高中化學(xué)選修化學(xué)反應(yīng)原理知識點總結(jié)

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 .始變（AH）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：AH （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）AH為“-”或4 H <0吸收熱量的化學(xué)反應(yīng)。（吸熱>放熱） H為“+”或4 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 - 8H20與NH 4Cl大

2、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)，也可以是分數(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。注意以下幾點：研究條件： 101 k

3、Pa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。（AH<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 H 20，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） =H 2O（l）A H= 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)進行的途徑無關(guān)，如果一個反應(yīng)可以分幾步進行，則各

4、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=Ac/At （ U：平均速率，A c,濃度變化，A 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，可以認為反應(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

5、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 也丁，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)量分數(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)、*C(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)

6、的物質(zhì)的量的分數(shù)一定平衡各物質(zhì)的質(zhì)量或各物質(zhì)質(zhì)量分數(shù)一定平衡各氣體的體積或體積分數(shù)一定平衡總體積、總壓力、總物質(zhì)的量n不一定平衡正、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（正尸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（正尸V（逆）平衡 V(A):V(B):V(C):V(D尸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m+n w p+q時，總壓力 te （其他條件 te）平衡m+n=p+q時，總壓力 正（其他條件te）不一定

7、平衡混合氣體平均Mr 一定時，只有當(dāng) m+n w p+q時平衡相對分子質(zhì)量MrMr 正口寸，但 m+n=p+q時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（其他不變）平衡體系的密度密度T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，所以平衡一不移動_（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_,

8、V正_減小, V逆也一減小,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)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

9、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，生成物濃度募之積與反應(yīng)物濃度募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）一有關(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

10、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 ，反應(yīng)物轉(zhuǎn)化率越 高 。反之，則相反。一般地，>_105_時，該反應(yīng)就進行得基本完全了。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_=_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)為吸

11、熱 反應(yīng)若溫度升高，K值減小，則正反應(yīng)為放熱 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

12、向1、反應(yīng)嫡變與反應(yīng)方向：(1)嫡：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-1?K-1(2)體系趨向于有序轉(zhuǎn)變?yōu)闊o序，導(dǎo)致體系的嫡增加，這叫做嫡增加原理，也是反應(yīng)方向判斷的依據(jù)。(3)同一物質(zhì)，在氣態(tài)時嫡值最大，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：AH-TAS0反應(yīng)能自發(fā)進行A H-T A S=0反應(yīng)達到平衡狀態(tài)AH-TAS0反應(yīng)不能自發(fā)進行注意：(1) A H為負，A S為正時，任何溫度反應(yīng)都能自發(fā)進行(2) A H為正，A S為負時，任何溫度反應(yīng)都不能自發(fā)進行第三章、弱電解質(zhì)的

13、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)混和物冽倒蟒IfWoggj強電解質(zhì): 電解質(zhì)閾碎就藏龔泳懶創(chuàng)榜質(zhì):強酸，強堿，大多數(shù)鹽。如HCl、NaOH、NaCl、BaSO4非翻砸6輛帶懶陟儆救，水。如HClO、NH3- H2O、注意：電解質(zhì)、U同翱麟稠(OH)化雷嬤屬氧化物，大部分套SO、NH k如G畸薜O非電斛質(zhì)Os、CC14、強電解CH2疇中易溶于水的化合物(如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部電離，故

14、BaSO4為強電解質(zhì))一一電解質(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：濃度越大，電離程度 越小 ;溶液稀釋時，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：加人能與弱電解質(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

15、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： ABA+B-Ki= 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，其電離程度越大，酸性越強。如：H2SO3>H3PO4>HF>CH 3COOH>H 2CO3>H2S>HClO二、水的電離和溶液的酸堿性1、水電離平衡:-14 1*10水的離子積：Kw = cH + cOH -_

16、25c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：（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：促進水的電離（水的電離是 吸 熱的）易水解的鹽：促進水的電離Kw 1*10-144、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 、酚一 。變色范圍：甲基橙 （橙色）石蕊（紫色）酚酷（淺紅色）pH試紙一操作玻璃棒蘸取未知液體在試紙上，然后與標(biāo)

