高中化学选修4讲义及高中化学选修4模块检测试卷及答案

高二化学期末试卷第20页（共12页）高二化学期末试卷第21页（共12页）高中化学选修4讲义第一章化学反应与能量1.1化学反应的热效应知识概要：一、焓变、反应热1.反应热：当生成物与反应物的温度相同时，化学反应过程中吸收或放出的热量叫做化学反应的热效应，化学反应的热效应一般称为反应热。2.焓与焓变的含义①焓的意义：焓是一个物理量，用来描述物质所具有的能量，符号为H，用焓的变化来描述与反应热有关的能量变化。②反应焓变：生成物的总焓与反应物的总焓之差，用“△H”表示。a.数学表达式：△H=H(生成物)—H(反应物)b.单位：kJ·molˉ1c.意义：如果△H＞0，即生成物的焓大于反应物的焓，说明反应是吸收能量的，为吸热反应；如果△H＜0，即生成物的焓小于反应物的焓，说明反应是释放能量的，为放热反应。③影响焓变的主要因素：a.发生变化的物质的焓变，在其他条件一定时与变化物质的物质的量成正比。b.物质的温度和压强：在298.15K（298K）、101KPa的条件下的焓变叫做标准焓变。c.反应体系中物质的聚集状态：由于物质在固态、液态、气态之间进行转化时也伴随着能量的变化，所以焓变与物质的聚集状态有关。3.反应热和焓变的关系反应热焓变含义化学反应中吸收或放出的热量化学反应中生成物所具有的焓与反应物所具有的焓之差符号Q△H单位kJ·molˉ1kJ·molˉ1与能量变化的关系Q＞0，反应吸收热量Q＜0，反应放出热量△H＞0，反应吸收热量△H＜0，反应放出热量二者的相互联系△H是化学反应在恒定压强下且不与外界进行电能、光能等其他能量的转化时的反应热，即恒压条件下进行的反应的反应热Q就是焓变△H。高中阶段二者通用。二、化学反应中的物质变化和能量变化1.化学反应的本质和特征化学反应的本质是发生物质变化即生成新物质，特征之一是伴随能量变化即吸收能量或放出能量，可图示如下：化学→发生物质变化→化学键的断裂和形成反应→伴随能量变化→化学能与热能、光能、电能等相互转化2.化学反应中的能量变化（1）决定因素和变化图示一个化学反应是吸收能量还是放出能量，由反应物的总能量（∑E反）与生成物的总能量（∑E生）的总能量相对大小来决定。若∑E反＞∑E反，则会放出能量；若∑E反＜∑E反，则会吸收能量。【特别提醒】任何化学反应都伴随着能量变化，不存在不发生能量变化的化学反应。（2）微观解释和本质原因一个化学反应的过程，本质上就是旧化学键断裂和新化学键形成的过程。旧化学键断裂需要吸收能量，新化学键形成会放出能量。化学键的断裂和形成时的能量差别是化学反应伴随能量变化的本质原因。三、放热反应和吸热反应（1）定义：放出热量的反应称为放热反应，△H＜0；吸收热量的反应称为吸热反应，△H＞0。（2）微观分析：如果反应物具有的总能量小于生成物具有的总能量，则生成物中的化学键形成所释放的能量小于反应物中的化学键断裂所吸收的能量，该反应为吸热反应，反之则为放热反应。（3）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大多数化合反应；⑤物质的缓慢氧化；⑥铝热反应。（4）常见的吸热反应：①大多数的分解反应；②一些晶体的反应；③水解反应：如NH4++H2O⇌NH3·H2O+H+④以C、H2、CO为还原剂的氧化还原反应。【特别提醒】物质的溶解过程也都伴随着能量的变化，需要熟记的实例有：苛性钠和浓硫酸溶于水明显放热，硝酸铵晶体溶于水明显吸热，食盐溶于水热量变化不明显等。四、热化学方程式（1）定义：把一个化学反应中物质的变化和反应的焓变同时表示出来的化学方程式。（2）意义：不仅表明物质变化，还表面化学反应中的焓变。（3）热化学方程式与普通化学方程式的区别：化学方程式热化学方程式化学计量数是整数，既表示微粒个数又表示该物质的物质的量是整数也可以是分数，只表示物质的物质的量状态不要求注明必须在分子式后注明△H正负号及单位无必须注明意义表明了化学反应中的物质变化不仅表明了化学反应中的物质变化，也表明了化学反应中的能量变化（4）热化学方程式的书写：①标明物质的聚集状态，固体用s，液体用l，气体用g，溶液用aq，不用“↑”和“↓”。②不写反应条件，但需注明测定条件（温度和压强）。③化学计量数既可以是整数，也可以是分数。④△H写在方程式的右边，放热用“—”，吸热用“+”，且数值与化学计量数相对应。五、物质的能量高低与物质稳定性比较（1）物质化学键能越大，其能量越低，物质越稳定。（能量越低越稳定）（2）△H=反应物的键能总和—生成物的键能总和=生成物的能量总和—反应物的能量总和1.2反应热的测定及计算知识概要：一、燃烧热（1）概念：1mol纯物质完全燃烧生成稳定的氧化物时所放出的热量，叫做该物质的燃烧热，单位为kJ·molˉ1。（2）表示燃烧热的热化学方程式的书写：应以燃烧1mol物质为标准来配平其余物质的化学计量数，故在其热化学方程式中常出现分数。（3）对燃烧热的理解：①燃烧热是反应热的一种，其△H为“—”或△H＜0.②可燃物完全燃烧，生成稳定的氧化物。C→ CO2H2→H2O(l)S→SO2③燃烧热通常是由实验测得的，可燃物以1mol纯物质作为标准进行测量。④文字叙述燃烧热时，用“正值”或“△H”表示。例如：CH4的燃烧热为890.31kJ·molˉ1或△H=—890.31kJ·molˉ1。（4）有关燃烧热的计算：Q放=n(可燃物)×△Hc二、中和热（1）定义：在稀溶液中，酸与碱发生中和反应生成1molH2O（l）时所释放的热量为中和热。（2）对中和热的理解：①定义中的“稀溶液”一般是指酸、碱的物质的量浓度均小于1mol·Lˉ1的溶液，因为溶液混合时会产生溶解热效应而影响中和热的测定。