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目錄
第一章 化學(xué)反應(yīng)的熱效應(yīng) 2
第一節(jié) 反應(yīng)熱 2
第二節(jié) 反應(yīng)熱的計(jì)算 4
第二章 化學(xué)反應(yīng)速率與化學(xué)平衡 7
第一節(jié) 化學(xué)反應(yīng)速率 7
第二節(jié) 化學(xué)平衡 11
第三節(jié) 化學(xué)反應(yīng)進(jìn)行的方向 18
第四節(jié) 化學(xué)反應(yīng)的調(diào)控 19
第三章 水溶液中的離子反應(yīng)與平衡 20
第一節(jié) 電離平衡 20
第二節(jié) 水的電離和溶液的pH 23
第三節(jié) 鹽類的水解 31
第四節(jié) 沉淀溶解平衡 39
第四章 化學(xué)反應(yīng)與電能 45
第一節(jié) 原電池 45
第二節(jié) 電解池 50
第三節(jié) 電化學(xué)的綜合應(yīng)用 56
第一章 化學(xué)反應(yīng)的熱效應(yīng)
第一節(jié) 反應(yīng)熱
一、反應(yīng)熱 焓變
1. 反應(yīng)熱與焓變
在等溫條件下，化學(xué)反應(yīng)體系向環(huán)境釋放或從環(huán)境吸收的熱量，稱為化學(xué)反應(yīng)的熱效應(yīng)，簡(jiǎn)稱反應(yīng)熱。
焓是與內(nèi)能有關(guān)的物理量，用符號(hào)H表示。
對(duì)于某一化學(xué)反應(yīng)而言，由于反應(yīng)物和生成物所含有的能量不同，所以在化學(xué)反應(yīng)中就會(huì)有能量的變化，這個(gè)能量變化叫作焓變，用符號(hào)ΔH表示。ΔH的常用單位是kJ/mol或kJ·mol-1。
2. 常見(jiàn)的吸、放熱反應(yīng)
放熱反應(yīng) 吸熱反應(yīng)
常見(jiàn)的放熱反應(yīng)有金屬與酸反應(yīng)、燃燒反應(yīng)、中和反應(yīng)、鋁熱反應(yīng)、大部分化合反應(yīng)。
常見(jiàn)的吸熱反應(yīng)有8Ba(OH)2+NH4Cl的反應(yīng)、部分C、H2、CO參與的還原反應(yīng)，大部分分解反應(yīng)以及水解反應(yīng)等。
3.反應(yīng)熱的實(shí)質(zhì)
化學(xué)鍵的斷裂和形成時(shí)的能量變化是化學(xué)反應(yīng)中能量變化的主要原因。
例如：H2(g)＋Cl2(g)===2HCl(g)反應(yīng)的能量變化。
注意：物質(zhì)的能量（焓）越高，鍵能越小，越不穩(wěn)定。
二、中和熱與中和熱的測(cè)定
1. 中和熱
在稀溶液中，酸跟堿發(fā)生中和反應(yīng)而生成1 mol H2O時(shí)的反應(yīng)熱叫中和熱。
2.中和熱的測(cè)定
許多反應(yīng)熱可以通過(guò)量熱計(jì)直接測(cè)量。
（1）實(shí)驗(yàn)用品
簡(jiǎn)易量熱計(jì)【大小燒杯、泡沫塑料或紙條、泡沫塑料板或硬紙板（中心有兩個(gè)小孔）、環(huán)形玻璃攪拌棒、溫度計(jì)】、50mL量筒(2個(gè))、0.50 mol·L－1鹽酸、0.55mol·L－1NaOH溶液
（2）實(shí)驗(yàn)原理
通過(guò)酸堿中和反應(yīng)中溶液溫度的變化計(jì)算反應(yīng)熱，進(jìn)而測(cè)定中和熱。
（3）實(shí)驗(yàn)步驟
①初始溫度(t1)
測(cè)量混合前50 mL 0.50 mol·L－1鹽酸、50 mL 0.55 mol·L－1氫氧化鈉溶液的溫度，取兩溫度平均值為t1。
②終止溫度(t2)：將酸堿溶液迅速混合，用環(huán)形玻璃攪拌棒輕輕攪動(dòng)溶液，并準(zhǔn)確讀取混合溶液的最高溫度，記錄為終止溫度t2。
③重復(fù)實(shí)驗(yàn)操作三次，記錄每次的實(shí)驗(yàn)數(shù)據(jù)，取其平均值作為計(jì)算依據(jù)。
（4）實(shí)驗(yàn)數(shù)據(jù)處理
鹽酸、氫氧化鈉溶液為稀溶液，其密度近似地認(rèn)為都是1 g·cm－3，反應(yīng)后溶液的比熱容c＝4.18 J·g－1·℃－1。該實(shí)驗(yàn)中鹽酸和氫氧化鈉溶液反應(yīng)放出的熱量是0.418(t2－t1) kJ，中和熱為16.72(t2－t1) kJ·mol－1 [或ΔH＝－ kJ·mol－1]。
三、熱化學(xué)方程式
熱化學(xué)方程式是表明反應(yīng)所釋放或吸收的熱量的化學(xué)方程式。熱化學(xué)方程式不僅表明了化學(xué)反應(yīng)中的物質(zhì)變化，也表明了化學(xué)反應(yīng)中的能量變化。
2. 熱化學(xué)方程式的書(shū)寫(xiě)方法
（1）需要標(biāo)注反應(yīng)的溫度和壓強(qiáng)。
沒(méi)有特殊說(shuō)明是指25 ℃、101 kPa，該條件可以不標(biāo)注，但其他條件必須標(biāo)注。
（2）需要標(biāo)注各物質(zhì)聚集狀態(tài)。
在物質(zhì)后面用括號(hào)標(biāo)注各物質(zhì)的聚集狀態(tài)：氣體用“g”，液體用“l(fā)”，固體用“s”，溶液用“aq”。
（3）熱化學(xué)方程式中各物質(zhì)化學(xué)式前的化學(xué)計(jì)量數(shù)只表示其物質(zhì)的量，可以是整數(shù)或分?jǐn)?shù)。
（4）需要標(biāo)注ΔH的正、負(fù)與單位。若為放熱反應(yīng)，ΔH為“－”；若為吸熱反應(yīng)，ΔH為“＋”。
（5）不需要標(biāo)注反應(yīng)條件
（6）需要注意特殊的熱化學(xué)方程式。
四、燃燒熱
在25 ℃、101 kPa時(shí)，1 mol純物質(zhì)完全燃燒生成指定產(chǎn)物時(shí)所放出的熱量，叫做該物質(zhì)的燃燒熱。燃燒熱的單位是kJ·mol－1。
指定產(chǎn)物指的是可燃物中的碳元素變?yōu)镃O2（g），氫元素變?yōu)镠2O（l），硫元素變?yōu)镾O2（g），氮元素變?yōu)镹2（g），磷元素變?yōu)镻2O5（s）。
第二節(jié) 反應(yīng)熱的計(jì)算
一、蓋斯定律
蓋斯定律：大量實(shí)驗(yàn)證明，不管化學(xué)反應(yīng)是一步完成或分幾步完成，其反應(yīng)熱是相同的。這說(shuō)明化學(xué)反應(yīng)的反應(yīng)熱只與反應(yīng)體系的始態(tài)和終態(tài)有關(guān)，而與反應(yīng)的途徑無(wú)關(guān)。
例：假設(shè)始態(tài)和終態(tài)相同反應(yīng)的途徑有如下3種：
則根據(jù)蓋斯定律：ΔH＝ΔH1＋ΔH2＝ΔH3＋ΔH4＋ΔH5
二、蓋斯定律的應(yīng)用
可以利用蓋斯定律計(jì)算不便于實(shí)驗(yàn)測(cè)量或不能直接發(fā)生的反應(yīng)的ΔH。
1. 計(jì)算ΔH
例：Ⅰ.C(s)＋O2(g)===CO2(g)　ΔH1＝－393.5 kJ·mol－1
Ⅱ.CO(g)＋O2(g)===CO2(g)　ΔH2＝－283.0 kJ·mol－1
選用兩種方法，計(jì)算出C(s)＋O2(g)===CO(g)的反應(yīng)熱ΔH。
方法1：虛擬路徑法
解：反應(yīng)C(s)＋O2(g)===CO2(g)的途徑可設(shè)計(jì)如下：
則ΔH＝－110.5 kJ·mol－1。
方法2：加合法
①寫(xiě)出目標(biāo)反應(yīng)的熱化學(xué)方程式，確定各物質(zhì)在各反應(yīng)中的位置：
C(s)＋O2(g)===CO(g)。
②將已知熱化學(xué)方程式Ⅱ變形得反應(yīng)Ⅲ：
CO2(g)===CO(g)＋O2(g) ΔH3＝＋283.0 kJ·mol－1；
③將熱化學(xué)方程式相加，ΔH也相加：
Ⅰ＋Ⅲ得：C(s)＋O2(g)===CO(g)　ΔH＝ΔH1＋ΔH3，
則ΔH＝－110.5 kJ·mol－1。
2. 利用蓋斯定律比較反應(yīng)熱
（1）同一物質(zhì)狀態(tài)不同時(shí)
例：S(g)+O2(g)===SO2(g) ΔH1＜0； S(s)+O2(g)===SO2(g) ΔH2＜0，要比較ΔH1與ΔH2的大小，按照如下思路：
ΔH3+ ΔH2 =ΔH1， 因?yàn)棣3＜0，所以ΔH1＜ΔH2。
② 兩個(gè)有聯(lián)系的不同反應(yīng)時(shí)
例：C(s)+O2(g)===CO2(g) ΔH1＜0； C(s)+O2(g)===CO(g) ΔH2＜0，要比較ΔH1與ΔH2的大小，按照如下思路：
ΔH3+ ΔH2 =ΔH1， 因?yàn)棣3＜0，所以ΔH1＜ΔH2。
三、 反應(yīng)熱與熱量的相關(guān)計(jì)算
1. 根據(jù)熱化學(xué)方程式計(jì)算熱量
例：葡萄糖完全氧化時(shí)的熱化學(xué)方程式為C6H12O6(s)+6O2(g)==6CO2(g)+6H2O(l)
ΔH=2800kJ/mol，則100g葡萄糖完全氧化產(chǎn)生的熱量是多少。
解：由熱化學(xué)方程式知1mol C6H12O6 ~ 2800 kJ/mol，則100g（即0.556mol）~x，x=2800 kJ/mol×0.556mol=1557 kJ。
2. 根據(jù)蓋斯定律將熱化學(xué)方程式進(jìn)行適當(dāng)?shù)摹凹印薄皽p”等計(jì)算反應(yīng)熱
例：已知反應(yīng)：① C(s)+H2O(g)==CO(g)+H2(g) ΔH1= +131.5kJ/mol
② CH4(g)+H2O(g)==CO(g)+3H2(g) ΔH2= +205.9kJ/mol
試計(jì)算③CH4(g)==C(s)+2H2(g)的ΔH。
解：將反應(yīng)①的逆反應(yīng)與反應(yīng)②相加，得反應(yīng)③。
即ΔH=ΔH2-ΔH1=+74.4kJ/mol。
第二章 化學(xué)反應(yīng)速率與化學(xué)平衡
第一節(jié) 化學(xué)反應(yīng)速率
一、化學(xué)反應(yīng)速率
（一）化學(xué)反應(yīng)速率
1．化學(xué)反應(yīng)速率的概念及其公式
（1）概念：化學(xué)反應(yīng)速率可以用單位時(shí)間、單位體積中反應(yīng)物或生成物的物質(zhì)的量變化來(lái)表示。可描述化學(xué)反應(yīng)進(jìn)行的快慢。
（2）公式為：v＝或v＝
