化學(xué)選修四化學(xué)反應(yīng)原理基礎(chǔ)知識(shí)總結(jié)匯總

化學(xué)選修四化學(xué)反應(yīng)原理基礎(chǔ)知識(shí)總結(jié)第一章一、焓變反應(yīng)熱?反應(yīng)熱：必然條件下，必然物質(zhì)的量的反應(yīng)物之間完整反應(yīng)所放出或吸取的熱量2?（△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(hào)：△H（2）.焓變單位：kJ/mol3.產(chǎn)生原由：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）△H為“-”或△H<0吸取熱量的化學(xué)反應(yīng)。（吸熱>放熱）△H為“+”或厶H>0☆常有的放熱反應(yīng)：①所有的燃燒反應(yīng)②酸堿中和反應(yīng)③大多數(shù)的化合反應(yīng)④金屬與酸的反應(yīng)⑤生石灰和水反應(yīng)⑥濃硫酸稀釋、氫氧化鈉固體溶解等☆常有的吸熱反應(yīng)：①晶體Ba（OH）2?8出0與NH4CI②大多數(shù)的分解反應(yīng)③以H2、CO、C為還原劑的氧化還原反應(yīng)④銨鹽溶解等二、熱化學(xué)方程式書(shū)寫(xiě)化學(xué)方程式注意重點(diǎn)：①熱化學(xué)方程式一定標(biāo)出能量變化。②熱化學(xué)方程式中一定注明反應(yīng)物和生成物的齊聚狀態(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）③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)。④熱化學(xué)方程式中的化學(xué)計(jì)量數(shù)能夠是整數(shù)，也能夠是分?jǐn)?shù)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(hào)，數(shù)值不變?nèi)?、燃燒?.觀點(diǎn)：25C,101kPa時(shí)，1mol純物質(zhì)完整燃燒生成牢固的化合物時(shí)所放出的熱量。燃燒熱的單位用kJ/mol表示?！⒁庖韵聨c(diǎn)：①研究條件：101kPa②反應(yīng)程度：完整燃燒，產(chǎn)物是牢固的氧化物。③燃燒物的物質(zhì)的量：1mol④研究?jī)?nèi)容：放出的熱量。（△H<Q單位kJ/mol）四、中和熱1.觀點(diǎn)：在稀溶液中，酸跟堿發(fā)生中和反應(yīng)而生成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OH反應(yīng)，其熱化學(xué)方程式為：H+（aq）+OH-（aq）=H2O（l）△H=—57.3kJ/mol3.弱酸或弱堿電離要吸取熱量，因此它們參加中和反應(yīng)時(shí)的中和熱小于57.3kJ/mol4.中和熱的測(cè)定實(shí)驗(yàn)五、蓋斯定律內(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)，1而與詳盡反應(yīng)進(jìn)行的路子沒(méi)關(guān)，若是一個(gè)反應(yīng)能夠分幾步進(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。第二章一、化學(xué)反應(yīng)速率化學(xué)反應(yīng)速率（V）定義：用來(lái)權(quán)衡化學(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⑵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添來(lái)表示⑶計(jì)算公式：v=Ac/At（U平均速率，△c：濃度變化，△t:時(shí)間）單位：mol/（Ls）⑷影響要素：①?zèng)Q定要素（內(nèi)因）：反應(yīng)物的性質(zhì)（決定要素）②條件要素（外因）：反應(yīng)所處的條件2.外因?qū)瘜W(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變化增大單位體椰里總敷目増多，百介數(shù)不更壇大的濃度咸小應(yīng)物的壓強(qiáng)減小升商的溫度使用的催化去其余

單偉體積車越數(shù)量咸少，百仝數(shù)不變單位體積里總教目增加，百分藪不吒單位休積里急數(shù)量減少.百分?jǐn)?shù)不變百分?jǐn)?shù)増無(wú)，單位休積里惡數(shù)量增加百為魏減少，單位體積里總魏目減少百務(wù)敦劇增，單位體積里總載日劇增奇仝數(shù)劇減，單偉休積里總魏日劇減死，電礙遊，趨聲建，固體反戍物施粒的大小，涪掰等

