高中化學選修4知識點總結及精練精析

1、化學選修4化學反應與原理知識點詳解及典例精講一、本模塊內(nèi)容的特點1.理論性、規(guī)律性強2.定量3.知識的綜合性強4.知識的內(nèi)容較深二、本模塊內(nèi)容詳細分析第一章 化學反應與能量考點一 化學反應中能量變化的有關概念及計算1、焓變 反應熱 反應熱：一定條件下，一定物質(zhì)的量的反應物之間完全反應所放出或吸收的熱量焓變()：在恒壓條件下進行的化學反應的熱效應；符號：；單位： 產(chǎn)生原因：化學反應過程中化學鍵的斷裂與形成化學鍵斷裂吸熱 化學鍵形成放熱放出熱量的化學反應。(放熱>吸熱) 為“-”或 <0吸收熱量的化學反應。（吸熱>放熱）為“+”或 >02、燃燒熱概念：25 ，時，1 mol

2、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：研究條件：反應程度：完全燃燒，產(chǎn)物是穩(wěn)定的氧化物燃燒的物質(zhì)的物質(zhì)的量標準：研究內(nèi)容：放出的熱量（ <0，單位）3、中和熱概念：在稀溶液中，酸跟堿發(fā)生中和反應而生成1mol H2O，這時的反應熱叫中和熱。強酸與強堿的中和反應其實質(zhì)是和反應，其熱化學方程式為：H+(aq) +OH-(aq) =H2O(l) =57.3kJ/mol弱酸或弱堿電離要吸收熱量，所以它們參加中和反應時的中和熱小于57.3kJ/mol，因為弱電解質(zhì)的電離是吸熱的。4.吸熱反應和放熱反應放熱反應吸熱反應定義放出熱量的化學反應吸收熱

3、量的化學反應形成原因反應物具有的總能量大于生成物具有的總能量反應物具有的總能量小于生成物具有的總能量與化學鍵強弱的關系生成物分子成鍵時釋放出的總能量大于反應物分子斷鍵時吸收的總能量生成物分子成鍵時釋放出的總能量小于反應物分子斷鍵時吸收的總能量表示方法 <00圖示實例 所有的燃燒反應 酸堿中和反應 大多數(shù)的化合反應 金屬與酸的反應 生石灰和水反應 濃硫酸稀釋、氫氧化鈉固體溶解等 晶體與NH4Cl 大多數(shù)的分解反應 以H2、CO、C為還原劑的氧化還原反應 銨鹽溶解等考點二 熱化學方程式的書寫及正誤判斷1. 概念：這種表明反應所放出或吸收的熱量的化學方程式，叫做熱化學方程式。意義：表明化學反應

4、中的物質(zhì)變化；表明化學反應中的能量變化。2. 書寫熱化學方程式注意事項：書寫化學方程式注意以下幾點: 需注明反應的溫度和壓強，因反應的溫度和壓強不同時，其也不同。但中學所用的數(shù)據(jù)，一般都在101kP和250C時的數(shù)據(jù)，因此可不特別注明。但需注明的“+”與“-”。 要注明反應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），物質(zhì)呈現(xiàn)哪一種聚焦狀態(tài)與它們所具有的能量有關。 與化學方程式不同，熱化學方程式各物質(zhì)前的化學計量數(shù)不表示分子個數(shù)，因此，它可以是整數(shù)，也可以是分數(shù)。對于相同物質(zhì)的反應，當化學計量數(shù)不同時，其也不同。各物質(zhì)系數(shù)加倍，加倍；反應逆向進行，改變符號

