高中化学选修4知识点分类总结 32页

化学选修 4 化学反应与原理 章节知识点梳理 第一章 化学反应与能量 一、焓变 反应热 1 ．反应热：化学反应过程中所放出或吸收的热量，任何化学反应 都有反应热， 因为任何化学反应都会存在热量变化， 即要么吸热要么 放热。反应热可以分为（燃烧热、中和热、溶解热） 2 ．焓变 ( ΔH)的意义：在恒压条件下进行的化学反应的热效应 . 符号： △H.单位： kJ/mol ，即：恒压下：焓变 =反应热，都可用Δ H 表示，单位都是 kJ/mol 。 3. 产生原因：化学键断裂——吸热 化学键形成——放热 放出热量的化学反应。 (放热>吸热 ) △H 为“- ”或△ H <0 吸收热量的化学反应。 （吸热 >放热）△ H 为“+”或△ H >0 也可以利用计算△ H来判断是吸热还是放热。△ H=生成物所具有的总 能量- 反应物所具有的总能量 =反应物的总键能 - 生成物的总键能 ☆ 常见的放热反应：① 所有的燃烧反应② 所有的酸碱中和反应③ 大多数的化合反应④ 金属与水或酸的反应⑤ 生石灰（氧化钙） 和水 反应⑥铝热反应等 ☆ 常见的吸热反应： ① 晶体 Ba(OH)·8HO与 NHCl② 大多数的分解 反应③ 条件一般是加 422 热或高温的反应 ☆区分是现象（物理变化）还是反应（生成新物质是化学变化） ，一 般铵盐溶解是吸热现象，别的物质溶于水是放热。 4.能量与键能的关系：物质具有的能量越低，物质越稳定，能量和键 能成反比。 固态 >液态 >同种物质不同状态时所具有的能量：气态 5. 6. 常温是指 25，101. 标况是指 0,101. 7. 比较△ H时必须连同符号一起比较。 二、热化学方程式 书写化学方程式注意要点 : ①热化学方程式必须标出能量变化，即反应热△ H，△H对应 的正负号都不能省。 ②热化学方程式中必须标明反应物和生成物的聚集状态（ s,l, g 分别表示固态，液态，气态，水溶液中溶质用 aq 表示） ③热化学反应方程式不标条件， 除非题中特别指出反应时的温度和 压强。 ④热化学方程式中的化学计量数表示物质的量， 不表示个数和体积， 可以是整数，也可以是分数 ⑤各物质系数加倍，△ H加倍，即：△ H和计量数成比例；反应逆 向进行，△ H改变符号，数值不变。 6. 表示意义：物质的量—物质—状态—吸收或放出 *热量。 三、燃烧热 1．概念： 101 kPa 时， 1 mol 纯物质 完全 燃烧生成稳定的氧化物（二 氧化碳、二氧化硫、液态水 HO）时所放出的热量。燃烧热的单位用 kJ/mol 表示。 2※注意以下几点： ①研究条件： 101 kPa ②反应程度：完全燃烧，产物是稳定的氧化物。 1 mol ③燃烧物的物质的量： ④研究内容：放出的热量。 （ΔH<0，单位 kJ/mol ） 2. 燃烧热和中和热的表示方法都是有Δ H时才有负号。 3. 石墨和金刚石的燃烧热不同。不同的物质燃烧热不同。 四、中和热 1．概念：在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应而生成 1mol HO，这时 的反应热叫中和热。 22．强酸与强碱的中和反应其实质是 H+和 OH- 反应，其热化学方程式为： H+(aq) +OH-(aq) =HO(l) ΔH=－57.3kJ/mol 23．弱酸或弱碱电离要吸收热量，所以它们参加中和反应时的中和热 小于 57.3kJ/mol 。 4．中和热的测定实验：看课本装置图 （1）一般用强酸和强碱做实验，且碱要过量（如果酸和碱的物质的 量相同，中和热会偏小） ，一般中和热为 57.3kJ/mol 。 （2）若用弱酸或弱碱做实验，放出的热量会偏小，中和热会偏小。 （3）若用浓溶液做实验，放出的热量会偏大，中和热会偏大。 (4) 在试验中，增大酸和碱的用量，放出的热量会增多但中和热保持 不变。 五、盖斯定律 1．内容： 化学反应的反应热只与反应的始态 （各反应物） 和终态 （各 生成物）有关， 而与具体反应进行的途径无关，如果一个反应可以分 几步进行， 则各分步反应的反应热之和与该反应一步完成的反应热是 相同的。 六、能源 注：水煤气是二次能源。 第二章 化学反应速率和化学平衡 一、化学反应速率． 1. 