1、第一章 化學反應與能量第一節 化學反應與能量變化一 、物質能量與鍵能1、鍵能：破壞1mol化學鍵所需要的能量稱為鍵能2、物質能量與鍵能的關系鍵能越大，物質能量越低，穩定性越好鍵能越小、物質能量越高，穩定性越差3、化學鍵的破壞與形成破壞化學鍵需要吸收能量形成化學鍵必然放出能量二、焓變：H1、化學反應中主要的能量變化為熱量變化，也稱為焓變2、焓變的計算1）化學反應中，斷裂反應物中的化學鍵需要吸收能量，形成生成物中的新化學鍵會放出能量，吸收與放出的能量差值即為焓變2）計算公式H=反應物鍵能生成物鍵能，高鍵能生成低鍵能吸熱，反之放熱H=生成物能量反應物能量，高能量生成低能量放熱，反之吸熱3、焓變大小與

2、反應吸放熱的關系H0，反應吸熱H0，反應放熱三 、反應熱量變化與反應類型1、常見的放熱反應1）絕大部分化合反應2）活潑金屬與酸或水的反應3）絕大部分置換反應4）酸堿中和5）燃燒反應2、常見的吸熱反應1）絕大部分分解反應2）含碳物質還原金屬氧化物的反應3）銨鹽和堿的反應四 、熱化學方程式1、含義：能表示化學反應熱量變化的式子2、與化學方程式的區別1）各物質標注狀態，氣體：g，液體：l，固體：s2）一般不標注反應條件3）標注焓變，且焓變值與方程系數成比例4）方程系數可以是分數例如1 mol Cu（s）與適量O2（g）反應，生成CuO（g），放出157kJ熱量Cu（s）+O2（g）= CuO（g）

3、H= - 157 kJ/mol第二節 燃燒熱 能源一 、燃燒熱1、反應熱分類按照反應類型的不同，反應熱分為：燃燒熱、中和熱、溶解熱等等2、燃燒熱25、101 kPa 狀態下1 mol純物質完全與氧氣反應，生成穩定氧化物，放出的熱量稱為該物質的燃燒熱；其關鍵點可總結為：一、完、穩3、中和熱25、101 kPa 狀態下在稀溶液中強酸和強堿發生中和反應，生成1 mol水時，放出的熱量稱為中和熱；其關鍵點可總結為：稀、強、一4、用熱化學方程式表示燃燒熱例：甲烷的燃燒熱為890.31 kJ，用熱化學方程式表示為：CH4（g）+2O2（g）= CO2（g）+2H2O（l） H= - 890.31 kJ/m

4、ol氫氣的燃燒熱為285.8 kJ，用熱化學方程式表示為：H2（g）+O2（g）=H2O（l） H= - 285.8 kJ/mol二 、能源1、一次能源：從自然界獲得，不需經過改變或轉化就可以直接利用的能源，例如：原煤、天然氣、太陽能、風能、潮汐能等2、二次能源：將一次能源經過加工或轉化得到的其他種類或形式的能源，例如：電能、煤氣、汽油、柴油、蒸汽、核電等3、可再生能源：從自然界可無限制獲取，且用之不盡的能源，如：太陽能、風能、水能4、不可再生能源：人類開發利用后，不能再生的能源，如：煤炭、石油、核能、天然氣等5、能量轉化1）太陽能轉化為電能2）化學能轉化為熱能3）熱能轉化為機械能4）重點掌握

5、熱電廠能量轉化形式：化學能熱能機械能電能第三節 化學反應熱計算一 、蓋斯定律1、內容：化學反應過程中的能量變化只與初始狀態和最終狀態有關，與過程無關例：由固態碳生成氣體二氧化碳過程中放出的熱量固定，無論由碳直接生成二氧化碳，或是先生成一氧化碳再生成二氧化碳，放出的能量始終一致2、蓋斯定律的計算應用計算整體過程或單步過程中的熱量變化例如： C（s）+O2（g）=CO2（g） H1= -393.5 kJ/mol CO（g）+O2（g）=CO2（g） H2= -283.0 kJ/mol C（s）+O2（g）=CO（g） H3=？由蓋斯定律可得：反應式=+，所以H3=H1 - H2= -110.5 k

