高一化學(必修)人教版各章知識點歸納

高一化學(必修1)人教版各章知識點歸納第一章從實驗學化學第一節(jié)化學實驗基本方法一．化學實驗安全1．遵守實驗室規(guī)則。2.了解安全措施。（1）做有毒氣體的實驗時，應在通風廚中進行，并注意對尾氣進行適當處理（吸收或點燃等）。進行易燃易爆氣體的實驗時應注意驗純，尾氣應燃燒掉或作適當處理。（2）燙傷宜找醫(yī)生處理。（3）濃酸沾在皮膚上，用水沖凈然后用稀NaHCO3溶液淋洗，然后請醫(yī)生處理。（4）濃堿撒在實驗臺上，先用稀醋酸中和，然后用水沖擦干凈。濃堿沾在皮膚上，宜先用大量水沖洗，再涂上硼酸溶液。濃堿濺在眼中，用水洗凈后再用硼酸溶液淋洗。（5）鈉、磷等失火宜用沙土撲蓋。（6）酒精及其他易燃有機物小面積失火，應迅速用濕抹布撲蓋。3．掌握正確的操作方法。例如，掌握儀器和藥品的使用、加熱方法、氣體收集方法等。二．混合物的分離和提純過濾和蒸發(fā)實驗1—1粗鹽的提純儀器：天平，燒杯，玻璃棒，漏斗，鐵架臺，鐵圈步驟：步驟現(xiàn)象1．溶解：稱取4克粗鹽加到盛有12mL水的小燒杯中，用玻璃棒攪拌使氯化鈉充分溶解粗鹽逐漸溶解，溶液渾濁。2．過濾：組裝好儀器，將1中所得到的混合物進行過濾。若濾液渾濁，要再次過濾，直到濾液澄清為止。濾紙上有不溶物殘留，溶液澄清。3．蒸發(fā)：將過濾后的澄清溶液轉入蒸發(fā)皿，加熱，并用玻璃棒攪拌，防止液滴飛濺。當出現(xiàn)較多固體時停止加熱，余熱蒸干。蒸發(fā)皿中產(chǎn)生了白色固體。注意事項：（1）一貼，二低，三靠。（2）蒸餾過程中用玻璃棒攪拌，防止液滴飛濺。蒸餾和萃?。?） 蒸餾原理：利用沸點的不同，除去難揮發(fā)或不揮發(fā)的雜質。實驗1---3從自來水制取蒸餾水儀器：溫度計，蒸餾燒瓶，石棉網(wǎng)，鐵架臺，酒精燈，冷凝管，牛角管，錐形瓶。操作：連接好裝置，通入冷凝水，開始加熱。棄去開始蒸餾出的部分液體,用錐形瓶收集約10mL液體,停止加熱。現(xiàn)象：隨著加熱,燒瓶中水溫升高至100度后沸騰,錐形瓶中收集到蒸餾水。注意事項：=1\*GB3①溫度計的水銀球在蒸餾燒瓶的支管口處。=2\*GB3②蒸餾燒瓶中放少量碎瓷片-----防液體暴沸。=3\*GB3③冷凝管中冷卻水從下口進，上口出。=4\*GB3④先打開冷凝水，再加熱。=5\*GB3⑤溶液不可蒸干。(2)萃取原理：用一種溶把溶質從它與另一溶劑所組成的溶液里提取出來。儀器：分液漏斗,燒杯步驟：=1\*GB3①檢驗分液漏斗是否漏水。=2\*GB3②量取10mL碘的飽和溶液倒入分液漏斗,注入4mLCCl4,蓋好瓶塞。=3\*GB3③用右手壓住分液漏斗口部,左手握住活塞部分,把分液漏斗倒轉過來用力振蕩。=4\*GB3④將分液漏斗放在鐵架臺上,靜置。=5\*GB3⑤待液體分層后,將分液漏斗上的玻璃塞打開,從下端口放出下層溶液,從上端口倒出上層溶液.注意事項：A．檢驗分液漏斗是否漏水。B．萃取劑：互不相溶,不能反應。C．上層溶液從上口倒出,下層溶液從下口放出。三．離子檢驗離子所加試劑現(xiàn)象離子方程式Cl－AgNO3,稀HNO3產(chǎn)生白色沉淀Cl－＋Ag+＝AgCl↓SO42-Ba(NO3)2稀HNO3白色沉淀SO42-+Ba2+=BaSO4↓四．除雜1．原則：雜轉純、雜變沉、化為氣、溶劑分。2．注意：為了使雜質除盡，加入的試劑不能是“適量”，而應是“過量”；但過量的試劑必須在后續(xù)操作中便于除去。第二節(jié)化學計量在實驗中的應用一．物質的量的單位――摩爾1．物質的量（n）是表示含有一定數(shù)目粒子的集體的物理量。2．摩爾（mol）：把含有6.02×1023個粒子的任何粒子集體計量為1摩爾。3．阿伏加德羅常數(shù)把6.02X1023mol-1叫作阿伏加德羅常數(shù)。4．物質的量＝物質所含微粒數(shù)目/阿伏加德羅常數(shù)n=N/NA5．摩爾質量（M）(1)定義：單位物質的量的物質所具有的質量叫摩爾質量。（2）單位：g/mol或g..mol-1(3)數(shù)值：等于該粒子的相對原子質量或相對分子質量。6．物質的量=物質的質量/摩爾質量(n=m/M)二．氣體摩爾體積1．氣體摩爾體積（Vm）（1）定義：單位物質的量的氣體所占的體積叫做氣體摩爾體積。（2）單位：L/mol或m3/mol2．物質的量=氣體的體積/氣體摩爾體積n=V/Vm3．（1）0℃101KPa,Vm=22.4L（2）25℃101KPa,Vm=24.8L三．物質的量在化學實驗中的應用1．物質的量濃度（1）定義：以單位體積溶液里所含溶質B的物質的量來表示溶液組成的物理量，叫做溶質B的物質的濃度。（2）單位：mol/L,mol/m3（3）物質的量濃度＝溶質的物質的量/溶液的體積CB=nB/V2．一定物質的量濃度的配制（1）基本原理：根據(jù)欲配制溶液的體積和溶質的物質的量濃度，用物質的量濃度計算的方法，求出所需溶質的質量或體積，在燒杯中溶解并在容器內用溶劑稀釋為規(guī)定的體積，就得欲配制的溶液。（2）主要操作A．檢驗是否漏水；B．配制溶液eq\o\ac(○,1)計算；eq\o\ac(○,2)稱量；eq\o\ac(○,3)溶解；eq\o\ac(○,4)轉移；eq\o\ac(○,5)洗滌；eq\o\ac(○,6)定容；eq\o\ac(○,7)搖勻；eq\o\ac(○,8)貯存溶液。注意事項：A．選用與欲配制溶液體積相同的容量瓶。B．使用前必須檢查是否漏水。C．不能在容量瓶內直接溶解。D．溶解完的溶液等冷卻至室溫時再轉移。E．定容時，當液面離刻度線1―2cm時改用滴管，以平視法觀察加水至液面最低處與刻度相切為止。3．溶液稀釋C(濃溶液)·V(濃溶液)=C(稀溶液）·V(稀溶液)第二章化學物質及其變化一．物質的分類1．分類是學習和研究化學物質及其變化的一種常用的基本方法，它不僅可以使有關化學物質及其變化的知識系統(tǒng)化，還可以通過分門別類的研究，了解物質及其變化的規(guī)律。分類要有一定的標準，根據(jù)不同的標準可以對化學物質及其變化進行不同的分類。交叉分類和樹狀分類是常用的分類方法。2．分散系及其分類把一種（或多種）物質分散在另一種（或多種）物質中所得到的體系，叫分散系。被分散的物質稱作分散質（可以是氣體、液體、固體），起容納分散質作用的物質稱作分散劑（可以是氣體、液體、固體）。溶液、膠體、濁液三種分散系的比較分散質粒子大小/nm外觀特征能否通過濾紙有否丁達爾效應實例溶液小于1均勻、透明、穩(wěn)定能沒有NaCl、蔗糖溶液膠體在1—100之間均勻、有的透明、較穩(wěn)定能有Fe(OH)3膠體濁液大于100不均勻、不透明、不穩(wěn)定不能沒有泥水二．物質的化學變化1．物質之間可以發(fā)生各種各樣的化學變化，依據(jù)一定的標準可以對化學變化進行分類。⑴根據(jù)反應物和生成物的類別以及反應前后物質種類的多少可以分為：A．化合反應（A+B=AB）B．