高中化學(xué)選修4《復(fù)習(xí)提綱》

選修4復(fù)習(xí)提綱第一章化學(xué)反應(yīng)與能量一、焓變、反應(yīng)熱要點(diǎn)一：反應(yīng)熱（焓變）的概念及表示方法化學(xué)反應(yīng)過(guò)程中所釋放或吸收的能量，都可以用熱量來(lái)描述，叫做反應(yīng)熱，又稱焓變，符號(hào)為H，單位為kJ/mol，規(guī)定放熱反應(yīng)的H為“”，吸熱反應(yīng)的H為“+”。特別提醒：（1）描述此概念時(shí)，無(wú)論是用“反應(yīng)熱”、“焓變”或“ H”表示，其后所用的數(shù)值必須帶“+”或“”。（2）單位是kJ/mol，而不是kJ，熱量(Q)的單位是kJ。（3）在比較大小時(shí)，所帶“+”“”符號(hào)均參入比較。熱量(Q)大，H小。1(2011年中山高二檢測(cè))根據(jù)以下三個(gè)熱化學(xué)方程式：2H2S(g)3O2(g)=2SO2(g)2H2O(l) H1Q1kJ/mol2H2S(g)O2(g)=2S(s)2H2O(l) H2Q2 kJ/mol2H2S(g)O2(g)=2S(s)2H2O(g) H3Q3 kJ/mol判斷Q1、Q2、Q3三者關(guān)系正確的是() H1，H2，H3三者關(guān)系是？AQ1>Q2>Q3 BQ1>Q3>Q2 CQ3>Q2>Q1 DQ2>Q1>Q3解析：選A。H1H2H3要點(diǎn)二：放熱反應(yīng)和吸熱反應(yīng)1放熱反應(yīng)的H為“”或H0 ；吸熱反應(yīng)的H為“+”或H 0HE（生成物的總能量）E（反應(yīng)物的總能量）HE（反應(yīng)物的鍵能） E（生成物的鍵能）1(2011年北京宣武區(qū)高三質(zhì)檢)下列反應(yīng)中生成物總能量高于反應(yīng)物總能量的是()A碳酸鈣受熱分解B乙醇燃燒C鋁粉與氧化鐵粉末反應(yīng) D氧化鈣溶于水解析：選A。生成物的總能量高于反應(yīng)物的總能量的反應(yīng)是吸熱反應(yīng)。在題給四個(gè)反應(yīng)中，只有碳酸鈣受熱分解為吸熱反應(yīng)，其余的均為放熱反應(yīng)。2常見(jiàn)的放熱反應(yīng)和吸熱反應(yīng)放熱反應(yīng)：活潑金屬與水或酸的反應(yīng)、酸堿中和反應(yīng)、燃燒反應(yīng)、多數(shù)化合反應(yīng)。吸熱反應(yīng)：多數(shù)的分解反應(yīng)、氯化銨固體與氫氧化鋇晶體的反應(yīng)、水煤氣的生成反應(yīng)、炭與二氧化碳生成一氧化碳的反應(yīng)3需要加熱的反應(yīng)，不一定是吸熱反應(yīng)；不需要加熱的反應(yīng)，不一定是放熱反應(yīng)4通過(guò)反應(yīng)是放熱還是吸熱，可用來(lái)比較反應(yīng)物和生成物的相對(duì)穩(wěn)定性。如C（石墨，s） C（金剛石，s） H3= +1.9kJ/mol，該反應(yīng)為吸熱反應(yīng)，金剛石的能量高，石墨比金屬石穩(wěn)定。（能量高，不穩(wěn)定）1.（2009萊蕪質(zhì)檢）已知25、101 kPA下，石墨、金剛石燃燒的熱化學(xué)方程式分別為：C（石墨，s）+O2（g）CO2(g);H=-393.51 kJmol-1C(金剛石,s)+O2（g）CO2(g);H=-395.41 kJmol-1據(jù)此判斷，下列說(shuō)法中正確的是 答案 A A.由于石墨制備金剛石是吸熱反應(yīng)；等質(zhì)量時(shí)，石墨的能量比金剛石的能量低B.由于石墨制備金剛石是吸熱反應(yīng)；等質(zhì)量時(shí)，石墨的能量比金剛石的能量高C.由于石墨制備金剛石是放熱反應(yīng)；等質(zhì)量時(shí)，石墨的能量比金剛石的能量低D.由于石墨制備金剛石是放熱反應(yīng)；等質(zhì)量時(shí)，石墨的能量比金剛石的能量高二、熱化學(xué)方程式的書(shū)寫(xiě)書(shū)寫(xiě)熱化學(xué)方程式時(shí)，除了遵循化學(xué)方程式的書(shū)寫(xiě)要求外，還要注意以下幾點(diǎn)：1反應(yīng)物和生成物的聚集狀態(tài)不同，反應(yīng)熱的數(shù)值和符號(hào)可能不同，因此必須注明反應(yīng)物和生成物的聚集狀態(tài)，用s、l、g分別表示固體、液體和氣體，而不標(biāo)“、”。2H只能寫(xiě)在熱化學(xué)方程式的右邊，用空格隔開(kāi)，H值“” 表示放熱反應(yīng)， H值“+”表示吸熱反應(yīng)；單位為“kJ/mol”。3熱化學(xué)方程式中各物質(zhì)化學(xué)式前面的化學(xué)計(jì)量數(shù)僅表示該物質(zhì)的物質(zhì)的量，并不表示物質(zhì)的分子數(shù)或原子數(shù)，因此，化學(xué)計(jì)量數(shù)可以是整數(shù)，也可以是分?jǐn)?shù)。4H的值要與熱化學(xué)方程式中化學(xué)式前面的化學(xué)計(jì)量數(shù)相對(duì)應(yīng)，如果化學(xué)計(jì)量數(shù)加倍，H也要加倍。5正反應(yīng)若為放熱反應(yīng)，則其逆反應(yīng)必為吸熱反應(yīng)，二者H的數(shù)值相等而符號(hào)相反。1、 1 g氫氣燃燒生成液態(tài)水時(shí)放出142.9 kJ熱量，表示該反應(yīng)的熱化學(xué)方程式正確的是 A.2H2（g)+O2(g) 2H2O(l);H=-142.9 kJmol-1B.2H2(g)+O2(g) 2H2O(l);H=-571.6 kJmol-1C.2H2+O22H2O;H=-571.6 kJmol-1D.2H2(g)+O2(g) 2H2O(l);H=+571.6 kJmol-1答案 B三、燃燒熱、中和熱、能源要點(diǎn)一：燃燒熱、中和熱及其異同燃燒熱中和熱相同點(diǎn)能量變化放熱反應(yīng)HH0，單位：kJ/mol不同點(diǎn)反應(yīng)物的量1mol（O2的量不限）可能是1mol，也可能是0.5mol生成物的量不限量H2O是1mol含義1mol反應(yīng)物完全燃燒時(shí)放出的熱量；不同反應(yīng)物，燃燒熱不同生成1mol水時(shí)放出的熱量；強(qiáng)酸強(qiáng)堿的中和熱約為57.3 kJ/mol特別提醒：1燃燒熱指的是1 mol可燃物燃燒生成穩(wěn)定的化合物時(shí)所放出的熱量，注意：穩(wěn)定的化合物，如H2H2O(l)而不是H2O(g)、 CCO2(g)而不是CO 、SSO2(g)而不是SO3。2中和熱是指酸、堿的稀溶液發(fā)生中和反應(yīng)生成1 mol水所放出的熱量。