高二化学选修4期末复习提纲

1、高二化学选修4期末复习提纲第一章知识网络本质原因：化学反应是旧键断裂和新键形成的过程吸热反应： H 0化学反应中的反应热：符号为 H,单位是kJ/mol热量变-化放热反应： HV0反应热的测量：一般利用量热计进行测量反应热的计算：可利用盖斯定律计算无法测量的反应热常见的吸热反应和放热反应燃烧、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NH4CI的反应 等一般属于吸热反应。1、活化分子：能够发生 的分子叫做活化分子。加入反应物，活化分子 数目 一活化分子百分数 （填增大、减小、不变，下同），有气体参加

2、反应的增大容器压强，活化分子数目 ，活化分子百分数 升高容器温度， 活化分子数目 一活化分子百分数2、放热反应：反应物总能量 （填大于、小于或等于，下同 ）生成物总能量，从微观角度讲，断键吸收的能量 成键放出的能量， H 0吸热反应：反应物总能量 （填大于、小于或等于，下同 ）生成物总能量，从微观角度讲，断键吸收的能量 成键放出的能量， H 0利用反应物和生成物键能之和比较，H=。利用反应物和生成物的总能量比较，H=。3、常见的放热反应类型有： .、常见的吸热反应类型有：.4、热化学方程式的正确书写： 要注明反应的 ，若反应是在 和条件下进行的，可以不予注明。要注明反应物和生成物的聚集状态或晶

3、形。常用、分别表示固体、液体、气体和溶液。一定要注明反应的始变(H)。注意 H由符号、数值、单位三个部分组成。而其中数值部分与热化学方程式中的系数有关。即方程式中的始变的数值之比等于同意反应的不同方程式中同种物质的系数之比。热化学方程式中的化学计量数以mo为单位，可以是分数，4H的单位永远是5、中和反应反应热的测定实验中：用到的玻璃仪器有： 、以及泡沫塑料或纸条、泡沫塑料板或硬纸板。其中泡沫塑料或纸条、泡沫塑料板或硬纸板的作用是： 6、中和热的定义：在测定中和热的实验过程中，为保证数据的测量准确，要用强酸和强碱的稀溶液。7、燃烧热的定义：单位:8、 现在正在探索的新能源有： 、9、盖斯定律的内

4、容： 10、在同温同压下，下列各组热化学方程式中， HlH2的是()A、2H2 (g) + O2(g)=2H 2O(g) AHi ； 2H2 (g) + O2(g)=2H2O(l) AH2B、S(g) + O2(g) = SO2(g) AHi ；S(s) + O2(g) = SO2(g)AH2C、C(s) + 1/2 02(g) = CO(g) AHi； C(s) + 15(g) = CO2 (g) AH2D、H2 (g) + Cl 2(g) =2HCl(g) Hi ；1/2 H2 (g) + 1/2 Cl 2(g) = HCl(g) AH211、已知下列热化学方程式：(1)Fe2O3(S)

5、+ 3CO (g) = 2 Fe(S) + 3 CO 2(g) H1二 一26.7KJ/mol(2) 3Fe2O3(S) + CO (g) = 2 Fe 3O4(S) + CO2(g) H2= - 50.75KJ/mol Fe3O4(S) + CO (g) = 3 FeO(S) + CO 2(g) H3= 36.5KJ/mol不用查表，tf算反应FeO (s) + CO(g) = Fe+ CO2 (g)的始变。12、已知H2的燃烧热是 285.8 KJ/mol , C3H8的燃烧热是 2220 KJ/mol ,某 和C3H8的混合气体共5mol,完全燃烧时放出的热量为3847KJ,则混合气体中

6、H2和C3H8的体积比为13、在一定条件下，CH4和CO燃烧热分别为 890 KJ/mol、283 KJ/mol。在该条件下一定量的CH4和CO混合气体完全燃烧后，放出的热量为262.9KJ,生成的CO2用过量的饱和石灰水完全吸收，可得到 50g白色沉淀。求混合气体中CH4和CO的体积比 14.写出下列反应的热化学方程式(1) 1摩尔乙醇完全燃烧生成二氧化碳和液态水，放出1366.8 kJ热量(2) 1摩尔C (石墨)与适量水蒸气反应生成一氧化碳和氢气，吸收 131.3 kJ热量(3)标准状况下将纯净的CH41L在空气中完全上烧，生成CO2气和液态水，放出 39.75kJ热量，则CH4燃烧热的

