高职高专无机化学教程（大全）.pptx

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第一章物质及其变化无机化学高等教育出版社高等教育电子音像出版社第一章物质及其变化第一章物质及其变化第二章化学反应速率和化学平衡第三章电解质溶液和离子平衡第四章氧化和还原第五章原子结构与元素周期律第六章分子结构与晶体结构第七章配位化合物第一章物质及其变化第八章主族金属元素

（一）碱金属和碱土金属第九章主族金属元素

（二）铝锡铅砷锑铋第十章非金属元素

（一）氢稀有气体卤素第十一章非金属元素

（二）氧硫氮磷碳硅硼第十二章过渡元素

（一）铜副族和锌副族第十三章过渡元素

（二）铬锰铁钴镍第一章物质及其变化学习指南第一节物质的聚集状态第二节化学反应中的质量关系和能量关系习题习题参考答案第一章物质及其变化本章重点1.气体的性质；2.理想气体状态方程；3.分压定律；4.质量守恒定律与能量守恒和转化定律。

本章难点1.分压定律；2.焓变；3.热化学方程式。

第一章物质及其变化第一节物质的聚集状态物质总是以一定的聚集状态存在。

常温、常压下，通常物质有气态、液态和固态三种存在形式，在一定条件下这三种状态可以相互转变。

此外，现已发现物质还有第四种存在形式等离子体状态。

第一章物质及其变化气体理想气体状态方程式：

pV=nRTp气体压力，单位为Pa（帕）；V气体体积，单位为m3（立方米）；n气体物质的量，单位为mol（摩）；T气体的热力学温度，单位为K（开）；R摩尔气体常数，又称气体常数。

第一章物质及其变化标准状态（T=273.15K，p=101.325kPa）下，测得1.000mol气体所占的体积为22.41410-3m3，则：

R=pVnT=101.325103Pa22.41410-3m31.000mol273.15K=8.314Nmmol-1K-1（或8.314牛米摩-1开-1）=8.314Jmol-1K-1（或8.314焦摩-1开-1）第一章物质及其变化气体分压定律分压力（pi）在混合气体中，每一种组分气体总是均匀地充满整个容器，对容器内壁产生压力，并且不受其他组分气体的影响，如同它单独存在于容器中那样。

各组分气体占有与混合气体相同体积时所产生的压力叫做分压力（pi）。

道尔顿分压定律混合气体的总压等于各组分气体的分压之和。

分压定律第一章物质及其变化气体分压定律理想气体定律适用于气体混合物，则分压定律可以表示为：

pi=p总nine总混合气体中组分气体的分压等于总压乘以组分气体的摩尔分数。

第一章物质及其变化气体分压定律混合气体的总体积等于各组分气体的分体积之和：

V总=VA+VB+VC+分体积第一章物质及其变化液体液体内部分子之间的距离比气体小得多，分子之间的作用力较强。

液体具有流动性，有一定的体积而无一定形状。

与气体相比，液体的可压缩性小得多。

液体的蒸气压饱和蒸气在恒定温度下，与液体平衡的蒸气称为饱和蒸气。

饱和蒸气压饱和蒸气的在该温度下所具有蒸气压，简称蒸气压。

蒸发与凝聚第一章物质及其变化蒸发液体表面某些运动速度较大的分子所具有的能量足以克服分子间的吸引力而逸出液面，成为气态分子，这一过程叫做蒸发。

凝聚气态分子撞击液体表面会重新返回液体，这个与液体蒸发现象相反的过程叫做凝聚。

第一章物质及其变化液体的沸点沸点液体的蒸气压等于外界压力时的温度即为液体的沸点。

正常沸点如果外界压力为101.325kPa时的沸点就叫正常沸点。

第一章物质及其变化蒸汽压与温度的关系液体的沸点随外界压力而变化。

若降低液面上的压力，液体的沸点就会降低。

在海拔高的地方大气压力低，水的沸点不到100，食品难煮熟。

第一章物质及其变化固体有一定的几何外形有固定的熔点第一章物质及其变化各向异性晶体的某些性质具有方向性，像导性、传热性、光学性质、力学性质等，在晶体的不同方向表现出明显的差别。

