化學選修4知識點總結(jié)

化學選修4知識點總結(jié)

化學選修4學問點總結(jié)1

離子共存

1、由于發(fā)生復分解反響，離子不能大量共存。

（1）有氣體產(chǎn)生。

如CO32—、SO32—、S2—、HCO3—、HSO3—、HS—等易揮發(fā)的弱酸的酸根與H+不能大量共存。

（2）有沉淀生成。

如Ba2+、Ca2+、Mg2+、Ag+等不能與SO42—、CO32—等大量共存；Mg2+、Fe2+、Ag+、Al3+、Zn2+、Cu2+、Fe3+等不能與OH—大量共存；Pb2+與Cl—，F(xiàn)e2+與S2—、Ca2+與PO43—、Ag+與I—不能大量共存。

（3）有弱電解質(zhì)生成。

如OH—、CH3COO—、PO43—、HPO42—、H2PO4—、F—、ClO—、AlO2—、SiO32—、CN—、C17H35COO—、等與H+不能大量共存；一些酸式弱酸根如HCO3—、HPO42—、HS—、H2PO4—、HSO3—不能與OH—大量共存；NH4+與OH—不能大量共存。

（4）一些簡單發(fā)生水解的離子，在溶液中的存在是有條件的。

如AlO2—、S2—、CO32—、C6H5O—等必需在堿性條件下才能在溶液中存在；如Fe3+、Al3+等必需在酸性條件下才能在溶液中存在。這兩類離子不能同時存在在同一溶液中，即離子間能發(fā)生“雙水解”反響。如3AlO2—+3Al3++6H2O=4Al（OH）3↓等。

2、由于發(fā)生氧化復原反響，離子不能大量共存。

（1）具有較強復原性的離子不能與具有較強氧化性的離子大量共存。如S2—、HS—、SO32—、I—和Fe3+不能大量共存。

（2）在酸性或堿性的`介質(zhì)中由于發(fā)生氧化復原反響而不能大量共存。如MnO4—、Cr2O7—、NO3—、ClO—與S2—、HS—、SO32—、HSO3—、I—、Fe2+等不能大量共存；SO32—和S2—在堿性條件下可以共存，但在酸性條件下則由于發(fā)生2S2—+SO32—+6H+=3S↓+3H2O反響不能共在。H+與S2O32—不能大量共存。

3、能水解的陽離子跟能水解的陰離子在水溶液中不能大量共存（雙水解）。

例：Al3+和HCO3—、CO32—、HS—、S2—、AlO2—、ClO—等；Fe3+與CO32—、HCO3—、AlO2—、ClO—等不能大量共存。

4、溶液中能發(fā)生絡(luò)合反響的離子不能大量共存。

如Fe3+與SCN—不能大量共存；

化學選修4學問點總結(jié)2

第一章化學反響與能量

考點1：吸熱反響與放熱反響

1、吸熱反響與放熱反響的區(qū)分

特殊留意：反響是吸熱還是放熱與反響的條件沒有必定的聯(lián)系，而打算于反響物和生成物具有的總能量(或焓)的相對大小。

2、常見的放熱反響

①一切燃燒反響;

②活潑金屬與酸或水的反響;

③酸堿中和反響;

④鋁熱反響;

⑤大多數(shù)化合反響(但有些化合反響是吸熱反響，如：N2+O2=2NO，CO2+C=2CO等均為吸熱反響)。

3、常見的吸熱反響

①Ba(OH)2·8H2O與NH4Cl反響;

②大多數(shù)分解反響是吸熱反響

③等也是吸熱反響;

④水解反響

考點2：反響熱計算的依據(jù)

1.依據(jù)熱化學方程式計算

反響熱與反響物各物質(zhì)的物質(zhì)的量成正比。

2.依據(jù)反響物和生成物的總能量計算

ΔH=E生成物-E反響物。

3.依據(jù)鍵能計算

ΔH=反響物的鍵能總和-生成物的鍵能總和。

4.依據(jù)蓋斯定律計算

化學反響的反響熱只與反響的始態(tài)(各反響物)和終態(tài)(各生成物)有關(guān)，而與反響的途徑無關(guān)。即假如一個反響可以分步進展，則各分步反響的反響熱之和與該反響一步完成時的反響熱是一樣的。

溫馨提示：

①蓋斯定律的主要用途是用已知反響的反響熱來推知相關(guān)反響的反響熱。

②熱化學方程式之間的“+”“-”等數(shù)學運算，對應(yīng)ΔH也進展“+”“-”等數(shù)學計算。

5.依據(jù)物質(zhì)燃燒放熱數(shù)值計算：Q(放)=n(可燃物)×|ΔH|。

其次章化學反響速率與化學平衡

考點1：化學反響速率

1、化學反響速率的表示方法___________。

化學反響速率通常用單位時間內(nèi)反響物濃度和生成物濃度的變化來表示。表達式：___________。

其常用的單位是__________、或__________。

2、影響化學反響速率的因素

1)內(nèi)因(主要因素)

