2025-2026学年高二上学期化学人教版选择性必修一 知识梳理

第一章 化学反应的热效应 第一节 反应热 一、反应热　焓变 （一）反应热及其测定 1、体系与环境 被研究的物质系统称为 体系 ，与体系相互影响的其他部分称为 环境 。 2、反应热 在等温条件下，化学反应体系向环境 释放 或从环境 吸收 的热量，称为化学反应的热效应，简称 反应热 。 3、实验探究：中和反应反应热的测定 （1）测定原理：环境温度不变时，根据测得的体系的 温度 变化和有关物质的 比热容 等来计算反应热。即利用公式： Q＝cmΔt 进行计算。 （2）实验装置 ①实验装置中各仪器安装如图。 ②各部分仪器的作用 玻璃搅拌器的作用是 使反应物混合均匀充分接触 。 隔热层的作用是 减少热量的散失 。 温度计的作用是测定反应前后 反应体系 的温度。 （3）实验步骤 ①反应物温度测量(t1)：测量混合前50 mL 0.50 mol·L－1盐酸、50 mL 0.55 mol·L－1氢氧化钠溶液的温度，取两温度平均值 ，记录为起始温度t1。 ②反应后体系温度测量(t2)：将 酸碱 溶液迅速混合，用 玻璃搅拌器 轻轻搅动溶液，并准确读取混合溶液的最高温度 ，记录为终止温度t2。 ③重复实验操作两次，记录每次的实验数据，取其 平均值 作为计算依据。 （4）实验数据处理 设溶液的密度均为1 g·cm－3，中和后溶液的比热容c＝ 4.18 J·g－1·℃－1 ，根据实验数据计算出该反应放出的热量Q≈ 1.42 kJ，则生成1 mol H2O时放出的热量为 56.8 kJ。 （5）实验结论 大量实验测得，在25 ℃和101 kPa下，强酸的稀溶液与强碱的稀溶液，发生中和反应生成 1 mol H2O时，放出 57.3 kJ 的热量。 （二）反应热与焓变 1、内能 内能是体系内物质的各种能量的总和，受温度、压强和物质的聚集状态等影响。 3、焓与焓变 （1）焓(H)：是一个与内能有关的 物理量 。 （2）焓变(△H)：在恒压下，化学反应过程中 吸收或释放 的热量称为该反应的焓变。常用单位kJ/mol 或 kJ·mol-1。 （3）反应热与焓变的关系 在 等压 条件下进行的化学反应的反应热等于反应的 焓变 ，因此常用 ΔH 表示反应热。 （4）焓变与吸热反应和放热反应的关系 ①放热反应：反应体系向环境 释放 能量，反应体系的焓 减小 ，ΔH为负值，即ΔH<0。 ②吸热反应：反应体系从环境中 吸收 能量，反应体系的焓 增大 ，ΔH为正值，即ΔH>0。 4、从微观角度理解反应热的实质 以H2(g)＋Cl2(g)===2HCl(g)反应的能量变化为例说明，如图所示： 由图可知： 化学键 反应中能量变化 断裂或形成1 mol化学键的能量变化 断裂或形成化学键的总能量变化 H—H 吸收 436 kJ 共吸收 679 kJ Cl—Cl 吸收 243 kJ H—Cl 放出 431 kJ 共放出 862 kJ 结论 H2(g)＋Cl2(g)===2HCl(g)的反应热ΔH＝ －183 kJ·mol－1 ①图示：化学反应过程中形成化学键、断裂化学键能量变化可用如图表示： 其中， E1 表示反应物断裂化学键吸收的总热量， E2 表示生成物形成化学键放出的总热量，E1与E2的差值表示 反应热 。上述反应过程表示该反应为 放热 反应。 ②焓变计算公式：ΔH＝E总(断键)－E总(成键) 二、热化学方程式 1、定义：表明反应所 释放 或 吸收 的热量的化学方程式。 2、意义：不仅表示化学反应中的 物质 变化，也表明了化学反应中的 能量 变化。 实例：已知25 ℃、101 kPa下，热化学方程式为2H2(g)＋O2(g)===2H2O(l)　ΔH＝－571.6 kJ·mol－1，其表示在25 ℃、101 kPa， 2 mol H2 与 1 mol O2 完全反应生成 2 mol 液态水 时放出的热量是 571.6 kJ 。 3、热化学方程式的书写方法 （1）热化学方程式中各物质化学式前的化学计量数只表示其 物质的量 ，可以是整数或分数。 （2）标注反应的 温度 和 压强 。没有特殊说明是指 25 ℃、101 kPa 。不用标明反应条件（如“加热”“高温”“催化剂”等）。 （3）标注各物质 聚集状态 。在物质后面用括号标注各物质的聚集状态： 气体 用“g”， 液体 用“l”，固体 用“s”， 溶液 用“aq”。 （4）标注ΔH的 正负 。化学方程式后面空一格标注ΔH，若为放热反应，ΔH为“ － ”；若为吸热反应，ΔH为“ ＋ ”。 （5）计算ΔH的数值。根据化学方程式中的 化学计量数 计算写出ΔH的数值。ΔH单位是kJ·mol－1。 4、ΔH的单位中“mol－1”的含义 对一个化学反应，ΔH的单位中“mol－1”不是指每摩尔具体 物质 ，而是指“ 每摩尔反应 ”。因此ΔH必须与化学方程式一一对应。 三、燃烧热 1、概念：在101 kPa时， 1 mol 纯物质完全燃烧生成 指定产物 时所放出的热量。 2、单位： kJ·mol－1或kJ/mol 。 3、意义：甲烷的燃烧热为890.3 kJ·mol－1，或ΔH＝ －890.3 kJ·mol－1 ，它表示25 ℃、101 kPa时， 1 mol甲烷完全燃烧生成 1 mol CO2(g) 和 2 mol H2O(l) 时 放出 890.3 kJ的热量。 4、热化学方程式的书写 书写表示燃烧热的热化学方程式时，以燃烧 1 mol 可燃物为标准来配平其余物质的化学计量数，同时可燃物要完全燃烧且生成 指定产物 。例如： H2(g)＋O2(g)===H2O(l)　ΔH＝－285.8 kJ·mol－1 5、燃烧热的热化学方程式是否正误 “一看”可燃物的化学计量数是否为1。 “二看”元素完全燃烧生成的物质是否为指定产物。 “三看”ΔH是否为“－”及单位是否正确。 第二节 反应热的热计算 一、盖斯定律 1、盖斯定律：一个化学反应，不管是 一步 完成的还是 分几步 完成的，其反应热是 相同 的。换句话说，化学反应的反应热只与反应体系的 始态 和 终态 有关，而与反应的 途径 无关。 2、盖斯定律的计算方法 （1）“虚拟路径”法：若反应物A变为生成物D，可以有两个途径。 ①由A 直接 变成D，反应热为ΔH； ②由A经过B变成C，再由C变成D，每步的反应热分别为ΔH1、ΔH2、ΔH3。 如图所示： 则有ΔH＝ ΔH1＋ΔH2＋ΔH3 。 （2）加合法：加合法就是运用所给热化学方程式通过 加减乘除 的方法得到所求的热化学方程式。 例：根据如下两个反应，选用上述两种方法，计算出C(s)＋O2(g)===CO(g)的反应热ΔH。 Ⅰ：C(s)＋O2(g)===CO2(g)　ΔH1＝－393.5 kJ·mol－1 Ⅱ：CO(g)＋O2(g)===CO2(g)　ΔH2＝－283.0 kJ·mol－1 反应C(s)＋O2(g)====CO2(g)的途径可设计如下： 则ΔH＝ ΔH1－ΔH2 ＝ －110.5 kJ·mol－1。 二、反应热的计算 1、根据热化学方程式计算 热化学方程式中反应热数值与各物质的化学计量数成正比。