城小壇大減小増大減小劇増劇城晌※注意：（1）、參加反應(yīng)的物質(zhì)為固體和液體，因?yàn)閴簭?qiáng)的變化對(duì)濃度幾乎無(wú)影響，能夠認(rèn)為反應(yīng)速率不變。（2）、惰性氣體對(duì)于速率的影響①恒溫恒容時(shí)：充入惰性氣體T總壓增大，但是各分壓不變，各物質(zhì)濃度不變反應(yīng)速率不變②恒溫恒體時(shí)：充入惰性氣體T體積增大T各反應(yīng)物濃度減小T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)：必然條件下，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)，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(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)平衡的特色2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）3動(dòng)（動(dòng)向平衡）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)必然平衡②各物質(zhì)的質(zhì)量或各物質(zhì)質(zhì)量分?jǐn)?shù)必然平衡混雜物系統(tǒng)中各成③各氣體的體積或體積分?jǐn)?shù)必然平衡分的含量④整體積、總壓力、總物質(zhì)的量必然不必然平衡①在單位時(shí)間內(nèi)耗資了mmolA同時(shí)生成mmolA，即V（正）=V（逆）平衡②在單位時(shí)間內(nèi)耗資了nmolB同時(shí)耗資了pmolC，則V（正）=V（逆）平衡正、逆反應(yīng)速率的③V(A):V(B):V(C):V(D)-m:n:p:q，V(正)不必然等于V(逆)不必然平關(guān)系衡④在單位時(shí)間內(nèi)生成nmolB，同時(shí)耗資了qmolD，因均指V（逆）不必然平衡①m+n工p+q時(shí)，總壓力必然（其余條件必然）平衡壓強(qiáng)②m+n-p+q時(shí)，總壓力一疋（其余條件一疋）不必然平衡混雜氣體平均①M(fèi)r一疋時(shí)，只有當(dāng)m+n豐p+q時(shí)平衡相對(duì)分子質(zhì)量②Mr一疋時(shí)，但m+n-p+q時(shí)不必然平衡Mr溫度任何反應(yīng)都陪同著能量變化，當(dāng)系統(tǒng)溫度一準(zhǔn)時(shí)（其余不平衡變）系統(tǒng)的密度密度必然不必然平衡其余如系統(tǒng)顏色不再變化等平衡（二）影響化學(xué)平衡搬動(dòng)的要素濃度對(duì)化學(xué)平衡搬動(dòng)的影響（1）影響規(guī)律：在其余條件不變的狀況下，增大反應(yīng)物的濃度或減少生成物的濃度，都能夠使平衡向正方向搬動(dòng)；增大生成物的濃度或減小反應(yīng)物的濃度，都能夠使平衡向逆方向搬動(dòng)（2）增添固體或純液體的量，因?yàn)闈舛炔蛔?，因此平衡_不搬動(dòng)_（3）在溶液中進(jìn)行的反應(yīng)，若是稀釋溶液，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樣，總的結(jié)果是化學(xué)平衡向反應(yīng)方程式中化學(xué)計(jì)量數(shù)之和大的方向搬動(dòng)。2、溫度對(duì)化學(xué)平衡搬動(dòng)的影響影響規(guī)律：在其余條件不變的狀況下，溫度高升會(huì)使化學(xué)平衡向著吸熱反應(yīng)方向搬動(dòng)，溫度降低會(huì)使化學(xué)平衡向著_放熱反應(yīng)方向搬動(dòng)。3、壓強(qiáng)對(duì)化學(xué)平衡搬動(dòng)的影響影響規(guī)律：其余條件不變時(shí)，增大壓強(qiáng)，會(huì)使平衡向著體積減小方向搬動(dòng)；減小壓強(qiáng)，會(huì)使平衡向著體積增大方向移4動(dòng)。注意：（1）改變壓強(qiáng)不能夠使無(wú)氣態(tài)物質(zhì)存在的化學(xué)平衡發(fā)生搬動(dòng)（2）氣體減壓或增壓與溶液稀釋或濃縮的化學(xué)平衡搬動(dòng)規(guī)律相似4?催化劑對(duì)化學(xué)平衡的影響：因?yàn)槭褂么呋瘎?duì)正反應(yīng)速率和逆反應(yīng)速率影響的程度是等同的，因此平衡不搬動(dòng)。