選修4 化學反應原理知識點總結(jié)

1、一、焓變、反應熱要點一：反應熱（焓變）的概念及表示方法化學反應過程中所釋放或吸收的能量，都可以用熱量來描述，叫做反應熱，又稱焓變，符號為H，單位為kJ/mol，規(guī)定放熱反應的H為“”，吸熱反應的H為“+”。特別提醒：（1）描述此概念時，無論是用“反應熱”、“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：放熱反應和吸熱反應1放熱反應的H為“”或H0 ；吸熱反應的H為“+”或H 0HE（生成物的總能量）E（反應物的總能量）HE（反應物的鍵能） E（生成物的鍵能）2常見的放熱反

2、應和吸熱反應放熱反應：活潑金屬與水或酸的反應、酸堿中和反應、燃燒反應、多數(shù)化合反應。吸熱反應：多數(shù)的分解反應、氯化銨固體與氫氧化鋇晶體的反應、水煤氣的生成反應、炭與二氧化碳生成一氧化碳的反應3需要加熱的反應，不一定是吸熱反應；不需要加熱的反應，不一定是放熱反應4通過反應是放熱還是吸熱，可用來比較反應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，該反應為吸熱反應，金剛石的能量高，石墨比金屬石穩(wěn)定。二、熱化學方程式的書寫書寫熱化學方程式時，除了遵循化學方程式的書寫要求外，還要注意以下幾點：1反應物和生成物的聚集狀態(tài)不同，反應熱的數(shù)值和符號可能不同，因此必

3、須注明反應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只能寫在熱化學方程式的右邊，用空格隔開，H值“” 表示放熱反應， H值“+”表示吸熱反應；單位為“kJ/mol”。3熱化學方程式中各物質(zhì)化學式前面的化學計量數(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的值要與熱化學方程式中化學式前面的化學計量數(shù)相對應，如果化學計量數(shù)加倍，H也要加倍。5正反應若為放熱反應，則其逆反應必為吸熱反應，二者H的數(shù)值相等而符號相反。三、燃燒熱、中和熱、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

4、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，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方程式和燃燒的熱化學方程式；表示中和熱的熱化學方程式和表示中和反應的熱化學方程式的不同。燃燒熱以可燃物1

5、mol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，考查熱化學方程式的書寫及求算反應熱，已成為高考命題的熱點。關(guān)于能源問題，應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1.3萬倍。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

6、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、反應熱的求算1由蓋斯定律：化學反應不管是一步完成還是分步完成，其反應熱總是相同的。也就是說，化學反應熱只與反應的始態(tài)和終態(tài)有關(guān)，而與具體反應的途徑無關(guān)。2反應熱的數(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H的符號為“”，吸熱反應H的符號為“+”。特別提醒：（1）運用蓋斯定律的技巧：參照目標熱化學方程式設計合理的反應途徑，對原熱化學方程式進行恰當“變形”（反寫、乘除某一個數(shù)），然后方程式之間進行“加減”，從而得出求算新熱化學方程式反應熱H的關(guān)系式。（2）具體方法：熱化學方程式乘以某

7、一個數(shù)時，反應熱也必須乘上該數(shù)；熱化學方程式“加減”時，同種物質(zhì)之間可相“加減”，反應熱也隨之“加減”；將一個熱化學方程式顛倒時，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。第二章化學反應速率與化學平衡一、化學反應速率及其簡單計算1化學反應速率：通常用單位時間內(nèi)反應物濃度的減小或生成物濃度的增加來表示，其數(shù)學表達式可表示為單位一般為mol/(L·min)或mol.·L1·min12

8、結(jié)論：對于一般反應 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化學反應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，化學反應速率均取正值。3同一化學反應速率用不同物質(zhì)表示時可能不同，但是比較反應速率快慢時，要根據(jù)反應速率與化學方程式的計量系數(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。二、影響化學反應速率的因素1內(nèi)因（主要因素）：反應物本身的性質(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

9、大反應物的濃度，V正急劇增大，V逆也逐漸增大。若減小反應物濃度，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，對于有氣體參加的反應，通過縮小反應容器，增大壓強，V正、V逆都增大；通過擴大反應容器，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、逆反應速率。特別提醒：1改變壓強的實質(zhì)是改變濃度，若反應體系中無氣體參加，故對該類的反應速率無影響。2恒容時，氣體反應體系中充入稀有氣體（或無關(guān)氣體）時，

