高中化學(xué)選修四總結(jié)化學(xué)反應(yīng)與能量、速率與化學(xué)平衡、離子平衡

高中化學(xué)選修四總結(jié)，化學(xué)反應(yīng)與能量.速率與

化學(xué)平衡、離子平衡

第一章化學(xué)反應(yīng)與能量

考點(diǎn)1:吸熱反應(yīng)與放熱反應(yīng)

1、吸熱反應(yīng)與放熱反應(yīng)的區(qū)別

比較

放熱反應(yīng)吸熱反應(yīng)

類型

定義放出熱量的化學(xué)反應(yīng)吸收熱量的化學(xué)反應(yīng)

反應(yīng)物具體的總能量大于生成物反應(yīng)物具有的總能量小于生成物具有

形成原因

具有的總能量的總能量

生成物分子成鍵時(shí)釋放出的總能

與化學(xué)鍵強(qiáng)生成物分子成鍵時(shí)擇放出的總能量小

量大于反應(yīng)物分子斷裂鍵時(shí)吸收

弱的關(guān)系于反應(yīng)物分子斷裂鍵時(shí)吸收的總能量

的總能量

表示方法△H<0△H>0

僅1反應(yīng)物

?…一/成物r---i

出?尸機(jī)A"為。%"fe放M<Ho為---

圖示

反應(yīng)物一生成物.

反應(yīng)過程反應(yīng)過程

比(g)+Cl,(g)=2HC1(g)C(s)+HaO(g)=C0(g)+Ha(g)

實(shí)例

AH=-184.6kJ-mol-'△H=+13L3kJ?

特別注意：反應(yīng)是吸熱還是放熱與反應(yīng)的條件沒有必然的聯(lián)系，而決定于反應(yīng)物和生成物具有的總能

量（或焰）的相對(duì)大小。

2、常見的放熱反應(yīng)

①一切燃燒反應(yīng)；

②活潑金屬與酸或水的反應(yīng)；

③酸堿中和反應(yīng)；

④鋁熱反應(yīng)；

⑤大多數(shù)化合反應(yīng)(但有些化合反應(yīng)是吸熱反應(yīng),如：N2+O2=2NO,CO2+C=2C。等均為吸熱反

應(yīng))。

3、常見的吸熱反應(yīng)

①Ba(OH)2-8H2O與NH4CI反應(yīng)；

②大多數(shù)分解反應(yīng)是吸熱反應(yīng)

③

H-+CuO△.Cu+H;O,C+H-0(g)仝CO+H2

等也是吸熱反應(yīng)；

④水解反應(yīng)

考點(diǎn)2:反應(yīng)熱計(jì)算的依據(jù)

L根據(jù)熱化學(xué)方程式計(jì)算

反應(yīng)熱與反應(yīng)物各物質(zhì)的物質(zhì)的量成正比。

2根據(jù)反應(yīng)物和生成物的總能量計(jì)算

△H=E生成物-E反應(yīng)物。

3根據(jù)鍵能計(jì)算

△H=反應(yīng)物的鍵能總和-生成物的鍵能總和。

4根據(jù)蓋斯定律計(jì)算

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)，而與反應(yīng)的途徑無關(guān)。即如果

一個(gè)反應(yīng)可以分步進(jìn)行，則各分步反應(yīng)的反應(yīng)熱之和與該反應(yīng)一步完成時(shí)的反應(yīng)熱是相同的。

溫馨提示：

①蓋斯定律的主要用途是用已知反應(yīng)的反應(yīng)熱來推知相關(guān)反應(yīng)的反應(yīng)熱。

②熱化學(xué)方程式之間的"+"等數(shù)學(xué)運(yùn)算，對(duì)應(yīng)AH也進(jìn)行"+"等數(shù)學(xué)計(jì)算。

5根據(jù)物質(zhì)燃燒放熱數(shù)值計(jì)算：Q（放）=n（可燃物）x|AH|。

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第二章化學(xué)反應(yīng)速率與化學(xué)平衡

