高二化學(xué)反應(yīng)原理全冊知識點(diǎn)歸納（人教版）（可編輯）

1、高二化學(xué)反應(yīng)原理全冊知識點(diǎn)歸納（人教版） 化學(xué)反應(yīng)原理全冊知識點(diǎn)歸納第一章 化學(xué)反應(yīng)與能量一焓變 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焓變 h 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 h2單位kjmol 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 h 為-或h 0吸收熱量的化學(xué)反應(yīng)吸熱 放熱h 為或h 0 常見的放熱反應(yīng) 所有的燃燒反應(yīng) 酸堿中和反應(yīng) 大多數(shù)的化合反應(yīng) 金屬與酸的反應(yīng) 生石灰和水反應(yīng) 濃硫酸稀釋氫氧化鈉固體溶解等 常見的吸熱反應(yīng) 晶體ba oh 28h2o與nh4cl 大多數(shù)的分解反應(yīng) 以h2coc

2、為還原劑的氧化還原反應(yīng) 銨鹽溶解等二熱化學(xué)方程式書寫化學(xué)方程式注意要點(diǎn) 熱化學(xué)方程式必須標(biāo)出能量變化 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)gls分別表示固態(tài)液態(tài)氣態(tài)水溶液中溶質(zhì)用aq表示 熱化學(xué)反應(yīng)方程式要指明反應(yīng)時的溫度和壓強(qiáng) 熱化學(xué)方程式中的化學(xué)計量數(shù)可以是整數(shù)也可以是分?jǐn)?shù) 各物質(zhì)系數(shù)加倍h加倍反應(yīng)逆向進(jìn)行h改變符號數(shù)值不變?nèi)紵裏?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kjmol表示注意以下幾點(diǎn)研究條件101 kpa反應(yīng)程度完全燃燒產(chǎn)物是穩(wěn)定的氧化物燃燒物的物質(zhì)的量1 mol研究內(nèi)容放出的熱量h 0單位kjmol四中和熱1

3、概念在稀溶液中酸跟堿發(fā)生中和反應(yīng)而生成1mol h2o這時的反應(yīng)熱叫中和熱2強(qiáng)酸與強(qiáng)堿的中和反應(yīng)其實質(zhì)是h和oh-反應(yīng)其熱化學(xué)方程式為h aq oh- aq h2o l h 573kjmol3弱酸或弱堿電離要吸收熱量所以它們參加中和反應(yīng)時的中和熱小于573kjmol4中和熱的測定實驗五蓋斯定律1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)各生成物有關(guān)而與具體反應(yīng)進(jìn)行的途徑無關(guān)如果一個反應(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 定義用來衡量化學(xué)反應(yīng)的快慢單位時間內(nèi)反應(yīng)物或生成物的物質(zhì)的量的變化 表示

4、方法單位時間內(nèi)反應(yīng)濃度的減少或生成物濃度的增加來表示 計算公式v ct平均速率c濃度變化t時間單位molls 影響因素 決定因素內(nèi)因反應(yīng)物的性質(zhì)決定因素 條件因素外因反應(yīng)所處的條件2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 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)濃度不變反應(yīng)速率不變恒溫恒體時充入惰性氣體體積增大各反應(yīng)物濃度減小反應(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)一個可逆反應(yīng)進(jìn)行到正逆反應(yīng)速率相等時更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

5、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 動動態(tài)平衡 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) 判斷可逆反應(yīng)達(dá)到平衡狀態(tài)的方法和依據(jù)例舉反應(yīng)ma g nb g pc g qd g 混合物體系中各成分的含量各物質(zhì)的物質(zhì)的量或各物質(zhì)的物質(zhì)的量的分?jǐn)?shù)一定平衡各物質(zhì)的質(zhì)量或各物質(zhì)質(zhì)量分?jǐn)?shù)一定平衡各氣體的體積或體積分?jǐn)?shù)一定平衡總體積總壓力總物質(zhì)的量一定不一定平衡正逆反應(yīng)速率的關(guān)系在單位時間內(nèi)消耗了m mola同時生成m mola即v 正 v 逆 平衡在單位時間內(nèi)消耗了n molb同時消耗了p molc則v 正 v 逆 平衡v a v b v c v d mnpqv

6、 正 不一定等于v 逆 不一定平衡在單位時間內(nèi)生成n molb同時消耗了q mold因均指v 逆 不一定平衡壓強(qiáng)mnpq時總壓力一定其他條件一定平衡mn pq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mrmr一定時只有當(dāng)mnpq時平衡mr一定時但mn pq時不一定平衡溫度任何反應(yīng)都伴隨著能量變化當(dāng)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(xué)平衡移動的因素1濃度對化學(xué)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(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2增加

