高考化學筆記：高二化學期末復習知識點總結

高二化學選修4期末復習提綱

第一章《化學反應與能量》知識點

1、反應熱：化學反應過程中放出或吸收的熱量。

培變：在恒溫、恒壓的條件下，化學反應過程中所吸收或釋放的熱量(QPX

2、符號：川單位：kJ/mol

3、規(guī)定：吸熱反應:AH>0或者值為,放熱反應:AH<0或者值為

4、常見的放熱反應和吸熱反應：

燃燒、中和反應、金屬與酸反應、以及大部分化合反應是放熱的

大部分分解反應，電離、水解、高溫下碳還原金屬氧化物、碳與二氧化碳反應、

Ba(OH)2與NH4cl的反應等一般屬于吸熱反應。

5、反應物總能量大于生成物總能量，放熱反應，體系能量降低，AH<0

反應物總能量小于生成物總能量，吸熱反應，體系能量升高，AH>0

△H在數值上等于反應物分子斷裂舊鍵時所吸收的總能量與生成物分子形成新鍵時

所釋放的總能量之差,AH=E生成物能量-E反應物能量=E反應物鍵能之和-E生成物鍵能之和

6、熱化學方程式：表示化學反應中放出或吸收的熱量的化學方程式。

書寫熱化學方程式注意事項：

(1)反應物和生成物要標明其聚集狀態(tài)，用g、I、s、aq表示不同狀態(tài)。

(2)方程式右端用AH標明恒壓條件下反應放出或吸收的熱量，放熱為負，吸熱為

正。

(3)熱化學方程式中各物質前的化學計量數只表示物質的量，因此可以是整數或分

數。

(4)對于相同物質的反應，當化學計量數不同時，其田也不同，即小的值與計量

數成正比，當化學反應逆向進行時，數值不變，符號相反。

7、蓋斯定律：不管化學反應是一步完成或分幾步完成，其反應熱是相同的?；瘜W反應

的婚變(AH)只與反應體系的始態(tài)和終態(tài)有關，而與反應的途徑無關。

規(guī)律：若多步化學反應相加可得到新的化學反應，則新反應的反應熱即為上述多步

反應的反應熱之和。

步驟：

8、燃燒熱：在lOlkPa時,Imol物質完全燃燒生成穩(wěn)定的氧化物時的反應熱.

注意：①燃燒的條件是在lOlkPa;②標準:是以Imol燃料作為標準，因此書寫

熱化學方程式時，其它物質的化學計量數可用分數表示；③物質燃燒都是放

熱反應，所以表達物質燃燒時的AH均為負值；④燃燒要完全:C元素轉化為

CO2(g),而不是CO;H元素轉化為H2O(I),N元素轉化為N2(g)o

9.中和熱：強酸與強堿的稀溶液反應生成lmol的水所放出的熱量，

KOH(aq)+l/2H2SO4(aq)====l/2K2SO4(aq)+H2O(I);AH=-57.3

kJmol_1

第二章《化學反應速率和化學平衡》知識點

第一節(jié)化學反應速率

1.化學反應速率是用來衡量化學反應進行快慢程度的，通常用單位時間內反應物濃度

的減少或生成物濃度的增加來表示。

2.表示方法：V(A)=AC(A)/At=M(A)/(At.V)

單位：mol/(L-s)或mol/(Lmin)或mol/(L-h)

3.同一化學反應用不同物質表示的速率數值可能不同，速率之比等于其計量數之比。

4.影響因素——濃度、壓強、溫度、催化劑、光、電、波、接觸面、溶劑等

(1)濃度：固體、純液體的濃度均可視作常數。故改變固體物質的量對速率無影響。

(2)壓強：對反應前后氣體總分子數沒有改變的可逆反應來說，當壓強改變時，V

正、V逆的改變程度是相同的；對反應前后氣體總分子數發(fā)生改變的可逆反應來

說，當壓強增加時，V正、V逆的改變程度是不相同的。(計量數大的一邊改變

的程度大)

(3)溫度：溫度對V正、V逆的影響是不同的，升溫時吸熱反應一邊增加的倍數要

大于放熱反應一邊增加的倍數；降溫時放熱反應一邊減少的倍數要小于吸熱反

應一邊減少的倍數。

(4)催化劑：使用催化劑能同等程度地改變V正、V逆。

5.有效碰撞——能發(fā)生化學反應的碰撞。有效碰撞發(fā)生的條件是發(fā)生碰撞的分子具有

較高的能量和分子在一定的方向上發(fā)生碰撞。

活化分子——在化學反應中，能量較高、可能發(fā)生有效碰撞的分子。

活化能——活化分子的平均能量與所有分子的平均能量之差(用Ea表示工

第二節(jié)化學反應的方向和限度

1.自發(fā)反應：在一定條件下無需外界幫助就能自動進行的反應。

2.自發(fā)進行的方向——體系能量降低和混亂度增大都有促使反應自發(fā)進行的傾向。

嫡(S)—衡量一個體系混亂度的物理量?；靵y度：氣態(tài)>液態(tài)>固態(tài)

