人教版高二上学期化学选择性必修1、2全册必背章节知识点清单

第第页人教版高二上学期化学选择性必修1、2全册必背章节知识点清单选择性必修1第一章化学反应的热效应第一节反应热一、反应热焓变（一）反应热及其测定1、体系与环境被研究的物质系统称为体系，与体系相互影响的其他部分称为环境。2、反应热在等温条件下，化学反应体系向环境释放或从环境吸收的热量，称为化学反应的热效应，简称反应热。3、实验探究：中和反应反应热的测定（1）测定原理：环境温度不变时，根据测得的体系的温度变化和有关物质的比热容等来计算反应热。即利用公式：Q＝cmΔt进行计算。（2）实验装置①实验装置中各仪器安装如图。②各部分仪器的作用玻璃搅拌器的作用是使反应物混合均匀充分接触。隔热层的作用是减少热量的散失。温度计的作用是测定反应前后反应体系的温度。（3）实验步骤①反应物温度测量(t1)：测量混合前50mL0.50mol·L－1盐酸、50mL0.55mol·L－1氢氧化钠溶液的温度，取两温度平均值，记录为起始温度t1。②反应后体系温度测量(t2)：将酸碱溶液迅速混合，用玻璃搅拌器轻轻搅动溶液，并准确读取混合溶液的最高温度，记录为终止温度t2。③重复实验操作两次，记录每次的实验数据，取其平均值作为计算依据。（4）实验数据处理设溶液的密度均为1g·cm－3，中和后溶液的比热容c＝4.18J·g－1·℃－1，根据实验数据计算出该反应放出的热量Q≈1.42kJ，则生成1molH2O时放出的热量为56.8kJ。（5）实验结论大量实验测得，在25℃和101kPa下，强酸的稀溶液与强碱的稀溶液，发生中和反应生成1molH2O时，放出57.3kJ的热量。（二）反应热与焓变1、内能内能是体系内物质的各种能量的总和，受温度、压强和物质的聚集状态等影响。3、焓与焓变（1）焓(H)：是一个与内能有关的物理量。（2）焓变(△H)：在恒压下，化学反应过程中吸收或释放的热量称为该反应的焓变。常用单位kJ/mol或kJ·mol-1。（3）反应热与焓变的关系在等压条件下进行的化学反应的反应热等于反应的焓变，因此常用ΔH表示反应热。（4）焓变与吸热反应和放热反应的关系①放热反应：反应体系向环境释放能量，反应体系的焓减小，ΔH为负值，即ΔH<0。②吸热反应：反应体系从环境中吸收能量，反应体系的焓增大，ΔH为正值，即ΔH>0。4、从微观角度理解反应热的实质以H2(g)＋Cl2(g)=2HCl(g)反应的能量变化为例说明，如图所示：由图可知：化学键反应中能量变化断裂或形成1mol化学键的能量变化断裂或形成化学键的总能量变化H—H吸收436kJ共吸收679kJCl—Cl吸收243kJH—Cl放出431kJ共放出862kJ结论H2(g)＋Cl2(g)=2HCl(g)的反应热ΔH＝－183kJ·mol－1①图示：化学反应过程中形成化学键、断裂化学键能量变化可用如图表示：其中，E1表示反应物断裂化学键吸收的总热量，E2表示生成物形成化学键放出的总热量，E1与E2的差值表示反应热。上述反应过程表示该反应为放热反应。②焓变计算公式：ΔH＝E总(断键)－E总(成键)二、热化学方程式1、定义：表明反应所释放或吸收的热量的化学方程式。2、意义：不仅表示化学反应中的物质变化，也表明了化学反应中的能量变化。实例：已知25℃、101kPa下，热化学方程式为2H2(g)＋O2(g)2H2O(l)ΔH＝－571.6kJ·mol－1，其表示在25℃、101kPa，2molH2与1molO2完全反应生成2mol液态水时放出的热量是571.6kJ。3、热化学方程式的书写方法（1）热化学方程式中各物质化学式前的化学计量数只表示其物质的量，可以是整数或分数。（2）标注反应的温度和压强。没有特殊说明是指25℃、101kPa。不用标明反应条件（如“加热”“高温”“催化剂”等）。（3）标注各物质聚集状态。在物质后面用括号标注各物质的聚集状态：气体用“g”，液体用“l”，固体用“s”，溶液用“aq”。（4）标注ΔH的正负。化学方程式后面空一格标注ΔH，若为放热反应，ΔH为“－”；若为吸热反应，ΔH为“＋”。（5）－1。4、ΔH的单位中“mol－1”的含义对一个化学反应，ΔH的单位中“mol－1”不是指每摩尔具体物质，而是指“每摩尔反应”。因此ΔH必须与化学方程式一一对应。三、燃烧热1、概念：在101kPa时，1mol纯物质完全燃烧生成指定产物时所放出的热量。2、单位：kJ·mol－1或kJ/mol。3、意义：甲烷的燃烧热为890.3kJ·mol－1，或ΔH＝－890.3kJ·mol－1，它表示25℃、101kPa时，1mol甲烷完全燃烧生成1molCO2(g)和2molH2O(l)时放出890.3kJ的热量。4、热化学方程式的书写书写表示燃烧热的热化学方程式时，以燃烧1mol可燃物为标准来配平其余物质的化学计量数，同时可燃物要完全燃烧且生成指定产物。例如：H2(g)＋eq\f(1,2)O2(g)H2O(l)ΔH＝－285.8kJ·mol－15、燃烧热的热化学方程式是否正误“一看”可燃物的化学计量数是否为1。“二看”元素完全燃烧生成的物质是否为指定产物。“三看”ΔH是否为“－”及单位是否正确。第二节反应热的热计算一、盖斯定律1、盖斯定律：一个化学反应，不管是一步完成的还是分几步完成的，其反应热是相同的。换句话说，化学反应的反应热只与反应体系的始态和终态有关，而与反应的途径无关。2、盖斯定律的计算方法（1）“虚拟路径”法：若反应物A变为生成物D，可以有两个途径。①由A直接变成D，反应热为ΔH；②由A经过B变成C，再由C变成D，每步的反应热分别为ΔH1、ΔH2、ΔH3。如图所示：则有ΔH＝ΔH1＋ΔH2＋ΔH3。（2）加合法：加合法就是运用所给热化学方程式通过加减乘除的方法得到所求的热化学方程式。例：根据如下两个反应，选用上述两种方法，计算出C(s)＋eq\f(1,2)O2(g)CO(g)的反应热ΔH。C(s)＋O2(g)CO2(g)ΔH1＝－393.5kJ·mol－1CO(g)＋eq\f(1,2)O2(g)CO2(g)ΔH2＝－283.0kJ·mol－1反应C(s)＋O2(g)=CO2(g)的途径可设计如下：则ΔH＝ΔH1－ΔH2＝－110.5kJ·mol－1。二、反应热的计算1、根据热化学方程式计算热化学方程式中反应热数值与各物质的化学计量数成正比。例如，aA(g)＋bB(g)cC(g)＋dD(g)ΔHabcd|ΔH|n(A)n(B)n(C)n(D)Q则eq\f(nA,a)＝eq\f(nB,b)＝eq\f(nC,c)＝eq\f(nD,d)＝eq\f(Q,|ΔH|)2、根据反应物、生成物的键能计算ΔH＝反应物的键能总和－生成物的键能总和。3、根据物质的燃烧热数值计算Q(放)＝n(可燃物)×|ΔH(燃烧热)|。4、根据盖斯定律计算将两个或两个以上的热化学方程式包括其ΔH相加或相减，得到一个新的热化学方程式及其ΔH。5、ΔH大小比较时注意事项（1）吸热反应的ΔH为“＋”，放热反应的ΔH为“－”，所以吸热反应的ΔH一定大于放热反应的ΔH。（2）放热反应的ΔH为“－”，所以放热越多，ΔH越小。

