化學反應原理

《化學反應原理》知識點歸納

第一章化學反應與能量

一、焓變反應熱

1?反應熱：一定條件下，一定物質的量的反應物之間完全反應所放出或吸收的熱量。2?焓變（△H）的

意義：在恒壓條件下進行的化學反應的熱效應。

⑴符號——△H;⑵單位——kJ/mol。

3?產生原因：化學鍵斷裂一一吸熱；化學鍵形成一一放熱。

鍵能越大，物質所含能量越低，物質越穩定；鍵能越小，物質所含能量越高，物質越不穩定。

放熱反應反應物的總能量高于生成物的總能量（放出的熱量〉吸收的熱量）;

△H為?”或△HV0。

吸熱反應反應物的總能量低于生成物的總能量（吸收的熱量〉放出的熱

量）△H為牛”或△H>0。

常見的放熱反應：①所有的燃燒反應②酸堿中和反應

③大多數的化合反應④金屬與酸的反應

⑤生石灰和水反應⑥鈉與水的反應

常見的吸熱反應：①晶體Ba（OH）28H2O與NH4CI②大多數的分解反應

③以H2、CO、C為還原劑的氧化還原反應④鹽的水解

二、熱化學方程式

1?能表示參加反應物質的量和反應熱的關系的化學方程式，叫熱化學方程式。

2?書寫熱化學方程式注意要點：⑴熱化學方程式必須標出能量變化。

⑵熱化學方程式中必須標明反應物和生成物的聚集狀態（g、丨、s分別表示固態、液態、

氣態，水溶液中溶質用aq表示）。

⑶熱化學反應方程式要指明反應時的溫度和壓強（對于25C、101kPa時進行的反應可

以不注明）。

⑷熱化學方程式中的化學計量數可以是整數，也可以是分數。

⑸各物質系數加倍，△H加倍；反應逆向進行，△H改變符號，數值不變。

三、燃燒熱

1.概念：25C,101kPa時，1mol純物質完全燃燒生成穩定的化合物時所放出的熱量。燃燒熱的單位

用kJ/mol表示。

2.注意點：

⑴研究條件：25C,101kPa。

⑵反應程度：完全燃燒，產物是穩定的化合物。

⑶燃燒物的物質的量：1mol。

⑷研究內容：放出的熱量。（△HV0，單位kJ/mol）

四、中和熱

1.概念：在稀溶液中，酸跟堿發生中和反應而生成1molH2O，這時的反應熱叫中和

熱。

2.強酸與強堿的中和反應其實質是H+和OH「反應，其熱化學方程式為：

+一

H（aq）+OH（aq）=H2OQ）AH=-57.3kJ/mol

3.弱酸或弱堿電離要吸收熱量，所以它們參加中和反應時的中和熱小于

4.中和熱的測定實驗⑴實驗的簡易裝置見右圖

環形玻璃棒的優點在于：①減少熱量的損失；

②上下移動攪拌的面積大、范圍廣。

⑵實驗中的注意事項：

①用隔熱裝置且操作要快，盡量減少熱量散失；

②酸堿的濃度宜小不宜大，宜堿稍過量且量要準確

a、濃度要越精確越好

b、量體積的容器越精確越好，最好用酸式滴定管或堿式滴定管

③溫度計越精確越好

④注意控制反應時間和記錄溫度的時段

⑤中和熱的測定最好在20C左右的環境溫度條件下進行，不宜低于10C以下,

否則低溫環境容易散熱，會使中和熱的測定值明顯偏低。

⑥做2?3次，取平均值

五、蓋斯定律

化學反應的反應熱只與反應的始態（各反應物）和終態（各生成物）有關，而與具體反應進行的途徑無

關，如果一個反應可以分幾步進行，則各分步反應的反應熱之和與該反應一步完成的反應熱是相同的。

第二章化學反應速率和化學平衡

一、化學反應速率

1.化學反應速率（v）

⑴定義：用來衡量化學反應的快慢，單位時間內反應物或生成物的濃度的變化

⑵表示方法：單位時間內反應濃度的減少或生成物濃度的增加來表示

⑶計算公式：v=Ac/Au平均速率，Ac：濃度變化，At:時間）單位：mol/（Ls）等⑷影響因素：

①決定因素（內因）：反應物的性質（決定因素）

②條件因素（外因）：反應所處的條件2?外因對化學反應速率影響的變化規律

條件變化活化分子的量的變化

v變化

反應物的濃度

增大單位體積里總數目增多，百分數不變增大

減小單位體積里總數目減少，百分數不變減小

氣體反應物的

壓強

增大單位體積里總數目增多，百分數不變增大

減小單位體積里總數目減少，百分數不變減小

反應物的溫度

升高百分數增大，單位體積里總數目增多增大

降低百分數減小，單位體積里總數目減少減小

反應的

催化劑

使用百分數劇增，單位體積里總數目劇增劇增

撤去百分數銳減，單位體積里總數目銳減銳減

其他光、電磁波、超聲波、固體反應物顆粒的大小、溶劑有影響

注意：⑴參加反應的物質為固體和液體，由于壓強的變化對濃度幾乎無影響，可以認為反應速率不變。

⑵惰性氣體對于速率的影響

①恒溫恒容時：充入惰性氣體T總壓增大，但是各分壓不變，各物質濃度不變T反應速率不變。

②恒溫恒體時：充入惰性氣體T體積增大T各反應物濃度減小T反應速率減慢。

二、化學平衡

57.3kJ/mol。

碎泡沫

塑料

環形玻璃

攪拌棒溫

度計

㈠化學平衡狀態

1定義：

一定條件下，當一個可逆反應進行到正逆反應速率相等時，各組成成分濃度不再改變,

達到表面上靜止的一種平衡”這就是這個反應所能達到的限度即化學平衡狀態。

2?化學平衡的特征

⑴逆（研究對象是可逆反應）⑵等（同一物質的正逆反應速率相等）

⑶動［動態平衡，v（正）=v（逆）工0］⑷定（各物質的濃度與質量分數恒定）⑸變（條件改變，平衡發

生變化）

3?判斷平衡的依據

判斷可逆反應達到平衡狀態的方法和依據

例舉反應mA(g)+nB(g)—pC(g)+qD(g)