3.婚變(3)與混亂度(AS)綜合考慮

4.化學反應方向的控制AG=AH-T^S<0,一定能自發(fā)。

△H<0、”>0,一定能自發(fā)進行

△H>0、△$<(),一定不能自發(fā)進行

△H<0、△$<0,低溫下能自發(fā)進行

△H>0、AS>0,高溫下能自發(fā)進行

5.化學反應的限度

(1)化學平衡狀態(tài)—在一定條件下的可逆反應，正逆反應速率相等，反應物和生

成物的濃

度不再發(fā)生變化。一定條件下可逆反應進行的最大限度。

(2)化學平衡的特點一一^動態(tài)平衡，VF=V逆/0,

（3）化學平衡常數——一定溫度下,到達平衡后各物質的物質的量濃度的關系。表

達式：K=M

C反

K越大，表示反應進行的程度越大。與反應速率無關。

（4）化學平衡狀態(tài)的判斷

a.VF=V逆。即單位時間內某一物質生成量和消耗量相等，或對某f質而言生

成化學鍵的量和斷裂化學鍵的量相等。

b.體系中各組分物質的百分含量保持不變。即各種物質的濃度、物質的量、顏色

等都不變；混合氣體的總物質的量、總體積、總壓強、平均相對分子質量也不

變。（但對于反應前后氣體總分子數不變的可逆反應，就不能用混合氣體的總物

質的量、總體積、總壓強、平均相對分子質量已經不變來判斷可逆反應已經達

到平衡）--變量不變。

第三節(jié)化學平衡的移動

1?影響因素：濃度、壓強、溫度

平衡移動原理（勒夏特列原理）改變影響化學平衡的一個因素，平衡將向能夠減弱

這種改變的方向移動。

2.等效平衡——同一反應，在一定條件下所建立的兩個或多個平衡中，混合物中各成

分的含量相同，這樣的平衡稱為等效平衡。

3.等效平衡的分類

I類：恒溫恒容下對于反應前后氣體體積發(fā)生變化的反應來說（即WHO的體系）：

等價轉化后，對應各物質起始投料的物質的量與原平衡起始態(tài)相同。--等量

投料，完全等效。

II類：恒溫恒容下對于反應前后氣體體積沒有變化的反應來說（即W=0的體系）：

等價轉化后，只要反應物（或生成物）的物質的量的比例與原平衡起始態(tài)相同，

兩平衡等效。--等比投料，不完全等效。

Ill類：恒溫恒壓下對于氣體體系等效轉化后，要反應物(或生成物)的物質的量的

比例與原平衡起始態(tài)相同，兩平衡等效。-一等比投料，不完全等效。

4.速率和平衡圖像分析

(1)反應速度圖像—看起點，看變化趨勢，看終點。

(2)化學平衡圖像分析法：

三步分析法：一看速率變化；二看正逆速率變化的相對大小；三看化學平衡移動的

方向。

四要素分析法：看曲線的起點、變化趨勢、轉折點、終點。

先拐先平：先出拐點的曲線先達到平衡。

定一議二：圖像中有三個量時，先確定一個量不變，再討論另外兩個量的關系。

第四節(jié)化學反應條件的控制

1,硫代硫酸鈉與酸反應速率的影響因素—濃度、溫度對化學反應速率的影響；

2.催化劑對過氧化氫分解反應速率的影響——MnO2.CuO、FeCb等對過氧化氫分

解都有催化作用，但催化效果不同，且同一催化劑的接觸面大小、顆粒大小也會影

響效率。

3.反應條件對平衡的影響(合成氨為例)

第三章《溶液中的離子反應》知識點

第一節(jié)弱電解質的電離平衡

,混和物

物可純凈常質(電解質仔電解質：-----------------------------------。如HChNaOH、NaQ、Bas。

［化合物］I弱電解質:________________________。如H2O、HC1O、NH3?H2O、CU(OH)2.、

〔非電解質：。如SCh、CCh、C6Hl2。6、CCk.CH2=CH2'

1.電解質和非電解質：在水溶液中或熔融狀態(tài)時是否能夠導電的化合物。

2.強電解質與弱電解質：在水溶液中能否完全電離的電解質；與溶解度和導電能力

無關。

強電解質與弱電質的本質區(qū)別：在水溶液中是否(或是否存在電離平衡)

注意：①電解質、非電解質都是化合物

②S02、NH3、C02等屬于非電解質

③強電解質不等于易溶于水的化合物(如不溶于水，但溶于水的

BaSO4

BaSCU全部電離，故BaSCU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——在一定條件(如溫度、濃度)下，當電解質分子電離成離子的速率

和離子重新結合成分子的速率相等時，電離過程就達到了平衡狀態(tài)。

4.強弱電解質可通過實驗證明進行判定的方法有(以CHsCOOH簡寫為HAc為例):

(1)溶液導電性對比實驗；

(2)測O.Olmol/LHAc溶液的pH_2;

(3)測NaAc溶液的pH值；pH_7,則說明HAc為弱電解質

(4)測pH=a的HAc稀釋100倍后所得溶液pHa+2

(5)將物質的量濃度相同的HAc溶液和NaOH溶液等體積混合后溶液呈性

(6)中和10mLpH=l的HAc溶液消耗pH=13的NaOH溶液的體積10mL;

(7)將pH=l的HAc溶液與pH=13的NaOH溶液等體積混合后溶液呈性

(8)比較物質的量濃度相同的HAc溶液與鹽酸分別與同樣的鋅粒反應產生氣體的速

率，此法中的鋅粒的表面積不好確定一模一樣。

5.強酸(HA)與弱酸(HB)的區(qū)別：

(1)溶液的物質的量濃度相同時，PH(HA)PH(HB)

(2)pH值相同時，溶液的濃度CHACHB

(3)pH相同時，加水稀釋同等倍數后，PHHAPHHB

6.影響因素：

溫度—電離過程是吸熱過程，溫度升高，平衡向電離方向移動。

濃度——弱電解質濃度越大，電離程度越小。

同離子效應——在弱電解質溶液中加入同弱電解質具有相同離子的強電解質，

使電離平衡向逆方向移動。

化學反應—在弱電解質溶液中加入能與弱電解質電離產生的某種離子反應的

物質時，可以使電離平衡向電離方向移動。

7.電離方程式的書寫一-多元弱酸的電離應分步完成電離方程式，多元弱堿則一步完

成電離方程式。

8.水的電離：水是一種極弱的電解質，能微弱電離。

9.水的離子積常數—Kw=C(H+)xC(OH-)

Kw取決于溫度，不僅適用于純水，還適用于其他稀溶液。25。(：時，Kw=1x10-14

在水溶液中,Kw中的C(OH-),C(H+)指溶液中總的離子濃度.