6、J/mol二 、反應熱其他計算方式1、根據化學方程式計算例：1 g H2在O2中完全燃燒放出142.9 kJ熱量，則2H2(g)+O2(g)=2H2O(g)的反應熱H= 2、根據燃燒熱計算例：已知乙醇的燃燒熱為 -1366.8 kJ/mol ，在25 、101 kPa狀況下1 kg 乙醇完全燃燒放出的熱量為：第二章 化學反應速率和化學平衡第一節 化學反應速率一 、化學反應速率1、概念的提出化學反應有快有慢，快如氫氧混合爆炸，幾乎轉瞬完成；慢如氯酸鉀的受熱分解，需要幾小時才能分解一定量，因為如此，反應速率才具有存在的意義，并用來描述反應進行的快慢2、化學反應速率表達式1s內某物質的物質的量濃度的

7、改變量，或1 min內某物質的物質的量濃度的改變量，表達式為：，單位：mol/Ls 或mol/Lmin微觀概念里，反應速率是單位時間內生成或消耗物質的粒子數，或單位時間內斷裂或結合成的新化學鍵的數目注：化學反應速率是平均速率，并非瞬時速率化學反應速率不僅僅可以衡量可逆反應，也適用于徹底反應3、化學反應速率之間的關系在同一個反應中，各物質的反應速率之比與反應方程中個物質的系數之比相等4、化學反應速率的計算（三段式）N2（g）+3H2（g） 2NH3（g） 歷經時間：t min起始 c01 c02 c03變化 c1 c2 c3終態 c11 c12 c13變化：c1= c01 - c11，c2= c

8、02 - c12，c3= c03 - c13，c1：c2：c3=1：3：2速率： 二 、化學反應速率適用范圍1、有氣體反應或生成的情況2、溶液環境注：如某物質在反應中的濃度保持不變，則不能用反應速率衡量其反應快慢，如：液態水，純固體物質第二節 影響化學反應速率的因素一 、影響反應速率的內在因素（內因）：物質的性質例如：鋅和稀鹽酸，鎂和稀鹽酸反應速率不同，主要原因是鎂的還原性比鋅強二 、影響反應速率的外在因素（外因）1、微觀1）活化分子：吸收足夠能量，可以發生化學反應的分子單位體積內活化分子越多，化學反應速率越快改變活化分子數的措施：改變溫度2）有效碰撞：活化分子在合適的碰撞方向下才能發生反應，

9、這樣的碰撞稱為有效碰撞單位時間內有效碰撞次數越多，化學反應速率越快改變有效碰撞次數的措施：改變濃度、可引起濃度改變的壓強變化3）活化能：從初始態到可自發進行反應狀態，分子所需要吸收的能量相同狀態下，活化能越低，化學反應速率越快改變活化能的措施：使用催化劑 綜述：發生反應的分子吸收足夠能量（活化能）、成為活化分子、發生有效碰撞才能發生化學反應2、宏觀因素1）溫度（改變活化分子數）升高溫度，反應速率增大；降低溫度，反應速率降低2）濃度（改變有效碰撞次數）增大濃度，反應速率增大；減小濃度，反應速率降低3）壓強（可改變濃度的壓強變化）（可改變有效碰撞次數）增大壓強，反應速率增大；減小壓強，反應速率降低

10、4）催化劑（改變反應所需的活化能）使用催化劑，反應速率增大整體規律：增大影響速率的因素，化學反應速率增大，反之則速率降低注：規律適用于徹底反應和可逆反應，在可逆反應中，增大影響速率的因素，正逆反應速率都增大，反之都降低第三節 化學平衡一 、化學平衡概念1、研究對象：可逆反應（在相同條件下可同時從正逆兩方向進行的反應）2、化學平衡含義：可逆反應進行到正逆反應速率相等時的狀態3、平衡轉化率：=4、化學平衡特征1）等：達到化學平衡時，正反應速率等于逆反應速率2）動：達到化學平衡時，可逆反應處于動態平衡，并非反應已停止3）定：達到化學平衡時，各組分的濃度、百分含量，保持恒定不變4）變：達到化學平衡后，

