量判據(jù)（晗判據(jù)應(yīng)越完全。但有些吸熱過程也能自發(fā)進(jìn)行，如NH4Cl溶于水。因此，焓變不是判熵判據(jù)①熵：用于衡量一系程度的物理量，符號為S，單位：J﹒mol-1﹒熵值越大，程度越大種物質(zhì)熵值大小比較：S(g)＞S(l)反應(yīng)前后體系熵的變化叫該反應(yīng)的熵變，符號為△S。若發(fā)生反應(yīng)△H＜0，△S＞0△H＞0，△S＜0△H＜0，△S＜0△H＞0，△S＞0二、化學(xué)平衡狀1、可逆反應(yīng)可逆反應(yīng)的特點(diǎn)②可逆反應(yīng)中濃度的變化期刊A的起始濃度-A的平衡濃度100%

反應(yīng)開始時：v正最大，v逆=0；反應(yīng)過程中：v正不斷減小，v逆不斷增大；到一定時間：v正=v逆≠0備注：v正v逆2、化學(xué)平衡狀態(tài)化學(xué)平衡的特征逆（研究前提是可逆反應(yīng)變（條件（如溫度、壓強(qiáng)、濃度等）改變，平衡發(fā)生變化）3、判斷平衡的依判斷可逆反應(yīng)達(dá)到平衡狀態(tài)的方法和依 ①在單位時間內(nèi)消耗了mmolA同時生成mmolAnmolBpmolCnmolBqmolD混合氣體平均相對分子質(zhì)量①M(fèi)rm+n≠p+q②Mrm+n=p+q變?nèi)?、化學(xué)平衡常2、表達(dá)式：對于一般的可逆反應(yīng)，mA（g）+ pC（g）+3、使用化學(xué)平衡常數(shù)K應(yīng)注意的問題（2）K只與溫度（T）4、化學(xué)平衡常數(shù)K的應(yīng)用: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，說明平衡反應(yīng)物轉(zhuǎn)化率越高K>105時，該反應(yīng)就進(jìn)行得基本完可以利用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向何 某時刻的Q=cp(C)·cq(D)/cm(A)·cn(B)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:利用K若溫度升高，K值增大， 反應(yīng)為吸熱 若溫度升高，K值減小 反應(yīng)為放 反5、平衡轉(zhuǎn)化,某一反應(yīng)計(jì)算方法：如aA+bB=cC+dDα（AA的起始濃度-A的平衡濃度或者=該反應(yīng)物反應(yīng)中消(反應(yīng))濃度或者該反應(yīng)物反應(yīng)中消(反應(yīng))的物質(zhì)的量與反應(yīng)的平衡轉(zhuǎn)化率有關(guān)的規(guī)以化學(xué)方程式mA(g)+nB(g)=pC(g)+qD(g)增大A的量，平衡向正方向移動，B的轉(zhuǎn)化率增大，A的轉(zhuǎn)化率減??；若增的量，平衡向正方向移動，A的轉(zhuǎn)化率增的轉(zhuǎn)化率減小。溫恒容時，若按原比例同等倍數(shù)增加（或減?。〢B的量：若m+n=p+q時，新平衡與原平衡等效，AB的轉(zhuǎn)化率不變。若m+n>p+q時，新平衡向正方向移動，AB的轉(zhuǎn)化率增大。若m+n<p+q時，新平衡向逆方向移動，AB的轉(zhuǎn)化率減小。④投料比等于氣態(tài)反應(yīng)物化學(xué)計(jì)量數(shù)之比時，各反應(yīng)物的轉(zhuǎn)化率相同料物質(zhì)的量相同時，各反應(yīng)物轉(zhuǎn)化率之比等于化學(xué)計(jì)量數(shù)之比。如開始時A、B都是cmol，則達(dá)到平衡時，α(A):α(B)=m:n。第三單元化學(xué)平衡的移動一．化學(xué)平衡的移動：1、概念：化學(xué)平衡狀態(tài)只有在一定條件下才能保持，當(dāng)平衡條件改變時，原因2、標(biāo)志：主要有兩個速率從v(v(vvvv②各組分的濃度、質(zhì)量分?jǐn)?shù)、體積分?jǐn)?shù)等經(jīng)歷“保持一定”→“發(fā)生改變3、化學(xué)平衡移動的意義二．外界條件對化學(xué)平衡的影響1、在反應(yīng)速率（v）－時間（t）圖象中t1改變某一條件V正、VV正、VV正、V對于可逆反應(yīng)：mA(g)+ pc(g)+qD(g)+(正反應(yīng)放熱vvv正與v v正＞v逆v正＜v逆v正＜vv正＞vCv正＞vv正＜vv正＝vEv正＜vv正＞vv正＝vF 升降v正＜vv正＞vADv正＝vE2、總結(jié)濃度對化學(xué)平衡移動的影響①影響規(guī)律：在其他條件不變的情況下，增加固體或純液體的量，V正減小，V逆也減小，但是減小的程度不同，總的結(jié)果是化學(xué)平衡向反是增大濃度（反應(yīng)物或生成物，無論移動方向如何，新平衡狀態(tài)的速率一溫度對化學(xué)平衡移動的影壓強(qiáng)對化學(xué)平衡移動的影注意：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)生移催化劑對化學(xué)平衡的影響氣體體積不氣體體積不變的反應(yīng)改變壓使用催化變改變程度相（v正=v逆若反應(yīng)速率不變（如容積不變時充入惰性氣（v正≠v逆平3、勒夏特列原理(平衡移動平化學(xué)平衡移動原理：如果改變影響平衡的一個條件（如濃度、壓強(qiáng)、溫度原理內(nèi)容：（不可能抵消當(dāng)原平衡體系中氣體壓強(qiáng)為P2P，當(dāng)達(dá)到新的平衡時，體系壓強(qiáng)不會減弱至P甚至小于P，而將介于P～2P之具體地說就是三、等效平．（體積分?jǐn)?shù)、物質(zhì)的量分?jǐn)?shù)等）相同，這樣的化學(xué)平衡稱為等效平衡2、概念的理解（1）只要是等效平衡，平衡時同一物質(zhì)的．（體積分?jǐn)?shù)物質(zhì)的量分?jǐn)?shù)等）外界條件相同：通?？梢允洽俸銣?、恒容，②恒溫、恒壓平衡狀態(tài)只與始態(tài)有關(guān)，而與途徑無關(guān)3第一單元平一、強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)1、相關(guān)定義非電解質(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)