例如，石墨晶体是层状结构，在平行各层的方向上其导电、传热性好，易滑动。

又如，云母沿着某一平面的方向很容易裂成薄片。

铅笔写字第一章物质及其变化等离子体等离子体是物质的另一种存在形式。

当气态物质接受足够高的能量（如强热、辐射、放电等）时，气体分子将分解成原子，原子进一步电离成自由电和正离子，它们的电荷相反而数量相等，当气体中有足够数量的原子电离时，将转化为新的物态等离子体，有人称它为物质的第四态。

等离子体实际上是高度电离的气体。

第一章物质及其变化第二节化学反应中的质量关系和能量关系质量守恒定律参与化学反应前各种物质的总质量等于反应后全部生成物的总质量，这是化学反应的一个基本定律质量守恒定律。

第一章物质及其变化反应热效应焓变反应的热效应若化学反应时，系统不作非体积功如电功、机械功、声功等，且反应终了（终态）与反应初始（始态）时的温度相同，则系统吸收或放出的热量称作该反应的热效应。

恒容热效应QV=U2-U1=U恒压热效应Qp=H生成物-H反应物=H第一章物质及其变化放热反应H0若生成物的焓小于反应物的焓，则反应过程中多余的焓将以热量形式放出，该反应为放热反应。

吸热反应H0若生成物的焓大于反应物的焓，则反应过程中要吸收热量，该反应为吸热反应。

第一章物质及其变化热化学方程式热化学方程式：

表示化学反应及其热效应的化学方程式称为热化学方程式。

书写热化学方程式，需注意以下几点：

（1）需注明反应的温度和压力条件，如果反应是在298K下进行的，习惯上也可不予注明。

（2）反应的焓变（H）值与反应式中的化学计量数有关。

（3）需在反应式中注明物质的聚集状态。

常用“s”表示固态，“l”表示液态，“g”表示气态。

（4）逆反应的热效应与正反应的热效应数值相同而符号相反第一章物质及其变化热化学定律黑斯定律内容：

（1）在相同条件下，正反应与逆反应的H数值相等，符号相反。

（2）一个反应若能分成两步或多步实现，则总反应的H等于各步反应H之和。

即，化学反应的热效应只与反应的始态和终态有关，而与反应的途径无关。

黑斯定律的应用间接计算求得一些无法直接测定的反应的热效应。

第一章物质及其变化生成热（生成焓）生成热在标准状况下由元素的稳定单质生成单位物质的量的某化合物时的焓变，称为该化合物的标准摩尔生成热，简称生成热或生成焓，单位和表示方法SI单位为kJmol-1以Hfm表示，下角“f”表示生成反应。

稳定单质的标准摩尔生成热等于零。

化学反应的热效应：

等于生成物生成热的总和减去反应物生成热的总和。

H=Hfm（生成物）-Hfm（反应物）第一章物质及其变化学习指南第一节化学反应速率第二节影响反应速率的因素第三节活化能第四节化学平衡第五节化学平衡的移动第六节反应速率与化学平衡的综合应用习题习题参考答案第一章物质及其变化本章重点1.影响化学反应速率的因素及其应用2.化学平衡常数3.化学平衡的移动本章难点1.活化能理论2.影响化学平衡移动的因素及其化学平衡移动的应用第一章物质及其变化第一节化学反应速率各种化学反应进行的快慢程度往往不相同。

