高中化學選修4知識點總結(jié)(詳細版)-高中化學選修4知識點總結(jié)

化學選修4化學反應(yīng)與原理

第一章化學反應(yīng)與能量

一、焰變反應(yīng)熱

1.反應(yīng)熱：化學反應(yīng)過程中所放出或吸收的熱量，任何化學反應(yīng)都有反應(yīng)熱，因為任何化學反應(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：在恒壓條件下進行的化學反應(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：化學鍵斷裂一一吸熱化學鍵形成一一放熱

放出熱量的化學反應(yīng)。（放熱》吸熱）△!!為或△!!<0

吸收熱量的化學反應(yīng)。（吸熱》放熱）△!!為“+”或AH>0

也可以利用計算△!!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)時所具有的能量：氣態(tài)〉液態(tài)〉固態(tài)

6.常溫是指25℃,lOlKPa.標況是指0℃,101Pa.

7.比較時必須連同符號一起比較。

二、熱化學方程式

書寫化學方程式注意要點：

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

②熱化學方程式中必須標明反應(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熱化學反應(yīng)方程式不標條件，除非題中特別指出反應(yīng)時的溫度和壓強。

④熱化學方程式中的化學計量數(shù)表示物質(zhì)的量，不表示個數(shù)和體積，可以是整數(shù)，也可以是分數(shù)

⑤各物質(zhì)系數(shù)加倍，△!!加倍，即：△!!和計量數(shù)成比例；反應(yīng)逆向進行，△!!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,這時的反應(yīng)熱叫中和熱。

2.強酸與強堿的中和反應(yīng)其實質(zhì)是If和OIF反應(yīng)，其熱化學方程式為：

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)時的中和熱小于

57.3kJ/molo

4.中和熱的測定實驗：看課本裝置圖:6環(huán)形玻璃攪拌棒

（1）①裝置（如圖）:溫度計

②計算公式"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

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，減少實驗過程中的熱量損失。

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驗，放出的熱量會偏小，中和熱會偏小。

（4）若用濃溶液做實驗，放出的熱量會偏大，中和熱會偏大。

（5）在試驗中，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，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

所放出的熱量。燃燒熱的單位用kj/mol表示。

※注意以下幾點：

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時才有負號。

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、風能、地熱能、潮汐能、氫能、沼氣

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)進行的

途徑無關(guān)，如果一個反應(yīng)可以分幾步進行，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。

第二章化學反應(yīng)速率和化學平衡

一、化學反應(yīng)速率

1.化學反應(yīng)速率（v）

⑴定義：用來衡量化學反應(yīng)的快慢，單位時間內(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

表示化學反應(yīng)速率的注意事項

a在同一化學反應(yīng)中，選用不同物質(zhì)表示化學反應(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，表示化學反應(yīng)速率時，必須指明用哪種物質(zhì)作標準。

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

固體來表示化學反應(yīng)速率。

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

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

⑶化學反應(yīng)速率的計算方法

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:時間）單位：mol/（Ls）

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

比等于化學計量數(shù)之比。對于反應(yīng)機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”計算格式進行計算:

①寫出化學方程式。

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)的化學計量數(shù)之

比，列出關(guān)系式計算。

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

，時刻濃度（mola—xb——c+在

mm

計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（某時刻）；

②對生成物：C（起始）+c（轉(zhuǎn)化）=C（某時刻）；

③轉(zhuǎn)化率=鬻制X10O%。

2.影響化學反應(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，使活化分子百分數(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，使活化分子百分數(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：（方程式中必須要有氣體）增大壓強，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?。?、反應(yīng)物的狀態(tài)（溶劑）、原電池等也會改變化學

反應(yīng)速率。

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

（2）、惰性氣體對于速率的影響

①恒溫恒容時：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：充入惰性氣體一反應(yīng)速率減小

二、化學平衡

（一'）1?定義：

化學平衡狀.：一定條件下，當一個可逆反應(yīng)進行到正逆反應(yīng)速率相等時,各組成成分濃度不再改變，達到表

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

2,化學平衡的特征

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)量分數(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（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)：可變量不變時反應(yīng)達平衡，不變量不能判斷達平衡

（二）影響化學平衡移動的因素

1、濃度對化學平衡移動的影響（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

2、溫度對化學平衡移動的影響

影響規(guī)律：在其他條件不變的情況下，溫度升高會使化學平衡向著吸熱反應(yīng)方向移動，溫度降低會使化學平衡

向著放熱反應(yīng)方向移動。

3、壓強對化學平衡移動的影響

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

方向移動。

注意：（1）改變壓強不能使無氣態(tài)物質(zhì)存在的化學平衡發(fā)生移動

（2）氣體減壓或增壓與溶液稀釋或濃縮的化學平衡移動規(guī)律相似

4.催化劑對化學平衡的影響：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。

但是使用催化劑可以影響可逆反應(yīng)達到平衡所需的時間。

5.勒夏特列原理（平衡移動原理）：如果改變影響平衡的條件之二（如溫度，壓強，濃度），平衡向著能夠減弱.這

和改變的方向移動。

三、花學平衡常數(shù)

（一）定義：在一定溫度下，當一個反應(yīng)達到化學平衡時，生成物濃度塞之積與反應(yīng)物濃度塞之積的比值是一

個常數(shù)比值。符號：K

（二）使用化學平衡常數(shù)K應(yīng)注意的問題：

1、表達式中各物質(zhì)的濃度是平衡時的濃度。

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，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）化學平衡常數(shù)K的應(yīng)用：

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

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

應(yīng)就進行得基本完全了。

2、可以利用K值做標準，判斷正在進行的可逆反應(yīng)是否平衡及不平衡時向何方進行建立平衡。（Q:濃度積）

Q_〈_K:反應(yīng)向正反應(yīng)方向進行;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)達到平衡后，任

