高中化學選修4知識點總結（精品多篇）

稀釋過程溶液pH值的變化規律： 篇一

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，都決定於第一步，第二步一般相當微弱。

2)、多元弱鹼(多元弱鹼鹽)的電離(水解)書寫原則：一步書寫

酸鹼中和滴定： 篇二

1、難溶電解質的溶解平衡的一些常見知識

(1)溶解度 小於 0.01g的電解質稱難溶電解質。

(2)反應後離子濃度降至1_10-5以下的反應爲完全反應。如酸鹼中和時[H+]降至10-7mol/L<10-5mol/L，故爲完全反應，用“=”，常見的難溶物在水中的離子濃度均遠低於10-5mol/L，故均用“=”。

(3)難溶並非不溶，任何難溶物在水中均存在溶解平衡。

(4)掌握三種微溶物質：CaSO4、Ca(OH)2、Ag2SO4

(5)溶解平衡常爲吸熱，但Ca(OH)2爲放熱，升溫其溶解度減少。

(6)溶解平衡存在的前提是：必須存在沉澱，否則不存在平衡。

2、溶解平衡方程式的書寫

意在沉澱後用(s)標明狀態，並用“?”。如：Ag2S(s)? 2Ag+(aq)+S2-(aq)

3、沉澱生成的三種主要方式

(1)加沉澱劑法：Ksp越小(即沉澱越難溶)，沉澱越完全；沉澱劑過量能使沉澱更完全。

(2)調pH值除某些易水解的金屬陽離子：如加MgO除去MgCl2溶液中FeCl3。

(3)氧化還原沉澱法：

(4)同離子效應法

4、沉澱的溶解：

沉澱的溶解就是使溶解平衡正向移動。常採用的方法有：①酸鹼；②氧化還原；③沉澱轉化。

5、沉澱的轉化：

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(白色沉澱)→ 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於離子重新結合成沉澱的速率，溶液中各離子的濃度保持不變的狀態。

2)、表達式：AmBn(s) mAn+(aq)+nBm-(aq)

Ksp= [c(An+)]m ?[c(Bm-)]n

3)、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，多數平衡向溶解方向移動。

4)、溶度積規則

QC(離子積)>KSP 有沉澱析出

QC=KSP平衡狀態

QC

弱電解質的電離 篇三

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1、若等體積混合

pH1+pH2=14 則溶液顯中性pH=7

pH1+pH2≥15 則溶液顯鹼性pH=pH2-0.3

pH1+pH2≤13 則溶液顯酸性pH=pH1+0.3

2、若混合後顯中性

pH1+pH2=14 V酸：V鹼=1：1

pH1+pH2≠14 V酸：V鹼=1：10〔14-(pH1+pH2)〕

考點2：反應熱計算的依據 篇四

1.根據熱化學方程式計算

反應熱與反應物各物質的物質的量成正比。

2.根據反應物和生成物的總能量計算

ΔH=E生成物-E反應物。

3.根據鍵能計算

ΔH=反應物的鍵能總和-生成物的鍵能總和。

4.根據蓋斯定律計算

化學反應的反應熱只與反應的始態(各反應物)和終態(各生成物)有關，而與反應的途徑無關。即如果一個反應可以分步進行，則各分步反應的反應熱之和與該反應一步完成時的反應熱是相同的。

溫馨提示：

①蓋斯定律的主要用途是用已知反應的反應熱來推知相關反應的反應熱。

②熱化學方程式之間的“+”“-”等數學運算，對應ΔH也進行“+”“-”等數學計算。

5.根據物質燃燒放熱數值計算：Q(放)=n(可燃物)×|ΔH|。