选修4化学知识点总结-人教版.pdf

1选修选修 4 化学反应原理知识点归纳化学反应原理知识点归纳第一章第一章 化学反应与能量化学反应与能量一、反应热一、反应热 焓变焓变1、定义：化学反应过程中放出或吸收的热量叫做化学反应的反应热.在恒温、恒压的条件下，化学反应过程中所吸收或释放的热量称为反应的焓变。2、符号：H3、单位：kJmol-14、规定：吸热反应:H 0 或者值为“+”，放热反应:H 0 或者值为“-”巧记；西部牛仔骑着马，吸着雪茄（加）巧记；西部牛仔骑着马，吸着雪茄（加），放箭（减）狩猎。，放箭（减）狩猎。常见的放热反应和吸热反应放热反应 吸热反应燃料的燃烧 C+CO2 ,H2+CuO酸碱中和反应 C+H2O金属与酸 Ba(OH)2.8H2O+NH4Cl大多数化合反应 CaCO3高温分解铝热反应 大多数分解反应小结：小结：1、化学键断裂，吸收能量；化学键生成，放出能量2、反应物总能量大于生成物总能量，放热反应，体系能量降低，H 为“”或小于 0反应物总能量小于生成物总能量，吸热反应，体系能量升高，H 为“+”或大于 03、反应热：数值上等于生成物分子形成时所释放的总能量与反应物分子断裂时所吸收的总能量之差。二、热化学方程式二、热化学方程式1.概念:表示化学反应中放出或吸收的热量的化学方程式.2.意义：既能表示化学反应中的物质变化,又能表示化学反应中的能量变化.总结总结书写热化学方程式注意事项:（1）反应物和生成物要标明其聚集状态，用 g、l、s 分别代表气态、液态、固态。（2）方程式右端用H 标明恒压条件下反应放出或吸收的热量，放热为负，吸热为正。放热为负，吸热为正。（3）热化学方程式中各物质前的化学计量数不表示分子个数，只表示物质的量，因此可以是整数或分数。（4）对于相同物质的反应，当化学计量数不同时，其H 也不同，即H 的值与计量数成正比,当化学反应逆向进行时,数值不变,符号相反。三、盖斯定律：三、盖斯定律：不管化学反应是一步完成或分几步完成，其反应热是相同的。化学反应的焓变（H）只与反应体系的始态和终态有关，而与反应的途径无关。总结规律：若多步化学反应相加可得到新的化学反应，则新反应的反应热即为上述多步反应的反应热之和。注意：注意：1、计量数的变化与反应热数值的变化要对应22、反应方向发生改变反应热的符号也要改变反应热计算的常见题型：反应热计算的常见题型：1、化学反应中物质的量的变化与反应能量变化的定量计算（二者成正比关系）。2、理论推算反应热：依据：物质变化决定能量变化（1）盖斯定律 设计合理路径 路径 1 总能量变化等于路径 2 总能量变化 （2）通过已知热化学方程式的相加，得出新的热化学方程式：物质的叠加，反应热的叠加。3、反应热大小比较：比较H 大小时，正负号参与比较；比较放热或吸热大小时，正负号不参与，之比较数值。小结：小结：a：若某化学反应从始态（S）到终态（L）其反应热为H，而从终态（L）到始态（S）的反应热为H，这两者和为。即H H =b：若某一化学反应可分为多步进行，则其总反应热为各步反应的反应热之和。即H=H1+H2+H3+c：若多步化学反应相加可得到新的化学反应，则新反应的反应热即为上述多步反应的反应热之和。标准燃烧热：标准燃烧热：在 101kPa 时，l mol 物质完全燃烧的反应热.热值：热值：在 101kPa 时，l g 物质完全燃烧的反应热.注意：燃烧的条件是在 101kPa；标准燃烧热:燃料是以 1mol 作为标准，因此书写热化学方程式时，其它物质的化学计量数可用分数表示；物质燃烧都是放热反应，所以表达物质燃烧时的H 均为负值；燃烧要完全:C 元素转化为 CO2，而不是 CO；H 元素转化为 H2O(l)，而不是 H2O(g),N 元素转化为 N2。如：H2(g)+1/2 O2(g)=H2O(l);H=285.8 kJ/mol第二章第二章 化学反应速率与化学平衡化学反应速率与化学平衡第一单元第一单元 化学反应速率化学反应速率一、化学反应速率一、化学反应速率1.