高中化學(xué)化學(xué)反應(yīng)原理》重要知識(shí)總結(jié)

1、化學(xué)反應(yīng)原理知識(shí)點(diǎn)整理第一章化學(xué)反應(yīng)與能量第一單元化學(xué)反應(yīng)中的熱效應(yīng)、焓變反應(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2焓變（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（吃）化學(xué)鍵形成放熱（放）吃和放的問題放出熱量的化學(xué)反應(yīng)。（放熱吸熱）H為“-”或厶H0人就胖了）（吃的比放出的多,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、氫氧化鈉固體溶解以H、COC為還原劑的氧化還原反應(yīng)銨鹽溶解等二、熱化學(xué)方程式書寫化學(xué)方程式注意要點(diǎn)：

2、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：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。注意以下幾點(diǎn)： 研究條件：101kPa 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：1mol 研究內(nèi)容：放出的熱量。(HHg+FeTcU+H（指酸電離的）Pb2

3、+SrTFe2+Zn2+AI3+Mg+NaCa2+K+陰離子的放電順序是惰性電極時(shí)：扌1-汨0-0中NOSG等含氧酸根離子）F-（SQ2-/MnO-0H）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，若陽極材料為活性電極（Fe、Cu）等金屬,則陽極反應(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)陰陽離子的放電順序，依據(jù)陽氧陰還的規(guī)律來書寫電極反應(yīng)電解質(zhì)水溶液電解產(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?電解質(zhì)電離出的HCl?電解質(zhì)?減小?增?HCI解質(zhì)型陰陽離子分別在兩極放電大CuCl2?CuCb放HH生陰極：水放H2生

4、堿NaCl電解質(zhì)和生成新電增?HCI成堿型陽極：電解質(zhì)陰離水解質(zhì)大子放電放氧生陰極：電解質(zhì)陽離CuSO電解質(zhì)和生成新電減氧化銅酸型子放電水解質(zhì)小陽極：水放02生酸電解水型陰極：4H+4e-=2HHTNaOH水增大?增大水陽極：40H-4e-HSO?減=021+2H2O小NqSQ?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

5、金屬或合金的方法（2）、電極、電解質(zhì)溶液的選擇：陽極：鍍層金屬，失去電子，成為離子進(jìn)入溶液Mne=M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：NaCI=Na

6、+Cl通直流電后：陽極：2N6+2e=2Na陰極：2CI2e=CI2T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+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

7、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nI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)裝置特征無電源，兩級(jí)材有電源，兩級(jí)材料可有電源料不同同可不同形成條件活動(dòng)性不同的兩兩電極連接直流電1鍍層金屬接電源正極，極源待鍍金屬接負(fù)極：2電鍍電解質(zhì)溶液兩電極插入電解質(zhì)液必須含有鍍層金屬的形成閉合回路溶液形成閉合回路離子電極名稱負(fù)極：較活潑金陽極：與電源正極相名稱同電解，但有限制屬連條件正極：較不活潑陰極：與電源負(fù)極相陽極:必須是鍍

8、層金屬金屬（能導(dǎo)電非金屬）連陰極:鍍件電極反應(yīng)負(fù)極：氧化反應(yīng)，陽極：氧化反應(yīng)，溶陽極:金屬電極失去電金屬失去電子液中的陰離子失去子正極：還原反應(yīng)，溶液中的陽離子電子，或電極金屬失電子陰極：電鍍液中陽離子得到電子的電子或者氧氣陰極：還原反應(yīng)，溶得電子（吸氧腐液中的陽離子得到蝕）電子電子流向負(fù)極f正極電源負(fù)極f陰極同電解池電源正極一陽極溶液中帶電粒陽離子向正極移陽離子向陰極移動(dòng)同電解池子的移動(dòng)動(dòng)陰離子向陽極移動(dòng)陰離子向負(fù)極移動(dòng)在兩極上都發(fā)生氧化反應(yīng)和還原反應(yīng)聯(lián)系原電池與電解池的極的得失電子聯(lián)系圖:陽極（失）e-.正極（得）e-.負(fù)極（失）e-陰極（得）第四節(jié)金屬的電化學(xué)腐蝕和防護(hù)一、金屬的電化學(xué)腐

