高中化学选修4知识点总结

高中化学选修4知识点总结

考点1：吸热反应与放热反应

1、吸热反应与放热反应的区别

比较

放热反应吸热反应

类型

定义放出热量的化学反应吸收热量的化学反应

反应物具体的总能量大于生成物反应物具有的总能量小于生成物具有

形成原因

具有的总能量的总能量

生成物分子成键时释放出的总能

与化学键强生成物分子成键时样放出的总能量小

量大于反应物分子断裂键时吸收

弱的关系于反应物分子断裂键时吸收的总能量

的总能量

表示方法△H<0△H>0

K

能I反应物

*一—一生成物

«厂＞〃为“放必H为---

y髭。真。

图示

反应物生成物

反应过程反应过程’

Ha(g)+Cl2(g)=2HC1(g)C(s)+H/)(g)=CO(g)+Ha(g)

实例

△H=T84.6kJ-mor1△H=+131.3kJ-molH

特别注意：反应是吸热还是放热与反应的条件没有必然的联系，而决定于反应物

和生成物具有的总能量（或焰）的相对大小。

2、常见的放热反应

①一切燃烧反应；

②活泼金属与酸或水的反应;

③酸碱中和反应;

④铝热反应;

⑤大多数化合反应（但有些化合反应是吸热反应，如：N2+02=2N0,C02+C=2C0等

均为吸热反应）o

3、常见的吸热反应

①Ba（OH）2•8H20与NH4C1反应;

②大多数分解反应是吸热反应

③H[+C侦仝Cu+HQ,C+H:0（g）△CO+均等也是吸热反应；

④水解反应

考点2：反应热计算的依据

1.根据热化学方程式计算

反应热与反应物各物质的物质的量成正比。

2.根据反应物和生成物的总能量计算

AH=E生成物-E反应物。

3.根据键能计算

△H=反应物的键能总和-生成物的键能总和。

4.根据盖斯定律计算

化学反应的反应热只与反应的始态（各反应物）和终态（各生成物）有关，而与反应

的途径无关。即如果一个反应可以分步进行，则各分步反应的反应热之和与该反

应一步完成时的反应热是相同的。

温馨提示：

①盖斯定律的主要用途是用已知反应的反应热来推知相关反应的反应热。

②热化学方程式之间的“+等数学运算，对应AH也进行“+等数

学计算。

5.根据物质燃烧放热数值计算：Q（放）=n（可燃物）X|AH|O

第二章化学反应速率与化学平衡

考点1：化学反应速率

1、化学反应速率的表示方法0

化学反应速率通常用单位时间内反应物浓度和生成物浓度的变化来表示。表达式:

___________0

其常用的单位是、或。

2、影响化学反应速率的因素

1）内因（主要因素）

反应物本身的性质。

2）外因（其他条件不变，只改变一个条件）

浓度增大反应物浓度，反应速率加快,反之减慢。

对于有气体参加的反应，增大压强，反应

速率加快,反之减慢。

由升宓温度，反应速率加快,反之减慢。

庙加^使用催化剂，能改变化学反应速率，且正、

逆反应速率的改变程度桓回。

匕肃藐《一反应物间的接触面积、光辐射、放射线辎射、

度吧超声波等。

3、理论解释一一有效碰撞理论

(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为正反应的活化能，使用催化剂时的活化能为E3,反应热为E1-E2。(注:

E2为逆反应的活化能)

③有效碰撞：活化分子之间能够引发化学反应的碰撞。

（2）活化分子、有效碰撞与反应速率的关系

考点2：化学平衡

1、化学平衡状态：一定条件（恒温、恒容或恒压）下的可逆反应里，正反应和逆

反应的速率相等，反应混合物（包括反应物和生成物）中各组分的浓度保持不变的

状态。

2、化学平衡状态的特征

动）—化学平衡是一种动态平衡

写一正反应速率=逆反应速率

拿）一反应物和生成物的质量

y或浓度保持不变

办一条件改变，平衡状态可能改变,

」新条件下建立新的平衡状态

3、判断化学平衡状态的依据

mA(g)+nB(g)pC(g)+qD(g)

可能的情况是否达平衡

反应混合物①各组分的物质的量或各组分的摩尔分数一定达平衡

中各组分的②各组分的质量或各组分的质量分数一定达平衡

含量卷洛组分的体积或体积分数一定达平衡

④总体积、总压强或总物质的量一定不一定达平衡

位时间内消耗mmolA,同时生成mmolA,达平衡

②单位时间内消耗mnx）lA（或nmolB）,同时消耗

达平衡

PnolC（或qmolD）,既v左=v.

