化学选修4 第三章 复习知识点总结练习(修订)

化学选修4 第三章 复习知识点总结练习(修订)

第三章知识点复习

一、弱电解质的电离

1、定义：电解质：非电解质强电解质弱电解质混和物

物质单质强电解质：。如HCl、NaOH、NaCl、BaSO4

纯净物电解质

弱电解质：。如HClO、NH3H2O、Cu(OH)2、H2O

化合物

2、电解质与非电解质本质区别：

非电解质：大多数。如SO3、CO2、C6H12O6、CCl4、CH2=CH2

在一定条件下（）能否（以能否来证明）电解质化合物或化合物非电解质化合物离子化合物与共价化合物鉴别方法：3、强电解质与弱电质的本质区别：

在水溶液中（或是否存在平衡）

注意：①电解质、非电解质都是②SO2、NH3、CO2等属于③强电解质易溶于水的化合物（如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部电离，故BaSO4为强电解质）4、强弱电解质通过实验进行判定的方法(以HAc为例)：

（1）溶液导电性对比实验；（2）测0.01mol/LHAc溶液的pH2；

（3）测得NaAc溶液的pH7；（4）测pH=a的HAc稀释100倍后所得溶液pHa+2（5）将物质的量浓度相同的HAc溶液和NaOH溶液等体积混合后溶液呈性

（6）中和10mLpH=1的HAc溶液消耗pH=13的NaOH溶液的体积10mL;（7）将pH=1的HAc溶液与pH=13的NaOH溶液等体积混合后溶液呈性

（8）比较物质的量浓度相同的HAc溶液与盐酸分别与同样的锌粒反应产生气体的速率

最佳的方法是和；最难以实现的是，说明理由。（提示：实验室能否配制0.1mol/L的HAc？能否配制pH=1的HAc？为什么？）5、强酸（HA）与弱酸（HB）的区别：

(1)溶液的物质的量浓度相同时，pH（）＜pH（）(2)pH值相同时，溶液的浓度C（）＜C（）

(3)pH相同时，加水稀释同等倍数后，pH（）＞pH（）二、水的电离和溶液的酸碱性

1、水离平衡：H2OH++OH-水的离子积：KW=

25℃时,[H+]=[OH-]=mol/L;KW=注意：KW只与有关，一定，则KW值一定

KW不仅适用于，而且适用于（酸、碱、盐）

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2、水电离特点：（1）（2）（3）3、影响水电离平衡的外界因素：

①酸、碱：水的电离（pH之和为14的酸和碱的水溶液中水的电离被的抑制）②温度：水的电离（水的电离是的）

③易水解的盐：水的电离（pH之和为14两种水解盐溶液中水的电离被的促进）4、溶液的酸碱性和pH：

（1）pH=

注意：①酸性溶液不一定是酸溶液（可能是溶液）；②pH＜7溶液不一定是酸性溶液（只有温度为才对）；

③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

pH试纸最简单的方法。操作：将一小块pH试纸放在上，用沾取未知液

点试纸中部，然后即可。

注意：①事先用水湿润PH试纸；②只能读取整数值或范围用湿润的pH试纸测某稀溶液的pH，所测结果（填“偏大”、“偏小”、“不变”或“不能确定”），理由是。（3）常用酸碱指示剂及其变色范围：

指示剂石蕊甲基橙酚酞三、PH的计算

两个公式：

三种情况：1、呈酸性2、呈碱性3、呈中性四、稀释过程溶液pH值的变化规律：

1、强酸溶液：稀释10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。6、稀释时，弱酸、弱碱和水解的盐溶液的pH变化得，强酸、强碱变化得。五、“酸、碱恰好完全反应”与“自由H+与OH-恰好中和”酸碱性判断方法1、酸、碱恰好反应

恰好生成盐和水，看判断溶液酸碱性。（，呈中性）

2、自由H+与OH-恰好中和，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

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n

变色范围的PH＜5＜3.1＜85～83.1～4.48～10＞8＞4.4＞10中和滴定不用石蕊作指示剂的原因是。

性。”：生成盐和水，弱者大量剩余，弱者电离显性。（无弱者，呈中性）六、盐类的水解（只有可溶于水的盐才水解）1、盐类水解规律：

①有弱才水解，。

②多元弱酸根，浓度相同时正酸根比酸式酸水解程度，碱性更。(如:Na2CO3NaHCO3)③弱酸酸性强弱比较：

A、同主族元素最高价含氧酸的酸性，无氧酸的酸性（利用特殊值进行记忆。如酸性：HFH3PO4）B、一些常见的酸的酸性：HClO、HCN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：（1）（2）（3）3、影响盐类水解的外界因素：

①温度：温度越高水解程度（水解吸热）

②浓度：浓度越小，水解程度（越稀越水解）

③酸碱：促进或抑制盐的水解（促进阴离子水解而抑制阳离子水解；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：

①只电离不水解：如

②电离程度＞水解程度，显酸性（如:）

③水解程度＞电离程度，显碱性（如：）5、双水解反应：

（1）反应为双水解反应（即弱酸弱碱盐）。双水解反应相互，水解程度，有的甚至。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，平衡均。（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或。双水解完全的方程式写并，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↑七、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：书写例：H2S的电离H2SH++HS-；HS-H++S2-

