《選修4化學(xué)反應(yīng)原理》知識(shí)點(diǎn)總結(jié)

1、一、焓變、反應(yīng)熱要點(diǎn)一：反應(yīng)熱（焓變）的概念及表示方法化學(xué)反應(yīng)過(guò)程中所釋放或吸收的能量，都可以用熱量來(lái)描述，叫做反應(yīng)熱， 又稱焓變， 符號(hào)為 H，單位為 kJ/mol ，規(guī)定放熱反應(yīng)的H為“”，吸熱反應(yīng)的 H為“+?！碧貏e提醒：（ 1）描述此概念時(shí)，無(wú)論是用“反應(yīng)熱 ”、“焓變 ”或“ 表H”示，其后所用的數(shù)值必須帶 “+或”“。”（2） 單位是 kJ/mol ，而不是 kJ，熱量的單位是 kJ。（3） 在比較大小時(shí)，所帶“+”“符號(hào)”均參入比較。要點(diǎn)二：放熱反應(yīng)和吸熱反應(yīng)1放熱反應(yīng)的H為“”或 H 0 ；吸熱反應(yīng)的H為“ +或” H 0? H E（生成物的總能量）E（反應(yīng)物的總能量）? H

2、E（反應(yīng)物的鍵能）E（生成物的鍵能） 2常見(jiàn)的放熱反應(yīng)和吸熱反應(yīng)放熱反應(yīng)：活潑金屬與水或酸的反應(yīng)、酸堿中和反應(yīng)、燃燒反應(yīng)、多數(shù)化合反應(yīng)。吸熱反應(yīng)：多數(shù)的分解反應(yīng)、氯化銨固體與氫氧化鋇晶體的反應(yīng)、水煤氣的生成反應(yīng)、炭與二氧化碳生成一氧化碳的反應(yīng) 3需要加熱的反應(yīng)，不一定是吸熱反應(yīng)；不需要加熱的反應(yīng)，不一定是放熱反應(yīng)4通過(guò)反應(yīng)是放熱還是吸熱，可用來(lái)比較反應(yīng)物和生成物的相對(duì)穩(wěn)定性。如 C（石墨， s）C（金剛石， s） H3= +1.9kJ/mol ，該反應(yīng)為吸熱反應(yīng)，金剛石的能量高，石墨比金屬石穩(wěn)定。二、熱化學(xué)方程式的書(shū)寫(xiě)書(shū)寫(xiě)熱化學(xué)方程式時(shí)，除了遵循化學(xué)方程式的書(shū)寫(xiě)要求外，還要注意以下幾點(diǎn)： 1反

3、應(yīng)物和生成物的聚集狀態(tài)不同，反應(yīng)熱的數(shù)值和符號(hào)可能不同，因此必須注明反應(yīng)物和生成物的聚集狀態(tài)，用s、l、g 分別表示固體、液體和氣體，而不標(biāo)“、”。2. H 只能寫(xiě)在熱化學(xué)方程式的右邊，用空格隔開(kāi)，H 值“”表示放熱反應(yīng)，H 值“ +表”示吸熱反應(yīng)；單位為 “kJ/mol。”3. 熱化學(xué)方程式中各物質(zhì)化學(xué)式前面的化學(xué)計(jì)量數(shù)僅表示該物質(zhì)的物質(zhì)的量，并不表示物質(zhì)的分子數(shù)或原子數(shù)，因此，化學(xué)計(jì)量數(shù)可以是整數(shù)，也可以是分?jǐn)?shù)。4. H 的值 要與熱化學(xué)方程式中化學(xué)式前面的化學(xué)計(jì)量數(shù)相對(duì)應(yīng)，如果化學(xué)計(jì)量數(shù)加倍，H也要加倍。5. 正反應(yīng)若為放熱反應(yīng)，則其逆反應(yīng)必為吸熱反應(yīng)，二者H 的數(shù)值相等而符號(hào)相反。三、

4、燃燒熱、中和熱、能源要點(diǎn)一：燃燒熱、中和熱及其異同第 15 頁(yè)特別提醒：1. 燃燒熱指的是 1 mol 可燃物燃燒生成穩(wěn)定的化合物時(shí)所放出的熱量，注意：穩(wěn)定的化合物，如 H2H2O(l)而不是 H2O(g)、 C CO2(g)而不是 CO、 S SO2(g)而不是 SO3。2. 中和熱是指酸、堿的稀溶液發(fā)生中和反應(yīng)生成1 mol 水所放出的熱量。注意：弱酸、弱堿電離出 H+、OH 需要吸收熱量，故所測(cè)定中和熱的數(shù)值偏?。粷饬蛩崤c堿測(cè)定中和熱時(shí)，因濃硫酸釋稀要放熱，故測(cè)定的中和熱的數(shù)值偏大。3. 因燃燒熱、 中和熱是確定的放熱反應(yīng)，具有明確的含義， 故在表述時(shí)不用帶負(fù)號(hào)， 如 CH4的燃燒熱為

5、890KJ/mol 。4. 注意表示燃燒熱的熱化學(xué)方程式和燃燒的熱化學(xué)方程式；表示中和熱的熱化學(xué)方程式和表示中和反應(yīng)的熱化學(xué)方程式的不同。燃燒熱以可燃物1mol 為標(biāo)準(zhǔn)，且燃燒生成穩(wěn)定的化合物；中和熱以生成1mol 水為標(biāo)準(zhǔn)。要點(diǎn)二：能源新能源的開(kāi)發(fā)與利用 ,日益成為社會(huì)關(guān)注的焦點(diǎn),因此,以新型能源開(kāi)發(fā)與利用為背景材料，考查熱化學(xué)方程式的書(shū)寫(xiě)及求算反應(yīng)熱，已成為高考命題的熱點(diǎn)。關(guān)于能源問(wèn)題，應(yīng)了解下面的幾個(gè)問(wèn)題：（1） 能源的分類： 常規(guī)能源（可再生能源，如水等，非再生能源， 如煤、 石油、 天然氣等）； 新能源（可再生能源，如太陽(yáng)能、風(fēng)能、生物能；非再生能源，如核聚變?nèi)剂希?） 能源的開(kāi)發(fā)