例如， aA(g)＋bB(g)===cC(g)＋dD(g)　ΔH 　a　　　b　　　　c　　　d　　|ΔH| n(A)　　n(B)　　n(C)　n(D)　　Q 则＝＝＝＝ 2、根据反应物、生成物的键能计算 ΔH＝反应物的 键能总和 －生成物的 键能总和 。 3、根据物质的燃烧热数值计算 Q(放)＝n(可燃物)×|ΔH(燃烧热)|。 4、根据盖斯定律计算 将两个或两个以上的热化学方程式包括其ΔH 相加或相减 ，得到一个新的热化学方程式及其ΔH。 5、ΔH大小比较时注意事项 （1）吸热反应的ΔH为“＋”，放热反应的ΔH为“－”，所以 吸热反应 的ΔH一定大于 放热反应 的ΔH。 （2）放热反应的ΔH为“－”，所以放热越多，ΔH越小。 第二章 化学反应速率与化学平衡 第一节 化学反应速率 一、化学反应速率　 1、化学反应速率：定量描述 化学反应快慢 程度的物理量。 2、表示方法：用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。 （1）表达式：V=Δc/Δt （2）单位：mol/(L·min)或mol/(L·s) 3、化学反应速率的测定 （1）测定原理：利用与化学反应中任何一种化学物质的 浓度 相关的可观测量进行测定。 （2）测定方法 ①直接观察测定：如 释放出气体的体积 和 体系的压强 等。 ②科学仪器测定：在溶液中，当反应物或生成物本身有较明显的颜色时，可利用 颜色变化 和 显色物质与浓度 变化间的比例关系测量反应速率。 4、化学反应速率的计算 （1）公式法： v＝＝ v(反应物)＝ v(生成物)＝ （2）运用同一反应中“速率之比等于化学计量数之比”的规律进行计算。 对于一个化学反应：mA＋nB=== pC＋qD ，v(A)＝－，v(B)＝－，v(C)＝，v(D)＝， 且有：＝＝＝。 （3）“三段式”法 ①求解化学反应速率计算题的一般步骤： 写出有关反应的化学方程式；找出各物质的起始量、转化量 、某时刻量；转化量之比等于化学计量数之比； 先根据已知条件列方程计算： 反应： mA(g)＋nB(g) ＝ pC(g) 起始浓度/mol·L－1： a b c 转化浓度/mol·L－1 ： x 某时刻(t s)浓度/mol·L－1： a－x b－ c＋ 再利用化学反应速率的定义式求算： v(A)＝ mol·L－1·s－1； v(B)＝ mol·L－1·s－1； v(C)＝ mol·L－1·s－1。 ②计算中注意以下量的关系。 对反应物： c(起始)－c(转化) ＝c(某时刻)； 对生成物： c(起始)＋c(转化) ＝c(某时刻)； 转化率＝×100%。 二、影响化学反应速率的因素 1、实验Ⅰ：定性探究影响化学反应速率的外界因素 实验原理：Na2S2O3＋H2SO4===Na2SO4＋SO2↑＋S↓＋H2O 2H2O22H2O＋O2↑ 影响因素 实验步骤 实验现象 实验结论 浓度 均出现 浑浊 ，但后者 出现浑浊更快 增大浓度，化学反应速率 增大 温度 混合后均出现 浑浊 ，但70 ℃热水一组 首先出现浑浊 升高温度，化学反应速率 增大 催化剂 前者 无明显现象，后者 出现大量气泡 催化剂能 加快 化学反应速率 2、实验Ⅱ：反应速率的定量测定和比较 加入试剂 反应时间 (填“长”或“短”) 反应速率 (填“快”或“慢”) 实验结论 40 mL 1 mol·L－1硫酸 长 慢 4 mol·L－1硫酸与锌反应比1 mol·L－1硫酸与锌反应的速率 快 。 40 mL 4 mol·L－1硫酸 短 快 3、影响化学反应速率的其他因素 （1）浓度：底物浓度越大，化学反应速率 越快 。 （2）温度：当其他条件相同时， 升高温度 反应速率增大， 降低温度 反应速率减小。 （3）催化剂：同一反应，用不同催化剂，反应速率不相同。 （4）压强：对有气体参加的反应，压强对化学反应速率的影响可简化理解如下 ①对于气体来说，在一定温度下，一定质量的气体所占的体积与压强成 反比 ，其他条件不变时，增大压强，气体体积 缩小 ，浓度 增大 。 ②对于有气体参加的化学反应，在相同温度下，增大压强 ，反应速率 增大 ；减小压强 ，反应速率 减小 。 三、活化能 1、有效碰撞：能够 发生化学反应 的碰撞。 2、无效碰撞：不能够 发生化学反应 的碰撞。 3、活化分子：能够发生 有效碰撞 的分子。 4、活化能：活化分子具有的平均能量与反应物分子具有的 平均能量之差 。 5、反应物、生成物的能量与活化能的关系图 活化能越小，普通分子就越容易变成 活化分子 。如图所示：反应的活化能是E1，反应热是E1－E2。 6、有效碰撞理论对影响化学反应速率因素的解释 （1）浓度：反应物浓度增大→单位体积内活化分子数 增多 →单位时间内有效碰撞的次数 增加 →反应速率 增大 ；反之，反应速率 减小 。 （2）压强：增大压强→气体体积缩小→反应物浓度增大→单位体积内活化分子数 增多 →单位时间内有效碰撞的次数 增加 →反应速率 增大 ；反之，反应速率 减小 。 （3）温度： 升高温度→活化分子的百分数 增大 →单位时间内有效碰撞的次数 增加 →反应速率 增大 ；反之，反应速率 减小 。 （4）催化剂：使用催化剂→改变了反应的历程(如上图)，反应的活化能 降低 →活化分子的百分数 增大→单位时间内有效碰撞的几率 增加 →反应速率 加快 。 第二节 化学平衡 一、化学平衡状态 1、可逆反应：在相同条件下，既能向 正反应 方向进行，同时又能向 逆反应 方向进行的反应。 2、化学平衡状态的建立 （1）如图1所示，N2与H2随着反应的进行，其浓度逐渐 减小 ，v正逐渐 减小 ，而c(NH3)逐渐 增大 ， v逆逐渐 增大 ，t1时刻，它们的浓度不再改变，v正＝v逆，反应达到平衡。 　　 （1）如图2所示，随着NH3的分解，其浓度逐渐 减小 ，v逆逐渐 减小 ，而c(N2)、c(H2)逐渐 增大 ，v正逐渐 增大 ，t2时刻起，它们的浓度不再改变， v正＝v逆 ，反应达到平衡。 3、化学平衡状态：在一定条件下的可逆反应，当正、逆反应的速率相等时，反应物和生成物的浓度均保持不变，即体系的组成不随时间而改变，这表明该反应中物质的转化达到了“限度”，这时的状态我们称为化学平衡状态，简称化学平衡。 二、化学平衡常数 1、化学平衡状态时浓度数据分析 分析课本表2－1：457.6 ℃时反应体系H2(g)＋I2(g)⇄2HI(g)中各物质的浓度数据，我们可以发现以下规律： （1）无论该反应从正向进行还是从逆向进行，平衡时，只要温度一定，的值近似相等。 （2）无论反应物或生成物的浓度如何改变，平衡时只要温度一定，的值也近似相等。 2、化学平衡常数：在一定温度下，当一个可逆反应达到化学平衡时，生成物 浓度幂之积 与反应物 浓度幂之积 的比值是一个常数，用符号 K 表示。 3、浓度商与化学平衡常数的表达式 （1）浓度商：对于一般的可逆反应，mA(g)＋nB(g)⇄pC(g)＋qD(g)，在任意时刻的称为 浓度商 ，常用 Q 表示，即Q＝。 （2）化学平衡常数表达式：当在一定温度下达到化学平衡时，K＝。 （3）Q与K关系：当反应中有关物质的浓度商 等于 平衡常数时，表明反应达到化学平衡状态。 