例如，酸碱中和反应、溶液中的某些离子反应瞬间即可完成。

反应釜中乙烯的聚合过程则需几小时或几天。

煤的形成更是一个缓慢的过程。

第一章物质及其变化第二节影响反应速率的因素化学反应速率的大小首先决定于反应物的本性。

此外，还受浓度、温度、催化剂等外界条件的影响。

浓度对反应速率的影响经验速率方程1.元反应和非元反应一步就能完成的反应称为元反应2.经验速率方程式对于元反应，其反应速率与各反应物浓度幂的乘积成正比。

浓度指数在数值上等于元反应中各反应物前面的化学计量数。

这种定量关系可用一经验速率方程（亦称质量作用定律）来表示。

第一章物质及其变化温度对反应速率的影响温度升高会加速反应的进行；温度降低又会减慢反应的进行。

对于每升高10，反应速率增大1倍的反应，100时的反应速率约为0时的210倍，即在0需要7天多才能完成的反应，在100只需10min左右。

夏天的草莓腐败的快第一章物质及其变化第三节活化能以上是在实验基础上归纳出的化学反应速率的宏观规律。

下面简单介绍关于反应速率的理论，从物质分子的性质来解释化学反应速率的变化规律。

碰撞理论活化能由于反应物粒子之间的绝大多数碰撞都是无效的，它们碰撞后立即分开，并无反应发生，因此，大多数反应要慢得多。

只有极少数碰撞能发生化学反应的碰撞叫做有效碰撞。

第一章物质及其变化分子间要发生有效碰撞必须满足以下两个条件：

（1）在碰撞时反应物分子必须有恰当的取向，使相应的原子能相互接触而形成生成物。

（2）反应物分子必须具有足够的能量，这样在碰撞时原子的外电子层才能相互穿透，成键电子重新排列，使旧键破裂，形成新键（即形成生成物）。

登山动画第一章物质及其变化过渡状态理论活化配合物的势能高于始态也高于终态，形成一个能峰。

只有那些具有足够能量的分子才能克服这一能峰，由反应物转化为生成物。

过渡状态理论中把活化配合物具有的最低能量与反应物能量之差称为活化能。

显然，反应的活化能越大，能峰越高，超过这一能峰的分子百分数就越少，反应速率也越小。

在催化反应中，由于改变了反应历程，降低了反应的活化能，使更多的分子可越过能峰并形成活化配合物，因此大大增加了反应速率。

第一章物质及其变化第四节化学平衡标准平衡常数标准平衡常数也称热力学平衡常数，以K表示。

它只是温度的函数。

由于最新的国家标准中将标准压力p定为100kPa，所以本书进行有关计算时，均采用100kPa下的热力学数据。

1.标准平衡常数表达式对于既有固相A，又有B和D的水溶液，以及气体E和H2O参与的一般反应。

第一章物质及其变化平衡常数的意义

（1）平衡常数为一可逆反应的特征常数，是一定条件下可逆反应进行程度的标度。

对同类反应而言，K值越大，反应朝正向进行的程度越大，反应进行得越完全。

（2）由平衡常数可以判断反应是否处于平衡态和处于非平衡态时反应进行的方向。

若在一容器中置入任意量的A，B，Y，Z四种物质，在一定温度下进行下列可逆反应：

第一章物质及其变化此时系统是否处于平衡态?

如处于非平衡态，则反应进行的方向如何?

