高中化學(xué)選修四知識點(diǎn)總復(fù)習(xí)

、高中化學(xué)選修四知識總框架

緒日第三章：水溶液中的離子平衡

第一章：化學(xué)反應(yīng)與能量第一節(jié)：弱電解質(zhì)的電離

第一節(jié)：化學(xué)反應(yīng)與能量的變化第二節(jié)：水的電離和溶液的酸堿性

第二節(jié)：燃燒熱能源第三節(jié)：鹽類的水解

第三節(jié)：化學(xué)反應(yīng)熱的計(jì)算第四節(jié)：難溶電解質(zhì)的溶解平衡

第二章：化學(xué)反應(yīng)速率和化學(xué)平衡第四章：電化學(xué)基礎(chǔ)

第一節(jié)：化學(xué)反應(yīng)速率第一節(jié)：原電池

第二節(jié)：影響化學(xué)反應(yīng)速率的因素第二節(jié)：化學(xué)電源

第三節(jié)：化學(xué)平衡第三節(jié)：電解池

第四節(jié)：化學(xué)反應(yīng)進(jìn)行的方向第四節(jié)：金屬的電化學(xué)腐蝕與防護(hù)

二、各章知識點(diǎn)匯總

第一章：化學(xué)區(qū)應(yīng)與能量

一、焰變、反應(yīng)熱

2、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

2、焙變(AHkJ/mol)的意義：在恒壓條件下進(jìn)行的化學(xué)反應(yīng)的熱效應(yīng)

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

4、放熱反應(yīng)和吸熱反應(yīng)：

①放出熱量的化學(xué)反應(yīng)：4H為或△*()

內(nèi)能轉(zhuǎn)化為熱能反應(yīng)物總能量〉生成物總能量

斷裂化學(xué)鍵吸收的總能量〈形成化學(xué)鍵放出的總能量吸熱反應(yīng)

②吸收熱量的化學(xué)反應(yīng)：4H為“+”或△H)。

熱能轉(zhuǎn)化為內(nèi)能反應(yīng)物總能量〈生成物總能量

斷裂化學(xué)鍵吸收的總能量〉形成化學(xué)鍵放出的總能量

5、常見的放熱反應(yīng)：

①所有的燃燒反應(yīng)⑤生石灰和水反應(yīng)

②酸堿中和反應(yīng)⑥濃硫酸稀釋、氫氧化鈉固體溶解等

③大多數(shù)的化合反應(yīng)⑦鋁熱反應(yīng)

④金屬與酸的反應(yīng)

6、常見的吸熱反應(yīng)：

①晶體Ba(OH)2-8H2O與NH4C1反應(yīng)③以H2、CO、C為還原劑的氧化還原反應(yīng)

②大多數(shù)的分解反應(yīng)④錢鹽溶解等

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)方程式必須標(biāo)出能量變化。

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、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)反應(yīng)方程式要指明反應(yīng)時的溫度和壓強(qiáng)。

4、熱化學(xué)方程式中的化學(xué)計(jì)量數(shù)可以是整數(shù)，也可以是分?jǐn)?shù)

5、各物質(zhì)系數(shù)加倍，AH加倍：反應(yīng)逆向進(jìn)行，4H改變符號，數(shù)值不變

6、AH的單位為kJ/mol

7、不標(biāo)氣體或沉淀符號

三、燃燒熱

1.概念：25℃,lOlkPa時，Imol純物質(zhì)完全燃燒生成穩(wěn)定的化合物時所放出的熱量。kJ/mol

注意以下幾點(diǎn)：

(1)反應(yīng)條件：25℃>lOlkPa

(2)反應(yīng)程度：完全燃燒，產(chǎn)物是穩(wěn)定的氧化物。C—CO2(g)H—H2O(1)S—SO2(g)

(3)燃燒物的物質(zhì)的量：Imol

(4)研究內(nèi)容：放出的熱量。(AH<0,單位kJ/mol)

(5)計(jì)算：Q?=n*|AH|△H=-Q?/n

四、中和熱

1、概念：在稀溶液中，酸跟堿發(fā)生中和反應(yīng)，生成ImolH2O放出的熱量叫中和熱。

2、強(qiáng)酸與強(qiáng)堿的中和反應(yīng)其實(shí)質(zhì)是H+和OH-反應(yīng)

