化学选修4知识点总结

化学选修4知识点总结

化学选修4学问点总结1

离子共存

1、由于发生复分解反响，离子不能大量共存。

（1）有气体产生。

如CO32—、SO32—、S2—、HCO3—、HSO3—、HS—等易挥发的弱酸的酸根与H+不能大量共存。

（2）有沉淀生成。

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

（3）有弱电解质生成。

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

（4）一些简单发生水解的离子，在溶液中的存在是有条件的。

如AlO2—、S2—、CO32—、C6H5O—等必需在碱性条件下才能在溶液中存在；如Fe3+、Al3+等必需在酸性条件下才能在溶液中存在。这两类离子不能同时存在在同一溶液中，即离子间能发生“双水解”反响。如3AlO2—+3Al3++6H2O=4Al（OH）3↓等。

2、由于发生氧化复原反响，离子不能大量共存。

（1）具有较强复原性的离子不能与具有较强氧化性的离子大量共存。如S2—、HS—、SO32—、I—和Fe3+不能大量共存。

（2）在酸性或碱性的`介质中由于发生氧化复原反响而不能大量共存。如MnO4—、Cr2O7—、NO3—、ClO—与S2—、HS—、SO32—、HSO3—、I—、Fe2+等不能大量共存；SO32—和S2—在碱性条件下可以共存，但在酸性条件下则由于发生2S2—+SO32—+6H+=3S↓+3H2O反响不能共在。H+与S2O32—不能大量共存。

3、能水解的阳离子跟能水解的阴离子在水溶液中不能大量共存（双水解）。

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

4、溶液中能发生络合反响的离子不能大量共存。

如Fe3+与SCN—不能大量共存；

化学选修4学问点总结2

第一章化学反响与能量

考点1：吸热反响与放热反响

1、吸热反响与放热反响的区分

特殊留意：反响是吸热还是放热与反响的条件没有必定的联系，而打算于反响物和生成物具有的总能量(或焓)的相对大小。

2、常见的放热反响

①一切燃烧反响;

②活泼金属与酸或水的反响;

③酸碱中和反响;

④铝热反响;

⑤大多数化合反响(但有些化合反响是吸热反响，如：N2+O2=2NO，CO2+C=2CO等均为吸热反响)。

3、常见的吸热反响

①Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl反响;

②大多数分解反响是吸热反响

③等也是吸热反响;

④水解反响

考点2：反响热计算的依据

1.依据热化学方程式计算

反响热与反响物各物质的物质的量成正比。

2.依据反响物和生成物的总能量计算

ΔH=E生成物-E反响物。

3.依据键能计算

ΔH=反响物的键能总和-生成物的键能总和。

4.依据盖斯定律计算

化学反响的反响热只与反响的始态(各反响物)和终态(各生成物)有关，而与反响的途径无关。即假如一个反响可以分步进展，则各分步反响的反响热之和与该反响一步完成时的反响热是一样的。

温馨提示：

①盖斯定律的主要用途是用已知反响的反响热来推知相关反响的反响热。

②热化学方程式之间的“+”“-”等数学运算，对应ΔH也进展“+”“-”等数学计算。

5.依据物质燃烧放热数值计算：Q(放)=n(可燃物)×|ΔH|。

其次章化学反响速率与化学平衡

考点1：化学反响速率

1、化学反响速率的表示方法___________。

化学反响速率通常用单位时间内反响物浓度和生成物浓度的变化来表示。表达式：___________。

其常用的单位是__________、或__________。

2、影响化学反响速率的因素

1)内因(主要因素)

反响物本身的性质。

2)外因(其他条件不变，只转变一个条件)

3、理论解释——有效碰撞理论

(1)活化分子、活化能、有效碰撞

①活化分子：能够发生有效碰撞的分子。

②活化能：如图

图中：E1为正反响的活化能，使用催化剂时的活化能为E3，反响热为E1-E2。(注：E2为逆反响的活化能)

