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選修4 化學反應原理1—4章知識點總結
第一章 化學反應與能量
一,、反應熱 焓變
1,、定義：化學反應過程中放出或吸收的熱量叫做化學反應的反應熱.
在恒溫、恒壓的條件下,，化學反應過程中所吸收或釋放的熱量稱為反應的焓變,。
2,、符號：△H
3、單位：kJ·mol-1
4,、規(guī)定：吸熱反應:△H > 0 或者值為“+”,，放熱反應:△H < 0="">
常見的放熱反應和吸熱反應
放熱反應 吸熱反應
燃料的燃燒 C+CO2 , H2+CuO
酸堿中和反應 C+H2O
金屬與酸 Ba(OH)2.8H2O+NH4Cl
大多數(shù)化合反應 CaCO3高溫分解
大多數(shù)分解反應
小結：
1、化學鍵斷裂,，吸收能量,；
化學鍵生成，放出能量
2,、反應物總能量大于生成物總能量,，放熱反應，體系能量降低,，△H為“－”或小于0
反應物總能量小于生成物總能量,，吸熱反應，體系能量升高,，△H為“+”或大于0
3,、反應熱 數(shù)值上等于生成物分子形成時所釋放的總能量與反應物分子斷裂時所吸收的總能量之差
二、熱化學方程式
1.概念:表示化學反應中放出或吸收的熱量的化學方程式.
2.意義:既能表示化學反應中的物質變化,又能表示化學反應中的能量變化.
[總結]書寫熱化學方程式注意事項:
（1）反應物和生成物要標明其聚集狀態(tài),，用g,、l、s分別代表氣態(tài),、液態(tài),、固態(tài)。
（2）方程式右端用△H 標明恒壓條件下反應放出或吸收的熱量,，放熱為負,，吸熱為正。
（3）熱化學方程式中各物質前的化學計量數(shù)不表示分子個數(shù),，只表示物質的量,，因此可以是整數(shù)或分數(shù)。
（4）對于相同物質的反應,，當化學計量數(shù)不同時,，其△H 也不同，即△H的值與計量數(shù)成正比,當化學反應逆向進行時,數(shù)值不變,符號相反,。
三,、蓋斯定律：不管化學反應是一步完成或分幾步完成，其反應熱是相同的,。
化學反應的焓變（ΔH）只與反應體系的始態(tài)和終態(tài)有關,， 而與反應的途徑無關。
總結規(guī)律：若多步化學反應相加可得到新的化學反應,，則新反應的反應熱即為上述多步反應的反應熱之和,。
注意：
1,、計量數(shù)的變化與反應熱數(shù)值的變化要對應
2、反應方向發(fā)生改變反應熱的符號也要改變
反應熱計算的常見題型：
1,、化學反應中物質的量的變化與反應能量變化的定量計算,。
2、理論推算反應熱：
依據(jù)：物質變化決定能量變化
（1）蓋斯定律 設計合理路徑
路徑1總能量變化等于路徑2總能量變化 （2）通過已知熱化學方程式的相加,，得出新的熱化學方程式：
物質的疊加,，反應熱的疊加
小結：
a： 若某化學反應從始態(tài)（S）到終態(tài)（L）其反應熱為△H，而從終態(tài)（L）到始態(tài)（S）的反應熱為△H ’,，這兩者和為０,。
即△H＋ △H ’ = ０
b：若某一化學反應可分為多步進行，則其總反應熱為各步反應的反應熱之和,。
即△H= △H1+ △H2+ △H3+……
c：若多步化學反應相加可得到新的化學反應,，則新反應的反應熱即為上述多步反應的反應熱之和。
標準燃燒熱：在101kPa時,，l mol物質完全燃燒的反應熱.
熱值：在101kPa時,，l g物質完全燃燒的反應熱.
