原理每周知識點回顧

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一、原電池、電解池的比較

原電池電解池

化學原理自發進行的氧化還原反應（一般性）非自發進行的氧化還原反應

本質化學能轉化為電能

裝置判斷有外接電源

負極：還原性較強的電極或電子流出

陽極：與直流電源正極相連的電極

電極判斷的電極

陰極：________________________

正極：________________

負極：負極材料本身或還原劑失去電陽極：發生氧化反應，即陽極金屬或

電極上發子，發生氧化反應溶液中的陰離子失去電子的反應

生的反應正極：________________________陰極：________________________

電解池陽極f電源正極

電子流向負極一外電路一正極

電流方向正極一外電路一負極

電源正極f電解池陽極

離子流向陽離子f正極陰離子一_______陽離子f陰極陰離子一________

二、幾個應該掌握的方程式

電解池中：（以惰性材料作電極）通電

①CuSCh溶液：2CUSO4+2H^===

②NaCl溶液：2NaCl+2H2O====

③AgNCh溶液：4AgN%星氏0====

④CuCL溶液：CuCL=通看Cu+CLt

⑤Na2sCh溶液：2H2。=====2氏t+O2t（電解NaOH溶液和稀H2SO4同樣）

原電池中:

?CH4+O2——OH

負：CH4+10OH-==正：2O2+4H2O+8e==8OH-

2

總：CH4+2O2+2OH==CO3+3H2O

1

②CH4+O2——H+

負：CH4+2H2O====正：2O2+8H++8e==4%0

總：CH4+2O2===CO2+2H2O

③CH3OH+O2——OH

負：CH3OH+8OH===正：O2+2H2O+4e==4OH

2

總：CH3OH+O2+2OH==CO3+3H2O

④CH3OH+O2——H+

+

負：CH3OH+H2O====正：O2+4H+4e==2H2O

總：2CH3OH+3O2==2CO2+4H2O

三、△!!的計算方法及正負判斷

①△!!=的鍵能一的鍵能②蓋斯定律的運用

③當T升高，平衡常數K增大時，AH—O

當T升高，平衡常數K減小時，△1!_()

四'幾個細節

1

1.關于工業合成氨的反應N2(g)+3H2(g)12NH￡g)AH=-92.4kJ?mol-

既要提高NH3的產率，又要加快化學反應速率，可采取的辦法有：①減壓②加壓③

升溫④降溫⑤及時從平衡混合物中分離出N%⑥補充N2或H2⑦加催化劑⑧減

小N2或H2的量，其中可行的是關于上述反應，平衡后下列說法正確的是()

A.恒T恒容，充入N2,變大

B.恒T恒容，按原比例充入N2和H2,a*與均變大

C.恒T恒容，充入He,速率不變，平衡不移動

D.恒T恒壓，充入He,速率變小，平衡左移

E.恒T恒容時，氣體的密度不變時則該反應已達平衡

F.恒T恒容時，氣體的壓強不變時則該反應已達平衡

G.恒T恒容時，氣體的平衡摩爾質量不變時該反應已達平衡

H.當VH2=3VN2時，該反應已達平衡

I.當V正(H2)=3v迪(N2)時，該反應已達平衡

++

2.NaHCO3溶液中各離子濃度大小關系：c(Na)>c(HCO3)>c(OH)>c(H)

該溶液中的電荷守恒關系為：___________________________________

該溶液中的物料守恒關系為：___________________________________

2

該溶液中的質子守恒關系為：C(H2CO3)+C(H+)=C(CO3*)+C(OIT)

該溶液顯堿性的原因：HCO3-IH++CO32-HCO3+H2O^H2CO3+OH

因為所以故溶液顯堿性

3.同濃度的Na2cCh、NaHCOa、CH3coONa三種溶液的pH大小關系為：Na2cCh

>>___________

4.同pH的Na2cO3NaHCOjCH3coONa三種溶液的濃度大小關系為：

C(CH3COONa)>>

△KI=_

N2(g)+3H2(g)一2N%(g)Hi

工N2(g)+：H2(g)^^NH3(g)

