選修4化學反應(yīng)原理總結(jié)

1、第一章 化學反應(yīng)與能量一、反應(yīng)熱 焓變1、定義：化學反應(yīng)過程中放出或吸收的熱量叫做化學反應(yīng)的反應(yīng)熱.在恒溫、恒壓的條件下，化學反應(yīng)過程中所吸收或釋放的熱量稱為反應(yīng)的焓變。2、符號：H3、單位：kJ·mol-14、規(guī)定：吸熱反應(yīng):H > 0 或者值為“+”，放熱反應(yīng):H < 0 或者值為“-”常見的放熱反應(yīng)和吸熱反應(yīng)放熱反應(yīng) 吸熱反應(yīng)燃料的燃燒 C+CO2 , H2+CuO酸堿中和反應(yīng) C+H2O金屬與酸 Ba(OH)2.8H2O+NH4Cl大多數(shù)化合反應(yīng) CaCO3高溫分解大多數(shù)分解反應(yīng)化學反應(yīng)的本質(zhì)是什么？化學鍵的斷裂和形成舊鍵斷裂需要 能量，新鍵形成會 能量。吸 收放

2、 出小結(jié)：1、化學鍵斷裂，吸收能量；化學鍵生成，放出能量2、反應(yīng)物總能量大于生成物總能量，放熱反應(yīng)，體系能量降低，H為“”或小于0反應(yīng)物總能量小于生成物總能量，吸熱反應(yīng)，體系能量升高，H為“+”或大于03、反應(yīng)熱數(shù)值上等于生成物分子形成時所釋放的總能量與反應(yīng)物分子斷裂時所吸收的總能量之差二、熱化學方程式1.概念:表示化學反應(yīng)中放出或吸收的熱量的化學方程式.2.意義:既能表示化學反應(yīng)中的物質(zhì)變化,又能表示化學反應(yīng)中的能量變化.總結(jié)書寫熱化學方程式注意事項:（1）反應(yīng)物和生成物要標明其聚集狀態(tài)，用g、l、s分別代表氣態(tài)、液態(tài)、固態(tài)。（2）方程式右端用H 標明恒壓條件下反應(yīng)放出或吸收的熱量，放熱為負

3、，吸熱為正。（3）熱化學方程式中各物質(zhì)前的化學計量數(shù)不表示分子個數(shù)，只表示物質(zhì)的量，因此可以是整數(shù)或分數(shù)。 （4）對于相同物質(zhì)的反應(yīng)，當化學計量數(shù)不同時，其H 也不同，即H 的值與計量數(shù)成正比,當化學反應(yīng)逆向進行時,數(shù)值不變,符號相反。 三、蓋斯定律：不管化學反應(yīng)是一步完成或分幾步完成，其反應(yīng)熱是相同的。 化學反應(yīng)的焓變（H）只與反應(yīng)體系的始態(tài)和終態(tài)有關(guān)，而與反應(yīng)的途徑無關(guān)?？偨Y(jié)規(guī)律：若多步化學反應(yīng)相加可得到新的化學反應(yīng)，則新反應(yīng)的反應(yīng)熱即為上述多步反應(yīng)的反應(yīng)熱之和。注意：1、計量數(shù)的變化與反應(yīng)熱數(shù)值的變化要對應(yīng)2、反應(yīng)方向發(fā)生改變反應(yīng)熱的符號也要改變反應(yīng)熱計算的常見題型：1、化學反應(yīng)中物質(zhì)的

4、量的變化與反應(yīng)能量變化的定量計算。2、理論推算反應(yīng)熱：依據(jù)：物質(zhì)變化決定能量變化（1）蓋斯定律 設(shè)計合理路徑路徑1總能量變化等于路徑2總能量變化（2）通過已知熱化學方程式的相加，得出新的熱化學方程式：物質(zhì)的疊加，反應(yīng)熱的疊加小結(jié)：a： 若某化學反應(yīng)從始態(tài)（S）到終態(tài)（L）其反應(yīng)熱為H，而從終態(tài)（L）到始態(tài)（S）的反應(yīng)熱為H ，這兩者和為。即H H = b：若某一化學反應(yīng)可分為多步進行，則其總反應(yīng)熱為各步反應(yīng)的反應(yīng)熱之和。即H= H1+ H2+ H3+c：若多步化學反應(yīng)相加可得到新的化學反應(yīng)，則新反應(yīng)的反應(yīng)熱即為上述多步反應(yīng)的反應(yīng)熱之和。1mol反應(yīng)物完全燃燒時放出的熱量；不同反應(yīng)物，標準燃燒熱

