高中化学选修4知识点总结(详细版)-高中化学选修4知识点总结 13页

1 化学选修 4 化学反应与原理 第一章 化学反应与能量 一、焓变 反应热 1 ．反应热：化学反应过程中所放出或吸收的热量，任何化学反应都有反应热，因为任何化学反应都会 存在热量变化，即要么吸热要么放热。反应热可以分为（燃烧热、中和热、溶解热） 2 ．焓变 (ΔH)的意义：在恒压条件下进行的化学反应的热效应 .符号： △H.单位： kJ/mol ，即：恒压 下：焓变 =反应热，都可用 ΔH表示，单位都是 kJ/mol 。 3.产生原因：化学键断裂——吸热 化学键形成——放热 放出热量的化学反应。 (放热 >吸热 ) △H 为“ -”或△ H <0 吸收热量的化学反应。（吸热 >放热）△ H 为“+”或△ H >0 也可以利用计算△ H来判断是吸热还是放热。△ H=生成物所具有的总能量 -反应物所具有的总能量 =反应 物的总键能 (E 断 )- 生成物的总键能（ E成） ☆ 常见的放热反应：① 所有的燃烧反应② 所有的酸碱中和反应③ 大多数的化合反应（特殊： C＋ CO2 △ 2CO是吸热反应）④ 金属与水或酸的反应⑤ 生石灰（氧化钙）和水反应⑥铝热反应等 ☆ 常见的吸热反应：① 晶体 Ba(OH)2· 8H2O 与 NH4Cl② 大多数的分解反应③ 水解反应 ④C＋CO2 △ 2CO 是吸热反应） ☆区分是现象（物理变化）还是反应（生成新物质是化学变化） ，一般铵盐溶解是吸热现象，别的物质溶于水 是放热。 注意：放热反应不一定需要加热，吸热反应也不一定都需要加热。 4.能量与键能的关系：物质具有的能量越低，物质越稳定，能量和键能成反比。 5.同种物质不同状态时所具有的能量：气态 >液态 >固态 6.常温是指 25℃， 101KPa.标况是指 0℃ ,101Pa. 7.比较△ H时必须连同符号一起比较。 二、热化学方程式 书写化学方程式注意要点 : ①热化学方程式必须标出能量变化，即反应热△ H，△ H对应的正负号都不能省。 ②热化学方程式中必须标明反应物和生成物的聚集状态（ s,l, g 分别表示固态，液态，气态，水溶液中 溶质用 aq表示） ③热化学反应方程式不标条件，除非题中特别指出反应时的温度和压强。 ④热化学方程式中的化学计量数表示物质的量，不表示个数和体积，可以是整数，也可以是分数 ⑤各物质系数加倍，△ H加倍，即：△ H和计量数成比例；反应逆向进行，△ H改变符号，数值不变。 6. 表示意义：物质的量—物质—状态—吸收或放出 *热量。 三、中和热 1．概念：在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应而生成 1mol H 2O，这时的反应热叫中和热。 2．强酸与强碱的中和反应其实质是 H + 和 OH - 反应，其热化学方程式为： H+(aq) +OH -(aq) =H 2O(l) ΔH=－57.3kJ/mol 3．弱酸或弱碱电离要吸收热量， 所以它们参加中和反应时的中和热小于 57.3kJ/mol 。 4．中和热的测定实验：看课本装置图 （ 1）①装置（如图） ②计算公式 ΔH＝－ m碱＋m酸 ·c·t2－ t1 n kJ·mol －1 t1——起始温度， t2——终止温度， n——生成水的物质的量。 （ 2）注意事项 ①泡沫塑料板、碎泡沫塑料 (或纸条 )及环形玻璃搅拌棒的作用是保温隔 热，减少实验过程中的热量损失。 ②为保证酸完全中和，采取的措施是使碱稍过量。（如果酸和碱的物质的量相同，中和热会偏小），一般 中和热为 57.3kJ/mol 。 （ 3）若用弱酸或弱碱做实验，放出的热量会偏小，中和热会偏小。 （ 4）若用浓溶液做实验，放出的热量会偏大，中和热会偏大。 2 (5) 在试验中，增大酸和碱的用量，放出的热量会增多但中和热保持不变。 四、燃烧热、能源 1．概念： 101 kPa 时， 1 mol 纯物质完全燃烧生成稳定的氧化物（二氧化碳、二氧化硫、液态水 H2O）时 所放出的热量。燃烧热的单位用 kJ/mol 表示。 ※注意以下几点： ①研究条件： 101 kPa ②反应程度：完全燃烧，产物是稳定的氧化物。 ③燃烧物的物质的量： 1 mol ④研究内容：放出的热量。（ ΔH<0，单位 kJ/mol ） 2. 燃烧热和中和热的表示方法都是有 ΔH时才有负号。 3. 石墨和金刚石的燃烧热不同。不同的物质燃烧热不同。 4. 能源 形成条件 利用历史 性质 一次能源 常规能源 可再生资源 水能、风能、生物质能 不可再生资源 煤、石油、天然气等化石能源 新能源 可再生资源 太阳能、风能、地热能、潮汐能、氢能、沼气 不可再生资源 核能 二次能源 （一次能源经过加工、转化得到的能源称为二次能源） 水煤气、电能（水电、火电、核电） 、蒸汽、工业余热、酒精、汽油、焦炭等 五、盖斯定律 1．