高中化學(xué)選修4知識點(diǎn)分類總結(jié)

高中化學(xué)選修4知識點(diǎn)分類總結(jié)01

化學(xué)選修4化學(xué)反應(yīng)與原理

章節(jié)知識點(diǎn)梳理

第一章化學(xué)反應(yīng)與能量

一、焙變反應(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.熔變（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：

△H（2）.單位：kJ/mol

3.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）4H為或4H<0

吸收熱量的化學(xué)反應(yīng)。（吸熱>放熱）為“+”或>O

☆常見的放熱反應(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☆常見

的吸熱反應(yīng)：①晶體Ba（OH）2-8H2O與NH4C1②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(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)用叫表示）

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，AH加倍；反應(yīng)逆向進(jìn)行，改變符號、數(shù)值不變

三、燃燒熱

I.概念：25℃,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)：

①研究條件：101kPa②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：1mol④研究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(yīng)時(shí)的中和熱小于57.3kJ/mol。

4.中和熱的測定實(shí)驗(yàn)

五、蓋斯定律

I.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

1

關(guān)，而與具體反應(yīng)進(jìn)行的途徑無關(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)速率和化學(xué)平衡

一、化學(xué)反應(yīng)速率

1.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(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：單位時(shí)間內(nèi)反應(yīng)濃度的減少或生成物濃度的增加來表示

⑶計(jì)算公式：v=Ac/At（u：平均速率，Ac：濃度變化，At：時(shí)間）

單位：mol/（L-s）

（4）影響因素：

①?zèng)Q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

注意：（1）、參加反應(yīng)的物質(zhì)為固體和液體，由于壓強(qiáng)的變化對濃度幾乎無影響，可以

認(rèn)為反應(yīng)速率不變。

（2）、惰性氣體對于速率的影響

①恒溫恒容時(shí)：充入惰性氣體-容器內(nèi)氣體物質(zhì)的量增大，總壓增大，但是各

氣體反應(yīng)物分壓不變，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—容積增大一各反應(yīng)物濃度減小一反應(yīng)速率減慢

二、化學(xué)平衡

（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)，各組成成分濃

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）；

2

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)

（二）影響化學(xué)平衡移動(dòng)的因素

1、濃度對化學(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，所以平衡不移動(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

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，溫度升高會使化學(xué)平衡向著_吸熱反應(yīng)方向移動(dòng)，

溫度降低會使化學(xué)平衡向著放熱反應(yīng)方向移動(dòng)。3、壓強(qiáng)對化學(xué)平衡移動(dòng)的影響

3

影響規(guī)律：其他條件不變時(shí)，增大壓強(qiáng)，會使平衡向著體積縮小方向移動(dòng)；減小壓強(qiáng)，會

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(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)平衡常數(shù)

（-）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)，生成物濃度事之積與反應(yīng)物濃

度幕之積的比值是一個(gè)常數(shù)比值。符號：K

（-）使用化學(xué)平衡常數(shù)K應(yīng)注意的問題：

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)化率越一

5高。反之，則相反。一般地，K>10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(jì)量數(shù)之比與原來相

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(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

4

1、反應(yīng)爆變與反應(yīng)方向：

-1-1（1）燧:物質(zhì)的一個(gè)狀態(tài)函數(shù)，用來描述體系的混亂度，符號為S.單位：J?mol?K

(2)體系趨向于有序轉(zhuǎn)變?yōu)闊o序，導(dǎo)致體系的嫡增加，這叫做嫡增加原理，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)烯值最大，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：

AH-TAS<0反應(yīng)能自發(fā)進(jìn)行；AH-TAS=0反應(yīng)達(dá)到平衡狀態(tài)

AH-TAS)0反應(yīng)不能自發(fā)進(jìn)行

注意：(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)：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)。

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??；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)，會減弱電離。

D、其他試劑：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、電離方程式的書寫：用可逆符號弱酸的電離要分布寫(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：ABA+BKi=[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

5

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]

+-7+-1425"C時(shí)，[H]=[OH]=10mol/L;KW=[H][OH]=1x10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：

-14①酸、堿：抑制水的電離KW〈1x10②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〉1x10

4、溶液的酸堿性和pH：（1）pH=-lgc[H+]（2）pH的測定方法:

酸堿指示劑——甲基橙、石蕊、酚獻(xiàn)。

變色范圍：甲基橙3.1~4.4（橙色）石蕊5.0~8.0（紫色）酚獻(xiàn)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，然后與標(biāo)準(zhǔn)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(jì)算方法公式

++1、強(qiáng)酸與強(qiáng)酸的混合：（先求C（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)c(H)混=((C(H)1V1+C(H)2V2))/(V1+V2)

-2、強(qiáng)堿與強(qiáng)堿的混合：（先求C（OH）混：將兩種堿中的OH離子物質(zhì)的量相加除以總

+體積，再求其它）（注意：不能直接計(jì)算C（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C（H）混；OH有余，則用余下的OH數(shù)除以溶液總體積

求C（H）混，再求其它）

四、稀釋過程溶液pH值的變化規(guī)律:

nl、強(qiáng)酸溶液：稀釋10倍時(shí)，pH稀=pH原+n（但始終不能大于或等于7）

n2、弱酸溶液：稀釋10倍時(shí)，pH稀〈pH原+n（但始終不能大于或等于7）

n3、強(qiáng)堿溶液：稀釋10倍時(shí)，pH稀=pH原一n（但始終不能小于或等于7）

n4、弱堿溶液：稀釋10倍時(shí)，pH稀〉pH原一n（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）；任何溶液無限稀釋后pH

均接近7

6、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（pHl）強(qiáng)堿（pH2）混和計(jì)算規(guī)律1、若等體積混合

pHl+pH2=14則溶液顯中性pH=7；pHl+pH2>15則溶液顯堿性pH=pH2-0.3

pHl+pH2<13則溶液顯酸性pH=pH1+0.3

2、若混合后顯中性

（14-（pHl+pH2））pHl+pH2=14V酸：V堿=1：1；pHl+pH2/14V酸：V堿=1：

6

六、酸堿中和滴定：

1、中和滴定的原理

+—+-實(shí)質(zhì)：H+0H=H20即酸能提供的H和堿能提供的0H物質(zhì)的量相等。

2、中和滴定的操作過程：

（1）儀②滴定管的刻度，0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?yàn)橄露擞幸徊糠譀]有刻度。滴定時(shí)，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(diǎn)后2位。

（2）藥品：標(biāo)準(zhǔn)液；待測液；指示劑。

（3）準(zhǔn)備過程：

準(zhǔn)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t用水洗一用標(biāo)準(zhǔn)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(yàn)過程

3、酸堿中和滴定的誤差分析

誤差分析：（以鹽酸和氫氧化鈉溶液為例）利用c（酸）V（酸）=c（堿）V（堿）進(jìn)行分

析C（堿）=（（c（酸）（V酸））/V（堿）

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

為在滴定過程中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)酸來測定堿的濃度時(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)堿來滴定未知濃度的酸時(shí)亦然。

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(dòng)，促進(jìn)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(qiáng)顯誰性，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:Na2c03>NaHC03）

4、鹽類水解的特點(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離子水解；0H促進(jìn)陽離

子

7

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：HS03、H2PO4）

-2③水解程度〉電離程度，顯堿性（如：HC03、HS、HP04）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(jìn)，水解程度較大，有

的甚至水解完全。使得平衡向右移。

3+3+-2-2-2-（2）常見的雙水解反應(yīng)完全的為：Fe、Al與A102、CO3（HCO3）、S（HS）、

SO3（HSO3）；

2-+2—+

S與NH4；CO3（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

3+2-式配平依據(jù)是兩邊電荷平衡，如：2A1+3S+6H2O==2A1（OH）31+3H2ST

8、鹽類水解的應(yīng)用：

9、水解平衡常數(shù)（Kh）

對于強(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

8

☆☆基本原則：抓住溶液中微粒濃度必須滿足的三種守恒關(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OH濃度相等（不要求記?。?/p>

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0.01g的電解質(zhì)稱難溶電解質(zhì)。

-5+（2）反應(yīng)后離子濃度降至1x10以下的反應(yīng)為完全反應(yīng)。如酸堿中和時(shí)C（H）降至

-7-510mol/L<10mol/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(yuǎn)低

-5于lOmol/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(zhì)：CaS04>Ca（0H）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