何相同組分的百分含量均相同，這樣的化學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)：必須要保證化學計量數(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。

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)化學計量數(shù)之比相同即可視為等效平衡。

五、化學反應(yīng)進行的方向

1、反應(yīng)燧變與反應(yīng)方向：

（1）燧:物質(zhì)的一個狀態(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)時燧值最大，液態(tài)時次之，固態(tài)時最小。即S（g）〉S（l））S（s）

（4）方程式中氣體計量數(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、壓強一定的條件下，化學反應(yīng)的判讀依據(jù)為：

AG=AH-TAS<0反應(yīng)能自發(fā)進行；AG=AH-TAS=0反應(yīng)達到平衡狀態(tài)；

AG=AH-TAS)0反應(yīng)不能自發(fā)進行

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

（2）AH為正，AS為負時，任何溫度反應(yīng)都不能自發(fā)進行

六、有關(guān)正、逆反應(yīng)速率和化學平衡的圖像

（1）化學平衡種常見的幾種圖像

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

A圖：t=0時，VUV逆=0,表示反應(yīng)由正反應(yīng)開始；t=ti時，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，VF>V逆,，表明平衡向正反應(yīng)方向移動，隨后又達到新的平衡。

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

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

②轉(zhuǎn)化率-時間圖，如圖A、B所示

A圖：先出現(xiàn)拐點的先達平衡，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-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

個量不變，討論另外兩個量的關(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)下都不能導電的化合物。

強電解質(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">>「強電解質(zhì)：強酸，強堿，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②S02、NH3、C02等屬于非電解質(zhì)

③強電解質(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

為強電解質(zhì)）一一電解質(zhì)的強弱與導電性、溶解性無關(guān)。

3、電離平衡：在一定的條件下，當電解質(zhì)分子電離成離子的速率和離子結(jié)合成分子的速率時,電離

過程就達到了平衡狀態(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??；溶液稀釋時，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。

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。）

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。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,[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：（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：促進水的電離（水的電離是吸熱的）

③易水解的鹽：促進水的電離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，然后與標準比色卡對比即可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值計算方法公式

1、強酸與強酸的混合：（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、強堿與強堿的混合：（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：不能直接計算C[H+]混）

3、強酸與強堿的混合：（先據(jù)H++OH-==HzO計算余下的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、強酸溶液：稀釋10。倍時，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，pH稀_LpH原+n（但始終不能大于或等于7）

3、強堿溶液：稀釋10。倍時，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，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，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（pHl）強堿（pH2）混和計算規(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驴潭葮藬?shù)越來越大，全部容積上^它的最大刻度值，因為

下端有一部分沒有刻度。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)點后一位。

（2）藥品：標準液；待測液；指示劑。

（3）準備過程：

準備：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

準液洗（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。當用酸去滴定堿確定堿的濃度時，貝!J：

上述公式在求算濃度時很方便，而在分析誤差時起主要作用的是分子上的1/酸的變化，因為在滴定過程中C酸

為標準酸，其數(shù)值在理論上是不變的，若稀釋了雖實際值變小，但體現(xiàn)的卻是V酸的增大，導致c酸偏高；1/

堿同樣也是一個定值，它是用標準的量器量好后注入錐形瓶中的，當在實際操作中堿液外濺，其實際值減小，

但引起變化的卻是標準酸用量的減少，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，當用標準酸來測定堿的濃度時，c堿的誤差與V酸的變化成正比，即當1/酸的實測值大于理論值時，c堿

偏高，反之偏低。

同理，用標準堿來滴定未知濃度的酸時亦然。

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；誰強顯誰性,兩弱都水解，同強顯中性。

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。（如:NazC03>NaHCO3）

4、鹽類水解的特點：（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：促進或抑制鹽的水解（H+促進陰離子水解而抑制陽離子水解:0+促進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，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，且水的電離能力遠遠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，但水的電離程度遠遠小于鹽的水解程度。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，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[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。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。

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）〉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：化學能轉(zhuǎn)化為電能。

①、兩個活潑性不同的電極；

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)進行氧化還原反應(yīng)。

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

原基本概念W正極：用氧化性較強的物質(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）

理電極反應(yīng)方程式：電極反應(yīng)、總反應(yīng)。

氧化反應(yīng)負極銅鋅原電池正極］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：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（離子導電性好）。

2+

近極（PbO2）PbO2+SO4-+4H+2e-=PbSO4+2H2O

2

負極（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：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)，而是工作時不斷從外界輸入，同時

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：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

+

酸性負極2H2-4e-=4H

+

正極02+4H+4e-=4H2O

堿性負極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)計新型化學電池；2.改變化學反應(yīng)速率，如實驗室用粗鋅與硫酸反應(yīng)制取氫氣；

3.進行金屬活動性強弱比較；4.電化學保護法，即將金屬作為原電池的正極而受到保護。如在鐵器表面鍍

鋅。

5.解釋某些化學現(xiàn)象

四、金屬的腐蝕與防護

腐蝕概念：金屬或合金與周圍接觸到的氣體或液體進行化學反應(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：化學腐蝕（金屬與接觸到的物質(zhì)直接發(fā)生化學反應(yīng)而引起的腐蝕）、電化腐蝕

金電化學腐蝕定義：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

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/r①、改變金屬的內(nèi)部組織結(jié)構(gòu)；

］保護方法：［②、在金屬表面覆蓋保護層；

I③、電化學保護法（犧牲陽極的陰極保護法；外加電流的陰極保護法。）

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：電能轉(zhuǎn)化為化學能。

「①、與電源本連的兩個電極；

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