选修4原理知识点

1、高中化学选修四化学反应原理第一单元、化学反应与能量变化1、化学反应的实质、特征、规律、能量变化形式2、反应热与始变（定义、原因、计算方法、与稳定性的关系）3、放热反应和吸热反应（定义、原因、与化学键的关系、表示方法、常见类型）4、热化学方程式（定义、意义、注意问题）5、燃烧热（概念、写法、计算）6、中和热（定义、中和热的测定、计算）7、盖斯定律（内容、应用、）第二单元、化学反应速率和平衡1、速率（定义、注意、影响因素）2、化学平衡（定义、特征、判断、影响因素、勒夏特列原理、平衡常数、转化率）3、等效平衡（定义、规律）4、化学反应进行的方向（自发过程、始判据、嫡判据、吉布斯自由能及其应用）第三单

2、元、电离平衡、ph、盐的水解1、电解质、非电解质、强电解质、弱电解质（定义、常见物质、注意）2、电离（定义、电离方程式）3、电离平衡（定义、特征、影响因素、电离常数、电离度、电解质强弱的判断）4、水的电离（电离方程式、影响因素、KW5、ph （判断、测定、计算、中和滴定）6、盐的水解（定义、实质、水解方程式、规律、影响因素、应用）7、溶解平衡（定义、特征、影响因素、溶度积常数、应用）第四单元、电化学1、原电池（定义、条件、电流、电子、离子的流向、电极反应式（书写步骤）、电极的判断、特殊原电池、应用）2、电解池（定义、条件、电流、电子、离子的流向、电极反应、离子放电顺序、电解规律、应用）3、金属

3、的腐蚀与防护（化学腐蚀、电化腐蚀、防护）第一单元化学反应与能量变化一、化学反应及能量变化1、化学反应的实质、特征和规律实质：反应物化学键的断裂和生成物化学键的形成特征：既有新物质生成又有能量的变化遵循的规律：质量守恒和能量守恒2、化学反应过程中的能量形式：常以热能、电能、光能等形式表现出来二、反应热与始变1、反应热定义：在化学反应过程中，当反应物和生成物具有相同温度时，所吸收或放出的热量成为化 学反应的反应热。2、始变定义：在恒温、恒压条件下的反应热叫反应的始变，符号是H,单位常用KJ/mol o3-产生原因：化学键断裂一一吸热化学键形成一一放热4、计算方法： H4成物的总能量-反应物的总能量

4、=反应物的键能总和-生成物的键能总和 (总能量)(化学键)5、反应热与物质稳定性的关系不同物质的能量(即烙)是不同的，对于物质的稳定性而言，存在着“能量越低越稳定”的规律，因 此，对于同素异形体或同分异构体之间的相互转化，若为放热反应，则生成物能量低，生成物稳定；若为 吸热反应，则反应物的能量低，反应物稳定。三、放热反应和吸热反应化学反应都伴随着能量的变化，通常表现为热量变化。 据此，可将化学反应分为放热反应和吸热反应。放热反应吸热反应定义放出热量的化学反应吸收热量的化学反应形成原因反应物具有的总能量大于生成物的总能量反应物具有的总能量小于生成物的总能量与化学键 的关系生成物分子成键时释放的总

5、能量大于反应物分 子断裂时吸收的总能量生成物分子成键时释放的总能量小于反应 物分子断裂时吸收的总能量表小方法 Hv 0 H 0常见反应 回可燃物的燃烧；酸碱中和反应；大多数化合反 应；金属跟酸的置换反应；物质的缓慢氧化； 铝热反应；中和反应；硫酸的稀释和碱的溶解大多数分解反应；电黄、盐的水解；Ba(OH)2与NHCl的反应；H、C和CO乍还原剂的反应；硝酸钱的溶解【注意】(1)反应放热还是吸热主要取决于反应物和生成物所具有的总能量的相对大小(2)反应是否需要加热，只是引发反应的条件，与反应是放热还是吸热并无直接关系。许多放热 反应也需要加热引发反应，也有部分吸热反应不需加热，在常温时就可以进行

6、。四、热化学方程式(1)定义：表明反应放出或吸收的热量的化学方程式叫做热化学方程式。(2)意义：热化学方程式不仅表示了化学反应中的物质变化，也表明了化学反应中的能量变化。(3)热化学方程式的书写要注明温度、压强，但中学化学中所用的 H数据一般都是25C、101Kpa下的数据，因此可不特别注明。必须注明 H的“ + ”与“一” 。”表示吸收热量，“一”表示放出热量。要注明反应物和生成物的聚集状态。g表示气体，l表示液体，s表示固体，热化学方程式中不用气体符号或沉淀符号，一般不写条件。热化学方程式各物质化学式前面的化学计量数仅表示该物质的物质的量，并不表示物质的分子或原子 数。因此热化学方程式中化

