篇1：化學選修4知識點總結

化學選修4知識點總結

化學選修4知識點總結

第1章、化學反應與能量轉化

化學反應的實質是反應物化學鍵的斷裂和生成物化學鍵的形成,化學反應過程中伴隨著能量的釋放或吸收.

一、化學反應的熱效應

1、化學反應的反應熱

(1)反應熱的概念：

當化學反應在一定的溫度下進行時,反應所釋放或吸收的熱量稱為該反應在此溫度下的熱效應,簡稱反應熱.用符號Q表示.

(2)反應熱與吸熱反應、放熱反應的關系.

Q＞0時,反應為吸熱反應；Q＜0時,反應為放熱反應.

(3)反應熱的測定

測定反應熱的儀器為量熱計,可測出反應前后溶液溫度的變化,根據體系的熱容可計算出反應熱,計算公式如下：

Q＝－C(T2－T1)

式中C表示體系的熱容,T1、T2分別表示反應前和反應后體系的溫度.實驗室經常測定中和反應的反應熱.

2、化學反應的焓變

(1)反應焓變

物質所具有的能量是物質固有的性質,可以用稱為“焓”的物理量來描述,符號為H,單位為kJ·mol-1.

反應產物的總焓與反應物的總焓之差稱為反應焓變,用ΔH表示.

(2)反應焓變ΔH與反應熱Q的關系.

對于等壓條件下進行的化學反應,若反應中物質的能量變化全部轉化為熱能,則該反應的反應熱等于反應焓變,其數學表達式為：Qp＝ΔH＝H(反應產物)－H(反應物).

(3)反應焓變與吸熱反應,放熱反應的關系：

ΔH＞0,反應吸收能量,為吸熱反應.

ΔH＜0,反應釋放能量,為放熱反應.

(4)反應焓變與熱化學方程式：

把一個化學反應中物質的變化和反應焓變同時表示出來的化學方程式稱為熱化學方程式,如：H2(g)＋O2(g)＝H2O(l)；ΔH(298K)＝－285.8kJ·mol－1

書寫熱化學方程式應注意以下幾點：

①化學式后面要注明物質的聚集狀態：固態(s)、液態(l)、氣態(g)、溶液(aq).

②化學方程式后面寫上反應焓變ΔH,ΔH的單位是J·mol－1或 kJ·mol－1,且ΔH后注明反應溫度.

③熱化學方程式中物質的系數加倍,ΔH的數值也相應加倍.

3、反應焓變的計算

(1)蓋斯定律

對于一個化學反應,無論是一步完成,還是分幾步完成,其反應焓變一樣,這一規律稱為蓋斯定律.

(2)利用蓋斯定律進行反應焓變的計算.

常見題型是給出幾個熱化學方程式,合并出題目所求的熱化學方程式,根據蓋斯定律可知,該方程式的ΔH為上述各熱化學方程式的ΔH的代數和.

(3)根據標準摩爾生成焓,ΔfHmθ計算反應焓變ΔH.

對任意反應：aA＋bB＝cC＋dD

ΔH＝［cΔfHmθ(C)＋dΔfHmθ(D)］－［aΔfHmθ(A)＋bΔfHmθ(B)］

二、電能轉化為化學能——電解

1、電解的原理

(1)電解的概念：

在直流電作用下,電解質在兩上電極上分別發生氧化反應和還原反應的過程叫做電解.電能轉化為化學能的裝置叫做電解池.

(2)電極反應：以電解熔融的NaCl為例：

陽極：與電源正極相連的電極稱為陽極,陽極發生氧化反應：2Cl－→Cl2↑＋2e－.

陰極：與電源負極相連的電極稱為陰極,陰極發生還原反應：Na＋＋e－→Na.

總方程式：2NaCl(熔)2Na＋Cl2↑

2、電解原理的應用

(1)電解食鹽水制備燒堿、氯氣和氫氣.

陽極：2Cl－→Cl2＋2e－

陰極：2H＋＋e－→H2↑

總反應：2NaCl＋2H2O2NaOH＋H2↑＋Cl2↑

(2)銅的電解精煉.

粗銅(含Zn、Ni、Fe、Ag、Au、Pt)為陽極,精銅為陰極,CuSO4溶液為電解質溶液.

陽極反應：Cu→Cu2＋＋2e－,還發生幾個副反應

Zn→Zn2＋＋2e－；Ni→Ni2＋＋2e－

Fe→Fe2＋＋2e－

Au、Ag、Pt等不反應,沉積在電解池底部形成陽極泥.

陰極反應：Cu2＋＋2e－→Cu

(3)電鍍：以鐵表面鍍銅為例

待鍍金屬Fe為陰極,鍍層金屬Cu為陽極,CuSO4溶液為電解質溶液.

陽極反應：Cu→Cu2＋＋2e－

陰極反應： Cu2＋＋2e－→Cu

三、化學能轉化為電能——電池

1、原電池的工作原理

(1)原電池的概念：

把化學能轉變為電能的裝置稱為原電池.

(2)Cu－Zn原電池的工作原理：

如圖為Cu－Zn原電池,其中Zn為負極,Cu為正極,構成閉合回路后的現象是：Zn片逐漸溶解,Cu片上有氣泡產生,電流計指針發生偏轉.該原電池反應原理為：Zn失電子,負極反應為：Zn→Zn2＋＋2e－；Cu得電子,正極反應為：2H＋＋2e－→H2.電子定向移動形成電流.總反應為：Zn＋CuSO4＝ZnSO4＋Cu.

(3)原電池的電能

若兩種金屬做電極,活潑金屬為負極,不活潑金屬為正極；若一種金屬和一種非金屬做電極,金屬為負極,非金屬為正極.

2、化學電源

(1)鋅錳干電池

負極反應：Zn→Zn2＋＋2e－；

正極反應：2NH4＋＋2e－→2NH3＋H2；

(2)鉛蓄電池

負極反應：Pb＋SO42－PbSO4＋2e－

正極反應：PbO2＋4H＋＋SO42－＋2e－PbSO4＋2H2O

放電時總反應：Pb＋PbO2＋2H2SO4＝2PbSO4＋2H2O.

充電時總反應：2PbSO4＋2H2O＝Pb＋PbO2＋2H2SO4.

(3)氫氧燃料電池

負極反應：2H2＋4OH－→4H2O＋4e－

正極反應：O2＋2H2O＋4e－→4OH－

電池總反應：2H2＋O2＝2H2O

3、金屬的腐蝕與防護

(1)金屬腐蝕

金屬表面與周圍物質發生化學反應或因電化學作用而遭到破壞的過程稱為金屬腐蝕.

(2)金屬腐蝕的電化學原理.

生鐵中含有碳,遇有雨水可形成原電池,鐵為負極,電極反應為：Fe→Fe2＋＋2e－.水膜中溶解的氧氣被還原,正極反應為：O2＋2H2O＋4e－→4OH－,該腐蝕為“吸氧腐蝕”,總反應為：2Fe＋O2＋2H2O＝2Fe(OH)2,Fe(OH)2又立即被氧化：4Fe(OH)2＋2H2O＋O2＝4Fe(OH)3,Fe(OH)3分解轉化為鐵銹.若水膜在酸度較高的環境下,正極反應為：2H+＋2e－→H2↑,該腐蝕稱為“析氫腐蝕”.

(3)金屬的防護

金屬處于干燥的環境下,或在金屬表面刷油漆、陶瓷、瀝青、塑料及電鍍一層耐腐蝕性強的金屬防護層,破壞原電池形成的條件.從而達到對金屬的防護；也可以利用原電池原理,采用犧牲陽極保護法.也可以利用電解原理,采用外加電流陰極保護法.

第2章、化學反應的方向、限度與速率(1、2節)

原電池的反應都是自發進行的反應,電解池的反應很多不是自發進行的,如何判定反應是否自發進行呢?

一、化學反應的方向

1、反應焓變與反應方向

放熱反應多數能自發進行,即ΔH＜0的反應大多能自發進行.有些吸熱反應也能自發進行.如NH4HCO3與CH3COOH的.反應.有些吸熱反應室溫下不能進行,但在較高溫度下能自發進行,如CaCO3高溫下分解生成CaO、CO2.

2、反應熵變與反應方向

熵是描述體系混亂度的概念,熵值越大,體系混亂度越大.反應的熵變ΔS為反應產物總熵與反應物總熵之差.產生氣體的反應為熵增加反應,熵增加有利于反應的自發進行.

3、焓變與熵變對反應方向的共同影響

ΔH－TΔS＜0反應能自發進行.

ΔH－TΔS＝0反應達到平衡狀態.

ΔH－TΔS＞0反應不能自發進行.

在溫度、壓強一定的條件下,自發反應總是向ΔH－TΔS＜0的方向進行,直至平衡狀態.

二、化學反應的限度

1、化學平衡常數

(1)對達到平衡的可逆反應,生成物濃度的系數次方的乘積與反應物濃度的系數次方的乘積之比為一常數,該常數稱為化學平衡常數,用符號K表示 .

(2)平衡常數K的大小反映了化學反應可能進行的程度(即反應限度),平衡常數越大,說明反應可以進行得越完全.

(3)平衡常數表達式與化學方程式的書寫方式有關.對于給定的可逆反應,正逆反應的平衡常數互為倒數.

(4)借助平衡常數,可以判斷反應是否到平衡狀態：當反應的濃度商Qc與平衡常數Kc相等時,說明反應達到平衡狀態.

2、反應的平衡轉化率

(1)平衡轉化率是用轉化的反應物的濃度與該反應物初始濃度的比值來表示.如反應物A的平衡轉化率的表達式為：

α（A）＝

(2)平衡正向移動不一定使反應物的平衡轉化率提高.提高一種反應物的濃度,可使另一反應物的平衡轉化率提高.

(3)平衡常數與反應物的平衡轉化率之間可以相互計算.

3、反應條件對化學平衡的影響

(1)溫度的影響

升高溫度使化學平衡向吸熱方向移動；降低溫度使化學平衡向放熱方向移動.溫度對化學平衡的影響是通過改變平衡常數實現的.

(2)濃度的影響

增大生成物濃度或減小反應物濃度,平衡向逆反應方向移動；增大反應物濃度或減小生成物濃度,平衡向正反應方向移動.

溫度一定時,改變濃度能引起平衡移動,但平衡常數不變.化工生產中,常通過增加某一價廉易得的反應物濃度,來提高另一昂貴的反應物的轉化率.