9、蝕（1）金屬腐蝕內(nèi)容：（2）金屬腐蝕的本質(zhì)：都是金屬原子失去電子而被氧化的過程（3）金屬腐蝕的分類：化學(xué)腐蝕一金屬和接觸到的物質(zhì)直接發(fā)生化學(xué)反應(yīng)而引起的腐蝕電化學(xué)腐蝕一不純的金屬跟電解質(zhì)溶液接觸時(shí)，會(huì)發(fā)生原電池反應(yīng)。比較活潑的金屬失去電子而被氧化，這種腐蝕叫做電化學(xué)腐蝕?；瘜W(xué)腐蝕與電化腐蝕的比較電化腐蝕化學(xué)腐蝕條件不純金屬或合金與電解質(zhì)溶液金屬與非電解質(zhì)直接接觸接觸現(xiàn)象有微弱的電流產(chǎn)生無電流產(chǎn)生本質(zhì)較活潑的金屬被氧化的過程金屬被氧化的過程關(guān)系化學(xué)腐蝕與電化腐蝕往往同時(shí)發(fā)生，但電化腐蝕更加普遍，危害更嚴(yán)重(4) 、電化學(xué)腐蝕的分類：析氫腐蝕一一腐蝕過程中不斷有氫氣放出條件：潮濕空氣中形成的水膜,

10、酸性較強(qiáng)(水膜中溶解有CO、SO、HS等氣體)電極反應(yīng)：負(fù)極：Fe-2e-=Fe2+正極:2H+2e-=H2t總式：Fe+2H+=Fe2+Nt吸氧腐蝕反應(yīng)過程吸收氧氣條件：中性或弱酸性溶液電極反應(yīng)：負(fù)極：2Fe-4e-=2Fe正極：O2+4e-+2H2O=4OH總式：2Fe+O2+2H2O=2Fe(OH)2離子方程式：Fe2+2OH-=Fe(OH)2生成的Fe(OH)2被空氣中的Q氧化，生成Fe(OH)3，F(xiàn)e(OH)2+O2+2H2O=4Fe(OH)3Fe(0H)3脫去一部分水就生成FqQxH2O(鐵銹主要成分)規(guī)律總結(jié)：金屬腐蝕快慢的規(guī)律：在同一電解質(zhì)溶液中，金屬腐蝕的快慢規(guī)律如下：電解原

11、理引起的腐蝕原電池原理引起的腐蝕化學(xué)腐蝕有防腐措施的腐蝕防腐措施由好到壞的順序如下：外接電源的陰極保護(hù)法犧牲負(fù)極的正極保護(hù)法有一般防腐條件的腐蝕無防腐條件的腐蝕二、金屬的電化學(xué)防護(hù)1 、利用原電池原理進(jìn)行金屬的電化學(xué)防護(hù)(1) 、犧牲陽極的陰極保護(hù)法原理：原電池反應(yīng)中，負(fù)極被腐蝕，正極不變化應(yīng)用：在被保護(hù)的鋼鐵設(shè)備上裝上若干鋅塊，腐蝕鋅塊保護(hù)鋼鐵設(shè)備負(fù)極：鋅塊被腐蝕；正極：鋼鐵設(shè)備被保護(hù)(2) 、外加電流的陰極保護(hù)法原理：通電，使鋼鐵設(shè)備上積累大量電子，使金屬原電池反應(yīng)產(chǎn)生的電流不能輸送，從而防止金屬被腐蝕應(yīng)用：把被保護(hù)的鋼鐵設(shè)備作為陰極，惰性電極作為輔助陽極，均存在于電解質(zhì)溶液中，接上外加直

12、流電源。通電后電子大量在鋼鐵設(shè)備上積累，抑制了鋼鐵失去電子的反應(yīng)2 、改變金屬結(jié)構(gòu)：把金屬制成防腐的合金3 、把金屬與腐蝕性試劑隔開：電鍍、油漆、涂油脂、表面鈍化等。第二章化學(xué)反應(yīng)速率和化學(xué)平衡、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：單位時(shí)間內(nèi)反應(yīng)濃度的減少或生成物濃度的增加來表示mol/計(jì)算公式：v=Ac/t（v:平均速率，c:濃度變化，t:時(shí)間）單位:（Ls）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)所處的條件外因?qū)瘜W(xué)反應(yīng)速率影響的變化規(guī)律2.條件變化活化分子的旱的變化W變化鍛儀

