高中會(huì)考化學(xué)選修4知識(shí)點(diǎn)分章總結(jié)及精練精析

1、選修4化學(xué)反應(yīng)與原理知識(shí)點(diǎn) 第一章 化學(xué)反應(yīng)與能量章節(jié)知識(shí)網(wǎng)絡(luò)1 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(jìn)行的化學(xué)反應(yīng)的熱效應(yīng)（1）.符號(hào)： H（2）.單位：kJ/mol 3.產(chǎn)生原因：化學(xué)反應(yīng)過(guò)程中化學(xué)鍵的斷裂與形成化學(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 >04.可直接測(cè)量，測(cè)量?jī)x器叫量熱計(jì)。 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

2、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)2·8H2O與NH4Cl 大多數(shù)的分解反應(yīng) 以H2、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(diǎn): 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(shí)的溫度和壓強(qiáng)。 熱化學(xué)方程式中的化學(xué)計(jì)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(jìn)行，H改變符號(hào)，數(shù)值不變?nèi)⑷紵裏?概念：25 ，101 kPa時(shí)，1 mol純物質(zhì)完全燃燒生成穩(wěn)定的化合物時(shí)

3、所放出的熱量。燃燒熱的單位用kJ/mol表示。注意以下幾點(diǎn)：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?jī)?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(shí)的反應(yīng)熱叫中和熱。2強(qiáng)酸與強(qiáng)堿的中和反應(yīng)其實(shí)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(shí)的中和熱小于57.3kJ/mol。4中和熱的測(cè)定實(shí)驗(yàn)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)

4、物）和終態(tài)（各生成物）有關(guān)，而與具體反應(yīng)進(jìn)行的途徑無(wú)關(guān)，如果一個(gè)反應(yīng)可以分幾步進(jìn)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。2.蓋斯定律的應(yīng)用蓋斯定律的應(yīng)用主要是以熱化學(xué)方程式為依托的對(duì)特定化學(xué)反應(yīng)過(guò)程的焓變的計(jì)算，運(yùn)用蓋斯定律時(shí)的注意事項(xiàng)如下： 熱化學(xué)方程式同乘以某一個(gè)數(shù)時(shí),反應(yīng)熱數(shù)值也應(yīng)該乘上該數(shù); 熱化學(xué)方程式相加減時(shí),同種物質(zhì)之間可以相加減,反應(yīng)熱也隨之相加減; 將一個(gè)熱化學(xué)方程式顛倒時(shí),H的“+”、“-”號(hào)必須隨之改變.第二章 化學(xué)反應(yīng)速率和化學(xué)平衡章節(jié)知識(shí)網(wǎng)絡(luò)化學(xué)反應(yīng)速率影響化學(xué)反應(yīng)速率的因素化學(xué)反應(yīng)進(jìn)行的方向化學(xué)平衡測(cè)量的方法反應(yīng)的可逆不可逆化學(xué)平衡狀態(tài)特點(diǎn)化學(xué)

5、平衡常數(shù)影響因素及平衡移動(dòng)原理熵判據(jù)濃度、壓強(qiáng)溫度催化劑定量表示方法一、化學(xué)反應(yīng)速率1. 化學(xué)反應(yīng)速率（v） 定義：用來(lái)衡量化學(xué)反應(yīng)的快慢，單位時(shí)間內(nèi)反應(yīng)物或生成物的物質(zhì)的量的變化 表示方法：?jiǎn)挝粫r(shí)間內(nèi)反應(yīng)濃度的減少或生成物濃度的增加來(lái)表示 計(jì)算公式：v=c/t（：平均速率，c：濃度變化，t：時(shí)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)所處的外界條件2. 外界條件對(duì)化學(xué)反應(yīng)速率影響的變化規(guī)律注意： 1.  化學(xué)反應(yīng)速率是標(biāo)量，只有大小而沒(méi)有方向；2.  一般計(jì)算出來(lái)的化學(xué)反應(yīng)速率

