《选修4化学反应原理》知识点总结材料

1、标准文案高中化学基础知识总结IV化学反应原理第一章化学反应与能量一、始变、反应热要点一：反应热（烙变）的概念及表示方法化学反应过程中所释放或吸收的能量，都可以用热量来描述，叫做反应热，又称始变，符号为八H单位为kJ/mol ,规定放热反应的A H为吸热反应的A H为“+"。特别提醒：（1）描述此概念时，无论是用“反应热"、"含变"或" AH'表示，其后所用的 数值必须带“ +”或“一”。（2）单位是kJ/mol ,而不是kJ,热量的单位是 kJ。（3）在比较大小时，所带“+” “一”符号均参入比较。要点二：放热反应和吸热反应1 .放热反

2、应的A H为“一”或A H< 0 ;吸热反应的A H为“+”或A H >0? H= E （生成物的总>能量）一 E （反应物的总能量）? H= E （反应物的键能）一 E （生成物的键能）2 .常见的放热反应和吸热反应放热反应：活泼金属与水或酸的反应、酸碱中和反应、燃烧反应、多数化合反应。吸热反应：多数的分解反应、氯化俊固体与氢氧化银晶体的反应、水煤气的生成反应、炭与二氧化碳生成一氧化碳的反应3 .需要加热的反应，不一定是吸热反应；不需要加热的反应，不一定是放热反应4 .通过反应是放热还是吸热，可用来比较反应物和生成物的相对稳定性。如C （石墨，s） C （金刚石，s） Hs

3、= +1.9kJ/mol ,该反应为吸热反应，金刚石的能 量高，石墨比金属石稳定。二、热化学方程式的书写书写热化学方程式时，除了遵循化学方程式的书写要求外，还要注意以下几点：1 .反应物和生成物的聚集状态不同，反应热的数值和符号可能不同，因此必须注明反应物和生成物的聚集状态，用 s、1、g分别表示固体、液体和气体，而不标“J、T” 。2 . H只能写在热化学方程式的右边，用空格隔开，H值“一” 表示放热反应，4H值"+"表示吸热反应；单位为"kJ/mol ”。3 .热化学方程式中各物质化学式前面的化学计量数仅表示该物质的物质的量，并不表示物质的分子数或原子数，因此

4、，化学计量数可以是整数，也可以是分数。4 . 4H的值,要与热化学方程式中化学式前面的化学计量数相对应，如果化学计量数加倍， H也要加倍。5 .正反应若为放热反应，则其逆反应必为吸热反应，二者H的数值相等而符号相反。三、燃烧热、中和热、能源要点一：燃烧热、中和热及其异同燃烧热中和热相同点能量变化放热反应Ah<0,单位:KJ/moi不 同 点反应物的量imoi(5的量不限】可修是1 mW.也可熊是口 5阊口1生成物的量不服呈出口是1 mnl含义1lmol反应物完全燃烧时施出的 热量：不同反应物.蜷燥热不同生成1 med水时放出的热量；强 酸强碱的中和热约为57.3 kJ/mol特别提醒：1

5、 .燃烧热指的是1 mol可燃物燃烧生成稳定的化合物时所放出的热量，注意：稳定的化合 物，如 Hb-HO(l)而不是 HbO(g)、C-CO(g)而不是 CO、S- SO(g)而不是 SQ。2 .中和热是指酸、碱的稀溶液发生中和反应生成1 mol水所放出的热量。注意：弱酸、弱碱电离出H+、OH需要吸收热量，故所测定中和热的数值偏小；浓硫酸与碱测定中和热时， 因浓硫酸释稀要放热，故测定的中和热的数值偏大。3 .因燃烧热、中和热是确定的放热反应，具有明确的含义，故在表述时不用带负号，如CH4的燃烧热为890KJ/mol。4 .注意表示燃烧热的热化学方程式和燃烧的热化学方程式；表示中和热的热化学方程

6、式和 表示中和反应的热化学方程式的不同。燃烧热以可燃物1mol为标准，且燃烧生成稳定的化合物；中和热以生成 1mol水为标准。要点二：能源新能源的开发与利用，日益成为社会关注的焦点，因此，以新型能源开发与利用为背景材料， 考查热化学方程式的书写及求算反应热，已成为高考命题的热点。关于能源问题，应了解下面的几个问题：(1)能源的分类：常规能源(可再生能源，如水等，非再生能源，如煤、石油、天然气等)；新能源(可再生能源，如太阳能、风能、生物能；非再生能源，如核聚变燃料)(2)能源的开发；太阳能：每年辐射到地球表面的能量为5X 1019kJ,相当于目前全世界能量消耗的1.3万倍。生物能：将生物转化为

