[高二理化生]化学选修4知识点总结

[高二理化生]化学选修4知识点总结 化学选修4化学反应与原理 章节知识点梳理 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(ΔH)的意义:在恒压条件下进行的化学反应的热效应 (1).符号: ?H (2).单位:kJ/mol 3.产生原因:化学键断裂——吸热 化学键形成——放热 放出热量的化学反应。(放热>吸热) ?H 为“-”或?H <0 吸收热量的化学反应。(吸热>放热)?H 为“+”或?H >0 ? 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 ? 金属与酸的反应 ? 生石灰和水反应 ? 浓硫酸稀释、氢氧化钠固体溶解等 ? 常见的吸热反应:? 晶体Ba(OH)?8HO与NHCl ? 大多数的分解反应 224 ? 以H、CO、C为还原剂的氧化还原反应 ? 铵盐溶解等 2 二、热化学方程式 书写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 关于同志近三年现实表现材料材料类招标技术评分表图表与交易pdf视力表打印pdf用图表说话 pdf 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。 ?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;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。 ※注意以下几点: ?研究条件:101 kPa ?反应程度:完全燃烧，产物是稳定的氧化物。 ?燃烧物的物质的量:1 mol ?研究内容:放出的热量。(ΔH<0，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 HO，这时的反应热叫中和2 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) =HO(l) ΔH=,57.3kJ/mol 2 3(弱酸或弱碱电离要吸收热量，所以它们参加中和反应时的中和热小于57.3kJ/mol。 4(中和热的测定实验 五、盖斯定律 1(内容:化学反应的反应热只与反应的始态(各反应物)和终态(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物质的量的变化 ? 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:v=Δc/Δt,υ:平均速率～Δc:浓度变化～Δt:时间,单位:mol/,L?s, ? 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. ※注意:(1)、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，可以认为反应速率不变。 (2)、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 (一)1.定义: 化学平衡状态:一定条件下，当一个可逆反应进行到正逆反应速率相等时，更组成 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(研究前提是可逆反应) 等(同一物质的正逆反应速率相等) 动(动态平衡) 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 mA(g)+nB(g) pC(g)+qD(g) 例举反应 ?各物质的物质的量或各物质的物质的量的分数平衡 混合物体系 一定 中 ?各物质的质量或各物质质量分数一定 平衡 各成分的含 ?各气体的体积或体积分数一定 平衡 量 ?总体积、总压力、总物质的量一定 不一定平衡 ?在单位时间内消耗了m molA同时生成m molA， 平衡 即V(正)=V(逆) ?在单位时间内消耗了n molB同时消耗了p molC， 平衡 正、逆反应 则V(正)=V(逆) 速率的关 ?V(A):V(B):V(C):V(D)=m:n:p:q，V(正)不一定等于不一定平衡 系 V(逆) ?在单位时间内生成n molB，同时消耗了q molD，不一定平衡 因均指V(逆) ?m+n?p+q时，总压力一定(其他条件一定) 平衡 压强 ?m+n=p+q时，总压力一定(其他条件一定) 不一定平衡 混合气体平?Mr一定时，只有当m+n?p+q时 平衡 均相对分子?Mr一定时，但m+n=p+q时 不一定平衡 质量Mr 任何反应都伴随着能量变化，当体系温度一定时 温度 平衡 (其他不变) 体系的密密度一定 不一定平衡 度 其他 如体系颜色不再变化等 平衡 (二)影响化学平衡移动的因素 1、浓度对化学平衡移动的影响(1)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(2)增加固体或纯液体的量，由于浓度不变，所以平衡不移动(3)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，V也减小，但是减小的程度不同，总的正减小逆 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:(1)改变压强不能使无气态物质存在的化学平衡发生移动 (2)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 (一)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比值。 