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化学选修 4 化学反响与原理

第一章 化学反响与能量

一、焓变

反响热

1．反响热 ：化学反响过程中所放出或汲取的热量 ，任何化学反响都有反响热 ，因为任何

化学反响都会存在热量变化 ，即要么吸热要么放热 。反响热能够分为 （焚烧热、中和热、溶解热）

2 ． 焓变 ( H) 的意义 ：在恒压条件下进行的化学反响的热效应

.符号 ： △ H.单位 ：

kJ/mol ，即：恒压下：焓变 = 反响热，都可用 H 表示，单位都是 kJ/mol 。

3.产生原由 ：化学键断裂 —— 吸热

化学键形成 —— 放热

放出热量的化学反响 。(放热 > 吸热 ) △H 为“-”或△H <0 汲取热量的化学反响 。（ 吸热 > 放热）△ H 为“+”或△H >0

也能够利用计算 △H 来判断是吸热仍是放热 。△ H= 生成物所拥有的总能量 -反响物所拥有

的总能量 = 反响物的总键能 - 生成物的总键能

☆ 常有的放热反响 ：① 所有的焚烧反响 ② 所有的酸碱中和反响 ③ 大多半的化合反响 ④ 金属与水或酸的反响 ⑤ 生石灰 （氧化钙）和水反响 ⑥铝热反响等

☆ 常有的吸热反响 ：① 晶体 Ba(OH)2·8H 2O 与 NH 4 Cl② 大多半的分解反响 ③ 条件一般是

加热或高温的反响

☆ 划分是现象 （物理变化 ）仍是反响 （生成新物质是化学变化 ），一般铵盐溶解是吸热现象，其余物质溶于水是放热 。

4.能量与键能的关系 ：物质拥有的能量越低 ，物质越稳固 ，能量和键能成反比 。 5.同种物质不一样状态时所拥有的能量 ：气态 > 液态 > 固态 6.常温是指 25，101.标况是指 0,101.

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7.比较 △H 时一定连同符号一同比较 。

二、热化学方程式

书写化学方程式注意重点 :

①热化学方程式一定标出能量变化 ，即反响热 △H，△ H 对应的正负号都不可以省 。

②热化学方程式中一定注明反响物和生成物的齐集状态

（s,l, g 分别表示固态 ，液态，气

态，水溶液中溶质用 aq 表示）

③热化学反响方程式不标条件 ，除非题中特别指出反响时的温度和压强 。

④热化学方程式中的化学计量数表示物质的量 ，不表示个数和体积 ，能够是整数 ，也能够

是分数

⑤各物质系数加倍 ，△ H 加倍，即：△ H 和计量数成比率 ；反响逆向进行 ，△ H 改变符

号，数值不变 。

6.表表示义 ：物质的量 — 物质 —状态 — 汲取或放出 *热量 。

三、焚烧热

1．观点： 101 kPa 时， 1 mol 纯物质 完整焚烧生成稳固的氧化物 （二氧化碳 、二氧化硫、液态水 H 2O）时所放出的热量 。焚烧热的单位用 kJ/mol 表示 。

※注意以下几点 ：

①研究条件 ：101 kPa

②反响程度 ：完整焚烧 ，产物是稳固的氧化物 。

③焚烧物的物质的量 ：1 mol

④研究内容 ：放出的热量 。（ H<0 ，单位 kJ/mol ）

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2.焚烧热和中和热的表示方法都是有

H 时才有负号 。

3.石墨和金刚石的焚烧热不一样

。不一样的物质焚烧热不一样 。

四、中和热

1． 观点：在稀溶液中 ，酸跟碱发生中和反响而生成 1mol H 2O，这时的反响热叫中和热 。 2． 强酸与强碱的中和反响其实质是 H+ 和 OH- 反响，其热化学方程式为 ：

H+(aq) +OH-(aq) =H 2 O(l)

H= －57.3kJ/mol

57.3kJ/mol 。

3． 弱酸或弱碱电离要汲取热量 ，因此它们参加中和反响时的中和热小于

4． 中和热的测定实验 ：看课本装置图

（1）一般用强酸和强碱做实验 ，且碱要过度 （假如酸和碱的物质的量相同 ，中和热会偏小），一般中和热为 57.3kJ/mol 。

（2）若用弱酸或弱碱做实验 ，放出的热量会偏小 ，中和热会偏小 。

（3）若用浓溶液做实验 ，放出的热量会偏大 ，中和热会偏大 。

(4)在试验中 ，增大酸和碱的用量 ，放出的热量会增加但中和热保持不变

。

五、盖斯定律

1．内容：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 ）相关，而与详细反响进行的门路没关 ，假如一个反响能够分几步进行 ，则各分步反响的反响热之和与该反响一步达成的反响热是相同的 。

六、能源

注：水煤气是二次能源 。

第二章 化学反响速率和化学均衡

一、化学反响速率

1. 化学反响速率 （v）

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⑴ 定义：用来权衡化学反响的快慢 ，单位时间内反响物或生成物的物质的量的变化

