高二化学期末复习知识点总结

1、高二化学选修4期末复习提纲第一章 化学反应与能量 知识点1、反应热：化学反应过程中放出或吸收的热量。焓变：在恒温、恒压的条件下，化学反应过程中所吸收或释放的热量（QP）。2、符号：H 单位：kJ/mol3、规定：吸热反应:H > 0 或者值为“+”，放热反应:H < 0 或者值为“-”4、常见的放热反应和吸热反应：燃烧、中和反应、金属与酸反应、以及大部分化合反应是放热的大部分分解反应，电离、水解、高温下碳还原金属氧化物、碳与二氧化碳反应、Ba(OH)2与NH4Cl的反应等一般属于吸热反应。5、反应物总能量大于生成物总能量，放热反应，体系能量降低，H<0反应物总能量小于生成物总

2、能量，吸热反应，体系能量升高，H>0H在数值上等于反应物分子断裂旧键时所吸收的总能量与生成物分子形成新键时所释放的总能量之差，H=E生成物能量-E反应物能量=E反应物键能之和-E生成物键能之和6、热化学方程式：表示化学反应中放出或吸收的热量的化学方程式。书写热化学方程式注意事项:（1）反应物和生成物要标明其聚集状态，用g、l、s、aq表示不同状态。 （2）方程式右端用H 标明恒压条件下反应放出或吸收的热量，放热为负，吸热为正。 （3）热化学方程式中各物质前的化学计量数只表示物质的量，因此可以是整数或分数。 （4）对于相同物质的反应，当化学计量数不同时，其H 也不同，即H 的值与计量数成正

3、比,当化学反应逆向进行时,数值不变,符号相反。 7、盖斯定律：不管化学反应是一步完成或分几步完成，其反应热是相同的。化学反应的焓变（H）只与反应体系的始态和终态有关，而与反应的途径无关。规律：若多步化学反应相加可得到新的化学反应，则新反应的反应热即为上述多步反应的反应热之和。步骤：8、燃烧热：在101kPa时，l mol物质完全燃烧生成稳定的氧化物时的反应热.注意： 燃烧的条件是在101kPa； 标准:是以1mol燃料作为标准，因此书写热化学方程式时，其它物质的化学计量数可用分数表示； 物质燃烧都是放热反应，所以表达物质燃烧时的H均为负值； 燃烧要完全:C元素转化为CO2(g)，而不是CO；H

4、元素转化为H2O(l)，N元素转化为N2(g)。9.中和热：强酸与强碱的稀溶液反应生成1mol的水所放出的热量，KOH(aq) 1/2H2SO4(aq)= 1/2K2SO4(aq) H2O(l)；H=573 kJ·mol1第二章化学反应速率和化学平衡知识点第一节 化学反应速率1化学反应速率是用来衡量化学反应进行快慢程度的，通常用单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加来表示。 2表示方法：v(A)=c(A)/t =n(A)/（t.V ）单位：mol/(L·s)或mol/(L·min)或mol/(L·h)3同一化学反应用不同物质表示的速率数值可能不同，

5、速率之比等于其计量数之比。4影响因素浓度、压强、温度、催化剂、光、电、波、接触面、溶剂等 （1）浓度：固体、纯液体的浓度均可视作常数。故改变固体物质的量对速率无影响。 （2）压强：对反应前后气体总分子数没有改变的可逆反应来说，当压强改变时，V正、V逆的改变程度是相同的；对反应前后气体总分子数发生改变的可逆反应来说，当压强增加时，V正、V逆的改变程度是不相同的。（计量数大的一边改变的程度大） （3）温度：温度对V正、V逆的影响是不同的，升温时吸热反应一边增加的倍数要大于放热反应一边增加的倍数；降温时放热反应一边减少的倍数要小于吸热反应一边减少的倍数。 （4）催化剂：使用催化剂能同等程度地改变V正

6、、V逆。5.有效碰撞能发生化学反应的碰撞。有效碰撞发生的条件是发生碰撞的分子具有较高的能量和分子在一定的方向上发生碰撞。 活化分子在化学反应中，能量较高、可能发生有效碰撞的分子。活化能活化分子的平均能量与所有分子的平均能量之差（用Ea表示）。第二节 化学反应的方向和限度1 自发反应：在一定条件下无需外界帮助就能自动进行的反应。 2 自发进行的方向体系能量降低和混乱度增大都有促使反应自发进行的倾向。 熵(S)衡量一个体系混乱度的物理量。混乱度：气态液态固态 3 焓变（H）与混乱度（S）综合考虑 4化学反应方向的控制G = H - TS < 0 ，一定能自发。H0、S0，一定能自发进行H0、

