高中選修四化學(xué)知識重點總結(jié)

　　總結(jié)是把一定階段內(nèi)的有關(guān)情況分析研究，做出有指導(dǎo)性的經(jīng)驗方法以及結(jié)論的書面材料，它能夠給人努力工作的動力，為此我們要做好回顧，寫好總結(jié)。你想知道總結(jié)怎么寫嗎？以下是小編精心整理的高中選修四化學(xué)知識重點總結(jié)，希望對大家有所幫助。

　　高中選修四化學(xué)知識重點總結(jié) 篇1

　　一、化學(xué)平衡常數(shù)

　　(一)定義：在一定溫度下，當(dāng)一個反應(yīng)達到化學(xué)平衡時，生成物濃度冪之積與反應(yīng)物濃度冪之積的比值是一個常數(shù)比值。符號：K

　　(二)使用化學(xué)平衡常數(shù)K應(yīng)注意的問題：

　　1、表達式中各物質(zhì)的濃度是變化的濃度，不是起始濃度也不是物質(zhì)的量。

　　2、K只與溫度(T)有關(guān)，與反應(yīng)物或生成物的濃度無關(guān)。

　　3、反應(yīng)物或生產(chǎn)物中有固體或純液體存在時，由于其濃度是固定不變的，可以看做是“1”而不代入公式。

　　4、稀溶液中進行的反應(yīng)，如有水參加，水的濃度不必寫在平衡關(guān)系式中。

　　(三)化學(xué)平衡常數(shù)K的應(yīng)用：

　　1、化學(xué)平衡常數(shù)值的大小是可逆反應(yīng)進行程度的標(biāo)志。K值越大，說明平衡時生成物的濃度越大，它的正向反應(yīng)進行的程度越大，即該反應(yīng)進行得越完全，反應(yīng)物轉(zhuǎn)化率越高。反之，則相反。一般地，K>105時，該反應(yīng)就進行得基本完全了。

　　2、可以利用K值做標(biāo)準(zhǔn)，判斷正在進行的可逆反應(yīng)是否平衡及不平衡時向何方進行建立平衡。(Q：濃度積)

　　Q〈K:反應(yīng)向正反應(yīng)方向進行;

　　Q=K:反應(yīng)處于平衡狀態(tài) ;

　　Q〉K:反應(yīng)向逆反應(yīng)方向進行

　　3、利用K值可判斷反應(yīng)的熱效應(yīng)

　　若溫度升高，K值增大，則正反應(yīng)為吸熱反應(yīng)

　　若溫度升高，K值減小，則正反應(yīng)為放熱反應(yīng)

　　二、等效平衡

　　1、概念：在一定條件下(定溫、定容或定溫、定壓)，只是起始加入情況不同的同一可逆反應(yīng)達到平衡后，任何相同組分的百分含量均相同，這樣的化學(xué)平衡互稱為等效平衡。

　　2、分類

　　(1)定溫，定容條件下的等效平衡

　　第一類：對于反應(yīng)前后氣體分子數(shù)改變的可逆反應(yīng)：必須要保證化學(xué)計量數(shù)之比與原來相同;同時必須保證平衡式左右兩邊同一邊的物質(zhì)的量與原來相同。

　　第二類：對于反應(yīng)前后氣體分子數(shù)不變的可逆反應(yīng)：只要反應(yīng)物的物質(zhì)的量的比例與原來相同即可視為二者等效。

　　(2)定溫，定壓的等效平衡

　　只要保證可逆反應(yīng)化學(xué)計量數(shù)之比相同即可視為等效平衡。

　　三、化學(xué)反應(yīng)進行的方向

　　1、反應(yīng)熵變與反應(yīng)方向：

　　(1)熵:物質(zhì)的一個狀態(tài)函數(shù)，用來描述體系的混亂度，符號為S. 單位：Jmol-1K-1

　　(2)體系趨向于有序轉(zhuǎn)變?yōu)闊o序，導(dǎo)致體系的熵增加，這叫做熵增加原理，也是反應(yīng)方向判斷的依據(jù)。

　　(3)同一物質(zhì)，在氣態(tài)時熵值最大，液態(tài)時次之，固態(tài)時最小。即

　　S(g)〉S(l)〉S(s)

　　2、反應(yīng)方向判斷依據(jù)

