高考化学选修四复习思路

1、读书破万卷下笔如有神高二上学期化学反应原理的复习思路复习教学设计的思路：一是针对学生平时学习化学的易错点展开复习。二是结合化学反应原理的重难点知识强化复习。三是培养学生学会归纳总结整理教材前后知识的能力。四是培养学生掌握各种解题的基本技能与基本思维能力。复习教学目的与内容：【主题一】各类方程式的规范书写及有关反应规律。目的是熟练掌握各类反应原理及反应规律，强化巩固化学用语。1热化学方程式的规范书写与盖斯定律。热化学方程式的书写除了遵循书写普通化学方程式的原则外，还应注意：物质的聚集状态(同素异形体还要注明物质的名称)、H 的正负号与单位、 化学计量数 (可整数也可分数)与H 的对应关系、 当反

2、应逆向进行时的H 与正反应的H 数值相等符号相反。盖斯定律可用于计算热化学方程式中的焓变，一般用加减法处理。例略。2电极方程式的规范书写与电池反应规律。电极方程式与电池总反应式的书写除了遵循书写氧化还原反应方程式的原则外，还应注意：原电池的正、负极分别发生还原、氧化反应并注明电子得失；两电极反应 (半反应 )相加，消去电子后得总反应式；识别好电解质溶液或熔融电解质或固体电解质中的微粒是否参与电极反应。(以下例略 )仅有一电极材料参与反应的。一般是参与反应的金属电极作负极，另一电极为正极，正极反应规律一般为析氢、吸氧、析金属等。两电极材料均参与反应的。如铅蓄电池等各种二次电池。两电极材料通常由金

3、属和金属化合物构成，一般规律是参与反应的金属电极作负极，另一电极为正极，其反应视题设信息确定。两电极材料均不参与反应的，电极仅作导电载体。如各种燃料电池。可燃物失电子为负极， 氧化剂如氧气等得电子为正极。 在书写电极反应式时，应考虑各种不同电解质对电极反应的影响。3电解方程式的规范书写与电解反应规律。电解方程式的规范书写除了遵循书写氧化还原反应方程式的原则外，还应注意：电解池的阴、阳极分别发生还原、氧化反应并注明电子得失；阳极是非惰性电极时，阳极金属参与反应，不是溶液中的阴离子放电；H2O 在电解池的电极方程式中可拆成H+与 OH，但在总的电解方程式中必须写成H2O的形式，这与书写离子方程式的

4、要求一样； 电解方程式要注明 “通电” 的反应条件。用惰性电极的电解反应规律： (例解略 ) 电解水：如电解含氧酸、强碱、活泼金属的含氧酸盐等溶液。电解电解质：如电解无氧酸 (氢氟酸除外 )、不活泼金属无氧酸盐等溶液。放氧生酸型：如电解不活泼金属含氧酸盐等溶液。放氢生碱型：如电解活泼金属无氧酸盐溶液等溶液。4水解方程式的规范书写与水解反应规律。读书破万卷下笔如有神水解方程式的规范书写除了遵循书写化学方程式、离子方程式的原则外，还应注意：单水解微弱，其水解方程式中一般不写“ =”、不标“、” ，通常用“ ”表示；多元弱酸盐的水解是分步进行的，以第一步水解为主；多元弱碱盐也是分步水解，但可以一步完

5、成；阴、阳离子都发生水解时，相互促进，水解趋于完全，书写沉淀与气体的生成物时可用“、”，中间可用“ =”相连。水解反应规律：谁弱谁水解，都弱双水解，谁强显谁性，同强显中性。越弱越水解，越热越水解，越稀越水解。 (例略 )相互促进水解(双水解 )：如AL3+、 FE3+等与CO32、 HCO3、 SIO32、 AL(OH)4等； AL3+与 S2、 HS； NH4+与 SIO32、 AL(OH)4等。但不能绝对化，如： CU2+与 S2、 HS等发生沉淀 (CUS)反应； FE3+与 S2、HS等发生氧化还原反应； NH4+与 CO32、 HCO3、 CH3COO等相互促进程度较小，可以大量共存