6、是一段時(shí)間內(nèi)的平均速率，不同時(shí)刻的化學(xué)反應(yīng)速率是不相同的；3.  對(duì)于固體或氣體反應(yīng)中的液體物質(zhì)，反應(yīng)在其表面進(jìn)行，壓強(qiáng)的變化對(duì)濃度幾乎無(wú)影響，是不變的，因此一般不用固體、純液體表示化學(xué)反應(yīng)速率；4.  對(duì)于同一化學(xué)反應(yīng)，用不同的物質(zhì)表示其化學(xué)反應(yīng)速率可能不相同，但其化學(xué)反應(yīng)速率之比等于化學(xué)方程式中的化學(xué)計(jì)量數(shù)之比。 5. 惰性氣體對(duì)于速率的影響：(該處知識(shí)為學(xué)生的易錯(cuò)點(diǎn)，請(qǐng)注意) 恒溫恒容時(shí)：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)速率不變恒溫恒壓時(shí)：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

7、態(tài)：一定條件下，當(dāng)一個(gè)可逆反應(yīng)進(jìn)行到正逆反應(yīng)速率相等時(shí)，體系內(nèi)組成成分濃度不再改變，達(dá)到表面上靜止的一種“平衡”，這就是這個(gè)反應(yīng)所能達(dá)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(dòng)（動(dòng)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(dá)到平衡狀態(tài)的方法和依據(jù)例舉反應(yīng)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)一定平衡各物質(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)一定平衡總體積、總壓力、總物質(zhì)的量一定不一定平衡

8、正、逆反應(yīng)速率的關(guān)系在單位時(shí)間內(nèi)消耗了m molA同時(shí)生成m molA，即V(正)=V(逆)平衡在單位時(shí)間內(nèi)消耗了n molB同時(shí)消耗了p molC，則V(正)=V(逆)平衡V(A):V(B):V(C):V(D)=m:n:p:q，V(正)不一定等于V(逆)不一定平衡在單位時(shí)間內(nèi)生成n molB，同時(shí)消耗了q molD，因均指V(逆)不一定平衡壓強(qiáng)m+np+q時(shí)，總壓力一定（其他條件一定）平衡m+n=p+q時(shí)，總壓力一定（其他條件一定）不一定平衡混合氣體平均相對(duì)分子質(zhì)量MrMr一定時(shí)，只有當(dāng)m+np+q時(shí)平衡Mr一定時(shí)，但m+n=p+q時(shí)不一定平衡溫度任何反應(yīng)都伴隨著能量變化，當(dāng)體系溫度一定時(shí)（

9、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(dòng)的因素1、濃度對(duì)化學(xué)平衡移動(dòng)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(dòng)；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(dòng)（2）增加固體或純液體的量，由于濃度不變，所以平衡不移動(dòng)2、溫度對(duì)化學(xué)平衡移動(dòng)的影響影響規(guī)律：在其他條件不變的情況下，溫度升高會(huì)使化學(xué)平衡向著吸熱反應(yīng)方向移動(dòng)，溫度降低會(huì)使化學(xué)平衡向著放熱反應(yīng)方向移動(dòng)。3、壓強(qiáng)對(duì)化學(xué)平衡移動(dòng)的影響影響規(guī)律：其他條件不變時(shí)，增大壓強(qiáng)，會(huì)使平衡向著體積縮小方向移動(dòng)；減小壓強(qiáng)，會(huì)使平

10、衡向著體積增大方向移動(dòng)。注意：改變壓強(qiáng)不能使無(wú)氣態(tài)物質(zhì)存在的化學(xué)平衡發(fā)生移動(dòng)4.催化劑對(duì)化學(xué)平衡的影響：由于使用催化劑對(duì)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(dòng)。但是使用催化劑可以影響可逆反應(yīng)達(dá)到平衡所需的時(shí)間。5.勒夏特列原理（平衡移動(dòng)原理）：如果改變影響平衡的條件之一（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(dòng)。三、化學(xué)平衡常數(shù)（一）定義：在一定溫度下，當(dāng)一個(gè)反應(yīng)達(dá)到化學(xué)平衡時(shí)，生成物濃度冪之積與反應(yīng)物濃度冪之積的比值是一個(gè)常數(shù)比值。 符號(hào)： K（二）使用化學(xué)平衡常數(shù)K應(yīng)注意的問(wèn)題：1、表達(dá)式中各物質(zhì)的濃度是平衡的濃度，不是起始濃度也不是物質(zhì)的量。2、K只與溫