分解反應（AB=A+B）C．置換反應（A+BC=AC+B）D．復分解反應（AB+CD=AD+CB）。⑵根據(jù)反應中是否有離子參加可將反應分為：A．離子反應：有離子參加的一類反應。主要包括復分解反應和有離子參加的氧化還原反應。B．分子反應（非離子反應）。⑶根據(jù)反應中是否有電子轉移可將反應分為：A．氧化還原反應：反應中有電子轉移（得失或偏移）的反應。實質：有電子轉移（得失或偏移）特征：反應前后元素的化合價有變化B．非氧化還原反應2．離子反應⑴電解質：在水溶液中或熔化狀態(tài)下能導電的化合物,叫電解質。酸、堿、鹽都是電解質。酸:電離時生成的陽離子全部是氫離子的化合物堿：電離時生成的陰離子全部是氫氧根離子的化合物。鹽：電離時生成金屬離子（或銨根離子）和酸根離子的化合物。在水溶液中或熔化狀態(tài)下都不能導電的化合物，叫非電解質。注意：①電解質、非電解質都是化合物，不同之處是在水溶液中或融化狀態(tài)下能否導電。②電解的導電是有條件的：電解質必須在水溶液中或熔化狀態(tài)下才能導電。③能導電的物質并不全部是電解質：如銅、鋁、石墨等。④非金屬氧化物（SO2、SO3、CO2）、大部分的有機物為非電解質。⑵離子方程式：用實際參加反應的離子符號來表示反應的式子。它不僅表示一個具體的化學反應，而且表示同一類型的離子反應。復分解反應這類離子反應發(fā)生的條件是：生成沉淀、氣體或水。書寫方法：寫：寫出反應的化學方程式拆：把易溶于水、易電離的物質拆寫成離子形式刪：將不參加反應的離子從方程式兩端刪去查：查方程式兩端原子個數(shù)和電荷數(shù)是否相等⑶離子共存問題所謂離子在同一溶液中能大量共存，就是指離子之間不發(fā)生任何反應；若離子之間能發(fā)生反應，則不能大量共存。A．結合生成難溶物質的離子不能大量共存:如Ba2+和SO42-、Ag+和Cl-、Ca2+和CO32-、Mg2+和OH-等。B．結合生成氣體或易揮發(fā)性物質的離子不能大量共存：如H+和C32-O,HCO3-,SO32-，OH-和NH4+等。C．結合生成難電離物質（水）的離子不能大量共存：如H+和OH-、CH3COO-，OH-和HCO3-等。D．發(fā)生氧化還原反應、水解反應的離子不能大量共存（待學）。注意：題干中的條件：如無色溶液應排除有色離子：Fe2+、Fe3+、Cu2+、MnO4-等離子，酸性（或堿性）則應考慮所給離子組外，還有大量的H+（或OH-）。⑷離子方程式正誤判斷（六看）一看反應是否符合事實：主要看反應能否進行或反應產(chǎn)物是否正確。二看能否寫出離子方程式：純固體之間的反應不能寫離子方程式。三看化學用語是否正確：化學式、離子符號、沉淀、氣體符號、等號等的書寫是否符合事實。四看離子配比是否正確。五看原子個數(shù)、電荷數(shù)是否守恒。六看與量有關的反應表達式是否正確（過量、適量）。氧化還原反應氧化還原反應概念的發(fā)展比較得氧失氧的觀點（狹義）化合價升降觀點（廣義）電子轉移觀點（本質）氧化反應得氧的反應化合價升高的反應失去（或偏離）電子的反應還原反應失氧的反應化合價降低的反應得到（或偏向）電子的反應氧化還原反應有氧得失的反應有化合價升降的反應有電子轉移（得失或偏移）的反應氧化還原反應中概念及其相互關系如下：化合價升高——失去電子——被氧化（發(fā)生氧化反應）——是還原劑（有還原性）?；蟽r降低——得到電子——被還原（發(fā)生還原反應）——是氧化劑（有氧化性）。第三章金屬及其化合物1．元素的存在形式有兩種：游離態(tài)和化合態(tài)。（1）鈉鎂鋁只以化合態(tài)形式存在：鈉元素的主要存在形式是氯化鈉，鎂元素的存在形式有菱鎂礦，鋁元素的存在形式有鋁土礦。（2）鐵元素有兩種存在形式：游離態(tài)的隕鐵和化合態(tài)的鐵礦石。2．金屬單質的用途：（1）利用鈉元素的特征焰色（黃色）制高壓鈉燈，高壓鈉燈的透霧力強，可以做航標燈；利用鈉單質的熔點低，鈉鉀合金常溫下呈液態(tài)，做原子反應堆的導熱劑；利用鈉單質制備過氧化鈉，利用鈉單質還原熔融態(tài)的四氯化鈦制備金屬鈦。（2）鎂條燃燒發(fā)出耀眼的白光，用來做照明彈。（3）利用鋁的良好導電性，做導線。利用鋁塊和鋁粉的顏色都是銀白色，鋁粉制成銀粉（白色涂料）。3．金屬化合物的用途：（1）過氧化鈉做漂白劑，過氧化鈉做水下作業(yè)、坑道下作業(yè)的供氧劑；氯化鈉、碳酸鈉、碳酸氫鈉做食品添加劑；氯化鈉做為制備單質鈉和氯氣的原料，氯化鈉做為制備氫氧化鈉、氫氣、氯氣的原料。（2）氧化鎂的熔點高，做耐高溫的材料：耐火管、耐火坩堝、耐高溫的實驗儀器。（3）明礬做凈水劑。4．金屬的分類：（1）根據(jù)冶金工業(yè)標準分類：鐵（鉻、錳）為黑色金屬，其余金屬（鈉鎂鋁等）為有色金屬。（2）根據(jù)密度分類：密度大于4.5g/cm3的金屬是重金屬：如鐵、銅、鉛、鋇，密度小于4.5g/cm3的金屬是輕金屬：如鈉、鎂、鋁。5．氧化物的分類：二元化合物，其中一種元素是氧元素，并且氧元素呈負二價的化合物是氧化物。（1）氧化物（根據(jù)氧化物中非氧元素的種類）分為金屬氧化物和非金屬氧化物。（2）金屬氧化物分為酸性氧化物、堿性氧化物、兩性氧化物。（3）非金屬氧化物分為酸性氧化物、不成鹽氧化物。（4）氧化物（根據(jù)氧化物是否與堿或酸反應生成鹽）分為成鹽氧化物和不成鹽氧化物（CO、NO）。（5）成鹽氧化物分為酸性氧化物、堿性氧化物、兩性氧化物。（6）酸性氧化物分為高價態(tài)的金屬氧化物（Mn2O7）和非金屬氧化物（CO2）。（7）堿性氧化物只能是金屬氧化物（CaO）。（8）兩性氧化物只能是金屬氧化物（Al2O3、ZnO）。6．金屬氫氧化物的分類：堿性氫氧化物和兩性氫氧化物。7．含金屬陽離子的物質分為金屬單質、金屬氧化物、金屬氫氧化物、金屬無氧酸鹽、金屬含氧酸鹽。8．酸根離子分為三類：（1）含金屬元素的含氧酸根離子（AlO2-、MnO4-）。（2）含非金屬元素的含氧酸根離子（NO3-）。（3）含非金屬元素的無氧酸根離子（Cl-）等。9．陽離子分類：（1）金屬陽離子（Na+）和非金屬陽離子（H+、NH4+）。（2）陽離子分單一價態(tài)陽離子（Na+）和變價態(tài)陽離子（Fe2+、Fe3+），單一價態(tài)的陽離子和最高價態(tài)的陽離子只有氧化性，氧化性順序：Ag+>Fe3+>Cu2+>H+；較低價態(tài)的金屬離子既有氧化性又有還原性，遇到強氧化劑呈還原性，遇到強還原劑呈氧化性。10．溫度不同產(chǎn)物不同的化學方程式：4Na+O2=2Na2O； 2Na+O2=Na2O211．