高中化学选修4化学反应原理知识点总结

1、焓变4 化学反应原理知识点总结第一章 化学反应与能量第 3 页 共 15 页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： H 3、单位：kJ mol-1或者值为“ -”4、规定：吸热反应：4H > 0或者值为+”,放热反应： H < 0常见的放热反应和吸热反应吸热反应放热反应燃料的燃烧C+CO2 , H2+CuO酸碱中和反应C+H 2O金属与酸Ba(OH) 2.8H2O+NH4Cl大多数化合反应CaCO3 高温分解大多数分解反应小结：1、化学键断裂，吸收能量；吸收能量;化学键生成，放出能

2、量放出能量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、1、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。( 3)热化学方程

3、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：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。化学反应的始变（AH）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：1、计量数的变化与反应热数值的变化要对应2、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：1、化学反应中物质的量的变化与反应能量变化的定量计

4、算。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4 H这两者和为0。即4H+ AH ' = 0b: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 4H= AH1+ AH2+ 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：在 101kPa 时， l mo

5、l 物质完全燃烧的反应热.热值： 在 101kPa 时， l g 物质完全燃烧的反应热.2、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化学反应速率与化学平衡第一单元化学反应速率一、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

6、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- c计算公式：V "ZT 单位：mol L-1 s-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）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物质的量、气体的浓度用容器的体积来表示、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

7、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，影响化学反应速率的因素、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1、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

8、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。增大浓度单位体积分子总数增多，（或加压）但活化分子百分数不变第16页共15页反应速率加快I有效碰撞次数增多单位体积活化分子数增多升高温度 +单位体积分子总数不变,或催化剂但活化分子百分数增大2、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。结论：其他条件不变时

9、，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。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。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：如光照、

10、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：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）X100%第二单元化学反应的方向和限度一、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。能量判据：体系趋向于从高能状态转变为低能状态（H v 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，反应越完全烙变( H)是决定反应能否自发进行的因素之一，但不是唯一因素嫡：衡量一个体系混乱度的物

11、理量叫做嫡,用符号S表示。对于同一物质：S (g) >S(l) >S(s)嫡变：反应前后体系嫡的变化叫做反应的嫡变.用 S表示。 S=S生成物总嫡S反应物总嫡反应的 S越大，越有利于反应自发进行嫡判据：体系趋向于由有序状态转变为无序状态，即混乱度增加(S>0)。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烙变和嫡变始变和嫡变对反应方向的共同影响 判断依据： 4G= AH-T AS < 0 反应能自发进行1. AH <0, AS>0 该反应一定能自发进行;2. AH >0, AS<0 该反应一定不能自

12、发进行;3. AH<0, S<0该反应在较低温度下能自发进行4. Ah >0, AS>0该反应在较高温度下能自发进行 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 是能量判据和嫡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(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

13、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。(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1.化学平衡状态的定义反应混合物中各组分的浓度保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,持不变的状态3.化学平衡状态的标志U正二U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

14、(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，生成物浓度系数之哥的积与反应物浓度系数之哥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

15、果是一个定值。这个常数称作该反应的化学平衡常数cc(C) cd(D)abc (A) c (B)，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。(

16、4)K>10 5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(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:转化率口n(始)-n(平)n(始)_ c(始)一c(平)100%c(始)100%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。实际生成产物的物质的 量(或质量、气体体积) x 100% 理论上可

17、得到的产物的 物质的量 %(或质量、气体体积)第三单元化学平衡的移动一、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。条件改变一段时间旧平衡 >+>新平衡v v移动的方向：由v正和v逆的相对大小决定。若VF>V逆，平衡向正反应方向移动。若Vf = V逆，平衡不移动。若V正<V逆，平衡向逆反应方向移(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 (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

18、) 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。如正反应是放热反应，改变温度时其平衡移动的图象是A:增或国强舆会使化学平衡向春气褊机积缩小的方向移动;B:减乐区强，会使化学平衡向誉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：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、等效平衡化学平衡的建立

19、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：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

20、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。第三章水溶液中的离子平衡、电解质的有关定义f混和物物质， （单质I纯净物，j电解质，化合物，'强电解质：强酸、强碱、绝大多数金属氧化物和盐。如 HCl、NaOH、NaCl、BaSO4 t弱电解质：弱酸、弱碱和水。如 HClO、NH3 - H2o

21、、Cu（OH）2、H2OL非电解质：大多数非金属氧化物和有机物。如SO3、CO2、C6H12。6、CCI4、CH2=CH21、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）电解质离子化合物或共价化合物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：在水溶液中是否完全电离（或是否存在电离平衡）注意：电解质、非电解质都是化合物 SO2、NH3、CO2等属于非电解质 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）4、强酸（HA）与弱

22、酸（HB）的区别：（1）溶液的物质的量浓度相同时，pH（ha）V 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，pHha>PHhb二、水的电离和溶液的酸碱性1、水离平衡： H2O- H+ + OH-水的离子积：Kw = H - OH-25c时，H+尸OH - =10-7 mol/L ; Kw = H - OH - = 10-14Kw值一定；Kw不仅适用于纯水，适用于任何溶注意：Kw只与温度有关，温度一定，则 液（酸、碱、盐）。（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

23、吸热的）易水解的盐：促进水的电离（pH之和为142、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: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 pH :（1） pH= -lgH 注意：酸性溶液不一定是酸溶液（可能是 溶液）；pHv7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：酸碱指示剂一一甲基橙、石蕊、酚血:pH试纸 的一最简单的方法。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

