高中化学总复习知识归纳化学反应原理

1、第三节 电解池的工作原理及应用一、电解原理1、电解：在 的作用下，在两电极上分别发生 的过程。电解过程中 能转化为 能。P192、工作原理：阴极、阳极的正确判断：（由电源的正、负极判断：正 ；负 ）。正确判断电子、电流、离子的移动方向。电子由 极流向 极；再由 极流向 极。电流由 极流向 极。阳离子向 极移动；阴离子向 极移动。与原电池对比：a、电解池有外加电源；b、原电池负极发生 反应；电解池阳极发生 反应。3、电解时参与电极反应的物质的判断阳极放电顺序：金属 （铂、金除外） S2- I- OH含氧酸根。阴极放电顺序： Fe3+ H.Fe2+Zn2+(H+)其它阳离子。4、电解质溶液的电解规

2、律-惰性电极电解电解质溶液的实例：类型实例阳极反应式阴极反应式总反应方程式pH复原H2SO4NaOH Na2SO4 HClCuCl2NaClAlCl3CuSO4 AgNO3 5、应用（1）氯碱工业（观察课本20页图，了解各物质产生与去向，即箭头指向）阳离子交换膜的作用： 阳极反应式： （ 反应)阴极反应式： （ 反应）总反应方程式： 离子反应方程式: （2）电镀：铁上镀银 材料：待镀金属铜作 极， 镀层金属作 极。电解质溶液： 电极反应：阳极： ；阴极： 。现象变化：阳极： ；阴极： ，溶液浓度 。（3）电解精炼铜火法冶炼得到的铜中含有多种杂质如（Au， Ag ， Fe ，Zn等）。电解时，用

3、 作阳极，用 作阴极，用 作电解液。电解时阳极主要发生了的反应有： 、 、 、阴极反应是： 。电解后， 形成阳极泥，溶液浓度 。（4）电解冶炼活泼金属（电解熔融NaCl、 、 制取金属Na、Mg、Al）制Na时电极反应：阳极： ； 阴极： 。总反应方程式： 。制取金属Mg、Al总反应方程式： ， 。6、活学活用正确区别原电池、电解池、电镀池注意多个电解池的串联时-阴、阳极的判断、通过电路电子相等用于计算，注意原电池与电解池混联时-原电池、电解池的判别二次电池：放电时充当 池，充电时是 池。 电极接法：原电池的负极接电源的 极，正极接电源的 极。电化学中的相关计算-解题方法：放电顺序与电子守恒。

4、求产物的量（析出固体的质量、产生气体的体积等）、溶液的pH、相对原子质量或某元素的化合价、化学式等。第三单元 金属的腐蚀与防护一、金属的腐蚀（1）定义：金属腐蚀是指 与周围环境中的物质发生 而损耗。（2）本质：都是金属原子 电子而被 的过程（3）分类：化学腐蚀 金属和接触到的物质直接发生 而引起的腐蚀 。 电化学腐蚀 跟电解质溶液接触时，会发生 反应。使比较活泼的 而被 ，这种腐蚀叫做电化学腐蚀。 根据环境的不同，电化学腐蚀又可以分为 和 。二、钢铁的腐蚀： 是造成钢铁腐蚀的主要原因。（1）吸氧腐蚀（中性、弱酸、弱碱环境：是钢铁腐蚀的主要形式）负极： 正极： 总反应： Fe(OH)2进一步被氧

5、化成 ，方程式为： 。Fe(OH)3脱去一部分水就生成Fe2O3x H2O（铁锈主要成分）（2）析氢腐蚀（酸性环境）负极： 正极： 总反应： 规律总结：金属腐蚀快慢的规律：在同一电解质溶液中，金属腐蚀的快慢规律如下：电解原理的腐蚀 原电池的腐蚀 化学腐蚀 有防腐措施的腐蚀三、金属的防护防止金属锈蚀最常用的方法：（1）在金属表面覆盖 ；如： 等方法。（2）化学保护法：牺牲阳极的阴极保护法该反应是将被保护的金属与比其更活泼的金属连接在一起，更活泼的金属作 极 （ ），而作为 极的金属就能不被腐蚀而得到保护。 外加电流的 保护法。将被保护的金属作为 极。（3）改变金属的组成和结构：把金属制成防腐的合

