知識點總結(jié)年級高二化學

1、知識點總結(jié)年級：高二化學化學反應原理復習（一）【知識講解】 第1章、化學反應與能量轉(zhuǎn)化化學反應的實質(zhì)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 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(guī)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(jù)蓋斯定律可知，該方程式的H為上述各熱化學方程式的H的代數(shù)和。(3)根據(jù)標準摩爾生成焓，fHm計算反應焓變H。對任意反應：aAbBcCdDHcfHm(C)dfHm(D)afHm(A)bfHm(B) 2、電解原

2、理的應用(1)電解食鹽水制備燒堿、氯氣和氫氣。陽極：2ClCl22e 陰極：2HeH2總反應：2NaCl2H2O2NaOHH2Cl2(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(zhì)溶液。陽極反應：CuCu22e，還發(fā)生幾個副反應ZnZn22e；NiNi22e FeFe22e Au、Ag、Pt等不反應，沉積在電解池底部形成陽極泥。陰極反應：Cu22eCu(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(zhì)溶液。陽極反應：CuCu22e(2)CuZn原電池的工作原理： 如圖為CuZn原電池，其中Zn為負

3、極，Cu為正極，構(gòu)成閉合回路后的現(xiàn)象是：Zn片逐漸溶解，Cu片上有氣泡產(chǎn)生，電流計指針發(fā)生偏轉(zhuǎn)。該原電池反應原理為：Zn失電子，負極反應為 正極反應：PbO24HSO422ePbSO42H2O放電時總反應：PbPbO22H2SO42PbSO42H2O。充電時總反應：2PbSO42H2OPbPbO22H2SO4。(3)氫氧燃料電池負極反應：2H24OH4H2O4e 正極反應：O22H2O4e4OH 電池總反應：2H2O22H2O 3、金屬的腐蝕與防護(1)金屬腐蝕金屬表面與周圍物質(zhì)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

4、池，鐵為負極，電極反應為：FeFe22e。水膜中溶解的氧氣被還原，正極反應為：O22H2O4e4OH，該腐蝕為“吸氧腐蝕”，總反應為：2FeO22H2O2Fe(OH)2，F(xiàn)e(OH)2又立即被氧化：4Fe(OH)22H2OO24Fe(OH)3，F(xiàn)e(OH)3分解轉(zhuǎn)化為鐵銹。若水膜在酸度較高的環(huán)境下，正極反應為：2H+2eH2，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、

5、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、反應焓變與反應方向放熱反應多數(shù)能自發(fā)進行，即H0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S為反應產(chǎn)物總熵與反應物總熵之差。產(chǎn)生氣體的反應為熵增加反應，熵增加有利于反應的自發(fā)進行。 3、焓變與熵變對反應方向的共同影響

6、HTS0反應能自發(fā)進行。HTS0反應達到平衡狀態(tài)。HTS0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HTS0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(shù)(1)對達到平衡的可逆反應，生成物濃度的系數(shù)次方的乘積與反應物濃度的系數(shù)次方的乘積之比為一常數(shù)，該常數(shù)稱為化學平衡常數(shù)，用符號K表示 。(2)平衡常數(shù)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(shù)越大，說明反應可以進行得越完全。(3)平衡常數(shù)表達式與化學方程式的書寫方式有關(guān)。對于給定的可逆反應，正逆反應的平衡常數(shù)互為倒數(shù)。(4)借助平衡常數(shù)，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

7、數(shù)Kc相等時，說明反應達到平衡狀態(tài)。 2、反應的平衡轉(zhuǎn)化率(1)平衡轉(zhuǎn)化率是用轉(zhuǎn)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(zhuǎn)化率的表達式為：（A）(2)平衡正向移動不一定使反應物的平衡轉(zhuǎn)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(zhuǎn)化率提高。(3)平衡常數(shù)與反應物的平衡轉(zhuǎn)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(shù)實現(xiàn)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

8、向移動。溫度一定時，改變濃度能引起平衡移動，但平衡常數(shù)不變?；どa(chǎn)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(zhuǎn)化率。(3)壓強的影響Vg0的反應，改變壓強，化學平衡狀態(tài)不變。Vg0的反應，增大壓強，化學平衡向氣態(tài)物質(zhì)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) H25kJ/mol(2)3Fe2O3(s)CO(g)2Fe3O4(s)CO2(g)

