化学反应原理

《化学反应原理》知识点归纳

第一章化学反应与能量

一、焓变反应热

1•反应热：一定条件下，一定物质的量的反应物之间完全反应所放出或吸收的热量。2•焓变（△H）的

意义：在恒压条件下进行的化学反应的热效应。

⑴符号——△H;⑵单位——kJ/mol。

3•产生原因：化学键断裂一一吸热；化学键形成一一放热。

键能越大，物质所含能量越低，物质越稳定；键能越小，物质所含能量越高，物质越不稳定。

放热反应反应物的总能量高于生成物的总能量（放出的热量〉吸收的热量）;

△H为•”或△HV0。

吸热反应反应物的总能量低于生成物的总能量（吸收的热量〉放出的热

量）△H为牛”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钠与水的反应

常见的吸热反应：①晶体Ba（OH）28H2O与NH4CI②大多数的分解反应

③以H2、CO、C为还原剂的氧化还原反应④盐的水解

二、热化学方程式

1•能表示参加反应物质的量和反应热的关系的化学方程式，叫热化学方程式。

2•书写热化学方程式注意要点：⑴热化学方程式必须标出能量变化。

⑵热化学方程式中必须标明反应物和生成物的聚集状态（g、丨、s分别表示固态、液态、

气态，水溶液中溶质用aq表示）。

⑶热化学反应方程式要指明反应时的温度和压强（对于25C、101kPa时进行的反应可

以不注明）。

⑷热化学方程式中的化学计量数可以是整数，也可以是分数。

⑸各物质系数加倍，△H加倍；反应逆向进行，△H改变符号，数值不变。

三、燃烧热

1.概念：25C,101kPa时，1mol纯物质完全燃烧生成稳定的化合物时所放出的热量。燃烧热的单位

用kJ/mol表示。

2.注意点：

⑴研究条件：25C,101kPa。

⑵反应程度：完全燃烧，产物是稳定的化合物。

⑶燃烧物的物质的量：1mol。

⑷研究内容：放出的热量。（△HV0，单位kJ/mol）

四、中和热

1.概念：在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应而生成1molH2O，这时的反应热叫中和

热。

2.强酸与强碱的中和反应其实质是H+和OH「反应，其热化学方程式为：

+一

H（aq）+OH（aq）=H2OQ）AH=-57.3kJ/mol

3.弱酸或弱碱电离要吸收热量，所以它们参加中和反应时的中和热小于

4.中和热的测定实验⑴实验的简易装置见右图

环形玻璃棒的优点在于：①减少热量的损失；

②上下移动搅拌的面积大、范围广。

⑵实验中的注意事项：

①用隔热装置且操作要快，尽量减少热量散失；

②酸碱的浓度宜小不宜大，宜碱稍过量且量要准确

a、浓度要越精确越好

b、量体积的容器越精确越好，最好用酸式滴定管或碱式滴定管

③温度计越精确越好

④注意控制反应时间和记录温度的时段

⑤中和热的测定最好在20C左右的环境温度条件下进行，不宜低于10C以下,

否则低温环境容易散热，会使中和热的测定值明显偏低。

⑥做2〜3次，取平均值

五、盖斯定律

化学反应的反应热只与反应的始态（各反应物）和终态（各生成物）有关，而与具体反应进行的途径无

关，如果一个反应可以分几步进行，则各分步反应的反应热之和与该反应一步完成的反应热是相同的。

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）

⑴定义：用来衡量化学反应的快慢，单位时间内反应物或生成物的浓度的变化

⑵表示方法：单位时间内反应浓度的减少或生成物浓度的增加来表示

⑶计算公式：v=Ac/Au平均速率，Ac：浓度变化，At:时间）单位：mol/（Ls）等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•外因对化学反应速率影响的变化规律

条件变化活化分子的量的变化

v变化

反应物的浓度

增大单位体积里总数目增多，百分数不变增大

减小单位体积里总数目减少，百分数不变减小

气体反应物的

压强

增大单位体积里总数目增多，百分数不变增大

减小单位体积里总数目减少，百分数不变减小

反应物的温度

升高百分数增大，单位体积里总数目增多增大

降低百分数减小，单位体积里总数目减少减小

反应的

催化剂

使用百分数剧增，单位体积里总数目剧增剧增

撤去百分数锐减，单位体积里总数目锐减锐减

其他光、电磁波、超声波、固体反应物颗粒的大小、溶剂有影响

注意：⑴参加反应的物质为固体和液体，由于压强的变化对浓度几乎无影响，可以认为反应速率不变。

⑵惰性气体对于速率的影响

①恒温恒容时：充入惰性气体T总压增大，但是各分压不变，各物质浓度不变T反应速率不变。

②恒温恒体时：充入惰性气体T体积增大T各反应物浓度减小T反应速率减慢。

二、化学平衡

57.3kJ/mol。

碎泡沫

塑料

环形玻璃

搅拌棒温

度计

㈠化学平衡状态

1定义：

一定条件下，当一个可逆反应进行到正逆反应速率相等时，各组成成分浓度不再改变,

达到表面上静止的一种平衡”这就是这个反应所能达到的限度即化学平衡状态。

2•化学平衡的特征

⑴逆（研究对象是可逆反应）⑵等（同一物质的正逆反应速率相等）

⑶动［动态平衡，v（正）=v（逆）工0］⑷定（各物质的浓度与质量分数恒定）⑸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

