新课标高中化学选修4知识点总结很全Word文档格式.docx

1、第二章 化学反应速率和化学平衡一、化学反应速率1.化学反应速率（ v） 定义：用来 衡量化学反应的快慢,单位时间内反应物或生成物的物质的量的变化 表示方法： 单位时间内反应浓度的减少或生成物浓度的增加来表示计算公式：v=Ac/ At （ u平均速率， c：浓度变化， t:时间）单位： mol/ （L ） 影响因素：1决定因素（内因） ： 反应物的性质（ 决定因素 ）2条件因素（外因） ： 反应所处的条件2.外因对化学反应速率影响的变化规律条件变化活化分子的量的变化变 化的浓度单住体积里总救目増多，百分敷不査増大减d*单位体积里总数目减少、百令数干蓝减小气体反 应扬的 压强单伎体和JL邕救目增多

2、，百分救不变華位体积里总数 目减少，百分數不袭诚小的温度百介數增大,单拉体积览总數日增多降低百分救减少,单位佯荻里总致目减少的催化傥用百分数剧增.学隹体积里遷数目剧增剧増撇去百令数剧减 单役体积里意最目剧咸剧减其他応、亀礙诡r超声渡，圉休反应畅箱粒 的小溶舸等有越 响注意：（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1恒温恒容时：充入惰性气体t总压增大，但是各分压不变，各物质浓度不变 f反应速率不变2恒温恒体时：充入惰性气体t体积增大t各反应物浓度减小t反应速率减慢二、化学平衡（一） 1定义：化学平衡状态：一定条件

3、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mA（g）+nB（g）C（g）+qD（g）混合物体系中 各成分的含量各物质的物质的量或各物质的物质的量的分数一定平衡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、总物质的量一定不一定平衡正、逆反应 速率的关系在单

4、位时间内消耗了 m molA同时生成 m molA，即V（正）=V（逆）在单位时间内消耗了 n molB同时消耗了 p molC,则V（A）:V（B）:V（C）:V（D）-m:n:p:q, V（正）不一定等于 V（逆）在单位时间内生成 n molB，同时消耗了 q molD，因均指V（逆）压强m+nz p+q时，总压力一定（其他条件一定）m+n=p+q时，总压力一疋（其他条件一疋）混合气体平均Mr 一疋时，只有当 m+n p+q时相对分子质量MrMr 疋时，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如体系颜色不再变化等（二）影响化学平衡移

5、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。

6、3、 压强对化学平衡移动的影响其他条件不变时，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4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_。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

7、， 生成物浓度幕之积与反应物浓度幕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） 有关，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是可逆反应进行程度 的标志。K值越大，说明平衡时_牛成物 的浓度越大，它的 正向反应 _进行的程度越大，即该反

8、应进行得越 _完全 _，反应 物转化率越_高。反之，则相反。 一般地，K 105_时，该反应就进行得基本完全了。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）Q_ _K:反应向正反应方向进行；Q_=_K:反应处于平衡状态 ；Q_ _K: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

9、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：J?mol-1?K1（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

10、。（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-T S 0 反应能自发进行H-T S=0 反应达到平衡状态H-T S 0 反应不能自发进行（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 ： 在水溶液里全部电离成离子的电解质 。弱电解质： 在水溶液

11、里只有一部分分子电离成离子的电解质r混和物物质2、 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电解质、非电解质都是化合物 SC2、NH3、CO?等属于非电解质3强电解质不等于易溶于水的化合物 （如BaSQ不溶于水，但溶于水的BaSQ全部电离，故BaSQ为强电解质） 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

12、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= A + B -/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

13、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。女口：H2SQH3PQHFCfCOOHHCQH2SHCIO二、水的电离和溶液的酸碱性1、水电离平衡：:1-1.二水的离子积：Kw = cH+ cOH-_, + 7 + 25C 时，H=OH =10 mol/L ; Kw = H OH = 1*10Kw只与温度有关，温度一定，则 Kw值一定2、水电离特点：（1）可逆 （2）吸热 （3）极弱Kw不仅适用于纯水，适用于任何溶液（酸、碱、盐）3、影响水电离平衡的外界因素:酸、碱：抑制水的电离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4、溶液的酸碱性

