化學(xué)選修4 第三章 復(fù)習(xí)知識(shí)點(diǎn)總結(jié)練習(xí)(修訂)

第三章知識(shí)點(diǎn)復(fù)習(xí)

一、弱電解質(zhì)的電離

1、定義：電解質(zhì)：非電解質(zhì)強(qiáng)電解質(zhì)弱電解質(zhì)混和物

物質(zhì)單質(zhì)強(qiáng)電解質(zhì)：。如HCl、NaOH、NaCl、BaSO4

純凈物電解質(zhì)

弱電解質(zhì)：。如HClO、NH3H2O、Cu(OH)2、H2O

化合物

2、電解質(zhì)與非電解質(zhì)本質(zhì)區(qū)別：

非電解質(zhì)：大多數(shù)。如SO3、CO2、C6H12O6、CCl4、CH2=CH2

在一定條件下（）能否（以能否來證明）電解質(zhì)化合物或化合物非電解質(zhì)化合物離子化合物與共價(jià)化合物鑒別方法：3、強(qiáng)電解質(zhì)與弱電質(zhì)的本質(zhì)區(qū)別：

在水溶液中（或是否存在平衡）

注意：①電解質(zhì)、非電解質(zhì)都是②SO2、NH3、CO2等屬于③強(qiáng)電解質(zhì)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(qiáng)電解質(zhì)）4、強(qiáng)弱電解質(zhì)通過實(shí)驗(yàn)進(jìn)行判定的方法(以HAc為例)：

（1）溶液導(dǎo)電性對(duì)比實(shí)驗(yàn)；（2）測(cè)0.01mol/LHAc溶液的pH2；

（3）測(cè)得NaAc溶液的pH7；（4）測(cè)pH=a的HAc稀釋100倍后所得溶液pHa+2（5）將物質(zhì)的量濃度相同的HAc溶液和NaOH溶液等體積混合后溶液呈性

（6）中和10mLpH=1的HAc溶液消耗pH=13的NaOH溶液的體積10mL;（7）將pH=1的HAc溶液與pH=13的NaOH溶液等體積混合后溶液呈性

（8）比較物質(zhì)的量濃度相同的HAc溶液與鹽酸分別與同樣的鋅粒反應(yīng)產(chǎn)生氣體的速率

最佳的方法是和；最難以實(shí)現(xiàn)的是，說明理由。（提示：實(shí)驗(yàn)室能否配制0.1mol/L的HAc？能否配制pH=1的HAc？為什么？）5、強(qiáng)酸（HA）與弱酸（HB）的區(qū)別：

(1)溶液的物質(zhì)的量濃度相同時(shí)，pH（）＜pH（）(2)pH值相同時(shí)，溶液的濃度C（）＜C（）

(3)pH相同時(shí)，加水稀釋同等倍數(shù)后，pH（）＞pH（）二、水的電離和溶液的酸堿性

1、水離平衡：H2OH++OH-水的離子積：KW=

25℃時(shí),[H+]=[OH-]=mol/L;KW=注意：KW只與有關(guān)，一定，則KW值一定

KW不僅適用于，而且適用于（酸、堿、鹽）

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2、水電離特點(diǎn)：（1）（2）（3）3、影響水電離平衡的外界因素：

①酸、堿：水的電離（pH之和為14的酸和堿的水溶液中水的電離被的抑制）②溫度：水的電離（水的電離是的）

③易水解的鹽：水的電離（pH之和為14兩種水解鹽溶液中水的電離被的促進(jìn)）4、溶液的酸堿性和pH：

（1）pH=

注意：①酸性溶液不一定是酸溶液（可能是溶液）；②pH＜7溶液不一定是酸性溶液（只有溫度為才對(duì)）；

③堿性溶液不一定是堿溶液（可能是溶液）。（2）pH的測(cè)定方法：

酸堿指示劑

pH試紙最簡單的方法。操作：將一小塊pH試紙放在上，用沾取未知液

點(diǎn)試紙中部，然后即可。

注意：①事先用水濕潤PH試紙；②只能讀取整數(shù)值或范圍用濕潤的pH試紙測(cè)某稀溶液的pH，所測(cè)結(jié)果（填“偏大”、“偏小”、“不變”或“不能確定”），理由是。（3）常用酸堿指示劑及其變色范圍：

指示劑石蕊甲基橙酚酞三、PH的計(jì)算

兩個(gè)公式：

三種情況：1、呈酸性2、呈堿性3、呈中性四、稀釋過程溶液pH值的變化規(guī)律：

1、強(qiáng)酸溶液：稀釋10倍時(shí)，pH稀pH原+n（但始終不能大于或等于7）2、弱酸溶液：稀釋10n倍時(shí)，pH稀pH原+n（但始終不能大于或等于7）3、強(qiáng)堿溶液：稀釋10n倍時(shí)，pH稀pH原－n（但始終不能小于或等于7）4、弱堿溶液：稀釋10n倍時(shí)，pH稀pH原－n（但始終不能小于或等于7）

5、不論任何溶液，稀釋時(shí)pH均是向7靠近（即向中性靠近）；任何溶液無限稀釋后pH均為。6、稀釋時(shí)，弱酸、弱堿和水解的鹽溶液的pH變化得，強(qiáng)酸、強(qiáng)堿變化得。五、“酸、堿恰好完全反應(yīng)”與“自由H+與OH-恰好中和”酸堿性判斷方法1、酸、堿恰好反應(yīng)

恰好生成鹽和水，看判斷溶液酸堿性。（，呈中性）

2、自由H+與OH-恰好中和，即“14規(guī)則：pH之和為14的兩溶液等體積混合，誰弱顯誰性，無弱顯中

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n

變色范圍的PH＜5＜3.1＜85～83.1～4.48～10＞8＞4.4＞10中和滴定不用石蕊作指示劑的原因是。

性�！保荷�成鹽和水，弱者大量剩余，弱者電離顯性。（無弱者，呈中性）六、鹽類的水解（只有可溶于水的鹽才水解）1、鹽類水解規(guī)律：

①有弱才水解，。

②多元弱酸根，濃度相同時(shí)正酸根比酸式酸水解程度，堿性更。(如:Na2CO3NaHCO3)③弱酸酸性強(qiáng)弱比較：

A、同主族元素最高價(jià)含氧酸的酸性，無氧酸的酸性（利用特殊值進(jìn)行記憶。如酸性：HFH3PO4）B、一些常見的酸的酸性：HClO、HCN為極弱酸；醋酸>碳酸；磷酸和H2SO3為中強(qiáng)酸；HClO4為最強(qiáng)含氧酸等。

2、鹽類水解的特點(diǎn)：（1）（2）（3）3、影響鹽類水解的外界因素：

①溫度：溫度越高水解程度（水解吸熱）

②濃度：濃度越小，水解程度（越稀越水解）

③酸堿：促進(jìn)或抑制鹽的水解（促進(jìn)陰離子水解而抑制陽離子水解；促進(jìn)陽離子水解而抑制陰離子水解）4、酸式鹽溶液的酸堿性：

①只電離不水解：如

②電離程度＞水解程度，顯酸性（如:）

③水解程度＞電離程度，顯堿性（如：）5、雙水解反應(yīng)：

（1）反應(yīng)為雙水解反應(yīng)（即弱酸弱堿鹽）。雙水解反應(yīng)相互，水解程度，有的甚至。其促進(jìn)過程以NH4Ac為例解釋如下：

NH4Ac==NH4++Ac-NH4++H2ONH3H2O+H+Ac+H2OHAc+OH-

兩個(gè)水解反應(yīng)生成的H+和OH反應(yīng)生成水而使兩個(gè)水解反應(yīng)的生成物濃度均，平衡均。（2）常見的雙水解反應(yīng)完全的為：Fe3+、Al3+與AlO2-、CO32-(HCO3-)、S2-(HS-)、SO32-(HSO3-)；其特點(diǎn)是相互水解成或。雙水解完全的方程式寫并，其離子方程式配平依據(jù)是兩邊電荷平衡，如：2Al3++3S2-+6H2O==2Al(OH)3↓+3H2S↑七、電離、水解方程式的書寫原則

1、多元弱酸（多元弱酸鹽）的電離（水解）的書寫原則：書寫例：H2S的電離H2SH++HS-；HS-H++S2-

例：Na2S的水解：H2O+SHS+OHH2O+HSH2S+OH

注意：不管是水解還是電離，都決定于，一般相當(dāng)微弱。2、多元弱堿（多元弱堿鹽）的電離（水解）書寫原則：書寫例：Al+3H2OAl(OH)3+3H八、溶液中微粒濃度的大小比較

1、基本原則：抓住溶液中微粒濃度必須滿足的三種守恒關(guān)系：

①電荷守恒（電荷數(shù)相等）:任何溶液均顯，各陽離子濃度與的乘積之和＝各陰離

子濃度與的乘積之和

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3++

2--

-

--

②物料守恒(原子個(gè)數(shù)相等):

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③質(zhì)子守恒(得失H+個(gè)數(shù)相等):：

∑得質(zhì)子后形成的微粒濃度得質(zhì)子數(shù)==∑失質(zhì)子后形成的微粒濃度失質(zhì)子數(shù)2、同濃度的弱酸和其弱酸鹽、同濃度的弱堿和其弱堿鹽的電離和水解強(qiáng)弱規(guī)律：①中常化學(xué)常見的有三對(duì)

等濃度的HAc與NaAc的混合溶液：弱酸的電離其對(duì)應(yīng)弱酸鹽的水解，溶液呈性等濃度的NH3H2O與NH4Cl的混合液：弱堿的電離其對(duì)應(yīng)弱堿鹽的水解，溶液呈性等濃度的HCN與NaCN的混合溶液：弱酸的電離其對(duì)應(yīng)弱酸鹽的水解，溶液呈性②掌握其處理方法（即抓主要矛盾）

例：0.1mol/LCH3COOH和0.1mol/LCH3COONa溶液等體積混合后溶液呈酸性，則∵溶液呈酸性，∴CH3COOH的電離＞CH3COONa的水解，∴[HAc]0.1mol/L.

