魯科版化學(xué)反應(yīng)原理知識點總結(jié)

1、 選修4 化學(xué)反應(yīng)原理第一章 化學(xué)反應(yīng)與能量轉(zhuǎn)化§1.1化學(xué)反應(yīng)的熱效應(yīng)一、焓變、反應(yīng)熱要點一：反應(yīng)熱（焓變）的概念及表示方法化學(xué)反應(yīng)過程中所釋放或吸收的能量，都可以用熱量來描述，叫做反應(yīng)熱，又稱焓變，符號為H，單位為kJ/mol，規(guī)定放熱反應(yīng)的H為“”，吸熱反應(yīng)的H為“+”。特別提醒：（1）描述此概念時，無論是用“反應(yīng)熱”、“焓變”或“ H”表示，其后所用的數(shù)值必須帶“+”或“”。（2）單位是kJ/mol，而不是kJ，熱量的單位是kJ。（3）在比較大小時，所帶“+”“”符號均參入比較。要點二：放熱反應(yīng)和吸熱反應(yīng)1放熱反應(yīng)的H為“”或H0 ；吸熱反應(yīng)的H為“+”或H 0HE（生成物的

2、總能量）E（反應(yīng)物的總能量）HE（反應(yīng)物的鍵能） E（生成物的鍵能）2常見的放熱反應(yīng)和吸熱反應(yīng)放熱反應(yīng)：活潑金屬與水或酸的反應(yīng)、酸堿中和反應(yīng)、燃燒反應(yīng)、多數(shù)化合反應(yīng)。吸熱反應(yīng)：多數(shù)的分解反應(yīng)、氯化銨固體與氫氧化鋇晶體的反應(yīng)、水煤氣的生成反應(yīng)、炭與二氧化碳生成一氧化碳的反應(yīng)3需要加熱的反應(yīng)，不一定是吸熱反應(yīng)；不需要加熱的反應(yīng)，不一定是放熱反應(yīng)4通過反應(yīng)是放熱還是吸熱，可用來比較反應(yīng)物和生成物的相對穩(wěn)定性。如C（石墨，s）C（金剛石，s） H3= +1.9kJ/mol，該反應(yīng)為吸熱反應(yīng)，金剛石的能量高，石墨比金屬石穩(wěn)定。二、熱化學(xué)方程式的書寫書寫熱化學(xué)方程式時，除了遵循化學(xué)方程式的書寫要求外，還要

3、注意以下幾點：1反應(yīng)物和生成物的聚集狀態(tài)不同，反應(yīng)熱的數(shù)值和符號可能不同，因此必須注明反應(yīng)物和生成物的聚集狀態(tài)，用s、l、g分別表示固體、液體和氣體，而不標“、”。2H只能寫在熱化學(xué)方程式的右邊，用空格隔開，H值“” 表示放熱反應(yīng)， H值“+”表示吸熱反應(yīng)；單位為“kJ/mol”。3熱化學(xué)方程式中各物質(zhì)化學(xué)式前面的化學(xué)計量數(shù)僅表示該物質(zhì)的物質(zhì)的量，并不表示物質(zhì)的分子數(shù)或原子數(shù)，因此，化學(xué)計量數(shù)可以是整數(shù)，也可以是分數(shù)。4H的值要與熱化學(xué)方程式中化學(xué)式前面的化學(xué)計量數(shù)相對應(yīng)，如果化學(xué)計量數(shù)加倍，H也要加倍。5正反應(yīng)若為放熱反應(yīng)，則其逆反應(yīng)必為吸熱反應(yīng)，二者H的數(shù)值相等而符號相反。三、燃燒熱、中和

4、熱、能源要點一：燃燒熱、中和熱及其異同特別提醒：1燃燒熱指的是1 mol可燃物燃燒生成穩(wěn)定的化合物時所放出的熱量，注意：穩(wěn)定的化合物，如H2H2O(l)而不是H2O(g)、 CCO2(g)而不是CO 、SSO2(g)而不是SO3。2中和熱是指酸、堿的稀溶液發(fā)生中和反應(yīng)生成1 mol水所放出的熱量。注意：弱酸、弱堿電離出H+、OH需要吸收熱量，故所測定中和熱的數(shù)值偏小；濃硫酸與堿測定中和熱時，因濃硫酸釋稀要放熱，故測定的中和熱的數(shù)值偏大。3因燃燒熱、中和熱是確定的放熱反應(yīng)，具有明確的含義，故在表述時不用帶負號，如CH4的燃燒熱為890KJ/mol。4注意表示燃燒熱的熱化學(xué)方程式和燃燒的熱化學(xué)方程

5、式；表示中和熱的熱化學(xué)方程式和表示中和反應(yīng)的熱化學(xué)方程式的不同。燃燒熱以可燃物1mol為標準，且燃燒生成穩(wěn)定的化合物；中和熱以生成1mol水為標準。要點二：能源新能源的開發(fā)與利用,日益成為社會關(guān)注的焦點,因此,以新型能源開發(fā)與利用為背景材料，考查熱化學(xué)方程式的書寫及求算反應(yīng)熱，已成為高考命題的熱點。關(guān)于能源問題，應(yīng)了解下面的幾個問題：（1）能源的分類：常規(guī)能源（可再生能源，如水等，非再生能源，如煤、石油、天然氣等）；新能源（可再生能源，如太陽能、風能、生物能；非再生能源，如核聚變?nèi)剂希?）能源的開發(fā)；太陽能：每年輻射到地球表面的能量為5×1019kJ，相當于目前全世界能量消耗的1.