注意：弱酸、弱堿電離出H+、OH-需要吸收熱量，故所測(cè)定中和熱的數(shù)值偏??；濃硫酸與堿測(cè)定中和熱時(shí)，因濃硫酸釋稀要放熱，故測(cè)定的中和熱的數(shù)值偏大。3因燃燒熱、中和熱是確定的放熱反應(yīng)，具有明確的含義，故在表述時(shí)不用帶負(fù)號(hào)，如CH4的燃燒熱為890KJ/mol。4注意表示燃燒熱的熱化學(xué)方程式和燃燒的熱化學(xué)方程式；表示中和熱的熱化學(xué)方程式和表示中和反應(yīng)的熱化學(xué)方程式的不同。燃燒熱以可燃物1mol為標(biāo)準(zhǔn)，且燃燒生成穩(wěn)定的化合物；中和熱以生成1mol水為標(biāo)準(zhǔn)。1(2011年河北正定中學(xué)高二月考)下列熱化學(xué)方程式中H代表燃燒熱的是() 選C。ACH4(g)3/2O2(g)=2H2O(l)CO(g)H1BS(s)3/2O2(g)=SO3(s)H2CC6H12O6(s)6O2(g)=6CO2(g)6H2O(l)H3D2CO(g)O2(g)=2CO2(g)H45(2011年云浮高二檢測(cè))已知反應(yīng)：101 kPa時(shí)，2C(s)O2(g)=2CO(g)H221 kJ/mol；稀溶液中，H(aq)OH(aq)=H2O(l)H57.3 kJ/mol，下列結(jié)論正確的是() 選A。A碳的燃燒熱大于110.5 kJ/molB的反應(yīng)熱為221 kJ/molC濃H2SO4與稀NaOH溶液反應(yīng)的中和熱為57.3 kJ/molD稀醋酸與稀NaOH溶液反應(yīng)生成1 mol水，放出57.3 kJ/mol的熱量要點(diǎn)二：能源新能源的開(kāi)發(fā)與利用,日益成為社會(huì)關(guān)注的焦點(diǎn),因此,以新型能源開(kāi)發(fā)與利用為背景材料，考查熱化學(xué)方程式的書(shū)寫(xiě)及求算反應(yīng)熱，已成為高考命題的熱點(diǎn)。關(guān)于能源問(wèn)題，應(yīng)了解下面的幾個(gè)問(wèn)題：（1）能源的分類：常規(guī)能源（可再生能源，如水等，非再生能源，如煤、石油、天然氣等）；新能源（可再生能源，如太陽(yáng)能、風(fēng)能、生物能；非再生能源，如核聚變?nèi)剂希?）能源的開(kāi)發(fā)；太陽(yáng)能：每年輻射到地球表面的能量為51019kJ，相當(dāng)于目前全世界能量消耗的1.3萬(wàn)倍。生物能：將生物轉(zhuǎn)化為可燃性的液態(tài)或氣態(tài)化合物，再利用燃燒放熱。風(fēng)能：利用風(fēng)力進(jìn)行發(fā)電、提水、揚(yáng)帆助航等技術(shù)，風(fēng)能是一種可再生的干凈能源。地球能、海洋能。121世紀(jì)人類正由“化石能源時(shí)期”逐步向“多能源時(shí)期”過(guò)渡，下列不屬于新能源的是A電力 B核能 C太陽(yáng)能 D氫能解析：選A。新能源主要是指核能、地?zé)崮堋⒊毕?、沼氣、新方法利用的太?yáng)能、風(fēng)能等。四、反應(yīng)熱的求算1由蓋斯定律：化學(xué)反應(yīng)不管是一步完成還是分步完成，其反應(yīng)熱總是相同的。也就是說(shuō)，化學(xué)反應(yīng)熱只與反應(yīng)的始態(tài)和終態(tài)有關(guān)，而與具體反應(yīng)的途徑無(wú)關(guān)。2反應(yīng)熱的數(shù)值等于E（形成新鍵釋放的總能量）與E（斷鍵所吸收的總能量）之差，放熱反應(yīng)H的符號(hào)為“”，吸熱反應(yīng)H的符號(hào)為“+”。特別提醒：（1）運(yùn)用蓋斯定律的技巧：參照目標(biāo)熱化學(xué)方程式設(shè)計(jì)合理的反應(yīng)途徑，對(duì)原熱化學(xué)方程式進(jìn)行恰當(dāng)“變形”（反寫(xiě)、乘除某一個(gè)數(shù)），然后方程式之間進(jìn)行“加”，從而得出求算新熱化學(xué)方程式反應(yīng)熱H的關(guān)系式。（2）具體方法：對(duì)原熱化學(xué)方程式反寫(xiě)（將一個(gè)熱化學(xué)方程式顛倒時(shí)，DH的“+”“”號(hào)也隨之改變，但數(shù)值不變）。乘以某一個(gè)數(shù)（反應(yīng)熱也必須乘上該數(shù)）；對(duì)原熱化學(xué)方程式相加（反應(yīng)熱也隨之加）。（3）注意1molH2、O2分別含有1molH-H、1mol O=O，1molH2O中含有2molOH，1molNH3含有3molN-H ，1molCH4含有4molC-H。1已知在298 K時(shí)下述反應(yīng)的有關(guān)數(shù)據(jù)：C(s)1/2O2(g)=CO(g)H1110.5 kJ/molC(s)O2(g)=CO2(g)H2393.5 kJ/mol則C(s)CO2(g)=2CO(g)的H為()A283.5 kJ/mol B172.5 kJ/mol C172.5 kJ/mol D504 kJ/mol解析：選B。根據(jù)蓋斯定律：方程2反寫(xiě)，H2+393.5 kJ/mol，方程1乘2，H1110.5 kJ/mol2，變形的方程式相加（反應(yīng)熱也隨之加）。H2H1+（H2）2(110.5 kJ/mol) + (+393.5 kJ/mol)172.5 kJ/mol2已知破壞1 mol NN鍵、HH鍵和NH鍵分別需吸收的能量為946 kJ、436 kJ、391 kJ。計(jì)算1 mol N2(g)和3 mol H2(g)完全轉(zhuǎn)化為NH3(g)時(shí)反應(yīng)熱的理論值。答案：H92 kJ/mol第二章化學(xué)反應(yīng)速率與化學(xué)平衡一、化學(xué)反應(yīng)速率及其簡(jiǎn)單計(jì)算1化學(xué)反應(yīng)速率：通常用單位時(shí)間內(nèi)反應(yīng)物濃度的減小或生成物濃度的增加來(lái)表示，其數(shù)學(xué)表達(dá)式可表示為單位一般為mol/(Lmin)或mol.L-1min-12結(jié)論：對(duì)于一般反應(yīng) aA + bB =cC + dD來(lái)說(shuō)有：VA ：VB ：VC ：VD =CA ：CB ：CC ：CD = a ：b ：c ：d特別提醒：1化學(xué)反應(yīng)速率指的是平均速率而不是瞬時(shí)速率2無(wú)論濃度的變化是增加還是減少，化學(xué)反應(yīng)速率均取正值。3同一化學(xué)反應(yīng)速率用不同物質(zhì)表示時(shí)可能不同，但是比較反應(yīng)速率快慢時(shí)，要根據(jù)反應(yīng)速率與化學(xué)方程式的計(jì)量系數(shù)的關(guān)系換算成同一種物質(zhì)來(lái)表示，看其數(shù)值的大小。