（因?yàn)镹aAc的水解呈堿性被HAc的電離呈酸性所掩蓋，故可當(dāng)作“只HAc電離，而NaAc不水解”考慮，即只考慮酸的電離。）

九、酸堿中和滴定：

滴定到終點(diǎn)的特點(diǎn)：溶液呈中性十、溶解平衡

1、難溶電解質(zhì)的溶解平衡的一些常見知識(shí)

（1）溶解度小于的電解質(zhì)稱難溶電解質(zhì)。生成難溶電解質(zhì)的反應(yīng)為完全反應(yīng)，用“=”。（2）反應(yīng)后離子濃度降至以下的反應(yīng)為完全反應(yīng)，用“=”。如酸堿中和時(shí)[H+]降至-7-5-510mol/L

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化學(xué)選修4知識(shí)點(diǎn)復(fù)習(xí)及訓(xùn)練題

第一章化學(xué)反應(yīng)與能量

一、焓變反應(yīng)熱

1．反應(yīng)熱：一定條件下，一定物質(zhì)的量的反應(yīng)物之間完全反應(yīng)所放出或吸收的熱量

2．焓變(ΔH)的意義：在恒壓條件下進(jìn)行的化學(xué)反應(yīng)的熱效應(yīng)（1）.符號(hào)：△H（2）.單位：kJ/mol

3.產(chǎn)生原因：化學(xué)鍵斷裂吸熱化學(xué)鍵形成放熱放出熱量的化學(xué)反應(yīng)。(放熱>吸熱)△H為“-”或△H放熱）△H為“+”或△H>0

☆常見的放熱反應(yīng)：①所有的燃燒反應(yīng)②酸堿中和反應(yīng)

③大多數(shù)的化合反應(yīng)④金屬與酸的反應(yīng)

⑤生石灰和水反應(yīng)⑥濃硫酸稀釋、氫氧化鈉固體溶解等

☆常見的吸熱反應(yīng)：①晶體Ba(OH)28H2O與NH4Cl②大多數(shù)的分解反應(yīng)

③以H2、CO、C為還原劑的氧化還原反應(yīng)④銨鹽溶解等

二、熱化學(xué)方程式

書寫化學(xué)方程式注意要點(diǎn):

①熱化學(xué)方程式必須標(biāo)出能量變化。

②熱化學(xué)方程式中必須標(biāo)明反應(yīng)物和生成物的聚集狀態(tài)（g,l,s分別表示固態(tài)，液態(tài)，氣態(tài)，水溶液中溶質(zhì)用aq表示）

③熱化學(xué)反應(yīng)方程式要指明反應(yīng)時(shí)的溫度和壓強(qiáng)。

④熱化學(xué)方程式中的化學(xué)計(jì)量數(shù)可以是整數(shù)，也可以是分?jǐn)?shù)

⑤各物質(zhì)系數(shù)加倍，△H加倍；反應(yīng)逆向進(jìn)行，△H改變符號(hào)，數(shù)值不變

三、燃燒熱

1．概念：25℃，101kPa時(shí)，1mol純物質(zhì)完全燃燒生成穩(wěn)定的化合物時(shí)所放出的熱量。燃燒熱的單位用kJ/mol表示�！�注意以下幾點(diǎn)：

①研究條件：101kPa

②反應(yīng)程度：完全燃燒，產(chǎn)物是穩(wěn)定的氧化物。③燃燒物的物質(zhì)的量：1mol

④研究內(nèi)容：放出的熱量。（ΔH

1．下列反應(yīng)既屬于氧化還原反應(yīng)，又屬于吸熱反應(yīng)的是

A．鋁片和稀鹽酸反應(yīng)B．Ba(OH)28H2O與NH4Cl的反應(yīng)C．灼熱的碳與二氧化碳的反應(yīng)D．甲烷在氧氣中的燃燒2．下列說法不正確的是

A．任何化學(xué)反應(yīng)都伴隨有能量變化

B．化學(xué)反應(yīng)中的能量變化都表現(xiàn)為熱量的變化

C．反應(yīng)物的總能量高于生成物的總能量時(shí)，發(fā)生放熱反應(yīng)

D．反應(yīng)物的總能量低于生成物的總能量時(shí)，發(fā)生吸熱反應(yīng)3．已知：298K時(shí)，2SO2(g)+O2(g)2SO3(g)；△H=Q1KJ/mol，在相同溫度下，向密閉容器中通入2molSO2和1molO2，達(dá)到平衡時(shí)放出熱量Q2KJ，則下列關(guān)系式正確的是A．Q1＞Q2B．Q1＜Q2C．Q1＝Q2D．無法比較4．C(s)+H2O(g)==CO(g)+H2(g)；△H=+131.3KJ/mol。它表示

A．碳與水反應(yīng)吸收131.3KJ的熱量

B．1mol固態(tài)焦炭與1mol水蒸氣反應(yīng)產(chǎn)生一氧化碳和氫氣，吸收131.3KJ的熱量C．1mol碳和1mol水反應(yīng)吸收131.3KJ的熱量

D．固態(tài)碳和氣態(tài)水各1mol反應(yīng)，放出131.3KJ的熱量

5．熾熱的爐膛內(nèi)有反應(yīng)：C(s)+O2(g)==CO2(g)；△H=－392KJ/mol，往爐膛內(nèi)通入水蒸氣時(shí)，有如下反應(yīng)：C(s)+H2O(g)==H2(g)+CO(g)；△H=+131KJ/mol，CO(g)+1/2O2(g)==CO2(g)；△H=－282KJ/mol，H2(g)+1/2O2(g)==H2O(g)；△H=－241KJ/mol，由以上反應(yīng)推斷往熾熱的的爐膛內(nèi)通入水蒸氣時(shí)

A．不能節(jié)省燃料，但能使?fàn)t火瞬間更旺B．雖不能使?fàn)t火瞬間更旺，但可以節(jié)省燃料C．既能使?fàn)t火瞬間更旺，又可以節(jié)省燃料D．既不能使?fàn)t火瞬間更旺，又不能節(jié)省燃料6．氫氣（H2）、一氧化碳（CO）、辛烷（C8H18）、甲烷（CH4）的熱化學(xué)方程式分別為：

H2(g)+1/2O2(g)==H2O(l)；△H=－285.8KJ/mol

CO(g)+1/2O2(g)==CO2(g)；△H=－283KJ/molC8H18(l)+25/2O2(g)==8CO2(g)+9H2O(l)；△H=－5518KJ/molCH4(g)+2O2(g)==CO2(g)+2H2O(l)；△H=－890.3KJ/mol相同質(zhì)量的H2、CO、C8H18、CH4完全燃燒時(shí)，放出熱量最少的是

A．H2(g)B．CO(g)C．C8H18(l)D．CH4(g)

7．已知充分燃燒ag乙炔氣體時(shí)生成1mol二氧化碳?xì)怏w和液態(tài)水，并放出熱量bkJ，則乙炔燃燒的熱化學(xué)方程式正確的是

A．2C2H2(g)+5O2(g)==4CO2(g)+2H2O(l)；△H=－4bKJ/molB．C2H2(g)+5/2O2(g)==2CO2(g)+H2O(l)；△H=2bKJ/molC．2C2H2(g)+5O2(g)==4CO2(g)+2H2O(l)；△H=－2bKJ/molD．2C2H2(g)+5O2(g)==4CO2(g)+2H2O(l)；△H=bKJ/mol

8．已知：CH4(g)+2O2(g)==CO2(g)+2H2O(l)；△H=Q1KJ/mol

2H2(g)+O2(g)==2H2O(g)；△H=Q2KJ/mol

2H2(g)+O2(g)==2H2O(l)；△H=Q3KJ/mol

常溫下取體積比為4：1的甲烷和氫氣的混合氣體0.5mol，經(jīng)完全燃燒后恢復(fù)到原溫，放出的熱量為

A．（0.4Q1+0.05Q3）B．（0.4Q1+0.05Q2）C．（0.4Q1+0.1Q3）D．（0.4Q1+0.2Q2）9．衛(wèi)星發(fā)射時(shí)可用肼（N2H4）為燃料，1mol氣態(tài)肼在適量氧氣中燃燒，生成氮?dú)夂退�蒸氣，放�?34KJ的熱量。下列說法中，正確的是

