高二化学知识点总结选修四
高二化学 第二章 化学反应速率与化学平衡(人教版选修4)：重难点十二 焓变与熵变
一、焓变与熵变的定义：1．焓变：焓变是指体系内能的变化，焓变为正值说明反应放热体系能量减小，焓变为负值说明反应吸热体系能量增加．2．熵变：熵变是指体系混乱程度的变化，熵变为正值说明体系的混乱程度增加，熵变为负值说明混乱程度减小．二、焓变与化学反应方向的关系体系总是趋向于从高能状态转变为低能状态(这时体系往往会对外做功或释放能量)．这一经验规律是能量判断的依据，即焓变是决定一个化学反应能否自发进行的一个重要因素；1．多数能自发进行的化学反应是放热反应．2．有一些吸热反应在室温条件下不能自发进行，但在较高温度下却能自发进行．例如：在室温和较高温度下均为吸热过程的CaCO3的分解反应．3．有不少吸热反应在室温条件下也能自发进行．结论：反应放热有利于反应自发进行，反应吸热也有可能自发进行，这说明反应的焓变只是与反应能否自发进行有关的一个因素，但不是唯一因素．三、熵变与化学反应方向的关系在同一条件下，不同的物质熵值不同，且一物质的熵与其聚集状态及外界条件还有关，一般来说，S(g)＞S(l)＞S (s)．在密闭的条件下，体系有从有序自发地转变为无序的倾向，该变化过程体系的熵增大．熵值越大，体系的混乱程度越大．1．许多熵增加的反应在常温、常压下可以自发进行．产生气体或气体物质的物质的量增大的反应，熵变通常都是正值，为熵增加反应．2．有些熵增加的反应在常温、常压下不能自发进行，但在较高温度下可以自发进行．例如：CaCO3(s)高温CaO(s)+CO2(g)3．有不少熵减小的反应，在一定条件下也可自发进行．例如：2Al(s)+Fe2O3(s)高温Al2O3(s)+2Fe(s)结论：熵增加有利于反应自发进行，熵减小的反应，在一定条件下也可自发进行．故熵增原理是解释反应能否自发进行有关的一个因素，但不是唯一因素．由此可见，焓变和熵变都与反应的自发性有关，又都不能独立地作为自发性的判据，要判断反应进行的方向，必须综合考虑体系的焓变和熵变．四、焓变和熵变与化学反应进行的方向．结论：一个化学反应能否自发进行，既与反应的焓变有关，又与反应的熵变有关．一般来说体系能量减小和混乱度增加都能促使反应自发进行，焓变和熵变共同制约着化学反应进行的方向，但焓和熵都不是唯一因素，我们不能单纯地根据焓变或熵变来判断某个反应是否自发进行．在等温、等压条件下，化学反应的方向是由反应的焓变和熵变共同决定的．化学反应自发进行的最终判据是吉布斯自由能变，自由能一般用△G来表示．且△G=△H-T△S：当△G=△H-T△S＜0时，反应向正反应方向能自发进行．当△G=△H-T△S=0时，反应达到平衡状态．当△G=△H-T△S＞0时，反应不能向正反应方向自发进行．【重难点指数】★★★★【重难点考向一】反应熵变的判断【例1】下列反应中，熵减小的是()A．(NH4)2CO3(s)=NH4HCO3(s)+NH3(g) B．2N2O5(g)=4NO2(g)+O2(g)C．MgCO3(s)=MgO(s)+CO2(g) D．2CO(g)=2C(s)+O2(g)【答案】D【重难点点睛】考查熵变的判断，物质的由固态或液态变为气态，或生成的气体越多，则混乱度越大，熵值越大，反之越小。
高中化学选修四 第二章 等效平衡原理
高二化学《等效平衡》专题一、等效平衡的概念1．定义：对于同一可逆反应，当外界条件一定时，无论该反应是从正反应开始，还是从逆反应开始，或是从中间状态（既有反应物又有生成物的状态）开始，只要到达平衡时反应混合物中各组分的分数（质量分数、物质的量分数或体积分数）对应相等就可达到相同的平衡状态，这就称为等效平衡。
在一定条件(定温、定压或定温、定容)下，对于同一可逆应，尽管起始时加入物质的物质的量不同，而达到平衡时，同种物质的物质的量或物质的量分数(或体积分数)相同，这样的平衡称为等效平衡。
如，常温常压下，可逆反应：N2 + 3H22NH3①1mol 3mol 0mol②0mol 0mol 2mol③0.5mol 1.5mol 1.0mol①从正反应开始，②从逆反应开始，③从正逆反应同时开始，由于①、②、③三种情况如果按方程式的计量关系折算成同一方向的反应物，对应各组分的物质的量均相等(如将②、③折算为①)，因此三者为等效平衡2．标志：由以上定义我们可以看出，判断同一可逆反应达到的平衡状态是否达为等效平衡的标志是：达到平衡后，反应混合物中各组分的分数（质量分数、物质的量分数或体积分数）是否对应相等。
3．意义：等效平衡的概念的提出反映了化学平衡状态的建立与途径无关。
二、等效平衡规律根据反应条件(定温、定压或定温、定容)以及可逆反应的特点(反应前后气体分子数是否相等)，可将等效平衡问题分成三类：1、在恒温、恒容条件下，对于反应前后气体分子数改变的可逆反应只改变起始时加入物质的物质的量，只要经极限转换后，与原起始物质的物质的量（或浓度）相等，则两平衡等效。
[例1]在一定温度下，把2 mol SO2和1 mol O2通入一个一定容积的密闭容器里，发生如下反应：2SO2＋O22SO3当此反应进行到一定程度时，反应混合物就处于化学平衡状态。
现在该容器中，维持温度不变，令a、b、c分别代表初始加入的SO2、O2和SO3的物质的量（mol）。
高二化学选修四专题复习化学反应与能量变化
高二化学选修四专题复习【专题一化学能与热能】考点一化学反应的焓变1．吸热反应和放热反应(1)从反应物和生成物的总能量相对大小的角度分析，如图所示。
(2)从反应热的量化参数——键能的角度分析(3)反应热ΔH的基本计算公式ΔH=生成物的总能量——反应物的总能量ΔH=反应物的总键能之和——生成物的总键能之和例题1、某反应过程中体系的能量变化如图所示，下列说法错误的是 ()A．反应过程可表示为―→―→B．E1为反应物的平均能量与过渡态的能量差，称为正反应的活化能C．正反应的热效应为ΔH＝E1－E2<0，所以正反应为放热反应D．此图中逆反应的热效应ΔH＝E1－E2<0，所以逆反应为放热反应考点二热化学方程式的书写(1)注明反应条件：反应热与测定条件(温度、压强等)有关。
绝大多数反应是在25 ℃、101 kPa 下进行的，可不注明。
(2)注明物质状态：常用______、______、______、______分别表示固体、液体、气体、溶液。
(3)注意符号单位：ΔH 应包括“＋”或“－”、数字和单位(kJ·mol －1)。
(4)注意守恒关系：①原子守恒和得失电子守恒；②能量守恒。
(ΔH 与化学计量数相对应) (5)区别于普通方程式：一般不注“↑”、“↓”以及“点燃”、“加热”等。
(6)注意热化学方程式的化学计量数热化学方程式中各物质化学式前面的化学计量数仅表示该物质的物质的量，可以是整数，也可以是分数。
且化学计量数必须与ΔH 相对应，如果化学计量数加倍，则ΔH 也要加倍。
例题2．已知在1×105Pa 、298 K 条件下，2 mol 氢气燃烧生成水蒸气，放出484 kJ 热量，下列热化学方程式正确的是 ( )A ．H 2O(g)===H 2(g)＋12O 2(g) ΔH ＝－242 kJ·mol －1B ．2H 2(g)＋O 2(g)===2H 2O(l) ΔH ＝－484 kJ·mol －1C ．H 2(g)＋12O 2(g)===H 2O(g) ΔH ＝－242 kJD ．2H 2(g)＋O 2(g)===2H 2O(g) ΔH ＝－484 kJ·mol －1考点三 中和热和燃烧热比较项目燃烧热中和热相同点能量变化 ____反应ΔH ΔH __0，单位：________不同点反应物的量 ____ mol (O 2的量不限)可能是1 mol ，也可能是0.5 mol生成物的量不限量H 2O 是 ____ mol 反应热的含义__________时，____ mol 纯物质完全燃烧生成稳定的氧化物时所放出的热量；不同反应物，燃烧热不同________中强酸跟强碱发生中和反应生成 ____ mol H 2O 时所释放的热量；不同反应物的中和热大致相同，均约为______ kJ·mol －1例题3．下列关于热化学反应的描述中正确的是( )A ．HCl 和NaOH 反应的中和热ΔH ＝－57.3 kJ·mol －1，则H 2SO 4和Ca(OH)2反应的中和热ΔH ＝2×(－57.3) kJ·mol －1B ．CO(g)的燃烧热是283.0kJ·mol －1，则2CO 2(g)===2CO(g)＋O 2(g)反应的ΔH ＝＋(2×283.0)kJ·mol －1C ．1 mol 甲烷燃烧生成气态水和二氧化碳所放出的热量是甲烷的燃烧热D ．稀醋酸与稀NaOH 溶液反应生成1 mol 水，放出57.3 kJ 热量【规律与方法】 一、反应热大小的比较1．比较ΔH 的大小时需带正负号吗？2．怎样比较两个反应的ΔH 大小？(1)、同一反应，生成物状态不同时，同一反应，反应物状态不同时。