三、影响化学平衡的因素 1、浓度对化学平衡移动的影响 实验原理 Fe3＋＋3SCN－ ⇄ Fe(SCN)3(红色) 实验操作 现象与结论 b溶液颜色变浅，平衡向逆反应方向移动 c溶液颜色变深，平衡向正反应方向移动 理论解释 发生Fe＋2Fe3＋===3Fe2＋，Fe3＋浓度减小，Q＝增大，Q＞K，平衡逆向移动 c(SCN－)增大，Q＝减小，Q＜K，平衡正向移动 2、化学平衡移动：在一定条件当可逆反应达到平衡状态后，如果 浓度 、 压强 、温度等反应条件改变，原来的平衡状态被破坏，平衡体系的物质组成也会随着 改变 ，直至达到新的平衡状态。这种由 原有的平衡状态 达到 新的平衡状态 的过程。 3、化学平衡移动方向的判断 当Q＝K时：反应处于 平衡 状态， v正＝v逆 ； 当Q＜K时：反应向 正反应方向 进行，v正＞v逆； 当Q＞K时：反应向 逆反应方向 进行，v正＜v逆。 4、压强变化对化学平衡移动的影响 实验原理 ⇄ 实验步骤 活塞Ⅱ处→Ⅰ处，压强增大 活塞Ⅰ处→Ⅱ处，压强减小 实验现象 混合气体的颜色先 变深 又逐渐 变浅 混合气体的颜色先 变浅 又逐渐 变深 实验结论 活塞往里推，体积减小，压强增大，c(NO2)增大，颜色变深，但颜色又变浅，说明c(NO2)减小，平衡向 正反应 方向移动。 活塞往外拉，体积增大，压强 减小 ，c(NO2)减小，颜色变浅，但气体颜色又变深，说明c(NO2)增大，平衡向 逆反应 方向移动 5、温度对化学平衡移动的影响 实验原理 ⇄ ΔH＝－56.9 kJ·mol－1 实验步骤 实验现象 热水中混合气体颜色 加深 ；冰水中混合气体颜色 变浅 实验结论 混合气体受热颜色 加深 ，说明NO2浓度 增大 ，即平衡向 逆反应 方向移动；混合气体被冷却时颜色 变浅 ，说明NO2浓度 减小 ，即平衡向 正反应 方向移动 6、勒夏特列原理：如果改变影响平衡的条件之一(如温度、浓度、压强等)，平衡将向着能够 减弱 这种改变的方向移动。 7、化学平衡图像的类型及特点 （1）速率—时间图像(v－t图像) Ⅰ.正反应速率突变，逆反应速率渐变，v′正＞v′逆，说明是增大了 反应物的浓度 ，使正反应速率突变，且平衡 正向 移动。 Ⅱ.v正、v逆都是突然减小的，v′正＞v′逆，平衡 正向 移动，说明该反应的正反应可能是 放热 反应或气体总体积增大 的反应，改变的条件是 降低温度 或 减小压强 。 Ⅲ.v正、v逆都是突然增大的，并且v正、v逆增大程度相同，说明该化学平衡 没有发生 移动，可能是使用了 催化剂 ，也可能是对反应前后气体总体积不发生变化的反应增大压强所致。 （2）百分含量—时间—温度图像 Ⅰ.T2＞T1，温度升高，平衡 逆向 移动，正反应是 放热 反应。 Ⅱ.p2＞p1，压强增大，A(反应物)的转化率 减小 ，说明正反应是气体总体积 增大 的反应。 Ⅲ.生成物C的百分含量 不变 ，说明平衡 不发生 移动，但反应速率a＞b，故a可能使用了 催化剂 ；若该反应是反应前后气体总体积不变的可逆反应，a也可能是增大了压强。 第三节 化学反应的方向 1、自发过程和自发反应的比较 自发过程 自发反应 含义 在一定条件下， 不用借助外力 ，就能自发进行的过程。 在给定的条件下，可以 自发 进行到显著程度的化学反应。 特征 具有 方向性 ，即过程的某个方向在一定条件下自发进行，而该过程逆方向在该条件下肯定不能自发进行 。 举例 高山流水，自由落体，冰雪融化 钢铁生锈 应用 可被用来完成有用功。如H2燃烧可设计成 原电池 。 非自发过程要想发生，必须对它做功。如通电将水分解为 H2和O2 。 2、化学反应进行方向的判据 （1）焓变与反应的方向 放热反应过程中体系能量 降低 ，因此具有 自发 进行的倾向，科学家提出用 焓变 来判断反应进行的方向，这就是 焓判据 。 ①多数放热反应是自发进行的。例如燃烧反应、中和反应等。②有些吸热反应也可以自发进行，如： 2N2O5(g) ⇄ 4NO2(g)＋O2(g)　ΔH＝＋109.8 kJ·mol－1。 （2）熵变与反应的方向 ①体系的熵值：体系的 混乱程度 越大，体系的熵值就 越大 。 ②同一物质的熵值：S(g)＞S(l)＞S(s)，同一条件下，不同物质的 熵值 不同。 （3）熵判据：体系有自发地向混乱度 增加 (即熵增)的方向转变的倾向，因此可用 熵变 来判断反应进行的方向。 3、自由能与化学反应的方向 （1）自由能：符号为 ΔG ，单位为kJ·mol－1。 （2）自由能变化与焓变、熵变的关系：ΔG＝ΔH－TΔS。ΔG不仅与 焓变 有关，还与 温度有关 。 （3）反应方向与自由能的关系 ①当ΔG＜0时，反应 能自发进行 ； ②当ΔG＝0时，反应 处于平衡状态 ； ③当ΔG＞0时，反应 不能自发进行 。 第四节 化学反应的调控 1、合成氨反应的特点 合成氨反应：N2(g)＋3H2(g) ⇄2NH3(g)。已知298 K时：ΔH＝－92.4 kJ·mol－1，ΔS＝－198.2 J·mol－1·K－1。 （1）自发性：常温(298 K)下， ΔH－TΔS<0 ，能自发进行。 （2）可逆性：反应为 可逆 反应。 （3）体积变化(熵变)：ΔS<0，正反应是气体体积 缩小 的反应。 （4）焓变：ΔH<0，是 放热 反应。 二、工业合成氨的适宜条件 1．问题讨论 (1)压强 ①原理分析：压强越大越好。 ②选用条件：目前，我国合成氨厂一般采用的压强为10～30 MPa。 ③合成氨时不采用更高压强的理由：压强越大，对材料的强度和设备的制造要求也越高，需要的动力也越大，这将会大大增加生产投资，并可能降低综合经济效益。 (2)温度 ①原理分析：低温有利于提高原料的平衡转化率。 ②选用条件：目前，在实际生产中一般采用的温度为400～500 ℃。 ③不采用低温的理由：温度降低会使化学反应速率减小，达到平衡所需时间变长，这在工业生产中是很不经济的。 合成氨反应一般选择400～500 ℃进行的又一重要原因为铁触媒在500 ℃左右时的活性最大。 (3)催化剂 ①原理分析：在高温、高压下，N2和H2的反应速率仍然很慢。 ②选用条件：通常采用加入以铁为主体的多成分催化剂，又称铁触媒。 ③选择催化剂的理由：改变反应历程，降低反应的活化能，使反应物在较低温度时能较快地进行反应。 另外，为了防止混有的杂质使催化剂“中毒”，原料气必须经过净化。 (4)浓度 ①原理分析：在500 ℃和30 MPa时，平衡混合物中NH3的体积分数及平衡时N2和H2的转化率仍较低。 ②采取的措施：采取迅速冷却的方法，使气态氨变成液氨后及时从平衡混合物中分离出去；应将NH3分离后的原料气循环使用，并及时补充N2和H2，使反应物保持一定的浓度。 ③采取该措施的理由：分离出NH3以促使平衡向生成NH3的方向移动，此外原料气的循环使用并及时补充原料气，既提高了原料的利用率，又提高了反应速率，有利于合成氨反应。 2．工业合成氨的适宜条件 外部条件 工业合成氨的适宜条件 压强 10～30 MPa 温度 400～500 ℃ 催化剂 使用铁触媒作催化剂 浓度 氨及时从混合气中分离出去，剩余气体循环使用；及时补充N2和H2 3.合成氨的工艺流程 4．