高中化學(xué)化學(xué)反應(yīng)原理知識點總結(jié)素材新人教版選修4

1、化學(xué)選修化學(xué)反應(yīng)原理復(fù)習(xí)第一章一、焓變反應(yīng)熱1 反應(yīng)熱： 一定條件下， 一定物質(zhì)的量的反應(yīng)物之間完全反應(yīng)所放出或吸收的熱量2 焓變 ( H)的意義：在恒壓條件下進行的化學(xué)反應(yīng)的熱效應(yīng)（ 1）. 符號： H（ 2）.單位： kJ/mol3. 產(chǎn)生原因：化學(xué)鍵斷裂吸熱化學(xué)鍵形成放熱放出熱量的化學(xué)反應(yīng)。 ( 放熱 >吸熱 )H 為“-”或H<0吸收熱量的化學(xué)反應(yīng)。（吸熱>放熱） H 為“ +”或 H >0 常見的放熱反應(yīng)：所有的燃燒反應(yīng) 酸堿中和反應(yīng) 大多數(shù)的化合反應(yīng) 金屬與酸的反應(yīng) 生石灰和水反應(yīng) 濃硫酸稀釋、 氫氧化鈉固體溶解等 常見的吸熱反應(yīng)：晶體 Ba(OH) 2&#

2、183; 8H2O 與 NH 4Cl大多數(shù)的分解反應(yīng) 以 H 2、CO、C 為還原劑的氧化還原反應(yīng) 銨鹽溶解等二、熱化學(xué)方程式書寫化學(xué)方程式注意要點:熱化學(xué)方程式必須標(biāo)出能量變化。熱化學(xué)方程式中必須標(biāo)明反應(yīng)物和生成物的聚集狀態(tài) （g,l,s 分別表示固態(tài)， 液態(tài)，氣態(tài)，水溶液中溶質(zhì)用 aq 表示）熱化學(xué)反應(yīng)方程式要指明反應(yīng)時的溫度和壓強。熱化學(xué)方程式中的化學(xué)計量數(shù)可以是整數(shù)，也可以是分?jǐn)?shù)各物質(zhì)系數(shù)加倍， H 加倍；反應(yīng)逆向進行， H 改變符號，數(shù)值不變?nèi)?、燃燒?概念： 25 ， 101 kPa 時， 1 mol 純物質(zhì)完全燃燒生成穩(wěn)定的化合物時所放出的熱量。燃燒熱的單位用kJ/mol表示。注

3、意以下幾點：研究條件：101 kPa反應(yīng)程度：完全燃燒，產(chǎn)物是穩(wěn)定的氧化物。燃燒物的物質(zhì)的量：1 mol研究內(nèi)容：放出的熱量。（H<0，單位 kJ/mol ）四、中和熱1概念：在稀溶液中，酸跟堿發(fā)生中和反應(yīng)而生成1mol H2O，這時的反應(yīng)熱叫中和熱。2強酸與強堿的中和反應(yīng)其實質(zhì)是H+和 OH-反應(yīng)，其熱化學(xué)方程式為：H+(aq) +OH-(aq) =H2O(l)H=57.3kJ/mol3弱酸或弱堿電離要吸收熱量，所以它們參加中和反應(yīng)時的中和熱小于57.3kJ/mol。4中和熱的測定實驗五、蓋斯定律1內(nèi)容：化學(xué)反應(yīng)的反應(yīng)熱只與反應(yīng)的始態(tài)（各反應(yīng)物）和終態(tài)（各生成物）有關(guān)，而與具體反應(yīng)進行

4、的途徑無關(guān)， 如果一個反應(yīng)可以分幾步進行， 則各分步反應(yīng)的反應(yīng)熱之和與該反應(yīng)一步完成的反應(yīng)熱是相同的。第二章一、化學(xué)反應(yīng)速率1. 化學(xué)反應(yīng)速率（ v） 定義：用來 衡量化學(xué)反應(yīng)的快慢，單位時間內(nèi)反應(yīng)物或生成物的物質(zhì)的量的變化 表示方法： 單位時間內(nèi)反應(yīng)濃度的減少或生成物濃度的增加來表示 計算公式： v=c/t（ ：平均速率，c：濃度變化，t ：時間）單位：mol/ （L ·s） 影響因素： 決定因素（內(nèi)因） ：反應(yīng)物的性質(zhì)（決定因素 ） 條件因素（外因） ：反應(yīng)所處的條件2.注意：（ 1）、參加反應(yīng)的物質(zhì)為固體和液體，由于壓強的變化對濃度幾乎無影響，可以認(rèn)為反應(yīng)速率不變。（2）、惰性

