高一化學知識點總結

高一化學知識點總結

第一章從實驗學化學-1-化學實驗基本方法

過濾一帖、二低、三靠分離固體和液體的混合體時，除去液體中不溶性固體。（漏斗、濾紙、玻璃棒、燒杯）

蒸發(fā)不斷攪拌，有大量晶體時就應熄燈，余熱蒸發(fā)至干，可防過熱而迸濺把稀溶液濃縮或把含固態(tài)溶質的溶液干，在蒸發(fā)皿進行蒸發(fā)

蒸餾①液體體積②加熱方式③溫度計水銀球位置④冷卻的水流方向⑤防液體暴沸利用沸點不同除去液體混合物中難揮發(fā)或不揮發(fā)的雜質（蒸餾燒瓶、酒精燈、溫度計、冷凝管、接液管、錐形瓶）

萃取萃取劑：原溶液中的溶劑互不相溶；②對溶質的溶解度要遠大于原溶劑；③要易于揮發(fā)。利用溶質在互不相溶的溶劑里溶解度的不同，用一種溶劑把溶質從它與另一溶劑所組成的溶液里提取出來的操作，主要儀器：分液漏斗

分液下層的液體從下端放出，上層從上口倒出把互不相溶的兩種液體分開的操作，與萃取配合使用的

過濾器上洗滌沉淀的操作向漏斗里注入蒸餾水，使水面沒過沉淀物，等水流完后，重復操作數(shù)次

配制一定物質的量濃度的溶液需用的儀器托盤天平（或量筒）、燒杯、玻璃棒、容量瓶、膠頭滴管

主要步驟：⑴計算⑵稱量（如是液體就用滴定管量�。�⑶溶解（少量水，攪拌，注意冷卻）⑷轉液（容量瓶要先檢漏，玻璃棒引流）⑸洗滌（洗滌液一并轉移到容量瓶中）⑹振搖⑺定容⑻搖勻

容量瓶①容量瓶上注明溫度和量程。②容量瓶上只有刻線而無刻度。①只能配制容量瓶中規(guī)定容積的溶液；②不能用容量瓶溶解、稀釋或久貯溶液；③容量瓶不能加熱，轉入瓶中的溶液溫度20℃左右

第一章從實驗學化學-2-化學計量在實驗中的應用1物質的量物質的量實際上表示含有一定數(shù)目粒子的集體2摩爾物質的量的單位

3標準狀況STP0℃和1標準大氣壓下

4阿伏加德羅常數(shù)NA1mol任何物質含的微粒數(shù)目都是6．02×1023個5摩爾質量M1mol任何物質質量是在數(shù)值上相對質量相等6氣體摩爾體積Vm1mol任何氣體的標準狀況下的體積都約為22.4l

7阿伏加德羅定律（由PV=nRT推導出)同溫同壓下同體積的任何氣體有同分子數(shù)n1N1V1n2N2V2

8物質的量濃度CB1L溶液中所含溶質B的物質的量所表示的濃度CB=nB/VnB=CB×VV=nB/CB

9物質的質量mm=M×nn=m/MM=m/n10標準狀況氣體體積VV=n×Vmn=V/VmVm=V/n11物質的粒子數(shù)NN=NA×nn=N/NANA=N/n

12物質的量濃度CB與溶質的質量分數(shù)ω1000×ρ×ωM13溶液稀釋規(guī)律C（濃）×V（濃）=C（稀）×V（�。┮晕镔|的量為中心

第二章化學物質及變化-1-物質的分類1元素分類：金屬和非金屬元素2化合物分類：有機物（含C）和無機物

氧化物酸性氧化物（與堿反應生成鹽和水）SiO2、SO2、CO2、SO3、N2O5、(多數(shù)為非金屬氧化物）

堿性氧化物（與酸反應生成鹽和水）Fe2O3、CuO、MgO(多數(shù)為金屬氧化物）、

兩性氧化物（與酸、堿反應生成鹽和水）Al2O3、ZnO

不成鹽氧化物NO2、NO、CO、(鹽中的N的化合價無+2、+3、C無+2）分散系溶液（很穩(wěn)定）分散質粒子小于1nm，透明、穩(wěn)定、均一膠體（介穩(wěn)定狀態(tài)）分散質粒子1nm-100nm，較透明、穩(wěn)定、均一濁液（分懸、乳濁液）分散質粒子大于100nm，不透明、不穩(wěn)定、不均一化學反應的分類四大基本反應類型化合：2SO2+O22SO3分解：2NaHCO3Na2CO3+CO2↑+H2O置換：Cl2+2KI===2KCl+I2

復分解：2NH4Cl＋Ca(OH)2CaCl2＋2NH3↑＋2H2O

是否有離子參加反應（電解質在水溶液中）離子反應：Cl2＋H2O=HCl＋HClO非離子反應：2Fe＋3Cl22FeCl3

是否有元素電子得失或偏移（有升降價）氧化還原反應：2Na+2H2O=2NaOH+H2↑非氧化還原反應：Al(OH)3+NaOH=NaAlO2+2H2O熱量的放出或吸收放熱反應：3Fe＋2O2Fe3O4吸熱反應：C+CO22CO第二章化學物質及變化-2-離子反應

電解質（酸、堿、鹽、水）在水溶液里或熔融狀態(tài)下本身能夠導電的化合物非電解質（包括CO2、SO2）在水溶液里或熔融狀態(tài)下不能夠導電的化合物碳酸的電離方程式H2CO3H＋＋HCO3－（弱電解質用“”NaHCO3的電離方程式NaHCO3＝Na＋＋HCO3－（強電解質用“=”離子反應式用實際參加反應的離子所表示的式子離子反應式寫法一寫、二改、三刪、四查

單質、氧化物、氣體、難溶、難電離的物質要保留分子式

離子共存有顏色的離子MnO4-紫紅、Fe3+棕黃、Fe2+淺綠、Cu2+藍色

與H+不共存（弱酸根）OH-、CO32-、SO32-、SiO32-、AlO2-、S2-、F-等與OH-不共存（弱堿金屬陽離子）H+、Fe3+、Fe2+、Fe3+、Cu2+、Al3+、Mg2+、NH4+等