7、学计量数可以是整数也可以是分数。注意热化学方程式表示反应已完成的数量，由于H与反应完成的物质的量有关，所以化学方程式中化学式前面的化学计量数必须与H相对应。即对于相同的物质反应，当化学计量数不同，其 H也不同。当化学计量数加倍时， H也加倍。当 反应逆向进行时，其反应热与正反应的反应热数值相等，符号 相反。对于化学式相同的同素异形体，还必须在化学式后面标明其名称。如 C (s,石墨)五、燃烧热(1)概念：25C、101Kpa时，1mol纯物质完全燃烧生成稳定的氧化物时所放出的热量，叫做该物质的燃 烧热，单位为 KJ/mOo【注意】对物质的量限制：必须是1mol：1mol纯物质是指1mol纯净物

8、(单质或化合物)；完全燃烧生成稳定的氧化物。如8CO(g) ; HRHzO(l) ; NR N2(g) ; - PzQ(s);S -SQ(g)等；物质的燃烧热都是放热反应，所以表示物质燃烧热的H均为负值，即 HK 0(2)表示燃烧热热化学方程式的写法以燃烧1mol物质为标准来配平其余物质的化学计量数，所以热化学方程式中常出现分数。(3)有关燃烧热计算：CW) = n (可燃物)X Hc。Q(放)为可燃物燃烧放出的热量，n (可燃物)为可燃物的物质的量， Hc为可燃物的燃烧热。六、中和热(1)定义：稀溶液中，酸和碱发生中和反应生成1mol水时的反应热【注意】:稀溶液是指物质溶于大量水，即大量水中

9、物质的溶解热效应忽略不计；一般是指酸、碱的物质量浓度均小于或等于 1mol L-1 ;中和热不包含离子在水中的生成热、物质的溶解热、电解质电离的吸热所伴随的热效应；中和反应的实质是 H和OH化合生成水；若反应过程中有其他物质生成(生成沉淀的反应一般为放热反应)，这部分反应热也不包含在中和热内。H+ (aq) + OH (aq) = H2O(l) ; H= - 57.3KJ/mol表示强酸强碱稀溶液反应的中和热弱酸弱碱因为电离时要吸热或电离出的H+和OH物质的量小于对应酸碱的物质的量，所以弱酸弱碱参加的中和反应，其中和热 H 57.3KJ/mol ,表示中和热偏小。(2)中和热的测定步骤：(1)

10、准备绝热装置(2)量取反应物的体积，测量温度(3)测量反应后的温度(最高)(4)重复实验求平均值(5)计算中和热 H= 0.418 (t2t。KJ/mol0.025Q=mcX t Q:中和反应放出的热量。m反应混合液的质量。c：反应混合液的比热容。Q= (V酸 p 酸 +V碱 p 碱) c (t2 11 ) V酸=丫碱=50 mLoc 酸=0.50 mol/L c 碱=0.55 mol/L 。 p 酸=碱=1 g/cm c=4.18 J/ (g C)Q=0.418 (t2tj kJ测定中和热实验关毓因素：酸与碱充分反应；防止热量散失，酸碱溶液浓度等。如浓硫酸与碱反应测得中和热偏高。(3)书写中

11、和热的热化学方程式时，以生成1molH2O为标准来配平其余物质的化学计量数七、盖斯定律(1)内容：化学反应不管是一步完成还是分几步完成，其反应热是相同的；即反应热只与其反应的始态和终态有关，而与具体反应进行的途径无关(2)、应用：a、利用总反应和一个反应确定另一个反应的热效应b、热化学方程式之间可以进行代数变换等数学处理(3)反应热与键能关系键能：气态的基态原子形成 1mol化学键释放的最低能量。 键能既是形成1mol化学键所释放的能量， 也是断裂1mol化学键所需要吸收的能量。由键能求反应热：反应热等于断键所吸收的能量(为“ + ”)和成键所放出的能量(为“一”)的代数和。即 H=反应物键能

12、总和一生成物键能总和=汇E反一汇E生。第二单元化学反应速率和平衡1、化学反应的速率1、定义：用单位时间里反应物浓度的减少或生成物浓度的增加来表示反应快慢的物理量。2、定义式：v（B）= ac（B）: At3、单位：由于浓度（物质的量浓度）的单位是mol L-1,而时间的单位有 s、min、h等，所以，化学反应速率的常用单位有 mol/（L s）或mol/（L - min）等。注意：反应速率是一段时间内的平均速率，而不是瞬时速率；反应速率都取正值；不能用固体和纯液体来表示反应速率（固体或纯液体的浓度可视为常数 ）同一反应的速率用不同的物质表示，其数值可能不同，但所表示的意义是相同的。且速率之 比

13、等于化学方程式中各物质的计量数之比。.比较速率的大小不能单纯地看数值大小！比较一个反应的速率的快慢，必须找同一参照物。即将速率转化成用同一物质表示的速率，并且单位一致，再进行比较。起始浓度不一定成比例，但是转化浓度一定成比例。5、影响速率的因素1）内因：反应物本身的性质（最主要的因素）。2）外因：浓度C:在其他条件不变时，增加反应物的浓度，反应速率加快；反之，降低反应物的浓度，反应 速率减慢。因为浓度增大，分子总数增多，活化分子总数增多，虽活化分子百分数不变，但由于活化分子 总数增多，有效碰撞次数增多，速率加快。温度T:升高温度，正逆速率均加快，降温都减慢。因为温度升高，分子总数不变，活化分子

