高中化學選修4知識點總結

化學選修4《化學反應與原理》知識點總結

第一章化學反應與能量

一、焰變、反應熱

1.反應熱：一定條件下，一定物質的量的反應物之間完全反應所放出或吸收的熱量

2.熔變(AH)的意義：在恒壓條件下進行的化學反應的熱效應

(1).符號:AH(2).單位：kJ/mol

3.產(chǎn)生原因：化學鍵斷裂——吸熱化學鍵形成——放熱

4、放熱反應：放出熱量的化學反應。(放熱＞吸熱)

△H為“一”或AH＜0

內能轉化為熱能

反應物總能量＞生成物總能量

斷裂化學鍵吸收的總能量〈形成化學鍵放出的總能量

吸熱反應：吸收熱量的化學反應。(吸熱〉放熱)

△H為“+”或AH＞。

熱能轉化為內能

反應物總能量〈生成物總能量

斷裂化學鍵吸收的總能量)形成化學鍵放出的總能量

常見的放熱反應：①所有的燃燒反應②酸堿中和反應

③大多數(shù)的化合反應④金屬與酸的反應⑤生石灰和水反應

⑥濃硫酸稀釋、氫氧化鈉固體溶解等⑦鋁熱反應

常見的吸熱反應：①晶體Ba(OH)2-8H2O與NH4cl反應

②大多數(shù)的分解反應

③以H2、CO、C為還原劑的氧化還原反應

④鏤鹽溶解等

二、熱化學方程式

書寫化學方程式注意要點：

1、熱化學方程式必須標出能量變化。

2、熱化學方程式中必須標明反應物和生成物的聚集狀態(tài)(s、1、g分別表示固態(tài)、液

態(tài)、氣態(tài)，水溶液中溶質用aq表示)

3、熱化學反應方程式要指明反應時的溫度和壓強。

4、熱化學方程式中的化學計量數(shù)可以是整數(shù)，也可以是分數(shù)

5、各物質系數(shù)加倍，AH加倍；反應逆向進行，AH改變符號，數(shù)值不變

6、AH的單位為kJ/mol

7、不標氣體或沉淀符號

三、燃燒熱

1.概念：25℃,101kPa時，1mol純物質完全燃燒生成穩(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：

(1)反應條件：25℃、101kPa

(2)反應程度：完全燃燒，產(chǎn)物是穩(wěn)定的氧化物。

C—CO2(g)H—H2O(1)S—SO2(g)