（3）單位常用mol/(L· s)、mol/(L· min)或mol · L－1 · s－1、mol · L－1 · min－1表示。
2．化學(xué)反應(yīng)速率與化學(xué)計(jì)量數(shù)之間的關(guān)系
用不同反應(yīng)物表示化學(xué)反應(yīng)速率時(shí)，
化學(xué)反應(yīng)速率之比＝物質(zhì)的量濃度變化量之比＝物質(zhì)的量變化量之比＝化學(xué)計(jì)量數(shù)之比
3. 化學(xué)反應(yīng)速率的比較
（1）定性比較
（2）定量計(jì)算
在同一化學(xué)方程式中，若用不同物質(zhì)表示化學(xué)反應(yīng)速率，其數(shù)值可能不同，
故比較時(shí)需要用“比值法”進(jìn)行轉(zhuǎn)化。
4. 化學(xué)反應(yīng)速率的計(jì)算
（1）公式法：v＝=
（2）根據(jù)“速率比=計(jì)量數(shù)比”計(jì)算
（3）“三段式”計(jì)算
二、影響化學(xué)反應(yīng)速率的因素
（一）影響化學(xué)反應(yīng)速率的因素
內(nèi)因：反應(yīng)物自身的性質(zhì)。
外因：濃度、壓強(qiáng)、溫度及催化劑等因素也會(huì)影響反應(yīng)速率。
濃度對(duì)化學(xué)反應(yīng)速率的影響
其他條件相同時(shí)，增大反應(yīng)物濃度，反應(yīng)速率增大；減小反應(yīng)物氣體濃度，反應(yīng)速率減小。固體和純液體物質(zhì)除外。
壓強(qiáng)對(duì)化學(xué)反應(yīng)速率的影響
對(duì)于氣體反應(yīng)，當(dāng)其他條件相同時(shí)，通過(guò)減小容器體積來(lái)增大壓強(qiáng)，濃度增大，速率增大；
通過(guò)增大容器體積來(lái)減小壓強(qiáng)，濃度減小，速率減小。
溫度對(duì)化學(xué)反應(yīng)速率的影響
其他條件相同時(shí)，升高溫度，速率增大；降低溫度，速率減小。
4. 催化劑對(duì)化學(xué)反應(yīng)速率的影響
其他條件相同時(shí)，使用催化劑，可較大程度的改變化學(xué)反應(yīng)速率。
5. 其他
如形成原電池會(huì)加快化學(xué)反應(yīng)速率等。
（二）活化能
1．基元反應(yīng)：大多數(shù)化學(xué)反應(yīng)經(jīng)過(guò)多個(gè)反應(yīng)步驟才能實(shí)現(xiàn)，每一步反應(yīng)稱為基元反應(yīng)。
2.有效碰撞
3．活化分子和活化能
（1）活化分子：化學(xué)反應(yīng)中，能量較高，有可能發(fā)生有效碰撞的分子。
（2）活化能：活化分子具有的平均能量與反應(yīng)物分子具有的平均能量之差。
4．反應(yīng)物、生成物的能量與活化能的關(guān)系圖
5. 催化劑與活化能的關(guān)系圖
催化劑可改變反應(yīng)歷程和降低活化能。
6. 用活化分子解釋外界條件對(duì)速率的影響
其中，單位體積內(nèi)活化分子數(shù)=單位體積內(nèi)分子總數(shù)×活化分子百分?jǐn)?shù)
反應(yīng)機(jī)理中的常見(jiàn)考點(diǎn)總結(jié)：
1. 反應(yīng)機(jī)理中的慢反應(yīng)決定反應(yīng)速率。
2. 能量越低越穩(wěn)定。
3. 平衡常數(shù)K與速率常數(shù)k的關(guān)系為：K = 。若遇到K=，則錯(cuò)誤。
第二節(jié) 化學(xué)平衡
一、化學(xué)平衡狀態(tài)
（一）可逆反應(yīng)及其特征
1．可逆反應(yīng)的概念
在相同條件下，既能向正反應(yīng)方向進(jìn)行，同時(shí)又能向逆反應(yīng)方向進(jìn)行的反應(yīng)。
可逆反應(yīng)方程式常用“”連接。
2．特點(diǎn)
（1）同一條件下，正、逆反應(yīng)同時(shí)發(fā)生、同時(shí)存在。
（2）反應(yīng)達(dá)到限度時(shí)，反應(yīng)仍在進(jìn)行，沒(méi)有停止。
（3）反應(yīng)物不能實(shí)現(xiàn)100%轉(zhuǎn)化。
（二）化學(xué)平衡狀態(tài)
1．概念
在一定條件下的可逆反應(yīng)里，當(dāng)正、逆方向的速率相等時(shí)，反應(yīng)物和生成物的濃度均保持不變，即體系的組成不隨時(shí)間而改變，表明反應(yīng)中物質(zhì)的轉(zhuǎn)化達(dá)到了“限度”，這時(shí)的狀態(tài)稱為化學(xué)平衡狀態(tài)，簡(jiǎn)稱化學(xué)平衡。
2. 化學(xué)平衡狀態(tài)判斷的兩個(gè)依據(jù)
①反應(yīng)速率，正逆相等。
②變量不變
以為例，總結(jié)平衡判斷依據(jù)如下：
反應(yīng) 依據(jù)
根本依據(jù) v(正)=v(逆) 單位時(shí)間內(nèi)消耗了m mol A同時(shí)生成了m mol A，v(正)=v(逆) 平衡
單位時(shí)間內(nèi)消耗了n mol B同時(shí)消耗了p mol C，v(正)=v(逆) 平衡
單位時(shí)間內(nèi)消耗n mol B同時(shí)生成了m mol A，v(正)=v(逆) 平衡
v(A):v(B):ν(C):ν(D)=m:n:p:q，v(正)不一定等于v(逆) 不一定
單位時(shí)間內(nèi)生成了n mol B同時(shí)消耗了p mol C，均指v(逆) 不一定
單位時(shí)間內(nèi)同一物質(zhì)斷裂的化學(xué)鍵與生成的化學(xué)鍵的物質(zhì)的量相等 平衡
直接依據(jù) 各組分的濃度保持不變 各物質(zhì)的物質(zhì)的量或物質(zhì)的量的分?jǐn)?shù)不再變化 平衡
各物質(zhì)的質(zhì)量或質(zhì)量分?jǐn)?shù)不再變化 平衡
各氣體的體積或體積分?jǐn)?shù)不再變化 平衡
總體積、總壓強(qiáng)、總物質(zhì)的量不再變化 不一定
間接依據(jù) 壓強(qiáng) m+n≠p+q時(shí)，總壓強(qiáng)不再變化（其他條件一定） 平衡
m+n=p+q時(shí)，總壓強(qiáng)不再變化（其他條件一定） 不一定
平均分子質(zhì)量 m+n≠p+q時(shí)，不再變化 平衡
m+n=p+q時(shí)，不再變化 不一定
溫度 任意化學(xué)變化都伴隨著能量變化，當(dāng)體系溫度一定時(shí)（其他不變） 平衡
密度 體系的密度保持不變（其他不變） 不一定
顏色 如體系顏色不再變化等（平衡體系中有帶顏色氣體參加） 平衡
二、化學(xué)平衡常數(shù)
(一)概念
在一定溫度下，當(dāng)一個(gè)可逆反應(yīng)達(dá)到化學(xué)平衡時(shí)，
生成物濃度冪之積與反應(yīng)物濃度冪之積的比值是一個(gè)常數(shù)(簡(jiǎn)稱平衡常數(shù))，用符號(hào)K表示。
用平衡分壓表示和計(jì)算平衡常數(shù)（常考）
對(duì)于氣相反應(yīng)，用某組分B的平衡分壓pB代替物質(zhì)的量濃度cB來(lái)表示平衡常數(shù)，記作Kp。
如反應(yīng)的[分壓=總壓×物質(zhì)的量分?jǐn)?shù)（體積分?jǐn)?shù)）]
（二）化學(xué)平衡常數(shù)的意義
化學(xué)平衡常數(shù)表示反應(yīng)進(jìn)行的程度。
（三）化學(xué)平衡常數(shù)的數(shù)量關(guān)系
1. 兩個(gè)方程式相加，K相乘；
2. 兩個(gè)方程式相減，K相除；
3. 若方程式系數(shù)變?yōu)樵瓉?lái)的n倍，則K值變?yōu)樵瓉?lái)K值的n次方。
（四）K的應(yīng)用
1. 判斷化學(xué)反應(yīng)進(jìn)行的程度。
K值越大，反應(yīng)進(jìn)行的程度越大。
2. 判斷反應(yīng)的熱效應(yīng)。
溫度升高，K值減小，則正反應(yīng)為放熱反應(yīng)。
溫度升高，K值增大，則正反應(yīng)為吸熱反應(yīng)。
溫度降低，K值減小，則正反應(yīng)為吸熱反應(yīng)。
溫度降低，K值增大，則正反應(yīng)為放熱反應(yīng)。
3.判斷平衡移動(dòng)的方向（K、Q比較）
對(duì)于可逆反應(yīng)，mA(g)＋nB(g) pC(g)＋qD(g)，當(dāng)在一定溫度下的任意時(shí)刻，
濃度商Q＝。
三、影響化學(xué)平衡的因素
（一）化學(xué)平衡移動(dòng)的概念與實(shí)質(zhì)
1.概念：在一定條件下，當(dāng)可逆反應(yīng)達(dá)到平衡狀態(tài)后，如果濃度、壓強(qiáng)、溫度等反應(yīng)條件改變，原來(lái)的平衡狀態(tài)被破壞，平衡體系的物質(zhì)組成也會(huì)隨著改變，直至達(dá)到新的平衡狀態(tài)。這種由原有的平衡狀態(tài)達(dá)到新的化學(xué)平衡狀態(tài)的過(guò)程就是化學(xué)平衡的移動(dòng)。
2.實(shí)質(zhì)：改變條件后，①v正≠v逆，②各組分的百分含量發(fā)生改變。
（二）化學(xué)平衡移動(dòng)的過(guò)程分析
（三）化學(xué)平衡移動(dòng)方向的判斷
1.條件改變
2.在等溫下，對(duì)于一個(gè)已達(dá)到化學(xué)平衡的反應(yīng)，當(dāng)改變反應(yīng)物或生成物的濃度時(shí)，根據(jù)濃度商Q與平衡常數(shù)K的大小關(guān)系，可判斷化學(xué)平衡移動(dòng)的方向。
（四）影響化學(xué)平衡的因素
1.濃度對(duì)化學(xué)平衡移動(dòng)的影響
當(dāng)其他條件不變時(shí)：
（1）c(反應(yīng)物)增大或c(生成物)減小，平衡向正反應(yīng)方向移動(dòng)。
（2）c(反應(yīng)物)減小或c(生成物)增大，平衡向逆反應(yīng)方向移動(dòng)。
2.壓強(qiáng)對(duì)化學(xué)平衡移動(dòng)的影響
在其他條件不變時(shí)：
（1）增大壓強(qiáng)（減小容器的容積），平衡向氣體體積減小的方向移動(dòng)。
（2）減小壓強(qiáng)（增大容器的容積），平衡向氣體體積增大的方向移動(dòng)。
3.溫度對(duì)化學(xué)平衡移動(dòng)的影響
當(dāng)其他條件不變時(shí)：
（1）溫度升高，平衡向吸熱反應(yīng)方向移動(dòng)；
（2）溫度降低，平衡向放熱反應(yīng)方向移動(dòng)。