(3)壓強的影響

ΔVg＝0的反應,改變壓強,化學平衡狀態不變.

ΔVg≠0的反應,增大壓強,化學平衡向氣態物質體積減小的方向移動.

(4)勒夏特列原理

由溫度、濃度、壓強對平衡移動的影響可得出勒夏特列原理：如果改變影響平衡的一個條件(濃度、壓強、溫度等)平衡向能夠減弱這種改變的方向移動.

【例題分析】

例1、已知下列熱化學方程式：

(1)Fe2O3(s)＋3CO(g)＝2Fe(s)＋3CO2(g) ? ?ΔH＝－25kJ/mol

(2)3Fe2O3(s)＋CO(g)＝2Fe3O4(s)＋CO2(g) ? ΔH＝－47kJ/mol

(3)Fe3O4(s)＋CO(g)＝3FeO(s)＋CO2(g) ? ? ΔH＝＋19kJ/mol

寫出FeO(s)被CO還原成Fe和CO2的熱化學方程式 .

解析：依據蓋斯定律：化學反應不管是一步完成還是分幾步完成,其反應熱是相同的.我們可從題目中所給的有關方程式進行分析：從方程式(3)與方程式(1)可以看出有我們需要的有關物質,但方程式(3)必須通過方程式(2)有關物質才能和方程式(1)結合在一起.

將方程式(3)×2＋方程式(2)；可表示為(3)×2＋(2)

得：2Fe3O4(s)＋2CO(g)＋3Fe2O3(s)＋CO(g)＝6FeO(s)＋2CO2(g)＋2Fe3O4(s)＋CO2(g)；ΔH＝＋19kJ/mol×2＋(－47kJ/mol)

整理得方程式(4)：Fe2O3(s)＋CO(g)＝2FeO(s)＋CO2(g)；ΔH＝－3kJ/mol

將(1)－(4)得2CO(g)＝2Fe(s)＋3CO2(g)－2FeO(s)－CO2(g)；ΔH＝－25kJ/mol－(－3kJ/mol)

整理得：FeO(s)＋CO(s)＝Fe(s)＋CO2(g)；ΔH＝－11kJ/mol

答案：FeO(s)＋CO(s)＝Fe(s)＋CO2(g)；ΔH＝－11kJ/mol

例2、熔融鹽燃料電池具有高的發電效率,因而得到重視,可用Li2CO3和Na2CO3的熔融鹽混合物作用電解質,CO為陽極燃氣,空氣與CO2的混合氣體為陰極助燃氣,制得在650℃下工作的燃料電池,完成有關的電池反應式：

陽極反應式：2CO＋2CO32－→4CO2＋4e－

陰極反應式： ? ? ? ? ? ? ；

總電池反應式： ? ? ? ? ? ? ? .

解析： 作為燃料電池,總的效果就是把燃料進行燃燒.本題中CO為還原劑,空氣中O2為氧化劑,電池總反應式為：2CO＋O2＝2CO2.用總反應式減去電池負極（即題目指的陽極）反應式,就可得到電池正極（即題目指的陰極）反應式：O2＋2CO2＋4e－＝2CO32－ .

答案：O2＋2CO2＋4e－＝2CO32－；2CO＋O2＝2CO2

例3、下列有關反應的方向說法中正確的是( ? )

A、放熱的自發過程都是熵值減小的過程.

B、吸熱的自發過程常常是熵值增加的過程.

C、水自發地從高處流向低處,是趨向能量最低狀態的傾向.

D、只根據焓變來判斷化學反應的方向是可以的.

解析：放熱的自發過程可能使熵值減小、增加或無明顯變化,故A錯誤.只根據焓變來判斷反應進行的方向是片面的,要用能量判據、熵判據組成的復合判據來判斷,D錯誤.水自發地從高處流向低處,是趨向能量最低狀態的傾向是正確的.有些吸熱反應也可以自發進行.如在25℃和1.01×105Pa時,2N2O5(g)＝4NO2(g)＋O2(g)；ΔH＝56.7kJ/mol,(NH4)2CO3(s)＝NH4HCO3(s)＋NH3(g)；ΔH＝74.9kJ/mol,上述兩個反應都是吸熱反應,又都是熵增的反應,所以B也正確.

答案：BC.

化學反應原理復習（二）

【知識講解】

第2章、第3、4節

一、化學反應的速率

1、化學反應是怎樣進行的

(1)基元反應：能夠一步完成的反應稱為基元反應,大多數化學反應都是分幾步完成的.

(2)反應歷程：平時寫的化學方程式是由幾個基元反應組成的總反應.總反應中用基元反應構成的反應序列稱為反應歷程,又稱反應機理.

(3)不同反應的反應歷程不同.同一反應在不同條件下的反應歷程也可能不同,反應歷程的差別又造成了反應速率的不同.

2、化學反應速率

(1)概念：

單位時間內反應物的減小量或生成物的增加量可以表示反應的快慢,即反應的速率,用符號v表示.

(2)表達式：

(3)特點

對某一具體反應,用不同物質表示化學反應速率時所得的數值可能不同,但各物質表示的化學反應速率之比等于化學方程式中各物質的系數之比.

3、濃度對反應速率的影響

(1)反應速率常數(K)

反應速率常數(K)表示單位濃度下的化學反應速率,通常,反應速率常數越大,反應進行得越快.反應速率常數與濃度無關,受溫度、催化劑、固體表面性質等因素的影響.

(2)濃度對反應速率的影響

增大反應物濃度,正反應速率增大,減小反應物濃度,正反應速率減小.

增大生成物濃度,逆反應速率增大,減小生成物濃度,逆反應速率減小.

(3)壓強對反應速率的影響

壓強只影響氣體,對只涉及固體、液體的反應,壓強的改變對反應速率幾乎無影響.

壓強對反應速率的影響,實際上是濃度對反應速率的影響,因為壓強的改變是通過改變容器容積引起的.壓縮容器容積,氣體壓強增大,氣體物質的濃度都增大,正、逆反應速率都增加；增大容器容積,氣體壓強減小；氣體物質的濃度都減小,正、逆反應速率都減小.

4、溫度對化學反應速率的影響

(1)經驗公式

阿倫尼烏斯總結出了反應速率常數與溫度之間關系的經驗公式：

式中A為比例系數,e為自然對數的底,R為摩爾氣體常數量,Ea為活化能.

由公式知,當Ea＞0時,升高溫度,反應速率常數增大,化學反應速率也隨之增大.可知,溫度對化學反應速率的影響與活化能有關.

(2)活化能Ea.

活化能Ea是活化分子的平均能量與反應物分子平均能量之差.不同反應的活化能不同,有的相差很大.活化能 Ea值越大,改變溫度對反應速率的影響越大.

5、催化劑對化學反應速率的影響

(1)催化劑對化學反應速率影響的規律：

催化劑大多能加快反應速率,原因是催化劑能通過參加反應,改變反應歷程,降低反應的活化能來有效提高反應速率.

(2)催化劑的特點：

催化劑能加快反應速率而在反應前后本身的質量和化學性質不變.

催化劑具有選擇性.

催化劑不能改變化學反應的平衡常數,不引起化學平衡的移動,不能改變平衡轉化率.

二、化學反應條件的優化——工業合成氨

1、合成氨反應的限度

合成氨反應是一個放熱反應,同時也是氣體物質的量減小的熵減反應,故降低溫度、增大壓強將有利于化學平衡向生成氨的方向移動.

2、合成氨反應的速率

(1)高壓既有利于平衡向生成氨的方向移動,又使反應速率加快,但高壓對設備的要求也高,故壓強不能特別大.

(2)反應過程中將氨從混合氣中分離出去,能保持較高的反應速率.

(3)溫度越高,反應速率進行得越快,但溫度過高,平衡向氨分解的方向移動,不利于氨的合成.

(4)加入催化劑能大幅度加快反應速率.

3、合成氨的適宜條件

在合成氨生產中,達到高轉化率與高反應速率所需要的條件有時是矛盾的,故應該尋找以較高反應速率并獲得適當平衡轉化率的反應條件：一般用鐵做催化劑 ,制反應溫度在700K左右,壓強范圍大致在1×107Pa～1×108Pa 之間,并采用N2與H2分壓為1∶2.8的投料比.

第3章、物質在水溶液中的行為

一、水溶液

1、水的電離

H2OH＋＋OH－

水的離子積常數KW＝［H＋］［OH－］,25℃時,KW＝1.0×10－14mol2·L－2.溫度升高,有利于水的電離, KW增大.

2、溶液的酸堿度

室溫下,中性溶液：［H＋］＝［OH－］＝1.0×10－7mol·L－1,pH＝7

酸性溶液：［H＋］＞［OH－］,［ H＋］＞1.0×10－7mol·L－1,pH＜7

堿性溶液：［H＋］＜［OH－］,［OH－］＞1.0×10－7mol·L－1,pH＞7

3、電解質在水溶液中的存在形態

(1)強電解質

強電解質是在稀的水溶液中完全電離的電解質,強電解質在溶液中以離子形式存在,主要包括強酸、強堿和絕大多數鹽,書寫電離方程式時用“＝”表示.

(2)弱電解質

在水溶液中部分電離的電解質,在水溶液中主要以分子形態存在,少部分以離子形態存在,存在電離平衡,主要包括弱酸、弱堿、水及極少數鹽,書寫電離方程式時用“ ”表示.

二、弱電解質的電離及鹽類水解

1、弱電解質的電離平衡.

(1)電離平衡常數

在一定條件下達到電離平衡時,弱電解質電離形成的各種離子濃度的乘積與溶液中未電離的分子濃度之比為一常數,叫電離平衡常數.

弱酸的電離平衡常數越大,達到電離平衡時,電離出的H＋越多.多元弱酸分步電離,且每步電離都有各自的電離平衡常數,以第一步電離為主.

(2)影響電離平衡的因素,以CH3COOHCH3COO－＋H＋為例.

加水、加冰醋酸,加堿、升溫,使CH3COOH的電離平衡正向移動,加入CH3COONa固體,加入濃鹽酸,降溫使CH3COOH電離平衡逆向移動.

2、鹽類水解

(1)水解實質

鹽溶于水后電離出的離子與水電離的H＋或OH－結合生成弱酸或弱堿,從而打破水的電離平衡,使水繼續電離,稱為鹽類水解.

(2)水解類型及規律

①強酸弱堿鹽水解顯酸性.

NH4Cl＋H2ONH3·H2O＋HCl

②強堿弱酸鹽水解顯堿性.

