选修四基础知识晨读晚记材料

化学基础知识晨读晚记材料第四章电化学基础一、原电池原理部分1、原电池：将化学能转换为电能的装置2、构成条件：a两活泼性不同的金属（或金属与非金属）做电极， 其中较活泼的做负极，较不活泼的做正极 b电解质溶液（用来导电） c形成闭合回路 d一个自发进行的氧化还原反应3、工作原理：电流流向:正极（导线）负极（溶液）正极 电子流向：负极（导线）正极 阳离子：由负极区移向正极区（在正极得电子发生还原反应） 阴离子：由正极区移向负极区（中和负极反应生成的正电荷） 负极：发生氧化反应，失去电子， 正极：发生还原反应，得到电子。 盐桥作用：（一般内装琼胶封闭的饱和KCl溶液）构成闭合回路，导电。阳离子（K+）向正极区移动，阴离子（Cl-）向负极区移动4、电极判断方法： 依据金属活泼性，相对于电解质溶液较活泼的金属做负极 依据工作原理 依据电极反应现象：负极 质量减少，变细；正极，质量不变或增加，有气泡或变粗。5、常见原电池电极反应书写： Fe |H2SO4|Cu 正极: 负极： 总反应： Mg|HCl|Al 正极: 负极： 总反应： Mg| NaOH|Al 正极: 负极： 总反应： 铅蓄电池正极: 负极： 总反应： 氢氧燃料电池 （酸性环境）正极: 负极： 总反应： 氢氧燃料电池 (碱性环境)正极: 负极： 总反应： 碱性锌锰电池正极: 负极： 总反应： CH4燃料电池（酸性环境）正极: 负极： 总反应： CH4燃料电池（碱性环境）正极: 负极： 总反应： CH4燃料电池（熔融盐环境，可传导O2-离子） 正极: 负极： 总反应： 第四章电化学基础二、电解池原理部分1、电解池 将电能转为化学能的装置2、构成条件：a 有外接直流电源b 两导体做电极（活泼性可以相同也可以不同）与电源负极相连的一极为阴极，与电源正极相连的一级为阳极 c电解质溶液（被电解） d形成闭合回路3、工作原理: 电流：电源正极（导线）阳极（溶液）阴极（导线）负极电子：电源负极（导线）阴极； 阳极（导线）电源正极阴离子：由阴极移向阳极，在阳极失去电子，发生氧化反应阳离子：由阳极移向阴极，在阴极得到电子，发生还原反应4、电极反应阳极:发生氧化反应放电顺序:活性电极S2-I-Br-Cl-OH-含氧酸根 阴极：发生还原反应直接根据阳离子放电顺序判断。阳离子放电顺序：AgFe3Cu2H(水)Fe2Al3Mg2NaCa2K5、电极属性判断方法： （1）惰性电极是指 C Pt Au这三种材料单质做电极时不参与电极反应 活性电极是指除惰性电极外的其它金属单质做电极，其中阳极材料本身失去电子，发生氧化反应从而损耗。（2）阴极、阳极判断方法：依据与外接电源的连接方式：阴极接负极：阳极接正极依据工作原理依据电极现象：阴极质量不减少（增加或不变），阳极质量不增加。依据电极区现象，如惰性电极电解饱和NaCl溶液，加酚酞，变红的一极为阴极。6、电解规律（惰性电极）（1）电解水型 物质类别：强碱，含氧酸，活泼金属含氧酸盐 例：NaOH H2SO4 NaSO4 阳极： 阴极： 电解总反应 复原方法： （2）电解电解质本身 物质类别：无氧酸，不活泼金属无氧酸盐 例：电解HCl溶液 阳极： 阴极： 电解总反应 复原方法： 例： 电解CuCl2溶液 阳极： 阴极： 电解总反应 复原方法： （3）放氢生碱型 物质类别：活泼金属无氧酸盐 例：电解NaCl溶液（氯碱工业原理） 阳极： 阴极： 电解总反应 复原方法： （4）放氧生酸型 物质类别：不活泼金属含氧酸盐 例：电解CuSO4溶液 阳极： 阴极： 电解总反应 复原方法： 例：电解AgNO3溶液 阳极： 阴极： 电解总反应 复原方法： 7、电镀、电解精炼 、电冶金 （1）电镀 阳极材料：镀层金属 阴极材料：待镀金属 电解质溶液：含镀层金属阳离子的溶液。例：铁上镀铜 阳极材料 铜棒 Cu 2e- = Cu2+ 阴极材料 铁 Cu2+ + 2e- = Cu （Cu2+不变） （2）电解精炼铜 阳极材料：粗铜，阴极材料：纯铜，含Cu2+的溶液 阳极材料 粗铜 Cu 2e- = Cu2+ 阴极材料 纯铜 Cu2+ + 2e- = Cu（溶液中Cu2+浓度减小） （3）电冶金 电解熔融NaCl MgCl2 Al2O3分别得Na Mg Al Na: 阳极： 阴极 总 Al： 阳极 阴极 总 8、金属电化学腐蚀 （1）析氢腐蚀 （酸性环境）正极: 负极: （2）吸氧腐蚀 （中性或弱碱性环境） 负极： 正极: 后继反应： ， 选修四基础知识晨读晚记材料第三章水溶液中的离子平衡一、弱电解质的电离平衡 1、基本概念： 电解质与非电解质，强电解质与弱电解质 （1）电解质与非电解质（化合物的一种分类方法）依据：在水溶液或熔融状态下的导电情况电解质是在水溶液或熔融状态下能够导电的化合物，包括物质为:酸、碱、盐，金属氧化物以及水。