混合物體系中各

成分的含量

①各物質的物質的量或各物質的物質的量的分數一定平衡

②各物質的質量或各物質質量分數一定平衡

③各氣體的體積或體積分數一定平衡

④總體積、總壓力、總物質的量一定:

不一定平衡

正、逆反應速率的

關系

①在單位時間內消耗了mmolA同時生成mmolA,即v（正）=v（逆）

平衡

②在單位時間內消耗了nmolB同時消耗了pmolC，則v（正）=v（逆）

平衡

③v(A):v(B):v(C):v(D)=m:n:p:q,v(正)不一定等于v(逆)

不一定平衡

④在單位時間內生成nmolB，同時消耗了qmolD，因均指v（逆）

不一定平衡

壓強

①m+nzp+q時，總壓力一定（其他條件一定）平衡

②m+n=p+q時，總壓力一定（其他條件一定）不一定平衡

混合氣體平均相

對分子質量Mr

①Mr—疋時，只有當m+n^p+q時平衡

②Mr—疋時，但m+n=p+q時不一定平衡

溫度任何反應都伴隨著能量變化，當體系溫度一定時（其他不變）平衡

體系的密度密度一定不一定平衡

其他如體系顏色不再變化等平衡

㈡影響化學平衡移動的因素

1濃度對化學平衡移動的影響

⑴影響規律：在其他條件不變的情況下，增大反應物的濃度或減少生成物的濃度，都可以

使平衡向正方向移動；增大生成物的濃度或減小反應物的濃度，都可以使平衡向逆方向移動。

⑵增加固體或純液體的量，由于濃度不變，所以平衡不移動。

⑶在溶液中進行的反應，如果稀釋溶液，反應物濃度減小，生成物濃度也減小，V（正）減小，v（逆）也減

小，但是減小的程度不同，總的結果是化學平衡向反應方程式中化學計量數之和大的方向移動。

2.溫度對化學平衡移動的影響

影響規律：在其他條件不變的情況下，溫度升高會使化學平衡向著吸熱反應方向移動，溫度降低會使化學平衡向

著放熱反應方向移動。

3?壓強對化學平衡移動的影響

影響規律：其他條件不變時，增大壓強，會使平衡向著體積縮小方向移動；減小壓強，會使平衡向著體積增大方

向移動。

注意：⑴改變壓強不能使無氣態物質存在的化學平衡發生移動。

⑵氣體減壓或增壓與溶液稀釋或濃縮的化學平衡移動規律相似。

4?催化劑對化學平衡的影響：由于使用催化劑對正反應速率和逆反應速率影響的程度是等同的，所以平衡不移

動。但是使用催化劑可以影響可逆反應達到平衡所需的時間。

5.勒夏特列原理（平衡移動原理）：如果改變影響平衡的條件之一（如溫度，壓強，濃度）,

平衡向著能夠減弱這種改變的方向移動。

三、化學平衡常數

㈠定義：在一定溫度下，當一個反應達到化學平衡時，生成物濃度幕之積與反應物濃度幕之積的比值是一個常

數。符號為K。

㈡使用化學平衡常數K應注意的問題：

1表達式中各物質的濃度是平衡時的濃度，不是起始濃度也不是物質的量。

2.K只與溫度（T）有關，與反應物或生成物的濃度無關。

3.反應物或生產物中有固體或純液體存在時，由于其濃度是固定不變的，可以看做是常數而不寫入公式。

4?稀溶液中進行的反應，如有水參加，水的濃度不必寫在平衡關系式中。

㈢化學平衡常數K的應用：

1.化學平衡常數值的大小是可逆反應進行程度的

標志。K值越大，說明平衡時生成物的

濃度越大，它的正向反應進行的程度越大，即該反應進行得越完全，反應物轉化率越高。

反之，則相反。一般地，K>105時，該反應就進行得基本完全了。

2?可以利用K值做標準，判斷正在進行的可逆反應是否平衡及不平衡時向何方進行建立平衡。

濃度積QvK，反應向正反應方向進行；Q=K，反應處于平衡狀態；Q>K，反應向逆反

應方向進行。

3.利用K值可判斷反應的熱效應

若溫度升高，K值增大，則正反應為吸熱反應（正反應的AH>0）。若溫度升高，K值減小，則正反應為放熱

反應（正反應的AHV0）。

四、等效平衡

1.概念：在一定條件下（定溫、定容或定溫、定壓）

，只是起始加入情況不同的同一可逆

反應達到平衡后，任何相同組分的百分含量均相同，這樣的化學平衡互稱為等效平衡。

2?類型

⑴定溫，定容條件下的等效平衡

第一類：對于反應前后氣體分子數改變的可逆反應：必須保證一邊倒后反應物的物質的量與原來相同。

第二類：對于反應前后氣體分子數不變的可逆反應：只要反應物的物質的量的比例與原來相同即可視為二者等

效。

⑵定溫，定壓的等效平衡

