化學選修 化學反應原理重要知識點

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1、word 化學選修 化學反響原理復習 第一章 一、焓變反響熱 1．反響熱：一定條件下，一定物質(zhì)的量的反響物之間完全反響所放出或吸收的熱量 2．焓變(ΔH)的意義：在恒壓條件下進展的化學反響的熱效應 〔1〕.符號： △H〔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 放出熱量的化學反響。(放熱>吸熱)△H 為“-〞或△H <0 吸收熱量的化學反響?！参鼰?放熱〕△H 為“+〞或△H >0 ☆ 常見的放熱反響：① 所有的燃燒反響 ② 酸堿中和反響 ③ 大多數(shù)的化合反響 ④ 金屬與酸的反響 ⑤

2、生石灰和水反響 ⑥ 濃硫酸稀釋、氫氧化鈉固體溶解等 ☆ 常見的吸熱反響：① 晶體Ba(OH)2·8H2O與NH4Cl ② 大多數(shù)的分解反響 ③ 以H2、CO、C為復原劑的氧化復原反響 ④銨鹽溶解等 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響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熱化學反響方程式要指明反響時的溫度和壓強。 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(zhì)系數(shù)加倍，△H加倍；反響逆向進展，△H改變符號，數(shù)

3、值不變 三、燃燒熱 1．概念：25 ℃，101 kPa時，1 mol純物質(zhì)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研究條件：101 kPa ②反響程度：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 mol ④研究容：放出的熱量?！拨<0，單位kJ/mol〕 四、中和熱 1．概念：在稀溶液中，酸跟堿發(fā)生中和反響而生成1mol H2O，這時的反響熱叫中和熱。 2．強酸與強堿的中和反響其實質(zhì)是H+和OH-反響，其熱化學方程式為： H+(aq) +OH-(aq) =H2O(l) Δ 3．弱酸或弱堿電離要吸收

4、熱量，所以它們參加中和反響時的中和熱小于57.3kJ/mol。 4．中和熱的測定實驗 五、蓋斯定律 1．容：化學反響的反響熱只與反響的始態(tài)〔各反響物〕和終態(tài)〔各生成物〕有關，而與具體反響進展的途徑無關，如果一個反響可以分幾步進展，如此各分步反響的反響熱之和與該反響一步完成的反響熱是一樣的。 第二章 一、化學反響速率 1. 化學反響速率〔v〕 ⑴ 定義：用來衡量化學反響的快慢，單位時間反響物或生成物的物質(zhì)的量的變化 ⑵ 表示方法：單位時間反響濃度的減少或生成物濃度的增加來表示 ⑶ 計算公式：v=Δc/Δt〔υ：平均速率，Δc：濃度變化，Δt：時間〕單位：mol/〔L·s〕 ⑷

5、 影響因素： ① 決定因素〔因〕：反響物的性質(zhì)〔決定因素〕 ② 條件因素〔外因〕：反響所處的條件 2. ※注意：〔1〕、參加反響的物質(zhì)為固體和液體，由于壓強的變化對濃度幾乎無影響，可以認為反響速率不變。 〔2〕、惰性氣體對于速率的影響 ①恒溫恒容時：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→反響速率不變 ②恒溫恒體時：充入惰性氣體→體積增大→各反響物濃度減小→反響速率減慢 二、化學平衡 〔一〕1.定義： 化學平衡狀態(tài)：一定條件下，當一個可逆反響進展到正逆反響速率相等時，更組成成分濃度不再改變，達到外表上靜止的一種“平衡〞，這就是這個反響所能

6、達到的限度即化學平衡狀態(tài)。 2、化學平衡的特征 逆〔研究前提是可逆反響〕 等〔同一物質(zhì)的正逆反響速率相等〕 動〔動態(tài)平衡〕 定〔各物質(zhì)的濃度與質(zhì)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) 判斷可逆反響達到平衡狀態(tài)的方法和依據(jù) 例舉反響 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)的量的分數(shù)一定 平衡 ②各物質(zhì)的質(zhì)量或各物質(zhì)質(zhì)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(zhì)的量一定 不一定平衡 正、逆反響 速率的關系 ①在單位時間消

7、耗了mmolA同時生成m molA，即V(正)=V(逆) 平衡 ②在單位時間消耗了n molB同時消耗了p molC，如此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在單位時間生成n molB，同時消耗了q molD，因均指V(逆) 不一定平衡 壓強 ①m+n≠p+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 混合氣體平均相對分子質(zhì)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

