选修4化学第三章笔记
人教版化学选修四笔记
第一章化学反应与能量第一节化学反应与能量变化一、物质能量与键能1、键能：破坏1mol化学键所需要的能量称为键能2、物质能量与键能的关系键能越大，物质能量越低，稳定性越好键能越小、物质能量越高，稳定性越差3、化学键的破坏与形成破坏化学键需要吸收能量形成化学键必然放出能量二、焓变：△H1、化学反应中主要的能量变化为热量变化，也称为焓变2、焓变的计算1）化学反应中，断裂反应物中的化学键需要吸收能量，形成生成物中的新化学键会放出能量，吸收与放出的能量差值即为焓变2）计算公式△H=反应物键能–生成物键能，高键能生成低键能吸热，反之放热△H=生成物能量–反应物能量，高能量生成低能量放热，反之吸热3、焓变大小与反应吸放热的关系△H>0，反应吸热△H<0，反应放热三、反应热量变化与反应类型1、常见的放热反应1）绝大部分化合反应2）活泼金属与酸或水的反应3）绝大部分置换反应4）酸碱中和5）燃烧反应2、常见的吸热反应1）绝大部分分解反应2）含碳物质还原金属氧化物的反应3）铵盐和碱的反应四、热化学方程式1、含义：能表示化学反应热量变化的式子2、与化学方程式的区别1）各物质标注状态，气体：g，液体：l，固体：s2）一般不标注反应条件3）标注焓变，且焓变值与方程系数成比例4）方程系数可以是分数例如1 mol Cu（s）与适量O2（g）反应，生成CuO（g），放出157kJ热量Cu（s）+21O2（g）= CuO（g）△H= - 157 kJ/mol第二节燃烧热能源一、燃烧热1、反应热分类按照反应类型的不同，反应热分为：燃烧热、中和热、溶解热等等2、燃烧热25℃、101 kPa 状态下1 mol纯物质完全与氧气反应，生成稳定氧化物，放出的热量称为该物质的燃烧热；其关键点可总结为：一、完、稳3、中和热25℃、101 kPa 状态下在稀溶液中强酸和强碱发生中和反应，生成1 mol水时，放出的热量称为中和热；其关键点可总结为：稀、强、一4、用热化学方程式表示燃烧热例：甲烷的燃烧热为890.31 kJ，用热化学方程式表示为：CH4（g）+2O2（g）= CO2（g）+2H2O（l）△H= - 890.31 kJ/mol氢气的燃烧热为285.8 kJ，用热化学方程式表示为：H2（g）+21O2（g）=H2O（l）△H= - 285.8 kJ/mol二、能源1、一次能源：从自然界获得，不需经过改变或转化就可以直接利用的能源，例如：原煤、天然气、太阳能、风能、潮汐能等2、二次能源：将一次能源经过加工或转化得到的其他种类或形式的能源，例如：电能、煤气、汽油、柴油、蒸汽、核电等3、可再生能源：从自然界可无限制获取，且用之不尽的能源，如：太阳能、风能、水能4、不可再生能源：人类开发利用后，不能再生的能源，如：煤炭、石油、核能、天然气等5、能量转化1）太阳能转化为电能2）化学能转化为热能3）热能转化为机械能4）重点掌握热电厂能量转化形式：化学能→热能→机械能→电能第三节 化学反应热计算一 、盖斯定律1、内容：化学反应过程中的能量变化只与初始状态和最终状态有关，与过程无关例：由固态碳生成气体二氧化碳过程中放出的热量固定，无论由碳直接生成二氧化碳，或是先生成一氧化碳再生成二氧化碳，放出的能量始终一致2、盖斯定律的计算应用计算整体过程或单步过程中的热量变化例如：○1 C （s ）+O 2（g ）=CO 2（g ） △H 1= -393.5 kJ/mol ○2 CO （g ）+21O2（g ）=CO2（g ） △H 2= -283.0 kJ/mol ○3 C （s ）+21O 2（g ）=CO （g ） △H 3=？ 由盖斯定律可得：反应式○1=○2+○3，所以△H 3=△H 1 - △H 2 = -110.5 kJ/mol二 、反应热其他计算方式1、根据化学方程式计算例：1 g H 2在O 2中完全燃烧放出142.9 kJ 热量，则2H 2(g)+O 2(g)=2H 2O (g)的反应热△H= kJ/mol 471.6 - mol /kJ 9.14214=⨯-2、根据燃烧热计算例：已知乙醇的燃烧热为 -1366.8 kJ/mol ，在25 ℃、101 kPa 状况下1 kg 乙醇完全燃烧放出的热量为：kJ 23.29714mol /kJ 8.1366mol /g 46g 1000=⨯第二章 化学反应速率和化学平衡第一节 化学反应速率一 、化学反应速率1、概念的提出化学反应有快有慢，快如氢氧混合爆炸，几乎转瞬完成；慢如氯酸钾的受热分解，需要几小时才能分解一定量，因为如此，反应速率才具有存在的意义，并用来描述反应进行的快慢2、化学反应速率表达式1s 内某物质的物质的量浓度的改变量，或1 min 内某物质的物质的量浓度的改变量，表达式为：tc v △△=，单位：mol/L ‧s 或mol/L ‧min 微观概念里，反应速率是单位时间内生成或消耗物质的粒子数，或单位时间内断裂或结合成的新化学键的数目注：化学反应速率是平均速率，并非瞬时速率化学反应速率不仅仅可以衡量可逆反应，也适用于彻底反应3、化学反应速率之间的关系在同一个反应中，各物质的反应速率之比与反应方程中个物质的系数之比相等4、化学反应速率的计算（三段式）N 2（g ）+3H 2（g ）⇌ 2NH 3（g ） 历经时间：t min起始 c 01 c 02 c 03变化 △c 1 △c 2 △c 3终态 c 11 c 12 c 13变化：△c 1= c 01 - c 11，△c 2= c 02 - c 12，△c 3= c 03 - c 13，△c 1：△c 2：△c 3=1：3：2 速率：min t c )N (v 12∆= mint c )H (v 22∆= min t c )NH (v 33∆= 二 