6、3萬倍。生物能：將生物轉(zhuǎn)化為可燃性的液態(tài)或氣態(tài)化合物，再利用燃燒放熱。風能：利用風力進行發(fā)電、提水、揚帆助航等技術(shù)，風能是一種可再生的干凈能源。地球能、海洋能。四、反應(yīng)熱的求算1由蓋斯定律：化學(xué)反應(yīng)不管是一步完成還是分步完成，其反應(yīng)熱總是相同的。也就是說，化學(xué)反應(yīng)熱只與反應(yīng)的始態(tài)和終態(tài)有關(guān)，而與具體反應(yīng)的途徑無關(guān)。2反應(yīng)熱的數(shù)值等于E（形成新鍵釋放的總能量）與E（斷鍵所吸收的總能量）之差，放熱反應(yīng)H的符號為“”，吸熱反應(yīng)H的符號為“+”。特別提醒：（1）運用蓋斯定律的技巧：參照目標熱化學(xué)方程式設(shè)計合理的反應(yīng)途徑，對原熱化學(xué)方程式進行恰當“變形”（反寫、乘除某一個數(shù)），然后方程式之間進行“加減”

7、，從而得出求算新熱化學(xué)方程式反應(yīng)熱H的關(guān)系式。（2）具體方法：熱化學(xué)方程式乘以某一個數(shù)時，反應(yīng)熱也必須乘上該數(shù)；熱化學(xué)方程式“加減”時，同種物質(zhì)之間可相“加減”，反應(yīng)熱也隨之“加減”；將一個熱化學(xué)方程式顛倒時，DH的“+”“”號也隨之改變，但數(shù)值不變。（4）注意1molH2、O2、P4分別含有1molHH、1mol O=O、6molPP，1molH2O中含有2molOH，1molNH3含有3molNH ，1molCH4含有4molCH。§1.2電能轉(zhuǎn)化為化學(xué)能電解一、電解原理1、電解池： 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)通過電解質(zhì)溶液而在陰陽兩極引起

8、氧化還原反應(yīng)(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)生氧化還原反應(yīng)的過程4、電子流向：電解池中電子由電源負極流向陰極，被向陰極移動的某種陽離子獲得，而向陽極移動的某種陰離子或陽極本身在陽極上失電子，電子流向電源正極。5、電極名稱及反應(yīng)：（1）陽極：與電源正極相連的電極，是發(fā)生氧化反應(yīng)；若惰性材料（石墨、Pt、Au ）作陽極，失電子的是溶液中的陰離子；若為活性金屬電極（Pt、Au除外），失電子的是電極本身，表現(xiàn)為金屬溶解。（2）陰極：是與電源負極相連的電極，電極本身不參與反應(yīng)；溶液中的陽離子在陰極上得電子，發(fā)生還原反應(yīng)。6、16 / 16電解CuCl2溶液的電極反

9、應(yīng)：陽極：2Cl- -2e-=Cl2 (氧化)陰極：Cu2+2e-=Cu(還原)總反應(yīng)式： CuCl2 =Cu+Cl2電解NaCl溶液的電極反應(yīng)：陽極：2Cl- -2e-=Cl2 (氧化)陰極：2Na1+2e-=2Na(還原)總反應(yīng)式：2NaCl =2Na+Cl27、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+

10、 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 離子的放電順序：主要取決于離子本身的性質(zhì)，也與溶液濃度、溫度、電極材料等有關(guān)。注意先要看電極材料，是惰性電極還是活性電極，若陽極材料為活性電極（Fe、Cu)等金屬，則陽極反應(yīng)為電極材料失去電子，變成離子進入溶液；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)水溶液電解產(chǎn)物的規(guī)律上述四種類型電解質(zhì)分類：（1）電解水型：含氧酸，強堿，活潑

11、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：陽極：2Cl- -2e-=Cl2陰極：2H+ 2e = H2總反應(yīng)：2NaCl + 2H2O 2NaOH + H2 + Cl22電鍍：待鍍金屬制品作陰極，鍍層金屬作陽極，含有鍍層金屬離子的溶液作電鍍液，陽極反應(yīng)：M ne =Mn+（進入溶液），陰極反應(yīng)Mn+ + ne =M（在鍍件上沉積金屬）。鍍銅反應(yīng)原理： 陽極(純銅)：Cu-2e-=Cu2+，陰極(鍍件)：Cu2+2e-=Cu，

12、電解液：可溶性銅鹽溶液，如CuSO4溶液3電解精煉銅：以粗銅為陽極，精銅為陰極，含銅離子的溶液作電解質(zhì)溶液。電解時發(fā)生如下反應(yīng)：陽極（粗銅）：Cu 2e = Cu2+；陰極（純銅）：Cu2+ + 2e = Cu。4電冶金：Mg、Al的制取，如，電解熔融NaCl制金屬Na：2NaCl(熔融) =2Na + Cl2第三節(jié)化學(xué)能轉(zhuǎn)化為電能-電池一 、原電池的工作原理1將化學(xué)能轉(zhuǎn)變?yōu)殡娔艿难b置叫做原電池，它的原理是將氧化還原反應(yīng)中還原劑失去的電子經(jīng)過導(dǎo)線傳給氧化劑，使氧化還原反應(yīng)分別在兩極上進行。2原電池的形成條件：（如下圖所示）（1）活潑性不同的兩種電極材料（2）電解質(zhì)溶液（3）構(gòu)成閉合電