△H2K=_

222

((△H

2NH3(g)—N2g)+3H2g)3K3=_

上述三個方程式中△!!之間的關系為：△HI=24H2；AHI=-AH3

2

上述三個方程式中△!<之間的關系為：K!=K2；KI?K3=l

7.常溫下：

a.等C等V的HC1和NH3比2?；焓?溶液顯,離子濃度大小關系為[C1-]>[NH4+]

>[H+]>[OH]

b.pH=2的HC1和pH=12的NH3?H2O等體積混合，溶液顯離子濃度大小關

系：[NH力>

c.一定濃度的HC1和一定濃度的NH3?H2O等體積混合，要使溶液顯中性，則混合

液中[NH4+]=[C1],混合前C(HC1)C(NH3?H2O)

d.0.2mol?L”的NH3?H2O與O.lmol?L“HC1等體積混合，則混合溶液顯堿性，混

合液中的物料守恒關系為C(NH3?H2O)+=

注：與上述情況類似的是CH3COOH和NaOH混合。

五,電解原理的應用

1.氯堿工業(電解飽和食鹽水制取C12、%和燒堿):

2.銅的電解精煉(粗銅中含有Zn、Fe、Ni、Au、Ag等雜質)

陽極(用粗銅)：_______________________________

陽極泥：金、銀、鉗等金屬雜質，

陰極(用純銅)：_______________________________

電解質溶液用CuSO4或CuCL溶液。長時間電解后，電解質溶液必須補充。

3.電鍍

3

陰極：陽極：電解質溶液(作為電

鍍液)：含鍍層金屬離子的可溶性鹽溶液。電鍍時，理論上電解質溶液的濃度保持不變。

4.電解法冶煉滔潑金屬

(1)冶煉鈉：2ZaCl(熔砒+t;

(2)冶煉鎂：MgCH2(熔融)=^^=IVIg+Cl2t:

(3)冶煉鋁：2AI2O3=^^==4Al-4-3O2t；

5.電解原速防■護金屬鹿蝕

將被防護的金屬與直通電源的我極相逢。

六、鐵的電化學腐蝕

吸氧腐蝕析氫腐蝕

條件水膜呈中性或_弱酸性水膜呈酸性

正極反應+

4H+4e-—*2H2t

負極反應

總反應+2+

Fe+2H===Fe+H2t

七.金屬的電化學防護：

⑴犧牲陽極的陰極保護法：

保護鐵，鐵作極，鋅作極。

(2)外加電流的陰極保護法：

外加直流電源，使被保護金屬與電源的極相連。

【特別提醒】(1)負極本身不一定都參加反應,如燃料電池中，

作為負極的材料本身并不參加反應。

(2)不注意電解質溶液的成分，容易誤導電極反應式，如A1負板，

在酸性溶液中生成AF+,在堿性溶液中生成[A1(OH)4]-。

(3)電子從負極經夕卜電路流向正極，但電子不能通過電解液，是

通過陰陽離子的移動形成閉合電路。

(4)用總電極反應減去一極的電極反應時，須在兩式電子轉移數

相等的前提下迸行。

八、解答化學平衡問題需注意的問題

4

(1)分析化學平衡移動的一般思路。

速率不變(女口容積不變

時充入不參與反應的氣體)

改變程度相［司「I使用催化劑卜

w(lE)=氣體體積不變的

速反應改變壓強

率一

改d濃度變面］D(正)＞。(逆)

變改變程度不同

T壓強變化；-平衡正向移動

口(正)#逆)

