高二化學知識點總結2023年

高二化學知識點整理總結(2023打印版)

化學反應原理復習(一)

【知識講解】

第1章、化學反應與能量轉化

化學反應的實質是反應物化學鍵的斷裂和生成物化學鍵的形成，化學反應過程中伴隨著能量

的釋放或吸收。

一、化學反應的熱效應

1、化學反應的反應熱

(1)反應熱的概念：

當化學反應在一定的溫度下進行時，反應所釋放或吸收的熱量稱為該反應在此溫度下的熱效

應，簡稱反應熱。用符號Q表示。

(2)反應熱與吸熱反應、放熱反應的關系。

Q>0時，反應為吸熱反應；Q<0時，反應為放熱反應。

(3)反應熱的測定

測定反應熱的儀器為量熱計，可測出反應前后溶液溫度的變化，根據體系的熱容可計算出反

應熱，計算公式如下：

Q--C(T2-TI)

式中C表示體系的熱容，「、T2分別表示反應前和反應后體系的溫度。實驗室經常測定中

和反應的反應熱。

2、化學反應的焰變

(1)反應焰變

物質所具有的能量是物質固有的性質，可以用稱為“焰”的物理量來描述，符號為H,單位為

kJmol-1o

反應產物的總焰與反應物的總焰之差稱為反應焰變，用AH表示。

(2)反應焰變AH與反應熱Q的關系。

對于等壓條件下進行的化學反應，若反應中物質的能量變化全部轉化為熱能，則該反應的反

應熱等于反應婚變，其數學表達式為：Qp=AH=H(反應產物)一H(反應物)。

(3)反應熔變與吸熱反應，放熱反應的關系：

△H>0,反應吸收能量，為吸熱反應。

△H<0,反應釋放能量，為放熱反應。

(4)反應熔變與熱化學方程式：

把一個化學反應中物質的變化和反應焰變同時表示出來的化學方程式稱為熱化學方程式，

￡

如：H2(g)+2O2(g)=H2O(l)；AH(298K)=-285.8kJmori

書寫熱化學方程式應注意以下幾點：

①化學式后面要注明物質的聚集狀態(tài)：固態(tài)(s)、液態(tài)(I)、氣態(tài)(g)、溶液(aq)。

②化學方程式后面寫上反應焙變AH的單位是Jmo「i或且AH后注明反

應溫度。

③熱化學方程式中物質的系數加倍，AH的數值也相應加倍。

3、反應焙變的計算

(1)蓋斯定律

對于一個化學反應，無論是一步完成，還是分幾步完成，其反應焰變一樣，這一規(guī)律稱為蓋

斯定律。

(2)利用蓋斯定律進行反應焰變的計算。

常見題型是給出幾個熱化學方程式，合并出題目所求的熱化學方程式，根據蓋斯定律可知，

該方程式的為上述各熱化學方程式的AH的代數和。

(3)根據標準摩爾生成焰，AHm。計算反應焙變AH。

對任意反應：aA+bB=cC+dD

△H=[cA(Hme(C)+dAfHme(D)]一LaAfHme(A)+bAfHme(B)]

二、電能轉化為化學能——電解

1、電解的原理

(1)電解的概念：

在直流電作用下，電解質在兩上電極上分別發(fā)生氧化反應和還原反應的過程叫做電解。電能

轉化為化學能的裝置叫做電解池。

(2)電極反應：以電解熔融的NaCI為例：

陽極：與電源正極相連的電極稱為陽極，陽極發(fā)生氧化反應：2cl-Cl2t+2e\

陰極：與電源負極相連的電極稱為陰極，陰極發(fā)生還原反應：Na++e-Nao

總方程式：2NaCI(熔)蟹2Na+CI2t

2、電解原理的應用

(1)電解食鹽水制備燒堿、氯氣和氫氣。

陽極：2CIfCL+2e

陰極：2K+e-H2T

總反應：2NaCI+2H2。蟹2NaOH+H2t+CI2T

(2)銅的電解精煉。

粗銅(含Zn、Ni、Fe、Ag、Au、Pt)為陽極，精銅為陰極，CuSd溶液為電解質溶液。

陽極反應：Cu-Cu2++2e,還發(fā)生幾個副反應

Zn-Zn2++2e；Ni-Ni2++2e

Fe—Fe2-+2e

Au、Ag、Pt等不反應，沉積在電解池底部形成陽極泥。

陰極反應：CW++2e-Cu

(3)電鍍：以鐵表面鍍銅為例

待鍍金屬Fe為陰極，鍍層金屬Cu為陽極，CuSO4溶液為電解質溶液。

陽極反應：Cu^Cu2++2e

陰極反應：Cu2++2e-Cu

三、化學能轉化為電能——電池

1、原電池的工作原理

(1)原電池的概念：

把化學能轉變?yōu)殡娔艿难b置稱為原電池。

(2)Cu-Zn原電池的工作原理：

Znr?-lCu

*三二斐怛2s5

如圖為Cu—Zn原電池，其中Zn為負極，Cu為正極，構成閉合回路后的現象是：Zn片逐

漸溶解，Cu片上有氣泡產生，電流計指針發(fā)生偏轉。該原電池反應原理為：Zn失電子，負極反

-

應為：Zn-Zn2'+2e;Cu得電子，正極反應為：2H*+2-—W。電子定向移動形成電流。總

反應為：Zn+CuSO4=ZnSO4+Cu?