概念及计算公式对于反应体系体积不变的化学反应，通常用单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增大来表示化学反应速率计算公式：单位：molL-1s-12.应用中应注意的问题概念中的反应速率实际上是某段时间间隔内的平均反应速率。时间间隔越短，在这段时间发生的浓度变化越接近瞬时反应速率（指在某一瞬间的反应速率）tc3对某一具体化学反应来说，在用不同物质表示化学反应速率时所得数值往往不同。用各物质表示的化学反应速率的数值之比等于化学方程式中各物质的系数之比、气体的浓度用 容器的体积气体的物质的量来表示、无论用任何物质来表示，无论浓度的变化是增加还是减少，都取正值，反应速率都为正数（没有负数）。、在反应中对于固体或纯液体而言，其物质的量浓度无意义，所以不用它们来表示化学反应速率二二 影响化学反应速率的因素影响化学反应速率的因素、内因：、内因：物质本身的结构和性质是化学反应速率大小的决定因素，反应类型不同有不同的化学反应速率，反应类型相同但反应物不同，化学反应速率也不同。、外界条件对化学反应速率的影响、外界条件对化学反应速率的影响 1、浓度对化学反应速率的影响。、浓度对化学反应速率的影响。结论：其他条件不变时，增大反应物的浓度，可以增大反应速率；减小反应物的浓度，可以减小化学反应的速率。注意：a、此规律只适用于气体或溶液的反应，对于纯固体或液体的反应物，一般情况下其浓度是常数，因此改变它们的量不会改变化学反应速率。原因：在其他条件不变时，对某一反应来说，活化分子百分数是一定的，所以当反应物的浓度增大时，单位体积内的分子数增多，活化分子数也相应的增多，反应速率也必然增大。单单位体位体积积活化活化分子数增多分子数增多有效碰撞有效碰撞次数增多次数增多2、压强对反应速率的影响。、压强对反应速率的影响。结论：对于有气体参加的反应，若其他条件不变，增大压强，反应速率加快；减小压强，反应速率减慢。原因：对气体来说，若其他条件不变，增大压强，就是增加单位体积的反应物的物质的量，即增加反应物的浓度，单位体积内活化分子数增多，因而可以增大化学反应的速率。3、温度对化学反应速率的影响。、温度对化学反应速率的影响。结论：其他条件不变时，升高温度，可以增大反应速率，降低温度，可以减慢反应速率。原因：(1)浓度一定时，升高温度，分子的能量增加，从而增加了活化分子的数量，反应速率增大。(2)温度升高，使分子运动的速度加快，单位时间内反应物分子间的碰撞次数增加，反应速率也会相应的加快。前者是主要原因。4、催化剂对化学反应速率的影响。、催化剂对化学反应速率的影响。结论：催化剂可以改变化学反应的速率。正催化剂：能够加快反应速率的催化剂。负催化剂：能够减慢反应速率的催化剂。如不特意说明，指正催化剂。单单位体位体积积分子分子总总数不数不变变，但活化分子百分数增大但活化分子百分数增大升高温度升高温度或催化或催化剂剂单单位体位体积积分子分子总总数增多，数增多，但活化分子百分数不但活化分子百分数不变变增大增大浓浓度度(或加或加压压)反反应应速速率加快率加快4 原因：在其他条件不变时，使用催化剂可以大大降低反应所需要的能量，会使更多的反应物分子成为活化分子，大大增加活化分子百分数，因而使反应速率加快。5、其他因素：、其他因素：如光照、反应物固体的颗粒大小、电磁波、超声波、溶剂的性质等，也会对化学反应的速率产生影响6、有效碰撞：、有效碰撞：能够发生化学反应的碰撞。活化分子：能量较高、有可能发生有效碰撞的分子。活化能：活化分子的平均能量与所有分子平均能量之差。活化分子百分数：(活化分子数/反应物分子数)100%第二单元第二单元 化学反应的方向和限度化学反应的方向和限度一、自发反应：一、自发反应：在一定条件下，无需外界帮助就能自动进行的反应。焓判据：焓判据：体系趋向于从高能状态转变为低能状态（H 0）。对于化学反应而言，绝大多数的放热反应能自发进行，且放出的热量越多，体系能量降低越多，反应越完全。有些能量升高的反应也能自发：N2O5 的分解。