11、度（T）有關(guān)，與反應(yīng)物或生成物的濃度無(wú)關(guān)。3、反應(yīng)物或生產(chǎn)物中有固體或純液體存在時(shí)，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(jìn)行程度的標(biāo)志。K值越大，說(shuō)明平衡時(shí)_生成物的濃度越大，它的正向反應(yīng)進(jìn)行的程度越大，即該反應(yīng)進(jìn)行得越完全，反應(yīng)物轉(zhuǎn)化率越高。反之，則相反。一般地，K>105時(shí)，該反應(yīng)就進(jìn)行得基本完全了。2、可以利用K值做標(biāo)準(zhǔn)，判斷正在進(jìn)行的可逆反應(yīng)是否平衡及不平衡時(shí)向何方進(jìn)行建立平衡。（Q：濃度積）Q K:反應(yīng)向正反應(yīng)方向進(jìn)行;Q = K:反

12、應(yīng)處于平衡狀態(tài) ;Q K:反應(yīng)向逆反應(yīng)方向進(jìn)行四、化學(xué)反應(yīng)進(jìn)行的方向1、反應(yīng)熵變與反應(yīng)方向：（1）熵:物質(zhì)的一個(gè)狀態(tài)函數(shù)，用來(lái)描述體系的混亂度，符號(hào)為S. 單位：Jmol-1K-1 (2)體系趨向于有序轉(zhuǎn)變?yōu)闊o(wú)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(shí)熵值最大，液態(tài)時(shí)次之，固態(tài)時(shí)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(qiáng)一定的條件下，化學(xué)反應(yīng)的判讀依據(jù)為： H-TS0 反應(yīng)能自發(fā)進(jìn)行H-TS=0 反應(yīng)達(dá)到平衡狀態(tài)H-TS0 反應(yīng)不能自發(fā)進(jìn)行注意：（1）H為負(fù)，S為正時(shí)，任何溫度反應(yīng)都能自發(fā)進(jìn)行 （2）H為正，S為負(fù)時(shí)，

13、任何溫度反應(yīng)都不能自發(fā)進(jìn)行 第三章 水溶液中的離子平衡章節(jié)知識(shí)網(wǎng)絡(luò)一、弱電解質(zhì)的電離 物質(zhì)單質(zhì)化合物 電解質(zhì)非電解質(zhì)：非金屬氧化物，大部分有機(jī)物。 如SO3、CO2、C6H12O6、CCl4、CH2=CH2強(qiáng)電解質(zhì)： 強(qiáng)酸，強(qiáng)堿，大多數(shù)鹽 。如HCl、NaOH、NaCl、BaSO4弱電解質(zhì)：弱酸，弱堿，極少數(shù)鹽，水。 如HClO、NH3·H2O、Cu(OH)2、H2O混和物純凈物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。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(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)：在水溶液里只有一部分分子電離成離子的電解質(zhì)

14、 。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(jià)化合物 非電解質(zhì)共價(jià)化合物注意：電解質(zhì)、非電解質(zhì)都是化合物 SO2、NH3、CO2等屬于非電解質(zhì) 強(qiáng)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BaSO4為強(qiáng)電解質(zhì)）電解質(zhì)的強(qiáng)弱與導(dǎo)電性、溶解性無(wú)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)合成弱電解質(zhì)分子的速率相等時(shí)，電離過(guò)程就達(dá)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：濃度越大，電離程度越小；溶液稀釋時(shí)，電離平衡向著電離的方向移動(dòng)。C、同離子效應(yīng)：在弱電解質(zhì)溶液

15、里加入與弱電解質(zhì)具有相同離子的電解質(zhì)，會(huì)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(shí)，有利于電離。9、電離方程式的書寫：用可逆符號(hào) 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(dá)到電離平衡時(shí)，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(gè)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：ABA+B- K= A+ 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、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

