2023年高考化學(xué)總復(fù)習(xí)高中化學(xué)《化學(xué)反應(yīng)原理》考點匯總

2023年高考化學(xué)總復(fù)習(xí)高中化學(xué)《化學(xué)反應(yīng)原理》考

點最全匯總

化學(xué)反應(yīng)與能量

考點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

生成物分子成鏈時釋放出的總能

與化學(xué)鍵強(qiáng)生成物分子成鍵時釋放出的總能量小

量大于反應(yīng)物分子斷裂鍵時吸收

弱的關(guān)系于反應(yīng)物分子斷裂鍵時吸收的總能量

的總能量

表示方法△H<0△H>0

能彳

倒

1-一一k生成物y反??應(yīng)-物i

『f尸乳A〃為。%"

圖示H\*：；A或H<0

反應(yīng)物一-…生成物

反應(yīng)過程反應(yīng)過程.

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

實例

△H=-184.6kJ-mor,△H=+131.3kJ.moF,

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+02=2N0,C02+C=2C0等均為吸

熱反應(yīng)）o

3、常見的吸熱反應(yīng)①Ba（0H）2?8H20與NH4C1反應(yīng)；②大多數(shù)

分解反應(yīng)是吸熱反應(yīng)③

Hz+CuP—Cu+H;O,C+H;O（g）-CO+此等也是吸熱反應(yīng)；④

水解反應(yīng)

考點2：反應(yīng)熱計算的依據(jù)

1.根據(jù)熱化學(xué)方程式計算反應(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算AH=E生成物-E反應(yīng)物。

3.根據(jù)鍵能計算AH=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)運算，對應(yīng)AH也進(jìn)

行“+”等數(shù)學(xué)計算。

5.根據(jù)物質(zhì)燃燒放熱數(shù)值計算：Q（放）=n（可燃物）X|AH|。

化學(xué)反應(yīng)速率與化學(xué)平衡

考點1：化學(xué)反應(yīng)速率

1、化學(xué)反應(yīng)速率的表示方法o

化學(xué)反應(yīng)速率通常用單位時間內(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____________0

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，只改變一個條件）

濃度）一增大反應(yīng)物濃度，反應(yīng)速率加快,反之減慢。

金菊》一對于有氣體參加的反應(yīng)，增大壓強(qiáng)，反應(yīng)

冷》L速率加快，反之減慢。

升高溫度，反應(yīng)速率加快，反之減慢。

而加一使用催化劑，能改變化學(xué)反應(yīng)速率，且正、

叱少逆反應(yīng)速率的改變程度桓目。

反應(yīng)物間的接觸面積、光輻射、放射線輻射、

超聲波等。

3、理論解釋一一有效碰撞理論（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：如圖圖中：E1為正反應(yīng)

的活化能，使用催化劑時的活化能為E3,反應(yīng)熱為El-E2o（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)。

⑻一化學(xué)平衡是一種動態(tài)平衡

正反應(yīng)速率=逆反應(yīng)速率

虐）一反應(yīng)物和生成物的質(zhì)量

Y或濃度保持不變

向一條件改變，平衡狀態(tài)可能改變,

2、化學(xué)平衡狀態(tài)的特征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)

贖(g)+nB(g)?----pC(g)+qD(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

含量夠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位時間內(nèi)消耗mmolA,同時生成mmolA,達(dá)平窩

②單位時間內(nèi)消耗mmolA(或nmolB),同時消耗

達(dá)平衡

pnolC(或qaplD),既v歪=vs

V*”的

③（4）:v（S）.火C）:乂。）=m：n：p：q,此時v壬不一

關(guān)系不一定達(dá)平衡

定等于“

④單位時間內(nèi)生成了pmolC（或qmo]D）同時消耗

不一定達(dá)平衡

了mmolA（或nmolB）,此時均指v廄

（Dm+nRp+q時，總壓強(qiáng)一定達(dá)平衡

壓強(qiáng)

②nrbnup+q時，總壓強(qiáng)一定不一定達(dá)平衡

混合氣體的①當(dāng)m+n^p+q時，Mr一定達(dá)平衡

平均相對分

②當(dāng)m+n=p+q時＞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，密度一定不一定達(dá)平衡