11、如外界條件改變，化學平衡狀態會發生移動直至達到新的平衡狀態，再次達到平衡后不再移動5、判斷化學平衡1）正逆反應速率相等（適用于所有化學平衡）注：所用判斷平衡的兩個速率必須表示正、逆兩方向，同時比例關系要與反應系數比例相等2）某物質濃度保持恒定不變注：如反應體系中有純液體或固體，其濃度始終為恒定值，不能用于判斷平衡3）某物質的百分含量保持恒定不變當某物質的質量分數、物質的量分數或體積分數保持恒定時，可判斷該反應已達到平衡4）反應體系壓強保持不變有氣體參與或生成的可逆反應，當反應體系的壓強保持不變時，可判斷反應已達到平衡注：a、若可逆反應先后氣體體積無改變，此規律不適用b、當反應容器體積可變時，此

12、規律不適用5）混合氣體的顏色深淺保持不變有帶顏色的氣體參與或生成的可逆反應，當混合氣體的顏色深淺不再變化時，可判斷反應已達到平衡6）反應放出的熱量值保持恒定不變可逆反應放出的熱量保持恒定不變時，可判斷反應已達到平衡7）斷裂或形成化學鍵速率相等斷裂舊化學鍵或生成新化學鍵的速率保持不變時，可判斷反應已達到平衡二 、化學平衡移動1、化學平衡移動原理（勒夏特列原理）針對已達到平衡的可逆反應，外界發生條件改變時，反應會向著減小這種改變的方向移動如N2（g）+3H2（g） 2NH3（g） H 0，a、升高溫度：正向移動，正逆速率增大b、降低溫度：逆向移動，正逆速率降低Q p+q，a、增大壓強：正向移動，正

13、逆速率增大b、減小壓強：逆向移動，正逆速率降低m+n = p+q，c、壓強變化：平衡不移動，升壓速率增大，反之降低m+n 0時，溫度增大，K增大，反之減小；Q K，平衡逆向移動；QC = K，平衡不移動；QC K，平衡正向移動四 、等效平衡以m A（g）+n B（g） p C（g）+q D（g） H=Q為例1、等效平衡的含義兩個平衡狀態中，各物質濃度兩兩對應相等或比例相等，這兩個平衡互為等效2、等效平衡條件1）恒溫恒壓容器（m+n p+q）若加入物質的起始濃度之比相等，則兩平衡等效2）恒溫恒容容器若加入物質的起始濃度相等，則兩平衡等效3）特殊情況若m+n = p+q，則只要加入物質的起始濃度之

14、比相等，無論處在何種容器，都等效例：1 mol N2、3 mol H2充入一恒溫恒容容器，另將0.5 mol N2、1.5 mol H2、1 mol NH3充入相同容器，則兩容器內反應達到平衡后等效（將1mol NH3歸零到N2和H2，其量分別為0.5 mol、1.5 mol，累加后與原加入量相等，即濃度相等）若反應容器為恒溫恒壓，則歸零后，只要N2和H2物質的量比例等于1:3即等效第四節 化學反應的自發性一 、自發反應與非自發反應1、自發反應：不需要人為改變條件就能發生的反應2、非自發反應：需要人為改變條件才能發生的反應注：自發與否與反應的吸、放熱情況無關，吸熱反應未必需要加熱才能發生，放熱

15、反應也未必需要冷卻才能發生二 、自發反應的判斷1、熵：物質的無序程度，一般認為：固體無序度小于液體無序度，液體無序度小于氣體無序度；單質無序度小于化合物無序度；少量粒子數無序度小于大量粒子的無序度2、判斷公式：G=H TS，G 0非自發溫度T為開氏溫度，單位為K，高中階段視為T始終大于零，與攝氏溫度的轉換關系為：T=t+273GHTS自發情況高溫000高溫自發低溫非自發000任何溫度都非自發00任何溫度都自發低溫00p+q m+n 0、升溫 b、Q 0、降溫 c、Q 0、升溫 d、Q c (OH - )，溶液呈酸性c (H+) = c (OH - )，溶液呈中性c (H+) c (OH - )

16、，溶液呈堿性在未指明溫度情況下，僅從pH值無法判斷溶液的酸堿性酸性溶液未必是酸溶液堿性溶液未必是堿溶液四 、溶液的pH計算1、pH標準計算公式： pH僅與氫離子濃度有關：c (H+)增大，pH減小；c (H+)減小，pH增大2、變式（由c (OH - )和Kw計算）由，得， 則: 若，3、混合溶液pH計算1）強酸和強酸混合體積為V1 L，pH= m的強酸A和體積為V2 L，pH=n的強酸B混合，混合后其2）強堿和強堿混合常溫下，體積為V1 L，pH= x 的強堿A和體積為V2 L，pH= y的強堿B混合，混合后其3）強酸和強堿混合原理：比較混合前酸、堿中氫離子和氫氧根的物質的量：若c (H+)