+

其熱化學(xué)方程為：H(aq)+OH(aq)=H2O(l),AH=-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)時的中和熱小于57.3kJ/mol。

4、中和熱的測定實(shí)驗(yàn)

五、蓋斯定律

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。

六、能源

①化石能源：煤、石油、天然氣（不可再生）

②新能源：太陽能、氫能、地?zé)崮?、風(fēng)能、海洋能、生物質(zhì)能等（可以再生）

七、反應(yīng)熱大小比較

帶符號比較物質(zhì)的檢定性與能量的關(guān)系：能量越高，物質(zhì)越不穩(wěn)定

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，單位時間內(nèi)反應(yīng)物濃度的減少或生成物濃度的增加

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

⑶計(jì)算公式：v=Ac/A（v：平均速率，Ac：濃度變化，At：時間）單位：mol/（L-s）

注意：①化學(xué)反應(yīng)速率不能用固體或液體的濃度變化量來表示

②為平均速率而不是瞬時速率

③化學(xué)反應(yīng)速率之比等于化學(xué)計(jì)量數(shù)之比

⑷影響因素：

①內(nèi)因：反應(yīng)物的性質(zhì)（決定因素）

②外因：

>濃度:其他條件相同時，增大反應(yīng)物濃度反應(yīng)速率增大，減小反應(yīng)物濃度反應(yīng)速率減小。

>壓強(qiáng)：對有氣體參加的反應(yīng)

A、恒溫時：增大壓強(qiáng)，體積縮小，反應(yīng)速率增大

B、恒溫恒容時：充入反應(yīng)氣體一該物質(zhì)濃度增大一反應(yīng)速率增大

充入惰性氣體一總壓增大，但是各分壓不變，各物質(zhì)濃度不變一反應(yīng)速率不變

C、恒溫恒壓時：充入惰性氣體一體積增大一各反應(yīng)物濃度減小一反應(yīng)速率減小

注意：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。

>溫度：其他條件相同時，升高溫度反應(yīng)速率增大，降低溫度反應(yīng)速率減小

二、化學(xué)平衡

1、定義：化學(xué)平衡狀態(tài)：一定條件下，當(dāng)一個可逆反應(yīng)進(jìn)行到正逆反應(yīng)速率相等時，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（動態(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)：

mA（g）+nB（g）wpC（g）+qD（g）

（1）混合物體系中各成分的含量：

①各物質(zhì)的物質(zhì)的量或各物質(zhì)的物質(zhì)的量的分?jǐn)?shù)一定平衡

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

③各氣體的體積或體積分?jǐn)?shù)一定平衡

④總體積、總壓力、總物質(zhì)的量一定，不一定平衡

（2）正、逆反應(yīng)速率的關(guān)系：

①在單位時間內(nèi)消耗了mmolA同時生成mmolA,即V（町=V您）平衡

②在單位時間內(nèi)消耗了nmolB同時消耗了pmolC,則V（正尸V（因平衡

③V（A）：V（B）：V（C）：V（D）=m：n：p：q,2正）不一定等于V俚）不一定平衡

④在單位時間內(nèi)生成nmolB,同時消耗了qmolD,因均指V（逆）不一定平衡

（3）壓強(qiáng)：

①m+n和+q時，總壓力一定（其他條件一定）平衡

②m+n=p+q時，總壓力一定（其他條件一定）不一定平衡

（4）混合氣體平均相對分子質(zhì)量Mr

①M(fèi)r一定時，只有當(dāng)m+n#p+q時，平衡

②Mr一定時，但m+n=p+q時，不一定平衡

（5）溫度：任何反應(yīng)都伴隨著能量變化，當(dāng)體系溫度一定時（其他不變）平衡

（6）體系的密度密度一定，不一定平衡

（7）其他如體系顏色不再變化等平衡

3、影響化學(xué)平衡移動的因素

（1）濃度

①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；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

②增加固體或純液體的量，由于濃度不變，所以平衡不移動

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，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)平衡向反應(yīng)方程式中化學(xué)計(jì)量數(shù)之和大

