高中化學選修四總結，化學反應與能量、速率與化學平衡、離子平衡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|。\t"/i6789645858422915598/_blank"衡水中學狀元手寫筆記初中高中語數英物化生復習資料￥18.8購買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<v逆：平衡向逆反應方向移動。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-]=10-7mol/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*10-14②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*10-144、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76、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.m1、若等體積混合pH1+pH2=14則溶液顯中性pH=7pH1+pH2≥15則溶液顯堿性pH=pH2-0.3pH1+pH2≤13則溶液顯酸性pH=pH1+0.32、若混合后顯中性pH1+pH2=14V酸：V堿=1：1pH1+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：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）、Ksp=[c(An+)]m?[c(Bm-)]n3）、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<KSP飽和，繼續溶解第四章電化學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)反應原理電極名稱負極正極電極材料鋅片銅片電極反應Zn－2e－===Zn2＋Cu2＋＋2e－===Cu反應類型氧化反應還原反應電子流向由Zn片沿導線流向Cu片鹽橋中離子移向鹽橋含飽和KCl溶液，K＋移向正極，Cl－移向負極(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)(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。種類酸性堿性負極反應式2H2－4e－===4H＋2H2＋4OH－－4e－===4H2O正極反應式O2＋4e－＋4H＋===2H2OO2＋2H2O＋4e－===4OH－電池總反應式2H2＋O2===2H2O備注燃料電池的電極不參與反應，有很強的催化活性，起導電作用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＋＋2