化学反应原理基础知识.doc

化学反应原理基础知识概要【第一章】一、化学变化中的物质变化与能量变化.1、物质变化的实质：旧化学键的断裂和新化学键的生成。2、能量变化的实质：破坏旧化学键需要吸收能量,形成新化学键需要放出能量,化学反应过成中,在发生物质变化的同时必然伴随着能量变化.【概念】反应热：化学反应过程中所释放或吸收的能量,都可以用热量(或换算成相应的热量)来表示,叫反应热；放热反应：化学反应过程中释放能量的反应叫放热反应；吸热反应：化学反应过程中吸收能量的反应叫吸热反应。3、焓：用于表示物质所具有的能量的这一固有性质的物理量，叫做焓。符号：H4、化学反应的焓变：化学反应过程中反应物总能量与生成物总能量的变化叫做反应的焓变。热化学研究表明，对于在等压条件下进行的化学反应，如果反应中物质的能量变化全部转化为热能（同时可能伴随着反应体系体积的改变），而没有转化为电能、光能等其他形式的能，则该反应的反应热就等于反应前后物质的焓的变化。表达为： QpH 其中：Qp表示在压强不变的条件下化学反应的反应热。HH（反应产物）H（反应物）H为反应产物的总焓与反应物的总焓之差，称为化学反应的焓变。【注】利用键能计算反应热方法：H=E(反应物)E（生成物），即反应热等于反应物的键能总和跟生成物的键能总和之差。通常人们把拆开1 mol某化学键所吸收的能量看成该化学键的键能。键能常用E表示，单位是kJ/mol。【课外知识】（一）材料：纵观人类利用材料的历史,可以清楚的看到,每一种重要的新材料的发现和利用,都把人类支配自然的能力提高到一个新水平。材料科学技术的每一次重大突破，都会引起生产技术的革命，大大加速社会发展的进程，并给社会生产和人们生活带来巨大的变化。在遥远的古代，我们的祖先是以石器为主要工具，他们在寻找石器的过程中认识了矿石，并在烧陶生产中发展了冶金术，开创了冶金技术。公元前5000年，人类进入青铜时代。公元前1200年左右，人类进入铁器时代。开始使用的是铸铁，后来钢工业迅速发展，成为18世纪产业革命的重要内容和物质基础。人类进入20世纪中叶以来，科学技术突飞猛进，日新月异，作为“发明之母”和“产业粮食”的新材料的研制更是异常活跃，出现了一个“材料革命”的新时代。世界各国对材料的分类不尽相同，但就大的类别来说，可以分为金属材料、无机非金属材料、有机高分子材料及复合材料四大类，若按照材料的实用性能来看，可分为结构材料和功能材料两大类。结构材料的使用性能主要是力学性能；功能材料的使用性能主要是光、电、磁、声等功能性能，从材料的应用性能来看，它又可以分为信息材料、能源材料、建筑材料、生物材料、航空航天材料等多种类别，所以新材料是当代社会经济的先导；是现代工业和农业发展的基础；是国家现代化的保证；是科技进步的关键。1、高分子合成材料高分子合成材料具有许多优良的性质，应用范围非常广泛。一般来说，高分子合成材料具有密度小、强度较高、弹性好、可塑性好、良好的绝缘性和耐腐蚀性等优点。高分子合成材料的原料丰富，加工成型容易，生产量很大。通常使用的高分子合成材料主要有塑料、合成纤维以及合成橡胶三大类。（1）塑料塑料是一类可塑性材料，主要成分是合成树脂。我们学过的聚乙烯、聚氯乙烯、酚醛树脂等都是合成树脂，可以用来生产塑料。根据塑料受热时的性质，可以把它们分为热塑性塑料和热固性塑料两大类。热塑性塑料受热软化，可以塑制成一定的形状，冷却后变硬，再加热仍可软化，再冷却后又会变硬。热固性塑料初次受热时变软，可以塑制成一定形状，但硬化定型以后，再加热就不会再软化。（2）合成纤维棉花、羊毛、木材和草类的纤维都是天然纤维。利用石油、天然气、煤和农副产品作原料制成单体，经聚合反应制成的是合成纤维。合成纤维和人造纤维又统称化学纤维。合成纤维的强度大、弹性好、耐磨、耐化学腐蚀、不怕虫蛀、不缩水。