化学选修4化学反应与原理：第一章化学反应与能量知识点梳理

化学选修4化学反应与原理

章节知识点梳理

第一章化学反应与能量

一、焓变反应热

热量变化：在特定情形下，某一量反应物彻底反应时释放或摄取的热值

2．焓变(ΔH)的意义：在恒压条件下进行的化学反应的热效应

（1）.符号：H（2）.单位：kJ/mol

3.产生原因：化学键断裂——吸热化学键形成——放热

放出热量的化学反应。(放热>吸热)H为“-”或H

吸收热量的化学反应。（吸热>放热）H为“+”或H>0

常见的放热反应：①所有的燃烧反应②酸碱中和反应

③大多数的化合反应④金属与酸的反应

⑤生石灰和水反应⑥浓硫酸稀释、氢氧化钠固体溶解等

常见的吸热过程包括，晶体氢氧化钡八水合物和氯化铵的反应，以及许多物质在分解时的情形

③以H2、CO、C为还原剂的氧化还原反应④铵盐溶解等

二、热化学方程式

书写化学方程式注意要点:

①热化学方程式必须标出能量变化。

热化学方程式需要注明反应物与生成物的物相，g代表气态，l表示液态，s指固态，对于水溶液里的溶质则用aq来标识

③热化学反应方程式要指明反应时的温度和压强。

④热化学方程式中的化学计量数可以是整数，也可以是分数

各项系数翻倍，H值也翻倍；若反应逆转进行，H的符号会转变，但数值保持不变

三、燃烧热

定义：在二十五摄氏度，一百零一千帕条件下，一摩尔单一物质彻底氧化为稳定产物时释放的温热值，该值以千焦耳每摩尔计量。

※注意以下几点：

①研究条件：101kPa

②反应程度：完全燃烧，产物是稳定的氧化物。

③燃烧物的物质的量：1mol

④研究内容：放出的热量。（ΔH

四、中和热

酸与碱在稀溶液状态下进行中和反应，会生成一摩尔水，这种反应过程中释放的热量被称为中和热。

强酸和强碱发生中和作用时，其实质是氢离子和氢氧根离子之间发生反应，相应的热化学方程式表达如下：

氢离子水溶液与氢氧根水溶液发生反应生成水,反应热为负五十七点三千焦耳每摩尔

弱酸或弱碱电离过程需要吸收热量，因此它们在进行中和反应时放出的热量，会少于57.3kJ/mol这个数值。

4．中和热的测定实验

五、盖斯定律

反应热仅取决于反应物的初始状态和生成物的最终状态，与反应过程的具体方式无关，如果一个反应可以分解为多个步骤，那么所有步骤反应热累加起来，和一次性完成整个反应的热效应相等。

第二章化学反应速率和化学平衡

一、化学反应速率

1.化学反应速率（v）

这个指标用于评估化学反应的进行速度，具体表现为在固定时段内，反应物消耗或产物生成的量度变化

反应物浓度随时间下降的速率，或产物浓度随时间上升的速率，即为该指标的衡量方式

计算平均速率的公式为，速率等于浓度变化量除以时间变化量，浓度变化量表示浓度的改变值，时间变化量表示时间的经过值，单位是摩尔每升每秒

⑷影响因素：

①决定因素（内因）：反应物的性质（决定因素）

②条件因素（外因）：反应所处的条件

2.

(​http:​\/​​\/​.ks5u​)

参与作用的东西有固体形态和液体形态，因为压力的变动对浓度影响很小，所以能够看作反应速度维持稳定。

（2）、惰性气体对于速率的影响

在恒温恒容条件下：加入惰性气体后，整体压力会上升，但各个组分的分压维持不变，所有物质的浓度也保持稳定，因此反应速率不会发生变化

在恒温恒容条件下，向体系中加入惰性气体，导致总体积变大，进而使得各个反应物的单位体积浓度降低，最终引发反应速率的减缓

二、化学平衡

（一）1.定义：

可逆反应在特定环境中，当正向与逆向的速率变得相同，混合物里各种成分的量就不再变动，呈现出一种看似不变的“稳定”状况，这便是该反应所能达到的最大界限，也就是化学平衡状态。