7、S0，一定不能自发进行H0、S0，低温下能自发进行H0、S0，高温下能自发进行5化学反应的限度（1）化学平衡状态在一定条件下的可逆反应，正逆反应速率相等，反应物和生成物的浓 度不再发生变化。一定条件下可逆反应进行的最大限度。（2）化学平衡的特点动态平衡，V正=V逆0，（3）化学平衡常数一定温度下，到达平衡后各物质的物质的量浓度的关系。表达式：K= K越大，表示反应进行的程度越大。与反应速率无关。 （4）化学平衡状态的判断aV正V逆。即单位时间内某一物质生成量和消耗量相等，或对某一物质而言生成化学键的量和断裂化学键的量相等。b体系中各组分物质的百分含量保持不变。即各种物质的浓度、物质的量、颜色等

8、都不变；混合气体的总物质的量、总体积、总压强、平均相对分子质量也不变。（但对于反应前后气体总分子数不变的可逆反应，就不能用混合气体的总物质的量、总体积、总压强、平均相对分子质量已经不变来判断可逆反应已经达到平衡）-变量不变。第三节 化学平衡的移动1影响因素：浓度、压强、温度 平衡移动原理（勒夏特列原理）改变影响化学平衡的一个因素，平衡将向能够减弱这种改变的方向移动。2等效平衡同一反应，在一定条件下所建立的两个或多个平衡中，混合物中各成分的含量相同，这样的平衡称为等效平衡。3等效平衡的分类I类：恒温恒容下对于反应前后气体体积发生变化的反应来说（即V0的体系）：等价转化后，对应各物质起始投料的物质

9、的量与原平衡起始态相同。-等量投料，完全等效。II类：恒温恒容下对于反应前后气体体积没有变化的反应来说（即V=0的体系）：等价转化后，只要反应物（或生成物）的物质的量的比例与原平衡起始态相同，两平衡等效。-等比投料，不完全等效。III类：恒温恒压下对于气体体系等效转化后，要反应物（或生成物）的物质的量的比例与原平衡起始态相同，两平衡等效。-等比投料，不完全等效。4 速率和平衡图像分析（1）反应速度图像看起点，看变化趋势，看终点。（2）化学平衡图像分析法： 三步分析法：一看速率变化；二看正逆速率变化的相对大小；三看化学平衡移动的方向。 四要素分析法：看曲线的起点、变化趋势、转折点、终点。 先拐先

10、平：先出拐点的曲线先达到平衡。 定一议二：图像中有三个量时，先确定一个量不变，再讨论另外两个量的关系。第四节 化学反应条件的控制1 硫代硫酸钠与酸反应速率的影响因素浓度、温度对化学反应速率的影响；2 催化剂对过氧化氢分解反应速率的影响MnO2、CuO、FeCl3等对过氧化氢分解都有催化作用，但催化效果不同，且同一催化剂的接触面大小、颗粒大小也会影响效率。3 反应条件对平衡的影响（合成氨为例）第三章溶液中的离子反应知识点第一节 弱电解质的电离平衡物质单质化合物电解质非电解质： 。如SO3、CO2、C6H12O6、CCl4、CH2=CH2强电解质： 。如HCl、NaOH、NaCl、BaSO4弱电解

11、质： 。如H2O、HClO、NH3· H2O、Cu(OH)2、H、H2O混和物纯净物1电解质和非电解质：在水溶液中或熔融状态时是否能够导电的化合物。 2强电解质与弱电解质：在水溶液中能否完全电离的电解质；与溶解度和导电能力无关。强电解质与弱电质的本质区别：在水溶液中是否 （或是否存在电离平衡）注意：电解质、非电解质都是化合物 SO2、NH3、CO2等属于非电解质 强电解质不等于易溶于水的化合物（如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部电离，故BaSO4为强电解质）-电解质的强弱与导电性、溶解性无关。 3电离平衡在一定条件（如温度、浓度）下，当电解质分子电离成离子的速率和离子重新

12、结合成分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态。 4强弱电解质可通过实验证明进行判定的方法有(以CH3COOH简写为HAc为例)：（1）溶液导电性对比实验； （2）测0.01mol/LHAc溶液的pH 2；（3）测NaAc溶液的pH值；pH 7，则说明HAc为弱电解质 （4）测pH= a的HAc稀释100倍后所得溶液pH a +2（5）将物质的量浓度相同的HAc溶液和NaOH溶液等体积混合后溶液呈 性（6）中和10mLpH=1的HAc溶液消耗pH=13的NaOH溶液的体积 10mL;（7）将pH=1的HAc溶液与pH=13的NaOH溶液等体积混合后溶液呈 性（8）比较物质的量浓度相同的HAc

13、溶液与盐酸分别与同样的锌粒反应产生气体的速率，此法中的锌粒的表面积不好确定一模一样。 5强酸（HA）与弱酸（HB）的区别：(1) 溶液的物质的量浓度相同时，pH(HA) pH(HB) (2) pH值相同时，溶液的浓度CHA CHB(3) pH相同时，加水稀释同等倍数后，pHHA pHHB6影响因素：温度电离过程是吸热过程，温度升高，平衡向电离方向移动。 浓度弱电解质浓度越大，电离程度越小。 同离子效应在弱电解质溶液中加入同弱电解质具有相同离子的强电解质，使电离平衡向逆方向移动。 化学反应在弱电解质溶液中加入能与弱电解质电离产生的某种离子反应的物质时，可以使电离平衡向电离方向移动。7电离方程式的