常溫下，任何稀的水溶液中均存在離子積常數，且Kw=1x10-14。

不論是在中性溶液還是在酸堿性溶液，水電離出的C(H+)=C(OH-)

根據Kw=C(H+)xC(OH-)在特定溫度下為定值，C(H+)和C(OH-)可以互求。

10.影響水的電離平衡移動的因素：

①升溫：促進水的電離；

②酸或堿抑制水的電離；

③鹽類的水解促進水的電離；

例如：pH=2的硫酸溶液中，由水電離的C(H+)=10-i2mo|/L

pH=2的硫酸筱溶液中，由水電離的C(H+)=10-2mol/L,

所以pH=2的溶液中，由水電離的C(H+)可能為10-2mol/L也可能為10」2mo|/L。

反過來，由水電離的C(H+)=10-i2mo|/L的溶液，pH可能為2也可能為12.

11.電離常數：

K值越大，電離程度越大，相應酸(或堿)的酸(或堿)性越強。

電離度：弱電解質濃度越大，電離程度越小。

第二節(jié)溶液的酸堿性

1,溶液的酸堿性取決于溶液中氫離子濃度和氫氧根離子濃度的相對大小。

酸性：c(H+)>c(OH)中性：c(H+)=c(OH-)堿性：c(H+)<c(OH)

2.常溫下(25℃)

酸性溶液：C(H+)>C(OH),C(H+)>lxlO-7mol/L

中性溶液：C(H+)=C(OH),C(H+)=lxlO-7mol/L

酸性溶液：C(H+)vC(OH),C(H+)<lxlO-7mol/L

3.溶液的PH值：表示溶液酸堿性的強弱。PH=-lgc(H+)

適用于稀溶液，當溶液中c(H+)或c(OH-)大于Imol時,直接用濃度表示溶液的酸堿

性。

4.PH值越小，酸性越強，PH越大，堿性越強。

PH范圍0—14之間，但PH值等于0的溶液不是酸性最強的溶液，PH值等

于14的溶液不是堿性最強的溶液。PH值增加一個單位C(H+)減小10倍

5.測定溶液酸堿性的常用方法：

a.酸堿指示劑(石蕊、酚猷、甲基橙)

b.PH試紙：廣泛PH試紙：1-14,只能讀得整數

精密PH試紙：精確到0.1.

PH試紙的使用方法：剪下一小塊PH試紙,放在玻璃片(或表面皿)上，用玻璃

棒沾取一滴溶液滴在PH試紙上，半分鐘內與比色卡比較，讀出PH值。

c.PH計，它可以精確測量溶液的PH值。精確到0.0L

6.PH值計算的常見類型

(1)溶液的稀釋①.強酸：計算稀釋后的溶液中的c(H+),直接換算成PH

②.強堿：計算稀釋后的溶液中的c(OH-),換算成c(H+)再求出

PH值。

【小結】一般情況下，強酸溶液每稀釋10倍，pH值就增加1個單位，但稀釋后

pH值一定小于7;強堿溶液每稀釋10倍，pH值就減小1個單位，但稀

釋后pH值一定大于7。

(2)強酸與強酸、強堿與強堿混合

通常兩種稀溶液混合，可認為混合后體積為二者體積之和。

強酸與強酸混合，先算混合后的c(H+),再算pH。

強堿與強堿混合，先算混合后的c(OH-),再由Kw求c(H+)及pH,或先算混合后

的c(OH)及pOH,再求pH。絕對不能先直接求才c(H+),再按之來算pH。

【經驗公式】(其中0.3是Ig2的近似值)

已知pH的兩強酸等體積混合,混合液的pH=pH小+0.3

已知pH的兩強堿等體積混合，混合液的pH=pH大-0.3

(3)酸堿混合：先判斷過量，求出剩余的酸或堿的濃度，再求c(H+)

【注意】強酸的稀釋根據c(H+)計算，強堿的的稀釋首先應由c(OH-)濃計算出c(OH-)

稀,讓后據Kw計算出c(H+),再計算出PH,不能直接根據c(H+)計算。

【總結】溶液的稀釋規(guī)律：

①.強酸pH=a,加水稀釋10n倍，則pH=a+n;

弱酸pH=a,加水稀釋H)n倍，則a<pH<a+n;

強堿pH=b,加水稀釋ion倍,則pH=b-n;

弱堿pH=b,加水稀釋ion倍，則b>pH>b-n;

②.酸、堿溶液無限稀釋時，pH只能接近7,但酸不能大于7,堿不能小于7(室溫

時)

③.對于濃度(或pH)相同的強酸和弱酸，稀釋相同倍數，強酸的pH變化幅度大。

(4)強酸與強堿溶液混合：其反應的實質是H++0H-=H2。，所以在計算時用離子方

程式做比較簡單，要從以下三種可能去考慮：(室溫時)