5、氣體對于速率的影響恒溫恒容時：充入惰性氣體總壓增大，但是各分壓不變，各物質(zhì)濃度不變反應(yīng)速率不變恒溫恒體時：充入惰性氣體體積增大各反應(yīng)物濃度減小反應(yīng)速率減慢二、化學(xué)平衡（一） 1.定義：化學(xué)平衡狀態(tài)： 一定條件下， 當(dāng)一個可逆反應(yīng)進行到正逆反應(yīng)速率相等時， 更組成成分濃度不再改變，達到表面上靜止的一種 “平衡 ”，這就是這個反應(yīng)所能達到的限度即化學(xué)平衡狀態(tài)。2、化學(xué)平衡的特征逆（研究前提是可逆反應(yīng)）等（同一物質(zhì)的正逆反應(yīng)速率相等）動（動態(tài)平衡）定（各物質(zhì)的濃度與質(zhì)量分?jǐn)?shù)恒定）變（條件改變，平衡發(fā)生變化）3、判斷平衡的依據(jù)判斷可逆反應(yīng)達到平衡狀態(tài)的方法和依據(jù)例舉反應(yīng)mA(g)+nB(g)pC(g)

6、+qD(g)各物質(zhì)的物質(zhì)的量或各物質(zhì)的物質(zhì)的量的分?jǐn)?shù)一定平衡混合物體系中各物質(zhì)的質(zhì)量或各物質(zhì)質(zhì)量分?jǐn)?shù)一定平衡各氣體的體積或體積分?jǐn)?shù)一定平衡各成分的含量總體積、總壓力、總物質(zhì)的量一定不一定平衡在單位時間內(nèi)消耗了m molA 同時生成 m molA ，即 V( 正 )=V( 逆)平衡在單位時間內(nèi)消耗了n molB 同時消耗了 p molC ，則 V( 正 )=V( 逆)平衡正、逆反應(yīng) V(A):V(B):V(C):V(D)=m:n:p:q， V (正) 不一定等于 V (逆)不一定平速率的關(guān)系衡在單位時間內(nèi)生成n molB ，同時消耗了q molD ，因均不一定平指 V(逆)衡 m+n p+q 時

7、，總壓力一定（其他條件一定）平衡壓強 m+n =p+q 時，總壓力一定（其他條件一定）不一定平衡混合氣體平均 Mr 一定時，只有當(dāng)m+n p+q 時平衡相對分子質(zhì)量 Mr 一定時，但 m+n=p+q 時不一定平Mr衡溫度任何反應(yīng)都伴隨著能量變化，當(dāng)體系溫度一定時 （其他不平衡變）體系的密度密度一定不一定平衡其他如體系顏色不再變化等平衡（二）影響化學(xué)平衡移動的因素1、濃度對化學(xué)平衡移動的影響（1）影響規(guī)律：在其他條件不變的情況下，增大反應(yīng)物的濃度或減少生成物的濃度， 都可以使平衡向正方向移動；增大生成物的濃度或減小反應(yīng)物的濃度，都可以使平衡向逆方向移動（2）增加固體或純液體的量，由于濃度不變，所

8、以平衡_不移動 _（3）在溶液中進行的反應(yīng)， 如果稀釋溶液， 反應(yīng)物濃度 _減小 _，生成物濃度也 _減小 _， V正_減小 _， V 逆 也 _減小 _，但是減小的程度不同，總的結(jié)果是化學(xué)平衡向反應(yīng)方程式中化學(xué)計量數(shù)之和_大 _的方向移動。2、溫度對化學(xué)平衡移動的影響影響規(guī)律：在其他條件不變的情況下，溫度升高會使化學(xué)平衡向著_吸熱反應(yīng) _方向移動，溫度降低會使化學(xué)平衡向著_放熱反應(yīng) _方向移動。3、壓強對化學(xué)平衡移動的影響影響規(guī)律： 其他條件不變時，增大壓強，會使平衡向著 _體積縮小 _方向移動；減小壓強，會使平衡向著 _體積增大 _方向移動。注意：（ 1）改變壓強不能使無氣態(tài)物質(zhì)存在的化學(xué)

9、平衡發(fā)生移動（2）氣體減壓或增壓與溶液稀釋或濃縮的化學(xué)平衡移動規(guī)律相似4.催化劑對化學(xué)平衡的影響：由于使用催化劑對正反應(yīng)速率和逆反應(yīng)速率影響的程度是等同的，所以平衡 _不移動 _。但是使用催化劑可以影響可逆反應(yīng)達到平衡所需的_時間 _。5.勒夏特列原理（平衡移動原理）：如果改變影響平衡的條件之一（如溫度，壓強，濃度），平衡向著能夠減弱這種改變的方向移動。三、化學(xué)平衡常數(shù)（一）定義：在一定溫度下，當(dāng)一個反應(yīng)達到化學(xué)平衡時，濃度冪之積的比值是一個常數(shù)_比值。符號： _K_（二）使用化學(xué)平衡常數(shù)K 應(yīng)注意的問題：_生成物濃度冪之積與反應(yīng)物1、表達式中各物質(zhì)的濃度是_變化的濃度 _，不是起始濃度也不是

