高中化學必修一必修二知識點總結(jié)12

..第一章從實驗學化學一、常見物質(zhì)的分離、提純和鑒別1．常用的物理方法——根據(jù)物質(zhì)的物理性質(zhì)上差異來分離。混合物的物理分離方法方法適用范圍主要儀器注意點實例固+液蒸發(fā)易溶固體與液體分開酒精燈、蒸發(fā)皿、玻璃棒①不斷攪拌；②最后用余熱加熱；③液體不超過容積2/3NaCl〔H2O固+固結(jié)晶溶解度差別大的溶質(zhì)分開NaCl〔NaNO3升華能升華固體與不升華物分開酒精燈I2〔NaCl固+液過濾易溶物與難溶物分開漏斗、燒杯①一角、二低、三碰；②沉淀要洗滌；③定量實驗要"無損"NaCl〔CaCO3液+液萃取溶質(zhì)在互不相溶的溶劑里,溶解度的不同,把溶質(zhì)分離出來分液漏斗①先查漏；②對萃取劑的要求；③使漏斗內(nèi)外大氣相通;④上層液體從上口倒出從溴水中提取Br2分液分離互不相溶液體分液漏斗乙酸乙酯與飽和Na2CO3溶液蒸餾分離沸點不同混合溶液蒸餾燒瓶、冷凝管、溫度計、牛角管①溫度計水銀球位于支管處；②冷凝水從下口通入；③加碎瓷片乙醇和水、I2和CCl4滲析分離膠體與混在其中的分子、離子半透膜更換蒸餾水淀粉與NaCl鹽析加入某些鹽,使溶質(zhì)的溶解度降低而析出燒杯用固體鹽或濃溶液蛋白質(zhì)溶液、硬脂酸鈉和甘油氣+氣洗氣易溶氣與難溶氣分開洗氣瓶長進短出CO2〔HCl液化沸點不同氣分開U形管常用冰水NO2〔N2O4=1\*romani、蒸發(fā)和結(jié)晶蒸發(fā)是將溶液濃縮、溶劑氣化或溶質(zhì)以晶體析出的方法。結(jié)晶是溶質(zhì)從溶液中析出晶體的過程,可以用來分離和提純幾種可溶性固體的混合物。結(jié)晶的原理是根據(jù)混合物中各成分在某種溶劑里的溶解度的不同,通過蒸發(fā)減少溶劑或降低溫度使溶解度變小,從而使晶體析出。加熱蒸發(fā)皿使溶液蒸發(fā)時、要用玻璃棒不斷攪動溶液,防止由于局部溫度過高,造成液滴飛濺。當蒸發(fā)皿中出現(xiàn)較多的固體時,即停止加熱,例如用結(jié)晶的方法分離NaCl和KNO3混合物。=2\*romanii、蒸餾蒸餾是提純或分離沸點不同的液體混合物的方法。用蒸餾原理進行多種混合液體的分離,叫分餾。操作時要注意：①在蒸餾燒瓶中放少量碎瓷片,防止液體暴沸。②溫度計水銀球的位置應與支管底口下緣位于同一水平線上。③蒸餾燒瓶中所盛放液體不能超過其容積的2/3,也不能少于l/3。④冷凝管中冷卻水從下口進,從上口出。⑤加熱溫度不能超過混合物中沸點最高物質(zhì)的沸點,例如用分餾的方法進行石油的分餾。=3\*romaniii、分液和萃取分液是把兩種互不相溶、密度也不相同的液體分離開的方法。萃取是利用溶質(zhì)在互不相溶的溶劑里的溶解度不同,用一種溶劑把溶質(zhì)從它與另一種溶劑所組成的溶液中提取出來的方法。選擇的萃取劑應符合下列要求：和原溶液中的溶劑互不相溶；對溶質(zhì)的溶解度要遠大于原溶劑,并且溶劑易揮發(fā)。在萃取過程中要注意：①將要萃取的溶液和萃取溶劑依次從上口倒入分液漏斗,其量不能超過漏斗容積的2/3,塞好塞子進行振蕩。②振蕩時右手捏住漏斗上口的頸部,并用食指根部壓緊塞子,以左手握住旋塞,同時用手指控制活塞,將漏斗倒轉(zhuǎn)過來用力振蕩。③然后將分液漏斗靜置,待液體分層后進行分液,分液時下層液體從漏斗口放出,上層液體從上口倒出。例如用四氯化碳萃取溴水里的溴。=4\*romaniv、升華升華是指固態(tài)物質(zhì)吸熱后不經(jīng)過液態(tài)直接變成氣態(tài)的過程。利用某些物質(zhì)具有升華的特性,將這種物質(zhì)和其它受熱不升華的物質(zhì)分離開來,例如加熱使碘升華,來分離I2和SiO2的混合物。2、化學方法分離和提純物質(zhì)對物質(zhì)的分離可一般先用化學方法對物質(zhì)進行處理,然后再根據(jù)混合物的特點用恰當?shù)姆蛛x方法〔見化學基本操作進行分離。用化學方法分離和提純物質(zhì)時要注意：①最好不引入新的雜質(zhì)；②不能損耗或減少被提純物質(zhì)的質(zhì)量③實驗操作要簡便,不能繁雜。用化學方法除去溶液中的雜質(zhì)時,要使被分離的物質(zhì)或離子盡可能除凈,需要加入過量的分離試劑,在多步分離過程中,后加的試劑應能夠把前面所加入的無關物質(zhì)或離子除去。對于無機物溶液常用下列方法進行分離和提純：〔1生成沉淀法〔2生成氣體法〔3氧化還原法〔4正鹽和與酸式鹽相互轉(zhuǎn)化法〔5利用物質(zhì)的兩性除去雜質(zhì)〔6離子交換法常見物質(zhì)除雜方法序號原物所含雜質(zhì)除雜質(zhì)試劑主要操作方法1N2O2灼熱的銅絲網(wǎng)用固體轉(zhuǎn)化氣體2CO2H2SCuSO4溶液洗氣3COCO2NaOH溶液洗氣4CO2CO灼熱CuO用固體轉(zhuǎn)化氣體5CO2HCI飽和的NaHCO3洗氣6H2SHCI飽和的NaHS洗氣7SO2HCI飽和的NaHSO3洗氣8CI2HCI飽和的食鹽水洗氣9CO2SO2飽和的NaHCO3洗氣10炭粉MnO2濃鹽酸〔需加熱過濾11MnO2C--------加熱灼燒12炭粉CuO稀酸〔如稀鹽酸過濾13AI2O3Fe2O3NaOH<過量>,CO2過濾14Fe2O3AI2O3NaOH溶液過濾15AI2O3SiO2鹽酸`氨水過濾16SiO2ZnOHCI溶液過濾,17BaSO4BaCO3HCI或稀H2SO4過濾18NaHCO3溶液Na2CO3CO2加酸轉(zhuǎn)化法19NaCI溶液NaHCO3HCI加酸轉(zhuǎn)化法20FeCI3溶液FeCI2CI2加氧化劑轉(zhuǎn)化法21FeCI3溶液CuCI2Fe、CI2過濾22FeCI2溶液FeCI3Fe加還原劑轉(zhuǎn)化法23CuOFe<磁鐵>吸附24Fe<OH>3膠體FeCI3蒸餾水滲析25CuSFeS稀鹽酸過濾26I2晶體NaCI--------加熱升華27NaCI晶體NH4CL--------加熱分解28KNO3晶體NaCI蒸餾水重結(jié)晶.3、物質(zhì)的鑒別物質(zhì)的檢驗通常有鑒定、鑒別和推斷三類,它們的共同點是：依據(jù)物質(zhì)的特殊性質(zhì)和特征反應,選擇適當?shù)脑噭┖头椒?準確觀察反應中的明顯現(xiàn)象,如顏色的變化、沉淀的生成和溶解、氣體的產(chǎn)生和氣味、火焰的顏色等,進行判斷、推理。檢驗類型鑒別利用不同物質(zhì)的性質(zhì)差異,通過實驗,將它們區(qū)別開來。鑒定根據(jù)物質(zhì)的特性,通過實驗,檢驗出該物質(zhì)的成分,確定它是否是這種物質(zhì)。推斷根據(jù)已知實驗及現(xiàn)象,分析判斷,確定被檢的是什么物質(zhì),并指出可能存在什么,不可能存在什么。檢驗方法①若是固體,一般應先用蒸餾水溶解②若同時檢驗多種物質(zhì),應將試管編號③要取少量溶液放在試管中進行實驗,絕不能在原試劑瓶中進行檢驗④敘述順序應是：實驗〔操作→現(xiàn)象→結(jié)論→原理〔寫方程式①常見氣體的檢驗常見氣體檢驗方法氫氣純凈的氫氣在空氣中燃燒呈淡藍色火焰,混合空氣點燃有爆鳴聲,生成物只有水。不是只有氫氣才產(chǎn)生爆鳴聲；可點燃的氣體不一定是氫氣氧氣可使帶火星的木條復燃氯氣黃綠色,能使?jié)駶櫟牡饣浀矸墼嚰堊兯{〔O3、NO2也能使?jié)駶櫟牡饣浀矸墼嚰堊兯{氯化氫無色有刺激性氣味的氣體。在潮濕的空氣中形成白霧,能使?jié)駶櫟乃{色石藍試紙變紅；用蘸有濃氨水的玻璃棒靠近時冒白煙；將氣體通入AgNO3溶液時有白色沉淀生成。二氧化硫無色有刺激性氣味的氣體。能使品紅溶液褪色,加熱后又顯紅色。能使酸性高錳酸鉀溶液褪色。硫化氫無色有具雞蛋氣味的氣體。能使Pb<NO3>2或CuSO4溶液產(chǎn)生黑色沉淀,或使?jié)駶櫟拇姿徙U試紙變黑。氨氣無色有刺激性氣味,能使?jié)駶櫟募t色石蕊試紙變藍,用蘸有濃鹽酸的玻璃棒靠近時能生成白煙。二氧化氮紅棕色氣體,通入水中生成無色的溶液并產(chǎn)生無色氣體,水溶液顯酸性。