　　在溫度、壓強一定的條件下，化學(xué)反應(yīng)的判讀依據(jù)為：

　　ΔH-TΔS〈0 反應(yīng)能自發(fā)進行

　　ΔH-TΔS=0 反應(yīng)達到平衡狀態(tài)

　　ΔH-TΔS〉0 反應(yīng)不能自發(fā)進行

　　注意：

　　(1)ΔH為負，ΔS為正時，任何溫度反應(yīng)都能自發(fā)進行

　　(2)ΔH為正，ΔS為負時，任何溫度反應(yīng)都不能自發(fā)進行

　　高中選修四化學(xué)知識重點總結(jié) 篇2

　　氯及其化合物

　　氯原子結(jié)構(gòu)示意圖為，氯元素位于元素周期表中第三周期第ⅦA族，氯原子最外電子層上有7個電子，在化學(xué)反應(yīng)中很容易得到1個電子形成

　　Cl-，化學(xué)性質(zhì)活潑，在自然界中沒游離態(tài)的氯，氯只以化合態(tài)存在(主要以氯化物和氯酸鹽)。

　　1、氯氣(Cl2)：

　　(1)物理性質(zhì)：黃綠色有刺激性氣味有毒的氣體，密度比空氣大，易液化成液氯，易溶于水。(氯氣收集方法—向上排空氣法或者排飽和食鹽水;液氯為純凈物)

　　(2)化學(xué)性質(zhì)：氯氣化學(xué)性質(zhì)非�；顫�，很容易得到電子，作強氧化劑，能與金屬、非金屬、水以及堿反應(yīng)。

　　①與金屬反應(yīng)(將金屬氧化成最高正價)

　　Na+Cl2===點燃2NaCl

　　Cu+Cl2===點燃CuCl2

　　2Fe+3Cl2===點燃2FeCl3(氯氣與金屬鐵反應(yīng)只生成FeCl3，而不生成FeCl2。)

　　(思考：怎樣制備FeCl2?Fe+2HCl=FeCl2+H2↑，鐵跟鹽酸反應(yīng)生成FeCl2，而鐵跟氯氣反應(yīng)生成FeCl3，這說明Cl2的氧化性強于鹽酸，是強氧化劑。)

　�、谂c非金屬反應(yīng)

　　Cl2+H2 ===點燃 2HCl(氫氣在氯氣中燃燒現(xiàn)象：安靜地燃燒，發(fā)出蒼白色火焰)

　　將H2和Cl2混合后在點燃或光照條件下發(fā)生爆炸。

　　燃燒：所有發(fā)光發(fā)熱的劇烈化學(xué)反應(yīng)都叫做燃燒，不一定要有氧氣參加。

　�、跜l2與水反應(yīng)

　　Cl2+H2O=HCl+HClO

　　離子方程式：Cl2+H2O=H++Cl—+HClO

　　將氯氣溶于水得到氯水(淺黃綠色)，氯水含多種微粒，其中有H2O、Cl2、HClO、Cl-、H+、OH-(極少量，水微弱電離出來的)。

　　氯水的性質(zhì)取決于其組成的微粒：

　　(1)強氧化性：Cl2是新制氯水的主要成分，實驗室常用氯水代替氯氣，如氯水中的氯氣能與KI，KBr、FeCl2、SO2、Na2SO3等物質(zhì)反應(yīng)。

　　(2)漂白、消毒性：氯水中的Cl2和HClO均有強氧化性，一般在應(yīng)用其漂白和消毒時，應(yīng)考慮HClO，HClO的強氧化性將有色物質(zhì)氧化成無色物質(zhì)，不可逆。

　　(3)酸性：氯水中含有HCl和HClO，故可被NaOH中和，鹽酸還可與NaHCO3，CaCO3等反應(yīng)。

　　(4)不穩(wěn)定性：HClO不穩(wěn)定光照易分解。，因此久置氯水(淺黃綠色)會變成稀鹽酸(無色)失去漂白性。

　　(5)沉淀反應(yīng)：加入AgNO3溶液有白色沉淀生成(氯水中有Cl-)。自來水也用氯水殺菌消毒，所以用自來水配制以下溶液如KI、 KBr、FeCl2、Na2SO3、Na2CO3、NaHCO3、AgNO3、NaOH等溶液會變質(zhì)。

