高中化學選修4《復習提綱》

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選修4《復習提綱》 第一章化學反應與能量 一、焓變、反應熱 要點一：反應熱（焓變）的概念及表示方法 化學反應過程中所釋放或吸收的能量，都可以用熱量來描述，叫做反應熱，又稱焓變，符號為ΔH，單位為kJ/mol，規(guī)定放熱反應的ΔH為“—”，吸熱反應的ΔH為“+”。 特別提醒：（1）描述此概念時，無論是用“反應熱”、“焓變”或“ ΔH”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，所帶“+”“—”符號均參入比較。熱量(Q)大，ΔH小。 1．(2011年中山高二檢測)根據以下三個熱化學方程式： 2H2S(g)＋3O2(g)===2SO2(g)＋2H2O(l) ΔH1＝－Q1kJ/mol 2H2S(g)＋O2(g)===2S(s)＋2H2O(l) ΔH2＝－Q2 kJ/mol 2H2S(g)＋O2(g)===2S(s)＋2H2O(g) ΔH3＝－Q3 kJ/mol 判斷Q1、Q2、Q3三者關系正確的是(　　) ΔH1，ΔH2，ΔH3三者關系是？ A．Q1>Q2>Q3 B．Q1>Q3>Q2 C．Q3>Q2>Q1 D．Q2>Q1>Q3 解析：選A。ΔH1＜ΔH2＜ΔH3 要點二：放熱反應和吸熱反應 1．放熱反應的ΔH為“—”或ΔH＜0 ；吸熱反應的ΔH為“+”或ΔH ＞0 ?H＝E（生成物的總能量）－E（反應物的總能量） ?H＝E（反應物的鍵能）－ E（生成物的鍵能） 1．(2011年北京宣武區(qū)高三質檢)下列反應中生成物總能量高于反應物總能量的是(　　) A．碳酸鈣受熱分解　　　　 B．乙醇燃燒 C．鋁粉與氧化鐵粉末反應 D．氧化鈣溶于水 解析：選A。生成物的總能量高于反應物的總能量的反應是吸熱反應。在題給四個反應中，只有碳酸鈣受熱分解為吸熱反應，其余的均為放熱反應。 2．常見的放熱反應和吸熱反應 ①放熱反應：活潑金屬與水或酸的反應、酸堿中和反應、燃燒反應、多數(shù)化合反應。 ②吸熱反應：多數(shù)的分解反應、氯化銨固體與氫氧化鋇晶體的反應、水煤氣的生成反應、炭與二氧化碳生成一氧化碳的反應 3．需要加熱的反應，不一定是吸熱反應；不需要加熱的反應，不一定是放熱反應 4．通過反應是放熱還是吸熱，可用來比較反應物和生成物的相對穩(wěn)定性。 如C（石墨，s） C（金剛石，s） △H3= +1.9kJ/mol，該反應為吸熱反應，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萊蕪質檢）已知25℃、101 kPA下，石墨、金剛石燃燒的熱化學方程式分別為： C（石墨，s）+O2（g）CO2(g);ΔH=-393.51 kJmol-1 C(金剛石,s)+O2（g）CO2(g);ΔH=-395.41 kJmol-1 據此判斷，下列說法中正確的是 答案 A A.由于石墨制備金剛石是吸熱反應；等質量時，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；等質量時，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；等質量時，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；等質量時，石墨的能量比金剛石的能量高 二、熱化學方程式的書寫 書寫熱化學方程式時，除了遵循化學方程式的書寫要求外，還要注意以下幾點： 1．反應物和生成物的聚集狀態(tài)不同，反應熱的數(shù)值和符號可能不同，因此必須注明反應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“↓、↑”。 2．△H只能寫在熱化學方程式的右邊，用空格隔開，△H值“—” 表示放熱反應， △H值“+”表示吸熱反應；單位為“kJ/mol”。 3．熱化學方程式中各物質化學式前面的化學計量數(shù)僅表示該物質的物質的量，并不表示物質的分子數(shù)或原子數(shù)，因此，化學計量數(shù)可以是整數(shù)，也可以是分數(shù)。 4．△H的值要與熱化學方程式中化學式前面的化學計量數(shù)相對應，如果化學計量數(shù)加倍，△H也要加倍。 5．正反應若為放熱反應，則其逆反應必為吸熱反應，二者△H的數(shù)值相等而符號相反。 