人教版（2019）高考化学一轮复习：选择性必修1、2、3知识点考点提纲汇编

第第页人教版（2019）高考化学一轮复习：选择性必修1、2、3知识点考点提纲汇编选择性必修1化学反应热效应一、焓变、热化学方程式1、反应热(焓变)（1）符号：ΔH单位：kJ·mol－1或kJ/mol。（2）表示方法，吸热反应：ΔH>0；放热反应：ΔH<0。（3）催化剂能降低反应所需活化能，但不影响焓变的大小2、放热反应和吸热反应的判断（1）从反应物和生成物的总能量相对大小的角度分析（2）从键能的角度分析（3）反应历程理解反应热图示意义a表示正反应的活化能；b表示逆反应的活化能。c表示该反应的反应热。ΔH图1：ΔH＝(a-b)kJ·mol－1＝-ckJ·mol－1，表示放热反应图2：ΔH＝(a-b)kJ·mol－1＝ckJ·mol－1，表示吸热反应（4）吸热反应类型：①NH4Cl+Ba(OH)2=BaCl2+NH3↑+2H2O；②NaHCO3(aq)+HCl(aq)=NaCl(aq)+H2O+CO2↑；③大多数分解反应；④以H2、C、CO为还原剂的氧化还原反应(燃烧除外)；⑤极少量的化合反应，如N2(g)+O2(g)=2NO；⑥水解反应；⑦电离过程；⑧某些物质的溶解，如铵盐的溶解（5）放热反应类型：一句话概括，不属于吸热反应的，就是放热反应。①燃烧反应；②大多数化合反应；③酸碱中和反应；④金属跟酸的置换反应；⑤物质的缓慢氧化；⑥大多数化学反应；⑦大多数物质的溶解、稀释。二、中和热、燃烧热1、中和热的测定实验（1）实验装置（2）测定原理ΔH＝－eq\f(（m酸＋m碱）·c·（t终－t始）,n)c＝4.18J·g－1·℃－1＝4.18×10－3kJ·g－1·℃－1；n为生成H2O的物质的量。（3）酸碱中和反应测定实验的注意事项①为了保证0.50mol·L－1的盐酸完全被NaOH中和，采用0.55mol·L－1NaOH溶液，使碱稍稍过量，因为过量的碱并不参加中和反应。（酸稍微过量也可以）②先后测量酸、碱及混合液的温度时，测定一种溶液后必须用水冲洗干净并用滤纸擦干。温度计的水银球要完全浸入溶液中，且要稳定一段时间再记下读数。③实验中所用的盐酸和氢氧化钠溶液配好后要充分冷却至室温，才能使用。④操作时动作要快，尽量减少热量的散失。⑤实验时亦可选用浓度体积都不相同的酸碱溶液进行中和热的测定，但在计算时，应取二者中量少的一种，因为过量的酸/碱并不参加中和反应。⑥多次试验求平均值时，若有某一组的实验数据有明显偏差，应直接舍去。⑦泡沫塑料板和碎泡沫塑料(或纸条)作隔热层，作用是保温隔热，减少热量损失。⑧使用环形玻璃搅拌棒，不能使用金属材质的搅拌棒。搅拌棒的作用是：加快反应速率，同时温度均匀2、燃烧热和中和热的比较燃烧热中和热相同点能量变化放热ΔH及其单位ΔH＜0，单位均为kJ·mol-1不同点反应物的量1mol不一定为1mol生成物的量不确定生成水的量为1mol反应热的含义101kPa时，1mol纯物质完全燃烧生成稳定的氧化物时所放出的热量在稀溶液里，强酸与强碱发生中和反应生成1mol水，且可溶性盐时所放出的热量表示方法燃烧热ΔH＝-akJ·mol-1(a＞0)强酸与强碱反应的中和热ΔH＝-57.3kJ·mol-1【方法技巧】（1）有关燃烧热的判断，一看是否以1mol可燃物为标准，二看是否生成稳定氧化物。（2）有关中和热的判断，一看是否以生成1molH2O为标准，二看酸碱的强弱和浓度，应充分考虑弱酸、弱碱，电离吸热，浓的酸碱稀释放热等因素。三、热化学方程式（1）意义：表明了化学反应中的物质变化和能量变化。如：2H2(g)＋O2(g)=2H2O(l)ΔH＝-571.6kJ·mol-1表示：2mol氢气和1mol氧气，完全反应生成2mol液态水时放出571.6kJ的热量。（注意，可逆反应问题）（2）书写要求①注明反应的温度和压强(25℃、101kPa下进行的反应可不注明)。②注明反应物和生成物的状态：固态(s)、液态(l)、水溶液(aq)、气态(g)。③热化学方程式中各物质的化学计量数只表示物质的物质的量，而不表示分子个数(或原子个数)，因此可以写成分数。④热化学方程式中不用“↑”和“↓”。⑤由于ΔH与反应物的物质的量有关，所以热化学方程式中物质的化学计量数必须与ΔH相对应，如果化学计量数加倍，则ΔH也要加倍。当反应向逆反应方向进行时，其反应热与正反应的反应热数值相等，符号相反。四、反应热大小的比较（1）看ΔH的符号。比较反应热大小时不要只比较ΔH数值的大小，还要考虑其符号。（2）看化学计量数。当反应物与生成物的状态相同时，化学计量数越大，放热反应的ΔH越小，吸热反应ΔH越大（3）看反应的程度。对于可逆反应，参加反应的物质的量和状态相同时，反应程度越大，热量变化越大。五、盖斯定律，加和法计算反应热（1）运用盖斯定律的技巧——“三调一加”一调：根据目标热化学方程式，调整已知热化学方程式中反应物和生成物的左右位置，改写已知的热化学方程式。二调：根据改写的热化学方程式调整相应ΔH的符号。三调：调整中间物质的化学计量系数。一加：将调整好的热化学方程式及其ΔH相加。（2）运用盖斯定律的三个注意事项①热化学方程式乘以某一个数时，反应热的数值必须也乘上该数。②热化学方程式相加减时，物质之间相加减，反应热也必须相加减。③将一个热化学方程式颠倒时，ΔH的“＋”“－”随之改变，但数值不变。（3）ΔH计算方法①生成物总能量-反应物总能量；②生成物的标准摩尔生成焓-反应物的标准摩尔生成焓；③反应物总键能和-生成物总键能和；④反应物总活化能-生成物总活化能；⑤利用盖斯定律化学反应速率一、化学反应速率的概念及计算1、化学反应速率2、化学反应速率与化学计量数的关系：化学反应速率的数值之比等于化学计量数之比，不管可逆反应是否达到平衡，此等量关系成立。3、关系：参加反应的物质，物质的量变化之比=浓度变化之比=反应速率之比=计量系数之比二、影响化学反应速率的因素1、影响化学反应速率的因素（1）内因：反应物本身的性质是主要因素。（2）外因(只改变一个条件，其他条件不变)【特别提醒】①改变固体或纯液体的量对化学反应速率无影响。②浓度、温度、压强发生变化或加入催化剂时，正、逆反应速率均增大或减小，如升高温度，不论是放热反应还是吸热反应，化学反应速率均加快。2、反应体系条件改变对反应速率的影响①恒温恒容时：a．充入气体反应物eq\o(――→,\s\up7(引起))总压强增大eq\o(――→,\s\up7(引起))浓度增大eq\o(――→,\s\up7(引起))反应速率增大。b．充入“惰性气体”eq\o(――→,\s\up7(引起))总压强增大，但各气体分压不变→各物质的浓度不变→反应速率不变。②恒温恒压时：充入“惰性气体”eq\o(――→,\s\up7(引起))体积增大eq\o(――→,\s\up7(引起))各反应物浓度减小eq\o(――→,\s\up7(引起))反应速率减小。总之，压强改变而对反应速率产生的影响是因为压强改变会引起浓度变化，从而对反应速率产生影响。三、基元反应和有效碰撞理论1、基元反应：大多数化学反应往往经过多个反应步骤才能实现，每一步反应都被称为基元反应；先后进行的基元反应反映了反应历程，反应历程又称为反应机理。（1）基元反应个数判断：首先看过渡态个数；再分析化学吸附、脱附个数（2）过渡态个数判断：在能垒图上标有“TS”的就是过渡态，或除反应物、生成物外，在“峰顶”的就是过渡态（3）中间产物个数判断：在能垒图上标有“IM”的就是中间体，或除反应物、生成物外，在“谷底”的就是中间体2、有效碰撞①基元反应发生的先决条件是反应物的分子必须发生碰撞。②反应物分子的每一次碰撞并不是都能发生反应，能够发生化学反应的碰撞叫作有效碰撞。发生有效碰撞的两个条件是反应物分子能量足够和取向合适。3、活化分子、活化能①活化分子：能够发生有效碰撞的分子。②活化能：如图图中：E1为正反应的活化能，使用催化剂时的活化能为eq\a\vs4\al(E3)，反应热为E1－E2。4、活化分子、有效碰撞与反应速率的关系四、化学反应速率大小的比较方法由于同一化学反应的反应速率用不同物质表示时数值可能不同，所以比较反应的快慢不能只看数值的大小，而要进行一定的转化。（1）看单位是否统一，若不统一，换算成相同的单位。（2）单位统一后，换算成同一物质表示的速率，再比较数值的大小。