4.催化劑對(duì)化學(xué)平衡的影響
催化劑不能促使平衡移動(dòng)，但能改變反應(yīng)達(dá)到化學(xué)平衡所需的時(shí)間。
5.勒夏特列原理
如果改變影響平衡的一個(gè)因素(如參加反應(yīng)的物質(zhì)的濃度、壓強(qiáng)和溫度)，
平衡將向著能夠減弱這種改變的方向移動(dòng)。
四、化學(xué)平衡圖像
（一）速率時(shí)間圖像
1. 改變反應(yīng)物的濃度(無(wú)斷點(diǎn))
2. 改變生成物的濃度(無(wú)斷點(diǎn))
3. 改變氣體體系的壓強(qiáng)(有斷點(diǎn))
①對(duì)于正反應(yīng)為氣體體積增大(或減小)的反應(yīng)
②對(duì)于反應(yīng)前后氣體體積不變的反應(yīng)(有斷點(diǎn))
4. 改變溫度(有斷點(diǎn))
對(duì)于正反應(yīng)放熱(或吸熱)的反應(yīng)
5. 加催化劑(有斷點(diǎn))
（二）單因素圖像
1. 濃度 時(shí)間
如A(g)＋B(g) AB(g)
2. 含量 時(shí)間 溫度(壓強(qiáng))
(C%指某產(chǎn)物的氣體體積分?jǐn)?shù)，B%指某反應(yīng)物的氣體體積分?jǐn)?shù))
（三）雙因素圖像
(α表示反應(yīng)物的轉(zhuǎn)化率，φ表示反應(yīng)物的氣體體積分?jǐn)?shù))
圖①，若p1>p2>p3，則正反應(yīng)為氣體體積減小的反應(yīng)，ΔH<0；
圖②，若T1>T2，則正反應(yīng)為氣體體積增大的反應(yīng)，ΔH<0。
第三節(jié) 化學(xué)反應(yīng)進(jìn)行的方向
化學(xué)反應(yīng)進(jìn)行方向的判據(jù)
（一）焓判據(jù)(能量判據(jù))
放熱反應(yīng)過(guò)程中體系能量降低，因此具有自發(fā)進(jìn)行的傾向，
科學(xué)家提出用焓變(ΔH)來(lái)判斷反應(yīng)進(jìn)行的方向，這就是焓判據(jù)(能量判據(jù))。
（二）熵判據(jù)
熵：用來(lái)度量體系混亂程度的物理量，符號(hào)為S。
（三）復(fù)合判據(jù)（自由能判據(jù)）
在等溫、等壓條件下的封閉體系中，自由能（符號(hào)為ΔG，單位為kJ·mol－1）的變化綜合反映了體系的焓變和熵變對(duì)自發(fā)過(guò)程的影響：ΔG＝ΔH－TΔS。這時(shí)，化學(xué)反應(yīng)總是向自由能減小的方向進(jìn)行，直到體系達(dá)到平衡。
其中，ΔG不僅與焓變和熵變有關(guān)，還與溫度有關(guān)。
第四節(jié) 化學(xué)反應(yīng)的調(diào)控
工業(yè)合成氨
（一）合成氨反應(yīng)
N2(g)＋3H2(g)2NH3(g) ΔH＝－92.4 kJ·mol－1
（二）合成氨的工藝流程分析
第三章 水溶液中的離子反應(yīng)與平衡
第一節(jié) 電離平衡
一、強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)
（一）電解質(zhì)和非電解質(zhì)
1.電解質(zhì)：在水溶液里或熔融狀態(tài)下能導(dǎo)電的化合物。
2非電解質(zhì)：在水溶液和熔融狀態(tài)下都不能導(dǎo)電的化合物。
（二）強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)
1.強(qiáng)電解質(zhì)：在水溶液中完全電離的電解質(zhì)，如HNO3，NaOH，NaCl等；
2.弱電解質(zhì)：在水溶液中部分電離的電解質(zhì)，如H2CO3，NH3·H2O，H2O等。
強(qiáng)電解質(zhì) 弱電解質(zhì)
相同點(diǎn) 都是電解質(zhì)，在水溶液中都能電離，都能導(dǎo)電，與溶解度無(wú)關(guān)
不 同 點(diǎn) 電離程度 完全電離 部分電離
電離過(guò)程 不可逆過(guò)程 可逆過(guò)程
表示方法 電離方程式用“＝” 電離方程式用“ ”
水溶液中微粒存在形式 電離出陰離子、陽(yáng)離子，不存在電解質(zhì)分子 電離出陰離子、陽(yáng)離子，存在電解質(zhì)分子
實(shí)例 （1）強(qiáng)酸：HNO3，H2SO4 （2）強(qiáng)堿：NaOH （3）絕大多數(shù)鹽：NaCl （1）弱酸：H2CO3 （2）弱堿： NH3·H2O （3）水： H2O
電解質(zhì)的強(qiáng)、弱與其溶解性無(wú)關(guān)。難溶的鹽如AgCl、CaCO3等，溶于水的部分能完全電離，是強(qiáng)電解質(zhì)。易溶的如CH3COOH、NH3·H2O等在溶液中電離程度較小，是弱電解質(zhì)。
二、弱電解質(zhì)的電離平衡
（一）電離平衡狀態(tài)
1.概念：在一定條件(如溫度、濃度)下，當(dāng)弱電解質(zhì)分子電離成離子的速率和離子結(jié)合成弱電解質(zhì)分子的速率相等時(shí)，電離過(guò)程就達(dá)到了電離平衡狀態(tài)。
（二）弱電解質(zhì)的電離方程式的書(shū)寫(xiě)
1.弱電解質(zhì)電離方程式的書(shū)寫(xiě)用“ ”表示。
如NH3·H2O的電離方程式是NH3·H2O NH＋OH－。
2. 多元弱酸是分步電離的，電離程度逐步減弱，可分步書(shū)寫(xiě)電離方程式。
如H2CO3的電離方程式是H2CO3 H＋＋HCO，HCO H＋＋CO，以第一步電離為主。
3.多元弱堿的電離也是分步進(jìn)行的，但是一般按一步電離的形式書(shū)寫(xiě)。
如Fe(OH)3的電離方程式是Fe(OH)3 Fe3＋＋3OH－。
（三）電離平衡的影響因素
1. 溫度：升高溫度使電離平衡向電離的方向移動(dòng)，因?yàn)殡婋x一般是吸熱過(guò)程。
2. 濃度：弱電解質(zhì)的濃度降低，電離平衡向電離的方向移動(dòng)，因?yàn)殡x子相互碰撞結(jié)合為分子的幾率減小。
3. 相同離子的影響：在弱電解質(zhì)溶液中加入與弱電解質(zhì)有相同離子的強(qiáng)電解質(zhì)時(shí)，電離平衡逆向移動(dòng)。
4.加入能與弱電解質(zhì)電離出的離子發(fā)生反應(yīng)的離子時(shí)，電離平衡向電離方向移動(dòng)。
補(bǔ)充表格：
以0.1 mol/L的CH3COOH溶液為例
實(shí)例 CH3COOH CH3COO- + H+
改變條件 平衡移動(dòng)方向 平衡常數(shù)Ka n(H+) c(H+) 導(dǎo)電性 電離度
加水稀釋 → 不變 ↑ ↓ ↓ ↑
加少量冰醋酸 → 不變 ↑ ↑ ↑ ↓
通入HCl(g) ← 不變 ↑ ↑ ↑ ↓
加NaOH(s) → 不變 ↓ ↓ ↑ ↑
加入鎂粉 （設(shè)溫度不變） → 不變 ↓ ↓ ↑ ↑
升高溫度 → ↑ ↑ ↑ ↑ ↑
加CH3COONa(s) ← 不變 ↓ ↓ ↑ ↓
三、電離平衡常數(shù)
（一）概念
在一定溫度下，當(dāng)弱電解質(zhì)達(dá)到電離平衡時(shí)，弱電解質(zhì)電離出的各離子濃度冪之積與溶液中未電離的分子濃度的比值是一個(gè)常數(shù)，簡(jiǎn)稱電離常數(shù)，用K表示。
（二）表達(dá)式
1.醋酸的電離常數(shù)表達(dá)式是Ka＝。
2.一水合氨的電離常數(shù)表達(dá)式是Kb＝。
3.H2S在水溶液中分兩步電離，即H2S H＋＋HS－、HS－ H＋＋S2－，其電離常數(shù)表達(dá)式分別為　Ka1＝、Ka2＝。
（三）意義
表示弱電解質(zhì)的電離能力。一定溫度下，K值越大，弱電解質(zhì)的電離程度越大，酸(或堿)性越強(qiáng)。
（四）電離常數(shù)的影響因素
電離常數(shù)只與溫度有關(guān)，升高溫度，K值增大；降低溫度，K值減小。
第二節(jié) 水的電離和溶液的pH
一、水的電離
（一）水的電離
1.水是一種極弱的電解質(zhì)。
2.水的電離方程式為H2O＋H2O H3O＋＋OH－，簡(jiǎn)寫(xiě)為H2O H＋＋OH－。
3.水的電離平衡常數(shù)K電離＝。
（二）水的離子積常數(shù)
1.概念：一定溫度下，因?yàn)镵電離為常數(shù)，所以c(H＋)·c(OH－)＝K電離·c(H2O)為一新常數(shù)，叫做水的離子積常數(shù)，簡(jiǎn)稱水的離子積，記為Kw。
2.表達(dá)式Kw＝c(H＋)·c(OH－)。
3.影響因素
Kw只受溫度的影響，與溶液的酸堿性無(wú)關(guān)；溫度升高，Kw增大；25 ℃時(shí)，Kw＝1.0×10－14。
（三）外界條件對(duì)水的電離平衡的影響
分析下列條件的改變對(duì)水的電離平衡H2O H＋＋OH－　ΔH＞0的影響，并填寫(xiě)下表：
改變條件 平衡移動(dòng)方向 c(H＋) c(OH－) 水的電離程度 Kw
升高溫度 右移 增大 增大 增大 增大
加入酸 左移 增大 減小 減小 不變
加入堿 左移 減小 增大 減小 不變
加入CH3COONa固體 右移 減小 增大 增大 不變
加入活潑金屬(如Na) 右移 減小 增大 增大 不變
二、溶液的酸堿性與pH
（一）溶液的酸堿性與c(H＋)和c(OH－)的關(guān)系
c(H＋)與c(OH－)相對(duì)大小 c(H＋)/mol·L－1的范圍(25 ℃)
中性溶液 c(OH－)＝c(H＋) c(H＋)＝1.0×10－7
酸性溶液 c(OH－)1.0×10－7
堿性溶液 c(OH－)>c(H＋) c(H＋)<1.0×10－7
（二）溶液的pH與c(H＋)及酸堿性的關(guān)系
1.pH是c(H＋)的負(fù)對(duì)數(shù)，其表達(dá)式是pH＝－lg c(H＋)。
2.溶液的pH、c(H＋)及酸堿性的關(guān)系圖(25 ℃) ：
3.pH的適用范圍：1×10－14 mol·L－1≤c(H＋)≤1 mol·L－1。
（三）溶液酸堿性的測(cè)定方法
1. 利用pH試紙測(cè)定。使用pH試紙的正確操作為取一小塊pH試紙于干燥潔凈的玻璃片或表面皿上，用干燥潔凈的玻璃棒蘸取試液點(diǎn)在試紙上，當(dāng)試紙顏色變化穩(wěn)定后迅速與標(biāo)準(zhǔn)比色卡對(duì)照，讀出pH。
pH試紙的pH范圍是1-14，可以識(shí)別pH的差值約為1；精密pH試紙的pH范圍較窄，可以判別0.2或0.3的pH差值。
2.利用pH計(jì)測(cè)定。儀器pH計(jì)可精確測(cè)定試液的pH。
（四）pH的應(yīng)用
1.醫(yī)療上：血液中的pH是診斷疾病的一個(gè)重要參數(shù)，而利用藥物調(diào)控血液的pH是輔助治療的重要手段之一。