13、路（用導(dǎo)線連接或直接接觸）（4）自發(fā)進行的氧化還原反應(yīng)特別提醒：構(gòu)成原電池的四個條件是相互聯(lián)系的，電極不一定參加反應(yīng)，電極材料不一定都是金屬，但應(yīng)為導(dǎo)體，電解質(zhì)溶液應(yīng)合理的選取。3、電子流向：外電路： 負極導(dǎo)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4判斷原電池正負極常用的方法負極：一般為較活潑金屬，發(fā)生氧化反應(yīng)；是電子流出的一極，電流流入的一極；或陰離子定向移動極；往往表現(xiàn)溶解。正極：一般為較不活潑金屬，能導(dǎo)電的非金屬；發(fā)生還原反應(yīng)；電子流入一極，電流流出一極；或陽離子定向移向極；往往表現(xiàn)為有氣泡冒出或固體析出。5原電池電極反應(yīng)式書寫技巧（1）根據(jù)給出的化學(xué)方

14、程式或題意，確定原電池的正、負極，弄清正、負極上發(fā)生反應(yīng)的具體物質(zhì)（2）弱電解質(zhì)、氣體、難溶物均用化學(xué)式表示，其余以離子符號表示，寫電極反應(yīng)式時，要遵循質(zhì)量守恒、元素守恒定律及正負極得失電子數(shù)相等的規(guī)律，一般用“=”而不用“”（3）注意電解質(zhì)溶液對正、負極反應(yīng)產(chǎn)物的影響，正、負極產(chǎn)物可根據(jù)題意或化學(xué)方程式加以確定（4）正負電極反應(yīng)式相加得到原電池的總反應(yīng)式，通常用總反應(yīng)式減去較易寫的電極反應(yīng)式，從而得到較難寫的電極反應(yīng)式。二、原電池原理的應(yīng)用（1）設(shè)計原電池（這是近幾年高考的命題熱點）（2）加快了化學(xué)反應(yīng)速率：形成原電池后，氧化還原反應(yīng)分別在兩極進行，使反應(yīng)速率增大，例如：實驗室用粗鋅與稀硫酸

15、反應(yīng)制取氫氣；在鋅與稀硫酸反應(yīng)時加入少量的CuSO4溶液，能使產(chǎn)生H2的速率加快（3）進行金屬活動性強弱的比較（4）電化學(xué)保護法：即金屬作為原電池的正極而受到保護，如在鐵器表面鍍鋅（5）從理論上解釋鋼鐵腐蝕的主要原因三、化學(xué)電源1化學(xué)電源分類 一次電池 放電時原電池反應(yīng) 二次電池（可充電電池） 充電時電解池反應(yīng)燃料電池充電電池是指既能將化學(xué)能轉(zhuǎn)變成電能（即放電），又能將電能轉(zhuǎn)變成化學(xué)能（充電）的一類特殊的電池。充電、放電的反應(yīng)不能理解為可逆反應(yīng)（因充電、放電的條件不同）。2、鋅錳干電池（一次電池）（1）酸性鋅錳干電池A、結(jié)構(gòu)：負極為包裹電解質(zhì)氯化銨和氯化鋅的鋅殼、正極為石墨電極B、反應(yīng)原理負極

16、：Zn2eZn2+正極：2NH4+ + 2e-2NH3 + H2總方程式：Zn + 2NH4Cl = ZnCl2 +2NH3 + H2C、缺點：新電池會發(fā)生自放電而使存放時間縮短、放電后電壓下降較快等。（2）堿性鋅錳干電池A、優(yōu)點：克服了酸性鋅錳干電池的缺點B、結(jié)構(gòu)：負極為鋅粉、正極為石墨，正負極混在電解質(zhì)中C、反應(yīng)原理：負極：Zn + 2OH2eZnO +H2O 正極：MnO2 +2H2O + 2eMn(OH)2+2OH總方程式：Zn + MnO2 +2H2O = ZnO + Mn(OH)2燃料氣 輔助氣 多孔石墨電極（含催化劑） 3、鉛蓄電池（二次電池）放電時：負極：Pb + SO422e

17、 PbSO4正極：PbO2 + 4H+ + SO42 + 2e PbSO4 + 2H2O總方程式：Pb + PbO2 + 2H2SO4= 2PbSO4 + 2H2O充電時：陰極（電池的負極）：PbSO4 + 2e Pb + SO42 燃料電池陽極（電池的正極）：PbSO4 + 2H2O 2e PbO2 + 4H + SO42總方程式：2PbSO4 + 2H2O = Pb + PbO2 + 2H2SO44燃料電池（1）常見的燃料電池 注意：電解質(zhì)溶液對反應(yīng)的影響A、氫氧燃料電池堿性電解液：正極：2H2 + 4OH+4e 4H2O 負極：O2 + 2H2O + 4e 4OH酸性電解液：正極：2H2

18、4e 4H+ 負極：O2 + 4H+ + 4e 2H2O中性電解液：正極：2H24e 4H+ 負極：O2 + 2H2O + 4e 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：負極：CH410OH8eCO3-7H2O；正極：4H2O2O28e8OH-。電池總反應(yīng)式為：CH42O22KOHK2CO33H2O（2）書寫燃料電池電極反應(yīng)式時應(yīng)注意如下幾點：（1）電池的負極一定是可燃性氣體，失電子，發(fā)生氧化反應(yīng)；電池的正極一定是助燃氣體，得電子，發(fā)生還原反應(yīng)。（2）寫電極反應(yīng)時，一定要注意電解質(zhì)是什么，其中的離子要和電極反應(yīng)中出現(xiàn)的離子相對