14、总数 增多，活化分子百分数增多，有效碰撞次数增多，速率加快。压强P:（有气体参加的反应）压强的改变只有引起浓度的变化，才能对反应速率产生影响。增大 压强，相当于增大浓度，反应速率加快；减小压强，相当于减小浓度，反应速率减慢。恒温时：压强增大，体积减小，浓度增大所以速率加快。恒容时：充入反应物，压强增大，浓度增大，所以速率加快。充入惰气，总压强增大，但各反应物的分压不变，及浓度不变，所以速率不变。恒压时：充入惰气，体积增大，各反应物浓度减小，所以速率减慢。催化剂：有正、负催化剂，只考虑正催化剂。使用催化剂可以降低活化能，分子总数不变，活化 分子总数增多，活化分子百分数增多，有效碰撞次数增多，速率

15、加快。2、化学平衡一、可逆反应1、定义：在同一条件下，既能向正反应方向进行，同时又能向逆反应方向进行的反应2、表示方法：用表示。如：Hz + I 2=2HI可逆反应中所谓的正反应、逆反应是相对的，一般把向右进行的反应叫做正反应，向左进行的反应 叫做逆反应。参加反应的物质不可能完全转化。二、化学平衡1、化学平衡状态的建立溶解平衡的建立：在一定条件下的可逆反应里，正反应速率和逆反应速率相等，反应混合物中各组 分的浓度保持不变的状态，就叫做化学平衡状态，简称化学平衡2、化学平衡的特征逆：化学平衡研究的对象是可逆反应等：达到化学平衡状态时，正反应速率等于逆反应速率，但都不等于零，即：U （正）=u（逆

16、）W0动：化学平衡是动态平衡，反应处于平衡状态时，化学反应仍在进行，反应并没有停定：化学反应处于化学平衡状态时，反应化合物中各组分的浓度保持一定，体积分数保持一定变：达到平衡后，当外界条件变化，原有的化学平衡被破坏，直到建立新的化学平衡。3、化学平衡的标志微观标志：u （A正）=u （A逆）w 0实质4宏观标志：反应混合物中个组分的浓度和百分数保持不变 4、化学平衡状态的判断举例反应nA(g)+ nB(g) = pC(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分数一定平各物质的质量或各物质的质量分数一定平各气体的体积或体积分数一定平正、逆反应速率的 关系在单

17、位时间内消耗了mmolA同时生成mmolA ,平在单位时间内消耗了n molB同时生成p molC,不止Va： Vb： Vc： VD=m:n:p:q不止在单位时间内生成了n molB,同时消耗q molD ,不止总压强、总体积、 总物质的量nn+nwp+q时，总压力一te （其他条件一te）平n+n=p+q时，总压力一te （其他条件一te）不止混合气体的平均分子量（Mr ）Mr 一定时，当n+nwp+q时，平Mr 一定时，但 n+n=p+q时不止温度任何化学反应都伴随着能量变化，在其他条件不变的条件 下，体系温度一定时平体系的密度恒压mtnwp+q时，管度平m+n=p+q时，管度不止恒容密度

18、f不止颜色反应体系内用色物质的颜色稳定不义平三、化学平衡的移动1、定义：可逆反应中旧化学平衡的破坏、新化学平衡的建立过程叫做化学平衡的移动2、化学平衡移动的原因化学平衡移动的原因是反应条件的改变引起反应速率的变化，使u （正）w u（逆），平衡混合物中各组分的含量也发生相应的变化3、化学平衡移动的标志微观：外界条件的改变使原平衡体系U （正）=U （逆）的关系被破坏，使 u （正）W u （逆），然后在新的条件下，重新建立 u （正）=u （逆）的关系，才能表明化学平衡发生了移动宏观：反应混合物中各组分的体积分数发生了改变，才能说明化学平衡发生了移动4、化学平衡移动方向的判定四、外界条件对化学

19、平衡的影响1、浓度：增大浓度平衡向消耗该物质的方向移动，减小浓度则向生成该物质的方向移动。减少反应物浓度增大生成物浓度2、温度：升高温度平衡向吸热反应方向移动，降低温度则向放热反应方向移动。对于反应：aA(g) + bB(g)一 cC(g)3、压强：增大压强向气体总的分子数减小的方向移动, 对于反应：aA(g) + bB(g) cC(g)减小压强则向气体总的分子数增多的方向移动。4、催化剂：只改变达到平衡的时间，即同等程度的改变正逆反应速率，平衡不移动。五、勒夏特列原理：如果改变影响平衡的一个条件(如温度、压强、浓度)，平衡就向能够减弱这种改变的方向移动。注意：勒夏特列原理不适用于未达到平衡的