第二章化学反应速率与化学平衡第一节化学反应速率一、化学反应速率1、化学反应速率：定量描述化学反应快慢程度的物理量。2、表示方法：用单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加来表示。（1）表达式：V=Δc/Δt（2）单位：mol/(L·min)或mol/(L·s)3、化学反应速率的测定（1）测定原理：利用与化学反应中任何一种化学物质的浓度相关的可观测量进行测定。（2）测定方法①直接观察测定：如释放出气体的体积和体系的压强等。②科学仪器测定：在溶液中，当反应物或生成物本身有较明显的颜色时，可利用颜色变化和显色物质与浓度变化间的比例关系测量反应速率。4、化学反应速率的计算（1）公式法：v＝eq\f(Δc,Δt)＝eq\f(Δn,VΔt)v(反应物)＝eq\f(－Δc反应物,Δt)v(生成物)＝eq\f(Δc生成物,Δt)（2）运用同一反应中“速率之比等于化学计量数之比”的规律进行计算。对于一个化学反应：mA＋nB=pC＋qD，v(A)＝－eq\f(ΔcA,Δt)，v(B)＝－eq\f(ΔcB,Δt)，v(C)＝eq\f(ΔcC,Δt)，v(D)＝eq\f(ΔcD,Δt)，且有：eq\f(vA,m)＝eq\f(vB,n)＝eq\f(vC,p)＝eq\f(vD,q)。（3）“三段式”法①求解化学反应速率计算题的一般步骤：写出有关反应的化学方程式；找出各物质的起始量、转化量、某时刻量；转化量之比等于化学计量数之比；先根据已知条件列方程计算：反应：mA(g)＋nB(g)＝pC(g)起始浓度/mol·L－1：abc转化浓度/mol·L－1：xeq\f(nx,m)eq\f(px,m)某时刻(ts)浓度/mol·L－1：a－xb－eq\f(nx,m)c＋eq\f(px,m)再利用化学反应速率的定义式求算：v(A)＝eq\f(x,t)mol·L－1·s－1；v(B)＝eq\f(nx,mt)mol·L－1·s－1；v(C)＝eq\f(px,mt)mol·L－1·s－1。②计算中注意以下量的关系。对反应物：c(起始)－c(转化)＝c(某时刻)；对生成物：c(起始)＋c(转化)＝c(某时刻)；转化率＝eq\f(c转化,c起始)×100%。二、影响化学反应速率的因素1、实验Ⅰ：定性探究影响化学反应速率的外界因素实验原理：Na2S2O3＋H2SO4Na2SO4＋SO2↑＋S↓＋H2O2H2O2eq\o(=,\s\up7(催化剂))2H2O＋O2↑影响因素实验步骤实验现象实验结论浓度均出现浑浊，但后者出现浑浊更快增大浓度，化学反应速率增大温度混合后均出现浑浊，但70℃热水一组首先出现浑浊升高温度，化学反应速率增大催化剂前者无明显现象，后者出现大量气泡催化剂能加快化学反应速率2、实验Ⅱ：反应速率的定量测定和比较加入试剂反应时间(填“长”或“短”)反应速率(填“快”或“慢”)实验结论40mL1mol·L－1硫酸长慢4mol·L－1硫酸与锌反应比1mol·L－1硫酸与锌反应的速率快。40mL4mol·L－1硫酸短快3、影响化学反应速率的其他因素（1）浓度：底物浓度越大，化学反应速率越快。（2）温度：当其他条件相同时，升高温度反应速率增大，降低温度反应速率减小。（3）催化剂：同一反应，用不同催化剂，反应速率不相同。（4）压强：对有气体参加的反应，压强对化学反应速率的影响可简化理解如下①对于气体来说，在一定温度下，一定质量的气体所占的体积与压强成反比，其他条件不变时，增大压强，气体体积缩小，浓度增大。②对于有气体参加的化学反应，在相同温度下，增大压强，反应速率增大；减小压强，反应速率减小。三、活化能1、有效碰撞：能够发生化学反应的碰撞。2、无效碰撞：不能够发生化学反应的碰撞。3、活化分子：能够发生有效碰撞的分子。4、活化能：活化分子具有的平均能量与反应物分子具有的平均能量之差。5、反应物、生成物的能量与活化能的关系图活化能越小，普通分子就越容易变成活化分子。如图所示：反应的活化能是E1，反应热是E1－E2。6、有效碰撞理论对影响化学反应速率因素的解释（1）浓度：反应物浓度增大→单位体积内活化分子数增多→单位时间内有效碰撞的次数增加→反应速率增大；反之，反应速率减小。（2）压强：增大压强→气体体积缩小→反应物浓度增大→单位体积内活化分子数增多→单位时间内有效碰撞的次数增加→反应速率增大；反之，反应速率减小。（3）温度：升高温度→活化分子的百分数增大→单位时间内有效碰撞的次数增加→反应速率增大；反之，反应速率减小。（4）催化剂：使用催化剂→改变了反应的历程(如上图)，反应的活化能降低→活化分子的百分数增大→单位时间内有效碰撞的几率增加→反应速率加快。第二节化学平衡一、化学平衡状态1、可逆反应：在相同条件下，既能向正反应方向进行，同时又能向逆反应方向进行的反应。2、化学平衡状态的建立（1）如图1所示，N2与H2随着反应的进行，其浓度逐渐减小，v正逐渐减小，而c(NH3)逐渐增大，v逆逐渐增大，t1时刻，它们的浓度不再改变，v正＝v逆，反应达到平衡。（1）如图2所示，随着NH3的分解，其浓度逐渐减小，v逆逐渐减小，而c(N2)、c(H2)逐渐增大，v正逐渐增大，t2时刻起，它们的浓度不再改变，v正＝v逆，反应达到平衡。3、化学平衡状态：在一定条件下的可逆反应，当正、逆反应的速率相等时，反应物和生成物的浓度均保持不变，即体系的组成不随时间而改变，这表明该反应中物质的转化达到了“限度”，这时的状态我们称为化学平衡状态，简称化学平衡。二、化学平衡常数1、化学平衡状态时浓度数据分析分析课本表2－1：457.6℃时反应体系H2(g)＋I2(g)⇄2HI(g)中各物质的浓度数据，我们可以发现以下规律：（1）无论该反应从正向进行还是从逆向进行，平衡时，只要温度一定，eq\f(c2HI,cH2·cI2)的值近似相等。（2）无论反应物或生成物的浓度如何改变，平衡时只要温度一定，eq\f(c2HI,cH2·cI2)的值也近似相等。2、化学平衡常数：在一定温度下，当一个可逆反应达到化学平衡时，生成物浓度幂之积与反应物浓度幂之积的比值是一个常数，用符号K表示。3、浓度商与化学平衡常数的表达式（1）浓度商：对于一般的可逆反应，mA(g)＋nB(g)⇄pC(g)＋qD(g)，在任意时刻的eq\f(cpC·cqD,cmA·cnB)称为浓度商，常用Q表示，即Q＝eq\f(cpC·cqD,cmA·cnB)。（2）化学平衡常数表达式：当在一定温度下达到化学平衡时，K＝eq\f(cpC·cqD,cmA·cnB)。（3）Q与K关系：当反应中有关物质的浓度商等于平衡常数时，表明反应达到化学平衡状态。三、影响化学平衡的因素1、浓度对化学平衡移动的影响实验原理Fe3＋＋3SCN－⇄Fe(SCN)3(红色)实验操作现象与结论b溶液颜色变浅，平衡向逆反应方向移动c溶液颜色变深，平衡向正反应方向移动理论解释发生Fe＋2Fe3＋=3Fe2＋，Fe3＋浓度减小，Q＝eq\f(c[FeSCN3],cFe3＋·c3SCN－)增大，Q＞K，平衡逆向移动c(SCN－)增大，Q＝eq\f(c[FeSCN3],cFe3＋·c3SCN－)减小，Q＜K，平衡正向移动2、化学平衡移动：在一定条件当可逆反应达到平衡状态后，如果浓度、压强、温度等反应条件改变，原来的平衡状态被破坏，平衡体系的物质组成也会随着改变，直至达到新的平衡状态。