6、； 太陽(yáng)能：每年輻射到地球表面的能量為51019kJ，相當(dāng)于目前全世界能量消耗的 1.3 萬(wàn)倍。 生物能：將生物轉(zhuǎn)化為可燃性的液態(tài)或氣態(tài)化合物，再利用燃燒放熱。風(fēng)能：利用風(fēng)力進(jìn)行發(fā)電、提水、揚(yáng)帆助航等技術(shù)，風(fēng)能是一種可再生的干凈能源。地球能、海洋能。四、反應(yīng)熱的求算1. 由蓋斯定律：化學(xué)反應(yīng)不管是一步完成還是分步完成，其反應(yīng)熱總是相同的。也就是說(shuō)， 化學(xué)反應(yīng)熱只與反應(yīng)的始態(tài)和終態(tài)有關(guān)，而與具體反應(yīng)的途徑無(wú)關(guān)。2. 反應(yīng)熱的數(shù)值等于E（形成新鍵釋放的總能量）與E（斷鍵所吸收的總能量）之差，放熱反應(yīng) H 的符號(hào)為 “，”吸熱反應(yīng) H 的符號(hào)為 “+。”特別提醒：（1） 運(yùn)用蓋斯定律的技巧：參照目標(biāo)

7、熱化學(xué)方程式設(shè)計(jì)合理的反應(yīng)途徑，對(duì)原熱化學(xué)方程式進(jìn)行恰當(dāng) “變形 ”（反寫(xiě)、乘除某一個(gè)數(shù)），然后方程式之間進(jìn)行“加減 ”，從而得出求算新熱化學(xué)方程式反應(yīng)熱 H 的關(guān)系式。（2） 具體方法： 熱化學(xué)方程式乘以某一個(gè)數(shù)時(shí)，反應(yīng)熱也必須乘上該數(shù)； 熱化學(xué)方程式 “加減”時(shí)，同種物質(zhì)之間可相 “加減 ”，反應(yīng)熱也隨之 “加減 ”；將一個(gè)熱化學(xué)方程式顛倒時(shí)，H的“+”“號(hào)也”隨之改變，但數(shù)值不變。（4）注意 1molH 2、 O2、P4 分別含有 1molH H、 1mol O=O、6molP P， 1molH 2O 中含有2molO H，1molNH 3 含有 3molN H ， 1molCH4 含有

8、 4molC H。第二章化學(xué)反應(yīng)速率與化學(xué)平衡一、化學(xué)反應(yīng)速率及其簡(jiǎn)單計(jì)算1. 化學(xué)反應(yīng)速率：通表示，其數(shù)學(xué)表達(dá)式Vc常用單位時(shí)間內(nèi)反應(yīng)物濃度的減小或生成物濃度的增加來(lái)t可表示為單位一般為mol/(L min) 或 mol. L 1min 12. 結(jié)論：對(duì)于一般反應(yīng)aA + bB =cC + dD來(lái)說(shuō)有：VA ：VB ： VC ： VD =CA ： CB ：CC ： CD =nA ： n B ： nC ：nD = a ： b ：c ： d特別提醒：1. 化學(xué)反應(yīng)速率指的是平均速率而不是瞬時(shí)速率2. 無(wú)論濃度的變化是增加還是減少，化學(xué)反應(yīng)速率均取正值。3. 同一化學(xué)反應(yīng)速率用不同物質(zhì)表示時(shí)可能不

9、同，但是比較反應(yīng)速率快慢時(shí)，要根據(jù)反應(yīng)速率與化學(xué)方程式的計(jì)量系數(shù)的關(guān)系換算成同一種物質(zhì)來(lái)表示，看其數(shù)值的大小。 注意比較時(shí)單位要統(tǒng)一。二、影響化學(xué)反應(yīng)速率的因素1. 內(nèi)因（主要因素） ：反應(yīng)物本身的性質(zhì)（分子結(jié)構(gòu)或原子結(jié)構(gòu)）所決定的。2. 外因（次要因素）（1） 濃度：當(dāng)其他條件不變時(shí)，增大反應(yīng)物的濃度，V 正急劇增大， V 逆也逐漸增大。若減小反應(yīng)物濃度， V 逆急劇減小， V 正逐漸減小。（固體或純液體的濃度可視為常數(shù)，故反應(yīng)速率與其加入量多少無(wú)關(guān)） 。（2） 溫度：當(dāng)其他條件不變時(shí)，升溫時(shí)，V 正、V 逆都加快；降溫時(shí)，V 正、V 逆都減小（3） 壓強(qiáng)： 其他條件不變時(shí)， 對(duì)于有氣體參加

10、的反應(yīng)，通過(guò)縮小反應(yīng)容器，增大壓強(qiáng)， V 正、V 逆 都增大；通過(guò)擴(kuò)大反應(yīng)容器，壓強(qiáng)減小，濃度變小，V 正、V 逆均減小。（4） 催化劑：使用催化劑，成百上千的同等倍數(shù)地增加了正、逆反應(yīng)速率。特別提醒：1. 改變壓強(qiáng)的實(shí)質(zhì)是改變濃度，若反應(yīng)體系中無(wú)氣體參加，故對(duì)該類的反應(yīng)速率無(wú)影響。2. 恒容時(shí)，氣體反應(yīng)體系中充入稀有氣體（或無(wú)關(guān)氣體）時(shí)，氣體總壓增大，物質(zhì)的濃度不變，反應(yīng)速率不變。 3恒壓時(shí)，充入稀有氣體，反應(yīng)體系體積增大，濃度減小，反應(yīng)速率減慢。4. 溫度每升高10，化學(xué)反應(yīng)速率通常要增大為原來(lái)的2 4 倍。5. 從活化分子角度解釋外界條件對(duì)化學(xué)反應(yīng)速率的影響：三、化學(xué)平衡狀態(tài)的標(biāo)志和判斷