注意比較時(shí)單位要統(tǒng)一。二、影響化學(xué)反應(yīng)速率的因素1內(nèi)因（主要因素）：反應(yīng)物本身的性質(zhì)（分子結(jié)構(gòu)或原子結(jié)構(gòu)）所決定的。2外因（次要因素）（1）濃度：當(dāng)其他條件不變時(shí)，增大反應(yīng)物的濃度，V正急劇增大，V逆也逐漸增大。若減小反應(yīng)物濃度，V逆急劇減小，V正逐漸減小。（固體或純液體的濃度可視為常數(shù)，故反應(yīng)速率與其加入量多少無(wú)關(guān)）。（2）溫度：當(dāng)其他條件不變時(shí)，升溫時(shí)， V正、V逆都加快；降溫時(shí)，V正、V逆都減?。?）壓強(qiáng)：其他條件不變時(shí)，對(duì)于有氣體參加的反應(yīng)，通過(guò)縮小反應(yīng)容器，增大壓強(qiáng)，V正、V逆都增大；通過(guò)擴(kuò)大反應(yīng)容器，壓強(qiáng)減小，濃度變小，V正、V逆均減小。（4）催化劑：使用催化劑，成百上千的同等倍數(shù)地增加了正、逆反應(yīng)速率。特別提醒：1改變壓強(qiáng)的實(shí)質(zhì)是改變濃度，若反應(yīng)體系中無(wú)氣體參加，故對(duì)該類的反應(yīng)速率無(wú)影響。2恒容時(shí)，氣體反應(yīng)體系中充入稀有氣體（或無(wú)關(guān)氣體）時(shí)，氣體總壓增大，物質(zhì)的濃度不變，反應(yīng)速率不變。3恒壓時(shí)，充入稀有氣體，反應(yīng)體系體積增大，濃度減小，反應(yīng)速率減慢。三、化學(xué)平衡狀態(tài)的標(biāo)志和判斷1化學(xué)平衡的標(biāo)志：（1）V正=V逆，它是化學(xué)平衡的本質(zhì)特征（2）各組分的濃度不再改變，各組分的物質(zhì)的量、質(zhì)量、體積分?jǐn)?shù)、反應(yīng)物的轉(zhuǎn)化率等均不再改變，這是外部特點(diǎn)。2化學(xué)平衡的狀態(tài)的判斷：舉例反應(yīng)mA(g)+ nB(g)pC(g)+qD(g)正逆反應(yīng)速率的關(guān)系單位時(shí)間內(nèi)消耗了mmolA同時(shí)生成mmolA，即V正=V逆平衡單位時(shí)間內(nèi)消耗nmolB，同時(shí)生成了mmolA，即V（B正）：V（A逆）=n：m平衡混合物體系中各組分的含量各物質(zhì)的物質(zhì)的量或各物質(zhì)的量分?jǐn)?shù)一定平衡各物質(zhì)的質(zhì)量或各物質(zhì)的質(zhì)量分?jǐn)?shù)一定平衡壓強(qiáng)當(dāng)m+np+q時(shí)，壓強(qiáng)不變平衡溫度任何化學(xué)反應(yīng)都伴隨能量變化，在其他條件不變的條件下，體系溫度一定平衡顏色當(dāng)體系的顏色（反應(yīng)物或生成物的顏色）不再變化平衡混合氣體平均相對(duì)分子質(zhì)量當(dāng)m+np+q時(shí)，平均相對(duì)分子質(zhì)量不變平衡體系的密度當(dāng)m+np+q時(shí)，等壓、等溫時(shí)，氣體密度一定平衡特別提醒：1當(dāng)從正逆反應(yīng)速率關(guān)系方面描述時(shí)，若按化學(xué)計(jì)量數(shù)比例同向說(shuō)時(shí)，則不能說(shuō)明達(dá)到平衡狀態(tài)；若按化學(xué)計(jì)量數(shù)比例異向說(shuō)明，則可以說(shuō)明達(dá)到平衡狀態(tài)。2恒溫、恒容下的體積不變的反應(yīng)，體系的壓強(qiáng)或總物質(zhì)的量不變時(shí)，不能說(shuō)明達(dá)到平衡狀態(tài)。如H2（g）+I2 （g）2HI（g）。3全部是氣體參加的體積不變的反應(yīng)，體系的平均相對(duì)分子質(zhì)量不變，不能說(shuō)明達(dá)到平衡狀態(tài)。如2HI（g） H2（g）+I2（g）4全部是氣體參加的反應(yīng)，恒容條件下體系的密度不變，不能說(shuō)明達(dá)到平衡狀態(tài)。四、影響化學(xué)平衡的因素及勒夏特例原理要點(diǎn)一：反應(yīng)條件對(duì)化學(xué)平衡的影響：（1）濃度：在其他條件不變時(shí)，增大反應(yīng)物的濃度或減少生成物的濃度，都可使平衡向正反應(yīng)方向移動(dòng)，反之，平衡向逆反應(yīng)方向移動(dòng)。（2）溫度：在其他條件不變時(shí)，升高溫度，平衡向吸熱方向移動(dòng)；降低溫度，平衡向放熱方向移動(dòng)；溫度對(duì)化學(xué)平衡的影響是通過(guò)改變平衡常數(shù)實(shí)現(xiàn)的。（3）壓強(qiáng)：其他條件不變時(shí)，在有氣體參加的可逆反應(yīng)里，增大壓強(qiáng)，平衡向氣體總體積縮小的方向移動(dòng)；反之，平衡向氣體總體積增大的方向移動(dòng)。在這里，壓強(qiáng)改變是通過(guò)反應(yīng)器容積的改變來(lái)完成的（即壓縮或擴(kuò)大）。（4）催化劑：使用催化劑能同等倍數(shù)地增大正逆反應(yīng)速率，平衡不移動(dòng)，縮短了達(dá)到平衡所需的時(shí)間，但不會(huì)改變化學(xué)平衡常數(shù)，不會(huì)改變反應(yīng)物的轉(zhuǎn)化率，不會(huì)改變各組分的百分含量。特別提醒：1恒容時(shí)充入與該反應(yīng)無(wú)關(guān)的氣體（如稀有氣體），正逆反應(yīng)速率不變，平衡不移動(dòng)2使用催化劑或?qū)怏w體積不變的反應(yīng)改變壓強(qiáng)，同等倍數(shù)的改變正逆反應(yīng)速率，平衡不移動(dòng)。3若改變濃度、壓強(qiáng)、溫度，不同倍數(shù)的改變了正逆反應(yīng)速率時(shí)，化學(xué)平衡一定移動(dòng)。要點(diǎn)二：勒夏特例原理如果改變影響化學(xué)平衡的一個(gè)條件（如濃度、溫度、壓強(qiáng)），平衡就向能夠減弱這種方向移動(dòng)。對(duì)該原理中的“減弱”不能理解為消除、抵消，即平衡移動(dòng)的變化總是小于外界條件變化對(duì)反應(yīng)的改變。如給已達(dá)到平衡狀態(tài)的可逆體系，增加5個(gè)大氣壓，由于化學(xué)反應(yīng)向體積縮小的方向移動(dòng)，使體系的最終壓強(qiáng)大于其初始?jí)簭?qiáng)P0而小于P0+5。另外，工業(yè)上反應(yīng)條件的優(yōu)化，實(shí)質(zhì)上是勒夏特例原理和化學(xué)反應(yīng)速率兩方面綜合應(yīng)用的結(jié)果。