化學選修四整體總結 1

1、第一章 化學反應與能量復習,第一章知識結構,一.反應熱 焓變,1，定義,化學反應過程中所釋放或吸收的熱量，叫做反應熱，恒壓條件下又稱為“焓變”,2、符號單位,?H,KJ/mol,規(guī)定：,當?H為“－”（ ?H<0）時，為放熱反應,當?H為“＋”（ ?H>0）時，為吸熱反應,3、影響因素,(1)反應物本性 (2)反應物的量 (3)反應物,生成物聚集狀態(tài) (4)反應程度 (5)測量條件,4、分類,(1)燃

2、燒熱,,定義,Q(放)=n(可燃物)×△H,(2)中和熱,,定義,H+(aq) +OH-(aq)=H2O(l) △H=-57.3kJ·mol -1,二.熱化學方程式,1.定義,表述參加反應物質的量和反應熱的關系的化學方程式，叫做熱化學方程式。,2.書寫,（1）、化學方程的右邊必須寫上△H并用“空格”隔開△H：吸熱用“+”，放熱用：“ - ”，單位是kJ/mol,（2）、需注明反應的溫度和壓強，如不注明條件，即指

3、: 25℃ 1.01×105Pa；,（3）、物質后需標聚集狀態(tài)（s、l、g、aq）,（4）、熱化學方程式中各物質化學式前面的化學計量數(shù)僅表示物質的量并不能表示物質的分子數(shù)或原子數(shù)，因此化學計量數(shù)可以是整數(shù)也可以是分數(shù),（5）、若化學方程式中各物質的系數(shù)加倍，則△H數(shù)值也加倍；若反應逆向進行，則△H改變符號，但絕對值不變,注意：同素異形體間的轉化要標名稱?。?！,3.熱化學方程式表示的意義,(1)、反應物和生成物的種類、聚集狀態(tài)

4、(2)、反應中各物質的物質的量比和質量比(3)、反應中放出或吸收的熱量。,三.反應熱的計算,1.利用鍵能算 △H=反應物鍵能之和—生成物鍵能之和2.利用反應物和生成物總能量算 △H=生成物總能量—反應物總能量3.利用活化能算 △H=正反應活化能—逆反應活化能

5、 即：△H=E1 - E24.利用蓋斯定律算 A B△H=△H1+△H2 C,,,,△H,△H1,△H2,四.中和熱測定,例1下列各組熱化學方程式中，化學反應的ΔH前者大于后者的是（ ）① C(s)＋O2(

6、g)＝CO2(g) ΔH1 C(s)＋1/2O2(g)＝CO(g) ΔH2② S(s)＋O2(g)＝SO2(g) ΔH3 S(g)＋O2(g)＝SO2(g) ΔH4③ 2H2(g)＋O2(g)＝2H2O(g) ΔH5 2H2(g)＋O2(g)＝2H2O(l)

7、 ΔH6④ CaCO3(s)＝CaO(s)＋CO2(g) ΔH7 CaO(s)＋H2O(l)＝Ca(OH)2(s) ΔH8 A．① B．④ C．②③④ D．①②③,典例精析,

8、典例精析,C,【解析】 ① 由于氧氣與CO反應生成CO2放出熱量，所以： ΔH1＜ΔH2； ② 由于固態(tài)硫變?yōu)闅鈶B(tài)硫要吸收熱量，所以氣態(tài)硫燃燒放出的熱量比固態(tài)硫燃燒放出的熱量多，即ΔH3＞ΔH4；③ 氣態(tài)水變?yōu)橐簯B(tài)水要放出熱量，所以生成液態(tài)水比生成氣態(tài)水放出的熱量要多，即ΔH5＞ΔH6； ④ 碳酸鈣分解是吸熱反應，氧化鈣與水化合是放熱反應，所以ΔH7＞ΔH8。 答案：C,典例

9、精析,【評注】反應放出或吸收熱量的多少，跟反應物和生成物的聚集狀態(tài)和物質的量有密切關系。比較ΔH大小時要包含正負號進行對照。,例2.（2008·海南）白磷與氧可發(fā)生如下反應：P4+5O2＝P4O10。 已知斷裂下列化學鍵需要吸收的能量分別為：P- P a kJ·mol–1、P-O b kJ·mol–1、P＝O c kJ·mol—1、O＝O d kJ·mol–1。