例：Na2S的水解：H2O+SHS+OHH2O+HSH2S+OH

注意：不管是水解还是电离，都决定于，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：书写例：Al+3H2OAl(OH)3+3H八、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三种守恒关系：

①电荷守恒（电荷数相等）:任何溶液均显，各阳离子浓度与的乘积之和＝各阴离

子浓度与的乘积之和

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3++

2--

-

--

②物料守恒(原子个数相等):

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③质子守恒(得失H+个数相等):：

∑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、同浓度的弱碱和其弱碱盐的电离和水解强弱规律：①中常化学常见的有三对

等浓度的HAc与NaAc的混合溶液：弱酸的电离其对应弱酸盐的水解，溶液呈性等浓度的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，溶液呈性②掌握其处理方法（即抓主要矛盾）

例：0.1mol/LCH3COOH和0.1mol/LCH3COONa溶液等体积混合后溶液呈酸性，则∵溶液呈酸性，∴CH3COOH的电离＞CH3COONa的水解，∴[HAc]0.1mol/L.

（因为NaAc的水解呈碱性被HAc的电离呈酸性所掩盖，故可当作“只HAc电离，而NaAc不水解”考虑，即只考虑酸的电离。）

九、酸碱中和滴定：

滴定到终点的特点：溶液呈中性十、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“=”。（2）反应后离子浓度降至以下的反应为完全反应，用“=”。如酸碱中和时[H+]降至-7-5-510mol/L

扩展阅读：化学选修4知识点复习及训练题

化学选修4知识点复习及训练题

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(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

☆常见的吸热反应：①晶体Ba(OH)28H2O与NH4Cl②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。

②热化学方程式中必须标明反应物和生成物的聚集状态（g,l,s分别表示固态，液态，气态，水溶液中溶质用aq表示）

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

⑤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：25℃，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。※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

1．下列反应既属于氧化还原反应，又属于吸热反应的是

A．铝片和稀盐酸反应B．Ba(OH)28H2O与NH4Cl的反应C．灼热的碳与二氧化碳的反应D．甲烷在氧气中的燃烧2．下列说法不正确的是

A．任何化学反应都伴随有能量变化

B．化学反应中的能量变化都表现为热量的变化

C．反应物的总能量高于生成物的总能量时，发生放热反应

D．反应物的总能量低于生成物的总能量时，发生吸热反应3．已知：298K时，2SO2(g)+O2(g)2SO3(g)；△H=Q1KJ/mol，在相同温度下，向密闭容器中通入2molSO2和1molO2，达到平衡时放出热量Q2KJ，则下列关系式正确的是A．Q1＞Q2B．Q1＜Q2C．Q1＝Q2D．无法比较4．C(s)+H2O(g)==CO(g)+H2(g)；△H=+131.3KJ/mol。它表示

A．碳与水反应吸收131.3KJ的热量

B．1mol固态焦炭与1mol水蒸气反应产生一氧化碳和氢气，吸收131.3KJ的热量C．1mol碳和1mol水反应吸收131.3KJ的热量

D．固态碳和气态水各1mol反应，放出131.3KJ的热量

5．炽热的炉膛内有反应：C(s)+O2(g)==CO2(g)；△H=－392KJ/mol，往炉膛内通入水蒸气时，有如下反应：C(s)+H2O(g)==H2(g)+CO(g)；△H=+131KJ/mol，CO(g)+1/2O2(g)==CO2(g)；△H=－282KJ/mol，H2(g)+1/2O2(g)==H2O(g)；△H=－241KJ/mol，由以上反应推断往炽热的的炉膛内通入水蒸气时

A．不能节省燃料，但能使炉火瞬间更旺B．虽不能使炉火瞬间更旺，但可以节省燃料C．既能使炉火瞬间更旺，又可以节省燃料D．既不能使炉火瞬间更旺，又不能节省燃料6．氢气（H2）、一氧化碳（CO）、辛烷（C8H18）、甲烷（CH4）的热化学方程式分别为：

H2(g)+1/2O2(g)==H2O(l)；△H=－285.8KJ/mol

CO(g)+1/2O2(g)==CO2(g)；△H=－283KJ/molC8H18(l)+25/2O2(g)==8CO2(g)+9H2O(l)；△H=－5518KJ/molCH4(g)+2O2(g)==CO2(g)+2H2O(l)；△H=－890.3KJ/mol相同质量的H2、CO、C8H18、CH4完全燃烧时，放出热量最少的是

A．H2(g)B．CO(g)C．C8H18(l)D．CH4(g)

7．已知充分燃烧ag乙炔气体时生成1mol二氧化碳气体和液态水，并放出热量bkJ，则乙炔燃烧的热化学方程式正确的是

A．2C2H2(g)+5O2(g)==4CO2(g)+2H2O(l)；△H=－4bKJ/molB．C2H2(g)+5/2O2(g)==2CO2(g)+H2O(l)；△H=2bKJ/molC．2C2H2(g)+5O2(g)==4CO2(g)+2H2O(l)；△H=－2bKJ/molD．2C2H2(g)+5O2(g)==4CO2(g)+2H2O(l)；△H=bKJ/mol