2、注意：
① 燃燒的條件是在101kPa,；
② 標準燃燒熱:燃料是以1mol作為標準,，因此書寫熱化學方程式時，其它物質的化學計量數(shù)可用分數(shù)表示,；
③ 物質燃燒都是放熱反應,，所以表達物質燃燒時的△H均為負值；
④ 燃燒要完全:C元素轉化為CO2,，而不是CO；H元素轉化為H2O(l),，而不是H2O(g), N元素轉化為N2,。
如：H2(g)+ 1/2 O2(g) = H2O(l); △H =－285.8 kJ/mol
化學反應速率與化學平衡
第一單元 化學反應速率
一、化學反應速率
1.概念及計算公式
對于反應體系體積不變的化學反應,，通常用單位時間內反應物濃度的減少或生成物濃度的增大來表示化學反應速率
計算公式： 單位：mol·L-1·s-1
2.應用中應注意的問題
①概念中的反應速率實際上是某段時間間隔內的平均反應速率,。時間間隔越短，在這段時間發(fā)生的濃度變化越接近瞬時反應速率（指在某一瞬間的反應速率）
②對某一具體化學反應來說,，在用不同物質表示化學反應速率時所得數(shù)值往往不同,。用各物質表示的化學反應速率的數(shù)值之比等于化學方程式中各物質的系數(shù)之比
③、氣體的濃度用 來表示
④,、無論用任何物質來表示,，無論濃度的變化是增加還是減少，都取正值,，反應速率都為正數(shù)（沒有負數(shù)）,。
⑤,、在反應中對于固體或純液體而言，其物質的量濃度無意義,，所以不用它們來表示化學反應速率
二,，影響化學反應速率的因素
㈠、內因：物質本身的結構和性質是化學反應速率大小的決定因素,，反應類型不同有不同的化學反應速率,，反應類型相同但反應物不同，化學反應速率也不同,。
㈡,、外界條件對化學反應速率的影響
1、濃度對化學反應速率的影響,。結論：其他條件不變時,，增大反應物的濃度，可以增大反應速率,；減小反應物的濃度,，可以減小化學反應的速率,。
注意：a,、此規(guī)律只適用于氣體或溶液的反應，對于純固體或液體的反應物,，一般情況下其濃度是常數(shù),，因此改變它們的量不會改變化學反應速率,。
原因：在其他條件不變時，對某一反應來說,，活化分子百分數(shù)是一定的,，所以當反應物的濃度增大時，單位體積內的分子數(shù)增多,，活化分子數(shù)也相應的增多,，反應速率也必然增大。
單位體積分子總數(shù)增多,， 但活化分子百分數(shù)不變
增大濃度(或加壓)
,。
反應速率加快
單位體積分子總數(shù)不變，但活化分子百分數(shù)增大
升高溫度或催化劑
單位體積活化分子數(shù)增多
有效碰撞次數(shù)增多
2,、壓強對反應速率的影響,。
結論：對于有氣體參加的反應，若其他條件不變,，增大壓強,，反應速率加快；減小壓強,，反應速率減慢,。
原因：對氣體來說,，若其他條件不變，增大壓強,，就是增加單位體積的反應物的物質的量,，即增加反應物的濃度，單位體積內活化分子數(shù)增多,，因而可以增大化學反應的速率,。
3、溫度對化學反應速率的影響,。
結論：其他條件不變時,，升高溫度，可以增大反應速率,，降低溫度,，可以減慢反應速率。
原因：(1)濃度一定時,，升高溫度，分子的能量增加,，從而增加了活化分子的數(shù)量,，反應速率增大。
(2)溫度升高,，使分子運動的速度加快,，單位時間內反應物分子間的碰撞次數(shù)增加，反應速率也會相應的加快,。前者是主要原因,。
4、催化劑對化學反應速率的影響,。
結論：催化劑可以改變化學反應的速率,。正催化劑：能夠加快反應速率的催化劑。負催化劑：能夠減慢反應速率的催化劑,。
如不特意說明,，指正催化劑,。
原因：在其他條件不變時,，使用催化劑可以大大降低反應所需要的能量，會使更多的反應物分子成為活化分子,，大大增加活化分子百分數(shù),，因而使反應速率加快,。
5,、其他因素：如光照、反應物固體的顆粒大小,、電磁波,、超聲波、溶劑的性質等,，也會對化學反應的速率產生影響
