高中化學(xué)選修4-化學(xué)反應(yīng)原理知識(shí)點(diǎn)總結(jié)

化學(xué)選修化學(xué)反應(yīng)原理復(fù)習(xí)

第一章

一、焙變反應(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.焰變（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)：△HM）.

單位：kj/mol

3.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）為“-”或＜0

吸收熱量的化學(xué)反應(yīng)。（吸熱》放熱）AH為“+”或△!!＞0

☆常見(jiàn)的放熱反應(yīng)：①所有的燃燒反應(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）z?8%0與NH4cl②大多數(shù)的分解反應(yīng)

③以H2、CO、C為還原劑的氧化還原反應(yīng)④錢(qián)鹽溶解等

二、熱化學(xué)方程式

書(shū)寫(xiě)化學(xué)方程式注意要點(diǎn)：

①熱化學(xué)方程式必須標(biāo)出能量變化。

②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,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，改變符號(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。

※注意以下幾點(diǎn)：

①研究條件：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研究?jī)?nèi)容：放出的熱量。（"KO,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Imol加0,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）+0H-（aq）=H2O（1）△H=-57.3kJ/mol

3.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)行的途徑無(wú)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

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)的量的變化

⑵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(lái)表示

（3）計(jì)算公式：v=Ac/At（u:平均速率，Ac:濃度變化，△1：時(shí)間）單位：mol/（L-s）

⑷影響因素：

①?zèng)Q定因素（內(nèi)因）：反應(yīng)物的性質(zhì)（決定因素）

②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

戌小單住體積里總數(shù)目戌少，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)不充增大

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，單位體積里總數(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)目減少減小

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

的催化

報(bào)去百分?jǐn)?shù)劇或，單位體積里總數(shù)日劇成劇減

劑

其他光，電磁波，超聲波，固體反應(yīng)物顆粒有影

的大小，溶劑等響

※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(wú)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

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

f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-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“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)

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)一定平衡

②各物質(zhì)的質(zhì)量或各物質(zhì)質(zhì)量分?jǐn)?shù)一定平衡

混合物體系中

③各氣體的體積或體積分?jǐn)?shù)一定平衡

各成分的含量

④總體積、總壓力、總物質(zhì)的量一定不一定平

衡

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

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

正、逆反應(yīng)③V(A):V(B):V(C):V(D)=m:n:p:q,V(正)不一定等于V(逆)不一定平

速率的關(guān)系衡

④在單位時(shí)間內(nèi)生成nmolB,同時(shí)消耗了qmolD,因均不一定平

指V（逆）衡

①m+nWp+q時(shí)，總壓力一定（其他條件一定）平衡

壓強(qiáng)②m+n=p+q時(shí)，總壓力一定（其他條件一定）不一定平

衡

混合氣體平均①M(fèi)r一定時(shí)，只有當(dāng)m+nWp+q時(shí)平衡

相對(duì)分子質(zhì)量②Mr一定時(shí)，但m+n=p+q時(shí)不一定平

Mr衡

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

溫度平衡

變）

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

（-）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，所以平衡一不移動(dòng)一

（3）在溶液中進(jìn)行的反應(yīng)，如果稀釋溶液，反應(yīng)物濃度—減小生成物濃度也一減小一，V

正一減小—，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)之和一大一的方向移動(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(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)到平衡所需的一時(shí)間一。

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)

（-）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)，—生成物濃度幕之積與反應(yīng)物

濃度基之積的比值是一個(gè)常數(shù)一比值。符號(hào)：_K_

（-）使用化學(xué)平衡常數(shù)K應(yīng)注意的問(wèn)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(wú)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(xiě)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(shuō)明平衡時(shí)一生

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)化率越一高—。反之，則相反。一般地，K＞」05—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_(kāi)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)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(lái)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(lái)相同。

第二類(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。

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）燧: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：一??mo「?KT

（2）體系趨向于有序轉(zhuǎn)變?yōu)闊o(wú)序，導(dǎo)致體系的增增加，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：

△H-TAS<0反應(yīng)能自發(fā)進(jìn)行

△H-TAS=0反應(yīng)達(dá)到平衡狀態(tài)

AH-TAS）0反應(yīng)不能自發(fā)進(jìn)行

注意：（1）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，△$為負(fù)時(shí)，任何溫度反應(yīng)都不能自發(fā)進(jìn)行

第三章

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)單質(zhì)」強(qiáng)電解質(zhì)：強(qiáng)酸，強(qiáng)堿，大多數(shù)鹽。如HC1、NaOH、NaCl、BaSO4

I純凈物（■電解/掰--------

[化合物I弱電解質(zhì)：弱酸，弱堿，極少數(shù)鹽，水。如HC1O、NH3-H2O.