这种由原有的平衡状态达到新的平衡状态的过程。3、化学平衡移动方向的判断当Q＝K时：反应处于平衡状态，v正＝v逆；当Q＜K时：反应向正反应方向进行，v正＞v逆；当Q＞K时：反应向逆反应方向进行，v正＜v逆。4、压强变化对化学平衡移动的影响实验原理eq\o(2NO2,\s\do14(红棕色))⇄eq\o(N2O4,\s\do14(无色))实验步骤活塞Ⅱ处→Ⅰ处，压强增大活塞Ⅰ处→Ⅱ处，压强减小实验现象混合气体的颜色先变深又逐渐变浅混合气体的颜色先变浅又逐渐变深实验结论活塞往里推，体积减小，压强增大，c(NO2)增大，颜色变深，但颜色又变浅，说明c(NO2)减小，平衡向正反应方向移动。活塞往外拉，体积增大，压强减小，c(NO2)减小，颜色变浅，但气体颜色又变深，说明c(NO2)增大，平衡向逆反应方向移动5、温度对化学平衡移动的影响实验原理eq\o(2NO2g,\s\do16(红棕色))⇄eq\o(N2O4g,\s\do16(无色))ΔH＝－56.9kJ·mol－1实验步骤实验现象热水中混合气体颜色加深；冰水中混合气体颜色变浅实验结论混合气体受热颜色加深，说明NO2浓度增大，即平衡向逆反应方向移动；混合气体被冷却时颜色变浅，说明NO2浓度减小，即平衡向正反应方向移动6、勒夏特列原理：如果改变影响平衡的条件之一(如温度、浓度、压强等)，平衡将向着能够减弱这种改变的方向移动。7、化学平衡图像的类型及特点（1）速率—时间图像(v－t图像)Ⅰ.正反应速率突变，逆反应速率渐变，v′正＞v′逆，说明是增大了反应物的浓度，使正反应速率突变，且平衡正向移动。Ⅱ.v正、v逆都是突然减小的，v′正＞v′逆，平衡正向移动，说明该反应的正反应可能是放热反应或气体总体积增大的反应，改变的条件是降低温度或减小压强。Ⅲ.v正、v逆都是突然增大的，并且v正、v逆增大程度相同，说明该化学平衡没有发生移动，可能是使用了催化剂，也可能是对反应前后气体总体积不发生变化的反应增大压强所致。（2）百分含量—时间—温度图像Ⅰ.T2＞T1，温度升高，平衡逆向移动，正反应是放热反应。Ⅱ.p2＞p1，压强增大，A(反应物)的转化率减小，说明正反应是气体总体积增大的反应。Ⅲ.生成物C的百分含量不变，说明平衡不发生移动，但反应速率a＞b，故a可能使用了催化剂；若该反应是反应前后气体总体积不变的可逆反应，a也可能是增大了压强。第三节化学反应的方向1、自发过程和自发反应的比较自发过程自发反应含义在一定条件下，不用借助外力，就能自发进行的过程。在给定的条件下，可以自发进行到显著程度的化学反应。特征具有方向性，即过程的某个方向在一定条件下自发进行，而该过程逆方向在该条件下肯定不能自发进行。举例高山流水，自由落体，冰雪融化钢铁生锈应用可被用来完成有用功。如H2燃烧可设计成原电池。非自发过程要想发生，必须对它做功。如通电将水分解为H2和O2。2、化学反应进行方向的判据（1）焓变与反应的方向放热反应过程中体系能量降低，因此具有自发进行的倾向，科学家提出用焓变来判断反应进行的方向，这就是焓判据。①多数放热反应是自发进行的。例如燃烧反应、中和反应等。②有些吸热反应也可以自发进行，如：2N2O5(g)⇄4NO2(g)＋O2(g)ΔH＝＋109.8kJ·mol－1。（2）熵变与反应的方向①体系的熵值：体系的混乱程度越大，体系的熵值就越大。②同一物质的熵值：S(g)＞S(l)＞S(s)，同一条件下，不同物质的熵值不同。（3）熵判据：体系有自发地向混乱度增加(即熵增)的方向转变的倾向，因此可用熵变来判断反应进行的方向。3、自由能与化学反应的方向（1）自由能：符号为ΔG，单位为kJ·mol－1。（2）自由能变化与焓变、熵变的关系：ΔG＝ΔH－TΔS。ΔG不仅与焓变有关，还与温度有关。（3）反应方向与自由能的关系①当ΔG＜0时，反应能自发进行；②当ΔG＝0时，反应处于平衡状态；③当ΔG＞0时，反应不能自发进行。第四节化学反应的调控1、合成氨反应的特点合成氨反应：N2(g)＋3H2(g)⇄2NH3(g)。已知298K时：ΔH＝－92.4kJ·mol－1，ΔS＝－198.2J·mol－1·K－1。（1）自发性：常温(298K)下，ΔH－TΔS<0，能自发进行。（2）可逆性：反应为可逆反应。（3）体积变化(熵变)：ΔS<0，正反应是气体体积缩小的反应。（4）焓变：ΔH<0，是放热反应。2、工业合成氨的适宜条件外部条件工业合成氨的适宜条件压强10～30MPa温度400～500℃催化剂使用铁触媒作催化剂浓度氨及时从混合气中分离出去，剩余气体循环使用；及时补充N2和H23、合成氨的工艺流程

第三章水溶液中的离子反应与平衡第一节电离平衡一、强电解质和弱电解质1、电解质：在水溶液中或熔融状态下能导电的化合物。2、非电解质：在水溶液中和熔融状态下均以分子形式存在，因而不能导电的化合物。3、强电解质和弱电解质（1）实验探究盐酸和醋酸的电离程度酸0.1mol·L－1盐酸0.1mol·L－1醋酸pH较小较大导电能力较强较弱与镁条反应的现象产生无色气泡较快产生无色气泡较慢实验结论实验表明盐酸中c(H＋)更大，说明盐酸的电离程度大于醋酸的电离程度（2）强电解质与弱电解质的比较强电解质弱电解质概念在水溶液中能全部电离的电解质在水溶液中只能部分电离的电解质电解质在溶液中的存在形式只有阴、阳离子既有阴、阳离子，又有电解质分子化合物类型离子化合物、部分共价化合物共价化合物实例①多数盐(包括难溶性盐)；②强酸，如HCl、H2SO4等；③强碱，如KOH、Ba(OH)2等①弱酸，如CH3COOH、HClO等；②弱碱，如NH3·H2O等；③水二、弱电解质的电离平衡1、电离平衡状态（1）概念：在一定条件(如温度、浓度)下，弱电解质分子电离成离子的速率与离子结合成弱电解质分子的速率相等，溶液中各分子和离子的浓度都不再发生变化，电离过程就达到了电离平衡状态。（2）建立过程2、电离方程式的书写（1）强电解质：完全电离，在写电离方程式时，用“”。（2）弱电解质：部分电离，在写电离方程式时，用“⇄”。3、电离平衡的影响因素（1）温度：弱电解质的电离一般是吸热过程，升高温度使电离平衡向电离的方向移动，电离程度增大。（2）浓度：在一定温度下，同一弱电解质溶液，浓度越小，离子相互碰撞结合为分子的几率越小，电离程度越大。（3）同离子效应：加入与弱电解质具有相同离子的电解质时，可使电离平衡向结合成弱电解质分子的方向移动，电离程度减小。（4）化学反应：加入能与弱电解质电离出的离子发生反应的离子时，电离平衡向电离方向移动。三、电离平衡常数1、概念：在一定条件下，当弱电解质的电离达到平衡时，溶液中弱电解质电离所生成的各种离子浓度的乘积，与溶液中未电离分子的浓度之比是一个常数，简称电离常数，用K表示。2、电离平衡常数的表示方法AB＝A＋＋B－K＝eq\f(cA＋·cB－,cAB)3、弱电解质的电离能力。