化學(xué)選修化學(xué)反應(yīng)原理各章知識(shí)點(diǎn)歸納

1、高二化學(xué)選修4化學(xué)反應(yīng)原理知識(shí)點(diǎn)整理第一章化學(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焓變（AH）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(hào)：AH（2）單位：kj/mol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AH0常見(jiàn)的放熱反應(yīng)：所有的燃燒反應(yīng)大多數(shù)的化合反應(yīng)生石灰和水反應(yīng)大多數(shù)的分解體溶解等常見(jiàn)的吸熱反應(yīng)：晶體Ba（OH）8H0與NHCl224反應(yīng)以H、CO、C為還原劑的氧化還原反應(yīng)銨鹽2溶解等二、熱化學(xué)方程式書(shū)寫(xiě)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)

2、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(shí)的溫度和壓強(qiáng)(25C,101kPa時(shí)可以不注明)。熱化學(xué)方程式中的化學(xué)計(jì)量數(shù)可以是整數(shù)，也可以是分?jǐn)?shù)。只能表示物質(zhì)的量，不能表示分子個(gè)數(shù)。各物質(zhì)化學(xué)計(jì)量數(shù)加倍，AH加倍；反應(yīng)逆向進(jìn)行，AH改變符號(hào)，數(shù)值不變。三、燃燒熱概念：25C，101kPa時(shí)，1mol純物質(zhì)完全燃燒生成穩(wěn)定的化合物時(shí)所放出的熱量。燃燒熱的單位用kj/mol表示。注意以下幾點(diǎn)：研究條件：101kPa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：1mol研究?jī)?nèi)容：放出的熱量。(AH0,單位kj/mol

3、)四、中和熱概念：在稀溶液中，酸跟堿發(fā)生中和反應(yīng)生成1molH2O，這時(shí)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(shí)質(zhì)是H+和0H-反應(yīng)，其熱化學(xué)方程式為：H+(aq)+0H-(aq)=H2O(l)AH=-57.3kJ/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(shí)的中和熱小于57.3kj/mol。4中和熱的測(cè)定實(shí)驗(yàn)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)行的途徑無(wú)關(guān)，如果一個(gè)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。第二章化學(xué)反應(yīng)速率與化學(xué)平衡一、化學(xué)反應(yīng)速率化學(xué)反應(yīng)速率（v）定義：用

4、來(lái)衡量化學(xué)反應(yīng)的快慢，單位時(shí)間內(nèi)反應(yīng)物或生成物的物質(zhì)的量的變化表示方法：?jiǎn)挝粫r(shí)間內(nèi)反應(yīng)濃度的減少或生成物濃度的增加來(lái)表示計(jì)算公式：v二Ac/At（u：平均速率，（:濃度變化，At:時(shí)間）單位:mol/（Ls）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(qiáng)的變化對(duì)濃度幾乎無(wú)影響，可以認(rèn)為反應(yīng)速率不變。（2）惰性氣體對(duì)于速率的影響恒溫恒容時(shí)：充入惰性氣體f總壓增大，但是各分壓不變，各物質(zhì)濃度不變f反應(yīng)速率不變恒溫恒體時(shí)：充入惰性氣體f體積增大f各反應(yīng)物濃度減小f反應(yīng)速率減慢二、化學(xué)平衡（一）1、定義：化學(xué)平衡

5、狀態(tài)：一定條件下，當(dāng)一個(gè)可逆反應(yīng)進(jìn)行到正逆反應(yīng)速率相等時(shí)，反應(yīng)體系中所有參加反應(yīng)的物質(zhì)的質(zhì)量或濃度保持恒定，達(dá)到表面上靜止的一種“平衡”，這就是這個(gè)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(dòng)（動(dòng)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)混合物體系各物質(zhì)的物質(zhì)的量或各物質(zhì)的物質(zhì)的量的分?jǐn)?shù)一定平衡中各物質(zhì)的質(zhì)量或各物質(zhì)質(zhì)量分?jǐn)?shù)一定平衡各成分的含各氣體的體積或體積分?jǐn)?shù)一定平衡量總體積、總壓力、總物質(zhì)的量