擊度

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

達(dá)平衡

不交

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3：化學(xué)平衡的移動

V『V鏟。\%中、&-定時間.V.'Qwo

平衡1不平衡平衡2

1、概念破壞舊平甸［建立新平旬」

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。

2、化學(xué)平衡移動與化學(xué)反應(yīng)速率的關(guān)系（l）v正"逆：平衡向

正反應(yīng)方向移動。（2）vF=v逆：反應(yīng)達(dá)到平衡狀態(tài)，不發(fā)生

平衡移動。（3）v正＜v逆：平衡向＜span〉逆反應(yīng)方向移動。

3、影響化學(xué)平衡的因素

4、“惰性氣體”對化學(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

大

對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)方向移動應(yīng)，由于固體或純液體的濃度

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)方向移動的量平衡不發(fā)生移動°

大

生成物濃度減

平衡向正反應(yīng)方向移動

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

移動應(yīng)），改變壓強(qiáng)，此時固、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

移動動,

溫度升高平衡向吸熱方向移動

溫度

溫受降低平衡向放熱方向移動

可以縮短達(dá)到平衡的時間，不

催化劑對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冬世”暨體系總壓強(qiáng)增大-->

體系中各組分的濃度不變一一平衡不移動。

②恒溫、恒壓條件原平衡體系無人惰性氣體.容器容積增大,各反

應(yīng)氣體的分壓減小一~>體系中各組分的濃度同倍數(shù)減小

（等效于減壓）

蝕幽型也平衡不移動

氣體體積可變反應(yīng)

三?二平衡向氣體體積增大的方向移動

5、勒夏特列原理定義：如果改變影響平衡的一個條件（如C、

P或T等），平衡就向能夠減弱這種改變的方向移動。

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)生移動的結(jié)果，是減弱對這種條件的改變，而不是抵

消這種改變，也就是說：外界因素對平衡體系的影響占主要

方面。

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)裁.大多數(shù)盍

純凈物，電解質(zhì)

4?

弱電解質(zhì)：弱酸，弱，，極少數(shù)恚

化合物

V

b

非電解質(zhì)：非金屬氧化物，大部分有機(jī)物

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

價化合物非電解質(zhì)一一共價化合物注意：①電解質(zhì)、非電解

質(zhì)都是化合物②SO2、陽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BaS（\不溶于水，但溶于水的BaSO4

全部電離，故BaS04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，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??；溶液稀釋時，電離平衡向著電離的方向

移動。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，有利于電

離。5、電離方程式的書寫：用可逆符號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，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常數(shù)。叫做電離平衡常數(shù),

（一般用Ka表示酸，Kb表示堿。）0表示方法：

ABAUB-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：

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

二、水的電離和溶液的酸堿性

H2o——

1、水電離平衡：

+

水的離子積：Kw=c[H]?c[O!T]25c時，出口=[03]

7+

=10mol/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L不僅適用

于純水，適用于任何溶液（酸、堿、鹽）

2、水電離特點：（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：抑制水的電離小

〈I*1。-"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"

4、溶液的酸堿性和pH：（1）pH=-lgc［H+］（2）pH的測定方

法：酸堿指示劑一一甲基橙、石蕊、酚儆。變色范圍：甲

基橙3.1?4.4（橙色）石蕊5.0?8.0（紫色）酚酬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：將兩種酸中的丁離子

物質(zhì)的量相加除以總體積，再求其它）［H］混=（［H+］Ni+［H+］2V2）

/（V1+V2）

2、強(qiáng)堿與強(qiáng)堿的混合：（先求［0中］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）［0斤］混=

-

（［OH］1V1+［0H-］2V2）/（V1+V2）（注意：不能直接計算［H+］混）

3、強(qiáng)酸與強(qiáng)堿的混合：（先據(jù)H"0甲==%0計算余下的IT或

0H\①M有余，則用余下的數(shù)除以溶液總體積求［T］混；0田

有余，則用余下的0F數(shù)除以溶液總體積求［OF］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1（T倍時，pH稀=pH原+n（但始終不能大

于或等于7）2、弱酸溶液：稀釋10。倍時，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，pH稀=pH

原一n（但始終不能小于或等于7）4、弱堿溶液：稀釋IO”