V*Vg的

③贝力）：i（B）：心）：HD）—m-n：p：q,此时v左不一

关系不一定达平衡

定等于v.

④单位时间内生成了pmolC（或QmolD）同时消耗

不一定达平衡

了mmolA（或nmolB）,此时均指v厩

①nr+n/p+q时，总压强一定达平衡

压强

②1rE=p+Q时，总压强一定不一定达平衡

混合气体的①当n+n^p+q时，Mr一定达平衡

平均相对分

②当m+n=p+q时，Mr一定不一定达平衡

子质量Mr

混合气体的

恒温、恒压或恒温、恒容时，密度一定不一定达平衡

密度

反应体系内有色物质的颜色一定，就是有色物质的浓度

颜色达平衡

不变

任何化学反应都伴随着能量变化，绝热条件下反应体系

温度达平衡

的温度恒定

考点3：化学平衡的移动

1、概念

VL逆羊。鱼住望一v%KV会一定时间.v'/V逆工0

平衡1不平衡平衡2

破坏旧平衡建立新平衡

可逆反应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应速率的关系

(l)v正〉v逆：平衡向正反应方向移动。

(2)v正=v逆：反应达到平衡状态，不发生平衡移动。

(3)v正＜v逆：平衡向逆反应方向移动。

3、影响化学平衡的因素

4、“惰性气体”对化学平衡的影响

条件影响结果备注

反应物浓度增

平衡向正反应方向移动

大

对于有固体或纯液体参与的反

反应物浓度减

平衡向逆反应方向移动应，由于固体或纯液体的浓度

少

浓度可认为是常数，因此改变固体

生成物浓度增

平衡向逆反应方向移动的量平衡不发生移动。

大

生成物浓度减

平衡向正反应方向移动

少

平衡向气体体积减少方向对于无气体参加和生成的反

压强期大

移动应），改变压强，此时固、液体

压强

平衡向气体体积增大方向的浓度未改变，平衡不发生移

压强减少

移动动.

温度升高平衡向吸热方向移动

温度

温或降低平衡向放热方向移动

可以缩短达到平衡的时间，不

催化剂对平衡无影响改变平衡混合物中各组分的百

分比组成

①恒温、恒容条件

原平衡体系冬虫丝曳体系总压强增大一f体系中各组分的浓度不变一f平

衡不移动。

②恒温、恒压条件

原平衡体系无入惰性々.休•容器容积增大,各反应气体的分压减小一f体系中各

组分的浓度同倍数减小

（等效于减压）

地陋^平衡不移动

气体体积可变反应

上巴"与平衡向气体体积增大的方向移动

5、勒夏特列原理

定义：如果改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

改变的方向移动。

原理适用的范围：已达平衡的体系、所有的平衡状态（如溶解平衡、化学平衡、

电离平衡、水解平衡等）和只限于改变影响平衡的一个条件。

勒夏特列原理中“减弱这种改变”的解释：外界条件改变使平衡发生移动的结果，

是减弱对这种条件的改变，而不是抵消这种改变，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：在水溶液里只有一部分分子电离成离子的电解质。

混和物

物质r单质

'（强电解质：强酸.强碱.大多数盍

纯净物，电解质

«■

弱电解质：弱酸.弱碱,极少数击

化合物

<

非电解质：非金属♦化物，大部分有机物

2、电解质与非电解质本质区别：

电解质一一离子化合物或共价化合物非电解质一一共价化合物

注意：①电解质、非电解质都是化合物②S02、NH3、C5等属于非电解质

③强电解质不等于易溶于水的化合物（如BaS04不溶于水，但溶于水的BaS04

全部电离，故BaS04为强电解质）一一电解质的强弱与导电性、溶解性无关。

3、电离平衡：在一定的条件下，当电解质分子电离成离子的速率和离子结合

成时，电离过程就达到了平衡状态，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：在弱电解质溶液里加入与弱电解质具有相同离子的电解