1、 1 g氫氣燃燒生成液態(tài)水時放出142.9 kJ熱量，表示該反應的熱化學方程式正確的是 A.2H2（g)+O2(g) 2H2O(l);ΔH=-142.9 kJmol-1 B.2H2(g)+O2(g) 2H2O(l);ΔH=-571.6 kJmol-1 C.2H2+O22H2O;ΔH=-571.6 kJmol-1 D.2H2(g)+O2(g) 2H2O(l);ΔH=+571.6 kJmol-1答案 B 三、燃燒熱、中和熱、能源 要點一：燃燒熱、中和熱及其異同 燃燒熱 中和熱 相 同 點 能量變化 放熱反應 △H △H＜0， 單位：kJ/mol 不 同 點 反應物的量 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反應物完全燃燒時放出的熱量；不同反應物，燃燒熱不同 生成1mol水時放出的熱量；強酸強堿的中和熱約為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)定的化合物時所放出的熱量，注意：穩(wěn)定的化合物，如H2→H2O(l)而不是H2O(g)、 C→CO2(g)而不是CO 、S→SO2(g)而不是SO3。 2．中和熱是指酸、堿的稀溶液發(fā)生中和反應生成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，故所測定中和熱的數(shù)值偏?。粷饬蛩崤c堿測定中和熱時，因濃硫酸釋稀要放熱，故測定的中和熱的數(shù)值偏大。 3．因燃燒熱、中和熱是確定的放熱反應，具有明確的含義，故在表述時不用帶負號，如CH4的燃燒熱為890KJ/mol。 4．注意表示燃燒熱的熱化學方程式和燃燒的熱化學方程式；表示中和熱的熱化學方程式和表示中和反應的熱化學方程式的不同。燃燒熱以可燃物1mol為標準，且燃燒生成穩(wěn)定的化合物；中和熱以生成1mol水為標準。 1．(2011年河北正定中學高二月考)下列熱化學方程式中ΔH代表燃燒熱的是(　　) 選C。 A．CH4(g)＋3/2O2(g)===2H2O(l)＋CO(g)　ΔH1 B．S(s)＋3/2O2(g)===SO3(s)　ΔH2 C．C6H12O6(s)＋6O2(g)===6CO2(g)＋6H2O(l)　ΔH3 D．2CO(g)＋O2(g)===2CO2(g)　ΔH4 5．(2011年云浮高二檢測)已知反應：①101 kPa時，2C(s)＋O2(g)===2CO(g)　ΔH＝－221 kJ/mol；②稀溶液中，H＋(aq)＋OH－(aq)===H2O(l)　ΔH＝－57.3 kJ/mol，下列結論正確的是(　　) 選A。 A．碳的燃燒熱大于110.5 kJ/mol B．①的反應熱為221 kJ/mol C．濃H2SO4與稀NaOH溶液反應的中和熱為57.3 kJ/mol D．稀醋酸與稀NaOH溶液反應生成1 mol水，放出57.3 kJ/mol的熱量 要點二：能源 新能源的開發(fā)與利用,日益成為社會關注的焦點,因此,以新型能源開發(fā)與利用為背景材料，考查熱化學方程式的書寫及求算反應熱，已成為高考命題的熱點。 關于能源問題，應了解下面的幾個問題： （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，如太陽能、風能、生物能；非再生能源，如核聚變燃料） （2）能源的開發(fā)；①太陽能：每年輻射到地球表面的能量為51019kJ，相當于目前全世界能量消耗的1.3萬倍。②生物能：將生物轉化為可燃性的液態(tài)或氣態(tài)化合物，再利用燃燒放熱。③風能：利用風力進行發(fā)電、提水、揚帆助航等技術，風能是一種可再生的干凈能源。④地球能、海洋能。 1．21世紀人類正由“化石能源時期”逐步向“多能源時期”過渡，下列不屬于新能源的是 A．電力 B．核能 C．太陽能 D．氫能 解析：選A。新能源主要是指核能、地熱能、潮汐能、沼氣、新方法利用的太陽能、風能等。 四、反應熱的求算 1．由蓋斯定律：化學反應不管是一步完成還是分步完成，其反應熱總是相同的。也就是說，化學反應熱只與反應的始態(tài)和終態(tài)有關，而與具體反應的途徑無關。 2．反應熱的數(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△H的符號為“—”，吸熱反應△H的符號為“+”。 特別提醒： （1）運用蓋斯定律的技巧：參照目標熱化學方程式設計合理的反應途徑，對原熱化學方程式進行恰當“變形”（反寫、乘除某一個數(shù)），然后方程式之間進行“加”，從而得出求算新熱化學方程式反應熱△H的關系式。 （2）具體方法：①對原熱化學方程式反寫（將一個熱化學方程式顛倒時，DH的“+”“—”號也隨之改變，但數(shù)值不變）。乘以某一個數(shù)（反應熱也必須乘上該數(shù)）；②對原熱化學方程式相加（反應熱也隨之加）。 （3）注意1molH2、O2分別含有1molH-H、1mol O=O，1molH2O中含有2molO—H，1molNH3含有3molN-H ，1molCH4含有4molC-H。 1．已知在298 K時下述反應的有關數(shù)據： C(s)＋1/2O2(g)===CO(g)　ΔH1＝－110.5 kJ/mol C(s)＋O2(g)===CO2(g)　ΔH2＝－393.5 kJ/mol 則C(s)＋CO2(g)===2CO(g)的ΔH為(　　) A．＋283.5 kJ/mol B．＋172.5 kJ/mol C．－172.5 kJ/mol D．－504 kJ/mol 解析：選B。根據蓋斯定律：方程2反寫，ΔH2＝+393.5 kJ/mol，方程1乘2，ΔH1＝－110.5 kJ/mol2，變形的方程式相加（反應熱也隨之加）。 ΔH＝2ΔH1+（－ΔH2）＝2(－110.5 kJ/mol) + (+393.5 kJ/mol)＝＋172.5 kJ/mol 2．已知破壞1 mol N≡N鍵、H—H鍵和N—H鍵分別需吸收的能量為946 kJ、436 kJ、391 kJ。計算1 mol N2(g)和3 mol H2(g)完全轉化為NH3(g)時反應熱的理論值。 答案：ΔH＝－92 kJ/mol 第二章化學反應速率與化學平衡 一、化學反應速率及其簡單計算 1．化學反應速率：通常用單位時間內反應物濃度的減小或生成物濃度的增加來表示，其數(shù)學表達式可表示為單位一般為mol/(Lmin)或mol.L-1min-1 2．結論：對于一般反應 aA + bB =cC + dD來說有： VA ：VB ：VC ：VD =△CA ：△CB ：△CC ：△CD = a ：b ：c ：d 特別提醒： 1．化學反應速率指的是平均速率而不是瞬時速率 2．無論濃度的變化是增加還是減少，化學反應速率均取正值。 3．同一化學反應速率用不同物質表示時可能不同，但是比較反應速率快慢時，要根據反應速率與化學方程式的計量系數(shù)的關系換算成同一種物質來表示，看其數(shù)值的大小。注意比較時單位要統(tǒng)一。 二、影響化學反應速率的因素 1．內因（主要因素）：反應物本身的性質（分子結構或原子結構）所決定的。 2．外因（次要因素） （1）濃度：當其他條件不變時，增大反應物的濃度，V正急劇增大，V逆也逐漸增大。若減小反應物濃度，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)，故反應速率與其加入量多少無關）。 （2）溫度：當其他條件不變時，升溫時， V正、V逆都加快；降溫時，V正、V逆都減小 （3）壓強：其他條件不變時，對于有氣體參加的反應，通過縮小反應容器，增大壓強，V正、V逆都增大；通過擴大反應容器，壓強減小，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、逆反應速率。 特別提醒： 1．改變壓強的實質是改變濃度，若反應體系中無氣體參加，故對該類的反應速率無影響。 2．恒容時，氣體反應體系中充入稀有氣體（或無關氣體）時，氣體總壓增大，物質的濃度不變，反應速率不變。 3．恒壓時，充入稀有氣體，反應體系體積增大，濃度減小，反應速率減慢。 三、化學平衡狀態(tài)的標志和判斷 1．化學平衡的標志： （1）V正=V逆，它是化學平衡的本質特征 （2）各組分的濃度不再改變，各組分的物質的量、質量、體積分數(shù)、反應物的轉化率等均不再改變，這是外部特點。 2．化學平衡的狀態(tài)的判斷： 舉例反應 mA(g)+ nB(g)pC(g)+qD(g) 正逆反應速率的關系 單位時間內消耗了mmolA同時生成mmolA， 即V正=V逆 平衡 單位時間內消耗nmolB，同時生成了mmolA， 即V（B正）：V（A逆）=n：m 平衡 混合物體系中各組分的含量 各物質的物質的量或各物質的量分數(shù)一定 平衡 各物質的質量或各物質的質量分數(shù)一定 平衡 壓強 當m+n≠p+q時，壓強不變 平衡 溫度 任何化學反應都伴隨能量變化，在其他條件不變的條件下，體系溫度一定 平衡 顏色 當體系的顏色（反應物或生成物的顏色）不再變化 平衡 混合氣體平均相對分子質量 當m+n≠p+q時，平均相對分子質量不變 平衡 體系的密度 當m+n≠p+q時，等壓、等溫時，氣體密度一定 平衡 特別提醒： 1．