一氧化氮無色氣體,在空氣中立即變成紅棕色二氧化碳能使澄清石灰水變渾濁；能使燃著的木條熄滅。SO2氣體也能使澄清的石灰水變混濁,N2等氣體也能使燃著的木條熄滅。一氧化碳可燃燒,火焰呈淡藍色,燃燒后只生成CO2；能使灼熱的CuO由黑色變成紅色。②幾種重要陽離子的檢驗〔lH+能使紫色石蕊試液或橙色的甲基橙試液變?yōu)榧t色?！?Na+、K+用焰色反應來檢驗時,它們的火焰分別呈黃色、淺紫色〔通過鈷玻片?！?Ba2+能使稀硫酸或可溶性硫酸鹽溶液產(chǎn)生白色BaSO4沉淀,且沉淀不溶于稀硝酸?！?Mg2+能與NaOH溶液反應生成白色Mg<OH>2沉淀,該沉淀能溶于NH4Cl溶液?！?Al3+能與適量的NaOH溶液反應生成白色Al<OH>3絮狀沉淀,該沉淀能溶于鹽酸或過量的NaOH溶液?！?Ag+能與稀鹽酸或可溶性鹽酸鹽反應,生成白色AgCl沉淀,不溶于稀HNO3,但溶于氨水,生成［Ag<NH3>2］+?！?NH4+銨鹽〔或濃溶液與NaOH濃溶液反應,并加熱,放出使?jié)駶櫟募t色石藍試紙變藍的有刺激性氣味NH3氣體?！?Fe2+能與少量NaOH溶液反應,先生成白色Fe<OH>2沉淀,迅速變成灰綠色,最后變成紅褐色Fe<OH>3沉淀?；蛳騺嗚F鹽的溶液里加入KSCN溶液,不顯紅色,加入少量新制的氯水后,立即顯紅色。2Fe2++Cl2＝2Fe3++2Cl－〔9Fe3+能與KSCN溶液反應,變成血紅色Fe<SCN>3溶液,能與NaOH溶液反應,生成紅褐色Fe<OH>3沉淀?！?0Cu2+藍色水溶液〔濃的CuCl2溶液顯綠色,能與NaOH溶液反應,生成藍色的Cu<OH>2沉淀,加熱后可轉(zhuǎn)變?yōu)楹谏腃uO沉淀。含Cu2+溶液能與Fe、Zn片等反應,在金屬片上有紅色的銅生成。③幾種重要的陰離子的檢驗〔1OH－能使無色酚酞、紫色石蕊、橙色的甲基橙等指示劑分別變?yōu)榧t色、藍色、黃色?！?Cl－能與硝酸銀反應,生成白色的AgCl沉淀,沉淀不溶于稀硝酸,能溶于氨水,生成[Ag<NH3>2]+。〔3Br－能與硝酸銀反應,生成淡黃色AgBr沉淀,不溶于稀硝酸。〔4I－能與硝酸銀反應,生成黃色AgI沉淀,不溶于稀硝酸；也能與氯水反應,生成I2,使淀粉溶液變藍?！?SO42－能與含Ba2+溶液反應,生成白色BaSO4沉淀,不溶于硝酸?！?SO32－濃溶液能與強酸反應,產(chǎn)生無色有刺激性氣味的SO2氣體,該氣體能使品紅溶液褪色。能與BaCl2溶液反應,生成白色BaSO3沉淀,該沉淀溶于鹽酸,生成無色有刺激性氣味的SO2氣體?！?S2－能與Pb<NO3>2溶液反應,生成黑色的PbS沉淀?！?CO32－能與BaCl2溶液反應,生成白色的BaCO3沉淀,該沉淀溶于硝酸〔或鹽酸,生成無色無味、能使澄清石灰水變渾濁的CO2氣體。〔9HCO3－取含HCO3－鹽溶液煮沸,放出無色無味CO2氣體,氣體能使澄清石灰水變渾濁或向HCO3－鹽酸溶液里加入稀MgSO4溶液,無現(xiàn)象,加熱煮沸,有白色沉淀MgCO3生成,同時放出CO2氣體?！?0PO43－含磷酸根的中性溶液,能與AgNO3反應,生成黃色Ag3PO4沉淀,該沉淀溶于硝酸。〔11NO3－濃溶液或晶體中加入銅片、濃硫酸加熱,放出紅棕色氣體。二、常見事故的處理事故處理方法酒精及其它易燃有機物小面積失火立即用濕布撲蓋鈉、磷等失火迅速用砂覆蓋少量酸〔或堿滴到桌上立即用濕布擦凈,再用水沖洗較多量酸〔或堿流到桌上立即用適量NaHCO3溶液〔或稀HAC作用,后用水沖洗酸沾到皮膚或衣物上先用抹布擦試,后用水沖洗,再用NaHCO3稀溶液沖洗堿液沾到皮膚上先用較多水沖洗,再用硼酸溶液洗酸、堿濺在眼中立即用水反復沖洗,并不斷眨眼苯酚沾到皮膚上用酒精擦洗后用水沖洗白磷沾到皮膚上用CuSO4溶液洗傷口,后用稀KMnO4溶液濕敷溴滴到皮膚上應立即擦去,再用稀酒精等無毒有機溶濟洗去,后涂硼酸、凡士林誤食重金屬鹽應立即口服蛋清或生牛奶汞滴落在桌上或地上應立即撒上硫粉三、化學計量=1\*GB3①物質(zhì)的量定義：表示一定數(shù)目微粒的集合體符號n單位摩爾符號mol阿伏加德羅常數(shù)：0.012kgC-12中所含有的碳原子數(shù)。用NA表示。約為6.02x1023微粒與物質(zhì)的量公式：n==2\*GB3②摩爾質(zhì)量：單位物質(zhì)的量的物質(zhì)所具有的質(zhì)量用M表示單位：g/mol數(shù)值上等于該物質(zhì)的分子量質(zhì)量與物質(zhì)的量公式：n==3\*GB3③物質(zhì)的體積決定：①微粒的數(shù)目②微粒的大小③微粒間的距離微粒的數(shù)目一定固體液體主要決定②微粒的大小氣體主要決定③微粒間的距離體積與物質(zhì)的量公式：n=標準狀況下,1mol任何氣體的體積都約為22.4L=4\*GB3④阿伏加德羅定律：同溫同壓下,相同體積的任何氣體都含有相同的分子數(shù)=5\*GB3⑤物質(zhì)的量濃度：單位體積溶液中所含溶質(zhì)B的物質(zhì)的量。符號CB單位：mol/l公式：CB=nB/VnB=CB×VV=nB/CB溶液稀釋規(guī)律C〔濃×V〔濃=C〔稀×V〔稀=6\*GB3⑥溶液的配置〔l配制溶質(zhì)質(zhì)量分數(shù)一定的溶液計算：算出所需溶質(zhì)和水的質(zhì)量。把水的質(zhì)量換算成體積。如溶質(zhì)是液體時,要算出液體的體積。稱量：用天平稱取固體溶質(zhì)的質(zhì)量；用量簡量取所需液體、水的體積。溶解：將固體或液體溶質(zhì)倒入燒杯里,加入所需的水,用玻璃棒攪拌使溶質(zhì)完全溶解.〔2配制一定物質(zhì)的量濃度的溶液〔配制前要檢查容量瓶是否漏水1.計算m=c×v×M2.稱量3.溶解4。轉(zhuǎn)移〔洗滌2---3洗滌液轉(zhuǎn)入容量瓶5.定容6。搖勻7裝瓶貼簽計算：算出固體溶質(zhì)的質(zhì)量或液體溶質(zhì)的體積。稱量：用托盤天平稱取固體溶質(zhì)質(zhì)量,用量簡量取所需液體溶質(zhì)的體積。溶解：將固體或液體溶質(zhì)倒入燒杯中,加入適量的蒸餾水〔約為所配溶液體積的1/6,用玻璃棒攪拌使之溶解,冷卻到室溫后,將溶液引流注入容量瓶里。洗滌〔轉(zhuǎn)移：用適量蒸餾水將燒杯及玻璃棒洗滌2－3次,將洗滌液注入容量瓶。振蕩,使溶液混合均勻。定容：繼續(xù)往容量瓶中小心地加水,直到液面接近刻度2－3mm處,改用膠頭滴管加水,使溶液凹面恰好與刻度相切。把容量瓶蓋緊,再振蕩搖勻。5、過濾過濾是除去溶液里混有不溶于溶劑的雜質(zhì)的方法。過濾時應注意：①一貼：將濾紙折疊好放入漏斗,加少量蒸餾水潤濕,使濾紙緊貼漏斗內(nèi)壁。②二低：濾紙邊緣應略低于漏斗邊緣,加入漏斗中液體的液面應略低于濾紙的邊緣。③三靠：向漏斗中傾倒液體時,燒杯的夾嘴應與玻璃棒接觸；玻璃棒的底端應和過濾器有三層濾紙?zhí)庉p輕接觸；漏斗頸的末端應與接受器的內(nèi)壁相接觸,例如用過濾法除去粗食鹽中少量的泥沙。第二章化學物質(zhì)及其變化一、物質(zhì)的分類金屬：Na、Mg、Al單質(zhì)非金屬：S、O、N酸性氧化物：SO3、SO2、P2O5等氧化物堿性氧化物：Na2O、CaO、Fe2O3氧化物：Al2O3等純鹽氧化物：CO、NO等凈含氧酸：HNO3、H2SO4等物按酸根分無氧酸：HCl強酸：HNO3、H2SO4、HCl酸按強弱分弱酸：H2CO3、HClO、CH3COOH化一元酸：HCl、HNO3合按電離出的H+數(shù)分二元酸：H2SO4、H2SO3物多元酸：H3PO4強堿：NaOH、Ba<OH>2物按強弱分質(zhì)弱堿：NH3·H2O、Fe<OH>3堿一元堿：NaOH、按電離出的HO-數(shù)分二元堿：Ba<OH>2多元堿：Fe<OH>3正鹽：Na2CO3鹽酸式鹽：NaHCO3堿式鹽：Cu2<OH>2CO3溶液：NaCl溶液、稀H2SO4等混懸濁液：泥水混合物等合乳濁液：油水混合物物膠體：Fe<OH>3膠體、淀粉溶液、煙、霧、有色玻璃等二、分散系相關概念1.