、化学反应速率适用范围1、有气体反应或生成的情况2、溶液环境注：如某物质在反应中的浓度保持不变，则不能用反应速率衡量其反应快慢，如：液态水，纯固体物质第二节影响化学反应速率的因素一、影响反应速率的内在因素（内因）：物质的性质例如：锌和稀盐酸，镁和稀盐酸反应速率不同，主要原因是镁的还原性比锌强二、影响反应速率的外在因素（外因）1、微观1）活化分子：吸收足够能量，可以发生化学反应的分子单位体积内活化分子越多，化学反应速率越快改变活化分子数的措施：改变温度2）有效碰撞：活化分子在合适的碰撞方向下才能发生反应，这样的碰撞称为有效碰撞单位时间内有效碰撞次数越多，化学反应速率越快改变有效碰撞次数的措施：改变浓度、可引起浓度改变的压强变化3）活化能：从初始态到可自发进行反应状态，分子所需要吸收的能量相同状态下，活化能越低，化学反应速率越快改变活化能的措施：使用催化剂综述：发生反应的分子吸收足够能量（活化能）、成为活化分子、发生有效碰撞才能发生化学反应2、宏观因素1）温度（改变活化分子数）升高温度，反应速率增大；降低温度，反应速率降低2）浓度（改变有效碰撞次数）增大浓度，反应速率增大；减小浓度，反应速率降低3）压强（可改变浓度的压强变化）（可改变有效碰撞次数）增大压强，反应速率增大；减小压强，反应速率降低4）催化剂（改变反应所需的活化能）使用催化剂，反应速率增大整体规律：增大影响速率的因素，化学反应速率增大，反之则速率降低注：规律适用于彻底反应和可逆反应，在可逆反应中，增大影响速率的因素，正逆反应速率都增大，反之都降低第三节化学平衡一、化学平衡概念1、研究对象：可逆反应（在相同条件下可同时从正逆两方向进行的反应）2、化学平衡含义：可逆反应进行到正逆反应速率相等时的状态转化量3、平衡转化率：=%100起始量4、化学平衡特征1）等：达到化学平衡时，正反应速率等于逆反应速率2）动：达到化学平衡时，可逆反应处于动态平衡，并非反应已停止3）定：达到化学平衡时，各组分的浓度、百分含量，保持恒定不变4）变：达到化学平衡后，如外界条件改变，化学平衡状态会发生移动直至达到新的平衡状态，再次达到平衡后不再移动5、判断化学平衡1）正逆反应速率相等（适用于所有化学平衡）注：所用判断平衡的两个速率必须表示正、逆两方向，同时比例关系要与反应系数比例相等2）某物质浓度保持恒定不变注：如反应体系中有纯液体或固体，其浓度始终为恒定值，不能用于判断平衡3）某物质的百分含量保持恒定不变当某物质的质量分数、物质的量分数或体积分数保持恒定时，可判断该反应已达到平衡4）反应体系压强保持不变有气体参与或生成的可逆反应，当反应体系的压强保持不变时，可判断反应已达到平衡注：a、若可逆反应先后气体体积无改变，此规律不适用b、当反应容器体积可变时，此规律不适用5）混合气体的颜色深浅保持不变有带颜色的气体参与或生成的可逆反应，当混合气体的颜色深浅不再变化时，可判断反应已达到平衡6）反应放出的热量值保持恒定不变可逆反应放出的热量保持恒定不变时，可判断反应已达到平衡7）断裂或形成化学键速率相等断裂旧化学键或生成新化学键的速率保持不变时，可判断反应已达到平衡二 、化学平衡移动1、化学平衡移动原理（勒夏特列原理）针对已达到平衡的可逆反应，外界发生条件改变时，反应会向着减小这种改变的方向移动如N 2（g ）+3H 2（g ）⇌ 2NH 3（g ） △H < 0若增大c (N 2)，平衡向着减小c (N 2)方向移动，即消耗N 2的方向（正向）；升高温度，平衡向降低温度的方向移动，即吸热方向（逆向）2、平衡移动规律（以m A （g ）+n B （g ）⇌ p C （g ）+q D （g ） △H=Q 为例）1）浓度的影响a 、增大反应物浓度：正向移动，或向右移动，正逆反应速率增大b 、减小反应物浓度：逆向移动，或向左移动，正逆反应速率降低c 、增大生成物浓度：逆向移动，或向左移动，正逆反应速率增大d 、减小生成物浓度：正向移动，或向右移动，正逆反应速率降低2）温度的影响Q > 0，a 、升高温度：正向移动，正逆速率增大b 、降低温度：逆向移动，正逆速率降低Q < 0，c 、升高温度：逆向移动，正逆速率增大d 、降低温度：正向移动，正逆速率降低3）压强的影响（可改变反应物或生成物浓度的压强变化）m+n > p+q ，a 、增大压强：正向移动，正逆速率增大b 、减小压强：逆向移动，正逆速率降低m+n = p+q ，c 、压强变化：平衡不移动，升压速率增大，反之降低 m+n < p+q ，d 、增大压强：逆向移动，正逆速率增大e 、减小压强：正向移动，正逆速率降低4）催化剂的影响加入催化剂平衡不移动，正逆速率增大三 、化学平衡常数：K以m A （g ）+n B （g ）⇌ p C （g ）+q D （g ） △H=Q 为例1、K=)B (c )A (c )D (c )C (c n m q p ⨯⨯，单位：（mol / L ）p+q-m-n 2、K 只与温度有关，Q > 0时，温度增大，K 增大，反之减小；Q < 0时，温度增大，K 减小，反之增大注：K 的表达式与反应方程的系数有关，系数改变，K 的表达式改变，但值不变3、平衡常数运算规则1）若反应方程系数都增大一倍，则K 取平方；若都减小一倍， 则K 开平方2）若存在三个反应式○1、○2、○3，其平衡常数分别为：K 1、K 2、K 3 如○3=○1+○2，则213K K K ⋅= 如○3=○1-○2，则213K K K = 如○3=○1×2+○2×3，则32213K K K ⋅= 如○3=○1×21-○2×31，则3213K K K =4、平衡常数的应用1）计算达到平衡时某物质的浓度、反应速率、转化率2）判断平衡移动方向：将改变后各物质的新浓度带入平衡常数表达式，得到计算值Q C ，比较Q C 和该温度下的K 值，若：Q C > K ，平衡逆向移动；Q C = K ，平衡不移动；Q C < K ，平衡正向移动四 、等效平衡以m A （g ）+n B （g ）⇌ p C （g ）+q D （g ） △H=Q 为例1、等效平衡的含义两个平衡状态中，各物质浓度两两对应相等或比例相等，这两个平衡 互为等效2、等效平衡条件1）恒温恒压容器（m+n ≠ p+q ）若加入物质的起始浓度之比相等，则两平衡等效2）恒温恒容容器若加入物质的起始浓度相等，则两平衡等效3）特殊情况若m+n = p+q ，则只要加入物质的起始浓度之比相等，无论处在 何种容器，都等效例：1 mol N 2、3 mol H 2充入一恒温恒容容器，另将0.5 mol N 2、1.5 molH 2、1 mol NH 3充入相同容器，则两容器内反应达到平衡后等效（将1mol NH 3归零到N 2和H 2，其量分别为0.5 mol 、1.5 mol ，累加后与原加入量相等，即浓度相等）若反应容器为恒温恒压，则归零后，只要N 2和H 2物质的量比例等于1:3即等效第四节 化学反应的自发性一、自发反应与非自发反应1、自发反应：不需要人为改变条件就能发生的反应2、非自发反应：需要人为改变条件才能发生的反应注：自发与否与反应的吸、放热情况无关，吸热反应未必需要加热才能发生，放热反应也未必需要冷却才能发生二、自发反应的判断1、熵：物质的无序程度，一般认为：固体无序度小于液体无序度，液体无序度小于气体无序度；单质无序度小于化合物无序度；少量粒子数无序度小于大量粒子的无序度2、判断公式：△G=△H – T×△S，△G < 0自发，△G > 0非自发温度T为开氏温度，单位为K，高中阶段视为T始终大于零，与摄氏温度的转换关系为：T=t℃+273章内补充：图像问题一、反应速率与平衡图像（平衡发生移动）以m A（g）+n B（g）⇌p C（g）+q D（g）△H=Q为例1、浓度a、增大c反应物b、减小c反应物c、增大c生成物d、减小c生成物2、压强m+n>p+q m+n<p+qa、增大压强b、减小压强c、增大压强d、减小压强m+n=p+qe、增大压强f、减小压强3、温度a、Q > 0、升温b、Q > 0、降温c、Q < 0、升温d、Q < 0、降温4、催化剂影响速率，对平衡无影响添加催化剂二、物质的量、浓度、百分含量、转化率与X1、与时间，曲线表示属于不同温度或压强规则：先拐先平衡，先平数值大2、与温度，曲线表示属于不同压强（或相反）根据曲线的纵坐标值与温度的关系，判断焓变；根据不同压强对应坐标值判断反应前后系数和关系第三章 水溶液中的离子平衡第一节 弱电解质的电离一 、弱电解质1、强弱电解质的区别1）强电解质：在水溶液中或者熔融状态下能完全电离出阴阳离子，如：NaCl 、H 2SO 42）弱电解质：在水溶液中或者熔融状态下部分电离，不能彻底电离，如：CH 3COOH 、H 2O2、强弱电解质的物质分类1）电解质：除Mn 2O 7之外的金属氧化物、酸、碱、除AlCl 3之外的盐、水注：离子化合物：除Mn 2O 7之外的金属氧化物、强碱、除AlCl 3之外的盐所有离子化合物都是强电解质强电解质并不都是离子化合物2）强电解质：除Mn 2O 7之外的金属氧化物、强酸、强碱、除AlCl 3之外的盐3）弱电解质：弱酸、弱碱、水 （所有弱电解质都是共价化合物）二 、弱电解质的电离（可逆过程）1、弱酸的电离1）一元弱酸HF ⇌ H ++F -CH 3COOH ⇌ CH 3COO - +H +HClO ⇌ H ++ClO –2）多元弱酸（分步电离，但以第一步电离为主，后续电离程度极小）H 2C 2O 4 第一步：H 2C 2O 4 ⇌ H ++HC 2O 4 -第二步：HC 2O 4 - ⇌ H ++C 2O 42 -H 2S 第一步：H 2S ⇌ H ++ HS -第二步：HS - ⇌ H ++S 2 -2、弱碱的电离1）一元弱碱NH 3‧H 2O ⇌ NH 4++OH -2）多元弱碱（一步写出）Al(OH)3 ⇌ Al 3++3OH -Cu(OH)2 ⇌ Cu 2++2OH -三 、弱电解质的电离平衡所有弱电解质的电离都是吸热过程1、弱酸的电离平衡以HF ⇌ H ++F - 为例1）正向移动：a 、升温b 、加水稀释（弱电解质越稀越电离）c 、减小氢离子浓度i 、加入碱 ii 、加入活泼金属2）逆向移动：a 、降温b 、增大氢离子浓度或弱酸根浓度2、弱碱的电离平衡以NH 3‧H 2O 为例1）正向移动：a 、一定范围内升温（氨水易挥发）b 、加水稀释c 、减小氢氧根离子浓度i 、加入酸 ii 、加入可生成难溶物的金属阳离子2）逆向移动：a 、降温b 、增大氢氧根离子浓度i 、加入碱 ii 、加入可与水生成强碱的金属单质四 、弱酸弱碱的电离平衡常数1、弱酸的电离平衡常数（以HF ⇌ H ++F - 为例）)HF (c )F (c )H (c K a -+⋅= 2、弱碱的电离平衡常数（以NH 3‧H 2O ⇌ NH 4++OH -为例）)O H NH (c )O H (c )NH (c K 234b ⋅⋅=-+第二节水的电离和溶液的酸碱性 一 、水的电离平衡H 2O ⇌ H ++OH -1 、正向移动1）升高温度2）减小氢离子浓度或氢氧根浓度a 、加入活泼金属b 、加入可生成沉淀的金属阳离子 2 、逆向移动1）降低温度2）增大氢离子浓度或氢氧根浓度a 、加入酸b 、加入碱二 、水的电离平衡常数（也称为水的离子积：K w ）H 2O ⇌ H ++OH -1 、表达式：K w =c (H +)‧ c (OH - )在25℃时，水的离子积K w =1×10 - 14 mol 2/L 2K w 仅与温度有关：温度升高，K w 增大；温度降低，K w 减小2 、K w 的运用K w 适用于任何电解质溶液，其表达式中的氢离子浓度和氢氧根浓度均为溶液中的氢离子和氢氧根的浓度，并非单纯由水电离出的氢离子和氢氧根浓度。
高中化学选修4课堂笔记
高中化学选修4课堂笔记第一章化学反应与能量一、焓变反应热1．反应热：一定条件下，一定物质的量的反应物之间完全反应所放出或吸收的热量。
2．焓变(ΔH)的意义：在恒压条件下进行的化学反应的热效应。
(1)符号：△H （2）单位：kJ/mol(3)计算：ΔH=E(生成物总能量)﹣E(反应物总能量)=E′(反应物总键能)－E′(生成物总键能量)3. 产生原因：化学键断裂——吸热化学键形成——放热放出热量的化学反应。
(放出热量>吸收热量) △H 为“-”或△H <0吸收热量的化学反应。
(吸收热量>放出热量）△H 为“+”或△H >0/☆常见的放热反应：①所有的燃烧反应②酸碱中和反应③大多数的化合反应④金属与酸的反应⑤生石灰和水反应⑥浓硫酸稀释、氢氧化钠固体溶解等☆常见的吸热反应：①晶体Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl ②大多数的分解反应③以H2、CO、C为还原剂的氧化还原反应④铵盐溶解等小结：1、化学键断裂，吸收能量；化学键生成，放出能量2、反应物总能量大于生成物总能量，放热反应，体系能量降低，△H为“-”或小于0反应物总能量小于生成物总能量，吸热反应，体系能量升高，△H为“+”或大于0;即反应是吸热反应还是放热反应取决于反应物与生成物总能量的相对大小。
3、反应热（ΔH）数值上等于生成物分子形成时所释放的总能量与反应物分子断裂时所吸收的总能量之差。
~4、物质的稳定性能量越低，键能越大，物质越稳定。
二、热化学方程式1.概念:表示化学反应中放出或吸收的热量的化学方程式.2.意义:既能表示化学反应中的物质变化,又能表示化学反应中的能量变化.书写化学方程式注意要点:①热化学方程式必须标出能量变化，△H一定带符号。
②热化学方程式中必须标明反应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）③热化学反应方程式要指明反应时的温度和压强。