量不同產(chǎn)物不同的化學方程式：CO2+NaOH=NaHCO3 CO2+2NaOH=Na2CO3+H2ONa2CO3+HCl=NaHCO3+NaCl Na2CO3+2HCl=2NaCl+H2O+CO2↑NaHCO3+Ca(OH)2=CaCO3+NaOH+H2O 2NaHCO3+Ca(OH)2=CaCO3↓+Na2CO3+2H2OAl2(SO4)3+6NaOH=2Al(OH)3↓+3Na2SO4 Al2(SO4)3+8NaOH=2NaAlO2+3Na2SO4+4H2O2KAl(SO4)2+3Ba(OH)2=2Al(OH)3↓+3BaSO4↓+K2SO4 KAl(SO4)2+2Ba(OH)2=2H2O+2BaSO4↓+KAlO212．物質既能跟強酸反應又能跟強堿反應的的化學方程式：2Al+2NaOH+2H2O=2NaAlO2+3H2↑ 2Al+6HCl=2AlCl3+3H2↑Al2O3+2NaOH=2NaAlO2+H2O Al2O3+6HCl=2AlCl3+3H2OAl(OH)3+NaOH=NaAlO2+2H2O Al(OH)3+3HCl=AlCl3+3H2ONaHCO3+NaOH=Na2CO3+H2O NaHCO3+HCl=NaCl+H2O+CO2↑13．相互轉化的化學方程式氧化還原反應實例：除去氯化鐵中的氯化亞鐵： 2FeCl2+Cl2=2FeCl3氧化還原反應實例：除去氯化亞鐵中的氯化鐵： 2FeCl3+Fe=3FeCl2酸堿性實例：除去碳酸氫鈉中的碳酸鈉： Na2CO3+CO2+H2O=2NaHCO3酸堿性實例：除去碳酸鈉中的碳酸氫鈉： NaHCO3+NaOH=Na2CO3+H2O2NaHCO3=Na2CO3+CO2↑+H2O14．酸堿性強弱區(qū)別的化學方程式硫酸鋁溶液中滴入過量的強堿溶液不再有沉淀： Al2(SO4)3+8NaOH=2NaAlO2+3Na2SO4+4H2O離子方程式：Al3++4OH-=AlO2-+2H2O硫酸鋁溶液中滴入過量的弱堿氨水溶液始終有沉淀： Al2(SO4)3+6NH3·H2O=2Al(OH)3↓+3(NH4)2SO4離子方程式：Al3++3NH3·H2O=Al(OH)3↓+3NH4+15．互滴法鑒別無色試劑的實驗組：碳酸鈉溶液和鹽酸，硫酸鋁溶液和強堿，偏酸鹽溶液和強酸16．Fe2+的檢驗：①取少量待測液于試管中，在試管中滴入可溶性堿溶液，先產(chǎn)生白色沉淀，過一會沉淀變成灰綠色，最終變成紅褐色，說明溶液中有Fe2+。②取少量待測液于試管中，在試管中先滴入KSCN溶液，無現(xiàn)象，再滴入氯水，溶液馬上變成血紅色，說明溶液中有Fe2+。17．Fe3+的檢驗：①取少量待測液于試管中，在試管中滴入可溶性堿溶液，產(chǎn)生紅褐色沉淀，說明溶液中有Fe3+。②取少量待測液于試管中，在試管中先滴入KSCN溶液，溶液馬上變成血紅色，說明溶液中有Fe3+。18．指示劑顏色變化：①在盛有水的試管里，加入過氧化鈉，然后滴入指示劑：酚酞先變紅后褪色（紫色石蕊先變藍后褪色）。②在盛有水的試管里，加入碳酸鈉，然后滴入指示劑：酚酞變紅（紫色石蕊變藍）。③在盛有水的試管里，加入碳酸氫鈉，然后滴入指示劑：酚酞變紅（紫色石蕊變藍）。19．氯化鐵溶液可以止血，氯化鐵溶液可以用來腐蝕電路板，飽和氯化鐵溶液滴入沸水中可以制備氫氧化鐵膠體，鋁化鐵溶液蒸干得到氫氧化鐵，灼燒得到氧化鐵。20．與Fe3+不能共存的離子有：①發(fā)生復分解反應的離子：OH-。②發(fā)生絡合反應的離子：SCN-。③發(fā)生雙水解反應的離子：CO32-、HCO3-。④發(fā)生氧化還原反應的離子：S2-、I-。21．與Al3+不能共存的離子有：①發(fā)生復分解反應的離子：OH-。②發(fā)生絡合反應的離子：F-。③發(fā)生雙水解反應的離子：CO32-、HCO3-、S2-、AlO2-。22．與H+不能共存的離子有：①發(fā)生復分解反應產(chǎn)生氣體的離子：CO32-、HCO3-、（S2-、HS-、S2O32-）。②發(fā)生復分解反應產(chǎn)生沉淀的離子：AlO2-、[SiO32-、C6H5O-（石炭酸根）]。③發(fā)生復分解反應沒有任何現(xiàn)象的離子：OH-、F-、ClO-、（PO43-、HPO42-、H2PO4-、CH3COO-、HC2O4-、C2O42-）。23．與OH-不能共存的離子有：①發(fā)生復分解反應產(chǎn)生氣體的離子：NH4+。②發(fā)生復分解反應產(chǎn)生沉淀的離子：金屬活動順序表中鎂以后的離子：Mg2+、Al3+、Fe3+、Fe2+、Cu2+、Ag+。③發(fā)生復分解反應沒有任何現(xiàn)象的離子：H+、HCO3-、（HS-、HSO3-、HPO42-、H2PO4-、HC2O4-）。24．易失電子的物質除了金屬外，還含有強還原性的物質：H2S、K2S、HI、KI。25．原子的最外層只有1個電子的元素有：（1）H。（2）Na、K、Rb、Cs。（3）Cu、Ag、Au。第四章非金屬及其化合物+14284+6+14284+624Si對比C最外層有4個電子，主要形成四價的化合物。二．二氧化硅（SiO2）天然存在的二氧化硅稱為硅石，包括結晶形和無定形。石英是常見的結晶形二氧化硅，其中無色透明的就是水晶，具有彩色環(huán)帶狀或層狀的是瑪瑙。二氧化硅晶體為立體網(wǎng)狀結構，基本單元是[SiO4]，因此有良好的物理和化學性質被廣泛應用。（瑪瑙飾物，石英坩堝，光導纖維）物理：熔點高、硬度大、不溶于水、潔凈的SiO2無色透光性好?；瘜W：化學穩(wěn)定性好、除HF外一般不與其他酸反應，可以與強堿（NaOH）反應，酸性氧化物，在一定的條件下能與堿性氧化物反應。SiO2＋4HF==SiF4↑＋2H2OSiO2＋CaOCaSiO3SiO2＋2NaOH==Na2SiO3＋H2O不能用玻璃瓶裝HF裝堿性溶液的試劑瓶應用木塞或膠塞。三．硅酸（H2SiO3）酸性很弱（弱于碳酸）溶解度很小，由于SiO2不溶于水，硅酸應用可溶性硅酸鹽和其他酸性比硅酸強的酸反應制得。Na2SiO3＋2HCl==H2SiO3＋2NaCl硅膠多孔疏松，可作干燥劑，催化劑的載體。四．硅酸鹽硅酸鹽是由硅、氧、金屬元素組成的化合物的總稱，分布廣，結構復雜化學性質穩(wěn)定。一般不溶于水。（Na2SiO3、K2SiO3除外）最典型的代表是硅酸鈉Na2SiO3：可溶，其水溶液稱作水玻璃和泡花堿，可作肥皂填料、木材防火劑和黏膠劑。常用硅酸鹽產(chǎn)品：玻璃、陶瓷、水泥。四．硅單質與碳相似，有晶體和無定形兩種。晶體硅結構類似于金剛石，有金屬光澤的灰黑色固體，熔點高（1410℃），硬度大，較脆，常溫下化學性質不活潑。是良好的半導體，應用：半導體晶體管及芯片、光電池+17287五．氯元素：位于第三周期第Ⅶ+17287六．氯氣物理性質：黃綠色氣體，有刺激性氣味、可溶于水、加壓和降溫條件下可變?yōu)橐簯B(tài)(液氯)和固態(tài)。制法：MnO2＋4HCl(濃)MnCl2＋2H2O＋Cl2聞法用手在瓶口輕輕扇動,使少量氯氣進入鼻孔化學性質：很活潑，有毒，有氧化性，能與大多數(shù)金屬化合生成金屬氯化物（鹽）。