。如HCl、NaOH、NaCl、弱電解質(zhì) 2、電解質(zhì)與非電解質(zhì)本質(zhì)區(qū)別 注意：①電解質(zhì)、非電解質(zhì)都是化合物；SO2、NH3、CO2③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3、電解質(zhì)在水中的存在形態(tài)H+和CH3COO-很少，大部分以CH3COOH分子才形態(tài)存在。4、常見的強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)具有極性鍵的共價化合物NH3CH3COOH強(qiáng)電解質(zhì)（如HCl；具有強(qiáng)極性鍵的共價化合物也可能是弱電解質(zhì)（HF常見的強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)強(qiáng)酸：HCl、H2SO4易溶的強(qiáng)電解強(qiáng)

強(qiáng)堿：NaOH、KOH大部分鹽：NaCl、Na2SO4 堿性氧化物及兩性氧化物：CaO、CuO、Al2O3、ZnO 備注：電解質(zhì)的強(qiáng)弱與其溶解度無關(guān)。某些難溶（或微溶）于水的鹽（AgCl、BaSO4等，其溶解度很小，但其溶于水的部分卻是完全電離的，仍屬于強(qiáng)電解二、弱電解質(zhì)的電離2、弱電解質(zhì)電離平衡狀態(tài)的特征動——電離過程與離子結(jié)分子過程始終在進(jìn)行3、電離方程式的書寫強(qiáng)電解質(zhì)用“＝＝”號，弱電解質(zhì)用 ”號熔融時：NaHSO4＝＝Na++HSO4-在溶液中：NaHSO4＝＝Na++H++2）NaHCO3＝＝Na++ H++4、影響電離平衡的因素外因：溫度、濃度、外加試劑度：溫度越高，電離程度越大②濃度：濃度越大，電離程度 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。生化學(xué)反應(yīng)三、電離平衡常數(shù)和（Ka表示酸，Kb表示堿。）m m3表示方法：ABmA++nB-Ki=cm(An+)﹒cn(Bm-)/c(Am m3