五、化學(xué)速率和化學(xué)平衡圖象1速率v時(shí)間t的圖象：（1）由速率的變化判斷外界條件的改變：若反應(yīng)速率與原平衡速率斷層，則是由改變溫度或壓強(qiáng)所致，具體改變的條件，則要結(jié)合V逆、V正大小關(guān)系及平衡移動(dòng)的方向進(jìn)行判斷。若反應(yīng)速率與原平衡連續(xù)，則是由改變某一種物質(zhì)的濃度所致，具體是增大或減小反應(yīng)物還是生成物的濃度，則要結(jié)合V逆、V正大小關(guān)系及平衡移動(dòng)的方向進(jìn)行判斷2組分量時(shí)間t、溫度T、壓強(qiáng)P的圖象“先拐先平”：“先拐”的先達(dá)到平衡狀態(tài)，即對(duì)應(yīng)的溫度高或壓強(qiáng)大，從而判斷出曲線對(duì)應(yīng)的溫度或壓強(qiáng)的大小關(guān)系。“定一議二”：即固定其中的一個(gè)因素（溫度或壓強(qiáng)等），然后討論另外一個(gè)因素與化學(xué)平衡中的參量（濃度、質(zhì)量分?jǐn)?shù)、體積分?jǐn)?shù)、平均相對(duì)分子質(zhì)量）的變化關(guān)系，從而判斷出該反應(yīng)為放熱反應(yīng)或吸熱反應(yīng)、反應(yīng)前后氣體體積的大小等。六、化學(xué)平衡常數(shù)1對(duì)于一般的可逆反應(yīng)：mA(g)+ nB(g)pC(g)+qD(g)，其中m、n、p、q分別表示化學(xué)方程式中反應(yīng)物和生成物的化學(xué)計(jì)量數(shù)。當(dāng)在一定溫度下達(dá)到化學(xué)平衡時(shí)，這個(gè)反應(yīng)的平衡常數(shù)公式可以表示為：,各物質(zhì)的濃度一定是平衡時(shí)的濃度,而不是其他時(shí)刻的.2在進(jìn)行K值的計(jì)算時(shí)，固體和純液體的濃度可視為常數(shù)“1”。例如：Fe3O4(s)+4H2(g)3Fe(s)+4H2O(g)，在一定溫度下，化學(xué)平衡常數(shù)表示為。3利用K值可判斷某狀態(tài)是否處于平衡狀態(tài)。例如，在某溫度下，可逆反應(yīng)mA(g)+nB(g)pC(g)+qD(g)，平衡常數(shù)為K。若某時(shí)刻時(shí)，反應(yīng)物和生成物的濃度關(guān)系如下： ，則有以下結(jié)論：QcK ，V(正)V(逆)，可逆反應(yīng)處于化學(xué)平衡狀態(tài)；QcK ，V(正)V(逆)，可逆反應(yīng)向正反應(yīng)方向進(jìn)行；QcK ，V(正)V(逆)，可逆反應(yīng)向逆反應(yīng)方向進(jìn)行。4化學(xué)平衡常數(shù)是指某一具體化學(xué)反應(yīng)的平衡常數(shù)，當(dāng)化學(xué)反應(yīng)方程式的各物質(zhì)的化學(xué)計(jì)量數(shù)增倍或減倍時(shí)，化學(xué)平衡常數(shù)也會(huì)發(fā)生相應(yīng)的變化。5化學(xué)平衡常數(shù)是描述可逆反應(yīng)進(jìn)行程度的重要參數(shù)，只與溫度有關(guān)，與反應(yīng)物、生成物的濃度無(wú)關(guān)，當(dāng)然也不會(huì)隨壓強(qiáng)的變化而變化，即與壓強(qiáng)無(wú)關(guān)。八、化學(xué)反應(yīng)進(jìn)行的方向1放熱反應(yīng)具有自發(fā)進(jìn)行的傾向，但有些吸熱反應(yīng)也能自發(fā)進(jìn)行，故用焓判據(jù)判斷反應(yīng)自發(fā)進(jìn)行的方向不全面2反應(yīng)體系熵值的增大，反應(yīng)有自發(fā)進(jìn)行的傾向，但有些熵減的反應(yīng)也能自發(fā)進(jìn)行，故用熵判據(jù)判斷反應(yīng)自發(fā)進(jìn)行的方向也不全面3復(fù)合判據(jù)-自由能變化：G=H-TS，是最全面的判斷據(jù)：G=HTS0，不能自發(fā)進(jìn)行；G=HTS0，能自發(fā)進(jìn)行；G=HTS=0，反應(yīng)處于平衡狀態(tài)?；瘜W(xué)反應(yīng)自發(fā)進(jìn)行的方向焓變（H）與熵值（S）綜合考慮化學(xué)反應(yīng)方向的判斷H0、S0，一定能自發(fā)進(jìn)行H0、S0，一定不能自發(fā)進(jìn)行H0、S0，低溫下能自發(fā)進(jìn)行H0、S0，高溫下能自發(fā)進(jìn)行1可逆反應(yīng)2A+3B 2C+D在四種不同條件下的反應(yīng)速率分別是Av (A) 0.5mol/ (Lmin)Bv (B) 0.6mol/ (Lmin)Cv (C) 0.35mol/ (Lmin)Dv (D) 0.4mol/ (Lmin)則該反應(yīng)在不同條件下反應(yīng)速率最快的是（ ）2下列說(shuō)法中正確的是（ ）A凡是放熱反應(yīng)都是自發(fā)的，由于吸熱反應(yīng)都是非自發(fā)的B自發(fā)反應(yīng)在恰當(dāng)條件下才能實(shí)現(xiàn)C自發(fā)反應(yīng)在任何條件下都能實(shí)現(xiàn)D自發(fā)反應(yīng)一定是熵增大，非自發(fā)反應(yīng)一定是熵減小或不變3升高溫度能加快反應(yīng)速率的主要原因是（ ）A活化分子能量明顯增加 B降低活化分子的能量C增加活化分子的百分?jǐn)?shù) D降低反應(yīng)所需的能量4、一定條件下，可逆反應(yīng)C(s) + CO2(g)2CO(g) H0，達(dá)到平衡狀態(tài)，進(jìn)行如下操作：升高反應(yīng)體系的溫度；增加反應(yīng)物C的用量；縮小反應(yīng)體系的體積；減少體系中CO的量。上述措施中一定能使反應(yīng)的正反應(yīng)速率顯著加快的是 ABCD5對(duì)可逆反應(yīng)4NH3（g）+ 5O2（g） 4NO（g）+ 6H2O（g），下列敘述正確的是（ ）A達(dá)到化學(xué)平衡時(shí)，4正（O2）= 5逆（NO ）B若單位時(shí)間內(nèi)生成x mol NO的同時(shí)，消耗x mol NH3 ，則反應(yīng)達(dá)到平衡狀態(tài)C達(dá)到化學(xué)平衡時(shí)，若增加容器體積，則正反應(yīng)速率減少，逆反應(yīng)速率增大D化學(xué)反應(yīng)速率關(guān)系是：2正（NH3）= 3正（H2O）6已知：4NH3(g)+5O2(g)=4NO(g)+6H2(g)；H=-1025kJ/mol該反應(yīng)是一個(gè)可逆反應(yīng)。