【正文】 數(shù) ω=S(100+s)100% （ 3）溫度對溶解度的影響 固體物質(zhì)的溶解度，一般隨溫度升高而增大（食鹽溶解度變化不大； Ca(OH)2溶解度隨溫度升高而減?。? （ 4）溶解度曲線：用縱坐標(biāo)表示溶解度。根據(jù)某溶質(zhì)在不同溫度時(shí)溶解度，可以畫出該物質(zhì)溶解度隨溫度變化曲線，稱之為溶解度曲線。 （ 2）結(jié)晶水：以分子形式結(jié)合在晶體中的水，叫結(jié)晶水，它較容易分解出來，如：Na2CO35H 2O=CuSO4+5H2O （ 3）結(jié)晶水合物：含有結(jié)晶水的化合物叫結(jié)晶水合物。常見的 結(jié)晶水合物有： Na2CO35H 2O（膽礬、藍(lán)礬）， FeSO47H 2O（皓礬），MgCl26H 2O（光鹵石）， KAl(SO4)2Al 2(SO4)32H 2O（石灰膏），H2C2O4 （ 4）風(fēng)化：結(jié)晶水在常溫和較干燥的空氣里失去部分或全部結(jié)晶水的現(xiàn)象叫風(fēng)干。10H 2O（無色晶體） =Na2CO3因此凡具有此現(xiàn)象的自然過程過程都可稱為風(fēng)化，如巖石的風(fēng)化，它顯然不屬于結(jié)晶水合物失去結(jié)晶水的過程。 （ 8）易潮解的物質(zhì)有： CaCl MgCl NaOH等。這是因?yàn)榇蛀}中含有少量 MgCl2雜質(zhì)的緣故。 （ 2）分類：按分散劑的狀態(tài)分為液溶膠： Fe(OH)3膠體、淀粉溶液、固溶膠、有色玻璃、氣溶膠：煙、云、霧。 5． 膠體的應(yīng)用（解釋問題） 16 / 33 ① 沙洲的形成 ② 鹵水點(diǎn)豆腐 ③ 明礬（或 FeCl3） 凈水 ④ 工業(yè)制皂的鹽析 ⑤ 冶金工業(yè)電泳除塵 六． 化學(xué)反應(yīng)速率、化學(xué)平衡 （一）化學(xué)反應(yīng)速率 1． 定義： 化學(xué)反應(yīng)速率是用來衡量化學(xué)反應(yīng)進(jìn)行快慢程度的，通常用單位時(shí)間內(nèi)反應(yīng)物濃度的減少或生成物濃度的增加來表示。min) 或 mol/(L△t 2． 規(guī)律： 同一反應(yīng)里用不同物質(zhì)來表示的反應(yīng)速率數(shù)值可以是不同的，但這些數(shù)值，都表示同一反應(yīng)速率。如反應(yīng) mA+nB=pC+qD 的 v(A)：v(B)： v(C)： v(D)=m： n： p： q 3．影響反應(yīng)速率的因素 內(nèi)因 ：參加反應(yīng)的物質(zhì)的結(jié)構(gòu)和性質(zhì)是影響化學(xué)反應(yīng)速率的決定性因素。而 H N2在高溫、高壓和催化劑存在 下才能發(fā)生反應(yīng)，化學(xué)反應(yīng)速率較慢，由于是可逆反應(yīng)，反應(yīng)不能進(jìn)行到底。 ② 壓強(qiáng)：對于有氣體參加的反應(yīng)，當(dāng)其他條件不變時(shí)，增加壓強(qiáng)，氣體體積縮小，濃度增大，反應(yīng)速率加快。 ④ 催化劑：可以同等程度增大逆反應(yīng)速率。 【注意】： ① 改變外界條件時(shí)，若正反應(yīng)速率增大，逆反應(yīng)速率也一定增大，增大的倍數(shù)可能不同，但不可能正反應(yīng)速率增大，逆反應(yīng)速率減小。 ③ 增大壓強(qiáng)或濃度，是增大了分子之間的碰撞幾率，因此增大了化學(xué)反應(yīng)速率；升高溫度或使用催化劑，提高了活化分子百分?jǐn)?shù)，增大了有效碰撞次數(shù)，使反應(yīng)速率增大。 2．化學(xué)平衡狀態(tài)的特征 （ 1） “ 等 ” 即 V 正 =V 逆 0。 （ 3） “ 定 ” 即反應(yīng)混合物中各組分百分含量不變。 （ 5）與途徑無關(guān)，外界條件不變，可逆反應(yīng)無論是從正反應(yīng)開始，還是從逆反應(yīng)開始，都可建立同一平衡狀態(tài)（等效）。 （ 2）化學(xué)平衡移動規(guī)律 —— 勒沙特列原理 如果改變影響平衡的一個(gè)條件（如濃度、壓強(qiáng)或溫度），平衡就向能夠 減弱這種改變 的方向移動。 ② 壓強(qiáng)：增大壓強(qiáng)平衡向氣體體積減小的方向移動。 ③ 溫度：升高溫度，平衡向吸熱反應(yīng)方向移動。 ④ 催化劑：不能影響平衡移動。某一可逆反應(yīng)的平衡狀態(tài)只與反應(yīng)條件（物質(zhì)的量濃度、溫度、壓強(qiáng)或體積）有關(guān)，而與反應(yīng)途徑（正向或逆向）無關(guān)。對于某一可逆反應(yīng)， 在一定 T、 V 條件下，只要反應(yīng)物和生成物的量相當(dāng)（即根據(jù)系數(shù)比換算成生成物或換算成反應(yīng)物時(shí)與原起始量相同），則無論從反應(yīng)物開始，還是從生成物開始，二者平衡等效。反應(yīng)前后分子數(shù)不變或有改變同一可逆反應(yīng)，由極端假設(shè)法確定出兩初始狀態(tài)的物質(zhì)的量比相同，則達(dá)到平衡后兩平衡等效。 6．化學(xué)平衡計(jì)算時(shí)常用的 2個(gè)率 （ 1）反應(yīng)物轉(zhuǎn)化率 =轉(zhuǎn)化濃度 247。 起始物質(zhì)的量 100% 。 理論上可得到產(chǎn)物的物質(zhì)的量 100% 。通常說的催化劑是指能加快化學(xué)反應(yīng)速率的正催化劑，也有減慢化學(xué)反應(yīng)速率的負(fù)催化劑或阻催化劑。 催化劑的催化作用具有很強(qiáng)的選擇性，某種催化劑往往只能催化某一種反應(yīng)或某一類反應(yīng)。 常用的催化劑及催化反應(yīng) 二氧化錳 氯酸鉀分解制氧氣；過氧化氫分解成水和氧氣。 鐵觸媒 合成氨。 硫酸汞 乙炔水化制乙醛。 鎳 不飽和烴及其他不飽和有機(jī)物與氫氣的加成反應(yīng)。 使用催化劑進(jìn)行催化反應(yīng)時(shí)，要注意對反應(yīng)物的凈化，避免帶入的某些雜質(zhì)使催化劑喪失催化功能，這種作用稱作催化劑中 毒。電解質(zhì)溶于水或熔融時(shí)能電離出自由移動的陰、陽離子，在外電場作用下，自由移動的陰、陽離子分別向兩極運(yùn)動，并在兩極發(fā)生氧化還原反應(yīng)。 18 / 33 2．分類 （ 1）強(qiáng)電解質(zhì)：是指在水溶液里幾乎能完全電離的電解質(zhì)。 3．強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)的比較 強(qiáng)電解質(zhì) 弱電解質(zhì) 定 義 水溶液里完全電離的電解質(zhì) 水溶液里部分電離的電解質(zhì) 化學(xué)鍵種類 離子鍵、強(qiáng)極性鍵 極性鍵 電離過程 完全電離 部分電離 表示方法 用等號 “=” 用可逆號 “ ” 代表物 強(qiáng)酸： HCl、 H2SO HNO HI 強(qiáng)堿： NaOH、 KOH、 Ba(OH) Ca(OH)2 絕大多數(shù)鹽： NaCl、 BaSO4 弱酸： H2S、 H2CO H3PO HF、 CH3COOH 弱堿： NH3 常見的非電解質(zhì) 非金屬氧化物： CO SO SO NO P2O5 某些非金屬氫化物： CH NH3 大多數(shù)有機(jī)物：苯、甘油、葡萄糖 （二）弱電解質(zhì)的電離平衡 1．弱電解質(zhì)的電離特點(diǎn) （ 1）微弱：弱電解質(zhì)在水溶液中的電離是部分電離、電離程度都比較小，分子、離子共同存在。因此，弱電解質(zhì)的電離是可逆的。 （ 4）平衡：在一定條件下最終達(dá)到電離平衡。電離平衡是化學(xué)平衡的一種，同樣具有化學(xué)平衡的特征。 （三）水的電離和溶液的 pH值 1．水的電離和水的離子積常數(shù) H2O是一種極弱電解質(zhì)，能夠發(fā)生微弱電離 H2O H+ + OH– 25℃ 時(shí) c(H+)=c(OH– )=10– 7 molc(OH – )=10– 14（ 25℃ ） ①K w只與溫度有關(guān)，溫度升高， Kw增大。 2．溶液的 pH （ 1） pH： pH=– lg[c(H+)]。 （ 2）含義： pH越大， c(H+)越小， c(OH– )越大，酸性越弱，堿性越強(qiáng)。 c(OH– )越小，酸性越強(qiáng)，堿性越弱。 2．鹽類水解規(guī)律 （ 1）誰弱誰水解，誰強(qiáng)顯誰性，越弱越水解，都弱都水解，兩強(qiáng)不 水解。 （ 3）水解是吸熱反應(yīng)，升溫水解程度增大。 3．鹽類水解的類型 （ 1）單向水解：強(qiáng)酸和弱堿生成的鹽，溶液呈酸性；強(qiáng)堿和弱酸生成的鹽，溶液顯堿性。H 2O + H+ CH3COONa溶于水： CH3COO + H2O CH3COOH + OH （ 2）互相促進(jìn) 水解：弱酸和弱堿生成的鹽溶于水，電離產(chǎn)生弱酸的陰離子和弱堿的陽離子，二者分別結(jié)合水電離產(chǎn)生的 H+和 OH發(fā)生水解，而水溶液的離子積不變，因此促進(jìn)水的電離使反應(yīng)進(jìn)行的程度較大。如 CH3COONH4溶于水： CH3COO + NH4+ CH3COOH + NH3如 (NH4)2Fe(SO4)2溶于水： NH4+ + H2O NH3 （五）電化學(xué) 1．原電池 （ 1）概念：將化學(xué)能轉(zhuǎn)化為電能的裝置。 （ 3）構(gòu)成前提：能自發(fā)地發(fā)生氧化還原反應(yīng)。 （ 5）電極 構(gòu)成： 負(fù)極：還原性相對較強(qiáng)的材料。 （ 6）電極反應(yīng)： 負(fù)極：失去電子，氧化反應(yīng)。 2．化學(xué)電源 電池名稱 負(fù)極 正極 電解質(zhì)溶液 電極反應(yīng) 干電池 Zn C(NH4+) NH4Cl 和淀粉糊 負(fù)極： Zn2e= Zn2+ 正極： 2NH4++2e=2NH3+H2↑ 銀鋅電池 Zn Ag2O KOH 負(fù)極： Zn2OH2e= ZnO+H2O 正極： Ag2O+H2O+2e=2Ag+OH 鉛蓄電池（放電） Pb PbO2 H2SO4 負(fù)極： Pb +SO422e= PbSO4 正極： PbO2+4H++SO42 +2e= PbO4+2H2O 氫氧燃料電池 Pt (H2) Pt(O2) KOH 負(fù)極： 2H2+4OH4e=4H2O 正極： O2+ 2H2O+4e =4OH 3．金屬的腐蝕與防護(hù) （ 1）定義：金屬單質(zhì)被空氣中的成分或其他氧化劑氧化而變質(zhì)的現(xiàn)象叫做金屬腐蝕。 （ 3）金屬防護(hù) ① 涂保護(hù)層。 ② 保持干燥。 ④ 犧牲陽極的陰極保護(hù)法即用一種更為活潑的金屬與要保護(hù)的金屬構(gòu)成原電池。將被保護(hù)的金屬與電源負(fù)極相連，電源向該金屬提供電子，該金屬就不失電子而得以保護(hù)。 （ 2）裝置：電解池（或電解槽） 特點(diǎn)：把電能轉(zhuǎn)化為化學(xué)能。 （ 3）電解原理： 與電源正極相連 陰離子移向 →陽極 ←發(fā)生氧化反應(yīng) 與電源負(fù)極相連 陽離子移向 →陰極 ←發(fā)生還原反應(yīng) （ 4）電解時(shí)電極產(chǎn)物的判斷 ① 陽極產(chǎn)物的判斷 首先看電極，如果是活性電極（金屬活動順序表 Ag 以前），則電極材料失電子，電極溶解。