选修4 化学反应原理1--4各章知识点详细总结

①若V正＞V逆 ， 平衡向正反应方向移动。

平衡不移动。 ②若V正＝V逆 ，

③若V正＜V逆 ，平衡向逆反应方向移

（3）平衡移动的标志：

各组分浓度与原平衡比较发生改变。

（4）影响化学平衡的条件

(1)增大反应物或减小生成物的浓度化学平衡向正反应方向移动 减小反应物或增大生成物的浓度化学平衡向逆反应方向移动

(2) A：温度升高，会使化学平衡向着吸热反应的方向移动； B：温度降低，会使化学平衡向着放热反应的方向移动。

如正反应是放热反应,改变温度时其平衡移动的图象是: V V(逆V(正) ) V V(正) V(正)

V(正

V(逆) V(逆) ) (3) (对于反应前后气体体积改变的反应V(逆) t t ) A：增大压强，会使化学平衡向着气体体积缩小的方向移动；

0 0 B：减小压强，会使化学平衡向着气体体积增大的方向移动。

度度 度

[注意]

①对于反应前后气体总体积相等的反应， 改变压强不能使化学平衡移动；

②对于只有固体或液体参加的反应， 改变压强不能使化学平衡移动； (4)催化剂只能使正逆反应速率等倍增大，不能使化学平衡移动。 二、勒夏特列原理∶

如果改变影响平衡的条件之一（如温度，压强，以及参加反应的化学物质的浓度），平衡将向着能够减弱这种改变的方向移动。 三、等效平衡

化学平衡的建立与途径无关，即可逆反应无论从反应物方向开始，还是从生成物方向开始，只要条件不变（定温定容、定温定压），都可以达到同一平衡状态，此为等效平衡。 （1）定义：在一定条件下（恒温恒容或恒温恒压）下，只是起始加入情况不同的同一可逆反应达到平衡后，任何相同组分的分数（体积、物质的量）均相等，这样的化学平衡互称为等效平衡。

① 升高温② 降低温

6

在等效平衡中，若不仅任何相同组分的分数（体积、物质的量）均相同，而且相同组分的物质的量均相同，这类等效平衡又互称为同一平衡。同一平衡是等效平衡的特例。 (2) 等效平衡的规律： ①在定温定容条件下，对于反应前后气体分子数可变的可逆反应，只改变起始时加入物质的物质的量，如通过反应的计量数换算成同一半边物质的物质的量与原平衡的相同，则两平衡等效。

②在定温定容条件下，对于反应前后气体分子数不变的反应，只改变起始时加入物质的物质的量，如通过反应的计量数换算成同一半边物质的物质的量之比与原平衡的相同，则两平衡等效。

③在定温定压条件下，改变起始时加入物质的物质的量，如通过反应的计量数换算成同一半边物质的物质的量之比与原平衡的相同，则两平衡等效。

第三章 水溶液中的离子平衡 一、电解质的有关定义 混和物

单质 物质

纯净物 化合物 强电解质：强酸、强碱、绝大多数金属氧化物和盐。如HCl、NaOH、NaCl、BaSO4 弱电解质：弱酸、弱碱和水。如HClO、NH3·H2O、Cu(OH)2、H2O??

电解质 非电解质：大多数非金属氧化物和有机物。如SO3、CO2、C6H12O6、CCl4、CH2=CH2??

1、电解质与非电解质本质区别：

在一定条件下（溶于水或熔化）能否电离（以能否导电来证明是否电离） 电解质——离子化合物或共价化合物 非电解质——共价化合物 离子化合物与共价化合物鉴别方法：熔融状态下能否导电

2、强电解质与弱电质的本质区别：在水溶液中是否完全电离（或是否存在电离平衡） 注意：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）

4、强酸（HA）与弱酸（HB）的区别：(1)溶液的物质的量浓度相同时，pH(HA)＜pH(HB) (2)pH值相同时，溶液的浓度CHA＜CHB(3)pH相同时，加水稀释同等倍数后，pHHA＞pHHB 二、水的电离和溶液的酸碱性

1、水离平衡：H2OH + OH 水的离子积：KW = [H]·[OH]

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

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（pH之和为14的酸和碱的水溶液中水的电离被同等的抑制）(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（pH之和为14两种水解盐溶液中水的电离被同等的促进）

4、溶液的酸碱性和pH： （1）pH= -lg[H＋] 注意：①酸性溶液不一定是酸溶液（可能是 溶液） ；②pH＜7 溶液不一定是酸性溶液（只有温度为常温才对）； ③碱性溶液不一定是碱溶液（可能是 溶液）。

（2）pH的测定方法：酸碱指示剂——甲基橙、石蕊、酚酞

＋

-

＋

-

7

pH试纸 ——最简单的方法。 操作：将一小块pH试纸放在洁净的玻璃片上，用玻璃棒 沾取未知液点试纸中部，然后与标准比色卡比较读数即可。 注意：①事先不能用水湿润PH试纸；②只能读取整数值或范围 （3）常用酸碱指示剂及其变色范围：

指示剂 石蕊 甲基橙 酚酞 变色范围的PH ＜5红色 ＜3.1红色 ＜8无色 5～8紫色 3.1～4.4橙色 8～10浅红 ＞8蓝色 ＞4.4黄色 ＞10红色 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＋离子数相加除以总体积，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-离子数相加除以总体积，再求其它）[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）

注意：在加法运算中，相差100倍以上（含100倍）的，小的可以忽略不计！ 4、稀释过程溶液pH值的变化规律：

n

(1)强酸溶液：稀释10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10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均为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。

