化學(xué)反應(yīng)原理知識(shí)點(diǎn)總結(jié),推薦文檔

1、高二化學(xué)教學(xué)資料（第一章化學(xué)反應(yīng)與能量）一、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)所放出或吸收的熱量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)鍵斷裂吸熱化學(xué)鍵形成放熱放出熱量的化學(xué)反應(yīng)。(放熱吸熱) h 為“-”或h 放熱）h 為“+”或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)28h2o 與 nh4cl 大多數(shù)的分解反應(yīng) 以 h2、co、c 為還原劑的氧化

2、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):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 ，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 kpa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 m

3、ol研究?jī)?nèi)容：放出的熱量。（h105 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)

4、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：jmol-1k-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

5、(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-ts0，反應(yīng)能自發(fā)進(jìn)行;h-ts=0,反應(yīng)達(dá)到平衡狀態(tài);h-ts0，反應(yīng)不能自發(fā)進(jìn)行注意：（1）h 為負(fù)，s 為正時(shí)，任何溫度反應(yīng)都能自發(fā)進(jìn)行（2）h 為正，s 為負(fù)時(shí)，任何溫度反應(yīng)都不能自發(fā)進(jìn)行高二化學(xué)教學(xué)資料（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)?；旌臀镂镔|(zhì)單質(zhì)純凈物化合

6、物電解質(zhì)強(qiáng)電解質(zhì)：強(qiáng)酸，強(qiáng)堿，大多數(shù)鹽。如 hcl、naoh、nacl、baso4弱電解質(zhì)：弱酸，弱堿，極少數(shù)鹽，水。如hclo、nh3h2o、2、電解質(zhì)與非電非解電質(zhì)解本質(zhì)：非區(qū)金別屬：氧化物，大部分有機(jī)物。如電解質(zhì)離子化so3合、物co或2、共c6價(jià)h12化o6合、物ccl4、c非h2電=c解h2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、co2 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 baso4 不溶于水，但溶于水的 baso4 全部電離，故 baso4 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

7、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??；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

8、堿。 ）表示方法：aba+b-ki= a+ b-/ab7、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：h2so3h3po4hfch3coohh2co3h2shclo二、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-25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)：

9、（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 kw1*10-14溫度：促進(jìn)水的電離（水的電離是吸熱）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=-lgch+（2） ph 的測(cè)定方法：酸堿指示劑： 甲基橙、 石蕊、 酚酞。變色范圍：甲基橙 3.14.4（橙色）石蕊 5.08.0（紫色）酚酞 8.210.0（淺紅色） ph 試紙操作：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

10、：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oh-混（oh-1v1+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+ + 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 10n 倍時(shí)，ph 稀 =ph 原+ n

11、（但始終不能大于或等于 7）2、弱酸溶液：稀釋 10n 倍時(shí)，ph 稀ph 原+n（但始終不能大于或等于 7）3、強(qiáng)堿溶液：稀釋 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：稀釋 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+ph215則溶液顯堿性 ph=ph2-

12、0.3ph1+ph213則溶液顯酸性 ph=ph1+0.32、若混合后顯中性ph1+ph2=14v 酸：v 堿=1：1ph1+ph214v 酸：v 堿=1：1014-（ph1+ph2）高二化學(xué)教學(xué)資料（第三章水溶液中的離子平衡） 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） 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

13、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：用洗液洗檢漏：滴定管是否漏水用水洗用標(biāo)準(zhǔn)液洗（或待測(cè)液洗）裝溶液排氣泡調(diào)液面記數(shù)據(jù) v(始)（4） 試驗(yàn)過程3、酸堿中和滴定的誤差分析原理： c(naoh ) = c( hcl )v ( hcl )v ( naoh )能引起誤差的一些操作v（hcl）c（naoh）藥品不純（如 naoh 中含 na2o）增大偏高錐形瓶用蒸餾水洗凈后，未把水倒凈錐形瓶用蒸餾水洗凈后，用待測(cè)液潤(rùn)洗增大偏高酸式滴定管未用標(biāo)準(zhǔn)液潤(rùn)洗增大偏高堿式滴定管未用待測(cè)液潤(rùn)洗減小偏低用移液管量取 25ml 待測(cè)時(shí)將殘

14、液吹出增大偏高內(nèi)有氣泡，滴定后無氣泡增大偏高尖嘴未充滿標(biāo)準(zhǔn)液就開始滴定增大偏高滴定時(shí)部分標(biāo)準(zhǔn)液附在錐形瓶壁上增大偏高滴定時(shí)搖勻或 hcl 成股流下減小偏低滴前仰視讀數(shù)，滴后俯視讀數(shù)減小偏低用酚酞做指示劑，當(dāng)紅色褪成無色，反滴一滴無顏色變化增大偏高七、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 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 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、鹽類水解規(guī)律：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。多元

