高中化學常用反應(yīng)資料

化學反應(yīng)與能量

I考點1:吸熱反應(yīng)與放熱反應(yīng)

1、吸熱反應(yīng)與放熱反應(yīng)的區(qū)別

比較

放熱反應(yīng)吸熱反應(yīng)

類型

定義放出熱量的化學反應(yīng)吸收熱量的化學反應(yīng)

反應(yīng)物具體的總能量大于生成物反應(yīng)物具有的總能量小于生成物具有

形成原因

具有的總能量的總能量

生成物分子成鍵時釋放出的總能

與化學鍵強生成物分子成鍵時釋放出的總能量小

量大于反應(yīng)物分子斷裂鍵時吸收

弱的關(guān)系于反應(yīng)物分子斷裂鍵時吸收的總能量

的總能量

表示方法△H<0△H>0

能|

成物反應(yīng)物

ag為“為---

(a

圖示§/：AH>0

質(zhì)應(yīng)物一…凌物.

反應(yīng)過程反應(yīng)過M

H,(g)+Cl：(g)=2HC1(g)C(s)+HaO(g)=CO(g)+H2(g)

實例

△H=-184.6kJ-mor,△H=+131.3kJ?noE,

特別注意：反應(yīng)是吸熱還是放熱與反應(yīng)的條件沒有必然的聯(lián)系，而決定

于反應(yīng)物和生成物具有的總能量(或靖)的相對大小。

2、常見的放熱反應(yīng)①一切燃燒反應(yīng)；②活潑金屬與酸或水的反應(yīng)；③酸

堿中和反應(yīng)；④鋁熱反應(yīng)；⑤大多數(shù)化合反應(yīng)(但有些化合反應(yīng)是吸熱反

應(yīng)，如：N2+02=2N0,C02+C=2C0等均為吸熱反應(yīng))。

3、常見的吸熱反應(yīng)①Ba(0H)2?8H20與NH4C1反應(yīng)；②大多數(shù)分解反應(yīng)

是吸熱反應(yīng)③星+9也-Cu+H;O,C+H;O(g)仝CO+H］等也是吸

熱反應(yīng)；④水解反應(yīng)

考點2：反應(yīng)熱計算的依據(jù)

1.根據(jù)熱化學方程式計算反應(yīng)熱與反應(yīng)物各物質(zhì)的物質(zhì)的量成正比。

2.根據(jù)反應(yīng)物和生成物的總能量計算AH=E生成物-E反應(yīng)物。

3.根據(jù)鍵能計算△H=反應(yīng)物的鍵能總和一生成物的鍵能總和。

4.根據(jù)蓋斯定律計算化學反應(yīng)的反應(yīng)熱只與反應(yīng)的始態(tài)（各反應(yīng)物）和

終態(tài)（各生成物）有關(guān)，而與反應(yīng)的途徑無關(guān)。即如果一個反應(yīng)可以分步

進行，則各分步反應(yīng)的反應(yīng)熱之和與該反應(yīng)一步完成時的反應(yīng)熱是相同

的。

溫馨提示：①蓋斯定律的主要用途是用已知反應(yīng)的反應(yīng)熱來推知相關(guān)反

應(yīng)的反應(yīng)熱。

②熱化學方程式之間的“+”“-”等數(shù)學運算，對應(yīng)AH也進行“+”

“_”等數(shù)學計算。

5.根據(jù)物質(zhì)燃燒宸熱數(shù)值計算：Q（放）=n（可燃物）X|AH|。

化學反應(yīng)速率與化學平衡

|考點1：化學反應(yīng)速率

1、化學反應(yīng)速率的表示方法?

化學反應(yīng)速率通常用單位時面向反應(yīng)物濃度和生成物濃度的變化來表

示。表達式：o其常用的單位是、或

2、影響化學反應(yīng)速率的因素1）內(nèi)因（主要因素）反應(yīng)物本身的性質(zhì)。

2）外因（其他條件不變，只改變一個條件）

增大反應(yīng)物濃度，反應(yīng)速率加怏，反之減慢。

對于市氣體參加的反應(yīng)，增大壓強，反應(yīng)