與H+和OH-都不共存HCO3-、HSO3-、HS-、等常見生成沉淀Ba2+、Ca2+與SO42-、CO32-Ag+與Cl-膠體膠體的性質（介穩(wěn)定）丁達爾現(xiàn)象、布朗運動、電泳、聚沉判斷膠體最簡單的方法丁達爾現(xiàn)象膠體提純滲析（膠體微粒不能透過半透膜）

Fe(OH)3膠體制備的方法取燒杯盛20mL蒸餾水，加熱至沸騰，然后逐滴加入飽和FeCl3溶液1mL～2mL。繼續(xù)煮沸至溶液呈紅褐色。觀察所得紅褐色液體Fe(OH)3膠體。Fe(OH)3膠體制備方程式FeCl3+3H2OFe(OH)3(膠體)+3HCl

膠體凝聚的條件加熱、加電解質、加相反電性的膠體

第二章化學物質及變化-3-氧化還原反應氧化還原反應的本質有電子轉移(得失或偏移)

氧化還原反應的特征元素化合價的升降（不一定有氧的得失）

升失氧還原劑、還原性、失電子、（升價）、被氧化、發(fā)生氧化反應成氧化產物降得還氧化劑、氧化性、得電子、（降價）、被還原、發(fā)生還原反應成還原產物化合反應不一定是氧化還原反應，一般有單質參加的化合反應或有單質生成的分解反應才屬氧化還原反應分解反應

置換反應一定是氧化還原反應復分解反應一定不是氧化還原反應

氣體的檢驗NH3的檢驗用濕潤的紅色石蕊試紙變藍SO2的檢驗用品紅溶液褪色

SO2的吸收用KMnO4溶液(強氧化性)CO2的檢驗用澄清石灰水變濁Cl2的檢驗用濕潤的KI淀粉試紙變藍NO的檢驗打開瓶蓋后遇空氣變紅棕色

離子的檢驗NH4+的檢驗加NaOH溶液加熱后放出氣體用濕潤的紅色石蕊試紙變藍Fe3+的檢驗①加NaOH溶液有紅褐色沉淀②加KSCN溶液出現(xiàn)血紅色

Fe2+的檢驗①加NaOH溶液有白色沉淀馬上變灰綠色,最終變紅褐色②加KSCN溶液無現(xiàn)象,再加氯水后出現(xiàn)血紅色

SO42-的檢驗先加HCl無現(xiàn)象后加BaCl2溶液有不溶于酸的白色沉淀

Cl-、(Br-、I-)的檢驗先加AgNO3后加HNO3溶液有不溶于酸的白色沉淀AgCl(淡黃色沉淀AgBr、黃色沉淀AgI）

NO3-的檢驗加濃縮后加入少量濃硫酸和幾塊銅片加熱有紅棕色的氣體放出（NO2）物質的保存K、Na保存在煤油中（防水、防O2）

見光易分解的物質用棕色瓶（HNO3、AgNO3、氯水、HClO等）堿性物質用橡膠塞不能用玻璃塞（Na2SiO3、NaOH、Na2CO3)酸性、強氧化性物質用玻璃塞不能用橡膠塞（HSO4、HNO3、KMnO4)物質的保存F2、HF（氫氟酸）用塑料瓶不能用玻璃瓶（與SiO2反應腐蝕玻璃)保存在水中白磷（防在空氣中自燃）、Br2（防止揮發(fā)）地殼中含量最多的元素氧O、硅Si、鋁Al、鐵Fe

地殼有游離態(tài)存在的元素金、鐵（隕石）、硫（火山口附近）金屬共同的物理性質有金屬光澤、不透明、易導電、導熱、延展性能與HCl和NaOH都能反應的物質兩性：Al、Al2O3、Al(OH)3弱酸的酸式鹽：NaHCO3、NaHSO3、NaHS弱酸的銨鹽：（NH4）2CO3、(NH4)2S兩性金屬鋅Zn、鋁Al（與酸和堿都放H2）

鈍化金屬鐵Fe、鋁Al（被冷的濃H2SO4、濃HNO3）酸化學性質稀、濃硫酸的通性1強酸性----反應生成鹽2高沸點酸，難揮發(fā)性制備易揮發(fā)性酸

濃硫酸的特性1、吸水性做干燥，不能干燥NH3、H2S2、脫水性使有機物脫水炭化

3、強氧化性與不活潑金屬、非金屬、還原性物質反應

硝酸HNO31、強酸性2、強氧化性3、不穩(wěn)定性（見光、受熱）次氯酸HClO1、弱酸性2、強氧化性3、不穩(wěn)定性（見光、受熱）硅酸H2SiO31、弱酸性2、難溶性3、不穩(wěn)定性（熱)

漂白氧化型（永久）強氧化性：HClO、Na2O2、O3、濃H2SO4、濃HNO3加合型（暫時）SO2（使品紅褪色，不能使石蕊變紅后褪色）吸附型（物理）活性碳明礬溶液生成的Al(OH)3膠體水溶液氯水主要成分分子：Cl2、H2O、HClO離子：H＋、Cl－、ClO－氨水主要成分

分子：NH3H2ONH3H2O離子：NH4+OHˉ

氯水與液氯、氨水與液氨的區(qū)別氯水、氨水屬混合物、液氯與液氨屬純凈物

氯原子Cl與氯離子Cl-的區(qū)別最外層電子數(shù)不同，化學性質不同，氯離子Cl-達穩(wěn)定結構氣體極易溶于水（噴泉）NH3（1：700）HCl(1:500)只能用排氣法收集NO2NH3HCl只能用排氣法收集NON2CO

鈉與水的反應現(xiàn)象:①浮、②熔、③游、④咝、⑤紅①鈉浮在水面上密度小于水；②水蒸氣放熱；③熔化成一個小球溶點低；④在水面上游動生成氣體；咝咝發(fā)出響聲反應劇烈；⑤變色生成堿