7、热化方程式为： 。(4)由氢气和氧气反应生成1摩尔水蒸气放热241.8 kJ热量，写出该反应的热化学方程式,反应热为 。若1克水蒸气转化为液态水放热2.444kJ,则氢气燃烧生成液态水的热化学方程式为 氢气的燃烧热为。15.已知H-H键的键能为 436kJ mol1, Cl-Cl键的键能为 243kJ mol 1, H-Cl键的键能为 431kJ mol 1,则 H2(g)+Cl2(g)=2HCl(g)的反应热( H)等于。第二章一、化学反应速率1、意义：用来衡量化学反应进行的 程度。2、表示方法：通常用单位时间内 或 来表示，v=C单位： )3、影响因素内因：参加反应物质本身的 (最主要因素

8、)外因：对某一确定的反应，外界因素(, , , 等)都存在影响。外因对化学反应速率影响的变化规律条件娈化活住分子的量的娈化V变化成或扬 的溶度塘大单佐佐题里格欲占增多.If余数不黄增大Jt-I单位体枳国发日*夕.百余虻布斐械小气扑戌 卤物的 压珏增大单住体程里总盘目增多.而翁概不更域.大蹒.小单fk体枳里总要，目遇*，E奇激不正*小底曲物 的求危升高而分做塔大，华位俳租里思数目塔事增大降低百分少，单住伴租里妻疑同成少减小反应物 她催化*徒m石金鼓柄增，单位体帝里总数目闻塔留塔被去石犷做到爸，羊世伟相里总就目网店倒减排他光，电中渡，理产液.固体反直物0椁 M大小.建州等有摩 响4、在应用化学反应

9、速率的时候应该注意的几个问题:(1)在中学化学里通常说的化学反应速率一般是指速率。(2)由于 c是取浓度的变化的绝对值，故反应速率都取 值。(3)表示一个化学反应的反应速率的时候必须指明是用哪一种反应物或生成物来表示(4) 一般不用 和 表示反应的化学反应速率。(5)同一个化学反应，在同一段时间内，用不同物质表示反应速率时，数值不同，各物质 速率之比等于。5、化学反应速率的测量化学反应速率测量是通过实验测定的。因为化学反应中发生的是体系中化学物质(包括反应物和生成物)，所以与其中任何一种化学物质的浓度(或质量)相关性质在测量反应速率都 可以加以利用。6、用于化学反应速率测量的基本性质(1)直接

10、可观察的性质，如释放出气体和体系压强。(2)依靠科学仪器才能测量的性质，如颜色的深浅、光的吸收、光的发射、导电能力等。(3)在溶液中，当反应物和产物本身有比较明显的颜色时，常常利用颜色深浅和显色物质浓度间的正比关系来跟踪反应的过程和测量反应速率。二、化学平衡(一)对化学平衡移动的理解1.定义：可逆反应：在相同条件下，既能向 进行，同时又能向 进行的反应。不可逆反应：在同一条件下，不能同时向两个方向进行的反应。可看成正、逆反应的趋势差别很大，反应边倒”。化学平衡状态：在一定条件下，当一个可逆反应进行到 时， 不再改变，达到表面上静止的一种：，这就是这个反应所能达到的限度即化学平衡状态。2、化学平

11、衡的特征 （研究前提是可逆反应） （同一物质的正逆反应速率相等） （动态平衡） （各物质的浓度与质量分数恒定） （条件改变，平衡发生变化）3、判断平衡的依据（1）各物质浓度、质量分数不再变化（2）同物质：V正=7逆【生成a molX的同时消耗a molX或b molY】不同物质：异方向，量相当【生成 a molX的同时生成c molR（3）体系温度不再变化（4） a+bwc+d时，压强不再变化；混合气体密度或平均分子量不再变化（5）颜色（二）影响化学平衡移动的因素1、浓度对化学平衡移动的影响（1）影响规律：在其他条件不变的情况下，增大反应物的浓度或减少生成物的浓度， 都可以使平衡向 方向移动；