8．已知：CH4(g)+2O2(g)==CO2(g)+2H2O(l)；△H=Q1KJ/mol

2H2(g)+O2(g)==2H2O(g)；△H=Q2KJ/mol

2H2(g)+O2(g)==2H2O(l)；△H=Q3KJ/mol

常温下取体积比为4：1的甲烷和氢气的混合气体0.5mol，经完全燃烧后恢复到原温，放出的热量为

A．（0.4Q1+0.05Q3）B．（0.4Q1+0.05Q2）C．（0.4Q1+0.1Q3）D．（0.4Q1+0.2Q2）9．卫星发射时可用肼（N2H4）为燃料，1mol气态肼在适量氧气中燃烧，生成氮气和水蒸气，放出534KJ的热量。下列说法中，正确的是

A．1molN2H4(g)的能量比1molN2(g)的能量高534KJ

B．1molN2H4(g)的能量比1molN2(g)的能量低534KJ

C．1molN2H4(g)与1molO2(g)的总能量和比1molN2(g)和2molH2O(g)的总能量和高534KJD．1molN2H4(g)与1molO2(g)的总能量和比1molN2(g)和2molH2O(g)的总能量和低534KJ

10．已知在25℃，101kPa下，lgC8H18（辛烷）燃烧生成二氧化碳和液态水时放出48.40kJ热量。表示上述反应的热化学方程式正确的是

－1

A．C8H18（1）＋22.5O2（g）＝8CO2（g）＋9H2O（g）△H＝－48.40kJmolB．C8H18（1）＋22.5O2（g）＝8CO2（g）＋9H2O（1）△H＝－5518kJmol－1C．C8H18（1）＋22.5O2（g）＝8CO2（g）＋9H2O（1）△H＝＋5518kJmolD．C8H18（1）＋22.5O2（g）＝8CO2（g）＋9H2O（1）△H＝－48.40kJmol－111．已知

（1）H2（g）+1/2O2（g）===H2O（g）△H1=akJmol-1（2）2H2（g）+O2（g）===2H2O（g）△H2=bkJmol

-1-1

－1

（3）H2（g）+1/2O2（g）===H2O（l）△H3=ckJmol（4）2H2（g）+O2（g）===2H2O（l）△H4=dkJmol-1

下列关系式中正确的是

A．a0C.2a=b0

12．已知有热化学方程式：SO2(g)+1/2O2(g)SO3(g)△H=-98.32kJ／mol现有4molSO2参加反应，当放出314.3kJ热量时，SO2的转化率最接近于()A．40％B．50％C．80％D．90％

13．盖斯定律在生产和科学研究中有很重要的意义。有些反应的反应热虽然无法直接测得，但可通过间接的方法测定。现根据下列的5个反应(由氨气、HCl和水制备NH4C1水溶液)。请

判断反应④的反应热_________。

①NH3(g)+HCl(g)=NH4Cl(s)△H=-176kJ/mol

②NH3(g)+H2O(l)=NH3(aq)△H=-35.1kJ／mol③HCl(g)+H2O(l)=HCl(aq)△H=-72.3kJ／mol④NH4C1(s)+H2O(1)=NH4C1(aq)

⑤NH3(aq)+HCl(aq)=NH4C1(aq)△H=-52.3kJ／mol

14．在火箭推进器中装有强还原剂肼(N2H4)和强氧化剂过氧化氢，当它们混合时，即产生大量氧气和水蒸气，并放出大量热。已知0.4mol液态肼与足量过氧化氢反应，生成氮气和水蒸气，放出256.65kJ的热量。

(1)写出肼和过氧化氢的结构式：肼___________________，过氧化氢______________。(2)写出热化学方程式_________________________________________________。

(3)已知H2O(1)==H2O(g)△H＝+44kJ／mol，则16g液态肼与足量液态过氧化氢反应生成氮气和液态水时，放出的热量是_____________________kJ。

(4)上述反应用于火箭推进剂，除释放大量热和快速产生大量气体外，还有一个很突出的优点是_______________________________________________。15．CO、CH4均为常见的可燃性气体。（1）等体积的CO和CH4在相同条件下分别完全燃烧，转移的电子数之比是。（2）已知在101kPa时，CO的燃烧热为283kJ/mol。相同条件下，若2molCH4完全燃烧生成液态水，所放出的热量为1molCO完全燃烧放出热量的6.30倍，CH4完全燃烧反应的热化学方程式是：。

（3）120℃、101kPa下，amL由CO、CH4组成的混合气体在bmLO2中完全燃烧后，恢复到原温

度和压强。①若混合气体与O2恰好完全反应，产生bmLCO2，则混合气体中CH4的体积分数为（保留2位小数）。②若燃烧后气体体积缩小了a/4mL，则a与b关系的数学表示式是。16．201*年我国成功回收“神舟七号”载人飞船，这标志着“我国的载人航天事业又迈出了新的重要一步”：

⑴飞船返回时，由于与大气层的剧烈摩擦，产生高温。为了防止飞船温度过高，在飞船表面涂上一种特殊的涂料，该涂料的性质最可能的是A．在高温下不融化B．在高温下可分解气化