(3)燃燒物的物質的量：1mol

（4）研究內容：放出的熱量。（AH<0,單位kJ/mol）

（5）計算

Q?=n（可燃物）X|△叫H=—Q放/n（可燃物）

四、中和熱

1.概念：在稀溶液中，酸跟堿發(fā)生中和反應，生成1D1O1H2。放出的熱量叫中和熱。

2.強酸與強堿的中和反應其實質是H+和OH反應，其熱化學方程

+

為：H（aq）+OH（aq）=H2O（1）

AH=-57.3kJ/mol

3.弱酸或弱堿電離要吸收熱量，所以它們參加中和反應時的中和熱小于57.3kJ/mol。

4.中和熱的測定實驗

五、蓋斯定律

內容：化學反應的反應熱只與反應的始態(tài)（各反應物）和終態(tài)（各生成物）有關，而

與具體反應進行的途徑無關，如果一個反應可以分幾步進行，則各分步反應的

反應熱之和與該反應一步完成的反應熱是相同的。

六、

化石能源：惟、石油、天然氣（不可再生）

能源］

新能斌太陽能、氫能、地熱能、風能、海洋能、生物質能等（可以再生）

七、反應熱大小比較：帶符號比較

物質的穩(wěn)定性與能量的關系：能量越高，物質越不穩(wěn)定

第二章化學反應速率和化學平衡

一、化學反應速率

L化學反應速率（v）

⑴定義：用來衡量化學反應的快慢，單位時間內反應物濃度的減少或生成物濃度的增

加

⑵表示方法：單位時間內反應濃度的減少或生成物濃度的增加來表示

⑶計算公式：v=Ac/At（1）：平均速率，Ac：濃度變化，At：時間）單位：mol/（L-s）

注意：①化學反應速率不能用固體或液體的濃度變化量來表示

②為平均速率而不是瞬時速率

③化學反應速率之比等于化學計量數(shù)之比

⑷影響因素：

內因：反應物的性質（決定因素）

外因：濃度：其他條件相同時，增大反應物濃度反應速率增大，減小反應物濃度反

應速率減小。

壓強：對有氣體參加的反應

A、恒溫時：增大壓強，體積縮小，反應速率增大

B、恒溫恒容時：充入反應氣體—該物質濃度增大—反應速率增大

充入惰性氣體-總壓增大，但是各分壓不變，各物質

濃度不變-反應速率不變

C、恒溫恒壓時：充入惰性氣體T體積增大一各反應物濃度減小一反

應速率減小

注意：參加反應的物質為固體和液體，由于壓強的變化對濃度幾乎無影響,

可以認為反應速率不變。

溫度：其他條件相同時，升高溫度反應速率增大，降低溫度反應速率減小

二、化學平衡

L定義：化學平衡狀態(tài)：一定條件下，當一個可逆反應進行到正逆反應速率相等時，

更組成成分濃度不再改變，達到表面上靜止的一種“平

衡”，這就是這個反應所能達到的限度即化學平衡狀

O

2、化學平衡的特征

逆（研究前提是可逆反應）

等（同一物質的正逆反應速率相等）

動（動態(tài)平衡）

定（各物質的濃度與質量分數(shù)恒定）

變（條件改變，平衡發(fā)生變化）

3、判斷平衡的依據(jù)

判斷可逆反應達到平衡狀態(tài)的方法和依據(jù)

例舉反應

mA（g）+nB（g）pC（g）+qD（g）

（1）混合物體系中各成分的含量

①各物質的物質的量或各物質的物質的量的分數(shù)一定平衡

②各物質的質量或各物質質量分數(shù)一定平衡

③各氣體的體積或體積分數(shù)一定平衡

④總體積、總壓力、總物質的量一定，不一定平衡

（2）正、逆反應速率的關系

①在單位時間內消耗了mmolA同時生成mmolA,即V（正）=V（逆）平衡

②在單位時間內消耗了nmolB同時消耗了pmolC,則V（正尸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在單位時間內生成nmolB,同時消耗了qmolD,因均指V（逆）不一定平衡

（3）壓強

①m+n存+q時，總壓力一定（其他條件一定）平衡

②m+n=p+q時，總壓力一定（其他條件一定）不一定平衡

（4）混合氣體平均相對分子質量Mr

①Mr一定時，只有當m+n#p+q時，平衡

②Mr一定時，但m+n=p+q時，不一定平衡

（5）溫度

任何反應都伴隨著能量變化，當體系溫度一定時（其他不變）平衡

（6）體系的密度

密度一定，不一定平衡

（7）其他

如體系顏色不再變化等平衡

（二）影響化學平衡移動的因素

1、濃度對化學平衡移動的影響

（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，所以平衡不移動

（3）在溶液中進行的反應，如果稀釋溶液，反應物濃度減小，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，總的結果是化學平衡向反應方程式

中化學計量數(shù)之和大的方向移動。

2、溫度對化學平衡移動的影響

影響規(guī)律：在其他條件不變的情況下，溫度升高會使化學平衡向著吸熱反應方向移動，

溫度降低會使化學平衡向著放熱反應方向移動。

3、壓強對化學平衡移動的影響

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)物質存在的化學平衡發(fā)生移動

（2）氣體減壓或增壓與溶液稀釋或濃縮的化學平衡移動規(guī)律相似

4.催化劑對化學平衡的影響：由于使用催化劑對正反應速率和逆反應速率影響的程度是

等同的，所以平衡不移動。但使用催化劑可以影響可逆反

應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、化學平衡常數(shù)

（一）定義：在一定溫度下，當一個反應達到化學平衡時，生成物濃度易之積與反應

物濃度易之積的比值是一個常數(shù)。

（二）符號：K

（三）使用化學平衡常數(shù)K應注意的問題：

1、表達式中各物質的濃度是平衡時的濃度

2、K只與溫度（T）有關，與反應物或生成物的濃度無關。

3、反應物或生產(chǎn)物中有固體或純液體存在時，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，如有水參加，水的濃度不必寫在平衡關系式中。

