化學選修知識點總結

時間：2024-11-15 07:09:59 知識點總結我要投稿

化學選修知識點總結

　　總結是指社會團體、企業單位和個人在自身的某一時期、某一項目或某些工作告一段落或者全部完成后進行回顧檢查、分析評價，從而肯定成績，得到經驗，找出差距，得出教訓和一些規律性認識的一種書面材料，它可以給我們下一階段的學習和工作生活做指導，因此好好準備一份總結吧。但是卻發現不知道該寫些什么，下面是小編幫大家整理的化學選修知識點總結，歡迎大家借鑒與參考，希望對大家有所幫助。

化學選修知識點總結

化學選修知識點總結1

　　一、焓變、反應熱

　　1、反應熱：一定條件下，一定物質的量的反應物之間完全反應所放出或吸收的熱量

　　2、焓變（ΔH）的意義：在恒壓條件下進行的化學反應的熱效應

　　（1）符號：△H

　　（2）單位：kJ/mol

　　3、產生原因：

　　化學鍵斷裂——吸熱

　　化學鍵形成——放熱

　　放出熱量的化學反應。（放熱>吸熱）△H為“—”或△H<0

　　吸收熱量的化學反應。（吸熱>放熱）△H為“+”或△H >0

　　常見的放熱反應：

　　①所有的燃燒反應

　　②酸堿中和反應

　　③大多數的化合反應

　　④金屬與酸的.反應

　　⑤生石灰和水反應

　　⑥濃硫酸稀釋、氫氧化鈉固體溶解等

　　常見的吸熱反應：

　　①晶體Ba（OH）2·8H2O與NH4Cl

　　②大多數的分解反應

　　③以H2、CO、C為還原劑的氧化還原反應

　　④銨鹽溶解等

　　二、熱化學方程式

　　書寫化學方程式注意要點：

　　①熱化學方程式必須標出能量變化。

　　②熱化學方程式中必須標明反應物和生成物的聚集狀態（g，l，s分別表示固態，液態，氣態，水溶液中溶質用aq表示）

　　③熱化學反應方程式要指明反應時的溫度和壓強。

　　④熱化學方程式中的化學計量數可以是整數，也可以是分數

　　⑤各物質系數加倍，△H加倍；反應逆向進行，△H改變符號，數值不變

　　三、燃燒熱

　　概念：25 ℃，101 kPa時，1 mol純物質完全燃燒生成穩定的化合物時所放出的熱量。燃燒熱的單位用kJ/mol表示。

　　注意以下幾點：

　　①研究條件：101 kPa

　　②反應程度：完全燃燒，產物是穩定的氧化物

　　③燃燒物的物質的量：1 mol

　　④研究內容：放出的熱量。（ΔH<0，單位kJ/mol）

　　四、中和熱

　　1、概念：在稀溶液中，酸跟堿發生中和反應而生成1mol H2O，這時的反應熱叫中和熱。

　　2、強酸與強堿的中和反應其實質是H+和OH—反應，其熱化學方程式為：

　　H+（aq）+OH—（aq）=H2O（l）

　　ΔH=—57.3kJ/mol

　　3、弱酸或弱堿電離要吸收熱量，所以它們參加中和反應時的中和熱小于57.3kJ/mol。

　　4、中和熱的測定實驗

化學選修知識點總結2

　　電冶金

　　利用電解熔融鹽的方法來冶煉活潑金屬Na、Ca、Mg、Al等。

　　(1)冶煉鈉

　　2NaCl(熔融)2Na+Cl2↑

　　電極反應：

　　陽極：2Cl--2e-===Cl2↑;陰極：2Na++2e-===2Na。

　　(2)冶煉鋁

　　2Al2O3(熔融)4Al+3O2↑

　　電極反應：

　　陽極：6O2--12e-===3O2↑;

　　陰極：4Al3++12e-===4Al。

　　水的電離和溶液的酸堿性

　　1、水電離平衡：

　　水的離子積：KW=c[H+]·c[OH-]

　　25℃時,[H+]=[OH-]=10-7mol/L;KW=[H+]·[OH-]=1_10-14

　　注意：KW只與溫度有關，溫度一定，則KW值一定

　　KW不僅適用于純水，適用于任何溶液(酸、堿、鹽)

　　2、水電離特點：

　　(1)可逆

　　(2)吸熱

　　(3)極弱

　　3、影響水電離平衡的外界因素：

　　①酸、堿：抑制水的電離KW〈1_10-14

　　②溫度：促進水的電離(水的電離是吸熱的)

　　③易水解的鹽：促進水的電離KW〉1_10-14

　　4、溶液的酸堿性和pH：

　　(1)pH=-lgc[H+]

　　(2)pH的測定方法：

　　酸堿指示劑——__橙、石蕊、酚酞。

　　變色范圍：__橙3.1~4.4(橙色)石蕊5.0~8.0(紫色)酚酞8.2~10.0(淺紅色)

　　pH試紙—操作玻璃棒蘸取未知液體在試紙上，然后與標準比色卡對比即可。

　　注意：

　　①事先不能用水濕潤PH試紙;

　　②廣泛pH試紙只能讀取整數值或范圍

　　反應熱計算的依據

　　1.根據熱化學方程式計算

　　反應熱與反應物各物質的物質的量成正比。

　　2.根據反應物和生成物的總能量計算

　　ΔH=E生成物-E反應物。

　　3.根據鍵能計算

　　ΔH=反應物的鍵能總和-生成物的鍵能總和。

　　4.根據蓋斯定律計算

　　化學反應的反應熱只與反應的始態(各反應物)和終態(各生成物)有關，而與反應的途徑無關。即如果一個反應可以分步進行，則各分步反應的反應熱之和與該反應一步完成時的反應熱是相同的。

　　溫馨提示：

　　①蓋斯定律的主要用途是用已知反應的反應熱來推知相關反應的反應熱。

　　②熱化學方程式之間的“+”“-”等運算，對應ΔH也進行“+”“-”等數學計算。

　　5.根據物質燃燒放熱數值計算：Q(放)=n(可燃物)×|ΔH|。

　　吸熱反應與放熱反應

　　1、吸熱反應與放熱反應的區別

　　特別注意：反應是吸熱還是放熱與反應的條件沒有必然的聯系，而決定于反應物和生成物具有的總能量(或焓)的相對大小。

　　2、常見的放熱反應

　　①一切燃燒反應;

　　②活潑金屬與酸或水的反應;

　　③酸堿中和反應;

　　④鋁熱反應;

　　⑤大多數化合反應(但有些化合反應是吸熱反應，如：N2+O2=2NO，CO2+C=2CO等均為吸熱反應)。

　　3、常見的吸熱反應

　　①Ba(OH)2·8H2O與NH4Cl反應;

　　②大多數分解反應是吸熱反應

　　③等也是吸熱反應;

　　④水解反應

　　氯及其化合物的性質

　　1.氯氣與氫氧化鈉的反應：Cl2+2NaOH=NaCl+NaClO+H2O

　　2.鐵絲在氯氣中燃燒：2Fe+3Cl2點燃===2FeCl3

　　3.制取漂白粉(氯氣能通入石灰漿)2Cl2+2Ca(OH)2=CaCl2+Ca(ClO)2+2H2O

　　4.氯氣與水的反應：Cl2+H2O=HClO+HCl

　　5.次氯酸鈉在空氣中變質：NaClO+CO2+H2O=NaHCO3+HClO

　　6.次氯酸鈣在空氣中變質：Ca(ClO)2+CO2+H2O=CaCO3↓+2HClO

　　鹽類的水解(只有可溶于水的鹽才水解)

　　1、鹽類水解：在水溶液中鹽電離出來的離子跟水電離出來的H+或OH-結合生成弱電解質的反應。

　　2、水解的實質：水溶液中鹽電離出來的離子跟水電離出來的H+或OH-結合,破壞水的電離，是平衡向右移動，促進水的電離。

　　3、鹽類水解規律：

　　①有弱才水解，無弱不水解，越弱越水解;誰強顯誰性，兩弱都水解，同強顯中性。

　　②多元弱酸根，濃度相同時正酸根比酸式酸根水解程度大，堿性更強。(如:Na2CO3>NaHCO3)

　　4、鹽類水解的特點：

　　(1)可逆(與中和反應互逆)

　　(2)程度小

　　(3)吸熱

　　5、影響鹽類水解的外界因素：

　　①溫度：溫度越高水解程度越大(水解吸熱，越熱越水解)

　　②濃度：濃度越小，水解程度越大(越稀越水解)

　　③酸堿：促進或抑制鹽的水解(H+促進陰離子水解而抑制陽離子水解;OH-促進陽離子水解而抑制陰離子水解)

　　6、酸式鹽溶液的酸堿性：

　　①只電離不水解：如HSO4-顯酸性

　　②電離程度>水解程度，顯酸性(如:HSO3-、H2PO4-)

　　③水解程度>電離程度，顯堿性(如：HCO3-、HS-、HPO42-)

　　7、雙水解反應：

　　(1)構成鹽的陰陽離子均能發生水解的反應。雙水解反應相互促進，水解程度較大，有的甚至水解完全。使得平衡向右移。

　　(2)常見的雙水解反應完全的為：Fe3+、Al3+與AlO2-、CO32-(HCO3-)、S2-(HS-)、SO32-(HSO3-);S2-與NH4+;CO32-(HCO3-)與NH4+其特點是相互水解成沉淀或氣體。雙水解完全的離子方程式配平依據是兩邊電荷平衡，如：2Al3++3S2-+6H2O==2Al(OH)3↓+3H2S↑

　　化學學科怎樣才能規范答題

　　1、審題、思維規范

　　一道題目的情境、立意、設問之間存在著必然的內在聯系，而通過有效審題去挖掘這些聯系是形成正確的解題思路的前提，因此我們審題時應注重規范。

　　2、書寫、表達規范

　　每年的閱卷評分標準上都有這樣一句話：“化學專用名詞中出現錯別字、元素符號有錯誤，都要參照評分標準扣分;化學方程式、離子方程式未配平的，都不給分;在做計算題時沒有考慮有效數字的，按規定扣分;沒注意量綱單位的，按規定處理……”但每年都有不少同學因書寫錯別字、生造字、潦草字，或亂寫錯寫化學符號、化學用語，書寫不規范以及卷面亂寫亂畫等，而與“大學錄取通知書”無緣。

　　因此，我們在做題時要嚴格規范，認真書寫，注重語言的邏輯性，做到言簡意賅，同時還要注意化學用語的有效使用，切忌辭不達意、言不由衷、語無倫次，更忌答非所問。所答內容的內涵要嚴格與設問的外延相吻合。

　　3、格式、步驟規范

　　規范的.格式和嚴密的步驟，能充分體現出應試者的“嚴謹治學”“精益求精”的涵養，體現出應試者順暢科學的應答思路和良好的做題習慣。以計算題為例：“解”“設”(直設和曲設)、“寫”(化學方程式、關系式)、“列”(代數式、比例式)、“解”(解出答案)、“論”(必要時依據題意進行討論)、“轉”(將求解結果過渡轉化成設問所求結果)、“答”(點明答案，給閱卷者提供視覺上的方便)。此外，解答過程中還要進行必要的語言銜接，“因為”“所以”“因此”“解知”“故”“由題意”等詞語更要適時適地地運用，以體現規范性和嚴密性。

　　化學學科怎樣高效做題

　　1、掌握做題步驟，過好三關

　　審題關：要做到三看清，看清題目中所講的化學過程，看清題設條件，看清要解決的問題。這是前提。

　　分析關：要做到三想，想化學過程所涉及的化學概念和所用到的化學原理，想所給條件與所求問題的關系，想有無隱含條件及題目考查的內容。

　　答題關：書寫要規范，術語要正確，回答要符合題目。

　　2、做題后總結

　　命題的意圖是什么?題目設計的巧妙之處在哪?解此題關鍵所在?為什么要這樣做?題目有無規律，能否舉一反三，適用于一系列題目?做題過程中暴露自己哪些弱點?這個問題改變角度是不是可以變成別的題目?

