《《化学反应原理》全册知识点归纳.pdf》由会员分享，可在线阅读，更多相关《《化学反应原理》全册知识点归纳.pdf（16页珍藏版）》请在taowenge.com淘文阁网|工程机械CAD图纸|机械工程制图|CAD装配图下载|SolidWorks_CaTia_CAD_UG_PROE_设计图分享下载上搜索。
1、1/16 化学反应原理知识点归纳 第一章 化学反应与能量 一、焓变 反应热 1反应热：一定条件下，一定物质的量的反应物之间完全反应所放出或吸收的热量。2焓变(H)的意义：在恒压条件下进行的化学反应的热效应。符号H；单位kJ/mol。3产生原因：化学键断裂吸热；化学键形成放热。键能越大，物质所含能量越低，物质越稳定；键能越小，物质所含能量越高，物质越不稳定。放热反应反应物的总能量高于生成物的总能量(放出的热量吸收的热量)；H 为“”或H0。吸热反应反应物的总能量低于生成物的总能量(吸收的热量放出的热量)H 为“”或H0。常见的放热反应：所有的燃烧反应 酸碱中和反应 大多数的化合反应 金属与酸的反
2、应 生石灰和水反应 钠与水的反应 常见的吸热反应：晶体 Ba(OH)28H2O 与 NH4Cl 大多数的分解反应 以 H2、CO、C 为还原剂的氧化还原反应 盐的水解 二、热化学方程式 1能表示参加反应物质的量和反应热的关系的化学方程式，叫热化学方程式。2书写热化学方程式注意要点：热化学方程式必须标出能量变化。热化学方程式中必须标明反应物和生成物的聚集状态(g、l、s 分别表示固态、液态、气态，水溶液中溶质用 aq 表示)。热化学反应方程式要指明反应时的温度和压强(对于 25、101 kPa 时进行的反应可以不注明)。热化学方程式中的化学计量数可以是整数，也可以是分数。各物质系数加倍，H 加倍
3、；反应逆向进行，H 改变符号，数值不变。三、燃烧热 1概念：25，101 kPa 时，1 mol 纯物质完全燃烧生成稳定的化合物时所放出的热量。燃烧热的单位用 kJ/mol 表示。2注意点：研究条件：25，101 kPa。反应程度：完全燃烧，产物是稳定的化合物。燃烧物的物质的量：1 mol。研究内容：放出的热量。（H0，单位 kJ/mol）四、中和热 1概念：在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应而生成 1mol H2O，这时的反应热叫中和热。2强酸与强碱的中和反应其实质是 H和 OH反应，其热化学方程式为：H(aq)OH(aq)H2O(l)H57.3 kJ/mol 3弱酸或弱碱电离要吸收热量，所以它
4、们参加中和反应时的中和热小于 57.3 kJ/mol。4中和热的测定实验 实验的简易装置见右图 环形玻璃棒的优点在于:减少热量的损失；上下移动搅拌的面积大、范围广。实验中的注意事项：用隔热装置且操作要快，尽量减少热量散失；酸碱的浓度宜小不宜大，宜碱稍过量且量要准确 a、浓度要越精确越好 b、量体积的容器越精确越好，最好用酸式滴定管或碱式滴定管 温度计越精确越好 注意控制反应时间和记录温度的时段 中和热的测定最好在 20左右的环境温度条件下进行，不宜低于 10以下，否则低温环境容易散热，会使中和热的测定值明显偏低。做23 次，取平均值 五、盖斯定律 化学反应的反应热只与反应的始态（各反应物）和终
5、态（各生成物）有关，而与具体反应进行的途径无关，如果一个反应可以分几步进行，则各分步反应的反应热之和与该反应一步完成的反应热是相同的。第二章 化学反应速率和化学平衡 一、化学反应速率 1化学反应速率(v)定义：用来衡量化学反应的快慢，单位时间内反应物或生成物的浓度的变化 表示方法：单位时间内反应浓度的减少或生成物浓度的增加来表示 计算公式：vc/t(：平均速率，c：浓度变化，t：时间)单位：mol/(Ls)等 影响因素：决定因素（内因）：反应物的性质（决定因素）条件因素（外因）：反应所处的条件 2外因对化学反应速率影响的变化规律 条件变化 活化分子的量的变化 v 变化 反应物 的浓度 增大 单
6、位体积里总数目增多，百分数不变 增大 减小 单位体积里总数目减少，百分数不变 减小 环形玻璃 搅拌棒 温度计 碎泡沫 塑料 3/16 气体反应 物的压强 增大 单位体积里总数目增多，百分数不变 增大 减小 单位体积里总数目减少，百分数不变 减小 反应物 的温度 升高 百分数增大，单位体积里总数目增多 增大 降低 百分数减小，单位体积里总数目减少 减小 反应的 催化剂 使用 百分数剧增，单位体积里总数目剧增 剧增 撤去 百分数锐减，单位体积里总数目锐减 锐减 其他 光、电磁波、超声波、固体反应物颗粒的大小、溶剂 有影响 注意：参加反应的物质为固体和液体，由于压强的变化对浓度几乎无影响，可以认为反
