1.根據(jù)裝置書寫電極反應(yīng)式
(1)根據(jù)電源確定陰、陽兩極→確定陽極是否是活性電極→據(jù)電極類型及電解質(zhì)溶液中陰、陽離子的放電順序?qū)懗鲭姌O反應(yīng)式。
(2)在確保陰、陽兩極轉(zhuǎn)移電子數(shù)目相同的條件下,將兩極電極反應(yīng)式合并即得總反應(yīng)式。
2.由氧化還原反應(yīng)方程式書寫電極反應(yīng)式
(1)找出發(fā)生氧化反應(yīng)和還原反應(yīng)的物質(zhì)→確定兩極名稱和生成物→利用電子守恒分別寫出兩極反應(yīng)式。
(2)若寫出一極反應(yīng)式,而另一極反應(yīng)式不好寫,可用總反應(yīng)式減去已寫出的電極反應(yīng)式,即得另一電極反應(yīng)式。
相關(guān)高中化學(xué)知識點:離子方程式
離子方程式:
用實際參加反應(yīng)的離子符號表示離子反應(yīng)的式子。
離子方程式書寫規(guī)則:
①寫:寫出化學(xué)反應(yīng)方程式
②拆:把易溶于水、易電離的物質(zhì)寫成離子形式,難容難電離的物質(zhì)及氣體等仍用化學(xué)式表示
③刪:刪去方程式兩邊不參加反應(yīng)的離子
④查:檢查離子方程式兩邊各元素的原子個數(shù)和電荷總數(shù)是否相等
離子方程式書寫及正誤的判斷方法:
①判斷反應(yīng)是否在水溶液中進行
因為電解質(zhì)在水溶液中可以電離為自由移動的離子,在這種條件下才能發(fā)生離子反應(yīng)。
②判斷反應(yīng)能否發(fā)生。
如果反應(yīng)不能發(fā)生,當(dāng)然也就沒有離子方程式可言。
③判斷反應(yīng)物、生成物是否正確。
④判斷質(zhì)量和電荷是否守恒。
離子方程式不僅要質(zhì)量守恒,而且反應(yīng)前后各離子所帶電荷總數(shù)必須相等。
⑤判斷氧化物、難溶物、氣體、單質(zhì)、難電離的弱酸、弱堿、水是否寫成了分子形式,而易電離的物質(zhì)是否寫成離子形式。
⑥判斷連接符號“=”和“

強電解質(zhì)的電離、不可逆反應(yīng)、雙水解反應(yīng)用“=”;弱電解質(zhì)電離、可逆反應(yīng)、水解反應(yīng)用“

⑦判斷微溶物的處理是否正確。
微溶物做反應(yīng)物時,一般用離子形式,做生成物時一般用分子式。
⑧判斷反應(yīng)物的滴加順序與方程式中生成物是否一致。
如:把碳酸鈉溶液滴加到鹽酸溶液中,和把鹽酸滴加到碳酸鈉溶液中反應(yīng)產(chǎn)物是不同的。
⑨判斷反應(yīng)物的相對量與產(chǎn)物是否一致。
有些反應(yīng)因反應(yīng)物的量不同會生成不同的產(chǎn)物。如:CO2、SO2、H2S等氣體與堿溶液反應(yīng)時,若氣體少量,則生成正鹽;若氣體過量,則生成酸式鹽。
⑩判斷電解質(zhì)在寫成離子形式時陰陽離子個數(shù)比是否合理。
如Ba(OH)2溶液和稀H2SO4反應(yīng)的離子方程式往往錯誤寫成:


書寫與量有關(guān)的離子方程式:
基本方法是:把物質(zhì)的量少的物質(zhì)的系數(shù)定為1,其他物質(zhì)按最大量消耗。
1.因滴加順序不同造成連續(xù)反應(yīng)
HCl與Na2CO3
向Na2CO3溶液中滴入鹽酸溶液至過量,其離子反應(yīng)分步寫 (1)CO32-+H+==HCO3- (2)HCO3-+H+==CO2↑+H2O
若向鹽酸溶液中滴入Na2CO3溶液至不再產(chǎn)生氣體,其離子反應(yīng)一步完成 CO32-+2H+==CO2↑+H2O
若向足量Na2CO3溶液中加入少量的鹽酸溶液,其離子方程式為: CO32-+H+==HCO3-
HCl與NaAlO2
向Na2CO3溶液中滴入鹽酸溶液至過量,其離子反應(yīng)分步寫 (1)CO32-+H+==HCO3- (2)HCO3-+H+==CO2↑+H2O
若向鹽酸溶液中滴入Na2CO3溶液至不再產(chǎn)生氣體,其離子反應(yīng)一步完成 CO32-+2H+==CO2↑+H2O
若向足量Na2CO3溶液中加入少量的鹽酸溶液,其離子方程式為: CO32-+H+==HCO3-
AlCl3與NaOH
向AlCl3溶液中滴入NaOH溶液至過量,其離子反應(yīng)分步寫 (1)Al3++3OH-==Al(OH)3↓ (2)Al(OH)3+OH-==AlO2-+2H2O
若向NaOH溶液中加入少量AlCl3溶液,其離子反應(yīng)一步完成 Al3++4OH-==AlO2-+2H2O
若向足量Al2(SO4)3溶液中加入少量的NaOH溶液,其離子方程式為: Al3++3OH-==Al(OH)3↓
AgNO3與NH3·H2O
向AgNO3溶液中滴入稀NH3·H2O至過量,其離子反應(yīng)分步寫(1) Ag++NH3·H2O==AgOH↓+NH4+(2)AgOH+2NH3·H2O==Ag(NH3)2++OH-+2H2O
若向NH3·H2O溶液中加入少量AgNO3,其離子反應(yīng)一步完成 Ag++3NH3·H2O==Ag(NH3)2++OH-+NH4++2H2O
若向足量AgNO3溶液中滴入少量NH3·H2O,其離子方程式為:Ag++NH3·H2O==AgOH↓+NH4+
CO2與NaOH
向NaOH溶液中通人CO2氣體至過量,其離子反應(yīng)分步寫 (1)2OH-+CO2==CO32-+H2O (2)CO32-+CO2+H2O==2HCO3-
若向足量NaOH溶液中通人少量CO2氣體,其離子方程式為: 2OH-+CO2==CO32-+H2O
若向NaOH溶液中通人過量CO2氣體,其離子反應(yīng)一步完成 OH-+CO2==HCO3-
2.過量型:
向足量的Ca(HCO3)2溶液中逐漸滴入NaOH溶液 OH-+Ca2++HCO3-==H2O+CaCO3↓
向足量的NaOH溶液中逐漸滴入Ca(HCO3)2溶液 Ca2++2HCO3-+2OH-==2H2O+CaCO3↓+CO32-
Fe與HNO3 :鐵過量時:Fe+4HNO3==Fe(NO3)3+NO↑+2H2O
鐵不足時:3Fe+8HNO3==3Fe(NO3)2+2NO↑+4H2O
3.定量型:
因還原性I->Fe2+>Br-,所以在FeI2或者FeBr2中通入一定量的Cl2,發(fā)生不同的離子反應(yīng),依次為:
(1)2I-+Cl2==2Cl-+I2(2)2Fe2++Cl2==2Fe3++2Cl-(3)2Br-+Cl2==2Cl-+Br2
4.目標(biāo)型
向明礬溶液逐滴滴加Ba(OH)2溶液至硫酸根離子剛好沉淀完全 Al3++SO42-+Ba2++4OH-==AlO2-+2BaSO4↓+2H2O
向明礬溶液逐滴滴加Ba(OH)2溶液至鋁離子剛好沉淀完全 Al3+SO42-+Ba2++3OH-==Al(OH)3↓+2BaSO4↓
相關(guān)高中化學(xué)知識點:化學(xué)平衡常數(shù)
定義:
在一定溫度下,可逆反應(yīng)無論從正反應(yīng)開始,還是從逆反應(yīng)開始,也不管反應(yīng)物起始濃度大小,最后都達到平衡,這時各生成物濃度的化學(xué)計量數(shù)次冪的乘積除以各反應(yīng)物濃度的化學(xué)計量數(shù)次冪的乘積所得的比值是個常數(shù),用K表示,這個常數(shù)叫化學(xué)平衡常數(shù)。
化學(xué)表平衡達式:
對于可逆反應(yīng)mA(g)+nB(g)


化學(xué)平衡常數(shù)的意義:
①表示該反應(yīng)在一定溫度下,達到平衡時進行的程度,K值越大,正反應(yīng)進行的越徹底,對反應(yīng)物而言轉(zhuǎn)化率越高。
②某一溫度下的K′與K比較能夠判斷反應(yīng)進行的方向
K′>K,反應(yīng)正向進行;K′<K,反應(yīng)逆向進行;K′=K,反應(yīng)處于平衡狀態(tài)
(3)化學(xué)平衡常數(shù)與濃度、壓強、催化劑無關(guān),與溫度有關(guān),在使用時必須指明溫度。
(4)在計算平衡常數(shù)時,必須是平衡狀態(tài)時的濃度。
(5)對于固體或純液體而言,其濃度為定值,可以不列入其中。
(6)化學(xué)平衡常數(shù)是指某一具體反應(yīng)的平衡常數(shù),若反應(yīng)方向改變,則平衡常數(shù)改變,且互為倒數(shù)關(guān)系。如:在一定溫度下,