④热化学方程式中的化学计量数可以是整数，也可以是分数。
人教 高中化学选修4第三章知识点归纳
水溶液中的离子平衡第三章一、弱电解质的电离, 、定义：电解质：在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物1 ：在水溶液中或熔化状态下都不能导电的化合物非电解质强电解质：在水溶液里全部电离成离子的电解质。
弱电解质：在水溶液里只有一部分分子电离成离子的电解质混和物、电解质与非电解质本质区别： 2物质单质强电解质：强酸，强碱，大多数盐。
如HCl、NaOH、NaCl、BaSO 4电解质——离子化合物或共价化合物非电解质——共价化合物纯净物电解质弱电解质：弱酸，弱碱，极少数盐，水。
如HClO、NH·HO、Cu(OH)、注意：①电解质、非电解质都是化合物②SO、NH、CO等属于非电解质232化合物③强电解质不等于易溶于水的化合物（如232HO (2)BaSO不溶于水，但溶于水的BaSO全部电离，……HO、CCl、CH=CH 非金属氧化物，大部分有机物。
如SO、CO、C 非电解质：44123622462故BaSO为强电解质）——电解质的强弱与导电性、溶解性无关。
43、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移动。
C、同离子效应：在弱电解质溶液里加入与弱电解质具有相同离子的电解质，会减弱电离。
D、其他外加试剂：加入能与弱电解质的电离产生的某种离子反应的物质时，有利于电离。
4、电离方程式的书写：用可逆符号弱酸的电离要分布写（第一步为主）5、电离常数：在一定条件下，弱电解质在达到电离平衡时，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，Kb表示碱。
）+- +-]/[AB] +B][ B Ki=[ A表示方法：ABA6、影响因素：a、电离常数的大小主要由物质的本性决定。
b、电离常数受温度变化影响，不受浓度变化影响，在室温下一般变化不大。
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。
高中化学选修4知识点清单
2、可以利用 K 值做标准，判断正在进行的可逆反应是否平衡及不平衡时向何方进行建立平
衡。（Q：浓度积）
Q_〈__K:反应向正反应方向进行;
Q__=_K:反应处于平衡状态 ;
Q_〉__K:反应向逆反应方向进行
3、利用 K 值可判断反应的热效应
若温度升高，K 值增大，则正反应为__吸热___反应
若温度升高，K 值减小，则正反应为__放热___反应
浓度幂之积的比值是一个常数____比值。 符号：__K__
（二）使用化学平衡常数 K 应注意的问题：
1、表达式中各物质的浓度是__变化的浓度___，不是起始浓度也不是物质的量。
2、K 只与__温度（T）___有关，与反应物或生成物的浓度无关。
3、反应物或生产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“1”
9、电离方程式的书写：用可逆符号 弱酸的电离要分布写（第一步为主）
10、电离常数：在一定条件下，弱电解质在达到电离平衡时，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，Kb 表示碱。 ）
表示方法：AB
A++B- Ki=[ A+][ B-]/[AB]
而不代入公式。
4、稀溶液中进行的反应，如有水参加，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应__进行程度__的标志。K 值越大，说明平衡时_生成物
___的浓度越大，它的___正向反应__进行的程度越大，即该反应进行得越__完全___，反应 物转化率越_高___。反之，则相反。 一般地，K>_105__时，该反应就进行得基本完全了。
高中化学选修4知识点归纳总结
高中化学选修4知识点归纳总结第一章化学反应与能量一、焓变反应热 1．反应热：一定条件下，一定物质的量的反应物之间完全反应所放出或吸收的热量2．焓变(ΔH)的意义：在恒压条件下进行的化学反应的热效应（1）.符号：△H （2）.单位：kJ/mol3.产生原因：化学键断裂——吸热化学键形成——放热放出热量的化学反应。
(放热>吸热) △H 为“—”或△H <0吸收热量的化学反应。
（吸热>放热）△H 为“+”或△H >0☆常见的放热反应：①所有的燃烧反应②酸碱中和反应③大多数的化合反应④金属与酸的反应⑤生石灰和水反应⑥浓硫酸稀释、氢氧化钠固体溶解等☆常见的吸热反应：①晶体Ba(OH) 2?8H2O与NH4Cl ②大多数的分解反应③以H2、CO、C为还原剂的氧化还原反应④铵盐溶解等二、热化学方程式书写化学方程式注意要点: ①热化学方程式必须标出能量变化。
②热化学方程式中必须标明反应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）③热化学反应方程式要指明反应时的温度和压强。
④热化学方程式中的化学计量数可以是整数，也可以是分数⑤各物质系数加倍，△H加倍；反应逆向进行，△H改变符号，数值不变三、燃烧热1．概念：25 ℃，101 kPa 时，1 mol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。
※注意以下几点：①研究条件：101 kPa②反应程度：完全燃烧，产物是稳定的氧化物。
③燃烧物的物质的量：1 mol ④研究内容：放出的热量。
（ΔH<0，单位kJ/mol）四、中和热1．概念：在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应而生成1mol H2O，这时的反应热叫中和热。
2．强酸与强碱的中和反应其实质是H+和OH-反应，其热化学方程式为：H+(aq) +OH-(aq) =H2O(l) ，ΔH=－57.3kJ/mol3．弱酸或弱碱电离要吸收热量，所以它们参加中和反应时的中和热小于57.3kJ/mol。
高中化学选修4知识点总结(详细版)-(19314)
化学选修 4 化学反应与原理第一章化学反应与能量一、焓变反应热1．反应热：化学反应过程中所放出或吸收的热量，任何化学反应都有反应热，因为任何化学反应都会存在热量变化，即要么吸热要么放热。