2.生活中：人們使用的護(hù)發(fā)素的主要功能也是調(diào)節(jié)頭發(fā)的pH，使之達(dá)到適宜的酸堿度。
3.環(huán)保領(lǐng)域：酸性和堿性廢水的處理常利用中和反應(yīng)，處理過(guò)程中可利用pH自動(dòng)測(cè)定儀進(jìn)行檢測(cè)和控制。
4.農(nóng)業(yè)生產(chǎn)中：各種農(nóng)作物生長(zhǎng)都對(duì)土壤的pH范圍有一定的要求。
5.科學(xué)實(shí)驗(yàn)和工農(nóng)業(yè)生產(chǎn)中：溶液pH的控制常常是影響實(shí)驗(yàn)結(jié)果或產(chǎn)品質(zhì)量、產(chǎn)量的一個(gè)關(guān)鍵因素。如在用于測(cè)定酸堿溶液濃度的酸堿中和反應(yīng)滴定中，溶液pH的變化是判斷滴定終點(diǎn)的依據(jù)。
三、酸堿中和滴定
（一）概念和原理
1.概念：是利用中和反應(yīng)，用已知濃度的酸(或堿)來(lái)測(cè)定未知濃度的堿(或酸)的實(shí)驗(yàn)方法。
2.原理
在中和反應(yīng)中，酸提供的H＋與堿提供的OH－之間的物質(zhì)的量相等。即：c(H＋)·V酸＝c(OH－)·V堿，則c(H＋)＝或c(OH－)＝。
3.常見(jiàn)酸堿指示劑的變色范圍：
指示劑 變色范圍(顏色與pH的關(guān)系)
石蕊 <5.0紅色 5.0～8.0紫色 >8.0藍(lán)色
酚酞 <8.2無(wú)色 8.2～10.0淺紅色 >10.0紅色
甲基橙 <3.1紅色 3.1～4.4橙色 >4.4黃色
4.實(shí)驗(yàn)關(guān)鍵
（1）準(zhǔn)確測(cè)定參加反應(yīng)酸、堿的體積。
（2）準(zhǔn)確判斷滴定終點(diǎn)。
（二）主要儀器及使用
1.儀器：滴定管，鐵架臺(tái)，滴定管夾，錐形瓶，燒杯。
儀器a是酸式滴定管， 儀器b是堿式滴定管。
2.滴定管的使用方法
（1）查漏：使用前先檢查滴定管活塞是否漏水。
（2）潤(rùn)洗：在加入反應(yīng)液之前，潔凈的滴定管要用所要盛裝的溶液潤(rùn)洗2～3遍。（3）裝液：分別將反應(yīng)液加入相應(yīng)滴定管中，使液面位于滴定管“0”刻度線以上2～3 mL處。
（4）調(diào)液面記數(shù)據(jù)：在滴定管下放一燒杯，調(diào)節(jié)活塞，使滴定管尖嘴部分充滿反應(yīng)液，然后調(diào)節(jié)滴定管液面使其處于某一刻度，準(zhǔn)確讀取數(shù)值并記錄。
（三）主要試劑
（1）待測(cè)液；（2）標(biāo)準(zhǔn)液；（3）指示劑(一般用酚酞或甲基橙)。
（四）實(shí)驗(yàn)操作
以標(biāo)準(zhǔn)鹽酸滴定待測(cè)氫氧化鈉溶液為例：
1.洗滌：洗滌儀器并進(jìn)行檢漏、潤(rùn)洗。
2.取液：向堿式滴定管中注入待測(cè)液氫氧化鈉溶液，取一定體積注入錐形瓶中，并加入2～3滴酚酞指示劑；向酸式滴定管中注入標(biāo)準(zhǔn)液鹽酸。
3.滴定：在錐形瓶下墊一張白紙，左手控制滴定管的活塞，向錐形瓶中先快后慢地加入標(biāo)準(zhǔn)液(后面逐滴加入)，右手搖動(dòng)錐形瓶，眼睛觀察錐形瓶?jī)?nèi)溶液的顏色變化。
4.讀數(shù)：至指示劑發(fā)生明顯的顏色變化(淺紅色變?yōu)闊o(wú)色)且半分鐘內(nèi)不變時(shí)，停止滴定。平視滴定管中凹液面最低點(diǎn)，讀取溶液體積。
5.記錄：記錄滴定前和滴定終點(diǎn)時(shí)滴定管中標(biāo)準(zhǔn)液的刻度，重復(fù)滴定2～3次將數(shù)據(jù)記入表中。
6.計(jì)算：以(V終－V始)為消耗的標(biāo)準(zhǔn)液的體積，取2～3次實(shí)驗(yàn)結(jié)果的平均值，依據(jù)
c待＝計(jì)算待測(cè)液的物質(zhì)的量濃度。
（五）注意事項(xiàng)
1.滴定操作要點(diǎn)：左手控制活塞或玻璃珠，右手搖動(dòng)錐形瓶，兩眼注視錐形瓶?jī)?nèi)溶液顏色的變化。
2.準(zhǔn)確判斷滴定終點(diǎn)：最后一滴恰好使指示劑顏色發(fā)生明顯的改變且半分鐘內(nèi)不變色，即為滴定終點(diǎn)。
（六）酸堿中和滴定誤差分析
1．誤差分析依據(jù)(一元酸、堿的中和滴定)
中和滴定實(shí)驗(yàn)中，產(chǎn)生誤差的途徑主要有操作不當(dāng)、讀數(shù)不準(zhǔn)等，分析誤差要根據(jù)計(jì)算式分析，c待測(cè)＝，當(dāng)用標(biāo)準(zhǔn)酸溶液滴定待測(cè)堿溶液時(shí)，c標(biāo)準(zhǔn)、V待測(cè)均為定值，
c待測(cè)的大小取決于V標(biāo)準(zhǔn)的大小。
2．滴定管讀數(shù)誤差分析
滴定管正確的讀數(shù)方法是視線、刻度線、凹液面最低點(diǎn)在同一水平線上。試分析下列圖示讀數(shù)對(duì)滴定結(jié)果的影響：
（1）如圖Ⅰ，開(kāi)始仰視讀數(shù)，滴定完畢俯視讀數(shù)，滴定結(jié)果會(huì)偏小。
（2）如圖Ⅱ，開(kāi)始俯視讀數(shù)，滴定完畢仰視讀數(shù)，滴定結(jié)果會(huì)偏大。
3．常見(jiàn)的誤差分析
以用標(biāo)準(zhǔn)鹽酸滴定待測(cè)氫氧化鈉溶液為例：
步驟 操作 c(NaOH)
洗滌 未用標(biāo)準(zhǔn)溶液潤(rùn)洗滴定管 偏高
錐形瓶用待測(cè)溶液潤(rùn)洗 偏高
未用待測(cè)液潤(rùn)洗取用待測(cè)液的滴定管 偏低
錐形瓶洗凈后瓶?jī)?nèi)殘留有少量蒸餾水 無(wú)影響
讀數(shù) 滴定前仰視讀數(shù)或滴定后俯視讀數(shù) 偏低
滴定前俯視讀數(shù)或滴定后仰視讀數(shù) 偏高
滴定 滴定完畢后立即讀數(shù)，半分鐘后顏色又褪去 偏低
滴定前滴定管尖嘴部分有氣泡，滴定后氣泡消失 偏高
滴定過(guò)程中振蕩時(shí)有液滴濺出 偏低
滴定過(guò)程中，錐形瓶?jī)?nèi)加少量蒸餾水 無(wú)影響
四、酸堿溶液混合后pH的計(jì)算方法
（一）強(qiáng)酸、強(qiáng)堿單一溶液pH的計(jì)算
1.計(jì)算c mol·L－1 HnA強(qiáng)酸溶液的pH (25 ℃)
①c(H＋)＝nc mol·L－1；
②pH＝－lg c(H＋)＝－lg nc
2.計(jì)算c mol·L－1 B(OH)n強(qiáng)堿溶液的pH (25 ℃)
①c(OH－)＝nc mol·L－1；
②c(H＋)＝＝ mol·L－1；
③pH＝－lg c(H＋)＝14＋lg nc。
（二）酸堿溶液混合后pH的計(jì)算
1.強(qiáng)酸與強(qiáng)酸混合(稀溶液體積變化忽略)
c(H＋)混＝，然后再求pH。
2.強(qiáng)堿與強(qiáng)堿混合
先計(jì)算c(OH－)混＝，
再求c(H＋)混＝，最后求pH。
3.強(qiáng)酸與強(qiáng)堿混合(稀溶液體積變化忽略)
①恰好完全反應(yīng)，溶液呈中性，pH＝7 (25 ℃)。
②酸過(guò)量：
先求c(H＋)余＝，再求pH。
③堿過(guò)量：
先求c(OH－)余＝，再求c(H＋)＝，最后求pH。
4.總結(jié)：
①凡是單一酸溶液、酸酸混合溶液、酸堿混合溶液酸過(guò)量時(shí)，均直接求c(H＋)，再求pH。
②單一堿溶液、堿堿混合溶液、酸堿混合溶液堿過(guò)量時(shí)，必須先求c(OH－)，再求c(H＋)，最后求pH。
四、酸堿稀釋后的pH變化規(guī)律
（一）室溫下計(jì)算下列酸溶液稀釋后的pH
1.pH＝2的鹽酸，若加水稀釋10倍，其pH為3；若加水稀釋10n倍，其pH為2＋n(n≥5時(shí)，pH無(wú)限接近于7)。
2.若將pH＝5的鹽酸加水稀釋103倍，其pH接近于7。
3.pH＝2的醋酸溶液，若加水稀釋10倍，其pH大小范圍應(yīng)是2（二）室溫下計(jì)算下列堿溶液稀釋后的pH
1.pH＝11的氫氧化鈉溶液，若加水稀釋10倍，其pH為10；若加水稀釋10n倍，其pH為11－n(n≥4時(shí)，pH無(wú)限接近于7)。
2.pH＝11的氨水，若加水稀釋10n倍，其pH大小范圍應(yīng)是(11－n)第三節(jié) 鹽類的水解
一、鹽類水解的實(shí)質(zhì)與規(guī)律
（一）鹽溶液的酸堿性
通過(guò)實(shí)驗(yàn)測(cè)定室溫時(shí)下列0.1 mol·L－1鹽溶液的pH，填寫(xiě)下表。
鹽溶液 鹽的類型 溶液pH 酸堿性
NaCl 強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽 pH＝7 中性
CH3COONa 弱酸強(qiáng)堿鹽 pH>7 堿性
NH4Cl 強(qiáng)酸弱堿鹽 pH<7 酸性
（二）鹽溶液呈現(xiàn)不同酸堿性的原因
1.CH3COONa水溶液呈堿性的原因
①電離方程式
CH3COONa溶于水完全電離：CH3COONa===CH3COO－＋Na＋。
水的電離：H2O H＋＋OH－。
②水電離平衡的影響
CH3COO－能與H＋結(jié)合生成弱電解質(zhì)CH3COOH。使水的電離平衡向電離的方向移動(dòng)。
③溶液的酸堿性
溶液中c(H＋)減小，c(OH－)增大，c(H＋)④水解方程式
化學(xué)方程式：CH3COONa＋H2O CH3COOH＋NaOH。
離子方程式：CH3COO－＋H2O CH3COOH＋OH－。
2.NH4Cl溶液呈酸性的原因
①電離方程式
NH4Cl溶于水完全電離：NH4Cl===NH＋Cl－。
水的電離：H2O H＋＋OH－。
②水電離平衡的影響
NH與OH－結(jié)合生成弱電解質(zhì)NH3·H2O，使水的電離平衡向電離的方向移動(dòng)。
③溶液的酸堿性
溶液中c(OH－)減小，c(H＋)增大，c(H＋)>c(OH－)，故NH4Cl溶液呈酸性。
④水解方程式
化學(xué)方程式：NH4Cl＋H2O NH3·H2O＋HCl。
離子方程式：NH＋H2O NH3·H2O＋H＋。
3.NaCl溶液呈中性的原因
NaCl溶于水后電離產(chǎn)生Na＋和Cl－，不能與水電離出的OH－、H＋結(jié)合成難電離的物質(zhì)，水的電離平衡不發(fā)生移動(dòng)，c(H＋)＝c(OH－)，溶液呈中性。
（三）鹽類水解
1.鹽類水解的實(shí)質(zhì)
在溶液中鹽電離出來(lái)的離子(弱堿的陽(yáng)離子或弱酸的陰離子)結(jié)合水電離出的OH－或H＋生成弱電解質(zhì)，破壞了水的電離平衡，促進(jìn)了水的電離，使溶液顯酸性、堿性或中性。