符号:K (二)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变化的浓度，不是起始浓度也不是物质的量。 2、K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“1”而不代入公式。 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。 (三)化学平衡常数K的应用: 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 5化率越高。反之，则相反。 一般地，K>10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。(Q:浓度积) Q〈 K:反应向正反应方向进行; Q = K:反应处于平衡状态 ; Q 〉K: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;若温度升高，K值减小，则正反应为放热反应 ,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、分类 (1)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:必须要保证化学计量数之比与原来相同;同时必须保证平衡式左右两边同一边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。 (2)定温，定压的等效平衡 只要保证可逆反应化学计量数之比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: -1-1 (1)熵:物质的一个状态函数，用来描述体系的混乱度，符号为S. 单位:J•••mol•K (2)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。. (3)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: ΔH-TΔS〈0，反应能自发进行;ΔH-TΔS=0,反应达到平衡状态;ΔH-TΔS〉0，反 应不能自发进行 注意:(1)ΔH为负，ΔS为正时，任何温度反应都能自发进行 (2)ΔH为正，ΔS为负时，任何温度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,叫电解质。 非电解质 :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分子电离成离子的电解质。 混和物 物质 单质 强电解质:强酸，强碱，大多数盐。如HCl、NaOH、NaCl、BaSO 4 纯净电解 物 质 弱电解质:弱酸，弱碱，极少数盐，水 。如HClO、NH?HO、Cu(OH)、322 化合 HO„„ 2 物 非电解质:非金属氧化物，大部分有机物 。如SO、CO、CHO、CCl、CH=CH„„ 3261264222、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 ?SO、NH、CO等属于非电解质 232 ?强电解质不等于易溶于水的化合物(如BaSO不溶于水，但溶于水的BaSO44全部电离，故BaSO为强电解质)——电解质的强弱与导电性、溶解性无关。 4 3、电离平衡:在一定的条件下，当电解质分子电离成离子的速率和离子结合成时，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: A、温度:电离一般吸热，升温有利于电离。 B、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。 C、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，会减弱电离。 D、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。 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，Kb表示碱。 ) +- +-表示方法:ABA+BKi=[ A][ B]/[AB] 7、影响因素: a、电离常数的大小主要由物质的本性决定。 b、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。 C、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: HSO>HPO>HF>CHCOOH>HCO>HS>HClO 23343232 二、水的电离和溶液的酸碱性 1、水电离平衡:: +-水的离子积:K =c[H]?c[OH] W +--7+--14 25?时, [H]=[OH] =10 mol/L ; K = [H]?[OH] = 1*10W 注意:K只与温度有关，温度一定，则K值一定 WW K不仅适用于纯水，适用于任何溶液(酸、碱、盐) W 2、水电离特点:(1)可逆 (2)吸热 (3)极弱 3、影响水电离平衡的外界因素: -14 ?酸、碱 :抑制水的电离 K〈1*10 ?温度:促进水的电离(水的电离是吸热)W -14?易水解的盐:促进水的电离 K 〉 1*10 W 4、溶液的酸碱性和pH: (1)pH=-lgc[H+] (2)pH的测定方法: 酸碱指示剂—— 甲基橙 、 石蕊 、 酚酞 。 变色范围:甲基橙 3.1~4.4(橙色)石蕊5.0~8.0(紫色)酚酞8.2~10.0(浅红色)PH试纸操作:玻璃棒蘸取未知液体在试纸上，然后与标准比色卡对比即可。 注意:?事先不能用水湿润PH试纸;?