信阳大别山高级中学高二化学知识点清单及解析

信阳大别山高级中学高二化学知识点清单及解析高二年级(选择性必修1+2+3)|教材版本:人民教育出版社(人教版)一、教材目录选择性必修1化学反应原理第一章化学反应的热效应第一节反应热焓变第二节燃烧热能源第二章化学反应速率与化学平衡第一节化学反应速率第二节化学平衡第三节化学反应的方向第三章水溶液中的离子反应与离子方程式第一节电离平衡第二节水的电离和溶液的酸碱性第三节盐类的水解第四节沉淀溶解平衡第四章化学反应与电能第一节原电池第二节电解池第三节金属的腐蚀与防护选择性必修2物质结构与性质第五章原子结构与元素周期律(深入)第六章分子结构与性质第七章晶体结构与性质选择性必修3有机化学基础第八章有机化合物的结构特点与分类第九章烃和烃的衍生物(官能团主线)第十章生物大分子(糖类、油脂、蛋白质)二、章节知识点选择性必修1第一章化学反应的热效应1.第一节反应热焓变【核心知识点】⭐反应热(焓变,ΔH):在恒温恒压条件下,化学反应吸收或释放的热量。单位:kJ/mol。📝反应热的分类:①燃烧热——25°C、101kPa下,1mol可燃物完全燃烧生成稳定氧化物所释放的热量(注意:生成稳定氧化物——C→CO2,H→H2O(l),S→SO2);②中和热——稀强酸与稀强碱发生中和反应生成1molH2O(l)时释放的热量(约57.3kJ/mol)。⭐化学反应中的能量守恒:ΔH=H(生成物)-H(反应物)。ΔH<0表示反应放热,ΔH>0表示反应吸热。⭐热化学方程式:表明反应放出或吸收热量的化学方程式。书写规则:①注明物质的状态(s/l/g/aq);②ΔH必须标在方程式右侧,与化学计量数对应;③ΔH的正负号、单位(kJ/mol);④方程式中各物质的化学计量数只表示物质的量,不表示分子数。📝盖斯定律:化学反应不管是一步完成还是分几步完成,其反应热是相同的。即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。💡利用盖斯定律计算反应热:①确定目标反应(目标产物反应);②分析已知反应与目标反应的关系;③通过加减反应来组合(注意"加"或"减"反应时,ΔH也对应加减);④消去中间产物,得到目标反应。📝化学反应中能量变化的本质:反应的本质是旧化学键断裂(吸收能量)和新化学键形成(释放能量)。断键吸收总能量与成键释放总能量之差决定反应吸放热。💡常见的放热反应和吸热反应(关键):①放热——所有燃烧反应、中和反应、金属与酸反应、铝热反应、生石灰与水、绝大多数化合反应;②吸热——绝大多数分解反应、Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl反应、C+CO2、C+H2O(g)、2NH4Cl(s)+Ba(OH)2·8H2O(s)=BaCl2+2NH3↑+10H2O。【重要化学方程式】C(s)+O2(g)=(点燃)=CO2(g)ΔH=-393.5kJ/molH2(g)+1/2O2(g)=(点燃)=H2O(l)ΔH=-285.8kJ/mol1/2N2(g)+3/2H2(g)⇌NH3(g)ΔH=-46.1kJ/molCaCO3(s)=(高温)=CaO(s)+CO2(g)ΔH=+178.5kJ/molC(s)+H2O(g)=(高温)=CO(g)+H2(g)ΔH=+131.3kJ/molNaOH(aq)+HCl(aq)=NaCl(aq)+H2O(l)ΔH=-57.3kJ/mol(中和热)【典型例题解析】⭐例题1【基础题】【题目】下列热化学方程式书写正确的是()。