10、氣體總壓增大，物質(zhì)的濃度不變，反應速率不變。3恒壓時，充入稀有氣體，反應體系體積增大，濃度減小，反應速率減慢。4溫度每升高10，化學反應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反應速率的影響：三、化學平衡狀態(tài)的標志和判斷1化學平衡的標志：（1）V正=V逆，它是化學平衡的本質(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)、反應物的轉(zhuǎn)化率等均不再改變，這是外部特點。2化學平衡的狀態(tài)的判斷：特別提醒：1當從正逆反應速率關(guān)系方面描述時，若按化學計量數(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

11、變的反應，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，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)。如2HI（g） H2（g）+I2（g）4全部是氣體參加的反應，恒容條件下體系的密度不變，不能說明達到平衡狀態(tài)。四、影響化學平衡的因素及勒夏特例原理要點一：反應條件對化學平衡的影響：（1）濃度：在其他條件不變時，增大反應物的濃度或減少生成物的濃度，都可使平衡向正反應方向移動，反之，平衡向逆反應方向移動。（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；溫度對化學平衡的影響是

12、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，但不會改變化學平衡常數(shù)，不會改變反應物的轉(zhuǎn)化率，不會改變各組分的百分含量。特別提醒：1恒容時充入與該反應無關(guān)的氣體（如稀有氣體），正逆反應速率不變，平衡不移動2使用催化劑或?qū)怏w體積不變的反應改變壓強，同等倍數(shù)的改變正逆反應速率，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

13、逆反應速率時，化學平衡一定移動。要點二：勒夏特例原理 如果改變影響化學平衡的一個條件（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，由于化學反應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)上反應條件的優(yōu)化，實質(zhì)上是勒夏特例原理和化學反應速率兩方面綜合應用的結(jié)果。五、化學速率和化學平衡圖象1速率v時間t的圖象：（1）由速率的變化判斷外界條件的改變：若反應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，

14、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)，即對應的溫度高或壓強大，從而判斷出曲線對應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，從而判斷出該反應為放熱反應或吸熱反應、反應前后氣體體積的大小等。六、化學平衡常數(shù)1對于一般的可逆反應：mA(g)

15、+ nB(g)pC(g)+qD(g)，其中m、n、p、q分別表示化學方程式中反應物和生成物的化學計量數(shù)。當在一定溫度下達到化學平衡時，這個反應的平衡常數(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mA(g)+nB(g)pC(g)+qD(g)，平衡常數(shù)為K。若某時刻時，反應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

16、處于化學平衡狀態(tài)；QcK ，V(正)V(逆)，可逆反應向正反應方向進行；QcK ，V(正)V(逆)，可逆反應向逆反應方向進行。4化學平衡常數(shù)是指某一具體化學反應的平衡常數(shù)，當化學反應方程式的各物質(zhì)的化學計量數(shù)增倍或減倍時，化學平衡常數(shù)也會發(fā)生相應的變化。5化學平衡常數(shù)是描述可逆反應進行程度的重要參數(shù)，只與溫度有關(guān)，與反應物、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)。七、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，無論反應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)律對于反應前后氣體物質(zhì)的

17、體積不等的反應A定溫、定容時，改變起始加入情況，只要按化學計量數(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。對于反應前后氣體物質(zhì)的體積相等的反應不論定溫、定容時還是定溫、定壓時，改變起始加入情況，只要按化學計量數(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。八、化學反應進行的方向1放熱反應具有自發(fā)進行的傾向，但有些吸熱反應也能自發(fā)進行，故用焓判據(jù)判斷反應自發(fā)進行的方向不全面2反應體系熵值的增大，反應有自發(fā)進行的傾向，但有些熵減的反

18、應也能自發(fā)進行，故用熵判據(jù)判斷反應自發(fā)進行的方向也不全面3復合判據(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，能自發(fā)進行；G=HTS=0，反應處于平衡狀態(tài)。第三章水溶液中的離子平衡一、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）溶液導電性對比實驗：相同條件下，HAc溶液的導電性明顯弱于強酸（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

19、<a +2（5）將物質(zhì)的量濃度相同的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)溶液導電性

20、取決于溶液中自由移動離子濃度和離子所帶電荷數(shù)的多少。一般來說，相同濃度的強電解質(zhì)的導電性明顯強于弱電解質(zhì)。弱酸（堿）與弱堿（酸）反應生成了強電解質(zhì)，溶液的導電性明顯增強。4電解質(zhì)的強弱與溶液的導電性沒有直接的關(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)，但溶液的導電性幾乎為零。二、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：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加入能反應的物質(zhì)，促進電離，但相關(guān)離子濃度降低。要點

21、二:電離平衡常數(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。三、影響水電離

22、平衡的因素和水的離子積常數(shù)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。2不僅適用于純水，還適用于以水為溶劑的稀酸