(3)原電池的電能

若兩種金屬做電極，活潑金屬為負極，不活潑金屬為正極；若一種金屬和一種非金屬做電極,

金屬為負極，非金屬為正極。

2、化學電源

⑴鋅錦干電池

負極反應：Zn-Zn2++2e—；

正極反應：2NH/+2eT2NH3+H2：

(2)鉛蓄電池

放卑

負極反應：Pb+SO42一充電PbSO4+2e-

放甩

2

正極反應：PbO2+4H+SO4-+2e^PbSO4+2H2O

放電時總反應：Pb+PbO24-2H2SO4=2PbSO4+2H2O?

充電時總反應：2PbSO4+2H2O=Pb+PbO2+2H2so4。

(3)氫氧燃料電池

負極反應：2H2+4OK-4H2O+4e

正極反應：O2+2H2O+4eJ40H

電池總反應：2H2+O2=2H2O

3、金屬的腐蝕與防護

(1)金屬腐蝕

金屬表面與周圍物質發(fā)生化學反應或因電化學作用而遭到破壞的過程稱為金屬腐蝕。

(2)金屬腐蝕的電化學原理。

生鐵中含有碳，遇有雨水可形成原電池，鐵為負極，電極反應為：Fe-Fe2++2e。水膜中

溶解的氧氣被還原，正極反應為：O2+2H2O+4e-40H,該腐蝕為“吸氧腐蝕”，總反應為：

2Fe+O2+2H2O=2Fe(OH)2,Fe(0H)2又立即被氧化：4Fe(OH)2+2H2O+O2=4Fe(OH)3,

Fe(0H)3分解轉化為鐵銹。若水膜在酸度較高的環(huán)境下，正極反應為：2H++2e-H2t,該腐蝕

稱為“析氫腐蝕”。

(3)金屬的防護

金屬處于干燥的環(huán)境下，或在金屬表面刷油漆、陶瓷、瀝青、塑料及電鍍一層耐腐蝕性強的

金屬防護層，破壞原電池形成的條件。從而達到對金屬的防護；也可以利用原電池原理，采用犧

牲陽極保護法。也可以利用電解原理，采用外加電流陰極保護法。

第2章、化學反應的方向、限度與速率(1、2節(jié))

原電池的反應都是自發(fā)進行的反應，電解池的反應很多不是自發(fā)進行的，如何判定反應是否

自發(fā)進行呢？

一、化學反應的方向

1、反應始變與反應方向

放熱反應多數能自發(fā)進行，即AHVO的反應大多能自發(fā)進行。有些吸熱反應也能自發(fā)進行。

如NH4HCO3與CH3COOH的反應。有些吸熱反應室溫下不能進行，但在較高溫度下能自發(fā)進

行，如CaCO3高溫下分解生成CaO、CO2。

2、反應燧變與反應方向

烯是描述體系混亂度的概念，燔值越大，體系混亂度越大。反應的烯變AS為反應產物總嫡

與反應物總嫡之差。產生氣體的反應為嫡增加反應，嫡增加有利于反應的自發(fā)進行。

3、熔變與隔變對反應方向的共同影響

△H-TAS<0反應能自發(fā)進行。

△H-TAS=0反應達到平衡狀態(tài)。

△H-TAS>0反應不能自發(fā)進行。

在溫度、壓強一定的條件下，自發(fā)反應總是向AH-TASV0的方向進行，直至平衡狀態(tài)。

二、化學反應的限度

1、化學平衡常數

(1)對達到平衡的可逆反應，生成物濃度的系數次方的乘積與反應物濃度的系數次方的乘積

之比為一常數，該常數稱為化學平衡常數，用符號K表示。

(2)平衡常數K的大小反映了化學反應可能進行的程度(即反應限度)，平衡常數越大，說明反

應可以進行得越完全。

(3)平衡常數表達式與化學方程式的書寫方式有關。對于給定的可逆反應，正逆反應的平衡

常數互為倒數。

(4)借助平衡常數，可以判斷反應是否到平衡狀態(tài)：當反應的濃度商Qc與平衡常數Kc相等

時，說明反應達到平衡狀態(tài)。

2、反應的平衡轉化率

(1)平衡轉化率是用轉化的反應物的濃度與該反應物初始濃度的比值來表示。如反應物A的

平衡轉化率的表達式為:

A的初始濃度一A的平衡濃度0J

xlOO%=,；xlOO%

a(A)=A的初始濃度”(A)