5、不同。生成1mol水時放出的熱量；強酸與強堿的中和熱都約為 。四：標準燃燒熱和中和熱的區(qū)別與聯(lián)系標準燃燒熱中和熱相同點不同點能量變化êH標準含義放熱反應(yīng)êH0；單位：kJ/mol 1mol可燃物生成1mol水標準燃燒熱：在101kPa時，l mol物質(zhì)完全燃燒的反應(yīng)熱.熱值：在101kPa時，l g物質(zhì)完全燃燒的反應(yīng)熱.2、注意：燃燒的條件是在101kPa；標準燃燒熱:燃料是以1mol作為標準，因此書寫熱化學方程式時，其它物質(zhì)的化學計量數(shù)可用分數(shù)表示；物質(zhì)燃燒都是放熱反應(yīng)，所以表達物質(zhì)燃燒時的H均為負值；燃燒要完全:C元素轉(zhuǎn)化為CO2，而不是CO；H元素轉(zhuǎn)化為H2O(l)，

6、而不是H2O(g), N元素轉(zhuǎn)化為N2。如：H2(g)+ 1/2 O2(g) = H2O(l); H =285.8 kJ/mol五、能源利用與節(jié)能措施 能源就是能提供能量的自然資源，包括化石燃料（煤、石油、天然氣）、陽光、風力、流水、潮汐以及柴草等。能源的開發(fā)和利用可以用來衡量一個國家或地區(qū)的經(jīng)濟發(fā)展和科學技術(shù)水平。 煤、石油、天然氣是當今世界上重要的化石燃料。 但它們的蘊藏有限，且不可再生。解決的辦法 ：開源節(jié)流。即開發(fā)新能源，節(jié)約現(xiàn)有能源，提高能源的利用率。資料卡通過降低反應(yīng)溫度的節(jié)能措施P10閱讀材料六、新能源的開發(fā)1.燃料電池，2.氫能， 3.太陽能， 4.風能，生物能、核能、地熱能、

7、潮汐能等 節(jié)約能源的重要措施：科學地控制燃燒反應(yīng)，使燃料充分燃燒，提高能源的利用率?；瘜W反應(yīng)速率與化學平衡第一單元 化學反應(yīng)速率一、化學反應(yīng)速率1.概念及計算公式對于反應(yīng)體系體積不變的化學反應(yīng)，通常用單位時間內(nèi)反應(yīng)物濃度的減少或生成物濃度的增大來表示化學反應(yīng)速率計算公式： 單位：mol·L-1·s-12.應(yīng)用中應(yīng)注意的問題概念中的反應(yīng)速率實際上是某段時間間隔內(nèi)的平均反應(yīng)速率。時間間隔越短，在這段時間發(fā)生的濃度變化越接近瞬時反應(yīng)速率（指在某一瞬間的反應(yīng)速率）對某一具體化學反應(yīng)來說，在用不同物質(zhì)表示化學反應(yīng)速率時所得數(shù)值往往不同。用各物質(zhì)表示的化學反應(yīng)速率的數(shù)值之比等于化學方程

8、式中各物質(zhì)的系數(shù)之比、氣體的濃度用來表示、無論用任何物質(zhì)來表示，無論濃度的變化是增加還是減少，都取正值，反應(yīng)速率都為正數(shù)（沒有負數(shù)）。、在反應(yīng)中對于固體或純液體而言，其物質(zhì)的量濃度無意義，所以不用它們來表示化學反應(yīng)速率二，影響化學反應(yīng)速率的因素、內(nèi)因：物質(zhì)本身的結(jié)構(gòu)和性質(zhì)是化學反應(yīng)速率大小的決定因素，反應(yīng)類型不同有不同的化學反應(yīng)速率，反應(yīng)類型相同但反應(yīng)物不同，化學反應(yīng)速率也不同。不同化學反應(yīng)反應(yīng)物性質(zhì)決定于同一化學反應(yīng)反應(yīng)條件決定于濃 度 壓 強 溫 度 催化劑其他因素、外界條件對化學反應(yīng)速率的影響1、濃度對化學反應(yīng)速率的影響。結(jié)論：其他條件不變時，增大反應(yīng)物的濃度，可以增大反應(yīng)速率；減小反應(yīng)

9、物的濃度，可以減小化學反應(yīng)的速率。注意：a、此規(guī)律只適用于氣體或溶液的反應(yīng)，對于純固體或液體的反應(yīng)物，一般情況下其濃度是常數(shù)，因此改變它們的量不會改變化學反應(yīng)速率。原因：在其他條件不變時，對某一反應(yīng)來說，活化分子百分數(shù)是一定的，所以當反應(yīng)物的濃度增大時，單位體積內(nèi)的分子數(shù)增多，活化分子數(shù)也相應(yīng)的增多，反應(yīng)速率也必然增大。單位體積分子總數(shù)增多， 但活化分子百分數(shù)不變增大濃度(或加壓)。反應(yīng)速率加快單位體積分子總數(shù)不變，但活化分子百分數(shù)增大升高溫度或催化劑單位體積活化分子數(shù)增多有效碰撞次數(shù)增多2、壓強對反應(yīng)速率的影響。結(jié)論：對于有氣體參加的反應(yīng)，若其他條件不變，增大壓強，反應(yīng)速率加快；減小壓強，反

