一、焓變反響熱1．反響熱：一定條件下，一定物質(zhì)的量的反響物之間完全反響所放出或吸收的熱量2．焓變(ΔH)的意義：在恒壓條件下進(jìn)行的化學(xué)反響的熱效應(yīng)〔1〕.符號(hào)：△H〔2〕.單位：kJ/mol3.產(chǎn)生原因：化學(xué)鍵斷裂——吸熱化學(xué)鍵形成——放熱放出熱量的化學(xué)反響。(放熱>吸熱)△H為“-”或△H<0吸收熱量的化學(xué)反響。〔吸熱>放熱〕△H為“+”或△H>0☆常見的放熱反響：①所有的燃燒反響②酸堿中和反響③大多數(shù)的化合反響④金屬與酸的反響⑤生石灰和水反響⑥濃硫酸稀釋、氫氧化鈉固體溶解等☆常見的吸熱反響：①晶體Ba(OH)2·8H2O與NH4Cl②大多數(shù)的分解反響③以H2、CO、C為復(fù)原劑的氧化復(fù)原反響④銨鹽溶解等二、熱化學(xué)方程式書寫化學(xué)方程式注意要點(diǎn):①熱化學(xué)方程式必須標(biāo)出能量變化。②熱化學(xué)方程式中必須標(biāo)明反響物和生成物的聚集狀態(tài)〔g,l,s分別表示固態(tài)，液態(tài)，氣態(tài)，水溶液中溶質(zhì)用aq表示〕③熱化學(xué)反響方程式要指明反響時(shí)的溫度和壓強(qiáng)。④熱化學(xué)方程式中的化學(xué)計(jì)量數(shù)可以是整數(shù)，也可以是分?jǐn)?shù)⑤各物質(zhì)系數(shù)加倍，△H加倍；反響逆向進(jìn)行，△H改變符號(hào)，數(shù)值不變?nèi)?、燃燒?．概念：25℃※注意以下幾點(diǎn)：①研究條件：101kPa②反響程度：完全燃燒，產(chǎn)物是穩(wěn)定的氧化物。③燃燒物的物質(zhì)的量：1mol④研究?jī)?nèi)容：放出的熱量?！拨<0，單位kJ/mol〕四、中和熱1．概念：在稀溶液中，酸跟堿發(fā)生中和反響而生成1molH2O，這時(shí)的反響熱叫中和熱。2．強(qiáng)酸與強(qiáng)堿的中和反響其實(shí)質(zhì)是H+和OH-反響，其熱化學(xué)方程式為：H+(aq)+OH-(aq)=H2O(l)ΔH=－57.3kJ/mol3．弱酸或弱堿電離要吸收熱量，所以它們參加中和反響時(shí)的中和熱小于57.3kJ/mol。4．中和熱的測(cè)定實(shí)驗(yàn)五、蓋斯定律1．內(nèi)容：化學(xué)反響的反響熱只與反響的始態(tài)〔各反響物〕和終態(tài)〔各生成物〕有關(guān)，而與具體反響進(jìn)行的途徑無關(guān)，如果一個(gè)反響可以分幾步進(jìn)行，那么各分步反響的反響熱之和與該反響一步完成的反響熱是相同的。六、原電池：1、概念：化學(xué)能轉(zhuǎn)化為電能的裝置叫做原電池2、組成條件：①兩個(gè)活潑性不同的電極②電解質(zhì)溶液③電極用導(dǎo)線相連并插入電解液構(gòu)成閉合回路3、電子流向：外電路：負(fù)極——導(dǎo)線——正極內(nèi)電路：鹽橋中陰離子移向負(fù)極的電解質(zhì)溶液，鹽橋中陽離子移向正極的電解質(zhì)溶液。4、電極反響：以鋅銅原電池為例：負(fù)極：氧化反響：Zn－2e＝Zn2＋較活潑金屬〕正極：復(fù)原反響：2H＋＋2e＝H2↑〔較不活潑金屬〕總反響式：Zn+2H+=Zn2++H2↑5、正、負(fù)極的判斷：〔1〕從電極材料：一般較活潑金屬為負(fù)極；或金屬為負(fù)極，非金屬為正極。〔2〕從電子的流動(dòng)方向負(fù)極流入正極〔3〕從電流方向正極流入負(fù)極〔4〕根據(jù)電解質(zhì)溶液內(nèi)離子的移動(dòng)方向陽離子流向正極，陰離子流向負(fù)極〔5〕根據(jù)實(shí)驗(yàn)現(xiàn)象①溶解的一極為負(fù)極②增重或有氣泡一極為正極七、化學(xué)電池1、電池的分類：化學(xué)電池、太陽能電池、原子能電池2、化學(xué)電池：借助于化學(xué)能直接轉(zhuǎn)變?yōu)殡娔艿难b置3、化學(xué)電池的分類：一次電池、二次電池、燃料電池4、常見一次電池：堿性鋅錳電池、鋅銀電池、鋰電池等5、二次電池：放電后可以再充電使活性物質(zhì)獲得再生，可以屢次重復(fù)使用，又叫充電電池或蓄電池。6、鉛蓄電池放電：負(fù)極〔鉛〕：Pb＋－2e＝PbSO4↓正極〔氧化鉛〕：PbO2＋4H+＋＋2e＝PbSO4↓＋2H2O充電：陰極：PbSO4＋2H2O－2e＝PbO2＋4H+＋放電充電陽極：PbSO4＋2e＝Pb＋放電充電兩式可以寫成一個(gè)可逆反響：PbO2＋Pb＋2H2SO42PbSO4↓＋2H2O7、目前已開發(fā)出新型蓄電池：銀鋅電池、鎘鎳電池、氫鎳電池、鋰離子電池、聚合物鋰離子電池八、燃料電池1、燃料電池：是使燃料與氧化劑反響直接產(chǎn)生電流的一種原電池2、電極反響：一般燃料電池發(fā)生的電化學(xué)反響的最終產(chǎn)物與燃燒產(chǎn)物相同，可根據(jù)燃燒反響寫出總的電池反響，但不注明反響的條件。，負(fù)極發(fā)生氧化反響，正極發(fā)生復(fù)原反響，不過要注意一般電解質(zhì)溶液要參與電極反響。以氫氧燃料電池為例，鉑為正、負(fù)極，介質(zhì)分為酸性、堿性和中性。