速率加快,反之減慢。

升高溫度，反應(yīng)速率加快，反之減慢。

使用催化劑，能改變化學反應(yīng)速率，且正、

逆反應(yīng)速率的改變程度蛔。

反應(yīng)物間的接觸面積、光輻射、放射線輻射、

超聲波等。

3、理論解釋一一有效碰撞理論（1）活化分子、活化能、有效碰撞①活化

分子：能夠發(fā)生有效碰撞的分子。

②活化能：如圖反應(yīng)過程圖中：E1為正反應(yīng)的活

化能，使用催化劑時的活化能為E3,反應(yīng)熱為E1-E2。（注：E2為逆反

應(yīng)的活化能）

③有效碰撞：活化分子之間能夠引發(fā)化學反應(yīng)的碰撞。

（2）活化分子、有效碰撞與反應(yīng)速率的關(guān)系

|考點2：化學平衡

1、化學平衡狀態(tài)：一定條件（恒溫、恒容或恒壓）下的可逆反應(yīng)里，正

反應(yīng)和逆反應(yīng)的速率相等，反應(yīng)混合物（包括反應(yīng)物和生成物）中各組分

的濃度保持不變的狀態(tài)。

到一化學平衡是一種動態(tài)平衡

號）一正反應(yīng)速率=逆反應(yīng)速率

京）一反應(yīng)物和生成物的質(zhì)量

y或濃度保持不變

制一條件改變，平衡狀態(tài)可能改變,

2、化學平衡狀態(tài)的特征J新條件下建立新的平衡狀態(tài)

3、判斷化學平衡狀態(tài)的依據(jù)

聯(lián)（g）+儂加），---pC（g）+<jD（g）

可能的情況是否達平衡

反應(yīng)混合物①各組分的物質(zhì)的量或各組分的摩爾分數(shù)一定達平衡

中各組分的②各組分的質(zhì)量或各組分的質(zhì)量分數(shù)一定達平衡

含量③各組分的體積或體積分數(shù)一定達平衡

④總體積、總壓強或總物質(zhì)的量一定不一定達平衡

■位時間內(nèi)消耗mmolA,同時生成mmolA,達平衡

②單位時間內(nèi)消耗mmolA（或nmolB）,同時消耗

達平衡

Pmo]C（或qmolD）,既va=v.

v占、的

③貝⑷：咿）：%f）:v（D）=m：n：p：q,此時v亞不一

糅不一定達平衡

定等于v.

④單位時間內(nèi)生成了pmolC（或qmp|D）同時消耗

不一定達平衡

了mmolA（或nmolB）,此時均指v廄

（DnrErp+q時，總壓強一定達平衡

壓強

②?什n=p+q時，總壓強一定不一定達平衡

混合氣體的①當n+n/p+q時，Mr一定達平衡

平均相對分

②當in+n=p+q時＞Mr一定不一定達平衡

子質(zhì)量Mr

混合氣體的

恒溫、恒壓或恒溫、恒容時，密度一定不一定達平衡

密度

反應(yīng)體系內(nèi)有色物質(zhì)的顏色一定，就是有色物質(zhì)的濃度

薇色達平衡

不變

任何化學反應(yīng)都伴隨著能量變化，絕熱條件下反應(yīng)體系

溫度達平衡

的溫度恒定

|考點3：化學平衡的移動

V荷V逆關(guān)0條件改變-V&V&-定時間

?'『‘逆工。

平衡1不平衡平衡2

破壞舊平衡建立新平衡

1、概念

可逆反應(yīng)中舊化學平衡的破壞、新化學平衡的建立，由原平衡狀態(tài)向新

化學平衡狀態(tài)的轉(zhuǎn)化過程，稱為化學平衡的移動。

2、化學平衡移動與化學反應(yīng)速率的關(guān)系（1八正8逆：平衡向正反應(yīng)方

包移動。（2）v正=v逆：反應(yīng)達到平衡狀態(tài)，不發(fā)生平衡移動。（3）v正

＜v逆：平衡向＜span》逆反應(yīng)方向移動。

3、影響化學平衡的因素

4、“惰性氣體”對化學平衡的影響

條件影響結(jié)果備注

反應(yīng)物濃度潛

平衡向正反應(yīng)方向移動

大

對于有固體或純液體參與的反

反應(yīng)物濃度減

平衡向逆反應(yīng)方向移動應(yīng)，由于固體或純液體的濃度

少

濃度可認為是常數(shù),因此改變固體

生成物濃度增

平衡向逆反應(yīng)方向移動的量平衡不發(fā)生移動,

大

生成物濃度減

平衡向正反應(yīng)方向移動

少

平衡向氣體體積減少方向?qū)τ跓o氣體參加和生成的反

壓強增大

移動應(yīng)），改變壓強.此時固、液體

壓強

平衡向氣體體積增大方向的濃度未改變，平衡不發(fā)生移

壓強減少

移動動.

溫度升高平衡向吸熱方向移動

溫度

溫度降低平衡向放熱方向移動

可以縮短達到平衡的時間，不

催化劑對平衡無影響改變平衡混合物中各組分的百

分比組成

①恒溫、恒容條件原平衡體系無人情性氣體■體系總壓強增大--＞體系中

各組分的濃度不變一一平衡不移動。

②恒溫、恒壓條件原平衡體系充人惰性氣體.容器容積增大,各反應(yīng)氣體

的分壓減小一一體系中各組分的濃度同倍數(shù)減小

（等效于減壓）

氣體體積不變反應(yīng)FATS-

----------------?平衡不移動

氣體體積可變反應(yīng)