,非電解質(zhì)：非金屬氧化物，大部分有機(jī)物。如SCh、CCh、C6HI2O6>CCh>CH2=CH2

2、電解質(zhì)與非電解質(zhì)本質(zhì)區(qū)別：

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

注意：①電解質(zhì)、非電解質(zhì)都是化合物②SO2、NH.3、CO2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BaSOa不溶于水，但溶于水的BaSOa全部電

離，故BaSCh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)。

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(guò)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(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(shū)寫(xiě)：用可逆符號(hào)弱酸的電離要分布寫(xiě)（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：AB^=^A'+BKi=[A*][B]/[AB]

11、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:

H2sCh>H3Po4>HF>CH3coOH>H2c03>H2S>HC10

二、水的電離和溶液的酸堿性

1、水電離平衡：：正2°—^H++OIT

水的離子積：Kw=_c[H+]?c[0H]_

+

25℃時(shí)，[H+]=[0H]=10々mol/L;Kw=[HJ?[OHJ=l*10“4

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*1044

4、溶液的酸堿性和pH：

（1）pH=-lgc［H+1

（2）pH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3.1~4.4（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。

注意：①事先不能用水濕潤(rùn)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

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］|V|+［H］2V2）/（V,+V2）

2、強(qiáng)堿與強(qiáng)堿的混合：（先求［OH］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用混=（［OH］|V|+［OH］2V2）/（V1+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-==H2。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；OH有余，則用余下的OH數(shù)除以溶液總體積求［0H］

混，再求其它）

四、稀釋過(guò)程溶液pH值的變化規(guī)律:

1、強(qiáng)酸溶液：稀釋l（）n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10。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l（）n倍時(shí),pH稀三pH原一n（但始終不能小于或等于7）

4、弱堿溶液：稀釋l（）n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

1、若等體積混合

pHl+pH2=14則溶液顯中性pH=7

pHl+pH2215則溶液顯堿性pH=pH2-0.3

pHl+pH2W13則溶液顯酸性pH=pH1+0.3

2、若混合后顯中性

pHl+pH2=14V酸：V堿=1：1

pHl+pH2W14V酸:V堿=1：10.9H1+PH2），

五、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(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(guò)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f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酸卜酸=〃堿c堿M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；

V一一酸或堿溶液的體積。當(dāng)用酸去滴定堿確定堿的濃度時(shí)，則：

《堿二〃酸.0酸.丫酸

〃堿”堿

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丫酸的變化，因

為在滴定過(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(lái)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(lái)滴定未知濃度的酸時(shí)亦然。

六、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OH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:Na2c03>

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-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HSO4-顯酸性

②電離程度〉水解程度，顯酸性（如:HSO3-、H2P。4一）

2

③水解程度〉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(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。

3222

（2）常見(jiàn)的雙水解反應(yīng)完全的為：Fe\AF+與A1O2\CO3（HCO3）^S（HS）,SO3-（HSO3-）；

+

S2-與NH4；CCVXHCO；）與NFU+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：2AF++3s3+6H2O==2A1（OH）3I+3H2st

8、鹽類(lèi)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，3H2。==八1（0【1）3（膠體）+31『

2-

2、去油污用熱堿水冼油污物品CO3+H2O^zlICO：,+011

①配制FeCh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Na2cft,溶液時(shí)常加

2

CO3+H2OHCOa'+OH

入少量NaOH

若不然，貝ij：4

由MgCL6H2O制無(wú)水MgCb?---

4、制備無(wú)水鹽MgCl2?Mg(OH)2+2HCI+4H2O

在HC1氣流中加熱

Mg(OH)2MgO+HQ

用A片（SO"NaHCOs溶液

3，

5、泡沫滅火器A1+3HCO3=A1(OH)31+3CO2t

混合

6、比較鹽溶液中比較NH￡1溶液中離子濃NHf+HaONHs-H2O+H

離子濃度的大小度的大小c(CD>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，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(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)

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(shū)寫(xiě)原則：一步書(shū)寫(xiě)

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(mǎn)足的三種守恒關(guān)系：

①電荷守恒：：任何溶液均顯電性，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

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

1、難溶電解質(zhì)的溶解平衡的一些常見(jiàn)知識(shí)

（1）溶解度小于0.01匕的電解質(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

10-7mol/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

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(shū)寫(xiě)

注意在沉淀后用（s）標(biāo)明狀態(tài)，并用“。如：Ag2s（s=2Ag+（aq）+S"（aq）

3、沉淀生成的三種主要方式

（1）加沉淀劑法：越?。闯恋碓诫y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MgCb溶液中FeCb。

（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：AgNOj—?AgCl（白色沉淀）一>AgBr（淡黃色）一?Agl（黃色）一?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+）］n^ic（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未飽和，繼續(xù)溶解

第四章

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：①兩個(gè)活潑性不同的電極②電解質(zhì)溶液③電極用導(dǎo)線(xiàn)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)極----導(dǎo)線(xiàn)----正極