當(dāng)電解質(zhì)溶液呈酸性時(shí)：

負(fù)極：2H2－4e=4H+正極：Ｏ2＋4e4H+=2H2O當(dāng)電解質(zhì)溶液呈堿性時(shí)：

負(fù)極：2H2＋4OH－4e＝4H2O正極：Ｏ2＋2H2O＋4e＝4OH另一種燃料電池是用金屬鉑片插入KOH溶液作電極，又在兩極上分別通甲烷燃料和氧氣氧化劑。電極反響式為：負(fù)極：CH4＋10OH－－8e＝＋7H2O；正極：4H2O＋2O2＋8e＝8OH。電池總反響式為：CH4＋2O2＋2KOH＝K2CO3＋3H2O3、燃料電池的優(yōu)點(diǎn)：能量轉(zhuǎn)換率高、廢棄物少、運(yùn)行噪音低4、廢棄電池的處理：回收利用九、電解池1、電解池：把電能轉(zhuǎn)化為化學(xué)能的裝置也叫電解槽2、電解：電流(外加直流電)通過電解質(zhì)溶液而在陰陽兩極引起氧化復(fù)原反響(被動(dòng)的不是自發(fā)的)的過程3、放電：當(dāng)離子到達(dá)電極時(shí)，失去或獲得電子，發(fā)生氧化復(fù)原反響的過程4、電子流向：〔電源〕負(fù)極—〔電解池〕陰極—〔離子定向運(yùn)動(dòng)〕電解質(zhì)溶液—〔電解池〕陽極—〔電源〕正極5、電極名稱及反響：陽極：與直流電源的正極相連的電極，發(fā)生氧化反響陰極：與直流電源的負(fù)極相連的電極，發(fā)生復(fù)原反響6、電解CuCl2溶液的電極反響：陽極：2Cl--2e-=Cl2(氧化)陰極：Cu2++2e-=Cu(復(fù)原)總反響式：CuCl2=Cu+Cl2↑7、電解本質(zhì)：電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電過程，就是電解質(zhì)溶液的電解過程8、陽離子放電順序Ag+>Hg2+>Fe3+>Cu2+>H+(指酸電離的)>Pb2+>Sn2+>Fe2+>Zn2+>Al3+>Mg2+>Na+>Ca2+>K+陰離子的放電順序是惰性電極時(shí)：S2->I->Br->Cl->OH->NO3->SO42-(等含氧酸根離子)>F-(SO32-/MnO4->OH-)是活性電極時(shí)：電極本身溶解放電注意：先要看電極材料，是惰性電極還是活性電極，假設(shè)陽極材料為活性電極〔Fe、Cu)等金屬，那么陽極反響為電極材料失去電子，變成離子進(jìn)入溶液；假設(shè)為惰性材料，那么根據(jù)陰陽離子的放電順序，依據(jù)陽氧陰還的規(guī)律來書寫電極反響式。9、電解質(zhì)水溶液點(diǎn)解產(chǎn)物的規(guī)律類型電極反響特點(diǎn)實(shí)例電解對(duì)象電解質(zhì)濃度pH電解質(zhì)溶液復(fù)原電解質(zhì)分類分解電解質(zhì)型電解質(zhì)電離出的陰陽離子分別在兩極放電HCl

