20xx年高中化學(xué)復(fù)習(xí)提綱新人教版選修4-文庫(kù)吧資料
2025-03-09 22:26本頁(yè)面
【正文】 未飽和，繼續(xù)溶解第四章 電化學(xué)基礎(chǔ)第一節(jié) 原電池 概念： 化學(xué)能轉(zhuǎn)化為電能的裝置叫做原電池_______ 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(yáng) 離子移向正極的電解質(zhì)溶液。（2）表達(dá)式：AmBn(s) mAn+(aq)+nBm(aq) KSP= [c(An+)]m ?[c(Bm)]n（3）影響因素： 外因：①濃度：加水，平衡向溶解方向移動(dòng)。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。 （3）氧化還原沉淀法： （4）同離子效應(yīng)法 沉淀的溶解： 沉淀的溶解就是使溶解平衡正向移動(dòng)。如：Ag2S(s) 2Ag+(aq）+ S2(aq)沉淀生成的三種主要方式 （1）加沉淀劑法：Ksp越?。闯恋碓诫y溶），沉淀越完全；沉淀劑過(guò)量能使沉淀更完全。 （6）溶解平衡存在的前提是：必須存在沉淀，否則不存在平衡。 （3）難溶并非不溶，任何難溶物在水中均存在溶解平衡。（2）反應(yīng)后離子濃度降至1*105以下的反應(yīng)為完全反應(yīng)。多元弱堿（多元弱堿鹽）的電離（水解）書(shū)寫(xiě)原則：一步書(shū)寫(xiě) 九、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(yáng)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(gè)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OH濃度相等。6H2O Mg(OH)2+2HCl+4H2OMg(OH)2 MgO+H2O泡沫滅火器用Al2(SO4)3與NaHCO3溶液混合Al3++3HCO3=Al(OH)3↓+3CO2↑比較鹽溶液中離子濃度的大小比較NH4Cl溶液中離子濃度的大小NH4++H2O NH3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↑ 鹽類(lèi)水解的應(yīng)用：水解的應(yīng)用實(shí)例原理凈水明礬凈水△Al3++3H2O Al(OH)3(膠體)+3H+去油污用熱堿水冼油污物品CO32+H2O HCO3+OH藥品的保存①配制FeCl3溶液時(shí)常加入少量鹽酸Fe3++3H2O Fe(OH)3+3H+②配制Na2CO3溶液時(shí)常加入少量NaOHCO32+H2O HCO3+OH制備無(wú)水鹽由MgCl2使得平衡向右移。 (如:Na2CO3 ＞NaHCO3)鹽類(lèi)水解的特點(diǎn)：（1）可逆（與中和反應(yīng)互逆） （2）程度小 （3）吸熱影響鹽類(lèi)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(yáng)離子水解；OH 促進(jìn)陽(yáng)離子水解而抑制陰離子水解）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）雙水解反應(yīng)： （1）構(gòu)成鹽的陰陽(yáng)離子均能發(fā)生水解的反應(yīng)。鹽類(lèi)水解規(guī)律：①有 弱 才水解，無(wú)弱不水解，越弱越水解；誰(shuí) 強(qiáng)顯誰(shuí)性，兩弱都水解，同強(qiáng)顯中性。七、鹽類(lèi)的水解（只有可溶于水的鹽才水解）鹽類(lèi)水解：在水溶液中鹽電離出來(lái)的離子跟水電離出來(lái)的H+或OH結(jié)合生成弱電解質(zhì)的反應(yīng)。綜上所述，當(dāng)用標(biāo)準(zhǔn)酸來(lái)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。 （洗滌：用洗液洗→檢漏：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(guò)程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。（2）藥品：標(biāo)準(zhǔn)液；待測(cè)液；指示劑。滴定時(shí)，所用溶液不得超過(guò)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。五、強(qiáng)酸（pH1）強(qiáng)堿（pH2）混和計(jì)算規(guī)律若等體積混合： pH1+pH2=14 則溶液顯中性pH=7pH1+pH2≥15 則溶液顯堿性pH=pH2pH1+pH2≤13 則溶液顯酸性pH=pH1若混合后顯中性pH1+pH2=14 V酸：V堿=1：1pH1+pH2≠14 V酸：V堿=1：1014（pH1+pH2）六、酸堿中和滴定：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。變色范圍：甲基橙 ~（橙色） ~（紫色） ~（淺紅色）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)比色卡對(duì)比即可 。[OH] = 1*1014 注意：KW只與溫度有關(guān)，溫度一定，則KW值一定。c[OH] 25℃時(shí), [H+]=[OH] =107 mol/L 。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)。 ）表示方法：ABA++B Ki=[ A+][ B]/[AB]影響因素：a、電離常數(shù)的大小主要由物質(zhì)的本性決定。電離方程式的書(shū)寫(xiě)：用可逆符號(hào) 弱酸的電離要分布寫(xiě)（第一步為主）電離常數(shù)：在一定條件下，弱電解質(zhì)在達(dá)到電離平衡時(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)。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(huì) 減弱 電離。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。H2O、Cu(OH)H2O混和物純凈物 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 ②SONHCO2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(wú)關(guān)。如HCl、NaOH、NaCl、BaSO4弱電解質(zhì)：弱酸，弱堿，極少數(shù)鹽，水 。物質(zhì)單質(zhì)化合物電解質(zhì)非電解質(zhì)： 非金屬氧化物，大部分有機(jī)物 。強(qiáng)電解質(zhì) ：在水溶液里全部電離成離子的電解質(zhì) 。即S(g)〉S(
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