考點(diǎn)1：化學(xué)反應(yīng)速率

L化學(xué)反應(yīng)速率的表示方法

化學(xué)反應(yīng)速率通常用單位時(shí)間內(nèi)反應(yīng)物濃度和生成物濃度的變化來表示。表達(dá)式:

其常用的單位是或_________O

2、影響化學(xué)反應(yīng)速率的因素

1）內(nèi)因（主要因素）

反應(yīng)物本身的性質(zhì)。

2）外因（其他條件不變，只改變一個(gè)條件）

（Sy-增大反應(yīng)物濃度，反應(yīng)速率加快，反之減慢。

（備J對(duì)于有氣體參加的反應(yīng)，增大壓強(qiáng)，反應(yīng)

岑速率加快,反之減慢。

（m^）—*升高溫度，反應(yīng)速率加快,反之減慢。

點(diǎn)諭1使用催化劑，能改變化學(xué)反應(yīng)速率，且正、

產(chǎn)7逆反應(yīng)速率的改變程度祖同。

反應(yīng)物間的接觸面積、光輻射、放射線輻射、

史里葉超聲波等。

3、理論解釋一~^效碰撞理論

（1）活化分子、活化能、有效碰撞

①活化分子：能夠發(fā)生有效碰撞的分子。

②活化能：如圖

反應(yīng)過程

圖中：E1為正反應(yīng)的活化能，使用催化劑時(shí)的活化能為E3,反應(yīng)熱為E1-E2。（注：E2為逆反應(yīng)的

活化能）

③有效碰撞：活化分子之間能夠引發(fā)化學(xué)反應(yīng)的碰撞。

（2）活化分子、有效碰撞與反應(yīng)速率的關(guān)系

考點(diǎn)2:化學(xué)平衡

1、化學(xué)平衡狀態(tài)：一定條件（恒溫、恒容或恒壓）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（包括反應(yīng)物和生成物）中各組分的濃度保持不變的狀態(tài)。

2、化學(xué)平衡狀態(tài)的特征

化學(xué)平衡是一種動(dòng)態(tài)平衡

正反應(yīng)速率=逆反應(yīng)速率

反應(yīng)物和生成物的質(zhì)量

或濃度保持不變

條件改變，平衡狀態(tài)可能改變,

新條件下建立新的平衡狀態(tài)

3、判斷化學(xué)平衡狀態(tài)的依據(jù)

mA(g)+nB(g)—點(diǎn)(g)+(jD(g)

可能的情況是否達(dá)平衡

反應(yīng)混合物①各組分的物質(zhì)的量或各組分的摩爾分?jǐn)?shù)一定達(dá)平衡

中各組分的②各組分的質(zhì)量或各組分的質(zhì)量分?jǐn)?shù)一定達(dá)平衡

含量卷洛組分的體積或體積分?jǐn)?shù)一定達(dá)平衡

④總體積、總壓強(qiáng)或總物質(zhì)的量一定不一定達(dá)平衡

①^位時(shí)間內(nèi)消耗mmolA,同時(shí)生成mmolA,達(dá)平衡

②單位時(shí)間內(nèi)消耗mmolA(或nmolB),同時(shí)消耗

達(dá)平衡

p內(nèi)］C(或qmolD),既vB=vc

v占V是的

③O:3)：v(C)-v(。)=m:n：p：q,此時(shí)v重不一

知不一定達(dá)平衡

定等于“

④單位時(shí)間內(nèi)生成了pmo]C（或Qmo|D）同時(shí)消耗

不一定達(dá)平衡

了mmolA（或nmolB）9此時(shí)均指丫庭

（Dm+n^p+q時(shí),總壓強(qiáng)一定達(dá)YW

壓強(qiáng)