6,、有效碰撞：能夠發(fā)生化學反應的碰撞。
活化分子：能量較高,、有可能發(fā)生有效
碰撞的分子。
活化能：活化分子的平均能量與所有分子平均能量之差,。
活化分子百分數(shù)： (活化分子數(shù)/反應物分子數(shù))×100%
第二單元 化學反應的方向和限度
一、自發(fā)反應：在一定條件下,，無需外界幫助就能自動進行的反應。
能量判據(jù)：體系趨向于從高能狀態(tài)轉變?yōu)榈湍軤顟B(tài)（△H ＜ 0）,。
對于化學反應而言，絕大多數(shù)的放熱反應能自發(fā)進行,，且放出的熱量越多,，體系能量降低越多，反應越完全
焓變（△H）是決定反應能否自發(fā)進行的因素之一,，但不是唯一因素
熵：衡量一個體系混亂度的物理量叫做熵,，用符號S表示。
對于同一物質：S（g）﹥S（l）﹥S（s）
熵變：反應前后體系熵的變化叫做反應的熵變.用△S表示,。
△S=S生成物總熵－S反應物總熵
反應的△S越大,越有利于反應自發(fā)進行
熵判據(jù)：體系趨向于由有序狀態(tài)轉變?yōu)闊o序狀態(tài),，即混亂度增加（ △S＞0）。且△S越大,，越有利于反應自發(fā)進行。
正確判斷一個化學反應 是否能夠自發(fā)進行： 必須綜合考慮反應的焓變和熵變
焓變和熵變對反應方向的共同影響
判斷依據(jù)： △G= △H－T △S ＜ 0 反應能自發(fā)進行
1. △H <0,，△s>0 該反應一定能自發(fā)進行,；
2. △H >0，△S<0>
3. △H <><0>
4. △H >0,，△S>0 該反應在較高溫度下能自發(fā)進行
注意：
1．反應的自發(fā)性只能用于判斷反應的方向,，不能確定反應是否一定會發(fā)生和過程發(fā)生的速率。例如金剛石有向石墨轉化的傾向，但是能否發(fā)生,，什么時候發(fā)生,，多快才能完成，就不是能量判據(jù)和熵判據(jù)能解決的問題了,。
2．在討論過程的方向時,，指的是沒有外界干擾時體系的性質。如果允許外界對體系施加某種作用,，就可能出現(xiàn)相反的結果,。例如石墨經(jīng)高溫高壓還是可以變?yōu)榻饎偸摹?br>二．可逆反應
(1)可逆反應：在相同條件下，能同時向正,、逆反應方向進行的反應,。
不可逆反應：在一定條件下，進行得很徹底或可逆程度很小的反應,。
(2)可逆反應的普遍性：大部分化學反應都是可逆反應,。
(3)可逆反應的特點：
①相同條件下，正反應和逆反應同時發(fā)生
②反應物,、生成物共同存在
③可逆反應有一定的限度(反應不能進行到底)
三,、化學平衡
1.化學平衡狀態(tài)的定義
指在一定條件下的可逆反應里，正反應和逆反應的速率相等,，反應混合物中各組分的濃度保持不變的狀態(tài)
3.化學平衡狀態(tài)的標志
(1)υ正 = υ逆 （本質特征）
① 同一種物質：該物質的生成速率等于它的消耗速率,。
② 不同的物質：速率之比等于方程式中各物質的計量數(shù)之比，但必須是不同方向的速率,。
(2)反應混合物中各組成成分的含量保持不變（外部表現(xiàn)）：
① 各組成成分的質量,、物質的量、分子數(shù),、體積（氣體）,、物質的量濃度均保持不變。
② 各組成成分的質量分數(shù),、物質的量分數(shù),、氣體的體積分數(shù)均保持不變。
③若反應前后的物質都是氣體,，且總體積不等,，則氣體的總物質的量、總壓強（恒溫,、恒容）,、平均摩爾質量、混合氣體的密度（恒溫,、恒壓）均保持不變,。
④ 反應物的轉化率、產物的產率保持不變,。四.化學平衡常數(shù)
(1)定義:在一定溫度下,，當一個可逆反應達到化學平衡時，生成物濃度系數(shù)之冪的積與反應物濃度系數(shù)之冪的積比值是一個常數(shù),，這個常數(shù)就是該反應的化學平衡常數(shù),。用K 表示。