反应热可以分为（燃烧热、中和热、溶解热）2．焓变 ( H)的意义：在恒压条件下进行的化学反应的热效应. 符号：△ H. 单位：kJ/mol，即：恒压下：焓变=反应热，都可用H表示，单位都kJ/mol。
是3. 产生原因：化学键断裂——吸热化学键形成——放热放出热量的化学反应。
( 放热 >吸热 ) △H 为“- ”或△ H <0吸收热量的化学反应。
（吸热>放热）△ H 为“ +”或△ H >0也可以利用计算△ H 来判断是吸热还是放热。
△H=生成物所具有的总能量- 反应物所具有的总能量 =反应物的总键能 - 生成物的总键能☆ 常见的放热反应：①所有的燃烧反应②所有的酸碱中和反应③大多数的化合反应④金属与水或酸的反应⑤生石灰（氧化钙）和水反应⑥铝热反应等☆常见的吸热反应：①晶体Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl② 大多数的分解反应③条件一般是加热或高温的反应☆区分是现象（物理变化）还是反应（生成新物质是化学变化），一般铵盐溶解是吸热现象，别的物质溶于水是放热。
4.能量与键能的关系：物质具有的能量越低，物质越稳定，能量和键能成反比。
5.同种物质不同状态时所具有的能量：气态>液态 >固态6. 常温是指 25，101. 标况是指 0,101.7.比较△H时必须连同符号一起比较。
二、热化学方程式书写化学方程式注意要点 :①热化学方程式必须标出能量变化，即反应热△ H，△ H对应的正负号都不能省。
②热化学方程式中必须标明反应物和生成物的聚集状态（ s,l, g 分别表示固态，液态，气态，水溶液中溶质用aq 表示）③热化学反应方程式不标条件，除非题中特别指出反应时的温度和压强。
④热化学方程式中的化学计量数表示物质的量，不表示个数和体积，可以是整数，也可以是分数⑤各物质系数加倍，△ H加倍，即：△H和计量数成比例；反应逆向进行，△ H 改变符号，数值不变。
高中化学选修四第三章第四节 难溶电解质的溶解平衡
①Fe3+ +3H2O ⇌Fe(OH)3+3H+ ②NH3.H2O+H+=NH4++H2O
如果改变影响平衡的一个条件〔如浓度、温度、或压强 等〕，平衡就向能够减弱这种改变的方向移动。
知识回忆
4、什么叫饱和溶液？什么叫不饱和溶液？
一定温度下，不能再溶解某种溶质的溶液叫 该溶质的饱和溶液。还能继续溶解某种溶质的溶 液叫该溶质的不饱和溶液。
5、溶解性是指：一_种__物_质__溶__解__在_另__一__种__物_质__中__的__能_力__。 溶解性是物质的_物__理____性质。 溶解性大小跟 __溶_质__、__溶__剂_的__性__质_____有关。
❖习惯上将生成难溶电解质的反响，认为反响完全 了，因对于常量的反响来说，0.01 g是很小的。 当溶液中残留的离子浓度< 1 ×10-5 mol/L时， 沉淀就到达完全。
❖溶解平衡与化学平衡一样，受外界条件的影响而 发生移动。
4、影响难溶电解质溶解平衡的因素：
〔1〕内因：电解质本身的性质
a、绝对不溶的电解质是没有的。 b、同是难溶电解质，溶解度差异也很大。 c、易溶电解质做溶质时只要是饱和溶液也存 在溶解平衡。
(1)沉淀后溶液的pH; (2)沉淀后溶液中c(SO42-)
c(Ba2+)=5×10-4mol l-1 c(H+)=1.0×10-11 mol l-1 ；那么溶液的pH=11
设沉淀后SO42-浓度为x, 那么有：
BaSO4
Ba2+ + SO42-
Ksp(BaSO4)=
5×10-4
5×10-4•x =
溶液中还含有Ag+和Cl-吗？ 2〕取上层清液于另外一支洁净的试管中，再向其中参 加0.1mol/L的KI溶液，观察现象。
高中化学选修4各章知识点归纳与总结
高中化学选修4 知识点归纳总结第一章化学反应与能量第一节化学反应与能量的变化一、焓变反应热知识点一焓变、反应热1．焓变、反应热(1)焓(H)：是与物质内能有关的物理量，是物质固有的性质。
(2)焓变：生成物与反应物的焓值之差。
焓变决定了在一定条件下的某一化学反应是吸热反应还是放热反应。
①符号：用ΔH表示。
②单位：常用kJ/mol或kJ·mol－1。
③表示方法：ΔH＝H(生成物)－H(反应物)。
(3)反应热：化学反应过程中放出或吸收的能量。
(4)反应热与焓变的关系：在恒压条件下进行的化学反应，反应过程中的反应热等于焓变，所以我们常用焓变(ΔH)表示反应热。
(5)反应热和焓变的比较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QΔH 单位kJ·mol－1kJ·mol－1与能量变化的关系Q>0，反应吸收热量Q<0，反应放出热量ΔH>0，反应吸收热量ΔH<0，反应放出热量二者的相互联系ΔH是化学反应在恒定压强下(即敞口容器中进行的化学反应)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ΔH。
高中阶段二者通用2.化学反应中能量变化的原因(1)从化学键的角度(微观角度)看：在化学反应中当反应物分子中旧化学键断裂时，需要克服原子间的相互作用而吸收能量；当原子重新组成生成物分子，新化学键形成时，又要释放能量。
即化学反应的反应热＝(反应物所有键能之和)－(生成物所有键能之和)。
如图：1 mol H2分子和1 mol Cl2分子中化学键断裂时吸收总能量为：436 kJ＋243 kJ＝679 kJ；2 mol HCl分子中的化学键形成时释放总能量为：431 kJ＋431 kJ＝862 kJ；H2(g)＋Cl2(g)===2HCl(g)反应过程释放的能量为：862 kJ·mol－1－679 kJ·mol－1＝183kJ·mol －1。
高中化学选修四第三章第二节
2 水的电离和溶液的酸碱性
思考:
灵敏电流 计
灯泡
如何用实验证明水是一种极弱的电解质?
1.实验
2.现象 G ：指针摆动
× ：不亮
3.结论 水是一种极弱的电解质
4.原因
H2O＋ H2O H2O
H3O ＋ ＋OH－ H＋ ＋OH－
实验测定(25℃时)：C(H+)=C(OH－)=10-7mol/L
③不论是在中性溶液还是在酸碱性溶液，水 电离出的C(H+)＝C(OH－)
④根据Kw=C(H＋)×C(OH－) 在特定温度下为
定值,C(H＋) 和C(OH-) 可以互求.