12、增大生成物的浓度或减小反应物的浓度，都可以使平衡向 方向移动（2）增加固体或纯液体的量，由于浓度不变，所以平衡 （3）在溶液中进行的反应，如果稀释溶液，反应物浓度 ，生成物浓度也 , V正V逆也，但是减小的程度不同，总的结果是化学平衡向反应方程式中化学计量数之和的方向移动。2、温度对化学平衡移动的影响影响规律：在其他条件不变的情况下，温度升高会使化学平衡向着 方向移动，温度降低会使化学平衡向着 方向移动。3、压强对化学平衡移动的影响影响规律：其他条件不变时，增大压强，会使平衡向着 方向移动；减小压强，会使平衡向着 方向移动。注意：（1）改变压强不能使无气态物质存在的化学平衡发生移动（2）气体减

13、压或增压与溶液稀释或浓缩的化学平衡移动规律相似（3）在体积恒定的容器内，充入不发生化学反应的气体，由于浓度不变，速率不变，所以平衡（4）在恒压容器内，充入不发生化学反应的气体，由于体积变大，各物质的浓度变小，速 率变化，所以平衡（5）气体减压或增压与溶液稀释或浓缩的化学平衡移动规律相似。4 .催化剂对化学平衡的影响：由于使用催化剂对正反应速率和逆反应速率影响的程度是等同 的，所以平衡 。但是使用催化剂可以影响可逆反应达到平衡所需的 。5 .勒夏特列原理（平衡移动原理）：如果改变影响平衡的条件之一（如温度，压强，浓度） ， 平衡向着能够 这种改变的方向移动三、化学平衡常数（一）定义：在一定温度下

14、，当一个反应达到化学平衡时， 比值。符号：_（二）使用化学平衡常数 K应注意的问题：1、表达式中各物质的浓度是 ,不是起始浓度也不是物质的量。2、K只与 有关，与反应物或生成物的浓度无关。3、反应物或生产物中有固体或纯液体存在时，由于其浓度是固定不变的，可以看做是“1”而不代入公式。4、稀溶液中进行的反应，如有水参加，水的浓度不必写在平衡关系式中。5、非水溶液中的反应，如有水生成或有水参加反应，此时水的浓度不可视为常数，必须表 示在平衡关系式中。6、K是指某一具体反应的平衡常数。若反应方向改变，则平衡常数 。若方程式中各物 质的系数等倍扩大或缩小，尽管是同一反应，平衡常数 。（三）化学平衡常数

15、 K的应用：1、化学平衡常数值的大小是可逆反应 的标志。K值越大，说明平衡时 的浓度 越大，它的 进行的程度越大，即该反应进行得越 ,反应物转化率越 。一般地，K时，该反应就进行得基本完全了。2、可以利用K值做标准，判断正在进行的可逆反应是否平衡及不平衡时向何方进行建立平衡。（Q:浓度商）Q K:反应向正反应方向进行；Q K:反应处于平衡状态 ；Q K：反应向逆反应方向进行3、利用K值可判断反应的热效应若温度升高，K值增大，则正反应为 反应若温度升高，K值减小，则正反应为 反应*四、等效平衡 1、概念：在一定条件下(定温、定容或定温、定压) ，只是起始加入情况不同的同一可逆反应达到平衡后，任何

16、相同组分的百分含量均相同，这样的化学平衡互称为等效平衡。2、原因：由于化学平衡状态与条件有关，而与建立平衡的途径无关，因此，同一可逆反应， 从不同的状态开始，只要达到平衡时的条件(温度、浓度、压强等)相同，则可以形成等效 平衡。五、化学反应进行的方向1、在热力学中有两条重要的基本自然规律，控制着所有物质体系的变化方向：(1)物质体系倾向于取得最低的 ;(2)物质体系倾向于取得最大的 。对于一种物质来说，物质发生着从固态、液态至气态的变化过程，在此过程中，物质的混乱度,其嫡彳1也在。2、自发反应中的始变和嫡变的关系：(1)放热的过程可能是嫡 的过程，如铁生锈、氢气燃烧等；也可能是嫡 或的过程，如

17、甲烷燃烧、氢气与氯气化合等。(2)吸热的自发过程是嫡 的过程，如冰的融化、硝酸氨溶于水等。(3)无热效应的自发过程是嫡 的过程，如两种理想气体的混合等。第三章一、弱电解质的电离1、定义：电解质： 。非电解质 ：。强电解质 ：。，混和物 物质，I纯净物.弱电解质：单质(电解质，强电解质:弱电解质:非电解成0。如 HCl、NaOH、NaCl、BaSO4 如 HClO、NH3 - H2O、Cu(OH)2、。如 SO3、CO2、C6H1206、CCI4、CH2=CH2-2、电解质与非电解质本质区别：在一定条件下(溶于水或熔化)能否 (以能否导电来证明是否电离)电解质离子化合物或共价化合物非电解质共价化