质，会减弱电离。D、其他外加试剂：加入能与弱电解质的电离产生的某种离子

反应的物质时，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：在一定条件下，弱电解质在达到电离平衡时，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++BKi=[A+][B-]/[AB]

7、影响因素：

a、电离常数的大小主要由物质的本性决定。

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：

H2SC）3>H3PC）4>HF>CH3coOH>H2c03>H2S>HCI0

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[0H-]

+14

25℃时,[H+]=[0H[=10-7mol/L;Kw=[H1-[OH1=1*10-

注意:Kw只与温度有关，温度一定，则Kw值一定

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<1*10-14

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〉1*1014

4、溶液的酸碱性和pH：

（1）pH=-lgc［H+］

（2）pH的测定方法：

酸碱指示剂一一甲基橙、石蕊、酚歌。

变色范围：甲基橙3.1〜4.4（橙色）石蕊5.0〜8.0（紫色）酚猷8.2〜10.0（浅红

色）

pH试纸一操作玻璃棒蘸取未知液体在试纸上，然后与标准比色卡对比即可。

注意：①事先不能用水湿润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）旧+］混=（［H］1V1+［H］2V2）/（V1+V2）

2、强碱与强碱的混合：（先求［OH1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）［。1<|混=（［OH］IVI+［OH］2V2）/（V1+V2）（注意:不能直

接计算［H+］混）

3、强酸与强碱的混合：（先据H++OH-==H2。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QH］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ion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KT倍时，pH稀（pH原+n（但始终不能大于或等于7）

3、强碱溶液：稀释倍时，pH稀=pH原一n（但始终不能小于或等于7）

4、弱碱溶液：稀释ICT倍时，pH稀〉pH原一n（但始终不能小于或等于7）

5、不论任何溶液，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（pHl）强碱（pH2）混和计算规律w

1、若等体积混合

pHl+pH2=14则溶液显中性pH=7

则溶液显碱性

pHl+pH2>15pH=pH2-O,3

pHl+pH2<13则溶液显酸性pH=pHl+0.3

2、若混合后显中性

pHl+pH2=14V酸：V碱=1：1

pHl+pH2wl4V酸:V碱=1：io14-<PHI+PH2>）

六、酸碱中和滴定：

1、中和滴定的原理

实质：+即酸能提供的和碱能提供的物质的量相等。

H+OH-=H2OH+OH-

2、中和滴定的操作过程：

（1）仪②滴定管的刻度，。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，因为下端有一部分没有刻度。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）准备过程:

准备：检漏、洗涤、润洗、装液、赶气泡、调液面。（洗涤：用洗液洗T检漏:

滴定管是否漏水〉用水洗3用标准液洗（或待测液洗）T装溶液少排气泡玲调液

面玲记数据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。酸c酸V酸=n碱c碱U碱进行分析

式中：n一一酸或碱中氢原子或氢氧根离子数；c一一酸或碱的物质的量浓度；

V一一酸或碱溶液的体积。当用酸去滴定碱确定碱的浓度时，贝I：

c碱』

上述公式在求算浓度时很方便,而在分析误差时起主要作用的是分子上的V酸的

变化，因为在滴定过程中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，但体现的却是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减少，即U酸减小，则c碱降低了；对于

观察中出现的误差亦同样如此。综上所述，当用标准酸来测定碱的浓度时，c碱

的误差与U酸的变化成正比，即当U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

弱电解质的反应。

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0H-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，浓度相同时正酸根比酸式酸根水解程度大，碱性更强。

（如:Na2CC）3>NaHCO3）

4、盐类水解的特点：（1）可逆（与中和反应互逆）（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；0H-

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-）

2

③水解程度〉电离程度，显碱性（如：HCO3\HS\HPO4'）

7、双水解反应:

(1)构成盐的阴阳离子均能发生水解的反应。双水解反应相互促进，水解程度

较大，有的甚至水解完全。使得平衡向右移。

322

(2)常见的双水解反应完全的为:Fe\AF+与AIO2-、CO3(HCO3)>S(HS).