反響物本身的性質(zhì)。

2)外因(其他條件不變，只轉(zhuǎn)變一個條件)

3、理論解釋——有效碰撞理論

(1)活化分子、活化能、有效碰撞

①活化分子：能夠發(fā)生有效碰撞的分子。

②活化能：如圖

圖中：E1為正反響的活化能，使用催化劑時的活化能為E3，反響熱為E1-E2。(注：E2為逆反響的活化能)

③有效碰撞：活化分子之間能夠引發(fā)化學反響的碰撞。

(2)活化分子、有效碰撞與反響速率的關(guān)系

考點2：化學平衡

1、化學平衡狀態(tài)：肯定條件(恒溫、恒容或恒壓)下的可逆反響里，正反響和逆反響的速率相等，反響混合物(包括反響物和生成物)中各組分的濃度保持不變的狀態(tài)。

2、化學平衡狀態(tài)的特征

3、推斷化學平衡狀態(tài)的依據(jù)

考點3：化學平衡的移動

1、概念

可逆反響中舊化學平衡的破壞、新化學平衡的建立，由原平衡狀態(tài)向新化學平衡狀態(tài)的轉(zhuǎn)化過程，稱為化學平衡的移動。

2、化學平衡移動與化學反響速率的關(guān)系

(1)v正>v逆：平衡向正反響方向移動。

(2)v正=v逆：反響到達平衡狀態(tài)，不發(fā)生平衡移動。

(3)v正

3、影響化學平衡的因素

4、“惰性氣體”對化學平衡的影響

①恒溫、恒容條件

原平衡體系體系總壓強增大―→體系中各組分的濃度不變―→平衡不移動。

②恒溫、恒壓條件

原平衡體系容器容積增大，各反響氣體的分壓減小―→體系中各組分的濃度同倍數(shù)減小

5、勒夏特列原理

定義：假如轉(zhuǎn)變影響平衡的一個條件(如C、P或T等)，平衡就向能夠減弱這種轉(zhuǎn)變的方向移動。

原理適用的范圍：已達平衡的體系、全部的平衡狀態(tài)(如溶解平衡、化學平衡、電離平衡、水解平衡等)和只限于轉(zhuǎn)變影響平衡的一個條件。

勒夏特列原理中“減弱這種轉(zhuǎn)變”的解釋：外界條件轉(zhuǎn)變使平衡發(fā)生移動的結(jié)果，是減弱對這種條件的轉(zhuǎn)變，而不是抵消這種轉(zhuǎn)變，也就是說：外界因素對平衡體系的影響占主要方面。

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)：在水溶液里只有一局部分子電離成離子的電解質(zhì)。

2、電解質(zhì)與非電解質(zhì)本質(zhì)區(qū)分：

電解質(zhì)——離子化合物或共價化合物非電解質(zhì)——共價化合物

留意：①電解質(zhì)、非電解質(zhì)都是化合物②SO2、NH3、CO2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))——電解質(zhì)的強弱與導電性、溶解性無關(guān)。

3、電離平衡：在肯定的條件下，當電解質(zhì)分子電離成離子的速率和離子結(jié)合成時，電離過程就到達了平衡狀態(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，電離程度越小;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)溶液里參加與弱電解質(zhì)具有一樣離子的電解質(zhì)，會減弱電離。D、其他外加試劑：參加能與弱電解質(zhì)的電離產(chǎn)生的某種離子反響的物質(zhì)時，有利于電離。

5、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)

6、電離常數(shù)：在肯定條件下，弱電解質(zhì)在到達電離平衡時，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：ABA++B-Ki=[A+][B-]/[AB]

7、影響因素：

a、電離常數(shù)的大小主要由物質(zhì)的本性打算。

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>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=c[H+]·c[OH-]

25℃時,[H+]=[OH-]=10-7mol/L;KW=[H+]·[OH-]=1x10-14

留意：KW只與溫度有關(guān)，溫度肯定，則KW值肯定

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〉1x10-14

4、溶液的酸堿性和pH：

(1)pH=-lgc[H+]

(2)pH的測定方法：

酸堿指示劑——甲基橙、石蕊、酚酞。

變色范圍：甲基橙3.1~4.4(橙色)石蕊5.0~8.0(紫色)酚酞8.2~10.0(淺紅色)

pH試紙—操作玻璃棒蘸取未知液體在試紙上，然后與標準比色卡比照即可。

留意：①事先不能用水潮濕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[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+]1V1+[H+]2V2)/(V1+V2)

2、強堿與強堿的混合：(先求[OH-]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)[OH-]混=([OH-]1V1+[OH-]2V2)/(V1+V2)(留意:不能直接計算[H+]混)

