【正文】 電池三、燃料電池燃料電池： 是使燃料與氧化劑反應直接產(chǎn)生電流的一種原電池電極反應：一般燃料電池發(fā)生的電化學反應的最終產(chǎn)物與燃燒產(chǎn)物相同，可根據(jù)燃燒反應寫出總的電池反應，但不注明反應的條件。電極反應：以鋅銅原電池為例：負極： 氧化反應： Zn－2e＝Zn2＋（較活潑金屬）正極： 還原反應： 2H＋＋2e＝H2↑（較不活潑金屬）總反應式： Zn+2H+=Zn2++H2↑正、負極的判斷：（1）從電極材料：一般較活潑金屬為負極；或金屬為負極，非金屬為正極。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 飽和，繼續(xù)溶解 第四章 電化學基礎 第一節(jié) 原電池 原電池：概念：化學能轉(zhuǎn)化為電能的裝置叫做原電池。表達式：AmBn(s)mAn+(aq)+nBm(aq)KSP= [c(An+)]m ?[c(Bm)]n影響因素：外因：①濃度：加水，平衡向溶解方向移動。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）同離子效應法沉淀的溶解：沉淀的溶解就是使溶解平衡正向移動。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。如酸堿中和時[H+]降至107mol/L（3）難溶并非不溶，任何難溶物在水中均存在溶解平衡。九、難溶電解質(zhì)的溶解平衡難溶電解質(zhì)的溶解平衡的一些常見知識（1）溶解度 小于 。H2O+H+ c(Cl)c(NH4+)c(H+)c(OH)水解平衡常數(shù)（Kh）對于強堿弱酸鹽：Kh =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：Kh =Kw/Kb（Kw為該溫度下水的離子積，Kb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。6H2O制無水制備無水鹽 MgCl2 在HCl氣流中加熱MgCl2（2）常見的雙水解反應完全的為：Fe3+、Al3+與AlOCO32(HCO3)、S2(HS)、SO32(HSO3)；S2與NH4+；CO32(HCO3)與NH4+其特點是相互水解成沉淀或氣體。雙水解反應相互促進，水解程度較大，有的甚至水解完全。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。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OH結(jié)合,破壞水的電離，是平衡向右移動，促進水的電離。同理，用標準堿來滴定未知濃度的酸時亦然。當用酸去滴定堿確定堿的濃度時，則：c堿= 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V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，導致c酸偏高；V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V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。（3）準備過程：準備：檢漏、洗滌、潤洗、裝液、趕氣泡、調(diào)液面。②滴定管可以讀到小數(shù)點后 一位。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。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)的量相加除以總體積，再求其它）[H+]混 =（[H+]1V1+[H+]2V2）/（V1+V2）強堿與強堿的混合：（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 :不能直接計算[H+]混)強酸與強堿的混合：（先據(jù)H+ + OH==H2O計算余下的H+或OH，①H+有余，則用余下的H+數(shù)除以溶液總體積求[H+]混；OH有余，則用余下的OH數(shù)除以溶液總體積求[OH]混，再求其它）四、稀釋過程溶液pH值的變化規(guī)律：強酸溶液：稀釋10n倍時，pH稀=pH原+ n（但始終不能大于或等于7）弱酸溶液：稀釋10n倍時，pH稀〈pH原+n（但始終不能大于或等于7）強堿溶液：稀釋10n倍時，pH稀=pH原－n（但始終不能小于或等于7）弱堿溶液：稀釋10n倍時，pH稀〉pH原－n（但始終不能小于或等于7）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7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。[OH] = 1*1014 注意：KW只與溫度有關，溫度一定，則KW值一定 KW不僅適用于純水，適用于任何溶液（酸、堿、鹽）水電離特點：（1）可逆（2）吸熱（3）極弱影響水電離平衡的外界因素： ①酸、堿 ：抑制水的電離 KW〈1*1014 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 KW 〉 1*1014溶液的酸堿性和pH：（1）pH=lgc[H+]（2）pH的測定方法：酸堿指示劑—— 甲基橙、石蕊、酚酞。c[OH] 25℃時, [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。）表示方法：AB1影響因素：a、電離常數(shù)的大小主要由物質(zhì)的本性決定。