C．在常温下就分解气化D．该涂料不可能发生分解

（2）火箭升空需要高能的燃料，肼（N2H4）是发射航天飞船常用的高能燃料。一般将液态N2O4作为火箭的推进剂。已知1mol液态肼与足量液态N2O4完全反应放出QkJ的热量，产物是对环境无害的氮气和水蒸气。写出该反应的热化学方程式。该反应中被氧化的原子与被还原的原子物质的量之比是。但实际发射过程中会看到有大量红色的烟雾，除了该反应可能产生少量NO外，产生此现象的原因可能是。

（3）实际上，最理想的燃料是燃烧热大、体积小、本身毒性小、安全的固态氢，目前人们还不能制得固态氢，因为。

（4）飞船返回时，对宇航员要进行严格的体检。人体血液的pH变化范围较小，pH只能在7.0～7.8的范围内变化，否则将会有生命危险。实验证明，在50mL的血液中加入1滴（0.05mL）10mol/L的盐酸时，pH由7.4降至7.2，如果向50mL、pH为7.4的NaOH溶液中加入1滴（0.05mL）10mol/L盐酸时，pH大约将变为。显然，人体血液具有的作用。17．（1）在酸碱反应中，当反应接近反应终点（pH≈7）时，很少量的酸碱就会引起溶液。在酸碱中和滴定中使用的滴定管分为，使用该仪器的步骤为：①②润洗仪器③加入反应液④调节起始读数⑤放出反应液（2）在25℃、101kPa时，1mol时所放出的热量，叫做燃烧热。我国目前使用的主要是化石燃料，它们蕴藏量有限，而且不能再生，最终将会枯竭，解决的办法是能源和能源。

（3）人们提出了在自然界还存在着另一种能够推动体系变化的因素，即在密闭条件下，体系有的倾向，因为与有序体系相比，“更加稳定”，可以采取更多的。科学家把这种因素称作熵。

18．钛（Ti）被称为继铁、铝之后的第三金属，钛白（TiO2）是目前最好的白色颜料。制备TiO2和Ti的原料是钛铁矿，我国的钛铁矿矿储量居世界首位。含有Fe2O3的钛铁矿（主要成分为FeTiO3）制取TiO2的流程如下：

⑴Ti的原子序数为22，Ti位于元素周期表中第_______周期，第______族。

⑵步骤①加铁的目的是____________________________________________________；步骤②冷却的目的是____________________________________________________。

⑶上述制备TiO2的过程中，可以利用的副产物是___________；考虑成本和废物综合利用因素，废液中应加入_________________处理。

⑷由金红石(TiO2)制取单质Ti，涉及到的步骤为：

已知：①C(s)+O2(g)==CO2(g)；△H=－393.5KJ/mol②2CO(g)+O2(g)==2CO2(g)；△H=－566KJ/mol③TiO2(s)+2Cl2(g)==TiCl4(s)+O2(g)；△H=+141KJ/mol则TiO2(s)+2Cl2(g)+2C(s)==TiCl4(s)+2CO(g)的△H=_________________。反应TiCl4+2Mg==2MgCl2+Ti在Ar气氛中进行的理由是__________________________。

19．目前大部分城市居民所使用的燃料主要是管道煤气，使用天然气作为居用燃料对环境更为有利。管道煤气的主要成分是CO、H2和少量烃类，天然气的主要成分是CH4。它们的燃烧反应如下：

根据以上化学方程式判断：燃烧相同体积的管道煤气和天然气，消耗空气体积较大的是_________。因此燃烧管道煤气的灶具如需改烧天然气，灶具的改进方法是_________进风口（填增大或减小），如不作改进可能产生的不良结果是_________________。管道煤气中含有的烃类，除甲烷外，还有少量乙烷、丁烷等，它们的某些性质见下表：

试根据以上某个关键数据解释冬天严寒的季节有时管道煤气火焰很小，并且呈断续状态的原因是_______________________。

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物质的量浓度的变化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=Δc/Δt（υ：平均速率，Δc：浓度变化，Δt：时间）单位：mol/（Ls）注意：用不同物质表示某反应的速率数值不一定相同，但他们表示该反应的快慢程度是一样的。不同物质表示的速率数值比与物质的计量数成正比。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）：反应所处的外界条件（主要有。）［练习］1.反应4NH3+5O24NO+6H2O在2升的密闭容器中进行，0.5分钟后，NO物质的量增加了0.12mol，则此反应的平均速率为〔molL-1s-1〕（BD）

A.v(O2)=0.01B.v(H2O)=0.003C.v(NO)=0.008D.v(NH3)=0.0022.某温度时，在2L的容器中，X、Y、Z三种物质的量随时间的变化曲线如图所示，由图中数据分析，该反应的化学方程式和反应开始至2分钟时，Z的平均速率分别是（D）A.3X+Y2Z0.05molL-1min-1B.2X+Y2Z0.1molL-1min-1C.X+2YZ0.1molL-1min-1D.X+3Y2Z0.05molL-1min-1