②中和热不包括离子在水溶液中的生成热、物质的溶解热、电解质电离的吸热所伴随的热效应。③中和反应的实质是H+（aq）+OHˉ（aq）=H2O(l)，若反应过程中有其他物质生成，这部分反应热也不在中和热内。④强酸与强碱反应的中和热的表示：H+（aq）+OHˉ（aq）=H2O(l)△H=—57.3kJ·molˉ1⑤中和热是以生成1mol水为标准来配平其余物质的化学计量数。三、反应热的测定（1）仪器：量热计量热计由内、外两个筒组成，外筒的外壁覆盖有保温层。盖上有温度计和搅拌器。（2）原理：将两种反应物加入内筒并使之迅速混合，测量反应前后溶液温度的变化值，即可根据溶液及量热计的热容C，利用下式计算出反应释放或吸收的热量Q。Q=—C（T2—T1），C表示体系的热容，T1、T2分别表示反应前和反应后体系的温度。【注意】热容和比热容的含义。【答案】当物质吸收热量温度升高时，温度每升高1K所吸收的热量，称为该物质的热容，用符号C表示，单位为J·Kˉ1。单位质量的物质的热容称为该物质的比热容，单位为J·Kˉ1·kgˉ1。（3）中和反应的反应热的测定四、盖斯定律（1）内容：化学反应的焓变只与反应体系的始态（各反应物）和终态（各生成物）有关，而与反应的途径无关。（2）特点：①反应热效应只与始态、终态有关，与过程无关。②反应热总值一定。③热化学方程式之间可以进行代数变换等数学处理。第二章化学反应速率与化学平衡2.1化学反应速率知识概要：一、化学反应速率1.化学反应速率的概念：化学反应速率是用量衡量化学反应进行快慢程度的物理量。2.化学反应速率的表示方法：化学反应速率通常用单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加来表示。符号为v，单位为mol·Lˉ1·minˉ1或mol·Lˉ1·sˉ1。3.化学反应速率的表达式某一物质A的化学反应速率的表达式为△c(A)V(A)=△t(A)4.化学反应速率的计算规律对于某一化学反应，虽然用不同物质表示的化学反应速率不一定相同，但各物质的速率之比一定等于化学方程式中相应物质的化学计量数之比。例如：mA+nB=pC+qDv(A)：v(B)：v(C)：v(D)=m：n：p：q5.有关化学反应速率的注意事项（1）化学反应速率均为正值，没有负值。（2）化学反应速率通常指的是某物质在某一段时间内化学反应的平均速率，而不是某一时刻的瞬时速率。（3）化学反应速率不用固体或纯液体物质的“浓度变化”来表示。二、化学反应速率的测量常用方法：（1）量气法（2）比色法（3）电导法三、有效碰撞理论1.有效碰撞：能够发生化学反应的碰撞。两个条件：①分子有较高的能量②有合适的碰撞取向2.活化分子和活化能（1）活化分子：能够发生有效碰撞的分子。（2）活化能：活化分子所多出的那部分能量。活化普通分子+活化能⇌活化分子去活化（3）活化能与化学反应速率：在一定条件下，活化分子所占的百分数是固定不变的。活化能低→普通分子易变成活化分子→活化分子百分数大→有效碰撞次数多→反应速率快四、影响化学反应速率的因素1.内因（1）化学键的强弱。（2）化学性质。2.外因对于同一化学反应，外界条件不同，反应速率不同，其中重要的外界条件为浓度、压强、温度、催化剂等。（1）浓度对化学反应速率的影响重要理论：当其他条件不变时，增大反应物的浓度，可以增大化学反应速率；减小反应物的浓度，可以减小化学反应速率。【注意】①纯液态或固体物质，可以认为其浓度为“常数”，它们的量的改变不会影响化学反应速率。②固体反应物颗粒的大小能影响化学反应速率。固体颗粒越小，其表面积越大，与其他反应物的接触面积越大，有效碰撞次数将增加，所以能加快化学反应速率。（2）压强对化学反应速率的影响重要理论：对于有气体参加的化学反应来说，当其他条件不变时，增大气体的压强，可以增大化学反应速率；减小气体的压强，可以减小化学反应速率。理论解释：在其他条件不变时，增大压强，就是增大了浓度→单位体积内活化分子数增多→有效碰撞次数增多→有效碰撞增多→化学反应速率增大。【注意】A对于气体反应体系，有以下几种情况：I恒温时：增大压强→体积缩小→浓度增大→反应速率加快II恒容时：充入气体反应物→总压增大→浓度增大→反应速率加快充入“惰性气体”→总压增大，各物质浓度不变，反应速率不变III恒压时：充入“惰性气体”→体积增大→各反应物浓度减小→反应速率减慢B压强对固体、液体的反应速率影响忽略不计。（3）温度对化学反应速率的影响重要理论：当其他条件不变时，升高温度，可以增大化学反应速率；降低温度，可以减小化学反应速率。理论解释：在其他条件不变时，升高温度，反应物分子的能量增加，使一部分原理能量较低的分子变成活化分子→活化分子百分数增加→有效碰撞次数增多→化学反应速率增大。【注意】温度每升高10℃，化学反应速率通常增大到原来的2~4倍。上述结论，对吸热和放热反应均适用。一般地，温度对化学反应速率的影响比浓度、压强对化学反应速率的影响要大，也易于控制。（4）催化剂对化学反应速率的影响重要理论：催化剂能够改变化学反应速率。理论解释：使用催化剂→降低反应所需的能量→更多反应物分子成为活化分子→大大增加单位体积内的活化分子百分数→成千成万倍地增大化学反应速率。（5）其他因素对化学反应速率的影响除了浓度、压强、温度和催化剂等能改变化学反应速率外，反应物颗粒的大小，溶剂的性质、光、超声波、磁场等也会对化学反应速率产生影响。五、外界条件对可逆反应中正逆反应速率的影响（1）浓度增加反应物浓度（或减小生成物浓度），反应向正反应方向移动；增加生成物浓度（或减小反应物浓度），反应向逆反应方向移动。