7、应速率不变。惰性气体对于速率的影响 恒温恒容时：充入惰性气体总压增大，但是各分压不变，各物质浓度不变反应速率不变。恒温恒体时：充入惰性气体体积增大各反应物浓度减小反应速率减慢。二、化学平衡 化学平衡状态 1定义：一定条件下，当一个可逆反应进行到正逆反应速率相等时，各组成成分浓度不再改变，达到表面上静止的一种“平衡”，这就是这个反应所能达到的限度即化学平衡状态。2化学平衡的特征 逆（研究对象是可逆反应）等（同一物质的正逆反应速率相等）动 动态平衡，v(正)v(逆)0 定（各物质的浓度与质量分数恒定）变（条件改变，平衡发生变化）3判断平衡的依据 判断可逆反应达到平衡状态的方法和依据 例举反应 mA
8、(g)nB(g)pC(g)qD(g)混合物体系中各成分的含量 各物质的物质的量或各物质的物质的量的分数一定 平衡 各物质的质量或各物质质量分数一定 平衡 各气体的体积或体积分数一定 平衡 总体积、总压力、总物质的量一定 不一定平衡 正、逆反应 速率的关系 在单位时间内消耗了 m molA 同时生成 m molA，即 v(正)v(逆)平衡 在单位时间内消耗了n molB同时消耗了p molC，则v(正)v(逆)平衡 v(A)v(B)v(C)v(D)mnpq，v(正)不一定等于 v(逆)不一定平衡 在单位时间内生成 n molB，同时消耗了 q molD，因均指 v(逆)不一定平衡 压强 mnpq
9、 时，总压力一定（其他条件一定）平衡 mnpq 时，总压力一定（其他条件一定）不一定平衡 混合气体平均相对分子质量 Mr Mr 一定时，只有当 mnpq 时 平衡 Mr 一定时，但 mnpq 时 不一定平衡 温度 任何反应都伴随着能量变化，当体系温度一定时（其他不变）平衡 体系的密度 密度一定 不一定平衡 其他 如体系颜色不再变化等 平衡 影响化学平衡移动的因素 1浓度对化学平衡移动的影响 影响规律：在其他条件不变的情况下，增大反应物的浓度或减少生成物的浓度，都可以使平衡向正方向移动；增大生成物的浓度或减小反应物的浓度，都可以使平衡向逆方向移动。增加固体或纯液体的量，由于浓度不变，所以平衡不移
10、动。在溶液中进行的反应，如果稀释溶液，反应物浓度减小，生成物浓度也减小，v(正)减小，v(逆)也减小，但是减小的程度不同，总的结果是化学平衡向反应方程式中化学计量数之和大的方向移动。2温度对化学平衡移动的影响 影响规律：在其他条件不变的情况下，温度升高会使化学平衡向着吸热反应方向移动，温度降低会使化学平衡向着放热反应方向移动。3压强对化学平衡移动的影响 影响规律：其他条件不变时，增大压强，会使平衡向着体积缩小方向移动；减小压强，会使平衡向着体积增大方向移动。注意：改变压强不能使无气态物质存在的化学平衡发生移动。气体减压或增压与溶液稀释或浓缩的化学平衡移动规律相似。4催化剂对化学平衡的影响：由于
11、使用催化剂对正反应速率和逆反应速率影响的程度是等同的，所以平衡不移动。但是使用催化剂可以影响可逆反应达到平衡所需的时间。5勒夏特列原理（平衡移动原理）：如果改变影响平衡的条件之一（如温度，压强，浓度），平衡向着能够减弱这种改变的方向移动。三、化学平衡常数 定义：在一定温度下，当一个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。符号为 K。使用化学平衡常数 K 应注意的问题：1表达式中各物质的浓度是平衡时的浓度，不是起始浓度也不是物质的量。2K 只与温度(T)有关，与反应物或生成物的浓度无关。3反应物或生产物中有固体或纯液体存在时，由于其浓度是固定不变的，可以看做是常数
12、而不写入公式。4稀溶液中进行的反应，如有水参加，水的浓度不必写在平衡关系式中。化学平衡常数 K 的应用：5/16 1化学平衡常数值的大小是可逆反应进行程度的标志。K 值越大，说明平衡时生成物的浓度越大，它的正向反应进行的程度越大，即该反应进行得越完全，反应物转化率越高。反之，则相反。一般地，K105时，该反应就进行得基本完全了。2可以利用 K 值做标准，判断正在进行的可逆反应是否平衡及不平衡时向何方进行建立平衡。浓度积 QK，反应向正反应方向进行；QK，反应处于平衡状态；QK，反应向逆反应方向进行。3利用 K 值可判断反应的热效应 若温度升高，K 值增大，则正反应为吸热反应(正反应的 H0)。
