化學(xué)選修四知識點總結(jié)

1、化學(xué)選修 4 化學(xué)反響與原理第一章 化學(xué)反響與能量一、焓變 反響熱1反響熱：一定條件下，一定物質(zhì)的量的反響物之間完全反響所放出或吸收的熱量2. 焓變 H的意義：在恒壓條件下進(jìn)行的化學(xué)反響的熱效應(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)反響。放熱吸熱 H為“-或 H <0吸收熱量的化學(xué)反響。吸熱 >放熱 H為“+或厶H >0常見的放熱反響：所有的燃燒反響酸堿中和反響 大多數(shù)的化合反響 金屬與酸的反響 生石灰和水反響 濃硫酸稀釋、氫氧化鈉固體溶解等常見的吸熱反響： 晶體BaOH? 8H2O與NHCI大多數(shù)的分解反響 以H

2、2、CO C為復(fù)原劑的氧化復(fù)原反響銨鹽溶解等二、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)明反響物和生成物的聚集狀態(tài)g,I,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)反響方程式要指明反響時的溫度和壓強(qiáng)。 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；反響逆向進(jìn)行， H改變符號，數(shù)值不變?nèi)?、燃燒?. 概念：25 C, 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/moI 表示。注意以下幾點： 研究條件：101 kPa 反響程度：完全燃燒，產(chǎn)物是

3、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<Q單位kJ/mol 四、中和熱1 .概念：在稀溶液中，酸跟堿發(fā)生中和反響而生成 1mol H2O,這時的反響熱叫中和 熱。2. 強(qiáng)酸與強(qiáng)堿的中和反響其實質(zhì)是 H+和OH反響，其熱化學(xué)方程式為：H+aq +OH-aq =H 2Ol 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響時的中和熱小于 57.3kJ/mol 。4. 中和熱的測定實驗五、蓋斯定律1. 內(nèi)容：化學(xué)反響的反響熱只與反響的始態(tài)各反響物和終態(tài)各生成物有關(guān)，而與具體反響進(jìn)行的途徑無關(guān)，如果一個反響可以分幾步進(jìn)行，那么各分步反響

4、的反 應(yīng)熱之和與該反響一步完成的反響熱是相同的。第二章 化學(xué)反響速率和化學(xué)平衡一、化學(xué)反響速率1. 化學(xué)反響速率 v 定義：用來衡量化學(xué)反響的快慢，單位時間內(nèi)反響物或生成物的物質(zhì)的量的變化 表示方法：單位時間內(nèi)反響濃度的減少或生成物濃度的增加來表示 計算公式：v=Ac/ t u: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 ：反響物的性質(zhì)決定因素 條件因素外因：反響所處的條件2.注意：1、參加反響的物質(zhì)為固體和液體，由于壓強(qiáng)的變化對濃度幾乎無影響， 可以認(rèn)為反響速率不變。2、惰性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

5、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響物濃度減小反 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)一個可逆反響進(jìn)行到正逆反響速率相等時，更組成 成分濃度不再改變，到達(dá)外表上靜止的一種“平衡，這就是這個反響所能到達(dá)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響等同一物質(zhì)的正逆反響速率相等動動態(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)判斷可逆反響到達(dá)平衡狀態(tài)的方法和依據(jù)例舉反響mA(g)+nB(g) pC(g)+qD(g)混合物體系中各成分的含量各物質(zhì)的物質(zhì)的量或各物質(zhì)的物質(zhì)的量的分?jǐn)?shù) 一疋平衡各物質(zhì)的質(zhì)量或各

6、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)一定平衡總體積、總壓力、總物質(zhì)的量一定不一定平衡正、逆反響速率的關(guān)系在單位時間內(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,那么V正=V逆平衡V(A):V(B):V(C):V(D)二m:n:p:q，V(正)不一定等于V(逆)不一定平衡在單位時間內(nèi)生成n molB,同時消耗了 q molD, 因均指V逆不一定平衡壓強(qiáng)m+2 p+q時，總壓力一定其他條件一定平衡m+n二p+c時，總壓力一定其他條件一定不一定平衡混合氣體平均相對分子質(zhì)量MrMr一定時，只有當(dāng) m+沖p+q時平衡Mr一定時

7、，但 m+n二p+c時不一定平衡溫度任何反響都伴隨著能量變化，當(dāng)體系溫度一定時其他不變平衡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 或減小反響物的濃度，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，所以平衡不移動3在溶液中進(jìn)行的反響，如果稀釋溶液，反響物濃 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)平衡向反響方程式中化學(xué)計量數(shù)之和 _大_的方向移動。2、

