2023屆高中化學(xué)必修三知識(shí)點(diǎn)大全

高中化學(xué)基礎(chǔ)知識(shí)總結(jié)

IV《化學(xué)反應(yīng)原理》

第一章化學(xué)反應(yīng)與能量

一、婚變反應(yīng)熱

1.反應(yīng)熱：肯定條件下，肯定物質(zhì)的量的反應(yīng)物之間完全反應(yīng)所放出或汲取的熱量

2.焙變（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)：AH（2）.

單位：kj/mol

3.產(chǎn)生緣由：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）為或＜0

汲取熱量的化學(xué)反應(yīng)。（吸熱》放熱）4H為“+”或4H＞0

☆常見(jiàn)的放熱反應(yīng)：①全部的燃燒反應(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(jiàn)的吸熱反應(yīng)：①晶體Ba（OH）2?840與NH?②大多數(shù)的分解反應(yīng)

③以壓、CO,C為還原劑的氧化還原反應(yīng)④錢(qián)鹽溶解等

注：①須要加熱的反應(yīng)，不肯定是吸熱反應(yīng)；不須要加熱的反應(yīng)，不肯定是放熱反應(yīng)

②通過(guò)反應(yīng)是放熱還是吸熱，可用來(lái)比較反應(yīng)物和生成物的相對(duì)穩(wěn)定性。

如C（石墨，s）=_C（金剛石，s）△H3=+L9kJ/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

書(shū)寫(xiě)化學(xué)方程式留意要點(diǎn)：

①熱化學(xué)方程式必需標(biāo)出能量變更。

②熱化學(xué)方程式中必需標(biāo)明反應(yīng)物和生成物的聚集狀態(tài)（g,1,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，加倍；反應(yīng)逆向進(jìn)行，△】【變更符號(hào)，數(shù)值不變

三、燃燒熱

1.概念：25℃,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。

※留意以下幾點(diǎn)：

①探討條件：101kPa

②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：1mol

④探討內(nèi)容：放出的熱量。（A1K0,單位kj/mol）

四、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lmol1即，這時(shí)的反應(yīng)熱叫中和熱。

2.強(qiáng)酸與強(qiáng)堿的中和反應(yīng)其實(shí)質(zhì)是H+和0H-反應(yīng)，其熱化學(xué)方程式為：

H+（aq）+0H-（aq）=H20（l）A11=-57.3kJ/mol

3.弱酸或弱堿電離要汲取熱量，所以它們參與中和反應(yīng)時(shí)的中和熱小于57.3kJ/mol。

4.中和熱的測(cè)定試驗(yàn)

五、燃燒熱、中和熱、能源

要點(diǎn)一：燃燒熱、中和熱及其異同

燃燒熱中和熱

相能量變化放熱反應(yīng)

AH△H<O,單位：kJ/mol

同

點(diǎn)

反應(yīng)物的量1mol（Oj的量不限）可能是1mol,也可能是0.5mcil

不生成物的量不限量HjO是1mol

同含義1mol反應(yīng)物完全燃燒時(shí)放出的生成1mol水時(shí)放出的熱量：強(qiáng)

點(diǎn)熱量；不同反應(yīng)物，燃燒熱不同酸強(qiáng)喊的中和熱約為57.3kJ/mol

特殊提示：

1.燃燒熱指的是1mol可燃物燃燒生成穩(wěn)定的化合物時(shí)所放出的熱量，留意：穩(wěn)定的

化合物，如H2fH2。（1）而不是HzO（g）、C—COz（g）而不是CO、SfSOz（g）而不是Sth。

2.中和熱是指酸、堿的稀溶液發(fā)生中和反應(yīng)生成1mol水所放出的熱量。留意：弱酸、

弱堿電離出H\OIF須要汲取熱量，故所測(cè)定中和熱的數(shù)值偏小；濃硫酸與堿測(cè)定中和

熱時(shí)，因濃硫酸釋稀要放熱，故測(cè)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(shí)不用帶負(fù)號(hào)，

如CH,的燃燒熱為890KJ/mol?

4.留意表示燃燒熱的熱化學(xué)方程式和燃燒的熱化學(xué)方程式；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Imol為標(biāo)準(zhǔn)，且燃燒生成

穩(wěn)定的化合物；中和熱以生成Imol水為標(biāo)準(zhǔn)。

要點(diǎn)二：能源

新能源的開(kāi)發(fā)與利用，日益成為社會(huì)關(guān)注的焦點(diǎn)，因此，以新型能源開(kāi)發(fā)與利用為背景材料，

考查熱化學(xué)方程式的書(shū)寫(xiě)及求算反應(yīng)熱，已成為高考命題的熱點(diǎn)。

關(guān)于能源問(wèn)題，應(yīng)了解下面的幾個(gè)問(wèn)題：

（1）能源的分類(lèi)：常規(guī)能源（可再生能源，如水等，非再生能源，如煤、石油、自然氣等）;