(1)若n(H+)=n(0H-),恰好中和,pH=7

(2)若n(H+)>n(OH)酸過量,計算剩下的c(H+),再算pH

(3)若n(H+)<n(OH)堿過量，計算剩下的c(OH),再算pH

7.溶液酸堿性判定規(guī)律

(1)PH相同的酸(或堿)，酸(或堿)越弱，其物質的量濃度越大。

(2)PH相同的強酸和弱酸溶液，加水稀釋相同的倍數，則強酸溶液PH變化大；堿也

如此。

(3)酸和堿的PH之和為14,等體積混合。若為強酸與強堿，則PH=7;若為強酸與

弱堿,則PH>7;若為弱酸與強堿,則PH<7。

(4)等體積的強酸和強堿混合

A、若二者PH之和為14,則溶液呈中性,PH=7

B、若二者PH之和大于14,則溶液呈堿性。

C、若二者PH之和小于14,則溶液呈酸性。

8.酸堿中和滴定原理

用已知濃度的酸(或堿)來測定未知濃度的堿(或酸)的方法叫做酸堿中和滴定。

(1)酸式滴定用的是玻璃活塞，堿式滴定管用的是橡皮管。(思考為什么？)

(2)滴定管的刻度從上往下標，下面一部分沒有讀數因此使用時不能放到刻度以下。

(3)酸式滴定管不能用來盛放堿溶液，堿式滴定管不盛放酸溶液或強氧化性的溶液。

(4)滴定管的精確度為0.01mL,比量筒精確；所以讀數時要讀到小數點后兩位。

實際滴出的溶液體積=滴定后的讀數-滴定前的讀數

(5)滴定操作：把滴定管固定在滴定管夾上，錐形瓶放在下面接液體，滴定過程中用

左手控制活塞，用右手搖動錐形瓶，眼睛應注視錐形瓶中溶液顏色的變化

(6)滴定終點判斷：當滴入最后一滴溶液時顏色發(fā)生變化且半分鐘內顏色不再發(fā)生變

化即已達終點。

(7)指示劑選擇：強酸滴定強堿—酚猷或甲基橙

強酸滴定弱堿—甲基橙

強堿滴定弱酸—酚配

(8)顏色變化：強酸滴定強堿：甲基橙由黃色到橙色

酚猷由紅色到無色

強堿滴定強酸：甲基橙由紅色到橙色

酚猷由無色到粉紅色

(9)注意：①手眼：左手操作活塞或小球，右手振蕩錐形瓶，眼睛注視錐形瓶中溶液

的顏色變化②速度先快后慢

數據處理與誤差分析：利用n酸c酸V酸二n堿c堿V堿進行^分析

讀數：兩位小數。因一次實驗誤差較大，所以應取多次實驗的平均值。

下面是用標準酸滴定待測堿而引起的結果變化情況：

實驗操作情況對c堿的影響

①開始滴定時滴定管尖嘴處留有氣泡偏大

②讀數開始時仰視，終止時俯視偏小

③到滴定終點尚有一滴酸掛在滴定管尖嘴外而未滴入推偏大

形瓶

④洗凈的酸式滴定管未用標準液潤洗偏大

⑤洗凈的錐形瓶用待測堿液潤洗偏大

⑥不小心將標準液滴至錐形瓶外偏大

⑦不小心將待測堿液濺至錐形瓶外偏小

⑧滴定前向錐形瓶中加入10mL蒸僧水，其余操作正常無影響

第三節(jié)鹽類的水解

1.鹽類水解

定義：在溶液中鹽電離出的弱離子與水所電離出來的H+或0H-結合生成弱電解質

的反應。

實質：破壞水的電離平衡，使水的電離平衡正向移動。

特點：（1）可逆（與中和反應互逆）（2）程度?。?）吸熱

2.鹽類水解規(guī)律：

有弱才水解：必須含有弱酸或弱堿的離子才能發(fā)生水解；

無弱不水解：強酸強堿鹽不水解；

都弱都水解：弱酸弱堿鹽因陰、陽離子都能發(fā)生水解，可相互促進；

誰強顯誰性：鹽水解后的酸堿性取決于形成鹽的酸和堿的強弱。

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

>NaHC03）

3.多元弱酸的水解多步完成，多元弱堿的水解一步完成

22

4.常見完全雙水解——AR與A*HCO3\CO3\S\HS\

2

Fe3+與AIO2-、HCO3\CO3-

如：2A|3++3s2-+6H2O==2AI（OH）3l+3H2St

5.酸式鹽溶液的酸堿性：

①.只電離不水解：如HSO4-,顯性

②.電離程度>水解程度，顯性（如：HSO3-.H2PO4-）

③?水解程度〉電離程度，顯性（如：HCOy、HS-、HPO42'）

6.鹽類水解方程式的書寫規(guī)律

（1）鹽類水解一般是比較微弱的，通常用可逆符號表示，同時無沉淀和氣體產生。

（2）多元弱酸的酸根離子水解是分步進行的,第一步水解程度比第二步水解程度大

得多。

(3)多元弱堿的陽離子水解過程較為復雜，通常寫成一步完成。

(4)對于發(fā)生"完全雙水解"的鹽類，因水解徹底，故用,同時有沉淀和氣體

產生。

(5)多元弱酸的酸式酸根離子，水解和電離同步進行。

7.影響鹽類水解的外界因素：

(1)溫度越高越水解

(2)濃度越稀越水解

a、增大鹽溶液的物質的量濃度，平衡向水解方向移動，鹽的水解程度減小

b、稀釋鹽溶液，平衡向水解方向移動，鹽的水解程度增大。

c、外加酸或堿：可抑制或促進鹽的水解。(具體再分析)