3、強酸與強堿的混合：(先據(jù)H++OH-==H2O計算余下的H+或OH-，①H+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、稀釋過程溶液pH值的變化規(guī)律：

1、強酸溶液：稀釋10n倍時，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，pH稀〈pH原+n(但始終不能大于或等于7)

3、強堿溶液：稀釋10n倍時，pH稀=pH原-n(但始終不能小于或等于7)

4、弱堿溶液：稀釋10n倍時，pH稀〉pH原-n(但始終不能小于或等于7)

5、不管任何溶液，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(pH1)強堿(pH2)混和計算規(guī)律w

1、若等體積混合

pH1+pH2=14則溶液顯中性pH=7

pH1+pH2≥15則溶液顯堿性pH=pH2-0.3

pH1+pH2≤13則溶液顯酸性pH=pH1+0.3

2、若混合后顯中性

pH1+pH2=14V酸：V堿=1：1

pH1+pH2≠14V酸：V堿=1：10〔14-(pH1+pH2)〕

六、酸堿中和滴定：

1、中和滴定的原理

實質(zhì)：H++OH—=H2O即酸能供應(yīng)的H+和堿能供應(yīng)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，O刻度在上，往下刻度標數(shù)越來越大，全部容積大于它的最大刻度值，由于下端有一局部沒有刻度。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)預(yù)備過程：

預(yù)備：檢漏、洗滌、潤洗、裝液、趕氣泡、調(diào)液面。(洗滌：用洗液洗→檢漏：滴定管是否漏水→用水洗→用標準液洗(或待測液洗)→裝溶液→排氣泡→調(diào)液面→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V酸=n堿c堿V堿進展分析

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)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，則：

c堿=

上述公式在求算濃度時很便利，而在分析誤差時起主要作用的是分子上的V酸的變化，由于在滴定過程中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，但表達的卻是V酸的增大，導致c酸偏高;V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削減，即V酸減小，則c堿降低了;對于觀看中消失的誤差亦同樣如此。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V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)的反響。

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OH-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，濃度一樣時正酸根比酸式酸根水解程度大，堿性更強。(如:Na2CO3>NaHCO3)

4、鹽類水解的特點：(1)可逆(與中和反響互逆)(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：促進或抑制鹽的水解(H+促進陰離子水解而抑制陽離子水解;OH-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HSO4-顯酸性

②電離程度>水解程度，顯酸性(如:HSO3-、H2PO4-)

③水解程度>電離程度，顯堿性(如：HCO3-、HS-、HPO42-)

7、雙水解反響：

(1)構(gòu)成鹽的陰陽離子均能發(fā)生水解的反響。雙水解反響相互促進，水解程度較大，有的甚至水解完全。使得平衡向右移。

(2)常見的雙水解反響完全的為：Fe3+、Al3+與AlO2-、CO32-(HCO3-)、S2-(HS-)、SO32-(HSO3-);S2-與NH4+;CO32-(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==2Al(OH)3↓+3H2S↑

8、鹽類水解的應(yīng)用：

水解的應(yīng)用

實例

原理

1、凈水

明礬凈水

Al3++3H2OAl(OH)3(膠體)+3H+

2、去油污

用熱堿水冼油污物品

CO32-+H2OHCO3-+OH-

3、藥品的保存

①配制FeCl3溶液時常參加少量鹽酸

Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+

②配制Na2CO3溶液時常參加少量NaOH

CO32-+H2OHCO3-+OH-

4、制備無水鹽

由MgCl2·6H2O制無水MgCl2在HCl氣流中加熱

若不然，則：

MgCl2·6H2OMg(OH)2+2HCl+4H2O

Mg(OH)2MgO+H2O

5、泡沫滅火器

用Al2(SO4)3與NaHCO3溶液混合

Al3++3HCO3-=Al(OH)3↓+3CO2↑

6、比擬鹽溶液中離子濃度的大小

比擬NH4Cl溶液中離子濃度的大小

NH4++H2ONH3·H2O+H+

c(Cl-)>c(NH4+)>c(H+)>c(OH)-

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

留意：不管是水解還是電離，都打算于第一步，其次步一般相當微弱。

2)、多元弱堿(多元弱堿鹽)的電離(水解)書寫原則：一步書寫

八、溶液中微粒濃度的大小比擬

根本原則：抓住溶液中微粒濃度必需滿意的三種守恒關(guān)系：

①電荷守恒：:任何溶液均顯電中性，各陽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

②物料守恒:(即原子個數(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全部微粒的量(或濃度)之和

③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學問

(1)溶解度小于0.01g的電解質(zhì)稱難溶電解質(zhì)。

(2)反響后離子濃度降至1x10-5以下的反響為完全反響。如酸堿中和時[H+]降至10-7mol/LKSP有沉淀析出

QC=KSP平衡狀態(tài)

QC

第四章電化學

1.原電池的工作原理及應(yīng)用

1.概念和反響本質(zhì)