也能與非金屬反應：2Na＋Cl22NaCl現(xiàn)象：大量白煙2Fe＋3Cl22FeCl3現(xiàn)象：棕黃色的煙Cu＋Cl2CuCl2現(xiàn)象：棕黃色的煙Cl2＋H22HCl現(xiàn)象：發(fā)出蒼白色火焰，生成大量白霧。燃燒：燃燒不一定有氧氣參加，物質并不是只有在氧氣中才可以燃燒。燃燒的本質是劇烈的氧化還原反應，所有發(fā)光放熱的劇烈化學反應都稱為燃燒。Cl2的用途：①自來水殺菌消毒Cl2＋H2O==HCl＋HClO2HClO2HCl＋O2↑1體積的水溶解2體積的氯氣形成的溶液為氯水，為淺黃綠色。其中次氯酸HClO有強氧化性和漂泊性，起主要的消毒漂白作用。次氯酸有弱酸性，不穩(wěn)定，光照或加熱分解，因此久置氯水會失效。②制漂白液、漂白粉和漂粉精制漂白液Cl2＋2NaOH=NaCl＋NaClO＋H2O，其有效成分NaClO比HClO穩(wěn)定多,可長期存放制漂白粉(有效氯35％)和漂粉精(充分反應有效氯70％)2Cl2＋2Ca(OH)2=CaCl2＋Ca(ClO)2＋2H2O。③與有機物反應，是重要的化學工業(yè)物質。④用于提純Si、Ge、Ti等半導體和鈦。⑤有機化工：合成塑料、橡膠、人造纖維、農藥、染料和藥品。七．氯離子的檢驗使用硝酸銀溶液，并用稀硝酸排除干擾離子（CO32－、SO32－）。HCl＋AgNO3==AgCl↓＋HNO3NaCl＋AgNO3==AgCl↓＋NaNO3Na2CO3＋2AgNO3==Ag2CO3↓＋2NaNO3Ag2CO3＋2HNO3==2AgNO3＋CO2↑＋H2OCl－＋Ag＋==AgCl↓若有疑問，可以直接留言，我會與你一起討論的，謝謝你的配合，祝你學習進步！必修2全冊基本內容梳理物質結構元素周期律一、原子結構：如：的質子數(shù)與質量數(shù)，中子數(shù)，電子數(shù)之間的關系:1、數(shù)量關系：核內質子數(shù)＝核外電子數(shù)2、電性關系：原子核電荷數(shù)＝核內質子數(shù)＝核外電子數(shù)陽離子核外電子數(shù)＝核內質子數(shù)－電荷數(shù)陰離子核外電子數(shù)＝核內質子數(shù)＋電荷數(shù)3、質量關系：質量數(shù)（A）＝質子數(shù)（Z）＋中子數(shù)（N）二、元素周期表和周期律1、元素周期表的結構：周期序數(shù)=電子層數(shù)七個周期（1、2、3短周期；4、5、6長周期；7不完全周期）主族元素的族序數(shù)=元素原子的最外層電子數(shù)18個縱行（7個主族；7個副族；一個零族；一個Ⅷ族（8、9、10三個縱行））2、元素周期律(1)元素的金屬性和非金屬性強弱的比較a.單質與水或酸反應置換氫的難易或與氫化合的難易及氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性b.最高價氧化物的水化物的堿性或酸性強弱c.單質的還原性或氧化性的強弱（注意：單質與相應離子的性質的變化規(guī)律相反）(2)元素性質隨周期和族的變化規(guī)律a.同一周期，從左到右，元素的金屬性逐漸變弱b.同一周期，從左到右，元素的非金屬性逐漸增強c.同一主族，從上到下，元素的金屬性逐漸增強d.同一主族，從上到下，元素的非金屬性逐漸減弱(3)第三周期元素的變化規(guī)律和堿金屬族和鹵族元素的變化規(guī)律（包括物理、化學性質）(4)微粒半徑大小的比較規(guī)律：a.原子與原子b.原子與其離子c.電子層結構相同的離子。3、元素周期律的應用（重難點）(1)“位，構，性”三者之間的關系a.原子結構決定元素在元素周期表中的位置；b.原子結構決定元素的化學性質；c.以位置推測原子結構和元素性質(2)預測新元素及其性質三、化學鍵1、離子鍵：A.相關概念：B.離子化合物：大多數(shù)鹽、強堿、典型金屬氧化物C.離子化合物形成過程的電子式的表示（AB，A2B，AB2，NaOH，Na2O2，NH4Cl，O22-，NH4＋）2、共價鍵：A.相關概念：B.共價化合物：只有非金屬的化合物（除了銨鹽）C.共價化合物形成過程的電子式的表示（NH3，CH4，CO2，HClO，H2O2）D極性鍵與非極性鍵3、化學鍵的概念和化學反應的本質：化學反應與能量一、化學能與熱能1、化學反應中能量變化的主要原因：化學鍵的斷裂和形成.2、化學反應吸收能量或放出能量的決定因素：反應物和生成物的總能量的相對大小a.吸熱反應：反應物的總能量小于生成物的總能量b.放熱反應：反應物的總能量大于生成物的總能量3、化學反應的一大特征：化學反應的過程中總是伴隨著能量變化，通常表現(xiàn)為熱量變化4、常見的放熱反應：A.所有燃燒反應；B.中和反應；C.大多數(shù)化合反應；D.活潑金屬跟水或酸反應E.物質的緩慢氧化5、常見的吸熱反應：A.大多數(shù)分解反應；氯化銨與八水合氫氧化鋇的反應。6、中和熱：A.概念：稀的強酸與強堿發(fā)生中和反應生成1molH2O（液態(tài)）時所釋放的熱量。B、中和熱測定實驗。二、化學能與電能1、原電池：(1)_概念：(2)工作原理：a.負極：失電子（化合價升高），發(fā)生氧化反應b.正極：得電子（化合價降低），發(fā)生還原反應(3)原電池的構成條件：關鍵是能自發(fā)進行的氧化還原反應能形成原電池。a.有兩種活潑性不同的金屬或金屬與非金屬導體作電極b.電極均插入同一電解質溶液c.兩電極相連（直接或間接）形成閉合回路(4)原電池正、負極的判斷：a.負極：電子流出的電極（較活潑的金屬），金屬化合價升高b.正極：電子流入的電極（較不活潑的金屬、石墨等）：元素化合價降低(5)金屬活潑性的判斷：a.金屬活動性順序表b.原電池的負極（電子流出的電極，質量減少的電極）的金屬更活潑；c.原電池的正極（電子流入的電極，質量不變或增加的電極，冒氣泡的電極）為較不活潑金屬(6)原電池的電極反應：a.負極反應：X－ne＝Xn－；b.正極反應：溶液中的陽離子得電子的還原反應2、原電池的設計：根據(jù)電池反應設計原電池：（三部分＋導線）A.負極為失電子的金屬（即化合價升高的物質）B.正極為比負極不活潑的金屬或石墨C.電解質溶液含有反應中得電子的陽離子（即化合價降低的物質）3、金屬的電化學腐蝕(1)不純的金屬（或合金）在電解質溶液中的腐蝕，關鍵形成了原電池，加速了金屬腐蝕(2)金屬腐蝕的防護：a.改變金屬內部組成結構，可以增強金屬耐腐蝕的能力。如：不銹鋼。b.在金屬表面覆蓋一層保護層，以斷絕金屬與外界物質接觸，達到耐腐蝕的效果。（油脂、油漆、搪瓷、塑料、電鍍金屬、氧化成致密的氧化膜）c.電化學保護法：犧牲活潑金屬保護法，外加電流保護法4、發(fā)展中的化學電源(1)干電池（鋅錳電池）a.負極：Zn－2e-＝Zn2+b.參與正極反應的是MnO2和NH4+(2)充電電池a.鉛蓄電池：鉛蓄電池充電和放電的總化學方程式放電時電極反應：負極：Pb+SO42-－2e-＝PbSO4正極：PbO2+4H++SO42-+2e-＝PbSO4+2H2Ob.