(2)平衡正向移動不一定使反應物的平衡轉化率提高。提高一種反應物的濃度，可使另一反

應物的平衡轉化率提高。

(3)平衡常數與反應物的平衡轉化率之間可以相互計算。

3、反應條件對化學平衡的影響

(1)溫度的影響

升高溫度使化學平衡向吸熱方向移動；降低溫度使化學平衡向放熱方向移動。溫度對化學平

衡的影響是通過改變平衡常數實現的。

(2)濃度的影響

增大生成物濃度或減小反應物濃度，平衡向逆反應方向移動；增大反應物濃度或減小生成物

濃度，平衡向正反應方向移動。

溫度一定時，改變濃度能引起平衡移動，但平衡常數不變?；どa中，常通過增加某一價

廉易得的反應物濃度，來提高另一昂貴的反應物的轉化率。

(3)壓強的影響

△Vg=O的反應，改變壓強，化學平衡狀態(tài)不變。

△Vg*O的反應，增大壓強，化學平衡向氣態(tài)物質體積減小的方向移動。

(4)勒夏特列原理

由溫度、濃度、壓強對平衡移動的影響可得出勒夏特列原理：如果改變影響平衡的一個條件

(濃度、壓強、溫度等)平衡向能夠減弱這種改變的方向移動。

【例題分析】

例1、已知下列熱化學方程式:

(1)Fe2O3(s)+3CO(g)=2Fe(s)+3co2(g)△H=-25kJ/mol

(2)3Fe2O3(s)+C0(g)=2Fe3O4(s)+C02(g)△H=-47kJ/mol

(3)Fe3O4(s)+C0(g)=3Fe0(s)+C02(g)△H=+19kJ/mol

寫出FeO(s)被CO還原成Fe和C02的熱化學方程式。

解析：依據蓋斯定律：化學反應不管是一步完成還是分幾步完成，其反應熱是相同的。我們

可從題目中所給的有關方程式進行分析：從方程式(3)與方程式(1)可以看出有我們需要的有關物

質，但方程式(3)必須通過方程式(2)有關物質才能和方程式(1)結合在一起。

將方程式(3)x2+方程式(2)；可表示為(3)x2+(2)

得：2Fe3O4(s)+2C0(g)+3Fe2O3(s)+CO(g)=6FeO(s)+2CO2(g)+2Fe3O4(s)+CO2(g)；

△H=+19kJ/molx2+(-47kJ/mol)

整理得方程式(4)：Fe2O3(s)+CO(g)=2FeO(s)+CO2(g)；AH=-3kJ/mol

將(1)一(4)得2C0(g)=2Fe(s)+3CO2(g)-2FeO(s)-CO2(g)；AH=-25kJ/mol-(-

3kJ/mol)

整理得：FeO(s)+CO(s)=Fe(s)+CO2(g)；△H=-11kJ/mol

答案：FeO(s)+CO(s)=Fe(s)+CO2(g)：AH=-HkJ/mol

例2、熔融鹽燃料電池具有高的發(fā)電效率，因而得到重視，可用Li2c。3和Na2c。3的熔融

鹽混合物作用電解質，C0為陽極燃氣，空氣與C02的混合氣體為陰極助燃氣，制得在650℃下

工作的燃料電池，完成有關的電池反應式：

陽極反應式：2co+2C032f4co2+41

陰極反應式：；

總電池反應式：。

解析：作為燃料電池，總的效果就是把燃料進行燃燒。本題中CO為還原劑，空氣中。2

為氧化劑，電池總反應式為：2CO+O2=2CO2。用總反應式減去電池負極（即題目指的陽極）

反應式，就可得到電池正極（即題目指的陰極）反應式：O2+2CO2+4e=2CO32一。

答案：O2+2CO2+4e=2CO32-；2CO+O2=2CO2

例3、下列有關反應的方向說法中正確的是（）

A、放熱的自發(fā)過程都是嫡值減小的過程。

B、吸熱的自發(fā)過程常常是蠟值增加的過程。

C、水自發(fā)地從高處流向低處，是趨向能量最低狀態(tài)的傾向。

D、只根據焰變來判斷化學反應的方向是可以的。

解析：放熱的自發(fā)過程可能使燃值減小、增加或無明顯變化，故A錯誤。只根據熔變來判

斷反應進行的方向是片面的，要用能量判據、烯判據組成的復合判據來判斷，D錯誤。水自發(fā)地

從高處流向低處，是趨向能量最低狀態(tài)的傾向是正確的。有些吸熱反應也可以自發(fā)進行。如在

25℃和1.01xi05Pa時，2N2O5（g）=4NO2（g）+O2（g）；AH=56.7kJ/moL（NH4）2CO3（s）=

NH4HCO3（s）+NH3（g）；△H=74.9kJ/mol,上述兩個反應都是吸熱反應，又都是墉增的反應，所

以B也正確。

答案:BC。

化學反應原理復習（二）

【知識講解】

第2章、第3、4節(jié)