内容：化学反应的反应热只与反应的始态（各反应物）和终态（各生成物）有关，而与具体反应进行的 途径无关，如果一个反应可以分几步进行，则各分步反应的反应热之和与该反应一步完成的反应热是相同的。 如图表示始态到终态的反应热。 则 ΔH＝ΔH1＋ΔH 2＝ΔH 3＋ΔH 4＋ΔH 5。 方法：目标方程式与已知方程一般同向相加， 反向相减， 再把系数化成一致即可。 第二章 化学反应速率和化学平衡 一、化学反应速率 1. 化学反应速率（ v） ⑴ 定义：用来 衡量化学反应的快慢，单位时间内反应物或生成物的物质的量的变化 ⑵ 表示方法： 单位时间内反应浓度的减少或生成物浓度的增加来表示 表示化学反应速率的注意事项 a 在同一化学反应中，选用不同物质表示化学反应速率，其数值可能相同也可能不相同，但它们表示的意义 却是完全相同的。因此，表示化学反应速率时，必须指明用哪种物质作标准。 b 由于在反应中纯液体和固体的浓度是恒定不变的， 因此对于有纯液体或固体参加的反应一般不用纯液体或 固体来表示化学反应速率。 c在同一个化学反应中，无论选用反应物还是生成物来表示化学反应速率，其值均为正值。 d 化学反应速率通常是指某一段时间内的平均反应速率，而不是瞬时反应速率。 (3)化学反应速率的计算方法 ①利用反应速率的定义式 v＝Δc Δt ＝ Δn VΔt 。（υ：平均速率，Δ c：浓度变化，Δ t ：时间）单位： mol/ （ L·s） ②用不同的物质表示同一时间的反应速率时，其数值可能不同，但表达的意义相同，各物质的反应速率之 比等于化学计量数之比。对于反应 mA(g)＋nB(g)===pC(g)＋qD(g)来说， v A m ＝ v B n ＝ v C p ＝ v D q ，即 v A∶ vB∶ v C∶v D＝m∶n∶ p∶q。 (4)利用“三段式”计算格式进行计算： ①写出化学方程式。 ②根据题意，依次列出各反应物和生成物的起始浓度 (或物质的量，下同 )、浓度的变化量及一段时间后的浓 度，未知量可设未知数表示，即“三段式” 。 ③根据起始浓度与一段时间后的浓度的差等于浓度的变化量及变化量之比等于对应物质的化学计量数之 3 比，列出关系式计算。 计算中注意以下量的关系： ①对反应物： c(起始 )－c(转化 )＝c(某时刻 )； ②对生成物： c(起始 )＋c(转化 )＝c(某时刻 )； ③转化率＝ c 转化 c 起始 ×100%。 2. 影响化学反应速率因素： （1） 决定因素（内因） ：反应物的性质（ 决定因素 ） （2）外因 (可控因素） ①温度：升高温度，增大速率 （提高了反应物分子的能量，使活化分子百分数增大来增大反应速率。 ） ②催化剂：一般加快反应速率（正催化剂） （降低反应活化能， 使活化分子百分数增大来增大反应速率。 ） ③浓度：（固体和纯液体除外） 增加反应物的浓度，增大速率（ 通过使单位体积内分子总数增大来增大反 应速率 ） ④压强：（方程式中必须要有气体）增大压强，增大速率（ 通过同等比例增加物质浓度，使单位体积内分 子总数增大来增大反应速率 ） ⑤其它因素：如光（射线） 、固体的表面积（颗粒大小） 、反应物的状态（溶剂） 、原电池等也会改变化学 反应速率。 ※注意：（1）、参加反应的物质为固体和液体，由于压强的变化对浓度几乎无影响，可以认为反应速率不变。 （2）、惰性气体对于速率的影响 ①恒温恒容时：充入本体系气体，反应速率增大；充入惰性气体→反应速率不变 ②恒温恒压时：充入惰性气体→反应速率减小 二、化学平衡 （一） 1.定义： 化学平衡状态：一定条件下，当一个可逆反应进行到正逆反应速率相等时，各组成成分浓度不再改变，达到表 面上静止的一种 “平衡”，这就是这个反应所能达到的限度即化学平衡状态。 2、化学平衡的特征 逆（研究前提是可逆反应） 等（同一物质的正逆反应速率相等） 动（动态平衡） 定（各物质的浓度与质量分数恒定） 变（条件改变，平衡发生变化） 3、判断平衡的依据 ① V A（正方向） ＝VA（逆方向）或 nA（消耗） ＝nA（生成）（不同方向同一物质比较） ②各组分浓度保持不变或百分含量不变 ③总结：可变量不变时反应达平衡，不变量不能判断达平衡 （二）影响化学平衡移动的因素 1、浓度对化学平衡移动的影响（ 1）影响规律：在其他条件不变的情况下，增大反应物的浓度或减少生成物的 浓度，都可以使平衡向正方向移动；增大生成物的浓度或减小反应物的浓度，都可以使平衡向逆方向移动 （2）增加固体或纯液体的量，由于浓度不变，所以平衡不移动 2、温度对化学平衡移动的影响 影响规律：在其他条件不变的情况下，温度升高会使化学平衡向着吸热反应方向移动，温度降低会使化学平衡 向着放热反应方向移动。 