成分的含量

①各物质的物质的量或各物质的物质的量的分数一定平衡

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

关系

①在单位时间内消耗了mmolA同时生成mmolA,即v（正）=v（逆）

平衡

②在单位时间内消耗了nmolB同时消耗了pmolC，则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在单位时间内生成nmolB，同时消耗了qmolD，因均指v（逆）

不一定平衡

压强

①m+nzp+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

混合气体平均相

对分子质量Mr

①Mr—疋时，只有当m+n^p+q时平衡

②Mr—疋时，但m+n=p+q时不一定平衡

温度任何反应都伴随着能量变化，当体系温度一定时（其他不变）平衡

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

㈡影响化学平衡移动的因素

1浓度对化学平衡移动的影响

⑴影响规律：在其他条件不变的情况下，增大反应物的浓度或减少生成物的浓度，都可以

使平衡向正方向移动；增大生成物的浓度或减小反应物的浓度，都可以使平衡向逆方向移动。

⑵增加固体或纯液体的量，由于浓度不变，所以平衡不移动。

⑶在溶液中进行的反应，如果稀释溶液，反应物浓度减小，生成物浓度也减小，V（正）减小，v（逆）也减

小，但是减小的程度不同，总的结果是化学平衡向反应方程式中化学计量数之和大的方向移动。

2.温度对化学平衡移动的影响

影响规律：在其他条件不变的情况下，温度升高会使化学平衡向着吸热反应方向移动，温度降低会使化学平衡向

着放热反应方向移动。

3•压强对化学平衡移动的影响

影响规律：其他条件不变时，增大压强，会使平衡向着体积缩小方向移动；减小压强，会使平衡向着体积增大方

向移动。

注意：⑴改变压强不能使无气态物质存在的化学平衡发生移动。

⑵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。

4•催化剂对化学平衡的影响：由于使用催化剂对正反应速率和逆反应速率影响的程度是等同的，所以平衡不移

动。但是使用催化剂可以影响可逆反应达到平衡所需的时间。

5.勒夏特列原理（平衡移动原理）：如果改变影响平衡的条件之一（如温度，压强，浓度）,

平衡向着能够减弱这种改变的方向移动。

三、化学平衡常数

㈠定义：在一定温度下，当一个反应达到化学平衡时，生成物浓度幕之积与反应物浓度幕之积的比值是一个常

数。符号为K。

㈡使用化学平衡常数K应注意的问题：

1表达式中各物质的浓度是平衡时的浓度，不是起始浓度也不是物质的量。

2.K只与温度（T）有关，与反应物或生成物的浓度无关。

3.反应物或生产物中有固体或纯液体存在时，由于其浓度是固定不变的，可以看做是常数而不写入公式。

4•稀溶液中进行的反应，如有水参加，水的浓度不必写在平衡关系式中。

㈢化学平衡常数K的应用：

1.化学平衡常数值的大小是可逆反应进行程度的

标志。K值越大，说明平衡时生成物的

浓度越大，它的正向反应进行的程度越大，即该反应进行得越完全，反应物转化率越高。

反之，则相反。一般地，K>105时，该反应就进行得基本完全了。

2•可以利用K值做标准，判断正在进行的可逆反应是否平衡及不平衡时向何方进行建立平衡。

浓度积QvK，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（正反应的AH>0）。若温度升高，K值减小，则正反应为放热