2.鹽類水解的規(guī)律
在可溶性鹽溶液中：有弱才水解，無(wú)弱不水解，越弱越水解，都弱都水解，誰(shuí)強(qiáng)顯誰(shuí)性。都強(qiáng)顯中性，都弱不一定。
常見(jiàn)的“弱”離子
弱堿陽(yáng)離子：NH、Al3＋、Mg2＋、Zn2＋、Fe3＋、Cu2＋等。
弱酸根離子：CO、HCO、SiO、AlO、SO、HSO、S2－、HS－、ClO－、CH3COO－、F－等。
3.鹽類水解的特點(diǎn)
鹽類水解的特點(diǎn)可概括為微弱、吸熱、可逆。
（四）鹽類水解離子方程式的書(shū)寫(xiě)
1．書(shū)寫(xiě)要求
（1）鹽類水解程度一般很小，水解時(shí)通常不生成沉淀和氣體，書(shū)寫(xiě)水解的離子方程式時(shí)，一般用“ ”連接，產(chǎn)物不標(biāo)“↑”或“↓”。如：
①NaClO：ClO－＋H2O HClO＋OH－；
②(NH4)2SO4：NH＋H2O NH3·H2O＋H＋。
（2）多元弱酸根離子的水解分步進(jìn)行，水解以第一步為主。如：
Na2CO3：CO＋H2O HCO＋OH－、HCO＋H2O H2CO3＋OH－；
（3）多元弱堿陽(yáng)離子水解反應(yīng)過(guò)程復(fù)雜，只要求一步寫(xiě)到底。如：
AlCl3：Al3＋＋3H2O Al(OH)3＋3H＋。
2．易錯(cuò)辨析
鹽類水解離子方程式與其電離方程式辨別的關(guān)鍵：生成離子的種類不同。
鹽類水解的離子方程式在形式上一定符合“陰生陰、陽(yáng)生陽(yáng)”，即陰離子水解一定生成OH－，陽(yáng)離子水解一定生成H＋(或H3O＋)。例如：
NaHS電離：HS－＋H2O S2－＋H3O＋
NaHS水解：HS－＋H2O H2S＋OH－
二、影響鹽類水解平衡的因素
1. 內(nèi)因：鹽本身的性質(zhì)：組成鹽的弱酸根陰離子相對(duì)應(yīng)的酸越弱(或弱堿陽(yáng)離子對(duì)應(yīng)的堿越弱)，水解程度就越大。
2.外因：受溫度、濃度及外加酸堿等因素的影響。
①溫度：鹽的水解是吸熱反應(yīng)，因此升高溫度，鹽的水解程度增大。
②濃度：稀釋鹽溶液，可以促進(jìn)水解，鹽的濃度越小，水解程度越大。
③外加酸堿：水解呈酸性的鹽溶液，加堿會(huì)促進(jìn)水解；加入酸則抑制水解。水解呈堿性的鹽溶液，加堿會(huì)抑制水解；加酸會(huì)促進(jìn)水解。
④外加鹽：加入與鹽的水解性質(zhì)相反的鹽會(huì)使鹽的水解程度增大。
三、鹽類水解的應(yīng)用
1．在工農(nóng)業(yè)生產(chǎn)和日常生活中的應(yīng)用
（1）熱的純堿液去油污效果更好
用純堿溶液清洗油污時(shí)，加熱能促進(jìn)Na2CO3的水解，溶液中c(OH－)增大。
（2）明礬(鋁鹽)用作凈水劑
明礬[KAl(SO4)2·12H2O]溶于水電離產(chǎn)生的Al3＋水解，生成的Al(OH)3膠體吸附水中懸浮的雜質(zhì)而使水變澄清。有關(guān)的離子方程式是Al3＋＋3H2O Al(OH)3(膠體)＋3H＋。
（3）泡沫滅火原理
泡沫滅火器中分別盛裝Al2(SO4)3溶液與小蘇打溶液，使用時(shí)兩者混合發(fā)生水解相互促進(jìn)反應(yīng)，產(chǎn)生CO2氣體和Al(OH)3沉淀，將燃燒物質(zhì)與空氣隔離開(kāi)，其水解的離子方程式為Al3＋＋3HCO===Al(OH)3↓＋3CO2↑。
（4）銨態(tài)氮肥不能與草木灰混合使用
NH與CO水解相互促進(jìn)放出氨氣而降低銨態(tài)氮肥的肥效。
（5）工業(yè)制備物質(zhì)
①工業(yè)制備某些無(wú)水鹽時(shí)，不能用蒸發(fā)結(jié)晶的方法，如由MgCl2·6H2O制無(wú)水MgCl2要在HCl氣流中加熱，否則：MgCl2·6H2O===Mg(OH)Cl＋HCl↑＋5H2O。
②利用水解反應(yīng)來(lái)制納米材料，如用TiCl4制備TiO2：TiCl4＋(x＋2)H2O(過(guò)量) TiO2·xH2O↓＋4HCl。制備時(shí)加入大量的水，同時(shí)加熱，促進(jìn)水解趨于完全，所得TiO2·xH2O經(jīng)焙燒得TiO2。
2．在化學(xué)實(shí)驗(yàn)中的應(yīng)用
（1）配制可水解的鹽溶液
某些強(qiáng)酸弱堿鹽在配制溶液時(shí)因水解而渾濁，需加相應(yīng)的酸來(lái)抑制水解，如在配制FeCl3溶液時(shí)常加入少量鹽酸來(lái)抑制FeCl3水解。
（2）可水解鹽溶液的貯存
某些弱酸強(qiáng)堿鹽水解呈堿性，用玻璃試劑瓶貯存時(shí)，不能用玻璃塞，如Na2CO3溶液、NaF溶液等不能貯存于磨口玻璃瓶中，應(yīng)貯存于帶橡膠塞的試劑瓶中。
（3）判斷加熱濃縮某些鹽溶液的產(chǎn)物
如加熱濃縮FeCl3溶液，F(xiàn)eCl3水解生成Fe(OH)3和HCl，由于鹽酸易揮發(fā)，使水解平衡向右移動(dòng)，蒸干后得到的物質(zhì)為Fe(OH)3。
（4）制備Fe(OH)3膠體
將飽和FeCl3溶液滴入沸水中因水解而得到紅褐色Fe(OH)3膠體。
（5）判斷溶液中離子能否大量共存
溶液中某些水解顯酸性的離子與某些水解顯堿性的離子之間因雙水解相互促進(jìn)而不能大量共存。常見(jiàn)的發(fā)生雙水解的離子如下：
Al3+與CO、HCO、AlO、S2－、HS－
Fe3+與CO、HCO、AlO
NH4+與AlO
（6）物質(zhì)的提純
如除去氯化鎂酸性溶液中的氯化鐵，可加入MgO或Mg(OH)2或MgCO3反應(yīng)掉部分H＋，促進(jìn)鐵離子的水解，使Fe3＋轉(zhuǎn)化為氫氧化鐵沉淀而除去。
（7）判斷鹽所對(duì)應(yīng)酸的相對(duì)強(qiáng)弱
如相同濃度的NaA和NaB兩種鹽溶液，其pH前者大于后者，則酸性HA＜HB。
（8）判斷酸堿中和反應(yīng)至中性時(shí)酸或堿的相對(duì)用量
如用氨水與鹽酸反應(yīng)至pH＝7時(shí)，氨水過(guò)量，醋酸與氫氧化鈉反應(yīng)至中性時(shí)，醋酸過(guò)量。
六、電解質(zhì)溶液中的三個(gè)守恒關(guān)系
1．電荷守恒關(guān)系
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Na2CO3溶液中存在著Na＋、CO、H＋、OH－、HCO，n(正電荷)＝n(負(fù)電荷)，即：n(Na＋)＋n(H＋)＝2n(CO)＋n(HCO)＋n(OH－)，兩邊同時(shí)除以體積，有c(Na＋)＋c(H＋)＝2c(CO)＋c(HCO)＋c(OH－)。
2．物料守恒關(guān)系
電解質(zhì)溶液中，由于某些離子能水解或電離成其他離子或分子，離子種類增多，但原子總數(shù)是守恒的，如Na2CO3溶液中n(Na＋)與n(C)為2∶1，CO水解后碳元素以CO、HCO、H2CO3三種形式存在，它們之間的守恒關(guān)系為c(Na＋)＝2c(HCO)＋2c(H2CO3)＋2c(CO)。
3．質(zhì)子守恒關(guān)系
質(zhì)子守恒是根據(jù)水電離出的c(OH－)＝c(H＋)，溶液中的H＋或OH－雖與其他離子結(jié)合而以不同的形式存在，但其總量相同。如在Na2CO3溶液中有關(guān)系式：c(OH－)＝c(H＋)＋c(HCO)＋2c(H2CO3)。
四、溶液中離子濃度的大小比較
1．不同溶液中同一離子濃度的大小比較
相同物質(zhì)的量濃度的a.NH4Cl溶液，b.CH3COONH4溶液，c.NH4HSO4溶液，c中H＋對(duì)NH水解有抑制作用，b中CH3COO－的水解對(duì)NH水解有促進(jìn)作用，所以三種溶液中c(NH)由大到小的順序是c>a>b。
2．弱酸溶液中離子濃度的大小比較
（1）HClO溶液中存在的平衡有：HClO H＋＋ClO－，H2O H＋＋OH－，溶液中微粒有H2O、HClO、H＋、OH－、ClO－，由于HClO電離程度小，且H2O的電離程度更小，所以溶液中微粒濃度由大到小的順序(H2O除外)是c(HClO)>c(H＋)>c(ClO－)>c(OH－)。
（2）碳酸的電離方程式是H2CO3 HCO＋H＋，HCO H＋＋CO。碳酸溶液中存在的微粒有H2O、H2CO3、H＋、HCO、CO、OH－。
碳酸是弱酸，第一步電離很微弱，第二步電離更微弱。推測(cè)其溶液中粒子濃度由大到小的順序(水分子除外)是c(H2CO3)>c(H＋)>c(HCO)>c(CO)>c(OH－)。
3．單一溶液中離子濃度大小的比較
（1）氯化銨溶液
①先分析NH4Cl溶液中的電離、水解過(guò)程。
電離：NH4Cl===NH＋Cl－、H2OH＋＋OH－。
水解：NH＋H2O NH3·H2O＋H＋。
判斷溶液中存在的離子有NH、Cl－、H＋、OH－。
②再根據(jù)其電離和水解程度的相對(duì)大小，比較確定氯化銨溶液中離子濃度由大到小的順序是c(Cl－)>c(NH)>c(H＋)>c(OH－)。
（2）碳酸鈉溶液
①分析Na2CO3溶液中的電離、水解過(guò)程：
電離：Na2CO3===2Na＋＋CO、H2O H＋＋OH－。
水解：CO＋H2O HCO＋OH－、HCO＋H2O H2CO3＋OH－。
溶液中存在的離子有Na＋、CO、HCO、OH－、H＋。
②溶液中離子濃度由大到小的順序是c(Na＋)>c(CO)>c(OH－)>c(HCO)>c(H＋)。
（3）碳酸氫鈉溶液
①分析NaHCO3溶液中的電離、水解過(guò)程：
電離：NaHCO3===Na＋＋HCO、HCO H＋＋CO、H2O H＋＋OH－。
水解：HCO＋H2O H2CO3＋OH－。
溶液中存在的離子有Na＋、HCO、CO、H＋、OH－。
②由于HCO的電離程度小于HCO的水解程度，所以溶液中離子濃度由大到小的順序是c(Na＋)>c(HCO)>c(OH－)>c(H＋)>c(CO)。
4．混合溶液中離子濃度大小的比較
（1）物質(zhì)的量濃度相同的NaOH溶液、NH4Cl溶液等體積混合
反應(yīng)的化學(xué)方程式：NH4Cl＋NaOH===NH3·H2O＋NaCl；溶液中存在的離子有Na＋、Cl－、NH、OH－、H＋；其濃度由大到小的順序是
c(Na＋)＝c(Cl－)>c(OH－)>c(NH)>c(H＋)。
（2）物質(zhì)的量濃度相同的NH4Cl溶液、氨水等體積混合后不發(fā)生反應(yīng)，溶液中的溶質(zhì)為NH4Cl、NH3·H2O，由于NH3·H2O的電離程度大于NH的水解程度，所以溶液呈堿性；溶液中存在的離子有NH、Cl－、OH－、H＋；其濃度由大到小的順序是c(NH)>c(Cl－)>c(OH－)>c(H＋)。