（2）温度“升吸降放”——升高温度，向吸热反应方向移动；降低温度，向放热反应方向移动。（3）压强增大压强，反应向气体分子数减小的方向移动；减小压强，反应向气体分子数增大的方向移动。若反应前后气体分子数不变，则增大压强，正逆反应速率增大相同倍数；减小压强，正逆反应速率减小相同倍数。（4）催化剂对可逆反应速率的影响是同等倍数的增大或减小，不改变化学平衡。2.2化学反应的方向和限度知识概要：一、可逆反应与不可逆反应1.可逆反应（1）定义：在同一条件下，同时向正、反两个方向进行的化学反应称为可逆反应。（2）表示方法：在可逆反应的化学方程式中，用“⇌”来表示。（3）可逆反应的特征：①正反应和逆反应发生条件相同。②各反应物、生成物同时存在，正反应和逆反应同时存在、同时进行。③能量转化类型相反，若正反应放热，则逆反应就吸热。④可逆反应是不可进行彻底的反应。2.不可逆反应在一定条件下，几乎只能向一定方向（向生成物方向）进行的反应。二、化学反应的方向1.自发过程与自发反应（1）自发过程：在一定条件下不借助外部力量就能自动进行的过程。如：生活中的自发过程。A自然界中的水由高处往低处流，而不会自动从低处往高处流。B物理学中研究的电流总是从电位高的地方向电位低的地方流动。C日常生活中，气温一升高，冰雪自动融化。（2）自发反应：在一定条件下，无需外界帮助就能自动进行的反应称为自发反应。如：Zn+CuSO4=ZnSO4+Cu会自发进行。2.反应的焓变与反应方向自发过程的体系总是趋向于从高能量状态转变为低能量状态，这是体系会对外部做功或释放能量，表现为焓变△H＜0，这一经验规律就是能量判据。大量实验事实证明，多数能自发进行的化学反应是放热的，并且反应放出的热量越多，体系能量降低的也越多，反应越完全。但是，不少吸热过程和吸热反应也能自发进行。3.反应熵变与反应方向（1）熵的含义：在密闭的条件下，体系由有序自发地转变为无序的倾向，这种推动体系变化的因素称作熵。符号：S。单位：J·molˉ1·Kˉ1。（2）影响熵大小的因素：①同一条件下，不同的物质熵值不同。②同一物质的熵与其聚集状态及外界条件有关，如对同一物质而言，S(g)＞S(l)＞S(s)。（3）熵变：化学反应发生物质的变化或物质状态的变化，是生成物总熵与反应物总熵之差。符号：△S。单位：J·molˉ1·Kˉ1。（4）规律总结：①熵增加原理：自发过程的体系趋向于有序转变为无序，导致体系的熵增加，这一经验规律叫做熵增加原理，也是反应方向判断的熵依据。②常见的熵增加的过程：固体的溶解过程、气体的扩散过程、水的气化过程及墨水的扩散过程都是体系混乱度增大的过程，即熵增加的过程。③常见的熵增加的反应：A产生气体的反应。气体物质的量增大的反应，熵变的数值通常都是正值，为熵增加反应。有些反应在常温常压下可以自发进行。如：2H2O2(aq)=2H2O(l)+O2(g)B有些熵增加反应在常温常压下不能自发进行，但在较高温度下可以自发进行。如：CaCO3(s)=CaO(s)+CO2(g)④有些熵减小的反应即△S＜0的反应在一定条件下也可以自发进行，如铝热反应。（5）结论：事实证明，熵变是反应能否自发进行的又一个主要因素，但也不是唯一的因素。4.焓变与熵变对反应方向的共同影响（1）焓和熵都为化学热力学函数，其变化只决定于体系的始态和终态，与变化的途径无关。（2）焓变和熵变共同影响一个化学反应在一定条件下能否自发进行，它们与化学反应速率无关。（3）化学反应方向的判据在温度、压强一定的条件下，自发反应总是向△H—T△S＜0的方向进行，直到达到平衡状态。△H—T△S＜0反应能自发进行△H—T△S=0反应达到平衡状态△H—T△S＜0反应不能自发进行三、化学平衡状态1.化学平衡的研究对象：化学平衡研究的是可逆反应的规律，如反应进行的程度以及外界条件对反应进行情况的影响等。2.化学平衡状态的概念：化学平衡状态指的是一定条件下的可逆反应中，正反应速率和逆反应速率相等，反应混合物中各组分的浓度保持不变的状态。3.化学平衡状态的特征：“逆”、“等”、“动”、“定”、“变”4.判断可逆反应达到平衡状态的标志：（1）直接特征：v正=v逆，要求大小相等，方向相反。（2）间接特征：反应物的转化率保持不变；产物的产率保持不变；平衡体系的颜色保持不变；绝热的恒容反应体系中的温度保持不变。（3）“特殊”特征：体系中气体物质的总质量保持不变；体系中气体物质的总物质的量（或体积或分子数）保持不变；体系中气体物质的平均相对分子质量保持不变；气体的总压强不再发生改变；体系中气体的密度不再发生改变。5.等效平衡原理及其应用等效类型IIIIII条件恒温、恒容恒温、恒容恒温、恒压起始投料换算为相同物质，其“量”相同换算为相同物质，其“量”符合同一比例换算为相同物质，其“量”符合同一比例对反应的要求反应前、后气体分子数不相等的可逆反应反应前、后气体分子数相等的可逆反应任何可逆反应平衡特点气体的物质的量分数相同相同相同浓度c相同成比例相同物质的量n相同成比例成比例2.3影响化学平衡的条件知识概要：一、化学平衡移动1.化学平衡移动：可逆反应中旧化学键的破坏、新化学键的建立的过程。2.化学平衡移动的原因：反应条件的改变，移动的结果是正、逆反应速率发生变化，平衡混合物中各组分的含量发生相应的变化。3.化学平衡移动的特征：①从反应速率来看：若有v正=v逆到v正≠v逆，再到v正′=v逆′这样的过程表明化学平衡发生了移动。②从混合物组成来看：合组分的含量从保持一定到条件改变时含量发生变化，最后在新条件下保持新的一定，同样表明化学平衡发生了移动。4.化学平衡移动的方向：①若外界条件改变，引起v正＞v逆时，正反应占优势，化学平衡向正反应方向移动。