8、 溫度 任何反響都伴隨著能量變化，當體系溫度一定時〔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，增大反響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響物的濃度，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〕在溶液中進展的反響，如果稀釋溶液，反響物濃度__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，

9、總的結(jié)果是化學平衡向反響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___吸熱反響______方向移動，溫度降低會使化學平衡向著_放熱反響__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(zhì)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響速率和逆反響

10、速率影響的程度是等同的，所以平衡__不移動___。但是使用催化劑可以影響可逆反響達到平衡所需的_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，當一個反響達到化學平衡時，___生成物濃度冪之積與反響物濃度冪之積的比值是一個常數(shù)____比值。 符號：__K__ 〔二〕使用化學平衡常數(shù)K應注意的問題： 1、表達式中各物質(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，與反響物或生成物的濃度無關。 3、

11、反響物或生產(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、稀溶液中進展的反響，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、化學平衡常數(shù)值的大小是可逆反響__進展程度_____的標志。K值越大，說明平衡時_生成物___的濃度越大，它的___正向反響___進展的程度越大，即該反響進展得越__完全___，反響物轉(zhuǎn)化率越_高___。反之，如此相反。一般地，K>_105__時，該反響就進展得根本完全了。 2、可以利用K值做標準，判斷正在進展的可逆反響是否平衡與不平衡時向何方進展建立平衡?！睶：濃度積〕 Q_〈__K:

12、反響向正反響方向進展; Q__=_K:反響處于平衡狀態(tài) ; Q_〉__K:反響向逆反響方向進展 3、利用K值可判斷反響的熱效應 假如溫度升高，K值增大，如此正反響為__吸熱___反響 假如溫度升高，K值減小，如此正反響為__放熱___反響 ＊四、等效平衡 1、概念：在一定條件下〔定溫、定容或定溫、定壓〕，只是起始參加情況不同的同一可逆反響達到平衡后，任何一樣組分的百分含量均一樣，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：對于反響前后氣體分子數(shù)改變的可逆反響：必須要保證化學計量數(shù)之比與原來一樣；同時必須保證平衡式左右兩邊同一邊的物

13、質(zhì)的量與原來一樣。 第二類：對于反響前后氣體分子數(shù)不變的可逆反響：只要反響物的物質(zhì)的量的比例與原來一樣即可視為二者等效。 〔2〕定溫，定壓的等效平衡 只要保證可逆反響化學計量數(shù)之比一樣即可視為等效平衡。 五、化學反響進展的方向 1、反響熵變與反響方向： 〔1〕熵:物質(zhì)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-1?K-1 (2)體系趨向于有序轉(zhuǎn)變?yōu)闊o序，導致體系的熵增加，這叫做熵增加原理，也是反響方向判斷的依據(jù)。. 〔3〕同一物質(zhì)，在氣態(tài)時熵值最大，液態(tài)時次之，固態(tài)時最小。即S(g)〉S(l)〉S(s) 2、反響方向判斷依據(jù) 在溫度、壓強

14、一定的條件下，化學反響的判讀依據(jù)為： ΔH-TΔS〈0 反響能自發(fā)進展 ΔH-TΔS=0 反響達到平衡狀態(tài) ΔH-TΔS〉0 反響不能自發(fā)進展 注意：〔1〕ΔH為負，ΔS為正時，任何溫度反響都能自發(fā)進展 〔2〕ΔH為正，ΔS為負時，任何溫度反響都不能自發(fā)進展 第三章 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)下都不能導電的化合物。 強電解質(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

15、溶液里只有一局部分子電離成離子的電解質(zhì) 。 物質(zhì) 單質(zhì) 化合物 電解質(zhì) 非電解質(zhì)： 非金屬氧化物，大局部有機物 。如SO3、CO2、C6H12O6、CCl4、CH2=CH2…… 強電解質(zhì)： 強酸，強堿，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、Cu(OH)2、H2O…… 混和物 純凈物 2、電解質(zhì)與非電解質(zhì)本質(zhì)區(qū)別： 電解質(zhì)——離子化合物或共價化合物 非電解質(zhì)——共價化合物 注意：①電解質(zhì)、

16、非電解質(zhì)都是化合物 ②SO2、NH3、CO2等屬于非電解質(zhì) ③強電解質(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為強電解質(zhì)〕——電解質(zhì)的強弱與導電性、溶解性無關。 3、電離平衡：在一定的條件下，當電解質(zhì)分子電離成 離子的速率 和離子結(jié)合成時，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： 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，電離平衡向著電離的方向移動。C、同離子效應：在弱電解質(zhì)溶液里參加與弱電解質(zhì)具有一樣離子的電解