（3）也可以直接比较化学反应速率与化学计量数的比值，即对于一般反应aA＋bB=cC＋dD，比较eq\f(v（A）,a)与eq\f(v（B）,b)，例如eq\f(v（A）,a)＞eq\f(v（B）,b)，则A表示的反应速率比B的大。五、速率－时间(v-t)图像已知反应为mA(g)＋nB(g)pC(g)＋qD(g)ΔH＝QkJ·mol－1。1、“渐变”类v-t图像图像分析结论t1时v′正突然增大，v′逆逐渐增大；v′正＞v′逆，平衡向正反应方向移动t1时其他条件不变，增大反应物的浓度t1时v′正突然减小，v′逆逐渐减小；v′逆＞v′正，平衡向逆反应方向移动t1时其他条件不变，减小反应物的浓度t1时v′逆突然增大，v′正逐渐增大；v′逆＞v′正，平衡向逆反应方向移动t1时其他条件不变，增大生成物的浓度t1时v′逆突然减小，v′正逐渐减小；v′正＞v′逆，平衡向正反应方向移动t1时其他条件不变，减小生成物的浓度2、“断点”类v-t图像图像分析结论t1时v′正、v′逆均突然增大，且v′正＞v′逆；平衡向正反应方向进行t1时其他条件不变，增大反应体系的压强且m＋n＞p＋q(正反应为体积减小的反应)t1时其他条件不变，升高温度且Q＞0(吸热反应)t1时v′正、v′逆均突然增大，且v′逆＞v′正；平衡向逆反应方向进行t1时其他条件不变，增大反应体系的压强且m＋n＜p＋q(正反应为体积增大的反应)t1时其他条件不变，升高温度且Q＜0(放热反应)t1时v′正、v′逆均突然减小，且v′正＞v′逆；平衡向正反应方向进行t1时其他条件不变，减小反应体系的压强且m＋n＜p＋q(正反应为体积增大的反应)t1时其他条件不变，降低温度且Q＜0(放热反应)t1时v′逆、v′正均突然减小，且v′逆＞v′正；平衡向逆反应方向进行t1时其他条件不变，减小反应体系的压强且m＋n＞p＋q(正反应为体积减小的反应)t1时其他条件不变，降低温度且Q＞0(吸热反应)3、“平台”类v-t图像图像分析结论t1时v′正、v′逆均突然增大且v′正＝v′逆，平衡不移动t1时其他条件不变使用催化剂t1时其他条件不变增大反应体系的压强且m＋n＝p＋q(反应前后气体体积无变化)t1时v′正、v′逆均突然减小且v′正＝v′逆，平衡不移动t1时其他条件不变，减小反应体系的压强且m＋n＝p＋q(反应前后气体体积无变化)化学平衡一、化学平衡状态1、化学平衡研究的对象——可逆反应2、化学平衡状态（1）概念：一定条件下的可逆反应，当反应进行到一定程度时，正反应速率和逆反应速率相等，反应物的浓度和生成物的浓度不再改变，我们称为“化学平衡状态”，简称化学平衡。（2）建立过程：在一定条件下，把某一可逆反应的反应物加入固定容积的密闭容器中。反应过程如下：（3）化学平衡特征二、化学平衡常数1、化学平衡常数：在一定温度下，当一个可逆反应达到化学平衡时，生成物浓度幂之积与反应物浓度幂之积的比值是一个常数，用符号K表示。2、表达式（1）对于反应mA(g)＋nB(g)pC(g)＋qD(g)，K＝eq\f(cp(C)·cq(D),cm(A)·cn(B))(计算K利用的是物质的平衡浓度，而不是任意时刻浓度，也不能用物质的量。固体和纯液体物质的浓度视为常数，通常不计入平衡常数表达式中)。（2）化学平衡常数是指某一具体反应的平衡常数，化学反应方向改变或化学计量数改变，化学平衡常数均发生改变。化学方程式平衡常数关系式N2(g)＋3H2(g)2NH3(g)K1＝eq\f(c2(NH3),c(N2)·c3(H2))K2＝eq\r(K1)K3＝eq\f(1,K1)eq\f(1,2)N2(g)＋eq\f(3,2)H2(g)NH3(g)K2＝eq\f(c(NH3),c\f(1,2)(N2)·c\f(3,2)(H2))2NH3(g)N2(g)＋3H2(g)K3＝eq\f(c(N2)·c3(H2),c2(NH3))3、注意事项（1）K值越大，反应物的转化率越高，正反应进行的程度越大。（2）K只受温度影响，与反应物或生成物的浓度变化无关。（3）催化剂能加快化学反应速率，但对化学平衡常数无影响。（4）某反应①，是前②③反应通过加和（相减）所得，那么①反应的K，②③K的乘积（相除）4、应用（1）判断可逆反应进行的程度K值大，说明反应进行的程度大，反应物转化率高；K值小，说明反应进行的程度小，反应物转化率低K＜10－510－5～105＞105反应程度很难进行反应可逆反应可接近完全（2）判断化学反应进行的方向对于可逆反应aA(g)＋bB(g)cC(g)＋dD(g)，在一定温度下的任意时刻，反应物与生成物浓度有如下关系：Q＝eq\f(cc(C)·cd(D),ca(A)·cb(B))，称为浓度商。Q＜K反应向正反应方向进行，v正＞v逆Q＝K反应处于化学平衡状态，v正＝v逆Q＞K反应向逆反应方向进行，v正＜v逆（3）判断可逆反应的热效应三、化学平衡移动1、化学平衡移动的过程由上图可推知：（1）化学反应条件改变，使正、逆反应速率不再相等，化学平衡才会发生移动。（2）化学平衡发生移动，化学反应速率一定改变。2、勒夏特列原理：如果改变影响化学平衡的条件之一(如温度、压强、以及参加反应的化学物质的浓度)，平衡将向着能够减弱这种改变的方向移动。①由“化学平衡”可知：勒夏特列原理的适用对象是可逆过程。②由“减弱”可知：只能减弱改变，而不能消除改变。3、影响化学平衡的因素【特别提醒】压强对化学平衡的影响主要看改变压强能否引起反应物和生成物的浓度变化，只有引起物质的浓度变化才会造成平衡移动，否则压强对平衡无影响。4、浓度的“决定性”作用①恒温、恒容条件原平衡体系eq\o(――→,\s\up7(充入惰性气体))体系总压强增大―→体系中各组分的浓度不变―→平衡不移动。②恒温、恒压条件原平衡体系eq\o(――→,\s\up7(充入惰性气体))容器容积增大→各反应气体的四、平衡常数和转化率的相关计算1、掌握四个公式（1）反应物的转化率＝eq\f(n转化,n起始)×100%＝eq\f(c转化,c起始)×100%。（2）生成物的产率：实际产量(指生成物)占理论产量的百分数。一般来讲，转化率越大，原料利用率越高，产率越大。产率＝eq\f(实际产量,理论产量)×100%。（3）平衡时混合物组分的百分含量＝eq\f(平衡量,平衡时各物质的总量)×100%。（4）某组分的体积分数＝eq\f(某组分的物质的量,混合气体总的物质的量)×100%。2、平衡转化率的分析与判断方法判断反应物转化率的变化时，不要把平衡正向移动与反应物转化率提高等同起来，要视具体情况而定。常见有以下几种情形：反应类型条件的改变反应物转化率的变化mA(g)+nB(g)pC(g)+qD(g)恒容时只增加反应物A的用量反应物A的转化率减小，反应物B的转化率增大同等倍数地增大反应物A、B的量恒温恒压条件下反应物转化率不变恒温恒容条件下m＋n＞p＋q反应物A和B的转化率均增大m＋n＜p＋q反应物A和B的转化率均减小m＋n＝p＋q反应物A和B的转化率均不变mA(g)nB(g)＋pC(g)增加反应物A的用量恒温恒压条件下反应物转化率不变恒温恒容条件下m＞n＋p反应物A的转化率增大m＜n＋p反应物A的转化率减小m＝n＋p反应物A的转化率不变3、理解Kp运用计算技巧五、化学图像1、含量-时间-温度(压强)图像（其中C%指生成物的百分含量，B%指反应物的百分含量）①②③④⑤表示不同条件下，反应达到平衡的时间快慢、反应速率的快慢以及平衡混合物中某物质的百分含量的关系。解题方法是“先拐先平，数值大”。即曲线先出现拐点的首先达到平衡，反应速率快，以此判断温度或压强的高低。再依据外界条件对平衡的影响分析判断反应的热效应及反应前后气体体积的变化。2、转化率(或质量分数)与压强-温度图像（1）恒压线图像（2）恒温线图像解决这类图像一般采用“定一议二”的方法，即把自变量(温度、压强)之一设为恒量，讨论另外两个变量的关系。3、化学平衡中的特殊图像（1）对于化学反应：mA(g)＋nB(g)pC(g)＋qD(g)，M点前，表示从反应开始，v(正)>v(逆)；M点为刚达到平衡点；M点后为平衡受温度的影响情况，即升温，A的百分含量增加或C的百分含量减少，平衡左移，故ΔH<0。（2）对于化学反应：mA(g)＋nB(g)pC(g)＋qD(g)，L线上所有的点都是平衡点。L线的上方(E点)，A的百分含量大于此压强时平衡体系中A的百分含量，所以E点满足v(正)>v(逆)；同理L线的下方(F点)满足v(正)<v(逆)。