高中化學(xué)選修4知識(shí)點(diǎn)分類(lèi)總結(jié)

1、化學(xué)選修4化學(xué)反應(yīng)與原理章節(jié)知識(shí)點(diǎn)梳理第一章化學(xué)反應(yīng)與能量一、焓變反應(yīng)熱1反應(yīng)熱：化學(xué)反應(yīng)過(guò)程中所放出或吸收的熱量，任何化學(xué)反應(yīng)都有反應(yīng)熱，因?yàn)槿魏位瘜W(xué)反應(yīng)都會(huì)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.焓變（H）的意義：在恒壓條件下進(jìn)行的化學(xué)反應(yīng)的熱效應(yīng).符號(hào)：H.單位：kJ/mol，即：恒壓下：焓變二反應(yīng)熱，都可用厶H表示，單位都是kJ/mol。3. 產(chǎn)生原因：化學(xué)鍵斷裂吸熱化學(xué)鍵形成放熱放出熱量的化學(xué)反應(yīng)。（放熱吸熱）H為“-”或H0吸收熱量的化學(xué)反應(yīng)。（吸熱放熱）H為“+”或厶H0也可以利用計(jì)算厶H來(lái)判斷是吸熱還是放熱。日=生成物所具有的總能量-反應(yīng)物

2、所具有的總能量=反應(yīng)物的總鍵能-生成物的總鍵能常見(jiàn)的放熱反應(yīng)：所有的燃燒反應(yīng)所有的酸堿中和反應(yīng)大多數(shù)的化合反應(yīng)金屬與水或酸的反應(yīng)生石灰（氧化鈣）和水反應(yīng)鋁熱反應(yīng)等常見(jiàn)的吸熱反應(yīng)：晶體Ba（OH”8HO與NHCI大多數(shù)的分解反應(yīng)條件一般是加熱或高溫的反應(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(xué)變化），一般銨鹽溶解是吸熱現(xiàn)象，別的物質(zhì)溶于水是放熱。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(shí)所具有的能量：氣態(tài)液態(tài)固態(tài)6. 常溫是指25，101.標(biāo)況是指0,101.7. 比較H時(shí)必須連同符號(hào)一起比較。二、熱化學(xué)方程式書(shū)寫(xiě)化學(xué)方程式注意要點(diǎn)

3、: 熱化學(xué)方程式必須標(biāo)出能量變化，即反應(yīng)熱H,AH對(duì)應(yīng)的正負(fù)號(hào)都不能省。 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,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） 熱化學(xué)反應(yīng)方程式不標(biāo)條件，除非題中特別指出反應(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)表示物質(zhì)的量，不表示個(gè)數(shù)和體積，可以是整數(shù)，也可以是分?jǐn)?shù) 各物質(zhì)系數(shù)加倍，H加倍，即：H和計(jì)量數(shù)成比例；反應(yīng)逆向進(jìn)行，H改變符號(hào)數(shù)值不變。6.表示意義：物質(zhì)的量物質(zhì)狀態(tài)吸收或放出*熱量。三、燃燒熱1概念：101kPa時(shí)，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H2Q）時(shí)所放出的熱量。燃燒熱的單位用k

4、J/mol表示。注意以下幾點(diǎn)： 研究條件：101kPa 反應(yīng)程度：完全燃燒，產(chǎn)物是穩(wěn)定的氧化物。 燃燒物的物質(zhì)的量：1mol 研究?jī)?nèi)容：放出的熱量。（H<Q單位kJ/mol）2. 燃燒熱和中和熱的表示方法都是有H時(shí)才有負(fù)號(hào)。3. 石墨和金剛石的燃燒熱不同。不同的物質(zhì)燃燒熱不同。四、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1molH2O,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）=H2O（l）H=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mol。4. 中和熱的測(cè)定實(shí)驗(yàn)：看課本