+2-注意在沉淀后用（s）標(biāo)明狀態(tài)，并用“如：Ag2S（s）2Ag（aq）+S（aq）

3、沉淀生成的三種主要方式

（1）加沉淀劑法：Ksp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MgC12溶液中FeC13。

(3)氧化還原沉淀法：

(4)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：AgNOAgCl(白色沉淀(黃色)2s(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)。n+m-2、表達(dá)式：AmBn(s)mA(aq)+nB(aq)

n+mm-nKSP=[c(A)]*[c(B)]

3、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

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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

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

2、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——正極

(較活潑金屬)

十正極：還原反應(yīng)：2H+2e=H2T(較不活潑金屬)

+2+總反應(yīng)式：Zn+2H=Zn+H2T

5、正、負(fù)極的判斷：

(1)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。

(2)從電子的流動(dòng)方向負(fù)極流入正極

(3)從電流方向正極流入負(fù)極

(4)根據(jù)電解質(zhì)溶液陽離子流向正極，陰離子流向負(fù)極

(5)根據(jù)實(shí)驗(yàn)現(xiàn)象①一溶解的一極為負(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，又叫充電電

池或蓄電池。

2、電極反應(yīng)：鉛蓄電池（見教材）

3、目前己開發(fā)出新型蓄電池：銀鋅電池、鎘銀電池、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(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(fù)極，介質(zhì)分

為酸性、堿性和中性。

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當(dāng)電解質(zhì)溶液呈酸性時(shí)：

++負(fù)極：2H2—正極：。2+

當(dāng)電解質(zhì)溶液呈堿性時(shí)：

負(fù)極：2H2+-=4H2O正極：O2+2H2O+=

另一種燃料電池是用金屬粕片插入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——8e=+7H2O；

正極：4H2O+2O2+8e=8OH?

電池總反應(yīng)式為：CH4+2O2+2KOH=K2CO3+3H2O

3、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）通過電解質(zhì)溶液而在陰陽兩極引起氧化還原反應(yīng)（一般

為被動(dòng)的不是自發(fā)的）的過程

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(fù)極相連的電極，發(fā)生還原反應(yīng)

6、電解CuC12溶液的電極反應(yīng)：

-2+陽極：2cL2e-=C12（氧化）陰極：Cu+2e-=Cu（還原）

總反應(yīng)式：CuC12=Cu+C12T

7、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

+2+3+2++2+2+2+2++3+2++2++Ag>Hg>Fe>Cu>H（指酸電離

的）>Pb>Sn>Fe>Zn>（H）（水電離）Al>Mg>Na>Ca>K陰離子的

放電順序

2--2-2-是惰性電極時(shí)：S>I≷Br≷Cl>0H>S04（等含氧酸根離

子）>F（注：S03>0H）

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(jìn)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)水溶液電解產(chǎn)物的規(guī)律（思考PH變化，加入什么物質(zhì)能恢復(fù)原狀？）

（1）分解電解質(zhì)型HC1、CuC12無氧酸，不活潑金屬的無氧酸鹽

（2）放H2生成堿型NaCl活潑金屬的無氧酸鹽

II

（3）放氧生酸型CuS04、AgN03不活潑金屬的含氧酸鹽

（4）電解水型NaOH、H2SO4、H2s04含氧酸，強(qiáng)堿，活潑金屬含氧酸鹽

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：

—n+陽極：鍍層金屬，失去電子，成為離子進(jìn)入溶液M—ne==M

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

n+—面M+ne==M

電解質(zhì)溶液：含有鍍層金屬離子的溶液做電鍍液

-2+-鍍銅反應(yīng)原理陽極（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：銅的精煉

陽極：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：NaCl==Na+Cl

+—通直流電后：陽極：2Na+2e==2Na

——陰極：2c1—2e=C12T

☆規(guī)律總結(jié)：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(gè)條件。①有活潑性不同的兩個(gè)電極；②兩

極用導(dǎo)線互相連接成直接插入連通的電解質(zhì)溶液里;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