11、1. 化學(xué)平衡的標(biāo)志：（1） V 正=V 逆，它是化學(xué)平衡的本質(zhì)特征（2） 各組分的濃度不再改變，各組分的物質(zhì)的量、質(zhì)量、體積分?jǐn)?shù)、反應(yīng)物的轉(zhuǎn)化率等均不再改變，這是外部特點(diǎn)。2. 化學(xué)平衡的狀態(tài)的判斷：特別提醒：1當(dāng)從正逆反應(yīng)速率關(guān)系方面描述時(shí)，若按化學(xué)計(jì)量數(shù)比例同向說(shuō)時(shí)，則不能說(shuō)明達(dá)到平衡狀態(tài)；若按化學(xué)計(jì)量數(shù)比例異向說(shuō)明，則可以說(shuō)明達(dá)到平衡狀態(tài)。 2恒溫、恒容下的體積不變的反應(yīng)，體系的壓強(qiáng)或總物質(zhì)的量不變時(shí)，不能說(shuō)明達(dá)到平衡狀態(tài)。如 H2（ g）+I2 （ g）2HI（ g） 。3全部是氣體參加的體積不變的反應(yīng)，體系的平均相對(duì)分子質(zhì)量不變，不能說(shuō)明達(dá)到平衡狀態(tài)。如 2HI（ g）H2（ g）

12、 +I2（ g） 4全部是氣體參加的反應(yīng)，恒容條件下體系的密度不變，不能說(shuō)明達(dá)到平衡狀態(tài)。四、影響化學(xué)平衡的因素及勒夏特例原理要點(diǎn)一：反應(yīng)條件對(duì)化學(xué)平衡的影響：（1） 濃度：在其他條件不變時(shí)，增大反應(yīng)物的濃度或減少生成物的濃度，都可使平衡向正反應(yīng)方向移動(dòng)，反之，平衡向逆反應(yīng)方向移動(dòng)。（2） 溫度：在其他條件不變時(shí)，升高溫度，平衡向吸熱方向移動(dòng)；降低溫度，平衡向放熱方向移動(dòng)；溫度對(duì)化學(xué)平衡的影響是通過(guò)改變平衡常數(shù)實(shí)現(xiàn)的。（3） 壓強(qiáng)：其他條件不變時(shí)，在有氣體參加的可逆反應(yīng)里，增大壓強(qiáng)，平衡向氣體總體積縮小的方向移動(dòng)；反之， 平衡向氣體總體積增大的方向移動(dòng)。在這里， 壓強(qiáng)改變是通過(guò)反應(yīng)器容積的改變

13、來(lái)完成的（即壓縮或擴(kuò)大）。（4） 催化劑：使用催化劑能同等倍數(shù)地增大正逆反應(yīng)速率，平衡不移動(dòng)，縮短了達(dá)到平衡所需的時(shí)間， 但不會(huì)改變化學(xué)平衡常數(shù)，不會(huì)改變反應(yīng)物的轉(zhuǎn)化率，不會(huì)改變各組分的百分含量。特別 提醒：1. 恒容時(shí)充入與該反應(yīng)無(wú)關(guān)的氣體（如稀有氣體），正逆反應(yīng)速率不變，平衡不移動(dòng)2. 使用催化劑或?qū)怏w體積不變的反應(yīng)改變壓強(qiáng)，同等倍數(shù)的改變正逆反應(yīng)速率，平衡不移動(dòng)。3. 若改變濃度、壓強(qiáng)、溫度，不同倍數(shù)的改變了正逆反應(yīng)速率時(shí)，化學(xué)平衡一定移動(dòng)。要點(diǎn)二：勒夏特例原理如果改變影響化學(xué)平衡的一個(gè)條件（如濃度、溫度、壓強(qiáng)）， 平衡就向能夠減弱這種方向移動(dòng)。對(duì)該原理中的“減弱 ”不能理解為消除、抵

14、消，即平衡移動(dòng)的變化總是小于外界條件變化對(duì)反應(yīng)的改變。如給已達(dá)到平衡狀態(tài)的可逆體系，增加 5 個(gè)大氣壓，由于化學(xué)反應(yīng)向體積縮小的方向移動(dòng)，使體系的最終壓強(qiáng)大于其初始?jí)簭?qiáng)P0 而小于P0+5。另外，工業(yè)上反應(yīng)條件的優(yōu)化，實(shí)質(zhì)上是勒夏特例原理和化學(xué)反應(yīng)速率兩方面綜合應(yīng)用的結(jié)果。五、化學(xué)速率和化學(xué)平衡圖象1. 速率 v時(shí)間 t 的圖象：（1）由速率的變化判斷外界條件的改變：若反應(yīng)速率與原平衡速率斷層，則是由改變溫度 或壓強(qiáng)所致，具體改變的條件，則要結(jié)合V 逆 、V 正大小關(guān)系及平衡移動(dòng)的方向進(jìn)行判斷。 若反應(yīng)速率與原平衡連續(xù)，則是由改變某一種物質(zhì)的濃度所致，具體是增大或減小反應(yīng)物還 是生成物的濃度，

15、則要結(jié)合V 逆、V 正大小關(guān)系及平衡移動(dòng)的方向進(jìn)行判斷2. 組分量 時(shí)間 t、溫度 T、壓強(qiáng) P 的圖象“先拐先平 ”： “先拐 ”的先達(dá)到平衡狀態(tài)，即對(duì)應(yīng)的溫度高或壓強(qiáng)大，從而判斷出曲線對(duì)應(yīng)的溫度或壓強(qiáng)的大小關(guān)系。“定一議二 ”：即固定其中的一個(gè)因素（溫度或壓強(qiáng)等），然后討論另外一個(gè)因素與化學(xué)平衡中的參量（濃度、質(zhì)量分?jǐn)?shù)、體積分?jǐn)?shù)、平均相對(duì)分子質(zhì)量）的變化關(guān)系，從而判斷出該反應(yīng)為放熱反應(yīng)或吸熱反應(yīng)、反應(yīng)前后氣體體積的大小等。六、化學(xué)平衡常數(shù)1. 對(duì)于一般的可逆反應(yīng)：mA(g)+ nB(g)pC(g)+qD(g)，其中 m、n、p、q 分別表示化學(xué)方程式中反應(yīng)物和生成物的化學(xué)計(jì)量數(shù)。當(dāng)在一定溫