4、利用Kw的定量计算
有关原则：
①根据Kw=C(H＋)×C(OH－) 在特定温度下为 定值,C(H＋) 和C(OH-) 可以互求；
（2）水的电离是吸热的，升高温度，促进水的电离， 此时水的电离平衡常数和水的离子积都增大。如1000C 时，KW =1 ×10-12。
（3）影响水的电离平衡的因素：①温度 ② H+或OH（抑制）③与H+或OH-反应的离子（促进）。
二、溶液的酸碱性与pH值
1、溶液的酸、碱性跟C(H++)、C(OH-)的-关系
一、水的电离 1、水是一种极弱电解质，能微弱电离:
25℃，纯水
+
+
+
-
H2O+H2O
H3O+ + OH－
( H2O
H＋+OH－)
C(H+)=C(OH-)=1×10-7mol/L
平衡常数：K 电离＝
C(H+)×C(OH-）
C(H2O）
高中化学选修4-第三章知识点归纳(很不错)
-14第三章水溶液中的离子平衡—、弱电解质的电离1、定义：电解质：在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物， 非电解质：在水溶液中或熔化状态下都不能导电的化合物 强电解质:在水溶液里全部电离成离子的电解质 弱电解质:在水溶液里只有一部分分子电离成离子的电解质。
hfeO* ...............非电解质： 非金属氧化物，大部分有机物 。
如SO3、CO2、⑧叫、CCI4SCH 2=CH 2 .......................2电解质一离子化合物或共价化合物非电解质一共价化合物 匿意：①电解质、非电解质都是化合物 ②SO2、NH 3S CO2等属于非电解质窗强电解质不等于易溶于水的化合物（如不溶于水，但溶于水的际04全部电 非影响电离平衡的因素： 甩温度：电离一般吸热，升温有利于电离。
醪浓度：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移 弱 有利于电离。
髯子浓度阿乘积，跟溶遛中未电离的分子浓度的比是一个常数。
叫做电离平衡常数，（- 用&表示酸，K 冬表却咸。
） d[ B -]/[AB]hB- Ki=[ A表示方法：AB A影响因素：电离常数的大小主要由物质的本性决定。
电离常数受温度变化影响，不受浓度变化影响，在室温下一般变化不大。
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：）3>HaPO4>HF>C3CH 工HOOH4HCIOI 水电离平衡： 囂的离子积:仑c[H 小c[OH] 険 +]=[OH ] =10'7 mol/L ; K质 解f < I 电 物 强电解质弱LW电解质合混棗纯净物犷质物弱酸，弱碱，极少数盐，水。
如HCIO 、NHg HQ 、C U （OH ）2SJ ・[OH ]=1*10C 时,[Hw= [H寸又适用于纯水，适用于任何溶液（酸、碱、盐）水电离特点:（1）可逆（2）吸热（3）极弱影响水电离平衡的外界因素：① 酸、碱：抑制水的电离 KE" 一 ② 温度：促进水的电离（水的电离—热的）-14③ 易水解的盐：促进水的电离Kw=rw -----------------4、溶液的酸碱性和pH :（1） pH=l（2） pH 的测定方法：4混：将两种酸中的H 离子物质的量相加除以总体积, 强酸与强酸的混合：（先求［H寸混二（旳 +］再求其它）［H［H 2y ） / （u+V2） 强碱与强碱的混合： 冼求［OHJ 混：将两种酸中的。
高中化学课堂笔记化学选修4笔记
化学选修4第一章化学反响与能量一、焓变反响热1．反响热：一定条件下，一定物质的量的反响物之间完全反响所放出或吸收的热量2．焓变(ΔH)的意义：在恒压条件下进展的化学反响的热效应〔1〕.符号：△H〔2〕.单位：kJ/mol3.产生原因：化学键断裂——吸热化学键形成——放热放出热量的化学反响。
(放热>吸热)△H 为“-〞或△H <0吸收热量的化学反响。
〔吸热>放热〕△H 为“+〞或△H >0☆常见的放热反响：①所有的燃烧反响②酸碱中和反响③大多数的化合反响④金属与酸的反响⑤生石灰和水反响⑥浓硫酸稀释、氢氧化钠固体溶解等☆常见的吸热反响：①晶体Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl②大多数的分解反响③以H2、CO、C为复原剂的氧化复原反响④铵盐溶解等小结：1、化学键断裂，吸收能量；化学键生成，放出能量2、反响物总能量大于生成物总能量，放热反响，体系能量降低，△H为“-〞或小于0反响物总能量小于生成物总能量，吸热反响，体系能量升高，△H为“+〞或大于03、反响热在数值上等于生成物分子形成时所释放的总能量与反响物分子断裂时所吸收的总能量之差二、热化学方程式1.概念:表示化学反响中放出或吸收的热量的化学方程式.2.意义:既能表示化学反响中的物质变化,又能表示化学反响中的能量变化.书写化学方程式注意要点:①热化学方程式必须标出能量变化。
②热化学方程式中必须标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〕③热化学反响方程式要指明反响时的温度和压强。
④热化学方程式中的化学计量数可以是整数，也可以是分数⑤各物质系数加倍，△H加倍；反响逆向进展，△H改变符号，数值不变三、燃烧热1．概念：25 ℃，101 kPa时，1 mol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。
※注意以下几点：①研究条件：101 kPa②反响程度：完全燃烧，产物是稳定的氧化物。
高二化学选修4第三章知识点总结
高二化学选修4第三章知识点总结物质在水溶液中的行为是高二化学选修4第三章知识点，为了方便同学们复习，接下来店铺为你整理了高二化学选修4第三章知识点总结，一起来看看吧。
高二化学选修4第三章知识点：水溶液1、水的电离H2OH++OH-水的离子积常数KW=[H+][OH-]，25℃时，KW=1.0×10-14mol2·L-2。
温度升高，有利于水的电离， KW增大。
2、溶液的酸碱度室温下，中性溶液：[H+]=[OH-]=1.0×10-7mol·L-1，pH=7酸性溶液：[H+]>[OH-]，[ H+]>1.0×10-7mol·L-1，pH<7碱性溶液：[H+]<[OH-]，[OH-]>1.0×10-7mol·L-1，pH>73、电解质在水溶液中的存在形态(1)强电解质强电解质是在稀的水溶液中完全电离的电解质，强电解质在溶液中以离子形式存在，主要包括强酸、强碱和绝大多数盐，书写电离方程式时用“=”表示。
(2)弱电解质在水溶液中部分电离的电解质，在水溶液中主要以分子形态存在，少部分以离子形态存在，存在电离平衡，主要包括弱酸、弱碱、水及极少数盐，书写电离方程式时用“ ”表示。
高二化学选修4第三章知识点：弱电解质的电离及盐类水解1、弱电解质的电离平衡。
(1)电离平衡常数在一定条件下达到电离平衡时，弱电解质电离形成的各种离子浓度的乘积与溶液中未电离的分子浓度之比为一常数，叫电离平衡常数。
弱酸的电离平衡常数越大，达到电离平衡时，电离出的H+越多。
多元弱酸分步电离，且每步电离都有各自的电离平衡常数，以第一步电离为主。
(2)影响电离平衡的因素，以CH3COOHCH3COO-+H+为例。
加水、加冰醋酸，加碱、升温，使CH3COOH的电离平衡正向移动，加入CH3COONa固体，加入浓盐酸，降温使CH3COOH电离平衡逆向移动。
版1A4纵左高中化学选修四课堂笔记五
在温度、压强必然的条件下，化学反映的判定依据为：
①ΔH-TΔS＜0，反映能自发进行;
②ΔH-TΔS=0,反映达到平稳状态;
③ΔH-TΔS＞0，反映不能自发进行。
注意：（1）.△H<0，△S>0该反映必然能自发进行；
（2）.△H>0，△S<0该反映必然不能自发进行；
（3）.△H<0，△S<0该反映在较低温度下能自发进行;
⑥别离取相同物质的量浓度的弱酸与盐酸测量其导电性；
⑦别离取相同pH的弱酸与盐酸，向其中别离加入相应的钠盐，测定溶液pH的转变。
焓变（△H）是决定反映可否自发进行的因素之一，但不是唯一因素。
二、反映熵变与反映方向：
（1）熵:物质的一个状态函数，用来描述体系的混乱度，符号为S. 单位：J•••mol-1•K-1
熵变：反映前后体系熵的转变叫做反映的熵变.用△S表示.