反应（正反应的AHV0）。

四、等效平衡

1.概念：在一定条件下（定温、定容或定温、定压）

，只是起始加入情况不同的同一可逆

反应达到平衡后，任何相同组分的百分含量均相同，这样的化学平衡互称为等效平衡。

2•类型

⑴定温，定容条件下的等效平衡

第一类：对于反应前后气体分子数改变的可逆反应：必须保证一边倒后反应物的物质的量与原来相同。

第二类：对于反应前后气体分子数不变的可逆反应：只要反应物的物质的量的比例与原来相同即可视为二者等

效。

⑵定温，定压的等效平衡

只要保证一边倒之后反应物的物质的量之比与原来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：

⑴熵：物质的一个状态函数，用来描述体系的混乱度，符号为S,单位：JmoirK「

1。

⑵体系趋向于有序转变为无序，导致体系的熵增加，这叫做熵增加原理，也是反应方向判断的依据。

⑶同一物质，在气态时熵值最大，液态时次之，固态时最小。即S(g)>S(l)>S(s)。

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：

△H-TAS<0反应能自发进行

△H—TAS=0反应达到平衡状态

AH—TAS>0反应不能自发进行

注意：⑴AH为负，AS为正时，通常状况下反应都能自发进行。

⑵AH为正，AS为负时，任何温度下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

1•定义：电解质：在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物。

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电离成离子的电解质。

广强电解质

~纯净物「电解丿贝-

匚化合物彳I弱电解质

I非电解质

强电解质：强酸、强碱、大多数盐，如HCI、NaOH、NaCI、(NH4)2SO4、NaAc、BaSO4

弱电解质：弱酸、弱碱、极少数盐、水，如HAc、HCIO、NH3H2O、CU(OH)2、H2O

非电解质：非金属氧化物、大部分有机物、氨，如CO2、SO3、NH3、C2H5OH、CCI4

2•电解质与非电解质本质区别：

电解质——离子化合物或共价化合物非电解质——共价化合物

注意：①电解质、非电解质都是化合物

②SO2、NH3、CO2等属于非电解质

③强电解质不等于易溶于水的化合物(如BaSO4不溶于水，但溶

于水的BaSO4

全部电离，故BaSO4为强电解质)，电解质的强弱与导电性的强弱、溶解性的大小无必然联

系。

3.电离平衡：在一定的条件下，当弱电解质分子电离成离子的速率和离子结合成弱电解

质分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态，这叫电离平衡。

4.影响电离平衡的因素：

⑴温度：电离一般吸热，升温有利于电离。

⑵浓度：浓度越大，电离程度越小；溶液稀释时，电离平衡向着电离的方向移动，但其酸性（或碱性）会减

弱。

⑶同离子效应：在弱电解质溶液里加入与弱电解质具有相同离子的电解质，会抑制电离。

⑷其他外加试剂：加入能与弱电解质的电离产生的某种离子反应的物质时，有利于电离。

5•电离方程式的书写：用可逆符号弱酸的电离要分布写（第一步为主）

6•电离常数：在一定条件下，弱电解质在达到电离平衡时，溶液中电离所生成的各种离

子浓度的乘积，跟溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数。叫做电离平衡常数（一般用

Ka表示酸的，Kb表示碱的）。

表示方法：AB=A++B一Ki=

C

（

A）C

（

B）

c（AB）

影响因素：

⑴电离常数的大小主要由物质的本性决定。

⑵电离常数受温度变化影响，不受浓度变化影响，在室温下一般变化不大。

⑶同一温度下，不同弱酸，电离常数越大，其电离程度越大，酸性越强。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

、水的电离和溶液的酸碱性

1水电离平衡：H2O=H++OH一

水的离子积：KW=c（H+）•（OH）

25C时，纯水中c（H+）=c（OH「）=10「

7mol/L;KW=c（H+）c（OH「）=1X10^

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，也适用于任何稀溶液（酸、碱、盐）。

2•水电离特点：⑴可逆；⑵吸热；⑶极弱。

3•影响水电离平衡的外界因素：

①酸、碱：均抑制水的电离。

②温度：升温促进水的电离，KW>1X10「

14，因为水的电离是吸热过程。

③易水解的盐：促进水的电离。

4.溶液的酸碱性和pH:

⑴pH的定义：pH=—lgc（H+）

⑵pH的测定方法：

①酸碱指示剂法：甲基橙3.1~4.4（橙色）、石蕊5.0~8.0（紫色）、酚酞8.2~10.0（浅红色）。

②pH试纸法：用洁净干燥的玻璃棒蘸取未知液体在试纸上，然后与标准比色卡对比。

注意：i）事先不能用水湿润PH试纸；ii）广泛pH试纸只能读取整数值或范围

③pH计法：精确测量溶液的pH。

、混合液的pH计算方法

1

•强酸与强酸的混合：先求c（H+）混=聊）1：；『八2，再求其它。

2.强碱与强碱的混合：

c（OH）混=------―1——（----上_2，再求其它，注意切不能直

V1V2

接计算c（HJ混。

3•强酸与强碱的混合：先据H++OHH2O计算余下的H+或0H「，若H+有余，则用

余下的H+物质的量除以溶液总体积求c（H混；若0H「有余，则用余下的OH「物质的量除

1.若等体积混合

当pHa+pHb=14时，则混合溶液显中性，

当pHa+pHb>15时，则混合溶液显碱性，

当pHa+pHbW13时，则混合溶液显酸性，

2.若混合后显中性

当pHa+pHb=14时，V酸：V碱=1:1当pHa+

pHbM14时，V酸：V碱=1:10[14

六、酸碱中和滴定：

1.中和滴定的原理

实质：H++OH一=H2O，即酸能提供的H+和碱能提供的OH一物质的量相等。

2.中和滴定的操作过程：

⑴仪器：滴定管的刻度，0刻度在上，往下刻度标数越来越大，全部容积大于它的最大刻度值，因为下端有

一部分没有刻度。滴定时，所用溶液不得超过最低刻度，不得一次滴定使用两滴定管酸（或碱），也不得中

途向滴定管中添加。②滴定管可以读到小数点后两位。

⑵药品：标准液；待测液；指示剂。

⑶准备过程：

准备：检漏、洗涤、润洗、装液、赶气泡、调液面。（洗涤：用洗液洗T检漏：滴定管是

否漏水T用水洗T用标准液洗（或待测液洗）T装溶液T排气泡T调液面T记数据V（始）

⑷实验过程：左手控制滴定管的活塞或阀，右手摇动锥形瓶，眼睛注视锥形瓶内溶液颜色的变化。

以溶液总体积求c（OH一）混，再求其

它。

四、稀释过程溶液

强酸溶液

弱酸溶液

强碱溶液

1.