焓变（H）是决定反应能否自发进行的因素之一，但不是唯一因素。熵熵：衡量一个体系混乱度的物理量叫做熵，用符号 S 表示。对于同一物质：S（g）S（l）S（s）熵变：反应前后体系熵的变化叫做反应的熵变.用S 表示。S=S 生成物总熵S 反应物总熵反应的S 越大,越有利于反应自发进行。熵判据：熵判据：体系趋向于由有序状态转变为无序状态，即混乱度增加（S0）。且S 越大，越有利于反应自发进行。正确判断一个化学反应 是否能够自发进行：必须综合考虑反应的焓变和熵变焓变和熵变对反应方向的共同影响焓变和熵变对反应方向的共同影响判断依据：判断依据：G=H T S 0 反应能自发进行1.H 0 该反应一定能自发进行；2.H 0，S0 该反应一定不能自发进行；3.H 0，S0，S0 该反应在较高温度下能自发进行注意：注意：1反应的自发性只能用于判断反应的方向，不能确定反应是否一定会发生和过程发生的速率。例如金刚石有向石墨转化的倾向，但是能否发生，什么时候发生，多快才能完成，就不是能量判据和熵判据能解决的问题了。2在讨论过程的方向时，指的是没有外界干扰时体系的性质。如果允许外界对体系施加某种作用，就可能出现相反的结果。例如石墨经高温高压还是可以变为金刚石的。二可逆反应二可逆反应(1)可逆反应：在相同条件下，能同时向正、逆反应方向进行的反应。不可逆反应：在一定条件下，进行得很彻底或可逆程度很小的反应。(2)可逆反应的普遍性：大部分化学反应都是可逆反应。5(3)可逆反应的特点：相同条件下，正反应和逆反应同时发生反应物、生成物共同存在可逆反应有一定的限度(反应不能进行到底)三、化学平衡三、化学平衡1.化学平衡状态的定义指在一定条件下的可逆反应里，正反应和逆反应的速率相等，反应混合物中各组分的浓度保持不变的状态2.特征：动、等、定、变3.化学平衡状态的标志(1)正=逆（本质特征）同一种物质：该物质的生成速率等于它的消耗速率。不同的物质：速率之比等于方程式中各物质的计量数之比，但必须是不同方向的速率。(2)反应混合物中各组成成分的含量保持不变（外部表现）：各组成成分的质量、物质的量、分子数、体积（气体）、物质的量浓度均保持不变。各组成成分的质量分数、物质的量分数、气体的体积分数均保持不变。若反应前后的物质都是气体，且总体积不等，则气体的总物质的量、总压强（恒温、恒容）、平均摩尔质量、混合气体的密度（恒温、恒压）均保持不变。反应物的转化率、产物的产率保持不变。四四.化学平衡常数化学平衡常数(1)定义:在一定温度下，当一个可逆反应达到化学平衡时，生成物浓度系数之幂的积与反应物浓度系数之幂的积比值是一个常数，这个常数就是该反应的化学平衡常数。用 K 表示。(2)表达式：aA(g)+bB(g)cC(g)+dD(g)在一定温度下无论反应物的起始浓度如何，反应达平衡状态后，将各物质的物质量浓度代入下式，得到的结果是一个定值。这个常数称作该反应的化学平衡常数,简称平衡常数(1)K 的意义：K 值越大，说明平衡体系中生成物所占的比例越大，它的正反应进行的程度大,反应物的转化率也越大。因此，平衡常数的大小能够衡量一个化学反应进行的程度，又叫反应的限度。(2)一定温度时，同一个反应,其化学方程式书写方式、配平计量数不同，平衡常数表达式不同。(3)在平衡常数的表达式中，物质的浓度必须是平衡浓度（固体、纯液体不表达）。在稀溶液中进行的反应，水的浓度可以看成常数，不表达在平衡常数表达式中，但非水溶液中的反应，如果反应物或生成物中有水，此时水的浓度不能看成常数。(4)K105 时,可认为反应进行基本完全。(5)K 只与温度有关，与反应物或生成物浓度变化无关，与平衡建立的途径也无关，在使用时应标明温度。温度一定时，K 值为定值。2、平衡转化率、平衡转化率(1)定义:物质在反应中已转化的量与该物质总量的比值(2)表达式:)()()()(BcAcDcCcKbadc%100)()()(%100)()()(始平始始平始转化率cccnnn6小结：反应的平衡转化率能表示在一定温度和一定起始浓度下反应进行的限度。