一定温度下，K值越大，弱电解质的电离程度越大，酸(或碱)性越强。4．电离常数的影响因素(1)内因：同一温度下，不同的弱电解质的电离常数不同，说明电离常数首先由物质的本性所决定。(2)外因：对于同一弱电解质，电离平衡常数只与温度有关，由于电离为吸热过程，所以电离平衡常数随温度升高而增大。5、电离常数的计算——三段式法例：25℃amol·L－1的CH3COOHCH3COOH⇄CH3COO－＋H＋起始浓度/mol·L－1：a00变化浓度/mol·L－1：xxx平衡浓度/mol·L－1：a－xxx则Ka＝eq\f(cCH3COO－·cH＋,cCH3COOH)＝eq\f(x2,a－x)≈eq\f(x2,a)6、实验探究：CH3COOH与H2CO3酸性强弱比较实验操作实验现象有气泡产生实验结论CH3COOH酸性大于碳酸Ka大小比较Ka(CH3COOH)大于Ka1(H2CO3)7、镁条与等浓度、等体积盐酸、醋酸的反应比较项目宏观辨识微观探析反应初期盐酸的反应速率比醋酸大盐酸是强酸，完全电离，醋酸是弱酸，部分电离，同浓度的盐酸和醋酸，盐酸中的c(H＋)较大，因而反应速率较大反应过程中盐酸的反应速率始终比醋酸大，盐酸的反应速率减小明显，醋酸的反应速率减小不明显醋酸中存在电离平衡，随反应的进行，电离平衡正向移动，消耗的氢离子能及时电离补充，所以一段时间速率变化不明显最终二者产生的氢气的量基本相等，速率几乎都变为零镁条稍微过量，两种酸的物质的量相同，随醋酸电离，平衡正向移动，醋酸几乎消耗完全，最终二者与镁条反应的氢离子的物质的量几乎相同，因而产生的H2的量几乎相同。两种酸都几乎消耗完全，反应停止，因而反应速率几乎都变为0第二节水的电离和溶液的pH一、水的电离1、水的电离（1）水是一种极弱的电解质。（2）水的电离方程式为H2O＋H2O⇄H3O＋＋OH－，简写为H2O⇄H＋＋OH－。（3）水的电离平衡常数K电离＝eq\f(cH＋·cOH－,cH2O)。2、水的离子积常数（1）含义：因为水的浓度可看作常数，所以水中的c(H＋)·c(OH－)可看作常数，称为水的离子积常数，简称水的离子积，用KW表示。（2）表达式与数值：表达式KW＝c(H＋)·c(OH－)，室温时，KW＝1.0×10－14。（3）影响因素：KW只受温度影响，由于水的电离是吸热过程，温度升高，KW增大。3、外界条件对水的电离平衡的影响分析下列条件的改变对水的电离平衡H2O⇄H＋＋OH－ΔH>0的影响，并填写下表：改变条件平衡移动方向c(H＋)c(OH－)水的电离程度Kw升高温度右移增大增大增大增大加入HCl(g)左移增大减小减小不变加入NaOH(s)左移减小增大减小不变加入金属Na右移减小增大增大不变加入NaHSO4(s)左移增大减小减小不变二、溶液的酸碱性与pH1．25℃时，分析下列溶液的氢离子和氢氧根离子浓度纯水0.1mol·L－1NaOH溶液0.1mol·L－1盐酸c(H＋)/mol·L－11×10－71×10－130.1c(OH－)/mol·L－11×10－70.11×10－13c(H＋)、c(OH－)的相对大小c(H＋)＝c(OH－)c(H＋)<c(OH－)c(H＋)>c(OH－)溶液的酸碱性中性碱性酸性2、溶液的酸碱性与溶液中c(H＋)、c(OH－)的关系c(H＋)与c(OH－)的关系c(H＋)的范围(室温下)酸性溶液c(H＋)>c(OH－)c(H＋)>1×10－7mol·L－1中性溶液c(H＋)＝c(OH－)c(H＋)＝1×10－7mol·L－1碱性溶液c(H＋)<c(OH－)c(H＋)<1×10－7mol·L－1任何水溶液中都有H＋和OH－。3．溶液的pH与c(H＋)及酸碱性的关系计算公式pH＝－lg_c(H＋)意义pH越大，溶液的碱性越强；pH越小，溶液的酸性越强溶液酸碱性与pH的关系(常温下)pH＜7，为酸性溶液；pH＝7，为中性溶液；pH＞7，为碱性溶液适用范围1×10－14mol·L－1＜c(H＋)＜1mol·L－1特别提醒pH计算公式中c(H＋)：强酸溶液：c(H＋)＝n·c(HnA)；若强碱溶液：c(H＋)＝eq\f(Kw,cOH－)＝eq\f(Kw,n·c[BOHn])。4、溶液酸碱性的测定方法（1）利用pH试纸测定。使用pH试纸的正确操作为取一小块pH试纸于干燥洁净的玻璃片或表面皿上，用干燥洁净的玻璃棒蘸取试液点在试纸上，当试纸颜色变化稳定后迅速与标准比色卡对照，读出pH。①广泛pH试纸：其pH范围是1～14(最常用)，可以识别的pH差约为1。②精密pH试纸：可判别0.2或0.3的pH差值。③专用pH试纸：用于酸性、中性或碱性溶液的专用pH试纸。（2）用pH计测量。pH计也叫酸度计，该仪器可精密测量溶液的pH。其量程为0～14。5、pH的应用pH在医疗、生活、环保、农业生产和科学实验中都有重要的应用。溶液pH的控制常常是影响实验结果或产品质量、产量的一个关键因素。6、酸碱溶液稀释时pH的变化图像（1）pH相等的酸或碱溶液稀释后溶液pH的变化示意图（2）c相等的酸或碱溶液稀释后溶液pH的变化示意图可以看出无论是c相等还是pH相等，加水稀释相同倍数pH变化大的都是强酸或强碱。7、酸碱溶液稀释时pH的变化酸(pH＝a)碱(pH＝b)弱酸强酸弱碱强碱稀释10n倍pH<a＋npH＝a＋npH>b－npH＝b－n无限稀释pH趋向于7三、酸碱中和滴定实验1、概念和原理（1）概念：依据中和反应，用已知浓度的酸(或碱)来测定未知浓度的碱(或酸)的方法。（2）原理：碱，则c(H＋)＝eq\f(cOH－·V碱,V酸)或c(OH－)＝eq\f(cH＋·V酸,V碱)。2、主要仪器使用（1）仪器：滴定管，铁架台，滴定管夹，锥形瓶，烧杯。仪器a是酸式滴定管，仪器b是碱式滴定管。精密度：0.01mL。（2）滴定管的使用方法①检查仪器：使用前先检查滴定管活塞是否漏水。②润洗仪器：在加入溶液之前，洁净的滴定管要用所要盛装的溶液润洗2～3遍。③加入溶液：分别将溶液加入到相应滴定管中，使液面位于滴定管0刻度线以上。④调节起始读数：在滴定管下放一烧杯，调节活塞，使滴定管尖嘴部分充满溶液，然后调节滴定管液面使其处于“0”刻度或“0”刻度以下的某一刻度。准确读取数值并记录。3、主要试剂（1）待测液；（2）标准液；（3）指示剂（一般用酚酞或甲基橙，一般不用石蕊，颜色改变不明显）。4、指示剂的选择（1）原理：由曲线可以看出，在酸、碱中和滴定过程中，溶液的pH在接近滴定终点时有一个突变过程，在此范围内，滴加很少的酸(或碱)，溶液的pH就有很大的变化，能使指示剂的颜色变化明显，所以即使酚酞、甲基橙的变色不在恰好中和的pH＝7的点上，但体积差距很小，可以忽略不计。（2）酸碱指示剂法(只能测定溶液的pH范围)指示剂变色范围(颜色与pH的关系)石蕊<5.0红色5.0～8.0紫色>8.0蓝色酚酞<8.2无色8.2～10.0浅红色>10.0红色甲基橙<3.1红色3.1～4.4橙色>4.4黄色5、滴定操作（1）滴速：先快后慢，当接近终点时，应一滴一摇，甚至半滴一摇，利用锥形瓶内壁承接尖嘴处悬挂的半滴溶液。（2）终点的判断：滴入最后一滴标准液，指示剂变色，且在半分钟内不变回原色，视为滴定终点。