高中化學(xué)選修4復(fù)習(xí)提綱

1、高二實驗班化學(xué)選修4復(fù)習(xí)提綱第一章 化學(xué)反應(yīng)與能量一、焓變(H) ： 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： H（2）.單位：kJ/mol 3.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

2、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；反應(yīng)逆向進(jìn)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

3、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 ，這時的反應(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= 3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(jìn)行的

4、途徑無關(guān)，如果一個反應(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、運(yùn)用：根據(jù)蓋斯定律，可以設(shè)計反應(yīng)求出另一個反應(yīng)的反應(yīng)熱。第二章 化學(xué)反應(yīng)速率和化學(xué)平衡一、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）注意事項:B為溶液或氣體。固體或純液體(如:Br2 )物質(zhì)的物質(zhì)的量濃度通常為常數(shù)。v(B)是平均速率，而不是瞬時速率。同一化學(xué)反應(yīng)，在同一段時間內(nèi)

5、，用不同物質(zhì)表示反應(yīng)速率時，數(shù)值不同，但表達(dá)的意義卻相同，即一種物質(zhì)表示的化學(xué)反應(yīng)速率也代表了整個化學(xué)反應(yīng)的反應(yīng)速率。用不同的物質(zhì)變化表示同一反應(yīng)在同一時間段內(nèi)的速率時，速率之比化學(xué)計量數(shù)之比 =濃度變化量之比物質(zhì)的量變化量之比單位換算。如0.01mol/(L·s)= _ mol/(L·min) 二.影響化學(xué)反應(yīng)速率的因素 1.有效碰撞模型 活化能= H= 圖中的反應(yīng)是 _ 反應(yīng)。（填“放熱”或“吸熱”） 2. 影響化學(xué)反應(yīng)速率的根本原因是 _ ，外部條件如： _、_ _ ,_ 等是次要原因。注意：（1）、參加反應(yīng)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

6、反應(yīng)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(jìn)行到正逆反應(yīng)速率相等時，各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（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. 可逆反應(yīng)達(dá)到平衡的標(biāo)志v正 = v

7、逆 。正、逆反應(yīng)速率相等是對反應(yīng)體系中的同一物質(zhì)而言。各組成成分的含量保持不變4、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- 各物質(zhì)的質(zhì)量或各物質(zhì)質(zhì)量分?jǐn)?shù)一定- 各氣體的體積或體積分?jǐn)?shù)一定- 總體積、總壓力、總物質(zhì)的量一定- 正、逆反應(yīng)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) - 在單位時間內(nèi)消耗了n molB同時消耗了p molC，則V(正)=V(逆) - V(A):V(B):V(C):V(D)=m:n:p:q，V(正

8、)不一定等于V(逆) - 在單位時間內(nèi)生成n molB，同時消耗了q molD，因均指V(逆) - 壓強(qiáng)m+np+q時，總壓力一定（其他條件一定）- m+n=p+q時，總壓力一定（其他條件一定）- 混合氣體平均相對分子質(zhì)量MrMr一定時，只有當(dāng)m+np+q時- Mr一定時，但m+n=p+q時- 溫度任何反應(yīng)都伴隨著能量變化，當(dāng)體系溫度一定時（其他不變）- 體系的密度密度一定- 其他如體系顏色不再變化等- 方法總結(jié)：變化（某物理量在反應(yīng)向右、向左進(jìn)行是增大或減小的）-不變（該物理量不再變化了），則說明反應(yīng)已達(dá)到平衡。（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

9、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 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，所以平衡 （3）在溶液中進(jìn)行的反應(yīng)，如果稀釋溶液，反應(yīng)物濃度 ，生成物濃度也 ， V正 ，V逆也 ，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 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 方向移動，溫度降低會使化學(xué)平衡向著_ 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 方向移動；減小壓強(qiáng)，會使平衡

10、向著 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(dá)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(qiáng)，濃度），平衡向著能夠 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(dá)到化學(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

11、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(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，說明平衡時生成物的濃度越大，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，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向何方進(jìn)行

12、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:反應(yīng)處于平衡狀態(tài) ; Q K:反應(yīng)向逆反應(yīng)方向進(jìn)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 反應(yīng)若溫度升高，K值減小，則正反應(yīng)為 反應(yīng)四、等效平衡1、概念：在一定條件下（定溫、定容或定溫、定壓），只是起始加入情況不同的同一可逆反應(yīng)達(dá)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

13、變的可逆反應(yīng)：只要反應(yīng)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(jìn)行的方向1、反應(yīng)熵變與反應(yīng)方向：（1）熵:物質(zhì)的一個狀態(tài)函數(shù)，用來描述體系的混亂度，符號為S. 單位：J/（mol.K） (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(qiáng)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(jìn)行H-TS = 0 反應(yīng)達(dá)到平衡狀

14、態(tài)H-TS 0 反應(yīng)不能自發(fā)進(jìn)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(jìn)行 （2）H為正，S為負(fù)時，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(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) 。例：強(qiáng)電解質(zhì) 弱電解質(zhì) 非電解質(zhì) 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、NH3、CO2等屬于非電解質(zhì)

15、 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 和離子結(jié)合成 時，電離過程就達(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 ；溶液稀釋時，電離平衡向著 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 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。5、電離方程式的書寫：用可逆符號 弱酸的電離要

16、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)在達(dá)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 =A+B- Ki= A+ B-/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：H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO二、水的電離和溶液的酸堿性1、水電離平

17、衡： 水的離子積：KW = 25時, H+=OH- =10-7 mol/L ; KW = H+·OH- = 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 KW1X10-14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 KW 1X10-144、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