原電池是把化學能轉(zhuǎn)化為電能的裝置，其反響本質(zhì)是氧化復原反響。

2.原電池的構(gòu)成條件

(1)一看反響：看是否有能自發(fā)進展的氧化復原反響發(fā)生(一般是活潑性強的金屬與電解質(zhì)溶液反響)。

(2)二看兩電極：一般是活潑性不同的兩電極。

(3)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。

3.工作原理

以鋅銅原電池為例

(1)反響原理

電極名稱

負極

正極

電極材料

鋅片

銅片

電極反響

Zn－2e－===Zn2＋

Cu2＋＋2e－===Cu

反響類型

氧化反響

復原反響

電子流向

由Zn片沿導線流向Cu片

鹽橋中離子移向

鹽橋含飽和KCl溶液，K＋移向正極，Cl－移向負極

(2)鹽橋的組成和作用

①鹽橋中裝有飽和的KCl、KNO3等溶液和瓊膠制成的膠凍。

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。

2.電解的原理

1.電解和電解池

(1)電解：在電流作用下，電解質(zhì)在兩個電極上分別發(fā)生氧化反響和復原反響的過程。

(2)電解池：電能轉(zhuǎn)化為化學能的裝置。

(3)電解池的構(gòu)成

①有與電源相連的兩個電極。

②電解質(zhì)溶液(或熔融電解質(zhì))。

③形成閉合回路。

2.電解池的工作原理

(1)電極名稱及電極反響式(電解CuCl2溶液為例)

總反響式：

(2)電子和離子的移動方向

①電子：從電源負極流出后，流向電解池陰極;從電解池的陽極流出后流向電源的正極。

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。

3.陰陽兩極上放電挨次

(1)陰極：(與電極材料無關(guān))。氧化性強的先放電，放電挨次：

(2)陽極：若是活性電極作陽極，則活性電極首先失電子，發(fā)生氧化反響。

若是惰性電極作陽極，放電挨次為

3.化學電源

1.日常生活中的三種電池

(1)堿性鋅錳干電池——一次電池

正極反響：2MnO2+2H2O+2e-===2MnOOH+2OH-;

負極反響：Zn+2OH--2e-===Zn(OH)2;

總反響：Zn+2MnO2+2H2O===2MnOOH+Zn(OH)2。

(2)鋅銀電池——一次電池

負極反響：Zn+2OH--2e-===Zn(OH)2;

正極反響：Ag2O+H2O+2e-===2Ag+2OH-;

總反響：Zn+Ag2O+H2O===Zn(OH)2+2Ag。

(3)二次電池(可充電電池)

鉛蓄電池是最常見的二次電池，負極材料是Pb，正極材料是PbO2。

①放電時的反響

a.負極反響：Pb+SO42--2e-===PbSO4;

b.正極反響：PbO2+4H++SO42-+2e-===PbSO4+2H2O;

c.總反響：Pb+PbO2+2H2SO4===2PbSO4+2H2O。

②充電時的反響

a.陰極反響：PbSO4+2e-===Pb+SO42-;

b.陽極反響：PbSO4+2H2O-2e-===PbO2+4H++SO42-;

c.總反響：2PbSO4+2H2O電解=====Pb+PbO2+2H2SO4。

注可充電電池的充、放電不能理解為可逆反響。

2.“高效、環(huán)境友好”的燃料電池

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

負極反響式

2H2－4e－===4H＋

2H2＋4OH－－4e－===4H2O

正極反響式

O2＋4e－＋4H＋===2H2O

O2＋2H2O＋4e－===4OH－

電池總反響式

2H2＋O2===2H2O

備注

燃料電池的電極不參加反響，有很強的催化活性，起導電作用

4.電解原理的應(yīng)用

1.氯堿工業(yè)

(1)電極反響

陽極反響式：2Cl--2e-===Cl2↑(氧化反響)

陰極反響式：2H++2e-===H2↑(復原反響)

(2)總反響方程式

2NaCl+2H2O2NaOH+H2↑+Cl2↑

(3)氯堿工業(yè)生產(chǎn)流程圖

2.電鍍

下列圖為金屬外表鍍銀的工作示意圖，據(jù)此答復以下問題：

(1)鍍件作陰極，鍍層金屬銀作陽極。

(2)電解質(zhì)溶液是AgNO3溶液等含鍍層金屬陽離子的鹽溶液。

(3)電極反響：

陽極：Ag-e-===Ag+;

陰極：Ag++e-===Ag。

(4)特點：陽極溶解，陰極沉積，電鍍液的濃度不變。

3.電解精煉銅

(1)電極材料：陽極為粗銅;陰極為純銅。

(2)電解質(zhì)溶液：含Cu2+的鹽溶液。

(3)電極反響：

陽極：Zn-2e-===Zn2+、Fe-2e-===Fe2+、Ni-2e-===Ni2+、Cu-2e-===Cu2+;