（3）物質(zhì)的量濃度相同的CH3COONa溶液和NaClO溶液等體積混合，溶液中的溶質(zhì)為CH3COONa、NaClO，溶液中存在的離子有Na＋、ClO－、CH3COO－、H＋、OH－，由于ClO－的水解程度大于CH3COO－的水解程度，所以溶液中離子濃度由大到小的順序?yàn)閏(Na＋)>c (CH3COO－)>c(ClO－)>c(OH－)>c(H＋)。
（4）物質(zhì)的量濃度相同的Na2CO3溶液和NaHCO3溶液等體積混合，溶液中的溶質(zhì)為Na2CO3和NaHCO3，由于CO的水解程度大于HCO的水解程度，所以溶液中離子濃度由大到小的順序?yàn)閏(Na＋)>c(HCO)>c(CO)>c(OH－)>c(H＋)。
第四節(jié) 沉淀溶解平衡
一、難溶電解質(zhì)的溶解平衡
1．AgCl沉淀溶解平衡的建立
（1）在裝有少量難溶的AgCl白色固體的試管中，加入約5 mL蒸餾水，充分振蕩后靜置。
①取約2 mL上層清液于另一試管中，滴加濃鹽酸，觀察到的現(xiàn)象是有白色沉淀生成。
②由上述實(shí)驗(yàn)得出的結(jié)論是原上層清液中含有Ag＋。
（2）表示方法：
（3）圖像：
（4）反應(yīng)完全的標(biāo)志
對(duì)于常量的化學(xué)反應(yīng)來(lái)說(shuō)，化學(xué)上通常認(rèn)為殘留在溶液中的離子濃度小于1.0×10－5 mol·L－1時(shí)，沉淀就達(dá)完全。
2．影響因素
（1）內(nèi)因：電解質(zhì)本身的性質(zhì)
溶解性 易溶 可溶 微溶 難溶
溶解度 >10g 1g - 10g 0.01g – 1g <0.01g
①物質(zhì)在水中“溶”與“不溶”是相對(duì)的，絕對(duì)不溶的電解質(zhì)是沒(méi)有的。
②同是難溶電解質(zhì)，溶解度差別也很大。
③易溶電解質(zhì)做溶質(zhì)時(shí)只要是飽和溶液也可存在溶解平衡。
（2）外因：同樣滿足勒夏特列原理。
①濃度：加水，平衡向溶解方向移動(dòng)。
②溫度：升溫，多數(shù)平衡向溶解方向移動(dòng)。多數(shù)難溶電解質(zhì)的溶解度隨溫度的升高而
增大，升高溫度，平衡向溶解方向移動(dòng)；但也有少數(shù)電解質(zhì)，溶解度隨溫度升高而
減小，如Ca(OH)2的溶解平衡，升高溫度，平衡向沉淀方向移動(dòng)。
③同離子效應(yīng)：若向沉淀溶解平衡體系中加入相同的離子，平衡向生產(chǎn)沉淀的方向移動(dòng)。若向沉淀溶解平衡體系中加入某些離子，可與體系中某些離子反應(yīng)生成難溶的物質(zhì)或氣體，則平衡向溶解的方向移動(dòng)。
④其他：加入可與難溶電解質(zhì)溶解所得的離子反應(yīng)的物質(zhì)，溶解平衡向溶解方向移
動(dòng)。
二、溶度積常數(shù)
1．概念
在一定溫度下，沉淀達(dá)溶解平衡后的溶液為飽和溶液，其離子濃度不再發(fā)生變化，溶液中各離子濃度冪之積為常數(shù)，叫做溶度積常數(shù)(簡(jiǎn)稱溶度積)，用Ksp表示。
2．表達(dá)式
AmBn(s) mAn＋(aq)＋nBm－(aq)
Ksp＝cm(An＋)·cn(Bm－)。
如Fe(OH)3的Ksp＝c(Fe3＋)·c3(OH－)。
3．意義
Ksp的大小反映難溶電解質(zhì)的溶解能力。
①相同類型的難溶電解質(zhì)，溶度積小的電解質(zhì)，其溶解能力小。
②不同類型的難溶電解質(zhì)，溶度積小的電解質(zhì)，其溶解能力不一定比溶度積大的溶解能力小。
4．應(yīng)用——溶度積規(guī)則
通過(guò)比較溶度積與溶液的離子積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。
Qc＝Ksp，溶液飽和，沉淀與溶解處于平衡狀態(tài)。
Qc5．影響因素
溶度積Ksp值的大小只與難溶電解質(zhì)本身的性質(zhì)和溫度有關(guān)，與濃度無(wú)關(guān)。
三、沉淀的生成與溶解
1．沉淀的生成
（1）沉淀生成的應(yīng)用
在涉及無(wú)機(jī)制備、提純工藝的生產(chǎn)、科研、廢水處理等領(lǐng)域中，常利用生成沉淀來(lái)達(dá)到分離或除去某些離子的目的。
（2）沉淀的方法
①調(diào)節(jié)pH法：如工業(yè)原料氯化銨中含雜質(zhì)氯化鐵，使其溶解于水，再加入氨水調(diào)節(jié)pH至7～8，可使Fe3＋轉(zhuǎn)變?yōu)镕e(OH)3沉淀而除去。反應(yīng)如下：
Fe3＋+3NH3·H2O===Fe(OH)3↓＋3NH。
②加沉淀劑法：如以Na2S、H2S等作沉淀劑，使某些金屬離子，如Cu2＋、Hg2＋等生成極難溶的硫化物CuS、HgS等沉淀，也是分離、除去雜質(zhì)常用的方法。
a．通入H2S除去Cu2＋的離子方程式：H2S＋Cu2＋===CuS↓＋2H＋。
b．加入Na2S除去Hg2＋的離子方程式：Hg2＋＋S2－===HgS↓。
c．同離子效應(yīng)法：增大溶解平衡中離子濃度，使平衡向沉淀的方向移動(dòng)。
2．沉淀的溶解
（1）沉淀溶解的原理
根據(jù)平衡移動(dòng)原理，對(duì)于在水中難溶的電解質(zhì)，如果能設(shè)法不斷地移去溶解平衡體系中的相應(yīng)離子，使平衡向沉淀溶解的方向移動(dòng)，就可以使沉淀溶解。
（2）沉淀溶解的方法
①酸溶解法：用強(qiáng)酸溶解的難溶電解質(zhì)有CaCO3、FeS、Al(OH)3、Mg(OH)2等。
如CaCO3難溶于水，卻易溶于鹽酸，原因是：CaCO3在水中存在溶解平衡為CaCO3(s) Ca2＋(aq)＋CO(aq)，當(dāng)加入鹽酸后發(fā)生反應(yīng)：CO＋2H＋===H2O＋CO2↑，c(CO)降低，溶解平衡向溶解方向移動(dòng)。
②鹽溶液溶解法：Mg(OH)2難溶于水，能溶于鹽酸、NH4Cl溶液中。溶于NH4Cl溶液反應(yīng)的離子方程式為Mg(OH)2＋2NH===Mg2＋＋2NH3·H2O。
四、沉淀的轉(zhuǎn)化
沉淀轉(zhuǎn)化的實(shí)質(zhì)是沉淀溶解平衡的移動(dòng)。一般是難溶的沉淀轉(zhuǎn)化成更難溶的沉淀容易。兩種沉淀的溶解程度差別越大，沉淀轉(zhuǎn)化越容易。
1.方法：加入可與體系中某些離子反應(yīng)生成更難溶或更難電離或氣體的離子。
使平衡向溶解的方向移動(dòng)。
2.示例：根據(jù)難溶電解質(zhì)的溶解度的大小：
AgCl在水中存在沉淀溶解平衡：
AgCl（s） Ag+（aq）+Cl-（aq） Ksp＝1.8×10-10
AgI在水中存在沉淀溶解平衡：
AgI（s） Ag+（aq）+I-（aq） Ksp＝8.5×10-17
由上可知，在水中Ksp（AgI）遠(yuǎn)小于Ksp（AgCl），即AgI在水中的溶解程度遠(yuǎn)比AgCl的溶解程度小。當(dāng)向AgCl沉淀中滴加KI溶液時(shí)，溶液中Ag+與I-的離子積Q（AgI）＞Ksp（AgI），因此，Ag+與I-結(jié)合生成AgI沉淀，導(dǎo)致AgCl的沉淀溶解平衡向溶解的方向移動(dòng)，直至建立新的沉淀溶解平衡。
反應(yīng)的離子方程式表示為：
I-（aq）+AgCl（s） AgI（s）+Cl-（aq）
五、沉淀轉(zhuǎn)化的應(yīng)用
1.鍋爐除水垢
水垢CaSO4
有關(guān)化學(xué)方程式：CaSO4(s)＋Na2CO3(aq) CaCO3(s)＋Na2SO4(aq)、
CaCO3＋2HCl===CaCl2＋H2O＋CO2↑。
2.自然界中礦物的轉(zhuǎn)化
如原生銅硫化物CuSO4(溶液)CuS(銅藍(lán))
有關(guān)化學(xué)方程式：ZnS(s)＋CuSO4(aq) CuS(s)＋ZnSO4(aq)，
PbS(s)＋CuSO4(aq) CuS(s)＋PbSO4(s)。
3.工業(yè)廢水處理
工業(yè)廢水處理過(guò)程中，重金屬離子可利用沉淀轉(zhuǎn)化原理用FeS等難溶物轉(zhuǎn)化為HgS、Ag2S、PbS等沉淀。
用FeS除去Hg2＋的離子方程式：FeS(s)＋Hg2＋(aq) HgS(s)＋Fe2＋(aq)。
4.水垢的形成
硬水煮沸形成的水垢主要成分是CaCO3和Mg(OH)2，說(shuō)明它形成的原因(用化學(xué)方程式表示)。
，
，
。
第四章 化學(xué)反應(yīng)與電能
第一節(jié) 原電池
一、原電池的工作原理
1．原電池的構(gòu)造與工作原理
銅鋅原電池如圖所示，請(qǐng)回答下列問(wèn)題：
→
單液原電池中氧化反應(yīng)和還原反應(yīng)并沒(méi)有完全隔開(kāi)，如鋅和接觸的稀硫酸發(fā)生反應(yīng)，電流會(huì)逐漸衰減，因此設(shè)計(jì)了雙液原電池避免這個(gè)現(xiàn)象。
（1）有關(guān)的實(shí)驗(yàn)現(xiàn)象
①鋅片逐漸溶解，銅片逐漸加厚變亮；
②電流表的指針發(fā)生偏轉(zhuǎn)，裝置中的能量變化是化學(xué)能轉(zhuǎn)化為電能；
③硫酸銅顏色變淺。
（2）電極名稱和電極反應(yīng)
①鋅電極為負(fù)極，發(fā)生氧化反應(yīng)，電極反應(yīng)式是Zn－2e－===Zn2＋；
②銅電極為正極，發(fā)生還原反應(yīng)，電極反應(yīng)式是Cu2＋＋2e－===Cu；
③電池總反應(yīng)的離子方程式是Zn＋Cu2＋===Zn2＋＋Cu。
（3）電子流動(dòng)方向和電流方向
①外電路：電子由鋅電極(負(fù)極)經(jīng)過(guò)導(dǎo)線流向銅電極(正極)，電流由銅電極(正極)流向鋅電極(負(fù)極)；
②內(nèi)電路：陽(yáng)離子移向銅電極(正極)，陰離子移向鋅電極(負(fù)極)。
硫酸鋅溶液中：Zn2＋向鹽橋移動(dòng)；
硫酸銅溶液中：Cu2＋向銅極移動(dòng)；
鹽橋中：K＋移向正極區(qū)(CuSO4溶液)，Cl－移向負(fù)極區(qū)(ZnSO4溶液)。
鹽橋的作用：使Cl-向負(fù)極方向移動(dòng)，K+向正極方向移動(dòng)，使Zn2+鹽和Cu2+鹽溶液一直保持電中性，從而使電子不斷從Zn極流向Cu極。
（4）原電池構(gòu)成的條件：具有活動(dòng)性不同的兩個(gè)電極，二者直接或間接地連在一起，插
入電解質(zhì)溶液或熔融電解質(zhì)中，且能自發(fā)地發(fā)生氧化還原反應(yīng)。
（5）原電池工作原理示意圖
2.原電池原理的應(yīng)用
（1）比較金屬活動(dòng)性強(qiáng)弱
對(duì)于酸性電解質(zhì)，一般是負(fù)極金屬的活動(dòng)性較強(qiáng)，正極金屬的活動(dòng)性較弱。
