高中化學(xué)選修4化學(xué)反應(yīng)原理知識(shí)點(diǎn)總結(jié)(史上最全)

1、選彳4知識(shí)點(diǎn)匯總希望同學(xué)們好好復(fù)習(xí)，期末取得好成績(jī)!第一章化學(xué)反應(yīng)與能量一、烙變反應(yīng)熱1 .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 .始變（AH的意義：在恒壓條件下進(jìn)行的化學(xué)反應(yīng)的熱效應(yīng)（1）.符號(hào)：4H （2）.單位：kJ/mol3 .產(chǎn)生原因：化學(xué)鍵斷裂一一吸熱化學(xué)鍵形成一一放熱放出熱量的化學(xué)反應(yīng)。（放熱吸熱）4H為-"或HvO吸收熱量的化學(xué)反應(yīng)。（吸熱>放熱）4H為"+'H>0常見的放熱反應(yīng)：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 常見的吸熱反應(yīng)：晶體

2、Ba（OH） 2?8H2O與NH4CI 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)俊鹽溶解等二、熱化學(xué)方程式書寫化學(xué)方程式注意要點(diǎn)：熱化學(xué)方程式必須標(biāo)出能量變化。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)（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）熱化學(xué)反應(yīng)方程式要指明反應(yīng)時(shí)的溫度和壓強(qiáng)。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)各物質(zhì)系數(shù)加倍，4H加倍；反應(yīng)逆向進(jìn)行，4H改變符號(hào)，數(shù)值不變例：CH 4 （g） + 2O 2 （g） = CO 2 （g） + 2H 2O （l）A H =-890.3 kJ/mol三、燃燒熱1 .概念：25 C, 101

3、kPa時(shí)，1mol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：25 C, 101kPa反應(yīng)程度：完全燃燒，產(chǎn)物是穩(wěn)定的氧化物。 （CO 2,4 SO2, H H2O, 只能在氧氣中燃燒。）燃燒物的物質(zhì)的量：1mol研究?jī)?nèi)容：放出的熱量。（ AH<0,單位kJ/mol）四、中和熱（?？歼x擇：判斷熱化學(xué)方程式是否正確）1 .概念：在稀溶液中，酸跟堿發(fā)生中和反應(yīng)而生成1molH2。，這時(shí)的反應(yīng)熱叫中和熱。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)方程式為：H+（aq） +OH -（aq） =H 2O（l） , AH=

4、 57.3kJ/mol3 .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。4 .中和熱的測(cè)定實(shí)驗(yàn)：（1）儀器：大燒杯、小燒杯、溫度計(jì)、量筒、泡沫塑料、泡沫塑料板、環(huán)形玻璃攪拌棒（上下攪動(dòng)）（?？继羁眨?）藥品：0.5mol/L鹽酸、0.55mol/L NaOH 溶液。（堿稍過(guò)量，保證氫離子完全反應(yīng)）（3）步驟：（略）（4）數(shù)據(jù)處理：Q=CmAt, C=4.18kJ/（kg. oC）, m=0.1kg （?？加?jì)算）五、蓋斯定律（?？加?jì)算）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

5、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。C（s）+1/2O 2（g）=CO（g）AHi CO（g）+1/2O 2（g）=CO 2（g） AH2C（s）+O 2（g）=CO 2（g）A H 3 + "即 AHi+ AH2=AH3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） 定義：用來(lái)衡量化學(xué)反應(yīng)的快慢，單位時(shí)間內(nèi)反應(yīng)物或生成物的物質(zhì)的量的變化表示方法：?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：v=A C/AK U：平均速率，Ac:濃度變化，At時(shí)間）單位： mol/ （ L?s）影響因素：決定因素（內(nèi)因）：反應(yīng)物的

6、性質(zhì)（決定因素） 條件因素（外因）：反應(yīng)所處的條件外因?qū)瘜W(xué)反應(yīng)速率影響的變化規(guī)律條件變化活化分子的量的變化反應(yīng)速率 的變化反應(yīng)物的濃度增大:單位體積里的總數(shù)目增多，百分?jǐn)?shù)不變?cè)龃鬁p小;單位體積里的總數(shù)目減少，百分?jǐn)?shù)不變減小氣體反應(yīng)物的壓強(qiáng)增大單位體積里的總數(shù)目增多，百分?jǐn)?shù)不變?cè)龃鬁p小單位體積里的總數(shù)目減少，百分?jǐn)?shù)不變減小反應(yīng)物的溫度升高百分?jǐn)?shù)增大，單位體積里的總數(shù)目增多增大降低百分?jǐn)?shù)減少，單位體積里的總數(shù)目減少減小反應(yīng)物的催化劑使用百分?jǐn)?shù)劇增，單位體積里的總數(shù)目劇增居增撤去百分?jǐn)?shù)劇減，單位體積里的總數(shù)目劇減劇減其他光，電磁波，超聲波，固體反應(yīng)物顆粒的 大小，溶劑等有影響注意：（1）參加反應(yīng)的