6、金规律总结：防腐措施由优、劣的顺序如下：外接电源的阴极保护法 牺牲负极的正极保护法 无防腐条件的腐蚀专题2化学反应速率和化学平衡第一单元 化学反应速率一、化学反应速率的（v）1、定义：单位时间内 。2、计算公式：v= = 3、单位： 、 4、同一反应中，用不同物质表示反应速率时，速率比= 5、同一反应在不同条件下反应时，比较速率大小的方法： 化为同一物质 若 ，则 。单位一致。6、速率计算模版-列三行二、影响化学反应速率的因素（1）决定因素（内因）：反应物的性质（决定因素）（2）外因；1、浓度：结论：研究和实验表明，其他条件相同时， 。注意：；固体和纯液体没有浓度，因此增加固体用量，反应速率

7、。2、压强结论：对于有气体参加的反应，在密闭容器中保持温度不变时，增大压强，气体 必然 ，相当于 ，反应速率 ；减小压强，相当于减小 ，因而反应速率将 。由此可见，压强对反应速率的影响可以归结为 对反应速率的影响。P37注意：气体反应体系充入惰性气体（或无关气体）时，对反应速率的影响： 恒容：充入“惰性气体” 总压强增大 物质浓度 反应速率 。 恒压：充入“惰性气体” 体积增大 物质浓度 反应速率 。3、温度：结论：实验表明，其他条件相同时， 。4、催化剂结论：实验表明， 。P38催化剂是通过 来增大反应速率的。5、其他因素：如 。（3）微观分析第二单元 化学反应的方向和限度一、化学反应的方向

8、1、自发反应 在一定温度和压强下 就能自发进行的反应，称为自发反应。2、判断化学反应方向的依据焓变：H 0，有利于反应的自发进行熵变：S 0，有利于反应的自发进行同一物质，即S(g)S(l)S(s)综合： 口诀： H - TS 0 反应能自发进行 H - TS 0 反应达到平衡状态 H - TS 0 反应不能自发进行 二、化学平衡状态1、可逆反应 条件下，既能向 方向进行，同时又能向 方向进行的化学反应。 2、化学平衡状态一定条件下的可逆反应中，正反应速率与逆反应速率 ，反应体系中所有参加反应的物质的 保持不变的状态。3、化学平衡状态的标志4、化学平衡状态的判断“等”同一物质的消耗速率=生成速

9、率，如合成氨时，2v（H2）正=3v(NH3)逆“定”各组分的c、n、m、不再变化。（注：不是相等，也不是按比例）“变到不变”适用于对p总、m总、n总、M、不再变化的解决（关键找变化否）p总m总n总MN2(g) + 3H2(g)2NH3(g)H2(g) + I2(g)2HI(g)C(s) + H2O(g)CO(g) + H2(g)Fe2O3(s) + 3CO(g)2Fe(s) + 3CO2(g)5、化学平衡常数与转化率表达式： 意义：化学平衡常数K的大小能说明反应进行的程度。K值越大，表示反应进行得 ； P48化学平衡常数只与 有关；与 、 无关。固体、水溶液中水的浓度可视为 ，其浓度不列入平