10、物質(zhì)的量。2、 K 只與 _溫度（ T ） _有關(guān)，與反應(yīng)物或生成物的濃度無關(guān)。3、反應(yīng)物或生產(chǎn)物中有固體或純液體存在時，由于其濃度是固定不變的，可以看做是“ 1”而不代入公式。4、稀溶液中進行的反應(yīng)，如有水參加，水的濃度不必寫在平衡關(guān)系式中。（三）化學(xué)平衡常數(shù)K 的應(yīng)用 :1、化學(xué)平衡常數(shù)值的大小是可逆反應(yīng)_進行程度 _的標(biāo)志。 K 值越大，說明平衡時_生成物 _的濃度越大，它的_正向反應(yīng) _進行的程度越大，即該反應(yīng)進行得越_完全 _，5完全了。2、可以利用 K 值做標(biāo)準(zhǔn)，判斷正在進行的可逆反應(yīng)是否平衡及不平衡時向何方進行建立平衡。（ Q：濃度積）Q_ _K: 反應(yīng)向正反應(yīng)方向進行;Q_=_

11、K: 反應(yīng)處于平衡狀態(tài);Q_ _K: 反應(yīng)向逆反應(yīng)方向進行3、利用 K 值可判斷反應(yīng)的熱效應(yīng)若溫度升高， K 值增大，則正反應(yīng)為若溫度升高， K 值減小，則正反應(yīng)為四、等效平衡_吸熱 _反應(yīng)_放熱 _反應(yīng)1、概念：在一定條件下（定溫、定容或定溫、定壓） ，只是起始加入情況不同的同一可逆反應(yīng)達到平衡后，任何相同組分的百分含量均相同，這樣的化學(xué)平衡互稱為等效平衡。2、分類（1）定溫，定容條件下的等效平衡第一類：對于反應(yīng)前后氣體分子數(shù)改變的可逆反應(yīng)： 必須要保證化學(xué)計量數(shù)之比與原來相同；同時必須保證平衡式左右兩邊同一邊的物質(zhì)的量與原來相同。第二類： 對于反應(yīng)前后氣體分子數(shù)不變的可逆反應(yīng)： 只要反應(yīng)物

12、的物質(zhì)的量的比例與原來相同即可視為二者等效。（2）定溫，定壓的等效平衡只要保證可逆反應(yīng)化學(xué)計量數(shù)之比相同即可視為等效平衡。五、化學(xué)反應(yīng)進行的方向1、反應(yīng)熵變與反應(yīng)方向：S. 單位： J?mol -1?K -1（1）熵 :物質(zhì)的一個狀態(tài)函數(shù)，用來描述體系的混亂度，符號為(2) 體系趨向于有序轉(zhuǎn)變?yōu)闊o序，導(dǎo)致體系的熵增加，這叫做熵增加原理，也是反應(yīng)方向判斷的依據(jù)。 .（ 3）同一物質(zhì)，在氣態(tài)時熵值最大，液態(tài)時次之，固態(tài)時最小。即S(g) S(l) S(s)2、反應(yīng)方向判斷依據(jù)在溫度、壓強一定的條件下，化學(xué)反應(yīng)的判讀依據(jù)為：H-TS 0反應(yīng)能自發(fā)進行H-TS=0反應(yīng)達到平衡狀態(tài)H-TS 0反應(yīng)不能自

13、發(fā)進行注意：（ 1）H 為負(fù)，S 為正時，任何溫度反應(yīng)都能自發(fā)進行（ 2）H 為正，S 為負(fù)時，任何溫度反應(yīng)都不能自發(fā)進行第三章一、弱電解質(zhì)的電離1、定義：電解質(zhì)：在水溶液中或熔化狀態(tài)下能導(dǎo)電的化合物,叫電解質(zhì) 。非電解質(zhì)：在水溶液中或熔化狀態(tài)下都不能導(dǎo)電的化合物。強電解質(zhì)：在水溶液里全部電離成離子的電解質(zhì)。弱電解質(zhì)：在水溶液里只有一部分分子電離成離子的電解質(zhì)?；旌臀镂镔|(zhì)純凈物單質(zhì)強電解質(zhì)：強酸，強堿，大多數(shù)鹽。如 HCl 、 NaOH 、 NaCl、 BaSO4電解質(zhì)弱電解質(zhì)：弱酸，弱堿，極少數(shù)鹽，水。如 HClO 、NH 3· H 2O、化合物Cu(OH) 、H O。如 SO3、

14、CO 2、C6H 12O6、CCl 4、CH2=CH 2 非電解質(zhì)：非金屬氧化物， 大部分有機物2、電解質(zhì)與非電解質(zhì)本質(zhì)區(qū)別：電解質(zhì)離子化合物或共價化合物非電解質(zhì)共價化合物注意：電解質(zhì)、非電解質(zhì)都是化合物 SO2、 NH 3、 CO2 等屬于非電解質(zhì)強電解質(zhì)不等于易溶于水的化合物（如 BaSO4 不溶于水，但溶于水的BaSO4 全部電離，故 BaSO 4 為強電解質(zhì)） 電解質(zhì)的強弱與導(dǎo)電性、溶解性無關(guān)。3、電離平衡：在一定的條件下，當(dāng)電解質(zhì)分子電離成離子的速率和離子結(jié)合成時，電離過程就達到了平衡狀態(tài)，這叫電離平衡。4、影響電離平衡的因素：A 、溫度：電離一般吸熱，升溫有利于電離。B、濃度：濃度