2、化学平衡的特征

逆（研究前提是可逆反应）

等（同一物质的正逆反应速率相等）

动（动态平衡）

定（各物质的浓度与质量分数恒定）

变（条件改变，平衡发生变化）

3、判断平衡的依据

判断可逆反应达到平衡状态的方法和依据

例举反应 mA(g)+nB(g)pC(g)+qD(g)

混合物体系中

各成分的多少，各种物质的量或者各种物质的量占比，都必定，达到平衡

②各物质的质量或各物质质量分数一定 平衡

③各气体的体积或体积分数一定 平衡

④总体积、总压力、总物质的量一定 不一定平衡

正、逆反应

速率的关联，在单个时间阶段内，既有mmolA的消耗，也有mmolA的生成，表明正向速率与逆向速率相等，系统处于平衡状态

如果每单位时间用了nmol的B，又用了pmol的C，那么正向反应速率等于逆向反应速率，体系达到平衡状态

体积A与体积B和体积C和体积D的比值等于m与n和p与q的比值，正向体积不一定等同于逆向体积，不一定能够均等

在特定时段内，会有nmolB被制造出来，与此同时，qmolD被消耗掉，由于两者都与V(逆)相关，但这并不意味着达到了平衡状态

压强 ①m+n≠p+q时，总压力一定（其他条件一定） 平衡

②m+n=p+q时，总压力一定（其他条件一定） 不一定平衡

混合气体的平均相对分子量Mr, 当Mr固定的情况下, 只有在分子数m与n之和不等于分子数p与q之和时, 系统才能达到平衡

②Mr一定时，但m+n=p+q时 不一定平衡

热量 所有化学过程都涉及能量交换，在某个固定温度下（保持其他条件恒定） 均衡

体系的密度 密度一定 不一定平衡

其他 如体系颜色不再变化等 平衡

（二）影响化学平衡移动的因素

1、浓度对化学平衡移动的影响

改变条件时，如果保持其他因素稳定，提高反应物的量或者降低生成物的量，都能促使平衡朝向生成更多产物的方向进行；相反，如果增加生成物的量或者减少反应物的量，平衡就会朝着生成更多反应物的方向移动

添加固体或纯液体的量，因为浓度维持不变，因此平衡不会发生偏移

（3）溶液中的反应，若将溶液稀释，反应物含量会降低，产物含量同样会降低，正向反应速率会降低，逆向反应速率也会降低，但二者降低幅度并不相同，最终导致化学平衡向着反应方程式中化学计量数总和较大的方向发生偏移。

2、温度对化学平衡移动的影响

变化规律：当其他因素保持稳定时，气温上升会导致化学平衡朝向___吸收热量的反应___进行，气温下降则会使化学平衡朝向___释放热量的反应___进行。

3、压强对化学平衡移动的影响

在所有其他因素保持稳定的情况下，提高压力会导致平衡向__空间收缩__的方向转变；降低压力则会使平衡向__空间扩展__的方向转化。

注意：（1）改变压强不能使无气态物质存在的化学平衡发生移动

（2）气体减压或增压与溶液稀释或浓缩的化学平衡移动规律相似

催化剂对化学平衡的作用：因为催化剂对正向反应速度和逆向反应速度的改变幅度相同，因此平衡__不会发生偏移___。不过，借助催化剂能够改变可逆反应达成平衡所需要经历的_时刻_。

平衡移动原理指出，当外界条件发生变动时，比如温度或压强出现变化，化学平衡会朝着减轻这种变动的方向进行调整。

三、化学平衡常数

（一）定义：某个温度值下，若某个反应处在化学平衡状态，那么产物各种浓度的乘积同反应物各种浓度的乘积相除所得的结果，是一个固定数值，这个结果就是常数，用符号K表示

（二）使用化学平衡常数K应注意的问题：

表达式中各物质的浓度是__动态调整的浓度___，不是最初设定的浓度，也不是物质的总量。

K仅仅同__热力学温度__相关联，跟反应物或产物多少没有牵连。

当参与反应或生成的物质为固体形态，或者为纯净的液体时，它们的浓度值是恒定的，因此无需将其数值纳入计算公式中，可以将其视作单位“1”处理。

在稀溶液里的反应，假如水是反应物，那么在表达平衡关系时，无需列出水的浓度。

（三）化学平衡常数K的应用:

化学平衡常数的大小反映了可逆反应进展的深浅程度。K值越高，表明平衡状态下产物存在的量越多，其正向反应开展的深度越强，即该反应发生的彻底程度越深，反应物转化的比例越高。反之亦然。通常情况下，K大于一百万时，这个反应就基本达到了彻底转化的地步。

K值可作基准，用以判定当前可逆反应是否达成均态，若未均态，则需明确其趋向何方以实现均态，Q值即浓度乘积。

Q_〈__K:反应向正反应方向进行;

Q__=_K:反应处于平衡状态 ;

Q_〉__K:反应向逆反应方向进行

3、利用K值可判断反应的热效应

若温度升高，K值增大，则正反应为__吸热___反应

若温度升高，K值减小，则正反应为__放热___反应

＊四、等效平衡

在一定条件下，比如温度和体积固定，或者温度和压力固定，只要最初加入的物质情况不一样，同一个可逆反应在达到平衡之后，各种相同物质的百分比组成都是一样的，这种情况下的化学平衡就叫做等效平衡。

2、分类

（1）定温，定容条件下的等效平衡

对于能够使气体分子数量发生变化的可逆化学过程，需要确保参与反应的各种物质系数的比例与初始状态一致；并且还必须保证在平衡状态下，等号两侧的每一种物质的数量与起始条件相符。

对于可逆反应，若反应前后气体分子数目相等：只要反应物之间的量之比与起始状态一致，就可以看作它们是等同的。

（2）定温，定压的等效平衡

只要保证可逆反应化学计量数之比相同即可视为等效平衡。

五、化学反应进行的方向

1、反应熵变与反应方向：

熵是衡量物质混乱程度的状态参数，记作S，表示系统内部无序状态的大小，单位为焦耳每摩尔开尔文。

系统倾向于从有序向无序转变，造成系统熵值增大，这一现象被称为熵增效应，同时也是判定反应走向的准则。

同一物质，其气态形态的熵值最为显著，液态形态次之，而固态形态则最为微弱。具体而言，气态熵值高于液态熵值，液态熵值又高于固态熵值。

2、反应方向判断依据

在温度、压强一定的条件下，化学反应的判读依据为：

ΔH-TΔS〈0反应能自发进行

ΔH-TΔS=0反应达到平衡状态

ΔH-TΔS〉0反应不能自发进行

注意：（1）ΔH为负，ΔS为正时，任何温度反应都能自发进行

（2）ΔH为正，ΔS为负时，任何温度反应都不能自发进行

第三章 水溶液中的离子平衡

一、弱电解质的电离

电解质是指能在水溶液里或者熔融状态下传导电流的物质。这种物质具备导电能力。

非电解质 ：在水溶液中或熔化状态下都不能导电的化合物。

强电解质 ：在水溶液里全部电离成离子的电解质。

弱电解质：在水溶液里只有一部分分子电离成离子的电解质。

2、电解质与非电解质本质区别：

电解质包括离子型物质和共价型物质，非电解质则属于共价型物质

电解质与非电解质都属于化合物类别，SO2、NH3、CO2等物质属于非电解质范畴

强电解质并非等同于容易溶解在水中的物质，例如硫酸钡虽然难以溶解于水，但一旦溶解便会完全电离，因此硫酸钡属于强电解质，电解质的强弱与其能否导电、是否溶解于水没有关联。

电解质分子分解成离子的速度，与离子重新结合的速度，在特定条件下相等时，电离过程就停止了，这种状态称为电离平衡。

4、影响电离平衡的因素：

A、温度：电离一般吸热，升温有利于电离。

B、浓度方面，数值越高，电离现象越不明显；溶液经过稀释之后，电离平衡会向分解的方向转变。C、存在同离子影响时，向弱电解质溶液中掺入含有相同离子的其他物质，能够抑制其电离过程。D、如果加入能与弱电解质电离后生成的特定离子发生反应的试剂，那么将促进其电离。

书写电离公式时，应当采用双向箭头，对于弱酸的电离过程，需要分阶段表示，其中首要步骤最为关键

电离平衡常数，是指特定条件下，弱电解质在形成平衡状态时，溶液内各种离子浓度的连乘积，与未发生电离的分子浓度之比，这个比值保持不变。它被称为电离平衡常数，通常用Ka代表酸性物质，用Kb代表碱性物质。