只要保證一邊倒之后反應物的物質的量之比與原來相同即可視為等效平衡。

五、化學反應進行的方向

1反應熵變與反應方向：

⑴熵：物質的一個狀態函數，用來描述體系的混亂度，符號為S,單位：JmoirK「

1。

⑵體系趨向于有序轉變為無序，導致體系的熵增加，這叫做熵增加原理，也是反應方向判斷的依據。

⑶同一物質，在氣態時熵值最大，液態時次之，固態時最小。即S(g)>S(l)>S(s)。

2.反應方向判斷依據

在溫度、壓強一定的條件下，化學反應的判讀依據為：

△H-TAS<0反應能自發進行

△H—TAS=0反應達到平衡狀態

AH—TAS>0反應不能自發進行

注意：⑴AH為負，AS為正時，通常狀況下反應都能自發進行。

⑵AH為正，AS為負時，任何溫度下反應都不能自發進行。

第三章水溶液中的離子平衡

一、弱電解質的電離

1?定義：電解質：在水溶液中或熔化狀態下能導電的化合物。

非電解質：在水溶液中或熔化狀態下都不能導電的化合物。強電解質：在水溶液里全部電離成離子

的電解質。

弱電解質：在水溶液里只有一部分電離成離子的電解質。

廣強電解質

~純凈物「電解丿貝-

匚化合物彳I弱電解質

I非電解質

強電解質：強酸、強堿、大多數鹽，如HCI、NaOH、NaCI、(NH4)2SO4、NaAc、BaSO4

弱電解質：弱酸、弱堿、極少數鹽、水，如HAc、HCIO、NH3H2O、CU(OH)2、H2O

非電解質：非金屬氧化物、大部分有機物、氨，如CO2、SO3、NH3、C2H5OH、CCI4

2?電解質與非電解質本質區別：

電解質——離子化合物或共價化合物非電解質——共價化合物

注意：①電解質、非電解質都是化合物

②SO2、NH3、CO2等屬于非電解質

③強電解質不等于易溶于水的化合物(如BaSO4不溶于水，但溶

于水的BaSO4

全部電離，故BaSO4為強電解質)，電解質的強弱與導電性的強弱、溶解性的大小無必然聯

系。

3.電離平衡：在一定的條件下，當弱電解質分子電離成離子的速率和離子結合成弱電解

質分子的速率相等時，電離過程就達到了平衡狀態，這叫電離平衡。

4.影響電離平衡的因素：

⑴溫度：電離一般吸熱，升溫有利于電離。

⑵濃度：濃度越大，電離程度越小；溶液稀釋時，電離平衡向著電離的方向移動，但其酸性（或堿性）會減

弱。

⑶同離子效應：在弱電解質溶液里加入與弱電解質具有相同離子的電解質，會抑制電離。

⑷其他外加試劑：加入能與弱電解質的電離產生的某種離子反應的物質時，有利于電離。

5?電離方程式的書寫：用可逆符號弱酸的電離要分布寫（第一步為主）

6?電離常數：在一定條件下，弱電解質在達到電離平衡時，溶液中電離所生成的各種離

子濃度的乘積，跟溶液中未電離的分子濃度的比是一個常數。叫做電離平衡常數（一般用

Ka表示酸的，Kb表示堿的）。

表示方法：AB=A++B一Ki=

C

（

A）C

（

B）

c（AB）

影響因素：

⑴電離常數的大小主要由物質的本性決定。

⑵電離常數受溫度變化影響，不受濃度變化影響，在室溫下一般變化不大。

⑶同一溫度下，不同弱酸，電離常數越大，其電離程度越大，酸性越強。女口：H2SO3>H3PO4>HF>

CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO>HCN。

弱酸H2SO3H3PO4HFCH3COOH

K或K11.7X10—27.1X10—33.5X10—41.8X10—5

弱酸H2CO3H2SHClOHCN

K或K14.4X1075.7X1083.0X1087.9X1010

、水的電離和溶液的酸堿性

1水電離平衡：H2O=H++OH一

水的離子積：KW=c（H+）?（OH）

25C時，純水中c（H+）=c（OH「）=10「

7mol/L;KW=c（H+）c（OH「）=1X10^

14

注意：KW只與溫度有關，溫度一定，則KW值一定。

KW不僅適用于純水，也適用于任何稀溶液（酸、堿、鹽）。

2?水電離特點：⑴可逆；⑵吸熱；⑶極弱。

3?影響水電離平衡的外界因素：

①酸、堿：均抑制水的電離。

②溫度：升溫促進水的電離，KW>1X10「

14，因為水的電離是吸熱過程。

③易水解的鹽：促進水的電離。

4.溶液的酸堿性和pH:

⑴pH的定義：pH=—lgc（H+）

⑵pH的測定方法：

①酸堿指示劑法：甲基橙3.1~4.4（橙色）、石蕊5.0~8.0（紫色）、酚酞8.2~10.0（淺紅色）。

②pH試紙法：用潔凈干燥的玻璃棒蘸取未知液體在試紙上，然后與標準比色卡對比。

注意：i）事先不能用水濕潤PH試紙；ii）廣泛pH試紙只能讀取整數值或范圍

③pH計法：精確測量溶液的pH。

、混合液的pH計算方法

1

?強酸與強酸的混合：先求c（H+）混=聊）1：；『八2，再求其它。

2.強堿與強堿的混合：

c（OH）混=------―1——（----上_2，再求其它，注意切不能直

V1V2

接計算c（HJ混。

3?強酸與強堿的混合：先據H++OHH2O計算余下的H+或0H「，若H+有余，則用

余下的H+物質的量除以溶液總體積求c（H混；若0H「有余，則用余下的OH「物質的量除

1.若等體積混合

當pHa+pHb=14時，則混合溶液顯中性，

當pHa+pHb>15時，則混合溶液顯堿性，

當pHa+pHbW13時，則混合溶液顯酸性，

2.若混合后顯中性

當pHa+pHb=14時，V酸：V堿=1:1當pHa+

pHbM14時，V酸：V堿=1:10[14

六、酸堿中和滴定：

1.中和滴定的原理

實質：H++OH一=H2O，即酸能提供的H+和堿能提供的OH一物質的量相等。

2.中和滴定的操作過程：

⑴儀器：滴定管的刻度，0刻度在上，往下刻度標數越來越大，全部容積大于它的最大刻度值，因為下端有

一部分沒有刻度。滴定時，所用溶液不得超過最低刻度，不得一次滴定使用兩滴定管酸（或堿），也不得中

途向滴定管中添加。②滴定管可以讀到小數點后兩位。

⑵藥品：標準液；待測液；指示劑。

⑶準備過程：

準備：檢漏、洗滌、潤洗、裝液、趕氣泡、調液面。（洗滌：用洗液洗T檢漏：滴定管是

否漏水T用水洗T用標準液洗（或待測液洗）T裝溶液T排氣泡T調液面T記數據V（始）

⑷實驗過程：左手控制滴定管的活塞或閥，右手搖動錐形瓶，眼睛注視錐形瓶內溶液顏色的變化。

以溶液總體積求c（OH一）混，再求其

它。

四、稀釋過程溶液

強酸溶液

弱酸溶液

強堿溶液

1.

2.

3.

4.

5.

6.

稀釋

稀釋

稀釋

稀釋

pH的變化規律：

10n倍時，

10n倍時，

10n倍時，

10n倍時，

pH均是向

pH稀=（pH原+n）,但始終不能大于或等于pH

稀v（pH原+n）,但始終不能大于或等于pH稀

=（pH原一n）,但始終不能小于或等于pH稀〉

（pH原一n）,但始終不能小于或等于

7

。

7

。

7

任何溶液稀釋時

稀釋時，弱酸、

五、強酸（pHa）強堿（pHb）混合計算規律

弱堿和水解的鹽溶液的

7靠近（即向中性靠近）；任何溶液無限稀釋后pH均接近7。

pH變化得慢，強酸、強堿溶液的pH變化得快。

pH=70

pH=(pHb-0.3)0

pH=(pHa+0.3)0

(pHapHb)]