15、越大，電離程度越?。蝗芤合♂寱r，電離平衡向著電離的方向移動。C、同離子效應(yīng)： 在弱電解質(zhì)溶液里加入與弱電解質(zhì)具有相同離子的電解質(zhì)，會 減弱 電離。D、其他外加試劑：加入能與弱電解質(zhì)的電離產(chǎn)生的某種離子反應(yīng)的物質(zhì)時，有利于電離。9、電離方程式的書寫：用可逆符號弱酸的電離要分布寫（第一步為主）10、電離常數(shù)： 在一定條件下， 弱電解質(zhì)在達到電離平衡時，溶液中電離所生成的各種離子濃度的乘積， 跟溶液中未電離的分子濃度的比是一個常數(shù)。叫做電離平衡常數(shù)， （一般用 Ka表示酸， Kb 表示堿。）表示方法： AB+-Ki= A+-A +B B/AB11、影響因素：a、電離常數(shù)的大小主要由物質(zhì)的本性決定。b

16、、電離常數(shù)受溫度變化影響，不受濃度變化影響，在室溫下一般變化不大。C、同一溫度下，不同弱酸，電離常數(shù)越大，其電離程度越大，酸性越強。如：H2SO3>H 3PO4>HF>CH 3 COOH>H 2CO3>H2S>HClO二、水的電離和溶液的酸堿性1、水電離平衡：:水的離子積： K W =cH +· cOH -+-7+-1425時 , H =OH =10mol/L;KW=H·OH =1*10注意： K W 只與溫度有關(guān)，溫度一定，則KW值一定K W 不僅適用于純水，適用于任何溶液（酸、堿、鹽）2、水電離特點： （ 1）可逆 （2）吸熱 （ 3

17、）極弱3、影響水電離平衡的外界因素：酸、堿 ：抑制水的電離K W 1*10 -14溫度：促進水的電離（水的電離是吸熱的）易水解的鹽：促進水的電離-14KW 1*104、溶液的酸堿性和pH ：（ 1） pH=-lgcH+（ 2） pH 的測定方法：酸堿指示劑甲基橙、 石蕊、 酚酞。變色范圍：甲基橙3.14.4（橙色）石蕊 5.08.0（紫色）酚酞 8.210.0（淺紅色）pH 試紙 操作玻璃棒蘸取未知液體在試紙上，然后與標(biāo)準(zhǔn)比色卡對比即可。注意：事先不能用水濕潤PH 試紙；廣泛pH 試紙只能讀取整數(shù)值或范圍三 、混合液的 pH 值計算方法公式1、強酸與強酸的混合： （先求 H + 混：將兩種酸中

18、的H+離子物質(zhì)的量相加除以總體積，再求其它）H +混 =（H +1V 1+H +2V 2） /（V 1+V 2）2、強堿與強堿的混合： （先求 OH -混：將兩種酸中的OH- 離子物質(zhì)的量相加除以總體積，再求其它）OH - 混（ OH - 1V 1+OH -2V 2） /（ V 1+V 2）(注意 :不能直接計算 H+ 混 )3、強酸與強堿的混合： （先據(jù) H + + OH - =H 2O 計算余下的 H+ 或 OH -， H + 有余，則用余下的 H +數(shù)除以溶液總體積求H +混； OH-有余，則用余下的 OH -數(shù)除以溶液總體積求OH - 混，再求其它）四、稀釋過程溶液pH 值的變化規(guī)律：

19、1、強酸溶液：稀釋10n 倍時， pH 稀=pH 原 + n（但始終不能大于或等于7）2、弱酸溶液：稀釋10n 倍時， pH 稀pH 原+n（但始終不能大于或等于7）3、強堿溶液：稀釋10n 倍時， pH 稀= pH 原 n（但始終不能小于或等于7）4、弱堿溶液：稀釋10n 倍時， pH 稀 pH 原 n（但始終不能小于或等于7）5、不論任何溶液，稀釋時pH 均是向 7 靠近（即向中性靠近） ；任何溶液無限稀釋后pH 均接近 76、稀釋時，弱酸、弱堿和水解的鹽溶液的pH 變化得慢，強酸、強堿變化得快。五、強酸（ pH1 ）強堿（ pH2）混和計算規(guī)律1、若等體積混合pH1+pH2=14則溶液顯

20、中性 pH=7pH1+pH2 15則溶液顯堿性 pH=pH 2-0.3pH1+pH2 13則溶液顯酸性 pH=pH 1+0.32、若混合后顯中性pH1+pH2=14V 酸：V 堿=1：1pH1+pH2 1414- （pH1+pH2 ）V 酸： V 堿=1： 10五、酸堿中和滴定：1、中和滴定的原理+和堿能提供的 OH -物質(zhì)的量相等。實質(zhì)： H+OH =H2O 即酸能提供的 H2、中和滴定的操作過程：（1）儀滴定管的刻度， O 刻度在 上，往下刻度標(biāo)數(shù)越來越大，全部容積大于它的最大刻度值， 因為下端有一部分沒有刻度。滴定時，所用溶液不得超過最低刻度，不得一次滴定使用兩滴定管酸（或堿） ，也不得