(2) 表達式： aA(g)+bB(g) cC(g)+ dD(g)
在一定溫度下無論反應物的起始濃度如何,，反應達平衡狀態(tài)后,，將各物質的物質量濃度代入下式，得到的結果是一個定值,。
這個常數(shù)稱作該反應的化學平衡常數(shù),簡稱平衡常數(shù)
(1)K 的意義： K值越大,，說明平衡體系中生成物所占的比例越大，它的正反應進行的程度大,反應物的轉化率也越大,。因此,，平衡常數(shù)的大小能夠衡量一個化學反應進行的程度，又叫反應的限度,。
(2)一定溫度時,，同一個反應,其化學方程式書寫方式、配平計量數(shù)不同,，平衡常數(shù)表達式不同,。
(3)在平衡常數(shù)的表達式中，物質的濃度必須是平衡濃度（固體,、純液體不表達）,。在稀溶液中進行的反應，水的濃度可以看成常數(shù),，不表達在平衡常數(shù)表達式中,，但非水溶液中的反應，如果反應物或生成物中有水,，此時水的濃度不能看成常數(shù),。
(4)K>105 時,可認為反應進行基本完全。
(5)K只與溫度有關,，與反應物或生成物濃度變化無關,，與平衡建立的途徑也無關，在使用時應標明溫度,。溫度一定時,， K值為定值。
2 ,、平衡轉化率
(1)定義:物質在反應中已轉化的量與該物質總量的比值
(2)表達式:
小結：反應的平衡轉化率能表示在一定溫度和一定起始濃度下反應進行的限度,。
利用化學平衡常數(shù)可預測一定溫度和各種起始濃度下反應進行的限度,。
(3)產品的產率:轉化率的研究對象是反應物，而產率的研究對象是生成物,。
第三單元 化學平衡的移動
一,、化學平衡的移動
（1）定義：可逆反應中舊的化學平衡的破壞，新化學平衡的建立過程叫化學平衡的移動,。
一段時間后
條件改變
（2）移動的原因：外界條件發(fā)生變化,。
v正≠v逆
舊平衡
新平衡
移動的方向：由v正和v逆的相對大小決定。
平衡向正反應方向移動,。
①若V正＞V逆 ,，
平衡不移動。
②若V正＝V逆 ,，
③若V正＜V逆 ,，平衡向逆反應方向移動
（3）平衡移動的標志：
各組分濃度與原平衡比較發(fā)生改變。
（4）影響化學平衡的條件
(1)增大反應物或減小生成物的濃度化學平衡向正反應方向移動
減小反應物或增大生成物的濃度化學平衡向逆反應方向移動
(2) A：溫度升高,，會使化學平衡向著吸熱反應的方向移動,；
B：溫度降低，會使化學平衡向著放熱反應的方向移動,。
V
t
0
V(正)
V(逆)
① 升高溫度度
② 降低溫度
V
t
0
V(正)
V(逆)
V(逆)
V(正)
如正反應是放熱反應,改變溫度時其平衡移動的圖象是:
V(逆)
V(正)
(3) (對于反應前后氣體體積改變的反應)
A：增大壓強,，會使化學平衡向著氣體體積縮小的方向移動；
B：減小壓強,，會使化學平衡向著氣體體積增大的方向移動,。
[注意]
①對于反應前后氣體總體積相等的反應， 改變壓強不能使化學平衡移動,；
②對于只有固體或液體參加的反應,， 改變壓強不能使化學平衡移動；
(4)催化劑只能使正逆反應速率等倍增大,，不能使化學平衡移動,。
二、勒夏特列原理∶
如果改變影響平衡的條件之一（如溫度,，壓強,，以及參加反應的化學物質的濃度），平衡將向著能夠減弱這種改變的方向移動,。
三,、等效平衡
化學平衡的建立與途徑無關，即可逆反應無論從反應物方向開始,，還是從生成物方向開始,，只要條件不變（定溫定容、定溫定壓）,，都可以達到同一平衡狀態(tài),，此為等效平衡,。
（1）定義：在一定條件下（恒溫恒容或恒溫恒壓）下，只是起始加入情況不同的同一可逆反應達到平衡后,，任何相同組分的分數(shù)（體積,、物質的量）均相等，這樣的化學平衡互稱為等效平衡,。
在等效平衡中，若不僅任何相同組分的分數(shù)（體積,、物質的量）均相同,，而且相同組分的物質的量均相同，這類等效平衡又互稱為同一平衡,。同一平衡是等效平衡的特例,。
