選修4 化學反應原理3-4章知識點詳細總結

PAGEPAGE7第三章水溶液中的離子平衡一、電解質的有關定義1、電解質與非電解質本質區(qū)別：在一定條件下（溶于水或熔化）能否電離（以能否導電來證明是否電離）電解質——離子化合物或共價化合物非電解質——共價化合物離子化合物與共價化合物鑒別方法：熔融狀態(tài)下能否導電2、強電解質與弱電質的本質區(qū)別：在水溶液中是否完全電離（或是否存在電離平衡）注意：①電解質、非電解質都是化合物②SO2、NH3、CO2等屬于非電解質③強電解質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）4、強酸（HA）與弱酸（HB）的區(qū)別：(1)溶液的物質的量濃度相同時，pH(HA)＜pH(HB)(2)pH值相同時，溶液的濃度CHA＜CHB(3)pH相同時，加水稀釋同等倍數后，pHHA＞pHHB二、水的電離和溶液的酸堿性1、水的電離平衡：H2OH＋+OH-水的離子積：KW=[H＋]·[OH-]25℃時,[H＋]=[OH-]=10-7mol/L;KW=[H＋]·[OH-]=10注意：KW只與溫度有關，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（pH之和為14的酸和堿的水溶液中水的電離被同等的抑制）(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（pH之和為14兩種水解鹽溶液中水的電離被同等的促進）4、溶液的酸堿性和pH：（1）pH=-lg[H＋]注意：①酸性溶液不一定是酸溶液（可能是溶液）；②pH＜7溶液不一定是酸性溶液（只有溫度為常溫才對）；③堿性溶液不一定是堿溶液（可能是溶液）。（2）pH的測定方法：酸堿指示劑——甲基橙、石蕊、酚酞pH試紙——最簡單的方法。操作：將一小塊pH試紙放在潔凈的玻璃片上，用玻璃棒蘸取未知液點試紙中部，然后與標準比色卡比較讀數即可。注意：①事先不能用水濕潤PH試紙；②只能讀取整數值或范圍（3）常用酸堿指示劑及其變色范圍：指示劑變色范圍的PH石蕊＜5紅色5～8紫色＞8藍色甲基橙＜3.1紅色3.1～4.4橙色＞4.4黃色酚酞＜8無色8～10淺紅＞10紅色三、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＋物質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離子數相加除以總體積，再求其它）[OH-]混＝（[OH-]1V1+[OH-]2V2）/（V1+V2）(注意:不能直接計算[H+]混)3、強酸與強堿的混合：（先據H＋+OH-==H2O計算余下的H+或OH-，①H＋有余，則用余下的H＋數除以溶液總體積求[H＋]混；OH-有余，則用余下的OH-數除以溶液總體積求[OH-]混，再求其它）注意：在加法運算中，相差100倍以上（含100倍）的，小的可以忽略不計！4、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?。紁H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?。緋H原－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均為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。四、“酸、堿恰好完全反應”與“自由H＋與OH-恰好中和”酸堿性判斷方法1、酸、堿恰好反應：恰好生成鹽和水，看鹽的水解判斷溶液酸堿性。（無水解，呈中性）2、自由H＋與OH-恰好中和，即“14規(guī)則：pH之和為14的兩溶液等體積混合，誰弱顯誰性，無弱顯中性?！蔽?、鹽類的水解（只有可溶于水的鹽才水解）1、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，兩弱相促進，兩強不水解。