选择工业合成适宜条件的原则 (1)考虑参加反应的物质组成、结构和性质等本身因素。 (2)考虑影响化学反应速率和平衡的温度、压强、浓度、催化剂等反应条件。 (3)选择适宜的生产条件还要考虑设备条件、安全操作、经济成本等情况。 (4)选择适宜的生产条件还要考虑环境保护及社会效益等方面的规定和 第三章 水溶液中的离子反应与平衡 第一节 电离平衡 一、强电解质和弱电解质 1、电解质：在水溶液中或 熔融状态下 能导电的化合物。 2、非电解质：在水溶液中和 熔融状态下 均以分子形式存在，因而不能导电的化合物。 3、强电解质和弱电解质 （1）实验探究盐酸和醋酸的电离程度 酸 0.1 mol·L－1盐酸 0.1 mol·L－1醋酸 pH 较 小 较 大 导电能力 较 强 较 弱 与镁条反应的现象 产生无色气泡 较快 产生无色气泡 较慢 实验结论 实验表明盐酸中c(H＋) 更大 ，说明盐酸的电离程度 大于 醋酸的电离程度 （2）强电解质与弱电解质的比较 强电解质 弱电解质 概念 在水溶液中能 全部 电离的电解质 在水溶液中只能 部分 电离的电解质 电解质在溶液中的存在形式 只有 阴、阳离子 既有 阴、阳离子 ，又有电解质 分子 化合物类型 离子化合物、部分共价化合物 共价化合物 实例 ①多数盐(包括难溶性盐)； ② 强酸 ，如HCl、H2SO4等； ③ 强碱 ，如KOH、Ba(OH)2等 ① 弱酸 ，如CH3COOH、HClO等； ② 弱碱 ，如NH3·H2O等； ③水 二、弱电解质的电离平衡 1、电离平衡状态 （1）概念：在一定条件(如温度、浓度)下，弱电解质分子 电离成离子的速率 与 离子结合成弱电解质分子的速率 相等，溶液中各分子和离子的 浓度 都不再发生变化，电离过程就达到了电离平衡状态。 （2）建立过程 2、电离方程式的书写 （1）强电解质：完全电离，在写电离方程式时，用“===”。 （2）弱电解质：部分电离，在写电离方程式时，用“⇄”。 3、电离平衡的影响因素 （1）温度：弱电解质的电离一般是 吸热 过程，升高温度使电离平衡向 电离 的方向移动，电离程度 增大 。 （2）浓度：在一定温度下，同一弱电解质溶液，浓度越小，离子相互碰撞结合为分子的几率 越小 ，电离程度 越大 。 （3）同离子效应：加入与弱电解质具有相同离子的电解质时，可使电离平衡向结合成弱电解质分子的方向移动，电离程度 减小 。 （4）化学反应：加入能与弱电解质电离出的离子发生反应的离子时，电离平衡向 电离 方向移动。 三、电离平衡常数 1、概念：在一定条件下，当弱电解质的电离达到平衡时，溶液中弱电解质电离所生成的 各种离子浓度的乘积 ，与溶液中 未电离分子的浓度 之比是一个常数，简称电离常数，用K表示。 2、电离平衡常数的表示方法 AB＝A＋＋B－　K＝ 3、弱电解质的电离能力。一定温度下，K值越大，弱电解质的电离程度越 大 ，酸(或碱)性越 强 。 4．电离常数的影响因素 (1)内因：同一温度下，不同的弱电解质的电离常数 不同 ，说明电离常数首先由物质的 本性 所决定。 (2)外因：对于同一弱电解质，电离平衡常数只与 温度 有关，由于电离为 吸热 过程，所以电离平衡常数随 温度升高 而增大。 5、电离常数的计算——三段式法 例：25 ℃ a mol·L－1的CH3COOH CH3COOH ⇄CH3COO－＋H＋ 起始浓度/mol·L－1 ： a 0 0 变化浓度/mol·L－1 ： x x x 平衡浓度/mol·L－1 ： a－x x x 则Ka＝＝≈ 6、实验探究：CH3COOH与H2CO3酸性强弱比较 实验操作 实验现象 有 气泡 产生 实验结论 CH3COOH酸性大于碳酸 Ka大小比较 Ka(CH3COOH) 大于 Ka1(H2CO3) 7、镁条与等浓度、等体积盐酸、醋酸的反应 比较项目 宏观辨识 微观探析 反应初期 盐酸的反应速率比醋酸 大 盐酸是强酸， 完全 电离，醋酸是弱酸， 部分 电离，同浓度的盐酸和醋酸，盐酸中的c(H＋) 较大 ，因而反应速率 较大 反应过程中 盐酸的反应速率始终比醋酸 大，盐酸的反应速率减小 明显 ，醋酸的反应速率减小 不明显 醋酸中存在电离平衡，随反应的进行，电离平衡 正向移动 ，消耗的氢离子能及时 电离补充 ，所以一段时间速率变化不明显 最终 二者产生的氢气的量基本相等，速率几乎都变为零 镁条稍微过量，两种酸的物质的量 相同 ，随醋酸电离，平衡正向移动，醋酸几乎 消耗完全 ，最终二者与镁条反应的氢离子的物质的量几乎 相同 ，因而产生的H2的量几乎 相同 。两种酸都几乎消耗完全，反应停止，因而反应速率几乎 都变为0 第二节 水的电离和溶液的pH 一、水的电离 1、水的电离 （1）水是一种极弱的电解质。 （2）水的电离方程式为H2O＋H2O ⇄H3O＋＋OH－，简写为H2O ⇄H＋＋OH－。 （3）水的电离平衡常数K电离＝。 2、水的离子积常数 （1）含义：因为水的浓度可看作常数，所以水中的 c(H＋)·c(OH－) 可看作常数，称为水的 离子积常数 ，简称水的离子积，用KW表示。 （2）表达式与数值：表达式KW＝ c(H＋)·c(OH－) ，室温时，KW＝1.0×10－14。 （3）影响因素：KW只受温度影响，由于水的电离是 吸热 过程，温度升高，KW增大。 3、外界条件对水的电离平衡的影响 分析下列条件的改变对水的电离平衡H2O ⇄H＋＋OH－　ΔH>0的影响，并填写下表： 改变条件 平衡移动方向 c(H＋) c(OH－) 水的电离程度 Kw 升高温度 右移 增大 增大 增大 增大 加入HCl(g) 左移 增大 减小 减小 不变 加入NaOH(s) 左移 减小 增大 减小 不变 加入金属Na 右移 减小 增大 增大 不变 加入NaHSO4(s) 左移 增大 减小 减小 不变 二、溶液的酸碱性与pH 1．25 ℃时，分析下列溶液的氢离子和氢氧根离子浓度 纯水 0.1 mol·L－1 NaOH溶液 0.1 mol·L－1盐酸 c(H＋)/mol·L－1 1×10－7 1×10－13 0.1 c(OH－)/mol·L－1 1×10－7 0.1 1×10－13 c(H＋) 、c(OH－) 的相对大小 c(H＋)＝c(OH－) c(H＋)< c(OH－) c(H＋)> c(OH－) 溶液的酸碱性 中性 碱性 酸性 2、溶液的酸碱性与溶液中c(H＋)、c(OH－)的关系 c(H＋)与c(OH－)的关系 c(H＋)的范围(室温下) 酸性溶液 c(H＋)>c(OH－) c(H＋)> 1×10－7 mol·L－1 中性溶液 c(H＋)＝c(OH－) c(H＋)＝ 1×10－7 mol·L－1 碱性溶液 c(H＋)<c(OH－) c(H＋)< 1×10－7 mol·L－1 任何水溶液中都有H＋和OH－。 3．溶液的pH与c(H＋)及酸碱性的关系 计算公式 pH＝ －lg_c(H＋) 意义 pH越大，溶液的碱性 越强 ； pH越小，溶液的酸性 越强 溶液酸碱性与pH的关系(常温下) pH＜7，为 酸性 溶液；pH＝7，为中性溶液； pH＞7，为 碱性 溶液 适用范围 1×10－14 mol·L－1＜c(H＋)＜1 mol·L－1 特别提醒　pH计算公式中c(H＋)：强酸溶液：c(H＋)＝n·c(HnA) ；若强碱溶液：c(H＋)＝＝。 