10、應(yīng)速率減慢。原因：對氣體來說，若其他條件不變，增大壓強，就是增加單位體積的反應(yīng)物的物質(zhì)的量，即增加反應(yīng)物的濃度，單位體積內(nèi)活化分子數(shù)增多，因而可以增大化學反應(yīng)的速率。3、溫度對化學反應(yīng)速率的影響。結(jié)論：其他條件不變時，升高溫度，可以增大反應(yīng)速率，降低溫度，可以減慢反應(yīng)速率。原因：(1)濃度一定時，升高溫度，分子的能量增加，從而增加了活化分子的數(shù)量，反應(yīng)速率增大。 (2)溫度升高，使分子運動的速度加快，單位時間內(nèi)反應(yīng)物分子間的碰撞次數(shù)增加，反應(yīng)速率也會相應(yīng)的加快。前者是主要原因。4、催化劑對化學反應(yīng)速率的影響。結(jié)論：催化劑可以改變化學反應(yīng)的速率。正催化劑：能夠加快反應(yīng)速率的催化劑。負催化劑：能夠

11、減慢反應(yīng)速率的催化劑。如不特意說明，指正催化劑。原因：在其他條件不變時，使用催化劑可以大大降低反應(yīng)所需要的能量，會使更多的反應(yīng)物分子成為活化分子，大大增加活化分子百分數(shù)，因而使反應(yīng)速率加快。5、其他因素：如光照、反應(yīng)物固體的顆粒大小、電磁波、超聲波、溶劑的性質(zhì)等，也會對化學反應(yīng)的速率產(chǎn)生影響6、有效碰撞：能夠發(fā)生化學反應(yīng)的碰撞?；罨肿樱耗芰枯^高、有可能發(fā)生有效碰撞的分子?；罨埽夯罨肿拥钠骄芰颗c所有分子平均能量之差?；罨肿影俜謹?shù)： (活化分子數(shù)/反應(yīng)物分子數(shù))×100%第二單元 化學反應(yīng)的方向和限度一、自發(fā)反應(yīng)：在一定條件下，無需外界幫助就能自動進行的反應(yīng)。能量判據(jù)：體系趨向

12、于從高能狀態(tài)轉(zhuǎn)變?yōu)榈湍軤顟B(tài)（H 0）。對于化學反應(yīng)而言，絕大多數(shù)的放熱反應(yīng)能自發(fā)進行，且放出的熱量越多，體系能量降低越多，反應(yīng)越完全焓變（H）是決定反應(yīng)能否自發(fā)進行的因素之一，但不是唯一因素熵：衡量一個體系混亂度的物理量叫做熵，用符號S表示。 對于同一物質(zhì)：S（g）S（l）S（s）熵變：反應(yīng)前后體系熵的變化S表示。S=S生成物總熵S反應(yīng)物總熵反應(yīng)的S越大,越有利于反應(yīng)自發(fā)進行熵判據(jù)：體系趨向于由有序狀態(tài)轉(zhuǎn)變?yōu)闊o序狀態(tài)，即混亂度增加（ S0）。且S越大，越有利于反應(yīng)自發(fā)進行。正確判斷一個化學反應(yīng) 是否能夠自發(fā)進行： 必須綜合考慮反應(yīng)的焓變和熵變焓變和熵變對反應(yīng)方向的共同影響判斷依據(jù)：G= HT

13、S 0 反應(yīng)能自發(fā)進行1. H <0，S>0 該反應(yīng)一定能自發(fā)進行；2. H >0，S<0 該反應(yīng)一定不能自發(fā)進行；3. H <0，S<0 該反應(yīng)在較低溫度下能自發(fā)進行4. H >0，S>0 該反應(yīng)在較高溫度下能自發(fā)進行注意：1反應(yīng)的自發(fā)性只能用于判斷反應(yīng)的方向，不能確定反應(yīng)是否一定會發(fā)生和過程發(fā)生的速率。例如金剛石有向石墨轉(zhuǎn)化的傾向，但是能否發(fā)生，什么時候發(fā)生，多快才能完成，就不是能量判據(jù)和熵判據(jù)能解決的問題了。2在討論過程的方向時，指的是沒有外界干擾時體系的性質(zhì)。如果允許外界對體系施加某種作用，就可能出現(xiàn)相反的結(jié)果。例如石墨經(jīng)高溫高壓還是可以

