高二化学反应原理 全册知识点.doc

化学反应原理内容要点总结1.1.1化学反应的反应热与焓变一、反应热与键能的关系反应物生成物吸能E1旧键断裂新键形成放能E2E1E2 吸热反应E10 Q0放热反应 H0 QIBrClOHSO2 4阳离子 Ag+Fe3+Cu2+H+Pb2+Sn2+Fe2+Zn2+Al3+Na+Ca2+K+例1. 用石墨电极电解CuCl2溶液【答】确定溶液离子种类Cu2+ ,H+ ,Cl ,OH阳极：2Cl2e= Cl2 阴极：Cu2+ + 2e= Cu 总反应： 例2.用石墨电极电解NaCl溶液【答】确定溶液离子种类Na+, H+,Cl,OH阳极：2Cl2e= Cl2 阴极：2H+ + 2e= H2 总反应： 注意：反应物中的H+ 来自水的电离，应知道离子方程式中的水不拆 2H2O=2H+ 2OH两者相加可得： 1.2.2 电解的应用【教学目标】1. 掌握电解的4种应用2. 掌握电解饱和食盐水阴极和阳极产物的判断【教学过程】一、 电解饱和食盐水溶液离子种类:Na+ 、Cl 、H+ 、OH 阴极 2H+2e-=H2 阳极 2Cl-+2e-=Cl2总反应 【现象】两电极上均有气体生成；阴极区域溶液变红色，阴极气体收集到试管，移近酒精灯有“噗”声；阳极气体有刺激性气味，能使湿润的淀粉碘化钾试纸变蓝色，即是Cl2。【解释】阴极区域溶液变红色H2O电离生成H+和OH，H+参加反应，促进H2O的电离，OH浓度增大，湿润的淀粉碘化钾试纸变蓝色Cl2+2KI=2KCl+I2， I2使淀粉变蓝色二、 铜的电解精炼【要点】粗铜做阳极，精铜做阴极，电解液为H2SO4酸化的CuSO4溶液阳极(粗铜) Zn，Fe，Ni，Cu，Ag，Au，PtZn-2e-= Zn2+ Fe-2e-= Fe2+ Ni-2e-= Ni2+Cu-2e-= Cu2+阴极（精铜） Cu2+2e-= Cu 【原理】活性电极做阳极，电极本身反应。Zn,Fe,Ni,Cu均反应，Ag,Au,Pt因不如Cu活泼，以单质沉降，形成阳极泥。阴极反应Zn2+,Fe2+,Ni2+,Cu2+,其中Cu2+更易反应，Zn2+,Fe2+,Ni2+则留在电解液里。 【结果】粗铜变成精铜，溶液中CuSO4浓度逐渐减小三、 电镀（铁片上镀铜）阴极-镀件Cu2+2e-= Cu 阳极-镀层金属Cu-2e-= Cu2+ 电镀液-含镀层金属的盐溶液注意：电镀液中CuSO4浓度不变四、 惰性电极电解下列溶液1. AgNO3溶液阳极：4OH4e=2H2O+O2 阴极：4Ag+4 e=4Ag总式：4Ag+2H2O=4 Ag + O2+4H+2. CuSO4溶液阳极：4OH4e=2H2O+O2 阴极：4H+4 e=H2总式：2Cu2+2H2O=2Cu + O2+4H+1.3.1原电池的工作原理【课程目标】1. 通过铜锌原电池的学习，掌握原电池的构成，学会判断正、负极，能写出电极反应及总反应； 2.掌握原电池原理的应用【原电池】-将化学能转变为电能的装置较活泼的电极（负极）本身失去电子发生氧化反应，电子经导线移动使电流计指针偏转，并聚集到不活泼电极（正极）表面，溶液中的阳离子移向正极得到电子发生还原反应。【原电池形成条件】1.活性不同的两个电极；2.电解质溶液；3.形成闭合回路；4.能自发地进行氧化还原反应。【规定】负极-较活泼电极，失电子，发生氧化反应，通常溶解，质量减小 正极-不活泼电极，得电子，发生还原反应，通常质量增大或产生气泡【带电粒子的移动方向】导线（电子）：负极正极溶液（离子）：阳离子移向正极，阴离子移向负极【拓展】负极：Zn-2e-=Zn2+ 正极：Cu2+2e-=Cu总式：Zn+Cu2+=Cu+ Zn2+ 认识盐桥（内有离子移动，形成闭合回路）（）ZnZnSO4CuSO4Cu（+）【原电池的应用】1. 加快氧化还原反应。