高中化學課堂筆記-化學選修4筆記兩篇

高中化學筆課堂記選修4第53頁共63頁化學選修4第一章化學反應與能量一、焓變反應熱1．反應熱：一定條件下，一定物質的量的反應物之間完全反應所放出或吸收的熱量2．焓變(ΔH)的意義：在恒壓條件下進行的化學反應的熱效應（1）.符號：△H（2）.單位：kJ/mol3.產(chǎn)生原因：化學鍵斷裂——吸熱化學鍵形成——放熱放出熱量的化學反應。(放熱>吸熱)△H為“-”或△H<0吸收熱量的化學反應。（吸熱>放熱）△H為“+”或△H>0☆常見的放熱反應：①所有的燃燒反應②酸堿中和反應③大多數(shù)的化合反應④金屬與酸的反應⑤生石灰和水反應⑥濃硫酸稀釋、氫氧化鈉固體溶解等☆常見的吸熱反應：①晶體Ba(OH)2·8H2O與NH4Cl②大多數(shù)的分解反應③以H2、CO、C為還原劑的氧化還原反應④銨鹽溶解等小結：1、化學鍵斷裂，吸收能量；化學鍵生成，放出能量2、反應物總能量大于生成物總能量，放熱反應，體系能量降低，△H為“-”或小于0反應物總能量小于生成物總能量，吸熱反應，體系能量升高，△H為“+”或大于03、反應熱數(shù)值上等于生成物分子形成時所釋放的總能量與反應物分子斷裂時所吸收的總能量之差二、熱化學方程式1.概念:表示化學反應中放出或吸收的熱量的化學方程式.2.意義:既能表示化學反應中的物質變化,又能表示化學反應中的能量變化.書寫化學方程式注意要點:

①熱化學方程式必須標出能量變化。②熱化學方程式中必須標明反應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)，水溶液中溶質用aq表示）③熱化學反應方程式要指明反應時的溫度和壓強。④熱化學方程式中的化學計量數(shù)可以是整數(shù)，也可以是分數(shù)⑤各物質系數(shù)加倍，△H加倍；反應逆向進行，△H改變符號，數(shù)值不變三、燃燒熱1．概念：25℃，101kPa時，1mol純物質完全燃燒生成穩(wěn)定的化合物時所放出的熱量。燃燒熱的單位用kJ/mol※注意以下幾點：①研究條件：101kPa②反應程度：完全燃燒，產(chǎn)物是穩(wěn)定的氧化物。C元素轉化為CO2，而不是CO；H元素轉化為H2O(l)，而不是H2O(g),N元素轉化為N2。如：H2(g)+1/2O2(g)=H2O(l);△H=－285.8kJ/mol③燃燒物的物質的量：燃料是以1mol作為標準，因此書寫熱化學方程式時，其它物質的化學計量數(shù)可用分數(shù)表示；④研究內容：放出的熱量。（ΔH<0，單位kJ/mol）四、中和熱1．概念：在稀溶液中，酸跟堿發(fā)生中和反應而生成1molH2O，這時的反應熱叫中和熱。2．強酸與強堿的中和反應其實質是H+和OH-反應，其熱化學方程式為：H+(aq)+OH-(aq)=H2O(l)ΔH=－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時的中和熱小于57.3kJ/mol。4．中和熱的測定實驗五、蓋斯定律1．內容：化學反應的反應熱只與反應的始態(tài)（各反應物）和終態(tài)（各生成物）有關，而與具體反應進行的途徑無關，如果一個反應可以分幾步進行，則各分步反應的反應熱之和與該反應一步完成的反應熱是相同的。a：若某化學反應從始態(tài)（S）到終態(tài)（L）其反應熱為△H，而從終態(tài)（L）到始態(tài)（S）的反應熱為△H’，這兩者和為０。即△H＋△H’=０b：若某一化學反應可分為多步進行，則其總反應熱為各步反應的反應熱之和。即△H=△H1+△H2+△H3+……c：若多步化學反應相加可得到新的化學反應，則新反應的反應熱即為上述多步反應的反應熱之和。第二章化學反應速率和化學平衡一、化學反應速率1.化學反應速率（v）⑴定義：用來衡量化學反應的快慢，單位時間內反應物或生成物的物質的量的變化⑵表示方法：單位時間內反應濃度的減少或生成物濃度的增加來表示⑶計算公式：v=Δc/Δt（υ：平均速率，Δc：濃度變化，Δt：時間）單位：mol/（L·s）⑷影響因素：①決定因素（內因）：反應物的性質（決定因素）②條件因素（外因）：反應所處的條件應用中應注意的問題①概念中的反應速率實際上是某段時間間隔內的平均反應速率。時間間隔越短，在這段時間發(fā)生的濃度變化越接近瞬時反應速率（指在某一瞬間的反應速率）②對某一具體化學反應來說，在用不同物質表示化學反應速率時所得數(shù)值往往不同。用各物質表示的化學反應速率的數(shù)值之比等于化學方程式中各物質的系數(shù)之比③、氣體的濃度用來表示④、無論用任何物質來表示，無論濃度的變化是增加還是減少，都取正值，反應速率都為正數(shù)（沒有負數(shù)）。⑤、在反應中對于固體或純液體而言，其物質的量濃度無意義，所以不用它們來表示化學反應速率2.外界條件對化學反應速率的影響1）、濃度對化學反應速率的影響。結論：其他條件不變時，增大反應物的濃度，可以增大反應速率；減小反應物的濃度，可以減小化學反應的速率。注意：a、此規(guī)律只適用于氣體或溶液的反應，對于純固體或液體的反應物，一般情況下其濃度是常數(shù)，因此改變它們的量不會改變化學反應速率。原因：在其他條件不變時，對某一反應來說，活化分子百分數(shù)是一定的，所以當反應物的濃度增大時，單位體積內的分子數(shù)增多，活化分子數(shù)也相應的增多，反應速率也必然增大。。2）、壓強對反應速率的影響。結論：對于有氣體參加的反應，若其他條件不變，增大壓強，反應速率加快；減小壓強，反應速率減慢。原因：對氣體來說，若其他條件不變，增大壓強，就是增加單位體積的反應物的物質的量，即增加反應物的濃度，單位體積內活化分子數(shù)增多，因而可以增大化學反應的速率。3）、溫度對化學反應速率的影響。結論：其他條件不變時，升高溫度，可以增大反應速率，降低溫度，可以減慢反應速率。原因：(1)濃度一定時，升高溫度，分子的能量增加，從而增加了活化分子的數(shù)量，反應速率增大。(2)溫度升高，使分子運動的速度加快，單位時間內反應物分子間的碰撞次數(shù)增加，反應速率也會相應的加快。前者是主要原因。4）、催化劑對化學反應速率的影響。結論：催化劑可以改變化學反應的速率。正催化劑：能夠加快反應速率的催化劑。負催化劑：能夠減慢反應速率的催化劑。如不特意說明，指正催化劑。原因：在其他條件不變時，使用催化劑可以大大降低反應所需要的能量，會使更多的反應物分子成為活化分子，大大增加活化分子百分數(shù)，因而使反應速率加快。5）、其他因素：如光照、反應物固體的顆粒大小、電磁波、超聲波、溶劑的性質等，也會對化學反應的速率產(chǎn)生影響6）、有效碰撞：能夠發(fā)生化學反應的碰撞?；罨肿樱耗芰枯^高、有可能發(fā)生有效碰撞的分子?；罨埽夯罨肿拥钠骄芰颗c所有分子平均能量之差?；罨肿影俜謹?shù)：(活化分子數(shù)/反應物分子數(shù))×100%※注意：（1）、參加反應的物質為固體和液體，由于壓強的變化對濃度幾乎無影響，可以認為反應速率不變。（2）、惰性氣體對于速率的影響①恒溫恒容時：充入惰性氣體→總壓增大，但是各分壓不變，各物質濃度不變→反應速率不變②恒溫恒體時：充入惰性氣體→體積增大→各反應物濃度減小→反應速率減慢二、化學平衡可逆反應與不可逆反應(1)可逆反應：在相同條件下，能同時向正、逆反應方向進行的反應。不可逆反應：在一定條件下，進行得很徹底或可逆程度很小的反應。(2)可逆反應的普遍性：大部分化學反應都是可逆反應。(3)可逆反應的特點：①相同條件下，正反應和逆反應同時發(fā)生②反應物、生成物共同存在③可逆反應有一定的限度(反應不能進行到底)（一）1.定義：化學平衡狀態(tài)：一定條件下，當一個可逆反應進行到正逆反應速率相等時，更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）等（同一物質的正逆反應速率相等）動（動態(tài)平衡）定（各物質的濃度與質量分數(shù)恒定）變（條件改變，平衡發(fā)生變化）3、判斷平衡的依據(jù)判斷可逆反應達到平衡狀態(tài)的方法和依據(jù)例舉反應mA(g)+nB(g)pC(g)+qD(g)混合物體系中各成分的含量①各物質的物質的量或各物質的物質的量的分數(shù)一定平衡②各物質的質量或各物質質量分數(shù)一定平衡③各氣體的體積或體積分數(shù)一定平衡④總體積、總壓力、總物質的量一定不一定平衡正、逆反應速率的關系①在單位時間內消耗了mmolA同時生成mmolA，即V(正)=V(逆)平衡②在單位時間內消耗了nmolB同時消耗了pmolC，則V(正)=V(逆)平衡③V(A):V(B):V(C):V(D)=m:n:p:q，V(正)不一定等于V(逆)不一定平衡④在單位時間內生成nmolB，同時消耗了qmolD，因均指V(逆)不一定平衡壓強①m+n≠p+q時，總壓力一定（其他條件一定）平衡②m+n=p+q時，總壓力一定（其他條件一定）不一定平衡混合氣體平均相對分子質量Mr①Mr一定時，只有當m+n≠p+q時平衡②Mr一定時，但m+n=p+q時不一定平衡溫度任何反應都伴隨著能量變化，當體系溫度一定時（其他不變）平衡體系的密度密度一定不一定平衡其他如體系顏色不再變化等平衡（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（3）在溶液中進行的反應，如果稀釋溶液，反應物濃度減小，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，總的結果是化學平衡向反應方程式中化學計量數(shù)之和_大_的方向移動。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方向移動，溫度降低會使化學平衡向著放熱反應方向移動。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速率和逆反應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一（如溫度，壓強，濃度），平衡向著能夠減弱這種改變的方向移動。三、化學平衡常數(shù)（一）定義：在一定溫度下，當一個反應達到化學平衡時，生成物濃度冪之積與反應物濃度冪之積的比值是一個常數(shù)比值。符號：K表達式：aA(g)+bB(g)cC(g)+dD(g)在一定溫度下無論反應物的起始濃度如何，反應達平衡狀態(tài)后，將各物質的物質量濃度代入下式，得到的結果是一個定值。這個常數(shù)稱作該反應的化學平衡常數(shù),簡稱平衡常數(shù)（二）使用化學平衡常數(shù)K應注意的問題：1、表達式中各物質的濃度是變化的濃度，不是起始濃度也不是物質的量。2、K只與溫度（T）有關，與反應物或生成物的濃度無關。3、反應物或生產(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，如有水參加，水的濃度不必寫在平衡關系式中。（三）化學平衡常數(shù)K的應用:1、化學平衡常數(shù)值的大小是可逆反應進行程度的標志。K值越大，說明平衡時生成物的濃度越大，它的正向反應進行的程度越大，即該反應進行得越完全，反應物轉化率越高。反之，則相反。一般地，K>105時，該反應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:反應向正反應方向進行;Q=K:反應處于平衡狀態(tài);Q〉K:反應向逆反應方向進行3、利用K值可判斷反應的熱效應若溫度升高，K值增大，則正反應為吸熱反應;若溫度升高，K值減小，則正反應為放熱反應＊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：對于反應前后氣體分子數(shù)改變的可逆反應：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的量與原來相同。第二類：對于反應前后氣體分子數(shù)不變的可逆反應：只要反應物的物質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化學計量數(shù)之比相同即可視為等效平衡。五、化學反應進行的方向自發(fā)反應：在一定條件下，無需外界幫助就能自動進行的反應。能量判據(jù)：體系趨向于從高能狀態(tài)轉變?yōu)榈湍軤顟B(tài)（△H＜0）。對于化學反應而言，絕大多數(shù)的放熱反應能自發(fā)進行，且放出的熱量越多，體系能量降低越多，反應越完全焓變（△H）是決定反應能否自發(fā)進行的因素之一，但不是唯一因素1、反應熵變與反應方向：（1）熵:物質的一個狀態(tài)函數(shù)，用來描述體系的混亂度，符號為S.單位：J???mol-1?K-1熵變：反應前后體系熵的變化叫做反應的熵變.用△S表示?！鱏=S生成物總熵－S反應物總熵反應的△S越大,越有利于反應自發(fā)進行(2)體系趨向于有序轉變?yōu)闊o序，導致體系的熵增加，這叫做熵增加原理，也是反應方向判斷的依據(jù)。熵判據(jù)：體系趨向于由有序狀態(tài)轉變?yōu)闊o序狀態(tài)，即混亂度增加（△S＞0）。