⑵ 表示方法 ：单位时间内反响浓度的减少或生成物浓度的增添来表示

⑶ 计算公式 ：v= c/ t （υ：均匀速率 ， c：浓度变化 ， t ：时间）单位：mol/ （L·s）

⑷ 影响要素 ：

① 决定要素 （内因）：反响物的性质 （决定要素 ）

② 条件要素 （外因）：浓度（固体和纯液体除外 ），压强（方程式中一定要有气体 ） ，温度（提升了反响物分子的能量 ），催化剂（降低了活化能 ），浓度和压强主假如经过使单位体积内分子总数增大来增大反响速率 ，温度和压强主假如使活化分子百分数增大来增大反响速率。

2.浓度和压强是单位体积内活化分子百分数不变

，温度和催化剂是分子总数不变 。

※注意 ：（ 1）、参加反响的物质为固体和液体 ，因为压强的变化对浓度几乎无影响 ，能够以为反响速率不变 。

（2）、惰性气体关于速率的影响

①恒温恒容时 ：充入本系统气体 ，反响速率增大 ；充入惰性气体 →反响速率不变

②恒温恒压时 ：充入惰性气体 →反响速率减

小二、化学均衡

（一）1.定义：

化学均衡状态 ：必定条件下 ，当一个可逆反响进行到正逆反响速率相等时 ，各构成成分浓度不再改变，达到表面上静止的一种 “均衡 ”，这就是这个反响所能达到的限度即化学均衡状态 。

2、化学均衡的特色

逆（研究前提是可逆反响 ）

等（同一物质的正逆反响速率相等 ）

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动（动向均衡 ）

定（各物质的浓度与质量分数恒定 ）

变（条件改变 ，均衡发生变化 ）

3、判断均衡的依照

判断可逆反响达到均衡状态的方法和依照

例 举 反 应

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

① 各物质的物质的量或各物质的物质的量

混淆物体

系中 各成分的

含量

的分数必定

②各物质的质量或各物质质量分数必定 ③各气体的体积或体积分数必定

即：各组分的量保持不变时必定能判断平 衡。

①在单位时间内耗费了 m molA 同时生成

均衡

均衡

均衡

均衡

正 、 逆 m molA ， 反响

②在单位时间内耗费了 n molB 同时耗费了

均衡

速 率 的 p molC ， 关系

③ V(A):V(B):V(C):V(D)=m:n:p:q ，V(正)不一 不必定平

定等于 V(逆) 衡

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即：用物质来判断均衡时 ，一定要一正一 逆且要带上系数 。 用速率来判断均衡时 ， 一定要一正一逆且速率之比等于计量数之 比。

总的压 强，总的 物质的 量，总的

体积

①m+n ≠p+q 时，能判断均衡

② m+n=p+q 时，不可以判断均衡 。即 ：总 的量看气体的计量数 ，气体的计量数不等 时能判断 。

混淆气体用公式判断

平 均 相 对 推出公式是一个变化的量就能判断均衡 分子质量 Mr 或密度

任何反响都陪伴着能量变化 ，当系统温度

温度

均衡

一准时（其余不变 ）必定能判断均衡 。

其余

变化的量能判断均衡 ，固定不变的量不可以 判断均衡 。

（二）影响化学均衡挪动的要素

1、浓度对化学均衡挪动的影响 （1）影响规律 ：在其余条件不变的状况下 ，增大反响物的浓度或减少生成物的浓度 ，都能够使均衡向正方向挪动 ；增大生成物的浓度或减小反响物的浓度 ，都能够使均衡向逆方向挪动

（2）增添固体或纯液体的量 ，因为浓度不变 ，因此均衡不挪动

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2、温度对化学均衡挪动的影响

影响规律 ：在其余条件不变的状况下 ，温度高升会使化学均衡向着吸热反响方向挪动 ，温度降低会使化学均衡向着放热反响方向挪动 。

3、压强对化学均衡挪动的影响

影响规律 ：其余条件不变时 ，增大压强 ，会使均衡向着体积减小方向挪动 ；减小压强 ，会使均衡向着体积增大方向挪动 。

注意：（ 1）改变压强不可以使无气态物质存在的化学均衡发生挪动

（2）气体减压或增压与溶液稀释或浓缩的化学均衡挪动规律相像

4.催化剂对化学均衡的影响 ：因为使用催化剂对正反响速率和逆反响速率影响的程度是等同的，因此均衡不挪动 。可是使用催化剂能够影响可逆反响达到均衡所需的时间 。

5.勒夏特列原理 （均衡挪动原理 ）：假如改变影响均衡的条件之一 （如温度 ，压强，浓度），均衡向着能够减弱这类改变的方向挪动 。

三、化学均衡常数

（一）定义：在必定温度下 ，当一个反响达到化学均衡时 ，生成物浓度幂之积与反响物浓度幂

之积的比值是一个常数比值 。

符号：K

（二）使用化学均衡常数 K 应注意的问题 ： 1、表达式中各物质的浓度是均衡时的浓度

。

。

2、K 只与温度 （T）相关，与反响物或生成物的浓度没关 3、反响物或生产物中有固体或纯液体存在时

，因为其浓度是固定不变的 ，能够看做是 “ 1而”不

代入公式 。

4、稀溶液中进行的反响 ，若有水参加 ，水的浓度不用写在均衡关系式中

。

（三）化学均衡常数 K 的应用 :