6、数据处理为减少实验误差，重复实验2～3次，求出所用标准溶液体积的平均值，然后再计算待测液的物质的量浓度。7、常见的误差分析步骤操作V标准c待测洗涤酸式滴定管未用标准溶液润洗变大偏高碱式滴定管未用标准溶液润洗变小偏低锥形瓶用待测溶液润洗变大偏高锥形瓶洗净后还留有蒸馏水不变无影响取液放出碱液的滴定管开始有气泡，放出液体后气泡消失变小偏低滴定酸式滴定管滴定前有气泡，滴定终点时气泡消失变大偏高振荡锥形瓶时部分液体溅出变小偏低部分酸液滴出锥形瓶外变大偏高溶液颜色较浅时滴入酸液过快，停止滴定后再加一滴NaOH溶液无变化变大偏高读数滴定前读数正确，滴定后俯视读数(或前仰后俯)变小偏低滴定前读数正确，滴定后仰视读数(或前俯后仰)变大偏高第三节盐类的水解一、盐类的水解1、探究盐溶液的酸碱性盐溶液NaClNa2SO4Na2CO3NaHCO3CH3COONaNH4Cl(NH4)2SO4pHpH＝7pH＝7pH>7pH>7pH>7pH<7pH<7盐的类型强酸强碱盐强碱弱酸盐强酸弱碱盐溶液酸碱性中性碱性酸性2、盐溶液呈现不同酸碱性的原因微粒变化CH3COO－和H＋结合生成弱电解质CH3COOH，使水的电离平衡向电离方向移动平衡时酸碱性使溶液中c(H＋)＜c(OH－)，溶液呈碱性水解方程式CH3COO－＋H2O⇄CH3COOH＋OH－微粒变化NHeq\o\al(＋,4)和OH－结合生成弱电解质NH3·H2O，使水的电离平衡向电离的方向移动平衡时酸碱性使溶液中c(H＋)>c(OH－)，溶液呈酸性水解方程式NHeq\o\al(＋,4)＋H2O⇄NH3·H2O＋H＋水解方程式H2O⇄H＋＋OH－，NaCl=Cl－＋Na＋理论解释：溶液中不生成弱电解质，水的电离平衡未受影响，溶液中c(H＋)＝c(OH－)，溶液呈中性。3、盐类的水解（1）概念：在溶液中，由盐电离出来的弱离子跟水电离出来的H＋或OH－结合生成弱电解质的反应。（2）实质：生成弱酸或弱碱，使水的电离平衡被破坏而建立起新的平衡。（3）特征：①一般是可逆反应，在一定条件下达到化学平衡；②盐类水解反应是中和反应的逆反应。③盐类水解是吸热反应。二、影响盐类水解的主要因素1、反应物本身性质的影响盐类水解程度的大小主要由盐的性质所决定的，生成盐的弱酸(或弱碱)越难电离(电离常数越小)，盐的水解程度越大，即越弱越水解。2、实验探究反应条件对盐类水解程度的影响已知FeCl3发生水解反应的离子方程式：Fe3＋＋3H2O⇄Fe(OH)3＋3H＋，根据实验操作填写下表：影响因素实验步骤实验现象解释盐的浓度加入FeCl3固体，再测溶液的pH溶液颜色变深，溶液的pH变小加入FeCl3固体，c(Fe3＋)增大，水解平衡向正反应方向移动溶液的酸碱度加盐酸后，测溶液的pH溶液颜色变浅，溶液的pH变小加入盐酸，c(H＋)增大，水解平衡向逆反应方向移动，但c(H＋)仍比原平衡中c(H＋)大加入少量NaOH溶液产生红褐色沉淀加入氢氧化钠后，OH－消耗H＋，c(H＋)减小，水解平衡向正反应方向移动温度升高温度溶液颜色变深升高温度，水解平衡正向移动3、盐的水解常数（1）表达式以CH3COONa为例：CH3COO－＋H2O⇄CH3COOH＋OH－Kh＝eq\f(cCH3COOH·cOH－,cCH3COO－)，只与温度有关。（2）与对应弱酸电离常数的关系Ka＝eq\f(cH＋·cCH3COO－,cCH3COOH)所以，Kh·Ka＝Kw或Kh＝eq\f(Kw,Ka)。弱酸或弱碱的电离常数越小(越弱)，其生成的盐水解的程度就越大。三、盐类水解的应用1、在化学实验中的应用应用举例判断溶液的酸碱性FeCl3溶液显酸性，原因是Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋判断酸性强弱相同浓度的NaX、NaY、NaZ溶液的pH分别为8、9、10，则酸性：HX>HY>HZ配制或贮存易水解的盐溶液配制CuSO4溶液时，加入少量H2SO4，抑制Cu2＋水解；贮存Na2CO3溶液不能用磨口玻璃塞胶体的制取制取Fe(OH)3胶体的离子反应：Fe3＋＋3H2Oeq\o(=,\s\up7(△))Fe(OH)3(胶体)＋3H＋制备无水盐将挥发性酸的弱碱盐如AlCl3、FeCl3溶液蒸干时，在通HCl的气流中加热蒸干判断离子是否共存Al3＋与COeq\o\al(2－,3)、HCOeq\o\al(－,3)、S2－、HS－、AlOeq\o\al(－,2)；Fe3＋与HCOeq\o\al(－,3)、COeq\o\al(2－,3)、AlOeq\o\al(－,2)；NHeq\o\al(＋,4)与AlOeq\o\al(－,2)、SiOeq\o\al(2－,3)因相互促进水解强烈而不能大量共存。判断中和反应至中性的试剂用量如NH3·H2O与HCl反应至中性，NH3·H2O过量，CH3COOH与NaOH反应至中性时CH3COOH过量。制备无机化合物如用TiCl4制备TiO2，其反应的化学方程式为：TiCl4＋(x＋2)H2OTiO2·xH2O↓＋4HCl加入大量的水，同时加热，促使水解趋于完全。2、在生产生活中的应用泡沫灭火器原理泡沫灭火器中药品成分为NaHCO3与Al2(SO4)3，发生的反应为：Al3＋＋3HCOeq\o\al(－,3)Al(OH)3↓＋3CO2↑作净水剂明矾可作净水剂，原理为Al3＋＋3H2OAl(OH)3(胶体)＋3H＋化肥的使用铵态氮肥与草木灰不得混合施用除锈剂NH4Cl溶液与ZnCl2溶液可作焊接时的除锈剂，原理为：NHeq\o\al(＋,4)＋H2ONH3·H2O＋H＋、Zn2＋＋2H2OZn(OH)2＋2H＋热纯碱去污能力强加热，促进Na2CO3的水解，使c(OH－)增大，去污能力增强四、溶液中的守恒关系1、电荷守恒：电解质溶液中阳离子所带的电荷总数与阴离子所带的电荷总数相等。即电荷守恒，溶液呈电中性。2、元素质量守恒：在电解质溶液中，由于某些离子发生水解或电离，离子的存在形式发生了变化，就该离子所含的某种元素来说，其质量在反应前后是守恒的，即元素质量守恒。如：Na2CO3溶液中：①eq\f(nNa＋,nCO\o\al(2－,3))＝eq\f(2,1)，即n(Na＋)＝2c(COeq\o\al(2－,3))，COeq\o\al(2－,3)在水中部分会水解成HCOeq\o\al(－,3)、H2CO3，共三种含碳元素的存在形式。②c(Na＋)＝2[c(COeq\o\al(2－,3))＋c(HCOeq\o\al(－,3))＋c(H2CO3)]。3、质子守恒方法一：可以由电荷守恒与元素质量守恒推导出来。如Na2CO3中将电荷守恒和元素质量守恒中的金属阳离子消去得c(OH－)＝c(H＋)＋c(HCOeq\o\al(－,3))＋2c(H2CO3)。方法二：质子守恒是依据水的电离平衡：H2O＝H＋＋OH－，水电离产生的H＋和OH－的物质的量总是相等的，无论在溶液中由水电离出的H＋和OH－以什么形式存在。如：Na2CO3溶液中即：c(OH－)＝2c(H2CO3)＋c(HCOeq\o\al(－,3))＋c(H3O＋)或c(OH－)＝2c(H2CO3)＋c(HCOeq\o\al(－,3))＋c(H＋)。