人教版选修四第四章、电化学基础 期末基础知识复习及训练(含答案)
人教版高二化学必修四第四章、电化学基础期末基础知识复习及训练（含答案）基础知识点整理一、原电池基本概念理解。
1、原电池的概念：把化学能直接转化为电能的装置叫做原电池。
2、化学电池的分类：常见的原电池可以分为三类：（1）一次电池：常见一次电池：碱性锌锰电池、锌银电池、锂电池等；（2）二次电池：放电后可以再充电使活性物质获得再生，可以多次重复使用，又叫充电电池或蓄电池；（3）燃料电池：是使燃料与氧化剂反应直接产生电流的一种原电池。
3、原电池的电极反应：以锌铜原电池为例：负极：氧化反应：Zn－2e＝Zn2＋（较活泼金属）正极：还原反应：2H＋＋2e＝H2↑（较不活泼金属）总反应式：Zn+2H+=Zn2++H2↑4、常见原电池的电极反应总结。
⑴干电池（属于一次电池）①结构：锌筒、填满MnO2的石墨、溶有NH4Cl的糊状物。
②电极反应负极：Zn-2e-=Zn2+正极：2NH4++2e-=2NH3+H2NH3和H2被Zn2＋、MnO2吸收：MnO2+H2=MnO+H2O,Zn2＋＋4NH3=Zn(NH3)42＋⑵铅蓄电池（属于二次电池、可充电电池）①结构：铅板、填满PbO2的铅板、稀H2SO4。
②A.放电反应负极： Pb-2e-+ SO42- = PbSO4正极： PbO2 +2e-+4H+ + SO42- = PbSO4 + 2H2OB.充电反应：阴极：PbSO4 +2e-= Pb+ SO42-阳极：PbSO4 -2e- + 2H2O = PbO2 +4H+ + SO42-===总反应式：Pb + PbO 2 + 2H2SO4放电充电2PbSO4 + 2H2O5、典型例题分析。
例题1、原电池的电极名称不仅与电极材料的性质有关，也与电解质溶液有关。
下列说法中正确的是( )A．(1)(2)中Mg作负极，(3)(4)中Fe作负极B．(2)中Mg作正极，电极反应式为6H2O＋6e－===6OH－＋3H2↑C．(3)中Fe作负极，电极反应式为Fe－2e－===Fe2＋D．(4)中Cu作正极，电极反应式为2H＋＋2e－===H2↑答案：B解析：(1)中Mg作负极；(2)中Al作负极；(3)中铜作负极；(4)是铁的吸氧腐蚀，Fe作负极。
高二化学选修四第3章知识点：物质在水溶液中的行为
高二化学选修四第3章知识点：物质在水溶液中的行为一、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+]gt;[OH-]，[H+]gt;1.0×10-7mol L-1，pHlt;7碱性溶液：[H+]lt;[OH-]，[OH-]gt;1.0×10-7mol L-1，pHgt;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。
二、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。
2、盐类水解(1)水解实质盐溶于水后电离出的离子与水电离的H+或OH-结合生成弱酸或弱碱，从而打破水的电离平衡，使水继续电离，称为盐类水解。
(2)水解类型及规律①强酸弱碱盐水解显酸性。
NH4Cl+H2ONH3 H2O+HCl②强碱弱酸盐水解显碱性。
高二化学选修四第二章-第一节-化学反应速率
其次章 化学反应速率和化学平衡第一节 化学反应速率目标要求 1.知道化学反应速率的定量表示方法，知道v ＝ΔcΔt 的含义。
2.知道一个反应中化学反应速率可以用不同物质表示。
3.理解反应m A ＋n BY ＋q Z 中，v (A)∶v (B)∶v (Y)∶v (Z)＝m ∶n ∶p ∶q 的含义并能运用此关系进行简洁的计算。
4.知道化学反应速率试验测定的基本原理和方法。
一、化学反应速率1．化学反应速率的含义化学反应速率用单位时间内反应物或生成物浓度的改变来表示。
在容积不变的反应器中，通常是用单位时间内反应物浓度的削减或生成物浓度的增加来表示。
其数学表达式为v ＝ΔcΔt。
(1)式中v 表示反应速率；c 表示各反应物或生成物浓度，Δc 表示其浓度的改变(取其肯定值)；t 表示时间，Δt 表示时间改变。
(2)单位：mol·L －1·s －1或mol·L －1·min －1或mol·L －1·h －1等。
2．化学反应速率与化学计量数之间的关系对随意一个反应，用符号来代替详细的化学物质，反应方程式表示为m A ＋n B===p Y ＋q Z 用不同物质表示的反应速率其关系是v (A)∶v (B)∶v (Y)∶v (Z)＝m ∶n ∶p ∶q 。
二、化学反应速率的测定 1．测定原理利用与化学反应中任何一种化学物质的浓度(或质量)相关的性质进行测定。
2．测定方法 (1)依据颜色改变在溶液中，当反应物或产物本身有较明显的颜色时，可利用颜色深浅和显色物质浓度间的正比关系来跟踪反应的过程和测量反应速率。
(2)依据释放出气体的体积2 g 锌粒分别与40 mL 1 mol·L －1的H 2SO 4和40 mL 4 mol·L －1的H 2SO 4反应，当收集到同样多的H 2时，后者所用的时间较短，说明4 mol·L －1的H 2SO 4与锌反应比1 mol·L －1的H 2SO 4与锌反应的速率快。
高二化学选修四第二章-第四节-化学反应进行的方向
第四节化学反应进行的方向一、自发过程与自发反应1．自发过程(1)含义：在确定条件下，不用借助于外力就可以自动进行的过程。
(2)特点：①体系趋向于从高能状态转变为低能状态(体系对外部做功或者释放热量)。
②在密闭条件下，体系有从有序自发转变为无序的倾向。
2．自发反应在给定的一组条件下，一个反应可以自发地进行到显著程度。
二、化学反应进行方向的判据1．焓判据(能量判据)放热反应过程中体系能量降低，因此具有向最低能量状态进行的倾向，科学家提出用焓变(能量改变)来推断反应进行的方向，这就是焓判据(能量判据)。
2．熵判据(1)熵：用来度量体系混乱程度的物理量。
熵值越大，混乱程度越大。
符号为S。
单位：J·mol－1·K －1。
(2)熵值大小的比较：同一种物质在不同状态时的熵值大小为S(g)＞S(l)＞S(s)。
(3)熵增原理：在与外界隔绝的体系中，自发过程将导致体系的熵增大，即熵变(符号ΔS)大于零。
(4)熵判据：用熵变来推断反应进行的方向。
3．复合判据过程的自发性只能用于推断过程的方向，不能确定过程是否确定会发生和过程发生的速率。
综合考虑焓判据和熵判据的复合判据，将更适合于全部的过程，只依据一个方面来推断反应进行的方向是不全面的。
学问点一自发过程与自发反应1．下列过程是非自发的是()A．水由高处向低处流B．自然气的燃烧C．铁在潮湿的空气中生锈D．水在室温下结冰答案 D解析自然界中水由高处向低处流、自然气的燃烧、铁在潮湿的空气中生锈、冰在室温下溶化，都是自发过程，其逆过程都是非自发过程。
2．试验证明，多数能自发进行的反应都是放热反应。
对此说法的理解正确的是()A．全部的放热反应都是自发进行的B．全部的自发反应都是放热的C．焓变是影响反应是否具有自发性的一个重要因素D．焓变是确定反应是否具有自发性的惟一判据答案 C解析多数能自发进行的反应都是放热反应，但并不是全部能自发进行的反应都是放热反应，既然说“多数”，必定存在特例，所以只能说焓变是影响反应是否具有自发性的一个重要因素，但不是惟一因素。
高中化学《水溶液中的离子平衡》知识点总结 新人教版选修4
安徽省安庆市第九中学高二化学《原电池》知识点总结 新人教版选修4一、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,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 。
2、电解质与非电解质本质区别：电解质——离子化合物或共价化合物 非电解质——共价化合物注意：①电解质、非电解质都是化合物 ②SO 2、NH 3、CO 2等属于非电解质 ③强电解质不等于易溶于水的化合物（如BaSO 4不溶于水，但溶于水的BaSO 4全部电离，故BaSO 4为强电解质）——电解质的强弱与导电性、溶解性无关。
3、电离平衡：在一定的条件下，当电解质分子电离成 离子的速率 和离子结合成 时，电离过程就达到了 平衡状态 ，这叫电离平衡。
4、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。
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]11、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。