化学反应速率（ v） ⑴ 定义：用来衡量化学反应的快慢，单位时间内反应物或生成物的 物质的量的变化 ⑵ 表示方法：单位时间内反应浓度的减少或生成物浓度的增加来表 示 ⑶ 计算公式： v=Δc/Δt（υ：平均速率，Δ c：浓度变化，Δ t：时 间）单位： mol/ （L·s） ⑷ 影响因素： ① 决定因素（内因） ：反应物的性质（ 决定因素） ② 条件因素（外因） ：浓度（固体和纯液体除外） ，压强（方程式中 必须要有气体） ，温度（提高了反应物分子的能量） ，催化剂（降低 了活化能） ，浓度和压强主要是通过使单位体积内分子总数增大来增 大反应速率， 温度和压强主要是使活化分子百分数增大来增大反应速 率。 2.浓度和压强是单位体积内活化分子百分数不变，温度和催化剂是分 子总数不变。 ※注意： （1）、参加反应的物质为固体和液体，由于压强的变化对浓 度几乎无影响，可以认为反应速率不变。 （2）、惰性气体对于速率的影响 ①恒温恒容时：充入本体系气体，反应速率增大；充入 惰性气体→反应速率不变 ②恒温恒压时：充入惰性气体→反应速率减小 二、化学平衡 （一） 1.定义： 化学平衡状态： 一定条件下， 当一个可逆反应进行到正逆反应速率相 等时，各组成成分浓度不 再改变，达到表面上静止的一种“平衡” ， 这就是这个反应所能达到的限度即化学平衡状态。 2、化学平衡的特征 逆（研究前提是可逆反应） 等（同一物质的正逆反应速率相等） ． 动（动态平衡） 定（各物质的浓度与质量分数恒定） 变（条件改变，平衡发生变化） 3、判断平衡的依据 判断可逆反应达到平衡状态的方法和依据 pC(g)+qD(g) mA(g)+nB(g)①各物质的物质的量或各物质的物质的平的分数一混合 物平②各物质的质量或各物质质量分数一系各成分平③各气体的体 积或体积分数一含即：各组分的量保持不变时一定能判断衡 m m mol 同时生①在单位时间内消耗平 mol 正、逆同时消耗 mol②在单 位时间内消耗 n 平衡 ，的速率 p molC 关系平正，③ V(A):V(B):V(C):V(D)=m:n:p:qV()一 不一定不定 衡) 逆 V(等于 必须要一正一逆用物质来判断平衡时，即：且要带上系数。用速率 来判断平衡时，必须要一正一逆且速率之比等于计量数之比。 时，能判断平 p+m+压强 总 总的物时，不能判断平衡。即：总 p+m+ 的量，总量看气体的计量数气体的计量数不等时体判断 用公式判 推出公式是一个变化的量就能判断平 M 或密 任何反应都伴随着能量变化当体系温度温平 定时 （其他不变） 一定能判断平衡固定不变的量不能其变化的量能判 断平衡断平衡。 （二）影响化学平衡移动的因素 1、浓度对化学平 衡移动的影响（ 1）影响规律：在其他条件不变的情况下，增大反应 物的浓度或减少生成物的浓度， 都可以使平衡向正方向移动； 增大生 成物的浓度或减小反应物的浓度，都可以使平衡向逆方向移动 （2）增加固体或纯液体的量，由于浓度不变，所以平衡不移动 2、温度对化学平衡移动的影响 影响规律： 在其他条件不变的情况下， 温度升高会使化学平衡向着吸 热反应方向移动，温度降 低会使化学平衡向着放热反应方向移动。 3、压强对化学平衡移动的影响 影响规律：其他条件不变时，增大压强，会使平衡向着体积缩小方向 移动；减小压强，会使平衡向着体积增大方向移动。 注意： （1）改变压强不能使无气态物质存在的化学平衡发生移动 （2）气体减压或增压与溶液稀释或浓缩的化学平衡移动规律相似 4.催化剂对化学平衡的影响：由于使用催化剂对正反应速率和逆反应 速率影响的程度是等同的， 所以平衡不移动。 但是使用催化剂可以影 响可逆反应达到平衡所需的时间。 5.勒夏特列原理 （平衡移动原理） ：如果改变影响平衡的条件之一 （如 温度，压强，浓度） ，平衡向着能够减弱这种改变的方向移动。 三、化学平衡常数 （一）定义：在一定温度下，当一个反应达到化学平衡时，生成物浓 度幂之积与反应物浓度幂之积的比值是一个常数比值。 符号： K （二）使用化学平衡常数 K应注意的问题： 1、表达式中各物质的浓度是平衡时的浓度。 2、K只与温度（ T）有关，与反应物或生成物的浓度无关。 3、反应物或生产物中有固体或纯液体存在时，由于其浓度是固定不 变的，可以看做是“ 1”而不代入公式。 4、稀溶液中进行的反应，如有水参加，水的浓度不必写在平衡关系 式中。 （三）化学平衡常数 K 的应用 : 1、化学平衡常数值的大小是可逆反应进行程度的标志。 K值越大， 说明平衡时生成物的浓度越大， 它的正向反应进行的程度越大， 即该 反应进行得越完全，反应物转化率越高。反之，则相． 5 时，该反应就进行得基本完全了。 