17、質(zhì)，會 減弱 電離。D、其他外加試劑：參加能與弱電解質(zhì)的電離產(chǎn)生的某種離子反響的物質(zhì)時，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)在達到電離平衡時，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++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

18、同弱酸，電離常數(shù)越大，其電離程度越大，酸性越強。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, [H+]=[OH-] =10-7 mol/L ; KW = [H+]·[OH-] = 1*10-14 注意：KW只與溫度有關，溫度一定，如此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：〔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*1

19、0-14 ②溫度：促進水的電離〔水的電離是 吸 熱的〕 ③易水解的鹽：促進水的電離 KW〉 1*10-14 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 、 酚酞 。 變色圍：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，然后與標準比色卡比照即可 。 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)值或圍 三 、混合液的pH值計算方法公式

20、1、強酸與強酸的混合：〔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、強堿與強堿的混合：〔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 :不能直接計算[H+]混) 3、強酸與強堿的混合：〔先據(jù)H+ + OH- ==H2O計算余下的H+或OH-，①H+有余，如此用余下的H+數(shù)除以溶液總體積求[H+]混；OH-有余，如此用余下的OH-數(shù)除以溶液總體積求[OH-]混，再求其它〕 四、稀釋

21、過程溶液pH值的變化規(guī)律： 1、強酸溶液：稀釋10n倍時，pH稀 = pH原+ n 〔但始終不能大于或等于7〕 2、弱酸溶液：稀釋10n倍時，pH稀〈pH原+n 〔但始終不能大于或等于7〕 3、強堿溶液：稀釋10n倍時，pH稀 = pH原－n 〔但始終不能小于或等于7〕 4、弱堿溶液：稀釋10n倍時，pH稀〉pH原－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〔pH1〕強堿〔pH2〕混和計算規(guī)律 1

22、、假如等體積混合 pH1+pH2=14 如此溶液顯中性pH=7 pH1+pH2≥15 如此溶液顯堿性pH=pH2 pH1+pH2≤13 如此溶液顯酸性pH=pH 2、假如混合后顯中性 pH1+pH2=14 V酸：V堿=1：1 pH1+pH2≠14 V酸：V堿=1：10〔14-〔pH1+pH2〕〕 五、酸堿中和滴定： 1、中和滴定的原理 實質(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。 2、中和滴定的操作過程： 〔1〕儀②滴定管的刻度，O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

23、，因為下端有一局部沒有刻度。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： 準備：檢漏、洗滌、潤洗、裝液、趕氣泡、調(diào)液面?！蚕礈欤河孟匆合础鷻z漏：滴定管是否漏水→用水洗→用標準液洗〔或待測液洗〕→裝溶液→排氣泡→調(diào)液面→記數(shù)據(jù)V(始) 〔4〕試驗過程 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堿進展分析 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。當用酸去滴定

24、堿確定堿的濃度時，如此： c堿= 上述公式在求算濃度時很方便，而在分析誤差時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酸為標準酸，其數(shù)值在理論上是不變的，假如稀釋了雖實際值變小，但表現(xiàn)的卻是V酸的增大，導致c酸偏高；V堿同樣也是一個定值，它是用標準的量器量好后注入錐形瓶中的，當在實際操作中堿液外濺，其實際值減小，但引起變化的卻是標準酸用量的減少，即V酸減小，如此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，當用標準酸來測定堿的濃度時，c堿的誤差與V酸的變化成正比，即當V酸的實測值大于理論值時，c堿偏高，反之偏低。 同理，用標準堿來滴定未知濃度的酸時亦然。 六、鹽類的水

25、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OH-結(jié)合生成弱電解質(zhì)的反響。 2、水解的實質(zhì)：水溶液中鹽電離出來的離子跟水電離出來的H+或OH-結(jié)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，濃度一樣時正酸根比酸式酸根水解程度大，堿性更強。 (如:Na2CO3 ＞NaHCO3) 4、鹽類水解的特點：〔1〕可逆〔與中和反響互逆〕 〔2〕程度小 〔3〕吸熱 5、影響鹽類水解的外界因素： ①溫度：溫度越 高 水解程

26、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；OH -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HSO4- 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：HCO3- 、HS- 、HPO42-〕 7、雙水解反響： 〔1〕構成鹽的陰陽離子均能發(fā)生水解的反響。雙水解反響相互促進，水解程度較大，有的甚至水解完全。