②nr+n=p+q時(shí)，總壓強(qiáng)一定不一定達(dá)程

混合氣體的①當(dāng)m+nWp+q時(shí)，Mr一定達(dá)平《

平均相對(duì)分

②當(dāng)ui+n=p+q時(shí)，Mr一定不一定達(dá)平衡

子質(zhì)量Mr

混合氣體的

恒溫、恒壓或恒溫、恒容時(shí)，密度一定不一定達(dá)平衡

密度

反應(yīng)體系內(nèi)有色物質(zhì)的顏色一定，就是有色物質(zhì)的濃度

■色法內(nèi)

不變

任何化學(xué)反應(yīng)都伴隨著能量變化，絕熱條件下反應(yīng)體系

溫度達(dá)平衡

的溫度恒定

考點(diǎn)3:化學(xué)平衡的移動(dòng)

1、概念

?r?r.ITkX35?*??，--定時(shí)間，t

'正='逆------------?、'正/'g?V正=\'逆#0

平衡1不平衡平衡2

破壞舊平衡二建立新平衡

可逆反應(yīng)中舊化學(xué)平衡的破壞、新化學(xué)平衡的建立，由原平衡狀態(tài)向新化學(xué)平衡狀態(tài)的轉(zhuǎn)化過程，稱

為化學(xué)平衡的移動(dòng)。

2、化學(xué)平衡移動(dòng)與化學(xué)反應(yīng)速率的關(guān)系

(l)vF>v逆：平衡向正反應(yīng)方向移動(dòng)。

(2)vF=v逆：反應(yīng)達(dá)到平衡狀態(tài)，不發(fā)生平衡移動(dòng)。

(3)v正<v逆：平衡向逆反應(yīng)方向移動(dòng)。

3、影響化學(xué)平衡的因素

4、"惰性氣體"對(duì)化學(xué)平衡的影響

條件影響結(jié)果備注

反應(yīng)物濃度增

平衡向正反應(yīng)方向移動(dòng)

大

對(duì)于有固體或純液體參與的反

反應(yīng)物濃度減

平衡向逆反應(yīng)方向移動(dòng)應(yīng)，由于固體或純液體的濃受

少

濃度可認(rèn)為是常數(shù)，因此改變固體

生成物濃度增

平衡向逆反應(yīng)方向移動(dòng)的量平衡不發(fā)生移動(dòng)e

大

生成物濃度減

平衡向正反應(yīng)方向移動(dòng)

少

平衡向氣體體積減少方向?qū)τ跓o氣體參加和生成的反

壓強(qiáng)增大

移動(dòng)應(yīng)）.改變壓強(qiáng)，此時(shí)固、液體

壓強(qiáng)

平衡向氣體體積增大方向的濃度未改變，平衡不發(fā)生移

壓強(qiáng)減少

移動(dòng)動(dòng)。

溫度升高平衡向吸熱方向移動(dòng)

溫度

溫度降低平衡向放熱方向移動(dòng)

可以縮短達(dá)到平衡的時(shí)間，不

催化劑對(duì)平衡無影響改變平衡混合物中各組分的百

分比組成

①恒溫、恒容條件

原平衡體系

無人慢性氣體.

體系總壓強(qiáng)增大一一體系中各組分的濃度不變平衡不移動(dòng)。

②恒溫、恒壓條件

原平衡體系

充人慢性氣體

容器容積增大，各反應(yīng)氣體的分壓減小體系中各組分的濃度同倍數(shù)減小

（等效于減壓）

氣體體積不變反應(yīng)-平衡不移動(dòng)

氣體體積可變反應(yīng)

?平平土.王、平衡向氣體體積增大的方向移動(dòng)

5、勒夏特列原理

定義：如果改變影響平衡的一個(gè)條件（如C、P或T等），平衡就向能夠減弱這種改變的方向移動(dòng)。

原理適用的范圍：已達(dá)平衡的體系、所有的平衡狀態(tài)（如溶解平衡、化學(xué)平衡、電離平衡、水解平衡

等）和只限于改變影響平衡的一個(gè)條件。

勒夏特列原理中“減弱這種改變”的解釋：外界條件改變使平衡發(fā)生移動(dòng)的結(jié)果，是減弱對(duì)這種條件

的改變，而不是抵消這種改變，也就是說：外界因素對(duì)平衡體系的影響占主要方面。

第三章水溶液中的離子平衡

一、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

物質(zhì)r單質(zhì)