(2) 等效平衡的規(guī)律：
①在定溫定容條件下，對于反應前后氣體分子數(shù)可變的可逆反應,，只改變起始時加入物質的物質的量,，如通過反應的計量數(shù)換算成同一半邊物質的物質的量與原平衡的相同，則兩平衡等效,。
②在定溫定容條件下,，對于反應前后氣體分子數(shù)不變的反應，只改變起始時加入物質的物質的量,，如通過反應的計量數(shù)換算成同一半邊物質的物質的量之比與原平衡的相同,，則兩平衡等效。
③在定溫定壓條件下,，改變起始時加入物質的物質的量,，如通過反應的計量數(shù)換算成同一半邊物質的物質的量之比與原平衡的相同，則兩平衡等效,。
第三章 水溶液中的離子平衡
一,、電解質的有關定義
物質
單質
化合物
電解質
非電解質：大多數(shù)非金屬氧化物和有機物。如SO3,、CO2,、C6H12O6、CCl4,、CH2=CH2……
強電解質：強酸,、強堿、絕大多數(shù)金屬氧化物和鹽,。如HCl,、NaOH、NaCl,、BaSO4
弱電解質：弱酸,、弱堿和水,。如HClO、NH3·H2O,、Cu(OH)2,、H2O……
混和物
純凈物
1、電解質與非電解質本質區(qū)別：
在一定條件下（溶于水或熔化）能否電離（以能否導電來證明是否電離）
電解質——離子化合物或共價化合物 非電解質——共價化合物
離子化合物與共價化合物鑒別方法：熔融狀態(tài)下能否導電
2,、強電解質與弱電質的本質區(qū)別：在水溶液中是否完全電離（或是否存在電離平衡）
注意：①電解質,、非電解質都是化合物 ②SO2、NH3,、CO2等屬于非電解質③強電解質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）
4,、強酸（HA）與弱酸（HB）的區(qū)別：(1)溶液的物質的量濃度相同時,，pH(HA)＜pH(HB)(2)pH值相同時，溶液的濃度CHA＜CHB(3)pH相同時,，加水稀釋同等倍數(shù)后,，pHHA＞pHHB
二、水的電離和溶液的酸堿性
1,、水離平衡：H2O H＋ + OH- 水的離子積：KW = [H＋]·[OH-]
25℃時, [H＋]=[OH-] =10-7 mol/L ; KW = [H＋]·[OH-] = 10-14
注意：KW只與溫度有關,，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（pH之和為14的酸和堿的水溶液中水的電離被同等的抑制）(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（pH之和為14兩種水解鹽溶液中水的電離被同等的促進）
4、溶液的酸堿性和pH：
（1）pH= -lg[H＋] 注意：①酸性溶液不一定是酸溶液（可能是 溶液） ,；②pH＜7溶液不一定是酸性溶液（只有溫度為常溫才對）,； ③堿性溶液不一定是堿溶液（可能是 溶液）。
（2）pH的測定方法：酸堿指示劑——甲基橙,、石蕊,、酚酞
pH試紙 ——最簡單的方法。 操作：將一小塊pH試紙放在潔凈的玻璃片上,，用玻璃棒
沾取未知液點試紙中部,，然后與標準比色卡比較讀數(shù)即可。
注意：①事先不能用水濕潤PH試紙,；②只能讀取整數(shù)值或范圍
（3）常用酸堿指示劑及其變色范圍：
指示劑
變色范圍的PH
石蕊
＜5紅色
5～8紫色
＞8藍色
甲基橙
＜3.1紅色
3.1～4.4橙色
＞4.4黃色
酚酞
＜8無色
8～10淺紅
＞10紅色
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＋離子數(shù)相加除以總體積，再求其它）[H＋]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?離子數(shù)相加除以總體積,，再求其它）[OH-]混＝（[OH-]1V1+[OH-]2V2）/（V1+V2）(注意 :不能直接計算[H+]混)