7、可燃性的液态或气态化合物，再利用燃烧放热。风能：利用风力进行发电、提水、扬帆助航等技术，风能是一种可再生的干净能源。 地球能、海洋能。四、反应热的求算1 .由盖斯定律：化学反应不管是一步完成还是分步完成，其反应热总是相同的。也就是说，化学反应热只与反应的始态和终态有关，而与具体反应的途径无关。2 .反应热的数值等于 E (形成新键释放白总能量)与 E (断键所吸收的总能量)之差，放热 反应 H的符号为“一”，吸热反应 H的符号为“ +”。特别提醒：(1)运用盖斯定律的技巧：参照目标热化学方程式设计合理的反应途径，对原热化学方程式进行恰当“变形”(反写、乘除某一个数)，然后方程式之间进行“加减”

8、，从而得出求算 新热化学方程式反应热 H的关系式。(2)具体方法：热化学方程式乘以某一个数时，反应热也必须乘上该数；热化学方程 式“加减”时，同种物质之间可相“加减”，反应热也随之“加减”；将一个热化学方程式颠倒时，H的“+”“一”号也随之改变，但数值不变。(4)注意 ImolHb、Q、P4分别含有 ImolHH 1mol O=O 6molPP, ImolHbO中含有 2molO HI, ImolNH含有 3molN H , ImolCH含有 4molC Ho第二章化学反应速率与化学平衡一、化学反应速率及其简单计算1 .化学反应速率：通 v常用单位时间内反应物浓度的减小或生成物浓度的增加来表示

9、，其数学表达式t 可表示为单位一般为 mol/(L - min)或mol. - L 1 - min 12 .结论：对于一般反应 aA + bB =cC + dD 来说有：VA : & ： Vc ： V)=ACA ： ACB : CC ： Cd =AnA : nB ： nC ： nD = a ： b ： c ： d特别提醒：1 .化学反应速率指的是平均速率而不是瞬时速率2 .无论浓度的变化是增加还是减少，化学反应速率均取正值。3 .同一化学反应速率用不同物质表示时可能不同，但是比较反应速率快慢时，要根据反应速率与化学方程式的计量系数的关系换算成同一种物质来表示，看其数值的大小。注意比较时

10、单位要统一。二、影响化学反应速率的因素1.内因(主要因素)：反应物本身的性质(分子结构或原子结构)所决定的。2,外因(次要因素)(1)浓度：当其他条件不变时，增大反应物的浓度，V正急剧增大，V逆也逐渐增大。若减小反应物浓度，V逆急剧减小，V正逐渐减小。(固体或纯液体的浓度可视为常数， 故反应速率与 其加入量多少无关)。(2)温度:当其他条件不变时，升温时， V正、V逆都加快；BI温时，V正、V逆都减小(3)压强：其他条件不变时，对于有气体参加的反应， 通过缩小反应容器， 增大压强，V正、 V逆都增大；通过扩大反应容器，压强减小，浓度变小，V正、V逆均减小。(4)催化剂：使用催化剂，成百上千的同

11、等倍数地增加了正、逆反应速率。特别提醒：1 .改变压强的实质是改变浓度，若反应体系中无气体参加，故对该类的反应速率无影响。2 .恒容时，气体反应体系中充入稀有气体(或无关气体)时，气体总压增大，物质的浓度 不变，反应速率不变。3 .恒压时，充入稀有气体，反应体系体积增大，浓度减小，反应速率减慢。4 .温度每升高10C,化学反应速率通常要增大为原来的24倍。5 .从活化分子角度解释外界条件对化学反应速率的影响：单位体积内有效碰程次数化学反应速率外子总数活化分子数活化分子百分数增大浓度增加增加不变增加加快增大压强增加增加不变增加加快升高温度不变增加增加一增加加快:加催化剂不变增加堆加增加加快三、化

12、学平衡状态的标志和判断1 .化学平衡的标志：(1) YK逆，它是化学平衡的本质特征(2)各组分的浓度不再改变，各组分的物质的量、质量、体积分数、反应物的转化率等均 不再改变，这是外部特点。2.化学平衡的状态的判断:举例反应mA(力十pc7g)+q5(g)正逆反应速率的关系单位酎闿内消韩了 mmolA同时生成mmnlAp 即V7平衡单位时间内消耗nrnolB-同时生成了 mmolA, 即 Y(B13- V1小)二口工 m平衡混合物体系中各组分的含量各物质的物质的量或各物质的量分数一定:邛衡各物质的质导或各物质的质量分数一定平衡压强当m*n印居时,压强不变平衡温度任何出学反应都伴随能量娈化,在其他