新能源（可再生能源，如太陽(yáng)能、風(fēng)能、生物能；非再生能源，如核聚變?nèi)剂希?/p>

（2）能源的開(kāi)發(fā)；①太陽(yáng)能：每年輻射到地球表面的能量為5Xl（TkJ,相當(dāng)于目前全世界

能量消耗的L3萬(wàn)倍。②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。③風(fēng)能：利用風(fēng)力進(jìn)行發(fā)電、提水、揚(yáng)帆助航等技術(shù)，風(fēng)能是一種可再生的干凈能源。

④地球能、海洋能。

六、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)，

而與詳細(xì)反應(yīng)進(jìn)行的途徑無(wú)關(guān)，假如一個(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。

其次章化學(xué)反應(yīng)速率與化學(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)的量的變更

⑵表示方法：?jiǎn)挝粫r(shí)間內(nèi)反應(yīng)濃度的削減或生成物濃度的增加來(lái)表示

（3）計(jì)算公式：v=Ac/At（u：平均速率，Ac：濃度變更，At：時(shí)間）單位：mol/（L,s）

（4）影響因素：

①確定因素（內(nèi)因）：反應(yīng)物的性質(zhì)（確定因素）

②條件因素（外因）：反應(yīng)所處的條件

特殊提示：

①化學(xué)反應(yīng)速率指的是平均速率而不是瞬時(shí)速率

②無(wú)論濃度的變更是增加還是削減，化學(xué)反應(yīng)速率均取正值。

③同一化學(xué)反應(yīng)速率用不同物質(zhì)表示時(shí)可能不同，但是比較反應(yīng)速率快慢

時(shí)，要依據(jù)反應(yīng)速率與化學(xué)方程式的計(jì)量系數(shù)的關(guān)系換算成同一種物質(zhì)來(lái)表示,

看其數(shù)值的大小。留意比較時(shí)單位要統(tǒng)一。

外因?qū)瘜W(xué)反應(yīng)速率影響的變化規(guī)律

條件變化活化分子的量的變化V變

化

反應(yīng)物增大單位體積里總數(shù)目增多，百分?jǐn)?shù)不變?cè)龃?/p>

的濃度

成小單住體積里總數(shù)目減少，百分?jǐn)?shù)不變減小

氣體反增大單位體積里總數(shù)目增多，百分?jǐn)?shù)不變?cè)龃?/p>

應(yīng)物的

戌小單位體積里總數(shù)目減少，百分?jǐn)?shù)不變減小

壓強(qiáng)

反應(yīng)物升高百分?jǐn)?shù)增大，單住體積里總數(shù)目增多增大

的溫度降低百分?jǐn)?shù)戌少，單位體積里總數(shù)目或少減小

反應(yīng)物使用百分?jǐn)?shù)劇增，單住體積里總數(shù)目劇增劇增

的催化

撤去百分?jǐn)?shù)刷戌，單位體積里總數(shù)目劇戌劇減

劑

其他光，電磁波，超聲波，固體反應(yīng)物菽粒有影

的大小.溶劑等響

※留意：（1）、變更壓強(qiáng)的實(shí)質(zhì)是變更濃度，若反應(yīng)體系中無(wú)氣體參與，故對(duì)該類(lèi)的反應(yīng)速

率無(wú)影響。

（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

—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

（3）溫度每上升10℃,化學(xué)反應(yīng)速率通常要增大為原來(lái)的2?4倍。

（4）從活化分子角度說(shuō)明外界條件對(duì)化學(xué)反應(yīng)速率的影響：

單位體積內(nèi)有效碰化學(xué)反應(yīng)速率

分子總數(shù)活化分子數(shù)活化分子百分?jǐn)?shù)撞次數(shù)

增大濃度增加增加不變?cè)黾蛹涌?/p>

增大壓強(qiáng)增加增加不變?cè)黾蛹涌?/p>

升高溫度不變?cè)黾釉黾釉黾蛹涌?/p>

加催化劑不變?cè)黾釉黾釉黾蛹涌?/p>

二、化學(xué)平衡

（一）1.定義：

化學(xué)平衡狀態(tài)：肯定條件下，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

不再變更，達(dá)到表面上靜止的一種“壬衡”，這就是這個(gè)反應(yīng)所能達(dá)到的限度即化學(xué)平衡狀

態(tài)。

2、化學(xué)平衡的標(biāo)記及特征

標(biāo)記：（1）Vn=V逆，它是化學(xué)平衡的本質(zhì)特征

（2）各組分的濃度不再變更，各組分的物質(zhì)的量、質(zhì)量、體積分?jǐn)?shù)、反應(yīng)物的轉(zhuǎn)化

率等均不再變更，這是外部特點(diǎn)。

特征：

逆（探討前提是可逆反應(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（條件變更，平衡發(fā)生變更）

3、推斷平衡的依據(jù)

推斷可逆反應(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)