14、變?yōu)榻饎偸?。二可逆反?yīng)(1)可逆反應(yīng)：在相同條件下，能同時向正、逆反應(yīng)方向進行的反應(yīng)。不可逆反應(yīng)：在一定條件下，進行得很徹底或可逆程度很小的反應(yīng)。(2)可逆反應(yīng)的普遍性：大部分化學反應(yīng)都是可逆反應(yīng)。(3)可逆反應(yīng)的特點：相同條件下，正反應(yīng)和逆反應(yīng)同時發(fā)生反應(yīng)物、生成物共同存在可逆反應(yīng)有一定的限度(反應(yīng)不能進行到底)三、化學平衡指在一定條件下的可逆反應(yīng)里，正反應(yīng)和逆反應(yīng)的速率相等，反應(yīng)混合物中各組分的濃度保持不變的狀態(tài)。2.化學平衡狀態(tài)的特征X(B)不變注意對象條件狀態(tài)結(jié)果可逆反應(yīng)一定V(正)=V(逆)動動態(tài)平衡：V(正)0；V(逆)0等定變V(正)V(逆)0c(B)或n(B)或(B)一定條件

15、改變平衡改變逆化學平衡的研究對象是可逆反應(yīng)(1)正 = 逆 （本質(zhì)特征） 同一種物質(zhì)：該物質(zhì)的生成速率等于它的消耗速率。 不同的物質(zhì)：速率之比等于方程式中各物質(zhì)的計量數(shù)之比，但必須是不同方向的速率。(2)反應(yīng)混合物中各組成成分的含量保持不變（外部表現(xiàn)）： 各組成成分的質(zhì)量、物質(zhì)的量、分子數(shù)、體積（氣體）、物質(zhì)的量濃度均保持不變。 各組成成分的質(zhì)量分數(shù)、物質(zhì)的量分數(shù)、氣體的體積分數(shù)均保持不變。 若反應(yīng)前后的物質(zhì)都是氣體，且總體積不等，則氣體的總物質(zhì)的量、總壓強（恒溫、恒容）、平均摩爾質(zhì)量、混合氣體的密度（恒溫、恒壓）均保持不變。 反應(yīng)物的轉(zhuǎn)化率、產(chǎn)物的產(chǎn)率保持不變。(1)定義:在一定溫度下，當一

16、個可逆反應(yīng)達到化學平衡時，生成物濃度系數(shù)之冪的積與反應(yīng)物濃度系數(shù)之冪的積比值是一個常數(shù)，這個常數(shù)就是該反應(yīng)的化學平衡常數(shù)。用 K 表示。(2) 表達式： aA(g)+bB(g) cC(g)+ dD(g)在一定溫度下無論反應(yīng)物的起始濃度如何，反應(yīng)達平衡狀態(tài)后，將各物質(zhì)的物質(zhì)量濃度代入下式，得到的結(jié)果是一個定值。這個常數(shù)稱作該反應(yīng)的化學平衡常數(shù),簡稱平衡常數(shù)(1)K 的意義： K 值越大，說明平衡體系中生成物所占的比例越大，它的正反應(yīng)進行的程度大,反應(yīng)物的轉(zhuǎn)化率也越大。因此，平衡常數(shù)的大小能夠衡量一個化學反應(yīng)進行的程度，又叫反應(yīng)的限度。(2)一定溫度時，同一個反應(yīng),其化學方程式書寫方式、配平計量數(shù)

17、不同，平衡常數(shù)表達式不同。(3)在平衡常數(shù)的表達式中，物質(zhì)的濃度必須是平衡濃度（固體、純液體不表達）。在稀溶液中進行的反應(yīng)，水的濃度可以看成常數(shù)，不表達在平衡常數(shù)表達式中，但非水溶液中的反應(yīng)，如果反應(yīng)物或生成物中有水，此時水的濃度不能看成常數(shù)。(4)K>105 時,可認為反應(yīng)進行基本完全。(5)K只與溫度有關(guān)，與反應(yīng)物或生成物濃度變化無關(guān)，與平衡建立的途徑也無關(guān)，在使用時應(yīng)標明溫度。溫度一定時， K 值為定值。2 、平衡轉(zhuǎn)化率(1)定義:物質(zhì)在反應(yīng)中已轉(zhuǎn)化的量與該物質(zhì)總量的比值(2)表達式:小結(jié)：反應(yīng)的平衡轉(zhuǎn)化率能表示在一定溫度和一定起始濃度下反應(yīng)進行的限度。利用化學平衡常數(shù)可預(yù)測一定溫

