高中化学原理每周知识点回顾

原理每周知识点回顾

班级：姓名：

一、原电池、电解池的比较

原电池电解池

化学原理自发进行的氧化还原反应（一般性）非自发进行的氧化还原反应

本质化学能转化为电能

装置判断有外接电源

负极：还原性较强的电极或电子流出

阳极：与直流电源正极相连的电极

电极判断的电极

阴极：________________________

正极：________________

负极：负极材料本身或还原剂失去电阳极：发生氧化反应，即阳极金属或

电极上发子，发生氧化反应溶液中的阴离子失去电子的反应

生的反应正极：________________________阴极：________________________

电解池阳极f电源正极

电子流向负极一外电路一正极

电流方向正极一外电路一负极

电源正极f电解池阳极

离子流向阳离子f正极阴离子一_______阳离子f阴极阴离子一________

二、几个应该掌握的方程式

电解池中：（以惰性材料作电极）通电

①CuSCh溶液：2CUSO4+2H^===

②NaCl溶液：2NaCl+2H2O====

③AgNCh溶液：4AgN%星氏0====

④CuCL溶液：CuCL=通看Cu+CLt

⑤Na2sCh溶液：2H2。=====2氏t+O2t（电解NaOH溶液和稀H2SO4同样）

原电池中:

®CH4+O2——OH

负：CH4+10OH-==正：2O2+4H2O+8e==8OH-

2

总：CH4+2O2+2OH==CO3+3H2O

1

②CH4+O2——H+

负：CH4+2H2O====正：2O2+8H++8e==4%0

总：CH4+2O2===CO2+2H2O

③CH3OH+O2——OH

负：CH3OH+8OH===正：O2+2H2O+4e==4OH

2

总：CH3OH+O2+2OH==CO3+3H2O

④CH3OH+O2——H+

+

负：CH3OH+H2O====正：O2+4H+4e==2H2O

总：2CH3OH+3O2==2CO2+4H2O

三、△!!的计算方法及正负判断

①△!!=的键能一的键能②盖斯定律的运用

③当T升高，平衡常数K增大时，AH—O

当T升高，平衡常数K减小时，△1!_()

四'几个细节

1

1.关于工业合成氨的反应N2(g)+3H2(g)12NH£g)AH=-92.4kJ•mol-

既要提高NH3的产率，又要加快化学反应速率，可采取的办法有：①减压②加压③

升温④降温⑤及时从平衡混合物中分离出N%⑥补充N2或H2⑦加催化剂⑧减

小N2或H2的量，其中可行的是关于上述反应，平衡后下列说法正确的是()

A.恒T恒容，充入N2,变大

B.恒T恒容，按原比例充入N2和H2,a*与均变大

C.恒T恒容，充入He,速率不变，平衡不移动

D.恒T恒压，充入He,速率变小，平衡左移

E.恒T恒容时，气体的密度不变时则该反应已达平衡

F.恒T恒容时，气体的压强不变时则该反应已达平衡

G.恒T恒容时，气体的平衡摩尔质量不变时该反应已达平衡

H.当VH2=3VN2时，该反应已达平衡

I.当V正(H2)=3v迪(N2)时，该反应已达平衡

++

2.NaHCO3溶液中各离子浓度大小关系：c(Na)>c(HCO3)>c(OH)>c(H)

该溶液中的电荷守恒关系为：___________________________________

该溶液中的物料守恒关系为：___________________________________

2

该溶液中的质子守恒关系为：C(H2CO3)+C(H+)=C(CO3*)+C(OIT)

该溶液显碱性的原因：HCO3-IH++CO32-HCO3+H2O^H2CO3+OH

因为所以故溶液显碱性

3.同浓度的Na2cCh、NaHCOa、CH3coONa三种溶液的pH大小关系为：Na2cCh

>>___________

4.同pH的Na2cO3NaHCOjCH3coONa三种溶液的浓度大小关系为：

C(CH3COONa)>>

△KI=_

N2(g)+3H2(g)一2N%(g)Hi

工N2(g)+：H2(g)^^NH3(g)

△H2K=_

222

((△H

2NH3(g)—N2g)+3H2g)3K3=_

上述三个方程式中△!!之间的关系为：△HI=24H2；AHI=-AH3

2

上述三个方程式中△!<之间的关系为：K!=K2；KI•K3=l

7.常温下：

a.等C等V的HC1和NH3比2。混使,溶液显,离子浓度大小关系为[C1-]>[NH4+]