倍時，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76、稀釋時，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）混和計算規(guī)律w1、

若等體積混合pHl+pH2=14則溶液顯中性pH=7pHl+pH2^15

則溶液顯堿性pH=pH2-0.3pHl+pH2^13則溶液顯酸性

pH=pHl+O.32、若混合后顯中性pHl+pH2=14V酸：V堿=1：

lpHl+pH2Wl4V酸：V堿=1：Qiia”

六、酸堿中和滴定：

+

1、中和滴定的原理實質(zhì)：H+0H-=H20即酸能提供的H+和堿能

提供的0斤物質(zhì)的量相等。2、中和滴定的操作過程：（1）儀

②滴定管的刻度，。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，因為下端有一部分沒有刻度。

滴定時，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)點后一位。（2）藥品：標(biāo)準(zhǔn)液；待測液；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）試驗過程3、酸堿中和滴定的誤差分析誤差分

析：利用〃酸c酸-酸二〃堿c堿/堿進(jìn)行分析式中：n一一酸

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；

酸或堿溶液的體積。當(dāng)用酸去滴定堿確定堿的濃度時,

nc-V

則：。堿=小廠上述公式在求算濃度時很方便，而在分析誤

差時起主要作用的是分子上的，酸的變化，因為在滴定過程中

C酸為標(biāo)準(zhǔn)酸，其數(shù)值在理論上是不變的，若稀釋了雖實際值

變小，但體現(xiàn)的卻是V酸的增大，導(dǎo)致C酸偏高；/堿同樣也

是一個定值，它是用標(biāo)準(zhǔn)的量器量好后注入錐形瓶中的，當(dāng)在

實際操作中堿液外濺，其實際值減小，但引起變化的卻是標(biāo)準(zhǔn)

酸用量的減少，即/酸減小，則。堿降低了；對于觀察中出現(xiàn)

的誤差亦同樣如此。綜上所述，當(dāng)用標(biāo)準(zhǔn)酸來測定堿的濃度時，

。堿的誤差與，酸的變化成正比，即當(dāng)，酸的實測值大于理論

值時，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

H+或0田結(jié)合生成弱電解質(zhì)的反應(yīng)。

2、水解的實質(zhì)：水溶液中鹽電離出來的離子跟水電離出來的

M或0田結(jié)合，破壞水的電離，是平衡向右移動，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

度相同時正酸根比酸式酸根水解程度大，堿性更強(qiáng)。（如：Na2c

>NaHCO3）

4、鹽類水解的特點：（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（丁促進(jìn)

陰離子水解而抑制陽離子水解；0萬促進(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HSOJ顯酸性

②電離程度〉水解程度，顯酸性（如：HS（V、H2POJ）③水

2-

解程度＞電離程度，顯堿性（如：HCO3\HS\HPO4）

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+

22--2

與AlCV、C03（HC03S（HS）＞S03（HS03）；S?-與NH/；

CCVYHCOJ）與NH/其特點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-+

6H20==2A1（OH）3I+3H2St

8、鹽類水解的應(yīng)用:

水解的應(yīng)用實例原理

3+

1、凈水明磯凈水A1+3H2O-Al(OH)3(膠體)+31

2

用熱堿水冼油污物品C03+H20-HCO3+0H"

2、去油污

3++

①配制FeCL溶液時常Fe+3H20-Fe(OH)3+3H

3、藥品的保存加入少量鹽酸

②配制Na2c溶液時常

2

CO3+H20-HCO3+OH'

加入少量NaOH

若不然，貝！J：MgCl2.6H20=A=Mg(0

由MgCl2?6H20制無水M

H)2+2HCl+4H20Mg(0H)2=A=MgO+H2

4、制備無水鹽gCb在HC1氣流中加熱

0

用A12（S（h）3與NaHCO3

3+

5、泡沫滅火器A1+3HCO3'=A1(OH)31+3C02t

溶液混合

+

6、比較鹽溶液中比較NH4cl溶液中離子NH4++H2OWNH3?H20+HC(cr)>c(N

++-

離子濃度的大小濃度的大小H4)>C(H)>C(0H)

9、水解平衡常數(shù)（L）對于強(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)）對于強(qiáng)酸弱堿鹽：Kh=Kw/Kb<Kw為該溫度下水的離子

