苏教版高中化学选修知识点总结.doc

. .1 可编辑修改，可打印 别找了你想要的都有！ 精品教育资料 全册教案， ，试卷，教学课件，教学设计等一站式服务 全力满足教学需求，真实规划教学环节 最新全面教学资源，打造完美教学模式 . .2 化学选修 4 化学反应与原理 专题 1 化学反应与能量变化 第一单元 化学反应中的热效应 一、化学反应的焓变 1、反应热与焓变 （1）反应热：化学反应过程中，当反应物和生成物具有相同温度时，所吸收或 放出的热量称为化学反应的反应热。 （2）焓变(H)：在恒温、恒压条件下，化学反应过程中吸收或放出的热量称 为化学反应的焓变。符号： H，单位：kJ/mol 2、 放热反应和吸热反应： （1）放热反应：在化学反应过程中，放出热量的反应称为放热反应（反应 物的总能量大于生成物的总能量） （2） 吸热反应：在化学反应过程中，吸收热量的反应称为吸热反应（反应 物的总能量小于生成物的总能量） 化学反应过程中的能量变化如图： 放热反应 H 为“”或 H0 吸热反应 H 为“+”或 H 0 HE（生成物的总能量） E（反应物的总能量） HE（反应物的键能） E（生成物的键能） （3）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 NH4Cl 2） 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 注意：1）化学反应时放热反应还是吸热反应只取决于反应物和生成物总能量的 相对大小，与反应条件（如点燃、加热、高温、光照等）和反应类型无关； 2）物质的溶解过程也伴随着能量变化：NaOH 固体溶于水明显放热；硝 酸铵晶体溶于水明显吸热，NaCl 溶于水热量变化不明显。 3、化学反应过程中能量变化的本质原因： 化学键断裂吸热 化学键形成放热 4、热化学方程式 （1） 定义：能够表示反应热的化学方程式叫做热化学方程式。 . .3 （2） 意义：既能表示化学反应过程中的物质变化，又能表示化学反应的热量 变化。 （3） 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，不表示分子 个数，表示对应物质的物质的量。 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。 H 的单位为 kJ/mol，它并不是指 1mol 反应物或是生成物，可以理解 为“每摩尔反应”。如： mol -1 22H(g)+O=(l) H=-85.KJ 是指每摩尔反应“2molH 2(g)和 1molO2（g）完全反应生成 2molH2O(l)” 的焓变。 5、总结：热化学方程式与普通化学方程式的比较 热化学方程式 普通化学方程式 反应式 22H(g)+O=(l) H=-85.KJ mol -1 22+OH 点 燃 方程式意义 表示反应及反应的吸热放热 仅表示反应 化学计量数 表示物质的量，可以是整数或分数 可以表示物质的量或微 粒个数，只能是整数， 不能是分数 H 右端有表示能量变化的 H 没有此项 反应条件 不用标明反应条件、“”、“” 等 需标明各种反应条件 如点燃，光照、高温等 物质的状态 必须标明反应物、生成物的聚集状态， 如 g，l，s 不标明反应物、生成物 的聚集状态 二、反应热的测量与计算： 1、中和热概述： （1）定义：在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应，生成 1mol(l)水时的反应热叫 做中和热。 （2）中和热的表示：H +(aq)+OH-(aq)=H2O (l)；H=-57.3kJmol。 （3）要点 1）条件：”稀溶液” 一般是指酸、碱的物质的量浓度均小于或等于 1 mol/L 的溶液，因为若酸、碱浓度较大，混合时会产生溶解热，而影响中和热 的测定。 2）反应物：（强）酸与（强）碱。中和热不包括离子在水溶液中的生成热、 电解质电离的吸热所伴随的热效应。 . .4 3）中和热是以生成 1mol 液态水所放出的热量来定义的，因此在书写中和 热的热化学方程式时，就以生产 1mol H2O 为标准来配平其余物质的化学 计量数。如表示稀 NaOH 和稀硫酸的中和反应的热化学方程式： mol -124411NaOH(q)+S(aq)=NS(aq) +(l) =-57.3KJ 4）中和反应的实质是 H+和 OH-化合生成 H 20，若反应过程中有其他物质 （如沉淀等）生成，这部分反应热也不在中和热内。 5）放出的热量：57.3kJ/mol 2、 中和热的测量： （1）仪器：量热计。 量热计由内、外两个筒组成，外筒的外壁盖有保温层，盖上有温度计和 搅拌器。 或者：大烧杯（500 mL ）、小烧杯（ 100 mL）、温度计、量筒（ 50 mL）两个、 泡沫塑料或纸条、泡沫塑料板或硬纸板（中心有两个小孔）、环形玻璃搅拌棒。 试剂：0.50 mol/L 盐酸、0.55 mol/L NaOH 溶液。 （2） 实验原理：测定含 x mol HCl 的稀盐酸与含 x mol NaOH 的稀 NaOH 溶液 混合后放出的热量为 Q kJ，则 kJmol -1Hx （3） 实验步骤： 1）在大烧杯底部垫泡沫塑料（或纸条），使放入的小烧杯杯口与大烧杯杯口相 平。然后再在大、小烧杯之间填满碎泡沫塑料（或纸条），大烧杯上用泡沫塑 料板（或硬纸板）作盖板，在板中间开两个小孔，正好使温度计和环形玻璃搅 拌棒通过，如下图所示。 