6、一定不一定平衡正、逆反在單位時(shí)間內(nèi)消耗了mmolA同時(shí)生成mmolA，即V（正）=V（逆）平衡應(yīng)在單位時(shí)間內(nèi)消耗了nmolB同時(shí)消耗了pmolC，則V（正）=V（逆）平衡速率的關(guān)V（A）:V（B）:V（C）:V（D）二m:n:p:q,V（正）不一定不一定系等于V（逆）平衡在單位時(shí)間內(nèi)生成nmolB，同時(shí)消耗了q不一定molD，因均指V（逆）平衡m+nHp+q時(shí)，總壓力一定（其他條件一定）平衡壓強(qiáng)m+n=p+q時(shí)，總壓力一定（其他條件一定）不一定平衡混合氣體平Mr定時(shí)，只有當(dāng)m+nHp+q時(shí)平衡均相對(duì)分子Mr定時(shí)，但m+n=p+q時(shí)不一定質(zhì)量Mr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(shí)

7、（其他不變）平衡體系的密密度一定不一定度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(dòng)的因素1、濃度對(duì)化學(xué)平衡移動(dòng)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(dòng)；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(dòng)（2）增加固體或純液體的量，由于濃度不變，所以平衡移動(dòng)。（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減小，V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)方程式中化正逆學(xué)計(jì)量數(shù)變大的方向移動(dòng)。2、溫度對(duì)化學(xué)平衡移動(dòng)的影響影響規(guī)律：在其他條件不變的情況下，溫度升高會(huì)使化學(xué)平

8、衡向著吸熱反應(yīng)方向移動(dòng)，溫度降低會(huì)使化學(xué)平衡向著放熱反應(yīng)方向移動(dòng)。3、壓強(qiáng)對(duì)化學(xué)平衡移動(dòng)的影響影響規(guī)律：其他條件不變時(shí)，增大壓強(qiáng)，會(huì)使平衡向著體積縮小方向移動(dòng)；減小壓強(qiáng)，會(huì)使平衡向著體積增大方向移動(dòng)。注意：（1）改變壓強(qiáng)不能使無(wú)氣態(tài)物質(zhì)存在的化學(xué)平衡發(fā)生移動(dòng)（2）氣體減壓或增壓與溶液稀釋或濃縮的化學(xué)平衡移動(dòng)規(guī)律相似4、催化劑對(duì)化學(xué)平衡的影響：由于使用催化劑對(duì)正反應(yīng)速率和逆反應(yīng)速率影響的程度是等同的，所以平衡丕移動(dòng)。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(shí)間。5、勒夏特列原理（平衡移動(dòng)原理）：如果改變影響平衡的條件之一（如溫度，壓強(qiáng)，濃度），平衡向著能夠減弱這種改變的方向移動(dòng)。三、化學(xué)平衡

9、常數(shù)（一）定義：在一定溫度下，當(dāng)一個(gè)反應(yīng)達(dá)到化學(xué)平衡時(shí)，生成物濃度冪之積與反應(yīng)物濃度冪之積的比值是一個(gè)常數(shù)。符號(hào)：_K（二）使用化學(xué)平衡常數(shù)K應(yīng)注意的問(wèn)題：1、表達(dá)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(wú)關(guān)。3、反應(yīng)物或生產(chǎn)物中有固體或純液體存在時(shí)，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(xiě)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(shuō)明平衡時(shí)生成物的濃度越大，它的正反應(yīng)方向進(jìn)行的程度越大，即該反應(yīng)進(jìn)行得越

10、完全，反應(yīng)物轉(zhuǎn)化率越高。反之，則相反。一般地，K105時(shí)，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(shí)向哪個(gè)方向進(jìn)行建立平衡。（Q：濃度積）QK: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(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(chēng)為等效平衡。2、分類(lèi)（1）定溫，定容條件下的等效平衡第一類(lèi)：對(duì)于反應(yīng)前后氣體分子數(shù)不同的可逆反應(yīng)：將加入的物質(zhì)換成一邊后與

11、原來(lái)加入的物質(zhì)的量相同。第二類(lèi)：對(duì)于反應(yīng)前后氣體分子數(shù)相同的可逆反應(yīng)：將加入的物質(zhì)換成一邊后與原來(lái)加入的物質(zhì)的量相同成比例。定溫，定壓的等效平衡將加入的物質(zhì)換成一邊后與原來(lái)加入的物質(zhì)的量相同成比例。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(gè)狀態(tài)函數(shù)，用來(lái)描述體系的混亂度，符號(hào)為S.單位：Jmol-1?K-1體系趨向于有序轉(zhuǎn)變?yōu)闊o(wú)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)。.同一物質(zhì)，在氣態(tài)時(shí)熵值最大，液態(tài)時(shí)次之，固態(tài)時(shí)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)的判定依據(jù)為：AH-TAS0反應(yīng)不能自發(fā)進(jìn)行注意