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1、化学均衡常数值的大小是可逆反响进行程度的标记 。K 值越大，说明均衡时生成物的浓度越大，它的正向反响进行的程度越大 ，即该反响进行得越完整 ，反响物转变率越高 。反之 ，则

相反 。

一般地，K>10 5 时，该反响就进行得基本完整了 。

2、能够利用 K 值做标准 ，判断正在进行的可逆反响能否均衡及不均衡时向何方进行成立均衡。（ Q：浓度积）

Q_〈__K:反响向正反响方向进行 ;

Q__=_K:反响处于均衡状态 ;

Q_〉__K:反响向逆反响方向进行

3、利用 K 值可判断反响的热效应

若温度高升 ，K 值增大，则正反响为 __吸热 ___反响若温度高升 ，K 值减小，则正反响为 __放热 ___反响＊四、等效均衡

1、观点：在必定条件下 （定温、定容或定温 、定压），不过开端加入状况不一样的同一可逆反响达到均衡后 ，任何相同组分的百分含量均相同 ，这样的化学均衡互称为等效均衡 。

2、分类

（1）定温，定容条件下的等效均衡

第一类：关于反响前后气体分子数改变的可逆反响 ：一定要保证化学计量数之比与本来相同 ；同时一定保证均衡式左右两边同一边的物质的量与本来相同 。

第二类：关于反响前后气体分子数不变的可逆反响 ：只需反响物的物质的量的比率与本来相同即可视为两者等效 。

（ 2）定温，定压的等效均衡

只需保证可逆反响化学计量数之比相同即可视为等效均衡。

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. . 注 .

五、化学反响进行的方向

1、反响熵变与反响方向 ：

（1）熵:物质的一个状态函数 ，用来描绘系统的杂乱度

，符号为 S. 单位：J???mol -1 ?K-1

(2)系统趋势于有序转变为无序 ，致使系统的熵增添 ，这叫做熵增添原理 ，也是反响方向判断的依照 。.

（ 3）同一物质 ，在气态时熵值最大 ，液态时次之 ，固态时最小 。即 S(g)〉S(l)〉S(s) （ 4）方程式中气体计量数增大的方向就是熵增的方向。 2、反响方向判断依照

在温度 、压强必定的条件下 ，化学反响的判读依照为 ：

H-T S〈0

反响能自觉进行

反响达到均衡状态 反响不可以自觉进行

H-T S=0 H-T S〉0

注意：（ 1） H 为负， S 为正时，任何温度反响都能自觉进行

（ 2） H 为正， S 为负时，任何温度反响都不可以自觉进行

第三章 水溶液中的离子均衡

一、弱电解质的电离 1、定义：电解质： 非电解质 ： 强电解质 ： 弱电解质 ：

混和物 物

物

在水溶液中或融化状态下能导电的化合物 ,叫电解质 。

在水溶液中或融化状态下都不可以导电的化合物 在水溶液里所有电离成离子的电解质

。

。

在水溶液里只有一部分分子电离成离子的电解质

。

解 ：

解

化合物

酸， 碱，大多半

。如 HCl、 NaOH、NaCl、 BaSO

4

非 解 ：

弱 解 ： H2O⋯⋯

弱酸，弱碱，很少量 ， 水 。如 HClO、NH3·H2O、Cu(OH)2、

非金属氧化物，大多半有机物

。如 SO、CO、C

326H12O6

、 CCl 、CH

42=CH2

⋯⋯

.

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2、电解质与非电解质实质差别 ：

电解质 —— 离子化合物或共价化合物

非电解质 —— 共价化合物

② SO2、NH 3、CO2 等属于非电解质

（如 BaSO4 不溶于水 ，但溶于水的 BaSO4 所有

注意：① 电解质、非电解质都是化合物

③强电解质不等于易溶于水的化合物

电离，故 BaSO4 为强电解质 ）—— 电解质的强弱与导电性 、溶解性没关 。

3 、电离均衡 ：在必定的条件下

，当电解质分子电离成

，这叫电离均衡 。

离子的速率 和离子联合成

时，电离过程就达到了

均衡状态

4、影响电离均衡的要素 ：

A、温度：电离一般吸热 ，升温有益于电离 。

B、浓度：浓度越大 ，电离程度

越小 ；溶液稀释时 ，电离均衡向着电离的方向挪动 。

C、同离子效应 ：在弱电解质溶液里加入与弱电解质拥有相同离子的电解质 D、其余外加试剂 ：加入能与弱电解质的电离产生的某种离子反响的物质时

，会 减弱 电离。

，有益于电离 。

9、电离方程式的书写 ：用可逆符号

弱酸的电离要散布写 （第一步为主 ）

10、电离常数 ：在必定条件下 ，弱电解质在达到电离均衡时 ，溶液中电离所生成的各样离子浓 度的乘积 ，跟溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数

。叫做电离均衡常数 ，（一般用 Ka 表

示酸，Kb 表示碱 。 ）

表示方法 ：AB

A+ +B -

Ki=[ A + ][ B - ]/[AB]

11、影响要素 ：

a、电离常数的大小主要由物质的天性决定

。

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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，不一样弱酸，电离常数越大，其电离程度越大，酸性越强。如：