16、度越大，酸性越強(qiáng)。如：H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>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：KW = cH+·cOH- 25時(shí), H+=OH- =10-7 mol/L ; KW = H+·OH- = 1*10-14 注意：KW只與溫度有關(guān)，溫度一定，則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(diǎn)：（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 KW1*10-14溫度：促進(jìn)水的電離（水的電離是吸熱的）易水解的鹽：

17、促進(jìn)水的電離 KW 1*10-144、溶液的酸堿性和pH： （1）pH=-lgcH+（2）pH的測(cè)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(duì)比即可。 注意：事先不能用水濕潤(rùn)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(jì)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 =（H+1V1+H+2V2）/（V1+V2）2、強(qiáng)堿與強(qiáng)堿的混合：（先求OH-混：將兩種

18、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-1V1+OH-2V2）/（V1+V2） (注意 :不能直接計(jì)算H+混)3、強(qiáng)酸與強(qiáng)堿的混合：（先據(jù)H+ + OH- =H2O計(jì)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(guò)程溶液pH值的變化規(guī)律：1、強(qiáng)酸溶液：稀釋10n倍時(shí)，pH稀 = pH原+ n （但始終不能大于或等于7）2、強(qiáng)堿溶液：稀釋10n倍時(shí)，pH稀 = pH原n （但始終不能小于或等于7）3、不論任何溶液，稀釋時(shí)pH均是向7靠近（即向中性靠近）；任何溶液無(wú)限稀釋后

19、pH均接近7五、酸堿中和滴定：1、中和滴定的原理實(shí)質(zhì)：H+OH=H2O 即酸能提供的H+和堿能提供的OH-物質(zhì)的量相等。2、中和滴定的操作過(guò)程：（1）準(zhǔn)備過(guò)程：準(zhǔn)備：檢漏、洗滌、潤(rùn)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(cè)液洗）裝溶液排氣泡調(diào)液面記數(shù)據(jù)V(始)（2）實(shí)驗(yàn)過(guò)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(shí)，則：c堿=同理，用標(biāo)準(zhǔn)堿來(lái)滴定未知濃度的酸時(shí)亦然。六、鹽類的水解（只有可溶于水的鹽才水解）1、鹽

20、類水解：在水溶液中鹽電離出來(lái)的離子跟水電離出來(lái)的H+或OH-結(jié)合生成弱電解質(zhì)的反應(yīng)。2、水解的實(shí)質(zhì)：水溶液中鹽電離出來(lái)的離子跟水電離出來(lái)的H+或OH-結(jié)合,破壞水的電離，是平衡向右移動(dòng)，促進(jìn)水的電離。3、鹽類水解規(guī)律： 有弱才水解， 越弱越水解, 誰(shuí)強(qiáng)顯誰(shuí)性。4、鹽類水解的特點(diǎn)：（1）可逆（與中和反應(yīng)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(yáng)離子水解；OH -促進(jìn)陽(yáng)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：

21、如HSO4- 顯酸性 電離程度水解程度，顯酸性 （如: HSO3- 、H2PO4-） 水解程度電離程度，顯堿性 （如：HCO3- 、HS- 、HPO42-）7、鹽類水解的應(yīng)用：水解的應(yīng)用實(shí)例原理1、凈水明礬凈水Al3+3H2O Al(OH)3(膠體)+3H+ 2、去油污用熱堿水冼油污物品CO32-+H2O HCO3-+OH- 3、藥品的保存配制FeCl3溶液時(shí)常加入少量鹽酸Fe3+3H2O Fe(OH)3+3H+ 配制Na2CO3溶液時(shí)常加入少量NaOHCO32-+H2O HCO3-+OH- 4、制備無(wú)水鹽由MgCl2·6H2O制無(wú)水MgCl2 在HCl氣流中加熱若不然，則：MgCl