17、大于c (OH - )，則混合后溶液呈酸性；若c (H+)等于c (OH - )，則混合后溶液呈中性；若c (H+)小于c (OH - )，則混合后溶液呈堿性。4）等體積酸堿混合a、t時，Kw=110 - m，pH=a的某強酸和pH=b的某強堿等體積混合，若a+b=m，則混合后溶液呈中性b、t時，Kw=110 - m，pH=a的某強酸和pH=b的某強堿混合，若混合后溶液呈中性，則消耗的酸和堿的體積比：V酸：V堿=10a：10m - b5）溶液稀釋a、pH=a的強酸溶液，稀釋10m倍后，其pH=a+m （a+m 7） pH=a的弱酸溶液，稀釋10m倍后，其pH范圍：a+m -1 pH a+m (

18、a+m 7） pH=b的弱堿溶液，稀釋10 m倍后，其pH范圍：b - m pH 7 )第三節 酸堿中和滴定原理及其實驗一 、滴定原理用已知濃度的物質與另一未知濃度物質反應，通過消耗量與參加反應物質比例，計算未知濃度。二 、實驗過程1、實驗儀器：酸式、堿式滴定管、滴定管夾（蝴蝶夾）、移液管、錐形瓶或小燒杯2、藥品：0.01 mol/L 鹽酸溶液、未知濃度的氫氧化鈉溶液、酚酞試液3、實驗操作1）檢漏：檢查滴定管是否漏水，方法：將蒸餾水加入兩支滴定管，關閉酸式滴定管閥門，如尖嘴沒有連續滴水，證明滴定管不漏液；2）洗滌：用蒸餾水洗滌滴定管和錐形瓶23次3）潤洗：分別用已知濃度的鹽酸和未知濃度的氫氧化

19、鈉溶液潤洗酸式、堿式滴定管23次4）移液：用移液管吸取一定量鹽酸、氫氧化鈉溶液分別加到酸式滴定管、堿式滴定管，并排除滴定管尖嘴氣泡5）調刻線：分別將酸式、堿式滴定管頁面調節至某一刻度線，分別記錄酸式、堿式滴定管的刻度值6）滴定：放出10 mL 氫氧化鈉溶液至錐形瓶，加入23滴酚酞試液，將錐形瓶移到酸式滴定管尖嘴下方，慢速滴加鹽酸溶液7）滴定終點：當加入最后一滴鹽酸，溶液恰好變為無色，且30秒內顏色不恢復，說明達到滴定終點8）記錄：記錄酸式滴定管液面刻度值，計算出消耗鹽酸溶液的體積9）重復：重復上述過程23次4、計算c(NaOH）= V酸c酸 / V堿5、誤差分析1）未潤洗：酸式：滴定管內留有殘

20、存蒸餾水，致使鹽酸溶液濃度下降，耗酸體積增大，最終計算濃度偏大堿式：殘存蒸餾水稀釋氫氧化鈉，導致放出氫氧化鈉的溶質的量減少，消耗鹽酸體積減小，最終計算濃度偏小2）未排氣泡： 酸式：由于氣泡存在，使最終鹽酸液面刻度偏大，耗酸體積變大，最終計算濃度偏大 堿式：導致放出氫氧化鈉實際體積減小，耗酸體積減小，濃度偏小3）仰視刻線： 酸式：a、調刻線時仰視刻線，耗酸體積偏小，最終濃度偏小 b、滴定終點讀數時仰視刻線，耗酸體積偏大，最終濃度偏大 堿式：a、調刻線時仰視刻線，放出堿液體積偏大，最終濃度偏大 b、放液終點時仰視刻線，放出堿液體積偏小，最終濃度偏小4）俯視刻線： 酸式：a、調刻線時俯視刻線，耗酸體

