高中化學(xué)選修4知識點總結(jié)

1、化學(xué)選修4 化學(xué)反應(yīng)與原理 知識點總結(jié)第一章 化學(xué)反應(yīng)與能量一、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： 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 4、放熱反應(yīng)：放出熱量的化學(xué)反應(yīng)。(放熱>吸熱)H 為“”或H

2、 <0  內(nèi)能轉(zhuǎn)化為熱能 反應(yīng)物總能量生成物總能量 斷裂化學(xué)鍵吸收的總能量形成化學(xué)鍵放出的總能量 吸熱反應(yīng)：吸收熱量的化學(xué)反應(yīng)。（吸熱>放熱）H 為“+”或H >0   熱能轉(zhuǎn)化為內(nèi)能反應(yīng)物總能量生成物總能量 斷裂化學(xué)鍵吸收的總能量形成化學(xué)鍵放出的總能量常見的放熱反應(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 鋁熱反應(yīng)  常見的吸熱反應(yīng)：  晶體B

3、a(OH)2·8H2O與NH4Cl反應(yīng)  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: 1、熱化學(xué)方程式必須標(biāo)出能量變化。  2、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)（s、l、g分別表示固態(tài)、液態(tài)、氣態(tài)，水溶液中溶質(zhì)用aq表示）    3、熱化學(xué)反應(yīng)方程式要指明反應(yīng)時的溫度和壓強(qiáng)。   4、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) 

4、60;5、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 6、H的單位為kJ/mol 7、不標(biāo)氣體或沉淀符號三、燃燒熱 1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： （1）反應(yīng)條件：25 、101 kPa （2）反應(yīng)程度：完全燃燒，產(chǎn)物是穩(wěn)定的氧化物。 CCO2(g) HH2O(l) SSO2(g)（3）燃燒物的物質(zhì)的量：1 mol （4）研究內(nèi)容：放出的熱量。（H<0，單位

5、kJ/mol）（5）計算Q放= n（可燃物）X H H = Q放 n（可燃物）四、中和熱 1概念：在稀溶液中，酸跟堿發(fā)生中和反應(yīng)，生成1mol H2O放出的熱量叫中和熱。 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)方程為： H+(aq) +OH-(aq) =H2O(l)    H=57.3kJ/mol 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 內(nèi)容：化學(xué)反應(yīng)的反應(yīng)熱

6、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。 六、 化石能源：煤、石油、天然氣（不可再生）能源 新能源：太陽能、氫能、地?zé)崮?、風(fēng)能、海洋能、生物質(zhì)能等（可以再生）七、反應(yīng)熱大小比較：帶符號比較 物質(zhì)的穩(wěn)定性與能量的關(guān)系：能量越高，物質(zhì)越不穩(wěn)定第二章 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)物濃度的減少或生成物濃度的增加 表示方法：單位時

7、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：化學(xué)反應(yīng)速率不能用固體或液體的濃度變化量來表示 為平均速率而不是瞬時速率 化學(xué)反應(yīng)速率之比等于化學(xué)計量數(shù)之比 影響因素：內(nèi)因：反應(yīng)物的性質(zhì)（決定因素） 外因：濃度： 其他條件相同時，增大反應(yīng)物濃度反應(yīng)速率增大，減小反應(yīng)物濃度反應(yīng)速率減小。 壓強(qiáng)：對有氣體參加的反應(yīng)A、 恒溫時：增大壓強(qiáng)，體積縮小，反應(yīng)速率增大B、 恒溫恒容時： 充入反應(yīng)氣體該物質(zhì)濃度增大反應(yīng)速率增大充入惰性氣體總壓增大，但是各分壓不變

8、，各物質(zhì)濃度不變反應(yīng)速率不變C、恒溫恒壓時： 充入惰性氣體體積增大各反應(yīng)物濃度減小反應(yīng)速率減小 注意：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)為反應(yīng)速率不變。         溫度：其他條件相同時，升高溫度反應(yīng)速率增大，降低溫度反應(yīng)速率減小二、化學(xué)平衡 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，更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

9、、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(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) （1）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

10、 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（2）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)  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 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 在單位時間內(nèi)生成n mol B，同時消耗了q mol D，因均指