氫氧燃料電池：它是一種高效、不污染環(huán)境的發(fā)電裝置。它的電極材料一般為活性電極，具有很強的催化活性，如鉑電極，活性炭電極等?？偡磻?H2+O2＝2H2O電極反應為（電解質溶液為KOH溶液）負極：2H2+4OH--4e-→4H2O正極：O2+2H2O+4e-→4OH-化學反應速率與限度一、化學反應速率(1)化學反應速率的概念：(2)計算a.簡單計算b.已知物質的量n的變化或者質量m的變化，轉化成物質的量濃度c的變化后再求反應速率vc.化學反應速率之比＝化學計量數(shù)之比，據(jù)此計算：已知反應方程和某物質表示的反應速率，求另一物質表示的反應速率；已知反應中各物質表示的反應速率之比或△C之比，求反應方程。d.比較不同條件下同一反應的反應速率關鍵：找同一參照物，比較同一物質表示的速率（即把其他的物質表示的反應速率轉化成同一物質表示的反應速率）二、影響化學反應速率的因素(1)決定化學反應速率的主要因素：反應物自身的性質（內因）(2)外因：a.濃度越大，反應速率越快b.升高溫度（任何反應，無論吸熱還是放熱），加快反應速率c.催化劑一般加快反應速率d.有氣體參加的反應，增大壓強，反應速率加快e.固體表面積越大，反應速率越快f.光、反應物的狀態(tài)、溶劑等三、化學反應的限度1、可逆反應的概念和特點2、絕大多數(shù)化學反應都有可逆性，只是不同的化學反應的限度不同；相同的化學反應，不同的條件下其限度也可能不同a.化學反應限度的概念：一定條件下，當一個可逆反應進行到正反應和逆反應的速率相等，反應物和生成物的濃度不再改變，達到表面上靜止的一種“平衡狀態(tài)”，這種狀態(tài)稱為化學平衡狀態(tài)，簡稱化學平衡，這就是可逆反應所能達到的限度。b.化學平衡的曲線：c.可逆反應達到平衡狀態(tài)的標志：反應混合物中各組分濃度保持不變↓正反應速率＝逆反應速率↓消耗A的速率＝生成A的速率d.怎樣判斷一個反應是否達到平衡：正反應速率與逆反應速率相等；反應物與生成物濃度不再改變；混合體系中各組分的質量分數(shù)不再發(fā)生變化；條件變，反應所能達到的限度發(fā)生變化?；瘜W平衡的特點：逆、等、動、定、變、同。3、化學平衡移動原因：v正≠v逆v正>v逆正向v正.<v逆逆向濃度:其他條件不變,增大反應物濃度或減小生成物濃度,正向移動反之壓強:其他條件不變,對于反應前后氣體,總體積發(fā)生變化的反應,增大壓強,平衡向氣體體積縮小的方向移動,反之…溫度:其他條件不變,溫度升高,平衡向吸熱方向移動反之…催化劑:縮短到達平衡的時間,但平衡的移動無影響勒沙特列原理：如果改變影響化學平衡的一個條件，平衡將向著減弱這種改變的方向發(fā)生移動。有機化合物[甲烷]一、甲烷的元素組成與分子結構：CH4正四面體二、甲烷的物理性質三、甲烷的化學性質1、甲烷的氧化反應實驗現(xiàn)象：反應的化學方程式：2、甲烷的取代反應甲烷與氯氣在光照下發(fā)生取代反應，甲烷分子里的四個氫原子逐步被氯原子取代反應能生成一系列甲烷的氯取代物和氯化氫。有機化合物分子中的某些原子（或原子團）被另一種原子（或原子團）所替代的反應，叫做取代反應。3、甲烷受熱分解：[烷烴]烷烴的概念：叫做飽和鏈烴，或稱烷烴。烷烴的通式：____________________烷烴物理性質：(1)狀態(tài)：一般情況下，1—4個碳原子烷烴為___________，5—16個碳原子為__________，16個碳原子以上為_____________。(2)溶解性：烷烴________溶于水，_________溶(填“易”、“難”)于有機溶劑。(3)熔沸點：隨著碳原子數(shù)的遞增，熔沸點逐漸_____________。(4)密度：隨著碳原子數(shù)的遞增，密度逐漸___________。烷烴的化學性質(1)一般比較穩(wěn)定，在通常情況下跟酸、堿和高錳酸鉀等都______反應。(2)取代反應：在光照條件下能跟鹵素發(fā)生取代反應。__________________________(3)氧化反應：在點燃條件下，烷烴能燃燒______________________________[同系物]同系物的概念：_______________________________________________掌握概念的三個關鍵：（1）通式相同；（2）結構相似；（3）組成上相差n個（n≥1）CH2原子團。[同分異構現(xiàn)象和同分異構物體]分異構現(xiàn)象：化合物具有相同的________，但具有不同_________的現(xiàn)象。分異構體：化合物具有相同的_________，不同________的物質互稱為同分異構體。3、同分異構體的特點：________相同，________不同，性質也不相同。[烯烴]一、乙烯的組成和分子結構1、組成：分子式：含碳量比甲烷高。2、分子結構：含有碳碳雙鍵。雙鍵的鍵長比單鍵的鍵長要短些。二、乙烯的氧化反應1、燃燒反應（請書寫燃燒的化學方程式）化學方程式2、與酸性高錳酸鉀溶液的作用——被氧化，高錳酸鉀被還原而退色，這是由于乙烯分子中含有碳碳雙鍵的緣故。（乙烯被氧化生成二氧化碳）三、乙烯的加成反應1、與溴的加成反應（乙烯氣體可使溴的四氯化碳溶液退色）CH2═CH2+Br－Br→CH2Br-CH2Br1，2－二溴乙烷（無色）2、與水的加成反應CH2═CH2+H－OH→CH3—CH2OH乙醇（酒精）書寫乙烯與氫氣、氯氣、溴化氫的加成反應。乙烯與氫氣反應乙烯與氯氣反應乙烯與溴化氫反應乙烯的加聚反應：nCH2═CH2→[苯、芳香烴]一、苯的組成與結構1、分子式C6H62、結構特點二、苯的物理性質：三、苯的主要化學性質1、苯的氧化反應點燃苯的可燃性，苯完全燃燒生成二氧化碳和水，在空氣中燃燒冒濃煙。點燃2C6H6＋15O212CO2＋6H2O[思考]你能解釋苯在空氣中燃燒冒黑煙的原因嗎？注意：苯不能被酸性高錳酸鉀溶液氧化。2、苯的取代反應書寫苯與液溴、硝酸發(fā)生取代反應的化學方程式。苯與液溴反應與硝酸反應反應條件化學反應方程式注意事項3、苯的磺化反應化學方程式：4、在特殊條件下，苯能與氫氣、氯氣發(fā)生加成反應反應的化學方程式：、[烴的衍生物]一、乙醇的物理性質：二、乙醇的分子結構結構式：結構簡式：三、乙醇的化學性質1、乙醇能與金屬鈉（活潑的金屬）反應：2、乙醇的氧化反應(1)乙醇燃燒化學反應方程式：(2)乙醇的催化氧化化學反應方程式：(3)乙醇還可以與酸性高錳酸鉀溶液或酸性重鉻酸鉀溶液反應，被直接氧化成乙酸。3、醇的脫水反應（1）分子內脫水，生成乙烯化學反應方程式：（2）分子間脫水，生成乙醚化學反應方程式：四、乙酸乙酸的物理性質：寫出乙酸的結構式、結構簡式。酯化反應：酸跟醇作用而生成酯和水的反應，叫做酯化反應。反應現(xiàn)象：反應化學方程式：1、在酯化反應中，乙酸最終變成乙酸乙酯。這時乙酸的分子結構發(fā)生什么變化？