【方法技巧】解答化学平衡图像题四步骤六、可逆反应达到化学平衡状态的判断（1）方法一：速率相等法①同种物质VA正=VA逆判断达到平衡②不同种物质VA正：VB逆=a：b判断达到平衡（2）方法二：变量不变法①确定参数是否为变量是关键②注意状态，恒温、恒压、刚性容器七、等效平衡（1）含义：在一定条件(恒温恒容或恒温恒压)下，同一可逆反应体系，不管是从正反应开始，还是从逆反应开始，还是正、逆反应同时投料，达到化学平衡状态时，任何相同组分的百分含量(质量分数、物质的量分数、体积分数等)均相同。（2）判断方法1、恒温恒容条件下反应前后体积改变的反应，判断方法：极值等量即等效。2、恒温恒压条件下反应前后体积改变的反应，判断方法：极值等比即等效。3、恒温条件下反应前后体积不变的反应，判断方法：无论是恒温恒容，还是恒温恒压，只要极值等比即等效。（3）虚拟“中间态”法构建等效平衡1、构建恒温恒容平衡思维模式新平衡状态可认为是两个原平衡状态简单的叠加并压缩而成，相当于增大压强。2、构建恒温恒压平衡思维模式(以气体物质的量增加的反应为例，见图示)新平衡状态可以认为是两个原平衡状态简单的叠加，压强不变，平衡不移动。八、化工生产适宜条件选择的一般原则条件原则从化学反应速率分析既不能过快，又不能太慢从化学平衡移动分析既要注意外界条件对速率和平衡影响的一致性，又要注意二者影响的矛盾性从原料的利用率分析增加易得廉价原料，提高难得高价原料的利用率，从而降低生产成本从实际生产能力分析如设备承受高温、高压能力等从催化剂使用活性分析注意催化剂的活性对温度的限制化学反应的方向一、化学反应进程的方向1、自发过程特点①体系趋向于从高能状态转变为低能状态(体系对外部做功或放出热量)。②在密闭条件下，体系有从有序转变为无序的倾向性(无序体系更加稳定)。2、熵与熵变（1）熵：描述体系混乱程度的物理量，符号为S。熵值越大，体系混乱度越大。（2）熵变：ΔS＝S(反应产物)－S(反应物)。3、反应进行的方向（1）判据强调，复合判据：ΔG=ΔH-TΔS，计算时，注意单位的转化（2）规律电离平衡一、弱电解质的电离平衡1、弱电解质强电解质弱电解质定义在水溶液中能完全电离的电解质在水溶液中只能部分电离的电解质电离过程不可逆，无电离平衡可逆，存在电离平衡在溶液中的存在形式只有离子既有离子，又有电解质分子物质类别及示例①强酸，如HCl、H2SO4②强碱，如KOH、Ba(OH)2③大部分盐，如NaCl、BaSO4①弱酸，如CH3COOH、HClO②弱碱，如NH3·H2O、Mg(OH)2③水；④极少量盐，(CH3COO)2Pb2、如何判断CH3COOH是弱电解质：①测0.1mol/LCH3COOH的pH②pH=1的CH3COOH溶液，加水稀释10倍后，测其PH③在CH3COONa溶液中，滴加酚酞，观察溶液现象④测CH3COONa溶液得pH3、弱电解质的电离平衡的建立①开始时，v(电离)最大，而v(结合)为0。②平衡的建立过程中，v(电离)＞v(结合)。③当v(电离)＝v(结合)时，电离过程达到平衡状态。二、电离平衡常数及其应用1、概念：在一定条件下，当弱电解质的电离达到平衡时，溶液中弱电解质电离所生成的各种离子浓度的乘积，与溶液中未电离分子的浓度之比是一个常数，这个常数叫做电离平衡常数，简称电离常数，用K表示（通常用Ka、Kb分别表示弱酸、弱碱的电离平衡常数）。2、表达式（1）一元弱酸HA的电离常数：根据HAH＋＋A－，可表示为Ka＝eq\f(c(A－)·c(H＋),c(HA))。（2）一元弱碱BOH的电离常数：根据BOHB＋＋OH－，可表示为Kb＝eq\f(c(B＋)·c(OH－),c(BOH))。（3）多元弱酸、弱碱电离方程式电离常数表达式H2CO3H2CO3⇌H++HCOHCO3-⇌H++CO32-K1＝c(K2＝c(Cu(OH)2Cu(OH)2⇌Cu2++2OH-K＝c(3、特点（1）电离是个吸热过程，根据勒夏特烈原理，升高温度，电离程度加大（2）电离平衡常数与温度有关，与浓度无关，升高温度，K值增大。（3）电离平衡常数反映弱电解质的相对强弱，K越大，表示弱电解质越易电离，酸性或碱性越强。（4）多元弱酸的各级电离常数的大小关系是K1≫K2≫K3……，故其酸性取决于第一步电离。三、外因对电离平衡的影响（1）浓度：在一定温度下，同一弱电解质溶液，浓度越小，越易电离。越稀越电离（2）温度：温度越高，电离程度越大。越热越电离（3）同离子效应：加入与弱电解质具有相同离子的电解质时，可使电离平衡向结合成弱电解质分子的方向移动。（4）化学反应：加入能与弱电解质电离出的离子反应的物质时，可使电离平衡向电离方向移动。四、一元强酸(HCl)与一元弱酸(CH3COOH)的比较（1）相同物质的量浓度、相同体积的盐酸与醋酸溶液的比较比较项目酸c(H＋)pH中和碱的能力与活泼金属反应产生H2的量开始与金属反应的速率盐酸大小相同相同大醋酸溶液小大小（2）相同pH、相同体积的盐酸与醋酸溶液的比较比较项目酸c(H＋)c(酸)中和碱的能力与足量活泼金属反应产生H2的量开始与金属反应的速率盐酸相同小小少相同醋酸溶液大大多五、一元强酸(HCl)与一元弱酸(CH3COOH)稀释图像比较（稀释时，曲线变化快，为电解质强，反之，为弱）（1）相同体积、相同浓度的盐酸、醋酸加水稀释相同的倍数，醋酸的pH大加水稀释到相同的pH，盐酸加入的水多（2）相同体积、相同pH值的盐酸、醋酸加水稀释相同的倍数，盐酸的pH大加水稀释到相同的pH，醋酸加入的水多【归纳总结】外界条件对电离平衡影响的四个“不一定”（1）稀醋酸加水稀释时，溶液中不一定所有的离子浓度都减小。因为温度不变，Kw＝c(H＋)·c(OH－)是定值，稀醋酸加水稀释时，溶液中c(H＋)减小，故c(OH－)增大（2）电离平衡右移，电解质分子的浓度不一定减小，离子的浓度不一定增大，电离程度也不一定增大。如，对于CH3COOHCH3COO－＋H＋，平衡后，加入冰醋酸，c(CH3COOH)增大，平衡右移，根据勒夏特列原理，只能“减弱”而不能“消除”，再次平衡时，c(CH3COOH)比原平衡时大；加水稀释或加少量NaOH固体，都会使平衡右移，但c(CH3COOH)、c(H＋)都比原平衡时要小；加水稀释或增大弱电解质的浓度，都使平衡右移，但加水稀释时弱电解质的电离程度增大，而增大弱电解质的浓度时弱电解质的电离程度减小。六、影响电解质溶液的导电能力的主要因素电解质溶液的导电能力主要取决于离子的浓度、离子在电场中的运动速率以及离子所带电荷数目（1）相同条件下溶液的离子浓度越大，其导电能力越强。（2）相同离子浓度时，离子所带的电荷数越多，溶液的导电能力越强。（3）温度越高，溶液的导电能力越强。水的电离与溶液的pH一、水的电离与水的离子积常数1、水的电离方程式为H2O＋H2OH3O＋＋OH－或H2OH＋＋OH－。2、水的离子积常数：Kw＝c(H＋)·c(OH－)。（1）室温下：Kw＝1×10－14。（2）影响因素：只与温度有关，升高温度，Kw增大。（3）适用范围：Kw不仅适用于纯水，也适用于稀的电解质水溶液。（4）Kw揭示了在任何水溶液中均存在H＋和OH－，只要温度不变，Kw不变。【方法技巧】正确理解水的电离平衡曲线（1）曲线上任意点的Kw都相同，即c(H＋)·c(OH－)相同，温度相同。（2）曲线外的任意点与曲线上任意点的Kw不同，温度不同。（3）实现曲线上点之间的转化需保持温度不变，改变酸碱性；实现曲线上点与曲线外点之间的转化，一定得改变温度。二、pH的测定1、pH计算公式：pH＝-lgc(H＋)。2、pH试纸①pH试纸不能测定具有漂白性及强氧化性溶液的pH。②不能用湿润的玻璃棒蘸取待测液，也不能将pH试纸先用水润湿，否则溶液被稀释，可能造成误差（酸性溶液的pH偏大、碱性溶液的pH偏小、中性溶液的pH无影响）。三、pH的计算1、单一溶液pH的计算（1）酸性溶液中，先求c(H+)，再计算pH=-lgc(H+)；（2）碱性溶液中，先求c(OH-)，再由c(H+)=Kwc(OH-)求c(2、混合溶液pH的计算（1）强酸混合，先求，再计算pH=-lgc(H+)；（2）强碱混合，先求，再由c(H+)=Kwc(OH-)求c(H（3）强酸强碱混合①恰好完全反应，pH=7(25℃)；②酸过量，先求，再计算pH=-lgc(H+)；③碱过量，先求，再由c(H+)=Kwc(OH-)求c(H3、酸、碱稀释时pH变化规律（1）pH=a的强酸溶液，稀释10m倍，pH=a+m（室温下，a+m＜7）pH=a的弱酸溶液，稀释10m倍，a＜pH＜a+n（室温下，a+m＜7）（2）pH=b的强碱溶液，稀释10n倍，pH=b-n（室温下，b-n＞7）pH=b的弱酸溶液，稀释10n倍，b-n＜pH＜b（室温下，b-n＞7）（3）pH=a的强酸溶液，稀释一倍（或与可忽略的酸/碱等体积混合），pH=a+0.3（室温下，a+0.3＜7）（4）pH=b的强碱溶液，稀释一倍（或与可忽略的酸/碱等体积混合），pH=b-0.3（室温下，b-0.3＞7）【方法规律】酸碱混合规律（1）等浓度等体积一元酸与一元碱混合的溶液——“谁强显谁性，同强显中性”。