18、合物3、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。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

19、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：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、电离平衡：在一定的条件下，当电解质分子电离成 和离子结合成 时， 电离过程就达到了 ,这

20、叫电离平衡。7、电离平衡的特点： 。(具体参看优化设计P54)8、影响电离平衡的因素：A、温度：电离一般吸热，升温有利于电离。B、浓度：浓度越大，电离程度 ;溶液稀释时，电离平衡向着电离的方向移动。C、同离子效应：在弱电解质溶液里加入与弱电解质具有相同离子的电解质，会 电离。D、其他外加试剂：加入 能与弱电解质的电离产生的某种离子反应的物质时，有利于电离。9、电离方程式的书写：参看基石训练 P28 10、电离常数： 参看基础训练 P28影响因素：a、电离常数的大小主要由物质的本性决定。b、电离常数受温度变化影响，不受浓度变化影响，在室温下一般变化不大。C、同一温度下，不同弱酸，电离常数越大，其

21、电离程度越大，酸性越强。如：H2SO3H 3PO4HFCH 3COOHH 2CO3H2SHClO二、水的电离和溶液的酸碱性1、水电离平衡：,一H30+ +0H-第19页共24页通常，上式也可简写为一二水的离子积：Kw =25c时，H+=OH - =10-7 mol/L ; Kw = H + - OH - = 注意：Kw只与温度有关，温度一定，则Kw值一定Kw不仅适用于纯水，适用于任何溶液（酸、碱、盐）2、水电离特点：（1）可逆 （2）吸热 （3）极弱3、影响水电离平衡的外界因素：酸、碱：抑制水的电离（pH之和为14的酸和碱的水溶液中水的电离被同等的抑制）温度：促进水的电离（水的电离是 热的）易

22、水解的盐：促进水的电离（pH之和为14两种水解盐溶液中水的电离被同等的促进）4、溶液的酸碱性和 pH:（1） pH= （计算公式）注意：酸性溶液不一定是酸溶液（可能是 溶液）；pH V 7溶液不一定是酸性溶液（ 只有温度为常温才对）；碱性溶液不一定是碱溶液（可能是溶液）。（2） pH的测定方法：酸碱指示剂 、。pH试纸一操作。注意：事先不能用水湿润PH试纸；广泛pH试纸只能读取整数值或范围pH计三、混合液的pH值计算方法公式1、强酸与强酸的混合：（先求H+混：将两种酸中的H+离子物质的量相加除以总体积，再求其它）H+混=（H+iVi+H+2V2）/ （V1+V2）2、强碱与强碱的混合：（先求O

23、H-混：将两种酸中的OH-离子物质的量相加除以总体积，再求其它）OH-?s= （ OH-iVi+OH-2V2） / （V1+V2）（注意：不能直接计算H+混）3、强酸与强碱的混合：（先据H+ + OH- =H2O计算余下的H+或。H-,H+有余，则用余下 的H+数除以溶液总体积求H+混；OH-有余，则用余下的 OH-数除以溶液总体积求OH-混, 再求其它）四、稀释过程溶液 pH值的变化规律：1、强酸溶液:稀释10n倍时，pH稀pH 原 + n（但始终不能大于或等于7)2、弱酸溶液:稀释10n倍时，pH稀_pH 原 +n（但始终不能大于或等于7)3、强碱溶液:稀释10n倍时，pH稀pH 原一n（

24、但始终不能小于或等于7)4、弱碱溶液：稀释10n倍时，pH稀_pH 原一n（但始终不能小于或等于7)5、不论任何溶液，稀释时 pH均是向7靠近（即向中性靠近）；任何溶液无限稀释后 pH均 接近76、稀释时，弱酸、弱碱和水解的盐溶液的pH变化得慢，强酸、强碱变化得快。五、酸碱中和滴定：1、中和滴定的原理中和滴定：实质：H+OH =H2O即酸能提供的H+和碱能提供的OH-物质的量相等。2、中和滴定的操作过程：（1）仪器：,移液管，滴定管夹，锥形瓶，烧杯，铁架台。注意：酸式滴定管不能盛放 液、氢氟酸以及 Na2SiO3、Na2CO3等碱性溶液；碱式滴定 管不能盛放酸性溶液和 溶液。滴定管的刻度，O刻