一般地， K>10 反。 2、可以利用 K 值做标准，判断正在进行的可逆反应是否平衡及不平 衡时向何方进行建立平衡。 （Q：浓度积） Q_〈__K:反应向正反应方向进行 ; Q__=_K:反应处于平衡状态 ; Q_〉__K:反应向逆反应方向进行 3、利用 K值可判断反应的热效应 若温度升高， K值增大，则正反应为 __吸热 ___反应 若温度升高， K值减小，则正反应为 __放热___反应 ＊四、等效平衡 1、概念：在一定条件下（定温、定容或定温、定压） ，只是起始加入 情况不同的同一可逆反应达到平衡后， 任何相同组分的百分含量均相 同，这样的化学平衡互称为等效平衡。 2、分类 （1）定温，定容条件下的等效平衡 第一类： 对于反应前后气体分子数改变的可逆反应： 必须要保证化学 计量数之比与原来相同； 同时必须保证平衡式左右两边同一边的物质 的量与原来相同。 第二类： 对于反应前后气体分子数不变的可逆反应： 只要反应物的物 质的量的比例与原来相同即可视为二者等效。 （2）定温，定压的等效平衡 只要保证可逆反应化学计量数之比相同即可视为等效平衡。 五、化学反应进行的方向 、反应熵变与反应方向： 1． -1 -1Kmol??（1）熵:物质的一个状态函数，用来描述体系的混乱度，符 号为 S. 单位： J也是反应方向判断的 (2)体系趋向于有序转变为无序， 导致体系的熵增加，这叫做熵增加原理， . 依据。 S(s) S(g)〉S(l)〉（3）同一物质，在气态时熵值最大，液态时 次之，固态时最小。即 4 ）方程式中气体计量数增大的方向就是熵增 的方向 。（ 2 、反应方向判断依据 在温度、压强一定的条件下，化 学反应的判读依据为： 反应能自发进行〈 0 ΔH-TΔS 反应 达到平衡状态Δ S=0 ΔH-T 反应不能自发进行〉 0 Δ H-TΔS S为正时， 任何温度反应都能自发进行Δ注意： （1）ΔH为负， S为负时，任何温度反应都不能自发进行（ 2）ΔH为正，Δ 水溶液中的离子平衡第三章 一、弱电解质的电离 。 在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物 ,叫电解质 1、定义： 电解质： 。 ： 在水溶液中或熔化状态下都不能导电的化合物 非电解质 。 在水溶液里全部电离成离子的电解质 强电解质 ： 。 弱电解质： 在水溶液里只有一部分分子 电离成离子的电解质 混和物 物质 单质强电解质： 强酸，强碱，大多数盐 。如 HCl、NaOH、NaCl、BaSO 4 纯净物 电解质 弱 电解质： 弱酸，弱碱，极少数盐，水 。如 HClO、NH·HO、Cu(OH)、232 化合物 HO⋯⋯ 2 非电解质： 非 金属氧化物，大部分有机物 。如 SO、CO、CHO、CCl、CH=CH ⋯⋯ 224612623 2、电解质与非电解质本质区别： 电解质——离子化合物或共价化合物 非电解质——共价化合物 注意：①电解质、非电解质都是化合物 ②SO、NH、CO 等属于非电解质 232 ③强电解质不等于易溶于水的化合物 （如 BaSO不溶于水， 但溶于水的 BaSO全部 44 电离，故 BaSO为强电 解质）—— 电解质的强弱与导电性、溶解性无关。 43、电离平衡： 在一定的条件下， 当电解质分子电离成 离子的速率 和离子结合 成 时，电离过程就达到了 平衡状态 ，这叫电离平衡。 4、影响电离平衡的因素： A、温度：电离一般吸热，升温有利于电离。 B、浓度：浓度越大，电离程度 越小 ；溶液稀释时，电离平衡 向着电离的方向移动。 C、 同离子效应：在弱电解质溶 液里加入与弱电解质具有相同离子的电解质，会 减弱 电离。 D、其 他外加试剂： 加入能与弱电解质的电离产生的某种离子反应 的物质时，有利于电离。 9、电离方程式的书写：用可逆符号 弱酸的电离要分布写（第一步 为主） 10、电离常数：在一定条件下，弱电解质在达到电离平衡时，溶液中 电离所生成的各种离子浓度的乘积， 跟溶液中未电离的分子浓度的比 是一个常数。 叫做电离平衡常数， （一般用 Ka表示酸， Kb 表示碱。 ） +- +- ]/[AB]][ B表示方法： ABKi=[ A+BA 、影响因素： 11 a、 电离常数的大小主要由物质的本性决定。 、电离常数受温度变化影 响，不受浓度变化影响， 在室温下一般变化不大。 b：如。