（2）25℃时，等体积pH之和等于14的一强一弱酸碱混合溶液——“谁弱谁过量，谁弱显谁性”。（3）强酸、强碱等体积混合(25℃时)①pH之和等于14，呈中性；②pH之和小于14，呈酸性；③pH之和大于14，呈碱性。【方法技巧】水电离的c(H＋)或c(OH－)的计算技巧(25℃时)（1）中性溶液：c(H＋)＝c(OH－)＝1.0×10－7mol·L－1。（2）酸或碱抑制水的电离，水电离出的c(H＋)＝c(OH－)＜10－7mol·L－1，当溶液中的c(H＋)＜10－7mol·L－1时就是水电离出的c(H＋)；当溶液中的c(H＋)＞10－7mol·L－1时，就用10－14除以这个浓度即得到水电离的c(H＋)。（3）可水解的盐促进水的电离，水电离的c(H＋)或c(OH－)均大于10－7mol·L－1。若给出的c(H＋)＞10－7mol·L－1，即为水电离的c(H＋)；若给出的c(H＋)＜10－7mol·L－1，就用10－14除以这个浓度即得水电离的c(H＋)。四、酸碱中和滴定1、实验用品（1）仪器:图(A)是酸式滴定管、图(B)是碱式滴定管、滴定管夹、铁架台、锥形瓶。（2）试剂：标准液、待测液、指示剂、蒸馏水。（3）滴定管①构造：“0”刻度线在上方，尖嘴部分无刻度。②精确度：读数可精确到0.01mL（读数记录时，一定要精确到0.01ml）。③洗涤：先用蒸馏水洗涤，再用待装液润洗。④排泡：酸、碱式滴定管中的液体在滴定前均要排出尖嘴中的气泡。⑤使用注意事项：试剂性质滴定管原因酸性、氧化性酸式滴定管氧化性物质易腐蚀橡胶管碱性碱式滴定管碱性物质易腐蚀玻璃，致使玻璃活塞无法打开2、实验操作：以标准盐酸滴定待测NaOH溶液为例（1）滴定前的准备①滴定管：查漏→洗涤→润洗→装液→调液面→记录。②锥形瓶：注碱液→记体积→加指示剂。（2）滴定（3）终点判断：等到滴入最后半滴标准液，指示剂变色，且在半分钟内不恢复原来的颜色，视为滴定终点并记录标准液的体积。3、常用酸碱指示剂及变色范围指示剂变色范围的pH石蕊＜5.0红色5.0～8.0紫色>8.0蓝色甲基橙＜3.1红色3.1～4.4橙色>4.4黄色酚酞＜8.2无色8.2～10.0浅红色>10.0红色4、指示剂的选择：一般不选择石蕊，变色现象不明显。强酸滴（弱）碱甲基橙，强碱滴（弱）酸用酚酞，两强互滴（甲基橙酚酞）都可以。滴定种类选用的指示剂滴定终点颜色变化指示剂用量强酸滴定强碱酚酞红色→无色2-3滴甲基橙黄色→橙色强酸滴定弱碱甲基橙黄色→橙色强碱滴定强酸甲基橙红色→橙色酚酞无色→粉红色强碱定弱酸酚酞无色→粉红色【方法技巧】强酸(碱)滴定弱碱(酸)的pH曲线比较氢氧化钠滴定等浓度、等体积的盐酸、醋酸的滴定曲线盐酸滴定等浓度、等体积的氢氧化钠、氨水的滴定曲线曲线起点不同：强碱滴定强酸、弱酸的曲线，强酸起点低；强酸滴定强碱、弱碱的曲线，强碱起点高突跃点变化范围不同：强碱滴定强酸(强酸滴定强碱)的突跃点变化范围大于强碱滴定弱酸(强酸滴定弱碱)的突跃点变化范围6、氧化还原滴定法（1）原理：以氧化剂(或还原剂)为滴定剂，直接滴定一些具有还原性(或氧化性)的物质。（2）实例①酸性KMnO4溶液滴定H2C2O4溶液原理2MnOeq\o\al(－,4)＋6H＋＋5H2C2O4=10CO2↑＋2Mn2＋＋8H2O指示剂酸性KMnO4溶液本身呈紫色，不用另外选择指示剂终点判断当滴入最后一滴酸性KMnO4溶液后，溶液由无色变浅红色，且半分钟内不褪色，说明到达滴定终点②Na2S2O3溶液滴定碘液原理2Na2S2O3＋I2=Na2S4O6＋2NaI指示剂用淀粉作指示剂终点判断当滴入最后一滴Na2S2O3溶液后，溶液的蓝色褪去，且半分钟内不恢复原色，说明到达滴定终点7、沉淀滴定法（1）概念：沉淀滴定法是利用沉淀反应进行滴定、测量分析的方法。生成沉淀的反应很多，但符合条件的却很少，实际上应用最多的是银量法，即利用Ag＋与卤素离子的反应来测定Cl－、Br－、I－浓度。（2）原理：沉淀滴定所用的指示剂本身就是一种沉淀剂，滴定剂与被滴定物反应的生成物的溶解度要比滴定剂与指示剂反应的生成物的溶解度小，否则不能用这种指示剂。如用AgNO3溶液滴定溶液中的Cl－的含量时常以CrOeq\o\al(2－,4)为指示剂，这是因为AgCl比Ag2CrO4更难溶。五、酸碱中和滴定的误差分析由c待测＝eq\f(c标准·V标准,V待测)可知，c标准和V待测均为定值，所以c待测的误差主要来自V标准，V标准偏大则c待测偏高，V标准偏小则c待测偏低。（1）若以盐酸标准液滴定未知浓度的NaOH溶液，常见的误差分析如下：步骤操作V标准c待测洗涤酸式滴定管未用标准溶液润洗变大偏高碱式滴定管未用标准溶液润洗变小偏低锥形瓶用待测溶液润洗变大偏高锥形瓶洗净后还留有蒸馏水不变无影响取液放出碱液的滴定管开始有气泡，放出液体后气泡消失变小偏低滴定酸式滴定管滴定前有气泡，滴定终点时气泡消失变大偏高振荡锥形瓶时部分液体溅出变小偏低部分酸液滴出锥形瓶外变大偏高溶液颜色较浅时滴入酸液过快，停止滴定后再加一滴NaOH溶液无变化变大偏高读数滴定前读数正确，滴定后俯视读数(或前仰后俯)变小偏低滴定前读数正确，滴定后仰视读数(或前俯后仰)变大偏高配制标准液若配制NaOH溶液，所取的NaOH固体部分潮解变大偏高若配制NaOH溶液，所取的NaOH固体中含有不与酸反应的杂质变大偏高若配制NaOH溶液，所取的NaOH固体中含有与酸反应的杂质（Na2CO3）变大偏高若配制NaOH溶液，所取的NaOH固体中含有与酸反应的杂质（Na2O）变小偏低（2）若先配制NaOH标准液，滴定未知浓度的盐酸，配制NaOH标准液时：步骤操作V标准c待测配制NaOH标准液NaOH固体部分潮解偏高偏高NaOH固体中含有不与酸反应的杂质偏高偏高NaOH固体中含有与酸反应的杂质（Na2CO3）偏高偏高NaOH固体中含有与酸反应的杂质（Na2O）偏低偏低盐类水解一、盐类水解及其规律1、实质盐电离→eq\b\lc\{\rc\}(\a\vs4\al\co1(弱酸的阴离子―→结合H＋,弱碱的阳离子―→结合OH－))→破坏了水的电离平衡→水的电离程度增大→溶液呈碱性、酸性或中性2、特点①可逆反应：盐类水解是酸碱中和反应的逆过程；②吸热：酸碱中和反应为放热反应，逆过程自然是吸热过程；③微弱：水解过程，很微弱3、规律：有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解；谁强显谁性，同强显中性。盐的类型实例是否水解水解的离子溶液的酸碱性溶液的pH强酸强碱盐NaCl、KNO3否中性pH＝7强酸弱碱盐NH4Cl、Cu(NO3)2是NH4+、Cu2＋酸性pH＜7弱酸强碱盐CH3COONa、Na2CO3是CH3COO－、CO32-碱性pH>74、盐类水解离子方程式的书写要求（1）一般来说，盐类水解的程度不大，应该用可逆号“表示。盐类水解一般不会产生沉淀和气体，所以不用符号“↓”和“↑”表示水解产物。（2）多元弱酸盐的水解是分步进行的，水解离子方程式要分步表示。（3）多元弱碱阳离子的水解也是分步进行的，但通常简化为一步表示。盐的类型实例水解的离子方程式一元弱酸盐/弱碱盐NH4ClNH4++H2O⇌NH3·H2CH3COONaCH3COO-+H2O⇌CH3COOH+OH-多元弱酸盐Na2CO3CO32-＋H2O⇌HCO3-＋OH-；HCO3-＋H2O⇌Na2SS2-+H2O⇌HS-+OH-；HS-+H2O⇌H2S+OH-多元弱碱盐FeCl3Fe3++3H2O⇌Fe(OH)3+3H+CuCl2Cu2++2H2O⇌Cu(OH)2+2H+（4）水解分别显酸性和碱性的离子组由于相互促进水解程度较大，书写时要用“===”“↑”“↓”等。二、盐类水解的影响因素（越稀越水解，越热越水解）1、内因：形成盐的酸或碱越弱，其盐就越易水解。如水解程度：Na2CO3＞Na2SO3，Na2CO3＞NaHCO3。