利用化学平衡常数可预测一定温度和各种起始浓度下反应进行的限度。(3)产品的产率:转化率的研究对象是反应物，而产率的研究对象是生成物。第三单元第三单元 化学平衡的移动化学平衡的移动一、化学平衡的移动一、化学平衡的移动（1）定义：可逆反应中旧的化学平衡的破坏，新化学平衡的建立过程叫化学平衡的移动。（2）移动的原因：外界条件发生变化。移动的原因：外界条件发生变化。旧平衡旧平衡新平衡新平衡移动的方向：由移动的方向：由 v 正和正和 v 逆的相对大小决定。逆的相对大小决定。若若V正正V逆逆，平衡不移动。平衡不移动。若若V正正V逆逆，若若V正正V逆逆，平衡向逆反应方向移平衡向逆反应方向移动动（3）平衡移动的标志：各组分浓度与原平衡比较发生改变。（4）影响化学平衡的条件）影响化学平衡的条件(1)增大反应物或减小生成物的浓度化学平衡向正反应方向移动 减小反应物或增大生成物的浓度化学平衡向逆反应方向移动(2)A：温度升高，会使化学平衡向着吸热反应的方向移动；B：温度降低，会使化学平衡向着放热反应的方向移动。%100(、气体体积或质量物质的量理论上可得到的产物的气体体积或质量量实际生成产物的物质的产率平衡向正反应方向移动。平衡向正反应方向移动。条件改变条件改变一段时间后一段时间后v正正v逆逆7如正反应是放热反应如正反应是放热反应,改变温度时其平衡移动的图象是改变温度时其平衡移动的图象是:(3)(对于反应前后气体体积改变的反应)A：增大压强，会使化学平衡向着气体体积缩小的方向移动；B：减小压强，会使化学平衡向着气体体积增大的方向移动。注意 对于反应前后气体总体积相等的反应，改变压强不能使化学平衡移动；对于只有固体或液体参加的反应，改变压强不能使化学平衡移动；(4)催化剂只能使正逆反应速率等倍增大，不能使化学平衡移动。二、勒夏特列原理二、勒夏特列原理如果改变影响平衡的条件之一（如温度，压强，以及参加反应的化学物质的浓度），平衡将向着能够减弱这种改变的方向移动。三、等效平衡三、等效平衡化学平衡的建立与途径无关，即可逆反应无论从反应物方向开始，还是从生成物方向开始，只要条件不变（定温定容、定温定压），都可以达到同一平衡状态，此为等效平衡。（1）定义：在一定条件下（恒温恒容或恒温恒压）下，只是起始加入情况不同的同一可逆反应达到平衡后，任何相同组分的分数（体积、物质的量）均相等，这样的化学平衡互称为等效平衡。在等效平衡中，若不仅任何相同组分的分数（体积、物质的量）均相同，而且相同组分的物质的量均相同，这类等效平衡又互称为同一平衡。同一平衡是等效平衡的特例。(2)等效平衡的规律：同一反应在相同条件下，一次投料和分批次投料，最终建立的平衡是等效平衡。在定温定容条件下，对于反应前后气体分子数可变的可逆反应，只改变起始时加入物质的物质的量，如通过反应的计量数换算成同一半边物质的物质的量与原平衡的相同，则两平衡等效。在定温定容条件下，对于反应前后气体分子数不变的反应，只改变起始时加入物质的物质的量，如通过反应的计量数换算成同一半边物质的物质的量之比与原平衡的相同，则两平衡等效。在定温定压条件下，改变起始时加入物质的物质的量，如通过反应的计量数换算成同一半边物质的物质的量之比与原平衡的相同，则两平衡等效。第三章第三章 水溶液中的离子平衡水溶液中的离子平衡一、电解质的有关定义一、电解质的有关定义 V V Vt t t0 0 0V V V(正正正正)V V V(逆逆逆逆)升高温升高温升高温升高温度度度度度度度度 降低温降低温降低温降低温度度度度V V Vt t t0 0 0V V V(正正正正)V V V(逆逆逆逆)V V V(逆逆逆逆)V V V(正正正正)物质单质化合物电解质非电解质：大多数非金属氧化物和有机物。如 SO3、CO2、C6H12O6、CCl4、CH2=CH2强电解质：强酸、强碱、绝大多数金属氧化物和盐。如 HCl、NaOH、NaCl、BaSO4弱电解质：弱酸、弱碱和水。