　　3、善于積累

　　要積累的一是成功經驗，二是失敗教訓。建立錯題檔案，把平時練習或考試中做錯的題目積累下來，經常翻閱學習，這樣既有針對性，又節省時間，可以大大的提高學習效率。

　　化學的有效方法是哪些

　　1、認真聽課

　　認真聽課：注意力集中，積極主動地學習。當老師引入新課的時候，同學們應該注意聽聽老師是怎樣提出新問題的?當老師在講授新課時候，同學們應該跟著想想老師是怎樣分析問題的?當老師在演示實驗的時候，同學們應該認真看看老師是怎樣進行操作的?當老師在對本節課進行小結的時候，同學們應該有意學學老師是怎樣提煉教材要點的?

　　2、記好筆記

　　記好筆記：詳略得當，抓住要領來記。有的同學沒有記筆記的習慣;有的同學記多少算多少;有的同學只顧記，不思考;這些都不好。對于新課，主要記下老師講課提綱、要點以及老師深入淺出，富有啟發性的分析。

　　3、認真復習

　　對于復習課，主要記下老師引導提煉的知識主線。對于習題講評課，主要記下老師指出的屬于自己的錯誤，或對自己有啟迪的內容。或在書的空白處或者直接在書里劃出重點、做上標記等，有利于騰出時間聽老師講課。此外，對于課堂所學知識有疑問、或有獨到的見解要做上標記，便于課后繼續研究學習。

　　4、集中精力

　　課內學習是搞好學習的關鍵。同學們在學校學習最主要的時間是課內。在這學習的最主要時間里，有些同學沒有集中精力學習、有些同學學習方法不講究，都會在很大程度上制約學習水平的發揮。

化學選修知識點總結3

　　(1)原子構造原理是電子排入軌道的順序，構造原理揭示了原子核外電子的能級分布。

　　(2)原子構造原理是書寫基態原子電子排布式的依據，也是繪制基態原子軌道表示式的主要依據之一。

　　(3)不同能層的能級有交錯現象，如E(3d)>E(4s)、E(4d)>E(5s)、E(5d)>E(6s)、E(6d)>E(7s)、E(4f)>E(5p)、E(4f)>E(6s)等。原子軌道的能量關系是：ns<(n-2)f<(n-1)d

　　(4)能級組序數對應著元素周期表的周期序數，能級組原子軌道所容納電子數目對應著每個周期的元素數目。

　　根據構造原理，在多電子原子的`電子排布中：各能層最多容納的電子數為2n2;最外層不超過8個電子;次外層不超過18個電子;倒數第三層不超過32個電子。

　　(5)基態和激發態

　　①基態：最低能量狀態。處于最低能量狀態的原子稱為基態原子。

　　②激發態：較高能量狀態(相對基態而言)。基態原子的電子吸收能量后，電子躍遷至較高能級時的狀態。處于激發態的原子稱為激發態原子。

　　③原子光譜：不同元素的原子發生電子躍遷時會吸收(基態→激發態)和放出(激發態→較低激發態或基態)不同的能量(主要是光能)，產生不同的光譜——原子光譜(吸收光譜和發射光譜)。利用光譜分析可以發現新元素或利用特征譜線鑒定元素。

化學選修知識點總結4

　　第一章化學反應與能量

　　考點1：吸熱反應與放熱反應

　　1、吸熱反應與放熱反應的區別

　　特別注意：反應是吸熱還是放熱與反應的條件沒有必然的聯系，而決定于反應物和生成物具有的總能量(或焓)的相對大小。

　　2、常見的放熱反應

　　①一切燃燒反應;

　　②活潑金屬與酸或水的反應;

　　③酸堿中和反應;

　　④鋁熱反應;

　　⑤大多數化合反應(但有些化合反應是吸熱反應，如：N2+O2=2NO，CO2+C=2CO等均為吸熱反應)。

　　3、常見的吸熱反應

　　①Ba(OH)2·8H2O與NH4Cl反應;

　　②大多數分解反應是吸熱反應

　　③等也是吸熱反應;

　　④水解反應

　　考點2：反應熱計算的依據

　　1.根據熱化學方程式計算

　　反應熱與反應物各物質的物質的量成正比。

　　2.根據反應物和生成物的總能量計算

　　ΔH=E生成物-E反應物。

　　3.根據鍵能計算

　　ΔH=反應物的鍵能總和-生成物的鍵能總和。

　　4.根據蓋斯定律計算

　　溫馨提示：

　　①蓋斯定律的主要用途是用已知反應的反應熱來推知相關反應的反應熱。

　　②熱化學方程式之間的“+”“-”等數學運算，對應ΔH也進行“+”“-”等數學計算。

　　5.根據物質燃燒放熱數值計算：Q(放)=n(可燃物)×|ΔH|。

　　第二章化學反應速率與化學平衡

　　考點1：化學反應速率

　　1、化學反應速率的表示方法___________。

　　化學反應速率通常用單位時間內反應物濃度和生成物濃度的變化來表示。表達式：___________ 。

　　其常用的單位是__________ 、或__________ 。

　　2、影響化學反應速率的因素

　　1)內因(主要因素)

　　反應物本身的性質。

　　2)外因(其他條件不變，只改變一個條件)

　　3、理論解釋——有效碰撞理論

　　(1)活化分子、活化能、有效碰撞

　　①活化分子：能夠發生有效碰撞的分子。

　　②活化能：如圖

　　圖中：E1為正反應的活化能，使用催化劑時的活化能為E3，反應熱為E1-E2。(注：E2為逆反應的活化能)

　　③有效碰撞：活化分子之間能夠引發化學反應的碰撞。

　　(2)活化分子、有效碰撞與反應速率的關系

　　考點2：化學平衡

　　1、化學平衡狀態：一定條件(恒溫、恒容或恒壓)下的可逆反應里，正反應和逆反應的速率相等，反應混合物(包括反應物和生成物)中各組分的濃度保持不變的狀態。

　　2、化學平衡狀態的特征

　　3、判斷化學平衡狀態的依據

　　考點3：化學平衡的移動

　　1、概念

　　可逆反應中舊化學平衡的破壞、新化學平衡的建立，由原平衡狀態向新化學平衡狀態的轉化過程，稱為化學平衡的移動。

　　2、化學平衡移動與化學反應速率的關系

　　(1)v正>v逆：平衡向正反應方向移動。

　　(2)v正=v逆：反應達到平衡狀態，不發生平衡移動。

　　(3)v正

　　3、影響化學平衡的因素

　　4、“惰性氣體”對化學平衡的影響

　　①恒溫、恒容條件

　　原平衡體系體系總壓強增大―→體系中各組分的濃度不變―→平衡不移動。

　　②恒溫、恒壓條件

　　原平衡體系容器容積增大，各反應氣體的分壓減小―→體系中各組分的濃度同倍數減小

　　5、勒夏特列原理

　　定義：如果改變影響平衡的一個條件(如C、P或T等)，平衡就向能夠減弱這種改變的方向移動。

　　原理適用的范圍：已達平衡的體系、所有的平衡狀態(如溶解平衡、化學平衡、電離平衡、水解平衡等)和只限于改變影響平衡的一個條件。

　　勒夏特列原理中“減弱這種改變”的解釋：外界條件改變使平衡發生移動的結果，是減弱對這種條件的改變，而不是抵消這種改變，也就是說：外界因素對平衡體系的影響占主要方面。

　　第三章水溶液中的離子平衡

　　一、弱電解質的電離

　　1、定義：電解質：在水溶液中或熔化狀態下能導電的化合物,叫電解質。

　　非電解質：在水溶液中或熔化狀態下都不能導電的化合物。

　　強電解質：在水溶液里全部電離成離子的電解質。

　　弱電解質：在水溶液里只有一部分分子電離成離子的電解質。

　　2、電解質與非電解質本質區別：

　　電解質——離子化合物或共價化合物非電解質——共價化合物

　　注意：①電解質、非電解質都是化合物 ②SO2、NH3、CO2等屬于非電解質

　　③強電解質不等于易溶于水的化合物(如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部電離，故BaSO4 為強電解質)——電解質的強弱與導電性、溶解性無關。

　　3、電離平衡：在一定的條件下，當電解質分子電離成離子的速率和離子結合成時，電離過程就達到了平衡狀態，這叫電離平衡。

　　4、影響電離平衡的因素：

　　A、溫度：電離一般吸熱，升溫有利于電離。

　　B、濃度：濃度越大，電離程度越小 ;溶液稀釋時，電離平衡向著電離的方向移動。C、同離子效應：在弱電解質溶液里加入與弱電解質具有相同離子的電解質，會減弱電離。D、其他外加試劑：加入能與弱電解質的電離產生的某種離子反應的物質時，有利于電離。

　　5、電離方程式的書寫：用可逆符號弱酸的電離要分布寫(第一步為主)

　　6、電離常數：在一定條件下，弱電解質在達到電離平衡時，溶液中電離所生成的各種離子濃度的乘積，跟溶液中未電離的分子濃度的比是一個常數。叫做電離平衡常數，(一般用Ka表示酸，Kb表示堿。)

　　表示方法：ABA++B- Ki=[ A+][B-]/[AB]

　　7、影響因素：

　　a、電離常數的大小主要由物質的本性決定。

　　b、電離常數受溫度變化影響，不受濃度變化影響，在室溫下一般變化不大。

　　C、同一溫度下，不同弱酸，電離常數越大，其電離程度越大，酸性越強。如：H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO

　　二、水的電離和溶液的酸堿性

　　1、水電離平衡：

　　水的離子積：KW= c[H+]·c[OH-]

　　25℃時,[H+]=[OH-] =10-7 mol/L ; KW= [H+]·[OH-] = 1x10-14

　　注意：KW只與溫度有關，溫度一定，則KW值一定

　　KW不僅適用于純水，適用于任何溶液(酸、堿、鹽)

　　2、水電離特點：(1)可逆(2)吸熱(3)極弱

　　3、影響水電離平衡的外界因素：

　　①酸、堿：抑制水的電離 KW〈1x10-14

　　②溫度：促進水的電離(水的電離是吸熱的)

　　③易水解的鹽：促進水的電離 KW 〉1x10-14

　　4、溶液的酸堿性和pH：

　　(1)pH=-lgc[H+]

　　(2)pH的測定方法：

　　酸堿指示劑—— 甲基橙、石蕊、酚酞。

　　變色范圍：甲基橙3.1~4.4(橙色) 石蕊5.0~8.0(紫色) 酚酞8.2~10.0(淺紅色)

　　pH試紙—操作玻璃棒蘸取未知液體在試紙上，然后與標準比色卡對比即可。

　　注意：①事先不能用水濕潤PH試紙;②廣泛pH試紙只能讀取整數值或范圍

　　三、混合液的`pH值計算方法公式

　　1、強酸與強酸的混合：(先求[H+]混：將兩種酸中的H+離子物質的量相加除以總體積，再求其它) [H+]混=([H+]1V1+[H+]2V2)/(V1+V2)

　　2、強堿與強堿的混合：(先求[OH-]混：將兩種酸中的OH離子物質的量相加除以總體積，再求其它) [OH-]混=([OH-]1V1+[OH-]2V2)/(V1+V2) (注意:不能直接計算[H+]混)

　　3、強酸與強堿的混合：(先據H++ OH-==H2O計算余下的H+或OH-，①H+有余，則用余下的H+數除以溶液總體積求[H+]混;OH-有余，則用余下的OH-數除以溶液總體積求[OH-]混，再求其它)

　　四、稀釋過程溶液pH值的變化規律：

　　1、強酸溶液：稀釋10n倍時，pH稀=pH原+n (但始終不能大于或等于7)

　　2、弱酸溶液：稀釋10n倍時，pH稀〈pH原+n (但始終不能大于或等于7)

　　3、強堿溶液：稀釋10n倍時，pH稀=pH原-n (但始終不能小于或等于7)

　　4、弱堿溶液：稀釋10n倍時，pH稀〉pH原-n (但始終不能小于或等于7)

　　5、不論任何溶液，稀釋時pH均是向7靠近(即向中性靠近);任何溶液無限稀釋后pH均接近7

　　6、稀釋時，弱酸、弱堿和水解的鹽溶液的pH變化得慢，強酸、強堿變化得快。

　　五、強酸(pH1)強堿(pH2)混和計算規律w

　　1、若等體積混合

　　pH1+pH2=14 則溶液顯中性pH=7

　　pH1+pH2≥15 則溶液顯堿性pH=pH2-0.3

　　pH1+pH2≤13 則溶液顯酸性pH=pH1+0.3

　　2、若混合后顯中性

　　pH1+pH2=14 V酸：V堿=1：1

　　pH1+pH2≠14 V酸：V堿=1：10〔14-(pH1+pH2)〕

　　六、酸堿中和滴定：

　　1、中和滴定的原理

　　實質：H++OH—=H2O 即酸能提供的H+和堿能提供的OH-物質的量相等。

　　2、中和滴定的操作過程：

　　(1)儀②滴定管的刻度，O刻度在上，往下刻度標數越來越大，全部容積大于它的最大刻度值，因為下端有一部分沒有刻度。滴定時，所用溶液不得超過最低刻度，不得一次滴定使用兩滴定管酸(或堿)，也不得中途向滴定管中添加。②滴定管可以讀到小數點后一位。

　　(2)藥品：標準液;待測液;指示劑。

　　(3)準備過程：

　　準備：檢漏、洗滌、潤洗、裝液、趕氣泡、調液面。(洗滌：用洗液洗→檢漏：滴定管是否漏水→用水洗→用標準液洗(或待測液洗)→裝溶液→排氣泡→調液面→記數據V(始)

　　(4)試驗過程

　　3、酸堿中和滴定的誤差分析

　　誤差分析：利用n酸c酸V酸=n堿c堿V堿進行分析

　　式中：n——酸或堿中氫原子或氫氧根離子數;c——酸或堿的物質的量濃度;

　　V——酸或堿溶液的體積。當用酸去滴定堿確定堿的濃度時，則：

　　c堿=

　　上述公式在求算濃度時很方便，而在分析誤差時起主要作用的是分子上的V酸的變化，因為在滴定過程中c酸為標準酸，其數值在理論上是不變的，若稀釋了雖實際值變小，但體現的卻是V酸的增大，導致c酸偏高;V堿同樣也是一個定值，它是用標準的量器量好后注入錐形瓶中的，當在實際操作中堿液外濺，其實際值減小，但引起變化的卻是標準酸用量的減少，即V酸減小，則c堿降低了;對于觀察中出現的誤差亦同樣如此。綜上所述，當用標準酸來測定堿的濃度時，c堿的誤差與V酸的變化成正比，即當V酸的實測值大于理論值時，c堿偏高，反之偏低。

　　同理，用標準堿來滴定未知濃度的酸時亦然。

　　七、鹽類的水解(只有可溶于水的鹽才水解)

　　1、鹽類水解：在水溶液中鹽電離出來的離子跟水電離出來的H+或OH-結合生成弱電解質的反應。

　　2、水解的實質：水溶液中鹽電離出來的離子跟水電離出來的H+或OH-結合,破壞水的電離，是平衡向右移動，促進水的電離。

　　3、鹽類水解規律：

　　①有弱才水解，無弱不水解，越弱越水解;誰強顯誰性，兩弱都水解，同強顯中性。

　　②多元弱酸根，濃度相同時正酸根比酸式酸根水解程度大，堿性更強。 (如:Na2CO3>NaHCO3)

　　4、鹽類水解的特點：(1)可逆(與中和反應互逆)(2)程度小(3)吸熱

　　5、影響鹽類水解的外界因素：

　　①溫度：溫度越高水解程度越大(水解吸熱，越熱越水解)

　　②濃度：濃度越小，水解程度越大 (越稀越水解)

　　③酸堿：促進或抑制鹽的水解(H+促進陰離子水解而抑制陽離子水解;OH-促進陽離子水解而抑制陰離子水解)

　　6、酸式鹽溶液的酸堿性：

　　①只電離不水解：如HSO4- 顯酸性

　　②電離程度>水解程度，顯酸性 (如: HSO3-、H2PO4-)

　　③水解程度>電離程度，顯堿性(如：HCO3-、HS-、HPO42-)

　　7、雙水解反應：

　　(1)構成鹽的陰陽離子均能發生水解的反應。雙水解反應相互促進，水解程度較大，有的甚至水解完全。使得平衡向右移。

　　8、鹽類水解的應用：

　　水解的應用

　　實例

　　原理

　　1、凈水

　　明礬凈水

　　Al3++3H2O Al(OH)3(膠體)+3H+

　　2、去油污

　　用熱堿水冼油污物品

　　CO32-+H2O HCO3-+OH-

　　3、藥品的保存

　　①配制FeCl3溶液時常加入少量鹽酸

　　Fe3++3H2O Fe(OH)3+3H+

　　②配制Na2CO3溶液時常加入少量NaOH

　　CO32-+H2O HCO3-+OH-

　　4、制備無水鹽

　　由MgCl2·6H2O制無水MgCl2 在HCl氣流中加熱

　　若不然，則：

　　MgCl2·6H2OMg(OH)2+2HCl+4H2O

　　Mg(OH)2MgO+H2O

　　5、泡沫滅火器

　　用Al2(SO4)3與NaHCO3溶液混合

　　Al3++3HCO3-=Al(OH)3↓+3CO2↑

　　6、比較鹽溶液中離子濃度的大小

　　比較NH4Cl溶液中離子濃度的大小

　　NH4++H2O NH3·H2O+H+

　　c(Cl-)>c(NH4+)>c(H+)>c(OH)-

　　9、水解平衡常數(Kh)

　　對于強堿弱酸鹽：Kh=Kw/Ka(Kw為該溫度下水的離子積，Ka為該條件下該弱酸根形成的弱酸的電離平衡常數)

　　對于強酸弱堿鹽：Kh=Kw/Kb(Kw為該溫度下水的離子積，Kb為該條件下該弱堿根形成的弱堿的電離平衡常數)

　　電離、水解方程式的書寫原則

　　1)、多元弱酸(多元弱酸鹽)的電離(水解)的書寫原則：分步書寫

　　注意：不管是水解還是電離，都決定于第一步，第二步一般相當微弱。

　　2)、多元弱堿(多元弱堿鹽)的電離(水解)書寫原則：一步書寫

　　八、溶液中微粒濃度的大小比較

　　基本原則：抓住溶液中微粒濃度必須滿足的三種守恒關系：

　　①電荷守恒：:任何溶液均顯電中性，各陽離子濃度與其所帶電荷數的乘積之和=各陰離子濃度與其所帶電荷數的乘積之和

　　②物料守恒:(即原子個數守恒或質量守恒)

　　某原子的總量(或總濃度)=其以各種形式存在的所有微粒的量(或濃度)之和

　　③質子守恒：即水電離出的H+濃度與OH-濃度相等。

　　九、難溶電解質的溶解平衡

　　1、難溶電解質的溶解平衡的一些常見知識

　　(1)溶解度小于 0.01g的電解質稱難溶電解質。

　　(2)反應后離子濃度降至1x10-5以下的反應為完全反應。如酸堿中和時[H+]降至10-7mol/L<10-5mol/L，故為完全反應，用“=”，常見的難溶物在水中的離子濃度均遠低于10-5mol/L，故均用“=”。

　　(3)難溶并非不溶，任何難溶物在水中均存在溶解平衡。

　　(4)掌握三種微溶物質：CaSO4、Ca(OH)2、Ag2SO4

　　(5)溶解平衡常為吸熱，但Ca(OH)2為放熱，升溫其溶解度減少。

　　(6)溶解平衡存在的前提是：必須存在沉淀，否則不存在平衡。

　　2、溶解平衡方程式的書寫

　　意在沉淀后用(s)標明狀態，并用“”。如：Ag2S(s) 2Ag+(aq)+S2-(aq)