電解質(zhì)

減小

增大

HCl無氧酸，不活潑金屬的無氧酸鹽CuCl2---

CuCl2放H2生成堿型陰極：水放H2生堿陽極：電解質(zhì)陰離子放電NaCl電解質(zhì)和水生成新電解質(zhì)

增大

HCl活潑金屬的無氧酸鹽放氧生酸型陰極：電解質(zhì)陽離子放電陽極：水放O2生酸CuSO4電解質(zhì)和水

生成新電解質(zhì)

減小氧化銅不活潑金屬的含氧酸鹽電解水型陰極：4H++4e-==2H2↑陽極：4OH--4e-=O2↑+2H2ONaOH

水

增大

增大水含氧酸，強(qiáng)堿，活潑金屬含氧酸鹽H2SO4

減小Na2SO4

不變十、電解原理的應(yīng)用1、電解飽和食鹽水以制造燒堿、氯氣和氫氣〔1〕、電鍍應(yīng)用電解原理在某些金屬外表鍍上一薄層其他金屬或合金的方法〔2〕、電極、電解質(zhì)溶液的選擇：陽極：鍍層金屬，失去電子，成為離子進(jìn)入溶液M—ne—==Mn+陰極：待鍍金屬〔鍍件〕：溶液中的金屬離子得到電子，成為金屬原子，附著在金屬外表Mn++ne—==M電解質(zhì)溶液：含有鍍層金屬離子的溶液做電鍍液鍍銅反響原理陽極(純銅)：Cu-2e-=Cu2+，陰極(鍍件)：Cu2++2e-=Cu，電解液：可溶性銅鹽溶液，如CuSO4溶液〔3〕、電鍍應(yīng)用之一：銅的精煉陽極：粗銅；陰極：純銅電解質(zhì)溶液：硫酸銅3、電冶金〔1〕、電冶金：使礦石中的金屬陽離子獲得電子，從它們的化合物中復(fù)原出來用于冶煉活潑金屬，如鈉、鎂、鈣、鋁〔2〕、電解氯化鈉：通電前，氯化鈉高溫下熔融：NaCl==Na++Cl—通直流電后：陽極：2Na++2e—==2Na陰極：2Cl——2e—==Cl2↑4、原電池與電解池的極的得失電子聯(lián)系圖：陽極(失)e-正極〔得〕e-負(fù)極〔失〕e-陰極〔得〕十一、金屬的電化學(xué)腐蝕〔1〕金屬腐蝕內(nèi)容：〔2〕金屬腐蝕的本質(zhì)：都是金屬原子失去電子而被氧化的過程〔3〕金屬腐蝕的分類：化學(xué)腐蝕—金屬和接觸到的物質(zhì)直接發(fā)生化學(xué)反響而引起的腐蝕電化學(xué)腐蝕—不純的金屬跟電解質(zhì)溶液接觸時(shí)，會(huì)發(fā)生原電池反響。比擬活潑的金屬失去電子而被氧化，這種腐蝕叫做電化學(xué)腐蝕?；瘜W(xué)腐蝕與電化腐蝕的比擬電化腐蝕化學(xué)腐蝕條件不純金屬或合金與電解質(zhì)溶液接觸金屬與非電解質(zhì)直接接觸現(xiàn)象有微弱的電流產(chǎn)生無電流產(chǎn)生本質(zhì)較活潑的金屬被氧化的過程金屬被氧化的過程關(guān)系化學(xué)腐蝕與電化腐蝕往往同時(shí)發(fā)生，但電化腐蝕更加普遍，危害更嚴(yán)重〔4〕、電化學(xué)腐蝕的分類：析氫腐蝕——腐蝕過程中不斷有氫氣放出①條件：潮濕空氣中形成的水膜,酸性較強(qiáng)〔水膜中溶解有CO2、SO2、H2S等氣體〕②電極反響：負(fù)極:Fe–2e-=Fe2+正極:2H++2e-=H2↑總式：Fe+2H+=Fe2++H2↑吸氧腐蝕——反響過程吸收氧氣①條件：中性或弱酸性溶液②電極反響：負(fù)極:2Fe–4e-=2Fe2+正極:O2+4e-+2H2O=4OH-總式：2Fe+O2+2H2O=2Fe(OH)2離子方程式：Fe2++2OH-=Fe(OH)2生成的Fe(OH)2被空氣中的O2氧化，生成Fe(OH)3，F(xiàn)e(OH)2+O2+2H2O==4Fe(OH)3Fe(OH)3脫去一局部水就生成Fe2O3·xH2O〔5〕金屬腐蝕的快慢規(guī)律如下：電解原理引起的腐蝕＞原電池原理引起的腐蝕＞化學(xué)腐蝕＞有防腐措施的腐蝕十二、金屬的電化學(xué)防護(hù)1、利用原電池原理進(jìn)行金屬的電化學(xué)防護(hù)〔1〕、犧牲陽極的陰極保護(hù)法原理：原電池反響中，負(fù)極被腐蝕，正極不變化應(yīng)用：在被保護(hù)的鋼鐵設(shè)備上裝上假設(shè)干鋅塊，腐蝕鋅塊保護(hù)鋼鐵設(shè)備負(fù)極：鋅塊被腐蝕；正極：鋼鐵設(shè)備被保護(hù)〔2〕、外加電流的陰極保護(hù)法原理：通電，使鋼鐵設(shè)備上積累大量電子，使金屬原電池反響產(chǎn)生的電流不能輸送，從而防止金屬被腐蝕應(yīng)用：把被保護(hù)的鋼鐵設(shè)備作為陰極，惰性電極作為輔助陽極，均存在于電解質(zhì)溶液中，接上外加直流電源。