分散系：一種物質(zhì)〔或幾種物質(zhì)以粒子形式分散到另一種物質(zhì)里所形成的混合物,統(tǒng)稱為分散系。2.分散質(zhì)：分散系中分散成粒子的物質(zhì)。3.分散劑：分散質(zhì)分散在其中的物質(zhì)。4、分散系的分類：當分散劑是水或其他液體時,如果按照分散質(zhì)粒子的大小來分類,可以把分散系分為：溶液、膠體和濁液。分散質(zhì)粒子直徑小于1nm的分散系叫溶液,在1nm－100nm之間的分散系稱為膠體,而分散質(zhì)粒子直徑大于100nm的分散系叫做濁液。下面比較幾種分散系的不同：分散系溶液膠體濁液分散質(zhì)的直徑＜1nm〔粒子直徑小于10-9m1nm－100nm〔粒子直徑在10-9~10-7m＞100nm〔粒子直徑大于10-7m分散質(zhì)粒子單個小分子或離子許多小分子集合體或高分子巨大數(shù)目的分子集合體實例溶液酒精、氯化鈉等淀粉膠體、氫氧化鐵膠體等石灰乳、油水等性質(zhì)外觀均一、透明均一、透明不均一、不透明穩(wěn)定性穩(wěn)定較穩(wěn)定不穩(wěn)定能否透過濾紙能能不能能否透過半透膜能不能不能鑒別無丁達爾效應有丁達爾效應靜置分層注意：三種分散系的本質(zhì)區(qū)別：分散質(zhì)粒子的大小不同。三、膠體1、膠體的定義：分散質(zhì)粒子直徑大小在10-9~10-7m之間的分散系。2、膠體的分類：①.根據(jù)分散質(zhì)微粒組成的狀況分類：如：膠體膠粒是由許多等小分子聚集一起形成的微粒,其直徑在1nm～100nm之間,這樣的膠體叫粒子膠體。又如：淀粉屬高分子化合物,其單個分子的直徑在1nm～100nm范圍之內(nèi),這樣的膠體叫分子膠體。②.根據(jù)分散劑的狀態(tài)劃分：如：煙、云、霧等的分散劑為氣體,這樣的膠體叫做氣溶膠；AgI溶膠、溶膠、溶膠,其分散劑為水,分散劑為液體的膠體叫做液溶膠；有色玻璃、煙水晶均以固體為分散劑,這樣的膠體叫做固溶膠。3、膠體的制備A.物理方法①機械法：利用機械磨碎法將固體顆粒直接磨成膠粒的大?、谌芙夥ǎ豪酶叻肿踊衔锓稚⒃诤线m的溶劑中形成膠體,如蛋白質(zhì)溶于水,淀粉溶于水、聚乙烯熔于某有機溶劑等。B.化學方法①水解促進法：FeCl3+3H2O〔沸=〔膠體+3HCl②復分解反應法：KI+AgNO3=AgI〔膠體+KNO3Na2SiO3+2HCl=H2SiO3〔膠體+2NaCl思考：若上述兩種反應物的量均為大量,則可觀察到什么現(xiàn)象？如何表達對應的兩個反應方程式？提示：KI+AgNO3=AgI↓+KNO3〔黃色↓Na2SiO3+2HCl=H2SiO3↓+2NaCl〔白色↓4、膠體的性質(zhì)：①丁達爾效應——丁達爾效應是粒子對光散射作用的結(jié)果,是一種物理現(xiàn)象。丁達爾現(xiàn)象產(chǎn)生的原因,是因為膠體微粒直徑大小恰當,當光照射膠粒上時,膠粒將光從各個方面全部反射,膠粒即成一小光源〔這一現(xiàn)象叫光的散射,故可明顯地看到由無數(shù)小光源形成的光亮"通路"。當光照在比較大或小的顆粒或微粒上則無此現(xiàn)象,只發(fā)生反射或?qū)⒐馊课盏默F(xiàn)象,而以溶液和濁液無丁達爾現(xiàn)象,所以丁達爾效應常用于鑒別膠體和其他分散系。②布朗運動——在膠體中,由于膠粒在各個方向所受的力不能相互平衡而產(chǎn)生的無規(guī)則的運動,稱為布朗運動。是膠體穩(wěn)定的原因之一。③電泳——在外加電場的作用下,膠體的微粒在分散劑里向陰極〔或陽極作定向移動的現(xiàn)象。膠體具有穩(wěn)定性的重要原因是同一種膠粒帶有同種電荷,相互排斥,另外,膠粒在分散力作用下作不停的無規(guī)則運動,使其受重力的影響有較大減弱,兩者都使其不易聚集,從而使膠體較穩(wěn)定。說明：A、電泳現(xiàn)象表明膠粒帶電荷,但膠體都是電中性的。膠粒帶電的原因：膠體中單個膠粒的體積小,因而膠體中膠粒的表面積大,因而具備吸附能力。有的膠體中的膠粒吸附溶液中的陽離子而帶正電；有的則吸附陰離子而帶負電膠體的提純,可采用滲析法來提純膠體。使分子或離子通過半透膜從膠體里分離出去的操作方法叫滲析法。其原理是膠體粒子不能透過半透膜,而分子和離子可以透過半透膜。但膠體粒子可以透過濾紙,故不能用濾紙?zhí)峒兡z體。B、在此要熟悉常見膠體的膠粒所帶電性,便于判斷和分析一些實際問題。帶正電的膠粒膠體：金屬氫氧化物如、膠體、金屬氧化物。帶負電的膠粒膠體：非金屬氧化物、金屬硫化物As2S3膠體、硅酸膠體、土壤膠體特殊：AgI膠粒隨著AgNO3和KI相對量不同,而可帶正電或負電。若KI過量,則AgI膠粒吸附較多I－而帶負電；若AgNO3過量,則因吸附較多Ag+而帶正電。當然,膠體中膠粒帶電的電荷種類可能與其他因素有關。C、同種膠體的膠粒帶相同的電荷。D、固溶膠不發(fā)生電泳現(xiàn)象。凡是膠粒帶電荷的液溶膠,通常都可發(fā)生電泳現(xiàn)象。氣溶膠在高壓電的條件也能發(fā)生電泳現(xiàn)象。膠體根據(jù)分散質(zhì)微粒組成可分為粒子膠體〔如膠體,AgI膠體等和分子膠體[如淀粉溶液,蛋白質(zhì)溶液〔習慣仍稱其溶液,其實分散質(zhì)微粒直徑已達膠體范圍,只有粒子膠體的膠粒帶電荷,故可產(chǎn)生電泳現(xiàn)象。整個膠體仍呈電中性,所以在外電場作用下作定向移動的是膠粒而非膠體。④聚沉——膠體分散系中,分散系微粒相互聚集而下沉的現(xiàn)象稱為膠體的聚沉。能促使溶膠聚沉的外因有加電解質(zhì)〔酸、堿及鹽、加熱、溶膠濃度增大、加膠粒帶相反電荷的膠體等。有時膠體在凝聚時,會連同分散劑一道凝結(jié)成凍狀物質(zhì),這種凍狀物質(zhì)叫凝膠。膠體穩(wěn)定存在的原因：〔1膠粒小,可被溶劑分子沖擊不停地運動,不易下沉或上浮〔2膠粒帶同性電荷,同性排斥,不易聚大,因而不下沉或上浮膠體凝聚的方法：〔1加入電解質(zhì)：電解質(zhì)電離出的陰、陽離子與膠粒所帶的電荷發(fā)生電性中和,使膠粒間的排斥力下降,膠粒相互結(jié)合,導致顆粒直徑＞10－7m,從而沉降。能力：離子電荷數(shù),離子半徑陽離子使帶負電荷膠粒的膠體凝聚的能力順序為：Al3+＞Fe3+＞H+＞Mg2+＞Na+陰離子使帶正電荷膠粒的膠體凝聚的能力順序為：SO42－＞NO3－＞Cl－〔2加入帶異性電荷膠粒的膠體：〔3加熱、光照或射線等：加熱可加快膠粒運動速率,增大膠粒之間的碰撞機會。如蛋白質(zhì)溶液加熱,較長時間光照都可使其凝聚甚至變性。5、膠體的應用膠體的知識在生活、生產(chǎn)和科研等方面有著重要用途,如常見的有：①鹽鹵點豆腐：將鹽鹵〔或石膏〔溶液加入豆?jié){中,使豆腐中的蛋白質(zhì)和水等物質(zhì)一起凝聚形成凝膠。②肥皂的制取分離③明礬、溶液凈水④FeCl3溶液用于傷口止血⑤江河入XX形成的沙洲⑥水泥硬化⑦冶金廠大量煙塵用高壓電除去⑧土壤膠體中離子的吸附和交換過程,保肥作用⑨硅膠的制備：含水4%的叫硅膠⑩用同一鋼筆灌不同牌號墨水易發(fā)生堵塞6、膠體的提純凈化利用滲析的方法,將膠體中的雜質(zhì)離子或小分子除去。①實驗步驟〔1把10mL淀粉膠體和5mLNaCl溶液的混合液體,加入用半透膜制成的袋內(nèi),將此袋浸入蒸餾水中〔如圖〔半透膜可用雞蛋殼膜、牛皮紙、膠棉薄膜、玻璃紙等制成,它有非常細小的孔,只能允許較小的離子、分子透過。〔22min后,用兩支試管各取燒杯中的液體5mL,向其中一支試管里滴加少量AgNO3溶液,向另一支試管里滴加少量碘水,觀察現(xiàn)象。②實驗現(xiàn)象：可以看到在加入AgNO3溶液的試管里出現(xiàn)了白色沉淀；在加入碘水的試管里并沒有發(fā)生變化。③實驗結(jié)論：Cl－能透過半透膜,從半透膜袋中擴散到了蒸餾水中,淀粉不能透過半透膜,沒有擴散到蒸餾水中。膠體分散質(zhì)的粒子比溶液分散質(zhì)的粒子大。④注意事項：半透膜袋要經(jīng)檢驗未破損,否則,淀粉粒子也會進入蒸餾水。不能用自來水代替蒸餾水,否則,實驗結(jié)論不可靠。一般要在2min以后再作Cl－的檢驗,否則,Cl－出來的太少,現(xiàn)象不明顯。