22、2·6H2O Mg(OH)2+2HCl+4H2OMg(OH)2 MgO+H2O5、泡沫滅火器用Al2(SO4)3與NaHCO3溶液混合Al3+ + 3HCO3- = Al(OH)3 + 3CO2 6、比較鹽溶液中離子濃度的大小比較NH4Cl溶液中離子濃度的大小NH4+ + H2O NH3·H2O+H+ c(Cl-)>c(NH4+)>c(H+)>c(OH)- 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

23、步書寫 七、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(yáng)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(gè)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OH-濃度相等。九、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(shí)（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(shí)H+降至10-7mol/L<10-5mol/L，故為完全反應(yīng)，用

24、“=”，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“=”。 （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、Ag2SO4 （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，否則不存在平衡。2、溶解平衡方程式的書寫 注意在沉淀后用(s)標(biāo)明狀態(tài)，并用“ ”。如：Ag2S(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?。闯恋碓诫y溶），沉淀越完全；沉淀劑過(guò)量能使沉淀更完全。 （2）調(diào)pH值除某些易水解的金屬陽(yáng)離子

25、：如加MgO除去MgCl2溶液中FeCl3。 （3）氧化還原沉淀法： 4、沉淀的溶解： 沉淀的溶解就是使溶解平衡正向移動(dòng)。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：AgNO3 AgCl(白色沉淀) 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(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)。w.w.w.k.s.5.u.c.o.m2、表達(dá)式：AmBn(s) mAn+(aq)+nBm-(aq) KSP= c(An+)m

26、 c(Bm-)n3、影響因素：外因：濃度：加水，平衡向溶解方向移動(dòng)。溫度：升溫，多數(shù)平衡向溶解方向移動(dòng)。4、溶度積規(guī)則QC（離子積） KSP 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 電化學(xué)基礎(chǔ)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(gè)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(yáng)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)：Zn2eZn2 （較活潑金屬）正極： 還原

27、反應(yīng)： 2H2eH2 （較不活潑金屬）總反應(yīng)式：Zn+2H+=Zn2+H2 5、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(dòng)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(dòng)方向陽(yáng)離子流向正極，陰離子流向負(fù)極 （5）根據(jù)實(shí)驗(yàn)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(yáng)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

28、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）：Pb2e- PbSO4正極（氧化鉛）：PbO24H+2e- PbSO42H2O 充電：陰極：PbSO42H2O2e- PbO24H+ 放電 充電 陽(yáng)極：PbSO42e- Pb 兩式可以寫成一個(gè)可逆反應(yīng)：PbO2Pb2H2SO4 2PbSO42H2O 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：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)

29、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(guò)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(shí)：負(fù)極：2H24e- =4H+ 正極：24 e- 4H+ =2H2O當(dāng)電解質(zhì)溶液呈堿性時(shí)：負(fù)極：2H24OH-4e-4H2O 正極：22H2O4 e-4OH-3、燃料電池的優(yōu)點(diǎn)：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：電流(外加直流電)通過(guò)電解質(zhì)溶液而在陰陽(yáng)兩極引起氧化還原反

30、應(yīng)(被動(dòng)的不是自發(fā)的)的過(guò)程 3、放電：當(dāng)離子到達(dá)電極時(shí)，失去或獲得電子，發(fā)生氧化還原反應(yīng)的過(guò)程 4、電子流向：（電源）負(fù)極 （電解池）陰極 （離子定向運(yùn)動(dòng)）電解質(zhì)溶液 （電解池）陽(yáng)極 （電源）正極 5、電極名稱及反應(yīng)： 陽(yáng)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CuCl2溶液的電極反應(yīng)：陽(yáng)極：2Cl- -2e-=Cl2 (氧化)陰極：Cu2+2e-=Cu(還原)總反應(yīng)式：CuCl2 =Cu+Cl2 7、電解本質(zhì)：電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電過(guò)程，就是電解質(zhì)溶液的電解過(guò)程規(guī)律總結(jié)：電解反應(yīng)離子方程式書寫：放電順序：陽(yáng)離子放電順序Ag+>Hg2+>Fe3+>Cu2+>H+（指酸電離的)>Pb2+>Sn2+>Fe2+>Zn2+>Al3+>Mg2+>Na+>Ca2+>K+ 陰離