18、度和各種起始濃度下反應(yīng)進行的限度。(3)產(chǎn)品的產(chǎn)率:轉(zhuǎn)化率的研究對象是反應(yīng)物，而產(chǎn)率的研究對象是生成物。第三單元 化學平衡的移動一、化學平衡的移動（1）定義：可逆反應(yīng)中舊的化學平衡的破壞，新化學平衡的建立過程叫化學平衡的移動。一段時間后條件改變（2）移動的原因：外界條件發(fā)生變化。v正v逆舊平衡新平衡移動的方向：由v正和v逆的相對大小決定。平衡向正反應(yīng)方向移動。若V正V逆 ，平衡不移動。若V正V逆 ，若V正V逆 ，平衡向逆反應(yīng)方向移動（3）平衡移動的標志：各組分濃度與原平衡比較發(fā)生改變。（4）影響化學平衡的條件(1)增大反應(yīng)物或減小生成物的濃度化學平衡向正反應(yīng)方向移動減小反應(yīng)物或增大生成物的濃度

19、化學平衡向逆反應(yīng)方向移動(2) A：溫度升高，會使化學平衡向著吸熱反應(yīng)的方向移動；B：溫度降低，會使化學平衡向著放熱反應(yīng)的方向移動。Vt0V(正)V(逆) 升高溫度度 降低溫度Vt0V(正)V(逆)V(逆)V(正)如正反應(yīng)是放熱反應(yīng),改變溫度時其平衡移動的圖象是:V(逆)V(正)(3) (對于反應(yīng)前后氣體體積改變的反應(yīng))A：增大壓強，會使化學平衡向著氣體體積縮小的方向移動；B：減小壓強，會使化學平衡向著氣體體積增大的方向移動。注意 對于反應(yīng)前后氣體總體積相等的反應(yīng)，改變壓強不能使化學平衡移動；對于只有固體或液體參加的反應(yīng)，改變壓強不能使化學平衡移動；(4)催化劑只能使正逆反應(yīng)速率等倍增大，不能

20、使化學平衡移動。二、勒夏特列原理如果改變影響平衡的條件之一（如溫度，壓強，以及參加反應(yīng)的化學物質(zhì)的濃度），平衡將向著能夠減弱這種改變的方向移動。三、等效平衡化學平衡的建立與途徑無關(guān)，即可逆反應(yīng)無論從反應(yīng)物方向開始，還是從生成物方向開始，只要條件不變（定溫定容、定溫定壓），都可以達到同一平衡狀態(tài)，此為等效平衡。（1）定義：在一定條件下（恒溫恒容或恒溫恒壓）下，只是起始加入情況不同的同一可逆反應(yīng)達到平衡后，任何相同組分的分數(shù)（體積、物質(zhì)的量）均相等，這樣的化學平衡互稱為等效平衡。在等效平衡中，若不僅任何相同組分的分數(shù)（體積、物質(zhì)的量）均相同，而且相同組分的物質(zhì)的量均相同，這類等效平衡又互稱為同一平

21、衡。同一平衡是等效平衡的特例。(2) 等效平衡的規(guī)律：在定溫定容條件下，對于反應(yīng)前后氣體分子數(shù)可變的可逆反應(yīng)，只改變起始時加入物質(zhì)的物質(zhì)的量，如通過反應(yīng)的計量數(shù)換算成同一半邊物質(zhì)的物質(zhì)的量與原平衡的相同，則兩平衡等效。在定溫定容條件下，對于反應(yīng)前后氣體分子數(shù)不變的反應(yīng)，只改變起始時加入物質(zhì)的物質(zhì)的量，如通過反應(yīng)的計量數(shù)換算成同一半邊物質(zhì)的物質(zhì)的量之比與原平衡的相同，則兩平衡等效。在定溫定壓條件下，改變起始時加入物質(zhì)的物質(zhì)的量，如通過反應(yīng)的計量數(shù)換算成同一半邊物質(zhì)的物質(zhì)的量之比與原平衡的相同，則兩平衡等效。  第三章 水溶液中的離子平衡一、電解質(zhì)的有關(guān)定義 物質(zhì)單質(zhì)化合物電解質(zhì)非電解質(zhì)