5、裝置圖（1）一般用強(qiáng)酸和強(qiáng)堿做實(shí)驗(yàn)，且堿要過(guò)量（如果酸和堿的物質(zhì)的量相同，中和熱會(huì)偏?。?，一般中和熱為mol。（2）若用弱酸或弱堿做實(shí)驗(yàn)，放出的熱量會(huì)偏小，中和熱會(huì)偏小。（3）若用濃溶液做實(shí)驗(yàn)，放出的熱量會(huì)偏大，中和熱會(huì)偏大。（4）在試驗(yàn)中，增大酸和堿的用量，放出的熱量會(huì)增多但中和熱保持不變。五、蓋斯定律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、能源注：水煤氣是二次能源。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

6、：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=Ac/t（u:平均速率，c:濃度變化，t:時(shí)間）單位：mol/（Ls）影響因素： 決定因素（內(nèi)因）：反應(yīng)物的性質(zhì)（決定因素） 條件因素（外因）：濃度（固體和純液體除外），壓強(qiáng)（方程式中必須要有氣體），溫度（提高了反應(yīng)物分子的能量），催化劑（降低了活化能），濃度和壓強(qiáng)主要是通過(guò)使單位體積內(nèi)分子總數(shù)增大來(lái)增大反應(yīng)速率，溫度和壓強(qiáng)主要是使活化分子百分?jǐn)?shù)增大來(lái)增大反應(yīng)速率。2. 濃度和壓強(qiáng)是單位體積內(nèi)活化分子百分?jǐn)?shù)不變，溫度和催化劑是分子總數(shù)不變。注意：（1）、參加

7、反應(yīng)的物質(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)：充入本體系氣體，反應(yīng)速率增大；充入惰性氣體t反應(yīng)速率不變 恒溫恒壓時(shí)：充入惰性氣體t反應(yīng)速率減小二、化學(xué)平衡（一）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)，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(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、判斷平衡的依據(jù)判斷可逆反應(yīng)達(dá)到平衡狀態(tài)

8、的方法和依據(jù)例舉反應(yīng)mA(g)+nB(g)pC(g)+qD(g)各物質(zhì)的物質(zhì)的量或各物質(zhì)的物質(zhì)的量平衡混合物體的分?jǐn)?shù)一定系中各物質(zhì)的質(zhì)量或各物質(zhì)質(zhì)量分?jǐn)?shù)一定平衡各成分的各氣體的體積或體積分?jǐn)?shù)一定平衡含量即：各組分的量保持不變時(shí)一定能判斷平衡。正、逆反在單位時(shí)間內(nèi)消耗了mmolA同時(shí)生成mmolA,平衡應(yīng)速率的在單位時(shí)間內(nèi)消耗了nmolB同時(shí)消耗了pmolC，平衡關(guān)系V(A):V(B):V(C):V(D)=m:n:p:q，V(正)不一定平不一定等于V（逆）衡即：用物質(zhì)來(lái)判斷平衡時(shí)，必須要一正一逆且要帶上系數(shù)。用速率來(lái)判斷平衡時(shí)，必須要一正一逆且速率之比等于計(jì)量數(shù)之比。總的壓強(qiáng)，總的物質(zhì)的量，總的

9、體積m+rp+q時(shí)，能判斷平衡m+n二p+c時(shí)，不能判斷平衡。即：總的量看氣體的計(jì)量數(shù)，氣體的計(jì)量數(shù)不等時(shí)能判斷?；旌蠚怏w平均相對(duì)分子質(zhì)量Mr或密度用公式判斷推出公式是一個(gè)變化的量就能判斷平衡溫度任何反應(yīng)都伴隨著能量變化，當(dāng)體系溫度一定時(shí)（其他不變）一定能判斷平衡。平衡其他變化的量能判斷平衡，固定不變的量不能判斷平衡。（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，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)2、溫

10、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

11、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)，生成物濃度冪之積與反應(yīng)物濃度冪之積的比值是一個(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)的濃度是平衡時(shí)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(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(xiě)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)生成物的濃