2、外因eq\b\lc\{\rc\(\a\vs4\al\co1(溶液的浓度：浓度越小水解程度越大,温度：温度越高水解程度越大,外加酸碱\b\lc\{\rc\(\a\vs4\al\co1(酸：弱酸根离子的水解程度增大，,弱碱阳离子的水解程度减小,碱：弱酸根离子的水解程度减小，,弱碱阳离子的水解程度增大))))因素水解平衡水解程度水解产生离子的浓度温度升高右移增大增大浓度增大右移减小增大减小(即稀释)右移增大减小外加酸碱酸性盐加酸左移减小减小酸性盐加碱右移增大增大外加其他盐酸性盐加酸性盐相互抑制(如NH4Cl中加FeCl3)酸性盐加碱性盐相互促进[如Al2(SO4)3中加NaHCO3]3、以FeCl3水解为例[Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋]，填写外界条件对水解平衡的影响。条件移动方向H＋数pH现象升温向右增多减小颜色变深通HCl向左增多减小颜色变浅加H2O向右增多增大颜色变浅加NaHCO3向右减小增大生成红褐色沉淀，放出气体4、盐类水解的规律（1）强酸的酸式盐只电离，不水解，溶液呈酸性。如NaHSO4溶液中：NaHSO4=Na＋＋H＋＋SOeq\o\al(2－,4)。（2）弱酸的酸式盐溶液的酸碱性，取决于酸式酸根离子的电离程度和水解程度的相对大小。①若电离程度小于水解程度，则溶液呈碱性。如NaHCO3溶液中：HCOeq\o\al(－,3)H＋＋COeq\o\al(2－,3)(次要)，HCOeq\o\al(－,3)＋H2OH2CO3＋OH－(主要)。同类离子还有HS－、HPOeq\o\al(2－,4)。②若电离程度大于水解程度，则溶液呈酸性。如NaHSO3溶液中：HSOeq\o\al(－,3)H＋＋SOeq\o\al(2－,3)(主要)，HSOeq\o\al(－,3)＋H2OH2SO3＋OH－(次要)。同类离子还有H2POeq\o\al(－,4)。（3）相同条件下的水解程度①正盐>相应酸式盐。如相同条件下水解程度：COeq\o\al(2－,3)>HCOeq\o\al(－,3)。②水解相互促进的盐>单独水解的盐>水解相互抑制的盐。如相同条件下NHeq\o\al(＋,4)的水解程度：(NH4)2CO3>(NH4)2SO4>(NH4)2Fe(SO4)2。（4）弱酸弱碱盐中的阴、阳离子都水解，其溶液的酸碱性取决于弱酸阴离子和弱碱阳离子水解程度的相对大小。当K酸＝K碱(K为电离常数)时，溶液呈中性，如CH3COONH4；当K酸>K碱时，溶液呈酸性，如HCOONH4；当K酸<K碱时，溶液呈碱性，如NH4CN。三、盐类水解的应用（1）判断离子能否大量共存若阴、阳离子发生相互促进的水解反应，水解程度较大而不能大量共存，有的甚至水解完全。常见的相互促进的水解反应进行完全的有：Fe3＋、Al3＋与AlOeq\o\al(－,2)、COeq\o\al(2－,3)、HCOeq\o\al(－,3)。（2）判断盐溶液蒸干时所得的产物①盐溶液水解生成难挥发性酸和酸根阴离子易水解的强碱盐，蒸干后一般得原物质，如CuSO4(aq)蒸干得CuSO4；Na2CO3(aq)蒸干得Na2CO3(s)。但注意，碳酸镁溶液蒸干后，得到氢氧化镁，灼烧得到氧化镁。②盐溶液水解生成挥发性酸时，蒸干灼烧后一般得对应的氧化物，如AlCl3(aq)蒸干得Al(OH)3，灼烧得Al2O3。③考虑盐受热时是否分解，如Ca(HCO3)2、NaHCO3、KMnO4、NH4Cl固体受热易分解，因此蒸干灼烧后分别为Ca(HCO3)2―→CaCO3(CaO)；NaHCO3―→Na2CO3；KMnO4―→K2MnO4和MnO2；NH4Cl―→NH3和HCl。④还原性盐在蒸干时会被O2氧化。如Na2SO3(aq)蒸干得Na2SO4(s)。⑤弱酸的铵盐蒸干后无固体。如：NH4HCO3、(NH4)2CO3。（3）保存、配制某些盐溶液如配制FeCl3溶液时，为防止出现Fe(OH)3沉淀，常加几滴盐酸来抑制FeCl3的水解；在实验室盛放Na2CO3、CH3COONa、Na2S等溶液的试剂瓶不能用玻璃塞，应用橡胶塞。（4）利用盐类的水解反应制取胶体、净水如实验室制备Fe(OH)3胶体的原理为FeCl3＋3H2O（沸水）eq\o(====,\s\up7(△))Fe(OH)3(胶体)＋3HCl。明矾净水的原理：Al3＋水解生成氢氧化铝胶体，胶体具有很大的表面积，吸附水中悬浮物而聚沉。（5）解释热的纯碱溶液去污能力强碳酸钠溶液中存在水解平衡COeq\o\al(2－,3)＋H2OHCOeq\o\al(－,3)＋OH－，升高温度，水解平衡右移，c(OH－)增大。（6）解释泡沫灭火器的反应原理成分：NaHCO3、Al2(SO4)3；发生反应Al3＋＋3HCOeq\o\al(－,3)===Al(OH)3↓＋3CO2↑。四、水解平衡常数1、表达式对于水解方程式：A-+H2O⇌HA+OH-，其平衡常数可表示为：Kh=c2、意义：Kh表示水解反应趋势的大小，Kh数值越大，水解趋势越大。3、影响因素：对于确定的离子，其水解常数只受温度影响。温度越高，水解常数越大。4、与电离常数的关系Kh=KwKa（Ka为弱酸的电离平衡常数）或Kh=五、电解质溶液离子浓度关系1、比较粒子浓度关系时紧扣两个微弱（1）弱电解质(弱酸、弱碱、水)的电离是微弱的，且水的电离能力远远小于弱酸和弱碱的电离能力。如稀醋酸溶液中：CH3COOHCH3COO－＋H＋、H2OOH－＋H＋，粒子浓度由大到小的顺序为c(CH3COOH)>c(H＋)>c(CH3COO－)>c(OH－)。（2）弱酸根阴离子或弱碱阳离子的水解是微弱的，但水的电离程度远远小于盐的水解程度。如稀CH3COONa溶液中：CH3COONa=CH3COO－＋Na＋、CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－、H2OH＋＋OH－，粒子浓度由大到小的顺序为c(Na＋)>c(CH3COO－)>c(OH－)>c(CH3COOH)>c(H＋)。2、多元弱酸的强碱正盐溶液中，多元弱酸根离子的水解以第一步为主。如Na2S溶液中：c(Na＋)＞c(S2－)＞c(OH－)＞c(HS－)＞c(H＋)。3、溶液中离子浓度关系①物料守恒：核心，原子守恒。②电荷守恒：核心，溶液电中性原则③质子守恒：核心，水电离出的氢离子的物质的量等于水电离出的氢氧根离子物质的量。质子守恒关系式可以由物料守恒与电荷守恒加、减得到。沉淀溶解平衡一、沉淀溶解平衡方程式MmAn(s)mMn+(aq)+nAm-(aq)如AgCl沉淀溶解平衡：AgCl(s)Ag+(aq)+Cl-(aq)二、沉淀溶解平衡及应用1、沉淀溶解平衡（1）溶解平衡的建立（2）特点(同其他化学平衡)：逆、等、定、动、变(适用平衡移动原理)2、影响沉淀溶解平衡的因素（1）内因：难溶电解质本身的性质，这是决定因素。（2）外因①浓度：加水稀释，平衡向沉淀溶解的方向移动；②温度：绝大多数难溶盐的溶解是吸热过程，升高温度，平衡向沉淀溶解的方向移动；③同离子效应：向平衡体系中加入难溶物溶解产生的离子，平衡向生成沉淀的方向移动；④其他：向平衡体系中加入可与体系中某些离子反应生成更难溶或更难电离或气体的离子时，平衡向沉淀溶解的方向移动。（3）以AgCl(s)Ag＋(aq)＋Cl－(aq)ΔH＞0为例，填写外因对溶解平衡的影响外界条件移动方向平衡后c(Ag＋)平衡后c(Cl－)Ksp升高温度正向增大增大增大加水稀释正向不变不变不变加入少量AgNO3逆向增大减小不变通入HCl逆向减小增大不变通入H2S正向减小增大不变三、溶度积常数及其应用1、溶度积和离子积以AmBn(s)mAn＋(aq)＋nBm－(aq)为例：溶度积离子积概念沉淀溶解的平衡常数溶液中有关离子浓度幂的乘积符号KspQc表达式Ksp(AmBn)＝cm(An＋)·cn(Bm－)，式中的浓度都是平衡浓度Qc(AmBn)＝cm(An＋)·cn(Bm－)，式中的浓度都是任意浓度应用判断在一定条件下沉淀能否生成或溶解①Qc>Ksp：溶液过饱和，有沉淀析出②Qc＝Ksp：溶液饱和，处于平衡状态③Qc＜Ksp：溶液未饱和，无沉淀析出2、Ksp的影响因素（1）内因：难溶物质本身的性质，这是主要决定因素。（2）外因①浓度：加水稀释，平衡向溶解方向移动，但Ksp不变。②温度：绝大多数难溶盐的溶解是吸热过程，升高温度，平衡向溶解方向移动，Ksp增大。