2+2

SO3(HSO3-)；S2-与NH4;CO3(HCO3-)^NH4+其特点是相互水解成沉淀或气体。

3+2

双水解完全的离子方程式配平依据是两边电荷平衡，如：2AI+3S+6H2O==

2Al(OH)3j+3H2s个

8、盐类水解的应用：

水解的应

实例原理

用

明矶净水雷+肃。=AI(OH)3(胶

1、净水

体)+3H+

慧号水冼油CO2-+HO^HCO-+OH-

2、去油污323

污物口口

①配制FeCb溶「3+c-u

液时常加入少：e+3H20LFe(OH)3+3H

量盐酸

3、药品的

②配制Na2c。3

保存

2

溶液时常加入CO3+H2O^HCO3+OH-

少量NaOH

若不然，则：

由MgCI2-6H2O

制无水MgCI2MgCl2-6H2OMg(OH)

4、制备无

在HCI气流中加2+2HCI+4H2。

水盐

热

Mg(OH)2MgO+H2O

3+

5、泡沫灭用Al2(SO4)3与NAl+3HCO3=Al(OH)34/+3

火器aHCCh溶液混合C02个

6、比较盐比较NHQ溶液加++—七此。+田

溶液中离

野子浓度的C(CR)>C(NH4+)>C(H+)>C(O

子浓度的

大小H)-

大小

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

注意：不管是水解还是电离，都决定于第一步，第二步一般相当微弱。

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较

☆☆基本原则：抓住溶液中微粒浓度必须满足的三种守恒关系：

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所有微粒的量（或浓度）之和

③质子守恒：即水电离出的H+浓度与0H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知识

（1）溶解度小于0.01g的电解质称难溶电解质。

（2）反应后离子浓度降至1*106以下的反应为完全反应。如酸碱中和时［H+］降至

107mol/L<10-5mol/L,故为完全反应，用常见的难溶物在水中的离子浓度均

远低于10-5mol/L,故均用"="。

（3）难溶并非不溶，任何难溶物在水中均存在溶解平衡。

（4）掌握三种微溶物质：CaSOcCa（0H）2、Ag2SO4

（5）溶解平衡常为吸热，但Ca（0H）2为放热，升温其溶解度减少。

（6）溶解平衡存在的前提是：必须存在沉淀，否则不存在平衡。

2、溶解平衡方程式的书写

意在沉淀后用⑸标明状态,并用V。如:Ag2s（s）=2Ag+（aq）+S2（aq）

3、沉淀生成的三种主要方式

（1）加沉淀剂法：Ksp越小（即沉淀越难溶），沉淀越完全；沉淀剂过量能使沉

淀更完全。

（2）调pH值除某些易水解的金属阳离子：如加MgO除去MgCL溶液中FeCI3o

（3）氧化还原沉淀法：

（4）同离子效应法

4、沉淀的溶解：

沉淀的溶解就是使溶解平衡正向移动。常采用的方法有：①酸碱；②氧化还原；

③沉淀转化。

5、沉淀的转化：

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：AgN03玲AgCI（白色沉淀）玲AgBr（淡黄色）玲Agl（黄色）＞Ag2s（黑色）

6、溶度积（KSp）

1）、定义：在一定条件下，难溶电解质电解质溶解成离子的速率等于离子重新

结合成沉淀的速率，溶液中各离子的浓度保持不变的状态。

2）、表达式：AmBn⑸mAn+（aq）+nBm-（aq）

n+mmn

KSp=[c（A）]«[c（B）]

3）＞影响因素：

外因：①浓度：加水，平衡向溶解方向移动。

②温度：升温，多数平衡向溶解方向移动。

4）、溶度积规则

Qc（离子积）＞KSP有沉淀析出

QC=KSP平衡状态

QC＜KSP饱和，继续溶解

第四章电化学

1.原电池的工作原理及应用

1.概念和反应本质

原电池是把化学能转化为电能的装置，其反应本质是氧化还原反应.