②若外界条件改变，引起v正＜v逆时，逆反应占优势，化学平衡向逆反应方向移动。③若外界条件改变，引起v正和v逆都发生变化，如果v正和v逆仍保持相等，化学平衡就没有发生移动。二、影响化学平衡的条件参加反应的物质的性质是影响化学平衡的内在因素，影响化学平衡的外界条件主要有浓度、压强和温度。外界条件的改变对化学平衡的影响实在上是通过改变正、逆反应速率来实现的。（1）浓度对化学平衡的影响参看（5），“对着干”。（2）压强对化学平衡的影响增大压强就向气体分子数减小的方向移动；减小压强就向气体分子数增多的方向移动。（3）温度对化学平衡的影响“升吸降放”（4）催化剂对化学平衡的影响使用催化剂不影响化学平衡的移动，但使用催化剂可影响可逆反应达到平衡的时间。（5）勒夏特列原理如果改变影响平衡的一个条件（如浓度、压强或温度等），平衡就向能够减弱这种改变的方向移动。三、化学平衡常数1.概念：在一定温度下，当一个可逆反应达到化学平衡时，生成物的浓度幂之积与反应物的浓度幂之积的比值是一个常数，这个常数就是该反应的化学平衡常数（简称平衡常数），用符号K表示。对于一般的可逆反应，mA(g)+nB(g)⇌pC(g)+qD(g)在一定温度下cp(C)·cq(D)Cm(A)·cn(B)=K2.注意：（1）化学平衡常数K只与温度有关，与反应物或生成物的浓度无关。（2）化学平衡常数值的大小是可逆反应进行程度的标志。（3）K值越大，说明平衡体系中生成物所占比例越大，它的正向反应进行的程度越大。（4）反应物或生成物中有固体或液体存在时，由于其浓度可以看作“1”而不代入公式。（5）化学平衡时指某一具体反应的平衡常数。若反应方向改变，则平衡常数改变。若方程式中各物质的系数等倍扩大或缩小，尽管是同一反应，平衡常数也会改变。3.化学平衡常数的应用利用K可判断反应的热效应：若升高温度，K值增大，则正反应为吸热反应；若升高温度，K值减小，则正反应为放热反应。四、合成氨的适宜条件结合化学反应速率和化学平衡原理以及材料、设备等生产实际，合成氨工业中实际采用的适宜条件是：使用铁触媒催化剂，温度为500℃左右，压强为20~50MPa，及时分离氨、不断补充N2和H2。五、惰性气体的加入对化学平衡的影响1.恒温、恒容下：向化学平衡体系中通入“惰性气体”，虽然能使反应容器的总压强增大，但并不改变原平衡体系中各组分的浓度，因此，化学平衡不发生移动。2.恒温、恒压下：向化学平衡体系中通入“惰性气体”，要保持反应体系的总压强不变，则容器的体积必然增大，即相当于原平衡体系的压强将减小，因此化学平衡向气体体积增大的方向移动。（注意：对反应前后气体物质的总体积不变的可逆反应，平衡将不移动）第三章水溶液中的离子平衡3.1弱电解质的电离知识概要：一、强弱电解质与结构的关系1.电解质和非电解质电解质非电解质定义在水溶液里或熔融状态下能导电的化合物在水溶液和熔融状态下都不能导电的化合物化合物类型离子化合物，部分共价化合物共价化合物（包括大多数有机物）能否直接电离溶于水或熔融状态时能直接电离溶于水和熔融时，不能直接电离通电时的现象溶于水或熔融时能导电溶于水和熔融时不能实例H2SO4、NaOH、NaCl、Na2O等SO2、NH3、CH4、C2H5OH、C12H22O11等2.强电解质和弱电解质强电解质弱电解质定义在水溶液中能完全电离的电解质在水溶液中只能部分电离的电解质化合物类型离子化合物、部分共价化合物部分共价化合物电离程度几乎完全电离只有部分电离电离过程不可逆过程，无电离平衡可逆过程，存在电离平衡溶液中存在的粒子（水分子不计）只有电离出的阴、阳离子，不存在电解质分子既有电离出的阴、阳离子，又有电解质分子实例绝大多数盐：如；强酸：；强碱：等弱酸：；弱碱：；水、极少数盐3.关于强电解质和弱电解质的几点说明（1）电解质的强弱是由物质的内部结构决定的。强弱电解质的主要区别是在水溶液中能否完全电离。（共价化合物在水溶液中能电离，但在熔融状态下不电离，不导电）（2）电解质的强弱与溶液导电能力没有必然联系。溶液导电能力关键是由单位体积内自由移动的离子数目（即离子浓度）的大小决定的。（3）电解质的强弱与其溶解度无关。（4）大多数盐是强电解质，少数的盐有形成共价键的倾向，电离程度很小，属于弱电解质。二、弱电解质的电离平衡1.弱电解质的电离平衡：指的是在一定条件下（如温度、压强）下，当电解质分子电离成离子的速率和离子重新结合成分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态。2.电离平衡与化学平衡相似，也具有“逆”、“等”、“动”、“定”、“变”等特点。3.影响电离平衡的条件：（1）温度：由于弱电解质的电离一般是吸热的，因此升高温度，电离平衡将向电离方向移动，弱电解质的电离程度将增大。（2）浓度：同一弱电解质，增大溶液的物质的量浓度，电离平衡将向电离方向移动，但电解质的电离程度减小；稀释溶液时，电离平衡将向电离方向移动，且电解质的电离程度增大。（3）加入试剂：三、电解质的电离方程式1.电离：电解质在水溶液或熔融状态下离解成自由离子的过程。电离不需通电，且一般为吸热。2.电离方程式的书写如下：（1）符号：强电解质完全电离：用“=”；弱电解质部分电离，用“⇌”。（2）多元弱酸弱碱的电离：多元弱酸分步电离，必须分步书写电离方程式，一般只写第一步；多元弱碱也分步电离，但可按一步电离写出。例如：H2S⇌H++HSˉHSˉ⇌H++S2ˉFe(OH)3⇌Fe3++3OHˉ（3）酸式盐的电离：强酸的酸式盐完全电离，弱酸的酸式盐中酸式酸根不完全电离。例如：NaHSO4=Na++H++SO42ˉNaHCO3=Na++HCO3ˉHCO3ˉ⇌H++CO32ˉ四、电离常数1.