10、根據(jù)圖示的分子結構和有關數(shù)據(jù)估算該反應的ΔH，其中正確的是( )A.（6a+5d-4c-12b）kJ·mol–1B.（4c+12b－6a－5d）kJ·mol–1C.（4c+12b－4a－5d）kJ·mol–1D.（4a+5d－4c－12b）kJ·mol–1,A,【解析】 本題從化學鍵的角度，考查有關反應熱的簡單計算技巧。 1 mol白磷（P4）中含有

11、6 mol P－P鍵，1 mol P4O10中含有4 mol P＝O鍵和12 mol P－O鍵，根據(jù)：ΔH=∑E(反應物)－∑E(生成物) ＝[6a+5d]─[4c+12b] kJ/mol,,典例精析,例3.灰錫(以粉末狀存在)和白錫是錫的兩種同素異形體。已知：① Sn（s、白）+2HCl（aq）＝SnCl2（aq）+H2（g） ΔH1② Sn（s、灰）+2HCl（aq）＝SnCl2（aq）+H2（g

12、） ΔH2③ Sn（s、灰） Sn（s、白） ΔH3=+2.1 kJ/mol下列說法正確的是A. ΔH1>ΔH2B. 錫在常溫下以灰錫狀態(tài)存在C. 灰錫轉化為白錫的反應是放熱反應D. 錫制器皿長期處于低于13.2℃的環(huán)境中，會自行毀壞,>13.2℃,<13.2℃,典例精析,【解析】考查有關蓋斯定律的綜合應用能力。 ②-①即得③式，則ΔH2-ΔH1=ΔH3＞0，所

13、以ΔH2＞ΔH1；根據(jù)平衡移動原理：常溫（T＞13.2℃），③式向右移動，所以錫以白錫形式存在；當溫度低于13.2℃，③式向左移動，錫以灰錫（粉末狀態(tài)）形式存在，所以長期處于低溫環(huán)境中，錫器會自行毀壞。,典例精析,例4．以NA代表阿伏加德羅常數(shù)，則關于熱化學方程式 C2H2(g)+5/2O2(g)＝2CO2(g)+H2O(l) ΔH＝-1300 kJ/mol 的說法中，正確的是 A．有10NA個電子轉移時，該反應吸

14、收1300 kJ的能量 B．有NA個水分子生成且為液體時，吸收1300 kJ的能量 C．有2NA個碳氧共用電子對生成時，放出1300 kJ的能量 D．有8NA個碳氧共用電子對生成時，放出1300 kJ的能量,【解析】考查對熱化學方程式的理解。根據(jù)電子守恒原理：1 mol C2H2失去的電子數(shù)等于2.5mol O2得到的電子數(shù)。2.5 mol×4=10 mol電子；每個CO2分子中含有4對碳氧共用電子對

15、。,典例精析,例5．1996年亞特蘭大奧運會火炬所用的燃料是丙烯，2008年北京奧運會的“祥云”火炬所用的燃料的主要成分是丙烷。下表中是一些化學鍵鍵能的數(shù)據(jù)。（1）丙烷脫氫可得丙烯。 已知：C3H8(g) CH3CH＝CH2(g)+H2(g) ΔH=+126 kJ·mol-1。 試求C＝C雙鍵的鍵能x為 ；（2）下列敘述正確的是

16、A．氫氣和氯氣反應生成氯化氫氣體的熱化學方程式為 H2(g)+Cl2(g)＝2HCl(g)B．氫氣與氯氣反應生成2 mol氯化氫氣體，反應的ΔH＝+183 kJ/molC．氫氣與氯氣反應生成2 mol氯化氫氣體，反應的ΔH＝-183 kJ/molD．氫氣與氯氣反應生成1 mol氯化氫氣體，反應的ΔH＝-183 kJ/mol,,613 kJ/mol,,典例精析,【解析】考查反應熱與鍵能的關系：

17、 ΔH=反應物的鍵能總和 -生成物的鍵能總和。（1）根據(jù)ΔH=∑E(反應物)-∑E(生成物)：ΔH=[2E(C—C)+8E(C—H)]－[E(C＝C)+E(C—C)+6E(C—H)+E(H—H)]=126 kJ/mol 所以E(C＝C)=613 kJ/mol（2）反應可表示為：H-H + Cl-Cl 2H-Cl，可知斷裂了1 mol H-H鍵和1 mol Cl-Cl鍵，同時生成了2 mol H-C

