高中化學(xué)蓋斯定律、原電池、化學(xué)反應(yīng)平衡等知識點解析

高中化學(xué)蓋斯定律、原電池、化學(xué)反應(yīng)平衡等知識點解析

第一章化學(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

生成物分子成鍵時釋放出的總能

與化學(xué)鍵強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

能

a生成物反應(yīng)物

?（:A"為

?。?。

圖示

反應(yīng)物

反應(yīng)過程反應(yīng)過程

Ha(g)+Cla(g)=2HC1(g)C(s)+HaO(g)=CO(g)+H2(g)

實例

1-1

△H二-184.6kJ-mol△H=+131.3kJ-B?ol

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+O2=2NO,CO2+C=2CO等均為吸熱反應(yīng)）。

3、常見的吸熱反應(yīng)

①Ba(OH)2-8H2O與NH4CI反應(yīng)；

②大多數(shù)分解反應(yīng)是吸熱反應(yīng)

③

仝仝

H;+CuQCU+H2O,C+H:O(g)CO+H2

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

△H=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

進行，則各分步反應(yīng)的反酶之和與該反應(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|。

第二章化學(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.

化學(xué)反應(yīng)速率通常用單位時訶內(nèi)反應(yīng)物濃度和生成物濃度的變化來表示。表達式：

其常用的單位是、或_________.

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）

色增大反應(yīng)物濃度，反應(yīng)速率加快,反之減慢。

嚏靡1對于有氣體參加的反應(yīng)，增大壓強，反應(yīng)

速率加快，反之減慢。

升高溫度，反應(yīng)速率加快,反之減慢。

使用催化劑，能改變化學(xué)反應(yīng)速率，且正、

逆反應(yīng)速率的改變程度幽。

反應(yīng)物間的接觸面積、光輻射、放射線輜射、

超聲波等。

3、理論解釋一有效碰撞理論

（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E1-E2,（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).

2、化學(xué)平衡狀態(tài)的特征

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

橙”反應(yīng)物和生成物的質(zhì)量

Y或濃度保持不變

合一條件改變，平衡狀態(tài)可能改變,

J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)

mA(g)+nB(g)pC(g)+qD(g)

可能的情況是否達平衡

反應(yīng)混合物①各組分的物質(zhì)的量或各組分的摩爾分數(shù)一定達平衡

中各組分的②各組分的質(zhì)量或各組分的質(zhì)量分數(shù)一定達平衡

含量③各組分的體積或體積分數(shù)一定達平衡

④總體積、總壓強或總物質(zhì)的量一定不一定達平衡

位時間內(nèi)消耗mBOIA,同時生成mnplA,達平衡

②單位時間內(nèi)消耗mmolA（或nmolB）,同時消耗

達平衡

P熙JC（或QuolD）,既v正=v.

丫占V里的

③“月）：貝6）：貝C）：K。）=s：n：p：q,此時v正不一

關(guān)系不一定達平衡

定等于v.

④單位時間內(nèi)生成了pmolC（或qmplD）同時消耗

不一定達平衡

了mmolA（或nmolB）,此時均指vB

①n+nKp+q時，總壓強一定達平衡

壓強

②nr+n=p+Q時，總壓強一定不一定達平衡

混合氣體的①當(dāng)n+n^p+q時，虹一定達平衡

平均相對分

②當(dāng)n+n=p+q時，Mr一定不一定達平衡

子質(zhì)量虹

混合氣體的

恒溫、恒壓或恒宏、恒容時，密度一定不一定達平衡

密度

反應(yīng)體系內(nèi)有色物庾的顏色一定，就是有色物庾的濃度

顏色達平衡

不變

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

溫度達平衡

的沮度恒定

考點3:化學(xué)平衡的移動

1、概念

\正=\，送#0氈電工V/正rv2一定時間.V'L、.