通電后電子大量在鋼鐵設(shè)備上積累，抑制了鋼鐵失去電子的反響。2、改變金屬結(jié)構(gòu)：把金屬制成防腐的合金3、把金屬與腐蝕性試劑隔開：電鍍、油漆、涂油脂、外表鈍化等4、防腐措施由好到壞的順序如下：外接電源的陰極保護(hù)法＞犧牲負(fù)極的正極保護(hù)法＞有一般防腐條件的腐蝕＞無防腐條件的腐蝕十三、化學(xué)反響速率1.化學(xué)反響速率〔v〕⑴定義：用來衡量化學(xué)反響的快慢，單位時(shí)間內(nèi)反響物或生成物的物質(zhì)的量的變化⑵表示方法：?jiǎn)挝粫r(shí)間內(nèi)反響濃度的減少或生成物濃度的增加來表示⑶計(jì)算公式：v=Δc/Δt〔υ：平均速率，Δc：濃度變化，Δt：時(shí)間〕單位：mol/〔L·s〕⑷影響因素：①?zèng)Q定因素〔內(nèi)因〕：反響物的性質(zhì)〔決定因素〕②條件因素〔外因〕：反響所處的條件2.※注意：〔1〕、參加反響的物質(zhì)為固體和液體，由于壓強(qiáng)的變化對(duì)濃度幾乎無影響，可以認(rèn)為反響速率不變。〔2〕、惰性氣體對(duì)于速率的影響①恒溫恒容時(shí)：充入惰性氣體→總壓增大，但是各分壓不變，各物質(zhì)濃度不變→反響速率不變②恒溫恒體時(shí)：充入惰性氣體→體積增大→各反響物濃度減小→反響速率減慢十四、化學(xué)平衡〔一〕1.定義：化學(xué)平衡狀態(tài)：一定條件下，當(dāng)一個(gè)可逆反響進(jìn)行到正逆反響速率相等時(shí)，更組成成分濃度不再改變，到達(dá)外表上靜止的一種“平衡”，這就是這個(gè)反響所能到達(dá)的限度即化學(xué)平衡狀態(tài)。2、化學(xué)平衡的特征逆〔研究前提是可逆反響〕等〔同一物質(zhì)的正逆反響速率相等〕動(dòng)〔動(dòng)態(tài)平衡〕定〔各物質(zhì)的濃度與質(zhì)量分?jǐn)?shù)恒定〕變〔條件改變，平衡發(fā)生變化〕3、判斷可逆反響到達(dá)平衡狀態(tài)的方法和依據(jù)例舉反響mA(g)+nB(g)pC(g)+qD(g)混合物體系中各成分的含量①各物質(zhì)的物質(zhì)的量或各物質(zhì)的物質(zhì)的量的分?jǐn)?shù)一定平衡②各物質(zhì)的質(zhì)量或各物質(zhì)質(zhì)量分?jǐn)?shù)一定平衡③各氣體的體積或體積分?jǐn)?shù)一定平衡④總體積、總壓力、總物質(zhì)的量一定不一定平衡正、逆反響速率的關(guān)系①在單位時(shí)間內(nèi)消耗了mmolA同時(shí)生成mmolA，即V(正)=V(逆)平衡②在單位時(shí)間內(nèi)消耗了nmolB同時(shí)消耗了pmolC，那么V(正)=V(逆)平衡③V(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④在單位時(shí)間內(nèi)生成nmolB，同時(shí)消耗了qmolD，因均指V(逆)不一定平衡壓強(qiáng)①m+n≠p+q時(shí)，總壓力一定〔其他條件一定〕平衡②m+n=p+q時(shí)，總壓力一定〔其他條件一定〕不一定平衡混合氣體平均相對(duì)分子質(zhì)量Mr①M(fèi)r一定時(shí)，只有當(dāng)m+n≠p+q時(shí)平衡②Mr一定時(shí)，但m+n=p+q時(shí)不一定平衡溫度任何反響都伴隨著能量變化，當(dāng)體系溫度一定時(shí)〔其他不變〕平衡體系的密度密度一定不一定平衡其他如體系顏色不再變化等平衡〔二〕影響化學(xué)平衡移動(dòng)的因素1、濃度對(duì)化學(xué)平衡移動(dòng)的影響〔1〕影響規(guī)律：在其他條件不變的情況下，增大反響物的濃度或減少生成物的濃度，都可以使平衡向正方向移動(dòng)；增大生成物的濃度或減小反響物的濃度，都可以使平衡向逆方向移動(dòng)〔2〕增加固體或純液體的量，由于濃度不變，所以平衡不移動(dòng)〔3〕在溶液中進(jìn)行的反響，如果稀釋溶液，反響物濃度減小，生成物濃度也減小，V正減小，V逆也減小，但是減小的程度不同，總的結(jié)果是化學(xué)平衡向反響方程式中化學(xué)計(jì)量數(shù)之和大的方向移動(dòng)。