當從正逆反應速率關系方面描述時，若按化學計量數(shù)比例同向說時，則不能說明達到平衡狀態(tài)；若按化學計量數(shù)比例異向說明，則可以說明達到平衡狀態(tài)。 2．恒溫、恒容下的體積不變的反應，體系的壓強或總物質的量不變時，不能說明達到平衡狀態(tài)。如H2（g）+I2 （g）2HI（g）。 3．全部是氣體參加的體積不變的反應，體系的平均相對分子質量不變，不能說明達到平衡狀態(tài)。如2HI（g） H2（g）+I2（g） 4．全部是氣體參加的反應，恒容條件下體系的密度不變，不能說明達到平衡狀態(tài)。 四、影響化學平衡的因素及勒夏特例原理 要點一：反應條件對化學平衡的影響： （1）濃度：在其他條件不變時，增大反應物的濃度或減少生成物的濃度，都可使平衡向正反應方向移動，反之，平衡向逆反應方向移動。 （2）溫度：在其他條件不變時，升高溫度，平衡向吸熱方向移動；降低溫度，平衡向放熱方向移動；溫度對化學平衡的影響是通過改變平衡常數(shù)實現(xiàn)的。 （3）壓強：其他條件不變時，在有氣體參加的可逆反應里，增大壓強，平衡向氣體總體積縮小的方向移動；反之，平衡向氣體總體積增大的方向移動。在這里，壓強改變是通過反應器容積的改變來完成的（即壓縮或擴大）。 （4）催化劑：使用催化劑能同等倍數(shù)地增大正逆反應速率，平衡不移動，縮短了達到平衡所需的時間，但不會改變化學平衡常數(shù)，不會改變反應物的轉化率，不會改變各組分的百分含量。 特別提醒： 1．恒容時充入與該反應無關的氣體（如稀有氣體），正逆反應速率不變，平衡不移動 2．使用催化劑或對氣體體積不變的反應改變壓強，同等倍數(shù)的改變正逆反應速率，平衡不移動。 3．若改變濃度、壓強、溫度，不同倍數(shù)的改變了正逆反應速率時，化學平衡一定移動。 要點二：勒夏特例原理 如果改變影響化學平衡的一個條件（如濃度、溫度、壓強），平衡就向能夠減弱這種方向移動。對該原理中的“減弱”不能理解為消除、抵消，即平衡移動的變化總是小于外界條件變化對反應的改變。如給已達到平衡狀態(tài)的可逆體系，增加5個大氣壓，由于化學反應向體積縮小的方向移動，使體系的最終壓強大于其初始壓強P0而小于P0+5。另外，工業(yè)上反應條件的優(yōu)化，實質上是勒夏特例原理和化學反應速率兩方面綜合應用的結果。 五、化學速率和化學平衡圖象 1．速率v——時間t的圖象： （1）由速率的變化判斷外界條件的改變：①若反應速率與原平衡速率斷層，則是由改變溫度或壓強所致，具體改變的條件，則要結合V逆、V正大小關系及平衡移動的方向進行判斷。②若反應速率與原平衡連續(xù)，則是由改變某一種物質的濃度所致，具體是增大或減小反應物還是生成物的濃度，則要結合V逆、V正大小關系及平衡移動的方向進行判斷 2．組分量——時間t、溫度T、壓強P的圖象 ①“先拐先平”：“先拐”的先達到平衡狀態(tài)，即對應的溫度高或壓強大，從而判斷出曲線對應的溫度或壓強的大小關系。 ②“定一議二”：即固定其中的一個因素（溫度或壓強等），然后討論另外一個因素與化學平衡中的參量（濃度、質量分數(shù)、體積分數(shù)、平均相對分子質量）的變化關系，從而判斷出該反應為放熱反應或吸熱反應、反應前后氣體體積的大小等。 六、化學平衡常數(shù) 1．對于一般的可逆反應：mA(g)+ nB(g)pC(g)+qD(g)，其中m、n、p、q分別表示化學方程式中反應物和生成物的化學計量數(shù)。當在一定溫度下達到化學平衡時，這個反應的平衡常數(shù)公式可以表示為：,各物質的濃度一定是平衡時的濃度,而不是其他時刻的. 2．在進行K值的計算時，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mA(g)+nB(g)pC(g)+qD(g)，平衡常數(shù)為K。若某時刻時，反應物和生成物的濃度關系如下： ，則有以下結論： ①Qc＝K ，V(正)＝V(逆)，可逆反應處于化學平衡狀態(tài)； ②Qc＜K ，V(正)＞V(逆)，可逆反應向正反應方向進行； ③Qc＞K ，V(正)＜V(逆)，可逆反應向逆反應方向進行。 4．化學平衡常數(shù)是指某一具體化學反應的平衡常數(shù)，當化學反應方程式的各物質的化學計量數(shù)增倍或減倍時，化學平衡常數(shù)也會發(fā)生相應的變化。 5．化學平衡常數(shù)是描述可逆反應進行程度的重要參數(shù)，只與溫度有關，與反應物、生成物的濃度無關，當然也不會隨壓強的變化而變化，即與壓強無關。 八、化學反應進行的方向 1．