强越性酸， 大越度程离电其，大越数常离电，酸弱同不，下度温一同、 C． HSO>HPO>HF>CHCOOH>HCO>HS>HClO 22333324 二、水的电离和溶液的酸 碱性 1、水电离平衡： : +] ]·c[OH 水的离子积： =c[HW +--7+--14 1*10[OH ] = 25℃时 , [H ]=[OH ] =10 mol/L ; K = [H ]·W 注意： K只与温度有关， 温度一定， 则 K值一定 WWK 不仅适用于纯水，适用于任何溶液（酸、碱、盐） W2、水电离特点： （1）可逆 （2）吸热 （3）极弱 3、影响水电离平衡的外界因素： -14 1*10〈 K①酸、碱 ：抑制水的电离 W ②温度：促进水的 电离（水的电离是 吸 热的） -14 1*10〉 ③易水解的盐：促进水的电离 K W 4、溶液的酸 碱性和 pH： （1）pH=-lgc[H+] （2）pH 的测定方法： 酸碱指示剂—— 甲基橙 、 石蕊 、 酚酞 。 变色范围：甲基橙 3.1~4.4（橙色） 石蕊 5.0~8.0（紫色） 酚酞 8.2~10.0（浅红色） pH 试纸 —操作 玻璃棒蘸取未知液体在试纸上， 然后与标准比色 卡对比即可 。 注意：①事先不能用水湿润 PH试纸；②广泛 pH 试纸只能读 取整数值或范围 三 、混合液的 pH 值计算方法公式 ++离子物质的量相加除以总体积，再求其 H]、强酸与强酸的混合： 1 （先求 [H 混：将两种酸中的 +++]V）/（V+[HV[H=混 它） [H] （]+V ） 212211． --离子物质的量相加除以总体积，再求 OH]、强碱与强碱的混合： （先 求 [OH 混：将两种酸中的 2---]V）/（V+V） (注意 其它） [OH:]混＝ （[OH 不能直接计算 ]V+[OH[H+]混) 221112+-+-++H 有余，则用余下的，① ==HO计算余下的 HH3、强酸与强碱 的混合：（先据 H 或 + OHOH 2+---]混，再求其它） 数除以溶液总体积求 混；OH[OH有余，则用余下的 OH 数除以溶液总体积求 [H]四、稀释 过程溶液 pH 值的变化规律： n 倍时， pH 稀 = pH 原 1、强酸溶液：稀释 10+ n （但始终不能 大于或等于 7） n 倍时， pH 稀 〈 10pH 原+n （但始终不能大于或等于 7） 、弱 酸溶液： 稀释 2 n 倍时， pH 稀 = pH原－n （但始终不能小于或 等于 7） 3、强碱溶液：稀释 10 n 倍时， pH 稀 〉 pH 原－n 4、 弱碱溶液：稀释 10（但始终不能小于或等于 7） 5、不论任何溶液，稀释时 pH 均是向 7 靠近（即向中性靠近） ；任何 溶液无限稀释后 pH 均接近 7 6、稀释时，弱酸、弱碱和水解的盐溶液的 pH 变化得慢，强酸、强碱 变化得快。 五、强酸（ pH1）强碱（ pH2）混和计算规律 w.w.w.k.s.5.u.c.o.m 1、若等体积混合 pH1+pH2=14 则溶液显中性 pH=7 pH1+pH2≥15 则溶液显碱性 pH=pH-0.3 2pH1+pH2≤13 则溶液 显酸性 pH=pH1+0.3 、若混合后显中性 pH1+pH2=14 V 酸：V 碱=1：1 pH1+pH2）（〕〔14- ：碱酸： ≠H1+pH214 VV=110六、酸碱中和滴定： 、中和滴定的原理 1． ++-—物质的量相等。 和碱能提供的 即酸能提供的 H 实质： HOH+OHO =H22、中和滴定的操作过程： （1）仪②滴定管的刻度， O 刻度在 上 ，往下刻度标数越来越大， 全部容积 大于 它的最 大刻度值，因为下端有一部分没有刻度。 滴定时， 所用溶液不得超过最低刻度， 不得一次滴定使用两滴定管酸 （或碱），也不得中途向滴定管中添加。②滴定管可以读到小数点后 一位 。 （2）药品：标准液；待测液；指示剂。 （3）准备过程： 准备：检漏、洗涤、润洗、装液、赶气泡、调液面。 （洗涤：用洗液 洗→检漏：滴定管是否漏水→用水洗→用标准液洗（或待测液洗）→ 装溶液→排气泡→调液面→记数据 V(始) （4）试验过程 3、酸碱中和滴定的误差分析 误差分析：利用 n 酸 c 酸 V 酸=n 碱 c 碱 V 碱进行分析 式中： n——酸或碱中氢原子或氢氧根离子数； c——酸或碱的物质的 量浓度； V——酸或碱溶液的体积。