11、V(逆)  不一定平衡（3） 壓強(qiáng) m+np+q時，總壓力一定（其他條件一定） 平衡 m+n=p+q時，總壓力一定（其他條件一定） 不一定平衡 （4）混合氣體平均相對分子質(zhì)量Mr Mr一定時，只有當(dāng)m+np+q時， 平衡 Mr一定時，但m+n=p+q時， 不一定平衡 （5）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 （6）體系的密度 密度一定，不一定平衡 （7）其他 如體系顏色不再變化等  平

12、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，所以平衡不移動 （3）在溶液中進(jìn)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

13、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(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

14、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)。   （二） 符號：K（三）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)的濃度是平衡時的濃度 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。

15、 （三）化學(xué)平衡常數(shù)K的應(yīng)用: 1、判斷可逆反應(yīng)進(jìn)行的程度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、判斷平衡移動的方向可以利用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、判斷反應(yīng)的熱效應(yīng) 若溫度升高，K值增大，則正反應(yīng)為吸熱反應(yīng) 

16、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(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

17、60;：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：Jmol-1K-1 （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)的判斷依據(jù)為：  H-TS0

18、0;      反應(yīng)能自發(fā)進(jìn)行 H-TS0       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)：在水溶液中或熔融狀態(tài)下能導(dǎo)電的化合物。 非電解質(zhì)：在水溶液中和熔融狀態(tài)下都不能導(dǎo)電的化合物。 強(qiáng)電解質(zhì)：在水溶液中完全電離的電解質(zhì)。如：強(qiáng)酸，強(qiáng)堿

19、，大多數(shù)鹽（包括可溶性鹽及難溶性鹽） 弱電解質(zhì)：在水溶液中部分電離的電解質(zhì)。如：弱酸，弱堿，水，兩性物質(zhì)，極少數(shù)鹽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) 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，弱電解質(zhì)分子在溶液中電離成離子的速率和離子結(jié)合成分子的速率相等，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：（1）內(nèi)因：電解質(zhì)本身的性質(zhì)（2）

20、外因：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。5、電離方程式的書寫：（1）強(qiáng)電解質(zhì)完全電離，在書寫電離方程式時，用“=”（2）弱電解質(zhì)部分電離，在書寫電離方程式時，用“”一元弱酸、弱堿一步電離多元弱酸分步電離，必須分步寫出，不可合并（其中以第一步電離為主）多元弱堿分步電離（較復(fù)雜），在中學(xué)階段要求一步寫出兩性氫氧化物按兩種方式電離6、電離常數(shù)：在一定條件下，弱電解

21、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冪之積，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- K = c（A+）c（B-）/c（AB）7、影響因素： a、電離常數(shù)K只與電解質(zhì)的性質(zhì)和溫度有關(guān)，對同一弱電解質(zhì)，溫度一定，電離常數(shù)一定；溫度升高，電離常數(shù)增大。b、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、水電離平衡：: 水的離子積：KW = c（H

22、+）·c（OH-） 25時， c（H+）= c（OH-） =10-7 mol/L ; KW = c（H+）·c（OH-） = 1x10-14 注意：KW只與溫度有關(guān)，溫度一定，則KW值一定；溫度越高，KW越大。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，KW不變 溫度：升高溫度，促進(jìn)水的電離（水的電離是吸熱的），KW增大加活潑金屬如Na：促進(jìn)水的電離，KW不變4、溶液的酸堿性與c（H+）和c（OH-）的關(guān)系判斷溶液的酸堿性的依據(jù)是c（H+）和c（OH-）的大小酸性溶液

23、：c（H+）c（OH-）中性溶液：c（H+）= c（OH-）堿性溶液：c（H+）c（OH-）5、溶液的酸堿性和pH的關(guān)系：（1）pH=-lgcH+（2）pH和溶液的酸堿性的關(guān)系：室溫下，酸性溶液：c（H+）10-7 mol/L，pH7中性溶液：c（H+）= 10-7 mol/L，pH=7堿性溶液：c（H+）10-7 mol/L，pH7（3）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：將一塊pH試紙放在潔凈、干燥的玻璃片或表面皿上，用玻璃棒蘸取待測液體點在試紙的中央，試紙變色后，馬上與

24、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(qiáng)酸與強(qiáng)酸的混合：c（H+）混 =c（H+）1V1+c（H+）2V2/（V1+V2）2、強(qiáng)堿與強(qiáng)堿的混合： c（OH-）混c（OH-）1V1+ c（OH-）2V2/（V1+V2）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，則用余下的H+數(shù)除以溶液總體積求c（H+）混；OH-有余，則用余下的OH-數(shù)除以溶液總體積求c（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pH=a：稀釋10n倍時，pH =a+ n （但