③有效碰撞：活化分子之间能够引发化学反响的碰撞。

(2)活化分子、有效碰撞与反响速率的关系

考点2：化学平衡

1、化学平衡状态：肯定条件(恒温、恒容或恒压)下的可逆反响里，正反响和逆反响的速率相等，反响混合物(包括反响物和生成物)中各组分的浓度保持不变的状态。

2、化学平衡状态的特征

3、推断化学平衡状态的依据

考点3：化学平衡的移动

1、概念

可逆反响中旧化学平衡的破坏、新化学平衡的建立，由原平衡状态向新化学平衡状态的转化过程，称为化学平衡的移动。

2、化学平衡移动与化学反响速率的关系

(1)v正>v逆：平衡向正反响方向移动。

(2)v正=v逆：反响到达平衡状态，不发生平衡移动。

(3)v正

3、影响化学平衡的因素

4、“惰性气体”对化学平衡的影响

①恒温、恒容条件

原平衡体系体系总压强增大―→体系中各组分的浓度不变―→平衡不移动。

②恒温、恒压条件

原平衡体系容器容积增大，各反响气体的分压减小―→体系中各组分的浓度同倍数减小

5、勒夏特列原理

定义：假如转变影响平衡的一个条件(如C、P或T等)，平衡就向能够减弱这种转变的方向移动。

原理适用的范围：已达平衡的体系、全部的平衡状态(如溶解平衡、化学平衡、电离平衡、水解平衡等)和只限于转变影响平衡的一个条件。

勒夏特列原理中“减弱这种转变”的解释：外界条件转变使平衡发生移动的结果，是减弱对这种条件的转变，而不是抵消这种转变，也就是说：外界因素对平衡体系的影响占主要方面。

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：在水溶液里只有一局部分子电离成离子的电解质。

2、电解质与非电解质本质区分：

电解质——离子化合物或共价化合物非电解质——共价化合物

留意：①电解质、非电解质都是化合物②SO2、NH3、CO2等属于非电解质

③强电解质不等于易溶于水的化合物(如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部电离，故BaSO4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：在肯定的条件下，当电解质分子电离成离子的速率和离子结合成时，电离过程就到达了平衡状态，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动。C、同离子效应：在弱电解质溶液里参加与弱电解质具有一样离子的电解质，会减弱电离。D、其他外加试剂：参加能与弱电解质的电离产生的某种离子反响的物质时，有利于电离。

5、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)

6、电离常数：在肯定条件下，弱电解质在到达电离平衡时，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：ABA++B-Ki=[A+][B-]/[AB]

7、影响因素：

a、电离常数的大小主要由物质的本性打算。

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。如：H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO

二、水的电离和溶液的酸碱性

1、水电离平衡：

水的离子积：KW=c[H+]·c[OH-]

25℃时,[H+]=[OH-]=10-7mol/L;KW=[H+]·[OH-]=1x10-14

留意：KW只与温度有关，温度肯定，则KW值肯定

KW不仅适用于纯水，适用于任何溶液(酸、碱、盐)

2、水电离特点：(1)可逆(2)吸热(3)极弱

3、影响水电离平衡的外界因素：

①酸、碱：抑制水的电离KW〈1x10-14

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KW〉1x10-14

4、溶液的酸碱性和pH：

(1)pH=-lgc[H+]

(2)pH的测定方法：

酸碱指示剂——甲基橙、石蕊、酚酞。

变色范围：甲基橙3.1~4.4(橙色)石蕊5.0~8.0(紫色)酚酞8.2~10.0(浅红色)

pH试纸—操作玻璃棒蘸取未知液体在试纸上，然后与标准比色卡比照即可。

留意：①事先不能用水潮湿PH试纸;②广泛pH试纸只能读取整数值或范围

三、混合液的pH值计算方法公式

1、强酸与强酸的混合：(先求[H+]混：将两种酸中的H+离子物质的量相加除以总体积，再求其它)[H+]混=([H+]1V1+[H+]2V2)/(V1+V2)

2、强碱与强碱的混合：(先求[OH-]混：将两种酸中的OH离子物质的量相加除以总体积，再求其它)[OH-]混=([OH-]1V1+[OH-]2V2)/(V1+V2)(留意:不能直接计算[H+]混)

3、强酸与强碱的混合：(先据H++OH-==H2O计算余下的H+或OH-，①H+有余，则用余下的H+数除以溶液总体积求[H+]混;OH-有余，则用余下的OH-数除以溶液总体积求[OH-]混，再求其它)

四、稀释过程溶液pH值的变化规律：

1、强酸溶液：稀释10n倍时，pH稀=pH原+n(但始终不能大于或等于7)

