高中化学选修4知识点总结及精练精析

化学选修4化学反响及原理学问点详解及典例精讲

一、本模块内容的特点

1.理论性、规律性强

.XEM

3.学问的综合性强

4.学问的内容较深

二、本模块内容具体分析

第一章化学反响及能量

考点一化学反响中能*变更的有关概念及计算

1、焰变反响热

反响热：肯定条件下，肯定物质的量的反响物之间完全反响所放出或汲取的热

量

婚变（M）：在恒压条件下进展的化学反响的热效应；符号：A//;单位：kJImol

产生缘由：化学反响过程中化学键的断裂及形成

化学键断裂一一吸热化学键形成一一放热

放出热量的化学反响。（放热）吸热）为“-”或A/7<0

汲取热量的化学反响。（吸热〉放热）AH为“+”或>0

2、燃烧热

概念：25℃,1O1ZR那寸，1mol纯物质完全燃烧生成稳定的化合物时所放出的

热量。燃烧热的单位用kj/mol表示。

留意以下几点：

探讨条件：101kPa

反响程度：完全燃烧，产物是稳定的氧化物

燃烧的物质的物质的量标准：

探讨内容：放出的热量kMi<0,单位kJ/mol)

3、中和热

概念：在稀溶液中,酸跟碱发生中和反响而生成lmolH20,这时的反响热叫中

和热。

强酸及强碱的中和反响其本质是和0斤反响，其热化学方程式为：

H+(aq)+0H-(aq)=H2O(1)AW=-57.3kJ/mol

弱酸或弱碱电离要汲取热量，所以它们参与中和反响时的中和热小于

57.3kJ/moL因为弱电解质的电离是吸热的。

4.吸热反响和放热反响

放热反响吸热反响

定义放出热量的化学反响汲取热量的化学反响

形成反响物具有的总能量大于生成物具反响物具有的总能量小于生成物

缘由有的总能量具有的总能量

及化生成物分子成键时释放出的总能量生成物分子成键时释放出的总能

学键大于反响物分子断键时汲取的总能量小于反响物分子断键时汲取的

强弱量总能量

的关

系

表示<0AW<0

方法

图示

实例①全部的燃烧反响②酸碱中和①晶体人（0"卜8也0及NH4cl

反响③大多数的化合反响④金②大多数的分解反响③以

属及酸的反响⑤生石灰和水反同、CO、C为复原剂的氧化复原反

响⑥浓硫酸稀释、氢氧化钠固响④钱盐溶解等

体溶解等

考点二热化学方程式的书写及正误推断

1.概念：这种说明反响所放出或汲取的热量的化学方程式，叫做热化学方程式。

意义：①说明化学反响中的物质变更；②说明化学反响中的能量变更。

2.书写热化学方程式留意事项：

书写化学方程式留意以下几点：

①需注明反响的温度和压强，因反响的温度和压强不同时，其也不同。

但中学所用的数据，一般都在lOlkP和25°C时的数据，因此可不特殊注

明。但需注明她的“+”及。

②要注明反响物和生成物的聚集状态（g,l,s分别表示固态，液态，气态，

水溶液中溶质用aq表示），物质呈现哪一种聚焦状态及它们所具有的能量

有关。

③及化学方程式不同，热化学方程式各物质前的化学计量数不表示分子个

数，因此，它可以是整数，也可以是分数。对于一样物质的反响，当化学

计量数不同时一，其她也不同。各物质系数加倍，U加倍；反响逆向进展,

M变更符号，数值不变

3.推断一个热化学方程式是否正确，主要从以下几个方面入手：

(1)各物质的化学式是否正确，化学方程式是否符合客观事实

(2)各物质的聚焦状态是否注明

(3)化学方程式是否配平

(4)反响热是否及化学方程式中各物质的化学计量数相对应，其符号和

数值是否正确

B.习题训练

1.课本第6页习题3、4

2.补充习题：

考点三盖斯定律及其应用

1.内容：化学反响的反响热只及反响的始态(各反响物)和终态(各生成

物)有关,而及具体反响进展的途径无关，假如一个反响可以分几步进展，则

各分步反响的反响热之和及该反响一步完成的反响热是一样的。

2.盖斯定律的应用

盖斯定律的应用主要是以热化学方程式为依托的对特定化学反响过程的培

变的计算，运用盖斯定律时的留意事项如下：

①热化学方程式同乘以某一个数时，反响热数值也应当乘上该数；

②热化学方程式相加减时一，同种物质之间可以相加减，反响热也随之相加

减;

③将一个热化学方程式颠倒时，A//的“+”、号必需随之变更.