3.酸堿中和滴定的誤差分析

誤差分析：利用n酸c酸V酸=n堿c堿V堿進行分析

式中：n——酸或堿中氫原子或氫氧根離子數；c——酸或堿的物質的量濃度；

V——酸或堿溶液的體積。當用酸去滴定堿確定堿的濃度時，則：

II斗厶斗厶斗厶

c堿=I酸'酸V酸

n堿

V

堿

上述公式在求算濃度時很方便，而在分析誤差時起主要作用的是分子上的V酸的變化，因

為在滴定過程中c酸為標準酸，其數值在理論上是不變的，若稀釋了雖實際值變小，但體現的卻是V酸的增

大，導致c堿偏高；V堿同樣也是一個定值，它是用標準的量器量好后注入錐形瓶中的，當在實際操作中堿液

外濺，其實際值減小，但引起變化的卻是標準酸用量的減少，即V酸減小，貝Uc堿降低了；對于觀察中出現

的誤差亦同樣如此。綜上所述，當用標準酸來測定堿的濃度時，c堿的誤差與V酸的變化成正比，即當V

酸的實測值大于理論值

時，c堿偏高，反之偏低。

同理，用標準堿來滴定未知濃度的酸時亦然。

七、鹽類的水解（只有可溶于水的鹽才水解）

1.鹽類水解：水溶液中鹽電離出來的離

子跟水電離出來的H*或0H_結合生成弱電解質。

2.水解的實質：水溶液中鹽電離出來

的離子跟水電離出來的H+或0H「結合，破壞水的電離，使

平衡向右移動，促進水的電離。

3.鹽類水解規律：

⑴有弱才水解，無弱不水解，越弱越水解；誰強顯誰性，兩弱俱水解，同弱顯中性。

⑵多元弱酸根，濃度相同時正酸根比酸式酸根水解程度大，堿性更強。（如：Na2CO3>

NaHC03）

4.鹽類水解的特點：⑴可逆（與中和反應互逆）；⑵程度小；⑶吸熱。

5.影響鹽類水解的外界因素：

⑴溫度：溫度越高水解程度越大（水解吸熱，越熱越水解）。

⑵濃度：濃度越小，水解程度越大—（越稀越水解，但酸性或堿性越弱）。

⑶酸堿性：促進或抑制鹽的水解（H+促進陰離子水解而抑制陽離子水解；0H「促進陽離子

水解而抑制陰離子水解）。

6.酸式鹽溶液的酸堿性：

⑴只電離不水解：如HSO4一顯酸性。

⑵電離程度〉水解程度，顯酸歸（如：HS03「、H2PO4「）。

⑶水解程度〉電離程度，顯堿TL（如:HC03「、HS「、HPO4

2

「）。

■克■定骨氈

用右快

7.雙水解反應：

⑴構成鹽的陰陽離子均能發生水解的反應。雙水解反應相互促進，水解程度較大，有的甚

至水解完全。使得平衡向右移。

⑵常見的雙水解反應完全的有：Al3

+與AI02「、CO3

2

_（HC03_）、S2

「（HS一）、SO3

2

「（HSO3

「）；

Fe3+與AI02「、CO3

2

「（HCO3「）；其特點是相互水解成沉淀或氣體。雙水解完全的離子方程

式配平依據是兩邊電荷平衡，女口：Fe3++3HCO3=Fe（OH）3J+3CO2T；2AI3++3S2

「+6

出0

=2AI（OH）3J+3H2ST但NH4

+與CO3

2

「（HCO3「）、S2

「（HS「）僅是相互促進，通常條件下不能進

行到底。△

&鹽類水解的應用：

水解的應用實例原理

⑴凈水明磯或氯化鐵凈水

AI3++3H2O—AI(OH)3(膠體)+3H+

⑵去油污

用熱堿水冼油污物品

CO3

2+出0-^HCO3+OH

⑶藥品的保存

①配制FeCb溶液時常加入少

量鹽酸

Fe3++3出0^^Fe(OH)3+3H+

②配制Na2CO3溶液時常加

入少量NaOH

CO3

2+H2O^^HCO3+OH

⑷制備無水鹽

由MgCl26H2O制無水

MgCl2在HCI氣流中加熱

若不然，則：

△

MgCI26H2O^^Mg(OH)2+2HCI+4H2O

△

Mg(OH)^^MgO+H2O

⑸泡沫滅火器

用Al2（SO4）3與NaHCO3

溶

液混合

Al3++3HCO3「=AI(OH)3J+3CO2T

⑹比較鹽溶液中離子

濃度的大小

比較NH4CI溶液中離子濃度的

大小

NH4++出0^^NH3H2O+H+c(C「)>c(NH

4+)>C(H+)>c(OH「)

9.水解平衡常數（Kh）

對于強堿弱酸鹽：Kh=Kw/Ka（Kw為該溫度下水的離子積，Ka為該條件下該弱酸根形成的弱酸的電離平衡

常數）

對于強酸弱堿鹽：Kh=Kw/Kb（Kw為該溫度下水的離子積，Kb為該條件下該弱堿陽離子形成的弱堿的電離

平衡常數）

10.電離、水解方程式的書寫原則

⑴多元弱酸的電離或多元弱酸鹽的水解的書寫原則：一定分步書寫。注意：不管是水解還是電離，都決定于

第一步，第二步一般相當微弱。

⑵多元弱堿的電離或多元弱堿鹽的水解書寫原則：通常一步書寫。

八、溶液中微粒濃度的大小比較

1?大小關系：⑴啥組成？⑵誰水解？⑶哪為主？⑷呈何性?

2?等量關系：抓住溶液中微粒濃度必須滿足的三種守恒關系：

⑴電荷守恒：任何溶液均顯電中［性，各陽離子濃度與其所帶電荷數的乘積之和=各陰離子濃度與其所

帶電荷數的乘積之和。

⑵物料守恒：即原子個數守恒或元素質量守恒。某原子的總量（或總濃度）=其以各種

形式存在的所有微粒的量（或濃度）之和。

⑶質子守恒：即由水電離出的H+總濃度與0H「總濃度相等。

九、難溶電解質的溶解平衡

1?難溶電解質的溶解平衡的一些常見知識

⑴溶解度小于的電解質稱難溶電解質。

⑵反應后離子濃度降至1X105mol/L以下的反應為完全反應。如酸堿中和時c(H+)降

至107mol/Lv105mol/L，故為完全反應，用二”，常見的難溶物在水中的離子濃

度均遠低于10「

5mol/L，故有難溶物生成的反應均用二”。

⑶難溶并非不溶，任何難溶物在水中均存在溶解平衡。

⑷掌握三種微溶物質：CaSO4、Ca(OH)2、Ag2SO4。

⑸溶解平衡大多數為吸熱，但Ca(OH)2等少數為放熱，升溫其溶解度減小。

⑹溶解平衡存在的前提是：必須存在沉淀，否則不存在平衡。

2?溶解平衡方程式的書寫

注意在沉淀后用(s)標明狀態，并用X”。女口：Ag2S(s)=2Ag+(aq)+S2

_(aq)

3?沉淀生成的四種主要方式

⑴加沉淀劑法：化學式相似Ksp越小(即沉淀越難溶),沉淀越完全；沉淀劑過量能使沉淀更完全。

⑵調pH除某些易水解的金屬陽離子：如加MgO除去MgCI2溶液中FeCb。

⑶氧化還原沉淀法。

⑷同離子效應法。

4.沉淀的溶解：

沉淀的溶解就是使溶解平衡正向移動。常采用的方法有：

①酸或堿；②氧化還原；③沉淀轉化。

5.沉淀的轉化：

溶解度大的生成溶解度小的，溶解度小的生成溶解度更小的_

如：AgNO3^AgCl(白色沉淀)宀AgBr(淡黃色AgI(黃色)宀Ag2S(黑色)

6.溶度積(KSP)