19、應(yīng)，堿性電解質(zhì)時，電極反應(yīng)式不能出現(xiàn)H+；酸性電解質(zhì)時，電極反應(yīng)式不能出現(xiàn)OH。（3）可由正負兩極的電極反應(yīng)式相疊加得到總電極反應(yīng)式，但要注意是在得失電子守恒前提下；電極反應(yīng)要注意是燃料反應(yīng)和燃料產(chǎn)物與電解質(zhì)溶液反應(yīng)的相疊加的反應(yīng)式。四、鋼鐵的腐蝕與防護(以鋼鐵鐵腐蝕為例)1化學(xué)腐蝕和電化學(xué)腐蝕：電化學(xué)腐蝕（吸氧腐蝕）化學(xué)腐蝕條件不純金屬或合金與電解質(zhì)溶液接觸構(gòu)成微小原電池金屬跟接觸物質(zhì)（多為非電解質(zhì)）直接反應(yīng)現(xiàn)象有微弱電流產(chǎn)生無電流產(chǎn)生結(jié)果活潑金屬被腐蝕較不活潑金屬得到保護各種金屬都有可能被腐蝕實例負極： Fe2e=Fe2+正極： O2+2H2O+4e=4OH2Fe+3Cl2=2FeCl3（

20、某些工廠）本質(zhì)金屬原子失去電子被氧化而損耗聯(lián)系兩種腐蝕同時發(fā)生，但電化腐蝕較化學(xué)腐蝕普遍，鋼鐵以吸氧腐蝕常見金屬的防護改變金屬部結(jié)構(gòu)，如制成不銹鋼；在金屬表面覆蓋保護層，如電鍍、涂油、噴漆、搪瓷、鍍氧化膜（致密），目的使金屬制品與周圍物質(zhì)隔開；電化學(xué)保護法（被保護金屬作為原電池的正極或電解池的陰極）特別提醒：金屬腐蝕的快慢：在相同的電解質(zhì)溶液中，金屬腐蝕的快慢一般為：電解池的陽極>原電池負極>化學(xué)腐蝕>電解池陰極、原電池正極。2鋼鐵的析氫腐蝕和吸氧腐蝕：析氫腐蝕吸氧腐蝕條件水膜呈酸性。水膜呈中性或酸性很弱。電極反應(yīng)負極Fe( ) ：Fe2e=Fe2+正極C(+)：2H+2e=

21、H2總電極反應(yīng)式：Fe + 2H+ = Fe2+ H22Fe4e=2Fe2+O2+2H2O+4e=4OH2Fe+2H2O+O2= 2 Fe(OH)24Fe(OH)2+2H2O+O2=4Fe(OH)3Fe(OH)3 Fe2O3 · nH2O通常兩種腐蝕同時存在，但后者更普遍。3、金屬的電化學(xué)防護1、利用原電池原理進行金屬的電化學(xué)防護（1）、犧牲陽極的陰極保護法 原理：原電池反應(yīng)中，負極被腐蝕，正極不變化 應(yīng)用：在被保護的鋼鐵設(shè)備上裝上若干鋅塊，腐蝕鋅塊保護鋼鐵設(shè)備 負極：鋅塊被腐蝕；正極：鋼鐵設(shè)備被保護（2）、外加電流的陰極保護法原理：通電，使鋼鐵設(shè)備上積累大量電子，使金屬原電池反應(yīng)產(chǎn)

22、生的電流不能輸送，從而防止金屬被腐蝕應(yīng)用：把被保護的鋼鐵設(shè)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(shè)備上積累，抑制了鋼鐵失去電子的反應(yīng)。 2、改變金屬結(jié)構(gòu)：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、表面鈍化等五、三池的比較原電池電解池電鍍池定義將化學(xué)能轉(zhuǎn)變成電解的裝置將電能轉(zhuǎn)變成化學(xué)能的裝置應(yīng)用電解原理在某些金屬表面鍍上一層其它金屬的裝置裝置舉例形成條件活動性不同的兩電極（連接）電解質(zhì)溶液（電極插入其中并與電極自發(fā)反應(yīng)）形成閉合回路兩電極接直流電源兩電極插入電解質(zhì)溶液形成閉合回路鍍層金屬接電源正極，待鍍金屬接電源

23、負極電鍍液必須含有鍍層金屬的離子電極名稱負極：較活動金屬正極：較不活動金屬（或能導(dǎo)電的非金屬）陽極：與電源正極相連的極陰極：與電源負極相連的極名稱同電解，但有限制條件陽極：必須是鍍層金屬陰極：鍍件電極反應(yīng)負極：氧化反應(yīng)、金屬失電子正極：還原反應(yīng)，溶液中的陽離子得電子陽極：氧化反應(yīng)，溶液中的陰離子失電子，或電極金屬失電子陰極：還原反應(yīng)，溶液中的陽離子得電子陽極：金屬電極失電子陰極：電鍍液中陽離子得電子電子流向同電解池規(guī)律總結(jié)：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)

24、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，則應(yīng)利用題息找出能發(fā)生自發(fā)氧化還原反應(yīng)的裝置為原電池。（4）可充電電池的判斷：放電時相當于原電池，負極發(fā)生氧化反應(yīng)，正極發(fā)生還原反應(yīng)；充電時相當于電解池，放電時的正極變?yōu)殡娊獬氐年枠O，與外電源正極相連，負極變?yōu)殛帢O，與外電源負極相連。六、電化學(xué)計算的基本方法1根據(jù)電

