選修四基礎(chǔ)知識(shí)晨讀晚記材料

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1、化學(xué)基礎(chǔ)知識(shí)晨讀晚記材料 第四章電化學(xué)基礎(chǔ) 一、原電池原理部分 1、原電池:將化學(xué)能轉(zhuǎn)換為電能的裝置 2、構(gòu)成條件: a兩活潑性不同的金屬(或金屬與非金屬)做電極, 其中較活潑的做負(fù)極,較不活潑的做正極 b電解質(zhì)溶液(用來導(dǎo)電) c形成閉合回路 d一個(gè)自發(fā)進(jìn)行的氧化還原反應(yīng) 3、工作原理:電流流向:正極→(導(dǎo)線)→負(fù)極→(溶液)正極 電子流向:負(fù)極→(導(dǎo)線)正極 陽離子:由負(fù)極區(qū)移向正極區(qū)(在正極得電子發(fā)生還原反應(yīng)) 陰離子:由正極區(qū)移向負(fù)極區(qū)(中和負(fù)極反應(yīng)生成的正電荷) 負(fù)極

2、:發(fā)生氧化反應(yīng),失去電子, 正極:發(fā)生還原反應(yīng),得到電子。 鹽橋作用:(一般內(nèi)裝瓊膠封閉的飽和KCl溶液) 構(gòu)成閉合回路,導(dǎo)電。陽離子(K+)向正極區(qū)移動(dòng),陰離子(Cl-)向負(fù)極區(qū)移動(dòng) 4、電極判斷方法: ①依據(jù)金屬活潑性,相對(duì)于電解質(zhì)溶液較活潑的金屬做負(fù)極 ②依據(jù)工作原理 ③依據(jù)電極反應(yīng)現(xiàn)象:負(fù)極 質(zhì)量減少,變細(xì);正極,質(zhì)量不變或增加,有氣泡或變粗。 5、常見原電池電極反應(yīng)書寫: ① Fe |H2SO4|Cu 正極: 負(fù)極:

3、 總反應(yīng): ② Mg|HCl|Al 正極: 負(fù)極: 總反應(yīng): ③ Mg| NaOH|Al 正極:

4、 負(fù)極: 總反應(yīng): ④鉛蓄電池 正極: 負(fù)極: 總反應(yīng): ⑤氫氧燃料電池 (酸性環(huán)境)

5、正極: 負(fù)極: 總反應(yīng): 氫氧燃料電池 (堿性環(huán)境) 正極: 負(fù)極: 總反應(yīng):

6、 ⑥堿性鋅錳電池 正極: 負(fù)極: 總反應(yīng): ⑦CH4燃料電池(酸性環(huán)境) 正極: 負(fù)極: 總反應(yīng):

7、 CH4燃料電池(堿性環(huán)境) 正極: 負(fù)極: 總反應(yīng): CH4燃料電池(熔融鹽環(huán)境,可傳導(dǎo)O2-離子) 正極: 負(fù)極:

8、 總反應(yīng): 第四章電化學(xué)基礎(chǔ) 二、電解池原理部分 1、電解池 將電能轉(zhuǎn)為化學(xué)能的裝置 2、構(gòu)成條件: a 有外接直流電源 b 兩導(dǎo)體做電極(活潑性可以相同也可以不同) 與電源負(fù)極相連的一極為陰極, 與電源正極相連的一級(jí)為陽極 c電解質(zhì)溶液(被電解) d形成閉合回路 3、工作原理: ①電流:電源正極→(導(dǎo)線)→陽極→(溶液)→陰極→(導(dǎo)線)→負(fù)極 ②電子:電源負(fù)極→(導(dǎo)線)→陰極; 陽極→(導(dǎo)線)→電源正極 ③陰離子:由陰