13、若温度升高，K 值减小，则正反应为放热反应(正反应的 H0)。四、等效平衡 1概念：在一定条件下（定温、定容或定温、定压），只是起始加入情况不同的同一可逆反应达到平衡后，任何相同组分的百分含量均相同，这样的化学平衡互称为等效平衡。2类型 定温，定容条件下的等效平衡 第一类：对于反应前后气体分子数改变的可逆反应：必须保证一边倒后反应物的物质的量与原来相同。第二类：对于反应前后气体分子数不变的可逆反应：只要反应物的物质的量的比例与原来相同即可视为二者等效。定温，定压的等效平衡 只要保证一边倒之后反应物的物质的量之比与原来相同即可视为等效平衡。五、化学反应进行的方向 1反应熵变与反应方向：熵：物质的
14、一个状态函数，用来描述体系的混乱度，符号为 S，单位：Jmol1K1。体系趋向于有序转变为无序，导致体系的熵增加，这叫做熵增加原理，也是反应方向判断的依据。同一物质，在气态时熵值最大，液态时次之，固态时最小。即 S(g)S(l)S(s)。2反应方向判断依据 在温度、压强一定的条件下，化学反应的判读依据为：HTS0 反应能自发进行 HTS0 反应达到平衡状态 HTS0 反应不能自发进行 注意：H 为负，S 为正时，通常状况下反应都能自发进行。H 为正，S 为负时，任何温度下反应都不能自发进行。第三章 水溶液中的离子平衡 一、弱电解质的电离 1定义：电解质：在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物。非
15、电解质：在水溶液中或熔化状态下都不能导电的化合物。强电解质：在水溶液里全部电离成离子的电解质。弱电解质：在水溶液里只有一部分电离成离子的电解质。强电解质：强酸、强碱、大多数盐，如 HCl、NaOH、NaCl、(NH4)2SO4、NaAc、BaSO4 弱电解质：弱酸、弱碱、极少数盐、水，如 HAc、HClO、NH3H2O、Cu(OH)2、H2O 非电解质：非金属氧化物、大部分有机物、氨，如 CO2、SO3、NH3、C2H5OH、CCl4 2电解质与非电解质本质区别：电解质离子化合物或共价化合物 非电解质共价化合物 注意：电解质、非电解质都是化合物 SO2、NH3、CO2等属于非电解质 强电解质不
16、等于易溶于水的化合物（如 BaSO4不溶于水，但溶于水的 BaSO4 全部电离，故 BaSO4为强电解质），电解质的强弱与导电性的强弱、溶解性的大小无必然联系。3电离平衡：在一定的条件下，当弱电解质分子电离成离子的速率和离子结合成弱电解质分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态，这叫电离平衡。4影响电离平衡的因素：温度：电离一般吸热，升温有利于电离。浓度：浓度越大，电离程度越小；溶液稀释时，电离平衡向着电离的方向移动，但其酸性(或碱性)会减弱。同离子效应：在弱电解质溶液里加入与弱电解质具有相同离子的电解质，会抑制电离。其他外加试剂：加入能与弱电解质的电离产生的某种离子反应的物质时，有利于电离
17、。5电离方程式的书写：用可逆符号 弱酸的电离要分布写（第一步为主）6电离常数：在一定条件下，弱电解质在达到电离平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度的乘积，跟溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数。叫做电离平衡常数(一般用Ka表示酸的，Kb表示碱的)。表示方法：ABAB Ki)AB()B()A(-ccc 影响因素：电离常数的大小主要由物质的本性决定。电离常数受温度变化影响，不受浓度变化影响，在室温下一般变化不大。同一温度下，不同弱酸，电离常数越大，其电离程度越大，酸性越强。如：H2SO3H3PO4HFCH3COOHH2CO3H2SHClOHCN。弱酸 H2SO3 H3PO4 HF CH3COOH
18、 K 或 K1 1.7102 7.1103 3.5104 1.8105 弱酸 H2CO3 H2S HClO HCN K 或 K1 4.4107 5.7108 3.0108 7.91010 二、水的电离和溶液的酸碱性 1水电离平衡：H2OHOH 水的离子积：KWc(H+)c(OH)物质 单质 化合物 电解质 混合物 纯净物 非电解质 强电解质 弱电解质 7/16 25时，纯水中 c(H+)c(OH)107mol/L；KWc(H+)c(OH)11014 注意：KW只与温度有关，温度一定，则 KW值一定。KW不仅适用于纯水，也适用于任何稀溶液（酸、碱、盐）。2水电离特点：可逆；吸热；极弱。3影响水电