10、衡常数表达式中。化学平衡常数是指某一具体反应的平衡常数。若反应方向改变，则平衡常数改变。若方程式中各物质的系数等倍扩大或缩小，尽管是同一反应，平衡常数也会改变。应用：A、化学平衡常数值的大小是可逆反应_进行程度_的标志。K值越大，它的_方向反应进行的程度越大，反应物转化率越_盘_。一般地，K _105_时，该反应就进行得基本完全了。B、判断某时刻反应的方向。（Q：浓度积）Q_K：向正方向；Q_K：平衡状态 ；Q_K：向逆方向行C、利用K值可判断反应的热效应若温度升高，K值增大，则正反应为 反应，即H 0若温度升高，K值减小，则正反应为 反应，即H 0转化率：某一反应物的转化率可表示为： 转化率

11、与 ， 有关。学会有关K和a的相关计算“列三行”第三单元 化学平衡的移动一、平衡移动方向与反应速率的关系 （1）v正 v逆,平衡向正反应方向移动。 （2）v正 v逆，平衡不移动。 （3）v正 v逆,平衡向逆反应方向移动。二、外界条件对化学平衡的影响在一定条件下，aA(g)+bB(g) mC(g) H 达到了平衡状态，若其他条件不变，改变下列条件对平衡的影响如下：（1）浓度 增大A的浓度或减小C的浓度，平衡向 方向移动； 增大C的浓度或减小A的浓度，平衡向 方向移动。（2）压强若a+bm增大压强，平衡向 的方向移动；减小压强，平衡向 的方向移动；若a+b=m改变压强，平衡 移动。“惰性”气体对化

12、学平衡的影响 恒温、恒容条件 充入“惰气” 体系总压增大体系中各反应成分的浓度 平衡 。 恒温、恒压条件充入“惰气”容器容积增大体系中各反应成分的浓度同倍数 （等效于 ）平衡向 移动。 （3）温度升高温度，平衡向 （H 0）方向移动；降低温度，平衡向 （H 0）方向移动。（4）催化剂使用催化剂，因其能同等程度地改变正、逆反应速率，平衡 移动。（5）、.勒夏特列原理（平衡移动原理）： 。三、等效平衡1、概念：在一定条件下，改变起始投料方式，同一可逆反应达到平衡后，任何相同组分的 均相同，这样的化学平衡互称为等效平衡。2、规律： （1）等温，等压， （2）等温，等容，等系数， 等温，等容，不等系数

13、， 3、方法：将投料换算成方程式同一边物质。4、结果：5、应用：详见练习四、有关化学反应速率与化学平衡的图象：-详见考能特训1、解题指导 （1）看图象： 一看轴，即纵、横坐标的意义； 二看点，即起点、拐点、交点、终点；三看线，即线的走向和变化趋势；四看辅助线，即等温线、等压线、平衡线等；五看量的变化，如浓度变化、温度变化、转化率变化、物质的量的变化等。 （2）依据图象信息，利用平衡移动原理，分析可逆反应的特征：吸热还是放热，气体计量数增大、减小还是不变，有无固体或纯液体参加或生成等。（3）先拐先平：在化学平衡图象中，先出现拐点的反应先达到平衡，可能是该反应的温度高、浓度大、压强大或使用了催化剂

14、。（4）定一议二：勒夏特列原理只适用于一个条件的改变，所以图象中有三个变量时，先固定一个量，再讨论另外两个量的关系。2、分类解析（1）速率时间图（2）浓度时间图（3）含量时间温度（压强）图（4）恒压（温）线（5）全程速率时间图专题3水溶液中的离子平衡第一单元 弱电解质的电离平衡一、弱电解质的电离 1、定义：电解质：在下能导电的。非电解质：在水溶液中和熔融状态下的化合物。强电解质：在水溶液里电离成离子的电解质。弱电解质：在水溶液里电离成离子的电解质 。物质单质化合物电解质非电解质： 非金属氧化物，大部分有机物 。如SO3、CO2、NH3、C6H12O6强电解质： 强酸，强碱，大多数盐 。如HCl