16、度下達(dá)到化學(xué)平衡時(shí)，這個(gè)反應(yīng)的平衡常數(shù)公式可以表示為：,各物質(zhì)的濃度一定是平衡時(shí)的濃度 ,而不是其他時(shí)刻的.2. 在進(jìn)行 K 值的計(jì)算時(shí)，固體和純液體的濃度可視為常數(shù)“ 1?！崩纾篎e3 O4(s)+4H2(g)3Fe(s)+4H2O(g)，在一定溫度下，化學(xué)平衡常數(shù)表示為。3. 利用 K 值可判斷某狀態(tài)是否處于平衡狀態(tài)。例如，在某溫度下，可逆反應(yīng)mA(g)+nB(g)pC(g)+qD(g)，平衡常數(shù)為 K。若某時(shí)刻時(shí)， 反應(yīng)物和生成物的濃度關(guān)系如下：，則有以下結(jié)論：Qc K ， V(正) V(逆)，可逆反應(yīng)處于化學(xué)平衡狀態(tài)；Qc K ， V(正) V(逆)，可逆反應(yīng)向正反應(yīng)方向進(jìn)行；Qc

17、K ， V(正) V(逆)，可逆反應(yīng)向逆反應(yīng)方向進(jìn)行。 4化學(xué)平衡常數(shù)是指某一具體化學(xué)反應(yīng)的平衡常數(shù)，當(dāng)化學(xué)反應(yīng)方程式的各物質(zhì)的化學(xué)計(jì)量數(shù)增倍或減倍時(shí)，化學(xué)平衡常數(shù)也會(huì)發(fā)生相應(yīng)的變化。 5化學(xué)平衡常數(shù)是描述可逆反應(yīng)進(jìn)行程度的重要參數(shù)，只與溫度有關(guān)，與反應(yīng)物、生成物的濃度無(wú)關(guān)，當(dāng)然也不會(huì)隨壓強(qiáng)的變化而變化，即與壓強(qiáng)無(wú)關(guān)。七、等效平衡問(wèn)題1. 等效平衡的概念：在一定條件下(定溫、定容或定溫、定壓)對(duì)同一可逆反應(yīng)，無(wú)論反應(yīng)從何處開(kāi)始均可達(dá)到平衡且任何同一個(gè)的組分的含量相同，這樣的平衡互稱為等效平衡。2. 等效平衡的規(guī)律對(duì)于反應(yīng)前后氣體物質(zhì)的體積不等的反應(yīng)A 定溫、定容時(shí)，改變起始加入情況，只要按化學(xué)

18、計(jì)量數(shù)換算成方程式兩邊同一物質(zhì)的物質(zhì) 的量與原平衡相等就可以建立等效平衡。B 定溫、定壓時(shí)，改變起始加入情況，只要按化學(xué)計(jì)量數(shù)換算成方程式兩邊同一物質(zhì)的物質(zhì) 的量之比 與原平衡相等就可以建立等效平衡。對(duì)于反應(yīng)前后氣體物質(zhì)的體積相等的反應(yīng)不論定溫、 定容時(shí)還是定溫、定壓時(shí)，改變起始加入情況，只要按化學(xué)計(jì)量數(shù)換算成方程式兩邊同一物質(zhì)的物質(zhì)的量之比 與原平衡相等就可以建立等效平衡。八、化學(xué)反應(yīng)進(jìn)行的方向2反應(yīng)體系熵值的增大，反應(yīng)有自發(fā)進(jìn)行的傾向，但有些熵減的反應(yīng)也熵判據(jù)判斷反應(yīng)自發(fā)進(jìn)行的方向也不全面能自發(fā)進(jìn)行，故用3復(fù)合判據(jù)自由能變化：G=H TS，是最全面的判斷據(jù)：G=HTS 0，不能自發(fā)進(jìn)行；G

19、=HTS 0，能自發(fā)進(jìn)行；G=HTS=0，反應(yīng)處于平衡狀態(tài)。第三章水溶液中的離子平衡一、電解質(zhì)、非電解質(zhì)，強(qiáng)弱電解質(zhì)的比較1電解質(zhì)、非電解質(zhì)的概念1. 放熱反應(yīng)具有自發(fā)進(jìn)行的傾向，但有些吸熱反應(yīng)也能自發(fā)進(jìn)行，故用焓判據(jù)判斷反應(yīng)自發(fā)進(jìn)行的方向不全面2. 強(qiáng)電解質(zhì)與弱電解質(zhì)的概念3. 強(qiáng)弱電解質(zhì)通過(guò)實(shí)驗(yàn)進(jìn)行判斷的方法(以 HAc 為例 )：（1） 溶液導(dǎo)電性對(duì)比實(shí)驗(yàn)：相同條件下，HAc 溶液的導(dǎo)電性明顯弱于強(qiáng)酸（鹽酸、硝酸）（2） 測(cè) 0.01mol/LHAc 溶液的 pH2（3） 測(cè) NaAc 溶液的 pH 值： 常溫下， PH7（4） 測(cè) pH= a 的 HAc 稀釋 100 倍后所得溶液 p