A．1molN2H4(g)的能量比1molN2(g)的能量高534KJ

B．1molN2H4(g)的能量比1molN2(g)的能量低534KJ

C．1molN2H4(g)與1molO2(g)的總能量和比1molN2(g)和2molH2O(g)的總能量和高534KJD．1molN2H4(g)與1molO2(g)的總能量和比1molN2(g)和2molH2O(g)的總能量和低534KJ

10．已知在25℃，101kPa下，lgC8H18（辛烷）燃燒生成二氧化碳和液態(tài)水時(shí)放出48.40kJ熱量。表示上述反應(yīng)的熱化學(xué)方程式正確的是

－1

A．C8H18（1）＋22.5O2（g）＝8CO2（g）＋9H2O（g）△H＝－48.40kJmolB．C8H18（1）＋22.5O2（g）＝8CO2（g）＋9H2O（1）△H＝－5518kJmol－1C．C8H18（1）＋22.5O2（g）＝8CO2（g）＋9H2O（1）△H＝＋5518kJmolD．C8H18（1）＋22.5O2（g）＝8CO2（g）＋9H2O（1）△H＝－48.40kJmol－111．已知

（1）H2（g）+1/2O2（g）===H2O（g）△H1=akJmol-1（2）2H2（g）+O2（g）===2H2O（g）△H2=bkJmol

-1-1

－1

（3）H2（g）+1/2O2（g）===H2O（l）△H3=ckJmol（4）2H2（g）+O2（g）===2H2O（l）△H4=dkJmol-1

下列關(guān)系式中正確的是

A．a(chǎn)0C.2a=b0

12．已知有熱化學(xué)方程式：SO2(g)+1/2O2(g)SO3(g)△H=-98.32kJ／mol現(xiàn)有4molSO2參加反應(yīng)，當(dāng)放出314.3kJ熱量時(shí)，SO2的轉(zhuǎn)化率最接近于()A．40％B．50％C．80％D．90％

13．蓋斯定律在生產(chǎn)和科學(xué)研究中有很重要的意義。有些反應(yīng)的反應(yīng)熱雖然無法直接測(cè)得，但可通過間接的方法測(cè)定�，F(xiàn)根據(jù)下列的5個(gè)反應(yīng)(由氨氣、HCl和水制備NH4C1水溶液)。請(qǐng)

判斷反應(yīng)④的反應(yīng)熱_________。

①NH3(g)+HCl(g)=NH4Cl(s)△H=-176kJ/mol

②NH3(g)+H2O(l)=NH3(aq)△H=-35.1kJ／mol③HCl(g)+H2O(l)=HCl(aq)△H=-72.3kJ／mol④NH4C1(s)+H2O(1)=NH4C1(aq)

⑤NH3(aq)+HCl(aq)=NH4C1(aq)△H=-52.3kJ／mol

14．在火箭推進(jìn)器中裝有強(qiáng)還原劑肼(N2H4)和強(qiáng)氧化劑過氧化氫，當(dāng)它們混合時(shí)，即產(chǎn)生大量氧氣和水蒸氣，并放出大量熱。已知0.4mol液態(tài)肼與足量過氧化氫反應(yīng)，生成氮?dú)夂退�蒸氣，放�?56.65kJ的熱量。

(1)寫出肼和過氧化氫的結(jié)構(gòu)式：肼___________________，過氧化氫______________。(2)寫出熱化學(xué)方程式_________________________________________________。

(3)已知H2O(1)==H2O(g)△H＝+44kJ／mol，則16g液態(tài)肼與足量液態(tài)過氧化氫反應(yīng)生成氮?dú)夂鸵簯B(tài)水時(shí)，放出的熱量是_____________________kJ。

(4)上述反應(yīng)用于火箭推進(jìn)劑，除釋放大量熱和快速產(chǎn)生大量氣體外，還有一個(gè)很突出的優(yōu)點(diǎn)是_______________________________________________。15．CO、CH4均為常見的可燃性氣體。（1）等體積的CO和CH4在相同條件下分別完全燃燒，轉(zhuǎn)移的電子數(shù)之比是。（2）已知在101kPa時(shí)，CO的燃燒熱為283kJ/mol。相同條件下，若2molCH4完全燃燒生成液態(tài)水，所放出的熱量為1molCO完全燃燒放出熱量的6.30倍，CH4完全燃燒反應(yīng)的熱化學(xué)方程式是：。

（3）120℃、101kPa下，amL由CO、CH4組成的混合氣體在bmLO2中完全燃燒后，恢復(fù)到原溫

度和壓強(qiáng)。①若混合氣體與O2恰好完全反應(yīng)，產(chǎn)生bmLCO2，則混合氣體中CH4的體積分?jǐn)?shù)為（保留2位小數(shù)）。②若燃燒后氣體體積縮小了a/4mL，則a與b關(guān)系的數(shù)學(xué)表示式是。16．201*年我國成功回收“神舟七號(hào)”載人飛船，這標(biāo)志著“我國的載人航天事業(yè)又邁出了新的重要一步”：

⑴飛船返回時(shí)，由于與大氣層的劇烈摩擦，產(chǎn)生高溫。為了防止飛船溫度過高，在飛船表面涂上一種特殊的涂料，該涂料的性質(zhì)最可能的是A．在高溫下不融化B．在高溫下可分解氣化

C．在常溫下就分解氣化D．該涂料不可能發(fā)生分解

（2）火箭升空需要高能的燃料，肼（N2H4）是發(fā)射航天飛船常用的高能燃料。一般將液態(tài)N2O4作為火箭的推進(jìn)劑。已知1mol液態(tài)肼與足量液態(tài)N2O4完全反應(yīng)放出QkJ的熱量，產(chǎn)物是對(duì)環(huán)境無害的氮?dú)夂退�蒸氣。寫出該反�?yīng)的熱化學(xué)方程式。該反應(yīng)中被氧化的原子與被還原的原子物質(zhì)的量之比是。但實(shí)際發(fā)射過程中會(huì)看到有大量紅色的煙霧，除了該反應(yīng)可能產(chǎn)生少量NO外，產(chǎn)生此現(xiàn)象的原因可能是。

（3）實(shí)際上，最理想的燃料是燃燒熱大、體積小、本身毒性小、安全的固態(tài)氫，目前人們還不能制得固態(tài)氫，因?yàn)椤?/p>

（4）飛船返回時(shí)，對(duì)宇航員要進(jìn)行嚴(yán)格的體檢。人體血液的pH變化范圍較小，pH只能在7.0～7.8的范圍內(nèi)變化，否則將會(huì)有生命危險(xiǎn)。實(shí)驗(yàn)證明，在50mL的血液中加入1滴（0.05mL）10mol/L的鹽酸時(shí)，pH由7.4降至7.2，如果向50mL、pH為7.4的NaOH溶液中加入1滴（0.05mL）10mol/L鹽酸時(shí)，pH大約將變?yōu)�。顯然，人體血液具有的作用。17．（1）在酸堿反應(yīng)中，當(dāng)反應(yīng)接近反應(yīng)終點(diǎn)（pH≈7）時(shí)，很少量的酸堿就會(huì)引起溶液。在酸堿中和滴定中使用的滴定管分為，使用該儀器的步驟為：①②潤洗儀器③加入反應(yīng)液④調(diào)節(jié)起始讀數(shù)⑤放出反應(yīng)液（2）在25℃、101kPa時(shí)，1mol時(shí)所放出的熱量，叫做燃燒熱。我國目前使用的主要是化石燃料，它們蘊(yùn)藏量有限，而且不能再生，最終將會(huì)枯竭，解決的辦法是能源和能源。

（3）人們提出了在自然界還存在著另一種能夠推動(dòng)體系變化的因素，即在密閉條件下，體系有的傾向，因?yàn)榕c有序體系相比，“更加穩(wěn)定”，可以采取更多的�？茖W(xué)家把這種因素稱作熵。

18．鈦（Ti）被稱為繼鐵、鋁之后的第三金屬，鈦白（TiO2）是目前最好的白色顏料。制備TiO2和Ti的原料是鈦鐵礦，我國的鈦鐵礦礦儲(chǔ)量居世界首位。含有Fe2O3的鈦鐵礦（主要成分為FeTiO3）制取TiO2的流程如下：

⑴Ti的原子序數(shù)為22，Ti位于元素周期表中第_______周期，第______族。

⑵步驟①加鐵的目的是____________________________________________________；步驟②冷卻的目的是____________________________________________________。

⑶上述制備TiO2的過程中，可以利用的副產(chǎn)物是___________；考慮成本和廢物綜合利用因素，廢液中應(yīng)加入_________________處理。

⑷由金紅石(TiO2)制取單質(zhì)Ti，涉及到的步驟為：

已知：①C(s)+O2(g)==CO2(g)；△H=－393.5KJ/mol②2CO(g)+O2(g)==2CO2(g)；△H=－566KJ/mol③TiO2(s)+2Cl2(g)==TiCl4(s)+O2(g)；△H=+141KJ/mol則TiO2(s)+2Cl2(g)+2C(s)==TiCl4(s)+2CO(g)的△H=_________________。反應(yīng)TiCl4+2Mg==2MgCl2+Ti在Ar氣氛中進(jìn)行的理由是__________________________。

19．目前大部分城市居民所使用的燃料主要是管道煤氣，使用天然氣作為居用燃料對(duì)環(huán)境更為有利。管道煤氣的主要成分是CO、H2和少量烴類，天然氣的主要成分是CH4。它們的燃燒反應(yīng)如下：