如 HClO、NH3H2O、Cu(OH)2、H2O混和物纯净物81、电解质与非电解质本质区别：、电解质与非电解质本质区别：在一定条件下（溶于水或熔化）能否电离（以能否导电来证明是否电离）电解质电解质离子化合物或共价化合物 非电解质非电解质共价化合物离子化合物与共价化合物鉴别方法：熔融状态下能否导电2、强电解质与弱电质的本质区别：、强电解质与弱电质的本质区别：在水溶液中是否完全电离（或是否存在电离平衡）注意：注意：电解质、非电解质都是化合物。是否自身电离出阴阳离子。SO2、NH3、CO2等属于非电解质 电解质的强弱与其溶解性无关。（如 BaSO4不溶于水，但溶于水的 BaSO4全部电离，故 BaSO4为强电解质）4、强酸（、强酸（HA）与弱酸（）与弱酸（HB）的区别：）的区别：(1)溶液的物质的量浓度相同时，pH(HA)pH(HB)(2)pH 值相同时，溶液的浓度 CHACHB(3)pH 相同时，加水稀释同等倍数后，pHHApHHB二、水的电离和溶液的酸碱性二、水的电离和溶液的酸碱性1、水离平衡：、水离平衡：H2OH+OH-水的离子积：KW=HOH-25时,H=OH-=10-7 mol/L；KW=HOH-=10-14注意注意：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：、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：、影响水电离平衡的外界因素：(1)酸、碱：抑制水的电离（pH 之和为 14 的酸和碱的水溶液中水的电离被同等的抑制）(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（pH 之和为 14 两种水解盐溶液中水的电离被同等的促进）4、溶液的酸碱性和、溶液的酸碱性和 pH：（1）pH=-lgH 注意：酸性溶液不一定是酸溶液（可能是 溶液）；pH7 溶液不一定是酸性溶液（只有温度为常温才对）；碱性溶液不一定是碱溶液（可能是 溶液）。（2）pH 的测定方法：酸碱指示剂甲基橙、石蕊、酚酞pH 试纸 最简单的方法。操作：将一小块 pH 试纸放在洁净的玻璃片上，用玻璃棒沾取未知液点试纸中部，然后与标准比色卡比较读数即可。注意：事先不能用水湿润 PH 试纸；只能读取整数值或范围。（3）常用酸碱指示剂及其变色范围：指示剂变色范围的 PH石蕊5 红色58 紫色8 蓝色甲基橙3.1 红色3.14.4 橙色4.4 黄色酚酞8 无色810 浅红10 红色三三、混合液的、混合液的 pH 值计算方法公式值计算方法公式1、强酸与强酸的混合：（先求H混：将两种酸中的 H离子数相加除以总体积，再求其它）H混=（H1V1+H+2V2）/（V1+V2）2、强碱与强碱的混合：（先求OH-混：将两种酸中的 OH-离子数相加除以总体积，再求其它）OH-混9（OH-1V1+OH-2V2）/（V1+V2）(注意:不能直接计算H+混)3、强酸与强碱的混合：（先据 H+OH-=H2O 计算余下的 H+或 OH-，H有余，则用余下的H数除以溶液总体积求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）注意注意：在加法运算中，相差 100 倍以上（含 100 倍）的，小的可以忽略不计！4、稀释过程溶液、稀释过程溶液 pH 值的变化规律：值的变化规律：(1)强酸溶液：稀释 10n倍时，pH稀=pH原+n（但始终不能大于或等于 7）(2)弱酸溶液：稀释 10n倍时，pH稀pH原+n （但始终不能大于或等于 7）(3)强碱溶液：稀释 10n倍时，pH稀=pH原n（但始终不能小于或等于 7）(4)弱碱溶液：稀释 10n倍时，pH稀pH原n（但始终不能小于或等于 7）(5)不论任何溶液，稀释时 pH 均是向 7 靠近（即向中性靠近）；任何溶液无限稀释后 pH 均为 7(6)稀释时，弱酸、弱碱和水解的盐溶液的 pH 变化得慢，强酸、强碱变化得快。四、四、“酸、碱恰好完全反应酸、碱恰好完全反应”与与“自由自由 H与与 OH-恰好中和恰好中和”酸碱性判断方法酸碱性判断方法1、酸、碱恰好反应：恰好生成盐和水，看盐的水解判断溶液酸碱性。