H2SO3 >H 3PO4>HF>CH 3COOH>H 2CO3>H 2S>HClO 二、水的电离和溶液的酸碱性 1 、水电离均衡 ：:

水的离子积 ：KW = c[H + ]·c[OH - ] 25℃时, [H ]=[OH ] =10 +--7

mol/L ; KW = [H ]·[OH ] =

+-

1*10

-14

注意：KW 只与温度相关 ，温度必定 ，则 KW 值必定 KW 不单合用于纯水 ，合用于任何溶液 （酸、碱、盐） 2 、水电离特色 ：（ 1）可逆 （2）吸热 （3）极弱 3 、影响水电离均衡的外界要素 ： ①酸、碱 ：克制水的电离

KW 〈1*10 -14

吸

热的）

②温度：促使水的电离 （水的电离是

③易水解的盐 ：促使水的电离

KW 〉 1*10 -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） pH 试纸 —操作

石蕊 5.0~8.0 （紫色） 酚酞 8.2~10.0 （浅红色）

。

玻璃棒蘸取未知液体在试纸上 ，而后与标准比色卡对照即可

注意：① 预先不可以用水润湿 PH 试纸；② 宽泛 pH 试纸只好读取整数值或范

围三 、混淆液的 pH 值计算方法公式

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1、强酸与强酸的混淆 ：（先求 [H+ ]混：将两种酸中的 H+ 离子物质的量相加除以整体积 ，再求 其余）

[H+ ]混 = （[H +]1V1+[H + ]2V2）/ （V1+V 2）

2、强碱与强碱的混淆 ：（先求 [OH -] 混：将两种酸中的 OH -离子物质的量相加除以整体积 ，再

求其余）

[OH ]混＝（ [OH ]1V1+[OH ]2V2 ）/ （V1 +V 2） (注意 :不可以直接计算 [H+] 混)

---

3、强酸与强碱的混淆 ：（先据 H+ + OH - ==H 2 O 计算余下的 H +或 OH- ，① H+ 有余，则用余下

的 H+ 数除以溶液整体积求 [H+ ]混；OH-有余，则用余下的 OH -数除以溶液整体积求 [OH - ]混，再求其余）

四、稀释过程溶液 pH 值的变化规律 ：

1 、强酸溶液 ：稀释 10 倍时，pH 稀 2 、弱酸溶液 ：稀释 10 倍时，pH 稀

n

、强碱溶液 ：稀释 10 倍时，pH 稀 3

n、弱碱溶液 ：稀释 10 倍时，pH 稀 4

n

n

=pH 原+ n （但一直不可以大于或等于 7） 〈 pH 原+n （但一直不可以大于或等于 7） = pH 原－n （但一直不可以小于或等于 7） 〉 pH 原－n （但一直不可以小于或等于 7）

5 、无论任何溶液 ，稀释时 pH 均是向 7 凑近（即向中性凑近 ）；任何溶液无穷稀释后 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 1、若等体积混淆

pH1+pH2=14

则溶液显中性 pH=7

则溶液显碱性 pH=pH 2-0.3 则溶液显酸性 pH=pH1+0.3

pH1+pH2 ≥15

pH1+pH2 ≤13

、若混淆后显中性

pH1+pH2=14

V 酸：V 碱=1 ：1

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.

.

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≠

H1+pH2 14

酸： V 碱 ： 〔14- （pH1+pH2 ）〕 V =1 10

六、酸碱中和滴定 ： 1、中和滴定的原理

实质：H +OH =H 2O 即酸能供给的 H+ 和碱能供给的 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 ，往下刻度标数愈来愈大 ，所有容积 大于 它的

最大刻度值 ，因为下端有一部分没有刻度 。滴准时，所用溶液不得超出最低刻度 ，不得一次滴 定使用两滴定管酸 （或碱），也不得半途向滴定管中增添 。② 滴定管能够读到小数点后

一

位 。

（2）药品：标准液；待测液；指示剂 。

（3）准备过程 ：

准备：检漏、清洗、润洗、装液、赶气泡、调液面。（ 清洗：用洗液洗 →检漏 ：滴定管能否漏水→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、酸碱中和滴定的偏差剖析

偏差剖析 ：利用 n 酸 c 酸 V 酸= n 碱 c 碱 V 碱进行剖析

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 。当用酸去滴定碱确立碱的浓度时

，则：

c 碱=

n c V

n V

上述公式在求算浓度时很方便 ，而在剖析偏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 ，若稀释了虽实质值变小 ，但表现的倒是

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V 酸的增大 ，致使 c 酸偏高 ；V 碱相同也是一个定值 ，它是用标准的量度量好后注入锥形瓶中

的，当在实质操作中碱液外溅 ，其实质值减小 ，但惹起变化的倒是标准酸用量的减少 ，即 V 酸减小，则 c 碱降低了 ；关于察看中出现的偏差亦相同这样 。综上所述 ，当用标准酸来测定碱的浓度时，c 碱的偏差与 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 应。

2、水解的实质 ：

H 或 OH 联合生成弱电解质的反

+-

水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的

H 或 OH 联合 ,损坏水的电

+-离，是均衡向右挪动 ，促使水的电离 。 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 NaHCO 3)