2.原电池的构成条件

(1)一看反应：看是否有能自发进行的氧化还原反应发生(一般是活泼性强的金属与电

解质溶液反应)。

(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)反应原理

电极名称负极正极

电极材料锌片铜片

Zn—2e-^Zn2

电极反应Cu2++2e=Cu

反应类型氧化反应还原反应

电子流向由Zn片沿导线流向Cu片

盐桥中离子移盐桥含饱和KCI溶液，K+移向正极，C「移

向向负极

(2)盐桥的组成和作用

①盐桥中装有饱和的KCLKN03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,申.解质在两个电极上分别发生氧化反应和还原反应的过程。

(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)o

③形成闭合回路。

2.电解池的工作原理

(1)电极名称及电极反应式(电解CU02溶液为例)

电极名称：R1®]「电极名称：阴极

反应类型:氧化反应反应类型：速反应

电极反应式：电极反应式：Cu"+2e=Cu

2Cr-2e-=dt

CuClj容液

CuCb^=+cit

总反应式:Cu2

(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；从电解池的胆遇流出后流向电源的正

极。

②离子：阳离子移向电解池的阴撞，阴离子移向电解池的阳极。

3.阴阳两极上放电顺序

(1)阴极：(与电极材料无关)。氧化性强的先放电，放电顺序：

IC.C-.Na..Al"、Zn”.、S『.而•、H*.CiP.Fe“.Ag.

放电由—"

(2)阳极：若是活性电极作阳极，则活性电极首先失电子，发生氧化反应。

若是惰性电极作阳极，放电顺序为

Sf-.l-Br.CTOHhNQi.SOi-,COi>.P

故电一—

3.化学电源

1.日常生活中的三种电池

(1)碱性锌镭干电池——一次电池

正极反应：2MnO2+2H2O+2e-=2MnOOH+2OH-；

负极反应：Zn+20K—2e-=Zn(OH)2；

总反应：Zn+2MnO2+2H2O=2MnOOH+Zn(OH)2o

(2)锌银电池次电池

--

负极反应：Zn+2OH-2e=Zn(OH)2：

-

正极反应：Ag2O4-H2O+2e'=2Ag+2OH；

总反应：Zn+Ag2O+H2O=Zn(OH)2+2Ago

(3)二次电池(可充电电池)

铅蓄电池是最常见的二次电池，负极材料是电，正极材料是PbO2。

①放电时的反应

2-

a.负极反应：Pb+SO4-2e=PbSO4；

2-

4

b.正极反应：PbO2+4H+SO4+2e=PbSO4+2H2O；

c.总反应：Pb+Rb02+2H2S04=2PbS04+2H20o

②充电时的反应

2-

a.阴极反应：PbSO4+2e=Pb+SO4；

2-

+

b.阳极反应：PbSO4+2H2O-2e-=PbO2+4H+SO4；

c.总反应：2PbSO4+2H2O龟除Pb+PbO2+2H2so4。

注可充电电池的充、放电不能理解为可逆反应。

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

负极反应2H2+4OK—4e「二

2H2~4e-=4H+

式=4皿

正极反应O2+2H2O+4e'=

Oz+4e+4K=2H2。

式40H-

电池总反

2H4-O=2HO

应式222

燃料电池的电极不参与反应，有很强的催化活

备注

性，起导电作用

4.电解原理的应用

1.氯碱工业

（1）电极反应

阳极反应式：2C「-2e-=CCt（氧化反应）

阴极反应式：2H，+2e-=H2t（还原反应）

（2）总反应方程式

电解

2NaCI+2H2O=2NaOH+H2t+CI2t

（3）氯碱工业生产流程图

精制饱而1।离子交换膜।（含少量NaOH）

NaC潞液

2.电镀

下图为金属表面镀银的工作示意图，据此回答下列问题:

(1)镀件作阴极，镀层金属银作阳极。

(2)电解质溶液是AgNCh一溶液等含镀层金属阳离子的盐溶液。

(3)电极反应:

阳极：Ag—e"=Ag'；

阴极：Ag+e=Ag0

(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：阳极为粗望；阴极为纯铜。

(2)电解质溶液：含Cu2+的盐溶液。

(3)电极反应：

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

阴极：Cu2++2e-=CUo

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

电解

2NaCI(熔融)=2Na+Cl2t

电极反应：

阳极：2C「-2e-=Cl2t；阴极：2Na++2e-=2Na。

(2)冶炼铝

电解

2Al2。3(熔融)=4AI+3O2t

电极反应：

2-

阳极：6O-12e=3O2t；

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,金属发生氧化反应。

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

金属跟非金属单质直接接不纯金属或合金跟电解

条件

触质溶液接触

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行分析:

类型析氢腐蚀吸氧腐蚀

水膜酸性较强(pH水膜酸性很弱或呈中

条件

-4.3)性

负极Fe—2eFe2

电极

。2+2电0+4-=40

反应正极

2H+2e=H2f

H

Fe+2K=Fe2'+2Fe+C>2+2H2O=2Fe

总反应式

Hd_(OH)；

联系吸氧腐蚀更普遍

3.金属的防护

(1)电化学防护

①牺牲阳极的阴极保护法一原电池原理

a.鱼极：比被保护金属活泼的金属；

b.正极：被保护的金属设备。

②外加电流的阴极保护法一曳解_原理

a.阳极：被保护的金属设备；

b.阳极：惰性金属或石墨。

(2)改变金属的内部结构，如制成合金、不锈钢等。

(3)加防护层，如在金属表面喷油漆、涂油脂、电镀、喷镀或表面钝化等方法。

【化学】高中化学选修4知识点总结

第一章化学反应与能量

一、烂变、反应热

1.反应热：一定条件下，一定物质的量的反应物之间完全反应所放出或吸收的热

量

2.焰变(△H)的意义：在恒压条件下进行的化学反应的热效应

(1)符号：

(2)单位：kj/mol

3.产生原因：

化学键断裂一一吸热

化学键形成一一放热

放出热量的化学反应。(放热》吸热)为“-”或＜0

吸收热量的化学反应。(吸热》放热)4H为“+”或＞0

常见的放热反应:

①所有的燃烧反应

②酸碱中和反应

③大多数的化合反应

④金属与酸的反应

⑤生石灰和水反应

⑥浓硫酸稀释、氢氧化钠固体溶解等

常见的吸热反应:

①晶体Ba(OH)2•8H20与NH..C1

②大多数的分解反应

③以山、CO、C为还原剂的氧化还原反应

④铁盐溶解等

二、热化学方程式

书写化学方程式注意要点：

①热化学方程式必须标出能量变化。

②热化学方程式中必须标明反应物和生成物的聚集状态（g,1,S分别表示固态,

液态，气态，水溶液中溶质用aq表示）

③热化学反应方程式要指明反应时的温度和压强。

④热化学方程式中的化学计量数可以是整数，也可以是分数

⑤各物质系数加倍，4H加倍；反应逆向进行，AH改变符号，数值不变

三、燃烧热

1.概念：25C,101kPa时，1mol纯物质完全燃烧生成稳定的化合物时所放出

的热量。燃烧热的单位用kj/mol表示。

注意以下几点:

①研究条件：101kPa

②反应程度：完全燃烧，产物是稳定的氧化物

③燃烧物的物质的量：1mol

④研究内容：放出的热量。(AFRO,单位kj/mol)

四、中和热

1.概念：在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应而生成Imol诙0,这时的反应热叫中和热。

2.强酸与强碱的中和反应其实质是H+和0H-反应，其热化学方程式为：

H+(aq)+0H-(aq)=H20(l)