CH3COONa＋H2OCH3COOH＋NaOH

③強酸強堿鹽不水解.

④弱酸弱堿鹽雙水解.

Al2S3＋6H2O＝2Al(OH)3↓＋3H2S↑

(3)水解平衡的移動

加熱、加水可以促進鹽的水解,加入酸或堿能抑止鹽的水解,另外,弱酸根陰離子與弱堿陽離子相混合時相互促進水解.

三、沉淀溶解平衡

1、沉淀溶解平衡與溶度積

(1)概念

當固體溶于水時,固體溶于水的速率和離子結合為固體的速率相等時,固體的溶解與沉淀的生成達到平衡狀態,稱為沉淀溶解平衡.其平衡常數叫做溶度積常數,簡稱溶度積,用Ksp表示.

PbI2(s)Pb2+(aq)＋2I－(aq)

Ksp＝［Pb2＋］［I－］2＝7.1×10－9mol3·L－3

(2)溶度積Ksp的特點

Ksp只與難溶電解質的性質和溫度有關,與沉淀的量無關,且溶液中離子濃度的變化能引起平衡移動,但并不改變溶度積.

Ksp反映了難溶電解質在水中的溶解能力.

2、沉淀溶解平衡的應用

(1)沉淀的溶解與生成

根據濃度商Qc與溶度積Ksp的大小比較,規則如下：

Qc＝Ksp時,處于沉淀溶解平衡狀態.

Qc＞Ksp時,溶液中的離子結合為沉淀至平衡.

Qc＜Ksp時,體系中若有足量固體,固體溶解至平衡.

(2)沉淀的轉化

根據溶度積的大小,可以將溶度積大的沉淀可轉化為溶度積更小的沉淀,這叫做沉淀的轉化.沉淀轉化實質為沉淀溶解平衡的移動.

四、離子反應

1、離子反應發生的條件

(1)生成沉淀

既有溶液中的離子直接結合為沉淀,又有沉淀的轉化.

(2)生成弱電解質

主要是H＋與弱酸根生成弱酸,或OH－與弱堿陽離子生成弱堿,或H＋與OH－生成H2O.

(3)生成氣體

生成弱酸時,很多弱酸能分解生成氣體.

(4)發生氧化還原反應

強氧化性的離子與強還原性離子易發生氧化還原反應,且大多在酸性條件下發生.

2、離子反應能否進行的理論判據

(1)根據焓變與熵變判據

對ΔH－TΔS＜0的離子反應,室溫下都能自發進行.

(2)根據平衡常數判據

離子反應的平衡常數很大時,表明反應的趨勢很大.

3、離子反應的應用

(1)判斷溶液中離子能否大量共存

相互間能發生反應的離子不能大量共存,注意題目中的隱含條件.

(2)用于物質的定性檢驗

根據離子的特性反應,主要是沉淀的顏色或氣體的生成,定性檢驗特征性離子.

(3)用于離子的定量計算

常見的有酸堿中和滴定法、氧化還原滴定法.

(4)生活中常見的離子反應.

硬水的形成及軟化涉及到的離子反應較多,主要有：

Ca2＋、Mg2＋的形成.

CaCO3＋CO2＋H2O＝Ca2＋＋2HCO3－

MgCO3＋CO2＋H2O＝Mg2＋＋2HCO3－

加熱煮沸法降低水的硬度：

Ca2＋＋2HCO3－CaCO3↓＋CO2↑＋H2O

Mg2＋＋2HCO3－MgCO3↓＋CO2↑＋H2O

或加入Na2CO3軟化硬水：

Ca2＋＋CO32－＝CaCO3↓,Mg2＋＋CO32－＝MgCO3↓

篇2：高二化學選修4知識點總結

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/mol

3.產生原因：

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NH4Cl

② 大多數的分解反應

③ 以H2、CO、C為還原劑的氧化還原反應

④銨鹽溶解等

二、熱化學方程式

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(g,l,s分別表示固態，液態，氣態，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可以是整數，也可以是分數

⑤各物質系數加倍，△H加倍;反應逆向進行，△H改變符號，數值不變

三、燃燒熱

1.概念：25 ℃，101 kPa時，1 mol純物質完全燃燒生成穩定的化合物時所放出的熱量。燃燒熱的單位用kJ/mol表示。

注意以下幾點：

①研究條件：101 kPa

②反應程度：完全燃燒，產物是穩定的氧化物

③燃燒物的物質的量：1 mol

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，酸跟堿發生中和反應而生成1mol H2O，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/mol

3.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

篇3：高二化學選修4知識點總結

1、化學電源

(1)鋅錳干電池

負極反應：Zn→Zn2++2e-;

正極反應：2NH4++2e-→2NH3+H2;

(2)鉛蓄電池

負極反應：Pb+SO42-PbSO4+2e-

正極反應：PbO2+4H++SO42-+2e-PbSO4+2H2O

放電時總反應：Pb+PbO2+2H2SO4=2PbSO4+2H2O.

充電時總反應：2PbSO4+2H2O=Pb+PbO2+2H2SO4.

(3)氫氧燃料電池

負極反應：2H2+4OH-→4H2O+4e-

正極反應：O2+2H2O+4e-→4OH-

電池總反應：2H2+O2=2H2O

2、金屬的腐蝕與防護

(1)金屬腐蝕

金屬表面與周圍物質發生化學反應或因電化學作用而遭到破壞的過程稱為金屬腐蝕.

(2)金屬腐蝕的電化學原理

生鐵中含有碳,遇有雨水可形成原電池,鐵為負極,電極反應為：Fe→Fe2++2e-.水膜中溶解的氧氣被還原,正極反應為：O2+2H2O+4e-→4OH-,該腐蝕為“吸氧腐蝕”,總反應為：2Fe+O2+2H2O=2Fe(OH)2,Fe(OH)2又立即被氧化：4Fe(OH)2+2H2O+O2=4Fe(OH)3,Fe(OH)3分解轉化為鐵銹.若水膜在酸度較高的環境下,正極反應為：2H++2e-→H2↑,該腐蝕稱為“析氫腐蝕”.

(3)金屬的防護

金屬處于干燥的環境下,或在金屬表面刷油漆、陶瓷、瀝青、塑料及電鍍一層耐腐蝕性強的金屬防護層,破壞原電池形成的條件.從而達到對金屬的防護;也可以利用原電池原理,采用犧牲陽極保護法.也可以利用電解原理,采用外加電流陰極保護法.

篇4：高二化學選修4知識點總結

原電池的工作原理 (1)原電池概念： 化學能轉化為電能的裝置， 叫做原電池。 若化學反應的過程中有電子轉移，我們就可以把這個過程中的電子轉移設計成定向的移動，即形成電流。只有氧化還原反應中的能量變化才能被轉化成電能;非氧化還原反應的能量變化不能設計成電池的形式被人類利用，但可以以光能、熱能等其他形式的能量被人類應用。 (2)原電池裝置的構成 ①有兩種活動性不同的金屬(或一種是非金屬導體)作電極。 ②電極材料均插入電解質溶液中。 ③兩極相連形成閉合電路。 (3)原電池的工作原理 原電池是將一個能自發進行的氧化還原反應的氧化反應和還原反應分別在原電池的負極和正極上發生，從而在外電路中產生電流。負極發生氧化反應，正極發生還原反應，簡易記法：負失氧，正得還。 2、原電池原理的應用 (1)依據原電池原理比較金屬活動性強弱 ①電子由負極流向正極，由活潑金屬流向不活潑金屬，而電流方向是由正極流向負極，二者是相反的。 ②在原電池中，活潑金屬作負極，發生氧化反應;不活潑金屬作正極，發生還原反應。 ③原電池的正極通常有氣體生成，或質量增加;負極通常不斷溶解，質量減少。 (2)原電池中離子移動的方向 ①構成原電池后，原電池溶液中的陽離子向原電池的正極移動，溶液中的陰離子向原電池的負極移動; ②原電池的外電路電子從負極流向正極，電流從正極流向負極。

篇5：高二化學選修4知識點總結

1、金屬鍵的強弱和金屬晶體熔沸點的變化規律:陽離子所帶電荷越多、半徑越小，金屬鍵越強，熔沸點越高，如熔點：NaNa>K>Rb>Cs。金屬鍵的強弱可以用金屬的原子

2、簡單配合物的成鍵情況(配合物的空間構型和中心原子的雜化類型不作要求)

概念

表示

條件

共用電子對由一個原子單方向提供給另一原子共用所形成的共價鍵。

A：電子對給予體

B：電子對接受體

其中一個原子必須提供孤對電子，另一原子必須能接受孤對電子的軌道。

(1)配位鍵：一個原子提供一對電子與另一個接受電子的原子形成的共價鍵，即成鍵的兩個原子一方提供孤對電子，一方提供空軌道而形成的共價鍵。

(2)①配合物：由提供孤電子對的配位體與接受孤電子對的中心原子(或離子)以配位鍵形成的化合物稱配合物,又稱絡合物

②形成條件：

a.中心原子(或離子)必須存在空軌道

b.配位體具有提供孤電子對的原子

③配合物的組成

④配合物的性質：配合物具有一定的穩定性。配合物中配位鍵越強，配合物越穩定。當作為中心原子的金屬離子相同時，配合物的穩定性與配體的性質有關。

3、分子間作用力：把分子聚集在一起的作用力。分子間作用力是一種靜電作用，比化學鍵弱得多，包括范德華力和氫鍵。

范德華力一般沒有飽和性和方向性，而氫鍵則有飽和性和方向性。

4、分子晶體:分子間以分子間作用力(范德華力、氫鍵)相結合的晶體.典型的有冰、干冰。

5、分子間作用力強弱和分子晶體熔沸點大小的判斷：組成和結構相似的物質，相對分子質量越大，分子間作用力越大，克服分子間引力使物質熔化和氣化就需要更多的能量，熔、沸點越高，但存在氫鍵時分子晶體的熔沸點往往反常地高。