（三）化學平衡常數(shù)K的應用：

1、判斷可逆反應進行的程度

K值越大，說明平衡時生成物的濃度越大，它的正向反應進行的程度越大，即該反

應進行得越完全，反應物轉化率越高。反之，則相反。一般地，K>105時，該反應

就進行得基本完全了。

2、判斷平衡移動的方向

可以利用K值做標準，判斷正在進行的可逆反應是否平衡及不平衡時向何方進行建

立平衡。(Q：濃度積)

Q<K：反應向正反應方向進行；

Q=K：反應處于平衡狀態(tài)；

Q〉K：反應向逆反應方向進行

3、判斷反應的熱效應

若溫度升高，K值增大，則正反應為吸熱反應若溫度升高，K值減小，則正反應為

放熱反應

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

可逆反應達到平衡后，任何相同組分的百分含量均相同，這樣的化學平衡互

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：對于反應前后氣體分子數(shù)改變的可逆反應：必須要保證化學計量數(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的量與原來相

同。

第二類：對于反應前后氣體分子數(shù)不變的可逆反應：只要反應物的物質的量的比

例與原來相同即可視為二者等效。

(2)定溫，定壓的等效平衡：只要保證可逆反應化學計量數(shù)之比相同即可視為等效平

O

五、化學反應進行的方向

1、反應端變與反應方向：

(1)烯：物質的一個狀態(tài)函數(shù)，用來描述體系的混亂度，符號為S,單位：J-mol-^K1

(2)體系趨向于有序轉變?yōu)闊o序，導致體系的端增加，這叫做牖增加原理，也是反應

方向判斷的依據(jù)。.

(3)同一物質，在氣態(tài)時牖值最大，液態(tài)時次之，固態(tài)時最小。即S(g)〉S(l)〉S(s)

2、反應方向判斷依據(jù)

在溫度、壓強一定的條件下，化學反應的判斷依據(jù)為：

AH-TAS<0反應能自發(fā)進行

AH-TAS)0反應不能自發(fā)進行

注意：(1)AH為負，AS為正時，任何溫度反應都能自發(fā)進行

(2)AH為正，AS為負時，任何溫度反應都不能自發(fā)進行

第三章水溶液中的離子平衡

一、弱電解質的電離

1、定義：電解質：在水溶液中或熔融狀態(tài)下能導電的化合物。

非電解質：在水溶液中和熔融狀態(tài)下都不能導電的化合物。

強電解質：在水溶液中完全電離的電解質。如：強酸，強堿，大多數(shù)鹽(包括可溶性

鹽及難溶性鹽）

弱電解質：在水溶液中部分電離的電解質。如：弱酸，弱堿，水，兩性物質，極少數(shù)

鹽

2、電解質與非電解質本質區(qū)別：

電解質一離子化合物或共價化合物非電解質——共價化合物

注意：①電解質、非電解質都是化合物

②SO2、NH3、C02等屬于非電解質

③強電解質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）一電解質的強弱與導電性、溶解性無關。

3、電離平衡：在一定的條件下，弱電解質分子在溶液中電離成離子的速率和離子結合

成分子的速率相等，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：

（1）內因：電解質本身的性質

（2）外因:

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??；溶液稀釋時，電離平衡向著電離的方向移動。

C、同離子效應：在弱電解質溶液里加入與弱電解質具有相同離子的電解質，會減弱電

離。

D、其他外加試劑：加入能與弱電解質的電離產(chǎn)生的某種離子反應的物質時，有利于電

離。

5、電離方程式的書寫：（1）強電解質完全電離，在書寫電離方程式時，用

（2）弱電解質部分電離，在書寫電離方程式時，用“手金”