8、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)平衡向著吸熱反響方向移 動，溫度降低會使化學(xué)平衡向著放熱反響方向移動。3、壓強(qiáng)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(qiáng)，會使平衡向著體積縮小方向移動；減小壓 強(qiáng)，會使平衡向著體積增大方向移動。注意：1改變壓強(qiáng)不能使無氣態(tài)物質(zhì)存在的化學(xué)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響速率和逆反響速率影響的程 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響到達(dá)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

9、衡的條件之一如溫度，壓強(qiáng)， 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)一個反響到達(dá)化學(xué)平衡時，生成物濃度冪之積與反 應(yīng)物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：1、表達(dá)式中各物質(zhì)的濃度是變化的濃度，不是起始濃度也不是物質(zhì)的量。2、K只與溫度T有關(guān)，與反響物或生成物的濃度無關(guān)。3、反響物或生產(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(jìn)行的反響，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)值的大小是可逆反響進(jìn)行程度的標(biāo)志。 K

10、 值越大，說明平衡時生成 物的濃度越大，它的正向反響進(jìn)行的程度越大，即該反響進(jìn)行得越完全，反響物轉(zhuǎn) 化率越高。反之，那么相反。一般地， K>105 時，該反響就進(jìn)行得根本完全了。2、可以利用 K 值做標(biāo)準(zhǔn)，判斷正在進(jìn)行的可逆反響是否平衡及不平衡時向何方進(jìn)行 建立平衡。Q濃度積Q K: 反響向正反響方向進(jìn)行 ; Q = K: 反響處于平衡狀態(tài) ; Q K: 反響向逆反 應(yīng)方向進(jìn)行3、利用 K 值可判斷反響的熱效應(yīng)假設(shè)溫度升高， K 值增大，那么正反響為吸熱反響 ;假設(shè)溫度升高， K 值減小，那么正反響為 放熱反響四、等效平衡1、概念：在一定條件下定溫、定容或定溫、定壓，只是起始參加情況不同

11、的同一可逆反響到達(dá)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：對于反響前后氣體分子數(shù)改變的可逆反響：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：對于反響前后氣體分子數(shù)不變的可逆反響：只要反響物的物質(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 只要保證可逆反響化學(xué)計量數(shù)之比相同即可視為等效平衡。 五、化學(xué)反響進(jìn)行的方向1、反響熵變與反響方向：S. 單位:(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J?mol-1?K：1(2) 體系

12、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、反響方向判斷依據(jù)在溫度、壓強(qiáng)一定的條件下，化學(xué)反響的判讀依據(jù)為： H-TA S0,反響能自發(fā)進(jìn)行； H-TA S=0,反響到達(dá)平衡狀態(tài)； H-TA S0,反 應(yīng)不能自發(fā)進(jìn)行注意：(1)A H為負(fù)，A S為正時，任何溫度反響都能自發(fā)進(jìn)行(2)A H為正，A S為負(fù)時，任何溫度反響都不能自發(fā)進(jìn)行第三章水溶液中的離子平衡一、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

13、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(qiáng)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)：在水溶液里只有一局部分子電離成離子的電解質(zhì)?；旌臀?、物電解質(zhì)與非電解質(zhì)本質(zhì)區(qū)別：強(qiáng)電解質(zhì)： 強(qiáng)酸，強(qiáng)堿，大多數(shù)鹽 。女口 HCI、NaOH、NaCk BaSQ 電解質(zhì)凈離子化合物或共價化合物非電解質(zhì)一一共價化合物質(zhì) 弱電解質(zhì)：弱酸，弱堿，極少數(shù)鹽，水。如HCIO NH3H20、Cu(OH)2、 注意：電解質(zhì);、非電解質(zhì)都是化合物SO、NH、CO等屬于非電解質(zhì)強(qiáng)電解質(zhì)不等于易溶于水物勺化合物機(jī)物如。如BaSO不溶于水06、但溶于水CfeBaSO全部電離，故BaSQ為強(qiáng)電解質(zhì))電解質(zhì)的強(qiáng)弱與導(dǎo)

14、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,電離過程就到達(dá)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)溶液里參加與弱電解質(zhì)具有相同離子的電解質(zhì)，會減弱 電離。D其他外加試劑：參加能與弱電解質(zhì)的電離產(chǎn)生的某種離子反響的物質(zhì)時，有利于 電離。5、 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6、電離常數(shù)：在一定條件下，弱電解質(zhì)在到達(dá)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

