高二上学期化学期末复习课件

2025-2026学年上学期高二化学期末复习放热反应吸热反应①所有燃烧反应②酸碱中和反应③大多数化合反应④活泼金属跟水或酸的反应⑤物质的缓慢氧化①大多数分解反应(双氧水分解是放热反应）②C＋CO2(以C、H2为还原剂的氧化还原反应)如：C+CO2=2CO；H2+CuO=Cu+H2OC+H2O=CO+H2③(固态铵盐与碱的反应)Ba(OH)·8H2O+2NH4Cl=BaCl2+2NH3·H2O+8H2O④NaHCO3与盐酸的反应⑤物质水解和电离焓变ΔH：放热时ΔH为负

，

吸热时ΔH为正∆H

＝反应物的键能(E吸)

-生成物的键能(E放),（键能越大物质越稳定；能量越高物质越不稳定）。焓：焓是与内能有关的物理量，符号为

HΔH

＝生成物总能量(H生)

－反应物总能量(H反)单位：J/mol或kJ/molE1表示正反应的活化能E2表示逆反应的活化能反应热：∆H

＝正反应的活化能(E1)

-逆反应的活化能(E2)活化能越大，反应越难发生。数值上键能等于活化能化学反应的本质：旧键的断裂和新建的形成。断键吸热，成键放热燃烧热中和热定义ΔH标准表述方法在101kPa时，1mol纯物质完全燃烧生成指定产物时所放出的热量。在稀溶液中，强酸和强碱发生中和反应生成1molH2O时放出的热量。放热反应，ΔH<0，单位

kJ/mol1mol可燃物1mol产物水燃烧热为akJ·mol-1或ΔH＝-akJ·mol-1中和热为57.3kJ·mol-1或ΔH＝-57.3kJ·mol-1注意：写燃烧热的热化学方程式时，可燃物前面的系数为1；写普通热化学方程式时反应物前面的系数可以不为1，一些物质的指定产物：C→CO2(g)，H→H2O(l)，S→SO2(g)，N→N2(g)等反应热的计算：方法1：盖斯定律:如果一个反应可以分几步进行，则各分步反应的反应热之和与该反应一步完成时的反应热是一样的。ΔH=ΔH1+ΔH2=ΔH3+ΔH4+ΔH5(1)确定待求反应的热化学方程式；(2)找出待求热化学方程式中各物质出现在已知方程式中的位置(是同侧还是异侧)；(3)异侧的进行颠倒，做加法（同侧相加、异侧相减）；(4)根据未知方程式中各物质的化学计量数通过乘除来调整已知反应的化学计量数，并消去中间产物；(5)实施叠加并确定反应热的变化。反应热的计算：方法2：依据热化学方程式：反应热的绝对值与各物质的物质的量成正比，依据热化学方程式中的AH求反应热，如计算公式：

一、化学反应速率

单位：mol/(L·min)或mol/(L·s)，注意单位换算

60mol/(L·min)=mol/(L·s)

大小比较：同一化学反应，用不同物质表示反应速率时数值可能不同。比较化学反应速率的大小不能只看数值大小，还要进行一定的转化：（1）归一法：换算成同一物质、同一单位，再比较数值大小。（2）比值法：反应速率与化学计量数的比值。浓度对化学反应速率的影响（1）恒温恒容时①充入气体反应物