非电解质是指在水溶液和熔融状态下都不能导电的化合物，包括物质有大多数有机物，非金属氧化物，部分非金属氢化物（如NH3）等。注意：单质和混合物既不是电解质也不是非电解质；某些物质水溶液导电，但本身为非电解质如：CO2、SO2、NH3等（2）强电解质与弱电解质（对电解质的分类）依据：电解质在水溶液中的电离程度强电解质是指在水溶液中能够完全电离的电解质，包括强酸、强碱、大部分盐。（常见强酸：HCl HNO3 H2SO4 HBr HI HClO3）（常见强碱： NaOH KOH Ba(OH)2 Ca(OH)2 ）弱电解质是指在水溶液中部分电离的电解质，包括弱酸、弱碱和水。（常见弱酸：CH3COOH HClO HF H2CO3 H2SO3 H2S H3PO4 HCN ）（常见弱碱：NH3H2O Mg(OH)2 Al(OH)3 Fe(OH)2 Fe(OH)3 Cu(OH)2 ）2、弱电解质的电离平衡影响因素（决定因素:内因,物质本身的性质） （1）温度：电离过程吸热，升高温度促进弱电解质电离 （2）浓度：加水稀释，促进弱电解质的电离，电离程度增大，但溶液中主要粒子浓度减小。 （3）同离子效应：加入与弱电解质电离出离子相同的离子，抑制弱电解质电离。 （4）离子反应:加入可以与电离出的离子反应的物质，促进电离。3、弱电解质（弱酸）的证明方法： （1）利用“弱电解质电离不完全”证明 测已知浓度弱电解质溶液的pH值 比较同浓度弱酸与强酸与金属反应的快慢 比较同浓度弱酸与强酸的导电性 （2）利用“弱电解质溶液中存在电离平衡”证明 将已知pH值的弱电解质溶液加水稀释10n倍，pH变化小于n个单位 在弱电解质溶液中加入酸碱指示剂显色后，加入对应的盐，颜色变浅 （3）利用“弱电解质对应的盐可以水解”证明 测弱电解质对应盐溶液的酸碱性不为中性。 4、酸碱反应规律（反应后溶液的酸碱性判断）（1）同元数等浓度等体积的酸碱反应 （恰好中和） HA + MOH = MA + H2O分析方法：只需讨论生成盐的特点。(常温下)结果：强碱弱碱强酸pH=7 中性pH7 酸性弱酸pH7 碱性谁强显谁性（2）25，酸HA的pH=a ,碱MOH的pH=b,a + b=14，二者等体积混合。 实质：酸电离出的H+浓度等于碱电离出的OH-的浓度，等体积混合时，溶液中原来电离出的与完全反应，酸碱谁弱谁过量，分子继续电离，则显该物质的酸碱性。强碱弱碱强酸pH=7 中性pH7 碱性弱酸pH7 酸性谁弱显谁性二、水的电离与溶液酸碱性1、水电离平衡的影响因素 （1）温度，水的电离过程吸热，升高温度，促进水的电离，纯的水pH减小，酸碱性不变，仍显中性，Kw增大。 （2）外加酸碱：外加酸、碱都抑制水的电离 （3）外加可以水解的盐，促进水的电离。 （4）加入活泼金属如Na、K，促进水的电离2、溶液的酸碱性及pH求算 （1）溶液酸碱性由溶液中C(H+)与C(OH-)的相对大小决定。 （2）pH求算：基本公式 pH= - lgC(H+) Kw = C(H+)C(OH-) C1V1 = C2V2 C1V1 + C2V2 = C3V3 25Kw = 口诀：pH求算并不难，碱按碱，酸按酸，酸碱混合看过量，无限稀释7为限。【解释】a（溶液显酸性先求C(H+),再用pH= - lgC(H+)求pH;溶液显碱性，先求C(OH-)，再利用Kw = C(H+)C(OH-)求C(H+)，最后求pH。）b（酸碱混合先判断混合后溶液的酸碱性，确定后依据碱按碱，酸按酸计算）c（酸碱溶液加水无限稀释，最后pH无限接近7，但不为7，更不会越过7 ）3、溶液中由水电离出的C(H+)水与C(OH-)水求算基本公式 pH= - lgC(H+) Kw = C(H+)C(OH-) C1V1 = C2V2 C(H+)=10-pH任何溶液中水电离出C(H+) 水= C(OH-)水类型:a 酸溶液中:C(H+)aq = C(H+)酸+C(H+)水 C(H+)酸;C(OH-)aq = C(OH-)水=C(H+) 水 所以求酸溶液中水电离出的C(H+)水，只要求溶液中的C(OH-)aq即可。 