15、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。A+B表示方法：ABKi= A + B 丁AB7、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、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(qiáng)。如:HSQ>HPQ>HF>CHCOOH>CQ>HS>HCIO、水的電離和溶液的酸堿性1、 水 電離平衡：水的離子積：Kw=cH + cQH25C時，H +=QH- =10 -7 mol/L ; K w = H + QH = 1*10 -14注意：Kv只與溫

16、度有關(guān)，溫度一定，那么 Kw值一定Kw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極弱3、影響水電離平衡的外界因素： 酸、堿：抑制水的電離K 1*10-14 溫度：促進(jìn)水的電離水的電離是吸熱的易水解的鹽：促進(jìn)水的電離K w > 1*10 -4、溶液的酸堿性和pH:1pH=-lgcH+2pH的測定方法：酸堿指示劑一一甲基橙 、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)比色卡比照即可。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

17、合液的pH值計算方法公式1、強(qiáng)酸與強(qiáng)酸的混合：先求H+混：將兩種酸中的H+離子物質(zhì)的量相加除以總體積，再求其它H +混二H+1V1+H+2U / V1+V22、強(qiáng)堿與強(qiáng)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 "+QH 2匕/ M+V2注意：不能直接計算 H+混3、強(qiáng)酸與強(qiáng)堿的混合：先據(jù)H + OH- =H2O計算余下的H+或 OH,H+有余，貝卩用 余下的H+數(shù)除以溶液總體積求H+混；OH有余，那么用余下的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:1、強(qiáng)酸溶液：稀釋10n倍時,pH稀二 pH 原 +

18、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(qiáng)堿溶液：稀釋10n倍時,pH稀二 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、不管任何溶液，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(qiáng)酸、強(qiáng)堿變化得快。五、強(qiáng)酸pH1強(qiáng)堿pH2混和計算規(guī)律1、假設(shè)等體積混合pH1+pH2=14 那么溶液顯中性pH=7pH1+pHQ 15那么溶液顯堿性 pH=pl2-0.3pH1+pH2C 13那么溶液顯酸

19、性 pH=pH1+0.32、假設(shè)混合后顯中性pH1+pH2=14 V 酸：V堿=1: 1pH1+pH徉 14 V 酸：V堿=1: 1014-pH1+pH2六、酸堿中和滴定：1、中和滴定的原理實質(zhì)：H+OH二HO即酸能提供的H和堿能提供的0H物質(zhì)的量相等。2、中和滴定的操作過程：1 儀滴定管的刻度，0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，因為下端有一局部沒有刻度。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。

20、洗滌：用洗液洗t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(jìn)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，貝心c堿=n c Vn V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酸為標(biāo)準(zhǔn)酸，其數(shù)值在理論上是不變的，假設(shè)稀釋了雖實際 值變小，但表達(dá)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

21、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，那么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。七、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或0H吉合生成弱電 解質(zhì)的反響。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或0H吉合,破壞水的 電離，是平衡向右移動，促進(jìn)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(qiáng)顯誰性，兩弱都水解

22、，同強(qiáng)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(qiáng)。如:NazCO>NaHCO4、 鹽類水解的特點：1可逆與中和反響互逆2程度小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(jìn)或抑制鹽的水解H+促進(jìn) 陰離子 水解而 抑制 陽離子水解;OH -促進(jìn)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HSO 顯酸性 電離程度水解程度，顯酸性如：HSO3-、H2PQ- 水解程度電離程度，顯堿性如：HCO、HS、HPO-7、雙水解反響：1構(gòu)成鹽的陰陽離子均能發(fā)生水

23、解的反響。雙水解反響相互促進(jìn)，水解程度較大，有的甚至水解完全。使得平衡向右移。2常見的雙水解反響完全的為：Fe3+、人|3+與 AIO2-、CO2-HCO-、S2-HS-、SO2-HSO-;S2-與NH+; C&-HCO與NH+其特點是相互水解成沉淀或氣體。雙水解完全的離子方程式配平依據(jù)是兩邊電荷平衡，如：2AI3+ + 3S 2- + 6H 20 = 2AIOH 3 J + 3"Sf&水解平衡常數(shù) Kh對于強(qiáng)堿弱酸鹽：Kh =Kw/KaKw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(qiáng)酸弱堿鹽：Kh二Kw/KKw為該溫度下水的離子積，K