　�、蹸l2與堿液反應(yīng)：

　　與NaOH反應(yīng)：Cl2+2NaOH=NaCl+NaClO+H2O(Cl2+2OH-=Cl-+ClO-+H2O)

　　與Ca(OH)2溶液反應(yīng)：2Cl2+2Ca(OH)2=Ca(ClO)2+CaCl2+2H2O

　　此反應(yīng)用來制漂白粉，漂白粉的主要成分為Ca(ClO)2和CaCl2，有效成分為Ca(ClO)2。

　　漂白粉之所以具有漂白性，原因是：Ca(ClO)2+CO2+H2O=CaCO3↓+2HClO生成的HClO具有漂白性;同樣，氯水也具有漂白性，因為氯水含HClO;NaClO同樣具有漂白性，發(fā)生反應(yīng)2NaClO+CO2+H2O==Na2CO3+2HClO;

　　干燥的氯氣不能使紅紙褪色，因為不能生成HClO，濕的氯氣能使紅紙褪色，因為氯氣發(fā)生下列反應(yīng)Cl2+H2O=HCl+HClO。

　　漂白粉久置空氣會失效(涉及兩個反應(yīng))：Ca(ClO)2+CO2+H2O=CaCO3↓+2HClO，，漂白粉變質(zhì)會有CaCO3存在，外觀上會結(jié)塊，久置空氣中的漂白粉加入濃鹽酸會有CO2氣體生成，含CO2和HCl雜質(zhì)氣體。

　�、萋葰獾挠猛荆褐破�白粉、自來水殺菌消毒、農(nóng)藥和某些有機物的原料等。

　　2、Cl-的檢驗：

　　原理：根據(jù)Cl-與Ag+反應(yīng)生成不溶于酸的AgCl沉淀來檢驗Cl-存在。

　　方法：先加稀硝酸酸化溶液(排除CO32-干擾)再滴加AgNO3溶液，如有白色沉淀生成，則說明有Cl-存在。

　　高中選修四化學(xué)知識重點總結(jié) 篇3

　　一、原子結(jié)構(gòu)

　　注意：質(zhì)量數(shù)(A)=質(zhì)子數(shù)(Z)+中子數(shù)(N)

　　原子序數(shù)=核電荷數(shù)=質(zhì)子數(shù)=原子的核外電子數(shù)

　　熟背前20號元素，熟悉1～20號元素原子核外電子的排布：

　　H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar K Ca

　　2.原子核外電子的排布規(guī)律：

　�、匐娮涌偸潜M先排布在能量最低的電子層里;

　�、诟麟娮訉幼疃嗳菁{的電子數(shù)是2n2;

　　③最外層電子數(shù)不超過8個(K層為最外層不超過2個)，次外層不超過18個，倒數(shù)第三層電子數(shù)不超過32個。

　　3.元素、核素、同位素

　　元素：具有相同核電荷數(shù)的同一類原子的總稱。

　　核素：具有一定數(shù)目的質(zhì)子和一定數(shù)目的中子的一種原子。

　　同位素：質(zhì)子數(shù)相同而中子數(shù)不同的同一元素的不同原子互稱為同位素。(對于原子來說)

　　二、元素周期表

　　1.編排原則：

　�、侔丛�子序數(shù)遞增的順序從左到右排列

　�、趯㈦娮訉訑�(shù)相同的各元素從左到右排成一橫行。(周期序數(shù)=原子的電子層數(shù))

　�、郯炎钔鈱与娮訑�(shù)相同的元素按電子層數(shù)遞增的順序從上到下排成一縱行。

　　主族序數(shù)=原子最外層電子數(shù)

　　2.結(jié)構(gòu)特點：

　　三、元素周期律

　　1.元素周期律：元素的性質(zhì)(核外電子排布、原子半徑、主要化合價、金屬性、非金屬性)隨著核電荷數(shù)的遞增而呈周期性變化的規(guī)律。元素性質(zhì)的周期性變化實質(zhì)是元素原子核外電子排布的周期性變化的必然結(jié)果。

　　2.同周期元素性質(zhì)遞變規(guī)律

　　第ⅠA族堿金屬元素：Li Na K Rb Cs Fr(Fr是金屬性最強的元素，位于周期表左下方)