平衡1不平衡平衡2

破壞舊平衡建立新平衡

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〉V逆：平衡向正反應(yīng)方向移動。

(2)vF=v逆：反應(yīng)達到平衡狀態(tài)，不發(fā)生平衡移動。

(3)v正＜v逆：平衡向逆反應(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)物濃受祖

平衡向正反應(yīng)方向移動

大

工于有固體或純液體參與的反

反應(yīng)物濃曳減

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

濃度可認為是常數(shù)，因此改變固體

生成物濃度增

平面向逆反應(yīng)方向移動的量平街不發(fā)生移動.

大

生成物濃度減

平衡向正反應(yīng)方向移動

少

邛衡向氣體體積減少方向?qū)τ跓o氣體參加和生成的反

壓強靖大

移動應(yīng)）.改變壓強，此時固、液體

壓強

平衡向氣體體積增大方向的濃度未改變，平衡不發(fā)生移

壓強減少

移動動，

溫度升高平衡向吸熱方向移動

溫度

溫叟降低平衡向放熱方向移動

可以縮短達到平衡的時間.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

原平衡體系幽曲.體系總壓強增大―一體系中各組分的濃度不變—一平衡不移

動。

②恒溫、恒壓條件

原平衡體系充人情性氣體?.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）

氣體體積不變反應(yīng)

平衡不移動

氣體體積可變反應(yīng)

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T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。

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)f單質(zhì)

,（強電解質(zhì)：強酸，強薇.大多數(shù)近,如HCI、NaOH.Na。、BaSO4

純凈物電解費

弱電解質(zhì)：弱酸,弱減,極少數(shù)—?水t如HQO、NH3-HjO.CU（OH）2XH20

化合物

非電毓質(zhì)：非金屬—化物，大部分有機物，如SO3、C6、QHuOs、CCU，CH2-CH2……

2、電解質(zhì)與非電解質(zhì)本質(zhì)區(qū)別：

電解質(zhì)——離田七合物或共價化等勿非電解質(zhì)一ft價化等勿

注意：①電解質(zhì)、非電解質(zhì)都是化合物②S02、NH3、C02等屬于非電解質(zhì)

③強電解質(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為強電解質(zhì)）—

一電解質(zhì)的強弱與導(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?。蝗芤合♂寱r，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。）

表示方法：ABA++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。如：

H2sC）3>H3PC）4>HF>CH3coOH>H2cC）3>H2S>HCIO

二.水的電離和溶液的酸堿性

+

H2o、H+0H-

1、水電離平衡：

水的離子積：Kw=c[H*]ec[OH-]

+

25℃時,[H+]=[OH-]=10-7mol/L;Kw=[H]-[OH-]=1*103

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：（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：促進水的電離（水的電離是吸熱的）

③易水解的鹽：促進水的電離Kw>I*1。-"

4、溶液的酸堿性和pH：

（1）pH=-lgc[H+]

（2）pH的測定方法：

酸堿指示劑一甲基橙、石蕊、酚酥。

變色范圍：甲基橙3.1?4.4（橙色）石蕊5.0?8.0（紫色）酚酥8.2?10.0（淺紅色）

pH試紙一操作坡璃棒蘸取未知液體在試紙上，然后與標準比色卡對比即可。

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、強酸與強酸的混合：(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)[田]混=([H]1V1+[H]2V2)/(V1+V2)

2、強堿與強堿的混合：(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-];g=([OH-]iVi+[OH-]2V2)/(V1+V2)(注意:不能直接計算

[H+]混)

3、強酸與強堿的混合：(先據(jù)H++0H-==H2。計算余下的H+或0H-,①H+有余，則

用余下的H+數(shù)除以溶液總體積求[H+]混；OFT有余，則用余下的OFT數(shù)除以溶液總體積

求[OFT]混，再求其它)

四、稀釋過程溶液pH值的變化規(guī)律:

1、強酸溶液:稀釋10n倍時,p*pH原+n（但始終不能大于或等于7）

2、弱酸溶液：稀釋ion倍時，pH?。╬H原+n（但始終不能大于或等于7）

3、強堿溶液：稀釋1011倍時，pH^pHl^-n（但始終不能小于或等于7）

4、弱堿溶液：稀釋10n倍時,pH?。緋H原-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7

6、稀釋時，弱酸、弱堿和水解的鹽溶液的pH變化得慢，強酸、強堿變化得快。

五、強酸（pH1）強堿（pH2）混和計算規(guī)律w

1、若等體積混合

pH1+pH2=14則溶液顯中性pH=7

pH1+pH2N15貝IJ溶液顯堿性pH=pH2-0.3

pH1+pH2W13則溶液顯酸性pH=pH1+0.3

\若混合后顯中性

H1+pH2=14V酸：V堿=1：1

pH1+pH2#14V酸：V堿=1：10C14-（pH1+pH2））

六、酸堿中和滴定：

1、中和滴定的原理

+

實質(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)儀②滴定管的刻度，?？潭仍谏?，往下刻度標數(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：標準液；待測液；指示劑。

(3)準備過程：

準備：檢漏、洗滌、潤洗、裝液、趕氣泡、調(diào)液面。(洗滌：用洗液洗T檢漏：滴定管

是否漏水T用水洗T用標準液洗(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：利用點曖媵=瑚麗腐進行分析

式中：n-酸或堿中氫原子或氫氧根離子數(shù)；c-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，則：

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0H-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H+或0H-結(jié)合，破壞水的電

離，是平衡向右移動，促進水的電離。

3、鹽類水解規(guī)律：

①有弱才水解，無弱不水解，越弱越水解；誰強顯誰性，兩弱都水解，同強顯中性。

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。（如:Na2CO3>

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：促進或抑制鹽的水解（H+促進陰離子水解而抑制陽離子水解；OH-促進陽

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HSOZT顯酸性

②電離程度〉水解程度，顯酸性(如：HSO3-、H2PO4-)

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)成鹽的陰陽離子均能發(fā)生水解的反應(yīng)。雙水解反應(yīng)相互促進，水解程度較大，

有的甚至水解完全。使得平衡向右移。

22

(2)常見的雙水解反應(yīng)完全的為：Fe3+、A|3+與Al。2-、CO3-(HCO3-).S-(HS-

2

)、SO3-(HSO3-)；S2-與NH4+；CC)32-(HCO3-)與NFLj+其特點是相互水解成沉淀或

3+2

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：2AI+3S-+6H2O

==2AI(OH)3J.+3H2sT

8、鹽類水解的應(yīng)用:

水解的應(yīng)用實例原理

明研凈水3+

1、凈水AI+3H2O=AI(OH)3(膠體)+3H+

、去油污2

2用熱堿水冼油污物品CO3-+H2O-HCO3-+OH-

①配制FeCg溶液時常加

Fe3++3HO=Fe(OH)+3H+

入少量鹽酸23

3、藥品的保存②配制Na2c5溶液時常

CO2-+HO=HCO-+OH-

加入少量NaOH323

若不然，則：

由MgCl2?6H2。制無水MMgCl2-6H2O^=Mg(OH)2+2HCI+4H2

4、制備無水鹽gCI2在HCI氣流中加熱0

Mg(OH)2-A=MgO+H2O

用AI(SO)與NaHCO

5、泡沫滅火器2433AI3++3HCO-=AI(OH)31+3COT

溶液混合32

6、比較鹽溶液

比較NH4cl溶液中離子濃NH++HO=NH-HO+H+

中離子濃度的大4232

度的大小C(C|-)>C(NH+)>C(H+)>C(OH)-

小4

9、水解平衡常數(shù)（0）

對于強堿弱酸鹽：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：

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

(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)：CaSCU、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寫

意在沉淀后用(s)標明狀態(tài)，并用“如：Ag2s(s)=2Ag+(aq)+S2-(aq)

3、沉淀生成的三種主要方式

(1)加沉淀劑法：Ksp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MgCb溶液中FeCb。

(3)氧化還原沉淀法：

(4)同離子效應(yīng)法

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：AgNC^fAgCI（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）、表達式：AmBn（s）s=imAn+（aq）+nBm-（aq）

n+mm

Ksp=[c（A）]?[c（B-）F

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

第四章電化學(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)進行的氧化還原反應(yīng)發(fā)生（一般是活潑性強的金屬與電解質(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J②兩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

（1）反應(yīng)原理

電極名稱