4溫度變化P鬻。(正)v

平衡逆向移動

(2)化學平衡問題中的“三不混同”。

①不要將平衡的移動和速率的變化混同起來。如化學反應速率改變，平衡不一定發生

移動，但平衡發生移動，化學反應速率一定改變；不能認為平衡正向移動一定是v(正)加快,

v(逆)減慢等。

②不要將平衡的移動和濃度的變化混同起來。如不能認為平衡正向移動時，反應物濃

度一定減少，生成物濃度一定增加等。

③不要將平衡的移動和反應物的轉化率混同起來。不能認為平衡正向移動時，反應物

的轉化率一定提高。

九、化學反應速率

1.牢記1個表達式：等。

2.掌握1條規律：對于可逆反應/nA(g)+nB(g)〃C(g),

v(A)：v(B)：v(C)=An(A)：An(B)：An(C)=Ac(A)：Ac(B)：Ac(C)

=m:n:〃。

3.理解影響化學反應速率的5個因素：增大反應物濃度、增大

氣體反應物壓強、升高溫度、使用催化劑、增大反應物表面積，化

學反應速率均增大。

4.熟記1個圖像:

E。一活化能

E'。一逆反應活化能

5

&H=Ea—E'a=Ea'c-E'a-c

十,有關化學反應速率的易錯點

（1）化學反應速率是某一段時間內的平均速率，而不是瞬時速率。

（2）進行化學反應速率的相關計算時，錯誤地用某物質的物質的量代替物質的量濃度計

算，速率大小比較時易忽視各物質的速率的單位是否一致，單位書寫是否正確。

（3）錯誤地認為純固體和純液體不會改變化學反應速率，實際上不能用純固體和純液體

物質的變化表示化學反應速率，但若將固體的顆粒變?。ㄔ龃蠊腆w的接觸面積）則化學反應

速率會加快。

（4）錯誤地認為只要增大壓強，化學反應速率一定增大；實際上反應在密閉固定容積的

容器中進行，若充入氮氣（或不參與反應的氣體），壓強增大，但參與反應的各物質的濃度

不變，反應速率不變；若反應在密閉容積可變的容器中進行，充入氮氣（或不參與反應的氣

體）而保持壓強不變，相當于壓強減小，反應速率減小。

（5）不能正確區分外界條件對可逆反應的正、逆反應速率的影響趨勢。如對V0的

反應升高溫度，平衡逆向移動，正、逆反應速率都增大，并不是只增大逆反應速率，只是

逆反應速率增大的程度大于正反應速率；工業合成氨中，移出部分氨氣（平衡右移），正逆

反應速率都減小，并不是增大了正反應速率。

十一、等效平衡的解決思路（平衡時各物質的百分含量相同）

①恒溫恒容下

a.反應前后，氣體的化學計量數不同（即△vWO）,“極值轉化”后數值相同即為等效

如Ni(g)+3H2(g)2NH3(g)

起始I/mol130

起始II/molabc

等效條件：a+0.5c=l(b+L5c)=3

b.反應前后，氣體的化學計量數相同（即Av=0）,“極值轉化”后數值相同即為等效

同①的起始I和起始II,其等效條件：（a+0.5c）/（b+L5c）=l:3

②恒溫恒壓下，△vNO和Av=（）都是比值相同即為等效。

2.常見的平衡圖像

以反應znA（g）+〃B（g）=#?C（g）+qD（g）,m+">p+q且A">0為例

（1）0”圖像

i?（IE）[巴氏"（正）=W逆）

VJE）=^（逆）1

----逆）

增大c（A）’升高溫度'

足學&正）="（逆）?,+%'（正逆）

!--------------6

逆）

增大壓強加催化劑

。是在6的Q上加AJE假的

十三、

(1)注意區分溶液組成和性質的關系

酸性溶液不一定是酸溶液，堿性溶液不一定是堿溶液。

(2)溫度相同、pH相同的溶液對水的電離程度影響并不一定相同。如pH=3的鹽酸和

NH4C1溶液，前者抑制水的電離，后者反而促進水的電離；pH=10的NaOH溶液和

CH3coONa溶液，前者抑制水的電離，后者反而促進水的電離。

(3)常溫時，由水電離產生的c(H+)V10-7mol/L的溶液，因水的電離受到抑制，可能

是酸性溶液也可能是堿性溶液。

者向二溶液酸堿性的判斷

1.由溶液中c(H+)、c(QH-)的關系判斷

酸性：c(H+)>c(OHi)或

中性：C(H+)=C(OH-)SK1^^=1

碘性：C(HL+)VC(QH-)或噂獲吉VI

2.由溶液的pH判斷(25-C)