且△S越大，越有利于反應自發(fā)進行。正確判斷一個化學反應是否能夠自發(fā)進行：必須綜合考慮反應的焓變和熵變（3）同一物質，在氣態(tài)時熵值最大，液態(tài)時次之，固態(tài)時最小。即S(g)〉S(l)〉S(s)2、反應方向判斷依據(jù)在溫度、壓強一定的條件下，化學反應的判讀依據(jù)為：ΔH-TΔS〈0，反應能自發(fā)進行;ΔH-TΔS=0,反應達到平衡狀態(tài);ΔH-TΔS〉0，反應不能自發(fā)進行注意：（1）.△H<0，△S>0該反應一定能自發(fā)進行；（2）.△H>0，△S<0該反應一定不能自發(fā)進行；（3）.△H<0，△S<0該反應在較低溫度下能自發(fā)進行（4）.△H>0，△S>0該反應在較高溫度下能自發(fā)進行第三章水溶液中的離子平衡一、弱電解質的電離1、定義：電解質:在水溶液中或熔化狀態(tài)下能導電的化合物,叫電解質。非電解質：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：在水溶液里全部電離成離子的電解質。弱電解質：在水溶液里只有一部分分子電離成離子的電解質。物質物質單質化合物電解質非電解質：非金屬氧化物，大部分有機物。如SO3、CO2、C6H12O6、CCl4、CH2=CH2……強電解質：強酸，強堿，大多數(shù)鹽。如HCl、NaOH、NaCl、BaSO4弱電解質：弱酸，弱堿，極少數(shù)鹽，水。如HClO、NH3·H2O、Cu(OH)2、H2O……混和物純凈物2、(1)電解質與非電解質本質區(qū)別：電解質——離子化合物或共價化合物非電解質——共價化合物注意：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）——電解質的強弱與導電性、溶解性無關。(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）(3)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(shù)后，pHHA＞pHHB3、電離平衡：在一定的條件下，當電解質分子電離成離子的速率和離子結合成時，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：在弱電解質溶液里加入與弱電解質具有相同離子的電解質，會減弱電離。D、其他外加試劑：加入能與弱電解質的電離產(chǎn)生的某種離子反應的物質時，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)：在一定條件下，弱電解質在達到電離平衡時，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：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>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-]=1*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KW〈1*10-14②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〉1*10-144、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，然后與標準比色卡對比即可。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+離子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離子物質的量相加除以總體積，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(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）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！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76、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1、若等體積混合pH1+pH2=14則溶液顯中性pH=7pH1+pH2≥15則溶液顯堿性pH=pH2-0.3pH1+pH2≤13則溶液顯酸性pH=pH1+0.32、若混合后顯中性pH1+pH2=14V酸：V堿=1：1pH1+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：H++OH—=H2O即酸能提供的H+和堿能提供的OH-物質的量相等。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，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方便，而在分析誤差時起主要作用的是分子上的V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；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-結合生成弱電解質的反應。2、水解的實質：水溶液中鹽電離出來的離子跟水電離出來的H+或OH-結合,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:Na2CO3＞NaHCO3)③弱酸酸性強弱比較：A、同主族元素最高價含氧酸的酸性遞減，無氧酸的酸性遞增（利用特殊值進行記憶。如酸性：HF<HCl；HNO3>H3PO4）B、飽和一元脂肪酸的碳原子數(shù)越小，酸性越強（如HCOOH>CH3COOH）C、一些常見的酸的酸性：HClO、HAlO2、苯酚為極弱酸；醋酸>碳酸；磷酸和H2SO3為中強酸；HClO4為最強含氧酸等。4、鹽類水解的特點：（1）可逆（與中和反應互逆）（2）程度?。?）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、雙水解反應：（1）構成鹽的陰陽離子均能發(fā)生水解的反應。雙水解反應相互促進，水解程度較大，有的甚至水解完全。使得平衡向右移。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-)；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↑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(chǎn)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）8、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：一步書寫八、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三種守恒關系：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③質子守恒：即水電離出的H+濃度與OH-濃度相等。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）九、難溶電解質的溶解平衡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。（2）反應后離子濃度降至1*10-5以下的反應為完全反應。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+(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），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：如加MgO除去MgCl2溶液中FeCl3。（3）氧化還原沉淀法：（4）同離子效應法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沉淀轉化。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。如：AgNO3AgCl(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，難溶電解質電解質溶解成離子的速率等于離子重新結合成沉淀的速率，溶液中各離子的濃度保持不變的狀態(tài)。2、表達式：AmBn(s)mAn+(aq)+nBm-(aq)KSP=[c(An+)]m?[c(Bm-)]n3、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)溶解第四章電化學基礎第一節(jié)原電池原電池：1、概念：化學能轉化為電能的裝置叫做原電池化學原理: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。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。2、組成條件：①兩個活潑性不同的電極②電解質溶液③電極用導線相連并插入電解液構成閉合回路3、電子流向：外電路：負極——導線——正極內電路：鹽橋中陰離子移向負極的電解質溶液，鹽橋中陽離子移向正極的電解質溶液。4、電極反應：以鋅銅原電池為例：負極：氧化反應：Zn－2e＝Zn2＋（較活潑金屬）正極：還原反應：2H＋＋2e＝H2↑（較不活潑金屬）總反應式：Zn+2H+=Zn2++H2↑5、正、負極的判斷：（1）從電極材料：一般較活潑金屬為負極；或金屬為負極，非金屬為正極。（2）從電子的流動方向負極流入正極（3）從電流方向正極流入負極（4）根據(jù)電解質溶液內離子的移動方向陽離子流向正極，陰離子流向負極（5）根據(jù)實驗現(xiàn)象①__溶解的一極為負極__②增重或有氣泡一極為正極負極:(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第二節(jié)化學電池1、電池的分類：化學電池、太陽能電池、原子能電池2、化學電池：借助于化學能直接轉變?yōu)殡娔艿难b置3、化學電池的分類：一次電池、二次電池、燃料電池一、一次電池1、常見一次電池：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獲得再生，可以多次重復使用，又叫充電電池或蓄電池。2、電極反應：鉛蓄電池放電：負極（鉛）：Pb＋－2e＝PbSO4↓正極（氧化鉛）：PbO2＋4H+＋＋2e＝PbSO4↓＋2H2O充電：陰極：PbSO4＋2H2O－2e＝PbO2＋4H+＋放電充電陽極：PbSO4＋2e放電充電兩式可以寫成一個可逆反應：PbO2＋Pb＋2H2SO42PbSO4↓＋2H2O3、目前已開發(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直接產(chǎn)生電流的一種原電池2、電極反應：一般燃料電池發(fā)生的電化學反應的最終產(chǎn)物與燃燒產(chǎn)物相同，可根據(jù)燃燒反應寫出總的電池反應，但不注明反應的條件。，負極發(fā)生氧化反應，正極發(fā)生還原反應，不過要注意一般電解質溶液要參與電極反應。以氫氧燃料電池為例，鉑為正、負極，介質分為酸性、堿性和中性。