14、书写-多元弱酸的电离应分步完成电离方程式，多元弱碱则一步完成电离方程式。8水的电离：水是一种极弱的电解质，能微弱电离。9水的离子积常数Kw= C(H+)×C(OH) Kw取决于温度,不仅适用于纯水,还适用于其他稀溶液。25时，Kw =1×10-14 在水溶液中,Kw中的C(OH-)、C(H+)指溶液中总的离子浓度. 常温下,任何稀的水溶液中均存在离子积常数，且Kw =1×10-14 。 不论是在中性溶液还是在酸碱性溶液，水电离出的C(H+)C(OH) 根据Kw=C(H)×C(OH) 在特定温度下为定值，C(H) 和C(OH) 可以互求。10影响水的电离平

15、衡移动的因素：升温：促进水的电离；酸或碱抑制水的电离；盐类的水解促进水的电离；例如：pH=2的硫酸溶液中，由水电离的C(H+)=10 -12mol/LpH=2的硫酸铵溶液中，由水电离的C(H+)=10 -2mol/L，所以pH=2的溶液中，由水电离的C(H+)可能为10 -2mol/L也可能为10 -12mol/L。反过来，由水电离的C(H+)=10 -12mol/L的溶液，pH可能为2也可能为12.11.电离常数： K值越大，电离程度越大，相应酸 (或碱)的酸(或碱)性越强。电离度： ,弱电解质浓度越大，电离程度越小。第二节 溶液的酸碱性1 溶液的酸碱性取决于溶液中氢离子浓度和氢氧根离子浓度

16、的相对大小。 酸性：c(H+)>c(OH-) 中性：c(H+)=c(OH-) 碱性： c(H+)<c(OH-)2常温下（25） 酸性溶液：C(H+)C(OH-)，C(H+) 1×10 -7mol/L 中性溶液：C(H+)= C(OH-)，C(H+) = 1×10 -7mol/L 酸性溶液：C(H+)C(OH-)，C(H+) 1×10 -7mol/L3溶液的PH值：表示溶液酸碱性的强弱。 PH= -lg c(H+) 适用于稀溶液，当溶液中c(H+)或c(OH-)大于1mol时，直接用浓度表示溶液的酸碱性。4PH值越小，酸性越强，PH越大，碱性越强。 PH

17、范围014之间，但PH值等于0的溶液不是酸性最强的溶液， PH值等于14的溶液不是碱性最强的溶液。 PH值增加一个单位C(H+)减小10倍5测定溶液酸碱性的常用方法: a. 酸碱指示剂 （石蕊、酚酞、甲基橙） b. PH试纸：广泛PH试纸：1-14，只能读得整数 精密PH试纸：精确到0.1. PH试纸的使用方法：剪下一小块PH试纸，放在玻璃片（或表面皿）上，用玻璃棒沾取一滴溶液滴在PH试纸上，半分钟内与比色卡比较，读出PH值。 c. PH计,它可以精确测量溶液的PH值。精确到0.01.6PH值计算的常见类型（1）溶液的稀释 .强酸：计算稀释后的溶液中的c(H+)，直接换算成PH .强碱：计算稀

18、释后的溶液中的c(OH-)，换算成c(H+)再求出PH值。【小结】一般情况下，强酸溶液每稀释10倍，pH值就增加1个单位，但稀释后pH值一定小于7；强碱溶液每稀释10倍，pH值就减小个单位，但稀释后pH值一定大于7。（2）强酸与强酸、强碱与强碱混合通常两种稀溶液混合，可认为混合后体积为二者体积之和。强酸与强酸混合，先算混合后的c(H+)，再算pH。强碱与强碱混合，先算混合后的c(OH-)，再由Kw求c(H+)及pH，或先算混合后的c(OH-)及pOH，再求pH。绝对不能先直接求才c(H+)，再按之来算pH。【经验公式】（其中0.3是lg2的近似值） 已知pH的两强酸等体积混合，混合液的pH=p

19、H小+0.3 已知pH的两强碱等体积混合，混合液的pH=pH大-0.3（3）酸碱混合：先判断过量，求出剩余的酸或碱的浓度，再求c(H+) 【注意】 强酸的稀释根据c(H+)计算，强碱的的稀释首先应由c(OH-)浓计算出c(OH-)稀，让后据Kw计算出c(H+)，再计算出PH，不能直接根据c(H+)计算。【总结】溶液的稀释规律： .强酸pH=a，加水稀释10n倍，则pH=a+n； 弱酸pH=a，加水稀释10n倍，则a<pH<a+n； 强碱pH=b，加水稀释10n倍，则pH=b-n； 弱碱pH=b，加水稀释10n倍，则b>pH>b-n； .酸、碱溶液无限稀释时，pH只能接近