士平衡向氣體體積增大的方向移動

5、勒夏特列原理定義：如果改變影響平衡的一個條件（如C、P或T等），

平衡就向能夠減弱這種改變的方向移動。

原理適用的范圍：已達平衡的體系、所有的平衡狀態(tài)（如溶解平衡、化

學平衡、電離平衡、水解平衡等）和只限于改變影響平衡的一個條件。

勒夏特列原理中“減弱這種改變”的解釋：外界條件改變使平衡發(fā)生

移動的結(jié)果，是減弱對這種條件的改變，而不是抵消這種改變，也就

是說：外界因素對平衡體系的影響占主要方面。

水溶液中的離子平衡

一、弱電解質(zhì)的電離

1、定義：電解質(zhì)：在水溶液中或熔化狀態(tài)下能導(dǎo)電的化合物，叫電解質(zhì)。非

電解質(zhì)：在水溶液中或熔化狀態(tài)下都不能導(dǎo)電的化合物。強電解質(zhì)：在水溶

液里全部電離成離子的電解質(zhì)。弱電解質(zhì)：在水溶液里只有一部分分子電離

成離子的電解質(zhì)。

混和物

物質(zhì)f單質(zhì)

[■強電解質(zhì)：強酸.強籟.大多數(shù)1：如HG、NaOH>NaCI、BaSO4

純凈物.電解質(zhì),

弱電解質(zhì)：弱酸，弱堿，極少數(shù)鹽.水.如HQO、NH3-HjO.CU（OH）2.HQ

化合物

非電解質(zhì)：非金屬轂化物.大部分有機物；如SO3、CCh、C6Hl2O6、CCk、CH2=CH2-

2、電解質(zhì)與非電解質(zhì)本質(zhì)區(qū)別：電解質(zhì)一一離子化合物或共價化合物非電

解質(zhì)——共價化合物注意：①電解質(zhì)、非電解質(zhì)都是化合物②SO2、NH3、C02

等屬于非電解質(zhì)③強電解質(zhì)不等于易溶于水的化合物（如BaS（h不溶于水，

但溶于水的BaSO,全部電離，故BaSO,為強電解質(zhì)）一一電解質(zhì)的強弱與導(dǎo)