AH=-57.3kJ/mol

3.弱酸或弱碱电离要吸收热量，所以它们参加中和反应时的中和热小于

57.3kJ/molo

4.中和热的测定实验

五、盖斯定律

1.内容：化学反应的反应热只与反应的始态（各反应物）和终态（各生成物）

有关，而与具体反应进行的途径无关，如果一个反应可以分几步进行，则各分步

反应的反应热之和与该反应一步完成的反应热是相同的。

2.盖斯定律直观化

3.盖斯定律的应用

第二章化学反应速率和化学平衡

一、化学反应速率

1.化学反应速率（v）

⑴定义：用来衡量化学反应的快慢，单位时间内反应物或生成物的物质的量的变化

⑵表示方法：单位时间内反应浓度的减少或生成物浓度的增加来表示

⑶计算公式：v=Ac/Z\t（u：平均速率，Ac：浓度变化，似：时间）单位：mol/（Ls）

⑷影响因素:

①决定因素（内因）：反应物的性质（决定因素）

②条件因素（外因）：反应所处的条件

2.

注意：

（1）参加反应的物质为固体和液体，由于压强的变化对浓度几乎无影响，可以

认为反应速率不变。

（2）惰性气体对于速率的影响

①恒温恒容时：充入惰性气体一总压增大，但是各分压不变，各物质浓度不变f

反应速率不变

②恒温恒体时：充入惰性气体一体积增大f各反应物浓度减小一反应速率减慢

二、化学平衡

（一）1.定义:

化学平衡状态：一定条件下，当一个可逆反应进行到正逆反应速率相等时，更组成成分浓度

不再改变，达到表面上静止的一种"平衡"，这就是这个反应所能达到的限度即化学平衡状态。

2、化学平衡的特征

逆（研究前提是可逆反应）

等（同一物质的正逆反应速率相等）

动（动态平衡）

定（各物质的浓度与质量分数恒定）

变（条件改变，平衡发生变化）

3、判断平衡的依据

判断可逆反应达到平衡状态的方法和依据:

（二）影响化学平衡移动的因素

L浓度对化学平衡移动的影响

（1）影响规律：在其他条件不变的情况下，增大反应物的浓度或减少生成物的

浓度，都可以使平衡向正方向移动；增大生成物的浓度或减小反应物的浓度，都

可以使平衡向逆方向移动

（2）增加固体或纯液体的量，由于浓度不变，所以平衡不移动

（3）在溶液中进行的反应，如果稀释溶液，反应物浓度减小，生成物浓度也减

小，V正减小，V逆也减小，但是减小的程度不同，总的结果是化学平衡向反应

方程式中化学计量数之和大的方向移动。

2、温度对化学平衡移动的影响

影响规律：在其他条件不变的情况下，温度升高会使化学平衡向着吸热反应方向

移动，温度降低会使化学平衡向着放热反应方向移动。

3、压强对化学平衡移动的影响

影响规律：其他条件不变时，增大压强，会使平衡向着体积缩小方向移动；减小

压强，会使平衡向着体积增大方向移动。

注意：

（1）改变压强不能使无气态物质存在的化学平衡发生移动

（2）气体减压或增压与溶液稀释或浓缩的化学平衡移动规律相似

4.催化剂对化学平衡的影响：由于使用催化剂对正反应速率和逆反应速率影响的

程度是等同的，所以平衡不移动。但是使用催化剂可以影响可逆反应达到平衡所

需的时间。

5.勒夏特列原理（平衡移动原理）：如果改变影响平衡的条件之一（如温度，压

强，浓度），平衡向着能够减弱这种改变的方向移动。

三、化学平衡常数

（一）定义：在一定温度下，当一个反应达到化学平衡时，生成物浓度幕之积与

反应物浓度基之积的比值是一个常数比值。符号：K

（二）使用化学平衡常数K应注意的问题：

1、表达式中各物质的浓度是变化的浓度，不是起始浓度也不是物质的量。

2、K只与温度（T）有关，与反应物或生成物的浓度无关。

3、反应物或生产物中有固体或纯液体存在时，由于其浓度是固定不变的，可以

看做是"1"而不代入公式。

4、稀溶液中进行的反应，如有水参加，水的浓度不必写在平衡关系式中。

（三）化学平衡常数K的应用:

1、化学平衡常数值的大小是可逆反应进行程度的标志。K值越大，说明平衡时

生成物的浓度越大，它的正向反应进行的程度越大，即该反应进行得越完全，反

应物转化率越高。反之，则相反。一般地，K>1（/时，该反应就进行得基本完全了。

2、可以利用K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

进行建立平衡。（Q：浓度积）

Q〈K:反应向正反应方向进行;