第四节沉淀溶解平衡一、难溶电解质的沉淀溶解平衡1、25℃时，溶解性与溶解度的关系溶解性易溶可溶微溶难溶溶解度>10g1～10g0.01～1g<0.01g2、难溶电解质的沉淀溶解平衡（1）沉淀溶解平衡的建立（2）沉淀溶解平衡方程式以AgCl沉淀溶解平衡为例：AgCl(s)=Ag＋(aq)＋Cl－(aq)。（3）沉淀、溶解之间这种动态平衡也决定了Ag＋与Cl－的反应不能完全进行到底。一般情况下，当溶液中剩余离子的浓度小于1×10－5mol·L－1时，化学上通常认为生成沉淀的反应进行完全了。3、难溶电解质沉淀溶解平衡的影响因素已知沉淀溶解平衡：Mg(OH)2(s)=Mg2＋(aq)＋2OH－(aq)条件改变移动方向c(Mg2＋)c(OH－)加少量水正向移动不变不变升温正向移动增大增大加MgCl2(s)逆向移动增大减小加盐酸正向移动增大减小加NaOH(s)逆向移动减小增大Q：离子积对于AmBn(s)=mAn＋(aq)＋nBm－(aq)任意时刻Q＝cm(An＋)·cn(Bm－)。(1)Q>Ksp，溶液过饱和，有沉淀析出，直至溶液饱和，达到新的平衡。(2)Q＝Ksp，溶液饱和，沉淀与溶解处于平衡状态。(3)Q<Ksp，溶液未饱和，无沉淀析出，若加入过量难溶电解质，难溶电解质溶解直至溶液饱和。二、沉淀溶解平衡应用1、沉淀的生成（1）沉淀生成的应用：在无机物的制备和提纯、废水处理等领域，常利用生成沉淀来达到分离或除去某些离子的目的。（2）沉淀的方法①调节pH法：如工业原料氯化铵中含杂质氯化铁，使其溶解于水，再加入氨水调节pH至7～8，使Q[Fe(OH)3]＞Ksp[Fe(OH)3]可使Fe3＋转变为Fe(OH)3沉淀而除去。反应如下：Fe3＋＋3NH3·H2OFe(OH)3↓＋3NHeq\o\al(＋,4)。②加沉淀剂法：如以Na2S、H2S等作沉淀剂，使某些金属离子，如Cu2＋、Hg2＋等生成极难溶的硫化物CuS、HgS等沉淀，即离子积Q＞Ksp时，生成沉淀，也是分离、除去杂质常用的方法。2、沉淀的溶解（1）沉淀溶解的原理根据平衡移动原理，对于在水中难溶的电解质，如果能设法不断地移去平衡体系中的相应离子，使平衡向沉淀溶解的方向移动，就可以使沉淀溶解。（2）实验探究：Mg(OH)2沉淀溶解（3）沉淀溶解的方法①酸溶解法：用强酸溶解的难溶电解质有CaCO3、FeS、Al(OH)3、Ca(OH)2等。如CaCO3难溶于水，却易溶于盐酸，原因是：CaCO3在水中存在沉淀溶解平衡为CaCO3(s)Ca2＋(aq)＋COeq\o\al(2－,3)(aq)，当加入盐酸后发生反应：COeq\o\al(2－,3)＋2H＋H2O＋CO2↑，c(COeq\o\al(2－,3))降低，溶液中COeq\o\al(2－,3)与Ca2＋的离子积Q(CaCO3)＜Ksp(CaCO3)，沉淀溶解平衡向溶解方向移动。②盐溶液溶解法：Mg(OH)2难溶于水，能溶于盐酸、NH4Cl溶液中。溶于NH4Cl溶液反应的离子方程式为Mg(OH)2＋2NHeq\o\al(＋,4)Mg2＋＋2NH3·H2O。3、沉淀的转化（1）实验探究AgCl、AgI、Ag2S的转化实验操作实验现象有白色沉淀析出白色沉淀转化为黄色沉淀黄色沉淀转化为黑色沉淀化学方程式NaCl＋AgNO3AgCl↓＋NaNO3AgCl＋KIAgI＋KCl2AgI＋Na2SAg2S＋2NaI（2）实验探究Mg(OH)2与Fe(OH)3的转化实验操作实验现象产生白色沉淀白色沉淀转化为红褐色沉淀化学方程式MgCl2＋2NaOHMg(OH)2↓＋2NaCl3Mg(OH)2＋2FeCl32Fe(OH)3＋3MgCl2实验结论：Mg(OH)2沉淀转化为Fe(OH)3沉淀，说明溶解度：Fe(OH)3<Mg(OH)2。3、沉淀转化的实质与条件（1）实质：沉淀的转化是指由一种难溶物转化为另一种难溶物的过程，其实质是沉淀溶解平衡的移动。（2）条件：两种沉淀的溶解度不同，溶解度小的沉淀可以转化为溶解度更小的沉淀，两者溶解度相差越大转化越容易。4、沉淀转化的应用（1）锅炉除水垢(含有CaSO4)：CaSO4(s)eq\o(→,\s\up7(Na2CO3溶液))CaCO3(s)eq\o(→,\s\up7(加酸如盐酸))Ca2＋(aq)，反应为：CaSO4＋Na2CO3CaCO3＋Na2SO4，CaCO3＋2HClCaCl2＋H2O＋CO2↑。（2）自然界中矿物的转化：原生铜的硫化物eq\o(→,\s\up7(氧化、淋滤))CuSO4溶液eq\o(→,\s\up7(渗透、遇闪锌矿ZnS和方铅矿PbS))铜蓝(CuS)，反应为：CuSO4＋ZnSCuS＋ZnSO4，CuSO4＋PbSCuS＋PbSO4。（3）工业废水处理：工业废水处理过程中，重金属离子可利用沉淀转化原理用FeS等难溶物转化为HgS、Ag2S、PbS等沉淀。用FeS除去Hg2＋的离子方程式：FeS(s)＋Hg2＋(aq)HgS(s)＋Fe2＋(aq)。

第四章化学反应与电能第一节原电池一、原电池的工作原理1、原电池的构成条件（1）定义：能把化学能转化为电能的装置。（2）实质：利用能自发进行的氧化还原反应将化学能转化为电能。（3）构成条件：①两个活泼性不同的电极；②电解质溶液；③形成闭合回路；④自发进行的氧化还原反应。2、实验4-1：锌铜原电池的工作原理装置示意图注：盐桥中装有含KCl饱和溶液的琼胶现象锌片逐渐溶解，铜片上有红色物质生成，电流表指针发生偏转能量转换化学能转化为电能微观探析在硫酸锌溶液中，负极一端的Zn失去电子形成Zn2＋进入溶液在硫酸铜溶液中，正极一端的Cu2＋获得电子变成Cu沉积在铜片上电子或离子移动方向电子：负极流向正极盐桥：Cl—移向ZnSO4溶液，K＋移向CuSO4溶液工作原理，电极反应式负极：Zn－2e－Zn2＋(氧化反应)正极：Cu2＋＋2e－Cu(还原反应)总反应：Zn＋Cu2＋Zn2＋＋Cu（1）Zn­ZnSO4半电池：在ZnSO4溶液中，锌片逐渐溶解，即Zn被氧化，锌原子失去电子，形成Zn2＋进入溶液，即Zn－2e－=Zn2＋；从锌片上释放出的电子，经过导线流向铜片。（2）Cu­CuSO4半电池：CuSO4溶液中的Cu2＋从铜片上得到电子，还原为铜单质并沉积在铜片上，即Cu2＋＋2e－=Cu。（3）盐桥的作用：电池工作时，盐桥中的Cl－会移向ZnSO4溶液，K＋移向CuSO4溶液，使两溶液均保持电中性。当取出盐桥后，形成断路，反应停止。3、原电池工作原理（1）原理图解（2）电极名称与反应类型：正极→还原反应；负极→氧化反应。（3）电子流向：负极→正极。（4）电流方向：正极→负极。（5）离子流向：阳离子→正极；阴离子→负极。4、原电池的应用（1）加快氧化还原反应的速率：构成原电池的反应速率比直接接触的反应速率快。例如：在锌与稀H2SO4反应时加入少量CuSO4溶液，CuSO4与锌发生置换反应生成Cu，从而形成Cu－Zn微小原电池，加快产生H2的速率。（2）比较金属活动性强弱例如：有两种金属a和b，用导线连接后插入稀硫酸中，观察到a极溶解，b极上有气泡产生。