4、溶液酸碱性的测定方法 （1）利用pH试纸测定。使用pH试纸的正确操作为取一小块pH试纸于干燥洁净的 玻璃片或表面皿上 ，用干燥洁净的玻璃棒蘸取试液点在试纸上，当试纸颜色变化稳定后迅速与 标准比色卡 对照，读出pH。 ①广泛pH试纸：其pH范围是 1～14 (最常用)，可以识别的pH差约为 1 。 ②精密pH试纸：可判别0.2或0.3的pH差值。 ③专用pH试纸：用于酸性、中性或碱性溶液的专用 pH试纸 。 （2）用pH计测量。 pH计也叫 酸度计 ，该仪器可精密测量溶液的pH。其量程为 0～14 。 5、pH的应用 pH在医疗、生活、环保、农业生产和 科学实验 中都有重要的应用。溶液pH的控制常常是影响实验结果或 产品质量、产量 的一个关键因素。 6、酸碱溶液稀释时pH的变化图像 （1）pH相等的酸或碱溶液稀释后溶液pH的变化示意图 （2）c相等的酸或碱溶液稀释后溶液pH的变化示意图 可以看出无论是c相等还是pH相等，加水稀释相同倍数pH变化大的都是 强酸或强碱 。 7、酸碱溶液稀释时pH的变化 酸(pH＝a) 碱(pH＝b) 弱酸 强酸 弱碱 强碱 稀释10n倍 pH<a＋n pH＝a＋n pH>b－n pH＝b－n 无限稀释 pH趋向于7 三、酸碱中和滴定实验 1、概念和原理 （1）概念：依据中和反应，用已知浓度的 酸(或碱) 来测定未知浓度的 碱(或酸) 的方法。 （2）原理：在中和反应中，酸提供的H＋与碱提供的OH－之间的 物质的量 相等 。 即： c(H＋)·V酸＝c(OH－)·V碱 ，则c(H＋)＝或c(OH－)＝。 2、主要仪器使用 （1）仪器：滴定管，铁架台，滴定管夹， 锥形瓶 ， 烧杯 。 仪器a是 酸式滴定管 ，仪器b是 碱式滴定管 。精密度： 0.01 mL。 （2）滴定管的使用方法 ①检查仪器：使用前先检查滴定管活塞是否漏水。 ②润洗仪器：在加入溶液之前，洁净的滴定管要用所要盛装的溶液 润洗 2～3遍。 ③加入溶液：分别将溶液加入到相应滴定管中，使液面位于滴定管 0 刻度线以上。 ④调节起始读数：在滴定管下放一烧杯，调节活塞，使滴定管尖嘴部分充满溶液，然后调节滴定管液面使其处于 “0”刻度 或 “0”刻度以下的某一刻度 。准确读取数值并记录。 3、主要试剂 （1）待测液；（2）标准液；（3）指示剂（一般用 酚酞或甲基橙 ，一般不用石蕊，颜色改变不明显）。 4、指示剂的选择 （1）原理：由曲线可以看出，在酸、碱中和滴定过程中，溶液的pH在接近滴定终点时有一个突变过程，在此范围内，滴加很少的酸(或碱)，溶液的pH就有很大的变化，能使指示剂的颜色变化明显，所以即使酚酞、甲基橙的变色不在恰好中和的pH＝7的点上，但体积差距很小，可以忽略不计。 （2）酸碱指示剂法(只能测定溶液的pH范围) 指示剂 变色范围(颜色与pH的关系) 石蕊 <5.0 红 色 5.0～8.0紫色 >8.0 蓝 色 酚酞 <8.2 无 色 8.2～10.0浅红色 >10.0 红 色 甲基橙 <3.1 红 色 3.1～4.4橙色 >4.4 黄 色 5、滴定操作 （1）滴速：先快后慢，当接近终点时，应一滴一摇，甚至半滴一摇，利用锥形瓶内壁承接尖嘴处悬挂的半滴溶液。 （2）终点的判断：滴入最后一滴标准液，指示剂变色，且在 半分钟 内不变回原色，视为 滴定 终点。 6、数据处理 为减少实验误差，重复实验 2～3 次，求出所用标准溶液体积的 平均值 ，然后再计算待测液的 物质的量 浓度。 7、常见的误差分析 步骤 操作 V标准 c待测 洗涤 酸式滴定管未用标准溶液润洗 变大 偏高 碱式滴定管未用标准溶液润洗 变小 偏低 锥形瓶用待测溶液润洗 变大 偏高 锥形瓶洗净后还留有蒸馏水 不变 无影响 取液 放出碱液的滴定管开始有气泡，放出液体后气泡消失 变小 偏低 滴定 酸式滴定管滴定前有气泡，滴定终点时气泡消失 变大 偏高 振荡锥形瓶时部分液体溅出 变小 偏低 部分酸液滴出锥形瓶外 变大 偏高 溶液颜色较浅时滴入酸液过快，停止滴定后再加一滴NaOH溶液无变化 变大 偏高 读数 滴定前读数正确，滴定后俯视读数(或前仰后俯) 变小 偏低 滴定前读数正确，滴定后仰视读数(或前俯后仰) 变大 偏高 第三节 盐类的水解 一、盐类的水解 1、探究盐溶液的酸碱性 盐溶液 NaCl Na2SO4 Na2CO3 NaHCO3 CH3COONa NH4Cl (NH4)2SO4 pH pH＝7 pH＝7 pH>7 pH>7 pH>7 pH<7 pH<7 盐的类型 强酸强碱盐 强碱弱酸 盐 强酸弱碱 盐 溶液酸碱性 中 性 碱 性 酸 性 2、盐溶液呈现不同酸碱性的原因 微粒变化 CH3COO－ 和 H＋ 结合生成弱电解质 CH3COOH ，使水的电离平衡向电离方向移动 平衡时酸碱性 使溶液中c(H＋)＜c(OH－)，溶液呈碱性 水解方程式 CH3COO－＋H2O ⇄ CH3COOH＋OH－ 微粒变化 NH 和 OH－ 结合生成弱电解质 NH3·H2O ，使水的电离平衡向 电离 的方向移动 平衡时酸碱性 使溶液中c(H＋)>c(OH－)，溶液呈 酸 性 水解方程式 NH＋H2O ⇄ NH3·H2O＋H＋ 水解方程式 H2O ⇄H＋＋OH－，NaCl===Cl－＋Na＋ 理论解释：溶液中不生成 弱电解质 ，水的电离平衡未受影响，溶液中c(H＋)＝c(OH－)，溶液呈 中 性。 3、盐类的水解 （1）概念：在溶液中，由盐电离出来的弱离子跟水电离出来的H＋或OH－结合生成弱电解质的反应。 （2）实质：生成弱酸或弱碱，使水的电离平衡被破坏而建立起新的平衡。 （3）特征：①一般是可逆反应，在 一定 条件下达到化学平衡；②盐类水解反应是 中和 反应的逆反应。 ③盐类水解是 吸热 反应。 二、影响盐类水解的主要因素 1、反应物本身性质的影响 盐类水解程度的大小主要由 盐的性质 所决定的，生成盐的弱酸(或弱碱)越难 电离 (电离常数越小)，盐的水解程度 越大 ，即越弱越水解。 2、实验探究反应条件对盐类水解程度的影响 已知FeCl3发生水解反应的离子方程式：Fe3＋＋3H2O ⇄Fe(OH)3＋3H＋，根据实验操作填写下表： 影响因素 实验步骤 实验现象 解释 盐的浓度 加入FeCl3固体，再测溶液的pH 溶液颜色变 深 ，溶液的pH 变小 加入FeCl3固体，c(Fe3＋)增大，水解平衡向 正反应 方向移动 溶液的酸碱度 加盐酸后，测溶液的pH 溶液颜色变 浅 ，溶液的pH 变小 加入盐酸，c(H＋)增大，水解平衡向 逆反应 方向移动，但c(H＋)仍比原平衡中c(H＋)大 加入少量NaOH溶液 产生 红褐 色沉淀 加入氢氧化钠后，OH－消耗H＋，c(H＋)减小，水解平衡向 正反应 方向移动 温度 升高温度 溶液颜色变深 升高温度，水解平衡正向移动 3、盐的水解常数 （1）表达式 以CH3COONa为例：CH3COO－＋H2O ⇄CH3COOH＋OH－ Kh＝，只与 温度 有关。 （2）与对应弱酸电离常数的关系 Ka＝ 所以，Kh·Ka＝Kw或Kh＝。 