表示方法：ABA++B-Ki=

A+

B-

AB

11、影响因素：

a、电离常数的大小主要由物质的本性决定。

电离常数会随温度的变动而变动，但不会随浓度的变动而变动，在常温状态下通常变化很小。

在同一温度环境中，各种弱酸中，电离平衡常数数值较高的酸，其电离现象更为明显，表现出更强的酸性特征。例如：亚硫酸的酸性比磷酸强，氟化氢的酸性又强于乙酸，乙酸则比碳酸的酸性强，碳酸的酸性又强于硫化氢，而次氯酸的酸性在这些酸中最弱。

二、水的电离和溶液的酸碱性

水的电离状态会保持稳定，当其正向反应速率与逆向反应速率相等时，这种情形称为水的电离平衡，此时溶液中氢离子浓度与氢氧根离子浓度之积是一个恒定值，该值仅与温度相关，而与溶液酸碱性无关

水的离子积：KW = c

H+

·c

OH-

25℃时,

H+

OH-

=10-7 mol/L ; KW =

H+

OH-

=1*10-14

注意：KW只与温度有关，温度一定，则KW值一定

KW不仅适用于纯水，适用于任何溶液（酸、碱、盐）

2、水电离特点：（1）可逆 （2）吸热 （3）极弱

3、影响水电离平衡的外界因素：

①酸、碱 ：抑制水的电离 KW〈1*10-14

②温度：促进水的电离（水的电离是 吸 热的）

③易水解的盐：促进水的电离 KW 〉 1*10-14

4、溶液的酸碱性和pH：

（1）pH=-lgc

H+

（2）pH的测定方法：

酸碱指示剂包括，甲基橙，石蕊，酚酞。

变色区间，甲基橙呈现橘色，介于3.1到4.4之间，石蕊显示紫晕，范围在5.0至8.0之内，酚酞变为淡粉，覆盖8.2到10.0的区间

pH试纸使用方法如下，首先用玻璃棒取少量待测液体，滴在试纸上，接着将其显示的颜色同标准色阶卡进行比对，这样就能确定液体的酸碱度。

PH试纸使用前不可预先沾湿，广泛型试纸仅能显示整数或数值区间

三 、混合液的pH值计算方法公式

1、强酸与强酸的混合：（先求

H+

混：将两种酸中的H+离子物质的量相加除以总体积，再求其它）

H+

混 =（

H+

1V1+

H+

2V2）/（V1+V2）

2、强碱与强碱的混合：（先求

OH-

混合物中，两种酸所含氢氧根离子的摩尔数相加，然后除以混合物的总体积，接着再计算剩余成分。

OH-

混＝（

OH-

1V1+

OH-

2V2）/（V1+V2） (注意 :不能直接计算

H+

混)

强酸和强碱混合时，需要先通过H+ + OH- == H2O的化学反应式确定剩余的H+或OH-数量，如果H+有剩余，则将剩余的H+量除以溶液的总容量，从而得到每单位体积中剩余的H+浓度，接着再进行后续计算。