17、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：將兩種酸中的H+離子物質(zhì)的量相加除以總體積，再求其它）H +混=（H+iVi+H+2V2）/ （V1+V2）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-iVi+OH-2V2） / （V1+V2）（注意：不能直接計算H+混）3、強酸與強堿的混合：（先據(jù) H+ + OH-=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

18、-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、強酸溶液：稀釋 10n倍時,2、弱酸溶液：稀釋 10n倍時,3、強堿溶液：稀釋 10n倍時,4、弱堿溶液：稀釋 10n倍時,pH 稀= pH 原+ n pH 稀pH 原+npH 稀=pH 原-npH 稀pH 原一n（但始終不能大于或等于7）（但始終不能大于或等于 7）（但始終不能小于或等于 7）（但始終不能小于或等于 7）pH均接近75、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6、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

19、計算規(guī)律1、若等體積混合pH1+pH2=14則溶液顯中性pH=7pH1+pH2 >15則溶液顯堿性pH=pH1+pH2 < 13則溶液顯酸性pH=pH 1 +2、若混合后顯中性 pH1+pH2=14 V 酸：V 堿=1 : 1pH1+pH2 j 14V 酸：V 堿=1: 1014（pH1+pH2,）五、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

20、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。（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酸二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一一酸或堿溶液的體積。當(dāng)用酸去滴定堿確定堿的濃度時，則：n酸c> V酸c w=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

21、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 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， 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 右移動，促進水的電離 。3、鹽類水

22、解規(guī)律：有 弱 才水解，無弱不水解，越弱越水解；誰強顯誰性,V酸減小，則c堿降低了；對于觀察中出現(xiàn)的c堿的誤差與 V酸的變化成正比，即當(dāng) VH+或OH-結(jié)合生成弱電解質(zhì)的反應(yīng)。H+或OH-結(jié)合，破壞水的電離，是平衡向兩弱都水解，同強顯中性(如:Na2CO3 >NaHCO3)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4、鹽類水解的特點：（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：促進或抑制鹽的水解（H+促進 陰離子 水解而 抑制陽離

23、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 忤電離程度水解程度，顯酸 性 （如：HSO3-、H2PO4-）水解程度電離程度，顯堿 性（如：HCO3-、HS-、HPO42-）7、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+、Al3+與 AIO2-、CO32-（HCO3-）、S2-（HS-）、SO32-（HSO3-）； S2-與NH4+; CO32-（HCO3-）與NH4+其特點是相互水解成沉淀或氣體。雙水解完全的

24、離子方程式配平依據(jù)是兩邊 電荷平衡，如：2A13+ + 3S2-+ 6H2O = 2Al（OH） 3； + 3H2ST8、鹽類水解的應(yīng)用：水解的應(yīng)用實例原理1、凈水明研凈水Al 3 +3H2O、Al(OH)3(膠體)+3H2、去油污用熱堿水冼油污物品CO'+HbO 7HCO 3+OH3、藥品的保存配制FeCl3溶液時常加入少量鹽酸*Fe3+3H2OFe(OH)3+3H+配制NaCO溶液時常加入少量NaOHCO2-+H2OHCO 3+OH4、制備無水鹽由 MgCl2 - 6H2O制無水 MgCl2在HCl氣流中加熱若不然，則：八MgCl2 - 6H2OA , Mg(OH) 2+2HC1+

25、4H2O三Mg(OH)2MgO+H 2O5、泡沫滅火器用 Al 2(SO4) 3與 NaHCOM液混合Al3+3HCO-=Al(OH) 3 J +3COT6、比較鹽溶液中離子濃度的大小比較NHCl溶液中離子濃度的大小NH+H2。NH 3 - H2O+Hc(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：Kh =Kw/K b （Kw為該溫度下水的離子積，Kb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

26、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7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（1）

27、溶解度 小于一的電解質(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i0-7mol/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”、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如：Ag 2s(s) Ag+(aq) + S2-(aq)注意在沉淀后

28、用 標(biāo)明狀態(tài)，并用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FeCE(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 3 AgCl(白色沉淀) fgBr (淡黃色)fI (黃色),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

29、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)Ksp= 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)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)成閉合回路3、電子流向：外電路： 負極導(dǎo)線一一正極內(nèi)電路：鹽橋中 陰 離子移向負極的電解質(zhì)溶液、鹽橋中 陽 離子移