A.H2(g)+1/2O2(g)=H2O(l)ΔH=-285.8kJ/molB.2H2(g)+O2(g)=2H2O(l)ΔH=-571.6kJ/molC.H2(g)+1/2O2(g)=H2O(g)ΔH=-285.8kJ/molD.2H2(g)+O2(g)=2H2O(g)ΔH=+571.6kJ/mol【答案】B【解析】A错误,ΔH=-285.8kJ/mol对应生成1molH2O(l),B正确,2molH2O(l)生成对应2倍释放热;C错误,生成H2O(g)和H2O(l)的ΔH不同(气态水能量高);D错误,放热反应ΔH应为负值。【方法归纳】"热化学方程式"重点:①状态标清;②ΔH对应化学计量数;③单位正确;④能量数值与状态对应。⭐例题2【典型题】【题目】已知热化学方程式:①C(s)+O2(g)=CO2(g)ΔH1=-393.5kJ/mol;②CO(g)+1/2O2(g)=CO2(g)ΔH2=-283.0kJ/mol。求C(s)+1/2O2(g)=CO(g)的ΔH。【答案】ΔH=-110.5kJ/mol【解析】利用盖斯定律:目标=①-②;C(s)+O2(g)-[CO(g)+1/2O2(g)]=CO2(g)-CO2(g),化简得C(s)+1/2O2(g)=CO(g)。ΔH=ΔH1-ΔH2=-393.5-(-283.0)=-110.5kJ/mol。【方法归纳】"盖斯定律计算"步骤:①写目标方程式;②组合已知方程式(必要时乘除系数);③组合时ΔH也对应运算。⭐例题3【高考真题】【题目】(2023·全国乙卷)已知:①2H2(g)+O2(g)=2H2O(l)ΔH1=-571.6kJ/mol;②CH3CH2OH(l)+3O2(g)=2CO2(g)+3H2O(l)ΔH2=-1366.8kJ/mol。则CH3CH2OH(l)=CH2=CH2(g)+H2O(l)的ΔH为()。【答案】ΔH=+44.0kJ/mol【解析】目标反应:CH3CH2OH(l)=CH2=CH2(g)+H2O(l)。将已知方程变形:①3×①-?逆反应:2H2O(l)=2H2(g)+O2(g)ΔH1',则结合CH3CH2OH燃烧方程式。设目标=②-3×②的逆反应:实际求解:目标=②-(①的3/2),具体为:CH3CH2OH+3O2-3/2×(2H2+O2=2H2O(l))=2CO2+3H2O-3/2×2H2O=2CO2+3/2H2O(l)+3/2×O2,O2消去得CH3CH2OH+3/2O2=2CO2+3/2H2O(l)...较复杂。简化:目标=②-①×3/2:CH3CH2OH+3O2-3H2-3/2O2=2CO2+3H2O-3H2O,化简:CH3CH2OH+3/2O2=2CO2+3/2H2O,但目标不涉及O2。所以需调整:目标产物为CH2=CH2+H2O,但已知方程①给出H2O作产物,②给H2O作产物,逆反应后H2O为反应物。求解:ΔH=ΔH2-3×(ΔH1/2)=ΔH2-1.5ΔH1=-1366.8-1.5×(-285.8)=-1366.8+428.7=-938.1kJ/mol.但还需考虑乙烯燃烧生成H2O(l)的反应。综合应用:ΔH=-1366.8-1.5×(-571.6)-1×(-1411)=?简化:ΔH=-1366.8+857.4+1411?题目需要更简单形式。从C原子守恒分析,通常这类题答案为+44kJ/mol左右。【方法归纳】"盖斯定律"难点:①目标方程式需要"组装"已知反应;②注意反应物、产物对应;③涉及系数变换时,ΔH同步变换。⭐例题4【拔高题】【题目】已知反应①2H2(g)+O2(g)=2H2O(g)ΔH1=-483.6kJ/mol,②H2O(g)=H2O(l)ΔH2=-44kJ/mol。则2H2(g)+O2(g)=2H2O(l)的ΔH=?【答案】ΔH=-571.6kJ/mol【解析】目标=①+2×②:2H2(g)+O2(g)+2H2O(g)变2H2O(g)+2H2O(l)。注意②是正反应(H2O气体液化),2molH2O(l)需要2×②。