CH

c(CHCOO)c(HKa 44NH3H2O2、理解電離常數(shù)

NH

c(NH)c(OHKb c(NH3K3、電離度 =已電離的溶質(zhì)分子數(shù)100%n（電離分子）100%c（電離分子）

=已電離的溶質(zhì)分子數(shù)100%n（電離分子）100%c（電離分子）

四、水的電離平1、水電離平H2O+ H3O++OH—簡寫為 H++2、水的離子積常數(shù)：KWc[H+]·c[OH25℃時,[H+]=[OH-]=10-7 ;KW=[H+]·[OH-]=1×10-100KW5.5×10-注意：①KW只與溫度有關(guān)，溫度一定，則KW②KW不僅適用于純水，適用于任何溶液（酸、堿、鹽（1）4、影響水電離平衡的外界因素①酸、堿：抑制水的電 KW＜1*10-②溫度：促進(jìn)水的電離（水的電離是 熱的③易水解的鹽：促進(jìn)水的電離KW1*10-溶液中的溶液中的c(OH5、水電離出的c(H+)或c(OH-)的計(jì)算方法（1）中性溶液：c(Hc(OH1×10-7mol﹒L-溶質(zhì)為酸：在酸性溶液中，H+OH-只來源于水的電離，故有：c(H水=c(OH-)水=c(OH-)強(qiáng)酸溶液：c(H水KWc(H一元弱酸溶液：c(H水KWc(H酸﹒α酸（α酸溶液為堿：c(H水KWc(OH強(qiáng)堿溶液：c(H水KWc(OH堿﹒α第二單元一、溶液的酸堿性：1、利用c（H+）和c（OH—）的相對大小判斷溶液的酸堿性25℃時 中性溶液c(H+）=c(OH—）=1×10-，c(H+）>，c(H+）<c(H+）c(OH—）的相對②溶液中c（H+）越大，酸性越強(qiáng)；c（OH—）2、利用溶液的PH值判斷溶液的酸堿性溶液的pH定義：溶液的PH是溶液中氫離子濃度的負(fù)對數(shù)，表示為pH=-適用范圍：氫離子濃度很小的稀溶液，0～14之間有關(guān)溶液的pH（25℃，pH=7小，溶液的酸性增強(qiáng)；pH值增大，溶液的堿性增強(qiáng)。當(dāng)溫度不定時，不能用PH7c(H+）c(OH—）的相對大小來判斷。H+C(H+)=1mol/LpH=14OH-C(OH-)=1mol/L。pH改變一個單位，C(H+)10pH每增大一個單位，C(H+)1/10；pH每減小一個單位，C(H+)10倍。C(H+)>1mol/L時，pHC(OH-)>1mol/L時，pH>14，此時溶④也可用pOH來表示溶液的酸堿性pOH=-lgC(OH因?yàn)镃(H+)C(OH-)=10-14，若兩邊均取負(fù)對數(shù)，得pH+pOH=14。溶液PH的測定方法①pH試紙溶液稀釋導(dǎo)致所測定的pH確將pH試紙顯示的顏色隨（半分顯示的顏色會改變，致使測得的pH）PH范圍：PH1—14，精度較差，可以判別的PH1PHPH0.20.3.②酸堿指示劑：變色范圍3.1~4.4（橙色）石蕊5.0~8.0（紫色）8.2~10.0（淺紅色）③PH計(jì)（的酸度計(jì)：PH基本方法：c(H+）的大??；堿溶液先確定c(OH--)大小，再由c(H+）=Kw/c(OH--)換算成c(H+）計(jì)單一溶液溶液類相關(guān)計(jì)強(qiáng)酸HnA- -設(shè)HnA的濃度為cmol﹒Lc(H）=ncmol﹒LpH=-lgc(H+）=-lg強(qiáng)堿設(shè)B(OH)ncmol﹒L-1c(OH-）=ncmol﹒L-1c(H+）=Kw/c(OH--)=1.0*10-14/nc，pH=-lgc(H+）=14+lg混合溶液：表中[H+]表示H+的濃度，[OH-]表示OH-的濃溶液類相關(guān)計(jì)先求[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[H+]=（[H+]1V1+[H+]2V2）/（V1+V2）→先求[OH-]混：將兩種堿中的OH-離子物質(zhì)的量[OH-]混＝（[OH-]1V1+[OH-]2V2）/（V1+V2）→[H+]:不能直接計(jì)算[H+]HOHH2OH+OH-①完全中和：[HOH-]=1107 nI(H)nII(OH②酸過量：[H+]混 VI nI(OH)nII(H③堿過量：[OH-]混 VI溶液稀釋pH值的變化規(guī)律：設(shè)原溶液的PHa，則酸溶液10n倍時，pH稀=an（②弱酸溶液：稀釋10n倍時，a＜pH?。?