　　3、沉淀生成的三種主要方式

　　(1)加沉淀劑法：Ksp越小(即沉淀越難溶)，沉淀越完全;沉淀劑過量能使沉淀更完全。

　　(2)調pH值除某些易水解的金屬陽離子：如加MgO除去MgCl2溶液中FeCl3。

　　(3)氧化還原沉淀法：

　　(4)同離子效應法

　　4、沉淀的溶解：

　　沉淀的溶解就是使溶解平衡正向移動。常采用的方法有：①酸堿;②氧化還原;③沉淀轉化。

　　5、沉淀的轉化：

　　溶解度大的生成溶解度小的，溶解度小的生成溶解度更小的。

　　如：AgNO3 →AgCl(白色沉淀)→ AgBr(淡黃色)→AgI (黃色)→ Ag2S(黑色)

　　6、溶度積(Ksp)

　　1)、定義：在一定條件下，難溶電解質電解質溶解成離子的速率等于離子重新結合成沉淀的速率，溶液中各離子的濃度保持不變的狀態。

　　2)、表達式：AmBn(s) mAn+(aq)+nBm-(aq)

　　Ksp= [c(An+)]m [c(Bm-)]n

　　3)、影響因素：

　　外因：①濃度：加水，平衡向溶解方向移動。

　　②溫度：升溫，多數平衡向溶解方向移動。

　　4)、溶度積規則

　　QC(離子積)>KSP 有沉淀析出

　　QC=KSP平衡狀態

　　第四章電化學

　　1.原電池的工作原理及應用

　　1.概念和反應本質

　　原電池是把化學能轉化為電能的裝置，其反應本質是氧化還原反應。

　　2.原電池的構成條件

　　(1)一看反應：看是否有能自發進行的氧化還原反應發生(一般是活潑性強的金屬與電解質溶液反應)。

　　(2)二看兩電極：一般是活潑性不同的兩電極。

　　(3)三看是否形成閉合回路，形成閉合回路需三個條件：①電解質溶液;②兩電極直接或間接接觸;③兩電極插入電解質溶液中。

　　3.工作原理

　　以鋅銅原電池為例

　　(1)反應原理

　　電極名稱

　　負極

　　正極

　　電極材料

　　鋅片

　　銅片

　　電極反應

　　Zn－2e－===Zn2＋

　　Cu2＋＋2e－===Cu

　　反應類型

　　氧化反應

　　還原反應

　　電子流向

　　由Zn片沿導線流向Cu片

　　鹽橋中離子移向

　　鹽橋含飽和KCl溶液，K＋移向正極，Cl－移向負極

　　(2)鹽橋的組成和作用

　　①鹽橋中裝有飽和的KCl、KNO3等溶液和瓊膠制成的膠凍。

　　②鹽橋的作用：a.連接內電路，形成閉合回路;b.平衡電荷，使原電池不斷產生電流。

　　2.電解的原理

　　1.電解和電解池

　　(1)電解：在電流作用下，電解質在兩個電極上分別發生氧化反應和還原反應的過程。

　　(2)電解池：電能轉化為化學能的裝置。

　　(3)電解池的構成

　　①有與電源相連的兩個電極。

　　②電解質溶液(或熔融電解質)。

　　③形成閉合回路。

　　2.電解池的工作原理

　　(1)電極名稱及電極反應式(電解CuCl2溶液為例)

　　總反應式：

　　(2)電子和離子的移動方向

　　①電子：從電源負極流出后，流向電解池陰極;從電解池的陽極流出后流向電源的正極。

　　②離子：陽離子移向電解池的陰極，陰離子移向電解池的陽極。

　　3.陰陽兩極上放電順序

　　(1)陰極：(與電極材料無關)。氧化性強的先放電，放電順序：

　　(2)陽極：若是活性電極作陽極，則活性電極首先失電子，發生氧化反應。

　　若是惰性電極作陽極，放電順序為

　　3.化學電源

　　1.日常生活中的三種電池

　　(1)堿性鋅錳干電池——一次電池

　　正極反應：2MnO2+2H2O+2e-===2MnOOH+2OH-;

　　負極反應：Zn+2OH--2e-===Zn(OH)2;

　　總反應：Zn+2MnO2+2H2O===2MnOOH+Zn(OH)2。

　　(2)鋅銀電池——一次電池

　　負極反應：Zn+2OH--2e-===Zn(OH)2;

　　正極反應：Ag2O+H2O+2e-===2Ag+2OH-;

　　總反應：Zn+Ag2O+H2O===Zn(OH)2+2Ag。

　　(3)二次電池(可充電電池)

　　鉛蓄電池是最常見的二次電池，負極材料是Pb，正極材料是PbO2。

　　①放電時的反應

　　a.負極反應：Pb+SO42--2e-===PbSO4;

　　b.正極反應：PbO2+4H++SO42-+2e-===PbSO4+2H2O;

　　c.總反應：Pb+PbO2+2H2SO4===2PbSO4+2H2O。

　　②充電時的反應

　　a.陰極反應：PbSO4+2e-===Pb+SO42-;

　　b.陽極反應：PbSO4+2H2O-2e-===PbO2+4H++SO42-;

　　c.總反應：2PbSO4+2H2O電解=====Pb+PbO2+2H2SO4。

　　注可充電電池的充、放電不能理解為可逆反應。

　　2.“高效、環境友好”的燃料電池

　　氫氧燃料電池是目前最成熟的燃料電池，可分酸性和堿性兩種。

　　種類

　　酸性

　　堿性

　　負極反應式

　　2H2－4e－===4H＋

　　2H2＋4OH－－4e－===4H2O

　　正極反應式

　　O2＋4e－＋4H＋===2H2O

　　O2＋2H2O＋4e－===4OH－

　　電池總反應式

　　2H2＋O2===2H2O

　　備注

　　燃料電池的電極不參與反應，有很強的催化活性，起導電作用

　　4.電解原理的應用

　　1.氯堿工業

　　(1)電極反應

　　陽極反應式：2Cl--2e-===Cl2↑(氧化反應)

　　陰極反應式：2H++2e-===H2↑(還原反應)

　　(2)總反應方程式

　　2NaCl+2H2O2NaOH+H2↑+Cl2↑

　　(3)氯堿工業生產流程圖

　　2.電鍍

　　下圖為金屬表面鍍銀的工作示意圖，據此回答下列問題：

　　(1)鍍件作陰極，鍍層金屬銀作陽極。

　　(2)電解質溶液是AgNO3溶液等含鍍層金屬陽離子的鹽溶液。

　　(3)電極反應：

　　陽極：Ag-e-===Ag+;

　　陰極：Ag++e-===Ag。

　　(4)特點：陽極溶解，陰極沉積，電鍍液的濃度不變。

　　3.電解精煉銅

　　(1)電極材料：陽極為粗銅;陰極為純銅。

　　(2)電解質溶液：含Cu2+的鹽溶液。

　　(3)電極反應：

　　陽極：Zn-2e-===Zn2+、Fe-2e-===Fe2+、Ni-2e-===Ni2+、Cu-2e-===Cu2+;

　　陰極：Cu2++2e-===Cu。

　　4.電冶金

　　利用電解熔融鹽的方法來冶煉活潑金屬Na、Ca、Mg、Al等。

　　(1)冶煉鈉

　　2NaCl(熔融)2Na+Cl2↑

　　電極反應：

　　陽極：2Cl--2e-===Cl2↑;陰極：2Na++2e-===2Na。

　　(2)冶煉鋁

　　2Al2O3(熔融)4Al+3O2↑

　　電極反應：

　　陽極：6O2--12e-===3O2↑;

　　陰極：4Al3++12e-===4Al。

　　5.金屬的腐蝕與防護

　　1.金屬腐蝕的本質

　　金屬原子失去電子變為金屬陽離子，金屬發生氧化反應。

　　2.金屬腐蝕的類型

　　(1)化學腐蝕與電化學腐蝕

　　類型

　　化學腐蝕

　　電化學腐蝕

　　條件

　　金屬跟非金屬單質直接接觸

　　不純金屬或合金跟電解質溶液接觸

　　現象

　　無電流產生

　　有微弱電流產生

　　本質

　　金屬被氧化

　　較活潑金屬被氧化

　　聯系

　　兩者往往同時發生，電化學腐蝕更普遍

　　(2)析氫腐蝕與吸氧腐蝕

　　以鋼鐵的腐蝕為例進行分析：

　　類型

　　析氫腐蝕

　　吸氧腐蝕

　　條件

　　水膜酸性較強(pH≤4.3)

　　水膜酸性很弱或呈中性

　　電極反應

　　負極

　　Fe－2e－===Fe2＋

　　正極

　　2H＋＋2e－===H2↑

　　O2＋2H2O＋4e－===4OH－

　　總反應式

　　Fe＋2H＋===Fe2＋＋H2↑

　　2Fe＋O2＋2H2O===2Fe(OH)2

　　聯系

　　吸氧腐蝕更普遍

　　3.金屬的防護

　　(1)電化學防護

　　①犧牲陽極的陰極保護法—原電池原理

　　a.負極：比被保護金屬活潑的金屬;

　　b.正極：被保護的金屬設備。

　　②外加電流的陰極保護法—電解原理

　　a.陰極：被保護的金屬設備;

　　b.陽極：惰性金屬或石墨。

　　(2)改變金屬的內部結構，如制成合金、不銹鋼等。

　　(3)加防護層，如在金屬表面噴油漆、涂油脂、電鍍、噴鍍或表面鈍化等方法。

化學選修知識點總結5

　　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把較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、如何準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=較外層電子數

　　口訣：三短三長一不全;七主七副零八族

　　熟記：三個短周期，分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;

　　元素較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氫化物的難易及氣態氫化物的穩定性;

　　較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(較主要因素)

　　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、元素的化合價與較外層電子數的關系：較高正價等于較外層電子數(氟氧元素無正價)

　　負化合價數 = 8—較外層電子數(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→右，核電荷數——→逐漸增多，較外層電子數——→逐漸增多

　　原子半徑——→逐漸減小，得電子能力——→逐漸增強，失電子能力——→逐漸減弱

　　氧化性——→逐漸增強，還原性——→逐漸減弱，氣態氫化物穩定性——→逐漸增強

　　較高價氧化物對應水化物酸性——→逐漸增強，堿性 ——→ 逐漸減弱

　　三、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中含較性共價鍵與離子鍵，NH4Cl中含較性共價鍵與離子鍵，Na2O2中含非較性共價鍵與離子鍵，H2O2中含較性和非較性共價鍵

　　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>E生成物總能量，為放熱反應。E反應物總能量

　　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 2CO是吸熱反應)。

　　常見的吸熱反應：

　　①以C、H2、CO為還原劑的氧化還原反應如：C(s)+H2O(g) = CO(g)+H2(g)。

　　②銨鹽和堿的反應如Ba(OH)2?8H2O+NH4Cl=BaCl2+2NH3↑+10H2O

　　③大多數分解反應如KClO3、KMnO4、CaCO3的分解等。

　　[練習]