6、NH3、H2O、HF中由于存在氫鍵，使得它們的沸點比同族其它元素氫化物的沸點反常地高。

影響物質的性質方面：增大溶沸點，增大溶解性

表示方法：X—H……Y(N O F) 一般都是氫化物中存在。

7、幾種比較：

(1)離子鍵、共價鍵和金屬鍵的比較

化學鍵類型

離子鍵

共價鍵

金屬鍵

概念

陰、陽離子間通過靜電作用所形成的化學鍵

原子間通過共用電子對所形成的化學鍵

金屬陽離子與自由電子通過相互作用而形成的化學鍵

成鍵微粒

陰陽離子

原子

金屬陽離子和自由電子

成鍵性質

靜電作用

共用電子對

電性作用

形成條件

活潑金屬與活潑的非金屬元素

非金屬與非金屬元素

金屬內部

實例

NaCl、MgO

HCl、H2SO4

Fe、Mg

(2)非極性鍵和極性鍵的比較

非極性鍵

極性鍵

概念

同種元素原子形成的共價鍵

不同種元素原子形成的共價鍵，共用電子對發生偏移

原子吸引電子能力

相同

不同

共用電子對

不偏向任何一方

偏向吸引電子能力強的原子

成鍵原子電性

電中性

顯電性

形成條件

由同種非金屬元素組成

由不同種非金屬元素組成

(3)物質溶沸點的比較

①不同類晶體：一般情況下，原子晶體>離子晶體>分子晶體

②同種類型晶體：構成晶體質點間的作用大，則熔沸點高，反之則小。

a.離子晶體：離子所帶的電荷數越高，離子半徑越小，則其熔沸點就越高。

b.分子晶體：對于同類分子晶體，式量越大，則熔沸點越高。

c.原子晶體：鍵長越小、鍵能越大，則熔沸點越高。

③常溫常壓下狀態

a.熔點：固態物質>液態物質

b.沸點：液態物質>氣態物質

篇6：高二化學選修4知識點

化學守恒

守恒是化學反應過程中所遵循的基本原則，在水溶液中的化學反應，會存在多種守恒關系，如電荷守恒、物料守恒、質子守恒等。

1.電荷守恒關系：

電荷守恒是指電解質溶液中，無論存在多少種離子，電解質溶液必須保持電中性，即溶液中陽離子所帶的正電荷總數與陰離子所帶的負電荷總數相等，用離子濃度代替電荷濃度可列等式。常用于溶液中離子濃度大小的比較或計算某離子的濃度等，例如：

①在NaHCO3溶液中：c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+2c(CO32-)+c(HCO3-);

②在(NH4)2SO4溶液中：c(NH4+)+c(H+)=c(OH-)+c(SO42—)。

2.物料守恒關系：

物料守恒也就是元素守恒，電解質溶液中由于電離或水解因素，離子會發生變化變成其它離子或分子等，但離子或分子中某種特定元素的原子的總數是不會改變的。

可從加入電解質的化學式角度分析，各元素的原子存在守恒關系，要同時考慮鹽本身的電離、鹽的水解及離子配比關系。例如：

①在NaHCO3溶液中：c(Na+)=c(CO32-)+c(HCO3-)+c(H2CO3);

②在NH4Cl溶液中：c(Cl-)=c(NH4+)+c(NH3·H2O)。

3.質子守恒關系：

酸堿反應達到平衡時，酸(含廣義酸)失去質子(H+)的總數等于堿(或廣義堿)得到的質子(H+)總數，這種得失質子(H+)數相等的關系就稱為質子守恒。

在鹽溶液中，溶劑水也發生電離：H2OH++OH-，從水分子角度分析：H2O電離出來的H+總數與H2O電離出來的OH—總數相等(這里包括已被其它離子結合的部分)，可由電荷守恒和物料守恒推導，例如：

①在NaHCO3溶液中：c(OH-)=c(H+)+c(CO32-)+c(H2CO3);

②在NH4Cl溶液中：c(H+)=c(OH-)+c(NH3·H2O)。

綜上所述，化學守恒的觀念是分析溶液中存在的微粒關系的重要觀念，也是解決溶液中微粒濃度關系問題的重要依據。

篇7：高二化學選修4知識點

1、化學反應的反應熱

(1)反應熱的概念：

當化學反應在一定的溫度下進行時，反應所釋放或吸收的熱量稱為該反應在此溫度下的熱效應，簡稱反應熱。用符號Q表示。

(2)反應熱與吸熱反應、放熱反應的關系：

Q>0時，反應為吸熱反應;Q<0時，反應為放熱反應。

(3)反應熱的測定

測定反應熱的儀器為量熱計，可測出反應前后溶液溫度的變化，根據體系的熱容可計算出反應熱，計算公式如下：

Q=-C(T2-T1)

式中C表示體系的熱容，T1、T2分別表示反應前和反應后體系的溫度。實驗室經常測定中和反應的反應熱。

2、化學反應的焓變

(1)反應焓變

物質所具有的能量是物質固有的性質，可以用稱為“焓”的物理量來描述，符號為H，單位為kJ·mol-1。

反應產物的總焓與反應物的總焓之差稱為反應焓變，用ΔH表示。

(2)反應焓變ΔH與反應熱Q的關系。

對于等壓條件下進行的化學反應，若反應中物質的能量變化全部轉化為熱能，則該反應的反應熱等于反應焓變，其數學表達式為：Qp=ΔH=H(反應產物)-H(反應物)。

(3)反應焓變與吸熱反應，放熱反應的關系：

ΔH>0，反應吸收能量，為吸熱反應。

ΔH<0，反應釋放能量，為放熱反應。

(4)反應焓變與熱化學方程式：

把一個化學反應中物質的變化和反應焓變同時表示出來的化學方程式稱為熱化學方程式，如：H2(g)+

O2(g)=H2O(l);ΔH(298K)=-285.8kJ·mol-1

書寫熱化學方程式應注意以下幾點：

①化學式后面要注明物質的聚集狀態：固態(s)、液態(l)、氣態(g)、溶液(aq)。

②化學方程式后面寫上反應焓變ΔH，ΔH的單位是J·mol-1或 kJ·mol-1，且ΔH后注明反應溫度。

③熱化學方程式中物質的系數加倍，ΔH的數值也相應加倍。

篇8：高二化學選修4知識點

第一章、化學反應與能量轉化

化學反應的實質是反應物化學鍵的斷裂和生成物化學鍵的形成，化學反應過程中伴隨著能量的釋放或吸收。

一、化學反應的熱效應

1、化學反應的反應熱

(1)反應熱的概念：

當化學反應在一定的溫度下進行時，反應所釋放或吸收的熱量稱為該反應在此溫度下的熱效應，簡稱反應熱。用符號Q表示。

(2)反應熱與吸熱反應、放熱反應的關系。

Q>0時，反應為吸熱反應;Q<0時，反應為放熱反應。

(3)反應熱的測定

測定反應熱的儀器為量熱計，可測出反應前后溶液溫度的變化，根據體系的熱容可計算出反應熱，計算公式如下：

Q=-C(T2-T1)

式中C表示體系的熱容，T1、T2分別表示反應前和反應后體系的溫度。實驗室經常測定中和反應的反應熱。

2、化學反應的焓變

(1)反應焓變

物質所具有的能量是物質固有的性質，可以用稱為“焓”的物理量來描述，符號為H，單位為kJ·mol-1。

反應產物的總焓與反應物的總焓之差稱為反應焓變，用ΔH表示。

(2)反應焓變ΔH與反應熱Q的關系。

對于等壓條件下進行的化學反應，若反應中物質的能量變化全部轉化為熱能，則該反應的反應熱等于反應焓變，其數學表達式為：Qp=ΔH=H(反應產物)-H(反應物)。

(3)反應焓變與吸熱反應，放熱反應的關系：

ΔH>0，反應吸收能量，為吸熱反應。

ΔH<0，反應釋放能量，為放熱反應。

(4)反應焓變與熱化學方程式：

把一個化學反應中物質的變化和反應焓變同時表示出來的化學方程式稱為熱化學方程式，如：H2(g)+

O2(g)=H2O(l);ΔH(298K)=-285.8kJ·mol-1

書寫熱化學方程式應注意以下幾點：

①化學式后面要注明物質的聚集狀態：固態(s)、液態(l)、氣態(g)、溶液(aq)。

②化學方程式后面寫上反應焓變ΔH，ΔH的單位是J·mol-1或 kJ·mol-1，且ΔH后注明反應溫度。

③熱化學方程式中物質的系數加倍，ΔH的數值也相應加倍。

3、反應焓變的計算

(1)蓋斯定律

對于一個化學反應，無論是一步完成，還是分幾步完成，其反應焓變一樣，這一規律稱為蓋斯定律。

(2)利用蓋斯定律進行反應焓變的計算。

常見題型是給出幾個熱化學方程式，合并出題目所求的熱化學方程式，根據蓋斯定律可知，該方程式的ΔH為上述各熱化學方程式的ΔH的代數和。

(3)根據標準摩爾生成焓，ΔfHmθ計算反應焓變ΔH。

對任意反應：aA+bB=cC+dD

ΔH=[cΔfHmθ(C)+dΔfHmθ(D)]-[aΔfHmθ(A)+bΔfHmθ(B)]

第二章、化學平衡

一、化學反應的速率

1、化學反應是怎樣進行的

(1)基元反應：能夠一步完成的反應稱為基元反應，大多數化學反應都是分幾步完成的。

(2)反應歷程：平時寫的化學方程式是由幾個基元反應組成的總反應。總反應中用基元反應構成的反應序列稱為反應歷程，又稱反應機理。

(3)不同反應的反應歷程不同。同一反應在不同條件下的反應歷程也可能不同，反應歷程的差別又造成了反應速率的不同。

2、化學反應速率

(1)概念：

單位時間內反應物的減小量或生成物的增加量可以表示反應的快慢，即反應的速率，用符號v表示。

(2)表達式：v=△c/△t

(3)特點

對某一具體反應，用不同物質表示化學反應速率時所得的數值可能不同，但各物質表示的化學反應速率之比等于化學方程式中各物質的系數之比。

3、濃度對反應速率的影響

(1)反應速率常數(K)

反應速率常數(K)表示單位濃度下的化學反應速率，通常，反應速率常數越大，反應進行得越快。反應速率常數與濃度無關，受溫度、催化劑、固體表面性質等因素的影響。

(2)濃度對反應速率的影響

增大反應物濃度，正反應速率增大，減小反應物濃度，正反應速率減小。

增大生成物濃度，逆反應速率增大，減小生成物濃度，逆反應速率減小。

(3)壓強對反應速率的影響

壓強只影響氣體，對只涉及固體、液體的反應，壓強的改變對反應速率幾乎無影響。

壓強對反應速率的影響，實際上是濃度對反應速率的影響，因為壓強的改變是通過改變容器容積引起的。壓縮容器容積，氣體壓強增大，氣體物質的濃度都增大，正、逆反應速率都增加;增大容器容積，氣體壓強減小;氣體物質的濃度都減小，正、逆反應速率都減小。