一、化學反應的速率

1、化學反應是怎樣進行的

(1)基元反應：能夠一步完成的反應稱為基元反應，大多數化學反應都是分幾步完成的。

(2)反應歷程：平時寫的化學方程式是由幾個基元反應組成的總反應。總反應中用基元反應

構成的反應序列稱為反應歷程，又稱反應機理。

(3)不同反應的反應歷程不同。同一反應在不同條件下的反應歷程也可能不同，反應歷程的

差別又造成了反應速率的不同。

2、化學反應速率

⑴概念:

單位時間內反應物的減小量或生成物的增加量可以表示反應的快慢，即反應的速率，用符號

v表示。

(2)表達式：

vAn^Ac

AtAt

(3)特點

對某一具體反應，用不同物質表示化學反應速率時所得的數值可能不同，但各物質表示的化

學反應速率之比等于化學方程式中各物質的系數之比。

3、濃度對反應速率的影響

(1)反應速率常數(K)

反應速率常數(K)表示單位濃度下的化學反應速率，通常，反應速率常數越大，反應進行得

越快。反應速率常數與濃度無關，受溫度、催化劑、固體表面性質等因素的影響。

(2)濃度對反應速率的影響

增大反應物濃度，正反應速率增大，減小反應物濃度，正反應速率減小。

增大生成物濃度，逆反應速率增大，減小生成物濃度，逆反應速率減小。

(3)壓強對反應速率的影響

壓強只影響氣體，對只涉及固體、液體的反應，壓強的改變對反應速率幾乎無影響。

壓強對反應速率的影響，實際上是濃度對反應速率的影響，因為壓強的改變是通過改變容器

容積引起的。壓縮容器容積，氣體壓強增大，氣體物質的濃度都增大，正、逆反應速率都增加；

增大容器容積，氣體壓強減?。粴怏w物質的濃度都減小，正、逆反應速率都減小。

4、溫度對化學反應速率的影響

(1)經驗公式

阿倫尼烏斯總結出了反應速率常數與溫度之間關系的經驗公式：

垃

K=AeRT

式中A為比例系數，e為自然對數的底，R為摩爾氣體常數量，Ea為活化能。

由公式知，當Ea>0時，升高溫度，反應速率常數增大，化學反應速率也隨之增大?？芍?/p>

溫度對化學反應速率的影響與活化能有關。

(2)活化能Ea。

活化能Ea是活化分子的平均能量與反應物分子平均能量之差。不同反應的活化能不同，有

的相差很大。活化能Ea值越大，改變溫度對反應速率的影響越大。

5、催化劑對化學反應速率的影響

(1)催化劑對化學反應速率影響的規(guī)律：

催化劑大多能加快反應速率，原因是催化劑能通過參加反應，改變反應歷程，降低反應的活

化能來有效提高反應速率。

(2)催化劑的特點：

催化劑能加快反應速率而在反應前后本身的質量和化學性質不變。

催化劑具有選擇性。

催化劑不能改變化學反應的平衡常數，不引起化學平衡的移動，不能改變平衡轉化率。

二、化學反應條件的優(yōu)化——工業(yè)合成氨

1、合成氨反應的限度

合成氨反應是一個放熱反應，同時也是氣體物質的量減小的嫡減反應，故降低溫度、增大壓

強將有利于化學平衡向生成氨的方向移動。

2、合成氨反應的速率

(1)高壓既有利于平衡向生成氨的方向移動，又使反應速率加快，但高壓對設備的要求也高,

故壓強不能特別大。

(2)反應過程中將氨從混合氣中分離出去，能保持較高的反應速率。

(3)溫度越高，反應速率進行得越快，但溫度過高，平衡向氨分解的方向移動，不利于氨的

合成。

(4)加入催化劑能大幅度加快反應速率。

3、合成氨的適宜條件

在合成氨生產中，達到高轉化率與高反應速率所需要的條件有時是矛盾的，故應該尋找以較

高反應速率并獲得適當平衡轉化率的反應條件：一般用鐵做催化劑，控制反應溫度在700K左

右，壓強范圍大致在1x1(FPa?1xi08pa之間，并采用N2與H2分壓為1：2.8的投料比。

第3章、物質在水溶液中的行為

一、水溶液

1、水的電離

+

H2O^^H+OH

142

水的離子積常數Kw=[H+][OH],25℃時，Kw=1.0x10molL20溫度升高，有利

于水的電離，Kw增大。

2、溶液的酸堿度

室溫下，中性溶液：[H+]=[OH]=1.0x107molL^,pH=7

酸性溶液：[H+]>[OH-],[H+]>1.0*107mol-L_1,pH<7

堿性溶液：[H+]<[OH-],[OH]>1.0x107molL1,pH>7

3、電解質在水溶液中的存在形態(tài)