21、中途向滴定管中添加。滴定管可以讀到小數(shù)點后一位。（2）藥品：標(biāo)準(zhǔn)液；待測液；指示劑。（3）準(zhǔn)備過程：準(zhǔn)備：檢漏、洗滌、潤洗、裝液、趕氣泡、調(diào)液面。（洗滌：用洗液洗檢漏：滴定管是否漏水用水洗用標(biāo)準(zhǔn)液洗（或待測液洗）裝溶液排氣泡調(diào)液面記數(shù)據(jù)V( 始)（4）試驗過程3、酸堿中和滴定的誤差分析誤差分析：利用n 酸 c 酸 V 酸=n 堿 c 堿 V 堿進行分析式中： n酸或堿中氫原子或氫氧根離子數(shù)；c酸或堿的物質(zhì)的量濃度；V酸或堿溶液的體積。當(dāng)用酸去滴定堿確定堿的濃度時，則：c 堿=n酸c酸V酸n堿V堿上述公式在求算濃度時很方便，而在分析誤差時起主要作用的是分子上的 V 酸的變化，因為在滴定過程中 c

22、 酸為標(biāo)準(zhǔn)酸， 其數(shù)值在理論上是不變的， 若稀釋了雖實際值變小， 但體現(xiàn)的卻是 V 酸的增大， 導(dǎo)致 c 酸偏高； V 堿同樣也是一個定值， 它是用標(biāo)準(zhǔn)的量器量好后注入錐形瓶中的， 當(dāng)在實際操作中堿液外濺， 其實際值減小， 但引起變化的卻是標(biāo)準(zhǔn)酸用量的減少，即 V 酸減小，則 c 堿降低了；對于觀察中出現(xiàn)的誤差亦同樣如此。綜上所述，當(dāng)用標(biāo)準(zhǔn)酸來測定堿的濃度時，c 堿的誤差與V 酸的變化成正比， 即當(dāng) V 酸的實測值大于理論值時，c 堿偏高，反之偏低。同理，用標(biāo)準(zhǔn)堿來滴定未知濃度的酸時亦然。六、鹽類的水解 （只有可溶于水的鹽才水解）1、鹽類水解：在水溶液中鹽電離出來的離子跟水電離出來的H+或 O

23、H -結(jié)合生成弱電解質(zhì)的反應(yīng)。2、水解的實質(zhì)：水溶液中鹽電離出來的離子跟水電離出來的H +或 OH -結(jié)合 ,破壞水的電離，是平衡向右移動，促進水的電離。3、鹽類水解規(guī)律：有 弱 才水解，無弱不水解，越弱越水解；誰強顯誰性，兩弱都水解，同強顯中性。多元弱酸根，濃度相同時正酸根比酸式酸根水解程度大，堿性更強。( 如 :Na 2CO3NaHCO 3)4、鹽類水解的特點： （ 1）可逆（與中和反應(yīng)互逆）（ 2）程度?。?3）吸熱5、影響鹽類水解的外界因素：溫度：溫度越高 水解程度越大 （水解吸熱，越熱越水解）濃度：濃度越小，水解程度越大（越稀越水解）酸堿： 促進或抑制鹽的水解 （ H +促進陰離子水

24、解而抑制陽離子水解； OH -促進陽離子水解而抑制陰離子水解）6、酸式鹽溶液的酸堿性：只電離不水解：如HSO4-顯酸性電離程度水解程度，顯酸性 （如 : HSO3-、 H2 PO4-）水解程度電離程度，顯堿性 （如： HCO 3-、 HS- 、 HPO42-）7、雙水解反應(yīng)：（ 1）構(gòu)成鹽的陰陽離子均能發(fā)生水解的反應(yīng)。雙水解反應(yīng)相互促進， 水解程度較大， 有的甚至水解完全。使得平衡向右移。（ 2）常見的雙水解反應(yīng)完全的為： Fe3+、Al 3+與 AlO 2- 、CO32- (HCO 3-)、S2- (HS-)、SO32-(HSO 3-)；2-+2-+其特點是相互水解成沉淀或氣體。雙水解完全的

25、離子方程S與 NH4 ；CO3(HCO 3 )與 NH 4式配平依據(jù)是兩邊電荷平衡，如：2Al3+2-+ 3S + 6H 2O = 2Al(OH) 3 + 3H 2S8、鹽類水解的應(yīng)用：水解的應(yīng)用實例原理1、凈水明礬凈水Al 3+3H2OAl(OH)3( 膠體 )+3H+2、去油污用熱堿水冼油污物品2-+HO-COHCO3+OH32配制 FeCl3 溶液時常加入Fe3+3H2OFe(OH)3+3H+少量鹽酸3、藥品的保存配制Na2CO3 溶液時常加2-+H2OHCO-CO33+OH入少量 NaOH若不然，則：2224、制備無水鹽由 MgCl ·6H O制無水 MgClMg(OH)2+