12、：(1)AH為負(fù)，AS為正時(shí)，任何溫度反應(yīng)都能自發(fā)進(jìn)行(2)AH為正，AS為負(fù)時(shí)，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)：。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)。物質(zhì)混和物單質(zhì)電解質(zhì)強(qiáng)電解質(zhì)：強(qiáng)酸，強(qiáng)堿，大多數(shù)鹽。如HCl、NaOH、NaCl、BaSO質(zhì)42、電解質(zhì)與非電解質(zhì)本質(zhì)區(qū)別：弱酸，弱堿，極少數(shù)鹽，水如HC1O、“匕匕、Cu2、L非電解質(zhì)0非金屬氧化物，大部分有機(jī)物一。如SO、CO、CHO、CCl、CH=CH32612642

13、2離子化合物或共價(jià)化合物非電解質(zhì)共價(jià)化合物純凈物電解質(zhì)注意：電解質(zhì)、非電解質(zhì)都是化合物SO、NH、CO等屬于非電232解質(zhì)強(qiáng)電解質(zhì)不等于易溶于水的化合物（如BaSO不溶于水，但溶于水的BaSO全部電44離，故BaSO為強(qiáng)電解質(zhì)）電解質(zhì)的強(qiáng)弱與導(dǎo)電性、溶解性無(wú)關(guān)。43、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(shí)，電離過(guò)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(shí)，電離平衡向著電離的方向移動(dòng)。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(huì)減弱電離。D、其

14、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(shí)，有利于電離。9、電離方程式的書(shū)寫(xiě)：用可逆符號(hào)弱酸的電離要分布寫(xiě)（第一步為主）10、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(shí)，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(gè)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-/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(qiáng)。如:HSOHPOHFCHCOOHHCOHS

15、HClOTOC o 1-5 h z3343232二、水的電離和溶液的酸堿性1、水電離平衡：水的離子積：K=cH+c0H-W25C時(shí)，H+二0H-=10-7mol/L;K=H+OH-=1*10-14W注意：K只與溫度有關(guān)，溫度一定，則K值一定WWK不僅適用于純水，適用于任何溶液（酸、堿、鹽）W2、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K1*10-14W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K1*10-14W4、溶液的酸堿性和pH：（1）pH=-lgcH+（2）pH的測(cè)定方法：酸堿指示劑甲基橙石蕊、酚酞變色范圍：甲基橙3

16、.14.4（橙色）石蕊5.08.0（紫色）酚酞8.210.0（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(zhǔn)比色卡對(duì)比即可。注意：事先不能用水濕潤(rùn)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(jì)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+混二（H+V+H+V）/（V+V）122122、強(qiáng)堿與強(qiáng)堿的混合：（先求0H-混：將兩種酸中的0H-離子物質(zhì)的量相加除以總體積，再求其它）OH-混=（OH-V+OH-V）/（V+V）（注意：不能直接112212計(jì)算H+混）3、強(qiáng)酸與強(qiáng)堿的混合：（先據(jù)H+OH-=H0計(jì)算余下的

17、H+或0H-,H+有余，則2用余下的H+數(shù)除以溶液總體積求H+混；0H-有余，則用余下的0H-數(shù)除以溶液總體積求0H-混，再求其它）四、稀釋過(guò)程溶液pH值的變化規(guī)律:（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）1、強(qiáng)酸溶液：稀釋1On倍時(shí)，pH稀=pH原+n2、弱酸溶液：稀釋10n倍時(shí)，pH稀pH原+n3、強(qiáng)堿溶液：稀釋1On倍時(shí)，pH稀=pH原一n4、弱堿溶液：稀釋1On倍時(shí)，pH稀pH原一n5、不論任何溶液，稀釋時(shí)pH均是向7靠近（即向中性靠近）；任何溶液無(wú)限稀釋后pH均接近76、稀釋時(shí)，弱酸、弱堿和水解的鹽溶液的pH變化得慢，強(qiáng)酸

18、、強(qiáng)堿變化得快。五、強(qiáng)酸（pHl）強(qiáng)堿（pH2）混和計(jì)算規(guī)律1、若等體積混合pH1+pH2=14則溶液顯中性pH=7pHl+pH2215則溶液顯堿性pH二pH-0.32pH1+pH2Wi3則溶液顯酸性pH=pH1+0.32、若混合后顯中性pH1+pH2=14V酸：V堿=1：1pH1+pH2工14V酸：V堿=1：1014-（pH1+ph2）五、酸堿中和滴定：1、中和滴定的原理實(shí)質(zhì)：H+OH-二HO即酸能提供的H+和堿能提供的0H-物質(zhì)的量相等。22、中和滴定的操作過(guò)程：（1）儀滴定管的刻度，0刻度在上，往下刻度標(biāo)數(shù)越來(lái)越大，全部容積大于它的最大刻度值，因?yàn)橄露擞幸徊糠譀](méi)有刻度。滴定時(shí)，所用溶液不