19、离平衡的外界因素：酸、碱：均抑制水的电离。温度：升温促进水的电离，KW11014，因为水的电离是吸热过程。易水解的盐：促进水的电离。4溶液的酸碱性和 pH：pH 的定义：pHlgc(H)pH 的测定方法：酸碱指示剂法：甲基橙 3.14.4(橙色)、石蕊 5.08.0(紫色)、酚酞 8.210.0(浅红色)。pH 试纸法：用洁净干燥的玻璃棒蘸取未知液体在试纸上，然后与标准比色卡对比。注意：i)事先不能用水湿润 PH 试纸；ii)广泛 pH 试纸只能读取整数值或范围 pH 计法：精确测量溶液的 pH。三、混合液的 pH 计算方法 1强酸与强酸的混合：先求 c(H)混212211)H()H(VVVc
20、Vc，再求其它。2强碱与强碱的混合：c(OH)混212211)OH()OH(VVVcVc，再求其它，注意切不能直接计算 c(H)混。3强酸与强碱的混合：先据 H+OHH2O 计算余下的 H或 OH，若 H有余，则用余下的 H+物质的量除以溶液总体积求 c(H)混；若 OH有余，则用余下的 OH物质的量除以溶液总体积求 c(OH)混，再求其它。四、稀释过程溶液 pH 的变化规律：1强酸溶液：稀释 10n倍时，pH稀(pH原n)，但始终不能大于或等于 7。2弱酸溶液：稀释 10n倍时，pH稀(pH原n)，但始终不能大于或等于 7。3强碱溶液：稀释 10n倍时，pH稀(pH原n)，但始终不能小于或等
21、于 7。4弱碱溶液：稀释 10n倍时，pH稀(pH原n)，但始终不能小于或等于 7。5 任何溶液稀释时 pH 均是向 7 靠近（即向中性靠近）；任何溶液无限稀释后 pH 均接近 7。6稀释时，弱酸、弱碱和水解的盐溶液的 pH 变化得慢，强酸、强碱溶液的 pH 变化得快。五、强酸（pHa）强碱（pHb）混合计算规律 1若等体积混合 当 pHapHb14 时，则混合溶液显中性，pH7。当 pHapHb15 时，则混合溶液显碱性，pH(pHb0.3)。当 pHapHb13 时，则混合溶液显酸性，pH(pHa0.3)。2若混合后显中性 当 pHapHb14 时，V酸V碱11 当 pHapHb14 时，
22、V酸V碱110)pHpH(14ba 六、酸碱中和滴定：1中和滴定的原理 实质：H+OHH2O，即酸能提供的 H+和碱能提供的 OH物质的量相等。2中和滴定的操作过程：仪器：滴定管的刻度，0 刻度在上，往下刻度标数越来越大，全部容积大于它的最大刻度值，因为下端有一部分没有刻度。滴定时，所用溶液不得超过最低刻度，不得一次滴定使用两滴定管酸（或碱），也不得中途向滴定管中添加。滴定管可以读到小数点后两位。药品：标准液；待测液；指示剂。准备过程：准备：检漏、洗涤、润洗、装液、赶气泡、调液面。（洗涤：用洗液洗检漏：滴定管是否漏水用水洗用标准液洗（或待测液洗）装溶液排气泡调液面记数据 V(始)实验过程：左手
23、控制滴定管的活塞或阀，右手摇动锥形瓶，眼睛注视锥形瓶内溶液颜色的变化。3酸碱中和滴定的误差分析 误差分析：利用 n酸c酸V酸n碱c碱V碱进行分析 式中：n酸或碱中氢原子或氢氧根离子数；c酸或碱的物质的量浓度；V酸或碱溶液的体积。当用酸去滴定碱确定碱的浓度时，则：c碱碱碱酸酸酸VnVcn 上述公式在求算浓度时很方便，而在分析误差时起主要作用的是分子上的 V酸的变化，因为在滴定过程中 c酸为标准酸，其数值在理论上是不变的，若稀释了虽实际值变小，但体现的却是 V酸的增大，导致 c碱偏高；V碱同样也是一个定值，它是用标准的量器量好后注入锥形瓶中的，当在实际操作中碱液外溅，其实际值减小，但引起变化的却是
24、标准酸用量的减少，即 V酸减小，则 c碱降低了；对于观察中出现的误差亦同样如此。综上所述，当用标准酸来测定碱的浓度时，c碱的误差与 V酸的变化成正比，即当 V酸的实测值大于理论值时，c碱偏高，反之偏低。同理，用标准碱来滴定未知浓度的酸时亦然。七、盐类的水解（只有可溶于水的盐才水解）1盐类水解：水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的 H或 OH结合生成弱电解质。2水解的实质：水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的 H或 OH结合，破坏水的电离，使平衡向右移动，促进水的电离。3盐类水解规律：有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解；谁强显谁性，两弱俱水解，同弱显中性。多元弱酸根，浓度相同时正酸根比酸式酸