2.

3.

4.

5.

6.

稀释

稀释

稀释

稀释

pH的变化规律：

10n倍时，

10n倍时，

10n倍时，

10n倍时，

pH均是向

pH稀=（pH原+n）,但始终不能大于或等于pH

稀v（pH原+n）,但始终不能大于或等于pH稀

=（pH原一n）,但始终不能小于或等于pH稀〉

（pH原一n）,但始终不能小于或等于

7

。

7

。

7

任何溶液稀释时

稀释时，弱酸、

五、强酸（pHa）强碱（pHb）混合计算规律

弱碱和水解的盐溶液的

7靠近（即向中性靠近）；任何溶液无限稀释后pH均接近7。

pH变化得慢，强酸、强碱溶液的pH变化得快。

pH=70

pH=(pHb-0.3)0

pH=(pHa+0.3)0

(pHapHb)]

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

式中：n——酸或碱中氢原子或氢氧根离子数；c——酸或碱的物质的量浓度；

V——酸或碱溶液的体积。当用酸去滴定碱确定碱的浓度时，则：

II斗厶斗厶斗厶

c碱=I酸'酸V酸

n碱

V

碱

上述公式在求算浓度时很方便，而在分析误差时起主要作用的是分子上的V酸的变化，因

为在滴定过程中c酸为标准酸，其数值在理论上是不变的，若稀释了虽实际值变小，但体现的却是V酸的增

大，导致c碱偏高；V碱同样也是一个定值，它是用标准的量器量好后注入锥形瓶中的，当在实际操作中碱液

外溅，其实际值减小，但引起变化的却是标准酸用量的减少，即V酸减小，贝Uc碱降低了；对于观察中出现

的误差亦同样如此。综上所述，当用标准酸来测定碱的浓度时，c碱的误差与V酸的变化成正比，即当V

酸的实测值大于理论值

时，c碱偏高，反之偏低。

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）

1.盐类水解：水溶液中盐电离出来的离

子跟水电离出来的H*或0H_结合生成弱电解质。

2.水解的实质：水溶液中盐电离出来

的离子跟水电离出来的H+或0H「结合，破坏水的电离，使

平衡向右移动，促进水的电离。

3.盐类水解规律：

⑴有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解；谁强显谁性，两弱俱水解，同弱显中性。

⑵多元弱酸根，浓度相同时正酸根比酸式酸根水解程度大，碱性更强。（如：Na2CO3>

NaHC03）

4.盐类水解的特点：⑴可逆（与中和反应互逆）；⑵程度小；⑶吸热。

5.影响盐类水解的外界因素：

⑴温度：温度越高水解程度越大（水解吸热，越热越水解）。

⑵浓度：浓度越小，水解程度越大—（越稀越水解，但酸性或碱性越弱）。

⑶酸碱性：促进或抑制盐的水解（H+促进阴离子水解而抑制阳离子水解；0H「促进阳离子

水解而抑制阴离子水解）。

6.酸式盐溶液的酸碱性：

⑴只电离不水解：如HSO4一显酸性。

⑵电离程度〉水解程度，显酸归（如：HS03「、H2PO4「）。

⑶水解程度〉电离程度，显碱TL（如:HC03「、HS「、HPO4

2

「）。

■克■定骨氈

用右快

7.双水解反应：

⑴构成盐的阴阳离子均能发生水解的反应。双水解反应相互促进，水解程度较大，有的甚

至水解完全。使得平衡向右移。

⑵常见的双水解反应完全的有：Al3

+与AI02「、CO3

2

_（HC03_）、S2

「（HS一）、SO3

2

「（HSO3

「）；

Fe3+与AI02「、CO3

2

「（HCO3「）；其特点是相互水解成沉淀或气体。双水解完全的离子方程

式配平依据是两边电荷平衡，女口：Fe3++3HCO3=Fe（OH）3J+3CO2T；2AI3++3S2

「+6

出0

=2AI（OH）3J+3H2ST但NH4

+与CO3

2

「（HCO3「）、S2

「（HS「）仅是相互促进，通常条件下不能进

行到底。△

&盐类水解的应用：

水解的应用实例原理

⑴净水明矶或氯化铁净水

AI3++3H2O—AI(OH)3(胶体)+3H+

⑵去油污

用热碱水冼油污物品

CO3

2+出0-^HCO3+OH

⑶药品的保存

①配制FeCb溶液时常加入少

量盐酸

Fe3++3出0^^Fe(OH)3+3H+

②配制Na2CO3溶液时常加

入少量NaOH

CO3

2+H2O^^HCO3+OH

⑷制备无水盐

由MgCl26H2O制无水

MgCl2在HCI气流中加热

若不然，则：

△

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

△

Mg(OH)^^MgO+H2O

⑸泡沫灭火器

用Al2（SO4）3与NaHCO3

溶

液混合

Al3++3HCO3「=AI(OH)3J+3CO2T

⑹比较盐溶液中离子

浓度的大小

比较NH4CI溶液中离子浓度的

大小

NH4++出0^^NH3H2O+H+c(C「)>c(NH

4+)>C(H+)>c(OH「)