△S=S(生成物总熵)－S(反映物总熵) 反映的△S越大,越有利于反映自发进行。
（4）.△H>0，△S>0该反映在较高温度下能自发进行。
第三章 水溶液中的离子平稳
一、弱电解质的电离
一、概念：电解质:在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物,叫电解质。
非电解质 ：在水溶液中或熔化状态下都不能导电的化合物。
强电解质 ：在水溶液里全数电离成离子的电解质。
弱电解质：在水溶液里只有一部份分子电离成离子的电解质。
开始反
应速率
反应所
需时间
一元强酸
相同
小
小
少
相同
长
一元弱酸
相同
大
大
多
相同
短
(3)判定弱酸（或弱碱）常常利用的方式：
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一位高三学生的化学选修4笔记.也许我不能有老师讲的那么好,但我还是愿意分享学习经验!水溶液中的离子平衡应该是选修4的内容吧!Let me see...第三章!这一章有四节,我现在从头说起:一\弱电解质的电离:电解质是什么?电解质是溶于水溶液中或在熔融状态下就能够导电(解离成阳离子与阴离子)并产生化学变化的化合物.注意,是化合物!这是我的笔记:电解质:酸,碱,盐,H2O,熔融下的金属氧化物(强)非电解质:大多有机物,SO3，CO2，NH3，SO2等纯液态Hcl,浓H2SO4,不导电,为共价键,受范得华力.CO2为什么不是电解质呢?原因是它通入水后,导电的不是它本身,而是它与水生成的碳酸导电.同理,SO3(硫酸的酸酐),SO2(亚硫酸的酸酐)等不是电解质也是这个道理.首先强调水解和第二、三步电离是极微弱的过程，后面详谈。
这节内容应该是不难的,该注意的还有强电解质的电离不用可逆符号,弱电解质则要;电离平衡是化学平衡的一种,要知道多元弱酸的电离是分步的,切忌一次就到最后一步!如H3PO4的电离:第一步电离K1:H3PO4<==>H2PO4- + H+第二步电离K2:H2PO4-<==>HPO42- + H+第三步电离K3:HPO42-<==>PO43- + H+还有要注意的是K1>>K2>>K3,是远大于.因此计算多元弱酸溶液的C(H+)及比较弱酸酸性相对强弱时,通常只考虑第一步电离(书本原话).补充一点,电离平衡常数如何写?其实,对于任何的化学反应平衡常数都是把反应物浓度的幂之积作分母,生成物浓度的幂之积则作分子(蜜汁鸡).切记!浓度这个概念是指溶液与气体的!纯净的液体与固体是无浓度可言的!当它们用于计算时,当1来使用(不写也可以).K越大,电离程度越大,K只与温度有关,只与温度有关!!!规律:1\越热越电离(因电离的正方向是吸热反应)2\越稀越电离二\水的电离和溶液的酸碱性书上讲得还是挺清楚的,我就把一些需要注意的说出来吧.水是一种极弱的电解质,K w=K电离 . C(H2O)=C(H+) . C(OH-),叫水的离子积常数,简称为水的离子积.要求记住室温下K w=1.0*10-14,其中C(H+)=C(OH-)=1.0*10-7,100摄式度时K w=1.0*10-12,其中C(H+)=C(OH-)=1.0*10-6关于PH值,课本有句话:水的离子积不仅适用于纯水,也适用于电解质的水溶液.这句话可用两个式子表示:1、酸溶液K w=C酸(H+) . C水(OH-)2、碱溶液K w=C碱(OH-) . C水(H+)常温下，pH>7 的溶液显碱性pH=7 中pH<7 酸有关pH值的计算，是围绕着pH=-lgC（H+）来进行的。
1酸与酸混合的pH计算方法（已知两酸的浓度与体积）：为了方便,与酸1和酸2有关的数据简化为C1,V1,C2,V2C混(H+)= C1*V1 + C2*V2---------------V1 + V2后再根据PH的定义式计算.2同理,碱相混和C混(OH-)= C1(OH-)*V1+C2(OH-)*V2----------------------V1+V2有个公式, pOH=-lgC(OH-)常温下pH= 14-pOHPs：pH是用氢离子浓度来定义溶液酸碱性，而pOH是用氢氧根浓度来定义溶液酸碱性3酸与碱混合:首先,看哪个过量.(1)酸过量:C混(H+)= C1(H+)*V1-C2(OH-)*V2---------------------------------------------------------- V1+V2(2)碱过量:C混(OH-)= C2(OH-)*V2-C1(H+)*V1-------------------------V1+V2然后转化为C(H+)再算即可.还有一个实验很重要,就是酸碱的中和滴定实验(常考)要知道酸式滴定管不可装碱性溶液,但可装酸性或强氧化性的溶液碱式滴定管则只可装碱性溶液.(看是否会发生反应来判断)还有,要记住仪器与操作过程(仔细看书),以及酸碱指示剂的变色范围,颜色变化有关计算是围绕着溶液的稀释规律来进行的.根据C浓*V浓=C稀*V稀可知:C待*V待*N1=C标*V标*N2(待侧液与标准液,N指酸或碱的元数)故C待= C标*C标*N1------------V待*N2题目一般会让你做一元酸与一元碱的滴定,所以N就约去了.有C待= C标*C标------------ V标=V末-V始(注意滴定管0刻度上)V待误差分析就是用这个式子来判断的!!!!!!PH试纸的运用:操作,在测溶液PH值时不可用水将其润湿(相当于稀释)!