当用酸去滴定碱确定碱的浓度时，则： n c V =c 碱 n V 上述公式在求算浓度时很方便， 而在分析误差时起主要作用的是分子 上的 V 酸的变化， 因为在滴定过程中 c 酸为标准酸， 其数值在理论上 是不变的， 若稀释了虽实际值变小， 但体现的却是 V 酸的增大， 导致 c 酸偏高； V 碱同样也是一个定值，它是用标准的量器量好后注入锥 形瓶中的，当在实际操作中碱液外溅，其实际值减小，但引起变化的 却是标准酸用量的减少，即 V 酸减小，则 c 碱降低了；对于观察中出 现的误差亦同样如此。综上所述，当用标准酸来测定碱的浓度时， c 碱的误差与 V 酸的变化成正比，即当 V 酸的实测值大于理论值时， c 碱偏高，反之偏低。 同理，用标准碱来滴定未知浓度的酸时亦然。 ． 七、盐类的水解 （只有可溶于水的盐才水解） +-结合生成弱电解质的反应。 OH 盐类水解：在水溶液中盐电离出来 的离子跟水电离出来的 H 或 1、 +-结合 ,H 破坏水的电离，或 OH2、水 解的实质： 水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的 是平 衡向右移动，促进水的电离。 3、盐类水解规律： ①有 弱 才水解，无弱不水解，越弱越水解；谁 强显谁性，两弱都 水解，同强显中性。 ②多元弱酸根， 浓度相同时正酸根比酸式酸根水解程度大， 碱性更强。 (如:NaCO ＞NaHCO) 3324、盐类水解的特点： （1）可逆（与中和反应 互逆） （2）程度小 （3）吸热 5、影响盐类水解的外界因素： ①温度：温度越 高 水解程度越大 （水解吸热，越热越水解） ②浓度：浓度越小，水解程度越 大 （越稀越水解） + -促进阳离 OH 阳离子水解； 抑制 （H 促进 阴离子 水解而③ 酸碱：促进或抑制盐的水解 子水解而抑 制阴离子水解） 6、酸式盐溶液的酸碱性： - 显 酸 HSO 性 ①只电离不水解：如 4 --） POH （如: HSO 、 ②电离程度＞水解程度，显 酸 性 432 --2-） 、 、HSHPO性 ③水解程度＞电离程度，显 碱 （如：HCO 43 7、双水解反应： （1）构成盐的阴阳离子均能发生水解的反应。 双水解反应相互促进， 水解程度较大，有的甚至水解完全。使得平衡向右移。 3+3+-2--2--2--2-S(HSO；CO、S(HCO)、)(HS)、SOAlOFe2 （）常见的双水解反 应完全的为： 、Al 与 33233+2--+其特点是相互水解成沉淀或气体。双水解 完全的离子方程式配平依与 (HCO；与 NHCO)NH4334． 3+2- + 6HO == 2Al(OH)↓+ 3HS↑据是两边电荷平衡， 如：2Al + 3S223 8、 盐类水解的应用： 水解的应用 实例 原理 3+3OAAl(OH、净明矾净 )+3 用热碱水冼油污 2 +O HC+O 、去油 C 溶液①配 FeC+3 O Fe(OH+3+3F 常加入少量盐、药品的溶 NC②配 2 +O+O HCCNaOH 时常加入少若不然，则制 6MgC6MgCO 、制备无气 MgCHCOMg(OH+2HCl+4中加 O MgO+Mg(OHA(S 、泡沫灭 3 +3C=Al(OH+3HCANaHC溶液混、比 较盐 +N 溶液中 C比 NO NO+ 子浓度的 大)>c(Nc(C)>c(OH)>c( 度的大小 、水解平衡常数 9K（） h 为该条件 下该弱酸根形成的弱酸的对于强碱弱酸盐： KaK为该温度下水的离子 积， =Kw/Ka(Kwh 电离平衡常数 ) 对于强酸弱碱盐： K=Kw/KKw为该温度下水的离子积， K为该条件下 该弱碱根形成的弱碱的 bh b（电离平衡常数 ）电离、 水解方程式的书写 原则 1、多元弱酸（多元弱酸盐）的电离（水解）的书写原则：分步书写 注意： 不管是水解还是电离， 都决定于第一步， 第二步一般相当微 弱。 2、多元弱碱（多元弱碱盐）的电离（水解）书写原则：一步书写 八、溶液中微粒浓度的大小比较 ☆☆基本原则：抓住溶液中微粒浓度必须满足的三种守恒关系： ①电荷守恒： :任何溶液均显电 中 性，各阳离子浓度与其所带电 荷数的乘积之和＝各阴离 子浓度与其所带电荷数的乘积之 和 ②物料守恒 : （即原子个数守恒或质量守恒） 某原子的总量 (或总浓度 )＝其以各种形式存在的所有微粒的量 (或浓 度)之和 +-浓度相等。 OHH 浓度与③质子守恒：即水电离出的 九、难溶电解质 的溶解平衡 1、难溶电解质的溶解平衡的一些常见知识 （1）溶解度 小于 0.01g 的电解质称难溶电解质。 -5+]降至和时 [H 如完全反应。 