四、離子反應1、電離<ionization>電離：電解質(zhì)溶于水或受熱熔化時解離成自由離子的過程。酸、堿、鹽的水溶液可以導電,說明他們可以電離出自由移動的離子。不僅如此,酸、堿、鹽等在熔融狀態(tài)下也能電離而導電,于是我們依據(jù)這個性質(zhì)把能夠在水溶液里或熔融狀態(tài)下能導電的化合物統(tǒng)稱為電解質(zhì)。2、電離方程式H2SO4=2H++SO42-HCl=H++Cl-HNO3=H++NO3-硫酸在水中電離生成了兩個氫離子和一個硫酸根離子。鹽酸,電離出一個氫離子和一個氯離子。硝酸則電離出一個氫離子和一個硝酸根離子。電離時生成的陽離子全部都是氫離子的化合物我們就稱之為酸。從電離的角度,我們可以對酸的本質(zhì)有一個新的認識。那堿還有鹽又應怎么來定義呢？電離時生成的陰離子全部都是氫氧根離子的化合物叫做堿。電離時生成的金屬陽離子〔或NH4+和酸根陰離子的化合物叫做鹽。書寫下列物質(zhì)的電離方程式：KCl、Na2SO4、AgNO3、BaCl2、NaHSO4、NaHCO3KCl==K＋+Cl―Na2SO4==2Na＋+SO42―AgNO3==Ag＋+NO3―BaCl2==Ba2＋+2Cl―NaHSO4==Na＋+H＋+SO42―NaHCO3==Na＋+HCO3―這里大家要特別注意,碳酸是一種弱酸,弱酸的酸式鹽如碳酸氫鈉在水溶液中主要是電離出鈉離子還有碳酸氫根離子；而硫酸是強酸,其酸式鹽就在水中則完全電離出鈉離子,氫離子還有硫酸根離子。［小結(jié)］注意：1、HCO3-、OH-、SO42-等原子團不能拆開2、HSO4―在水溶液中拆開寫,在熔融狀態(tài)下不拆開寫。3、電解質(zhì)與非電解質(zhì)①電解質(zhì)：在水溶液里或熔化狀態(tài)下能夠?qū)щ姷幕衔?如酸、堿、鹽等。②非電解質(zhì)：在水溶液里和熔融狀態(tài)下都不導電的化合物,如蔗糖、酒精等。小結(jié)〔1、能夠?qū)щ姷奈镔|(zhì)不一定全是電解質(zhì)。〔2、電解質(zhì)必須在水溶液里或熔化狀態(tài)下才能有自由移動的離子?！?、電解質(zhì)和非電解質(zhì)都是化合物,單質(zhì)既不是電解也不是非電解質(zhì)?！?、溶于水或熔化狀態(tài)；注意："或"字〔5、溶于水和熔化狀態(tài)兩各條件只需滿足其中之一,溶于水不是指和水反應；〔6、化合物,電解質(zhì)和非電解質(zhì),對于不是化合物的物質(zhì)既不是電解質(zhì)也不是非電解質(zhì)。4、電解質(zhì)與電解質(zhì)溶液的區(qū)別：電解質(zhì)是純凈物,電解質(zhì)溶液是混合物。無論電解質(zhì)還是非電解質(zhì)的導電都是指本身,而不是說只要在水溶液或者是熔化能導電就是電解質(zhì)。注意事項：①電解質(zhì)和非電解質(zhì)是對化合物的分類,單質(zhì)既不是電解質(zhì)也不是非電解質(zhì)。電解質(zhì)應是化合物〔屬于純凈物。而Cu則是單質(zhì)〔能導電的物質(zhì)不一定是電解質(zhì),如石墨或金屬,K2SO4與NaCl溶液都是混合物。②電解質(zhì)應是一定條件下本身電離而導電的化合物。有些化合物的水溶液能導電,但溶液中離子不是它本身電離出來的,而是與水反應后生成的,因此也不是電解質(zhì)。例如CO2能導電是因CO2與H2O反應生成了H2CO3,H2CO3能夠電離而非CO2本身電離。所以CO2不是電解質(zhì),是非電解質(zhì)〔如氨氣、二氧化硫、三氧化硫。H2CO3H2SO3NH3.H2O是電解質(zhì)③酸、堿、鹽、金屬氧化物、水是電解質(zhì),蔗糖、酒精為非電解質(zhì)。④BaSO4AgCl難溶于水,導電性差,但由于它們的溶解度太小,測不出〔或難測其水溶液的導電性,但它們?nèi)芙獾牟糠质峭耆婋x的,所以他們是電解質(zhì)⑤化合物在水溶液中或受熱熔化時本身能否發(fā)生電離是區(qū)別電解質(zhì)與非電解質(zhì)的理論依據(jù),能否導電則是實驗依據(jù)。能導電的物質(zhì)不一定是電解質(zhì),如石墨；電解質(zhì)本身不一定能導電,如NaCl晶體。⑥電解質(zhì)包括離子化合物和共價化合物。離子化合物是水溶液還是熔融狀態(tài)下均可導電,如鹽和強堿。共價化合物是只有在水溶液中能導電的物質(zhì),如HCl。{補充：①溶液導電能力強弱與單位體積溶液中離子的多少和離子所帶電荷數(shù)有關；②在溶液的體積、濃度以及溶液中陰〔或陽離子所帶的電荷數(shù)都相同的情況下,導電能力強的溶液里能夠自由移動的離子數(shù)目一定比導電能力弱的溶液里能夠自由移動的離子數(shù)目多。③HCl、NaOH、NaCl在水溶液里的電離程度比CH3COOH、NH3·H2O在水溶液中的電離程度大。據(jù)此可得出結(jié)論：電解質(zhì)應有強弱之分。5、強電解質(zhì)：在水溶液里全部電離成離子的電解質(zhì)。6、弱電解質(zhì)：在水溶液里只有一部分分子電離成離子的電解質(zhì)。強、弱電解質(zhì)對比強電解質(zhì)弱電解質(zhì)物質(zhì)結(jié)構(gòu)離子化合物,某些共價化合物某些共價化合物電離程度完全部分溶液時微粒水合離子分子、水合離子導電性強弱物質(zhì)類別實例大多數(shù)鹽類、強酸、強堿弱酸、弱堿、水7、強電解質(zhì)與弱電解質(zhì)的注意點①電解質(zhì)的強弱與其在水溶液中的電離程度有關,與其溶解度的大小無關。例如：難溶的BaS04、CaS03等和微溶的Ca<OH>2等在水中溶解的部分是完全電離的,故是強電解質(zhì)。而易溶于水的CH3COOH、H3P04等在水中只有部分電離,故歸為弱電解質(zhì)。②電解質(zhì)溶液的導電能力的強弱只與自由移動的離子濃度及離子所帶的電荷數(shù)有關,而與電解質(zhì)的強弱沒有必然的聯(lián)系。例如：一定濃度的弱酸溶液的導電能力也可能比較稀的強酸溶液強。③強電解質(zhì)包括：強酸<如HCl、HN03、H2S04>、強堿<如NaOH、KOH、Ba<OH>2>和大多數(shù)鹽<如NaCl、MgCl2、K2S04、NH4C1>及所有的離子化合物和少數(shù)的共價化合物。④弱電解質(zhì)包括：弱酸<如CH3COOH>、弱堿<如NH3·H20>、中強酸<如H3PO4>,注意：水也是弱電解質(zhì)。⑤共價化合物在水中才能電離,熔融狀態(tài)下不電離舉例：KHSO4在水中的電離式和熔融狀態(tài)下電離式是不同的。}8、離子方程式的書寫第一步：寫〔基礎寫出正確的化學方程式例如:CuSO4+BaCl2=BaSO4↓+CuCl2第二步：拆〔關鍵把易溶、易電離的物質(zhì)拆成離子形式〔難溶、難電離的以及氣體等仍用化學式表示Cu2＋＋SO42－＋Ba2＋＋2Cl－＝BaSO4↓＋Cu2＋＋2Cl－第三步：刪〔途徑刪去兩邊不參加反應的離子Ba2++SO42－=BaSO4↓第四步：查〔保證檢查〔質(zhì)量守恒、電荷守恒Ba2++SO42－=BaSO4↓質(zhì)量守恒：左——Ba,S4O右——Ba,S4O電荷守恒：左2+〔—2=0右0※離子方程式的書寫注意事項:1.非電解質(zhì)、弱電解質(zhì)、難溶于水的物質(zhì),氣體在反應物、生成物中出現(xiàn),均寫成化學式或分式。HAc＋OH－=Ac－＋H2O2.固體間的反應,即使是電解質(zhì),也寫成化學式或分子式。2NH4Cl〔固＋Ca<OH>2〔固=CaCl2＋2H2O＋2NH3↑3.氧化物在反應物中、生成物中均寫成化學式或分子式。SO3＋Ba2+＋2OH－=BaSO4↓＋H2OCuO＋2H+=Cu2+＋H2O4.濃H2SO4作為反應物和固體反應時,濃H2SO4寫成化學式。5.H3PO4中強酸,在寫離子方程式時按弱酸處理,寫成化學式。6.金屬、非金屬單質(zhì),無論在反應物、生成物中均寫成化學式。如：Zn+2H+=Zn2++H2↑7.微溶物作為反應物時,處于澄清溶液中