但是使用催化劑能夠影響可逆反應(yīng)達(dá)到平衡所需的一時(shí)間_。5?勒夏特列原理（平衡搬動(dòng)原理）：若是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類改變的方向搬動(dòng)。三、化學(xué)平衡常數(shù)（一）定義：在必然溫度下，當(dāng)一個(gè)反應(yīng)達(dá)到化學(xué)平衡時(shí)，生成物濃度幕之積與反應(yīng)物濃度幕之積的比值是一個(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，不是初步濃度也不是物質(zhì)的量。2、K只與溫度（T）有關(guān)，與反應(yīng)物或生成物的濃度沒(méi)關(guān)。3、反應(yīng)物或生產(chǎn)物中有固體或純液體存在時(shí)，因?yàn)槠錆舛仁枪潭ú蛔兊?，能夠看做是?”而不代入公式。4、稀溶液中進(jìn)行的反應(yīng)，若有水參加，水的濃度不用寫(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)記。K值越大，說(shuō)明平衡時(shí)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)行得越完整，反應(yīng)物轉(zhuǎn)變率越—高。反之，則相反。一般地，K>_105__時(shí)，該反應(yīng)就進(jìn)行得基本完整了。2、能夠利用K值做標(biāo)準(zhǔn)，判斷正在進(jìn)行的可逆反應(yīng)可否平衡及不平衡時(shí)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、利用K值可判斷反應(yīng)的熱效應(yīng)若溫度高升，K值增大，則正反應(yīng)為吸熱反應(yīng)若溫度高升，K值減小，則正反應(yīng)為放熱反應(yīng)四、等效平衡1、觀點(diǎn)：在必然條件下（定溫、定容或定溫、定壓），可是初步加入狀況不同樣的同一可逆反應(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(duì)于反應(yīng)前后氣體分子數(shù)改變的可逆反應(yīng)：一定要保證化學(xué)計(jì)量數(shù)之比與本來(lái)相同；同時(shí)一定保證平衡式左右兩邊同一邊的物質(zhì)的量與本來(lái)相同。第二類：對(duì)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)的量的比率與本來(lái)相同即可視為兩者等效。（2）定溫，定壓的等效平衡只要保證可逆反應(yīng)化學(xué)計(jì)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(gè)狀態(tài)函數(shù)，用來(lái)描述系統(tǒng)的凌亂度，符號(hào)為S.單位：J?mol-1?K-1（2）系統(tǒng)趨勢(shì)于有序轉(zhuǎn)變?yōu)闊o(wú)序，致使系統(tǒng)的熵增添，這叫做熵增添原理，也是反應(yīng)方向判斷的依據(jù)。?5（3）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)必然的條件下，化學(xué)反應(yīng)的判讀依據(jù)為：△H-T△S〈0反應(yīng)能自覺(jué)進(jìn)行△H-T△S=0反應(yīng)達(dá)到平衡狀態(tài)△H-T△S>0反應(yīng)不能夠自覺(jué)進(jìn)行注意：（1）△H為負(fù)，△S為正時(shí)，任何溫度反應(yīng)都能自覺(jué)進(jìn)行（2）△H為正，△S為負(fù)時(shí)，任何溫度反應(yīng)都不能夠自覺(jué)進(jìn)行第三章|化合物*「電解質(zhì)*、弱電解質(zhì)的電離1、定義：電解質(zhì)：非電解質(zhì):強(qiáng)電解質(zhì):弱電解質(zhì)：f混和物物質(zhì)*（單質(zhì)，純凈物*