25、子守恒法計算：用于串聯(lián)電路、陰陽兩極產(chǎn)物、正負兩極產(chǎn)物、相同電量等類型的計算，其依據(jù)是電路上轉(zhuǎn)移的電子數(shù)相等2根據(jù)總反應(yīng)式計算：先寫出電極反應(yīng)式，再寫出總反應(yīng)式，最后根據(jù)總反應(yīng)式列出比例式計算。3、燃料電池的優(yōu)點：能量轉(zhuǎn)換率高、廢棄物少、運行噪音低第二章化學(xué)反應(yīng)速率與化學(xué)平衡一、化學(xué)反應(yīng)進行的方向1放熱反應(yīng)具有自發(fā)進行的傾向，但有些吸熱反應(yīng)也能自發(fā)進行，故用焓判據(jù)判斷反應(yīng)自發(fā)進行的方向不全面2反應(yīng)體系熵值的增大，反應(yīng)有自發(fā)進行的傾向，但有些熵減的反應(yīng)也能自發(fā)進行，故用熵判據(jù)判斷反應(yīng)自發(fā)進行的方向也不全面3復(fù)合判據(jù)自由能變化：G=HTS，是最全面的判斷據(jù)：G=HTS0，不能自發(fā)進行；G=HTS0

26、，能自發(fā)進行；G=HTS=0，反應(yīng)處于平衡狀態(tài)。二、化學(xué)平衡常數(shù)1對于一般的可逆反應(yīng)：mA(g)+ nB(g)pC(g)+qD(g)，其中m、n、p、q分別表示化學(xué)方程式中反應(yīng)物和生成物的化學(xué)計量數(shù)。當在一定溫度下達到化學(xué)平衡時，這個反應(yīng)的平衡常數(shù)公式可以表示為：,各物質(zhì)的濃度一定是平衡時的濃度,而不是其他時刻的.2在進行K值的計算時，固體和純液體的濃度可視為常數(shù)“1”。例如：Fe3O4(s)+4H2(g)3Fe(s)+4H2O(g)，在一定溫度下，化學(xué)平衡常數(shù)表示為。3利用K值可判斷某狀態(tài)是否處于平衡狀態(tài)。例如，在某溫度下，可逆反應(yīng)mA(g)+nB(g)pC(g)+qD(g)，平衡常數(shù)為K。

27、若某時刻時，反應(yīng)物和生成物的濃度關(guān)系如下： ，則有以下結(jié)論：QcK ，V(正)V(逆)，可逆反應(yīng)處于化學(xué)平衡狀態(tài)；QcK ，V(正)V(逆)，可逆反應(yīng)向正反應(yīng)方向進行；QcK ，V(正)V(逆)，可逆反應(yīng)向逆反應(yīng)方向進行。4化學(xué)平衡常數(shù)是指某一具體化學(xué)反應(yīng)的平衡常數(shù)，當化學(xué)反應(yīng)方程式的各物質(zhì)的化學(xué)計量數(shù)增倍或減倍時，化學(xué)平衡常數(shù)也會發(fā)生相應(yīng)的變化。5化學(xué)平衡常數(shù)是描述可逆反應(yīng)進行程度的重要參數(shù)，只與溫度有關(guān)，與反應(yīng)物、生成物的濃度無關(guān)，當然也不會隨壓強的變化而變化，即與壓強無關(guān)。三、影響化學(xué)平衡的因素及勒.夏特列原理要點一：反應(yīng)條件對化學(xué)平衡的影響：（1）濃度：在其他條件不變時，增大反應(yīng)物的濃

28、度或減少生成物的濃度，都可使平衡向正反應(yīng)方向移動，反之，平衡向逆反應(yīng)方向移動。（2）溫度：在其他條件不變時，升高溫度，平衡向吸熱方向移動；降低溫度，平衡向放熱方向移動；溫度對化學(xué)平衡的影響是通過改變平衡常數(shù)實現(xiàn)的。（3）壓強：其他條件不變時，在有氣體參加的可逆反應(yīng)里，增大壓強，平衡向氣體總體積縮小的方向移動；反之，平衡向氣體總體積增大的方向移動。在這里，壓強改變是通過反應(yīng)器容積的改變來完成的（即壓縮或擴大）。（4）催化劑：使用催化劑能同等倍數(shù)地增大正逆反應(yīng)速率，平衡不移動，縮短了達到平衡所需的時間，但不會改變化學(xué)平衡常數(shù)，不會改變反應(yīng)物的轉(zhuǎn)化率，不會改變各組分的百分含量。特別提醒：1恒容時充入

29、與該反應(yīng)無關(guān)的氣體（如稀有氣體），正逆反應(yīng)速率不變，平衡不移動2使用催化劑或?qū)怏w體積不變的反應(yīng)改變壓強，同等倍數(shù)的改變正逆反應(yīng)速率，平衡不移動。3若改變濃度、壓強、溫度，不同倍數(shù)的改變了正逆反應(yīng)速率時，化學(xué)平衡一定移動。要點二：勒夏特列原理如果改變影響化學(xué)平衡的一個條件（如濃度、溫度、壓強），平衡就向能夠減弱這種方向移動。對該原理中的“減弱”不能理解為消除、抵消，即平衡移動的變化總是小于外界條件變化對反應(yīng)的改變。如給已達到平衡狀態(tài)的可逆體系，增加5個大氣壓，由于化學(xué)反應(yīng)向體積縮小的方向移動，使體系的最終壓強大于其初始壓強P0而小于P0+5。另外，工業(yè)上反應(yīng)條件的優(yōu)化，實質(zhì)上是勒夏特例原理和化