广泛pH试纸只能读取整数值或范围 三 、混合液的pH值计算方法公式 ++1、强酸与强酸的混合:(先求[H]混:将两种酸中的H离子物质的量相加除以总体积， +++再求其它) [H]混 =([H]V+[H]V)/(V+V) 112212 --2、强碱与强碱的混合:(先求[OH]混:将两种酸中的OH离子物质的量相加除以总体 ---积，再求其它) [OH]混,([OH]V+[OH]V)/(V+V) (注意 :不能直接计算[H+]112212 混) +-+-+3、强酸与强碱的混合:(先据H + OH ==HO计算余下的H或OH，?H有余，则用2 ++--余下的H数除以溶液总体积求[H]混;OH有余，则用余下的OH数除以溶液总体积 -求[OH]混，再求其它) 四、稀释过程溶液pH值的变化规律: n1、强酸溶液:稀释10倍时，pH稀 = pH原+ n (但始终不能大于或等于7) n2、弱酸溶液:稀释10倍时，pH稀 〈 pH原+n (但始终不能大于或等于7) n3、强碱溶液:稀释10倍时，pH稀 = pH原,n (但始终不能小于或等于7) n4、弱碱溶液:稀释10倍时，pH稀 〉 pH原,n (但始终不能小于或等于7) 5、不论任何溶液，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、强碱变化得快。 五、强酸(pH1)强碱(pH2)混和计算规律 1、若等体积混合 pH1+pH2=14 则溶液显中性pH=7 pH1+pH2?15 则溶液显碱性pH=pH-0.3 2 pH1+pH2?13 则溶液显酸性pH=pH1+0.3 2、若混合后显中性 pH1+pH2=14 V酸:V碱=1:1 〔14-()〕pH1+pH2pH1+pH2?14 V酸:V碱=1:10 六、酸碱中和滴定: 1、中和滴定的原理 —++-实质:H+OH=HO 即酸能提供的H和碱能提供的OH物质的量相等。 2 2、中和滴定的操作过程, (1)仪?滴定管的刻度，O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 一位 。 (2)药品:标准液;待测液;指示剂。 (3)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) (4)试验过程 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: n,c,V c碱= n,V 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酸偏高;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:在水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H或OH结合生成弱电解质的反应。 +-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，是平衡向右移动，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，两弱都水解，同强显 中性。 ?多元弱酸根，浓度相同时正酸根比酸式酸根水解程度大，碱性更强。 (如:NaCO 23,NaHCO) 3 4、盐类水解的特点:(1)可逆(与中和反应互逆) (2)程度小 (3)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) +?酸碱: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HSO 显酸性 4 --?电离程度,水解程度，显酸性 (如: HSO 、HPO) 324 --2-?水解程度,电离程度，显碱性 (如:HCO 、HS 、HPO) 34 7、双水解反应: (1)构成盐的阴阳离子均能发生水解的反应。双水解反应相互促进，水解程度较大，有的甚至水解完全。使得平衡向右移。 3+3+2---2--2-- (2)常见的双水解反应完全的为:Fe、Al与AlO、CO(HCO)、S(HS)、SO(HSO);233332-+2--+S与NH;CO(HCO)与NH其特点是相互水解成沉淀或气体。双水解完全的离子4334 3+2-方程式配平依据是两边电荷平衡，如:2Al + 3S + 6HO == 2Al(OH)?+ 3HS? 2328、水解平衡常数 (K) h 对于强碱弱酸盐:K=Kw/Ka(Kw为该温度下水的离子积，Ka为该条件下该弱酸根形h 成的弱酸的电离平衡常数) 对于强酸弱碱盐:K=Kw/KKw为该温度下水的离子积，K为该条件下该弱碱根形成(h bb 的弱碱的电离平衡常数 ) 电离、水解方程式的书写原则 1、多元弱酸(多元弱酸盐)的电离(水解)的书写原则: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。 2、多元弱碱(多元弱碱盐)的电离(水解)书写原则:一步书写 八、溶液中微粒浓度的大小比较 ??基本原则: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，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:即水电离出的H浓度与OH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 (1)溶解度 小于 0.01g的电解质称难溶电解质。 -5+(2)反应后离子浓度降至1*10以下的反应为完全反应。如酸碱中和时[H]降至-7-510mol/L<10mol/L，故为完全反应，用“=”，常见的难溶物在水中的离子浓度均远 -5低于10mol/L，故均用“=”。 (3)难溶并非不溶，任何难溶物在水中均存在溶解平衡。 (4)掌握三种微溶物质:CaSO、Ca(OH)、AgSO 4224 (5)溶解平衡常为吸热，但Ca(OH)为放热，升温其溶解度减少。 2 (6)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 +2- 注意在沉淀后用(s)标明状态，并用“ ”。如:AgS(s) 2Ag(aq)+ S(aq) 2 3、沉淀生成的三种主要方式 (1)加沉淀剂法:K越小(即沉淀越难溶)，沉淀越完全;沉淀剂过量能使沉淀sp 更完全。 (2)调pH值除某些易水解的金属阳离子:如加MgO除去MgCl溶液中FeCl。 23 (3)氧化还原沉淀法: (4)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移动。常采用的方法有:?酸碱;?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:AgNOAgCl(白色沉淀) AgBr(淡黄色) AgI (黄色) AgS(黑色) 3 26、溶度积(K) SP 1、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。 n+m-2、表达式:AmBn(s) mA(aq)+nB(aq) n+mm-n K[c(A)] •[c(B)] SP= 3、影响因素: 外因:?浓度:加水，平衡向溶解方向移动。 ?温度:升温，多数平衡向溶解方向移动。 4、溶度积规则 Q(离子积)〉K有沉淀析出;Q K平衡状态;Q 〈K 未饱和，继续溶解 ，，，CSPC=SP CSP 第四章 电化学基础 第一节 原电池 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:?两个活泼性不同的电极? 电解质溶液? 电极用导线相连并插入电解液构成闭合回路 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:以锌铜原电池为例: ，2负极:氧化反应: Zn,2e,Zn(较活泼金属) ，正极:还原反应: 2H，2e,H?(较不活泼金属) 2 +2+总反应式:Zn+2H=Zn+H? 2 5、正、负极的判断: (1)从电极材料:一般较活泼金属为负极;或金属为负极，非金属为正极。 (2)从电子的流动方向 负极流入正极 (3)从电流方向 正极流入负极 (4)根据电解质溶液内离子的移动方向 阳离子流向正极，阴离子流向负极 (5)根据实验现象?__溶解的一极为负极__? 增重或有气泡一极为正极 第二节 化学电池 1、电池的分类:化学电池、太阳能电池、原子能电池 2、化学电池:借助于化学能直接转变为电能的装置 3、化学电池的分类:一次电池、二次电池、燃料电池 一、一次电池 1、常见一次电池:碱性锌锰电池、锌银电池、锂电池等 二、二次电池 1、二次电池: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，又叫充电电池或蓄电池。 2、电极反应:铅蓄电池 , 2-放电:负极(铅):Pb，,2e,PbSO? SO44 +, 2-，2e,PbSO?，2HO 正极(氧化铅):PbO，4H，SO2424 , +2-充电:阴极:PbSO，2HO,2e,PbO，4H， SO4224 , 2-阳极: PbSO，2e,Pb， SO44 放电 两式可以写成一个可逆反应: PbO，Pb，2HSO 2PbSO?，2HO 22442 充电 3、目前已开发出新型蓄电池:银锌电池、镉镍电池、氢镍电池、锂离子电池、聚合物锂离子电池 三、燃料电池 1、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 2、电极反应:一般燃料电池发生的电化学反应的最终产物与燃烧产物相同，可根据燃烧反应写出总的电池反应，但不注明反应的条件。，负极发生氧化反应，正极发生还原反应，不过要注意一般电解质溶液要参与电极反应。以氢氧燃料电池为例，铂为正、负极，介质分为酸性、碱性和中性。 ,+ , + 当电解质溶液呈酸性时: 负极:2H,4e=4H正极:,，4 e4H=2HO 222 ,,,当电解质溶液呈碱性时: 负极: 2H，4OH,4e,4HO 正极:,，2HO，4 e2222 , ,4OH 另一种燃料电池是用金属铂片插入KOH溶液作电极，又在两极上分别通甲烷燃料 和氧气氧化剂。 电极反应式为: 负极:CH4，10OH,,, ，7H2O; 正极:4H2O，2O2，8e ,8OH。 电池总反应式为:CH4，2O2，2KOH,K2CO3，3H2O 3、燃料电池的优点:能量转换率高、废弃物少、运行噪音低 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 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CuCl溶液的电极反应: 2 - 2+阳极: 2Cl-2e-=Cl (氧化) 阴极: Cu+2e-=Cu(还原) 2 总反应式: CuCl =Cu+Cl ? 22 7、电解本质:电解质溶液的导电过程，就是电解质溶液的电解过程 ?规律总结:电解反应离子方程式书写: 放电顺序: 阳离子放电顺序 +2+3+2+ 2+2+2+2+3+2++2++Ag>Hg>Fe>Cu>H+(指酸电离的)>Pb>Sn>Fe>Zn>Al>Mg>Na>Ca>K 阴离子的放电顺序 2--------2-2--是惰性电极时:S>I>Br>Cl>OH>NO>SO(等含氧酸根离子)>F(SO/MnO>OH) 3434是活性电极时:电极本身溶解放电 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。 