當電解質溶液呈酸性時：負極：2H2－4e=4H+正極：Ｏ2＋4e4H+=2H2O當電解質溶液呈堿性時：負極：2H2＋4OH－4e＝4H2O正極：Ｏ2＋2H2O＋4e＝4OH另一種燃料電池是用金屬鉑片插入KOH溶液作電極，又在兩極上分別通甲烷燃料和氧氣氧化劑。電極反應式為：負極：CH4＋10OH－－8e＝＋7H2O；正極：4H2O＋2O2＋8e＝8OH。電池總反應式為：CH4＋2O2＋2KOH＝K2CO3＋3H2O3、燃料電池的優(yōu)點：能量轉換率高、廢棄物少、運行噪音低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(shù)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(chǎn)物和正極得電子所得還原產(chǎn)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）；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：把電能轉化為化學能的裝置也叫電解槽電解池形成的條件：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2、電解：電流(外加直流電)通過電解質溶液而在陰陽兩極引起氧化還原反應(被動的不是自發(fā)的)的過程3、放電：當離子到達電極時，失去或獲得電子，發(fā)生氧化還原反應的過程4、電子流向：（電源）負極—（電解池）陰極—（離子定向運動）電解質溶液—（電解池）陽極—（電源）正極5、電極名稱及反應：陽極：與直流電源的正極相連的電極，發(fā)生氧化反應陰極：與直流電源的負極相連的電極，發(fā)生還原反應電極名稱及判斷：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)6、電解CuCl2溶液的電極反應：陽極：2Cl--2e-=Cl2(氧化)陰極：Cu2++2e-=Cu(還原)總反應式：CuCl2=Cu+Cl2↑7、電解本質：電解質溶液的導電過程，就是電解質溶液的電解過程☆規(guī)律總結：電解反應離子方程式書寫：(1)按得失電子數(shù)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)==上標明通電二字放電順序：陽離子放電順序Ag+>Hg2+>Fe3+>Cu2+>H+（指酸電離的)>Pb2+>Sn2+>Fe2+>Zn2+>Al3+>Mg2+>Na+>Ca2+>K+陰離子的放電順序惰性電極時：S2->I->Br->Cl->OH->NO3->SO42-(等含氧酸根離子)>F-(SO32-/MnO4->OH-)活性電極時：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，若陽極材料為活性電極（Fe、Cu)等金屬，則陽極反應為電極材料失去電子，變成離子進入溶液；若為惰性材料，則根據(jù)陰陽離子的放電順序，依據(jù)陽氧陰還的規(guī)律來書寫電極反應式。電解質水溶液點解產(chǎn)物的規(guī)律類型電極反應特點實例電解對象電解質濃度pH電解質溶液復原分解電解質型