陰離子放電順序如下： S2＞ I＞ Br＞ Cl＞ OH＞ SO42＞ NO3＞ F ② 陰極產(chǎn)物的判斷 直接根據(jù)陽離子放電順序進(jìn)行判斷，陽離子放電順序： Ag+＞ Hg2+＞ Fe3+＞ Cu2+＞ H+＞ Pb2+＞ Sn2+＞ Fe2+＞ Zn2+＞ (H+)＞ Al3+＞ Mg2+＞ Na+＞ Ca+＞ K+ （ 5）電解應(yīng)用： ① 銅的粗煉 陽極（粗銅）： Cu–2e–=Cu2+ 陰極（純銅）： Cu2++2e–=Cu 電解質(zhì)溶液： CuSO4（含 H2SO4） ② 氯堿工業(yè) 陽極（鈦網(wǎng)）： 2Cl––2e–=Cl2↑ 陰極（碳鋼網(wǎng)）： 2H++2e–=H2↑ 電解質(zhì)溶液：飽和食鹽水 總反應(yīng)： 2NaCl+H2O=2NaOH+H2↑+Cl2↑ ③ 鍍銅 陽極（銅）： Cu–2e–=Cu2+ 陰極（鐵或其他鍍件）： Cu2++2e–=Cu 電鍍液： CuSO4 溶液 第二部分 常見元素的單質(zhì)及其重要化合物 一 ． 非金屬元素及其化合物 （一）非金屬元素概論 1．非金屬元素在周期表中的位置 在目前已知的 112種元素中，非金屬元素有 22種，除 H外非金屬元素都位于周期表的右上方（ H在左上方）。 2．非金屬元素的原子結(jié)構(gòu)特征及化合價(jià) （ 1）與同周期的金屬原子相比，最外層電子數(shù)較多，次外層都是飽和結(jié)構(gòu)（ 8或 18電子結(jié)構(gòu)）。 （ 3）最高正價(jià)等于主族序數(shù)（ O、 F無 + +7價(jià)） ‘ 對應(yīng)負(fù)價(jià)以絕對值等于 8– 主族序數(shù)。 3．非金屬單質(zhì) （ 1）組成與同素異形體 非金屬單質(zhì)中，有單原子分子的 He、 Ne、 Ar 等稀有氣體；雙原子分子的 H O Cl H Br2等， 21 / 33 多原子分子的 P S C60、 O3等原子晶體的金剛石，晶體硅等。 （ 2）聚集狀態(tài)及晶體類型 常溫下有氣態(tài)（ H O Cl N2? ），液態(tài)（ Br2）、固態(tài)（ I磷、碳、硅 ? ） 。 4．非金屬的氫化物 （ 1）非金屬氫化物的結(jié)構(gòu)特點(diǎn) ①IVA — RH4正四面體結(jié)構(gòu)，非極性分子； VA— RH3三角錐形，極性分子； VIA— H2R 為 “V” 型，極性分子； VIIA— HR直線型，極性分子。 （ 2）非金屬氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性 一般的，非金屬元素的非金屬性越強(qiáng)，生成的氣態(tài)氫化物越穩(wěn)定。 （ 3）非金屬氫化物具有一定的還原性 如： NH3： H2S可被 O2氧化 HBr、 HI可被 Cl濃 H2 SO4氧化等等。 元素的非金屬性越強(qiáng)，其最高價(jià)氧化物對應(yīng)水化物的酸性越強(qiáng)，故非金屬元素的最高價(jià)含氧酸的酸性也是非金屬性強(qiáng)弱的重要標(biāo)志之一。 （ 3）化學(xué)性質(zhì)： ① 與金屬反應(yīng)將金屬氧化成高價(jià)態(tài) Cu+Cl2=CuCl2（棕黃色煙） ② 與非金屬反應(yīng) H2+Cl2=2HCl（蒼白色火焰，工業(yè)上制 HCl）， H2+Cl2=2HCl（爆炸） ③ 與水反應(yīng) Cl2+H2O=HCl+HClO， HCIO是一種弱酸（ HClO=H++ClO– ），具有強(qiáng)氧化性，可進(jìn)行漂白、消毒殺菌等，在光照下易分解： 2HClO=2HCl+O2↑ ④ 與堿反應(yīng) Cl2+2NaOH=NaCl+NaClO+H2O（用于吸收多余 Cl2） 2Cl2+2Ca(OH)2=CaCl2+Ca(ClO)2漂白粉（混合物） +2H2O 漂白粉的有效成分為 Ca(ClO)2在空氣中易失效變質(zhì)： Ca(ClO)2+CO2+H2O=CaCO3↓+2HClO ⑤ 與還原性物質(zhì)反應(yīng) Cl2+2Br – =2Cl–