2、溫度對(duì)化學(xué)平衡移動(dòng)的影響影響規(guī)律：在其他條件不變的情況下，溫度升高會(huì)使化學(xué)平衡向著吸熱反響方向移動(dòng)，溫度降低會(huì)使化學(xué)平衡向著放熱反響方向移動(dòng)。3、壓強(qiáng)對(duì)化學(xué)平衡移動(dòng)的影響影響規(guī)律：其他條件不變時(shí)，增大壓強(qiáng)，會(huì)使平衡向著體積縮小方向移動(dòng)；減小壓強(qiáng)，會(huì)使平衡向著體積增大方向移動(dòng)。注意：〔1〕改變壓強(qiáng)不能使無氣態(tài)物質(zhì)存在的化學(xué)平衡發(fā)生移動(dòng)〔2〕氣體減壓或增壓與溶液稀釋或濃縮的化學(xué)平衡移動(dòng)規(guī)律相似4.催化劑對(duì)化學(xué)平衡的影響：由于使用催化劑對(duì)正反響速率和逆反響速率影響的程度是等同的，所以平衡不移動(dòng)。但是使用催化劑可以影響可逆反響到達(dá)平衡所需的時(shí)間。5.勒夏特列原理〔平衡移動(dòng)原理〕：如果改變影響平衡的條件之一〔如溫度，壓強(qiáng)，濃度〕，平衡向著能夠減弱這種改變的方向移動(dòng)。十五、化學(xué)平衡常數(shù)〔一〕定義：在一定溫度下，當(dāng)一個(gè)反響到達(dá)化學(xué)平衡時(shí)，生成物濃度冪之積與反響物濃度冪之積的比值是一個(gè)常數(shù)比值。符號(hào)：K〔二〕使用化學(xué)平衡常數(shù)K應(yīng)注意的問題：1、表達(dá)式中各物質(zhì)的濃度是變化的濃度，不是起始濃度也不是物質(zhì)的量。2、K只與溫度〔T〕有關(guān)，與反響物或生成物的濃度無關(guān)。3、反響物或生產(chǎn)物中有固體或純液體存在時(shí)，由于其濃度是固定不變的，可以看做是“1”而不代入公式。4、稀溶液中進(jìn)行的反響，如有水參加，水的濃度不必寫在平衡關(guān)系式中?！踩郴瘜W(xué)平衡常數(shù)K的應(yīng)用:1、化學(xué)平衡常數(shù)值的大小是可逆反響進(jìn)行程度的標(biāo)志。K值越大，說明平衡時(shí)生成物的濃度越大，它的正向反響進(jìn)行的程度越大，即該反響進(jìn)行得越完全，反響物轉(zhuǎn)化率越高。反之，那么相反。一般地，K>105時(shí)，該反響就進(jìn)行得根本完全了。2、可以利用K值做標(biāo)準(zhǔn)，判斷正在進(jìn)行的可逆反響是否平衡及不平衡時(shí)向何方進(jìn)行建立平衡。〔Q：濃度積〕Q〈K:反響向正反響方向進(jìn)行;Q=K:反響處于平衡狀態(tài);Q〉K:反響向逆反響方向進(jìn)行3、利用K值可判斷反響的熱效應(yīng)假設(shè)溫度升高，K值增大，那么正反響為吸熱反響假設(shè)溫度升高，K值減小，那么正反響為放熱反響十六、等效平衡1、概念：在一定條件下〔定溫、定容或定溫、定壓〕，只是起始參加情況不同的同一可逆反響到達(dá)平衡后，任何相同組分的百分含量均相同，這樣的化學(xué)平衡互稱為等效平衡。2、〔1〕定溫，定容條件下的等效平衡對(duì)于反響前后氣體分子數(shù)改變的可逆反響：必須要保證化學(xué)計(jì)量數(shù)之比與原來相同；同時(shí)必須保證平衡式左右兩邊同一邊的物質(zhì)的量與原來相同。對(duì)于反響前后氣體分子數(shù)不變的可逆反響：只要反響物的物質(zhì)的量的比例與原來相同即可視為二者等效?！?〕定溫，定壓的等效平衡只要保證可逆反響化學(xué)計(jì)量數(shù)之比相同即可視為等效平衡。