7、物質(zhì)為固體和液體，由于壓強(qiáng)的變化對(duì)濃度幾乎無(wú)影響，可以認(rèn)為反應(yīng)速率 不變。（2）惰性氣體對(duì)于速率的影響恒溫恒容時(shí)：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)速率不變恒溫恒壓時(shí)：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)速率減慢二、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(gè)可逆反應(yīng)進(jìn)行到正逆反應(yīng)速率相等時(shí)，更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(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）3、判斷

8、平衡的依據(jù)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)mA(g)+nB(g)=C(g)+qD(g)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)的量一不一定平衡正、逆反應(yīng) 速率的關(guān)系 在單位時(shí)間內(nèi)消耗了m mol A同時(shí)生成 m mol A,即V（正）=V（逆）平衡在單位時(shí)間內(nèi)消耗了n mol B同時(shí)消耗了 p mol C ,則V（正）=V（逆）平衡 V(A):V(B):V(C):V(D)=m:n:p:q, V(正)不f Q V(逆)不一定平衡在單位時(shí)間內(nèi)生成n molB,同時(shí)消

9、耗了 q molD ,因均指 V（逆）不一定平衡壓強(qiáng)m+酎p+q時(shí)，總壓力冗（其他條件&）平衡m+n=p+q時(shí)，總壓力一te （其他條件一th）不一定平衡混合氣體平均相對(duì)分子質(zhì)里 MrMr te時(shí)，只有當(dāng)m+ir5 p+q時(shí)平衡 Mr -te時(shí)，但 m+r=p+q 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f(wàn)不一定平衡其他如體系顏色不再變化等平衡（二）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，

10、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，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(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)化學(xué)平衡移動(dòng)的影響影響規(guī)律：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)。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

11、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向移動(dòng)。三、化學(xué)平衡常數(shù)(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)，生成物濃度哥之積與反應(yīng)物濃度哥之積的比值是一個(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)關(guān)，

12、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)值的大小是可逆反應(yīng)進(jìn)行程度的標(biāo)志。K值越大，說(shuō)明平衡時(shí)牛成物的濃度越大,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，貝密反。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

13、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、化學(xué)反應(yīng)進(jìn)行的方向1、反應(yīng)嫡變與反應(yīng)方向：(1)嫡：物質(zhì)的一個(gè)狀態(tài)函數(shù)，用來(lái)描述體系的混亂度，符號(hào)為S.單位：J?mo1?K1(2)體系趨向于有序轉(zhuǎn)變?yōu)闊o(wú)序，導(dǎo)致體系的嫡增加，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(shí)嫡值最大，液態(tài)時(shí)次之，固態(tài)時(shí)最小。即S(g)S(l)S(s)2、反應(yīng)方向判斷依據(jù)在溫度、壓強(qiáng)一定的條件下，化學(xué)反應(yīng)的判讀依據(jù)為：AH-TASV0反應(yīng)能自發(fā)進(jìn)行；AH-TA S=0反應(yīng)達(dá)到平衡狀態(tài)；AH-TAS>0反應(yīng)不能自發(fā)進(jìn)行注意：(1) AH為

14、負(fù)，AS為正時(shí)，任何溫度反應(yīng)都能自發(fā)進(jìn)行(2) AH為正，AS為負(fù)時(shí)，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)：在水溶液中或熔化狀態(tài)下能導(dǎo)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(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)。漫和物物質(zhì)F單質(zhì)'猙電解疑2 強(qiáng)酸F強(qiáng)一丈一敷黛 .如H口、NaOH. Nad,受凈物電解質(zhì)弱電鞋費(fèi)：疆酸就璃，少效/.水：® HCIO, NHb - HjO.HjO怩專糊I ，外電解啜；/金大部分It機(jī)制 5SC、COi.CC

15、U. CHa=CH2”川,2、電解質(zhì)與非電解質(zhì)本質(zhì)區(qū)別：電解質(zhì) 離子化合物或共價(jià)化合物非電解質(zhì) 共價(jià)化合物注意：電解質(zhì)、非電解質(zhì)都是化合物SO2、NH3、CO 2等屬于非電解質(zhì)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 BaSO4全部電離，故BaSO4為強(qiáng)電解質(zhì)）電解質(zhì)的強(qiáng)弱與導(dǎo)電性、溶解性無(wú)關(guān)。3、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率 和離子結(jié)合成 時(shí)，電離過(guò)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： 溫度：電離一般吸熱，升溫有利于電離。 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)。 同離子效應(yīng)：在弱電解質(zhì)