13、条件不变的条件 下体杀温度定邛衢颜色当体系的麻色反应的或生成物的颜色不再变化平衡混合气体平均相对分子质呈当m+n印+q时.平均相对分子质量小变平衡体系的密度当m+n叩+q时.等压、等退时，气体密修一定半磨特别提醒：1 .当从正逆反应速率关系方面描述时，若按化学计量数比例同向 .说时，则不能说明达到平 衡状态；若按化学计量数比例异向.说明，则可以说明达到平衡状态。2 .恒温、恒容下的体积不变的反应，体系的压强或总物质的量不变时，不能说明达到平衡 状态。如 H2 (g) +I2 (g) 2HI (g)。3 .全部是气体参加的体积不变的反应，体系的平均相对分子质量不变，不能说明达到平衡 状态。如 2

14、HI (g)H2 (g) +I2 (g)4 .全部是气体参加的反应，恒容条件下体系的密度不变，不能说明达到平衡状态。四、影响化学平衡的因素及勒夏特例原理要点一：反应条件对化学平衡的影响：(1)浓度：在其他条件不变时，增大反应物的浓度或减少生成物的浓度，都可使平衡向正反应方向移动，反之，平衡向逆反应方向移动。(2)温度：在其他条件不变时，升高温度，平衡向吸热方向移动；降低温度，平衡向放热方向移动；温度对化学平衡的影响是通过改变平衡常数实现的。(3)压强：其他条件不变时，在有气体参加的可逆反应里，增大压强，平衡向气体总体积缩小的方向移动；反之， 平衡向气体总体积增大的方向移动。在这里，压强改变是通

15、过反应器容积的改变来完成的(即压缩或扩大)。(4)催化剂：使用催化剂能同等倍数地增大正逆反应速率，平衡不移动，缩短了达到平衡 所需的时间，但不会改变化学平衡常数，不会改变反应物的转化率， 不会改变各组分的百分含量。特别一提醒：1 .恒容时充入与该反应无关的气体(如稀有气体)，正逆反应速率不变，平衡不移动2 .使用催化剂或对气体体积不变的反应改变压强，同等倍数的改变正逆反应速率，平衡不 移动。3 .若改变浓度、压强、温度，不同倍数的改变了正逆反应速率时，化学平衡一定移动。要点二：勒夏特例原理如果改变影响化学平衡的一个条件(如浓度、温度、压强) ，平衡就向能够减弱这种方向移动。对该原理中的“减弱”

16、不能理解为消除、抵消，即平衡移动的变化总是小于外界条件变化对反应的改变。如给已达到平衡状态的可逆体系，增加5个大气压，由于化学反应向体积缩小的方向移动，使体系的最终压强大于其初始压强P0而小于R+5。另外，工业上反应条件的优化， 实质上是勒夏特例原理和化学反应速率两方面综 合应用的结果。 五、化学速率和化学平衡图象 1.速率v时间t的图象：(1)由速率的变化判断外界条件的改变：若反应速率与原平衡速率断层，则是由改变温 度或压强所致，具体改变的条件，则要结合V逆、V正大小关系及平衡移动的方向进行判断。若反应速率与原平衡连续， 则是由改变某一种物质的浓度所致，具体是增大或减小反应物还是生成物的浓度

17、，则要结合V逆、V正大小关系及平衡移动的方向进行判断2.组分量一一时间t、温度T、压强P的图象“先拐先平”：“先拐”的先达到平衡状态，即对应的温度高或压强大，从而判断出曲线对 应的温度或压强的大小关系。“定一议二”：即固定其中的一个因素(温度或压强等)，然后讨论另外一个因素与化学平衡中的参量(浓度、质量分数、体积分数、平均相对分子质量)的变化关系，从而判断出该 反应为放热反应或吸热反应、反应前后气体体积的大小等。六、化学平衡常数1 .对于一般的可逆反应： mA(g)+ nB(g)三= pC(g)+qD(g),其中m n、p、q分别表示化学 方程式中反应物和生成物的化学计量数。当在一定温度下达到

18、化学平衡时， 这个反应的平衡常数公式可以表示为：tMV,各物质的浓度一定是平衡 时的浓度，而不是其他时 刻的.2 .在进行K值的计算时，固体和纯液体的浓度可视为常数“1"。例如:F&Q(s)+4H 2(g)、., 3Fe(s)+4H 2O(g),在一定温度下，化学平衡常数表示为3 .利用K值可判断某状态是否处于平衡状态。例如，在某温度下，可逆反应 mA(g)+nB(g) =pC(g)+qD(g),平衡常数为K。若某时刻时，反应物和生成物的浓度关系如下：',则有以下结论：Q- K , V(正)=V(逆)，可逆反应处于化学平衡状，态；Qcv K , V(正)>V(逆