7、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(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)計量數(shù)之和_大_的方向移動2溫度對化學(xué)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(xué)平衡向著_吸熱反應(yīng)_方向移動溫度降低會使化學(xué)平衡向著_放熱反應(yīng)_方向移動3壓強(qiáng)對化學(xué)平衡移動的影響影響規(guī)律其他條件不變時增大壓強(qiáng)會使平衡向著_體積縮小_方向移動減小壓強(qiáng)會使平衡向著_體積增大_方向移動注意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2氣體減壓或增壓與溶液稀釋或濃縮的化學(xué)平衡移動規(guī)律相

8、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_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(qiáng)濃度平衡向著能夠減弱這種改變的方向移動三化學(xué)平衡常數(shù)一定義在一定溫度下當(dāng)一個反應(yīng)達(dá)到化學(xué)平衡時_生成物濃度冪之積與反應(yīng)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(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2k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由于其濃度是固定不變的可以看做是1而不代

9、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_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_高_(dá)反之則相反 一般地k _105_時該反應(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

10、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(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1反應(yīng)熵變與反應(yīng)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jmol-1k-1 2 體系趨向于有序轉(zhuǎn)變?yōu)闊o序?qū)е麦w

11、系的熵增加這叫做熵增加原理也是反應(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 h-ts0 反應(yīng)能自發(fā)進(jìn)行h-ts 0 反應(yīng)達(dá)到平衡狀態(tài)h-ts0 反應(yīng)不能自發(fā)進(jìn)行注意1h為負(fù)s為正時任何溫度反應(yīng)都能自發(fā)進(jìn)行 2h為正s為負(fù)時任何溫度反應(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

12、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)離子化合物或共價化合物 非電解質(zhì)共價化合物 注意電解質(zhì)非電解質(zhì)都是化合物 so2nh3co2等屬于非電解質(zhì) 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(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其他外加試劑

13、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abab- ki a b-ab11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二水的電離和溶液的酸堿性1水電離平衡 水的

14、離子積kw chcoh- 25時 h oh- 10-7 moll kw hoh- 110-14 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酸堿 抑制水的電離 kw110-14溫度促進(jìn)水的電離水的電離是 吸 熱的易水解的鹽促進(jìn)水的電離 kw 110-144溶液的酸堿性和ph 1ph -lgch2ph的測定方法酸堿指示劑 甲基橙 石蕊 酚酞 變色范圍甲基橙 3144橙色 石蕊5080紫色 酚酞82100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(biāo)準(zhǔn)比色卡對比即可 注意事先不能用水濕潤ph試紙

15、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(qiáng)酸與強(qiáng)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 h1v1h2v2v1v22強(qiáng)堿與強(qiáng)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-1v1oh-2v2v1v2 注意 不能直接計算h混 3強(qiáng)酸與強(qiáng)堿的混合先據(jù)h oh- h2o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h混oh-有余則用余下的oh-數(shù)除以溶液總體積求oh-混再求其它四稀釋過程溶液ph值的變化規(guī)律1強(qiáng)酸溶液稀釋10n倍時ph稀 ph原 n 但始終不能大于或等于72弱酸溶液稀釋10n倍時ph

16、稀 ph原n 但始終不能大于或等于73強(qiáng)堿溶液稀釋10n倍時ph稀 ph原n 但始終不能小于或等于74弱堿溶液稀釋10n倍時ph稀 ph原n 但始終不能小于或等于75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76稀釋時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ph1強(qiáng)堿ph2混和計算規(guī)律1若等體積混合ph1ph2 14 則溶液顯中性ph 7ph1ph215 則溶液顯堿性ph ph2-03ph1ph213 則溶液顯酸性ph ph1032若混合后顯中性ph1ph2 14 v酸v堿 11ph1ph214 v酸v堿 11014-ph1ph2六酸堿中和滴定

17、1中和滴定的原理實質(zhì)hoh 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儀滴定管的刻度o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滴定管可以讀到小數(shù)點(diǎn)后 一位 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)液面洗滌用洗液洗檢漏滴定管是否漏水用水洗用標(biāo)準(zhǔn)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(jìn)行分析式中n酸或堿中氫原子或氫氧根離子數(shù)c酸或堿的物質(zhì)

18、的量濃度v酸或堿溶液的體積當(dāng)用酸去滴定堿確定堿的濃度時則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(biāo)準(zhǔn)酸其數(shù)值在理論上是不變的若稀釋了雖實際值變小但體現(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)在實際操作中堿液外濺其實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c堿的誤差與v酸的變化成正比即當(dāng)v酸的實測值大于理論值時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

19、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)的反應(yīng)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(jìn)水的電離3鹽類水解規(guī)律有 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(qiáng) 如na2co3 nahco3 4鹽類水解的特點(diǎn)1可逆與中和反應(yīng)互逆 2程度小 3吸熱5影響鹽類水解的外界因素溫度溫度越 高 水解程度越大 水解吸熱越熱越水解濃度濃度越小水解程度越 大 越稀越水解酸堿促進(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oh -促進(jìn)陽離子水解而抑制陰離子