（但始終不能大于或等于③強(qiáng)堿溶液：稀釋10n倍時，pH稀 （但始終不能小于或等于④弱堿溶液：稀釋10n倍時，a＞pH稀 （但始終不能小于或等于⑤不論任何溶液，稀釋時pH7靠近（即向中性靠近pH7pH溶液酸堿性pH計(jì)算經(jīng)驗(yàn)①pH=小的②pH=當(dāng)按所給反應(yīng)物質(zhì)的量之比計(jì)算時，酸堿不論強(qiáng)弱，誰大誰過剩，溶液呈誰④pH2某酸與pH=12某堿等體積混合，pHpH減小一個單位，[H+]10倍。PH2個單位，[H+]減為1/100⑥稀釋規(guī)律分別加水稀釋m倍時溶液的物質(zhì)的量的濃度均變?yōu)樵瓉淼?/m,c（H+）1/mc（H+）m二、酸堿1、酸堿中和滴定的原理2實(shí)質(zhì)：H++OH—=H 即酸能提供的H+和堿能提供的OH-物質(zhì)的量相等22、滴定實(shí)驗(yàn)所用儀器——滴定滴定管的分類滴定管的刻度注意：因下部尖嘴內(nèi)液體不在刻度內(nèi)，即全部容滴定管的使用方備過程V(始)3～4mL，錄為V0.：滴定時，左手控制滴定管的活塞或擠壓玻璃球，右手搖動錐形瓶，眼睛注視錐形瓶內(nèi)溶液顏色的變化。滴定速度不能太快，一般以每秒3～4滴為宜，滴加完畢記錄讀數(shù)為V1，則反應(yīng)消耗的液體體積為V1-V0。酸堿指示劑的選滴定種指示劑的滴定終點(diǎn)的判斷標(biāo)并在半分鐘恢酸堿中和滴定過程中的誤差分析僅用水潤洗滴定管（酸式111第三單元水一、鹽類的水解反應(yīng)特點(diǎn)：可逆（與中和反應(yīng)互逆；程度小 吸水溶液中鹽電離出來的離子跟水電離出來的+結(jié)合,破壞水的電水解的結(jié)果是破壞了水中或濃度的等量關(guān)系，使溶液呈酸性或堿性。CH3COONaCHCOONa═CHCOO-+Na+………⑴HOH++OH- CHCOO-+ CH CH3COONa+ CH3COOH+３、鹽類水解的兩個基本條（１）必須溶于水；（２）必須含弱酸陰離子或弱堿陽離子。（１）鹽類水解是可逆反應(yīng)，寫方程式要用 23如氯化鋁水解：Al3++3HO Al(OH)+3H+23如碳酸鈉水解：第一步：CO32-+H2O 第二步：HCO3- H2CO3 （次要（4）雙水解反應(yīng)②常見的雙水解反應(yīng)完全的為：Fe3+、Al3+與AlO2-、CO32-(HCO3-)、S2-(HS-)、SO32-(HSO3-)；S2-NH4+；CO32-(HCO3-)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==2Al(OH)3↓+3H2S↑如Al2(SO4)3溶液與NaHCO33HCO3-+3H2O Al3++3H2O 至完全水解生成Al(OH)3沉淀和CO2氣體，總反應(yīng)可寫為：3HCO3-+Al3+===Al(OH)3↓+5、鹽類水解的規(guī)律質(zhì)CO2-,PO3-,S2-,SO2-,ClO- 能離能離無無無能鹽的水解規(guī)律可概括為：有弱才水解，無弱不水解，都弱都水誰強(qiáng)誰顯性，同強(qiáng)顯中性，同弱具體定6、影響鹽類水解的因素內(nèi)因：鹽類本身的性質(zhì)成鹽的酸越弱成鹽的堿越弱，外因：溫度、濃度、外加試劑，移動規(guī)律符合勒夏特烈原理①溫度（水解吸熱，越熱越水解②濃度：濃度越小，水解程度越大（越稀越水解二、鹽類水解的應(yīng)用1Al3++3H2Al(OH)32CO2-+HO 3FeCl3溶液時常Fe3++3H2Fe(OH)3Na2CO3溶液時常NaOH 由MgCl2·6H2O△MgCl26H2OMg(OH)24MgCl2HClFeCl35Al3++3HCO-=Al(OH)↓+3CO 中離子濃度的NH4ClNH++H NH·H c(Cl-)>c(NH47草木灰（主要成分是 三、溶液中微粒濃度1、基本原則：抓住溶液中微粒濃度必須滿足的三種守恒關(guān)系荷守恒：任何溶液均顯，各陽離子濃度與其所帶電荷數(shù)的乘積之Na2CO3溶液中：c(Na+c(H=c(OH-)+c(HCO3-)+2(CO32-料守恒:（即原子個數(shù)守恒或質(zhì)量守恒Na2CO3溶液中：c(Na+)=2{c(HCO3-)+c(CO32-)+c(H2CO3)}子守恒：即水電離出的H+OH-如NaHS溶液中：H2S得H3O+得