9、極移向陽極,在陽極失去電子,發(fā)生氧化反應(yīng) ④陽離子:由陽極移向陰極,在陰極得到電子,發(fā)生還原反應(yīng) 4、電極反應(yīng) 陽極:發(fā)生氧化反應(yīng) 放電順序:活性電極>S2->I->Br->Cl->OH->含氧酸根 陰極:發(fā)生還原反應(yīng) 直接根據(jù)陽離子放電順序判斷。 陽離子放電順序:Ag+>Fe3+>Cu2+>H+(水)>Fe2+>Al3+>Mg2+>Na+>Ca2+>K+ 5、電極屬性判斷方法: (1)惰性電極是指 C Pt Au這三種材料單質(zhì)做電極時(shí)不參與電極反應(yīng) 活性電極是指除惰性電極外的其它金屬單質(zhì)做電極,其中陽極材料本身失去電子,發(fā)生氧化反應(yīng)從而損耗。

10、 (2)陰極、陽極判斷方法: ①依據(jù)與外接電源的連接方式:陰極接負(fù)極:陽極接正極 ②依據(jù)工作原理 ③依據(jù)電極現(xiàn)象:陰極質(zhì)量不減少(增加或不變),陽極質(zhì)量不增加。 ④依據(jù)電極區(qū)現(xiàn)象,如惰性電極電解飽和NaCl溶液,加酚酞,變紅的一極為陰極。 6、電解規(guī)律(惰性電極) (1)電解水型 物質(zhì)類別:強(qiáng)堿,含氧酸,活潑金屬含氧酸鹽 例:NaOH H2SO4 NaSO4 陽極: 陰極: 電解總反應(yīng)

11、 復(fù)原方法: (2)電解電解質(zhì)本身 物質(zhì)類別:無氧酸,不活潑金屬無氧酸鹽 例:電解HCl溶液 陽極: 陰極: 電解總反應(yīng) 復(fù)原方法: 例: 電解CuCl2溶液 陽極: 陰極:

12、 電解總反應(yīng) 復(fù)原方法: (3)放氫生堿型 物質(zhì)類別:活潑金屬無氧酸鹽 例:電解NaCl溶液(氯堿工業(yè)原理) 陽極: 陰極: 電解總反應(yīng) 復(fù)原方法: (4)放氧生酸型 物質(zhì)類別:不活潑金屬含氧酸鹽

13、 例:電解CuSO4溶液 陽極: 陰極: 電解總反應(yīng) 復(fù)原方法: 例:電解AgNO3溶液 陽極: 陰極: 電解總反應(yīng) 復(fù)

14、原方法: 7、電鍍、電解精煉 、電冶金 (1)電鍍 陽極材料:鍍層金屬 陰極材料:待鍍金屬 電解質(zhì)溶液:含鍍層金屬陽離子的溶液。 例:鐵上鍍銅 陽極材料 銅棒 Cu — 2e- = Cu2+ 陰極材料 鐵 Cu2+ + 2e- = Cu (Cu2+不變) (2)電解精煉銅 陽極材料:粗銅,陰極材料:純銅,含Cu2+的溶液 陽極材料 粗銅 Cu — 2e- = Cu2+ 陰極材料 純銅 Cu2+ + 2e- = Cu (溶液中Cu2+濃度減小) (3)電冶金 電解熔融NaCl MgCl

15、2 Al2O3分別得Na Mg Al Na: 陽極: 陰極 總 Al: 陽極 陰極 總 8、金屬電化學(xué)腐蝕 (1)析氫腐蝕 (酸性環(huán)境)正極: 負(fù)極: (2)吸氧腐蝕 (中性或弱堿性環(huán)境) 負(fù)極: 正極:

16、 后繼反應(yīng): , 選修四基礎(chǔ)知識(shí)晨讀晚記材料 第三章水溶液中的離子平衡 一、弱電解質(zhì)的電離平衡 1、基本概念: 電解質(zhì)與非電解質(zhì),強(qiáng)電解質(zhì)與弱電解質(zhì) (1)電解質(zhì)與非電解質(zhì)(化合物的一種分類方法) 依據(jù):在水溶液或熔融狀態(tài)下的導(dǎo)電情況 電解質(zhì)是在水溶液或熔融狀態(tài)下能夠?qū)щ姷幕衔铮ㄎ镔|(zhì)為:酸、堿、鹽,金屬氧化物以及水。 非電解質(zhì)是指在水溶液和熔融狀態(tài)下都不能導(dǎo)電的化合物,包括物質(zhì)有大多數(shù)有機(jī)物