如：H 2SO 3>H 3PO 4>HF>CH 3COOH>H 2CO 3>H 2S>HClO 二、水的电离和溶液的酸碱性1、水电离平衡：:水的离子积：K W = [H +]·[OH -]25℃时, [H +]=[OH -] =10-7 mol/L ; K W = [H +]·[OH -] = 1*10-14注意：K W 只与温度有关，温度一定，则K W 值一定 K W 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）极弱物质 单质 化合物电解质非电解质： 非金属氧化物，大部分有机物 。
高二化学选修四 期末复习
浓度
浓度大，速率快
压强
压强改变，引起浓度改变，速率改变。
外因
温度
温度高，速率快
催化剂 加正催化剂，速率快
其他因素：光、颗粒大小、溶剂等。
注意： ①改变固体或纯液体的用 量，对反应速率无影响！ ②稀浓硫酸性质不同。
复习回顾
化学平衡
定义
一定条件下，可逆反应里，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。
弱电解质的电离平衡
影
内因 电解质本身性质，通常电解质越弱电 离程度越小。
响
因
①温度 越热越电离
素 外因
②浓度 越稀越电离
③同离子效应 离子增加逆移动
v
v(电离) v(电离)= v(结合) 处于平衡状态
v(结合)
0
t
④化学反应 离子减少正移动
❖特征：动、等、定、变
符合“勒夏特列原理”
电离平衡常数K，K值越大，电离程度越大，相应酸 (或碱) 的酸(或碱)性越强。K值只随温度变化。
镁与NH4Cl溶液反应： NH4+ + H2O ⇌ NH3·H2O + H+ Mg + 2H+ = Mg2+ + H2↑ 总反应：Mg+ 2NH4Cl= MgCl2+2NH3 ↑ +H2↑
肥料的混用 草木灰不能和铵态氮肥混合
CO32- + H2O ⇌ HCO3- + OHNH4+ + OH-==NH3 ↑+ H2O
v＝—△—c △t
mol/（L·s）或mol/（L·min）或mol/（L·h）
影响因素
注意： ①速率为单位时间内平均速率； ②各物质的速率之比等于方程式计量数之比。 ③对于同一反应，不同物质表示速率，比较快慢 时，应转化成同一物质来比较
人教版高中化学选修四课件高二化学知识梳理3.3.2盐类水解的应用
溶液蒸干 ②水解生成挥发性酸的盐(如AlCl3) ――→ 氢氧化物 灼烧 ――→氧化物 溶液蒸干 ③较低温度下受热分解的盐[如Ca(HCO3)2] ――→ 盐 的分解产物 (4)金属与盐溶液反应产生H2 例如：金属镁与FeCl3、AlCl3、NH4Cl溶液均能反应产 生H2，因为这些盐水解显酸性。
解析： AlCl3 发生如下水解： AlCl3＋3H2O Al(OH)3＋
3HCl，生成的 HCl 挥发，而使水解平衡向右移动，致使生成 Al(OH)3 沉淀，它被灼烧得 Al2O3。NaHCO3、KMnO4 受热后分 别分解得到 Na2CO3、K2MnO4 和 MnO2，只有 Fe2(SO4)3 蒸干后
•
• 思路指引： 解答本题应注意以下三点： • (1)分析氯水的成分及几种平衡关系。 • (2) 注意醋酸根离子的水解，碳酸根离子的分 步水解。 • (3)注意电荷守恒和原子守恒。
•
氯水中存在的平衡关系有： Cl2＋H2O HClO H＋＋ClO－，H2O
HClO＋Cl－＋H＋，
H＋＋OH－，由此可知氯水中氯元
•
• 4．用盐作净水剂 • 例如：利用 FeCl3 、明矾在水溶液中发生水解 产生的胶体，能吸附水中悬浮的杂质，起到净 水的作用。 • 5．泡沫灭火器原理 •大量 AlCO ) 溶液与小苏打溶液发生水解相互促进 2(SO 4 3 2气体和Al(OH)3沉淀 反应，产生，将燃烧物质与空气隔离开来。离 子 方 程 式 为 Al3 ＋ ＋ 3HCO3 － ===Al(OH)3↓ ＋ 3CO2↑。
素的存在形式有 Cl2、Cl－、ClO－、HClO，由于 HClO 部分电 离，故 c(H )>c(Cl )>c(ClO )>c(OH )，A、B 均不正确；由于 CH3COO－水解生成 CH3COOH，使得 c(Na＋)>c(CH3COO－)， C 项错误； Na2CO3 溶液存在两种水解平衡： CO32 ＋ H2O
高二选修四化学电池知识点
高二选修四化学电池知识点化学电池是将化学能转化为电能的装置，广泛应用于日常生活和工业生产中。
在高二选修四中学习化学电池的知识点，将对我们更深入地了解电池的原理和应用起到重要作用。
一、化学电池的概念与构成1. 化学电池的概念化学电池是由两个电极和电解质溶液所组成的装置，它能够通过一种化学反应将化学能转化为电能。
2. 化学电池的构成化学电池由两个电极和一个电解质溶液构成。
其中，两个电极分别是阳极和阴极，电解质溶液则是连接两个电极的介质。
二、电极反应与标准电动势1. 电极反应电极反应是在电极上发生的化学反应，它是化学电池发生电流的基础。
在电池中，阳极产生氧化反应，阴极产生还原反应。
2. 标准电动势标准电动势是指在标准状况下，电池产生的电动势大小。
它反映了化学电池中化学反应的强弱程度。
标准电动势可以用来比较不同电池的强弱。
三、电池的工作原理1. 电池的工作原理电池内部的化学反应产生的电流是通过电解质溶液中的离子传递而实现的。
在化学反应中，阳极产生的离子向电解质中释放电子，形成阴离子；而阴极产生的离子则会从电解质中吸收电子，形成阳离子。
这种离子的传递形成了电流。
2. 闭路条件和方向在闭路条件下，电池内部的电流会从阴极流向阳极。
这是因为电子从阴极流向阳极，在外电路中完成电流的传输。
四、常见的化学电池类型1. 干电池干电池是一种常见的化学电池，它使用固态电解质，并通过化学反应产生电能。
干电池通常用于小型便携电子设备，如手电筒、遥控器等。
2. 燃料电池燃料电池利用氢气等燃料与氧气进行反应来产生电能。
燃料电池不断地供应燃料和氧气，因此具有更长的使用寿命，被广泛应用于汽车和能源领域。
3. 铅蓄电池铅蓄电池是一种常见的可充电电池，通常用于汽车、UPS等场合。
它通过将化学反应逆向进行充电，将电能转化为化学能，以实现储能和再利用。
五、电池的应用领域1. 日常生活中的应用电池在日常生活中有着广泛的应用，如手电筒、手机、手表、遥控器等，为我们的生活提供了便利。
高二期末复习宝典 选修四 化学反应原理：第一章化学反
第一章化学反应与能量1、活化分子：能够发生的分子叫做活化分子。
加入反应物，活化分子数目，活化分子百分数（填增大、减小、不变，下同），有气体参加反应的增大容器压强，活化分子数目，活化分子百分数升高容器温度，活化分子数目，活化分子百分数2、放热反应：反应物总能量 (填大于、小于或等于，下同)生成物总能量，从微观角度讲，断键吸收的能量成键放出的能量，△H 0吸热反应：反应物总能量 (填大于、小于或等于)生成物总能量，从微观角度讲，断键吸收的能量成键放出的能量，△H 03、常见的放热反应类型有：、、、常见的吸热反应类型有：、、、4、热化学方程式的正确书写：要注明反应的、，若反应是在和条件下进行的，可以不予注明。
要注明反应物和生成物的聚集状态或晶形。
常用、、、分别表示固体、液体、气体和溶液。
一定要注明反应的焓变（△H）。
注意△H由符号、数值、单位三个部分组成。
而其中数值部分与热化学方程式中的系数有关。
即方程式中的焓变的数值之比等于同意反应的不同方程式中同种物质的系数之比。
热化学方程式中的化学计量数以“mol”为单位，可以是分数，△H的单位永远是_______。
5、中和反应反应热的测定实验中：用到的玻璃仪器有：、、、、以及泡沫塑料或纸条、泡沫塑料板或硬纸板。
其中泡沫塑料或纸条、泡沫塑料板或硬纸板的作用是：6、中和热的定义：在测定中和热的实验过程中，为保证数据的测量准确，要用强酸和强碱的稀溶液。
7、燃烧热的定义：单位：8、现在正在探索的新能源有：、、、、、9、盖斯定律的内容：10、利用反应物和生成物的总能量求焓变，△H = 。
利用反应物和生成物键能求焓变，△H = 。
利用反应物和生成物的燃烧热求焓变，△H = 。
利用正反应与逆反应的活化能求焓变，△H = 。
第一章复习提纲答案1、有效碰撞，增大，不变，不变，不变，增大，增大2、大于，小于，小于；小于，大于，大于3、所有的燃烧反应，酸碱中和反应，金属与酸的反应，大多数的化合反应；大多数的分解反应等。
高二化学 第一章 化学反应与能量(人教版选修4)：重难点七 中和热