放熱反應具有自發(fā)進行的傾向，但有些吸熱反應也能自發(fā)進行，故用焓判據判斷反應自發(fā)進行的方向不全面 2．反應體系熵值的增大，反應有自發(fā)進行的傾向，但有些熵減的反應也能自發(fā)進行，故用熵判據判斷反應自發(fā)進行的方向也不全面 3．復合判據---自由能變化：△G=△H-T△S，是最全面的判斷據： ①△G=△H—T△S＞0，不能自發(fā)進行； ②△G=△H—T△S＜0，能自發(fā)進行； ③△G=△H—T△S=0，反應處于平衡狀態(tài)。 ⒈化學反應自發(fā)進行的方向 焓變（△H）與熵值（△S）綜合考慮 ⒉化學反應方向的判斷 △H＜0、△S＞0，一定能自發(fā)進行 △H＞0、△S＜0，一定不能自發(fā)進行 △H＜0、△S＜0，低溫下能自發(fā)進行 △H＞0、△S＞0，高溫下能自發(fā)進行 1．可逆反應2A+3B 2C+D在四種不同條件下的反應速率分別是 A．v (A) 0.5mol/ (Lmin) B．v (B) 0.6mol/ (Lmin) C．v (C) 0.35mol/ (Lmin) D．v (D) 0.4mol/ (Lmin) 則該反應在不同條件下反應速率最快的是 （ ） 2．下列說法中正確的是 （ ） A．凡是放熱反應都是自發(fā)的，由于吸熱反應都是非自發(fā)的 B．自發(fā)反應在恰當條件下才能實現(xiàn) C．自發(fā)反應在任何條件下都能實現(xiàn) D．自發(fā)反應一定是熵增大，非自發(fā)反應一定是熵減小或不變 3．升高溫度能加快反應速率的主要原因是 （ ） 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數(shù) D．降低反應所需的能量 4、一定條件下，可逆反應C(s) + CO2(g)2CO(g) △H＞0，達到平衡狀態(tài)，進行如下操作： ①升高反應體系的溫度；　 ②增加反應物C的用量；　 ③縮小反應體系的體積；　 ④減少體系中CO的量。 上述措施中一定能使反應的正反應速率顯著加快的是　 A．①②③④　　　 B．①③　　　　 C．①②　　　　 D．①③④ 5．對可逆反應4NH3（g）+ 5O2（g） 4NO（g）+ 6H2O（g），下列敘述正確的是（ ） A．達到化學平衡時，4υ正（O2）= 5υ逆（NO ） B．若單位時間內生成x mol NO的同時，消耗x mol NH3 ，則反應達到平衡狀態(tài) C．達到化學平衡時，若增加容器體積，則正反應速率減少，逆反應速率增大 D．化學反應速率關系是：2υ正（NH3）= 3υ正（H2O） 6．已知：4NH3(g)+5O2(g)=4NO(g)+6H2(g)；△H=-1025kJ/mol該反應是一個可逆反應。若反應物起始物質的量相同，下列關于該反應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： 2A（氣）＋B（氣） 2C（氣），若經 2 s（秒）后測得 C 的濃度為 0.6 molL－1 ，現(xiàn)有下列幾種說法，其中正確的是 A．用物質 A 表示的反應的平均速率為 0.3 molL－1s－1 B．用物質 B 表示的反應的平均速率為 0.6 molL－1s－1 C．2 s 時物質 A的轉化率為70％ D．2 s 時物質 B的濃度為 0.7 molL－1 8．在25℃時，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 X Y Z 初始濃度/molL-1 0.1 0.2 0 平衡濃度/molL-1 0.05 0.05 0.1 下列說法正確的是： A．反應達到平衡時，X的轉化率為60％ B．反應可表示為X+3Y2Z，其平衡常數(shù)為1600 C．增大壓強使平衡向生成Z的方向移動，平衡常數(shù)增大 D．改變溫度可以改變此反應的平衡常數(shù) 第三章水溶液中的離子平衡 一、電解質、非電解質，強弱電解質的比較 1．電解質、非電解質的概念 電 解 質 非 電 解 質 相同點 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)有機物等 2．強電解質與弱電解質的概念 強 電 解 質 弱 電 解 質 電離程度 完全 部分 與常見物質類別的關系 強酸：HCl、H2SO4、HNO3 HclO4 強堿：NaOH、KOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2 鹽： 弱酸：弱堿：水 3．