陰極：Cu2++2e-===Cu。

4.電冶金

利用電解熔融鹽的方法來冶煉活潑金屬Na、Ca、Mg、Al等。

(1)冶煉鈉

2NaCl(熔融)2Na+Cl2↑

電極反響：

陽極：2Cl--2e-===Cl2↑;陰極：2Na++2e-===2Na。

(2)冶煉鋁

2Al2O3(熔融)4Al+3O2↑

電極反響：

陽極：6O2--12e-===3O2↑;

陰極：4Al3++12e-===4Al。

5.金屬的腐蝕與防護

1.金屬腐蝕的本質(zhì)

金屬原子失去電子變?yōu)榻饘訇栯x子，金屬發(fā)生氧化反響。

2.金屬腐蝕的類型

(1)化學腐蝕與電化學腐蝕

類型

化學腐蝕

電化學腐蝕

條件

金屬跟非金屬單質(zhì)直接接觸

不純金屬或合金跟電解質(zhì)溶液接觸

現(xiàn)象

無電流產(chǎn)生

有微弱電流產(chǎn)生

本質(zhì)

金屬被氧化

較活潑金屬被氧化

聯(lián)系

兩者往往同時發(fā)生，電化學腐蝕更普遍

(2)析氫腐蝕與吸氧腐蝕

以鋼鐵的腐蝕為例進展分析：

類型

析氫腐蝕

吸氧腐蝕

條件

水膜酸性較強(pH≤4.3)

水膜酸性很弱或呈中性

電極反響

負極

Fe－2e－===Fe2＋

正極

2H＋＋2e－===H2↑

O2＋2H2O＋4e－===4OH－

總反響式

Fe＋2H＋===Fe2＋＋H2↑

2Fe＋O2＋2H2O===2Fe(OH)2

聯(lián)系

吸氧腐蝕更普遍

3.金屬的防護

(1)電化學防護

①犧牲陽極的陰極愛護法—原電池原理

a.負極：比被愛護金屬活潑的金屬;

b.正極：被愛護的金屬設(shè)備。

②外加電流的陰極愛護法—電解原理

a.陰極：被愛護的金屬設(shè)備;

b.陽極：惰性金屬或石墨。

(2)轉(zhuǎn)變金屬的內(nèi)部構(gòu)造，如制成合金、不銹鋼等。

(3)加防護層，如在金屬外表噴油漆、涂油脂、電鍍、噴鍍或外表鈍化等方法。

化學選修4學問點總結(jié)3

1、化學電源

(1)鋅錳干電池

負極反響：Zn→Zn2++2e-;

正極反響：2NH4++2e-→2NH3+H2;

(2)鉛蓄電池

負極反響：Pb+SO42-PbSO4+2e-

正極反響：PbO2+4H++SO42-+2e-PbSO4+2H2O

放電時總反響：Pb+PbO2+2H2SO4=2PbSO4+2H2O.

充電時總反響：2PbSO4+2H2O=Pb+PbO2+2H2SO4.

(3)氫氧燃料電池

負極反響：2H2+4OH-→4H2O+4e-

正極反響：O2+2H2O+4e-→4OH-

電池總反響：2H2+O2=2H2O

2、金屬的腐蝕與防護

(1)金屬腐蝕

金屬外表與四周物質(zhì)發(fā)生化學反響或因電化學作用而遭到破壞的過程稱為金屬腐蝕.

(2)金屬腐蝕的電化學原理

生鐵中含有碳,遇有雨水可形成原電池,鐵為負極,電極反響為：Fe→Fe2++2e-.水膜中溶解的氧氣被復原,正極反響為：O2+2H2O+4e-→4OH-,該腐蝕為“吸氧腐蝕”,總反響為：2Fe+O2+2H2O=2Fe(OH)2,Fe(OH)2又馬上被氧化：4Fe(OH)2+2H2O+O2=4Fe(OH)3,Fe(OH)3分解轉(zhuǎn)化為鐵銹.若水膜在酸度較高的環(huán)境下,正極反響為：2H++2e-→H2↑,該腐蝕稱為“析氫腐蝕”.

(3)金屬的防護

金屬處于枯燥的.環(huán)境下,或在金屬外表刷油漆、陶瓷、瀝青、塑料及電鍍一層耐腐蝕性強的金屬防護層,破壞原電池形成的條件.從而到達對金屬的防護;也可以利用原電池原理,采納犧牲陽極愛護法.也可以利用電解原理,采納外加電流陰極愛護法.