概念：在一定条件下，弱电解质的电离达到平衡时，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，这个常数叫做电离平衡常数，简称电离常数，用K表示（酸用Ka表示，碱用Kb表示）。2.表示方法：AB⇌A++Bˉc(A+)·c(Bˉ)K=c(AB)【注意】（1）在温度一定时，其电离常数就是一个定值。（2）多元弱酸电离是分步进行的，且K1＞＞K2＞K3。3.电离常数的影响因素（1）电离常数随温度而变化。（2）电离常数与弱酸、弱碱的浓度无关。同一温度下，不论弱酸、弱碱的浓度如何变化，电离常数是不会改变的。4.电离常数的意义：（1）多元弱酸溶液中的离子浓度关系。（2）利用电离常数数值的大小，可以估算弱电解质电离的趋势。K值越大，电离程度越大，酸性越强。五、弱电解质的电离度1.概念：当弱电解质在溶液里达到电离平衡时，溶液中已经电离的电解质分子数占原来总分子数的百分数叫做电离度。常用α表示。2.数学表达式：已电离的电解质的分子数（物质的量/物质的量浓度）а=溶液中原有电解质的分子总数（总物质的量/总物质的量浓度）×100%3.意义：表示了弱电解质的电离程度相对强弱。4.一元弱酸、弱碱电离度的计算。设c为一元弱酸、一元弱碱的物质的量浓度。一元弱酸：HA⇌H++Aˉc(H+)а=c×100%c(H+)=c×а一元弱碱：BOH⇌B++Oc(OHˉ)а=c×100%c(OHˉ)=c×а5.影响因素：（1）内因——电解质的本性。相同条件下，电解质越弱，电离度越小。（2）外因——溶液的浓度、温度和加入的试剂等。以0.1mol·Lˉ1的CH3COOH为例：加水升温加NaOH加H2SO4电离度（а）增大增大增大减小H+数量增大增大减小增大C(H+)/(mol·Lˉ1)减小增大减小增大导电能力减小增大增大增大（3）浓度大小对电离度影响的解释有两种方法：

①从碰撞结合成分子的机会解释。（越稀越电离）②从水合离子的生成解释，如：CH3COOH+H2O⇌CH3COOˉ+H3O+,把水作反应物，认为加水平衡右移。（4）对比分析强、弱酸稀释时c(H+)变化的倍数。强酸稀释到n倍，c(H+)变为1/n倍；弱酸稀释到n倍，c(H+)变化小于1/n倍。3.2水的电离和溶液的酸碱性知识概要：一、水的电离和水的离子积1.水的电离：水是一种极弱的电解质，能发生微弱的电离：H2O⇌H++OHˉ。实验测得：在室温下1LH2O中只有1×10ˉ7molH2O电离。故25℃时纯水中c(H+)=c(OHˉ)=1×10ˉ7mol·Lˉ1。平衡常数K电离=c(H+)·c(OHˉ)c(H2O)2.水的离子积：因为水的电离极其微弱，在室温下电离前后n(H2O)几乎不变，因此c(H2O)可视为常数，则c(H+)·c(OHˉ)=K电离·c(H2O)。常数K电离与常数c(H2O)的积为一个常数，叫做水的离子积常数，简称水的离子积，记做Kw。即：Kw=c(H+)·c(OHˉ).（1）Kw与温度有关，随温度升高而逐渐增大。25℃时，Kw为1×10ˉ14,100℃时Kw约为1×10ˉ12。（2）Kw=1.0×不仅适用于纯水，也适用于酸、碱、盐的稀溶液。（3）在不同溶液中c(H+)、c(OHˉ)可能不同，但任何溶液中水电离出的c(H+)与c(OHˉ)总是相等的。Kw=c(H+)·c(OHˉ)式中，c(H+)、c(OHˉ)均表示整个溶液中总物质的量浓度。3.影响水的电离平衡的因素（1）温度：因水的电离是吸热的，所以温度越高，Kw越大。（2）酸、碱：加入酸能电离出H+，加入碱能电离出OHˉ，加强酸的酸式盐（NaHSO4）也能电离出H+，都抑制了水的电离，但水电离出的H+和OHˉ一定是相等的，Kw也是不变的。（3）加入活泼金属：因金属置换出水中的H+而会促进水的电离。【经验总结】①任何水溶液中均存在水的电离平衡。②Kw是温度的函数，与c(H+)、c(OHˉ)的变化无关。Kw③一定温度下，在不同的溶液中，c(H+)=c(OHˉ)，故c(H+)和c(OHˉ)成反比，但在任何溶液中水电离出的c(H+)和c(OHˉ)一定相等。二、溶液的酸碱性和PH1.引进PH概念的必要性：当c(H+)很小时，用物质的量浓度表示溶液的酸碱性很不方便，为简便起见，引进PH的概念。2.溶液的PH指的是用c(H+)的负对数来表示溶液的酸碱性强弱，即PH=—lg｛c(H+)｝。3.溶液的酸碱性，溶液的PH和c(H+)、c(OHˉ)的相对大小之间的关系见下表：溶液的酸碱性c(H+)与c(OHˉ)的相对大小25℃溶液的PH值c(H+)(mol·Lˉ1)c(OHˉ)(mol·Lˉ1)Kw备注酸性c(H+)＞c(OHˉ)PH＜7＞10ˉ7＜10ˉ71×10ˉ14PH越小，c(H+)越大，溶液的酸性越强；PH越大，c(OHˉ)越大，溶液的碱性越强。碱性c(H+)＜c(OHˉ)PH＞7＜10ˉ7＞10ˉ7中性c(H+)=c(OHˉ)PH=7=10ˉ7=10ˉ74.PH的范围通常是0~14，即PH仅适用于c(H+)≤1mol·Lˉ1或c(OHˉ)≤1mol·Lˉ1的电解质稀溶液。当溶液中c(H+)或c(OHˉ)大于1mol·Lˉ1时，则直接用c(H+)或c(OHˉ)表示溶液的酸碱性。5.溶液PH的测定方法（1）酸碱指示剂（2）PH试纸（3）PH计三、中和滴定实验1.定义：利用中和反应，用已知浓度的酸（或碱）来测定未知浓度的碱（或酸）的浓度的实验方法叫做酸碱中和滴定。2.原理：vBcAVAcB=vA·VB（vB、vA分别表示反应方程式中酸、碱的化学计量数）3.