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化学选修4复习提纲
第一章
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.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 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 kPa
②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_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
＊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改变的可逆反应：必须要保证化学计量数之比与原来相同；同时必须保证平衡式左右两边同一边的物质的量与原来相同.
第二类：对于反应前后气体分子数不变的可逆反应：只要反应物的物质的量的比例与原来相同即可视为二者等效.
（2）定温,定压的等效平衡
只要保证可逆反应化学计量数之比相同即可视为等效平衡.
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：J•••mol-1•K-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S(g)〉S(l)〉S(s)
2、反应方向判断依据
在温度、压强一定的条件下,化学反应的判读依据为：
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：（1）ΔH为负,ΔS为正时,任何温度反应都能自发进行
（2）ΔH为正,ΔS为负时,任何温度反应都不能自发进行
第三章
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.
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：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*10-14
②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*10-14
4、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7
6、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=pH2-0.3
pH1+pH2≤13 则溶液显酸性pH=pH1+0.3
2、若混合后显中性
pH1+pH2=14 V酸：V碱=1：1
pH1+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=
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 .
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:Na2CO3 ＞NaHCO3)
4、盐类水解特点：（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只电离不水如HSO4- 显 酸 性
②电离程度＞水解程度,显 酸 性 （如: HSO3- 、H2PO4-）
③水解程度＞电离程度,显 碱 性 （如：HCO3- 、HS- 、HPO42-）
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：Fe3+、Al3+与AlO2-、CO32-(HCO3-)、S2-(HS-)、SO32-(HSO3-)；S2-与NH4+；CO32-(HCO3-)与NH4+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：2Al3+ + 3S2- + 6H2O == 2Al(OH)3↓+ 3H2S↑
8、盐类水解的应用：
水解的应用 实例 原理
1、净水
明矾净水 Al3++3H2O Al(OH)3(胶体)+3H+
2、去油污
用热碱水冼油污物品 CO32-+H2O HCO3-+OH-
3、药品的保存
①配制FeCl3溶液时常加入少量盐酸 Fe3++3H2O Fe(OH)3+3H+
②配制Na2CO3溶液时常加入少量NaOH CO32-+H2O HCO3-+OH-
4、制备无水盐
由MgCl2•6H2O制无水MgCl2 在HCl气流中加热 若不然,则：
MgCl2•6H2O Mg(OH)2+2HCl+4H2O
Mg(OH)2 MgO+H2O
5、泡沫灭火器 用Al2(SO4)3与NaHCO3溶液混合 Al3++3HCO3-=Al(OH)3↓+3CO2↑
6、比较盐溶液中离子浓度的大小 比较NH4Cl溶液中离子浓度的大小 NH4++H2O NH3•H2O+H+
c(Cl-)>c(NH4+)>c(H+)>c(OH)-
9、水解平衡常数 （Kh）
对于强碱弱酸盐：Kh =Kw/Ka(Kw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：Kh =Kw/Kb（Kw为该温度下水的离子积,Kb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 0.01g的电解质称难溶电解质.
（2）反应后离子浓度降至1*10-5以下的反应为完全反应.如酸碱中和时[H+]降至10-7mol/L