酸性：pH<7,中性：pH=7,堿性：pH>7

3.不能理解弱酸、弱堿的稀釋規律

溶液稀釋前溶液pH稀釋后溶液pH

強酸加水稀釋到pH=a+〃

酸pH=a

弱酸體積為原來aVpHVa+〃

強堿的10"倍pH=Z1-n

堿pH=b

弱堿b-nVpHVb

常溫下任何酸或堿溶液無限稀釋時，溶液的pH都不可能大于7

或小于7,只能接近7。

誤區警示——弱電解質電離的十種常見誤區

1.酸的強弱與導電能力不一定一致，不能誤認為強酸溶液的導

電能力一定強。溶液的導電能力決定于溶液電荷濃度。

2.中和堿的能力易混淆兩個前提條件，同體積同物質的貴濃度

的兩種酸比較與同體積同pH的兩種酸比較，結果不同。

3.同pH的兩種酸與活潑金屬反應時易混淆開始產生H2的速率

與整個過程速率O

4.誤認為不穩定性、揮發性、易溶性是判斷強弱酸的依據。

5.強酸制弱酸的復分解反應一定能進行，但能進行的復分解反

應不一定符合強酸制弱酸，如H2S+CUSO4=CUSI+H2SO4O

6.弱電解偵電離方程式應用“”，不能用“一”。

7.弱電解質稀溶液稀釋過程中，溶液中離子濃度不一定減小，

如弱酸稀釋時，溶液中c(OH-)增大。

8.弱電解質電離平衡右移，電離平衡常數不一定不變，如加熱

時，電離平衡右移，電離平衡常數增大。

9.醋酸溶液中加入CH3coONa,抑制醋酸的電離。不能誤認

為CH3coONa水解呈堿，促進醋酸的電離。

10.對弱酸溶液，誤認為電離常數越大，溶液的酸性越強，這

是缺少“相同溫度、相同濃度”這個條件所致。

-+

舉例說明如下，U4CH3COOH=5=^CH3COOH-H為例：

平衡電離

改變C導電

(CH3C(CH3C

移動w(H+)c(H+)程度Ka

條件COO-)OOH)能力

方向(a)

加水稀釋向右增大減小減小減小增大減弱不變

加入少■:

向右增大增大增大增大減小增強不變

冰醋酸

通入

向左增大增大減小增大減小增強不變

HCl(g)

力口入

問右減小減小增大減小增大增強不變

NaOH(s)

加入

減小減小增大增大減小增強

CH3COO向左不變

Na(s)

力口入鎂粉問名減小減小增大減小增大增強不變

升離溫度向右增大增大增大減小增大增強瑞女

工特別提醒】若溫度不變，改變影響CH3CQCH電離的算他

條件時，Kw不變，［H+］與［?？?］成反比。

(3)多元弱堿陽離子的水解方程式一步寫完，如：FeCb的水解離

3++

子方程式：Fe+3H2OFe(OH)3+3Ho

(4)若陰、陽離子水解相互促進，由于水解程度較大，書寫時要

用“一，，、"f”、“I”等，如：NaHCCh與A1CL混合溶液的反

3+

應離子方程式：A1+3HCO3=A1(OH)3I+3CO2t。

二、鹽類水解的影響因素

1.內因---鹽本身的性質

(1)陽離子對應的堿越弱，其水解程度就,溶液酸性越

(2)陰離子對應的酸越弱，其水解程度就越溶液堿性越

2.(1)溫度：升高溫度，水解平衡向_移動，水解程度-

(2)濃度：①增大鹽溶液的濃度，水解平衡向_移動，水解程度

，但水解產生的離子濃度;加水稀釋，水解平衡向—移動,

水解程度,但水解產生的離子濃度o

②增大c(H+),促進強堿弱酸鹽的水解，抑制強酸弱堿鹽的水解;