15、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:na2co3nahco3)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：溫度：溫度越 高水解程度越大 （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；oh -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 hso4-顯酸性電離程度水解程度，顯酸性 （如: hso3- 、h2po4-）水解程度電離程度，顯堿性 （如：hco3- 、hs- 、hpo42-）7、雙水解反應(yīng)：

16、（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alo2-、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：2al3+ + 3s2- + 6h2o = 2al(oh)3+ 3h2s8、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

17、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：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

18、度)之和質(zhì)子守恒：即水電離出的 h+濃度與 oh-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/lhg2+fe3+cu2+ h+ （指酸電離的)pb2+sn2+fe2+zn2+al3+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-(so32-/mno4-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，若陽極

19、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放電hcl電解質(zhì)減小增大hclcu cl2cu cl2放 h2 生堿型陰極：水放 h2 生堿陽極：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)陽離子放電陽極：水放2 生酸cuso4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- = 2h2 陽極：4oh- - 4

20、e- =2+2 h2onaoh水增大增大水h2s o4減小na2s o4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（）、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（）、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m ne = m n+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

21、 = 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 cuso4 溶液（）、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（）、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（）、電解氯化鈉：通電前，氯化鈉高溫下熔融：nacl = na + + cl通直流電后：陽極：2na+ + 2e = 2na陰極：2cl 2e = cl2高二化學(xué)教學(xué)資料（第四章電化學(xué)基礎(chǔ)）（1） 若無外接電源，又具備組成原電池

22、的三個(gè)條件即為原電池 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）。（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。性質(zhì)類別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

23、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)材料不同有電源，兩級(jí)材料可同可不同有電源形成條件活動(dòng)性不同的兩極電解質(zhì)溶液形成閉合回路兩電極連接直流電源兩電極插入電解質(zhì)溶液形成閉合回路1 鍍層金屬接電源正極， 待鍍金屬接負(fù)極；2 電鍍液必須含有鍍層金屬的離子電極名稱負(fù)極：較活潑金屬正極：較不活潑金屬（能導(dǎo)電非金屬）陽極：與電源正極相連陰極：與電源負(fù)極相連名稱同電解，但有限制條件陽極：必須是鍍層金屬陰極：鍍件電極反應(yīng)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）中陽極：氧化反應(yīng)，溶液中的陰離子失去電子， 或

24、電極金屬失電子陰極：還原反應(yīng)，溶液的陽離子得到電子陽極：金屬電極失去電子陰極：電鍍液中陽離子得到電子電子流向負(fù)極正極電源負(fù)極陰極電源正極陽極同電解池原電池，電解池，電鍍池的比較溶液中帶電粒子的移動(dòng)陽離子向正極移動(dòng)陰離子向負(fù)極移動(dòng)陽離子向陰極移動(dòng)陰離子向陽極移動(dòng)同電解池聯(lián)系在兩極上都發(fā)生氧化反應(yīng)和還原反應(yīng)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)溶液接觸金屬與非電解質(zhì)直接接觸現(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

25、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（3） 、電化學(xué)腐蝕的分類：析氫腐蝕腐蝕過程中不斷有氫氣放出條件：潮濕空氣中形成的水膜,酸性較強(qiáng)（水膜中溶解有 co2、so2、h2s 等氣體）電極反應(yīng)：負(fù)極: fe 2e- = fe2+2正極: 2h+ + 2e- = h 2總式：fe + 2h+ = fe2+ + h 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- = 2fe2+正極: o2+4e- +2h2o = 4oh-總式：2fe + o2 +2h2o =2 fe(oh)2離子方程式：fe2+ + 2oh- = fe(oh)2生成的 fe(oh)2 被空

26、氣中的 o2 氧化，生成 fe(oh)3 ， fe(oh)2 + o2 + 2h2o = 4fe(oh)3 fe(oh)3 脫去一部分水就生成 fe2o3x h2o（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)（）、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

27、鐵設(shè)備負(fù)極：鋅塊被腐蝕；正極：鋼鐵設(shè)備被保護(hù)（）、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)。（）金屬腐蝕的分類：化學(xué)腐蝕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。2、改變金屬結(jié)構(gòu)：把金屬制成防腐的合金與電化腐蝕的比較3、把金屬與腐蝕性試劑隔開：電鍍、油漆、涂