电解质水溶液点解产物的规律 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 HCl 电解质 减小 增大 HCl 分解电解质 电解质电离出的阴阳CuCl2 --- CuCl2 型 离子分别在两极放电 NaCl HCl 放H2生成碱阴极:水放H生碱 2增大 电解质和水 生成新电解型 阳极:电解质阴离子放 质 电 放氧生酸型 阴极:电解质阳离子放电解质和水 生成新电解 CuSO 减小 4 电 质 氧化铜 阳极:水放O2生酸 NaOH 增大 电解水型 阴极:4H+ + 4e- == 2H2 H2SO4 减小 水 增大 水 ? Na2SO4 不变 阳极:4OH- - 4e- = O2 ?+ 2H2O 上述四种类型电解质分类: 1)电解水型:含氧酸，强碱，活泼金属含氧酸盐 ( (2)电解电解质型:无氧酸，不活泼金属的无氧酸盐(氟化物除外) (3)放氢生碱型:活泼金属的无氧酸盐 (4)放氧生酸型:不活泼金属的含氧酸盐 二、电解原理的应用 1、电解饱和食盐水以制造烧碱、氯气和氢气 (1)、电镀应用电解原理在某些金属表面镀上一薄层其他金属或合金的方法 (2)、电极、电解质溶液的选择: —n+阳极:镀层金属，失去电子，成为离子进入溶液 M— ne == M 阴极:待镀金属(镀件):溶液中的金属离子得到电子，成为金属原子，附着在金属表面 n+—M + ne == M 电解质溶液:含有镀层金属离子的溶液做电镀液 镀铜反应原理 -2+- 阳极(纯铜):Cu-2e=Cu2+，阴极(镀件):Cu+2e=Cu， 电解液:可溶性铜盐溶液，如CuSO溶液 4 (3)、电镀应用之一:铜的精炼 阳极:粗铜;阴极: 纯铜电解质溶液: 硫酸铜 3、电冶金 (1)、电冶金:使矿石中的 金属阳离子 获得电子，从它们的化合物中还原出来 用于冶炼活泼金属，如钠、镁、钙、铝 (2)、电解氯化钠: —+ 通电前，氯化钠高温下熔融:NaCl == Na + Cl +—通直流电后:阳极:2Na + 2e == 2Na —— 阴极:2Cl — 2e== Cl? 2 ?规律总结:原电池、电解池、电镀池的判断规律 (1)若无外接电源，又具备组成原电池的三个条件。?有活泼性不同的两个电极;?两极用导线互相连接成直接插入连通的电解质溶液里;?较活泼金属与电解质溶液能发生氧化还原反应(有时是与水电离产生的H+作用)，只要同时具备这三个条件即为原电池。 (2)若有外接电源，两极插入电解质溶液中，则可能是电解池或电镀池;当阴极为金属，阳极亦为金属且与电解质溶液中的金属离子属同种元素时，则为电镀池。 (3)若多个单池相互串联，又有外接电源时，则与电源相连接的装置为电解池成电镀池。若无外接电源时，先选较活泼金属电极为原电池的负极(电子输出极)，有关装置为原电池，其余为电镀池或电解池。 ? 原电池，电解池，电镀池的比较 性质 原电池 电解池 电镀池 类别 定义 将化学能转变成将电能转变成化学能应用电解原理在某些金(装置特点) 电能的装置 的装置 属表面镀上一侧层其他 金属 反应特征 自发反应 非自发反应 非自发反应 装置特征 无电源，两级材料有电源，两级材料可 有电源 不同 同可不同 形成条件 活动性不同的两两电极连接直流电源 1镀层金属接电源正极， 极 两电极插入电解质溶待镀金属接负极;2电镀 电解质溶液 液 液必须含有镀层金属的 形成闭合回路 形成闭合回路 离子 电极名称 负极:较活泼金属 阳极:与电源正极相名称同电解，但有限制条 正极:较不活泼金连 件 属(能导电非金阳极:必须是镀层金属 属) 阴极:与电源负极相阴极:镀件 连 电极反应 负极:氧化反应，阳极:氧化反应，溶 金属失去电子 液中的阴离子失去电阳极:金属电极失去电子 正极:还原反应，子，或电极金属失电 溶液中的阳离子子 阴极:电镀液中阳离子得 的电子或者氧气阴极:还原反应，溶到电子 得电子(吸氧腐液中的阳离子得到电 蚀) 子 电子流向 负极?正极 电源负极?阴极 同电解池 电源正极?阳极 溶液中带电粒阳离子向正极移阳离子向阴极移动 同电解池 子的移动 动 阴离子向阳极移动 阴离子向负极移 动 联系 在两极上都发生氧化反应和还原反应 ??原电池与电解池的极的得失电子联系图: 阳极(失) e- 正极(得) e- 负极(失) e- 阴极(得) 第四节 金属的电化学腐蚀和防护 一、金属的电化学腐蚀 电化腐蚀 化学腐蚀 条件 不纯金属或合金与电解质溶金属与非电解质直接接触 液接触 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 (1)金属腐蚀内容: (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)、电化学腐蚀的分类: 析氢腐蚀——腐蚀过程中不断有氢气放出 ?条件:潮湿空气中形成的水膜,酸性较强(水膜中溶解有CO、SO、HS等气体) 222 -2+?电极反应:负极: Fe – 2e = Fe +- 正极: 2H + 2e= H? 2 +2+ 总式:Fe + 2H = Fe+ H? 2 吸氧腐蚀——反应过程吸收氧气 ?条件:中性或弱酸性溶液 -2+--?电极反应:负极: 2Fe – 4e = 2Fe 正极: O+4e +2HO = 4OH 22 2+- 总式:2Fe + O +2HO =2 Fe(OH) 离子方程式:Fe + 2OH= Fe(OH)2222生成的 Fe(OH)被空气中的O氧化，生成 Fe(OH) ， Fe(OH) + O + 2HO == 4Fe(OH) 2232223Fe(OH)脱去一部分水就生成FeO?x HO(铁锈主要成分) 3232 规律总结: 金属腐蚀快慢的规律:在同一电解质溶液中，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 (1)、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 (2)、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。 (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。 2、改变金属结构:把金属制成防腐的合金 与电化腐蚀的比较 3、把金属与腐蚀性试剂隔开:电镀、油漆、涂油脂、表面钝化等 附: 一、电解质溶液中的守恒关系 1、电荷守恒:电解质溶液中的阴离子的负电荷总数等于阳离子的正电荷总数， 电荷守恒的重要应用是依据电荷守恒列出等式，比较或计算离子的物质的量或物质 ，,，―+的量浓度。如(1)在只含有A、M、H、OH四种离子的溶液中c(A)+c(H，-―，―+-)==c(M)+c(OH),若c(H),c(OH)，则必然有c(A),c(M)。 例如，在NaHCO溶液中，有如下关系: 3 ，，――2―C(Na)+c(H)==c(HCO)+c(OH)+2c(CO) 33 书写电荷守恒式必须?准确的判断溶液中离子的种类;?弄清离子浓度和电荷浓度的关系。 2、物料守恒:就电解质溶液而言，物料守恒是指电解质发生变化(反应或电离)前某元素的原子(或离子)的物质的量等于电解质变化后溶液中所有含该元素的原子(或离子)的物质的量之和。 实质上，物料守恒属于原子个数守恒和质量守恒。 2――在NaS溶液中存在着S的水解、HS的电离和水解、水的电离，粒子间有如下关系 2 2――，，2―c(S)+c(HS)+c(HS)==1/2c(Na) ( Na,S守恒) 2 ―2――C(HS)+2c(S)+c(H)==c(OH) (H、O原子守恒) ―在NaHS溶液中存在着HS的水解和电离及水的电离。 ―――，2―，― HS，HOHS，OH HSH，S HOH，OH 222 ―2―，从物料守恒的角度分析，有如下等式:c(HS)+C(S)+c(HS)==c(Na);从电荷守恒2 ―2――，，的角度分析，有如下等式:c(HS)+2(S)+c(OH)==c(Na)+c(H);将以上两式相加， 2――，有:c(S)+c(OH)==c(HS)+c(H) 2 得出的式子被称为质子守恒 3、质子守恒:无论溶液中结合氢离子还是失去氢离子，但氢原子总数始终为定值，也就是说结合的氢离子的量和失去氢离子的量相等。 现将此类题的解题方法作如下总结。 二、典型题――溶质单一型 1、弱酸溶液中离子浓度的大小判断 解此类题的关键是紧抓弱酸的电离平衡 ,点击试题,0.1mol/L 的HS溶液中所存在离子的浓度由大到小的排列顺序是2 _________________ ，，2―――解析:在HS溶液中有下列平衡:HSH+HS,HSH+S 。已知多元弱酸的22 ，电离以第一步为主～第二步电离较第一步弱得多～但两步电离都产生H～因此 答案 八年级地理上册填图题岩土工程勘察试题省略号的作用及举例应急救援安全知识车间5s试题及答案 ，2―――应为:c(H)>c(HS)>c(S)>c(OH) 弱酸溶液中离子浓度大小的一般关系是:C(显性离子) > C(一级电离离子) > C(二级电离离子) > C(水电离出的另一离子) 同样的思考方式可以解决弱碱溶液的问题 2、弱碱溶液 ,点击试题,室温下，0.1mol/L的氨水溶液中，下列关系式中不正确的是 -+A. c(OH),c(H) +B.c(NH?HO)+c(NH)=0.1mol/L 324 -++C.c(NH),c(NH?HO),c(OH),c(H) 432 -++D.c(OH)=c(NH)+c(H) 4 下面我们以弱酸强碱盐为例，来介绍一下能发生水解的盐溶液中离子浓度大小比较 的解题方法 3、能发生水解的盐溶液中离子浓度大小比较---弱酸强碱型 解此类题型的关键是抓住盐溶液中水解的离子 在CHCOONa 溶液中各离子的浓度由大到小排列顺序正确的是( ) 3 ，――，A、 c(Na)>c(CHCOO)>c(OH)>c(H) 3 ―，―，B、 c(CHCOO)>c(Na)>c(OH)>c(H) 3 ，―，―C、 c(Na)>c(CHCOO)>c(H)>c(OH) 3 ，――，D、 c(Na)>c(OH)>c(CHCOO)>c(H) 3 ，――解析:在CHCOONa溶液中: CHCOONaNa+CHCOO ～CHCOO+HO 33332 ――，―CHCOOH+OH ,而使c(CHCOO)降低且溶液呈现碱性～则c(Na)>c(CHCOO)～333 ―，――c(OH)>c(H)～又因一般盐的水解程度较小～则c(CHCOO)>c(OH),因此A选项正3确。 一元弱酸盐溶液中离子浓度的一般关系是:C(不水解离子) > C(水解离子)>C(显性 离子)>C(水电离出的另外一种离子) ,点击试题,在NaCO溶液中各离子的浓度由小到大的排列顺序是______ 23 ，―2―2―――解析:在NaCO溶液中～NaCO==2Na+CO ～CO+HOHCO+OH ～HCO232333233 ――，2―2―+HOHCO+OH 。CO水解使溶液呈现碱性～则C(OH)>C(H)～由于CO少部分22333 ―2――――水解～则C(CO)>C(HCO)～HCO又发生第二步水解～则C(OH)>C(HCO)～第二步3333 ―，――水解较第一步水解弱得多～则C(HCO)与C(OH)相关不大～但C(H)比C(OH)小得3 ，，―――2―多～因此C(HCO) > C(H)。此题的答案为:C(H) C(水解离子)>C(显性离子)>C(二级水解离子)>C(水电离出的另一离子) ,随堂练习,在NaS溶液中下列关系不正确的是 2 +,2,A, c(Na) =2c(HS) +2c(S) +c(HS) 2 ++,,2,B, B,c(Na) +c(H)=c(OH)+c(HS)+2c(S) +2,,,C,c(Na),c(S),c(OH),c(HS) ,,+D,c(OH)=c(HS)+c(H)+c(HS) 2 ,点击试题,判断0.1mol/L 的NaHCO溶液中离子浓度的大小关系 3 ，―，―――2――解析:因NaHCO==Na+HCO～HCO+HOHCO+OH～HCO+CO 。