21、積偏大，最終濃度偏大 b、滴定終點讀數時俯視刻線，耗酸體積偏小，最終濃度偏小 堿式：a、調刻線時俯視刻線，放出堿液體積偏小，最終濃度偏小 b、放液終點時俯視刻線，放出堿液體積偏大，最終濃度偏大第四節 鹽類水解及其應用一 、鹽類水解1、水解原理：1）弱酸根或弱酸的酸式根結合水電離產生的H +，形成弱酸和OH 2）弱堿陽離子結合水電離產生的OH -，形成弱堿和H +2、水解規律1）鹽的分類a、可由強酸和強堿中和得到的鹽稱為強酸強堿鹽b、可由強酸和弱堿中和得到的鹽稱為強酸弱堿鹽c、可由強堿和弱酸中和得到的鹽稱為強堿弱酸鹽d、可由弱酸和弱堿中和得到的鹽稱為弱酸弱堿鹽2）水解規律a、強酸弱堿鹽水解之后溶

22、液呈酸性b、強堿弱酸鹽水解之后溶液呈堿性c、弱酸弱堿眼水解之后溶液的酸堿性由對應的弱酸和弱堿的電離平衡常數決定，誰的常數大，就顯誰性 有弱才水解，無弱不水解 都弱都水解，誰強顯誰性 弱酸弱堿眼，酸堿由K定3）水解離子方程式a、弱酸根的水解CO32 -+H2O HCO3 -+OH -SO32 -+H2O HSO3 -+OH -b、弱堿陽離子的水解NH4+H2O NH3H2O+H+Al3+3H2O Al (OH)3+3H+3水解平衡移動（稀溶液）1）弱酸根水解平衡 a、正向移動：升溫、加水稀釋、加入酸、加入可生成難溶物的金屬陽離子 b、逆向移動：降溫、加堿2）弱堿陽離子水解平衡 a、正向移動：升溫

23、、加水稀釋、加入堿、加入活潑金屬或金屬氧化物 b、逆向移動：降溫、加酸4、電解質溶液中的離子濃度關系1）離子濃度比較a、比較依據：完全電離產生的離子濃度最大 可逆來源多的離子濃度大 水解產生的粒子的電離不考慮b、比較步驟：列舉出溶液中所有離子 寫出所有可逆過程 比較濃度例：Na2CO3溶液中的離子濃度由大到小排列溶液中的離子有：Na+、CO32 -、HCO3 -、H+、OH -所有可逆過程：CO32 -+H2O HCO3 -+OH - HCO3 -+H2O H2CO3+OH - H2O H+OH -完全電離產生的離子Na+、CO32 -，由于Na+總量最多所以其濃度最大，OH -的可逆來源多，

24、所以比HCO3 - 和H+濃度大，水電離產生的氫離子大部分被結合，所以濃度最小，溶液中所有離子濃度由大到小排列為：c(Na+ ) c( CO32 - ) c( OH - ) c(HCO32 - ) c( H2CO3 ) c( H + )2）電荷守恒a、含義：溶液中陽離子所帶正電荷和陰離子所帶負電荷數量相等b、適用范圍：所有電解質溶液c、例：Na2S溶液中的電荷守恒 溶液中的離子：Na+、S2 -、HS -、H+、OH - Na+、HS -、H+、OH -所帶電荷數量和自身數量相等S2 - 所帶電荷數量等于自身數量的二倍，所以該溶液中的電荷數量關系為： n(Na+）+ n(H+）= n(OH -

25、）+ n(HS -）+ 2n(S2 -）由于所有離子在同一溶液中，所以其濃度關系仍然相等： c(Na+）+ c(H+）= c(OH -）+ c(HS -）+ 2c(S2 -）3）物料守恒a、含義：溶液中陽離子含有的某種相同元素與陰離子中所含另一種相同元素的物質的量的比例，等于溶質化學式中兩種元素的數量之比b、適用范圍：所有鹽溶液、單一酸溶液、單一堿溶液c、例：FeCl3溶液中的物料守恒溶質化學式中Fe元素和Cl元素數量之比為1:3，即3n(Fe）=n(Cl）溶液中含有Fe元素的粒子有Fe3+和Fe(OH)3，含有Cl元素的粒子為Cl -其物質的量的關系為：n(Cl -）=3n(Fe3+）+3n

26、 Fe(OH)3 其濃度的關系為：c(Cl -）=3c(Fe3+）+3c Fe(OH)3 Na2C2O4溶液中的物料守恒：c(Na+）= 2c(C2O42 -）+ c(HC2O4 -）+ 2c(H2C2O4）4）質子守恒a、含義：電解質溶液中由水電離產生的H+和OH -濃度相等b、例：K2SO3溶液中的質子守恒 SO32 -水解，消耗水電離產生的H+，SO32 -水解產生的HSO3 -再次水解，再次消耗水電離產生的H+，由SO32 -到HSO3 -，消耗與HSO3 -等量的氫離子，由SO32 -到H2SO3分子，消耗二倍H2SO3的量的氫離子，水解剩余的H+和被結合消耗的氫離子的總量等于溶液中