電解質電離出的陰陽離子分別在兩極放電HCl

電解質

減小

增大

HClCuCl2

CuCl2放H2生成堿型陰極：水放H2生堿陽極：電解質陰離子放電NaCl電解質和水生成新電解質

增大

HCl放氧生酸型陰極：電解質陽離子放電陽極：水放O2生酸CuSO4電解質和水生成新電解質

減小氧化銅電解水型陰極：4H++4e-==2H2↑陽極：4OH--4e-=O2↑+2H2ONaOH

水

增大

增大水H2SO4

減小Na2SO4

不變上述四種類型電解質分類：（1）電解水型：含氧酸，強堿，活潑金屬含氧酸鹽（2）電解電解質型：無氧酸，不活潑金屬的無氧酸鹽（氟化物除外）（3）放氫生堿型：活潑金屬的無氧酸鹽（4）放氧生酸型：不活潑金屬的含氧酸鹽二、電解原理的應用1、電解飽和食鹽水以制造燒堿、氯氣和氫氣（1）、電鍍應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、電解質溶液的選擇：陽極：鍍層金屬，失去電子，成為離子進入溶液M—ne—==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電解質溶液：含有鍍層金屬離子的溶液做電鍍液鍍銅反應原理陽極(純銅)：Cu-2e-=Cu2+，陰極(鍍件)：Cu2++2e-=Cu，電解液：可溶性銅鹽溶液，如CuSO4溶液（3）、電鍍應用之一：銅的精煉陽極：粗銅；陰極：純銅電解質溶液：硫酸銅3、電冶金（1）、電冶金：使礦石中的金屬陽離子獲得電子，從它們的化合物中還原出來用于冶煉活潑金屬，如鈉、鎂、鈣、鋁（2）、電解氯化鈉：通電前，氯化鈉高溫下熔融：NaCl==Na++Cl—通直流電后：陽極：2Na++2e—==2Na陰極：2Cl——2e—==Cl2↑☆規(guī)律總結：原電池、電解池、電鍍池的判斷規(guī)律