19、),可逆反应向正反应方向进行；Qc> K , V(正)<V(逆),可逆反应向逆反应方向进行。4 .化学平衡常数是指某一具体化学反应的平衡常数，当化学反应方程式的各物质的化学计 量数增倍或减倍时，化学平衡常数也会发生相应的变化。5 .化学平衡常数是描述可逆反应进行程度的重要参数，只与温度有关，与反应物、生成物 的浓度无关，当然也不会随压强的变化而变化，即与压强无关。七、等效平衡问题1 .等效平衡的概念：在一定条件下（定温、定容或定温、定压）对同一可逆反应，无论反应从何处开始均可达到平衡且任何同一个的组分的含量相同，这样的平衡互称为等效平衡。2 .等效平衡的规律对于反应前后气体物质的体

20、积不等的反应A定温、定容时，改变起始加入情况，只要按化学计量数换算成方程式两边同一物质的物质.的量与原平衡相等就可以建立等效平衡。B定温、定压时，改变起始加入情况，只要按化学计量数换算成方程式两边同一物质的物质.的量之比与原平衡相等就可以建立等效平衡。对于反应前后气体物质的体积相等的反应不论定温、定容时还是定温、定压时，改变起始加入情况，只要按化学计量数换算成方程式两边同一物质的物质的量之比与原平衡相等就可以建立等效平衡。八、化学反应进行的方向1 .放热反应具有自发进行的倾向，但有些吸热反应也能自发进行，故用烙判据判断反应自 发进行的方向不全面2 .反应体系嫡值的增大，反应有自发进行的倾向，但

21、有些嫡减的反应也能自发进行，故用嫡判据判断反应自发进行的方向也不全面3 .复合判据自由能变化：G=Z H TA S>,是最全面的判断据：AGE HI- TA S> 0,不能自发进行；AGE H TA Sv 0,能自发进行；AGE H- TA S=0,反应处于平衡状态。】化学反应自发进行的方向性变与嫡值综合考虑Z化学反应方向的判断Ah<o.一定能自发进行AH>0, AS<lL 定不能自发进行低温下能自发进行AH>0. A£0,蒿温下露自发进行第三章水溶液中的离子平衡一、电解质、非电解质，强弱电解质的比较1.电解质、非电解质的概念电 解 质非电解质定义

22、在水溶液中或唇化状态下能导电的化 合物在水溶漉中和熔化状态下都不导电 的化合物相同点都是与溶解性无关的化合物不同点在一定条件下能电鬲不能电高在水溶液中或熔化状态下能导电在水溶液中和熔化状态下都不导电与常见物质 类别的关藤离子化合物和部分共阶化合物全是共检化合物通常为酸、疏、£、水、典型金属鼠 化物、某喳非金属氨化物等通常为非鱼属氧化物、某些非金属氢 化物、绝大多数有机物等2.强电解质与弱电解质的概念强电解质弱电解质概念在水溶漏中全部电鬲成肉子的电麟质在水溶液中只有一部分电离成商子 的电解质电高程度完全部分喀港里粒子水合离子水合分子、水合离子物质结构离于化合物.某些共价化合物某些共价化

23、合物与常见物质送别的关系通常为强通 HCk H2SQ4、HN5 等强麻：NaOiH. KOH. BagHh等绝大 普黑盐：NaCI. CaCO3、CHsCOONa 等逋常为弱醵：CHsCDOH. HF. HCIOs H3S, H2CO3. H2SiO3. H4SQ4等疆由 NHa-HjO. Cu(OH)3a?极少数盐、水3.强弱电解质通过实验进行判断的方法(以HAc为例)：(1)溶液导电性对比实验：相同条件下，HAc溶液的导电性明显弱于强酸(盐酸、硝酸)(2)测 0.01mol/LHAc 溶液的 pH>2(3)测NaAc溶液的pH值： 常温下，PH>7(4)测pH= a的HAc稀释

24、100倍后所得溶液pH<a +2(5)将物质的量浓度相同的HAc溶液和NaOH§液等体积混合后溶液呈碱性(6)中和10mLpH=1的HAc溶液消耗pH=13的NaOH§液的体积大于 10mL(7)将pH=1的HAc溶液与pH=13的NaOH§液等体积混合后溶液呈酸性(8)比较物质的量浓度相同的HAc溶液与盐酸，分别与同样的锌粒反应产生气体的速率，后者快。特别提醒：1 . SO、NH、CO的水溶液虽然能导电，但它们仍属于非电解质2 .电解质强弱的判断，关键是看电解质在水溶液中是否完全电离。电解质电离程度与溶解度无直接关系，溶解度大的不一定是强电解质(如醋酸)，