1．定义：稀溶液中，强酸和强碱发生中和反应生成1mol水时的反应热．2．注意事项：①稀溶液是指物质溶于大量水，即大量水中物质的溶解热效应忽略不计；一般是指酸、碱的物质量浓度均小于或等于1mol•L-1；②中和热不包含离子在水中的生成热、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+和OH-化合生成水；若反应过程中有其他物质生成(生成沉淀的反应一般为放热反应)，这部分反应热也不包含在中和热内．H+(aq)+OH-(aq)=H2O(l)；ΔH=-57.3kJ/mol表示强酸强碱稀溶液反应的中和热；④弱酸弱碱因为电离时要吸热或电离出的H+和OH-物质的量小于对应酸碱的物质的量，所以弱酸弱碱参加的中和反应，其中和热ΔH＞-57.3kJ/mol，表示中和热偏小；若采用浓硫酸或固体NaOH进行反应，中和热ΔH＞-57.3kJ/mol，中和热偏大，因为浓硫酸和固体NaOH溶解放热．3．中和热热化学方程式的书写：中和热是以生成1molH2O所放出的热量来定义的，因此，书写中和热的热化学方程式时，以生成1molH2O为标准来配平其余物质的化学计量数。
【重难点指数】★★★【重难点考向一】中和热的概念【例1】强酸与强碱的稀溶液发生中和反应的热效应为：H+(aq)+OH-(aq)═H2O(l)ΔH=-57.3kJ/mol，分别向1L 0.5mol/L的NaOH溶液中加入：①稀醋酸；②浓硫酸；③稀硝酸，恰好完全反应时热效应分别为ΔH1、ΔH2、ΔH3，它们的关系正确的是()A．ΔH1＞ΔH2＞ΔH3 B．ΔH1＜ΔH3＜ΔH2 C．ΔH1=ΔH2=ΔH3 D．ΔH2＜ΔH3＜ΔH1【答案】D【解析】强酸与强碱的稀溶液发生中和反应的热效应：H+(aq)+OH-(aq)=H2OΔH=一57.3kJ/mol，分别向1L 0.5mol/L的NaOH溶液中加入：①稀醋酸；②浓H2SO4；③稀硝酸，醋酸的电离吸热，浓硫酸溶于水放热，则恰好完全反应时的放出的热量为②＞③＞①，由于中和反应是放热反应，ΔH＜0，所以ΔH2＜ΔH3＜ΔH1，故选D。
高二化学重点知识点整理总结(优秀10篇)
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化学选修化学反应原理各章知识点归纳
高二化学选修4化学反应原理知识点整理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BaOH2·8H2O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25 ℃,101 kPa时可以不注明;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;只能表示物质的量,不能表示分子个数;⑤各物质化学计量数加倍,△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 mol④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 =H2Ol ΔH=－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mol;4．中和热的测定实验五、盖斯定律1．内容：化学反应的反应热只与反应的始态各反应物和终态各生成物有关,而与具体反应进行的途径无关,如果一个反应可以分几步进行,则各分步反应的反应热之和与该反应一步完成的反应热是相同的;第二章化学反应速率与化学平衡一、化学反应速率1. 化学反应速率v⑴定义：用来衡量化学反应的快慢,单位时间内反应物或生成物的物质的量的变化⑵表示方法：单位时间内反应浓度的减少或生成物浓度的增加来表示⑶计算公式：v=Δc/Δtυ：平均速率,Δc：浓度变化,Δt：时间单位：mol/L·s⑷影响因素：①决定因素内因：反应物的性质决定因素②条件因素外因：反应所处的条件2.※注意：1参加反应的物质为固体和液体,由于压强的变化对浓度几乎无影响,可以认为反应速率不变;2惰性气体对于速率的影响①恒温恒容时：充入惰性气体→总压增大,但是各分压不变,各物质浓度不变→反应速率不变②恒温恒体时：充入惰性气体→体积增大→各反应物浓度减小→反应速率减慢二、化学平衡一1、定义：化学平衡状态：一定条件下,当一个可逆反应进行到正逆反应速率相等时,反应体系中所有参加反应的物质的质量或浓度保持恒定,达到表面上静止的一种“平衡”,这就是这个反应所能达到的限度即化学平衡状态;2、化学平衡的特征逆研究前提是可逆反应等同一物质的正逆反应速率相等动动态平衡定各物质的浓度与质量分数恒定变条件改变,平衡发生变化3、判断平衡的依据判断可逆反应达到平衡状态的方法和依据二影响化学平衡移动的因素1、浓度对化学平衡移动的影响1影响规律：在其他条件不变的情况下,增大反应物的浓度或减少生成物的浓度,都可以使平衡向正方向移动；增大生成物的浓度或减小反应物的浓度,都可以使平衡向逆方向移动2增加固体或纯液体的量,由于浓度不变,所以平衡 不 移动;3在溶液中进行的反应,如果稀释溶液,反应物浓度减小,生成物浓度也减小,V 正减小,V 逆也减小,但是减小的程度不同,总的结果是化学平衡向反应方程式中化学计量数变大的方向移动;2、温度对化学平衡移动的影响影响规律：在其他条件不变的情况下,温度升高会使化学平衡向着吸热反应方向移动,温度降低会使化学平衡向着放热反应方向移动;3、压强对化学平衡移动的影响影响规律：其他条件不变时,增大压强,会使平衡向着体积缩小方向移动；减小压强,会使平衡向着体积增大方向移动;注意：1改变压强不能使无气态物质存在的化学平衡发生移动2气体减压或增压与溶液稀释或浓缩的化学平衡移动规律相似4、催化剂对化学平衡的影响：由于使用催化剂对正反应速率和逆反应速率影响的程度是等同的,所以平衡不移动;但是使用催化剂可以影响可逆反应达到平衡所需的时间;5.勒夏特列原理平衡移动原理：如果改变影响平衡的条件之一如温度,压强,浓度,平衡向着能够减弱这种改变的方向移动;三、化学平衡常数一定义：在一定温度下,当一个反应达到化学平衡时,生成物浓度幂之积与反应物浓度幂之积的比值是一个常数; 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”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,它的正反应方向进行的程度越大,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;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哪个方向进行建立平衡;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四、等效平衡1、概念：在一定条件下定温、定容或定温、定压,只是起始加入情况不同的同一可逆反应达到平衡后,任何相同组分的百分含量均相同,这样的化学平衡互称为等效平衡;2、分类1定温,定容条件下的等效平衡第一类：对于反应前后气体分子数不同的可逆反应：将加入的物质换成一边后与原来加入的物质的量相同;第二类：对于反应前后气体分子数相同的可逆反应：将加入的物质换成一边后与原来加入的物质的量相同成比例;2定温,定压的等效平衡将加入的物质换成一边后与原来加入的物质的量相同成比例;五、化学反应进行的方向1、反应熵变与反应方向：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：Jmol-1K-1 2体系趋向于有序转变为无序,导致体系的熵增加,这叫做熵增加原理,也是反应方向判断的依据;.3同一物质,在气态时熵值最大,液态时次之,固态时最小;即Sg〉Sl〉Ss2、反应方向判断依据在温度、压强一定的条件下,化学反应的判定依据为：ΔH-TΔS<0 反应能自发进行ΔH-TΔS=0 反应达到平衡状态ΔH-TΔS>0 反应不能自发进行注意：1ΔH为负,ΔS为正时,任何温度反应都能自发进行2ΔH为正,ΔS为负时,任何温度反应都不能自发进行第三章水溶液中的离子平衡一、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,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 ;2、电解质与非电解质本质区别： 电解质——离子化合物或共价化合物 非电解质——共价化合物 注意：①电解质、非电解质都是化合物 ②SO 2、NH3、CO 2等属于非电解质③强电解质不等于易溶于水的化合物如BaSO4不溶于水,但溶于水的BaSO 4全部电离,故BaSO 4为强电解质——电解质的强弱与导电性、溶解性无关;3、电离平衡：在一定的条件下,当电解质分子电离成 离子的速率 和离子结合成 时,电离过程就达到了 平衡状态 ,这叫电离平衡;4、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;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 -/AB11、影响因素：a 、电离常数的大小主要由物质的本性决定;物质单质 化合物 电解质非电解质： 非金属氧化物,大部分有机物 ;如SO 3、CO 2、C 6H 12O 6、CCl 4、CH 2=CH 2……强电解质： 强酸,强碱,大多数盐 ;如HCl 、NaOH 、NaCl 、BaSO 4弱电解质： 弱酸,弱碱,极少数盐,水 ;如HClO 、NH 3·H 2O 、CuOH 2、H O ……混和物纯净物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;如：H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO二、水的电离和溶液的酸碱性1、水电离平衡：:水的离子积：KW= cH+·cOH-25℃时, H+=OH- =10-7 mol/L ; KW= H+·OH- = 110-14注意：KW 只与温度有关,温度一定,则KW值一定KW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 KW〈110-14②温度：促进水的电离水的电离是吸热的③易水解的盐：促进水的电离 KW〉 110-144、溶液的酸碱性和pH：1pH=-lgcH+2pH的测定方法：酸碱指示剂——甲基橙、石蕊、酚酞 ;变色范围：甲基橙 ~橙色石蕊~紫色酚酞~浅红色pH试纸—操作玻璃棒蘸取未知液体在试纸上,然后与标准比色卡对比即可 ;注意：①事先不能用水湿润PH试纸；②广泛pH试纸只能读取整数值或范围三 、混合液的pH 值计算方法公式1、强酸与强酸的混合：先求H +混：将两种酸中的H +离子物质的量相加除以总体积,再求其它 H +混 =H +1V 1+H +2V 2/V 1+V 22、强碱与强碱的混合：先求OH -混：将两种酸中的OH -离子物质的量相加除以总体积,再求其它 OH -混＝OH -1V 1+OH -2V 2/V 1+V 2 注意 :不能直接计算H+混3、强酸与强碱的混合：先据H ++ OH - ==H 2O 计算余下的H +或OH -,①H +有余,则用余下的H +数除以溶液总体积求H +混；OH -有余,则用余下的OH -数除以溶液总体积求OH -混,再求其它四、稀释过程溶液pH 值的变化规律：1、强酸溶液：稀释10n 倍时,pH 稀 = pH 原+ n 但始终不能大于或等于72、弱酸溶液：稀释10n 倍时,pH 稀 〈 pH 原+n 但始终不能大于或等于73、强碱溶液：稀释10n 倍时,pH 稀 = pH 原－n 但始终不能小于或等于74、弱碱溶液：稀释10n 倍时,pH 稀 〉pH 原－n 但始终不能小于或等于75、不论任何溶液,稀释时pH 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76、稀释时,弱酸、弱碱和水解的盐溶液的pH 变化得慢,强酸、强碱变化得快; 五、强酸pH1强碱pH2混和计算规律 1、若等体积混合pH1+pH2=14 则溶液显中性pH=7 pH1+pH2≥15 则溶液显碱性pH= pH1+pH2≤13 则溶液显酸性pH=pH 1+2、若混合后显中性pH1+pH2=14 V酸：V碱=1：1pH1+pH2≠14 V酸：V碱=1：10〔14-pH1+pH2〕五、酸碱中和滴定：1、中和滴定的原理实质：H++OH—=H2O 即酸能提供的H+和碱能提供的OH-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,O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,因为下端有一部分没有刻度;滴定时,所用溶液不得超过最低刻度,不得一次滴定使用两滴定管酸或碱,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准备过程：准备：检漏、洗涤、润洗、装液、赶气泡、调液面;洗涤：用洗液洗→检漏：滴定管是否漏水→用水洗→用标准液洗或待测液洗→装溶液→排气泡→调液面→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=n碱c碱V碱进行分析式中：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,则：c碱=碱碱酸酸酸V n Vc n⋅⋅⋅上述公式在求算浓度时很方便,而在分析误差时起主要作用的是分子上的V 酸的变化,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,但体现的却是V 酸的增大,导致c 酸偏高；V 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,但引起变化的却是标准酸用量的减少,即V 酸减小,则c 碱降低了；对于观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 碱的误差与V 酸的变化成正比,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; 六、盐类的水解只有可溶于水的盐才水解1、盐类水解：在水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H +或OH -结合生成弱电解质的反应;2、水解的实质：水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H +或OH -结合,生成弱电解质,破坏水的电离,是平衡向右移动,促进水的电离向右移动;3、盐类水解规律：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,浓度相同时正酸根比酸式酸根水解程度大,碱性更强; 如:Na 2CO 3 ＞NaHCO 34、盐类水解的特点：1可逆与中和反应互逆 2程度小 3吸热5、影响盐类水解的外界因素：①温度：温度越 高 水解程度越大 水解吸热,越热越水解 ②浓度：浓度越小,水解程度越 大 越稀越水解③酸碱：促进或抑制盐的水解H +促进 阴离子 水解而 抑制 阳离子水解；OH -促进阳离子水解而抑制阴离子水解 6、酸式盐溶液的酸碱性：①只电离不水解：如HSO 4-显 酸 性②电离程度＞水解程度,显 酸 性 如: HSO 3- 、H 2PO 4- ③水解程度＞电离程度,显 碱 性 如：HCO 3- 、HS - 、HPO 42- 7、双水解反应：1构成盐的阴阳离子均能发生水解的反应;双水解反应相互促进,水解程度较大,有的甚至水解完全;使得平衡向右移;2常见的双水解反应完全的为：Fe 3+、Al 3+与AlO 2-、CO 32-HCO 3-、S 2-HS -、SO 32-HSO 3-；S 2-与NH 4+；CO 32-HCO 3-与NH 4+其特点是相互水解成沉淀或气体;双水解完全的离子方程式配平依据是两边电荷平衡,如：2Al 3+ + 3S 2- + 6H 2O == 2AlOH 3↓+ 3H 2S ↑ 8、盐类水解的应用：9、水解平衡常数 K h对于强碱弱酸盐：K h =Kw/KaKw为该温度下水的离子积,Ka为该条件下该弱酸根形成的弱酸的电离平衡常数对于强酸弱碱盐：K h =Kw/K b Kw为该温度下水的离子积,K b为该条件下该弱碱根形成的弱碱的电离平衡常数电离、水解方程式的书写原则1、多元弱酸多元弱酸盐的电离水解的书写原则：分步书写注意：不管是水解还是电离,都决定于第一步,第二步一般相当微弱;2、多元弱碱多元弱碱盐的电离水解书写原则：一步书写八、溶液中微粒浓度的大小比较☆☆基本原则：抓住溶液中微粒浓度必须满足的三种守恒关系：①电荷守恒：:任何溶液均显电中性,各阳离子浓度与其所带电荷数的乘积之和＝各阴离子浓度与其所带电荷数的乘积之和②物料守恒: 即原子个数守恒或质量守恒某原子的总量或总浓度＝其以各种形式存在的所有微粒的量或浓度之和③质子守恒：即水电离出的H+浓度与OH-浓度相等;九、难溶电解质的溶解平衡1、难溶电解质的溶解平衡的一些常见知识1溶解度小于的电解质称难溶电解质;2反应后离子浓度降至110-5以下的反应为完全反应;如酸碱中和时H+降至10-7mol/L<10-5mol/L,故为完全反应,用“=”,常见的难溶物在水中的离子浓度均远低于10-5mol/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掌握三种微溶物质：CaSO4、CaOH2、Ag2SO45溶解平衡常为吸热,但CaOH2为放热,升温其溶解度减少;6溶解平衡存在的前提是：必须存在沉淀,否则不存在平衡;2、溶解平衡方程式的书写注意在沉淀后用s标明状态,并用“”;如：Ag2Ss 