20、水解6酸式鹽溶液的酸堿性只電離不水解如hso4- 顯 酸 性 電離程度水解程度顯 酸 性 如 hso3- h2po4- 水解程度電離程度顯 堿 性 如hco3- hs- hpo42-7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 2常見的雙水解反應(yīng)完全的為fe3al3與alo2-co32- hco3- s2- hs- so32- hso3- s2-與nh4co32- 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(yīng)

21、用水解的應(yīng)用實例原理1凈水明礬凈水a(chǎn)l33h2o al oh 3 膠體 3h 2去油污用熱堿水冼油污物品co32-h2o hco3-oh- 3藥品的保存配制fecl3溶液時常加入少量鹽酸fe33h2o fe oh 33h 配制na2co3溶液時常加入少量naohco32-h2o hco3-oh- 4制備無水鹽由mgcl26h2o制無水mgcl2 在hcl氣流中加熱若不然則mgcl26h2o mg oh 22hcl4h2omg oh 2 mgoh2o5泡沫滅火器用al2 so4 3與nahco3溶液混合al33hco3- al oh 33co2 6比較鹽溶液中離子濃度的大小比較nh4cl溶液中離

22、子濃度的大小nh4h2o nh3h2oh c cl- c nh4 c h c oh - 9水解平衡常數(shù) kh對于強(qiáng)堿弱酸鹽kh kwka 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 kwkbkw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)系電荷守恒任何溶液均顯電 中 性各陽離子濃度

23、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 001g的電解質(zhì)稱難溶電解質(zhì)2反應(yīng)后離子濃度降至110-5以下的反應(yīng)為完全反應(yīng)如酸堿中和時h降至10-7moll 10-5moll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)低于10-5moll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)caso4ca oh 2ag2so4 5溶解平衡

24、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(biāo)明狀態(tài)并用 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常采用的方法有酸堿氧化還原 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

25、淡黃色 agi 黃色 ag2s黑色6溶度積ksp1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)comcomcomm2表達(dá)式ambn s man aq nbm- aq ksp c an m c bm- n3影響因素外因濃度加水平衡向溶解方向移動溫度升溫多數(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 未飽和繼續(xù)溶解 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組成條件兩個活潑性不同的電極 電解質(zhì)溶液 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

26、路 負(fù) 極導(dǎo)線 正 極 內(nèi)電路鹽橋中 陰 離子移向負(fù)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電極反應(yīng)以鋅銅原電池為例負(fù)極 氧化 反應(yīng) zn2ezn2 較活潑金屬正極 還原 反應(yīng) 2h2eh2 較不活潑金屬總反應(yīng)式 zn2h zn2h2 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)溶液內(nèi)離子的移動方向 陽離子流向正極陰離子流向負(fù)極 5根據(jù)實驗現(xiàn)象_溶解的一極為負(fù)極_ 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?/p>

27、的裝置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錳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 放電負(fù)極鉛 pb2e pbso4pbo24h2e pbso42h2o 充電陰極 pbso42h2o2e pbo24h陽極 pbso42e pb 兩式可以寫成一個可逆反應(yīng) pbo2pb2h2so4 2pbso42h2o 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

28、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)當(dāng)電解質(zhì)溶液呈酸性時 負(fù)極e 4h 正極 e 4h 2h2o當(dāng)電解質(zhì)溶液呈堿性時 負(fù)極e 4h2o 正極2h2o4 e 4oh 另一種燃料電池是用金屬鉑片插入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ch410oh8e 7h2o正極4h2o2o28e 8oh電池總反應(yīng)式為ch42o22kohk2co33h2o3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

29、 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 被動的不是自發(fā)的 的過程cucl2溶液的電極反應(yīng)陽極 2cl- -2e- cl2 氧化 陰極cu22e- cu 還原 cucl2 cucl2 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

30、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fecu 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)水溶液點(diǎn)解產(chǎn)物的規(guī)律類型電極反應(yīng)特點(diǎn)實例電解對象電解質(zhì)濃度ph電解質(zhì)溶液復(fù)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- 2h2 陽極4oh- - 4e-

31、 o2 2h2onaoh 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(qiáng)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(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)溶液的選擇陽極鍍層金屬失去電子成為離子進(jìn)入溶液 m ne m n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m n 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應(yīng)原理 陽極 純銅 cu-2e- cu

32、2陰極 鍍件 cu22e- cu 電解液可溶性銅鹽溶液如cuso4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2cl 2e cl2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有活潑性不同的兩個電極兩極用導(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(zhì)溶液中則可能是電解池或電鍍池當(dāng)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(fù)極電子輸出極有關(guān)裝置為原電池其余為電鍍池或電解池第四節(jié) 金屬的電化學(xué)腐蝕和防護(hù)一金屬的電化學(xué)腐蝕1金屬腐蝕內(nèi)容2金屬腐蝕的本質(zhì)都是金屬原子