(完整word版)化學(xué)選修四知識(shí)點(diǎn)總結(jié)

1、化學(xué)選修 4 化學(xué)反應(yīng)與原理 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/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） H為“-”或 H 放熱） H為“+”或厶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） 8H2O與NH4CI大多數(shù)的分解反應(yīng) 以H2

2、、CO C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)： 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 三、 燃燒熱 1. 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 kPa 反應(yīng)程度：完

3、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。（ HvO,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 2。（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)

4、進(jìn)行的途徑無關(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=A c/ t （ u：平均速率， c：濃度變化， t:時(shí)間）單位：mol/ （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 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 V變 化 反應(yīng)物 的濃度

5、 增丸 單位體積里總數(shù)目增多.百分?jǐn)?shù)不變 增大 減小 單位體積里總數(shù)目減少，百分?jǐn)?shù)不變 減小 氣體反 應(yīng)物的 壓強(qiáng) 增大 單位體積里總數(shù)目增多，百分?jǐn)?shù)不變 増大 減小 羊住體積里總數(shù)目減吵，百分?jǐn)?shù)不變 減小 反應(yīng)揚(yáng) 的溫度 升高 百分?jǐn)?shù)增大，單位體積里總數(shù)目增多 増大 降低 百分敦減少.單位體積里總數(shù)目減少 減小 反應(yīng)物 的催化 劑 使用 百分?jǐn)?shù)劇増，單位體積里總數(shù)目劇増 劇増 撤去 百分?jǐn)?shù)劇減，單位體積里總數(shù)目劇減 劇減 其他 光電磁波，超聲波，固體反應(yīng)物顆粒 的大小，溶劑等 有影 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）

6、、惰性氣體對(duì)于速率的影響 恒溫恒容時(shí)：充入惰性氣體總壓增大，但是各分壓不變，各物質(zhì)濃度不變反 應(yīng)速率不變 恒溫恒體時(shí)：充入惰性氣體體積增大各反應(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

7、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) 一疋 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 正、逆反應(yīng) 速率的關(guān) 系 在單位時(shí)間內(nèi)消耗了 m molA同時(shí)生成m molA, 即 V （正）=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）=V （逆） 平衡 V(A):V(B):V(C):V(D)二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n molB,同時(shí)消

8、耗了 q molD, 因均指V（逆） 不一定平衡 壓強(qiáng) m+n p+q時(shí)，總壓力一定（其他條件一定） 平衡 m+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 Mr 一定時(shí)，只有當(dāng) m+n p+q時(shí) 平衡 均相對(duì)分子 質(zhì)量Mr Mr 定時(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 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

9、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)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)。

10、 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)，生成物濃度幕之積與反 應(yīng)物濃度幕之積的比值是一個(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

11、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，K105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

12、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) 興四、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

13、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：J?mol-1?K-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(gS(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

14、，化學(xué)反應(yīng)的判讀依據(jù)為： H-TA S0,反應(yīng)能自發(fā)進(jìn)行； H-TA S=0,反應(yīng)達(dá)到平衡狀態(tài)； H-TA S 0,反 應(yīng)不能自發(fā)進(jìn)行 注意：(1) A H為負(fù)，A S為正時(shí)，任何溫度反應(yīng)都能自發(fā)進(jìn)行 (2) A H為正，A S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)。 強(qiáng)電解質(zhì)： 強(qiáng)酸，強(qiáng)堿，大多數(shù)鹽 。女口 HCI、NaOH、Na

15、Ck BaSQ 解( 物質(zhì) 單質(zhì) 弱電解質(zhì)：弱酸，弱堿，極少數(shù)鹽，水。女口 HCIO NH3舊20、CU(OH)2、 .H2O 非電解質(zhì)：非金屬氧化物，大部分有機(jī)物 _。如SQ、CQ、QH12O6、CC4、CH2=CH2 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(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、NH3、CQ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)） 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

16、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K

17、a表示酸，Kb表示堿。） 表示方法：AB A+B 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: H2SQH3PC4HFCHCOOHHCQH2SHCIO 二、水的電離和溶液的酸堿性 1、水電離平衡：:L 1 一 - 水的離子積：KW =cH+ cOH- .+ _ _7 + - -14 25C時(shí)，H=OH =10 moI/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

18、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 Kw 1*10-14 溫度：促進(jìn)水的電離（水的電離是吸熱 的） 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： 酸堿指示劑一一甲基橙、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