根據(jù)以上化學(xué)方程式判斷：燃燒相同體積的管道煤氣和天然氣，消耗空氣體積較大的是_________。因此燃燒管道煤氣的灶具如需改燒天然氣，灶具的改進(jìn)方法是_________進(jìn)風(fēng)口（填增大或減小），如不作改進(jìn)可能產(chǎn)生的不良結(jié)果是_________________。管道煤氣中含有的烴類，除甲烷外，還有少量乙烷、丁烷等，它們的某些性質(zhì)見下表：

試根據(jù)以上某個(gè)關(guān)鍵數(shù)據(jù)解釋冬天嚴(yán)寒的季節(jié)有時(shí)管道煤氣火焰很小，并且呈斷續(xù)狀態(tài)的原因是_______________________。

化學(xué)反應(yīng)速率和化學(xué)平衡

一、化學(xué)反應(yīng)速率

1.化學(xué)反應(yīng)速率（v）

⑴定義：用來衡量化學(xué)反應(yīng)的快慢，單位時(shí)間內(nèi)反應(yīng)物或生成物的物質(zhì)的量濃度的變化⑵表示方法：單位時(shí)間內(nèi)反應(yīng)濃度的減少或生成物濃度的增加來表示

⑶計(jì)算公式：v=Δc/Δt（υ：平均速率，Δc：濃度變化，Δt：時(shí)間）單位：mol/（Ls）注意：用不同物質(zhì)表示某反應(yīng)的速率數(shù)值不一定相同，但他們表示該反應(yīng)的快慢程度是一樣的。不同物質(zhì)表示的速率數(shù)值比與物質(zhì)的計(jì)量數(shù)成正比。⑷影響因素：

①?zèng)Q定因素（內(nèi)因）：反應(yīng)物的性質(zhì)（決定因素）

②條件因素（外因）：反應(yīng)所處的外界條件（主要有。）［練習(xí)］1.反應(yīng)4NH3+5O24NO+6H2O在2升的密閉容器中進(jìn)行，0.5分鐘后，NO物質(zhì)的量增加了0.12mol，則此反應(yīng)的平均速率為〔molL-1s-1〕（BD）

A.v(O2)=0.01B.v(H2O)=0.003C.v(NO)=0.008D.v(NH3)=0.0022.某溫度時(shí)，在2L的容器中，X、Y、Z三種物質(zhì)的量隨時(shí)間的變化曲線如圖所示，由圖中數(shù)據(jù)分析，該反應(yīng)的化學(xué)方程式和反應(yīng)開始至2分鐘時(shí)，Z的平均速率分別是（D）A.3X+Y2Z0.05molL-1min-1B.2X+Y2Z0.1molL-1min-1C.X+2YZ0.1molL-1min-1D.X+3Y2Z0.05molL-1min-1

2.有效碰撞理論理解影響反應(yīng)速率的外界條件

1．有效碰撞：能夠發(fā)生化學(xué)反應(yīng)的碰撞稱為有效碰撞。2．活化分子：能夠發(fā)生有效碰撞的分子稱為活化分子。

3．催化劑：在化學(xué)反應(yīng)中能夠改變化學(xué)反應(yīng)速率，但本身的性質(zhì)和質(zhì)量都不會(huì)發(fā)生變化的物質(zhì)。

※注意：（1）、參加反應(yīng)的物質(zhì)為固體和液體，由于壓強(qiáng)的變化對(duì)濃度幾乎無影響，可以認(rèn)為反應(yīng)

速率不變。（2）、惰性氣體對(duì)于速率的影響

①恒溫恒容時(shí)：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(yīng)速率不變②恒溫恒體時(shí)：充入惰性氣體→體積增大→各反應(yīng)物濃度減小→反應(yīng)速率減慢

［練習(xí)］1.反應(yīng)2AB+3C，在20℃進(jìn)行時(shí)，vA=5molL-1s-1，已知溫度每升高10℃，此反應(yīng)速率增大到原來的2倍，則其他條件不變時(shí)，溫度升高至50℃，此反應(yīng)的速率vC是（C）A.20molL-1s-1B.40molL-1s-1C.60molL-1s-1D.15molL-1s-12.在恒溫、恒容的密閉容器中進(jìn)行反應(yīng)A(g)B(g)+C(g)。若反應(yīng)物的濃度由3molL-1降到1.8molL-1需30s，那么反應(yīng)物濃度由0.8molL-1降至0.2molL-1所需反應(yīng)時(shí)間為（B）A.15sB.大于15sC.小于15sD.無法判斷

二、化學(xué)平衡

（一）1.定義：

化學(xué)平衡狀態(tài)：一定條件下，當(dāng)一個(gè)可逆反應(yīng)進(jìn)行到正逆反應(yīng)速率相等時(shí)，更組成成分濃度不再改變，達(dá)到表面上靜止的一種—平衡‖，這就是這個(gè)反應(yīng)所能達(dá)到的限度即化學(xué)平衡狀態(tài)。2、化學(xué)平衡的特征

逆（研究前提是可逆反應(yīng)）

等（同一物質(zhì)的正逆反應(yīng)速率相等）動(dòng)（動(dòng)態(tài)平衡）

定（各物質(zhì)的濃度與質(zhì)量分?jǐn)?shù)恒定）變（條件改變，平衡發(fā)生變化）3、判斷平衡的依據(jù)

判斷可逆反應(yīng)達(dá)到平衡狀態(tài)的方法和依據(jù)

例舉反應(yīng)混合物體系中各成分的含量

mA(g)+nB(g)pC(g)+qD(g)①各物質(zhì)的物質(zhì)的量或各物質(zhì)的物質(zhì)的量的分?jǐn)?shù)一定②各物質(zhì)的質(zhì)量或各物質(zhì)質(zhì)量分?jǐn)?shù)一定6

平衡平衡

③各氣體的體積或體積分?jǐn)?shù)一定④總體積、總壓力、總物質(zhì)的量一定平衡不一定平衡①在單位時(shí)間內(nèi)消耗了mmolA同時(shí)生成mmolA，即V(正)=V(逆)平衡正、逆反應(yīng)速率的關(guān)系②在單位時(shí)間內(nèi)消耗了nmolB同時(shí)消耗了pmolC，則V(正)=V(逆)③V(A):V(B):V(C):V(D)=m:n:p:q，V(正)不一定等于V(逆)④在單位時(shí)間內(nèi)生成nmolB，同時(shí)消耗了qmolD，因均指V(逆)①m+n≠p+q時(shí)，總壓力一定（其他條件一定）②m+n=p+q時(shí)，總壓力一定（其他條件一定）①M(fèi)r一定時(shí)，只有當(dāng)m+n≠p+q時(shí)②Mr一定時(shí)，但m+n=p+q時(shí)任何反應(yīng)都伴隨著能量變化，當(dāng)體系溫度一定時(shí)（其他不變）密度一定如體系顏色不再變化等平衡不一定平衡不一定平衡平衡不一定平衡平衡不一定平衡壓強(qiáng)混合氣體平均相對(duì)分子質(zhì)量Mr溫度體系的密度其他平衡不一定平衡平衡

［練習(xí)］1.在一定溫度下，反應(yīng)A2(g)+B2(g)2AB(g)達(dá)到平衡的標(biāo)志是（C）A.單位時(shí)間內(nèi)生成nmol的A2同時(shí)生成nmolAB。B.容器內(nèi)的總壓強(qiáng)不隨時(shí)間變化C.單位時(shí)間內(nèi)生成2nmol的AB，同時(shí)生成nmol的B2。D.單位時(shí)間內(nèi)生成nmolA2同時(shí)生成nmolB2。

2.對(duì)于一定條件下的可逆反應(yīng)：A(g)+3B(g)2C(g)達(dá)到平衡的標(biāo)志是（AB）A.A、B、C的濃度不再變化。B.容器內(nèi)總壓強(qiáng)不再改變

C.單位時(shí)間內(nèi)生成nmolA，同時(shí)生成3nmolBD.A、B、C的分子數(shù)之比為1∶3∶23.在2NO2(g)N2O4(g)的可逆反應(yīng)中，下列不屬于平衡狀態(tài)的是（A）A.反應(yīng)物的轉(zhuǎn)化率等于生成物的產(chǎn)率。B.NO2在混合氣體中體積分?jǐn)?shù)保持不變。

C.平衡體系的顏色不再改變。D.單位時(shí)間內(nèi)有1molN2O4變?yōu)镹O2的同時(shí)，有2molNO2變?yōu)镹2O4。

（二）影響化學(xué)平衡移動(dòng)的因素

1、濃度對(duì)化學(xué)平衡移動(dòng)的影響

在其他條件不變的情況下，增大反應(yīng)物的濃度或減少生成物的濃度，都可以使平衡向正方向移動(dòng)；增大生成物的濃度或減小反應(yīng)物的濃度，都可以使平衡向逆方向移動(dòng)

2、溫度對(duì)化學(xué)平衡移動(dòng)的影響

在其他條件不變的情況下，溫度升高會(huì)使化學(xué)平衡向著吸熱反應(yīng)方向移動(dòng)，溫度降低會(huì)使化學(xué)平衡向著放熱反應(yīng)方向移動(dòng)。