四、“酸、碱恰好完全反应”与“自由H＋与OH-恰好中和”酸碱性判断方法 1、酸、碱恰好反应：恰好生成盐和水，看盐的水解判断溶液酸碱性。（无水解，呈中性） 2、自由H＋与OH-恰好中和（现金相等），即“14规则：pH之和为14的两溶液等体积混合，谁弱显谁性，无弱显中性。”

五、盐类的水解（只有可溶于水的盐才水解） 1、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，两弱相促进，两强不水解。②多元弱酸根，浓度相同时正酸根比酸式酸水解程度大，碱性更强。 (如:Na2CO3 ＞NaHCO3)③弱酸酸性强弱比较：

A、同主族元素最高价含氧酸的酸性递减，无氧酸的酸性递增（利用特殊值进行记忆。如酸性：

HFH3PO4）

B、饱和一元脂肪酸的碳原子数越小，酸性越强（如HCOOH>CH3COOH）

C、一些常见的酸的酸性：HClO、HAlO2、苯酚为极弱酸；醋酸>碳酸；磷酸和H2SO3为中强酸；

HClO4为最强含氧酸等。

2、盐类水解的特点：（1）可逆 （2）程度小 （3）吸热

3、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）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

8

n

＋

＋

+

抑制阳离子水解；OH促进阳离子水解而抑制阴离子水解）

4、酸式盐溶液的酸碱性：①只电离不水解：如HSO4 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-）。 5、双水解反应：

(1)构成盐的阴阳离子均能发生水解的反应为双水解反应（即弱酸弱碱盐）。双水解反应相互促进，水解程度较大，有的甚至水解完全。其促进过程以NH4Ac为例解释如下： NH4Ac == NH4＋ + Ac- NH4＋ + H2ONH3·H2O + H＋ Ac— + H2OHAc + OH- 两个水解反应生成的H和OH反应生成水而使两个水解反应的生成物浓度均减少，平衡均右移。

(2)常见的双水解反应完全的为：Fe3＋、Al3＋与AlO2-、CO32-(HCO3-)、S2-(HS-)、SO32-(HSO3-)；其特点是相互水解成沉淀或气体。双水解完全的方程式写“==”并标“↑↓”，其离子方程式配平依据是两边电荷平衡，如：2Al + 3S + 6H2O == 2Al(OH)3↓+ 3H2S↑

6、盐类水解的应用：

①混施化肥（N、P、K三元素不能变成↑和↓）②泡沫灭火剂（用硫酸铝和小苏打为原料，双水解）③FeCl3溶液止血剂（血浆为胶体，电解质溶液使胶体凝聚）④明矾净水（Al3＋水解成氢氧化铝胶体，胶体具有很大的表面积，吸附水中悬浮物而聚沉）⑤NH4Cl焊接金属（氯化铵呈酸性，能溶解铁锈）⑥判断溶液酸碱性（强者显性）⑦比较盐溶液离子浓度的大小 ⑧判断离子共存（双水解的离子产生沉淀和气体的不能大量共存）⑨配制盐溶液（加对应的酸防止水解）

六、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

例：H2S的电离H2S H + HS ； HS H + S例：Na2S的水解：H2O+ S2- HS- + OH- H2O + HS- H2S + OH-

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 例：Al3＋ + 3H2O Al(OH)3 + 3H＋ 七、溶液中微粒浓度的大小比较

1、基本原则：抓住溶液中微粒浓度必须满足的两种守恒关系：

①电荷守恒（电荷数前移）: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(原子个数前移): 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(得失H＋个数前移):：∑得质子后形成的微粒浓度·得质子数 == ∑失质子后形成的微粒浓度·失质子数

2、同浓度的弱酸和其弱酸盐 、同浓度的弱碱和其弱碱盐的电离和水解强弱规律： ①中常化学常见的有三对

等浓度的HAc与NaAc的混合溶液：弱酸的电离＞其对应弱酸盐的水解，溶液呈酸性 等浓度的NH3·H2O与NH4Cl的混合液：弱碱的电离＞其对应弱碱盐的水解，溶液呈碱性 等浓度的HCN与NaCN的混合溶液：弱酸的电离<其对应弱酸盐的水解，溶液呈碱性 ②掌握其处理方法（即抓主要矛盾） 八、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。生成难溶电解质的反应为完全反应，用“=”。

＋

-

-

+

—

3＋2-

--

＋

2-

9

（2）反应后离子浓度降至1×10mol/L以下的反应为完全反应，用“=”。如酸碱中和时[H]降至10mol/L<10mol/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10-5

mol/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：CaSO4、Ca(OH)2、Ag2SO4

（5）溶解平衡常为吸热，但Ca(OH)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:注意在沉淀后用(s)标明状态，并用“”。如：Ag2S(s)

＋

＋

-5

-7-5

2Ag

+ S2-

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：常加入难溶性的MO、M(OH)2、MCO3等除M2+溶液中易水

解的阳离子。如加MgO除去MgCl2溶液中FeCl3。

（3）氧化还原沉淀法：加氧化剂或还原剂将要除去的离子变成沉淀而除去（较少见） 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加水；②加热；③减少生成物（离子）的浓度。使沉淀溶解的方法一般为减少生成物的浓度，因为对于难溶物加水和加热对其溶解度的影响并不大。

5、沉淀的转化：溶液中的沉淀反应总是向着离子浓度减少的方向进行，简而言之，即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。

第四章 电化学基础

一，.原电池

1. 定义：把化学能转化为电能的装置

2.构成条件:（1）两种不同的金属（或一种金属与石墨）作电极 （2）插入电解质溶液里 （3）形成闭合回路

小结： e- （氧化反应）负正极 极 原电池 （电解质溶液） （还原反应）3.原电池的化学原理

电子从负极（较活泼金属）流向正极（较不活泼金属或碳棒），

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