弱酸或弱碱的电离常数 越小 (越弱)，其生成的盐水解的程度就 越大 。 三、盐类水解的应用 1、在化学实验中的应用 应用 举例 判断溶液的酸碱性 FeCl3溶液显酸性，原因是Fe3＋＋3H2O===Fe(OH)3＋3H＋ 判断酸性强弱 相同浓度的NaX、NaY、NaZ溶液的pH分别为8、9、10，则酸性：HX>HY>HZ 配制或贮存易水解的盐溶液 配制CuSO4溶液时，加入少量 H2SO4 ，抑制Cu2＋水解；贮存Na2CO3溶液不能用 磨口 玻璃塞 胶体的制取 制取Fe(OH)3胶体的离子反应：Fe3＋＋3H2OFe(OH)3(胶体)＋3H＋ 制备无水盐 将挥发性酸的弱碱盐如AlCl3、FeCl3溶液蒸干时，在通HCl的气流中加热蒸干 判断离子是否共存 Al3＋与CO、HCO、S2－、HS－、AlO；Fe3＋与HCO、CO、AlO；NH与AlO、SiO因相互促进水解强烈而 不能大量 共存。 判断中和反应至中性的试剂用量 如NH3·H2O与HCl反应至中性， NH3·H2O 过量，CH3COOH与NaOH反应至中性时 CH3COOH 过量。 制备无机化合物 如用TiCl4制备TiO2，其反应的化学方程式为： TiCl4＋(x＋2)H2O===TiO2·xH2O↓＋4HCl 加入大量的水，同时加热，促使水解趋于完全。 2、在生产生活中的应用 泡沫灭火器原理 泡沫灭火器中药品成分为NaHCO3与Al2(SO4)3，发生的反应为： Al3＋＋3HCO===Al(OH)3↓＋3CO2↑ 作净水剂 明矾可作净水剂，原理为Al3＋＋3H2O===Al(OH)3(胶体)＋3H＋ 化肥的使用 铵态氮肥与草木灰不得混合施用 除锈剂 NH4Cl溶液与ZnCl2溶液可作焊接时的除锈剂，原理为： NH＋H2O===NH3·H2O＋H＋、Zn2＋＋2H2O===Zn(OH)2＋2H＋ 热纯碱去污能力强 加热，促进Na2CO3的水解，使c(OH－)增大，去污能力增强 四、溶液中的守恒关系 1、电荷守恒：电解质溶液中 阳离子 所带的电荷总数与 阴离子 所带的电荷总数 相等 。即电荷守恒，溶液呈 电中性 。 2、元素质量守恒： 在电解质溶液中，由于某些离子发生水解或电离， 离子 的存在形式发生了变化，就该 离子 所含的某种元素来说，其质量在反应前后是 守恒 的，即 元素质量 守恒。 如：Na2CO3溶液中： ①＝，即n(Na＋)＝2c(CO)，CO在水中部分会水解成HCO、H2CO3，共三种含碳元素的存在形式。 ②c(Na＋)＝2[c(CO)＋c(HCO)＋c(H2CO3)]。 3、质子守恒 方法一：可以由电荷守恒与元素质量守恒推导出来。 如Na2CO3中将电荷守恒和元素质量守恒中的金属阳离子消去得c(OH－)＝c(H＋)＋c(HCO)＋2c(H2CO3)。 方法二：质子守恒是依据水的电离平衡：H2O＝H＋＋OH－，水电离产生的H＋和OH－的物质的量总是相等的，无论在溶液中由水电离出的H＋和OH－以什么形式存在。 如：Na2CO3溶液中即：c(OH－)＝2c(H2CO3)＋c(HCO)＋c(H3O＋)或c(OH－)＝2c(H2CO3)＋c(HCO)＋c(H＋)。 第四节 沉淀溶解平衡 一、难溶电解质的沉淀溶解平衡 1、25 ℃时，溶解性与溶解度的关系 溶解性 易溶 可溶 微溶 难溶 溶解度 >10 g 1～10 g 0.01～1 g <0.01 g 2、难溶电解质的沉淀溶解平衡 （1）沉淀溶解平衡的建立 （2）沉淀溶解平衡方程式 以AgCl沉淀溶解平衡为例：AgCl(s)===Ag＋(aq)＋Cl－(aq)。 （3）沉淀、溶解之间这种动态平衡也决定了Ag＋与Cl－的反应 不能完全 进行到底。一般情况下，当溶液中剩余离子的浓度小于 1×10－5 mol·L－1 时，化学上通常认为生成沉淀的反应进行 完全 了。 3、难溶电解质沉淀溶解平衡的影响因素 已知沉淀溶解平衡：Mg(OH)2(s)===Mg2＋(aq)＋2OH－(aq) 条件改变 移动方向 c(Mg2＋) c(OH－) 加少量水 正向移动 不变 不变 升温 正向移动 增大 增大 加MgCl2(s) 逆向移动 增大 减小 加盐酸 正向移动 增大 减小 加NaOH(s) 逆向移动 减小 增大 Q：离子积对于AmBn(s)===mAn＋(aq)＋nBm－(aq)任意时刻Q＝cm(An＋)·cn(Bm－)。 (1)Q>Ksp，溶液过饱和，有 沉淀 析出，直至溶液 饱和 ，达到新的平衡。 (2)Q＝Ksp，溶液饱和，沉淀与溶解处于 平衡状态 。 (3)Q<Ksp，溶液未饱和，无 沉淀 析出，若加入过量难溶电解质，难溶电解质 溶解 直至溶液 饱和 。 二、沉淀溶解平衡应用 1、沉淀的生成 （1）沉淀生成的应用：在无机物的制备和提纯、废水处理等领域，常利用生成沉淀来达到分离或除去某些离子的目的。 （2）沉淀的方法 ①调节pH法：如工业原料氯化铵中含杂质氯化铁，使其溶解于水，再加入氨水调节pH至7～8，使Q[Fe(OH)3]＞Ksp[Fe(OH)3]可使Fe3＋转变为 Fe(OH)3 沉淀而除去。反应如下：Fe3＋＋3NH3·H2O===Fe(OH)3↓＋3NH 。 ②加沉淀剂法：如以Na2S、H2S等作 沉淀剂 ，使某些金属离子，如Cu2＋、Hg2＋等生成极难溶的硫化物CuS、HgS等沉淀，即离子积Q＞Ksp时，生成沉淀，也是 分离、除去杂质 常用的方法。 2、沉淀的溶解 （1）沉淀溶解的原理 根据平衡移动原理，对于在水中难溶的 电解质 ，如果能设法不断地移去平衡体系中的 相应离子 ，使平衡向 沉淀溶解 的方向移动，就可以使沉淀 溶解 。 （2）实验探究：Mg(OH)2沉淀溶解 （3）沉淀溶解的方法 ①酸溶解法：用强酸溶解的难溶电解质有 CaCO3、FeS、Al(OH)3、Ca(OH)2 等。 如CaCO3难溶于水，却易溶于盐酸，原因是：CaCO3在水中存在沉淀溶解平衡为CaCO3(s)===Ca2＋(aq)＋CO(aq)，当加入盐酸后发生反应：CO＋2H＋===H2O＋CO2↑，c(CO) 降低 ，溶液中CO与Ca2＋的离子积Q(CaCO3)＜Ksp(CaCO3)，沉淀溶解平衡向 溶解 方向移动。 ②盐溶液溶解法：Mg(OH)2难溶于 水 ，能溶于盐酸、NH4Cl溶液中。溶于NH4Cl溶液反应的离子方程式为 Mg(OH)2＋2NH===Mg2＋＋2NH3·H2O 。 3、沉淀的转化 （1）实验探究AgCl、AgI、Ag2S的转化 实验操作 实验现象 有白色沉淀析出 白色沉淀转化为黄色沉淀 黄色沉淀转化为黑色沉淀 化学方程式 NaCl＋AgNO3=== AgCl↓＋NaNO3 AgCl＋KI=== AgI＋KCl 2AgI＋Na2S=== Ag2S＋2NaI （2）实验探究Mg(OH)2与Fe(OH)3的转化 实验操作 实验现象 产生白色沉淀 白色沉淀转化为红褐色沉淀 化学方程式 MgCl2＋2NaOH=== Mg(OH)2↓＋2NaCl 3Mg(OH)2＋2FeCl3=== 2Fe(OH)3＋3MgCl2 实验结论：Mg(OH)2沉淀转化为Fe(OH)3沉淀，说明溶解度： Fe(OH)3<Mg(OH)2 。 