俗名蘇打Na2CO3、小蘇打NaHCO3水玻璃：Na2SiO3的水溶液漂白粉主要成分：Ca(ClO)2、CaCl2，有效成分Ca(ClO)2

用途Na2O2(淡黃色)用作呼吸面具，Al(OH)3和NaHCO3(小蘇打）可中和胃酸明礬用作凈水劑，次氯酸HClO殺菌、消毒、永久性漂白、SO2暫時性漂白

自來水常用Cl2來消毒、殺菌但產生致癌的有機氯,改用廣譜高效消毒劑二氧化氯(ClO2)Fe2O3紅色油漆和涂料；Al2O3耐火材料,NH3可用于氮肥、制冷劑。

晶體硅Si作半導體、太陽能電池;SiO2可作光導纖維；硅膠是常用的干燥劑及催化劑的載體。水玻璃可做肥皂填料、木材防腐防火劑及黏膠

擴展閱讀：高中化學選修4知識點分類總結

化學選修4化學反應與原理

章節(jié)知識點梳理第一章化學反應與能量

一、焓變反應熱

1．反應熱：一定條件下，一定物質的量的反應物之間完全反應所放出或吸收的熱量

2．焓變(ΔH)的意義：在恒壓條件下進行的化學反應的熱效應（1）.符號：△H（2）.單位：kJ/mol

3.產生原因：化學鍵斷裂吸熱化學鍵形成放

熱

放出熱量的化學反應。(放熱>吸熱)△H為“-”或△H放熱）△H為“+”或△H>0☆常見的放熱反應：①所有的燃燒反應②酸堿中和反應③大多數(shù)的化合反應④金屬與酸的反應⑤生石灰和水反應⑥濃硫酸稀釋、氫氧化鈉固體溶解等

☆常見的吸熱反應：①晶體Ba(OH)28H2O與NH4Cl②大多數(shù)的分解反應③以H2、CO、C為還原劑的氧化還原反應④銨鹽溶解等

二、熱化學方程式書寫化學方程式注意要點:

①熱化學方程式必須標出能量變化。

②熱化學方程式中必須標明反應物和生成物的聚集狀態(tài)（g,l,s分別表示固態(tài)，液態(tài)，氣態(tài)，水溶液中溶質用aq表示）

③熱化學反應方程式要指明反應時的溫度和壓強。④熱化學方程式中的化學計量數(shù)可以是整數(shù)，也可以是分數(shù)⑤各物質系數(shù)加倍，△H加倍；反應逆向進行，△H改變符號，數(shù)值不變

三、燃燒熱

1．概念：25℃，101kPa時，1mol純物質完全燃燒生成穩(wěn)定的化合物時所放出的熱量。燃燒熱的單位用kJ/mol表示�！�注意以下幾點：①研究條件：101kPa

②反應程度：完全燃燒，產物是穩(wěn)定的氧化物。③燃燒物的物質的量：1mol

④研究內容：放出的熱量。（ΔH

1．內容：化學反應的反應熱只與反應的始態(tài)（各反應物）和終態(tài)（各生成物）有關，而與具體反應進行的途徑無關，如果一個反應可以分幾步進行，則各分步反應的反應熱之和與該反應一步完成的反應熱是相同的。

第二章化學反應速率和化學平衡

一、化學反應速率1.化學反應速率（v）

⑴定義：用來衡量化學反應的快慢，單位時間內反應物或生成物的物質的量的變化

⑵表示方法：單位時間內反應濃度的減少或生成物濃度的增加來表示

⑶計算公式：v=Δc/Δt（υ：平均速率，Δc：濃度變化，Δt：時間）單位：mol/（Ls）⑷影響因素：

①決定因素（內因）：反應物的性質（決定因素）②條件因素（外因）：反應所處的條件2.

※注意：（1）、參加反應的物質為固體和液體，由于壓強的變化對濃度幾乎無影響，可以認為反應速率不變。（2）、惰性氣體對于速率的影響

①恒溫恒容時：充入惰性氣體→總壓增大，但是各分壓不變，各物質濃度不變→反應速率不變

②恒溫恒體時：充入惰性氣體→體積增大→各反應物濃

度減小→反應速率減慢二、化學平衡（一）1.定義：

化學平衡狀態(tài)：一定條件下，當一個可逆反應進行到正逆反應速率相等時，更組成成分濃度不再改變，達到表面上靜止的一種“平衡”，這就是這個反應所能達到的限度即化學平衡狀態(tài)。2、化學平衡的特征逆（研究前提是可逆反應）

等（同一物質的正逆反應速率相等）

動（動態(tài)平衡）

定（各物質的濃度與質量分數(shù)恒定）變（條件改變，平衡發(fā)生變化）3、判斷平衡的依據(jù)

判斷可逆反應達到平衡狀態(tài)的方法和依據(jù)

例舉反應①各物質的物質的量或各物質的物質的量混合物體系中各成分的含量的分數(shù)一定②各物質的質量或各物質質量分數(shù)一定③各氣體的體積或體積分數(shù)一定④總體積、總壓力、總物質的量一定平衡平衡不一定平衡①在單位時間內消耗了mmolA同時生成m平衡molA，即V(正)=V(逆)正、逆反②在單位時間內消耗了nmolB同時消耗了平衡應pmolC，則V(正)=V(逆)速率的③V(A):V(B):V(C):V(D)=m:n:p:q，V(正)不一定不一定平關系等于V(逆)衡平衡mA(g)+nB(g)pC(g)+qD(g)④在單位時間內生成nmolB，同時消耗了q不一定平molD，因均指V(逆)

衡

①m+n≠p+q時，總壓力一定（其他條件一定）壓強平衡②m+n=p+q時，總壓力一定（其他條件一不一定平定）混合氣體①Mr一定時，只有當m+n≠p+q時平均相對②Mr一定時，但m+n=p+q時分子質量Mr任何反應都伴隨著能量變化，當體系溫度一溫度定時（其他不變）體系的密度一定密度其他如體系顏色不再變化等不一定平衡平衡平衡衡平衡不一定平衡（二）影響化學平衡移動的因素

1、濃度對化學平衡移動的影響（1）影響規(guī)律：在其他條件不變的情況下，增大反應物的濃度或減少生成物的濃度，都可以使平衡向正方向移動；增大生成物的濃度或減小反應物的濃度，都可以使平衡向逆方向移動

（2）增加固體或純液體的量，由于濃度不變，所以平衡_不移動_（3）在溶液中進行的反應，如果稀釋溶液，反應物濃度__減小__，生成物濃度也_減小_，V正_減小__，V逆也_減小__，但是減小的程度不同，總的結果是化學平衡向反應方程式中化學計量數(shù)之和_大_