①一元弱酸、弱堿一步電離

②多元弱酸分步電離，必須分步寫出，不可合并（其中以第一

步電離為主）

③多元弱堿分步電離（較復雜），在中學階段要求一步寫出

④兩性氫氧化物按兩種方式電離

6、電離常數(shù)：在一定條件下，弱電解質在達到電離平衡時，溶液中電離所生成的各種

離子濃度的易之積，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-K=c（A+）c（BO/c（AB）

7、影響因素：a、電離常數(shù)K只與電解質的性質和溫度有關，對同一弱電解質，溫度

一定，電離常數(shù)一定；溫度升高，電離常數(shù)增大。

b、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。

如：H2so3>H3P04>HF>CH3coOH>H2c03>H2S>HC10

二、水的電離和溶液的酸堿性

1、水電離平衡：：口2°H++0H-

水的離子積：Kw=c（H+）-c（OH）

25℃時，c(H+)=c(OH)=107mol/L;Kw=c(H+)-c(OH)=IxlO14

注意：Kw只與溫度有關，溫度一定，則Kw值一定；溫度越高，Kw越大。

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：

①酸、堿：抑制水的電離，Kw不變

②溫度：升高溫度，促進水的電離(水的電離是吸熱的)，Kw增大

③加活潑金屬如Na：促進水的電離，Kw不變

4、溶液的酸堿性與c(H+)和c(0H)的關系

判斷溶液的酸堿性的依據(jù)是c(H+)和c(0匹)的大小

酸性溶液：c(H+)>c(OH)

中性溶液：c(H+)=c(0H)

堿性溶液：c(H+)<c(OH)

5、溶液的酸堿性和pH的關系：

(1)pH=-lgc[H+]

(2)pH和溶液的酸堿性的關系：室溫下，酸性溶液：c(H+)>10-7mol/L,pH<7

中性溶液：c(H+)=107mol/L,pH=7

堿性溶液：c(H+)<10-7mol/L,pH>7

(3)pH的測定方法：

①酸堿指示劑：甲基橙、石蕊、酚醐

變色范圍：甲基橙3.1?4.4(橙色)石蕊5.0~8.0(紫色)酚酥8.2~10.0(淺紅色)

②pH試紙：操作：將一塊pH試紙放在潔凈、干燥的玻璃片或表面皿上，用玻璃棒

蘸取待測液體點在試紙的中央，試紙變色后，馬上與標準比色卡對比

即可。

注意：①事先不能用水濕潤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值計算方法公式

1、強酸與強酸的混合：c(H+)混=[c(H+)iVi+c(H+)2V2]/(V1+V2)

2、強堿與強堿的混合：c(OH)混=仁(Off)iVi+c(OH)2V2[/(Vi+V2)

3、強酸與強堿的混合：先據(jù)H++OH==H2。計算余下的H+或OH;

H+有余，則用余下的H+數(shù)除以溶液總體積求c(H+)海；

OH-有余，則用余下的OH-數(shù)除以溶液總體積求c(0①)混，再

求其它

四、稀釋過程溶液pH值的變化規(guī)律：

1、強酸溶液pH=a：稀釋IO”倍時，pH=a+n(但始終不能大于或等于7)

2、弱酸溶液pH=a：稀釋10。倍時，pH(a+n(但始終不能大于或等于7)

3、強堿溶液pH=b：稀釋1011倍時，pH=b-n(但始終不能小于或等于7)

4、弱堿溶液pH=a：稀釋1CF倍時，pH〉b-n(但始終不能小于或等于7)

5、不論任何溶液，稀釋時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7

6、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。

五、強酸(pHi)強堿(pH?)混和計算規(guī)律

1、若等體積混合

pHi+pH2=14則溶液顯中性pH=7

pHi+pH2>15則溶液顯堿性pH>7

pHi+pH2<13則溶液顯酸性pH<7

2、若混合后顯中性

pHi+pH2=14V酸：V堿=1：1

=10PHi+pHJ4

pHi+pH2#14V酸：V堿

六、酸堿中和滴定：

1、中和滴定的原理

+

實質：H+OH-=H2O即酸能提供的H+和堿能提供的OH-物質的量相等。

2、中和滴定的操作過程：

（1）①滴定管的刻度，。刻度在上，往下刻度標數(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。

②滴定管可以讀到小數(shù)點后一位。

（2）藥品：標準液；待測液；指示劑。

（3）準備過程：檢漏、洗滌、潤洗、裝液、趕氣泡、調液面。（洗滌：用洗液洗一檢

漏：滴定管是否漏水一用水洗一用標準液洗（或待測液洗）一裝溶液一排

氣泡一調液面一記數(shù)據(jù)V（始）

（4）試驗過程

3、酸堿中和滴定的誤差分析

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+或結合生成弱電解

質的反應。

2、水解的實質：水溶液中鹽電離出來的離子跟水電離出來的H+或0H結合，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：