3、沉淀转化的实质与条件 （1）实质：沉淀的转化是指由一种 难溶物 转化为另一种难溶物的过程，其实质是沉淀溶解平衡的移动。 （2）条件：两种沉淀的溶解度不同，溶解度 小 的沉淀可以转化为溶解度 更小 的沉淀，两者溶解度相差越大 转化越 容易 。 4、沉淀转化的应用 （1）锅炉除水垢(含有CaSO4)：CaSO4(s)CaCO3(s)Ca2＋(aq)，反应为： CaSO4＋Na2CO3===CaCO3＋Na2SO4，CaCO3＋2HCl===CaCl2＋H2O＋CO2↑ 。 （2）自然界中矿物的转化：原生铜的硫化物CuSO4溶液铜蓝(CuS)，反应为： CuSO4＋ZnS===CuS＋ZnSO4，CuSO4＋PbS===CuS＋PbSO4 。 （3）工业废水处理：工业废水处理过程中，重金属离子可利用沉淀转化原理用FeS等难溶物转化为HgS、Ag2S、PbS等沉淀。用FeS除去Hg2＋的离子方程式： FeS(s)＋Hg2＋(aq)===HgS(s)＋Fe2＋(aq) 。 第四章 化学反应与电能 第一节 原电池 一、原电池的工作原理 1、原电池的构成条件 （1）定义：能把 化学能 转化为 电能 的装置。 （2）实质：利用能自发进行的 氧化还原 反应将化学能转化为电能。 （3）构成条件：①两个 活泼性不同 的电极；② 电解质 溶液；③形成 闭合 回路；④自发进行的氧化还原 反应。 2、实验4-1：锌铜原电池的工作原理 装置示意图 注：盐桥中装有含KCl饱和溶液的琼胶 现象 锌片 逐渐溶解 ，铜片上 有红色物质生成 ，电流表指针发生 偏转 能量转换 化学能 转化为 电能 微观探析 在硫酸锌溶液中，负极一端的 Zn 失去电子形成 Zn2＋ 进入溶液 在硫酸铜溶液中，正极一端的 Cu2＋ 获得电子变成 Cu 沉积在铜片上 电子或离子 移动方向 电子： 负 极流向 正 极 盐桥： Cl— 移向ZnSO4溶液， K＋ 移向CuSO4溶液 工作原理， 电极反应式 负极：Zn－2e－===Zn2＋( 氧化 反应) 正极：Cu2＋＋2e－===Cu( 还原 反应) 总反应：Zn＋Cu2＋===Zn2＋＋Cu （1）Zn­ZnSO4半电池：在ZnSO4溶液中，锌片逐渐溶解，即Zn被 氧化 ，锌原子失去电子，形成Zn2＋进入溶液，即Zn－2e－===Zn2＋；从锌片上释放出的 电子 ，经过导线流向铜片。 （2）Cu­CuSO4半电池：CuSO4溶液中的Cu2＋从铜片上得到 电子 ， 还原 为铜单质并沉积在铜片上，即 Cu2＋＋2e－===Cu。 （3）盐桥的作用：电池工作时，盐桥中的 Cl－ 会移向ZnSO4溶液， K＋ 移向CuSO4溶液，使两溶液均保持电中性。当取出盐桥后，形成断路，反应停止。 3、原电池工作原理 （1）原理图解 （2）电极名称与反应类型：正极→ 还原 反应；负极→ 氧化 反应。 （3）电子流向：负极→正极。 （4）电流方向：正极→负极。 （5）离子流向：阳离子→ 正 极；阴离子→ 负 极。 4、原电池的应用 （1）加快氧化还原反应的速率：构成原电池的反应速率比直接接触的反应速率快。 例如：在锌与稀H2SO4反应时加入少量CuSO4溶液，CuSO4与锌发生置换反应生成 Cu ，从而形成Cu－Zn微小原电池，加快产生 H2 的速率。 （2）比较金属活动性强弱 例如：有两种金属a和b，用导线连接后插入稀硫酸中，观察到a极溶解，b极上有气泡产生。由此可判断出a是 负极 、b是 正极 ，且金属活动性： a>b 。 （3）设计原电池 例如：2FeCl3＋Cu===2FeCl2＋CuCl2 ①化合价升高的物质 负极：Cu ②活泼性较弱的物质 正极：C ③化合价降低的物质 电解质溶液：FeCl3 示意图 二、化学电源概述　 1、化学电源的分类 （1）一次电池：也叫做 干电池 ，放电后不可再充电。 （2）二次电池：又称 可充电 电池或蓄电池，放电后可以 再充电 使活性物质获得再生。 （3）燃料电池：连续地将 燃料 和 氧化剂 的化学能直接转化为电能的化学电源。 2、判断电池优劣的主要标准 （1）比能量： 单位质量 或 单位体积 所能输出电能的多少，单位是(W·h)·kg－1或(W·h)·L－1。 （2）比功率：单位质量或 单位体积 所能输出功率的大小，单位是W·kg－1或W·L－1。 （3）电池可储存时间的长短。 3、化学电池的回收利用 使用后的废弃电池中含有大量的 重金属 、酸和碱等有害物质，随处丢弃会给土壤、 水源 等造成严重的污染。 废弃电池 要进行回收利用。 4、化学电源的发展方向 小型化、供电方便、工作寿命长、不需要维护的电池受到人们的青睐。如 镍氢 电池、 锂离子 电池等。 5、一次电池：锌锰干电池 普通锌锰干电池 碱性锌锰干电池 示意图 构造 负极： 锌 正极： 石墨棒 电解质溶液： 氯化铵和氯化锌 负极反应物： 锌粉 正极反应物： 二氧化锰 电解质溶液： 氢氧化钾 工作 原理 负极：Zn－2e－＋2NH===Zn(NH3)＋2H＋ 正极：2MnO2＋2H＋＋2e－===2MnO(OH) 总反应： Zn＋2NH4Cl＋2MnO2===Zn(NH3)2Cl2＋2MnO(OH) 负极：Zn＋2OH－－2e－===Zn(OH)2 正极：2MnO2＋2H2O＋2e－===2MnO(OH)＋2OH－ 总反应： Zn＋2MnO2＋2H2O===2MnO(OH)＋Zn(OH)2 6、二次电池：铅蓄电池 Pb＋PbO2＋2H2SO42PbSO4＋2H2O （1）负极是 Pb ，正极是 PbO2 ，电解质溶液是 H2SO4 溶液。 （2）放电反应原理 ①负极反应式是Pb＋SO－2e－===PbSO4 ； ②正极反应式是PbO2＋4H＋＋SO＋2e－===PbSO4＋2H2O ； ③放电过程中，负极质量的变化是增大，H2SO4溶液的浓度减小。 （3）充电反应原理 ①阴极(还原反应)反应式是： PbSO4＋2e－===Pb＋SO ； ②阳极(氧化反应)反应式是：PbSO4＋2H2O－2e－===PbO2＋4H＋＋SO ； ③充电时，铅蓄电池正极与直流电源 正极 相连，负极与直流电源 负 极相连。口诀：“负极接负极，正极接正极”。 7、二次电池：锂离子电池 电极 电极反应 负极 嵌锂石墨(LixCy)： LixCy－xe－===xLi＋＋Cy 正极 钴酸锂(LiCoO2)： Li1－xCoO2＋xLi＋＋xe－===LiCoO2 总反应 LixCy＋Li1－xCoO2LiCoO2＋Cy 8、氢氧燃料电池是一种清洁高效的燃料电池 （1）基本构造 （2）工作原理 酸性电解质(H2SO4) 碱性电解质(KOH) 负极反应 2H2－4e－===4H＋ 2H2－4e－＋4OH－===4H2O 正极反应 O2＋4e－＋4H＋===2H2O O2＋4e－＋2H2O===4OH－ 总反应 2H2＋O2===2H2O （3） 燃料电池电极的书写 如：CH4碱性(KOH溶液)燃料电池负极反应式书写方法： 第一步　确定生成物 CH4 故CH4的 最终产物 为CO和H2O； 第二步　确定价态变化及电子转移：H4－8e－―→O＋H2O； 第三步　依据电解质性质，用OH－使电荷守恒：CH4－8e－＋10OH－―→CO＋H2O； 第四步　最后据氢原子守恒配平H2O的化学计量数：CH4－8e－＋10OH－===CO＋7H2O。 