用它做成的衣服美观大方，结实耐穿，但它的吸湿性、透气性差，穿着全部用合成纤维制成的衣服会使人感到闷气。为了改善透气性，常用一种或几种合成纤维与天然纤维制成混纺织物。（3）合成橡胶合成橡胶是由分子量小的二烯烃或烯烃作为单体经聚合而成的。2、其它材料：半导体、光导纤维、红宝石、蓝宝石、金刚石、石墨、超导材料、纳米材料、合金。（二）能源：构成客观世界的三大要素或称三大基础是物质(或称材料)、能量（或称能源）和信息。科学技术进步的历史，就是这三个基础技术不断变革和进步的发展史。能源是物质的重要属性之一，是一切物质运动的动力，它有许多形式，如热能、机械能、光能、电能、核能、化学能、生物能等等。能源在人类生活中处于十分重要的地位，是人类生存不可缺少的重要条件。能源按其来源可分为：第一类是来自地球以外的太阳能。除了直接的太阳幅射能之外，化石资源（煤、石油、天然气等）、生物质能、水能、风能、海洋能等资源皆间接来自太阳能。第二类是地球本身蕴藏的能量资源，主要是储藏于地球内部的地热能和地球上的铀、钍等核裂变能资源和氘、氚、锂等核聚变能资源。第三类是地球和月亮、太阳等天体之间有规律的运动所产生的能，如潮汐能等。我们也可以把能源分为一级能源和二级能源。自然界中以现成形式提供的能源称为一级能源；需依靠其它能源的能量间接制取的能源称为二级能源。能源也可分为常规能源和新能源。一般来说新能源具有六大特点：一是可再生；二是无污染；三是资源无限丰富；四是就地取材，无需运输；五是资源分散；六是稳定性差。 太阳把地面和空气晒热，太阳能转化为内能。晒热的空气上升，空气流动形成风，又转化为风能。太阳把水面和地面晒热，并使一部分水蒸发，蒸发的水汽升到空中形成云，以雨水的形式落下来，流入江河，太阳能转化为水能。植物吸收太阳能，发生光合作用，太阳能转化为植物的化学能，植物作为食物被动物吃掉，又转化为动物的化学能，古代的动植物在地质变迁中变为煤、石油和天然气，转化为这些燃料的化学能。二、掌握热化学方程式的含义：表明反应所放出或吸收的热量的式子叫热化学方程式。【注意】1.热化学方程式必须标出能量变化。2.热化学方程式中必须标明反应物和生成物的聚集状态，因为反应热除跟物质的量有关外，还与反应物和生成物的聚集状态有关。3.热化学方程式中加各物质的化学计量数只表示物质的量，因此可以用分数，但要注意反应热也发生相应变化。三、能正确书写化学方程式: 1.H只能写在标有反应物和生成物状态的化学方程式的右边。放热反应， H为“-”，吸热反应H为“”，H的单位一般为KJmol-1。 2.反应热H的测定与条件有关。绝大多数H是在25、101KPa下测定的。书写时可不注明温度和压强。 3.热化学方程式中的热量数据，是与各化学计量数为物质的量时相对应的，不是几分子反应的热效应。因此式中的计量数可是整数，也可以是分数。一般出现分数时是以某反应物或生成物为“1mol”时其它物质才出现的，不能随便都写分数。 4.必须注明聚集状态，用s、l、g分别表示固体、液体、气体。5.无论热化学方程式中化学计量数为多少，H的单位总是KJmol-1，但H的数值与反应式中的系数有关。四、了解化学反应中的吸热反应、放热反应、反应热、燃烧热、中和热等概念。1、燃烧热（1）概念：在101kPa时，1mol物质燃烧生成稳定的氧化物时所放出的热量，叫做该物质的燃烧热。燃烧热的单位一般用kJ/mol表示。（2）注意：燃烧热是反应热的一种形式。使用燃烧热的概念时要理解下列要点。 规定是在101 kPa压强下测出热量。书中提供的燃烧热数据都是在101kPa下测定出来的。因为压强不同，反应热有所不同。 规定可燃物的物质的量为1mol（这样才有可比性）。因此，表示可燃物的燃烧热的热化学方程式中，可燃物的化学计量数为1，其他物质的化学计量数常出现分数。