6、。5离子方程式的规范书写与离子反应规律。规范书写离子方程式的基本原则：只有易溶于水和易电离的物质才写成离子形式。难溶物、难电离物、氧化物、气体、单质等仍用化学式表示。要符合电荷守恒。其余要求与规范书写化学方程式的要求相同。离子反应规律：(例解略 )复分解反应，如生成难溶物或微溶物、生成气体、生成弱电解质等反应。氧化还原反应，如溶液中的置换反应、强氧化性的微粒与强还原性的微粒间反应、某些歧化反应或归中反应等。双水解反应 (见上述第 4 点 )。络合反应，如FE3+与 SCN反应等。沉淀转化反应，如FES 与 CU2+反应等。【主题二】各种概念性的判据汇集。目的是熟练掌握各种概念性的判据，强化相关

7、概念的正确判断。1吸热反应与放热反应的判据。微观判据：断键吸收总能量 >成键放出总能量，则吸热，反之放热。宏观判据：反应物总能量 >生成物总能量，则放热，反之吸热。能量图判据：图中能量表现出 “上坡” 的为吸热；图中能量表现出“下坡”的为放热。经验判据：常见放热反应：酸碱中和反应、燃烧反应、物质的缓慢氧化、活泼金属跟水或酸的反应、铝热反应；一般的化合反应是放热反应：如合成氨、 SO2与 O2 等 (C 与 CO2 反应等除外 )。常见吸热反应：盐的水解、铵盐与碱的反应、一般的分解反应、 C、 CO、 H2 为还原剂的反应等。弱电解质的电离也是吸热。2原电池与电解池的判据。有外加直流

8、电源的装置是电解池，无外加电源的装置是原电池。多池组合且无外加电源时，一般是含有最活泼金属的池为原电池，其余的都是电解池。若多池组合中，最活泼的电极相同时，两极间活泼性差别较大的是原电池，其余的是电解池。电解池中，阳极金属、镀层金属、电解液的金属离子读书破万卷下笔如有神为同一元素时为电镀池；阳极为粗铜、阴极为精铜，电解液含铜离子的为精炼池。3正负极与阴阳极的判据。原电池正负极的判据 (认真判断一极，另一极相反 )：电极材料相对较活泼金属是负极；电极反应中元素化合价上升、失电子、发生氧化反应的为负极；电子流出或电流流入的一极是负极；阴离子流向的一极为负极；反之，为正极。溶解的一极为负极， 质量增

9、加或放出气体的一极为正极。 例外：M G、 AL 与 NAOH 溶液构成原电池， AL为负极。 CU、AL(或 FE)与浓硝酸构成原电池， CU 为负极。电解池阴阳极的判据 (认真判断一极，另一极相反 )：与电源正极 (电流流入的 )相连的是阳极；发生氧化反应 (电子流出的 )的是阳极；阴离子流向的一极为阳极；阴离子放电、金属失重、有水参加的电解液 PH 减小的一极为阳极；反之，为阴极。4化学平衡的判据。速率判据：对同一物质而言，V(正 ) V(逆 )，反应达平衡；对不同物质而言，某两种物质的速率比 (其速率必须是异向的，能体现一正一逆 )与平衡方程式的化学计量数比相等，反应达平衡。浓度判据：

10、反应体系中各组分的浓度保持不变，反应一定达到平衡。可以是各组分的质量、质量分数、物质的量、物质的量分数、分子数、气体体积、气体的体积分数、转化率、产率保持不变，则反应达平衡。各种物理量的总量判据： 混合气体的总物质的量 N(总 )、总分子数 N(总 )、总体积 V(总 )、总压强P(总 )等保持一定或不变，反应不一定达平衡。若反应为 AA(G)+BB(G) CC(G)+DD(G)，且 A+B C+D，则反应一定达平衡。若反应为AA(G)+BB(G)CC(G)+DD(G)，且 A+B=C+D，则反应不一定达平衡。混合气体的平均摩尔质量或平均相对分子质量的判据：混合气体的平均摩尔质量或平均相对分子

11、质量 (M=M / N)保持一定或不变，反应不一定达平衡。若反应为 AA(G)+BB(G) CC(G)+DD(G)，且 A+B C+D， M 一定，则反应一定达平衡。若反应为 A( )+ B( )C( )+ D( )，且 + = + ，M 一定，则反应AGBGCGDGABCD不一定达平衡。若反应物与生成物有固体参与反应的，要视具体平衡反应分析。(= /V) 保持一定或不变，反应混合气体密度的判据：混合气体的密度 M不一定达平衡。若反应为AA(G)+BB(G)CC(G)+DD(G)，在体积固定的密闭容器中，混合气体的密度保持不变，则反应不一定达平衡。 若反应为 A( )+ B( )AGBGCC(

