高三化学选修4总复习知识结构(2019)

H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3> H2S>HClO
2020/12/2
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第二节 水的电离和溶液的酸碱性
1、水的离子积常数Kw。 2、影响水的电离平衡的因素。 3、有关pH值的简单计算。 4、中和滴定。
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水的电离和溶液的PH值
1、水的电离
水的离子积：
KW = c(OH-)·c(H+)
指溶液中酸碱反应的结果，得质子后的产物、得
到质子的物质的量应该与失质子后的产物、失去
质子的物质的量相等。
Na2CO3中:c(H+)+c(HCO3-)＋2c(H2CO3)=c(OH-)
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盐类水解的应用: 1、判断盐溶液的酸碱性及pH大小。 2、配制某些盐溶液要考虑盐类的水解。 3、判断盐溶液中离子种类多少。 4、比较盐溶液中离子浓度大小。 5、施用化肥时应考虑盐的水解。 6、某些活泼金属与强酸弱碱盐的反应。
( 25℃时，KW = 1.0 ×10-14 )
温度：T ↑， KW ↑
酸： 抑制水的电离， KW不变，pH ＜7 影响因素 碱： 抑制水的电离， KW 不变， pH ＞7
可水解的盐： 促进水的的电离， KW 不变
c(OH-)＞c(H+) 酸性 pH ＞7 2、溶液的酸碱性和pH值 c(OH-)＝c(H+) 碱性 pH = 7
如： CH3COOH、H2S、Cu(OH)2 H2CO3、KHCO3、KHSO4、NH3·H2O 3、会分析导电性和强弱电解质的关系。 4、影响电离平衡的因素。
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电离方程式书写注意事项：

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。

溶液的 pH＝ －lgc(H＋ ),pH 的 大 小 表 示 稀溶液 的 酸 碱 性,pH 的 范 围 一 般 在 １~１４ 之 间,溶 液 pH＝０ 时,c(H＋ )＝１．０ mol/L;溶 液 pH ＝ １４ 时 ,c(H＋ )＝ １．０ × １０－１４ mol/L.
以 AB 表示弱电解 质,AB 在 水 溶 液 中 发 生 c(H＋ )＞１．０mol/L 和c(OH－ )＞１．０mol/L 时
离子方程 式中粒子 表示形式
离子符号或 分子式
分子式
② 浓 度 :溶 液 稀 释 ,促 进 弱 电 解 质 电 离 . ③酸碱度:弱 酸 溶 液 中 加 入 强 酸 抑 制 弱 酸 电 离 ;弱 碱 溶 液 中 加 入 强 碱 抑 制 弱 碱 电 离 .
选 修 ４ 化 学 反 应 原 理
特别提醒 因 为 多 元 弱 酸 分 步 电 离,第 二 步
比第一步难得多,第三步 比 第 二 步 难 得 多,所 以 对于多 元 弱 酸 一 般 是 K１ ＞ ＞K２ ＞ ＞K３,因 此 计算多 元 弱 酸 溶 液 中c(H＋ )或 比 较 弱 酸 酸 性 时 ,通 常 只 考 虑 第 一 步 电 离 .
③强碱溶液和强酸溶液混合发生 中 和 反 应,如果n(H＋ )＝n(OH－ ),恰 好 完 全 反 应,溶 液显中性,则 pH＝７;如 果 两 者 不 能 恰 好 反 应, 则先计算反应后酸、碱谁 过 量,若 余 酸 按 中 和 后
余下的n(H＋ )量计算;若碱过量,则先算出混合 后溶 液 中 过 量 的 n(OH－ ),再 通 过 Kw 算 出 c(H＋ ),进而算出 pH.计算 时 要 注 意 溶 液 的 体 积的变化.
※溶液 pH 的计算
① 对 于 酸 溶 液,直 接 根 据c(H＋ )计 算 溶 液 的 pH;酸溶液稀 释,先 求 出 稀 释 后 的c(H＋ )再 计算 pH,pH 将变大.

3、结果：破坏了H+和OH-浓度的等量关系
使溶液呈酸性或碱性。
4、 特征： ①属可逆反应，是中和反应的逆反应。 ②水解程度一般比较微弱。 ③盐类水解是吸热的。
5、盐类水解的条件：
（1）必须溶于水；（2）必须含弱酸阴 离子或弱碱阳离子
思考：什么样的盐才能水解呢?
强酸 酸
弱酸
强碱 碱
弱碱
酸碱 强酸 强碱 弱酸 强碱 强酸 弱碱 弱酸 弱碱
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水解离子方程式：NH4+ + H2O NH3·H2O + H+
归ห้องสมุดไป่ตู้ 总结 盐类的水解
弱酸阴离子或 弱碱阳离子
1、定义：在溶液中盐电离产生的离子与
水电离产生的H+或OH-结合生成弱 电解质的反应，叫做盐类的水解。
2、实质：盐电离出的离子与水电离出的
离子反应生成弱电解质，破坏了水 的电离平衡,促进了水的电离。
例题:
PH=5的NH4Cl溶液中由水电离的[H+]=_1_0-_5m__o,l/L