2、弱酸溶液：稀释10n倍时，pH稀〈pH原+n(但始终不能大于或等于7)

3、强碱溶液：稀释10n倍时，pH稀=pH原-n(但始终不能小于或等于7)

4、弱碱溶液：稀释10n倍时，pH稀〉pH原-n(但始终不能小于或等于7)

5、不管任何溶液，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7

6、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

1、若等体积混合

pH1+pH2=14则溶液显中性pH=7

pH1+pH2≥15则溶液显碱性pH=pH2-0.3

pH1+pH2≤13则溶液显酸性pH=pH1+0.3

2、若混合后显中性

pH1+pH2=14V酸：V碱=1：1

pH1+pH2≠14V酸：V碱=1：10〔14-(pH1+pH2)〕

六、酸碱中和滴定：

1、中和滴定的原理

实质：H++OH—=H2O即酸能供应的H+和碱能供应的OH-物质的量相等。

2、中和滴定的操作过程：

(1)仪②滴定管的刻度，O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，由于下端有一局部没有刻度。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。②滴定管可以读到小数点后一位。

(2)药品：标准液;待测液;指示剂。

(3)预备过程：

预备：检漏、洗涤、润洗、装液、赶气泡、调液面。(洗涤：用洗液洗→检漏：滴定管是否漏水→用水洗→用标准液洗(或待测液洗)→装溶液→排气泡→调液面→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碱进展分析

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：

c碱=

上述公式在求算浓度时很便利，而在分析误差时起主要作用的是分子上的V酸的变化，由于在滴定过程中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，但表达的却是V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削减，即V酸减小，则c碱降低了;对于观看中消失的误差亦同样如此。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OH-结合生成弱电解质的反响。

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H+或OH-结合,破坏水的电离，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，浓度一样时正酸根比酸式酸根水解程度大，碱性更强。(如:Na2CO3>NaHCO3)

4、盐类水解的特点：(1)可逆(与中和反响互逆)(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;OH-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只电离不水解：如HSO4-显酸性

②电离程度>水解程度，显酸性(如:HSO3-、H2PO4-)

③水解程度>电离程度，显碱性(如：HCO3-、HS-、HPO42-)

7、双水解反响：

(1)构成盐的阴阳离子均能发生水解的反响。双水解反响相互促进，水解程度较大，有的甚至水解完全。使得平衡向右移。

(2)常见的双水解反响完全的为：Fe3+、Al3+与AlO2-、CO32-(HCO3-)、S2-(HS-)、SO32-(HSO3-);S2-与NH4+;CO32-(HCO3-)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：2Al3++3S2-+6H2O==2Al(OH)3↓+3H2S↑