19、得超過(guò)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(cè)液；指示劑。（3）準(zhǔn)備過(guò)程：準(zhǔn)備：檢漏、洗滌、潤(rùn)洗、裝液、趕氣泡、調(diào)液面。（洗滌：用洗液洗f檢漏：滴定管是否漏水一用水洗一用標(biāo)準(zhǔn)液洗（或待測(cè)液洗）一裝溶液一排氣泡一調(diào)液面f記數(shù)據(jù)V（始）4）試驗(yàn)過(guò)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(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(shí)，貝V：c堿二“酸c酸%“堿叫咸上述公式在求算濃度時(shí)很方便，而在分析誤差時(shí)起主要作用的是分

20、子上的V酸的變化，因?yàn)樵诘味ㄟ^(guò)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(shí)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(gè)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(shí)際操作中堿液外濺，其實(shí)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，貝c堿降低了；對(duì)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(lái)測(cè)定堿的濃度時(shí)，c堿的誤差與V酸的變化成正比，即當(dāng)V酸的實(shí)測(cè)值大于理論值時(shí)，c堿偏高，反之偏低。同理，用標(biāo)準(zhǔn)堿來(lái)滴定未知濃度的酸時(shí)亦然。六、鹽類(lèi)的水解（只有可溶于水的鹽才水解）1、鹽類(lèi)水解：在水溶液中鹽電離出來(lái)的離子跟水電離出來(lái)的H+或0H-結(jié)合生成弱電解

21、質(zhì)的反應(yīng)。2、水解的實(shí)質(zhì)：水溶液中鹽電離出來(lái)的離子跟水電離出來(lái)的H+或0H-結(jié)合,生成弱電解質(zhì)，破壞水的電離，是平衡向右移動(dòng)，促進(jìn)水的電離向右移動(dòng)。3、鹽類(lèi)水解規(guī)律：有弱才水解，無(wú)弱不水解，越弱越水解；誰(shuí)強(qiáng)顯誰(shuí)性，兩弱都水解，同強(qiáng)顯中性。多元弱酸根，濃度相同時(shí)正酸根比酸式酸根水解程度大，堿性更強(qiáng)。（如:NaCO23NaHCO）34、鹽類(lèi)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(lèi)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(yáng)離子水解;OH-促進(jìn)陽(yáng)離子水

22、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HSO-顯酸性4電離程度水解程度，顯酸性（如：HSO-、HPO-）24水解程度電離程度，顯堿性（如：HCO-、HS-、HPO2-）347、雙水解反應(yīng)：（1）構(gòu)成鹽的陰陽(yáng)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(jiàn)的雙水解反應(yīng)完全的為:Fe3+、Ah+與AlO-、CO/HCO-）、S/HS-）、33SO2-（HSO-）；S2-與NH+；CO2-（HCO-）與NH+其特點(diǎn)是相互水解成沉淀或氣體。雙水34334解完全的離子方程式配平依據(jù)是兩邊電荷平衡，如：2Al3+3S2-+6HO=

23、2Al（OH）23；+3HSt28、鹽類(lèi)水解的應(yīng)用：水解的應(yīng)用實(shí)例原理1、凈水明磯凈水A13+3HOAl(OH)(膠23體)+3H+2、去油污用熱堿水冼油污物品CO2-+HO二HCO-+OH-3233、藥品的保存配制FeCl溶液時(shí)3常加入少量鹽酸Fe3+3HO4Fe(OH)+3H+23配制NaCO溶液時(shí)23常加入少量NaOHCO2-+HOHCO-+OH-3234、制備無(wú)水鹽由MgCl6HO制無(wú)水22MgCl在HCl氣流中2加熱若不然，則:MgCl二6HO22Mg(OH)+2HC1+4HO22Mg(OH)MgO+HO225、泡沫滅火器用Al(SO)與NaHCO2433溶液混合A13+3HCO-二

24、Al(OH)；+3COt3326、比較鹽溶液中離子濃度的大小比較NHCl溶液中離4子濃度的大小NH+HONHHO+H+4232c(Cl-)c(NH+)c(H+)c(OH)-49、水解平衡常數(shù)（Kh）h對(duì)于強(qiáng)堿弱酸鹽：Kh二Kw/Ka（Kw為該溫度下水的離子積，Ka為該條件下該弱酸根h形成的弱酸的電離平衡常數(shù)）對(duì)于強(qiáng)酸弱堿鹽：Kh=Kw/Kb（Kw為該溫度下水的離子積，憶為該條件下該弱堿根形hb（b成的弱堿的電離平衡常數(shù)）電離、水解方程式的書(shū)寫(xiě)原則1、多元弱酸（多元弱酸鹽）的電離（水解）的書(shū)寫(xiě)原則：分步書(shū)寫(xiě)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