（1）若無外接電源，又具備組成原電池的三個條件。①有活潑性不同的兩個電極；②兩極用導線互相連接成直接插入連通的電解質溶液里；③較活潑金屬與電解質溶液能發(fā)生氧化還原反應（有時是與水電離產(chǎn)生的H+作用），只要同時具備這三個條件即為原電池。

（2）若有外接電源，兩極插入電解質溶液中，則可能是電解池或電鍍池；當陰極為金屬，陽極亦為金屬且與電解質溶液中的金屬離子屬同種元素時，則為電鍍池。

（3）若多個單池相互串聯(lián)，又有外接電源時，則與電源相連接的裝置為電解池成電鍍池。若無外接電源時，先選較活潑金屬電極為原電池的負極（電子輸出極），有關裝置為原電池，其余為電鍍池或電解池。原電池，電解池，電鍍池的比較性質類別原電池電解池電鍍池定義（裝置特點）將化學能轉變成電能的裝置將電能轉變成化學能的裝置應用電解原理在某些金屬表面鍍上一側層其他金屬反應特征自發(fā)反應非自發(fā)反應非自發(fā)反應裝置特征無電源，兩級材料不同有電源，兩級材料可同可不同有電源形成條件活動性不同的兩極電解質溶液形成閉合回路兩電極連接直流電源兩電極插入電解質溶液形成閉合回路1鍍層金屬接電源正極，待鍍金屬接負極；2電鍍液必須含有鍍層金屬的離子電極名稱負極：較活潑金屬正極：較不活潑金屬（能導電非金屬）陽極：與電源正極相連陰極：與電源負極相連名稱同電解，但有限制條件陽極：必須是鍍層金屬陰極：鍍件電極反應負極：氧化反應，金屬失去電子正極：還原反應，溶液中的陽離子的電子或者氧氣得電子（吸氧腐蝕）陽極：氧化反應，溶液中的陰離子失去電子，或電極金屬失電子陰極：還原反應，溶液中的陽離子得到電子陽極：金屬電極失去電子陰極：電鍍液中陽離子得到電子電子流向負極→正極電源負極→陰極電源正極→陽極同電解池溶液中帶電粒子的移動陽離子向正極移動陰離子向負極移動陽離子向陰極移動陰離子向陽極移動同電解池聯(lián)系在兩極上都發(fā)生氧化反應和還原反應☆☆原電池與電解池的極的得失電子聯(lián)系圖：陽極(失)e-正極（得）e-負極（失）e-陰極（得）第四節(jié)金屬的電化學腐蝕和防護電化腐蝕化學腐蝕條件不純金屬或合金與電解質溶液接觸金屬與非電解質直接接觸現(xiàn)象有微弱的電流產(chǎn)生無電流產(chǎn)生本質較活潑的金屬被氧化的過程金屬被氧化的過程關系化學腐蝕與電化腐蝕往往同時發(fā)生，但電化腐蝕更加普遍，危害更嚴重一、金屬的電化學腐蝕（1）金屬腐蝕內容：（2）金屬腐蝕的本質：都是金屬原子失去電子而被氧化的過程（3）、電化學腐蝕的分類：析氫腐蝕——腐蝕過程中不斷有氫氣放出①條件：潮濕空氣中形成的水膜,酸性較強（水膜中溶解有CO2、SO2、H2S等氣體）②電極反應：負極:Fe–2e-=Fe2+正極:2H++2e-=H2↑總式：Fe+2H+=Fe2++H2↑吸氧腐蝕——反應過程吸收氧氣①條件：中性或弱酸性溶液②電極反應：負極:2Fe–4e-=2Fe2+正極:O2+4e-+2H2O=4OH-總式：2Fe+O2+2H2O=2Fe(OH)2離子方程式：Fe2++2OH-=Fe(OH)2生成的Fe(OH)2被空氣中的O2氧化，生成Fe(OH)3，F(xiàn)e(OH)2+O2+2H2O==4Fe(OH)3Fe(OH)3脫去一部分水就生成Fe2O3·xH2O（鐵銹主要成分）規(guī)律總結：金屬腐蝕快慢的規(guī)律：在同一電解質溶液中，金屬腐蝕的快慢規(guī)律如下：電解原理引起的腐蝕＞原電池原理引起的腐蝕＞化學腐蝕＞有防腐措施的腐蝕防腐措施由好到壞的順序如下：外接電源的陰極保護法＞犧牲負極的正極保護法＞有一般防腐條件的腐蝕＞無防腐條件的腐蝕二、金屬的電化學防護1、利用原電池原理進行金屬的電化學防護（1）、犧牲陽極的陰極保護法原理：原電池反應中，負極被腐蝕，正極不變化應用：在被保護的鋼鐵設備上裝上若干鋅塊，腐蝕鋅塊保護鋼鐵設備負極：鋅塊被腐蝕；正極：鋼鐵設備被保護（2）、外加電流的陰極保護法原理：通電，使鋼鐵設備上積累大量電子，使金屬原電池反應產(chǎn)生的電流不能輸送，從而防止金屬被腐蝕應用：把被保護的鋼鐵設備作為陰極，惰性電極作為輔助陽極，均存在于電解質溶液中，接上外加直流電源。通電后電子大量在鋼鐵設備上積累，抑制了鋼鐵失去電子的反應。（3）金屬腐蝕的分類：化學腐蝕—金屬和接觸到的物質直接發(fā)生化學反應而引起的腐蝕電化學腐蝕—不純的金屬跟電解質溶液接觸時，會發(fā)生原電池反應。比較活潑的金屬失去電子而被氧化，這種腐蝕叫做電化學腐蝕。2、改變金屬結構：把金屬制成防腐的合金與電化腐蝕的比較3、把金屬與腐蝕性試劑隔開：電鍍、油漆、涂油脂、表面鈍化等化學選修4第一章化學反應與能量2一、焓變反應熱1．反應熱：一定條件下，一定物質的量的反應物之間完全反應所放出或吸收的熱量2．焓變(ΔH)的意義：在恒壓條件下進行的化學反應的熱效應（1）.符號：△H（2）.單位：kJ/mol3.產(chǎn)生原因：化學鍵斷裂——吸熱化學鍵形成——放熱放出熱量的化學反應。(放熱>吸熱)△H為“-”或△H<0吸收熱量的化學反應。（吸熱>放熱）△H為“+”或△H>0☆常見的放熱反應：①所有的燃燒反應②酸堿中和反應③大多數(shù)的化合反應④金屬與酸的反應⑤生石灰和水反應⑥濃硫酸稀釋、氫氧化鈉固體溶解等☆常見的吸熱反應：①晶體Ba(OH)2·8H2O與NH4Cl②大多數(shù)的分解反應③以H2、CO、C為還原劑的氧化還原反應④銨鹽溶解等小結：1、化學鍵斷裂，吸收能量；化學鍵生成，放出能量2、反應物總能量大于生成物總能量，放熱反應，體系能量降低，△H為“-”或小于0反應物總能量小于生成物總能量，吸熱反應，體系能量升高，△H為“+”或大于03、反應熱在數(shù)值上等于生成物分子形成時所釋放的總能量與反應物分子斷裂時所吸收的總能量之差二、熱化學方程式1.概念:表示化學反應中放出或吸收的熱量的化學方程式.2.意義:既能表示化學反應中的物質變化,又能表示化學反應中的能量變化.書寫化學方程式注意要點:

①熱化學方程式必須標出能量變化。②熱化學方程式中必須標明反應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)，水溶液中溶質用aq表示）③熱化學反應方程式要指明反應時的溫度和壓強。④熱化學方程式中的化學計量數(shù)可以是整數(shù)，也可以是分數(shù)⑤各物質系數(shù)加倍，△H加倍；反應逆向進行，△H改變符號，數(shù)值不變三、燃燒熱1．概念：25℃，101kPa時，1mol純物質完全燃燒生成穩(wěn)定的化合物時所放出的熱量。燃燒熱的單位用kJ/mol※注意以下幾點：①研究條件：101kPa②反應程度：完全燃燒，產(chǎn)物是穩(wěn)定的氧化物。C元素轉化為CO2，而不是CO；H元素轉化為H2O(l)，而不是H2O(g),N元素轉化為N2。如：H2(g)+1/2O2(g)=H2O(l);△H=－285.8kJ/mol③燃燒物的物質的量：燃料是以1mol作為標準，因此書寫熱化學方程式時，其它物質的化學計量數(shù)可用分數(shù)表示；④研究內容：放出的熱量。（ΔH<0，單位kJ/mol）四、中和熱1．概念：在稀溶液中，酸跟堿發(fā)生中和反應而生成1molH2O，這時的反應熱叫中和熱。2．強酸與強堿的中和反應其實質是H+和OH-反應，其熱化學方程式為：H+(aq)+OH-(aq)=H2O(l)ΔH=－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時的中和熱小于57.3kJ/mol。4．中和熱的測定實驗(1)目的：①用量熱法測定HCl與NaOH的中和熱。②了解化學標定法，并掌握其操作。

(2)原理：在298K、溶液足夠稀的情況下，1molOH-與1molH+中和，可放出57.3.kJ的熱量。即:H+(aq)+OH-(aq)=H2O(aq)

△H=－57.3kJ/mol

(3)儀器和實驗：大燒杯(500mL)、小燒杯(100mL)、溫度計、量筒(50mL)兩個、泡沫塑料或紙條、泡沫塑料板或硬紙板(中心有兩個小孔)、環(huán)形玻璃攪拌棒。0.50mol/L鹽酸、0.55mol/LNaOH溶液。

(4)步驟：

①在大燒杯底墊泡沫塑料(或紙條)，使放入的小燒杯杯口與大燒杯杯口相平。然后再在大、小燒杯之間填滿碎泡沫塑料(或紙條)，大燒杯上用泡沫塑料板(或硬紙板)作蓋板，在板中間開兩個小孔，正好使溫度計和環(huán)形玻璃攪拌棒通過，以達到保溫、隔熱、減少實驗過程中熱量損失的目的，如圖所示。該實驗也可在保溫杯中進行。

②用一個量筒量取50mL0.50mol/L鹽酸，倒入小燒杯中，并用溫度計測量鹽酸的溫度，記入下表。然后把溫度計上的酸用水沖洗干凈。

③用另一個量筒量取50mL0.55mol/LNaOH溶液，并用溫度計測量NaOH溶液的溫度，記入下表。

④把溫度計和環(huán)形玻璃攪拌棒放入小燒杯的鹽酸中，并把量筒中的NaOH溶液一次倒入小燒杯(注意不要灑到外面)。用環(huán)形玻璃攪拌棒輕輕攪動溶液，并準確讀取混合溶液的最高溫度，記為終止溫度，記入下表。