H+

混；OH-有余，则用余下的OH-数除以溶液总体积求

OH-

混，再求其它）

四、稀释过程溶液pH值的变化规律：

强酸溶液，当被稀释十倍时，其稀释后的pH值，等于稀释前的pH值加上稀释的倍数，不过这个值永远不可能达到七或者超过七。

稀酸溶液：当其被稀释十倍之后，稀释后的pH值会小于原本的pH值加上十，这个数值不会达到七或者超过七

强碱溶液，当其被稀释十倍，稀释后的pH值，等于原先的pH值减去稀释的倍数，不过这个值，永远都超过七

稀释十倍后，弱碱溶液的pH值会下降，但下降幅度小于稀释倍数，结果始终大于七

所有溶液在稀释过程中，其pH值都会趋向于7，也就是趋向于中性；任何溶液一旦被无限稀释，其pH值都会接近7。

调配期间，酸性较弱的物质、碱性较弱的物质以及水解产物形成的溶液，其酸碱度数值的变动幅度较小，而酸性较强的物质、碱性较强的物质，其酸碱度数值的变动幅度较大。

五、酸性溶液（pH值等于1）与碱性溶液（pH值等于2）相混合时的计算规则请访问w.w.w.k.s.5.u.c.o.m

1、若等体积混合

pH1+pH2=14则溶液显中性pH=7

当pH1与pH2之和大于等于十五时，该溶液呈现出碱性性质，其pH值等于pH2减去零点三

如果pH1与pH2之和小于等于13，那么该溶液呈酸性，当pH等于pH1加上0.3时，这种情况成立。

2、若混合后显中性

pH1+pH2=14V酸：V碱=1：1

酸碱度值一加酸碱度值二不等于十四，酸体积对碱体积的比例为一比十，这个比例等于十四减去酸碱度值一加酸碱度值二的结果

六、酸碱中和滴定：

1、中和滴定的原理

本质上是H++OH—=H2O,也就是说,酸性物质所提供的氢离子数量,与碱性物质所提供的氢氧根离子数量完全相同。

2、中和滴定的操作过程：

滴定管的刻度分布，零刻度在上端，向下数值逐渐增大，整体容量超出最大刻度，由于底部存在无刻度部分。进行滴定时，溶液体积不可低于最小刻度，禁止同时使用两只滴定管盛装酸（或碱），中途也不得向滴定管内补充液体。滴定管读数可精确到小数点后一位。

（2）药品：标准液；待测液；指示剂。

（3）准备过程：

准备工作包括多个步骤，首先进行密封性检测，接着用专用液体进行清洁，然后实施细致冲洗，之后将溶液注入容器，排出内部空气，最后精确调整液面高度，每个环节都需细致操作，清洁环节需用特定液体处理，密封性检测要确认滴管无渗漏，清洗后需用纯水再次清洁，再用标准液体或待测液体进行最后清洁，注入液体后要彻底排除气泡，液面调整要达到标准刻度，并记录初始体积数据V(始)

（4）试验过程

3、酸碱中和滴定的误差分析

误差分析：利用n酸c酸V酸=n碱c碱V碱进行分析

其中：n代表酸或碱里氢原子和氢氧根离子的总数，c表示酸或碱的浓度值

V——酸或碱溶液的体积。当用酸去滴定碱确定碱的浓度时，则：

c碱=

这个公式在计算浓度时十分便捷，分析误差时关键在于分子中的V酸变动，因为滴定过程中c酸是标准酸，其数值理论上恒定不变，若稀释了虽实际值会降低，但反映的是V酸的增大，造成c酸偏高；V碱同样也是一个固定值，它是用标准量器量取后倒入锥形瓶的，当实际操作中碱液发生外漏，其实际值会减少，但导致变化的是标准酸用量的减少，即V酸减小，从而c碱降低了；对于观察到的误差现象，也与此原理相同。总结来说，测量碱浓度时，若用标准酸，碱浓度的偏差程度同酸体积的变动幅度相关联，具体表现为，当酸体积的实际测量结果超出预期数值，碱浓度就偏大，否则就偏小。

同理，用标准碱来滴定未知浓度的酸时亦然。

七、盐类的水解（只有可溶于水的盐才水解）

盐类在水中解离后，其产生的离子会与水自身解离出的氢离子或氢氧根离子相互结合，从而形成弱电解质，这种现象即为盐类水解。

盐在水中解离产生的离子，会与水自身电离出的氢离子或氢氧根离子相互结合，从而打破水的电离平衡，促使平衡向生成更多离子的方向转变，进而增强水的电离过程。

3、盐类水解规律：

弱酸才会发生水解反应，没有弱酸就不会发生水解，酸性越弱水解越明显；谁强谁就显示自己的性质，两种弱酸都发生水解，同种强酸会显示中性。

多种弱酸根，浓度相同情况下，正酸根的溶解度大于酸式酸根，前者显现的碱性强于后者。例如，碳酸钠的碱性强于碳酸氢钠。

盐类发生水解时具备以下性质：首先，这种反应是可逆的，与中和反应的过程相反，其次，水解的程度通常比较微弱，最后，该过程需要吸收热量。

5、影响盐类水解的外界因素：

温度升高,水解反应就越明显,因为水解过程会吸收热量,所以环境温度越高,这种反应就越容易发生。

②浓度：浓度越小，水解程度越 大 （越稀越水解）

酸碱能够影响盐的分解反应，阳离子在酸性环境下不易分解，阴离子在碱性条件下不易分解，相反，阴离子在酸性环境下容易分解，阳离子在碱性环境下容易分解，这种影响是由于氢离子和氢氧根离子的作用造成的。