(1)強電解質

強甩解質是在稀的水溶液中完全電離的電解質，強電解質在溶液中以離子形式存在，主要包

括強酸、強堿和絕大多數鹽，書寫電離方程式時用“="表示。

(2)弱電解質

在水溶液中部分電離的電解質，在水溶液中主要以分子形態(tài)存在，少部分以離子形態(tài)存在,

存在電離平衡，主要包括弱酸、弱堿、水及極少數鹽，書寫電離方程式時用“表示。

二、弱電解質的電離及鹽類水解

1、弱電解質的電離平衡。

(1)電離平衡常數

在一定條件下達到電離平衡時，弱電解質電離形成的各種離子濃度的乘積與溶液中未電離的

分子濃度之比為一常數，叫電離平衡常數。

弱酸的電離平衡常數越大，達到電離平衡時;電離出的H+越多。多元弱酸分步電離，且每

步電離都有各自的電離平衡常數，以第一步電離為主。

(2)影響電離平衡的因素，以CH3co0H三士CH3co0+H+為例。

加水、加冰醋酸，加堿、升溫，使CH3co0H的電離平衡正向移動，加入CFhCOONa固

體，加入濃鹽酸，降溫使CH3C00H電離平衡逆向移動。

2、鹽類水解

(1)水解實質

鹽溶于水后電離出的離子與水電離的H*或0K結合生成弱酸或弱堿，從而打破水的電離平

衡，使水繼續(xù)電離，稱為鹽類水解。

(2)水解類型及規(guī)律

①強酸弱堿鹽水解顯酸性。

NH4CI+H2O^^NH3H2O+HCI

②強堿弱酸鹽水解顯堿性。

CH3COONa+H2O=^CH3COOH+NaOH

③強酸強堿鹽不水解。

④弱酸弱堿鹽雙水解。

Al2s3+6H2O=2AI(OH)31+3H2St

(3)水解平衡的移動

加熱、加水可以促進鹽的水解，加入酸或堿能抑止鹽的水解，另外，弱酸根陰離子與弱堿陽

離子相混合時相互促進水解。

三、沉淀溶解平衡

1、沉淀溶解平衡與溶度積

(1)概念

當固體溶于水時，固體溶于水的速率和離子結合為固體的速率相等時，固體的溶解與沉淀的

生成達到平衡狀態(tài)，稱為沉淀溶解平衡。其平衡常數叫做溶度積常數，簡稱溶度積，用Ksp表示。

2+

Pbl2(s)=^Pb(aq)+2l(aq)

33

Ksp=[Pb2-][I]2=7jxio9mol-L

(2)溶度積Ksp的特點

Ksp只與難溶電解質的性質和溫度有關，與沉淀的量無關，且溶液中離子濃度的變化能引起

平衡移動，但并不改變溶度積。

Ksp反映了難溶電解質在水中的溶解能力。

2、沉淀溶解平衡的應用

(1)沉淀的溶解與生成

根據濃度商Qc與溶度積Ksp的大小比較，規(guī)則如下：

Qc=Ksp時，處于沉淀溶解平衡狀態(tài)。

Qc>Ksp時，溶液中的離子結合為沉淀至平衡。

Qc<Ksp時，體系中若有足量固體，固體溶解至平衡。

(2)沉淀的轉化

根據溶度積的大小，可以將溶度積大的沉淀可轉化為溶度積更小的沉淀,這叫做沉淀的轉化。

沉淀轉化實質為沉淀溶解平衡的移動。

四、離子反應

1、離子反應發(fā)生的條件

(1)生成沉淀

既有溶液中的離子直接結合為沉淀，又有沉淀的轉化。

(2)生成弱電解質

主要是H與弱酸根生成弱酸，或0H與弱堿陽離子生成弱堿，或H*與0H生成或0。

(3)生成氣體

生成弱酸時，很多弱酸能分解生成氣體。

(4)發(fā)生氧化還原反應

強氧化性的離子與強還原性離子易發(fā)生氧化還原反應，且大多在酸性條件下發(fā)生。

2、離子反應能否進行的理論判據

(1)根據熔變與嫡變判據

對AH—TAS<0的離子反應，室溫下都能自發(fā)進行。

(2)根據平衡常數判據

離子反應的平衡常數很大時，表明反應的趨勢很大。

3、離子反應的應用

(1)判斷溶液中離子能否大量共存

相互間能發(fā)生反應的離子不能大量共存，注意題目中的隱含條件。

(2)用于物質的定性檢驗

根據離子的特性反應，主要是沉淀的顏色或氣體的生成，定性檢驗特征性離子。

(3)用于離子的定量計算

常見的有酸堿中和滴定法、氧化還原滴定法。

(4)生活中常見的離子反應。

硬水的形成及軟化涉及到的離子反應較多，主要有：

Ca2\Mg2的形成。

2+

CaCO3+CO2+H2O=Ca+2HCO3

i

MgCO3+CO2+H2O=Mg2+2HCO3

加熱煮沸法降低水的硬度：

+

Ca2+2HCO3=CaCO3l+CO2t+H20

+

Mg2+2HCO3'=MgCO31+C02t+H2O

或加入Na2cCh軟化硬水：

22

Ca2'+CO3=CaCO31,Mg2"+CO3~=MgCO31

【例題分析】

例1、在一定條件下，將2moi/LS02和1mol/LO2放入密閉容器中反應：2SO2+O2三32SC）3,

在2s時測得物質的量濃度c（SO2）=0.8mol/L。求用SO2、O2、SO3表示該反應的速率分別是多

少？

解析：根據化學反應速率的表示方法：

若用反應物表示：

起始濃度一變化后的濃度

則v（反應物）=反應時間

若用生成物表示：

變化后的濃度一起始濃度

則V（生成物）=反應時間

解：

2so2(g)+02(0)：^^2SO3(g)