18、l鍵。根據(jù)反應熱與鍵能的關系：ΔH=∑E（反應物）-∑E（生成物）=(436 kJ/mol+243 kJ/mol) - 2×431 kJ/mol＝-183 kJ/mol。,,,典例精析,,第二章 化學反應速率和化學平衡復習,一、化學反應速率,1、  概念,(1) 表示方法：,υ=,(2) 單位：mol/(L·s)；mol/(L·min),(3) 相互關系：4NH3 + 5O2 == 4NO +

19、6H2O(g),V(NH3):v(O2): v(NO) : v(H2O) == 4:5:4:6,2、  影響化學反應速率的因素,(1)內因：反應物本身的性質,(2)外因：,濃度、溫度、壓強、催化劑,例1、反應4NH3 + 5O2 === 4NO + 6H2O(g) 在10L的密閉容器中進行，半分鐘后，水蒸氣的物質的量增加了0.45mol，則此反應的平均速率可表示為：A、v (NH3)=0.01 mol/(L·s )

20、 B、v (O2)=0.001 mol /(L·s ) C、v (NO)=0.001mol /(L·s ) D、v (H2O)=0.045 mol /(L·s ),C,,（2）速率大小比較,對于反應A(g)+3B(g) 2C(g),下列各數(shù)據(jù)表示不同條件下的反應速率，其中反應進行得最快的是A、v (A)=0.01 mol/(L·s ) B、v

21、 (B)=0.02 mol /(L·s ) C、v (B)=0.06mol /(L·min ) D、v (C)=0.045 mol /(L·min ),A,在同一反應中，反應速率的大小不能單純地看數(shù)值大小。應化為同一種物質的反應速率再進行比較。,例3 100mL6mol/L的H2SO4跟過量的鋅粉反應，溫度一定為了減慢反應速率，而不影響生成H2的總量，可向其中加入適量的 A、碳酸鈉固體

22、 B、醋酸鈉固體 C、硫酸鉀溶液 D、硫酸銨固體,BC,資料P3例3,影響化學反應速率的因素,濃度增大,壓強增大,溫度升高,催化劑,體積不變,體積縮小,分子能量增加,降低反應所需的能量,單位體積內分子總數(shù)增多，活化分子百分數(shù)不變,單位體積內分子總數(shù)不變，活化分子百分數(shù)增大,單位體積內活化分子數(shù)增多,有效碰撞次數(shù)增多,反應速率加大,,,,,,,,,二

23、、化學平衡,1、  可逆反應：同時、同一條件,2、  動態(tài)平衡特征：等、定、平、動、變,3、  影響平衡移動的因素：,濃度、溫度、壓強,4、  勒沙特列原理,如果改變影響平衡的一個條件(如濃度、壓強或溫度)，平衡就向著能夠減弱這種改變的方向移動。,三、化學平衡狀態(tài),化學平衡狀態(tài)建立的標志,①v正＝ v逆,②體系中各組分的百分含量保持不變。即各組分的濃度（顏色）、質量分數(shù)、物質的量、摩爾分數(shù)、體積分

24、數(shù)、分子數(shù)之比保持不變(但不能具體數(shù)字化）.,混合氣體的總壓、總物質的量、總體積、平均相對分子質量、混合氣體的密度、反應混合物平衡時物質的量之比，不能用作判斷反應前后氣體總分子不變的可逆反應建立平衡狀態(tài)的依據(jù),在一定溫度下，向a L密閉容器中加入1 mol X氣體和2 mol Y氣體，發(fā)生如下反應：X(g)＋2Y(g) 2Z(g)。此反應達到化學平衡的標志是 A．容器內壓強不隨時間變化 B．容器內各物質

25、的濃度不隨時間變化 C．容器內X、Y、Z的濃度之比為 1 ∶ 2 ∶ 2 D．容器內混合氣體平均相對分子質量不變,思考：若將Z的系數(shù)換作3呢？,ABD,B,三、化學平衡狀態(tài),思考：資料P14T6,C,有關化學平衡的計算包括：求平衡常數(shù)、平衡時各組分含量，平衡濃度、起始濃度、反應物轉化率、混合氣體的密度或平均相對分子質量，某物質的化學計量數(shù)等。解這類試題時要用到下列方法或規(guī)律：,(1)化學平衡計算的基本方法是“始”、“變”