20、体系。六、化学平衡常数1、定义：达到平衡，这时各种生成物浓度的系数次方的乘积除以各反应物浓度的系数次方的乘积所得 的比值，常用K表示,. 一2，cp(C) - cq(D)2、表达式：对于可逆反应，mA(g)+ nB(g)pC(g)+ qD(g),平衡时，K=/.)3、影响因素：只与温度有关，温度不变平衡常数不变。4、书写平衡常数关系式的规则：固体、纯液体参加的反应，不应写在平衡常数关系式中，因为它们的浓度是固定不变的，化学平衡 常数关系式中只包括气态物质和溶液中各溶质的浓度。稀溶液中进行的反应，如有水参加，水的浓度也不必写在平衡关系式中非水溶液中的反应，如有水生成或参加反应，此时不可视为常数，

21、必须表示在平衡关系式中。化学平衡常数是指某一具体反应的平衡常数：若反应方向改变，则平衡常数改变，正、逆反应的平衡常数互为倒数若方程式中各物质的系数等倍扩大或缩小，则平衡常数扩大或缩小相应次方倍5、平衡常数的应用化学平衡常数值的大小是可逆反应进行程度的标志。它能够表示出可逆反应进行的完全程度。一个 反应的K值越大，平衡时生成物的浓度越大，反应物的浓度越小，反应物转化率也越大。可以说，化学平 衡常数是一定温度下一个反应本身固有的内在性质的定量体现。mA(g)+ nB(g) pC(g)+qD(g),在一定温度的任意时刻，反应物与生成物的浓度如下关系：Q= Cm(C)，JR .c (A) - C (B

22、),Q KM,说明产物的浓度比平衡浓度大，平衡向逆反应方向移动可以利用平衡常数的值做标准，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jQKM,平衡向逆反应方向移动利用K可判断反应的热效应:，若升高温度，K值增大，则正反应为吸热反应节升高温度，K值减小，则正反应为放热反应七、平衡转化率(产率=实际产量：理论产量)1、定义：平衡时，已转化的某反应物的量与转化前该反应物的总量的比值。2、反应物用量的改变对平衡转化率的影响规律若反应物只有一种时，如：aA(g) =bB(g)+cC(g),增加A的量，平衡向正反应方向移动，但该反应物A的转化率的变化与气体物质的计量数有关：(1)若a=b+c

23、 A的转化率不变(2) 若ab+cA的转化率增大(3)若avb+c A的转化率减小即：aw b+c时，按压强改变来分析。若反应物不止一种时，如：aA(g) +b B(g) ，、c C(g)+dD(g)(1)若只增加A的量，平衡向正反应方向移动，而A的转化率减小，B的转化率增大。(2)若按原比例同倍数地增加反应物A和B的量，则平衡向正反应方向移动，而反应物转化率与气体反应物计量数有关。如a+b=c+ d, A、B的转化率都不变，如 a+bvc+ d, A、B的转化率都减小，如 a+bc+ d,A、B的转化率都增大。八、等效平衡1、定义：在一定条件下(恒温恒容或恒温恒压)，对同一可逆反应，只要起始

24、时加入物质的物质的量不同，而达到平衡时，同种物质的质量分数相同，这样的平衡称为等效平衡2、等效平衡的分类：以 mA(g) + n B(g) pC(g) + qD(g) 为例恒温恒容时(温容等)当x+ywp+q时，在恒温恒容的条件下，改变起始加入情况，只要通过可逆反应的化学计量数之比换算成反应左右两边同一物质的量与原平衡相同，则两平衡等效当x+y = p+q即反应前后气体体积不变的可逆反应，在恒温恒容时，只要反应物(或生成物)的物 质的量之比与原平衡相同，则两平衡等效。恒温恒压下的等效平衡(温压比)在恒温恒压条件下，改变起始加入情况，只要按化学计量数换算成反应式左右两边同一物质的量之比与原平衡相

25、同，则达平衡后与原平衡相同即等效。3、化学反应进行的方向一、自发过程和非自发过程1、自发过程：在一定条件下不需外力作用就能自动进行的过程。生活中的自发过程很多，如：水由高处往低处流，自由落体，电流由电位高的地方向电位低的地方流，铁器暴露于潮湿的空气中会生锈，室温下冰块会融化，,这些都是自发过程，它们的逆过程是非自发的。2、非自发过程：不能自发的进行，必须借助某种外力才能进行的反应。3、自发反应：在给定条件下，能自发进行到显著程度的反应。科学家根据体系存在着力图使自身能量趋于“最低”和由“有序”变为“无序”的自然现象，提出了互相关联的始判据和嫡判据，为反应方向的判断提供了必要的依据。二、始判据。

26、始判据：放热反应过程中体系能量降低，因此具有自发进行的倾向。注意：多数自发进行的化学反应是放热反应，但也有不少吸热反应能自发进行，因此，反应始变是与反应能否自发进行有关的一个因素，但不是唯一因素。二、嫡判据。嫡判据：体系有自发地向混乱度增加（即嫡增）方向转变的倾向。混乱度：表示体系的不规则或无序状态，混乱度的增加意味着体系变得更加无序。嫡：热力学上用来表示混乱度的状态函数。体系的有序性越高，即混乱度越低，嫡值就越小。有序变为无序一一嫡增的过程。嫡值的大小判断：（1）气态 液态 固态（2）与物质的量成正比反应嫡变 S=反应产物总嫡-反应物总嫡，产生气体的反应，气体物质的量增大的反应，S通常为正值