強弱電解質通過實驗進行判斷的方法(以HAc為例)： （1）溶液導電性對比實驗：相同條件下，HAc溶液的導電性明顯弱于強酸（鹽酸、硝酸） （2）測0.01mol/LHAc溶液的pH>2 （3）測NaAc溶液的pH值： 常溫下，PH>7 （4）測pH= a的HAc稀釋100倍后所得溶液pHc(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)生反應的先反應再比較，同時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：①NH4C1 ～NH3.H2O(1：1)；②CH3COOH～CH3COONa(1：1)。一般均按電離程度大于水解程度考慮。即①NH4C1 ～NH3.H2O(1：1)中，c(NH4+)>c(Cl一) > c(OH一) >c(H+)；②CH3COOH～CH3COONa(1：1)中：c(CH3COO一)>c(Na+) > c(H+)>c(OH一) 3．掌握三個守恒關系: (1)電荷守恒：電解質溶液中，不論存在多少種離子，溶液總是呈電中性，即陰離子所帶負電荷總數(shù)一定等于陽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，即由水電離產生的c(H+)=c(OH-)。在電解質溶液中，由于某些離子發(fā)生水解，結合了水電離的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) 要點一：沉淀溶解平衡： 1．溶解度小于0.01g的電解質稱難溶電解質。難溶并非不溶，任何難溶物在水中均存在溶解平衡。 2．反應后離子濃度降至110-5mol/L以下的反應為完全反應，故用“=”，常見的難溶物在水中的離子濃度均遠低于10-5mol/L 3．溶解平衡方程式的書寫： 在沉淀后用(s)標明狀態(tài)，并用“ ”，如：Ag2S(s) 2Ag+ (aq)+ S2-(aq) 4.沉淀溶解平衡是動態(tài)平衡，其影響因素主要有： ①溫度：一般升溫時，沉淀溶解度增大，能促進溶解，但要注意Ca(OH)2的溶解度隨溫度的升高而減小。 ②同離子效應：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；反之，則向沉淀溶解的方向移動。 5. 沉淀轉化的實質：就是沉淀溶解平衡的移動，一般說來，溶解度小的沉淀轉化成溶解度更小的沉淀。 要點二:沉淀溶解平衡常數(shù) 1．表達公式：沉淀溶解平衡常數(shù)，它的符號為Ksp，對于沉淀溶解平衡：MmNn(s) mMn+(aq)+nNm-(aq)。固體純物質不列入平衡常數(shù)中。上述反應的平衡常數(shù)為表示為：Ksp=[c(Mn+)]m[c(Nm-)]n 2．影響因素：在一定的溫度下，Ksp是一個常數(shù)，稱為溶度積常數(shù)，簡稱溶度積，它只受溫度影響，不受溶液中離子濃度的影響。 3．溶度積的應用： 通過比較溶度積和溶液中有關離子濃度冪的乘積—離子積QC的相對大小，可以判斷難溶電解質在給定條件下沉淀能否生成或溶解。 QC ＞Ksp 溶液過飽和，有沉淀析出，直至溶液飽和達到新的平衡狀態(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，無沉淀析出，若加入過量難溶電解質，難溶電解質溶解直至溶液飽和。 1．對水的電離平衡不產生影響的粒子是( ) A．Fe3＋ B．CH3COOH- C．HCl D．Cl- 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 A．c(Na＋)＞c(Cl－)＞c(OH－)＞c(H＋) B．c(Na＋)＝c(Cl－)＞c(H＋)＞c(OH－) C．c(Cl－)＞c(Na＋)＞c(OH－)＞c(H＋) D．c(Na＋)＝c(Cl－)＞c(OH－)＞c(H＋) 3．下列溶液一定呈中性的是（ ） A．pH=7的溶液 B．c(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生成正鹽的溶液 4．實驗室現(xiàn)有3種酸堿指示劑，其pH的變色范圍如下： 甲基橙：3.1～4.4 石蕊：50～8.0 酚酞：8.2～10.0 用0.1000molL－1NaOH溶液滴定未知濃度的CH3COOH溶液，反應恰好完全時，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： ①適量的HCl； ②適量的NaCl； ③適量的氨水； ④NaOH A．①② B．③ C．③④ D．④ 6．