若反應(yīng)物起始物質(zhì)的量相同，下列關(guān)于該反應(yīng)的示意圖不正確的是( )7將 4 mol A 氣體和 2 mol B 氣體在 2 L 的容器中混合并在一定條件下發(fā)生如下反應(yīng)：2A（氣）B（氣） 2C（氣），若經(jīng) 2 s（秒）后測(cè)得 C 的濃度為 0.6 molL1 ，現(xiàn)有下列幾種說(shuō)法，其中正確的是A用物質(zhì) A 表示的反應(yīng)的平均速率為 0.3 molL1s1B用物質(zhì) B 表示的反應(yīng)的平均速率為 0.6 molL1s1C2 s 時(shí)物質(zhì) A的轉(zhuǎn)化率為70 D2 s 時(shí)物質(zhì) B的濃度為 0.7 molL18在25時(shí)，密閉容器中X、Y、Z三種氣體的初始濃度和平衡濃度如下表：物質(zhì)XYZ初始濃度/molL-10.10.20平衡濃度/molL-10.050.050.1下列說(shuō)法正確的是： A反應(yīng)達(dá)到平衡時(shí)，X的轉(zhuǎn)化率為60B反應(yīng)可表示為X+3Y2Z，其平衡常數(shù)為1600C增大壓強(qiáng)使平衡向生成Z的方向移動(dòng)，平衡常數(shù)增大D改變溫度可以改變此反應(yīng)的平衡常數(shù) 第三章水溶液中的離子平衡一、電解質(zhì)、非電解質(zhì)，強(qiáng)弱電解質(zhì)的比較1電解質(zhì)、非電解質(zhì)的概念電 解 質(zhì)非 電 解 質(zhì)相同點(diǎn)都是化合物通常為酸、堿、鹽、水、典型金屬氧化物等通常為非金屬氧化物、某些非金屬氫化物、絕大多數(shù)有機(jī)物等2強(qiáng)電解質(zhì)與弱電解質(zhì)的概念強(qiáng) 電 解 質(zhì)弱 電 解 質(zhì)電離程度完全部分與常見(jiàn)物質(zhì)類別的關(guān)系強(qiáng)酸：HCl、H2SO4、HNO3 HclO4強(qiáng)堿：NaOH、KOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2鹽：弱酸：弱堿：水3強(qiáng)弱電解質(zhì)通過(guò)實(shí)驗(yàn)進(jìn)行判斷的方法(以HAc為例)：（1）溶液導(dǎo)電性對(duì)比實(shí)驗(yàn)：相同條件下，HAc溶液的導(dǎo)電性明顯弱于強(qiáng)酸（鹽酸、硝酸）（2）測(cè)0.01mol/LHAc溶液的pH>2（3）測(cè)NaAc溶液的pH值： 常溫下，PH>7（4）測(cè)pH= a的HAc稀釋100倍后所得溶液pH<a +2（5）將物質(zhì)的量濃度相同的HAc溶液和NaOH溶液等體積混合后溶液呈堿性（6）中和10mLpH=1的HAc溶液消耗pH=13的NaOH溶液的體積大于10mL（7）將pH=1的HAc溶液與pH=13的NaOH溶液等體積混合后溶液呈酸性（8）比較物質(zhì)的量濃度相同的HAc溶液與鹽酸，分別與同樣的鋅粒反應(yīng)產(chǎn)生氣體的速率，后者快。二、弱電解質(zhì)電離平衡及電離平衡常數(shù)要點(diǎn)一：影響電離平衡的因素：1溫度：升高溫度，促進(jìn)電離（因?yàn)殡婋x過(guò)程吸熱），離子濃度增大2 濃度：溶液稀釋促進(jìn)電離，離子濃度反而變小3同離子效應(yīng)：加入與弱電解質(zhì)具有相同的離子的物質(zhì)，將抑制電離，相關(guān)離子濃度增大；4加入能反應(yīng)的物質(zhì)，促進(jìn)電離，但相關(guān)離子濃度降低。要點(diǎn)二:電離平衡常數(shù)1.在一定溫度下，弱電解質(zhì)達(dá)到電離平衡時(shí)，各種離子濃度之積與溶液中未電離的分子濃度之比是一個(gè)常數(shù)，該常數(shù)就叫電離平衡常數(shù)。如CH3COOHCH3COO-+H+，K=c(CH3COO-)c(H+)/c(CH3COOH).2.電離平衡常數(shù)是描述弱電解質(zhì)達(dá)到平衡狀態(tài)的標(biāo)尺。它只受溫度的影響，因電離過(guò)程是吸熱過(guò)程，故它隨溫度的升高而增大。3.對(duì)于多元弱酸來(lái)說(shuō)，由于上一級(jí)電離產(chǎn)生的H+對(duì)下一級(jí)電離起抑制作用，一般是K1K2K3，即第二步電離通常比第一步電離難得多，第三步電離又比第二步電離難得多，因此在計(jì)算多元素弱酸溶液的c(H+)或比較弱酸酸性相對(duì)強(qiáng)弱時(shí)，通常只考慮第一步電離。三、影響水電離平衡的因素和水的離子積常數(shù)要點(diǎn)一:影響水電離平衡的因素1溫度：升溫，促進(jìn)水電離，c(H)、c(OH)同時(shí)增大，但溶液仍呈中性。2加入酸堿：向純水中加入酸或堿溶液，酸電離出H+或堿電離出的OH均使水的電離平衡受到抑制。3加入可水解的離子（弱酸根或弱堿陽(yáng)離子）：破壞了水的電離平衡，使水的電離平衡右移，促進(jìn)了水的電離。4其他因素：向水中加入活潑金屬、電解時(shí)有H+、OH放電時(shí)均可促進(jìn)水的電離平衡正向移動(dòng)。要點(diǎn)二：水的離子積常數(shù)1水的離子積表示為KW = c(H)c(OH) ，水的離子積只與溫度有關(guān)，如不指明，則是在25；升高溫度，Kw增大，降低溫度，Kw減小。2不僅適用于純水，還適用于以水為溶劑的稀酸、稀堿溶液。堿溶液中：Kw = ，酸溶液中：Kw = ；在不同的溶液中，c(H)和c(OH)雖然不一定相等，但由水電離出的c(H)和c(OH)卻總是相等的。3當(dāng)水中加入酸或堿時(shí)，水的電離平衡都受到抑制，但Kw不變，水電離出的c(H)和c(OH) 小于l0-7 mol / L。當(dāng)水中加入易水解的鹽時(shí)，能促進(jìn)水的電離，但Kw不變，水電離出的c(H)和c(OH) 大于l0-7 mol / L。4Kw= c(H)c(OH)式中的c(H)和c(OH)指的是溶液中的H+和OH-的總濃度，一般說(shuō)來(lái)，當(dāng)溶液中c(H)或c(OH)大于由水電離出的H+和OH-的100倍時(shí)，水的電離可忽略。四、溶液的酸堿性及PH值的計(jì)算要點(diǎn)一：溶液的酸堿性及PH值1溶液酸堿性的判斷依據(jù)：c(H) c(OH)，溶液呈酸性；c(H)=c(OH)，溶液呈中性；c(H)c(OH)，溶液呈堿性。2酸堿性與PH值的關(guān)系：用PH值的大小來(lái)判斷溶液的酸堿性，須注意溫度：常溫下，PH=7的溶液為中性；在100時(shí)，PH=7時(shí)，溶液呈堿性。