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=H2t（較不活潑金屬）

總反應(yīng)式：_Zn+2H+=Zn2++H2t_

5、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①溶解的一極為負(fù)極②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(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)能直接轉(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)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+SOf—2廠=PbS04，

正極（氧化鉛）：_PbO2+4H++S0f+2e-=PbSO4I+2H2O_

+

充電：陰極：PbSO4+2H2O-2^-=PbO2+4H+SO^

陽(yáng)極：PbSC）4+2e-=Pb+SO”

A—放電

兩式可以寫(xiě)成一個(gè)可逆反應(yīng)：PbO+Pb+2HSO2PbSOI+2HO

—224充電42

3\目前已開(kāi)發(fā)出新型蓄電池：銀鋅電池、鎘銀電池、氫鎮(zhèn)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：一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(xiě)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(guò)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，伯為正、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：2H2—4e-=4H+正極：Oz+44H+=2%0

當(dāng)電解質(zhì)溶液呈堿性時(shí)：

負(fù)極：_2H2+40H—4e-=4H20—正極：02+2H2O+4^-=40H-

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——=+7H2O；

正極：4H2O+2O2+=。

電池總反應(yīng)式為：CH4+202+2K0H=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、電解力電流（外加直流電）通過(guò)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(guò)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)的過(guò)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(chēng)及反應(yīng)：

陽(yáng)極：與直流電源的正極相連的電極,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CuCL溶液的電極反應(yīng)：

陽(yáng)極：2Cr-2e-=Cb（氧化）

陰極：Cu2++2e-=Cu（還原）

總反應(yīng)式：CuCb=Cu+Cbt

7、電解本質(zhì)：電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電過(guò)程，就是電解質(zhì)溶液的電解過(guò)程

☆規(guī)律總結(jié)：電解反應(yīng)離子方程式書(shū)寫(xiě)：

放電順序：

陽(yáng)離子放電順序

Ag+>Hg2+>Fe3+>Cu2+>H+（指酸電離的）>Pb2+>Sn2+>Fe2+>Zn2+>A13*>Mg2+>Na+>Ca2+>K+

陰離子的放電順序

是惰性電極時(shí)：S2>I>Br>Cl>OH>NO3>SO42-（等含氧酸根離子）〉F（SO327MnO4>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(lái)書(shū)寫(xiě)電極反應(yīng)式。

電解質(zhì)水溶液點(diǎn)解產(chǎn)物的規(guī)律

類(lèi)型電極反應(yīng)特點(diǎn)實(shí)例電解對(duì)象電解質(zhì)濃pH電解質(zhì)溶

度液復(fù)原

分解電解電解質(zhì)電離出的HC1電解質(zhì)減小增大HC1

質(zhì)型陰陽(yáng)離子分別在兩CuC12一CuC12

極放電

放H2生成NaClHC1

陰極：水放也生堿

堿型電解質(zhì)和生成新電增大

陽(yáng)極：電解質(zhì)陰離子水解質(zhì)

放電

放陰極：電解質(zhì)陽(yáng)離子生

氧生酸型放電電解質(zhì)和成新電解減小氧化銅

CuSO4

陽(yáng)極：水放02生酸水質(zhì)

電陰極：4H++NaOH增大

解水型4e-=2H2tH2SO4減小

陽(yáng)極：40H-水增大水

-4e-=02t+2H20Na2SO4不變

上述四種類(lèi)型電解質(zhì)分類(lèi)：

（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(wú)氧酸，不活潑金屬的無(wú)氧酸鹽（氟化物除外）

（3）放氫生堿型：活潑金屬的無(wú)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==M"

陰極：待鍍金屬（鑲件）：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CuS04溶液

（3）、電鍍應(yīng)用之一：銅的精煉

陽(yáng)極：M;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(yáng)離子獲得電子,從它們的化合物中還原出來(lái)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—==C12f

☆規(guī)律總結(jié)：原電池、電解池、電鍍池的判斷規(guī)律

（1）若無(wú)外接電源，又具備組成原電池的三個(gè)條件。①有活潑性不同的兩個(gè)電極；②兩

極用導(dǎo)線(xiàn)互相連接成直接插入連通的電解質(zhì)溶液里；③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(wú)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

原電池電解池電鍍池

定義將化學(xué)能轉(zhuǎn)變成電將電能轉(zhuǎn)變成化學(xué)能的應(yīng)用電解原理在某些金屬

（裝置特點(diǎn)）能的裝置裝置表面鍍上一側(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(wú)電源，兩級(jí)材料有電源，兩級(jí)材料可同有電源

不同可不同

形成條件活動(dòng)性不同的兩極兩電極連接直流電源1鍍層金屬接電源正極，待

電解質(zhì)溶液兩電極插入電解質(zhì)溶液鍍金屬接負(fù)極；2電鍍液必

形成閉合回路形成閉合回路須含有鍍層金屬的離子

電極名稱(chēng)負(fù)極：較活潑金屬