②多元弱酸根，濃度相同時正酸根比酸式酸水解程度大，堿性更強。(如:Na2CO3＞NaHCO3)2、鹽類水解的特點：（1）可逆（2）程度?。?）吸熱3、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）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）4、酸式鹽溶液的酸堿性：①只電離不水解：如HSO4-②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-）。5、雙水解反應：(1)構成鹽的陰陽離子均能發(fā)生水解的反應為雙水解反應（即弱酸弱堿鹽）。雙水解反應相互促進，水解程度較大，有的甚至水解完全。其促進過程以NH4AcNH4Ac==NH4＋+Ac-NH4＋+H2ONH3·H2O+H＋Ac—+H2OHAc+OH-兩個水解反應生成的H+和OH—反應生成水而使兩個水解反應的生成物濃度均減少，平衡均右移。(2)常見的雙水解反應完全的為：Fe3＋、Al3＋與AlO2-、CO32-(HCO3-)、S2-(HS-)、SO32-(HSO3-)；其特點是相互水解成沉淀或氣體。雙水解完全的方程式寫“==”并標“↑↓”，其離子方程式配平依據是兩邊電荷平衡，如：2Al3＋+3S2-+6H2O==2Al(OH)3↓+3H2S↑6、鹽類水解的應用：①混施化肥（N、P、K三元素不能變成↑和↓）②泡沫滅火劑（用硫酸鋁和小蘇打為原料，雙水解）③FeCl3溶液止血劑（血漿為膠體，電解質溶液使膠體凝聚）④明礬凈水（Al3＋水解成氫氧化鋁膠體，膠體具有很大的表面積，吸附水中懸浮物而聚沉）⑤NH4Cl焊接金屬（氯化銨呈酸性，能溶解鐵銹）⑥判斷溶液酸堿性（強者顯性）⑦比較鹽溶液離子濃度的大?、嗯袛嚯x子共存（雙水解的離子產生沉淀和氣體的不能大量共存）⑨配制鹽溶液（加對應的酸防止水解）六、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：分步書寫例：H2S的電離H2SH＋+HS-；HS-H＋+S2-例：Na2S的水解：H2O+S2-HS-+OH-H2O+HS-H2S+OH-

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：一步書寫例：Al3＋+3H2OAl(OH)3+3H＋七、溶液中微粒濃度的大小比較1、基本原則：抓住溶液中微粒濃度必須滿足的兩種守恒關系：①電荷守恒（電荷數前移）:任何溶液均顯電中性，各陽離子濃度與其所帶電荷數的乘積之和＝各陰離子濃度與其所帶電荷數的乘積之和②物料守恒(原子個數前移):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③質子守恒(得失H＋個數前移):：∑得質子后形成的微粒濃度·得質子數==∑失質子后形成的微粒濃度·失質子數2、同濃度的弱酸和其弱酸鹽、同濃度的弱堿和其弱堿鹽的電離和水解強弱規(guī)律：①中?；瘜W常見的有三對等濃度的HAc與NaAc的混合溶液：弱酸的電離＞其對應弱酸鹽的水解，溶液呈酸性等濃度的NH3·H2O與NH4Cl的混合液：弱堿的電離＞其對應弱堿鹽的水解，溶液呈堿性等濃度的HCN與NaCN的混合溶液：弱酸的電離<其對應弱酸鹽的水解，溶液呈堿性②掌握其處理方法（即抓主要矛盾）八、溶解平衡1、難溶電解質的溶解平衡的一些常見知識（1）溶解度小于0.01g的電解質稱難溶電解質。生成難溶電解質的反應為完全反應，用“=”。（2）反應后離子濃度降至1×10-5mol/L以下的反應為完全反應，用“=”。如酸堿中和時[H＋]降至10-7mol/L<10-5mol/L，故為完全反應，用“=”，常見的難溶物在水中的離子濃度均遠低于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：CaSO4、Ca(OH)2、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(s)標明狀態(tài)，并用“”。