2Ag+aq+ S2-aq3、沉淀生成的三种主要方式1加沉淀剂法：Ksp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pH值除某些易水解的金属阳离子：如加MgO除去MgCl2溶液中FeCl3;3氧化还原沉淀法：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移动;常采用的方法有：①酸碱；②氧化还原；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：AgNO3 AgCl白色沉淀 AgBr淡黄色 AgI 黄色 Ag2S黑色6、溶度积KSP1、定义：在一定条件下,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：AmBns mA n+aq+nB m-aqKSP=cA n+m cB m-n3、影响因素：外因：①浓度：加水,平衡向溶解方向移动;②温度：升温,多数平衡向溶解方向移动;4、溶度积规则QC 〉KSP有沉淀析出QC = KSP平衡状态QC 〈KSP未饱和,继续溶解第四章第一节原电池原电池：1、概念：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3、电子流向：外电路：负极——导线——正极内电路：盐桥中阴离子移向负极的电解质溶液,盐桥中阳离子移向正极的电解质溶液;4、电极反应：以锌铜原电池为例：负极：氧化反应：Zn－2e＝Zn2＋较活泼金属正极：还原反应：2H＋＋2e＝H2↑较不活泼金属总反应式：Zn+2H+=Zn2++H2↑5、正、负极的判断：1从电极材料：一般较活泼金属为负极；或金属为负极,非金属为正极;2从电子的流动方向负极流入正极3从电流方向正极流入负极4根据电解质溶液内离子的移动方向阳离子流向正极,阴离子流向负极5根据实验现象①__溶解的一极为负极__②增重或有气泡一极为正极第二节化学电池1、电池的分类：化学电池、太阳能电池、原子能电池2、化学电池：借助于化学能直接转变为电能的装置3、化学电池的分类：一次电池、二次电池、燃料电池一、一次电池1、常见一次电池：碱性锌锰电池、锌银电池、锂电池等二、二次电池1、二次电池：放电后可以再充电使活性物质获得再生,可以多次重复使用,又叫充电电池或蓄电池;2、电极反应：铅蓄电池放电：负极铅： Pb＋SO2-－2e＝PbSO4↓4正极氧化铅： PbO 2＋4H +＋SO 42-＋2e＝PbSO 4↓＋2H 2O 充电：阴极： PbSO 4＋2H 2O －2e＝PbO 2＋4H +＋SO 42- 阳极： PbSO 4＋2e＝Pb ＋SO 42-两式可以写成一个可逆反应： PbO 2＋Pb4 2PbSO 4↓＋2H 2O 3\目前已开发出新型蓄电池：银锌电池、镉镍电池、氢镍电池、锂离子电池、聚合物锂离子电池 三、燃料电池1、燃料电池： 是使燃料与氧化剂反应直接产生电流的一种原电池2、电极反应：一般燃料电池发生的电化学反应的最终产物与燃烧产物相同,可根据燃烧反应写出总的电池反应,但不注明反应的条件;,负极发生氧化反应,正极发生还原反应,不过要注意一般电解质溶液要参与电极反应;以氢氧燃料电池为例,铂为正、负极,介质分为酸性、碱性和中性; 当电解质溶液呈酸性时：负极：2H 2－4e =4H + 正极：Ｏ2＋4 e 4H + =2H 2O 当电解质溶液呈碱性时：负极： 2H 2＋4OH －4e ＝4H 2O 正极：Ｏ2＋2H 2O ＋4 e ＝4OH另一种燃料电池是用金属铂片插入KOH 溶液作电极,又在两极上分别通甲烷燃料和氧气氧化剂;电极反应式为：负极：CH4＋10OH －－8e ＝ ＋7H2O ； 正极：4H2O ＋2O2＋8e ＝8OH;电池总反应式为：CH4＋2O2＋2KOH ＝K2CO3＋3H2O3、燃料电池的优点：能量转换率高、废弃物少、运行噪音低四、废弃电池的处理：回收利用第三节电解池一、电解原理1、电解池：把电能转化为化学能的装置也叫电解槽2、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还原反应被动的不是自发的的过程3、放电：当离子到达电极时,失去或获得电子,发生氧化还原反应的过程4、电子流向：电源负极—电解池阴极—离子定向运动电解质溶液—电解池阳极—电源正极5、电极名称及反应：阳极：与直流电源的正极相连的电极,发生氧化反应阴极：与直流电源的负极相连的电极,发生还原反应6、电解CuCl2溶液的电极反应：阳极： 2Cl- -2e-=Cl2氧化阴极： Cu2++2e-=Cu还原总反应式： CuCl2 =Cu+Cl2↑7、电解本质：电解质溶液的导电过程,就是电解质溶液的电解过程☆规律总结：电解反应离子方程式书写：放电顺序：阳离子放电顺序Ag+>Hg2+>Fe3+>Cu2+>H+指酸电离的>Pb2+>Sn2+>Fe2+>Zn2+>Al3+>Mg2+>Na+>Ca2+>K+阴离子的放电顺序是惰性电极时：S 2->I ->Br ->Cl ->OH ->NO 3->SO 42-等含氧酸根离子>F -SO 32-/MnO 4->OH - 是活性电极时：电极本身溶解放电注意先要看电极材料,是惰性电极还是活性电极,若阳极材料为活性电极Fe 、Cu 等金属,则阳极反应为电极材料失去电子,变成离子进入溶液；若为惰性材料,则根据阴阳离子的放电顺序,依据阳氧阴还的规律来书写电极反应式;2H2 ↑阳极4OH- - 4e- =↑+ 2H2O上述四种类型电解质分类：1电解水型：含氧酸,强碱,活泼金属含氧酸盐2电解电解质型：无氧酸,不活泼金属的无氧酸盐氟化物除外3放氢生碱型：活泼金属的无氧酸盐4放氧生酸型：不活泼金属的含氧酸盐二、电解原理的应用1、电解饱和食盐水以制造烧碱、氯气和氢气1、电镀应用电解原理在某些金属表面镀上一薄层其他金属或合金的方法2、电极、电解质溶液的选择：阳极：镀层金属,失去电子,成为离子进入溶液 M— ne — == M n+阴极：待镀金属镀件：溶液中的金属离子得到电子,成为金属原子,附着在金属表面M n+ + ne — == M电解质溶液：含有镀层金属离子的溶液做电镀液镀铜反应原理阳极纯铜：Cu-2e-=Cu2+,阴极镀件：Cu2++2e-=Cu,溶液电解液：可溶性铜盐溶液,如CuSO43、电镀应用之一：铜的精炼阳极：粗铜；阴极：纯铜电解质溶液：硫酸铜3、电冶金1、电冶金：使矿石中的金属阳离子获得电子,从它们的化合物中还原出来用于冶炼活泼金属,如钠、镁、钙、铝2、电解氯化钠：通电前,氯化钠高温下熔融：NaCl == Na + + Cl—通直流电后：阳极：2Na+ + 2e— == 2Na↑阴极：2Cl—— 2e—== Cl2☆规律总结：原电池、电解池、电镀池的判断规律1若无外接电源,又具备组成原电池的三个条件;①有活泼性不同的两个电极；②两极用导线互相连接成直接插入连通的电解质溶液里；③较活泼金属与电解质溶液能发生氧化还原反应有时是与水电离产生的H+作用,只要同时具备这三个条件即为原电池; 2若有外接电源,两极插入电解质溶液中,则可能是电解池或电镀池；当阴极为金属,阳极亦为金属且与电解质溶液中的金属离子属同种元素时,则为电镀池; 3若多个单池相互串联,又有外接电源时,则与电源相连接的装置为电解池成电镀池;若无外接电源时,先选较活泼金属电极为原电池的负极电子输出极,有关装置为原电池,其余为电镀池或电解池;☆原电池,电解池,电镀池的比较。
高二化学 热力学四大定律 热力学发展史 选修四
高二化學選修4 熱力學四大定律熱力學發展史熱力學第一定律（能量守恆定律）：英國傑出的物理學家焦耳、德國物理學家亥姆霍茲等1、我們既不能創造，也不能消滅能量。
宇宙中的能量總和一開始便是固定的，而且永遠不會改變，但它可以從一種形式轉化為另一種形式。
一個人、一幢摩天大樓、一輛汽車或一棵青草，都體現了從一種形式轉化成為另一種形式的能量。
高樓拔地而起，青草的生成，都耗費了在其他地方聚集起來的能量。
高樓夷為平地，青草也不復生長，但它們原來所包含的能量並沒有消失，而只是被轉移到同一環境的其他所在去了。
我們都聽說過這麼一句話：太陽底下沒有新鮮東西。
要證實這一點你只需呼吸一下，你剛才吸進了曾經讓柏拉圖吸進過的5 000萬個分子。
2、宇宙的能量總和是個常數，總的熵是不斷增加的。
熵是不能再被轉化做功的能量的總和的測定單位。
這個名稱是由德國物理學家魯道爾夫·克勞修斯於1868年第一次造出來的。
蒸汽機之所以能做功，是因為蒸汽機系統裏的一部分很冷，而另一部分卻很熱。
換一句話說，要把能量轉化為功，一個系統的不同部分之間就必須有能量集中程度的差異(即溫差)。
當能量從一個較高的集中程度轉化到一個較低的集中程度(或由較高溫度變為較低溫度) 時，它就做了功。
更重要的是每一次能量從一個水準轉化到另一個水準，都意味著下一次能再做功的能量就減少了。