13、體釈JL總數(shù)口増多，百分魏齊変増大家俊佯稅聊總毀目卷少.百令數(shù)齊吏減小壓強(qiáng)蠟天事怪體叔里樓就H增爭，茍分?jǐn)?shù)齊復(fù)畢位非獲里麗同減少，百介數(shù)十寰減小的溫虞百介敦增丸，單位體刼第忠數(shù)耳增多降低苗分戟我少羊位體數(shù)里恵數(shù)目減少堿小儻片】百分輸:翱增*軍位休額崔憩讀目釗墻劇増擁去右分較劇減.單位體和芽思鞍耳到減劇減其他丸*電磋渡，據(jù)芫渡，圉體瓦總暢禎価的丸小滲列著有泵晌注意:(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)濃度不變一反應(yīng)速率不變恒溫恒體時(shí)：充入惰性氣體體積增

14、大各反應(yīng)物濃度減小反應(yīng)速率減慢、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

15、分?jǐn)?shù)一定平衡總體積、總壓力、總物質(zhì)的量一定不一定平衡在單位時(shí)間內(nèi)消耗了mmolA同時(shí)生成mmolA,即卩V正）=V（逆）平衡正、逆反應(yīng)在單位時(shí)間內(nèi)消耗了nmolB同時(shí)消耗了pmolC，貝UV（正）=V（逆）平衡速率的關(guān)系V(A):V(B):V(C):V(D)=m:n:p:q,V(正)不一定等于V(逆)不一定平衡在單位時(shí)間內(nèi)生成nmolB，同時(shí)消耗了qmolD,因均指V（逆）不一定平衡m+np+q時(shí)，總壓力一疋（其他條件一疋）平衡壓強(qiáng)m+n-p+q時(shí)，總壓力一疋（其他條件一疋）不一定平衡混合氣體平均相對(duì)分子質(zhì)量MrMr疋時(shí)，只有當(dāng)m+np+q時(shí)平衡Mr一疋時(shí)，但m+n-p+q時(shí)不一定平衡溫度任何

16、反應(yīng)都伴隨著能量變化，當(dāng)體系溫度一疋時(shí)（其他不變）平衡體系的密度密度一定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)

17、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

18、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)，_生成物濃度冪之積與反應(yīng)物濃度冪之積的比值是一個(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）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

19、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_(dá)。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

20、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)熵變與反應(yīng)方向：(1) 熵：物質(zhì)的一個(gè)狀態(tài)函數(shù)，用來描述體系的混亂度，符號(hào)為S.單位：?口01-1?(2) 體系趨向于有序轉(zhuǎn)變?yōu)闊o序，導(dǎo)致體系的熵增加，這叫做熵增加原

21、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)熵值最大，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： H-TAS0反應(yīng)不能自發(fā)進(jìn)行、亠注意：(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)行第二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)。非電解質(zhì):強(qiáng)

22、酸，強(qiáng)堿，大多數(shù)鹽。女口HCI、NaOH弱酸，弱堿，極少數(shù)鹽，水。如HCIO非金屬氧化物，大部分有機(jī)物。如SG、CO、C6H2Q、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SQ、NH、CG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?。喝芤合♂寱r(shí)

23、，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表示酸，Kb表示堿。）表示方法：ABA+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

24、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)。女口:H2SO3H3PO4HFC3HCOOH2CHO3H2SHClO、水的電離和溶液的酸堿性1、水電離平衡水的離子積：Kw=_cH+cOH_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: 酸、堿：抑制水的電離KwNaHCO4、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: 溫度：溫度越高水

25、解程度越大(水解吸熱，越熱越水解) 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： 只電離不水解：如HSO顯酸性 電離程度水解程度，顯酸性(如：HSOJ、H2P0-) 水解程度電離程度，顯堿性(如:HCO、HS、HPO-)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) 常見的雙水解反應(yīng)完全的為：Fe3+、Al3+與AIOJ、COHCO)、/(HS)、S&-(HSQ-);S2-與NH+;CO2-