14、和 pH :（1） pH=-lgcH+（2） pH的测定方法：酸碱指示剂 甲基橙 、石蕊变色范围：甲基橙 3.14.4 （橙色）、 酚酞 。石蕊5.08.0 （紫色）酚酞8.210.0 （浅红色）pH试纸一操作 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 pH 原一n5、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.5.u.c.o.m1、若等体积混合pH1+pH2=14pH1+pH2 15pH1+pH

15、2W 132、若混合后显中性则溶液显中性pH=7则溶液显碱性pH=pH2-0.3则溶液显酸性pH=pH1+0.3pH1+pH2=14 V 酸：V 碱=1： 114-（pH1+pH2）pH1+pH2 工 14 V 酸： 10六、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， 0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 。

16、（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t检漏：滴定管是否漏水t用水洗t用标准液洗（或待测液洗）7装溶液t排气泡t调液面t记数据 V（始）（4 ）试验过程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：V酸的变化，因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

17、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0H-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 日+或0H结合，破坏

18、水的电 离，是平衡向右移动，促进水的电离。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:NazCQ NaHCOs）4、盐类水解的特点：（1）可逆（与中和反应互逆） （2）程度小 （3）吸热5、 影响盐类水解的外界因素：1温度：温度越 高 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 大 （越稀越水解）3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;0H -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：1只电离不水

19、解：如 HSC4- 显 酸 性2电离程度水解程度，显 酸 性 （如：HSQ-、H2PO4）3水解程度电离程度，显 碱 性（如：HCQ-、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。o _1_ O _1_ Q Q O（2） 常见的双水解反应完全的为： Fe、Al 与 AIO2-、CO3-（HCOs-）、S-（HS-）、SQ-（HSQ-）;S2-与NH4+； CQ2-（HCQ-）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： 2A产+ 3总+ 6

20、H2O = 2Al（OH）3 J + 3H2ST8、盐类水解的应用：水解的应用实例原理1、净水明矶净水Al 3+3H2O lA（OH） 3（胶体）+3H+2、去油污用热碱水冼油污物品CO2-+O HCO（+OH3、药品的保存配制FeCl3溶液时常加入 少量盐酸3+ +Fe +3H2O =Ffe（OH） 3+3H配制N&CO溶液时常加 入少量NaOHco2-+ho hco j+oh4、制备无水盐由MgCb ffO制无水 MgCb 在HCI气流中加热若不然，则：AMgCb 6H2O Mg（OH） 2+2HCI+4H2OMg（OH 甘海0+H 2O5、泡沫灭火器用 Al 2（SO4）3与 NaHCO

21、溶液 混合Al 3+3HCO=AI（OH） 3 J +3CQf6、比较盐溶液中 离子浓度的大小比较 NHCI溶液中离子浓 度的大小NH+HO ANH 3 H2O+H c（CI -）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）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

22、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 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0H-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 O.OIg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

23、全反应。如酸 碱中和 时H+降至 10-7mol/L10-5mol/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 105mol/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： CaSQ、Ca（OHb、AgzSQ（5） 溶解平衡常为吸热，但 Ca（OHR为放热，升温其溶解度减少。（6）溶解平衡存在的前提是：必须存在沉淀，否则不存在平衡。2、 溶解平衡方程式的书写+ 2- 注意在沉淀后用（s）标明状态，并用“ =”。 Ag2S（s） =2Ag （aq） + S （aq）3、 沉淀生成的三种主要方式（1）加沉淀剂法：Ksp越小（即

24、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MgCb溶液中FeC3。（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：酸碱；氧化还原； 沉淀转化。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。 AgNQ AgCI（白色沉淀）AgBr （淡黄色） Agl （黄色） （黑色）6、 溶度积（Ksp）1、 定义：在一定条件下，难溶电解质电解质溶解成离子的速率等于离子重新结合成沉淀的 速率，溶液中各离子的浓度保持不变的状态。2、 表达式：AmB n（s） mAn+（aq）+nBm-（aq）n+. m m-、jKsp=c（A ） ?c（B ）3、 影响因素：外因：浓度：加水，平衡向溶解方向移动。温度：升温，多数平衡向溶解方向移动。4、 溶度积规则Qc （