1、 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（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 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)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 铵盐溶解等注： 需要加热的反应，不
2、一定是吸热反应；不需要加热的反应，不一定是放热反应 通过反应是放热还是吸热，可用来比较反应物和生成物的相对稳定性。如 C（石墨，s） C（金刚石，s） H 3= +1.9kJ/mol，该反应为吸热反应，金刚石的能量高，石墨比金属石稳定。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
3、，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。（H2（3）测 NaAc溶液的 pH值： 常温下，PH7（4）测 pH= a的 HAc稀释 100倍后所得溶液 pHH3PO4HFCH3COOHH2CO3H2SHClO（三）水的电离和溶液的酸碱性1、水电离平衡：: 水的离子积：K W = cH+cOH- 25时, H +=OH- =10-7 mol/L ; KW = H+OH- = 1*10-14 注意：K
4、W只与温度有关，温度一定，则 KW值一定KW不仅适用于纯水，适用于任何溶液（酸、碱、盐）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：酸、碱 ：抑制水的电离 K W1*10 -14温度：促进水的电离（水的电离是 吸 热的）易水解的盐：促进水的电离 K W 1*10 -14（四）溶液的酸碱性和 pH（1）pH=-lgcH+（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 3.14.4（橙色） 石蕊 5.08.0（紫色） 酚酞 8.210.0（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
5、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（五）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 +1V1+H+2V2）/（V 1+V2）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 -1V1+OH-2V2）/（V 1+V2） (注意 :不能直接计算H+混)3、强酸与强碱的混合：（先据 H+ + OH- =H2O计算余下的 H+或 OH-，H +有余，则用余下的 H+数除以溶液总体积求H +混；OH -有余，则用余下的
6、 OH-数除以溶液总体积求OH -混，再求其它）4、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=7pH1+pH215 则溶液显碱性 pH=pH2-0.3pH1+pH213 则溶液显酸性 pH=pH1+0.32.若混合后显中性pH1+pH2=14 V酸：V 碱=1：1pH1+pH214 V 酸：V 碱=1：10 14-（pH1+pH2） （六）稀释过程溶液 pH值的变化规律：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、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、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 76、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。（七）酸碱中和滴定：1、中和滴定的原理实质：H +OH=H2O 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：（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
8、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：c碱= 碱碱 酸酸酸 Vn上述公式在求算浓度时
9、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。（八）盐类的水解（只有可溶于水的盐才水解）1、盐类水解：在水
10、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:Na 2CO3 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）
11、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 HSO4- 显 酸 性 电离程度水解程度，显 酸 性 （如: HSO 3- 、H 2PO4-） 水解程度电离程度，显 碱 性 （如：HCO 3- 、HS - 、HPO 42-）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。（2）常见的双水解反应完全的为：Fe 3+、Al 3+与 AlO2-、CO 32-(HCO3-)、S 2-(HS-)、SO 32-(HSO3-)
12、；S 2-与 NH4+；CO 32-(HCO3-)与 NH4+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：2Al 3+ + 3S2- + 6H2O = 2Al(OH)3+ 3H 2S8、盐类水解的应用：水解的应用 实例 原理1、净水 明矾净水 Al3+3H2O Al(OH)3(胶体)+3H + 2、去油污 用热碱水冼油污物品 CO32-+H2O HCO3-+OH- 配制 FeCl3溶液时常加入少量盐酸Fe3+3H2O Fe(OH)3+3H+ 3、药品的保存配制 Na2CO3溶液时常加入少量 NaOHCO32-+H2O HCO3-+OH- 4、制备无水盐由 M
13、gCl26H2O制无水MgCl2 在 HCl气流中加热若不然，则：MgCl26H2O Mg(OH)2+2HCl+4H2OMg(OH)2 MgO+H2O5、泡沫灭火器用 Al2(SO4)3与 NaHCO3溶液混合Al3+3HCO3-=Al(OH)3+3CO 2 6、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+H2O NH3H2O+H+ c(Cl-)c(NH4+)c(H+)c(OH)- 9、水解平衡常数 （K h）对于强碱弱酸盐：K h =Kw/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：K h =Kw/Kb（ Kw为
14、该温度下水的离子积，K b为该条件下该弱碱根形成的弱碱的电离平衡常数 ）（九）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 （十）溶液中微粒浓度的大小比较1.多元弱酸、多元弱酸盐溶液如 H2S溶液： c(H +)c(HS )c(S2一 )c(OH 一 )。如 Na2CO3溶液：c(Na +)c(CO32 )c(OH ) c(HCO3 )(H+)。2混合溶液：混合溶液中离子浓度的比较，要注意能发生反应的先反应再比较，同时要注意混合后溶液
