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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
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☆☆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
9
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。
10
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
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