，碱性更强 。

(如:Na 2CO3 ＞

4、盐类水解的特色 ：（ 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要素 ：

①温度：温度越

高 水解程度越大 （水解吸热 ，越热越水解 ）

大

（越稀越水解 ）

②浓度：浓度越小 ，水解程度越

③酸碱：促使或克制盐的水解 （H+ 促使

阴离子 水解而 克制

阳离子水解 ；OH - 促使阳

离子水解而克制阴离子水解 ）

6、酸式盐溶液的酸碱性 ：

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①只电离不水解 ：如 HSO4

-

显 酸 性

性

②电离程度 ＞水解程度 ，显 酸 ③水解程度 ＞电离程度 ，显 7、双水解反响 ：

（如: HSO3 - 、H2PO4 -）

--

碱

性 （如：HCO3 、HS 、HPO4 2- ）

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

（ 2 ） 常 见 的双 水 解 反 应 完整 的为 ： Fe3+

、 Al 与 AlO 2 、 CO3 (HCO3 ) 、 S (HS ) 、

3+-2--2--2-++ - ； 与 NH ； 其特色是相互水解成积淀或气体 。双水解完 与2- - 2-

SO3 (HSO3 ) S CO3 (HCO3 ) NH 4 4

3+2-，如：2Al + 3S + 6H 2O == 2Al(OH) 3↓+ 3H 2S↑ 全的离子方程式配平依照是两边电荷均衡

8、盐类水解的应用 ： 水解的应用

实例

原理

Al3+ +3H 2 O 体)+3H +

△

1、净水

明矾净水

用热碱水冼油污物 品

Al(OH) 3( 胶

2、去油污

CO32- +H 2O

HCO3 -+OH -

①配制 FeCl3 溶液时 Fe3+ +3H 2O 常加入少许盐酸

Fe(OH)3+3H

+

3、药品的保 存

②配制 Na 2CO3 溶液 经常加入少许 CO3+H2O NaOH

2-

HCO3 +OH

--

4、制备无水

由 MgCl 2·6H2O 制无 若不然，则：

△

△

盐

水 MgCl 2 在 HCl 气 MgCl 2

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.

·

6H2 O

.

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流中加热

Mg(OH) 2+2HCl+4H 2O Mg(OH) 2

MgO+H 2O

-

5、泡沫灭火

用

Al 2(SO4)3 与 Al +3HCO 3 =Al(OH) 3

+3CO 2↑

3+

↓

器

NaHCO 3 溶液混淆 比较 NH 4 Cl 溶液中 离子浓度的大小

6、比较盐溶

NH 4 ++H 2O NH 3 ·H2 O+H

液中离子浓

+

度的大小

c(Cl- )>c(NH 4+ )>c(H + )>c(OH) -

9、水解均衡常数 （Kh）

关于强碱弱酸盐 ：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均衡常数 )

关于强酸弱碱盐 ：Kh =Kw/K b （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

的电离均衡常数 ）

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：无论是水解仍是电离 ，都决定于第一步 ，第二步一般相当轻微 。

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

☆☆ 基来源则 ：抓住溶液中微粒浓度一定知足的三种守恒关系 ：

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

）

(或浓度 )之和

某原子的总量 (或总浓度 )＝其以各样形式存在的所有微粒的量

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③质子守恒 ：即水电离出的 H+ 浓度与 OH - 浓度相等 。

九、难溶电解质的溶解均衡

1、难溶电解质的溶解均衡的一些常有知识

（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 1*10-5 以下的反响为完整反响。如酸碱中和时[H+]降至 10-7 mol/L<10 -5 mol/L ，故为完整反响 ，用 “= ”，常有的难溶物在水中的离子浓度均远低于

10-5 mol/L ，故均用 “= ”。

（3）难溶并不是不溶 ，任何难溶物在水中均存在溶解均衡 。

（4）掌握三种微溶物质 ：CaSO4、Ca(OH)2、Ag 2SO4

（5）溶解均衡常为吸热 ，但 Ca(OH)2 为放热，升温其溶解度减少 。

（6）溶解均衡存在的前提是 ：一定存在积淀 ，不然不存在均衡 。

2、溶解均衡方程式的书写

注意在积淀后用 (s)注明状态 ，并用 “

”。如：Ag2S(s)

2Ag + (aq）+ S 2- (aq)

3、积淀生成的三种主要方式

（1）加积淀剂法 ：Ksp 越小（即积淀越难溶 ），积淀越完整 ；积淀剂过度能使积淀更完整 。 （2）调 pH 值除某些易水解的金属阳离子

：如加 MgO 除掉 MgCl 2 溶液中 FeCl3。

（ 3）氧化复原积淀法 ：（4）同离子效应法

4、积淀的溶解 ：

积淀的溶解就是使溶解均衡正向挪动 。常采纳的方法有 ：① 酸碱；② 氧化复原 ；③ 积淀转变 。

5、积淀的转变 ：

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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。