9.水解平衡常数（Kh）

对于强碱弱酸盐：Kh=Kw/Ka（Kw为该温度下水的离子积，Ka为该条件下该弱酸根形成的弱酸的电离平衡

常数）

对于强酸弱碱盐：Kh=Kw/Kb（Kw为该温度下水的离子积，Kb为该条件下该弱碱阳离子形成的弱碱的电离

平衡常数）

10.电离、水解方程式的书写原则

⑴多元弱酸的电离或多元弱酸盐的水解的书写原则：一定分步书写。注意：不管是水解还是电离，都决定于

第一步，第二步一般相当微弱。

⑵多元弱碱的电离或多元弱碱盐的水解书写原则：通常一步书写。

八、溶液中微粒浓度的大小比较

1•大小关系：⑴啥组成？⑵谁水解？⑶哪为主？⑷呈何性?

2•等量关系：抓住溶液中微粒浓度必须满足的三种守恒关系：

⑴电荷守恒：任何溶液均显电中［性，各阳离子浓度与其所带电荷数的乘积之和=各阴离子浓度与其所

带电荷数的乘积之和。

⑵物料守恒：即原子个数守恒或元素质量守恒。某原子的总量（或总浓度）=其以各种

形式存在的所有微粒的量（或浓度）之和。

⑶质子守恒：即由水电离出的H+总浓度与0H「总浓度相等。

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

⑴溶解度小于的电解质称难溶电解质。

⑵反应后离子浓度降至1X105mol/L以下的反应为完全反应。如酸碱中和时c(H+)降

至107mol/Lv105mol/L，故为完全反应，用二”，常见的难溶物在水中的离子浓

度均远低于10「

5mol/L，故有难溶物生成的反应均用二”。

⑶难溶并非不溶，任何难溶物在水中均存在溶解平衡。

⑷掌握三种微溶物质：CaSO4、Ca(OH)2、Ag2SO4。

⑸溶解平衡大多数为吸热，但Ca(OH)2等少数为放热，升温其溶解度减小。

⑹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

注意在沉淀后用(s)标明状态，并用X”。女口：Ag2S(s)=2Ag+(aq)+S2

_(aq)

3•沉淀生成的四种主要方式

⑴加沉淀剂法：化学式相似Ksp越小(即沉淀越难溶),沉淀越完全；沉淀剂过量能使沉淀更完全。

⑵调pH除某些易水解的金属阳离子：如加MgO除去MgCI2溶液中FeCb。

⑶氧化还原沉淀法。

⑷同离子效应法。

4.沉淀的溶解：

沉淀的溶解就是使溶解平衡正向移动。常采用的方法有：

①酸或碱；②氧化还原；③沉淀转化。

5.沉淀的转化：

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(淡黄色AgI(黄色)宀Ag2S(黑色)

6.溶度积(KSP)

⑴定义：在一定条件下，难溶电解质电解质溶解成离子的速率等于离子重新结合成沉淀的速率，溶液

中各离子的浓度保持不变的状态。

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

「)]n

⑶影响因素：①浓度：加水，向溶解方向移动。②温度：升温，多数向溶解方向移动。

⑷离子积规则：QC>KSP,过饱和溶液，有沉淀析出；Qc=KSP，饱和溶液，平衡状态；

QcvKSP，不饱和溶液，继续溶解。

第四章电化学基础

第一节原电池

1•概念：化学能转化为电能的装置叫做原电池。

2•组成条件：合适的氧化剂(及导体)、还原剂(用导体)、电解质(或溶液)构成闭合回路，发生自发的氧

化还原反应。

3•电子流向：外电路：负极T导线T正极。

内电路：盐桥中阴离子移向负极的电解质溶液，盐桥中阳离子移向正极的电解质溶液。

4.电极反应：以“Cu丨稀H2SO4|Zn”原电池为例：

负极(Zn):氧化反应：Zn—2e_=Zn2+正极(Cu):还原反应：2H++2e_=H2T总反应式：Zn+2H+=

Zn2++H2f

5.正、负极的判断：

⑴从电子的流动方向：负极流入正极。

⑵从电流方向：正极流入负极。

⑶从电解质溶液内离子的移动方向：阳离子流向正极，阴离子流向负极。

⑷从化学变化：负极上发生氧化反应，正极上发生还原反应。

第二节化学电池

※电池的分类：化学电池、太阳能电池、原子能电池。

※化学电池：借助于化学能直接转变为电能的装置。

※化学电池的分类：一次电池、二次电池、燃料电池。

一、一次电池

一次电池也叫干电池，它的活性物质消耗到一定程度就不能使用了。

1碱性锌锰电池(MnO2|KOH|Zn)

负极(Zn):Zn—2e—+2OH—=Zn(OH)2(氧化反应)