8、盐类水解的应用：

水解的应用

实例

原理

1、净水

明矾净水

Al3++3H2OAl(OH)3(胶体)+3H+

2、去油污

用热碱水冼油污物品

CO32-+H2OHCO3-+OH-

3、药品的保存

①配制FeCl3溶液时常参加少量盐酸

Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+

②配制Na2CO3溶液时常参加少量NaOH

CO32-+H2OHCO3-+OH-

4、制备无水盐

由MgCl2·6H2O制无水MgCl2在HCl气流中加热

若不然，则：

MgCl2·6H2OMg(OH)2+2HCl+4H2O

Mg(OH)2MgO+H2O

5、泡沫灭火器

用Al2(SO4)3与NaHCO3溶液混合

Al3++3HCO3-=Al(OH)3↓+3CO2↑

6、比拟盐溶液中离子浓度的大小

比拟NH4Cl溶液中离子浓度的大小

NH4++H2ONH3·H2O+H+

c(Cl-)>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

留意：不管是水解还是电离，都打算于第一步，其次步一般相当微弱。

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拟

根本原则：抓住溶液中微粒浓度必需满意的三种守恒关系：

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全部微粒的量(或浓度)之和

③质子守恒：即水电离出的H+浓度与OH-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学问

(1)溶解度小于0.01g的电解质称难溶电解质。

(2)反响后离子浓度降至1x10-5以下的反响为完全反响。如酸碱中和时[H+]降至10-7mol/LKSP有沉淀析出

QC=KSP平衡状态

QC

第四章电化学

1.原电池的工作原理及应用

1.概念和反响本质

原电池是把化学能转化为电能的装置，其反响本质是氧化复原反响。

2.原电池的构成条件

(1)一看反响：看是否有能自发进展的氧化复原反响发生(一般是活泼性强的金属与电解质溶液反响)。

(2)二看两电极：一般是活泼性不同的两电极。

(3)三看是否形成闭合回路，形成闭合回路需三个条件：①电解质溶液;②两电极直接或间接接触;③两电极插入电解质溶液中。

3.工作原理

以锌铜原电池为例

(1)反响原理

电极名称

负极

正极

电极材料

锌片

铜片

电极反响

Zn－2e－===Zn2＋

Cu2＋＋2e－===Cu

反响类型

氧化反响

复原反响

电子流向

由Zn片沿导线流向Cu片

盐桥中离子移向

盐桥含饱和KCl溶液，K＋移向正极，Cl－移向负极

(2)盐桥的组成和作用

①盐桥中装有饱和的KCl、KNO3等溶液和琼胶制成的胶冻。

②盐桥的作用：a.连接内电路，形成闭合回路;b.平衡电荷，使原电池不断产生电流。

2.电解的原理

1.电解和电解池

(1)电解：在电流作用下，电解质在两个电极上分别发生氧化反响和复原反响的过程。

(2)电解池：电能转化为化学能的装置。

(3)电解池的构成

①有与电源相连的两个电极。

②电解质溶液(或熔融电解质)。

③形成闭合回路。

2.电解池的工作原理

(1)电极名称及电极反响式(电解CuCl2溶液为例)

总反响式：

(2)电子和离子的移动方向

①电子：从电源负极流出后，流向电解池阴极;从电解池的阳极流出后流向电源的正极。

②离子：阳离子移向电解池的阴极，阴离子移向电解池的阳极。

3.阴阳两极上放电挨次

(1)阴极：(与电极材料无关)。氧化性强的先放电，放电挨次：

(2)阳极：若是活性电极作阳极，则活性电极首先失电子，发生氧化反响。

若是惰性电极作阳极，放电挨次为

3.化学电源

1.日常生活中的三种电池

(1)碱性锌锰干电池——一次电池

正极反响：2MnO2+2H2O+2e-===2MnOOH+2OH-;

负极反响：Zn+2OH--2e-===Zn(OH)2;

总反响：Zn+2MnO2+2H2O===2MnOOH+Zn(OH)2。

(2)锌银电池——一次电池

负极反响：Zn+2OH--2e-===Zn(OH)2;

正极反响：Ag2O+H2O+2e-===2Ag+2OH-;

总反响：Zn+Ag2O+H2O===Zn(OH)2+2Ag。

(3)二次电池(可充电电池)

铅蓄电池是最常见的二次电池，负极材料是Pb，正极材料是PbO2。

①放电时的反响

a.负极反响：Pb+SO42--2e-===PbSO4;

b.正极反响：PbO2+4H++SO42-+2e-===PbSO4+2H2O;

c.总反响：Pb+PbO2+2H2SO4===2PbSO4+2H2O。

②充电时的反响

a.阴极反响：PbSO4+2e-===Pb+SO42-;

b.阳极反响：PbSO4+2H2O-2e-===PbO2+4H++SO42-;

c.总反响：2PbSO4+2H2O电解=====Pb+PbO2+2H2SO4。

注可充电电池的充、放电不能理解为可逆反响。

2.“高效、环境友好”的燃料电池

氢氧燃料电池是目前最成熟的燃料电池，可分酸性和碱性两种。

种类

酸性

碱性

负极反响式

2H2－4e－===4H＋

2H2＋4OH－－4e－===4H2O

正极反响式

O2＋4e－＋4H＋===2H2O

O2＋2H2O＋4e－===4OH－

电池总反响式

2H2＋O2===2H2O

备注

燃料电池的电极不参加反响，有很强的催化活性，起导电作用

4.电解原理的应用

1.氯碱工业

(1)电极反响

阳极反响式：2Cl--2e-===Cl2↑(氧化反响)

阴极反响式：2H++2e-===H2↑(复原反响)

(2)总反响方程式

2NaCl+2H2O2NaOH+H2↑+Cl2↑

(3)氯碱工业生产流程图

2.电镀

下列图为金属外表镀银的工作示意图，据此答复以下问题：

(1)镀件作阴极，镀层金属银作阳极。

(2)电解质溶液是AgNO3溶液等含镀层金属阳离子的盐溶液。

(3)电极反响：

阳极：Ag-e-===Ag+;