17、,非金屬氧化物,部分非金屬氫化物(如NH3)等。 注意:單質(zhì)和混合物既不是電解質(zhì)也不是非電解質(zhì);某些物質(zhì)水溶液導(dǎo)電,但本身為非電解質(zhì)如:CO2、SO2、NH3等 (2)強(qiáng)電解質(zhì)與弱電解質(zhì)(對(duì)電解質(zhì)的分類) 依據(jù):電解質(zhì)在水溶液中的電離程度 強(qiáng)電解質(zhì)是指在水溶液中能夠完全電離的電解質(zhì),包括強(qiáng)酸、強(qiáng)堿、大部分鹽。 (常見強(qiáng)酸:HCl HNO3 H2SO4 HBr HI HClO3) (常見強(qiáng)堿: NaOH KOH Ba(OH)2 Ca(OH)2 ) 弱電解質(zhì)是指在水溶液中部分電離的電解質(zhì),包括弱酸、弱堿和水。 (常見弱酸:CH3COOH HClO HF

18、 H2CO3 H2SO3 H2S H3PO4 HCN ) (常見弱堿:NH3H2O Mg(OH)2 Al(OH)3 Fe(OH)2 Fe(OH)3 Cu(OH)2 ) 2、弱電解質(zhì)的電離平衡影響因素(決定因素:內(nèi)因,物質(zhì)本身的性質(zhì)) (1)溫度:電離過程吸熱,升高溫度促進(jìn)弱電解質(zhì)電離 (2)濃度:加水稀釋,促進(jìn)弱電解質(zhì)的電離,電離程度增大,但溶液中主要粒子濃度減小。 (3)同離子效應(yīng):加入與弱電解質(zhì)電離出離子相同的離子,抑制弱電解質(zhì)電離。 (4)離子反應(yīng):加入可以與電離出的離子反應(yīng)的物質(zhì),促進(jìn)電離。 3、弱電解質(zhì)(弱酸)的證明方法: (1)利用“弱

19、電解質(zhì)電離不完全”證明 ①測(cè)已知濃度弱電解質(zhì)溶液的pH值 ②比較同濃度弱酸與強(qiáng)酸與金屬反應(yīng)的快慢 ③比較同濃度弱酸與強(qiáng)酸的導(dǎo)電性 (2)利用“弱電解質(zhì)溶液中存在電離平衡”證明 ①將已知pH值的弱電解質(zhì)溶液加水稀釋10n倍,pH變化小于n個(gè)單位 ②在弱電解質(zhì)溶液中加入酸堿指示劑顯色后,加入對(duì)應(yīng)的鹽,顏色變淺 (3)利用“弱電解質(zhì)對(duì)應(yīng)的鹽可以水解”證明 ①測(cè)弱電解質(zhì)對(duì)應(yīng)鹽溶液的酸堿性不為中性。 4、酸堿反應(yīng)規(guī)律(反應(yīng)后溶液的酸堿性判斷) (1)同元數(shù)等濃度等體積的酸堿反應(yīng)

20、 (恰好中和) HA + MOH == MA + H2O 分析方法:只需討論生成鹽的特點(diǎn)。 (常溫下)結(jié)果: 強(qiáng)堿 弱堿 強(qiáng)酸 pH=7 中性 pH<7 酸性 弱酸 pH>7 堿性 誰強(qiáng)顯誰性 (2)25℃,酸HA的pH=a ,堿MOH的pH=b,a + b=14,二者等體積混合。 實(shí)質(zhì):酸電離出的H+濃度等于堿電離出的OH-的濃度,等體積混合時(shí),溶液中原來電離出的與完全反應(yīng),酸堿誰弱誰過量,分子繼續(xù)電離,則顯該物質(zhì)的酸堿性。 強(qiáng)堿 弱堿 強(qiáng)酸 pH=7 中性 pH>7 堿性 弱酸 pH<7 酸性 誰弱顯誰性 二、水