①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。

②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Na2c03

>NaHCO3）

4、鹽類水解的特點：（1）可逆（與中和反應互逆）（2）程度?。?）吸熱

5、影響鹽類水解的外界因素：

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：促進或抑制鹽的水解（H+促進陰離子水解而抑制陽離子水解；OfT促進陽離子

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：HC03'HS\HPO42'）

7、雙水解反應：

（1）構成鹽的陰陽離子均能發(fā)生水解的反應。雙水解反應相互促進，水解程度較大,

有的甚至水解完全。使得平衡向右移。

3+22

（2）常見的雙水解反應完全的為：Fe>AF+與ARK、CO3（HCO3）>S（HS）.

2+

SO3（HSO3）；S2-與NH4；CO32（HCG>3）與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

8、鹽類水解的應用:

水解的應用實例原理

3+

1、凈水明磯凈水A1+3H2O=A1(OH)3(膠體)+3H+

用熱堿水冼油污物△

2

2、去油污CO3+H2O=HCO3+OH-

品

①配制FeCh溶液時

3++

Fe+3H2O=Fe(OH)3+3H

常加入少量鹽酸

3、鹽溶液的配制

②配制Na2c03溶液

2

CO3+H2O=HCO3+OH

時常加入少量NaOH

若不然，則:

由MgCl2-6H2O制無

MgCl2-6H2O4

4、制備無水鹽水MgCb在HC1氣流

Mg(OH)2+2HCl+4H2O

中加熱

Mg(OH)23MgO+H2O

用A12（SO4）3與

5、泡沫滅火器AF++3HCO3-=AI(OH)31+3co2T

NaHCOs溶液混合

6、比較鹽溶液中比較NH4cl溶液中NH4++H2O=NH3H2O+H+

離子濃度的大小離子濃度的大小C(C1')>C(NH4+)>C(H+)>C(0H)-

9、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/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的三種守恒關系：

電荷守恒：任何溶液均顯電中性，陽離子所帶的總電荷數(shù)=陰離子所帶的總電荷數(shù)

②物料守恒：（即原子個數(shù)守恒或質量守恒）

指一個平衡體系中，某一組分的總濃度一定等于它所電離或水解成的各種

粒子的平衡濃度之和

③質子守恒：即水電離出的H+濃度與0H-濃度相等。

九、難溶電解質的溶解平衡

1、難溶電解質的溶解平衡的一些常見知識

（1）溶解度小于0.01g的電解質稱難溶電解質。

（2）反應后離子濃度降至1*10-5以下的反應為完全反應。如酸堿中和時［H+］降至

10-7mol/L<10-5mol/L,故為完全反應，用“="，常見的難溶物在水中的離子濃度均

遠低于10-5mol/L,故均用“=”。

（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：CaSO4、Ca（OH）2、Ag2SO4

（5）溶解平衡常為吸熱，但Ca（OH）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）標明狀態(tài)，并用三'。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：Ksp越?。闯恋碓诫y溶），沉淀越完全；沉淀劑過量能使沉淀更完

全。

（2）調pH值除某些易水解的金屬陽離子：如加MgO除去MgCb溶液中FeCho

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：①酸堿；②氧化還原；③沉

淀轉化。

5、沉淀的轉化：

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：AgNOsfgCl（白色沉淀）一KgBr（淡黃色）Agt（黃色）Ag2§~>€黑色）