例如，C8H18的燃烧热为5518kJ/mol，用热化学方程式表示则为C8H18（l）+ O2（g）= 8CO2（g）+9H2O（l） H=5518kJ/mol 规定生成物为稳定的氧化物例如C CO2、H H2O(l)、S SO2等。C（s）+ O2（g）=CO（g） H=110.5kJ/molC（s）+O2（g）=CO2（g） H=393.5kJ/molC的燃烧热为393.5kJ/mol而不是110.5kJ/mol。 叙述燃烧热时，用正值，在热化学方程式中用H表示时取负值。例如，CH4的燃烧热为890.3kJ/mol，而H890.3kJ/mol。必须以1mol可燃物燃烧为标准。（3） 表示的意义：例如C的燃烧热为393.5kJ/mol，表示在101kPa时，1molC完全燃烧放出393.5kJ的热量。2、中和热（1）概念：在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应而生成1mol液态水，这时的反应热叫中和热。（2）中和热的表示：H（aq）+OH（aq）=H2O（l） H=57.3kJ/mol。【注意】 这里的稀溶液一般要求酸溶液中的c（H）1mol/L，碱溶液中的c（OH）1mol/L。这是因浓酸溶液和浓碱溶液相互稀释时会放出热量。强酸与强碱的中和反应其实质是H和OH反应（即与酸、碱的种类无关），通过许多次实验测定，1molH和1molOH反应生成1molH2O时，放出热量57.3kJ。其热化学方程式为H（aq）+OH（aq）=H2O（l） H=57.3kJ/mol因此，下列中和反应的H相同，都为57.3kJ/mol。 中和热是以生成1molH2O为基准，因为表示中和热的热化学方程式中，水的化学计量数为1，其酸、碱或盐的化学计量数可以为分数必须以生成1mol水为标准；中和反应对象为稀溶液；强酸与强碱中和时生成1mol H2O均放热57.3kJ，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。五、盖斯定律及其应用 1、定义：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，则各分步及反应的反应热之和与该反应一步完成的反应热是相同的，这就是盖斯定律。2、盖斯定律的应用：盖斯定律在科学研究中具有重要意义。因为有些反应进行的很慢，有些反应不容易直接发生，有些反应的产品不纯（有副反应发生），这给测定反应热造成了困难。此时如果应用盖斯定律，就可以间接的把它们的反应热计算出来。【课外知识】盖斯：G.H.Germain Henri Hess (18021850)俄国化学家。1802年8月7日生于瑞士日内瓦，1850年12月12日卒于俄国圣彼得堡(现为列宁格勒)。3岁随父侨居俄国,并在俄国受教育。1825年于多尔帕特大学获医学专业证书，同时受到了化学和地质学的基础教育。18261827年，在斯德哥尔摩J.J.贝采利乌斯的实验室工作并从其学习化学。回俄国后在乌拉尔作地质勘探工作，后在伊尔库茨克做医生并研究矿物。1830年当选为圣彼得堡科学院院士，专门研究化学，任圣彼得堡工艺学院理论化学教授并在中央师范学院和矿业学院讲授化学。1838年成为俄国科学院院士。盖斯早期研究了巴库附近的矿物和天然气；发现了蔗糖氧化生成糖二酸。他研究了炼铁中的热现象，作了大量的量热工作。1836年发现，在任何一个化学反应过程中,不论该反应过程是一步完成还是分成几步完成,反应所放出的总热量相同，并于1840年以热的加和性守恒定律公诸于世，后被称为盖斯定律。此定律为能量守恒定律的先驱。当一个反应不能直接发生时，应用此定律可间接求得反应热。因此，盖斯也是热化学的先驱者。著有纯粹化学基础(1834)，曾用作俄国教科书达40年。盖斯定律（赫斯定律）不管化学反应是一步完成还是分几步完成，该反应的焓变或反应的热力学能变相同。