3、強酸與強堿的混合：（先據(jù)H＋ + OH-==H2O計算余下的H+或OH-,，①H＋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）
注意：在加法運算中，相差100倍以上（含100倍）的,，小的可以忽略不計,！
4,、稀釋過程溶液pH值的變化規(guī)律：
(1)強酸溶液：稀釋10n倍時,，pH稀=pH原+ n（但始終不能大于或等于7）
(2)弱酸溶液：稀釋10n倍時，pH?。紁H原+n （但始終不能大于或等于7）
(3)強堿溶液：稀釋10n倍時,，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，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均為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,。
四、“酸,、堿恰好完全反應”與“自由H＋與OH-恰好中和”酸堿性判斷方法
1,、酸、堿恰好反應：恰好生成鹽和水,，看鹽的水解判斷溶液酸堿性,。（無水解，呈中性）
2,、自由H＋與OH-恰好中和（現(xiàn)金相等）,，即“14規(guī)則：pH之和為14的兩溶液等體積混合，誰弱顯誰性,，無弱顯中性,?！?br>五、鹽類的水解（只有可溶于水的鹽才水解）
1,、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,，兩弱相促進，兩強不水解,。②多元弱酸根,，濃度相同時正酸根比酸式酸水解程度大，堿性更強,。(如:Na2CO3 ＞NaHCO3)③弱酸酸性強弱比較：
A,、同主族元素最高價含氧酸的酸性遞減，無氧酸的酸性遞增（利用特殊值進行記憶,。如酸性：
HFH3PO4）
B、飽和一元脂肪酸的碳原子數(shù)越小,，酸性越強（如HCOOH>CH3COOH）
C,、一些常見的酸的酸性：HClO、HAlO2,、苯酚為極弱酸,；醋酸>碳酸；磷酸和H2SO3為中強酸,；
HClO4為最強含氧酸等,。
2、鹽類水解的特點：（1）可逆 （2）程度小 （3）吸熱
3,、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）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）
4,、酸式鹽溶液的酸堿性：①只電離不水解：如HSO4- 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-）,。
5,、雙水解反應：
(1)構成鹽的陰陽離子均能發(fā)生水解的反應為雙水解反應（即弱酸弱堿鹽）。雙水解反應相互促進，水解程度較大,，有的甚至水解完全,。其促進過程以NH4Ac為例解釋如下：
NH4Ac == NH4＋ + Ac- NH4＋ + H2O NH3·H2O + H＋ Ac— + H2O HAc +OH-
兩個水解反應生成的H+和OH—反應生成水而使兩個水解反應的生成物濃度均減少，平衡均右移,。
(2)常見的雙水解反應完全的為：Fe3＋,、Al3＋與AlO2-、CO32-(HCO3-),、S2-(HS-),、SO32-(HSO3-)；其特點是相互水解成沉淀或氣體,。雙水解完全的方程式寫“==”并標“↑↓”,，其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↑
6,、鹽類水解的應用：
①混施化肥（N,、P、K三元素不能變成↑和↓）②泡沫滅火劑（用硫酸鋁和小蘇打為原料,，雙水解）③FeCl3溶液止血劑（血漿為膠體,，電解質溶液使膠體凝聚）④明礬凈水（Al3＋水解成氫氧化鋁膠體，膠體具有很大的表面積,，吸附水中懸浮物而聚沉）⑤NH4Cl焊接金屬（氯化銨呈酸性,，能溶解鐵銹）⑥判斷溶液酸堿性（強者顯性）⑦比較鹽溶液離子濃度的大?、嗯袛嚯x子共存（雙水解的離子產生沉淀和氣體的不能大量共存）⑨配制鹽溶液（加對應的酸防止水解）