21、的電離與溶液酸堿性 1、水電離平衡的影響因素 (1)溫度,水的電離過程吸熱,升高溫度,促進(jìn)水的電離,純的水pH減小,酸堿性不變,仍顯中性,Kw增大。 (2)外加酸堿:外加酸、堿都抑制水的電離 (3)外加可以水解的鹽,促進(jìn)水的電離。 (4)加入活潑金屬如Na、K,促進(jìn)水的電離 2、溶液的酸堿性及pH求算 (1)溶液酸堿性由溶液中C(H+)與C(OH-)的相對(duì)大小決定。 (2)pH求算: ①基本公式 pH= - lgC(H+) Kw = C(H+)C(OH-) C1V1 = C2V2 C1V1 + C2V2 = C3V3 25℃Kw =

22、 ②口訣:pH求算并不難,堿按堿,酸按酸,酸堿混合看過量,無限稀釋7為限。 【解釋】a(溶液顯酸性先求C(H+),再用pH= - lgC(H+)求pH;溶液顯堿性,先求C(OH-),再利用Kw = C(H+)C(OH-)求C(H+),最后求pH。) b(酸堿混合先判斷混合后溶液的酸堿性,確定后依據(jù)堿按堿,酸按酸計(jì)算) c(酸堿溶液加水無限稀釋,最后pH無限接近7,但不為7,更不會(huì)越過7 ) 3、溶液中由水電離出的C(H+)水與C(OH-)水求算 ①基本公式 pH= - lgC(H+) Kw = C(H+)C(OH-) C1V1 = C2V2 C(H+)=10-pH 任何溶液

23、中水電離出C(H+) 水= C(OH-)水 ②類型:a 酸溶液中:C(H+)aq = C(H+)酸+C(H+)水 ≈C(H+)酸; C(OH-)aq = C(OH-)水=C(H+) 水 所以求酸溶液中水電離出的C(H+)水,只要求溶液中的C(OH-)aq即可。 b堿溶液中:C(OH-)aq = C(OH-)堿+C(OH-)水 ≈C(OH-)堿; C(H+)aq = C(H+)水=C(OH-) 水 所以求堿溶液中水電離出的C(OH-)水,只要求溶液中的C(H+)aq即可。 C正鹽溶液中C(H+)aq = C(H+)水 C(OH-)

24、aq = C(OH-)水 所以求正鹽溶液中水電離出的C(OH-)水或C(H+)水,只要求溶液中H+與OH-二者濃度最大的即可。 選修四基礎(chǔ)知識(shí)晨讀晚記材料 第三章水溶液中的離子平衡 三、鹽類的水解 1、基本概念、原理 鹽電離出的弱離子與水電離出的H+或OH-結(jié)合生成弱電解質(zhì),促進(jìn)水的電離平衡,使溶液最后顯酸性或堿性,稱為鹽類的水解。 2、鹽類水解的實(shí)質(zhì):鹽與水反應(yīng),促進(jìn)水的電離;酸堿中和反應(yīng)的逆反應(yīng)。 3、鹽類水解的規(guī)律: ①有弱才水解,無弱不水解; ②誰強(qiáng)顯誰性,同強(qiáng)顯中性; ③越弱越水解,都弱雙水解。 【解釋】①是水解的條件,“弱”是指弱電解質(zhì)的對(duì)應(yīng)離子,

25、包括弱酸的酸根和酸式酸根:[CH3COO- ClO- F- AlO2- CN- SCN- CO32- SO32- S2- PO43- HCO3- HSO3- HS- HPO42- HPO4-] 還包括弱堿的陽離子:NH4+ Mg2+ Al3+ Fe2+ Fe3+ Cu2+等 ②是水解的結(jié)果,強(qiáng)酸弱堿鹽溶液顯酸性,強(qiáng)堿弱酸鹽溶液顯堿性,強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽溶液顯中性;弱酸弱堿誰強(qiáng)顯誰性同強(qiáng)顯中性(例(NH4HCO3顯堿性,CH3COONH4溶液顯中性) ③水解的程度,鹽電離出的弱離子對(duì)應(yīng)的弱電解質(zhì)越弱,則鹽的水解程度越大,溶液的酸堿性則越強(qiáng)。