30、學(xué)反應(yīng)速率兩方面綜合應(yīng)用的結(jié)果。四、化學(xué)平衡狀態(tài)的標志和判斷1化學(xué)平衡的標志：（1）V正=V逆，它是化學(xué)平衡的本質(zhì)特征（2）各組分的濃度不再改變，各組分的物質(zhì)的量、質(zhì)量、體積分數(shù)、反應(yīng)物的轉(zhuǎn)化率等均不再改變，這是外部特點。2化學(xué)平衡的狀態(tài)的判斷：特別提醒：1當從正逆反應(yīng)速率關(guān)系方面描述時，若按化學(xué)計量數(shù)比例同向說時，則不能說明達到平衡狀態(tài)；若按化學(xué)計量數(shù)比例異向說明，則可以說明達到平衡狀態(tài)。2恒溫、恒容下的體積不變的反應(yīng)，體系的壓強或總物質(zhì)的量不變時，不能說明達到平衡狀態(tài)。如H2（g）+I2 （g）2HI（g）。3全部是氣體參加的體積不變的反應(yīng)，體系的平均相對分子質(zhì)量不變，不能說明達到平衡狀態(tài)

31、。如2HI（g） H2（g）+I2（g）4全部是氣體參加的反應(yīng)，恒容條件下體系的密度不變，不能說明達到平衡狀態(tài)。五、化學(xué)反應(yīng)速率及其簡單計算1化學(xué)反應(yīng)速率：通常用單位時間反應(yīng)物濃度的減小或生成物濃度的增加來表示，其數(shù)學(xué)表達式可表示為 單位一般為mol/(L·min)或mol.·L1·min1。2結(jié)論：對于一般反應(yīng) aA + bB =cC + dD來說有：VA ：VB ：VC ：VD =CA ：CB ：CC ：CD =nA ：nB ：nC ：nD = a ：b ：c ：d特別提醒：1化學(xué)反應(yīng)速率指的是平均速率而不是瞬時速率2無論濃度的變化是增加還是減少，化學(xué)反應(yīng)速率

32、均取正值。3同一化學(xué)反應(yīng)速率用不同物質(zhì)表示時可能不同，但是比較反應(yīng)速率快慢時，要根據(jù)反應(yīng)速率與化學(xué)方程式的計量系數(shù)的關(guān)系換算成同一種物質(zhì)來表示，看其數(shù)值的大小。注意比較時單位要統(tǒng)一。六、影響化學(xué)反應(yīng)速率的因素1因（主要因素）：反應(yīng)物本身的性質(zhì)（分子結(jié)構(gòu)或原子結(jié)構(gòu)）所決定的。2外因（次要因素）（1）濃度：當其他條件不變時，增大反應(yīng)物的濃度，V正急劇增大，V逆也逐漸增大。若減小反應(yīng)物濃度，V逆急劇減小，V正逐漸減小。（固體或純液體的濃度可視為常數(shù)，故反應(yīng)速率與其加入量多少無關(guān)）。（2）溫度：當其他條件不變時，升溫時， V正、V逆都加快；降溫時，V正、V逆都減小（3）壓強：其他條件不變時，對于有氣體

33、參加的反應(yīng)，通過縮小反應(yīng)容器，增大壓強，V正、V逆都增大；通過擴大反應(yīng)容器，壓強減小，濃度變小，V正、V逆均減小。（4）催化劑：使用催化劑，成百上千的同等倍數(shù)地增加了正、逆反應(yīng)速率。特別提醒：1改變壓強的實質(zhì)是改變濃度，若反應(yīng)體系中無氣體參加，故對該類的反應(yīng)速率無影響。2恒容時，氣體反應(yīng)體系中充入稀有氣體（或無關(guān)氣體）時，氣體總壓增大，物質(zhì)的濃度不變，反應(yīng)速率不變。3恒壓時，充入稀有氣體，反應(yīng)體系體積增大，濃度減小，反應(yīng)速率減慢。4溫度每升高10，化學(xué)反應(yīng)速率通常要增大為原來的24倍。5從活化分子角度解釋外界條件對化學(xué)反應(yīng)速率的影響：七、化學(xué)速率和化學(xué)平衡圖象1速率v時間t的圖象：（1）由速率

34、的變化判斷外界條件的改變：若反應(yīng)速率與原平衡速率斷層，則是由改變溫度或壓強所致，具體改變的條件，則要結(jié)合V逆、V正大小關(guān)系及平衡移動的方向進行判斷。若反應(yīng)速率與原平衡連續(xù)，則是由改變某一種物質(zhì)的濃度所致，具體是增大或減小反應(yīng)物還是生成物的濃度，則要結(jié)合V逆、V正大小關(guān)系及平衡移動的方向進行判斷2組分量時間t、溫度T、壓強P的圖象“先拐先平”：“先拐”的先達到平衡狀態(tài)，即對應(yīng)的溫度高或壓強大，從而判斷出曲線對應(yīng)的溫度或壓強的大小關(guān)系?！岸ㄒ蛔h二”：即固定其中的一個因素（溫度或壓強等），然后討論另外一個因素與化學(xué)平衡中的參量（濃度、質(zhì)量分數(shù)、體積分數(shù)、平均相對分子質(zhì)量）的變化關(guān)系，從而判斷出該反應(yīng)