化學(xué)平衡常數(shù)的應(yīng)用:
1.K值越大,說明平衡體系中生成物所占的比例越大,正向反應(yīng)進行的程度越大,反應(yīng)物轉(zhuǎn)化率越大;反之,正向反應(yīng)進行的程度就越小,反應(yīng)物轉(zhuǎn)化率就越小,即平衡常數(shù)的大小可以衡量反應(yīng)進行的程度,判斷平衡移動的方向,進行平衡的相關(guān)計算。
2.若用濃度商(任意狀態(tài)的生成物濃度冪之積與反應(yīng)物濃度冪之積的比值,符號為Qc)與K比較,可判斷可逆反應(yīng)是否達到平衡狀態(tài)和反應(yīng)進行的方向。
3.利用K值可判斷反應(yīng)的熱效應(yīng)若升高溫度,K值增大,則正反應(yīng)為吸熱反應(yīng);若升高溫度,K值減小,則正反應(yīng)為放熱反應(yīng)。
4.計算轉(zhuǎn)化率及濃度依據(jù)起始濃度(或平衡濃度)和平衡常數(shù)可以計算平衡濃度(或起始濃度),從而計算反應(yīng)物的轉(zhuǎn)化率。
相關(guān)高中化學(xué)知識點:沉淀溶解平衡
沉淀溶解平衡:
1、定義:在一定條件下,當(dāng)難容電解質(zhì)的溶解速率與溶液中的有關(guān)離子重新生成沉淀的速率相等,此時溶液中存在的溶解和沉淀間的動態(tài)平衡,稱為沉淀溶解平衡。
例如:

2、沉淀溶解平衡的特征:
(1)逆:沉淀溶解平衡是可逆過程。
(2)等:

(3)動:動態(tài)平衡,溶解的速率和沉淀的速率相等且不為零。
(4)定:達到平衡時,溶液中各離子的濃度保持不變,
(5)變:當(dāng)外界條件改變時,溶解平衡將發(fā)生移動,達到新的平衡。
3、沉淀溶解平衡的影響因素
(1)內(nèi)因:難溶電解質(zhì)本身的性質(zhì)。
(2)外因
a.濃度:加水稀釋,沉淀溶解平衡向溶解的方向移動,但

b.溫度:多數(shù)難溶電解質(zhì)溶于水是吸熱的,所以升高溫度,沉淀溶解平衡向溶解的方向移動,同時

c.同離子效應(yīng):向沉淀溶解平衡體系中,加入含原體系中某離子的物質(zhì),平衡向沉淀生成的方向移動,但

d.其他:向沉淀溶解平衡體系中,加入可與體系巾某些離子反應(yīng)生成更難溶的物質(zhì)或氣體的物質(zhì),平衡向溶解的方向移動,

沉淀溶解平衡的應(yīng)用:
1.沉淀的生成
(1)意義:在涉及無機制備、提純工藝的生產(chǎn)、科研、廢水處理等領(lǐng)域中,常利用生成沉淀來達到分離或除去某些離子的目的。
(2)方法
a.調(diào)節(jié)pH法:如工業(yè)原料氯化銨中含雜質(zhì)氯化鐵,使其溶解于水,再加入氨水調(diào)節(jié)pH至7~8,可使轉(zhuǎn)變?yōu)?IMG style="WIDTH: 79px; HEIGHT: 22px; VERTICAL-ALIGN: middle" src="http://www.simonabridal.com/uploads/allimg/160630/0942251620-16.png">沉淀而除去。
b.加沉淀劑法:如以等作沉淀劑,使某些金屬離子如
等生成極難溶的硫化物
等沉淀,也是分離、除雜常用的方法。
說明:化學(xué)上通常認(rèn)為殘留在溶液中的離子濃度小于時即沉淀完全。
2.沉淀的溶解
(1)意義:在實際工作中,常常會遇到需要使難溶物質(zhì)溶解的問題、根據(jù)平衡移動原理,對于在水中難溶的電解質(zhì),如果能設(shè)法不斷地移去沉淀溶解平衡體系中的相應(yīng)離子,使平衡就會向沉淀溶解的方向移動,使沉淀溶解。
(2)方法
a.生成弱電解質(zhì):加入適當(dāng)?shù)奈镔|(zhì),使其與沉淀溶解平衡體系中的某離子反應(yīng)生成弱電解質(zhì)。如向沉淀中加入
溶液,
結(jié)合生成
使
的溶解平衡向右移動。
b.生成配合物:加入適當(dāng)?shù)奈镔|(zhì),使其與沉淀反應(yīng)生成配合物。
如:
c.氧化還原法:加入適當(dāng)?shù)奈镔|(zhì),使其與沉淀發(fā)生氧化還原反應(yīng)而使沉淀溶解。
d.沉淀轉(zhuǎn)化溶解法:本法是將難溶物轉(zhuǎn)化為能用上述三種方法之一溶解的沉淀,然后再溶解:
如向中加入飽和
溶液使
轉(zhuǎn)化為
再將
溶于鹽酸。
3.沉淀的轉(zhuǎn)化
(1)實質(zhì):沉淀轉(zhuǎn)化的實質(zhì)就是沉淀溶解平衡的移動。一般來說,溶解度小的沉淀轉(zhuǎn)化成溶解度更小的沉淀容易實現(xiàn)。例如
(2)沉淀轉(zhuǎn)化在工業(yè)上的應(yīng)用在工業(yè)廢水處理的過程中,用FeS等難溶物作沉淀劑除去廢水中的重金屬離子.
固體物質(zhì)的溶解度:
絕對不溶解的物質(zhì)是不存在的,任何難溶物質(zhì)的溶解度都不為零。不同的固體物質(zhì)在水中的溶解度差別很大,可將物質(zhì)進行如下分類:
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