②温度：促进水的电离（水的电离是 吸 ③易水解的盐：促进水的电离 KW 〉 1*10
热的）
-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
混 （
其它） [H+]=[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
混＝（[OH-]-]
求其它） [OH-]1V1+[OH2V2）/（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
混；混，再求其它）
H+数除以溶液总体积求[H+]OH-有余，则用余下的 OH-数除以溶液总体积求[OH-] 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 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=14 V 酸：V 碱=1：1 pH1+pH2≠14
V 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：
c 碱= n ? c ? V
n ? 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 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。
、与 、
（2） 常见的双水解反应完全的为：Fe3+Al3+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 1、净水 2、去油污 实例 明矾净水 原理 Al+3H O 2 3+2- Al(OH) (胶体)+3H 3 +用热碱水冼油污物品 -- HCO CO3 +H2O △ 3 +OH 3、药品的保存 ①配制FeCl3 溶液时常加入 3+Fe+3H O 2 少量盐酸 ②配制 Na2CO3 溶液时常加 Fe(OH) +3H 3 + 2-CO +H O 3 2 HCO 3 +OH-- 入少量 NaOH 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 MgO+H2O Mg(OH)2 5、泡沫灭火器 3+用 Al2(SO4)3 与 NaHCO3 溶液 -Al+3HCO =Al(OH) ↓+3CO ↑ 3 3 2 混合 ++H O 6、比较盐溶液中 比较 NH4Cl 溶液中离子浓 NH 4 2 NH ·H O+H 3 2 ++-+离子浓度的大小
度的大小 c(Cl)>c(NH )>c(H)>c(OH) 4 -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 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知识
（1）溶解度 小于 0.01g 的电解质称难溶电解质。
降至
（ 2 ） 反应后离子浓度降至 1*10-5 以下的反应为完全反应。如酸碱中和时[H+] 10-7mol/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 10-5 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) Ag+(aq）+ S2-(aq) 2 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 MgCl2 溶液中 FeCl3。 （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：AgNO3 AgCl(白色沉淀) AgBr（淡黄色） AgI （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：AmBn(s) An+(aq)+nBm-(aq) m
KSP= [c(An+)]m ?[c(Bm-)]n 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 未饱和，继续溶解
第四章 电化学基础
第一节 原电池
原电池： 1、概念： 化学能转化为电能的装置叫做原电池 2、组成条件：①两个活泼性不同的电极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
内电路：盐桥中 阴 离子移向负极的电解质溶液，盐桥中 阳 离子移向正
极的电解质溶液。
4、电极反应：以锌铜原电池为例：
负极： 氧化 反应： Zn－2e＝Zn2（较活泼金属）
＋
正极： 还原 反应： 2H＋2e＝H （较不活泼金属） 2↑ 总反应式： Zn+2H+=Zn2++H2↑ 5、正、负极的判断：
（1） 从电极材料：一般较活泼金属为负极；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） 根据电解质溶液内离子的移动方向 阳离子流向正极，阴离子流向负极
（5） 根据实验现象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 一、一次电池
、 燃料电池 1、常见一次电池：碱性锌锰电池、锌银电池、锂电池等二、二次电池
1、二次电池：放电后可以再充电使活性物质获得再生，可以多次重复使用，又叫充电电池或蓄电池。
2、电极反应：铅蓄电池
放电：负极（铅）： Pb＋ SO 2- －2e? ＝PbSO4↓ 4
正极（氧化铅）： PbO2＋4H+＋ SO 2- ＋2e? ＝PbSO4↓＋2H2O 4 充电：阴极： 阳极：
2- PbSO4＋2H2O－2e? ＝PbO2＋4H+＋ SO 4
2- PbSO4＋2e? ＝Pb＋ SO 4
两式可以写成一个可逆反应： PbO2＋Pb＋2H2SO4
放电 充电
2PbSO4↓＋2H2O
3、目前已开发出新型蓄电池：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应直接产生电流的一种原电池
2、电极反应：一般燃料电池发生的电化学反应的最终产物与燃烧产物相同，可根据燃烧反应写出总的电池反应，但不注明反应的条件。，负极发生氧化反应，正极发生还原反应， 不过要注意一般电解质溶液要参与电极反应。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：2H2－4e? =4H+ 正极：Ｏ2＋4 e? 4H+ =2H2O 当电解质溶液呈碱性时：
负极： 2H2＋4OH?－4e?＝4H2O 正极：Ｏ2＋2H2O＋4 e?＝4OH??
另一种燃料电池是用金属铂片插入 KOH 溶液作电极，又在两极上分别通甲烷 燃料 和氧气 氧化剂 。电极反应式为：
[人教版]2019版高中化学选修4知识点清单（pdf版，14页，全站免费）