正极(Cu):2MnO2+2e—+2出0=2MnOOH+2OH—(还原反应)

总反应式：Zn+2MnO2+2H2O=Zn(OH)2+2MnOOH

2.锌银纽扣电池(Ag2O|KOH|Zn)

负极(Zn):Zn—2e+2OH=ZnO+H2O(氧化反应)

正极(Ag2O):Ag2O+2e+H2O=2Ag+2OH(还原反应)

总反应式：Zn+Ag2O=ZnO+2Ag

3.锂电池(以C|SOCI2|Li为例)

负极(Zn):8Li—8e=8Li*(氧化反应)

正极(C):3SOCS+8e=2S+SO3

2+6CI(还原反应)

总反应式：8Li+3SOCI2=6LiCl+Li2SO3+2S

二、二次电池

二次电池又叫充电电池或蓄电池，放电后可以再充电使活性物质获得再生，可以多次重复使用。

1铅蓄电池(PbO2|H2SO4|Pb)

曲Hi

总反应式：PbO2(s)+Pb(s)+2H2SO4(aq)2PbSO4(s)+2H2O(l)

⑴放电时负极(Pb):Pb—2e—+SO4

2—=PbSO4(氧化反应)

正极(PbO2)：PbO2+2e+4H+SO4

2=PbSO4+2H2O(还原反应)

⑵放电时阳极(PbSO4):PbSO4+2H2O—2e—=PbO?+4H++SO4

2—(氧化反应)阴极(PbSO4):PbSO4

+2e=Pb+SO4

2(还原反应)

2.镉镍电池(NiOOH|KOH|Cd)

放电

总反应式：Cd+2NiOOH+2出。=Cd(OH)2+2Ni(OH)2

⑴放电时负极(Cd):Cd—2e—+2OH—=Cd(OH)2(氧化反应)

正极(NiOOH):2NiOOH+2e—+2出0=2Ni(OH)2+2OH—(还原反应)

⑵放电时：阳极[Ni(OH)2]:2Ni(OH)2—2e—+2OH—=2NiOOH+2出0(氧化反应)

阴极[Cd（OH）2]:Cd（OH）2+2e=Cd+2OH（还原反应）

3.爱迪生蓄电池（NiO2|KOHIFe）

放电

总反应式：Fe+NiO2+2H2OFFe（OH）2+Ni（OH）2⑴放电时负极（Fe）:

Fe—2e—+2OH—=Fe（OH）2（氧化反应）

正极（NiO2）:NiO2+2e—+2H2O=Ni（OH）2+2OH—（还原反应）

⑵放电时：阳极[Ni（OH）2]:Ni（OH）2—2e「+2OH—=NiO2+2H2O（氧化反应）

阴极[Fe（OH）2]:Fe（OH）2+2e—=Fe+2OH—（还原反应）

4.镍氢电池（NiOOHIKOHIMH）（M代表贮氢合金）

放电

总反应式：MH+NiOOH-充亍Ni（OH）2+M

⑴放电时负极（MH）:MH—e+OH=M+H2O（氧化反应）

Ni（OH）2+OH—（还原反

应）NiOOH+H2O（氧化反

应）

—（还原反应）

负极（MH）:MH—e「+OH正极

（NiOOH）:NiOOH+e—+H2O=

⑵放电时：阳极[Ni（OH）2]:Ni（OH）2—e—+OH—=

阴极[M]:M+出0+2e=MH+OH

5.锂离子电池

⑴Li-ion电池，它的负极材料是金属锂和碳的复合材料一种

能传导Li+的高分子材料。

总反应式：

①放电时

（碳作为金属锂的载体），电解质为

放电

Li+2Li0.35NQ2充电.2Lio.85NiO2负极（Li）：Li—e—=Li+（氧化反应）

正极

（

Li0.35NiO2）:2Li0.35NiO2+

e

+

Li

=2Li°.85NiO2（还原反应）阳极[Li

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

十+e=Li（还原反应）

⑵

LiFePO

4电池，电池的正极材料是LiFePO4,负极材料是石墨，含Li+导电固体为电解质。

总反应式：

①放电时

②放电时:

负极：

正极：

阳极：

阴极：

⑶Li-Al/FeS电池

2Li+FeS

负极：

正极：

阳极：

阴极：

②放电时:

总反应式:

①放电时

②放电时:

放电

Li+FePO4気LiFePO4

Li—

e

=Li*（氧化反应）

FePO4+

e

+Li十=LiFePO4（还原反应）

LiFePO

4—e=

FePO

4+Li,氧化反应）Li十

+e=Li（还原反应）

放电—.