25、始終不能大于或等于7）2、弱酸溶液pH=a：稀釋10n倍時，pHa+n （但始終不能大于或等于7）3、強(qiáng)堿溶液pH=b：稀釋10n倍時，pH=bn （但始終不能小于或等于7）4、弱堿溶液pH=a：稀釋10n倍時，pHbn （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(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=7pH1+pH215 則溶液顯堿性pH7pH1+pH213 則溶液顯酸性pH72、若混合后顯

26、中性pH1+pH2=14 V酸：V堿=1：1pH1+pH214 V酸：V堿=10pH1+pH2-14六、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）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：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

27、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：（1）可逆（與中和反應(yīng)互逆） （2）程度小 （3）吸熱

28、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、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Al

29、O2-、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。雙水解完全的離子方程式配平依據(jù)是兩邊電荷平衡 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、鹽溶液的配制配制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NaOHCO32-+H2O HCO3-+OH- 4、制備無水鹽由MgCl2·6H2O制無

30、水MgCl2 在HCl氣流中加熱若不然，則： MgCl2·6H2O 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)- 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

31、/Kb（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，陽離子所帶的總電荷數(shù)陰離子所帶的總電荷數(shù)物料守恒：（即原子個數(shù)守恒或質(zhì)量守恒）指一個平衡體系中，某一組分的總濃度一定等于它所電離或水解成的各種粒子的平衡濃度之和質(zhì)子守恒：即水電離出的H+濃度與OH-

32、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）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。2、溶解平衡方程式的

33、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。 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) AgBr（淡黃色） AgI （黃色） Ag2S（黑色）6、溶度積（KSP）1、定義：在一定

34、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(An+)m c(Bm-)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)QCKSP 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)成閉合回路能自發(fā)發(fā)生氧化還原反應(yīng) 3、電

35、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)： 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：陽離子移向正極，陰離子移向負(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、化學(xué)電池：借助于

36、化學(xué)能直接轉(zhuǎn)變?yōu)殡娔艿难b置2、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）： Pb2e- PbSO4 正極（氧化鉛）： PbO24H+2e- PbSO42H2O 充電：陰極： PbSO42H2O2e- PbO24H+ 放電 充電 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

37、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：2H24e- =4H+ 正極：O24e- +4H+ =2H2O當(dāng)電解質(zhì)溶液呈堿性時： 負(fù)極： 2H24OH-4e-4H2O 正極：O22H2O4 e- 4OH-另一種燃料電池是用金屬鉑片插入KOH溶液作電極，

38、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：CH410OH8e- 7H2O；正極：4H2O2O28e- 8OH-。電池總反應(yīng)式為：CH42O22KOHK2CO33H2O3、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構(gòu)成條件：電解質(zhì)溶液或熔融電解質(zhì)兩個電極形成閉合回路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（

39、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)：陽極： 2Cl- -2e-=Cl2 (氧化)陰極： Cu2+2e-=Cu(還原)電解總反應(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：放電順序：陽離子放電順序：Ag+> Fe3+>Cu2+>H+（指酸電離的) >Fe2+>Zn2+>Al3+>Mg2+>Na+>Ca2

40、+>K+ 陰離子的放電順序： 是惰性電極時：S2->I->Br->Cl->OH->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)水溶液點解產(chǎn)物的規(guī)律類型電極反應(yīng)特點實例電解對象電解質(zhì)濃度pH電解質(zhì)溶液復(fù)原電解電解質(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 HCl

41、 CuCl2- 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 陽極：4OH-4e- = O2+ 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：含氧酸，強(qiáng)堿，活潑金屬的含氧酸鹽（2）電解電解質(zhì)型：無氧酸（除HF外），不活潑金屬的無氧酸鹽（除氟化物外）

42、（3）放氫生堿型：活潑金屬的無氧酸鹽（除氟化物外）（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2、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（1）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 （

43、2）、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、鋁電解（2）、電解氯化鈉：通電前，氯化鈉高溫下熔融：NaCl(熔融) = 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)生氧化還原反應(yīng)（有時是與水電離產(chǎn)生的H+作用），只要同

44、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（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(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