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)肯定平衡

②各物質(zhì)的質(zhì)量或各物質(zhì)質(zhì)量分?jǐn)?shù)肯定平衡

混合物體系中

③各氣體的體積或體積分?jǐn)?shù)肯定平衡

各成分的含量

④總體積、總壓力、總物質(zhì)的量肯定不肯定平

衡

①在單位時(shí)間內(nèi)消耗了mmolA同時(shí)生成mmolA,即

平衡

V（正）斗（逆）

②在單位時(shí)間內(nèi)消耗了nmolB同時(shí)消耗了pmolC,則

平衡

正、逆反應(yīng)V（正）=V（逆）

速率的關(guān)系③V(A):V(B):V(C):V(D)=m:n:p:q,V(正)不肯定等于不肯定平

V(逆)衡

④在單位時(shí)間內(nèi)生成nmolB,同時(shí)消耗了qmolD,因均不肯定平

指V（逆）衡

①m+n^p+q時(shí)，總壓力肯定（其他條件肯定）平衡

壓強(qiáng)②m+n=p+q時(shí)，總壓力肯定（其他條件肯定）不肯定平

衡

混合氣體平均①M(fèi)r肯定時(shí)，只有當(dāng)m+nWp+q時(shí)平衡

相對(duì)分子質(zhì)量②Mr肯定時(shí),但m+n=p+q時(shí)不肯定平

Mr衡

任何反應(yīng)都伴隨著能量變更，當(dāng)體系溫度肯定時(shí)（其他不

溫度平衡

變）

體系的密度密度肯定不肯定平

衡

其他如體系顏色不再變更等平衡

特殊提示：

1.當(dāng)從正逆反應(yīng)速率關(guān)系方面描述時(shí)，若按化學(xué)計(jì)量數(shù)比例同回說(shuō)時(shí)，則不能

說(shuō)明達(dá)到平衡狀態(tài)；若按化學(xué)計(jì)量數(shù)比例導(dǎo)回說(shuō)明，則可以說(shuō)明達(dá)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(qiáng)或總物質(zhì)的量不變時(shí)，不能說(shuō)明達(dá)到平衡

狀態(tài)。

如Hz(g)+L(g)=^2HI(g)o

3.全部是氣體參與的體積不變的反應(yīng)，體系的平均相對(duì)分子質(zhì)量不變，不能說(shuō)明達(dá)到平衡

狀態(tài)。

如2Hl(g)H2(g)+I2(g)

4.全部是氣體參與的反應(yīng)，恒容條件下體系的密度不變，不能說(shuō)明達(dá)到平衡狀態(tài)。

(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：在其他條件不變的狀況下，增大反應(yīng)物的濃

度或削減生成物的濃度，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，所以平衡一不移動(dòng)一

(3)在溶液中進(jìn)行的反應(yīng)，假如稀釋溶液，反應(yīng)物濃度減小，生成物濃度也減小，V

正—減小一，V逆也一減小一，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)之和一大—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：在其他條件不變的狀況下，溫度上升會(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)平衡向著一放熱反應(yīng)一方向移動(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)。

留意：(1)變更壓強(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)律相像

4.催化劑對(duì)化學(xué)平衡的影響：由于運(yùn)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，所以平衡一不移動(dòng)__。但是運(yùn)用催化劑可以影響可逆反應(yīng)達(dá)到平衡所需的一時(shí)間一。

5.勒夏特列原理(平衡移動(dòng)原理)：假如變更影響化學(xué)平衡的一個(gè)條件(如濃度、溫度、壓

強(qiáng))，平衡就向能夠減弱這種方向移動(dòng)。對(duì)該原理中的“減弱”不能理解為消退、抵消，即

平衡移動(dòng)的變更總是小于外界條件變更對(duì)反應(yīng)的變更。如給已達(dá)到平衡狀態(tài)的可逆體系，增

加5個(gè)大氣壓，由于化學(xué)反應(yīng)向體積縮小的方向移動(dòng)，使體系的最終壓強(qiáng)大于其初始?jí)簭?qiáng)

P。而小于P°+5。另外，工業(yè)上反應(yīng)條件的優(yōu)化，實(shí)質(zhì)上是勒夏特例原理和化學(xué)反應(yīng)速率兩方

面綜合應(yīng)用的結(jié)果。

(三)化學(xué)速率和化學(xué)平衡圖象

1.速率v--時(shí)間t的圖象：

(1)由速率的變更推斷外界條件的變更：①若反應(yīng)速率與原平衡速率斷層，則是由變更溫

度或壓強(qiáng)所致，詳細(xì)變更的條件，則要結(jié)合V逆、V正大小關(guān)系及平衡移動(dòng)的方向進(jìn)行推斷。

②若反應(yīng)速率與原平衡連續(xù)，則是由變更某一種物質(zhì)的濃度所致，詳細(xì)是增大或減小反應(yīng)物

還是生成物的濃度，則要結(jié)合V正大小關(guān)系及平衡移動(dòng)的方向進(jìn)行推斷

2.組重量一一時(shí)間t、溫度T、壓強(qiáng)P的圖象

①“先拐先平”：“先拐”的先達(dá)到平衡狀態(tài)，即對(duì)應(yīng)的溫度高或壓強(qiáng)大，從而推斷出曲線對(duì)