　　1、下列反應中，即屬于氧化還原反應同時又是吸熱反應的是( B )

　　A.Ba(OH)2.8H2O與NH4Cl反應

　　B.灼熱的炭與CO2反應

　　C.鋁與稀鹽酸

　　D.H2與O2的燃燒反應

　　2、已知反應X+Y=M+N為放熱反應，對該反應的下列說法中正確的是( C )

　　A. X的能量一定高于M

　　B. Y的能量一定高于N

　　C. X和Y的總能量一定高于M和N的總能量

　　D. 因該反應為放熱反應，故不選加熱就可發生

化學選修知識點總結6

　　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

　　（1）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：

　　（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，氣體壓強減小；氣體物質的濃度都減小，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：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。可知，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。

化學選修知識點總結7

　　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－T1）

　　式中C表示體系的熱容，T1、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、化學反應的焓變

　　（1）反應焓變

　　物質所具有的能量是物質固有的性質，可以用稱為“焓”的物理量來描述，符號為H，單位為kJ·mol—1。

　　反應產物的總焓與反應物的總焓之差稱為反應焓變，用ΔH表示。

　　（2）反應焓變ΔH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焓變，其數學表達式為：Qp＝ΔH＝H（反應產物）－H（反應物）。

　　（3）反應焓變與吸熱反應，放熱反應的關系：

　　ΔH＞0，反應吸收能量，為吸熱反應。

　　ΔH＜0，反應釋放能量，為放熱反應。

　　（4）反應焓變與熱化學方程式：

　　把一個化學反應中物質的變化和反應焓變同時表示出來的化學方程式稱為熱化學方程式，如：H2（g）＋O2（g）＝H2O（l）；ΔH（298K）＝－285。8kJ·mol－1

　　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：固態（s）、液態（l）、氣態（g）、溶液（aq）。

　　②化學方程式后面寫上反應焓變ΔH，ΔH的單位是J·mol－1或kJ·mol－1，且ΔH后注明反應溫度。

　　③熱化學方程式中物質的系數加倍，ΔH的數值也相應加倍。

　　3、反應焓變的計算

　　（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，其反應焓變一樣，這一規律稱為蓋斯定律。

　　（2）利用蓋斯定律進行反應焓變的計算。

　　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ΔH為上述各熱化學方程式的ΔH的代數和。

　　（3）根據標準摩爾生成焓，ΔfHmθ計算反應焓變ΔH。

　　對任意反應：aA＋bB＝cC＋dD

　　ΔH＝［cΔfHmθ（C）＋dΔfHmθ（D）］－［aΔfHmθ（A）＋bΔfHmθ（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NaCl為例：

　　陽極：與電源正極相連的電極稱為陽極，陽極發生氧化反應：2Cl－→Cl2↑＋2e－。

　　陰極：與電源負極相連的電極稱為陰極，陰極發生還原反應：Na＋＋e－→Na。

　　總方程式：2NaCl（熔）2Na＋Cl2↑

　　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：2Cl－→Cl2＋2e－

　　陰極：2H＋＋e－→H2↑

　　總反應：2NaCl＋2H2O2NaOH＋H2↑＋Cl2↑

　　（2）銅的電解精煉。

　　粗銅（含Zn、Ni、Fe、Ag、Au、Pt）為陽極，精銅為陰極，CuSO4溶液為電解質溶液。

　　陽極反應：Cu→Cu2＋＋2e－，還發生幾個副反應

　　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：Cu2＋＋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：

　　把化學能轉變為電能的裝置稱為原電池。

　　（2）Cu－Zn原電池的工作原理：

　　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＋＋2e－→H2。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

　　（1）鋅錳干電池

　　負極反應：Zn→Zn2＋＋2e－；

　　正極反應：2NH4＋＋2e－→2NH3＋H2；

　　（2）鉛蓄電池

　　負極反應：Pb＋SO42－PbSO4＋2e－

　　正極反應：PbO2＋4H＋＋SO42－＋2e－PbSO4＋2H2O

　　放電時總反應：Pb＋PbO2＋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＋4OH－→4H2O＋4e－

　　正極反應：O2＋2H2O＋4e－→4OH－

　　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－→4OH－，該腐蝕為“吸氧腐蝕”，總反應為：2Fe＋O2＋2H2O＝2Fe（OH）2，Fe（OH）2又立即被氧化：4Fe（OH）2＋2H2O＋O2＝4Fe（OH）3，Fe（OH）3分解轉化為鐵銹。若水膜在酸度較高的環境下，正極反應為：2H+＋2e－→H2↑，該腐蝕稱為“析氫腐蝕”。

　　（3）金屬的防護

　　金屬處于干燥的環境下，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）

　　原電池的反應都是自發進行的反應，電解池的反應很多不是自發進行的，如何判定反應是否自發進行呢？

　　一、化學反應的方向

　　1、反應焓變與反應方向

　　放熱反應多數能自發進行，即ΔH＜0的反應大多能自發進行。有些吸熱反應也能自發進行。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進行，如CaCO3高溫下分解生成CaO、CO2。 2、反應熵變與反應方向

　　熵是描述體系混亂度的概念，熵值越大，體系混亂度越大。反應的熵變ΔS為反應產物總熵與反應物總熵之差。產生氣體的反應為熵增加反應，熵增加有利于反應的自發進行。

　　3、焓變與熵變對反應方向的共同影響

　　ΔH－TΔS＜0反應能自發進行。

　　ΔH－TΔS＝0反應達到平衡狀態。

　　ΔH－TΔS＞0反應不能自發進行。

　　在溫度、壓強一定的條件下，自發反應總是向ΔH－TΔS＜0的方向進行，直至平衡狀態。

　　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：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。

　　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：

　　α（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。化工生產中，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

　　ΔVg＝0的反應，改變壓強，化學平衡狀態不變。

　　ΔVg≠0的反應，增大壓強，化學平衡向氣態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）ΔH＝－25kJ/mol（2）3Fe2O3（s）＋CO（g）＝2Fe3O4（s）＋CO2（g）ΔH＝－47kJ/mol

　　（3）Fe3O4（s）＋CO（g）＝3FeO（s）＋CO2（g）ΔH＝＋19kJ/mol

　　寫出FeO（s）被CO還原成Fe和CO2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）×2＋方程式（2）；可表示為（3）×2＋（2）

　　得：2Fe3O4（s）＋2CO（g）＋3Fe2O3（s）＋CO（g）＝6FeO（s）＋2CO2（g）＋2Fe3O4（s）＋CO2（g）；ΔH＝＋19kJ/mol×2＋（－47kJ/mol）

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

　　將（1）－（4）得2CO（g）＝2Fe（s）＋3CO2（g）－2FeO（s）－CO2（g）；ΔH＝－25kJ/mol－（－3kJ/mol）整理得：FeO（s）＋CO（s）＝Fe（s）＋CO2（g）；ΔH＝－11kJ/mol

　　答案：FeO（s）＋CO（s）＝Fe（s）＋CO2（g）；ΔH＝－11kJ/mol

　　例2、熔融鹽燃料電池具有高的發電效率，因而得到重視，可用Li2CO3和Na2CO3的熔融鹽混合物作用電解質，CO為陽極燃氣，空氣與CO2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＋2CO32－→4CO2＋4e－

　　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O2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－。

　　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、放熱的自發過程都是熵值減小的過程。

　　B、吸熱的自發過程常常是熵值增加的過程。

　　C、水自發地從高處流向低處，是趨向能量最低狀態的傾向。

　　D、只根據焓變來判斷化學反應的方向是可以的。

　　解析：放熱的自發過程可能使熵值減小、增加或無明顯變化，故A錯誤。只根據焓變來判斷反應進行的方向是片面的，要用能量判據、熵判據組成的復合判據來判斷，D錯誤。水自發地從高處流向低處，是趨向能量最低狀態的傾向是正確的。有些吸熱反應也可以自發進行。如在25℃和1。01×105Pa時，2N2O5（g）＝4NO2（g）＋O2（g）；ΔH＝56。7kJ/mol，（NH4）2CO3（s）＝NH4HCO3（s）＋NH3（g）；ΔH＝74。9kJ/mol，上述兩個反應都是吸熱反應，又都是熵增的反應，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

　　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

　　（1）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：

　　（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，氣體壓強減小；氣體物質的濃度都減小，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：

　　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。可知，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、化學反應條件的優化——工業合成氨

　　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熵減反應，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1×107Pa～1×108Pa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

　　H2OH＋＋OH－

　　水的離子積常數KW＝［H＋］［OH－］，25℃時，KW＝1。0×10－14mol2·L－2。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。0×10－7mol·L－1，pH＝7酸性溶液：［H＋］＞［OH－］，［H＋］＞1。0×10－7mol·L－1，pH＜7堿性溶液：［H＋］＜［OH－］，［OH－］＞1。0×10－7mol·L－1，pH＞7 3、電解質在水溶液中的存在形態

　　（1）強電解質

　　強電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存在，少部分以離子形態存在，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CH3COOHCH3COO－＋H＋為例。

　　加水、加冰醋酸，加堿、升溫，使CH3COOH的電離平衡正向移動，加入CH3COONa固體，加入濃鹽酸，降溫使CH3COOH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OH－結合生成弱酸或弱堿，從而打破水的電離平衡，使水繼續電離，稱為鹽類水解。

　　（2）水解類型及規律

　　①強酸弱堿鹽水解顯酸性。

　　NH4Cl＋H2ONH3·H2O＋HCl

　　②強堿弱酸鹽水解顯堿性。

　　CH3COONa＋H2OCH3COOH＋NaOH

　　③強酸強堿鹽不水解。

　　④弱酸弱堿鹽雙水解。

　　Al2S3＋6H2O＝2Al（OH）3↓＋3H2S↑

　　（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，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。

　　PbI2（s）Pb2+（aq）＋2I－（aq）

　　Ksp＝［Pb2＋］［I－］2＝7。1×10－9mol3·L－3

　　（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，規則如下：

　　Qc＝Ksp時，處于沉淀溶解平衡狀態。

　　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OH－與弱堿陽離子生成弱堿，或H＋與OH－生成H2O。

　　（3）生成氣體

　　生成弱酸時，很多弱酸能分解生成氣體。

　　（4）發生氧化還原反應

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

　　2、離子反應能否進行的理論判據

　　（1）根據焓變與熵變判據

　　對ΔH－TΔS＜0的離子反應，室溫下都能自發進行。

　　（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。

　　CaCO3＋CO2＋H2O＝Ca2＋＋2HCO3－

　　MgCO3＋CO2＋H2O＝Mg2＋＋2HCO3－

　　加熱煮沸法降低水的硬度：

　　Ca2＋＋2HCO3－CaCO3↓＋CO2↑＋H2O

　　Mg2＋＋2HCO3－MgCO3↓＋CO2↑＋H2O

　　或加入Na2CO3軟化硬水：

　　Ca2＋＋CO32－＝CaCO3↓，Mg2＋＋CO32－＝MgCO3↓

　　高中有機化學基礎知識總結概括

　　1、常溫常壓下為氣態的有機物：1～4個碳原子的烴，一氯甲烷、新戊烷、甲醛。

　　2、碳原子較少的醛、醇、羧酸（如甘油、乙醇、乙醛、乙酸）易溶于水；液態烴（如苯、汽油）、鹵代烴（溴苯）、硝基化合物（硝基苯）、醚、酯（乙酸乙酯）都難溶于水；苯酚在常溫微溶與水，但高于65℃任意比互溶。