18、色） 酚酞8.210.0（淺紅色）pH試紙 -操作：用玻璃棒蘸取未知液點(diǎn)在pH試紙中部，然后與標(biāo)準(zhǔn)比色卡對照，讀出pH 值 。 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(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 :不能直接計算H+混)3、強(qiáng)酸與強(qiáng)堿的混合：（先據(jù)H+ + OH- =

19、H2O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：1、強(qiáng)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(qiáng)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

20、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、若等體積混合： pH1+pH2=14 則溶液顯中性pH=7 pH1+pH215 則溶液顯堿性pH=pH2-0.3 pH1+pH213 則溶液顯酸性pH=pH1+0.32、若混合后顯中性pH1+pH2=14 V酸：V堿=1：1pH1+pH214 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-=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

21、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），也不得中途向滴定管中添加。滴定管可以讀到小數(shù)點(diǎn)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(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，則：c堿=上述公式在求算

22、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，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。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

23、的離子跟水電離出來的H+或OH-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(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，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:Na2CO3 NaHCO3) 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

24、+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HSO4- 顯 性 電離程度水解程度，顯 性 （如: HSO3- 、H2PO4-） 水解程度電離程度，顯 性 （如：HCO3- 、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(jìn)，水解程度較大，有的甚至水解完全。使得平衡向右移。 （2）常見的雙水解反應(yīng)完全的為：Fe3+、Al3+與AlO2-、CO32-(HCO3-)、S2-(HS-)、SO32-(HSO3-)；S2-與NH4+；CO32-(HCO3-)與NH4+其特點(diǎn)

25、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：2Al3+ + 3S2- + 6H2O = 2Al(OH)3+ 3H2S 8、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 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溶液時常加入少量鹽酸 Fe3+3H2O Fe(OH)3+3H+配制Na2CO3溶液時常加入少量NaOH CO32-+H2O HCO3-+OH-4、制備無水鹽由MgCl2·6H2O制無水MgCl2 在HCl氣流中加熱若不然，則：MgCl2&

26、#183;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+3CO26、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)-9、水解平衡常數(shù) （Kh） 對于強(qiáng)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(qiáng)酸弱堿鹽：Kh =Kw/Kb（Kw為該溫度下水的離子積，Kb為該條件下該弱堿根形成

27、的弱堿的電離平衡常數(shù)）八、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 九、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)之和質(zhì)子守恒：即水電離出的H+濃度與OH-濃度相等。十、難溶電解質(zhì)的溶解平

28、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1X10-5以下的反應(yīng)為完全反應(yīng)。如酸堿中和時H+降至10-7mol/L<10-5mol/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10-5mol/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

29、。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MgCl2溶液中FeCl3。 （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：AgNO3 AgCl(白色沉淀)

30、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)。（2）表達(dá)式：AmBn(s) mAn+(aq)+nBm-(aq) KSP= c m (An+).c n (Bm-)（3）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為離子積 QCKSP 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1、概念： 化學(xué)能轉(zhuǎn)化為電能的裝置叫做原電池_ 2、

31、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 離子移向負(fù)極的電解質(zhì)溶液，鹽橋中 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 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

32、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： 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）：Pb2e+ SO42-PbSO4 正極（氧化鉛）：PbO24H+2e? PbSO42H2O充電： 陰極：PbSO42H2O2e PbO24H+

33、 陽極：PbSO42e? Pb 兩式可以寫成一個可逆反應(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： 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： 正極： 當(dāng)電解質(zhì)溶液呈堿性時： 負(fù)極： 負(fù)

34、極： 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和氧氣。電極反應(yīng)式為：負(fù)極： 正極： 電池總反應(yīng)式為： 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 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(yùn)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 相連的電極，

35、發(fā)生 反應(yīng) 陰極：與直流電源的 相連的電極，發(fā)生 反應(yīng) 6、電解CuCl2溶液的電極反應(yīng)： 陽極：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：陽離子放電順序：Ag+>Hg2+>Fe3+>Cu2+>H+（指酸電離的)>Pb2+>Sn2+>Fe2+>Zn2+>Al3+>Mg2+>Na+>Ca2+>K+陰離子放電順序：是惰性電極時：S2->I->Br-

36、>Cl->OH-> (等含氧酸根離子)>F-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(jìn)入溶液；若為惰性材料，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(diǎn)解產(chǎn)物的規(guī)律電極反應(yīng)特點(diǎn)：電解質(zhì)電離出的陰陽離子分別在兩極放電實例電解對象電解質(zhì)濃度電極反應(yīng)式溶液pH電解質(zhì)溶液復(fù)原HClCuCl2NaClCuSO4NaOHH2SO4Na2SO4小結(jié)：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

37、：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(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，附著在金屬表面 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 鍍銅反應(yīng)原理： 陽極(純銅)：Cu-2e-=Cu2+，陰極(鍍件)：Cu2+2e-=Cu

38、， 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 2、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- +2e- = Cl2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。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

39、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，電鍍池的比較類別原電池電解池電鍍池定義將化學(xué)能轉(zhuǎn)變成電能的裝置將電能轉(zhuǎn)變成化學(xué)能的裝置應(yīng)用電解原理在某些金屬表面鍍上一側(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極電解質(zhì)溶液形成閉合回路兩電極連接直流電源兩電極插入電解質(zhì)溶液形成閉合回路1鍍層金屬接電源正極，待鍍金屬接負(fù)極；2電鍍液必須含有鍍層金屬的離子電極名稱負(fù)極：較活潑金屬正極：較不活潑金屬（能導(dǎo)電非金屬）陽極：與電源正極相連陰極：與電源負(fù)極相連名稱同電解，但有限制條件陽極：必須是鍍層金屬陰極：鍍件電極反應(yīng)負(fù)極：氧化反應(yīng)，金屬失去電子正極：還原反應(yīng)，