中和滴定实验仪器和试剂酸式滴定管（不能盛放碱液、水解呈碱性的盐溶液、氢氟酸）仪器碱式滴定管（不能盛放酸性溶液和强氧化性溶液）锥形瓶、铁架台、滴定管夹、烧杯等。标准溶液、待测溶液试剂作用：通过指示剂颜色的变化确定终点指示剂选择：变色要灵敏、明显（终点与变色范围一致）4.指示剂的选择酸碱恰好完全中和的时刻叫滴定终点，为准确判定滴定终点，须选用变色明显，变色范围的PH与恰好中和时的PH吻合的酸碱指示剂。通常是甲基橙或酚酞试剂，而不能选用石蕊试液。四、水电离出的c(H+)和c(OHˉ)与溶液中的c(H+)与c(OHˉ)的关系1.在酸溶液中，c(OHˉ)等于水电离出的c(OHˉ)。2.在碱溶液中，c(H+)等于水电离出的c(H+)。3.在水解呈酸性的盐溶液中，c(H+)等于水电离出的c(H+)。4.在水解呈碱性的盐溶液中，c(OHˉ)等于水电离出的c(OHˉ)。3.3盐类的水解知识概要：一、盐类的水解1.盐类水解的实质：在溶液中，由于盐的离子与水电离出来的H+或OHˉ结合生成弱电解质，从而破坏了水的电离平衡，使水的电离平衡向电离的方向移动，显示出不同程度的酸性、碱性或中性。盐的水解可看作酸碱中和反应的逆过程，为吸热过程。水解盐+水⇌酸+碱（正反应吸热）中和2.盐类水解的类型和规律有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解，都弱都水解，谁强显谁性，同强显中性。3.影响盐类水解的因素主要因素是盐本身的性质，组成盐的酸根对应的酸越弱（或阳离子对应的碱越弱），水解程度就越大。另外还受温度、浓度及外加酸碱等因素的影响。（1）温度：盐的水解是吸热反应，因此升高温度，水解程度增大。（2）浓度：稀释盐溶液，可以促进水解，盐的浓度越小，水解程度越大。（3）外加酸碱：例如水解呈酸性的盐溶液，若加入碱，就会中和溶液中的H+，使平衡向水解方向移动而促进水解，若加酸则抑制水解。4.水解平衡常数水解反应的平衡常数叫做水解平衡常数或水解常数，用Kh表示。Kh数值越大，水解趋势越大。二、盐类水解离子方程式的书写1.盐类的水解的离子方程式一般应用“⇌”连接，并且水解生成的弱电解质即便是难溶或易挥发或不稳定的物质也应写其化学式，且不能标“↑”“↓”等状态符号。2.多元弱酸根离子的水解的离子方程式应分步书写，且以第一步水解为主，如CO32ˉ水解的离子方程式为：CO32ˉ+H2O⇌HCO3ˉ+OHˉ（主要）HCO3ˉ+H2O⇌H2CO3+OHˉ（次要）3.多元弱碱的阳离子水解的离子方程式较复杂，中学阶段只要求一步写到底即可。其最终胜出的弱碱即便是难溶物也不标“↓”等状态符号，因其水解生成的量极少，不会产生沉淀（但可生成胶体），如Al3+水解的离子方程式常写成： Al3++3H2O⇌Al(OH)3+3H+4.弱酸弱碱盐中阴、阳离子相互促进水解。5.盐类水解的离子方程式同样遵循质量守恒定律和电荷守恒规律。6.要将盐的电离方程式与盐类水解的离子方程式为区别开来。三、溶液中微粒浓度的比较方法1.对多元弱酸溶液，可根据多元弱酸的分级电离来分析判断。如H3PO4溶液中，各离子浓度的大小顺序为：2.对多元弱酸的正盐溶液，可根据弱酸根的分步水解来分析判断，如Na2CO3溶液中，各离子浓度的大小顺序为：3.不同溶液中同一离子浓度的大小比较，要考虑溶液中其他离子对该离子的影响。4.涉及两溶液混合时，离子浓度大小比较时，要综合分析，如发生反应、电离因素、水解因素等。5.溶液中三个守恒关系：（1）电荷守恒（2）物料守恒（3）质子守恒四、盐类水解的应用1.某些物质的水溶液的配制。配制FeCl3的水溶液，FeCl3溶于水后发生如下水解反应：Fe3++3H2O⇌Fe(OH)3+3H+因Fe(OH)3的生成而使溶液变浑浊，通常先将FeCl3溶于浓盐酸中，可抑制Fe3+的水解，使溶液保持澄清，再加水冲稀至所需浓度。2.判断物质的水溶液的酸碱性。3.比较溶液中离子浓度的大小。4.判断离子能否共存。5,明矾等物质净水的原理。6.某些化肥的施用会使土壤的酸碱性改变。7.利用盐的水解可以除杂质。8.热的纯碱水溶液去污能力较强。9.镁与NH4Cl水溶液的反应。10.泡沫灭火器灭火的原理。11.制备纳米材料。五、盐与盐混合时的双水解问题3.4沉淀溶解平衡知识概要：一、难溶物的溶解平衡第四章电化学基础4.1原电池化学电源知识概要：4.2电解池知识概要：4.3金属的腐蚀与防护知识概要：高二化学期末考试试卷可能用到的相对原子质量：H—1、C—12、O—16、N—14、Na—23、S—32、Cl—35.5、K—39、Mn—55第I卷选修：化学4模块考试(100分)一、选择题（本题包括25小题，共50分，每小题只有一个选项符合题意）1．下列物质的水溶液能导电，但属于非电解质的是A．CH3COOH B．Cl2 C．NH4HCO3 D．SO22．下列反应中，属于吸热反应的是A．乙醇燃烧 B．碳酸钙受热分解C．氧化钙溶于水 D．盐酸和氢氧化钠反应3．保护地下钢管不受腐蚀，可使它连接A．铜板 B．石墨 C．直流电源负极 D．直流电源正极4．下列措施中，一定能使化学平衡移动的是A．改变温度 B．改变压强 C．使用催化剂 D．改变容器体积5．下列说法正确的是A．需要加热才能发生的反应一定是吸热反应B．任何放热反应在常温条件下一定能发生反应C．反应物和生成物所具有的总能量决定了放热还是吸热D．吸热反应只能在加热的条件下才能进行6．一定条件下的可逆反应：2SO2(g)+O2(g)2SO3(g)，若改变下列条件，可提高反应物中的活化分子百分数的是A．升高温度 B．降低温度 C．增大压强 D．增大反应物浓度7．下列物质的水溶液,由于水解而呈酸性的是A．NaCl B．Na2CO3 C．NaHSO4 D．