20、Ha +2（5） 將物質(zhì)的量濃度相同的HAc 溶液和 NaOH 溶液等體積混合后溶液呈堿性（6） 中和 10mLpH=1 的 HAc 溶液消耗 pH=13 的 NaOH 溶液的體積大于 10mL（7） 將 pH=1 的 HAc 溶液與 pH=13 的 NaOH 溶液等體積混合后溶液呈酸性（8） 比較物質(zhì)的量濃度相同的HAc 溶液與鹽酸，分別與同樣的鋅粒反應(yīng)產(chǎn)生氣體的速率， 后者快。特別提醒：1SO2、NH3、CO2 的水溶液雖然能導(dǎo)電，但它們?nèi)詫儆诜请娊赓|(zhì)2電解質(zhì)強(qiáng)弱的判斷，關(guān)鍵是看電解質(zhì)在水溶液中是否完全電離。電解質(zhì)電離程度與溶解度無(wú)直接關(guān)系， 溶解度大的不一定是強(qiáng)電解質(zhì)（如醋酸），溶解度小

21、的不一定是弱電解質(zhì)（如硫酸鋇）。3. 電解質(zhì)溶液導(dǎo)電性取決于溶液中自由移動(dòng)離子濃度和離子所帶電荷數(shù)的多少。一般來(lái)說(shuō)， 相同濃度的強(qiáng)電解質(zhì)的導(dǎo)電性明顯強(qiáng)于弱電解質(zhì)。弱酸（堿）與弱堿（酸）反應(yīng)生成了強(qiáng)電解質(zhì)，溶液的導(dǎo)電性明顯增強(qiáng)。4. 電解質(zhì)的強(qiáng)弱與溶液的導(dǎo)電性沒(méi)有直接的關(guān)系。如難溶物BaCO3，它溶于水的部分能完全電離，故屬于強(qiáng)電解質(zhì)，但溶液的導(dǎo)電性幾乎為零。二、弱電解質(zhì)電離平衡及電離平衡常數(shù)要點(diǎn)一：影響電離平衡的因素：1. 溫度：升高溫度，促進(jìn)電離（因?yàn)殡婋x過(guò)程吸熱），離子濃度增大2. 濃度：溶液稀釋促進(jìn)電離，離子濃度反而變小3. 同離子效應(yīng)：加入與弱電解質(zhì)具有相同的離子的物質(zhì)，將抑制電離，

22、相關(guān)離子濃度增大；4. 加入能反應(yīng)的物質(zhì)，促進(jìn)電離，但相關(guān)離子濃度降低。要點(diǎn)二 :電離平衡常數(shù)1. 在一定溫度下，弱電解質(zhì)達(dá)到電離平衡時(shí)，各種離子濃度之積與溶液中未電離的分子濃度之比是一個(gè)常數(shù)，該常數(shù)就叫電離平衡常數(shù)。如CH+， K=c(CH3 )c(H+)/c(CHCOOH).3COOHCH3COO +H3COO2. 電離平衡常數(shù)是描述弱電解質(zhì)達(dá)到平衡狀態(tài)的標(biāo)尺。它只受溫度的影響，因電離過(guò)程是吸熱過(guò)程，故它隨溫度的升高而增大。3. 對(duì)于多元弱酸來(lái)說(shuō)， 由于上一級(jí)電離產(chǎn)生的H+對(duì)下一級(jí)電離起抑制作用， 一般是 K1K2 K3，即第二步電離通常比第一步電離難得多，第三步電離又比第二步電離難得多，

23、因此在計(jì)算多元素弱酸溶液的 c(H+)或比較弱酸酸性相對(duì)強(qiáng)弱時(shí)，通常只考慮第一步電離。三、影響水電離平衡的因素和水的離子積常數(shù)要點(diǎn)一 :影響水電離平衡的因素H1. 溫度：升溫，促進(jìn)水電離，c(H )、c(OH)同時(shí)增大，但溶液仍呈中性。2. 加入酸堿：向純水中加入酸或堿溶液，酸電離出受到抑制。+或堿電離出的OH 均使水的電離平衡3. 加入可水解的離子（弱酸根或弱堿陽(yáng)離子）：破壞了水的電離平衡，使水的電離平衡右移，促進(jìn)了水的電離。4. 其他因素：向水中加入活潑金屬、電解時(shí)有H+、OH放電時(shí)均可促進(jìn)水的電離平衡正向移動(dòng)。要點(diǎn)二：水的離子積常數(shù)1. 水的離子積表示為KW= c(H)c(OH) ，水的

24、離子積只與溫度有關(guān)，如不指明，則是在25；升高溫度， Kw 增大，降低溫度， Kw 減小。2. 不僅適用于純水，還適用于以水為溶劑的稀酸、稀堿溶液。堿溶液中：Kw =c水 ( H )c堿 (OH) ，酸溶液中： Kw =c酸 (H)c水 (OH ) ；在不同的溶液中， c(H )和c(OH )雖然不一定相等，但由水電離出的c(H )和 c(OH )卻總是相等的。3. 當(dāng)水中加入酸或堿時(shí)，水的電離平衡都受到抑制，但Kw 不變，改變的只是c(H)、c(OH)相對(duì)大小。Kw= c(H) c(OH)式中的 c(H) 和 c(OH)指的是溶液中的 H4+和 OH 的總濃度，一般說(shuō)來(lái)，當(dāng)溶液中 c(H+和

25、 OH 的 1000 倍時(shí)，水的電離可忽略。)或 c(OH )大于由水電離出的H四、溶液的酸堿性及 PH 值的計(jì)算要點(diǎn)一：溶液的酸堿性及PH 值1. 溶液酸堿性的判斷依據(jù)：c(H ) c(OH )，溶液呈酸性； c(H )=c(OH )，溶液呈中性； c(H ) c(OH)，溶液呈堿性。2. 酸堿性與 PH 值的關(guān)系：用 PH 值的大小來(lái)判斷溶液的酸堿性，須注意溫度：常溫下， PH=7 的溶液為中性；在100時(shí)， PH=7 時(shí)，溶液呈堿性。 3釋稀溶液與PH 的關(guān)系：對(duì)于強(qiáng)酸溶液，每稀釋10 倍， PH 增大一個(gè)單位，無(wú)論如何沖稀也不會(huì)等于或大于7；對(duì)于強(qiáng)堿溶液，每沖稀10 倍， PH 減小一