15、、NaOH、NaCl、BaSO4弱电解质： 弱酸，弱碱，水 。如HClO、NH3H2O、Cu(OH)2、H2O混和物纯净物2、电解质与非电解质本质区别：电解质离子化合物或共价化合物 非电解质共价化合物注：电解质、非电解质都是化合物。Cl2、盐酸既不是电解质，也不是非电解质。SO2、NH3、CO2等的水溶液能导电，它们属于。 金属、石墨能导电，它们。 强电解质不等于易溶于水的化合物（如BaSO4难溶于水）电解质的强弱与溶解性、导电性无关。导电性与 有关。3、电离平衡的电离平衡：在一定的条件下，当电解质分子 和 相等时，溶液中 ，达到 状态。4、电离方程式的书写：强电解质用 ，弱电解质用 ，多元弱

16、酸分布写。5、电离常数：一般用 表示酸的电离平衡常数，用 表示碱的电离平衡常数。）表达式：ABA+B- Ka= A+ B-/AB电离常数影响因素及意义：a、电离常数的大小主要由物质的本性决定。b、电离常数受 变化影响，不受浓度变化影响。c、同一温度下，不同弱酸，电离常数越大，其电离程度 ，酸性 。如：H2SO3HFCH3COOHH2CO3HClOHCO3-AlO2-6、电离度；（符号： ）弱电解质的电离度可表示为： 。 电离度与温度、 有关，一般弱电解质溶液的 越大，电离度 。7、弱电解质电离平衡的影响因素：温度：电离一般 热，升温，平衡向 方向移动，K ，a 。浓度：浓度越大，电离程度 ；故

17、加入弱电解质，平衡向 方向移动，a 。 溶液加水稀释时，电离平衡向 方向移动，a 。同离子效应：在弱电解质溶液里加入与弱电解质具有相同离子的电解质，平衡向 方向移动，a 。化学反应试剂：加入能与弱电解质的电离产生的某种离子反应的物质时，平衡向 方向移动，a 。根据电离平衡的影响因素填写以下表格：实例NH3H2O NH4+ +OH-影响因素加物质或措施移动方向电离程度c(OH-)c(NH4+ )温度加热浓度通入NH3(g)H2O同离子效应NaOHNH4Cl化学反应试剂HClAlCl38、强、弱电解质的比较：等浓度HCl与CH3COOHab等pH HCl与CH3COOHa bpH或物质的量浓度pH

18、：ab浓度：aba=b水的电离程度ac(CH3COO-)c(Cl-)=c(CH3COO-)等体积溶液中和NaOH的量a=bab开始时与金属反应的速率ab相同等体积与过量金属产生H2量相同ab第二单元水的电离和溶液的酸碱性一、水的电离与Kw1、水是的电解质，能微弱的电离出 和 ，电离方程式为： ，简写为： 。2、纯水在室温下的数据在25时的纯水中，c(H+)=c(OH-)= mol/LpH水的离子积常数Kw：此时水的离子积KW= 。注意：任何物质的水溶液中，在常温时，KW= ，KW与溶液的酸碱性无关，只与 有关。如：在100时的纯水中，水的离子积KW= 1.010-12 ，c(H+)= mol/

19、L，c(OH-) mol/L二、水溶液酸碱性：溶液的酸碱性取决于。当，溶液呈中性 25 pH 当，溶液呈酸性 pH 当，溶液呈碱性 pH 三、水电离平衡的影响因素实例H2OH+ + OH-条件改变平衡移动方向c（H+）c（OH-）电离程度促进、抑制溶液呈性升高温度通HCl（滴浓HCl）加NaOH固体加CH3COONa固体加NH4Cl固体加入NaCl固体（1）温度：温度升高，水的电离，c（H+）水1.010-7。（2）加酸、加碱：水的电离，c（H+）水1.010-7。（3）加易水解的盐：水的电离，c（H+）水1.010-7。四、溶液酸碱性表示方法（pH）：1pH计算表达式：pH= pH=0，c(

