必修三化學(xué)復(fù)習(xí)資料

1、 化學(xué)第一章一、吸熱反應(yīng)、放熱反應(yīng)、反應(yīng)熱、燃燒熱、中和熱等概念1、反應(yīng)熱：化學(xué)上規(guī)定，當(dāng)化學(xué)反應(yīng)在一定的溫度下進(jìn)行時(shí)，反應(yīng)所釋放或吸收的熱量為該反應(yīng)在此溫度下的熱效應(yīng)。符號(hào)：用Q表示Q>0，表示吸熱；Q<0，表示放熱；單位：J/mol或kJ/mol2、放熱反應(yīng)： 即有熱量放出的化學(xué)反應(yīng)3、吸熱反應(yīng)： 即吸收熱量的化學(xué)反應(yīng)4、燃燒熱 : （1）概念：在101kPa時(shí)，1mol物質(zhì)燃燒生成穩(wěn)定的氧化物時(shí)所放出的熱量，叫做該物質(zhì)的燃燒熱。燃燒熱的單位一般用kJ/mol表示。（2）注意：燃燒熱是反應(yīng)熱的一種形式。使用燃燒熱的概念時(shí)要理解下列要點(diǎn)。 規(guī)定是在101 kPa壓強(qiáng)下測(cè)出熱量。書

2、中提供的燃燒熱數(shù)據(jù)都是在101kPa下測(cè)定出來(lái)的。因?yàn)閴簭?qiáng)不同，反應(yīng)熱有所不同。 規(guī)定可燃物的物質(zhì)的量為1mol（這樣才有可比性）。因此，表示可燃物的燃燒熱的熱化學(xué)方程式中，可燃物的化學(xué)計(jì)量數(shù)為1，其他物質(zhì)的化學(xué)計(jì)量數(shù)常出現(xiàn)分?jǐn)?shù)。例如，C8H18的燃燒熱為5518kJ/mol，用熱化學(xué)方程式表示則為 C8H18（l）+O2（g）= 8CO2（g）+9H2O（l） H=5518kJ/mol 規(guī)定生成物為穩(wěn)定的氧化物例如C CO2、H H2O(l)、S SO2等。C（s）+O2（g）=CO（g）H=110.5kJ/molC（s）+O2（g）=CO2（g）H=393.5kJ/molC的燃燒熱為393

3、.5kJ/mol而不是110.5kJ/mol。 敘述燃燒熱時(shí)，用正值，在熱化學(xué)方程式中用H表示時(shí)取負(fù)值。 例如，CH4的燃燒熱為890.3kJ/mol，而H890.3kJ/mol。必須以1mol可燃物燃燒為標(biāo)準(zhǔn)。（3） 表示的意義：例如C的燃燒熱為393.5kJ/mol，表示在101kPa時(shí)，1molC完全燃燒放出393.5kJ的熱量。5、中和熱（1）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(shí)的反應(yīng)熱叫中和熱。（2）中和熱的表示：H（aq）+OH（aq）=H2O（l）H=57.3kJ/mol。（3）注意： 這里的稀溶液一般要求酸溶液中的c（H）1mol/L，堿溶液中的c（

4、OH）1mol/L。這是因濃酸溶液和濃堿溶液相互稀釋時(shí)會(huì)放出熱量。強(qiáng)酸與強(qiáng)堿的中和反應(yīng)其實(shí)質(zhì)是H和OH反應(yīng)（即與酸、堿的種類無(wú)關(guān)），通過(guò)許多次實(shí)驗(yàn)測(cè)定，1molH和1molOH反應(yīng)生成1molH2O時(shí)，放出熱量57.3kJ。其熱化學(xué)方程式為 H（aq）+OH（aq）=H2O（l）H=57.3kJ/mol 因此，下列中和反應(yīng)的H相同，都為57.3kJ/mol。 中和熱是以生成1molH2O為基準(zhǔn)，因?yàn)楸硎局泻蜔岬臒峄瘜W(xué)方程式中，水的化學(xué)計(jì)量數(shù)為1，其酸、堿或鹽的化學(xué)計(jì)量數(shù)可以為分?jǐn)?shù)必須以生成1mol水為標(biāo)準(zhǔn)；中和反應(yīng)對(duì)象為稀溶液；強(qiáng)酸與強(qiáng)堿中和時(shí)生成1mol H2O均放熱57.3kJ，弱酸或弱堿

5、電離要吸收熱量，所以它們參加中和反應(yīng)時(shí)的中和熱小于57.3kJ/mol。6、中和熱的測(cè)定（1）主要儀器：大燒杯（500mL）、溫度計(jì)、量筒（50mL）兩個(gè)、泡沫塑料或紙條、泡沫塑料板或硬紙板（中心有兩個(gè)小孔）、環(huán)形玻璃攪拌棒。（2）實(shí)驗(yàn)步驟：組裝儀器如圖6-1所示。分別量取50mL 0.50 mol/L的鹽酸和50mL 0.55mol/L NaOH溶液，記錄起始溫度t1?；旌戏磻?yīng)并準(zhǔn)確量取混合液最高溫度，記錄終止溫度t2。重復(fù)實(shí)驗(yàn)二次，取平均值。計(jì)算H=（3）可能的誤差未及時(shí)測(cè)出最高溫度其值偏小使用一個(gè)量筒且未洗干凈其值偏小燒杯過(guò)大其值偏小二、化學(xué)反應(yīng)的焓變1、焓的定義物質(zhì)所具有的能量是性質(zhì)，

6、符號(hào)為H。用焓變（H）來(lái)描述與反應(yīng)熱有關(guān)的能量變化。HH（反應(yīng)產(chǎn)物）H（反應(yīng)物）H為反應(yīng)產(chǎn)物的總焓與反應(yīng)物的總焓之差，稱為化學(xué)反應(yīng)的焓變。2、反應(yīng)熱與焓變的關(guān)系熱化學(xué)研究表明，對(duì)于等壓條件下進(jìn)行的化學(xué)反應(yīng)，如果反應(yīng)中物質(zhì)的能量變化只轉(zhuǎn)化成熱能，而沒(méi)有轉(zhuǎn)化為電能、光能等其他形式的能，則該反應(yīng)的反應(yīng)熱就等于反應(yīng)前華物質(zhì)的焓的改變。數(shù)學(xué)表達(dá)式：QP=H，其中：Qp表示在壓強(qiáng)不變的條件下化學(xué)反應(yīng)的反應(yīng)熱。三、熱化學(xué)方程式及其書寫1、概念：熱化學(xué)方程式：能表示參加反應(yīng)物質(zhì)的量和反應(yīng)熱之間的關(guān)系的化學(xué)方程式。2、意義：既表明了化學(xué)反應(yīng)中的物質(zhì)變化，也表明了化學(xué)反應(yīng)中的能量變化。注意：1.熱化學(xué)方程式必須標(biāo)

7、出能量變化。2.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)，因?yàn)榉磻?yīng)熱除跟物質(zhì)的量有關(guān)外，還與反應(yīng)物和生成物的聚集狀態(tài)有關(guān)。3.熱化學(xué)方程式中加各物質(zhì)的化學(xué)計(jì)量數(shù)只表示物質(zhì)的量，因此可以用分?jǐn)?shù)，但要注意反應(yīng)熱也發(fā)生相應(yīng)變化。3、書寫注意事項(xiàng)：（1）要注明反應(yīng)物和生成物的聚集狀態(tài)（若為同素異形體、要注明名稱），因?yàn)槲镔|(zhì)呈現(xiàn)哪一種聚集狀態(tài)，與它們所具有的能量有關(guān)，即反應(yīng)物的物質(zhì)相同，狀態(tài)不同，H也不同。（2）要注明反應(yīng)溫度和壓強(qiáng)。因?yàn)镠的大小和反應(yīng)的溫度、壓強(qiáng)有關(guān)，如不注明，即表示在101kPa和25°C。（3）熱化學(xué)方程式中的化學(xué)計(jì)量數(shù)不表示分子個(gè)數(shù)，而是表示物質(zhì)的量，故化學(xué)計(jì)量數(shù)

8、可以是整數(shù)，也可以是分?jǐn)?shù)。相同物質(zhì)的化學(xué)反應(yīng)，當(dāng)化學(xué)計(jì)量數(shù)改變時(shí)，其H也同等倍數(shù)的改變。（4）H的表示：在熱化學(xué)方程式中H的“”“”一定要注明，“”代表吸熱，“”代表放熱。H的單位是：kJ/mol或J/mol。四、焓變的計(jì)算蓋斯定律及其應(yīng)用1、蓋斯定律的涵義：化學(xué)反應(yīng)不管是一步完成還是幾步完成，其反應(yīng)熱是相同的，也就是說(shuō)，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)，而與具體的反應(yīng)進(jìn)行的途徑無(wú)關(guān)。如果一個(gè)反應(yīng)可以分幾步進(jìn)行，則各分步反應(yīng)的反應(yīng)熱和該反應(yīng)一步完成的反應(yīng)熱相同，這就是蓋斯定律。2、蓋斯定律的應(yīng)用蓋斯定律在科學(xué)研究中具有重要意義。因?yàn)橛行┓磻?yīng)進(jìn)行的很慢，有些反應(yīng)不

9、容易直接發(fā)生，有些反應(yīng)的產(chǎn)品不純（有副反應(yīng)發(fā)生），這給測(cè)定反應(yīng)熱造成了困難。此時(shí)如果應(yīng)用蓋斯定律，就可以間接的把它們的反應(yīng)熱計(jì)算出來(lái)。3、反應(yīng)熱計(jì)算根據(jù)熱化學(xué)方程式、蓋斯定律和燃燒熱的數(shù)據(jù)，可以計(jì)算一些反應(yīng)的反應(yīng)熱。反應(yīng)熱、燃燒熱的簡(jiǎn)單計(jì)算都是以它們的定義為基礎(chǔ)的，只要掌握了它們的定義的內(nèi)涵，注意單位的轉(zhuǎn)化即可。熱化學(xué)方程式的簡(jiǎn)單計(jì)算的依據(jù)：（1）熱化學(xué)方程式中化學(xué)計(jì)量數(shù)之比等于各物質(zhì)物質(zhì)的量之比；還等于反應(yīng)熱之比。（2）熱化學(xué)方程式之間可以進(jìn)行加減運(yùn)算。第二章一、化學(xué)反應(yīng)速率1化學(xué)反應(yīng)速率的概念及表示方法(1)概念：通常用單位時(shí)間里反應(yīng)物濃度的減少或生成物濃度的增加來(lái)表示(2)表達(dá)式：(3)

10、單位：mol·L1·min1或mol·L1·s1等(4)注意點(diǎn)：化學(xué)反應(yīng)速率均取正值化學(xué)反應(yīng)速率一般不用固體物質(zhì)表示同一反應(yīng)，選用不同物質(zhì)的濃度變化表示反應(yīng)速率，數(shù)值可能不同，但意義相同，各物質(zhì)表示的速率之比等于該反應(yīng)方程式中的化學(xué)計(jì)量數(shù)之比注意區(qū)別平均速率和即時(shí)速率2影響化學(xué)反應(yīng)速率的因素(1)內(nèi)因：反應(yīng)物的結(jié)構(gòu)、性質(zhì)(2)外因：濃度：增大反應(yīng)物的濃度，反應(yīng)速率增大溫度：升高溫度，反應(yīng)速率增大壓強(qiáng)：對(duì)于有氣體參加的反應(yīng)，增大壓強(qiáng)，氣體物質(zhì)的濃度增大，反應(yīng)速率增大催化劑：使用催化劑，反應(yīng)速率增大二、化學(xué)平衡(1)可逆反應(yīng)：在同一條件下，既能向正反應(yīng)方向進(jìn)

11、行，同時(shí)又能向逆反應(yīng)方向進(jìn)行的反應(yīng)(2)化學(xué)平衡的概念：是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)(3)化學(xué)平衡的特征：逆：可逆反應(yīng)等：v(正)v(逆)動(dòng)：動(dòng)態(tài)平衡v(正)v(逆)0定：平衡狀態(tài)時(shí)反應(yīng)混合物中各組分的濃度保持不變變：當(dāng)濃度、溫度、壓強(qiáng)等條件改變時(shí)，化學(xué)平衡即發(fā)生移動(dòng)三、化學(xué)平衡的移動(dòng)及影響因素1化學(xué)平衡的移動(dòng)(1)定義：可逆反應(yīng)中舊化學(xué)平衡的破壞，新化學(xué)平衡的建立過(guò)程叫做化學(xué)平衡的移動(dòng)(2)化學(xué)平衡移動(dòng)的本質(zhì)原因是v(正)v(逆)如催化劑能同等程度改變v(正)和v(逆)，所以，加入催化劑，化學(xué)平衡不發(fā)生移動(dòng)2影響化學(xué)平衡的條件

12、條件的變化 平衡移動(dòng)的方向 平衡移動(dòng)的結(jié)果(均與改變條件時(shí)比較) 濃度 向正反應(yīng)方向移動(dòng)向逆反應(yīng)方向移動(dòng) 壓強(qiáng)(氣體) 增大減小 向縮小氣體體積方向移動(dòng)向增大氣體體積方向移動(dòng) 使氣體壓強(qiáng)減小使氣體壓強(qiáng)增大 溫度 升高降低 向吸熱方向移動(dòng)向放熱方向移動(dòng) 使溫度降低使溫度升高 3化學(xué)平衡移動(dòng)原理(即勒夏特列原理)如果改變影響平衡的一個(gè)條件(如濃度、壓強(qiáng)或溫度等)，平衡就向能夠減弱這種改變的方向移動(dòng)四、化學(xué)平衡常數(shù)與轉(zhuǎn)化率1、化學(xué)平衡常數(shù)： 對(duì)于一般的可逆反應(yīng)：mA+ n B p C + q D。其中m、n、p、q分別表示化學(xué)方程式中個(gè)反應(yīng)物和生成物的化學(xué)計(jì)量數(shù)。當(dāng)在一定溫度下達(dá)到化學(xué)平衡時(shí)，這個(gè)反

13、應(yīng)的平衡常數(shù)可以表示為： k=在一定溫度下，可逆反應(yīng)達(dá)到化學(xué)平衡時(shí)，生成物的濃度，反應(yīng)物的濃度的關(guān)系依上述規(guī)律，其常數(shù)(用K表示)叫該反應(yīng)的化學(xué)平衡常數(shù)2、化學(xué)平衡常數(shù)的意義平衡常數(shù)的大小不隨反應(yīng)物或生成物的改變而改變，只隨溫度的改變而改變?？梢酝茢喾磻?yīng)進(jìn)行的程度。 K很大，反應(yīng)進(jìn)行的程度很大，轉(zhuǎn)化率大K的意義K居中，典型的可逆反應(yīng)，改變條件反應(yīng)的方向變化。 K 很小，反應(yīng)進(jìn)行的程度小，轉(zhuǎn)化率小3、轉(zhuǎn)化率：可逆反應(yīng)到達(dá)平衡時(shí)，某反應(yīng)物的轉(zhuǎn)化濃度(等于某反應(yīng)物的起始濃度和平衡濃度的差)與該反應(yīng)物的起始濃度比值的百分比?？捎靡员硎究赡娣磻?yīng)進(jìn)行的程度。五、化學(xué)反應(yīng)進(jìn)行的方向 1、焓變和熵變的不同：焓

14、變(H)指的是內(nèi)能的變化值，常以熱的形式表現(xiàn)出來(lái)。熵變(S)指的是體系的混亂程度。 S(g)>S(l)>S(s)2、自發(fā)反應(yīng)與否的判斷依據(jù)H-TS<0 正反應(yīng)自發(fā)反應(yīng)H-TS>0 逆反應(yīng)自發(fā)反應(yīng)第三章一、電解質(zhì)、非電解質(zhì)、強(qiáng)電解質(zhì)、弱電解質(zhì)：1、分類： 2、電解質(zhì)與非電解質(zhì)的區(qū)別：電解質(zhì)：溶于水或熔狀態(tài)下能導(dǎo)電的化合物。兩狀態(tài)之一能導(dǎo)電就符合，離子化合物或共價(jià)化合物。非電解質(zhì)：溶于水和熔狀態(tài)都不導(dǎo)電的化合物。兩狀態(tài)下都不能導(dǎo)電，共價(jià)化合物?！菊f(shuō)明】a、電解質(zhì)、非電解質(zhì)都是化合物b、SO2、NH3、CO2等溶于水也導(dǎo)電，但屬于非電解質(zhì)，因?yàn)閷?dǎo)電的物質(zhì)不是其本身，而是與水反

15、應(yīng)的產(chǎn)物。c、熔融狀態(tài)下能導(dǎo)電的化合物一定是離子化合物。3、強(qiáng)電解質(zhì)與弱電解質(zhì)的區(qū)別：根據(jù)電解質(zhì)在水溶液中的電離程度分為強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)?！菊f(shuō)明】強(qiáng)、弱電解質(zhì)的區(qū)分依據(jù)不是看該物質(zhì)溶解度的大小，也不是看其水溶液導(dǎo)電能力的強(qiáng)弱，而是看溶于水的部分是否完全電離。CaCO3、Fe(OH)3的溶解度都很小，CaCO3屬于強(qiáng)電解質(zhì)，而Fe(OH)3屬于弱電解質(zhì)；CH3COOH、HCl的溶解度都很大，HCl屬于強(qiáng)電解質(zhì)，而CH3COOH 屬于弱電解質(zhì)。二、弱電解質(zhì)(H2O)的電離平衡和溶液的酸堿性1、弱電解質(zhì)的電離：弱電解質(zhì)的電離過(guò)程是可逆的。弱電解質(zhì)溶于水時(shí)，在水分子的作用下，弱電解質(zhì)分子電離出離子，

16、而離子又可以重新結(jié)合成分子。在一定條件(如溫度、濃度)下，當(dāng)電解質(zhì)分子電離成離子的速率和離子重新結(jié)合成分子的速率相等時(shí)，就達(dá)到了電離平衡狀態(tài)?！菊f(shuō)明】化學(xué)平衡的一種，遵循平衡移動(dòng)原理。2、水的電離平衡：H2OH+ + OH- 電離特點(diǎn)：可逆、動(dòng)態(tài)、吸熱、極弱。水的離子積：KW = c(H+)·c(OH-)，25時(shí)，純水中c(H+)=c(OH-) =10-7 mol/L，KW = c(H+)·c(OH-) = 10-14【說(shuō)明】KW只與溫度有關(guān)，溫度一定，則KW值一定；不僅適用于純水，也適用稀的電解質(zhì)溶液。影響水電離平衡的外界因素：外加酸、堿 ：抑制水的電離(pH之和為14的

17、酸和堿的水溶液中水的電離被同等的抑制)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(pH之和為14兩種水解鹽溶液中水的電離被同等的促進(jìn))3、溶液的酸堿性和pH：溶液的酸堿性：在酸溶液中或堿溶液中能夠同時(shí)存在H+和OH-，溶液的酸堿性取決于H+和OH-濃度的相對(duì)大小。常溫下：中性溶液：c(H+)=c(OH-)=1×10-7mol/L酸性溶液：c(H+)> c(OH-), c(H+)>1×10-7mol/L，c(OH-)<1×10-7mol/L堿性溶液：c(H+)< c(OH-), c(H+)<1×10-7mo

18、l/L ，c(OH-)>1×10-7mol/L。pH：H+濃度的負(fù)對(duì)數(shù)，用于表示濃度在1mol/L以下溶液的酸堿性強(qiáng)弱。 pH= -lgc(H+)常溫下：中性溶液，c(H+)=c(OH-)=1×10-7mol/LpH=7酸性溶液，c(H+)> c(OH-) pH<7堿性溶液，c(H+)< c(OH-) pH>7【說(shuō)明】a、溶液的酸性越強(qiáng)，其pH越??；溶液的堿性越強(qiáng)，其pH越大。b、酸性溶液不一定是酸溶液，可能是強(qiáng)酸弱堿鹽溶液；c、堿性溶液不一定是堿溶液，可能是強(qiáng)堿弱酸鹽溶液。d、pH7的溶液不一定是酸性溶液(如100時(shí)pH=6 溶液顯中性)；p

19、H的測(cè)定方法：酸堿指示劑甲基橙、石蕊、酚酞pH試紙 最簡(jiǎn)單的方法。 操作：將一小塊pH試紙放在潔凈的玻璃片上，用玻璃棒蘸取未知液點(diǎn)試紙中部，然后與標(biāo)準(zhǔn)比色卡比較讀數(shù)即可。注意：不能用水濕潤(rùn)pH試紙；只能讀取整數(shù)。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(lán)色甲基橙3.1紅色3.14.4橙色4.4黃色酚酞8.2無(wú)色8.210淺紅10紅色4、酸堿中和滴定定義：利用中和反應(yīng)，用已知濃度的酸(或堿)來(lái)測(cè)定未知濃度的堿(或酸)的實(shí)驗(yàn)方法。酸堿中和反應(yīng)原理：c(H+)V(酸)=c(OH-)V(堿)實(shí)驗(yàn)用品：pH計(jì)、酸式滴定管、堿式滴定管、燒杯、錐形瓶、鐵架臺(tái)、滴定管夾、藥品操作步

20、驟：數(shù)據(jù)處理：誤差分析：三、溶液pH的計(jì)算1、稀釋過(guò)程溶液pH值的變化強(qiáng)酸溶液：稀釋10n倍時(shí)，稀釋后的pH=原來(lái)的pH + n 弱酸溶液：稀釋10n倍時(shí)，稀釋后的pH原來(lái)的pH +n強(qiáng)堿溶液：稀釋10n倍時(shí)，稀釋后的pH =原來(lái)的pH -n弱堿溶液：稀釋10n倍時(shí)，稀釋后的pH原來(lái)的pH -n注意：不論任何溶液，稀釋時(shí)pH均是向7靠近(即向中性靠近)；任何溶液無(wú)限稀釋后pH7。稀釋時(shí)，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。2、混合溶液pH值的計(jì)算強(qiáng)酸與強(qiáng)酸混合：先求混合后的H+濃度，將兩種酸中的H+的物質(zhì)的量相加除以總體積，再求pH。c(H+)混 =(c(H+)1V1+

21、c(H+)2V2)/(V1+V2)強(qiáng)堿與強(qiáng)堿混合：先求混合后OH-濃度，將兩種堿中的OH的物質(zhì)的量相加除以總體積，再求pH。c(OH-)混(c(OH-)1V1+c(OH-)2V2)/(V1+V2) 強(qiáng)酸與強(qiáng)堿混合：先根據(jù)H+ + OH- =H2O判斷H+或OH-哪個(gè)過(guò)量。若H+過(guò)量，用過(guò)量的H+的物質(zhì)的量除以溶液總體積，求混合后的H+的濃度，再求pH；若OH-過(guò)量，用過(guò)量的OH-的物質(zhì)的量除以溶液總體積，求混合后OH-的濃度，再求pH?！菊f(shuō)明】酸酸混合、堿堿混合時(shí)，如果兩者濃度相差100倍或100倍以上(或pH相差2或2以上)，濃度小的忽略不計(jì)。四、鹽類的水解：1、鹽類水解規(guī)律：有弱才水解，無(wú)

22、弱不水解，越弱越水解；誰(shuí)強(qiáng)顯誰(shuí)性，雙弱具體定?！菊f(shuō)明】鹽MA是由酸HA與堿MOH生成，酸HA和堿MOH是否弱電解質(zhì)，可判斷鹽MA是否水解；酸HA或堿MOH越弱，所對(duì)應(yīng)的鹽水解程度越大。常見(jiàn)酸的酸性強(qiáng)弱比較：a、同主族元素最高價(jià)含氧酸的酸性遞減，無(wú)氧酸的酸性遞增(如酸性： HNO3>H3PO4；HF<HCl)b、飽和一元脂肪酸的碳原子數(shù)越少，酸性越強(qiáng)(如HCOOH>CH3COOH)c、一些常見(jiàn)的弱酸的酸性強(qiáng)弱順序： H2SO3H3PO4HFHNO2HCOOHCH3COOHH2CO3H2SHClOHCN2、鹽類水解的特點(diǎn)：可逆、動(dòng)態(tài)、吸熱、微弱。3、影響鹽類水解的外界因素：溫度：

23、溫度越高水解程度越大 (鹽的水解是吸熱反應(yīng))；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(yáng)離子水解；OH-促進(jìn)陽(yáng)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)：構(gòu)成鹽的陰陽(yáng)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(jìn)，水解程度較大，有的甚至水解完全。例：NH4Ac NH4Ac = NH4+ + Ac- NH4+ + H2ONH3·

24、;H2O + H+ Ac- + H2OHAc + OH-兩個(gè)水解反應(yīng)生成的H+和OH-反應(yīng)生成水而使兩個(gè)水解反應(yīng)的生成物濃度均減少，平衡均右移。常見(jiàn)的雙水解反應(yīng)完全的為：Fe3+、Al3+與AlO2-、CO32-(HCO3-)、S2-(HS-)、SO32-(HSO3-)；其特點(diǎn)是相互水解生成沉淀或氣體。雙水解完全的方程式寫“=”，并標(biāo)“”、“”。例： Al3+ + 3HCO3- = Al(OH)3+ 3CO2 (反應(yīng)前有水參加，反應(yīng)后又有水生成)6、鹽類水解的應(yīng)用：化肥的使用(N、P、K三元素不能因發(fā)生水解而變成和，降低肥效)；泡沫滅火劑(用硫酸鋁和小蘇打?yàn)樵?，雙水解的應(yīng)用)；純堿溶液去污(

25、熱的純堿溶液去污能力較強(qiáng)，溫度高，水解程度大)；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)；焊接金屬(氯化銨溶液因水解呈酸性，能溶解鐵銹)；判斷溶液酸堿性(誰(shuí)強(qiáng)顯誰(shuí)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，水解程度較大，趨于完全，產(chǎn)生沉淀和氣體不能大量共存)；配制鹽溶液(加對(duì)應(yīng)的酸抑制水解)。五、電離、水解方程式的書寫方法：1、多元弱酸(多元弱酸鹽)的電離(水解)的書寫原則：要分步書寫例：H2CO3的電離H2CO3 H+ + HCO3- ； HCO3- H+ + CO32-Na2CO3的水解：H2O+ CO32- HCO3- + OH

26、- H2O + HCO3- H2CO3+ OH- 注意：多元弱酸(多元弱酸鹽)的電離(水解)，主要取決于第一步，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 例：Fe(OH)3的電離 Fe(OH)3 Fe3+ + 3OH-FeCl3的水解 Fe3+ + 3H2O Fe(OH)3 + 3H+六、溶液中微粒濃度的大小比較1、幾種守恒關(guān)系：電荷守恒：在電解質(zhì)的水溶液中，陽(yáng)離子的總電荷數(shù)與陰離子的總電荷數(shù)必須相等。因?yàn)槿芤嚎偸浅孰娭行缘?。例：Na2CO3溶液中 c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+c(HCO3-)+2c(CO32-)物料守恒:一個(gè)平衡體系中，某一組

27、分的總濃度一定等于它所離解成的多種微粒的平衡濃度之和。例： Na2CO3溶液中 c(Na+)=2 c(CO32-)+2c(HCO3-)+2c(H2CO3)質(zhì)子守恒：溶液中酸堿反應(yīng)的結(jié)果，得質(zhì)子后的產(chǎn)物得到質(zhì)子的物質(zhì)的量應(yīng)該與失質(zhì)子后的產(chǎn)物失去質(zhì)子的物質(zhì)的量相等。例： Na2CO3溶液中 c(H+)+c(HCO3-)+2c(H2CO3)=c(OH-)2、鹽溶液中微粒濃度大小的比較一般可根據(jù)，不水解的水解的溶液顯某性顯某性對(duì)應(yīng)的例：CH3COONa溶液 c(Na+)> c (CH3COO-)>c(OH-)>c(H+) (NH4)2SO4溶液 c(NH4+) > c(SO42

28、-)>c(H+)>c(OH)NaHCO3溶液 c(Na+) > c(HCO3-)>c(OH-)>c(CO32-)> c(H+)3、同濃度的弱酸及其弱酸鹽 、同濃度的弱堿及其弱堿鹽的電離和水解強(qiáng)弱規(guī)律：常見(jiàn)的例子：等濃度的HAc與NaAc的混合溶液：弱酸的電離其對(duì)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：弱堿的電離其對(duì)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(duì)應(yīng)弱酸鹽的水解，溶液呈堿性七、難溶電解質(zhì)的沉淀溶解平衡1、難溶電解質(zhì)的溶解平衡的基礎(chǔ)知識(shí)：難溶、微溶、易溶的區(qū)別。溶解度小于

29、0.01g的電解質(zhì)稱為難溶電解質(zhì)；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)。如酸堿恰好中和時(shí)c(H+)降至10-7mol/L<10-5mol/L，故為完全反應(yīng)，常見(jiàn)的難溶物在水中的離子濃度均遠(yuǎn)低于10-5mol/L；難溶并非不溶，任何難溶物在水中均存在沉淀溶解平衡；常見(jiàn)的三種微溶物質(zhì)：CaSO4、Ca(OH)2、Ag2SO4；溶解平衡常為吸熱，但Ca(OH)2為放熱，升溫其溶解度減少；溶解平衡存在的前提是：必須存在沉淀，否則不存在平衡。2、沉淀溶解平衡方程式的書寫：在沉淀后用(s)標(biāo)明狀態(tài)，并用“”。如：Ag2S(s) 2Ag+(aq) + S2- (aq)

30、3、沉淀生成:加沉淀劑法：Ksp越小(即沉淀越難溶)，沉淀越完全；沉淀劑過(guò)量能使沉淀更完全；:調(diào)pH值除某些易水解的金屬陽(yáng)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(yáng)離子。如加MgO除去MgCl2溶液中FeCl3；:氧化還原沉淀法：加氧化劑或還原劑將要除去的離子變成沉淀而除去。4、沉淀的溶解：沉淀的溶解就是使沉淀溶解平衡正向移動(dòng)。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，對(duì)于難溶物加水和加熱對(duì)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(jìn)行，即溶解度大的生成溶解度小的，溶解度小

31、的生成溶解度更小的。第四章一、原電池、電解池、電鍍池的比較原電池電解池電鍍池定義（裝置特點(diǎn)）將化學(xué)能轉(zhuǎn)變成電能的裝置將電能轉(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他金屬的裝置反應(yīng)特征自發(fā)反應(yīng)非自發(fā)反應(yīng)非自發(fā)反應(yīng)裝置特征無(wú)電源，兩極材料不同有電源，兩極材料可同可不同有電源形成條件1、活潑性不同的兩極（連接）2、電解質(zhì)溶液（兩極插入其中并與電極自發(fā)反應(yīng)）3、形成閉合回路1、兩電極連接電源2、兩電極插入電解質(zhì)溶液中3、形成閉合回路1、鍍層金屬接電源正極，待鍍金屬接電源負(fù)極2、電鍍液必須含有鍍層金屬的離子電極名稱（電極構(gòu)成）負(fù)極：較活潑金屬（電子流出的極）正極：較不活潑的金屬（或能導(dǎo)電的

32、非金屬）（電子流入的極）陽(yáng)極：與電源正極相連的極陰極：與電源負(fù)極相連的極名稱同電解，但有限制條件陽(yáng)極：必須是鍍層金屬陰極：鍍件電極反應(yīng)負(fù)極：氧化反應(yīng)，金屬失電子正極：還原反應(yīng)，溶液中的陰離子得電子或者氧氣得電子（吸氧腐蝕）陽(yáng)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(yáng)離子得電子陽(yáng)極：金屬電極失電子陰極：電鍍液中陽(yáng)離子得電子電子流向負(fù)極正極電源負(fù)極陰極電源正極陽(yáng)極（同電解池）溶液中帶電粒子的移動(dòng)陽(yáng)離子向正極移動(dòng)陰離子向負(fù)極移動(dòng)陽(yáng)離子向陰極移動(dòng)陰離子向陽(yáng)極移動(dòng)（同電解池）二、原電池、電解池、電鍍池判定規(guī)律若無(wú)外接電源，可能是原電池，然后依據(jù)原電池的形成條件分析判定

33、，主要思路是“三看”。先看電極：兩極為導(dǎo)體且活潑性不同；再看溶液：兩極插入電解質(zhì)溶液中；后看回路：形成閉合回路或兩極接觸。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)陽(yáng)極金屬與電解質(zhì)溶液中的金屬陽(yáng)離子相同則為電鍍池，其余情況為電解池。三、酸、堿、鹽溶液電解規(guī)律（惰性電極）類型電極反應(yīng)特點(diǎn)實(shí)例電解對(duì)象電解質(zhì)濃度pH電解質(zhì)溶液復(fù)原電解水型陰:2H+2e-=H2陽(yáng):4OH-4e-=O2+2H2ONaOH水增大增大水H2SO4水增大減小水Na2SO4水增大不變水電解質(zhì)型電解質(zhì)電離出的陰陽(yáng)離子分別在兩極放電HCl電解質(zhì)減小增大氯化氫CuCl2電解質(zhì)減小 氯化銅放H2生堿型陰極：H2O放

34、H2生堿陽(yáng)極：電解質(zhì)陰離子放電NaCl電解質(zhì)和水生成新電解質(zhì)增大氯化氫放O2生酸型陰極：電解質(zhì)陽(yáng)離子放電陽(yáng)極：H2O放O2生酸CuSO4電解質(zhì)和水生成新電解質(zhì)減小氧化銅四、常見(jiàn)化學(xué)電池 電池負(fù)極反應(yīng)正極反應(yīng)總反應(yīng)式一次電池普通干電池（Zn、MnO2、NH4Cl、C）Zn-2e-=Zn2+2NH4+2e-=2NH3+H22NH4+Zn=2NH3+H2+Zn2+鋁空氣海水電池4Al-12e-=4Al3+3O2+12e-+6H2O=12OH-4Al+3O2+6H2O=4Al(OH)3堿性鋅電池（Zn|KOH|MnO2）Zn+2OH-2e-=Zn(OH)22MnO2+2H2O+2e-=2MnOOH+2OH-Zn+2MnO2+2H2O=2MnOOH+Zn(OH)2鋅銀電池（Zn|KOH|Ag2O）Zn+2OH-2e-=ZnO+H2OAg2O+H2O+2e-=2Ag+2OH-Zn+Ag2O=ZnO+2Ag二次電池鉛蓄電池（Pb|H2SO4|PbO2）Pb-2e-+S