由此可判断出a是负极、b是正极，且金属活动性：a>b。（3）设计原电池例如：2FeCl3＋Cu2FeCl2＋CuCl2①化合价升高的物质负极：Cu②活泼性较弱的物质正极：C③化合价降低的物质电解质溶液：FeCl3示意图一、化学电源概述一次电池1、化学电源的分类（1）一次电池：也叫做干电池，放电后不可再充电。（2）二次电池：又称可充电电池或蓄电池，放电后可以再充电使活性物质获得再生。（3）燃料电池：连续地将燃料和氧化剂的化学能直接转化为电能的化学电源。2、判断电池优劣的主要标准（1）比能量：单位质量或单位体积所能输出电能的多少，单位是(W·h)·kg－1或(W·h)·L－1。（2）比功率：单位质量或单位体积所能输出功率的大小，单位是W·kg－1或W·L－1。（3）电池可储存时间的长短。3、化学电池的回收利用使用后的废弃电池中含有大量的重金属、酸和碱等有害物质，随处丢弃会给土壤、水源等造成严重的污染。废弃电池要进行回收利用。4、化学电源的发展方向小型化、供电方便、工作寿命长、不需要维护的电池受到人们的青睐。如镍氢电池、锂离子电池等。5、一次电池：锌锰干电池普通锌锰干电池碱性锌锰干电池示意图构造负极：锌正极：石墨棒电解质溶液：氯化铵和氯化锌负极反应物：锌粉正极反应物：二氧化锰电解质溶液：氢氧化钾工作原理负极：Zn－2e－＋2NHeq\o\al(＋,4)Zn(NH3)eq\o\al(2＋,2)＋2H＋正极：2MnO2＋2H＋＋2e－2MnO(OH)总反应：Zn＋2NH4Cl＋2MnO2Zn(NH3)2Cl2＋2MnO(OH)负极：Zn＋2OH－－2e－Zn(OH)2正极：2MnO2＋2H2O＋2e－2MnO(OH)＋2OH－总反应：Zn＋2MnO2＋2H2O2MnO(OH)＋Zn(OH)26、二次电池：铅蓄电池Pb＋PbO2＋2H2SO42PbSO4＋2H2O（1）负极是Pb，正极是PbO2，电解质溶液是H2SO4溶液。（2）放电反应原理①负极反应式是Pb＋SOeq\o\al(2－,4)－2e－PbSO4；②正极反应式是PbO2＋4H＋＋SOeq\o\al(2－,4)＋2e－PbSO4＋2H2O；③放电过程中，负极质量的变化是增大，H2SO4溶液的浓度减小。（3）充电反应原理①阴极(还原反应)反应式是：PbSO4＋2e－Pb＋SOeq\o\al(2－,4)；②阳极(氧化反应)反应式是：PbSO4＋2H2O－2e－PbO2＋4H＋＋SOeq\o\al(2－,4)；③充电时，铅蓄电池正极与直流电源正极相连，负极与直流电源负极相连。口诀：“负极接负极，正极接正极”。7、二次电池：锂离子电池电极电极反应负极嵌锂石墨(LixCy)：LixCy－xe－xLi＋＋Cy正极钴酸锂(LiCoO2)：Li1－xCoO2＋xLi＋＋xe－LiCoO2总反应LixCy＋Li1－xCoO2LiCoO2＋Cy8、氢氧燃料电池是一种清洁高效的燃料电池（1）基本构造（2）工作原理酸性电解质(H2SO4)碱性电解质(KOH)负极反应2H2－4e－4H＋2H2－4e－＋4OH－4H2O正极反应O2＋4e－＋4H＋2H2OO2＋4e－＋2H2O4OH－总反应2H2＋O22H2O燃料电池电极的书写如：CH4碱性(KOH溶液)燃料电池负极反应式书写方法：第一步确定生成物CH4eq\o(→,\s\up7(O2))eq\b\lc\[\rc\(\a\vs4\al\co1(H2O,CO2\o(→,\s\up7(KOH))CO\o\al(2－,3)＋H2O))故CH4的最终产物为COeq\o\al(2－,3)和H2O；第二步确定价态变化及电子转移：eq\o(C,\s\up6(－4))H4－8e－→eq\o(C,\s\up6(＋4))Oeq\o\al(2－,3)＋H2O；第三步依据电解质性质，用OH－使电荷守恒：CH4－8e－＋10OH－→COeq\o\al(2－,3)＋H2O；第四步最后据氢原子守恒配平H2O的化学计量数：CH4－8e－＋10OH－COeq\o\al(2－,3)＋7H2O。第二节电解质一、电解原理1、实验探究：电解CuCl2溶液电解装置电解过程分析通电前存在微粒Cu2＋、Cl－、H＋、OH－微粒运动自由移动通电后微粒运动Cu2＋、H＋移向阴极，Cl－、OH－移向阳极电极反应阴极：Cu2＋＋2e－=Cu阳极：2Cl－－2e－=Cl2↑电解反应CuCl2eq\o(=,\s\up7(电解),\s\do5())Cu＋Cl2↑实验现象阴极：覆盖一层红色固体阳极：①有气泡放出；②闻到刺激性的气味；③湿润的淀粉碘化钾试纸变为蓝色 2、电解和电解池（1）电解：使电流通过电解质溶液(或熔融电解质)而在阳极、阴极引起氧化还原反应的过程。（2）电解池：将电能转化为化学能的装置(也称电解槽)。（3）电解池的构成条件：①直流电源；②两个电极；③电解质溶液或熔融电解质；④形成闭合回路。3、电解原理（1）电极反应类型：阳极→氧化反应；阴极→还原反应。（2）电子流向：电源负极→阴极；阳极→电源正极。（3）电流方向：电源正极→阳极；阴极→电源负极。（4）离子流向：阳离子→阴极；阴离子→阳极。二、电解原理的应用1、电解饱和食盐水的原理（1）通电前：溶液中的离子是Na＋、Cl－、H＋、OH－。（2）通电后：①移向阳极的离子是Cl－、OH－，Cl－比OH－容易失去电子，被氧化成氯气。（3）阳极：2Cl－－2e－Cl2↑(氧化反应)。（4）移向阴极的离子是Na＋、H＋，H＋比Na＋容易得到电子，被还原成氢气。其中H＋是由水电离产生的。（5）阴极：2H2O＋2e－H2↑＋2OH－(还原反应)。（6）总反应：化学方程式为2NaCl＋2H2Oeq\o(=,\s\up7(电解))H2↑＋Cl2↑＋2NaOH；离子方程式为2Cl－＋2H2Oeq\o(=,\s\up7(电解))H2↑＋Cl2↑＋2OH－。2、氯碱工业生产流程（1）阳离子交换膜电解槽（2）阳离子交换膜的作用：只允许Na＋等阳离子通过，不允许Cl－、OH－等阴离子及气体分子通过，可以防止阴极产生的氢气与阳极产生的氯气混合发生爆炸，也能避免氯气与阴极产生的氢氧化钠反应而影响氢氧化钠的产量。3、氯碱工业产品及其应用（1）氯碱工业产品主要有NaOH、Cl2、H2、盐酸、含氯漂白剂。（2）电解饱和食盐水为原理的氯碱工业产品在有机合成、造纸、玻璃、肥皂、纺织、印染、农药、金属冶炼等领域中广泛应用。4、电镀与电解精炼装置电镀精炼阳极材料镀层金属Cu粗铜(含锌、银、金等杂质)阴极材料镀件金属Fe纯铜阳极反应Cu－2e－Cu2＋Zn－2e－Zn2＋、Cu－2e－Cu2＋等阴极反应Cu2＋＋2e－CuCu2＋＋2e－Cu溶液变化硫酸铜溶液浓度保持不变Cu2＋浓度减小，金、银等金属沉积形成阳极泥5、电冶金（1）金属冶炼的本质：使矿石中的金属离子获得电子变成金属单质的过程。如Mn＋＋ne－M。（2）电解法用于冶炼较活泼的金属(如钾、钠、镁、铝等)，但不能电解其盐溶液，应电解其熔融态。如：电解熔融的氯化钠可制取金属钠的反应式：阳极：2Cl－－2e－Cl2↑；阴极：2Na＋＋2e－2Na；总反应：2NaCl(熔融)eq\o(=,\s\up7(电解))2Na＋Cl2↑。