_在水溶液中或融化狀態(tài)下能導(dǎo)電的化合物，叫電解質(zhì)在水溶液中或融化狀態(tài)下都不能夠?qū)щ姷幕衔?。在水溶液里所有電離成離子的電解質(zhì)。在水溶液里只有一部分分子電離成離子的電解質(zhì)。'強(qiáng)電解質(zhì):_________強(qiáng)酸，強(qiáng)堿，大多數(shù)鹽_______________。女口HCI、NaOH、NaCl、BaSO4.弱電解質(zhì):弱酸，弱堿，很少量鹽，水。女口HCIO、NH3?H2O、「非電解質(zhì)Cu（OH）、非金屬氧化物，大多數(shù)有機(jī)物。女口SO3、CO2、C6H12O6、CCI4、CH2=CH22、電解質(zhì)與非電解質(zhì)實(shí)質(zhì)差別：電解質(zhì)——離子化合物或共價(jià)化合物非電解質(zhì)——共價(jià)化合物注意：①電解質(zhì)、非電解質(zhì)都是化合物②SO2、NH3、CO2等屬于非電解質(zhì)③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所有電離，故BaSO4為強(qiáng)電解質(zhì)）一一電解質(zhì)的強(qiáng)弱與導(dǎo)電性、溶解性沒(méi)關(guān)。3、電離平衡：在必然的條件下，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、影響電離平衡的要素：A、溫度：電離一般吸熱，升溫有益于電離。B、濃度：濃度越大，電離程度越小：溶液稀釋時(shí)，電離平衡向著電離的方向搬動(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)擁有相同離子的電解質(zhì)，會(huì)減弱電離。D、其余外加試劑：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)，有益于電離。9、電離方程式的書(shū)寫(xiě)：用可逆符號(hào)弱酸的電離要散布寫(xiě)（第一步為主）10、電離常數(shù)：在必然條件下，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----------f-+-Ki=[A][B]/[AB]A+B11、影響要素：a、電離常數(shù)的大小主要由物質(zhì)的天性決定。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，不同樣弱酸，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>HCIO二、水的電離和溶液的酸堿性61、水電離平衡：：丄1■1---水的離子積：KW=c[H+l?c[OH-]，+--7+--1425C時(shí)，[H]=[OH]=10mol/L;Kw=[H]?[OH]=1*10注意：KW只與溫度有關(guān)，溫度必然，則KW值必然KW不單適用于純水，適用于任何溶液（酸、堿、鹽）2、水電離特色：（1）可逆（2）吸熱（3）極弱3、影響水電離平衡的外界要素：①酸、堿：控制水的電離Kw〈1*10-14②溫度：促進(jìn)水的電離（水的電離是吸熱的）-14③易水解的鹽：促進(jìn)水的電離Kw>1*104、溶液的酸堿性和pH:（1）pH=-lgc［H+］（2）pH的測(cè)定方法：酸堿指示劑一一甲基橙、石蕊、酚酞。變色范圍：甲基橙3.1~4.4（橙色）石蕊5.0~8.0（紫色）酚酞8.2~10.0（淺紅色）pH試紙一操作玻璃棒蘸取未知液體在試紙上，爾后與標(biāo)準(zhǔn)比色卡比較即可________________。注意：①預(yù)先不能夠用水濕潤(rùn)PH試紙；②寬泛pH試紙只好讀取整數(shù)值或范圍三、混雜液的pH值計(jì)算方法公式1、強(qiáng)酸與強(qiáng)酸的混雜：（先求［H+］混：將兩種酸中的『離子物質(zhì)的量相加除以整體積，再求其余）H+］混=（［H+］1V1+［H+］2V2）/（V1+V2）2、強(qiáng)堿與強(qiáng)堿的混雜：（先求［OH-］混：將兩種酸中的OH-離子物質(zhì)的量相加除以整體積，再求其余）［OH-］混=（［OH-］1V1+［OH-］2V2）/（V1+V2）（注意：不能夠直接計(jì)算［H+］混）3、強(qiáng)酸與強(qiáng)堿的混雜：（先據(jù)H++OH-==H2O計(jì)算余下的H+或OH-,①H+有余，則用余下的H+數(shù)除以溶液整體積求［H+］混；OH-有余，則用余下的OH-數(shù)除以溶液整體積求［OH-］混,再求其余）四、稀釋過(guò)程溶液pH值的變化規(guī)律：1、強(qiáng)酸溶液:稀釋10n倍時(shí)，pH稀=pH原+n（但一直不能夠大于或等于7)2、弱酸溶液:稀釋10n倍時(shí)，pH稀〈pH原+n（但一直不能夠大于或等于7)3、強(qiáng)堿溶液:稀釋10n倍時(shí)，pH稀=pH原一n（但一直不能夠小于或等于7)4、弱堿溶液:稀釋10n倍時(shí)，pH稀>pH原一n（但一直不能夠小于或等于7)5、不論任何溶液，稀釋時(shí)pH均是向7湊近（即向中性湊近）；任何溶液無(wú)窮稀釋后pH均湊近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、強(qiáng)堿變化得快。五、強(qiáng)酸（pH1）強(qiáng)堿（pH2）混和計(jì)算規(guī)律1、若等體積混雜pH1+pH2=14pH1+pH2>15pH1+pH2W132、若混雜后顯中性pH1+pH2=14pH1+pH2工14五、酸堿中和滴定：中和滴定的原理