26、、“平”三段分析法,(2)化學平衡計算中用到的基本關系與定律：①各物質變化濃度之比=反應式中的化學計量數(shù)之比；②反應物轉化率=其消耗濃度與起始濃度之比,四、化學平衡的有關計算,五、幾種平衡圖像,⑴轉化率－時間,對于反應,Q>0,m+n>p+q,m+n=p+q,m+n<p+q,⑵含量－時間圖,Q<0,Q<0,m+n>p+q,m+n>p+q,⑶轉化率－溫度－壓強圖,m+n>p+q,Q>

27、;0,m+n<p+q,Q<0,m+n>p+q,Q<0,m+n<p+q,Q>0,⑷含量－溫度－壓強圖,m+n>p+q,Q<0,m+n<p+q,Q<0,m+n>p+q,Q>0,m+n>p+q,Q<0,六、等效平衡,在一定條件（定溫、定容或定溫、定壓）下，只是起始加入情況不同的同一可逆反應達到平衡后，任何相同組分的分數(shù)（體積分數(shù)、物質的量分數(shù)）均相同，這樣的化

28、學平衡互稱為等效平衡。,（Ⅰ）定溫、定容：①反應前后氣體體積改變：轉化成平衡式同一邊物質物質的量與原平衡數(shù)值相同。②反應前后氣體體積不變：轉化成平衡式同一邊物質物質的量與原平衡比值相同。（Ⅱ）定溫、定壓：轉化成平衡式同一邊物質物質的量與原平衡比值相同。,（2）類型,(1)定義,六、等效平衡,將3molA和1molB放入恒溫恒容的密閉容器中,發(fā)生如下反應：3A(g)+B(g) 2C(g)+D(g)，達到平衡后C的

29、濃度為 w mol/L，若維持溫度和體積不變，按下列4種配比投料，平衡后C的濃度仍為 w mol/L的是（ ） A. 6mol A + 2mol B B. 3mol A + 1mol B + 2mol C C. 1mol B + 2mol C + 1mol D D. 2mol C + 1mol D,D,恒溫恒壓呢？,AD,,七、化學平衡常數(shù),1、定義,2、表達式,對于一般可逆

30、反應：溫度一定時，則有 為常數(shù)。,3、平衡常數(shù)的意義,4、應用,=Kc，反應達平衡狀態(tài)，V(正)=V(逆) Qc V(逆) >Kc, 反應向逆反應方向進行，V(正)<V(逆),,5、平衡轉化率,對于化學反應： ，則反應A的轉化率α表示為：,八、化學反應進行方向的判斷,1、自發(fā)過程與自發(fā)反應,

31、2、能量判據(jù)（焓判據(jù)）,日常生活中長期積累的經(jīng)驗而總結得到一條經(jīng)驗規(guī)律→能量判據(jù)（焓判據(jù)）∶體系趨向于從高能狀態(tài)轉變?yōu)榈湍軤顟B(tài)（這時體系會對外做功或者釋放熱量即△H ﹤0）。,3、熵判據(jù),熵判據(jù)：體系趨向于由有序狀態(tài)轉變?yōu)闊o序狀態(tài)，即混亂度增加（ △S＞0）。且△S越大，越有利于反應自發(fā)進行,4、復合判據(jù)（自由能變化△G）,?G =?H-T?S0)的反應能自發(fā)進行。 ?G =?H-T?S=0 反應達到平衡狀態(tài) ?G=

32、?H-T?S>0 (即?H>0, ?S<0)反應不能自發(fā)進行。,-,+,低溫-高溫+,低溫+高溫-,任何溫度均是自發(fā)進行,任何溫度均是不自發(fā)反應,低溫是非自發(fā)反應;高溫自發(fā),低溫是自發(fā)反應;高溫非自發(fā),,第三章 水溶液中的離子平衡復習,,課標中相應要求,1．了解強電解質、弱電解質在水溶液中電離程度的差異，會判斷常見的強電解質和弱電解質。2．了解電離平衡概念，描述弱電解質在水溶液中的電離平衡。3．會書寫常見弱電解