25、溶解度小的不一定是弱电解质(如硫酸钢)。3 .电解质溶液导电性取决于溶液中自由移动离子浓度和离子所带电荷数的多少。一般来说，相同浓度的强电解质的导电性明显强于弱电解质。弱酸(碱)与弱碱(酸)反应生成了强电 解质，溶液的导电性明显增强。4 .电解质的强弱与溶液的导电性没有直接的关系。如难溶物BaCO,它溶于水的部分能完全电离，故属于强电解质，但溶液的导电性几乎为零。二、弱电解质电离平衡及电离平衡常数要点一：影响电离平衡的因素：1 .温度：升高温度，促进电离(因为电离过程吸热)，离子浓度增大2 .浓度：溶液稀释促进电离，离子浓度反而变小3 .同离子效应：加入与弱电解质具有相同的离子的物质，将抑制电

26、离，相关离子浓度增大；4 .加入能反应的物质，促进电离，但相关离子浓度降低。要点二：电离平衡常数1 .在一定温度下，弱电解质达到电离平衡时，各种离子浓度之积与溶液中未电离的分子浓度之比是一个常数，该常数就叫电离平衡常数。如CHCOOH=+CHCOO+H+, K=c(CHsCOO)c(H +)/c(CH 3COOH).2 .电离平衡常数是描述弱电解质达到平衡状态的标尺。它只受温度的影响，因电离过程是吸热过程，故它随温度的升高而增大。3 .对于多元弱酸来说，由于上一级电离产生的H+对下一级电离起抑制作用，一般是K1>K2>K3,即第二步电离通常比第一步电离难得多，第三步电离又比第二步电

27、离难得多，因此在计算多元素弱酸溶液的 c(H+)或比较弱酸酸性相对强弱时，通常只考虑第一步电离。三、影响水电离平衡的因素和水的离子积常数要点一：影响水电离平衡的因素1 .温度：升温，促进水电离，c(H+)、c(OHI )同时增大，但溶液仍呈中性。2 .加入酸碱：向纯水中加入酸或碱溶液，酸电离出H+或碱电离出的 OH均使水的电离平衡受到抑制。3 .加入可水解的离子(弱酸根或弱碱阳离 子)：破坏了水的电离平衡，使水的电离平衡右 移，促进了水的电离。4 .其他因素：向水中加入活泼金属、电解时有H OH放电时均可促进水的电离平衡正向移动。要点二：水的离子积常数1 .水的离子积表示为 Kw = C(H+

28、) C(OH ),水的离子积只与温度有关，如不指明，则是在25C；升高温度，Kw增大，降低温度，Kw减小。2 .不仅适用于纯水，还适用于以水为溶剂的稀酸、稀碱溶液。碱溶液中：Kw=c水(H ) c碱(OH )，酸溶液中：Kw= c酸(H ) c7K(OH )；在不同的溶液中，c(H+)和c(OH虽然不一定相等，但由水电离出的c(H + )和c(O4)却总是相等的。3 .当水中加入酸或碱时，水的电离平衡都受到抑制，但Kw不变，改变的只是 c(H+)> c(OH一)相对大小。4 . Kw=c(H + ) Xc(Ohl )式中的c(H;)和c(Ol)指的是溶液中的 H+和O口的总浓度，一般说来

29、， 当溶液中c(H + )或c(OM)大于由水电离出的 H+和。口的1000倍时，水的电离可忽略。四、溶液的酸碱性及PH值的计算要点一：溶液白酸碱性及 PH值1 .溶液酸碱性的判断依据：c(H + ) >c(OH ),溶液呈酸性；c(H +)=c(OH ),溶液呈中性；c(H+) <c(OH ),溶液呈碱性。2 .酸碱性与PH值的关系：用PH值的大小来判断溶液的酸碱性，须注意温度：常温下，PH=7的溶液为中性；在 100c时，PH=7时，溶液呈碱性。3 .释稀溶液与PH的关系：对于强酸溶液，每稀释 10倍，PH增大一个单位，无论如何冲稀也不会等于或大于7;对于强碱溶液，每冲稀 10

