高中化學(xué)選修4-化學(xué)反應(yīng)原理知識(shí)點(diǎn)總結(jié)

化學(xué)選修 化學(xué)反應(yīng)原理復(fù)習(xí)1第一章一、焓變 反應(yīng)熱反應(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(ΔH)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）.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)

△H

為“-”或△H

<0吸收熱量的化學(xué)反應(yīng)。（吸熱>放熱）△H

為“+”或△H>0☆

常見(jiàn)的放熱反應(yīng)：①

所有的燃燒反應(yīng)③

大多數(shù)的化合反應(yīng)⑤

生石灰和水反應(yīng)②

酸堿中和反應(yīng)④金屬與酸的反應(yīng)⑥

濃硫酸稀釋、氫氧化鈉固體溶解等☆

常見(jiàn)的吸熱反應(yīng)：①

晶體

Ba(OH)2·8H2O

與

NH4Cl

②

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)方程式注意要點(diǎn):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)（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)可以是整數(shù)，也可以是分?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?．概念：25

℃，101

kPa

時(shí)，1

mol

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)：①研究條件：101

kPa②反應(yīng)程度：完全燃燒，產(chǎn)物是穩(wěn)定的氧化物。③燃燒物的物質(zhì)的量：1

mol④研究?jī)?nèi)容：放出的熱量。（ΔH<0，單位

kJ/mol）四、中和熱概念：在稀溶液中，酸跟堿發(fā)生中和反應(yīng)而生成

1mol

H2O，這時(shí)的反應(yīng)熱叫中和熱。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) ΔH=－57.3kJ/mol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。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。第二章一、化學(xué)反應(yīng)速率1.化學(xué)反應(yīng)速率（v）⑴定義：用來(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加來(lái)表示⑶計(jì)算公式：v=Δc/Δt（υ：平均速率，Δc：濃度變化，Δt：時(shí)間）單位：mol/（L·s）⑷

影響因素：①

決定因素（內(nèi)因）：反應(yīng)物的性質(zhì)（決定因素）②

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①恒溫恒容時(shí)：充入惰性氣體→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→體積增大→各反應(yīng)物濃度減小→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)：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)，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)2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)混合物體系中各成分的含量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)一定平衡②各物質(zhì)的質(zhì)量或各物質(zhì)質(zhì)量分?jǐn)?shù)一定平衡③各氣體的體積或體積分?jǐn)?shù)一定平衡④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①在單位時(shí)間內(nèi)消耗了

m

molA

同時(shí)生成

m

molA，即

V(正)=V(逆)平衡②在單位時(shí)間內(nèi)消耗了

n

molB

同時(shí)消耗了

p

molC，則

V(正)=V(逆)平衡③V(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④在單位時(shí)間內(nèi)生成

n

molB，同時(shí)消耗了

qmolD，因均指

V(逆)不

一

定

平衡壓強(qiáng)①m+n≠p+q

時(shí)，總壓力一定（其他條件一定）平衡②m+n=p+q

時(shí)，總壓力一定（其他條件一定）不

一

定

平衡混合氣體平均相對(duì)分子質(zhì)量Mr①M(fèi)r

一定時(shí)，只有當(dāng)

m+n≠p+q時(shí)平衡②Mr

一定時(shí)，但

m+n=p+q

時(shí)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(shí)（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(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)增加固體或純液體的量，由于濃度不變，所以平衡_不移動(dòng)_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(jì)量數(shù)之和

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

不移動(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_。35.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)

比值。 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(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)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)改變的可逆反應(yīng)：必須要保證化學(xué)計(jì)量數(shù)之比與原來(lái)相同；同時(shí)必須保證平衡式左右兩邊同一邊的物質(zhì)的量與原來(lái)相同。第二類(lèi)：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)的量的比例與原來(lái)相同即可視為二者等效。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)描述體系的混亂度，符號(hào)為