为了回答这一问题，引入反应商Q的概念。

在一定温度下对于任一可逆反应（包括平衡态或非平衡态），将其各物质的浓度或分压按平衡常数的表达式列成分式，即得到反应商Q。

第一章物质及其变化多重平衡的平衡常数在一个化学过程中若有多个平衡同时存在，并且一种物质同时参与几种平衡，这种现象叫做多重平衡。

多重平衡的规则：

在相同条件下，如有两个反应方程式相加（或相减）得到第三个反应方程式，则第三个反应方程式的平衡常数为前两个反应方程式平衡常数之积（或商）。

多重平衡规则在各种平衡系统的计算中颇为有用。

第一章物质及其变化平衡常数与平衡转化率可逆反应进行的程度可以用平衡常数来表示，但在实际工作中，人们常用更直观的平衡转化率来表示。

平衡转化率有时也简称为转化率，它是指反应达到平衡时，反应物转化为生成物的百分率。

第一章物质及其变化第五节化学平衡的移动可逆反应在一定条件下达到平衡时，其特征是v正=v逆，反应系统中各组分的浓度（或分压）不再随时间而改变。

化学平衡状态是在一定条件下的一种暂时稳定状态，一旦外界条件（如温度、压力、浓度等）发生改变，这种平衡状态就会遭到破坏，其结果必然是在新的条件下建立起新的平衡状态。

这种因外界条件改变，使可逆反应从原来的平衡状态转变到新的平衡状态的过程叫做化学平衡的移动。

下面分别讨论影响平衡移动的几种因素。

第一章物质及其变化浓度对化学平衡的影响在一定温度下，可逆反应：

达到平衡时，若增加A的浓度，正反应速率将增加，v正v逆（图2-8），反应向正方向进行。

随着反应的进行，生成物Y和Z的浓度不断增加，反应物A和B的浓度不断减小。

因此，正反应速率随之下降，而逆反应速率随之上升，当正、逆反应速率再次相等，即v正=v逆时，系统又一次达到平衡。

显然在新的平衡中，各组分的浓度均已改变。

第一章物质及其变化压力对化学平衡的影响压力的变化对液态或固态反应的平衡影响甚微，但对有气体参加的反应影响较大。

若可逆反应：

aA（g）+bB（g）=yY（g）+zZ（g），在一密闭容器中达到平衡，维持温度恒定，如果将系统的体积缩小至原来的1/x（x1），则系统的总压为原来的x倍。

这时各组分气体的分压也分别增至原来的x倍。

上述讨论可以得出以下结论：

（1）压力变化只对反应前后气体分子数有变化的反应平衡系统有影响；

（2）在恒温下增大压力，平衡向气体分子数减少的方向移动；减小压力，平衡向气体分子数增加的方向移动。

第一章物质及其变化第六节反应速率与化学平衡的综合应用

（1）让一种价廉易得的原料适当过量，以提高另一种原料的转化率。

例如，在水煤气转化反应中，为了尽可能利用CO，使水蒸气过量；在SO2氧化生成SO3的反应中，让氧气过量，使SO2充分转化。

但须指出，一种原料的过量应适可而止。

如过量太多会使另一种原料的浓度变得太小，影响反应速率和产量。

此外，对于气相反应，要注意原料气的性质，防止它们的配比进入爆炸范围，以免引起安全事故。

第一章物质及其变化

（2）对于气体反应，加大压力会使反应速率加快，对分子数减少的反应还能提高转化率。

但增加压力，会提高对设备材质的要求。

故需结合国情，综合考虑。

例如合成氨反应，若在103101.3kPa的高压下，可以不用催化剂就能得到很高的转化率。

然而这种高压设备价格昂贵，我国目前大多数工厂仍采用中压（200101.3kPa）法合成。

（3）升高温度能增大反应速率，对于吸热反应，还能提高转化率。

但须注意，有时温度过高会使反应物或生成物分解，且会加大能源的消耗。

（4）选用催化剂时，需注意催化剂的活化温度，对容易中毒的催化剂需注意原料的纯化。

还需考虑催化剂的价格。

第一章物质及其变化学习指南第一节电解质溶液第二节水的离解和溶液的PH第三节弱酸、弱碱的离解平衡第四节同离子效应和缓冲溶液第五节盐类的水解第六节酸碱质子理论第七节沉淀和溶液平衡第八节溶度积规则及其应用习题习题参考答案第一章物质及其变化本章重点：