12、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，則相般地，K>105時(shí)，該反應(yīng)就進(jìn)行得基本完全了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(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(chēng)為等效

13、平衡。2、分類(lèi)(1)定溫，定容條件下的等效平衡第一類(lèi)：對(duì)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(lái)相同；同時(shí)必須保證平衡式左右兩邊同一邊的物質(zhì)的量與原來(lái)相同。第二類(lèi)：對(duì)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(lái)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)熵變與反應(yīng)方向：(1)熵: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?mol-1?K-1(2)體系趨向于有序轉(zhuǎn)變?yōu)闊o(wú)序，導(dǎo)致體系的熵增加，這叫做熵增加原理，也是反應(yīng)方向判斷的依據(jù)。.(3)同一

14、物質(zhì)，在氣態(tài)時(shí)熵值最大，液態(tài)時(shí)次之，固態(tài)時(shí)最小。即S(g)S(l)S(s)(4)方程式中氣體計(jì)量數(shù)增大的方向就是熵增的方向。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： H-TAS0反應(yīng)能自發(fā)進(jìn)行 H-TAS=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、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)物

15、質(zhì)*（單質(zhì)純凈物化合物卩雖電解質(zhì):f電解質(zhì)*弱電解質(zhì):H2O非電解質(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)強(qiáng)酸，強(qiáng)堿，大多數(shù)鹽。女口HCl、NaOHNaCI、BaSO。如HCIONHH2OCu（OH）2、非金屬氧化物，大部分有機(jī)物。女口SQ、CQ、CH2Q、CCbCH=CH2、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SQ、NH、CQ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BaSQ不溶于水，但溶于水的BaSQ全部電離，故BaSQ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

16、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：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?。喝芤合♂寱r(shí)，電離平衡向著電離的方向移動(dòng)。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(huì)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(shí)，有利于電離9、電離方程式的書(shū)寫(xiě)：用可逆符號(hào)弱酸的電離要分布寫(xiě)（第一步為主）10、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

17、示酸，Kb表示堿。）表示方法：ABA+B-Ki=A+B-/AB11、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(qiáng)。女口：H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>2CHO3>H2S>HClO二、水的電離和溶液的酸堿性1水電離平衡水的離子積：Kw=_cH+cOH_25C時(shí),H+=OH-=10-7mol/L;Kw=H+OH=1*10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

18、）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Kw1*10-14 溫度：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：酸堿指示劑一一甲基橙、石蕊、酚酞。變色范圍：甲基橙（橙色）石蕊（紫色）酚酞（淺紅色）pH試紙一操作。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：將兩種酸中的離子物質(zhì)的量相加除以總體積，再求其它）H+混二（H+1V1+H+2V2）/（V1+V2）2、

19、強(qiáng)堿與強(qiáng)堿的混合：（先求0H混：將兩種酸中的0H離子物質(zhì)的量相加除以總體積，再求其它）0H-混=（OHM+OH2U）/（V1+V2）（注意：不能直接計(jì)算H+混）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10n倍時(shí)，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(shí)，pH稀pH原+n（但始終不能大于或等于7)3、強(qiáng)堿溶液:稀釋10n倍時(shí)，pH稀=pH原n（但始終不能小于或等于7)4、弱堿溶

20、液：稀釋10n倍時(shí)，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(shí)pH均是向7靠近（即向中性靠近）；任何溶液無(wú)限稀釋后pH均接近76、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(pH1)強(qiáng)堿(pH2混和計(jì)算規(guī)律、若等體積混合pH1+pH2=14則溶液顯中性pH=7pH1+pHQ15則溶液顯堿性pH=pH1+pH2C13則溶液顯酸性pH=pH1+、若混合后顯中性pH1+pH2=14V酸：V堿=1:1H1+pH玄14V酸：V堿=1:1014-(pH1+pH2六、酸堿中和滴定：1、中和滴定的原理實(shí)質(zhì)：H+OH二HO即酸能提供的H+和堿能提供的0H