6、溶度積（KSP）

1、定義：在一定條件下，難溶電解質電解質溶解成離子的速率等于離子重新結合成沉

淀的速率，溶液中各離子的濃度保持不變的狀態(tài)。

2、表達式：AmBn（s）mAn+（aq）+nBm-（叫）

KSP=［c（An+）］m?［c（Bm-）］n

3、影響因素：

外因：①濃度：加水，平衡向溶解方向移動。

②溫度：升溫，多數(shù)平衡向溶解方向移動。

4、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飽和，繼續(xù)溶解

第四章電化學基礎

第一節(jié)原電池

原電池：

1、概念：化學能轉化為電能的裝置叫做原電池。

2、組成條件：①兩個活潑性不同的電極

②電解質溶液

③電極用導線相連并插入電解液構成閉合回路

④能自發(fā)發(fā)生氧化還原反應

3、電子流向：外電路：負極一導線一正極

內電路：鹽橋中陰離子移向負極的電解質溶液，鹽橋中陽離子移向正極的電解質溶液。

4、電極反應：以鋅銅原電池為例：

負極：氧化反應：Zn—2e=Zn2+（較活潑金屬）

正極：還原反應：2H++2e=H2T（較不活潑金屬）

總反應式：Zn+2H+=Zn2++H2T

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)電解質溶液內離子的移動方向：陽離子移向正極，陰離子移向負極

（5）根據(jù)實驗現(xiàn)象：①溶解的一極為負極②增重或有氣泡一極為正極

第二節(jié)化學電池

1、化學電池：借助于化學能直接轉變?yōu)殡娔艿难b置

2、化學電池的分類：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獲得再生，可以多次重復使用，又叫充電

電池或蓄電池。

2、電極反應：鉛蓄電池

放電：負極（鉛）：Pb+SO^--2e-=PbSO4；

+

正極（氧化鉛）：PbO2+4H+SO^+2e-=PbSO41+2H2O

+

充電：陰極：PbSO4+2H2O-2e-=PbO2+4H+SO^

陽極：PbSO4+2e-=Pb+SO^

放電

兩式可以寫成一個可逆反應：PbO2+Pb+2H2SO4鼐二2PbSO4；+2H2O

3、目前已開發(fā)出新型蓄電池：銀鋅電池、鎘像電池、氫鎮(zhèn)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直接產(chǎn)生電流的一種原電池