5、，數(shù)值不變3. 判斷一個熱化學方程式是否正確，主要從以下幾個方面入手：（1） 各物質(zhì)的化學式是否正確，化學方程式是否符合客觀事實（2） 各物質(zhì)的聚焦狀態(tài)是否注明（3） 化學方程式是否配平（4） 反應熱是否與化學方程式中各物質(zhì)的化學計量數(shù)相對應，其符號和數(shù)值是否正確B習題訓練1.課本第6頁習題3、42.補充習題：考點三 蓋斯定律及其應用1內(nèi)容：化學反應的反應熱只與反應的始態(tài)（各反應物）和終態(tài)（各生成物）有關，而與具體反應進行的途徑無關，如果一個反應可以分幾步進行，則各分步反應的反應熱之和與該反應一步完成的反應熱是相同的。2.蓋斯定律的應用蓋斯定律的應用主要是以熱化學方程式為依托的對特定化學反應過

6、程的焓變的計算，運用蓋斯定律時的注意事項如下： 熱化學方程式同乘以某一個數(shù)時,反應熱數(shù)值也應該乘上該數(shù); 熱化學方程式相加減時,同種物質(zhì)之間可以相加減,反應熱也隨之相加減; 將一個熱化學方程式顛倒時, 的“+”、“-”號必須隨之改變.B習題訓練1.教材第14頁16題2.補充習題：第一章知識點歸納、總結（復習）第一章檢測題專題一 化學反應與能量變化第二章 化學反應速率和化學平衡考點一 化學反應速率1. 化學反應速率（） 定義：用來衡量化學反應的快慢的 表示方法：單位時間內(nèi)反應濃度的減少或生成物濃度的增加來表示 計算公式：（：平均速率，：濃度變化，：時間）單位：（4） 化學反應速率與化學計量數(shù)的關

7、系對于反應,在同一段時間內(nèi)化學反應速率說明：（1）化學反應速率是標量，只有大小而沒有方向；（2）一般計算出來的化學反應速率是一段時間內(nèi)的平均速率，不同時刻的化學反應速率是不相同的； （3）對于固體或氣體反應中的液體物質(zhì)，反應在其表面進行，壓強的變化對濃度幾乎無影響，是不變的，因此一般不用固體、純液體表示化學反應速率；B習題訓練1.教材第18頁、19頁所有習題2.補充習題：第二冊38頁2、影響化學反應速率的因素影響因素對速率的影響決定因素內(nèi)因（主要因素）與反應物本身的性質(zhì)，如金屬與水的反應速率: 外因（當其他條件不變時改變一個條件）濃度增大反應物的濃度，反應速率增大，反之減小增大反應物

8、濃度、增大壓強（減小容器體積）都使得單位體積內(nèi)活化分子百分數(shù)不變，活化分子數(shù)增加，有效碰撞次數(shù)增多，反之減小壓強對于有氣體參加的反應，增大壓強（減小容器體積），反應速率增大，反之減小溫度升高溫度，正反應速率增大，逆反應速率增大，反之減小升溫吸收能量，使用催化劑降低反應的活化能，均導致單位體積內(nèi)分子數(shù)不變，活化分子百分數(shù)增大，活化分子數(shù)增加，有效碰撞次數(shù)增多，化學反應速率增大催化劑使用催化劑，能同等程度地改變同一反應的正反應速率和逆反應速率其他光，電磁波，超聲波，固體反應顆粒的大小，溶劑等有影響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)濃度不變反應速率不變

9、恒溫恒壓時：充入惰性氣體體積增大各反應物濃度減小反應速率減慢B習題訓練1.教材24頁所有習題2.補充習題：考點二 化學平衡（1）化學平衡狀態(tài)：一定條件下，當一個可逆反應進行到正逆反應速率相等時，體系內(nèi)組成成分濃度不再改變，達到表面上靜止的一種“平衡”，這就是這個反應所能達到的最大限度即化學平衡狀態(tài)。（2）建立過程（3）化學平衡的特征逆（研究前提是可逆反應）等（同一物質(zhì)的正逆反應速率相等） 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） （4）化學平衡狀態(tài)的判斷方法判斷可逆反應達到平衡狀態(tài)的方法和依據(jù)例舉反應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