25、根水解程度大，碱性更强。(如：Na2CO3NaHCO3)9/16 4盐类水解的特点：可逆(与中和反应互逆)；程度小；吸热。5影响盐类水解的外界因素：温度：温度越高水解程度越大(水解吸热，越热越水解)。浓度：浓度越小，水解程度越大(越稀越水解，但酸性或碱性越弱)。酸碱性：促进或抑制盐的水解(H+促进阴离子水解而抑制阳离子水解；OH 促进阳离子水解而抑制阴离子水解)。6酸式盐溶液的酸碱性：只电离不水解：如 HSO4显酸性。电离程度水解程度，显酸性(如:HSO3、H2PO4)。水解程度电离程度，显碱性(如：HCO3、HS、HPO42)。7双水解反应：构成盐的阴阳离子均能发生水解的反应。双水解反应相互
26、促进，水解程度较大，有的甚至水解完全。使得平衡向右移。常见的双水解反应完全的有：Al3+与 AlO2、CO32(HCO3)、S2(HS)、SO32(HSO3)；Fe3+与 AlO2、CO32(HCO3)；其特点是相互水解成沉淀或气体。双水解完全的离子方程式配平依据是两边电荷平衡，如：Fe3+3HCO3Fe(OH)33CO2；2Al3+3S26H2O2Al(OH)33H2S。但 NH4+与 CO32(HCO3)、S2(HS)仅是相互促进，通常条件下不能进行到底。8盐类水解的应用：水解的应用 实例 原理 净水 明矾或氯化铁净水 Al3+3H2OAl(OH)3(胶体)3H+去油污 用热碱水冼油污物品
27、 CO32H2OHCO3OH 药品的保存 配制FeCl3溶液时常加入少量盐酸 Fe3+3H2OFe(OH)33H+配制Na2CO3溶液时常加入少量 NaOH CO32H2OHCO3OH 制备无水盐 由MgCl26H2O制 无 水MgCl2 在 HCl 气流中加热 若不然，则：MgCl26H2OMg(OH)22HCl4H2O Mg(OH)2MgOH2O 泡沫灭火器 用 Al2(SO4)3与 NaHCO3溶液混合 Al3+3HCO3Al(OH)33CO2 比较盐溶液中离子浓度的大小 比较 NH4Cl 溶液中离子浓度的大小 NH4+H2ONH3H2OH+c(Cl)c(NH4+)c(H+)c(OH)9
28、水解平衡常数(Kh)对于强碱弱酸盐：KhKw/Ka(Kw为该温度下水的离子积，Ka为该条件下该弱酸根形成的弱酸的电离平衡常数)对于强酸弱碱盐：KhKw/Kb(Kw为该温度下水的离子积，Kb为该条件下该弱碱阳离子形成的弱碱的电离平衡常数)10电离、水解方程式的书写原则 多元弱酸的电离或多元弱酸盐的水解的书写原则：一定分步书写。注意：不管是水解还是电离，都决定于第一步，第二步一般相当微弱。多元弱碱的电离或多元弱碱盐的水解书写原则：通常一步书写。八、溶液中微粒浓度的大小比较 1大小关系：啥组成？谁水解？哪为主？呈何性？2等量关系：抓住溶液中微粒浓度必须满足的三种守恒关系：电荷守恒：任何溶液均显电中性
29、，各阳离子浓度与其所带电荷数的乘积之和各阴离子浓度与其所带电荷数的乘积之和。物料守恒：即原子个数守恒或元素质量守恒。某原子的总量(或总浓度)其以各种形式存在的所有微粒的量(或浓度)之和。质子守恒：即由水电离出的 H总浓度与 OH总浓度相等。九、难溶电解质的溶解平衡 1难溶电解质的溶解平衡的一些常见知识 溶解度小于 0.01g 的电解质称难溶电解质。反应后离子浓度降至 1105 mol/L 以下的反应为完全反应。如酸碱中和时 c(H+)降至 107mol/L105mol/L，故为完全反应，用“”，常见的难溶物在水中的离子浓度均远低于 105mol/L，故有难溶物生成的反应均用“”。难溶并非不溶，
30、任何难溶物在水中均存在溶解平衡。掌握三种微溶物质：CaSO4、Ca(OH)2、Ag2SO4。溶解平衡大多数为吸热，但 Ca(OH)2等少数为放热，升温其溶解度减小。溶解平衡存在的前提是：必须存在沉淀，否则不存在平衡。2溶解平衡方程式的书写 注意在沉淀后用(s)标明状态，并用“”。如：Ag2S(s)2Ag+(aq)S2(aq)3沉淀生成的四种主要方式 加沉淀剂法：化学式相似 Ksp越小(即沉淀越难溶)，沉淀越完全；沉淀剂过量能使沉淀更完全。调 pH 除某些易水解的金属阳离子：如加 MgO 除去 MgCl2溶液中 FeCl3。氧化还原沉淀法。同离子效应法。4沉淀的溶解：沉淀的溶解就是使溶解平衡正向