20、7，但酸不能大于7，碱不能小于7（室温时） .对于浓度（或pH）相同的强酸和弱酸，稀释相同倍数，强酸的pH变化幅度大。（4）强酸与强碱溶液混合：其反应的实质是H+OH-=H2O，所以在计算时用离子方程式做比较简单，要从以下三种可能去考虑：(室温时）（1）若n（H+）=n（OH-），恰好中和，pH=7（2）若n（H+）>n（OH-），酸过量，计算剩下的c(H+)，再算pH（3）若n（H+）<n（OH-），碱过量，计算剩下的c(OH-)，再算pH7. 溶液酸碱性判定规律（1）PH相同的酸（或碱），酸（或碱）越弱，其物质的量浓度越大。（2）PH相同的强酸和弱酸溶液，加水稀释相同的倍数，则

21、强酸溶液PH变化大；碱也如此。（3）酸和碱的PH之和为14，等体积混合。若为强酸与强碱 ，则PH=7；若为强酸与弱碱，则PH7 ；若为弱酸与强碱，则PH7。（4）等体积的强酸和强碱混合 A、若二者PH之和为14，则溶液呈中性，PH=7 B、若二者PH之和大于14，则溶液呈碱性。 C、若二者PH之和小于14，则溶液呈酸性。8酸碱中和滴定原理 用已知浓度的酸（或碱）来测定未知浓度的碱（或酸）的方法叫做酸碱中和滴定。（1）酸式滴定用的是玻璃活塞，碱式滴定管用的是橡皮管。（思考为什么？）（2）滴定管的刻度从上往下标，下面一部分没有读数因此使用时不能放到刻度以下。（3）酸式滴定管不能用来盛放碱溶液，碱式

22、滴定管不盛放酸溶液或强氧化性的溶液。 （4）滴定管的精确度为0.01mL，比量筒精确；所以读数时要读到小数点后两位。 实际滴出的溶液体积=滴定后的读数-滴定前的读数（5）滴定操作：把滴定管固定在滴定管夹上，锥形瓶放在下面接液体，滴定过程中用左手控制活塞，用右手摇动锥形瓶，眼睛应注视锥形瓶中溶液颜色的变化（6）滴定终点判断：当滴入最后一滴溶液时颜色发生变化且半分钟内颜色不再发生变化即已达终点。（7）指示剂选择：强酸滴定强碱酚酞或甲基橙 强酸滴定弱碱甲基橙 强碱滴定弱酸酚酞（8）颜色变化： 强酸滴定强碱：甲基橙由黄色到橙色 酚酞由红色到无色 强碱滴定强酸：甲基橙由红色到橙色 酚酞由无色到粉红色（9

23、）注意：手眼：左手操作活塞或小球，右手振荡锥形瓶，眼睛注视锥形瓶中溶液的颜色变化速度先快后慢数据处理与误差分析：利用n酸c酸V酸=n碱c碱V碱进行分析读数：两位小数。因一次实验误差较大，所以应取多次实验的平均值。 下面是用标准酸滴定待测碱而引起的结果变化情况 ：实验操作情况对c碱的影响开始滴定时滴定管尖嘴处留有气泡偏大读数开始时仰视，终止时俯视偏小到滴定终点尚有一滴酸挂在滴定管尖嘴外而未滴入锥形瓶偏大洗净的酸式滴定管未用标准液润洗偏大洗净的锥形瓶用待测碱液润洗偏大不小心将标准液滴至锥形瓶外偏大不小心将待测碱液溅至锥形瓶外偏小滴定前向锥形瓶中加入10 mL蒸馏水，其余操作正常无影响第三节 盐类的

24、水解1盐类水解 定义：在溶液中盐电离出的弱离子与水所电离出来的H+或OH-结合生成弱电解质的反应。实质：破坏水的电离平衡，使水的电离平衡正向移动。特点：（1）可逆（与中和反应互逆） （2）程度小 （3）吸热2 盐类水解规律： 有弱才水解：必须含有弱酸或弱碱的离子才能发生水解； 无弱不水解：强酸强碱盐不水解； 都弱都水解：弱酸弱碱盐因阴、阳离子都能发生水解，可相互促进； 谁强显谁性：盐水解后的酸碱性取决于形成盐的酸和碱的强弱。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:Na2CO3 NaHCO3)3多元弱酸的水解多步完成， 多元弱碱的水解一步完成4常见完全双水解 Al3+

25、 与AlO2-、HCO3-、CO32-、S2-、HS-、 Fe3+ 与AlO2-、HCO3-、CO32-如：2Al3+ + 3S2- + 6H2O = 2Al(OH)3+ 3H2S5酸式盐溶液的酸碱性：.只电离不水解：如HSO4-，显 性 .电离程度水解程度，显 性 （如: HSO3- 、H2PO4-） .水解程度电离程度，显 性 （如：HCO3- 、HS- 、HPO42-）6盐类水解方程式的书写规律 （1）盐类水解一般是比较微弱的，通常用可逆符号表示，同时无沉淀和气体产生。 （2）多元弱酸的酸根离子水解是分步进行的，第一步水解程度比第二步水解程度大得多。 （3）多元弱碱的阳离子水解过程较为复