3、压强对化学平衡移动的影响 影响规律：其他条件不变时，增大压强，会使平衡向着体积缩小方向移动；减小压强，会使平衡向着体积增大 4 方向移动。 注意：（1）改变压强不能使无气态物质存在的化学平衡发生移动 （2）气体减压或增压与溶液稀释或浓缩的化学平衡移动规律相似 4.催化剂对化学平衡的影响： 由于使用催化剂对正反应速率和逆反应速率影响的程度是等同的， 所以平衡不移动。 但是使用催化剂可以影响可逆反应达到平衡所需的时间。 5.勒夏特列原理（平衡移动原理） ：如果改变影响平衡的条件之一（如温度，压强，浓度） ，平衡向着能够减弱这 种改变的方向移动。 三、化学平衡常数 （一）定义：在一定温度下，当一个反应达到化学平衡时，生成物浓度幂之积与反应物浓度幂之积的比值是一 个常数比值。 符号： K （二）使用化学平衡常数 K应注意的问题： 1、表达式中各物质的浓度是平衡时的浓度。 2、K只与温度（ T）有关，与反应物或生成物的浓度无关。 3、反应物或生产物中有固体或纯液体存在时，由于其浓度是固定不变的，可以看做是 “ 1”而不代入公式。 4、稀溶液中进行的反应，如有水参加，水的浓度不必写在平衡关系式中。 （三）化学平衡常数 K的应用 : 1、化学平衡常数值的大小是可逆反应进行程度的标志。 K值越大，说明平衡时生成物的浓度越大，它的正向反 应进行的程度越大，即该反应进行得越完全，反应物转化率越高。反之，则相反。 一般地， K>105时，该反 应就进行得基本完全了。 2、可以利用 K值做标准，判断正在进行的可逆反应是否平衡及不平衡时向何方进行建立平衡。 （Q：浓度积） Q_〈 __K:反应向正反应方向进行 ;Q__=_K:反应处于平衡状态 ;Q_〉__K:反应向逆反应方向进行 3、利用 K值可判断反应的热效应 若温度升高， K值增大，则正反应为 __吸热 ___反应 若温度升高， K值减小，则正反应为 __放热 ___反应 ＊四、等效平衡 1、概念：在一定条件下（定温、定容或定温、定压） ，只是起始加入情况不同的同一可逆反应达到平衡后，任 何相同组分的百分含量均相同，这样的化学平衡互称为等效平衡。 2、分类 （1）定温，定容条件下的等效平衡 第一类：对于反应前后气体分子数改变的可逆反应：必须要保证化学计量数之比与原来相同；同时必须保证平 衡式左右两边同一边的物质的量与原来相同。 第二类：对于反应前后气体分子数不变的可逆反应：只要反应物的物质的量的比例与原来相同即可视为二者等 效。 （2）定温，定压的等效平衡 只要保证可逆反应化学计量数之比相同即可视为等效平衡。 五、化学反应进行的方向 1、反应熵变与反应方向： （1）熵 :物质的一个状态函数，用来描述体系的混乱度，符号为 S. 单位： J?mol-1?K-1 (2)体系趋向于有序转变为无序，导致体系的熵增加，这叫做熵增加原理，也是反应方向判断的依据。 . （3）同一物质，在气态时熵值最大，液态时次之，固态时最小。即 S(g)〉S(l)〉S(s) （4）方程式中气体计量数增大的方向就是熵增的方向 。 2、反应方向判断依据 在温度、压强一定的条件下，化学反应的判读依据为： ΔG=ΔH-TΔS〈0 反应能自发进行； ΔG=ΔH-TΔS=0 反应达到平衡状态； ΔG=ΔH-TΔS〉0 反应不能自发进行 注意：（1）ΔH为负， ΔS为正时，任何温度反应都能自发进行 （2）ΔH为正，ΔS为负时， 任何温度反应都不能自发进行 六、有关正、逆反应速率和化学平衡的图像 （1）化学平衡种常见的几种图像 ①v-t 图：既能表示反应速率变化，又能表示平衡移动的速率 -时间 图像。如图所示的 A、B、C所示： A 图： t=0 时，V 正>V 逆=0，表示反应由正反应开始； t=t1时， V 正’>V 逆’= V 逆,表明改变条件的瞬间， V 正变大， V 逆 5 不变，是加入了一种反应物； t>t1时， V 正’>V 逆’，表明平衡向正反应方向移动，随后又达到新的平衡。 B 图： a.反映由正反应开始。 b. V 正、V 逆在改变条件时同时增大。 c.平衡向逆反应方向移动了。 C 图： a.反映由 正反应开始。 b. V 正、V 逆在改变条件时同时倍数增大。 c.平衡未移动。 ② 转化率 -时间图，如图 A、B所示 A图：先出现拐点的先达平衡，即 “先拐先平 ”，说明 T2>T1 B图：同理说明 P1>P2 （先拐先平数值大） ③ 物质的含量 -压强 -温度图，如图所示中 A、B 对于上述图形，采用 “定一议二 ”法，先确定一 个量不变，讨论另外两个量的关系。 