8.鹽類水解的應用：

(1)鹽溶液酸堿性的判斷：

(2)溶液中離子濃度大小的比較：

(3)實驗室里配制FeCb溶液時，常加入一定量的鹽酸等

(4)泡沫滅火器：

(5)蒸干某些鹽溶液時，往往要考慮鹽的水解：

(6)判斷溶液中的離子能否大量共存

9.(1)基本原則：抓住溶液中微粒濃度必須滿足的兩種守恒關系：

①電荷守恒：:任何溶液均顯電性，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：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0H-濃度相等。

c(H+)+￡得H+后形成的微粒濃度得H+數==《0H-)+幺得0H后形成的微粒濃度得

0H-數

(2)同濃度的弱酸和其弱酸鹽、同濃度的弱堿和其弱堿鹽的電離和水解強弱規(guī)律：

(中學化學常見的有三對)

①等濃度的HAc與NaAc的混合溶液：弱酸的電離>其對應弱酸鹽的水解，溶

液呈—性

②等濃度的NH3-H2O與NH4cl的混合液：弱堿的電離>其對應弱堿鹽的水解,

溶液—性

③等濃度的HCN與NaCN的混合溶液：弱酸的電離〈其對應弱酸鹽的水解，

溶液呈—性

第四節(jié)沉淀溶解平衡

1.溶解度(S):在一定溫度下，某物質在100g溶劑里達到飽和狀態(tài)時所溶解的質量。

2.沉淀溶解平衡

概念：在一定的溫度下，當沉淀溶解的速率和沉淀生成的速率相等的狀態(tài)。

+

表示方法：AgCI(s)=Ag(aq)+C|-(aq)

沉淀溶解平衡的特征：逆、等、動、定、變

3.影響沉淀溶解平衡的因素：

(1)內因(決定因素)：溶質本身的性質

(2)外因：溫度，外加酸堿鹽

4.溶度積常數(簡稱溶度積)

(1)表示：Ksp

(2)意義：Ksp的大小反映了物質在水中的溶解能力。Ksp越大，其溶解能力越強。

(3)特點：一定溫度下，為一常數

5.溶度積常數的應用

6、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。

調值除某些易水解的金屬陽離子：如加除去溶液中

(2)pHMgOMgCbFeCI3o

(3)氧化還原沉淀法：

7、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；②；

③.

8、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的。

如：AgC|fAgBrAglAg2s

白色1淡黃色I黃色I黑色I

第四章電化學基礎

［知識概括］

一個反應：氧化還原反應兩個轉化：化學能和電能的相互轉化

三個條件：原電池、電解池和電鍍池的形成條件

四個池子：原電池、電解池、電鍍池、精煉池

第一節(jié)原電池

原電池：

1、概念：化學能轉化成電能的裝置。

2、組成條件：①金屬性不同的兩個電極②電解質溶液③形成閉合回路④自發(fā)進行的

氧化還原反應

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CW++2e-=Cu(較不活潑金屬)

總反應式：Zn+Cu2+=Zn2++Cu

5、正、負極的判斷：(發(fā)散思維)

(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)

