化學(xué)反應(yīng)原理知識點總結(jié)

1、高二化學(xué)教學(xué)資料（第一章化學(xué)反應(yīng)與能量）一、熠變反應(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 .焰變（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：ZH（2）單位：kJ/mol3 .產(chǎn)生原因：化學(xué)鍵斷裂一一吸熱化學(xué)鍵形成一一放熱放出熱量的化學(xué)反應(yīng)。（放熱吸熱）4H為"-或H<0吸收執(zhí)量的化學(xué)反應(yīng)。（吸執(zhí)放執(zhí)）為“+或H>0常:見的放熱反應(yīng)；所有前燃宦反應(yīng) 酸堿市和反應(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 8H2O與NH4cl 大多數(shù)的分

2、解反應(yīng) 以W、CO. C為還原劑的氧化還原反應(yīng) 錢鹽溶解等二、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,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，4H加倍；反應(yīng)逆向進行，改變符號，數(shù)值不變?nèi)⑷紵裏?.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 kPa反應(yīng)程度：完全燃燒，產(chǎn)物是穩(wěn)定的氧化物。燃

3、燒物的物質(zhì)的量：lmol 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lmol出0,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）=出0（1） 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

4、相同的。例1: P4回白磷）+502（g）=P40io （s）； Hi=mol（2）P （s,紅磷）+5/402（g）=l/4P40io （s）： H2=mol則白磷轉(zhuǎn)化為紅磷的熱化學(xué)方程式 O高二化學(xué)教學(xué)資料（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L化學(xué)反應(yīng)速率（v）（1）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，Ac：濃度變化，At：時間）單位:mol/ （L-s）（4）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

5、條件 2.夕Nn 3 對化學(xué)反應(yīng)速率影響的變化規(guī)律條件變化活化分子的量的變化V交化注意：反應(yīng)物 的濃度增大單住體積里總數(shù)目增多，百分數(shù)不變增大成小單住體積工總數(shù)目或少，百分數(shù)不變減小氣體反 應(yīng)物的 壓強增大單住體積里總數(shù)目增多，百分數(shù)不變增大戒小單住體積里總數(shù)目減少，百分數(shù)不變減小反應(yīng)物 的溫度升高百分數(shù)增大，單住體積里總數(shù)目增多增大降低石分數(shù)減少，單位體積里總數(shù)目戌少減小反應(yīng)物 的催化 劑使用百分數(shù)劇增，單住體積里總敦目劇增劇增撤去百分數(shù)例或，單位體積里總數(shù)日劇減劇減其他光，電磁波，超聲波，固體反應(yīng)物顆粒 的大小，溶劑等有影 響（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

6、響，可以認為反應(yīng)速率 不變。（2）、格性氣體對于速率的影響恒溫恒容時：充入情性氣體一總壓增大，但是各分壓不變，各物質(zhì)濃度不變一反應(yīng)速率不變 恒溫恒體時：充入惰性氣體一體積增大一各反應(yīng)物濃度減小一反應(yīng)速率減慢 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“平衡,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)平衡的特征這（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

7、據(jù)例舉反應(yīng)mA(g)+nB(的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)的量一定不一定平衡正、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）=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 molB,同時消耗了 q molD,因均指V（逆）不一定平衡）壓強m+

8、nWp+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）不一定平衡混合氣體平均 相對分子質(zhì)量 MrMr 一定時，只有當(dāng)m+nWp+q時*平衡Mr 一定時，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，

9、所以平衡不移動（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，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

10、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)（-）定義：在一定溫度下，當(dāng)一個反應(yīng)達到化學(xué)平衡時，生成物濃度暴之積與反應(yīng)物濃度塞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）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

11、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，K>105W，該反應(yīng)就進行得基本完全了。2、可以利用K值做標(biāo)準，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)；QK: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

12、效應(yīng)若溫度升高，K值增大，則正反應(yīng)為吸熱反應(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

13、即可視為等效平衡。五、化學(xué)反應(yīng)進行的方向（1、反應(yīng)懶變與反應(yīng)方向：（1）燧: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：Jmo|TKT（2）體系趨向于有序轉(zhuǎn)變?yōu)闊o序，導(dǎo)致體系的增增加，這叫做蠟增加原理，也是反應(yīng)方向判斷的 依據(jù)。.（3）同一物質(zhì)，在氣態(tài)時精值最大,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-TAS <0,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-tas> 0,反應(yīng)不能自發(fā)進行注意：（1） AH為負，AS為正時，任何溫度反應(yīng)都能自發(fā)進行6 2）