26、杂，通常写成一步完成。 （4）对于发生“完全双水解”的盐类，因水解彻底，故用“=”，同时有沉淀和气体产生。 （5）多元弱酸的酸式酸根离子，水解和电离同步进行。7影响盐类水解的外界因素：（1）温度越高越水解（2）浓度越稀越水解 a、增大盐溶液的物质的量浓度，平衡向水解方向移动，盐的水解程度减小 b、稀释盐溶液，平衡向水解方向移动，盐的水解程度增大。 c、外加酸或碱：可抑制或促进盐的水解。（具体再分析）8盐类水解的应用： （1）盐溶液酸碱性的判断： （2）溶液中离子浓度大小的比较： （3）实验室里配制FeCl3溶液时，常加入一定量的盐酸等 （4）泡沫灭火器： （5）蒸干某些盐溶液时，往往要考虑盐的

27、水解： （6）判断溶液中的离子能否大量共存9（1）基本原则：抓住溶液中微粒浓度必须满足的两种守恒关系： 电荷守恒：:任何溶液均显电 性，各阳离子浓度与其所带电荷数的乘积之和各阴离子浓度与其所带电荷数的乘积之和物料守恒: 某原子的总量(或总浓度)其以各种形式存在的所有微粒的量(或浓度)之和 质子守恒：即水电离出的H+浓度与OH-浓度相等。c(H+)+得H+后形成的微粒浓度·得H+数 = c（OH-）+得OH-后形成的微粒浓度·得OH-数（2）同浓度的弱酸和其弱酸盐 、同浓度的弱碱和其弱碱盐的电离和水解强弱规律：（中学化学常见的有三对）等浓度的HAc与NaAc的混合溶液：弱酸的

28、电离其对应弱酸盐的水解，溶液呈 性等浓度的NH3·H2O与NH4Cl的混合液：弱碱的电离其对应弱碱盐的水解，溶液 性等浓度的HCN与NaCN的混合溶液：弱酸的电离<其对应弱酸盐的水解，溶液呈 性第四节 沉淀溶解平衡1溶解度（S）：在一定温度下，某物质在100g 溶剂里达到饱和状态时所溶解的质量。2沉淀溶解平衡 概念：在一定的温度下，当沉淀溶解的速率和沉淀生成的速率相等的状态。 表示方法：AgCl（S）Ag+(aq)+Cl-(aq) 沉淀溶解平衡的特征：逆、等 、动、定、变 3影响沉淀溶解平衡的因素： （1）内因（决定因素）：溶质本身的性质 （2）外因：温度，外加酸碱盐4溶度积常

29、数（简称溶度积） （1）表示： Ksp （2）意义：Ksp的大小反映了物质在水中的溶解能力。Ksp越大，其溶解能力越强。 （3）特点：一定温度下，为一常数 5溶度积常数的应用6、沉淀生成的三种主要方式 （1）加沉淀剂法：Ksp越小（即沉淀越难溶），沉淀越完全；沉淀剂过量能使沉淀更完全。 （2）调pH值除某些易水解的金属阳离子：如加MgO除去MgCl2溶液中FeCl3。 （3）氧化还原沉淀法：7、沉淀的溶解： 沉淀的溶解就是使溶解平衡正向移动。常采用的方法有： ； ； 。8、沉淀的转化： 溶解度大的生成溶解度小的，溶解度小的生成溶解度 的。 如：AgCl AgBr AgI Ag2S 白色 淡黄色

30、 黄色 黑色第四章 电化学基础知识概括一个反应：氧化还原反应 两个转化：化学能和电能的相互转化三个条件：原电池、电解池和电镀池的形成条件 四个池子：原电池、电解池、 电镀池、精炼池第一节 原电池原电池：1、概念：化学能转化成电能的装置。2、组成条件：金属性不同的两个电极电解质溶液形成闭合回路自发进行的氧化还原反应3、电子流向：外电路：负极导线正极 内电路：盐桥中阴离子移向负极的电解质溶液，盐桥中阳离子移向正极的电解质溶液。4、电极反应：以锌铜原电池为例：负极：氧化反应 Zn 2e-=Zn2+（较活泼金属）正极：还原反应 Cu2+ + 2e-=Cu（较不活泼金属）总反应式：Zn + Cu2+ =

31、 Zn2+ +Cu 5、正、负极的判断：（发散思维）（1）从电极材料：一般较活泼金属为负极；或金属为负极，非金属为正极。(2)6、电解质溶液的选择：选择与电极越容易反应的电解质溶液越好。7、原电池的设计: 以氧化还原反应为基础，首先要确定原电池的正、负极，电解质溶液及电极反应；再利用基础知识书写电极反应式，第二节 化学电池1、电池的分类：化学电池、太阳能电池、原子能电池2、化学电池：化学能转化成电能装置。3、化学电池的分类：一次电池、二次电池、燃料电池4、判断电池优劣的标准：电能和输出功率的大小、电池储存时间的长短等一、一次电池 1、一次电池：活性物质（发生氧化还原反应的物质）消耗到一定程度，