27、使得平衡向右移。 〔2〕常見的雙水解反響完全的為：Fe3+、Al3+與AlO2-、CO32-(HCO3-)、S2-(HS-)、SO32-(HSO3-)；S2-與NH4+；CO32-(HCO3-)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，如：2Al3+ + 3S2- + 6H2O == 2Al(OH)3↓+ 3H2S↑ 8、鹽類水解的應用： 水解的應用 實例 原理 1、凈水 明礬凈水 Al3++3H2O Al(OH)3(膠體)+3H+ △ 2、去油污 用熱堿水冼油污物品 CO32-+H2O HCO3-+O

28、H- 3、藥品的保存 ①配制FeCl3溶液時常參加少量鹽酸 Fe3++3H2O Fe(OH)3+3H+ ②配制Na2CO3溶液時常參加少量NaOH CO32-+H2O HCO3-+OH- △ △ 4、制備無水鹽 由MgCl2·6H2O制無水MgCl2在HCl氣流中加熱 假如不然，如此： MgCl2·6H2O Mg(OH)2+2HCl+4H2O Mg(OH)2 MgO+H2O 5、泡沫滅火器 用Al2(SO4)3與NaHCO3溶液混合 Al3++3HCO3-=Al(OH)3↓+3CO2↑ 6、比擬鹽溶液中離子濃度的大小

29、 比擬NH4Cl溶液中離子濃度的大小 NH4++H2O NH3·H2O+H+ c(Cl-)>c(NH4+)>c(H+)>c(OH)- 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如此 1、多元弱酸〔多元弱酸鹽〕的電離〔水解〕的書寫原如此：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

30、離〔水解〕書寫原如此：一步書寫 八、溶液中微粒濃度的大小比擬 ☆☆根本原如此：抓住溶液中微粒濃度必須滿足的三種守恒關系： 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知識 〔1〕溶解度 小于 0.01g的電解質(zhì)稱難溶電解質(zhì)。 〔2〕反響后離子濃度降至1*10-5以

31、下的反響為完全反響。如酸堿中和時[H+]降至10-7mol/L<10-5mol/L，故為完全反響，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(zhì)：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，否如此不存在平衡。 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“ 〞。如：Ag2S(s) 2Ag+(aq〕+ S2-(

32、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MgCl2溶液中FeCl3。 〔3〕氧化復原沉淀法： 〔4〕同離子效應法 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氧化復原；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〕 A

33、g2S〔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、表達式：AmBn(s) mAn+(aq)+nBm-(aq) 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)如此 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

34、四章 第一節(jié) 原電池 原電池： 1、概念： 化學能轉(zhuǎn)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(zhì)溶液③ 電極用導線相連并插入電解液構成閉合回路 3、電子流向：外電路： 負 極——導線—— 正 極 電路：鹽橋中 陰 離子移向負極的電解質(zhì)溶液，鹽橋中 陽 離子移向正極的電解質(zhì)溶液。 4、電極反響：以鋅銅原電池為例： 負極：氧化反響：Zn－2e＝Zn2＋〔較活潑金屬〕 正極：復原反響：2H＋＋2e＝H2↑〔較不活潑金屬〕 總反響式：Zn+2H+=Zn2++H2↑ 5、正、負極的

35、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(zhì)溶液離子的移動方向 陽離子流向正極，陰離子流向負極 〔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、電池的分類：化學電池、太陽能電池、原子能電池 2、化學電池：借助于化學能直接轉(zhuǎn)變?yōu)殡娔艿难b置 3、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：堿性鋅錳電池、鋅銀電

36、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，可以屢次重復使用，又叫充電電池或蓄電池。 2、電極反響：鉛蓄電池 放電：負極〔鉛〕：Pb＋－2e-＝PbSO4↓ 正極〔氧化鉛〕：PbO2＋4H+＋＋2e-＝PbSO4↓＋2H2O 充電：陰極：PbSO4＋2H2O－2e-＝PbO2＋4H+＋ 放電 充電 陽極：PbSO4＋2e-＝Pb＋ 兩式可以寫成一個可逆反響：PbO2＋Pb＋2H2SO4 2PbSO4↓＋2H2O 3\目前已開發(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

