化学反应原理总结

化学反应原理总结

第一章化学反应与能量

一、反应热培变

1、定义：化学反应过程中放出或者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者释放的热量称为反应的婚变。

2、符号：ZkH

3、单位：kJ•mob

4、规定：吸热反应:AH>0或者值为,放热反应:AHv0或者值为

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+NH4CI

大多数化合反应CaCCL高温分解

大多数分解反应

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，为“一”或者小于

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，AH为或者大于0

3、反应热数值上等于生成物份子形成时所释放的总能量与反应物份子断裂时所吸收

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者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会萃状态，用g、I、s分别代表气态、液态、固态。

(2)方程式右端用4H标明恒压条件下反应放出或者吸收的热量，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份子个数，只表示物质的量，因此可以

是整数或者分数。

(4)对于相同物质的反应，当化学计量数不同时，其也不同，即4H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者分几步完成，其反应热是相同的。

化学反应的炮变(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算。

2、理论推算反应热：

1

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AH1这两者和为().

即△底AH*=0

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△HUAH1+AH2+AH3+……

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，Imol物质彻底燃烧的反应热.

热值：在101kPa时，lg物质彻底燃烧的反应热.

2^注意:

①燃烧的条件是在101kPa；

②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；

③物质燃烧都是放热反应，所以表达物质燃烧时的AH均为负值；

④燃烧要彻底:C元素转化为CO2,而不是CO；H元素转化为H2O(I),而不是H20(g),N

元素转化为N2.

如：H2(g)+1/202(g)=H2O(I);AH=-285.8kJ/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化学反应，通常用单位时间内反应物浓度的减少或者生成物浓度

的

增大来表示化学反应速率、

计算公式：b=------单位：mol-L-i-s-i

△t

2.应用中应注意的问题

①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)

②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

③、气体的浓度用容器的体积来表示

④、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)。

⑤、在反应中对于固体或者纯液体而言，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

2

㈠、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索，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。

㈡、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、此规律只合用:气体或者溶液的反应，对「纯固体或者液体的反应物，普通情况

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，活化份子百分数是一定的，所以当反应物

?浓度增大升,邛立体积内的份子数增多，活角份子数也相应的增多,反应速率也必然增大。

，增型皂L|单位体积份子总数增多，

（或者加压A但活化份子百分数不变

彘速u有效碰撞』单位体积活化

率加快门次数增多份子数增多

升高温度♦单位体积份子总数不变，

或者催化剂但活化份子百分数增大

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，单位体积内活化份子数增多：于是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，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，份子的能量增加，从而增加了活化份子的数量，反应速

率增大。

（2）温度升高，使份子运动的速度加快，单位时间内反应物份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

反应物份子成为活化份子，大大增加活化份子百分数，于是使反应速率加快。

5、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：能够发生化学反应的碰撞。

活化份子：能量较高、有可能发生有效

碰撞的份子。

活化能：活化份子的平均能量与所有份子平均能量之差。

活化份子百分数：（活化份子数/反应物份子数）X100%

第二单元化学反应的方向和限度

3

一、自发反应：在一定条件下，无需外界匡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（4H<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，反应越彻底

熠变（Z\H）是决定反应能否自发进行的因素之一，但不是惟一因素

编：衡量一个体系混乱度的物理量叫做嫡，用符号8耒示。

对于同一物质：S<：g）>S（I）>S（s）

嫡变：反应先后体系燧的变化叫做反应的燃变.用△气表示。

△S=S生成物总嫡一S反应物总燃

反应的越大，越有利于反应自发进行

燧判据：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尬变和燧变

焙变和墙变对反应方向的共同影响

判断依据：4G=AH-TAS<0反应能自发进行

1.△H<0,AS>0该反应一定能自发进行；

2.AH>0,AS<0该反应一定不能自发进行；

3.AH<0,AS<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，多快才干完成，就不

是能量判据和端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，就可能浮现相反的结果。例如石墨经高温高压还是可以变为金刚石的。