31、移动。常采用的方法有：酸或碱；氧化还原；沉淀转化。5沉淀的转化：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。如：AgNO3 AgCl(白色沉淀)AgBr(淡黄色)AgI(黄色)Ag2S(黑色)6溶度积(KSP)定义：在一定条件下，难溶电解质电解质溶解成离子的速率等于离子重新结合成沉淀的速率，溶液中各离子的浓度保持不变的状态。表达式：AmBn(s)mAn+(aq)nBm(aq)KSP c(An+)m c(Bm)n 11/16 影响因素：浓度：加水，向溶解方向移动。温度：升温，多数向溶解方向移动。离子积规则：QCKSP，过饱和溶液，有沉淀析出；QCKSP，饱和溶液，平衡状态；QCKSP，
32、不饱和溶液，继续溶解。第四章 电化学基础 第一节 原电池 1概念：化学能转化为电能的装置叫做原电池。2组成条件：合适的氧化剂(及导体)、还原剂(用导体)、电解质(或溶液)构成闭合回路，发生自发的氧化还原反应。3电子流向：外电路：负极导线正极。内电路：盐桥中阴离子移向负极的电解质溶液，盐桥中阳离子移向正极的电解质溶液。4电极反应：以“Cu稀 H2SO4Zn”原电池为例：负极(Zn)：氧化反应：Zn2eZn2 正极(Cu)：还原反应：2H2eH2 总反应式：Zn2H+Zn2+H2 5正、负极的判断：从电子的流动方向：负极流入正极。从电流方向：正极流入负极。从电解质溶液内离子的移动方向：阳离子流向正
33、极，阴离子流向负极。从化学变化：负极上发生氧化反应，正极上发生还原反应。第二节 化学电池 电池的分类：化学电池、太阳能电池、原子能电池。化学电池：借助于化学能直接转变为电能的装置。化学电池的分类：一次电池、二次电池、燃料电池。一、一次电池 一次电池也叫干电池，它的活性物质消耗到一定程度就不能使用了。1碱性锌锰电池(MnO2KOHZn)负极(Zn)：Zn2e2OHZn(OH)2(氧化反应)正极(Cu)：2MnO22e2H2O2MnOOH2OH(还原反应)总反应式：Zn2MnO22 H2OZn(OH)22MnOOH 2锌银纽扣电池(Ag2OKOHZn)负极(Zn)：Zn2e2OHZnOH2O(氧化
34、反应)正极(Ag2O)：Ag2O2eH2O2Ag2OH(还原反应)总反应式：ZnAg2OZnO2Ag 3锂电池(以 CSOCl2Li 为例)负极(Zn)：8Li8e8Li(氧化反应)正极(C)：3SOCl28e2SSO326Cl(还原反应)总反应式：8Li3SOCl26LiClLi2SO32S 二、二次电池 二次电池又叫充电电池或蓄电池，放电后可以再充电使活性物质获得再生，可以多次重复使用。1铅蓄电池(PbO2H2SO4Pb)总反应式：PbO2(s)Pb(s)2H2SO4(aq)2PbSO4(s)2H2O(l)放电时 负极(Pb)：Pb2eSO42PbSO4(氧化反应)正极(PbO2)：PbO
35、22e4HSO42PbSO42H2O(还原反应)放电时 阳极(PbSO4)：PbSO42H2O2ePbO24HSO42(氧化反应)阴极(PbSO4)：PbSO42ePbSO42(还原反应)2镉镍电池(NiOOHKOHCd)总反应式：Cd2NiOOH2H2O放电充电Cd(OH)22Ni(OH)2 放电时 负极(Cd)：Cd2e2OHCd(OH)2(氧化反应)正极(NiOOH)：2NiOOH2e2H2O2Ni(OH)22OH(还原反应)放电时：阳极Ni(OH)2：2Ni(OH)22e2OH2NiOOH2H2O(氧化反应)阴极Cd(OH)2：Cd(OH)22eCd2OH(还原反应)3爱迪生蓄电池(N
36、iO2KOHFe)总反应式：FeNiO22H2O放电充电Fe(OH)2Ni(OH)2 放电时 负极(Fe)：Fe2e2OHFe(OH)2(氧化反应)正极(NiO2)：NiO22e2H2ONi(OH)22OH(还原反应)放电时：阳极Ni(OH)2：Ni(OH)22e2OHNiO22H2O(氧化反应)阴极Fe(OH)2：Fe(OH)22eFe2OH(还原反应)4镍氢电池(NiOOHKOHMH)(M 代表贮氢合金)总反应式：MHNiOOH放电充电Ni(OH)2M 放电时 负极(MH)：MHeOHMH2O(氧化反应)正极(NiOOH)：NiOOHeH2ONi(OH)2OH(还原反应)放电时：阳极Ni(
37、OH)2：Ni(OH)2eOHNiOOHH2O(氧化反应)阴极M：MH2O2eMHOH(还原反应)5锂离子电池 Li-ion 电池，它的负极材料是金属锂和碳的复合材料(碳作为金属锂的载体)，电解质为一种能传导 Li的高分子材料。总反应式：Li2Li0.35NiO2放电充电2Li0.85NiO2 放电时 负极(Li)：LieLi(氧化反应)正极(Li0.35NiO2)：2Li0.35NiO2eLi2Li0.85NiO2(还原反应)放电时：阳极Li0.85NiO2：2Li0.85NiO2e2Li0.35NiO2Li(氧化反应)阴极Li0.85NiO2：LieLi(还原反应)LiFePO4电池，电池