26、2HCl+4HO在 HCl 氣流中加熱MgCl2· 6H2 OMg(OH)2MgO+H 2O3用 Al 2(SO4) 3 與 NaHCO溶液5、泡沫滅火器Al 3+3HCO- =Al(OH) 3 +3CO2混合6、比較鹽溶液中比較 NH4Cl 溶液中離子濃+NH+NH4 +H2O3· H2O+H離子濃度的大小度的大小c(Cl-+-)>c(NH 4 )>c(H )>c(OH)9、水解平衡常數(shù)（ Kh）對于強堿弱酸鹽：Kh =Kw/Ka(Kw 為該溫度下水的離子積，Ka 為該條件下該弱酸根形成的弱酸的電離平衡常數(shù))對于強酸弱堿鹽： K h =Kw/K b（Kw

27、 為該溫度下水的離子積，K b 為該條件下該弱堿根形成的弱堿的電離平衡常數(shù)）電離、水解方程式的書寫原則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，都決定于第一步，第二步一般相當(dāng)微弱。2、多元弱堿（多元弱堿鹽）的電離（水解）書寫原則：一步書寫八、溶液中微粒濃度的大小比較基本原則：抓住溶液中微粒濃度必須滿足的三種守恒關(guān)系：電荷守恒： :任何溶液均顯電 中 性，各陽離子濃度與其所帶電荷數(shù)的乘積之和各陰離子濃度與其所帶電荷數(shù)的乘積之和物料守恒 : （即原子個數(shù)守恒或質(zhì)量守恒）某原子的總量 (或總濃度 ) 其以各種形式存在的所有微粒的量(或濃度 )之和+-九、難

28、溶電解質(zhì)的溶解平衡1、難溶電解質(zhì)的溶解平衡的一些常見知識（ 1）溶解度小于0.01g的電解質(zhì)稱難溶電解質(zhì)。（ 2 ）反應(yīng)后離子濃度降至1*10 -5 以 下的反應(yīng)為完全反應(yīng)。如酸堿中和時 H + 降至-7-510mol/L<10 mol/L ，故為完全反應(yīng)，用“ =”，常見的難溶物在水中的離子濃度均遠(yuǎn)低于10-5 mol/L ，故均用“ =”。（ 3）難溶并非不溶，任何難溶物在水中均存在溶解平衡。（ 4）掌握三種微溶物質(zhì)： CaSO4、 Ca(OH) 2、 Ag 2SO4（ 5）溶解平衡常為吸熱，但Ca(OH) 2 為放熱，升溫其溶解度減少。（ 6）溶解平衡存在的前提是：必須存在沉淀，否

29、則不存在平衡。2、溶解平衡方程式的書寫+2-注意在沉淀后用 (s)標(biāo)明狀態(tài)，并用“”。如： Ag 2S(s)2Ag(aq） + S (aq)3、沉淀生成的三種主要方式（ 1）加沉淀劑法： K sp 越小（即沉淀越難溶） ，沉淀越完全；沉淀劑過量能使沉淀更完全。（ 2）調(diào) pH 值除某些易水解的金屬陽離子：如加MgO 除去 MgCl 2 溶液中 FeCl 3。（ 3）氧化還原沉淀法：（ 4）同離子效應(yīng)法4、沉淀的溶解：沉淀的溶解就是使溶解平衡正向移動。 常采用的方法有：酸堿；氧化還原； 沉淀轉(zhuǎn)化 。5、沉淀的轉(zhuǎn)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： AgNO 3AgCl(

30、 白色沉淀 )AgBr （淡黃色）AgI（黃色）Ag 2S（黑色）6、溶度積（ KSP）1、定義：在一定條件下，難溶電解質(zhì)電解質(zhì)溶解成離子的速率等于離子重新結(jié)合成沉淀的速率，溶液中各離子的濃度保持不變的狀態(tài)。2、表達式： AmBn(s)mA n+(aq)+nB m-(aq)K SP= c(A n+) m ?c(B m-) n3、影響因素：外因：濃度：加水，平衡向溶解方向移動。溫度：升溫，多數(shù)平衡向溶解方向移動。4、溶度積規(guī)則QC（離子積） K SP有沉淀析出QC= KSP平衡狀態(tài)QC KSP未飽和，繼續(xù)溶解第四章第一節(jié)原電池原電池：1、概念：化學(xué)能轉(zhuǎn)化為電能的裝置叫做原電池_2、組成條件： 兩

31、個活潑性不同的電極電解質(zhì)溶液電極用導(dǎo)線相連并插入電解液構(gòu)成閉合回路3、電子流向：外電路：負(fù)極導(dǎo)線正極內(nèi)電路：鹽橋中陰 離子移向負(fù)極的電解質(zhì)溶液，鹽橋中陽 離子移向正極的電解質(zhì)溶液。4、電極反應(yīng)：以鋅銅原電池為例：負(fù)極：氧化反應(yīng)：Zn 2e Zn 2（較活潑金屬）正極：還原反應(yīng)：2H 2eH 2（較不活潑金屬）總反應(yīng)式：Zn+2H + =Zn 2+ +H 25、正、負(fù)極的判斷：（ 1）從電極材料：一般較活潑金屬為負(fù)極；或金屬為負(fù)極，非金屬為正極。（ 2）從電子的流動方向 負(fù)極流入正極（ 3）從電流方向 正極流入負(fù)極（4）根據(jù)電解質(zhì)溶液內(nèi)離子的移動方向陽離子流向正極，陰離子流向負(fù)極（ 5）根據(jù)實驗