比如河水越過水壩流入湖泊。
當河水下落時，它可被用來發電，驅動水輪，或做其他形式的功。
然而水一旦落到壩底，就處於不能再做功的狀態了。
在水平面上沒有任何勢能的水是連最小的輪子也帶不動的。
這兩種不同的能量狀態分別被稱為“有效的”或“自由的”能量，和“無效的”或“封閉的”能量。
熵的增加就意味著有效能量的減少。
每當自然界發生任何事情，一定的能量就被轉化成了不能再做功的無效能量。
被轉化成了無效狀態的能量構成了我們所說的污染。
許多人以為污染是生產的副產品，但實際上它只是世界上轉化成無效能量的全部有效能量的總和。
第四讲 【化学平衡图像】知识点总结
第四讲 化学平衡图像一、解答化学平衡图像题的一般方法化学平衡图像题，一是以时间为自变量的图像；二是以压强或温度为自变量的图像。
从知识载体角度看，其一判断化学平衡特征；其二应用勒夏特列原理分析平衡移动过程；其三逆向思维根据图像判断可逆反应的有关特征；其四综合运用速率与平衡知识进行有关计算。
①确定横、纵坐标的含义。
②分析反应的特征：正反应方向是吸热还是放热、气体体积是增大还是减小或不变、有无固体或纯液体物质参与反应等。
③分清因果，确定始态和终态；必要时可建立中间态以便联系始、终态（等效模型）。
④关注起点、拐点和终点，分清平台和极值点，比较曲线的斜率，把握曲线的变化趋势，抓住“先拐先平数值大”。
⑤控制变量：当图像中有三个变量时，先确定一个量不变，再讨论另外两个量之间的关系。
⑥最后检验结论是否正确。
二、常见化学平衡图像归纳：例：对于反应 mA (g)+nB (g) ⇌ pC (g)+qD (g)，若 m+n ＞p+q 且ΔH ＞0。
1．v-t 图像增大反应物浓度，V 正>V 逆，平衡正向移动。
正反应吸热，升高温度，平衡正向移动。
m+n ＞p+q ，增大压强，平衡正向移动。
加催化剂，平衡不移动，减小到达平衡的时间。
2．v-p （T ）图像由于m+n ＞p+q ，在平衡时继续加大压强，V 正>V 逆。
由于ΔH ＞0，在平衡时继续升温，V 正>V 逆。
3．c-t 图像先拐先平数值大，P 1斜率大，说明C 1的速率大，先拐说明先平衡，P 1>P 2。
先拐先平数值大，T 1斜率大，说明C 1速率大，先拐先平衡，T 1>T 2。
控制变量，正反应吸热，同一压强下，T1温度下C的浓度大于T2温度下C 的浓度，所以T1>T2。
控制变量，m+n＞p+q，同一温度下，P1压强下C的浓度大于P2压强下C的浓度，所以P1>P2。
高二化学选修知识点
高二化学选修知识点
一、离子化合物与离子反应
1. 离子化合物的特征
2. 离子反应的基本规律
3. 离子反应的平衡常数
二、溶液的组成与性质
1. 溶液的定义与分类
2. 溶解度的影响因素
3. 溶液浓度的计算和表示方法
三、化学平衡与化学反应速率
1. 化学平衡的条件和判定方法
2. 平衡常数与反应的热力学性质
3. 化学反应速率与速率方程
四、物质的氧化还原反应
1. 氧化还原反应的基本概念
2. 氧化还原反应的平衡和判定方法
3. 氧化剂和还原剂的特征和计算方法
五、有机化学基础知识
1. 有机化合物的命名规则
2. 有机化学反应的类型和机理
3. 有机化合物的结构与性质的关系
六、化学热力学基础知识
1. 热力学第一定律和热容量
2. 热力学第二定律和熵的概念
3. 化学反应焓变和自由能变化的计算
七、化学分析基础知识
1. 分析方法和分析数据的处理
2. 酸碱中和反应和指示剂的应用
3. 氧化还原滴定和指示剂的选择方法
八、化学实验基本技能
1. 常见实验操作方法和实验设备的使用
2. 安全操作规范和事故应急处理
3. 实验数据的记录和图表制作方法
九、环境保护与化学
1. 大气污染物和控制方法
2. 水体污染和水处理技术
3. 固体废物处理与资源化利用
以上是高二化学选修知识点的一个大致概括，每个知识点都涉及到了该领域的核心内容。
通过深入学习这些知识点，学生能够逐渐形成对化学现象的理解和分析能力。
希望同学们能够在学习中勤思考、善实践，不断提升自己的化学素养，为未来的学习和科学研究打下坚实的基础。
高二化学选修4第四章基础知识
高二化学选修4第四章基础知识(一)1、二次电池：放电后可以再充电使活性物质获得再生，可以多次重复使用，又叫充电电池或蓄电池。
2、电极反应：铅蓄电池放电：负极(铅)：+-2e=PbSO4↓+2e=PbSO4↓+2H2正极(氧化铅)： PbO2+4H++充电：阴极： PbSO4+2H2O-2e =PbO2+4H++阳极：PbSO4+2e =Pb+3、目前已开发出新型蓄电池：银锌电池、镉镍电池、氢镍电池、锂离子电池、聚合物锂离子电池4、电极反应：一般燃料电池发生的电化学反应的最终产物与燃烧产物相同，可根据燃烧反应写出总的电池反应，但不注明反应的条件。
，负极发生氧化反应，正极发生还原反应，不过要注意一般电解质溶液要参与电极反应。
以氢氧燃料电池为例，铂为正、负极，介质分为酸性、碱性和中性。
当电解质溶液呈酸性时：负极：2H2-4e =4H+ 正极：O2+4 e 4H+ =2H2O当电解质溶液呈碱性时：负极：2H2+4OH-4e=4H2O2+2H2O+4 e=4OH另一种燃料电池是用金属铂片插入KOH溶液作电极，又在两极上分别通甲烷燃料和氧气氧化剂。
电极反应式为：负极：CH4+10OH--8e = +7H2O;正极：4H2O+2O2+8e =8OH。
电池总反应式为：CH4+2O2+2KOH=K2CO3+3H2O5、燃料电池的优点：能量转换率高、废弃物少、运行噪音低高二化学选修4第四章基础知识(二)1、电解池：也叫电解槽2(外加直流电)通过电解质溶液而在阴阳两极引起氧化还原反应(被动的不是自发的)的过程。
3、放电：当离子到达电极时，失去或获得电子，发生氧化还原反应的过程4、电子流向：(电源)负极—(电解池)阴极—(离子定向运动)电解质溶液—(电解池)阳极—(电源)正极5、电极名称及反应：阳极：与直流电源的相连的电极，发生反应阴极：与直流电源的发生反应6、电解CuCl2溶液的电极反应：阳极： 2Cl- -2e-=Cl2 (氧化)阴极： Cu2++2e-=Cu(还原)总反应式： CuCl7、电解本质：电解质溶液的导电过程，就是电解质溶液的电解过程☆规律总结：电解反应离子方程式书写：放电顺序：阳离子放电顺序Ag+>Hg2+>Fe3+>Cu2+>H+(指酸电离的)>Pb2+>Sn2+>Fe2+>Zn2+>Al3+>Mg2+>Na+>Ca2+>K+高二化学选修4第四章基础知识(三)1、概念：电和化学反应相互作用可通过电池来完成，也可利用高压静电放电来实现(如氧通过无声放电管转变为臭氧)，二者统称电化学，后者为电化学的一个分支，称放电化学。
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高二化学知识点总结选修四高二化学知识点总结选修四目录第一章、化学反应与能量第一节、化学反应与能量的变化第二节、燃烧热、能源第三节、化学反应热的计算第二章、化学反应速率和化学平衡第一节、化学反应速率第二节、影响化学反应速率的因素第三节、化学平衡第四节、化学反应进行的方向第三章、水溶液中的离子平衡第一节、弱电解质的电离第二节、水的电离和溶液的酸碱性第三节、盐类的水解第四节、难溶电解质的溶解平衡第四章、电化学基础第一节、原电池第二节、化学电源第三节、电解池第四节、金属的电化学腐蚀与防护第一章化学反应与能量考点1：吸热反应与放热反应1、吸热反应与放热反应的区别特别注意：反应是吸热还是放热与反应的条件没有必然的联系，而决定于反应物和生成物具有的总能量(或焓)的相对大小。
2、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铝热反应;⑤大多数化合反应(但有些化合反应是吸热反应，如：N2+O2=2NO，CO2+C=2CO 等均为吸热反应)。
3、常见的吸热反应①Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl反应;②大多数分解反应是吸热反应③等也是吸热反应;④水解反应考点2：反应热计算的依据1.根据热化学方程式计算反应热与反应物各物质的物质的量成正比。
2.根据反应物和生成物的总能量计算ΔH=E生成物-E反应物。
3.根据键能计算ΔH=反应物的键能总和-生成物的键能总和。
4.根据盖斯定律计算化学反应的反应热只与反应的始态(各反应物)和终态(各生成物)有关，而与反应的途径无关。
即如果一个反应可以分步进行，则各分步反应的反应热之和与该反应一步完成时的反应热是相同的。
温馨提示：①盖斯定律的主要用途是用已知反应的反应热来推知相关反应的反应热。
②热化学方程式之间的“+”“-”等数学运算，对应ΔH也进行“+”“-”等数学计算。