26、個(gè)單位，無(wú)論如何沖稀也不會(huì)等于或小于7。對(duì)于 PH 相同的強(qiáng)酸和弱酸（強(qiáng)堿或弱堿）溶液沖稀相同的倍數(shù)，強(qiáng)酸或強(qiáng)堿溶液的PH 變化大，這是因?yàn)閺?qiáng)酸或強(qiáng)堿已完全電離，而弱酸或弱堿還能繼續(xù)電離出H要點(diǎn)二： PH值的計(jì)算、 OH 。+1. 單一溶液的pH 值計(jì)算： pH= lgc(H )2. 溶液的稀釋：規(guī)律：酸： pH= a，加水稀釋 10n 倍，強(qiáng)酸： pH= a + n，弱酸： pH b n無(wú)限稀釋， pH 接近 7，但不會(huì)小于 7。3酸酸混合或堿堿混合溶液pH 值計(jì)算（ 1）強(qiáng)酸混合：（ 2）強(qiáng)堿混合：然后，再根據(jù) c（ H+） = Kw/ c(OH )，求算 c（ H+）。2 強(qiáng)酸和強(qiáng)堿混合

27、恰好完全反應(yīng)： pH=7酸過(guò)量時(shí)：堿過(guò)量時(shí)：)，求 c（ H根據(jù) c（ H+） = Kw/ c(OH+）五、電離方程式和水解方程式的書(shū)寫(xiě)要點(diǎn)一：電離方程式的書(shū)寫(xiě)1. 由于弱電解質(zhì)在溶液中部分電離，故寫(xiě)電離方程式時(shí)用“”符號(hào)，如 CH3COOHH CH3COO2. 多元弱酸分步電離，以第一步電離為主：3如 H2CO3 電離： H2CO3HCO H+ ， HCO3CO32 +H+3+3. 多元弱堿的電離與多元弱酸的電離情況相似，但常用一步表示：Fe(OH)3Fe要點(diǎn)二：水解方程式的書(shū)寫(xiě)+3OH1因單個(gè)離子水解程度較弱，故水解反應(yīng)方程式用“”，生成的產(chǎn)物少，生成物一般不標(biāo)“”或 “?！?2多元弱酸對(duì)

28、應(yīng)的鹽水解方程式與多元弱酸的電離方程式一樣也是分步進(jìn)行，不能合并。3. 多元弱堿陽(yáng)離子的水解方程式一步完成。例如FeC3l水解： FeCl3+3H2OFe(OH)3+3H+4. 雙水解是指陰陽(yáng)離子均水解，且水解程度較大，一般能進(jìn)行到底，此類水解用“ =表”示，生成物中的沉淀、氣體要用“或”“標(biāo)”出，如 Al3 +與 AlO 、HCO HSS2 之間均發(fā)生雙水解反應(yīng)，如 Al3+23 、+ 3HS六、鹽類的水解+3H2 O=Al(OH)3 +3H2S要點(diǎn)一：鹽類水解規(guī)律1. 有弱才水解，無(wú)弱不水解，越弱越水解；誰(shuí)強(qiáng)顯誰(shuí)性，兩弱相促進(jìn)，兩強(qiáng)不水解。2. 多元弱酸根， 濃度 相同時(shí)， 正酸根比酸式酸

29、水解程度大，堿性更強(qiáng) (如 Na2CO3 NaHCO3)。要點(diǎn)二：影響鹽類的水解的因素1. 內(nèi)在因素 :組成鹽的弱離子對(duì)應(yīng)的酸或堿越弱,鹽的水解程度越大.2. 外在因素 :溫度：升高溫度，能促進(jìn)鹽的水解(因鹽的水解是吸熱的 )；沖?。河盟♂?,鹽的濃度減小 ,水解所呈現(xiàn)的酸堿性減弱,但鹽的水解程度增大；加入酸或堿：能促進(jìn)或抑制鹽的水解,加入水解呈現(xiàn)的酸堿性相反的鹽也能促進(jìn)鹽的水解。要點(diǎn)三：鹽類水解的應(yīng)用1. 易水解鹽溶液的配制：配制FeCl3、SnCl2 等溶液時(shí)，常將它們?nèi)苡谳^濃的鹽酸中，然后再用水稀釋到所需濃度。2. 物質(zhì)雜質(zhì)：加熱法可除去KNO3 溶液中的 Fe3+雜質(zhì)；加 CuO 或

30、 Cu(OH)2 等可除去 Cu2+溶液中的 Fe3+。3. 溶液的蒸干：有些鹽如FeCl3 MgCl 2，由溶液蒸干得到晶體時(shí)，必須在蒸發(fā)過(guò)程中不斷通入 HCl 氣體，以抑制水解。4. 物質(zhì)的制備：如 Al2S3 不能用濕法制備。5. 較活潑的金屬與鹽溶液作用產(chǎn)生氫氣：如將Mg 放入 NH4Cl 溶液中 ,會(huì)有氫氣產(chǎn)生。6. 化肥的合理使用，如銨態(tài)氮肥不能與草木灰（主要成分K2CO3）混用7. 泡沫滅火器中藥劑的使用，如Al2(SO4)3 和 NaHCO38. 明礬凈水： Al3+水解成氫氧化鋁膠體，膠體具有很大的表面積，吸附水中懸浮物而聚沉注意： NH4HCO3、（ NH4 ） 2CO3

31、溶液兩種離子均可水解且互相促進(jìn)，但不能水解進(jìn)行到底,故它們可以大量共存，配成溶液。七、溶液中離子濃度大小的比較1. 多元弱酸、多元弱酸鹽溶液如 H+2 一一2S 溶液： c(H )c(HS)c(S)c(OH)。如 Na2CO3+2溶液： c(Na)c(CO3)c(OH) c(HCO3+)(H )。2. 混合溶液：混合溶液中離子濃度的比較，要注意能發(fā)生反應(yīng)的先反應(yīng)再比較，同時(shí)要注意混合后溶液體積的變化，一般情況下，混合溶液的體積等于各溶液體積之和。在此，常用到以下兩組混合液：NH4C1 NH3.H2O(1： 1)； CH3 COOH CH3COONa(1：1)。一般均按電c(CH3COO)c(N

