化学选修四重点知识点精简版.docx
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化学选修四重点知识点精简版
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化学选修四重点知识点精简版
☆常见的放热反应：
①所有的燃烧反应②酸碱中和反应
③大多数的化合反应④金属与酸的反应
⑤生石灰和水反应⑥浓硫酸稀释、氢氧化钠固体溶解等
☆常见的吸热反应：
①晶体Ba（OH）2·8H2O与NH4Cl②大多数的分解反应
③以H2、CO、C为还原剂的氧化还原反应④铵盐溶解等
判断可逆反应达到平衡状态的方法和依据
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
平衡
③各气体的体积或体积分数一定
平衡
④总体积、总压力、总物质的量一定
不一定平衡
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）
平衡
②在单位时间内消耗了nmolB同时消耗了pmolC，则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在单位时间内生成nmolB，同时消耗了qmolD，因均指V（逆）
不一定平衡
压强
①m+n≠p+q时，总压力一定（其他条件一定）
平衡
②m+n=p+q时，总压力一定（其他条件一定）
不一定平衡
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
平衡
②Mr一定时，但m+n=p+q时
不一定平衡
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）
平衡
体系的密度
密度一定
不一定平衡
其他
如体系颜色不再变化等
平衡
*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。
1、化学平衡常数值的大小是可逆反应进行程度的标志。
一般地，K>105时，该反应就进行得基本完全了。
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
反应方向同一物质，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）
在温度、压强一定的条件下，化学反应的判读依据为：
ΔH-TΔS〈0反应能自发进行
ΔH-TΔS=0反应达到平衡状态
ΔH-TΔS〉0反应不能自发进行
注意：
（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
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。
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。
）
*同一温度下弱酸电离常数越大，酸性越强。
如：
H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO
水电离特点：
（1）可逆
（2）吸热（3）极弱
影响水电离平衡的外界因素：
①酸、碱：
抑制水的电离KW〈1*10-14
②温度：
促进水的电离（水的电离是吸热的）③易水解的盐：
促进水的电离KW〉1*10-14
4、溶液的酸碱性和pH：
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~（橙色）石蕊~（紫色）酚酞~（浅红色）
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：
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7
6、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
1、若等体积混合：
pH1+pH2=14则溶液显中性pH=7
pH1+pH2≥15则溶液显碱性pH=
pH1+pH2≤13则溶液显酸性pH=pH1+
2、若混合后显中性
pH1+pH2=14V酸：
V碱=1：
1
pH1+pH2≠14V酸：
V碱=1：
1014-（pH1+pH2）
中和滴定：
滴定管可以读到小数点后一位。
准备：
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）
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=
3、盐类水解规律：
①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。
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）
6、酸式盐1）电离程度＞水解程度，显酸性（HSO3-、H2PO4）2）水解程度＞电离程度，显碱性（HCO3-、HS-、HPO42-）
7、常见的双水解反应完全的为：
Fe3+、Al3+与AlO2-、CO32-（HCO3-）、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↓+3H2S↑
8、盐类水解的应用：
水解的应用
实例
原理
1、净水
明矾净水
△
Al3++3H2OAl（OH）3（胶体）+3H+
2、去油污
用热碱水冼油污物品
CO32-+H2OHCO3-+OH-
3、药品的保存
①配制FeCl3溶液时常加入少量盐酸
Fe3++3H2OFe（OH）3+3H+
②配制Na2CO3溶液时常加入少量NaOH
CO32-+H2OHCO3-+OH-
4、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
5、泡沫灭火器