37、 三、燃料電池 1、燃料電池：是使燃料與氧化劑反響直接產(chǎn)生電流的一種原電池 2、電極反響：一般燃料電池發(fā)生的電化學反響的最終產(chǎn)物與燃燒產(chǎn)物一樣，可根據(jù)燃燒反響寫出總的電池反響，但不注明反響的條件。，負極發(fā)生氧化反響，正極發(fā)生復原反響，不過要注意一般電解質(zhì)溶液要參與電極反響。以氫氧燃料電池為例，鉑為正、負極，介質(zhì)分為酸性、堿性和中性。 當電解質(zhì)溶液呈酸性時： 負極：2H2－4e-=4H+ 正極：Ｏ2＋4 e-4H+ =2H2O 當電解質(zhì)溶液呈堿性時： 負極：2H2＋4OH-－4e-＝4H2O正極：Ｏ2＋2H2O＋4 e-＝4OH- 另一種燃料電池是用金屬鉑片

38、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)。電極反響式為： 負極：CH4＋10OH－－8e- ＝＋7H2O； 正極：4H2O＋2O2＋8e- ＝8OH-。 電池總反響式為：CH4＋2O2＋2KOH＝K2CO3＋3H2O 3、燃料電池的優(yōu)點：能量轉(zhuǎn)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(zhuǎn)化為化學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復原反響(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)生氧化復原反響

39、的過程 4、電子流向： 〔電源〕負極—〔電解池〕陰極—〔離子定向運動〕電解質(zhì)溶液—〔電解池〕陽極—〔電源〕正極 5、電極名稱與反響： 陽極：與直流電源的 正極 相連的電極，發(fā)生 氧化 反響 陰極：與直流電源的 負極 相連的電極，發(fā)生 復原 反響 6、電解CuCl2溶液的電極反響： 陽極：2Cl- -2e-=Cl2 (氧化) 陰極：Cu2++2e-=Cu(復原) 總反響式：CuCl2 =Cu+Cl2↑ 7、電解本質(zhì)：電解質(zhì)溶液的導電過程，就是電解質(zhì)溶液的電解過程 ☆規(guī)律總結(jié)：電解反響離子方程式書寫： 放電順

40、序： 陽離子放電順序 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 是惰性電極時：S2->I->Br->Cl->OH->NO3->SO42-(等含氧酸根離子)>F-(SO32-/MnO4->OH-) 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，假如陽極材料為活性電極〔Fe、Cu)等金屬，如此陽極反響為電極材料失去電子，變成離子進入溶液；假如為惰性材料，如此根據(jù)陰陽離子的放電順序，依據(jù)陽氧陰還的規(guī)律來書寫電極反響式。 電解質(zhì)水溶液點解

41、產(chǎn)物的規(guī)律 類型 電極反響特點 實例 電解對象 電解質(zhì)濃度 pH 電解質(zhì)溶液復原 分解電解質(zhì)型 ?電解質(zhì)電離出的陰陽離子分別在兩極放電 HCl ?電解質(zhì) ?減小 ?增大 ?HCl CuCl2 --- ?CuCl2 放H2生成堿型 陰極：水放H2生堿 陽極：電解質(zhì)陰離子放電 NaCl 電解質(zhì)和水 生成新電解質(zhì) ? 增大 ?HCl 放氧生酸型 陰極：電解質(zhì)陽離子放電 陽極：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-

42、== 2H2 ↑ 陽極：4OH- - 4e- = O2↑+ 2H2O NaOH ? 水 ? 增大 ?增大 水 H2SO4 ?減小 Na2SO4 ?不變 上述四種類型電解質(zhì)分類： 〔1〕電解水型：含氧酸，強堿，活潑金屬含氧酸鹽 〔2〕電解電解質(zhì)型：無氧酸，不活潑金屬的無氧酸鹽〔氟化物除外〕 〔3〕放氫生堿型：活潑金屬的無氧酸鹽 〔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 〔1〕、電鍍應用電解原理在某些金屬外表鍍上一薄層其他金屬或合金的方法 〔2〕、電極、電解質(zhì)

43、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，附著在金屬外表 Mn+ + ne— == M 電解質(zhì)溶液：含有鍍層金屬離子的溶液做電鍍液 鍍銅反響原理 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CuSO4溶液 〔3〕、電鍍應用之一：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

44、電子，從它們的化合物中復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：2Cl— — 2e— == Cl2↑ ☆規(guī)律總結(jié)：原電池、電解池、電鍍池的判斷規(guī)律 〔1〕假如無外接電源，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(zhì)溶液里；③較活潑金屬與電解質(zhì)溶液能發(fā)生氧化復原反響〔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〕假如有外接電源，兩極插入電解質(zhì)溶液中，如此