25、度在，往下刻度标数越来 越大，全部容积 它的最大刻度值，因为下端有一部分没有刻度。滴定时，所用溶液不 得超过最低刻度，不得一次滴定使用两滴定管酸（或碱），也不得中途向滴定管中添加。滴定管可以读到小数点后 一（2）药品：标准液；待测液；指示剂。（3）准备过程：准备：检漏、洗涤、润洗、装液、赶气泡、调液面。（洗涤：用洗液洗一检漏：滴定管是否漏水一用水洗一用标准液洗（或待测液洗）一装溶液一排气泡一调液面一记数据V（始）注意：为什么用水洗后，还要用标准液洗？但锥形瓶不能用待测液洗？（4）滴定方法：手的姿势、速度先快后慢注意：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

26、快后慢(5)终点确定：最后一滴刚好使指示剂颜色发生明显变化。30s内不恢复原色(6)指示剂的选择：强酸滴定弱碱用甲基橙、强碱滴定弱酸用酚酗，强酸强碱两种都可以(6)数据处理与误差分析：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。3、酸碱中和滴定的误差分析误差分析：利用 n酸c酸V酸=n碱c碱V碱进行分析式中：n酸或碱中氢原子或氢氧根离子数；c酸或碱的物质的量浓度；V酸或碱溶液的体积。当用酸去滴定碱确定碱的浓度时，则：n酸c酸V酸c碱=n碱旷碱上述公式在求算浓度时很方便，而在分析误差时起主要作用的是分子上的V酸的变化，因为在滴定过程中c酸为标准酸，其数值在理论上是不变的，若稀释

27、了虽实际值变小，但体现的 却是V酸的增大，导致c酸偏高；V碱同样也是一个定值，它是用标准的量器量好后注入锥形 瓶中的，当在实际操作中碱液外溅，其实际值减小，但引起变化的却是标准酸用量的减少， 即V酸减小，则c碱降低了；对于观察中出现的误差亦同样如此。综上所述，当用标准酸来 测定碱的浓度时，c碱的误差与V酸的变化成正比，即当V酸的实测值大于理论值时，c碱偏高, 反之偏低。n酸c酸V酸c碱=n碱Mg同理，用标准碱来滴定未知浓度的酸时亦然。卜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读数开始时仰视，终止时俯视到滴定终点尚有一滴酸挂在滴定管尖嘴外而

28、未滴入锥瓶洗净的酸管未用标准液润洗洗净的锥瓶用待测碱润洗不小心将标准液滴至锥瓶外不小心将待测碱液溅至锥瓶外滴定前向锥形瓶中加入 10 mL蒸储水，其余操作正常六、盐类的水解 （只有可溶于水的盐才水解）1、盐类水解：在水溶液中盐电离出来的离子（弱碱的 或弱酸的）跟水电离出 来的或 结合生成弱电解质的反应。2、水解的实质：。3、盐类水解规律：有才水解，无弱不水解，越弱越水解；谁 显谁性，两弱都水解，同强显中性。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）4、盐类水解的特点：（1）可逆（与中和反应互逆）（2）程度小 （3）吸热5、影响盐类水解的外界因

29、素：温度：温度越 水解程度越大 （水解吸热，越热越水解）浓度：浓度越小，水解程度越 （越稀越水解）酸碱：促进或抑制盐的水解 （H+促进 水解而 阳离子水解； 促进阳离子水解而抑制阴离子水解）6、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-、H2P。4）水解程度电离程度，显 性（如：HCO3-、HS-、HPO42-）7、双水解反应：（1）构成盐的阴阳离子均能发生水解的反应为 （即弱酸弱碱盐）。双水解反应 相互促进，水解程度较大，有的甚至水解完全。使得平衡向右移。（2）常见的双水解反应完全的为：Fe3+、Al3+与 AIO2、CO32-（HCO3

30、-）、S2-（HS-）、SO32（HSO3）;其特点是相互水解成沉淀或气体。双水解完全的方程式写 并标,其离子方程式配平依据是两边电荷平衡，如：2Al 3+ + 3S2 + 6H 2。= 2Al（OH） 3 J + 3H 2S T8、盐类水解的应用：详细参看基础训练 P38七、电离、水解方程式的书写原则：参看基础训练 P361、多元弱酸(多元弱酸盐)的电离(水解)的书写原则：分步书写注意：不管是水解还是电离，都决定于第一步，第二步一般相当微弱。2、多元弱碱(多元弱碱盐)的电离(水解)书写原则：一步书写 注意：电离方程式和水解方程式的区别。八、溶液中微粒浓度的大小比较1、基本原则：抓住溶液中微粒