3釋稀溶液與PH的關(guān)系：對(duì)于強(qiáng)酸溶液，每稀釋10倍，PH增大一個(gè)單位，無(wú)論如何沖稀也不會(huì)等于或大于7；對(duì)于強(qiáng)堿溶液，每沖稀10倍，PH減小一個(gè)單位，無(wú)論如何沖稀也不會(huì)等于或小于7。對(duì)于PH相同的強(qiáng)酸和弱酸（強(qiáng)堿或弱堿）溶液沖稀相同的倍數(shù)，強(qiáng)酸或強(qiáng)堿溶液的PH變化大，這是因?yàn)閺?qiáng)酸或強(qiáng)堿已完全電離，而弱酸或弱堿還能繼續(xù)電離出H、OH。要點(diǎn)二：PH值的計(jì)算1單一溶液的pH值計(jì)算：pH=-lgc(H+)2酸酸混合或堿堿混合溶液pH值計(jì)算（1）強(qiáng)酸混合： （2）強(qiáng)堿混合： 然后，再根據(jù)c（H+）= Kw/ c(OH)，求算c（H+）。2 強(qiáng)酸和強(qiáng)堿混合 恰好完全反應(yīng)：pH=7 酸過(guò)量時(shí)： 堿過(guò)量時(shí)：根據(jù)c（H+）= Kw/ c(OH)，求c（H+）附表2 常用酸堿指示劑變色范圍指示劑PH范圍酸色堿色甲基橙3.14.4橙色紅色（pH3.1）黃色（pH4.4）酚酞8.210.0粉紅色無(wú)色（pH8.2）紅色（pH10.0）五、電離方程式和水解方程式的書(shū)寫(xiě)要點(diǎn)一：電離方程式的書(shū)寫(xiě)1由于弱電解質(zhì)在溶液中部分電離，故寫(xiě)電離方程式時(shí)用“”符號(hào)，如CH3COOHHCH3COO2多元弱酸分步電離，以第一步電離為主：如H2CO3電離： H2CO3HCO3-H+ ，HCO3-CO32-+H+3多元弱堿的電離與多元弱酸的電離情況相似，但常用一步表示：Fe(OH)3Fe3+3OH-要點(diǎn)二：水解方程式的書(shū)寫(xiě)1因單個(gè)離子水解程度較弱，故水解反應(yīng)方程式用“”，生成的產(chǎn)物少，生成物一般不標(biāo)“”或“”。2多元弱酸對(duì)應(yīng)的鹽水解方程式與多元弱酸的電離方程式一樣也是分步進(jìn)行，不能合并。3多元弱堿陽(yáng)離子的水解方程式一步完成。例如FeCl3水解：FeCl3+3H2O Fe(OH)3+3H+4雙水解是指陰陽(yáng)離子均水解，且水解程度較大，一般能進(jìn)行到底，此類水解用“=”表示，生成物中的沉淀、氣體要用“”或“”標(biāo)出，如Al3+與AlO2-、HCO3-、HS-、S2-之間均發(fā)生雙水解反應(yīng)，如Al3+ 3HS-+3H2O=Al(OH)3+3H2S六、鹽類的水解要點(diǎn)一：鹽類水解規(guī)律1有弱才水解，無(wú)弱不水解，越弱越水解；誰(shuí)強(qiáng)顯誰(shuí)性，兩弱相促進(jìn)，兩強(qiáng)不水解。2多元弱酸根，濃度相同時(shí)，正酸根比酸式酸水解程度大，堿性更強(qiáng)(如Na2CO3 NaHCO3)。要點(diǎn)二：影響鹽類的水解的因素1.內(nèi)在因素:組成鹽的弱離子對(duì)應(yīng)的酸或堿越弱,鹽的水解程度越大.2.外在因素:溫度：升高溫度，能促進(jìn)鹽的水解(因鹽的水解是吸熱的)；沖?。河盟♂?鹽的濃度減小,水解所呈現(xiàn)的酸堿性減弱,但鹽的水解程度增大；加入酸或堿：能促進(jìn)或抑制鹽的水解,加入水解呈現(xiàn)的酸堿性相反的鹽也能促進(jìn)鹽的水解。要點(diǎn)三：鹽類水解的應(yīng)用1易水解鹽溶液的配制：配制FeCl3、SnCl2等溶液時(shí)，常將它們?nèi)苡谳^濃的鹽酸中，然后再用水稀釋到所需濃度。2溶液的蒸干：有些鹽如FeCl3 MgCl2，由溶液蒸干得到晶體時(shí)，必須在蒸發(fā)過(guò)程中不斷通入HCl氣體，以抑制水解。3.物質(zhì)的制備：如Al2S3不能用濕法制備。4.較活潑的金屬與鹽溶液作用產(chǎn)生氫氣：如將Mg放入NH4Cl溶液中,會(huì)有氫氣產(chǎn)生。5.化肥的合理使用，如銨態(tài)氮肥不能與草木灰（主要成分K2CO3）混用7泡沫滅火器中藥劑的使用，如Al2(SO4)3和NaHCO38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注意：NH4HCO3、（NH4）2CO3溶液兩種離子均可水解且互相促進(jìn)，但不能水解進(jìn)行到底,故它們可以大量共存，配成溶液。七、溶液中離子濃度大小的比較1.多元弱酸、多元弱酸鹽溶液如H2S溶液： c(H+)>c(HS-)>c(S2一)>c(OH一)。如Na2CO3溶液：c(Na+)>c(CO32-)>c(OH-) >c(HCO3-)>(H+)。2混合溶液：混合溶液中離子濃度的比較，要注意能發(fā)生反應(yīng)的先反應(yīng)再比較，同時(shí)要注意混合后溶液體積的變化，一般情況下，混合溶液的體積等于各溶液體積之和。在此，常用到以下兩組混合液：NH4C1 NH3.H2O(1：1)；CH3COOHCH3COONa(1：1)。一般均按電離程度大于水解程度考慮。即NH4C1 NH3.H2O(1：1)中，c(NH4+)>c(Cl一) > c(OH一) >c(H+)；CH3COOHCH3COONa(1：1)中：c(CH3COO一)>c(Na+) > c(H+)>c(OH一)3掌握三個(gè)守恒關(guān)系:(1)電荷守恒：電解質(zhì)溶液中，不論存在多少種離子，溶液總是呈電中性，即陰離子所帶負(fù)電荷總數(shù)一定等于陽(yáng)離子所帶正電荷總數(shù)。如在Na2CO3溶液中有c(Na+)+c(H+)=c(HCO3-)+2c(CO32-)+c(OH-)。(2)物料守恒：電解質(zhì)溶液中，由于某些離子水解或電離，使離子種類增多，但某些主要原子的總數(shù)是守恒的。如在Na2 CO3溶液中有c(Na+)=2c(CO32-)+2c(HCO3-)+2c(H2CO3)。(3)質(zhì)子守恒：任何溶液中，最后溶液中僅由水電離出的H+與OH-守恒，即由水電離產(chǎn)生的c(H+)=c(OH-)。在電解質(zhì)溶液中，由于某些離子發(fā)生水解，結(jié)合了水電離的H+或OH-，使溶液中c(H+)c(OH-)，但由水電離出的H+與OH-守恒。如在Na2CO3溶液中有c(OH-)=c(H+)+c(HCO3-)+2c(H2CO3)，也可由電荷守恒式和物料守恒式疊加得出。八、溶沉淀解平衡及沉淀溶解平衡常數(shù)要點(diǎn)一：沉淀溶解平衡：1溶解度小于0.01g的電解質(zhì)稱難溶電解質(zhì)。難溶并非不溶，任何難溶物在水中均存在溶解平衡。