的方向移動。

（2）溫度

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，溫度降低會使

化學(xué)平衡向著放熱反應(yīng)方向移動。

（3）壓強(qiáng)

其他條件不變時，增大壓強(qiáng)，會使平衡向著體積縮小方向移動；減小壓強(qiáng)，會使平衡向著體

積增大方向移動。

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

②氣體減壓或增壓與溶液稀釋或濃縮的化學(xué)平衡移動規(guī)律相似

（4）催化劑

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。但使用催化

劑可以影響可逆反應(yīng)達(dá)到平衡所需的時間。

（5）勒夏特列原理（平衡移動原理）

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。

三、化學(xué)平衡常數(shù)

1、定義：在一定溫度下，當(dāng)一個反應(yīng)達(dá)到化學(xué)平衡時，生成物濃度累之積與反應(yīng)物濃度嘉

之積的比值是一個常數(shù)。K

2、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)的濃度是平衡時的濃度

②K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，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。

3、化學(xué)平衡常數(shù)K的應(yīng)用：

（1）判斷可逆反應(yīng)進(jìn)行的程度

K值越大，說明平衡時生成物的濃度越大，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:反應(yīng)就進(jìn)行得基本完全了。

（2）判斷平衡移動的方向（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）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

①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。

②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)端變與反應(yīng)方向：

（1）嫡：物質(zhì)的一個狀態(tài)函數(shù)，用來描述體系的混亂度。S

（2）體系趨向于有序轉(zhuǎn)變?yōu)闊o序，導(dǎo)致體系的爆增加，這叫做燧增加原理，也是反應(yīng)方向

判斷的依據(jù)。.

（3）同一物質(zhì)，在氣態(tài)時嫡值最大，液態(tài)時次之，固態(tài)時最小。即S（g）〉S（l）＞S（s）

2、反應(yīng)方向判斷依據(jù)：（溫度、壓強(qiáng)一定）

AH-TAS〈0反應(yīng)能自發(fā)進(jìn)行AH-TAS〉0反應(yīng)不能自發(fā)進(jìn)行

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

②AH為正，AS為負(fù)時，任何溫度反應(yīng)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)：在水溶液中或熔融狀態(tài)下能導(dǎo)電的化合物。

非電解質(zhì)：在水溶液中和熔融狀態(tài)下都不能導(dǎo)電的化合物。

電解質(zhì)：在水溶液中完全電離的電解質(zhì)。如：強(qiáng)酸，強(qiáng)堿，大多數(shù)鹽（可溶性鹽及難溶性鹽）

弱電解質(zhì)：在水溶液中部分電離的電解質(zhì)。如：弱酸，弱堿，水，兩性物質(zhì)，極少數(shù)鹽

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化合物

非電解質(zhì)一一共價化合物

注意：①電解質(zhì)、非電解質(zhì)都是化合物

②SCh、NH.3、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BaSCh不溶于水，但溶于水的BaSO4全部電離，

故BaSCU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，弱電解質(zhì)分子在溶液中電離成離子的速率和離子結(jié)合成分

子的速率相等，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：

(1)內(nèi)因：電解質(zhì)本身的性質(zhì)

(2)外因：

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?。蝗芤合♂寱r，電離平衡向著電離的方向移動。

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，有利于電離。

5、電離方程式的書寫：

(1)強(qiáng)電解質(zhì)完全電離，在書寫電離方程式時，用“=”

(2)弱電解質(zhì)部分電離，在書寫電離方程式時，用

①一元弱酸、弱堿一步電離

②多元弱酸分步電離，必須分步寫出，不可合并(其中以第一步電離為主)

③多元弱堿分步電離(較復(fù)雜)，在中學(xué)階段要求一步寫出

④兩性氫氧化物按兩種方式電離

6、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，溶液中電離所生成的各種離子

濃度的是之積，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。)

表示方法：ABUA++B-K=c<A+)C<B->/C<AB>

7、影響因素：

a、電離常數(shù)K只與電解質(zhì)的性質(zhì)和溫度有關(guān)，對同一弱電解質(zhì)，溫度一定，電離常數(shù)一定；

溫度升高，電離常數(shù)增大。

b、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>HC10

二、水的電離和溶液的酸堿性

+

1、水電離平衡：H2O^H+OH-

水的離子積:Kw=c水+)-c(0H)