起始濃度：2mol/L1mol/L0

變化濃度：1.2mol/L0.6mol/L1.2mol/L

2s末時濃度：0.8mol/L0.4mol/L1.2mol/L

2mol/L一0.8mol/L

v(S02)==0.6mol/(Ls)

2s

Irnol/L-0.4mol/L

貝09==0.3tnol/(L-s)

1.2molZL0

V(S03)==06mol/(Ls)

2s

例2、25℃下，在1.00L、0.30mol/LAgNC>3溶液中加入0.50L、0.060mol/L的CaCL溶液,

能否生成AgCI沉淀，生成AgCI的質量是多少？最后溶液中c(Ag')為多少？

解析：(1)兩溶液混合后離子被稀釋

0.030mol/Lxl.00L_

式Ag+產---------------------------0.n0n2Q0nmol/L

1.00L+0.50L

0.060mol/LxO.50Lx2_

c(C「)=------------------------------=0.040mol1/fTL

1.00L+0.50L

+4

離子積Qsp=c(Ag)-c(CI)=0.020mol/Lx0.040mol/L=8.0x10(mol/L)2

10

查表可知Ksp(AgCI)=1.80x10

Qsp>Ksp(AgCI)

所以有AgCI生成。

則AgCKs)==^Ag(aq)+CP(aq)

開始濃度(mol/L)0.0200.040

變化濃度(mol/L)0.020-x0.020-x

平衡濃度(mol/L)x0.040-(0.02-x)

(2)因為aC「)>c(Ag+),所以C廠是過量的,沒有達到沉淀平衡時溶液中aAg+)=0.020mol/L

KsP(AgCI)=x-[0.040-(0.02-x)J=1.8010優(yōu)

x=9.0x10-9c(Agh)=xmol/L=9.0><10-9mol/L

析出AgCI質量為:

/7XAgCI)=(0.020-9.0x10-9)mol/Lx1.50Lx143.5g/mol=4.3g

答：能生成AgCI沉淀，生成的AgCI的質量是4.3g,最后溶液中c(Ag+)是9.0、10Wol/L。

例3、有一包固體粉末，可能含有的離子有KTSCU2一、Fe3\Na\Cl\NO3\S2\HCO3

o取試樣加蒸儲水全部溶解，溶液呈無色透明，用硝酸酸化，無明顯現象。取上述酸化后的溶

液分別做以下兩個實驗：①先加入Ba(NO3)2溶液，無明顯象，然后加入AgN03溶液，有白色沉

淀產生。②濃縮后加入銅片、濃硫酸共熱，有紅棕色氣體產生。對試樣進行焰色反應，火焰呈淺

紫色。

試回答下列問題：

(1)這包粉末中肯定不存在的離子是;肯定存在的離子是。

(2)寫出試驗①中有關的離子方程式,實驗②中的化學方程

式=

解析：因溶液無色透明，肯定無Fe3,,用硝酸酸化無明顯現象，肯定無S2和HC03「。加

Ba(NC>3)2無現象說明沒有SO42一；加AgNO3溶液有白色沉淀產生，說明存在CI；加銅片濃硫

酸共熱，有紅棕色氣體產生，也不能說明原溶液有N03,因為加硝酸酸化時引入了N03；焰

色反應呈淺紫色說明有KL

答案：(1)Fe3\S2、HCO3\SO42-；C「、K,；(2)Ag'+Cr=AgCH

KNO3+H2SO4(濃)2HNC)3+KHSC)4；CU+4HNO3(濃)=Cu(NO3)2+2NO2t+2H2O

專題部分

一、元素周期表

★熟記等式：原子序數=核電荷數=質子數=核外電子數

1、元素周期表的編排原則：

①按照原子序數遞增的順序從左到右排列；

②將電子層數相同的元素排成一個橫行—周期；

③把最外層電子數相同的元素按電子層數遞增的順序從上到下排成縱行—族

2、如何精確表示元素在周期表中的位置：

周期序數=電子層數；主族序數=最外層電子數

口訣：三短三長一不全；七主七副零八族

熟記：三個短周期，第一和第七主族和零族的元素符號和名稱

3、元素金屬性和非金屬性判斷依據：

①元素金屬性強弱的判斷依據：

單質跟水或酸起反應置換出氫的難易；

元素最高價氧化物的水化物—氫氧化物的堿性強弱；置換反應。

②元素非金屬性強弱的判斷依據：

單質與氫氣生成氣態(tài)氫化物的難易及氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性；

最高價氧化物對應的水化物的酸性強弱；置換反應。

4、核素：具有一定數目的質子和一定數目的中子的一種原子。

①質量數==質子數+中子數：A==Z+N

②同位素：質子數相同而中子數不同的同一元素的不同原子，互稱同位素。（同

一元素的各種同位素物理性質不同，化學性質相同）

二、元素周期律

1、影響原子半徑大小的因素：①電子層數：電子層數越多，原子半徑越大（最

主要因素）

②核電荷數：核電荷數增多，吸引力增大，使原子半徑有減小的趨向（次要因素）

③核外電子數：電子數增多，增加了相互排斥，使原子半徑有增大的傾向

2、元素的化合價與最外層電子數的關系：最高正價等于最外層電子數（氟氧元

素無正價）

負化合價數=8一最外層電子數（金屬元素無負化合價）

3、同主族、同周期元素的結構、性質遞變規(guī)律：

同主族：從上到下，隨電子層數的遞增，原子半徑增大，核對外層電子吸引能力

減弱，失電子能力增強，還原性（金屬性）逐漸增強，其離子的氧化性減弱。

同周期：左一右，核電荷數——T逐漸增多，最外層電子數——T逐漸增多

原子半徑———逐漸減小，得電子能力——T逐漸增強，失電子能力——T逐漸

減弱

氧化性———逐漸增強，還原性———逐漸減弱，氣態(tài)氫化物穩(wěn)定性———逐漸

增強

最高價氧化物對應水化物酸性———逐漸增強，堿性———逐漸減弱

2、化學鍵

含有離子鍵的化合物就是離子化合物；只含有共價鍵的化合物才是共價化合物。

NaOH中含極性共價鍵與離子鍵，NH4cl中含極性共價鍵與離子鍵，Na2O2中含

非極性共價鍵與離子鍵，H2O2中含極性和非極性共價鍵

3、化學能與熱能

一、化學能與熱能

1、在任何的化學反應中總伴有能量的變化。

原因：當物質發(fā)生化學反應時，斷開反應物中的化學鍵要吸收能量，而形成生成

物中的化學鍵要放出能量。化學鍵的斷裂和形成是化學反應中能量變化的主要原

因。一個確定的化學反應在發(fā)生過程中是吸收能量還是放出能量，決定于反應物

的總能量與生成物的總能量的相對大小。E反應物總能量＞￡生成物總能量，為

放熱反應。E反應物總能量VE生成物總能量，為吸熱反應。

2、常見的放熱反應和吸熱反應

常見的放熱反應：①所有的燃燒與緩慢氧化。②酸堿中和反應。③金屬與酸、水

反應制氫氣。

④大多數化合反應(特殊：C+CO2=2C。是吸熱反應)。

常見的吸熱反應：①以C、H2、C。為還原劑的氧化還原反應如：C(s)+H2O(g)