十七、化學(xué)反響進(jìn)行的方向1、反響熵變與反響方向：〔1〕熵:物質(zhì)的一個(gè)狀態(tài)函數(shù)，用來描述體系的混亂度，符號(hào)為S.單位：J???mol-1?K-1(2)體系趨向于有序轉(zhuǎn)變?yōu)闊o序，導(dǎo)致體系的熵增加，這叫做熵增加原理，也是反響方向判斷的依據(jù)。.〔3〕同一物質(zhì)，在氣態(tài)時(shí)熵值最大，液態(tài)時(shí)次之，固態(tài)時(shí)最小。即S(g)〉S(l)〉S(s)2、反響方向判斷依據(jù)在溫度、壓強(qiáng)一定的條件下，化學(xué)反響的判讀依據(jù)為：ΔH-TΔS〈0反響能自發(fā)進(jìn)行ΔH-TΔS=0反響到達(dá)平衡狀態(tài)ΔH-TΔS〉0反響不能自發(fā)進(jìn)行注意：〔1〕ΔH為負(fù)，ΔS為正時(shí)，任何溫度反響都能自發(fā)進(jìn)行〔2〕ΔH為正，ΔS為負(fù)時(shí)，任何溫度反響都不能自發(fā)進(jìn)行十八、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(qiáng)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)：在水溶液里只有一局部分子電離成離子的電解質(zhì)。物質(zhì)物質(zhì)單質(zhì)化合物電解質(zhì)非電解質(zhì)：非金屬氧化物，大局部有機(jī)物。如SO3、CO2、C6H12O6、CCl4、CH2=CH2……強(qiáng)電解質(zhì)：強(qiáng)酸，強(qiáng)堿，大多數(shù)鹽。如HCl、NaOH、NaCl、BaSO4弱電解質(zhì)：弱酸，弱堿，極少數(shù)鹽，水。如HClO、NH3·H2O、Cu(OH)2、H2O……混和物純潔物2、電解質(zhì)與非電解質(zhì)本質(zhì)區(qū)別：電解質(zhì)——離子化合物或共價(jià)化合物非電解質(zhì)——共價(jià)化合物注意：①電解質(zhì)、非電解質(zhì)都是化合物②SO2、NH3、CO2等屬于非電解質(zhì)③強(qiáng)電解質(zhì)不等于易溶于水的化合物〔如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部電離，故BaSO4為強(qiáng)電解質(zhì)〕電解質(zhì)的強(qiáng)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(dāng)電解質(zhì)分子電離成離子的速率和離子結(jié)合成時(shí)，電離過程就到達(dá)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，電離程度越小；溶液稀釋時(shí)，電離平衡向著電離的方向移動(dòng)。C、同離子效應(yīng)：在弱電解質(zhì)溶液里參加與弱電解質(zhì)具有相同離子的電解質(zhì)，會(huì)減弱電離。D、其他外加試劑：參加能與弱電解質(zhì)的電離產(chǎn)生的某種離子反響的物質(zhì)時(shí)，有利于電離。9、電離方程式的書寫：用可逆符號(hào)弱酸的電離要分布寫〔第一步為主〕10、電離常數(shù)：在一定條件下，弱電解質(zhì)在到達(dá)電離平衡時(shí)，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(gè)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]11、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(qiáng)。