2、酯化反應在常溫下反應極慢，一般15年才能達到平衡。怎樣能使反應加快呢？3、酯化反應的實驗時加熱、加入濃硫酸。濃硫酸在這里起什么作用？4為什么用來吸收反應生成物的試管里要裝飽和碳酸鈉溶液？不用飽和碳酸鈉溶液而改用水來吸收酯化反應的生成物，會有什么不同的結果？5為什么出氣導管口不能插入碳酸鈉液面下？五、基本營養(yǎng)物質1、糖類、油脂、蛋白質主要含有元素，分子的組成比較復雜。2、葡萄糖和果糖，蔗糖和麥芽糖分別互稱為，由于結構決定性質，因此它們具有性質?；瘜W與可持續(xù)發(fā)展一、金屬礦物的開發(fā)利用1、常見金屬的冶煉：①加熱分解法：②加熱還原法：③電解法：2、金屬活動順序與金屬冶煉的關系：金屬活動性序表中，位置越靠后，越容易被還原，用一般的還原方法就能使金屬還原；金屬的位置越靠前，越難被還原，最活潑金屬只能用最強的還原手段來還原。（離子）二、海水資源的開發(fā)利用1、海水的組成：含八十多種元素。其中，H、O、Cl、Na、K、Mg、Ca、S、C、F、B、Br、Sr等總量占99%以上，其余為微量元素；特點是總儲量大而濃度小，以無機物或有機物的形式溶解或懸浮在海水中。總礦物儲量約5億億噸，有“液體礦山”之稱。堆積在陸地上可使地面平均上升153米。如：金元素的總儲量約為5×107噸，而濃度僅為4×10-6g/噸。另有金屬結核約3萬億噸，海底石油1350億噸，天然氣140萬億米32、海水資源的利用：（1）海水淡化：①蒸餾法；②電滲析法；③離子交換法；④反滲透法等。（2）海水制鹽：利用濃縮、沉淀、過濾、結晶、重結晶等分離方法制備得到各種鹽。三、環(huán)境保護與綠色化學1．環(huán)境：2．環(huán)境污染：環(huán)境污染的分類：按環(huán)境要素：分大氣污染、水體污染、土壤污染按人類活動分：工業(yè)環(huán)境污染、城市環(huán)境污染、農業(yè)環(huán)境污染按造成污染的性質、來源分：化學污染、生物污染、物理污染（噪聲、放射性、熱、電磁波等）、固體廢物污染、能源污染3．綠色化學理念（預防優(yōu)于治理）核心：利用化學原理從源頭上減少和消除工業(yè)生產(chǎn)對環(huán)境造成的污染。又稱為“環(huán)境無害化學”、“環(huán)境友好化學”、“清潔化學”。從環(huán)境觀點看：強調從源頭上消除污染。（從一開始就避免污染物的產(chǎn)生）從經(jīng)濟觀點看：它提倡合理利用資源和能源，降低生產(chǎn)成本。（盡可能提高原子利用率）熱點：原子經(jīng)濟性——反應物原子全部轉化為最終的期望產(chǎn)物，原子利用率為100%化學選修4復習提綱第一章化學反應與能量一、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/mol3.產(chǎn)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(shù)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NH4Cl②大多數(shù)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(tài)（g,l,s分別表示固態(tài)，液態(tài)，氣態(tài)，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(shù)可以是整數(shù)，也可以是分數(shù)⑤各物質系數(shù)加倍，△H加倍；反應逆向進行，△H改變符號，數(shù)值不變三、燃燒熱1．概念：25℃※注意以下幾點：①研究條件：101kPa②反應程度：完全燃燒，產(chǎn)物是穩(wěn)定的氧化物。③燃燒物的物質的量：1mol④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(fā)生中和反應而生成1molH2O，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/mol3．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．中和熱的測定實驗五、蓋斯定律1．內容：化學反應的反應熱只與反應的始態(tài)（各反應物）和終態(tài)（各生成物）有關，而與具體反應進行的途徑無關，如果一個反應可以分幾步進行，則各分步反應的反應熱之和與該反應一步完成的反應熱是相同的。第二章化學反應速率和化學平衡一、化學反應速率1.化學反應速率（v）⑴定義：用來衡量化學反應的快慢，單位時間內反應物或生成物的物質的量的變化⑵表示方法：單位時間內反應濃度的減少或生成物濃度的增加來表示⑶計算公式：v=Δc/Δt（υ：平均速率，Δc：濃度變化，Δt：時間）單位：mol/（L·s）⑷影響因素：①決定因素（內因）：反應物的性質（決定因素）②條件因素（外因）：反應所處的條件2.※注意：（1）、參加反應的物質為固體和液體，由于壓強的變化對濃度幾乎無影響，可以認為反應速率不變。（2）、惰性氣體對于速率的影響①恒溫恒容時：充入惰性氣體→總壓增大，但是各分壓不變，各物質濃度不變→反應速率不變②恒溫恒體時：充入惰性氣體→體積增大→各反應物濃度減小→反應速率減慢二、化學平衡（一）1.定義：化學平衡狀態(tài)：一定條件下，當一個可逆反應進行到正逆反應速率相等時，更組成成分濃度不再改變，達到表面上靜止的一種“平衡”，這就是這個反應所能達到的限度即化學平衡狀態(tài)。2、化學平衡的特征逆（研究前提是可逆反應）等（同一物質的正逆反應速率相等）動（動態(tài)平衡）定（各物質的濃度與質量分數(shù)恒定）變（條件改變，平衡發(fā)生變化）3、判斷平衡的依據(jù)判斷可逆反應達到平衡狀態(tài)的方法和依據(jù)例舉反應mA(g)+nB(g)pC(g)+qD(g)混合物體系中各成分的含量①各物質的物質的量或各物質的物質的量的分數(shù)一定平衡②各物質的質量或各物質質量分數(shù)一定平衡③各氣體的體積或體積分數(shù)一定平衡④總體積、總壓力、總物質的量一定不一定平衡正、逆反應速率的關系①在單位時間內消耗了mmolA同時生成mmolA，即V(正)=V(逆)平衡②在單位時間內消耗了nmolB同時消耗了pmolC，則V(正)=V(逆)平衡③V(A):V(B):V(C):V(D)=m:n:p:q，V(正)不一定等于V(逆)不一定平衡④在單位時間內生成nmolB，同時消耗了qmolD，因均指V(逆)不一定平衡壓強①m+n≠p+q時，總壓力一定（其他條件一定）平衡②m+n=p+q時，總壓力一定（其他條件一定）不一定平衡混合氣體平均相對分子質量Mr①Mr一定時，只有當m+n≠p+q時平衡②Mr一定時，但m+n=p+q時不一定平衡溫度任何反應都伴隨著能量變化，當體系溫度一定時（其他不變）平衡體系的密度密度一定不一定平衡其他如體系顏色不再變化等平衡（二）影響化學平衡移動的因素1、濃度對化學平衡移動的影響（1）影響規(guī)律：在其他條件不變的情況下，增大反應物的濃度或減少生成物的濃度，都可以使平衡向正方向移動；增大生成物的濃度或減小反應物的濃度，都可以使平衡向逆方向移動（2）增加固體或純液體的量，由于濃度不變，所以平衡_不移動_（3）在溶液中進行的反應，如果稀釋溶液，反應物濃度__減小__，生成物濃度也_減小_，V正_減小__，V逆也_減小__，但是減小的程度不同，總的結果是化學平衡向反應方程式中化學計量數(shù)之和_大_的方向移動。