選修四基礎(chǔ)知識晨讀晚記材料

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1、化學(xué)基礎(chǔ)知識晨讀晚記材料 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，陰離子（Cl-）向負(fù)極區(qū)移動 4、電極判斷方法： ①依據(jù)金屬活潑性，相對于電解質(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?。? （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?，包括物質(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，加入對應(yīng)的鹽，顏色變淺 （3）利用“弱電解質(zhì)對應(yīng)的鹽可以水解”證明 ①測弱電解質(zhì)對應(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。 (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，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，因為CH3COOH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：一個比較，兩個微弱，三個守恒 (1)一個比較 ①比較弱電解質(zhì)的電離程度與對應(yīng)鹽的水解程度的相對大小。 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三者濃度大小順序為： 。 ②比較弱酸酸式酸根的電離程度與其水解程度的相對大小。 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。可以用電荷守恒與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，加熱蒸干得到對應(yīng)氫氧化物，灼燒后得到對應(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。