如Zn与稀硫酸反应制H2，粗Zn比纯Zn反应快再如Zn与稀硫酸反应制H2，加入适量CuSO4固体，反应加快2. 比较金属活动性强弱，负极比正极活泼。1.3.2化学电源（1）一次电源（用完即弃）如锌锰干电池A锌锰干电池（）ZnNH4Cl，ZnCl2MnO2，C（+）特点：自放电而使存放时间缩短，放电后电压下降较快B碱性锌锰干电池（）ZnKOHMnO2，C（+）特点：单位质量所输出的电能多且存储时间长（2）二次电源（可反复充电放电）如铅蓄电池，镍镉电池，镍氢电池，银锌电池，锂电池。 充电电池的充放电过程恰好相反：充电时原来的负极作阴极，正极作阳极放电时-原电池 负极（氧化反应），正极（还原反应）充电时-电解池 阴极（还原反应），阳极（氧化反应）【举例】铅蓄电池 Pb+ PbO2+2H2SO4= 2PbSO4+2H2O放电时（原电池） 负极：Pb+SO42-2e=PbSO4 正极：PbO2+4H+SO42-+2e= PbSO4+2H2O充电时（电解池） 阴极：PbSO4+2e=Pb+SO42- 阳极：PbSO4+2H2O2e= PbO2+4H+SO42-（3）燃料电池【原理】电池的正负极反应气体分别储存在电池之外的容器中。两种气体分别不断地输入燃料电池的两极，通过燃料气体在负极发生的氧化反应和O2在正极发生的还原反应，实现一个相当于燃烧反应的电池反应，将化学能转变为电能。【燃料电池电极反应的书写】第一步 写电池总反应 燃料电池的总反应与燃料的燃烧反应一致，若产物能和电解质反应，则总反应为加和后的反应（主要是碱性条件下CO2+2NaOH=Na2CO3+H2O）第二步 写正极反应 O2a.酸性O2+4H+4e=2H2O b.碱性O2+2H2O+4e=4OHc.熔融碳酸盐O2+2CO2+4e=2CO32- d.固体电解质O2+4e=2O2-第三步 写负极反应（总反应正极反应）【举例】例1. 酸性H2-O2燃料电池 2H2+ O2=2H2O 正极O2+4H+4e=2H2O 负极H2 2e=2H+例2. 碱性H2-O2燃料电池电池 2H2+ O2=2H2O 正极O2+2H2O +4e=4OH 负极H2 +2OH 2e=2H2O 例3. 酸性CH4 -O2燃料电池CH4+ 2O2=CO2+2H2O 正极O2+4H+4e=2H2O 负极CH4+ 2H2O 8e= CO2+8H+例4. 碱性CH4 -O2燃料电池 CH4+ 2O2+2OH=CO32-+3H2O 正极O2+2H2O +4e=4OH 负极CH4+ 10OH 8e= CO32-+7H2O1.3.3金属的腐蚀与防护【教学目标】1. 知道金属腐蚀的两种类型2. 掌握析氢腐蚀和吸氧腐蚀的原理3. 运用电化学知识防止金属腐蚀【教学过程】金属腐蚀的实质是金属被氧化的过程化学腐蚀-金属与接触到的物质（O2，Cl2等）发生化学反应引起电化学腐蚀-两种金属接触（或不纯金属）暴露在潮湿空气（即电解质溶液）时，形成原电池，被腐蚀的金属作负极，失电子变成金属阳离子进入溶液发生损耗。电化学腐蚀比化学腐蚀常见【金属电化学腐蚀的原理】铁铆钉-负极，铜板-正极水膜（溶有CO2，NaCl等）-电解质溶液1. 析氢腐蚀（酸性较强）负极Fe2e=Fe2+ 正极2H+2e=H22. 吸氧腐蚀（酸性较弱或中性或碱性）负极Fe2e=Fe2+ 正极O2+2H2O+2e=4OH 总反应2Fe+O2+2H2O=2 Fe(OH)2Fe(OH)2不稳定迅速被氧化 4Fe(OH)2+O2+2H2O=4Fe(OH)3 【金属的防护】（1） 改变内部结构，钢铁+Ni/Cr制不锈钢（2） 防止形成原电池a保持干燥 b覆盖保护层隔绝空气（油漆，搪瓷，塑料等）c镀上一层金属（Zn，Sn，Cr，Ni） d铁钝化（致密氧化膜）（3） 电化学保护法A牺牲阳极保护法让被保护的金属作正极，还原性强的金属作负极（即阳极-氧化反应），负极被消耗，正极避免了腐蚀。