③其他：向平衡体系中加入可与体系中某些离子反应生成更难溶物质或更难电离物质或气体的离子时，平衡向溶解方向移动，但Ksp不变。3、意义对于相同类型的难溶电解质，Ksp越大，说明难溶电解质在水中的溶解能力越大。如：Ksp(AgCl)＞Ksp(AgBr)＞Ksp(AgI)，则溶解度：S(AgCl)＞S(AgBr)＞S(AgI)。4、应用①MmAn(s)⇌mMn+(aq)+nAm-(aq)，任意时刻的离子积：Q=cm(Mn+)·cn(Am-)②根据Ksp和Q的相对大小，可以判断给定条件下溶液中难溶电解质的沉淀或溶解情况：Q＞Ksp，溶液中有沉淀析出Q＝Ksp，沉淀与溶解处于平衡状态Q＜Ksp，溶液中无沉淀析出四、沉淀的转化1、实质、条件、规律①实质：沉淀溶解平衡的移动(沉淀的溶解度差别越大，越容易转化)。②条件：两种沉淀的溶解度不同。②规律：溶解度小的沉淀转化为溶解度更小的沉淀容易实现，溶解度相差越大，转化越容易。2、沉淀转化的应用（1）锅炉除水垢（含有CaSO4）①操作：先加Na2CO3溶液，再加稀盐酸②原理：CaSO4(s)+Na2CO3⇌CaCO3(s)+Na2SO4CaCO3+2HClCaCl2+H2O+CO2↑（2）自然界中矿物的转化原生铜的硫化物氧化、淋滤CuSO4溶液渗透、氧化、淋滤渗透、遇闪锌矿（ZnS）和方铅矿（PbS）CuSO4(aq)+ZnS(s)CuS(s)+ZnSO4(aq)；CuSO4(aq)+PbS(s)CuS(s)+PbSO4(s)（3）氟化物预防龋齿①牙齿表面的釉质层，只要成分是难溶的羟基磷灰石[Ca5(PO4)3(OH)]。②口腔中的有机酸使釉质层溶解：Ca5(PO4)3(OH)+4H+5Ca2++3HPO42-③氟离子能与羟基磷灰石反应，生成溶解度更小的氟磷灰石，更能抵抗酸的腐蚀。原电池一、原电池的工作原理及应用1、原电池是把化学能转化为电能的装置，其反应本质是氧化还原反应。2、构成条件（1）两电极，一般是活泼性不同的两电极，且其中一极能自发的与电解质发生氧化还原反应：（2）电解质溶液（3）形成闭合回路，形成闭合回路需三个条件：3、原电池中的口诀：①普通电池：正正还降得；②燃料电池：正氧还得降③二次电池：正连正、负连负、电极反应来颠倒4、工作原理（以锌铜原电池为例）（1）反应原理电极名称负极正极电极材料锌片铜片得失电子失电子得电子反应类型氧化反应还原反应电子流向由Zn片沿导线流向Cu片电流流向外电路上，铜极流出、锌极流进（电流表指针偏向正极）电解质溶液中，阳离子从锌极移向铜极盐桥中离子移向盐桥含饱和KCl溶液，K＋移向正极，Cl－移向负极电极反应Zn－2e－===Zn2＋Cu2＋＋2e－===Cu电极现象溶解、变细、减轻加粗、变重、产生气体（2）盐桥的组成和作用①盐桥中装有饱和的KCl、KNO3等溶液和琼胶制成的胶冻。②盐桥的作用：a.连接内电路，形成闭合回路；b.平衡电荷，使原电池不断产生电流。（3）单液原电池(无盐桥)和双液原电池(有盐桥)对比名称单液原电池双液原电池装置相同点正、负极电极反应，总反应式，电极现象不同点还原剂Zn与氧化剂Cu2＋直接接触，既有化学能转化为电能，又有化学能转化为热能，造成能量损耗Zn与氧化剂Cu2＋不直接接触，仅有化学能转化为电能，避免了能量损耗，故电流稳定，持续时间长5、原电池原理的应用（1）比较金属的活动性强弱：原电池中，负极一般是活动性较强的金属，正极一般是活动性较弱的金属(或非金属)。（2）加快化学反应速率：氧化还原反应形成原电池时，反应速率加快。（3）用于金属的防护：将需要保护的金属制品作原电池的正极而受到保护。（4）设计制作化学电源①写出总反应离子方程式②判断化合价，结合口诀，确定电极反应的物质③与电解质溶液反应的物质，即为负极，选为负极材料④正极，选活泼性比负极材料弱的物质，即可⑤电解质溶液，就是总反应中所涉及的溶液溶质6、判断原电池正负极方法（1）根据电极材料判断：一般活泼性强的为负极，弱的为正极，但也受电解质溶液的影响（2）根据电子移动方向判断：电子从负极流出，正极流进（3）根据电解质溶液离子移动方向判断：阳离子移向正极（4）根据电极反应类型判断：正极发生还原反应，负极发生氧化反应（5）根据电极反应现象判断：（6）根据电极反应产物判断：正极反应产物，化合价降低；负极反应产物，化合价升高二、常见化学电源及工作原理（1）一次电池：只能使用一次，不能充电复原继续使用1、碱性锌锰干电池总反应：Zn＋2MnO2＋2H2O==2MnOOH＋Zn(OH)2。负极材料：Zn。电极反应：Zn＋2OH－－2e－==Zn(OH)2。正极材料：碳棒。电极反应：2MnO2＋2H2O＋2e－==2MnOOH＋2OH－。2、纽扣式锌银电池，总反应：Zn＋Ag2O＋H2O===Zn(OH)2＋2Ag。（2）二次电池（口诀：正连正、负连负，电极反应来颠倒）：1、铅酸蓄电池总反应：Pb(s)＋PbO2(s)＋2H2SO4(aq)2PbSO4(s)＋2H2O(l)①放电时——原电池负极反应：Pb(s)＋SOeq\o\al(2－,4)(aq)－2e－===PbSO4(s)；正极反应：PbO2(s)＋4H＋(aq)＋SOeq\o\al(2－,4)(aq)＋2e－===PbSO4(s)＋2H2O(l)。②充电时——电解池阴极反应：PbSO4(s)＋2e－===Pb(s)＋SOeq\o\al(2－,4)(aq)；阳极反应：PbSO4(s)＋2H2O(l)－2e－===PbO2(s)＋4H＋(aq)＋SOeq\o\al(2－,4)(aq)。2、图解二次电池的充放电3、二次电池的充放电规律（1）充电时电极的连接：充电的目的是使电池恢复其供电能力，因此负极应与电源的负极相连以获得电子，可简记为负接负后作阴极，正接正后作阳极。（2）工作时的电极反应式：同一电极上的电极反应式，在充电与放电时，形式上恰好是相反的；同一电极周围的溶液，充电与放电时pH的变化趋势也恰好相反。放电时的负极反应和充电时的阴极反应相反，放电时的正极反应和充电时的阳极反应相反。原电池的负(正)极反应式变换方向并将电子移项即可得出电解池的阴(阳)极反应式。（3）燃料电池1、氢氧燃料电池是目前最成熟的燃料电池，可分为酸性和碱性两种。种类酸性碱性负极反应式2H2－4e－===4H＋2H2＋4OH－－4e－===4H2O正极反应式O2＋4e－＋4H＋===2H2OO2＋2H2O＋4e－===4OH－电池总反应式2H2＋O2===2H2O备注燃料电池的电极不参与反应，有很强的催化活性，起导电作用2、解答燃料电池题目的几个关键点①要注意介质是什么？是电解质溶液还是熔融盐或氧化物。②通入负极的物质为燃料，通入正极的物质为氧气。③通过介质中离子的移动方向，可判断电池的正负极，同时考虑该离子参与靠近一极的电极反应。三、新型电源及电极反应式的书写1、电极反应式书写技巧运用作差法：①写出总反应的离子方程式；②判断化合价，结合口诀，确定电极反应的物质；③写出较易写的电极反应式；④用总反应式减去较易写的电极反应式，即可得出较难写的电极反应式。【易错警示】简单电极反应中转移的电子数必须与总反应方程式中转移的电子数相同。2、氢氧燃料电极反应式的书写第一步：写出燃料电池反应的总反应式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。如：甲烷燃料电池(电解质为NaOH溶液)的反应式为CH4＋2O2==CO2＋2H2O①CO2＋2NaOH==Na2CO3＋H2O②①式＋②式得燃料电池总反应式为CH4＋2O2＋2NaOH==Na2CO3＋3H2O。第二步：写出电池的正极反应式根据燃料电池的特点，一般在正极上发生还原反应的物质是O2，随着电解质溶液的不同，其电极反应式有所不同，大致有以下四种情况：（1）酸性电解质溶液环境下电极反应式：O2＋4H＋＋4e－==2H2O；（2）碱性电解质溶液环境下电极反应式：O2＋2H2O＋4e－==4OH－；（3）固体电解质(高温下能传导O2－)环境下电极反应式：O2＋4e－==2O2－；（4）熔融碳酸盐(如熔融K2CO3)环境下电极反应式：O2＋2CO2＋4e－==2COeq\o\al(2－,3)。第三步：根据电池总反应式和正极反应式，写出负极反应式电池反应的总反应式－电池正极反应式＝电池负极反应式。因为O2不是负极反应物，因此两个反应式相减时要彻底消除O2。电解池一、电解池口诀：阴阳还得降