12、G)+DD(G) ，在压强固定的密闭容器中，混合气体的密度保持不变，则反应不一定达平衡。若反应物与生成物有固体参与反应的，要视具体平衡反应分析。颜色判据：有颜色物质参与反应的平衡，若颜色不变，反应一定达平衡。绝热体系的温度判据：绝热条件下，体系内部的温度不随时间的改变而改变时，则反应已达平衡。浓度商与平衡常数判据：在一定温度下，任意可逆反应在某一时刻的浓度商 Q 与该反应的化学平衡常数 K 进行比较，若 Q=K，则反应达平衡；若 Q K，则反应未达平衡。若 QK，则反应逆向进行。5强弱电解质的判据。读书破万卷下笔如有神微观判据： 部分电离、 溶质分子与离子间存在电离平衡的是弱电解质；否则，是强

13、电解质。宏观判据：强酸、强碱、绝大多数盐属于强电解质；弱酸、弱碱、水属于弱电解质。符号判据：电离式为 HA=H+A是强电解质；电离式为 HAH+A是弱电解质。现象判据： 测得 0.1 MOL·L-1 某酸 HA 溶液的 PH>1，则 HA 为弱电解质；测得 0.1MOL·L-1 某盐 NAA 溶液的 PH>7，则 HA 为弱电解质；若将 PH=3 的某酸 HA 溶液稀释 100 倍， PH<5，则 HA 为弱电解质；在某酸 HA 溶液中加入 NAA 固体，测得某酸 HA 溶液 PH 增大，则 HA 为弱电解质。比较判据：同浓度的盐酸与某酸HA 进行导电性比

14、较，导电能力弱的是弱电解质。同体积同浓度的盐酸与某酸HA 分别与颗粒大小相同的ZN、NA2CO3等反应，某酸HA 放出气体的速率小于盐酸，则HA 为弱电解质。同体积同PH 的盐酸与某酸HA 分别与足量的ZN、 NA2CO3、 NAOH 等反应，消耗ZN、NA2CO3、 NAOH 的量，某酸HA 多于盐酸，则HA 为弱电解质。【主题三】各种排序性知识的比较汇集。目的是熟练掌握各种排序性知识的比较方法，提高定性比较的思维能力。1焓变大小的比较及热量大小的比较。比较反应热 (H)大小的原则，应将H 的正负号与数值看做一个整体比较，即带符号比较。对于放热反应，放出的热量越多，H 反而越小。吸热反应的H

15、 肯定比放热反应的大。而比较热量大小时不必带符号比较。(以下例解略 ) 利用物质聚集状态比较反应热的大小：当反应物状态相同，生成物状态不同时，生成固体放热最多，生成气体放热最少。当反应物状态不同，生成物状态相同时，固体反应放热最少，气体反应放热最多。利用热化学方程式比较：当化学计量系数加倍或减半时，反应热也要随之加倍或减半。互为可逆的热化学反应，其反应热数值相等，符号相反。利用反应物和生成物的性质比较：若反应物性质越稳定，则放出热量越少；若生成物性质越稳定，则放出热量越多。如：对互为同素异形体的单质来说，由不稳定状态单质转化为稳定状态的单质要放热，因为能量越低越稳定。对于同一主族的不同元素的单

16、质来说，与同一物质反应时，生成物越稳定或反应越易进行，放出的热量越多。而有些物质在溶于水或电离时吸收热量 (如弱酸或弱碱电离吸热 )或放出热量 (如浓硫酸溶于水放热 )，在比较总反应热时，不要忽视这部分热量。利用反应进行的程度比较：对于分步进行的反应来说，反应进行的越彻底，其热效应越大。 如果是放热反应， 放出的热量越多； 如果是吸热反应，吸收的热量越多。如：等量的碳燃烧生成一氧化碳放出的热量少于生成二氧化碳时放出的热量。对于可逆反应来说，反应进行的程度越大，反应物的转化率越高，吸收或放出的热量也越多。利用盖斯定律比较。2金属腐蚀快慢的比较。金属活性差别越大，氧化还原反应速率越快，金属腐蚀就越