S. 單位：J???mol-1?K-1

(2)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)。.（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)一定的條件下，化學(xué)反應(yīng)的判讀依據(jù)為：ΔH-TΔS〈0 反應(yīng)能自發(fā)進(jìn)行4ΔH-TΔS=0ΔH-TΔS〉0反應(yīng)達(dá)到平衡狀態(tài)反應(yīng)不能自發(fā)進(jìn)行注意：（1）ΔH

為負(fù)，ΔS

為正時(shí)，任何溫度反應(yīng)都能自發(fā)進(jìn)行（2）ΔH

為正，ΔS

為負(fù)時(shí)，任何溫度反應(yīng)都不能自發(fā)進(jìn)行文章來(lái)自：（化學(xué)帝國(guó)

）第三章。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(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

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(wú)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(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

越小 ；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-]/[AB]11、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：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+]·c[OH-]

25℃時(shí),

[H+]=[OH-]

=10-7

mol/L ;KW=[H+]·[OH-]

=1*10-14物質(zhì) 單質(zhì)化合物電解質(zhì)非電解質(zhì)： 非金屬氧化物，大部分有機(jī)物 。如

SO3、CO2、C6H12O6、CCl4、CH2=CH2……強(qiáng)電解質(zhì)：

強(qiáng)酸，強(qiáng)堿，大多數(shù)鹽 。如HCl、NaOH、NaCl、BaSO4弱電解質(zhì)：

弱酸，弱堿，極少數(shù)鹽，水

。如

HClO、NH3·H2O、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(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)混和物純凈物5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(diǎn)：（1）可逆

（2）吸熱

（3）極弱3、影響水電離平衡的外界因素：①酸、堿

：抑制水的電離 KW〈1*10-14②溫度：促進(jìn)水的電離（水的電離是

吸 熱的）③易水解的鹽：促進(jìn)水的電離 KW〉1*10-144、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——

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

—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：①事先不能用水濕潤(rùn)

PH

試紙；②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

=（[H+]1V1+[H+]2V2）/（V1+V2）2、強(qiáng)堿與強(qiáng)堿的混合：（先求[OH-]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） [OH-]混＝（[OH-]1V1+[OH-]2V2）/（V1+V2） (注意:不能直接計(jì)算[H+]混)3、強(qiáng)酸與強(qiáng)堿的混合：（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)除以溶液總體積求[H+]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(guò)程溶液

pH

值的變化規(guī)律：61、強(qiáng)酸溶液：稀釋

10n

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

10n

倍時(shí)，pH

稀

=

pH

原－n4、弱堿溶液：稀釋

10n

倍時(shí)，pH

稀

〉

pH

原－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）5、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、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、若等體積混合pH1+pH2=14pH1+pH2≥15pH1+pH2≤13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+0.32、若混合后顯中性pH1+pH2=14pH1+pH2≠14V酸：V堿=1：114-（ ）V

酸：V

堿=1：10〔 pH1+pH2

〕五、酸堿中和滴定：1、中和滴定的原理實(shí)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。c

堿=n堿

V堿72、中和滴定的操作過(guò)程：儀②滴定管的刻度，O

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。②滴定管可以讀到小數(shù)點(diǎn)后一位

。藥品：標(biāo)準(zhǔn)液；待測(cè)液；指示劑。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→檢漏：滴定管是否漏水→用水洗→用標(biāo)準(zhǔn)液洗（或待測(cè)液洗）→裝溶液→排氣泡→調(diào)液面→記數(shù)據(jù)

V(始)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=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)，則：n酸

c酸

V酸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，則

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

OH-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

H+或

OH-結(jié)合,破壞水的電離，是平衡向右移動(dòng)，促進(jìn)水的電離

。3、鹽類(lèi)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

＞NaHCO3)4、鹽類(lèi)水解的特點(diǎn)：（1）可逆（與中和反應(yīng)互逆）（2）程度?。?）吸熱5、影響鹽類(lèi)水解的外界因素：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)離子水解而抑制陰離子水解）6、酸式鹽溶液的酸堿性：-①只電離不水解：如