應(yīng)的溫度或壓強(qiáng)的大小關(guān)系。

②“定一議二”：即固定其中的一個(gè)因素(溫度或壓強(qiáng)等)，然后探討另外一個(gè)因素與化學(xué)平

衡中的參量(濃度、質(zhì)量分?jǐn)?shù)、體積分?jǐn)?shù)、平均相對(duì)分子質(zhì)量)的變更關(guān)系，從而推斷出該

反應(yīng)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。

(四)化學(xué)平衡常數(shù)

1.對(duì)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(jì)量數(shù)。當(dāng)在肯定溫度下達(dá)到化學(xué)平衡時(shí)，這個(gè)反應(yīng)的平衡

f

Kc(C)^(D)

mn

常數(shù)公式可以表示為：c(A)c(B)t各物質(zhì)的濃度肯定是干衡時(shí)的濃度,而不是其他時(shí)

刻的.

2.在進(jìn)行K值的計(jì)算時(shí)，固體和純液體的濃度可視為常數(shù)“1”。例如：

高產(chǎn)K-史則

FeaO,(s)+4H2(g)3Fe(s)+41L0(g),在肯定溫度下，化學(xué)平衡常數(shù)表示為小仆”。

3.利用K值可推斷某狀態(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。若某時(shí)刻時(shí)，反應(yīng)物和生成物的濃度關(guān)系如

Qc-(C)c^(D)

下："cm(A)c"(B),則有以下結(jié)論：

①Q(mào)c=K,V(正)=V(逆)，可逆反應(yīng)處于化學(xué)平衡狀.態(tài)；

②Qc<K,V(正)>V(逆)，可逆反應(yīng)向正反應(yīng)方向進(jìn)行；

③Qc>K,V(正)<V(逆)，可逆反應(yīng)向逆反應(yīng)方向進(jìn)行。

4.化學(xué)平衡常數(shù)是指某一詳細(xì)化學(xué)反應(yīng)的平衡常數(shù)，當(dāng)化學(xué)反應(yīng)方程式的各物質(zhì)的化學(xué)計(jì)

量數(shù)增倍或減倍時(shí)，化學(xué)平衡常數(shù)也會(huì)發(fā)生相應(yīng)的變更。

5.化學(xué)平衡常數(shù)是描述可逆反應(yīng)進(jìn)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(wú)關(guān)，當(dāng)然也不會(huì)隨壓強(qiáng)的變更而變更，即與壓強(qiáng)無(wú)關(guān)。

(五)、等效平衡

1、概念：在肯定條件下(定溫、定容或定溫、定壓)，只是起始加入狀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(chēng)為等效平衡。

2、分類(lèi)

(1)定溫，定容條件下的等效平衡

第一類(lèi):對(duì)于反應(yīng)前后氣體分子數(shù)變更的可逆反應(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)必需保證平衡式左右兩邊同一邊的物質(zhì)的量與原來(lái)相同。

其次類(lèi)：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。

(六)化學(xué)反應(yīng)進(jìn)行的方向

1、反應(yīng)燧變與反應(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'?KT

(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，這叫做烯增加原理，也是反應(yīng)方向推

斷的依據(jù)。.

(3)同一物質(zhì)，在氣態(tài)時(shí)燧值最大，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)方向推斷依據(jù)

在溫度、壓強(qiáng)肯定的條件下，化學(xué)反應(yīng)的判讀依據(jù)為：

復(fù)合判據(jù)-----自由能變更：△G=Z\H-TZ\S,是最全面的推斷據(jù)：

①△G=aH—T4S>0,不能自發(fā)進(jìn)行；

②△G=ZXH—TZ\S<0,能自發(fā)進(jìn)行；

③△G=4H—TZiS=O,反應(yīng)處于平衡狀態(tài)。

1.化學(xué)反應(yīng)自發(fā)進(jìn)行的方向燧變（△H）與炳值（△$）綜合考慮

AH<0,AS>0.一定能自發(fā)進(jìn)行

△H>0、AS<0,一定不能自發(fā)進(jìn)行

2.化學(xué)反應(yīng)方向的判斷

△H<0sAS<0,低溫下能自發(fā)進(jìn)行

△H>0、AS>0,高溫下能自發(fā)進(jìn)行

第三章水溶液中的離子平衡

（一）電解質(zhì)、非電解質(zhì)，強(qiáng)弱電解質(zhì)的比較

1.電解質(zhì)、非電解質(zhì)的概念

電解質(zhì)非電解質(zhì)

在水溶液中或熔化狀態(tài)下能導(dǎo)電的化在水溶液中和熔化狀態(tài)下都不導(dǎo)電

定義

合物的化合物

相同點(diǎn)都是與溶解性無(wú)關(guān)的化合物

在一定條件下能電離不能電離

不同點(diǎn)