>[H+]>[OH]

b.pH=2的HC1和pH=12的NH3•H2O等体积混合，溶液显离子浓度大小关

系：[NH力>

c.一定浓度的HC1和一定浓度的NH3•H2O等体积混合，要使溶液显中性，则混合

液中[NH4+]=[C1],混合前C(HC1)C(NH3•H2O)

d.0.2mol•L”的NH3•H2O与O.lmol•L“HC1等体积混合，则混合溶液显碱性，混

合液中的物料守恒关系为C(NH3•H2O)+=

注：与上述情况类似的是CH3COOH和NaOH混合。

五,电解原理的应用

1.氯碱工业(电解饱和食盐水制取C12、%和烧碱):

2.铜的电解精炼(粗铜中含有Zn、Fe、Ni、Au、Ag等杂质)

阳极(用粗铜)：_______________________________

阳极泥：金、银、钳等金属杂质，

阴极(用纯铜)：_______________________________

电解质溶液用CuSO4或CuCL溶液。长时间电解后，电解质溶液必须补充。

3.电镀

3

阴极：阳极：电解质溶液(作为电

镀液)：含镀层金属离子的可溶性盐溶液。电镀时，理论上电解质溶液的浓度保持不变。

4.电解法冶炼滔泼金属

(1)冶炼钠：2ZaCl(熔砒+t;

(2)冶炼镁：MgCH2(熔融)=^^=IVIg+Cl2t:

(3)冶炼铝：2AI2O3=^^==4Al-4-3O2t；

5.电解原速防■护金属鹿蚀

将被防护的金属与直通电源的我极相逢。

六、铁的电化学腐蚀

吸氧腐蚀析氢腐蚀

条件水膜呈中性或_弱酸性水膜呈酸性

正极反应+

4H+4e­—*2H2t

负极反应

总反应+2+

Fe+2H===Fe+H2t

七.金属的电化学防护：

⑴牺牲阳极的阴极保护法：

保护铁，铁作极，锌作极。

(2)外加电流的阴极保护法：

外加直流电源，使被保护金属与电源的极相连。

【特别提醒】(1)负极本身不一定都参加反应,如燃料电池中，

作为负极的材料本身并不参加反应。

(2)不注意电解质溶液的成分，容易误导电极反应式，如A1负板，

在酸性溶液中生成AF+,在碱性溶液中生成[A1(OH)4]-。

(3)电子从负极经夕卜电路流向正极，但电子不能通过电解液，是

通过阴阳离子的移动形成闭合电路。

(4)用总电极反应减去一极的电极反应时，须在两式电子转移数

相等的前提下迸行。

八、解答化学平衡问题需注意的问题

4

(1)分析化学平衡移动的一般思路。

速率不变(女口容积不变

时充入不参与反应的气体)

改变程度相［司「I使用催化剂卜

w(lE)=气体体积不变的

速反应改变压强

率一

改d浓度变面］D(正)＞。(逆)

变改变程度不同

T压强变化；-平衡正向移动

口(正)#逆)

4温度变化P鬻。(正)v

平衡逆向移动

(2)化学平衡问题中的“三不混同”。

①不要将平衡的移动和速率的变化混同起来。如化学反应速率改变，平衡不一定发生

移动，但平衡发生移动，化学反应速率一定改变；不能认为平衡正向移动一定是v(正)加快,

v(逆)减慢等。

②不要将平衡的移动和浓度的变化混同起来。如不能认为平衡正向移动时，反应物浓

度一定减少，生成物浓度一定增加等。

③不要将平衡的移动和反应物的转化率混同起来。不能认为平衡正向移动时，反应物

的转化率一定提高。

九、化学反应速率

1.牢记1个表达式：等。

2.掌握1条规律：对于可逆反应/nA(g)+nB(g)〃C(g),

v(A)：v(B)：v(C)=An(A)：An(B)：An(C)=Ac(A)：Ac(B)：Ac(C)

=m:n:〃。

3.理解影响化学反应速率的5个因素：增大反应物浓度、增大

气体反应物压强、升高温度、使用催化剂、增大反应物表面积，化

学反应速率均增大。

4.熟记1个图像:

E。一活化能

E'。一逆反应活化能

5

&H=Ea—E'a=Ea'c-E'a-c

十,有关化学反应速率的易错点

（1）化学反应速率是某一段时间内的平均速率，而不是瞬时速率。

（2）进行化学反应速率的相关计算时，错误地用某物质的物质的量代替物质的量浓度计

算，速率大小比较时易忽视各物质的速率的单位是否一致，单位书写是否正确。

（3）错误地认为纯固体和纯液体不会改变化学反应速率，实际上不能用纯固体和纯液体

物质的变化表示化学反应速率，但若将固体的颗粒变小（增大固体的接触面积）则化学反应

速率会加快。

（4）错误地认为只要增大压强，化学反应速率一定增大；实际上反应在密闭固定容积的

容器中进行，若充入氮气（或不参与反应的气体），压强增大，但参与反应的各物质的浓度

不变，反应速率不变；若反应在密闭容积可变的容器中进行，充入氮气（或不参与反应的气

体）而保持压强不变，相当于压强减小，反应速率减小。

（5）不能正确区分外界条件对可逆反应的正、逆反应速率的影响趋势。如对V0的

反应升高温度，平衡逆向移动，正、逆反应速率都增大，并不是只增大逆反应速率，只是

逆反应速率增大的程度大于正反应速率；工业合成氨中，移出部分氨气（平衡右移），正逆

反应速率都减小，并不是增大了正反应速率。

十一、等效平衡的解决思路（平衡时各物质的百分含量相同）

①恒温恒容下

a.反应前后，气体的化学计量数不同（即△vWO）,“极值转化”后数值相同即为等效

如Ni(g)+3H2(g)2NH3(g)

起始I/mol130

起始II/molabc

等效条件：a+0.5c=l(b+L5c)=3

b.反应前后，气体的化学计量数相同（即Av=0）,“极值转化”后数值相同即为等效

同①的起始I和起始II,其等效条件：（a+0.5c）/（b+L5c）=l:3

②恒温恒压下，△vNO和Av=（）都是比值相同即为等效。

2.常见的平衡图像

以反应znA（g）+〃B（g）=#?C（g）+qD（g）,m+">p+q且A">0为例

（1）0”图像

i«（IE）[巴氏"（正）=W逆）

VJE）=^（逆）1

----逆）

增大c（A）’升高温度'

足学&正）="（逆）«,+%'（正逆）

!--------------6

逆）

增大压强加催化剂

。是在6的Q上加AJE假的

十三、

(1)注意区分溶液组成和性质的关系

酸性溶液不一定是酸溶液，碱性溶液不一定是碱溶液。

(2)温度相同、pH相同的溶液对水的电离程度影响并不一定相同。如pH=3的盐酸和

NH4C1溶液，前者抑制水的电离，后者反而促进水的电离；pH=10的NaOH溶液和

CH3coONa溶液，前者抑制水的电离，后者反而促进水的电离。

(3)常温时，由水电离产生的c(H+)V10-7mol/L的溶液，因水的电离受到抑制，可能

是酸性溶液也可能是碱性溶液。

者向二溶液酸碱性的判断

1.由溶液中c(H+)、c(QH-)的关系判断

酸性：c(H+)>c(OHi)或

中性：C(H+)=C(OH-)SK1^^=1

碘性：C(HL+)VC(QH-)或噂获吉VI

2.由溶液的pH判断(25-C)

酸性：pH<7,中性：pH=7,碱性：pH>7

3.不能理解弱酸、弱碱的稀释规律

溶液稀释前溶液pH稀释后溶液pH

强酸加水稀释到pH=a+〃

酸pH=a

弱酸体积为原来aVpHVa+〃

强碱的10"倍pH=Z1-n

碱pH=b

弱碱b-nVpHVb

常温下任何酸或碱溶液无限稀释时，溶液的pH都不可能大于7

或小于7,只能接近7。

误区警示——弱电解质电离的十种常见误区

1.酸的强弱与导电能力不一定一致，不能误认为强酸溶液的导

电能力一定强。溶液的导电能力决定于溶液电荷浓度。

2.中和碱的能力易混淆两个前提条件，同体积同物质的贵浓度

的两种酸比较与同体积同pH的两种酸比较，结果不同。

3.同pH的两种酸与活泼金属反应时易混淆开始产生H2的速率

与整个过程速率O

4.误认为不稳定性、挥发性、易溶性是判断强弱酸的依据。

5.强酸制弱酸的复分解反应一定能进行，但能进行的复分解反

应不一定符合强酸制弱酸，如H2S+CUSO4=CUSI+H2SO4O

6.弱电解侦电离方程式应用“”，不能用“一”。

7.弱电解质稀溶液稀释过程中，溶液中离子浓度不一定减小，

如弱酸稀释时，溶液中c(OH-)增大。

8.弱电解质电离平衡右移，电离平衡常数不一定不变，如加热

时，电离平衡右移，电离平衡常数增大。

9.醋酸溶液中加入CH3coONa,抑制醋酸的电离。不能误认

为CH3coONa水解呈碱，促进醋酸的电离。

10.对弱酸溶液，误认为电离常数越大，溶液的酸性越强，这

是缺少“相同温度、相同浓度”这个条件所致。

-+

举例说明如下，U4CH3COOH=5=^CH3COOH-H为例：

平衡电离

改变C导电

(CH3C(CH3C

移动w(H+)c(H+)程度Ka

条件COO-)OOH)能力

方向(a)