電性、溶解性無關(guān)。

3、電離平衡：在一定的條件下，當電解質(zhì)分子電離成離子的速率和離子

結(jié)合成時，電離過程就達到了平衡狀態(tài)，這叫電離平衡。

4、影響電離平衡的因素：

A、溫度：電離一般吸熱，升溫有利于電離。B、濃度：濃度越大，電離程度越

??；溶液稀釋時，電離平衡向著電離的方向移動。C、同離子效應(yīng)：在弱電

解質(zhì)溶液里加入與弱電解質(zhì)具有相同離子的電解質(zhì)，會減弱電離。D、其他外

加試劑：加入能與弱電解質(zhì)的電離產(chǎn)生的某種離子反應(yīng)的物質(zhì)時，有利于電

離。5、電離方程式的書寫：用可逆符號弱酸的電離要分布寫（第一步為主）

6、電離常數(shù)：在一定條件下，弱電解質(zhì)在達到電離平衡時，溶液中電離所生

成的各種離子濃度的乘積，跟溶液中未電離的分子濃度的比是一個常數(shù)。叫

做電離平衡常數(shù)，（一般用Ka表示酸，Kb表示堿。）表示方法：

ABA*+B-Ki=[A*]B]/[AB]7、影響因素：a、電離常數(shù)的大小主要由物質(zhì)的

本性決定。b、電離常數(shù)受溫度變化影響，不受濃度變化影響，在室溫下一般

變化不大。C、同一溫度下，不同弱酸，電離常數(shù)越大，其電離程度越大，酸

性越強。如：H2S03>H3P04>HF>CH3C00H>H2C03>H2S>HC10

二、水的電離和溶液的酸堿性

H2o4^H++OH-

1、水電離平衡：

水的離子積：Kw=c[H*]?c[0H]25℃時，[H[=[OH-]=10-7mol/L;K,=

[H+]?[OH]=1*10-

注意：K,只與溫度有關(guān)，溫度一定，則K,值一定K,不僅適用于純水，適用于

任何溶液（酸、堿、鹽）

2、水電離特點：（1）可逆（2）吸熱（3）極弱

3、影響水電離平衡的外界因素：①酸、堿：抑制水的電離K?〈1*10-“②溫

度：促進水的電離（水的電離是吸熱的）③易水解的鹽：促進水的電離K,）

1*10“

4、溶液的酸堿性和pH：（1）pH=-lgc[H+]（2）pH的測定方法：酸堿指示劑

一一甲基橙、石蕊、酚歆。變色范圍：甲基橙3.r4.4（橙色）石蕊

5.0~8.0（紫色）酚猷8.2~10.0（淺紅色）pH試紙一操作玻璃棒蘸取未知

液體在試紙上，然后與標準比色卡對比即可。注意：①事先不能用水濕潤

PH試紙；②廣泛pH試紙只能讀取整數(shù)值或范圍

三、混合液的pH值計算方法公式

1、強酸與強酸的混合：（先求[H*]混：將兩種酸中的H*離子物質(zhì)的量相加除

t+

以總體積，再求其它）田*]混=（[H]1V1+[H]2V2）/（Vi+V2）

2、強堿與強堿的混合：（先求[0田]混：將兩種酸中的0田離子物質(zhì)的量相加

除以總體積，再求其它）[0于]混=（[0仃,+[0甲]12）/（V1+V2）（注意：

不能直接計算[H+]混）

3、強酸與強堿的混合：（先據(jù)H*+OH-==HzO計算余下的M或0F,①H*有余，

則用余下的H*數(shù)除以溶液總體積求[H*]混；0田有余，則用余下的0T數(shù)除以

溶液總體積求[0H」混，再求其它）

四、稀釋過程溶液pH值的變化規(guī)律：

1、強酸溶液：稀釋10"倍時，pH稀=pH原+n（但始終不能大于或等于7）2、

弱酸溶液：稀釋100倍時，pH?。╬H原+n（但始終不能大于或等于7）3、

強堿溶液：稀釋10"倍時，pH稀=pH原一n（但始終不能小于或等于7）4、

弱堿溶液：稀釋100倍時，pH稀〉pH原一n（但始終不能小于或等于7）5、

不論任何溶液，稀釋時pH均是向7靠近（即向中性靠近）；任何溶液無限稀

釋后pH均接近76、稀釋時，弱酸、弱堿和水解的鹽溶液的pH變化得慢，強

酸、強堿變化得快。

五、強酸（pHl）強堿（pH2）混和計算規(guī)律w.w.w.k.s.5.u.c.o.ml、若

等體積混合pHl+pH2=14則溶液顯中性pH=7pHl+pH2215則溶液顯堿性

pH=PH2-0.3pHl+pH2^13則溶液顯酸性pH=pHl+O.32、若混合后顯中性

pHl+pH2=14V酸：V堿=1：lpHl+pH2#14V酸：V堿=1：10<14'<pH,+pH2））

六、酸堿中和滴定：

4

1、中和滴定的原理實質(zhì)：H+0H-=H20即酸能提供的T和堿能提供的0萬物質(zhì)

的量相等。2、中和滴定的操作過程：（1）儀②滴定管的刻度，0刻度在上，

往下刻度標數(shù)越來越大，全部容積大于它的最大刻度值，因為下端有一部

分沒有刻度。滴定時，所用溶液不得超過最低刻度，不得一次滴定使用兩滴

定管酸（或堿），也不得中途向滴定管中添加。②滴定管可以讀到小數(shù)點后一

位。（2）藥品：標準液；待測液；指示劑。（3）準備過程：準備：檢漏、

洗滌、潤洗、裝液、趕氣泡、調(diào)液面。（洗滌：用洗液洗一檢漏：滴定管是

否漏水f用水洗f用標準液洗（或待測液洗）一裝溶液f排氣泡一調(diào)液面一

記數(shù)據(jù)V（始）（4）試驗過程3、酸堿中和滴定的誤差分析誤差分析：利用"

