化学选修4第一二章知识点总结文档格式.docx
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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。
（
H<
0，单位kJ/mol）
四、中和热
在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应而生成
1molH2O，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OH-反应，其热化学方程式为：
H+（aq）+OH-（aq）=H2O（l）
H=－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/mol。
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、运用：
根据盖斯定律，可以设计反应求出另一个反应的反应热。
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=c/Δt（υ：
平均速率，Δc：
浓度变化，Δt：
时间）单位：
mol/（L·
s）
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
1
二、化学平衡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→总压增大，但是各分压不变，各物质浓度不变→反应速率不变
②恒温恒体时：
充入惰性气体→体积增大→各反应物浓度减小→反应速率减慢
（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
例举反应
混合物体系中
各成分的含量
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的分数一定平衡
②各物质的质量或各物质质量分数一定平衡
③各气体的体积或体积分数一定平衡
④总体积、总压力、总物质的量一定
不一定平衡
①在单位时间内消耗了mmolA同时生成
mmolA，即
V（正）=V（逆）
平衡
正、逆反应
②在单位时间内消耗了
nmolB同时消耗了
p
molC，则
速率的关系
③V（A）:
V（B）:
V（C）:
V（D）=m:
n:
p:
q
，V（正）不一定等于
V（逆）
④在单位时间内生成
nmolB，同时消耗了q
molD，因均指
压强
①m+n≠p+q时，总压力一定（其他条件一定）
②m+n=p+q时，总压力一定（其他条件一定）
混合气体平均
①Mr一定时，只有当
m+n≠p+q时
相对分子质量
②Mr一定时，但m+n=p+q时
Mr
温度
任何反应都伴随着能量变化，
当体系温度一定时（其他不变）
体系的密度
密度一定
其他
如体系颜色不再变化等
2
（二）影响化学平衡移动的因素
1、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
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，生成物浓度幂之积与反应物浓度幂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>
105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。
3
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、反应熵变与反应方向：
（1
）熵:
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?
mol-1?
K-1
（2）体系趋向于有序转变为无序，导致体系的熵增加，这叫做熵增加原理，也是反应方向判断的依据。
.
（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）
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：
ΔH-TΔS〈0
反应能自发进行
ΔH-T
S=0
反应达到平衡状态
S〉0
反应不能自发进行
（1）ΔH为负，ΔS为正时，任何温度反应都能自发进行
（2）ΔH为正，ΔS为负时，任何温度反应都不能自发进行
4
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
单质
强电解质：
强酸，强碱，大多数盐
如HCl、NaOH、NaCl、BaSO4
纯净物
电解质
如HClO、NH3·
H2O、Cu（OH）2、H2O
化合物
弱酸，弱碱，极少数盐，水
非电解质：
非金属氧化物，大部分有机物
如SO3、CO2、C6H12O6、CCl4、CH2=CH2⋯⋯
2、电解质与非电解质本质区别：
电解质——离子化合物或共价化合物
非电解质——共价化合物
①电解质、非电解质都是化合物
②SO2、NH3、CO2等属于非电解质
5
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：
AB
A++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：
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-]=
1*10
-14
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*10
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：
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，然后与标准比色卡对比即可
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）
[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）
6
[OH-]混＝（[OH-]1V1+[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-
==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：
〈
pH原+n
3、强碱溶液：
10
n倍时，pH稀
=pH原－n
（但始终不能小于或等于
4、弱碱溶液：
〉pH原－n
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（pH1）强碱（pH2）混和计算规律
w.w.w.k.s.5.u.c.o.m
1、若等体积混合：
pH1+pH2=14
则溶液显中性pH=7
2≥15
则溶液显碱性pH=pH2
-0.3
pH+pH
pH1+pH2≤13
则溶液显酸性pH=pH1+0.3
2、若混合后显中性
V酸：
V碱=1：
pH1+pH2≠14
14-（
pH1+pH2
六、酸碱中和滴定：
1、中和滴定的原理：
实质：
H++OH—=H2O
即酸能提供的
H+和碱能提供的
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，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→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碱进行分析
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：
n
cV
c碱=
V
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
V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
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OH-结合,破坏水的电离，是平衡向右移
7
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:
Na2CO3＞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；
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
性（如:
HSO3
、H2PO4
-）
③水解程度＞电离程度，显
碱
性（如：
HCO3
、HS-、HPO4
2-）
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。
（2）常见的双水解反应完全的为：
3+
、Al
-2-
-2--2-
+
2-
Fe
与AlO2、CO3
（HCO3）、S（HS）、SO3
（HSO3）；
S与NH4
；
CO3
（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-+6H2
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