1.离子氛和表观电离度2.水的离子积3.同离子效应和缓冲溶液4.盐的水解及其应用5.溶度积规则及其应用本章难点：

1.弱电解质的电离平衡及其应用2.溶度积规则及其应用第一章物质及其变化第一节电解质溶液一般强电解质为离子型化合物，在其晶体中是以离子形式存在，溶于水时理应全部离解成相应的离子。

此外，强极性键的共价化合物溶于水时，受极性水分子的作用，也会发生强烈离解。

强电解质在水溶液中，理论上应是100%离解成离子，但对其溶液导电性的测定结果表明，它们的离解度都小于100%。

这种由实验测得的离解度称为表观离解度。

第一章物质及其变化离子氛示意图由于离子间的相互牵制，致使离子的有效浓度表现得比实际浓度要小，如0.1摩尔每升的氯化钾溶液，钾离子和氯离子的浓度都应该是0.1摩尔每升，但根据表观离解度计算得到的离子有效浓度只有0.086摩尔每升。

通常把有效浓度称为活度（a），活度与实际浓度（c）的关系为:

a=fc式中，f为活度系数。

一般情况下，ac，故f常常小于1。

显然，溶液中离子浓度越大，离子间相互牵制程度越大，f越小。

此外，离子所带的电荷数越大，离子间的相互作用也越大，同样会使f第一章物质及其变化减小。

以上两种情况都会引起离子活度减小。

而在弱电解质及难溶强电解质溶液中，由于离子浓度很小，离子间的距离较大，相互作用较弱。

此时，活度系数f1，离子活度与浓度几乎相等，故在近似计算中用离子浓度代替活度，不会引起大的误差。

第一章物质及其变化第二节水的离解和溶液的pH水的离解平衡水是一种极弱的电解质（有微弱的导电性），绝大部分以水分子形式存在，仅能离解出极少量的氢离子和氢氧根离子。

在一定温度下,水的离解达到平衡时.水中氢离子浓度和氢氧根离子浓度的乘积为一个常数,叫做水的离子积。

溶液的酸碱性和pH溶液的酸碱性与pH的关系为:

酸性溶液pH7中性溶液pH=7碱性溶液pH=7可见,pH越小,溶液的酸性越强;反之,pH越大,溶液的碱性越强。

第一章物质及其变化第一章物质及其变化酸碱指示剂酸碱指示剂多是一些有机染料，它们属于有机弱酸或弱碱。

随着溶液pH改变，本身的结构发生变化而引起颜色改变。

每一种指示剂都有一定的变色范围。

溶液酸碱性及指示剂变色范围第一章物质及其变化第三节弱酸、弱碱的离解平衡一元弱酸、弱碱的离解平衡弱酸、弱碱在溶液中部分离解，在已离解的离子和未离解的分子之间存在着离解平衡。

第一章物质及其变化离解度第一章物质及其变化多元弱酸的离解平衡多元弱酸在水中的离解是分步进行的。

若对多元弱酸或弱碱的相对强弱进行比较时，只需比较它们的第一级离解常数即可，与一元弱酸或弱碱相似。

第一章物质及其变化第四节同离子效应和缓冲溶液同离子效应在弱电解质的溶液中，加入含有相同离子的易溶强电解质，使弱电解质离解度降低的现象叫做同离子效应。

缓冲溶液缓冲溶液及缓冲作用的原理保持pH相对稳定的溶液称为缓冲溶液，缓冲溶液同时具有抵抗外来少量酸或碱的作用维持pH相对稳定称为缓冲作用。

缓冲溶液动画第一章物质及其变化缓冲溶液pH的计算第一章物质及其变化第五节盐类的水解盐类的水解水解反应是中和反应的逆反应，并且这种中和反应中的酸或碱之一或二者都是弱的。

强酸强碱生成的盐盐溶液pH的简单计算第一章物质及其变化影响水解平衡的因素盐的本性:

盐类水解时所生成的弱酸或弱碱的离解常数越小，水解程度越大。

若水解产物为沉淀，则其溶解度越小，水解程度也越大。

浓度:

浓度越小，水解度越大。

换句话说，将溶液进行稀释，会促进盐的水解。

温度:

酸碱中和反应是放热反应，盐的水解是中和反应的逆过程，因此是吸热反应。

根据平衡移动原理，升高温度会促进盐的水解。

酸碱度的影响:

盐类水解通常会引起水中的H+或OH-浓度的变化。

根据平衡移动原理，调节溶液的酸碱度，能促进或抑制盐的水解。

第一章物质及其变化第六节酸碱质子理论酸碱及其酸碱共轭关系的定义质子理论认为凡能给出质子（氢离子）的物质都是酸,凡能接受质子的物质都是碱。

按此定义，酸又叫质子酸,碱又叫质子碱。

因此,酸给出质子后剩余的部分就称为碱，因为它具有接受质子的能力；碱接受质子后就变成了酸。

此即谓“酸中有碱，碱能变酸”。

这种酸和碱的相互依存关系称为酸碱共轭关系。

左边的酸是右边碱的共轭酸，而右边的碱则是左边酸的共轭碱。

左边的酸和右边的碱也被称作共轭酸碱对。

第一章物质及其变化酸碱的强弱第一章物质及其变化酸碱反应在质子理论中，酸碱反应的实质就是质子的传递，即质子由酸传递给了碱。

总的原则是较强的酸与较强的碱反应，生成较弱的酸和较弱的碱。

酸碱质子理论扩大了酸碱的范围，但它只限于质子的给予和接受，对于无质子参加的酸碱反应不能解释，因此质子理论仍具有局限性。

第一章物质及其变化第七节沉淀和溶液平衡沉淀和溶解平衡溶度积难溶物在水中,或多或少仍有所溶解,当溶解和结晶的速率相等时，建立起平衡，即为沉淀-溶解平衡，此时的溶液为饱和溶液。

第一章物质及其变化溶解度与溶度积的相互换算第一章物质及其变化第八节溶度积规则及其应用溶度积规则难溶电解质饱和溶液中阳离子和阴离子浓度的乘积称为离子积。

用Q表示。

（CaCO3）沉淀-溶解平衡分步沉淀在实际中溶液中往往含有多种离子，随着沉淀剂的加入，各种沉淀会相继生成，这种现象称为分步沉淀。

当一种试剂能沉淀溶液中几种离子时，生成沉淀所需试剂离子浓度最小者首先沉淀。

即是说，离子积首先达到其溶度积的难溶物先沉淀，这就是分步沉淀的基本原理。

如果各离子沉淀所需试剂离子的浓度相差较大，借助分步沉淀就能达到分离的目的。

第一章物质及其变化沉淀的溶解根据溶度积规则，要使沉淀溶解，需降低该难溶电解质饱和溶液中离子的浓度，使离子积小于溶度积,为了达到这个目的，有以下几种途径。

转化成弱电解质-生成弱酸转化成弱电解质-生成弱碱转化成弱电解质-生成水发生氧化还原反应生成难离解的配离子转化为另一种沉淀再行溶解第一章物质及其变化学习指南第一节氧化还原反应的基本概念第二节氧化还原反应与原电池第三节电极电势第四节电极电势的应用习题习题参考答案第一章物质及其变化本章重点：

1.氧化还原电对2.原电池的工作原理3.电极电势及其应用本章难点：

1.电极电势及其应用2.氧化还原电对于物质氧化性和还原性的对应关系第一章物质及其变化第一节氧化还原反应的基本概念氧化值氧化值是指某元素一个原子的荷电数，该荷电数是假定把每一个化学键中的电子指定给电负性大的原子而求得的。

例如，在aCl分子中,Cl电负性比a大，成建时氯原子夺取了钠原子的一个电子，变成带一个单位负电荷的氯离子,氧化值为-；钠原子变成带一个单位正电荷的钠离子,氧化值为1。