2反應(yīng)后離子濃度降至110-5mol/L以下的反應(yīng)為完全反應(yīng)，故用“=”，常見(jiàn)的難溶物在水中的離子濃度均遠(yuǎn)低于10-5mol/L3溶解平衡方程式的書(shū)寫(xiě)：在沉淀后用(s)標(biāo)明狀態(tài)，并用“ ”，如：Ag2S(s) 2Ag+ (aq)+ S2-(aq)4.沉淀溶解平衡是動(dòng)態(tài)平衡，其影響因素主要有：溫度：一般升溫時(shí)，沉淀溶解度增大，能促進(jìn)溶解，但要注意Ca(OH)2的溶解度隨溫度的升高而減小。同離子效應(yīng)：增大體系中沉淀溶解平衡中離子濃度，平衡向生成沉淀的方向移動(dòng)；反之，則向沉淀溶解的方向移動(dòng)。5. 沉淀轉(zhuǎn)化的實(shí)質(zhì)：就是沉淀溶解平衡的移動(dòng)，一般說(shuō)來(lái)，溶解度小的沉淀轉(zhuǎn)化成溶解度更小的沉淀。要點(diǎn)二:沉淀溶解平衡常數(shù)1表達(dá)公式：沉淀溶解平衡常數(shù)，它的符號(hào)為Ksp，對(duì)于沉淀溶解平衡：MmNn(s) mMn+(aq)+nNm-(aq)。固體純物質(zhì)不列入平衡常數(shù)中。上述反應(yīng)的平衡常數(shù)為表示為：Ksp=c(Mn+)mc(Nm-)n2影響因素：在一定的溫度下，Ksp是一個(gè)常數(shù)，稱為溶度積常數(shù)，簡(jiǎn)稱溶度積，它只受溫度影響，不受溶液中離子濃度的影響。3溶度積的應(yīng)用：通過(guò)比較溶度積和溶液中有關(guān)離子濃度冪的乘積離子積QC的相對(duì)大小，可以判斷難溶電解質(zhì)在給定條件下沉淀能否生成或溶解。QC Ksp 溶液過(guò)飽和，有沉淀析出，直至溶液飽和達(dá)到新的平衡狀態(tài) QC= Ksp 溶液飽和，沉淀與溶解處于平衡狀態(tài) QC Ksp溶液未飽和，無(wú)沉淀析出，若加入過(guò)量難溶電解質(zhì)，難溶電解質(zhì)溶解直至溶液飽和。1對(duì)水的電離平衡不產(chǎn)生影響的粒子是( )AFe3 BCH3COOH- CHCl DCl- 2 0.1mol/LNaOH溶液和0.1mol/LNH4Cl溶液等體積混合后，溶液中離子濃度大小順序正確的是 Ac(Na)c(Cl)c(OH)c(H) Bc(Na)c(Cl)c(H)c(OH)Cc(Cl)c(Na)c(OH)c(H) Dc(Na)c(Cl)c(OH)c(H)3下列溶液一定呈中性的是（ ）ApH=7的溶液 Bc(H+)=c(OH-)=10-6mol/L溶液C使石蕊試液呈紫色的溶液 D酸與堿恰好完全反應(yīng)生成正鹽的溶液4實(shí)驗(yàn)室現(xiàn)有3種酸堿指示劑，其pH的變色范圍如下： 甲基橙：3.14.4 石蕊：508.0 酚酞：8.210.0用0.1000molL1NaOH溶液滴定未知濃度的CH3COOH溶液，反應(yīng)恰好完全時(shí)，下列敘述正確的是( ) A溶液呈中性，可選用甲基橙或酚酞作指示劑B溶液呈中性，只能選用石蕊作指示劑C溶液呈堿性，可選用甲基橙或酚酞作指示劑D溶液呈堿性，只能選用酚酞作指示劑5為了配制NH4的濃度與Cl的濃度比為1:1的溶液，可在NH4Cl溶液中加入： 適量的HCl； 適量的NaCl； 適量的氨水； NaOHA B C D6常溫下，某溶液中由水電離出來(lái)的c(H)1.010-13molL1，該溶液可能是( ) A二氧化硫 B氯化銨水溶液 C硝酸鈉水溶液 D氫氧化鈉水溶液7.室溫下，pH相同體積相同的醋酸和鹽酸兩種溶液分別采取下列措施，有關(guān)敘述正確的是A加水稀釋2倍后，兩溶液的pH均減小B使溫度都升高20后，兩溶液的pH均不變C加適量的醋酸鈉晶體后，兩溶液的pH均增大D加足量的鋅充分反應(yīng)后，醋酸產(chǎn)生的氫氣比鹽酸多8實(shí)驗(yàn)室欲配制澄清的氯化鐵溶液時(shí)，可在蒸餾水中加入少量()A硫酸 B硝酸 C氫氧化鈉 D鹽酸9常溫下，將0.01mol NH4Cl和0.002mol NaOH溶于水配成1L混合溶液，（1）該溶液中存在的三個(gè)平衡體系是_、_、_。（用方程式表示）（2）溶液中共有 種不同的粒子。（3）這些粒子中濃度為0.01mol/L的是 ，濃度為0.002mol/L的是 。（4）物質(zhì)的量之和為0.01mol的二種粒子是_。（5） 和 兩種粒子數(shù)量之和比OH多0.008mol10在無(wú)機(jī)化合物的提純中，常利用難溶電解質(zhì)的溶解平衡原理除去某些離子。（1）常溫下，在有固態(tài)Mg(OH)2剩余的飽和溶液中存在沉淀溶解平衡。若向該溶液中加入適量純水，固態(tài)Mg(OH)2的質(zhì)量將_，KspMg(OH)2將_。（填增大、減小或不變）若向該溶液中加入固體CH3COONa，固態(tài)Mg(OH)2的質(zhì)量將_，理由是（結(jié)合相關(guān)的離子方程式解釋）_。（2）為了除去氯化鎂溶液中的雜質(zhì)Fe2，先加入一定量酸化的H2O2，將Fe2氧化成Fe3，再加入適量的氫氧化鎂粉末，充分?jǐn)嚢琛⑦^(guò)濾即可。該除雜過(guò)程中反應(yīng)的離子方程式為_(kāi)13第四章電化學(xué)基礎(chǔ)（升價(jià)失電子發(fā)生氧化反應(yīng)的是陽(yáng)極負(fù)極，反之）即升失氧陽(yáng)負(fù)(一)、電解(電能化學(xué)能)1、電解：使電流通過(guò)電解質(zhì)溶液(或熔融的電解質(zhì))而在陰、陽(yáng)兩極引起氧化還原反應(yīng)的過(guò)程。電解池：將電能轉(zhuǎn)化為化學(xué)能的裝置。2、構(gòu)成電解池的條件(1)與電源相連的兩個(gè)電極。(2)電解質(zhì)溶液(或熔化的電解質(zhì))。(3)形成閉合電路。 分析電解反應(yīng)的一般思路：3、電解池反應(yīng)原理 明確溶液中存在哪些離子根據(jù)陽(yáng)極氧化，陰極還原分析得出產(chǎn)物陰陽(yáng)兩極附近有哪些離子電解結(jié)果：在兩極上有新物質(zhì)生成。規(guī)律總結(jié)：電解反應(yīng)離子方程式書(shū)寫(xiě)：放電順序：陽(yáng)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(yáng)極材料為活性電極（Fe、Cu)等金屬，則陽(yáng)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(yáng)離子的放電順序，依據(jù)陽(yáng)氧陰還的規(guī)律來(lái)書(shū)寫(xiě)電極反應(yīng)式。4.