30、倍，PH减小一个单位，无论如何冲稀也不会等于或小于7。对于PH相同的强酸和弱酸(强碱或弱碱)溶液冲稀相同的倍数，强酸或强碱溶液的PH变化大，这是因为强酸或强碱已完全电离，而弱酸或弱碱还能继续电离出 4、0口。 要点二：PH值的计算1 .单一溶液的 pH值计算：pH=lgc(H +)2 .溶液的稀释：规律：酸：pH= a ,力口水稀释10n倍，强酸：pH= a + n ,弱酸：pH < a + n无限稀释，pH接近7,但不会小于7碱：pH= b ,加水稀释 10n倍，强碱：pH= b n,弱碱：pH > b n 无限稀释，pH接近7,但不会小于7。3 .酸酸混合或碱碱混合溶液pH值计

31、算(1)强酸混合：大全但笠二强工1±£支也V1 +va(2)强碱混合:然后，再根据领用。&一)二c (H+) = Kw/ c(OH ),求算 c (H+)o 2.强酸和强碱混合恰好完全反应：pH=7酸过量时：碱过量时：4%10H-匚皴但十川骞C yJri )=域+"根据 c (H+) = Kw/ c(OH ),求 c (中五、电离方程式和水解方程式的书写要点一：电离方程式的书写1 .由于弱电解质在溶液中部分电离，故写电离方程式时用“二”符号，如 CHCOOH= H + CHCOO2 .多元弱酸分步电离，以第一步电离为主：如 H2CO 电离：H2COHCGT

32、+H+ , HCO,一 CO2 +H+3 .多元弱碱的电离与多元弱酸的电离情况相似，但常用一步表示：Fe(OH)3= Fe3+3OH要点二：水解方程式的书写1 .因单个离子水解程度较弱，故水解反应方程式用“二”，生成的产物少，生成物一般不标"”或“ r 。2 .多元弱酸对应的盐水解方程式与多元弱酸的电离方程式一样也是分步进行，不能合并。3 .多元弱碱阳离子的水解方程式一步完成。例如FeCl3水解：FeCl3+3HOFe(OH)3+3H+4 .双水解是指阴阳离子均水解， 且水解程度较大，一般能进行到底，此类水解用“二”表示， 生成物中的沉淀、气体要用“”或“r 标出，如A产与AlO2一

33、、HCO、HS、S2一之间均发生双水解反应，如 Al 3+ 3HS +3H2O=Al(OH)3 +3H2ST六、盐类的水解要点一：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，两弱相促进，两强不水解。2 .多元弱酸根，浓度相同时，正酸根比酸式酸水解程度大，碱性更强(如Ns2CQ >NaHCO。要点二：影响盐类的水解的因素1 .内在因素：组成盐的弱离子对应的酸或碱越弱，盐的水解程度越大.2 .外在因素：温度：升高温度，能促进盐的水解(因盐的水解是吸热的)；冲稀：用水稀释，盐的浓度减小，水解所呈现的酸碱性减弱，但盐的水解程度增大；加入酸或碱：能促进或抑制盐的水解，加入水解

34、呈现的酸碱性相反的盐也能促进盐的水解。 要点三：盐类水解的应用1 .易水解盐溶液的配制：配制FeCN SnCl2等溶液时，常将它们溶于较浓的盐酸中，然后再用水稀释到所需浓度。2 .物质杂质：加热法可除去KNO溶液中的Fe3+杂质；力口 CuO或Cu(OH等可除去Cu2+溶液中的 Fe3+。3 .溶液的蒸干：有些盐如FeCl3MgC2,由溶液蒸干得到晶体时，必须在蒸发过程中不断通入HCl气体，以抑制水解。4 .物质的制备：如 A124不能用湿法制备。5 .较活泼的金属与盐溶液作用产生氢气：如将Mg放入NHCl溶液中，会有氢气产生。6 .化肥的合理使用，如俊态氮肥不能与草木灰(主要成分ECO)混用

35、7 .泡沫灭火器中药剂的使用，如A12(SO4)3和NaHCO8 .明矶净水：Al 3+水解成氢氧化铝胶体，胶体具有很大的表面积，吸附水中悬浮物而聚沉 注意：NHHCQ (NH) 2CO溶液两种离子均可水解且互相促进，但不能水解进行到底，故它们可以大量共存，配成溶液。七、溶液中离子浓度大小的比较1 .多元弱酸、多元弱酸盐溶液如 H2S 溶液：c(H +)>c(HS )>c(S 2 一)>c(OH 一)。如 NaCO溶液：c(Na+)>c(CO32 )>c(OH ) >c(HCO 3 )>(H+)。2 .混合溶液：混合溶液中离子浓度的比较，要注意能发生反