B.习题训练

1.教材第14页1〜6题

2.补充习题：

第一章学问点归纳、总结（复习）

第一章检测题

专题一化学反响及能量变更

第二章化学反响速率和化学平衡

考点一化学反响速率

1.化学反响速率（V）

⑴定义：用来衡量化学反响的快慢的

⑵表示方法：单位时间内反响浓度的削减或生成物浓度的增加来表示

（3）计算公式：v=Ac/Ar（v:平均速率，浓度变更，加：时间）

单位：/（L?y）

（4）化学反响速率及化学计量数的关系

对于反响加施）+〃B（g）=〃C3+也（g）,在同一段时间内化学反响速率

说明：

（1）化学反响速率是标量，只有大小而没有方向；

（2）一般计算出来的化学反响速率是一段时间内的平均速率，不同时刻的化学

反响速率是不一样的；

（3）对于固体或气体反响中的液体物质，反响在其外表进展，压强的变更对浓

度几乎无影响，是不变的，因此一般不用固体、纯液体表示化学反响速率；

B.习题训练

1.教材第18页、19页全部习题

2.补充习题：第二册38页

2、影响化学反响速率的因素

影响因素对速率的影响确定因素

内因及反响物本身的性质，如金

（主要因素）属及水的反响速率：Na〉Mg

浓度增大反响物的浓度，反响速增大反响物浓度、增大压强（减

率增大，反之减小小容器体积）都使得单位体积内

压强对于有气体参与的反响，增活化分子百分数不变，活化分子

大压强（减小容器体积），反数增加，有效碰撞次数增多，反

外因（当响速率增大，反之减小之减小

其他条温度上升温度，正反响速率增大，升温汲取能量，运用催化剂降低

件不变逆反响速率增大，反之减小反响的活化能，均导致单位体积

时变更催化运用催化剂，能同等程度地内分子数不变，活化分子百分数

一个条剂变更同一反响的正反响速率增大，活化分子数增加，有效碰

件）和逆反响速率撞次数增多，化学反响速率增大

其他光，电磁波，超声波，固体有影响

反响颗粒的大小，溶剂等

惰性气体对于速率的影响：

①恒温恒容时：充入惰性气体一总压增大，但是各分压不变，各物质浓度不

变f反响速率不变

②恒温恒压时：充入惰性气体一体积增大一各反响物浓度减小一反响速率减

慢

B.习题训练

1.教材24页全部习题

2.补充习题：

考点二化学平衡

（1）化学平衡状态：肯定条件下，当一个可逆反响进展到正逆反响速率相等时,

体系内组成成分浓度不再变更,到达外表上静止的一种"平衡〃,这就是这个反响

所能到达的最大限度即化学平衡状态。

（2）建立过程

（3）化学平衡的特征

逆（探讨前提是可逆反响）

等（同一物质的正逆反响速率相等）

动（动态平衡）

定（各物质的浓度及质量分数恒定）

变（条件变更，平衡发生变更）

（4）化学平衡状态的推断方法

推断可逆反响到达平衡状态的方法和根据

例举反响梯（g）+〃6（g）UpC（g）+qO（g）

①各物质的物质的量或各物质的物质的量的平衡

分数肯定

混合物体系中

②各物质的质量或各物质质量分数肯定平衡

各成分的含量

③各气体的体积或体积分数肯定平衡

④总体积、总压力、总物质的量肯定不肯定平衡

单位时间内消耗了机molA同时生成mmolA，即

平衡

V（正）=V（逆）

在单位时间内消耗了nmolB同时消耗了

平衡

正、逆反响pmolC,则V（正）=V（逆）

速率的关系V（A）:V（B）:V（C）:V（D）=/n:n:p:q，V（正）不肯不肯定平衡

定等于叭逆）

在单位时间内生成〃加。出，同时消耗了q不肯定平衡

molD,因均指V（逆）