26、(例同濃度CH3COONa溶液的堿性比Na2CO3溶液的堿性弱,因?yàn)镃H3COOH的酸性比H2CO3強(qiáng),所以CH3COO- 水解的程度比 CO32-的?。浑p水解的程度大于單一水解的程度) 4、鹽類水解的影響因素 決定因素:(1)內(nèi)因,物質(zhì)的性質(zhì),越弱越水解。 (2) 外因:①溫度,鹽類水解過程吸熱,升溫,促進(jìn)鹽類的水解 ②濃度;加水稀釋,促進(jìn)鹽類的水解,但主要粒子濃度減小。 ③外加酸堿:水解顯酸性,加酸抑制水解;水解顯堿性,加堿抑制水解。 ④外加鹽:加水解結(jié)果相反的鹽促進(jìn)鹽的水解(雙水解); 加水解結(jié)果相同的鹽抑制鹽的水解 5、鹽類水解方程

27、式書寫 ①Na2CO3 ②NaHCO3 ③CH3COONa ④NH4Cl ⑤M

28、gSO4 ⑥AlCl3 ⑦明礬凈水: ⑧FeCl3 ⑨CuSO4

29、 (10)泡沫滅火器原理 (11)AlCl3與NaAlO2溶液混合 6、離子濃度大小比較 基本原則:一個(gè)比較,兩個(gè)微弱,三個(gè)守恒 (1)一個(gè)比較 ①比較弱電解質(zhì)的電離程度與對(duì)應(yīng)鹽的水解程度的相對(duì)大小。 例:在含有等濃度

30、的醋酸與醋酸鈉溶液顯酸性,則有醋酸電離程度 醋酸鈉的水解程度,所以CH3COO- 、Na+ 、CH3COOH三者濃度大小順序?yàn)椋? 。 ②比較弱酸酸式酸根的電離程度與其水解程度的相對(duì)大小。 例:已知NaHCO3溶液顯堿性,則有HCO3-的電離程度 其水解程度,所以CO32-的濃度與H2CO3的濃度大小關(guān)系為 。 (2)兩個(gè)微弱 ①弱電解質(zhì)的電離程度微弱,在溶液中主要以分子形式存在,水的電離比其還要弱。 ②鹽的的水解程度微弱,在溶液中主要以鹽電離出的離子存在,水的電離比其還要弱。 例

31、:比較在CH3COOH溶液中各微粒濃度大小順序: , 比較在NH4Cl溶液中各微粒濃度大小順序: , (3)三個(gè)守恒 ①電荷守恒:任何溶液均顯電 性,各陽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 例:Na2CO3溶液中電荷守恒為: 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 例:Na2CO3溶液

32、中的物料守恒為: ③質(zhì)子守恒:即水電離出的H+濃度與OH-濃度相等??梢杂秒姾墒睾闩c物料守恒消去不水解的強(qiáng)離子的到質(zhì)子守恒。 例:Na2CO3溶液中的質(zhì)子守恒為: 7、鹽溶液蒸干問題 (1)鹽溶液蒸干不能得到原鹽晶體的: ①弱堿陽離子與揮發(fā)性酸形成的鹽,加熱蒸干得到對(duì)應(yīng)氫氧化物,灼燒后得到對(duì)應(yīng)氧化物。如FeCl3→Fe(OH)3→ Fe2O3 AlCl3→ Al(OH)3→ Al2O3 ②受熱易分解的鹽 如碳酸氫鹽受熱分解得到碳酸鹽;KClO3受熱分解的KCl;NH4Cl受熱分解得不到任何物質(zhì)。 ③易被氧化的鹽 亞鐵鹽(Fe2+)易被氧化成鐵鹽(Fe3+);亞硫酸鹽(SO32-)易被氧化成硫酸鹽(SO42-) (2)能的到原鹽晶體的①強(qiáng)堿鹽如Na2CO3,②難恢復(fù)性酸形成的鹽MgSO4等。

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