增大c(OHD，促進強酸弱堿鹽的水解，抑制強堿弱酸鹽的水解。

鹽類水解原理應用十條

應用舉例原囪解釋

+

NH14-H2oNH3H2O4-H

化肥的合理使用，如錢態

COi-+HOHCO7+OH-

氮肥不能與草木茨(主要2

兩平衡相互促進，N%逸出，肥

成分K2co3)混用

效降低

COi-4-HOHCOa+OH-

熱的純堿液去污能力強2

溫度升高，平衡右移，堿性增強

易水解鹽溶液的配制，如

3++

Fe4-3H2OFe(OH)3+3H[H

配制FeCh溶液時常加少

+]增大，抑制Fe3+水解

量稀鹽酸

3++

Al4-3H2OA1(OH)3+3H

物質的制備，如Al2s3不S2+H2OHS-+OH-

能用濕法制備兩水解平衡相互促進，生成A1(OH)3

和H2S,得不到Al2s3

某些試劑的實驗室貯存，CO打+H2OHCO74-OH-,OH

如Na2cCh溶液不能用帶一與玻璃中SiO2生成硅酸鹽，使瓶頸

玻璃容的試劑瓶貯存與瓶塞黏結

3++

Al4-3H2OA1(OH)3+3H

泡沫滅火器中的藥劑使用

HCO74-H2OH2co3+0H-

AI2(SO4)3和NaHCO3兩水解平衡相互促進，產生大■的

co2

3++

Al4-3H2OA1(OH)3+3H

用鹽(鐵鹽、鋁鹽)作凈水

AI(OH)膠體吸附水中懸浮物等雜

劑，如明研凈水3

質

較活潑金屬與鹽溶液作用

+

NH|+H2ONH3-H2O+H

產生H2,如Mg和NH4C1

+2+

Mg4-2H=Mg4-H2t

溶液

混合鹽溶液的除雜和提純，如

3++

用MgOI或Mg(OH)2或Fe4-2H2OFe(OH)3-f-3H

+2+

MgCCh］除去MgCl2溶液中的MgO+2H=Mg+2H2O

FeCb雜質

無水鹽的制備，如A1C1晶體、

33++

Al4-3H2OA1(OH)3+3H

FeCl,晶體需在HC1氣泵中加

HC1氣氛抑制AU+的水解

熱失水得到其無水鹽

鹽溶液除銹，如NH4cl(或

+

NHj+H2ONH3-H2O+H

ZnCb)溶液可除去金屬表面

氧化物和H+反應而溶解

的氧化物

規律方法——鹽溶液蒸干后產物的判斷

1.金屬陽離子易水解的揮發性強酸鹽蒸干得到氫氧化物，該氫

氧化物受熱分解為相應的氧化物，如FeCb、AlCb等。

FeCl3+3H2O=^=Fe(OH)3I+3HC1t

2Fe(OH)3=^=Fe2O34-3H2O

2.金屬陽離子易水解的難揮發性強酸鹽蒸干得到原物質，如

Fe2(SO4)3、A12(SO4)3等。

3.酸根陰離子易水解的強堿鹽蒸干得到原物質，如Na2cCh等

10

4.NH4HCO3.(NH4)2CO3水解，蒸干后得不到固體物質。

NH4HCO3+H2ONH3-H2O-1-H2CO3

NH3-H2O=^=NH3f4-H2O

H2CO3=^=CO2t+H2O

5.不穩定的化合物水溶液，加熱時在溶液中就能分解，也得不

到原物質，如Ca(HCO3)2溶液蒸干得到CaCO3,而Mg(HCO3)2

液蒸干后得到Mg(OH)2o