32、就不能使用的电池，也叫 2、常见一次电池：锌锰干电池、锌锰碱性电池、锌银电池、锂电池等 3、电极反应：碱性锌锰电池 负极：锌：Zn + 2OH- - 2e-=Zn（OH）2 正极：氧化锰：2MnO2+ 2H2O + 2e-=2MnOOH + 2OH-总反应式：Zn +2MnO2 + 2H2O=2MnOOH + Zn（OH）2锌银电池 负极：Zn + 2OH- - 2e- = ZnO + H2O正极：Ag2O + H2O + 2e-= 2Ag + 2OH- 总反应式：Zn + Ag2O = ZnO + 2Ag二、二次电池1、二次电池：放电后可以再充电使活性物质获得再生，可以多次重复使用，又叫充电

33、电池/蓄电池。2、电极反应：铅蓄电池 放电：作原电池 负极（铅）：Pb+ SO42- - 2e- = PbSO4正极（氧化铅）：PbO2 + 4H+ + SO42-+2e-=PbSO4 + 2H2O充电：作电解池 阴极：PbSO4 + 2e- = Pb+ SO42-阳极：PbSO4 + 2H2O -2e-=PbO2 + 4H+ + SO42- 两式可以写成一个可逆反应： Pb + PbO2 + 2H2SO42PbSO4 + 2H2O 介绍目前已开发出新型蓄电池：银锌电池、镉镍电池、氢镍电池、锂离子电池、聚合物锂离子电池三、燃料电池 1、燃料电池：一种连续地将燃料和氧化剂的化学能直接转换成电能的

34、化学电池 2、电极反应：一般燃料电池发生的电化学反应的最终产物与燃烧产物相同，可根据燃烧反应写出总的电池反应，但不注明反应的条件。负极发生氧化反应，正极发生还原反应，不过要注意一般电解质溶液要参与电极反应。以氢氧燃料电池为例，铂为正、负极，介质分为酸性、碱性和中性。当电解质溶液呈酸性时： 负极：2H2 2e- = 4H+ 正极：O2 + 4H+ +4e- =2H2O当电解质溶液呈碱性时： 负极：H2 + 2OH- -2e- = 2H2O 正极：O2 + 2H2O + 4e- = 4OH-（燃料电池的电极反应式与其电解质的酸碱性紧密联系。）3、燃料电池的优点：能量转换率高、废弃物少、运行噪音低四

35、、废弃电池的处理：回收利用第三节 电解池一、电解原理1、电解池：电能转化成化学能的装置，也叫电解槽2、电解使电流通过电解质溶液而在阴阳两极引起氧化还原反应的过程3、放电：当离子到达电极时，失去或获得电子，发生氧化还原反应的过程4、电子流向：（电源）负极（电解池）阴极（离子定向运动）电解质溶液（电解池）阳极（电源）正极5、电极名称及反应： 阳极：与直流电源的正极相连的电极，发生氧化反应 阴极：与直流电源的负极相连的电极，发生还原反应6、电解CuCl2溶液的电极反应： 阳极：2Cl- -2e- =Cl2（氧化反应） 阴极：Cu2+ +2e- = Cu（还原反应）总反应式：CuCl2 Cu + Cl

36、27、电解本质：电解质溶液的导电过程，就是电解质溶液的电解过程规律总结：电解反应离子方程式书写：（1）分清电极：阳极和阴极（2）先看电极材料再分析溶液：阳离子和阴离子（3）放电顺序：阳极：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“阳失氧阴得还”的规律来书写电极反应式。阴离子的放电顺S2->I->Br->Cl->OH->NO3->SO42-(等含氧酸根离子)>F-阴极：阳离子的放电顺序Ag+>Hg2+>Fe

37、3+>Cu2+>H+（指酸电离的)>Pb2+>Sn2+>Fe2+>Zn2+> H+（指水电离的)>Al3+>Mg2+>Na+>Ca2+>K+（4）牢记守恒：原子守恒、电荷守恒和电子守恒（5）电极反应必须写成离子的放电，总反应中弱电解质写化学式。（6）注明条件：总反应一定要注明条件-通电（或电解）。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）通电前，溶液中的离子：H+、OH、Cl、Na+ （2）通电后，H+ 、Cl 优先放电 阳极：2Cl- - 2e- = Cl2（氧化反应） 阴极：2H+ +2e-

38、= H2（还原反应） 总反应式：2NaCl + 2H2O2NaOH + H2 + Cl22、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 = 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3、Cu的电解精炼原理 阳极(粗铜)：Zn-2e-=Zn2+，Ni-2e-=Ni2+，Cu-2e-=Cu2+ 金属活动顺序排在Cu后的Ag、Au、Pt等失电子能力小于Cu，以金属单质沉积于阳极，成为“阳极泥”。