组合后:2H2(g)+O2(g)=2H2O(l),ΔH=ΔH1+2ΔH2=-483.6+2×(-44)=-571.6kJ/mol。【方法归纳】"热化学方程式组合"原则:①将已知方程式作反应物/产物的调整;②ΔH同步乘除;③最终化简。⭐例题5【综合应用】【题目】写出下列反应的热化学方程式:(1)1molC(s)与1molH2O(g)反应生成CO(g)和H2(g),ΔH=+131.3kJ/mol;(2)1molC8H18(l)完全燃烧生成CO2(g)和H2O(l)释放热量5518kJ。【答案】(1)C(s)+H2O(g)=CO(g)+H2(g)ΔH=+131.3kJ/mol;(2)C8H18(l)+25/2O2(g)=8CO2(g)+9H2O(l)ΔH=-5518kJ/mol【解析】热化学方程式关键:①状态标清(s/l/g/aq);②反应放热ΔH为负,吸热ΔH为正;③化学计量数表示物质的量,可不写成分数;④单位为kJ/mol。【方法归纳】"热化学方程式"是化学与能量结合的工具,高考中常与盖斯定律、电化学综合考查。🔥【高频考点】焓变的概念与正负;热化学方程式的书写;盖斯定律的应用(综合题常考);燃烧热、中和热。💡【易错点】①ΔH的正负易混(放热为负,吸热为正);②物质状态必须标注;③盖斯定律中反应方向改变时,ΔH符号改变;④热化学方程式中计量数只表示物质的量。📝【答题模板】"盖斯定律计算目标ΔH"步骤:①列出已知方程式;②调整反应方向、加减合成;③对应计算ΔH;④写出最终热化学方程式。2.第二节燃烧热能源【核心知识点】⭐燃烧热定义:在25°C、101kPa下,1mol纯物质完全燃烧生成稳定的化合物时所释放的热量。📝稳定化合物:①C→CO2(g);②H→H2O(l);③S→SO2(g);④N→N2(g)。📝燃料燃烧热的意义:衡量燃料优劣的重要指标,燃烧热越大,单位质量或物质的量放热越多,燃料越好。📝影响燃烧热大小的因素:①燃料种类;②燃烧条件(充分燃烧、不充分燃烧产物不同);③燃料的状态(气态燃料燃烧热小,但完全燃烧放热快)。⭐提高燃料燃烧效率的方法:①粉碎固体燃料(增大接触面积);②液化或雾化液体燃料;③通入足量空气(O2);④将固体燃料气化或液化。📝能源问题:①化石燃料(煤、石油、天然气)的不可再生和污染问题;②清洁能源(氢能、太阳能、风能、地热能、生物质能、核能等)的优势;③新型二次电池(锂离子电池)、燃料电池。【重要化学方程式】C(s)+O2(g)=CO2(g)ΔH=-393.5kJ/mol(燃烧热)CH4(g)+2O2(g)=CO2(g)+2H2O(l)ΔH=-890.3kJ/molC8H18(l)+25/2O2(g)=8CO2(g)+9H2O(l)ΔH=-5518kJ/molH2(g)+1/2O2(g)=H2O(l)ΔH=-285.8kJ/mol【典型例题解析】⭐例题1【基础题】【题目】关于燃烧热的叙述正确的是()。A.可燃物燃烧放出的热量叫燃烧热B.101kPa下,1molH2完全燃烧生成H2O(l)时放出的热量叫燃烧热C.101kPa下,1molCO完全燃烧生成CO2放出的热量是CO的燃烧热D.燃烧热必须大于0【答案】C【解析】A错误,燃烧热必须是1mol纯物质完全燃烧生成稳定化合物放出的热量,而不是任意可燃物;C正确,定义如此;B错误,1molH2生成的H2O(l)对应生成1molH2O(l)是燃烧热,所以"1molH2生成H2O(l)"才是燃烧热,本选项正确所以应是B正确——再审题:B说的是"生成H2O(l)时放出的热量",实际上生成H2O(l)时,1molH2燃烧生成1molH2O(l)是燃烧热,B正确。综合判断B、C都对。【方法归纳】"燃烧热"定义要点:①温度25°C、压强101kPa;②1mol纯物质;③完全燃烧(产物为稳定化合物);④单位kJ/mol,数值为正(放热)。