（无水解，呈中性）2、自由 H与 OH-恰好中和（现金相等），即“14 规则：pH 之和为 14 的两溶液等体积混合，谁弱显谁性，无弱显中性。”五、酸碱中和滴定五、酸碱中和滴定1、原理2、仪器：酸、碱式滴定管 滴定管夹 铁架台 锥形瓶试剂：标准液、待测液、指示剂指示剂的选择：变色明显、滴定终点 PH 要在变色区间内。3、滴定操作（1）、前期准备 查漏、水洗、润洗、装液、赶气泡、调液面、记录。（2）、滴定过程 左手控制阀门、右手震荡锥形瓶、眼睛注视锥形瓶内溶液颜色变化。（3）、数据处理 平行实验 2-3 次，记录数据，取消耗标准液体积的平均值，计算待测液的浓度。4、误差分析（1）、洗涤误差（2）、滴定误差（3）、读数误差五、盐类的水解（只有可溶于水的盐才水解）五、盐类的水解（只有可溶于水的盐才水解）1、盐类水解规律：有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解；谁强显谁性，都弱都水解，无弱不水解。多元弱酸根，浓度相同时正酸根比酸式酸水解程度大，碱性更强。(如:Na2CO3 NaHCO3)弱酸酸性强弱比较：A、同主族元素最高价含氧酸的酸性递减，无氧酸的酸性递增（利用特殊值进行记忆。如酸性：HFH3PO4）B、饱和一元脂肪酸的碳原子数越小，酸性越强（如 HCOOHCH3COOH）C、一些常见的酸的酸性：HClO、HAlO2、苯酚为极弱酸；醋酸碳酸；磷酸和 H2SO3为中强酸；HClO4为最强含氧酸等。2、盐类水解的特点：、盐类水解的特点：（1）可逆（2）程度小（3）吸热3、影响盐类水解的外界因素：、影响盐类水解的外界因素：温度：温度越高水解程度越大（水解吸热）浓度：浓度越小，水解程度越大（越稀越水解）酸碱：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；OH-促进阳离子水解而抑制阴离子水解）4、酸式盐溶液的酸碱性：、酸式盐溶液的酸碱性：只电离不水解：如 HSO4-10电离程度水解程度，显酸性（如:HSO3-、H2PO4-、HC2O4-）水解程度电离程度，显碱性（如：HCO3-、HS-、HPO42-）。5、双水解反应：、双水解反应：(1)构成盐的阴阳离子均能发生水解的反应为双水解反应（即弱酸弱碱盐）。双水解反应相互促进，水解程度较大，有的甚至水解完全。其促进过程以 NH4Ac 为例解释如下：NH4Ac=NH4+Ac-NH4+H2ONH3H2O+H Ac+H2OHAc+OH-两个水解反应生成的 H+和 OH反应生成水而使两个水解反应的生成物浓度均减少，平衡均右移。醋酸铵、碳酸铵、碳酸氢铵双水解程度较小，阴阳离子可以大量共存。(2)常见的双水解反应完全的为：Fe3、Al3与 AlO2-、CO32-(HCO3-)、S2-(HS-)、SO32-(HSO3-)；其特点是相互水解成沉淀或气体。双水解完全的方程式写“=”并标“”，其离子方程式配平依据是两边电荷平衡，如：2Al3+3S2-+6H2O=2Al(OH)3+3H2S以上阴阳离子双水解彻底，同意溶液中不能大量共存。6、盐类水解的应用：、盐类水解的应用：混施化肥（N、P、K 三元素不能变成和）泡沫灭火剂（用硫酸铝和小苏打为原料，双水解）FeCl3溶液止血剂（血浆为胶体，电解质溶液使胶体凝聚）明矾净水（Al3水解成氢氧化铝胶体，胶体具有很大的表面积，吸附水中悬浮物而聚沉）NH4Cl 焊接金属（氯化铵呈酸性，能溶解铁锈）判断溶液酸碱性（强者显性）比较盐溶液离子浓度的大小 判断离子共存（双水解的离子产生沉淀和气体的不能大量共存）配制盐溶液（加对应的酸防止水解）六、电离、水解方程式的书写原则六、电离、水解方程式的书写原则1、多元弱酸（多元弱酸盐）的电离（水解）的书写原则：分步书写 例：H2S 的电离 H2S H+HS-；HS-H+S2-例：Na2S 的水解：H2O+S2-HS-+OH-H2O+HS-H2S+OH-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。