→

反应物浓度增大→

总压强增大→

反应速率增大②充入不参与反应的气体(如He

Ne等）→引起总压增大→

体积不变→

各物质的浓度不变

→

反应速率不变(2)恒温恒压时充入不参与反应的气体（如He、Ne等）→引起体积增大→

各反应物浓度减少→

反应速率减小“三段式法”计算化学反应速率（1）写出反应的化学方程式。

（2）找出各物质的起始量、转化量、某时刻量。

（3）根据已知条件列方程式计算。

1．有效碰撞的概念：能发生化学反应的碰撞称为有效碰撞。二、有效碰撞理论有效碰撞（1）分子具有足够的能量（即活化分子）；（2）分子在碰撞时具有合适的取向。（3）有效碰撞与反应速率的关系：有效碰撞的频率越高，则反应速率越快。2．有效碰撞必须满足的条件：对于由多个基元反应组成的化学反应，其反应的快慢由最慢的一步基元反应决定一定条件下的可逆反应，正反应和逆反应的速率相等，反应混合物中各组分的浓度保持不变的状态。化学平衡状态1．定义：v(逆)v(正)=v(逆)时间速率v(正)0时间浓度0N2H2标志本质平衡状态是在一定条件下，可逆反应所能进行的最大程度，即可逆反应的限度。NH3N2(g)+3H2(g)⇌2NH3(g)（1）同种物质——v正(A)=v逆(A)化学平衡状态的判定（2）不同物质——v正(A):v逆(B)=a:b（化学计量数之比）1.直接判断：有正有逆，符合比例2.间接判断：变量不变对于一般的可逆反应:mA(g)+nB(g)pC(g)+qD(g)

平衡常数K

＝cp(C)•

cq(D)

cm(A)•

cn(B)结论1：方程式相加(减)，则K相乘(除)

∆H=∆H1+∆H2K=K1*K2结论2：正、逆反应，K互为倒数

∆H2=-∆H1K2=1/K1结论3：化学计量数变为原来n倍，K变为Kn

∆H2=n∆H1K2=K1n

平衡常数不受浓度的影响，受温度影响∆反应物的转化率

=×100%变化量起始量×100%nn起始=×100%CC起始=∆对于可逆反应：任意时刻的浓度商Q＝cp(C)•

cq(D)

cm(A)•

cn(B)mA(g)+nB(g)pC(g)+qD(g)是否平衡或平衡移动的方向，可用该时刻浓度商Q与K比较大小来判断。在同一温度下：Q＝K，处于化学平衡状态Q＜K，向正反应方向进行Q＞K，向逆反应方向进行利用平衡常数判断化学反应进行的方向外界条件的改变化学平衡的移动浓度增大反应物浓度/减小生成物浓度向正反应方向移动减小反应物浓度/增大生成物浓度向逆反应方向移动温度升高温度向吸热反应方向移动降低温度向放热反应方向移动压强反应前后气体分子总数改变增大压强向气体分子总数减小的方向移动减小压强向气体分子总数增大的方向移动反应前后气体分子总数不变改变压强平衡不移动催化剂使用催化剂平衡不移动小结：影响化学平衡的因素①增大反应物浓度，V（正）＞V（逆），平衡正方向移动。②减小生成物浓度，V（正）＞V（逆），平衡正方向移动。③增大生成物浓度，V（正）＜V（逆），平衡逆方向移动。④减小反应物浓度，V（正）＜V（逆），平衡逆方向移动。浓度对化学平衡的影响规律21v'正＝v'逆增大压强v'正＝v'逆减小压强H2(g)+I2(g)2HI(g)m+n=p+q22v正＝v逆升高温度催化剂不能改变达到化学平衡状态时反应混合物的组成，但是使用催化剂能改变反应达到化学平衡所需的时间。自发反应——吉布斯自由能判别

自发进行，

G=

H-T

S，当自由能

G<0时反应能自发进行，∆H>0，∆S>0，在高温条件下反应自发进行∆H<0，∆S>0，在任意条件下反应自发进行∆H<0，∆S<0，在低温条件下反应自发进行不能发生∆S∆HS表示物质的混乱程度，一般的，物质的熵（S)：固态<液态<气态物质纯净物混合物单质化合物电解质非电解质常见的非电解质：1.非金属氧化物：如CO2,SO22.大部分有机物：如蔗糖，酒精（乙醇）3.部分非金属氢化物：如NH3,CH4从物质分类的角度看电解质与非电解质电解质：在水溶液或熔融状态下能导电的化合物非电解质：在水溶液和熔融状态下均不能导电的化合物强酸：HCl、HBr、HI、H2SO4、HNO3、HClO4等强碱：NaOH、KOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2等绝大多数盐常见的强电解质弱酸：HF、HClO、H2S、H2SO3、H3PO4、H2CO3

、CH3COOH等。弱碱：NH3·H2O、Fe(OH)3、Al(OH)3、Cu(OH)2等水常见的弱电解质条件变化平衡移动方向c（H＋）H＋数目α电离导电能力①加水稀释