盖斯定律是在热力学第一定律之前发现的，实际上是热力学第一定律在化学反应在的具体体现，是状态函数的性质。盖斯定律奠定了热化学计算的基础，使化学方程式像普通代数方程那样进行运算，从而可以根据已经准确测定的热力学数据计算难以测定的反应热。六、原电池、金属的腐蚀与防护（一）原电池 1.定义：由化学能转变为电能的装置。 2.构成条件：凡是金属活动性不同的两种材料，用导线连接起来，并使之与电解质溶液接触，都可以构成原电池。 3.电极名称和电极反应 负极（较活泼金属、电极参与了反应）：M =Mn+ + ne,活泼金属失去电子被氧化（被溶解、被腐蚀），发生氧化反应。 正极（较不活泼、电极不参与反应）：发生还原反应。 2H+2eH2 (酸性电解质) Mn+neM(不活泼金属盐溶液) 2H2O+O2+4e4OH-（中性或弱酸性条件下的吸氧腐蚀）例题：1.Cu-Zn(H2SO4溶液) 2. Cu-Fe(CuSO4溶液) 3.钢铁的吸氧腐蚀 4.电子流向:负极 正极 5.电流方向:负极 正极（二）金属的腐蚀与防护：金属和周围的介质接触时,发生氧化-还原反应,金属被破坏,氧化成为阳离子的过程叫金属的腐蚀.其实质可表示为:M Mn+ + ne 金属腐蚀包括化学腐蚀和电化腐蚀. 1.化学腐蚀:由于金属跟其周围的物质直接起化学反应,从而造成金属被腐蚀的过程.例如:金属直接与酸反应而溶解；金属直接和氧气反应生成氧化物等。 2.电化学腐蚀:由于金属和液态介质(常为水溶液)构成微小的原电池而发生金属腐蚀的过程.电化学腐蚀是金属腐蚀的主要形式. 例如:钢铁在潮湿的空气中生锈就是电化学腐蚀造成的. 钢铁的腐蚀有两种形式： (1).析氢腐蚀(在酸性较强的溶液中进行): 负极反应式:FeFe2+2e 正极反应式:2H+2eH2(2).吸氧腐蚀(在中性或酸性很弱的溶液中进行): 负极反应式:FeFe2+ +2e 正极反应式: 2H2O+O2+4e4OH- 3.金属防护（防止或减缓金属腐蚀主要是防止电化腐蚀。）主要的方法有： （1）涂保护层，如：涂油漆、涂油、电镀、表面处理。 （2）保持干燥。 （3）改变金属的内部结构，使其稳定，如不锈钢。 （4）牺牲阳极的阴极保护法。即用一种更为活泼的金属与要保护的金属构成原电池。 （5）外加电源法。将被保护的金属与电源的负极相联接，由于电源负极向该金属提供电子，该金属就不失电子而得以保护。 （三）几种常见新型原电池1.铅蓄电池(-)Pb|PbSO4(s)|H2SO4(aq)| PbSO4(s)|PbO2(+)Pb + PbO2 + 2H2SO4 2PbSO4 + 2H2O(-) (+)2. 燃料电池新型电池中，电极的导电材料一般多孔的金属板,负极是通入还原剂的一方,正极是通入氧化剂的一方.如:氢氧燃料电池,电解质溶液为30%的氢氧化钾溶液: 正极： O2+ 4e- + 2H2O 4OH-负极： 2H2 + 4OH- 4H2O+4e-又如：甲烷燃料电池;电解质溶液为氢氧化钾溶液：正极：2O2 + 8e-+ 4H2O 8OH-负极： CH4 + 10OH- -8e- CO2- 3 + 7H2O总反应：CH4 + 2O2 + 2OH- CO2- 3 + 3H2O七、电解及其应用1、电解的原理：使电流通过电解质溶液而在阴、阳两极上引起氧化还原反应的过程叫做电解。电解质在溶解或熔化状态下电离出自由离子，通电时，自由移动的离子定向移动，阳离子移向阴极，在阴极获得电子发生还原反应；阴离子移向阳极，在阳极失去电子发生氧化反应。电解质导电过程就是电解过程。法拉第(Faraday)定律：通电于电解质溶液之后,在电极上(即两界面上)发生化学变化的物质的物质的量与通入的电量成正比；若将几个电解池串联,通入一定的电量后,在各个电解电容器池的电极上发生反应的物质其物质的量等同,析出物质质量与其摩尔质量成正比.