時寫成離子形式;處于濁液或固體時寫成化學式。微溶物作為生成物的一律寫化學式如條件是澄清石灰水,則應拆成離子；若給的是石灰乳或渾濁石灰水則不能拆,寫成化學式。另加：鹽酸硫酸硝酸為強酸醋酸碳酸為弱酸氫氧化鈉氫氧化鈣是強堿酸————在水溶液中電離出的陽離子全部是氫離子的化合物。所謂強酸、弱酸是相對而言,

酸溶于水能發(fā)生完全電離的,屬于強酸。如HCl、H2SO4、HNO3、HBr、HI、

酸溶于水不能發(fā)生完全電離的,屬于弱酸。如碳酸、H2S、HF、磷酸、乙酸〔醋酸等。

堿————在水溶液中電離出的陰離子全部是氫氧根離子的化合物。所謂強堿、弱堿是相對而言,

堿溶于水能發(fā)生完全電離的,屬于強堿。如KOH、NaOH、Ba<OH>2

堿溶于水不能發(fā)生完全電離的,屬于弱堿。如一水和氨、氫氧化鈣〔中強堿、氫氧化鋁、氫氧化鋅等。9、離子共存問題凡是能發(fā)生反應的離子之間或在水溶液中水解相互促進的離子之間不能大量共存〔注意不是完全不能共存,而是不能大量共存一般規(guī)律是：1、凡相互結(jié)合生成難溶或微溶性鹽的離子〔熟記常見的難溶、微溶鹽；2、與H+不能大量共存的離子〔生成水或弱酸及酸式弱酸根離子：

氧族有：OH-、S2-、HS-、SO32-、HSO3-

鹵族有：F-、ClO-碳族有：CH3COO-、CO32-、HCO32-、SiO32-

3、與OH-不能大量共存的離子有：

NH42+和HS-、HSO3-、HCO3-等弱酸的酸式酸根離子以及弱堿的簡單陽離子〔比如：Cu2+、Al3+、Fe3+、Fe2+、Mg2+等等

4、能相互發(fā)生氧化還原反應的離子不能大量共存：

常見還原性較強的離子有:Fe3+、S2-、I-、SO32-。

氧化性較強的離子有：Fe3+、ClO-、MnO4-、Cr2O72-、NO3-10、氧化還原反應=1\*GB3①、氧化反應：元素化合價升高的反應還原反應：元素化合價降低的反應氧化還原反應：凡有元素化合價升降的化學反應就是=2\*GB3②、氧化還原反應的判斷依據(jù)-----有元素化合價變化失電子總數(shù)=化合價升高總數(shù)==得電子總數(shù)==化合價降低總數(shù)。=3\*GB3③、氧化還原反應的實質(zhì)------電子的轉(zhuǎn)移<電子的得失或共用電子對的偏移口訣：失電子,化合價升高,被氧化〔氧化反應,還原劑；得電子,化合價降低,被還原〔還原反應,氧化劑；=4\*GB3④氧化劑和還原劑<反應物>氧化劑：得電子<或電子對偏向>的物質(zhì)------氧化性還原劑：失電子<或電子對偏離>的物質(zhì)------還原性氧化產(chǎn)物：氧化后的生成物還原產(chǎn)物：還原后的生成物。=5\*GB3⑤常見的氧化劑與還原劑=1\*alphabetica、常見的氧化劑<1>活潑的非金屬單質(zhì)：O2、Cl2、Br2<2>含高價金屬陽離子的化合物：FeCl3<3>含某些較高化合價元素的化合物：濃H2SO4、HNO3、KMnO4、MnO2=2\*alphabeticb、常見的還原劑：<1>活潑或或較活潑的金屬：K、Ca、Na、Al、Mg、Zn<按金屬活動性順序,還原性遞減><2>含低價金屬陽離子的化合物：Fe2＋<3>某些非金屬單質(zhì)：C、H2<4>含有較低化合價元素的化合物：HCl、H2S、HI、KI化合價降低,得電子,被還原化合價降低,得電子,被還原化合價升高,失電子,被氧化氧化劑+還原劑==還原產(chǎn)物+氧化產(chǎn)物化合價升高,失電子,被氧化⑥、氧化還原反應中電子轉(zhuǎn)移的表示方法<1>雙線橋法---表示電子得失結(jié)果<2>單線橋——表示電子轉(zhuǎn)移情況步驟：重點：〔1單箭號〔在反應物之間；〔2箭號起點為被氧化〔失電子元素,終點為被還原〔得電子元素；〔3只標轉(zhuǎn)移電子總數(shù),不標得與失〔氧化劑得電總數(shù)等于還原劑失電子總數(shù)。⑦、氧化還原反應與四種基本反應類型的關系⑧、氧化劑、還原劑之間反應規(guī)律〔1對于氧化劑來說,同族元素的非金屬原子,它們的最外層電子數(shù)相同而電子層數(shù)不同時,電子層數(shù)越多,原子半徑越大,就越難得電子。因此,它們單質(zhì)的氧化性就越弱?！?金屬單質(zhì)的還原性強弱一般與金屬活動順序相一致?！?元素處于高價的物質(zhì)具有氧化性,在一定條件下可與還原劑反應,在生成的新物質(zhì)中該元素的化合價降低?！?元素處于低價的物質(zhì)具有還原性,在一定條件下可與氧化劑反應,在生成的新物質(zhì)中該元素的化合價升高?！?稀硫酸與活潑金屬單質(zhì)反應時,是氧化劑,起氧化作用的是,被還原生成H2,濃硫酸是強氧化劑,與還原劑反應時,起氧化作用的是,被還原后一般生成SO2?！?不論濃硝酸還是稀硝酸都是氧化性極強的強氧化劑,幾乎能與所有的金屬或非金屬發(fā)生氧化還原反應,反應時,主要是得到電子被還原成NO2,NO等。一般來說濃硝酸常被還原為NO2,稀硝酸常被還原為NO。〔7變價金屬元素,一般處于最高價時的氧化性最強,隨著化合價降低,其氧化性減弱,還原性增強。氧化劑與還原劑在一定條件下反應時,一般是生成相對弱的還原劑和相對弱的氧化劑,即在適宜的條件下,可用氧化性強的物質(zhì)制取氧化性弱的物質(zhì),也可用還原性強的物質(zhì)制取還原性弱的物質(zhì)。⑨、判斷氧化劑或還原劑強弱的依據(jù)=1\*romani.根據(jù)方程式判斷氧化性：氧化劑>氧化產(chǎn)物還原性：還原劑>還原產(chǎn)物=2\*romanii．根據(jù)反應條件判斷當不同氧化劑作用于同一還原劑時,如氧化產(chǎn)物價態(tài)相同,可根據(jù)反應條件的難易來進行判斷,如：4HCl〔濃+MnO2MnCl2+2H2O+Cl2↑16HCl〔濃+2KMnO4=2KCl+2MnCl2+8H2O+5Cl2↑易知氧化性：KMnO4>MnO2。=3\*romaniii.由氧化產(chǎn)物的價態(tài)高價來判斷當含變價元素的還原劑在相似的條件下作用于不同的氧化劑時,可由氧化產(chǎn)物相關元素價態(tài)的高低來判斷氧化劑氧化性的強弱。如：2Fe+3Cl22FeCl3Fe+SFeS可知氧化性：Cl2>S。=4\*romaniv.根據(jù)元素周期表判斷〔=1\*alphabetica同主族元素〔從上到下：非金屬原子〔或單質(zhì)氧化性逐漸減弱,對應陰離子還原性逐漸增強；金屬原子〔或單質(zhì)還原性逐漸增強,對應陽離子氧化性逐漸減弱?！?2\*alphabeticb同周期元素〔從左到右：原子或單質(zhì)還原性逐漸減弱,氧化性逐漸增強。陽離子的氧化性逐漸增強,陰離子的還原性逐漸減弱。=10\*GB3⑩、氧化還原方程式的配平<=1\*alphabetica>配平依據(jù)：在氧化還原反應中,得失電子總數(shù)相等或化合價升降總數(shù)相等。<=2\*alphabeticb>配平步驟："一標、二找、三定、四配、五查",即標好價,找變化,定總數(shù),配系數(shù)、再檢查。"=1\*romani、確定氧化劑、氧化產(chǎn)物、還原劑、還原產(chǎn)物的化合價=2\*romanii、用觀察法找出元素化合價的變化值=3\*romaniii、用化合價升降總數(shù)相等的原則確定化學計量數(shù)。=4\*romaniv、調(diào)整計量數(shù),用觀察法確定化合價無變化的物質(zhì)的計量數(shù),同時將單線改成等號。=5\*romanv、檢查核實各元素原子個數(shù)在反應前后是否相等。對于用離子方程式表示的氧化還原方程式還必須核對反應前后離子的總電荷數(shù)是否相等。<=3\*alphabeticc>配平技法=1\*romani、奇數(shù)配偶法：如S＋C＋KNO3——CO2＋N2＋K2S,反應物KNO3中三種元素原子數(shù)均為奇數(shù),而生成物中三種元素的原子數(shù)均為偶數(shù),故可將KNO3乘以2,然后觀察法配平得1,3,2,3,1,1。此法適于物質(zhì)種類少且分子組成簡單的氧化還原反應。0－2化合價降低2＋4化合價升高4S＋KOH<熱、濃>=K20－2化合價降低2＋4化合價升高4S＋KOH<熱、濃>=K2S＋K2SO3＋H2O由于S的化合價既升又降,而且升降總數(shù)要相等,所以K2S的化學計量數(shù)為2,K2SO3的計量數(shù)為1,然后再確定S的化學計量數(shù)為3。此類方法適宜于一種元素的化合價既升高又降低的氧化還原反應,即歧化反應。=3\*romaniii、零價法：配平依據(jù)是還原劑中各元素化合價升高總數(shù)等于氧化劑中各元素化合價降低總數(shù),此法適宜于還原劑中兩種元素價態(tài)難以確定但均屬于升高的氧化還原反應。例如：Fe3P＋HNO3——Fe<NO3>3＋NO＋H3PO4＋H2O,因Fe3P中價數(shù)不好確定,而把Fe、P皆看成零價。在相應的生成物中Fe為＋3價,P為＋5價,所以價態(tài)升高總數(shù)為3×3＋5＝14,而降低的價態(tài)為3,最小公倍數(shù)為42,故Fe3P的計量數(shù)為3,HNO3作氧化劑部分計量數(shù)為14,然后用觀察法配平得到：3,41,9,14,3,16。=4\*romaniv、1·n法<不用標價態(tài)的配平法>本法往往用于多元素且有氧元素時氧化還原反應方程式的配平,但不能普遍適用。其法是先把有氧元素的較復雜反應物的計量數(shù)設為1,較簡單的設為n。然后,a.丟掉氧,用觀察法來調(diào)整其它項的計量數(shù)。b.再由a得的系數(shù)根據(jù)氧原子數(shù)相等列出方程求出n值,c.將n值代入有n的各計量數(shù),再調(diào)整配平。例如：KI＋KIO3＋H2S——I2＋K2SO4＋H2O設KIO3的化學計量數(shù)為1,KI的化學計量數(shù)為n。a.nKI＋1KIO3＋H2S——I2＋K2SO4＋H2Ob.列方程<根據(jù)氧原子數(shù)相等>3＝×4＋解之n＝c.代入n值：KI＋KIO3＋H2S——I2＋K2SO4＋H2O將分數(shù)調(diào)整為整數(shù)得1,5,3,3,3,3。有時也可以把沒氧的復雜項定為1,如配平1Na2Sx＋nNaClO＋<2x－2>NaOH——xNa2SO4＋nNaCl＋H2O據(jù)氧原子相等列方程：n＋2x－2＝4x＋x－1解之n＝3x＋1將n值代入得：1,<3x＋1>,2<x－1>,x,<3x＋1>,<x－1>小結(jié)：氧化還原反應的配平重點注意以下幾點：1："集合原子"應做到優(yōu)先配平。2：先拆后合的拆項配平法中,需要拆的項是那些在反應中化合價既升高又降低〔既作氧化劑又作還原劑的物質(zhì)。3：整體法配平法中,選擇把哪第個化合價升降過程"捆綁"作為一個過程是關鍵,選擇時一定要把在反應中存在固定物質(zhì)的量之比的升降過程過程進行"捆綁",不存在固定物質(zhì)的量之比的升降過程就不能進行"捆綁"。如S+KNO3+C——K2S+CO2+N24：離子反應配平：關鍵在于能否充分利用"電荷守恒"5：缺項配平：注意兩點：★如果是化學后應方程式其缺項一般為：水、酸、堿。如果是離子反應方程式其缺項般為：水、H+、OH-?！镌陔x子反應方程式配平其缺項時如有兩種可能如〔H2O、H+或〔H2O、OH-,還應考慮離子共存的問題如：Cu2++FeS2+囗____——Cu2S+SO42-+Fe2++囗____可有兩種選擇：〔14、5、12H2O、7、3、5、24H+或〔14、5、24OH-、7、3、5、12H2O后一種配平由于OH-與Cu2+不能共存所以不正確。第三章金屬及其化合物一、金屬的物理通性：常溫下,金屬一般為銀白色晶體〔汞常溫下為液體,具有良好的導電性、導熱性、延展性。二、金屬的化學性質(zhì)：多數(shù)金屬的化學性質(zhì)比較活潑,具有較強的還原性,在自然界多數(shù)以化合態(tài)形式存在。物質(zhì)NaAlFe保存煤油〔或石蠟油中直接在試劑瓶中即可直接在試劑瓶中化性常溫下氧化成Na2O：4Na