⑴定義：在一定條件下，難溶電解質電解質溶解成離子的速率等于離子重新結合成沉淀的速率，溶液

中各離子的濃度保持不變的狀態。

⑵表達式：AmBn(s)=mAn+(aq)+nBm,aq)KSP=[c(An+)]m?[c(Bm

「)]n

⑶影響因素：①濃度：加水，向溶解方向移動。②溫度：升溫，多數向溶解方向移動。

⑷離子積規則：QC>KSP,過飽和溶液，有沉淀析出；Qc=KSP，飽和溶液，平衡狀態；

QcvKSP，不飽和溶液，繼續溶解。

第四章電化學基礎

第一節原電池

1?概念：化學能轉化為電能的裝置叫做原電池。

2?組成條件：合適的氧化劑(及導體)、還原劑(用導體)、電解質(或溶液)構成閉合回路，發生自發的氧

化還原反應。

3?電子流向：外電路：負極T導線T正極。

內電路：鹽橋中陰離子移向負極的電解質溶液，鹽橋中陽離子移向正極的電解質溶液。

4.電極反應：以“Cu丨稀H2SO4|Zn”原電池為例：

負極(Zn):氧化反應：Zn—2e_=Zn2+正極(Cu):還原反應：2H++2e_=H2T總反應式：Zn+2H+=

Zn2++H2f

5.正、負極的判斷：

⑴從電子的流動方向：負極流入正極。

⑵從電流方向：正極流入負極。

⑶從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。

⑷從化學變化：負極上發生氧化反應，正極上發生還原反應。

第二節化學電池

※電池的分類：化學電池、太陽能電池、原子能電池。

※化學電池：借助于化學能直接轉變為電能的裝置。

※化學電池的分類：一次電池、二次電池、燃料電池。

一、一次電池

一次電池也叫干電池，它的活性物質消耗到一定程度就不能使用了。

1堿性鋅錳電池(MnO2|KOH|Zn)

負極(Zn):Zn—2e—+2OH—=Zn(OH)2(氧化反應)

正極(Cu):2MnO2+2e—+2出0=2MnOOH+2OH—(還原反應)

總反應式：Zn+2MnO2+2H2O=Zn(OH)2+2MnOOH

2.鋅銀紐扣電池(Ag2O|KOH|Zn)

負極(Zn):Zn—2e+2OH=ZnO+H2O(氧化反應)

正極(Ag2O):Ag2O+2e+H2O=2Ag+2OH(還原反應)

總反應式：Zn+Ag2O=ZnO+2Ag

3.鋰電池(以C|SOCI2|Li為例)

負極(Zn):8Li—8e=8Li*(氧化反應)

正極(C):3SOCS+8e=2S+SO3

2+6CI(還原反應)

總反應式：8Li+3SOCI2=6LiCl+Li2SO3+2S

二、二次電池

二次電池又叫充電電池或蓄電池，放電后可以再充電使活性物質獲得再生，可以多次重復使用。

1鉛蓄電池(PbO2|H2SO4|Pb)

曲Hi

總反應式：PbO2(s)+Pb(s)+2H2SO4(aq)2PbSO4(s)+2H2O(l)

⑴放電時負極(Pb):Pb—2e—+SO4

2—=PbSO4(氧化反應)

正極(PbO2)：PbO2+2e+4H+SO4

2=PbSO4+2H2O(還原反應)

⑵放電時陽極(PbSO4):PbSO4+2H2O—2e—=PbO?+4H++SO4

2—(氧化反應)陰極(PbSO4):PbSO4

+2e=Pb+SO4

2(還原反應)

2.鎘鎳電池(NiOOH|KOH|Cd)

放電

總反應式：Cd+2NiOOH+2出。=Cd(OH)2+2Ni(OH)2

⑴放電時負極(Cd):Cd—2e—+2OH—=Cd(OH)2(氧化反應)

正極(NiOOH):2NiOOH+2e—+2出0=2Ni(OH)2+2OH—(還原反應)

⑵放電時：陽極[Ni(OH)2]:2Ni(OH)2—2e—+2OH—=2NiOOH+2出0(氧化反應)

陰極[Cd（OH）2]:Cd（OH）2+2e=Cd+2OH（還原反應）

3.愛迪生蓄電池（NiO2|KOHIFe）

放電

總反應式：Fe+NiO2+2H2OFFe（OH）2+Ni（OH）2⑴放電時負極（Fe）:

Fe—2e—+2OH—=Fe（OH）2（氧化反應）

正極（NiO2）:NiO2+2e—+2H2O=Ni（OH）2+2OH—（還原反應）

⑵放電時：陽極[Ni（OH）2]:Ni（OH）2—2e「+2OH—=NiO2+2H2O（氧化反應）

陰極[Fe（OH）2]:Fe（OH）2+2e—=Fe+2OH—（還原反應）

4.鎳氫電池（NiOOHIKOHIMH）（M代表貯氫合金）

放電

總反應式：MH+NiOOH-充亍Ni（OH）2+M

⑴放電時負極（MH）:MH—e+OH=M+H2O（氧化反應）

Ni（OH）2+OH—（還原反

應）NiOOH+H2O（氧化反

應）

—（還原反應）

負極（MH）:MH—e「+OH正極

（NiOOH）:NiOOH+e—+H2O=

⑵放電時：陽極[Ni（OH）2]:Ni（OH）2—e—+OH—=

陰極[M]:M+出0+2e=MH+OH

5.鋰離子電池

⑴Li-ion電池，它的負極材料是金屬鋰和碳的復合材料一種

能傳導Li+的高分子材料。

總反應式：

①放電時

（碳作為金屬鋰的載體），電解質為

放電

Li+2Li0.35NQ2充電.2Lio.85NiO2負極（Li）：Li—e—=Li+（氧化反應）

正極

（

Li0.35NiO2）:2Li0.35NiO2+

e

+

Li

=2Li°.85NiO2（還原反應）陽極[Li

0.85NQ2]：2Li0.85NQ2—e=2Li0.35NiO2+Li（氧化反應）陰極[Li0.85NiO2]:Li

十+e=Li（還原反應）

⑵

LiFePO

4電池，電池的正極材料是LiFePO4,負極材料是石墨，含Li+導電固體為電解質。

總反應式：

①放電時

②放電時:

負極：

正極：

陽極：

陰極：

⑶Li-Al/FeS電池

2Li+FeS

負極：

正極：

陽極：

陰極：

②放電時:

總反應式:

①放電時

②放電時:

放電

Li+FePO4気LiFePO4

Li—

e

=Li*（氧化反應）

FePO4+

e

+Li十=LiFePO4（還原反應）

LiFePO

4—e=

FePO

4+Li,氧化反應）Li十

+e=Li（還原反應）

放電—.

充電Li2S+

Fe

2Li—

2e

=2Li+（氧化反應）

2Li++FeS+2e=Li2S+Fe（還原反應）Li

2S+Fe—2e—=2Li++FeS（氧化反應）2LP

+2e_=2Li（還原反應）

⑷以LiMn2O4為正極，嵌入鋰的碳材料為負極，含Li+導電固體為電解質。放電時的電池

反應為：Li+LiMn204=Li2Mn2O4。

①放電時負極：Li—e=

Li*（氧化反應）

正極：LP+LiMn2O4+e=Li2Mn204（還原反應）

②充電時陽極：Li2Mn2O4—

e

=LiMn2O4+Li*（氧化反應）

陰極：Li++e—=Li

三、燃料電池

※燃料電池：是使燃料與氧化劑反應直接產生電流的一種原電池。

※燃料電池的優點：能量轉換率高（超過80%但仍低于100%）、廢棄物少、運行噪音低。

1．氫氧燃料電池：

⑴以KOH溶液為電解質負極（通H2）：2H2-4e「+4OH4出0（氧化反應）

正極（通

0

2）:02+2H2O+4e=4OH（還原反應）

⑵以CaHSO4固體為電解質傳遞H+的某固體酸燃料電池

負極（通H2）：2H2—4e=4H+（氧化反應）

正極（通6）：O2+4H*+4e=2出0（還原反應）

⑶以固體氧化鋯一氧化釔為電解質在高溫下傳導O2-的固體氧化燃料電池

負極（通H2）：2H2—4e+2O2=2出0（氧化反應）正極（通6）:02+4e=2O2（還原反

應）

2．烴燃料電池

⑴兩個鉑電極插入KOH溶液中，向兩極分別通入CH4和02

負極（通CH4）：CH4+10OH——8e—=CO3

2-+7出0（氧化反應）正極（通

0

2）：02+

2H2O+4e=4OH（還原反應）

⑵某燃料電池以熔融的K2CO3（其中不含02—和HCO3

—）為電解質，以丁烷為燃料，以空氣為氧化劑，以

具有催化作用和導電性能的稀土金屬材料為電極。

負極：2C4H10+26CO3

2—52e=34CO2+10H2O（氧化反應）

正極：1302+26CO2+52e—=26CO32"還原反應）

總反應：2C4H10+1302=8CO2+10H2O

3．肼燃料電池

負極：N2H4+4OH—4e=N2+4H2O（氧化反應）

正極：O2＋H2O＋4e=4OH（還原反應）

4．甲醇燃料電池

⑴以KOH為電解質

負極：2CH3OH+16OH—12e=2CO3

2+12出0（氧化反應）

正極：3O2＋6H2O＋12e=12OH（還原反應）⑵甲醇在催化劑作用下提供質子和電子

負極：2CH3OH+2H2O—12e=2CO2+12H（氧化反應）正極：302+12H*+12e=6出0（還

原反應）

5．煤氣燃料電池

以一定比例Li2CO3和Na2CO3低熔混合物為電解質，操作溫度為650C，在此溫度下以

鎳為催化劑，以煤氣（CO、H2的體積比為1:1）直接作燃料

負極：H2+CO—4e+2CO3

2=3CO2+H20（氧化反應）正極：2CO2＋O2＋4e=2CO3

2（還原

反應）

6．其他燃料電池

⑴以NaOH溶液為電解液鋁-空氣燃料電池

負極：4AI—12e+160H=4A102+8H20（氧化反應）

正極：3O2＋6H2O＋12e=12OH（還原反應）

⑵以酸化的NaCI溶液為電解液鎂-過氧化氫燃料電池

負極：Mg—2e=Mg2（氧化反應）

正極：H2O2+2H*+2e=2H2O（還原反應）

四、廢棄電池的處理：回收利用

第三節電解池

一、電解原理

1電解池：把電能轉化為化學能的裝置，也叫電解槽。

2?電解：電流（外加直流電）通過電解質溶液而在陰陽兩極引起氧化還原反應（被動的而不

是自發的）的過程。

3?放電：當離子到達電極時，失去或獲得電子，發生氧化或還原反應的過程。

4.電子流向：

（電源）負極T（電解池）陰極T（離子定向運動）電解質溶液T（電解池）陽極T（電源）正極。

5?電極名稱及反應：

陽極：與直流電源的正極相連的電極，發生氧化反應。

陰極：與直流電源的負極相連的電極，發生還原反應。

6?電解規律

⑴電解實質：電解質溶液的導電過程，就是電解質溶液的電解過程。

⑵放電順序：

①陽離子放電順序

Ag+>Hg2+>Fe3+>Cu2+>H+（指酸電離的）>Pb2+>sn2+>Fe2+>Zn2+>AI3+>Mg2+>Na+>Ca2+>K+

②陰離子的放電順序

是惰性電極時：S2

「>「>Br一>C「>OH一>NO3>SO4

2

一（等含氧酸根離子）>F一（SO3

2

「/MnO4

一>OH「）

是活性電極時：電極本身溶解放電

⑶書寫電極方程式技巧：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，依據陽氧陰還的規律來書寫電極反應式。