常溫下，某溶液中由水電離出來的c(H＋)＝1.010-13molL－1，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后，醋酸產生的氫氣比鹽酸多 8．實驗室欲配制澄清的氯化鐵溶液時，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0.008mol 10．在無機化合物的提純中，常利用難溶電解質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。 ①若向該溶液中加入適量純水，固態(tài)Mg(OH)2的質量將________，Ksp[Mg(OH)2]將_________。（填增大、減小或不變） ②若向該溶液中加入固體CH3COONa，固態(tài)Mg(OH)2的質量將________，理由是（結合相關的離子方程式解釋）__________________________________________________________________________。 （2）為了除去氯化鎂溶液中的雜質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，充分攪拌、過濾即可。該除雜過程中反應的離子方程式為____________________________________________________________________ 13 第四章電化學基礎 （升價失電子發(fā)生氧化反應的是陽極負極，反之…）即升失氧陽負 (一)、電解(電能→化學能) 1、電解：使電流通過電解質溶液(或熔融的電解質)而在陰、陽兩極引起氧化還原反應的過程。 電解池：將電能轉化為化學能的裝置。 2、構成電解池的條件 (1)與電源相連的兩個電極。 (2)電解質溶液(或熔化的電解質)。 (3)形成閉合電路。 分析電解反應的一般思路： 3、電解池反應原理 　　明確溶液中存在哪些離子 根據陽極氧化，陰極還原分析得出產物 陰陽兩極附近有哪些離子 　　電解結果：在兩極上有新物質生成。 ☆規(guī)律總結：電解反應離子方程式書寫： 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：S2->I->Br->Cl->OH->NO3->SO42-(等含氧酸根離子)>F-(SO32-/MnO4->OH-) 是活性電極時：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，則陽極反應為電極材料失去電子，變成離子進入溶液；若為惰性材料，則根據陰陽離子的放電順序，依據陽氧陰還的規(guī)律來書寫電極反應式。 4.電解質水溶液電解類型總結 (簡易)四種類型電解質分類： （1）電解水型：含氧酸，強堿，活潑金屬含氧酸鹽 （2）電解電解質型：無氧酸，不活潑金屬的無氧酸鹽（氟化物除外） （3）放氫生堿型：活潑金屬的無氧酸鹽 （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)) 　　電解前應除去食鹽溶液中的Ca2＋、Mg2＋、SO42－等雜質離子 　　電極反應：陽極(石墨)：2Cl－―2e－＝Cl2↑ 　　 陰極(鐵鋼)：2H＋＋2e－＝H2↑ 　　總反應：2NaCl＋2H2O2NaOH＋Cl2↑＋H2↑ (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：陽極：6O2－―12e－＝3O2↑ 　　陰極：4Al3＋＋12e－＝4Al 　　總反應：2Al2O34Al＋3O2↑ (3)電鍍 　?、俑拍睿弘婂兪且环N特殊的電解，是應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程。 　?、陔婂兂匦纬傻臈l件：鍍片作陰極、鍍層金屬作陽極、含鍍層金屬離子的電解質溶液作電鍍液。用直流電源電鍍時，電解質溶液的濃度和酸堿性理論上保持不變。 　?、蹖嵗娊饩珶掋~。 電解精煉粗銅時，陽極材料是粗銅，陰極材料是純銅，電解質溶液是CuSO4(或CuCl2)溶液。 　　④電解產物的計算 　　準確寫出兩電極反應式，以陰陽兩極得失電子數(shù)相等為紐帶，對兩極產物進行計算。 (二)原電池(化學能→電能) 1、原電池的定義及化學原理 　　原電池的本質是將化學能轉化為電能。一般說來，能自發(fā)進行的氧化還原反應，在理論上都可組成原電池。