⑤重復實驗兩次，取測量所得數(shù)據(jù)的平均值作為計算依據(jù)。

⑥根據(jù)實驗數(shù)據(jù)計算中和熱。五、蓋斯定律1．內容：化學反應的反應熱只與反應的始態(tài)（各反應物）和終態(tài)（各生成物）有關，而與具體反應進行的途徑無關，如果一個反應可以分幾步進行，則各分步反應的反應熱之和與該反應一步完成的反應熱是相同的。a：若某化學反應從始態(tài)（S）到終態(tài)（L）其反應熱為△H，而從終態(tài)（L）到始態(tài)（S）的反應熱為△H’，這兩者和為０。即△H＋△H’=０b：若某一化學反應可分為多步進行，則其總反應熱為各步反應的反應熱之和。即△H=△H1+△H2+△H3+……c：若多步化學反應相加可得到新的化學反應，則新反應的反應熱即為上述多步反應的反應熱之和。第二章化學反應速率和化學平衡一、化學反應速率1.化學反應速率（v）⑴定義：用來衡量化學反應的快慢，單位時間內反應物或生成物的物質的量的變化⑵表示方法：單位時間內反應濃度的減少或生成物濃度的增加來表示⑶計算公式：v=Δc/Δt（υ：平均速率，Δc：濃度變化，Δt：時間）單位：mol/（L·s）⑷影響因素：①決定因素（內因）：反應物的性質（決定因素）②條件因素（外因）：反應所處的條件應用中應注意的問題①概念中的反應速率實際上是某段時間間隔內的平均反應速率。時間間隔越短，在這段時間發(fā)生的濃度變化越接近瞬時反應速率（指在某一瞬間的反應速率）②對某一具體化學反應來說，在用不同物質表示化學反應速率時所得數(shù)值往往不同。用各物質表示的化學反應速率的數(shù)值之比等于化學方程式中各物質的系數(shù)之比③、氣體的濃度用來表示④、無論用任何物質來表示，無論濃度的變化是增加還是減少，都取正值，反應速率都為正數(shù)（沒有負數(shù)）。⑤、在反應中對于固體或純液體而言，其物質的量濃度無意義，所以不用它們來表示化學反應速率2.外界條件對化學反應速率的影響1）、濃度對化學反應速率的影響。結論：其他條件不變時，增大反應物的濃度，可以增大反應速率；減小反應物的濃度，可以減小化學反應的速率。注意：a、此規(guī)律只適用于氣體或溶液的反應，對于純固體或液體的反應物，一般情況下其濃度是常數(shù)，因此改變它們的量不會改變化學反應速率。原因：在其他條件不變時，對某一反應來說，活化分子百分數(shù)是一定的，所以當反應物的濃度增大時，單位體積內的分子數(shù)增多，活化分子數(shù)也相應的增多，反應速率也必然增大。單位體積分子總數(shù)增多，但活化分子百分數(shù)不變單位體積分子總數(shù)增多，但活化分子百分數(shù)不變增大濃度(或加壓)單位體積分子總數(shù)不變，但活化分子百分數(shù)增大升高溫度或催化劑單位體積活化分子數(shù)增多有效碰撞次數(shù)增多單位體積分子總數(shù)不變，但活化分子百分數(shù)增大升高溫度或催化劑單位體積活化分子數(shù)增多有效碰撞次數(shù)增多2）、壓強對反應速率的影響。結論：對于有氣體參加的反應，若其他條件不變，增大壓強，反應速率加快；減小壓強，反應速率減慢。原因：對氣體來說，若其他條件不變，增大壓強，就是增加單位體積的反應物的物質的量，即增加反應物的濃度，單位體積內活化分子數(shù)增多，因而可以增大化學反應的速率。3）、溫度對化學反應速率的影響。結論：其他條件不變時，升高溫度，可以增大反應速率，降低溫度，可以減慢反應速率。原因：(1)濃度一定時，升高溫度，分子的能量增加，從而增加了活化分子的數(shù)量，反應速率增大。(2)溫度升高，使分子運動的速度加快，單位時間內反應物分子間的碰撞次數(shù)增加，反應速率也會相應的加快。前者是主要原因。4）、催化劑對化學反應速率的影響。結論：催化劑可以改變化學反應的速率。正催化劑：能夠加快反應速率的催化劑。負催化劑：能夠減慢反應速率的催化劑。如不特意說明，指正催化劑。原因：在其他條件不變時，使用催化劑可以大大降低反應所需要的能量，會使更多的反應物分子成為活化分子，大大增加活化分子百分數(shù)，因而使反應速率加快。5）、其他因素：如光照、反應物固體的顆粒大小、電磁波、超聲波、溶劑的性質等，也會對化學反應的速率產(chǎn)生影響6）、有效碰撞：能夠發(fā)生化學反應的碰撞。活化分子：能量較高、有可能發(fā)生有效碰撞的分子?；罨埽夯罨肿拥钠骄芰颗c所有分子平均能量之差?；罨肿影俜謹?shù)：(活化分子數(shù)/反應物分子數(shù))×100%※注意：（1）、參加反應的物質為固體和液體，由于壓強的變化對濃度幾乎無影響，可以認為反應速率不變。（2）、惰性氣體對于速率的影響①恒溫恒容時：充入惰性氣體→總壓增大，但是各分壓不變，各物質濃度不變→反應速率不變②恒溫恒體時：充入惰性氣體→體積增大→各反應物濃度減小→反應速率減慢二、化學平衡可逆反應與不可逆反應(1)可逆反應：在相同條件下，能同時向正、逆反應方向進行的反應。不可逆反應：在一定條件下，進行得很徹底或可逆程度很小的反應。(2)可逆反應的普遍性：大部分化學反應都是可逆反應。(3)可逆反應的特點：①相同條件下，正反應和逆反應同時發(fā)生②反應物、生成物共同存在③可逆反應有一定的限度(反應不能進行到底)（一）1.定義：化學平衡狀態(tài)：一定條件下，當一個可逆反應進行到正逆反應速率相等時，更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）等（同一物質的正逆反應速率相等）動（動態(tài)平衡）定（各物質的濃度與質量分數(shù)恒定）變（條件改變，平衡發(fā)生變化）3、判斷平衡的依據(jù)判斷可逆反應達到平衡狀態(tài)的方法和依據(jù)例舉反應mA(g)+nB(g)pC(g)+qD(g)混合物體系中各成分的含量物質的物質的量或各物質的物質的量的分數(shù)一定平衡②各物質的質量或各物質質量分數(shù)一定平衡③各氣體的體積或體積分數(shù)一定平衡④總體積、總壓力、總物質的量一定不一定平衡正、逆反應速率的關系單位時間內消耗了mmolA同時生成mmolA，即V(正)=V(逆)平衡②在單位時間內消耗了nmolB同時消耗了pmolC，則V(正)=V(逆)平衡③V(A):V(B):V(C):V(D)=m:n:p:q，V(正)不一定等于V(逆)不一定平衡④在單位時間內生成nmolB，同時消耗了qmolD，因均指V(逆)不一定平衡壓強m+n≠p+q時，總壓力一定（其他條件一定）平衡②m+n=p+q時，總壓力一定（其他條件一定）不一定平衡混合氣體平均相對分子質量MrMr一定時，只有當m+n≠p+q時平衡②Mr一定時，但m+n=p+q時不一定平衡溫度任何反應都伴隨著能量變化，當體系溫度一定時（其他不變）平衡體系的密度密度一定不一定平衡其他如體系顏色不再變化等平衡（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（3）在溶液中進行的反應，如果稀釋溶液，反應物濃度減小，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，總的結果是化學平衡向反應方程式中化學計量數(shù)之和_大_的方向移動。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方向移動，溫度降低會使化學平衡向著放熱反應方向移動。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速率和逆反應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一（如溫度，壓強，濃度），平衡向著能夠減弱這種改變的方向移動。三、化學平衡常數(shù)（一）定義：在一定溫度下，當一個反應達到化學平衡時，生成物濃度冪之積與反應物濃度冪之積的比值是一個常數(shù)比值。符號：K表達式：aA(g)+bB(g)=cC(g)+dD(g)在一定溫度下無論反應物的起始濃度如何，反應達平衡狀態(tài)后，將各物質的物質量濃度代入下式，得到的結果是一個定值。這個常數(shù)稱作該反應的化學平衡常數(shù),簡稱平衡常數(shù)（二）使用化學平衡常數(shù)K應注意的問題：1、表達式中各物質的濃度是變化的濃度，不是起始濃度也不是物質的量。2、K只與溫度（T）有關，與反應物或生成物的濃度無關。3、反應物或生產(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，如有水參加，水的濃度不必寫在平衡關系式中。（三）化學平衡常數(shù)K的應用:1、化學平衡常數(shù)值的大小是可逆反應進行程度的標志。K值越大，說明平衡時生成物的濃度越大，它的正向反應進行的程度越大，即該反應進行得越完全，反應物轉化率越高。反之，則相反。一般地，K>105時，該反應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:反應向正反應方向進行;Q=K:反應處于平衡狀態(tài);Q〉K:反應向逆反應方向進行3、利用K值可判斷反應的熱效應若溫度升高，K值增大，則正反應為吸熱反應;若溫度升高，K值減小，則正反應為放熱反應＊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：對于反應前后氣體分子數(shù)改變的可逆反應：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的量與原來相同。第二類：對于反應前后氣體分子數(shù)不變的可逆反應：只要反應物的物質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化學計量數(shù)之比相同即可視為等效平衡。五、化學反應進行的方向自發(fā)反應：在一定條件下，無需外界幫助就能自動進行的反應。能量判據(jù)：體系趨向于從高能狀態(tài)轉變?yōu)榈湍軤顟B(tài)（△H＜0）。對于化學反應而言，絕大多數(shù)的放熱反應能自發(fā)進行，且放出的熱量越多，體系能量降低越多，反應越完全焓變（△H）是決定反應能否自發(fā)進行的因素之一，但不是唯一因素1、反應熵變與反應方向：（1）熵:物質的一個狀態(tài)函數(shù)，用來描述體系的混亂度，符號為S.單位：J???mol-1?K-1熵變：反應前后體系熵的變化叫做反應的熵變.用△S表示?！鱏=S生成物總熵－S反應物總熵反應的△S越大,越有利于反應自發(fā)進行(2)體系趨向于有序轉變?yōu)闊o序，導致體系的熵增加，這叫做熵增加原理，也是反應方向判斷的依據(jù)。熵判據(jù)：體系趨向于由有序狀態(tài)轉變?yōu)闊o序狀態(tài)，即混亂度增加（△S＞0）。且△S越大，越有利于反應自發(fā)進行。正確判斷一個化學反應是否能夠自發(fā)進行：必須綜合考慮反應的焓變和熵變（3）同一物質，在氣態(tài)時熵值最大，液態(tài)時次之，固態(tài)時最小。即S(g)〉S(l)〉S(s)2、反應方向判斷依據(jù)在溫度、壓強一定的條件下，化學反應的判讀依據(jù)為：吉爾斯自由能：ΔG=ΔH－TΔSΔH-TΔS〈0，反應能自發(fā)進行;ΔH-TΔS=0,反應達到平衡狀態(tài);ΔH-TΔS〉0，反應不能自發(fā)進行注意：（1）.△H<0，△S>0該反應一定能自發(fā)進行；（2）.△H>0，△S<0該反應一定不能自發(fā)進行；（3）.△H<0，△S<0該反應在較低溫度下能自發(fā)進行（4）.△H>0，△S>0該反應在較高溫度下能自發(fā)進行第三章水溶液中的離子平衡一、弱電解質的電離1、定義：電解質:在水溶液中或熔化狀態(tài)下能導電的化合物,叫電解質。非電解質：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：在水溶液里全部電離成離子的電解質。弱電解質：在水溶液里只有一部分分子電離成離子的電解質。物質物質單質化合物電解質非電解質：非金屬氧化物，大部分有機物。如SO3、CO2、C6H12O6、CCl4、CH2=CH2……強電解質：強酸，強堿，大多數(shù)鹽。如HCl、NaOH、NaCl、BaSO4弱電解質：弱酸，弱堿，極少數(shù)鹽，水。如HClO、NH3·H2O、Cu(OH)2、H2O……混和物純凈物2、(1)電解質與非電解質本質區(qū)別：電解質——離子化合物或共價化合物非電解質——共價化合物注意：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）——電解質的強弱與導電性、溶解性無關。(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）(3)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(shù)后，pHHA＞pHHB3、電離平衡：在一定的條件下，當電解質分子電離成離子的速率和離子結合成時，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：在弱電解質溶液里加入與弱電解質具有相同離子的電解質，會減弱電離。D、其他外加試劑：加入能與弱電解質的電離產(chǎn)生的某種離子反應的物質時，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)：在一定條件下，弱電解質在達到電離平衡時，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：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>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-]=1*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KW〈1*10-14②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〉1*10-144、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，然后與標準比色卡對比即可。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+離子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離子物質的量相加除以總體積，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(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）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！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76、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1、若等體積混合pH1+pH2=14則溶液顯中性pH=7pH1+pH2≥15則溶液顯堿性pH=pH2-0.3pH1+pH2≤13則溶液顯酸性pH=pH1+0.32、若混合后顯中性pH1+pH2=14V酸：V堿=1：1pH1+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：H++OH—=H2O即酸能提供的H+和堿能提供的OH-物質的量相等。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