則溶液顯中性pH=7則溶液顯堿性pH=pH2-0.3則溶液顯酸性pH=pH1+0.3V酸：V堿=1:1〔14-(pH1+pH2)〕V酸：V堿=1:107實(shí)質(zhì)：H++OH—=出0即酸能供給的H+和堿能供給的0H-物質(zhì)的量相等。2、中和滴定的操作過(guò)程：（1）儀②滴定管的刻度，0刻度在上，往下刻度標(biāo)數(shù)愈來(lái)愈大，所有容積大于它的最大刻度值，因?yàn)橄露擞幸徊糠譀](méi)有刻度。滴準(zhǔn)時(shí)，所用溶液不得高出最低刻度，不得一次滴定使用兩滴定管酸（或堿），也不得半途向滴定管中增添。②滴定管能夠讀到小數(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、沖洗、潤(rùn)洗、裝液、趕氣泡、調(diào)液面。（沖洗：用洗液洗T檢漏：滴定管可否漏水T用水洗T用標(biāo)準(zhǔn)液洗（或待測(cè)液洗）7裝溶液T排氣泡T調(diào)液面T記數(shù)據(jù)V（始）（4）試驗(yàn)過(guò)程3、酸堿中和滴定的偏差解析偏差解析：利用n酸c酸V酸=n堿c堿V堿進(jìn)行解析式中：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)用酸去滴定堿確立堿的濃度時(shí)，則：酸'C酸2酸堿=—門(mén)堿V堿上述公式在求算濃度時(shí)很方便，而在解析偏差時(shí)起主要作用的是分子上的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)質(zhì)值變小，但表現(xiàn)的倒是V酸的增大，導(dǎo)致c酸偏高；V堿相同也是一個(gè)定值，它是用標(biāo)準(zhǔn)的量胸懷好后注入錐形瓶中的，當(dāng)在實(shí)質(zhì)操作中堿液外濺，其實(shí)際值減小，但引起變化的倒是標(biāo)準(zhǔn)酸用量的減少，即卩V酸減小，則c堿降低了；對(duì)于察看中出現(xiàn)的偏差亦相同如此。綜上所述，當(dāng)用標(biāo)準(zhǔn)酸來(lái)測(cè)定堿的濃度時(shí)，c堿的偏差與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(lái)的離子跟水電離出來(lái)的日+或0H-結(jié)合生成弱電解質(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)的日+或0H-結(jié)合，破壞水的電離，是平衡向右搬動(dòng)，促進(jìn)水的電離_________________。3、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，兩弱都水解，同強(qiáng)顯中性。②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:Na2CO3>NaHC03）4、鹽類水解的特色：（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要素：①溫度：溫度越高水解程度越大（水解吸熱，越熱越水解）②濃度：濃度越小，水解程度越大（越稀越水解）③酸堿：促進(jìn)或控制鹽的水解（H+促進(jìn)陰離子水解而控制陽(yáng)離子水解;0H-促進(jìn)陽(yáng)離子水解而控制陰離子水解）6、酸式鹽溶液的酸堿性：8①只電離不水解：如HS04-顯酸性②電離程度〉水解程度，顯酸性（如：HSO3-、H2PO4-）③水解程度〉電離程度，顯堿性（如：HCO3-、HS-、HPO42-）7、雙水解反應(yīng)：（1）組成鹽的陰陽(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）常有的雙水解反應(yīng)完整的為：Fe3+、Al3+與AI02、CO32-（HCO3-）、S2-（HS-）、SO32-（HSO3-）；S2-與NH4+；CO32-（HCO3-）與NH4+其特色是相互水解成積淀或氣體。