用式子表示如下：Q=nzF, m=M其中F称为法拉第常数,它表示1mol质子的电荷(即1mol电子所带电量的绝对值)F=NAe=6.0221023mol-11.602210-19C =96484.6Cmol-196500 Cmol-1 2.电解反应离子放电顺序(不考虑浓度等其他因素) 放电：阳离子得电子而阴离子失电的过程。 顺序基本上与金属活动顺序一致，即越活泼的金属，其阳离子越难结合电子，但Fe3+氧化性较强，排在Cu2+之前。阴离子放电顺序 (注明：若阳极材料是金属（除Pt、Au外），电极首先发生氧化反应而进入溶液。)3.电镀：利用电解原理在某些金属表面镀上一层金属或合金的过程，金属叫镀件，薄层镀层。阴极：镀件待镀金属 阳极：镀层金属 电镀液：含有镀层金属离子的溶液。【第二章】一、化学反应自发进行的方向的判断科学家根据体系存在着力图使自己的能量趋于“最低”和“有序”的自然规律。发掘出相互关联的焓变和熵变判据为反应自发进行的依据。反应热 混乱度 自发性 举例 放热放热吸热吸热 增大减小增大减小 任何温度都自发较低温度时候能自发较高温度时候能自发任何温度都不能自发 H2O2（）H2O（）（）N2 + 3H2 2NH3CaCO3CaOCO2 可见由焓变和熵变判据组合的复合判据适合于所有的过程。即 HTS 0, 反应能自发进行 HTS 0，反应处于平衡状态 HTS 10-7 c（OH） 10-14 酸性 氢氧化钠 加NaOH，c（OH）增大，平衡左移 10-7 c（H+） c（OH），c（H+） 110-7mol/L碱性溶液c（H+） c（OH），c（H+） 110-7mol/L pH7碱性溶液c（H+）7(3)适应范围：稀溶液，014之间【注】（未给明条件时）不能用pH值等于多少或c（H+）与110-7mol/L的关系来判断溶液酸、碱性。一般未注明条件都是指常温。三、pH值测定方法1.定性测定：酸碱指示剂法（书P51阅读）2.定量测定：pH试纸法（书P49阅读） 、pH计法讨论： pH试纸的使用直接把待测液滴在干燥的pH试纸上，试纸上显出颜色后马上跟标准比色卡相对比四、弱电解质的电离 电离CH3COOH CH3COO + H+ 结合1. 电离平衡：在一定条件 (如温度，压强) 下，当电解质分子离解成离子的速率和离子结合成分子的速率相等时，电离过程 就达到了平衡状态，这种状态叫做电离平衡状态。2. 电离平衡的特征：逆 ： 弱电解质的电离是可逆的等 ： V电离=V结合0动： v离子化= v分子化0的动态平衡定： 条件不变，溶液中各分子、离子的浓度不变，溶液里既有离子又有分子 变： 条件改变，平衡移动3.弱电解质电离平衡的移动(1) 弱电解质的电离平衡符合勒夏特列原理(2) 影响弱电解质电离平衡的因素有：（学生总结） 温度：升高温度有利于电离(因为电离过程是吸热的) 浓度：溶液稀释有利于电离 同离子反应：加入与弱电解质具有相同离子的强电解质，将抑制电离。加入能与弱电解质电离产生的某种离子反应的物质时，可以使电离平衡向电离方向移动4. 电离方程式的书写 CH3COOH CH3COO + H+ NH3H2O NH4+ +OH【注】多元弱酸分步电离，多元弱碱一步电离(中学阶段)如H2CO3 H+HCO3- HCO3- H+CO32- Fe(OH)3 Fe3+ + 3OH5.电离常数与化学平衡常数相似，在弱电解质溶液中也存在着电离平衡常数，叫做电离常数。只与温度有关。电离常数能用来计算弱酸溶液中的H+的浓度及比较弱酸酸性相对强弱。例如，醋酸，碳酸和硼酸298K时的电离常数分别是1.7510-5，4.410-7+(第一步电离)和5.810-10由此可知，+醋酸，碳酸和硼酸的酸性依次减弱。