31、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。汇得质子后形成的微粒浓度得质子数=C (OH-)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：中常化学常见的有三对等浓度的HAc与NaAc的混合溶液：弱酸的电离其对应弱酸盐的水解，溶液呈 性 等浓度的NH3 H2O与NH4C1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

32、的电离其对应弱酸盐的水解，溶液呈 性 九、溶解平衡1、难溶电解质的溶解平衡的一些常见知识(1)溶解度 0.01g的电解质称难溶电解质。生成难溶电解质的反应为完全反应，用“ 二。200C常把溶解度 S 10g的称为易溶物，在 170g的为可溶物，在 0.011g的为 微溶物，小于0.01g的为难溶物。(2)反应后离子浓度降至 以下的反应为完全反应，用“=。如酸碱中和时H+降至10-7mol/L AgBr - AgI -Ag2s第四章知识概括一个反应：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

33、、概念： _2、组成条件：3、电子流向：外电路： 极一一导线一一 极内电路：盐桥中 一离子移向负极的电解质溶液，盐桥中 一离子移向正极的 电解质溶液。4、电极反应：以锌铜原电池为例：负极： 反应： (较活泼金属)正极： 反应： (较不活泼金属)总反应式：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。(分别写镁铝氢氧化钠和铜铝浓硝酸构成的原电池)负极：负极：正极：正极：总： 总：(2)从电子的流动方向 (3)从电流方向(4)根据电解质溶液内离子的移动方向 (5)根据实验现象 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

34、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，参照ZnCuH2SO4原电池模型处理问题。如根据反应：Cu +2FeCl3= 2CuCl2+2FeCl2设计一个原电池，为： 作负极，作正极 作电解质溶液，负极反应为： 正极反应为： 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：装置3、化学电池的分类： 、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，就不能使用的电池，也叫2、常见一次电池： 、锌银电池、锂

35、电池等3、电极反应：碱性锌镒电池负极：锌：氧化镒：总反应式：锌银电池 负极：正极：总反应式：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，又叫充电电池或蓄电池。2、电极反应：铅蓄电池放电：作 池负极（铅）：正极（氧化铅）：总反应式：充电：作 池 阴极：阳极：总反应式：两式可以写成一个可逆反应：介绍目前已开发出新型蓄电池：银锌电池、镉银电池、氢银电池、锂离子电池、聚合物锂离子电池三、燃料电池1、燃料电池：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

36、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，钳为正、负极，介质分为酸性、碱性和中性。燃料电池的电极反应式与其电解质的酸碱性紧密联系。当电解质溶液呈酸性时：负极：正极：当电解质溶液呈碱性时：负极：正极：3、燃料电池的优点：能量转换率高、废弃物少、运行噪音低四、废弃电池的处理：回收利用第三节电解池、电解原理1、电解池：也叫电解槽2、电解 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）负极一（电解池）阴极一（离子定向运动） 电解质溶液一（电解池）阳极一（电源） 正极5、电极名称及反应：阳极：与直流电源的 相连的电极，发生 反应阴极：与直流

37、电源的 相连的电极，发生 反应6、电解CuCl2溶液的电极反应：阳极： （反应）阴极： （反应）总反应式：7、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：阳离子的放电顺序 阴离子的放电顺序（4）牢记守恒：原子守恒、电荷守恒和电子守恒（5）电极反应必须写离子放电，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一通电（或电解）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

38、液；若为惰性材料，则根据阴阳离子的放电顺序，依据阳氧阴还的规律来书写电极反应式。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：阴极：总反应式：(1)、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(2)、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镀铜反应原理阳极(纯铜)：Cu-2e

39、-=Cu2+ ,阴极(镀件)：Cu2+2e-=Cu,电解液：可溶性铜盐溶液，如CuSO4溶液(3)、电镀应用之一：铜的精炼阳极： ;阴极： 电解质溶液： 粗铜中含 Zn、Fe、Ni、Ag、Pt、Au 等阳极(粗铜)： ( Zn-2e- = Zn2+, Fe-2e- = Fe2+, 等)阴极(精铜)：电解液：可溶性铜盐溶液，如CuSO4。Zn”、Ni”等阳离子得电子能力小于Cu2+而留在电解质溶液中。金属活动顺序排在Cu后的Ag、Pt、Au等失电子能力小于 Cu,以金属单质沉积于阳极， 成为 阳极泥”3、电冶金(1)、电冶金：使矿石中的 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、