b碱溶液中：C(OH-)aq = C(OH-)碱+C(OH-)水 C(OH-)碱;C(H+)aq = C(H+)水=C(OH-) 水 所以求碱溶液中水电离出的C(OH-)水，只要求溶液中的C(H+)aq即可。 C正盐溶液中C(H+)aq = C(H+)水 C(OH-)aq = C(OH-)水所以求正盐溶液中水电离出的C(OH-)水或C(H+)水，只要求溶液中H+与OH-二者浓度最大的即可。选修四基础知识晨读晚记材料第三章水溶液中的离子平衡三、盐类的水解1、基本概念、原理 盐电离出的弱离子与水电离出的H+或OH-结合生成弱电解质，促进水的电离平衡，使溶液最后显酸性或碱性，称为盐类的水解。2、盐类水解的实质：盐与水反应，促进水的电离；酸碱中和反应的逆反应。3、盐类水解的规律：有弱才水解，无弱不水解；谁强显谁性，同强显中性；越弱越水解，都弱双水解。【解释】是水解的条件，“弱”是指弱电解质的对应离子，包括弱酸的酸根和酸式酸根：CH3COO- ClO- F- AlO2- CN- SCN- CO32- SO32- S2- PO43- HCO3- HSO3- HS- HPO42- HPO4-还包括弱碱的阳离子：NH4+ Mg2+ Al3+ Fe2+ Fe3+ Cu2+等 是水解的结果，强酸弱碱盐溶液显酸性，强碱弱酸盐溶液显碱性，强酸强碱盐溶液显中性；弱酸弱碱谁强显谁性同强显中性（例（NH4HCO3显碱性，CH3COONH4溶液显中性） 水解的程度，盐电离出的弱离子对应的弱电解质越弱，则盐的水解程度越大，溶液的酸碱性则越强。（例同浓度CH3COONa溶液的碱性比Na2CO3溶液的碱性弱，因为CH3COOH的酸性比H2CO3强，所以CH3COO- 水解的程度比 CO32-的小；双水解的程度大于单一水解的程度）4、盐类水解的影响因素 决定因素：（1）内因，物质的性质，越弱越水解。 （2） 外因：温度，盐类水解过程吸热，升温，促进盐类的水解 浓度；加水稀释，促进盐类的水解，但主要粒子浓度减小。 外加酸碱：水解显酸性，加酸抑制水解；水解显碱性，加碱抑制水解。 外加盐：加水解结果相反的盐促进盐的水解（双水解）；加水解结果相同的盐抑制盐的水解 5、盐类水解方程式书写 Na2CO3 NaHCO3 CH3COONa NH4Cl MgSO4 AlCl3 明矾净水： FeCl3 CuSO4 （10）泡沫灭火器原理 （11）AlCl3与NaAlO2溶液混合 6、离子浓度大小比较 基本原则：一个比较，两个微弱，三个守恒 (1)一个比较 比较弱电解质的电离程度与对应盐的水解程度的相对大小。 例：在含有等浓度的醋酸与醋酸钠溶液显酸性，则有醋酸电离程度 醋酸钠的水解程度,所以CH3COO- 、Na+ 、CH3COOH三者浓度大小顺序为： 。 比较弱酸酸式酸根的电离程度与其水解程度的相对大小。例：已知NaHCO3溶液显碱性，则有HCO3-的电离程度 其水解程度，所以CO32-的浓度与H2CO3的浓度大小关系为 。 （2）两个微弱弱电解质的电离程度微弱，在溶液中主要以分子形式存在，水的电离比其还要弱。盐的的水解程度微弱，在溶液中主要以盐电离出的离子存在，水的电离比其还要弱。 例：比较在CH3COOH溶液中各微粒浓度大小顺序： ， 比较在NH4Cl溶液中各微粒浓度大小顺序： ，（3）三个守恒电荷守恒：任何溶液均显电 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 例：Na2CO3溶液中电荷守恒为： 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 例：Na2CO3溶液中的物料守恒为： 质子守恒：即水电离出的H+浓度与OH-浓度相等。可以用电荷守恒与物料守恒消去不水解的强离子的到质子守恒。例：Na2CO3溶液中的质子守恒为： 7、盐溶液蒸干问题（1）盐溶液蒸干不能得到原盐晶体的: 弱碱阳离子与挥发性酸形成的盐，加热蒸干得到对应氢氧化物，灼烧后得到对应氧化物。如FeCl3Fe(OH)3 Fe2O3 AlCl3 Al(OH)3 Al2O3 受热易分解的盐 如碳酸氢盐受热分解得到碳酸盐；KClO3受热分解的KCl；NH4Cl受热分解得不到任何物质。 易被氧化的盐 亚铁盐（Fe2+）易被氧化成铁盐（Fe3+）;亚硫酸盐（SO32-）易被氧化成硫酸盐(SO42-) （2）能的到原盐晶体的强碱盐如Na2CO3，难恢复性酸形成的盐MgSO4等。