15、体积的变化，一般情况下，混合溶液的体积等于各溶液体积之和。在此，常用到以下两组混合液：NH 4C1 NH 3.H2O(1：1)；CH 3COOHCH 3COONa(1：1)。一般均按电离程度大于水解程度考虑。即NH 4C1 NH 3.H2O(1：1 )中，c(NH 4+)c(Cl 一 ) c(OH 一 ) c(H+)；CH 3COOHCH 3COONa(1：1)中：c(CH 3COO 一 )c(Na+) c(H+)c(OH 一 )基本原则：抓住溶液中微粒浓度必须满足的三种守恒关系：掌握三个守恒关系:(1)电荷守恒：电解质溶液中，不论存在多少种离子，溶液总是呈电中性，即阴离子所带负电荷总数一定等
16、于 阳离子所带正电荷总数。如在 Na2CO3溶液中有 c(Na+)+c(H+)=c(HCO3 )+2c(CO32 )+c(OH )。(2)物料守恒：电解质溶液中，由于某些离子水解或电离，使离子种类增多，但某些主要原子的总数是守恒的。如在 Na2 CO3溶液中有 c(Na+)=2c(CO32 )+2c(HCO3 )+2c(H2CO3)。(3)质子守恒：任何溶液中，最后溶液中仅由水电离出的 H+与 OH 守恒，即由水电离产生的c(H+)=c(OH )。在电解质溶液中，由于某些离子发生水解，结合了水电离的 H+或 OH ，使溶液中 c(H+)c(OH )，但由水电离出的 H+与 OH 守恒。如在 N
17、a2CO3溶液中有 c(OH )=c(H+)+c(HCO3 )+2c(H2CO3)，也可由电荷守恒式和物料守恒式叠加得出。（十一）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。（2）反应后离子浓度降至 1*10-5以下的反应为完全反应。如酸碱中和时H +降至 10-7mol/LHg2+Fe3+Cu2+H+(指酸电离的)Pb 2+Sn2+Fe2+Zn2+Al3+Mg2+Na+Ca2+K+阴离子的放电顺序 是惰性电极时：S 2-I-Br-Cl-OH-NO3-SO42-(等含氧酸根离子)F -(SO32-/MnO4-OH-)是活性电极
18、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 增大 HCl 分解电解质型电解质电离出的阴阳离子分别在两极放电CuCl2电解质 减小 - CuCl2放 H2生成碱型阴极：水放 H2生碱阳极：电解质阴离子放电NaCl电解质和水 生成新电解质增大HCl放氧生酸型阴极：电解质阳离子放电阳极：水放 O2生酸CuSO4电解质和
19、水生成新电解质减小 氧化铜NaOH 增大H2SO4 减小电解水型阴极：4H+ + 4e- = 2H2 阳极：4OH- - 4e- = O2+ 2H2ONa2SO4水增大不变水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：阳极：镀层金属，失去电子，成为离子进入溶液 M ne
20、= M n+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M n+ + 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阳极(纯铜)：Cu-2e -=Cu2+，阴极(镀件)：Cu 2+2e-=Cu，电解液：可溶性铜盐溶液，如 CuSO4溶液 （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 +
21、+ 2e = 2Na阴极：2Cl 2e = Cl2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
22、（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 类别 原电池 电解池 电镀池定义（装置特点）将化学能转变成电能的装置将电能转变成化学能的装置应用电解原理在某些金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，两级材料可同 有电源不同 可不同形成条件 活动性不同的两极电解质溶液形成闭合回路两电极连接直流电源两电极插入电解质溶液形成闭合回路1镀层金属接电源正极，待镀金属接负极；2 电镀液必须含有镀层金属的离子电极名称 负极：较活泼金属正极：较不活泼金属（能导电非金属）阳极：与电源正极相连阴极：与电源负
23、极相连名称同电解，但有限制条件阳极：必须是镀层金属阴极：镀件电极反应 负极：氧化反应，金属失去电子正极：还原反应，溶液中的阳离子的电子或者氧气得电子（吸氧腐蚀）阳极：氧化反应，溶液中的阴离子失去电子，或电极金属失电子阴极：还原反应，溶液中的阳离子得到电子阳极：金属电极失去电子阴极：电镀液中阳离子得到电子电子流向 负极正极 电源负极阴极电源正极阳极同电解池溶液中带电粒子的移动阳离子向正极移动阴离子向负极移动阳离子向阴极移动阴离子向阳极移动同电解池联系 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
24、电化学腐蚀和防护（一）金属的电化学腐蚀（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）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学腐蚀（吸氧腐蚀） 化学腐蚀条件 不纯金属或合金与电解质溶液接触构成微小原电池 金属跟接触物质（多为非电解质）直接反应特别提醒：1金属腐蚀的快慢：在相同的电解质溶液中，金属腐蚀的快慢一般为：电解池的阳极原电池负极化学腐蚀电解池阴极、原电池正极。（4） 、电
25、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 CO2、SO 2、H 2S等气体）电极反应：负极: Fe 2e - = Fe2+正极: 2H + + 2e- = H2 总式：Fe + 2H + = 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: 2Fe 4e - = 2Fe2+正极: O 2+4e- +2H2O = 4OH-总式：2Fe + O 2 +2H2O =2 Fe(OH)2离子方程式：Fe 2+ + 2OH- = Fe(OH)2生成的 Fe(OH) 2被空气中的 O2氧化，生成 Fe(OH) 3 ，
26、 Fe(OH) 2 + O2 + 2H2O = 4Fe(OH)3Fe(OH)3脱去一部分水就生成 Fe2O3x H2O（铁锈主要成分）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（5）电化学计算的基本方法1根据电子守恒法计算：用于串联电路、阴阳两极产物、正负两极产物、相同电量等类型的计算，其依据是电路上转移的电子数相等。2根据总反应式计算：先写出电极反应式，再写出总反应式，最后根据总反应式列出比例现象
27、 有微弱电流产生 无电流产生结果 活泼金属被腐蚀较不活泼金属得到保护 各种金属都有可能被腐蚀实例 负极： Fe2e =Fe2+正极： O 2+2H2O+4e =4OH 2Fe+3Cl2=2FeCl3（某些工厂）本质 金属原子失去电子被氧化而损耗联系 两种腐蚀同时发生，但电化腐蚀较化学腐蚀普遍，钢铁以吸氧腐蚀常见金属的防护改变金属内部结构，如制成不锈钢；在金属表面覆盖保护层，如电镀、涂油、喷漆、搪瓷、镀氧化膜（致密） ，目的使金属制品与周围物质隔开；电化学保护法（被保护金属作为原电池的正极或电解池的阴极）式计算。（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。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