　　3、所有烴、酯、一氯烷烴的密度都小于水；一溴烷烴、多鹵代烴、硝基化合物的密度都大于水。

　　4、能使溴水反應褪色的有機物有：烯烴、炔烴、苯酚、醛、含不飽和碳碳鍵（碳碳雙鍵、碳碳叁鍵）的有機物。能使溴水萃取褪色的有：苯、苯的同系物（甲苯）、CCl4、氯仿、液態烷烴等。

　　5、能使酸性高錳酸鉀溶液褪色的有機物：烯烴、炔烴、苯的同系物、醇類、醛類、含不飽和碳碳鍵的有機物、酚類（苯酚）。

　　6、碳原子個數相同時互為同分異構體的不同類物質：烯烴和環烷烴、炔烴和二烯烴、飽和一元醇和醚、飽和一元醛和酮、飽和一元羧酸和酯、芳香醇和酚、硝基化合物和氨基酸。

　　7、無同分異構體的有機物是：烷烴：CH4、C2H6、C3H8；烯烴：C2H4；炔烴：C2H2；氯代烴：CH3Cl、CH2Cl2、CHCl3、CCl4、C2H5Cl；醇：CH4O；醛：CH2O、C2H4O；酸：CH2O2。

　　8、屬于取代反應范疇的有：鹵代、硝化、磺化、酯化、水解、分子間脫水（如：乙醇分子間脫水）等。

　　9、能與氫氣發生加成反應的物質：烯烴、炔烴、苯及其同系物、醛、酮、不飽和羧酸（CH2=CHCOOH）及其酯（CH3CH=CHCOOCH3）、油酸甘油酯等。

　　10、能發生水解的物質：金屬碳化物（CaC2）、鹵代烴（CH3CH2Br）、醇鈉（CH3CH2ONa）、酚鈉（C6H5ONa）、羧酸鹽（CH3COONa）、酯類（CH3COOCH2CH3）、二糖（C12H22O11）（蔗糖、麥芽糖、纖維二糖、乳糖）、多糖（淀粉、纖維素）（（C6H10O5）n）、蛋白質（酶）、油脂（硬脂酸甘油酯、油酸甘油酯）等。

　　11、能與活潑金屬反應置換出氫氣的物質：醇、酚、羧酸。

　　12、能發生縮聚反應的物質：苯酚（C6H5OH）與醛（RCHO）、二元羧酸（COOH—COOH）與二元醇（HOCH2CH2OH）、二元羧酸與二元胺（H2NCH2CH2NH2）、羥基酸（HOCH2COOH）、氨基酸（NH2CH2COOH）等。

　　13、需要水浴加熱的實驗：制硝基苯（—NO2，60℃）、制苯磺酸（—SO3H，80℃）制酚醛樹脂（沸水浴）、銀鏡反應、醛與新制Cu（OH）2懸濁液反應（熱水浴）、酯的水解、二糖水解（如蔗糖水解）、淀粉水解（沸水浴）。

　　14、光

　　光照條件下能發生反應的：烷烴與鹵素的取代反應、苯與氯氣加成反應（紫外光）、—CH3+Cl2—CH2Cl（注意在鐵催化下取代到苯環上）。

　　15、常用有機鑒別試劑：新制Cu（OH）2、溴水、酸性高錳酸鉀溶液、銀氨溶液、NaOH溶液、FeCl3溶液。

　　16、最簡式為CH的有機物：乙炔、苯、苯乙烯（—CH=CH2）；最簡式為CH2O的有機物：甲醛、乙酸（CH3COOH）、甲酸甲酯（HCOOCH3）、葡萄糖（C6H12O6）、果糖（C6H12O6）。

　　17、能發生銀鏡反應的物質（或與新制的Cu（OH）2共熱產生紅色沉淀的）：醛類（RCHO）、葡萄糖、麥芽糖、甲酸（HCOOH）、甲酸鹽（HCOONa）、甲酸酯（HCOOCH3）等。

　　18、常見的官能團及名稱：—X（鹵原子：氯原子等）、—OH（羥基）、—CHO（醛基）、—COOH（羧基）、—COO—（酯基）、—CO—（羰基）、—O—（醚鍵）、C=C（碳碳雙鍵）、—C≡C—（碳碳叁鍵）、—NH2（氨基）、 —NH—CO—（肽鍵）、—NO2（硝基）19、常見有機物的通式：烷烴：CnH2n+2；烯烴與環烷烴：CnH2n；炔烴與二烯烴：CnH2n—2；苯的同系物：CnH2n—6；飽和一元鹵代烴：CnH2n+1X；飽和一元醇：CnH2n+2O或CnH2n+1OH；苯酚及同系物：CnH2n—6O或CnH2n—7OH；醛：CnH2nO或CnH2n+1CHO；酸：CnH2nO2或CnH2n+1COOH；酯：CnH2nO2或CnH2n+1COOCmH2m+1

　　20、檢驗酒精中是否含水：用無水CuSO4——變藍

　　21、發生加聚反應的：含C=C雙鍵的有機物（如烯）

　　21、能發生消去反應的是：乙醇（濃硫酸，170℃）；鹵代烴（如CH3CH2Br）醇發生消去反應的條件：C—C—OH、鹵代烴發生消去的條件：C—C—XHH 23、能發生酯化反應的是：醇和酸

　　24、燃燒產生大量黑煙的是：C2H2、C6H6

　　25、屬于天然高分子的是：淀粉、纖維素、蛋白質、天然橡膠（油脂、麥芽糖、蔗糖不是）

　　26、屬于三大合成材料的是：塑料、合成橡膠、合成纖維

　　27、常用來造紙的原料：纖維素

　　28、常用來制葡萄糖的是：淀粉

　　29、能發生皂化反應的是：油脂

　　30、水解生成氨基酸的是：蛋白質

　　31、水解的最終產物是葡萄糖的是：淀粉、纖維素、麥芽糖

　　32、能與Na2CO3或NaHCO3溶液反應的有機物是：含有—COOH：如乙酸

　　33、能與Na2CO3反應而不能跟NaHCO3反應的有機物是：苯酚

　　34、有毒的物質是：甲醇（含在工業酒精中）；NaNO2（亞硝酸鈉，工業用鹽）

　　35、能與Na反應產生H2的是：含羥基的物質（如乙醇、苯酚）、與含羧基的物質（如乙酸）

　　36、能還原成醇的是：醛或酮

　　37、能氧化成醛的醇是：R—CH2OH

　　38、能作植物生長調節劑、水果催熟劑的是：乙烯

　　39、能作為衡量一個國家石油化工水平的標志的是：乙烯的產量40、通入過量的CO2溶液變渾濁的是：C6H5ONa溶液

　　41、不能水解的糖：單糖（如葡萄糖）

　　42、可用于環境消毒的：苯酚

　　43、皮膚上沾上苯酚用什么清洗：酒精；沾有油脂是試管用熱堿液清洗；沾有銀鏡的試管用稀硝酸洗滌

　　44、醫用酒精的濃度是：75%

　　45、寫出下列有機反應類型：（1）甲烷與氯氣光照反應（2）從乙烯制聚乙烯（3）乙烯使溴水褪色（4）從乙醇制乙烯（5）從乙醛制乙醇（6）從乙酸制乙酸乙酯（7）乙酸乙酯與NaOH溶液共熱

　　（8）油脂的硬化（9）從乙烯制乙醇（10）從乙醛制乙酸46、加入濃溴水產生白色沉淀的是：苯酚

　　47、加入FeCl3溶液顯紫色的：苯酚

　　48、能使蛋白質發生鹽析的兩種鹽：Na2SO4、（NH4）2SO4

　　49、寫出下列通式：（1）烷；

　　（2）烯；

　　（3）炔

　　俗名總結：

　　序號物質俗名序號物質俗名

　　1甲烷：沼氣、天然氣的主要成分11Na2CO3純堿、蘇打

　　2乙炔：電石氣12NaHCO3小蘇打

　　3乙醇：酒精13CuSO4？5H2O膽礬、藍礬

　　4丙三醇：甘油14SiO2石英、硅石

　　5苯酚：石炭酸15CaO生石灰

　　6甲醛：蟻醛16Ca（OH）2熟石灰、消石灰

　　7乙酸：醋酸17CaCO3石灰石、大理石

　　8三氯甲烷：氯仿18Na2SiO3水溶液水玻璃

　　9NaCl：食鹽19KAl（SO4）2？12H2O明礬

　　10NaOH：燒堿、火堿、苛性鈉20CO2固體干冰

化學選修知識點總結8

　　1、等電子原理

　　原子總數相同、價電子總數相同的分子具有相似的化學鍵特征，許多性質是相似的，此原理稱為等電子原理。

　　(1)等電子體的判斷方法：在微粒的組成上，微粒所含原子數目相同;在微粒的構成上，微粒所含價電子數目相同;在微粒的結構上，微粒中原子的空間排列方式相同。(等電子的'推斷常用轉換法，如CO2=CO+O=N2+O=N2O=N2+N—=N3—或SO2=O+O2=O3=N—+O2=NO2—)

　　(2)等電子原理的應用：利用等電子體的性質相似，空間構型相同，可運用來預測分子空間的構型和性質。

　　2、價電子互斥理論：

　　(1)價電子互斥理論的基本要點：ABn型分子(離子)中中心原子A周圍的價電子對的幾何構型，主要取決于價電子對數(n)，價電子對盡量遠離，使它們之間斥力小。

　　分子構型與價層電子對互斥模型

　　價層電子對互斥模型說明的是價層電子對的空間構型，而分子的空間構型指的是成鍵電子對空間構型，不包括孤對電子。

　　(1)當中心原子無孤對電子時，兩者的構型一致;

　　(2)當中心原子有孤對電子時，兩者的構型不一致。

　　3、雜化軌道理論

　　(1)雜化軌道理論的基本要點：

　　①能量相近的原子軌道才能參與雜化。

　　②雜化后的軌道一頭大，一頭小，電子云密度大的一端與成鍵原子的原子軌道沿鍵軸方向重疊，形成σ鍵;由于雜化后原子軌道重疊更大，形成的共價鍵比原有原子軌道形成的共價鍵穩定。