在水溶液中或熔化狀態(tài)下能導(dǎo)電在水溶液中和熔化狀態(tài)下都不導(dǎo)電

離子化合物和部分共價(jià)化合物全是共價(jià)化合物

與常見(jiàn)物質(zhì)

通常為酸、喊、鹽、水、典型金屬氫通常為非金屬氧化物、某些非金屬氫

類(lèi)別的關(guān)系

化物、某些非金屬氫化物等化物、絕大多數(shù)有機(jī)物等

電解質(zhì)與非電解質(zhì)本質(zhì)區(qū)分：

電解質(zhì)一一離子化合物或共價(jià)化合物非電解質(zhì)一一共價(jià)化合物

留意：①電解質(zhì)、非電解質(zhì)都是化合物②S02、陽(yáng)3、COz等屬于非電解質(zhì)

③強(qiáng)電解質(zhì)不等于易溶于水的化合物（如BaSO,不溶于水，但溶于水的BaSO,全

部電離，故Ba$O,為強(qiáng)電解質(zhì)）一一電解質(zhì)的強(qiáng)弱與導(dǎo)電性、溶解性無(wú)關(guān)。

2、物質(zhì)的劃分

,混和物

物質(zhì)行將,」單質(zhì),強(qiáng)電解質(zhì)：強(qiáng)酸，強(qiáng)堿，大多數(shù)鹽。如HC1、NaOH、NaCKBaSOj

I純凈物（■電解質(zhì)-------

,化合物I弱電解質(zhì)：弱酸，弱堿，極少數(shù)鹽，水。如HC1O,NFh'HzO、

酢電解質(zhì)：非金屬氧化物，大部分有機(jī)物。如SCh、CCh、C6Hl2。6、CC14.CH2=CH2

3、強(qiáng)電解質(zhì)與弱電解質(zhì)的概念

強(qiáng)電解質(zhì)弱電解質(zhì)

在水溶液中只有一部分電離成離子

概念在水溶液中全部電離成離子的電解質(zhì)

的電解質(zhì)

電離程度完全部分

落液里粒子水合離子水合分子、水合離子

物質(zhì)結(jié)構(gòu)離子化合物、某些共價(jià)化合物某些共價(jià)化合物

通常為通常為

強(qiáng)酸：HCLH2so4、HNO3等弱酸：CH3coOH、HF,HCIOsHS,

與常見(jiàn)物質(zhì)2

強(qiáng)堿：NaOH,KOH、Ba(0H)2等H2co3、H2SQ3、H4SQ4等

類(lèi)別的關(guān)系

絕大多數(shù)鹽：NaCI、CaCO3s弱堿：NH3H2。、Cu(0H)2等

CH3coONa等極少數(shù)鹽、水

4、強(qiáng)弱電解質(zhì)通過(guò)試驗(yàn)進(jìn)行推斷的方法(以HAc為例)：

(1)溶液導(dǎo)電性對(duì)比試驗(yàn)：相同條件下，HAc溶液的導(dǎo)電性明顯弱于強(qiáng)酸(鹽酸、硝

酸)

(2)測(cè)0.Olmol/LHAc溶液的pH>2

(3)測(cè)NaAc溶液的pH值：常溫下，PH>7

(4)測(cè)pH=a的HAc稀釋100倍后所得溶液pH<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=l的HAc溶液消耗pH=13的NaOH溶液的體積大于10mL

(7)將pH=l的HAc溶液與pll=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。

特殊提示：

1.S02>加3、CO?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(qiáng)弱的推斷，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(wú)干脆關(guān)系，溶解度大的不肯定是強(qiáng)電解質(zhì)(如醋酸)，溶解度小的不肯定

是弱電解質(zhì)(如硫酸領(lǐng))。

3.電解質(zhì)溶液導(dǎo)電性取決于溶液中自由移動(dòng)離子濃度和離子所帶電荷數(shù)的多少。

一般來(lái)說(shuō)，相同濃度的強(qiáng)電解質(zhì)的導(dǎo)電性明顯強(qiáng)于弱電解質(zhì)。弱酸(堿)與弱堿(酸)

反應(yīng)生成了強(qiáng)電解質(zhì)，溶液的導(dǎo)電性明顯增加。

4.電解質(zhì)的強(qiáng)弱與溶液的導(dǎo)電性沒(méi)有干脆的關(guān)系。如難溶物BaCOs,它溶于水的部

分能完全電離，故屬于強(qiáng)電解質(zhì)，但溶液的導(dǎo)電性幾乎為零。

(二)弱電解質(zhì)電離平衡及電離平衡常數(shù)

1、定義：在肯定的條件下，當(dāng)電解質(zhì)分子電離成件子的速率和離子結(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。

2、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。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(yīng)的物質(zhì)時(shí)，有利于電離。

3、電離平衡常數(shù)

1.在肯定溫度下，弱電解質(zhì)達(dá)到電離平衡時(shí)，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(gè)常數(shù)，該常數(shù)就叫電離平衡常數(shù)。如CHEOOHUnHaCCXT+H',K=C(CH;,COO

_）c（ir）/c（CILCOOH）.