减弱②升高温度

增大③加入NaOH（s）

增大④通入HCl（g）

增大⑤加入冰醋酸

增大⑥加入金属Mg

增大⑦加入CaCO3（s）

增大以CH3COOH（aq）CH3COO－（aq）＋H＋（aq）△H＞0为例，分析各因素对电离平衡的影响。

减小向右减小增大向右增大增大增大向右减小增大增大向左减小减小增大向右增大增大增大向右向右减小减小增大减小减小增大电解质溶液的导电能力与溶液中总的离子浓度有关系，总离子浓度越大导电能力越强越稀越电离，越热越电离。（1）相同体积，相同浓度的一元强酸与一元弱酸，强酸氢离子浓度大，酸性强，但二者中和碱的能力相同，与活泼金属反应产生的氢气一样多。（2）相同体积，相同pH的一元强酸与一元弱酸，二者氢离子浓度一样大。但弱酸中和碱的能力更大，与活泼金属反应产生的氢气更多。电解质电离方程式的书写NaHSO4(水溶液）＝Na＋＋H＋＋SO42－NaHSO4（熔融）＝Na＋＋HSO4－NaHCO3＝Na＋＋HCO3－（主）HCO3－H＋＋CO32－

（次）Cu(OH)2Cu2++2OH-

H2S⇋H++HS-（主）

HS-⇋H++S2-（次）K2CO32K++CO32-CH3COOH⇋CH3COO－＋H＋NH3·H2ONH4++OH−写一写：CH3COONH4、NH4ClNaCN电离咋写Kw水的离子积常数，简称水的离子积水的电离

水的离子积不仅适用于水，也适用于稀酸和稀的碱溶液

盐类水解方程式

S2－＋H2O

HS-＋OH－（主）

HS-

＋H2OS2-+H+（次）水解常数与电离常数的关系CH3COO-+H2OCH3COOH

+OH-Kh＝c(CH3COOH)·c(OH-)c(CH3COO-)KwKaKh＝强碱弱酸盐KwKbKh＝强酸弱碱盐根据醋酸钠水解反应的离子方程式，写出水解平衡的平衡常数表达式盐类水解的应用

（6）泡沫灭火器原理（完全互促水解）Al3++3HCO3-Al(OH)3

↓+3CO2↑盐类水解的应用①Al3＋与HCO3－、CO32－、AlO2－、SiO32－、HS－、S2－、ClO－。

②Fe3＋与HCO3－、CO32－、AlO2－、SiO32－、ClO－。

③NH4＋与SiO32－、AlO2－。（7）判断离子共存：弱碱阳离子与弱酸阴离子发生完全双水解，则无法大量共存，（5）TiCl4制备TiO2：TiCl4＋(x＋2)H2O(过量)=TiO2·xH2O↓＋4HCl

如Na2CO3溶液中：

Na2CO3=2Na++CO32-

c(Na+)＞c(CO32-)＞c(OH-)＞c(HCO3-)＞c(H+)

CO32-+H2OHCO3-+OH-H2OH++OH-

HCO3-+H2OH2CO3+OH-

如NaHCO3溶液中：

NaHCO3=Na++HCO3-H2OH++OH-HCO3-H++CO32-

HCO3-+H2OH2CO3+OH-

c(Na+)＞c(HCO3-)

＞c(OH-)＞c(H+)＞c(CO32-)

水解程度>电离程度：HCO3-、HS-、HPO42-单一溶液中离子浓度大小比较：

如NaHSO3溶液中：

NaHSO3=Na++HSO3-H2OH++OH-HSO3-H++SO32-

HSO3-+H2OH2SO3+OH-

c(Na+)＞c(HSO3-)

＞c(H+)＞c(SO32-)＞c(OH-)

水解程度<电离程度：HSO3-、H2PO4-1.定义：在一定温度下，难溶物达到沉淀溶解平衡状态时，饱和溶液中各离子浓度化学计量数次方的乘积。2.表达式：对于反应MmAn(s)mMn+(aq)+nAm-(aq)，Ksp=[c(Mn+)]m

·[c(Am-)]n溶度积Ksp是温度函数，只受温度影响，温度越小，Ksp越小。

根据某温度下溶度积Ksp与溶液中离子积Q

的相对大小，可以判断难溶电解质的沉淀或溶解情况。Q>Ksp时，溶液中有沉淀析出Q<Ksp时，溶液中无沉淀析出c(Ag+)c(Cl-)m（AgCl）移动方向

升温

加水

加AgNO3通HCl加少量氨水增大减小增大增大增大增大增大增大减小减小减小减小减小不变不变正向正向正向逆向逆向AgCl固体的饱和溶液中存在：AgCl(s)Ag+(aq)+Cl-(aq)实例操作及原理调节pH法除去NH4Cl中的FeCl3溶于水，加氨水调节pH