的方向移動。

2、溫度對化學平衡移動的影響

影響規(guī)律：在其他條件不變的情況下，溫度升高會使化學平衡向著___吸熱反應______方向移動，溫度降低會使化學平衡向著_放熱反應__方向移動。

3、壓強對化學平衡移動的影響

影響規(guī)律：其他條件不變時，增大壓強，會使平衡向著__體積縮小___方向移動；減小壓強，會使平衡向著___體積增大__方向移動。注意：（1）改變壓強不能使無氣態(tài)物質存在的化學平衡發(fā)生移動（2）氣體減壓或增壓與溶液稀釋或濃縮的化學平衡移動規(guī)律相似4.催化劑對化學平衡的影響：由于使用催化劑對正反應速率和逆反應速率影響的程度是等同的，所以平衡__不移動___。但是使用催化劑可以影響可逆反應達到平衡所需的_時間_。

5.勒夏特列原理（平衡移動原理）：如果改變影響平衡的條件之一（如溫度，壓強，濃度），平衡向著能夠減弱這種改變的方向移動。三、化學平衡常數(shù)

（一）定義：在一定溫度下，當一個反應達到化學平衡時，___生成物濃度冪之積與反應物濃度冪之積的比值是一個常數(shù)____比值。符號：__K__

（二）使用化學平衡常數(shù)K應注意的問題：

1、表達式中各物質的濃度是__變化的濃度___，不是起始濃度也不是物質的量。

2、K只與__溫度（T）___有關，與反應物或生成物的濃度無關。3、反應物或生產物中有固體或純液體存在時，由于其濃度是固定不變的，可以看做是“1”而不代入公式。

4、稀溶液中進行的反應，如有水參加，水的濃度不必寫在平衡關系式中。

（三）化學平衡常數(shù)K的應用:

1、化學平衡常數(shù)值的大小是可逆反應__進行程度__的標志。K值越大，說明平衡時_生成物___的濃度越大，它的___正向反應__進行的程度越大，即該反應進行得越__完全___，反應物轉化率越_高___。反之，則相反。一般地，K>_105__時，該反應就進行得基本完全了。

2、可以利用K值做標準，判斷正在進行的可逆反應是否平衡及不平衡時向何方進行建立平衡。（Q：濃度積）Q_〈__K:反應向正反應方向進行;Q__=_K:反應處于平衡狀態(tài);Q_〉__K:反應向逆反應方向進行3、利用K值可判斷反應的熱效應

若溫度升高，K值增大，則正反應為__吸熱___反應若溫度升高，K值減小，則正反應為__放熱___反應＊四、等效平衡

1、概念：在一定條件下（定溫、定容或定溫、定壓），只是起始加入情況不同的同一可逆反應達到平衡后，任何相同組分的百分含量均相

同，這樣的化學平衡互稱為等效平衡。2、分類

（1）定溫，定容條件下的等效平衡

第一類：對于反應前后氣體分子數(shù)改變的可逆反應：必須要保證化學計量數(shù)之比與原來相同；同時必須保證平衡式左右兩邊同一邊的物質的量與原來相同。

第二類：對于反應前后氣體分子數(shù)不變的可逆反應：只要反應物的物質的量的比例與原來相同即可視為二者等效。（2）定溫，定壓的等效平衡

只要保證可逆反應化學計量數(shù)之比相同即可視為等效平衡。五、化學反應進行的方向1、反應熵變與反應方向：

（1）熵:物質的一個狀態(tài)函數(shù)，用來描述體系的混亂度，符號為S.單位：Jmol-1K-1

(2)體系趨向于有序轉變?yōu)闊o序，導致體系的熵增加，這叫做熵增加原理，也是反應方向判斷的依據(jù)。.

（3）同一物質，在氣態(tài)時熵值最大，液態(tài)時次之，固態(tài)時最小。即S(g)〉S(l)〉S(s)2、反應方向判斷依據(jù)

在溫度、壓強一定的條件下，化學反應的判讀依據(jù)為：ΔH-TΔS〈0反應能自發(fā)進行ΔH-TΔS=0反應達到平衡狀態(tài)

ΔH-TΔS〉0反應不能自發(fā)進行

注意：（1）ΔH為負，ΔS為正時，任何溫度反應都能自發(fā)進行（2）ΔH為正，ΔS為負時，任何溫度反應都不能自發(fā)進行

第三章水溶液中的離子平衡

一、弱電解質的電離

1、定義：電解質：在水溶液中或熔化狀態(tài)下能導電的化合物,叫電解質。

非電解質：在水溶液中或熔化狀態(tài)下都不能導電的化合物。

強電解質：在水溶液里全部電離成離子的電解質。

弱電解質：在水溶液里只有一部分分子電離成離子的電解質。

物質

混和物

單質

純凈物化合物電解質強電解質：強酸，強堿，大多數(shù)鹽。如HCl、NaOH、NaCl、BaSO4

弱電解質：弱酸，弱堿，極少數(shù)鹽，水。如HClO、NH3H2O、Cu(OH)2、

H2O

非電解質：非金屬氧化物，大部分有機物。如SO3、CO2、C6H12O6、CCl4、CH2=CH2

2、電解質與非電解質本質區(qū)別：

電解質離子化合物或共價化合物非電解質共價化合物注意：①電解質、非電解質都是化合物②SO2、NH3、CO2等屬于非電解質

③強電解質不等于易溶于水的化合物（如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部電離，故BaSO4為強電解質）電解質的強弱與導電性、溶解性無關。

3、電離平衡：在一定的條件下，當電解質分子電離成離子的速率和離子結合成時，電離過程就達到了平衡狀態(tài)，這叫電離平衡。

4、影響電離平衡的因素：

A、溫度：電離一般吸熱，升溫有利于電離。

B、濃度：濃度越大，電離程度越��；溶液稀釋時，電離平衡向著電離的方向移動。C、同離子效應：在弱電解質溶液里加入與弱電解質具有相同離子的電解質，會減弱電離。D、其他外加試劑：加入能與弱電解質的電離產生的某種離子反應的物質時，有利于電離。