=CO(g)+H2(g)o

②錢鹽和堿的反應如Ba(OH)2?8H2O+NH4CI=BaCI2+2NH3t+10H2O

③大多數分解反應如KCIO3、KMnO4、CaCO3的分解等。

4、化學能與電能

一、化學能轉化為電能的方式

電能（電力）火電（火力發(fā)電）化學能T熱能一機械能T電能

缺點：環(huán)境污染、低效

原電池將化學能直接轉化為電能優(yōu)點：清潔、高效

二、原電池原理

（1）概念：把化學能直接轉化為電能的裝置叫做原電池。

（2）原電池的工作原理：通過氧化還原反應（有電子的轉移）把化學能轉變?yōu)?/p>

電能。

（3）構成原電池的條件：

1）有活潑性不同的兩個電極；

2）電解質溶液

3）閉合回路

4）自發(fā)的氧化還原反應

（4）電極名稱及發(fā)生的反應：

負極：較活潑的金屬作負極，負極發(fā)生氧化反應，

電極反應式：較活潑金屬一ne-=金屬陽離子

負極現象：負極溶解，負極質量減少。

正極：較不活潑的金屬或石墨作正極，正極發(fā)生還原反應，

電極反應式：溶液中陽離子+ne—=單質

正極的現象：一般有氣體放出或正極質量增加。

（5）原電池正負極的判斷方法：

①依據原電池兩極的材料：

較活潑的金屬作負極（K、Ca、Na太活潑，不能作電極）；

較不活潑金屬或可導電非金屬（石墨）、氧化物（MnO2）等作正極。

②根據電流方向或電子流向：（外電路）的電流由正極流向負極；電子則由負極

經外電路流向原電池的正極。

③根據內電路離子的遷移方向：陽離子流向原電池正極，陰離子流向原電池負極。

④根據原電池中的反應類型：

負極：失電子，發(fā)生氧化反應，現象通常是電極本身消耗，質量減小。

正極：得電子，發(fā)生還原反應，現象是常伴隨金屬的析出或H2的放出。

(6)原電池電極反應的書寫方法：

(i)原電池反應所依托的化學反應原理是氧化還原反應，負極反應是氧化反應,

正極反應是還原反應。因此書寫電極反應的方法歸納如下：

①寫出總反應方程式。

②把總反應根據電子得失情況，分成氧化反應、還原反應。

③氧化反應在負極發(fā)生，還原反應在正極發(fā)生，反應物和生成物對號入座，注意

酸堿介質和水等參與反應。

(ii)原電池的總反應式一般把正極和負極反應式相加而得。

(7)原電池的應用：

①加快化學反應速率，如粗鋅制氫氣速率比純鋅制氫氣快。

②比較金屬活動性強弱。

③設計原電池。

④金屬的防腐。

5、化學反應的速率和限度

一、化學反應的速率

（1）概念：化學反應速率通常用單位時間內反應物濃度的減少量或生成物濃度

的增加量（均取正值）來表示。

計算公式：v（B）==

①單位：mol/（L?s）或mol/（L*min）

②B為溶液或氣體，若B為固體或純液體不計算速率。

③重要規(guī)律：速率比=方程式系數比

（2）影響化學反應速率的因素：

內因：由參加反應的物質的結構和性質決定的（主要因素）。

外因：

①溫度：升高溫度，增大速率

②催化劑：一般加快反應速率（正催化劑）

③濃度：增加C反應物的濃度，增大速率（溶液或氣體才有濃度可言）

④壓強：增大壓強，增大速率（適用于有氣體參加的反應）

⑤其它因素：如光（射線）、固體的表面積（顆粒大小）、反應物的狀態(tài)（溶劑）、

原電池等也會改變化學反應速率。

二、化學反應的限度一化學平衡

（1）化學平衡狀態(tài)的特征：逆、動、等、定、變。

①逆：化學平衡研究的對象是可逆反應。

②動：動態(tài)平衡，達到平衡狀態(tài)時，正逆反應仍在不斷進行。

③等：達到平衡狀態(tài)時，正方應速率和逆反應速率相等，但不等于0。即丫正=

v逆豐0。

④定：達到平衡狀態(tài)時，各組分的濃度保持不變，各組成成分的含量保持一定。

⑤變：當條件變化時，原平衡被破壞，在新的條件下會重新建立新的平衡。

（3）判斷化學平衡狀態(tài)的標志：

①VA（正方向）=VA（逆方向）或nA（消耗）=nA（生成）（不同方向同一

物質比較）

②各組分濃度保持不變或百分含量不變

③借助顏色不變判斷（有一種物質是有顏色的）

④總物質的量或總體積或總壓強或平均相對分子質量不變（前提：反應前后氣體

的總物質的量不相等的反應適用，即如對于反應xA+yBzC,x+y*z）

6、有機物

一、有機物的概念

1、定義：含有碳元素的化合物為有機物（碳的氧化物、碳酸、碳酸鹽、碳的金

屬化合物等除外）

2、特性：①種類多②大多難溶于水，易溶于有機溶劑③易分解，易燃燒④熔點

低，難導電、大多是非電解質⑤反應慢，有副反應（故反應方程式中用代替

二、甲烷CH4

煌一碳氫化合物：僅有碳和氫兩種元素組成（甲烷是分子組成最簡單的嫌）

1、物理性質：無色、無味的氣體，極難溶于水，密度小于空氣，俗名：沼氣、

坑氣

2、分子結構：CH4：以碳原子為中心，四個氫原子為頂點的正四面體（鍵角:

109度28分）

3、化學性質：

①氧化反應：

CH4+2O2—（點燃）CO2+2H2O

（產物氣體如何檢驗？）

甲烷與KMnO4不發(fā)生反應，所以不能使紫色KMnO4溶液褪色

②取代反應：

CH4+CI2-（光照）-CH3CI（g）+HCI

CH3CI+Cl2T（光照）一CH2CI2（I）+HCI

CH2CI+。2一（光照戶CHCI3（I）+HCI

CHCI3+Q2-（光照）-CCI4（I）+HCI

（三氯甲烷又叫氯仿，四氯甲烷又叫四氯化碳，二氯甲烷只有一種結構，說明甲

烷是正四面體結構）

4、同系物：結構相似，在分子組成上相差一個或若干個CH2原子團的物質（所

有的烷燒都是同系物）

5、同分異構體：化合物具有相同的分子式，但具有不同結構式（結構不同導致

性質不同）

烷煌的溶沸點比較：碳原子數不同時，碳原子數越多，溶沸點越高；碳原子數相

同時，支鏈數越多熔沸點越低

同分異構體書寫：會寫丁烷和戊烷的同分異構體

三、乙烯C2H4

1、乙烯的制法：

工業(yè)制法：石油的裂解氣（乙烯的產量是一個國家石油化工發(fā)展水平的標志之一）

2、物理性質：無色、稍有氣味的氣體，比空氣略輕，難溶于水

3、結構：不飽和燒，分子中含碳碳雙鍵，6個原子共平面，鍵角為120。

4、化學性質：

（1）氧化反應：C2H4+3O2=2CO2+2H2O（火焰明亮并伴有黑煙）

可以使酸性KMnO4溶液褪色，說明乙烯能被KMnO4氧化，化學性質比烷短活

潑。

（2）加成反應：