充电Li2S+

Fe

2Li—

2e

=2Li+（氧化反应）

2Li++FeS+2e=Li2S+Fe（还原反应）Li

2S+Fe—2e—=2Li++FeS（氧化反应）2LP

+2e_=2Li（还原反应）

⑷以LiMn2O4为正极，嵌入锂的碳材料为负极，含Li+导电固体为电解质。放电时的电池

反应为：Li+LiMn204=Li2Mn2O4。

①放电时负极：Li—e=

Li*（氧化反应）

正极：LP+LiMn2O4+e=Li2Mn204（还原反应）

②充电时阳极：Li2Mn2O4—

e

=LiMn2O4+Li*（氧化反应）

阴极：Li++e—=Li

三、燃料电池

※燃料电池：是使燃料与氧化剂反应直接产生电流的一种原电池。

※燃料电池的优点：能量转换率高（超过80%但仍低于100%）、废弃物少、运行噪音低。

1．氢氧燃料电池：

⑴以KOH溶液为电解质负极（通H2）：2H2-4e「+4OH4出0（氧化反应）

正极（通

0

2）:02+2H2O+4e=4OH（还原反应）

⑵以CaHSO4固体为电解质传递H+的某固体酸燃料电池

负极（通H2）：2H2—4e=4H+（氧化反应）

正极（通6）：O2+4H*+4e=2出0（还原反应）

⑶以固体氧化锆一氧化钇为电解质在高温下传导O2-的固体氧化燃料电池

负极（通H2）：2H2—4e+2O2=2出0（氧化反应）正极（通6）:02+4e=2O2（还原反

应）

2．烃燃料电池

⑴两个铂电极插入KOH溶液中，向两极分别通入CH4和02

负极（通CH4）：CH4+10OH——8e—=CO3

2-+7出0（氧化反应）正极（通

0

2）：02+

2H2O+4e=4OH（还原反应）

⑵某燃料电池以熔融的K2CO3（其中不含02—和HCO3

—）为电解质，以丁烷为燃料，以空气为氧化剂，以

具有催化作用和导电性能的稀土金属材料为电极。

负极：2C4H10+26CO3

2—52e=34CO2+10H2O（氧化反应）

正极：1302+26CO2+52e—=26CO32"还原反应）

总反应：2C4H10+1302=8CO2+10H2O

3．肼燃料电池

负极：N2H4+4OH—4e=N2+4H2O（氧化反应）

正极：O2＋H2O＋4e=4OH（还原反应）

4．甲醇燃料电池

⑴以KOH为电解质

负极：2CH3OH+16OH—12e=2CO3

2+12出0（氧化反应）

正极：3O2＋6H2O＋12e=12OH（还原反应）⑵甲醇在催化剂作用下提供质子和电子

负极：2CH3OH+2H2O—12e=2CO2+12H（氧化反应）正极：302+12H*+12e=6出0（还

原反应）

5．煤气燃料电池

以一定比例Li2CO3和Na2CO3低熔混合物为电解质，操作温度为650C，在此温度下以

镍为催化剂，以煤气（CO、H2的体积比为1:1）直接作燃料

负极：H2+CO—4e+2CO3

2=3CO2+H20（氧化反应）正极：2CO2＋O2＋4e=2CO3

2（还原

反应）

6．其他燃料电池

⑴以NaOH溶液为电解液铝-空气燃料电池

负极：4AI—12e+160H=4A102+8H20（氧化反应）

正极：3O2＋6H2O＋12e=12OH（还原反应）

⑵以酸化的NaCI溶液为电解液镁-过氧化氢燃料电池

负极：Mg—2e=Mg2（氧化反应）

正极：H2O2+2H*+2e=2H2O（还原反应）

四、废弃电池的处理：回收利用

第三节电解池

一、电解原理

1电解池：把电能转化为化学能的装置，也叫电解槽。

2•电解：电流（外加直流电）通过电解质溶液而在阴阳两极引起氧化还原反应（被动的而不

是自发的）的过程。

3•放电：当离子到达电极时，失去或获得电子，发生氧化或还原反应的过程。

4.电子流向：

（电源）负极T（电解池）阴极T（离子定向运动）电解质溶液T（电解池）阳极T（电源）正极。

5•电极名称及反应：

阳极：与直流电源的正极相连的电极，发生氧化反应。

阴极：与直流电源的负极相连的电极，发生还原反应。

6•电解规律

⑴电解实质：电解质溶液的导电过程，就是电解质溶液的电解过程。

⑵放电顺序：

①阳离子放电顺序

Ag+>Hg2+>Fe3+>Cu2+>H+（指酸电离的）>Pb2+>sn2+>Fe2+>Zn2+>AI3+>Mg2+>Na+>Ca2+>K+

②阴离子的放电顺序

是惰性电极时：S2

「>「>Br一>C「>OH一>NO3>SO4

2

一（等含氧酸根离子）>F一（SO3

2

「/MnO4

一>OH「）

是活性电极时：电极本身溶解放电

⑶书写电极方程式技巧：注意先要看电极材料，是惰性电极还是活性电极，若阳极材料为

活性电极（Fe、Cu）等金属，则阳极反应为电极材料失去电子，变成离子进入溶液；若为惰性材料，则根

据阴阳离子的放电顺序，依据阳氧阴还的规律来书写电极反应式。

⑷电解质（足量）水溶液电解产物的规律

类型

电极反应特点实例电解对象电解质

浓度

pH电解质溶液复

原

分解电

解质型

电解质电离岀的阴阳离子分别在两极

放电

HCl

电解质减小

增大HCl(g)