　　第ⅦA族鹵族元素：F Cl Br I At(F是非金屬性最強的元素，位于周期表右上方)

　　判斷元素金屬性和非金屬性強弱的方法：

　　(1)金屬性強(弱)——①單質(zhì)與水或酸反應(yīng)生成氫氣容易(難);②氫氧化物堿性強(弱);③相互置換反應(yīng)(強制弱)Fe+CuSO4=FeSO4+Cu。

　　(2)非金屬性強(弱)——①單質(zhì)與氫氣易(難)反應(yīng);②生成的氫化物穩(wěn)定(不穩(wěn)定);③最高價氧化物的水化物(含氧酸)酸性強(弱);④相互置換反應(yīng)(強制弱)2NaBr+Cl2=2NaCl+Br2

　　化學(xué)反應(yīng)與能量　　一、焓變反應(yīng)熱

　　1．反應(yīng)熱（Q）：一定條件下，一定物質(zhì)的量的反應(yīng)物之間完全反應(yīng)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(xué)反應(yīng)的熱效應(yīng)

　�。�1）.符號：△H（2）.單位：kJ/mol（3）△H=H（生成物)-H(反應(yīng)物）

　　3.微觀角度解釋產(chǎn)生原因：化學(xué)鍵斷裂——吸熱化學(xué)鍵形成——放熱

　　放出熱量的化學(xué)反應(yīng)。(放熱>吸熱)△H為“-”或△H<0

　　吸收熱量的化學(xué)反應(yīng)。（吸熱>放熱）△H為“+”或△H>0

　　注：（高中階段Q與△H二者通用）

　　（4）影響晗變的主要因素：

　�、侔l(fā)生變化的物質(zhì)的物質(zhì)的量，在其他條件一定時與變化物質(zhì)的物質(zhì)的量程正比。

　　②物質(zhì)的溫度和壓強

　　☆常見的放熱反應(yīng)：

　�、偎�有的燃燒反應(yīng)

　�、谒釅A中和反應(yīng)

　�、鄞蠖鄶�(shù)的化合反應(yīng)

　　④金屬與酸或水的反應(yīng)

　�、萆�石灰和水反應(yīng)

　�、逎饬蛩嵯♂�、氫氧化鈉固體溶解等

　　☆常見的吸熱反應(yīng)：

　�、倬�體Ba(OH)28H2O與NH4Cl

　�、诖蠖鄶�(shù)的分解反應(yīng)

　　③以H2、CO、C為還原劑的氧化還原反應(yīng)

　�、茕@鹽溶解等

　　二、熱化學(xué)方程式

　　書寫化學(xué)方程式注意要點:

　�、贌峄瘜W(xué)方程式必須標(biāo)出能量變化。

　�、跓峄瘜W(xué)方程式中必須標(biāo)明反應(yīng)物和生成物的聚集狀態(tài)（g,l,s分別表示固態(tài)，液態(tài)，氣態(tài)，水溶液中溶質(zhì)用aq表示）

　�、蹮峄瘜W(xué)反應(yīng)方程式要指明反應(yīng)時的溫度和壓強。

　　④熱化學(xué)方程式中的化學(xué)計量數(shù)可以是整數(shù)，也可以是分數(shù)

　�、莞魑镔|(zhì)系數(shù)加倍，△H加倍；反應(yīng)逆向進行，△H改變符號，數(shù)值不變

　　三、燃燒熱

　　1．概念：25℃，101kPa時，1mol純物質(zhì)完全燃燒生成穩(wěn)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：

　�、傺芯織l件：101kPa

　�、诜磻�(yīng)程度：完全燃燒，產(chǎn)物是穩(wěn)定的氧化物。

　�、廴紵�物的物質(zhì)的量：1mol

　�、苎芯績�(nèi)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(fā)生中和反應(yīng)而生成1molH2O，這時的反應(yīng)熱叫中和熱。

　　2．強酸與強堿的中和反應(yīng)其實質(zhì)是H+和OH-反應(yīng)，其熱化學(xué)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(yīng)時的中和熱小于57.3kJ/mol。