14、 AH為正，AS為負時，任何溫度反應(yīng)都不能自發(fā)進行高二化學(xué)教學(xué)資料（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)?；旌臀镂镔|(zhì) 單質(zhì)、強電解質(zhì)：強酸，強堿,大多數(shù)鹽。如HCI、NaOH、NaCk BaSO4純凈物 電解質(zhì)弱電解質(zhì)：弱酸，弱堿，極少數(shù)鹽，水.如HCIO、NH3 H20.化合物Cu（OH）2、H20非電解質(zhì)：非金屈氧化物，大部分有機物,如S03、CO2、C6Hl2。6、C

15、CL、ch2=ch22、電解質(zhì)與非電解質(zhì)本質(zhì)區(qū)別：電解質(zhì)一一離子化合物或共價化合物非電解質(zhì)一一共價化合物注意：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)強電解質(zhì)不等于易溶于水的化合物（如BaSCU不溶于水，但溶于水的BaSCU全部電離，故BaSCU為強電解質(zhì)）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

16、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：用可逆符號弱酸的電離要分布寫（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

17、程度越大，酸性越強。如：H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HCIO二、水的電離和溶液的酸堿性1、水電離平衡：HO 水的離子積:Kw =cH+ cOH 25c時=10-7 mol/L ; Kw = H+ > OH =何產(chǎn)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Kw <1*1044 溫度：促進水的電離（水的電離是啜熱） 易水解的鹽：促進水的電離Kw ） I*1。*4、溶液

18、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、酚石 。變色范圍：甲基橙 （橙色）石蕊 （紫色）酚配 （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） /（Vi+V2）2、強堿與強堿的混合：先求OH1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0用混=（OH-1V1+OH-2V2）/ （V1+

19、V2）（注意：不能直接計算H+混）3、強酸與強堿的混合：先據(jù)H+ + OFT=H2。計竟余下的H+或OH，H+有余，則用余下的H數(shù)除以溶液總體積求田混；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>2、3、4、5、76、強酸溶液:弱酸溶液:強堿溶液:弱堿溶液:稀釋10。倍時,稀釋ICT倍時,稀釋ICT倍時,稀釋10。倍時,pH 稀=pH 原+ n pH 稀 pH 原+n pH 稀pH 原一n pH 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）不論任何溶液，稀釋

20、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。1、若等體積混合 pHl+pH2=14 pHl+pH215 pHl+pH213五、強酸（PH1）強堿（pH2）混和計算規(guī)律 則溶液顯中性pH=7 則溶液顯堿性pH= 則溶液顯酸性pH=pHl+2、若混合后顯中性pHl+pH2=14 V 酸：V 堿=1： 1pHl+pH214 V 酸：V 堿=1: 10 僅 pHI+pM高二化學(xué)教學(xué)資料（第三章水溶液中的離子平衡）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

21、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)準液；待測液；指示劑。（3）準備過程:準備：檢漏、洗滌、潤洗、裝液、趕氣泡、調(diào)液面。（洗滌：用洗液洗一檢漏：滴定管是否漏水 一用水洗一用標(biāo)準液洗（或待測液洗）一裝溶液一排氣泡一調(diào)液面一記數(shù)據(jù)V（始）（4）試驗過程3、酸堿中和滴定的誤差分析能引起誤差的一些操作V (HCI)c (NaOH)藥品不純（如NaOH中含N

22、a2O）/增大偏高錐形瓶用蒸儲水洗凈后，未把水倒凈錐形瓶用蒸偏水洗凈后，用待測液潤洗增大偏高酸式滴定管未用標(biāo)準液潤洗增大偏高堿式滴定管未用待測液潤洗減小偏低用移液管量取25mL待測時將殘液吹出增大1偏高內(nèi)有氣泡，滴定后無氣泡增大偏高尖嘴未充滿標(biāo)準液就開始滴定增大偏高滴定時部分標(biāo)準液附在錐形瓶壁上增大偏高滴定時搖勻或HCI成股流下減小偏低滴前仰視讀數(shù)，滴后俯視讀數(shù)減小偏低（用酚獻做指示劑，當(dāng)紅色褪成無色，反滴一滴無顏 色變化增大偏高原理:c(NaOH)=-ViNaOlh-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0H一結(jié)合生成弱電解質(zhì)的反