9、電離方程式的書寫：用可逆符號弱酸的電離要分布寫（第一步為主）

10、電離常數(shù)：在一定條件下，弱電解質在達到電離平衡時，溶液中電離所生成的各種離子濃度的乘積，跟溶液中未電離的分子濃度的比是一個常數(shù)。叫做電離平衡常數(shù)，（一般用Ka表示酸，Kb表示堿。）

表示方法：AB11、影響因素：

a、電離常數(shù)的大小主要由物質的本性決定。

b、電離常數(shù)受溫度變化影響，不受濃度變化影響，在室溫下一般變

A++B-Ki=[A+][B-]/[AB]

化不大。

C、同一溫度下，不同弱酸，電離常數(shù)越大，其電離程度越大，酸性越強。如：H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO二、水的電離和溶液的酸堿性1、水電離平衡：:

水的離子積：KW=c[H+]c[OH-]

25℃時,[H+]=[OH-]=10-7mol/L;KW=[H+][OH-]=1*10-14注意：KW只與溫度有關，溫度一定，則KW值一定KW不僅適用于純水，適用于任何溶液（酸、堿、鹽）2、水電離特點：（1）可逆（2）吸熱（3）極弱3、影響水電離平衡的外界因素：①酸、堿：抑制水的電離KW〈1*10-14

②溫度：促進水的電離（水的電離是吸熱的）③易水解的鹽：促進水的電離KW〉1*10-144、溶液的酸堿性和pH：（1）pH=-lgc[H+]（2）pH的測定方法：

酸堿指示劑甲基橙、石蕊、酚酞。

變色范圍：甲基橙3.1~4.4（橙色）石蕊5.0~8.0（紫色）酚酞8.2~10.0（淺紅色）

pH試紙操作玻璃棒蘸取未知液體在試紙上，然后與標準比色卡對比即可。

注意：①事先不能用水濕潤PH試紙；②廣泛pH試紙只能讀取整數(shù)值或范圍

三、混合液的pH值計算方法公式

1、強酸與強酸的混合：（先求[H+]混：將兩種酸中的H+離子物質的量相加除以總體積，再求其它）[H+]混=（[H+]1V1+[H+]2V2）/（V1+V2）2、強堿與強堿的混合：（先求[OH-]混：將兩種酸中的OH-離子物質的量相加除以總體積，再求其它）[OH-]混＝（[OH-]1V1+[OH-]2V2）/（V1+V2）(注意:不能直接計算[H+]混)

3、強酸與強堿的混合：（先據(jù)H++OH-==H2O計算余下的H+或OH-，①H+有余，則用余下的H+數(shù)除以溶液總體積求[H+]混；OH-有余，則用余下的OH-數(shù)除以溶液總體積求[OH-]混，再求其它）四、稀釋過程溶液pH值的變化規(guī)律：

1、強酸溶液：稀釋10n倍時，pH稀=pH原+n（但始終不能大于或等于7）

2、弱酸溶液：稀釋10n倍時，pH稀〈pH原+n（但始終不能大于或等于7）

3、強堿溶液：稀釋10n倍時，pH稀=pH原－n（但始終不能小于或等于7）

4、弱堿溶液：稀釋10n倍時，pH稀〉pH原－n（但始終不能小于或等于7）

5、不論任何溶液，稀釋時pH均是向7靠近（即向中性靠近）；任何溶液無限稀釋后pH均接近7

6、稀釋時，弱酸、弱堿和水解的鹽溶液的pH變化得慢，強酸、強堿變化得快。

五、強酸（pH1）強堿（pH2）混和計算規(guī)律w.w.w.k.s.5.u.c.o.m1、若等體積混合

pH1+pH2=14則溶液顯中性pH=7pH1+pH2≥15則溶液顯堿性pH=pH2-0.3pH1+pH2≤13則溶液顯酸性pH=pH1+0.32、若混合后顯中性

pH1+pH2=14V酸：V堿=1：1

〕

pH1+pH2≠14V酸：V堿=1：10〔14-（pH1+pH2）

六、酸堿中和滴定：1、中和滴定的原理

實質：H++OH=H2O即酸能提供的H+和堿能提供的OH-物質的量相等。

2、中和滴定的操作過程：

（1）儀②滴定管的刻度，O刻度在上，往下刻度標數(shù)越來越大，全部容積大于它的最大刻度值，因為下端有一部分沒有刻度。滴定時，所用溶液不得超過最低刻度，不得一次滴定使用兩滴定管酸（或堿），也不得中途向滴定管中添加。②滴定管可以讀到小數(shù)點后一位。

（2）藥品：標準液；待測液；指示劑。（3）準備過程：

準備：檢漏、洗滌、潤洗、裝液、趕氣泡、調液面。（洗滌：用洗液洗→檢漏：滴定管是否漏水→用水洗→用標準液洗（或待測液洗）→裝溶液→排氣泡→調液面→記數(shù)據(jù)V(始)（4）試驗過程

3、酸堿中和滴定的誤差分析

誤差分析：利用n酸c酸V酸=n堿c堿V堿進行分析

式中：n酸或堿中氫原子或氫氧根離子數(shù)；c酸或堿的物質的量濃度；

V酸或堿溶液的體積。當用酸去滴定堿確定堿的濃度時，則：c堿=

ncVnV

上述公式在求算濃度時很方便，而在分析誤差時起主要作用的是分子上的V酸的變化，因為在滴定過程中c酸為標準酸，其數(shù)值在理論上是不變的，若稀釋了雖實際值變小，但體現(xiàn)的卻是V酸的增大，導致c酸偏高；V堿同樣也是一個定值，它是用標準的量器量好后注入錐形瓶中的，當在實際操作中堿液外濺，其實際值減小，但引起變化的卻是標準酸用量的減少，即V酸減小，則c堿降低了；對于觀察中出現(xiàn)的誤差亦同樣如此。綜上所述，當用標準酸來測定堿的濃度時，c堿的誤差與V酸的變化成正比，即當V酸的實測值大于理論值時，c堿偏高，反之偏低。