35、為放熱反應(yīng)或吸熱反應(yīng)、反應(yīng)前后氣體體積的大小等。八、等效平衡問題1等效平衡的概念：在一定條件下(定溫、定容或定溫、定壓)對同一可逆反應(yīng)，無論反應(yīng)從何處開始均可達到平衡且任何同一個的組分的含量相同，這樣的平衡互稱為等效平衡。2等效平衡的規(guī)律對于反應(yīng)前后氣體物質(zhì)的體積不等的反應(yīng)A定溫、定容時，改變起始加入情況，只要按化學(xué)計量數(shù)換算成方程式兩邊同一物質(zhì)的物質(zhì)的量與原平衡相等就可以建立等效平衡。B定溫、定壓時，改變起始加入情況，只要按化學(xué)計量數(shù)換算成方程式兩邊同一物質(zhì)的物質(zhì)的量之比與原平衡相等就可以建立等效平衡。對于反應(yīng)前后氣體物質(zhì)的體積相等的反應(yīng)不論定溫、定容時還是定溫、定壓時，改變起始加入情況，只

36、要按化學(xué)計量數(shù)換算成方程式兩邊同一物質(zhì)的物質(zhì)的量之比與原平衡相等就可以建立等效平衡。第三章水溶液中的離子平衡一、影響水電離平衡的因素和水的離子積常數(shù)1、水電離平衡：:2、水電離特點：（1）可逆 （2）吸熱 （3）極弱要點一:影響水電離平衡的因素1溫度：升溫，促進水電離，c(H)、c(OH)同時增大，但溶液仍呈中性。2加入酸堿：向純水中加入酸或堿溶液，酸電離出H+或堿電離出的OH均使水的電離平衡受到抑制。3加入可水解的離子（弱酸根或弱堿陽離子）：破壞了水的電離平衡，使水的電離平衡右移，促進了水的電離。4其他因素：向水中加入活潑金屬、電解時有H+、OH放電時均可促進水的電離平衡正向移動。要點二：水

37、的離子積常數(shù)1水的離子積表示為KW = c(H)c(OH) ，水的離子積只與溫度有關(guān)，如不指明，則是在25；升高溫度，Kw增大，降低溫度，Kw減小。25時, H+=OH- =10-7 mol/L ; KW = H+·OH- = 1*10-14 2不僅適用于純水，還適用于以水為溶劑的稀酸、稀堿溶液。堿溶液中：Kw = ，酸溶液中：Kw = ；在不同的溶液中，c(H)和c(OH)雖然不一定相等，但由水電離出的c(H)和c(OH)卻總是相等的。3當水中加入酸或堿時，水的電離平衡都受到抑制，但Kw不變，改變的只是c(H)、c(OH)相對大小。4Kw= c(H)×c(OH)式中的c(

38、H)和c(OH)指的是溶液中的H+和OH的總濃度，一般說來，當溶液中c(H)或c(OH)大于由水電離出的H+和OH的1000倍時，水的電離可忽略。注意：KW只與溫度有關(guān)，溫度一定，則KW值一二、電解質(zhì)、非電解質(zhì)，強弱電解質(zhì)的比較1電解質(zhì)、非電解質(zhì)的概念2強電解質(zhì)與弱電解質(zhì)的概念3強弱電解質(zhì)通過實驗進行判斷的方法(以HAc為例)：（1）溶液導(dǎo)電性對比實驗：相同條件下，HAc溶液的導(dǎo)電性明顯弱于強酸（鹽酸、硝酸）（2）測0.01mol/LHAc溶液的pH>2（3）測NaAc溶液的pH值： 常溫下，PH>7（4）測pH= a的HAc稀釋100倍后所得溶液pH<a +2（5）將物質(zhì)的

39、量濃度相同的HAc溶液和NaOH溶液等體積混合后溶液呈堿性（6）中和10mLpH=1的HAc溶液消耗pH=13的NaOH溶液的體積大于10mL（7）將pH=1的HAc溶液與pH=13的NaOH溶液等體積混合后溶液呈酸性（8）比較物質(zhì)的量濃度相同的HAc溶液與鹽酸，分別與同樣的鋅粒反應(yīng)產(chǎn)生氣體的速率，后者快。特別提醒：1SO2、NH3、CO2的水溶液雖然能導(dǎo)電，但它們?nèi)詫儆诜请娊赓|(zhì)2電解質(zhì)強弱的判斷，關(guān)鍵是看電解質(zhì)在水溶液中是否完全電離。電解質(zhì)電離程度與溶解度無直接關(guān)系，溶解度大的不一定是強電解質(zhì)（如醋酸），溶解度小的不一定是弱電解質(zhì)（如硫酸鋇）。3電解質(zhì)溶液導(dǎo)電性取決于溶液中自由移動離子濃度和

40、離子所帶電荷數(shù)的多少。一般來說，相同濃度的強電解質(zhì)的導(dǎo)電性明顯強于弱電解質(zhì)。弱酸（堿）與弱堿（酸）反應(yīng)生成了強電解質(zhì)，溶液的導(dǎo)電性明顯增強。4電解質(zhì)的強弱與溶液的導(dǎo)電性沒有直接的關(guān)系。如難溶物BaCO3，它溶于水的部分能完全電離，故屬于強電解質(zhì)，但溶液的導(dǎo)電性幾乎為零。三、溶液的酸堿性及PH值的計算要點一：溶液的酸堿性及PH值1溶液酸堿性的判斷依據(jù)：c(H) c(OH)，溶液呈酸性；c(H)=c(OH)，溶液呈中性；c(H)c(OH)，溶液呈堿性。2酸堿性與PH值的關(guān)系：用PH值的大小來判斷溶液的酸堿性，須注意溫度：常溫下，PH=7的溶液為中性；在100時，PH=7時，溶液呈堿性。3釋稀溶液與