3、壓強(qiáng)對(duì)化學(xué)平衡移動(dòng)的影響

其他條件不變時(shí)，增大壓強(qiáng)，會(huì)使平衡向著氣體體積縮小方向移動(dòng)；減小壓強(qiáng)，會(huì)使平衡向著氣體體積增大方向移動(dòng)。注意：（1）改變壓強(qiáng)不能使無氣態(tài)物質(zhì)存在的化學(xué)平衡發(fā)生移動(dòng)（2）氣體減壓或增壓與溶液稀釋或濃縮的化學(xué)平衡移動(dòng)規(guī)律相似

4.催化劑對(duì)化學(xué)平衡的影響：由于使用催化劑對(duì)正反應(yīng)速率和逆反應(yīng)速率影響的程度是等同的，所以平衡不移動(dòng)。但是使用催化劑可以影響可逆反應(yīng)達(dá)到平衡所需的_時(shí)間_。5.勒夏特列原理（平衡移動(dòng)原理）：如果改變影響平衡的條件之一（如溫度，壓強(qiáng)，濃度），平衡向

著能夠減弱這種改變的方向移動(dòng)。

［練習(xí)］1.下列事實(shí)不能用勒沙特列原理解釋的是（AC）

A.由H2、I2蒸氣、HI組成的平衡體系加壓后顏色變深B.黃綠色的氯水光照后顏色變淺C.使用催化劑可加快SO2轉(zhuǎn)化為SO3的速率D.在含有Fe(SCN)的紅色溶液中加鐵粉，振蕩靜置，溶液顏色變淺或褪去。

2.下列化學(xué)平衡在低溫和高壓下向正反應(yīng)方向移動(dòng)的是（）

A．N2+O22NO-QB．CO+H2O(氣)CO2+H2+QC．2SO3（氣）2SO2+O2-Q3.對(duì)反應(yīng)：CO2（g）+C（s）

D．CaO(固)+CO2CaCO3（固）+Q

2CO（g）-171.5KJ采用下列（）方法可使平衡向右移動(dòng)

2+

A．降低壓力，降低溫度B．降低壓力，增加溫度

C．增加壓力，增加溫度D．增加壓力，降低溫度錯(cuò)誤！未指定書簽。．4.完全相同的兩個(gè)容器A、B（容積固定），已知A裝有SO2和O2各1g，B中裝有SO2和O2各2g，在相同溫度下，反應(yīng)達(dá)到平衡，設(shè)A中SO2轉(zhuǎn)化率為a%，B中SO2轉(zhuǎn)化率為b%，則A、B兩個(gè)容器中SO2的轉(zhuǎn)化率關(guān)系是（C）A.a%＞b%B.a%=b%C.a%＜b%D.無法判斷

5.在一密閉容器中，反應(yīng)aA(g)bB(g)達(dá)平衡后，保持溫度不變，將容器體積增大一倍，達(dá)新平衡時(shí)，B的濃度是原來的60%，則（AC）

A.平衡向正反應(yīng)方向移動(dòng)了B.物質(zhì)A的轉(zhuǎn)化率減小了C.B的質(zhì)量分?jǐn)?shù)增加了D.a＞b

三、化學(xué)平衡常數(shù)

（一）定義：在一定溫度下，當(dāng)一個(gè)反應(yīng)達(dá)到化學(xué)平衡時(shí)，生成物濃度冪之積與反應(yīng)物濃度冪之積的比值是一個(gè)常數(shù)比值。符號(hào)：K

（二）使用化學(xué)平衡常數(shù)K應(yīng)注意的問題：

1、表達(dá)式中各物質(zhì)的濃度是平衡時(shí)的濃度，不是起始濃度也不是物質(zhì)的量。2、K只與溫度（T）有關(guān)，與反應(yīng)物或生成物的濃度無關(guān)。

3、反應(yīng)物或生成物中有固體存在時(shí)，由于其濃度是固定不變的，可以看做是—1‖而不代入公式。4、稀溶液中進(jìn)行的反應(yīng)，如有水參加，水的濃度不必寫在平衡關(guān)系式中。

（三）化學(xué)平衡常數(shù)K的應(yīng)用:

1、化學(xué)平衡常數(shù)值的大小是可逆反應(yīng)進(jìn)行程度的標(biāo)志。K值越大，說明平衡時(shí)生成物的濃度越大，它的正向反應(yīng)進(jìn)行的程度越大，即該反應(yīng)進(jìn)行得越完全，反應(yīng)物轉(zhuǎn)化率越高。反之，則相反。一般地，K>105時(shí)，該反應(yīng)就進(jìn)行得基本完全了。

2、可以利用K值做標(biāo)準(zhǔn)，判斷正在進(jìn)行的可逆反應(yīng)是否平衡及不平衡時(shí)向何方進(jìn)行建立平衡。（以下Q表示濃度積）Q〈K:反應(yīng)向正反應(yīng)方向進(jìn)行;Q=K:反應(yīng)處于平衡狀態(tài);Q〉K:反應(yīng)向逆反應(yīng)方向進(jìn)行

3、利用K值可判斷反應(yīng)的熱效應(yīng)

若溫度升高，K值增大，則正反應(yīng)為吸熱反應(yīng)

若溫度升高，K值減小，則正反應(yīng)為放熱反應(yīng)

［練習(xí)］1、可逆反應(yīng)2SO2+O22SO3，已知起始濃度[SO2]=0.4mol/L,[O2]=1mol/L,某溫度下達(dá)到平衡時(shí)，二氧化硫轉(zhuǎn)化為80%，計(jì)算平衡時(shí)各物質(zhì)的濃度和反應(yīng)的平衡常數(shù)。

2.已知可逆反應(yīng)CO+H2O(氣)CO2+H2在1073K達(dá)到平衡時(shí),[CO]=0.25mol/L、[H2O]=2.25mol/L、[CO2]=0.75mol/L、[H2]=0.75mol/L,計(jì)算(1)平衡常數(shù)Kc;(2)一氧化碳和水蒸氣的起始濃度;(3)一氧化碳的平衡轉(zhuǎn)化率。

-1

3.已知反應(yīng)FeO(s)+CO(g)=Fe(s)+CO2(g)的Kc=0.5(1273K)。若起始濃度cCO=0.05molL,cCO2=0.01molL-1，問

⑴．反應(yīng)物、生成物的平衡濃度各是多少？⑵．CO的轉(zhuǎn)化率是多少？

⑶．增加FeO的量，對(duì)平衡有何影響？

＊四、等效平衡

1、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(yīng)達(dá)到平衡后，任何相同組分的百分含量均相同，這樣的化學(xué)平衡互稱為等效平衡。2、分類

（1）定溫，定容條件下的等效平衡

第一類：對(duì)于反應(yīng)前后氣體分子數(shù)改變的可逆反應(yīng)：必須要保證化學(xué)計(jì)量數(shù)之比與原來相同；同時(shí)必須保證平衡式左右兩邊同一邊的物質(zhì)的量與原來相同。

第二類：對(duì)于反應(yīng)前后氣體分子數(shù)不變的可逆反應(yīng)：只要反應(yīng)物的物質(zhì)的量的比例與原來相同即可視為二者等效。

（2）定溫，定壓的等效平衡

只要保證可逆反應(yīng)化學(xué)計(jì)量數(shù)之比相同即可視為等效平衡。五、化學(xué)反應(yīng)進(jìn)行的方向

1、反應(yīng)熵變與反應(yīng)方向：

（1）熵:物質(zhì)的一個(gè)狀態(tài)函數(shù)，用來描述體系的混亂度，符號(hào)為S.單位：Jmol-1K-1(2)體系趨向于有序轉(zhuǎn)變?yōu)闊o序，導(dǎo)致體系的熵增加，這叫做熵增加原理，也是反應(yīng)方向判斷的依據(jù)。.（3）同一物質(zhì)，在氣態(tài)時(shí)熵值最大，液態(tài)時(shí)次之，固態(tài)時(shí)最小。即S(g)〉S(l)〉S(s)2、反應(yīng)方向判斷依據(jù)

在溫度、壓強(qiáng)一定的條件下，化學(xué)反應(yīng)的判讀依據(jù)為：ΔH-TΔS〈0反應(yīng)能自發(fā)進(jìn)行ΔH-TΔS=0反應(yīng)達(dá)到平衡狀態(tài)ΔH-TΔS〉0反應(yīng)不能自發(fā)進(jìn)行

注意：（1）ΔH為負(fù)，ΔS為正時(shí)，任何溫度反應(yīng)都能自發(fā)進(jìn)行（2）ΔH為正，ΔS為負(fù)時(shí)，任何溫度反應(yīng)都不能自發(fā)進(jìn)行

第三章水溶液中的離子平衡

一、弱電解質(zhì)的電離

1、定義：電解質(zhì)：在水溶液中或熔化狀態(tài)下能導(dǎo)電的化合物,叫電解質(zhì)。非電解質(zhì)：在水溶液中或熔化狀態(tài)下都不能導(dǎo)電的化合物。強(qiáng)電解質(zhì)：在水溶液里全部電離成離子的電解質(zhì)。

弱電解質(zhì)：在水溶液里只有一部分分子電離成離子的電解質(zhì)。物質(zhì)混和物

單質(zhì)