酸c酸I酸=〃堿c■堿1堿進行分析式中：n——酸或堿中氫原子或氫氧根離

子數(shù)；c——酸或堿的物質(zhì)的量濃度；-一酸或堿溶液的體積。當用酸去滴

定堿確定堿的濃度時，貝!|：「堿=1上述公式在求算濃度時很方便，而在分

析誤差時起主要作用的是分子上的〃酸的變化，因為在滴定過程中c酸為標

準酸，其數(shù)值在理論上是不變的，若稀釋了雖實際值變小，但體現(xiàn)的卻是V

酸的增大，導(dǎo)致c酸偏高；/堿同樣也是一個定值，它是用標準的量器量好

后注入錐形瓶中的，當在實際操作中堿液外濺，其實際值減小，但引起變化

的卻是標準酸用量的減少，即，酸減小，則c堿降低了；對于觀察中出現(xiàn)的

誤差亦同樣如此。綜上所述，當用標準酸來測定堿的濃度時，c堿的誤差與K

酸的變化成正比，即當/酸的實測值大于理論值時，c堿偏高，反之偏低。

同理，用標準堿來滴定未知濃度的酸時亦然。

七、鹽類的水解（只有可溶于水的鹽才水解）

1、鹽類水解：在水溶液中鹽電離出來的離子跟水電離出來的T或Off結(jié)合生

成弱電解質(zhì)的反應(yīng)。

2、水解的實質(zhì)：水溶液中鹽電離出來的離子跟水電離出來的H，或0田結(jié)合，

破壞水的電離，是平衡向右移動，促進水的電離。

3、鹽類水解規(guī)律：①有弱才水解，無弱不水解，越弱越水解；誰強顯誰

性，兩弱都水解，同強顯中性。②多元弱酸根，濃度相同時正酸根比酸式酸

根水解程度大，堿性更強。（如：Na2c03>NaHC03）

4、鹽類水解的特點：（1）可逆（與中和反應(yīng)互逆）（2）程度小（3）吸熱

5、影響鹽類水解的外界因素：①溫度：溫度越高水解程度越大（水解吸

熱，越熱越水解）②濃度：濃度越小，水解程度越大（越稀越水解）③酸

堿：促進或抑制鹽的水解（H*促進陰離子水解而抑制陽離子水解；0甲

促進陽離子水解而抑制陰離子水解）

6、酸式鹽溶液的酸堿性：①只電離不水解：如HS0J顯酸性②電離程度

>水解程度，顯酸性（如：HS（V、HzPOJ）③水解程度〉電離程度，顯堿

性（如：HCO3\HS\HPO產(chǎn)）

7、雙水解反應(yīng)：（1）構(gòu)成鹽的陰陽離子均能發(fā)生水解的反應(yīng)。雙水解反應(yīng)

相互促進，水解程度較大，有的甚至水解完全。使得平衡向右移。（2）常見

的雙水解反應(yīng)完全的為：Fe"、Al"與AlOG'CfVXHCXh-）、S2-（HS）、S0產(chǎn)（HS（V）;

S。-與NHZ；COs^HCCV）與NHJ其特點是相互水解成沉淀或氣體。雙水解完全的

離子方程式配平依據(jù)是兩邊電荷平衡，如：2Al3t+3s②-+6H2。==

2A1（OH）3I+3H2st

8、鹽類水解的應(yīng)用：

水解的應(yīng)用實例原理

3+

1、凈水明研凈水Al+3H20-人1(0,3(膠體)+311*

用熱堿水冼油污物品CO2-+HO^HCOS'+OH'

2、去油污32

①配制FeCL溶液時常加

Fe3t+3H0=?Fe(0H)+3H+

入少量鹽酸23

3、藥品的保存②配制Na2cCh溶液時常

C02'+H0^HCO"+OH"