10、量的分數(shù)一定平衡各物質(zhì)的質(zhì)量或各物質(zhì)質(zhì)量分數(shù)一定平衡各氣體的體積或體積分數(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、逆反應速率的關系單位時間內(nèi)消耗了同時生成，即平衡在單位時間內(nèi)消耗了同時消耗了，則平衡，不一定等于不一定平衡在單位時間內(nèi)生成，同時消耗了q molD，因均指不一定平衡壓強時，總壓力一定（其他條件一定）平衡時，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)量一定時，只有當時平衡一定時，但時不一定平衡溫度任何反應都伴隨著能量變化，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B習題訓練1.教材32頁1、5題2.補充習題：（

11、5）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，增大反應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）在溶液中進行的反應，如果稀釋溶液，反應物濃度減小，生成物濃度也減小，正減小，逆也減小，但是減小的程度不同，總的結果是化學平衡向反應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應方向移動，溫度降低會使化學平衡向著放熱反應方向移動。3、壓強對

12、化學平衡移動的影響影響規(guī)律：A.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;B.對于反應前后氣態(tài)物質(zhì)的總體積沒有變化的化學反應： ，增大或減小壓強都不能使化學平衡移動。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應速率和逆反應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

13、向移動。B習題訓練1.教材32頁3、6、7、8題2.補充習題：考點三 化學平衡常數(shù)與化學平衡有關的計算（一）定義：在一定溫度下，當一個反應達到化學平衡時，生成物濃度冪之積與反應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，與反應物或生成物的濃度無關。3、反應物或生產(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、稀溶液中進行的反應，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

14、反應進行程度的標志。K值越大，說明平衡時_生成物的濃度越大，它的正向反應進行的程度越大，即該反應進行得越完全，反應物轉(zhuǎn)化率越高。反之，則相反。一般地，K>105時，該反應就進行得基本完全了。2、可以利用K值做標準，判斷正在進行的可逆反應是否平衡及不平衡時向何方進行建立平衡。（Q：濃度積）Q K:反應向正反應方向進行;Q = K:反應處于平衡狀態(tài) ;Q K:反應向逆反應方向進行3、利用K值可判斷反應的熱效應若溫度升高，K值增大，則正反應為吸熱反應若溫度升高，K值減小，則正反應為放熱反應B習題訓練1教材32頁2題、33頁9題2.補充習題：第二章知識點歸納、總結（復習）第二章檢測題專題二 化學

15、反應速率和化學平衡第三章 水溶液中的離子平衡考點一 弱電解質(zhì)的電離平衡物質(zhì)單質(zhì)化合物 電解質(zhì)非電解質(zhì)：非金屬氧化物，大部分有機物。 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1、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、弱電解質(zhì)電離方程式的書寫電離方程式的書寫：用可逆符號 弱酸的電離要分布寫（第一步為主）3、弱電解質(zhì)的電離平衡電離平衡：在一定的條件下，當電解質(zhì)分子電離成離子的速

16、率和離子結合成弱電解質(zhì)分子的速率相等時，電離過程就達到了平衡狀態(tài)，這叫電離平衡。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，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：加入能與弱電解質(zhì)的電離產(chǎn)生的某種離子反應的物質(zhì)時，有利于電離。4、電離常數(shù)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)，（一般用表示酸，表示堿。）表示方法： 影響因素：a、電離常數(shù)的大小主

17、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。如：B習題訓練1.教材43頁1、2、3、4題2.補充習題：考點二 水的電離和溶液的酸堿性1、水的電離水電離平衡：: 水的離子積： = 25時, =10-7 ; 1×10 -14 注意：只與溫度有關，溫度一定，則值一定不僅適用于純水，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：酸、堿 ：抑制水的電離 1×10-14溫度：促進水的電離（水的電離是吸熱的）易水解的鹽