強(qiáng)電解質(zhì)：強(qiáng)酸，強(qiáng)堿，大多數(shù)鹽。如HCl、NaOH、NaCl、BaSO4

電解質(zhì)純凈物弱電解質(zhì)：弱酸，弱堿，極少數(shù)鹽，水。如HClO、NH3H2O、Cu(OH)2、

化合物H2O

非電解質(zhì)：非金屬氧化物，大部分有機(jī)物。如SO3、CO2、C6H12O6、CCl4、CH2=CH22、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(jià)化合物非電解質(zhì)共價(jià)化合物

注意：①電解質(zhì)、非電解質(zhì)都是化合物②SO2、NH3、CO2等屬于非電解質(zhì)③強(qiáng)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(qiáng)電解質(zhì)）電解質(zhì)的強(qiáng)弱與導(dǎo)電性、溶解性無關(guān)。

3、電離平衡：在一定的條件下，當(dāng)電解質(zhì)分子電離成離子的速率和離子結(jié)合成時(shí)，電離過程就達(dá)到了平衡狀態(tài)，這叫電離平衡。4、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。

B、濃度：濃度越大，電離程度越��；溶液稀釋時(shí)，電離平衡向著電離的方向移動(dòng)。C、同離子效應(yīng)：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(huì)減弱電離。D、其他外加試劑：加入能與弱電解質(zhì)的電離產(chǎn)生的某種離子反應(yīng)的物質(zhì)時(shí)，有利于電離。9、電離方程式的書寫：用可逆符號(hào)弱酸的電離要分布寫（第一步為主）

10、電離常數(shù)：在一定條件下，弱電解質(zhì)在達(dá)到電離平衡時(shí)，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(gè)常數(shù)。叫做電離平衡常數(shù)，（一般用Ka表示酸，Kb表示堿。）

表示方法：ABA+BKi=[A][B]/[AB]11、影響因素：

a、電離常數(shù)的大小主要由物質(zhì)的本性決定。

b、電離常數(shù)受溫度變化影響，不受濃度變化影響，在室溫下一般變化不大。

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(qiáng)。如：H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO二、水的電離和溶液的酸堿性1、水電離平衡：:

+-+-

水的離子積：KW=c[H]c[OH]

25℃時(shí),[H]=[OH]=10mol/L;KW=[H][OH]=1*10注意：KW只與溫度有關(guān)，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）2、水電離特點(diǎn)：（1）可逆（2）吸熱（3）極弱3、影響水電離平衡的外界因素：

10+

--7

+-+-

-14

①酸、堿：抑制水的電離KW〈1*10

-14

②溫度：促進(jìn)水的電離（水的電離是吸熱的）③易水解的鹽：促進(jìn)水的電離KW〉1*104、溶液的酸堿性和pH：（1）pH=-lgc[H+]

（2）pH的測(cè)定方法：

酸堿指示劑甲基橙、石蕊、酚酞。

變色范圍：甲基橙3.1~4.4（橙色）石蕊5.0~8.0（紫色）酚酞8.2~10.0（淺紅色）

pH試紙操作玻璃棒蘸取未知液體在試紙上，然后與標(biāo)準(zhǔn)比色卡對(duì)比即可。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(jì)算方法公式1、強(qiáng)酸與強(qiáng)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）2、強(qiáng)堿與強(qiáng)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(jì)算[H+]混)3、強(qiáng)酸與強(qiáng)堿的混合：（先據(jù)H++OH-==H2O計(jì)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：

1、強(qiáng)酸溶液：稀釋10n倍時(shí)，pH稀=pH原+n（但始終不能大于或等于7）2、弱酸溶液：稀釋10倍時(shí)，pH稀〈pH原+n（但始終不能大于或等于7）3、強(qiáng)堿溶液：稀釋10n倍時(shí)，pH稀=pH原－n（但始終不能小于或等于7）

4、弱堿溶液：稀釋10n倍時(shí)，pH稀〉pH原－n（但始終不能小于或等于7）5、不論任何溶液，稀釋時(shí)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76、稀釋時(shí)，弱酸、弱堿和水解的鹽溶液的pH變化得慢，強(qiáng)酸、強(qiáng)堿變化得快。五、強(qiáng)酸（pH1）強(qiáng)堿（pH2）混和計(jì)算規(guī)律w.w.w.k.s.5.u.c.o.m1、若等體積混合

pH1+pH2=14則溶液顯中性pH=7

pH1+pH2≥15則溶液顯堿性pH=pH2-0.3pH1+pH2≤13則溶液顯酸性pH=pH1+0.32、若混合后顯中性

pH1+pH2=14V酸：V堿=1：1pH1+pH2≠14V酸：V堿=1：10六、酸堿中和滴定：1、中和滴定的原理

實(shí)質(zhì)：H+OH=H2O即酸能提供的H和堿能提供的OH物質(zhì)的量相等。2、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(biāo)數(shù)越來越大，全部容積大于它的最大刻度值，因?yàn)橄露擞幸徊糠譀]有刻度。滴定時(shí)，所用溶液不得超過最低刻度，不得一次滴定使用兩滴定管酸（或堿），也不得中途向滴定管中添加。②滴定管可以讀到小數(shù)點(diǎn)后一位。（2）藥品：標(biāo)準(zhǔn)液；待測(cè)液；指示劑。（3）準(zhǔn)備過程：

+〔

-14

---

+---

n

14-（pH1+pH2）〕

+-

準(zhǔn)備：檢漏、洗滌、潤洗、裝液、趕氣泡、調(diào)液面。（洗滌：用洗液洗→檢漏：滴定管是否漏水→用水洗→用標(biāo)準(zhǔn)液洗（或待測(cè)液洗）→裝溶液→排氣泡→調(diào)液面→記數(shù)據(jù)V(始)（4）試驗(yàn)過程

3、酸堿中和滴定的誤差分析

誤差分析：利用n酸c酸V酸=n堿c堿V堿進(jìn)行分析

式中：n酸或堿中氫原子或氫氧根離子數(shù)；c酸或堿的物質(zhì)的量濃度；V酸或堿溶液的體積。當(dāng)用酸去滴定堿確定堿的濃度時(shí)，則：c堿=

ncV

nV上述公式在求算濃度時(shí)很方便，而在分析誤差時(shí)起主要作用的是分子上的V酸的變化，因?yàn)樵诘味ㄟ^程中c酸為標(biāo)準(zhǔn)酸，其數(shù)值在理論上是不變的，若稀釋了雖實(shí)際值變小，但體現(xiàn)的卻是V酸的增大，導(dǎo)致c酸偏高；V堿同樣也是一個(gè)定值，它是用標(biāo)準(zhǔn)的量器量好后注入錐形瓶中的，當(dāng)在實(shí)際操作中堿液外濺，其實(shí)際值減小，但引起變化的卻是標(biāo)準(zhǔn)酸用量的減少，即V酸減小，則c堿降低了；對(duì)于觀察中出現(xiàn)的誤差亦同樣如此。綜上所述，當(dāng)用標(biāo)準(zhǔn)酸來測(cè)定堿的濃度時(shí)，c堿的誤差與V酸的變化成正比，即當(dāng)V酸的實(shí)測(cè)值大于理論值時(shí)，c堿偏高，反之偏低。同理，用標(biāo)準(zhǔn)堿來滴定未知濃度的酸時(shí)亦然。七、鹽類的水解（只有可溶于水的鹽才水解）

1、鹽類水解：在水溶液中鹽電離出來的離子跟水電離出來的H或OH結(jié)合生成弱電解質(zhì)的反應(yīng)。2、水解的實(shí)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(dòng)，促進(jìn)水的電離。

3、鹽類水解規(guī)律：

①有弱才水解，無弱不水解，越弱越水解；誰強(qiáng)顯誰性，兩弱都水解，同強(qiáng)顯中性。②多元弱酸根，濃度相同時(shí)正酸根比酸式酸根水解程度大，堿性更強(qiáng)。(如:Na2CO3＞NaHCO3)4、鹽類水解的特點(diǎn)：（1）可逆（與中和反應(yīng)互逆）（2）程度小（3）吸熱5、影響鹽類水解的外界因素：

①溫度：溫度越高水解程度越大（水解吸熱，越熱越水解）②濃度：濃度越小，水解程度越大（越稀越水解）

③酸堿：促進(jìn)或抑制鹽的水解（H促進(jìn)陰離子水解而抑制陽離子水解；OH促進(jìn)陽離子水解而抑制陰離子水解）6、酸式鹽溶液的酸堿性：

①只電離不水解：如HSO4-顯酸性

②電離程度＞水解程度，顯酸性（如:HSO3-、H2PO4-）

③水解程度＞電離程度，顯堿性（如：HCO3-、HS-、HPO42-）

7、雙水解反應(yīng)：

（1）構(gòu)成鹽的陰陽離子均能發(fā)生水解的反應(yīng)。雙水解反應(yīng)相互促進(jìn)，水解程度較大，有的甚至水解完全。使得平衡向右移。

（2）常見的雙水解反應(yīng)完全的為：Fe、Al與AlO2、CO3(HCO3)、S(HS)、SO3(HSO3)；S與NH4+；CO32-(HCO3-)與NH4+其特點(diǎn)是相互水解成沉淀或氣體。雙水解完全的離子方程式配平依據(jù)是兩邊電荷平衡，如：2Al+3S+6H2O==2Al(OH)3↓+3H2S↑

