新人教版化學(xué)反應(yīng)原理全冊(cè)知識(shí)點(diǎn)歸納

1、新人教版化學(xué)反應(yīng)原理全冊(cè)知識(shí)點(diǎn)歸納第一章化學(xué)反應(yīng)與能量一、斤含變反應(yīng)熱1 .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2 .始變（A H）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/mol3 .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4 H <0吸收熱量的化學(xué)反應(yīng)。（吸熱 >放熱） H為“+”或4 H >0常見的放熱反應(yīng)：所有的燃燒反應(yīng)酸堿中和反應(yīng)大多數(shù)的化合反應(yīng)金屬與酸的反應(yīng)生石灰和水反應(yīng)濃硫酸稀釋、氫氧化鈉固體溶解等 常見的吸熱反應(yīng)：晶體Ba（OH）2 - 8

2、H2O與NH4CI大多數(shù)的分解反應(yīng)以H2、CO C為還原劑的氧化還原反應(yīng)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)：熱化學(xué)方程式必須標(biāo)出能量變化。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）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)。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)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)?、燃燒?.概念：25 C, 101 kPa時(shí)，1 mol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。注意以下幾點(diǎn)：研究條件：101 kP

3、a反應(yīng)程度：完全燃燒，產(chǎn)物是穩(wěn)定的氧化物。燃燒物的物質(zhì)的量：1 mol研究?jī)?nèi)容：放出的熱量。（ AH<Q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1mol H2O,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OH反應(yīng)，其熱化學(xué)方程式為：H+（aq） +OH-（aq） =H 2O（l）A H=- 57.3kJ/mol3 .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 。4 .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

4、無關(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） 定義：用來 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表示計(jì)算公式：v=Ac/At （ u：平均速率，A c：濃度變化，A t:時(shí)間）單位： mol/ （L s）影響因素：決定因素（內(nèi)因）：反應(yīng)物的性質(zhì)（決定因素）條件因素（外因）：反應(yīng)所處的條件2.外因?qū)瘜W(xué)反應(yīng)速率影響的變化規(guī)律條件孌化活化分子的量的變化¥變 化反應(yīng)物 的濃度增大單住住枳里總敷目增多，百

5、分皴不變?cè)龃鬁p小單住體積里總數(shù)自我少，百分?jǐn)?shù)不變減小氣體反 應(yīng)物的 壓強(qiáng)增大單住體積里思數(shù)日增歲，百分?jǐn)?shù)不變?cè)龃鬁p小單住體積里總數(shù)目謾少，百分?jǐn)?shù)不變減小反應(yīng)物 的溫度升高百分?jǐn)?shù)增大,單住體積里忌敦口增多增大降低百分?jǐn)?shù)或少,單住體積里思數(shù)目減少減小反應(yīng)物 的傕化 劑使用百分?jǐn)?shù)劇增,單住體租里總數(shù)目則增周增撤去百分?jǐn)?shù)則看,單位體積里總數(shù)目的成劇減其他無，電僦波F超聲波，固體反應(yīng)物顆粒 的大小T薄制等有庠 響注意：（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

6、反應(yīng)速率不變恒溫恒體時(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壬血”，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)平衡的特征逆（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)一定平衡各物

7、質(zhì)的質(zhì)量或各物質(zhì)質(zhì)量分?jǐn)?shù)一定平衡各氣體的體積或體積分?jǐn)?shù)一定平衡總體積、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)系在單位時(shí)間內(nèi)消耗了mmolA同時(shí)生成m molA,即V（正尸V（逆）平衡在單位時(shí)間內(nèi)消耗了 n molB同時(shí)消耗了 p molC,則V（正尸V（逆）平衡V(A):V(B):V(C):V(D)=m:n:p:q, V(正)不f T V(逆)不一定平衡在單位時(shí)間內(nèi)生成n molB,同時(shí)消耗了 q molD ,因均指V（逆）不一定平衡壓強(qiáng)m+nw p+q時(shí)，總壓力 & （其他條件 灰）一m+n=p+q時(shí)，總壓力冗（其他條件 &）平衡不一定平衡混合氣體平均 相對(duì)分子質(zhì)

8、量MrMr-E時(shí)，只有當(dāng) m+nwp+q時(shí)平衡Mr 元時(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 其他密如體系顏色不再變化等不一定平衡 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

9、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4.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

10、可以影響可逆反應(yīng)達(dá)到平衡所需的時(shí)間。5.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

11、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)

12、*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)

13、，用來描述體系的混亂度，符號(hào)為 S.單位：J?mol-1?K1(2)體系趨向于有序轉(zhuǎn)變?yōu)闊o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A H-T A S=0反應(yīng)達(dá)到平衡狀態(tài)AH-TAS0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（2） 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一、弱電解質(zhì)的電離1、定義：電解質(zhì)：在水溶

14、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)物質(zhì)，純凈物單質(zhì)化合物,r強(qiáng)電解質(zhì):電解質(zhì)，弱電解質(zhì):H2O非電解質(zhì)：強(qiáng)酸，強(qiáng)堿，大多數(shù)鹽。如HCl、NaOH NaCk BaSQ弱酸，弱堿，極少數(shù)鹽，水。如HClO NH3 - H2O、Cu（OH）2、非金屬氧化物，大部分有機(jī)物。如SQ、C。、C6H12O6、CC4、CH2=CH22、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：電解質(zhì)、非電解質(zhì)都是化合物SO2、NH3、C

15、Q等屬于非電解質(zhì)強(qiáng)電解質(zhì)不等于易溶于水的化合物（如BaSQ不溶于水，但溶于水的BaSQ全部電離，故BaSQ為電電解質(zhì)）一一電解質(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。9、電離方程式的書寫：用可

16、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Ka表木酸，Kb表不堿。 ）表示方法：AB、" A+B-Ki=A +B -/AB11、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：H2SC3>H3PQ>HF>CH3COOH>H:CC3>H2S>HClO二、水的電

17、離和溶液的酸堿性1、水電離平衡：“口° H+ + 0H'水的離子積：Kw = _cH+ - cOH-25c時(shí)，H+=OH- =10-7 mol/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：14酸、堿：抑制水的電離 Kw1*10溫度：促進(jìn)水的電離（水的電離是吸 熱的）14易水解的鹽：促進(jìn)水的電離Kw> 1*10 4、溶液的酸堿性和 pH:（1） pH=-lgcH+（2） pH的測(cè)定方法：酸堿指示

18、劑一一甲基橙、石蕊、酚一。變色范圍：甲基橙 3.14.4 （橙色）石蕊5.08.0 （紫色）酚M 8.210.0 （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：事先不能用水濕潤(rùn)PH試紙；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H+離子物質(zhì)的量相加除以總體積，再求 其它）H+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）。葉混=（OH-1V1+OH-2V2）/ （V1+V2）（注意：不能直接計(jì)算

19、H+混）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-,H+有余，則用余下的 H+數(shù)除以溶液總體積求H+混；OH-有余，則用余下的 OH數(shù)除以溶液總體積求OH-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2、弱酸溶液：稀釋3、強(qiáng)堿溶液：稀釋4、弱堿溶液：稀釋10n倍時(shí)，pH稀 = pH原+ n （但始終不能大于或等于 7）10n倍時(shí)，pH稀pH原+n （但始終不能大于或等于 7）10n倍時(shí)，pH稀= pH原n（但始終不能小于或等于 7）10n倍時(shí)，pH稀1pH原n（但始終不能小于或等于 7）pH均5、不論任何溶?稀釋時(shí) pH均是向7靠近（即

20、向中性靠近）；任何溶液無限稀釋后 接近76、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=14則溶液顯中性pH=7pH1+pH2>15則溶液顯堿性pH=pH2-0.3pH1+pH2<13則溶液顯酸性pH=pH1+0.32、若混合后顯中性pH1+pH2=14V 酸：V 堿=1: 1公14- (pH1+pH2)pH1+pH2w14 V酸：V堿=1: 10六、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）

21、儀滴定管的刻度， 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。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(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

22、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：3n c Vc Wi =V酸的變化，因n V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為在滴定過程中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) 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

23、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的離子跟水電離出來的 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 是平衡向右移動(dòng)，促進(jìn)水的電離。3、鹽類水解規(guī)律：有 弱 才水解,無弱不水解，越弱越水解；誰(shuí)強(qiáng)顯誰(shuí)性,V酸的實(shí)測(cè)值大于理論值時(shí),H+或OH-結(jié)合生成弱電解質(zhì)的H+或OH-結(jié)合，破壞水的電離,兩弱都水解，同強(qiáng)顯中性。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:Na2CO >NaHCO3）4、鹽類水解的特點(diǎn)：（1）可逆（與中和反應(yīng)互逆）5、影響鹽類水解的外界因素：（2）程度?。?）吸熱溫度濃度酸堿溫度越 高

24、水解程度越大（水解吸熱，越熱越水解）濃度越小，水解程度越大（越稀越水解）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：只電離不水解：如 HSO4-顯 酸 ，性電離程度水解程度，顯酸 性（如：HSO-、H2P。4）水解程度電離程度，顯堿 性（如：HCQ-、HS、HPO42-）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+、A產(chǎn)與 AQ-、CO32-（HCO3-）、S2-（HS-）、SQ2-（HSQ-）;

25、s2-與nu+； cc32-（hcq-）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：2Al3+ + 3# + 6H2O = 2Al（OH）3 J + 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Al 3+3H2O A(OH)3(膠體)+3H+2、去油污用熱堿水冼油污物品CO2-+H2O 工 /HCO 3-+OH3、藥品的保存配制FeCl3溶液時(shí)常加入少量鹽酸Fe3+3H2。" Fe(OH) 3+3H配制N&CO溶液時(shí)常加入少量NaOHCO2-+H2OHCO 3-+OH由MgCE 6H2O制無水 MgC2在HCl

26、氣流中加熱若不然,則：MgCb - 6hLOh 一 Mg(OH) 2+2HCI+4HOMg(OH>MgO+H 2O4、制備無水鹽用 Al2(SO4)3與 NaHCM液混合5、泡沫滅火器Al 3+3HC=Al(OH) 3 J +3COT6、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+HO rNH 3 - H2O+H c(Cl -)>c(NH4+)>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

27、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：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)之和質(zhì)子守恒：即水電離出的H+濃度與OH

28、-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)：CaSQ、Ca(OHk、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

29、衡方程式的書寫注意在沉淀后用(s)標(biāo)明狀態(tài)，并用口： Ag2s(s)2Ag+(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(yáng)離子：如加 MgO除去MgCl2溶液中FeC3。(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：酸堿；氧化還原；沉淀轉(zhuǎn)心。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：AgNQAgC(白色沉淀)AgBf黃色)AgIft色)Ag2W色)6、溶度積(Ksp)1、定義：

30、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：濃度：加水，平衡向溶解方向移動(dòng)。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：兩個(gè)活潑性不同的電極電解質(zhì)溶液 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)法-一導(dǎo)線一一正

31、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= Zn2 (較活潑金屬)正極：還原反應(yīng)：2H+ + 2e= H2 T (較不活潑金屬)總反應(yīng)式：Zn+2H+=Zr2+H2 T5、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)象一溶解的一極為負(fù)極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

32、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：一次由泄 、 二次由池、燃料由泄一、一次電池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=PbSQj正極(氧化鉛)：PbO2+4H+ SO2- +2e= PbSQ J + 2H2O充電：陰極：PbSQ+2H2O2ePbC2+4H+ SO2-陽(yáng)極：PbSQ+2e= Pb+ SC：-放式充電兩式可以寫成一個(gè)可逆反應(yīng)：PbO + Pb+2H2SQ2PbSOj +

33、2H2。3、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：2H24e =4H+正極：O 2+4 e 4H +=2H2O 當(dāng)電解質(zhì)溶液呈堿性時(shí)：負(fù)極：2H2+4OH 4e =4屋0正極：O2+2H2O+4

34、 e = 4OH另一種燃料電池是用金屬鉗片插入KOH溶液作電極，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：CH4+ 10OH- （jg =+7H2O; 正極：4H2O+ 2O2+ 8e =8OH。電池總反應(yīng)式為： CH4+ 2O2+ 2KOH= K2CO3+ 3H2O 3、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:電流（外加直流電）通過電解質(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）的過程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)

35、的過程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 正報(bào)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CuC2溶液的電極反應(yīng)：陽(yáng)極：2c-2e-=CL （氧化）陰極：Cu2+2e-=Cu（還原）總反應(yīng)式：CuC2=Cu+C2 T7、電解本質(zhì)：電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電過程，就是電解質(zhì)溶液的電解過程 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+>Hg2+>Fe3+>Cu2+>H+ （指酸電離的）>Pb2+>Sn2+&

36、gt;Fe2+>Zn2+>Al3+>Mg2+>Na+>C02+>K+ 陰離子的放電順序是惰性電極時(shí)：S2->|->Br>Cl->OH->NO3->SO2-（等含氧酸根離子）>F-（SO32-/MnO 4->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

37、度pH電解質(zhì)溶液復(fù)原分解電解質(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HClCuC2CuC2放H2生成堿型陰極：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CuSQ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- = 2H 2T陽(yáng)極：4OH- - 4e- = O2 T+ 2H2ONaOH水增大增大水H2SO4減小Na2SO4不變上述四種類型電解質(zhì)分類：(1)電解水型：含氧酸，強(qiáng)堿，活潑金屬含氧酸鹽(2)電解電解質(zhì)型：無氧酸，不活潑金屬的無氧酸鹽(氟化物除外)(3)放氫生堿型：活潑金

38、屬的無氧酸鹽(4)放氧生酸型：不活潑金屬的含氧酸鹽二、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CuSQ溶液(3)、電鍍應(yīng)用之一：銅的精煉陽(yáng)極：粗銀匕陰極：純銅電解質(zhì)溶液

39、: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：2Cl- 2e = C2 T規(guī)律總結(jié)：原電池、電解池、電鍍池的判斷規(guī)律（1）若無外接電源，又具備組成原電池的三個(gè)條件。有活潑性不同的兩個(gè)電極；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；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+作用），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

40、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，E定義（裝置特點(diǎn)）反應(yīng)特征裝置特征苴解池，電鍍池的比較原電池電解池將化學(xué)能轉(zhuǎn)變成電將電能轉(zhuǎn)變成化學(xué)能的能的裝置裝置自發(fā)反應(yīng)非自發(fā)反應(yīng)無電源，兩級(jí)材料后電源，兩級(jí)材料可向小同可不同形成條件活動(dòng)性小同的兩極兩電極連接直流電源電解質(zhì)溶液形成閉合回路兩電極插入電解質(zhì)溶液 形成閉合回路電極名稱負(fù)極：較活潑金屬陽(yáng)極：與電源正極相連止極：較小活潑金 屬（能導(dǎo)電非金屬）陰極：與電源負(fù)極相連電極反應(yīng)負(fù)極：氧化反應(yīng)，陽(yáng)極：氧化反應(yīng)，溶液金屬失去電子 正極：還原反應(yīng)， 溶液中的陽(yáng)離子的 電子或者氧氣得電 子（吸氧腐蝕）中的陰離子失去電子， 或電極金屬