第三节金属的腐蚀与防护一、金属的腐蚀1、金属的腐蚀（1）概念：金属或合金与周围的气体或液体发生氧化还原反应而引起损耗的现象。其实质是金属原子失去电子变为阳离子，金属发生氧化反应。（2）根据与金属接触的气体或液体不同，金属腐蚀可分为两类：①化学腐蚀：金属与其表面接触的一些物质(如O2、Cl2、SO2等)直接反应而引起的腐蚀。腐蚀的速率随温度升高而加快。②电化学腐蚀：当不纯的金属与电解质溶液接触时会发生原电池反应，比较活泼的金属发生氧化反应而被腐蚀。2、钢铁的电化学腐蚀类别项目析氢腐蚀吸氧腐蚀图形描述条件水膜酸性较强水膜酸性很弱或呈中性负极Fe－2e－Fe2＋正极2H＋＋2e－H2↑O2＋4e－＋2H2O4OH－总反应Fe＋2H＋Fe2＋＋H2↑2Fe＋O2＋2H2O2Fe(OH)2后续反应最终生成铁锈(主要成分为Fe2O3·xH2O)，反应如下：4Fe(OH)2＋O2＋2H2O=4Fe(OH)3，2Fe(OH)3Fe2O3·xH2O＋(3－x)H2O联系通常两种腐蚀同时存在，但后者更普遍3、实验探究：电化学腐蚀实验操作实验现象实验解释导管中液面上升装置中铁、碳和饱和食盐水构成原电池，铁钉发生吸氧腐蚀①试管中产生气泡的速率快Zn与CuSO4反应生成Cu，Zn、Cu和稀盐酸构成原电池，形成电化学腐蚀，速率更快二、金属的防护1、改变金属材料的组成在金属中添加其他金属或非金属制成性能优异的合金。如普通钢加入镍、铬制成不锈钢，钛合金不仅具有优异的抗腐蚀性能且具有良好的生物相容性。2、在金属表面覆盖保护层在金属表面覆盖致密的保护层，将金属制品与周围物质隔开是一种普遍采用的防护方法。如，在钢铁制品表面喷油漆、涂矿物性油脂、覆盖搪瓷等；电镀锌、锡、铬、镍等，利用化学方法、离子注入法、表面渗镀等方式在金属表面形成稳定的钝化膜。3、电化学保护法金属在发生电化学腐蚀时，总是作为原电池负极(阳极)的金属被腐蚀，作为正极(阴极)的金属不被腐蚀，如果能使被保护的金属成为阴极，就不易被腐蚀。（1）牺牲阳极法原理：原电池原理要求：被保护的金属作正极，活泼性更强的金属作负极。应用：锅炉内壁、船舶外壳、钢铁闸门安装镁合金或锌块。实例实验4-4-1：如图装置反应一段时间后，往Fe电极区滴入2滴黄色K3[Fe(CN)6](铁氰化钾)溶液，观察实验现象。已知Fe2＋与[Fe(CN)6]3－反应生成带有特征蓝色的KFe[Fe(CN)6]沉淀。实验装置电流表阳极(负极区)阴极(正极区)现象指针偏转Zn溶解有气泡产生，无蓝色沉淀生成有关反应—Zn－2e－Zn2＋2H＋＋2e－H2↑结论溶液中不含Fe2＋，铁作正极未被腐蚀实例实验4-4-2：培养皿中放入含有NaCl的琼脂，并注入5～6滴酚酞和K3[Fe(CN)6]溶液，取两个2～3cm的铁钉，用砂纸擦光，将裹有锌皮的铁钉放入a，缠有铜丝的铁钉放入b。实验装置现象铁钉周围变红铁钉周围生成蓝色沉淀，铜丝周围变红结论铁作为负极时易腐蚀，作为正极时未腐蚀（2）外加电流法原理：电解池原理要求：被保护的金属作为阴极，与电源的负极相连。应用：钢铁闸门，高压线铁架，地下管道连接直流电源的负极。 选择性必修2第一章原子结构与性质第一节原子结构一、能层与能级1、能层(1)含义：根据核外电子的能量不同，将核外电子分为不同的能层(电子层)。(2)序号及符号：能层序号一、二、三、四、五、六、七……分别用K、L、M、N、O、P、Q……表示，其中每层所容纳的电子数最多为2n2个。(3)能量关系：能层越高，电子的能量越高，能量的高低顺序为E(K)＜E(L)＜E(M)＜E(N)＜E(O)＜E(P)＜E(Q)。2、能级(1)含义：根据多电子原子的同一能层的电子的能量也可能不同，将它们分为不同能级。(2)表示方法：分别用相应能层的序数和字母s、p、d、f等表示，如n能层的能级按能量由低到高的排列顺序为ns、np、nd、nf等。3、能层、能级与最多容纳的电子数能层(n)一二三四五六七……符号KLMNOPQ……能级1s2s2p3s3p3d4s4p4d4f5s……最多电子数22626102610142……281832………………2n2由上表可知：(1)能层序数等于该能层所包含的能级数，如第三能层有3个能级。(2)s、p、d、f各能级可容纳的最多电子数分别为1、3、5、7的2倍。(3)原子核外电子的每一能层最多可容纳的电子数是2n2(n为能层的序数)。二、基态与激发态原子光谱1、基态原子与激发态原子(1)基态原子：处于最低能量状态的原子。(2)激发态原子：基态原子吸收能量，它的电子会跃迁到较高能级，变成激发态原子。2、光谱(1)光谱的成因及分类(2)光谱分析：在现代化学中，常利用原子光谱上的特征谱线来鉴定元素，称为光谱分析。三、构造原理与电子排布式1、构造原理(1)含义以光谱学事实为基础，从氢开始，随核电荷数递增，新增电子填入能级的顺序称为构造原理。(2)示意图2、电子排布式将能级上所容纳的电子数标在该能级符号右上角，并按照能层从左到右的顺序排列的式子。如氮原子的电子排布式为：例：根据构造原理，写出下列基态原子的核外电子排布式①2He：1s2；②8O：1s22s22p4____；③10Ne：__1s22s22p6___；④14Si：__1s22s22p63s23p2__；⑤18Ar：__1s22s22p63s23p6___；⑥19K：__1s22s22p63s23p64s1__；⑦21Sc：_1s22s22p63s23p63d14s2____；⑧26Fe：__1s22s22p63s23p63d64s2___。四、电子云与原子轨道1、概率密度1913年，玻尔提出氢原子模型，电子在线性轨道上绕核运行。量子力学指出，一定空间运动状态的电子在核外空间各处都可能出现，但出现的概率不同，可用概率密度(ρ)表示，即ρ＝eq\f(P,V)(P表示电子在某处出现的概率；V表示该处的体积)。2、电子云(1)定义：处于一定空间运动状态的电子在原子核外空间的概率密度分布的形象化描述。(2)含义：用单位体积内小黑点的疏密程度表示电子在原子核外出现概率大小，小黑点越密，表示概率密度越大。(3)形状3、原子轨道(1)概念：量子力学把电子在原子核外的一个空间运动状态称为一个原子轨道。(2)形状①s电子的原子轨道呈球形，能层序数越大，原子轨道的半径越大。②p电子的原子轨道呈哑铃形，能层序数越大，原子轨道的半径越大。(3)各能级所含有原子轨道数目能级符号nsnpndnf轨道数目13574、原子轨道与能层序数的关系(1)不同能层的同种能级的原子轨道形状相同，只是半径不同。能层序数n越大，原子轨道的半径越大。如：(2)s能级只有1个原子轨道。p能级有3个原子轨道，它们互相垂直，分别以px、py、pz表示。在同一能层中px、py、pz的能量相同。(3)原子轨道数与能层序数(n)的关系：原子轨道数目＝n2。五、泡利原理、洪特规则、能量最低原理（一）原子核外电子的排布规则1、泡利原理：在一个原子轨道里，最多只能容纳2个电子，它们的自旋相反，常用上下箭头(↑和↓)表示自旋相反的电子。2、电子排布的轨道