2）用一个量筒量取 50 mL 0.50 mol/L 盐酸，倒入小烧杯中，并用温度计测量 盐酸的温度，记入下表。然后把温度计上的酸用水冲洗干净。 3）用另一个量筒量取 50 mL 0.55 mol/L NaOH 溶液，并用温度计测量 NaOH 溶液的温度，记入下表。 4）把温度计和环形玻璃搅拌棒放入小烧杯的盐酸中，并把量筒中的 NaOH 溶 液一次倒入小烧杯（注意不要洒到外面）。用环形玻璃搅拌棒轻轻搅动溶液， 并准确读取混合溶液的最高温度，记为终止温度，记入下表。 5）重复实验两次，取测量所得数据的平均值作为计算依据。 （4）常见问题： . .5 1）教材有注，“ 为了保证 0.50molL 的盐酸完全被中和，采用 0.55molLNaOH 溶液，使碱稍稍过量”，那可不可以用 0.50molLNaOH 与 0.55molLHCl，让酸 稍稍过量呢? 答案：不是“可以与不可以 ”而是“不宜” 。原因是稀盐酸比较稳定，取 50mL、0.50molLHCl，它的物质的量就是 0.025mol，而 NaOH 溶液极易吸收 空气中的 CO2，如果恰好取 50mL、0.50molLNaOH，就很难保证有 0.025molNaOH 参与反应去中和 0.025mol 的 HCl。 2）为了确保 NaOH 稍稍过量，可不可以取体积稍稍过的 0.50molLNaOH 溶液 呢? 回答：可以的。比如“量取 51mL(或 52mL)0.50molLNaOH 溶液” 。只是 (m1+m2)再不是 100g，而是 101g 或 102g。 3）强酸与弱碱，强碱与弱酸的中和反应热值如何估计? 鉴于弱酸、弱碱在水溶液中只能部分电离，因此，当强酸与弱碱、强碱与 弱酸发生中和反应时同时还有弱碱和弱酸的不断电离(吸收热量，即电离热)。 所以，总的热效应比强酸强碱中和时的热效应值(57.3KJ/mol)要小一些。 4）测定酸碱中和热为什么要用稀溶液？ 答：中和热是酸碱在稀溶液中发生中和反应生成 lmol 水时所放出的热量， 为什么要指明在稀溶液中呢？ 因为如果在浓溶液中，即使是强酸或强碱，由于得不到足够的水分子，因 此也不能完全电离为自由移动的离子。在中和反应过程中会伴随着酸或碱的电 离及离子的水化，电离要吸收热量，离子的水化要放出热量，不同浓度时这个 热量就不同，所以中和热的值就不同，这样就没有一个统一标准了。 5）为什么强酸强碱的中和热是相同的？ 答：在稀溶液中，强酸和强碱完全电离，所以它们的反应就是 H+与 OH- 结合成 H2O 的反应，每生成 lmol 水放出的热量（中和热）是相同的，均为 57 3 kJmol。 6）为什么弱酸、弱碱参加的中和反应的中和热小于 573 kJmol？ 答：弱酸、弱碱在水溶液中不能完全电离，存在着电离平衡。弱酸或弱碱 参与中和反应的同时，伴随着电离，电离过程要吸收热量，此热量就要由 H+ 与 OH-结合成水分子放出的热量来抵偿，所以总的来说中和热小于 573 kJ/mol。 7）是什么原因使中和热测定结果往往偏低？ 答：按照课本中所示装置进行中和热测定，往往所测结果偏低，造成如此 现象的主要原因有： （1）仪器保温性能差。课本中用大小烧杯间的碎纸片来隔热保温，其效果 当然不好，免不了热量散失，所以结果偏低，这是主要原因； （2）实验中忽略了小烧杯、温度计所吸收的热量，因此也使结果偏低； （3）计算中假定溶液比热容为 418 J（g），密度为 1gcm3，实 际上这是水的比热容和密度，酸碱溶液的比热容、密度均较此数大，所以也使 结果偏低。 8）为何说保温效果差是造成中和热测定值偏低的主要原因？ . .6 答：实验中温度升高得不多，所以烧杯、玻璃棒吸收的热量甚小，影响不 大；而酸、碱溶液是稀溶液，实际密度对比热容与水相差甚微；所以此影响更 微弱。因此说，结果偏低的主要原因是保温性能差，若能改进装置，比如用保 温杯代替烧杯，使保温性能良好，就更能接近理论值。 9） 离子方程式 H+OH-=H2O 代表了酸碱中和反应的实质，能否用此代表所 有中和反应的离子方程式？ 答：离子方程式书写要求“将难电离或难溶的物质以及气体等用化学式表示 ” ，所以弱酸、弱碱参与中和反应时应以分子的形式保留。例如，醋酸和氢氧化 钠的离子方程式就应当写为： HAC+OH-=Ac-+H2O 只有可溶性强酸强碱的离子方程式才可能如此表示。 10）为什么中和热测定中要用稍过量的碱？能不能用过量的酸？ 答：这是为了保证碱（或酸）能够完全被中和。H+ 与 OH-相互接触碰撞才 能发生反应，如果用等量的酸、碱，随着反应的进行， H+与 OH-相互碰撞接 触的机会越来越少，越来越困难，可能有一部分 H+与 OH-就不能反应，而在 一种微粒过量的情况下，则大大增加了另一种微粒完全反应的机会。不能用过 量的酸，因为碱中含有杂质碳酸钠，酸过量就会有酸与碳酸盐反应导致中和热 测定不准 11）为什么 要用环形玻璃棒搅拌？若用铁丝取代环行玻璃棒会不会有影响 ？ 答 为了使反应充分若用铁丝取代环行玻璃棒会使铁与酸反应放出热量而 且铁丝传热快，使测量值偏低。 3、盖斯定律 内容：化学反应的反应热只与反应的始态（各反应物）和终态（各生成物） 有关，而与具体反应进行的途径无关，如果一个反应可以分几步进行，则各分 步反应的反应热之和与该反应一步完成的反应热是相同的。 三、能源的充分利用 1、标准燃烧热和热值 （1）标准燃烧热概念：在 101 kPa 时，1 mol 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： 研究条件：101 kPa 反应程度：完全燃烧，产物是稳定的氧化物。 