24、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那么1、多元弱酸多元弱酸鹽的電離水解的書寫原那么：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)書寫原那么：一步書寫八、溶液中微粒濃度的大小比擬根本原那么：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 質(zhì)子守恒：即水電離出的 H濃度與0H濃度相等。九、

25、難溶電解質(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) 反響后離子濃度降至1*10-5以下的反響為完全反響。如酸堿中和時H+降至10-7mol/L<10-5mol/L，故為完全反響，用“二常見的難溶物在水中的離子濃度均遠(yuǎn) 低于10-5mol/L，故均用“二。(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)：CaSO Ca(OH)、AgSQ(5) 溶解平衡常為吸熱，但 Ca(QH)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，否那么不存在平衡。2、溶解平衡方程式的書寫注意在沉

26、淀后用(s)標(biāo)明狀態(tài)，并用“ 。女口： :AgS(s) 2Ag +(aq ) + S2-(aq)3、沉淀生成的三種主要方式(1) 加沉淀劑法：Ksp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 MgC除去MgC2溶液中FeCb。(3) 氧化復(fù)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；氧化復(fù)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 _AgCl(白色沉淀)AgBr (淡黃色)AgI (黃色)Ag?S (黑色)6、溶度

27、積(心)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(dá)式：AmBn(S)- mA n+(aq)+nBm-(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)那么Q (離子積)心,有沉淀析出；Q= Ksp，平衡狀態(tài)；Q Ksp，未飽和，繼續(xù)溶解第四章電化學(xué)根底第一節(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

28、回路3、電子流向：外電路：負(fù)極一一導(dǎo)線一一正極內(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、電極反響：以鋅銅原電池為例：負(fù)極：氧化反響：_Zn 2e=Zn2+ (較活潑金屬)正極：復(fù)原反響：_2H+ + 2e= H2f (較不活潑金屬)總反響式：Zn+2H二Zn2+H2 f5、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)實驗現(xiàn)象溶解的一極為負(fù)極 增重或有氣泡一極為正極第

29、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，可以屢次重復(fù)使用，又叫 充電電池或蓄電池。2、電極反響：鉛蓄電池 放電：負(fù)極鉛：Pb+ so2- 2e = PbSOj正極氧化鉛：PbO + 4H+ so4- + 2e = PbSQj + 2H2O充電：陰極：PbS4+ 2H2C 2e = PbO+4l4 + so2-陽極：_PbSQ + 2e = Pb+ sc4-兩式

30、可以寫成一個可逆反響：_PbC2+ Pb+ 2HSQ2PfoSQ 4J+ 2H2Q'充電3、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響直接產(chǎn)生電流的一種原電池2、電極反響：一般燃料電池發(fā)生的電化學(xué)反響的最終產(chǎn)物與燃燒產(chǎn)物相同，可根據(jù) 燃燒反響寫出總的電池反響，但不注明反響的條件。，負(fù)極發(fā)生氧化反響，正極發(fā)生 復(fù)原反響，不過要注意一般電解質(zhì)溶液要參與電極反響。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 正極：O 2+4 e 4H =

31、2HQ當(dāng)電解質(zhì)溶液呈堿性時：負(fù)極：_2H 2+ 4QH-4e = 4H 正極：O 2+ 2HC+ 4 e=4QH另一種燃料電池是用金屬鉑片插入 KQH溶液作電極，又在兩極上分別通甲烷？燃料? 和氧氣？氧化劑？。電極反響式為：負(fù)極：CH+ 10QH- 8e? = + 7H2Q正極：4H2QP 2Q2+ 8e? = 8QH?電池總反響式為：CH外2QH 2KQI+ K2CQ+ 3H2Q3、燃料電池的優(yōu)點：能量轉(zhuǎn)換率高、廢棄物少、運(yùn)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:流外加直流電通過電解質(zhì)溶液而在陰陽兩極引起氧化復(fù)原反

32、響被動 的不是自發(fā)的的過程3、放電：當(dāng)離子到達(dá)電極時，失去或獲得電子，發(fā)生氧化復(fù)原反響的過程4、電子流向：電源負(fù)極一電解池陰極一離子定向運(yùn)動電解質(zhì)溶液一電解池陽極電源正極5、電極名稱及反響：陽極：與直流電源的 正極 相連的電極，發(fā)生 氧化 反響陰極：與直流電源的 負(fù)極 相連的電極，發(fā)生 復(fù)原 反響6、電解CuCb溶液的電極反響：陽極：_2Cl - -2e-=Cl 2 氧化陰極：_Cu2+2e-=Cu復(fù)原總反響式：_CuCl 2 =Cu+Cl2 f _7、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)：電解反響離子方程式書寫：放電順序：陽離子放電順序Ag+>Hg+>