Ag 2 S（黑色）

如：AgNO 3

AgCl( 白色积淀 ) AgBr （淡黄色） AgI （黄色）

6、溶度积（KSP）

1、定义：在必定条件下 ，难溶电解质电解质溶解成离子的速率等于离子从头联合成积淀的速率，溶液中各离子的浓度保持不变的状态 。

2、表达式：AmBn(s)

mA n+ (aq)+nB m- (aq)

KSP= [c(An+ )]m ?[c(Bm- )]n

3、影响要素 ：

外因：① 浓度：加水，均衡向溶解方向挪动 。

②温度：升温，多半均衡向溶解方向挪动 。

4、溶度积规则

QC（离子积）〉KSP 有积淀析出

QC= KSP

均衡状态

QC 〈KSP

未饱和，持续溶解

第四章 电化学基础

第一节 原电池

原电池：

1、观点：

化学能转变为电能的装置叫做原电池 _______

2、构成条件 ：① 两个开朗性不一样的电极 ② 电解质溶液 ③ 电极用导线相连并插入电解液构

成

闭合回路

3、电子流向 ：外电路：

负 极—— 导线 —— 正 极

离子移向负极的电解质溶液 ，盐桥中 阳 离子移向正极

.

内电路 ：盐桥中 阴

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的电解质溶液 。

4、电极反响 ：以锌铜原电池为例 ：

负极： 正极：

氧化 复原

反响： 反响：

Zn －2e ＝Zn

＋

2

＋

（较开朗金属 ）

（较不开朗金属 ）

2H ＋2e ＝H2 ↑

总反响式 ： Zn+2H + =Zn 2+ +H 2 ↑

5、正、负极的判断 ：

（ 1）从电极资料 ：一般较开朗金属为负极 ；或金属为负极 ，非金属为正极 。

（ 2）从电子的流动方向 负极流入正极

（ 3）从电流方向 正极流入负极

（ 4）依据电解质溶液内离子的挪动方朝阳离子流向正极 ，阴离子流向负极

（ 5）依据实验现象 ①__溶解的一极为负极 __② 增重或有气泡一极为正极第二节 化学电池

1、电池的分类 ：化学电池 、太阳能电池 、原子能电池

2、化学电池 ：借助于化学能直接转变为电能的装置

3、化学电池的分类 ：

一次电池 、 二次电池 、 燃料电池

一、一次电池

1、常有一次电池 ：碱性锌锰电池 、锌银电池 、锂电池等

二、二次电池

1、二次电池 ：放电后能够再充电使活性物质获取重生 ，能够多次重复使用 ，又叫充电电池或蓄电池 。

2、电极反响 ：铅蓄电池

放电：负极（铅）： Pb＋ SO 24- －2e ＝PbSO4 ↓

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正极（氧化铅）： PbO2 ＋4H+ ＋ SO 24- ＋2e ＝PbSO4 ↓＋2H 2O

充电：阴极：

PbSO4＋2H 2 O－2e ＝PbO2＋4H + ＋ SO 24-

放电

阳极：

PbSO4＋2e ＝Pb＋ SO 42-

PbO2＋Pb＋2H

充电

两式能够写成一个可逆反响 ：

2

SO4

2PbSO4↓＋2H2 O

3、当前已开发出新式蓄电池 ：银锌电池 、镉镍电池 、氢镍电池 、锂离子电池 、聚合物锂离子电池

三、燃料电池

1、燃料电池 ： 是使燃料与氧化剂反响直接产生电流的一种原电池

2、电极反响 ：一般燃料电池发生的电化学反响的最后产物与焚烧产物相同

，可依据焚烧反

应写出总的电池反响 ，但不注明反响的条件 。， 负极发生氧化反响 ，正极发生复原反响 ，可是 要注意一般电解质溶液要参加电极反响

。以氢氧燃料电池为例 ，铂为正 、负极，介质分为酸

性、碱性和中性 。

当电解质溶液呈酸性时 ：

负极：2H 2－4e

=4H +

正极：Ｏ 2＋4 e 4H + =2H 2O

当电解质溶液呈碱性时 ：

负极：

2H 2＋4OH －4e ＝4H2O 正极：Ｏ 2＋ 2H2O＋4 e ＝4OH

另一种燃料电池是用金属铂片插入

氧化剂 。电极反响式为 ：

KOH 溶液作电极 ，又在两极上分别通甲烷 燃料 和氧气

负极：CH4＋10OH －－

＝ ＋7H2O ；

正极：4H2O ＋2O2＋8e

＝8OH 。

电池总反响式为 ：CH4＋2O2 ＋ 2KOH＝K2CO3＋3H2O

3、燃料电池的长处 ：能量变换率高 、荒弃物少 、运转噪音低

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四、荒弃电池的办理 ：回收利用

第三节 电解池

一、电解原理

1、电解池：

把电能转变为化学能的装置 也叫电解槽

2、电解：电流 (外加直流电 )经过电解质溶液而在阴阳两极惹起氧化复原反响 (被动的不是自觉的 )的过程

3、放电：当离子抵达电极时 ，失掉或获取电子 ，发生氧化复原反响的过程

4、电子流向 ：

（电源）负极 —（ 电解池）阴极 —（ 离子定向运动 ）电解质溶液 —（ 电解池）阳极 —（ 电源）正极

5、电极名称及反响 ：

阳极：与直流电源的

正极 相连的电极 ，发生 氧化 负极 相连的电极 ，发生 复原

反响

反响

阴极：与直流电源的

6、电解 CuCl2 溶液的电极反响 ： 阳极：

2Cl- -2e-=Cl 2 ( 氧化 ) Cu2+ +2e-=Cu( 复原 )

