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1、精选word文档 下载可编辑高中化学选修4知识点归纳总结律第一章化学反应与能量一、焓变反应热1反应热一定条件下，一定物质的量的反应物之间完全反应所放出或吸收的热量2焓变(H)的意义在恒压条件下进行的化学反应的热效应（1）.符号H（2）.单位kJ/mol产生原因化学键断裂吸热化学键形成放热放出热量的化学反应。(放热吸热)H为“”或H放热）H为“+”或H0常见的放热反应所有的燃烧反应酸碱中和反应大多数的化合反应金属与酸的反应生石灰和水反应浓硫酸稀释、氢氧化钠固体溶解等常见的吸热反应晶体Ba(OH)28H2O与NH4Cl大多数的分解反应以H2、CO、C为还原剂的氧化还原反应铵盐溶解等二、热化学方程式
2、书写化学方程式注意要点:热化学方程式必须标出能量变化。热化学方程式中必须标明反应物和生成物的聚集状态（g,l,s分别表示固态，液态，气态，水溶液中溶质用aq表示）热化学反应方程式要指明反应时的温度和压强。热化学方程式中的化学计量数可以是整数，也可以是分数各物质系数加倍，H加倍；反应逆向进行，H改变符号，数值不变三、燃烧热1概念25，101kPa时，1mol纯物质完全燃烧生成稳定的化合物时所放出的热量。燃烧热的单位用kJ/mol表示。注意以下几点研究条件101kPa反应程度完全燃烧，产物是稳定的氧化物。燃烧物的物质的量1mol研究内容放出的热量。（H外因对化学反应速率影响的变化规律条件变化反应物
3、的浓度增大减小活化分子的量的变化单位体积里的总数目增多，百分数不变单位体积里的总数目减少，百分数不变单位体积里的总数目增多，百分数不变单位体积里的总数目减少，百分数不变百分数增大，单位体积里的总数目增多百分数减少，单位体积里的总数目减少百分数剧增，单位体积里的总数目剧增百分数剧减，单位体积里的总数目剧减光，电磁波，超声波，固体反应物颗粒的大小，溶剂等反应速率的变化增大减小增大减小增大减小剧增剧减有影响气体反应增大物的压强减小反应物的温度反应物的催化剂升高降低使用撤去其他注意（1）、参加反应的物质为固体和液体，由于压强的变化对浓度几乎无影响，可以认为反应速率不变。（2）、惰性气体对于速率的影响恒
4、温恒容时充入惰性气体总压增大，但是各分压不变，各物质浓度不变反应速率不变恒温恒体时充入惰性气体体积增大各反应物浓度减小反应速率减慢二、化学平衡（一）定义化学平衡状态一定条件下，当一个可逆反应进行到正逆反应速率相等时，更组成成分浓度不再改变，达到表面上静止的一种“平衡”，这就是这个反应所能达到的限度即化学平衡状态。2、化学平衡的特征逆（研究前提是可逆反应）等（同一物质的正逆反应速率相等）动（动态平衡）定（各物质的浓度与质量分数恒定）变（条件改变，平衡发生变化）3、判断平衡的依据判断可逆反应达到平衡状态的方法和依据例举反应混合物体系中各成分的含量mA(g)+nB(g)C(g)+qD(g)各物质的物
5、质的量或各物质的物质的量的分数一定各物质的质量或各物质质量分数一定各气体的体积或体积分数一定总体积、总压力、总物质的量一定在单位时间内消耗了mmolA同时生成mmolA，即V(正)=V(逆)正、逆反应速率的关系在单位时间内消耗了nmolB同时消耗了pmolC，则V(正)=V(逆)在单位时间内生成nmolB，同时消耗了qmolD，因均指V(逆)压强平衡平衡平衡不一定平衡平衡平衡V(A):V(B):V(C):V(D)=m:n:p:q，V(正)不一定等于V(逆)不一定平衡不一定平衡平衡m+np+q时，总压力一定（其他条件一定）m+n=p+q时，总压力一定（其他条件一定）混合气体平均相对分子质量Mr温
6、度体系的密度其他Mr一定时，只有当m+np+q时Mr一定时，但m+n=p+q时任何反应都伴随着能量变化，当体系温度一定时（其他不变）密度一定如体系颜色不再变化等不一定平衡平衡不一定平衡平衡不一定平衡平衡（二）影响化学平衡移动的因素1、浓度对化学平衡移动的影响（1）影响规律在其他条件不变的情况下，增大反应物的浓度或减少生成物的浓度，都可以使平衡向正方向移动；增大生成物的浓度或减小反应物的浓度，都可以使平衡向逆方向移动（2）增加固体或纯液体的量，由于浓度不变，所以平衡不移动（3）在溶液中进行的反应，如果稀释溶液，反应物浓度减小，生成物浓度也减小，V正减小，V逆也减小，但是减小的程度不同，总的结果是