33、FeT>cU+>H+ 指酸電離的>Pb2+>Sr2+>Fe2+>Zn2+>Al3+>M3+>Nca>Cca+>K+陰離子的放電順序是惰性電極時：扌>1 ->Br->C>OONO>SQ2-等含氧酸根離子>F-SQ2-/MnQ->0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，假設(shè)陽極材料為活性電極Fe、Cu等金屬，那么陽極反響為電極材料失去電子，變成離子進(jìn)入溶液；假設(shè)為惰性材料，那么根據(jù)陰陽離子的放電順序，依據(jù)陽氧陰還的規(guī)律來書寫電極反響式。電解質(zhì)水溶液點解產(chǎn)物

34、的規(guī)律類型電極反響特點實例電解對象電解質(zhì)濃度pH電解質(zhì)溶液復(fù)原分解電解質(zhì)?電解質(zhì)電離出的陰陽HCI?電解質(zhì)?減小?增大?HCICuCI2?CuCI2型離子分別在兩極放電放 H2生成堿陰極：水放H2生堿NaCI電解質(zhì)和水生成新電解增大?HCI型陽極：電解質(zhì)陰離子放質(zhì)電放氧生酸型陰極：電解質(zhì)陽離子放CuSO電解質(zhì)和水生成新電解減小氧化銅電質(zhì)陽極：水放02生酸電解水型陰極：4H+ 4e- = 2H2NaOH水增大?增大水:H2SO4?減小Na2SO4?不變陽極：40H- 4e- = 02f + 2H2O上述四種類型電解質(zhì)分類：1電解水型：含氧酸，強(qiáng)堿，活潑金屬含氧酸鹽2電解電解質(zhì)型：無氧酸，不活潑金

35、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外表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(jìn)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 外表M n+ + ne = M電解質(zhì)溶液：含有鍍層金屬離子的溶液做電鍍液鍍銅反響原理陽極(純銅):Cu-2e=Cu2+ 陰極(鍍件):Cif+2e=Cu電解液：可溶性銅鹽溶液，如 CuSO溶液(3) 、電鍍應(yīng)用之

36、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，從它們的化合物中復(fù)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：NaCI = Na + + Cl 通直流電后：陽極：2Ns+ + 2e = 2Na陰極：2CI 2e = CLf規(guī)律總結(jié)：原電池、電解池、電鍍池的判斷規(guī)律(1)假設(shè)無外接電源，又具備組成原電池的三個條件。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)生氧化復(fù)原反響(有時是與水電離產(chǎn)生的 H+乍用)，只要同時具備這三個條 件

37、即為原電池。2假設(shè)有外接電源，兩極插入電解質(zhì)溶液中，那么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，貝偽電鍍池。3假設(shè)多個單池相互串聯(lián)，又有外接電源時，那么與電源相連接的裝置為電解池成 電鍍池。假設(shè)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，電鍍池的比擬、性 質(zhì) 類別、原電池電解池電鍍池定義將化學(xué)能轉(zhuǎn)變成將電能轉(zhuǎn)變成化學(xué)能應(yīng)用電解原理在某些金裝置特點電能的裝置的裝置屬外表鍍上一側(cè)層其他金屬反響特征自發(fā)反響非自發(fā)反響非自發(fā)反響裝置特征無電源，兩級材料不同有電源，兩級材料可同可不同有電源形成條件活動性不同的兩兩電極連接直流電源1鍍層金屬接電源正極，極兩電極插入電解質(zhì)溶待鍍金屬接負(fù)極；2電鍍電解質(zhì)溶液液液必須含有鍍層金屬的形成閉合回路形成閉合回路離子電極名稱負(fù)極：較活潑金屬陽極：與電源正極相名稱同電解，但有限制條正極：較不活潑金連件屬能導(dǎo)電非金陰極：與電源負(fù)極相陽極：必須是鍍層金屬屬連陰極：鍍件電極反響負(fù)極：氧化反響，陽極：氧化反響，溶陽極：金屬電極失去電子金屬失去電子 正極：復(fù)原反響， 溶液中的陽離子 的電子或者氧氣 得電子吸氧腐 蝕液