4、溫度對化學反應速率的影響

(1)經驗公式

阿倫尼烏斯總結出了反應速率常數與溫度之間關系的經驗公式：

式中A為比例系數，e為自然對數的底，R為摩爾氣體常數量，Ea為活化能。

由公式知，當Ea>0時，升高溫度，反應速率常數增大，化學反應速率也隨之增大。可知，溫度對化學反應速率的影響與活化能有關。

(2)活化能Ea。

活化能Ea是活化分子的平均能量與反應物分子平均能量之差。不同反應的活化能不同，有的相差很大。活化能 Ea值越大，改變溫度對反應速率的影響越大。

5、催化劑對化學反應速率的影響

(1)催化劑對化學反應速率影響的規律：

催化劑大多能加快反應速率，原因是催化劑能通過參加反應，改變反應歷程，降低反應的活化能來有效提高反應速率。

(2)催化劑的特點：

催化劑能加快反應速率而在反應前后本身的質量和化學性質不變。

催化劑具有選擇性。

催化劑不能改變化學反應的平衡常數，不引起化學平衡的移動，不能改變平衡轉化率。

二、化學反應條件的優化——工業合成氨

1、合成氨反應的限度

合成氨反應是一個放熱反應，同時也是氣體物質的量減小的熵減反應，故降低溫度、增大壓強將有利于化學平衡向生成氨的方向移動。

2、合成氨反應的速率

(1)高壓既有利于平衡向生成氨的方向移動，又使反應速率加快，但高壓對設備的要求也高，故壓強不能特別大。

(2)反應過程中將氨從混合氣中分離出去，能保持較高的反應速率。

(3)溫度越高，反應速率進行得越快，但溫度過高，平衡向氨分解的方向移動，不利于氨的合成。

(4)加入催化劑能大幅度加快反應速率。

3、合成氨的適宜條件

在合成氨生產中，達到高轉化率與高反應速率所需要的條件有時是矛盾的，故應該尋找以較高反應速率并獲得適當平衡轉化率的反應條件：一般用鐵做催化劑，控制反應溫度在700K左右，壓強范圍大致在1×107Pa～1×108Pa之間，并采用N2與H2分壓為1∶2.8的投料比。

二、化學反應的限度

1、化學平衡常數

(1)對達到平衡的可逆反應，生成物濃度的系數次方的乘積與反應物濃度的系數次方的乘積之比為一常數，該常數稱為化學平衡常數，用符號K表示。

(2)平衡常數K的大小反映了化學反應可能進行的程度(即反應限度)，平衡常數越大，說明反應可以進行得越完全。

(3)平衡常數表達式與化學方程式的書寫方式有關。對于給定的可逆反應，正逆反應的平衡常數互為倒數。

(4)借助平衡常數，可以判斷反應是否到平衡狀態：當反應的濃度商Qc與平衡常數Kc相等時，說明反應達到平衡狀態。

2、反應的平衡轉化率

(1)平衡轉化率是用轉化的反應物的濃度與該反應物初始濃度的比值來表示。如反應物A的平衡轉化率的表達式為：

α(A)=

(2)平衡正向移動不一定使反應物的平衡轉化率提高。提高一種反應物的濃度，可使另一反應物的平衡轉化率提高。

(3)平衡常數與反應物的平衡轉化率之間可以相互計算。

3、反應條件對化學平衡的影響

(1)溫度的影響

升高溫度使化學平衡向吸熱方向移動;降低溫度使化學平衡向放熱方向移動。溫度對化學平衡的影響是通過改變平衡常數實現的。

(2)濃度的影響

增大生成物濃度或減小反應物濃度，平衡向逆反應方向移動;增大反應物濃度或減小生成物濃度，平衡向正反應方向移動。

溫度一定時，改變濃度能引起平衡移動，但平衡常數不變。化工生產中，常通過增加某一價廉易得的反應物濃度，來提高另一昂貴的反應物的轉化率。

(3)壓強的影響

ΔVg=0的反應，改變壓強，化學平衡狀態不變。

ΔVg≠0的反應，增大壓強，化學平衡向氣態物質體積減小的方向移動。

(4)勒夏特列原理

由溫度、濃度、壓強對平衡移動的影響可得出勒夏特列原理：如果改變影響平衡的一個條件(濃度、壓強、溫度等)平衡向能夠減弱這種改變的方向移動。

三、化學反應的方向

1、反應焓變與反應方向

放熱反應多數能自發進行，即ΔH<0的反應大多能自發進行。有些吸熱反應也能自發進行。如NH4HCO3與CH3COOH的反應。有些吸熱反應室溫下不能進行，但在較高溫度下能自發進行，如CaCO3高溫下分解生成CaO、CO2。

2、反應熵變與反應方向

熵是描述體系混亂度的概念，熵值越大，體系混亂度越大。反應的熵變ΔS為反應產物總熵與反應物總熵之差。產生氣體的反應為熵增加反應，熵增加有利于反應的自發進行。

3、焓變與熵變對反應方向的共同影響

ΔH-TΔS<0反應能自發進行。

ΔH-TΔS=0反應達到平衡狀態。

ΔH-TΔS>0反應不能自發進行。

在溫度、壓強一定的條件下，自發反應總是向ΔH-TΔS<0的方向進行，直至平衡狀態。

第三章、水溶液中的電離平衡

一、水溶液

1、水的電離

H2O?H++OH-

水的離子積常數KW=[H+][OH-]，25℃時，KW=1.0×10-14mol2·L-2。溫度升高，有利于水的電離，KW增大。

2、溶液的酸堿度

室溫下，中性溶液：[H+]=[OH-]=1.0×10-7mol·L-1，pH=7

酸性溶液：[H+]>[OH-]，[ H+]>1.0×10-7mol·L-1，pH<7

堿性溶液：[H+]<[OH-]，[OH-]>1.0×10-7mol·L-1，pH>7

3、電解質在水溶液中的存在形態

(1)強電解質

強電解質是在稀的水溶液中完全電離的電解質，強電解質在溶液中以離子形式存在，主要包括強酸、強堿和絕大多數鹽，書寫電離方程式時用“=”表示。

(2)弱電解質

在水溶液中部分電離的電解質，在水溶液中主要以分子形態存在，少部分以離子形態存在，存在電離平衡，主要包括弱酸、弱堿、水及極少數鹽，書寫電離方程式時用“?”表示。

二、弱電解質的電離及鹽類水解

1、弱電解質的電離平衡。

(1)電離平衡常數

在一定條件下達到電離平衡時，弱電解質電離形成的各種離子濃度的乘積與溶液中未電離的分子濃度之比為一常數，叫電離平衡常數。

弱酸的電離平衡常數越大，達到電離平衡時，電離出的H+越多。多元弱酸分步電離，且每步電離都有各自的電離平衡常數，以第一步電離為主。

(2)影響電離平衡的因素，以CH3COOH?CH3COO-+H+為例。

加水、加冰醋酸，加堿、升溫，使CH3COOH的電離平衡正向移動，加入CH3COONa固體，加入濃鹽酸，降溫使CH3COOH電離平衡逆向移動。

2、鹽類水解

(1)水解實質

鹽溶于水后電離出的離子與水電離的H+或OH-結合生成弱酸或弱堿，從而打破水的電離平衡，使水繼續電離，稱為鹽類水解。

(2)水解類型及規律

①強酸弱堿鹽水解顯酸性。

NH4Cl+H2O?NH3·H2O+HCl

②強堿弱酸鹽水解顯堿性。

CH3COONa+H2O?CH3COOH+NaOH

③強酸強堿鹽不水解。

④弱酸弱堿鹽雙水解。

Al2S3+6H2O=2Al(OH)3↓+3H2S↑

(3)水解平衡的移動

加熱、加水可以促進鹽的水解，加入酸或堿能抑止鹽的水解，另外，弱酸根陰離子與弱堿陽離子相混合時相互促進水解。

三、離子反應

1、離子反應發生的條件

(1)生成沉淀

既有溶液中的離子直接結合為沉淀，又有沉淀的轉化。

(2)生成弱電解質

主要是H+與弱酸根生成弱酸，或OH-與弱堿陽離子生成弱堿，或H+與OH-生成H2O。

(3)生成氣體

生成弱酸時，很多弱酸能分解生成氣體。

(4)發生氧化還原反應

強氧化性的離子與強還原性離子易發生氧化還原反應，且大多在酸性條件下發生。

2、離子反應能否進行的理論判據

(1)根據焓變與熵變判據

對ΔH-TΔS<0的離子反應，室溫下都能自發進行。

(2)根據平衡常數判據

離子反應的平衡常數很大時，表明反應的趨勢很大。

3、離子反應的應用

(1)判斷溶液中離子能否大量共存

相互間能發生反應的離子不能大量共存，注意題目中的隱含條件。

(2)用于物質的定性檢驗

根據離子的特性反應，主要是沉淀的顏色或氣體的生成，定性檢驗特征性離子。

(3)用于離子的定量計算

常見的有酸堿中和滴定法、氧化還原滴定法。

(4)生活中常見的離子反應。

硬水的形成及軟化涉及到的離子反應較多，主要有：

Ca2+、Mg2+的形成。

CaCO3+CO2+H2O=Ca2++2HCO3-

MgCO3+CO2+H2O=Mg2++2HCO3-

加熱煮沸法降低水的硬度：

Ca2++2HCO3-=CaCO3↓+CO2↑+H2O

Mg2++2HCO3-=MgCO3↓+CO2↑+H2O

或加入Na2CO3軟化硬水：

Ca2++CO32-=CaCO3↓，Mg2++CO32-=MgCO3↓

四、沉淀溶解平衡

1、沉淀溶解平衡與溶度積

(1)概念

當固體溶于水時，固體溶于水的速率和離子結合為固體的速率相等時，固體的溶解與沉淀的生成達到平衡狀態，稱為沉淀溶解平衡。其平衡常數叫做溶度積常數，簡稱溶度積，用Ksp表示。

PbI2(s)?Pb2+(aq)+2I-(aq)