123+

2-3+

3+

-2--2--2--2-+

-+-+

-

8、鹽類水解的應(yīng)用：水解的應(yīng)用1、凈水2、去油污明礬凈水用熱堿水冼油污物品①配制FeCl3溶液時(shí)常加入Fe+3H2OFe(OH)3+3H少量鹽酸3、藥品的保存②配制Na2CO3溶液時(shí)常加CO3+H2OHCO3+OH入少量NaOH由MgCl26H2O制無水MgCl24、制備無水鹽在HCl氣流中加熱Mg(OH)2MgO+H2O用Al2(SO4)3與NaHCO3溶液5、泡沫滅火器混合6、比較鹽溶液中離子濃度的大小比較NH4Cl溶液中離子濃度的大小NH4++H2ONH3H2O+H+c(Cl-)>c(NH4+)>c(H+)>c(OH)-Al+3HCO3=Al(OH)3↓+3CO2↑3+-2---3++實(shí)例3+原理Al+3H2OAl(OH)3(膠體)+3H--△CO32-+H2OHCO3+OH+若不然，則：△△MgCl26H2OMg(OH)2+2HCl+4H2O9、水解平衡常數(shù)（Kh）

對(duì)于強(qiáng)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(duì)于強(qiáng)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

1、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(dāng)微弱。2、多元弱堿（多元弱堿鹽）的電離（水解）書寫原則：一步書寫八、溶液中微粒濃度的大小比較

☆☆基本原則：抓住溶液中微粒濃度必須滿足的三種守恒關(guān)系：

①電荷守恒：:任何溶液均顯電中性，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

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③質(zhì)子守恒：即水電離出的H+濃度與OH-濃度相等。九、難溶電解質(zhì)的溶解平衡

1、難溶電解質(zhì)的溶解平衡的一些常見知識(shí)

13

（1）溶解度小于0.01g的電解質(zhì)稱難溶電解質(zhì)。

（2）反應(yīng)后離子濃度降至1*10-5以下的反應(yīng)為完全反應(yīng)。如酸堿中和時(shí)[H+]降至10-7mol/L

第四章電化學(xué)基礎(chǔ)

第一節(jié)原電池

原電池：

1、概念：化學(xué)能轉(zhuǎn)化為電能的裝置叫做原電池_______

2、組成條件：①兩個(gè)活潑性不同的電極②電解質(zhì)溶液③電極用導(dǎo)線相連并插入電解液構(gòu)成閉合回路

3、電子流向：外電路：負(fù)極導(dǎo)線正極

內(nèi)電路：鹽橋中陰離子移向負(fù)極的電解質(zhì)溶液，鹽橋中陽離子移向正極的電解質(zhì)溶液。

4、電極反應(yīng)：以鋅銅原電池為例：

負(fù)極：氧化反應(yīng)：Zn－2e＝Zn2＋（較活潑金屬）正極：還原反應(yīng)：2H＋＋2e＝H2↑（較不活潑金屬）總反應(yīng)式：Zn+2H+=Zn2++H2↑5、正、負(fù)極的判斷：

（1）從電極材料：一般較活潑金屬為負(fù)極；或金屬為負(fù)極，非金屬為正極。（2）從電子的流動(dòng)方向負(fù)極流入正極

（3）從電流方向正極流入負(fù)極

（4）根據(jù)電解質(zhì)溶液內(nèi)離子的移動(dòng)方向陽離子流向正極，陰離子流向負(fù)極（5）根據(jù)實(shí)驗(yàn)現(xiàn)象①__溶解的一極為負(fù)極__②增重或有氣泡一極為正極

第二節(jié)化學(xué)電池

1、電池的分類：化學(xué)電池、太陽能電池、原子能電池2、化學(xué)電池：借助于化學(xué)能直接轉(zhuǎn)變?yōu)殡娔艿难b置

3、化學(xué)電池的分類：一次電池、二次電池、燃料電池一、一次電池

1、常見一次電池：堿性鋅錳電池、鋅銀電池、鋰電池等二、二次電池

1、二次電池：放電后可以再充電使活性物質(zhì)獲得再生，可以多次重復(fù)使用，又叫充電電池或蓄電池。

2、電極反應(yīng)：鉛蓄電池

放電：負(fù)極（鉛）：Pb＋SO2-4－2e＝PbSO4↓

正極（氧化鉛）：PbO2＋4H＋SO2-4＋2e＝PbSO4↓＋2H2O充電：陰極：PbSO4＋2H2O－2e＝PbO2＋4H+＋SO2-4陽極：PbSO4＋2e＝Pb＋SO2-4

兩式可以寫成一個(gè)可逆反應(yīng)：PbO2＋Pb＋2H2SO42PbSO4↓＋2H2O

充電

3、目前已開發(fā)出新型蓄電池：銀鋅電池、鎘鎳電池、氫鎳電池、鋰離子電池、聚合物鋰離子電池三、燃料電池

15

放電

+

1、燃料電池：是使燃料與氧化劑反應(yīng)直接產(chǎn)生電流的一種原電池

2、電極反應(yīng)：一般燃料電池發(fā)生的電化學(xué)反應(yīng)的最終產(chǎn)物與燃燒產(chǎn)物相同，可根據(jù)燃燒反應(yīng)寫出總的電池反應(yīng)，但不注明反應(yīng)的條件。，負(fù)極發(fā)生氧化反應(yīng)，正極發(fā)生還原反應(yīng)，不過要注意一般電解質(zhì)溶液要參與電極反應(yīng)。以氫氧燃料電池為例，鉑為正、負(fù)極，介質(zhì)分為酸性、堿性和中性。當(dāng)電解質(zhì)溶液呈酸性時(shí)：

++

負(fù)極：2H2－4e=4H正極：Ｏ2＋4e4H=2H2O當(dāng)電解質(zhì)溶液呈堿性時(shí)：

負(fù)極：2H2＋4OH－4e＝4H2O正極：Ｏ2＋2H2O＋4e＝4OH另一種燃料電池是用金屬鉑片插入KOH溶液作電極，又在兩極上分別通甲烷燃料和氧氣氧化劑。電極反應(yīng)式為：

負(fù)極：CH4＋10OH－－8e＝＋7H2O；正極：4H2O＋2O2＋8e＝8OH。

電池總反應(yīng)式為：CH4＋2O2＋2KOH＝K2CO3＋3H2O

3、燃料電池的優(yōu)點(diǎn)：能量轉(zhuǎn)換率高、廢棄物少、運(yùn)行噪音低四、廢棄電池的處理：回收利用

第三節(jié)電解池

一、電解原理

1、電解池：把電能轉(zhuǎn)化為化學(xué)能的裝置也叫電解槽

2、電解：電流(外加直流電)通過電解質(zhì)溶液而在陰陽兩極引起氧化還原反應(yīng)(被動(dòng)的不是自發(fā)的)的過程

3、放電：當(dāng)離子到達(dá)電極時(shí)，失去或獲得電子，發(fā)生氧化還原反應(yīng)的過程4、電子流向：

（電源）負(fù)極（電解池）陰極（離子定向運(yùn)動(dòng)）電解質(zhì)溶液（電解池）陽極（電源）正極5、電極名稱及反應(yīng)：

陽極：與直流電源的正極相連的電極，發(fā)生氧化反應(yīng)陰極：與直流電源的負(fù)極相連的電極，發(fā)生還原反應(yīng)6、電解CuCl2溶液的電極反應(yīng)：陽極：2Cl-2e-=Cl2(氧化)陰極：Cu2++2e-=Cu(還原)

總反應(yīng)式：CuCl2=Cu+Cl2↑

7、電解本質(zhì)：電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電過程，就是電解質(zhì)溶液的電解過程☆規(guī)律總結(jié)：電解反應(yīng)離子方程式書寫：放電順序：

陽離子放電順序

Ag+>Hg2+>Fe3+>Cu2+>H+（指酸電離的)>Pb2+>Sn2+>Fe2+>Zn2+>Al3+>Mg2+>Na+>Ca2+>K+陰離子的放電順序

是惰性電極時(shí)：S>I>Br>Cl>OH>NO3>SO4(等含氧酸根離子)>F(SO3/MnO4>OH)是活性電極時(shí)：電極本身溶解放電

注意先要看電極材料，是惰性電極還是活性電極，若陽極材料為活性電極（Fe、Cu)等金屬，則陽極反應(yīng)為電極材料失去電子，變成離子進(jìn)入溶液；若為惰性材料，則根據(jù)陰陽離子的放電順序，依據(jù)陽氧陰還的規(guī)律來書寫電極反應(yīng)式。

16

2------2--2----

電解質(zhì)水溶液點(diǎn)解產(chǎn)物的規(guī)律類型電極反應(yīng)特點(diǎn)實(shí)例電解對(duì)象電解質(zhì)電解質(zhì)濃度pH減小電解質(zhì)溶液復(fù)原CuCl2HCl分解電解質(zhì)電解質(zhì)電離出的陰陽HCl型放H2生成堿型離子分別在兩極放電CuCl2陰極：水放H2生堿陽極：電解質(zhì)陰離子放電放氧生酸型陰極：電解質(zhì)陽離子放電陽極：水放O2生酸電解水型陰極：4H++4e-==2H2NaOH↑H2SO4陽極：4OH--4e-=O2↑+2H2ONa2SO4