2.電離平衡常數(shù)是描述弱電解質(zhì)達(dá)到平衡狀態(tài)的標(biāo)尺。它只受溫度的影響，因電離過(guò)

程是吸熱過(guò)程，故它隨溫度的上升而增大。

3.對(duì)于多元弱酸來(lái)說(shuō)，由于上一級(jí)電離產(chǎn)生的H?對(duì)下一級(jí)電離起抑制作用，一般是監(jiān)

NK2NK3,即其次步電離通常比第一步電離難得多，第三步電離又比其次步電離難得多，因

此在計(jì)算多元素弱酸溶液的c（H"）或比較弱酸酸性相對(duì)強(qiáng)弱時(shí)，通常只考慮第一步電離。

4.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：

H2S03>H3P04>HF>CH3C00H>H2C03>H2S>HC10

（三）水的電離和溶液的酸堿性

1、水電離平衡：：LZLlw

水的離子積：K?=_c[H+]?c[0H]_

25℃時(shí)，[H+]=[OH]=107mol/L;K?=[I門(mén)?[Olf]=1*10"

留意：K,只與溫度有關(guān)，溫度肯定，則K"值肯定

K”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K?（1*10"

②溫度:促進(jìn)水的電離（水的電離是吸熱的）

③易水解的鹽：促進(jìn)水的電離K?>[*]0一"

（四）溶液的酸堿性和pH

（1）pH=-lgc[H+]

（2）pll的測(cè)定方法：

酸堿指示劑一一甲基橙、石蕊、酚一。

變色范圍：甲基橙3.廣4.4（橙色）石蕊5.0~8.0（紫色）酚猷;8.2~10.0（淺紅色）

pH試紙一操作玻璃棒蘸取未知液體在試紙上，然后與標(biāo)準(zhǔn)比色卡對(duì)比即可。

留意：①事先不能用水潮濕PH試紙；②廣泛pH試紙只能讀取整數(shù)值或范圍

（五）混合液的pH值計(jì)算方法公式

1、強(qiáng)酸與強(qiáng)酸的混合：

（先求混：將兩種酸中的H，離子物質(zhì)的量相加除以總體積，再求其它）混=

2V2）/（V,+V2）

2、強(qiáng)堿與強(qiáng)堿的混合：

（先求[01門(mén)混：將兩種酸中的0H離子物質(zhì)的量相加除以總體積，再求其它）[01「]混=

（[0H]M+[0H[M）/（Vi+Vz）（留意:不能干脆計(jì)算[H+]混）

3、強(qiáng)酸與強(qiáng)堿的混合：

（先據(jù)H*+OH==HQ計(jì)算余下的H,或0H,①印有余，則用余下的M數(shù)除以溶液總體積求

口門(mén)混；01「有余，則用余下的011數(shù)除以溶液總體積求[011]混，再求其它）

4、強(qiáng)酸（pHl）強(qiáng)堿（pH2）混和計(jì)算規(guī)律

1.若等體積混合

pHl+pH2=14則溶液顯中性PH=7

pHl+pH2>15則溶液顯堿性plI=pII2-0.3

pHl+pH2W13則溶液顯酸性pH=pHl+0.3

2.若混合后顯中性

pHl+pH2=14V酸：V堿=1：1

pHl+pH2卉14V酸:V堿=1：10(14-(plll+pH2))

（六）稀釋過(guò)程溶液pH值的變更規(guī)律:

1、強(qiáng)酸溶液:稀釋10"倍時(shí),pH稀=pH原+n（但始終不能大于或等于7）

2、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）

3、強(qiáng)堿溶液:稀釋10"倍時(shí),pH稀jpH原一n（但始終不能小于或等于7）

4、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）

5、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均接

近7

6、稀釋時(shí)，弱酸、弱堿和水解的鹽溶液的pH變更得慢，強(qiáng)酸、強(qiáng)堿變更得快。

（七）酸堿中和滴定：

1、中和滴定的原理

實(shí)質(zhì)：ir+oir=n2o即酸能供應(yīng)的和堿能供應(yīng)的OH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，o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](méi)有刻度。滴定時(shí)，所用溶液不得超過(guò)最低刻度，不得一

次滴定運(yùn)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

一位。

（2）藥品：標(biāo)準(zhǔn)液；待測(cè)液；指示劑.