阴极：Ag++e-===Ag。

(4)特点：阳极溶解，阴极沉积，电镀液的浓度不变。

3.电解精炼铜

(1)电极材料：阳极为粗铜;阴极为纯铜。

(2)电解质溶液：含Cu2+的盐溶液。

(3)电极反响：

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

阴极：Cu2++2e-===Cu。

4.电冶金

利用电解熔融盐的方法来冶炼活泼金属Na、Ca、Mg、Al等。

(1)冶炼钠

2NaCl(熔融)2Na+Cl2↑

电极反响：

阳极：2Cl--2e-===Cl2↑;阴极：2Na++2e-===2Na。

(2)冶炼铝

2Al2O3(熔融)4Al+3O2↑

电极反响：

阳极：6O2--12e-===3O2↑;

阴极：4Al3++12e-===4Al。

5.金属的腐蚀与防护

1.金属腐蚀的本质

金属原子失去电子变为金属阳离子，金属发生氧化反响。

2.金属腐蚀的类型

(1)化学腐蚀与电化学腐蚀

类型

化学腐蚀

电化学腐蚀

条件

金属跟非金属单质直接接触

不纯金属或合金跟电解质溶液接触

现象

无电流产生

有微弱电流产生

本质

金属被氧化

较活泼金属被氧化

联系

两者往往同时发生，电化学腐蚀更普遍

(2)析氢腐蚀与吸氧腐蚀

以钢铁的腐蚀为例进展分析：

类型

析氢腐蚀

吸氧腐蚀

条件

水膜酸性较强(pH≤4.3)

水膜酸性很弱或呈中性

电极反响

负极

Fe－2e－===Fe2＋

正极

2H＋＋2e－===H2↑

O2＋2H2O＋4e－===4OH－

总反响式

Fe＋2H＋===Fe2＋＋H2↑

2Fe＋O2＋2H2O===2Fe(OH)2

联系

吸氧腐蚀更普遍

3.金属的防护

(1)电化学防护

①牺牲阳极的阴极爱护法—原电池原理

a.负极：比被爱护金属活泼的金属;

b.正极：被爱护的金属设备。

②外加电流的阴极爱护法—电解原理

a.阴极：被爱护的金属设备;

b.阳极：惰性金属或石墨。

(2)转变金属的内部构造，如制成合金、不锈钢等。

(3)加防护层，如在金属外表喷油漆、涂油脂、电镀、喷镀或外表钝化等方法。

化学选修4学问点总结3

1、化学电源

(1)锌锰干电池

负极反响：Zn→Zn2++2e-;

正极反响：2NH4++2e-→2NH3+H2;

(2)铅蓄电池

负极反响：Pb+SO42-PbSO4+2e-

正极反响：PbO2+4H++SO42-+2e-PbSO4+2H2O

放电时总反响：Pb+PbO2+2H2SO4=2PbSO4+2H2O.

充电时总反响：2PbSO4+2H2O=Pb+PbO2+2H2SO4.

(3)氢氧燃料电池

负极反响：2H2+4OH-→4H2O+4e-

正极反响：O2+2H2O+4e-→4OH-

电池总反响：2H2+O2=2H2O

2、金属的腐蚀与防护

(1)金属腐蚀

金属外表与四周物质发生化学反响或因电化学作用而遭到破坏的过程称为金属腐蚀.

(2)金属腐蚀的电化学原理

生铁中含有碳,遇有雨水可形成原电池,铁为负极,电极反响为：Fe→Fe2++2e-.水膜中溶解的氧气被复原,正极反响为：O2+2H2O+4e-→4OH-,该腐蚀为“吸氧腐蚀”,总反响为：2Fe+O2+2H2O=2Fe(OH)2,Fe(OH)2又马上被氧化：4Fe(OH)2+2H2O+O2=4Fe(OH)3,Fe(OH)3分解转化为铁锈.若水膜在酸度较高的环境下,正极反响为：2H++2e-→H2↑,该腐蚀称为“析氢腐蚀”.