a++q时，总压力肯定（其他条件肯定）平衡

压强

加+〃=p+q时，总压力肯定（其他条件肯定）不肯定平衡

混合气体平均Mr肯定时，只有当m+〃wp+q时平衡

相对分子质量Mr肯定时,但/%+〃=〃+q时不肯定平衡

Mr

任何反响都伴随着能量变更，当体系温度肯

温度平衡

定时（其他不变）

体系的密度密度肯定不肯定平衡

其他如体系颜色不再变更等平衡

B.习题训练

1.教材32页1、5题

2.补充习题：

（5）影响化学平衡挪动的因素

1、浓度对化学平衡挪动的影响（1）影响规律：在其他条件不变的状况下，增

大反响物的浓度或削减生成物的浓度，都可以使平衡向正方向挪动；增大生成

物的浓度或减小反响物的浓度，都可以使平衡向逆方向挪动

(2)增加固体或纯液体的量，由于浓度不变，所以平衡不挪动

(3)在溶液中进展的反响，假如稀释溶液，反响物浓度减小，生成物浓度也减

小，n正减小，丫逆也减小，但是减小的程度不同，总的结果是化学平衡向反响

方程式中化学计量数之和大的方向挪动。

2、温度对化学平衡挪动的影响

影响规律：在其他条件不变的状况下，温度上升会使化学平衡向着吸热反响方

向挪动，温度降低会使化学平衡向着放热反响方向挪动。

3、压强对化学平衡挪动的影响

影响规律：A.其他条件不变时，增大压强，会使平衡向着体积缩小方向挪动；减

小压强，会使平衡向着体积增大方向挪动;B.对于反响前后气态物质的总体积没

有变更的化学反响：，增大或减小压强都不能使化学平衡挪动。

留意：(1)变更压强不能使无气态物质存在的化学平衡发生挪动

(2)气体减压或增压及溶液稀释或浓缩的化学平衡挪动规律相像

4.催化剂对化学平衡的影响：由于运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，所以平衡不挪动。但是运用催化剂可以影响可逆反响到达平衡

所需的时间。

5.勒夏特列原理(平衡挪动原理)：假如变更影响平衡的条件之一(如温度，压

强，浓度)，平衡向着可以减弱这种变更的方向挪动。

B.习题训练

1.教材32页3、6、7、8题

2.补充习题：

考点三化学平衡常数及化学平衡有关的计算

（一）定义：在肯定温度下,当一个反响到达化学平衡时，生成物浓度幕之积

及反响物浓度幕之积的比值是一个常数比值。符号：K

（二）运用化学平衡常数K应留意的问题：

1、表达式中各物质的浓度是变更的浓度，不是起始浓度也不是物质的量。

2、K只及温度（T）有关，及反响物或生成物的浓度无关。

3、反响物或消费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“甘而不代入公式。

4、稀溶液中进展的反响，如有水参与，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响进展程度的标记。K值越大，说明平衡时一

生成物的浓度越大，它的正向反响进展的程度越大，即该反响进展得越完全，

反响物转化率越高。反之，则相反。一般地，K>105时，该反响就进展得根本完

全了。

2、可以利用K值做标准，推断正在进展的可逆反响是否平衡及不平衡时向何方

进展建立平衡。（Q：浓度积）

Q〈K:反响向正反响方向进展；

Q=K:反响处于平衡状态；

Q〉K:反响向逆反响方向进展

3、利用K值可推断反响的热效应

若温度上升，K值增大，则正反响为吸热反响

若温度上升，K值减小，则正反响为放热反响

B.习题训练

1.教材32页2题、33页9题

2.补充习题:

第二章学问点归纳、总结（复习）

第二章检测题

专题二化学反响速率和化学平衡

第三章水溶液中的离子平衡

考点一弱电解质的电寓平衡

混和物

A-弱电解质：在水溶液里只有一局部分子电离成离子的电解质。

物库质

质2舸解质需产既濯t强碱’大多数盐。如M…皿Bas。，

4薪k式中患3弱耐遴箍号弱碱目獭的胞翳细福、（瀛〈靛止右。业、

化人|H20

3、弱建解周的电禽平衡

物

电离平衡：在瞥整韵案惮聿修噌策群族啊母鬻我离子的遗率和离2子结合成弱

电解质分子的速率相等时，电离过程就到达了平衡状态，这叫电离平衡。

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挪

动。

C、同离子效应：在弱电解质溶液里参加及弱电解质具有一样离子的电解质，会

减弱电离。

D、其他外加试剂：参加能及弱电解质的电离产生的某种离子反响的物质时，有

利于电离。

4、电离常数

电离常数：在肯定条件下，弱电解质在到达电离平衡时，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，@表示碱。）

表示方法：AB^A++B-K=[A〔[B]/网

影响因素：

a、电离常数的大小主要由物质的本性确定。

b、电离常数受温度变更影响，不受浓度变更影响，在室温下一般变更不大。

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：

H2sq>H3PO4>HF>CHyCOOH>H2CO3>H2s>HCIO

B.习题训练

1.教材43页1、2、3、4题

2.补充习题：

考点二水的电离和溶液的酸碱性

1、水的电离

水电离平衡：：H2°K^H++0IT

水的离子积：Kw=

14

25℃时：[/r]=[ozr]=10-7moi/i；KW=[〃+10"一]=ixio-

留意：Kw只及温度有关，温度肯定，则Kw值肯定

跖不仅适用于纯水，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：抑制水的电离跖<1X10-14

②温度：促进水的电离（水的电离是吸热的）

14

③易水解的盐：促进水的电离Kw>1X10

2、溶液的酸碱性和

1.溶液的酸碱性

常温时，酸性溶液中4斤）>dOH~）,pH>7',

碱性溶液中以"+）<C（OHD,pH<7；

中性溶液中c（H+）=c（O/r）,pH=7；

2.溶液的〃”

（1）当c（/T）很小时，干脆用物质的量浓度表示溶液的酸碱性的强弱很不便利,

通常采纳c（/r）的负对数来表示，称为溶液的pH,其表达式为p〃=-lgc[H+]。

P”越小，溶液的酸性越强；P”越大，溶液的碱性越强。

（2）稀释过程溶液P”值的变更规律：

强酸溶液：稀释ICT倍时-，P”稀=pH原+n（但始终不能大于或等于7）

弱酸溶液：稀释ICT倍时-，pH稀〈pH原+n（但始终不能大于或等于7）

强碱溶液：稀释1（T倍时、pH稀=pH原一n（但始终不能小于或等于7）

弱碱溶液：稀释KT倍时、pH稀〉原一n（但始终不能小于或等于7）

不管任何溶液，稀释时均是向7靠近（即向中性靠近）；任何溶液无限稀释

后pH均接近7

稀释时，弱酸、弱碱和水解的盐溶液的p”变更得慢，强酸、强碱变更得快。

（3）〃〃的测定方法：

酸碱指示剂一甲基橙、石蕊、酚猷o

变色范围：甲基橙3.1~4.4（橙色）石蕊5.0~8.0（紫色）酚醐8.2~10.0（浅

红色）

P”试纸一操作：玻璃棒蘸取未知液体在试纸上，然后及标准比色卡比照即可。

留意：①事先不能用水潮湿PH试纸；②广泛pH试纸只能读取整数值或范围

3.溶液p”的计算方法

(1)单一溶液

①强酸溶液，如HnA溶液，设溶质的物质的量浓度为c/板.L,c(H+)=nc，版Zl

pH=-lgc(//+)=-lgnc

②强碱溶液，如B(OH)n溶液，设溶质的物质的量浓度为Cmol-U',

14

c(H+)----mol-£1,pH=-lgc(H+)=14+lgnc

nc

(2)两强酸混合

由c(”+)=2匕,先求出混合后的c(”+),再根据公式p"=-lgc[H+]求

pHo若两强酸溶液等体积混合，可采纳速算方法：混合后溶液的〃〃等于混合

前溶液P"小的加0.3。如p”=3和pH=5的两种盐酸等体积混合后，pH=3.3

(3)两强碱混合

由C(OH-)=4°”21k4。"Z匕,先求出混合后的c(O"-),再通过Kw求出c(H+),

最终求p〃。若两强碱溶液等体积混合，可采纳速算方法：混合后溶液的pH等

于混合前溶液pH大的减0.3.如pH=9和pH=11的两种烧碱溶液等体积混合后,

pH=10.7

(4)强酸及强碱混合

强酸及强碱混合的本质为中和反响，中和后溶液的有以下三种状况：

若恰好中和，pH=7(25°c)