2、電極反應：一般燃料電池發(fā)生的電化學反應的最終產(chǎn)物與燃燒產(chǎn)物相同，可根據(jù)燃

燒反應寫出總的電池反應，但不注明反應的條件。，負極發(fā)生氧化反應，

正極發(fā)生還原反應，不過要注意一般電解質溶液要參與電極反應。

以氫氧燃料電池為例，伯為正、負極，介質分為酸性、堿性和中性。

當電解質溶液呈酸性時：

++

負極：2H2—4u=4H正極：O2+4e+4H=2H2O

當電解質溶液呈堿性時：

負極：2H2+40曰一4e=4H2O正極：O2+2H2O+4e=40H-

另一種燃料電池是用金屬鋁片插入KOH溶液作電極，又在兩極上分別通甲烷燃料和氧

氣氧化劑。

電極反應式為：

負極：CH4+IOOH-8e=+7H2O；

正極：4H2O+2O2+8e=8OHo

電池總反應式為：CH4+202+2K0H=K2CO3+3H2O

3、燃料電池的優(yōu)點：能量轉換率高、廢棄物少、運行噪音低

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：把電能轉化為化學能的裝置也叫電解槽

構成條件：電解質溶液或熔融電解質

兩個電極

形成閉合回路

2、電解：電流（外加直流電）通過電解質溶液而在陰陽兩極引起氧化還原反應（被動的

不是自發(fā)的）的過程

3、放電：當離子到達電極時，失去或獲得電子，發(fā)生氧化還原反應的過程

4、電子流向：（電源）負極一（電解池）陰極一（離子定向運動）電解質溶液一（電

解池）陽極一（電源）正極

5、電極名稱及反應：陽極：與直流電源的正極相連的電極，發(fā)生氧化反應

陰極：與直流電源的負極相連的電極，發(fā)生還原反應

6、電解CuC12溶液的電極反應：陽極：2Cl”2e-=C12（氧化）

陰極：Cu2++2e-=Cu（還原）

總反應式CuCl2型I+CI2T

7、電解本質：電解質溶液的導電過程，就是電解質溶液的電解過程

規(guī)律總結：電解反應離子方程式書寫：

放電順序：

陽離子放電順序：

Ag+>Fe3+>Cu2+>H+（指酸電離的）>Fe2+>Zn2+>Al3+>Mg2+>Na+>Ca2+>K+

陰離子的放電順序：

是惰性電極時：S2>r>Br>Cl>0H>含氧酸根離子〉F

是活性電極時：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，若陽極材料為活性電極（Fe、Cu）等

金屬，則陽極反應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)律來書寫電極反應式。

電解質水溶液點解產(chǎn)物的規(guī)律

類型電極反應特點實例電解對象電解質濃度PH電解質溶液

復原

電解電解質型電解質電離出的HC1電解質減小增大HC1

陰陽離子分別在兩CuC12--CuC12

極放電

放H2生成堿型陰極：水放H2生堿NaClHC1

陽極：電解質陰離電解質和生成新電解增大

子放電水質

放氧生酸型陰極：電解質陽離電解質和生成新電解

子放電水質減小氧化銅

CuS04

陽極：水放。2生酸

電解水型陰極：4H++4e-==NaOH增大

2H2?H2SO4減小

陽極：4OH'-4e-==水增大水

。

02$+2H2Na2s04不變

上述四種類型電解質分類：

（1）電解水型：含氧酸，強堿，活潑金屬的含氧酸鹽

（2）電解電解質型：無氧酸（除HF外）,不活潑金屬的無氧酸鹽（除氟化物外）

（3）放氫生堿型：活潑金屬的無氧酸鹽（除氟化物外）

（4）放氧生酸型：不活潑金屬的含氧酸鹽

二、電解原理的應用

1、電解飽和食鹽水以制造燒堿、氯氣和氫氣

2、電鍍：應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、電解質溶液的選擇：

陽極：鍍層金屬，失去電子，成為離子進入溶液M—ne==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

電解質溶液：含有鍍層金屬離子的溶液做電鍍液

（1）鍍銅反應原理

陽極（純銅）：Cu-2e=Cu2+,

陰極（鍍件）：Cu2++2e=Cu,

電解液：可溶性銅鹽溶液，如CuS04溶液

（2）、銅的精煉

陽極：粗銅；

陰極：純銅

電解質溶液：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：電解

通電前，氯化鈉高溫下熔融：NaCl（熔融）==Na++C「

通直流電后：陽極：2Na++2e==2Na

陰極：2Cl-2e-==ChT

規(guī)律總結：原電池、電解池、電鍍池的判斷規(guī)律

（1）若無外接電源，又具備組成原電池的三個條件。

①有活潑性不同的兩個電極；

②兩極用導線互相連接成直接插入連通的電解質溶液里；

③較活潑金屬與電解質溶液能發(fā)生氧化還原反應（有時是與水電離產(chǎn)生的H+作

用），

只要同時具備這三個條件即為原電池。

（2）若有外接電源，兩極插入電解質溶液中，則可能是電解池或電鍍池；當陰極為金

屬，陽極亦為金屬且與電解質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)，又有外接電源時，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