Q=K:反应处于平衡状态;

Q〉K:反应向逆反应方向进行

3、利用K值可判断反应的热效应

若温度升高，K值增大，则正反应为吸热反应

若温度升高，K值减小，则正反应为放热反应

四、等效平衡

1、概念：在一定条件下（定温、定容或定温、定压），只是起始加入情况不同

的同一可逆反应达到平衡后，任何相同组分的百分含量均相同，这样的化学平衡

互称为等效平衡。

2、分类

（1）定温,定容条件下的等效平衡

第一类：对于反应前后气体分子数改变的可逆反应：必须要保证化学计量数之比

与原来相同；同时必须保证平衡式左右两边同一边的物质的量与原来相同。

第二类：对于反应前后气体分子数不变的可逆反应：只要反应物的物质的量的比

例与原来相同即可视为二者等效。

（2）定温，定压的等效平衡

只要保证可逆反应化学计量数之比相同即可视为等效平衡。

五、化学反应进行的方向

1、反应燧变与反应方向:

（1）端:物质的一个状态函数，用来描述体系的混乱度，符号为S.单位：J-mol1

（2）体系趋向于有序转变为无序，导致体系的燧增加，这叫做燧增加原理，也是

反应方向判断的依据。

(3)同一物质，在气态时端值最大，液态时次之，固态时最小。即

S(g)>S(l))S(s)

2、反应方向判断依据

在温度、压强一定的条件下，化学反应的判读依据为：

AH-TAS(0反应能自发进行

AH-TAS=0反应达到平衡状态

AH-TAS)0反应不能自发进行

注意：

(1)AH为负，AS为正时，任何温度反应都能自发进行

(2)AH为正，AS为负时，任何温度反应都不能自发进行

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：在水溶液里只有一部分分子电离成离子的电解质0

2、电解质与非电解质本质区别:

电解质一一离子化合物或共价化合物

非电解质一一共价化合物

注意：①电解质、非电解质都是化合物

②SO”NH3、co口等属于非电解质

③强电解质不等于易溶于水的化合物（如BaS。,不溶于水，但溶于水的BaSO,全

部电离，故BaSOi为强电解质）一电解质的强弱与导电性、溶解性无关。

3、电离平衡：在一定的条件下，当电解质分子电离成离子的速率和离子结合成

时，电离过程就达到了平衡状态，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：在弱电解质溶液里加入与弱电解质具有相同离子的电解质，会

减弱电离。

D、其他外加试剂：加入能与弱电解质的电离产生的某种离子反应的物质时，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：在一定条件下，弱电解质在达到电离平衡时，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。）

7、影响因素:

a.电离常数的大小主要由物质的本性决定。

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：

H2S03>H3P04>HF>CH3C00H>H2C03>H2S>HC10

二、水的电离和溶液的酸碱性

1、水电离平衡：

水的离子积：K«=c[H*]•c[OH]

25c时，[H']=[OH]=10mol/L;

K«=[H']•[OHH

注意：K，只与温度有关，温度一定，则K“值一定。K“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

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

4、溶液的酸碱性和pH：

（1）pH=-lgc[H+]

（2）pH的测定方法：

酸碱指示剂一一甲基橙、石蕊、酚献。

变色范围：

甲基橙3.1~4.4（橙色）

石蕊5.0〜8.0（紫色）

酚酷8.2〜10.0（浅红色）

pH试纸一操作玻璃棒蘸取未知液体在试纸上，然后与标准比色卡对比即可。

注意:

①事先不能用水湿润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：将两种酸中的印离子物质的量相加除以

总体积，再求其它）

［H］混=/（V,+V2）

2、强碱与强碱的混合：（先求［0H］混：将两种酸中的0H离子物质的量相加除

以总体积，再求其它）

［0田］混=（［OH-］1V1+［OH'］2V2）/（V,+V2）

（注意：不能直接计算［H+］混）

3、强酸与强碱的混合：（先据H+OH==H?0计算余下