+

O2

=

2Na2O點燃點燃生成Na2O2點燃點燃2Na

+

O2

==

Na2O2點燃常溫下生成致密氧化膜：4Al

+

3O2

=

2Al2O3致密氧化膜使鋁耐腐蝕。點燃純氧中可燃,生成氧化鋁：點燃點燃4Al

+

3O2

==

2Al2O3點燃潮濕空氣中易受腐蝕：鐵銹：主要成分Fe2O3點燃純氧中點燃生成：點燃點燃3Fe+2O2

==Fe3O4點燃與O2與Cl22Na+Cl2

==

2NaCl2Al+3Cl2

==

2AlCl32Fe+3Cl2==2FeCl3與S常溫下即可反應：2Na

+

S

=

Na2S△加熱時才能反應：△2Al+3S

==

Al2S3△加熱只能生成亞鐵鹽：△Fe+S==FeS與水常溫與冷水劇烈反應：2Na+2H2O=2NaOH+H2↑△去膜后與熱水反應：△2Al+6H2O==2Al<OH>3↓+3H2↑常溫下純鐵不與水反應?！骷訜釙r才與水蒸氣反應：△3Fe+4H2O<g>==Fe3O4+4H2與酸溶液

2Na+2HCl=2NaCl+H2↑2Al+6HCl==2AlCl3+3H2↑Fe+2HCl=FeCl2+H2↑與堿溶液----------------------2Al+2NaOH+2H2O=2NaAlO2+3H2↑---------------------與鹽溶液與硫酸銅溶液：2Na+2H2O+CuSO4=Cu<OH>2↓+Na2SO4+H2↑與氯化鐵溶液：6Na+6H2O+2FeCl3=2Fe<OH>3↓+6NaCl+3H2↑置換出較不活潑的金屬單質(zhì)置換出較不活潑的金屬單質(zhì)與氧化物----------------------點燃鎂條引燃時鋁熱反應：點燃2Al+Fe2O3=======Al2O3+2Fe---------------------金屬活潑性逐漸減弱三、金屬化合物的性質(zhì)：1、氧化物Na2ONa2O2Al2O3Fe2O3性質(zhì)堿性氧化物非堿性氧化物兩性氧化物堿性氧化物顏色狀態(tài)白色固體淡黃色固體白色固體赤紅色固體與水反應Na2O+H2O=2NaOH2Na2O2+2H2O=4NaOH+O2↑--------------------------------與酸溶液Na2O+2HCl=2NaCl+H2O〔溶液無色2Na2O2+4HCl=4NaCl+2H2O+O2↑Al2O3+6HCl=2AlCl3+3H2OFe2O3+6HCl=2FeCl3+3H2O〔溶液黃色與堿溶液--------------------------------Al2O3+2NaOH=2NaAlO2+H2O----------------其他Na2O+CO2=Na2CO32Na2O2+2CO2=2Na2CO3+O2--------------------------------2、氫氧化物化性NaOHAl<OH>3Fe<OH>2Fe<OH>3屬性堿性氫氧化物兩性氫氧化物堿性氫氧化物堿性氫氧化物與酸溶液NaOH+HCl=NaCl+H2OAl<OH>3+3HCl=AlCl3+3H2OFe<OH>2+2HCl=FeCl2+2H2OFe<OH>3+3HCl=FeCl3+3H2O與堿溶△△液△△----------------Al<OH>3+NaOH=NaAlO2+2H2O--------------------------------穩(wěn)定性穩(wěn)定2Al<OH>3==Al2O3+3H2O4Fe<OH>2+O2+2H2O=4Fe<OH>32Fe<OH>3==Fe2O3+3H2O其他2NaOH+CO2

=Na2CO3+H2ONaOH+CO2<過量>=NaHCO3------------------------------------------------制備金屬鈉與水即可鋁鹽溶液與過量濃氨水亞鐵鹽溶液與氫氧化鈉溶液〔液面下鐵鹽溶液滴加氫氧化鈉溶液3、鹽Na2CO3NaHCO3溶解度較大較小溶液堿性使酚酞變紅,溶液呈堿性。使酚酞變淡粉色,溶液呈較弱的堿性。與酸反應迅速Na2CO3+2HCl=2NaCl+2H2O+CO2↑反應更迅速NaHCO3+HCl=NaCl+H2O+CO2↑與堿--------------------------------NaHCO3+NaOH=Na2CO3+H2O穩(wěn)定性穩(wěn)定,加熱不分解?！鞴腆wNaHCO3△：2NaHCO3

==

Na2CO3+H2O+CO2↑相互轉(zhuǎn)化Na2CO3溶液中通入大量CO2Na2CO3+H2O+CO2

=

2NaHCO3△固體NaHCO3：△2NaHCO3

==

Na2CO3+H2O+CO2↑其他溶液中：Na2CO3+Ca<OH>2

=

2NaOH+CaCO3↓溶液中：NaHCO3+Ca<OH>2

=

NaOH+CaCO3↓+H2O用途工業(yè)原料等中和胃酸、制糕點等金屬離子檢驗：焰色反應呈黃色FeCl2FeCl3顏色淺綠色黃色與堿溶液FeCl2+2NaOH