20、H+)=，pH=14，c（OH-）=。pH=7的溶液一定呈中性吗？2适用范围： 即c(H+)1mol/L、c(OH-)1mol/L3意义：表示溶液酸碱性的相对强弱，pH越小，c(H+)，酸性；反之，pH越大，c(OH-)，碱性4测定方法：。注意：事先不能用水湿润pH试纸；广泛pH试纸只能读取或范围五、混合液的pH值计算方法公式1、强酸与强酸的混合： c(H+) =2、强碱与强碱的混合：c(OH-) = 不能直接算c(H+)（三步曲） c(H+) = Kw/ c(OH-) pH= - lg c(H+)3、强酸与强碱的混合： 酸过量：c(H+)= 碱过量：c(OH-)=六、稀释过程溶液pH值的变化

21、规律：1、强酸溶液：稀释10n倍时，pH稀 = pH原+ n 2、弱酸溶液：稀释10n倍时，pH稀 pH原 n 5、稀释时，强酸、强碱变化得快；弱酸、弱碱和水解盐溶液的pH变化得慢，且越弱变化越慢。（图）七、酸碱中和滴定：酸碱中和滴定的误差分析：第三单元 盐类的水解一、盐类的水解（只有可溶于水的盐才水解）1、盐类水解：在水溶液中电离出来的离子跟水电离出来的-结合生成的反应。2、水解的实质：3、盐类水解规律：有弱才水解,无弱不水解；谁强显谁性，同强显中性；越弱越水解；都弱双水解越弱越水解：如酸性HFCH3COOHH2CO3HClOHCO3-则相应盐溶液水解程度：都弱双水解：（仅作了解）常见的双水

22、解反应完全的为：Fe3+、Al3+与AlO2-、CO32-(HCO3-)、S2-(HS-)、SO32-(HSO3-)；S2-与NH4+；CO32-(HCO3-)与NH4+其特点是相互水解成沉淀或气体。双水解完全的离子方程式配平依据是两边电荷平衡，如：2Al3+ + 3S2- + 6H2O = 2Al(OH)3+ 3H2S试写出泡沫灭火器灭火原理：。多元弱酸正盐溶液分步水解，如：Na2CO3，。多元弱酸酸式盐既水解、又电离，溶液显何性，取决于水解、电离程度的大小。如：HSO3- 显性，原因HCO3- 显性，原因4、影响盐类水解的因素：（1）内因-越弱越水解 酸或碱越弱,其对应的弱酸阴离子或弱碱阳

23、离子的水解程度 ,溶液的碱性或酸性 。（2）外因因素移动方向水解程度水解产生离子的浓度温度升高浓度加盐（s）加水外加酸碱酸弱酸根离子的水解程度 ，弱碱阳离子的水解程度 。碱弱酸根离子的水解程度 ，弱碱阳离子的水解程度 。其它能发生化学反应的试剂消耗H+或OH-，使平衡向 方向移动，水解程度 。5、盐类水解的应用：水解的应用实例原理1、净水明矾净水2、去油污用热碱水冼油污物品3、药品的保存配制FeCl3溶液时常加入少量 Fe3+3H2OFe(OH)3+3H+ 配制Na2CO3溶液时常加入少量 CO32-+H2O HCO3-+OH- 4、制备无水盐MgCl26H2O制无水MgCl2 在 加热MgC

24、l26H2OMgCl2+6H2O5、泡沫灭火器Al2(SO4)3与NaHCO3混合 6、比较盐溶液中离子浓度的大小比较NH4Cl溶液中离子浓度的大小NH4+H2O NH3H2O+H+ 7、溶液中离子数目计算（NA）1L 0.1mol/L Na2CO3溶液中CO32-的数目 0.1mol ( )6、盐溶液蒸干产物的判断（1）强酸强碱盐，得本身。如：K2SO4 NaCl（2）可水解的硫酸盐，得本身。如：CuSO4，Fe2(SO4)3（3）可水解的氯化物，得氢氧化物。如FeCl3-Fe(OH)3 CuCl2-Cu(OH)2 AlCl3-Al(OH)3，若是灼烧，则得氧化物。即得Fe2O3 CuO A