化學選修4學問點總結(jié)4

有機化學計算

1、有機物化學式確實定

（1）確定有機物的式量的方法

①依據(jù)標準狀況下氣體的密度ρ，求算該氣體的式量：M=22·4ρ（標準狀況）

②依據(jù)氣體A對氣體B的相對密度D，求算氣體A的式量：MA=DMB

③求混合物的平均式量：M=m（混總）/n（混總）

④依據(jù)化學反響方程式計算烴的式量。

⑤應(yīng)用原子個數(shù)較少的元素的質(zhì)量分數(shù)，在假設(shè)它們的.個數(shù)為1、2、3時，求出式量。

（2）確定化學式的方法

①依據(jù)式量和最簡式確定有機物的分子式。

②依據(jù)式量，計算一個分子中各元素的原子個數(shù)，確定有機物的分子式。

③當能夠確定有機物的類別時?？梢砸罁?jù)有機物的通式，求算n值，確定分子式。

④依據(jù)混合物的平均式量，推算混合物中有機物的分子式。

（3）確定有機物化學式的一般途徑

（4）有關(guān)烴的混合物計算的幾條規(guī)律

①若平均式量小于26，則肯定有CH4

②平均分子組成中，l0時，反響為吸熱反響;Q0，反響汲取能量，為吸熱反響。

ΔH0時，上升溫度，反響速率常數(shù)增大，化學反響速率也隨之增大?？芍?，溫度對化學反響速率的影響與活化能有關(guān)。

(2)活化能Ea。

活化能Ea是活化分子的平均能量與反響物分子平均能量之差。不同反響的活化能不同，有的相差很大。活化能Ea值越大，轉(zhuǎn)變溫度對反響速率的影響越大。

5、催化劑對化學反響速率的影響

(1)催化劑對化學反響速率影響的規(guī)律：

催化劑大多能加快反響速率，緣由是催化劑能通過參與反響，轉(zhuǎn)變反響歷程，降低反響的活化能來有效提高反響速率。

(2)催化劑的特點：

催化劑能加快反響速率而在反響前后本身的質(zhì)量和化學性質(zhì)不變。

催化劑具有選擇性。

催化劑不能轉(zhuǎn)變化學反響的平衡常數(shù)，不引起化學平衡的移動，不能轉(zhuǎn)變平衡轉(zhuǎn)化率。

二、化學反響條件的優(yōu)化——工業(yè)合成氨

1、合成氨反響的限度

合成氨反響是一個放熱反響，同時也是氣體物質(zhì)的量減小的熵減反響，故降低溫度、增大壓強將有利于化學平衡向生成氨的方向移動。

2、合成氨反響的速率

(1)高壓既有利于平衡向生成氨的方向移動，又使反響速率加快，但高壓對設(shè)備的要求也高，故壓強不能特殊大。

(2)反響過程中將氨從混合氣中分別出去，能保持較高的反響速率。

(3)溫度越高，反響速率進展得越快，但溫度過高，平衡向氨分解的方向移動，不利于氨的合成。

(4)參加催化劑能大幅度加快反響速率。

3、合成氨的相宜條件

在合成氨生產(chǎn)中，到達高轉(zhuǎn)化率與高反響速率所需要的條件有時是沖突的，故應(yīng)當查找以較高反響速率并獲得適當平衡轉(zhuǎn)化率的反響條件：一般用鐵做催化劑，掌握反響溫度在700K左右，壓強范圍大致在1×107Pa～1×108Pa之間，并采納N2與H2分壓為1∶2.8的投料比。

三、化學反響的限度

1、化學平衡常數(shù)

(1)對到達平衡的可逆反響，生成物濃度的系數(shù)次方的乘積與反響物濃度的系數(shù)次方的乘積之比為一常數(shù)，該常數(shù)稱為化學平衡常數(shù)，用符號K表示。

(2)平衡常數(shù)K的大小反映了化學反響可能進展的程度(即反響限度)，平衡常數(shù)越大，說明反響可以進展得越完全。

(3)平衡常數(shù)表達式與化學方程式的書寫方式有關(guān)。對于給定的可逆反響，正逆反響的平衡常數(shù)互為倒數(shù)。

(4)借助平衡常數(shù)，可以推斷反響是否到平衡狀態(tài)：當反響的濃度商Qc與平衡常數(shù)Kc相等時，說明反響到達平衡狀態(tài)。

2、反響的平衡轉(zhuǎn)化率

(1)平衡轉(zhuǎn)化率是用轉(zhuǎn)化的反響物的濃度與該反響物初始濃度的比值來表示。如反響物A的平衡轉(zhuǎn)化率的表達式為：

α(A)=

(2)平衡正向移動不肯定使反響物的平衡轉(zhuǎn)化率提高。提高一種反響物的濃度，可使另一反響物的平衡轉(zhuǎn)化率提高。

(3)平衡常數(shù)與反響物的平衡轉(zhuǎn)化率之間可以相互計算。

3、反響條件對化學平衡的影響

(1)溫度的影響

上升溫度使化學平衡向吸熱方向移動;降低溫度使化學平衡向放熱方向移動。溫度對化學平衡的影響是通過轉(zhuǎn)變平衡常數(shù)實現(xiàn)的。

(2)濃度的影響

增大生成物濃度或減小反響物濃度，平衡向逆反響方向移動;增大反響物濃度或減小生成物濃度，平衡向正反響方向移動。

溫度肯定時，轉(zhuǎn)變濃度能引起平衡移動，但平衡常數(shù)不變。化工生產(chǎn)中，常通過增加某一價廉易得的反響物濃度，來提高另一昂貴的反響物的轉(zhuǎn)化率。