19、紙只能讀取整數(shù)值或范圍 三、混合液的 pHpH 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H4離子物質(zhì)的量相加除以總體積， 再求其它） H+混二（H+IVI+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0H離子物質(zhì)的量相加除以總體 積，再求其它）0H混=（OHIVI+OH2V2）/ （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 =f0計(jì)算余下的或0H，H+有余，則用 余下的H+數(shù)除以溶液總體積求H+混；0H有余，則用余下的 0H數(shù)除以溶液總體積 求0H-混，再求其它） 四、稀釋過程溶液

20、pHpH 值的變化規(guī)律: 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 1、 2、 3、 4、 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 pH 原一n （但始終不能小于或等于 7) 5、 強(qiáng)酸溶液：稀釋 弱酸溶液：稀釋 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（pH1pH1） 強(qiáng)堿（pH2pH2）混和計(jì)算規(guī)律 w.w.w.k

21、.s.5.u.c.o.m 1、若等體積混合 pH1+pH2=14 則溶液顯中性pH=7 pH1+pH2 15 則溶液顯堿性pH=pH2-0.3 pH1+pH2 NaHCQ） 4、 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（1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HSQ- 顯酸性 電離程度水解程度，顯酸性 （如：HSQ

22、-、H2PO4-） 水解程度電離程度，顯堿性 （如：HCQ-、HS、HPQ2-） 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：F+、Al3% AIQ-、COHCQSHS）、SQ2-（HSQ-）; S2-與NH4+; CQ2-（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：2AI3+ + 3S- + 6HQ = 2AI（QH3 J + 3fSf &水解平衡常數(shù) （Ki） 對(duì)于強(qiáng)堿弱酸鹽：&二Kw/Ka（K

23、w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：Ki =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

24、 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 川濃度與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) Hj降至 10-7mol/LHg2+R3+Cif+H+ （指酸電離的）Pb2+Sr2+Fe2+Zr2+Al3+Mg2+Na+Cc2+K+ 陰離子的放電順序 是惰性電極時(shí)：SSIBFACAOHANQSQ2等含氧酸根離子）F（SQ2-/MnOQ

25、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 HCI 電解質(zhì) 減小 增大 HCI CuCI2 CuCI2 放 H2生成堿 型 陰極：水放Hb生堿 陽極：電解質(zhì)陰離子放 電 NaCI 電解質(zhì)和水 生成新電解 質(zhì) 增大 HCI 放氧生

26、酸型 陰極：電解質(zhì)陽離子放 CuSQ 電解質(zhì)和水 生成新電解 減小 電 陽極：水放02生酸 質(zhì) 氧化銅 電解水型 陰極：4H+ 4e- 一一 2H2 NaOH T 增大 H2SO4 水 增大 減小 水 Na2SO4 不變 陽極：40H- 4e- = 02 f + 2H2O 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

27、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 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 M n+ + 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-2G=Cu2+,陰極（鍍件）：Cu2+2e-二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

28、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 + C 通直流電后：陽極：2Na+ + 2e = 2Na 陰極：2Cr 2e = C2 f 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

29、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。 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)材料 有電源，兩級(jí)材料可 有電源 不同 同可不同 形成條件 活動(dòng)性不同的兩 兩電極連接直流電源 1鍍層金屬接電源正極， 極 兩電極插入電解質(zhì)溶 待鍍金屬接負(fù)極；2電鍍 電解質(zhì)溶液 液 液必須

30、含有鍍層金屬的 形成閉合回路 形成閉合回路 離子 電極名稱 負(fù)極：較活潑金屬 陽極：與電源正極相 名稱同電解，但有限制條 正極：較不活潑金 連 件 屬（能導(dǎo)電非金 陽極：必須是鍍層金屬 屬） 陰極：與電源負(fù)極相 陰極：鍍件 連 電極反應(yīng) 負(fù)極：氧化反應(yīng)， 陽極：氧化反應(yīng)，溶 金屬失去電子 /it rh 厲th 陽極：金屬電極失去電子 液中的陰離子大去電 正極：還原反應(yīng)， 子，或電極金屬失電 溶液中的陽離子 子 陰極：電鍍液中陽離子得 的電子或者氧氣 陰極：還原反應(yīng)，溶 到電子 得電子（吸氧腐 液中的陽離子得到電 蝕） 子 電子流向 負(fù)極T正極 電源負(fù)極T陰極 同電解池 電源正極T陽極 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) 原電池與電解池的極的得失電子聯(lián)系圖： 陽極佚）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)腐蝕 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