38、的正极材料是 LiFePO4，负极材料是石墨，含 Li+导电固体为电解质。总反应式：LiFePO4放电充电LiFePO4 放电时 负极：LieLi(氧化反应)正极：FePO4eLiLiFePO4(还原反应)放电时：阳极：LiFePO4eFePO4Li(氧化反应)阴极：LieLi(还原反应)13/16 Li-Al/FeS 电池 总反应式：2LiFeS放电充电Li2SFe 放电时 负极：2Li2e2Li(氧化反应)正极：2Li+FeS2eLi2SFe(还原反应)放电时：阳极：Li2SFe2e2Li+FeS(氧化反应)阴极：2Li2e2Li(还原反应)以 LiMn2O4为正极，嵌入锂的碳材料为负极，
39、含 Li+导电固体为电解质。放电时的电池反应为：LiLiMn2O4Li2Mn2O4。放电时 负极：LieLi(氧化反应)正极：LiLiMn2O4eLi2Mn2O4(还原反应)充电时 阳极：Li2Mn2O4eLiMn2O4Li(氧化反应)阴极：LieLi 三、燃料电池 燃料电池：是使燃料与氧化剂反应直接产生电流的一种原电池。燃料电池的优点：能量转换率高(超过 80%但仍低于 100%)、废弃物少、运行噪音低。1氢氧燃料电池：以 KOH 溶液为电解质 负极(通 H2)：2H24e4OH4H2O(氧化反应)正极(通 O2)：O22H2O4e4OH(还原反应)以 CaHSO4固体为电解质传递 H的某固
40、体酸燃料电池 负极(通 H2)：2H24e4H(氧化反应)正极(通 O2)：O24H4e2H2O(还原反应)以固体氧化锆氧化钇为电解质在高温下传导 O2的固体氧化燃料电池 负极(通 H2)：2H24e2O22H2O(氧化反应)正极(通 O2)：O24e2O2(还原反应)2烃燃料电池 两个铂电极插入 KOH 溶液中，向两极分别通入 CH4和 O2 负极(通 CH4)：CH410OH8eCO327H2O(氧化反应)正极(通 O2)：O22H2O4e4OH(还原反应)某燃料电池以熔融的 K2CO3(其中不含 O2和 HCO3)为电解质，以丁烷为燃料，以空气为氧化剂，以具有催化作用和导电性能的稀土金属
41、材料为电极。负极：2C4H1026CO3252e34CO210H2O(氧化反应)正极：13O226CO252e26CO32(还原反应)总反应：2C4H1013O28CO210H2O 3肼燃料电池 负极：N2H44OH4eN24H2O(氧化反应)正极：O2H2O4e4OH(还原反应)4甲醇燃料电池 以 KOH 为电解质 负极：2CH3OH16OH12e2CO3212H2O(氧化反应)正极：3O26H2O12e12OH(还原反应)甲醇在催化剂作用下提供质子和电子 负极：2CH3OH2H2O12e2CO212H(氧化反应)正极：3O212H12e6H2O(还原反应)5煤气燃料电池 以一定比例 Li2
42、CO3和 Na2CO3低熔混合物为电解质，操作温度为 650，在此温度下以镍为催化剂，以煤气(CO、H2的体积比为 11)直接作燃料 负极：H2CO4e2CO323CO2H2O(氧化反应)正极：2CO2O24e2CO32(还原反应)6其他燃料电池 以 NaOH 溶液为电解液铝-空气燃料电池 负极：4Al12e16OH4AlO28H2O(氧化反应)正极：3O26H2O12e12OH(还原反应)以酸化的 NaCl 溶液为电解液镁-过氧化氢燃料电池 负极：Mg2eMg2(氧化反应)正极：H2O22H2e2H2O(还原反应)四、废弃电池的处理：回收利用 第三节 电解池 一、电解原理 1电解池：把电能转
43、化为化学能的装置，也叫电解槽。2电解：电流(外加直流电)通过电解质溶液而在阴阳两极引起氧化还原反应(被动的而不是自发的)的过程。3放电：当离子到达电极时，失去或获得电子，发生氧化或还原反应的过程。4电子流向：(电源)负极(电解池)阴极(离子定向运动)电解质溶液(电解池)阳极(电源)正极。5电极名称及反应：阳极：与直流电源的正极相连的电极，发生氧化反应。阴极：与直流电源的负极相连的电极，发生还原反应。6电解规律 电解实质：电解质溶液的导电过程，就是电解质溶液的电解过程。放电顺序：阳离子放电顺序 Ag+Hg2+Fe3+Cu2+H+（指酸电离的)Pb2+Sn2+Fe2+Zn2+Al3+Mg2+Na+