30、向正極的電解質(zhì)溶液。4、電極反應(yīng)：以鋅銅原電池為例：負極： 氧化反應(yīng)： Zn-2e=Zn2+ (較活潑金屬)正極： 還原反應(yīng)： 2H + + 2e= H2 T (較不活潑金屬)總反應(yīng)式：_Zn+2H +=Zn 2+H2 T _5、正、負極的判斷：(1)從電極材料：一般較活潑金屬為負極；或金屬為負極，非金屬為正極。(2)從電子的流動方向負極流入正極(3)從電流方向正極流入負極(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，陰離子流向負極(5)根據(jù)實驗現(xiàn)象一溶解的一極為負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?/p>

31、能的裝置3、化學(xué)電池的分類：一次電池、二次電池、燃料電池1、常見一次電池：堿性鋅鎰電池、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：負極（鉛）：_Pb+ SO 4- - 2e =PbS6j _正極（氧化鉛）： _PbO2+4H+ SO 2 +2e = PbSO4 J + 2H2。_充電：陰極： PbSO4+2H2O2e = PbO?+4H + + SO：陽極： PbSO4+ 2e =Pb+SO4-_放電兩式可以寫成一個可逆反應(yīng)：PbO2+ Pb+ 2H2SO4J -PbSO4 J + 2H

32、2O一充電目前已開發(fā)出新型蓄電池：銀鋅電池、鎘銀電池、氫鎮(zhèn)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，粕為正、負極，介質(zhì)分為酸性、堿性和中性。當(dāng)電解質(zhì)溶液呈酸性時：負極：2H24e =4H + 正極：O 2+4 e 4H + =2H2O當(dāng)電解質(zhì)溶液呈堿性時：負極：_2H2+4OH 4e =4HO_正極：O 2+2H

33、2O + 4 e = 4OH另一種燃料電池是用金屬粕片插入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：負極：CH4 +10OH 8e? = + 7H2O ;正極：4H2O + 2O2+8e? =8OH?。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： 一把電能轉(zhuǎn)化為化學(xué)能的裝置 一也叫電解槽2、電解:上流（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)離子到達電極時

34、，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）負極一（電解池）陰極一（離子定向運動）電解質(zhì)溶液一（電解池）陽極一（電源）正極5、電極名稱及反應(yīng)：陽極：與直流電源的 極 相連的電極,發(fā)生 氧化 反應(yīng)陰極：與直流電源的 負極 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)：陽極： 2Cl- -2e-=Cl 2 (氧化)陰極： Cu2+ +2e-=Cu(還原)總反應(yīng)式： CuCl 2 =Cu+Cl 2 f7、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+>Hg2+>Fe3+>Cu

35、2+>H +(指酸電離的)>Pb2+>Sn2+>Fe2+>Zn2+>Al 3+>Mg 2+>Na + >Ca2+>K + 陰離子的放電順序是惰性電極時：S2->I->Br->Cl->OH ->NO3->SO42-(等含氧酸根離子)>F-(SO32-/MnO 4->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；若為惰性材料，則根據(jù)陰陽離子的放電順序，依據(jù)陽氧陰還 的

36、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)律電極反應(yīng)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)型?電解質(zhì)電離出的陰 陽離子分別在兩極放 電HCl?電解質(zhì)?減小?增大?HClCuCl2?CuCl2放H2生成堿型陰極：水放H2生堿陽極：電解質(zhì)陰離子 放電NaCl電解質(zhì)和水生成新電 解質(zhì)增大?HCl放 氧生酸型陰極：電解質(zhì)陽離子放電陽極：水放O2生酸CuSO4?電解質(zhì)和水?生成新電解質(zhì)減小氧化銅電 解水型陰極：4H+ +4e- = 2H2 T陽極：4OH-4e- = O2 T + 2H2ONaOH水增大?增大水H2SO4?減小Na2SO4?不變上述四種類型電解質(zhì)分類：(1)電解水型

37、：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n+(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（鍍彳41）

38、: 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 2e = Cl 2 T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

39、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，電鍍池的比較原電池電解池電鍍池定義（裝置特點）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 鍍金屬接負極；2電鍍液必 須含有鍍層金屬的離子電極名稱負極：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)負極：氧化反應(yīng)， 金屬失去電子 正極：