33、質的電離方程式。4．了解酸堿電離理論。 5．知道水的離子積常數(shù)Kw及其與溫度的關系。6．了解溶液的pH、溶液中氫離子濃度和氫氧根離子濃度大小、溶液酸堿性之間的關系。 7．了解pH與c(H+)的定量關系，能進行溶液pH的簡單計算。 8．初步掌握測定溶液pH的方法。9．學會使用滴定管，能進行酸堿滴定，并能繪制滴定過程中的pH變化曲線，了解酸堿中和過程中pH的變化規(guī)律。,,知識點深廣度的建議,10．通過閱讀、查找資料等方法，認識溶

34、液pH的調控在工農業(yè)生產和科學研究中的重要應用。11．認識鹽類水解的原理，能解釋強酸弱堿鹽和強堿弱酸鹽的水解。弱酸弱堿鹽的水解不作要求。12．運用比較、分類、歸納、概括等方法得出鹽類水解規(guī)律，探究影響鹽類水解程度的主要因素。13．能運用鹽類水解的規(guī)律判斷常見鹽溶液的酸堿性。14．會書寫鹽類水解的離子方程式。15．能舉例說明鹽類水解在生產、生活中的應用。16．知道難溶物在水中的溶解情況及沉淀溶解平衡的建立過程，能描述沉淀溶解平

35、衡。17．知道溶度積的概念和沉淀轉化的本質，能用溶度積判斷沉淀的產生或溶解。有關溶度積的計算不作要求。18．知道沉淀溶解平衡在生產、生活中的應用（沉淀的生成和分步沉淀，沉淀的溶解和轉化）。,化學平衡理論,,,,§1 弱電解質的電離　強弱電解質→弱電解質電離為　　可逆→電離平衡→　電離常數(shù),§4 難溶電解質的溶解平衡　　 難溶≠不溶→溶解平衡　　　　　應用：生成、溶解、轉化,,§2 水的

36、電離和溶液的酸堿性　　　　　水是極弱電解質→水(稀溶液)離子積為常數(shù)→稀溶液酸堿性　及表示方法pH→pH　應用,§3 鹽類的水解 水的電離平衡 ＋弱電解質的生成→鹽類水解→水 解的應用(平衡移動),,,深入,綜合運用,本章知識結構,一、電解質、非電解質,強、弱電解質的比較,表達方式,變化實質,0.1mol/L CH3COONa,0.1mol/L CH3COOH,實 例,強電解質（鹽

37、類）,弱電解質,研究對象,水解平衡,電離平衡,,,,,,,,,,,,二、電離平衡和水解平衡,續(xù)前表：,升溫 ，進電離離子濃度增大,升溫，促進水解,※ 越稀越電離，越熱越電離；越稀越水解，越熱越水解。,三、水的電離和溶液的pH值,1、水的電離,,水的離子積：,影響因素,KW = c（OH-）· c（H+）( 25℃時，KW = 1.0 ×10 -14 ),,2、溶液的酸堿性和pH值,,水是一種極弱的電解質，能微

38、弱的電離。,四、鹽類水解,1、實質：,2、規(guī)律：,3、影響因素,誰弱誰水解，都弱都水解，誰強顯誰性，兩弱具體定。,,鹽電離出來的離子與水電離出來的H + 或OH - 結合，從而使水的電離平衡發(fā)生移動的過程。,五、酸堿中和滴定,1、原理：,2、主要儀器：,對于一元酸和一元堿發(fā)生的中和反應：,,3、操作步驟：,洗滌→ 檢漏 → 蒸餾水洗 → 溶液潤洗 → 裝液 → 排氣泡→ 調整液面并記錄 → 放出待測液 → 加入指示劑 → 滴定 →

39、 記錄 → 計算。,( 酸、堿 )滴定管、錐形瓶、滴定管夾,中和滴定實驗中的誤差因素分析,A、儀器潤洗不當 ⒈盛標準液的滴定管用蒸餾水洗后未用標準液潤洗； ⒉盛待測液的滴定管或移液管用蒸餾水洗后未用待測液潤洗； ⒊錐形瓶用蒸餾水洗后再用待測液潤洗；,B、讀數(shù)方法有誤 ⒈滴定前仰視，滴定后俯視； ⒉滴定前俯視，滴定后仰視； ⒊天平或量筒的使用讀數(shù)方法錯誤；,偏大,偏大,偏大,偏小,偏小,D、指示劑選擇欠妥 ⒈用