用Al2（SO4）3与NaHCO3溶液混合
Al3++3HCO3-=Al（OH）3↓+3CO2↑
6、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）
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）
10、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:
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。
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“”。
如：
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（即沉淀越难溶），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：
如加MgO除去MgCl2溶液中FeCl3。
（3）氧化还原沉淀法：
（4）同离子效应法
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。
如：
AgNO3AgCl（白色沉淀）AgBr（淡黄色）AgI（黄色）Ag2S（黑色）
6、溶度积（KSP）
（2）表达式：
AmBn（s）mAn+（aq）+nBm-（aq）KSP=[c（An+）]m[c（Bm-）]n
原电池3、电子流向：
外电路：
负极——导线——正极
内电路：
盐桥中阴离子移向负极的电解质溶液，盐桥中阳离子移向正极的电解质溶液。
4、电极反应：
以锌铜原电池为例：
负极：
氧化反应：
Zn－2e＝Zn2＋（较活泼金属）
正极：
还原反应：
2H＋＋2e＝H2↑（较不活泼金属）
（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①溶解的一极为负极②增重或有气泡一极为正极
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）：
Pb＋－2e＝PbSO4↓
正极（氧化铅）：
PbO2＋4H+＋＋2e＝PbSO4↓＋2H2O
充电：
阴极：
PbSO4＋2H2O－2e＝PbO2＋4H+＋
阳极：
PbSO4＋2e＝Pb＋
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
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
1、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；M—ne—==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
2、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、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。
①有活泼性不同的两个电极；②两极用导线互相连接成直接插入连通的电解质溶液里；③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。
☆☆原电池与电解池的极的得失电子联系图：
阳极（失）e-正极（得）e-负极（失）e-阴极（得）
化学腐蚀—金属和接触到的物质直接发生化学反应而引起的腐蚀
电化学腐蚀—不纯的金属跟电解质溶液接触时，会发生原电池反应。
比较活泼的金属失去电子而被氧化，这种腐蚀叫做电化学腐蚀。
电化腐蚀
化学腐蚀
条件
不纯金属或合金与电解质溶液接触
金属与非电解质直接接触
现象
有微弱的电流产生
无电流产生
本质
较活泼的金属被氧化的过程
金属被氧化的过程
关系
化学腐蚀与电化腐蚀往往同时发生，但电化腐蚀更加普遍，危害更严重
（4）电化学腐蚀的分类：
析氢腐蚀——腐蚀过程中不断有氢气放出
①条件：
潮湿空气中形成的水膜,酸性较强（水膜中溶解有CO2、SO2、H2S等气体）
②电极反应：
负极:
Fe–2e-=Fe2+
正极:
2H++2e-=H2↑
总式：
Fe+2H+=Fe2++H2↑
吸氧腐蚀——反应过程吸收氧气
①条件：
中性或弱酸性溶液
②电极反应：
负极:
2Fe–4e-=2Fe2+
正极:
O2+4e-+2H2O=4OH-
总式：
2Fe+O2+2H2O=2Fe（OH）2
离子方程式：
Fe2++2OH-=Fe（OH）2
生成的Fe（OH）2被空气中的O2氧化，生成Fe（OH）3，Fe（OH）2+O2+2H2O==4Fe（OH）3
Fe（OH）3脱去一部分水就生成Fe2O3·xH2O（铁锈主要成分）
规律总结：
金属腐蚀快慢的规律：
在同一电解质溶液中，金属腐蚀的快慢规律如下：
电解原理引起的腐蚀＞原电池原理引起的腐蚀＞化学腐蚀＞有防腐措施的腐蚀
防腐措施由好到坏的顺序如下：
外接电源的阴极保护法＞牺牲负极的正极保护法＞有一般防腐条件的腐蚀＞无防腐条件的腐蚀
二、金属的电化学防护
1、利用原电池原理进行金属的电化学防护
（1）牺牲阳极的阴极保护法
原理：
原电池反应中，负极被腐蚀，正极不变化
应用：
在被保护的钢铁设备上装上若干锌块，腐蚀锌块保护钢铁设备
负极：
锌块被腐蚀；正极：
钢铁设备被保护
（2）外加电流的阴极保护法
原理：
通电，使钢铁设备上积累大量电子，使金属原电池反应产生的电流不能输送，从而防止金属被腐蚀
应用：
把被保护的钢铁设备作为阴极，惰性电极作为辅助阳极，均存在于电解质溶液中，接上外加直流电源。
通电后电子大量在钢铁设备上积累，抑制了钢铁失去电子的反应。
2、改变金属结构：
把金属制成防腐的合金
3、把金属与腐蚀性试剂隔开：
电镀、油漆、涂油脂、表面钝化等
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