　　4．中和熱的測定實驗

　　五、蓋斯定律

　　1．內(nèi)容：化學(xué)反應(yīng)的反應(yīng)熱只與反應(yīng)的始態(tài)（各反應(yīng)物）和終態(tài)（各生成物）有關(guān)，而與具體反應(yīng)進行的途徑無關(guān)，如果一個反應(yīng)可以分幾步進行，則各分步反應(yīng)的反應(yīng)熱之和與該反應(yīng)一步完成的反應(yīng)熱是相同的。

　　化學(xué)反應(yīng)速率和化學(xué)平衡　　一、化學(xué)反應(yīng)速率

　　1.化學(xué)反應(yīng)速率（v）

　　⑴定義：用來衡量化學(xué)反應(yīng)的快慢，單位時間內(nèi)反應(yīng)物或生成物的物質(zhì)的量的變化

　�、票硎痉椒ǎ簡挝粫r間內(nèi)反應(yīng)濃度的減少或生成物濃度的增加來表示

　�、怯嬎愎�式：v=Δc/Δt（υ：平均速率，Δc：濃度變化，Δt：時間）單位：mol/（Ls），mol/（Lmin），mol/（Lh）

　�。�4）反應(yīng)速率的計算規(guī)律：化學(xué)反應(yīng)：aA(g)+bB(g)=cC(g)+dD(g)有下列恒等式：Va:Vb:Vc:Vd=a:b:c:d(各物質(zhì)的速率之比等于化學(xué)計量數(shù)之比)

　�。�5）影響因素：

　�、贈Q定因素（內(nèi)因）：反應(yīng)物的性質(zhì)（決定因素）

　�、跅l件因素（外因）：反應(yīng)所處的條件（溫度，濃度，壓強）

　　2.※注意：

　　（1）、參加反應(yīng)的物質(zhì)為固體和液體，由于壓強的變化對濃度幾乎無影響，可以認為反應(yīng)速率不變。

　�。�2）、惰性氣體對于速率的影響

　　①恒溫恒容時：充入惰性氣體→總壓增大，但是各分壓不變，各物質(zhì)濃度不變→反應(yīng)速率不變

　�、诤銣睾銐簳r：充入惰性氣體→體積增大→各反應(yīng)物濃度減小→反應(yīng)速率減慢

　　二、化學(xué)平衡

　�。ㄒ唬�1.定義：

　　化學(xué)平衡狀態(tài)：一定條件下，當(dāng)一個可逆反應(yīng)進行到正逆反應(yīng)速率相等時，更組成成分濃度不再改變，達到表面上靜止的一種“平衡”，這就是這個反應(yīng)所能達到的限度即化學(xué)平衡狀態(tài)。

　　2、化學(xué)平衡的特征

　　逆（研究前提是可逆反應(yīng)）

　　等（同一物質(zhì)的正逆反應(yīng)速率相等）

　　動（動態(tài)平衡）

　　定（各物質(zhì)的濃度與質(zhì)量分數(shù)恒定）

　　變（條件改變，平衡發(fā)生變化）

　　3、判斷平衡的依據(jù)

　　判斷可逆反應(yīng)達到平衡狀態(tài)的方法和依據(jù)

　　例舉反應(yīng)[來源:學(xué)科網(wǎng)]mA(g)+nB(g)pC(g)+qD(g)