23、、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(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。四、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；

24、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，

25、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 > 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：pH=7 酸過量時： 堿過量時：根據(jù)c（H+）= Kw/ c(OH)，求c（H+）五、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CH

26、3COOHHCH3COO2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

27、的沉淀、氣體要用“”或“”標出，如Al3+與AlO2、HCO3、HS、S2之間均發(fā)生雙水解反應，如Al3+ 3HS+3H2O=Al(OH)3+3H2S六、鹽類的水解要點一：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.內(nèi)在因素:組成鹽的弱離子對應的酸或堿越弱,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)；沖稀：用水稀釋,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

28、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，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

29、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：NH4HCO3、（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。七、溶液中離子濃度大小的比較1.多元弱酸、多元弱酸鹽溶液如H2S溶液： c(H+)>c(HS)>c(S2一)>c(OH一)。如Na2CO3溶液：c(Na+)>c(CO32)>c(OH) >c(HCO3)>(H+)。2混合溶液：混合溶液中離子濃度的比較，要注意能發(fā)生反應的先反

30、應再比較，同時要注意混合后溶液體積的變化，一般情況下，混合溶液的體積等于各溶液體積之和。在此，常用到以下兩組混合液：NH4C1 NH3.H2O(1：1)；CH3COOHCH3COONa(1：1)。一般均按電離程度大于水解程度考慮。即NH4C1 NH3.H2O(1：1)中，c(NH4+)>c(Cl一) > c(OH一) >c(H+)；CH3COOHCH3COONa(1：1)中：c(CH3COO一)>c(Na+) > c(H+)>c(OH一)3掌握三個守恒關(guān)系:(1)電荷守恒：電解質(zhì)溶液中，不論存在多少種離子，溶液總是呈電中性，即陰離子所帶負電荷總數(shù)一定等于陽離

31、子所帶正電荷總數(shù)。如在Na2CO3溶液中有c(Na+)+c(H+)=c(HCO3)+2c(CO32)+c(OH)。(2)物料守恒：電解質(zhì)溶液中，由于某些離子水解或電離，使離子種類增多，但某些主要原子的總數(shù)是守恒的。如在Na2 CO3溶液中有c(Na+)=2c(CO32)+2c(HCO3)+2c(H2CO3)。(3)質(zhì)子守恒：任何溶液中，最后溶液中僅由水電離出的H+與OH守恒，即由水電離產(chǎn)生的c(H+)=c(OH)。在電解質(zhì)溶液中，由于某些離子發(fā)生水解，結(jié)合了水電離的H+或OH，使溶液中c(H+)c(OH)，但由水電離出的H+與OH守恒。如在Na2CO3溶液中有c(OH)=c(H+)+c(HCO

32、3)+2c(H2CO3)，也可由電荷守恒式和物料守恒式疊加得出。八、溶沉淀解平衡及沉淀溶解平衡常數(shù)要點一：沉淀溶解平衡：1溶解度小于0.01g的電解質(zhì)稱難溶電解質(zhì)。難溶并非不溶，任何難溶物在水中均存在溶解平衡。2反應后離子濃度降至1×105mol/L以下的反應為完全反應，故用“=”，常見的難溶物在水中的離子濃度均遠低于105mol/L3溶解平衡方程式的書寫：在沉淀后用(s)標明狀態(tài)，并用“ ”，如：Ag2S(s) 2Ag+ (aq)+ S2(aq)4.沉淀溶解平衡是動態(tài)平衡，其影響因素主要有：溫度：一般升溫時，沉淀溶解度增大，能促進溶解，但要注意Ca(OH)2的溶解度隨溫度的升高而減

33、小。同離子效應：增大體系中沉淀溶解平衡中離子濃度，平衡向生成沉淀的方向移動；反之，則向沉淀溶解的方向移動。5. 沉淀轉(zhuǎn)化的實質(zhì)：就是沉淀溶解平衡的移動，一般說來，溶解度小的沉淀轉(zhuǎn)化成溶解度更小的沉淀。要點二:沉淀溶解平衡常數(shù)1表達公式：沉淀溶解平衡常數(shù)，它的符號為Ksp，對于沉淀溶解平衡：MmNn(s) mMn+(aq)+nNm(aq)。固體純物質(zhì)不列入平衡常數(shù)中。上述反應的平衡常數(shù)為表示為：Ksp=c(Mn+)mc(Nm)n2影響因素：在一定的溫度下，Ksp是一個常數(shù)，稱為溶度積常數(shù)，簡稱溶度積，它只受溫度影響，不受溶液中離子濃度的影響。3溶度積的應用：通過比較溶度積和溶液中有關(guān)離子濃度冪的