32、a ) c(H )c(OH離程度大于水解程度考慮。即NH4 C1 NH3.H2O(1： 1 )中， c(NH4+)c(Cl一) c(OH一+) c(H )；33CH COOH CH COONa(1： 1)中：一+一3. 掌握三個(gè)守恒關(guān)系 :(1) 電荷守恒：電解質(zhì)溶液中，不論存在多少種離子，溶液總是呈電中性，即陰離子所帶負(fù)電荷總數(shù)一定等于陽(yáng)離子所帶正電荷總數(shù)。如在Na2CO3 溶液中有c(Na+)+c(H+)=c(HCO33 )+2c(CO 2)+c(OH ) 。(2) 物料守恒：電解質(zhì)溶液中，由于某些離子水解或電離，使離子種類增多，但某些主要原2子的總數(shù)是守恒的。如在NaCO 溶液中有 c(

33、Na+)=2c(CO 2 )+2c(HCO )+2c(H CO )。33323(3) 質(zhì)子守恒：任何溶液中，最后溶液中僅由水電離出的H+與 OH 守恒，即由水電離產(chǎn)生的+或 OH，使溶c(H )=c(OH )。在電解質(zhì)溶液中，由于某些離子發(fā)生水解，結(jié)合了水電離的H液中 c(H+) +與 OHNa溶液中有 c(OH+守恒。如在c(OH)，但由水電離出的 H)+2c(H2CO3)，也可由電荷守恒式和物料守恒式疊加得出。八、溶沉淀解平衡及沉淀溶解平衡常數(shù)要點(diǎn)一：沉淀溶解平衡：2CO3)=c(H )+c(HCO31. 溶解度小于 0.01g 的電解質(zhì)稱難溶電解質(zhì)。難溶并非不溶，任何難溶物在水中均存在溶

34、解平衡。 52. 反應(yīng)后離子濃度降至1 10 mol/L 以下的反應(yīng)為完全反應(yīng)，故用“ =，”常見(jiàn)的難溶物在水中的離子濃度均遠(yuǎn)低于10 5mol/L3. 溶解平衡方程式的書(shū)寫(xiě)：在沉淀后用 (s)標(biāo)明狀態(tài)，并用 “”，如： Ag2S(s)2Ag+ (aq)+ S2 (aq) 4.沉淀溶解平衡是動(dòng)態(tài)平衡，其影響因素主要有：溫度：一般升溫時(shí)，沉淀溶解度增大，能促進(jìn)溶解，但要注意Ca(OH)2 的溶解度隨溫度的升高而減小。同離子效應(yīng)：增大體系中沉淀溶解平衡中離子濃度，平衡向生成沉淀的方向移動(dòng)；反之，則向沉淀溶解的方向移動(dòng)。5. 沉淀轉(zhuǎn)化的實(shí)質(zhì)：就是沉淀溶解平衡的移動(dòng)，一般說(shuō)來(lái)，溶解度小的沉淀轉(zhuǎn)化成溶解

35、度更小的沉淀。要點(diǎn)二 :沉淀溶解平衡常數(shù)1. 表達(dá)公式：沉淀溶解平衡常數(shù)，它的符號(hào)為Ksp，對(duì)于沉淀溶解平衡：MmNn(s) mM n+(aq)+nN m (aq)。固體純物質(zhì)不列入平衡常數(shù)中。上述反應(yīng)的平衡常數(shù)為表示為：n+Ksp=c(M)mmnc(N)2. 影響因素：在一定的溫度下，Ksp 是一個(gè)常數(shù)，稱為溶度積常數(shù)，簡(jiǎn)稱溶度積，它只受溫度影響，不受溶液中離子濃度的影響。3. 溶度積的應(yīng)用：通過(guò)比較溶度積和溶液中有關(guān)離子濃度冪的乘積離子積 QC 的相對(duì)大小，可以判斷難溶電解質(zhì)在給定條件下沉淀能否生成或溶解。QC Ksp 溶液過(guò)飽和，有沉淀析出，直至溶液飽和達(dá)到新的平衡狀態(tài)QC= Ksp 溶

36、液飽和，沉淀與溶解處于平衡狀態(tài)QC Ksp溶液未飽和，無(wú)沉淀析出，若加入過(guò)量難溶電解質(zhì)，難溶電解質(zhì)溶解直至溶液飽和。一 、原電池的工作原理第四章電化學(xué)1. 將化學(xué)能轉(zhuǎn)變?yōu)殡娔艿难b置叫做原電池，它的原理是將氧化還原反應(yīng)中還原劑失去的電子經(jīng)過(guò)導(dǎo)線傳給氧化劑，使氧化還原反應(yīng)分別在兩極上進(jìn)行。2. 原電池的形成條件： （如下圖所示）（1） 活潑性不同的電極材料（2） 電解質(zhì)溶液（3） 構(gòu)成閉合電路（用導(dǎo)線連接或直接接觸）（4） 自發(fā)進(jìn)行的氧化還原反應(yīng)特別提醒： 構(gòu)成原電池的四個(gè)條件是相互聯(lián)系的，電極不一定參加反應(yīng)， 電極材料不一定都是金屬，但應(yīng)為導(dǎo)體，電解質(zhì)溶液應(yīng)合理的選取。3. 判斷原電池正負(fù)極常用