⑷電解質（足量）水溶液電解產物的規律

類型

電極反應特點實例電解對象電解質

濃度

pH電解質溶液復

原

分解電

解質型

電解質電離岀的陰陽離子分別在兩極

放電

HCl

電解質減小

增大HCl(g)

CuCl2

?CuCl2(s)

放氫生

堿型

陰極：水放氫生堿

陽極：電解質陰離子放電

NaCl

電解質和水

生成新

電解質

HCl(g)

放氧生

酸型

陰極：電解質陽離子放電

陽極：水放氧生酸

CuSO4

電解質和水

生成新

電解質

CuO

電解水

型

陰極：4H++4e-=2H2f陽極：4OH-

-4e-=O2f+2H0

NaOH

水增大

增大

H2O

H2SO4

減小

Na2SO4

不變

上述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（氟化物除外）

④放氧生酸型：不活潑金屬的含氧酸(最高價)鹽

二、電解原理的應用

1電解飽和食鹽水

⑴電極反應：陽極：2C「—2e「=CI21陰極：2H++2e「=出匸

-一電解

⑵總反應方程式：2NaCI+2出02NaOH+出1+CI21

⑶應用：氯堿工業制氯氣、燒堿和氫氣。

2.電鍍銅

⑴兩極材料：待鍍金屬作陰極，鍍層金屬作陽極。

⑵電極反應：陽極：Cu—2e—=Cu2+陰極：Cu2++2e—=Cu

3.電解精煉銅

⑴兩極材料：精銅作陰極，粗銅作陽極。

⑵電極反應：陽極：Cu—2e—=Cu2+Zn—2e—=Zn2+(Fe—2e—=Fe2+)

陰極：Cu2++2e—=Cu

4.電解冶煉Na

⑴電極反應：陽極：2CI——2e—=CI21陰極：2Na++2e—=2Na

⑵總反應方程式：2Na+

⑶應用：冶煉鈉、鈣、鎂、鋁等活潑金屬。

第四節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：在外形、色澤、機械性能等方面發生變化。

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：

⑴化學腐蝕：金屬和接觸到的物質直接發生化學反應而引起的腐蝕

⑵電化學腐蝕：不純的金屬跟電解質溶液接觸時，會發生原電池反應。比較活潑的金屬失去電子而被氧化，

這種腐蝕叫做電化學腐蝕。

⑶化學腐蝕與電化腐蝕的比較

電化腐蝕化學腐蝕

條件不純金屬或合金與電解質溶液接觸金屬與非電解質直接接觸

現象有微弱的電流產生無電流產生

本質較活潑的金屬被氧化的過程金屬被氧化的過程

關系化學腐蝕與電化腐蝕往往同時發生，但電化腐蝕更加普遍，危害更嚴重

4.電化學腐蝕的分類：

⑴析氫腐蝕一一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C02、S02、H2S等氣體)

②電極反應：負極：Fe—2e—=Fe2+正極：2H++2e—=出1

總式：Fe+2H+=Fe2++H21

⑵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_+2出0=40H

總式：2Fe+

0

2+2出0=2Fe(0H)2

離子方程式：FW++20H「=Fe(0H)2

生成的Fe(0H)2被空氣中的02氧化，生成Fe(0H)3,4Fe(OH)2+02+2缶0=

Fe(OH)3脫去一部分水就生成Fe203xH20(鐵銹主要成分)。

※金屬腐蝕快慢的規律：在同一電解質溶液中，金屬腐蝕的快慢規律如下：

電解原理引起的腐蝕〉原電池原理引起的腐蝕〉化學腐蝕〉有防腐措施的腐蝕※防腐措施由好到壞的順序如

下：

外接電源的陰極保護法〉犧牲負極的正極保護法〉有一般防腐條件的腐蝕〉無防腐條件的腐蝕

二、金屬的電化學防護1．利用原電池原理進行金屬的電化學防護

⑴犧牲陽極的陰極保護法原理：原電池反應中，負極被腐蝕，正極不變化應用：在被保護的鋼鐵設備上裝

上若干鋅塊，腐蝕鋅塊保護鋼鐵設備負極：鋅塊被腐蝕；正極：鋼鐵設備被保護

⑵外加電流的陰極保護法原理：通電，使鋼鐵設備上積累大量電子，使金屬原電池反應產生的電流不能輸

送，從而防止金屬被腐蝕應用：把被保護的鋼鐵設備作為陰極，惰性電極作為輔助陽極，均存在于電解質

溶液中，接上外加直流電源。通電后電子大量在鋼鐵設備上積累，抑制了鋼鐵失去電子的反應。

2．改變金屬結構：把金屬制成防腐的合金3．把金屬與腐蝕性試劑隔開：電鍍、油漆、涂油脂、表面鈍化

等

4Fe(0H)3