加入少量NaOH323

若不然，則：MgCb?6H0=^=Mg(0

由MgCh?6H2O制無水M2

4、制備無水鹽gCL在HC1氣流中加熱

H)2+2HCl+4H20Mg(OH)2=^=MgO+H2O

用A用（SOD3與NaHCOs溶

5、泡沫滅火器Al3t+3HCO'=A1(OH)3I+3C0f

液混合32

6、比較鹽溶液中比較NH4Cl溶液中離子NH/+H2OWNH3?H2O+H%(Cl)>c(NH<

離子濃度的大小濃度的大小*)>c(H*)>c(OH)-

9、水解平衡常數(shù)（KQ對于強堿弱酸鹽：K產(chǎn)Kw/Ka（Kw為該溫度下水的離子

積，Ka為該條件下該弱酸根形成的弱酸的電離平衡常數(shù)）對于強酸弱堿鹽：

K產(chǎn)Kw/K-Kw為該溫度下水的離子積，h為該條件下該弱堿根形成的弱堿的電

離平衡常數(shù),電離、水解方程式的書寫原則1）、多元弱酸（多元弱酸鹽）

的電離（水解）的書寫原則：分步書寫注意：不管是水解還是電離，都決定

于第一步，第二步一般相當微弱。2）、多元弱堿（多元弱堿鹽）的電離（水

解）書寫原則：一步書寫

八、溶液中微粒濃度的大小比較

☆☆基本原則：抓住溶液中微粒濃度必須滿足的三種守恒關(guān)系：①電荷守恒：：

任何溶液均顯電中性，各陽離子濃度與其所帶電荷數(shù)的乘積之和=各陰離

子濃度與其所帶電荷數(shù)的乘積之和②物料守恒：（即原子個數(shù)守恒或質(zhì)量守恒）

某原子的總量（或總濃度）=其以各種形式存在的所有微粒的量（或濃度）之和

③質(zhì)子守恒：即水電離出的H+濃度與OF濃度相等。

九、難溶電解質(zhì)的溶解平衡

1、難溶電解質(zhì)的溶解平衡的一些常見知識（1）溶解度小于0.01g的電解

質(zhì)稱難溶電解質(zhì)。（2）反應(yīng)后離子濃度降至l*10T以下的反應(yīng)為完全反應(yīng)。

如酸堿中和時［H］降至10-01/卜10-%014，故為完全反應(yīng)，用“="，常見

的難溶物在水中的離子濃度均遠低于KTinol/L,故均用“。（3）難溶并

非不溶，任何難溶物在水中均存在溶解平衡。（4）掌握三種微溶物質(zhì)：CaSO,、

Ca（0H）2、AgzSO,（5）溶解平衡常為吸熱，但Ca（0H）2為放熱，升溫其溶解度

減少。（6）溶解平衡存在的前提是：必須存在沉淀，否則不存在平衡。

2、溶解平衡方程式的書寫

意在沉淀后用（s）標明狀態(tài)，并用“W"。如：Ag￡（s）W2Agt（aq）+S2-（aq）

3、沉淀生成的三種主要方式

（1）加沉淀劑法：K”越?。闯恋碓诫y溶），沉淀越完全；沉淀劑過量能

使沉淀更完全。（2）調(diào)pH值除某些易水解的金屬陽離子：如加MgO除去MgCb

溶液中FeCL。（3）氧化還原沉淀法：（4）同離子效應(yīng)法

4、沉淀的溶解：

沉淀的溶解就是使溶解平衡正向移動。常采用的方法有：①酸堿；②氧化還

原；③沉淀轉(zhuǎn)化。

5、沉淀的轉(zhuǎn)化：

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。如：AgNO3

-AgCl（白色沉淀）-AgBr（淡黃色）fAgl（黃色）-Ag2s（黑色）

6、溶度積（Ksp）

1）、定義：在一定條件下，難溶電解質(zhì)電解質(zhì)溶解成離子的速率等于離子重

新結(jié)合成沉淀的速率，溶液中各離子的濃度保持不變的狀態(tài)。2）、表達式：

AmBn（s）=mA"（aq）+nB-（aq）人片［c（An+）］"?［c（B"-）］n3）、影響因素：外

因：①濃度：加水，平衡向溶解方向移動。②溫度：升溫，多數(shù)平衡向溶解

方向移動。4）、溶度積規(guī)則Qc（離子積）>KSP有沉淀析出QC=KSP平衡狀態(tài)

Qc<ksp例和，繼埃洛解

電化學1.原電池的工作原理及應(yīng)用1.概念和反應(yīng)本質(zhì)原電池是把化學

能轉(zhuǎn)化為電能的裝置，其反應(yīng)本質(zhì)是氧化還原反應(yīng)。2.原電池的構(gòu)成

條件⑴一看反應(yīng)：看是否有能自發(fā)進行的氧化還原反應(yīng)發(fā)生（一般是活

潑性強的金屬與電解質(zhì)溶液反應(yīng)）。（2）二看兩電極：一般是活潑性不同

的兩電極。（3）三看是否形成閉合回路，形成閉合回路需三個條件：①

電解質(zhì)溶液；②兩電極直接或間接接觸；③兩電極插入電解質(zhì)溶液中。

3.工作原理以鋅銅原電池為例

⑴反應(yīng)原理

電極名稱負極正極

電極材料鋅片銅片

電極反應(yīng)Zn-2e===Zn2+Cu2++2e-===Cu

反應(yīng)類型氧化反應(yīng)還原反應(yīng)

電子流向由Zn片沿導(dǎo)線流向Cu片

鹽橋中離子移向鹽橋含飽和KCI溶液，K+移向正極，CI移向負極

(2)鹽橋的組成和作用①鹽橋中裝有飽和的KCKKN(h等溶液和瓊膠制

成的膠凍。②鹽橋的作用：a.連接內(nèi)電路，形成閉合回路；b.平衡電荷，

使原電池不斷產(chǎn)生電流。

2.電解的原理

1.電解和電解池⑴電解：在電流作用下,電解質(zhì)在兩個電極上分別發(fā)

生氧化反應(yīng)和還原反應(yīng)的過程。(2)電解池：電能轉(zhuǎn)化為化學能的裝置。

⑶電解池的構(gòu)成①有與電遮相連的兩個電極。②電解質(zhì)溶液(或熔融電

解質(zhì))。③形成閉合回路。2.電解池的工作原理⑴電極名稱及電極反

應(yīng)式(電解CuCh溶液為例)

電源

Tp

石鬢

電極名稱：gm「電極名稱：阻板

反應(yīng)類型：氧化反應(yīng)反應(yīng)類型：還-反應(yīng)