37、的方法負(fù)極：一般為較活潑金屬，發(fā)生氧化反應(yīng)；是電子流出的一極，電流流入的一極；或陰離子定向移動(dòng)極；往往表現(xiàn)溶解。正極：一般為較不活潑金屬，能導(dǎo)電的非金屬；發(fā)生還原反應(yīng)；電子流入一極，電流流出一極；或陽(yáng)離子定向移向極；往往表現(xiàn)為有氣泡冒出或固體析出。4. 原電池電極反應(yīng)式書(shū)寫(xiě)技巧（1） 根據(jù)給出的化學(xué)方程式或題意，確定原電池的正、負(fù)極，弄清正、負(fù)極上發(fā)生反應(yīng)的具體物質(zhì)（2） 弱電解質(zhì)、氣體、難溶物均用化學(xué)式表示，其余以離子符號(hào)表示，寫(xiě)電極反應(yīng)式時(shí)，要遵循質(zhì)量守恒、元素守恒定律及正負(fù)極得失電子數(shù)相等的規(guī)律，一般用“=而”不用 “”（3） 注意電解質(zhì)溶液對(duì)正、負(fù)極反應(yīng)產(chǎn)物的影響，正、負(fù)極產(chǎn)物可根據(jù)題

38、意或化學(xué)方程式加以確定（4） 正負(fù)電極反應(yīng)式相加得到原電池的總反應(yīng)式，通常用總反應(yīng)式減去較易寫(xiě)的電極反應(yīng)式，從而得到較難寫(xiě)的電極反應(yīng)式。二、原電池原理的應(yīng)用（1） 設(shè)計(jì)原電池（這是近幾年高考的命題熱點(diǎn)）（2） 加快了化學(xué)反應(yīng)速率：形成原電池后，氧化還原反應(yīng)分別在兩極進(jìn)行，使反應(yīng)速率增大，例如：實(shí)驗(yàn)室用粗鋅與稀硫酸反應(yīng)制取氫氣；在鋅與稀硫酸反應(yīng)時(shí)加入少量的CuSO4溶液，能使產(chǎn)生 H2 的速率加快（3） 進(jìn)行金屬活動(dòng)性強(qiáng)弱的比較（4） 電化學(xué)保護(hù)法：即金屬作為原電池的正極而受到保護(hù)，如在鐵器表面鍍鋅（5） 從理論上解釋鋼鐵腐蝕的主要原因三、化學(xué)電源1. 充電電池是指既能將化學(xué)能轉(zhuǎn)變成電能（即放電

39、），又能將電能轉(zhuǎn)變成化學(xué)能（充電）的一類特殊的電池。充電、放電的反應(yīng)不能理解為可逆反應(yīng)（因充電、放電的條件不同）。2. 書(shū)寫(xiě)燃料電池電極反應(yīng)式時(shí)應(yīng)注意如下幾點(diǎn)：（1） 電池的負(fù)極一定是可燃性氣體，失電子， 發(fā)生氧化反應(yīng)； 電池的正極一定是助燃?xì)怏w， 得電子，發(fā)生還原反應(yīng)。（2） 寫(xiě)電極反應(yīng)時(shí)，一定要注意電解質(zhì)是什么，其中的離子要和電極反應(yīng)中出現(xiàn)的離子相對(duì)應(yīng)，堿性電解質(zhì)時(shí)，電極反應(yīng)式不能出現(xiàn)H+；酸性電解質(zhì)時(shí)，電極反應(yīng)式不能出現(xiàn)OH。（3） 可由正負(fù)兩極的電極反應(yīng)式相疊加得到總電極反應(yīng)式，但要注意是在得失電子守恒前提下；電極反應(yīng)要注意是燃料反應(yīng)和燃料產(chǎn)物與電解質(zhì)溶液反應(yīng)的相疊加的反應(yīng)式。四、電解

40、原理及規(guī)律 電極的判斷與電極上的反應(yīng)。（1） 陽(yáng)極：與電源正極相連的電極，是發(fā)生氧化反應(yīng)；若惰性材料（石墨、Pt、Au ）作陽(yáng)極，失電子的是溶液中的陰離子；若為活性金屬電極 （Pt、Au 除外），失電子的是電極本身， 表現(xiàn)為金屬溶解。（2） 陰極：是與電源負(fù)極相連的電極，電極本身不參與反應(yīng)；溶液中的陽(yáng)離子在陰極上得電子，發(fā)生還原反應(yīng)。 電流或電子的流向： 電解池中電子由電源負(fù)極流向陰極，被向陰極移動(dòng)的某種陽(yáng)離子獲得，而向陽(yáng)極移動(dòng)的某種陰離子或陽(yáng)極本身在陽(yáng)極上失電子，電子流向電源正極。 離子的放電順序：主要取決于離子本身的性質(zhì)，也與溶液濃度、溫度、電極材料等有關(guān)。（1 ）陰極（得電子能力） ：

41、Ag+ Fe3+Cu2+H+Pb2+Sn2+Fe2+Zn2+Al3+Mg 2+Na+Ca2+K+， 但應(yīng)注意，電鍍時(shí)通過(guò)控制條件（如離子濃度等）， Fe2+和 Zn2+可先于 H+放電。（2）陽(yáng)極（失電子能力） ：若陽(yáng)極材料為活性電極（Pt、Au 除外），則電極本身失去電子，而溶液中的陰離子不參與電極反應(yīng)；若陽(yáng)極材料為惰性電極，則有S2氧酸根離子及F 等。I BrClOH 含4. 酸、堿、鹽溶液電解規(guī)律（惰性電極）5. 原電池、電解池、電鍍池的判斷（1） 若無(wú)外接電源，可能是原電池，然后根據(jù)原電池的形成條件判斷（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)陽(yáng)極金屬與電解質(zhì)溶液中的金屬離子相同，則為電鍍池（3） 若無(wú)明顯外接電源的串聯(lián)電路，則應(yīng)利用題中信息找出能發(fā)生自發(fā)氧化還原反應(yīng)的裝置為原電池。（4） 可充電電池的判斷：放電時(shí)相當(dāng)于原電池，負(fù)極發(fā)生氧化反應(yīng)，正極發(fā)生還原反應(yīng)；充電時(shí)相當(dāng)于電解池， 放電時(shí)的正極變?yōu)殡娊獬氐年?yáng)極，與外電源正極相連， 負(fù)極變?yōu)殛帢O， 與外電源負(fù)極相連。五、電解原理的應(yīng)用電解1. 氯堿工業(yè)（電解飽和食鹽水） ： 2NaCl + 2H2O2NaOH + H2 +