電離方程式的書寫：用可逆符號 弱酸的電離要分布寫（第一步為主）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)。C、同離子效應：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。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。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 ②SONHCO2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BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部電離，故BaSO4 為強電解質(zhì)）——電解質(zhì)的強弱與導電性、溶解性無關。強電解質(zhì)：在水溶液里全部電離成離子的電解質(zhì)。即S(g)〉S(l)〉S(s)反應方向判斷依據(jù) 在溫度、壓強一定的條件下，化學反應的判讀依據(jù)為： ΔHTΔS〈0 反應能自發(fā)進行ΔHTΔS=0 反應達到平衡狀態(tài)ΔHTΔS〉0 反應不能自發(fā)進行注意：（1）ΔH為負，ΔS為正時，任何溫度反應都能自發(fā)進行（2）ΔH為正，ΔS為負時，任何溫度反應都不能自發(fā)進行第三章 水溶液中的離子平衡一、弱電解質(zhì)的電離定義：電解質(zhì)：在水溶液中或熔化狀態(tài)下能導電的化合物,叫電解質(zhì)。五、化學反應進行的方向反應熵變與反應方向：（1）熵:物質(zhì)的一個狀態(tài)函數(shù)，用來描述體系的混亂度，：J???mol1?K1(2)體系趨向于有序轉(zhuǎn)變?yōu)闊o序，導致體系的熵增加，這叫做熵增加原理，也是反應方向判斷的依據(jù)。第二類：對于反應前后氣體分子數(shù)不變的可逆反應：只要反應物的物質(zhì)的量的比例與原來相同即可視為二者等效。Q〉K:反應向逆反應方向進行利用K值可判斷反應的熱效應若溫度升高，K值增大，則正反應為吸熱反應若溫度升高，K值減小，則正反應為放熱反應＊四、等效平衡概念：在一定條件下（定溫、定容或定溫、定壓），只是起始加入情況不同的同一可逆反應達到平衡后，任何相同組分的百分含量均相同，這樣的化學平衡互稱為等效平衡。（Q：濃度積）Q〈K:反應向正反應方向進行。反之，則相反。（三）化學平衡常數(shù)K的應用:化學平衡常數(shù)值的大小是可逆反應進行程度的標志。反應物或生產(chǎn)物中有固體或純液體存在時，由于其濃度是固定不變的，可以看做是―1‖而不代入公式。符號：K（二）使用化學平衡常數(shù)K應注意的問題：表達式中各物質(zhì)的濃度是變化的濃度，不是起始濃度也不是物質(zhì)的量。（平衡移動原理）：如果改變影響平衡的條件之一（如溫度，壓強，濃度），平衡向著能夠減弱這種改變的方向移動。注意：（1）改變壓強不能使無氣態(tài)物質(zhì)存在的化學平衡發(fā)生移動（2）：由于使用催化劑對正反應速率和逆反應速率影響的程度是等同的，所以平衡不移動。溫度對化學平衡移動的影響影響規(guī)律：在其他條件不變的情況下，溫度升高會使化學平衡向著吸熱反應方向移動，溫度降低會使化學平衡向著放熱反應方向移動。（2）、惰性氣體對于速率的影響 ①恒溫恒容時：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→反應速率不變②恒溫恒體時：充入惰性氣體→體積增大→各反應物濃度減小→反應速率減慢二、化學平衡（一）：化學平衡狀態(tài)：一定條件下，當一個可逆反應進行到正逆反應速率相等時，更組成成分濃度不再改變，達到表面上靜止的一種―平衡‖，這就是這個反應所能達到的限度即化學平衡狀態(tài)。4．中和熱的測定實驗五、蓋斯定律1．內(nèi)容：化學反應的反應熱只與反應的始態(tài)（各反應物）和終態(tài)（各生成物）有關，而與具體反應進行的途徑無關，如果一個反應可以分幾步進行，則各分步反應的反應熱之和與該反應一步完成的反應熱是相同的。（ΔH四、中和熱1．概念：在稀溶液中，酸跟堿發(fā)生中和反應而生成1mol H2O，這時的反應熱叫中和熱。※注意以下幾點：①研究條件：101 kPa②反應程度：完全燃燒，產(chǎn)物是穩(wěn)定的氧化物。④熱化學方程式中的化學計量數(shù)可以是整數(shù)，也可以是分數(shù) ⑤各物質(zhì)系數(shù)加倍，△H加倍；反應逆向進行，△H改變符號，數(shù)值不變?nèi)⑷紵裏?．概念：25 ℃，101 kPa時，1 mol純物質(zhì)完全燃燒生成穩(wěn)定的化合物時所放出的熱量。(放熱吸熱)△H 為―—‖或△H 放熱）△H 為―+‖或△H 0☆ 常見的放熱反應：① 所有的燃燒反應 ② 酸堿中和反應 ③ 大多數(shù)的化合反應 ④ 金屬與酸的反應 ⑤ 生石灰和水反應 ⑥ 濃硫酸稀釋、氫氧化鈉固體溶解等☆ 常見的吸熱反應：① 晶體Ba(OH)2?8H2O與NH4Cl ② 大多數(shù)的分解反應 ③ 以HCO、C為還原劑的氧化還原反應 ④ 銨鹽溶解等二、熱化學方程式 書寫化學方程式注意要點: ①熱化學方程式必須標出能量變化。本節(jié)知識樹在揭示金屬腐蝕的嚴重性和危害性的基礎上，分析發(fā)生金屬腐蝕的原因，探討防止金屬腐蝕的思路和方法。（4）兩金屬構成原電池時，作負極的金屬比作正極的金屬更活潑。（2）金屬對應的最高價氧化物的水化物的堿性越強，該金屬越活潑。（2）外加電源的陰極保護法利用外加直流電，負極接在被保護