6、酸式盐溶液的酸碱性：

①只电离不水解：如HSO4- 显 酸 性

电离作用力强过水解作用力，溶液会表现出酸性特征，例如亚硫酸氢根离子和磷酸二氢根离子。

分解程度高于电离程度，呈现碱性特征（例如：碳酸氢根离子、硫氢根离子、磷酸氢根离子）。

7、双水解反应：

盐的组成离子都有可能进行水解作用，双水解现象会相互推动，水解的幅度相当可观，部分反应甚至能彻底水解，因此平衡位置会向生成物方向移动。

常见的双水解反应中，Fe3+和Al3+会与AlO2-、CO32-（HCO3-）、S2-（HS-）、SO32-（HSO3-）发生反应，并且S2-会与NH4+发生反应，CO32-（HCO3-）也会与NH4+发生反应。这些反应的特点是相互促进，最终生成沉淀物或气体。电荷相等是配平双水解完全离子方程式的准则，例如，对于铝离子和硫离子参与的反应，其平衡表达式为，两个铝离子与三个硫离子结合，并消耗六分子水，生成两个氢氧化铝沉淀，同时释放出三个硫化氢气体。

8、盐类水解的应用：

水解的应用 实例 原理

净水，可借助明矾实现，铝离子与水发生反应，生成氢氧化铝胶体，同时释放氢离子

去除油渍，需要将沾染油污的物件浸入温热的碱性溶液中，碳酸根离子与水分子发生反应，会生成碳酸氢根离子和氢氧根离子

药品的储存需要注意细节,比如制作FeCl3溶液时,通常会掺入少量盐酸,因为Fe3+会与水发生反应,生成Fe(OH)3和H+。

制备碳酸钠溶液时偶尔会掺入少量氢氧化钠，碳酸根离子与水分子作用会转化成碳酸氢根离子，同时生成氢氧根离子

制备无水盐，需要将六水氯化镁转化为无水氯化镁，具体操作是在氯化氢气体环境中进行加热，否则将会导致不良后果

MgCl2·6H2OMg(OH)2+2HCl+4H2O

Mg(OH)2MgO+H2O

泡沫灭火器, 通过将Al2(SO4)3与NaHCO3溶液相混合, 发生化学反应, 生成Al(OH)3沉淀, 并释放出CO2气体

对比盐溶液里各种离子的多少，分析氯化铵溶液里离子含量的高低，铵根离子与水反应生成一水合氨和氢离子

c(Cl-)>c(NH4+)>c(H+)>c(OH)-

9、水解平衡常数 （Kh）

对于强碱弱酸盐，其水解平衡常数等于水的离子积除以弱酸的电离平衡常数，弱酸的电离平衡常数是在该条件下由弱酸根形成的，水的离子积是此温度下的值

对于强酸弱碱盐，其水解平衡常数等于水的离子积除以弱碱的电离平衡常数，弱碱的电离平衡常数是在特定条件下，该弱碱根形成的弱碱所具有的数值，而水的离子积则是在该温度下衡量水自身电离程度的一个指标