21、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刻度在二，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：檢漏、洗滌、潤(rùn)洗、裝液、趕氣泡、調(diào)液面。(洗滌：用洗液洗-檢漏：滴定管是否漏水t用水洗t用標(biāo)準(zhǔn)液洗(或待測(cè)液洗裝溶液t排氣泡t調(diào)液面t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

22、氧根離子數(shù)；c酸或堿的物質(zhì)的量濃度；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)，貝心c堿=A2nV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)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

23、。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(lèi)的水解（只有可溶于水的鹽才水解）1、鹽類(lèi)水解：在水溶液中鹽電離出來(lái)的離子跟水電離出來(lái)的或0H吉合生成弱電解質(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)的或0H吉合,破壞水的電離，是平衡向右移動(dòng)，促進(jìn)水的電離。3、鹽類(lèi)水解規(guī)律： 有弱才水解，無(wú)弱不水解，越弱越水解：誰(shuí)強(qiáng)顯誰(shuí)性，兩弱都水解，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:NazCO>NaHCO4、鹽類(lèi)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(lèi)水解的外界因素： 溫度：溫度越高水解程度越大（水解吸

24、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HSO顯酸性 電離程度水解程度，顯酸性(如：HSOJ、H2PQ-) 水解程度電離程度，顯堿性(如：HCQ、HS、HPQ-)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(jiàn)的雙水解反應(yīng)完全的為：Fe3+、人|3+與AIQ2-、CQ2-(HCQ-)、g-(HS-)、SQ2-(HSQ-);S與NH+;C&

25、;lHCQ)與NH+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：2AI3+3S2-+6H2Q=2AI(QH)3；+3H2Sf8、鹽類(lèi)水解的應(yīng)用：水解的應(yīng)用實(shí)例原理1、凈水明磯凈水AI3+3HQAI(QH)3(膠體)+3H+2、去油污用熱堿水冼油污物品KC&-+HQHCQ3-+QH3、藥品的保存配制FeCl3溶液時(shí)常加入少量鹽酸K.XFe3+3HQFe(QH)3+3H配制NqCQ溶液時(shí)常加入少量NaQHCGf-+HQHCQ3-+QH4、制備無(wú)水鹽由MgC26H2O制無(wú)水MgC2在HCI氣流中加熱若不然，則、MgC26H2OMg(OH)+2HCI+4HO

26、Mg(OH)MgO+H2O5、泡沫滅火器用Al2（SO4）3與NaHCO溶液混合AI3+3HCO=AI(OH)3J+3COf6、比較鹽溶液中離子濃度的大小比較NHCI溶液中離子濃度的大小也%+NH+HONH3HO+H-+-c(CI)>c(NH4)>c(H)>c(OH)9、水解平衡常數(shù)（Kh）對(duì)于強(qiáng)堿弱酸鹽：Kh二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(duì)于強(qiáng)酸弱堿鹽：Kh二Kw/K（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(shū)寫(xiě)原則1、多元弱酸（多元弱酸鹽）的電離（水解）的書(shū)寫(xiě)原則

27、：分步書(shū)寫(xiě)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(shū)寫(xiě)原則：一步書(shū)寫(xiě)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(jiàn)知識(shí)（1）溶解度小于的電解質(zhì)稱(chēng)難溶電解質(zhì)。（2）反應(yīng)后離子濃度降至1*1

28、0-5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“二”常見(jiàn)的難溶物在水中的離子濃度均遠(yuǎn)低于10-5mol/L,故均用“二”。（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)：CaSOCa（OH卜AgSQ（5）溶解平衡常為吸熱，但Ca（QH>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(shū)寫(xiě)注意在沉淀后用（s）標(biāo)明狀態(tài)，并用“遼如：AgS（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?。闯恋碓诫y溶），