22、：大多數(shù)非金屬氧化物和有機物。如SO3、CO2、C6H12O6、CCl4、CH2=CH2強電解質(zhì)：強酸、強堿、絕大多數(shù)金屬氧化物和鹽。如HCl、NaOH、NaCl、BaSO4弱電解質(zhì)：弱酸、弱堿和水。如HClO、NH3·H2O、Cu(OH)2、H2O混和物純凈物1、電解質(zhì)與非電解質(zhì)本質(zhì)區(qū)別：在一定條件下（溶于水或熔化）能否電離（以能否導電來證明是否電離）電解質(zhì)離子化合物或共價化合物 非電解質(zhì)共價化合物離子化合物與共價化合物鑒別方法：熔融狀態(tài)下能否導電2、強電解質(zhì)與弱電質(zhì)的本質(zhì)區(qū)別：在水溶液中是否完全電離（或是否存在電離平衡） 注意：電解質(zhì)、非電解質(zhì)都是化合物 SO2、NH3、CO2等

23、屬于非電解質(zhì) 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)）4、強酸（HA）與弱酸（HB）的區(qū)別：(1)溶液的物質(zhì)的量濃度相同時，pH(HA)pH(HB) (2)pH值相同時，溶液的濃度CHACHB(3)pH相同時，加水稀釋同等倍數(shù)后，pHHApHHB二、水的電離和溶液的酸堿性1、水離平衡：H2OH + OH- 水的離子積：KW = H·OH- 25時, H=OH- =10-7 mol/L ; KW = H·OH- = 10-14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

24、（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（pH之和為14的酸和堿的水溶液中水的電離被同等的抑制）(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（pH之和為14兩種水解鹽溶液中水的電離被同等的促進）4、溶液的酸堿性和pH：（1）pH= -lgH 注意：酸性溶液不一定是酸溶液（可能是溶液） ；pH7 溶液不一定是酸性溶液（只有溫度為常溫才對）； 堿性溶液不一定是堿溶液（可能是溶液）。（2）pH的測定方法：酸堿指示劑甲基橙、石蕊、酚酞pH試紙 最簡單的方法。 操作：將一小塊pH試紙放在潔凈

25、的玻璃片上，用玻璃棒沾取未知液點試紙中部，然后與標準比色卡比較讀數(shù)即可。注意：事先不能用水濕潤PH試紙；只能讀取整數(shù)值或范圍（3）常用酸堿指示劑及其變色范圍：指示劑變色范圍的PH石蕊5紅色58紫色8藍色甲基橙酚酞8無色810淺紅10紅色三 、混合液的pH值計算方法公式1、強酸與強酸的混合：（先求H混：將兩種酸中的H離子數(shù)相加除以總體積，再求其它）H混 =（H1V1+H+2V2）/（V1+V2）2、強堿與強堿的混合：（先求OH-混：將兩種酸中的OH離子數(shù)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

26、+ 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）注意：在加法運算中，相差100倍以上（含100倍）的，小的可以忽略不計！4、稀釋過程溶液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

27、近（即向中性靠近）；任何溶液無限稀釋后pH均為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。四、“酸、堿恰好完全反應(yīng)”與“自由H與OH-恰好中和”酸堿性判斷方法1、酸、堿恰好反應(yīng)：恰好生成鹽和水，看鹽的水解判斷溶液酸堿性。（無水解，呈中性）2、自由H與OH-恰好中和（現(xiàn)金相等），即“14規(guī)則：pH之和為14的兩溶液等體積混合，誰弱顯誰性，無弱顯中性。”五、鹽類的水解（只有可溶于水的鹽才水解）1、鹽類水解規(guī)律：有弱才水解，無弱不水解，越弱越水解；誰強顯誰性，兩弱相促進，兩強不水解。多元弱酸根，濃度相同時正酸根比酸式酸水解程度大，堿性更強。 (如:Na2CO3 NaH

28、CO3)弱酸酸性強弱比較：A、同主族元素最高價含氧酸的酸性遞減，無氧酸的酸性遞增（利用特殊值進行記憶。如酸性：HF<HCl；HNO3>H3PO4）B、飽和一元脂肪酸的碳原子數(shù)越小，酸性越強（如HCOOH>CH3COOH）C、一些常見的酸的酸性：HClO、HAlO2、苯酚為極弱酸；醋酸>碳酸；磷酸和H2SO3為中強酸；HClO4為最強含氧酸等。2、鹽類水解的特點：（1）可逆 （2）程度小 （3）吸熱3、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）濃度：濃度越小，水解程度越大（越稀越水解）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

29、-促進陽離子水解而抑制陰離子水解）4、酸式鹽溶液的酸堿性：只電離不水解：如HSO4-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-）。5、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)為雙水解反應(yīng)（即弱酸弱堿鹽）。雙水解反應(yīng)相互促進，水解程度較大，有的甚至水解完全。其促進過程以NH4Ac為例解釋如下：NH4Ac = NH4 + Ac- NH4 + H2ONH3·H2O + H Ac + H2OHAc + OH-兩個水解反應(yīng)生成的H+和OH反應(yīng)生成水而使兩個水解反應(yīng)的生成物濃度均減少，平衡均右移