酸碱中反度后 2（）反应离子浓降至 1*10 以下的应为 -7-5-5mol/L10 常见的难溶物在水中的离子浓度均远低于， 用 “=”，10mol/L<10，mol/L 故为完全反应，故均用“ =”。 （3）难溶并非不溶，任何难溶物在水中均存在溶解平衡。 （4）掌握三种微溶物质： CaSO、Ca(OH)、AgSO 4224． Ca(OH)为放热，升温其溶解度减少。 （5）溶解平衡常为吸热， 但 2 6）溶解平衡存在的前提是： 必须存在沉淀， 否则不存在平衡。 （ 、 溶解平衡方程式的书写 2 2-+(aq) (aq）Ag ”。如：S(s) 2Ag+ S(s) 注意在沉淀后用标明状态，并用“ 2 、沉淀生成的三种主要 方式 3 K越小（即沉淀越难溶） ，沉淀越完全；沉淀剂过量能使沉淀 更完全。 （1）加沉淀剂法： sp FeCl。值除某些易水解的金属阳离子： 如加 （2）调 pHMgO 除去 MgCl 溶液中 32 3）氧化还原沉淀法： （ （4）同离子效应法 、沉淀的溶解： 4 沉淀转 沉淀的溶 解就是使溶解平衡正向移动。 常采用的方法有： ①酸碱；②氧化还原； ③ 化 。 5、沉淀的转化： 的。更小 溶解度大的生成溶解度小的，溶解度小的生成溶解度 AgCl(白色沉淀 ) AgBr（淡黄色） AgI （黄色） 如： AgAgNOS （黑色） 2 3 6、溶度积（ K） SP1、定义：在一定条件下，难溶电解质电解质溶解 成离子的速率等于离子重新结合成沉淀的速率， 溶液中各离子的浓度 保持不变的状态。 n+m- (aq) (aq)+nB AmBn(s) mA2、表达式： n+mm-n [c(B)]?[c(A K)] SP= 3、影响因素： 外因：①浓度：加水，平衡向溶解方向移动。 ． ②温度：升温，多数平衡向溶解方向移动。 4、溶度积规则 Q（离子积） 〉K 有沉淀析出 SP CQ K 平衡状态 C= SP Q 〈K 未饱和，继续溶解 C SP 第四章 电化学基础 第一节 原电池 原电池 ： 1、概念： 化学能转化为电能的装置叫做原电池 _______ 2、组成条件： ①两个活泼性不同的电极② 电解质溶液③ 电极用导 线相连并插入电解液构成闭合回路 3、电子流向：外电路： 负 极——导线—— 正 极 内电路： 盐桥中 阴 离子移向负极的电解质溶液， 盐 桥中 阳 离子移向正极的 电解质溶液。 4、电极反应：以锌铜原电池为例： 2＋ 反应： Zn－2e＝Zn （较活泼金属） 负极： 氧化 ＋＋2e＝H↑ 正极： 还原 反应： 2H （较 不活泼金属） 2 +2++H↑ 总反应式： Zn+2H =Zn2 5、正、负极 的判断： （1）从电极材料：一般较活泼金属为负极；或金属为负极，非金属 为正极。 （2）从电子的流动方向 负极流入正极 （3）从电流方向 正极流入负极 （4）根据电解质溶液内离子的移动方向 阳离子流向正极，阴离子 流向负极 （5）根据实验现象① __溶解的一极为负极 __② 增重或有气泡一极 为正极 第二节 化学电池 1、电池的分类：化学电池、太阳能电池、原子能电池 2、化学电池：借助于化学能直接转变为电能的装置 3、化学电池的分类： 一次电池 、 二次电池 、 燃 料电池 一、一次电池 1、常见一次电池：碱性锌锰电池、锌银电池、锂电池等 二、二次电池 1、二次电池：放电后可以再充电使活性物质获得再生，可以多次 重复使用，又叫充电电池或蓄电池。 2、电极反应：铅蓄电池 放电： 负极 （铅）： Pb＋－2e＝PbSO↓ 2- OS44 +＋＋2e＝PbSO ↓＋2HO 正极（氧化铅） ： PbO＋4H 2-OS 2244 +＋4H ＝PbOPbSO ＋2HO－2e＋充电：阴极： 2-OS 2244 ＝Pb＋ ＋2e 阳 极： PbSO2-OS 44 放电 Pb＋2HSO 2PbSO↓＋＋ 两式可以写成一个可逆反应： PbO2HO 22244 充电 3、目前已开发出新型蓄电池：银锌电池、镉镍电池、氢镍电池、锂 离子电池、聚合物锂离子电池 三、燃料电池 1、燃料电池： 是使燃料与氧化剂反应直接产生电流的一种原电 池 、电极反应： 一般燃料电池发生的电化学反应的最终产物与燃烧产物 相同，可根据燃烧反 2 应写出总的电池反应，但不注明反应的条件。 ，负极发生氧化反应， 正极发生还原反应， 不过要注意一般电解质溶液要参与电极反应。 以 氢氧燃料电池为例，铂为正、负极，介质分为酸性、碱性和中性。 