加水稀释向右增大减小减小减小增大减弱不变

加入少■:

向右增大增大增大增大减小增强不变

冰醋酸

通入

向左增大增大减小增大减小增强不变

HCl(g)

力口入

问右减小减小增大减小增大增强不变

NaOH(s)

加入

减小减小增大增大减小增强

CH3COO向左不变

Na(s)

力口入镁粉问名减小减小增大减小增大增强不变

升离温度向右增大增大增大减小增大增强瑞女

工特别提醒】若温度不变，改变影响CH3CQCH电离的算他

条件时，Kw不变，［H+］与［。口-］成反比。

(3)多元弱碱阳离子的水解方程式一步写完，如：FeCb的水解离

3++

子方程式：Fe+3H2OFe(OH)3+3Ho

(4)若阴、阳离子水解相互促进，由于水解程度较大，书写时要

用“一，，、"f”、“I”等，如：NaHCCh与A1CL混合溶液的反

3+

应离子方程式：A1+3HCO3=A1(OH)3I+3CO2t。

二、盐类水解的影响因素

1.内因---盐本身的性质

(1)阳离子对应的碱越弱，其水解程度就,溶液酸性越

(2)阴离子对应的酸越弱，其水解程度就越溶液碱性越

2.(1)温度：升高温度，水解平衡向_移动，水解程度-

(2)浓度：①增大盐溶液的浓度，水解平衡向_移动，水解程度

，但水解产生的离子浓度;加水稀释，水解平衡向—移动,

水解程度,但水解产生的离子浓度o

②增大c(H+),促进强碱弱酸盐的水解，抑制强酸弱碱盐的水解;