41、PH的關(guān)系：對于強酸溶液，每稀釋10倍，PH增大一個單位，無論如何沖稀也不會等于或大于7；對于強堿溶液，每沖稀10倍，PH減小一個單位，無論如何沖稀也不會等于或小于7。對于PH相同的強酸和弱酸（強堿或弱堿）溶液沖稀相同的倍數(shù)，強酸或強堿溶液的PH變化大，這是因為強酸或強堿已完全電離，而弱酸或弱堿還能繼續(xù)電離出H、OH。要點二：PH值的計算1單一溶液的pH值計算：pH=lgc(H+)2溶液的稀釋：規(guī)律：酸：pH= a，加水稀釋10n倍，強酸：pH= a + n，弱酸：pH < a + n 無限稀釋，pH接近7，但不會小于7堿：pH= b，加水稀釋10n倍，強堿：pH= bn，弱堿：pH &

42、gt; bn 無限稀釋，pH接近7，但不會小于7。3酸酸混合或堿堿混合溶液pH值計算（1）強酸混合：（2）強堿混合： 然后，再根據(jù)c（H+）= Kw/ c(OH)，求算c（H+）。2 強酸和強堿混合 恰好完全反應(yīng)：pH=7 酸過量時：堿過量時：根據(jù)c（H+）= Kw/ c(OH)，求c（H+）四、弱電解質(zhì)電離平衡及電離平衡常數(shù)要點一：影響電離平衡的因素：1溫度：升高溫度，促進電離（因為電離過程吸熱），離子濃度增大2 濃度：溶液稀釋促進電離，離子濃度反而變小3同離子效應(yīng)：加入與弱電解質(zhì)具有相同的離子的物質(zhì)，將抑制電離，相關(guān)離子濃度增大；4加入能反應(yīng)的物質(zhì)，促進電離，但相關(guān)離子濃度降低。要點二:電

43、離平衡常數(shù)1.在一定溫度下，弱電解質(zhì)達到電離平衡時，各種離子濃度之積與溶液中未電離的分子濃度之比是一個常數(shù)，該常數(shù)就叫電離平衡常數(shù)。如CH3COOHCH3COO+H+，K=c(CH3COO)c(H+)/c(CH3COOH).2.電離平衡常數(shù)是描述弱電解質(zhì)達到平衡狀態(tài)的標尺。它只受溫度的影響，因電離過程是吸熱過程，故它隨溫度的升高而增大。3.對于多元弱酸來說，由于上一級電離產(chǎn)生的H+對下一級電離起抑制作用，一般是K1K2K3，即第二步電離通常比第一步電離難得多，第三步電離又比第二步電離難得多，因此在計算多元素弱酸溶液的c(H+)或比較弱酸酸性相對強弱時，通常只考慮第一步電離。五、鹽類的水解要點一

44、：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，兩弱相促進，兩強不水解。2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 NaHCO3)。要點二：影響鹽類的水解的因素1.在因素:組成鹽的弱離子對應(yīng)的酸或堿越弱,鹽的水解程度越大.2.外在因素:溫度：升高溫度，能促進鹽的水解(因鹽的水解是吸熱的)；沖?。河盟♂?鹽的濃度減小,水解所呈現(xiàn)的酸堿性減弱,但鹽的水解程度增大；加入酸或堿：能促進或抑制鹽的水解,加入水解呈現(xiàn)的酸堿性相反的鹽也能促進鹽的水解。要點三：鹽類水解的應(yīng)用1易水解鹽溶液的配制：配制FeCl3、SnCl2等溶液時，常將它們?nèi)苡谳^濃的鹽酸中，

45、然后再用水稀釋到所需濃度。2物質(zhì)雜質(zhì)：加熱法可除去KNO3溶液中的Fe3+雜質(zhì)；加CuO或Cu(OH)2等可除去Cu2+溶液中的Fe3+。3溶液的蒸干：有些鹽如FeCl3 MgCl2，由溶液蒸干得到晶體時，必須在蒸發(fā)過程中不斷通入HCl氣體，以抑制水解。4.物質(zhì)的制備：如Al2S3不能用濕法制備。5.較活潑的金屬與鹽溶液作用產(chǎn)生氫氣：如將Mg放入NH4Cl溶液中,會有氫氣產(chǎn)生。6.化肥的合理使用，如銨態(tài)氮肥不能與草木灰（主要成分K2CO3）混用7泡沫滅火器中藥劑的使用，如Al2(SO4)3和NaHCO38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注意：NH

46、4HCO3、（NH4）2CO3溶液兩種離子均可水解且互相促進，但不能水解進行到底,故它們可以大量共存，配成溶液。六、電離方程式和水解方程式的書寫要點一：電離方程式的書寫1由于弱電解質(zhì)在溶液中部分電離，故寫電離方程式時用“”符號，如CH3COOHHCH3COO2多元弱酸分步電離，以第一步電離為主：如H2CO3電離： H2CO3HCO3H+ ，HCO3CO32+H+3多元弱堿的電離與多元弱酸的電離情況相似，但常用一步表示：Fe(OH)3Fe3+3OH要點二：水解方程式的書寫1因單個離子水解程度較弱，故水解反應(yīng)方程式用“”，生成的產(chǎn)物少，生成物一般不標“”或“”。2多元弱酸對應(yīng)的鹽水解方程式與多元弱酸的電離方程式一樣也是分步進行，不能合并。3多元弱堿陽離子的水解方程式一步完成。例如FeCl3水解：FeCl3+3H2O Fe(OH)3+3H+4雙水解是指陰陽離子均水解，且水解程度較大，一般能進行到底，此類水解用“=”表示，生成物中的沉淀、氣體要用“”或“”標出，如Al3+