39、阴极(纯铜)：Cu2+2e-=Cu， Zn2、Ni2等阳离子得电子能力小于Cu2+而留在电解质溶液中。 电解液：可溶性铜盐溶液，如CuSO4溶液 4、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（熔融） = Na + + Cl通直流电后：阳极：2Na+ + 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

40、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（电子输出极），有关装置为原电池，其余为电镀池或电解池。第四节 金属的电化学腐蚀和防护一、金属的电化学腐蚀（1）金属腐蚀：金属与周围接触到的气体或液体物质发生氧化还原反应而引起损耗的现象（2）金属腐蚀的本质：都是金属原子失去电

41、子而被氧化的过程（3）金属腐蚀的分类：化学腐蚀金属与接触到的干燥气体或非电解质液体等直接发生化学反应而引起的腐蚀。 电化学腐蚀不纯的金属与电解质溶液接触时，会发生原电池反应，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.（4）电化学腐蚀的分类： 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、SO2、H2S等气体）电极反应：负极：Fe-2e- = Fe2+（氧化反应） 正极：2H+ +2e- = H2（还原反应）总反应式：Fe + 2H+ =Fe2+ + H2吸氧腐蚀反应过程吸收氧气条件：水膜的酸性很弱或中性 电极反应：负极：2Fe 4e- =

42、 2Fe2+（氧化反应）正极：2H2O + O2 + 4e- = 4OH-（还原反应）总反应式：2Fe + O2 + 2H2O = 2Fe（OH）2 生成的 Fe(OH)2被空气中的O2氧化，生成 Fe(OH)3 ， 4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O = 4Fe(OH)3Fe(OH)3脱去一部分水就生成Fe2O3·x 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护措施的腐蚀防护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护条件的腐蚀无防护条件的腐蚀

43、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：把金属制成防护的合金3、把金属与腐蚀性试剂隔开：电镀、油漆、涂油脂、表面钝

44、化等化学选修5有机化学基础知识点总结一、重要的物理性质1有机物的溶解性（1）难溶于水的有：各类烃、卤代烃、硝基化合物、酯、绝大多数高聚物、高级的（指分子中碳原子数目较多的，下同）醇、醛、羧酸等。（2）易溶于水的有：低级的一般指N(C)4醇、醛、羧酸及盐、氨基酸及盐、单糖、二糖。（它们都能与水形成氢键）。（3）具有特殊溶解性的： 乙醇是一种很好的溶剂，既能溶解许多无机物，又能溶解许多有机物，所以常用乙醇来溶解植物色素或其中的药用成分，也常用乙醇作为反应的溶剂，使参加反应的有机物和无机物均能溶解，增大接触面积，提高反应速率。例如，在油脂的皂化反应中，加入乙醇既能溶解NaOH，又能溶解油脂，让它们在

45、均相（同一溶剂的溶液）中充分接触，加快反应速率，提高反应限度。 苯酚：室温下，在水中的溶解度是9.3g（属可溶），易溶于乙醇等有机溶剂，当温度高于65时，能与水混溶，冷却后分层，上层为苯酚的水溶液，下层为水的苯酚溶液，振荡后形成乳浊液。苯酚易溶于碱溶液和纯碱溶液，这是因为生成了易溶性的钠盐。 乙酸乙酯在饱和碳酸钠溶液中更加难溶，同时饱和碳酸钠溶液还能通过反应吸收挥发出的乙酸，溶解吸收挥发出的乙醇，便于闻到乙酸乙酯的香味。 有的淀粉、蛋白质可溶于水形成胶体。蛋白质在浓轻金属盐（包括铵盐）溶液中溶解度减小，会析出（即盐析，皂化反应中也有此操作）。但在稀轻金属盐（包括铵盐）溶液中，蛋白质的溶解度反而

46、增大。 线型和部分支链型高聚物可溶于某些有机溶剂，而体型则难溶于有机溶剂。 氢氧化铜悬浊液可溶于多羟基化合物的溶液中，如甘油、葡萄糖溶液等，形成绛蓝色溶液。2有机物的密度（1）小于水的密度，且与水（溶液）分层的有：各类烃、一氯代烃、氟代烃、酯（包括油脂）（2）大于水的密度，且与水（溶液）分层的有：多氯代烃、溴代烃（溴苯等）、碘代烃、硝基苯3有机物的状态常温常压（1个大气压、20左右）（1）气态： 烃类：一般N(C)4的各类烃注意：新戊烷C(CH3)4亦为气态 衍生物类：一氯甲烷（CH3Cl，沸点为-24.2） 氟里昂（CCl2F2，沸点为-29.8）氯乙烯（CH2=CHCl，沸点为-13.9）