　　③雜化軌道能量相同，成分相同，如：每個sp3雜化軌道占有1個s軌道、3個p軌道。

　　④雜化軌道總數等于參與雜化的原子軌道數目之和。

化學選修知識點總結9

　　1、化學反應是如何進行的？

　　（1）基元反應：能一步完成的反應稱為基元反應，大部分化學反應分幾步完成。

　　（2）反應過程：通常寫的化學方程式是由幾個基元反應組成的總反應。總反應中由基元反應組成的反應序列稱為反應過程，也稱為反應機制。

　　（3）不同反應的反應過程是不同的。同一反應在不同條件下的反應過程也可能不同，反應過程的差異導致不同的反應速率。

　　2、化學反應速率

　　（1）概念：單位時間內反應物的減少或生成物的增加可以表示反應的速度，即反應的速率，用符號v表示。

　　（2）表達式：

　　（3）用不同物質表示化學反應速率時，特征對特定反應的值可能不同，但每種物質表示的化學反應速率的比等于化學方程式中每種物質的'系數的比。

　　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）它表示單位濃度下的化學反應速率。通常，反應速率常數越大，反應就越快。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加了反應物濃度，增加了正反應速率，降低了反應物濃度，降低了正反應速率。增加生成物濃度，增加反應速率，降低生成物濃度，降低反應速率。

　　（3）壓力對反應速率的影響只影響氣體，只影響固體和液體，壓力的變化幾乎不影響反應速率。壓力對反應速率的影響實際上是濃度對反應速率的影響，因為壓力的變化是由容器容積的變化引起的。壓縮容器容積增大，氣體壓力增大，氣體物質濃度增大，正反應速率增加，容器容積增大，氣體壓力降低，氣體物質濃度降低，正反應速率降低。

　　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了反應速率常數與溫度之間的關系：公式中A為比例系數，E為自然對數底，R為摩爾氣體常數，EA為活化能。根據公式，當Ea>0升高時，反應速率常數增加，化學反應速率也增加。可以看出，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和反應分子的平均能量之間的差異。不同的反應有不同的活化能量，有些有很大的不同。活化能EA值越大，溫度變化對反應速率的影響就越大。

　　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的影響規律：大多數催化劑可以加速反應速率，因為催化劑可以通過參與反應來改變反應過程，降低反應的活性來有效地提高反應速率。

　　（2）催化劑的特性：催化劑能加速反應速率，反應前后質量和化學性質不變。催化劑是有選擇性的。催化劑不能改變化學反應的平衡常數，不能引起化學平衡的運動，也不能改變平衡的轉化率。

化學選修知識點總結10

　　一、有機化學計算　　1、有機物化學式的確定　　(1)確定有機物的式量的方法　　①根據標準狀況下氣體的密度ρ，求算該氣體的式量：M = 22.4ρ(標準狀況)　　②根據氣體A對氣體B的相對密度D，求算氣體A的式量：MA = DMB　　③求混合物的平均式量：M = m(混總)/n(混總)　　④根據化學反應方程式計算烴的'式量。　　⑤應用原子個數較少的元素的質量分數，在假設它們的個數為1、2、3時，求出式量。　　(2)確定化學式的方法　　①根據式量和最簡式確定有機物的分子式。　　②根據式量，計算一個分子中各元素的原子個數，確定有機物的分子式。　　③當能夠確定有機物的類別時。可以根據有機物的通式，求算n值，確定分子式。　　④根據混合物的平均式量，推算混合物中有機物的分子式。　　(3)確定有機物化學式的一般途徑　　(4)有關烴的混合物計算的幾條規律　　①若平均式量小于26，則一定有CH4　　②平均分子組成中，l < n(C) < 2，則一定有CH4。　　③平均分子組成中，2 < n(H) < 4，則一定有C2H2。

化學選修知識點總結11

　　1、正確的學習方法

　　化學雖然是理科的課程，但是有很多東西還是需要記憶的，所以高三學生在學習化學的時候，不能全靠做題，也要花時間去背。

　　2、良好的學習習慣

　　不僅僅是化學，學習高三的其他課程也要有良好的學習習慣。在上課之前把老師要講的內容自己先看看試著理解一下，也就是做好課前預習；上課之前把要用的東西都準備好，不用的都拿下去，桌面整理干凈一些，找東西方便不浪費時間，而且桌面上也不會有其他東西吸引自己的注意力。

　　3、上課認真聽

　　高三化學成績不好的同學大多都是上課不仔細聽，下課自己也學不懂，然后就不了了之。要知道每天最多的.學習時間都是課堂，而且學習要有老師講解才能學懂，如果上課效率不高的話那化學成績也就很難提高了。

　　4、錯題本

　　整理錯題本是一個自我完善的過程，把自己學習過程中犯過錯的地方都整理一下，然后多看看自己的錯誤，加以改正，盡力做到不犯第二次，這樣一來學習上的小毛病都得到了改正，學習效率就大大提高了。

　　不過高三學生時間緊迫，把每道題都整理出來會浪費時間，所以小編建議只要把常犯的錯誤、重點的問題整理一下就可以。其他的問題標記一下，抽出時間去復習。

　　5、注重實驗

　　化學這門學科對于實驗的考察還是比較多的，所以同學們在學習的時候，一定要注意化學實驗的學習。掌握實驗的原理、過程、結果、以及實驗所需器材的作用等。

　　學好化學的四個關鍵步驟是什么

　　第一，熟記基本的知識內容

　　應熟記的內容包括一些與化學相關的生活常識，部分方程式，物質的顏色、狀態等。林世偉說，這些內容應該在平時的學習中逐漸積累，比如看書，或做練習遇到的時候，就應有意識地關注它，久而久之就會記住了。另外，還有一些內容可以采用口訣記憶或關鍵詞記憶，如：化學反應平衡有4個關鍵字（等、定、動、變）。

　　第二，熟悉重要的化學實驗和化學工藝流程

　　在書本中的實驗、流程，都綜合了多個知識點，如：實驗室制取氯氣，工業制硫酸，制備乙酸乙酯……因此，林世偉建議同學們不僅要記住實驗的整個過程，還要知道各個化學儀器的作用和除雜、干燥、尾氣處理的方法。在了解了書本的基本實驗后，對于以后遇到的實驗題、流程題，才能進行類比遷移。

　　第三，適當練習補缺補漏

　　可以做一本“錯題集”，將自己做錯的，有價值的題目，記錄下來，寫明錯因和正解，時時翻閱，理解透徹。在練習中，逐步了解、形成一定的化學思維方式，如：對于推斷題，馬上聯想到相關知識點；對于工業流程題，注意聯系生活實際；對于物構題，則注重理論分析和類比推理等等。

　　第四，建立自己的知識網

　　在每學習一個階段后，最好自己梳理相應的知識點，建立自己的知識網，而不要依賴現成的知識網，對于不清楚的知識點，在自己無法獨立解決時要及時請教老師或同學，避免留下知識缺漏。

化學選修知識點總結12

　　鐵及其化合物性質

　　1.Fe2+及Fe3+離子的檢驗：

　　①Fe2+的檢驗：(淺綠色溶液)

　　a)加氫氧化鈉溶液,產生白色沉淀,繼而變灰綠色,最后變紅褐色.

　　b)加KSCN溶液,不顯紅色,再滴加氯水,溶液顯紅色.

　　②Fe3+的檢驗：(黃色溶液)

　　a)加氫氧化鈉溶液,產生紅褐色沉淀.

　　b)加KSCN溶液,溶液顯紅色.

　　2.主要反應的化學方程式：

　　①鐵與鹽酸的反應：Fe+2HCl=FeCl2+H2↑

　　②鐵與硫酸銅反應(濕法煉銅)：Fe+CuSO4=FeSO4+Cu

　　③在氯化亞鐵溶液中滴加氯水：(除去氯化鐵中的氯化亞鐵雜質)3FeCl2+Cl2=2FeCl3

　　④氫氧化亞鐵在空氣中變質：4Fe(OH)2+O2+2H2O=4Fe(OH)3

　　⑤在氯化鐵溶液中加入鐵粉：2FeCl3+Fe=3FeCl2

　　⑥銅與氯化鐵反應(用氯化鐵腐蝕銅電路板)：2FeCl3+Cu=2FeCl2+CuCl2

　　⑦少量鋅與氯化鐵反應：Zn+2FeCl3=2FeCl2+ZnCl2

　　⑧足量鋅與氯化鐵反應：3Zn+2FeCl3=2Fe+3ZnCl2

　　電解質和離子反應

　　(1)電解質的相關概念

　　①電解質和非電解質：電解質是在水溶液里或熔融狀態下能夠導電的化合物;非電解質是在水溶液里和熔融狀態下都不能夠導電的化合物。

　　②電離：電離是指電解質在水溶液中產生自由移動的離子的過程。

　　③酸、堿、鹽是常見的電解質

　　酸是指在水溶液中電離時產生的陽離子全部為H+的電解質;堿是指在水溶液中電離時產生的陰離子全部為OH-的電解質;鹽電離時產生的離子為金屬離子和酸根離子或銨根離子。

　　(2)離子反應

　　①有離子參加的一類反應稱為離子反應。

　　②復分解反應實質上是兩種電解質在溶液中相互交換離子的反應。

　　發生復分解反應的條件是有沉淀生成、有氣體生成和有水生成。只要具備這三個條件中的一個，復分解反應就可以發生。

　　③在溶液中參加反應的離子間發生電子轉移的離子反應又屬于氧化還原反應。

　　(3)離子方程式

　　離子方程式是用實際參加反應的離子符號來表示反應的式子。

　　離子方程式更能顯示反應的實質。通常一個離子方程式不僅能表示某一個具體的化學反應，而且能表示同一類型的離子反應。

　　離子方程式的書寫一般依照“寫、拆、刪、查”四個步驟。一個正確的離子方程式必須能夠反映化學變化的客觀事實，遵循質量守恒和電荷守恒，如果是氧化還原反應的離子方程式，反應中得、失電子的總數還必須相等。

　　實驗中水的妙用

　　1.水封：在中學化學實驗中，液溴需要水封，少量白磷放入盛有冷水的廣口瓶中保存，通過水的覆蓋，既可隔絕空氣防止白磷蒸氣逸出，又可使其保持在燃點之下;液溴極易揮發有劇毒，它在水中溶解度較小，比水重，所以亦可進行水封減少其揮發。

　　2.水浴：酚醛樹脂的制備(沸水浴);硝基苯的制備(50—60℃)、乙酸乙酯的水解(70～80℃)、蔗糖的水解(70～80℃)、_鉀溶解度的測定(室溫～100℃)需用溫度計來控制溫度;銀鏡反應需用溫水浴加熱即可。

