【正文】 ⑶ 離子（或物質）檢驗的一般步驟：取少量——加試劑——觀現(xiàn)象——定結論。離子反應：⑴ 與量有關的離子方程式的書寫：設量少的物質物質的量為1mol，與另一過量的物質充分反應。⑵ QKsp,有沉淀生成；Q=Ksp，沉淀與溶解處于平衡狀態(tài)；Q⑶ 一種沉淀可以轉化為更難溶的沉淀。①Ksp只與難溶電解質的性質和溫度有關，溶液中離子濃度的變化只能使平衡移動，不改變Ksp。Ⅱ部分水解，無沉淀、氣體，用，產物不標“↑”“↓”；⑸ 鹽類水解的應用：①判斷溶液的酸堿性②判斷鹽溶液中的離子種類及其濃度大小③判斷離子共存④加熱濃縮或蒸干某些鹽溶液時產物的判斷，如AlCl3溶液⑤某些鹽溶液的保存與配制，如FeCl3溶液⑥某些膠體的制備，如Fe(OH)3膠體⑦解釋生產、生活中的一些化學現(xiàn)象，如明礬凈水、化肥的施用等。本質是鹽電離出的離子與水電離出H+或OH結合生成弱電解質，使H+或OH的濃度減小，從而促進水的電離。如某溶液中水電離的c(H+)=1013mol/L，此時溶液可能為強酸性，也可能為強堿性，即室溫下，pH=1或13 向水中加入水解的鹽，促進水的電離，使水電離的c(H+)或c(OH)107mol/L，如某溶液中水電離的c(H+)=105mol/L，此時溶液為酸性，即室溫下，pH=5，可能為強酸弱堿鹽溶液。若溶液呈堿性，先求c(OH),由Kw求出c(H+)，再求pH。⑷ 當溶液中的H+ 濃度≤1mol/L時，用pH表示。[OH]是一常數(shù)，稱為水的離子積（Kw）；Kw是溫度常數(shù)，只受溫度影響，而與H+或OH濃度無關。升高溫度、向水中加入酸、堿或能水解的鹽均可引起水的電離平衡的移動。溫度升高，電離常數(shù)增大。溫度、濃度、加入與弱電解質相同的離子或與弱電解質反應的物質，都會引起平衡的移動⑵ 電離平衡常數(shù)（Ka或Kb）表征了弱電解質的電離能力，一定溫度下，電離常數(shù)越大，弱電解質的電離程度越大。⑵弱電解質：部分電離，其溶液中存在溶質分子，電離方程式用“”，多元弱酸的電離方程式分步寫，其余的弱電解質的電離一步完成；弱酸、弱堿、水都是弱電解質。⑵等同平衡：恒溫恒容，適用于所有有氣體參加的可逆反應，只要使轉化后物質的量與最初加入的物質的量相同，均可達到等同平衡；平衡時各組分的物質的量相同，百分含量相同，濃度相同。平衡狀態(tài)的標志：①同一物質的v正=v逆②各組分的物質的量、質量、含量、濃度（顏色）保持不變③氣體的總物質的量、總壓強、氣體的平均分子量保持不變只適用于△vg≠0的反應④密度適用于非純氣體反應或體積可變的容器惰性氣體對化學平衡的影響⑴恒壓時充入惰性氣體，體積必增大，引起反應體系濃度的減小，相當于減壓對平衡的影響 ⑵恒容時充入惰性氣體，各組分的濃度不變，速率不變，平衡不移動⑶對于△vg=0的可逆反應，平衡體系中加入惰性氣體，恒容、恒壓下平衡都不會移動⑴等效平衡：①恒溫恒壓，適用于所有有氣體參加的可逆反應，只要使轉化后物質的量之比與最初加入的物質的量之比相同，均可達到等效平衡；平衡時各組分的百分含量相同，濃度相同，轉化率相同。溫度對化學平衡的影響是通過影響平衡常數(shù)實現(xiàn)的。②純固體或純溶劑參加的反應，它們不列入平衡常數(shù)的表達式③平衡常數(shù)的表達式與化學方程式的書寫方式有關，單位與方程式的書寫形式一一對應。負極：2Fe→2Fe 2++4e正極：O2+4e+2H2O→4OH總反應：2Fe + O2+2H2O＝2Fe(OH)2第二章：化學反應的方向、限度和速度反應方向的判斷依據(jù)：△HT△S△HT△S0反應不能自發(fā)。化學電源⑴燃料電池：先寫出電池總反應（類似于可燃物的燃燒）；再寫正極反應（氧化劑得電子，一般是O2+4e+2H2O→4OH（中性、堿性溶液）O2+4e+4H+→2H2O(酸性水溶液)。電解質溶液：硫酸酸化的硫酸銅溶液⑶電鍍：電極材料：鍍層金屬做陽極（也可用惰性電極做陽極），鍍件做陰極。現(xiàn)象（滴入酚酞）：有氣泡逸出，溶液變紅）。電解原理的應用：⑴氯堿工業(yè)：陽極(石墨):2Cl→Cl2+2e(Cl2的檢驗：將濕潤的淀粉碘化鉀試紙靠近出氣口，試紙變藍，證明生成了Cl2)。必須注明物質的聚集狀態(tài)，熱化學方程式是表示反應已完成的數(shù)量，所以方程式中化學式前面的計量數(shù)必須與△H相對應；當反應逆向進行時，反應熱數(shù)值相等，符號相反。