二.可逆反应

⑴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，进行得很彻底或者可逆程度很小的反应。

（2）可逆反应的普遍性：大部份化学反应都是可逆反应。

⑶可逆反应的特点：

①相同条件下，正反应和逆反应同时发生

②反应物、生成物共同存在

③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

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

3.化学平衡状态的标志

⑴。正=u逆（本质特征）

①同一种物质：该物质的生成速率等于它的消耗速率。

②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份的含量保持不变（外部表现）：

①各组成成份的质量、物质的量、份子数、体积（气体）、物质的量浓度均保持不变。

②各组成成份的质量分数、物质的量分数、气体的体积分数均保持不变。

4

③若反应先后的物质都是气体，且总体枳不等，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。

④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，生成物浓度系数之累的积与反应

物浓度系数之事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。

⑵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。一、八

这个常数称作该反应的化学平衡常数,简称平衡常数8(川・成(B)

(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，

如果反应物或者生成物中有水，此时水的浓度不能看成常数。

(4)K＞105时,可认为反应进行基本彻底。

(5)K只与温度有关，与反应物或者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a=川始)-n(平).x[O0%

n(始)

C(始)一C(平)

x100%

C（始）

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

产率(或者质量、气体体积)

理论上可得到的产物的物质的量

(或者质量、气体体积)

第三单元化学平衡的挪移

一、化学平衡的挪移

(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挪移。

(2)挪移的原因：外界条件发生变化。

--------条件改Wv一段时晅二＜一

旧平衡》正®＞新平衡

挪移的方向：由V正和V逆的相对大小决定。

5

谢/>v,平衡向正反应方向挪移。

正逆

②若V=v,平衡不挪移。

正逆

③若V<v,平衡向逆反应方向移

正逆

(3)平衡挪移的标志：

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)增大反应物或者减小生成物的浓度化学平衡向正反应方向挪

移减小反应物或者增大生成物的浓度化学平衡向逆反应方

(2)A：温度升高，会使化学平衡向着吸热反应的方向挪移;

B：温度降低，会使化学平衡向着放热反应的方向挪移。

如正反应是放热反应，改变温度

时其平衡挪移的图象是：

(3)(对于反应先后气体体积改变的反应)①升②降

A：增大压强，会使化学平衡向着气体体积缩小的方向挪移;

B：减小压强，会使化学平衡向着气体体雨除度的方向挪移。低温修

［注意］

①对于反应先后气体总体积相等的反应,改变压强不能使化学平衡挪移：

②对于惟独固体或者液体参加的反应，改变压强不能使化学平衡挪移;

(4)催化剂只能使正逆反应速率等倍增大，不能使化学平衡挪移。

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挪移。

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。

6

（1）定义：在一定条件卜（恒温恒容或者恒温恒压）卜，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，这种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：

①在定温定容条件下，对「反应先后气体份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。

②在定温定容条件下，对于反应先后气体份子数不变的反应，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•半边物质的物质的量之比与原平衡的相同，则两平衡

等效。

③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

一、电解质的有关定义

混和物

物质单质强电解质：强酸、强碱、绝大多数金属氧化物和盐°如HCI、NaOH、NaCI、BaSO4

纯净物电解质

化合物弱电解质：弱酸、弱碱和水。如HCIO、NH3-H20.CU（OH）2、H20……

非电解质：大多数非金属氧化物和有机物。如S03.C02,C6HCCL,、CH2=CH2……

1、电解质与非电解质本质区别：

在一定条件下（溶于水或者熔化）能否电离（以能否导电来证明是否电离）

电解质一一离子化合物或者共价化合物非电解质一一共价化合物

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：在水溶液中是否彻底电离（或者是否存在电离平衡）

注意：①电解质、非电解质都是化合物②SO2、N4、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Bas。,不溶于水，但溶于水的BaSQ全部电离，故BaSO4

为强电解质）

4、强酸（HA）与弱酸（HB）的区别：⑴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，pHHA>pHHB