34、乘積離子積QC的相對大小，可以判斷難溶電解質(zhì)在給定條件下沉淀能否生成或溶解。QC Ksp 溶液過飽和，有沉淀析出，直至溶液飽和達到新的平衡狀態(tài) QC= Ksp 溶液飽和，沉淀與溶解處于平衡狀態(tài) QC Ksp溶液未飽和，無沉淀析出，若加入過量難溶電解質(zhì)，難溶電解質(zhì)溶解直至溶液飽和。第四章電化學一  、原電池的工作原理1將化學能轉(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中還原劑失去的電子經(jīng)過導線傳給氧化劑，使氧化還原反應分別在兩極上進行。2原電池的形成條件：（如下圖所示）（1）活潑性不同的電極材料（2）電解質(zhì)溶液（3）構(gòu)成閉合電路（用導線連接或直接接觸）（4）自發(fā)進行

35、的氧化還原反應 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，電極材料不一定都是金屬，但應為導體，電解質(zhì)溶液應合理的選取。3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；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，能導電的非金屬；發(fā)生還原反應；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。4原電池電極反應式書寫技巧（1）根據(jù)給出的化學方程式或題意，確定原電池的正、負極，弄清正、負極上發(fā)生反應的具體物質(zhì)（2）弱電解質(zhì)、氣體、難溶物均用化學式表示，其余以離子符號表示，

36、寫電極反應式時，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、負極反應產(chǎn)物的影響，正、負極產(chǎn)物可根據(jù)題意或化學方程式加以確定（4）正負電極反應式相加得到原電池的總反應式，通常用總反應式減去較易寫的電極反應式，從而得到較難寫的電極反應式。二、原電池原理的應用（1）設計原電池（這是近幾年高考的命題熱點）（2）加快了化學反應速率：形成原電池后，氧化還原反應分別在兩極進行，使反應速率增大，例如：實驗室用粗鋅與稀硫酸反應制取氫氣；在鋅與稀硫酸反應時加入少量的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）電化學保護法：

37、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、化學電源1充電電池是指既能將化學能轉(zhuǎn)變成電能（即放電），又能將電能轉(zhuǎn)變成化學能（充電）的一類特殊的電池。充電、放電的反應不能理解為可逆反應（因充電、放電的條件不同）。2書寫燃料電池電極反應式時應注意如下幾點：（1）電池的負極一定是可燃性氣體，失電子，發(fā)生氧化反應；電池的正極一定是助燃氣體，得電子，發(fā)生還原反應。（2）寫電極反應時，一定要注意電解質(zhì)是什么，其中的離子要和電極反應中出現(xiàn)的離子相對應，堿性電解質(zhì)時，電極反應式不能出現(xiàn)H+；酸性電解質(zhì)時，電極反應式不能出現(xiàn)OH。（3）可由正負兩極的電極反應式相疊加

38、得到總電極反應式，但要注意是在得失電子守恒前提下；電極反應要注意是燃料反應和燃料產(chǎn)物與電解質(zhì)溶液反應的相疊加的反應式。四、電解原理及規(guī)律 電極的判斷與電極上的反應。（1）陽極：與電源正極相連的電極，是發(fā)生氧化反應；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；溶液中的陽離子在陰極上得電子，發(fā)生還原反應。 電流或電子的流向：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

39、。 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)。（1）陰極（得電子能力）：Ag+>Fe3+>Cu2+>H+>Pb2+>Sn2+>Fe2+>Zn2+>Al3+>Mg2+>Na+>Ca2+> K+，但應注意，電鍍時通過控制條件（如離子濃度等），F(xiàn)e2+和Zn2+可先于H+放電。（2）陽極（失電子能力）：若陽極材料為活性電極（Pt、Au 除外），則電極本身失去電子，而溶液中的陰離子不參與電極反應；若陽極材料為惰性電極，則有S2>I>Br>Cl>OH>含氧酸根離子及F

40、等。4酸、堿、鹽溶液電解規(guī)律（惰性電極） 5原電池、電解池、電鍍池的判斷（1）若無外接電源，可能是原電池，然后根據(jù)原電池的形成條件判斷（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，當陽極金屬與電解質(zhì)溶液中的金屬離子相同，則為電鍍池（3）若無明顯外接電源的串聯(lián)電路，則應利用題中信息找出能發(fā)生自發(fā)氧化還原反應的裝置為原電池。（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，正極發(fā)生還原反應；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。五、電解原理的應用1氯堿工業(yè)（電解飽和食鹽水）：2NaCl + 2H2O 2NaOH +