書寫熱化學方程式除了遵循書寫化學方程式的要求外，還應注意以下幾點： ①放熱反應△H為“”，吸熱反應△H為“+”，△H的單位為kJ/mol ②反應熱△H與測定條件（溫度、壓強等）有關，因此應注意△H的測定條件；絕大多數(shù)化學反應的△H是在298K、101Pa下測定的，可不注明溫度和壓強。第四篇：高中化學選修4《化學反應原理》知識點總結《化學反應原理》知識點總結第一章：化學反應與能量變化反應熱與焓變：△H=H(產物)H(反應物)反應熱與物質能量的關系反應熱與鍵能的關系△H=反應物的鍵能總和生成物的鍵能總和常見的吸熱、放熱反應 ⑴常見的放熱反應：①活潑金屬與水或酸的反應②酸堿中和反應③燃燒反應④多數(shù)的化合反應⑤鋁熱反應⑵常見的吸熱反應①多數(shù)的分解反應②2NH4Cl(s)+Ba(OH)2②依靠科學儀器才能測量的性質，如顏色的深淺、光的吸收、光的發(fā)射、導電能力等。因為化學反應中發(fā)生變化的是體系中的化學物質（包括反應物和生成物），所以與其中任何一種化學物質的濃度（或質量）相關的性質在測量反應速率時都可以加以利用。因此，表示化學反應的速率時，必須指明是用反應體系中的哪種物質做標準。通常是通過增大該物質的表面積（如粉碎成細小顆粒、充分攪拌、振蕩等）來加快反應速率。②由于在反應中純固體和純液體的濃度是恒定不變的，因此對于有純液體或純固體參加的反應一般不用純液體或純固體來表示化學反應速率。③化學反應速率是指時間內的“平均”反應速率。（4）化學反應速率的特點①反應速率不取負值，用任何一種物質的變化來表示反應速率都不取負值。（3）化學反應速率的計算規(guī)律①同一反應中不同物質的化學反應速率間的關系同一時間內，用不同的物質表示的同一反應的反應速率數(shù)值之比等于化學方程式中各物質的化學計量數(shù)之比。L1L1——某段時間間隔，常用單位為s,min,h。某一物質A的化學反應速率的表達式為：式中——某物質A的濃度變化，常用單位為mol第三篇：高中化學選修4知識點第二章化學反應速率和化學平衡化學反應速率（1）化學反應速率的概念化學反應速率是用來衡量化學反應進行的快慢程度的物理量。改變金屬結構：把金屬制成防腐的合金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。x H2O（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。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。（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。電解質水溶液點解產物的規(guī)律 類型 電極反應特點實例對象電解度分解電解質型 電解質電離出的陰陽離子分別在兩極放電CuCl2 HCl質電解減小大Cl2 放H2生成堿型 陰極：水放H2生堿 陽極：電解質陰離子放電NaCl電解質和水解質生成新電大 生氧化增HCl增Cu電解質濃pH原HCl 電解質溶液復放氧陰極：電解質陽離子放電 CuSO4 電解生酸型 陽極：水放O2生酸 質和水 成新電解質小增大小 大減銅電解水型 陰極：4H+4e== 2H2 ↑ 陽極：4OH4e== O2↑+ 2H2ONaOH水增水H2SO4 減Na2SO4變上述四種類型電解質分類：（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 M— 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)：Cu2e=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：2Cl— 2e== 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。電極反應式為：負極：CH4＋10OH－－8e＝ ＋7H2O； 正極：4H2O＋2O2＋8e＝8OH。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。電極反應：鉛蓄電池放電：負極（鉛）： Pb＋－2e＝PbSO4↓正極（氧化鉛）： PbO2＋4H+＋＋2e＝PbSO4↓＋2H2O 充電：陰極： PbSO4＋2H2O－2e＝PbO2＋4H+＋陽極： PbSO4＋2e＝Pb＋兩式可以寫成一個可逆反應： PbO2＋Pb＋2H2SO4 2PbSO4↓＋2H2O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