7、化学平衡向反应方程式中化学计量数之和大的方向移动。2、温度对化学平衡移动的影响影响规律在其他条件不变的情况下，温度升高会使化学平衡向着吸热反应方向移动，温度降低会使化学平衡向着放热反应方向移动。3、压强对化学平衡移动的影响影响规律其他条件不变时，增大压强，会使平衡向着体积缩小方向移动；减小压强，会使平衡向着体积增大方向移动。注意（1）改变压强不能使无气态物质存在的化学平衡发生移动（2）气体减压或增压与溶液稀释或浓缩的化学平衡移动规律相似催化剂对化学平衡的影响由于使用催化剂对正反应速率和逆反应速率影响的程度是等同的，所以平衡不移动。但是使用催化剂可以影响可逆反应达到平衡所需的_时间_。勒夏特列原
8、理（平衡移动原理）如果改变影响平衡的条件之一（如温度，压强，浓度），平衡向着能够减弱这种改变的方向移动。三、化学平衡常数（一）定义在一定温度下，当一个反应达到化学平衡时，生成物浓度幂之积与反应物浓度幂之积的比值是一个常数比值。符号K（二）使用化学平衡常数K应注意的问题1、表达式中各物质的浓度是变化的浓度，不是起始浓度也不是物质的量。2、K只与温度（T）关，与反应物或生成物的浓度无关。3、反应物或生产物中有固体或纯液体存在时，由于其浓度是固定不变的，可以看做是“1”而不代入公式。4、稀溶液中进行的反应，如有水参加，水的浓度不必写在平衡关系式中。（三）化学平衡常数K的应用:1、化学平衡常数值的大小
9、是可逆反应进行程度的标志。K值越大，说明平衡时生成物的浓度越大，它的正向反应进行的程度越大，即该反应进行得越完全，反应物转化率越高。反之，则相反。2、可以利用K值做标准，判断正在进行的可逆反应是否平衡及不平衡时向何方进行建立平衡。（Q浓度积）QK:反应向正反应方向进行;Q=K:反应处于平衡状态;QK:反应向逆反应方向进行3、利用K值可判断反应的热效应若温度升高，K值增大，则正反应为吸热反应若温度升高，K值减小，则正反应为放热反应四、等效平衡1、概念在一定条件下（定温、定容或定温、定压），只是起始加入情况不同的同一可逆反应达到平衡后，任何相同组分的百分含量均相同，这样的化学平衡互称为等效平衡。2
10、、分类（1）定温，定容条件下的等效平衡第一类对于反应前后气体分子数改变的可逆反应必须要保证化学计量数之比与原来相同；同时必须保证平衡式左右两边同一边的物质的量与原来相同。第二类对于反应前后气体分子数不变的可逆反应只要反应物的物质的量的比例与原来相同即可视为二者等效。（2）定温，定压的等效平衡只要保证可逆反应化学计量数之比相同即可视为等效平衡。五、化学反应进行的方向1、反应熵变与反应方向（1）熵:物质的一个状态函数，用来描述体系的混乱度，符号为S.单位Jmol-1K-1(2)体系趋向于有序转变为无序，导致体系的熵增加，这叫做熵增加原理，也是反应方向判断的依据。.（3）同一物质，在气态时熵值最大，
11、液态时次之，固态时最小。即S(g)S(l)S(s)2、反应方向判断依据在温度、压强一定的条件下，化学反应的判读依据为H-TS0反应能自发进行H-TS=0反应达到平衡状态H-TS0反应不能自发进行注意（1）H为负，S为正时，任何温度反应都能自发进行（2）H为正，S为负时，任何温度反应都不能自发进行有机化合物的分类官能团分类法反映一类有机化合物共同特性的原子或原子团叫做官能团。结构相似，分子组成相差一个或若干个“CH2”原子团的有机化合物互相成为同系物。常见的官能团如下表其他分类方法（1）把不含苯环的有机化合物称为脂肪族化合物，把含有苯环的有机化合物称为芳香族化合物。（2）根据有机化合物中的碳原子