阴极：

总反响式 ：

CuCl2 =Cu+Cl 2 ↑

7、电解实质 ：电解质溶液的导电过程 ，就是电解质溶液的电解过程

☆规律总结 ：电解反响离子方程式书写 ：

放电次序 ：

阳离子放电次序

Ag + >Hg 2+ >Fe 3+ >Cu 2+ >H + （指酸电离的 )>Pb 2+ >Sn 2+ >Fe 2+ >Zn 2+ >Al 3+ >Mg 2+ >Na + >Ca 2+ >K +

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阴离子的放电次序

是惰性电极时 ：S2- >I - >Br - >Cl - >OH - >NO 3- >SO 42- (等含氧酸根离子 )>F -(SO32- /MnO 4- >OH - )

是活性电极时 ：电极自己溶电

注意先要看电极资料 ，是惰性电极仍是活性电极 ，若阳极资料为活性电极 （Fe、 Cu)等金属，则

阳极反响为电极资料失掉电子 ，变为离子进入溶液 ；若为惰性资料 ，则依据阴阳离子的放电次序，依照阳氧阴还的规律来书写电极反响式 。

电解质水溶液点解产物的规律

电极反响特色

实例

种类

电解对象 电解质浓 pH

度

电 解 质 溶 液 复 原 增 HCl

分解电解 电解质电离出的 HCl 质型

电解质

减小

阴阳离子分别在 两极放电

大 ---

CuCl2

CuCl2 HCl

放 H2 生阴极：水放 H2生 成碱型

NaCl

碱

阳极：电解质阴 离子放电

电解质和 生成新电 增大 水

解质

放氧生酸 阴极：电解质阳 型

电解质和 生成新电

解质

离子放电

阳极：水放 O2

CuSO4 水

减小 氧化铜

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生酸

电解水型 阴 极 ： 4H+ + NaOH

4e- == 2H2 阳极：4OH- 4e- = O2 ↑ + 2H2O

增

大

增大

减

小

不

变

↑

- H2SO4水

水

Na2SO 4

上述四种种类电解质分类 ：

（ 1）电解水型 ：含氧酸，强碱，开朗金属含氧酸盐

（ 2）电解电解质型 ：无氧酸，不开朗金属的无氧酸盐 （氟化物除外 ）

（ 3）放氢生碱型 ：开朗金属的无氧酸盐

（ 4）放氧生酸型 ：不开朗金属的含氧酸盐

二 、电解原理的应用

1、电解饱和食盐水以制造烧碱 、氯气和氢气

（ 1）、电镀应用电解原理在某些金属表面镀上一薄层其余金属或合金的方法

（ 2）、电极、电解质溶液的选择 ：

阳极：镀层金属 ，失掉电子 ，成为离子进入溶液

M — ne == M

—

n+

阴极：待镀金属 （镀件）：溶液中的金属离子获取电子 ，成为金属原子 ，附着在金属表面 M + ne == M

n+

—

电解质溶液 ：含有镀层金属离子的溶液做电镀液

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镀铜反响原理

阳极 (纯铜 )：Cu-2e - =Cu2+ ，阴极 (镀件 )：Cu2+ +2e - =Cu ，电解液 ：可溶性铜盐溶液 ，如 CuSO4 溶液

（3）、电镀应用之一 ：铜的精华

阳极：粗铜；阴极：

纯铜电解质溶液 ： 硫酸铜

3、电冶金

（1）、电冶金 ：使矿石中的 金属阳离子 获取电子 ，从它们的化合物中复原出来用于冶炼开朗金属 ，如钠、镁、钙、铝

（2）、电解氯化钠 ：

通电前，氯化钠高温下熔融 ：NaCl == Na

+

+ Cl

—

通直流电后 ：阳极：2Na + 2e == 2Na

+

—

阴极：2Cl — 2e == Cl 2↑

——

☆规律总结 ：原电池、电解池、电镀池的判断规律

（ 1）若无外接电源 ，又具备构成原电池的三个条件 。① 有开朗性不一样的两个电极 ；② 两极用导线相互连结成直接插入连通的电解质溶液里 ；③ 较开朗金属与电解质溶液能发生氧化复原反

响（有时是与水电离产生的 H+ 作用），只需同时具备这三个条件即为原电池 。

（ 2）若有外接电源 ，两极插入电解质溶液中 ，则可能是电解池或电镀池 ；当阴极为金属 ，阳

极亦为金属且与电解质溶液中的金属离子属同种元素时 ，则为电镀池 。

（ 3）若多个单池相互串连 ，又有外接电源时 ，则与电源相连结的装置为电解池成电镀池 。若无外接电源时 ，先选较开朗金属电极为原电池的负极 （电子输出极 ），相关装置为原电