36、应的先反应再比较，同时要注 意混合后溶液体积的变化，一般情况下，混合溶液的体积等于各溶液体积之和。在此， 常用到以下两组混合液： NHC1NH.H2O(1: 1);CHCOOHCHCOONa(1 1)。一般均按电离程度大于水解程度考虑。即NHC1 NH.H2O(1: 1)中，c(NH+)>c(Cl 一) > c(OH一) >c(H+);CHCOOH CHCOONa(1 1)中：c(CH3COOT)>c(Na +) > c(H +)>c(OH 一)3 .掌握三个守恒关系：(1)电荷守恒：电解质溶液中，不论存在多少种离子，溶液总是呈电中性，即阴离子所带负电荷总数

37、一定等于 阳离子所带正电荷总数。如在N&CO溶液中有 c(Na+)+c(H +尸c(HCO3 2 )+2c(CO3 )+c(OH )。(2)物料守恒：电解质溶液中，由于某些离子水解或电离，使离子种类增多，但某些主要原子的总数是守恒的。如在N& CO溶液中有c(Na+)=2c(CO32)+2c(HCO3)+2c(H 2CO)。(3)质子守恒：任何溶液中，最后溶液中仅由水电离出的H+与OH守恒，即由水电离产生的c(H+)=c(OH ) 0在电解质溶液中，由于某些离子发生水解，结合了水电离的H+或OH,使溶液中c(H+)丰c(OH )，但由水电离 出的 H+与 OH守恒。如在 NaC

38、O溶液 中有c(OH )=c(H +)+c(HCO3 )+2c(H 2CQ),也可由电荷守恒式和物料守恒式叠加得出。八、溶沉淀解平衡及沉淀溶解平衡常数要点一：沉淀溶解平衡：1 .溶解度小于0.01g的电解质称难溶电解质。难溶并非不溶，任何难溶物在水中均存在溶 解平衡。2 .反应后离子浓度降至1X105mol/L以下的反应为完全反应，故用“="，常见的难溶物在水中的离子浓度均远低于10 5mol/L3 .溶解平衡方程式的书写：_在沉淀后用标明状态，并用“ ' 一"，如：Ag2s(s) WAg + (aq)+ S 2 (aq)4 .沉淀溶解平衡是动态平衡，其影响因素主要

39、有：温度：一般升温时，沉淀溶解度增大，能促进溶解，但要注意Ca(OH)2的溶解度随温度的升高而减小。同离子效应：增大体系中沉淀溶解平衡中离子浓度，平衡向生成沉淀的方向移动；反之，则向沉淀溶解的方向移动。5 .沉淀转化的实质：就是沉淀溶解平衡的移动，一般说来，溶解度小的沉淀转化成溶解度 更小的沉淀。要点二：沉淀溶解平衡常数1 .表达公式：沉淀溶解平衡常数，它的符号为Ksp,对于沉淀溶解平衡：MmNn(s-mrn+(aq)+nN m (aq)。固体纯物质不列入平衡常数中。上述反应的平衡常数为表示为：Ksp=c(M n+) c(N m) n2 .影响因素：在一定的温度下，Ksp是一个常数，称为溶度积

40、常数，简称溶度积，它只受温度影响，不受溶液中离子浓度的影响。3 .溶度积的应用：通过比较溶度积和溶液中有关离子浓度哥的乘积一离子积QC的相对大小，可以判断难溶电解质在给定条件下沉淀能否生成或溶解。Q > Ksp溶液过饱和，有沉淀析出，直至溶液饱和达到新的平衡状态Q= Ksp溶液饱和，沉淀与溶解处于平衡状态QKsp溶液未饱和，无沉淀析出，若加入过量难溶电解质，难溶电解质溶解直至溶液饱 和。第四章电化学一 、原电池的工作原理1 .将化学能转变为电能的装置叫做原电池，它的原理是将氧化还原反应中还原剂失去的电 子经过导线传给氧化剂，使氧化还原反应分别在两极上进行。2 .原电池的形成条件：(如下图

41、所示)(1)活泼性不同的电极材料(2)电解质溶液(3)构成闭合电路(用导线连接或直接接触)(4)自发进行的氧化还原反应乳化反应力电流正霰一货毂)<t失小滞导线供洋.有也寐产生卜负极甥锌膜电池电解质溶7ft正极还原反拽特别提醒：构成原电池的四个条件是相互联系的，电极不一定参加反应， 电极材料不一定都是金属，但应为导体，.电解质溶液应合理的选取。3 .判断原电池正负极常用的方法负极：一般为较活泼金属，发生氧化反应；是电子流出的一极，电流流入的一极；或阴离子 定向移动极；往往表现溶解。正极：一般为较不活泼金属，能导电的非金属；发生还原反应；电子流入一极，电流流出一极；或阳离子定向移向极；往往表