27、OH -的數量，所以該溶液中存在：n(OH -）= n(H+）+ n(HSO3 - ）+ 2n(H2SO3）由此，該溶液中的質子守恒為：c(OH -）= c(H+）+ c(HSO3 - ）+ 2c(H2SO3）二 、鹽類水解平衡常數：Kh1、弱酸根水解平衡常數（以F - +H2O HF+OH 為例）2、弱堿陽離子水解平衡常數（以NH4+H2O NH3H2O+H+為例）3、Kh與Ka或Kb的關系 當Kw已知時，弱酸的Ka與對應弱酸根或弱酸的酸式根的Kh之間關系：KaKh = Kw弱堿的Kb與對應弱堿陽離子的Kh之間關系：KbKh = Kw三 、鹽類水解的應用1、預配溶液處理一般配制含有Fe3+、

28、Al3+、Cu2+等易水解離子的鹽溶液時，都要加入少量與溶液中陰離子相同的酸，以防金屬離子的水解2、結晶制固體鹽的防護結晶過程中，如果溶質易水解，一般采用低溫蒸干或添加水解生成物的方法，以已知鹽水解，防止最終生成水解產物例：制氯化鐵固體，一般低溫蒸干水分，同時增加氯化氫氣體保護氣氛3、除銹劑的反應原理除銹劑成分：NH4Cl溶液原理：NH4+水解產生的氫離子可以和鐵銹反應生成可溶性鐵鹽，從而達到除銹的目的4、有效施用化肥原則：盡量避免兩種化肥產生雙水解現象5、泡沫滅火器的反應原理滅火器藥劑：硫酸鋁溶液、碳酸氫鈉溶液滅火原理：藥劑混合后其中的Al3+和HCO3 發生雙水解，生成Al(OH)3和CO

29、2氣體，兩者與水形成泡沫，覆蓋在可燃物上，達到滅火目的第四節 難溶電解質的溶解平衡一 、溶解平衡1、含義：在難溶物的飽和溶液中，難溶物的溶解速率和離子結合成沉淀的速率相等，這種狀況稱為溶解平衡2、溶解平衡方程CaCO3：CaCO3（s） Ca2+（aq）+CO32 -（aq）Al (OH)3：Al (OH)3（s） Al3+（aq）+3OH -（aq）AgCl：AgCl（s） Ag+（aq）+Cl - （aq）3、溶解平衡常數Ksp難溶物因是純固體，不計入平衡常數，如：Ksp（AgCl）= c(Ag+）c( Cl - ） KspFe(OH)3= c(Fe3+）c3( OH - ）4、溶解平衡移

30、動1）正向移動：稀釋，加入可與溶解產生的離子生成更難溶物質的離子，升溫（除氫氧化鈣）、加入可與溶解產生的離子反應生成氣體的離子2）逆向移動：降溫（氫氧化鈣除外）、加入溶解產生的離子二 、溶解平衡常數相關計算1、判斷沉淀先后順序1）相同類型沉淀（AgCl、AgBr、AgI等含有相同個數離子的沉淀） Ksp越小越先析出沉淀2）不同類型沉淀（AgCl與Ag2SO4等含有不同個數離子的沉淀）根據構成沉淀的離子數將對應的Ksp開對應次方2、計算沉淀pH（開始沉淀）使用Ksp表達式，將溶液中欲沉淀的離子濃度帶入表達式，計算氫氧根濃度，進而計算開始沉淀時的pH3、計算完全沉淀pH（結束沉淀）一般，當溶液中欲

31、沉淀的離子濃度不大于10 - 5 mol / L時，視為該離子已沉淀完全。將10- 5帶入Ksp，計算氫氧根濃度，進而計算完全沉淀時的pH，4、計算飽和沉淀溶液pH 沉淀通式：M(OH)n 將飽和溶液中Mn+離子濃度帶入Ksp，計算氫氧根濃度，即得飽和溶液pH三 、沉淀溶解平衡的應用1、沉淀轉化Ksp較大的沉淀易轉化為Ksp較小的沉淀，總結為：以難溶制更難溶同時，Ksp接近的兩種沉淀可以相互轉化2、沉淀溶解 如能將沉淀溶解產生的某種離子轉化為氣體從溶液中除去，從而促使沉淀溶解完全第四章 電化學基礎第一節 原電池一 、概念將化學能轉化成電能的最簡單的裝置二、結構細分1、結構兩極、電解質溶液、導線