6、電解質溶液的選擇：選擇與電極越容易反應的電解質溶液越好。

7、原電池的設計：以氧化還原反應為基礎，首先要確定原電池的正、負極，電解質溶

液及電極反應；再利用基礎知識書寫電極反應式，

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：化學能轉化成電能裝置。

3、化學電池的分類：一次電池、二次電池、燃料電池

4、判斷電池優(yōu)劣的標準：電能和輸出功率的大小、電池儲存時間的長短等

一、一次電池

1、一次電池：活性物質(發(fā)生氧化還原反應的物質)消耗到一定程度，就不能使用

的電池，也叫

2、常見一次電池：鋅鎰干電池、鋅鎰堿性電池、鋅銀電池、鋰電池等

3、電極反應：

堿性鋅鎰電池負極：鋅：Zn+20H-2e-=Zn(OH)2

正極：氧化鎰：2MnO2+2H2。+2e=2MnOOH+20H-

總反應式：Zn+2MnO2+2H2O=2MnOOH+Zn(OH)2

鋅銀電池負極：Zn+20H-2e-=ZnO+H2O

正極：Ag2O+H20+2e=2Ag+20H-

總反應式：Zn+Ag?O=ZnO+2Ag

二、二次電池

L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/蓄電池。

2、電極反應：鉛蓄電池

放電：作原電池

2

負極（鉛）：Pb+SO4--2e-=PbSO4

+2

正極（氧化鉛）：PbO2+4H+SO4+2e-=PbSO4+2H2O

充電：作電解池

2

陽極:PbSO4+2e-=Pb+SO4-

+2

陽極:PbSO4+2H2。-2e=PbO2+4H+SO4-

兩式可以寫成一個可逆反應：Pb+PbO2+2H2SO4X*2Pbsc）4+2H2O

介紹目前已開發(fā)出新型蓄電池：銀鋅電池、鎘銀電池、氫鎂電池、鋰離子電池、聚合

物鋰離子電池

三、燃料電池

1、燃料電池：一種連續(xù)地將燃料和氧化劑的化學能直接轉換成電能的化學電池

2、電極反應：一般燃料電池發(fā)生的電化學反應的最終產物與燃燒產物相同，可根

據燃燒反應寫出總的電池反應，但不注明反應的條件。負極發(fā)生氧化反應，正

極發(fā)生還原反應，不過要注意一般電解質溶液要參與電極反應。以氫氧燃料電

池為例，柏為正、負極，介質分為酸性、堿性和中性。

當電解質溶液呈酸性時：負極：2H2-2e-=4H+正極：6+4H+

+4e-=2H2O

當電解質溶液呈堿性時：負極：H2+20H--2e-=2H2O正極：O2+2H2。+

4e-=40H-

（燃料電池的電極反應式與其電解質的酸堿性緊密聯系。）

3、燃料電池的優(yōu)點：能量轉換率高、廢棄物少、運行噪音低

四、廢棄電池的處理：回收利用

第三節(jié)電解池

一、電解原理

L電解池：電能轉化成化學能的裝置，也叫電解槽

2、電解使電流通過電解質溶液而在陰陽兩極引起氧化還原反應的過程

3、放電：當離子到達電極時，失去或獲得電子，發(fā)生氧化還原反應的過程

4、電子流向：

（電源）負極一（電解池）陰極一（離子定向運動）電解質溶液一（電解池）陽極一

（電源）正極

5、電極名稱及反應：

陽極：與直流電源的正極相連的電極，發(fā)生氧化反應

B月極：與直流電源的負極相連的電極，發(fā)生還原反應

6、電解CuCL溶液的電極反應：

陽極：2C卜-2e-=Cl2T（氧化反應）

陰極:Cu2++2e-=Cu（還原反應）

總反應式：CuCI2=cu+CI2T

7、電解本質：電解質溶液的導電過程，就是電解質溶液的電解過程

☆規(guī)律總結：電解反應離子方程式書寫：

（1）分清電極：陽極和陰極

（2）先看電極材料再分析溶液：陽離子和陰離子

（3）放電順序：

陽極：注意先要看電極材料，是惰性電極還是活性電極，若陽極材料為活性電極

（Fe、Cu）等金屬，則陽極反應為電極材料失去電子，變成離子進入溶液；

若為惰性材料，則根據陰陽離子的放電順序，依據"陽失氧阻得還”的規(guī)律

來書寫電極反應式。

陰離子的放電順S2->I->Br>CI>OH>NO3>SO42-（等含氧酸根離子）>F-

陰極：陽離子的放電順序Ag+>Hg2+>?+>Cu2+>H+（指酸電離

的）>Pb2+>Sn2+>Fe2+>Zn2+>H+（指水電離

的）>A|3+>Mg2+>Na+>Ca2+>K+

（4）牢記守恒：原子守恒、電荷守恒和電子守恒

（5）電極反應必須寫成離子的放電，總反應中弱電解質寫化學式。

（6）注明條件：總反應一定要注明條件---通電（或電解）。

二、電解原理的應用

1、電解飽和食鹽水以制造燒堿、氯氣和氫氣

（1）通電前，溶液中的離子：H+、OH-Cl-Na+

（2）通電后，H+、CI—優(yōu)先放電

陽極:2CI--2e-=Cl2T（氧化反應）陰極:2H++2e=H2T（還

原反應）

總反應式：2NaCI+2H+H2T+Cl2T

2、電鍍：應用電解原理在某些金屬表面鍍上一薄層其他金屬或合金的方法

電極、電解質溶液的選擇：

陽極：鍍層金屬,失去電子，成為離子進入溶液M—ne—==Mn+

陰極：待鍍金屬（鍍件）：溶液中的金屬離子得到電子，成為金屬原子，附著在金

屬表面

Mn++ne==M

電解質溶液：含有鍍層金屬離子的溶液做電鍍液

3、Cu的電解精煉原理

陽極(粗銅)：Zn-2e=Zn2+,Ni-2e=Ni2+,Cu-2e=Cu2+

金屬活動順序排在Cu后的Ag、Au、Pt等失電子能力小于Cu,以金屬單

質沉積于陽極，成為"陽極泥"。

陰極(純銅)：Cu2++2e=Cu,

ZM+、Ni2+等陽離子得電子能力小于CW+而留在電解質溶液中。

電解液：可溶性銅鹽溶液，如CuS04溶液

4、電冶金

(1)電冶金：使礦石中的金屬陽離子獲得電子，從它們的化合物中還原出來，用于冶

煉活潑金屬。如鈉、鎂、鈣、鋁。

(2)電解氯化鈉：

通電前，氯化鈉高溫下熔融：NaCI(熔融)==Na++CH

通直流電后：陽極：2Na++2e—==2Na陰極：2CH—2e—==Cl2t

☆規(guī)律總結：原電池、電解池、電鍍池的判斷規(guī)律

(1)若無外接電源，又具備組成原電池的三個條件。①有活潑性不同的兩個電極；②

兩極用導線互相連接成直接插入連通的電解質溶液里；③較活潑金屬與電解

質溶液能發(fā)生氧化還原反應(有時是與水電離產生的H+作用)，只要同時具備這

三個條件即為原電池。

(2)若有外接電源，兩極插入電解質溶液中，則可能是電解池或電鍍池；當陰極為金

屬，陽極亦為金屬且與電解質溶液中的金屬離子屬同種元素時，則為電鍍池。

(3)若多個單池相互串聯，又有外接電源時，則與電源相連接的裝置為電解池成電鍍

池。若無外接電源時，先選較活潑金屬電極為原電池的負極(電子輸出極)，有關

裝置為原電池，其余為電鍍池或電解池。

第四節(jié)金屬的電化學腐蝕和防護

一、金屬的電化學腐蝕

(1)金屬腐蝕：金屬與周圍接觸到的氣體或液體物質發(fā)生氧化還原反應而引起損耗的

現象

(2)金屬腐蝕的本質：都是金屬原子失去電子而被氧化的過程

(3)金屬腐蝕的分類：

化學腐蝕一金屬與接觸到的干燥氣體或非電解質液體等直接發(fā)生化學反應而引起

的腐蝕。

電化學腐蝕一不純的金屬與電解質溶液接觸時，會發(fā)生原電池反應，較活潑的金

屬失去電子而被氧化，這種腐蝕叫做電化學腐蝕.