25℃時，c(H+)=c(OH)=10"mo1/L,Kw=c(H+)-c(OH)=lxl014

注意：Kw只與溫度有關(guān)，溫度一定，則Kw值一定；溫度越高，Kw越大。

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不變

②溫度：升高溫度，促進(jìn)水的電離(水的電離是吸熱的)，Kw增大

③加活潑金屬如Na：促進(jìn)水的電離，Kw不變

4、溶液的酸堿性與c(H+)和c(0田)的關(guān)系

判斷溶液的酸堿性的依據(jù)是：c(H+)和c(0H)的大小

酸性溶液：c(H+)>c(OH)

中性溶液：c(H+)=c(OH)

堿性溶液：c(H+)<c(OH)

5、溶液的酸堿性和pH的關(guān)系：

(1)pH=-Igc[H+]

(2)pH和溶液的酸堿性的關(guān)系：(室溫下)

酸性溶液:c(H+)>10-7mol/L,pH<7

中性溶液：c(H+)=10-7mol/L,pH=7

堿性溶液:c(H+)<10-7mol/L,pH>7

(3)pH的測定方法：

①酸堿指示劑：甲基橙、石蕊、酚醐

變色范圍：甲基橙3.1~4.4(橙色)石蕊5.0~8。(紫色)酚猷;8.2~10.0(淺紅色)

②pH試紙：操作：將一塊pH試紙放在潔凈、干燥的玻璃片或表面皿上，用玻璃棒蘸取待測

液體點(diǎn)在試紙的中央，試紙變色后，馬上與標(biāo)準(zhǔn)比色卡對比即可。

注意：①事先不能用水濕潤PH試紙；②廣泛pH試紙讀取pH值為整數(shù)，精確pH試紙讀取

pH值到小數(shù)點(diǎn)后一位，pH計(jì)讀取pH值到小數(shù)點(diǎn)后兩位

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：c(H+)?=[c(H)i*V|+c(H)2*V2]/(Vi+V2)

2、強(qiáng)堿與強(qiáng)堿的混合：c(OH)i8=[c(OH)iWi+c(OH-2*V2)]/(V,+V2)

3、強(qiáng)酸與強(qiáng)堿的混合：先據(jù)H++OH-==H2O計(jì)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c(H+)溫；

OK有余，則用余下的ON數(shù)除以溶液總體積求c(OH)海，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pH=a：稀釋IO0倍時，pH=a+n(但始終不能大于或等于7)

2、弱酸溶液pH=a：稀釋10。倍時，pH(a+n(但始終不能大于或等于7)

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

4、弱堿溶液pH=a：稀釋IO。倍時，pH)b-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）

注意：任何溶液無限稀釋后pH均接近7

6、稀釋時，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：

pHi+pH2=14則溶液顯中性pH=7

pHi+pH侖15則溶液顯堿性pH>7

pH!+pH2<13則溶液顯酸性pH<7

2、若混合后顯中性

pHi+pH2=14V酸：V堿=1：1

pHi+pH2#14V酸：V堿=10PHI+pH2-14

六、酸堿中和滴定

1、中和滴定的原理實(shí)質(zhì)：H++OH—=出0

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）①滴定管的刻度，0刻度在上，往下刻度標(biāo)數(shù)越來越大，全部容積大于它的最大刻度

值，因?yàn)橄露擞幸徊糠譀]有刻度。滴定時，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：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f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

七、鹽類的水解

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0H-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，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，濃度相同時正酸根比酸式酸根水解程度大，堿性更強(qiáng)。（如Na2CO3>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離子水解；0H-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HSO晨顯酸性