電解質(zhì)水溶液電解類型總結(jié)(簡(jiǎn)易)四種類型電解質(zhì)分類：（1）電解水型：含氧酸，強(qiáng)堿，活潑金屬含氧酸鹽（2）電解電解質(zhì)型：無(wú)氧酸，不活潑金屬的無(wú)氧酸鹽（氟化物除外）（3）放氫生堿型：活潑金屬的無(wú)氧酸鹽（4）放氧生酸型：不活潑金屬的含氧酸鹽5、電解原理的應(yīng)用(1)電解飽和食鹽水制取氯氣和燒堿(氯堿工業(yè))電解前應(yīng)除去食鹽溶液中的Ca2、Mg2、SO42等雜質(zhì)離子電極反應(yīng)：陽(yáng)極(石墨)：2Cl2eCl2 陰極(鐵鋼)：2H2eH2總反應(yīng)：2NaCl2H2O2NaOHCl2H2(2)電解法冶煉活潑金屬Na、Mg、Al等活潑金屬都可用電解它們的熔融鹽或氧化物制得。如制Al：陽(yáng)極：6O212e3O2陰極：4Al312e4Al總反應(yīng)：2Al2O34Al3O2(3)電鍍概念：電鍍是一種特殊的電解，是應(yīng)用電解原理在某些金屬的表面鍍上一薄層其它金屬或合金的過(guò)程。電鍍池形成的條件：鍍片作陰極、鍍層金屬作陽(yáng)極、含鍍層金屬離子的電解質(zhì)溶液作電鍍液。用直流電源電鍍時(shí)，電解質(zhì)溶液的濃度和酸堿性理論上保持不變。實(shí)例電解精煉銅。電解精煉粗銅時(shí)，陽(yáng)極材料是粗銅，陰極材料是純銅，電解質(zhì)溶液是CuSO4(或CuCl2)溶液。電解產(chǎn)物的計(jì)算準(zhǔn)確寫(xiě)出兩電極反應(yīng)式，以陰陽(yáng)兩極得失電子數(shù)相等為紐帶，對(duì)兩極產(chǎn)物進(jìn)行計(jì)算。 (二)原電池(化學(xué)能電能) 1、原電池的定義及化學(xué)原理原電池的本質(zhì)是將化學(xué)能轉(zhuǎn)化為電能。一般說(shuō)來(lái)，能自發(fā)進(jìn)行的氧化還原反應(yīng)，在理論上都可組成原電池。在反應(yīng)中，電子從發(fā)生氧化反應(yīng)(失電子)的電極流出，經(jīng)過(guò)外線路流向另一極(多為不活潑極，離子或物質(zhì)在該電極上得電子，發(fā)生還原反應(yīng))，同時(shí)溶液中的陰、陽(yáng)離子分別不斷移向負(fù)極、正極，構(gòu)成閉合電路。 銅鋅原電池反應(yīng)原理： 2、構(gòu)成原電池的條件(1)具有活潑性不同的兩極，較活潑的金屬作負(fù)極，發(fā)生氧化反應(yīng)。較不活潑金屬或非金屬(石墨等)作正極，正極上發(fā)生還原反應(yīng)，正極本身不變。(2)具有電解質(zhì)溶液。(3)具有導(dǎo)線相連，可以組成閉合回路，或具備將化學(xué)能轉(zhuǎn)變成電能的條件。 3、原電池正負(fù)極的判斷以Zn|H2SO4|Cu原電池為例，如下圖所示負(fù)極(Zn)Zn2eZn2(氧化反應(yīng))正極(Cu)2H2eH2(還原反應(yīng))總反應(yīng)：ZnH2SO4ZnSO4H2或Zn2HZn2H2（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(dòng)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(dòng)方向:陽(yáng)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 溶解的一極為負(fù)極 增重的一極為正極4、化學(xué)電源實(shí)用電池應(yīng)具有的特點(diǎn)：能產(chǎn)生穩(wěn)定而具較高電壓的電流，安全、耐用且便于攜帶；能夠適用于特殊用途；便于回收處理，不污染環(huán)境或?qū)Νh(huán)境產(chǎn)生的影響較小。常見(jiàn)化學(xué)電源：(1)干電池電極反應(yīng)：負(fù)極：Zn2eZn2 正極：2NH42e2NH3H2 正極產(chǎn)生的NH3又和ZnCl2作用：Zn24NH3Zn(NH3)42 淀粉糊的作用：提高陰、陽(yáng)離子在兩個(gè)電極的遷移速度。(2)鉛蓄電池：電極反應(yīng)：負(fù)極：PbSO422ePbSO4 正極：PbO2SO424H2ePbSO42H2O 總反應(yīng)式：PbPbO22H2SO42PbSO42H2O(3)鈕扣電池電極反應(yīng)： 負(fù)極：Zn2OH2eZnOH2O 正極：Ag2OH2O2e2A2OH 總反應(yīng)式為：Ag2OZn2AgZnO(4)氫氧燃燒電池是一種高效低污染的新型電池。它的電極材料一般為活化電極，具有很強(qiáng)的催化活性，如鉑電極、活性炭等，電解質(zhì)溶液為40%的KOH溶液。當(dāng)電解質(zhì)溶液呈酸性時(shí)： 負(fù)極：2H24e- =4H+ 正極：24 e- 4H+ =2H2O當(dāng)電解質(zhì)溶液呈堿性時(shí)： 負(fù)極：2H24OH-4e-4H2O 正極：22H2O4 e-4OH-電池總反應(yīng)式為：2H2O22H2O 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 規(guī)律總結(jié)：原電池、電解池、電鍍池的判斷規(guī)律 （1）若無(wú)外接電源，又具備組成原電池的三個(gè)條件。有活潑性不同的兩個(gè)電極；兩極用導(dǎo)線互相連接成直接插入連通的電解質(zhì)溶液里；較活潑金屬與電解質(zhì)溶液能發(fā)生氧化還原反應(yīng)（有時(shí)是與水電離產(chǎn)生的H+作用）只要同時(shí)具備這三個(gè)條件即為原電池。 （2）若有外接電源，兩極插入電解質(zhì)溶液中，則可能是電解池或電鍍池；當(dāng)陰極為金屬，陽(yáng)極亦為金屬且與電解質(zhì)溶液中的金屬離子屬同種元素時(shí)，則為電鍍池。 （3）若多個(gè)單池相互串聯(lián)，又有外接電源時(shí)，則與電源相連接的裝置為電解池成電鍍池。若無(wú)外接電源時(shí)，先選較活潑金屬電極為原電池的負(fù)極（電子輸出極），有關(guān)裝置為原電池，其余為電鍍池或電解池。 (三)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(guò)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(huì)發(fā)生原電池反應(yīng)，比較活潑的金屬失去電子而被氧化。 （4）、電化學(xué)腐蝕的分類：析氫腐蝕腐蝕過(guò)程中不斷有氫氣放出條件：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）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(guò)程吸收氧氣條件：中性或弱酸性溶液電極反應(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 = 4F