　　3.水集：排水集氣法可以收集難溶或不溶于水的氣體，中學階段有O2，H2，C2H4，C2H2，CH4，NO。有些氣體在水中有一定溶解度，但可以在水中加入某物質降低其溶解度，如：用排飽和食鹽水法收集氯氣。

　　4.水洗：用水洗的方法可除去某些難溶氣體中的易溶雜質，如除去NO氣體中的N02雜質。

　　5.鑒別：可利用一些物質在水中溶解度或密度的`不同進行物質鑒別，如：苯、乙醇溴乙烷三瓶未有標簽的無色液體，用水鑒別時浮在水上的是苯，溶在水中的是乙醇，沉于水下的是溴乙烷。利用溶解性溶解熱鑒別，如：氫氧化鈉、_、氯化鈉、碳酸鈣，僅用水可資鑒別。

　　6.檢漏：氣體發生裝置連好后，應用熱脹冷縮原理，可用水檢查其是否漏氣。

　　化學學科怎樣高效做題

　　1、掌握做題步驟，過好三關

　　審題關：要做到三看清，看清題目中所講的化學過程，看清題設條件，看清要解決的問題。這是前提。

　　分析關：要做到三想，想化學過程所涉及的化學概念和所用到的化學原理，想所給條件與所求問題的關系，想有無隱含條件及題目考查的內容。

　　答題關：書寫要規范，術語要正確，回答要符合題目。

　　2、做題后總結

　　3、善于積累

　　化學的有效方法是哪些

　　1、認真聽課

　　2、記好筆記

　　3、認真復習

　　4、集中精力

　　化學復習的13個好習慣是什么

　　1、準備紅、黑雙色筆，黑筆獨立完成練習;紅筆糾錯、記錄老師的點評與拓展。

　　2、準備一個小夾子，夾化學試卷、講義材料，并按時間順序排列。

　　3、筆記本記錄知識歸類、規律等內容時要適當“留白”，以便補充內容。

　　4、每次考試前瀏覽筆記本、錯題集、試卷等。

　　5、識、記是學好化學的前提條件。

　　6、實驗大題歷來高考得分低，復習中要特別注重化學用語規范、精煉、準確，學會分析圖表、數據，并運用于解題。

　　7、不同章節的復習方法會有所不同，但不論復習什么內容都要求課前做好預習。

　　8、回歸課本，重溫重難點;拓展歸納，知識前后銜接;課后精練，培養解題能力。

　　9、高三化學復習必須堅持三到位：即基礎知識到位、邏輯思維到位、分析問題和解決問題的能力到位。

　　10、老師講完每一節課，要及時獨立完成鞏固練習并及時糾錯。

　　11、切忌做一題校對一次答案或對著答案來完成練習。

　　12、不會做的題弄懂后建議你再教會1-2位同學，只有做到了這一點才說明你真正弄懂了。

　　13、重視每次練習、考試所犯的錯誤，這就是你的知識“盲點”或薄弱環節。

化學選修知識點總結13

　　(1)極性分子和非極性分子

　　<1>非極性分子：從整個分子看，分子里電荷的分布是對稱的。如：①只由非極性鍵構成的同種元素的雙原子分子：H2、Cl2、N2等;②只由極性鍵構成，空間構型對稱的多原子分子：CO2、CS2、BF3、CH4、CCl4等;③極性鍵非極性鍵都有的：CH2=CH2、CH≡CH。

　　(2)共價鍵的極性和分子極性的關系：

　　兩者研究對象不同，鍵的極性研究的是原子，而分子的極性研究的是分子本身;兩者研究的.方向不同，鍵的極性研究的是共用電子對的偏離與偏向，而分子的極性研究的是分子中電荷分布是否均勻。非極性分子中，可能含有極性鍵，也可能含有非極性鍵，如二氧化碳、甲烷、四氯化碳、三氟化硼等只含有極性鍵，非金屬單質F2、N2、P4、S8等只含有非極性鍵，C2H6、C2H4、C2H2等既含有極性鍵又含有非極性鍵;極性分子中，一定含有極性鍵，可能含有非極性鍵，如HCl、H2S、H2O2等。

　　(3)分子極性的判斷方法

　　①單原子分子：分子中不存在化學鍵，故沒有極性分子或非極性分子之說，如He、Ne等。

　　②雙原子分子：若含極性鍵，就是極性分子，如HCl、HBr等;若含非極性鍵，就是非極性分子，如O2、I2等。

　　③以極性鍵結合的多原子分子，主要由分子中各鍵在空間的排列位置決定分子的極性。若分子中的電荷分布均勻，即排列位置對稱，則為非極性分子，如BF3、CH4等。若分子中的電荷分布不均勻，即排列位置不對稱，則為極性分子，如NH3、SO2等。

　　④根據ABn的中心原子A的最外層價電子是否全部參與形成了同樣的共價鍵。(或A是否達最高價)

　　(4)相似相溶原理

　　①相似相溶原理：極性分子易溶于極性溶劑，非極性分子易溶于非極性溶劑。

　　②相似相溶原理的適用范圍：“相似相溶”中“相似”指的是分子的極性相似。

　　③如果存在氫鍵，則溶劑和溶質之間的氫鍵作用力越大，溶解性越好。相反，無氫鍵相互作用的溶質在有氫鍵的水中的溶解度就比較小。

化學選修知識點總結14

　　鹽類的水解（只有可溶于水的鹽才水解）

　　1、鹽類水解：在水溶液中鹽電離出來的離子跟水電離出來的H+或OH—結合生成弱電解質的反應。

　　2、水解的實質：水溶液中鹽電離出來的離子跟水電離出來的`H+或OH—結合，破壞水的電離，是平衡向右移動，促進水的電離。

　　3、鹽類水解規律：

　　①有弱才水解，無弱不水解，越弱越水解；誰強顯誰性，兩弱都水解，同強顯中性。

　　②多元弱酸根，濃度相同時正酸根比酸式酸根水解程度大，堿性更強。（如：Na2CO3>NaHCO3）

　　4、鹽類水解的特點：

　　（1）可逆（與中和反應互逆）

　　（2）程度小

　　（3）吸熱

　　5、影響鹽類水解的外界因素：

　　①溫度：溫度越高水解程度越大（水解吸熱，越熱越水解）

　　②濃度：濃度越小，水解程度越大（越稀越水解）

　　③酸堿：促進或抑制鹽的水解（H+促進陰離子水解而抑制陽離子水解；OH—促進陽離子水解而抑制陰離子水解）

　　6、酸式鹽溶液的酸堿性：

　　①只電離不水解：如HSO4—顯酸性

　　②電離程度>水解程度，顯酸性（如：HSO3—、H2PO4—）

　　③水解程度>電離程度，顯堿性（如：HCO3—、HS—、HPO42—）

　　7、雙水解反應：

　　（1）構成鹽的陰陽離子均能發生水解的反應。雙水解反應相互促進，水解程度較大，有的甚至水解完全。使得平衡向右移。

　　（2）常見的雙水解反應完全的為：Fe3+、Al3+與AlO2—、CO32—（HCO3—）、S2—（HS—）、SO32—（HSO3—）；S2—與NH4+；CO32—（HCO3—）與NH4+其特點是相互水解成沉淀或氣體。雙水解完全的離子方程式配平依據是兩邊電荷平衡，如：2Al3++3S2—+6H2O==2Al（OH）3↓+3H2S↑

　　電解原理的應用

　　（1）電解食鹽水制備燒堿、氯氣和氫氣。

　　陽極：2Cl—→Cl2+2e—

　　陰極：2H++e—→H2↑

　　總反應：2NaCl+2H2O2NaOH+H2↑+Cl2↑

　　（2）銅的電解精煉。

　　粗銅（含Zn、Ni、Fe、Ag、Au、Pt）為陽極，精銅為陰極，CuSO4溶液為電解質溶液。

　　陽極反應：Cu→Cu2++2e—，還發生幾個副反應

　　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：Cu2++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

　　原電池的工作原理

　　（1）原電池的概念：

　　把化學能轉變為電能的裝置稱為原電池。

　　（2）Cu—Zn原電池的工作原理：

　　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++2e—→H2。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。

　　高二化學上學期選修四知識點考點

　　離子共存

　　1。由于發生復分解反應，離子不能大量共存。

　　（1）有氣體產生。

　　如CO32—、SO32—、S2—、HCO3—、HSO3—、HS—等易揮發的弱酸的酸根與H+不能大量共存。

　　（2）有沉淀生成。

　　如Ba2+、Ca2+、Mg2+、Ag+等不能與SO42—、CO32—等大量共存；Mg2+、Fe2+、Ag+、Al3+、Zn2+、Cu2+、Fe3+等不能與OH—大量共存；Pb2+與Cl—，Fe2+與S2—、Ca2+與PO43—、Ag+與I—不能大量共存。

　　（3）有弱電解質生成。

　　如OH—、CH3COO—、PO43—、HPO42—、H2PO4—、F—、ClO—、AlO2—、SiO32—、CN—、C17H35COO—、等與H+不能大量共存；一些酸式弱酸根如HCO3—、HPO42—、HS—、H2PO4—、HSO3—不能與OH—大量共存；NH4+與OH—不能大量共存。

　　（4）一些容易發生水解的離子，在溶液中的存在是有條件的。

　　如AlO2—、S2—、CO32—、C6H5O—等必須在堿性條件下才能在溶液中存在；如Fe3+、Al3+等必須在酸性條件下才能在溶液中存在。這兩類離子不能同時存在在同一溶液中，即離子間能發生“雙水解”反應。如3AlO2—+3Al3++6H2O=4Al（OH）3↓等。

　　2。由于發生氧化還原反應，離子不能大量共存。

　　（1）具有較強還原性的離子不能與具有較強氧化性的離子大量共存。如S2—、HS—、SO32—、I—和Fe3+不能大量共存。

　　（2）在酸性或堿性的介質中由于發生氧化還原反應而不能大量共存。如MnO4—、Cr2O7—、NO3—、ClO—與S2—、HS—、SO32—、HSO3—、I—、Fe2+等不能大量共存；SO32—和S2—在堿性條件下可以共存，但在酸性條件下則由于發生2S2—+SO32—+6H+=3S↓+3H2O反應不能共在。H+與S2O32—不能大量共存。

　　3。能水解的陽離子跟能水解的陰離子在水溶液中不能大量共存（雙水解）。

　　例：Al3+和HCO3—、CO32—、HS—、S2—、AlO2—、ClO—等；Fe3+與CO32—、HCO3—、AlO2—、ClO—等不能大量共存。

　　4。溶液中能發生絡合反應的離子不能大量共存。

　　如Fe3+與SCN—不能大量共存