=

Fe<OH>2↓+2NaClFeCl3+3NaOH=

Fe<OH>3↓+3NaCl相互轉(zhuǎn)化2FeCl2+Cl2

=

2FeCl32FeBr2+Br2

=

2FeBr3主要表現(xiàn)：性〔還原性2FeCl3+Fe

=

3FeCl22FeBr3+Fe

=

3FeBr2表現(xiàn)：性〔氧化性檢驗遇KSCN不顯血紅色,加入氯水后顯紅色遇KSCN顯血紅色用途凈水劑等印刷線路板等四、金屬及其化合物之間的相互轉(zhuǎn)化1、鋁及其重要化合物之間的轉(zhuǎn)化關系,寫出相應的化學反應方程式。⑩NaAlO2+HCl+H2O=Al<OH>3↓+NaCl2、鐵及其重要化合物之間的轉(zhuǎn)化關系,寫出相應的化學反應方程式。3、鈉及其化合物之間的相互轉(zhuǎn)化,寫出相應的化學反應方程式。附：1、焰色反應：用于在火焰上呈現(xiàn)特殊顏色的金屬或它們的化合物的檢驗。鋰鈉鉀鈣鍶鋇銅紫紅色黃色紫色磚紅色洋紅色黃綠色藍綠色注：觀察鉀焰色反應時,應透過藍色鈷玻璃,以便濾去雜質(zhì)鈉的黃光。2、碳酸鈉、碳酸氫鈉：Na2CO3又叫純堿,俗稱蘇打。無水碳酸鈉是白色粉末。NaHCO3俗稱小蘇打,也叫酸式碳酸鈉。它是白色粉末,在水中的溶解度比碳酸鈉略小,水溶液呈微堿性,固體碳酸氫鈉受熱即分解。NaHCO3是發(fā)酵粉的主要成分,也用于制滅火劑、焙粉或清涼飲料等方面的原料,在橡膠工業(yè)中作發(fā)泡劑。將碳酸鈉溶液或結(jié)晶碳酸鈉吸收CO2可制得碳酸氫鈉。3、氧化鋁、氫氧化鋁