25、l2O3（4）碳酸盐、碳酸氢盐，得碳酸盐。如Na2CO3 NaHCO3-Na2CO3（5）综合考虑：特殊性的盐 如：NaClO-NaCl还原性盐得氧化产物 如FeSO4-Fe2(SO4)3,FeCl2-Fe(OH)3 ,K2SO3 -K2SO4 等 易分解的盐得分解产物 如：KMnO4、Ca(HCO3)2、 铵盐等二、水溶液中微粒浓度的大小比较（一）理论依据电离理论、水解理论、电荷守恒、物料守恒、质子守恒（二）方法规律总结1、先分析溶液中电解质的种类2、依据其电离、水解写全存在的离子、分子3、注意三个守恒中的系数电荷守恒式：系数与离子电荷数相同 物料守恒式：注意阴、阳离子组成比4、分析微粒浓度

26、大小的关系：（一般规律）弱电解质：C（电离） C（电离产物）盐类：C（水解） C（水解产物） 盐：C（不水解） C（水解） C（显性） C（不显性） 盐：C（水解前）C（未水解）+ C（水解产物）物料守恒式5、等式三个守恒关系（三）有关混合溶液的常见组合及解决方法-酸、碱中和pH变化曲线图1、0.1mol/L CH3COOH与0.1mol/LNaOH等体积混合离子浓度大小 。 2、0.1mol/L CH3COOH与0.1mol/LCH3COONa等体积混合后显酸性：离子浓度大小 。 3、往10mL 0.1mol/L CH3COOH中逐滴滴入0.1mol/LNaOH至中性：离子浓度大小 。4、0

27、.1mol/L CH3COONa与0.1mol/LNaOH等体积混合离子浓度大小 。5、在只有CH3COO-、Na+、OH-、H+离子的溶液中，你还能列出哪种离子浓度大小关系式： 。练习：已知某溶液中存在OH-、H+、NH4+、Cl- 四种离子，某同学推测其离子浓度大小顺序有如下五种关系： c(Cl-) c(NH4+) c(H+) c(OH-) c(Cl-) c(NH4+ ) c(OH-) c(H+) c(NH4+ ) c(Cl-) c(OH-) c(H+) c(Cl-) c(H+) c (NH4+) c(OH-) c (NH4+)+c(H+)= c(Cl-) +c(OH-) 填写下列空白:（

28、1）上述关系中一定错误的是 。（2）若溶液中只溶解了一种溶质，则该溶质是 ，上述四种离子浓度的大小顺序为 (填序号)。（3）若上述关系中是正确的，则溶液中的溶质为 ；若上述关系中是正确的，则溶液中的溶质为 。（4）若往10mL 0.1mol/L HCl中逐滴滴入0.1mol/L NH3H2O至中性，则消耗NH3H2O的体积V 10mL。（填“”、“”“=”下同）此时离子浓度大小关系式为： 。 若NH3H2O刚加了10mL，则溶液呈 性。此时位于图中 点(填序号)。此时c(Cl-)= ，c(NH4+ ) + c(NH3H2O) = 。（5）若该溶液是由体积相等的稀盐酸和氨水混合而成，且恰好呈中性，则混合前c(HCl) c(NH3H2O)，混合前酸中c(H+)和碱中c(OH-)的关系为c(H+) c(OH-)。第四单元 难溶电解质的沉淀溶解平衡一、物质的溶解性与溶解度关系 20时，电解质在水中的溶解度与溶解性存在如下关系：二、难溶电解质的沉淀溶解平衡1、建立固体溶质 溶液中的溶质2、表示方法与溶度积常数(Ksp) 试写出：AgCl、BaSO4、Mg