16、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。 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。5、電離方程式的書寫：用可逆符號(hào)弱酸的電離要分布寫（第一步為主）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(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Ka表示酸，Kb表示堿。）表示方法： AB 胃=A + +B- Ki= A+B-/AB7、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

17、大，其電離程度越大，酸性越強(qiáng)。如：H2SO3>H 3PO4>HF>CH 3COOH>H 2CO 3>H 2S>HClO二、水的電離和溶液的酸堿性HQ 7、H+ +0H-1 .水電離平衡：水的離子積：Kw= cH + cOH -25 c時(shí),H +=OH - =10 -7 mol/L ; K w= H + OH - = 1*10 -14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(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Kw < 1*10 -14溫度

18、：促進(jìn)水的電離（水的電離是 吸 熱的）易水解的鹽：促進(jìn)水的電離Kw > 1*10-144、溶液的酸堿性和pH:（1） pH=-lgcH +（2） pH的測(cè)定方法：酸堿指示劑甲基橙、石蕊、酚Mt 。變色范圍：甲基橙 3.14.4 （橙色）石蕊5.08.0 （紫色） 酚M 8.210.0 （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(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：（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，再求其它）H +混=（H+iVi+H+2V2）/

19、 （V1+V2）2、強(qiáng)堿與強(qiáng)堿的混合：（先求OH -混：將兩種酸中的OH商子物質(zhì)的量相加除以總體積，再求其它）OH -混=（OH-iVi+OH-2V2）/ （V1+V2）（注意:不能直接計(jì)算H+混，H+為 H+的濃度）3、強(qiáng)酸與強(qiáng)堿的混合：（先據(jù)H+ OH -=H 2O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 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(guò)程溶液pH值的變化規(guī)律:1、強(qiáng)酸溶液：稀釋2、弱酸溶液：稀釋3、強(qiáng)堿溶液：稀釋4、弱堿溶液：稀釋10n倍時(shí)，pH稀=pH原+n （但始終不能大于或等于7）10n倍時(shí)，pH稀pH

20、原+n （但始終不能大于或等于7）10n倍時(shí)，pH稀=pH原一n （但始終不能小于或等于7）10n倍時(shí)，pH稀pH原一n （但始終不能小于或等于7）pH均接近75、不論任何溶液，稀釋時(shí) pH均是向7靠近（即向中性靠近）；任何溶液無(wú)限稀釋后6、稀釋時(shí)，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（pH"強(qiáng)堿（pH2）混和計(jì)算規(guī)律1、若等體積混合pH 1+pH 2=14則溶液顯中性 pH=7pH 1+pH 2> 15則溶液顯堿性 pH=pH 2-0.3pH 1+pH 2w 13 則溶液顯酸性 pH=pH 1+0.32、若混合后顯中性pH 1+pH 2=14

21、V 酸：V 堿=1 : 1,一 , ,c14- pH1+pH2）pH 1+pH 2 手 14 V 酸：V 堿=1 : 10六、酸堿中和滴定：1、中和滴定的原理實(shí)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(guò)程：（1）儀滴定管的刻度，0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：洗滌、檢漏、潤(rùn)洗、裝液、趕氣泡、調(diào)液面。（洗

22、滌：用洗液洗一檢漏：滴定管是否漏水 一用水洗一用標(biāo)準(zhǔn)液洗（或待測(cè)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(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)白量濃度；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：并c - V。堿=工二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)

23、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。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(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、鹽類水解規(guī)律：有弱才水解，無(wú)弱不水解，越弱越水解；都弱雙水解

24、，誰(shuí)強(qiáng)顯誰(shuí)性，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:Na2CO3> NaHCO 3）4、鹽類水解的特點(diǎn)：（1）可逆（與中和反應(yīng)互逆）（2）程度?。?）吸熱5、影響鹽類水解的外界因素：溫度：溫度越高水解程度越大（水解吸熱，越熱越水解）濃度：濃度越小，水解程度越大（越稀越水解）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(yáng)離子水解；OH -促進(jìn)陽(yáng)離子水解而抑制陰離子水解）6、酸式鹽溶液的酸堿性：只電離不水解：如HSO4-顯 酸 性電離程度水解程度，顯酸 性（如：HSO 3-、H2P。4-）水解程度電離程度，顯堿 性（如：HCO 3-、HS-、HP