積，人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：即水電離出的丁濃度與0斤濃度相等。

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（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［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lO^mol/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)：CaS04>Ca（0H）2、Ag2S04（5）溶解平衡常為

吸熱，但Ca（0H）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（s）標(biāo)明狀態(tài)，并用。如：

Ag2s（s）w2Ag+（aq）+S2（aq）

3、沉淀生成的三種主要方式

（1）加沉淀劑法：L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MgCL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。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：AgNOs-AgCl（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）=

n+mn+m

mA（aq）+nB-（aq）Ksp=[c（A）]?[c（BD了3）、影響因素：外

因：①濃度：加水，平衡向溶解方向移動。②溫度：升溫，多

數(shù)平衡向溶解方向移動。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

四

電化學(xué)

1.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（1）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

ZnSO,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KC1溶液，K+移向正極，移向魚極

(2)鹽橋的組成和作用①鹽橋中裝有飽和的KC1、KNO3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)在兩個電極

上分別發(fā)生氧化反應(yīng)和還原反應(yīng)的過程。(2)電解池：電能轉(zhuǎn)

化為化學(xué)能的裝置。(3)電解池的構(gòu)成①有與電源相連的兩個

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(1)電極名稱及電極反應(yīng)式(電解CuCb溶液為

電極名稱：M]電極名稱：阻極

反應(yīng)類型：?化反應(yīng)反應(yīng)類型：還原反應(yīng)

電極反應(yīng)式：電極反應(yīng)式：Cu\2e-=Cu

2Cr-2e-=Cht

CuC3容液

例)總反應(yīng)式:

CUC；=Cu+Cl/(2)電子和離子的移動方向

①電子：從電源負(fù)極流出后,流向電解池陰極；從電解池的阻

極流出后流向電源的正極。②離子：陽離子移向電解池的陽極,

陰離子移向電解池的陽極。3.陰陽兩極上放電順序(1)陰極：

(與電極材料無關(guān))。氧化性強(qiáng)的先放電，放電順序：

K?.Na，.M/.Al"、Zn".Fc"、Sn".卬Cu".Fc”.Ag，

放電由難到局

(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，放電順序為

S?-.l-Br.CT-.OHflNQ;.SOi-.CO<-),F-

放電一魴到唯

乏化學(xué)電源

1.日常生活中的三種電池(1)堿性鋅鎰干電池------次電池正

極反應(yīng)：2Mn02+2H20+2e-===2Mn00H+20IT；負(fù)極反應(yīng)：Zn

+20H--2e-===Zn(0H)2；總反應(yīng)：Zn+2MnO2+2H20===2Mn00H

+Zn(0H)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)：Ag20+H20+2e===2Ag+20H-；總

反應(yīng)：Zn+Ag20+H20===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)極材料是生，正極材

料是皿。①放電時的反應(yīng)a.負(fù)極反應(yīng)：Pb+S04-2e-

+

===PbS04；b.JER：PbO2+4H+SO4+2e"===PbS04+2H20；

c.總反應(yīng)：Pb+Pb02+2H2S04===2PbS04+2H200②充電時的反

-

應(yīng)a.陰極反應(yīng)：PbS04+2e===Pb+S04；b.陽極反應(yīng)：PbS04

+

+2H20-2e-===PbO2+4H+SO4；c.總反應(yīng)：2PbS04+2H20W

Pb+Pb02+2H2S04o注可充電電池的充、放電不能理解為可

逆反應(yīng)。2.“高效、環(huán)境友好”的燃料電池氫氧燃料電池是

目前最成熟的燃料電池，可分酸性和堿性兩種。

種類酸性堿性

-+

負(fù)極反應(yīng)式2H2-4e===4H2H2+40H--4e-===4H2。

--

正極反應(yīng)式02+4e-+4H+===2H2。02+2H20+4e===40H

電池總反應(yīng)

2H2+02===2H20

式

燃料電池的電極不參與反應(yīng)，有很強(qiáng)的催化活性，起導(dǎo)電作

備注

用

4.電解原理的應(yīng)用

1.氯堿工業(yè)（1）電極反應(yīng)陽極反應(yīng)式：2C1--