(3)金属的防护

金属处于枯燥的.环境下,或在金属外表刷油漆、陶瓷、沥青、塑料及电镀一层耐腐蚀性强的金属防护层,破坏原电池形成的条件.从而到达对金属的防护;也可以利用原电池原理,采纳牺牲阳极爱护法.也可以利用电解原理,采纳外加电流阴极爱护法.

化学选修4学问点总结4

有机化学计算

1、有机物化学式确实定

（1）确定有机物的式量的方法

①依据标准状况下气体的密度ρ，求算该气体的式量：M=22·4ρ（标准状况）

②依据气体A对气体B的相对密度D，求算气体A的式量：MA=DMB

③求混合物的平均式量：M=m（混总）/n（混总）

④依据化学反响方程式计算烃的式量。

⑤应用原子个数较少的元素的质量分数，在假设它们的.个数为1、2、3时，求出式量。

（2）确定化学式的方法

①依据式量和最简式确定有机物的分子式。

②依据式量，计算一个分子中各元素的原子个数，确定有机物的分子式。

③当能够确定有机物的类别时。可以依据有机物的通式，求算n值，确定分子式。

④依据混合物的平均式量，推算混合物中有机物的分子式。

（3）确定有机物化学式的一般途径

（4）有关烃的混合物计算的几条规律

①若平均式量小于26，则肯定有CH4

②平均分子组成中，l0时，反响为吸热反响;Q0，反响汲取能量，为吸热反响。

ΔH0时，上升温度，反响速率常数增大，化学反响速率也随之增大。可知，温度对化学反响速率的影响与活化能有关。

(2)活化能Ea。

活化能Ea是活化分子的平均能量与反响物分子平均能量之差。不同反响的活化能不同，有的相差很大。活化能Ea值越大，转变温度对反响速率的影响越大。

5、催化剂对化学反响速率的影响

(1)催化剂对化学反响速率影响的规律：

催化剂大多能加快反响速率，缘由是催化剂能通过参与反响，转变反响历程，降低反响的活化能来有效提高反响速率。

(2)催化剂的特点：

催化剂能加快反响速率而在反响前后本身的质量和化学性质不变。

催化剂具有选择性。

催化剂不能转变化学反响的平衡常数，不引起化学平衡的移动，不能转变平衡转化率。

二、化学反响条件的优化——工业合成氨

1、合成氨反响的限度

合成氨反响是一个放热反响，同时也是气体物质的量减小的熵减反响，故降低温度、增大压强将有利于化学平衡向生成氨的方向移动。

2、合成氨反响的速率

(1)高压既有利于平衡向生成氨的方向移动，又使反响速率加快，但高压对设备的要求也高，故压强不能特殊大。

(2)反响过程中将氨从混合气中分别出去，能保持较高的反响速率。

(3)温度越高，反响速率进展得越快，但温度过高，平衡向氨分解的方向移动，不利于氨的合成。

(4)参加催化剂能大幅度加快反响速率。

3、合成氨的相宜条件

在合成氨生产中，到达高转化率与高反响速率所需要的条件有时是冲突的，故应当查找以较高反响速率并获得适当平衡转化率的反响条件：一般用铁做催化剂，掌握反响温度在700K左右，压强范围大致在1×107Pa～1×108Pa之间，并采纳N2与H2分压为1∶2.8的投料比。