17、快。对同一金属在不同介质中：强电解质 >弱电解质 >非电解质对同一金属来说：电解池的阳极 >原电池的负极化学腐蚀 >原电池的正读书破万卷下笔如有神极 >电解池的负极。(以上例略 )3金属还原性强弱与金属离子氧化性强弱的比较。利用金属活动顺序比较：排在前面的金属元素原子的还原性强，排在后面的金属元素阳离子的氧化性强。利用元素周期表比较：同主族从上往下的金属还原性增强，相应金属离子氧化性减弱；同周期从左往右的金属还原性减弱，相应金属离子氧化性增强。利用氧化还原反应规律比较：在自发的氧化还原反应中，氧化剂 +还原剂还原产物 +氧化产物，氧化性：氧化剂 >氧化产物，

18、还原性：还原剂 >还原产物。利用原电池反应原理比较：两种不同金属构成原电池的两极时，还原性强弱一般是负极金属 >正极金属。利用电解原理比较：电解池中，氧化性越强的金属阳离子优先在阴极放电。利用金属反应的剧烈程度比较： 金属反应越剧烈的还原性越强。 如 NA、 M G、 AL 与水反应； M G、 ZN、FE 与同浓度的稀硫酸反应等。利用金属反应放出的热量大小比较：金属反应放出热量越多的还原性越强。利用相应碱的碱性强弱比较：最高价氧化物对应水化物的碱性越强，相应金属的金属性越强，其还原性也就越强。4反应速率大小的比较。利用化学反应速率比较反应进行的快慢，不能只看反应速率的数值大小，要

19、注意：用同一物质的反应速率比较反应快慢时，必须要换算为在速率单位一致的前提下再进行比较。若用不同物质的反应速率比较反应进行的快慢时，除要保证单位一致外，还要根据反应速率之比等于化学计量数之比换算为同一物质的速率后再比较。一般来说，随着反应时间的延长，反应物浓度减小，反应速率也随着减小。5酸或碱强弱的比较及盐水解程度大小的比较。根据电离常数大小比较： KA 越大，酸性越强；相应酸根离子的水解程度越小。 KB 越大，碱性越强；相应金属离子的水解程度越小。根据元素的非金属性、金属性强弱比较：成酸元素的非金属性越强，最高价氧化物对应的水化物 (最高价含氧酸 )的酸性越强。成碱元素的金属性越强，最高价氧

20、化物对应的水化物(氢氧化物 )的碱性越强。如酸性： HCLO4>H2SO4>H3PO4>H2CO3>H2SIO3；碱性 LIOH根据“强制弱”的反应原理比较：酸+盐新盐+新酸，则酸性：酸>新酸；碱 +盐新盐 +新碱，则碱性：碱 >新碱。根据不同价态比较：在同种元素的含氧酸中，元素的化合价越高，酸性越强。如酸性： HCLO4>HCLO3>HCLO2>HCLO，H2SO4>H2SO3，HNO3>HNO2，H3PO4>H3PO3>H3PO2。HCL>HF>H2S。读书破万卷下笔如有神根据原子半径大小比较：同主族

21、元素组成的无氧酸中，成酸元素的原子半径越大，无氧酸酸性越强。如 HI>HBR>HCL >HF。根据记忆比较：非同一主族元素的无氧酸酸性：6水的电离程度大小的比较。分组法：酸或碱 <中性溶液 <水解盐。凡是酸、碱组的，均是抑制水的电离，故水的电离程度均变小；凡是水解盐组的，均是促进水的电离，故水的电离程度均变大。酸或碱溶液的酸性或碱性越大，水的电离程度就越小。水解盐的水解程度越大，水的电离程度就越大。7溶液 PH 大小的比较。分组法： H(酸性溶液 )PH+越大， H 越小。同浓度强如酸性组：同浓度强酸，元数越大，P酸与弱酸，强酸溶液中 H+大， PH 小。同浓度同

22、元弱酸，酸越弱，H+越小， H 越大。同浓度强酸弱碱盐，水解程度越大，酸性越强，H 越小。PP同浓度强酸与强酸弱碱盐，强酸PH 小。同浓度弱酸与强酸弱碱盐，视题设信息具体分析。如CH3COOH4CL。碱性组类似。8粒子浓度大小的比较。比较思路：一看有无反应；二看有无电离与水解；三看是否定量计算还是定性比较； 四看属于何种守恒。 注意所有溶液中均有水的电离，不可忽视。单一溶质的溶液，只电离的：由电离式分析。如强电解质 H2SO4，H+>SO42 >OH 。如弱电解质 H3PO4，注意多步电离， H+>H2PO4 >HPO42 > PO43 >OH 。 单一溶质

