蒲城县尧山中学2020届化学基本原理归纳

蒲城县尧山中学2020届化学基本原理归纳 高考化学常考考点集锦 一、化学与STSE常考知识点归纳 1、有关环境保护问题 （1）酸雨（PH还原产物氧化性氧化剂氧化产物 （1）、基本概念还原剂（具有还原性），失去电子，化合价升高，发生氧化反应（被氧化），得到氧化产物。 氧化剂（具有氧化性），得到电子，化合价降低，发生还原反应（被还原），得到还原产物。 （2）、计算思维方法n(氧化剂)变价原子个数化合价变化值n(还原剂)变价原子个数化合价变化值。 四、电化学常考知识 1、解题思路先看有无外接电源判断原电池还是电解池结合题意判断电极（阳极、阴极或正极、负极）结合相关原理分析电子、离子的移动；PH、质量、浓度等变化及书写相关电极反应式具体判断选项，得出结果。 2、基本原理及规律 （1）、电解池工作原理（有外接电源，电能转化为化学能）、阳极（接正极）失去电子，发生氧化反应。 质量减小或有O O22或酸等生成。 阴极（接负极）得到电子，发生还原反应。 质量增加或有H H22或碱等生成。 、电子移动方向阳极正极、负极阴极（电子不进溶液）。 ；阳离子移向阴极，阴离子移向阳极（阴阳相吸）。 放电顺序阳极活泼电极（除金、铂、石墨外）S2-I-Br-Cl-OH-含氧酸根离子（主要取决于还原性）阴极Ag+Fe33+Cu22+H H+(酸)Fe22+Zn22+H H+(水)其他活泼金属离子（主要取决于氧化性）。 、电解精炼铜时阳极（粗铜）Cu-2e-=Cu2+阴极（精铜）Cu2+2e-=Cu随着反应进行溶液Cu2+浓度减小电镀铜时阳极（镀层金属）Cu-2e-=Cu2+阴极（镀件）Cu2+2e-=Cu随着反应进行溶液Cu2+浓度不变常考电极反应式电解质溶液恢复到原状态，一般加入阴极产物与阳极产物的化合物。 阳极Cu-2e-=Cu2+2Al-6e-+3H2O=Al2O3+6H+Fe-6e-+8OH-=FeO42-+4H2O2Cl-2e-=Cl24OH-4e-=2H2O+O2(如果OH-水的电离还可写为2H22O O-4e-=4H+O22即放氧气生酸)。 阴极Cu2+2e-=Cu Ag+e-=Ag Zn2+2e-=Zn2H+2e-=H2(如果H+水的电离还可写为2H22O+2e-=2OH-+H22即放氢气生碱)。 (2)、原电池工作原理（无外接电源，化学能转化为电能）、负极（活泼性较强的金属或燃料）失去电子，发生氧化反应。 质量减小。 正极（活泼性较弱的金属或O O22）得到电子，发生还原反应。 质量增加或有H H22等生成。 、电子移动方向负极导线正极（电子不进溶液）；阳离子移向正极，阴离子移向负极（阳向正阴向负）。 、阳离子交换膜允许阳离子通过，阴离子交换膜允许阴离子通过，质子交换膜允许H+阴离子通过。 、常考电极反应式a a、常考一次性电池铜锌原电池负极Zn-2e-=Zn2+正极Cu2+2e-=Cu2H+2e-=H2碱性锌锰电池负极Zn2OH2e=Zn(OH)2正极2MnO22H2O2e=2MnOOH2OHb b、可充电电池放电看作原电池，充电看作电解池；充电时正极接外电源正极作阳极，负极接外电源负极作阴极。 铅蓄电池放电负极Pb(s)+SO42-(aq)-2e-=PbSO4(s)正极PbO2(s)+4H(aq)+SO42-(aq)+2e-=PbSO4(s)+2H2O(l)铅蓄电池充电阴极PbSO4(s)+2e-=Pb(s)+SO42-(aq)阳极PbSO4(s)-2e-+2H2O(l)=PbO2(s)+4H(aq)+SO42-(aq)锂离子电池放电负极（石墨）Li xC nx e-=x Li+n C正极（LiMO2）Li1x MO2x Li+x e-=LiMO2锂离子电池充电阴极x Li+n Cx e-=Lix Cn阳极LiMO2x e-=Li1x MO2x Li+（M为Co、Ni、Mn等）c c、常考燃料电池燃料在负极反应，氧气在正极反应氢氧燃料电池负极CO