六,、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
例：H2S的電離H2S H＋ + HS- ,； HS- H＋ + S2-
例：Na2S的水解：H2O+ S2- HS- + OH- H2O + HS- H2S + OH-
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
例：Al3＋ + 3H2O Al(OH)3 + 3H＋
七,、溶液中微粒濃度的大小比較
1,、基本原則：抓住溶液中微粒濃度必須滿足的兩種守恒關系：
①電荷守恒（電荷數(shù)前移）: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(原子個數(shù)前移): 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質子守恒(得失H＋個數(shù)前移):：∑得質子后形成的微粒濃度·得質子數(shù) == ∑失質子后形成的微粒濃度·失質子數(shù)
2,、同濃度的弱酸和其弱酸鹽 ,、同濃度的弱堿和其弱堿鹽的電離和水解強弱規(guī)律：
①中常化學常見的有三對
等濃度的HAc與NaAc的混合溶液：弱酸的電離＞其對應弱酸鹽的水解,，溶液呈酸性
等濃度的NH3·H2O與NH4Cl的混合液：弱堿的電離＞其對應弱堿鹽的水解,，溶液呈堿性
等濃度的HCN與NaCN的混合溶液：弱酸的電離<>
②掌握其處理方法（即抓主要矛盾）
八、溶解平衡
1,、難溶電解質的溶解平衡的一些常見知識
（1）溶解度小于0.01g的電解質稱難溶電解質,。生成難溶電解質的反應為完全反應,，用“=”。
（2）反應后離子濃度降至1×10-5mol/L以下的反應為完全反應,，用“=”,。如酸堿中和時[H＋]降至10-7mol/L<10-5mol ，故為完全反應,，用“="">
mol/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：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)標明狀態(tài),，并用“ ”。如：Ag2S(s) 2Ag＋ + S2-
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pH值除某些易水解的金屬陽離子：常加入難溶性的MO、M(OH)2,、MCO3等除M2+溶液中易水
解的陽離子,。如加MgO除去MgCl2溶液中FeCl3。
（3）氧化還原沉淀法：加氧化劑或還原劑將要除去的離子變成沉淀而除去（較少見）
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加水；②加熱,；③減少生成物（離子）的濃度,。使沉淀溶解的方法一般為減少生成物的濃度，因為對于難溶物加水和加熱對其溶解度的影響并不大,。
5,、沉淀的轉化：溶液中的沉淀反應總是向著離子濃度減少的方向進行，簡而言之，即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,。
第四章 電化學基礎
一，.原電池
1. 定義：把化學能轉化為電能的裝置
2.構成條件:（1）兩種不同的金屬（或一種金屬與石墨）作電極
（2）插入電解質溶液里
（3）形成閉合回路
小結：
原電池
（電解質溶液）
e-
3.原電池的化學原理
電子從負極（較活潑金屬）流向正極（較不活潑金屬或碳棒）,，
負極發(fā)生氧化反應,，正極發(fā)生還原反應。
4.半電池：包括電極材料和電解質溶液,，兩個隔離的半電池通過鹽橋連接起來,。