上述四種類型電解質(zhì)分類：

CuSO4NaCl增大HCl---電解質(zhì)和水生成新電解增大質(zhì)電解質(zhì)和水生成新電解質(zhì)水增大減小氧化銅增大減小水不變（1）電解水型：含氧酸，強(qiáng)堿，活潑金屬含氧酸鹽

（2）電解電解質(zhì)型：無氧酸，不活潑金屬的無氧酸鹽（氟化物除外）（3）放氫生堿型：活潑金屬的無氧酸鹽（4）放氧生酸型：不活潑金屬的含氧酸鹽二、電解原理的應(yīng)用

1、電解飽和食鹽水以制造燒堿、氯氣和氫氣（1）、電鍍應(yīng)用電解原理在某些金屬表面鍍上一薄層其他金屬或合金的方法（2）、電極、電解質(zhì)溶液的選擇：

陽極：鍍層金屬，失去電子，成為離子進(jìn)入溶液Mne==Mn+陰極：待鍍金屬（鍍件）：溶液中的金屬離子得到電子，成為金屬原子，附著在金屬表面M+ne==M

電解質(zhì)溶液：含有鍍層金屬離子的溶液做電鍍液

鍍銅反應(yīng)原理

陽極(純銅)：Cu-2e-=Cu2+，陰極(鍍件)：Cu2++2e-=Cu，電解液：可溶性銅鹽溶液，如CuSO4溶液（3）、電鍍應(yīng)用之一：銅的精煉

陽極：粗銅；陰極：純銅電解質(zhì)溶液：硫酸銅3、電冶金

（1）、電冶金：使礦石中的金屬陽離子獲得電子，從它們的化合物中還原出來用于冶煉活潑金屬，如鈉、鎂、鈣、鋁

（2）、電解氯化鈉：

+

通電前，氯化鈉高溫下熔融：NaCl==Na+Cl通直流電后：陽極：2Na++2e==2Na

17n+

陰極：2Cl2e==Cl2↑

☆規(guī)律總結(jié)：原電池、電解池、電鍍池的判斷規(guī)律

（1）若無外接電源，又具備組成原電池的三個(gè)條件。①有活潑性不同的兩個(gè)電極；②兩極用導(dǎo)線互相連接成直接插入連通的電解質(zhì)溶液里；③較活潑金屬與電解質(zhì)溶液能發(fā)生氧化還原反應(yīng)（有時(shí)是與水電離產(chǎn)生的H+作用），只要同時(shí)具備這三個(gè)條件即為原電池。

（2）若有外接電源，兩極插入電解質(zhì)溶液中，則可能是電解池或電鍍池；當(dāng)陰極為金屬，陽極亦為金屬且與電解質(zhì)溶液中的金屬離子屬同種元素時(shí)，則為電鍍池。

（3）若多個(gè)單池相互串聯(lián)，又有外接電源時(shí)，則與電源相連接的裝置為電解池成電鍍池。若無外接電源時(shí)，先選較活潑金屬電極為原電池的負(fù)極（電子輸出極），有關(guān)裝置為原電池，其余為電鍍池或電解池。

☆原電池，電解池，電鍍池的比較

電鍍池應(yīng)用電解原理在某些金屬表面鍍上一側(cè)層其他金屬非自發(fā)反應(yīng)有電源1鍍層金屬接電源正極，待性質(zhì)類別原電池電解池定義將化學(xué)能轉(zhuǎn)變成電將電能轉(zhuǎn)變成化學(xué)能的（裝置特點(diǎn)）反應(yīng)特征裝置特征形成條件能的裝置自發(fā)反應(yīng)裝置非自發(fā)反應(yīng)無電源，兩級(jí)材料有電源，兩級(jí)材料可同不同可不同活動(dòng)性不同的兩極電解質(zhì)溶液形成閉合回路兩電極連接直流電源兩電極插入電解質(zhì)溶液鍍金屬接負(fù)極；2電鍍液必形成閉合回路須含有鍍層金屬的離子名稱同電解，但有限制條件陽極：必須是鍍層金屬陰極：鍍件陽極：金屬電極失去電子陰極：電鍍液中陽離子得到電子同電解池同電解池電極名稱電極反應(yīng)負(fù)極：較活潑金屬陽極：與電源正極相連正極：較不活潑金屬（能導(dǎo)電非金屬）陰極：與電源負(fù)極相連負(fù)極：氧化反應(yīng)，陽極：氧化反應(yīng)，溶液金屬失去電子中的陰離子失去電子，正極：還原反應(yīng)，或電極金屬失電子溶液中的陽離子的陰極：還原反應(yīng)，溶液電子或者氧氣得電中的陽離子得到電子子（吸氧腐蝕）電子流向溶液中帶電粒子的移動(dòng)聯(lián)系負(fù)極→正極陽離子向正極移動(dòng)陰離子向負(fù)極移動(dòng)電源負(fù)極→陰極電源正極→陽極陽離子向陰極移動(dòng)陰離子向陽極移動(dòng)在兩極上都發(fā)生氧化反應(yīng)和還原反應(yīng)☆☆原電池與電解池的極的得失電子聯(lián)系圖：陽極(失)e-正極（得）e-負(fù)極（失）e-陰極（得）

第四節(jié)金屬的電化學(xué)腐蝕和防護(hù)

一、金屬的電化學(xué)腐蝕

（1）金屬腐蝕內(nèi)容：

（2）金屬腐蝕的本質(zhì)：都是金屬原子失去電子而被氧化的過程（3）金屬腐蝕的分類：

化學(xué)腐蝕金屬和接觸到的物質(zhì)直接發(fā)生化學(xué)反應(yīng)而引起的腐蝕

電化學(xué)腐蝕不純的金屬跟電解質(zhì)溶液接觸時(shí)，會(huì)發(fā)生原電池反應(yīng)。比較活潑的金屬失去電子而被氧化，這種腐蝕叫做電化學(xué)腐蝕。條件現(xiàn)象本質(zhì)關(guān)系電化腐蝕化學(xué)腐蝕與電化腐蝕的比較

化學(xué)腐蝕金屬與非電解質(zhì)直接接觸無電流產(chǎn)生金屬被氧化的過程不純金屬或合金與電解質(zhì)溶液接觸有微弱的電流產(chǎn)生較活潑的金屬被氧化的過程化學(xué)腐蝕與電化腐蝕往往同時(shí)發(fā)生，但電化腐蝕更加普遍，危害更嚴(yán)重（4）、電化學(xué)腐蝕的分類：析氫腐蝕腐蝕過程中不斷有氫氣放出

①條件：潮濕空氣中形成的水膜,酸性較強(qiáng)（水膜中溶解有CO2、SO2、H2S等氣體）②電極反應(yīng)：負(fù)極:Fe2e-=Fe2+

正極:2H++2e-=H2↑總式：Fe+2H+=Fe2++H2↑吸氧腐蝕反應(yīng)過程吸收氧氣①條件：中性或弱酸性溶液

②電極反應(yīng)：負(fù)極:2Fe4e-=2Fe2+正極:O2+4e+2H2O=4OH

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總式：2Fe+O2+2H2O=2Fe(OH)2離子方程式：Fe2++2OH-=Fe(OH)2

生成的Fe(OH)2被空氣中的O2氧化，生成Fe(OH)3，F(xiàn)e(OH)2+O2+2H2O==4Fe(OH)3Fe(OH)3脫去一部分水就生成Fe2O3xH2O（鐵銹主要成分）

規(guī)律總結(jié)：

金屬腐蝕快慢的規(guī)律：在同一電解質(zhì)溶液中，金屬腐蝕的快慢規(guī)律如下：

電解原理引起的腐蝕＞原電池原理引起的腐蝕＞化學(xué)腐蝕＞有防腐措施的腐蝕防腐措施由好到壞的順序如下：

外接電源的陰極保護(hù)法＞犧牲負(fù)極的正極保護(hù)法＞有一般防腐條件的腐蝕＞無防腐條件的腐蝕二、金屬的電化學(xué)防護(hù)

1、利用原電池原理進(jìn)行金屬的電化學(xué)防護(hù)（1）、犧牲陽極的陰極保護(hù)法

原理：原電池反應(yīng)中，負(fù)極被腐蝕，正極不變化

應(yīng)用：在被保護(hù)的鋼鐵設(shè)備上裝上若干鋅塊，腐蝕鋅塊保護(hù)鋼鐵設(shè)備負(fù)極：鋅塊被腐蝕；正極：鋼鐵設(shè)備被保護(hù)

（2）、外加電流的陰極保護(hù)法

原理：通電，使鋼鐵設(shè)備上積累大量電子，使金屬原電池反應(yīng)產(chǎn)生的電流不能輸送，從而防止金屬被腐蝕

應(yīng)用：把被保護(hù)的鋼鐵設(shè)備作為陰極，惰性電極作為輔助陽極，均存在于電解質(zhì)溶液中，接上外加直流電源。通電后電子大量在鋼鐵設(shè)備上積累，抑制了鋼鐵失去電子的反應(yīng)。2、改變金屬結(jié)構(gòu)：把金屬制成防腐的合金

3、把金屬與腐蝕性試劑隔開：電鍍、油漆、涂油脂、表面鈍化等

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