29、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MgC2溶液中FeCb。（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)。常采用的方法有：酸堿；氧化還原沉淀轉(zhuǎn)L。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。女口：AgN（DAgCI（白色沉淀）AgBr（淡黃色）AgI（黃色）Ag2S（黑色）6、溶度積（心）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)。、表達(dá)式：AmBn（s）mAn+（aq）+nBm-（aq）Ksp

30、=c（An+）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Q（離子積）Ksp有沉淀析出Q=Ksp平衡狀態(tài)QKsp未飽和，繼續(xù)溶解第四章電化學(xué)基礎(chǔ)第一節(jié)原電池原電池：1、概念：學(xué)能轉(zhuǎn)化為電能的裝置叫做原電池2、組成條件：兩個(gè)活潑性不同的電極電解質(zhì)溶液電極用導(dǎo)線相連并插入電解液構(gòu)成閉合回路3、電子流向：外電路：負(fù)極導(dǎo)線一一正極內(nèi)電路：鹽橋中離子移向負(fù)極的電解質(zhì)溶液，鹽橋中離子移向正極的電解質(zhì)溶液。4、電極反應(yīng)：以鋅銅原電池為例：負(fù)極：氧化反應(yīng)：Zn2e=zf*(較活潑金屬)正極：還原反應(yīng)：2H*+2e=Hf(較不活潑金屬)

31、總反應(yīng)式：_Zn+2H二Zn2+H2f_5、正、負(fù)極的判斷：(1) 從電極材料：一般較活潑金屬為負(fù)極；或金屬為負(fù)極，非金屬為正極。(2) 從電子的流動(dòng)方向負(fù)極流入正極(3) 從電流方向正極流入負(fù)極(4) 根據(jù)電解質(zhì)溶液內(nèi)離子的移動(dòng)方向陽(yáng)離子流向正極，陰離子流向負(fù)極(5) 根據(jù)實(shí)驗(yàn)現(xiàn)象溶解的一極為負(fù)極增重或有氣泡一極為正極第二節(jié)化學(xué)電池1、電池的分類(lèi)：化學(xué)電池、太陽(yáng)能電池、原子能電池2、化學(xué)電池：借助于化學(xué)能直接轉(zhuǎn)變?yōu)殡娔艿难b置3、化學(xué)電池的分類(lèi)：一次電池、二次電池、燃料電池一、一次電池1、常見(jiàn)一次電池：堿性鋅錳電池、鋅銀電池、鋰電池等二、二次電池1、二次電池：放電后可以再充電使活性物質(zhì)獲得再生

32、，可以多次重復(fù)使用，又叫充電電池或蓄電池。2、電極反應(yīng)：鉛蓄電池放電：負(fù)極（鉛）：Pb+so2-2e=PbSOj_正極（氧化鉛）：_PbC2+4H+so2-+2e=PbSOj+2H2O_充電：陰極：PbSC4+2H2C2e=PbC+4H+sc4-陽(yáng)極：_SC4+2e=Pb+so2-_放電兩式可以寫(xiě)成一個(gè)可逆反應(yīng)：_PbO2+Pb+2F2SO2PbSO4J+2HO3、目前已開(kāi)發(fā)出新型蓄電池：銀鋅電池、鎘鎳電池、氫鎳電池、鋰離子電池、聚合物鋰離子電池三、燃料電池1、燃料電池：是使燃料與氧化劑反應(yīng)直接產(chǎn)生電流的一種原電池2、電極反應(yīng)：一般燃料電池發(fā)生的電化學(xué)反應(yīng)的最終產(chǎn)物與燃燒產(chǎn)物相同，可根據(jù)燃燒反