当电解质溶液呈酸性时： + + =2HO =4H 正极： Ｏ＋－ 4e4 e4H2H负极： 222 当电解质溶液呈 碱性时： 4OH4 e＝＋ 正极：Ｏ 2HO＋负极： 2H4OH＋－4e4H＝O2222 和氧气 KOH溶液作电极，又在两极上分别通甲烷燃料另一种燃料电 池是用金属铂片插入 氧化剂。电极反应式为： 负极： CH4＋10OH－－＝ ＋7H2O； 8OH。4H2O正极：＋ 2O2＋＝8e 电池总反应式为： CH4＋2O2＋2KOH＝K2CO3＋3H2O 3、燃料电池的优点：能量转换率高、废弃物少、运行噪音低 四、废弃电池的处理：回收利用 第三节 电解池 一、电解原理 1、电解池： 把电能转化为化学能的装置 也叫电解槽 2、电解：电流 (外加直流电 )通过电解质溶液而在阴阳两极引起氧 化还原反应 (被动的不是自 发的 )的过程 3、放电：当离子到达电极时，失去或获得电子，发生氧化还原反 应的过程 4、电子流向： （电源） 负极— （电解池） 阴极— （离子定向运动） 电解质溶液— （电 解池）阳极—（电源） ． 正极 5、电极名称及反应： 阳极： 与直流电源的 正极 相连的电极， 发生 氧化 反应 阴极： 与直流电源的 负极 相连的电极， 发生 还原 反 应 6、电解 CuCl溶液的电极反应： 2- -2e-=Cl (氧化 ) 2Cl阳极： 2 2++2e-=Cu(还原 Cu) 阴极： 总反应式： CuCl =Cu+Cl ↑ 22 7、电解本质： 电解质溶液的导电过程， 就是电解质溶液的电解 过程 ☆规律总结：电解反应离子方程式书写： 放电顺序： 阳离子放电顺序 +2+3+2++2+2+2+2+3+2++2++ >Al>Cu>H>Ca（指酸电离 的)>Pb>Mg>Sn>Fe>Na>ZnAg>K>Hg>Fe 阴离子的放电顺序 2------2--2---) /MnO>NO>SO>OH(S是惰性电极时：等含氧酸根离 子>I>Br)>F>Cl>OH(SO4334 是活性电极时：电极本身溶解放电 注意先要看电极材料， 是惰性电极还是活性电极， 若阳极材料为活性 电极（ Fe、Cu)等金属，则阳极反应为电极材料失去电子，变成离子 进入溶液；若为惰性材料， 则根据阴阳离子的放电顺序，依据阳氧阴 还的规律来书写电极反应式。 电解质水溶液点解产物的规律 类型 电极反应特点 实例 电解对象 电解质浓 pH 电解质度 溶液复 原 HCHCl 电解质电离减增电解分解电 的阴阳离子分质 --CuClCuCl 在两极放 NaCHCH阴极：水电解质生成新增成碱 解阳极：电解质 离子放 生成新放氧生阴极：电解质电解质 CuS减氧化 离子放 解 O水阳极 NaO 增 阴极 4H+ + 4e- 电解水 == 2H2H2SO减 阳极 4OH--4e-增 Na2SO不+ 2H2O = O2 上述四种类型电解质分类： （1）电解水型：含氧酸，强碱，活泼金 属含氧酸盐 ）电解电解质型：无氧酸，不活泼金属的无氧酸盐（氟化物除外） 2 （． （3）放氢生碱型：活泼金属的无氧酸盐 （4）放氧生酸型：不活泼金属的含氧酸盐 二、电解原理的应用 1、电解饱和食盐水以制造烧碱、氯气和氢气 （1）、电镀应用电解原理在某些金属表面镀上一薄层其他金属或合金 的方法 （2）、电极、电解质溶液的选择： —n+ == M M — ne 阳极：镀层金属，失去电子，成为离 子进入溶液 阴极：待镀金属（镀件） ：溶液中的金属离子得到电子，成为金属原 子，附着在金属表面 n+— == M M ne + 电解质溶液：含有镀层金属离子的溶液做电镀液 镀铜反应原理 -2+-=Cu，+2e ，阴极 (镀件 )：Cu 阳极 (纯铜 )：Cu-2e=Cu2+ 电 解液：可溶性铜盐溶液，如 CuSO溶液 4（3）、电镀应用之一： 铜的精炼 阳极： 粗铜；阴极： 纯铜电解质溶液： 硫酸铜 3、电冶金 （1）、电冶金：使矿石中的 金属阳离子 获得电子，从它们的化合 物中还原出来用于冶炼活 泼金属， 如钠、镁、钙、 铝 （2）、电解氯化钠： + — 通电前，氯化钠高温下熔融： NaCl == Na + Cl+— == 2Na + 2e2Na 通直流电后：阳极： —— == Cl 2e2Cl阴极： — ↑ 2． ☆规律总结：原电池、电解池、电镀池的判断规律 （1）若无外接电源，又具备组成原电池的三个条件。①有活泼性不 同的两个电极； ②两极用导线互相连接成直接插入连通的电解质溶液 里；③较活泼金属与电解质溶液能发生氧化还原反应 （有时是与水电 离产生的 H+ 作用），只要同时具备这三个条件即为原电池。 （2）若有外接电源，两极插入电解质溶液中，则可能是电解池或电 镀池； 当阴极为金属， 阳极亦为金属且与电解质溶液中的金属离子属 同种元素时，则为电镀池。 （3）若多个单池相互串联，又有外接电源时，则与电源相连接的装 置为电解池成电镀池。 若无外接电源时， 先选较活泼金属电极为原电 池的负极（电子输出极） ，有关装置为原电池，其余为电镀池或电解 池。 ☆ 原电池，电解池，电镀池的比较 原电电解电镀类 电解原理在将化学能转定将电能转变成应些属表面镀上成电能的装 学能的装 点侧层其他金 反应特自发反非自发反非自发反 装置特征 无电源，两级 有电源 两级材料有电源，材料不 同 可同可不同 形成条件 活动性不同的 1 镀层金属接电源正两电极连接直流两极 电源 极，待镀金属接负两电极插入电解极； 2 电解质溶液电镀液必 须含 质溶液 形成闭合回路 有镀层金属的离子． 形成闭合回路 电极名称 负极：较活泼阳极：与电源正极名称同电解，但有限金 属 相连 制条件 正极：较不阳极必须是镀层泼金属（能阴极与电源负 电非金属相阴极：镀 电极反负极：氧化阳极：氧化反应应，金属失溶液中的阴离阳极金属 电极失电失去电子或电电 正极：还原金属失电 应， 溶液中阴极： 还原反应阴极电镀液中阳阳离子的电溶液中的阳离 子得到电 或者氧气得得到电 （吸氧腐蚀 同电解电子流电源负极→阴负极→正电源正极→阳 同电解阳离子向阴极溶液中带阳离子向正粒子的移移 阴离子向负阴离子向阳极移 联在两极上都发生氧化反应和原反应． ☆☆原电池与电解池的极的得失电子联系图： e- 正极（得） e- 负极（失） e- 阳极 (失 ) 阴极（得） 第四节 金属的电化学腐蚀和防护 一、金属的电化学腐蚀 （1）金属腐蚀内容： （2）金属腐蚀的本质：都是金属原子 失去 电子而被氧化的过 程 电化腐化学腐 不纯金属或合金与电解金属与非电解质直接接条 溶液接 现有微弱的电流产无电流产 较活泼的金属被氧化的过 金属被氧化的过程 本质程 关系 化学腐蚀与电化腐蚀往往同时发生， 但电化腐蚀更加普遍， 危 害更严重 （4）、电化学腐蚀的分类： 析氢腐蚀——腐蚀过程中不断有氢气放出 ①条件：潮湿空气中形成的水膜 ,酸性较强（水膜中溶解有 CO、SO、 HS等气体） 222-2+ – 2e = Fe②电极反应：负极 : Fe +- = H↑: 2H + 2e 正极 2 +2+ + H↑ 总式： Fe + 2H = Fe2 吸氧腐蚀——反应过程吸收氧气． ①条件：中性或弱酸性溶液 -2+ – 4e = 2Fe②电极反应：负极 : 2Fe -- O = 4OH+4e +2H 正极 : O 22 O =2 Fe(OH)2Fe + O +2H 总式： 2222+- = Fe(OH) + 2OH 离子方程式： Fe 2 生成的 Fe(OH)被空气中的 O 氧化， 生成 Fe(OH) ，Fe(OH) + O + 2HO == 4Fe(OH) 3222322Fe(OH)脱去一部分水就生成 FeO·x HO（铁锈主要成 分） 2233 规律总结： 金属腐蚀快慢的规律： 在同一电解质溶液中， 金属腐蚀的快慢规律如 下： 电解原理引起的腐蚀＞原电池原理引起的腐蚀＞化学腐蚀＞有防腐 措施的腐蚀 防腐措施由好到坏的顺序如下： 外接电源的阴极保护法＞牺牲负极的正极保护法＞有一般防腐条件 的腐蚀＞无防腐条件的腐蚀 二、金属的电化学防护 1、利用原电池原理进行金属的电化学防护 （1）、牺牲阳极的阴极保护法 原理：原电池反应中，负极被腐蚀，正极不变化 应用：在被保护的钢铁设备上装上若干锌块，腐蚀锌块保护 钢铁设备 负极：锌块被腐蚀；正极：钢铁设备被保护 （2）、外加电流的阴极保护法 原理：通电，使钢铁设备上积累大量电子，使金属原电池反应产生的 电流不能输送，从而防止金属被腐蚀 应用：把被保护的钢铁设备作为阴极，惰性电极作为辅助阳极，均存 在于电解质溶液中，接上 外加直流电源。 通电后电子大量在钢铁设备上积累， 抑制了钢铁失去 电子的反应。 2、改变金属结构：把金属制成防腐的合金 3、把金属与腐蚀性试剂隔开：电镀、油漆、涂油脂、表面钝化 等 （3）金属腐蚀的分类： 化学腐蚀— 金属和接触到的物质直接发生化学反应而引起的腐 蚀 电化学腐蚀— 不纯的金属跟电解质溶液接触时， 会发生原电池 反应。比较活泼的金属失 去电子而被氧化，这种腐蚀叫做电化学腐蚀。 化学腐蚀与电化腐蚀的比较