化學(xué)選修 化學(xué)反應(yīng)原理復(fù)習(xí)

第一章

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(ΔH)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： △H（2）.單位：kJ/mol

3.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 <0 吸收熱量的化學(xué)反應(yīng),。（吸熱>放熱）△H 為“+”或△H >0 ☆ 常見的放熱反應(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

☆ 常見的吸熱反應(yīng)：① 晶體Ba(OH)2·8H2O與NH4Cl       ② 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 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):

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,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）

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,，△H加倍；反應(yīng)逆向進(jìn)行,，△H改變符號,，數(shù)值不變 三、燃燒熱

1．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)：

①研究條件：101 kPa

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：1 mol

④研究內(nèi)容：放出的熱量,。（ΔH<0,，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) =H2O(l)    ΔH=－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：單位時(shí)間內(nèi)反應(yīng)濃度的減少或生成物濃度的增加來表示

⑶ 計(jì)算公式：v=Δc/Δt（υ：平均速率,，Δc：濃度變化，Δt：時(shí)間）單位：mol/（L·s） ⑷ 影響因素：

① 決定因素（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.

※注意：（1）,、參加反應(yīng)的物質(zhì)為固體和液體,，由于壓強(qiáng)的變化對濃度幾乎無影響,，可以認(rèn)

為反應(yīng)速率不變。         （2）,、惰性氣體對于速率的影響

①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

②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（動態(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)

1,、濃度對化學(xué)平衡移動的影響（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,；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

（2）增加固體或純液體的量，由于濃度不變,，所以平衡_不移動_ （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。 2,、溫度對化學(xué)平衡移動的影響

影響規(guī)律：在其他條件不變的情況下，溫度升高會使化學(xué)平衡向著___吸熱反應(yīng)______方向移動,，溫度降低會使化學(xué)平衡向著_放熱反應(yīng)__方向移動,。 3、壓強(qiáng)對化學(xué)平衡移動的影響

影響規(guī)律：其他條件不變時(shí),，增大壓強(qiáng),，會使平衡向著__體積縮小___方向移動；減小壓強(qiáng),，會使平衡向著___體積增大__方向移動,。 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 （2）氣體減壓或增壓與溶液稀釋或濃縮的化學(xué)平衡移動規(guī)律相似 4.催化劑對化學(xué)平衡的影響：由于使用催化劑對正反應(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___。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,。

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),，___生成物濃度冪之積與反應(yīng)物濃度冪之積的比值是一個(gè)常數(shù)____比值。   符號：__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_(dá)__。反之,，則相反,。    一般地，K>_105__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(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：  ΔH-TΔS〈0       反應(yīng)能自發(fā)進(jìn)行 ΔH-TΔS=0        反應(yīng)達(dá)到平衡狀態(tài) ΔH-TΔS〉0       反應(yīng)不能自發(fā)進(jìn)行

注意：（1）ΔH為負(fù),，ΔS為正時(shí),，任何溫度反應(yīng)都能自發(fā)進(jìn)行      （2）ΔH為正,，ΔS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)：,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

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,、NH3·H2O、Cu(OH),、HO??        非金屬氧化物,，大部分有機(jī)物   。如SO3,、CO2,、C6H12O6、CCl4,、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：①電解質(zhì)、非電解質(zhì)都是化合物         ②SO2,、NH3,、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)分子電離成和離子結(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,；溶液稀釋時(shí)，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,、電離方程式的書寫：用可逆符號   弱酸的電離要分布寫（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：ABA+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：H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO 二、水的電離和溶液的酸堿性 1,、水電離平衡：:

水的離子積：KW+]·c[OH-

25℃時(shí), [H+]=[OH-] =10-7 mol/L  ; KW = [H+]·[OH-] =  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）

-14

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。②滴定管可以讀到小數(shù)點(diǎn)后   一位  ,。

（2）藥品：標(biāo)準(zhǔn)液,；待測液；指示劑,。 （3）準(zhǔn)備過程：

準(zhǔn)備：檢漏,、洗滌、潤洗,、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

誤差分析：利用n酸c酸V酸=n堿c堿V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——酸或堿的物質(zhì)的量濃度,； V——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： c堿=

n酸?c酸?V酸n堿?V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V酸的變化,，因?yàn)樵诘味ㄟ^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)酸來測定堿的濃度時(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)堿來滴定未知濃度的酸時(shí)亦然,。 六,、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)：H+或OH-結(jié)合,破壞水的電離，是平衡向右移動,，促進(jìn)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(qiáng)顯誰性,，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:Na2CO3 ＞NaHCO3)