18、：促進水的電離 1×10-142、溶液的酸堿性和：1.溶液的酸堿性常溫時，酸性溶液中，7; 堿性溶液中，7; 中性溶液中，=7;2.溶液的（1）當很小時，直接用物質(zhì)的量濃度表示溶液的酸堿性的強弱很不方便，通常采用的負對數(shù)來表示，稱為溶液的pH，其表達式為=-lgcH+。越小，溶液的酸性越強；越大，溶液的堿性越強。（2）稀釋過程溶液值的變化規(guī)律：強酸溶液：稀釋10n倍時，稀 = 原+ n （但始終不能大于或等于7）弱酸溶液：稀釋10n倍時，稀 原+n （但始終不能大于或等于7）強堿溶液：稀釋10n倍時，稀 = 原n （但始終不能小于或等于7）弱堿溶液：稀釋10n倍時，稀 原n （但始終

19、不能小于或等于7）不論任何溶液，稀釋時均是向7靠近（即向中性靠近）；任何溶液無限稀釋后均接近7稀釋時，弱酸、弱堿和水解的鹽溶液的變化得慢，強酸、強堿變化得快。（3）的測定方法：酸堿指示劑甲基橙 、 石蕊 、 酚酞 。變色范圍：甲基橙 3.14.4（橙色） 石蕊5.08.0（紫色） 酚酞8.210.0（淺紅色）試紙 操作： 玻璃棒蘸取未知液體在試紙上，然后與標準比色卡對比即可。 注意：事先不能用水濕潤PH試紙；廣泛pH試紙只能讀取整數(shù)值或范圍3.溶液的計算方法（1）單一溶液強酸溶液，如HnA溶液，設溶質(zhì)的物質(zhì)的量濃度為c ，=nc ，=-lg=-lgnc強堿溶液，如B(OH)n溶液，設溶質(zhì)的物質(zhì)

20、的量濃度為c ，=,（2）兩強酸混合由,先求出混合后的,再根據(jù)公式=-lgcH+求。若兩強酸溶液等體積混合，可采用速算方法：混合后溶液的等于混合前溶液小的加0.3。如=3和=5的兩種鹽酸等體積混合后，=3.3（3）兩強堿混合由，先求出混合后的，再通過求出，最后求。若兩強堿溶液等體積混合，可采用速算方法：混合后溶液的等于混合前溶液大的減0.3.如=9和=11的兩種燒堿溶液等體積混合后，=10.7（4）強酸與強堿混合強酸與強堿混合的實質(zhì)為中和反應，中和后溶液的有以下三種情況：若恰好中和，=7（）若剩余酸，先求中和后剩余的，再求若剩余堿，先求中和后剩余的，再通過求出，最后求。（5）已知酸和堿的之和，

21、判斷等體積溶液混合后的（）若強酸與強堿溶液的之和等于14，則混合后溶液顯中性，=7若強酸與強堿溶液的之和大于14，則混合后溶液顯堿性，>7若強酸與強堿溶液的之和小于14，則混合后溶液顯酸性，<7若強酸與強堿溶液的之和為14，酸堿中有一強、一弱。則酸堿溶液混合后，誰弱顯誰性考點三 酸堿中和滴定（實驗）1、中和滴定的原理實質(zhì)： 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

22、途向滴定管中添加。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。（洗滌：用洗液洗檢漏：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)的量濃度；V酸或堿溶液的體積。當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酸為標準酸，其數(shù)值在理論上是不變的，若稀釋了雖實際值變

23、小，但體現(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，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。B 習題訓練1教材52頁1、2、3、4、5、6、7、8題2. 補充習題：考點四 鹽類水解1、定義：在水溶液中鹽電離出來的離子跟水電離出來的H+或OH-結合生成弱電解質(zhì)的反應。2、水解的實質(zhì)：水溶液中鹽電離出來的

24、離子跟水電離出來的H+或OH-結合,破壞水的電離，是平衡向右移動，促進水的電離。3、鹽類水解方程式的書寫鹽類水解程度一般很小，水解產(chǎn)物量很小，通常不生成沉淀或氣體，書寫水解方程式時，一般不標“”或“”。鹽類水解是可逆反應，除發(fā)生強烈雙水解反應外，一般水解方程式中不寫“”而寫可逆符號。鹽類水解方程式分為兩種類型：強堿弱酸所生成鹽的水解：強酸弱堿所生成鹽的水解：4、鹽類水解的影響因素內(nèi)因鹽本身的性質(zhì)（1） 弱堿的堿性越弱，其陽離子的水解程度越大，對應鹽溶液的酸性越強；（2） 弱酸的酸性越弱，其陰離子的水解程度越大，對應鹽溶液的堿性越強。外因（1） 溫度：鹽類水解后生成酸和堿，即鹽類的水解反應可以看