好好回想你在做实验时的情景,其实无论是那一个实验(物、化、生),你都应该好好体会,反想.三、盐类的水解记住,是盐类的水解!盐类!!!!!!(易与电离混淆)盐的酸碱性是看阴阳离子来判断的.口诀:谁强显谁性,两强显中性（用于正盐）课本两句重要的话:1\盐溶液的酸碱性与盐所含离子在水中与水电离出的H+或OH-能否生成弱电解质有关.2\强酸弱碱盐和强碱弱酸盐溶与水时,电离产生的阳离子,阴离子可分别与水电离产生的OH-或H+生成的弱电解质--弱酸或弱碱,使得溶液中的C(H+)≠C(OH-),因而这两类盐溶液呈现酸性或碱性.强酸强碱盐溶液则无此作用,故显中性.记住,所有的溶液都显电中性,酸碱性另谈!电性与酸碱性是不同的!盐类的水解式如何写?首先,盐是强电解质,一步电离.其次,写水解式.如Na2CO3: Na2CO3==2Na+ + CO32-CO32- + H2O<==>HCO3- + OH-HCO3- + H2O<==>H2CO3+ OH-同样,水解第一步远大于第二步.越弱越水解,越热越水解针对越弱越水解,我们来说一下:越弱越水解不是看弱碱阳离子或弱酸阴离子所对应的酸、碱性强弱(如CO32-对应H2CO3),而是......不好描述,举例吧.比较Na2CO3(苏打)与NaHCO3(小苏打)的酸碱性实验表明,苏打的碱性强于小苏打.为什么?根据越弱越水解,CO32-对应HCO3-,HCO3-对应H2CO3其中,HCO3-的酸性弱于H2CO3,越弱越水解,酸性越弱,水解程度越大,碱性越强.所以苏打的碱性强于小苏打.当你学到选修5有机化学基础时,会遇到苯酚钠,醋酸钠,等你学了先吧.下面是关于守恒式(常考):1 电荷守恒原理:所有的溶液都显电中性,阳离子电荷数=阴离子电荷数方法:把电离与水解的方程式一一写出,然后根据第一步电离远大于第二步举例:Na2CO3的电荷守恒C(Na+) + C(H+)=C(OH-) + 2 C(CO32-) + C(HCO3-)C(CO3^2-)前的系数为2,自己好好体会.2 物料守恒方法:抓住元素（如S元素）举例:Na2SO3的物料守恒C(Na+) = 2C(SO32-) + 2C(HSO3-) + 2C(H2SO3)右边系数为2的原因是Na2SO3,两倍。
3 质子守恒原理：C水（H+）= C水（OH-）举例：Na2CO3的质子守恒C(OH-) = C(HCO3-) + 2 C(H2CO3) + C(H+)H2CO3前的系数为2，因为一个H2CO3有两个H+4 由以上3种守恒式通过代数运算得到的新等式这种一般出现在双选题中，不要轻易排除！另外，酸式盐的水解是一个难点。
我们举例说明。
酸式盐要考虑其电离和水解，很多人在这里晕了。
（1）大多酸式盐水解大于电离。
以NaHCO3为例电离：1 NaHCO3 == Na+ + HCO3-2 HCO3- <==> H+ + CO32-水解：3 HCO3- + H2O <==> H2CO3 + OH-因水解大于电离，所以过程3 > 过程2，该溶液显碱性。
各粒子浓度大小：C(Na+) > C(HCO3-) > C(OH-) > C(H2CO3)> C(H+) > C(CO32-) （2）一些酸式盐水解小于电离。
以NaHSO3为例电离：1 NaHSO3 == Na+ + HSO3-2 HSO3- <==> H+ + SO32-水解：3 HSO3- + H2O <==> H2SO3 + OH-因水解小于电离，所以过程3 < 过程2，该溶液显酸性。
各粒子浓度大小：C(Na+) > C(HSO3-) > C（H+）> C(SO32-) > C(OH-) > C(H2SO3) 因为还有H20 <==> H+ + OH-,所以C（H+）> C(SO32-) ，C(OH-) > C(H2SO3)弱碱阳离子的水解，因太复杂，高中阶段只考虑一步完成。
Al3+ + 3 H2O <==> Al(OH)3 + 3 H+因为有了水解，所以一些盐的保存要加相应的强酸或强碱，加热后根据高沸点酸或低沸点酸来判断生成物也是常考的内容，这不难，你懂的。
四、难溶电解质的溶解平衡终于到最后一节了......我们知道，绝对不溶于水的物质是不存在的，我们常说的不溶是指难溶。
这节内容要求不高，只要知道沉淀的转化规律（难溶的向更难溶的方向转化）以及Ksp 的比较。
Ksp 也是平衡常数的一种，它是指一定温度下，沉淀溶解平衡时有关离子浓度幂的乘积Qc 是离子积常数，它的算法和Ksp 一样，只不过是Qc 表示的为一定温度下任意时刻离子......它们之间的大小关系可以......我不多说了。
值得注意的是，Ksp 的大小可判断同类物质的溶解度，但非同类物质则不可。
如Mg(OH)2可与Cu(OH)2比较，但不可与AgCl比。
（Ps：也就是电离得到的离子数量必须相同的才能够比较，前面两种电离是3个离子，后面的AgCl电离之后只有两个离子）要比的话就必须通过计算两种物质的溶解度来比较了。
还有，沉淀的颜色要记准，尤其是可转化的，如Fe(OH)2和Fe(OH)3；AgCl,AgBr,AgI 和Ag2S我不敢说全部知识点都说到了，但我可以说这是这一章内容的精髓了！后面的电化学基础也不是很好学，愿你能多问老师或同学，争取把这本高中阶段最难的一个模块搞懂！好好体会书上，练习册上的内容和笔记（听课时和做题后）最后，我希望你能将我所说的保留。
慢慢体会，这对你高三复习还是有很好的借鉴作用。