HSO4

顯

酸

性②電離程度＞水解程度，顯

酸

性- -（如:

HSO3

、H2PO4

）2-③水解程度＞電離程度，顯

堿 性

（如：HCO3-

、HS-

、HPO4

）7、雙水解反應(yīng)：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- - 2- - 2- -常見(jiàn)的雙水解反應(yīng)完全的為：Fe3+、Al3+與

AlO2

、CO3

(HCO3

)、S

(HS

)、SO3

(HSO3

)；- +S2-與

NH4+；CO32-(HCO3

)與

NH4

其特點(diǎn)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，如：2Al3+

+

3S2-

+6H2O==2Al(OH)3↓+

3H2S↑8、鹽類(lèi)水解的應(yīng)用：9、水解平衡常數(shù)（Kh）對(duì)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(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(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：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＝各陰水解的應(yīng)用實(shí)例原理1、凈水明礬凈水Al3++3H

O Al(OH)

(膠體)+3H+2 32、去油污用熱堿水冼油污物品CO3

+H2O

△

HCO

+OH2- - -33、藥品的保存①配制FeCl3

溶液時(shí)常加入少量鹽酸Fe3++3H

O Fe(OH)

+3H+2 3②配制

Na2CO3

溶液時(shí)常加入少量

NaOHCO

2-+H

O HCO

-+OH-3 2 3若不然，則：由

MgCl2·6H2O

制無(wú)水

MgCl2

△

4、制備無(wú)水鹽MgCl2·6H2O△ Mg(OH)2+2HCl+4H2O在

HCl

氣流中加熱Mg(OH)2 MgO+H2O5、泡沫滅火器用

Al2(SO4)3

與

NaHCO3

溶液混合Al3++3HCO

-=Al(OH)

↓+3CO

↑3 3 26、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NH

++H

O

NH

·H

O+H+4 2 3 2c(Cl-)>c(NH

+)>c(H+)>c(OH)-48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

OH-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 0.01g

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/L<10-5mol/L，故為完全反應(yīng)，用“=”，常見(jiàn)的難溶物在水中的離子濃度均遠(yuǎn)低于mol/L，故均用“=”。難溶并非不溶，任何難溶物在水中均存在溶解平衡。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：必須存在沉淀，否則不存在平衡。2、溶解平衡方程式的書(shū)寫(xiě)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加沉淀劑法：Ksp

越小（即沉淀越難溶），沉淀越完全；沉淀劑過(guò)量能使沉淀更完全。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

FeCl3。氧化還原沉淀法：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(dòng)。常采用的方法有：①酸堿；②氧化還原；③

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：①濃度：加水，平衡向溶解方向移動(dòng)。②溫度：升溫，多數(shù)平衡向溶解方向移動(dòng)。4、溶度積規(guī)則QC（離子積）〉KSPQC=

KSPQC

〈KSP有沉淀析出平衡狀態(tài)未飽和，繼續(xù)溶解第四章第一節(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

92、組成條件：①兩個(gè)活潑性不同的電極②

電解質(zhì)溶液③

電極用導(dǎo)線(xiàn)相連并插入電解液構(gòu)成閉合回路3、電子流向：外電路：

負(fù) 極——導(dǎo)線(xiàn)——

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＋

（較活潑金屬）正極：

還原

反應(yīng)：

2H＋＋2e＝H2↑

（較不活潑金屬）總反應(yīng)式：

Zn+2H+=Zn2++H2↑

5、正、負(fù)極的判斷：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。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 根據(jù)電解質(zhì)溶液內(nèi)離子的移動(dòng)方向

陽(yáng)離子流向正極，陰離子流向負(fù)極根據(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(lèi)：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(lèi)：

一次電池

、

二次電池

、

燃料電池

一、一次電池1、常見(jiàn)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4放電：負(fù)極（鉛）：