　　混合物體系中各成分的含量

　�、俑魑镔|(zhì)的物質(zhì)的量或各物質(zhì)的物質(zhì)的量的分數(shù)一定平衡

　�、诟魑镔|(zhì)的質(zhì)量或各物質(zhì)質(zhì)量分數(shù)一定平衡

　�、鄹鳉怏w的體積或體積分數(shù)一定平衡

　�、芸傮w積、總壓力、總物質(zhì)的量一定不一定平衡

　　正、逆反應(yīng)速率的關(guān)系

　�、僭趩挝粫r間內(nèi)消耗了mmolA同時生成mmolA，即V(正)=V(逆)平衡

　�、谠趩挝粫r間內(nèi)消耗了nmolB同時消耗了pmolC，則V(正)=V(逆)平衡

　�、踁(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

　�、茉趩挝粫r間內(nèi)生成nmolB，同時消耗了qmolD，因均指V(逆)不一定平衡

　　壓強

　�、賛+n≠p+q時，總壓力一定（其他條件一定）平衡

　�、趍+n=p+q時，總壓力一定（其他條件一定）不一定平衡

　　混合氣體平均相對分子質(zhì)量Mr

　�、費r一定時，只有當(dāng)m+n≠p+q時平衡

　　②Mr一定時，但m+n=p+q時不一定平衡

　　溫度任何反應(yīng)都伴隨著能量變化，當(dāng)體系溫度一定時（其他不變）平衡

　　體系的密度密度一定不一定平衡

　　其他如體系顏色不再變化等平衡

　�。ǘ�）影響化學(xué)平衡移動的因素

　　1、濃度對化學(xué)平衡移動的影響

　�。�1）影響規(guī)律：在其他條件不變的情況下，增大反應(yīng)物的濃度或減少生成物的濃度，都可以使平衡向正方向移動；增大生成物的濃度或減小反應(yīng)物的濃度，都可以使平衡向逆方向移動

　�。�2）增加固體或純液體的量，由于濃度不變，所以平衡_不移動_

　�。�3）在溶液中進行的反應(yīng)，如果稀釋溶液，反應(yīng)物濃度__減小__，生成物濃度也_減小_，V正_減小__，V逆也_減小__，但是減小的程度不同，總的結(jié)果是化學(xué)平衡向反應(yīng)方程式中化學(xué)計量數(shù)之和_大_的方向移動。

　　2、溫度對化學(xué)平衡移動的影響

　　影響規(guī)律：在其他條件不變的情況下，溫度升高會使化學(xué)平衡向著___吸熱反應(yīng)______方向移動，溫度降低會使化學(xué)平衡向著_放熱反應(yīng)__方向移動。

　　3、壓強對化學(xué)平衡移動的影響

　　影響規(guī)律：其他條件不變時，增大壓強，會使平衡向著__體積縮小___方向移動；減小壓強，會使平衡向著___體積增大__方向移動。

　　注意：

　　（1）改變壓強不能使無氣態(tài)物質(zhì)存在的化學(xué)平衡發(fā)生移動

　�。�2）氣體減壓或增壓與溶液稀釋或濃縮的化學(xué)平衡移動規(guī)律相似

　　4.催化劑對化學(xué)平衡的影響：由于使用催化劑對正反應(yīng)速率和逆反應(yīng)速率影響的程度是等同的，所以平衡__不移動___。但是使用催化劑可以影響可逆反應(yīng)達到平衡所需的_時間_。

　　5.勒夏特列原理（平衡移動原理）：如果改變影響平衡的條件之一（如溫度，壓強，濃度），平衡向著能夠減弱這種改變的方向移動。

　　水溶液中的離子平衡　　一、弱電解質(zhì)的電離

　　1、定義：電解質(zhì)：在水溶液中或熔化狀態(tài)下能導(dǎo)電的化合物,叫電解質(zhì)。

　　非電解質(zhì)：在水溶液中或熔化狀態(tài)下都不能導(dǎo)電的化合物。

　　強電解質(zhì)：在水溶液里全部電離成離子的電解質(zhì)。

　　弱電解質(zhì)：在水溶液里只有一部分分子電離成離子的電解質(zhì)。

　　2、電解質(zhì)與非電解質(zhì)本質(zhì)區(qū)別：

　　電解質(zhì)——離子化合物或共價化合物非電解質(zhì)——共價化合物

　　注意：①電解質(zhì)、非電解質(zhì)都是化合物②SO2、NH3、CO2等屬于非電解質(zhì)

　�、蹚婋娊赓|(zhì)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(zhì)）——電解質(zhì)的強弱與導(dǎo)電性、溶解性無關(guān)。

　　3、電離平衡：在一定的條件下，當(dāng)電解質(zhì)分子電離成離子的速率和離子結(jié)合成時，電離過程就達到了平衡狀態(tài)，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��；溶液稀釋時，電離平衡向著電離的方向移動。C、同離子效應(yīng)：在弱電解質(zhì)溶液里加入與弱電解質(zhì)具有相同離子的電解質(zhì)，會減弱電離。D、其他外加試劑：加入能與弱電解質(zhì)的電離產(chǎn)生的某種離子反應(yīng)的物質(zhì)時，有利于電離。

　　9、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）

　　10、電離常數(shù)：在一定條件下，弱電解質(zhì)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(shù)。叫做電離平衡常數(shù)，（一般用Ka表示酸，Kb表示堿。）