雙水解完整的離子方程式配平依據(jù)是兩邊電荷平衡，如：2AI3++3S2-+6H2O==2AI（OH）3J+3H2Sf鹽類水解的應(yīng)用：水解的應(yīng)用實(shí)例原理1、凈水明磯凈水Al3++3HOE(OH)3(膠體)+3H+2、去油污用熱堿水冼油污物件CO2-+HO^JHCOf+OH①配制FeCls溶液經(jīng)常加入*3+、+少許鹽酸Fe+3H2OFe(OH)3+3H3、藥品的保存②配制NstCO溶液經(jīng)常加入少許NaOHC02-+"0HCOJ+OH由MgCl2-6HzO制無(wú)水MgC若不然，則：亠b--------4、制備無(wú)水鹽在HCI氣流中加熱MgCb?6巴處、Mg(OH)2+2HCI+4H2OMg(OH>MgO+H2O用Al2(SO4)3與NaHCO溶液5、泡沫滅火器Al3++3HCO=AI(OH)3J+3CQf混雜6、比較鹽溶液中比較NHCI溶液中離子濃NH+HO;=NH3?H2O+H-++-離子濃度的大小度的大小c(CI)>C(NH4)>C(H)>c(OH)9、水解平衡常數(shù)（Kh）Ka為該條件下該弱酸根形成的對(duì)于強(qiáng)堿弱酸鹽：Kh=Kw/Ka（Kw為該溫度下水的離子積,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，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(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：不論是水解仍是電離，都決定于第一步，第二步一般相當(dāng)輕微。92、多元弱堿（多元弱堿鹽）的電離（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☆☆基根源則：抓住溶液中微粒濃度一定知足的三種守恒關(guān)系：①電荷守恒：：任何溶液均顯電中性，各陽(yáng)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②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③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有知識(shí)溶解度小于O.Olg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(shí)[H+]降至10-7mol/L<10-5mol/L，故為完整反應(yīng)，用"=”，常有的難溶物在水中的離子濃度均遠(yuǎn)低于10-5mol/L,故均用“=”。難溶并不是不溶，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溶解平衡常為吸熱，但Ca(OH)2為放熱，升溫其溶解度減少。溶解平衡存在的前提是：一定存在積淀，不然不存在平衡。2、溶解平衡方程式的書(shū)寫(xiě)注意在積淀后用(s)注明狀態(tài)，并用“=”。如：Ag2S(s)=2Ag+(aq)+S2-(aq)3、積淀生成的三種主要方式加積淀劑法：Ksp越小(即積淀越難溶)，積淀越完整；積淀劑過(guò)分能使積淀更完整。2)調(diào)pH值除某些易水解的金屬陽(yáng)離子：如加MgO除去MgCl2溶液中FeC?氧化還原積淀法：同離子效應(yīng)法4、積淀的溶解：積淀的溶解就是使溶解平衡正向搬動(dòng)。常采納的方法有：①酸堿：②氧化還原；③積淀轉(zhuǎn)變。5、積淀的轉(zhuǎn)變：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。女口：AgNO3―kAgCl(白色積淀)一AgBr(淡黃色)一?AgI(黃色)一?Ag2S(黑色)6、溶度積(KSP)1、定義：在必然條件下，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)合成積淀的速率，溶液中各離子的濃度保持不變的狀態(tài)。2、表達(dá)式：AmBn(s)一-mAn+(aq)+nBm-(aq)n+mm-nKSP=[c(A)]?[c(B)]3、影響要素：外因：①濃度：加水，平衡向溶解方向搬動(dòng)。②溫度：升溫，多數(shù)平衡向溶解方向搬動(dòng)。4、溶度積規(guī)則QC(離子積)〉KSP有積淀析出Qc=KSP平衡狀態(tài)10Qc〈KSP未飽和，持續(xù)溶解第四章第一節(jié)原電池原電池：1、觀點(diǎn)：化學(xué)能轉(zhuǎn)變?yōu)殡娔艿难b置叫做原電池_______________2、組成條件：①兩個(gè)爽朗性不同樣的電極②電解質(zhì)溶液③電極用導(dǎo)線相連并插入電解液組成閉合回路3、電子流向：外電路：負(fù)極――導(dǎo)線一一正極內(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(yáng)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)：________Zn—2e=Zn2+____________(較爽朗金屬)正極：____還原—反應(yīng)：___________2H++2e=H2T_____________(較不爽朗金屬)總反應(yīng)式：Zn+2H+=Zn2++H2T_5、正、負(fù)極的判斷：從電極資料：一般較爽朗金屬為負(fù)極；或金屬為負(fù)極，非金屬為正極。