②電離程度〉水解程度，顯酸性（如：HSO3-、H2PO4）

2

③水解程度〉電離程度，顯堿性（如：HCO3\HS\HPO4-）

7、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。

（2）常見的雙水解反應(yīng)完全的為：

Fe3\AP+與A*CO32（HCO3）>S2（HS）,SO32（HSO3）；

+2

S2-與NH4；CO3-（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

8、鹽類水解的應(yīng)用：

水解的應(yīng)用實(shí)例原理

1、凈水明磯凈水A產(chǎn)+3H2O=AI(OH)3(膠體)+3H+

用熱威水冼油污物△

2、去油污COs^+HaO=HCOa+0H-

品

①配制FeCb溶液時

Fe++3HaO=Fe(OH)s+3H+

常加入少量鹽酸

3、鹽溶液的配制

②配制Na2c。3溶液

COa^+HaO=HCOs+OH-

時常加入少量NaOH

若不然，則:

由MgCI26H2。制無

MgCI26H2。4

4、制備無水鹽水MgCI2在HCI氣

Mg(OH)2+2HCI+4H2O

流中加熱

Mg(OH)2vMgO+H2O

用AI（SO4）3與

23+

5、泡沫滅火器A|+3HCO3=AI(OH)31+3C0f

NaHCOa溶液混合

+

6、比較鹽溶液中比較NH4cl溶液中NH4++H2O=NH3H2O+H

雨于濃度的大小高子濃度的大小C(CI')>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，凡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(qiáng)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)）

>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

八、溶液中微粒濃度的大小比較

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：

①電荷守恒：任何溶液均顯電中性，陽離子所帶的總電荷數(shù)=陰離子所帶的總電荷數(shù)

②物料守恒：（即原子個數(shù)守恒或質(zhì)量守恒）指一個平衡體系中，某一組分的總濃度一定

等于它所電離或水解成的各種粒子的平衡濃度之和

③質(zhì)子守恒：即水電離出的H+濃度與0H-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知識

（1）溶解度小于0.01g的電解質(zhì)稱難溶電解質(zhì)。

（2）反應(yīng)后離子濃度降至1*10-5以下的反應(yīng)為完全反應(yīng)。如酸堿中和時［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

105mol/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)：CaSO4sCa9H卜、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寫：注意在沉淀后用⑸標(biāo)明狀態(tài)，并用“?”。

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(diào)pH值除某些易水解的金屬陽離子：如加MgO除去MgCb溶液中FeCb。

4、沉淀的溶解：沉淀的溶解就是使溶解平衡正向移動。

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：AgNOjAgCI(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)。

n+mn+mmn

②表達(dá)式：AmBn(s)mA(aq)+nB'(aq)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。

②溫度：升溫，多數(shù)平衡向溶解方向移動。

4、溶度積規(guī)則：(Qc：離子積)

Qc)KSP有沉淀析出

QC=KSP平衡狀態(tài)

Qc〈KSP飽和，繼續(xù)溶解

第四章：電化學(xué)基礎(chǔ)

一、原電池的工作原理

1、概念和反應(yīng)本質(zhì)：原電池是把化學(xué)能轉(zhuǎn)化為電能的裝置，其反應(yīng)本質(zhì)是氧化還原反應(yīng)。

失e，帶導(dǎo)線傳遞.

布電流產(chǎn)生

國化反應(yīng)還驚：反應(yīng)

外極鋅銅原電池

Zn-2e=ZnaJ!=Cu

斷陽射f-IW

溶一

rL一溶液|_

2、工作原理:陰崗f枝向

3、原電池的構(gòu)成條件:

(1)一看反應(yīng)：看是否有能自發(fā)進(jìn)行的氧化還原反應(yīng)發(fā)生

(一般是活潑性強(qiáng)的金屬與電解質(zhì)溶液反應(yīng))。

(2)二看兩電極：一般是活潑性不同的兩電極。

⑶三看是否形成閉合回路

形成閉合回路需三個條件：

①電解質(zhì)溶液；②兩電極直接或間接接觸；③兩電極插入電解質(zhì)溶液中。

4、鹽橋原電池

(1)構(gòu)造ZnSO,iSiftCuSO,溶液

⑵鹽橋的組成和作用：

①鹽橋中裝有飽和的KC1、KN03等溶液和瓊脂制成的膠凍。

②鹽橋的作用

a.連接內(nèi)電路，形成閉合回路；

b.平衡電荷，使原電池不斷產(chǎn)生電流。

③鹽橋含飽和KC1溶液，K+移向正極，C1一移向負(fù)極。

⑶單池原電池和鹽橋原電池的對比：

ZnSO,CuSO.