27、,为嫡增加反应，反应自发进行。有些嫡减小的反应在一定条件下也可以自发进行，因此，反应嫡变是与反 应能否自发进行有关的又一个因素，但也不是唯一因素。三、始变与嫡变对反应方向的共同影响。体系自由能一一吉布斯自由能变化（G单位：KJ/mol ）: G = AH - TAS （吉布斯一一亥姆霍兹公式）G= AH-T AS0 反应不能自发进行。H0, AS0, AS。时，反应是否自发进行与温度有关，一般低温时以烙变影响为主，高温时以嫡变影响为主，而温度影响的大小要依据H AS具体数值而定。iK 0所有温度下反应自发进行Ah As o高温下反应自发进行AK 0As oAs o所有温度下反应不能自发迸行温度

28、与反应方向的关系示意图能量判据和嫡判据的应用：1、由能量判据知：放热过程（ H 0）的过程是自发的；3、很多情况下，简单地只用其中一个判据去判断同一个反应，可能会出现相反的判断结果，所以我们应两个判据兼顾。由能量判据（以始变为基础）和嫡判据组合成的复合判据（体系自由能变化：G = H - T $）将更适合于所有的反应过程；4、过程的自发性只能用于判断过程的方向，不能确定过程是否一定会发生和过程的速率；5、在讨论过程的方向时，我们指的是没有外界干扰时体系的性质。如果允许外界对体系施加某种作用，就可能出现相反的结果；6、反应的自发性也受外界条件的影响。第三单元水溶液中的离子平衡1、电离平衡一、电解

29、质、非电解质、强电解质、弱电解质1、电解质：在水溶液里或熔融状态下能导电的化合物。常见：酸碱盐、金属氧化物、水。2、非电解质：无论是在水溶液和熔融状态下都不导电的化合物。常见：有机物、非金属氧化物、氨气。3、强电解质：在水溶液里全部电离成离子的电解质。常见：强酸强碱、金属氧化物、大多数盐。4、弱电解质：在水溶液里部分（极微小 1%篡至更小）电离成离子的电解质。常见：弱酸、弱碱、水。注意事项：1、化合物：电解质、非电解质应是化合物；2、自身电离：电解质应是一定条件下自身电离而导电的化合物；CO、SO、SQ、属于非电解质。3、电解质本身不一定导电。导电条件：水溶液或熔化状态离子化合物：能溶于水的水

30、溶液导电和能熔化的熔化状态下能导电，而共价化合物只能在水溶液中导 电，熔化时（即液体）不导电，据此（熔化状态下是否导电）可以区别离子化合物和共价化合物。4、电解质的强弱与溶解性和导电性无关，由物质的内部结构决定，与其溶解性无关，某些难溶于水 的化合物。如 BaSO、AgCL由于他们溶解度太小，测不出（难测）其水溶液的导电性，但他们溶解的部 分是完全电离的，所以是强电解质。5、溶液的导电能力决定于溶液中自由移动离子的总浓度和所带的电荷数。导电性强的溶液不一定是 强电解质溶液；强电解质溶液的导电能力不一定强于弱电解质。6、强碱：KOH NaOH、Ca（OH、Ba（OH） （氨水和难溶的碱都是弱碱，

31、均不稳定易分解）。弱酸：H2CO、CH3COOH HkSO、H2S HClO HF、H2SiO3、HPQ。二、电离1、定义：在水溶液或熔融状态下电离出离子的过程，叫电离。2、电离方程式1）、强电解质用等号，弱电解质用可逆号。2）、多元弱酸分步电离，一般只写第一步。3）、酸式根：强拆弱不拆强电解质的电离：NaHCO= NaT+HCQ NaHSO4= Na+H + SO” （熔融时不拆） H2SQ=2hf+SQ2弱电解质的电离： CHCOOH CH3COO+ H + NH 3 H2O =NH+ + OH-H2O+ H+AIO2 =Al（OH） 3= Al 3+ 3HoH2CO H+ HC3 HCO

32、 3 =H+ CO2三、弱电解质的电离平衡1、电离平衡是指在一定条件（如温度、浓度）下，当电解质分子电离成离子的速率和离子重新结合成 分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态，这叫做电离平衡。2、特征：逆、等、动、定、变。3、电离常数：弱电解质，电离平衡时，各组分浓度的关系。4、电离度：在一定条件下的弱电解质达到电离平衡时，已经电离的电解质分子数占原电解质总数（包 括电离的没有电离的）的分数。5、影响因素： 温度、浓度、同离子效应A、电离是吸热过程，因此，升高温度使平衡向电离方向移动。B、稀释弱电解质溶液，平衡向电离方向移动。C、同离子效应：增加阴、阳离子的浓度，平衡向左移动（反之亦然）。6