(3)壓強的影響

ΔVg=0的反響，轉(zhuǎn)變壓強，化學平衡狀態(tài)不變。

ΔVg≠0的反響，增大壓強，化學平衡向氣態(tài)物質(zhì)體積減小的方向移動。

(4)勒夏特列原理

由溫度、濃度、壓強對平衡移動的影響可得出勒夏特列原理：假如轉(zhuǎn)變影響平衡的一個條件(濃度、壓強、溫度等)平衡向能夠減弱這種轉(zhuǎn)變的方向移動。

四、化學反響的方向

1、反響焓變與反響方向

放熱反響多數(shù)能自發(fā)進展，即ΔH0反響不能自發(fā)進展。

在溫度、壓強肯定的條件下，自發(fā)反響總是向ΔH-TΔS[OH-]，[H+]>1.0×10-7mol·L-1，pH1.0×10-7mol·L-1，pH>7

3、電解質(zhì)在水溶液中的存在形態(tài)

(1)強電解質(zhì)

強電解質(zhì)是在稀的水溶液中完全電離的電解質(zhì)，強電解質(zhì)在溶液中以離子形式存在，主要包括強酸、強堿和絕大多數(shù)鹽，書寫電離方程式時用“=”表示。

(2)弱電解質(zhì)

在水溶液中局部電離的電解質(zhì)，在水溶液中主要以分子形態(tài)存在，少局部以離子形態(tài)存在，存在電離平衡，主要包括弱酸、弱堿、水及極少數(shù)鹽，書寫電離方程式時用“”表示。

二、弱電解質(zhì)的電離及鹽類水解

1、弱電解質(zhì)的電離平衡。

(1)電離平衡常數(shù)

在肯定條件下到達電離平衡時，弱電解質(zhì)電離形成的各種離子濃度的乘積與溶液中未電離的分子濃度之比為一常數(shù)，叫電離平衡常數(shù)。

弱酸的電離平衡常數(shù)越大，到達電離平衡時，電離出的H+越多。多元弱酸分步電離，且每步電離都有各自的電離平衡常數(shù)，以第一步電離為主。

(2)影響電離平衡的因素，以CH3COOHCH3COO-+H+為例。

加水、加冰醋酸，加堿、升溫，使CH3COOH的電離平衡正向移動，參加CH3COONa固體，參加濃鹽酸，降溫使CH3COOH電離平衡逆向移動。

2、鹽類水解

(1)水解實質(zhì)

鹽溶于水后電離出的離子與水電離的H+或OH-結(jié)合生成弱酸或弱堿，從而打破水的電離平衡，使水連續(xù)電離，稱為鹽類水解。

(2)水解類型及規(guī)律

①強酸弱堿鹽水解顯酸性。

NH4Cl+H2ONH3·H2O+HCl

②強堿弱酸鹽水解顯堿性。

CH3COONa+H2OCH3COOH+NaOH

③強酸強堿鹽不水解。

④弱酸弱堿鹽雙水解。

Al2S3+6H2O=2Al(OH)3↓+3H2S↑

(3)水解平衡的移動

加熱、加水可以促進鹽的水解，參加酸或堿能抑止鹽的水解，另外，弱酸根陰離子與弱堿陽離子相混合時相互促進水解。

三、離子反響

1、離子反響發(fā)生的條件

(1)生成沉淀

既有溶液中的離子直接結(jié)合為沉淀，又有沉淀的轉(zhuǎn)化。

(2)生成弱電解質(zhì)

主要是H+與弱酸根生成弱酸，或OH-與弱堿陽離子生成弱堿，或H+與OH-生成H2O。

(3)生成氣體

生成弱酸時，許多弱酸能分解生成氣體。

(4)發(fā)生氧化復原反響

強氧化性的離子與強復原性離子易發(fā)生氧化復原反響，且大多在酸性條件下發(fā)生。

2、離子反響能否進展的理論判據(jù)

(1)依據(jù)焓變與熵變判據(jù)

對ΔH-TΔSKsp時，溶液中的離子結(jié)合為沉淀至平衡。

Qc

(2)沉淀的轉(zhuǎn)化

依據(jù)溶度積的大小，可以將溶度積大的沉淀可轉(zhuǎn)化為溶度積更小的沉淀，這叫做沉淀的轉(zhuǎn)化。沉淀轉(zhuǎn)化實質(zhì)為沉淀溶解平衡的移動。