2、溫度對化學平衡移動的影響影響規(guī)律：在其他條件不變的情況下，溫度升高會使化學平衡向著___吸熱反應______方向移動，溫度降低會使化學平衡向著_放熱反應__方向移動。3、壓強對化學平衡移動的影響影響規(guī)律：其他條件不變時，增大壓強，會使平衡向著__體積縮小___方向移動；減小壓強，會使平衡向著___體積增大__方向移動。注意：（1）改變壓強不能使無氣態(tài)物質存在的化學平衡發(fā)生移動（2）氣體減壓或增壓與溶液稀釋或濃縮的化學平衡移動規(guī)律相似4.催化劑對化學平衡的影響：由于使用催化劑對正反應速率和逆反應速率影響的程度是等同的，所以平衡__不移動___。但是使用催化劑可以影響可逆反應達到平衡所需的_時間_。5.勒夏特列原理（平衡移動原理）：如果改變影響平衡的條件之一（如溫度，壓強，濃度），平衡向著能夠減弱這種改變的方向移動。三、化學平衡常數(shù)（一）定義：在一定溫度下，當一個反應達到化學平衡時，___生成物濃度冪之積與反應物濃度冪之積的比值是一個常數(shù)____比值。符號：__K__（二）使用化學平衡常數(shù)K應注意的問題：1、表達式中各物質的濃度是__變化的濃度___，不是起始濃度也不是物質的量。2、K只與__溫度（T）___有關，與反應物或生成物的濃度無關。3、反應物或生產(chǎn)物中有固體或純液體存在時，由于其濃度是固定不變的，可以看做是“1”而不代入公式。4、稀溶液中進行的反應，如有水參加，水的濃度不必寫在平衡關系式中。（三）化學平衡常數(shù)K的應用:1、化學平衡常數(shù)值的大小是可逆反應__進行程度__的標志。K值越大，說明平衡時_生成物___的濃度越大，它的___正向反應__進行的程度越大，即該反應進行得越__完全___，反應物轉化率越_高___。反之，則相反。一般地，K>_105__時，該反應就進行得基本完全了。2、可以利用K值做標準，判斷正在進行的可逆反應是否平衡及不平衡時向何方進行建立平衡。（Q：濃度積）Q_〈__K:反應向正反應方向進行;Q__=_K:反應處于平衡狀態(tài);Q_〉__K:反應向逆反應方向進行3、利用K值可判斷反應的熱效應若溫度升高，K值增大，則正反應為__吸熱___反應若溫度升高，K值減小，則正反應為__放熱___反應＊四、等效平衡1、概念：在一定條件下（定溫、定容或定溫、定壓），只是起始加入情況不同的同一可逆反應達到平衡后，任何相同組分的百分含量均相同，這樣的化學平衡互稱為等效平衡。2、分類（1）定溫，定容條件下的等效平衡第一類：對于反應前后氣體分子數(shù)改變的可逆反應：必須要保證化學計量數(shù)之比與原來相同；同時必須保證平衡式左右兩邊同一邊的物質的量與原來相同。第二類：對于反應前后氣體分子數(shù)不變的可逆反應：只要反應物的物質的量的比例與原來相同即可視為二者等效。（2）定溫，定壓的等效平衡只要保證可逆反應化學計量數(shù)之比相同即可視為等效平衡。五、化學反應進行的方向1、反應熵變與反應方向：（1）熵:物質的一個狀態(tài)函數(shù)，用來描述體系的混亂度，符號為S.單位：J???mol-1?K-1(2)體系趨向于有序轉變?yōu)闊o序，導致體系的熵增加，這叫做熵增加原理，也是反應方向判斷的依據(jù)。.（3）同一物質，在氣態(tài)時熵值最大，液態(tài)時次之，固態(tài)時最小。即S(g)〉S(l)〉S(s)2、反應方向判斷依據(jù)在溫度、壓強一定的條件下，化學反應的判讀依據(jù)為：ΔH-TΔS〈0反應能自發(fā)進行ΔH-TΔS=0反應達到平衡狀態(tài)ΔH-TΔS〉0反應不能自發(fā)進行注意：（1）ΔH為負，ΔS為正時，任何溫度反應都能自發(fā)進行（2）ΔH為正，ΔS為負時，任何溫度反應都不能自發(fā)進行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(tài)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(tài)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。物質物質單質化合物電解質非電解質：非金屬氧化物，大部分有機物。如SO3、CO2、C6H12O6、CCl4、CH2=CH2……強電解質：強酸，強堿，大多數(shù)鹽。如HCl、NaOH、NaCl、BaSO4弱電解質：弱酸，弱堿，極少數(shù)鹽，水。如HClO、NH3·H2O、Cu(OH)2、H2O……混和物純凈物2、電解質與非電解質本質區(qū)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(tài)，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??；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(chǎn)生的某種離子反應的物質時，有利于電離。9、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）10、電離常數(shù)：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(shù)。叫做電離平衡常數(shù)，（一般用Ka表示酸，Kb表示堿。）表示方法：ABA++B-Ki=[A+][B-]/[AB]11、影響因素：a、電離常數(shù)的大小主要由物質的本性決定。