2.有效碰撞理论理解影响反应速率的外界条件

1．有效碰撞：能够发生化学反应的碰撞称为有效碰撞。2．活化分子：能够发生有效碰撞的分子称为活化分子。

3．催化剂：在化学反应中能够改变化学反应速率，但本身的性质和质量都不会发生变化的物质。

※注意：（1）、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。（2）、惰性气体对于速率的影响

①恒温恒容时：充入惰性气体→总压增大，但是各分压不变，各物质浓度不变→反应速率不变②恒温恒体时：充入惰性气体→体积增大→各反应物浓度减小→反应速率减慢

［练习］1.反应2AB+3C，在20℃进行时，vA=5molL-1s-1，已知温度每升高10℃，此反应速率增大到原来的2倍，则其他条件不变时，温度升高至50℃，此反应的速率vC是（C）A.20molL-1s-1B.40molL-1s-1C.60molL-1s-1D.15molL-1s-12.在恒温、恒容的密闭容器中进行反应A(g)B(g)+C(g)。若反应物的浓度由3molL-1降到1.8molL-1需30s，那么反应物浓度由0.8molL-1降至0.2molL-1所需反应时间为（B）A.15sB.大于15sC.小于15sD.无法判断

二、化学平衡

（一）1.定义：

化学平衡状态：一定条件下，当一个可逆反应进行到正逆反应速率相等时，更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

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

例举反应混合物体系中各成分的含量

mA(g)+nB(g)pC(g)+qD(g)①各物质的物质的量或各物质的物质的量的分数一定②各物质的质量或各物质质量分数一定6

平衡平衡

③各气体的体积或体积分数一定④总体积、总压力、总物质的量一定平衡不一定平衡①在单位时间内消耗了mmolA同时生成mmolA，即V(正)=V(逆)平衡正、逆反应速率的关系②在单位时间内消耗了nmolB同时消耗了pmolC，则V(正)=V(逆)③V(A):V(B):V(C):V(D)=m:n:p:q，V(正)不一定等于V(逆)④在单位时间内生成nmolB，同时消耗了qmolD，因均指V(逆)①m+n≠p+q时，总压力一定（其他条件一定）②m+n=p+q时，总压力一定（其他条件一定）①Mr一定时，只有当m+n≠p+q时②Mr一定时，但m+n=p+q时任何反应都伴随着能量变化，当体系温度一定时（其他不变）密度一定如体系颜色不再变化等平衡不一定平衡不一定平衡平衡不一定平衡平衡不一定平衡压强混合气体平均相对分子质量Mr温度体系的密度其他平衡不一定平衡平衡

［练习］1.在一定温度下，反应A2(g)+B2(g)2AB(g)达到平衡的标志是（C）A.单位时间内生成nmol的A2同时生成nmolAB。B.容器内的总压强不随时间变化C.单位时间内生成2nmol的AB，同时生成nmol的B2。D.单位时间内生成nmolA2同时生成nmolB2。

2.对于一定条件下的可逆反应：A(g)+3B(g)2C(g)达到平衡的标志是（AB）A.A、B、C的浓度不再变化。B.容器内总压强不再改变

C.单位时间内生成nmolA，同时生成3nmolBD.A、B、C的分子数之比为1∶3∶23.在2NO2(g)N2O4(g)的可逆反应中，下列不属于平衡状态的是（A）A.反应物的转化率等于生成物的产率。B.NO2在混合气体中体积分数保持不变。

C.平衡体系的颜色不再改变。D.单位时间内有1molN2O4变为NO2的同时，有2molNO2变为N2O4。

（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

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

2、温度对化学平衡移动的影响

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

其他条件不变时，增大压强，会使平衡向着气体体积缩小方向移动；减小压强，会使平衡向着气体体积增大方向移动。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

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。

［练习］1.下列事实不能用勒沙特列原理解释的是（AC）

A.由H2、I2蒸气、HI组成的平衡体系加压后颜色变深B.黄绿色的氯水光照后颜色变浅C.使用催化剂可加快SO2转化为SO3的速率D.在含有Fe(SCN)的红色溶液中加铁粉，振荡静置，溶液颜色变浅或褪去。

2.下列化学平衡在低温和高压下向正反应方向移动的是（）

A．N2+O22NO-QB．CO+H2O(气)CO2+H2+QC．2SO3（气）2SO2+O2-Q3.对反应：CO2（g）+C（s）

D．CaO(固)+CO2CaCO3（固）+Q

2CO（g）-171.5KJ采用下列（）方法可使平衡向右移动

2+

A．降低压力，降低温度B．降低压力，增加温度

C．增加压力，增加温度D．增加压力，降低温度错误！未指定书签。．4.完全相同的两个容器A、B（容积固定），已知A装有SO2和O2各1g，B中装有SO2和O2各2g，在相同温度下，反应达到平衡，设A中SO2转化率为a%，B中SO2转化率为b%，则A、B两个容器中SO2的转化率关系是（C）A.a%＞b%B.a%=b%C.a%＜b%D.无法判断

5.在一密闭容器中，反应aA(g)bB(g)达平衡后，保持温度不变，将容器体积增大一倍，达新平衡时，B的浓度是原来的60%，则（AC）

A.平衡向正反应方向移动了B.物质A的转化率减小了C.B的质量分数增加了D.a＞b

三、化学平衡常数

（一）定义：在一定温度下，当一个反应达到化学平衡时，生成物浓度幂之积与反应物浓度幂之积的比值是一个常数比值。符号：K

（二）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、反应物或生成物中有固体存在时，由于其浓度是固定不变的，可以看做是—1‖而不代入公式。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。