40、強酸滴定弱堿，指示劑用酚酞；（正確選擇：甲基橙） ⒉用強堿滴定弱酸，指示劑選用甲基橙；（正確選擇：酚酞） （①兩強滴定，原則上甲基橙和酚酞皆可選用； ②中和滴定肯定不用石蕊。）,C、操作出現(xiàn)問題 ⒈盛標準液的滴定管漏液； ⒉盛待測液的滴定管滴前尖嘴部分有氣泡，終了無氣泡（或前無后有）； ⒊振蕩錐形瓶時，不小心有待測液濺出； ⒋滴定過程中，將標準液滴到錐形瓶外； ⒌快速滴定后立即讀數(shù)；,偏小,偏大,偏小

41、,偏大,E、終點判斷不準確 如滴定管的尖嘴部分有半滴或一滴標準液未滴下；F、樣品中含有雜質 ⒈用鹽酸滴定含 Na2O 的 NaOH 樣品； ⒉用含 Na2CO3 的 NaOH 標準液滴定鹽酸；,G、指示劑的變色范圍,偏大,六、難溶電解質的溶解平衡,1、沉淀溶解平衡：（1）概念：在一定條件下，當難溶電解質的溶解速率與溶液中的有關離子重新生成沉淀的速率相等時，此時溶液中存在的溶解和沉淀間的動態(tài)平衡，稱為沉淀溶解平

42、衡。溶解平衡時的溶液是飽和溶液。（2）特征：逆、等、動、定、變（3）影響因素： ①內因：電解質本身的性質,a、絕對不溶的電解質是沒有的。b、同是難溶電解質，溶解度差別也很大。c、易溶電解質做溶質時只要是飽和溶液也可存在溶解平衡。,,,,②外因：,a.濃度：加水，平衡向溶解方向移動。b.溫度：升溫，多數(shù)平衡向溶解方向移動。c.同離子效應：在電解質A的飽和溶液中，加 入含有相同離子的強電解質時，的溶解平衡會被抑制。,2.溶度積

43、和溶度積規(guī)則:,(1)、溶度積(Ksp):在一定溫度下,在難溶電解質的飽和溶液中,各離子濃度冪之乘積為一常數(shù).,(2)、表達式：（MmAn的飽和溶液） Ksp=[c(Mn+)]m · [c(Am-)]n,(3)、溶度積規(guī)則:離子積Qc=c(Mn+)m · c(Am-)nQc > Ksp,溶液處于過飽和溶液狀態(tài),生成沉淀.Qc = Ksp,沉淀和溶解達到平衡,溶液為飽和溶液.Qc < Ksp,溶液未達

44、飽和,沉淀發(fā)生溶解.,3、沉淀反應的應用:,(1)、沉淀的生成：反應生成沉淀使溶液中某些離子濃度變得更小。,(2)、沉淀的溶解：,(3)、沉淀的轉化：,,溶解度小的沉淀轉化為溶解度更小的沉淀。兩者差別越大，轉化越容易。,這類反應發(fā)生的特點：,難溶電解質的溶解度小于0.01g，離子反應生成難溶電解質，離子濃度小于1×10-5mol/L時，認為反應完全，但溶液中還有相應的離子。,沉淀的轉化的實質就是沉淀溶解平衡的移 動,

45、重難點知識透析,1、 已知NH3、SO3、NO2、P2O5等的水溶液均可導電，它們都是電解質嗎？,解析：NH3、SO3、NO2、P2O5等的水溶液均可導電，是因為它們與水化合后，生成的化合物電離出陰、陽離子而導電，但NH3、SO3、NO2、P2O5等本身并不能電離出自由移動的離子，所以它們屬于非電解質。,2、電解質溶液導電能力的強弱與電解質強弱的關系？,影響溶液導電能力的因素: ①自由移動離子濃度的大小。(主要決定因素) 溫度一定,離