32、現(xiàn)象 _溶解的一極為負(fù)極 _ 增重或有氣泡一極為正極第二節(jié) 化學(xué)電池1、電池的分類：化學(xué)電池、太陽能電池、原子能電池2、化學(xué)電池：借助于化學(xué)能直接轉(zhuǎn)變?yōu)殡娔艿难b置3、化學(xué)電池的分類：一次電池、二次電池、燃料電池一、一次電池1、常見一次電池：堿性鋅錳電池、鋅銀電池、鋰電池等二、二次電池1、二次電池：放電后可以再充電使活性物質(zhì)獲得再生，可以多次重復(fù)使用，又叫充電電池或蓄電池。2、電極反應(yīng)：鉛蓄電池放電：負(fù)極（鉛） ： Pb SO 42- 2e PbSO4正極（氧化鉛） ： PbO2 4H+ SO 42-2e PbSO4 2H 2O充電：陰極：PbSO4 2H 2O 2e PbO2 4H+ SO 4

33、2-陽極：PbSO4 2e Pb SO 42-放電2PbSO4 2H 2O兩式可以寫成一個可逆反應(yīng)：PbO2Pb 2H 2SO4充電目前已開發(fā)出新型蓄電池：銀鋅電池、鎘鎳電池、氫鎳電池、鋰離子電池、聚合物鋰離子電池三、燃料電池1、燃料電池：是使燃料與氧化劑反應(yīng)直接產(chǎn)生電流的一種原電池2、電極反應(yīng)： 一般燃料電池發(fā)生的電化學(xué)反應(yīng)的最終產(chǎn)物與燃燒產(chǎn)物相同，可根據(jù)燃燒反應(yīng)寫出總的電池反應(yīng)，但不注明反應(yīng)的條件。，負(fù)極發(fā)生氧化反應(yīng)，正極發(fā)生還原反應(yīng)，不過要注意一般電解質(zhì)溶液要參與電極反應(yīng)。以氫氧燃料電池為例，鉑為正、負(fù)極，介質(zhì)分為酸性、堿性和中性。當(dāng)電解質(zhì)溶液呈酸性時：負(fù)極： 2H2 4e =4H +正

34、極： 24 e 4H + =2H 2O當(dāng)電解質(zhì)溶液呈堿性時：負(fù)極：2H4OH 4e 4HO正極： 2 2H 2O 4 e 4OH2另一種燃料電池是用金屬鉑片插入KOH 溶液作電極，又在兩極上分別通甲烷燃料和氧氣 氧化劑 。電極反應(yīng)式為：負(fù)極： CH4 10OH 7H2O ；正極： 4H2O 2O2。電池總反應(yīng)式為：CH4 2O2 2KOH K2CO3 3H2O3、燃料電池的優(yōu)點：能量轉(zhuǎn)換率高、廢棄物少、運行噪音低四、廢棄電池的處理：回收利用第三節(jié)電解池一、電解原理1、電解池：把電能轉(zhuǎn)化為化學(xué)能的裝置也叫電解槽2、電解：電流 (外加直流電 )通過電解質(zhì)溶液而在陰陽兩極引起氧化還原反應(yīng) (被動的不

35、是自發(fā)的 )的過程3、放電：當(dāng)離子到達電極時，失去或獲得電子，發(fā)生氧化還原反應(yīng)的過程4、電子流向：（電源） 負(fù)極 （電解池） 陰極 （離子定向運動） 電解質(zhì)溶液 （電解池） 陽極 （電源）正極5、電極名稱及反應(yīng)：陽極：與直流電源的正極 相連的電極，發(fā)生氧化反應(yīng)陰極：與直流電源的負(fù)極相連的電極，發(fā)生還原反應(yīng)6、電解 CuCl 2 溶液的電極反應(yīng)：陽極：2Cl - -2e-=Cl 2 (氧化 )陰極：Cu2+2e-=Cu( 還原 )總反應(yīng)式：CuCl 2 =Cu+Cl 27、電解本質(zhì)：電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電過程，就是電解質(zhì)溶液的電解過程規(guī)律總結(jié)：電解反應(yīng)離子方程式書寫：放電順序：陽離子放電順序Ag +&

36、gt;Hg 2+>Fe3+>Cu2+>H +(指酸電離的 )>Pb2+>Sn2+>Fe2+>Zn 2+>Al 3+>Mg 2+>Na +>Ca2+>K +陰離子的放電順序2-2-(等含氧酸根離子-2-/MnO-)是惰性電極時： S>I>Br >Cl >OH>NO 3>SO 4)>F(SO34 >OH是活性電極時：電極本身溶解放電注意先要看電極材料，是惰性電極還是活性電極， 若陽極材料為活性電極（ Fe、Cu) 等金屬，則陽極反應(yīng)為電極材料失去電子， 變成離子進入溶液； 若為惰