(4)電化學腐蝕的分類：

析氫腐蝕—腐蝕過程中不斷有氫氣放出

①條件：潮濕空氣中形成的水膜，酸性較強(水膜中溶解有C02、S02、H2s等

氣體)

②電極反應：負極：Fe-2e-=Fe2+(氧化反應)正極：2H++2e=H2T(還

原反應)

總反應式：Fe+2H+=Fe2++H2T

吸氧腐蝕——反應過程吸收氧氣

①條件：水膜的酸性很弱或中性

②電極反應：負極：2Fe-4e=2Fe2+(氧化反應)

正極：2H2。+02+4e-=40H-(還原反應)

總反應式：2Fe+02+2H2O=2Fe(OH)2

生成的Fe(OH)2被空氣中的02氧化，生成Fe(OH)3,4Fe(OH)2+O2+

2H2。==4Fe(OH)3

Fe(0H)3脫去一部分水就生成Fe2O3xH20(鐵銹主要成分)

規(guī)律總結：

金屬腐蝕快慢的規(guī)律：在同一電解質溶液中，金屬腐蝕的快慢規(guī)律如下：

電解原理引起的腐蝕>原電池原理引起的腐蝕〉化學腐蝕〉有防護措施的腐蝕

防護措施由好到壞的順序如下：

外接電源的陰極保護法>犧牲負極的正極保護法>有一般防護條件的腐蝕>無防

護條件的腐蝕

二、金屬的電化學防護

1、利用原電池原理進行金屬的電化學防護

(1)犧牲陽極的陰極保護法

原理：原電池反應中，負極被腐蝕，正極不變化

應用：在被保護的鋼鐵設備上裝上若干鋅塊，腐蝕鋅塊保護鋼鐵設備

負極：鋅塊被腐蝕；正極：鋼鐵設備被保護

(2)外加電流的陰極保護法

原理：通電，使鋼鐵設備上積累大量電子，使金屬原電池反應產生的電流不能

輸送，從而防止金屬被腐蝕

應用：把被保護的鋼鐵設備作為陰極，惰性電極作為輔助陽極，均存在于電解

質溶液中，接上外加直流電源。通電后電子大量在鋼鐵設備上積累，抑制

了鋼鐵失去電子的反應。

2、改變金屬結構：把金屬制成防護的合金

3、把金屬與腐蝕性試劑隔開：電鍍、油漆、涂油脂、表面鈍化等

化學選修5《有機化學基礎》知識點總結

一、重要的物理演

1.有機物的溶解性

（1）難溶于水的有：各類煌、鹵代粒、硝基化合物、酯、絕大多數高聚物、高級的（指

分子中碳原子數目較多的，下同）醇、醛、竣酸等。

（2）易溶于水的有：低級的［一般指N（C）S4］醇、醛、竣酸及鹽、氨基酸及鹽、單糖、

二糖。（它們都能與水形成氫鍵X

（3）具有特殊溶解性的：

①乙醇是一種很好的溶劑，既能溶解許多無機物，又能溶解許多有機物，所以常用乙

醇來溶解植物色素或其中的藥用成分，也常用乙醇作為反應的溶劑，使參加反應的

有機物和無機物均能溶解，增大接觸面積，提高反應速率。例如，在油脂的皂化反

應中，加入乙醇既能溶解NaOH,又能溶解油脂，讓它們在均相（同一溶劑的溶

液）中充分接觸，加快反應速率，提高反應限度。

②苯酚：室溫下，在水中的溶解度是9.3g（屬可溶），易溶于乙醇等有機溶劑，當

溫度高于65P時，能與水混溶，冷卻后分層，上層為苯酚的水溶液，下層為水的

苯酚溶液，振蕩后形成乳濁液。苯酚易溶于堿溶液和純堿溶液，這是因為生成了

易溶性的鈉鹽。

③乙酸乙酯在飽和碳酸鈉溶液中更加難溶，同時飽和碳酸鈉溶液還能通過反應吸收

揮發(fā)出的乙酸，溶解吸收揮發(fā)出的乙醇，便于聞到乙酸乙酯的香味。

④有的淀粉、蛋白質可溶于水形成肢體。蛋白質在濃輕金屬鹽（包括筱鹽）溶液中

溶解度減小，會析出（即鹽析，皂化反應中也有此操作、但在稀輕金屬鹽（包括

鐵鹽）溶液中，蛋白質的溶解度反而增大。

⑤線型和部分支鏈型高聚物可溶于某些有機溶劑，而體型則難溶于有機溶劑。

⑥氫氧化銅懸濁液可溶于多羥基化合物的溶液中，如甘油、葡萄糖溶液等，形成絳

藍色溶液。

2.有機物的密度

（1）小于水的密度，且與水（溶液）分層的有：各類麻、一氯代麻、氟代煌、酯（包

括油脂）

（2）大于水的密度，且與水（溶液）分層的有：多氯代姓、溟代煌（漠苯等）、碘代

煌、硝基苯

3.有機物的狀態(tài)［常溫常壓（1個大氣壓、20。（2左右）］

（1）氣態(tài)：

①煌類：一般N（C）＜4的各類煌注意：新戊烷［C（CH3）4］亦為氣態(tài)