32、、用電器（負載）2、原電池的構成條件1）具有活性不同的兩極負極活性強于正極2）有電解質溶液3）構成閉合回路4）負極與電解質或正極中材料發生自發的氧化還原反應3、兩極與發生的反應1）負極：還原性較強的一極，在該電極上發生失電子反應即氧化反應2）正極：還原性較弱的一極，在該電極上發生得電子反應即還原反應 4、電極反應式（電子：e - ，電極反應式中的氣體、沉淀一般不標注箭頭）1）正極：發生還原反應物質得到電子生成還原產物的式子2）負極：發生氧化反應物質失去電子生成氧化產物的式子3）與總反應式的關系：正極+負極=總反應式4）特殊規則：水溶液中不存在O2-O2-酸性時與H+結合成水，堿性時與H2O結合

33、成OH H+酸性時游離，堿性時與OH - 結合成H2O5、電子、電流、離子移動以及pH變化電子移動方向：由負極流經導線，流向正極電流移動方向：由正極流經導線，流向負極離子移動方向：陽離子由負極移向正極陰離子由正極移向負極pH變化：生成H+的一極附近pH變小；消耗H+的一極附近pH增大 生成OH - ，pH增大；消耗OH - ，pH減小三 、原電池的應用1、設計原電池原則：將氧化還原反應分拆成可控的氧化、還原兩部分，其中電極材料的選擇是重點，必須遵循：1）選取的電極材料不能與直接接觸的電解質溶液反應2）能良好的傳導電2、加快化學反應速率在氧化還原反應中，如能構成原電池，則可加快化學反應速率，如：

34、在實驗室制取氫氣時，向稀硫酸溶液中加入少量硫酸銅或氧化銅，鋅可將銅離子還原成銅單質，這樣即可構成銅-鋅-硫酸原電池，即可加快鋅和硫酸的反應速率第二節 化學電源一 、化學電源1、定義：利用原電池原理，將可自發進行的氧化還原反應設計成能把化學能轉化為電能的裝置。2、一次電池：僅能使用有限時間，當電池內反應耗盡時，變無法繼續產生電能，這樣的電池稱為一次電池3、二次電池：電能耗盡時可以通過充電，使電池內反應物復原，達到可重復使用的目的，這樣的電池稱為二次電池二、一次電池1、普通鋅錳干電池1）構成材料：Zn、MnO2、NH4Cl、石墨、銅片（增強導電用途）2）負極：Zn 2e - =Zn2+3）正極：M

35、nO2 + NH4Cl + e - =MnOOH + NH3 + Cl 4）總反應：Zn + 2MnO2 + 2NH4Cl = ZnCl2 + 2MnOOH + 2NH32、堿性鋅錳干電池1）構成材料：Zn、MnO2、KOH、石墨、銅片（增強導電用途）2）負極：Zn + 2OH - 2e - =Zn(OH)23）正極：MnO2 + H2O + 2e - = MnOOH + OH 4）總反應：Zn + 2 MnO2 + 2H2O = 2 MnOOH + Zn(OH)23、銀鋅紐扣電池1）構成材料：Ag2O、Zn、KOH2）負極：Zn + 2OH - 2e - = Zn(OH)23）正極：Ag2O

36、 + H2O+2e - = 2Ag + 2OH 4）總反應：Zn + Ag2O + H2O = 2Ag + Zn(OH)2三 、二次電池（鉛蓄電池）構成材料：Pb、PbO2、H2SO4負極：Pb + SO42 - - 2e - = PbSO4（硫酸鉛為難溶解、難電離物質）正極：PbO2 + 4H + SO42 - +2e - = PbSO4 + 2H2O總反應：Pb + PbO2 + 2H2SO4 = 2PbSO4 + 2H2O充電總反應：2PbSO4 + 2H2O = Pb +PbO2 + 2H2SO4由于鉛蓄電池充電時可再生硫酸，所以理論上鉛蓄電池在使用過程中，不需要補充稀硫酸（加水）四