NH4Cl8．下列溶液一定呈中性的是A．pH＝7的溶液 B．c(H+)＝c(OH-)的溶液C．由强酸、强碱等物质的量反应得到的溶液 D．非电解质溶于水得到的溶液9．下列说法正确的是A．可逆反应的特征是正反应速率和逆反应速率相等B．在其他条件不变时，增大压强一定会破坏气体反应的平衡状态C．在其他条件不变时，升高温度可以使平衡向放热反应方向移动D．在其他条件不变时，使用催化剂只能改变反应速率，而不能改变化学平衡状态10．某同学按照课本实验要求，用50mL0.50mol/L的盐酸与50mL0.55mol/L的NaOH溶液在右图所示的装置中进行中和反应。通过测定反应过程中所放出的热量计算中和热。下列说法正确的是A．实验过程中没有热量损失B．烧杯间填满碎纸条的作用是固定小烧杯C．图中实验装置缺少环形玻璃搅拌棒D．若将盐酸体积改为60mL，理论上所求中和热不相等11．下列说法中正确的是A．凡是放热反应都是自发的，凡是吸热反应都是非自发的B．自发反应熵一定增大，非自发反应熵一定减小或不变C．要判断反应进行的方向，必须综合考虑体系的焓变和熵变

D．自发反应在任何条件下都能实现12．向氨水中加入NH4Cl晶体，溶液的碱性A．增强 B．减弱 C．不变 D．无法判断13．下列关于电解池的叙述中，不正确的是A．与电源正极相连的是电解池的阴极B．与电源负极相连接的是电解池的阴极C．电解池的阳极发生氧化反应D．电子从电源的负极沿导线流向电解池的阴极14．已知水的电离方程式：H2OH＋+OH－。下列叙述中，正确的是A．升高温度，KW增大，pH不变B．向水中加入少量硫酸，c(H＋)增大，KW不变C．向水中加入氨水，平衡向逆反应方向移动，c(OH－)降低D．向水中加入少量固体CH3COONa，平衡向逆反应方向移动，c(H＋)降低15．如图所示装置中，观察到电流计指针偏转；M棒变粗，N棒变细。由此判断下表中所列M、N、P物质，其中可以成立的是MNPA锌铜稀硫酸溶液B铜铁稀盐酸C银锌硝酸银溶液D锌铁硝酸铁溶液MMNPG16．下列对沉淀溶解平衡的描述正确的是A．反应开始时，溶液中各离子浓度相等。B．达到平衡时，沉淀的速率和溶解的速率相等C．达到平衡时，溶液中溶质的离子浓度相等，且保持不变。D．达到平衡时，如果再加入难溶性的该沉淀物，将促进溶解。17．下列说法正确的是A．焓变是指1mol物质参加反应时的能量变化B．当反应放热时ΔH>0，反应吸热时ΔH<0C．加热条件下发生的反应均为吸热反应D．一个化学反应中，当反应物能量大于生成物能量时，反应放热，ΔH为“—”18．下列过程或现象与盐类水解无关的是A．铁在潮湿的环境下生锈 B．纯碱溶液去油污C．加热氯化铁溶液颜色变深 D．浓硫化钠溶液有臭味19．下列化学方程式中，属于水解反应的是A．H2O＋H2OH3O＋＋OH－ B．＋OH－H2O＋C．CO2＋H2OH2CO3 D．＋H2O＋OH－20．关于电解NaCl溶液，下列叙述正确的是A．电解时在阳极得到氯气，在阴极得到金属钠B．若向阳极附近的溶液中滴入KI溶液，溶液呈棕色C．若向阴极附近的溶液中滴入酚酞溶液，溶液呈无色D．电解一段时间后，将电解液全部转移到烧杯中，充分搅拌后溶液呈中性21．下列说法错误的是A．升高温度可使吸热反应的反应速率增大，使放热反应的反应速率减小B．决定化学反应速率的主要因素是参加反应的物质的性质C．对于有气体参加的反应，增大压强，反应速度加快D．催化剂能增大单位体积内活化分子的百分数，从而增大化学反应速率22．在不同条件下分别测得反应2SO2+O22SO3的化学反应速率，其中表示该反应进行得最快的是A．v(SO2)＝4mol/(L·min) B．v(O2)＝3mol/(L·min)C．v(SO2)＝0.1mol/(L·s) D．v(O2)＝0.1mol/(L·s)23．已知下列热化学方程式：Zn(s)+O2(g)＝ZnO(s)ΔH1＝－351.1kJ/molHg(l)+O2(g)＝HgO(s)ΔH2＝－90.7kJ/mol由此可知Zn(s)+HgO(s)＝ZnO(s)+Hg(l)的ΔH3，其中ΔH3的值是A．－260.4kJ/mol B．－254.6kJ/mol C．－438.9kJ/mol D．－441.8kJ/mol24．工业品MnCl2溶液中含有Cu2＋、Pb2＋等离子，加入过量难溶电解质MnS，可使Cu2＋、Pb2＋等离子形成沉淀，以制取纯净MnCl2。由此可推知MnSA．具有吸附性 B．溶解度小于CuS、PbSC．溶解度与CuS、PbS相同 D．溶解度大于CuS、PbS25．在此电池放电时，正极（碳棒）上发生反应的物质是A．Zn B．碳 C．MnO2和NH4+ D．Zn和NH3二、非选择题(本题包括7小题，共50分)26．（6分）在水溶液中，橙色的Cr2O与黄色的有下列平衡关系：Cr2O+H2O2+2H+，把重铬酸钾（K2Cr2O7）溶于水配成稀溶液呈橙色。（1）向上述溶液中加入NaOH溶液，溶液呈色，因为。（2）向已加入NaOH溶液的（1）中再加入过量的稀H2SO4，则溶液呈色，因为。（3）向原溶液中逐滴加入Ba(NO3)2溶液（已知BaCrO4为黄色沉淀），则平衡，溶液颜色将。27．（7分）常温下，两种溶液①0.1mol/LNH3·H2O

②0.1mol/LNH4Cl中：（1）溶液①的pH

7（填“＞”、“＜”或“＝”），其原因是

_____________________________（用离子方程式表示）。（2）溶液②呈

性（填“酸”、“碱”或“中”）。水解反应是吸热反应，升温可以（填“促进”或“抑制”）NH4Cl

的水解。（3）两种溶液中c(NH4+)的大小为