第三章 水溶液中的离子平衡 一、弱电解质的电离 1、定义：电解质： 在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物 ,叫电解质 。 非电解质 ： 在水溶液中或熔化状态下都不能导电的化合物 。 强电解质 ： 在水溶液里全部电离成离子的电解质 。 弱电解质： 在水溶液里只有一部分分子电离成离子的电解质 。 2、电解质与非电解质本质区别： 电解质——离子化合物或共价化合物 非电解质——共价化合物 注意：①电解质、非电解质都是化合物 ②SO2、NH3、CO2等属于非电解质 ③强电解质不等于易溶于水的化合物（如 BaSO4不溶于水，但溶于水的 BaSO4全部电离，故 BaSO4 为强电解质）——电解质的强弱与导电性、溶解性无关。 3、电离平衡：在一定的条件下，当电解质分子电离成 离子的速率 和离子结合成 分子的速率 时，电离 过程就达到了 平衡状态 ，这叫电离平衡。 4、影响电离平衡的因素： A、温度：电离一般吸热，升温有利于电离。 B、浓度：浓度越大，电离程度 越小 ；溶液稀释时，电离平衡向着电离的方向移动。 C、同离子效应：在 弱电解质溶液里加入与弱电解质具有相同离子的电解质，会 减弱 电离。 D、其他外加试剂：加入能与弱电解质 的电离产生的某种离子反应的物质时，有利于电离。 9、电离方程式的书写：用可逆符号 弱酸的电离要分布写（第一步为主） 10、电离常数：在一定条件下，弱电解质在达到电离平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度的乘积，跟溶 液中未电离的分子浓度的比是一个常数。叫做电离平衡常数， （一般用 Ka表示酸， Kb表示碱。 ） 表示方法： AB A++B- K=C[ A+] C [ B-] /C [AB] 11、影响因素： a、电离常数的大小主要由物质的本性决定。 b、电离常数受温度变化影响，不受浓度变化影响，在室温下一般变化不大。 C 、 同 一 温 度 下 ， 不 同 弱 酸 ， 电 离 常 数 越 大 ， 其 电 离 程 度 越 大 ， 酸 性 越 强 。 如 ： H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO 二、水的电离和溶液的酸碱性 1、水电离平衡： : 水的离子积： KW = c[H+]·c[OH-] 25℃时 , [H+]=[OH-] =10-7 mol/L ; KW = [H+]· [OH-] = 1×10-14 注意： KW只与温度有关，温度一定，则 KW值一定 KW不仅适用于纯水，适用于任何溶液（酸、碱、盐） 2、水电离特点： （1）可逆 （2）吸热 （3）极弱 3、影响水电离平衡的外界因素： 物质 单质 化合物 电解质 非电解质： 非金属氧化物，大部分有机物 。如 SO3、CO2、C6H12O6、CCl4、CH2=CH2⋯⋯ 强电解质： 强酸，强碱，大多数盐 。如 HCl、NaOH、NaCl、BaSO4 弱电解质： 弱酸，弱碱，极少数盐， 水 。如 HClO、NH3·H2O、Cu(OH)2、H2O⋯⋯ 混和物 纯净物 6 ①酸、碱 ：抑制水的电离 KW〈1×10-14 ②温度：促进水的电离（水的电离是 吸 热的） ③易水解的盐：促进水的电离 KW 〉 1× 10-14 4、溶液的酸碱性和 pH： （1）pH=-lgc[H+] （2）pH的测定方法： 酸碱指示剂—— 甲基橙 、 石蕊 、 酚酞 。 变色范围：甲基橙 3.1~4.4（橙色） 石蕊 5.0~8.0（紫色） 酚酞 8.2~10.0（浅红色） pH 试纸 —操作 玻璃棒蘸取未知液体在试纸上，然后与标准比色卡对比即可 。 注意：①事先不能用水湿润 PH试纸；②广泛 pH试纸只能读取整数值或范围 三 、混合液的 pH值计算方法公式 1、强酸与强酸的混合： （先求 C[H+]混：将两种酸中的 H+离子物质的量相加除以总体积，再求其它） C[H+]混 = （C[H+]1V1+C[H+]2V2） /（V1+V2） 2、强碱与强碱的混合： （先求 C[OH-]混：将两种酸中的 OH-离子物质的量相加除以总体积，再求其它） C[OH-]混 ＝（ C[OH-]1V1+C[OH-] 2V2） /（V1+V2） (注意 :不能直接计算 C[H+]混 ) 3、强酸与强碱的混合： （先据 H+ + OH- ==H2O 计算余下的 H+或 OH-，①H+有余，则用余下的 H+数除以溶液总体积 求 C[H+]混；OH-有余，则用余下的 OH-数除以溶液总体积求 C[OH-]混，再求其它） 四、稀释过程溶液 pH值的变化规律： 1、强酸溶液：稀释 10n倍时， pH稀 = pH原+ n （但始终不能大于或等于 7） 2、弱酸溶液：稀释 10 n 倍时， pH稀〈 pH 原+n （但始终不能大于或等于 7） 3、强碱溶液：稀释 10n倍时， pH稀 = pH原－ n （但始终不能小于或等于 7） 4、弱碱溶液：稀释 10 n 倍时， pH稀 〉 pH 原－ n （但始终不能小于或等于 7） 5、不论任何溶液，稀释时 pH均是向 7 靠近（即向中性靠近） ；任何溶液无限稀释后 pH均接近 7 6、稀释时，弱酸、弱碱和水解的盐溶液的 pH变化得慢，强酸、强碱变化得快。 