（三）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。（以下Q表示浓度积）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

［练习］1、可逆反应2SO2+O22SO3，已知起始浓度[SO2]=0.4mol/L,[O2]=1mol/L,某温度下达到平衡时，二氧化硫转化为80%，计算平衡时各物质的浓度和反应的平衡常数。

2.已知可逆反应CO+H2O(气)CO2+H2在1073K达到平衡时,[CO]=0.25mol/L、[H2O]=2.25mol/L、[CO2]=0.75mol/L、[H2]=0.75mol/L,计算(1)平衡常数Kc;(2)一氧化碳和水蒸气的起始浓度;(3)一氧化碳的平衡转化率。

-1

3.已知反应FeO(s)+CO(g)=Fe(s)+CO2(g)的Kc=0.5(1273K)。若起始浓度cCO=0.05molL,cCO2=0.01molL-1，问

⑴．反应物、生成物的平衡浓度各是多少？⑵．CO的转化率是多少？

⑶．增加FeO的量，对平衡有何影响？

＊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、分类

（1）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：必须要保证化学计量数之比与原来相同；同时必须保证平衡式左右两边同一边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。

（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：

（1）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：Jmol-1K-1(2)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。.（3）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：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

1、定义：电解质：在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物,叫电解质。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。物质混和物

单质

强电解质：强酸，强碱，大多数盐。如HCl、NaOH、NaCl、BaSO4

电解质纯净物弱电解质：弱酸，弱碱，极少数盐，水。如HClO、NH3H2O、Cu(OH)2、

化合物H2O

非电解质：非金属氧化物，大部分有机物。如SO3、CO2、C6H12O6、CCl4、CH2=CH22、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、溶解性无关。

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

A、温度：电离一般吸热，升温有利于电离。

B、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。C、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，会减弱电离。D、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。9、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）

10、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，Kb表示碱。）

表示方法：ABA+BKi=[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。

b、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。

C、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。如：H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO二、水的电离和溶液的酸碱性1、水电离平衡：:

+-+-

水的离子积：KW=c[H]c[OH]

25℃时,[H]=[OH]=10mol/L;KW=[H][OH]=1*10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：

10+

--7

+-+-

-14

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*104、溶液的酸碱性和pH：（1）pH=-lgc[H+]

（2）pH的测定方法：

酸碱指示剂甲基橙、石蕊、酚酞。

变色范围：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）

pH试纸操作玻璃棒蘸取未知液体在试纸上，然后与标准比色卡对比即可。注意：①事先不能用水湿润PH试纸；②广泛pH试纸只能读取整数值或范围

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：将两种酸中的OH-离子物质的量相加除以总体积，再求其它）[OH]混＝（[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-，①H+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）四、稀释过程溶液pH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10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均接近76、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。五、强酸（pH1）强碱（pH2）混和计算规律w.w.w.k.s.5.u.c.o.m1、若等体积混合

pH1+pH2=14则溶液显中性pH=7

pH1+pH2≥15则溶液显碱性pH=pH2-0.3pH1+pH2≤13则溶液显酸性pH=pH1+0.32、若混合后显中性

pH1+pH2=14V酸：V碱=1：1pH1+pH2≠14V酸：V碱=1：10六、酸碱中和滴定：1、中和滴定的原理

实质：H+OH=H2O即酸能提供的H和碱能提供的OH物质的量相等。2、中和滴定的操作过程：

（1）仪②滴定管的刻度，O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一位。（2）药品：标准液；待测液；指示剂。（3）准备过程：

+〔

-14

---

+---

n

14-（pH1+pH2）〕

+-

准备：检漏、洗涤、润洗、装液、赶气泡、调液面。（洗涤：用洗液洗→检漏：滴定管是否漏水→用水洗→用标准液洗（或待测液洗）→装溶液→排气泡→调液面→记数据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

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：c碱=

ncV

nV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酸偏高；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，则c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：在水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H或OH结合生成弱电解质的反应。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OH结合,破坏水的电离，是平衡向右移动，促进水的电离。

3、盐类水解规律：

①有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解；谁强显谁性，两弱都水解，同强显中性。②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＞NaHCO3)4、盐类水解的特点：（1）可逆（与中和反应互逆）（2）程度小（3）吸热5、影响盐类水解的外界因素：

①温度：温度越高水解程度越大（水解吸热，越热越水解）②浓度：浓度越小，水解程度越大（越稀越水解）

③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）6、酸式盐溶液的酸碱性：

①只电离不水解：如HSO4-显酸性

②电离程度＞水解程度，显酸性（如:HSO3-、H2PO4-）

③水解程度＞电离程度，显碱性（如：HCO3-、HS-、HPO42-）

7、双水解反应：

（1）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。

（2）常见的双水解反应完全的为：Fe、Al与AlO2、CO3(HCO3)、S(HS)、SO3(HSO3)；S与NH4+；CO32-(HCO3-)与NH4+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，如：2Al+3S+6H2O==2Al(OH)3↓+3H2S↑