例如：a和b兩種金屬，用導(dǎo)線連接后插入稀硫酸中，觀察到a極溶解，b極上有氣泡產(chǎn)生，則a為負(fù)極，b為正極，金屬活動(dòng)性a>b。
（2）加快氧化還原反應(yīng)的速率
構(gòu)成原電池的反應(yīng)速率比直接接觸的反應(yīng)速率快。
例如：實(shí)驗(yàn)室制取氫氣時(shí)，粗鋅比純鋅與稀硫酸反應(yīng)速率快；或向溶液中滴入幾滴硫酸銅溶液，產(chǎn)生氫氣的速率加快。
（3）設(shè)計(jì)化學(xué)電池
①理論上，任何自發(fā)的氧化還原反應(yīng)都可以設(shè)計(jì)成原電池。
②外電路：還原性較強(qiáng)的物質(zhì)在負(fù)極上失去電子，氧化性較強(qiáng)的物質(zhì)在正極上得到電子。
③內(nèi)電路：將兩電極浸入電解質(zhì)溶液中，陰、陽(yáng)離子作定向移動(dòng)。
二、化學(xué)電源
1．化學(xué)電池的分類
（1）化學(xué)電池按其使用性質(zhì)常分為如下三類：
①一次電池：又叫干電池，活性物質(zhì)消耗到一定程度就不能再使用。
②二次電池：又稱充電電池或蓄電池，放電后可以再充電使活性物質(zhì)獲得再生。
③燃料電池：一種連續(xù)將燃料和氧化劑的化學(xué)能直接轉(zhuǎn)化為電能的化學(xué)電池。
（2）化學(xué)電池按其電解質(zhì)性質(zhì)可分為中性電池、酸性電池、堿性電池。
2．判斷電池優(yōu)劣的主要標(biāo)準(zhǔn)
（1）比能量：?jiǎn)挝毁|(zhì)量或單位體積所能輸出電能的多少，單位是(W·h)·kg－1或(W·h)·L－1。
（2）比功率：?jiǎn)挝毁|(zhì)量或單位體積所能輸出功率的大小，單位是W·kg－1或W·L－1。
（3）電池可儲(chǔ)存時(shí)間的長(zhǎng)短。
3．化學(xué)電池的回收利用
使用后的廢棄電池中含有大量的重金屬和酸堿等有害物質(zhì)，隨處丟棄會(huì)給土壤、水源等造成嚴(yán)重的污染。廢棄電池要進(jìn)行回收利用。
三、常見(jiàn)的化學(xué)電源
1．一次電池
（1）堿性鋅錳電池是一種常用的一次電池，總反應(yīng)式為
Zn＋2MnO2＋2H2O===2MnOOH＋Zn(OH)2 。
①負(fù)極是Zn，正極是MnO2，電解質(zhì)溶液是KOH溶液；
②負(fù)極反應(yīng)式是Zn＋2OH－－2e－===Zn(OH)2；
③正極反應(yīng)式是2MnO2＋2H2O＋2e－===2MnOOH＋2OH－。
（2）鋅銀電池具有比能量大、電壓穩(wěn)定、儲(chǔ)存時(shí)間長(zhǎng)等特點(diǎn)，總反應(yīng)式為
Zn＋Ag2O＋H2O===Zn(OH)2＋2Ag。
①負(fù)極反應(yīng)式是Zn＋2OH－－2e－===Zn(OH)2；
②正極反應(yīng)式是Ag2O＋H2O＋2e－===2Ag＋2OH－。
2．二次電池
鉛蓄電池是常見(jiàn)的二次電池，其放電反應(yīng)和充電反應(yīng)表示如下：
Pb(s)＋PbO2(s)＋2H2SO4(aq)2PbSO4(s)＋2H2O(l)
（1）負(fù)極是Pb，正極是PbO2，電解質(zhì)溶液是H2SO4溶液。
（2）放電反應(yīng)原理
①負(fù)極反應(yīng)式是Pb(s)＋SO(aq)－2e－===PbSO4(s) ；
②正極反應(yīng)式是PbO2(s)＋4H＋(aq)＋SO(aq)＋2e－===PbSO4(s)＋2H2O(l)；
③放電過(guò)程中，負(fù)極質(zhì)量的變化是增大，電解質(zhì)溶液pH的變化是增大。
（3）充電反應(yīng)原理
①陰極(發(fā)生還原反應(yīng))反應(yīng)式是 PbSO4(s)＋2e－===Pb(s)＋SO(aq) ；
②陽(yáng)極(發(fā)生氧化反應(yīng))反應(yīng)式是PbSO4(s)＋2H2O(l)－2e－===PbO2(s)＋4H＋(aq)＋SO(aq) ；
③充電時(shí)，鉛蓄電池正極與直流電源正極相連，負(fù)極與直流電源負(fù)極相連。
3．燃料電池
燃料電池是一種連續(xù)地將燃料和氧化劑的化學(xué)能直接轉(zhuǎn)化為電能的化學(xué)電源，又稱連續(xù)電池，一般以天然燃料或其它可燃物質(zhì)如H2、CH4等作為負(fù)極反應(yīng)物質(zhì)，以O(shè)2作為正極反應(yīng)物質(zhì)而形成的。燃料電池體積小、質(zhì)量輕、功率大，是正在研究的新型電池之一。
（1）氫氧燃料電池
主要用于航天領(lǐng)域，是一種高效低污染的新型電池，一般用金屬鉑（是一種惰性電極，并具有催化活性）或活性炭作電極，用40%的KOH溶液作電解質(zhì)溶液。其電極反應(yīng)式為：
負(fù)極：2H2 + 4OH- ― 4e- = 4H2O 正極：O2 + 2H2O +4e- = 4OH-
總反應(yīng)式為：2H2 + O2 = 2H2O
（2）甲烷燃料電池
用金屬鉑作電極，用KOH溶液作電解質(zhì)溶液。其電極反應(yīng)式為：
負(fù)極：CH4 + 10 OH-― 8e- =CO32- +7H2O 正極：2O2 + 4H2O +8e- =8OH-
總反應(yīng)式為：CH4 + 2O2 +2KOH=K2CO3+ 3H2O
（3）甲醇燃料電池
一種由甲醇和氧氣以及強(qiáng)堿作為電解質(zhì)溶液的新型手機(jī)電池，電量是現(xiàn)有鎳氫電池或鋰電池的10倍。其電極反應(yīng)式為：
負(fù)極：2CH4O + 16OH-―12e- =2CO32- +12H2O 正極：3O2 + 6H2O +12e- = 12OH-
總反應(yīng)式為：2CH4O + 3O2 +4OH- =2CO32-+ 6H2O
（4）固體氧化物燃料電池
該電池是美國(guó)西屋公司研制開(kāi)發(fā)的，它以固體氧化鋯—氧化釔為電解質(zhì)，這種固體電解質(zhì)在高溫下允許O2-在其間通過(guò)。其電極反應(yīng)式為：
負(fù)極：2H2 + 2O2- － 4e- = 2H2O 正極：O2 +4e- = 2O2-
總反應(yīng)式為：2H2 + O2 = 2H2O
（5）熔融鹽燃料電池
該電池用Li2CO3和Na2CO3熔融鹽混合物作電解質(zhì)，CO為陽(yáng)極燃?xì)猓諝馀cCO2的混合氣為陰極助燃?xì)猓频迷?50℃下工作的燃料電池。熔融鹽燃料電池具有高的發(fā)電效率，因而受到重視。其電極反應(yīng)式為：
負(fù)極：2CO + 2CO32- - 4e- =4CO2 正極：O2 + 2CO2 + 4e- =2CO32-
總反應(yīng)式為：2CO + O2 = 2CO2
第二節(jié) 電解池
一、電解原理
1. 電解和電解池
（1）電解：使電流通過(guò)電解質(zhì)溶液或熔融電解質(zhì)而在陽(yáng)極、陰極上引起氧化還原反應(yīng)的過(guò)程。
（2）電解池：在外加電源的作用下，將電能轉(zhuǎn)化為化學(xué)能的裝置。
（3）電解池的電極名稱
陰極：與電源負(fù)極相連的電極，發(fā)生還原反應(yīng)；
陽(yáng)極：與電源正極相連的電極，發(fā)生氧化反應(yīng)。
例：電解氯化銅溶液的裝置
陰極：Cu2++2e－= Cu （還原反應(yīng)）
陽(yáng)極：2Cl－-2e－= Cl2↑ （氧化反應(yīng)）
電解CuCl2溶液的化學(xué)方程式就是陰、陽(yáng)兩個(gè)電極反應(yīng)的總和。
Cu2++2Cl－Cu + Cl2↑
（4）電解池的構(gòu)成條件：
①具有直流電源； ②兩個(gè)電極(陰極、陽(yáng)極)；
③電解質(zhì)溶液或熔融電解質(zhì)； ④形成閉合回路。
（5）電子和離子移動(dòng)方向
①電子：從電源負(fù)極流向電解池的陰極，從電解池的陽(yáng)極流向電源的正極。
②離子：陽(yáng)離子移向電解池的陰極；陰離子移向電解池的陽(yáng)極。
2．電極反應(yīng)規(guī)律
（1）陽(yáng)極上失電子的規(guī)律（陽(yáng)極產(chǎn)物的判斷）
應(yīng)首先看電極材料是惰性電極，還是活性電極；
如是惰性電極，則由溶液中的陰離子失電子，陰離子還原性越強(qiáng)越易失電子，陰離子放電順序?yàn)椋篠2->I－>Br－>Cl－>OH－>最高價(jià)含氧酸根離子；
如是活性電極（金屬活動(dòng)性順序表Ag之前），則這些金屬首先失去電子進(jìn)入溶液，此時(shí)溶液中其他離子不再失電子。可總結(jié)為：活潑陽(yáng)極（陽(yáng)極）> S2->I－>Br－>Cl－>OH->最高價(jià)含氧酸根離子>F-
注意：非最高價(jià)含氧酸根離子的放電能力一般比OH-要強(qiáng)，如SO32-等。
（2）陰極上得電子的規(guī)律（陰極產(chǎn)物的判斷）
陰極上只能由溶液中陽(yáng)離子獲得電子，陽(yáng)離子氧化性越強(qiáng)越易得電子
陽(yáng)離子放電順序一般為：Ag+>Hg2+>Fe3+>Cu2+>H+(酸)>Fe2+>Zn2+>H+(鹽溶液)
（3）變價(jià)的金屬
Fe在作陽(yáng)極發(fā)生氧化反應(yīng)時(shí)電極反應(yīng)為：Fe－2e－=Fe2+
3．酸、堿、鹽溶液電解規(guī)律(惰性電極)
用惰性電極電解下列酸、堿、鹽溶液，請(qǐng)?zhí)顚?xiě)下表：
電解類型 電解水型 電解質(zhì)分解型 放氫生堿型 放氧生酸型
電解質(zhì) 類型 含氧酸、強(qiáng)堿、活潑金屬的含氧酸鹽（如NaOH、H2SO4、K2SO4等） 無(wú)氧酸（除HF外）、不活潑金屬的無(wú)氧酸鹽（氟化物除外）的電解，如HCl、CuCl2等 活潑金屬的無(wú)氧酸鹽（氟化物除外）溶液的電解，如NaCl、MgBr2 不活潑金屬的含氧酸鹽溶液的電解，如CuSO4、AgNO3等
電極反應(yīng) 陰極：4H++4e－=2H2↑ 陽(yáng)極：4OH－－4e－= O2↑+2H2O 陰極：Cu2++2e－=Cu 陽(yáng)極：2Cl-－2e－=Cl2↑ 陰極：2H++2e－=H2↑ 陽(yáng)極：2Cl－-2e－=Cl2↑ 陰極：2Cu2++4e－=Cu 陽(yáng)極：4OH－－4e－= O2↑+2H2O
總反應(yīng) 2H2O2H2↑+O2↑ CuClCu+Cl2↑ 2NaCl+2H2O 2NaOH+H2↑+Cl2↑ 2CuSO4+2H2O 2Cu+O2↑+2H2SO4