30、。(2)常見的雙水解反應(yīng)完全的為：Fe3、Al3與AlO2-、CO32-(HCO3-)、S2-(HS-)、SO32-(HSO3-)；其特點是相互水解成沉淀或氣體。雙水解完全的方程式寫“=”并標“”，其離子方程式配平依據(jù)是兩邊電荷平衡，如：2Al3 + 3S2- + 6H2O = 2Al(OH)3+ 3H2S6、鹽類水解的應(yīng)用：混施化肥（N、P、K三元素不能變成和）泡沫滅火劑（用硫酸鋁和小蘇打為原料，雙水解）FeCl3溶液止血劑（血漿為膠體，電解質(zhì)溶液使膠體凝聚）明礬凈水（Al3水解成氫氧化鋁膠體，膠體具有很大的表面積，吸附水中懸浮物而聚沉）NH4Cl焊接金屬（氯化銨呈酸性，能溶解鐵銹）判斷溶液

31、酸堿性（強者顯性）比較鹽溶液離子濃度的大小 判斷離子共存（雙水解的離子產(chǎn)生沉淀和氣體的不能大量共存）配制鹽溶液（加對應(yīng)的酸防止水解）六、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 例：H2S的電離H2S H + HS- ； HS- H + S2-例：Na2S的水解：H2O+ S2- HS- +OH- H2O + HS- H2S + OH- 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）的電離（水解）書寫原則：一步書寫 例：Al3 + 3H2O Al(OH)3 + 3H七、溶液中微粒濃度的大小比較1、基本原則：

32、抓住溶液中微粒濃度必須滿足的兩種守恒關(guān)系：電荷守恒（電荷數(shù)前移）: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)的乘積之和物料守恒(原子個數(shù)前移): 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(得失H個數(shù)前移):：得質(zhì)子后形成的微粒濃度·得質(zhì)子數(shù) = 失質(zhì)子后形成的微粒濃度·失質(zhì)子數(shù)2、同濃度的弱酸和其弱酸鹽 、同濃度的弱堿和其弱堿鹽的電離和水解強弱規(guī)律：中?；瘜W常見的有三對等濃度的HAc與NaAc的混合溶液：弱酸的電離其對應(yīng)弱酸鹽的水解，溶液呈酸性等濃度的NH3·H2O與NH4Cl的混合液：弱

33、堿的電離其對應(yīng)弱堿鹽的水解，溶液呈堿性等濃度的HCN與NaCN的混合溶液：弱酸的電離<其對應(yīng)弱酸鹽的水解，溶液呈堿性掌握其處理方法（即抓主要矛盾）八、溶解平衡1、難溶電解質(zhì)的溶解平衡的一些常見知識 （1）溶解度小于的電解質(zhì)稱難溶電解質(zhì)。生成難溶電解質(zhì)的反應(yīng)為完全反應(yīng)，用“=”。 （2）反應(yīng)后離子濃度降至1×10-5mol/L以下的反應(yīng)為完全反應(yīng)，用“=”。如酸堿中和時H降至10-7mol/L<10-5mol/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

34、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)標明狀態(tài)，并用“”。如：Ag2S(s)2Ag + S2-3、沉淀生成的三種主要方式 （1）加沉淀劑法：Ksp越?。闯恋碓诫y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：常加入難溶性的MO、M(OH)2、MCO3等除M2+溶液中易水解的陽離子。如加MgO除去MgCl2溶液中FeCl3。 （3）氧化還原沉淀法：加氧化劑或還原劑將要除去

35、的離子變成沉淀而除去（較少見）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：加水；加熱；減少生成物（離子）的濃度。使沉淀溶解的方法一般為減少生成物的濃度，因為對于難溶物加水和加熱對其溶解度的影響并不大。5、沉淀的轉(zhuǎn)化：溶液中的沉淀反應(yīng)總是向著離子濃度減少的方向進行，簡而言之，即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。第四章 電化學基礎(chǔ)一，.原電池1. 定義：把化學能轉(zhuǎn)化為電能的裝置2.構(gòu)成條件:（1）兩種不同的金屬（或一種金屬與石墨）作電極（2）插入電解質(zhì)溶液里（3）形成閉合回路小結(jié)： 原電池（電解質(zhì)溶液）負 極正 極e-（氧化反應(yīng)）（還原反應(yīng)）原電池電極反應(yīng)