如：Ag2S(s)2Ag＋+S2-3、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pH值除某些易水解的金屬陽離子：常加入難溶性的MO、M(OH)2、MCO3等除M2+溶液中易水解的陽離子。如加MgO除去MgCl2溶液中FeCl3。（3）氧化還原沉淀法：加氧化劑或還原劑將要除去的離子變成沉淀而除去（較少見）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加水；②加熱；③減少生成物（離子）的濃度。使沉淀溶解的方法一般為減少生成物的濃度，因為對于難溶物加水和加熱對其溶解度的影響并不大。5、沉淀的轉化：溶液中的沉淀反應總是向著離子濃度減少的方向進行，簡而言之，即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。第四章電化學基礎一、原電池1.定義：把化學能轉化為電能的裝置2.構成條件:（1）兩種不同的金屬（或一種金屬與石墨）作電極（2）插入電解質溶液里（3）形成閉合回路3.原電池的化學原理電子從負極（較活潑金屬）流向正極（較不活潑金屬或碳棒），負極發(fā)生氧化反應，正極發(fā)生還原反應。4.半電池：包括電極材料和電解質溶液，兩個隔離的半電池通過鹽橋連接起來。原電池正負極的判斷方法:負極:(1)相對活潑的金屬(2)失電子,發(fā)生氧化反應(3)質量減少(4)電解質溶液中陰離子的定向移動方向正極:(1)相對不活潑的金屬或非金屬(2)得電子,發(fā)生還原反應(3)質量增加或生成氣體(4)電解質溶液中陽離子的定向移動方向二、化學電池：利用原電池原理制造的供電裝置①一次電池—不可充電電池—如：干電池②二次電池——充電電池——如：蓄電池③燃料電池：燃料電池是利用氫氣、天然氣、甲醇等燃料與氧氣或空氣進行電化學反應時釋放出來的化學能直接轉化成電能的一類原電池。書寫電極反應式應注意以下幾點：1．電極反應是一種離子反應，遵循書寫離子反應的所有規(guī)則（如“拆”、“平”）；2．將兩極反應的電子得失數配平后，相加得到總反應，總反應減去一極反應即得到另一極反應；3．負極失電子所得氧化產物和正極得電子所得還原產物，與溶液的酸堿性有關如＋4價的C在酸性溶液中以CO2形式存在，在堿性溶液中以CO32－形式存在）；三、電解池：將電能轉化成化學能的裝置。電解池形成的條件：a.有與直流電源相連的兩極b.電解質溶液或熔融的電解質c.形成閉合回路電解：在直流電作用下，在兩極上分別發(fā)生氧化反應和還原反應的過程。電極名稱及判斷：陰極：與電源負極相連的一極,物質在該得到電子,發(fā)生還原反應,陽離子向陰極移動陽極：與電源正極相連的一極,物質在該失去電子,發(fā)生氧化反應,陰離子向陽極移動離子的放電順序陽離子（在陰極）：Ag+>Cu2+＞H+＞Na+(離子得電子能力,氧化性減弱)陰離子（在陽極）：金屬單質(Pt、Au除外)＞Cl-＞OH-＞含氧酸根(失電子能力,還原性減弱)電解方程式的書寫規(guī)則(1)按得失電子數相等來配平電極方程式(2)若H+或OH-放電,電極方程式寫離子形式,電解方程式寫H2O(3)==上標明通電二字分析電解反應的一般思路：分析電解反應的一般思路：明確溶液中存在哪些離子根據陽極氧化，陰極還原分析得出產物陰陽兩極附近有哪些離子完成下列溶液的電極反應(以石墨為電極電解)硫酸溶液：CuBr2溶液：KOH溶液：CuSO4溶液：用惰性電極電解電解質溶液的規(guī)律電解水型：含氧酸、強堿、活潑金屬的含氧酸鹽（如NaOH、H2SO4、K2SO4）的電解電解電解質型：無氧酸、不活潑的無氧酸鹽（如HCl、CuCl2）溶液的電解電解質和水同時被電解型A、放氫生堿型：活潑金屬的無氧酸鹽（如NaCl、MgBr2)溶液的電解B、放氧生酸型：不活潑金屬的含氧酸鹽（如CuSO4、AgNO3）溶液的電解相互關系：往往同時發(fā)生，電化腐蝕要比化四、金屬的腐蝕與防