37、性材料， 則根據(jù)陰陽離子的放電順序，依據(jù)陽氧陰還的規(guī)律來書寫電極反應(yīng)式。電解質(zhì)水溶液點解產(chǎn)物的規(guī)律類型電極反應(yīng)特點分 解 電 解電解質(zhì)電離出的質(zhì)型陰陽離子分別在兩極放電實例電解對象電 解 質(zhì) 濃 pH電解質(zhì)溶度液復(fù)原HCl電解質(zhì)減小增大HClCuCl2-CuCl2放 H2生成陰極：水放 H2 生堿NaClHCl堿型電解質(zhì)和生成新電增大陽極：電解質(zhì)陰離子水解質(zhì)放電放 陰極：電解質(zhì)陽離子生氧生酸型放電CuSO 4 電 解 質(zhì) 和 成 新 電 解 減小氧化銅陽極：水放 O2生酸水質(zhì)電陰極： 4H+ + NaOH增大解水型4e- = 2H2 H2SO4減小陽極： 4OH-水增大水- 4e- = O2

38、+ 2H2ONa2SO4不變上述四種類型電解質(zhì)分類：（ 1）電解水型：含氧酸，強堿，活潑金屬含氧酸鹽（ 2）電解電解質(zhì)型：無氧酸，不活潑金屬的無氧酸鹽（氟化物除外）（ 3）放氫生堿型：活潑金屬的無氧酸鹽（ 4）放氧生酸型：不活潑金屬的含氧酸鹽二、電解原理的應(yīng)用1、電解飽和食鹽水以制造燒堿、氯氣和氫氣（ 1）、電鍍應(yīng)用電解原理在某些金屬表面鍍上一薄層其他金屬或合金的方法（ 2）、電極、電解質(zhì)溶液的選擇：陽極：鍍層金屬，失去電子，成為離子進入溶液 M ne = M n+ 陰極：待鍍金屬（鍍件） ：溶液中的金屬離子得到電子，成為金屬原子，附著在金屬表面 M n+ + ne = M電解質(zhì)溶液：含有鍍層

39、金屬離子的溶液做電鍍液鍍銅反應(yīng)原理陽極 (純銅 ) ：Cu-2e-=Cu2+ ，陰極 (鍍件 )： Cu2+2e-=Cu，電解液：可溶性銅鹽溶液，如 CuSO4 溶液（3）、電鍍應(yīng)用之一：銅的精煉陽極：粗銅；陰極：純銅電解質(zhì)溶液：硫酸銅3、電冶金（1）、電冶金： 使礦石中的金屬陽離子獲得電子， 從它們的化合物中還原出來用于冶煉活潑金屬，如鈉、鎂、鈣、鋁（2）、電解氯化鈉：通電前，氯化鈉高溫下熔融：NaCl = Na+ + Cl通直流電后：陽極：2Na+ 2e = 2Na陰極： 2Cl= Cl 2 2e規(guī)律總結(jié)：原電池、電解池、電鍍池的判斷規(guī)律（ 1 ）若無外接電源，又具備組成原電池的三個條件。

40、有活潑性不同的兩個電極；兩極用導(dǎo)線互相連接成直接插入連通的電解質(zhì)溶液里；較活潑金屬與電解質(zhì)溶液能發(fā)生氧化還原反應(yīng)（有時是與水電離產(chǎn)生的H+ 作用），只要同時具備這三個條件即為原電池。（ 2 ）若有外接電源， 兩極插入電解質(zhì)溶液中， 則可能是電解池或電鍍池；當(dāng)陰極為金屬，陽極亦為金屬且與電解質(zhì)溶液中的金屬離子屬同種元素時，則為電鍍池。（ 3 ）若多個單池相互串聯(lián)，又有外接電源時，則與電源相連接的裝置為電解池成電鍍池。若無外接電源時，先選較活潑金屬電極為原電池的負(fù)極（電子輸出極） ，有關(guān)裝置為原電池，其余為電鍍池或電解池。原電池，電解池，電鍍池的比較性質(zhì)類別原電池電解池電鍍池定義將化學(xué)能轉(zhuǎn)變成電將電能轉(zhuǎn)變成化學(xué)能的應(yīng)用電解原理在某些金屬（裝置特點）能的裝置裝置表面鍍上一側(cè)層其他金屬反應(yīng)特征自發(fā)反應(yīng)非自發(fā)反應(yīng)非自發(fā)反應(yīng)裝置特征無電源，兩級材料有電源，兩級材料可同有電源不同可不同形成條件活動性不同的兩極兩電極連接直流電源1 鍍層金屬接電源正極，待電解質(zhì)溶液兩電極插入電解質(zhì)溶液鍍金屬接負(fù)極； 2 電鍍液必形成閉合回路形成閉合回路須含有鍍層金屬的離子電極名稱負(fù)極：較活潑金屬陽極：與電源正極相連名稱同電解， 但有限制條件正極：較不活