12、是连接成链状还是环状，把有机物分为链状化合物和环状化合物。扩展阅读高中化学选修4知识点归纳总结律高中化学选修4知识点归纳总结第一章化学反应与能量一、焓变反应热1反应热一定条件下，一定物质的量的反应物之间完全反应所放出或吸收的热量2焓变(H)的意义在恒压条件下进行的化学反应的热效应（1）.符号H（2）.单位kJ/mol产生原因化学键断裂吸热化学键形成放热放出热量的化学反应。(放热吸热)H为“”或H放热）H为“+”或H0常见的放热反应所有的燃烧反应酸碱中和反应大多数的化合反应金属与酸的反应生石灰和水反应浓硫酸稀释、氢氧化钠固体溶解等常见的吸热反应晶体Ba(OH)28H2O与NH4Cl大多数的分解反
13、应以H2、CO、C为还原剂的氧化还原反应铵盐溶解等二、热化学方程式书写化学方程式注意要点:热化学方程式必须标出能量变化。热化学方程式中必须标明反应物和生成物的聚集状态（g,l,s分别表示固态，液态，气态，水溶液中溶质用aq表示）热化学反应方程式要指明反应时的温度和压强。热化学方程式中的化学计量数可以是整数，也可以是分数各物质系数加倍，H加倍；反应逆向进行，H改变符号，数值不变三、燃烧热1概念25，101kPa时，1mol纯物质完全燃烧生成稳定的化合物时所放出的热量。燃烧热的单位用kJ/mol表示。注意以下几点研究条件101kPa反应程度完全燃烧，产物是稳定的氧化物。燃烧物的物质的量1mol研究
14、内容放出的热量。（H决定因素（内因）反应物的性质（决定因素）条件因素（外因）反应所处的条件外因对化学反应速率影响的变化规律条件变化反应物的浓度增大减小活化分子的量的变化单位体积里的总数目增多，百分数不变单位体积里的总数目减少，百分数不变单位体积里的总数目增多，百分数不变单位体积里的总数目减少，百分数不变百分数增大，单位体积里的总数目增多百分数减少，单位体积里的总数目减少百分数剧增，单位体积里的总数目剧增百分数剧减，单位体积里的总数目剧减光，电磁波，超声波，固体反应物颗粒的大小，溶剂等反应速率的变化增大减小增大减小增大减小剧增剧减有影响气体反应增大物的压强减小反应物的温度反应物的催化剂升高降低使
15、用撤去其他注意（1）、参加反应的物质为固体和液体，由于压强的变化对浓度几乎无影响，可以认为反应速率不变。（2）、惰性气体对于速率的影响恒温恒容时充入惰性气体总压增大，但是各分压不变，各物质浓度不变反应速率不变恒温恒体时充入惰性气体体积增大各反应物浓度减小反应速率减慢二、化学平衡（一）定义化学平衡状态一定条件下，当一个可逆反应进行到正逆反应速率相等时，更组成成分浓度不再改变，达到表面上静止的一种“平衡”，这就是这个反应所能达到的限度即化学平衡状态。2、化学平衡的特征逆（研究前提是可逆反应）等（同一物质的正逆反应速率相等）动（动态平衡）定（各物质的浓度与质量分数恒定）变（条件改变，平衡发生变化）3
16、、判断平衡的依据判断可逆反应达到平衡状态的方法和依据例举反应混合物体系中各成分的含量mA(g)+nB(g)C(g)+qD(g)各物质的物质的量或各物质的物质的量的分数一定各物质的质量或各物质质量分数一定各气体的体积或体积分数一定总体积、总压力、总物质的量一定在单位时间内消耗了mmolA同时生成mmolA，即V(正)=V(逆)在单位时间内消耗了nmolB同时消耗了pmolC，则V(正)=V(逆)平衡平衡平衡不一定平衡平衡平衡正、逆反应速率的关系V(A):V(B):V(C):V(D)=m:n:p:q，V(正)不一定等于V(逆)不一定平衡在单位时间内生成nmolB，同时消耗了qmolD，因均指V(逆
17、)压强混合气体平均相对分子质量Mr温度体系的密度其他m+np+q时，总压力一定（其他条件一定）m+n=p+q时，总压力一定（其他条件一定）Mr一定时，只有当m+np+q时Mr一定时，但m+n=p+q时任何反应都伴随着能量变化，当体系温度一定时（其他不变）密度一定如体系颜色不再变化等不一定平衡平衡不一定平衡平衡不一定平衡平衡不一定平衡平衡（二）影响化学平衡移动的因素1、浓度对化学平衡移动的影响（1）影响规律在其他条件不变的情况下，增大反应物的浓度或减少生成物的浓度，都可以使平衡向正方向移动；增大生成物的浓度或减小反应物的浓度，都可以使平衡向逆方向移动（2）增加固体或纯液体的量，由于浓度不变，所以