23、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0H結(jié)合,破壞水的電離，是平 衡向右移動，促進水的電離。3、鹽類水解規(guī)律：有 弱 才水解,無弱不水解，越弱越水解；誰 強顯誰性,兩弱都水解，同強顯中性。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。（如:Na2c5 >NaHCO3）4、鹽類水解的特點：（1）可逆（與中和反應(yīng)互逆）（2）程度?。?）吸熱5、影響鹽類水解的外界因素：溫度：溫度越水解程度越大（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（日促進陰離子水解而抑制 陽離子水解;0H-促進陽離子水解而抑制陰離

24、子水解）>6、酸式鹽溶液的酸堿性：只電離不水解：如HS04-顯酸性應(yīng)）電離程度,水解程度，顯酸性 （如:HS03-、H2Po4一）水解程度,電離程度，顯堿性（如：HC03-、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 AF+與 AIO2 CO32'（HCO3） SHS）、SO32（HSO3）; S2- 與nh4+； co32-（hco3-）- 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，

25、如：2AI3+ + 3S2- + 6H2O = 2AI（OH）3 I + 3H2S8、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/KgKw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

26、的三種守恒關(guān)系：電荷守恒：任何溶液均顯電史性，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：即水電離出的日濃度與0H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 的電解質(zhì)稱難溶電解質(zhì)。（2）反應(yīng)后離子濃度降至1*106以下的反應(yīng)為完全反應(yīng)。如酸堿中和時H+降至 10'7mol/L<105mol/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'o|/l,故均用“

27、(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(0H)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:三"。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：K$p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MgCb溶液中FeCb。(3)氧化還原沉淀法：(4)

28、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) 紇。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：AgNOf AgCI(白色沉碑 AgBr (淡黃魚) Agl 4色)Ag2s (黑色)6、溶度積(KSP)1、定義：在一定條修:，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)八表達式：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、

29、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)溶解高二化學(xué)教學(xué)資料(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一2、組成條件：兩個活潑性不同的電極 電麗質(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：負極一一導(dǎo)線一一正極內(nèi)電路：鹽橋中近離子移向負極的電解質(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：負極：氧化反應(yīng)：_Zn - 2e=ZM+ (較活潑金屬)正極：還原反應(yīng)：2H f +2e = H2 t (較不活潑金屬)總反應(yīng)式：Zn+

30、2H+=Zn2+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

31、，乂叫充電電池或 蓄由油。2、電極反應(yīng)：鉛蓄電池放電：負極（鉛）：Pb+ -2e =PbSO4 I正極（氧化鉛）：PbO2+4H+2e =PbSO4 I +2H2O充電：陰極：PbSO4+2H2O-2e =PbO2+4H+ +陽極：_PbSO4 + 2e =Pb +兩式可以寫成一個可逆反應(yīng)：_PbCb + Pb + 2呼呢2PbSO4 I +2H2O、充電3、目前已開發(fā)出新型蓄電池：銀鋅電池、鎘銀電池、氫銀電池、鋰離子電池、聚合物鋰離子電 池 三、燃料電池r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

32、 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，伯為正、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：2H2-4e=4H+正極：O2 + 4e 4H+=2H2O當(dāng)電解質(zhì)溶液呈堿性時：負極：2H2+4OH -4e =4H2O 正極：。2 + 2山。+ 4? =40H 另一種燃料電池是用金屬鋁片插入KOH溶液作電極，乂在兩極上分別通甲烷燃料和氧氣氧化劑 電極反應(yīng)式為：=CO32' + +7H2O：=8 OH o負極：CH4+10OH -8e正極：4 H2。+ 2 5 + 8e 電池總反

33、應(yīng)式為：C H4+2 O2 + 2KOH = K2C O3+3 H203、燃料電池的優(yōu)點：能量轉(zhuǎn)換率高、廢棄物少、運行噪音低第三節(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，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 正極相連的電極,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)生一還原 反應(yīng)6、電解CuCl溶液

34、的電極反應(yīng)：陽極：2C-2e-=Cl2（氧化）陰極：Cu2+2e-=Cu（還原）總反應(yīng)式：CuCh =Cu+Cl2 t7、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+>Cu2+> H+ （指酸fl）>Pb2+>Sn2+>Fe2+>Zn2+>Al3+>Mg2+>Na+>Ca2+>K+陰離子的放電順序是惰性電極時：S2->>Br>cr>OH>NO3.>SO42.（等含氧酸根離子）>F（