二、水的电离和溶液的酸减性

1、水离平衡：H20H.+0H-水的离子积：KW=[H]•[0H-]

25℃时，[H+]=[OH]=107mol/L;KW=[H+]•[OH]=10-14

注意：Kw只与温度有关，温度一定，则Kw值一定：《不仅合用于纯水，合用于任何溶

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：抑制水的电阳（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pH：

（1）pH=-lg[HJ注意：①酸性溶液不一定是酸溶液；②pHV7溶液不一定是酸性溶液（只

7

有温度为常温力对）：③碱性溶液不一定是碱溶液

（2）pH的测定方法：酸碱指示剂一一甲基橙、石蕊、酚儆

pH试纸一一最简单的方法。操作：将一小块pH试纸放在洁净的玻璃片匕用玻璃棒

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：①事先不能用水湿润PH试纸：②只能读取整数值或者范围

（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V5红色5'8紫色>8蓝色

甲基橙<3.1红色3.T4.4橙色>4.4黄色

酚献<8无色8、10浅红>10红色

三、混合液的pH值计算方法公式

、强酸与强酸的混合：（先求，：将两种酸中的，离子数相加除以总体积，再求其它）

1[H]ntH

[HL=（[H+]M+[H+]2V2）/（Vl+v2）

2、强碱与强碱的混合：（先求[OH],：将两种酸中的0H离子数相加除以总体积，再求其它）

[0H-],?=（[OH-],VI+[OH-]2V2）/（V1+v2）（注意：不能直接计算[H+L）

3、强酸与强碱的混合：[先据H++0曰==%0计算余下的H.或者0H-,①H-有余，则用

余

下的H+数除以溶液总体积求旧」力0H.有余，则用余下的OH.数除以溶液总体积求[OHJ,,,

再求其它）',

注意：在加法运算中，相差100倍以上（含100倍）的，小的可以忽稍不计！

4、稀释过程溶液pH值的变化规律：

⑴强酸溶液：稀释10n倍时，pH=pH1+n（但始终不能大于或者等于7）

（2）弱酸溶液：稀释10n倍时，<pHjn（但始终不能大于或者等于

⑶强碱溶液：稀释10。倍时，pH=pHi（i：-n（但始终不能小于或者等于7）

⑷弱碱溶液：稀释10n倍时，pH,$>pH；-n（但始终不能小于或者等于

（5）不论任何溶液，稀耗时pH均是向7旅近（即向中性挨近）；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、“酸、碱恰好彻底反应”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（惟独可溶于水的盐才水解）

1、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，两弱相促进，两强不水解。②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）

③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<HCI；HNO3>H3PO4）

B、饱和一元脂肪酸的碳原子数越小，酸性越强（如HCOOH>CH3coOH）

C、一些常见的酸的酸性：HCIO、HAIO2,苯酚为极弱酸；醋酸〉碳酸；磷酸和LSO,为中

强酸；、

HCIO,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

8

3、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）②浓度：浓度

越小，水解程度越大（越稀越水解）③酸碱：促进或者抑制盐的水解（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）

4、酸式盐溶液的酸碱性：①只电离不水解：如HSO4-②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：HC03-、HS.、HP042-）O

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，有的甚至水解彻底。其促进过程以NH4Ac为例解释如下：

NH，Ac==NH4++AcNHj+“。NH3•"0+H+Ac-+H20HAc+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牛.成物浓度均减少，平衡均

右移。

⑵常见的双水解反应彻底的为：Fe3.、Ab，与AIO2>CO32-（HCO3）>S2（HS）、SO^fHSO^）；

其特点是相互水解成沉淀或者气体。双水解彻底的方程式写“==”并标“tI”，其离子方

程式配平依据是两边电荷平衡，如：2AI3.+3S2-+6H2O==2AI（OH）3I+3H2st

6、盐类水解的应用：

①混施化肥（N、P、K三元素不能变成t和I）②泡沫灭火齐U（用硫酸铝和小苏打为原料，

双水解）③FeCg溶液止血剂（血浆为胶体，电解质溶液使胶体凝结）④明矶净水（Ab+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）⑤NH4cl焊接金属（氯