如航海的船只的船底四周镶嵌锌块，用牺牲锌块的方法来保护船身，锌块必须定期更换B阴极电保护法 电解池中，阴极金属再活泼也不参与反应，故可将被保护的金属与外加直流电源的负极相连成为阴极，得到保护。【金属腐蚀的快慢规律】电解原理引起的腐蚀原电池原理引起的腐蚀化学腐蚀有保护措施的腐蚀。2.1化学反应的方向【学习目标】1.理解焓变、熵变与反应方向的关系2.学会运用关系式H-TS判断反应的方向一、自发过程概念：在一定温度和压强下，不借助外部力量就能自动进行的过程特点：具有方向性，即过程的某个方向在一定条件下是自发的，而其逆方向在该条件下肯定是不能自发进行。1. 焓判据-放热反应有利于自发进行（表现为大多数能自发进行的反应为放热反应）2. 熵判据-熵增大有利于反应自发进行（表现为大多数自发进行的反应为熵增大）熵 S 体系的混乱度，越混乱，熵值越大S= S（产物） - S（反应物）S气体体积增大的反应，S0; 气体体积减小的反应，S S（l） S（s）H0, S0高温有利于自发进行H0任意温度均可自发进行行3. 复合判据H-TSH-TS0反应不能自发进行H0, S0, S0任意温度均不能自发进行2.2化学反应的限度【学习目标】1. 了解化学平衡常数K，浓度商Q，转化率的含义，表达式2. 能够利用Q vs K，v(正) vs v(逆)来判断平衡移动的方向3. 了解温度、浓度、压强和催化剂对化学平衡移动的影响4. 了解化学平衡移动原理（勒夏特列原理）5. 了解等效平衡原理及应用【化学平衡状态判断依据】同种物质，v(正) =v(逆)，即其生成速率=消耗速率1. 不同物质，要求v(正)与v(逆)同时出现，并且速率之比等于化学计量数之比2. 变量不再改变（如压强，密度，气体平均相对分子质量，颜色等，需判断）一、K-Q-1.化学平衡常数K定义：在一定温度下，当一个可逆反应达到化学平衡状态时，生成物浓度的幂之积与反应物的幂之积的比值表达式：对于任意可逆反应（纯固体或溶剂不出现在平衡常数表达式中）意义：平衡常数K的大小反映化学反应可能进行的限度，K值越大，反应进行的程度越大KK10-510-5K105反应程度很难进行可逆反应进行得较完全影响因素：K只与温度有关。吸热反应，T则K；放热反应，T则K。2.浓度商Q对于任意可逆反应（纯固体或溶剂不出现在浓度商表达式中）3.平衡转化率二、化学平衡移动的方向平衡状态 Q=K v(正) = v(逆)平衡正向移动 Q v(逆)平衡逆向移动 QK v(正) OH- 或 n(H+) n(OH-) 溶液呈酸性 pHH+ OH- 或 n(H+) （5）混合溶液中例子浓度的比较，要根据电离程度、水解程度的相对大小 进行综合分析 电离大于水解，NH3H2O与NH4Cl等量混合CH3COOH 电离大于CH3COO-水解，CH3COOH与CH3COO-等量混合，则HCN电离小于CN-水解，HCN与CN-等量混合，则3.3沉淀溶解平衡【学习目标】1. 了解沉淀溶解平衡的建立过程及特点2. 理解沉淀溶度积的概念，能从Q与Ksp大小关系，来判断沉淀的转化和溶解。3. 能够运用平衡移动的观点对沉淀的溶解、生成和转化进行分析。一、 沉淀溶解平衡（1）沉淀溶解平衡的建立以PbI2沉淀溶解为例：从固体溶解平衡的角度，PbI2在溶液中存在下述两个过程：一方面在水分子作用下，少量Pb2+和I-脱离PbI2的表面溶入水中；另一方面，溶液中Pb2+和I-受PbI2表面阴阳离子的吸引，回到PbI2的表面析出沉淀，在一定温度下，当沉淀溶解和生成的速率相等时，便得到PbI2的饱和溶液，即建立下列动态平衡：（2）沉淀溶解平衡的特征逆-沉淀与溶解同时进行动-动态平衡，溶解和沉淀仍在继续进行等-v(溶解）=v(溶解)0定-达到平衡时，溶液中离子的浓度保持不变变-当外界条件发生改变时，溶解平衡将发生移动，达到新的平衡（3）影响沉淀平衡的因素内因：沉淀物（难溶电解质）本身的性质外因：a温度 温度升高，多数溶解平衡向溶解的方向移动b浓度 稀释向溶解的方向移动c同离子效应 加入与难溶电解质构成相同的离子，将使溶解平衡向生成沉淀的方向移动。