（填字母）。A．两种溶液中c(NH4+)都等于0.1mol/LB．两种溶液中c(NH4+)都小于0.1mol/LC．NH4Cl溶液中c(NH4+)小于NH3·H2O溶液中c(NH4+)28．（3分）“神七”飞船的发射成功，激起了新一轮的航天热。燃料电池的发展和航天的需求密不可分。燃料电池不仅能量转换率高，而且是以氢气和氧气为燃料的电池，电池反应生成的水还可供宇航员饮用。（1）使用酸性电解质的氢氧燃料电池，负极的电极反应为

,正极的电极反应为。（2）美国的阿波罗登月飞船使用的是碱性氢氧燃料电池，正极的电极反应为O2+2H2O+4e－＝4OH－，负极的电极反应为

。A．在250mL容量瓶中定容成250mL烧碱溶液B．用移液管移取25mL烧碱溶液于锥形瓶中并滴加几滴甲基橙指示剂C．在天平上准确称取烧碱样品Wg，在烧杯中加蒸馏水溶解D．将物质的量浓度为Mmol／L的标准H2SO4溶液装入酸式滴定管，调整液面，记下开始刻度为V1mLE．在锥形瓶下垫一张白纸，滴定到终点，记录终点刻度为V2mL回答下列问题：（1）正确的操作步骤的顺序是（用字母填写）。（2）滴定管读数应注意。（3）操作E中的锥形瓶下垫一张白纸的作用是。（4）操作D中液面应调整到，尖嘴部分应。（5）滴定终点时锥形瓶内溶液的pH约为，终点时颜色变化是。（6）若酸式滴定管没有用标准H2SO4润洗，会对测定结果有何影响（填“偏高”“偏低”或“无影响”，其它操作均正确）（7）该烧碱样品的纯度计算式是。30．（8分）已知下列热化学方程式：①H2(g)+O2(g)＝H2O(l) ΔH＝－285kJ/mol②C(s)+H2O(g)＝CO(g)+H2(g) ΔH＝＋131.5kJ/mol③C(s)+O2(g)＝CO(g) ΔH＝－110.4kJ/mol④C(s)+O2(g)＝CO2(g) ΔH＝－393.5kJ/mol请回答：（1）上述反应中属于放热反应的是。（2）碳的燃烧热ΔH＝。（3）燃烧10gH2生成液态水，放出的热量为。（4）CO燃烧生成二氧化碳的热化学方程式为。其化学平衡常数K和温度t的关系如下表：t/℃70080083010001200K0.60.91.01.72.6请回答：（1）该反应的化学平衡常数表达式为K＝。（2）该反应为（填“吸热”或“放热”）反应。（3）能说明该反应达到化学平衡状态的是（填字母）。a．容器中压强不变b．混合气体中c（CO）不变c．υ正（H2）＝υ逆（H2O）d．c（CO2）＝c（CO）（4）某温度下，将CO2和H2各0.10mol充入该容器中，达到平衡后，测得c(CO)=0.0080mol/L，则CO2的转化率为。（5）某温度下，平衡浓度符合下式：c（CO2）·c（H2）＝c（CO）·c（H2O），试判断此时的温度为℃。32．（7分）钢铁很容易生锈而被腐蚀，每年因腐蚀而损失的钢铁占世界钢铁年产量的四分之一。请回答钢铁在腐蚀、防护过程中的有关问题。（1）钢铁腐蚀主要是吸氧腐蚀，该腐蚀过程的电极反应式为：负极，正极。（2）下列哪个装置可防止铁棒被腐蚀。（3）在实际生产中，可在铁件的表面镀铜防止铁被腐蚀。装置示意图如下：ABABCuSO4溶液①A电极对应的金属是______(写元素名称)，B电极的电极反应式是。②镀层破损后，镀铜铁比镀锌铁更容易被腐蚀，请简要说明原因————————————————————————————————————————————————第II卷综合能力测试(50分)三、II卷选择题（本题包括4小题，共8分，每小题只有一个选项符合题意）33．工业上由二氧化锰制备高锰酸钾可分二步进行，第一步：二氧化锰与氢氧化钾共熔并通入氧气2MnO2+4KOH+O22K2MnO4+2H2O；第二步：电解锰酸钾溶液：2K2MnO4+2H2O2KMnO4+H2↑+2KOH则下列说法正确的是A．根据上述过程，每生成1molKMnO4，共转移6mol电子B．第二步电解时，阳极电极反应式为－2e－=C．第二步电解的离子方程式为：2H2OH2↑+OH－D．第二步电解时阴极周围pH减小34．A．C1极为电池负极，C2极为电池正极B．C2极的电极反应式为O2+4H++4e－＝2H2OC．该生物燃料电池的总反应式为：C2H5OH+3O2＝2CO2+3H2OD．电子由C2极经外电路导线流向C1极35．已知：4NH3(g)+5O2(g)=4NO(g)+6H2(g).△H=－1025kJ/mol该反应是一个可逆反应。若反应物起始物质的量相同，下列关于该反应的示意图不正确的是36．常温下，含amolCH3COOH和bmolNaOH的两溶液混合后，下列推论不正确的是A．若a≤b，混合液的pH一定大于7B．若a＝2b，则混合液中c(CH3COO－)>c(Na+)>c(CH3COOH)>c(H+)>c(OH－)C．混合液中c(Na+)＋c(H+)＝c(CH3COO－)＋c(OH－)一定成立D．混合液的pH>7时，c(Na+)>c(CH3COO－)>c(OH－)>c(H+)一定成立四、II卷非选择题(3小题，共42分)abcd37．（16分）由于Fe(OH)2极易被氧化，所以实验室难用亚铁盐溶液与烧碱反应制得白色纯净的Fe(OH)2沉淀，若用如图所示实验装置可制得纯净的abcd（1）a电极材料为。其电极反应式为。（2）电解液d可以是，则白色沉淀在电极上生成；也可以是，则白色沉淀在两极之间的溶液中生成。（填序号）A．纯水 B．NaCl溶液C．NaOH溶液 D．CuCl2溶液（3）液体c为苯，其作用是，在加入苯之前，对d溶液进行加热煮沸处理的目的是。（4）为了在短时间内看到白色沉淀，可采取的措施是。（填序号）A．改用稀硫酸做电解液 B．适当