五、强酸（ pH1）强碱（ pH2）混和计算规律 w.w.w.k.s.5.u.c.o.m 1、若等体积混合 pH1+pH2=14 则溶液显中性 pH=7 pH1+pH2≥15 则溶液显碱性 pH=pH2-0.3 pH1+pH2≤13 则溶液显酸性 pH=pH1+0.3 2、若混合后显中性 pH1+pH2=14 V酸： V碱=1： 1 pH1+pH2≠14 V 酸：V碱 =1：10 〔14- （pH1+pH2）〕 六、酸碱中和滴定： 1、中和滴定的原理 实质： H++OH — =H2O 即酸能提供的 H+和碱能提供的 OH-物质的量相等。 2、中和滴定的操作过程： （1）仪②滴定管的刻度， O刻度在 上 ，往下刻度标数越来越大，全部容积 大于 它的最大刻度值，因为 下端有一部分没有刻度。滴定时，所用溶液不得超过最低刻度，不得一次滴定使用两滴定管酸（或碱） ，也不得 中途向滴定管中添加。②滴定管可以读到小数点后 一位 。 （2）药品：标准液；待测液；指示剂。 （3）准备过程： 准备：检漏、洗涤、润洗、装液、赶气泡、调液面。 （洗涤：用洗液洗→检漏：滴定管是否漏水→用水洗→用标 准液洗（或待测液洗）→装溶液→排气泡→调液面→记数据 V(始 ) （4）试验过程 3、酸碱中和滴定的误差分析 误差分析：利用 n酸 c酸 V 酸=n碱 c碱 V碱进行分析 式中： n——酸或碱中氢原子或氢氧根离子数； c——酸或碱的物质的量浓度； V——酸或碱溶液的体积。当用酸去滴定碱确定碱的浓度时，则： c碱= Vn Vcn 上述公式在求算浓度时很方便，而在分析误差时起主要作用的是分子上的 V 酸的变化，因为在滴定过程中 c 酸 为标准酸，其数值在理论上是不变的，若稀释了虽实际值变小，但体现的却是 V 酸的增大，导致 c 酸偏高； V 7 碱同样也是一个定值，它是用标准的量器量好后注入锥形瓶中的，当在实际操作中碱液外溅，其实际值减小， 但引起变化的却是标准酸用量的减少，即 V 酸减小，则 c 碱降低了；对于观察中出现的误差亦同样如此。综上 所述，当用标准酸来测定碱的浓度时， c碱的误差与 V酸的变化成正比，即当 V酸的实测值大于理论值时， c碱 偏高，反之偏低。 同理，用标准碱来滴定未知浓度的酸时亦然。 七、盐类的水解（只有可溶于水的盐才水解） 1、盐类水解：在水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的 H+或 OH-结合生成弱电解质的反应。 2、水解的实质： 水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的 H+或 OH-结合 ,破坏水的电离，是平衡向右移动， 促进水的电离。 3、盐类水解规律： ①有 弱 才水解，无弱不水解，越弱越水解；谁 强显谁性，两弱都水解，同强显中性。 ②多元弱酸根，浓度相同时正酸根比酸式酸根水解程度大，碱性更强。 (如 :Na2CO3 ＞NaHCO3) 4、盐类水解的特点： （ 1）可逆（与中和反应互逆） （2）程度小 （3）吸热 5、影响盐类水解的外界因素： ①温度：温度越 高 水解程度越大 （水解吸热，越热越水解） ②浓度：浓度越小，水解程度越 大 （越稀越水解） ③酸碱：促进或抑制盐的水解（ H+促进 阴离子 水解而 抑制 阳离子水解； OH -促进阳离子水解而抑制阴 离子水解） 6、酸式盐溶液的酸碱性： ①只电离不水解：如 HSO4 - 显 酸 性 ②电离程度＞水解程度，显 酸 性 （如 : HSO3 - 、H2PO4 -） ③水解程度＞电离程度，显 碱 性 （如： HCO3 - 、HS - 、HPO4 2- ） 7、电离、水解方程式的书写原则 1、多元弱酸（多元弱酸盐）的电离（水解）的书写原则：分步书写 注意：不管是水解还是电离，都决定于第一步，第二步一般相当微弱。 2、多元弱碱（多元弱碱盐）的电离（水解）书写原则：一步书写 3.双水解反应： （1）构成盐的阴阳离子均能发生水解的反应。双水解反应相互促进，水解程度较大，有的甚至水解完全。使 得平衡向右移。 （2）常见的双水解反应完全的为： Fe3+、Al3+与 AlO2 -、CO3 2-(HCO3 -)、S2-(HS-)、SO3 2-(HSO3 -)；S2-与 NH4 +；CO3 2-(HCO3 -) 与 NH4 +其特点是相互水解成沉淀或气体。双水解完全的离子方程式配平依据是两边电荷平衡，如： 2Al3+ + 3S2- + 6H2O == 2Al(OH)3↓ + 3H2S↑ 8、盐类水解的应用： 水解的应用 实例 原理 1、净水 明矾净水 Al 3++3H2O Al(OH) 3(胶体 )+3H+ 2、去油污 用热碱水冼油污物品 CO3 2-+H2O HCO 3 -+OH- 3、药品的保存 ①配制 FeCl 3 溶液时常加 入少量盐酸 Fe3++3H2O Fe(OH) 3+3H+ ②配制 Na2CO3 溶液时常加 入少量 NaOH CO3 2-+H2O HCO 3 -+OH- 4、制备无水盐 由 MgCl2·6H2O制无水 MgCl2 在 HCl 气流中加热 若不然，则： MgCl2·6H2O Mg(OH) 2+2HCl+4H2O Mg(OH)2 MgO+H 2O 5、泡沫灭火器 用 Al 2(SO4) 3与 NaHCO3溶液 混合 Al 3++3HCO3 - =Al(OH) 3↓+3CO2↑ 6、比较盐溶液中 离子浓度的大小 比较 NH4Cl 溶液中离子浓 度的大小 NH4 ++H2O NH 3·H2O+H+ c(Cl -)>c(NH 4 +)>c(H +)>c(OH - ) 9、水解平衡常数 （Kh） △ △ △ 8 对于强碱弱酸盐： Kh =Kw/Ka(Kw为该温度下水的离子积， Ka该弱酸根形成的弱酸的电离平衡常数 ) 对于强酸弱碱盐： Kh =Kw/Kb（Kw为该温度下水的离子积， Kb该弱碱根形成的弱碱的电离平衡常数 ） 八、溶液中微粒浓度的大小比较 1)．电离平衡 →建立电离过程是微弱的意识 弱电解质 (弱酸、弱碱、水 )的电离是微弱的，且水的电离能力远远小于弱酸和弱碱的电离能力。如在稀醋 酸溶液中： CH 3COOH CH 3COO － ＋H＋ ，H 2O OH － ＋H＋ ，在溶液中微粒浓度由大到小的顺序： c(CH 3COOH)> c(H ＋ )>c(CH 3COO － )>c(OH － )。 2)．水解平衡 →建立水解过程是微弱的意识 弱酸根离子或弱碱根离子的水解是微弱的，但水的电离程度远远小于盐的水解程度。如稀的 CH 3COONa 溶液中， CH 3COONa===CH 3COO － ＋Na＋，CH 3COO － ＋H 2O CH 3COOH ＋OH － ， H 2O H ＋ ＋OH － ， 所以 CH 3COONa 溶液中， c(Na ＋ )>c(CH 3COO － )> c(OH － )>c(CH 3COOH)> c(H ＋ )。 3)三个守恒 (1)电荷守恒 电荷守恒是指溶液呈电中性，即溶液中所有阳离子的电荷总浓度等于所有阴离子的电荷总浓度． 如 Na2CO3溶液中： (2)物料守恒 物料守恒即原子守恒，指变化前后元素原子个数守恒． 如： 0.1 mol/L 的 Na2CO3溶液中 ：mol/L(3)质子守恒 mol/L 质子守恒指溶液中质子发生转移时，质子数不发生变化 (即水电离出的 H+ 与 OH- 守恒 )． 九、难溶电解质的溶解平衡 1、难溶电解质的溶解平衡的一些常见知识 （1）溶解度 小于 0.01g 的电解质称难溶电解质。 （2）反应后离子浓度降至 1×10 -5以下的反应为完全反应。如酸碱中和时 [H+]降至 10-7mol/L<10 -5mol/L，故为完 全反应，用“ =”，常见的难溶物在水中的离子浓度均远低于 10-5mol/L，故均用“ =”。 （3）难溶并非不溶，任何难溶物在水中均存在溶解平衡。 （4）掌握三种微溶物质： CaSO4、Ca(OH)2、Ag2SO4 （5）溶解平衡常为吸热，但 Ca(OH)2为放热，升温其溶解度减少。 （6）溶解平衡存在的前提是：必须存在沉淀，否则不存在平衡。 2、溶解平衡方程式的书写 注意在沉淀后用 (s)标明状态，并用“ ”。如： Ag2S(s) 2Ag+(aq）+ S2-(aq) 3、沉淀生成的三种主要方式 （1）加沉淀剂法： Ksp越小（即沉淀越难溶） ，沉淀越完全；沉淀剂过量能使沉淀更完全。 （2）调 pH值除某些易水解的金属阳离子：如加 MgO 除去 MgCl2溶液中 FeCl3。 （3）氧化还原沉淀法： （4）同离子效应法 4、沉淀的溶解： 沉淀的溶解就是使溶解平衡正向移动。常采用的方法有：①酸碱；②氧化还原；③ 沉淀转化 。 