同理，用標準堿來滴定未知濃度的酸時亦然。七、鹽類的水解（只有可溶于水的鹽才水解）

1、鹽類水解：在水溶液中鹽電離出來的離子跟水電離出來的H+或OH-

結合生成弱電解質的反應。

2、水解的實質：水溶液中鹽電離出來的離子跟水電離出來的H+或OH-結合,破壞水的電離，是平衡向右移動，促進水的電離。3、鹽類水解規(guī)律：

①有弱才水解，無弱不水解，越弱越水解；誰強顯誰性，兩弱都水解，同強顯中性。

②多元弱酸根，濃度相同時正酸根比酸式酸根水解程度大，堿性更強。(如:Na2CO3＞NaHCO3)

4、鹽類水解的特點：（1）可逆（與中和反應互逆）（2）程度�。�3）吸熱

5、影響鹽類水解的外界因素：

①溫度：溫度越高水解程度越大（水解吸熱，越熱越水解）②濃度：濃度越小，水解程度越大（越稀越水解）

③酸堿：促進或抑制鹽的水解（H+促進陰離子水解而抑制陽離子水解；OH-促進陽離子水解而抑制陰離子水解）6、酸式鹽溶液的酸堿性：

①只電離不水解：如HSO4-顯酸性

②電離程度＞水解程度，顯酸性（如:HSO3-、H2PO4-）③水解程度＞電離程度，顯堿性（如：HCO3-、HS-、HPO42-）7、雙水解反應：

（1）構成鹽的陰陽離子均能發(fā)生水解的反應。雙水解反應相互促進，水解程度較大，有的甚至水解完全。使得平衡向右移。

（2）常見的雙水解反應完全的為：Fe3+、Al3+與AlO2-、CO32-(HCO3-)、S2-(HS-)、SO32-(HSO3-)；S2-與NH4+；CO32-(HCO3-)與NH4+其特點是相互水解成沉淀或氣體。雙水解完全的離子方程式配平依據(jù)是兩邊電荷平衡，如：2Al3++3S2-+6H2O==2Al(OH)3↓+3H2S↑8、鹽類水解的應用：水解的應用1、凈水實例明礬凈水體)+3H+用熱堿水冼油污物2、去油污品①配制FeCl3溶液時Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+3、藥品的保常加入少量鹽酸存②配制Na2CO3溶液CO32-+H2OHCO3-+OH-時常加入少量NaOH若不然，則：△由MgCl26H2O制無4、制備無水水MgCl2在HCl氣流鹽中加熱Mg(OH)2MgO+H2O5、泡沫滅火用器Al2(SO4)3與Al3++3HCO3-=Al(OH)3↓+3CO2↑NaHCO3溶液混合6、比較鹽溶比較NH4Cl溶液中離NH4++H2ONH3H2O+H+液中離子濃子濃度的大小

△原理Al3++3H2OAl(OH)3(膠CO32-+H2OHCO3-+OH-MgCl2△6H2OMg(OH)2+2HCl+4H2Oc(Cl-)>c(NH4+)>c(H+)>c(OH)-

度的大小9、水解平衡常數(shù)（Kh）

對于強堿弱酸鹽：Kh=Kw/Ka(Kw為該溫度下水的離子積，Ka為該條件下該弱酸根形成的弱酸的電離平衡常數(shù))

對于強酸弱堿鹽：Kh=Kw/Kb（Kw為該溫度下水的離子積，Kb為該條件下該弱堿根形成的弱堿的電離平衡常數(shù)）電離、水解方程式的書寫原則

1、多元弱酸（多元弱酸鹽）的電離（水解）的書寫原則：分步書寫注意：不管是水解還是電離，都決定于第一步，第二步一般相當微弱。

2、多元弱堿（多元弱堿鹽）的電離（水解）書寫原則：一步書寫八、溶液中微粒濃度的大小比較

☆☆基本原則：抓住溶液中微粒濃度必須滿足的三種守恒關系：①電荷守恒：:任何溶液均顯電中性，各陽離子濃度與其所帶電荷數(shù)的乘積之和＝各陰離子濃度與其所帶電荷數(shù)的乘積之和②物料守恒:（即原子個數(shù)守恒或質量守恒）

某原子的總量(或總濃度)＝其以各種形式存在的所有微粒的量(或濃度)之和

③質子守恒：即水電離出的H+濃度與OH-濃度相等。九、難溶電解質的溶解平衡

1、難溶電解質的溶解平衡的一些常見知識

（1）溶解度小于0.01g的電解質稱難溶電解質。

（2）反應后離子濃度降至1*10-5以下的反應為完全反應。如酸堿中和時[H+]降至10-7mol/L

如：AgNO3AgCl(白色沉淀)AgBr（淡黃色）AgI（黃色）Ag2S（黑色）6、溶度積（KSP）

1、定義：在一定條件下，難溶電解質電解質溶解成離子的速率等于離子重新結合成沉淀的速率，溶液中各離子的濃度保持不變的狀態(tài)。2、表達式：AmBn(s)mAn+(aq)+nBm-(aq)KSP=[c(An+)]m[c(Bm-)]n3、影響因素：

外因：①濃度：加水，平衡向溶解方向移動。

②溫度：升溫，多數(shù)平衡向溶解方向移動。4、溶度積規(guī)則

QC（離子積）〉KSP有沉淀析出QC=KSP平衡狀態(tài)

QC〈KSP未飽和，繼續(xù)溶解

第四章電化學基礎

第一節(jié)原電池原電池：

1、概念：化學能轉化為電能的裝置叫做原電池_______2、組成條件：①兩個活潑性不同的電極②電解質溶液③電極用導線相連并插入電解液構成閉合回路

3、電子流向：外電路：負極導線正極

內電路：鹽橋中陰離子移向負極的電解質溶液，鹽

橋中陽離子移向正極的電解質溶液。4、電極反應：以鋅銅原電池為例：

負極：氧化反應：Zn－2e＝Zn2＋（較活潑金屬）

正極：還原反應：2H＋＋2e＝H2↑（較不活潑金屬）

總反應式：Zn+2H+=Zn2++H2↑5、正、負極的判斷：

（1）從電極材料：一般較活潑金屬為負極；或金屬為負極，非金屬為正極。

（2）從電子的流動方向負極流入正極（3）從電流方向正極流入負極

（4）根據(jù)電解質溶液內離子的移動方向陽離子流向正極，陰離子流向負極

（5）根據(jù)實驗現(xiàn)象①__溶解的一極為負極__②增重或有氣泡一極為正極

第二節(jié)化學電池

1、電池的分類：化學電池、太陽能電池、原子能電池2、化學電池：借助于化學能直接轉變?yōu)殡娔艿难b置

3、化學電池的分類：一次電池、二次電池、燃料電池一、一次電池

1、常見一次電池：堿性鋅錳電池、鋅銀電池、鋰電池等二、二次電池

1、二次電池：放電后可以再充電使活性物質獲得再生，可以多次重復使用，又叫充電電池或蓄電池。2、電極反應：鉛蓄電池

-放電：負極（鉛）：Pb＋SO2－2e＝PbSO4↓4-正極（氧化鉛）：PbO2＋4H+＋SO2＋2e＝PbSO4↓＋2H2O4-充電：陰極：PbSO4＋2H2O－2e＝PbO2＋4H+＋SO24-陽極：PbSO4＋2e＝Pb＋SO24