若剩余酸，先求中和后剩余的武”+),再求pH

若剩余碱，先求中和后剩余的c(ar),再通过求出c(H+),最终求p”。

(5)已知酸和碱的pH之和，推断等体积溶液混合后的pH(25℃)

若强酸及强碱溶液的P"之和等于14,则混合后溶液显中性，pH=7

若强酸及强碱溶液的〃”之和大于14,则混合后溶液显碱性，pH>1

若强酸及强碱溶液的P”之和小于14,则混合后溶液显酸性，pH<7

若强酸及强碱溶液的P”之和为14,酸碱中有一强、一弱。则酸碱溶液混合后，

谁弱显谁性

考点三酸碱中和滴定（试验）

1、中和滴定的原理

本质：H++OH=%。即酸能供应的H+和碱能供应的0H-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，。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，因为下端有一局部没有刻度。滴定时，所用溶液不得超过最

低刻度，不得一次滴定运用两滴定管酸（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）打算过程：

打算：检漏、洗涤、润洗、装液、赶气泡、调液面。（洗涤：用洗液洗一检漏：

滴定管是否漏水一用水洗一用标准液洗（或待测液洗）一装溶液一排气泡一调

液面一记数据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酸力碱c碱\/碱进展分析

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，贝IJ：

c碱

nV

上述公式在求算浓度时很便利，而在分析误差时起主要作用的是分子上的V酸

的变更，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，但表达的却是V酸的增大，导致c酸偏高；1/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，但引起变更的却是标准酸用量的削减，即1/酸减小，则c碱降

低了；对于视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碱的误差及/酸的变更成正比，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。

B.习题训练

1.教材52页1、2、3、4、5、6、7、8题

2.补充习题：

考点四盐类水解

1、定义：在水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H+或0H-结合生成弱电

解质的反响。

2、水解的本质：水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H+或0H-结合，破坏

水的电离，是平衡向右挪动，促进水的电离。

3、盐类水解方程式的书写

盐类水解程度一般很小，水解产物量很小，通常不生成沉淀或气体，书写水解

方程式时，一般不标“t”或"I盐类水解是可逆反响，除发生剧烈双水解

反响外，一般水解方程式中不写“=”而写可逆符号。

盐类水解方程式分为两种类型：

强碱弱酸所生成盐的水解：

强酸弱碱所生成盐的水解：

4、盐类水解的影响因素

内因一盐本身的性质

(1)弱碱的碱性越弱，其阳离子的水解程度越大，对应盐溶液的酸性越强；

(2)弱酸的酸性越弱，其阴离子的水解程度越大，对应盐溶液的碱性越强。

外因

(1)温度：盐类水解后生成酸和碱，即盐类的水解反响可以看做是酸碱中和反

响的逆反响，因此盐类的水解反响式吸热反响

(2)浓度

A.增大盐溶液的浓度，水解平衡向正反响方向挪动，水解程度减小，但水解产生

的离子浓度增大；加水稀释，水解平衡向正反响方向挪动，水解程度增大，但

水解产生的离子浓度减小

B.增大c(H+),促进强碱弱酸盐的水解，抑制强酸弱碱盐的水解；增大

促进强酸弱碱盐的水解，抑制强碱弱酸盐的水解。

5、盐类水解的规律

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，浓度一样时正酸根比酸式酸根水解程度大，碱性更强。(如:

Na2CO^>NaHCO3)

6、盐类水解原理的应用

水解的应用实例原理

1、净水明矶净水A产+3”2。04(0”)3(胶体)+3”+

2、去油污用热碱水冼油污物CO；-+H20=HCO；+0H-

品

①配制FeR溶液时

33++3”2。？0好（阳1+H*

常参加少量盐酸

3、药品的保存

②配制Nag溶液

CO^+H2O=HCO：+OH-

时常参加少量NaOH

由MgCl2-6H2O制无若不然，则:

4、制备无水盐水MgCl?在HCI气MgCl2•6H204Mg（0H）2+2HCl+4H20

流中加热Mg（0H）2qMg0+H20

用A/2（5O4）3及

5、泡沫灭火器A『+?+3HCO-=?W（QH）3J+CO2。

NaHCO.溶液混合

6、比拟盐溶液

比拟NH4cl溶液中NH：+H【O?UNH3Hq+H+

中离子浓度的

离子浓度的大小c（cr）＞c（N4+）＞c（H+）＞C（OH­）

大小

7.溶液中微粒浓度的大小比拟

（1）考虑水解因素：如Nag溶液

CO：+H20wHCO；+OH-（主要）

HCO；-+H8UH2c0、+OH-（次要）

所以c（Na+）＞c（CO；-）＞c（OH）＞c（HCO；）

（2）不同溶液中同一离子浓度的比拟要看溶液中其他离子对它的影响。如一样

物质的量浓度的a.Naa溶液、b.CH3coONH4溶液、c.NH4HSO4溶液,b中的

CH3coeT水解对NH：水解有促进作用，C中”+对NH；的水解有抑制作用，则三种

溶液中由大到小的依次是c＞a＞b

（3）混合溶液中各离子浓度的比拟要综合分析水解因素、电离因素。如一样物

质的量浓度的NHQ和氨水的混合液中，因NH；的水解程度小于Ng.H20的电离

程度，所以离子浓度依次为：c（N〃；）＞c（a-）＞c（OH-）＞c（/T）

（4）浓度一样时，弱酸根离子或弱碱阳离子的水解程度越大，平衡浓度越小。

如等浓度的NaHCO.溶液和CH、COONa溶液，由于HCO；的水解程度大于CH.COO

的，故c（HCO；）＜c{CH,COO-）

8.电解质溶液中离子之间的三种定量关系

☆☆根本原则：抓住溶液中微粒浓度必需满意的三种守恒关系：

①电荷守恒：：任何溶液均显电中性，各阳离子浓度及其所带电荷数的乘积之和

=各阴离子浓度及其所带电荷数的乘积之和

如小苏打溶液中c（Na+）+c（〃+）=式HCO；）+2c（CO：）+c（OH-）

N/UPQ,溶液中c（Mf）+c（7T）=c（H2P。；）+2c（HPOj）+3c（P。；）+c（OH）

②物料守恒：（即原子个数守恒或质量守恒）

在电解质溶液中，粒子的种类可能发生变更，但变更前后元素的原子个数守恒。

某原子的总量（或总浓度）=其以各种形式存在的全部微粒的量（或浓度）之和

如0.1molL-'Na2cq溶液中

③质子守恒：即水电离出的？浓度及O"浓度相等。

在电解质溶液中，由于电离、水解等的发生，往往存在质子的得失，但得

到的质子数等于失去的质子数

如NaHCQ溶液中：

质子守恒关系比拟抽象，可以由电荷守恒和物料守恒两种关系导出

B.习题训练

1.教材59页1〜10题

2.补充习题：

考点五沉淀溶解平衡

1、难溶电解质的溶解平衡的一些常见学问

（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1x10-5以下的反响为完全反响。如酸碱中和时c（中）降

至1。7m<10-5mollL,故为完全反响,用“="，常见的难溶物在水中的离

子浓度均远低于IO：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）驾驭三种微溶物质：CaSOqCa（OH“Ag2SO4

（5）溶解平衡常为吸热，但CM。”%为放热，升温其溶解度削减。

（6）溶解平衡存在的前提是：必需存在沉淀，否则不存在平衡。

2、溶解平衡方程式的书写

留意在沉淀后用（S）标明状态，并用"=："。如：Ag2s（s）Q2Ag+（aq）+S"（的）

3、沉淀生成的三种主要方式

（1）加沉淀剂法：区。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p"值除某些易水解的金属阳离子：如加Mg。除去Mg。2溶液中凡（%。