28、油脂、表面鈍化等高二化學(xué)教學(xué)資料（第四章電化學(xué)基礎(chǔ)） 一、電解質(zhì)溶液中的守恒關(guān)系1、電荷守恒：電解質(zhì)溶液中的陰離子的負(fù)電荷總數(shù)等于陽離子的正電荷總數(shù)，電荷守恒的重要應(yīng)用是依據(jù)電荷守恒列出等式，比較或計(jì)算離子的物質(zhì)的量或物質(zhì)的量濃度。如（1）在只含有 a、m、h、oh四種離子的溶液中c(a+)+c(h)=c(m-)+c(oh),若 c(h)c(oh)，則必然有 c(a+)c(m-)。例如， 在 nahco3 溶液中，有如下關(guān)系： c(na)+c(h)=c(hco )+c(o3 h)+2c(co 2)3書寫電荷守恒式必須準(zhǔn)確的判斷溶液中離子的種類；弄清離子濃度和電荷濃度的關(guān)系。 2、物料守恒：就電

29、解質(zhì)溶液而言，物料守恒是指電解質(zhì)發(fā)生變化（反應(yīng)或電離）前某元素的原子（或離子）的物質(zhì)的量等于電解質(zhì)變化后溶液中所有含該元素的原子（或離子）的物質(zhì)的量之和。實(shí)質(zhì)上，物料守恒屬于原子個(gè)數(shù)守恒和質(zhì)量守恒。在 na2s 溶液中存在著 s2的水解、hs的電離和水解、水的電離，粒子間有如下關(guān)系c(s2)+c(hs)+c(h2s)=1/2c(na) ( na,s2守恒)在 nahs 溶液中存在著 hs的水解和電離及水的電離。hsh2oh2sohhshs2 h2ohoh從物料守恒的角度分析，有如下等式：c(hs)+c(s2)+c(h2s)=c(na)；從電荷守恒的角度分析，有如下等式：c(hs)+2(s2)+

30、c(oh)=c(na)+c(h)；將 以 上 兩 式 相 加 ， 有 ： c(s2)+c(oh)=c(h2s)+c(h)得出的式子被稱為質(zhì)子守恒3、質(zhì)子守恒：無論溶液中結(jié)合氫離子還是失去氫離子，但氫原子總數(shù)始終為定值，也就是說結(jié)合的氫離子的量和失去氫離子的量相等?，F(xiàn)將此類題的解題方法作如下總結(jié)。二、典型題溶質(zhì)單一型1、弱酸溶液中離子濃度的大小判斷解此類題的關(guān)鍵是緊抓弱酸的電離平衡點(diǎn)擊試題0.1mol/l的h2s 溶液中所存在離子的濃度由大到小的排列順序是2、弱堿溶液點(diǎn)擊試題室溫下，0.1mol/l 的氨水溶液中，下列關(guān)系式中不正確的是a. c(oh-)c(h+) b.c(nh3h2o)+c(n

31、h +)=0.1mol/l 4c.c(nh4 +)c(n3h 2h o)c(oh-)c(h+)d.c(oh-)=c(n4h +)+c(h+)3、能發(fā)生水解的鹽溶液中離子濃度大小比較-弱酸強(qiáng)堿型在 ch3coona 溶液中各離子的濃度由大到小排列順序正確的是() a、c(na)c(ch3coo)c(oh)c(h)b、 c(ch3coo)c(na)c(oh)c(h) c、 c(na)c(ch3coo)c(h)c(oh) d、 c(na)c(oh)c(ch3coo)c(h)點(diǎn)擊試題在 na2co3 溶液中各離子的濃度由小到大的排列順序是 隨堂練習(xí)在 na2s 溶液中下列關(guān)系不正確的是a. c(na+

32、) =2c(hs) +2c(s2) +c(h2s)b.c(na+) +c(h+)=c(oh)+c(hs)+2c(s2)c c(na+)c(s2)c(oh)c(hs)dc(oh)=c(hs)+c(h+)+c(h2s)點(diǎn)擊試題判斷 0.1mol/l的 nahco3 溶液中離子濃度的大小關(guān)系 隨堂練習(xí)草酸是二元弱酸，草酸氫鉀溶液呈酸性，在 0.1mol/lkhc2o4 溶液中，下列關(guān)系正確的是（）2 42 42 42 4ac(k+)+c(h+)=c(hc o -)+c(oh-)+ c(c o 2-) bc(hco-)+ c(co2-)=0.1mol/lcc(c o2 24-)c(h c2o2 4)2

33、 42 4dc(k+)= c(h2c2o4)+ c(hco-)+ c(co2-)點(diǎn)擊試題在氯化銨溶液中，下列關(guān)系正確的是（）a.c(cl-)c(nh4+)c(h+)c(oh-)b.c(nh4 +)c(cl-)c(h+)c(oh-)c.c(nh4 +)c(cl-)c(h+)c(oh-)d.c(cl-)c(nh 4+)c(h+)c(oh-)三、典型題兩種電解質(zhì)溶液相混合型的離子濃度的判斷解此類題的關(guān)鍵是抓住兩溶液混合后生成的鹽的水解情況以及混合時(shí)弱電解質(zhì)有無剩余，若有剩余，則應(yīng)討論弱電解質(zhì)的電離。下面以一元酸、一元堿和一元酸的鹽為例進(jìn)行分析。1、強(qiáng)酸與弱堿混合點(diǎn)擊試題ph=13 的nh3h2o 和