化镂呈酸性，能溶解铁锈）⑥判断溶液酸碱性（强者显性）⑦比较盐溶液离子浓度的大小⑧

判断离子共存（双水解的离子产生沉淀温和体的不能大量共存）⑨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H2sH++HS-；HSH++S2

例：Na2s的水解：H2O4-S2-HS-+OH-H204-HS-H2S+0H-

注意：不管是水解还是电离，都决定于第一步，第二步普通相当微弱。

2、多元弱碱（多元弱碱盐）的电离（水解）书写原则：一步书写

例：Ah-+3H2OAI（OH）3+3H4-

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：

①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

②物料守恒（原子个数前移）：某原子的总量（或者总浓度i=其以各种形式存在的所有微粒的

量（或者浓度）之和

③质子守恒（得失H+个数前移）:：E得质子后形成的微粒浓度•得质子数==E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，溶液呈酸性

等浓度的NH,-H20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

②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

9

(1)溶解度小于o.oig的电解质称难溶电解质。生成难溶电解质的反应为彻底反应，用

“=，，。

(2)反应后离子浓度降至1X10-5mol/L以下的反应为彻底反应，用“="°如酸碱中和

时［H］降至107moi/Lv105moi/L,故为彻底反应，用“="，常见的难溶物在水中的离子浓度

均远低于105

mol/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。

⑷掌握三种微溶物质：CaSO4,Ca(OH)2,Ag2SO4

(5)溶解平衡常为吸热，但Ca(0H)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⑸标明状态，并用“"。如：Ag2S(s)2Ag

++S2

3、沉淀生成的三种主要方式

(1)加沉淀剂法：越小(即沉淀越难溶)，沉淀越彻底：沉淀剂过量能使沉淀更彻底。

(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(0H)2、MCO3等除

M2+溶液中易水

解的阳离子。如加MgO除去Mg%溶液中FeCJ

(3)氧化还原沉淀法：加氧化剂或者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挪移。常采用的方法有：①加水；②加热;

③减少生成物(离子)的浓度。使沉淀溶解的方法普通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C，

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(或者一种金属与石墨)作电

极

(2)插入电解质溶液里

(3)形成闭合回路

小结1：------%------E

氧(

还

化3

反

应

fle以

原池g

,应

一

(电解质溶液)

3.原电池的化学原理

10

电子从负极（较活泼金属）流向正极（较不活泼金属或者碳棒），

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，两个隔离的半耳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

挪移方向

正极：（1）相对不活泼的金属或者非金属（2）得电子，发生还原反应（3）质量增加或者生

成气体（4）电解质溶液中阳离子的定向挪移方向

二，化学电池：利用原电池原理创造的供电装置

①一次电池一不可充电甩池一如：干甩池

②二次电池——充电电池——如：蓄电池

③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者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有规则（如“拆”、“平”）；

2.将两极反应的电子得失数配平后，相加得到总反应，总反应减去一极反应即得到另一极

3.负极失电子所得氧化产物和正极得电子所得还原产物，与溶液的酸碱性有关如+4价的C

在酸性溶液中以CO2形式存在，在碱性溶液中以CO32—形式存在）：

三，电解池：将电能转化成化学能的装置。

电解池形成的条件：

a.有与直流电源相连的两极

b.电解质溶液或者熔融的电解质

c.形成闭合回路

电解：在直流电作用下，在两极上分别发生氧化反应和丕原反应的过程。

电极名称及判断：

阴极：与电源负极相连的一极，物质在该得到电子，发生还原反应，阳离子向阴极挪移

阳极：与电源正极相连的一极，物质在该失去电子，发生氧化反应，阴离子向阳极挪移

离子的放电顺序

阳离子（在阴极）：Ag+>Cu2+>H+>Na+（离子得电子能力,辄化性减