'［強(qiáng)電解質(zhì)：強(qiáng)酸，強(qiáng)一?大多數(shù)鹽，如HCI、Na（

純凈物，電蟀質(zhì)

弱電解質(zhì)：弱酸，弱—?極少數(shù)鹽,水，如HCIO、N

化合物

<

非電解質(zhì)：非金屬氧化物，大部分有機(jī)物，如SO3、COz、C6H

2、電解質(zhì)與非電解質(zhì)本質(zhì)區(qū)別：

電解質(zhì)——離子化合物或共價(jià)化合物非電解質(zhì)——共價(jià)化合物

注意：①電解質(zhì)、非電解質(zhì)都是化合物②S02、NH3、C02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BaS04不溶于水，但溶于水的BaS04全部電離，故BaS04

為強(qiáng)電解質(zhì)）——電解質(zhì)的強(qiáng)弱與導(dǎo)電性、溶解性無關(guān)。

3、電離平衡：在一定的條件下，當(dāng)電解質(zhì)分子電離成離子的速率和離子結(jié)合成時(shí)，電離過程就達(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，電離程度越小；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。

5、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）

6、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Ka表示酸，Kb表示

堿。）

表示方法：ABA++B-Ki=[A+][B-]/[AB]

7、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：

H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HCIO

二、水的電離和溶液的酸堿性

1、水電離平衡：

+-

H2o——H+OH

水的離子積：KW=c[H+]-c[OH-]

25℃Kt,[H+]=[OH-]=10-7mol/L;KW=[H+]-[OH-]=1*10-14

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*10-14

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KW）1*10-14

4、溶液的酸堿性和pH:

（1）pH=-lgc［H+］

（2）pH的測(cè)定方法:

酸堿指示劑—甲基橙、石蕊、酚酥。

變色范圍：甲基橙3.1-4.4（橙色）石蕊5.0-8.0（紫色）酚酥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。

注意：①事先不能用水濕潤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

L強(qiáng)酸與強(qiáng)酸的混合：（先求［H+］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）

卜+］混=（［H+］1V1+［H+］2V2）/（V1+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-]1V1+[OH-]2V2)/(Vl+V2)(注意:不能直接計(jì)算[H+]混)

3、強(qiáng)酸與強(qiáng)堿的混合：（先據(jù)H++0H-==H20計(jì)算余下的H+或0H-,①H+有余，則用余下的

H+數(shù)除以溶液總體積求［H+］混；0H-有余，則用余下的0H-數(shù)除以溶液總體積求［0H-］混，再求其

它）

四、稀釋過程溶液pH值的變化規(guī)律：

1、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）

2、弱酸溶液：稀稀10n倍時(shí)，pH?。╬H原+n（但始終不能大于或等于7）

3、強(qiáng)堿溶液：稀稀10n倍時(shí)，pH稀=pH原-n（但始終不能小于或等于7）

4、弱堿溶液：稀稀10n倍時(shí)，pH稀〉pH原-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變化得慢，強(qiáng)酸、強(qiáng)堿變化得快。

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

.w.w.k.s.5.u.c.o.m

L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pH=pH2-0.3

pHl+pH2<13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+pH2Hl4V酸：V堿=1:10[14-(pHl+pH2)]

六、酸堿中和滴定：

1、中和滴定的原理

實(shí)質(zhì)：H++OH—=H2O即酸能提供的H+和堿能提供的OH-物質(zhì)的量相等。

2、中和滴定的操作過程：

(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)后一位。

(2)藥品：標(biāo)準(zhǔn)液；待測(cè)液；指示劑。

(3)準(zhǔn)備過程：

準(zhǔn)備：檢漏、洗滌、潤洗、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：

<:堿=

ncV

nV

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^

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）

L鹽類水解：在水溶液中鹽電離出來的離子跟水電離出來的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的離子跟水電離出來的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、鹽類水解規(guī)律：

①有弱才水解，無弱不水解，越弱越水解；誰強(qiáng)顯誰性，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:Na2c03>NaHC03）

4、鹽類水解的特點(diǎn)：（1）可逆（與中和反應(yīng)互逆）（2）程度小（3）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離子水解；0H-促進(jìn)陽離子水解而

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HS04-顯酸性

②電離程度〉水解程度，顯酸性(如：HSO3-、H2PO4-)

③水解程度>電離程度，顯堿性(如：HC03-,HS-、HPO42-)

7、雙水解反應(yīng)：

(1)構(gòu)成鹽的陰陽離子均能發(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滯見的雙水解反應(yīng)完全的為：Fe3+、AI3+與AIO2-、CO32-(HCO3-)、S2-(HS-)、SO32-(HSO3-);

S2-與NH4+;CO32-(HCO3-)與NH4+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：2AI3++3S2-+6H2O==2AI(OH)31+3H2St

8、鹽類水解的應(yīng)用:

水解的應(yīng)用實(shí)例原理

3+

1、凈水明帆凈水AI+3H2O^AI(OH)3(膠體)+3H+

2

2、去油污用熱堿水冼油污物品CO3-+H2O^HCO3-+OH-

①配制溶液時(shí)常加

FeCb3+

Fe+3H2O^Fe(OH”+3H+

入少量鹽酸

3、藥品的保存②配制Na2CC）3溶液時(shí)常

2

CO3-+H2O^HCO-+OH-

加入少量NaOH3

若不然，則：

由MgCl2,6H2。制無水MMgCI2-6H2O^=Mg(OH)2+2HCI+4

4、制備無水鹽gCI2在HCI氣流中加熱H2O

Mg(OH)2^MgO+H2O

用Ab（SO4）3與NaHCO33+

5、泡沫滅火器AI+3HCO3-=AI(OH)3l+3CO2T

溶液混合

6、比較鹽溶液

比較NH4cl溶液中離子濃NH++HO^NHHO+H+

中離子濃度的大4232

度的大小C(C|-)>C(NH+)>C(H+)>C(OH)-

小4

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，Kb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0H-濃度相等。

九、難溶電解質(zhì)的溶解平衡

L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o.oig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):CaSO4、Ca(OH)2、Ag2SO4

(5)溶解平衡常為吸熱，但Ca(OH)2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

意在沉淀后用⑸標(biāo)明狀態(tài),并用"w".如：Ag2s⑸e2Ag+(aq)+S2-(aq)

3、沉淀生成的三種主要方式

(1)加沉淀劑法：Ksp越小(即沉淀越難溶)，沉淀越完全；沉淀劑過量能使沉淀更完全。

(2)調(diào)pH值除某些易水解的金屬陽離子：如加MgO除去MgCI2溶液中FeCI3。

(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：AgNO3-AgCI(白色沉淀)-AgBr(淡黃色)-Agl(黃色)-Ag2S(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-)]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

QC=KSP平衡狀態(tài)

QC<KSP飽和，繼續(xù)溶解

第四章電化學(xué)

L原電池的工作原理及應(yīng)用

1.概念和反應(yīng)本質(zhì)

原電池是把化學(xué)能轉(zhuǎn)化為電能的裝置，其反應(yīng)本質(zhì)是氧化還原反應(yīng)。

2.原電池的構(gòu)成條件

Q）一看反應(yīng)：看是否有能自發(fā)進(jìn)行的氧化還原反應(yīng)發(fā)生（一般是活潑性強(qiáng)的金屬與電解質(zhì)溶液反應(yīng)）。

（2）二看兩電極：一般是活潑性不同的兩電極。

（3）三看是否形成閉合回路，形成閉合回路需三個(gè)條件：①電解質(zhì)溶液；②兩電極直接或間接接觸；

③兩電極插入電解質(zhì)溶液中。

3.工作原理

以鋅銅原電池為例

，uSO,溶液

-Cu

ZnS《溶液CuSO：溶液

(1)反應(yīng)原理

電極名稱

負(fù)極

正極

電極材料

鋅片

銅片

電極反應(yīng)

Zn-2e-===Zn2+

Cu2++2e-===Cu

反應(yīng)類型

氧化反應(yīng)

還原反應(yīng)

電子流向

由Zn片沿導(dǎo)線流向Cu片

鹽橋中離子移向

鹽橋含飽和KCI溶液，K+移向正極，CI-移向負(fù)極

(2)鹽橋的組成和作用

①鹽橋中裝有飽和的KCLKN03等溶液和瓊膠制成的膠凍。

②鹽橋的作用：a.連接內(nèi)電路，形成閉合回路；b.平衡電荷，使原電池不斷產(chǎn)生電流。

2.電解的原理

1.電解和電解池

(1)電解：在電流作用下，電解質(zhì)在兩個(gè)電極上分別發(fā)生氧化反應(yīng)和還原反應(yīng)的過程。

⑵電解池：電能轉(zhuǎn)化為化學(xué)能的裝置。

⑶電解池的構(gòu)成

①有與電源相連的兩個(gè)電極。

②電解質(zhì)溶液(或熔融電解質(zhì))。

③形成閉合回路。

2.電解池的工作原理

Q）電極名稱及電極反應(yīng)式（電解CuCI2溶液為例）

電源

,t

.

石5

電

極

電極名稱：gm】二廠電極名稱：陰極

反應(yīng)類型：輒化反應(yīng)一反應(yīng)類型：避反應(yīng)

三￡-

一

--三

電極反應(yīng)式：-_電極反應(yīng)式：Cu"+2e=Cu

CuClj容液

CuCl;==Cu+Cl,f

總反應(yīng)式：-

（2）電子和離子的移動(dòng)方向

①電子：從電源負(fù)極流出后，流向電解池陰極；從電解池的陽極流出后流向電源的正極。

②離子：陽離子移向電解池的陰極，陰離子移向電解池的陽極。

3.陰陽兩極上放電順序

Q）陰極：（與電極材料無關(guān)）。氧化性強(qiáng)的先放電，放電順序：

Al,/n?Ie■Sn'.Pb".H'.W.Fe^.Af

放電由堆到獨(dú)

（2）陽極：若是活性電極作陽極，則活性電極首先失電子，發(fā)生氧化反應(yīng)。

若是惰性電極作陽極，放電順序?yàn)?/p>

放電由■到一

3.化學(xué)電源

1.日常生活中的三種電池

Q）堿性鋅鎰干電池??次電池

正極反應(yīng)：2MnO2+2H2O+2e-===2MnOOH+20H-;

負(fù)極反應(yīng)：Zn+20H--2e-===Zn(0H)2;

總反應(yīng)：Zn+2MnO2+2H2O===2MnOOH+Zn(OH)2o

(2)鋅銀電池-----次電池

負(fù)極反應(yīng)：Zn+20H--2e-===Zn(0H)2;

正極反應(yīng)：人92。+京0+26-===2人9+20?。?/p>

總反應(yīng)：Zn+Ag20+H2O===Zn(OH)2+2Ago

(3)二次電池(可充電電池)

鉛蓄電池是最常見的二次電池，負(fù)極材料是Pb,正極材料是PbO2o

①放電時(shí)的反應(yīng)

a.負(fù)極反應(yīng)：Pb+SO42--2e-===PbSO4;

b.正極反應(yīng):PbO2+4H++SO42-+2e-===PbS04+2H2O;

c.總反應(yīng)：Pb+Pb02+2H2SO4===2PbSO4+2H2Oo

②充電時(shí)的反應(yīng)

a.陰極反應(yīng)：PbSC)4+2e-===Pb+SO42-;

b.陽極反應(yīng):PbSO4+2H2O