Pb＋

SO2-

－2e

＝PbSO4↓

4正極（氧化鉛）：

PbO2＋4H+＋

SO2-

＋2e

＝PbSO4↓＋2H2O

4充電：陰極：

PbSO4＋2H2O－2e

＝PbO2＋4H+＋

SO2-4陽(yáng)極：

PbSO4＋2e

＝Pb＋

SO2-

兩式可以寫(xiě)成一個(gè)可逆反應(yīng)：

PbO2＋Pb＋2H2SO4 2PbSO4↓＋2H2O3\目前已開(kāi)發(fā)出新型蓄電池：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)的最終產(chǎn)物與燃燒產(chǎn)物相同，可根據(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)，不過(guò)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(shí)：負(fù)極：2H2－4e

=4H+

正極：Ｏ2＋4e

4H+

=2H2O放電充電10當(dāng)電解質(zhì)溶液呈堿性時(shí)：負(fù)極：

2H2＋4OH－4e＝4H2O

正極：Ｏ2＋2H2O＋4

e＝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：11負(fù)極：CH4＋10OH－－8e正極：4H2O＋2O2＋8e＝

＋7H2O；＝8OH 。電池總反應(yīng)式為：CH4＋2O2＋2KOH＝K2CO3＋3H2O3、燃料電池的優(yōu)點(diǎn)：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2、電解：電流(外加直流電)通過(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)的不是自發(fā)的)的過(guò)程3、放電：當(dāng)離子到達(dá)電極時(shí)，失去或獲得電子，發(fā)生氧化還原反應(yīng)的過(guò)程4、電子流向：（電源）負(fù)極—（電解池）陰極—（離子定向運(yùn)動(dòng)）電解質(zhì)溶液—（電解池）陽(yáng)極—（電源）正極5、電極名稱(chēng)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+Cl2

↑

7、電解本質(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)：放電順序：陽(yáng)離子放電順序Ag+>Hg2+>Fe3+>Cu2+>H+(指酸電離的)>Pb2+>Sn2+>Fe2+>Zn2+>Al3+>Mg2+>Na+>Ca2+>K+陰離子的放電順序2- - 2- - -是惰性電極時(shí)：S2->I->Br->Cl->OH->NO3->SO4

(等含氧酸根離子)>F

(SO3

/MnO4

>OH

)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)原分解電解質(zhì)型電解質(zhì)電離出的陰陽(yáng)離子分別在兩極放電HCl電解質(zhì)減小增大HClCuCl2---CuCl2放

H2

生成堿型陰極：水放

H2

生堿NaCl電

解

質(zhì)

和生

成

新

電增大HCl陽(yáng)極：電解質(zhì)陰離子放電水解質(zhì)放氧生酸型陰極：電解質(zhì)陽(yáng)離子放電陽(yáng)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(yáng)極：4OH--

4e-

=

O2↑+

2H2ONaOH水增大增大水H2SO4減小Na2SO4不變12上述四種類(lèi)型電解質(zhì)分類(lèi)：電解水型：含氧酸，強(qiáng)堿，活潑金屬含氧酸鹽電解電解質(zhì)型：無(wú)氧酸，不活潑金屬的無(wú)氧酸鹽（氟化物除外）放氫生堿型：活潑金屬的無(wú)氧酸鹽放氧生酸型：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、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(yáng)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-=Cu2+，陰極(鍍件)：Cu2++2e-=Cu，電解液：可溶性銅鹽溶液，如

CuSO4

溶液（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、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、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：2Cl—

—

2e—

==Cl2↑☆規(guī)律總結(jié)：原電池、電解池、電鍍池的判斷規(guī)律若無(wú)外接電源，又具備組成原電池的三個(gè)條件。①有活潑性不同的兩個(gè)電極；②兩極用導(dǎo)線(xiàn)互相連接成直接插入連通的電解質(zhì)溶液里；③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+作用），只要同時(shí)具備這三個(gè)條件即為原電池。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。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?！钤姵?，電解池，電鍍池的比較性質(zhì) 類(lèi)別原電池電解池電鍍池定義（裝置特點(diǎn)）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(wú)電源，兩級(jí)材料不同有電源，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