〔1Al2O3俗名礬土,是一種難熔又不溶于水的白色粉末。它的熔點、沸點都高于2000度。〔2氫氧化鋁是典型的兩性氫氧化物,它既能溶于強酸生成鋁鹽溶液,又能溶于強堿生成偏鋁酸鹽溶液。氫氧化鋁可用來制備鋁鹽,作吸附劑等的原料。氫氧化鋁凝膠有中和胃酸和保護潰瘍面的作用,可用于治療胃和十二指腸潰瘍、胃酸過多等。10、合金：第四章非金屬及其化合物一、分類二、本章知識結(jié)構(gòu)梳理<一>硅及其化合物1、二氧化硅和二氧化碳比較二氧化硅二氧化碳類別酸性氧化物_酸性氧化物晶體結(jié)構(gòu)原子晶體分子晶體熔沸點高低與水反應方程式不反應CO2+H2OH2CO3與酸反應方程式SiO2+4HF==SiF4↑+2H2O不反應與燒堿反應方程式SiO2+2NaOH==Na2SiO3+H2O少：2NaOH+CO2==Na2CO3+H2O過：NaOH+CO2==NaHCO3與CaO反應方程式SiO2+CaOCaSiO3CaO+CO2==CaCO3存在狀態(tài)水晶、瑪瑙、石英、硅石、沙子人和動物排放2、硅以及硅的化合物的用途物質(zhì)用途硅單質(zhì)半導體材料、光電池〔計算器、人造衛(wèi)星、登月車、探測器SiO2飾物、儀器、光導纖維、玻璃硅酸鈉礦物膠SiC砂紙、砂輪的磨料<二>氯1、液氯、新制的氯水和久置的氯水比較液氯新制氯水久置氯水分類純凈物混合物混合物顏色黃綠色黃綠色無色成分Cl2Cl2、H2O、HClO、H＋、Cl―、ClO―、極少量的為OH―H＋、Cl―、H2O、極少量的OH―稀鹽酸性質(zhì)氧化性氧化性、酸性、漂白性酸性2、氯氣的性質(zhì)與金屬鈉反應方程式2Na+Cl22NaCl與金屬鐵反應方程式2Fe+3Cl22FeCl3與金屬銅反應方程式Cu+Cl2CuCl2與氫氣反應方程式H2+Cl22HCl；H2+Cl22HCl與水反應方程式H2O+Cl2==HCl+HClO制漂白液反應方程式Cl2+2NaOH==NaCl+NaClO+H2O制漂白粉反應方程式2Cl2+2Ca<OH>2==CaCl2+Ca<ClO>2+2H2O實驗室制法MnO2＋4HCl〔濃MnCl2+Cl2↑+2H2O氯離子的檢驗試劑以及反應方程式AgNO3溶液Ag＋+Cl―==AgCl<三>硫、氮1、二氧化硫的性質(zhì)物理性質(zhì)顏色狀態(tài)密度毒性黃綠色比空氣___大___有毒化學性質(zhì)酸性與水反應方程式SO2+H2OH2SO3與燒堿反應方程式SO2+2NaOH==Na2SO3+H2ONa2SO3+SO2+H2O==2NaHSO3SO2+NaOH==NaHSO3漂白性漂白原理：由于它能跟某些有色物質(zhì)生成：無色物質(zhì)曾學過的具有漂白性的物質(zhì)吸附漂白：活性炭氧化漂白：HClO、O3、Na2O2還原性與氧氣反應方程式2SO2+O2===2SO3與氯水反應方程式SO2+Cl2+2H2O==H2SO4+2HCl氧化性與硫化氫反應方程式SO2+2H2S==3S↓+2H2O2、濃硫酸和濃硝酸的性質(zhì)濃硫酸濃硝酸相同點與Cu反應Cu+2H2SO4<濃>CuSO4+SO2↑+2H2OCu+4HNO3<濃>==Cu<NO3>2+2NO2↑+2H2O3Cu＋8HNO3<稀>==3Cu<NO3>2+2NO↑+4H2O與木炭反應C+2H2SO4<濃>CO2↑+2SO2↑+2H2OC+4HNO3<濃>CO2↑+4NO2↑+2H2O與鐵鋁反應發(fā)生鈍化現(xiàn)象,所以可以用鐵制或鋁制容器來存放冷的濃硫酸和濃硝酸異同點①吸水性——干燥劑②脫水性——蔗糖變黑王水：濃硝酸和濃鹽酸〔__1__：3___3、氨氣、氨水與銨鹽的性質(zhì)氨氣的物理性質(zhì)顏色狀態(tài)密度水溶性無色有刺激性氣味的氣體比空氣__小___易溶〔1：_700_可以形成噴泉,水溶液呈_堿_性。氨氣的化學性質(zhì)與水反應方程式NH3+H2ONH3·H2ONH4＋+OH―與鹽酸反應方程式NH3+HCl==NH4Cl實驗室制法Ca<OH>2+2NH4ClCaCl2+2NH3↑+2H2O氨水成分NNH3、NH3·H2O、H2O、NH4＋、OH―、極少量的H＋銨鹽物理性質(zhì)：銨鹽都是_無色_色晶體,____能_____溶于水化學性質(zhì)氯化銨分解反應方程式NH4ClNH3+HCl碳酸氫銨分解反應方程式NH4HCO3NH3↑+H2O+CO2↑高中化學必修2知識點歸納總結(jié)第一章物質(zhì)結(jié)構(gòu)元素周期律一、原子結(jié)構(gòu)質(zhì)子〔Z個原子核注意：中子〔N個質(zhì)量數(shù)<A>＝質(zhì)子數(shù)<Z>＋中子數(shù)<N>Z1.原子〔AX原子序數(shù)=核電荷數(shù)=質(zhì)子數(shù)=原子的核外電子數(shù)Z核外電子〔Z個★熟背前20號元素,熟悉1～20號元素原子核外電子的排布：HHeLiBeBCNOFNeNaMgAlSiPSClArKCa2.原子核外電子的排布規(guī)律：①電子總是盡先排布在能量最低的電子層里；②各電子層最多容納的電子數(shù)是2n2；③最外層電子數(shù)不超過8個〔K層為最外層不超過2個,次外層不超過18個,倒數(shù)第三層電子數(shù)不超過32個。電子層：一〔能量最低二三四五六七對應表示符號：KLMNOPQ3.元素、核素、同位素元素：具有相同核電荷數(shù)的同一類原子的總稱。核素：具有一定數(shù)目的質(zhì)子和一定數(shù)目的中子的一種原子。同位素：質(zhì)子數(shù)相同而中子數(shù)不同的同一元素的不同原子互稱為同位素。<對于原子來說>二、元素周期表1.編排原則：①按原子序數(shù)遞增的順序從左到右排列②將電子層數(shù)相同的各元素從左到右排成一橫行?！仓芷谛驍?shù)＝原子的電子層數(shù)③把最外層電子數(shù)相同的元素按電子層數(shù)遞增的順序從上到下排成一縱行。主族序數(shù)＝原子最外層電子數(shù)2.結(jié)構(gòu)特點：核外電子層數(shù)元素種類第一周期12種元素短周期第二周期28種元素周期第三周期38種元素元〔7個橫行第四周期418種元素素〔7個周期第五周期518種元素周長周期第六周期632種元素期第七周期7未填滿〔已有26種元素表主族：ⅠA～ⅦA共7個主族族副族：ⅢB～ⅦB、ⅠB～ⅡB,共7個副族〔18個縱行第Ⅷ族：三個縱行,位于ⅦB和ⅠB之間〔16個族零族：稀有氣體三、元素周期律1.元素周期律：元素的性質(zhì)〔核外電子排布、原子半徑、主要化合價、金屬性、非金屬性隨著核電荷數(shù)的遞增而呈周期性變化的規(guī)律。元素性質(zhì)的周期性變化實質(zhì)是元素原子核外電子排布的周期性變化的必然結(jié)果。2.同周期元素性質(zhì)遞變規(guī)律第三周期元素11Na12Mg13Al14Si15P16S17Cl18Ar<1>電子排布電子層數(shù)相同,最外層電子數(shù)依次增加<2>原子半徑原子半徑依次減小—<3>主要化合價＋1＋2＋3＋4－4＋5－3＋6－2＋7－1—<4>金屬性、非金屬性金屬性減弱,非金屬性增加—<5>單質(zhì)與水或酸置換難易冷水劇烈熱水與酸快與酸反應慢———<6>氫化物的化學式——SiH4PH3H2SHCl—<7>與H2化合的難易——由難到易—<8>氫化物的穩(wěn)定性——穩(wěn)定性增強—<9>最高價氧化物的化學式Na2OMgOAl2O3SiO2P2O5SO3Cl2O7—最高價氧化物對應水化物<10>化學式NaOHMg<OH>2Al<OH>3H2SiO3H3PO4H2SO4HClO4—<11>酸堿性強堿中強堿兩性氫氧化物弱酸中強酸強酸很強的酸—<12>變化規(guī)律堿性減弱,酸性增強—第ⅠA族堿金屬元素：LiNaKRbCsFr〔Fr是金屬性最強的元素,位于周期表左下方第ⅦA族鹵族元素：FClBrIAt〔F是非金屬性最強的元素,位于周期表右上方★判斷元素金屬性和非金屬性強弱的方法：〔1金屬性強〔弱——①單質(zhì)與水或酸反應生成氫氣容易〔難；②氫氧化物堿性強〔弱；③相互置換反應〔強制弱Fe＋CuSO4＝FeSO4＋Cu?！?非金屬性強〔弱——①單質(zhì)與氫氣易〔難反應；②生成的氫化物穩(wěn)定〔不穩(wěn)定；③最高價氧化物的水化物〔含氧酸酸性強〔弱；④相互置換反應〔強制弱2NaBr＋Cl2＝2NaCl＋Br2。〔Ⅰ同周期比較：金屬性：Na＞Mg＞Al與酸或水反應：從易→難堿性：NaOH＞Mg<OH>2＞Al<OH>3非金屬性：Si＜P＜S＜Cl單質(zhì)與氫氣反應：從難→易氫化物穩(wěn)定性：SiH4＜PH3＜H2S＜HCl酸性<含氧酸>：H2SiO3＜H3PO4＜H2SO4＜HClO4〔Ⅱ同主族比較：金屬性：Li＜Na＜K＜Rb＜Cs〔堿金屬元素與酸或水反應：從難→易堿性：LiOH＜NaOH＜KOH＜RbOH＜CsOH非金屬性：F＞Cl＞Br＞I〔鹵族元素單質(zhì)與氫氣反應：從易→難氫化物穩(wěn)定：HF＞HCl＞HBr＞HI〔Ⅲ金屬性：Li＜Na＜K＜Rb＜Cs還原性<失電子能力>：Li＜Na＜K＜Rb＜Cs氧化性<得電子能力>：Li＋＞Na＋＞K＋＞Rb＋＞Cs＋非金屬性：F＞Cl＞Br＞I氧化性：F2＞Cl2＞Br2＞I2還原性：F－＜Cl－＜Br－＜I－酸性<無氧酸>：HF＜HCl＜HBr＜HI比較粒子<包括原子、離子>半徑的方法：〔1先比較電子層數(shù),電子層數(shù)多的半徑大?！?電子層數(shù)相同時,再比較核電荷數(shù),核電荷數(shù)多的半徑反而小。四、化學鍵化學鍵是相鄰兩個或多個原子間強烈的相互作用。1.離子鍵與共價鍵的比較鍵型離子鍵共價鍵概念陰陽離子結(jié)合成化合物的靜電作用叫離子鍵原子之間通過共用電子對所形成的相互作用叫做共價鍵成鍵方式通過得失電子達到穩(wěn)定結(jié)構(gòu)通過形成共用電子對達到穩(wěn)定結(jié)構(gòu)成鍵粒子陰、陽離子原子成鍵元素活潑金屬與活潑非金屬元素之間〔特殊：NH4Cl、NH4NO3等銨鹽只由非金屬元素組成,但含有離子鍵非金屬元素之間離子化合物：由離子鍵構(gòu)成的化合物叫做離子化合物?！惨欢ㄓ须x子鍵,可能有共價鍵共價化合物：原子間通過共用電子對形成分子的化合物叫做共價化合物?！仓挥泄矁r鍵極性共價鍵〔簡稱極性鍵：由不同種原子形成,A－B型,如,H－Cl。共價鍵非極性共價鍵〔簡稱非極性鍵：由同種原子形成,A－A型,如,Cl－Cl。2.電子式：用電子式表示離子鍵形成的物質(zhì)的結(jié)構(gòu)與表示共價鍵形成的物質(zhì)的結(jié)構(gòu)的不同點：〔1電荷：用電子式表示離子鍵形成的物質(zhì)的結(jié)構(gòu)需標出陽離子和陰離子的電荷；而表示共價鍵形成的物質(zhì)的結(jié)構(gòu)不能標電荷?！?[]〔方括號：離子鍵形成的物質(zhì)中的陰離子需用方括號括起來,而共價鍵形成的物質(zhì)中不能用方括號。第二章化學反應與能量第一節(jié)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(zhì)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＞E生成物總能量,為放熱反應。E反應物總能量＜E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金屬與酸反應制取氫氣。④大多數(shù)化合反應〔特殊：C＋CO22CO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↑＋10H2O③大多數(shù)分解反應如KClO3、KMnO4、CaCO3的分解等。3、能源的分類：形成條件利用歷史性質(zhì)一次能源常規(guī)能源可再生資源水能、風能、生物質(zhì)能不可再生資源煤、石油、天然氣等化石能源新能源可再生資源太陽能、風能、地熱能、潮汐能、氫能、沼氣不可再生資源核能二次能源〔一次能源經(jīng)過加工、轉(zhuǎn)化得到的能源稱為二次能源電能〔水電、火電、核電、蒸汽、工業(yè)余熱、酒精、汽油、焦炭等[思考]一般說來,大多數(shù)化合反應是放熱反應,大多數(shù)分解反應是吸熱反應,放熱反應都不需要加熱,吸熱反應都需要加熱,這種說法對嗎？試舉例說明。點拔：這種說法不對。如C＋O2＝CO2的反應是放熱反應,但需要加熱,只是反應開始后不再需要加熱,反應放出的熱量可以使反應繼續(xù)下去。Ba<OH>2·8H2O與NH4Cl的反應是吸熱反應,但反應并不需要加熱。第二節(jié)化學能與電能1、化學能轉(zhuǎn)化為電能的方式：電能<電力>火電〔火力發(fā)電化學能→熱能→機械能→電能缺點：環(huán)境污染、低效原電池將化學能直接轉(zhuǎn)化為電能優(yōu)點：清潔、高效2、原電池原理〔1概念：把化學能直接轉(zhuǎn)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(zhuǎn)移把化學能轉(zhuǎn)變?yōu)殡娔??！?構(gòu)成原電池的條件：〔1電極為導體且活潑性不同；〔2兩個電極接觸〔導線連接或直接接觸；〔3兩個相互連接的電極插入電解質(zhì)溶液構(gòu)成閉合回路?！?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－ne－＝金屬陽離子負極現(xiàn)象：負極溶解,負極質(zhì)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(zhì)正極的現(xiàn)象：一般有氣體放出或正極質(zhì)量增加。〔5原電池正負極的判斷方法：①依據(jù)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(jù)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(jīng)外電路流向原電池的正極。③根據(jù)內(nèi)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(jù)原電池中的反應類型：負極：失電子,發(fā)生氧化反應,現(xiàn)象通常是電極本身消耗,質(zhì)量減小。正極：得電子,發(fā)生還原反應,現(xiàn)象是常伴隨金屬的析出或H2的放出?！?原電池電極反應的書寫方法：〔=1\*romani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(jù)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(zhì)和水等參與反應?！?2\*romanii原電池的總反應式一般把正極和負極反應式相加而得?！?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金屬的腐蝕。2、化學電源基本類型：①干電池：活潑金屬作負極,被腐蝕或消耗。如：Cu－Zn原電池、鋅錳電池。②充電電池：兩極都參加反應的原電池,可充電循環(huán)使用。如鉛蓄電池、鋰電池和銀鋅電池等。③燃料電池：兩電極材料均為惰性電極,電極本身不發(fā)生反應,而是由引入到兩極上的物質(zhì)發(fā)生反應,如H2、CH4燃料電池,其電解質(zhì)溶液常為堿性試劑〔KOH等。第三節(jié)化學反應的速率和限度1、化學反應的速率〔1概念：化學反應速率通常用單位時間內(nèi)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以上所表示的是平均速率,而不是瞬時速率。④重要規(guī)律：〔=1\*romani速率比＝方程式系數(shù)比〔=2\*romanii變化量比＝方程式系數(shù)比〔2影響化學反應速率的因素：內(nèi)因：由參加反應的物質(zhì)的結(jié)構(gòu)和性質(zhì)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。2、化學反應的限度——化學平衡〔1在一定條件下,當一個可逆反應進行到正向反應速率與逆向反應速率相等時,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)",這就是這個反應所能達到的限度,即化學平衡狀態(tài)。化學平衡的移動受到溫度、反應物濃度、壓強等因素的影響。催化劑只改變化學反應速率,對化學平衡無影響。在相同的條件下同時向正、逆兩個反應方向進行的反應叫做可逆反應。通常把由反應物向生成物進行的