CuCl2

?CuCl2(s)

放氢生

碱型

阴极：水放氢生碱

阳极：电解质阴离子放电

NaCl

电解质和水

生成新

电解质

HCl(g)

放氧生

酸型

阴极：电解质阳离子放电

阳极：水放氧生酸

CuSO4

电解质和水

生成新

电解质

CuO

电解水

型

阴极：4H++4e-=2H2f阳极：4OH-

-4e-=O2f+2H0

NaOH

水增大

增大

H2O

H2SO4

减小

Na2SO4

不变

上述四种类型电解质分类：

①电解水型：含氧酸，强碱，活泼金属含氧酸盐

②电解电解质型：无氧酸，不活泼金属的无氧酸盐（氟化物除外）

③放氢生碱型：活泼金属的无氧酸盐（氟化物除外）

④放氧生酸型：不活泼金属的含氧酸(最高价)盐

二、电解原理的应用

1电解饱和食盐水

⑴电极反应：阳极：2C「—2e「=CI21阴极：2H++2e「=出匸

-一电解

⑵总反应方程式：2NaCI+2出02NaOH+出1+CI21

⑶应用：氯碱工业制氯气、烧碱和氢气。

2.电镀铜

⑴两极材料：待镀金属作阴极，镀层金属作阳极。

⑵电极反应：阳极：Cu—2e—=Cu2+阴极：Cu2++2e—=Cu

3.电解精炼铜

⑴两极材料：精铜作阴极，粗铜作阳极。

⑵电极反应：阳极：Cu—2e—=Cu2+Zn—2e—=Zn2+(Fe—2e—=Fe2+)

阴极：Cu2++2e—=Cu

4.电解冶炼Na

⑴电极反应：阳极：2CI——2e—=CI21阴极：2Na++2e—=2Na

⑵总反应方程式：2Na+

⑶应用：冶炼钠、钙、镁、铝等活泼金属。

第四节金属的电化学腐蚀和防护

一、金属的电化学腐蚀

1.金属腐蚀内容：在外形、色泽、机械性能等方面发生变化。

2•金属腐蚀的本质：都是金属原子失去电子而被氧化的过程

3.金属腐蚀的分类：

⑴化学腐蚀：金属和接触到的物质直接发生化学反应而引起的腐蚀

⑵电化学腐蚀：不纯的金属跟电解质溶液接触时，会发生原电池反应。比较活泼的金属失去电子而被氧化，

这种腐蚀叫做电化学腐蚀。

⑶化学腐蚀与电化腐蚀的比较

电化腐蚀化学腐蚀

条件不纯金属或合金与电解质溶液接触金属与非电解质直接接触

现象有微弱的电流产生无电流产生

本质较活泼的金属被氧化的过程金属被氧化的过程

关系化学腐蚀与电化腐蚀往往同时发生，但电化腐蚀更加普遍，危害更严重

4.电化学腐蚀的分类：

⑴析氢腐蚀一一腐蚀过程中不断有氢气放出

①条件：潮湿空气中形成的水膜，酸性较强(水膜中溶解有C02、S02、H2S等气体)

②电极反应：负极：Fe—2e—=Fe2+正极：2H++2e—=出1

总式：Fe+2H+=Fe2++H21

⑵吸氧腐蚀----反应过程吸收氧气

①条件：中性或弱酸性溶液

②电极反应：负极：2Fe—4e_=2Fe2+正极：O2+4e_+2出0=40H

总式：2Fe+

0

2+2出0=2Fe(0H)2

离子方程式：FW++20H「=Fe(0H)2

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

Fe(OH)3脱去一部分水就生成Fe203xH20(铁锈主要成分)。

※金属腐蚀快慢的规律：在同一电解质溶液中，金属腐蚀的快慢规律如下：

电解原理引起的腐蚀〉原电池原理引起的腐蚀〉化学腐蚀〉有防腐措施的腐蚀※防腐措施由好到坏的顺序如

下：

外接电源的阴极保护法〉牺牲负极的正极保护法〉有一般防腐条件的腐蚀〉无防腐条件的腐蚀

二、金属的电化学防护1．利用原电池原理进行金属的电化学防护

⑴牺牲阳极的阴极保护法原理：原电池反应中，负极被腐蚀，正极不变化应用：在被保护的钢铁设备上装

上若干锌块，腐蚀锌块保护钢铁设备负极：锌块被腐蚀；正极：钢铁设备被保护

⑵外加电流的阴极保护法原理：通电，使钢铁设备上积累大量电子，使金属原电池反应产生的电流不能输

送，从而防止金属被腐蚀应用：把被保护的钢铁设备作为阴极，惰性电极作为辅助阳极，均存在于电解质

溶液中，接上外加直流电源。通电后电子大量在钢铁设备上积累，抑制了钢铁失去电子的反应。

2．改变金属结构：把金属制成防腐的合金3．把金属与腐蚀性试剂隔开：电镀、油漆、涂油脂、表面钝化

等

4Fe(0H)3