O22燃料电池负极CH33OH O O22燃料电池负极正极酸性条件H+H2-2e-=2H+CO-2e-+H2O=CO2+2H+CH3OH-6e-+H2O=CO2+6H+O2+4e-+4H+=2H2O碱性条件OH-H2-2e-+2OH-=2H2O CO-2e-+4OH-=CO32-+2H2O CH3OH-6e-+8OH-=CO32-+6H2O O2+4e-+2H2O=4OH-熔融氧化物O2-H2-2e-+O2-=H2O CO-2e-+O2-=CO2CH3OH-6e-+3O2-=CO2+2H2O O2+4e-=2O2-熔融碳酸盐CO32-H2-2e-+CO32-=CO2+H2O CO-2e-+CO32-=2CO2CH3OH-6e-+3CO32-=4CO2+2H2OO2+4e-+2CO2=2CO32-陌生电极反应式书写思路依据题意书写反应物生成物及得失电子由化合价升降配电子数补项（酸性用H2O、H+补；碱性用H2O、OH-补）用电荷守恒配离子数，用原子守恒配平其他原子。 （3）、金属的腐蚀与防护金属腐蚀原理M M-n ne-=M n+（金属失去电子形成金属离子，在电化学腐蚀中一般发生在负极或阳极）。 、钢铁吸氧腐蚀与析氢腐蚀吸氧腐蚀（酸性较弱、中性、碱性）负极:Fe-2e-=Fe2+正极:O2+4e-+2H2O=4OH-析氢腐蚀（酸性较强）负极:Fe-2e-=Fe2+正极:2H+2e-=H2、金属的防护牺牲阳极的阴极保护法例如轮船船底焊锌或镁块（利用原电池原理，让被保护的金属做正极）。 外加电流的阴极保护法例如地下输油管接电源负极（利用电解池原理，让被保护的金属接外电源负极做阴极）。 五、化学反应与能量 1、燃烧热在在101kPa时，1mol纯纯物质完全燃烧生成稳定的氧化物CCO 2、HH2O(l)时所放出的热量。 单位kJmol1例如CH4(g)2O2(g)=CO2(g)2H2O(l)H890.31kJmol1中和热成在稀溶液中，强酸跟强碱发生中和反应生成1mol液态H2O时的反应热。 H(aq)OH(aq)=H2O(l)H57.3kJmol 122、能量变化图认识反应热E1（反应物的键能或正反应活化能）、E2(反应物的键能或逆反应活化能)HH1(生成物的总能量)H2(反应物的总能量)HE1(反应物的键能总和)E2(生成物的键能总和)HE1(正反应活化能)E2(逆反应活化能) 3、盖斯定律计算反应热时在已知反应找目标反应物质对已知反应变性相加计算H H 六、化学反应速率与化学平衡aaA(g)b bB(g)c cC(g)d dD(g)Kc?C?c d?D?c a?A?c b?B?K ppc?C?p d?D?p a?A?p b?B?(A)C(A)转C(A)总100 1、化学反应速率v(B)c?B?t增大反应物浓度及气体压强（分子总数增加，活化分子百分数不变，单位体积活化分子数增加，有效碰撞增加）反应速率增大。 升高温度和使用催化剂（降低活化能）（分子总数不变，活化分子百分数增大，单位体积活化分子数增加，有效碰撞增加）反应速率增大。 增大反应物的接触面积也可以加快反应速率。 22、化学平衡平衡正移时v正v逆；平衡时v正v逆；平衡逆移时v正v逆。 （1）、化学平衡状态的判断方法逆向相等v(A)正正v(A)逆或b bv(A)正正av(B)逆变化的物理量不再变化QcK K （2）、化学平衡表示方法化学平衡常数c Kc或或Kp，K K只与温度有关（H0，升温，K增大HK K平衡正移；QcK K处于平衡；Qc 率平衡转化率(A)变化规律a、改变温度或压强，平衡正移，(A)增大b、若反应物为两种，增大B的浓度，A的的转化率增大，B的转化率降低。 若恒温恒容时反应物为一种，增大反应物浓度，如果反应是前后气体物质系数减小的反应，则反应物转化率增大；如果反应是前后气体物质系数不变的反应，则反应物转化率不变；如果反应是气体物质系数增大的反应，则反应物转化率减小。 