33、應(yīng)寫(xiě)出總的電池反應(yīng)，但不注明反應(yīng)的條件。，負(fù)極發(fā)生氧化反應(yīng)，正極發(fā)生還原反應(yīng)，不過(guò)要注意一般電解質(zhì)溶液要參與電極反應(yīng)。以氫氧燃料電池為例，鉑為正、負(fù)極，介質(zhì)分為酸性、堿性和中性。當(dāng)電解質(zhì)溶液呈酸性時(shí)：負(fù)極：2H4e=4H正極：O2+4e4H=2HO當(dāng)電解質(zhì)溶液呈堿性時(shí)：負(fù)極：_2H2+4OH4e=4H正極：O2+2HO+4e=4OH另一種燃料電池是用金屬鉑片插入KOH容液作電極，又在兩極上分別通甲烷燃料和氧氣氧化劑。電極反應(yīng)式為：負(fù)極：CH外10OH-8e=+7H2O正極：4H262O2+8e=8OH。電池總反應(yīng)式為：CH外2O22KOI+K2CO+3H2O3、燃料電池的優(yōu)點(diǎn)：能量轉(zhuǎn)換率高、廢

34、棄物少、運(yùn)行噪音低四、廢棄電池的處理：回收利用第三節(jié)電解池一、電解原理1、電解池：把電能轉(zhuǎn)化為化學(xué)能的裝置也叫電解槽2、電解:電流（外加直流電）通過(guò)電解質(zhì)溶液而在陰陽(yáng)兩極引起氧化還原反應(yīng)（被動(dòng)的不是自發(fā)的）的過(guò)程3、放電：當(dāng)離子到達(dá)電極時(shí)，失去或獲得電子，發(fā)生氧化還原反應(yīng)的過(guò)程4、電子流向：（電源）負(fù)極一（電解池）陰極一（離子定向運(yùn)動(dòng)）電解質(zhì)溶液一（電解池）陽(yáng)極一（電源）正極5、電極名稱(chēng)及反應(yīng)：陽(yáng)極：與直流電源的正極相連的電極，發(fā)生氧化反應(yīng)陰極：與直流電源的負(fù)極相連的電極，發(fā)生還原反應(yīng)6、電解CuCb溶液的電極反應(yīng)：陽(yáng)極：2CI-2e-=Cl2（氧化）陰極：Cu2+2e-=Cu（還原）總反應(yīng)式

35、：CuCI2=Cu+Cl2f7、電解本質(zhì)：電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電過(guò)程，就是電解質(zhì)溶液的電解過(guò)程規(guī)律總結(jié)：電解反應(yīng)離子方程式書(shū)寫(xiě)：放電順序：陽(yáng)離子放電順序Ag+>Hf>Fe3+>Cf>H（指酸電離的）>Pb2+>Sn2+>Fe2+>Zn2+>Al3+>M（3+>Nca>Cci+>K+陰離子的放電順序是惰性電極時(shí)：S'l'Br'Cl'OeNO'SGh等含氧酸根離子）>F-（SQ2-/MnO->0”是活性電極時(shí)：電極本身溶解放電注意先要看電極材料，是惰性電極還是活性電極，若陽(yáng)極

36、材料為活性電極（Fe、Cu）等金屬，則陽(yáng)極反應(yīng)為電極材料失去電子，變成離子進(jìn)入溶液；若為惰性材料，則根據(jù)陰陽(yáng)離子的放電順序，依據(jù)陽(yáng)氧陰還的規(guī)律來(lái)書(shū)寫(xiě)電極反應(yīng)式。電解質(zhì)水溶液點(diǎn)解產(chǎn)物的規(guī)律類(lèi)型電極反應(yīng)特點(diǎn)實(shí)例電解對(duì)象電解質(zhì)濃度pH電解質(zhì)溶液復(fù)原分解電解質(zhì)型電解質(zhì)電離出的陰陽(yáng)離子分別在兩極放電HCl電解質(zhì)減小增大HClCuCl2CuCl2放H2生成堿型陰極：水放H2生堿陽(yáng)極：電解質(zhì)陰離子放電NaCl電解質(zhì)和水生成新電解質(zhì)增大HCl放氧生酸型陰極：電解質(zhì)陽(yáng)離子放電CuSO電解質(zhì)和水生成新電解質(zhì)減小氧化銅陽(yáng)極：水放02生酸電解水型陰極：4H+4e-=2H2f陽(yáng)極：40H-4e-=02f+2H2ONaO