1、电解池的电极名称：电解池的两极由电极与电源正、负极的连接情况直接判断。

阴极：与电源的负极相连的电极；吸引溶液中的阳离子、得电子、还原反应。

阳极：与电源的正极相连的电极，吸引溶液中的阴离子、失电子、氧化反应。说明：阳极有惰性电极和活性电极之分，隋性电极只导电，不参与氧化还原反应(C、Pt、Au)；活性电极既导电又参与氧化还原反应(Cu、Ag等)。2、离子的放电顺序：阴离子失去电子或阳离子得到电子的过程叫放电

①电解通电时，电子从电源的负极沿导线流入电解池的阴极，在阴极区氧化性强的微粒先得电子，被还原。同时，电子又从电解池的阳流出，沿导线流回电源的正极，即在阳极区还原性强的微粒（包括电极）先失电子被氧化。②阴极：阳离子在阴极上的放电顺序（得电子）大体可参照金属活动性顺序来推断。位于金属活动性顺序表后面的金属，其对应的阳离子越易得到电子。无论活性电极还是惰性电极都不参加反应，参加反应的是溶液中的阳离子。

Ag+>Hg2+>Fe3+>Cu2+>H+>Pb2+>Sn2+>Fe2+>Zn2+>Al3+>Mg2+>Na+>Ca2+>K+

位于前边的氧化性强的微粒优先得到电子。③阳极：当电极材料（阳极）为Pt或C时，还原性非常弱，此条件不被氧化，称为惰性电极。当电极材料（阳极）为Cu等金属（除了Pt和C），还原性强，易失电子,易被氧化，称为活性电极。

若阳极是活泼或较活泼金属时，一般是电极的金属失去电子，而不是电解液中阴离子放电。

若阳极是惰性电极时，阴离子在阳极上的放电顺序（失e-）

S2->I->Br->Cl->OH->NO3->SO42-(等含氧酸根离子)>F-(SO32-/MnO4->OH-)