電極反應(yīng)式：電極反應(yīng)式：Cu"+2e-=Cu

2Cr-2e-=Cl2t

CuCI的液

CuC1=

總反應(yīng)式：-^Cu+Cl2t管)電子和離子的移動方向

①電子：從電源負極流出后,流向電解池陰極；從電解池的陽極流出后

流向電源的正極。②離子：陽離子移向電解池的陰遙，陰離子移向電解

池的陽極。3.陰陽兩極上放電順序⑴陰極：(與電極材料無關(guān))。氧化

性強的先放電，放電順序：

IC、Ca".Na*..Al\Zn".Fc?'.Sn：\Pb：，卬Cu<FcJAg*

放電由堆到物

⑵陽極：若是活性電

極作陽極，則活性電極首先失電子，發(fā)生氧化反應(yīng)。若是惰性電極作陽

S*-,lBr.CT.OHhNQi.SOj.aX>.F-

故電一—

極，放電順序為

3.化學電源

1.日常生活中的三種電池⑴堿性鋅鎰干電池一一一次電池正極反應(yīng)：

---

2MnO2+2H20+2e-===2MnOOH+20H；負極反應(yīng)：Zn+20H-2e===Zn(OH)2；

總反應(yīng)：Zn+2MnO2+2H2O===2MnOOH+Zn(OH)2o(2)鋅銀電池——一次電

--

池負極反應(yīng)：Zn+20H-2e-===Zn(OH)2；正極反應(yīng)：Ag20+H20+2e

===2Ag+20H\總反應(yīng)：Zn+Ag20+H20===Zn(0H)2+2Ag。⑶二次電池(可

充電電池)鉛蓄電池是最常見的二次電池，負極材料是出，正極材料是

Pb02.①放電時的反應(yīng)a.負極反應(yīng)：Pb+S024-2e"===PbS04;b.正極

+_

反應(yīng)：Pb02+4H+S04+2e===PbS04+2H20；c.總反應(yīng)：Pb+PbO2+

2H2S04===2PbS04+2H20o②充電時的反應(yīng)a.陰極反應(yīng)：PbSO4+2e"===Pb

2—2—

+

+S04；b.陽極反應(yīng)：PbS04+2H20-2e-===PbO2+4H+SO4；c.總反

應(yīng)：2PbSO4+2H2。電解Pb+PbO2+2H2sO,。注可充電電池的充、放電不

能理解為可逆反應(yīng)。

2.“高效、環(huán)境友好”的燃料電池氫氧燃料電池是目前最成熟的燃料

電池，可分酸性和堿性兩種。

種類酸性堿性

負極反應(yīng)式2H2-4e'===4H+2H2+40H-4e===4H2O

+

正極反應(yīng)式02+4e-+4H===2H2O02+2H2O+4e===4OH-

電池總反應(yīng)

2H2+O2===2H2O

式

燃料電池的電極不參與反應(yīng)，有很強的催化活性，起導(dǎo)電

備注

作用

4.電解原理的應(yīng)用

1.氯堿工業(yè)⑴電極反應(yīng)陽極反應(yīng)式：2C「-2葭===（：1"（氧化反應(yīng)）

陰極反應(yīng)式：2H++2e-===Hzt（還原反應(yīng)）（2）總反應(yīng)方程式2NaCl+2H2O

電解

=2NaOH+H2f+C12f（3）氯堿工業(yè)生產(chǎn)流程圖

精制絲處I離子交換膜I顯0（含少量、aOH）

NaC溶流

2.電鍍下圖為金屬表面鍍銀的工作示意圖，據(jù)此回答下列問題:

⑴鍍件作陽極，鍍層金屬銀作陽極。⑵電解質(zhì)溶液是AgNOs溶液等含

鍍層金屬陽離子的鹽溶液。（3）電極反應(yīng)：陽極：Ag-e-===Ag+；陰極：

Ag++e-===Ag。（4）特點：陽極溶解，陽極沉積，電鍍液的濃度丕變。3.電

解精煉銅⑴電極材料：陽極為粗銅陰極為纏翅。（2）電解質(zhì)溶液：含

Cu?+的鹽溶液。（3）電極反應(yīng)：陽極：Zn—2e-===Zn2+、Fe—2e-===Fe2+、

Ni—2e-===Ni2+>Cu—2e-===Cu2+；陰極：Cu2++2e-===Cuo4.電冶金

利用電解熔融鹽的方法來冶煉活潑金屬Na、Ca、Mg、Al等。（1）冶煉鈉

電解

2NaCl（熔融）=2Na+Cl2t電極反應(yīng)：陽極：2C1--2e"===Cl2t;陰

電解

+

極：2Na+2e"===2Nao（2）冶煉鋁2Al2O3（熔融）=4A1+302t電極反

2--3+-

應(yīng)：陽極：60-12e===302t;陰極：4A1+12e===4Alo

S.金屬的腐蝕與防護

1.金屬腐蝕的本質(zhì)金屬原子失去電子變?yōu)榻饘訇栯x子,金屬發(fā)生氧化

反應(yīng)。2.金屬腐蝕的類型⑴化學腐蝕與電化學腐蝕

類型化學腐蝕電化學腐蝕

條件金屬跟非金屬單質(zhì)直接接觸不純金屬或合金跟電解質(zhì)溶液接觸

現(xiàn)象無電流產(chǎn)生直微II電流產(chǎn)生

本質(zhì)金屬被置他較活潑金屬被量他

聯(lián)系兩者往往同時發(fā)生,受（縫腐蝕更普遍

⑵析氫腐蝕與吸氧腐蝕以鋼鐵的腐蝕為例進行分析:

類型析氫腐蝕吸氧腐蝕

條件水膜酸性較強（PHW4.3）水膜酸性很弱或呈中性

電極反負Fe-2e-===Fe2+

應(yīng)極

正

2H++2e-===H2__t。2+2H2O+4e===40H

極

2Fe+O2+2H2O===2Fe(OH)