原電池正負極的判斷方法:
負極: (1)相對活潑的金屬(2)失電子,發(fā)生氧化反應(3)質量減少(4)電解質溶液中陰離子的定向移動方向
正極: (1)相對不活潑的金屬 或 非金屬(2)得電子,發(fā)生還原反應(3)質量增加 或 生成氣體
(4)電解質溶液中陽離子的定向移動方向
二，化學電池：利用原電池原理制造的供電裝置
①一次電池—不可充電電池—如：干電池
②二次電池——充電電池——如：蓄電池
③燃料電池：燃料電池是利用氫氣,、天然氣,、甲醇等燃料與氧氣或空氣進行電化學反應時釋放出來的化學能直接轉化成電能的一類原電池。
書寫電極反應式應注意以下幾點：
1．電極反應是一種離子反應,，遵循書寫離子反應的所有規(guī)則（如“拆”,、“平”）；
2．將兩極反應的電子得失數(shù)配平后,，相加得到總反應,，總反應減去一極反應即得到另一極反應；
3．負極失電子所得氧化產物和正極得電子所得還原產物,，與溶液的酸堿性有關如＋4價的C在酸性溶液中以CO2形式存在,，在堿性溶液中以CO32－形式存在）；
1,、鹽橋的作用：
使Cl-向鋅鹽方向移
動,，K+向銅鹽方向移動，
使Zn鹽和Cu鹽溶液一直
保持電中性,，從而使電
子不斷從Zn極流向Cu
極,。
三,，電解池：將電能轉化成化學能的裝置,。
電解池形成的條件：
a.有與直流電源相連的兩極
b.電解質溶液或熔融的電解質
c.形成閉合回路
電解：在直流電作用下，在兩極上分別發(fā)生氧化反應和還原反應的過程,。
電極名稱及判斷：
陰極：與電源負極相連的一極,物質在該得到電子,發(fā)生還原反應,陽離子向陰極移動
陽極：與電源正極相連的一極,物質在該失去電子,發(fā)生氧化反應,陰離子向陽極移動
離子的放電順序
陽離子（在陰極）： Ag+>Cu2+ ＞H+＞ Na+ (離子得電子能力,氧化性減弱)
陰離子（在陽極）：金屬單質(Pt,、Au除外) ＞Cl - ＞OH -＞含氧酸根(失電子能力,還原性減弱)
.電解方程式的書寫規(guī)則
(1)按得失電子數(shù)相等來配平電極方程式
(2)若H+或OH-放電,電極方程式寫離子形式,電解方程式寫H2O
(3)==上標明通電二字
分析電解反應的一般思路：
明確溶液中存在哪些離子
根據(jù)陽極氧化，陰極還原分析得出產物
陰陽兩極附近有哪些離子
完成下列溶液的電極反應(以石墨為電極電解)
硫酸溶液： CuBr2溶液：
KOH溶液： CuSO4溶液：
用惰性電極電解電解質溶液的規(guī)律
電解水型：含氧酸,、強堿,、活潑金屬的含氧酸鹽（如NaOH、H2SO4,、K2SO4）的電解
電解電解質型：無氧酸,、不活潑的無氧酸鹽（如HCl、CuCl2）溶液的電解
電解質和水同時被電解型
A、放氫生堿型：活潑金屬的無氧酸鹽（如NaCl,、MgBr2)溶液的電解
B,、放氧生酸型：不活潑金屬的含氧酸鹽（如CuSO4、AgNO3）溶液的電解
相互關系：往往同時發(fā)生,，電化腐蝕要比化
金屬（或合金）跟周圍接觸到的氣體
（或液體）反應而腐蝕損耗的過程,。
第三單元 金屬的腐蝕與防護
1、金屬防護的幾種重要方法
①改變金屬內部的組織結構,，制成合金,。
②在金屬表面覆蓋保護層。如油漆,、油脂等,，電鍍Zn,Cr等易氧化形成致密的氧化物薄膜作保護層。
原理：隔絕金屬與外界空氣,、電解質溶液的接觸,。
③電化學保護法，即將金屬作為原電池的正極或電解池的陰極而受到保護,。
2,、犧牲陽極的陰極保護法：
原理 ：形成原電池反應時，讓被保護金屬做正極,，不反應,，起到保護作用；而活潑金屬反應受到腐蝕,。
3,、外加電源的陰極保護法：
將被保護金屬與另一附加電極作為電解池的兩個極，使被保護的金屬作為陰極,，在外加直流電的作用下使陰極得到保護,。此法主要用于防止土壤、海水及水中金屬設備的腐蝕,。
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