24、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<5红色58紫色>8蓝色甲基橙<3.1红色3.14.4橙色>4.4更色酚Mtv 8无色810浅红>10红色三、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+离子数相加除以总体积，再求其它） H*混=（h+iVi+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）。混=（OH-iVi+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-=H 2O计算余下

25、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-% 再求其它）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 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10n倍时，pH稀v pH原+n （但始终不能大于或等于 7）7)（3）强碱溶液：稀释10n倍时，pH 稀=pH原一n （但始终不能小于或等于（4）弱碱溶液：稀释10n倍时，pH稀>pH原一n （但始终不能小于或等于7） （5）不论任何溶液，稀

26、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（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、“酸、碱恰好完全反应”与“自由 ,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、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，两弱相促进，两强不水解。多元弱酸根，浓度相同时正酸根比酸式酸水解程度大，碱

27、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：HF<HCl ; HNO3>H3P。4）B、饱和一元脂肪酸的碳原子数越小，酸性越强（如HCOOH>CH 3COOH ）C、一些常见的酸的酸性：HClO、HA1O2、苯酚为极弱酸；醋酸 碳酸；磷酸和H2SO3为中强酸；HC1O 4为最强含氧酸等。2、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： 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

28、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：只电离不水解：如HSO4 电离程度水解程度，显酸性 （如: HSO3、H2P。4-） 水解程度电离程度，显碱性 （如：HCO3-、HS-、HPO42-）。5、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 = NH 4+ + Ac-NH4+ + HzO = NH3 H2O + H+Ac + H2O - HAc + OH -两个水解反应生成的 H+和

29、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。（2）常见的双水解反应完全的为：Fe3+、Al"与 AlO2、CO32-（HCO 3-）、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“T ，其离子方程式配平依据是两边电荷平衡，如：2A1" + 3S2-+ 6H2。= 2Al（OH） 3J + 3H2ST6、盐类水解的应用：混施化肥（N、P、K三元素不能变成T和J）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?使胶体凝聚）明矶净水（ Al*水 解成氢氧化铝胶体

30、，胶体具有很大的表面积，吸附水中悬浮物而聚沉）NH4CI焊接金属（氯 化钱呈酸性，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

31、）书写原则：一步书写例：Al3+ + 3H 2O - Al（OH） 3 + 3H + 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(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(得失H+个数前移)：汇得质子后形成的微粒浓度得质子数=汇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：中常化学常见的有三对等浓度的HAc与NaAc的

32、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NH3 H2O与NH4C1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 “=”。(2)反应后离子浓度降至1xi0-5mol/L以下的反应为完全反应，用“="。如酸碱中和时H+降至10-7mol/L<10-5mol/L ,故为完全反应，用“=",常见的难溶物在水中的离子浓

33、度 均远低于10-5mol/L ,故均用“=”。(3)难溶并非不溶，任何难溶物在水中均存在溶解平衡。(4)掌握三种微溶物质：CaSO4、Ca(OH)2、Ag2SO4(5)溶解平衡常为吸热，但 Ca(OH)2为放热，升温其溶解度减少。(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：注意在沉淀后用 标明状态，并用“ ="。如：Ag2s(s)=2Ag 2+ S3、沉淀生成的三种主要方式(1)加沉淀剂法：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。(2)调pH值除某些易水解的金属阳离子：常加入难溶性的MO、M(OH) 2、MCO3等除

34、M2+溶液中易水解的阳离子。如力口 MgO除去MgCl2溶液中FeCL(3)氧化还原沉淀法：加氧化剂或还原剂将要除去的离子变成沉淀而除去(较少见)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：加水；加热；减少生成物(离子)的浓度。使沉淀溶解的方法一般为减少生成物的浓度，因为对于难溶 物加水和加热对其溶解度的影响并不大。5、沉淀的转化：溶液中的沉淀反应总是向着离子浓度减少的方向进行，简而言之，即溶解 度大的生成溶解度小的，溶解度小的生成溶解度更小的。第四章电化学基础一，.原电池1 .定义：把化学能转化为电能的装置2 .构成条件：（1）两种不同的金属（或一种金属与石墨）作电极（

35、2）插入电解质溶液里（3）形成闭合回路e-氧化反应口极 I反原电池个（电解质溶液） 3.原电池的化学原理 电子从负极（较活泼金属）流向正极（较不活泼金属或碳棒），负极发生氧化反应，正极发生还原反应。4.半电池：包括电极材料和电解质溶液，两个隔离的半电池通过盐桥连接起来。原电池正负极的判断方法：负极：（1）相对活泼的金属（2）失电子发生氧化反应（3）质量减少（4）电解质溶液中阴离子的定向移动方向正极：（1）相对不活泼的金属 或 非金属（2）得电子，发生还原反应（3）质量增加 或 生成气体（4）电解质溶液中阳离子的定向移动方向二，化学电池：利用原电池原理制造的供电装置一次电池一不可充电电池一如：干电池二次电池充电电池如：蓄电池燃料电池：燃料电池是利用氢气、天然气、甲醇等燃料与氧气或空气进行电化学反应时释 放出来的化学能直接转化成电能的一类原电池。书写电极反应式应注意以下几点：1 .电极反应是一种离子反应，遵循书写离子反应的所