34、ph=1 的鹽酸等體積混合后所得溶液中各離子濃度由大到小的排列順序是 2、強(qiáng)堿與弱酸混合點(diǎn)擊試題ph=x 的 naoh 溶液與 ph=y 的 ch3cooh 溶液，已知 x+y=14，且 yc(ch3coo)c(oh)c(h) b、 c(ch3coo)c(na)c(h)c(oh) c、 c(ch3coo)c(na)c(oh)c(h) d、 c(na)c(ch3coo)c(h)c(oh)歸納：上述兩題的特點(diǎn)是 ph1+ph2 = 14，且等體積混合。其溶液中各離子濃度的關(guān)系的特點(diǎn)是c(弱電解質(zhì)的離子)c(強(qiáng)電解質(zhì)的離子)c(顯性離子) c (水電離出的另一離子)3、強(qiáng)堿弱酸鹽與強(qiáng)酸混合和強(qiáng)酸弱堿

35、鹽與強(qiáng)堿混合點(diǎn)擊試題0.2mol/l 的ch3cook 與0.1 mol/l 的鹽酸等體積混合后，溶液中下列粒子的物質(zhì)的量關(guān)系正確的是()a、 c(ch3coo)=c(cl)=c(h)c(ch3cooh) b、 c(ch3coo)=c(cl)c(ch3cooh)c(h) c、 c(ch3coo)c(cl)c(h)c(ch3cooh)d、 c(ch3coo)c(cl)c(ch3cooh)c(h)4、酸堿中和型(1) 恰好中和型點(diǎn)擊試題在 10ml 0.1moll-1naoh 溶液中加入同體積、同濃度 hac 溶液，反應(yīng)后溶液中各微粒的濃度關(guān)系錯(cuò)誤的是()。ac(na+)c(ac-)c(h+)c(

36、oh-)bc(na+)c(ac-)c(oh-)c(h+)cc(na+)c(ac-)c(hac)dc(na+)c(h+)c(ac-)c(oh-)(2) ph 等于 7 型點(diǎn)擊試題常溫下，將甲酸和氫氧化鈉溶液混合，所得溶液 ph7，則此溶液中()。ac(hcoo-)c(na+)bc(hcoo-)c(na+)cc(hcoo-)c(na+)d無法確定 c(hcoo-)與 c(na+)的關(guān)系(3) 反應(yīng)過量型點(diǎn)擊試題常溫下將稀 naoh 溶液與稀 ch3cooh 溶液混合，不可能出現(xiàn)的結(jié)果是a. ph7，且 c(oh) c(na+) c(h+) c(ch3coo)b. ph7， 且 c(na+) + c

37、(h+) = c(ch3coo) + c(oh)c. ph7， 且 c(ch3coo) c(h+) c(na+) c(oh)d. ph7， 且 c(ch3coo) c(na+) c(h+) = c(oh)四、守恒問題在電解質(zhì)溶液中的應(yīng)用解此類題的關(guān)鍵是抓住溶液呈電中性(即陰陽離子所帶電荷總數(shù)相等)及變化前后原子的個(gè)數(shù)守恒兩大特點(diǎn)。若題中所給選項(xiàng)為陰陽離子的濃度關(guān)系，則應(yīng)考慮電荷守恒，若所給選項(xiàng)等式關(guān)系中包含了弱電解質(zhì)的分子濃度在內(nèi)，則應(yīng)考慮物料守恒。點(diǎn)擊試題表示 0.1 mol/l nahco3 溶液中有關(guān)粒子濃度的關(guān)系正確的是()a、c(na)c(hco )c(co 2)c(h)c(oh)b

38、、c(na)+c(h)=c(hco )3333+c(co 2)+c(oh)c、c(na)+c(h)=c(hco )+2c(co 2)+c(oh)d、c(na)=c(hco )+c(co 2)3333+c(h2co3)1、兩種物質(zhì)混合不反應(yīng)：點(diǎn)擊試題用物質(zhì)的量都是 0.1mol 的 ch3cooh 和 ch3coona 配制成 1l 混合溶液，已知其中c(ch3coo-)c(na+)，對(duì)該混合溶液的下列判斷正確的是() a.c(h+)c(oh-)b.c(ch3cooh)c(ch3coo-)0.2 mol/l c.c(ch3cooh)c(ch3coo-)d.c(ch3coo-)c(oh-)0.2 mol/l2、兩種物質(zhì)恰好完全反應(yīng)點(diǎn)擊試題在 10ml 0.1moll-1naoh 溶液中加入同體積、同濃度 hac 溶液，反應(yīng)后溶液