37、H水增大增大水H2SO4減小Na2S0/不變上述四種類(lèi)型電解質(zhì)分類(lèi)：（1）電解水型：含氧酸，強(qiáng)堿，活潑金屬含氧酸鹽（2）電解電解質(zhì)型：無(wú)氧酸，不活潑金屬的無(wú)氧酸鹽（氟化物除外）（3）放氫生堿型：活潑金屬的無(wú)氧酸鹽（4）放氧生酸型：不活潑金屬的含氧酸鹽二、電解原理的應(yīng)用1、電解飽和食鹽水以制造燒堿、氯氣和氫氣（1）、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法（2）、電極、電解質(zhì)溶液的選擇：陽(yáng)極：鍍層金屬，失去電子，成為離子進(jìn)入溶液Mne=Mn+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Mn+ne=M電解質(zhì)溶液：含有鍍層金屬離子的溶液做電鍍液鍍

38、銅反應(yīng)原理陽(yáng)極(純銅):Cu-2e-=Cu2+陰極(鍍件):CiT+2e=Cu電解液：可溶性銅鹽溶液，如CuSC溶液(3) 、電鍍應(yīng)用之一：銅的精煉陽(yáng)極：粗銅；陰極:純銅電解質(zhì)溶液:硫酸銅3、電冶金(1) 、電冶金：使礦石中的金屬陽(yáng)離子獲得電子，從它們的化合物中還原出來(lái)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：NaCI=Na+Cl通直流電后：陽(yáng)極：2Na+2e=2Na陰極：2CI2e=CLf規(guī)律總結(jié)：原電池、電解池、電鍍池的判斷規(guī)律(1) 若無(wú)外接電源，又具備組成原電池的三個(gè)條件。有活潑性不同的兩個(gè)電極；兩極用導(dǎo)線互相連接成直接插入連通的電解質(zhì)溶液里；較

39、活潑金屬與電解質(zhì)溶液能發(fā)生氧化還原反應(yīng)(有時(shí)是與水電離產(chǎn)生的H+乍用),只要同時(shí)具備這三個(gè)條件即為原電池。(2) 若有外接電源，兩極插入電解質(zhì)溶液中，貝卩可能是電解池或電鍍池；當(dāng)陰極為金屬，陽(yáng)極亦為金屬且與電解質(zhì)溶液中的金屬離子屬同種元素時(shí)，則為電鍍池。(3) 若多個(gè)單池相互串聯(lián)，又有外接電源時(shí)，則與電源相連接的裝置為電解池成電鍍池。若無(wú)外接電源時(shí)，先選較活潑金屬電極為原電池的負(fù)極(電子輸出極)，有關(guān)裝置為原電池，其余為電鍍池或電解池。原電池，電解池，電鍍池的比較類(lèi)別原電池電解池電鍍池定義將化學(xué)能轉(zhuǎn)變將電能轉(zhuǎn)變成化應(yīng)用電解原理在某（裝置特成電能的裝置學(xué)能的裝置些金屬表面鍍上一點(diǎn)）側(cè)層其他金屬反應(yīng)特征自發(fā)反應(yīng)非自發(fā)反應(yīng)非自發(fā)反應(yīng)裝置特征無(wú)電源，兩級(jí)有電源，兩級(jí)材料有電源材料不同可同可不同形成條件活動(dòng)性不同的兩電極連接直流1鍍層金屬接電源正兩極電源極，待鍍金屬接負(fù)電解質(zhì)溶液兩電極插入電解極；2電鍍液必須含形成閉合回路質(zhì)溶液有鍍層金屬的離子形成閉合回路電極名稱(chēng)負(fù)極：較活潑陽(yáng)極：與電源正極名稱(chēng)同