23、的溶液，只水解的：由水解式分析。如 NH4CL，CL >NH4+>H+ > OH 。又如 NA2SO3，注意多步水解， NA+>SO32 >OH >HSO3 >H+。单一溶质的溶液，既有电离又有水解的：由电离式与水解式共同分析。注意 NAHSO3、 NAH2PO4 等溶液，电离程度大于水解程度。 NAHCO3、 NAHS 等 溶 液 ， 水 解 程 度 大 于 电 离程 度 。 如 NAHCO3， NA+>HCO3 >OH >H+>CO32 。又如 NAHSO3， NA+>HSO3>H+>OH >SO32

24、 。混合溶液，不反应的：由电离式与水解式共同分析。注意电离程度与水解程度的相对强弱。如等物质的量的CH3COOH与 CH3COONA 混合溶液或等物质的量的NH3· H2O 与 NH4CL 混合溶液，均为弱酸或弱碱的电离程度大于相应盐的水解程度，故有CH3COO >NA+>CH3COOH>H+>OH 或NH4+>CL > NH3· H2O>OH>H+。又如等物质的量的HCN 与 NACN混合溶液或HCLO 与 NACLO 的混合溶液，均为盐的水解程度大于相应酸的电离程度，故有 HCN>NA+>CN >OH &

25、gt;H+ 或HCLO >NA+> CLO >OH >H+。混合溶液，会反应的：先按照给定量确定反应后余下的溶质。若恰好完全反应，生成的是酸或碱则考虑电离；生成的是盐则考虑水解。若反应物过量，则根据过量程度考虑电离或水解。其他分析比较同上。(例略 )溶液中有离子互相影响的：由电离式与水解式共同分析。如物质的量浓度相等的 A. (NH4)2CO3、 B.NH4CL、 C. (NH4)2SO4、 D. (NH4)2FE(SO4)2、E.NH4HSO4、F.CH3COONH4六种溶液中 C(NH4+)的大小。 NH4+由大到小的顺序为： D> C>A> E&

26、gt; B >F。又如NH4HSO4 溶液中各离子浓度大小顺序为：KW、KA、读书破万卷下笔如有神H+>SO42 > NH4+ > OH 。【主题四】各类化学计算的有效模式。目的是熟练掌握各种化学计算方法与模式，提高定量计算的思维能力。1焓变计算。模式之一：根据物质的总能量计算。 H=生成物总能量反应物总能量模式之二：根据物质的总键能计算。 H反应物总键能生成物总键能模式之三：盖斯定律计算。此类计算纯属数学运算，其运算模式就可定位为“加减乘除” 。“加减” 的目的是解决目标方程式中各物质不同边的问题。可将目标方程式与已知方程式相比较，若物质同边的则把相应的已知方程式相加

27、，若物质异边的则相减。因为减后该物质掉个方向进入异边，与目标方程式中的物质相一致。 “乘除” 的目的是解决目标方程式中各物质系数不同的问题。若已知方程式中物质的系数比目标方程式中物质的系数小，则乘上相应的倍数，若已知方程式中物质的系数比目标方程式中物质的系数大，则除以相应的倍数。依此模式，快速列式，带好符号，认真运算。模式之四：根据热化学方程式计算。将H 看作是热化学方程式中的一项，按普通化学方程式列比例进行计算，得出有关数据。(以上例解略 )2电化学计算。模式之一：根据电子守恒法计算。如串联电池各电极常见产物的关系：4E 4H+4OH 4CL 4AG+2CU2+2H2 O22CL24AG 2

28、CU 2H2O 模式之二：根据电荷守恒法计算。电解质溶液中阳离子所带正电荷总数与阴离子所带负电荷总数相等。模式之三：根据方程式计算：电极反应式、电池反应总化学方程式、电解反应的总化学方程式中有许多定量关系可列比例式计算。(以上例解略 )3反应速率计算。模式之一：根据定义式计算。注意用物质的转化量(浓度 )计算。模式之二：根据化学方程式式计算。同一个化学反应MA()+B()G N GC( )+ D( )，当用不同物质表示同一化学反应的反应速率时，反应速率之比PGQG等于化学计量数之比，即V(A) V(B) V(C)： V(D)=M N：P：Q。 (以上例解略 )4有关平衡常数 (含 K、 K、K 、K 、 K )及转化率等计算。WABSP模式：“三段式” 。对于计算反应物的转化率、各组分的转化浓度、转化的物质的量、 平衡浓度、 平衡时的物质的量以及平衡时的各组分体积分数等，“三段