Ca(HCO3)2=^=CaCO3+H2O+CO2t

Mg(HCO3)2=^=Mg(OH)2H-2CO2t

6.易被氧化的物質蒸干后得不到原物質，如FeSO4.Na2SO3

分別得到Fe2(SO4)3Na2so4。

鹽類水解的規律：有弱才水解，,越弱越水解，,

同強顯中性。

考向一水的電離

1.影響水電高的因索

平衡移

條件改變c(OH-)c(H+)Kw

動方向

加HCI向左減小增大不變

NaOH(s)向左增大減小不交

升溫向右增大增大增大

加Na2c€>3向右增大減小不變

【特別提醒】(1)溶度積曲線上的點表示該條件下，達到溶解

與沉淀平衡狀態；在曲線下方的點表示該溫度下未達到平衡；在曲線

上方的點表示過飽和狀態。

(2)對于陰陽離子比例不同的物質，不能根據溶度積直接比較離

子濃度，而應代入數據計算。

(3)涉及2的計算時，易忽視等體積混合后離子的濃度均減半而

使計算出錯。故離子濃度一定是混合溶液中的離子濃度，所代入的溶

液體積也必須是混合液的體積。

11

（2）常見誤差

以標準酸溶液滴定未知濃度的堿溶液（酚猷作指示劑）為例，常見

的因操作不正確而引起的誤差有：

步驟操作

VACB

酸式滴定管未用標準酸溶液潤洗交大偏高

堿式滴定管未用待測溶液潤洗變小偏低

洗滌

錐形瓶用待測溶液潤洗變大偏高

錐形瓶洗凈后還留有蒸儲水不變無影響

放出堿液的滴定管開始有氣泡，放

取液變小偏低

出液體后氣泡消失

酸式湎定管滴定前有氣泡，湎定終

變大偏高

點時氣泡消失

振蕩錐形瓶時部分液體派出變小偏低

滴定

部分酸液湎在錐形瓶外變大偏高

溶液顏苞較淺時滴入酸液過快，停

變大偏高

止淌定后反加一滴堿液顏色無變化

酸式滴定管清定前讀數正確，滴定

變小偏低

后俯視讀數（或前仰后俯）

讀數

酸式滴定管滴定前讀數正確，滴定

變大偏高

后仰視讀數（成前俯后仰）

精要總結——試紙的使用、指示劑的使用

1.化學實驗中試紙的種類很多，常用于各種氣體或溶液性質的

檢驗和測定。中學化學實驗常用的試紙主要有pH試紙，碘化鉀淀粉

試紙，紅色石蕊試紙，藍色石蕊試紙等。

（1）各種試紙的使用范圍

①pH試紙，它可用于粗略地測定溶液酸堿性的相對強弱。

②碘化鉀淀粉試紙，它可用于定性地檢驗氧化性物質的存在或

氧化性氣體收集時的驗滿o

③紅色石蕊試紙，可用于定性檢驗堿性氣體、堿性溶液和堿性

氣體收集時的驗滿。

④藍色石蕊試紙，可用于定性地檢驗酸性氣體、酸性溶液和酸

性氣體收集時的驗滿。

12

2.滴定實驗不僅有中和滴定，而且高考試卷中還經常遇到氧化

還原反應滴定，不同反應的滴定選用的指示劑不同，還有的滴定由

于反應自身有顏色變化而無需指示劑，常見的指示劑如下

酚酰——主要適用于酸堿完全反應后溶液顯中性或弱堿性

甲基橙——主要運用于酸堿完全反應后溶液顯弱酸性

淀粉——主要適用于“間接碘量法”測定氧化性物質的量（質

量、含量等）其原理是氧化劑+KI-b，L+2S2O歹邈揖SQ「+

21-,溶液藍色消失，恰好完全反應。，通過S2O：-的消耗量能確定氧

化劑的量。

自身可作指示劑——KMnO4溶液參加的氧化還原反應滴定

注意：在中和滴定中，石蕊