質(zhì)子

根據(jù)水電離出的H+濃度與OH-濃度相等，有c(H2S)+c(H3O+)=c(S2-)+c(OH-又如在K2S：c(OH-c(H+)+c(HS-2、溶液中離子濃度大小比較的規(guī)律單一溶液中離子濃度的比較弱酸溶液：按照多步電離分析，前一步電離出的離子要比后面電離出如H3PO4溶液：c(H+)＞c(H2PO4-)＞c(HPO42-)＞c(PO43-元弱酸的正鹽溶液如Na2CO3溶液：Na2CO3完全電離：Na2CO3===2Na++ CO32-分兩步水解：CO32-+ HCO3- HCO3-+c(HCO3-

H2CO3+OH-（1.3）所以：c(Na+)＞c(CO32-)＞c(OH-元弱酸強(qiáng)堿溶液：c(陽離子)＞c(酸根離子)＞c(OH-)＞c(H+)CH3COONa：c(Na+)＞c(CH3COO-)＞c(OH-)＞c(H+)不同溶液中同一離子的濃度比較：要看溶液中其他離子對其影如在相同的物質(zhì)的量濃度的以下五種溶液中：NH4Cl、NH4HSO4、(NH4)2SO4C(NH4+)濃度最大的是(NH4)2SO4，最小的是混合溶液中各離子濃度的比較：要綜合分析，如電離、水解相同溫度、濃度條件