（1）一元弱酸和弱碱的电离平衡常数 如：CH3COOH CH3COO + H+Ka= 【注】K越大，离子浓度越大，表示该弱电解质越易电离。所以可以用Ka或Kb的大小判断弱酸或弱碱的相对强弱。K只与温度有关，不随浓度改变而改变。（2）多元弱酸（碱）分步电离，酸（碱）性主要由第一步电离决定。如H3PO4的电离：H3PO4 H+ + H2PO4- K1H2PO4- H+ + HPO42- K2HPO42- H+ + PO43- K3【注】K1K2K3K越大，离子浓度越大，表示该弱电解质越易电离。多元弱酸（碱）分步电离，酸（碱）性主要由第一步电离决定。6、电离度的概念及其影响因素：（1）当弱电解质在溶液里达到电离平衡时，已电离的电解质分子数占电解质分子总数的百分比叫做电离度。 （2）影响电离度的主要因素（内因）是电解质本身的性质；其外部因素（外因）主要是溶液的浓度和温度。溶液越稀，弱电解质的电离度增大；温度升高，电离度增大，因为弱电解质的电离过程一般需要吸收热量。五、盐类的水解：1、定义：在溶液中盐电离出来的离子跟水所电离出来的H+或OH结合生成弱电解质的反应，叫做盐类的水解。【注】（1）只有弱酸的阴离子或弱碱的阳离子才能与H+或OH结合生成弱电解质。（2）盐类水解使水的电离平衡发生了移动，并使溶液显酸性或碱性。（3）盐类水解反应是酸碱中和反应的逆反应。水解的规律是：有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解，都弱双水解。谁强显谁性，同强显中性。2、盐类水解离子方程式的书写规则：盐类水解是可逆反应，反应方程式中要写“ ”号。如CH3COO+H2O CH3COOH+OH一般盐类水解的程度很小，水解产物很少。通常不生成沉淀或气体，也不发生分解。在书写离子方程式时一般不标“”或“”，也不把生成物（如H2CO3、NH3H2O等）写成其分解产物的形式。个别水解程度较大的水解反应，有明显沉淀时用“”。多元弱酸的盐的阴离子水解是分步进行的，以第一步为主。如Na2CO3的水解过程:第一步：CO32+H2O HCO3+OH（主要）第二步：HCO3+H2O H2CO3+OH（次要）多元弱碱的阳离子水解复杂，可看作是一步水解反应。如：Fe3+3H2O Fe(OH)3+3H+总之，水解方程式的书写规律：谁弱写谁，都弱都写；阳离子水解生成弱碱，阴离子水解生成弱酸，阴阳离子都水解生成弱酸和弱碱。3、影响盐类水解的因素：（1）盐类本身的性质：这是影响盐类水解的主要因素。组成盐的酸或碱越弱，其水解程度越大，溶液的碱性或酸性就越强。（2）温度：盐的水解是酸碱中和反应的逆反应，因此升高温度其水解程度增大。（3）浓度：盐的浓度越小，其水解程度越大。（4）溶液的酸碱性：控制溶液的酸碱性，可以促进或抑制盐的水解。4、盐类水解的应用（1）判断溶液的酸碱性；（2）判断溶液中离子浓度的大小；（3）配制盐溶液时，加酸或碱抑制水解；（4）判断溶液中的离子能否大量；共存（5）某些活泼金属与盐溶液的反应是考虑盐的水解；（6）把盐溶液蒸干制取无水盐晶体；（7）试剂存放；（8）泡沫灭火器原理；（9）草木灰不能和铵态氮肥混合使用；（10）净水剂。5、电解质溶液中的守恒关系：（）电荷守恒：电解质溶液中无论含多少种离子，但溶液总是呈电中性的。即整个溶液中阴离子所带的负电荷总数一定等于阳离子所带正电荷总数。（）原子守恒（物料守恒）：电解质溶液中尽管有些离子水解、电离等原因发生改变，但某原子总数是保持不变的。【课外知识】金属腐蚀：l 我国作为世界上钢铁产量最多的国家（2005年全国生产钢材37117.02万吨） ，每年被腐蚀的铁占到我国钢铁年产量的十分之一，因为金属腐蚀而造成的损失占到国内生产总值的2%4%；约合人民币：3000亿元（ 2005年我国国内生产总值将达15万亿元） 。