45、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(zhì)溶液中的金屬離子屬同種元素時，如此為電鍍池。 〔3〕假如多個單池相互串聯(lián)，又有外接電源時，如此與電源相連接的裝置為電解池成電鍍池。假如無外接電源時，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，電鍍池的比擬 性質(zhì) 類別 原電池 電解池 電鍍池 定義 〔裝置特點〕 將化學能轉(zhuǎn)變成電能的裝置 將電能轉(zhuǎn)變成化學能的裝置 應用電解原理在某些金屬外表鍍上一側(cè)層其他金屬 反響特征 自發(fā)反響 非自發(fā)反響

46、 非自發(fā)反響 裝置特征 無電源，兩級材料不同 有電源，兩級材料可同可不同 有電源 形成條件 活動性不同的兩極 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，待鍍金屬接負極；2電鍍液必須含有鍍層金屬的離子 電極名稱 負極：較活潑金屬 正極：較不活潑金屬〔能導電非金屬〕 陽極：與電源正極相連 陰極：與電源負極相連 名稱同電解，但有限制條件 陽極：必須是鍍層金屬 陰極：鍍件 電極反響 負極：氧化反響，金屬失去電子 正極：復原反響，溶液中的陽離子的電子或

47、者氧氣得電子〔吸氧腐蝕〕 陽極：氧化反響，溶液中的陰離子失去電子，或電極金屬失電子 陰極：復原反響，溶液中的陽離子得到電子 陽極：金屬電極失去電子 陰極：電鍍液中陽離子得到電子 電子流向 負極→正極 電源負極→陰極 電源正極→陽極 同電解池 溶液中帶電粒子的移動 陽離子向正極移動 陰離子向負極移動 陽離子向陰極移動 陰離子向陽極移動 同電解池 聯(lián)系 在兩極上都發(fā)生氧化反響和復原反響 ☆☆原電池與電解池的極的得失電子聯(lián)系圖： 陽極(失) e- 正極〔得〕 e-

48、負極〔失〕 e- 陰極〔得〕 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〕金屬腐蝕容： 〔2〕金屬腐蝕的本質(zhì)：都是金屬原子 失去 電子而被氧化的過程 〔3〕金屬腐蝕的分類： 化學腐蝕— 金屬和接觸到的物質(zhì)直接發(fā)生化學反響而引起的腐蝕 電化學腐蝕— 不純的金屬跟電解質(zhì)溶液接觸時，會發(fā)生原電池反響。比擬活潑的金屬失去電子而被氧化，這種腐蝕叫做電化學腐蝕。 化學腐蝕與電化腐蝕的比擬 電化腐蝕 化學腐蝕 條件 不純金屬或合金與電解質(zhì)溶液接觸 金屬與非電解質(zhì)直接接觸 現(xiàn)象 有微弱

49、的電流產(chǎn)生 無電流產(chǎn)生 本質(zhì) 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 〔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CO2、SO2、H2S等氣體〕 ②電極反響：負極: Fe – 2e- = Fe2+ 正極: 2H+ + 2e- = H2↑ 總式：Fe + 2H+ = Fe2+ + H2↑ 吸氧腐蝕——反響過程吸收氧氣 ①條件：中性或弱酸性溶液 ②電極反響：負極:

50、2Fe – 4e- = 2Fe2+ 正極: O2+4e- +2H2O = 4OH- 總式：2Fe + O2 +2H2O =2 Fe(OH)2 離子方程式：Fe2+ + 2OH- = Fe(OH)2 生成的 Fe(OH)2被空氣中的O2氧化，生成 Fe(OH)3 ，F(xiàn)e(OH)2+ O2 + 2H2O == 4Fe(OH)3 Fe(OH)3脫去一局部水就生成Fe2O3·x H2O〔鐵銹主要成分〕 規(guī)律總結(jié)： 金屬腐蝕快慢的規(guī)律：在同一電解質(zhì)溶液中，金屬腐蝕的快慢規(guī)律如下： 電解原理引起的腐蝕＞原電池原理引起的腐蝕＞

51、化學腐蝕＞有防腐措施的腐蝕 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、利用原電池原理進展金屬的電化學防護 〔1〕、犧牲陽極的陰極保護法 原理：原電池反響中，負極被腐蝕，正極不變化 應用：在被保護的鋼鐵設備上裝上假如干鋅塊，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，使金屬原電池反響產(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(zhì)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響。 2、改變金屬結(jié)構：把金屬制成防腐的合金 3、把金屬與腐蝕性試劑隔開：電鍍、油漆、涂油脂、外表鈍化等 14 / 14