33、、以醋酸的电离为例 CH3COOH CHCOO- + H+项目平衡移动电离度n (H+)C(H+)C(CHCOO-)PH导电能力加水正TJJJ升温正TTTT力口 NaOH(S)正JJTT加浓HbSQ逆TTJT力口 CHCOONa(S)逆JJTT加金属Mg正JJTT加冰乙酸（S）正TTTJT97、电离平衡的应用：1、解释常见现象：为什么 Al(OH)3既溶于强酸、又溶于强碱？2、用于鉴别溶液：有两瓶 PH=2的酸溶液，一瓶是强酸，一瓶是弱酸。现只有石蕊试液、酚酬:试液、 pH试纸和蒸储水。简述用最简便的实验方法来判断哪瓶是强酸。8、电解质强弱的判断方法：1)、同T同C比较导电性；2)、同T同C比

34、较反应速率；3)、浓度与 pH 的关系：0.l mol/L CH3COOH 的 PH14)、溶液的稀释：等体积 pH= 4的盐酸和醋酸分别稀释到 pH= 5醋酸所加的水多，若加等体积的 水醋酸的盐酸的 pH5)、测定对应盐的酸碱性：氯化钠溶液呈中性而醋酸钠溶液呈碱性6)、用实验证明存在电离平衡：如醋酸溶液中滴入石蕊试液变红，加入醋酸钠，颜色变浅。7)、利用强酸制弱酸如将二氧化碳通入苯酚钠溶液中，出现浑浊说明碳酸的酸性大于苯酚。8)、利用元素周期律判断9)、相同浓度、相同体积的盐酸和醋酸与足量的锌反应时，产生氢气的起始速率和平均速率盐酸 的快，但生成氢气的总量相等。10)、等体积等pH的盐酸和醋

35、酸分别跟足量的锌反应时，醋酸产生氢气的物质的量多。2、水的电离和溶液的Ph一、水的电离.电离方程式 ：H2O OH- + H+或 伟。 OH - +伟。+任何情况下水电离的 H+和OH-浓度都相等(盐的水解中的质子守恒).影响水的电离因素：温度、外加酸碱、易水解的盐。.水的离子积25 c 时，Kw = Qh+）XC（oh-） =10-7 X 10-7=10-14注意：1、Kw只与温度有关，；2、适用范围水和所有水溶液例如100 C, 1LH2O有10-6mol电离，此时水的离子积常数为Kw=10-12、溶液的pH1.溶液的酸碱性,溶液酸碱性酸性中性碱性2、pH的计算：取决于溶液中C(h+)、

36、Qoh-)的相对大小：与c(OH )关系任意温度室温(mol/L)pH值(室温) TOC o 1-5 h z C(h+)c(OH )C(h+) 1X10 77C(h+)=c(OH )C(h+)=c(OH )=1 X 10 7=7C(h+)c(OH )C(h+)7pH=lgc(H+)C(H+)=10-phpH值的大小取决于溶液中的 大小,pH+ pOH =14 pOH= lgKw pH=pKw pH ,、溶液的pH测定方法：(指示剂法、pH试纸法)1、指示剂法：定性测定溶液的酸碱性2、pH试纸(定量测定)(1)、成分：含有多种指示剂(2)颜色：淡黄色(3)操作：用玻璃棒蘸取待测液，抹到试纸上，半

37、分钟之内与标准比色卡对照。四、有关pH的计算1、单一强酸强碱溶液的 ph ：(1)强酸溶液，如 HnA,浓度为 Cmol/L ,则 c(H+)=nCmol/L, ph=lgnC。(2)强碱溶液，如 B(OH)n 浓度为 Cmol/L 则 c(OH ) = nCmol/L , c(H+)= (Kw： nC) mol/L , ph= lg ( Kw： nC)。Kw方法总结：C酸一c(H+)ph ； C碱一c(OH )c(H+)ph。2、强酸、强碱混合液的 ph(1)两强酸混合先求出总的c(H+)(2)两强碱混合先求出总的c(OH ) c(H+)(3)酸碱混合液，先判断是否恰好反应，若恰好反应则呈中

38、性，若有过量，求出过量的酸和碱，求10出过量的c（OHT）或c（H+）,再算pho（4）稀释后的pH: 1、强酸、强碱的稀释当 C大于等于10-5mol/L时不考虑水的电离 2、弱酸、弱碱的稀释还要考虑电离因此不能求具体数值而是一个范围 注意：酸无论怎样稀释，不可能成为碱性；则pH只能无限接近7且小于7.碱无论怎样稀释，不可能成为酸性；则pH只能无限接近7且大于7当强酸、弱酸的 pH相同，稀释后pH仍相同，则稀释倍数一定是弱酸大于强酸（碱类同） 五、酸碱中和滴定1、定义：用已知物质的量浓度的酸（或碱）来测定未知物质的量浓度的碱（或酸）的实验方法。2、（1）实质：H+OH = H2O（2）原理：