①相同點(diǎn)：正負(fù)極、電極反應(yīng)、總反應(yīng)、反應(yīng)現(xiàn)象

②不同點(diǎn)：圖1中Zn在CuSCU溶液中直接接觸CP卡,會有一部分Zn與Ct?+直接反應(yīng)，該

裝置中既有化學(xué)能和電能的轉(zhuǎn)化，又有一部分化學(xué)能轉(zhuǎn)化成了熱能，裝置的溫度會升高。圖

2中Zn和CuSO4溶液分別在兩個池子中，Zn與Ci?+不直接接觸，不存在Zn與CM卡直接反

應(yīng)的過程，所以僅是化學(xué)能轉(zhuǎn)化成了電能，電流穩(wěn)定，且持續(xù)時間長。

③關(guān)鍵點(diǎn)：鹽橋原電池中，還原劑在負(fù)極區(qū)，而氧化劑在正極區(qū)。

>注意：原電池工作原理的3個失分點(diǎn)：

①原電池閉合回路的形成有多種方式,可以是導(dǎo)線連接兩個電極，也可以是兩電極相接觸。

②電解質(zhì)溶液中陰、陽離子的定向移動，與導(dǎo)線中電子的定向移動共同組成了一個完整的

閉合回路。

③無論在原電池還是在電解池中，電子均不能通過電解質(zhì)溶液。

二、常見化學(xué)電源

1、堿性鋅銃電池-------次電池

①電池組成：鋅、碳棒、二氧化鋅、氯化鋅、氯化鐵

②特點(diǎn)：用途廣泛

③正極反應(yīng)：2M11O2+2H2O+2e===2MnOOH+2OH

負(fù)極反應(yīng)：Zn+2OFT-2e-===Zn(OH)2

總反應(yīng)：Zn+2MnO2+2H2O===2MnOOH+Zn(OH)2

2、銀鋅鈕扣電池-------次電池

①電池組成：鋅、氧化銀、氫氧化鉀溶液

②特點(diǎn)：放電平穩(wěn)，電流大

③負(fù)極反應(yīng)：Zn+2OPT—2e-===Zn(OH)2

正極反應(yīng)：Ag2O+H2O+2e===2Ag+20H

總反應(yīng)：Zn+Ag2O+H2O===Zn(OH)2+2Ag

3、鉛蓄電池——二次電池

①電池組成：鉛、二氧化鉛、硫酸

②特點(diǎn)：廣泛用于機(jī)動車輛鉛蓄電池是最常見的二次電池，負(fù)極材料是Pb,正極材料PbO2

③放電時的反應(yīng)

負(fù)極反應(yīng)：Pb+SO24-2e-===PbSO4

正極反應(yīng)：PbO2+4H++SO2-4+2e-===PbSO4+2H20

④充電時的反應(yīng)

陰極反應(yīng)：PbSO4+2e—===Pb+SO2-4

陽極反應(yīng)：PbSO4+2H2O-2e-===PbO2+4H++SO2^4

總反應(yīng)：PbO2+Pb+2H2SO4#2PbSO4+2H2O?

4、銀氫電池——二次電池

①電池組成：貯氫合金，泡沫氧化銀、氫氧化鉀溶液

②特點(diǎn)：壽命長、性能好，比能量高

③放電時的反應(yīng)

負(fù)極反應(yīng)：MH-e+0H-===M+H20

正極反應(yīng)：NiO(OH)+屋+H20===Ni(0H)2+0H

④充電時的反應(yīng)

陰極反應(yīng)：M+H20+e===MH+0H

陽極反應(yīng)：Ni(OH)2+OH^-e-NiO(OH)+H2O

總反應(yīng)：NiO(OH)+MHWNi(0H)2+M

注意：可逆電池的充、放電不能理解為可逆反應(yīng)。

5.氫氧燃料電池

①電池組成：伯碳/氫氣、鉗碳/氧氣，氫氧化鉀溶液(或H2SO4溶液)