（3）氧化复原沉淀法：

（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挪动。常采纳的方法有：

①酸碱；②氧化复原；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：AgNQfAgCl（白色沉淀）一AgBr（淡黄色）-Ag/（黄色）

fAg2S（黑色）

6、溶度积（K卬）

1、定义：在肯定条件下，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：（叩）+〃夕”（㈣）

3、影响因素：

外因：①浓度：加水，平衡向溶解方向挪动。

②温度：升温，多数平衡向溶解方向挪动。

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，接着溶解

B.习题训练

1.教材67页1、2、3、4、5题

2.补充习题：

第三章学问点归纳、总结（复习）

第三章检测题

专题三水溶液中的离子平衡

第四章电化学根底

考点一原电池根本原理

1＞概念：把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④能自发地发生氧化复原反响

3、工作原理

如图是Q,—Z〃原电池示意图

ZbCu

电极材料

电极名称负极正极

电极反响类型氧化反响复原反响

电极反响式

电子挪动方向从负极流出经外电路流入正极

电流方向从正极流出经外电路流入负极

阴阳离子挪动方向电解质溶液中，阳离子移向正极，阴离子移向负极

4、原电池原理的应用

(1)比拟金属的活动性强弱

原电池中，一般活动性相对较强的金属作负极，而活动性相对较弱的金属作正

极

(2)加快化学反响速率

由于行成了原电池，导致反响速率加快。如及稀硫酸反响制氢气时，可向溶液

中滴加少量溶液，形成原电池，加快反响速率

(3)用于金属的防护

使须要爱护的金属制品作原电池正极而受到爱护。例如要爱护一个铁质的输水

管道或钢铁桥梁，可将其及一块锌块相连，使锌作原电池的负极

(4)设计制作原电池

设计原电池要紧扣原电池的三个条件：

必需是能自发进展的氧化复原反响

根据氧化复原反响找出正负极材料（负极就是失去电子的物质。正极用比负极

活动性差的金属即可，也可以用石墨）及电解质溶液

按要求画出原电池装置示意图

5、原电池正、负极的推断

原电池正负极的推断

推断角度负极正极

电极材料一般是活泼性较强的金属一般是活泼性较弱的金属或能导电的非金属

电子流向电子流出的一极电子流入的极

离子挪动方向阴离子移向的极阳离子移向的极

发生的反响氧化反响复原反响

反响现象质量减小质量增加或不变

6.电极反响式的书写

B.习题训练

1.教材73页1〜6题

2.补充习题：

考点二电解原理及其应用

一、电解原理

1、相关概念

电解池：把电能转化为化学能的装置（也叫电解槽）

电解：电流（外加直流电）通过电解质溶液而在阴阳两极引起氧化复原反响（被动的

不是自发的）的过程

放电：当离子到达电极时，失去或获得电子，发生氧化复原反响的过程

2、电解池的构成条件

直流电源；两个电极；电解质（熔融态或溶液）；闭合回路

3、电解池的工作原理一以电解溶液为例

电极材料石墨石墨

电极名称阴极（及电源负极相连）阳极（及电源正极相连）

电极反响类型复原反响氧化反响

电极反响式

电子挪动方向从电源的负极沿导线流入电解池的阴极，再从电解池

的阳极流出，并沿导线流回电源的正极

电流方向从正极流出经外电路流入负极

阴阳离子挪动方向电解质溶液中，阳离子移向阴极，阴离子移向阳极

4、电解原理的应用

⑴氯碱工业一电解饱和食盐水

阳极（放电依次）：

阴极（放电依次）：

总反响：

离子方程式：

（2）电镀

⑶电解精炼铜

5、以惰性电极电解电解质溶液的类型

电极反响特点

电解对电解质浓电解质溶

类型实例pH

象度液复原

电解质电离出的阴阳

分解电HCI增大HCI

电解质减小

离子分别在两极放电

解质型一

CuCl2CuCl2

阴极：水放生生碱

放氢

阳极：电解质阴离子电解质生成新电

(七)生NaClHCI

放电和水解质增大

成碱型

阴极：电解质阳离子生成新电

放氧生电解质

放电解质氧化铜

酸型CuSO4和水减小

阳极：水放。2生酸

阴极：

NaOH