②衍生物類：

一氯甲烷（CHsCI,沸點為-24.2。（：）氟里昂（CCI2F2,沸點為-29.8℃）

氯乙烯（CH2==CHCI,沸點為-13.9℃）★甲醛（HCHO,沸點為-2VC）

氯乙烷（CH3cH2。，沸點為12.3℃）一浪甲烷（CWBr,沸點為3.6℃）

四氟乙烯（CF2==CF2,沸點為-76.3℃）甲酬CH30cH3，沸點為-23℃）

*環(huán)弋,沸點為

*甲乙醛（CH30c2H5,沸點為10.8℃）

13.5℃）

（2）液態(tài)：一般N（C）在5~16的炫及絕大多數低級衍生物。如，

己烷CH3（CH2）4CH342烷甲醇CH30H甲酸

HC00H

漠乙烷C2H5Br乙醛CH3cH。漠苯C6HsBr硝基苯

C6H5NO2

★特殊：

不飽和程度高的高級脂肪酸甘油酯，如植物油脂等在常溫下也為液態(tài)

（3）固態(tài)：一般N（C）在17或17以上的鏈煌及高級衍生物。如，

石蠟C16以上的燒

飽和程度高的高級脂肪酸甘油酯，如動物油脂在常溫下為固態(tài)

★特殊：苯酚（C6H50H1苯甲酸（C6H5coOH\氨基酸等在常溫下亦為固態(tài)

4.有機物的顏色

☆絕大多數有護.加T角氣體或無色液體或無色晶體，少數有特殊顏色，常見的如

下所示：X

☆三硝基甲苯（俗稱梯恩梯TNT）為淡黃色晶體;

☆部分被空氣中氧氣所氧化變質的苯酚為粉紅色；

為白色、難溶于水的固體（但易溶于苯等有機溶

劑）;

☆苯酚溶液與Fe3+（aq）作用形成紫色［H3Fe（0C6H5）6］溶液；

☆多羥基有機物如甘油、葡萄糖等能使新制的氫氧化銅懸濁液溶解生成絳藍色溶

液；

☆淀粉溶液（膠）遇碘（L）變藍色溶液；

☆含有苯環(huán)的蛋白質溶膠遇濃硝酸會有白色沉淀產生，加熱或較長時間后，沉淀變

黃色。

5.有機物的氣味

許多有機物具有特殊的氣味，但在中學階段只需要了解下列有機物的氣味：

☆甲烷（無味）☆乙烯稍有甜味（植物生長的調節(jié)劑）

☆液態(tài)熔煌汽油的氣味☆乙煥無味

☆苯及其同系物芳香氣味，有一定的毒性，盡量少吸入。

☆一鹵代烷不愉快的氣味，有毒，應盡量避免吸入。

☆二氟二氯甲烷（氟里昂）無味氣體，不燃燒。

☆C4以下的一元醇有酒味的流動液體

☆C5?C11的一元醇不愉快氣味的油狀液體

☆C12以上的一元醇無嗅無味的蠟狀固體

☆乙醇特殊香味☆乙二醇甜味（無色黏稠液體）

☆丙三醇（甘油）甜味（無色黏稠液體）☆苯酚特殊氣味

☆乙醛刺激性氣味☆乙酸強烈刺激性氣味（酸

味）

☆低級酯芳香氣味☆丙酮令人愉快的氣味

二、重要的反應

1.能使浸水（Br2/H2O）褪色的物質

（1）有機物

①通過加成反應使之褪色：含有力=€＜、_（：三C一的不飽和化合物

②通過取代反應使之褪色：酚類

注意：苯酚溶液遇濃浸水時，除褪色現象之外還產生白色沉淀。

③通過氧化反應使之褪色：含有一CHO（醛基）的有機物（有水參加反應）

④通過萃取使之褪色：液態(tài)烷燒、環(huán)烷麻、苯及其同系物、飽和鹵代麻、飽和酯

（2）無機物

①通過與堿發(fā)生歧化反應：

3Br2+60H-==5Br+BrO3-+3H2O或Br2+20H-==Br+BrO-+H20

②與還原性物質發(fā)生氧化還原反應，如、

H2S.S9SO2SO32-XI-XFe2+

2.能使酸性高鎰酸鉀溶液KMnO4/H+褪色的物質

(1)有機物：含有R=cJ—C三C一、—0H(較慢\—CHO的物質

與苯環(huán)相連的側鏈碳碳上有氫原子的苯的同系物(與苯不反應)

2

(2)無機物：與還原性物質發(fā)生氧化還原反應,如H2S、S"SO2、SO3\Br\I\

Fe2+

3.與Na反應的有機物：含有一OH、—COOH的有機物(2—0H-2Na-H2T)

與NaOH反應的有機物：常溫下，易與含有酚涇辜、—COOH的有機物反應；

加熱時，能與鹵代燒、酯發(fā)生水解反應

與Na2c。3反應的有機物：與含有酚羥基的有機物反應生成酚鈉和NaHCO3;

與含有一COOH的有機物反應生成竣酸鈉，并放出C02

氣體；

與NaHCO3反應的有機物：與含有一COOH的有機物反應生成竣酸鈉并放出等物

質的量的C02氣體。

4.既能與強酸，又能與強堿反應的物質

+

(1)2AI+6H==2AR+3H2f2AI+20H-+2H2O==2AIO2

+3H2T

+3+

(2)AI2O3+6H==2Al+3H2OAI2O3+20H-==2AIO2-+

H2O

(3)AI(OH)3+3H+==AP++3H2OAI(OH)3+OH-==AIO2--

2H2O

(4)弱酸的酸式鹽,如NaHCO3.NaHS

NaHCO3+HCI==NaCI+CO2T+H20NaHCOs+NaOH==

Na2cO3+H2O

NaHS+HCI==NaCI+H2StNaHS+NaOH==Na2s+