35、SO32/MnO4>OH）是活性電極時：電極本身溶解放電注意先要看電極材料，是情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HCI電解質(zhì)減小增大HCICu Cl2Cu Cl2放H2生堿型i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HCI放氧生酸型陰極；電解質(zhì)陽離子放

36、 電陽極：水放0 2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- = 2 H2 t陽極：40H - 4e- =02 t + 2h2oNaOH水增大增大水H2S 04減小Na2S O4不變上述四種類型電解質(zhì)分類：（1）電解水型：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（2）、電極、電解質(zhì)溶液的選擇：陽極：鍍層

37、金屬，失去電子，成為離子進入溶液M- ne - = M "陰極：待鍍金屬（鑲件）：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+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（鑲件）：Cu2+2e=Cu,電解液：可溶性銅鹽溶液，如CuS04溶液（3）、電鍍應(yīng)用之一：銅的精煉陽極： 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：NaCI =Na+cr通直流電后:陽極：

38、2Na+ + 2e-=2Na陰極：2CL 26-=。2個高二化學(xué)教學(xué)資料（第四章電化學(xué)基礎(chǔ)）（1）若無外接電源，乂具備組成原電池的三個條件即為原電池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）。（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)，乂有外接電源時，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

39、池， 其余為電鍍池或電解池。原電池，電解池，電鍍池的比較>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

40、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：還原反應(yīng)，溶液 中的陽離子的電子或者 氧氣得電子（吸氧腐蝕）陽極：氧化反應(yīng)，溶液 中的陰離子失去電子， 或電極金屬失電子 陰極：還原反應(yīng)，溶液 中的陽離子得到電子陽極：金屬電極失去電子陰極：電鍍液中陽離子得到 電子電子流向負極f正極電源負極一陰極 電源正極f陽極同電解池.溶液中帶電 粒子的移動陽離子向正極移動 陰離子向負極移動陽離子向陰極移動 陰離子向陽極移動同電解池聯(lián)系在兩極上都發(fā)生氧化反應(yīng)和還原反應(yīng)第四節(jié)金屬的電化學(xué)腐蝕和防護電化腐蝕化學(xué)腐蝕條件不純金屬或合金與電解質(zhì)溶液接 觸金屬與非電解質(zhì)直接接觸現(xiàn)象

41、¥有微弱的電流產(chǎn)生無電流產(chǎn)生本質(zhì)較活潑的金屬被氧化的過程金屬被氧化的過程關(guān)系化學(xué)腐蝕與電化腐蝕往往同時發(fā)生，但電化腐蝕更加普遍，危害更嚴重一、金屬的電化學(xué)腐蝕(1)金屬腐蝕內(nèi)容：(2)金屬腐蝕的本質(zhì)：都是金屬原子 失去 電子而被氧化的過程(3)、電化學(xué)腐蝕的分類：析氫腐蝕一一腐蝕過程中不斷有氫氣放出條件：潮濕空氣中形成的水膜，酸性較強(水膜中溶解有C02、SO2、H2s等氣體) 應(yīng))電極反應(yīng)：負極：Fe-2W = Fe2+正極：2H+ + 2e.=H2個總式：Fe +2H，= Fe2rH2 個吸氧腐蝕一一反應(yīng)過程吸收氧氣條件：中性或弱酸性溶液電極反應(yīng)：負極:2Fe - 4e- = 2

42、Fe2+正極:O2+4e。+2H2。= 40K總式：2Fe + O2+2H2O=2 Fe(0H)2離子方程式：Fe2+ + 20H = Fe(0H)2生成的 Fe(0H)2被空氣中的 02氧化，生成 Fe(0H)3 , Fe(0H)2 + 02 + 2H2O = 4Fe(OH)3Fe(0H)3脫去一部分水就生成Fe2O3 x H20 (鐵銹主要成分)規(guī)律總結(jié)：金屬腐蝕快慢的規(guī)律：在同一電解質(zhì)溶液中，金屬腐蝕的快慢規(guī)律如下：(電解原理引起的腐蝕,原電池原理引起的腐蝕化學(xué)腐蝕,有防腐措施的腐蝕防腐措施由好到壞的順序如下：外接電源的陰極保護法犧牲負極的正極保護法,有一般防腐條件的腐蝕無防腐條件的腐蝕