　　表示方法：ABA++B-Ki=[A+][B-]/[AB]

　　11、影響因素：

　　a、電離常數(shù)的大小主要由物質(zhì)的本性決定。

　　b、電離常數(shù)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(shù)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-]=10-7mol/L;KW=[H+][OH-]=1*10-14

　　注意：KW只與溫度有關(guān)，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：

　�、偎帷�堿：抑制水的電離KW〈1*10-14

　�、跍囟龋捍龠M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(biāo)準(zhǔn)比色卡對比即可。

　　注意：

　�、偈孪炔荒苡盟疂駶橮H試紙；

　　②廣泛pH試紙只能讀取整數(shù)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(zhì)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(zhì)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(jù)H++OH-==H2O計算余下的H+或OH-，①H+有余，則用余下的H+數(shù)除以溶液總體積求[H+]混；OH-有余，則用余下的OH-數(shù)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(guī)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(guī)律

　　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=14V酸：V堿=1：1

　　pH1+pH2≠14V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(zhì)：H++OH—=H2O即酸能提供的H+和堿能提供的OH-物質(zhì)的量相等。

　　2、中和滴定的操作過程：

　　（1）儀滴定管的刻度，O刻度在上，往下刻度標(biāo)數(shù)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。滴定管可以讀到小數(shù)點后一位。

　�。�2）藥品：標(biāo)準(zhǔn)液；待測液；指示劑。

　�。�3）準(zhǔn)備過程：

　　準(zhǔn)備：檢漏、洗滌、潤洗、裝液、趕氣泡、調(diào)液面。（洗滌：用洗液洗→檢漏：滴定管是否漏水→用水洗→用標(biāo)準(zhǔn)液洗（或待測液洗）→裝溶液→排氣泡→調(diào)液面→記數(shù)據(jù)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(shù)；c——酸或堿的物質(zhì)的量濃度；

　　V——酸或堿溶液的體積。當(dāng)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(biāo)準(zhǔn)酸，其數(shù)值在理論上是不變的，若稀釋了雖實際值變小，但體現(xiàn)的卻是V酸的增大，導(dǎo)致c酸偏高；V堿同樣也是一個定值，它是用標(biāo)準(zhǔn)的量器量好后注入錐形瓶中的，當(dāng)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(biāo)準(zhǔn)酸用量的減少，即V酸減小，則c堿降低了；對于觀察中出現(xiàn)的誤差亦同樣如此。綜上所述，當(dāng)用標(biāo)準(zhǔn)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(dāng)V酸的實測值大于理論值時，c堿偏高，反之偏低。

　　同理，用標(biāo)準(zhǔn)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(jié)合生成弱電解質(zhì)的反應(yīng)。

　　2、水解的實質(zhì)：水溶液中鹽電離出來的離子跟水電離出來的H+或OH-結(jié)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(guī)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。

　�、诙嘣�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(yīng)互逆）（2）程度小（3）吸熱

　　5、影響鹽類水解的外界因素：

　�、贉囟龋簻囟仍礁咚�解程度越大（水解吸熱，越熱越水解）

　�、跐舛龋簼舛仍叫�，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：

　�、僦浑婋x不水解：如HSO4-顯酸性

　�、陔婋x程度＞水解程度，顯酸性（如:HSO3-、H2PO4-）

　�、鬯�解程度＞電離程度，顯堿性（如：HCO3-、HS-、HPO42-）

　　7、雙水解反應(yīng)：

　�。�1）構(gòu)成鹽的陰陽離子均能發(fā)生水解的反應(yīng)。雙水解反應(yīng)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(yīng)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(jù)是兩邊電荷平衡，如：2Al3++3S2-+6H2O==2Al(OH)3↓+3H2S↑