Fe+2H+===Fe2++出

總反應(yīng)式

1_2

聯(lián)系吸氧腐蝕更普遍

3.金屬的防護⑴電化學防護①犧牲陽極的陰極保護法一原電迪原理

a.魚極：比被保護金屬活潑的金屬；b.正極：被保護的金屬設(shè)備。②

外加電流的陰極保護法一電解原理a.陽極：被保護的金屬設(shè)備；b.阻

極：惰性金屬或石墨。（2）改變金屬的內(nèi)部結(jié)構(gòu)，如制成合金、不銹鋼

⑶加防護層，如在金屬表面噴油漆、涂油脂、電鍍、噴鍍或表面鈍化

等方法。

高中化學基本化學反應(yīng)歸納

基本化學反應(yīng)

（一）化合反應(yīng)

1.定義：多變一（2）基本形式：A+B=AB

2C+O2===2CO2

CO+O2===2CO2

CO2+C===2CO

CO2+H2（D==H2c。3

2.鎂在空氣中燃燒：

2Mg+O2點燃2MqO

現(xiàn)象：（1）發(fā)出耀眼的白光（2）放出熱量（3）生成白色粉末

3.鐵在氧氣中燃燒：3Fe+2O2點燃Fe3CU

現(xiàn)象：（1）劇烈燃燒，火星四射（2）放出熱量（3）生成一種黑

色固體

注意：瓶底要放少量水或細沙，防止生成的固體物質(zhì)濺落下來，

炸裂瓶底。

4.銅在空氣中受熱：2Cu+O2N2CuO現(xiàn)象：銅絲變黑。

5.鋁在空氣中燃燒：4AI+302點燃2Al2O3

現(xiàn)象：發(fā)出耀眼的白光，放熱，有白色固體生成。

6.氫氣中空氣中燃燒：2H2+O2點燃2H2。

現(xiàn)象：（1）產(chǎn)生淡藍色火焰（2）放出熱量（3）燒杯內(nèi)壁出現(xiàn)水

霧。

7.紅（白）磷在空氣中燃燒：4P+502點燃2P2。5

現(xiàn)象：（1）發(fā)出白光（2）放出熱量（3）生成大量白煙。

8.硫粉在空氣中燃燒：S+02點燃S02現(xiàn)象:

A.在純的氧氣中

發(fā)出明亮的藍紫火焰，放出熱量，生成一種有刺激性氣味的氣體。

B.在空氣中燃燒

（1）發(fā)出淡藍色火焰（2）放出熱量（3）生成一種有刺激性氣味

的氣體。

9.碳在氧氣中充分燃燒：C+。2點燃C02

現(xiàn)象：（1）發(fā)出白光（2）放出熱量（3）澄清石灰水變渾濁

10.碳在氧氣中不充分燃燒：2c+O2點燃2co

11.二氧化碳通過灼熱碳層：C+CO2高溫2co（是吸熱的反應(yīng)）

（二）分解反應(yīng)

1.定義：一變多

基本形式：AB=A+B2HgO===2Hg+O2

2.水在直流電的作用下分解：2H2。通電2H2f+O2T

現(xiàn)象：（1）電極上有氣泡產(chǎn)生。H2：02=2：1

正極產(chǎn)生的氣體能使帶火星的木條復(fù)燃。

負極產(chǎn)生的氣體能在空氣中燃燒，產(chǎn)生淡藍色火焰

3.加熱堿式碳酸銅：CU2（OH）2CO3^2Cu0+H2O+CO2T

現(xiàn)象：綠色粉末變成黑色，試管內(nèi)壁有水珠生成，澄清石灰水變

渾濁。

4.加熱氯酸鉀（有少量的二氧化錦）：2KCIO3^_MnO22KCI

302?

5.加熱高鍋酸鉀：2KMn04■K2MnO4+Mn02+02T

6.實驗室用雙氧水制氧氣：2H2O2Mn022H2O+02T

現(xiàn)象：有氣泡產(chǎn)生，帶火星的木條復(fù)燃。

7.加熱氧化汞：2Hg0幺2Hg+02T

8.鍛燒石灰石：CaC03高溫Ca0+C02T（二氧化碳工業(yè)制法）

9.碳酸不穩(wěn)定而分解：H2CO3===H20+CO2T

現(xiàn)象：石蕊試液由紅色變成紫色。

10.硫酸銅晶體受熱分解：CUSO4?5H2O^CUSO4+5H2O

（三）置換反應(yīng)

1.定義：一換一

基本形式：A+BC=AC+B

酸與金屬反應(yīng)：Zn+H2so4==ZnSO4+H2T

Fe+HzSd==FeSC）4+H2T

Mg+2HCI==MgCl2+H2T

鹽與金屬反應(yīng)

2AI+3CuSO4==Al2（SO4）3+3CuCuSO4+Zn==ZnSO4+Cu

2.金屬單質(zhì)+酸---鹽+氫氣（置換反應(yīng)）

（1）