5、沉淀的转化： 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（淡黄色） AgI （黄色） Ag2S（黑色） 6、溶度积（ KSP） 1、定义：在一定条件下，难溶电解质电解质溶解成离子的速率等于离子重新结合成沉淀的速率，溶液中各离子 的浓度保持不变的状态。 2、表达式： AmBn(s) mAn+(aq)+nBm-(aq) KSP= [c(An+)]m ?[c(Bm-)]n 3、影响因素： 外因：①浓度：加水，平衡向溶解方向移动。 ②温度：升温，多数平衡向溶解方向移动。 4、溶度积规则 QC（离子积） 〉KSP 有沉淀析出； QC = KSP 平衡状态 QC 〈 KSP 未饱和，继续溶解 9 可充电电池 原电池 一、原电池的工作原理 装置特点：化学能转化为电能。 ①、两个活泼性不同的电极； 原 形成条件： ②、电解质溶液（一般与活泼性强的电极发生氧化还原反应） ； 电 ③、形成闭合回路（或在溶液中接触）并能自发进行氧化还原反应。 池 负极：用还原性较强的物质作负极，负极向外电路提供电子；发生氧化反应 .(阴离子向负极移动 ) 原 基本概念： 正极：用氧化性较强的物质正极，正极从外电路得到电子，发生还原反应。 （阳离子向正极移动） 理 电极反应方程式：电极反应、总反应。 氧化反应 负极 铜锌原电池 正极 还原反应 反应原理 Zn-2e- =Zn 2+ 2H + +2e - =2H2↑ 电解质溶液 二、常见的电池种类 电极反应： 负极（锌筒） Zn-2e - =Zn 2+ 正极（石墨） 2NH4 ++2e-=2NH3+H2↑ ① 普通锌 ——锰干电池 总反应： Zn+2NH4 +=Zn2++2NH3+H2↑ 干电池： 电解质溶液：糊状的 NH4Cl 特点：电量小，放电过程易发生气涨和溶液 ② 碱性锌 ——锰干电池 电极反应： 负极（锌筒） Zn-2e- +2OH- =Zn(OH)2 正极（石墨） 2e- +2H2O +2MnO2= 2OH-＋2MnOOH ( 氢氧化氧锰 ) 总反应： 2 H2O+Zn+2MnO2= Zn(OH)2＋2MnOOH 电极：负极由锌改锌粉（反应面积增大，放电电流增加） ；使用寿命提高 电解液：由中性变为碱性（离子导电性好） 。 正极（ PbO2） PbO2+SO4 2-+4H++2e-=PbSO4+2H2O 负极（ Pb） Pb+SO4 2--2e -=PbSO4 铅蓄电池 总反应： PbO2+Pb+2H2SO4 2PbSO4+2H2O 电解液： 1.25g/cm 3~1.28g/cm 3的 H2SO4 溶液 蓄电池 特点：电压稳定 , 废弃电池污染环境 Ⅰ、镍 ——镉（Ni——Cd）可充电电池； 负极材料： Cd；正极材料：涂有 NiO2，电解质： KOH溶液 其它 NiO2+Cd+2H2O Ni(OH)2+ Cd(OH)2 Ⅱ、银锌蓄电池 正极壳填充 Ag2O和石墨，负极盖填充锌汞合金，电解质溶液 KOH。 反应式为 Zn+Ag2O+H2O 2Ag+Zn(OH)2 锂亚硫酰氯电池 (Li-SOCl2)：8Li+3SOCl2 6LiCl+Li2SO3+2S 锂电池 用途：质轻、高能 (比能量高 )、高工作效率、高稳定电压、工作温度宽、高使用寿命， 广泛应用于军事和航空领域。 ①、燃料电池与普通电池的区别 不是把还原剂、氧化剂物质全部贮藏在电池内，而是工作时不断从外界输入，同时 燃 料 电极反应产物不断排出电池。 电 池 ②、原料：除氢气和氧气外，也可以是 CH4、煤气、燃料、空气、氯气等氧化剂。 溶 解 不 断 放电 充电 10 ③、氢氧燃料电池：总反应： O2 +2H2 =2H2O 特点：转化率高，持续使用，无污染。 2.氢氧燃料电池反应汇总： 介质 电池反应 2H2 +Ｏ２ = 2H2O 酸性 负极 2H2 - 4e- = 4H+ 正极 O2 + 4H+ + 4e-= 4H2O 碱性 负极 2H2 +4OH-- 4e- = 4H2O 正极 O2 + 2H2O + 4e-= 4OH- 3.甲烷新型燃料电池 以两根金属铂片插入 KOH溶液中作电极，又在两极上分别通入甲烷和氧气。 电极反应为： 负极： CH4+ 10OH --8e -= CO32- + 7H2O 正极： 2O2+ 4H2O +8e-= 8OH - 电池总反应： CH4+ 2O2 + 2KOH = K2CO3 + 3 H2O 4.正极 O2放电的电极方程式写法总结： A酸性介质： O2+4e － +4H + ==2H2O B碱性或中性介质： O2+4e—+2H2O ==4OH － C固体氧化物熔融传导 O2—：O2+4e － ==2O2－ D熔融碳酸盐： O2+4e—+2CO2==2CO3 2—（O2—与 CO2反应） 三、原电池的主要应用： 1.利用原电池原理设计新型化学电池； 2.