燃烧物的物质的量：1 mol 研究内容：放出的热量。（HHg2+Fe3+Cu2+(稀 HNO3 电离的 NO3-)H+（指酸电离的 ) Pb2+Sn2+ Fe2+Zn2 +Al3+Mg2+Na+Ca2+K+ 如 Zn、Cu、稀 H2SO4 组成的原电池：2H + + 2e- =H2 如 Zn、Cu、CuSO 4 组成的原电池：Cu 2+ + 2e- =Cu 如 Fe、Cu、稀 HNO3 组成的原电池：NO 3-+4H+3e-=NO+2H 2O 负极金属与电解质溶液不发生反应：在正极上被还原的物质一般是溶解 在电解质溶液中的 O2. 如铁、铜、氢氧化钠溶液组成的原电池：O 2 + 4e- +2H2O =4OH- （3）原电池的总反应式一般把正极和负极反应式相加而得。 （4）特殊情况：下列情况并不是较活泼金属做负极： Mg、Al、稀 H2SO4 组成的原电池： 负极（Al）反应：2Al-6e - + 8OH- = 2AlO2- + 4H2O 正极（Mg）反应：6H + + 6e- =3H2 Fe（或 Al） 、Cu、浓 HNO3 组成的原电池： 负极（Cu）反应：Cu 2e - = Cu2+ . .11 正极（Fe 或 Al）反应：2NO 3- + 4H+ + 2e- =2NO2 + 2H2O Mg、Al、NaOH 溶液组成的原电池： 由于 Mg 与 NaOH 溶液不反应，而 Al 能与 NaOH 溶液反应，故 Al 为负极， Mg 为正极。 负极（Al）反应：2Al6e -8OH -=2AlO2-4H 2O 正极（Mg）反应：6H +6e -=3H2 总反应式：2Al2OH -4H 2O=2AlO2-3H 2 备注：类似的还有 Zn 也与 NaOH 会反应，Si、S、P 等也会与 NaOH 反应， 所以如果 Mg、Zn、NaOH 组成的原电池，Zn 是负极；Si、Fe、NaOH 组成的 原电池，Si 是负极。 例：有甲、乙两位学生均想利用原电池反应检测金 属的活动性顺序，两人均使用镁片和铝片作电极， 但甲同学将电极放入 6 mol/L 的 H2SO4 溶液中，乙 同学将电极放入 6 mol/L 的 NaOH 溶液中，如右图所 示。 下列关于电极的判断正确的是( ) A甲中镁作负极，乙中镁作负极 B甲中镁作负极，乙中铝作负极 C甲中铝作正极，乙中铝作正极 D甲中镁作正极，乙中铝作正极 解析：选 B。甲中在酸性溶液中金属镁较金属铝容易失去电子，所以甲中金属 镁作为原电池的负极；而乙中在碱性溶液中金属铝较金属镁更容易失去电子， 所以乙中金属铝作为原电池的负极。 8、如何设计化学电池： 例如：以 2FeCl3Cu=2FeCl2CuCl2 为依据，设计一个原电池。 (1)将氧化还原反应拆成氧化反应和还原反应两个半反应，分别作原电池的负极 和正极的电极反应式：负极：Cu2e=Cu2 正极： 2Fe32e=2Fe2 (2)确定电极材料 如发生氧化反应的物质为金属单质，可用该金属直接作负极；如为气体 (如 H2)或溶液中的还原性离子，可用惰性电极(如 Pt、碳棒)作负极。 发生还原反应的电极材料必须不如负极材料活泼。 本例中可用铜棒作负极，用铂丝或碳棒作正极。 (3)确定电解质溶液 一般选用反应物中的电解质溶液即可。如本例中可用 FeCl3 溶液作电解液。 (4)构成闭合电路。 特别提醒：设计原电池时，若氧化还原方程式中无明确的电解质溶液，可用水 作电解质，但为了增强其导电性，通常加入强碱或一般的强酸。如燃料电池， 水中一般要加入 KOH 或 H2SO4。 9、常见原电池方程式： （ 1） CuH2SO4Zn 原 电 池 正 极 ： 2H+ + 2e- H2 负 极 ： Zn - 2e- Zn2+ . .12 总 反 应 式 ： Zn + 2H+ = Zn2+ + H2 （ 2） CuFeCl3C 原 电 池 正 极 ： 2Fe3+ + 2e- 2Fe2+ 负 极 ： Cu - 2e- Cu2+ 总 反 应 式 ： 2Fe3+ + Cu = 2Fe2+ + Cu2+ （ 3） 钢 铁 在 潮 湿 的 空 气 中 发 生 吸 氧 腐 蚀 正 极 ： O2 + 2H2O + 4e- 4OH- 负 极 ： 2Fe - 4e- 2Fe2+ 总 反 应 式 ： 2Fe + O2 + 2H2O = 2Fe（ OH)2 （ 4） 氢 氧 燃 料 电 池 （ 中 性 介 质 ） 正 极 ： O2 + 2H2O + 4e- 4OH- 负 极 ： 2H2 - 4e- 4H+ 总 反 应 式 ： 2H2 + O2 = 2H2O （ 5） 氢 氧 燃 料 电 池 （ 酸 性 介 质 ） 正 极 ： O2 + 4H+ + 4e- 2H2O 负 极 ： 2H2 - 4e- 4H+ 总 反 应 式 ： 2H2 + O2 = 2H2O （ 6） 氢 氧 燃 料 电 池 （ 碱 性 介 质 ） 正 极 ： O2 + 2H2O + 4e- 4OH- 负 极 ： 2H2 - 4e- + 4OH- 4H2O 总 反 应 式 ： 2H2 + O2 = 2H2O （ 7） 铅 蓄 电 池 （ 放 电 ） 正 极 (PbO2) ： PbO2 + 2e- + SO42- + 4H+ PbSO4 + 2H2 O 负 极 (Pb) ： Pb- 2e-+ (SO4)2- PbSO4 总 反 应 式 ： Pb+PbO2+4H+ 2(SO4)2- = 2PbSO4 + 2H2O （ 8） AlNaOHMg 原 电 池 正 极 ： 6H2O + 6e- 3H2 + 6OH- 负 极 ： 2Al - 6e- + 8OH- 2AlO2- + 4H2O 总 反 应 式 ： 2Al+2OH-+2H2O=2AlO2- + 3H2 （ 9） CH4 燃 料 电 池 (碱 性 介 质 ) 正 极 ： 2O2 + 4H2O + 8e- 8OH- 负 极 ： CH4 -8e- + 10OH- (CO3)2- + 7H2O 总 反 应 式 ： CH4 + 2O2 + 2OH- = (CO3)2- + 3H2O （ 10） 熔 融 碳 酸 盐 燃 料 电 池 . .13 （ Li2CO3 和 Na2CO3 熔 融 盐 作 电 解 液 ， CO 作 燃 料 ） ： 正 极 ： O2 + 2CO2 + 4e- 2(CO3)2- (持 续 补 充 CO2 气 体 ) 负 极 ： 2CO + 2(CO3)2- - 4e- 4CO2 总 反 应 式 ： 2CO + O2 = 2CO2 （ 11） 银 锌 纽 扣 电 池 (碱 性 介 质 ) 正 极 (Ag2O) ： Ag2O + H2O + 2e- 2Ag + 2OH- 负 极 (Zn) ： Zn + 2OH- -2e- ZnO + H2O 总 反 应 式 ： Zn + Ag2O = ZnO + 2Ag 三、电解池 1、电解原理 （1） 电解概念：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) 的过程叫点解。点解过程吧电脑转化为化学能。 （2） 电解池： 1）定义：把电能转化为化学能的装置，也叫电解槽 2）电解池的组成条件： A与电源相连的两个电极； B两个电极插入电解质溶液（或熔融的电解质）中； C形成闭合电路。 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 隋性电极只导电,不参与氧化还原反应(C/Pt/Au) 活性电极既导电又参与氧化还原反应(Cu/Ag) 6）工作原理： 点解的过程是（前提是阳极为惰性电极）电解质溶液（或熔融电解质） 中的阴、阳离子在电流的作用下发生定向移动，在阳极和阴极分别被氧化和被 还原生成新物质的过程。 7）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：CuCl 2 =Cu+Cl2 （3） 电解时电极产物的判断： 1） 阳极产物的判断： A 阳极是活性电极： 阳极是金属活动顺序表中 Ag 或 Ag 前面的金属，则 电极本身失去电子， 电极溶解。 . .14 B 阳极是惰性电极（Pt 、 Au、石墨）： 阳极是惰性电极，则是电解质溶液中的阴离子失去电子，阳极产物要根 据阴离子放电顺序来判断： S2-I-Br-Cl-OH-NO3-SO42-(等含氧酸根离子)F -(SO32-/MnO4-OH-) 2） 阴极产物的判断： 阴极本身不参与电极反应，阴极是电解质溶液中的阳离子得到电子放电，阳 离子放电顺序为： Ag+Hg2+Fe3+Cu2+(稀 HNO3 电离的 NO3-)H+（指酸电离的 ) Pb2+Sn2+ Fe2+Zn2+Al3+ Mg2+Na+Ca2+K+ （4） 电解中电极附近溶液 pH 值的变化： 1）电极区域 A阴极 H+放电产生 H2，阴极区域 pH 变大。 B阳极 OH-放电产生 O2，阳极区域 pH 变小。 2）电解质溶液中： A电解过程中,既产生 H2,又产生 O2,则原溶液呈酸性的 pH 变小,原溶液呈 碱 性的 pH 变大,原溶液呈中性的 pH 不变（浓度变大） 。 B电解过程中, 无 H2和 O2产生, pH 几乎不变。但象 CuCl2变大 C电解过程中,只产生 H2, pH 变大。 D电解过程中,只产生 O2, pH 变小。 （5） 惰性电极电解电解质水溶液的规律 电解质分类： 1）电解水型：含氧酸（H 2SO4、HNO 3等），强碱（NaOH、KOH 等），活 泼金属含氧酸盐（Na 2SO4、KNO 3等） 2）电解电解质型：无氧酸（HCl、HBr 等，但 HF 除外），不活泼金属的无 氧酸盐（CuCl 2等，氟化物除外） 3）放氢生碱型：活泼金属的无氧酸盐（如 NaCl、KBr 等，但氟化物除外） 4）放氧生酸型：不活泼金属的含氧酸盐（如 CuSO4、AgNO 等） 类型 实例 电极反应 电解 对象 电解质 浓度 pH 电解质溶 液复原 HCl 阴极：2H +2e-=H2 阳极: 2Cl- - 2e-=Cl2 总反应式：2HCl H2+ Cl2 电 解 电 解 增大 通 HCl气体 分解电解质型 CuCl2 阴极：Cu 2+2e-=Cu 阳极: 2Cl-2e-=Cl2 总反应式：CuCl 2 Cu+ Cl2 电 解 电解质 减小 不变 加 CuCl2粉末 放 H2 生成 NaCl 阴极: 2H+2e-=H2 阳极: 2Cl- -2e-=Cl2 总反应式： 电解 质和 生成新 电解质 增大 通 HCl 气体 . .15 碱型 + Cl 22NaCl+HONaH 电 解 水 放氧 生酸 型 CuSO4 阴极: 2 Cu2+4e-=2Cu 阳极: 4OH- - 4e-=2H2O+O2 总反应式： 2CuSO4+2H2O 2Cu+H2SO4+ O2 电 解 电解质和水 生成新电解质 减小 氧化铜 NaOH 增大 H2SO4 减小 电解 水型 Na2SO4 阴极: 4H+4e-=2H2 阳极: 4OH- - 4e-=2H2O+O2 总反应式： + O22H 电 解 水 增大 不变 水 2、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（氯碱工业） 电极反应见上表。 （2） 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 1）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 M ne = M n+ 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 n+ + ne = M 电解质溶液：含有镀层金属离子的溶液做电镀液 2）镀铜反应原理： 阳极(纯铜)：Cu-2e -=Cu2+，阴极( 镀件) ：Cu 2+2e-=Cu， 电解液：可溶性铜盐溶液，如 CuSO4 溶液 3）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，如钾、钠、镁、钙、铝 2） 、电解熔融氯化钠： 通电前，氯化钠高温下熔融：NaCl = Na + + Cl 通直流电后：阳极：2Na + + 2e = 2Na 阴极：2Cl 2e = Cl2 总反应式： 22NaCl()NaCl 点 解熔 融 2l()NaCl 点 解熔 融 （4）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。有活泼性不同的两个 电极；两极用导线互相连接成直接插入连通的电解质溶液里；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。 . .16 （）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 性质 类别 原电池 电解池 电镀池 装置 定义 （装置特点） 将化学能转变成电能 的装置 无外接电源 将电能转变成化学能的装置 有外接电源 应用电解原理在某些金属 表面镀上一侧层其他金属 有外接电源 反应特征 自发反应 非自发反应 非自发反应 装置特征 无电源，两级材料不 同 有电源，两级材料可同可不 同 有电源 形成条件 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 形成闭合回路 1 镀层金属接电源正极， 待镀金属接负极；2 电镀 液必须含有镀层金属的离 子 电极名称 负极：较活泼金属 正极：较不活泼金属 （能导电非金属） 阳极：与电源正极相连 阴极：与电源负极相连 名称同电解，但有限制条 件 阳极：必须是镀层金属 阴极：镀件 电极反应 负极：氧化反应，金 属失去电子 正极：还原反应，溶 液中的阳离子得电子 或者氧气得电子（吸 氧腐蚀） 阳极：氧化反应，溶液中的 阴离子失去电子，或电极金 属失电子 阴极：还原反应，溶液中的 阳离子得到电子 阳极：金属电极失去电子 阴极：电镀液中阳离子得 到电子 电子流向 负极正极 电源负极阴极 电源正极阳极 同电解池 溶液中带电粒 子的移动 阳离子向正极移动 阴离子向负极移动 阳离子向阴极移动 阴离子向阳极移动 同电解池 联系 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） 第三单元 金属的腐蚀和防护 一、金属的电化学腐蚀 1、概念：金属腐蚀是指金属或合金与周围环境中的物质发生化学反应而腐蚀损 耗的现象。 . .17 本质：都是金属原子 失去 电子而被氧化生成金属阳离子的过程 2、金属腐蚀的类型： 电化学腐蚀 化学腐蚀 定义 不纯的金属或合金发生原电池反 应，使较活泼的金属失去电子被 氧化而引起的腐蚀。 金属与其他物质直接接触发生氧化还 原而引起的腐蚀 条件 不纯金属或合金与电解质溶液接 触 金属与非电解质直接接触 现象 有微弱的电流产生 无电流产生 本质 较活泼的金属被氧化的过程 金属被氧化的过程 实例 钢铁在潮湿的空气中被腐蚀 金属与 Cl2、O 2 等物质直接反应 关系 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 3、钢铁电化学腐蚀的分类： （1）析氢腐蚀腐蚀过程中不断有氢气放出 条件：潮湿空气中形成的水膜,酸性较强（水膜中溶解有 CO2、SO 2、H 2S 等气 体） 电极反应：负极: Fe 2e- = Fe2+ 正极: 2H+ + 2e- = H2 总式：Fe + 2H+ = Fe2+ + H2 （2）吸氧腐蚀反应过程吸收氧气 条件：中性或碱性或弱酸性溶液 电极反应：负极: 2Fe 4e- = 2Fe2+ 正极: O2+4e- +2H2O = 4OH- 总式：2Fe + O2 +2H2O =2 Fe(OH)2 离子方程式：Fe 2+ + 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)3 Fe(OH)3 脱去一部分水就生成 Fe2O3x H2O（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 . .18 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 专题 2 化学反应速率和化学平衡 第一单元 化学反应速率 一、化学反应速率的表示方法 1、 化学反应速率（v） （1）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 量的变化量。 （2）表示方法：单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加来表示 （3） 计算公式 ：v= c/ t （v：平均速率，c：浓度变化，t：时间）单 位：mol/（Ls）或 mol/（L min） 或 mol/（L h） 2、有关化学反应速率注意以下几个问题： 物质浓度常采用物质的量浓度，以 mol/L 为单位。 化学反应速率可用反应体系中某一种反应物或生成物浓度的变化来表示， 一般是以最容易测定的一种物质表示之，且应标明是什么物质的反应速率。 一般说在反应过程中都不是等速进行的，因此某一时间内的反应速率实 际上是这一段时间内的平均速率，而不是在某一时刻的瞬时速率。 化学反应速率都为正值，没有负值。 用化学反应速率来比较不同反应进行得快慢或同一反应在不同条件下反 应的快慢时，应选择同一物质来比较。 对于有纯液体或固体参加的反应一般不用纯液体或固体的浓度变化表示 化学反应速率。 3、用不同物质表示的同一反应的反应速率的关系： 用不同的物质表示同一反应的反应速率时其数值可能不同，但表达的意义是 相同的，各物质表示的反应速率的数值有相互关系，彼此可以根据化学方程式 中的各化学计量数进行换算： 对于反应 来说，则有 。)()(gqDpcgnBmA q VpnmVDCBA 即各物质的反应速率之比等于方程式中的系数比： = ():(C):vv():():cc = ()nABn . .19 二、影响化学反应速率的因素 1、分子间的有效碰撞 （1）化学反应的过程：是反应物分子中的原子重新组合成生成物分子的过程， 即反应物分子（或离子）间的化学键断裂、生成物分子中化学键形成的过程。 （2）发生化学反应的先决条件：反应物分子（或离子）间的相互碰撞。但并不 是所有反应物分子间的每次碰撞都发生化学反应。 （3）有效碰撞理论：能够发生化学反应的碰撞。是发生化学反应的充分条件。 （4）活化分子：能够发生有效碰撞的分子。活化分子能量高。 （5）活化能：活化分子多出的那部分能量（或普通分子转化成活化分子所需的 最低能量） 。 （6）活化能与化学反应关系：在一定条件下，活化分子所占的百分数是固定不 变的。活化分子的百分数越大，单位体积内活化分子数就越多，单位时间内有 效碰撞的次数就越多，化学反应速率就越快。 一般来说，活化能低，反应速率快。 2、影响化学反应速率的因素： （1）决定因素（内因）：反应物的性质（决定因素） （2）条件因素（外因）：反应所处的条件：浓度、压强、温度、催化剂、固 体颗粒大小等。 浓度对化学反应速率的影响： 本质原因：反应物浓度增大，单位体积内活化分子数增多，有效碰撞的频 率增加，反应速率增大。 1）在其他条件不变时，增大反应物浓度，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。 2）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，因此改变它们的量一般不会改变化学反应速率。 . .20 3）一般来说，固体反应物表面积越大，反应速率越大，固体反应物表面积 越小，反应速率越小。 4）随着化学反应的进行，反应物的浓度会逐渐减小，因此一般反应速率也 会逐渐减小。 5）用有效碰撞理论解释浓度对反应速率的影响： 在其他条件不变时，对某一反应来说，活化分子在反应物分子中所占的 百分数是一定的，因此，单位体积内活化分子的数目与反应物浓度成正比。 增大浓度，单位体积内的活化分子数目最多，单位时间内的有效碰撞次数 最多，化学反应速率增大。 压强对反应速率的影响： 1） 规律：对于气体反应来说，其它条件不变时，有气体参加的反应中， 增大 压强，反应速率加快；减小压强，反应速率减慢。 2） 恒温时：压强增大体积缩小浓度增大单位体积内 n 活有 效碰撞反应速率加快 3） 恒容时： A、充入气体反应物反应物浓度增大总压增大反应速率增大； B、冲入“惰性气体” （如 He、N2 等）引起总压增大，但各反应物 的分压不变，各物质的浓度不变反应速率不变 4） 恒压时：冲入“惰性气体” （如 He 等）引起体积增大， 各反应 物浓度减少反应速率减慢。 5） 用有效碰撞理论解释： 对于有气体参加的反应，当温度一定时，活化分子在反应物分子中所 占的百分数一定。增大压强，即缩小体积，单位体积内的活化分子数增多， 活化分子碰撞几率增多，反应速率加快。 温度对反应速率的影响： 1）规律：其他条件不变，温度升高，反应速率加快 备注：A、温度对反应速率影响的规律，对吸热反应，放热反应都适用。 B、反应若是可逆反应，升高温度，正、逆反应速率都加快，降低温 度，正、逆反应速率都减小。 2）用有效碰撞理论解释： 在浓度一定时，升高温度，反应物分子的能量增加，使一部分原来能量 较低的分子变成活化分子，增大了活化分子的百分数，使有效碰撞次数 增多，反应速率加大。此外，温度升高会使分子的运动速率加快，单位 时间内的碰撞次数增加，也会加快反应速率，但前者是主要原因。 催化剂对反应速率的影响： 1） 规律：加入催化剂可以加快反应的速率 2） 用有效碰撞理论解释： 使用催化剂，能够降低反应所需的能量，这样会使更多的反应物的分 子成为活化分子，大大增加单位体积内反应物分子中活化分子所占的百分 数。因而使反应速率加快。 . .21 3） 相关说明： A、 凡是能改变反应速率而自身在化学变化前后化学性质和质量没 有发生变化的物质叫催化剂。能加快反应速率的称为正催化剂； 减慢反应速率的称为负催化剂，如果没有特别说明均指正催化 剂。 B、 使用催化剂同等程度的增大（减慢）正逆反应速率，从而改变 反应到达平衡所需时间。 