HCO的H333223333 ―2―水解程度大于电离程度～因此溶液呈碱性～且C(OH) > C(CO)。由于少部分水解3 ，―，―2―和电离～则C(Na)>C(HCO)>C(OH)>C(H) > C(CO)。 33 二元弱酸的酸式盐溶液中离子浓度大小的一般关系是:C(不水解离子)>C(水解离子)>C(显性离子)>C(水电离出的另一离子)>C(电离得到的酸根离子) ,随堂练习,草酸是二元弱酸，草酸氢钾溶液呈酸性，在0.1mol/LKHCO溶液中，24下列关系正确的是,CD, ++--2-A,c(K)+c(H)=c(HCO)+c(OH)+ c(CO) 2424 -2-B,c(HCO)+ c(CO)=0.1mol/L 2424 2-C,c(CO),c(HCO) 24224 +-2-D,c(K)= c(HCO)+ c(HCO)+ c(CO) 2242424 ,过,下面再让我们利用上述规律来解决一下强酸弱碱盐的问题 ,点击试题,在氯化铵溶液中，下列关系正确的是( ) -+--+-++A.c(Cl),c(NH),c(H),c(OH) B.c(NH),c(Cl),c(H),c(OH) 44 -+--+-++C.c(NH),c(Cl),c(H),c(OH) D.c(Cl),c(NH),c(H),c(OH) 44 三、典型题----两种电解质溶液相混合型的离子浓度的判断 解此类题的关键是抓住两溶液混合后生成的盐的水解情况以及混合时弱电解质有无剩余，若有剩余，则应讨论弱电解质的电离。下面以一元酸、一元碱和一元酸的盐为例进行分析。 1、强酸与弱碱混合 ,点击试题,PH=13的NH?HO和PH=1的盐酸等体积混合后所得溶液中各离子浓度32 由大到小的排列顺序是____________ ，―解析:PH==1的HCl～C(H)==0.1 mol/L ～PH=13的NH〃HO～C(OH)== 0.1 mol/L ～32 则NH 〃HO 的浓度远大于0.1 mol/L ～因此～两溶液混合时生成NHCl为强酸弱碱324盐～氨水过量～且C(NH 〃HO)>C(NHCl)～则溶液的酸碱性应由氨水决定。即NH〃HO32432 ，的电离大于NH的水解～所以溶液中的离子浓度由大到小的顺序为:C(NH44，，――)>C(Cl)>C(OH)>C(H)。 需要我们注意的是，强酸弱碱盐溶液中加入一定量的弱碱，解题方法与此题相同。 2、强碱与弱酸混合 ,点击试题,PH=X的NaOH溶液与PH=Y的CHCOOH溶液，已知X+Y=14，且Y<3。将3 上述两溶液等体积混合后，所得溶液中各离子浓度由大到小的顺序正确的是( ) ，――，A、 C(Na)>C(CHCOO)>C(OH)>C(H) 3 ―，，―B、 C(CHCOO)>C(Na)>C(H)>C(OH) 3 ―，―，C、 C(CHCOO)>C(Na)>C(OH)>C(H) 3 ，―，―D、 C(Na)>C(CHCOO)>C(H)>C(OH) 3 -(14-X)―解析:同上～PH==X的NaOH溶液中～C(OH)==10 mol/L～PH==Y的CHCOOH 溶液3 ，-Y―中～C(H)==10 mol/L～因为X+Y==14～NaOH溶液中C(OH)等于CHCOOH溶液中C(H3，-Y )。因此C(CHCOOH)远大于10mol/L～CHCOOH过量～因此选项B正确。 33 上述两题的特点是PH+PH==14，且等体积混合。其溶液中各离子浓度的关系的特点12 是 C(弱电解质的离子)>C(强电解质的离子)>C(显性离子) > C (水电离出的另一离子) 3、强碱弱酸盐与强酸混合和强酸弱碱盐与强碱混合 ,点击试题,0.2 mol/L的CHCOOK与0.1 mol/L的盐酸等体积混合后，溶液中下列3 粒子的物质的量关系正确的是( ) ――，A、 C(CHCOO)==C(Cl)==C(H)>C(CHCOOH) 33 ――，B、 C(CHCOO)==C(Cl)>C(CHCOOH)>C(H) 33 ――，C、 C(CHCOO)>C(Cl)>C(H)>C(CHCOOH) 33 ――，D、 C(CHCOO)>C(Cl)>C(CHCOOH)>C(H) 33 解析:两溶液混合后CHCOOK+HCl KCl+CHCOOH～又知CHCOOK过量～反应后溶333 ―液中CHCOOK、CHCOOH和KCl物质的量相等。由于CHCOOH的电离和CHCOO的水解3333 ，――程度均很小～且CHCOOH的电离占主导地位～因此～C(CHCOO)>C(H)>C(OH)。又33 ―知C(Cl)==0.05 mol/L～C(CHCOOH)<0.05 mol/L。因此～选项中D是正确的。 3 4、酸碱中和型 (1) 恰好中和型 -1 ,点击试题,在10ml 0.1mol?LNaOH溶液中加入同体积、同浓度HAc 溶液，反应后溶液中各微粒的浓度关系错误的是( )。 +-+-+--+A((Na),(Ac),(H),(OH) B((Na),(Ac),(OH),(H) cccccccc +-++--C(c(Na),c(Ac)，c(HAC) D(c(Na)，c(H),c(Ac)，c(OH) -3解析:由于混合的NaOH与HAc物质的量都为1×10mol～两者恰好反应生成NaAc～ --等同于单一溶质～故与题型?方法相同。由于少量Ac发生水解:Ac + HOHAc+ 2-。+--+OH故有c(Na),c(Ac),c(OH),c(H)～根据物料守恒C正确～根据电荷守恒D正确～A错误。故该题选项为A。 (2) pH等于7型 ,点击试题,常温下，将甲酸和氢氧化钠溶液混合，所得溶液pH,7，则此溶液中( )。 -+-+A(c(HCOO),c(Na) B(c(HCOO),c(Na) -+-+C(c(HCOO),c(Na) D(无法确定c(HCOO)与c(Na)的关系 解析:本题绝不能理解为恰好反应～因完全反应生成甲酸钠为强碱弱酸盐～溶液呈 ++-碱性～而现在Ph=7～故酸略为过量。根据溶液中电荷守恒:c(Na)+ c(H)= c(HCOO) -+-+-，c(OH) 因pH=7～故c(H)= c(OH)～所以有c(Na)= c(HCOO)～答案为C。 (3) 反应过量型 ,点击试题,常温下将稀NaOH溶液与稀CHCOOH溶液混合，不可能出现的结果是 3 —++—A(pH,7，且 c(OH) , c(Na) , c(H) , c(CHCOO) 3 ++——B(pH,7，且 c(Na) + c(H) = c(CHCOO) + c(OH) 3 —++—C(pH,7，且c(CHCOO) , c(H) ,c(Na), c(OH) 3 —++—D(pH,7，且c(CHCOO) , c(Na) ,c(H) = c(OH) 3 ,随堂练习,1、将标准状况下的2.24LCO通入150ml1mol/LnaOH溶液中，2 下列说法正确的是,A, -2-A,c(HCO)略大于c(CO) 33 -2- B,c(HCO)等于c(CO) 33 +2--C,c(Na)等于c(CO)与c(HCO)之和 33 -2-D,c(HCO)略小于c(CO) 33 ,12、向0.1mol?LNaOH溶液中通入过量CO后，溶液中存在的主要离子是, , 2 ，，2,, A Na、CO B Na、HCO 33 ，,,2,C HCO、CO D Na、OH 33 四、守恒问题在电解质溶液中的应用 解此类题的关键是抓住溶液呈中性(即阴阳离子所带电荷总数相等)及变化前后原子 的个数守恒两大特点。若题中所给选项为阴阳离子的浓度关系，则应考虑电荷守恒， 若所给选项等式关系中包含了弱电解质的分子浓度在内，则应考虑物料守恒。 ,点击试题,表示0.1 mol/L NaHCO溶液中有关粒子浓度的关系正确的是( ) 3 ，―2―，― A、C(Na)>C(HCO)>C(CO)>C(H)>C(OH) 33 ，，――2― B、C(Na)+C(H)==C(HCO)+C(CO)+C(OH) 33 ，，――2― C、C(Na)+C(H)==C(HCO)+2C(CO)+C(OH) 33 ，―2― D、C(Na)==C(HCO)+C(CO)+C(HCO) 3323 ―，解析:A、NaHCO溶液因为水解大于电离而呈碱性～因此C(OH)>C(H)。 3 2―B、应考虑电荷守恒～C(CO)前应乘以2,C、电荷守恒符合题意,D、含弱电解质分3 ，――子应考虑物料守恒～在NaHCO溶液中存在下列关系:NaHCO==Na+HCO ,HCOH3333 ，2―――，―2―+CO ,HCO+HO HCO+OH 则C(Na)==C(HCO)+C(CO)+C(HCO)符合题332233323 意。故选CD 1、两种物质混合不反应: ,点击试题,用物质的量都是0.1 mol的CHCOOH和CHCOONa配制成1L混合溶液，33 -+已知其中C(CHCOO),C(Na)，对该混合溶液的下列判断正确的是( ) 3 +-- A.C(H),C(OH) B.C(CHCOOH)，C(CHCOO),0.2 mol/L 33 --- C.C(CHCOOH),C(CHCOO) D.C(CHCOO)，C(OH),0.2 mol/L 333 ,板书,2、两种物质恰好完全反应 -1,点击试题,在10ml 0.1mol?LNaOH溶液中加入同体积、同浓度HAc溶液，反应后溶液中各微粒的浓度关系错误的是( )。 +-+-A(c(Na),c(Ac),c(H),c(OH) +--+B(c(Na),c(Ac),c(OH),c(H) +-C(c(Na),c(Ac)，c(HAC) ++--D(c(Na)，c(H),c(Ac)，c(OH) 3、两种物质反应，其中一种有剩余: (1)酸与碱反应型 关注所给物质的量是物质的量浓度还是pH。 在审题时，要关注所给物质的量是“物质的量浓度”还是“pH”，否则会很容易判断错误。(解答此类题目时应抓住两溶液混合后剩余的弱酸或弱碱的电离程度和生成盐的水解程度的相对大小。) -1-1,点击试题,把0.02 mol?L HAc溶液与0.01 mol?LNaOH溶液等体积混合，则混合液中微粒浓度关系正确的是( ) -+- A、c(Ac),c(Na) B、c(HAc),c(Ac) +---1 C、2c(H),c(Ac)-c(HAc) D、c(HAc)+c(Ac),0.01 mol?L(2)盐与碱(酸)反应型 ,讲,解答此类题目时应抓住两溶液混合后生成的弱酸或弱碱的电离程度和剩余盐的水解程度的相对大小。 -1-1将0.1mol?L 醋酸钠溶液20mL与0.1mol?L盐酸10mL混合后，溶液显酸性，则溶液中有关粒子浓度关系正确的是( )。 --+A((CHCOO),(Cl),(H),(CHCOOH) cccc33 --+B(c(CHCOO),c(Cl)，c(CHCOOH),c(H) 33 --+C(c(CHCOO),c(Cl),c(H),c(CHCOOH) 33 ++---D(c(Na)，c(H),c(CHCOO)，c(Cl)，c(OH) 3 4、不同物质同种离子浓度比较型: +,点击试题,物质的量浓度相同的下列溶液中，NH浓度最大的是( )。 4 A(NHCl B(NHHSO C(NHCOONH D(NHHCO 4443443 + ++解析:NH在溶液中存在下列平衡:NH + HO NH〃HO + HB中NHHSO电离4423244 +-++出大量H～使平衡向左移动～故B中c(NH)大于A中的c(NH)～C项的CHCOO和D443 -++项的HCO水解均呈碱性～使平衡向右移动～故C、D中c(NH)小于A中c(NH)～正344确答案为B。