第四章電化學

一、化學能轉(zhuǎn)化為電能——電池

1、原電池的工作原理

(1)原電池的概念：

把化學能轉(zhuǎn)變?yōu)殡娔艿难b置稱為原電池。

(2)Cu-Zn原電池的工作原理：

如圖為Cu-Zn原電池，其中Zn為負極，Cu為正極，構(gòu)成閉合回路后的現(xiàn)象是：Zn片漸漸溶解，Cu片上有氣泡產(chǎn)生，電流計指針發(fā)生偏轉(zhuǎn)。該原電池反響原理為：Zn失電子，負極反響為：Zn→Zn2++2e-;Cu得電子，正極反響為：2H++2e-→H2。電子定向移動形成電流?？偡错憺椋篫n+CuSO4=ZnSO4+Cu。

(3)原電池的電能

若兩種金屬做電極，活潑金屬為負極，不活潑金屬為正極;若一種金屬和一種非金屬做電極，金屬為負極，非金屬為正極。

2、化學電源

(1)鋅錳干電池

負極反響：Zn→Zn2++2e-;

正極反響：2NH4++2e-→2NH3+H2;

(2)鉛蓄電池

負極反響：Pb+SO42-=PbSO4+2e-

正極反響：PbO2+4H++SO42-+2e-=PbSO4+2H2O

放電時總反響：Pb+PbO2+2H2SO4=2PbSO4+2H2O。

充電時總反響：2PbSO4+2H2O=Pb+PbO2+2H2SO4。

(3)氫氧燃料電池

負極反響：2H2+4OH-→4H2O+4e-

正極反響：O2+2H2O+4e-→4OH-

電池總反響：2H2+O2=2H2O

二、電能轉(zhuǎn)化為化學能——電解

1、電解的原理

(1)電解的概念：

在直流電作用下，電解質(zhì)在兩上電極上分別發(fā)生氧化反響和復原反響的過程叫做電解。電能轉(zhuǎn)化為化學能的裝置叫做電解池。

(2)電極反響：以電解熔融的NaCl為例：

陽極：與電源正極相連的電極稱為陽極，陽極發(fā)生氧化反響：2Cl-→Cl2↑+2e-。

陰極：與電源負極相連的電極稱為陰極，陰極發(fā)生復原反響：Na++e-→Na。

總方程式：2NaCl(熔)=(電解)2Na+Cl2↑

2、電解原理的應(yīng)用

(1)電解食鹽水制備燒堿、氯氣和氫氣。

陽極：2Cl-→Cl2+2e-

陰極：2H++e-→H2↑

總反響：2NaCl+2H2O

2NaOH+H2↑+Cl2↑

(2)銅的電解精煉。

粗銅(含Zn、Ni、Fe、Ag、Au、Pt)為陽極，精銅為陰極，CuSO4溶液為電解質(zhì)溶液。

陽極反響：Cu→Cu2++2e-，還發(fā)生幾個副反響

Zn→Zn2++2e-;Ni→Ni2++2e-

Fe→Fe2++2e-

Au、Ag、Pt等不反響，沉積在電解池底部形成陽極泥。

陰極反響：Cu2++2e-→Cu

(3)電鍍：以鐵外表鍍銅為例

待鍍金屬Fe為陰極，鍍層金屬Cu為陽極，CuSO4溶液為電解質(zhì)溶液。

陽極反響：Cu→Cu2++2e-

陰極反響：Cu2++2e-→Cu

3、金屬的腐蝕與防護

(1)金屬腐蝕

金屬外表與四周物質(zhì)發(fā)生化學反響或因電化學作用而遭到破壞的過程稱為金屬腐蝕。

(2)金屬腐蝕的電化學原理。

生鐵中含有碳，遇有雨水可形成原電池，鐵為負極，電極反響為：Fe→Fe2++2e-。水膜中溶解的氧氣被復原，正極反響為：O2+2H2O+4e-→4OH-，該腐蝕為“吸氧腐蝕”，總反響為：2Fe+O2+2H2O=2Fe(OH)2，F(xiàn)e(OH)2又馬上被氧化：4Fe(OH)2+2H2O+O2=4Fe(OH)3，F(xiàn)e(OH)3分解轉(zhuǎn)化為鐵銹。若水膜在酸度較高的環(huán)境下，正極反響為：2H++2e-→H2↑，該腐蝕稱為“析氫腐蝕”。

(3)金屬的防護

金屬處于枯燥的環(huán)境下，或在金屬外表刷油漆、陶瓷、瀝青、塑料及電鍍一層耐腐蝕性強的金屬防護層，破壞原電池形成的條件。從而到達對金屬的防護;也可以利用原電池原理，采納犧牲陽極愛護法。也可以利用電解原理，采納外加電流陰極愛護法。

化學選修4學問點總結(jié)8

一、化學反響的限度

1、化學平衡常數(shù)

（1）對到達平衡的可逆反響，生成物濃