三、化学反响的限度

1、化学平衡常数

(1)对到达平衡的可逆反响，生成物浓度的系数次方的乘积与反响物浓度的系数次方的乘积之比为一常数，该常数称为化学平衡常数，用符号K表示。

(2)平衡常数K的大小反映了化学反响可能进展的程度(即反响限度)，平衡常数越大，说明反响可以进展得越完全。

(3)平衡常数表达式与化学方程式的书写方式有关。对于给定的可逆反响，正逆反响的平衡常数互为倒数。

(4)借助平衡常数，可以推断反响是否到平衡状态：当反响的浓度商Qc与平衡常数Kc相等时，说明反响到达平衡状态。

2、反响的平衡转化率

(1)平衡转化率是用转化的反响物的浓度与该反响物初始浓度的比值来表示。如反响物A的平衡转化率的表达式为：

α(A)=

(2)平衡正向移动不肯定使反响物的平衡转化率提高。提高一种反响物的浓度，可使另一反响物的平衡转化率提高。

(3)平衡常数与反响物的平衡转化率之间可以相互计算。

3、反响条件对化学平衡的影响

(1)温度的影响

上升温度使化学平衡向吸热方向移动;降低温度使化学平衡向放热方向移动。温度对化学平衡的影响是通过转变平衡常数实现的。

(2)浓度的影响

增大生成物浓度或减小反响物浓度，平衡向逆反响方向移动;增大反响物浓度或减小生成物浓度，平衡向正反响方向移动。

温度肯定时，转变浓度能引起平衡移动，但平衡常数不变。化工生产中，常通过增加某一价廉易得的反响物浓度，来提高另一昂贵的反响物的转化率。

(3)压强的影响

ΔVg=0的反响，转变压强，化学平衡状态不变。

ΔVg≠0的反响，增大压强，化学平衡向气态物质体积减小的方向移动。

(4)勒夏特列原理

由温度、浓度、压强对平衡移动的影响可得出勒夏特列原理：假如转变影响平衡的一个条件(浓度、压强、温度等)平衡向能够减弱这种转变的方向移动。

四、化学反响的方向

1、反响焓变与反响方向

放热反响多数能自发进展，即ΔH0反响不能自发进展。

在温度、压强肯定的条件下，自发反响总是向ΔH-TΔS[OH-]，[H+]>1.0×10-7mol·L-1，pH1.0×10-7mol·L-1，pH>7

3、电解质在水溶液中的存在形态

(1)强电解质

强电解质是在稀的水溶液中完全电离的电解质，强电解质在溶液中以离子形式存在，主要包括强酸、强碱和绝大多数盐，书写电离方程式时用“=”表示。

(2)弱电解质

在水溶液中局部电离的电解质，在水溶液中主要以分子形态存在，少局部以离子形态存在，存在电离平衡，主要包括弱酸、弱碱、水及极少数盐，书写电离方程式时用“”表示。

二、弱电解质的电离及盐类水解

1、弱电解质的电离平衡。

(1)电离平衡常数

在肯定条件下到达电离平衡时，弱电解质电离形成的各种离子浓度的乘积与溶液中未电离的分子浓度之比为一常数，叫电离平衡常数。

弱酸的电离平衡常数越大，到达电离平衡时，电离出的H+越多。多元弱酸分步电离，且每步电离都有各自的电离平衡常数，以第一步电离为主。

(2)影响电离平衡的因素，以CH3COOHCH3COO-+H+为例。

加水、加冰醋酸，加碱、升温，使CH3COOH的电离平衡正向移动，参加CH3COONa固体，参加浓盐酸，降温使CH3COOH电离平衡逆向移动。

2、盐类水解

(1)水解实质

盐溶于水后电离出的离子与水电离的H+或OH-结合生成弱酸或弱碱，从而打破水的电离平衡，使水连续电离，称为盐类水解。

(2)水解类型及规律

①强酸弱碱盐水解显酸性。

NH4Cl+H2ONH3·H2O+HCl

②强碱弱酸盐水解显碱性。

CH3COONa+H2OCH3COOH+NaOH

③强酸强碱盐不水解。

④弱酸弱碱盐双水解。

Al2S3+6H2O=2Al(OH)3↓+3H2S↑

(3)水解平衡的移动

加热、加水可以促进盐的水解，参加酸或碱能抑止盐的水解，另外，弱酸根阴离子与弱碱阳离子相混合时相互促进水解。

三、离子反响

1、离子反响发生的条件

(1)生成沉淀

既有溶液中的离子直接结合为沉淀，又有沉淀的转化。

(2)生成弱电解质

主要是H+与弱酸根生成弱酸，或OH-与弱碱阳离子生成弱碱，或H+与OH-生成H2O。

(3)生成气体

生成弱酸时，许多弱酸能分解生成气体。

(4)发生氧化复原反响

强氧化性的离子与强复原性离子易发生氧化复原反响，且大多在酸性条件下发生。

2、离子反响能否进展的理论判据

(1)依据焓变与熵变判据

对ΔH-TΔSKsp时，溶液中的离子结合为沉淀至平衡。

Qc

(2)沉淀的转化

依据溶度积的大小，可以将溶度积大的沉淀可转化为溶度积更小的沉淀，这叫做沉淀的转化。沉淀转化实质为沉淀溶解平衡的移动。

第四章电化学

一、化学能转化为电能——电池

1、原电池的工作原理

(1)原电池的概念：

把化学能转变为电能的装置称为原电池。

(2)Cu-Zn原电池的工作原理：

如图为Cu-Zn原电池，其中Zn为负极，Cu为正极，构成闭合回路后的现象是：Zn片渐渐溶解，Cu片上有气泡产生，电流计指针发生偏转。该原电池反响原理为：Zn失电子，负极反响为：Zn→Zn2++2e-;Cu得电子，正极反响为：2H++2e-→H2。电子定向移动形成电流。总反响为：Zn+CuSO4=ZnSO4+Cu。