39、在中和反应中用已知物质的量浓度的酸（或碱）溶液滴定未知物质的量浓度的碱（或酸）溶液，测出二者所用的体积，根据化学方程式中酸碱物质的量比求出未知溶液的物质的量浓度。3、关键：准确测定参加反应的两种溶液的体积和准确判断中和反应是否恰好完全。 准确测定参加反应的两种溶液的体积所用的仪器是滴定管。准确判断中和反应是否恰好完全是借助酸碱指示剂。4、酸、碱指示剂的选择（1）原则：1）终点时，指示剂的颜色变化明显2）变色范围越窄越好，对溶液的酸碱性变化较灵敏（2）酸碱指示剂：一般是有机弱酸或有机弱碱（定性测定） 熟记酚ML甲基橙、石蕊的变色范围及颜色酚无色8粉红10红色甲基橙：红色3.1橙色4.4黄色石蕊：

40、红色5紫色8蓝色1）甲基橙和酚酗:的变色范围较小：1.3; =2对溶液的酸碱性变化较灵敏， 石蕊的变色范围是 58,2）指示剂是有机弱酸或有机弱碱，它的变色，因发生化学变化。指示剂滴加太多将消耗一部分酸 或碱，所以低价不能太多，一般为 12滴。3）酸碱中和滴定中指示剂的选择： 强酸强碱间的滴定：酚酗:溶液、甲基橙 强酸滴定弱碱两者正好完全反应，生成强酸弱碱盐，酸性选用甲基橙作指示剂 强碱滴定弱酸 两者正好完全反应，生成强碱弱酸盐，碱性选用酚酬:作指示剂 5、注意： 恰好完全反应”与 溶液呈中性”两句话的区别HCl + NH3 H2O = NH4Cl + H2O 1mol 1mol1mol恰好完

41、全反应，PH7溶液呈酸性， 6、主要仪器： 酸式滴定管（不能盛放碱液、水解呈碱性的盐溶液）氢氟酸一一腐蚀玻璃） 碱式滴定管（不能盛放酸液、强氧化性溶液一一腐蚀橡胶） 锥形瓶、铁架台、滴定管夹、烧杯等。7、实验步骤：例题：用标准盐酸滴定未知浓度的氢氧化钠溶液1、查：检查滴定管是否漏水，2、洗涤：先用蒸储水洗，再用待装液体润洗3、装液：向滴定管中分别装入酸碱溶液4、赶气泡：把尖嘴出的气泡赶出去，酸式滴定管打开玻璃阀门让液体迅速流下把气泡赶出去，碱 式滴定管把橡胶管弯曲使尖嘴朝上，挤压玻璃球，让液体喷出赶气泡。5、调液（第一次读数）：再加入足量的液体， 将液面调节到“ 0”刻度（或“ 0”刻度以下某

42、一刻度） 记下刻度。6、取：待测液、指示剂7、滴定：左手控制玻璃阀门，右手摇晃锥形瓶，眼睛注视锥形瓶内颜色变化。8、第二次读数：当看到加一滴盐酸时，锥形瓶中颜色变成无色时，停止滴定，准确记下盐酸读数， 并准确求得滴定用去的盐酸体积。119、重复23次，10、计算：整理数据进行计算。7、误差分析：例题：用标准盐酸滴定未知浓度的氢氧化钠溶液（氢氧化钠放于锥形瓶中）下列操作（其它操作均正确），对氢氧化钠溶液浓度有什么影响？一、酸式滴定管：1、未用标准盐酸润洗酸式滴定管（偏大） 2、滴定管内壁不干净，滴定后，酸式 滴定管内壁挂水珠（偏大）3、滴定管尖嘴处有气泡，滴定后气泡消失（偏大）4、滴定操作时，有

43、少量盐酸滴于锥形瓶外（偏大）5、滴定前仰视刻度，滴定后俯视刻度（偏小）二、锥形瓶 6、锥形瓶内用蒸储水洗涤后，再用待测氢氧化钠润洗2-3次，将润洗液倒掉，再装NaOH溶液（偏大）7、锥形瓶用蒸储水洗后未倒尽即装 NaOH溶液（无影响）8、滴定过程中摇动锥形瓶, 不慎将瓶内的溶液溅出一部分。 （偏小）三、碱式滴定管9、碱式滴定管用水洗后，未用待测液润洗（偏小） 10、取待测液时，未将盛待测液的碱式滴定管尖嘴的气泡排除。取液后滴定管尖嘴充满溶液（偏小）四、含杂质 11、在配制待测氢氧化钠溶液时，称取氢氧化钠时，内含少量的氢氧化钾，用标准盐酸溶液进行滴定。（偏小）12、同上情况，若含有少量的碳酸钠，

44、结果如何（偏小）3、盐的水解1、定义：盐电离的弱酸根离子或弱碱的阳离子与水电离的氢离子或氢氧根离子结合生成弱电解质，从而 促进水电离的过程。（真正发生水解的离子仅占极小比例1%甚至更小） 2、实质：中和反应的逆反应，所以是吸热反应。3、水解规律：有弱才水解，越弱越水解，谁强显谁性，都强显中性,.生成沉淀、气体不标箭头。4、水解方程式书写的注意事项：.可逆符号；.多元弱酸根分步水解，一般只写第一步。.注意：双水解时用等号且气体沉淀标出5、盐类水解的影响因素内因：形成盐的弱酸、弱碱的相对强弱：强碱弱酸盐：弱酸酸性越弱，其酸根离子越易水解，溶液的碱性越强。强酸弱碱盐：弱碱碱性越弱，其金属阳离子越易水