l 根据各国调查结果，一般说来，金属腐蚀所造成的经济损失大致为该国国民生产总值的4%左右。l 另据国外统计，金属腐蚀的年损失远远超过水灾、火灾、风灾和地震（平均值）损失的总和，在这里还不包括由于腐蚀导致的停工、减产和爆炸等造成的间接损失。l 金属腐蚀的主要害处，不仅在于金属本身的损失，更严重的是金属制品结构损坏所造成的损失比金属本身要大到无法估量。l 腐蚀不仅造成经济损失，也经常对安全构成威胁。l 国内外都曾发生过许多灾难性腐蚀事故，如飞机因某一零部件破裂而坠毁；桥梁因钢梁产生裂缝而塌陷；油管因穿孔或裂缝而漏油，引起着火爆炸；化工厂中储酸槽穿孔泄漏，造成重大环境污染；管道和设备跑、冒、滴、漏，破坏生产环境，有毒气体如Cl2、H2S、HCN等的泄漏，更会危及工作人员和附近居民的生命安全。【课外知识】意大利物理学家伏打(Alessandro Volta又译作伏特)，1745年2月18日生，1827年3月5日逝世。他的主要贡献是发明了电池。1780年他的朋友伽伐尼发现两种不同的金属与蛙的肌肉接触就产生电流。1794年他开始单用金属实验，发现产生电流并不需要动物组织。这个发现引起动物生电和金属生电派的很多争论。但是，随着1800年展示了第一个电池，他取得决定性的胜利。1801年他在巴黎把电池表演给拿破仑看，拿破仑封他为伯爵和伦巴第王国参议员。奥地利皇帝在1815年任命他为帕多瓦大学哲学院院长。驱动电流的电动势的单位伏特，就是为纪念他而命名。 六、沉淀溶解平衡1、定义：一定温度下，当沉淀溶解的速率和沉淀生成的速率相等时，形成电解质的饱和溶液，达到平衡状态，我们把这种平衡称为沉淀溶解平衡 。【注】难溶电解质在水中的沉淀溶解平衡和化学平衡、电离平衡一样，合乎平衡的基本特征、满足平衡的变化基本规律。2、特征：（1）等：达到沉淀溶解平衡，沉淀溶解速率与沉淀生成速率相等。（2）逆：沉淀生成过程与沉淀溶解过程是可逆的。（3）动：动态平衡，达到沉淀溶解平衡，沉淀的生成与溶解仍在进行，其速率相等。（4）变：达到沉淀溶解平衡，溶质离子浓度保持不变。（5）变：沉淀溶解平衡是在一定条件下建立起来的，当条件改变，会建立新的平衡。3、影响沉淀溶解平衡的因素：（1）内因（决定因素）：溶质本身的性质（2）外因：浓度：加水稀释，平衡向溶解方向移动温度：绝大多数难溶盐的溶解是吸热过程。同离子效应：加入电解质离子抑制沉淀的溶解其他：向沉淀溶解平衡体系中，加入可与体系中某些离子反应生成更难溶物质或气体的离子，使平衡向溶解的方向移动，Ksp不变。4、沉淀溶解平衡常数溶度积常数或溶度积Ksp（1）定义：难溶电解质在溶液中达到沉淀溶解平衡状态时，其平衡常数为离子浓度系数次方的乘积，为一定值，这个常数称之为溶度积常数简称为溶度积，用Ksp表示。（2）表达式：例如： PbI 2(s) Pb2+ + 2I- 25 Ksp = Pb2+I-2-= 7.110-9 mol3L-3(3)溶度积性质：a.溶度积(Ksp )的大小与难溶电解质性质和温度有关，与沉淀的量无关。b. Ksp反映了难溶电解质在水中的溶解能力 。相同类型的难溶电解质的Ksp越小，溶解度越小，越难溶。如：Ksp (AgCl) Ksp (AgBr) Ksp (AgI)溶解度：AgCl AgBr AgI【注】利用溶度积可以求算难溶电解质溶液中各种离子的浓度及电解质的溶解度。（4）沉淀溶解平衡的应用沉淀的溶解与生成：当QKSP时，溶液为过饱和溶液，沉淀生成。QKSP时，溶液为饱和溶液，处于平衡状态 。QKSP时，溶液为未饱和溶液 ，沉淀未生成。 以上规则称为溶度积规则。沉淀的生成和溶解这两个相反的过程它们相互转化的条件是离子浓度的大小，控制离子浓度的大小，可以使反应向所需要的方向转化。沉淀的转化：一种沉淀可转化为更难溶的沉淀，难溶物的溶解度相差越大，这种转化的趋势越大。如：在AgCl(s)中加入NaI溶液