46、子濃度越大，導電能力越強. ②溫度：溫度越高，導電能力越強。(與金屬導電相反) ③離子電荷數(shù)：電荷數(shù)越高，導電能力越強。 由此可知：強電解質溶液的導電能力不一定比弱電解質強。如：較濃醋酸的導電能力可比極稀HCl溶液強。CaCO3雖為強電解質，但溶于水所得溶液極稀，導電能力極差.,3.有關pH值的計算,pH值的計算一—— 直接求酸和堿的pH,pH= -lgc(H+) pOH= -lgc(OH-) 常溫下：pH+pOH=

47、14,pH值的計算二——酸和堿的稀釋,pH值的計算三—— 強酸與強酸混合,pH值的計算四—— 強堿與強堿混合,關鍵：抓住氫離子進行計算！,注意：無限稀釋為中性！,關鍵：抓住氫氧根離子濃度進行計算！,解答關鍵：⑴抓住溶液的主體——主導因素⑵當稀釋時引起溶液的酸堿性發(fā)生“改變”時，需考慮水的電離,4、溶液中粒子濃度大小的比較,⑴多元弱酸溶液，根據(jù)多步電離分析，如H3PO4溶液中，c(H＋) > c (H2PO4-) > c

48、(HPO42-) > c (PO4 3-)。⑵多元弱酸的正鹽溶液根據(jù)弱酸根的分步水解分析，如在Na2CO3溶液中， c (Na＋) > c (CO3 2-) > c (OH－) > c (HCO3 -)。⑶不同溶液中同一離子濃度的比較，要看溶液中其他離子對它的影響。如在相同物質的量濃度的下列各溶液中①NH4Cl ②CH3COONH4 ③NH4HSO4, c (NH4+)由大到小的順序是

49、③>①>②⑷混合溶液中各離子濃度的比較，要進行綜合分析，如電離因素、水解因素等。其方法思路是：首先確定溶液中電解質的種類然后再分析電解質電離程度和鹽類水解程度的大小。當遇到弱酸與其強堿鹽共存時，或者多元弱酸酸式鹽(H2PO4- 、HCO3 -)，要注意考慮電離與水解程度的相對大小。,5、溶液中的守恒關系,⑴、電荷守恒規(guī)律：電解質溶液中，不論存在多少種離子，溶液總是呈電中性，即陰離子所帶負電荷總數(shù)一定等于陽離子所帶正電荷總

50、數(shù)，也就是所謂的電荷守恒規(guī)律。如NaHCO3溶液中存在著Na＋、H＋、 HCO3 -、 CO3 2- 、OH－，但存在如下關系:c (Na+) + c (H+) = c (HCO3 -) +c (OH-) + 2c (CO3 2-),⑵、物料守恒規(guī)律：電解質溶液中，由于某些離子能夠水解或電離，離子種類增多了，但某些關鍵性的原子總是守恒的，如Na2S溶液中，S2-能水解，故S元素以S2-、HS-、H2S三種形式存在，它們之間有如下守恒

51、關系： c (Na+) = 2[c (S2-) +c (HS-) + c (H2S)],⑶、質子守恒規(guī)律：任何溶液中，由水電離產生的c (H+)=c (OH-)在電解質溶液中，由于某些離子發(fā)生水解，結合了水電離出來的H＋或OH－；使溶液中c (H＋)≠c (OH－)，但由水電離產生的H＋或OH－守恒；如Na2S溶液中，S2－離子能結合H＋ 促進水解，所以溶液中：c (H＋)＜c (OH－)，此時：c (O

52、H－)水 =c (OH-)c (H＋) 水 =c (H＋)+ c (HS－) + 2c (H2S)，故c (OH－)=c (H＋)+ c (HS－) + 2c (H2S),,第四章 電化學基礎復習,§1原電池,§2化學電源,§4金屬的電化學腐蝕與防護,電化學基礎,§3電解池,,,,,,,氧化還原反應,化學能轉化為電能，自發(fā)進行,電能轉化為化學能，外界能量推動,第四章知識結構,1、池型的判斷,有

53、外加電源一定為電解池，無外加電源一定為原電池；多池組合時，一般含活潑金屬的池為原電池，其余都是在原電池帶動下的電解池。,一、原電池與電解池的比較及判斷,3、電解池放電順序的判斷,陽極放電： 1）惰性電極：則溶液中陰離子放電。 2）非惰性電極：電極材料首先失電子。,陰極放電：電極材料受保護，溶液中陽離子放電。,2、電極的判斷,原電池，看電極材料，電解池看電源的正負極。,4、判斷溶液的pH變化,先