C、若加入A、B的物质的量之比等于化学方程式前系数之比，则A、B的的转化率相同。 （ （4）、化学平衡移动规律、增大反应物浓度或减小生成物浓度平衡正移，减小反应物浓度或增大生成物浓度平衡逆移。 、升高温度平衡向吸热反应方向移动，降低温度平衡向放热反应方向移动。 、增大压强（减小体积引起）平衡向气体物质系数减小的方向移动，减小压强（增大体积引起）平衡向气体物质系数增大的方向移动。 对于加入惰性气体，恒温恒容时（反应物质浓度不变）平衡不移动；恒温恒压时（相当于减压，反应物质浓度均减小）平衡向气体物质系数增大的方向移动。 、加入催化剂可以使反应达到平衡时间缩短，不改变平衡的移动。 （ （5）涉及速率平衡图像题的解题思路明确反应特点（反应为吸热或放热，气体物质系数增大或减小）认识图像特点（坐标、曲线、关键点含义，属于速率时间图、拐线图、等温或等压线或等投料比）想规律（先拐先平数值大或定一议二法）具体分析用平衡速率相关规律解决问题 3、最佳反应条件的选择原则综合考虑速率和转化率影响因素，有利的最大化，有害的最小化，尽可能经济环保。 4、有关速率平衡的原因解释答题模板尽量做到“有理有据”、产率在X XX温度以前增大原因温度升高，速率加快，产率增大。 产率在X XX温度以后减小原因该反应为放热反应温度升高平衡逆向移动或升高温度催化剂活性降低或升高温度时副产物增多。 、解释温度或压强变化原因该反应为XX反应，某物理量XX变化，平衡XX移动，则条件为XX。 解释反应为X XX原因条件为XX变化,某物理量XX变化，平衡XX移动，则该反应为XX反应。 解释某物理量变化原因该反应为XX反应，条件为XX变化，平衡XX移动，则某物理量XX变化。 六、电解质溶液注有关离子浓度比值的计算一般用“凑K K法”. 1、H2O H H+OH H-离酸碱抑制水的电离C(H H+)水=C(OH-)水中取溶液中C(H H+)总、C(OH-)总小的值。 盐类水解促进水的电离C(H H+)水=C(OH-)水取溶液中C(H H+)总、C(OH-)总大的值。 、25时K W=1.010-14而且温度升高KW增大、PH+POH=-lgK W 22、弱电解质的电离注有关a Ka计算c(A)=c(HA)时Ka=C(H+) (1)、HA H+A-C(H+)2=KaC(酸)弱酸a Ka越大，酸性越强。 H H22A A可分步电离HH22A AH+HA-HA-H+A2-、HA H+A-加热加水稀释均可促进电离，同离子效应抑制电离。 (2)、判断A HA是否弱酸的方法a、从电离程度判断25时测0.1molL1HAPH，若PH=1HA是强酸；若PH1HA是强酸。 b、从加水PH变化判断PH=a的HA加水稀释到10n倍若PH=a+n则HA是强酸；PH c、NaA A溶液酸碱性的判断测NaA溶液酸碱性若PH=7HA是弱酸；若PH7HA是强酸。 33、盐类水解规律越弱越水解，越热越水解，越稀越水解；谁弱谁水解，谁强显谁性。 (1)、水解离子方程式模板、A-+H2O HA+OH-K Khh=K WWKaA2-+H2O HA-+OH-HA-+H2O H2A+OH-Mn+nH2O M(OH)n+nH+例如NH4+H2O NH3H2O+H+Fe3+3H2O Fe(OH)3+3H+Al3+3H2O Al(OH)3+3H+ (2)、常考酸碱中和滴定曲线分析关键找准关键点（起点、中和一半点、中性点、恰好中和反应点、二倍点）例如向20ml0.1molL1HA溶液中加0.1molL1NaOH则PH与NaOH溶液体积变化关系图具体分析起点（V NaOH=0）时溶质为HA用于判断HA强弱及Ka的计算。 中和一半点（a点）溶质为NaA HA通过电离水解程度判断离子浓度关系c(A)c(Na)c(H)c(OH)。 恰好中性点（b点）溶质为NaA HA离子浓度关系c(A)c(Na)c(H)c(OH)恰好中和反应点（c点）溶质为NaA离子浓度关系c(Na)c(A)c(OH)c(H)二倍点（d点）溶质为N