電解產(chǎn)物 陰極產(chǎn)物：H2； 陽(yáng)極產(chǎn)物：O2 陰極產(chǎn)物：酸為H2，鹽為金屬；陽(yáng)極產(chǎn)物：鹵素等非金屬單質(zhì) 陰極產(chǎn)物：堿和H2； 陽(yáng)極產(chǎn)物：鹵素等非金屬單質(zhì) 陰極產(chǎn)物：析出不活潑金屬單質(zhì)；陽(yáng)極產(chǎn)物是該鹽對(duì)應(yīng)的含氧酸和氧氣
pH變化 原來(lái)酸性的溶液pH變小，原來(lái)堿性的溶液pH變大，強(qiáng)酸（含氧酸）強(qiáng)堿的正鹽溶液pH不變。 如電解無(wú)氧酸溶液pH變大但不會(huì)超過(guò)7；如為鹽溶液的電解則視無(wú)氧酸根的情況而定。 電解液pH顯著變大 溶液pH顯著變小
復(fù)原 加入H2O 加入物質(zhì)為原溶質(zhì) 加入鹵化氫，如電解飽和食鹽水，要使電解質(zhì)溶液復(fù)原需加入HCl 不活潑金屬的氧化物（金屬價(jià)態(tài)與原鹽中相同）。如電解CuSO4溶液，復(fù)原需加入CuO。
二、電解原理的應(yīng)用
1．氯堿工業(yè)
（1）概念：用電解飽和氯化鈉溶液的方法來(lái)制取氫氧化鈉、氫氣和氯氣，并以它們?yōu)樵仙a(chǎn)一系列化工產(chǎn)品的工業(yè)，稱為氯堿工業(yè)。
（2）原理：
①通電前，氯化鈉溶液中含有的離子是Na＋、Cl－、H＋、OH－。
通電時(shí)，移向陽(yáng)極的離子是Cl－、OH－，移向陰極的離子是Na＋、H＋。
②陽(yáng)極反應(yīng)式為2Cl－－2e－===Cl2↑；
陰極反應(yīng)式為2H＋＋2e－===H2↑；
因H＋放電，促進(jìn)了水的電離，使陰極區(qū)溶液顯堿性。
③電解的總反應(yīng)式
化學(xué)方程式為2NaCl＋2H2OH2↑＋Cl2↑＋2NaOH；
離子方程式為2Cl－＋2H2OH2↑＋Cl2↑＋2OH－。
（3）氯堿工業(yè)生產(chǎn)流程
①陽(yáng)離子交換膜電解槽
②陽(yáng)離子交換膜的作用：只允許Na＋等陽(yáng)離子通過(guò)，不允許Cl－、OH－等陰離子及氣體分子通過(guò)，可以防止陰極產(chǎn)生的氫氣與陽(yáng)極產(chǎn)生的氯氣混合發(fā)生爆炸，也能避免氯氣與陰極產(chǎn)生的氫氧化鈉反應(yīng)而影響氫氧化鈉的產(chǎn)量。
2．電鍍
（1）電鍍的概念：利用電解原理在某些金屬表面鍍上一薄層其他金屬或合金的加工工藝。
電鍍的主要目的是使金屬增強(qiáng)抗腐蝕能力，增加表面硬度和美觀。
（2）某電鍍銅實(shí)驗(yàn)裝置(電鍍池)如圖所示。
①銅片為鍍層金屬，與直流電源的正極相連，作陽(yáng)極；
鐵件為待鍍金屬，與直流電源的負(fù)極相連，作陰極；
硫酸銅溶液為電鍍液，含有鍍層金屬離子。
②陽(yáng)極反應(yīng)式為Cu－2e－===Cu2＋；
陰極反應(yīng)式為Cu2＋＋2e－===Cu。
③可觀察到的現(xiàn)象是鐵件表面鍍一層紅色的銅，銅片不斷溶解。
④硫酸銅溶液濃度的變化是不變。
（3）電鍍的特點(diǎn)是陽(yáng)極參與電極反應(yīng)，電鍍過(guò)程中相關(guān)離子的濃度、溶液pH等保持不變。
3．電解精煉銅
（1）粗銅中往往含有鐵、鋅、銀、金等多種雜質(zhì)，常用電解的方法進(jìn)行精煉。電解池的構(gòu)成是用粗銅作陽(yáng)極，用純銅作陰極，用硫酸銅溶液作電解質(zhì)溶液。
（2）陽(yáng)極反應(yīng)式為Cu－2e－==Cu2＋、Zn－2e－==Zn2＋、Fe－2e－==Fe2＋等；
陰極反應(yīng)式為Cu2＋＋2e－==Cu。
（3）電解精煉銅的原理：粗銅中比銅活潑的金屬鋅、鐵等，失去電子形成陽(yáng)離子而溶解(殘留在溶液中)；比銅不活潑的金屬銀、金等，以金屬單質(zhì)的形式沉積在電解槽的底部(形成陽(yáng)極泥)；粗銅中的銅在純銅上析出。
4．電冶金
（1）金屬冶煉的本質(zhì)：使礦石中的金屬離子獲得電子，從它們的化合物中還原出來(lái)。如Mn＋＋ne－==M。
（2）電解法用于冶煉較活潑的金屬(如鉀、鈉、鎂、鋁等)，但不能電解其鹽溶液，應(yīng)電解其熔融態(tài)。
如：電解熔融的氯化鈉可制取金屬鈉：
陽(yáng)極反應(yīng)式為2Cl－－2e－===Cl2↑；
陰極反應(yīng)式為2Na＋＋2e－===2Na；
總反應(yīng)方程式為2NaCl(熔融)2Na＋Cl2↑。
四、電解的有關(guān)計(jì)算
1．計(jì)算的原則
（1）陽(yáng)極失去的電子數(shù)等于陰極得到的電子數(shù)。
（2）串聯(lián)電路中通過(guò)各電解池的電子總數(shù)相等。
（3）電源輸出的電子總數(shù)和電解池中轉(zhuǎn)移的電子總數(shù)相等。
2．計(jì)算的方法
（1）得失電子守恒法計(jì)算：用于串聯(lián)電路、通過(guò)陰陽(yáng)兩極的電量相同等類型的計(jì)算，其依據(jù)是電路上轉(zhuǎn)移的電子數(shù)相等。
（2）總反應(yīng)式計(jì)算：先寫(xiě)出電極反應(yīng)式，再寫(xiě)出總反應(yīng)式，最后根據(jù)總反應(yīng)式列比例式計(jì)算。
（3）關(guān)系式計(jì)算：借得失電子守恒關(guān)系建立已知量與未知量之間的橋梁，建立計(jì)算所需的關(guān)系式。
3．計(jì)算的步驟
（1）正確書(shū)寫(xiě)電極反應(yīng)式(要注意陽(yáng)極材料)。
（2）當(dāng)溶液中有多種離子共存時(shí)，要確定放電離子的先后順序。
（3）最后根據(jù)得失電子守恒進(jìn)行相關(guān)的計(jì)算。
第三節(jié) 電化學(xué)的綜合應(yīng)用
一、金屬的腐蝕
1．金屬的腐蝕
（1）概念：金屬與周圍的氣體或液體物質(zhì)發(fā)生氧化還原反應(yīng)而引起損耗的現(xiàn)象。其實(shí)質(zhì)是金屬原子失去電子變?yōu)殛?yáng)離子，金屬發(fā)生氧化反應(yīng)。
（2）根據(jù)與金屬接觸的氣體或液體物質(zhì)不同，金屬腐蝕可分為兩類：
①化學(xué)腐蝕：金屬與接觸到的干燥氣體(如O2、Cl2、SO2等)或非電解質(zhì)液體(如石油)等直接發(fā)生化學(xué)反應(yīng)而引起的腐蝕。腐蝕的速率隨溫度升高而加快。
②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。
2．鋼鐵的電化學(xué)腐蝕
根據(jù)鋼鐵表面水溶液薄膜的酸堿性不同，鋼鐵的電化學(xué)腐蝕分為析氫腐蝕和吸氧腐蝕：
（1）析氫腐蝕：當(dāng)鋼鐵表面的電解質(zhì)溶液酸性較強(qiáng)時(shí)，腐蝕過(guò)程中有氫氣放出。
①負(fù)極反應(yīng)式為Fe－2e－===Fe2＋；
②正極反應(yīng)式為2H＋＋2e－===H2↑；
③總反應(yīng)方程式為Fe＋2H＋===Fe2＋＋H2↑。
（2）吸氧腐蝕：當(dāng)鋼鐵表面的電解質(zhì)溶液呈中性或呈弱酸性并溶有一定量的氧氣時(shí)，將會(huì)發(fā)生吸氧腐蝕。
①負(fù)極反應(yīng)式為2Fe－4e－===2Fe2＋；
②正極反應(yīng)式為2H2O＋O2＋4e－===4OH－；
③總反應(yīng)方程式為2Fe＋2H2O＋O2===2Fe(OH)2。
鐵銹(Fe2O3·xH2O)的形成：4Fe(OH)2＋O2＋2H2O===4Fe(OH)3,2Fe(OH)3===Fe2O3·xH2O＋(3－x)H2O。
二、金屬的防護(hù)
1.改變金屬材料的組成
在金屬中添加其他金屬或非金屬可以制成性能優(yōu)異的合金。例如，把鉻、鎳等加入普通鋼中制成不銹鋼產(chǎn)品；鈦合金不僅具有優(yōu)異的抗腐蝕性，還具有良好的生物相容性。
2.在金屬表面覆蓋保護(hù)層
在金屬表面覆蓋致密的保護(hù)層，將金屬制品與周圍物質(zhì)隔開(kāi)是一種普遍采用的防護(hù)方法。如采用噴油漆、涂油脂、電鍍、噴鍍或表面鈍化等方法，使金屬與空氣、水等物質(zhì)隔離，防止金屬被氧化腐蝕。
3．電化學(xué)保護(hù)法
（1）犧牲陽(yáng)極法——原電池原理
如圖1所示，在被保護(hù)的鋼閘門(mén)上裝上若干金屬鋅塊(比鐵活潑)，鋅塊作原電池的負(fù)極；鋼閘門(mén)作原電池的正極。
圖1
(2)外加電流法——電解原理
如圖2所示，被保護(hù)的鋼閘門(mén)作陰極，與電源的負(fù)極相連；惰性電極作陽(yáng)極，與電源的正極相連。
圖2
三、離子交換膜
離子交換膜又叫隔膜，由高分子特殊材料制成，交換膜使離子選擇性定向遷移(目的是平衡整個(gè)溶液的離子濃度或電荷)。
注解：只能通過(guò)水分子和特定離子。
1．作用
(1)能將兩極區(qū)隔離，阻止兩極區(qū)產(chǎn)生的物質(zhì)接觸，防止發(fā)生化學(xué)反應(yīng)。
拓展：常應(yīng)用于一些與電解池相關(guān)的工業(yè)生產(chǎn)。
(2)能選擇性地允許通過(guò)離子，起到平衡電荷、形成閉合回路的作用。
2．分類與應(yīng)用
3．兩種常考的帶膜裝置
(1)三室電解池
利用三室電解裝置制備NH4NO3，其工作原理如圖所示。
陰極的NO被還原為NH：NO＋5e－＋6H＋===NH＋H2O，NH通過(guò)陽(yáng)離子交換膜進(jìn)入中間室；
陽(yáng)極的NO被氧化為NO：NO－3e－＋2H2O===NO＋4H＋，NO通過(guò)陰離子交換膜進(jìn)入中間室。根據(jù)電路中轉(zhuǎn)移電子數(shù)相等可得電解總反應(yīng)：8NO＋7H2O3NH4NO3＋2HNO3，為使電解產(chǎn)物全部轉(zhuǎn)化為NH4NO3，補(bǔ)充適量NH3可以使電解產(chǎn)生的HNO3轉(zhuǎn)化為NH4NO3。
注解：利用口訣“陰陽(yáng)相吸”
(2)多室電解池
利用“四室電滲析法”制備H3PO2(次磷酸)，其工作原理如圖所示：
電解稀硫酸的陽(yáng)極反應(yīng)式：2H2O－4e－===O2↑＋4H＋，產(chǎn)生的H＋通過(guò)陽(yáng)離子交換膜進(jìn)入產(chǎn)品室，原料室中的H2PO穿過(guò)陰離子交換膜進(jìn)入產(chǎn)品室，與H＋結(jié)合生成弱電解質(zhì)H3PO2；電解NaOH稀溶液的陰極反應(yīng)式：4H2O＋4e－===2H2↑＋4OH－，原料室中的Na＋通過(guò)陽(yáng)離子交換膜進(jìn)入陰極室。
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