54、分析原溶液的酸堿性，再看電極產物。,（1）如果只產生氫氣而沒有氧氣，只pH變大；,（2）如果只產生氧氣而沒有氫氣，只pH變??；,（3）如果既產生氫氣又產生氧氣,①若原溶液呈酸性則pH減?。?②若原溶液呈堿性pH增大；,③若原溶液呈中性pH不變。,1.右圖中x、y分別是直流電源的兩極,通電后發(fā)現(xiàn)a極板質量增加,b極板處有無色無臭氣體放出,符合這一情況的,A,練 習,①電極： 陽極——鍍層金屬 陰極——待鍍金屬制品,二、電解池的

55、應用----電鍍及氯堿工業(yè),②電鍍液：含有鍍層金屬離子的電解質溶液。,③電解質溶液：溶液中CuSO4的濃度保持不變。,1、電鍍,⒉ 氯堿工業(yè)原理,三、電解池及原電池的應用----金屬的防護,1、金屬腐蝕快慢的判斷,①電解原理引起的腐蝕>原電池原理引起的腐蝕> 化學腐蝕> 有防腐蝕措施的腐蝕②同一種金屬的腐蝕：強電解質>弱電解質>非電解質,2、金屬的防護方法,①改變金屬內部結構,②覆蓋保護層,③電化學保護

56、法,,外加電源的陰極保護法,犧牲負極的正極保護法,2、下列圖一、圖二是鐵釘在水中被腐蝕的實驗,數(shù)天后,數(shù)天后,,,圖一,圖二,（1）上述兩裝置中鐵釘發(fā)生變化的共性是：（2）圖一說明原溶液呈 性，鐵釘發(fā)生 腐蝕，電極反應為： （

57、3）圖二說明原溶液呈 性，鐵釘發(fā)生 腐蝕，電極反應為：,發(fā)生了原電池反應,中性或弱堿,吸氧,負極：Fe-2e = Fe2+ ；正極：2H2O +O2 +2e　=4OH-,負極：Fe -2e = Fe2+；正極：2H+ +2e = H2↑,較強酸,析氫,練 習,3.下列裝置暴露空氣中一段時間,鐵的腐蝕由快到慢 順序

58、 .,Fe,Fe,C,Fe,Zn,A(海水),B(海水),C(海水),D(海水),F(天然水),E(海水),,拓展練習,4、汽車上用的鉛蓄電池是以一組充滿海綿狀灰鉛的鉛板和另一組結構相似的充滿二氧化鉛的鉛板組成，用H2SO4作電解液?？偡磻綖椋篜b+PbO2+2H2SO4 2PbSO4+2H2O（1）試寫出放電時的正、負極反應式正極:_________________________

59、_____________負極:______________________________________（2）試寫出充電時的陽、陰極反應式陽極:______________________________________陰極:______________________________________,PbO2+4H++SO42- +2e- =PbSO4+2H2O,Pb+ SO42--2e- =PbSO4,練 習,PbS

60、O4+2H2O-2e- =PbO2 + 4H++SO42-,PbSO4 +2e- =Pb + SO42-,四、原電池電解池的應用----可充電電池,陰極：,正極：,放電：原電池,充電：電解池,負極：,陽極：,此電池放電時，負極發(fā)生反應的物質為A．Ag B．Zn(OH)2 C．Ag2O D．Zn,充電,放電,2Ag + Zn(OH)2,Ag2O + Zn + H2O,5．銀鋅電池廣泛用于電子儀器的電源，它的充電

61、和放電過程可表示為：,D,拓展練習,6．為下圖所示裝置中，a、b都是惰性電極，通電一段時間后，b極附近溶液呈紅色。下列說法正確的是A．X是正極，Y是負極B．X是負極，Y是正極C．CuSO4溶液的pH值逐漸減小D．CuSO4溶液的pH值不變,AC,練 習,7．一種新型的燃料電池，它以多孔鎳板為電極插入KOH溶液中，然后分別向兩極通入乙烷和氧氣，其總反應為：2C2H6+7O2+8KOH==4K2CO3+10H2O，有關此電池的推