123+

2-3+

3+

-2--2--2--2-+

-+-+

-

8、盐类水解的应用：水解的应用1、净水2、去油污明矾净水用热碱水冼油污物品①配制FeCl3溶液时常加入Fe+3H2OFe(OH)3+3H少量盐酸3、药品的保存②配制Na2CO3溶液时常加CO3+H2OHCO3+OH入少量NaOH由MgCl26H2O制无水MgCl24、制备无水盐在HCl气流中加热Mg(OH)2MgO+H2O用Al2(SO4)3与NaHCO3溶液5、泡沫灭火器混合6、比较盐溶液中离子浓度的大小比较NH4Cl溶液中离子浓度的大小NH4++H2ONH3H2O+H+c(Cl-)>c(NH4+)>c(H+)>c(OH)-Al+3HCO3=Al(OH)3↓+3CO2↑3+-2---3++实例3+原理Al+3H2OAl(OH)3(胶体)+3H--△CO32-+H2OHCO3+OH+若不然，则：△△MgCl26H2OMg(OH)2+2HCl+4H2O9、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为该条件下该弱碱根形成的弱碱的电离平衡常数）

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：

①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

②物料守恒:（即原子个数守恒或质量守恒）

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

13

（1）溶解度小于0.01g的电解质称难溶电解质。

（2）反应后离子浓度降至1*10-5以下的反应为完全反应。如酸碱中和时[H+]降至10-7mol/L

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_______

2、组成条件：①两个活泼性不同的电极②电解质溶液③电极用导线相连并插入电解液构成闭合回路

3、电子流向：外电路：负极导线正极

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：以锌铜原电池为例：

负极：氧化反应：Zn－2e＝Zn2＋（较活泼金属）正极：还原反应：2H＋＋2e＝H2↑（较不活泼金属）总反应式：Zn+2H+=Zn2++H2↑5、正、负极的判断：

（1）从电极材料：一般较活泼金属为负极；或金属为负极，非金属为正极。（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

（4）根据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（5）根据实验现象①__溶解的一极为负极__②增重或有气泡一极为正极

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

3、化学电池的分类：一次电池、二次电池、燃料电池一、一次电池

1、常见一次电池：碱性锌锰电池、锌银电池、锂电池等二、二次电池

1、二次电池：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，又叫充电电池或蓄电池。

2、电极反应：铅蓄电池

放电：负极（铅）：Pb＋SO2-4－2e＝PbSO4↓

正极（氧化铅）：PbO2＋4H＋SO2-4＋2e＝PbSO4↓＋2H2O充电：阴极：PbSO4＋2H2O－2e＝PbO2＋4H+＋SO2-4阳极：PbSO4＋2e＝Pb＋SO2-4

两式可以写成一个可逆反应：PbO2＋Pb＋2H2SO42PbSO4↓＋2H2O

充电

3、目前已开发出新型蓄电池：银锌电池、镉镍电池、氢镍电池、锂离子电池、聚合物锂离子电池三、燃料电池

15

放电

+

1、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

2、电极反应：一般燃料电池发生的电化学反应的最终产物与燃烧产物相同，可根据燃烧反应写出总的电池反应，但不注明反应的条件。，负极发生氧化反应，正极发生还原反应，不过要注意一般电解质溶液要参与电极反应。以氢氧燃料电池为例，铂为正、负极，介质分为酸性、碱性和中性。当电解质溶液呈酸性时：

++

负极：2H2－4e=4H正极：Ｏ2＋4e4H=2H2O当电解质溶液呈碱性时：

负极：2H2＋4OH－4e＝4H2O正极：Ｏ2＋2H2O＋4e＝4OH另一种燃料电池是用金属铂片插入KOH溶液作电极，又在两极上分别通甲烷燃料和氧气氧化剂。电极反应式为：

负极：CH4＋10OH－－8e＝＋7H2O；正极：4H2O＋2O2＋8e＝8OH。

电池总反应式为：CH4＋2O2＋2KOH＝K2CO3＋3H2O

3、燃料电池的优点：能量转换率高、废弃物少、运行噪音低四、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，发生氧化还原反应的过程4、电子流向：

（电源）负极（电解池）阴极（离子定向运动）电解质溶液（电解池）阳极（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CuCl2溶液的电极反应：阳极：2Cl-2e-=Cl2(氧化)阴极：Cu2++2e-=Cu(还原)

总反应式：CuCl2=Cu+Cl2↑

7、电解本质：电解质溶液的导电过程，就是电解质溶液的电解过程☆规律总结：电解反应离子方程式书写：放电顺序：

阳离子放电顺序

Ag+>Hg2+>Fe3+>Cu2+>H+（指酸电离的)>Pb2+>Sn2+>Fe2+>Zn2+>Al3+>Mg2+>Na+>Ca2+>K+阴离子的放电顺序

是惰性电极时：S>I>Br>Cl>OH>NO3>SO4(等含氧酸根离子)>F(SO3/MnO4>OH)是活性电极时：电极本身溶解放电

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。

16

2------2--2----

电解质水溶液点解产物的规律类型电极反应特点实例电解对象电解质电解质浓度pH减小电解质溶液复原CuCl2HCl分解电解质电解质电离出的阴阳HCl型放H2生成碱型离子分别在两极放电CuCl2阴极：水放H2生碱阳极：电解质阴离子放电放氧生酸型阴极：电解质阳离子放电阳极：水放O2生酸电解水型阴极：4H++4e-==2H2NaOH↑H2SO4阳极：4OH--4e-=O2↑+2H2ONa2SO4