從電子的流動(dòng)方向負(fù)極流入正極從電流方向正極流入負(fù)極(4)依據(jù)電解質(zhì)溶液內(nèi)離子的搬動(dòng)方向陽(yáng)離子流向正極，陰離子流向負(fù)極(5)依據(jù)實(shí)驗(yàn)現(xiàn)象①—溶解的一極為負(fù)極②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(yáng)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、常有一次電池：堿性鋅錳電池、鋅銀電池、鋰電池等二、二次電池1、二次電池：放電后能夠再充電使活性物質(zhì)獲取重生，能夠多次重復(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)：_Pb+SO：-—2曠=PbSON—正極（氧化鉛）：_PbO2+4H++SO2-+2e—=PbSOj+2出0_充電：陰極：______PbSO4+2H2O—2e_=PbO?+4H++SO4陽(yáng)極：____PbSO4+2e_=Pb+SO:-放電兩式能夠?qū)懗梢粋€(gè)可逆反應(yīng)：PbO2+Pb+2H2SO42PbSO4J+2H2O充電目前已開(kāi)發(fā)出新式蓄電池：銀鋅電池、鎘鎳電池、氫鎳電池、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)的最后產(chǎn)物與燃燒產(chǎn)物相同，可依據(jù)燃燒反應(yīng)寫(xiě)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)，但是要注意一般電解質(zhì)溶液要參加電極反應(yīng)。以氫氧燃料電池為例，鉑為正、負(fù)極，介質(zhì)分11為酸性、堿性和中性。當(dāng)電解質(zhì)溶液呈酸性時(shí)：負(fù)極：2H-4e~=4H+正極：O2+4ePH+=2H2O2當(dāng)電解質(zhì)溶液呈堿性時(shí)：負(fù)極：2H2+40H—4e三4H2O正極：O2+2H2O+4e三4OH-另一種燃料電池是用金屬鉑片插入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(fù)極：CH4+10OH――和=+7H2O;正極：4H2O+2O2+=O。電池總反應(yīng)式為：CH4+2O2+2KOH=K2CO3+3H2O3、燃料電池的長(zhǎng)處：能量變換率高、荒棄物少、運(yùn)轉(zhuǎn)噪音低四、荒棄電池的辦理：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)變?yōu)榛瘜W(xué)能的裝置_也叫電解槽2、電解:—電流（外加直流電）經(jīng)過(guò)電解質(zhì)溶液而在陰陽(yáng)兩極引起氧化還原反應(yīng)（被動(dòng)的不是自覺(jué)的）的過(guò)程3、放電：當(dāng)離子到達(dá)電極時(shí)，失掉或獲取電子，發(fā)生氧化還原反應(yīng)的過(guò)程4、電子流向：（電源）負(fù)極一（電解池）陰極一（離子定向運(yùn)動(dòng)）電解質(zhì)溶液一（電解池）陽(yáng)極一（電源）正極5、電極名稱及反應(yīng)：陽(yáng)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(yáng)極：_____2Cl--2e-=Cl2（氧化）陰極：_____Cu2++2e-=Cu（還原）總反應(yīng)式：_____CuCl2=Cu+Cl2T_____7、電解實(shí)質(zhì)：電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電過(guò)程，就是電解質(zhì)溶液的電解過(guò)程☆規(guī)律總結(jié)：電解反應(yīng)離子方程式書(shū)寫(xiě)：放電序次：陽(yáng)離子放電序次+2+3+2++,「一八「2+2+2+2+3+2++2++Ag>Hg>Fe>Cu>H（指酸電離的）>Pb>Sn>Fe>Zn