池，其余为电镀池或电解池 。

☆

原电池，电解池，电镀池的比较

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性

质 原电池

电解池 电镀池

类型

定义

将化学能转变 将电能转变为化

应用 电解原理在某 些金 属表面镀上一 侧层其余金属

（ 装 置 特 成电能的装置点）

学能的装置

反响特色

自觉反响

非自觉反响

有电源 ，两级材 料可同可不一样

非自觉反响

有电源

装置特色 无电源 ，两级

资料不一样

形成条件 的

活动性不一样两极

电解质溶液

两电极连结直流

1 镀层金属接电源正 极，待镀金属接负 极；2 电镀液一定含 有镀层金属的离子

电源

两电极插入电解

质溶液

形成闭合回路

形成闭合回路

阳极 ：与电源正 名称 同电解 ，但有

电极名称

负极：较开朗金属

极相连

条件

阳极 ：一定是镀层

正极：较不活

阴极 ：与电源负

泼金属 （能导

金属

极相连

电非金属 ）

阴极：镀件

阳极：氧化反

电极反响

负极：氧化反响，金属失掉电子

应，溶液中的阴

阳极 ：金属电极失

离子失掉电子 ， 去电子 或电极金属失电

正极：复原反

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应，溶液中的 阳离子的电子 或许氧气得电

子

阴极 ：电镀液中阳

阴极：复原反离子获取电子 应，溶液中的阳

子（吸氧腐离子获取电子 蚀）

电子流向

负极 →正极 电源负极 →阴极

同电解池

电源正极 →阳极

阳离子向正极 挪动

阴离子向负极 挪动

阳离子向阴极移 动

溶液中带电 粒子的挪动

同电解池

阴离子朝阳极移 动

联系

在两极上都发生氧化反响和还

原反响

☆☆ 原电池与电解池的极的得失电子联系图 阳极 (失)

：

e-正极（得） e- 负极（失）

e-阴极（得）

第四节 金属的电化学腐化和防备 一、金属的电化学腐化

（1）金属腐化内容 ：

（2）金属腐化的实质 ：都是金属原子 失掉 电子而被氧化的

过程

电化腐化

化学腐化

金属与非电解质直接接触

.

条件

不纯金属或合金与电解质

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溶液接触

现象

有轻微的电流产生

无电流产生

实质

较开朗的金属被氧化的过 金属被氧化的过程

程

关系

化学腐化与电化腐化常常同时发生 ，但电化腐化更为普

遍，危害更严重

（4）、电化学腐化的分类 ：

析氢腐化 —— 腐化过程中不停有氢气放出

①条件：湿润空气中形成的水膜 ,酸性较强 （水膜中溶解有 CO2、SO2、H2S 等气体）

②电极反响 ：负极 : Fe –2e - = Fe 2+

正极 : 2H + + 2e - = H 2 ↑

总式：Fe + 2H + = Fe 2+ + H 2 ↑

吸氧腐化 —— 反响过程汲取氧气

①条件：中性或弱酸性溶液

②电极反响 ：负极 : 2Fe –4e - = 2Fe 2+

正极 : O2+4e - +2H 2O = 4OH -

总式：2Fe + O 2 +2H 2O =2 Fe(OH) 2

离子方程式 ：Fe2+ + 2OH - = Fe(OH) 2

生成的 Fe(OH)2 被空气中的 O2 氧化，生成 Fe(OH)3 ， Fe(OH)2 + O 2 + 2H 2O == 4Fe(OH)

Fe(OH)3 脱去一部分水就生成 Fe2O 3·x H 2O（铁锈主要成分 ）

规律总结 ：

金属腐化快慢的规律 ：在同一电解质溶液中 ，金属腐化的快慢规律以下 ：

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电解原理惹起的腐化 ＞原电池原理惹起的腐化 ＞化学腐化 ＞有防腐举措的腐化防腐举措由好到坏的次序以下 ：

外接电源的阴极保 ＞牺牲负极的正极保 ＞有一般防腐条件的腐化 ＞无防腐条件的腐化二、金属的电化学防备

1、利用原电池原理进行金属的电化学防备

（1）、牺牲阳极的阴极保

原理：原电池反响中 ，负极被腐化 ，正极不变化

应用：在被保护的钢铁设施上装上若干锌块 ，腐化锌块保护钢铁设施负极：锌块被腐化 ；正极：钢铁设施被保护

（2）、外加电流的阴极保

原理：通电，使钢铁设施上累积大批电子 ，使金属原电池反响产生的电流不可以输送 ，进而防备金属被腐化

应用：把被保护的钢铁设施作为阴极 ，惰性电极作为协助阳极 ，均存在于电解质溶液中 ，接上外加直流电源 。通电后电子大批在钢铁设施上累积 ，克制了钢铁失掉电子的反响 。

2、改变金属构造 ：把金属制成防腐的合金

3、把金属与腐化性试剂分开 ：电镀、油漆、涂油脂、表面钝化等

（3）金属腐化的分类 ：

化学腐化 —

金属和接触到的物质直接发生化学反响而惹起的腐化

电化学腐化 —

不纯的金属跟电解质溶液接触时 ，会发生原电池反响 。比较开朗的金属失

去电子而被氧化 ，这类腐化叫做电化学腐化 。 化学腐化与电化腐化的比较

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