兩式可以寫成一個可逆反應：PbO2＋＋Pb充電2H2SO42PbSO4↓＋2H2O

3、目前已開發(fā)出新型蓄電池：銀鋅電池、鎘鎳電池、氫鎳電池、鋰離子電池、聚合物鋰離子電池三、燃料電池

1、燃料電池：是使燃料與氧化劑反應直接產生電流的一種原電池

2、電極反應：一般燃料電池發(fā)生的電化學反應的最終產物與燃燒產物相同，可根據(jù)燃燒反應寫出總的電池反應，但不注明反應的條件。，負極發(fā)生氧化反應，正極發(fā)生還原反應，不過要注意一般電解質溶液要參與電極反應。以氫氧燃料電池為例，鉑為正、負極，介質分為酸性、堿性和中性。當電解質溶液呈酸性時：

放電

負極：2H2－4e=4H+正極：Ｏ2＋4e4H+=2H2O當電解質溶液呈堿性時：

負極：2H2＋4OH－4e＝4H2O正極：Ｏ2＋2H2O＋4e＝4OH另一種燃料電池是用金屬鉑片插入KOH溶液作電極，又在兩極上分別通甲烷燃料和氧氣氧化劑。電極反應式為：負極：CH4＋10OH－－8e＝＋7H2O；正極：4H2O＋2O2＋8e＝8OH。

電池總反應式為：CH4＋2O2＋2KOH＝K2CO3＋3H2O3、燃料電池的優(yōu)點：能量轉換率高、廢棄物少、運行噪音低四、廢棄電池的處理：回收利用第三節(jié)電解池一、電解原理

1、電解池：把電能轉化為化學能的裝置也叫電解槽

2、電解：電流(外加直流電)通過電解質溶液而在陰陽兩極引起氧化還原反應(被動的不是自發(fā)的)的過程

3、放電：當離子到達電極時，失去或獲得電子，發(fā)生氧化還原反應的過程4、電子流向：

（電源）負極（電解池）陰極（離子定向運動）電解質溶液（電解池）陽極（電源）正極5、電極名稱及反應：

陽極：與直流電源的正極相連的電極，發(fā)生氧化反應

陰極：與直流電源的負極相連的電極，發(fā)生還原反應

6、電解CuCl2溶液的電極反應：陽極：2Cl--2e-=Cl2(氧化)陰極：Cu2++2e-=Cu(還原)總反應式：CuCl2=Cu+Cl2↑7、電解本質：電解質溶液的導電過程，就是電解質溶液的電解過程

☆規(guī)律總結：電解反應離子方程式書寫：放電順序：陽離子放電順序Ag+>Hg2+>Fe3+>Cu2+>H+

（指酸電離

的)>Pb2+>Sn2+>Fe2+>Zn2+>Al3+>Mg2+>Na+>Ca2+>K+陰離子的放電順序

是惰性電極時：S2->I->Br->Cl->OH->NO3->SO42-(等含氧酸根離子)>F-(SO32-/MnO4->OH-)

是活性電極時：電極本身溶解放電

注意先要看電極材料，是惰性電極還是活性電極，若陽極材料為活性電極（Fe、Cu)等金屬，則陽極反應為電極材料失去電子，變成離子進入溶液；若為惰性材料，則根據(jù)陰陽離子的放電順序，依據(jù)陽氧陰還的規(guī)律來書寫電極反應式。

電解質水溶液點解產物的規(guī)律類型電極反應特點實例電解對象電解質濃pH電解質度溶液復原分解電解電解質電離出HCl質型的陰陽離子分別CuCl2在兩極放電放H2生陰極：水放H2生NaCl成堿型堿陽極：電解質陰離子放電放氧生酸陰極：電解質陽型離子放電陽極：水放O2生酸電解水型陰極：4H++4e-NaOH==2H2↑H2SO4增大減小HCl電解質減小增大HCl---CuCl2電解質和生成新電增大水解質電解質和生成新電解質CuSO4水減小氧化銅陽極：4OH--4e-Na2SO4水=O2↑+2H2O