如，在AgCl的饱和溶液中，加入AgNO3或NaCl固体，由于体系中Ag+或Cl-增大，使得平衡向左移动，导致AgCl的溶解度降低d其他因素 向平衡体系中加入可与体系中的某些离子生成更难溶物质或气体的离子，将使沉淀溶解平衡向溶解的方向移动。如，在CaCO3的悬浊液中加少量稀盐酸，因减小，平衡右移，使CaCO3固体继续溶解二、沉淀溶解平衡常数溶度积1.溶度积（1）定义：在一定条件下，难溶性物质的饱和溶液中，存在沉淀溶解平衡，其平衡常数叫做溶度积常数或溶度积（2）表达式：任意溶解平衡，如，如，（3）意义：溶度积Ksp反映了物质在水中的溶解能力。对于阴、阳离子个数比相同的电解质，Ksp越大，电解质在水中的溶解能力越强。（4）影响因素：Ksp只受电解质本身的性质（内因）和温度的影响，离子浓度的改变不能改变Ksp的大小。2.溶度积规则 Ksp-溶度积常数，Q-浓度商QKsp，溶液过饱和，（平衡左移）有沉淀析出，直至溶液饱和，达到新的平衡Q=Ksp，溶液饱和，沉淀与溶解处于平衡状态QKsp，平衡左移，生成PbI2黄色沉淀（2）医疗上用BaSO4作“钡餐”，而不用BaCO3 ， 胃酸酸性很强（pH=0.91.5），H+与反应，平衡右移，使Ba2+浓度增大引起人体中毒，而H+不与反应，对BaSO4的溶解平衡没有影响，Ba2+浓度足够小，安全。（3）钡盐中毒用Na2SO4溶液洗胃 误食可溶性钡盐，会造成钡中毒。中毒患者应尽快用5.0的Na2SO4溶液洗胃，随后导泻使钡盐尽快排出体内。，加Na2SO4使增大，QKsp，平衡左移，生成不溶于水、不溶于酸的BaSO4沉淀。（4）沉淀生成的方法：调节溶液的pH法：使杂质离子转化为氢氧化物沉淀。如工业原料NH4Cl中含杂质FeCl3，为除去FeCl3，可使原料溶于水，再加入氨水调pH4，即可使Fe3转化为Fe(OH)3沉淀而除去。 加沉淀剂法：加入沉淀剂而析出沉淀。如以Na2S、H2S等作沉淀剂，使某些金属离子如Cu2、Hg2等生成极难溶的硫化物CuS、HgS等沉淀。 2沉淀的溶解 （1）酸碱溶解法：加入酸或碱与溶解平衡体系中的相应离子反应，降低离子浓度，使平衡向溶解方向移动。如难溶于水的BaCO3可溶于盐酸中。 （2）发生氧化还原反应使沉淀溶解： 有些金属硫化物如CuS、HgS等，其溶度积特别小，在其饱和溶液中c(S2)特别小，不溶于非氧化性强酸，只溶于氧化性酸(如硝酸、王水等)，S2被氧化以减小其浓度，而达到沉淀溶解的目的。 （3）生成配合物使沉淀溶解：向沉淀溶解平衡体系中加入适当的配合剂，使溶液中某种离子生成稳定的配合物，以减少其离子浓度，从而使沉淀溶解。如溶解AgCl可加入氨水生成Ag(NH3)2。 （4）盐溶解法Mg(OH)2可溶于NH4Cl溶液，加NH4Cl溶液，则，使得QKsp溶解平衡向右移动，Mg(OH)2溶解3沉淀的转化 （1）沉淀转化的实质：沉淀转化的实质是沉淀溶解平衡的移动。通常，一种沉淀可以转化为更难溶的沉淀，两种难溶物的溶解能力差别越大，这种转化的趋势就越大。 （2）转化实例：依据沉淀转化的原理，可用FeS等难溶物作为沉淀剂除去废水中的重金属离子（Cu2+，Pb2+，Hg2+）： 如 FeS(s)Hg2+(aq)=HgS(s)Fe2+(aq)。硬水中的Mg(HCO3)2煮沸时分解为MgCO3，继续煮沸过程中，MgCO3转化为更难溶的Mg(OH)2。AgNO3溶液AgCl(白色沉淀) AgBr(淡黄色沉淀) AgI(黄色沉淀) Ag2S(黑色沉淀)。3.4离子反应【学习目标】1. 掌握离子反应发生的条件和实质2