47、 甲醛（HCHO，沸点为-21）氯乙烷（CH3CH2Cl，沸点为12.3） 一溴甲烷（CH3Br，沸点为3.6）四氟乙烯（CF2=CF2，沸点为-76.3） 甲醚（CH3OCH3，沸点为-23）*甲乙醚（CH3OC2H5，沸点为10.8） *环氧乙烷（ ，沸点为13.5）（2）液态：一般N(C)在516的烃及绝大多数低级衍生物。如，己烷CH3(CH2)4CH3 环己烷 甲醇CH3OH甲酸HCOOH溴乙烷C2H5Br 乙醛CH3CHO 溴苯C6H5Br硝基苯C6H5NO2特殊：不饱和程度高的高级脂肪酸甘油酯，如植物油脂等在常温下也为液态（3）固态：一般N(C)在17或17以上的链烃及高级衍生物。

48、如，石蜡C16以上的烃饱和程度高的高级脂肪酸甘油酯，如动物油脂在常温下为固态特殊：苯酚（C6H5OH）、苯甲酸（C6H5COOH）、氨基酸等在常温下亦为固态4有机物的颜色 绝大多数有机物为无色气体或无色液体或无色晶体，少数有特殊颜色，常见的如下所示： 三硝基甲苯（ 俗称梯恩梯TNT）为淡黄色晶体； 部分被空气中氧气所氧化变质的苯酚为粉红色； 2，4，6三溴苯酚 为白色、难溶于水的固体（但易溶于苯等有机溶剂）； 苯酚溶液与Fe3+(aq)作用形成紫色H3Fe(OC6H5)6溶液； 多羟基有机物如甘油、葡萄糖等能使新制的氢氧化铜悬浊液溶解生成绛蓝色溶液； 淀粉溶液（胶）遇碘（I2）变蓝色溶液； 含

49、有苯环的蛋白质溶胶遇浓硝酸会有白色沉淀产生，加热或较长时间后，沉淀变黄色。5有机物的气味许多有机物具有特殊的气味，但在中学阶段只需要了解下列有机物的气味： 甲烷 （无味） 乙烯 稍有甜味(植物生长的调节剂) 液态烯烃 汽油的气味 乙炔 无味 苯及其同系物 芳香气味，有一定的毒性，尽量少吸入。 一卤代烷不愉快的气味，有毒，应尽量避免吸入。 二氟二氯甲烷（氟里昂） 无味气体，不燃烧。 C4以下的一元醇 有酒味的流动液体 C5C11的一元醇 不愉快气味的油状液体 C12以上的一元醇 无嗅无味的蜡状固体 乙醇特殊香味 乙二醇甜味（无色黏稠液体） 丙三醇（甘油）甜味（无色黏稠液体） 苯酚特殊气味 乙醛刺

50、激性气味 乙酸强烈刺激性气味（酸味） 低级酯芳香气味 丙酮令人愉快的气味二、重要的反应1能使溴水（Br2/H2O）褪色的物质（1）有机物 通过加成反应使之褪色：含有、CC的不饱和化合物 通过取代反应使之褪色：酚类注意：苯酚溶液遇浓溴水时，除褪色现象之外还产生白色沉淀。 通过氧化反应使之褪色：含有CHO（醛基）的有机物（有水参加反应） 通过萃取使之褪色：液态烷烃、环烷烃、苯及其同系物、饱和卤代烃、饱和酯（2）无机物 通过与碱发生歧化反应：3Br2 + 6OH- = 5Br- + BrO3- + 3H2O或Br2 + 2OH- = Br- + BrO- + H2O 与还原性物质发生氧化还原反应，如

51、H2S、S2-、SO2、SO32-、I-、Fe2+2能使酸性高锰酸钾溶液KMnO4/H+褪色的物质（1）有机物：含有、CC、OH（较慢）、CHO的物质与苯环相连的侧链碳碳上有氢原子的苯的同系物（与苯不反应）（2）无机物：与还原性物质发生氧化还原反应，如H2S、S2-、SO2、SO32-、Br-、I-、Fe2+3与Na反应的有机物：含有OH、COOH的有机物（2OH - 2Na - H2）与NaOH反应的有机物：常温下，易与含有酚羟基、COOH的有机物反应；加热时，能与卤代烃、酯发生水解反应与Na2CO3反应的有机物：与含有酚羟基的有机物反应生成酚钠和NaHCO3；与含有COOH的有机物反应生成

52、羧酸钠，并放出CO2气体；与NaHCO3反应的有机物：与含有COOH的有机物反应生成羧酸钠并放出等物质的量的CO2气体。4既能与强酸，又能与强碱反应的物质（1）2Al + 6H+ = 2 Al3+ + 3H2 2Al + 2OH- + 2H2O = 2 AlO2- + 3H2（2）Al2O3 + 6H+ = 2 Al3+ + 3H2O Al2O3 + 2OH- = 2 AlO2- + H2O（3）Al(OH)3 + 3H+ = Al3+ + 3H2O Al(OH)3 + OH- = AlO2- + 2H2O（4）弱酸的酸式盐，如NaHCO3、NaHS等等NaHCO3 + HCl = NaCl + CO2+ H2O NaHCO3 + NaOH = Na2CO3