25、O 42-）7、雙水解反應(yīng)：（1）構(gòu)成鹽的陰陽(yáng)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+、A產(chǎn)與 AlO 八 CO 32-（HCO 3-）、S2-（HS-）、SO32-（HSO 3-）; S2-與NH4+； CO32-（HCO 3-）與NH 4+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：2A13+ 3S2- + 6H 2O = 2Al（OH） 3J+3HST8、鹽類水解的應(yīng)用：水解的應(yīng)用實(shí)例原理凈水明磯凈水Al3+3H 2O Al(OH) 3(膠體)+3H +去油污用

26、熱堿水冼油污物品CO32-+H 2O= HCO 3-+OH -藥品的保存配制FeCl 3溶液時(shí)常加入少量鹽酸Fe3+3H 2OFe(OH) 3+3H +配制 Na 2CO 3溶液時(shí)常加入少量 NaOHCO32-+H 2OHCO 3-+OH -制備無(wú)水鹽由MgCl 2 6H2O制無(wú)水 MgCl 2在HCl氣流中加熱若不然，則：MgCl 2 6H2O - Mg(OH) 2+2HCl+4H 2OMg(OH) 2 - MgO+H 2O泡沫滅火器用Al2（SO4）3與NaHCO 3溶液混合Al3+3HCO 3-=Al(OH) 3 J +3CQT比較鹽溶液中離 子濃度的大小比較NH 4Cl溶液中離子濃度的

27、大小NH 4+H 2O = NH 3 H 2O+H +c(Cl-)>c(NH 4+)>c(H +)>c(OH) -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：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)的乘積之和物料守恒：（即原子個(gè)數(shù)守恒或質(zhì)量守恒）某原子的總量（或總濃度）=其以各種形式

28、存在的所有微粒的量（或濃度）之和質(zhì)子守恒：即水電離出的H +濃度與OH-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(shí)(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(shí) 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 10-5mol/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)：CaSOc Ca(OH)Ag2SO4(5)溶解平衡常為吸熱，但Ca(OH) 2為放

29、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(biāo)明狀態(tài)，并用三二1 "。如：Ag2s(s)= 2Ag+(aq) +S2-(aq)3、沉淀生成的三種主要方式(1)加沉淀劑法：Ksp越小(即沉淀越難溶)，沉淀越完全；沉淀劑過(guò)量能使沉淀更完全。(2)調(diào)pH值除某些易水解的金屬陽(yáng)離子：如加 MgO除去MgCl2溶液中FeCl 3°(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：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

30、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)1)定義：在一定條件下，難溶電解質(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(dá)式： AmBn(s) = m A n+ (aq) + n B m- (aq)Ksp= c(A n+) m ?c(Bm-) n3)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)溶解第四

31、章電化學(xué)法防Cu一、化學(xué)能轉(zhuǎn)化為電能 電池1、原電池的工作原理H5C(1)原電池的概念：把化學(xué)能轉(zhuǎn)變?yōu)殡娔艿难b置稱為原電池?？锩@王.(2)Cu Zn原電池的工作原理：如圖為Cu-Zn原電池，其中 Zn為負(fù)極，Cu為正極，構(gòu)成閉合回路后的現(xiàn)象是：Zn片逐漸溶解,Cu片上有氣泡產(chǎn)生，電流計(jì)指針發(fā)生偏轉(zhuǎn)。該原電池反應(yīng)原理為：Zn失電子，負(fù)極反應(yīng)為：Zn-2e Zn2 ; H卡得電子，正極反應(yīng)為： 2 H + 2e 2。電子定向移動(dòng)形成電流?？偡磻?yīng)為：Zn + CuSO 4 = ZnSO 4 + Cu。原電池的電能若兩種金屬做電極，活潑金屬為負(fù)極，不活潑金屬為正極；若一種金屬和一種非金屬做電極， 金屬為負(fù)極，非金屬為正極。2、化學(xué)電源鋅鎰干電池負(fù)極反應(yīng)：Zn-2e Zn2 ;正極反應(yīng)：2NH 4+ 2e一2NH 3+H2;(2)鉛蓄電池負(fù)極反應(yīng)：Pb+ SO42 = PbSO4+ 2e正極反應(yīng)：PbO2+ 4H + SO42 + 2e = PbSO4+ 2H 2。放電時(shí)總反應(yīng)：Pb+ PbO 2+ 2H 2SO4= 2PbSO 4 + 2H 20。充電時(shí)總反應(yīng)：2PbSO4+ 2H2。= Pb+ P