（1）在单质中元素的氧化值为零；

（2）在单原子离子中，元素的氧化值等于离子所带的电荷数；第一章物质及其变化（3）氢在化合物中的氧化值一般为1,只有在与活泼金属生成氢化物中，氢的氧化值为-1。

氧在化合物中的氧化值一般为-2，在过氧化物中为-1。

（4）在中性分子中，各元素氧化值的代数和为零。

在多原子离子中，离子所带的电荷数等于各元素的氧化值的代数和。

第一章物质及其变化第一章物质及其变化氧化还原电对在氧化还原反应中，失电子的过程称为氧化，失电子物种为还原剂，还原剂失电子后即为其氧化产物；得到电子的过程称为还原，得电子物种为氧化剂，氧化剂得电子后即为其还原产物。

氧化与还原必然同时发生。

例如：

第一章物质及其变化氧化还原电对在氧化剂中应含有高氧化态的元素；相反，还原剂中必含低氧化态的元素。

若元素处于中间氧化态，则既可作氧化剂又可作还原剂，视与其作用的物质及反应条件而定。

如水与碘离子作用时,氧化氢作为氧化剂而还原成水，氧的氧化值由-1降至-2；而过氧化氢与高锰酸钾作用时，则作为还原剂而被氧化成氧气，氧的氧化值由-1升至0。

氧化还原反应方程式的配平第一章物质及其变化第一章物质及其变化常见的氧化剂和还原剂在氧化剂中应含有高氧化态的元素；相反，还原剂中必含低氧化态的元素。

若元素处于中间氧化态，则既可作氧化剂又可作还原剂，视与其作用的物质及反应条件而定。

如H2O2与I-作用时，H2O2作为氧化剂而被还原成H2O，氧的氧化值由-1降至-2；而H2O2与KMnO4作用时，则作为还原剂而被氧化成O2，氧的氧化值由-1升至0。

第一章物质及其变化.离子电子法离子电子法配平的基本原则是：

（1）反应中氧化剂得到的电子总数，必须等于还原剂失去的电子总数。

（2）根据质量守恒定律，方程式两边各种元素的原子总数必定相等。

同时，方程式左右两边的离子电荷总数也应相等。

例题：

根据整个反应得失电子总数应相等的原则，找两个半反应中电子得失的最小公倍数，然后将两式相加并消去电子，有些反应还应抵消参与反应的某些介质，如水和氢离子即得配平的离子方程式。

第一章物质及其变化检查方程式（c）两边的原子数和电荷数均相等，式（c）即为配平的离子方程式。

将离子方程式改写为分子或化学式的方程式时，由于该反应在酸性介质中进行，对于所引入的酸，首先应考虑该酸的酸根离子不会参与氧化还原反应。

其次，尽量不引进其他杂质。

故此例中宜选用稀硫酸作为介质，最后的配平方程式如下：

第一章物质及其变化离子-电子法的特点在离子-电子法中，自始至终不必知道任何元素的氧化值，它是通过氧化或还原半反应的前后电荷应相等来配平的，这是该法的一个优点或特点。

第一章物质及其变化第二节氧化还原反应与原电池原电池的组成借助于氧化还原反应产生电流的装置称为原电池。

当电路接通后，可以看到检流计的指针发生了偏转，根据指针偏转的方向，得知电子由锌片流向铜片（与电流方向相反）。

同时观察到锌片逐渐溶解，铜片上有铜沉积。

因此，在这两个烧怀中发生的反应分别为：

该装置中电子是通过导线由锌片流向铜片而不是在锌和铜离子之间直接传递的，故外电路中产生了电流。

第一章物质及其变化原电池的电动势正极与负极间的电势差就是原电池的电动势，电动势用符号表示。

通常在标准状态下测定，所得到的电动势为标准电动势，标准电动势以表示。

化学小常识.干电池的工作原理2.蓄电池的工作原理第一章物质及其变化铜锌原电池电池反应负极（