　　8、鹽類水解的應(yīng)用：

　　水解的應(yīng)用實例原理

　　1、凈水

　　明礬凈水Al3++3H2OAl(OH)3(膠體)+3H+

　　2、去油污用熱堿水冼油污物品CO32-+H2OHCO3-+OH-

　　3、藥品的保存①配制FeCl3溶液時常加入少量鹽酸Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+

　�、谂渲芅a2CO3溶液時常加入少量NaOHCO32-+H2OHCO3-+OH-

　　4、制備無水鹽由MgCl26H2O制無水MgCl2在HCl氣流中加熱若不然，則：

　　MgCl26H2OMg(OH)2+2HCl+4H2O

　　Mg(OH)2MgO+H2O

　　5、泡沫滅火器用Al2(SO4)3與NaHCO3溶液混合Al3++3HCO3-=Al(OH)3↓+3CO2↑

　　6、比較鹽溶液中離子濃度的大小比較NH4Cl溶液中離子濃度的大小NH4++H2ONH3H2O+H+

　　c(Cl-)>c(NH4+)>c(H+)>c(OH)-

　　9、水解平衡常數(shù)（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(shù))

　　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(shù)）

　　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(dāng)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(guān)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(shù)的乘積之和＝各陰離子濃度與其所帶電荷數(shù)的乘積之和

　　②物料守恒:（即原子個數(shù)守恒或質(zhì)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

　�、圪|(zhì)子守恒：即水電離出的H+濃度與OH-濃度相等。

　　九、難溶電解質(zhì)的溶解平衡

　　1、難溶電解質(zhì)的溶解平衡的一些常見知識

　�。�1）溶解度小于0.01g的電解質(zhì)稱難溶電解質(zhì)。

　�。�2）反應(yīng)后離子濃度降至1*10-5以下的反應(yīng)為完全反應(yīng)。如酸堿中和時[H+]降至10-7mol/L<10-5mol/L，故為完全反應(yīng)，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(zhì)：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

　　注意在沉淀后用(s)標(biāo)明狀態(tài)，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�。�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(diào)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(yīng)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(zhuǎn)化。

　　5、沉淀的轉(zhuǎn)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(zhì)電解質(zhì)溶解成離子的速率等于離子重新結(jié)合成沉淀的速率，溶液中各離子的濃度保持不變的狀態(tài)。

　　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。

　�、跍囟龋荷郎兀�多數(shù)平衡向溶解方向移動。

　　4、溶度積規(guī)則

　　QC（離子積）〉KSP有沉淀析出

　　QC=KSP平衡狀態(tài)

　　QC〈KSP未飽和，繼續(xù)溶解

　　電化學(xué)基礎(chǔ)知識及其應(yīng)用

　　1原電池及其應(yīng)用

　　原電池的概念：

　　1.1原電池原理

　　1.原電池裝置構(gòu)成

　�、佗�

　　2.銅鋅原電池發(fā)電原理及電極反應(yīng)

　　電極反應(yīng)式：

　　負極：(流出電子)

　　正極：流進電子)

　　總反應(yīng)式：

　　.2原電池的應(yīng)用

　　主要有兩方面：其一，利用原電池自發(fā)進行的氧化還原反應(yīng)，開發(fā)化學(xué)電源；其二，抑制原電池反應(yīng)發(fā)生，應(yīng)用于金屬腐蝕的防護。

　　金屬的腐蝕及防護

　�。�1）金屬的腐蝕

　�。�2）金屬的防護

　　根據(jù)金屬腐蝕的類型及其原理，可從以下幾方面采取防護措施：

　�、僮钄嘈纬稍�電池的條件，

　　②形成原電池，但把被保護的金屬作正極，避免腐蝕。如在鋼鐵船體埋鋅塊，在海水中可形成Zn-Fe原電池，因鋼鐵船體為正極得以保護。

　�、弁饨又绷麟娫�，將被保護金屬接到電源的負極，并形成閉合回路。由于外電源負極提供大量的電子，有效地壓制了被保護金屬失電子的氧化，達到防腐的作用。

　　2電解池及其應(yīng)用

　　電解池是將電能轉(zhuǎn)化為化學(xué)能的裝置

　　2.1電解的原理

　　電解池裝置構(gòu)成

　�、訇庩杻蓚�電極;

　�、陔娊赓|(zhì)溶液（或熔化的電解質(zhì)）。

　　2.1.2電解原理分析

　　以惰性電極電解氯化銅溶液為例說明

　　通電前：

　　通電后：

　�、匐x子定向移動陽離子(Cu2+和H+)移向陰極,陰離子(SO42-和OH-)移向陽極

　　②電極反應(yīng)

　　陰極:

　　陽極: