高考化學(xué)考前回歸知識(shí)點(diǎn)整理第一章化學(xué)反應(yīng)與能量新人教版選修4

化學(xué)選修4化學(xué)反應(yīng)與原理章節(jié)知識(shí)點(diǎn)梳理第一章化學(xué)反應(yīng)與能量一、斤含變反應(yīng)熱.反應(yīng)熱：一定條件下，一定物質(zhì)的量的反應(yīng)物之間完全反應(yīng)所放出或吸收的熱量.始變（AH）的意義：在恒壓條件下進(jìn)行的化學(xué)反應(yīng)的熱效應(yīng)（1）.符號(hào)：△H（2）.單位：kJ/mol.產(chǎn)生原因：化學(xué)鍵斷裂一一吸熱化學(xué)鍵形成一一放熱放出熱量的化學(xué)反應(yīng)。（放熱〉吸熱）4H為“-”或4H<0收熱量的化學(xué)反應(yīng)。（吸熱>放熱）△H為“+”或4H>0☆常見的放熱反應(yīng)：①所有的燃燒反應(yīng)②酸堿中和反應(yīng)③大多數(shù)的化合反應(yīng)④金屬與酸的反應(yīng)⑤生石灰和水反應(yīng)⑥濃硫酸稀釋、氫氧化鈉固體溶解等☆常見的吸熱反應(yīng)：①晶體Ba（OH）2?8屋。與NHCl②大多數(shù)的分解反應(yīng)③以H2、COC為還原劑的氧化還原反應(yīng)④俊鹽溶解等二、熱化學(xué)方程式書寫化學(xué)方程式注意要點(diǎn)：①熱化學(xué)方程式必須標(biāo)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)（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）③熱化學(xué)反應(yīng)方程式要指明反應(yīng)時(shí)的溫度和壓強(qiáng)。④熱化學(xué)方程式中的化學(xué)計(jì)量數(shù)可以是整數(shù)，也可以是分?jǐn)?shù)⑤各物質(zhì)系數(shù)加倍，△H加倍；反應(yīng)逆向進(jìn)行，△H改變符號(hào)，數(shù)值不變?nèi)⑷紵裏?.概念：25C,101kPa時(shí)，1mol純物質(zhì)完全燃燒生成穩(wěn)定的化合物時(shí)所放出的熱量。燃燒熱的單位用kJ/mol表示?！⒁庖韵聨c(diǎn)：①研究條件：101kPa②反應(yīng)程度：完全燃燒，產(chǎn)物是穩(wěn)定的氧化物。③燃燒物的物質(zhì)的量：1mol④研究?jī)?nèi)容：放出的熱量。（AH<Q單位kJ/mol）四、中和熱.概念：在稀溶液中，酸跟堿發(fā)生中和反應(yīng)而生成1molHQ,這時(shí)的反應(yīng)熱叫中和熱。.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)，其熱化學(xué)方程式為：H+（aq）+OH-（aq）=H2O（l）AH=-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(yīng)時(shí)的中和熱小于57.3kJ/mol。.中和熱的測(cè)定實(shí)驗(yàn)五、蓋斯定律1.內(nèi)容：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)熱之和與該反應(yīng)一步完成的反應(yīng)熱是相同的。第二章化學(xué)反應(yīng)速率和化學(xué)平衡一、化學(xué)反應(yīng)速率1.化學(xué)反應(yīng)速率（v）⑴定義：用來(lái)衡量化學(xué)反應(yīng)的快慢，單位時(shí)間內(nèi)反應(yīng)物或生成物的物質(zhì)的量的變化⑵表示方法：?jiǎn)挝粫r(shí)間內(nèi)反應(yīng)濃度的減少或生成物濃度的增加來(lái)表示⑶計(jì)算公式：v=Ac/At（u：平均速率，Ac：濃度變化，At:時(shí)間）單位：mol/（L?s）（4）影響因素：①?zèng)Q定因素（內(nèi)因）：反應(yīng)物的性質(zhì)（決定因素）②條件因素（外因）：反應(yīng)所處的條件2.※注意：（1）、參加反應(yīng)的物質(zhì)為固體和液體，由于壓強(qiáng)的變化對(duì)濃度幾乎無(wú)影響，可以認(rèn)為反應(yīng)速率不變。（2）、惰性氣體對(duì)于速率的影響①恒溫恒容時(shí)：充入惰性氣體一總壓增大，但是各分壓不變，各物質(zhì)濃度不變一反應(yīng)速率不變②恒溫恒體時(shí)：充入惰性氣體一體積增大一各反應(yīng)物濃度減小一反應(yīng)速率減慢二、化學(xué)平衡（一）1.定義：化學(xué)平衡狀態(tài)：一定條件下，當(dāng)一個(gè)可逆反應(yīng)進(jìn)行到正逆反應(yīng)速率相等時(shí)，更組成成分濃度不再改變，達(dá)到表面上靜止的一種“平衡”，這就是這個(gè)反應(yīng)所能達(dá)到的限度即化學(xué)平衡狀O2、化學(xué)平衡的特征跡（研究前提是可逆反應(yīng)）等（同一物質(zhì)的正逆反應(yīng)速率相等）動(dòng)（動(dòng)態(tài)平衡）定（各物質(zhì)的濃度與質(zhì)量分?jǐn)?shù)恒定）變（條件改變，平衡發(fā)生變化）3、判斷平衡的依據(jù)判斷可逆反應(yīng)達(dá)到平衡狀態(tài)的方法和依據(jù)例舉反應(yīng)mA(g)+nB(g)pC(g)+qD(g)混合物體系中各成分的含量①各物質(zhì)的物質(zhì)的量或各物質(zhì)的物質(zhì)的量的分?jǐn)?shù)一定平衡②各物質(zhì)的質(zhì)量或各物質(zhì)質(zhì)量分?jǐn)?shù)一定平衡③各氣體的體積或體積分?jǐn)?shù)一定平衡④總體積、總壓力、總物質(zhì)的量一^不一定平衡正、逆反應(yīng)速率的關(guān)系①在單位時(shí)間內(nèi)消耗了mmolA同時(shí)生成mmolA,即V（正）二V（逆）平衡②在單位時(shí)間內(nèi)消耗了nmolB同時(shí)消耗了pmolC,則V（正）二V（逆）平衡③V(A):V(B):V(C):V(D尸m:n:p:q,V(正)不一定等于V(逆)不一定平衡④在單位時(shí)間內(nèi)生成nmolB,同時(shí)消耗了qmolD,因均指V（逆）不一定平衡壓強(qiáng)①m+n*p+q時(shí)，總壓力冗（其他條件&）平衡②m+n=p+q時(shí)，總壓力，te（其他條件&）不一定平衡混合氣體平均相對(duì)分子質(zhì)量Mr①M(fèi)r「E時(shí)，只后當(dāng)m+n*p+q時(shí)平衡②Mr&時(shí)，但m+n=p+q時(shí)不一定平衡溫度任何反應(yīng)都伴隨著能量變化，當(dāng)體系溫度一定時(shí)（其他不變）平衡體系的密度密一不一定平衡其他如體系顏色不再變化等平衡（二）影響化學(xué)平衡移動(dòng)的因素1、濃度對(duì)化學(xué)平衡移動(dòng)的影響（1）影響規(guī)律：在其他條件不變的情況下，增大反應(yīng)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(dòng)；增大生成物的濃度或減小反應(yīng)物的濃度，都可以使平衡向逆方向移動(dòng)（2）增加固體或純液體的量，由于濃度不變，所以平衡—不移動(dòng)—（3）在溶液中進(jìn)行的反應(yīng)，如果稀釋溶液，反應(yīng)物濃度減小，生成物濃度也減小，V正減小，V逆也_減小__,但是減小的程度不同，總的結(jié)果是化學(xué)平衡向反應(yīng)方程式中化學(xué)計(jì)量數(shù)之和大的方向移動(dòng)。2、溫度對(duì)化學(xué)平衡移動(dòng)的影響影響規(guī)律：在其他條件不變的情況下，溫度升高會(huì)使化學(xué)平衡向著—吸熱反應(yīng)方向移動(dòng)，溫度降低會(huì)使化學(xué)平衡向著放熱反應(yīng)方向移動(dòng)。3、壓強(qiáng)對(duì)化學(xué)平衡移動(dòng)的影響影響規(guī)律：其他條件不變時(shí)，增大壓強(qiáng)，會(huì)使平衡向著—體積縮小一方向移動(dòng)；減小壓強(qiáng)，會(huì)使平衡向著體積增大方向移動(dòng)。注意：（1）改變壓強(qiáng)不能使無(wú)氣態(tài)物質(zhì)存在的化學(xué)平衡發(fā)生移動(dòng)（2）氣體減壓或增壓與溶液稀釋或濃縮的化學(xué)平衡移動(dòng)規(guī)律相似.催化劑對(duì)化學(xué)平衡的影響：由于使用催化劑對(duì)正反應(yīng)速率和逆反應(yīng)速率影響的程度是等同的，所以平衡不移動(dòng)。但是使用催化劑可以影響可逆反應(yīng)達(dá)到平衡所需的時(shí)間。.勒夏特列原理（平衡移動(dòng)原理）：如果改變影響平衡的條件之一（如溫度，壓強(qiáng)，濃度），平衡向著能夠減弱這種改變的方向移動(dòng)。三、化學(xué)平衡常數(shù)（一）定義：在一定溫度下，當(dāng)一個(gè)反應(yīng)達(dá)到化學(xué)平衡時(shí)，—生成物濃度哥之積與反應(yīng)物濃度哥之積的比值是一個(gè)常數(shù)比值。符號(hào)：K（二）使用化,學(xué)平衡常數(shù)K應(yīng)注意的問(wèn)題：1、表達(dá)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）一有關(guān)，與反應(yīng)物或生成物的濃度無(wú)關(guān)。3、反應(yīng)物或生產(chǎn)物中有固體或純液體存在時(shí)，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(jìn)行的反應(yīng)，如有水參加，水的濃度不必寫在平衡關(guān)系式中。（三）化學(xué)平衡常數(shù)K的應(yīng)用：1、化學(xué)平衡常數(shù)值的大小是可逆反應(yīng)進(jìn)行程度的標(biāo)志。K值越大，說(shuō)明平衡時(shí)生成物的濃度越大，它的,正向反應(yīng)進(jìn)行的程度越大，即該反應(yīng)進(jìn)行得越完全，反應(yīng)物轉(zhuǎn)化率越高。反之，則相反。一般地，K>105時(shí)，該反應(yīng)就進(jìn)行得基本完全了。2、可以利用K值做標(biāo)準(zhǔn)，判斷正在進(jìn)行的可逆反應(yīng)是否平衡及不平衡時(shí)向何方進(jìn)行建立平衡。（Q:濃度積）

Q_〈―K：反應(yīng)向正反應(yīng)方向進(jìn)行；Q_=_K:反應(yīng)處于平衡狀態(tài)；Q_>_K：反應(yīng)向逆反應(yīng)方向進(jìn)行3、利用K值可判斷反應(yīng)的熱效應(yīng)若溫度升高，K值增大，則正反應(yīng)為吸熱反應(yīng)若溫度升高，K值減小，則正反應(yīng)為放熱反應(yīng)*四、等效平衡1、概念：在一定條件下(定溫、定容或定溫、定壓)，只是起始加入情況不同的同一可逆反應(yīng)達(dá)到平衡后，任何相同組分的百分含量均相同，這樣的化學(xué)平衡互稱為等效平衡。2、分類(1)定溫，定容條件下的等效平衡第一類：對(duì)于反應(yīng)前后氣體分子數(shù)改變的可逆反應(yīng)：必須要保證化學(xué)計(jì)量數(shù)之比與原來(lái)相同；同時(shí)必須保證平衡式左右兩邊同一邊的物質(zhì)的量與原來(lái)相同。第二類：對(duì)于反應(yīng)前后氣體分子數(shù)不變的可逆反應(yīng)：只要反應(yīng)物的物質(zhì)的量的比例與原來(lái)相同即可視為二者等效。(2)定溫，定壓的等效平衡只要保證可逆反應(yīng)化學(xué)計(jì)量數(shù)之比相同即可視為等效平衡。五、化學(xué)反應(yīng)進(jìn)行的方向1、反應(yīng)嫡變與反應(yīng)方向：(1)嫡：物質(zhì)的一個(gè)狀態(tài)函數(shù)，用來(lái)描述體系的混亂度，符號(hào)為S.單位：J?mol-1?K-1(2)體系趨向于有序轉(zhuǎn)變?yōu)闊o(wú)序，導(dǎo)致體系的嫡增加，這叫做嫡增加原理，也是反應(yīng)方向判斷的依據(jù)。.(3)同一物質(zhì)，在氣態(tài)時(shí)嫡值最大，液態(tài)時(shí)次之，固態(tài)時(shí)最小。即S(g)〉S(l)>S(s)2、反應(yīng)方向判斷依據(jù)在溫度、壓強(qiáng)一定的條件下，化學(xué)反應(yīng)的判讀「依據(jù)為：AH-TAS〈0反應(yīng)能自發(fā)進(jìn)行AH-TAS=0反應(yīng)達(dá)到平衡狀態(tài)AH-TA50反應(yīng)不能自發(fā)進(jìn)行注意：(1)AH為負(fù)，AS為正時(shí)，任何溫度反應(yīng)都能自發(fā)進(jìn)行AH為正，AS為負(fù)時(shí)，任何溫度反應(yīng)都不能自發(fā)進(jìn)行第三章水溶液中的離子平衡、弱電解質(zhì)的電離1、定義：電解質(zhì)：在水溶液中或熔化狀態(tài)下能導(dǎo)電的化合物，叫電解質(zhì)—非電解質(zhì)：在水溶液中或熔化狀態(tài)下都不能導(dǎo)電的化合物強(qiáng)電解質(zhì)：在水溶液里全部電離成離子的電解質(zhì)。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)混和物物2、電解質(zhì)南褥電解質(zhì)本所區(qū)另電脯頓:物［物2、電解質(zhì)南褥電解質(zhì)本所區(qū)另電脯頓:物［-離子傳翁鮑威共軍質(zhì)：匕合物強(qiáng)酸，強(qiáng)堿，大多數(shù)鹽 O如HCl、NaOH、NaCl、BaSQ非電解質(zhì)二二玳價(jià)化合物髓￥蠢是化合物舞‘弱減’極少與Q水N出喂零器昵輟睜③強(qiáng)的哪:等于易溶攣如酷豳曉物大部分有機(jī)物aSO不褶葉豕3,吟里激的6、BCSOH2=CH>部電離，故BaSO部電離，故BaSO為強(qiáng)電解質(zhì))電解質(zhì)的強(qiáng)弱與導(dǎo)電性、溶解性無(wú)關(guān)。3、電離平衡：在一定的條件下，當(dāng)電解質(zhì)分子電離成3、電離平衡：在一定的條件下，當(dāng)電解質(zhì)分子電離成離子的速率 和離子結(jié)合成時(shí)，電離過(guò)程就達(dá)到了平衡狀態(tài),這叫電離平衡。4、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(shí),電離平衡向著電離的方向移動(dòng)。C同離子效應(yīng)：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(huì)減弱電離。DX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(yīng)的物質(zhì)時(shí)，有利于電離。9、電離方程式的書寫：用可逆符號(hào)弱酸的電離要分布寫（第一步為主）10、電離常數(shù)：在一定條件下，弱電解質(zhì)在達(dá)到電離平衡時(shí)，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(gè)常數(shù)。叫做電離平衡常數(shù)，（一般用KaA++B-A++B-表本方法：ABKi=[A+][B-]/[AB]11、影響因素：a、電離常數(shù)的大小主要由物質(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(qiáng)。如：H2SO>HPO>HF>CHCOOH>2CO>H2S>HClO二、水的電離和溶液的酸堿性1、水電離平衡水的離子積：Kw=_c[H+]-c[OH-]25c時(shí)，[H+]=[OH-]=10—7mol/L;Kw=[H+]?[OH-]=1*10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（酸、堿、鹽）2、水電離特點(diǎn)：（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Kw〈1*10-14②溫度：促進(jìn)水的電離（水的電離是吸熱的）14③易水解的鹽：促進(jìn)水的電離Kw>1*104、溶液的酸堿性和pH:pH=-lgc[H+]pH的測(cè)定方法：酸堿指示劑甲基橙、石蕊、酚，。酚M8.2~10.0(淺紅色)變色范圍：甲基橙酚M8.2~10.0(淺紅色)pH試紙一操作玻璃棒蘸取未知液體口在試紙上，然后與標(biāo)準(zhǔn)比色卡對(duì)比即可注意：①事先不能用水濕潤(rùn)PH試紙；②廣泛pH試紙只能讀取整數(shù)值或范圍三、混合液的pH值計(jì)算方法公式1、強(qiáng)酸與強(qiáng)酸的混合：（先求[H+]混：將兩種酸中的「離子物質(zhì)的量相加除以總體積，再求其它）[H+]混=（[H+]1V1+[H+]2V2）/（V+V2）2、強(qiáng)堿與強(qiáng)堿的混合：（先求[OH]混：將兩種酸中的OH離子物質(zhì)的量相加除以總體積，再求其它）[OH-]混=（[OH-]iVi+[OH]2V2）/（V1+V2）（注意：不能直接計(jì)算[H+]3昆）3、強(qiáng)酸與強(qiáng)堿的混合：（先據(jù)H++OH-==H2O計(jì)算余下的H+或OH,①H+有余，則用余下的H+數(shù)除以溶液總體積求[H+]混；OHW■余，則用余下的0HB除以溶液總體積求[OH-]混，再求其它）四、稀釋過(guò)程溶液近強(qiáng)酸溶液：稀釋10n四、稀釋過(guò)程溶液近強(qiáng)酸溶液：稀釋10n倍時(shí)，pH稀=pH原+n（但始終不能大于或等于7)弱酸溶液：稀釋10n倍時(shí)，pH稀〈pH原+n（但始終不能大于或等于7)強(qiáng)堿溶液:稀釋10n倍時(shí)，pH稀=pH原—n（但始終不能小于或等于7)弱堿溶.液:稀釋10n倍時(shí)，pH稀>pH原一n（但始終不能小于或等于7)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pH值的變化規(guī)律:pH均接7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。五、強(qiáng)酸（pH1）強(qiáng)堿（pH2）混和計(jì)算規(guī)律1、若等體積混合pH1+pH2=14pH1+pH2>15pH1+pH2c132pH1+pH2=14pH1+pH2>15pH1+pH2c132、若混合后顯中性pH1+pH2=14pH1+pH與14V則溶液顯中性pH=7則溶液顯堿性pH=pH-0.3則溶液顯酸性pH=pH1+0.3V酸：V堿=1:1酸：V堿=1:10[14-(pH1+pH2〕六、酸堿中和滴定:1、中和滴定的原理實(shí)質(zhì)：「+0口=HO即酸能提供的H+和堿能提供的0H物質(zhì)的量相等。2、中和滴定的操作過(guò)程:（1）儀②滴定管的刻度，0刻度在上，往下刻度標(biāo)數(shù)越來(lái)越大，全部容積大于它的最大刻度值，因?yàn)橄露擞幸徊糠譀]有刻度。滴定時(shí)，所用溶液不得超過(guò)最低刻度，不得一次滴定使用兩滴定管酸（或堿），也不得中途向滴定管中添加。②滴定管可以讀到小數(shù)點(diǎn)后_二位。（2）藥品：標(biāo)準(zhǔn)液；待測(cè)液；指示劑。（3）準(zhǔn)備過(guò)程：準(zhǔn)備：檢漏、洗滌、潤(rùn)洗、裝液、趕氣泡、調(diào)液面。（洗滌：用洗液洗一檢漏：滴定管是否漏水一用水洗一用標(biāo)準(zhǔn)液洗（或待測(cè)液洗）一裝溶液一排氣泡一調(diào)液面一記數(shù)據(jù)V（始）（4）試驗(yàn)過(guò)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(jìn)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(dāng)用酸去滴定堿確定堿的濃度時(shí)，則：cm=ncVnV上述公式在求算濃度時(shí)很方便，而在分析誤差時(shí)起主要作用的是分子上的V酸的變化，因?yàn)樵诘味ㄟ^(guò)程中c酸為標(biāo)準(zhǔn)酸，其數(shù)值在理論上是不變的，若稀釋了雖實(shí)際值變小，但體現(xiàn)的卻是V酸的增大，導(dǎo)致c酸偏高；V堿同樣也是一個(gè)定值，它是用標(biāo)準(zhǔn)的量器量好后注入錐形瓶中的，當(dāng)在實(shí)際操作中堿液外濺，其實(shí)際值減小，但引起變化的卻是標(biāo)準(zhǔn)酸用量的減少，即V酸減小，則c堿降低了；對(duì)于觀察中出現(xiàn)的誤差亦同樣如此。綜上所述，當(dāng)用標(biāo)準(zhǔn)酸來(lái)測(cè)定堿的濃度時(shí)，c堿的誤差與V酸的變化成正比，即當(dāng)V酸的實(shí)測(cè)值大于理論值時(shí)，c堿偏高，反之偏低。同理，用標(biāo)準(zhǔn)堿來(lái)滴定未知濃度的酸時(shí)亦然。七、鹽類的水解（只有可溶于水的鹽才水解）1、鹽類水解：在水溶液中鹽電離出來(lái)的離子跟水電離出來(lái)的H+或OH結(jié)合生成弱電解質(zhì)的反應(yīng)。2、水解的實(shí)質(zhì)：水溶液中鹽電離出來(lái)的離子跟水電離出來(lái)的H+或OH2合，破壞水的電離，是平衡向右移動(dòng)，促進(jìn)水的電離。3、鹽類水解規(guī)律：①有弱才水解,無(wú)弱不水解，越弱越水解；誰(shuí)強(qiáng)顯誰(shuí)性,兩弱都水解，同強(qiáng)顯中性。②多元弱酸根，濃度相同時(shí)正酸根比酸式酸根水解程度大，堿性更強(qiáng)。（如:NazCO>NaHCO4、鹽類水解的特點(diǎn)：（1）可逆（與中和反應(yīng)互逆）（2）程度?。?）吸熱5、影響鹽類水解的外界因素：①溫度：溫度越高水解程度越大（水解吸熱，越熱越水解）②濃度：濃度越小，水解程度越大（越稀越水解）③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）6、酸式鹽溶液的酸堿性：①只電離不水解：如HSO-顯酸性②電離程度〉水解程度，顯酸性（如：HSO3-、HzPO-）③水解程度〉電離程度，顯堿性（如：HCO、HS、HPO2-）7、雙水解反應(yīng)：（1）構(gòu)成鹽的陰陽(yáng)離子均能發(fā)生水解的反應(yīng)。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。使得平衡向右移。（2）常見的雙水解反應(yīng)完全的為：Fe3+、Al3+與AH-、CO2-（HCQ-）、S2-（HS-）、SO2-（HSQ-）;S2-與NH+;CO2-（HCO-）與NH+其特點(diǎn)是相互水解成沉淀或氣體。雙水解完全的離子方程式配平依據(jù)是兩邊電荷平衡，如：2A13++3S2—+6H2O==2Al（OH）3J+3H2ST8、鹽類水解的應(yīng)用：水解的應(yīng)用實(shí)例原理1、凈水明磯凈水Al3++3H2。^l(OH)3(膠體)+3H+2、去油污用熱堿水冼油污物品CQ2—+H2O^^HCO3—+OH3、藥品的保存①配制FeCl3溶液時(shí)常加入少量鹽酸Fe3++3H2。'r-Fe(QH)3+3H+②配制N&CO溶液時(shí)常加入少量NaOHCQ2—+H2QHCQ3—+OH4、制備無(wú)水鹽由MgCb6HO制無(wú)水MgCl2在HCl氣流中加熱若不然,則：二MgCb-6H2QLiMg(QH)2+2HC1+4H2QMg(QH)MgQ+H2Q5、泡沫滅火器用Al2(SO4)3與NaHCO§液混合Al3++3HCQ=Al(QH)3J+3CQT6、比較鹽溶液中離子濃度的大小比較NHCl溶液中離子濃度的大小NH+HQEH3H2Q+Hc(Cl-)>c(NH4+)>c(H+)>c(QH)—9、水解平衡常數(shù)（&）對(duì)于強(qiáng)堿弱酸鹽：E=Kw/Ka（Kw為該溫度下水的離子積，Ka為該條件下該弱酸根形成的弱酸的電離平衡常數(shù)）對(duì)于強(qiáng)酸弱堿鹽：K=Kw/E（Kw為該溫度下水的離子積，及為該條件下該弱堿根形成的弱堿的電離平衡常數(shù)）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(dāng)微弱。2、多元弱堿（多元弱堿鹽）的電離（水解）書寫原則：一步書寫八、溶液中微粒濃度的大小比較☆☆基本原則：抓住溶液中微粒濃度必須滿足的三種守恒關(guān)系：①電荷守恒：：任何溶液均顯電中性，各陽(yáng)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②物料守恒：（即原子個(gè)數(shù)守恒或質(zhì)量守恒）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③質(zhì)子守恒：即水電離出的H+濃度與OH濃度相等。九、難溶電解質(zhì)的溶解平衡1、難溶電解質(zhì)的溶解平衡的一些常見知識(shí)(1)溶解度小于0.01g的電解質(zhì)稱難溶電解質(zhì)。(2)反應(yīng)后離子濃度降至1*10-5以下的反應(yīng)為完全反應(yīng)。如酸堿中和時(shí)[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(yuǎn)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)掌握三種微溶物質(zhì)：CaSO、Ca(OHb、Ag2SQ(5)溶解平衡常為吸熱，但Ca(OH)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(biāo)明狀態(tài)，并用"I不士"。如：Ag2s(sX^Ag+(aq)+S2-(aq)3、沉淀生成的三種主要方式(1)加沉淀劑法：G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。(2)調(diào)pH值除某些易水解的金屬陽(yáng)離子：如加MgO除去MgCl2溶液中FeCL(3)氧化還原沉淀法：(4)同離子效應(yīng)法4、沉淀的溶解：沉淀的溶解就是使溶解平衡正向移動(dòng)。常采用的方法有：①酸堿；②氧化還原；③沉淀轉(zhuǎn)化。5、沉淀的轉(zhuǎn)化：溶解度大的生成溶解度小的，溶解度小的生成溶解度更小的。如：AgNO―AgCl(白色沉淀)AgBr(淡黃色)Ag>(黃色)Ag>2s(黑色)6、溶度積(Ksp)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(jié)合成沉淀的速率，溶液中各離子的濃度保持不變的狀態(tài)。2、表達(dá)式：AmBn(s)-mAn+(aq)+nBm-(aq)Ksp=[c(An+)]m?[c(Bm-)]n3、影響因素：外因：①濃度：加水，平衡向溶解方向移動(dòng)。②溫度：升溫，多數(shù)平衡向溶解方向移動(dòng)。4、溶度積規(guī)則Q(離子積)〉Ksp有沉淀析出Q>Ksp平衡狀態(tài)QC〈Ksp未飽和，繼續(xù)溶解第四章電化學(xué)基礎(chǔ)第一節(jié)原電池原電池：1、概念：化學(xué)能轉(zhuǎn)化為電能的裝置叫做原電池2、組成條件：①兩個(gè)活潑性不同的電極②電解質(zhì)溶液③電極用導(dǎo)線相連并插入電解液構(gòu)成閉合回路3、電子流向：外電路：負(fù)極――導(dǎo)線一一正極.內(nèi)電路：鹽橋中陰離子移向負(fù)極的電解質(zhì)溶液,鹽橋中陽(yáng)離子移向正極的電解質(zhì)溶液。4、電極反應(yīng)：以鋅銅原電池為例：負(fù)極：氧化反應(yīng)：Zn—2e=Zn"(較活潑金屬)正極：還原反應(yīng)：2H++2e=H2T(較不活潑金屬)+2+總反應(yīng)式：_Zn+2H=Zn+H4_5、正、負(fù)極的判斷：(1)從電極材料：一般較活潑金屬為負(fù)極；或金屬為負(fù)極，非金屬為正極。(2)從電子的流動(dòng)方向負(fù)極流入正極(3)從電流方向正極流入負(fù)極(4)根據(jù)電解質(zhì)溶液內(nèi)離子的移動(dòng)方向陽(yáng)離子流向正極，陰離子流向負(fù)極(5)根據(jù)實(shí)驗(yàn)現(xiàn)象①一溶解的一極為負(fù)極—②增重或有氣泡一極為正極第二節(jié)化學(xué)電池1、電池的分類：化學(xué)電池、太陽(yáng)能電池、原子能電池2、化學(xué)「電池：借助于化學(xué)能直接轉(zhuǎn)變?yōu)殡娔艿难b置3、化學(xué)電池的分類：一次電池、二次電池、燃料電池1、常見一次電池：堿性鋅鎰電池、鋅銀電池、鋰電池等二、二次電池1、二次電池：放電后可以再充電使活性物質(zhì)獲得再生，可以多次重復(fù)使用，又叫充電電池或蓄電池。2、電極反應(yīng)：鉛蓄電池放電：負(fù)極(鉛)：_Pb+SO2-—2e=PbSOj+正極(氧化鉛)：_PbO2+4H+SO2+2e=PbSOj+2屋0_充電：陰極：PbSO4+2HO—2e=PbO+4H++SO4-陽(yáng)極：PbSO4+2e=Pb+SO2-_放電-1兩式可以寫成一個(gè)可逆反應(yīng)：PbO2+Pb+2HzSO_2PbSO4J+2H2O3、目前已開發(fā)出新型蓄電池：銀鋅電池、鎘饃電池、氫饃電池、鋰離子電池、聚合物鋰離子電池三、燃料電池1、燃料電池：—是使燃料與氧化劑反應(yīng)直接產(chǎn)生電流的一種原電池2、電極反應(yīng)：一般燃料電池發(fā)生的電化學(xué)反應(yīng)的最終產(chǎn)物與燃燒產(chǎn)物相同，可根據(jù)燃燒反應(yīng)寫出總的電池反應(yīng)，但不注明反應(yīng)的條件。，負(fù)極發(fā)生氧化反應(yīng)，正極發(fā)生還原反應(yīng)，不過(guò)要注意一般電解質(zhì)溶液要參與電極反應(yīng)。以氫氧燃料電池為例，鉗為正、負(fù)極，介質(zhì)分為酸性、堿性和中性。當(dāng)電解質(zhì)溶液呈酸性時(shí)：負(fù)極：2H2—4e=4H+正極：O2+4e4H+=2H2O當(dāng)電解質(zhì)溶液呈堿性時(shí)：負(fù)極：_2H2+4OH—4e=4HO正極：O2+2HO+4e=4OH另一種燃料電池是用金屬鉗片插入KOH§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(fù)極：CH什10OH-—8e=+7H2Q正極：4H2a2O2+8e=8OH。電池總反應(yīng)式為：CH和2O2+2KOH=K2CO3b3H2O3、燃料電池的優(yōu)點(diǎn)：能量轉(zhuǎn)換率高、廢棄物少、運(yùn)行噪音低四、廢棄電池的處理：回收利用第三節(jié)電解池一、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:*流（外加直流電）通過(guò)電解質(zhì)溶液而在陰陽(yáng)兩極引起氧化還原反應(yīng)（被動(dòng)的不是自發(fā)的）而程3、放電：當(dāng)離子到達(dá)電極時(shí)，失去或獲得電子，發(fā)生氧化還原反應(yīng)的過(guò)程4、電子流向：（電源）負(fù)極一（電解池）陰極一（離子定向運(yùn)動(dòng)）電解質(zhì)溶液一（電解池）陽(yáng)極一（電源）正極5、電極名稱及反應(yīng)：陽(yáng)極：與直流電源的正極相連的電極,發(fā)生氧化反應(yīng)陰極：與直流電源的負(fù)極相連的電極,發(fā)生還原反應(yīng)6、電解CuCL溶液的電極反應(yīng)：陽(yáng)極：2Cl--2e-=Cl2（氧化）陰極：Cu2++2e-=Cu（還原）總反應(yīng)式：CuCl2=Cu+Cl2T7、電解本質(zhì)：電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電過(guò)程，就是電解質(zhì)溶液的電解過(guò)程☆規(guī)律總結(jié)：電解反應(yīng)離子方程式書寫：放電順序：陽(yáng)離子放電順序Ag+>Hd+>Fe3+>Cu2+>H+（指酸電離的）>Pb2+>Sn2+>Fe2+>Zn2+>Al3+>Md+>Na+>cS+>K+陰離子的放電順序是惰性電極時(shí)：S2->I->Br->Cl->OH>NO->SO2-（等含氧酸根離子）>F-（SQ27MnQ->OH是活性電極時(shí)：電極本身溶解放電注意先要看電極材料，是惰性電極還是活性電極，若陽(yáng)極材料為活性電極（Fe、Cu）等金屬,則陽(yáng)極反應(yīng)為電極材料失去電子，變成離子進(jìn)入溶液；若為惰性材料，則根據(jù)陰陽(yáng)離子的放電順序，依據(jù)陽(yáng)氧陰還的規(guī)律來(lái)書寫電極反應(yīng)式。電解質(zhì)水溶液點(diǎn)解產(chǎn)物的規(guī)律類型電極反應(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)原分解電解質(zhì)里電解質(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HClCuCl2—CuCl2放H2生成堿里陰極：水放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HCl放氧生酸型陰極：電解質(zhì)陽(yáng)離子放電陽(yáng)極：水放O2生酸CuSO電解質(zhì)和水生成新電解質(zhì)減小氧化銅電解水型"陰極：4H++4e-==2H2NaOH水,增大增大水

陽(yáng)極：4OH--4e-陽(yáng)極：4OH--4e-=O2H2SO4T+2H2ONa2SO4|上述四種類型電解質(zhì)分類:電解水型：含氧酸，強(qiáng)堿，活潑金屬含氧酸鹽電解電解質(zhì)型：無(wú)氧酸，不活潑金屬的無(wú)氧酸鹽(氟化物除外)放氫生堿型：活潑金屬的無(wú)氧酸鹽放氧生酸型：不活潑金屬的含氧酸鹽電解原理的應(yīng)用1、電解飽和食鹽水以制造燒堿、氯氣和氫氣(1)、電鍍應(yīng)用電解原理在某些金屬表面鍍上一薄層其他金屬或合金的方法(2)、電極、電解質(zhì)溶液的選擇：陽(yáng)極：鍍層金屬，失去電子，成為離子進(jìn)入溶液M—ne==Mn+陰極：待鍍金屬(鍍件)：溶液中的金屬離子得到電子，成為金屬原子，附著在金屬表面Mn++ne==M電解質(zhì)溶液：含有鍍層金屬離子的溶液做電鍍液鍍銅反應(yīng)原理陽(yáng)極(純銅)：Cu-2e-=Cu2+,陰極(鍍件)：Cu2++2e-=Cu,電解液：可溶性銅鹽溶液，如CuSO溶液(3)、電鍍應(yīng)用之一：銅的精煉陽(yáng)極：粗銅;陰極：純銅電解質(zhì)溶液:硫酸銅3、電冶金(1)、電冶金：使礦石中的金屬陽(yáng)離子獲得電子,從它們的化合物中還原出來(lái)用于冶煉活潑金屬，如鈉、鎂、鈣、鋁(2)、電解氯化鈉：通電前，氯化鈉高溫下熔融：NaCl==Na++Cl通直流電后：陽(yáng)極：2Na++2e==2Na陰極：2C「一2e==Cl2T☆規(guī)律總結(jié)：原電池、電解池、電鍍池的判斷規(guī)律(1)若無(wú)外接電源，又具備組成原電池的三個(gè)條件。①有活潑性不同的兩個(gè)電極；②兩極用導(dǎo)線互相連接成直接插入連通的電解質(zhì)溶液里；③較活潑金屬與電解質(zhì)溶液能發(fā)生氧化還原反應(yīng)(有時(shí)是與水電離產(chǎn)生的H+乍用)，只要同時(shí)具備這三個(gè)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(dāng)陰極為金屬，陽(yáng)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(shí)，則為電鍍池。(3)若多個(gè)單池相互串聯(lián)，又有外接電源時(shí)，則與電源相連接的裝置為電解池成電鍍池。若無(wú)外接電源時(shí)，先選較活潑金屬電極為原電池的負(fù)極(電子輸出極)，有關(guān)裝置為原電池，其余為電鍍池或電解池。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側(cè)層其他金屬反應(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，兩級(jí)材料/、同后電源，兩級(jí)材料叫可引不同后電源

形成條件活動(dòng)性小同的兩極電解質(zhì)溶液形成閉合回路兩電極連接直流電源兩電極插入電解質(zhì)溶液形成閉合回路1鍍層金屬接電源正極，待鍍金屬接負(fù)極；2電鍍液必須含有鍍層金屬的離子電極名稱負(fù)極：較活潑金屬正極：較/、活潑金屬(能導(dǎo)電非金屬)陽(yáng)極：與電源正極相連陰極：與電源負(fù)極相連名稱同電解，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)，金屬失去電子正極：