36、方程式的書寫:1.先判斷正負極: 活潑金屬做負極,不活潑金屬或非金屬做正極2.負極: Mne- = Mn+3.正極:(1)在酸溶液中: 2H+ + 2e- =H2(析氫腐蝕)(2)在含不活潑金屬陽離子的鹽溶液中: Cu2+ + 2e- = Cu 或 Ag+ + e- =Ag (3)在中性或堿性溶液中(NaCl、NaOH): O2+ 2H2O + 4e- = 4OH (吸氧腐蝕)4.檢查: 正負電極得失電子守恒電子從負極（較活潑金屬）流向正極（較不活潑金屬或碳棒），負極發(fā)生氧化反應(yīng)，正極發(fā)生還原反應(yīng)。4.半電池：包括電極材料和電解質(zhì)溶液，兩個隔離的半電池通過鹽橋連接起來。原電池正負極的判斷方法:

37、負極: (1)相對活潑的金屬(2)失電子,發(fā)生氧化反應(yīng)(3)質(zhì)量減少(4)電解質(zhì)溶液中陰離子的定向移動方向正極: (1)相對不活潑的金屬或非金屬(2)得電子,發(fā)生還原反應(yīng)(3)質(zhì)量增加或生成氣體(4)電解質(zhì)溶液中陽離子的定向移動方向二，化學電池：利用原電池原理制造的供電裝置一次電池不可充電電池如：干電池二次電池充電電池如：蓄電池燃料電池：燃料電池是利用氫氣、天然氣、甲醇等燃料與氧氣或空氣進行電化學反應(yīng)時釋放出來的化學能直接轉(zhuǎn)化成電能的一類原電池。書寫電極反應(yīng)式應(yīng)注意以下幾點：1電極反應(yīng)是一種離子反應(yīng)，遵循書寫離子反應(yīng)的所有規(guī)則（如“拆”、“平”）；2將兩極反應(yīng)的電子得失數(shù)配平后，相加得到總反應(yīng)

38、，總反應(yīng)減去一極反應(yīng)即得到另一極反應(yīng)；3負極失電子所得氧化產(chǎn)物和正極得電子所得還原產(chǎn)物，與溶液的酸堿性有關(guān)如4價的C在酸性溶液中以CO2形式存在，在堿性溶液中以CO32形式存在）；1、鹽橋的作用： 使Cl-向鋅鹽方向移動，K+向銅鹽方向移動，使Zn鹽和Cu鹽溶液一直保持電中性，從而使電子不斷從Zn極流向Cu極。n 這種裝置能將化學能轉(zhuǎn)變?yōu)殡娔?，稱為原電池（Primary Cell）鹽橋：在U型管中裝滿用飽和KCl溶液和瓊膠作成的凍膠。三，電解池：將電能轉(zhuǎn)化成化學能的裝置。電解池形成的條件：電解：在直流電作用下，在兩極上分別發(fā)生氧化反應(yīng)和還原反應(yīng)的過程。電極名稱及判斷：陰極：與電源負極相連的一極

39、,物質(zhì)在該得到電子,發(fā)生還原反應(yīng),陽離子向陰極移動陽極：與電源正極相連的一極,物質(zhì)在該失去電子,發(fā)生氧化反應(yīng),陰離子向陽極移動離子的放電順序陽離子（在陰極）： Ag+>Cu2+H+Na+ (離子得電子能力,氧化性減弱)陰離子（在陽極）：金屬單質(zhì)(Pt、Au除外) Cl - OH -含氧酸根(失電子能力,還原性減弱).電解方程式的書寫規(guī)則(1)按得失電子數(shù)相等來配平電極方程式(2)若H+或OH-放電,電極方程式寫離子形式,電解方程式寫H2O(3)=上標明通電二字分析電解反應(yīng)的一般思路：明確溶液中存在哪些離子根據(jù)陽極氧化，陰極還原分析得出產(chǎn)物陰陽兩極附近有哪些離子完成下列溶液的電極反應(yīng)(以石

40、墨為電極電解)硫酸溶液： CuBr2溶液： KOH溶液： CuSO4溶液：用惰性電極電解電解質(zhì)溶液的規(guī)律電解水型：含氧酸、強堿、活潑金屬的含氧酸鹽（如NaOH、H2SO4、K2SO4）的電解電解電解質(zhì)型：無氧酸、不活潑的無氧酸鹽（如HCl、CuCl2）溶液的電解電解質(zhì)和水同時被電解型A、放氫生堿型：活潑金屬的無氧酸鹽（如NaCl、MgBr2)溶液的電解B、放氧生酸型：不活潑金屬的含氧酸鹽（如CuSO4、AgNO3）溶液的電解陽極：2 CI- - 2e- = CI2 (氧化反應(yīng))陰極: Cu2+ + 2e- = Cu (還原反應(yīng))設(shè)計電池、金屬防腐裝置原電池電解池實例     &