（3）打算過(guò)程：

打算：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f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〃酸c酸，酸=〃堿c堿，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一一酸或堿的物質(zhì)的量濃度；

K-一酸或堿溶液的體積。當(dāng)用酸去滴定堿確定堿的濃度時(shí);則：

c堿/酸酸.丹

“堿W堿

上述公式在求算濃度時(shí)很便利，而在分析誤差時(shí)起主要作用的是分子上的/酸的變更，因?yàn)?/p>

在滴定過(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「酸的增大，導(dǎo)致。酸偏高；1/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，但引起變更的卻是標(biāo)準(zhǔn)酸用量的削減,

即，酸減小，則c堿降低了；對(duì)于視察中出現(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/酸的變更成正比，即當(dāng)，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。

（八）鹽類(lèi)的水解（只有可溶于水的鹽才水解）

1、鹽類(lèi)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0H結(jié)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(lèi)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:Na￡03>

NaHCO3）

4、鹽類(lèi)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(lèi)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;0H一促進(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HSOJ顯酸性

②電離程度〉水解程度，顯酸性（如：HSOJ、H2PO,）

③水解程度〉電離程度，顯堿性（如：HCOJ、ns、HPO3

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(jiàn)的雙水解反應(yīng)完全的為：Fe3\A嚴(yán)與A1OJ、CCVXHCOQ、+（HS）、SO產(chǎn)（HSOJ）;

S?與NHJ；CO/（HCOJ）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

3+

平依據(jù)是兩邊電荷平衡，如：2A1+3s2一+6H2O==2A1（OH）3I+3Hzst

8、鹽類(lèi)水解的應(yīng)用：

水解的應(yīng)用實(shí)例原理

3

1、凈水明研凈水AI4+3H2O=AI(on)3(膠體)+3ir

2

2、去油污用熱堿水冼油污物品CO3'+H2O聲UICO3+OH

①配制FeCL溶液時(shí)常加入___，

3+

Fe+3H20-Fe(OH)3+3H'

少量鹽酸__,

3、藥品的保存

②配制Na2C0.3溶液時(shí)常加

2

C03+H20HCO3+OH

入少量NaOH

若不然，貝A

由MgCb-6H20制無(wú)水MgCb

4、制備無(wú)水鹽MgCl2?Mg(0H)2+2HCl+4H20

在HC1氣流中加熱

Mg(OH)2MgO+HQ

用A12（SO）3與NaHC03溶液

3t

5、泡沫滅火器Al+3HCO3=A1(OH)3I+3CO2t

混合

6、比較鹽溶液中比較NHiCl溶液中離子濃NH4++H2O=：NH3?H2O+H'

離子濃度的大小度的大小C(C1)>c(NH；)>c(H')>c(OH)

9,水解平衡常數(shù)（Kh）

對(duì)于強(qiáng)堿弱酸鹽：Kh=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：Kh=Kw/Kb,Kw為該溫度下水的離子積，R,為該條件下該弱堿根形成的弱堿

的電離平衡常數(shù),

(九)電離、水解方程式的書(shū)寫(xiě)原則

1、多元弱酸(多元弱酸鹽)的電離(水解)的書(shū)寫(xiě)原則：分步書(shū)寫(xiě)

留意：不管是水解還是電離，都確定于第一步，其次步一般相當(dāng)微弱。

2、多元弱堿(多元弱堿鹽)的電離(水解)書(shū)寫(xiě)原則：一步書(shū)寫(xiě)

(十)溶液中微粒濃度的大小比較

1.多元弱酸、多元弱酸鹽溶液

如H2s溶液:c(If)>c(HS-)>c(S2)>c(Oil).

2--

如Na2CO3溶液：c(Na)>c(CO,)>c(OH)>c(HCO3-)>(fT)?

2.混合溶液：混合溶液中離子濃度的比較，要留意能發(fā)生反應(yīng)的先反應(yīng)再比較，同時(shí)要留

意混合后溶液體積的變更，一般狀況下，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:①NH￡1~NH3.H2O(1：1)；?CH3C00H-CH3C00Na(1：1)<,一般均按電離

程度大于水解程度考慮。即①NH??NH3.H2。。：L)中,c(NH；)>c(Cl□>c(OH□>c(H+)；

@CH3C00H-CH3C00Na(1：1)中:c(CH3COO')>c(Na)>c(lO>c(OH)

☆☆基本原則：抓住溶液中微粒濃度必需滿(mǎn)意的三種守恒關(guān)系：

駕馭三個(gè)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(fù)

電荷總數(shù)肯定等于一陽(yáng)離子所帶正電荷總數(shù)。如在Na￡03溶液中有c(Na+)+c(I/)=c(HC03

-)+2C(C0D+C(0H-)O

(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(lèi)增多，但某些主要原

子的總數(shù)是守恒的。如在g2?)3溶液中有?(岫')=2。((：0廠)+2(:田(：0「)+2(:(1?：03)。

(3)質(zhì)子守恒：任何溶液中，最終溶液中僅由水電離出的H'與3「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0H\使溶

液中c(lD^c(Oir),但由水電離出的H*與OIL守恒。如在Na￡O：；溶液中有c(Oil

-)=c(H')+c(HC0「)+2c(H￡03),也可由電荷守恒式和物料守恒式疊加得出。

(十一)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(jiàn)學(xué)問(wèn)

(I)溶解度小于0.01g的電解質(zhì)稱(chēng)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

107mol/L<10-5mol/L,故為完全反應(yīng)，用“="，常見(jiàn)的難溶物在水中的離子濃度均遠(yuǎn)低于

lOmol/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)駕馭三種微溶物質(zhì)：CaSO.?Ca(0H)2、Ag2s0,

