高中化学选修四期末复习知识点总结Word格式.docx

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⑶计算公式：

（υ：

平均速率，Δc：

浓度变化）单位：

⑷影响因素：

①决定因素（内因）：

（决定因素）

②条件因素（外因）：

反应所处的条件2.反应物浓度、气体压强、温度、催化剂对反应速率的影响

条件变化

单位体积内

分子总数

活化分子百分数

活化分子总数

V变化

光、电磁波、超声波、固体反应物颗粒大小、溶剂等

（1）固体和液体，由于压强对浓度几乎无影响，反应速率不变。

（2）、惰性气体对于速率的影响

①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

②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）1.定义：

2、化学平衡的特征

逆（研究前提是反应）

等（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）

变（条件改变，平衡发生变化）

例举反应

mA（g）+nB（g）pC（g）+qD（g）

混合物体系中

各成分的含量

①各物质的物质的量或各物质的物质的量的分数一定

平衡

②各物质的质量或各物质质量分数一定

（）

③各气体的体积或体积分数一定

④总体积、总压强、总物质的量一定

正、逆反应

速率的关系

①在单位时间内消耗了mmolA同时生成mmolA，即V（正）=V（逆）

②在单位时间内消耗了nmolB同时消耗了pmolC，则V（正）=V（逆）

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在单位时间内生成nmolB，同时消耗了qmolD，因均指V（逆）

压强

①m+n≠p+q时，总压强一定（其他条件一定）

②m+n=p+q时，总压强一定（其他条件一定）

混合气体平均相对分子质量Mr

①Mr一定时，只有当m+n≠p+q时

②Mr一定时，但m+n=p+q时

温度

任何反应都伴随着能量变化，当体系温度一定时（其他不变）

体系的密度

密度一定

其他

如体系颜色不再变化等

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

（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）其他条件不变，增大反应物的浓度或减少生成物的浓度，平衡向移动；

增大生成物的浓度或减小反应物的浓度，平衡向移动。

（2）增加固体或纯液体的量，由于浓度不变，所以平衡移动

（3）溶液中的反应，如稀释溶液，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，平衡向方程式中计量数之和大的方向移动。

2、温度对化学平衡移动的影响

其他条件不变，温度升高平衡向_____移动，温度降低平衡向方向移动。

3、压强对化学平衡移动的影响

其他条件不变，增大压强，平衡向移动；

减小压强，平衡向移动。

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

4.催化剂：

由于催化剂对正反应速率和逆反应速率影响的程度是的，所以平衡。

但是使用正催化剂可以达到平衡所需的时间_。

5.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），平衡向着能的方向移动。

三、化学平衡常数（符号）

（一）定义：

一定温度下，达到化学平衡时，_比值。

（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。

2、K只与有关，与反应物或生成物的浓度无关。

3、反应物或生产物中固体或纯液体，由于其浓度是固定不变的。

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的标志。

K值越大，说明平衡时的浓度越大，它的进行的程度越大，即该反应进行得越完全，反应物转化率越___。

反之，则相反。

一般地，K>

105时，该反应就进行得基本完全了。

2、利用K值做标准，可判断正在进行的可逆反应是否平衡及建立平衡的方向。

（Q：

浓度积）

QK:

反应向正反应方向进行;

反应处于平衡状态;

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，则正反应为反应

若温度升高，K值减小，则正反应为反应

＊四、等效平衡

1、概念：

一定条件下（定温、定容或定温、定压），同一可逆反应经不同途径达到平衡后，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）等温，等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：

第二类：

对于反应前后气体分子数不变的可逆反应：

（2）等温，等压的等效平衡：

五、化学平衡图像问题

看懂图像（面、线、点、势）--联想规律---分析判断

六、化学反应进行的方向

1、反应熵变与反应方向：

（1）熵:

一个状态函数，用来描述体系的混乱度，符号为S.单位：

J•••mol-1•K-1

（2）体系趋向于有序变为无序，导致体系的熵增加，这叫做原理，也是反应方向判断的依据。

.

（3）同一物质，气态、液态、固态时熵值关系为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，化学反应的判断依据为：

ΔG=ΔH-TΔS0反应能自发进行

ΔH-TΔS0反应达到平衡状态

ΔH-TΔS0反应不能自发进行

（1）ΔH为负，ΔS为正时，任何温度反应都能自发进行

（2）ΔH为正，ΔS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：

在中或状态下能导电的。

非电解质：

强电解质：

。

弱电解质：

。

下列物质中HCl、NaOH、NaCl、BaSO4、HClO、NH3·

H2O、Cu（OH）2、H2O、SO3、CO2、CCl4、CH2=CH2属非电解质的有：

属强电解质的有：

属弱电解质的有：

2、电解质与非电解质本质区别：

电解质的强弱与导电性、溶解性关。

3、电离平衡：

在一定的条件下，当时，电离过程就达到了平衡状态。

4、影响电离平衡的因素：

A、温度：

电离一般热，升温电离平衡向移动。

B、浓度：

浓度越大，电离程度；

溶液稀释时，电离平衡向移动。

C、同离子效应：

加入与弱电解质具有相同离子的电解质，会电离。

D、其他外加试剂：

加入能与弱电解质电离的某种离子反应的物质，电离。

5、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）

6、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：

AB

A++B-Ki=

7、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：

H2SO3>

H3PO4>

HF>

CH3COOH>

H2CO3>

H2S>

HClO

二、水的电离和溶液的酸碱性

1、水电离平衡：

:

水的离子积：

KW=；

25℃时,;

KW==

KW只与温度有关，温度一定，则KW值一定

KW不仅适用于纯水，适用于任何稀溶液（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：

①酸、碱：

水的电离

②温度：

水的电离（因为水的电离是热的）

③能水解的盐：

水的电离

4、溶液的酸碱性和pH：

（1）pH=]

（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3.1~4.4（橙色）石蕊5.0~8.0（紫色）酚酞8.2~10.0（浅红色）

pH试纸—操作。

注意：

①事先不能用水湿润PH试纸；

②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

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-，①H+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7）

2、弱酸溶液：

稀释10n倍时，pH稀pH原+n（但始终不能7）

3、强碱溶液：

稀释10n倍时，pH稀pH原－n（但始终不能7）

4、弱碱溶液：

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7

6、稀释时，弱酸、弱碱和水解的盐溶液的pH变化，强酸、强碱变化。

五、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。

2、中和滴定的操作过程：

（1）滴定管的刻度，O刻度在，往下刻度标数越来越大，全部容积它的最大刻度值。

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。

（2）药品：

标准液；

待测液；

指示剂。

（3）准备过程：

准备：

检漏、、、、赶气泡、调液面。

（4）实验过程及滴定终点的判断

3、酸碱中和滴定的误差分析

误差分析：

利用n酸c酸V酸=n碱c碱V碱进行分析

六、盐类的水解

2、水解的实质：

水溶液中盐电离出来的弱离子跟水电离出来的H+或OH-结合,破坏水的电离，使平衡向移动，水的电离。

3、盐类水解规律：

①有才水解，无弱不水解，越弱越水解；

谁显谁性，同强显中性。

②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:

Na2CO3＞NaHCO3）

4、盐类水解的特点：

（1）

（2）（3）

5、影响盐类水解的外界因素：

①温度：

温度越水解程度越大（水解吸热，越热越水解）

②浓度：

浓度越小，水解程度越（越稀越水解）

③酸碱：

促进或抑制盐的水解（H+促进水解而阳离子水解；

OH—）

6、酸式盐溶液的酸碱性：

①只电离不水解：

如HSO4-显酸性

②电离程度＞水解程度，显性（如:

HSO3-、H2PO4-）

③水解程度＞电离程度，显性（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。

（2）常见的双水解反应完全的为：

Fe3++与AlO2-、CO32-（HCO3-））；

Al3+与AlO2-、CO32-（HCO3-）、S2-（HS-）、SO32-（HSO3-）。

其特点是相互水解成沉淀或气体。

离子方程式配平依据是两边电荷平衡，如：

2Al3++3S2-+6H2O==2Al（OH）3↓+3H2S↑

8、盐类水解的应用：

水解的应用

实例

原理

净水

明矾净水

△

去油污

用热碱水冼油污物品

CO32-+H2OHCO3-+OH-

药品的保存

①配制FeCl3溶液时常加入少量盐酸

②配制Na2CO3溶液时常加入少量NaOH

制备无水盐

由MgCl2·

6H2O制无水MgCl2在HCl气流中加热

若不然，则：

MgCl2·

6H2OMg（OH）2+2HCl+4H2O

Mg（OH）2MgO+H2O

泡沫灭火器

用Al2（SO4）3与NaHCO3溶液混合

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++H2ONH3·

H2O+H+

c（Cl-）>

c（NH4+）>

c（H+）>

c（OH）-

9、水解平衡常数（Kh）

强碱弱酸盐：

Kh=Kw/Ka强酸弱碱盐：

Kh=Kw/Kb（Kw为该温度下水的离子积，Ka为该条件下该弱酸电离平衡常数；

Kb为该条件下该弱碱的电离平衡常数）

七．电离、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

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：

①电荷守恒：

任何溶液均显电性，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

②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

③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以下的离子反应为完全反应。

如酸碱中和时[H+]降至10-7mol/L<

10-5mol/L，故为完全反应，用“=”，常见的难溶物在水中的离子浓度均远低于10-5mol/L，故均用“=”。

（3）难溶并非不溶，任何难溶物在水中均存在溶解平衡。

（4）掌握三种微溶物质：

（5）溶解平衡常为吸热，但Ca（OH）2为放热，升温其溶解度减少。

（6）溶解平衡存在的一般前提是：

存在沉淀，否则不存在平衡。

2、溶解平衡方程式的书写

注意在沉淀后用（s）标明状态，并用“”。

Ag2S（s）2Ag+（aq）+S2-（aq）

3、沉淀生成的三种主要方式

（1）加沉淀剂法：

Ksp越小，沉淀越完全；

沉淀剂过量能使沉淀更完全。

（2）调pH值除某些易水解的金属阳离子：

如除去MgCl2溶液中FeCl3可以

加入

（3）氧化还原沉淀法：

（4）同离子效应法

4、沉淀的溶解：

沉淀的溶解就是使溶解平衡正向移动。

常采用的方法有：

①酸碱；

②氧化还原；

③。

5、沉淀的转化：

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。

AgNO3AgCl（）AgBr（淡黄色）AgI（黄色）Ag2S（黑色）

6、溶度积（KSP）

表达式：

AmBn（s）mAn+（aq）+nBm-（aq）

KSP=[c（An+）]m•[c（Bm-）]n

影响溶解平衡的因素：

决定因素是

外因：

①浓度：

加水，平衡向方向移动。

升温，多数平衡向方向移动。

、溶度积规则

QC（离子积）KSP有沉淀析出

QCKSP平衡状态

QCKSP未饱和，继续溶解

第四章电化学基础

一．原电池：

1、概念：

化学能转化为电能的装置叫做原电池

2、组成条件：

①②

3、电子：

外电路：

极——导线——极

内电路：

盐桥中离子移向负极的电解质溶液，离子移向正极溶液。

4、电极反应：

以锌铜原电池为例：

负极：

反应：

正极：

总反应式：

5、正、负极的判断：

（1）从电极材料：

一般为负极；

或金属为负极，非金属为正极。

（2）从电子的流动方向和电流方向

（3）从发生反应

（4）根据电解质溶液内离子的移动方向

（5）根据实验现象

二．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

二次电池又叫充电电池

1.铅蓄电池的电极反应

放电：

负极（铅）：

正极（氧化铅）：

充电：

阴极：

阳极：

两式可以写成一个可逆反应：

PbO2＋Pb＋2H2SO42PbSO4↓＋2H2O

2．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

燃料电池

1、燃料电池：

使燃料与氧化剂反应直接产生电流的一种化学电池

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：

当电解质溶液呈碱性时：

甲烷燃料电池是用金属铂片插入KOH溶液作电极，在两极上分别通甲烷和氧气。

电极反应式为：

；

电池总反应式为：

3、燃料电池的优点：

能量转换率高、废弃物少、运行噪音低

三．电解原理

1、电解池：

把电能转化为化学能的装置电解槽

2、电解：

直流电通过电解质溶液，在阴阳两极引起氧化还原反应的过程

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：

与直流电源的相连的电极，发生反应

阴极：

6、电解CuCl2溶液的电极反应：

）

电解质溶液的导电过程，就是电解质溶液的电解过程

阴极（阳离子）放电顺序

Ag+>

Hg2+>

Fe3+>

Cu2+>

H+）>

Pb2+>

Sn2+>

Fe2+>

Zn2+>

Al3+>

Mg2+>

Na+>

Ca2+>

K+

阳极放电顺序

惰性电极时：

S2->

I->

Br->

Cl->

OH->

含氧酸根离子>

F-（SO32-/MnO4->

OH-）

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。

用惰性电极电解电解质溶液规律

电解类型

电解质分类

电极反应特点

pH变化

溶液复原应加

四、电解原理的应用

1、电解饱和食盐水以制造烧碱、氯气和氢气

2.电镀

（1）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：

（镀层金属）M—ne—==Mn+

待镀金属（镀件）：

Mn++ne—==M

电解质溶液：

含有镀层金属离子的溶液做电镀液

（3）、电镀应用之一：

铜的精炼

；

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，如钠、镁、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：

☆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，则与电源相连接的装置为电解池或电镀池。

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

类别

原电池

电解池

电镀池

定义

（装置特点）

将化学能转变成电能的装置

将电能转变成化学能的装置

应用电解原理在某些金属表面镀上一侧层其他金属

是否是自发反应

装置特征

有电源，两级材料可同可不同

形成条件

活动性不同的两极

电解质溶液

形成闭合回路

镀层金属接电源正极，待镀金属接负极；

电镀液必须含有镀层金属的离子

电极名称

较活泼金属

较不活泼金属（能导电非金属）

名称同电解，但有限制条件

必须是镀层金属

镀件

电极反应

金属电极失去电子

电镀液中阳离子得到电子

电子流向

（）极→（）极

电源（）极→（）极

（）极→电源（）极

同电解池

带电粒子移动

阳离子向（）极移动

阴离子向（）极移动

阴离子向（）