37、、燃料電池 *1、構成燃料（可燃性氣等）、氧氣或空氣、電解質溶液或離子導體、電極2、分類1）酸性電解質（例：CH4） a、負極：CH4 + 2H2O 8e - = 2CO2 + 12H+ b、正極：O2 + 4H+ + 4e - = 2H2O c、總反應式：CH4 + 2O2 = CO2 + 2H2O2）堿性電解質、或中性電解質（例：H2） a、負極：H2 + 2OH - - e - =2H2O b、正極：O2 + 2H2O + 4e - = 4 OH c、總反應式：2H2 + O2=2H2O3）離子導體型電解質（例：CH3OH） a、負極：CH3OH + 3O2 - - 6e - = CO2

38、 + 2H2O b、正極：O2 + 4e - = 2 O2 c、總反應式：2CH3OH + 3O2 = 2CO2 + 4H2O4）熔融碳酸鹽（例：CO） a、負極：CO + CO32 - - 2e - = 2CO2 b、正極：O2 + 2CO2 + 4e - = 2CO32 c、總反應式：2CO + O2 = 2CO23、燃料電池兩極判斷燃料通入極為負極氧氣或空氣通入極為正極第三節 電解池一 、原理將將能轉化成化學能的裝置，可實現非自發進行的氧化還原反應二 、結構1、外接電源、電解池2、電解池結構1）陰極：與外接電源負極連接，在該極上發生還原反應2）陽極：與外接電源正極連接，在該極上發生氧化反

39、應注：電解池的兩極可以使活性相同的材料3）電解質溶液：發生氧化還原反應的主要反應物三 、電極反應1、電極材料類型1）惰性電解：Pt、Au、石墨等2）活性電極：金屬活動順序中位于Pt之前的金屬材料，當活性材料作陽極時優先發生電極材料的氧化反應2、陰極主要發生陽離子的還原反應，一般情況，電解質中的陽離子得到電子生成單質，如：Cu2+2e - = Cu，Zn2+2e - = Zn，2H+2e - = H2一般，陽離子移向該極3、陽極主要發生陰離子的氧化反應，一般情況，電解質中的陰離子失去電子生成單質，如：2Cl - - 2e - = Cl2，4OH - - 2e - =O2+2H2O，S2 - -

40、2e - = S一般，陰離子移向該極4、陰陽離子在兩極上的放電順序（失去原有電性叫做放電）1）陰離子（在陽極上被氧化）S2 - I - Br - Cl - OH - 最高價含氧酸根 F 水溶液中，只有OH 和位于OH 之前的離子才能被電解，其后的陰離子無法被電解2）陽離子（在陰極上被還原）Ag+ Hg2+ Fe3+ Cu2+ H+ (強酸性溶液) Pb2+ Sn2+ Fe2+ Zn2+ H+ (非強酸性溶液 )Al3+ Mg2+ Na+ Ca2+ K+水溶液中，只有H +和位于H +之前的離子才能被電解，其后的陽離子無法被電解四 、四種基本電解類型（惰性電極電解）1、電解水型1）電解質類型：a

41、、位于H+ (非強酸性溶液 ) （以下簡稱非酸氫）之后的陽離子和OH 之后的陰離子組成的電解質b、強堿c、最高價含氧酸2）陰極反應：2H+ + 2e - = H2（強酸性溶液） 2H2O + 2e - = H2 + 2OH （非強酸性溶液）3）陽極反應：2H2O - 4e - = O2 + 4H+（非強堿性溶液） 4OH - - 2e - =O2 + 2H2O（強堿性溶液）2、消耗電解質型（以CuCl2為例）1）電解質類型：a、位于非酸氫之前的陽離子和OH 之前的陰離子組成的電解質b、除HF之外的無氧酸2）陰極反應：Cu2+2e - = Cu3）陽極反應：2Cl - - 2e - = Cl23、放氫生堿型（以KBr為例）1）電解質類型：位于非酸氫之后的陽離子和位于OH 之前的陰離子組成的電解質2）陰極反應：2H2O + 2e - = H2 + 2OH 3）陽極反應：2Br - - 2e - = Br24、放氧生酸型（以CuSO4為例）1）電解質類型：位于非酸氫之前的陽離子和位于OH 之后的陰離子組成的電解質2）陰極反應：Cu2+ + 2e - = Cu3）陽極反應：2H2O - 4e - = O2 + 4