Ksp=[Pb2+][I-]2=7.1×10-9mol3·L-3

(2)溶度積Ksp的特點

Ksp只與難溶電解質的性質和溫度有關，與沉淀的量無關，且溶液中離子濃度的變化能引起平衡移動，但并不改變溶度積。

Ksp反映了難溶電解質在水中的溶解能力。

2、沉淀溶解平衡的應用

(1)沉淀的溶解與生成

根據濃度商Qc與溶度積Ksp的大小比較，規則如下：

Qc=Ksp時，處于沉淀溶解平衡狀態。

Qc>Ksp時，溶液中的離子結合為沉淀至平衡。

Qc

(2)沉淀的轉化

根據溶度積的大小，可以將溶度積大的沉淀可轉化為溶度積更小的沉淀，這叫做沉淀的轉化。沉淀轉化實質為沉淀溶解平衡的移動。

第四章 電化學

一、化學能轉化為電能——電池

1、原電池的工作原理

(1)原電池的概念：

把化學能轉變為電能的裝置稱為原電池。

(2)Cu-Zn原電池的工作原理：

如圖為Cu-Zn原電池，其中Zn為負極，Cu為正極，構成閉合回路后的現象是：Zn片逐漸溶解，Cu片上有氣泡產生，電流計指針發生偏轉。該原電池反應原理為：Zn失電子，負極反應為：Zn→Zn2++2e-;Cu得電子，正極反應為：2H++2e-→H2。電子定向移動形成電流。總反應為：Zn+CuSO4=ZnSO4+Cu。

(3)原電池的電能

若兩種金屬做電極，活潑金屬為負極，不活潑金屬為正極;若一種金屬和一種非金屬做電極，金屬為負極，非金屬為正極。

2、化學電源

(1)鋅錳干電池

負極反應：Zn→Zn2++2e-;

正極反應：2NH4++2e-→2NH3+H2;

(2)鉛蓄電池

負極反應：Pb+SO42-=PbSO4+2e-

正極反應：PbO2+4H++SO42-+2e-=PbSO4+2H2O

放電時總反應：Pb+PbO2+2H2SO4=2PbSO4+2H2O。

充電時總反應：2PbSO4+2H2O=Pb+PbO2+2H2SO4。

(3)氫氧燃料電池

負極反應：2H2+4OH-→4H2O+4e-

正極反應：O2+2H2O+4e-→4OH-

電池總反應：2H2+O2=2H2O

二、電能轉化為化學能——電解

1、電解的原理

(1)電解的概念：

在直流電作用下，電解質在兩上電極上分別發生氧化反應和還原反應的過程叫做電解。電能轉化為化學能的裝置叫做電解池。

(2)電極反應：以電解熔融的NaCl為例：

陽極：與電源正極相連的電極稱為陽極，陽極發生氧化反應：2Cl-→Cl2↑+2e-。

陰極：與電源負極相連的電極稱為陰極，陰極發生還原反應：Na++e-→Na。

總方程式：2NaCl(熔)=(電解)2Na+Cl2↑

2、電解原理的應用

(1)電解食鹽水制備燒堿、氯氣和氫氣。

陽極：2Cl-→Cl2+2e-

陰極：2H++e-→H2↑

總反應：2NaCl+2H2O

2NaOH+H2↑+Cl2↑

(2)銅的電解精煉。

粗銅(含Zn、Ni、Fe、Ag、Au、Pt)為陽極，精銅為陰極，CuSO4溶液為電解質溶液。

陽極反應：Cu→Cu2++2e-，還發生幾個副反應

Zn→Zn2++2e-;Ni→Ni2++2e-

Fe→Fe2++2e-

Au、Ag、Pt等不反應，沉積在電解池底部形成陽極泥。

陰極反應：Cu2++2e-→Cu

(3)電鍍：以鐵表面鍍銅為例

待鍍金屬Fe為陰極，鍍層金屬Cu為陽極，CuSO4溶液為電解質溶液。

陽極反應：Cu→Cu2++2e-

陰極反應： Cu2++2e-→Cu

3、金屬的腐蝕與防護

(1)金屬腐蝕

金屬表面與周圍物質發生化學反應或因電化學作用而遭到破壞的過程稱為金屬腐蝕。

(2)金屬腐蝕的電化學原理。

生鐵中含有碳，遇有雨水可形成原電池，鐵為負極，電極反應為：Fe→Fe2++2e-。水膜中溶解的氧氣被還原，正極反應為：O2+2H2O+4e-→4OH-，該腐蝕為“吸氧腐蝕”，總反應為：2Fe+O2+2H2O=2Fe(OH)2，Fe(OH)2又立即被氧化：4Fe(OH)2+2H2O+O2=4Fe(OH)3，Fe(OH)3分解轉化為鐵銹。若水膜在酸度較高的環境下，正極反應為：2H++2e-→H2↑，該腐蝕稱為“析氫腐蝕”。

(3)金屬的防護

金屬處于干燥的環境下，或在金屬表面刷油漆、陶瓷、瀝青、塑料及電鍍一層耐腐蝕性強的金屬防護層，破壞原電池形成的條件。從而達到對金屬的防護;也可以利用原電池原理，采用犧牲陽極保護法。也可以利用電解原理，采用外加電流陰極保護法。

篇9：高二化學選修4知識點難點總結

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為電能的裝置

3、化學電池的分類：一次電池、二次電池、燃料電池

4、常見一次電池：堿性鋅錳電池、鋅銀電池、鋰電池等

5、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。

6、二次電池的電極反應：鉛蓄電池

7、目前已開發出新型蓄電池：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

8、燃料電池：是使燃料與氧化劑反應直接產生電流的一種原電池。

9、電極反應：一般燃料電池發生的電化學反應的最終產物與燃燒產物相同，可根據燃燒反應寫出總的電池反應，但不注明反應的條件。負極發生氧化反應，正極發生還原反應，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+4 e—4H+ =2H2O當電解質溶液呈堿性時：負極：2H2+4OH——4e—=4H2O正極：O2+2H2O+4 e—=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）。

10、電極反應式為：負極：CH4+10OH——8e— =CO32—+7H2O；正極：4H2O+2O2+8e— =8OH—。電池總反應式為：CH4+2O2+2KOH=K2CO3+3H2O 10、燃料電池的優點：能量轉換率高、廢棄物少、運行噪音低

11、廢棄電池的處理：回收利用

篇10：高二化學選修4知識點難點總結

離子共存

1、由于發生復分解反應，離子不能大量共存。

（1）有氣體產生。

如CO32—、SO32—、S2—、HCO3—、HSO3—、HS—等易揮發的弱酸的酸根與H+不能大量共存。

（2）有沉淀生成。

如Ba2+、Ca2+、Mg2+、Ag+等不能與SO42—、CO32—等大量共存；Mg2+、Fe2+、Ag+、Al3+、Zn2+、Cu2+、Fe3+等不能與OH—大量共存；Pb2+與Cl—，Fe2+與S2—、Ca2+與PO43—、Ag+與I—不能大量共存。

（3）有弱電解質生成。

如OH—、CH3COO—、PO43—、HPO42—、H2PO4—、F—、ClO—、AlO2—、SiO32—、CN—、C17H35COO—、等與H+不能大量共存；一些酸式弱酸根如HCO3—、HPO42—、HS—、H2PO4—、HSO3—不能與OH—大量共存；NH4+與OH—不能大量共存。

（4）一些容易發生水解的離子，在溶液中的存在是有條件的。

如AlO2—、S2—、CO32—、C6H5O—等必須在堿性條件下才能在溶液中存在；如Fe3+、Al3+等必須在酸性條件下才能在溶液中存在。這兩類離子不能同時存在在同一溶液中，即離子間能發生“雙水解”反應。如3AlO2—+3Al3++6H2O=4Al（OH）3↓等。

2、由于發生氧化還原反應，離子不能大量共存。

（1）具有較強還原性的離子不能與具有較強氧化性的離子大量共存。如S2—、HS—、SO32—、I—和Fe3+不能大量共存。

（2）在酸性或堿性的介質中由于發生氧化還原反應而不能大量共存。如MnO4—、Cr2O7—、NO3—、ClO—與S2—、HS—、SO32—、HSO3—、I—、Fe2+等不能大量共存；SO32—和S2—在堿性條件下可以共存，但在酸性條件下則由于發生2S2—+SO32—+6H+=3S↓+3H2O反應不能共在。H+與S2O32—不能大量共存。

3、能水解的陽離子跟能水解的陰離子在水溶液中不能大量共存（雙水解）。

例：Al3+和HCO3—、CO32—、HS—、S2—、AlO2—、ClO—等；Fe3+與CO32—、HCO3—、AlO2—、ClO—等不能大量共存。

4、溶液中能發生絡合反應的離子不能大量共存。

如Fe3+與SCN—不能大量共存；

篇11：高二化學選修4知識點難點總結

一、化學反應的限度

1、化學平衡常數

（1）對達到平衡的可逆反應，生成物濃度的系數次方的乘積與反應物濃度的系數次方的乘積之比為一常數，該常數稱為化學平衡常數，用符號K表示。

（2）平衡常數K的`大小反映了化學反應可能進行的程度（即反應限度），平衡常數越大，說明反應可以進行得越完全。

（3）平衡常數表達式與化學方程式的書寫方式有關。對于給定的可逆反應，正逆反應的平衡常數互為倒數。

（4）借助平衡常數，可以判斷反應是否到平衡狀態：當反應的濃度商Qc與平衡常數Kc相等時，說明反應達到平衡狀態。

2、反應的平衡轉化率

（1）平衡轉化率是用轉化的反應物的濃度與該反應物初始濃度的比值來表示。如反應物A的平衡轉化率的表達式為：

α（A）=

（2）平衡正向移動不一定使反應物的平衡轉化率提高。提高一種反應物的濃度，可使另一反應物的平衡轉化率提高。

（3）平衡常數與反應物的平衡轉化率之間可以相互計算。

3、反應條件對化學平衡的影響

（1）溫度的影響

升高溫度使化學平衡向吸熱方向移動；降低溫度使化學平衡向放熱方向移動。溫度對化學平衡的影響是通過改變平衡常數實現的。

（2）濃度的影響

增大生成物濃度或減小反應物濃度，平衡向逆反應方向移動；增大反應物濃度或減小生成物濃度，平衡向正反應方向移動。

溫度一定時，改變濃度能引起平衡移動，但平衡常數不變。化工生產中，常通過增加某一價廉易得的反應物濃度，來提高另一昂貴的反應物的轉化率。

（3）壓強的影響

ΔVg=0的反應，改變壓強，化學平衡狀態不變。

ΔVg≠0的反應，增大壓強，化學平衡向氣態物質體積減小的方向移動。

（4）勒夏特列原理

由溫度、濃度、壓強對平衡移動的影響可得出勒夏特列原理：如果改變影響平衡的一個條件（濃度、壓強、溫度等）平衡向能夠減弱這種改變的方向移動。

篇12：高二化學選修4知識點難點總結

化學反應的速率

1、化學反應是怎樣進行的

（1）基元反應：能夠一步完成的反應稱為基元反應，大多數化學反應都是分幾步完成的。

（2）反應歷程：平時寫的化學方程式是由幾個基元反應組成的總反應。總反應中用基元反應構成的反應序列稱為反應歷程，又稱反應機理。

（3）不同反應的反應歷程不同。同一反應在不同條件下的反應歷程也可能不同，反應歷程的差別又造成了反應速率的不同。

2、化學反應速率

（1）概念：單位時間內反應物的減小量或生成物的增加量可以表示反應的快慢，即反應的速率，用符號v表示。

（2）表達式：

（3）特點對某一具體反應，用不同物質表示化學反應速率時所得的數值可能不同，但各物質表示的化學反應速率之比等于化學方程式中各物質的系數之比。

3、濃度對反應速率的影響

（1）反應速率常數（K）反應速率常數（K）表示單位濃度下的化學反應速率，通常，反應速率常數越大，反應進行得越快。反應速率常數與濃度無關，受溫度、催化劑、固體表面性質等因素的影響。