質原電池電解池電鍍池

類別

定義將化學能轉將電能轉變成化應用電解原理在某些金屬表面鍍

（裝置特點）變成電能的學能的裝置上一側層其他金屬

裝置

反應特征自發(fā)反應非自發(fā)反應非自發(fā)反應

裝置特征無電源，兩有電源，兩級材有電源

級材料不同料可同可不同

形成條件活動性不同兩電極連接直流1鍍層金屬接電源正極，待鍍金屬

的兩極電源接負極；

電解質溶液兩電極插入電解2電鍍液必須含有鍍層金屬的離

形成閉合回質溶液子

路形成閉合回路

電極名稱負極：較活陽極：與電源正名稱同電解，但有限制條件

潑金屬極相連陽極：必須是鍍層金屬

正極：較不陰極：與陰極：鍍件

活潑金屬電源負極相連

（能導電非

金屬）

電極反應負極：氧化陽極：氧化反應，

反應，金屬溶液中的陰離子陽極：金屬電極失去電子

失去電子失去電子，或電

正極：還原極金屬失電子陰極：電鍍液中陽離子得到電子

反應，溶液陰極：還原反應，

中的陽離子溶液中的陽離子

的電子或者得到電子

氧氣得電子

（吸氧腐

蝕）

電子流向負極—正極電源負極一陰極同電解池

電源正極—陽極

溶液中帶電粒陽離子向正陽離子向陰極移同電解池

子的移動極移動動

陰離子向負陰離子向陽極移

極移動動

聯(lián)系在兩極上都發(fā)生氧化反應和還原反應

原電池與電解池的電極的得失電子聯(lián)系圖：

陽極佚）e-，正極（得）e-,負極（失）、陰極（得）e-

第四節(jié)金屬的電化學腐蝕和防護

一、金屬的電化學腐蝕

（1）金屬腐蝕內容：

（2）金屬腐蝕的本質：都是金屬原子失去電子而被氧化的過程

電化腐蝕化學腐蝕

條件不純金屬或合金與電解質溶液接觸金屬與非電解質直接接觸

現(xiàn)象有微弱的電流產(chǎn)生無電流產(chǎn)生

本質較活潑的金屬被氧化的過程金屬被氧化的過程

關系化學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

（3）金屬腐蝕的分類：化學腐蝕：金屬和接觸到的物質直接發(fā)生化學反應而引起的腐

蝕

電化學腐蝕：不純的金屬跟電解質溶液接觸時，會發(fā)生原電池反

應。比較活潑的金屬失去電子而被氧化，這種腐蝕

叫做電化學腐蝕。

（4）、電化學腐蝕的分類：

析氫腐蝕——腐蝕過程中不斷有氫氣放出

①條件：潮濕空氣中形成的水膜，酸性較強（水膜中溶解有C02、S02、H2s等氣體）

+

②電極反應：負極:Fe-2e=Fe?+正極:2H+2e=H2f

+2+

總反應式：Fe+2H=Fe+H2f

吸氧腐蝕——反應過程吸收氧氣

①條件：中性或弱酸性溶液

②電極反應：負極:2Fe-4e-=2Fe?+正極:。2+4已+2H2O=40H

總反應式：2Fe+02+2出0=2Fe(0H)2

2+

離子方程式：Fe+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)3

Fe(0H)3脫去一部分水就生成Fe2O3xH20(鐵銹主要成分)

規(guī)律總結：

金屬腐蝕快慢的規(guī)律：

1、金屬腐蝕的快慢情況為：

電解原理引起的腐蝕〉原電池原理引起的腐蝕〉化學腐蝕〉有防腐措施的腐蝕，即電

解池的陽極〉原電池的負極＞一般化學腐蝕＞原電池的正極〉電解池的陰極

2、對同一金屬來講，其腐蝕快慢取決于與它接觸的物質，即強電解質溶液＞弱電解質

溶液〉非電解質溶液

3、活動性不同的兩種金屬形成原電池而造成的腐蝕：兩金屬的活動性差異越大，較活

潑的金屬腐蝕得越快。

4、對同一種電解質溶液來說，電解質溶液濃度越大，金屬腐蝕越快。

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

二、金屬的電化學防護

1、利用原電池原理進行金屬的電化學防護

(1)、犧牲陽極的陰極保護法

原理：原電池反應中，負極被腐蝕，正極不變化

應用：在被保護的鋼鐵設備上裝上若干鋅塊，腐蝕鋅塊保護鋼鐵設備

負極：鋅塊被腐蝕；正極：鋼鐵設備被保護

(2)、外加電流的陰極保護法

原理：通電，使鋼鐵設備上積累大量電子，使金屬原電池反應產(chǎn)生的電流不能

輸送，從而防止金屬被腐蝕

應用：把被保護的鋼鐵設備作為陰極，惰性電極作為輔助陽極，均存在于電解

質溶液中，接上外加直流電源。通電后電子大量在鋼鐵設備上積累，抑

制了鋼鐵失去電子的反應。

2、改變金屬結構：把金屬制成防腐的合金

3、把金屬與腐蝕性試劑隔開：