在反應中，電子從發(fā)生氧化反應(失電子)的電極流出，經過外線路流向另一極(多為不活潑極，離子或物質在該電極上得電子，發(fā)生還原反應)，同時溶液中的陰、陽離子分別不斷移向負極、正極，構成閉合電路。 銅鋅原電池反應原理： 　　 2、構成原電池的條件 　　(1)具有活潑性不同的兩極，較活潑的金屬作負極，發(fā)生氧化反應。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，正極本身不變。 　　(2)具有電解質溶液。 　　(3)具有導線相連，可以組成閉合回路，或具備將化學能轉變成電能的條件。 3、原電池正負極的判斷 　　以Zn|H2SO4|Cu原電池為例，如下圖所示 　　 　　負極(Zn)Zn－2e－＝Zn2＋(氧化反應) 　　正極(Cu)2H＋＋2e－＝H2↑(還原反應) 　　總反應：Zn＋H2SO4＝ZnSO4＋H2↑或Zn＋2H＋＝Zn2＋＋H2↑ （1）從電極材料：一般較活潑金屬為負極；或金屬為負極，非金屬為正極。 （2）從電子的流動方向:負極流入正極 （3）從電流方向:正極流入負極 （4）根據電解質溶液內離子的移動方向:陽離子流向正極，陰離子流向負極 （5）根據實驗現(xiàn)象 ①溶解的一極為負極 ②增重的一極為正極 4、化學電源 　　實用電池應具有的特點：能產生穩(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)境或對環(huán)境產生的影響較小。 常見化學電源： (1)干電池 　　電極反應：　負極：Zn－2e－＝Zn2＋ 　　 正極：2NH4＋＋2e－＝2NH3＋H2 　　 正極產生的NH3又和ZnCl2作用：Zn2＋＋4NH3＝［Zn(NH3)4］2＋ 　　 淀粉糊的作用：提高陰、陽離子在兩個電極的遷移速度。 (2)鉛蓄電池： 　　電極反應：　　負極：Pb＋SO42－－2e－＝PbSO4 　　 正極：PbO2＋SO42－＋4H＋＋2e－＝PbSO4＋2H2O 　　 總反應式：Pb＋PbO2＋2H2SO42PbSO4＋2H2O (3)鈕扣電池 　　電極反應： 負極：Zn＋2OH－－2e－＝ZnO＋H2O 　　 正極：Ag2O＋H2O＋2e－＝2Aｇ＋2OH－ 　　 總反應式為：Ag2O＋Zn＝2Ag＋ZnO (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，具有很強的催化活性，如鉑電極、活性炭等，電解質溶液為40%的KOH溶液。 　　　　 當電解質溶液呈酸性時： 負極：2H2－4e- =4H+ 正極：Ｏ2＋4 e- 4H+ =2H2O 當電解質溶液呈堿性時： 負極：2H2＋4OH-－4e-＝4H2O 正極：Ｏ2＋2H2O＋4 e-＝4OH- 電池總反應式為：2H2＋O2＝2H2O ※ 燃料電池的優(yōu)點：能量轉換率高、廢棄物少、運行噪音低 ☆ 規(guī)律總結：原電池、電解池、電鍍池的判斷規(guī)律 （1）若無外接電源，又具備組成原電池的三個條件。 ①有活潑性不同的兩個電極； ②兩極用導線互相連接成直接插入連通的電解質溶液里； ③較活潑金屬與電解質溶液能發(fā)生氧化還原反應（有時是與水電離產生的H+作用） 只要同時具備這三個條件即為原電池。 （2）若有外接電源，兩極插入電解質溶液中，則可能是電解池或電鍍池；當陰極為金屬，陽極亦為金屬且與電解質溶液中的金屬離子屬同種元素時，則為電鍍池。 （3）若多個單池相互串聯(lián)，又有外接電源時，則與電源相連接的裝置為電解池成電鍍池。若無外接電源時，先選較活潑金屬電極為原電池的負極（電子輸出極），有關裝置為原電池，其余為電鍍池或電解池。 (三)金屬的電化學腐蝕和防護 一、金屬的電化學腐蝕 （1）金屬腐蝕內容： （2）金屬腐蝕的本質：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： 化學腐蝕——金屬和接觸到的物質直接發(fā)生化學反應而引起的腐蝕 電化學腐蝕——不純的金屬跟電解質溶液接觸時，會發(fā)生原電池反應，比較活潑的金屬失去電子而被氧化。 （4）、電化學腐蝕的分類： 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（水膜中溶解有CO2、SO2、H2S等氣體） ②電極反應：負極: Fe – 2e- = Fe2+ 正極: 2H+ + 2e- = H2 ↑ 總式：Fe + 2H+ = Fe2+ + H2 ↑ 吸氧腐蝕——反應過程吸收氧氣 ①條件：中性或弱酸性溶液 ②電極反應：負極: 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