（2）濃度對反應速率的影響增大反應物濃度，正反應速率增大，減小反應物濃度，正反應速率減小。增大生成物濃度，逆反應速率增大，減小生成物濃度，逆反應速率減小。

（3）壓強對反應速率的影響壓強只影響氣體，對只涉及固體、液體的反應，壓強的改變對反應速率幾乎無影響。壓強對反應速率的影響，實際上是濃度對反應速率的影響，因為壓強的改變是通過改變容器容積引起的。壓縮容器容積，氣體壓強增大，氣體物質的濃度都增大，正、逆反應速率都增加；增大容器容積，氣體壓強減小；氣體物質的濃度都減小，正、逆反應速率都減小。

4、溫度對化學反應速率的影響

（1）經驗公式阿倫尼烏斯總結出了反應速率常數與溫度之間關系的經驗公式：式中A為比例系數，e為自然對數的底，R為摩爾氣體常數量，Ea為活化能。由公式知，當Ea>0時，升高溫度，反應速率常數增大，化學反應速率也隨之增大。可知，溫度對化學反應速率的影響與活化能有關。

（2）活化能Ea。活化能Ea是活化分子的平均能量與反應物分子平均能量之差。不同反應的活化能不同，有的相差很大。活化能Ea值越大，改變溫度對反應速率的影響越大。

5、催化劑對化學反應速率的影響

（1）催化劑對化學反應速率影響的規律：催化劑大多能加快反應速率，原因是催化劑能通過參加反應，改變反應歷程，降低反應的活化能來有效提高反應速率。

（2）催化劑的特點：催化劑能加快反應速率而在反應前后本身的質量和化學性質不變。催化劑具有選擇性。催化劑不能改變化學反應的平衡常數，不引起化學平衡的移動，不能改變平衡轉化率。

篇13：高二化學選修4知識點難點總結

有機化學計算

1、有機物化學式的確定

（1）確定有機物的式量的方法

①根據標準狀況下氣體的密度ρ，求算該氣體的式量：M = 22·4ρ（標準狀況）

②根據氣體A對氣體B的相對密度D，求算氣體A的式量：MA = DMB

③求混合物的平均式量：M = m（混總）/n（混總）

④根據化學反應方程式計算烴的式量。

⑤應用原子個數較少的元素的質量分數，在假設它們的個數為1、2、3時，求出式量。

（2）確定化學式的方法

①根據式量和最簡式確定有機物的分子式。

②根據式量，計算一個分子中各元素的原子個數，確定有機物的分子式。

③當能夠確定有機物的類別時。可以根據有機物的通式，求算n值，確定分子式。

④根據混合物的平均式量，推算混合物中有機物的分子式。

（3）確定有機物化學式的一般途徑

（4）有關烴的混合物計算的幾條規律

①若平均式量小于26，則一定有CH4

②平均分子組成中，l < n（C）< 2，則一定有CH4。

③平均分子組成中，2 < n（H）< 4，則一定有C2H2。

篇14：高中化學選修4知識點總結

第一章 化學反應與能量

考點1：吸熱反應與放熱反應

1、吸熱反應與放熱反應的區別

特別注意：反應是吸熱還是放熱與反應的條件沒有必然的聯系，而決定于反應物和生成物具有的總能量(或焓)的相對大小。

2、常見的放熱反應

①一切燃燒反應;

②活潑金屬與酸或水的反應;

③酸堿中和反應;

④鋁熱反應;

⑤大多數化合反應(但有些化合反應是吸熱反應，如：N2+O2=2NO，CO2+C=2CO等均為吸熱反應)。

3、常見的吸熱反應

①Ba(OH)2·8H2O與NH4Cl反應;

②大多數分解反應是吸熱反應

③等也是吸熱反應;

④水解反應

考點2：反應熱計算的依據

1.根據熱化學方程式計算

反應熱與反應物各物質的物質的量成正比。

2.根據反應物和生成物的總能量計算

ΔH=E生成物-E反應物。

3.根據鍵能計算

ΔH=反應物的鍵能總和-生成物的鍵能總和。

4.根據蓋斯定律計算

化學反應的反應熱只與反應的始態(各反應物)和終態(各生成物)有關，而與反應的途徑無關。即如果一個反應可以分步進行，則各分步反應的反應熱之和與該反應一步完成時的反應熱是相同的。

溫馨提示：

①蓋斯定律的主要用途是用已知反應的反應熱來推知相關反應的反應熱。

②熱化學方程式之間的“+”“-”等數學運算，對應ΔH也進行“+”“-”等數學計算。

5.根據物質燃燒放熱數值計算：Q(放)=n(可燃物)×|ΔH|。

第二章 化學反應速率與化學平衡

考點1：化學反應速率

1、化學反應速率的表示方法___________。

化學反應速率通常用單位時間內反應物濃度和生成物濃度的變化來表示。表達式：___________ 。

其常用的單位是__________ 、或__________ 。

2、影響化學反應速率的因素

1)內因(主要因素)

反應物本身的性質。

2)外因(其他條件不變，只改變一個條件)

3、理論解釋——有效碰撞理論

(1)活化分子、活化能、有效碰撞

①活化分子：能夠發生有效碰撞的分子。

②活化能：如圖

圖中：E1為正反應的活化能，使用催化劑時的活化能為E3，反應熱為E1-E2。(注：E2為逆反應的活化能)

③有效碰撞：活化分子之間能夠引發化學反應的碰撞。

(2)活化分子、有效碰撞與反應速率的關系

考點2：化學平衡

1、化學平衡狀態：一定條件(恒溫、恒容或恒壓)下的可逆反應里，正反應和逆反應的速率相等，反應混合物(包括反應物和生成物)中各組分的濃度保持不變的狀態。

2、化學平衡狀態的特征

3、判斷化學平衡狀態的依據

考點3：化學平衡的移動

1、概念

可逆反應中舊化學平衡的破壞、新化學平衡的建立，由原平衡狀態向新化學平衡狀態的轉化過程，稱為化學平衡的移動。

2、化學平衡移動與化學反應速率的關系

(1)v正>v逆：平衡向正反應方向移動。

(2)v正=v逆：反應達到平衡狀態，不發生平衡移動。

(3)v正

3、影響化學平衡的因素

4、“惰性氣體”對化學平衡的影響

①恒溫、恒容條件

原平衡體系體系總壓強增大―→體系中各組分的濃度不變―→平衡不移動。

②恒溫、恒壓條件

原平衡體系容器容積增大，各反應氣體的分壓減小―→體系中各組分的濃度同倍數減小

5、勒夏特列原理

定義：如果改變影響平衡的一個條件(如C、P或T等)，平衡就向能夠減弱這種改變的方向移動。

原理適用的范圍：已達平衡的體系、所有的平衡狀態(如溶解平衡、化學平衡、電離平衡、水解平衡等)和只限于改變影響平衡的一個條件。

勒夏特列原理中“減弱這種改變”的解釋：外界條件改變使平衡發生移動的結果，是減弱對這種條件的改變，而不是抵消這種改變，也就是說：外界因素對平衡體系的影響占主要方面。

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。

2、電解質與非電解質本質區別：

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。

3、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 ，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：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。叫做電離平衡常數，(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、電離常數的大小主要由物質的本性決定。

b、電離常數受溫度變化影響，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-] =10-7 mol/L ; KW= [H+]·[OH-] = 1*10-14

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*10-14

②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*10-14

4、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試紙只能讀取整數值或范圍

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H++ OH-==H2O計算余下的H+或OH-，①H+有余，則用余下的H+數除以溶液總體積求[H+]混;OH-有余，則用余下的OH-數除以溶液總體積求[OH-]混，再求其它)

四、稀釋過程溶液pH值的變化規律：

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7

6、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)混和計算規律w

.w.w.k.s.5.u.c.o.m

1、若等體積混合

pH1+pH2=14 則溶液顯中性pH=7

pH1+pH2≥15 則溶液顯堿性pH=pH2-0.3

pH1+pH2≤13 則溶液顯酸性pH=pH1+0.3

2、若混合后顯中性

pH1+pH2=14 V酸：V堿=1：1

pH1+pH2≠14 V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→記數據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;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，其數值在理論上是不變的，若稀釋了雖實際值變小，但體現的卻是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)

4、鹽類水解的特點：(1)可逆(與中和反應互逆)(2)程度小(3)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。

(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是兩邊電荷平衡，如：2Al3++ 3S2- + 6H2O == 2Al(OH)3↓+3H2S↑

8、鹽類水解的應用：

9、水解平衡常數(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)

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)

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

☆☆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的乘積之和=各陰離子濃度與其所帶電荷數的乘積之和

②物料守恒:(即原子個數守恒或質量守恒)

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。

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

意在沉淀后用(s)標明狀態，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越小(即沉淀越難溶)，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。

5、沉淀的轉化：

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：AgNO3 →AgCl(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。

2)、表達式：AmBn(s) mAn+(aq)+nBm-(aq)