C、 催化剂不能改变反应物和生成物的量，也不能使本来不会发生 的反应变为可能。 D、 催化剂有一定的选择性和活化温度，在一定的温度范围内，催 化活性最好。 E、 酶是一种特殊的、具有催化活性的生物催化剂，具有高效性、 选择性及特殊的温度效应。 其他影响因素： 其他如光照、反应物固体的颗粒大小、电磁波、超声波、溶剂的性质、 电化学原理等，也会对化学反应的速率产生影响。 第二单元 化学反应的方向和限度 一、化学反应的方向： 1、自发过程：在一定条件下，不需要外接帮助就能自动进行的过程。 特点：体系趋向于从高能状态转变为低能状态。在密闭条件下，体系有从有 序自发转变为无序的倾向。 自发反应：在一定温度好压强下，无需外界帮助就能自动进行的反应，称为 自发反应。 2、化学反应进行方向的判据： （1）能量判据（晗判据） 绝大多数放热反应（H0）都能自发进行，且反应放出的热量越多，反 应越完全。但有些吸热过程也能自发进行，如 NH4Cl 溶于水。因此，焓变不是 判断化学反应能否自发进行的唯一因素。 能量 反应过程 E1 E2 反应物 生成物 活化分子 活化能 活化分子变 成生成物分 子放出的能 量 反应热 没加催化剂 加了催化剂 . .22 （2）熵判据： 熵：用于衡量一个体系混乱程度的物理量，符号为 S，单位：Jmol - 1K -1。 熵值越大，混乱程度越大。 同种物质熵值大小比较：S(g) S(l) S(s) 熵变：反应前后体系熵的变化叫该反应的熵变，符号为S。若发生反应 后体系的混乱程度增大，则该过程的S0. 熵变与化学反应自发性关系：化学反应的S 越大，越有利于反应自发 进行。 （3）复合判据： 在恒温、恒压时： 当H0，S0 时，反应可自发进行； 当H 0，S0 时，反应不能自发进行； 当H0，S0 时，反应在较低温度下可自发进行； 当H0，S0 时，反应在较高温度下可自发进行； 备注：反应的自发性只能用于判断反应的方向，不能确定反应十分一定会 发生或反应发生的速率。 二、化学平衡状态 1、可逆反应： （1）定义：在同一条件下，既能向正方向进行，又能向逆方向进行的反应称为 可逆反应。若一个反应是可逆反应，则反应物不可能完全转化成生成物。 （2）可逆反应的特点： 相同条件下，正反应和逆反应同时发生，同时进行； 反应物、生成物共同存在； 可逆反应不能进行到底，反应有一定的限度； 化学方程式中不用“=” ，而用“ ”。 （3）可逆反应中浓度的变化期刊： 对于一个从反应物开始的反应：反应开A-10%的 起 始 浓 度 的 平 衡 浓 度的 起 始 浓 度 始时，反应物浓度最大，生成物浓度为 0；反应进行中， 反应物浓度不断减小，生成物浓度不断增大；反应到 一定时间，反应物和生成物浓度都不再改变。 （4）可逆反应中的反应速率变化情况： 反应开始时：v 正 最大，v 逆 =0； 反应过程中：v 正 不断减小，v 逆 不断增大； 到一定时间：v 正 = v 逆 0 备注：v 正 = v 逆 是针对反应中的一种物质而言的。 2、化学平衡状态： （1）化学平衡状态定义：一定条件下，当一个可逆反应进行到正逆反应速率相 等时，各组成成分浓度不再改变，达到表面上静止的一种“平衡”，化学反应进 行到最大限度，反应混合物就处于化学平衡状态。 （2）化学平衡的特征： . .23 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（反应混合物中各物质的含量恒定：各物质的物质的量或物质的量分数 恒定；各物质的质量或质量分数恒定；如果是气体物质，则各气体的体积或体 积分数恒定） 变（条件（如温度、压强、浓度等）改变，平衡发生变化） 同（对某一可逆反应，在相同条件下，无论是从正反应开始，还是从逆反 应开始，或是从正、逆反应同时开始，只要建立平衡的条件相同，最终均能达 到同一平衡状态，即化学平衡状态的建立只与建立平衡的条件有关，与建立平 衡的途径无关，简称“等效平衡” ） 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 mA(g)+nB(g) pC(g)+qD(g) 各物质的物质的量或各物质的物质的量的分数一定 平衡 各物质的质量或各物质质量分数一定 平衡 各气体的体积或体积分数一定 平衡 混合物体系中 各成分的含量 总体积、总压力、总物质的量一定 不一定平衡 在单位时间内消耗了 m molA 同时生成 m molA，即 V(正 )=V(逆) 平衡 在单位时间内消耗了 n molB 同时消耗了 p molC，则 V(正 )=V(逆) 平衡 V(A):V(B):V(C):V(D)=m:n:p:q ，V( 正)不一定等于 V(逆) 不一定平衡 正、逆反应 速率的关系 在单位时间内生成 n molB，同时消耗了 q molD，因均 指 V(逆) 不一定平衡 m+n p+q 时，总压力一定（其他条件一定） 平衡压强 m+n= p+q 时，总压力一定（其他条件一定） 不一定平衡 Mr 一定时，只有当 m+np+q 时 平衡混合气体平均 相对分子质量 Mr Mr 一定时，但 m+n=p+q 时 不一定平衡 温度 任何反应都伴随着能量变化，当体系温度一定时（其他不变） 平衡 体系的密度 密度一定 不一定平衡 其他 对于有色物质参加的反应，体系颜色不再变化 平衡 三、化学平衡常数 1、定义：在一定温度下，当一个反应达到化学平衡时，生成物浓度以化学计量 数为指数的幂的乘积与反应物浓度以化学计量数为指数的幂的乘积是一个常数。 