除去CuCl2中的FeCl3

加Cu(OH)2：Cu(OH)2+2H+===Cu2++2H2O加CuO：CuO

+2H+===Cu2++2H2O沉淀的生成1.AgCl、AgI、Ag2S的转化实验现象①有白色沉淀析出实验原理Ag++Cl-=AgCl↓沉淀的转化②白色沉淀转化为黄色沉淀

③黄色沉淀转化为黑色沉淀

溶解度小的沉淀转化为溶解度更小的沉淀，两者溶解度差别越大，转化越容易。判断方法负极正极①电极材料较活泼金属较不活泼金属或石墨②通入物通入还原剂的电极通入氧化剂的电极③两极反应类型发生氧化反应的电极发生还原反应的电极④电子流向(或电流方向)电子流出的电极(或电流流入的电极)电子流入的电极(或电流流出的电极)⑤离子流向阴离子流向的电极阳离子流向的电极⑥电极质量变化质量减小的电极质量增加的电极⑦有无气泡—有气泡产生的电极【注意】(1)金属的活动性受所处环境的影响。如Mg、Al的活动性：在中性或酸性溶液中活动性Mg＞Al；而在碱性溶液中，Al可以与OH－反应，而Mg不反应，所以Mg与Al用导线连接后放入NaOH溶液中，Al是负极，Mg是正极。(2)Fe、Cu相连，浸入稀HNO3中，Fe作负极；浸在浓HNO3中，Cu作负极(Fe发生钝化)。原电池的正负极判断1)锌-锰干电池负极:正极：Zn–2e-=Zn2+（酸性电解质溶液）2MnO2+2NH4++2e-=2MnO(OH)+2NH3↑Zn+2NH4Cl+2MnO2=Zn(NH3)2Cl2+2MnO(OH)一次电池2)锌-锰干电池

（碱性电解质溶液）Zn+2MnO2+2H2O=2MnO(OH)+Zn(OH)2正极：2MnO2+2e-+2H2O=2MnO(OH)+2OH-

负极：Zn-2e-+2OH-=Zn(OH)2正极：负极：电解质是KOH总反应:(3)锌银电池：Zn-2e-+2OH-=Zn(OH)2Ag2O+

2e-+H2O=2Ag+2OH-Zn+Ag2O+H2O＝2Ag+Zn(OH)2一次电池1.铅蓄电池Pb＋PbO2＋2H2SO42PbSO4＋2H2O放电充电放电总反应负极

正极

工作原理：Pb+PbO2+2H2SO4===2PbSO4+2H2O

二次电池电极材料：使用铂电极或多孔性碳负极：正极：KOH溶液电解液：（2）碱性氢氧燃料电池总反应：2H2+O2==2H2O2H2+4OH－－4e－==4H2OO2+2H2O+4e－==4OH－通氢气（燃料）通氧气（氧化剂）燃料电池的电极反应书写：（1）大多数燃料电池O2做正极，得电子（2）一般来说酸性介质中，负极产生H+,伴随CO2，碱性介质中正极产生OH-，负极伴随CO32-阴极放电顺序Ag+＞Hg2+＞Fe3+＞Cu2+＞H+(酸)＞Pb2+＞Sn2+＞Fe2+＞Zn2+＞H+(水)＞Al3+＞Mg2+＞Na+＞Ca2+＞K+活性阳极

>S

2->SO32->I->Br->Cl->OH->NO3->SO42-(氧酸根)>F-5.电解类型及规律(用惰性电极电解时)放电顺序H2SO4NaOHKNO3阴极:H+(水）>K+

阴极：4H++4e-=2H2↑阳极：4OH--4e-=2H2O+O2↑电极反应实例总：2H2O2H2↑

+O2↑电解阴极:H+

阳极:OH-阳极：2H2O

-4e-=2OH-+O2↑阴极：2H2O

+4e-=2OH-+H2↑阳极：OH-(水）>SO42-阴极:H+(水）>Na+

阴极：2