第二节 电解质 一、电解原理 1、实验探究：电解CuCl2溶液 电解装置 电解过程分析 通电前 存在微粒 Cu2＋、Cl－、H＋、OH－ 微粒运动 自由移动 通电后 微粒运动 Cu2＋、H＋ 移向阴极， Cl－、OH－ 移向阳极 电极反应 阴极：Cu2＋＋2e－===Cu 阳极：2Cl－－2e－===Cl2↑ 电解反应 CuCl2Cu＋Cl2↑ 实验现象 阴极： 覆盖一层红色固体 阳极：①有气泡放出；② 闻到刺激性的气味 ；③湿润的淀粉碘化钾试纸变为 蓝色 2、电解和电解池 （1）电解：使电流通过 电解质溶液 (或熔融电解质)而在阳极、阴极引起 氧化还原 反应的过程。 （2）电解池：将 电能 转化为 化学能 的装置(也称电解槽)。 （3）电解池的构成条件：①直流电源；②两个电极；③电解质溶液或熔融电解质；④形成 闭合回路 。 3、电解原理 （1）电极反应类型：阳极→ 氧化 反应；阴极→ 还原 反应。 （2）电子流向：电源 负 极→ 阴 极； 阳 极→电源 正 极。 （3）电流方向：电源 正 极→ 阳 极； 阴 极→电源 负 极。 （4）离子流向：阳离子→ 阴 极；阴离子→ 阳 极。 二、电解原理的应用 1、电解饱和食盐水的原理 （1）通电前：溶液中的离子是 Na＋、Cl－、H＋、OH－ 。 （2）通电后：①移向阳极的离子是 Cl－、OH－ ，Cl－比OH－容易失去电子，被氧化成 氯气 。 （3）阳极：2Cl－－2e－===Cl2↑( 氧化 反应)。 （4）移向阴极的离子是 Na＋、H＋ ， H＋比 Na＋ 容易得到电子，被还原成 氢气 。其中H＋是由水电离产生的。 （5）阴极：2H2O＋2e－===H2↑＋2OH－( 还原 反应)。 （6）总反应： 化学方程式为2NaCl＋2H2OH2↑＋Cl2↑＋2NaOH； 离子方程式为2Cl－＋2H2OH2↑＋Cl2↑＋2OH－。 2、氯碱工业生产流程 （1）阳离子交换膜电解槽 （2）阳离子交换膜的作用：只允许 Na＋ 等阳离子通过，不允许 Cl－、OH－ 等阴离子及气体分子通过，可以防止阴极产生的 氢气 与阳极产生的 氯气 混合发生爆炸，也能避免氯气与阴极产生的氢氧化钠反应而影响氢氧化钠的产量。 3、氯碱工业产品及其应用 （1）氯碱工业产品主要有 NaOH、Cl2、H2、 盐酸、含氯漂白剂。 （2）电解饱和食盐水为原理的氯碱工业产品在有机合成、 造纸、玻璃、肥皂、纺织、印染、农药 、金属冶炼等领域中广泛应用。 4、电镀与电解精炼 装置 电镀 精炼 阳极材料 镀层金属Cu 粗铜(含 锌、银、金 等杂质) 阴极材料 镀件金属Fe 纯铜 阳极反应 Cu－2e－===Cu2＋ Zn－2e－===Zn2＋、Cu－2e－===Cu2＋等 阴极反应 Cu2＋＋2e－===Cu Cu2＋＋2e－===Cu 溶液变化 硫酸铜溶液浓度保持不变 Cu2＋浓度减小，金、银等金属沉积形成阳极泥 5、电冶金 （1）金属冶炼的本质：使矿石中的 金属离子 获得电子变成 金属单质 的过程。如Mn＋＋ne－=== M。 （2）电解法用于冶炼较活泼的金属(如 钾、钠、镁、铝 等)，但不能电解其盐溶液，应电解其熔融态。 如：电解熔融的氯化钠可制取金属钠的反应式： 阳极：2Cl－－2e－===Cl2↑； 阴极：2Na＋＋2e－===2Na； 总反应：2NaCl(熔融)2Na＋Cl2↑。 第三节 金属的腐蚀与防护 一、金属的腐蚀 1、金属的腐蚀 （1）概念：金属或合金与周围的 气体或液体 发生 氧化还原 反应而引起损耗的现象。其实质是金属原子 失去 电子变为阳离子，金属发生 氧化 反应。 （2）根据与金属接触的 气体或液体 不同，金属腐蚀可分为两类： ①化学腐蚀：金属与其表面接触的一些物质(如 O2、Cl2、SO2 等)直接反应而引起的腐蚀。腐蚀的速率随温度升高而 加快 。 ②电化学腐蚀：当 不纯 的金属与 电解质 溶液接触时会发生 原电池 反应，比较 活泼 的金属发生氧化反应而被腐蚀。 2、钢铁的电化学腐蚀 类别 项目　　 析氢腐蚀 吸氧腐蚀 图形描述 条件 水膜酸性较强 水膜酸性很弱或呈中性 负极 Fe－2e－===Fe2＋ 正极 2H＋＋2e－===H2↑ O2＋4e－＋2H2O===4OH－ 总反应 Fe＋2H＋===Fe2＋＋H2↑ 2Fe＋O2＋2H2O===2Fe(OH)2 后续反应 最终生成铁锈(主要成分为Fe2O3·xH2O)，反应如下： 4Fe(OH)2＋O2＋2H2O=4Fe(OH)3，2Fe(OH)3===Fe2O3·xH2O＋(3－x)H2O 联系 通常两种腐蚀同时存在，但后者更普遍 3、实验探究：电化学腐蚀 实验操作 实验现象 实验解释 导管中 液面上升 装置中铁、碳和饱和食盐水构成原电池，铁钉发生 吸氧 腐蚀 ①试管中产生气泡的速率 快 Zn与CuSO4反应生成Cu，Zn、Cu和稀盐酸构成 原电池 ，形成 电化学 腐蚀，速率更 快 二、金属的防护 1、改变金属材料的组成 在金属中添加其他金属或非金属制成性能优异的 合金 。如普通钢加入 镍、铬 制成不锈钢， 钛 合金不仅具有优异的 抗腐蚀性 能且具有良好的 生物相容性 。 2、在金属表面覆盖保护层 在金属表面覆盖致密的 保护层 ，将金属制品与周围物质隔开是一种普遍采用的防护方法。如，在钢铁制品表面喷油漆、涂矿物性油脂、覆盖搪瓷等；电镀锌、锡、铬、镍等，利用化学方法、 离子注入 法、表面渗镀 等方式在金属表面形成稳定的 钝化膜 。 3、电化学保护法 金属在发生电化学腐蚀时，总是作为原电池 负极 (阳极)的金属被腐蚀，作为 正极 (阴极)的金属不被腐蚀，如果能使被保护的金属成为 阴极 ，就不易被腐蚀。 （1）牺牲阳极法 原理：原电池原理 要求：被保护的金属作 正极 ，活泼性更强的金属作 负极 。 应用：锅炉内壁、船舶外壳、钢铁闸门安装镁合金或锌块。 实例 实验4-4-1： 如图装置反应一段时间后，往Fe电极区滴入2滴 黄 色K3[Fe(CN)6](铁氰化钾)溶液，观察实验现象。 已知Fe2＋与[Fe(CN)6]3－反应生成带有特征蓝色的KFe[Fe(CN)6]沉淀。 实验装置 电流表 阳极(负极区) 阴极(正极区) 现象 指针 偏转 Zn溶解 有 气泡 产生， 无 蓝色沉淀生成 有关反应 — Zn－2e－===Zn2＋ 2H＋＋2e－===H2↑ 结论 溶液中不含 Fe2＋ ，铁作正极未被腐蚀 实例 实验4-4-2： 培养皿中放入含有NaCl的琼脂，并注入5～6滴酚酞和K3[Fe(CN)6]溶液，取两个2～3 cm的铁钉，用砂纸擦光，将裹有锌皮的铁钉放入a，缠有铜丝的铁钉放入b。 实验 装置 现象 铁钉周围 变红 铁钉周围生成 蓝色沉淀 ，铜丝周围 变红 结论 铁作为 负极 时易腐蚀，作为 正极 时未腐蚀 （2）外加电流法 原理：电解池原理 要求：被保护的金属作为 阴极 ，与电源的 负极 相连。 应用：钢铁闸门，高压线铁架，地下管道连接直流电源的 负极 。 学科网（北京）股份有限公司 $