9、 H47kJ/mol(3)Fe3O4(s)CO(g)3FeO(s)CO2(g) H19kJ/mol寫出FeO(s)被CO還原成Fe和CO2的熱化學方程式 。解析：依據(jù)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(guān)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(guān)物質(zhì)，但方程式(3)必須通過方程式(2)有關(guān)物質(zhì)才能和方程式(1)結(jié)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)；

10、H19kJ/mol×2(47kJ/mol)整理得方程式(4)：Fe2O3(s)CO(g)2FeO(s)CO2(g)；H3kJ/mol將(1)(4)得2CO(g)2Fe(s)3CO2(g)2FeO(s)CO2(g)；H25kJ/mol(3kJ/mol)整理得：FeO(s)CO(s)Fe(s)CO2(g)；H11kJ/mol 答案：FeO(s)CO(s)Fe(s)CO2(g)；H11kJ/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Li2CO3和Na2CO3的熔融鹽混合物作用電解質(zhì)，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

11、有關(guān)的電池反應式：陽極反應式：2CO2CO324CO24e 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：2COO22CO2。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：O22CO24e2CO32 。答案：O22CO24e2CO32；2COO22CO2例3、下列有關(guān)反應的方向說法中正確的是( )A、放熱的自發(fā)過程都是熵值減小的過程。B、吸熱的自發(fā)過程常常是熵值增加的過程。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(jù)焓變來判斷化學反應的方向是

12、可以的。解析：放熱的自發(fā)過程可能使熵值減小、增加或無明顯變化，故A錯誤。只根據(jù)焓變來判斷反應進行的方向是片面的，要用能量判據(jù)、熵判據(jù)組成的復合判據(jù)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1.01×105Pa時，2N2O5(g)4NO2(g)O2(g)；H56.7kJ/mol，(NH4)2CO3(s)NH4HCO3(s)NH3(g)；H74.9kJ/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(jié)一、化學反應的速率 1、化學反

13、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(shù)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?？偡磻杏没磻獦?gòu)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(nèi)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(zhì)表示化學反應速率時所得的數(shù)值可能不同，但各物質(zhì)表示的化學反應速率之比等于化學方程式中各物質(zhì)的系數(shù)之比。

14、3、濃度對反應速率的影響(1)反應速率常數(shù)(K)反應速率常數(shù)(K)表示單位濃度下的化學反應速率，通常，反應速率常數(shù)越大，反應進行得越快。反應速率常數(shù)與濃度無關(guān)，受溫度、催化劑、固體表面性質(zhì)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?nèi)萜魅莘e引起的。壓縮容器容積，氣體壓強增大，氣體物質(zhì)的濃度都增大，正

15、、逆反應速率都增加；增大容器容積，氣體壓強減??；氣體物質(zhì)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(jīng)驗公式阿倫尼烏斯總結(jié)出了反應速率常數(shù)與溫度之間關(guān)系的經(jīng)驗公式：式中A為比例系數(shù)，e為自然對數(shù)的底，R為摩爾氣體常數(shù)量，Ea為活化能。由公式知，當Ea0時，升高溫度，反應速率常數(shù)增大，化學反應速率也隨之增大?？芍瑴囟葘瘜W反應速率的影響與活化能有關(guān)。(2)活化能Ea?；罨蹺a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?；罨?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

16、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(zhì)量和化學性質(zhì)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(shù)，不引起化學平衡的移動，不能改變平衡轉(zhuǎn)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(zhì)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

17、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(chǎn)中，達到高轉(zhuǎn)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(zhuǎn)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1×107Pa1×108Pa 之間，并采用N2與H2分壓為12.8的投料比。 第3章、物質(zhì)在水溶液中的行為 一、水溶液 1、水的電離H2OHOH 水的離子積常數(shù)KWHOH，25時，KW1.0×