(3)原电池的电能

若两种金属做电极，活泼金属为负极，不活泼金属为正极;若一种金属和一种非金属做电极，金属为负极，非金属为正极。

2、化学电源

(1)锌锰干电池

负极反响：Zn→Zn2++2e-;

正极反响：2NH4++2e-→2NH3+H2;

(2)铅蓄电池

负极反响：Pb+SO42-=PbSO4+2e-

正极反响：PbO2+4H++SO42-+2e-=PbSO4+2H2O

放电时总反响：Pb+PbO2+2H2SO4=2PbSO4+2H2O。

充电时总反响：2PbSO4+2H2O=Pb+PbO2+2H2SO4。

(3)氢氧燃料电池

负极反响：2H2+4OH-→4H2O+4e-

正极反响：O2+2H2O+4e-→4OH-

电池总反响：2H2+O2=2H2O

二、电能转化为化学能——电解

1、电解的原理

(1)电解的概念：

在直流电作用下，电解质在两上电极上分别发生氧化反响和复原反响的过程叫做电解。电能转化为化学能的装置叫做电解池。

(2)电极反响：以电解熔融的NaCl为例：

阳极：与电源正极相连的电极称为阳极，阳极发生氧化反响：2Cl-→Cl2↑+2e-。

阴极：与电源负极相连的电极称为阴极，阴极发生复原反响：Na++e-→Na。

总方程式：2NaCl(熔)=(电解)2Na+Cl2↑

2、电解原理的应用

(1)电解食盐水制备烧碱、氯气和氢气。

阳极：2Cl-→Cl2+2e-

阴极：2H++e-→H2↑

总反响：2NaCl+2H2O

2NaOH+H2↑+Cl2↑

(2)铜的电解精炼。

粗铜(含Zn、Ni、Fe、Ag、Au、Pt)为阳极，精铜为阴极，CuSO4溶液为电解质溶液。

阳极反响：Cu→Cu2++2e-，还发生几个副反响

Zn→Zn2++2e-;Ni→Ni2++2e-

Fe→Fe2++2e-

Au、Ag、Pt等不反响，沉积在电解池底部形成阳极泥。

阴极反响：Cu2++2e-→Cu

(3)电镀：以铁外表镀铜为例

待镀金属Fe为阴极，镀层金属Cu为阳极，CuSO4溶液为电解质溶液。

阳极反响：Cu→Cu2++2e-

阴极反响：Cu2++2e-→Cu

3、金属的腐蚀与防护

(1)金属腐蚀

金属外表与四周物质发生化学反响或因电化学作用而遭到破坏的过程称为金属腐蚀。

(2)金属腐蚀的电化学原理。

生铁中含有碳，遇有雨水可形成原电池，铁为负极，电极反响为：Fe→Fe2++2e-。水膜中溶解的氧气被复原，正极反响为：O2+2H2O+4e-→4OH-，该腐蚀为“吸氧腐蚀”，总反响为：2Fe+O2+2H2O=2Fe(OH)2，Fe(OH)2又马上被氧化：4Fe(OH)2+2H2O+O2=4Fe(OH)3，Fe(OH)3分解转化为铁锈。若水膜在酸度较高的环境下，正极反响为：2H++2e-→H2↑，该腐蚀称为“析氢腐蚀”。

(3)金属的防护

金属处于枯燥的环境下，或在金属外表刷油漆、陶瓷、沥青、塑料及电镀一层耐腐蚀性强的金属防护层，破坏原电池形成的条件。从而到达对金属的防护;也可以利用原电池原理，采纳牺牲阳极爱护法。也可以利用电解原理，采纳外加电流阴极爱护法。

化学选修4学问点总结8

一、化学反响的限度

1、化学平衡常数

（1）对到达平衡的可逆反响，生成物浓