电离、水解方程式的书写原则

多元弱酸的电离过程，应该逐步进行书写，多元弱酸盐的水解反应，也需分阶段进行表达

无论涉及水解还是电离，整个过程都取决于初始阶段，后续步骤通常影响很小。

2、多元弱碱（多元弱碱盐）的电离（水解）书写原则：一步书写

八、溶液中微粒浓度的大小比较

基本原则：抓住溶液中微粒浓度必须满足的三种守恒关系：

溶液总体呈现不带电的状态，阳离子所带电荷的总量等于阴离子所带电荷的总量，具体表现为阳离子浓度和各自电荷数的乘积的总和，与阴离子浓度和各自电荷数的乘积的总和相等

②物料守恒: （即原子个数守恒或质量守恒）

某个元素的整体数量，等于它以各种形态存在的所有微小粒子的数量总和

③质子守恒：即水电离出的H+浓度与OH-浓度相等。

九、难溶电解质的溶解平衡

1、难溶电解质的溶解平衡的一些常见知识

（1）溶解度 小于 0.01g的电解质称难溶电解质。

当化学反应完成后，溶液中离子的含量会减少到低于十万分之一，这种情况被称为完全反应。以酸和碱发生中和反应为例

H+

降至10-7mol/L

（3）难溶并非不溶，任何难溶物在水中均存在溶解平衡。

熟练三种微溶化合物：硫酸钙、氢氧化钙、硫酸银

（5）溶解平衡通常需要吸收热量，不过氢氧化钙溶解时会释放热量，温度升高时它的溶解量反而会降低。

（6）溶解平衡存在的前提是：必须存在沉淀，否则不存在平衡。

2、溶解平衡方程式的书写

沉淀物形成后以固态形式存在， 用括号加小写字母s表示， 例如硫化银， 写作Ag2S(s)， 它会分解成两份银离子和一份硫离子， 银离子在溶液中， 用括号加a表示， 写作Ag+(aq)， 硫离子也在溶液中， 用括号加a表示， 写作S2-(aq)

3、沉淀生成的三种主要方式

采用沉淀试剂的方式：溶解度积常数数值越小，表明物质溶解性越差，形成的沉淀物越容易完全析出；加入过量的沉淀试剂，可以促使沉淀反应更加彻底。

调节酸碱度可以去除部分容易水解的金属离子，例如通过加入氧化镁来清除氯化镁溶液里的氯化铁。

（3）氧化还原沉淀法：

（4）同离子效应法

4、沉淀的溶解：

溶解平衡向右进行就是沉淀的溶解过程。通常可以采用以下几种方式：通过酸碱反应，通过氧化还原反应，通过沉淀物的转化。

5、沉淀的转化：

溶解度较高的物质会转化为溶解度较低的物质，而溶解度较低的物质则会进一步形成溶解度更低的物质。

硝酸银与氯化物反应生成白色固体，与溴化物反应生成淡黄色固体，与碘化物反应生成黄色固体，与硫化物反应生成黑色固体

6、溶度积（KSP）

在一定条件下，难溶电解质溶解成离子的速度和离子重新结合成沉淀的速度相等，溶液中各种离子的浓度维持稳定不变，这种状态被称为平衡。

表达式：物质Am与物质Bn发生反应，生成物质mA与物质nB，其中mA和nB分别以水溶液形式存在，反应过程中物质Am的摩尔数与物质Bn的摩尔数相等，且反应物和生成物的摩尔数关系满足化学计量学原理。

KSP=

c(An+)

m •

c(Bm-)

3、影响因素：

外因：①浓度：加水，平衡向溶解方向移动。

②温度：升温，多数平衡向溶解方向移动。

4、溶度积规则

QC（离子积）〉KSP 有沉淀析出

QC= KSP平衡状态

QC 〈KSP未饱和，继续溶解

第四章 电化学基础

第一节 原电池

原电池：

1、概念：化学能转化为电能的装置叫做原电池_______

构成条件包括，存在两种化学性质差异的电极材料，需要电解质作为介质，同时电极需通过导线连接，并浸入电解液中，从而形成完整的导电回路

3、电子流向：外电路： 负 极——导线—— 正 极

内部电路：阴离子在盐桥中流向负极电解质溶液，阳离子在盐桥中流向正极电解质溶液。

4、电极反应：以锌铜原电池为例：

负极这边发生氧化过程，锌失去两个电子变成锌离子，锌是一种较活跃的金属

正极：进行还原过程，涉及2个氢离子和2个电子，生成氢气（针对较不活跃的金属元素）。

总反应式： Zn+2H+=Zn2++H2↑

5、正、负极的判断：

电极材料通常是这样选择的，比较活跃的金属充当负极，或者金属作为负极，非金属则作为正极。

（2）从电子的流动方向 负极流入正极

（3）从电流方向 正极流入负极

电解质溶液中，带正电荷的粒子会朝着电极的正方向移动，而带负电荷的粒子则会朝着电极的负方向移动

根据观察到的实验情况，溶解的那一端充当了负极，而增重或者冒出气泡的那一端则扮演了正极的角色

第二节 化学电池

1、电池的分类：化学电池、太阳能电池、原子能电池

2、化学电池：借助于化学能直接转变为电能的装置