43、 二、金屬的電化學(xué)防護1、利用原電池原理進行金屬的電化學(xué)防護(1)、犧牲陽極的陰極保護法原理：原電池反應(yīng)中，負極被腐蝕，正極不變化)應(yīng)用：在被保護的鋼鐵設(shè)備上裝上若干鋅塊，腐蝕鋅塊保護鋼鐵設(shè)備負極：鋅塊被腐蝕：正極：鋼鐵設(shè)備被保護(2)、外加電流的陰極保護法原理：通電，使鋼鐵設(shè)備上積累大量電子，使金屬原電池反應(yīng)產(chǎn)生的電流不能輸送，從而防止 金屬被腐蝕應(yīng)用：把被保護的鋼鐵設(shè)備作為陰極，惰性電極作為輔助陽極，均存在于電解質(zhì)溶液中，接上 外加直流電源。通電后電子大量在鋼鐵設(shè)備上積累，抑制了鋼鐵失去電子的反應(yīng)。(3)金屬腐蝕的分類：化學(xué)腐蝕一金屬和接觸到的物質(zhì)直接發(fā)生化學(xué)反應(yīng)而引起的腐蝕電化學(xué)腐蝕一不

44、純的金屬跟電解質(zhì)溶液接觸時，會發(fā)生原電池反應(yīng)。比較活潑的金屬失去電子 而被氧化，這種腐蝕叫做電化學(xué)腐蝕。2、改變金屬結(jié)構(gòu)：把金屬制成防腐的合金與電化腐蝕的比較3、把金屬與腐蝕性試劑隔開：電鍍、油漆、涂油脂、表面鈍化等高二化學(xué)教學(xué)資料(第四章電化學(xué)基礎(chǔ)) 電解質(zhì)溶液中的守恒關(guān)系1、'電荷守恒：電解質(zhì)溶液中的陰離子的負電荷總數(shù)等于陽離子的正電荷總數(shù)，電荷守恒的重要應(yīng)用是依據(jù)電荷守恒列出等式，比較或計算離子的物質(zhì)的量或物質(zhì)的量濃度。如(1)在只含有A"、M H OK四種離子的溶液中c(A+)+c(H' )=c(M')+c(OH"),若 c(H+)>c

45、(OH-),則必然有 c(A+)<c(M-)a例如，在NaHCO3溶液中，有如下關(guān)系：C(Na )+c(H * )=c(HCO3-)+c(OH-)+2c(CO32")書寫電荷守恒式必須準確的判斷溶液中離子的種類；弄清離子濃度和電荷濃度的關(guān)系。2、物料守恒：就電解質(zhì)溶液而言，物料守恒是指電解質(zhì)發(fā)生變化(反應(yīng)或電離)前某元素的原 子(或離子)的物質(zhì)的量等于電解質(zhì)變化后溶液中所有含該元素的原子(或離子)的物質(zhì)的量 之和。實質(zhì)上，物料守恒屬于原子個數(shù)守恒和質(zhì)量守恒。在Na2s溶液中存在著S2的水解、HS-的電離和水解、水的電離，粒子間有如下關(guān)系&c(S2-)+c(HS-)+c(

46、H2S)=l/2c(Na+)(商£守恒)在NaHS溶液中存在著由一的水解和電離及水的電離。hs-+h2oh2s+oh hs"h +s2- h2oh +oh-從物料守恒的角度分析，有如下等式：c(HS-)+C(S2-)+c(H2S)=c(Na')；從電荷守恒的角度分析，有如下等式：c(HS-)+2(S2-)+c(OH-)=c(Na； )+c(H )：將以上兩式相加，有：c(S2-)+c(OH-)=c(H2S)+c(H+)得出的式子被稱為質(zhì)子守恒3、質(zhì)子守恒：無論溶液中結(jié)合氫離子還是失去氫離子，但氫原子總數(shù)始終為定值，也就是說結(jié) 合的氫離子的量和失去氫離子的量相等?，F(xiàn)將