符号：K 2、表达式：对于一般的可逆反应，mA（g ）+ nB（g ） pC（g）+ qD（g） 当在一定温度下达到平衡时，K=c p(C)cq(D)/cm(A)cn(B) 3、使用化学平衡常数 K 应注意的问题： . .24 （1）在平衡常数的表达式中，物质的浓度必须是平衡浓度（固体、纯液体的浓 度可看成为 1） 。 （2）K 只与温度（T）有关，与反应物或生成物的浓度无关。 （3）反应物或生产物中有固体或纯液体存在时，由于其浓度是固定不变的，可 以看做是“1”而不代入公式。 （4）在稀溶液中进行的反应，水的浓度可视为定值，不出现中表达式中，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、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，K10 5 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。Q：浓度商 某时刻的 Q= cp(C)cq(D)/cm(A)cn(B) 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 备注：平衡常数只受温度影响，与浓度、压强计反应物或生成物的浓度等 无关。 （4）平衡常数值的大小只能说明一个可逆反应的正反应所进行的最大程度，不 能预示反应达到平衡所需要的时间。 5、平衡转化率： （1）转化率：某一反应物的转化率等于该物质在反应中已转化的量与该物质总 量的比值。 （2）平衡转化率：可逆化学反应在一定条件下达到化学平衡状态时, 某一反应 物已转化的量占该反应物起始量的百分数。 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。 计算方法：如 aA+bB=cC+dD （A)= A-10%的 起 始 浓 度 的 平 衡 浓 度的 起 始 浓 度 或者= 100%中中)( 或者= 中 （3）与反应的平衡转化率有关的规律： 以化学方程式 mA(g)+nB(g)=pC(g)+qD(g)为例： 若增大 A 的量，平衡向正方向移动，B 的转化率增大， A 的转化率减小； 若增大 B 的量，平衡向正方向移动，A 的转化率增大，B 的转化率减小。 恒温恒容时，若按原比例同等倍数增加（或减小）A 和 B 的量： 若 m+n=p+q 时，新平衡与原平衡等效，A 和 B 的转化率不变。 . .25 若 m+np+q 时，新平衡向正方向移动，A 和 B 的转化率增大。 若 m+nH3PO4HFCH3COOHH2CO3H2SHClO 3、电离度： 概念：已电离的溶质分子数占原有溶质分子总数（包括已电离的和未电离的） 的百分率，称为电离度，用 表示： nc=10%=10%=10%已 电 离 的 溶 质 分 子 数 （ 电 离 分 子 ） （ 电 离 分 子 ） ）原 有 溶 质 分 子 总 数 （ 分 子 总 数 （ 分 子 总 数 . .31 nc=10%=10%=10%已 电 离 的 溶 质 分 子 数 （ 电 离 分 子 ） （ 电 离 分 子 ） ）原 有 溶 质 分 子 总 数 （ 分 子 总 数 （ 分 子 总 数 四、水的电离平衡 1、水电离平衡： H2O + H2O H3O+ + OH 简写为：H 2O H+ + OH 2、水的离子积常数：K W = cH+cOH- 25时, H+=OH- =10-7 mol/L ; KW = H+OH- = 110-14 100时， KW = 5.510-13 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） 3、水电离特点：（1）可逆 （2）吸热 （3）极弱 4、影响水电离平衡的外界因素： 酸、碱 ：抑制水的电离 KW1*10 -14 温度：促进水的电离（水的电离是 吸 热的） 易水解的盐：促进水的电离 KW 1*10-14 影响因素 条件改变 平衡移动 溶液中的 c(H+) 溶液中的 c(OH-) Kw 升高温度 向右 增大 增大 变大 温度 降低温度 向左 减小 减小 变小 加入酸 向左 增大 减小 不变 酸碱性 加入碱 向左 减小 增大 不变 5、水电离出的 c(H+)或 c(OH-)的计算方法： （1）中性溶液：c(H + ) = c(OH-) = 110-7 molL -1 （2）溶质为酸：在酸性溶液中，H +来源于酸的电离好水的电离，而 OH-只来源 于水的电离，故有： c(H+ )水 = c(OH-)水 = c(OH-) 强酸溶液：c(H + )水 = KW/ c(H+ )酸 一元弱酸溶液：c(H + )水 = KW/ c(H+ )酸 酸 （ 酸 是弱酸的电离度。 ） （3）溶液为碱：c(H + )水 = KW/ c(OH- )碱 强碱溶液：c(H + )水 = KW/ c(OH- )碱 碱 第二单元 溶液的酸碱性 一、 溶液的酸碱性： 1、 利用 c（H +）和 c（OH ）的相对大小判断溶液的酸碱性： 25时： 中性溶液 c(H+）= c(OH ）= 110 -7mol/L . .32 酸性溶液 c(H+） c(OH ） ，c(H +） 110 -7mol/L 碱性溶液 c(H+）1mol/L 时，pH14，此时溶 液的酸碱性直接用浓度表示。 也可用 pOH 来表示溶液的酸碱性， pOH=-lgC(OH-)，因为 C(H+)C(OH-) =10-14，若两边均取负对数，得 pH+pOH=