②特點(diǎn)：用于航天飛機(jī)、牽引車等。

③氫氧燃料電池是目前最成熟的燃料電池，可分酸性和堿性兩種。

種類酸性堿性

負(fù)極反應(yīng)式2H2-4e===4H2H2+40H—4e===4H2。

正極反應(yīng)式4e+4H===2Hz。O2+2H2O+4e===4OH

電池總反應(yīng)式

2H24-O2===2H2O

三、電解原理

1、電解：在電流作用下，電解質(zhì)在兩個電極上分別發(fā)生氧化反應(yīng)和還原反應(yīng)的過程。

提醒：注意電解與電離兩概念的聯(lián)系與區(qū)別聯(lián)系：電解是在電解質(zhì)電離的基礎(chǔ)上完成的。

區(qū)別：電解需外加電源，是化學(xué)過程，電離一般在水溶液或熔融狀態(tài)下完成，為物理過程。

2、電解池：

⑴構(gòu)成條件：①有與電源相連的兩個電極。②電解質(zhì)溶液(或熔融鹽)。③形成閉合回路。

(2)電極名稱及電極反應(yīng)式

電極右糕：RJH"電極匕稱；哂

反應(yīng)類型：式化反應(yīng)反應(yīng)龍型；讓他反應(yīng)

電極反應(yīng)式：,也做反應(yīng)式：Cu"+2t-Cu

2CT-2u=dt

(3)電子和離子移動方向：

①電子：從電源負(fù)極流向電解池的陰極；從電解池的陽極流向電源的正極。

②離子：陽離子移向電解池的陰極；陰離子移向電解池的陽極。

電子和離子移動方向圖示

提醒：正確理解電子不下水(電解質(zhì)溶液)。

3、解過程思維程序：

(1)首先判斷陰、陽極，分析陽極材料是惰性電極還是活潑電極.

(2)再分析電解質(zhì)水溶液的組成，找全離子并分陰、陽兩組。

提醒：不要忘記水溶液中的H卡和0H\不要把H+、OK誤加到熔融電解質(zhì)中。

(3)然后排出陰、陽兩極的放電順序陰極：

3+2+2+2++3+2++2++

陽離子放電順序AgSFe>Cu>H"(?)>Fe>Zn>H(zk)>AI>Mg>Na>Ca>Ko

陽極：活潑電極>S2>「>Br>CI>OH>含氧酸根離子。

提醒：①“活潑電極”一般指Pt、Au以外的金屬。

②最常用的放電順序：陽極:活潑金屬〉C]>OH-；陰極:Ag+>Fe3+>Cu2+>H+,

(4)分析電極反應(yīng)，判斷電極產(chǎn)物，寫出電極反應(yīng)式，要注意遵循原子守恒和電荷守恒。

⑸最后寫出電解反應(yīng)的總化學(xué)方程式或離子方程式。

四、電解原理的應(yīng)用

1、電解飽和食鹽水

(1)電極反應(yīng)：

陽極反應(yīng)式：2。一一25===。27(氧化反應(yīng))

陰極反應(yīng)式：2H++2e~===H2f（還原反應(yīng)）

（2）總反應(yīng)方程式2NaCl+氏0==電解==2NaOH+H2f+Cl2T

離子反應(yīng)方程式：2Cr+2H2。==電解==20HI-H2T+Cl2T

（3）應(yīng)用：氯堿工業(yè)制燒堿、氫氣和氯氣

陽極：鈦網(wǎng)（涂有鈦、釘?shù)妊趸锿繉樱?/p>

陰極：碳鋼網(wǎng)

陽離子交換膜：①只允許陽離子通過，能阻止陰離子和氣體通過。

②將電解槽隔成陽極室和陰極室

2、電解精煉銅

川報(bào):粗銅

，兩假材料卜［

電

解陰林純銅

精

煉「陽極（含Zn.Ni、Ag.Au等朵質(zhì)）

銅

■（兩極反應(yīng)Ni-2e戶

Cu-2e^=Cu8＜（I:要反應(yīng)）

-fj|K：Cu3++2e=Cu

3、電鍍銅

陽虬幽

一|兩極材M］-

陰極：得鍍金帆

|電鍍液］—含鍍層金屬陽離子的電斛質(zhì)溶液

1+

|電極反而］|-陽極:Cu-2L^==Cu

陰極:C