(5)溶解平衡常為吸熱，但Ca(0II)2為放熱，升溫其溶解度削減。

(6)溶解平衡存在的前提是：必需存在沉淀，否則不存在平衡。

2、溶解平衡方程式的書(shū)寫(xiě)

留意在沉淀后用(s)標(biāo)明狀態(tài),并用“=如：Ag2s(s)=2Ag*(aq)+S2(aq)

3、沉淀生成的三種主要方式

(1)加沉淀劑法：K*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MgCh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)。常采納的方法有：①酸堿；②氧化還原;③沉淀

轉(zhuǎn)化。

沉淀溶解平衡是動(dòng)態(tài)平衡，其影響因素主要有：

①溫度：一般升溫時(shí)，沉淀溶解度增大，能促進(jìn)溶解，但要留意Ca（OH）?的溶解度隨溫度的

上升而減小。

②同離子效應(yīng)：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(dòng)；反之，

則向沉淀溶解的方向移動(dòng)。

5、沉淀的轉(zhuǎn)化：

實(shí)質(zhì)：就是沉淀溶解平衡的移動(dòng)，一般說(shuō)來(lái)，溶解度小的沉淀轉(zhuǎn)化成溶解度更小的沉淀。

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：AgNft：一?AgCl（白色沉淀）一＞AgBr（淡黃色）一＞AgI（黃色）—Ag2s（黑色）

6、溶度積（KSP）

1、定義：在肯定條件下，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）mA'（aq）+nB°（aq）

--[c（BB）]n

3、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

Qc（離子積）〉KSP有沉淀析出

QcKSP平衡狀態(tài)

Q＜（KSP未飽和，接著溶解

第四章電化學(xué)

第一節(jié)原電池

（一）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）活潑性不同的電極材（2）電解質(zhì)溶液（3）構(gòu)成閉合電路（用導(dǎo)線連

接或干脆接觸）（4）自發(fā)進(jìn)行的氧化還原反應(yīng)

3、電極反應(yīng)：以鋅銅原電池為例：

負(fù)極：—氧化—反應(yīng)：Zn-2e=Zn2+（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++H21_

特殊提示：構(gòu)成原電池的四個(gè)條件是相互聯(lián)系的，電極不肯定參與反應(yīng)，電極材料不肯定都

是金屬，但應(yīng)為導(dǎo)體，一電解質(zhì)溶液應(yīng)合理的選取。

電流(正極一負(fù)極)

銅

4、正、負(fù)極的推斷:

(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)從電子的流淌方向負(fù)極流入正極

(3)從電流方向正極流入負(fù)極

(4)依據(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)依據(jù)試驗(yàn)現(xiàn)象①一溶解的一極為負(fù)極②增重或有氣泡-極為正極

5、酸、堿、鹽溶液電解規(guī)律(惰性電極)

電解質(zhì)電解質(zhì)溶液

類(lèi)型電極反應(yīng)特點(diǎn)實(shí)例電解對(duì)象濃度PH復(fù)原

NaOH水增大增大水

中海陰：2H++2e,-

水增大減小水

H2SO4

水型陽(yáng)：20H--4e---2H2。+02t

NdzSOv水增大不變水

分解HCI電解質(zhì)減小增大氯化氫

電解電解質(zhì)電離出的陰、陽(yáng)離子分別在兩

質(zhì)型極放電CuCl電解質(zhì)減小氯化前

z/

放H?

生堿陰極：HQ放出生裱電-55和生成新

NaCl增大氯化氫

￡1陽(yáng)極：電解質(zhì)陰離子放電水電解質(zhì)

故5

生酸陰極：電解質(zhì)陽(yáng)離子放電電解質(zhì)和生成新

減小氧化銅

型CUSO4

陽(yáng)極：HzO放Oz生酸水電解質(zhì)

6、原電池原理的應(yīng)用

(1)設(shè)計(jì)原電池(這是近幾年高考的命題熱點(diǎn))

(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(jìn)行，使反應(yīng)速率增

大，例如：試驗(yàn)室用粗鋅與稀硫酸反應(yīng)制取氫氣；在鋅與稀硫酸反應(yīng)時(shí)加入少量的Cu$O,溶

液，能使產(chǎn)生加的速率加快

(3)進(jìn)行金屬活動(dòng)性強(qiáng)弱的比較

(4)電化學(xué)愛(ài)護(hù)法：即金屬作為原電池的正極而受到愛(ài)護(hù)，如在鐵器表面鍍鋅

(5)從理論上說(shuō)明鋼鐵腐蝕的主要緣由

其次節(jié)化學(xué)電池

1、電池的分類(lèi)：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)能干脆轉(zhuǎn)變?yōu)殡娔艿难b置

3、化學(xué)電池的分類(lèi)：一次電池、二次電池、燃料電池

（一）一次電池

1、常見(jiàn)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)運(yùn)用，又叫充電電

池或蓄電池。

2、電極反應(yīng)：鉛蓄電池