25、做是酸堿中和反應的逆反應，因此鹽類的水解反應式吸熱反應（2） 濃度A.增大鹽溶液的濃度，水解平衡向正反應方向移動，水解程度減小，但水解產(chǎn)生的離子濃度增大；加水稀釋，水解平衡向正反應方向移動，水解程度增大，但水解產(chǎn)生的離子濃度減小B.增大，促進強堿弱酸鹽的水解，抑制強酸弱堿鹽的水解；增大，促進強酸弱堿鹽的水解，抑制強堿弱酸鹽的水解。5、鹽類水解的規(guī)律 有弱才水解， 無弱不水解， 越弱越水解；誰強顯誰性， 兩弱都水解， 同強顯中性。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。 (如: )6、鹽類水解原理的應用水解的應用實例原理1、凈水明礬凈水2、去油污用熱堿水冼油污物品3、藥品的保

26、存配制溶液時常加入少量鹽酸 配制溶液時常加入少量NaOH4、制備無水鹽由制無水 在氣流中加熱若不然，則：MgCl2·6H2O Mg(OH)2+2HCl+4H2OMg(OH)2 MgO+H2O5、泡沫滅火器用與溶液混合 6、比較鹽溶液中離子濃度的大小比較溶液中離子濃度的大小 7. 溶液中微粒濃度的大小比較（1）考慮水解因素：如 溶液 (主要)（次要）所以（2）不同溶液中同一離子濃度的比較要看溶液中其他離子對它的影響。如相同物質(zhì)的量濃度的a. 溶液、b. 溶液、c. 溶液，b中的水解對水解有促進作用，c中對的水解有抑制作用，則三種溶液中由大到小的順序是c>a>b（3）混合溶液

27、中各離子濃度的比較要綜合分析水解因素、電離因素。如相同物質(zhì)的量濃度的和氨水的混合液中，因的水解程度小于的電離程度，所以離子濃度順序為: （4）濃度相同時，弱酸根離子或弱堿陽離子的水解程度越大，平衡濃度越小。如等濃度的溶液和溶液，由于的水解程度大于的，故8. 電解質(zhì)溶液中離子之間的三種定量關系基本原則：抓住溶液中微粒濃度必須滿足的三種守恒關系：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)的乘積之和如小蘇打溶液中溶液中物料守恒: （即原子個數(shù)守恒或質(zhì)量守恒）在電解質(zhì)溶液中，粒子的種類可能發(fā)生變化，但變化前后元素的原子個數(shù)守恒。某原子的總量(或總濃度

28、)其以各種形式存在的所有微粒的量(或濃度)之和如0.1 溶液中質(zhì)子守恒：即水電離出的濃度與濃度相等。在電解質(zhì)溶液中，由于電離、水解等的發(fā)生，往往存在質(zhì)子的得失，但得到的質(zhì)子數(shù)等于失去的質(zhì)子數(shù)如溶液中：質(zhì)子守恒關系比較抽象，可以由電荷守恒和物料守恒兩種關系導出B習題訓練1.教材59頁110題2.補充習題：考點五 沉淀溶解平衡 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)。（2）反應后離子濃度降至以下的反應為完全反應。如酸堿中和時降至10-7 <10-5 ，故為完全反應，用“=”，常見的難溶物在水中的離子濃度均遠低于10-5 ，故均用“=”。（3）難溶并非不溶，

29、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)：（5）溶解平衡常為吸熱，但為放熱，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：3、沉淀生成的三種主要方式 （1）加沉淀劑法：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)值除某些易水解的金屬陽離子：如加除去溶液中。 （3）氧化還原沉淀法： （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：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