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：

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(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：

①只電離不水解：如HSO4-   顯

②電離程度＞水解程度,，顯  酸    性  （如: HSO3- ,、H2PO4-）

③水解程度＞電離程度，顯   堿   性 （如：HCO3- ,、HS- ,、HPO42-） 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：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↓+ 3H2S↑

9,、水解平衡常數(shù) （Kh）

對于強(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(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/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(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寫

注意在沉淀后用(s)標(biāo)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?。闯恋碓诫y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MgCl2溶液中FeCl3。   （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,。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的,。

如：AgNO AgCl(白色沉淀AgI 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+)]m ·[c(Bm-)]n 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                 未飽和，繼續(xù)溶解

第四章

第一節(jié) 原電池 原電池：

1,、概念：  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)線相連并插入電解液構(gòu)成閉合回路

3、電子流向：外電路：極

內(nèi)電路：鹽橋中離子移向負(fù)極的電解質(zhì)溶液,，鹽橋中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：       反應(yīng)：         ＋2e＝H2↑            （較不活潑金屬） 總反應(yīng)式： Zn+2H+=Zn2++H2↑    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)離子的移動方向  陽離子流向正極,，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：化學(xué)電池,、太陽能電池,、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：,、 一、一次電池

1,、常見一次電池：堿性鋅錳電池,、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）：＋SO2-4－2e＝PbSO4↓

正極（氧化鉛）： PbO2＋4H+＋SO2-4＋2e＝PbSO4↓＋2H2充電：陰極：     PbSO4＋2H2O－2e? ＝PbO2＋4H+＋SO2-4 陽極：     PbSO4＋2e? ＝Pb＋SO2-4

兩式可以寫成一個(gè)可逆反應(yīng)：  PbO2＋Pb＋2H2SO4

2PbSO4↓＋2H2O

3\目前已開發(fā)出新型蓄電池：銀鋅電池,、鎘鎳電池、氫鎳電池,、鋰離子電池,、聚合物鋰離子電池

三、燃料電池

1,、燃料電池：

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,，鉑為正,、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：Ｏ2＋4 e? 4H+ =2H2O 當(dāng)電解質(zhì)溶液呈堿性時(shí)：

負(fù)極：  2H2＋4OH?－4e?＝4H2O   正極：Ｏ2＋2H2O＋4 e?＝4OH?

另一種燃料電池是用金屬鉑片插入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－－8e? ＝ ＋7H2O,； 正極：4H2O＋2O2＋8e? ＝8OH?,。

電池總反應(yīng)式為：CH4＋2O2＋2KOH＝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：電流(外加直流電)通過電解質(zhì)溶液而在陰陽兩極引起氧化還原反應(yīng)(被動的不是自發(fā)的)的過程

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)的過程    4,、電子流向：

（電源）負(fù)極—（電解池）陰極—（離子定向運(yùn)動）電解質(zhì)溶液—（電解池）陽極—（電源）正極

5,、電極名稱及反應(yīng)：

陽極：與直流電源的相連的電極，發(fā)生反應(yīng)       陰極：與直流電源的相連的電極,，發(fā)生反應(yīng)   6,、電解CuCl2溶液的電極反應(yīng)： 陽極：     2Cl- -2e-=Cl2 (氧化) 陰極：     Cu2++2e-=Cu(還原) 總反應(yīng)式：    CuCl2

7、電解本質(zhì)：電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電過程,，就是電解質(zhì)溶液的電解過程 ☆規(guī)律總結(jié)：電解反應(yīng)離子方程式書寫： 放電順序： 陽離子放電順序

Ag+>Hg2+>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,。

☆                       原電池,，電解池，電鍍池的比較

☆☆原電池與電解池的極的得失電子聯(lián)系圖：

陽極(失) 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 （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 （3）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,。

（4）、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

①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） ②電極反應(yīng)：負(fù)極: Fe – 2e- = Fe2+

正極: 2H+ + 2e- = H2 ↑

總式：Fe + 2H+ = Fe2+ + H2 ↑ 吸氧腐蝕——反應(yīng)過程吸收氧氣 ①條件：中性或弱酸性溶液

②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Fe2O3·x 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)   （1）,、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)鋼鐵設(shè)備        負(fù)極：鋅塊被腐蝕,；正極：鋼鐵設(shè)備被保護(hù)   （2）、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)。     2,、改變金屬結(jié)構(gòu)：把金屬制成防腐的合金

3,、把金屬與腐蝕性試劑隔開：電鍍、油漆,、涂油脂,、表面鈍化等

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