>AI>Mg>Na>Ca>K陰離子的放電序次是惰性電極時(shí)：S2->I->Br->Cl->OH->NO3->SO42-（等含氧酸根離子）>F-（SO32-/MnO4->OH-）是活性電極時(shí)：電極自己溶解放電注意先要看電極資料，是惰性電極仍是活性電極，若陽(yáng)極資料為活性電極（Fe、Cu）等金屬，則陽(yáng)極反應(yīng)為電極資料失掉電子，變?yōu)殡x子進(jìn)入溶液；若為惰性資料，則依據(jù)陰陽(yáng)離子的放電序次，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)律種類電極反應(yīng)特色實(shí)例電解對(duì)象電解質(zhì)濃pH電解質(zhì)溶度液還原分解電解電解質(zhì)電離出的陰HCI電解質(zhì)減小增大HCI12質(zhì)型陽(yáng)離子分別在兩CuCI2■■-CuCI2極放電放H2生成陰極：水放H2NaCIHCI生堿堿型生成新電陽(yáng)極：電解質(zhì)陰離子電解質(zhì)和水增大解質(zhì)放電放陰極：電解質(zhì)陽(yáng)離子生氧生酸型放電CuS04成新電解陽(yáng)極：水放02電解質(zhì)和水減小氧化銅生酸質(zhì)電陰極：4H++NaOH增大解水型4e-==2H2fH2SO4水增大減小水陽(yáng)極：40H--4e-=Na2SO02f+2H2C不變4上述四各種類電解質(zhì)分類：1）電解水型：含氧酸，強(qiáng)堿，爽朗金屬含氧酸鹽2）電解電解質(zhì)型：無(wú)氧酸，不爽朗金屬的無(wú)氧酸鹽（氟化物除外）3）放氫生堿型：爽朗金屬的無(wú)氧酸鹽4）放氧生酸型：不爽朗金屬的含氧酸鹽二、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余金屬或合金的方法2）、電極、電解質(zhì)溶液的選擇：陽(yáng)極：鍍層金屬，失掉電子，成為離子進(jìn)入溶液M—ne—==Mn+陰極：待鍍金屬（鍍件）：溶液中的金屬離子獲取電子，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-2+-陽(yáng)極（純銅）：Cu-2e=Cu2+，陰極（鍍件）：Cu+2e=Cu，電解液：可溶性銅鹽溶液，如CuS04溶液（3）、電鍍應(yīng)用之一：銅的精髓陽(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)離子獲取電子，從它們的化合物中還原出來(lái)用于冶煉爽朗金屬，如鈉、鎂、鈣、鋁（2）、電解氯化鈉：通電前，氯化鈉高溫下熔融：NaCI==Na++Cl通直流電后：陽(yáng)極：2Na++2e—==2Na陰極：2CI——2e—==CI2T☆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。①有爽朗性不同樣的兩個(gè)電極；②兩極用導(dǎo)線相互連接成直接插入連通的電解質(zhì)溶液里；③較爽朗金屬與電解質(zhì)溶液能發(fā)生氧13化還原反應(yīng)（有時(shí)是與水電離產(chǎn)生的H+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，14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)單池相互串通，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)，先選較爽朗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?！钤姵?，電解池，電鍍池的比較性種類^定義（裝置特點(diǎn)）反應(yīng)特色

原電池將化學(xué)能轉(zhuǎn)變?yōu)殡娔艿难b置自覺(jué)反應(yīng)

電解池電鍍池將電能轉(zhuǎn)變?yōu)榛瘜W(xué)能的裝應(yīng)用電解原理在某些金屬表面鍍置上一側(cè)層其余金屬非自覺(jué)反應(yīng)非自覺(jué)反應(yīng)裝置特色形成條件電極名稱電極反應(yīng)

無(wú)電源，兩級(jí)資料不同樣活動(dòng)性不同樣的兩極電解質(zhì)溶液形成閉合回路負(fù)極：較爽朗金屬正極：較不爽朗金屬（能導(dǎo)電非金屬）

有電源，兩級(jí)資料可冋可不同樣兩電極連接直流電源兩電極插入電解質(zhì)溶液形成閉合回路陽(yáng)極：與電源正極相連陰極：與電源負(fù)極相連陽(yáng)極：氧化反應(yīng)，溶液中

有電源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