44、Ca2+K+阴离子的放电顺序 是惰性电极时：S2IBrClOHNO3SO42(等含氧酸根离子)F(SO32/MnO4OH)是活性电极时：电极本身溶解放电 书写电极方程式技巧：注意先要看电极材料，是惰性电极还是活性电极，若阳极材料为活性电极（Fe、Cu)等金属，则阳极反应为电极材料失去电子，变成离子进入溶液；若为惰性材料，则根据阴阳离子的放电顺序，依据阳氧阴还的规律来书写电极反应式。电解质(足量)水溶液电解产物的规律 类型 电极反应特点 实例 电解对象 电解质浓度 pH 电解质溶液复原 分解电电解质电离出的阴阳离子分别HCl 电解质 减小 增大 HCl(g)15/16 解质型 在两极放电 CuC
45、l2？CuCl2(s)放氢生碱型 阴极：水放氢生碱 阳极：电解质阴离子放电 NaCl 电解质 和水 生成新电解质 HCl(g)放氧生酸型 阴极：电解质阳离子放电 阳极：水放氧生酸 CuSO4 电解质 和水 生成新电解质 CuO 电解水型 阴极：4H+4e-=2H2 阳极：4OH-4e-=O2+2H2O NaOH 水 增大 增大 H2O H2SO4 减小 Na2SO4 不变 上述四种类型电解质分类：电解水型：含氧酸，强碱，活泼金属含氧酸盐 电解电解质型：无氧酸，不活泼金属的无氧酸盐（氟化物除外）放氢生碱型：活泼金属的无氧酸盐（氟化物除外）放氧生酸型：不活泼金属的含氧酸(最高价)盐 二、电解原理的
46、应用 1电解饱和食盐水 电极反应：阳极：2Cl2eCl2 阴极：2H2eH2 总反应方程式：2NaCl2H2O 2NaOHH2Cl2 应用：氯碱工业制氯气、烧碱和氢气。2电镀铜 两极材料：待镀金属作阴极，镀层金属作阳极。电极反应：阳极：Cu2eCu2 阴极：Cu22eCu 3电解精炼铜 两极材料：精铜作阴极，粗铜作阳极。电极反应：阳极：Cu2eCu2 Zn2eZn2(Fe2eFe2)阴极：Cu22eCu 4电解冶炼 Na 电极反应：阳极：2Cl2eCl2 阴极：2Na2e2Na 总反应方程式：.应用：冶炼钠、钙、镁、铝等活泼金属。第四节 金属的电化学腐蚀和防护 一、金属的电化学腐蚀 1金属腐蚀
47、内容：在外形、色泽、机械性能等方面发生变化。2金属腐蚀的本质：都是金属原子 失去 电子而被氧化的过程 3金属腐蚀的分类：化学腐蚀：金属和接触到的物质直接发生化学反应而引起的腐蚀 电化学腐蚀：不纯的金属跟电解质溶液接触时，会发生原电池反应。比较活泼的金属失去电子而被氧化，这种腐蚀叫做电化学腐蚀。化学腐蚀与电化腐蚀的比较 电化腐蚀 化学腐蚀 条件 不纯金属或合金与电解质溶液接触 金属与非电解质直接接触 电解 现象 有微弱的电流产生 无电流产生 本质 较活泼的金属被氧化的过程 金属被氧化的过程 关系 化学腐蚀与电化腐蚀往往同时发生，但电化腐蚀更加普遍，危害更严重 4电化学腐蚀的分类：析氢腐蚀腐蚀过程
48、中不断有氢气放出 条件：潮湿空气中形成的水膜,酸性较强（水膜中溶解有 CO2、SO2、H2S 等气体）电极反应：负极：Fe2eFe2+正极：2H+2eH2 总式：Fe2H+Fe2+H2 吸氧腐蚀反应过程吸收氧气 条件：中性或弱酸性溶液 电极反应：负极：2Fe4e2Fe2+正极:O24e2H2O4OH 总式：2FeO22H2O2 Fe(OH)2 离子方程式：Fe2+2OHFe(OH)2 生成的 Fe(OH)2被空气中的 O2氧化，生成 Fe(OH)3，4Fe(OH)2O22H2O4Fe(OH)3 Fe(OH)3脱去一部分水就生成 Fe2O3x H2O(铁锈主要成分)。金属腐蚀快慢的规律：在同一电
49、解质溶液中，金属腐蚀的快慢规律如下：电解原理引起的腐蚀原电池原理引起的腐蚀化学腐蚀有防腐措施的腐蚀 防腐措施由好到坏的顺序如下：外接电源的阴极保护法牺牲负极的正极保护法有一般防腐条件的腐蚀无防腐条件的腐蚀 二、金属的电化学防护 1利用原电池原理进行金属的电化学防护 牺牲阳极的阴极保护法 原理：原电池反应中，负极被腐蚀，正极不变化 应用：在被保护的钢铁设备上装上若干锌块，腐蚀锌块保护钢铁设备 负极：锌块被腐蚀；正极：钢铁设备被保护 外加电流的阴极保护法 原理：通电，使钢铁设备上积累大量电子，使金属原电池反应产生的电流不能输送，从而防止金属被腐蚀 应用：把被保护的钢铁设备作为阴极，惰性电极作为辅助阳极，均存在于电解质溶液中，接上外加直流电源。通电后电子大量在钢铁设备上积累，抑制了钢铁失去电子的反应。2改变金属结构：把金属制成防腐的合金 3把金属与腐蚀性试剂隔开：电镀、油漆、涂油脂、表面钝化等