18、平衡不移动（3）在溶液中进行的反应，如果稀释溶液，反应物浓度减小，生成物浓度也减小，V正减小，V逆也减小，但是减小的程度不同，总的结果是化学平衡向反应方程式中化学计量数之和大的方向移动。2、温度对化学平衡移动的影响影响规律在其他条件不变的情况下，温度升高会使化学平衡向着吸热反应方向移动，温度降低会使化学平衡向着放热反应方向移动。3、压强对化学平衡移动的影响影响规律其他条件不变时，增大压强，会使平衡向着体积缩小方向移动；减小压强，会使平衡向着体积增大方向移动。注意（1）改变压强不能使无气态物质存在的化学平衡发生移动（2）气体减压或增压与溶液稀释或浓缩的化学平衡移动规律相似催化剂对化学平衡的影响由
19、于使用催化剂对正反应速率和逆反应速率影响的程度是等同的，所以平衡不移动。但是使用催化剂可以影响可逆反应达到平衡所需的_时间_。勒夏特列原理（平衡移动原理）如果改变影响平衡的条件之一（如温度，压强，浓度），平衡向着能够减弱这种改变的方向移动。三、化学平衡常数（一）定义在一定温度下，当一个反应达到化学平衡时，生成物浓度幂之积与反应物浓度幂之积的比值是一个常数比值。符号K（二）使用化学平衡常数K应注意的问题1、表达式中各物质的浓度是变化的浓度，不是起始浓度也不是物质的量。2、K只与温度（T）关，与反应物或生成物的浓度无关。3、反应物或生产物中有固体或纯液体存在时，由于其浓度是固定不变的，可以看做是“
20、1”而不代入公式。4、稀溶液中进行的反应，如有水参加，水的浓度不必写在平衡关系式中。（三）化学平衡常数K的应用:1、化学平衡常数值的大小是可逆反应进行程度的标志。K值越大，说明平衡时生成物的浓度越大，它的正向反应进行的程度越大，即该反应进行得越完全，反应物转化率越高。反之，则相反。2、可以利用K值做标准，判断正在进行的可逆反应是否平衡及不平衡时向何方进行建立平衡。（Q浓度积）QK:反应向正反应方向进行;Q=K:反应处于平衡状态;QK:反应向逆反应方向进行3、利用K值可判断反应的热效应若温度升高，K值增大，则正反应为吸热反应若温度升高，K值减小，则正反应为放热反应四、等效平衡1、概念在一定条件下
21、（定温、定容或定温、定压），只是起始加入情况不同的同一可逆反应达到平衡后，任何相同组分的百分含量均相同，这样的化学平衡互称为等效平衡。2、分类（1）定温，定容条件下的等效平衡第一类对于反应前后气体分子数改变的可逆反应必须要保证化学计量数之比与原来相同；同时必须保证平衡式左右两边同一边的物质的量与原来相同。第二类对于反应前后气体分子数不变的可逆反应只要反应物的物质的量的比例与原来相同即可视为二者等效。（2）定温，定压的等效平衡只要保证可逆反应化学计量数之比相同即可视为等效平衡。五、化学反应进行的方向1、反应熵变与反应方向（1）熵:物质的一个状态函数，用来描述体系的混乱度，符号为S.单位Jmol-
22、1K-1(2)体系趋向于有序转变为无序，导致体系的熵增加，这叫做熵增加原理，也是反应方向判断的依据。.（3）同一物质，在气态时熵值最大，液态时次之，固态时最小。即S(g)S(l)S(s)2、反应方向判断依据在温度、压强一定的条件下，化学反应的判读依据为H-TS0反应能自发进行H-TS=0反应达到平衡状态H-TS0反应不能自发进行注意（1）H为负，S为正时，任何温度反应都能自发进行（2）H为正，S为负时，任何温度反应都不能自发进行第三章水溶液中的离子平衡一、弱电解质的电离1、定义电解质在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物,叫电解质。非电解质在水溶液中或熔化状态下都不能导电的化合物。强电解质在水溶