18、1014mol2·L2。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：HOH1.0×107mol·L1，pH7酸性溶液：HOH， H1.0×107mol·L1，pH7堿性溶液：HOH，OH1.0×107mol·L1，pH7 3、電解質(zhì)在水溶液中的存在形態(tài)(1)強電解質(zhì)強電解質(zhì)是在稀的水溶液中完全電離的電解質(zhì)，強電解質(zhì)在溶液中以離子形式存在，主要包括強酸、強堿和絕大多數(shù)鹽，書寫電離方程式時用“”表示。(2)弱電解質(zhì)在水溶液中部分電離的電解質(zhì)，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

19、離平衡，主要包括弱酸、弱堿、水及極少數(shù)鹽，書寫電離方程式時用“ ”表示。 二、弱電解質(zhì)的電離及鹽類水解 1、弱電解質(zhì)的電離平衡。(1)電離平衡常數(shù)在一定條件下達到電離平衡時，弱電解質(zhì)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(shù)，叫電離平衡常數(shù)。弱酸的電離平衡常數(shù)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(shù)，以第一步電離為主。(2)影響電離平衡的因素，以CH3COOHCH3COOH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

20、類水解(1)水解實質(zhì)鹽溶于水后電離出的離子與水電離的H或OH結(jié)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)律強酸弱堿鹽水解顯酸性。NH4ClH2ONH3·H2OHCl強堿弱酸鹽水解顯堿性。CH3COONaH2OCH3COOHNaOH強酸強堿鹽不水解。弱酸弱堿鹽雙水解。Al2S36H2O2Al(OH)33H2S(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(jié)合為固體的速率相等

21、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(shù)叫做溶度積常數(shù)，簡稱溶度積，用Ksp表示。PbI2(s)Pb2+(aq)2I(aq)KspPb2I27.1×109mol3·L3 (2)溶度積Ksp的特點Ksp只與難溶電解質(zhì)的性質(zhì)和溫度有關(guān)，與沉淀的量無關(guān)，且溶液中離子濃度的變化能引起平衡移動，但并不改變?nèi)芏确e。Ksp反映了難溶電解質(zhì)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(jù)濃度商Qc與溶度積Ksp的大小比較，規(guī)則如下：QcKsp時，處于沉淀溶解平衡狀態(tài)。QcKsp時，溶液中的離子結(jié)合為沉淀至平衡。QcKsp時，體系中若有足量固體

22、，固體溶解至平衡。(2)沉淀的轉(zhuǎn)化根據(jù)溶度積的大小，可以將溶度積大的沉淀可轉(zhuǎn)化為溶度積更小的沉淀，這叫做沉淀的轉(zhuǎn)化。沉淀轉(zhuǎn)化實質(zhì)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(jié)合為沉淀，又有沉淀的轉(zhuǎn)化。(2)生成弱電解質(zhì)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(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(jù)(1)根據(jù)焓變與熵變判據(jù)對HTS0的離子反應，室溫下都能自發(fā)進行。(2)根據(jù)平

23、衡常數(shù)判據(jù)離子反應的平衡常數(shù)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(zhì)的定性檢驗根據(jù)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。CaCO3CO2H2OCa22HCO3 MgCO3CO2H2OMg22HCO3 加熱煮沸法降低水的硬度：Ca22HCO3CaCO3CO2H2OMg22HCO3MgCO3CO2H2O

24、或加入Na2CO3軟化硬水：Ca2CO32CaCO3，Mg2CO32MgCO3 【例題分析】 例1、在一定條件下，將2mol/LSO2和1mol/LO2放入密閉容器中反應：2SO2O22SO3，在2s時測得物質(zhì)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(jù)化學反應速率的表示方法：若用反應物表示：則v(反應物)若用生成物表示：則v(生成物)解：2SO2(g)O2(g)2SO3(g)起始濃度： 2mol/L1mol/L 0變化濃度： 1.2mol/L0.6mol/L1.2mol/L2s 末時濃度：0.8mol/L0.4mol/L1.2mol/L例2、25下，在1.00L、0.30mol/LAgNO3溶液中加入0.50L、0.060mol/L的CaCl2溶液，能否生成AgCl沉淀，生成AgCl的質(zhì)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離子積Qspc(Ag)·c(Cl)0.020mol/L×0.040mol/L8.0×104(mol/L)2 查表可知Ksp(AgCl)1.80×1010 QspKsp(AgCl)所以有AgCl生成。則A