位于前边的还原性强的微粒优先失去电子。

说明：

（1）活泼金属离子K+、Ca2+、Na+、Mg2+、Al3+在溶液中不会得到电子。

（2）F-、SO42-、CO32-、NO3-等在溶液中不会失去电子。

（3）当离子浓度相差较大时，放电顺序要发生改变，当[Zn2+]>>[H+]或[Fe2+]>>[H+]时，Zn2+、Fe2+先得电子而H+后得电子。

（4）石墨和金属铂是惰性电极，不会得失电子。

3、铜的电解精炼：应用电解原理，进行粗铜的提纯。

①粗铜作阳极，纯铜作阴极，用CuSO4溶液(含铜离子的电解质溶液)作电解液。

②电极反应：阴极：Cu2+＋2e-＝Cu阳极：Cu－2e-＝Cu2+

③比铜活泼的金属杂质——以阳离子形式进入溶液中；比铜不活泼的金属杂质(金银等贵重金属)——形成阳极泥，沉积在阳极底部。4、电极反应式的书写

①分析溶液中存在的所有离子（包括水的电离）、并分成阳离子组和阴离子组。

②根据放电规律，阳离子在阴极发生还原反应，而阴离子在阳极发生氧化反应，完成电极反应式。（注意得失电子守恒）

③由阴阳两电极反应式，合并得总反应式。若已知一个电极反应式，可用总式减去已知的电极反应式，得另一电极反应式。注意：弱电解质必须保持分子形式。

选择性必修2原子结构与性质一、原子核外电子排布原理1、能层与能级（1）能层(n)：电子层符号：用K、L、M、N……表示，能量依次升高。（2）能级：电子亚层同一能层里电子的能量也可能不同，又将其分成不同的能级，通常用s、p、d、f等表示。（3）能层与能级的关系能层一二三四五……符号KLMNO……能级1s2s2p3s3p3d4s4p4d4f5s5p……最多电子数226261026101426……电子离核远近近→远电子能量高低低→高【特别提醒】第一能层(K)，只有s能级；第二能层(L)，有s、p两种能级，p能级上有三个原子轨道px、py、pz，它们具有相同的能量；第三能层(M)，有s、p、d三种能级。2、电子云与原子轨道（1）电子云①由于核外电子的概率密度分布看起来像一片云雾，因而被形象地称为电子云。②电子云轮廓图称为原子轨道。（2）原子轨道原子轨道eq\b\lc\{\rc\(\a\vs4\al\co1(轨道形状\b\lc\{(\a\vs4\al\co1(s电子的原子轨道呈球形对称,p电子的原子轨道呈哑铃形)),各能级上的原子轨道数目\b\lc\{(\a\vs4\al\co1(s能级1个,p能级3个,d能级5个,f能级7个,……)),能量关系\b\lc\{(\a\vs4\al\co1(①相同能层上原子轨道能量的高低：,ns＜np＜nd＜nf,②形状相同的原子轨道能量的高低：,1s＜2s＜3s＜4s……,③同一能层内形状相同而伸展方向不同的原,子轨道的能量相等，如2px、2py、2pz轨道的,能量相等))))3、基态原子的核外电子排布（1）能量最低原理：即电子尽可能地先占有能量低的轨道，然后进入能量高的轨道，使整个原子的能量处于最低状态。如图为构造原理示意图，即基态原子核外电子在原子轨道上的排布顺序图：【特别提醒】能级交错，泡利原理、洪特规则，都是为了满足能量最低原理（2）泡利原理：每个原子轨道里最多只能容纳eq\a\vs4\al(2)个电子，且自旋状态相反。（3）洪特规则：当电子排布在同一能级的不同轨道时，基态原子中的电子总是优先单独占据一个轨道，且自旋状态相同。如2p3的电子排布为，不能表示为或。【特别提醒】当能量相同的原子轨道在全满(p6、d10、f14)、半满(p3、d5、f7)、全空(p0、d0、f0)时原子的能量最低，如24Cr的电子排布式为[Ar]3d54s1,29Cu的电子排布式为[Ar]3d104s1。（4）基态原子核外电子排布的表示方法表示方法以硫原子为例电子排布式1s22s22p63s23p4简化电子排布式[Ne]3s23p4电子排布图(或轨道表示式)价电子排布式3s23p4价电子排布图4、电子的跃迁与原子光谱（1）电子的跃迁（2）不同元素的原子发生跃迁时会吸收或释放不同的光，可以用光谱仪摄取各种元素的电子的吸收光谱或发射光谱，总称原子光谱。吸收光谱，背景亮，光谱暗；发射光谱，背景暗，光谱亮。【特别提醒】焰色反应是电子跃迁的结果，故金属的焰色反应是物理变化过程，不属于化学变化。二、原子结构与元素的性质1、原子结构与元素周期表（1）族元素的价电子排布特点①主族元素主族ⅠAⅡAⅢAⅣAⅤAⅦA排布特点ns1ns2ns2np1ns2np2ns2np3ns2np5②0族元素：ns2np6(其中He为1s2)。③过渡元素(副族和第Ⅷ族)：(n－1)d1～10ns1～2(Pd、镧系和锕系元素除外)。（2）元素周期表的分区与价电子排布的关系①周期表的分区补充：稀土元素，镧系15种元素，加上钪、钇，不包括锕系元素②各区价电子排布特点分区价电子排布s区ns1～2p区ns2np1～6(除He外)d区(n－1)d1～9ns1～2(除Pd外)ds区(n－1)d10ns1～2f区(n－2)f0～14(n－1)d0～2ns2（4）对角线规则在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的有些性质是相似的，如【特别提醒】（1）能层数＝电子层数＝周期数。（2）主族序数＝价电子数。（3）对于主族元素，价电子层就是最外电子层，而对于过渡元素，价电子层不仅是最外电子层。如Fe的价电子排布式为3d64s2。（4）电离能第一电离能气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量，符号：I1，单位：kJ·mol－1规律同周期：第一种元素的第一电离能最小，最后一种元素的第一电离能最大，总体呈现从左至右逐渐增大的变化趋势同族元素：从上至下第一电离能逐渐减小同种原子：逐级电离能越来越eq\a\vs4\al(大)(即I1eq\a\vs4\al(＜)I2eq\a\vs4\al(＜)I3…)【特别提醒】（1）金属活动性顺序与元素相应的电离能大小顺序不完全一致，故不能根据金属活动性顺序判断电离能的大小。（2）第二、三、四周期的同周期主族元素，第ⅡA族(ns2np0)和第ⅤA族(ns2np3)，因p轨道处于全空或半充满状态，比较稳定，所以其第一电离能大于同周期相邻的第ⅢA族和第ⅥA族元素的，如第一电离能：Mg>Al，P>S。（3）电负性①电负性含义元素的原子在化合物中吸引键合电子能力的标度。元素的电负性越大，表示其原子在化合物中吸引键合电子的能力越eq\a\vs4\al(强)标准以最活泼的非金属氟的电负性为4.0作为相对标准，计算得出其他元素的电负性(稀有气体未计)变化规律在元素周期表中，同周期从左至右，元素的电负性逐渐增大，同主族从上至下，元素的电负性逐渐减小②电负性的应用【特别提醒】（1）共价化合物中，两种元素电负性差值越大，它们形成共价键的极性就越强。（2）两元素电负性差值大于1.7时，一般形成离子键（NaH除外)；小于1.7时，一般形成共价键（HF除外)三、电离能常见的四个应用（1）判断元素金属性的强弱：电离能越小，金属越容易失去电子，金属性越强；反之越弱。（2）判断元素的化合价：如果某元素的In＋1≫In，则该元素的常见化合价为＋n（3）判断核外电子的分层排布情况多电子原子中，元素各级电离能逐渐增大，当电离能变化出现突跃时，电子层数就可能发生变化。（4）反映元素原子的核外电子排布特点同周期元素原子的最外层电子排布是全空、半充满和全充满状态时，第一电离能就会反常得大，如第ⅡA族、ⅤA族元素。分子结构与性质一、共价键1、共价键（1）共价键的特征：具有方向性和饱和性（一般存在，但不是绝对有）。（2）共价键的类型分类依据类型形成共价键的原子轨道重叠方式eq\a\vs4\al(σ)键电子云“头碰头”重叠eq\a\vs4\al(π)键电子云“肩并肩”重叠形成共价键的电子对是否偏移极性键共用电子对发生偏移非极性键共用电子对不发生偏移原子间共用电子对的数目单键原子间有一对共用电子对双键原子间有两对共用电子对三键原子间有三对共用电子对【特别提醒】（1）通过物质的结构式可以快速判断共价键的种类和数目；共价单键全为σ键，共价双键中有1个σ键和1个π键，共价三键中有1个σ键和2个π键。（2）由成键轨道类型可判断共价键的类型，与s轨道形成的共价键全部是σ键，杂化轨道形成的共价键全部是σ键。（3）键参数a.概念②键参数与分子的性质b．键参数对分子性质的影响c．键参数与分子稳定性的关系键能越eq\a\vs4\al(大)，键长越短，分子越稳定。【特别提醒】（1）共价键的成键原子可以都是非金属原子，也可以是金属原子与非金属原子（2）并不是所有的共价键都有方向性，如：s­sσ键没有方向性。（3）共价分子中原子间的键能越大，键长越短，分子的稳定性越强。如稳定性：HF>HCl>HBr>HI。2、配位键（1）配位键①配位键的形成：成键原子一方提供孤电子对，另一方提供空轨道形成共价键。②配位键的表示：常用“→”来表示配位键，箭头指向接受孤电子对的原子，如NHeq\o\al(＋,4)可表示为在NHeq\o\al(＋,4)中，虽然有一个N-H键形成过程与其他3个N-H键形成过程不同，但是一旦形成之后，4个共价键就完全相同。（NH4+中有1个配位键，有4个配位原子）3、等电子体（1）等电子原理原子总数相同、价电子总数相同的分子(即等电子体)具有相似的化学键特征，它们的许多性质相近，如CO和N2。（2）等电子原理的应用①利用等电子原理可以判断一些简单分子或离子的立体构型。如SO2和O3的原子数目和价电子总数都相等，二者互为等电子体，中心原子都是sp2杂化，都是V形结构。确定等电子体的方法(举例)eq\x(CO)eq\o(→,\s\up11(把O换成前一个原子N),\s\do4(少了1个电子，再得1个电子))eq\x(CN－)eq\o(→,\s\up11(把N换成前一个原子C),\s\do4(少了1个电子，再得1个电子))eq\x(C\o\al(2－,2))eq\x(CO)eq\o(→,\s\up11(把C换成后一个原子N多1个电子),\s\do4(把O换成前一个原子N少1个电子))eq\x(N2)（3）常见的等电子体归纳微粒通式价电子总数立体构型CO2、SCN－、NOeq\o\al(＋,2)、Neq\o\al(－,3)AX216e－直线形COeq\o\al(2－,3)、NOeq\o\al(－,3)、SO3AX324e－平面三角形SO2、O3、NOeq\o\al(－,2)AX218e－V形SOeq\o\al(2－,4)、POeq\o\al(3－,4)AX432e－正四面体形POeq\o\al(3－,3)、SOeq\o\al(2－,3)、ClOeq\o\al(－,3)AX326e－三角锥形CO、N2AX10e－直线形CH4、NHeq\o\al(＋,4)AX48e－正四面体形【特别提醒】寻找等电子体的三种方法变换