40、镁、钙、铝(2)、电解氯化钠：通电前，氯化钠高温下熔融：NaCl = Na + + Cl通直流电后：阳极：2Na+ + 2e = 2Na阴极：2Cl - 2e = Cl2 T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

41、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：的现象。(2)金属腐蚀的本质：都是金属原子 电子而被氧化的过程(3)金属腐蚀的分类：化学腐蚀_ 电化学腐蚀一(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： (氧化反应)正极： (还原反应)总反应式：吸氧腐蚀一一反应过程吸收氧气条件：水膜的酸性很弱或中性

42、电极反应：负极： (氧化反应)正极： (还原反应)总反应式：生成的 Fe(OH)2被空气中的 O2氧化，生成 Fe(OH)3 , Fe(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 有防腐措施的腐蚀防腐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腐条件的腐蚀无防腐条件的腐蚀二、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

43、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：把金属制成防腐的合金3、把金属与腐蚀性试剂隔开：电镀、油漆、涂油脂、表面钝化等第 # 页 共 24 页英德中学高二化学（理科班）期末复习提纲参考答案第一章复习提纲

44、答案1、有效碰撞，增大，不变，不变，不变，增大，增大2、大于，小于，小于；小于，大于，大于，反应物的总键能一生成物的总键能，生成物的 总能量一反应物的总能量。3、所有的燃烧反应，酸碱中和反应，金属与酸的反应，大多数的化合反应；大多数的分解反应等。4、温度、压强，298K、101kPa； s、1、g、aq, kJ/mol5、大烧杯、小烧杯、温度计、量筒、环形玻璃搅拌棒；保温、隔热、减少实验过程中热量损失 。6、在稀溶液中，酸与碱发生中和反应生成1mo1水时放出的热量。7、25C、101KPa时，1mo1纯物质完全燃烧生成稳定的化合物时所放出的热量，叫做该物质的燃烧热；kJ/mol 8、太阳能、氢

45、能、风能、地热能、海洋能、生物质能9、化学反应的反应热只于反应体系的始态和终态有关，而与反应的途径无关。一一110、AC 11、 H=+7.28kJ/mo112、3: 113、2: 3 14.略 15.-183 kJ mo 1选修四第二章复习提纲参考答案1、快慢程度、 2、反应物浓度的减少、生成物浓度的增加、t、mol/（L? s）、mol/（L?min）、mol/（L ? h）3、性质、浓度、温度、压强、催化剂4、（1）平均（2）正 （4）固体、纯液体（5）化学计量数之比二、）1、正反应方向、逆反应方向，正反应速率与逆反应速率相等，反应物和生成物的浓度、平衡状态2、边等动定变_（二）1、（1

46、）正反应、逆反应（ 2）不移动（3） 减小、减小、减小、减小、增大2、吸热反应、放热反应3、气体体积缩小、气体体积增大（3）不移动（4）会移动4、不发生移动、时间 5、减弱三、）生产物浓度系数次方的乘积与反应物浓度系数次方的乘积、K（二）1、平衡浓度2、温度6、改变、也会改变（三）1、进行程度、生成物、正向反应、完全、大、_ 1052、_3、吸热、放热五、1（1）能量状态（2）混乱度、增大、增大2（1）减少、无明显变化、增加_（2）增力口（3）增加第三章参考答案：一、1、在水溶液中或熔融状态下能导电的化合物。在水溶液中和熔融状态下都不能导电的化合物；在水溶液中和熔融状态下能全部电离的电解质；在水溶液中和熔融状态下只有部分电离的电解质。强酸、强碱、绝大多数金属氧化物和盐；弱酸、弱碱和水 ；大多数非金属氧化物和有机物2、电离 3、完全电离 4、（2） pH2（4） pH 6、离子的速率、电解质的速率相等、平衡状态7、逆、等、动、定、变8、越小、抑制二、1、H+ - OH - 、10-143、吸 4、（1） -lgH +、盐、盐（2）甲基橙、石蕊、酚配；将一小块pH试纸放在洁净