42、现为有气泡冒出或固体析出。4 .原电池电极反应式书写技巧(1)根据给出的化学方程式或题意，确定原电池的正、负极，弄清正、负极上发生反应的 具体物质(2)弱电解质、气体、难溶物均用化学式表示，其余以离子符号表示，写电极反应式时，要遵循质量守恒、元素守恒定律及正负极彳#失电子数相等的规律，一般用“二”而不用“一”(3)注意电解质溶液对正、负极反应产物的影响，正、负极产物可根据题意或化学方程式加以确定(4)正负电极反应式相加得到原电池的总反应式，通常用总反应式减去较易写的电极反应式，从而得到较难写的电极反应式。二、原电池原理的应用(1)设计原电池(这是近几年高考的命题热点)(2)加快了化学反应速率：

43、形成原电池后，氧化还原反应分别在两极进行，使反应速率增大，例如：实验室用粗锌与稀硫酸反应制取氢气；在锌与稀硫酸反应时加入少量的CuSO溶液，能使产生 H2的速率加快(3)进行金属活动性强弱的比较(4)电化学保护法：即金属作为原电池的正极而受到保护，如在铁器表面镀锌(5)从理论上解释钢铁腐蚀的主要原因三、化学电源1 .充电电池是指既能将化学能转变成电能(即放电) ，又能将电能转变成化学能(充电)的 一类特殊的电池。充电、放电的反应不能理解为可逆反应(因充电、放电的条件不同)。2 .书写燃料电池电极反应式时应注意如下几点：(1)电池的负极一定是可燃性气体，失电子，发生氧化反应；电池的正极一定是助燃

44、气体，得电子，发生还原反应。(2)写电极反应时，一定要注意电解质是什么，其中的离子要和电极反应中出现的离子相对应，碱性电解质时，电极反应式不能出现H+;酸性电解质时，电极反应式不能出现OH。(3)可由正负两极的电极反应式相叠加得到总电极反应式，但要注意是在得失电子守恒前提下；电极反应要注意是燃料反应和燃料产物与电解质溶液反应的相叠加的反应式。四、电解原理及规律1 .电极的判断与电极上的反应。(1)阳极：与电源正极相连的电极，是发生氧化反应；若惰性材料(石墨、Pt、Au )作阳极，失电子的是溶液中的阴离子；若为活性金属电极(Pt、Au除外)，失电子的是电极本身，表现为金属溶解。(2)阴极：是与电

45、源负极相连的电极，电极本身不参与反应；溶液.中的阳离子在阴极上得电子，发生还原反应。2 .电流或电子的流向：电解池中电子由电源负极流向阴极，被向阴极移动的某种阳离子获 得，而向阳极移动的某种阴离子或阳极本身在阳极上失电子，电子流向电源正极。3 .离子的放电顺序：主要取决于离子本身的性质，也与溶液浓度、温度、电极材料等有关。(1)阴极(得电子能力)：Ag+>Fe3+>Cu2+>H+>Pb2+>Sn2+>Fe2+>Zn2+>Al3+>M>Na+>Ca2+> rK+,但应 注意，电镀时通过控制条件(如离子浓度等)，Fe2+和Zn

46、2+可先于H+放电。(2)阳极(失电子能力)：若阳极材料为活性电极(Pt、Au除外)，则电极本身失去电子， 而溶液中的阴离子不参与电极反应；若阳极材料为惰性电极，则有S2->/>BJ>CL>OH>含氧酸根离子及L等。4 .酸、碱、盐溶液电解规律(惰性电极)类型电极反应崎点实例1电解对象电期质 修度pH电鬣庖海淀 复原电解水型阴：2H* + 2e*= HjtP0 ： 20HT -+ 02iNaOH燎地大墙大水水用大减小水NazSOt求地大不壹水分解 电解电等质电离出的明、阳离子分别在两HCI减小噌.氧化氢质把摄放电cudi电超质浦小/氯化洞放匕 生神 型阴极：HQ放H上生鼻 阳极：电解原明窟孑放电NaCl电箫激和水生成新电一等氮中大氯化氧故0工 生般 美阴揭：电解雇阳离子微电 阳极：HQ粒5生酸C1JSO4电解质制水生成IS电解建漉小氧化烟5 .原电池、电解池、电镀池的判断（1）若无外接电源，可能是原电池，然后根据原电池的形成条件判断（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，当阳极金属与电解质溶液中的金属离子相同，则为电镀池（3）若无明显外接电源的串联电路，则应利用题中信息找出能发生自发氧化还原反应的装置为