如：H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO十九、水的電離和溶液的酸堿性1、水電離平衡：:水的離子積：KW=c[H+]·c[OH-]25℃時(shí),[H+]=[OH-]=10-7mol/L;KW=[H+]·[OH-]=1*10注意：KW只與溫度有關(guān)，溫度一定，那么KW值一定KW不僅適用于純水，適用于任何溶液〔酸、堿、鹽〕2、水電離特點(diǎn)：〔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KW〈1*10-14②溫度：促進(jìn)水的電離〔水的電離是吸熱的〕③易水解的鹽：促進(jìn)水的電離KW〉1*10-144、溶液的酸堿性和pH：〔1〕pH=-lgc[H+]〔2〕pH的測(cè)定方法：酸堿指示劑——甲基橙酚酞。變色范圍：甲基橙紅3.1橙4.4黃酚酞無8.2淺紅10.0紅pH試紙—操作玻璃棒蘸取未知液體在試紙上，然后與標(biāo)準(zhǔn)比色卡比照即可。注意：①事先不能用水濕潤(rùn)PH試紙；②廣泛pH試紙只能讀取整數(shù)值或范圍二十、混合液的pH值計(jì)算方法公式1、強(qiáng)酸與強(qiáng)酸的混合：〔先求[H+]混：將兩種酸中的H+離子物質(zhì)的量相加除以總體積，再求其它〕[H+]混=〔[H+]1V1+[H+]2V2〕/〔V1+V2〕2、強(qiáng)堿與強(qiáng)堿的混合：〔先求[OH-]混：將兩種酸中的OH離子物質(zhì)的量相加除以總體積，再求其它〕[OH-]混＝〔[OH-]1V1+[OH-]2V2〕/〔V1+V2〕(注意:不能直接計(jì)算[H+]混)3、強(qiáng)酸與強(qiáng)堿的混合：〔先據(jù)H++OH-==H2O計(jì)算余下的H+或OH-，①H+有余，那么用余下的H+數(shù)除以溶液總體積求[H+]混；OH-有余，那么用余下的OH-數(shù)除以溶液總體積求[OH-]混，再求其它〕二十一、稀釋過程溶液pH值的變化規(guī)律1、強(qiáng)酸溶液：稀釋10n倍時(shí)，pH稀=pH原+n〔但始終不能大于或等于7〕2、弱酸溶液：稀釋10n倍時(shí)，pH稀〈pH原+n〔但始終不能大于或等于7〕3、強(qiáng)堿溶液：稀釋10n倍時(shí)，pH稀=pH原－n〔但始終不能小于或等于7〕4、弱堿溶液：稀釋10n倍時(shí)，pH稀〉pH原－n〔但始終不能小于或等于7〕5、不管任何溶液，稀釋時(shí)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(shí)，弱酸、弱堿和水解的鹽溶液的pH變化得慢，強(qiáng)酸、強(qiáng)堿變化得快。二十二、強(qiáng)酸〔pH1〕強(qiáng)堿〔pH2〕混和計(jì)算規(guī)律1、假設(shè)等體積混合pH1+pH2=14那么溶液顯中性pH=7pH1+pH2≥15那么溶液顯堿性pH=pH2-0.3pH1+pH2≤13那么溶液顯酸性pH=pH1+0.32、假設(shè)混合后顯中性pH1+pH2=14V酸：V堿=1：1pH1+pH2≠14V酸：V堿=1：10〔14-〔pH1+pH2〕〕二十三、酸堿中和滴定：1、中和滴定的原理實(shí)質(zhì)：H++OH—=H2O即酸能提供的H+和堿能提供的OH-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，O刻度在上，往下刻度標(biāo)數(shù)越來越大，全部容積大于它的最大刻度值，因?yàn)橄露擞幸痪植繘]有刻度。滴定時(shí)，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(diǎn)后一位。〔2〕藥品：標(biāo)準(zhǔn)液；待測(cè)液；指示劑。〔3〕準(zhǔn)備過程：準(zhǔn)備：檢漏、洗滌、潤(rùn)洗、裝液、趕氣泡、調(diào)液面?！蚕礈欤河孟匆合础鷻z漏：滴定管是否漏水→用水洗→用標(biāo)準(zhǔn)液洗〔或待測(cè)液洗〕→裝溶液→排氣泡→調(diào)液面→記數(shù)據(jù)V(始)〔4〕試驗(yàn)過程3、酸堿中和滴定的誤差分析誤差分析：利用n酸c酸V酸=n堿c堿V堿進(jìn)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；V——酸或堿溶液的體積。