增大c(OHD，促进强酸弱碱盐的水解，抑制强碱弱酸盐的水解。

盐类水解原理应用十条

应用举例原囱解释

+

NH14-H2oNH3H2O4-H

化肥的合理使用，如钱态

COi-+HOHCO7+OH-

氮肥不能与草木茨(主要2

两平衡相互促进，N%逸出，肥

成分K2co3)混用

效降低

COi-4-HOHCOa+OH-

热的纯碱液去污能力强2

温度升高，平衡右移，碱性增强

易水解盐溶液的配制，如

3++

Fe4-3H2OFe(OH)3+3H[H

配制FeCh溶液时常加少

+]增大，抑制Fe3+水解

量稀盐酸

3++

Al4-3H2OA1(OH)3+3H

物质的制备，如Al2s3不S2+H2OHS-+OH-

能用湿法制备两水解平衡相互促进，生成A1(OH)3

和H2S,得不到Al2s3

某些试剂的实验室贮存，CO打+H2OHCO74-OH-,OH

如Na2cCh溶液不能用带一与玻璃中SiO2生成硅酸盐，使瓶颈

玻璃容的试剂瓶贮存与瓶塞黏结

3++

Al4-3H2OA1(OH)3+3H

泡沫灭火器中的药剂使用

HCO74-H2OH2co3+0H-

AI2(SO4)3和NaHCO3两水解平衡相互促进，产生大■的

co2

3++

Al4-3H2OA1(OH)3+3H

用盐(铁盐、铝盐)作净水

AI(OH)胶体吸附水中悬浮物等杂

剂，如明研净水3

质

较活泼金属与盐溶液作用

+

NH|+H2ONH3-H2O+H

产生H2,如Mg和NH4C1

+2+

Mg4-2H=Mg4-H2t

溶液

混合盐溶液的除杂和提纯，如

3++

用MgOI或Mg(OH)2或Fe4-2H2OFe(OH)3-f-3H

+2+

MgCCh］除去MgCl2溶液中的MgO+2H=Mg+2H2O

FeCb杂质

无水盐的制备，如A1C1晶体、

33++

Al4-3H2OA1(OH)3+3H

FeCl,晶体需在HC1气泵中加

HC1气氛抑制AU+的水解

热失水得到其无水盐

盐溶液除锈，如NH4cl(或

+

NHj+H2ONH3-H2O+H

ZnCb)溶液可除去金属表面

氧化物和H+反应而溶解

的氧化物

规律方法——盐溶液蒸干后产物的判断

1.金属阳离子易水解的挥发性强酸盐蒸干得到氢氧化物，该氢

氧化物受热分解为相应的氧化物，如FeCb、AlCb等。

FeCl3+3H2O=^=Fe(OH)3I+3HC1t

2Fe(OH)3=^=Fe2O34-3H2O

2.金属阳离子易水解的难挥发性强酸盐蒸干得到原物质，如

Fe2(SO4)3、A12(SO4)3等。

3.酸根阴离子易水解的强碱盐蒸干得到原物质，如Na2cCh等

10

4.NH4HCO3.(NH4)2CO3水解，蒸干后得不到固体物质。

NH4HCO3+H2ONH3-H2O-1-H2CO3

NH3-H2O=^=NH3f4-H2O

H2CO3=^=CO2t+H2O

5.不稳定的化合物水溶液，加热时在溶液中就能分解，也得不

到原物质，如Ca(HCO3)2溶液蒸干得到CaCO3,而Mg(HCO3)2

液蒸干后得到Mg(OH)2o

Ca(HCO3)2=^=CaCO3+H2O+CO2t

Mg(HCO3)2=^=Mg(OH)2H-2CO2t

6.易被氧化的物质蒸干后得不到原物质，如FeSO4.Na2SO3

分别得到Fe2(SO4)3Na2so4。

盐类水解的规律：有弱才水解，,越弱越水解，,

同强显中性。

考向一水的电离

1.影响水电高的因索

平衡移

条件改变c(OH-)c(H+)Kw

动方向

加HCI向左减小增大不变

NaOH(s)向左增大减小不交

升温向右增大增大增大

加Na2c€>3向右增大减小不变

【特别提醒】(1)溶度积曲线上的点表示该条件下，达到溶解

与沉淀平衡状态；在曲线下方的点表示该温度下未达到平衡；在曲线

上方的点表示过饱和状态。

(2)对于阴阳离子比例不同的物质，不能根据溶度积直接比较离

子浓度，而应代入数据计算。

(3)涉及2的计算时，易忽视等体积混合后离子的浓度均减半而

使计算出错。故离子浓度一定是混合溶液中的离子浓度，所代入的溶

液体积也必须是混合液的体积。

11

（2）常见误差

以标准酸溶液滴定未知浓度的碱溶液（酚猷作指示剂）为例，常见

的因操作不正确而引起的误差有：

步骤操作

VACB

酸式滴定管未用标准酸溶液润洗交大偏高

碱式滴定管未用待测溶液润洗变小偏低

洗涤

锥形瓶用待测溶液润洗变大偏高

锥形瓶洗净后还留有蒸储水不变无影响

放出碱液的滴定管开始有气泡，放

取液变小偏低

出液体后气泡消失

酸式湎定管滴定前有气泡，湎定终

变大偏高

点时气泡消失

振荡锥形瓶时部分液体派出变小偏低

滴定

部分酸液湎在锥形瓶外变大偏高

溶液颜苞较浅时滴入酸液过快，停

变大偏高

止淌定后反加一滴碱液颜色无变化

酸式滴定管清定前读数正确，滴定

变小偏低

后俯视读数（或前仰后俯）

读数

酸式滴定管滴定前读数正确，滴定

变大偏高

后仰视读数（成前俯后仰）

精要总结——试纸的使用、指示剂的使用

1.化学实验中试纸的种类很多，常用于各种气体或溶液性质的

检验和测定。中学化学实验常用的试纸主要有pH试纸，碘化钾淀粉

试纸，红色石蕊试纸，蓝色石蕊试纸等。

（1）各种试纸的使用范围

①pH试纸，它可用于粗略地测定溶液酸碱性的相对强弱。

②碘化钾淀粉试纸，它可用于定性地检验氧化性物质的存在或

氧化性气体收集时的验满o

③红色石蕊试纸，可用于定性检验碱性气体、碱性溶液和碱性

气体收集时的验满。

④蓝色石蕊试纸，可用于定性地检验酸性气体、酸性溶液和酸

性气体收集时的验满。

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2.滴定实验不仅有中和滴定，而且高考试卷中还经常遇到氧化

还原反应滴定，不同反应的滴定选用的指示剂不同，还有的滴定由

于反应自身有颜色变化而无需指示剂，常见的指示剂如下

酚酰——主要适用于酸碱完全反应后溶液显中性或弱碱性

甲基橙——主要运用于酸碱完全反应后溶液显弱酸性

淀粉——主要适用于“间接碘量法”测定氧化性物质的量（质

量、含量等）其原理是氧化剂+KI-b，L+2S2O歹邈揖SQ「+

21-,溶液蓝色消失，恰好完全反应。，通过S2O：-的消耗量能确定氧

化剂的量。

自身可作指示剂——KMnO4溶液参加的氧化还原反应滴定

注意：在中和滴定中，石蕊