改变化学反应速率，如实验室用粗锌与硫酸反应制取氢气； 3.进行金属活动性强弱比较； 4.电化学保护法，即将金属作为原电池的正极而受到保护。如在铁器表面镀 锌。 5.解释某些化学现象 四、金属的腐蚀与防护 腐蚀概念：金属或合金与周围接触到的气体或液体进行化学反应而腐蚀损耗的过程。 概述： 腐蚀的本质： M-ne - →M n+ (氧化反应 ) 分类：化学腐蚀（金属与接触到的物质直接发生化学反应而引起的腐蚀） 、电化腐蚀 电化学腐蚀定义：因发生原电池反应，而使金属腐蚀的形式。 负极（ Fe）： Fe-2e-=Fe2+； 吸氧腐蚀： 正极（ C）：O2+2H2O+4e - =4OH - 总反应： 2Fe+O2+2H2O=Fe(OH)2 后继反应： 4Fe(OH)2 +O2 +2H2O =4Fe(OH)3 钢铁的腐蚀 2Fe(OH) 3====Fe2O3 +3H2O 负极（ Fe）：Fe-2e-=Fe2+； 析氢腐蚀： 正极（ C）：2H+ +2e - =H2↑ （酸性） 总反应： Fe+2H+=Fe2++H2↑ 影响腐蚀的因素：金属本性、介质。 金属的防护： ①、改变金属的内部组织结构； 保护方法： ②、在金属表面覆盖保护层； ③、电化学保护法（牺牲阳极的阴极保护法；外加电流的阴极保护法。 ） 金 属 的 腐 蚀 与 防 护 11 电解池原理 一、 电解池基础 定义：使电流通过电解质溶液而在阴阳 两极引起氧化还原反应的过程。 装置特点：电能转化为化学能。 ①、与电源本连的两个电极； 形成条件 ②、电解质溶液（或熔化的电解质） ③、形成闭合回路。 电极 阳极：与直流电源正极相连的叫阳极。 概念 阴极：与直流电源负极相连的叫阴极。 电极反应：先分析电极，看电极材料是否发生反应，然后分析溶液中存在的离子，注意溶液中水电 离出的氢离子和氢氧根，然后根据离子的放电顺序确定哪种离子先反应 . 原理：谁还原性或氧化性强谁先放电（发生氧化还原反应） 离子放电顺序： 阳极：阴离子还原性 S2->I->Br->Cl->OH->SO4 2-（含氧酸根） >F- 阴极：阳离子氧化性 Ag+>Fe3+>Cu2+>H+(酸） >Pb2+>Sn2+>Fe2+>Zn2+>H+>Al3+>Mg2+>Na+ 电子流向 e- e- 氧化反应 阳极 阴极 还原反应 反应原理： 4OH--4e -=2H2O +O2 Cu2++2e-=Cu 电解质溶液 电解结果：在两极上有新物质生成。 总反应： 2CuSO4+ 2H2O= 2Cu+2H2SO4+O2↑ 二、 电解池原理应用 粗铜板作阳极，与直流电源正极相连； ①、装置 纯铜作阴极，与直流电源负极相连； 用 CuSO4 (加一定量 H2SO4)作电解液。 阴极： Cu2++2e-=Cu 电解精炼铜 阳极： Cu-2e-=Cu2+、 Zn-2e-=Zn2+ ②、原理： Ni-2e -=Ni2+ 阳极泥：含 Ag、Au等贵重金属； 电解液：溶液中 CuSO4浓度基本不变 移 向 阴 离 子 移 向 阳 离 子 电 解 池 原 理 12 离 子 交 换 膜 法 制 烧 碱 ③、电解铜的特点：纯度高、导电性好。 ①、概念：利用电解原理在某些金属的表面镀上一薄层其它金属或合金的过程。 ②、方法：镀层金属与电源正极相连作阳极； 将待镀金属与电源负极相连作阴极； 电镀： 用含镀层金属离子的电解质溶液配成电镀液。 ③、原理：阳极 Cu-2e-=Cu2+ ；Cu2++2e-=Cu ④、装置 （如图） ⑤、电镀工业：镀件预处理→电镀液添加剂→ 装置： ①、阴极上有气泡； 现象 ②、阳极有刺激性气体产，能使湿润的淀粉 KI变蓝； 电解食盐水 ③、阴极区附近溶液变红，有碱生成 通电前： NaCl =Na++Cl- H2O H++OH- 原理 阴极（ Fe） :Na+,H+移向阴极； 2H++2e-=H2↑ (还原反应 ) 通电后： 阳极（ C）：Cl-、OH-移向阳极； 2Cl--2e-=Cl2↑ (氧化反应 ) 总反应： 2NaCl +2H2O 2NaOH +Cl2↑+H2↑ 阳极、阴极、离子交换膜、电解槽、导电铜棒等 ①、组成：阳极：金属钛网（涂有钌氧化物） ；阴极：碳钢网（涂有 Ni涂层） 阳离子交换膜：只允许阳离子通过，阻止阴离子和空气通过； ②、装置： 粗盐水（含泥沙、 Cu2+、Mg2+、Ba2+、SO4 2-等） 阳离子交换树脂：除 Cu2+、Mg2+等 加 BaCl2，Ba2++SO4 2-=BaSO4↓ ③ 、粗盐水精制： 加 Na2CO3：Ca2++CO3 2-=CaCO3↓ ;Ba2++CO3 2-=BaCO3↓ 加 NaOH：Mg2++2OH-=Mg(OH)2↓； Fe3++3OH-=Fe(OH)3↓ 氯 碱 工 业 电解 13