上述四種類型電解質分類：

增大不變水

（1）電解水型：含氧酸，強堿，活潑金屬含氧酸鹽

（2）電解電解質型：無氧酸，不活潑金屬的無氧酸鹽（氟化物除外）（3）放氫生堿型：活潑金屬的無氧酸鹽（4）放氧生酸型：不活潑金屬的含氧酸鹽二、電解原理的應用

1、電解飽和食鹽水以制造燒堿、氯氣和氫氣

（1）、電鍍應用電解原理在某些金屬表面鍍上一薄層其他金屬或合金的方法

（2）、電極、電解質溶液的選擇：

陽極：鍍層金屬，失去電子，成為離子進入溶液Mne==Mn+

陰極：待鍍金屬（鍍件）：溶液中的金屬離子得到電子，成為金屬原子，附著在金屬表面Mn++ne==M

電解質溶液：含有鍍層金屬離子的溶液做電鍍液鍍銅反應原理

陽極(純銅)：Cu-2e-=Cu2+，陰極(鍍件)：Cu2++2e-=Cu，電解液：可溶性銅鹽溶液，如CuSO4溶液（3）、電鍍應用之一：銅的精煉

陽極：粗銅；陰極：純銅電解質溶液：硫酸銅3、電冶金

（1）、電冶金：使礦石中的金屬陽離子獲得電子，從它們的化合

物中還原出來用于冶煉活潑金屬，如鈉、鎂、鈣、鋁（2）、電解氯化鈉：

通電前，氯化鈉高溫下熔融：NaCl==Na++Cl通直流電后：陽極：2Na++2e==2Na陰極：2Cl2e==Cl2↑

☆規(guī)律總結：原電池、電解池、電鍍池的判斷規(guī)律

（1）若無外接電源，又具備組成原電池的三個條件。①有活潑性不同的兩個電極；②兩極用導線互相連接成直接插入連通的電解質溶液里；③較活潑金屬與電解質溶液能發(fā)生氧化還原反應（有時是與水電離產生的H+作用），只要同時具備這三個條件即為原電池。（2）若有外接電源，兩極插入電解質溶液中，則可能是電解池或電鍍池；當陰極為金屬，陽極亦為金屬且與電解質溶液中的金屬離子屬同種元素時，則為電鍍池。

（3）若多個單池相互串聯(lián)，又有外接電源時，則與電源相連接的裝置為電解池成電鍍池。若無外接電源時，先選較活潑金屬電極為原電池的負極（電子輸出極），有關裝置為原電池，其余為電鍍池或電解池。

☆原電池，電解池，電鍍池的比較性類別定義將化學能轉變將電能轉變成化應用電解原理在某些金屬表面鍍上一質原電池電解池電鍍池（裝置特成電能的裝置學能的裝置

點）側層其他金屬反應特征自發(fā)反應非自發(fā)反應非自發(fā)反應裝置特征無電源，兩級有電源，兩級材料有電源材料不同可同可不同形成條件活動性不同的兩電極連接直流1鍍層金屬接電源正兩極電解質溶液電源極，待鍍金屬接負兩電極插入電解極；2電鍍液必須含有鍍層金屬的離子形成閉合回路質溶液形成閉合回路電極名稱負極：較活潑陽極：與電源正極名稱同電解，但有限金屬相連制條件陽極：必須是鍍層金正極：較不活潑金屬（能導陰極：與電源負極屬電非金屬）相連陰極：鍍件電極反應負極：氧化反陽極：氧化反應，應，金屬失去溶液中的陰離子陽極：金屬電極失去電子失去電子，或電極電子正極：還原反金屬失電子應，溶液中的陰極：還原反應，陰極：電鍍液中陽離陽離子的電子溶液中的陽離子子得到電子或者氧氣得電得到電子子（吸氧腐蝕）

電子流向負極→正極電源負極→陰極同電解池電源正極→陽極溶液中帶電陽離子向正極陽離子向陰極移同電解池粒子的移動移動動陰離子向負極陰離子向陽極移移動聯(lián)系動在兩極上都發(fā)生氧化反應和還原反應☆☆原電池與電解池的極的得失電子聯(lián)系圖：

陽極(失)e-正極（得）e-負極（失）e-陰極（得）第四節(jié)金屬的電化學腐蝕和防護一、金屬的電化學腐蝕（1）金屬腐蝕內容：

（2）金屬腐蝕的本質：都是金屬原

子失去電子而被氧化的過程條件電化腐蝕化學腐蝕不純金屬或合金與電解質金屬與非電解質直接接觸溶液接觸現(xiàn)象本質有微弱的電流產生無電流產生較活潑的金屬被氧化的過金屬被氧化的過程程關系

化學腐蝕與電化腐蝕往往同時發(fā)生，但電化腐蝕更加普遍，

危害更嚴重（4）、電化學腐蝕的分類：

析氫腐蝕腐蝕過程中不斷有氫氣放出

①條件：潮濕空氣中形成的水膜,酸性較強（水膜中溶解有CO2、SO2、H2S等氣體）

②電極反應：負極:Fe2e-=Fe2+

正極:2H++2e-=H2↑總式：Fe+2H+=Fe2++H2↑吸氧腐蝕反應過程吸收氧氣①條件：中性或弱酸性溶液

②電極反應：負極:2Fe4e-=2Fe2+正極:O2+4e-+2H2O=4OH-

總式：2Fe+O2+2H2O=2Fe(OH)2離子方程式：Fe2++2OH-=Fe(OH)2

生成的Fe(OH)2被空氣中的O2氧化，生成Fe(OH)3，F(xiàn)e(OH)2+O2+2H2O==4Fe(OH)3

Fe(OH)3脫去一部分水就生成Fe2O3xH2O（鐵銹主要成分）規(guī)律總結：

金屬腐蝕快慢的規(guī)律：在同一電解質溶液中，金屬腐蝕的快慢規(guī)律如下：

電解原理引起的腐蝕＞原電池原理引起的腐蝕＞化學腐蝕＞有防腐措施的腐蝕

防腐措施由好到壞的順序如下：

外接電源的陰極保護法＞犧牲負極的正極保護法＞有一般防腐條件的腐蝕＞無防腐條件的腐蝕二、金屬的電化學防護

1、利用原電池原理進行金屬的電化學防護（1）、犧牲陽極的陰極保護法

原理：原電池反應中，負極被腐蝕，正極不變化

應用：在被保護的鋼鐵設備上裝上若干鋅塊，腐蝕鋅塊保護鋼鐵設備

負極：鋅塊被腐蝕；正極：鋼鐵設備被保護（2）、外加電流的陰極保護法

原理：通電，使鋼鐵設備上積累大量電子，使金屬原電池反應產生的電流不能輸送，從而防止金屬被腐蝕

應用：把被保護的鋼鐵設備作為陰極，惰性電極作為輔助陽極，均存在于電解質溶液中，接上外加直流電源。通電后電子大量在鋼鐵設備上積累，抑制了鋼鐵失去電子的反應。2、改變金屬結構：把金屬制成防腐的合金

3、把金屬與腐蝕性試劑隔開：電鍍、油漆、涂油脂、表面鈍化等

（3）金屬腐蝕的分類：

化學腐蝕金屬和接觸到的物質直接發(fā)生化學反應而引起的腐蝕

電化學腐蝕不純的金屬跟電解質溶液接觸時，會發(fā)生原電池反應。比較活潑的金屬失去電子而被氧化，這種腐蝕叫做電化學腐蝕。化學腐蝕與電化腐蝕的比較

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