26、(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：2AI3+3S2-+6H2O=2AI(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+3HOAI(OH)3(膠體)+3H+2、去油污用熱堿水冼油污物品cgT+hohco3+OH3、藥品的保存配制FeCb溶液時(shí)常加入少量鹽酸Fe3+3HOFe(OH)3+3H配制Na2CO溶液時(shí)常加入少量NaOHc6-+HOHCO3+OH4、制備無水鹽由MgC26HO制無水MgC2在HCl氣流中加熱若不然，則:一MgC2-6F2OMg(OH)2+2HCI+4HOMg(OH2MgO+

27、H2O5、泡沫滅火器用Al2（SC4）3與NaHCO溶液混合Al+3HCO=AI(OH)3j+3COT6、比較鹽溶液中離子濃度的大小比較NHCI溶液中離子濃度的大小、+r+NH+HONH3HO+H-+-c(CI)c(NH4)c(H)c(OH)9、水解平衡常數(shù)（KO對(duì)于強(qiáng)堿弱酸鹽：&=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：=Kw/K（Kw為該溫度下水的離子積，K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

28、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_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 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OF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

29、+降至10-7mol/LHg+FeTCiU+H（指酸電離的）Pb2+Srn+F（e+Zrn+A3+MgNCia+K+陰離子的放電順序是惰性電極時(shí)：S2-I-Br-C-OI-N（OS（42-（等含氧酸根離子）F-（SQ2-/MnQ0H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，若陽極材料為活性電極（Fe、Cu）等金屬,則陽極反應(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)陰陽離子的放電順序，依據(jù)陽氧陰還的規(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)電離出的陰陽離子分別在兩極

30、放電HC?電解質(zhì)?減小?增大?HCCuC2?CuC2放H生成堿型陰極：水放H2生堿陽極：電解質(zhì)陰離子放電NaC電解質(zhì)和水生成新電解質(zhì)增大?HC放氧生酸型陰極：電解質(zhì)陽離子放電陽極：水放02生酸CuSO電解質(zhì)和水生成新電解質(zhì)減小氧化銅電解水陰極：4H+4e-=NaOH水增大?增水型2HHT大陽極：40H-4e-SO?減=021+2H2O小NqSQ?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

31、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:陽極：鍍層金屬，失去電子，成為離子進(jìn)入溶液Mne=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、

32、鎂、鈣、鋁（2）、電解氯化鈉：通電前，氯化鈉高溫下熔融：NaCI=Na+Cl通直流電后：陽極：2N6+2e=2Na陰極：2CI2e=CI2T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+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

33、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，電解池，電鍍池的比較定義反應(yīng)特征裝置特征形成條件電解池電鍍池將化學(xué)能轉(zhuǎn)變成將電能轉(zhuǎn)變成化學(xué)應(yīng)用電解原理在某些金電能的裝置能的裝置屬表面鍍上一側(cè)層其他金屬自發(fā)反應(yīng)非自發(fā)反應(yīng)非自發(fā)反應(yīng)無電源，兩級(jí)材有電源，兩級(jí)材料可有電源料不同同可不同活動(dòng)性不同的兩兩電極連接直流電1鍍層金屬接電源正極，（裝置特點(diǎn)）電極名稱電極反應(yīng)極源電解質(zhì)溶液兩電極插入電解質(zhì)溶液形成閉合回路形成閉合回路負(fù)極：較活潑金陽極：與電源正極相屬正極：較不活潑金屬（能導(dǎo)電非金屬）負(fù)極：氧化反應(yīng),金屬失去電子正極：還原反應(yīng),溶液中的陽離子的電子或者氧氣得電子（吸氧腐蝕）連陰極：與電源負(fù)極相連陽極：氧化反應(yīng)，溶液中的陰離子失去電子，或電極金屬失電子陰極：還原反應(yīng)，溶液中的陽離子得到電子待鍍金屬接負(fù)極；2電鍍液必須含有鍍層金屬的離子名稱同電解，但有限制條件陽極：必須是鍍層金屬陰極：鍍件陽極：金屬電極失去電子陰極：電鍍液中陽離子得到