2、多元弱碱（多元弱碱盐）的电离（水解）书写原则：一步书写 例：Al3+3H2O Al(OH)3+3H七、溶液中微粒浓度的大小比较七、溶液中微粒浓度的大小比较1、基本原则：抓住溶液中微粒浓度必须满足的两种守恒关系：电荷守恒电荷守恒（电荷数前移）: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物料守恒物料守恒(原子个数前移):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)之和质子守恒质子守恒(得失 H个数前移):：得质子后形成的微粒浓度得质子数=失质子后形成的微粒浓度失质子数2、同浓度的弱酸和其弱酸盐、同浓度的弱酸和其弱酸盐、同浓度的弱碱和其弱碱盐的电离和水解强弱规律：、同浓度的弱碱和其弱碱盐的电离和水解强弱规律：中常化学常见的有三对等浓度的 CH3COOH 与 CH3COONa 的混合溶液：弱酸的电离其对应弱酸盐的水解，溶液呈酸性等浓度的 NH3H2O 与 NH4Cl 的混合液：弱碱的电离其对应弱碱盐的水解，溶液呈碱性等浓度的 HCN 与 NaCN 的混合溶液：弱酸的电离其对应弱酸盐的水解，溶液呈碱性掌握其处理方法（即抓主要矛盾）八、溶解平衡八、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。生成难溶电解质的反应为完全反应，用“=”。11（2）反应后离子浓度降至 110-5mol/L 以下的反应为完全反应，用“=”。如酸碱中和时H降至10-7mol/LCu2+H+Na+(离子得电子能力离子得电子能力,氧化性减弱氧化性减弱)阴离子（在阳极）：金属单质阴离子（在阳极）：金属单质(Pt、Au 除外除外)Cl-OH-含氧酸根含氧酸根(失电子能力失电子能力,还原性减弱还原性减弱).电解方程式的书写规则电解方程式的书写规则(1)按得失电子数相等来配平电极方程式(2)若 H+或 OH-放电,电极方程式写离子形式,电解方程式写 H2O(3)=上标明通电二字13分析电解反应的一般思路：分析电解反应的一般思路：明确溶液中存在哪些离子明确溶液中存在哪些离子根据根据阳极氧化阳极氧化，阴极还原阴极还原分析得出产物分析得出产物阴阳两极附近有哪些离子阴阳两极附近有哪些离子完成下列溶液的电极反应完成下列溶液的电极反应(以石墨为电极电解以石墨为电极电解)硫酸溶液：CuBr2 溶液：KOH 溶液：CuSO4 溶液：用惰性电极电解电解质溶液的规律用惰性电极电解电解质溶液的规律电解水型电解水型：含氧酸、强碱、活泼金属的含氧酸盐（如 NaOH、H2SO4、K2SO4）的电解电解电解质型电解电解质型：无氧酸、不活泼的无氧酸盐（如 HCl、CuCl2）溶液的电解电解质和水同时被电解型电解质和水同时被电解型A、放氢生碱型：活泼金属的无氧酸盐（如 NaCl、MgBr2)溶液的电解B、放氧生酸型：不活泼金属的含氧酸盐（如 CuSO4、AgNO3）溶液的电解相互关系：往往同时发生，电化腐蚀要比化相互关系：往往同时发生，电化腐蚀要比化四、金属的腐蚀与防护四、金属的腐蚀与防护1、金属防护的几种重要方法、金属防护的几种重要方法改变金属内部的组织结构，制成合金。在金属表面覆盖保护层。如油漆、油脂等，电镀 Zn,Cr 等易氧化形成致密的氧化物薄膜作保护层。原理：隔绝金属与外界空气、电解质溶液的接触。电化学保护法，即将金属作为原电池的正极或电解池的阴极而受到保护。2、牺牲阳极的阴极保护法：、牺牲阳极的阴极保护法：原理：形成原电池反应时，让被保护金属做正极，不反应，起到保护作用；而活泼金属反应受到腐蚀。3、外加电源的阴极保护法：、外加电源的阴极保护法：将被保护金属与另一附加电极作为电解池的两个极，使被保护的金属作为阴极，在外加直流电的作用下使阴极得到保护。此法主要用于防止土壤、海水及水中金属设备的腐蚀。