Ksp= [c(An+)]m ?[c(Bm-)]n

3)、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，多數平衡向溶解方向移動。

4)、溶度積規則

QC(離子積)>KSP 有沉淀析出

QC=KSP平衡狀態

QC

第四章 電化學

1.原電池的工作原理及應用

1.概念和反應本質

原電池是把化學能轉化為電能的裝置，其反應本質是氧化還原反應。

2.原電池的構成條件

(1)一看反應：看是否有能自發進行的氧化還原反應發生(一般是活潑性強的金屬與電解質溶液反應)。

(2)二看兩電極：一般是活潑性不同的兩電極。

(3)三看是否形成閉合回路，形成閉合回路需三個條件：①電解質溶液;②兩電極直接或間接接觸;③兩電極插入電解質溶液中。

3.工作原理

以鋅銅原電池為例

(1)反應原理

(2)鹽橋的組成和作用

①鹽橋中裝有飽和的KCl、KNO3等溶液和瓊膠制成的膠凍。

②鹽橋的作用：a.連接內電路，形成閉合回路;b.平衡電荷，使原電池不斷產生電流。

2.電解的原理

1.電解和電解池

(1)電解：在電流作用下，電解質在兩個電極上分別發生氧化反應和還原反應的過程。

(2)電解池：電能轉化為化學能的裝置。

(3)電解池的構成

①有與電源相連的兩個電極。

②電解質溶液(或熔融電解質)。

③形成閉合回路。

2.電解池的工作原理

(1)電極名稱及電極反應式(電解CuCl2溶液為例)

總反應式：

(2)電子和離子的移動方向

①電子：從電源負極流出后，流向電解池陰極;從電解池的陽極流出后流向電源的正極。

②離子：陽離子移向電解池的陰極，陰離子移向電解池的陽極。

3.陰陽兩極上放電順序

(1)陰極：(與電極材料無關)。氧化性強的先放電，放電順序：

(2)陽極：若是活性電極作陽極，則活性電極首先失電子，發生氧化反應。

若是惰性電極作陽極，放電順序為

3.化學電源

1.日常生活中的三種電池

(1)堿性鋅錳干電池——一次電池

正極反應：2MnO2+2H2O+2e-===2MnOOH+2OH-;

負極反應：Zn+2OH--2e-===Zn(OH)2;

總反應：Zn+2MnO2+2H2O===2MnOOH+Zn(OH)2。

(2)鋅銀電池——一次電池

負極反應：Zn+2OH--2e-===Zn(OH)2;

正極反應：Ag2O+H2O+2e-===2Ag+2OH-;

總反應：Zn+Ag2O+H2O===Zn(OH)2+2Ag。

(3)二次電池(可充電電池)

鉛蓄電池是最常見的二次電池，負極材料是Pb，正極材料是PbO2。

①放電時的反應

a.負極反應：Pb+SO42--2e-===PbSO4;

b.正極反應：PbO2+4H++SO42-+2e-===PbSO4+2H2O;

c.總反應：Pb+PbO2+2H2SO4===2PbSO4+2H2O。

②充電時的反應

a.陰極反應：PbSO4+2e-===Pb+SO42-;

b.陽極反應：PbSO4+2H2O-2e-===PbO2+4H++SO42-;

c.總反應：2PbSO4+2H2O電解=====Pb+PbO2+2H2SO4。

注 可充電電池的充、放電不能理解為可逆反應。

2.“高效、環境友好”的燃料電池

氫氧燃料電池是目前最成熟的燃料電池，可分酸性和堿性兩種。

4.電解原理的應用

1.氯堿工業

(1)電極反應

陽極反應式：2Cl--2e-===Cl2↑(氧化反應)

陰極反應式：2H++2e-===H2↑(還原反應)

(2)總反應方程式

2NaCl+2H2O2NaOH+H2↑+Cl2↑

(3)氯堿工業生產流程圖

2.電鍍

下圖為金屬表面鍍銀的工作示意圖，據此回答下列問題：

(1)鍍件作陰極，鍍層金屬銀作陽極。

(2)電解質溶液是AgNO3溶液等含鍍層金屬陽離子的鹽溶液。

(3)電極反應：

陽極：Ag-e-===Ag+;

陰極：Ag++e-===Ag。

(4)特點：陽極溶解，陰極沉積，電鍍液的濃度不變。

3.電解精煉銅

(1)電極材料：陽極為粗銅;陰極為純銅。

(2)電解質溶液：含Cu2+的鹽溶液。

(3)電極反應：

陽極：Zn-2e-===Zn2+、Fe-2e-===Fe2+、Ni-2e-===Ni2+、Cu-2e-===Cu2+;

陰極：Cu2++2e-===Cu。

4.電冶金

利用電解熔融鹽的方法來冶煉活潑金屬Na、Ca、Mg、Al等。

(1)冶煉鈉

2NaCl(熔融)2Na+Cl2↑

電極反應：

陽極：2Cl--2e-===Cl2↑;陰極：2Na++2e-===2Na。

(2)冶煉鋁

2Al2O3(熔融)4Al+3O2↑

電極反應：

陽極：6O2--12e-===3O2↑;

陰極：4Al3++12e-===4Al。

5.金屬的腐蝕與防護

1.金屬腐蝕的本質

金屬原子失去電子變為金屬陽離子，金屬發生氧化反應。

2.金屬腐蝕的類型

(1)化學腐蝕與電化學腐蝕

(2)析氫腐蝕與吸氧腐蝕

以鋼鐵的腐蝕為例進行分析：

3.金屬的防護

(1)電化學防護

①犧牲陽極的陰極保護法—原電池原理

a.負極：比被保護金屬活潑的金屬;

b.正極：被保護的金屬設備。

②外加電流的陰極保護法—電解原理

a.陰極：被保護的金屬設備;

b.陽極：惰性金屬或石墨。

(2)改變金屬的內部結構，如制成合金、不銹鋼等。

(3)加防護層，如在金屬表面噴油漆、涂油脂、電鍍、噴鍍或表面鈍化等方法。

篇15：高二化學選修4知識點梳理

鹽類水解的應用規律

1.分析判斷鹽溶液酸堿性時要考慮水解。

2.確定鹽溶液中的離子種類和濃度時要考慮鹽的水解。 如Na2S溶液中含有哪些離子,按濃度由大到小的順序排列: C(Na+ )>C(S2-)>C(OH-)>C(HS-)>C(H+) 或:C(Na+) +C(H+)=2C(S2-)+C(HS-)+C(OH-)

3.配制某些鹽溶液時要考慮鹽的水解 如配制FeCl3,SnCl4 ,Na2SiO3等鹽溶液時應分別將其溶解在相應的酸或堿溶液中。

4.制備某些鹽時要考慮水解 Al2S3 ,MgS,Mg3N2 等物質極易與水作用,它們在溶液中不能穩定存在,所以制取這些物質時,不能用復分解反應的方法在溶液中制取,而只能用干法制備。

5.某些活潑金屬與強酸弱堿溶液反應,要考慮水解 如Mg,Al,Zn等活潑金屬與NH4Cl,CuSO4 ,AlCl3 等溶液反應. 3Mg+2AlCl3 +6H2O=3MgCl2+2Al(OH)3↓+3H2↑

6.判斷中和滴定終點時溶液酸堿性,選擇指示劑以及當pH=7時酸或堿過量的判斷等問題時,應考慮到鹽的水解. 如CH3COOH與NaOH剛好反應時pH>7,若二者反應后溶液pH=7,則CH3COOH過量。 指示劑選擇的總原則是,所選擇指示劑的變色范圍應該與滴定后所得鹽溶液的pH值范圍相一致。即強酸與弱堿互滴時應選擇甲基橙;弱酸與強堿互滴時應選擇酚酞。

7.制備氫氧化鐵膠體時要考慮水解. FeCl3+3H2O=Fe(OH)3(膠體)+3HCl

8.分析鹽與鹽反應時要考慮水解. 兩種鹽溶液反應時應分三個步驟分析考慮: (1)能否發生氧化還原反應; (2)能否發生雙水解互促反應; (3)以上兩反應均不發生,則考慮能否發生復分解反應。

9.加熱蒸發和濃縮鹽溶液時,對最后殘留物的判斷應考慮鹽類的水解 (1)加熱濃縮不水解的鹽溶液時一般得原物質. (2)加熱濃縮Na2CO3型的鹽溶液一般得原物質. (3)加熱濃縮FeCl3 型的鹽溶液.最后得到FeCl3和Fe(OH)3 的混合物,灼燒得Fe2O3 。 (4)加熱蒸干(NH4)2CO3或NH4HCO3 型的鹽溶液時,得不到固體. (5)加熱蒸干Ca(HCO3)2型的鹽溶液時,最后得相應的正鹽. (6)加熱Mg(HCO3)2、MgCO3 溶液最后得到Mg(OH)2 固體。

10.其它方面 (1)凈水劑的選擇:如Al3+ ,FeCl3等均可作凈水劑,應從水解的角度解釋。 (2)化肥的使用時應考慮水解。如草木灰不能與銨態氮肥混合使用 (3)小蘇打片可治療胃酸過多。 (4)純堿液可洗滌油污。 (5)磨口試劑瓶不能盛放Na2SiO3,Na2CO3等試劑. 凡此種.種,不一而舉。學習中要具體情況具體分析,靈活應用之。

篇16：高二化學選修4知識點梳理

硅酸鹽

硅酸鹽：硅酸鹽是由硅、氧、金屬元素組成的化合物的總稱。硅酸鹽種類很多，大多數難溶于水，最常見的可溶性硅酸鹽是Na2SiO3，Na2SiO3的水溶液俗稱水玻璃，又稱泡花堿，是一種無色粘稠的液體，可以作黏膠劑和木材防火劑。硅酸鈉水溶液久置在空氣中容易變質：

Na2SiO3+CO2+H2O=Na2CO3+H2SiO3↓(有白色沉淀生成)

傳統硅酸鹽工業三大產品有：玻璃、陶瓷、水泥。

硅酸鹽由于組成比較復雜，常用氧化物的形式表示：活潑金屬氧化物→較活潑金屬氧化物→二氧化硅→水。氧化物前系數配置原則：除氧元素外，其他元素按配置前后原子個數守恒原則配置系數。

硅酸鈉：Na2SiO3 Na2O·SiO2

硅酸鈣：CaSiO3 CaO·SiO2

高嶺石：Al2(Si2O5)(OH)4 Al2O3·2SiO2·2H2O

正長石：KAlSiO3不能寫成 K2O· Al2O3·3SiO2，應寫成K2O·Al2O3·6SiO2