5.根据物质燃烧放热数值计算：Q(放)=n(可燃物)×|ΔH|。
第二章化学反应速率与化学平衡考点1：化学反应速率1、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和生成物浓度的变化来表示。
表达式：___________ 。
其常用的单位是__________ 、或__________ 。
2、影响化学反应速率的因素1)内因(主要因素)反应物本身的性质。
2)外因(其他条件不变，只改变一个条件)3、理论解释——有效碰撞理论(1)活化分子、活化能、有效碰撞①活化分子：能够发生有效碰撞的分子。
②活化能：如图图中：E1为正反应的活化能，使用催化剂时的活化能为E3，反应热为E1-E2。
(注：E2为逆反应的活化能)③有效碰撞：活化分子之间能够引发化学反应的碰撞。
(2)活化分子、有效碰撞与反应速率的关系考点2：化学平衡1、化学平衡状态：一定条件(恒温、恒容或恒压)下的可逆反应里，正反应和逆反应的速率相等，反应混合物(包括反应物和生成物)中各组分的浓度保持不变的状态。
2、化学平衡状态的特征3、判断化学平衡状态的依据考点3：化学平衡的移动1、概念可逆反应中旧化学平衡的破坏、新化学平衡的建立，由原平衡状态向新化学平衡状态的转化过程，称为化学平衡的移动。
2、化学平衡移动与化学反应速率的关系(1)v正>v逆：平衡向正反应方向移动。
(2)v正=v逆：反应达到平衡状态，不发生平衡移动。
(3)v正3、影响化学平衡的因素4、“惰性气体”对化学平衡的影响①恒温、恒容条件原平衡体系体系总压强增大―→体系中各组分的浓度不变―→平衡不移动。
②恒温、恒压条件原平衡体系容器容积增大，各反应气体的分压减小―→体系中各组分的浓度同倍数减小5、勒夏特列原理定义：如果改变影响平衡的一个条件(如C、P或T等)，平衡就向能够减弱这种改变的方向移动。
原理适用的范围：已达平衡的体系、所有的平衡状态(如溶解平衡、化学平衡、电离平衡、水解平衡等)和只限于改变影响平衡的一个条件。
勒夏特列原理中“减弱这种改变”的解释：外界条件改变使平衡发生移动的结果，是减弱对这种条件的改变，而不是抵消这种改变，也就是说：外界因素对平衡体系的影响占主要方面。
第三章水溶液中的离子平衡一、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,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。
2、电解质与非电解质本质区别：电解质——离子化合物或共价化合物非电解质——共价化合物注意：①电解质、非电解质都是化合物②SO2、NH3、CO2等属于非电解质③强电解质不等于易溶于水的化合物(如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部电离，故BaSO4 为强电解质)——电解质的强弱与导电性、溶解性无关。
3、电离平衡：在一定的条件下，当电解质分子电离成离子的速率和离子结合成时，电离过程就达到了平衡状态，这叫电离平衡。
4、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。
5、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)6、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：ABA++B- Ki=[ A+][B-]/[AB]7、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。
如：H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO二、水的电离和溶液的酸碱性1、水电离平衡：水的离子积：KW= c[H+]·c[OH-]25℃时,[H+]=[OH-] =10-7 mol/L ; KW= [H+]·[OH-] = 1_10-14注意：KW只与温度有关，温度一定，则KW值一定KW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 KW〈1_10-14②温度：促进水的电离(水的电离是吸热的)③易水解的盐：促进水的电离 KW 〉1_10-144、溶液的酸碱性和pH：(1)pH=-lgc[H+](2)pH的测定方法：酸碱指示剂——甲基橙、石蕊、酚酞。
变色范围：甲基橙3.1~4.4(橙色) 石蕊5.0~8.0(紫色) 酚酞8.2~10.0(浅红色)pH试纸—操作玻璃棒蘸取未知液体在试纸上，然后与标准比色卡对比即可。
注意：①事先不能用水湿润PH试纸;②广泛pH试纸只能读取整数值或范围三、混合液的pH值计算方法公式1、强酸与强酸的混合：(先求[H+]混：将两种酸中的H+离子物质的量相加除以总体积，再求其它) [H+]混=([H+]1V1+[H+]2V2)/(V1+V2)2、强碱与强碱的混合：(先求[OH-]混：将两种酸中的OH-离子物质的量相加除以总体积，再求其它) [OH-]混=([OH-]1V1+[OH-]2V2)/(V1+V2) (注意:不能直接计算[H+]混)3、强酸与强碱的混合：(先据H++ OH-==H2O计算余下的H+或OH-，①H+有余，则用余下的H+数除以溶液总体积求[H+]混;OH-有余，则用余下的OH-数除以溶液总体积求[OH-]混，再求其它)四、稀释过程溶液pH值的变化规律：1、强酸溶液：稀释10n倍时，pH稀=pH原+n (但始终不能大于或等于7)2、弱酸溶液：稀释10n倍时，pH稀〈pH原+n (但始终不能大于或等于7)3、强碱溶液：稀释10n倍时，pH稀=pH原-n (但始终不能小于或等于7)4、弱碱溶液：稀释10n倍时，pH稀〉pH原-n (但始终不能小于或等于7)5、不论任何溶液，稀释时pH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76、稀释时，弱酸、弱碱和水解的盐溶液的pH变化得慢，强酸、强碱变化得快。
五、强酸(pH1)强碱(pH2)混和计算规律w.w.w.k.s.5.u.c.o.m1、若等体积混合pH1+pH2=14 则溶液显中性pH=7pH1+pH2≥15 则溶液显碱性pH=pH2-0.3pH1+pH2≤13 则溶液显酸性pH=pH1+0.32、若混合后显中性pH1+pH2=14 V酸：V碱=1：1pH1+pH2≠14 V酸：V碱=1：10〔14-(pH1+pH2)〕六、酸碱中和滴定：1、中和滴定的原理实质：H++OH—=H2O 即酸能提供的H+和碱能提供的OH-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，O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，因为下端有一部分没有刻度。
滴定时，所用溶液不得超过最低刻度，不得一次滴定使用两滴定管酸(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)准备过程：准备：检漏、洗涤、润洗、装液、赶气泡、调液面。
(洗涤：用洗液洗→检漏：滴定管是否漏水→用水洗→用标准液洗(或待测液洗)→装溶液→排气泡→调液面→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=n碱c碱V碱进行分析式中：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，则：c碱=上述公式在求算浓度时很方便，而在分析误差时起主要作用的是分子上的V酸的变化，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，但体现的却是V酸的增大，导致c酸偏高;V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，但引起变化的却是标准酸用量的减少，即V酸减小，则c碱降低了;对于观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碱的误差与V酸的变化成正比，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。
七、盐类的水解(只有可溶于水的盐才水解)1、盐类水解：在水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H+或OH-结合生成弱电解质的反应。
2、水解的实质：水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H+或OH-结合,破坏水的电离，是平衡向右移动，促进水的电离。