47、此類題的解題方法作如下總結(jié)。二、典型題一一溶質(zhì)單一型1、弱酸溶液中離子濃度的大小判斷解此類題的關(guān)鍵是緊抓弱酸的電離平衡點擊試題L的H2s溶液中所存在離子的濃度由大到小的排列順序是2、弱堿溶液點擊試題室溫下，L的氨水溶液中，下列關(guān)系式中不正確的是A. c(OH j>c(H+)(NH3 H2O)+c(NH4+)=L(NH4+)>c(NH3 H2O)>c(OHj>c(H+)(OH )=c(NH4+)+c(H+)3、能發(fā)生水解的鹽溶液中離子濃度大小比較弱酸強堿型在CWCOONa溶液中各離子的濃度由大到小排列順序正確的是()A、 c(Na+)>c(CH3COO")

48、>c(OH")>c(H+)B、 c(CH3COO")>c(Na+)>c(OH")>c(H+)C、 c(Na+)>c(CH3COO")>c(H+)>c(OH")D、 c(Na+)>c(OH")>c(CH3COO")>c(H+)點擊試題在Na2CO3溶液中各離子的濃度由小到大的排列順序是隨堂練習(xí)在Na2s溶液中下列關(guān)系不正確的是A. c(Na+) =2c(HS") +2c(S2") +c(H2S)B. c(Na+) +c(H+)=c(OH-)+

49、c(HS-)+2c(S2")C. c(Na*)>c(S2")>c(OH")>c(HS")D. c(OH')=c(HS-)+c(H+)+c(H2S)點擊試題判斷L的NaHCO3溶液中離子濃度的大小關(guān)系,隨堂練習(xí)草酸是二元弱酸，草酸氫鉀溶液呈酸性，在LKHC2O4溶液中，下列關(guān)系正確的是 ( )A. c(K+)+c(H+)=c(HC2O4)+c(OH )+ c(C2O42 )B. c(HC2O4-)+ c(C2O42J=LC. C(C2O42)>C(H2C2O4)D. c(K+)= c(H2c2。4)+ c(HC2O4)+ c

50、(C2O42J點擊試題在氯化鐵溶液中，下列關(guān)系正確的是() (cr)>c(NH4+)>c(H+)>c(OH j(NH4+)>c(Cl)>c(H+)>c(OH j(NH4+) = c(CI)>c(H+) = c(OH j(Cl)=c(NH4+)>c(H+)>c(OHj三、典型題一兩種電解質(zhì)溶液相混合型的離子濃度的判斷解此類題的關(guān)鍵是抓住兩溶液混合后生成的鹽的水解情況以及混合時弱電解質(zhì)有無剩余，若有 剩余，則應(yīng)討論弱電解質(zhì)的電離。下面以一元酸、一元堿和一元酸的鹽為例進行分析。1、強酸與弱堿混合點擊試題PH=13的NH3 -H2O和PH=1的鹽酸

51、等體積混合后所得溶液中各離子濃度由大到小的排列順序是 2、強堿與弱酸混合點擊試題PH=X的NaOH溶液與PH=Y的CH3COOH溶液，已知X+Y=14,且Y<3O將上述兩 溶液等體積混合后，所得溶液中各離子濃度由大到小的順序正確的是()A、 C(Na+)>C(CH3COO")>C(OH")>C(H+)B、 C(CH3COO")>C(Na+)>C(H)>C(OH")C、 C(CH3COO")>C(Na+)>C(OH")>C(H+)D> C(Na+)>C(CH3COO

52、")>C(H+)>C(OH")歸納：上述兩題的特點是PH1+PH2 =14,且等體積混合。其溶液中各離子濃度的關(guān)系的特點是C(弱電解質(zhì)的離子)>C(強電解質(zhì)的離子)>c(顯性離子)> C (水電離出的另一離子)3、強堿弱酸鹽與強酸混合和強酸弱堿鹽與強堿混合點擊試題mol/L的CH3COOK與mol/L的鹽酸等體積混合后，溶液中下列粒子的物質(zhì)的量 關(guān)系正確的是()A、 C(CH3COO")=C(CF)=C(H+)>C(CH3COOH)B、 C(CH3COO")=C(CF)>C(CH3COOH)>C(H+)c>c(ch3coo")>c(cF)>c(h)>c(ch3cooh)D、C(CH3COO")>C(CF)>C(CH3COOH)>C(H+)4、酸堿中和型(1)恰好中和型點擊試題在“ml LNaOH溶液中加入同體積、同濃度HAc溶液，反應(yīng)后溶液中各微粒的 濃度關(guān)系錯誤的是()。A. c(Na+)>c(Ac )>c(H+)>c(OH )B. c(Na+)>c(Ac )>c