25、電離（水解）書(shū)寫(xiě)原則：一步書(shū)寫(xiě)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(mǎn)足的三種守恒關(guān)系：電荷守恒：任何溶液均顯電_性，各陽(yáng)離子濃度與其所帶電荷數(shù)的乘積之和二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(gè)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(jiàn)知識(shí)（1）溶解度小于001g的電解質(zhì)稱(chēng)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(shí)H+降至10-7mol/LHg2+Fe3+Cu2+H

26、+（指酸電離的）Pb2+Sn2+Fe2+Zn2+Al3+Mg2+Na+Ca2+K+陰離子的放電順序是惰性電極時(shí)：S2-I-Br-Cl-OH-NO-SO2-（等含氧酸根離子）F-（SO2-/MnO-OH-）3434是活性電極時(shí)：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(yáng)極材料為活性電極（Fe、Cu）等金屬，則陽(yáng)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(yáng)離子的放電順序，依據(jù)陽(yáng)氧陰還的規(guī)律來(lái)書(shū)寫(xiě)電極反應(yīng)式。電解質(zhì)水溶液點(diǎn)解產(chǎn)物的規(guī)律類(lèi)型電極反應(yīng)特點(diǎn)實(shí)例電解對(duì)象電解質(zhì)濃度pH電解質(zhì)溶液復(fù)原分解電?電解質(zhì)電離出HCl?電解質(zhì)?減小?增?HCl解質(zhì)型的陰陽(yáng)離

27、子分大（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：無(wú)氧酸，不活潑金屬的無(wú)氧酸鹽（氟化物除外）（3）放氫生堿型：活潑金屬的無(wú)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(yáng)極：鍍層金屬，失去電子，成為離子進(jìn)入溶液Mne=Mn+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Mn+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(yáng)極（純銅）：Cu-2e-二Cu2+，陰極（鍍件）：C

28、u2+2e-二Cu,電解液：可溶性銅鹽溶液，如CuSO溶液4（3）、電鍍應(yīng)用之一：銅的精煉陽(yáng)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(yáng)離子獲得電子，從它們的化合物中還原出來(lái)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(yáng)極：2Na+2e=2Na陰極：2Cl2e=Clt2規(guī)律總結(jié)：原電池、電解池、電鍍池的判斷規(guī)律（1）若無(wú)外接電源，又具備組成原電池的三個(gè)條件。有活潑性不同的兩個(gè)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(shí)是與水電離產(chǎn)生的H

29、+作用），只要同時(shí)具備這三個(gè)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(yáng)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(shí)，則為電鍍池。（3）若多個(gè)單池相互串聯(lián)，又有外接電源時(shí)，則與電源相連接的裝置為電解池成電鍍池。若無(wú)外接電源時(shí)，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，電鍍池的比較質(zhì)類(lèi)別原電池電解池電鍍池定義將化學(xué)能轉(zhuǎn)變將電能轉(zhuǎn)變成化學(xué)應(yīng)用電解原理在某些（裝置特點(diǎn)）成電能的裝置能的裝置金屬表面鍍上一側(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(wú)電源，兩級(jí)材料不同有電

30、源，兩級(jí)材料可同可不同有電源形成條件活動(dòng)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(chēng)負(fù)極：較活潑金屬正極：較不活潑金屬（能導(dǎo)電非金屬）陽(yáng)極：與電源正極相連陰極：與電源負(fù)極相連名稱(chēng)同電解，但有限制條件陽(yáng)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)，溶液中的陽(yáng)離子的電子或者氧氣得電子（吸氧腐蝕）陽(yáng)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(yáng)離子得到電子陽(yáng)極:金屬電極失去電子陰極：電鍍液中陽(yáng)離子得到電子電子流向負(fù)極f正極電源負(fù)極f陰極電源正極f陽(yáng)極同電解池溶液中帶電粒子的移動(dòng)陽(yáng)離子向正極移動(dòng)陰離子向負(fù)極移動(dòng)陽(yáng)離子向陰極移動(dòng)陰離子向陽(yáng)極移動(dòng)同電解池聯(lián)系應(yīng)在兩極上都發(fā)生氧化反應(yīng)和還原反原電池與電解池的極的得失電子聯(lián)系圖：陽(yáng)極（失e-正極（得）e-負(fù)極（失）e-