30、溶解度更小 的。 如： (白色沉淀) （淡黃色） （黃色） （黑色）6、溶度積（）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合成沉淀的速率，溶液中各離子的濃度保持不變的狀態(tài)。w.w.w.k.s.5.u.c.o.m2、表達式： 3、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（離子積） 有沉淀析出 平衡狀態(tài) 未飽和，繼續(xù)溶解B習題訓練1.教材67頁1、2、3、4、5題2.補充習題：第三章知識點歸納、總結（復習）第三章檢測題專題三 水溶液中的離子平衡第四章 電化學基礎考點一 原電池基本原理 1、概念：把化學能轉(zhuǎn)化為電

31、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 電極用導線相連并插入電解液構成閉合回路能自發(fā)地發(fā)生氧化還原反應3、工作原理如圖是原電池示意圖電極材料電極名稱負極正極電極反應類型氧化反應還原反應電極反應式電子移動方向從負極流出經(jīng)外電路流入正極電流方向從正極流出經(jīng)外電路流入負極陰陽離子移動方向電解質(zhì)溶液中，陽離子移向正極，陰離子移向負極4、原電池原理的應用（1）比較金屬的活動性強弱原電池中，一般活動性相對較強的金屬作負極，而活動性相對較弱的金屬作正極（2）加快化學反應速率由于行成了原電池，導致反應速率加快。如與稀硫酸反應制氫氣時，可向溶液中滴加少量溶液，形成原電池，加快反應速率

32、（3）用于金屬的防護使需要保護的金屬制品作原電池正極而受到保護。例如要保護一個鐵質(zhì)的輸水管道或鋼鐵橋梁，可將其與一塊鋅塊相連，使鋅作原電池的負極（4）設計制作原電池設計原電池要緊扣原電池的三個條件：必須是能自發(fā)進行的氧化還原反應根據(jù)氧化還原反應找出正負極材料（負極就是失去電子的物質(zhì)。正極用比負極活動性差的金屬即可，也可以用石墨）及電解質(zhì)溶液按要求畫出原電池裝置示意圖5、原電池正、負極的判斷 原電池正負極的判斷判斷角度負極正極電極材料一般是活潑性較強的金屬一般是活潑性較弱的金屬或能導電的非金屬電子流向電子流出的一極電子流入的極離子移動方向陰離子移向的極陽離子移向的極發(fā)生的反應氧化反應還原反應反應

33、現(xiàn)象質(zhì)量減小質(zhì)量增加或不變6.電極反應式的書寫B(tài)習題訓練1.教材73頁16題2.補充習題：考點二 電解原理及其應用一、電解原理1、相關概念電解池：把電能轉(zhuǎn)化為化學能的裝置（也叫電解槽）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(被動的不是自發(fā)的)的過程放電：當離子到達電極時，失去或獲得電子，發(fā)生氧化還原反應的過程2、電解池的構成條件直流電源；兩個電極；電解質(zhì)（熔融態(tài)或溶液）；閉合回路3、電解池的工作原理以電解溶液為例電極材料石墨石墨電極名稱陰極（與電源負極相連）陽極（與電源正極相連）電極反應類型還原反應氧化反應電極反應式電子移動方向從電源的負極沿導線流入電解池的陰極，再從電解池的陽極流出，并沿導線流回電源的正極電流方向從正極流出經(jīng)外電路流入負極陰陽離子移動方向電解質(zhì)溶液中，陽離子移向陰極，陰離子移向陽極4、電解原理的應用(1)氯堿工業(yè)電解飽和食鹽水陽極（放電順序）：陰極（放電順序）：總反應：離子方程式：(2)電鍍(3)電解精煉銅5、以惰性電極電解電解質(zhì)溶液的類型類型電極反應特點實例電解對象電解質(zhì)濃度電解質(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電解質(zhì)減小增大-放氫生成堿型陰極：水放生堿陽極：電解質(zhì)陰離子放電電解質(zhì)