45、解，溶液的酸性越强。外因：浓度、温度、溶液酸碱性的变化（1）浓度越小，水解程度越大，越稀越水解（2）温度越高，水解程度越大，因水解是吸热反应（3）外加酸碱，可抑制或促进水解。以的水解为例完成下表 Fe3+3H2O =Fe（OH）3+ 3H+条件移动力向+ n (H )C(H+)PHFe3+水解率现象升温正JT黄变红褐色通HCl逆JJ黄色变浅加H2O正TTT黄色变浅加Fe粉逆JTT黄色变浅绿力口 NaHCO3正TT黄色褪去后气泡（取决于弱酸弱碱相对强弱） 强碱弱酸盐呈碱性强酸强碱盐呈中性6、盐类水解的应用1.判断或解释盐溶液的酸碱性（1）正盐溶液：强酸弱碱盐呈酸性弱酸碱盐不一定如 NH4CN碱性

46、CH3COONH4中性NH4F酸性（2）酸式盐若只有电离而无水解强酸的算式盐,则呈酸性（如NaHSQ)若既有电离又有水解，取决于两者相对大小电离程度水解程度，呈酸性：NaHSQ、NaH2PO4电离程度水解程度，呈碱性：NaHCQ、NaHS Na2HpO4、NaHS12常见弱酸的酸性： H2SQCH3COOHH2CO3HClO苯酚NaHCOb对应盐的 ph：Na2SO30升温，平衡右移升温，促使HCl挥发，使水解完全AlC3+3H2O = = = Al(OH)3+3HClTJ灼烧Al2O3Al2(SO4)3+6H2O = 2Al(OH)3+3H2SO4; AH0升温，平衡右移H2SQ难挥发，随c

47、(H2SQ)增大，将抑制水解综合结果，最后得到A2(sq)3结论：弱碱易挥发性酸盐蒸干得氢氧化物固体(除钱盐) 弱碱难挥发性酸盐蒸干得同溶质固体思考：对于 FeC3 CuSQ Na2CO3NaCQNaHCOj NaClO 溶液呢?.除杂例：除去MgCl2溶液中的Fe3+可在加热搅拌条件下，加入足量MgO或MgCO3或Mg(OH)2,搅拌充分反应，后过滤除去。想一想：为何不能用 NaOH或Na2CO3等溶液？.某些离子间因发生双水解而在溶液中不大量共存，如Al3+与 S2-、HS、C。2-、HCQ-、AlO2、SQ2-、ClO-、C6H5O-等不共存Fe3+与 CQ2-、HCQ-、AlO?-、C

48、lO-等不共存NH4+与 ClO、SiQ2-、AlO2 等不共存想一想：Al2a为何只能用干法制取？小结：能发生双水解反应，首先是因为阴、阳离子本身单一水解程度相对较大，其次水解一方产生较多 H+,另一方产生较多 OH一,两者相互促进，使水解进行到底。.泡沫灭火器内反应原理.NaHCO3 和 Al2(SO4)3 混合可发生双水解反应：2HCO3-+Al3+=Al(OH) 3 J +3CO2 T生成的CQ将胶状Al(OH)3吹出可形成泡沫.制备胶体或解释某些盐有净水作用FeC3、KAl(SQ)2 12H2O 等可作净水剂.原因：Fe、Al3+水解产生少量胶状的Fe(OH)3、Al(OH)3,结构

49、疏松、表面积大、吸附能力强，故它们能吸附水中悬浮的小颗粒而沉降，从而起到净水的作用.某些化学肥料不能混合使用如俊态(NH4+)氮肥、过磷酸钙含Ca(HPQ)2均不能与草木灰(主要成分K2CO3)混合使用.2NH4+CQ2=2NH3 T+COJ+XO损失氮的肥效Ca2+2H2PO4 +2CO32 = CaHPQJ +2HCOj +HPOi2难溶物，不能被值物吸收.热的纯碱液去油污效果好 .加热能促进纯碱 NazCQ水解，产生的OH-较大，而油污中的油脂在碱性较强的条件下，水解受到促进，13 故热的比不冷的效果好.在NH4C1溶液中加入 Mg粉，为何有H2放出？NH4+H2ONH3 H2O+H+ Mg + 2H+=Mg2+H2 T4、难溶电解质的溶解平衡1、定义：一定条件下，难溶电解质溶解成离子的速率与离子重新结合成沉淀的速率相等，且各微粒浓度 不再变化的状态。2、特征：逆、等、动、定、变。3、溶度积常数(Ksp): 一定温度下，溶电解质的饱和溶液中，各离子浓度哥之积是个常数，称作溶度积 常数，简称溶度积。只和温度有关。Qc与Ksp的关系：QcKsp有沉淀析出，Qc=Ksp溶解平衡状态，QcS20|Br0C|OH含氧酸卞离子F-金属本身放电生成相应的金属离子：Zn-2e = Zn2+、Fe -2e = Fe2+、Cu-2e = Cu2+阴离子放电：2Cl-2e