23、液里全部电离成离子的电解质。弱电解质在水溶液里只有一部分分子电离成离子的电解质。混和物物质单质强电解质强酸，强碱，大多数盐。如HCl、NaOH、NaCl、BaSO4纯净物电解质弱电解质弱酸，弱碱，极少数盐，水。如HClO、NH3H2O、Cu(OH)2、H2O化合物非电解质非金属氧化物，大部分有机物。如SO3、CO2、C6H12O6、CCl4、CH2=CH22、电解质与非电解质本质区别电解质离子化合物或共价化合物非电解质共价化合物注意电解质、非电解质都是化合物SO2、NH3、CO2等属于非电解质强电解质不等于易溶于水的化合物（如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部电离，故BaSO4为强电
24、解质）电解质的强弱与导电性、溶解性无关。3、电离平衡在一定的条件下，当电解质分子电离成离子的速率和离子结合成时，电离过程就达到了平衡状态，这叫电离平衡。4、影响电离平衡的因素A、温度电离一般吸热，升温有利于电离。B、浓度浓度越大，电离程度越小；溶液稀释时，电离平衡向着电离的方向移动。C、同离子效应在弱电解质溶液里加入与弱电解质具有相同离子的电解质，会减弱电离。D、其他外加试剂加入能与弱电解质的电离产生的某种离子反应的物质时，有利于电离。9、电离方程式的书写用可逆符号弱酸的电离要分布写（第一步为主）10、电离常数在一定条件下，弱电解质在达到电离平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度的乘积，跟溶液
25、中未电离的分子浓度的比是一个常数。叫做电离平衡常数，（一般用Ka表示酸，Kb表示碱。）+-+-表示方法ABA+BKi=AB/AB11、影响因素a、电离常数的大小主要由物质的本性决定。b、电离常数受温度变化影响，不受浓度变化影响，在室温下一般变化不大。C、同一温度下，不同弱酸，电离常数越大，其电离程度越大，酸性越强。如H2SO3H3PO4HFCH3COOHH2CO3H2SHClO二、水的电离和溶液的酸碱性1、水电离平衡:水的离子积KW=cH+cOH-25时,H+=OH-=10-7mol/L;KW=H+OH-=1*10-14注意KW只与温度有关，温度一定，则KW值一定KW不仅适用于纯水，适用于任何
26、溶液（酸、碱、盐）2、水电离特点（1）可逆（2）吸热（3）极弱3、影响水电离平衡的外界因素酸、碱抑制水的电离KW1*10-14温度促进水的电离（水的电离是吸热的）易水解的盐促进水的电离KW1*10-144、溶液的酸碱性和pH（1）pH=-lgcH+（2）pH的测定方法酸碱指示剂甲基橙、石蕊、酚酞。变色范围甲基橙14（橙色）石蕊00（紫色）酚酞210.0（浅红色）pH试纸操作玻璃棒蘸取未知液体在试纸上，然后与标准比色卡对比即可。注意事先不能用水湿润PH试纸；广泛pH试纸只能读取整数值或范围三、混合液的pH值计算方法公式1、强酸与强酸的混合（先求H+混将两种酸中的H+离子物质的量相加除以总体积，再
27、求其它）H+混=（H+1V1+H+2V2）/（V1+V2）2、强碱与强碱的混合（先求OH-混将两种酸中的OH-离子物质的量相加除以总体积，再求其它）OH-混（OH-1V1+OH-2V2）/（V1+V2）(注意:不能直接计算H+混)3、强酸与强碱的混合（先据H+OH-=H2O计算余下的H+或OH-，H+有余，则用余下的H+数除以溶液总体积求H+混；OH-有余，则用余下的OH-数除以溶液总体积求OH-混，再求其它）四、稀释过程溶液pH值的变化规律1、强酸溶液稀释10n倍时，pH稀=pH原+n（但始终不能大于或等于7）2、弱酸溶液稀释10n倍时，pH稀pH原+n（但始终不能大于或等于7）3、强碱溶液
28、稀释10n倍时，pH稀=pH原n（但始终不能小于或等于7）4、弱碱溶液稀释10n倍时，pH稀pH原n（但始终不能小于或等于7）5、不论任何溶液，稀释时pH均是向7靠近（即向中性靠近）；任何溶液无限稀释后pH均接近76、稀释时，弱酸、弱碱和水解的盐溶液的pH变化得慢，强酸、强碱变化得快。五、强酸（pH1）强碱（pH2）混和计算规律w.w.w.k.s.u.c.o.m1、若等体积混合pH1+pH2=14则溶液显中性pH=7pH1+pH215则溶液显碱性pH=pH2-0.3pH1+pH213则溶液显酸性pH=pH1+0.32、若混合后显中性pH1+pH2=14V酸V碱=1114-（pH1+pH2）pH
29、1+pH214V酸V碱=110六、酸碱中和滴定1、中和滴定的原理实质H+OH=H2O即酸能提供的H+和碱能提供的OH-物质的量相等。2、中和滴定的操作过程（1）仪滴定管的刻度，O刻度在上，往下刻度标数越来越大，全部容积大于它的最大刻度值，因为下端有一部分没有刻度。滴定时，所用溶液不得超过最低刻度，不得一次滴定使用两滴定管酸（或碱），也不得中途向滴定管中添加。滴定管可以读到小数点后一位。（2）药品标准液；待测液；指示剂。（3）准备过程准备检漏、洗涤、润洗、装液、赶气泡、调液面。（洗涤用洗液洗检漏滴定管是否漏水用水洗用标准液洗（或待测液洗）装溶液排气泡调液面记数据V(始)（4）试验过程3、酸碱中和
30、滴定的误差分析误差分析利用n酸c酸V酸=n碱c碱V碱进行分析式中n酸或碱中氢原子或氢氧根离子数；c酸或碱的物质的量浓度；V酸或碱溶液的体积。当用酸去滴定碱确定碱的浓度时，则c碱=ncVnV上述公式在求算浓度时很方便，而在分析误差时起主要作用的是分子上的V酸的变化，因为在滴定过程中c酸为标准酸，其数值在理论上是不变的，若稀释了虽实际值变小，但体现的却是V酸的增大，导致c酸偏高；V碱同样也是一个定值，它是用标准的量器量好后注入锥形瓶中的，当在实际操作中碱液外溅，其实际值减小，但引起变化的却是标准酸用量的减少，即V酸减小，则c碱降低了；对于观察中出现的误差亦同样如此。综上所述，当用标准酸来测定碱的浓
31、度时，c碱的误差与V酸的变化成正比，即当V酸的实测值大于理论值时，c碱偏高，反之偏低。同理，用标准碱来滴定未知浓度的酸时亦然。七、盐类的水解（只有可溶于水的盐才水解）1、盐类水解在水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H+或OH-结合生成弱电解质的反应。2、水解的实质水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H+或OH-结合,破坏水的电离，是平衡向右移动，促进水的电离。3、盐类水解规律有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解；谁强显谁性，两弱都水解，同强显中性。多元弱酸根，浓度相同时正酸根比酸式酸根水解程度大，碱性更强。(如:Na2CO3NaHCO3)4、盐类水解的特点（1）可逆（与中和反应互逆）（2）
32、程度小（3）吸热5、影响盐类水解的外界因素温度温度越高水解程度越大（水解吸热，越热越水解）浓度浓度越小，水解程度越大（越稀越水解）酸碱促进或抑制盐的水解（H+促进阴离子水解而抑制阳离子水解；OH-促进阳离子水解而抑制阴离子水解）6、酸式盐溶液的酸碱性只电离不水解如HSO4-显酸性电离程度水解程度，显酸性（如:HSO3-、H2PO4-）水解程度电离程度，显碱性（如HCO3-、HS-、HPO42-）7、双水解反应（1）构成盐的阴阳离子均能发生水解的反应。双水解反应相互促进，水解程度较大，有的甚至水解完全。使得平衡向右移。（2）常见的双水解反应完全的为Fe3+、Al3+与AlO2-、CO32-(HC
33、O3-)、S2-(HS-)、SO32-(HSO3-)；S2-与NH4+；CO32-(HCO3-)与NH4+其特点是相互水解成沉淀或气体。双水解完全的离子方程式配平依据是两边电荷平衡，如2Al3+3S2-+6H2O=2Al(OH)3+3H2S8、盐类水解的应用水解的应用1、净水2、去油污明矾净水用热碱水冼油污物品配制FeCl3溶液时常加入Fe+3H2OFe(OH)3+3H少量盐酸3、药品的保存配制Na2CO3溶液时常加CO3+H2OHCO3+OH入少量NaOH若不然，则由MgCl26H2O制无水MgCl24、制备无水盐在HCl气流中加热用Al2(SO4)3与NaHCO3溶液5、泡沫灭火器混合6、
34、比较盐溶液中离子浓度的大小比较NH4Cl溶液中离子浓度的大小NH4+H2ONH3H2O+Hc(Cl)c(NH4)c(H)c(OH)-+-+2-3+实例3+原理Al+3H2OAl(OH)3(胶体)+3HCO3+H2OHCO3+OH2-+MgCl26H2OMg(OH)2+2HCl+4H2OMg(OH)2MgO+H2OAl+3HCO3=Al(OH)3+3CO23+-9、水解平衡常数（Kh）对于强碱弱酸盐Kh=Kw/Ka(Kw为该温度下水的离子积，Ka为该条件下该弱酸根形成的弱酸的电离平衡常数)对于强酸弱碱盐Kh=Kw/Kb（Kw为该温度下水的离子积，Kb为该条件下该弱碱根形成的弱碱的电离平衡常数）电
35、离、水解方程式的书写原则1、多元弱酸（多元弱酸盐）的电离（水解）的书写原则分步书写注意不管是水解还是电离，都决定于第一步，第二步一般相当微弱。2、多元弱碱（多元弱碱盐）的电离（水解）书写原则一步书写八、溶液中微粒浓度的大小比较基本原则抓住溶液中微粒浓度必须满足的三种守恒关系电荷守恒:任何溶液均显电中性，各阳离子浓度与其所带电荷数的乘积之和各阴离子浓度与其所带电荷数的乘积之和物料守恒:（即原子个数守恒或质量守恒）某原子的总量(或总浓度)其以各种形式存在的所有微粒的量(或浓度)之和质子守恒即水电离出的H+浓度与OH-浓度相等。九、难溶电解质的溶解平衡1、难溶电解质的溶解平衡的一些常见知识（1）溶解
36、度小于0.01g的电解质称难溶电解质。（2）反应后离子浓度降至1*10-5以下的反应为完全反应。如酸碱中和时H+降至10-7mol/L（2）从电子的流动方向负极流入正极（3）从电流方向正极流入负极（4）根据电解质溶液内离子的移动方向阳离子流向正极，阴离子流向负极（5）根据实验现象_溶解的一极为负极增重或有气泡一极为正极第二节化学电池1、电池的分类化学电池、太阳能电池、原子能电池2、化学电池借助于化学能直接转变为电能的装置3、化学电池的分类一次电池、二次电池、燃料电池一、一次电池1、常见一次电池碱性锌锰电池、锌银电池、锂电池等二、二次电池1、二次电池放电后可以再充电使活性物质获得再生，可以多次重
37、复使用，又叫充电电池或蓄电池。2、电极反应铅蓄电池放电负极（铅）PbSO2-42ePbSO4正极（氧化铅）PbO24H+SO2-42ePbSO42H2O充电阴极PbSO42H2O2ePbO24H+SO2-4阳极PbSO42ePbSO2-4两式可以写成一个可逆反应PbO2Pb2H2SO42PbSO42H2O充电放电3、目前已开发出新型蓄电池银锌电池、镉镍电池、氢镍电池、锂离子电池、聚合物锂离子电池三、燃料电池1、燃料电池是使燃料与氧化剂反应直接产生电流的一种原电池2、电极反应一般燃料电池发生的电化学反应的最终产物与燃烧产物相同，可根据燃烧反应写出总的电池反应，但不注明反应的条件。，负极发生氧化反
38、应，正极发生还原反应，不过要注意一般电解质溶液要参与电极反应。以氢氧燃料电池为例，铂为正、负极，介质分为酸性、碱性和中性。当电解质溶液呈酸性时-负极2H24e=4H+正极O24e-+4H+=2H2O当电解质溶液呈碱性时-负极2H24OH4e4H2O正极O22H2O4e-4OH另一种燃料电池是用金属铂片插入KOH溶液作电极，又在两极上分别通甲烷燃料和氧气氧化剂。电极反应式为负极CH410OH8e-7H2O；正极4H2O2O28e8OH。电池总反应式为CH42O22KOHK2CO33H2O3、燃料电池的优点能量转换率高、废弃物少、运行噪音低四、废弃电池的处理回收利用第三节电解池一、电解原理1、电解
39、池把电能转化为化学能的装置也叫电解槽2、电解电流(外加直流电)通过电解质溶液而在阴阳两极引起氧化还原反应(被动的不是自发的)的过程3、放电当离子到达电极时，失去或获得电子，发生氧化还原反应的过程4、电子流向（电源）负极（电解池）阴极（离子定向运动）电解质溶液（电解池）阳极（电源）正极5、电极名称及反应阳极与直流电源的正极相连的电极，发生氧化反应阴极与直流电源的负极相连的电极，发生还原反应6、电解CuCl2溶液的电极反应阳极2Cl-2e-=Cl2(氧化)阴极Cu2+2e-=Cu(还原)总反应式CuCl2=Cu+Cl27、电解本质电解质溶液的导电过程，就是电解质溶液的电解过程规律总结电解反应离子方
40、程式书写放电顺序阳离子放电顺序Ag+Hg2+Fe3+Cu2+H+（指酸电离的)Pb2+Sn2+Fe2+Zn2+Al3+Mg2+Na+Ca2+K+阴离子的放电顺序是惰性电极时S2-I-Br-Cl-OH-NO3-SO42-(等含氧酸根离子)F-(SO32-/MnO4-OH-)是活性电极时电极本身溶解放电注意先要看电极材料，是惰性电极还是活性电极，若阳极材料为活性电极（Fe、Cu)等金属，则阳极反应为电极材料失去电子，变成离子进入溶液；若为惰性材料，则根据阴阳离子的放电顺序，依据阳氧阴还的规律来书写电极反应式。电解质水溶液点解产物的规律类型电极反应特点实例电解对象电解质电解质浓pH度减小增大-电解质
41、和水电解质和水生成新电增大解质生成新电解质减小增大增大减小不变电解质溶液复原HClCuCl2HCl分解电解质型电解质电离出的阴阳离子分别HCl在两极放电CuCl2放H2生成碱型阴极水放H2生碱阳极电解质阴离子放电NaCl放氧生酸型阴极电解质阳离子放电阳极水放O2生酸CuSO4氧化铜水电解水型NaOH阴极4H+4e-=2H2阳极4OH-4e-=O2+2H2OH2SO4Na2SO4水上述四种类型电解质分类（1）电解水型含氧酸，强碱，活泼金属含氧酸盐（2）电解电解质型无氧酸，不活泼金属的无氧酸盐（氟化物除外）（3）放氢生碱型活泼金属的无氧酸盐（4）放氧生酸型不活泼金属的含氧酸盐二、电解原理的应用1、
42、电解饱和食盐水以制造烧碱、氯气和氢气（1）、电镀应用电解原理在某些金属表面镀上一薄层其他金属或合金的方法（2）、电极、电解质溶液的选择阳极镀层金属，失去电子，成为离子进入溶液Mne-=Mn+阴极待镀金属（镀件）溶液中的金属离子得到电子，成为金属原子，附着在金属表面Mn+ne-=M电解质溶液含有镀层金属离子的溶液做电镀液镀铜反应原理阳极(纯铜)Cu-2e-=Cu2+，阴极(镀件)Cu2+2e-=Cu，电解液可溶性铜盐溶液，如CuSO4溶液（3）、电镀应用之一铜的精炼阳极粗铜；阴极纯铜电解质溶液硫酸铜3、电冶金（1）、电冶金使矿石中的金属阳离子获得电子，从它们的化合物中还原出来用于冶炼活泼金属，如
43、钠、镁、钙、铝（2）、电解氯化钠通电前，氯化钠高温下熔融NaCl=Na+Cl-通直流电后阳极2Na+2e-=2Na阴极2Cl-2e-=Cl2规律总结原电池、电解池、电镀池的判断规律（1）若无外接电源，又具备组成原电池的三个条件。有活泼性不同的两个电极；两极用导线互相连接成直接插入连通的电解质溶液里；较活泼金属与电解质溶液能发生氧化还原反应（有时是与水电离产生的H+作用），只要同时具备这三个条件即为原电池。（2）若有外接电源，两极插入电解质溶液中，则可能是电解池或电镀池；当阴极为金属，阳极亦为金属且与电解质溶液中的金属离子属同种元素时，则为电镀池。（3）若多个单池相互串联，又有外接电源时，则与电
44、源相连接的装置为电解池成电镀池。若无外接电源时，先选较活泼金属电极为原电池的负极（电子输出极），有关装置为原电池，其余为电镀池或电解池。原电池，电解池，电镀池的比较电解池将电能转变成化学能的装置非自发反应有电源，两级材料可同可不同电镀池应用电解原理在某些金属表面镀上一侧层其他金属非自发反应有电源将化学能转变成电能的装置自发反应无电源，两级材料不同活动性不同的两极电解质溶液形成闭合回路性质类别原电池定义（装置特点）反应特征装置特征形成条件两电极连接直流电源1镀层金属接电源正极，待两电极插入电解质溶液镀金属接负极；2电镀液必形成闭合回路须含有镀层金属的离子电极名称负极较活泼金属阳极与电源正极相连名称同电解，但有限制条件正极较不活泼金阳极必须是镀层金属属（能导电非金属）阴极与电源负极相连阴极镀件负极氧化反应，金属失去电子正极还原反应，溶液中的阳离子的电子或者氧气得电子（吸氧腐蚀）负极正极阳离子向正极移动阴离子向负极移动阳极氧化反应，溶液中的阴离子失去电子，或电极金属失电子阴极还原反应，溶液中的阳离子得到电子电源负极阴极电源正极阳极阳离子向阴极移动阴离子向阳极移动