上述四种类型电解质分类：

CuSO4NaCl增大HCl---电解质和水生成新电解增大质电解质和水生成新电解质水增大减小氧化铜增大减小水不变（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（4）放氧生酸型：不活泼金属的含氧酸盐二、电解原理的应用

1、电解饱和食盐水以制造烧碱、氯气和氢气（1）、电镀应用电解原理在某些金属表面镀上一薄层其他金属或合金的方法（2）、电极、电解质溶液的选择：

阳极：镀层金属，失去电子，成为离子进入溶液Mne==Mn+阴极：待镀金属（镀件）：溶液中的金属离子得到电子，成为金属原子，附着在金属表面M+ne==M

电解质溶液：含有镀层金属离子的溶液做电镀液

镀铜反应原理

阳极(纯铜)：Cu-2e-=Cu2+，阴极(镀件)：Cu2++2e-=Cu，电解液：可溶性铜盐溶液，如CuSO4溶液（3）、电镀应用之一：铜的精炼

阳极：粗铜；阴极：纯铜电解质溶液：硫酸铜3、电冶金

（1）、电冶金：使矿石中的金属阳离子获得电子，从它们的化合物中还原出来用于冶炼活泼金属，如钠、镁、钙、铝

（2）、电解氯化钠：

+

通电前，氯化钠高温下熔融：NaCl==Na+Cl通直流电后：阳极：2Na++2e==2Na

17n+

阴极：2Cl2e==Cl2↑

☆规律总结：原电池、电解池、电镀池的判断规律

（1）若无外接电源，又具备组成原电池的三个条件。①有活泼性不同的两个电极；②两极用导线互相连接成直接插入连通的电解质溶液里；③较活泼金属与电解质溶液能发生氧化还原反应（有时是与水电离产生的H+作用），只要同时具备这三个条件即为原电池。

（2）若有外接电源，两极插入电解质溶液中，则可能是电解池或电镀池；当阴极为金属，阳极亦为金属且与电解质溶液中的金属离子属同种元素时，则为电镀池。

（3）若多个单池相互串联，又有外接电源时，则与电源相连接的装置为电解池成电镀池。若无外接电源时，先选较活泼金属电极为原电池的负极（电子输出极），有关装置为原电池，其余为电镀池或电解池。

☆原电池，电解池，电镀池的比较

电镀池应用电解原理在某些金属表面镀上一侧层其他金属非自发反应有电源1镀层金属接电源正极，待性质类别原电池电解池定义将化学能转变成电将电能转变成化学能的（装置特点）反应特征装置特征形成条件能的装置自发反应装置非自发反应无电源，两级材料有电源，两级材料可同不同可不同活动性不同的两极电解质溶液形成闭合回路两电极连接直流电源两电极插入电解质溶液镀金属接负极；2电镀液必形成闭合回路须含有镀层金属的离子名称同电解，但有限制条件阳极：必须是镀层金属阴极：镀件阳极：金属电极失去电子阴极：电镀液中阳离子得到电子同电解池同电解池电极名称电极反应负极：较活泼金属阳极：与电源正极相连正极：较不活泼金属（能导电非金属）阴极：与电源负极相连负极：氧化反应，阳极：氧化反应，溶液金属失去电子中的阴离子失去电子，正极：还原反应，或电极金属失电子溶液中的阳离子的阴极：还原反应，溶液电子或者氧气得电中的阳离子得到电子子（吸氧腐蚀）电子流向溶液中带电粒子的移动联系负极→正极阳离子向正极移动阴离子向负极移动电源负极→阴极电源正极→阳极阳离子向阴极移动阴离子向阳极移动在两极上都发生氧化反应和还原反应☆☆原电池与电解池的极的得失电子联系图：阳极(失)e-正极（得）e-负极（失）e-阴极（得）

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：

（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：

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

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。条件现象本质关系电化腐蚀化学腐蚀与电化腐蚀的比较

化学腐蚀金属与非电解质直接接触无电流产生金属被氧化的过程不纯金属或合金与电解质溶液接触有微弱的电流产生较活泼的金属被氧化的过程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：析氢腐蚀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CO2、SO2、H2S等气体）②电极反应：负极:Fe2e-=Fe2+

正极:2H++2e-=H2↑总式：Fe+2H+=Fe2++H2↑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:2Fe4e-=2Fe2+正极:O2+4e+2H2O=4OH

--

总式：2Fe+O2+2H2O=2Fe(OH)2离子方程式：Fe2++2OH-=Fe(OH)2

生成的Fe(OH)2被空气中的O2氧化，生成Fe(OH)3，Fe(OH)2+O2+2H2O==4Fe(OH)3Fe(OH)3脱去一部分水就生成Fe2O3xH2O（铁锈主要成分）

规律总结：

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（1）、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

（2）、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

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