b、電離常數(shù)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(shù)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-]=10-7mol/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*10-14②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*10-144、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(shù)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(jù)H++OH-==H2O計算余下的H+或OH-，①H+有余，則用余下的H+數(shù)除以溶液總體積求[H+]混；OH-有余，則用余下的OH-數(shù)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(guī)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76、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(guī)律w.w.w.k.s.5.u.c.o.m1、若等體積混合pH1+pH2=14則溶液顯中性pH=7pH1+pH2≥15則溶液顯堿性pH=pH2-0.3pH1+pH2≤13則溶液顯酸性pH=pH1+0.32、若混合后顯中性pH1+pH2=14V酸：V堿=1：1pH1+pH2≠14V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(shù)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(shù)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(shù)據(jù)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(shù)；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(shù)值在理論上是不變的，若稀釋了雖實際值變小，但體現(xiàn)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(xiàn)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(guī)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(fā)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(jù)是兩邊電荷平衡，如：2Al3++3S2-+6H2O==2Al(OH)3↓+3H2S↑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++3H2OAl(OH)3(膠體)+3H+△2、去油污△用熱堿水冼油污物品CO32-+H2OHCO3-+OH-3、藥品的保存①配制FeCl3溶液時常加入少量鹽酸Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+②配制Na2CO3溶液時常加入少量NaOHCO32-+H2OHCO3-+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+4H2OMg(OH)2MgO+H2O5、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++H2ONH3·H2O+H+c(Cl-)>c(NH4+)>c(H+)>c(OH)-9、水解平衡常數(shù)（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(shù))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(shù)）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(shù)的乘積之和＝各陰離子濃度與其所帶電荷數(shù)的乘積之和②物料守恒:（即原子個數(shù)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1*10-5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注意在沉淀后用(s)標明狀態(tài)，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?。闯恋碓诫y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：AgNO3AgCl(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(tài)。2、表達式：AmBn(s)mAn+(aq)+nBm-(aq)KSP=[c(An+)]m?[c(Bm-)]n3、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(shù)平衡向溶解方向移動。4、溶度積規(guī)則QC（離子積）〉KSP有沉淀析出QC=KSP平衡狀態(tài)QC〈KSP未飽和，繼續(xù)溶解第四章電化學基礎第一節(jié)原電池原電池：1、概念：化學能轉化為電能的裝置叫做原電池_______2、組成條件：①兩個活潑性不同的電極②電解質溶液③電極用導線相連并插入電解液構成閉合回路3、電子流向：外電路：負極——導線——正極內電路：鹽橋中陰離子移向負極的電解質溶液，鹽橋中陽離子移向正極的電解質溶液。4、電極反應：以鋅銅原電池為例：負極：氧化反應：Zn－2e＝Zn2＋（較活潑金屬）正極：還原反應：2H＋＋2e＝H2↑（較不活潑金屬）總反應式：Zn+2H+=Zn2++H2↑5、正、負極的判斷：（1）從電極材料：一般較活潑金屬為負極；或金屬為負極，非金屬為正極。（2）從電子的流動方向負極流入正極（3）從電流方向正極流入負極（4）根據(jù)電解質溶液內離子的移動方向陽離子流向正極，陰離子流向負極（5）根據(jù)實驗現(xiàn)象①__溶解的一極為負極__②增重或有氣泡一極為正極第二節(jié)化學電池1、電池的分類：化學電池、太陽能電池、原子能電池2、化學電池：借助于化學能直接轉變?yōu)殡娔艿难b置3、化學電池的分類：一次電池、二次電池、燃料電池一、一次電池1、常見一次電池：堿性鋅錳電池、鋅銀電池、鋰電池等二、二次電池1、二次電池：放電后可以再充電使活性物質獲得再生，可以多次重復使用，又叫充電電池或蓄電池。2、電極反應：鉛蓄電池放電：負極（鉛）：Pb＋－2e＝PbSO4↓正極（氧化鉛）：PbO2＋4H+＋＋2e＝PbSO4↓＋2H2O充電：陰極：PbSO4＋2H2O－2e＝PbO2＋4H+＋放電充電陽極：PbSO4＋2e＝Pb＋放電充電兩式可以寫成一個可逆反應：PbO2＋Pb＋2H