當(dāng)用酸去滴定堿確定堿的濃度時(shí)，那么：c堿=上述公式在求算濃度時(shí)很方便，而在分析誤差時(shí)起主要作用的是分子上的V酸的變化，因?yàn)樵诘味ㄟ^程中c酸為標(biāo)準(zhǔn)酸，其數(shù)值在理論上是不變的，假設(shè)稀釋了雖實(shí)際值變小，但表達(dá)的卻是V酸的增大，導(dǎo)致c酸偏高；V堿同樣也是一個(gè)定值，它是用標(biāo)準(zhǔn)的量器量好后注入錐形瓶中的，當(dāng)在實(shí)際操作中堿液外濺，其實(shí)際值減小，但引起變化的卻是標(biāo)準(zhǔn)酸用量的減少，即V酸減小，那么c堿降低了；對(duì)于觀察中出現(xiàn)的誤差亦同樣如此。綜上所述，當(dāng)用標(biāo)準(zhǔn)酸來測(cè)定堿的濃度時(shí)，c堿的誤差與V酸的變化成正比，即當(dāng)V酸的實(shí)測(cè)值大于理論值時(shí)，c堿偏高，反之偏低。同理，用標(biāo)準(zhǔn)堿來滴定未知濃度的酸時(shí)亦然。二十四、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H+或OH-結(jié)合生成弱電解質(zhì)的反響。2、水解的實(shí)質(zhì)：水溶液中鹽電離出來的離子跟水電離出來的H+或OH-結(jié)合,破壞水的電離，是平衡向右移動(dòng)，促進(jìn)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(qiáng)顯誰性，兩弱都水解，同強(qiáng)顯中性。②多元弱酸根，濃度相同時(shí)正酸根比酸式酸根水解程度大，堿性更強(qiáng)。(如:Na2CO3＞NaHCO3)4、鹽類水解的特點(diǎn)：〔1〕可逆〔與中和反響互逆〕〔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(jìn)或抑制鹽的水解〔H+促進(jìn)陰離子水解而抑制陽離子水解；OH-促進(jìn)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HSO4-顯酸性②電離程度＞水解程度，顯酸性〔如:HSO3-、H2PO4-〕③水解程度＞電離程度，顯堿性〔如：HCO3-、HS-、HPO42-〕7、雙水解反響：〔1〕構(gòu)成鹽的陰陽離子均能發(fā)生水解的反響。雙水解反響相互促進(jìn)，水解程度較大，有的甚至水解完全。使得平衡向右移。〔2〕常見的雙水解反響完全的為：Fe3+、Al3+與AlO2-、CO32-(HCO3-)、S2-(HS-)、SO32-(HSO3-)；S2-與NH4+；CO32-(HCO3-)與NH4+其特點(diǎn)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：2Al3++3S2-+6H2O==2Al(OH)3↓+3H2S↑8、鹽類水解的應(yīng)用：⑴易水解鹽溶液的配制：配制FeCl3、SnCl2等溶液時(shí)，常將它們?nèi)苡谳^濃的鹽酸中，然后再用水稀釋到所需濃度。⑵溶液的蒸干：有些鹽如FeCl3MgCl2，由溶液蒸干得到晶體時(shí)，必須在蒸發(fā)過程中不斷通入HCl氣體，以抑制水解。⑶物質(zhì)的制備：如Al2S3不能用濕法制備。⑷較活潑的金屬與鹽溶液作用產(chǎn)生氫氣：如將Mg放入NH4Cl溶液中,會(huì)有氫氣產(chǎn)生。⑸化肥的合理使用，如銨態(tài)氮肥不能與草木灰〔主要成分K2CO3〕混用⑹泡沫滅火器中藥劑的使用，如Al2(SO4)3和NaHCO3⑺明礬凈水：Al3+水解成氫氧化鋁膠體，膠體具有很大的外表積，吸附水中懸浮物而聚沉注意：NH4HCO3、〔NH4〕2CO3溶液兩種離子均可水解且互相促進(jìn)，但不能水解進(jìn)行到底,故它們可以大量共存，配成溶液。9、水解平衡常數(shù)〔Kh〕對(duì)于強(qiáng)堿弱酸鹽：Kh=Kw/Ka(Kw為該溫度