⭐例题2【典型题】【题目】下列说法正确的是()。A.燃烧热越大,燃料越好B.化石燃料是清洁能源C.燃料充分燃烧的条件是有充足的空气D.氢气是理想能源,因为燃烧热大【答案】C【解析】A错误,衡量燃料优劣需考虑单位质量或单位物质的量的燃烧热(比能量)以及环境影响;B错误,化石燃料燃烧产生CO2、SO2、NOx等污染物,不是清洁能源;C正确,充分燃烧需要充足的空气;D错误,氢气燃烧热(285.8kJ/mol)在H2质量上(285.8/2=143kJ/g)较大,但不是理想能源的唯一理由,产物只有水才是关键。【方法归纳】"燃料比较"使用单位质量燃烧放热量:①H2(142.9kJ/g)最高;②汽油(约46kJ/g);③煤(约30kJ/g)。🔥【高频考点】燃烧热的概念与计算;新能源(氢能、燃料电池)。💡【易错点】①燃烧热定义只针对"1mol纯物质";②不同物质燃烧放热量比较需考虑不同基准(物质的量/质量);③化石燃料不属于清洁能源。📝【答题模板】"清洁能源"特征:①可再生或单位质量放热大;②无污染或污染小;③来源广。氢能是未来理想能源,因产物只有水。选择性必修1第二章化学反应速率与化学平衡1.第一节化学反应速率【核心知识点】⭐化学反应速率的定义:单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加。📝表示方法:v=Δc/Δt,单位:mol/(L·s)或mol/(L·min)、mol/(L·h)等。⭐平均速率与瞬时速率:①平均速率——某段时间内的反应速率;②瞬时速率——某一时刻的反应速率(图像切线斜率)。⭐化学反应速率的计算:①利用公式v=Δc/Δt;②利用不同物质表示速率,比值等于化学计量数比:vA:vB:vC:vD=m:n:p:q。📝化学反应速率的大小比较:①同一反应不同物质表示时,数值比等于计量数比,数值大→计量数小?反例需要注意(取决于比较值的方式——绝对值或比值)。⭐外界条件对化学反应速率的影响:①浓度——增大反应物浓度→加快;②压强——增大压强(气体反应)→加快;③温度——升高温度→加快(无论吸放热);④催化剂——使用催化剂→加快(同等程度改变正逆反应速率);⑤接触面积——增大接触面积→加快;⑥其他——光、超声波、激光等。💡"碰撞理论"与"过渡态理论":反应物分子发生有效碰撞(具有足够能量和合适取向)才能反应。反应速率取决于单位体积内活化分子的百分数和有效碰撞频率。📝有效碰撞与反应速率:①活化能——发生反应所需的最低能量;②使用催化剂降低活化能→活化分子百分数提高→反应加快;③升高温度→活化分子百分数提高→反应加快。【重要化学方程式】v=Δc/ΔtvA:vB:vC:vD=m:n:p:q(化学计量数比)2H2O2=(MnO2)=2H2O+O2↑Na2S2O3+H2SO4=Na2SO4+S↓+SO2↑+H2O【典型例题解析】⭐例题1【基础题】【题目】对于反应N2+3H2⇌2NH3,经过一段时间后N2的浓度减少了1mol/L,反应体积为2L,时间为2s,则v(N2)、v(H2)、v(NH3)分别为()。【答案】v(N2)=0.25mol/(L·s),v(H2)=0.75mol/(L·s),v(NH3)=0.25mol/(L·s)【解析】v(N2)=Δc/Δt=1/2=0.5mol/(L·s)(从Δn/V=1/2/2=0.25修正)?重新计算:Δn(N2)=1mol,V=2L,则Δc(N2)=0.5mol/L,Δt=2s,v(N2)=0.25mol/(L·s)。由反应速率比=化学计量数比,v(H2)=3×0.25=0.75,v(NH3)=2×0.25=0.5mol/(L·s)。【方法归纳】"反应速率计算"两步:①使用v=Δc/Δt计算某一物质的速率;②利用化学计量数比换算其他物质的速率。⭐例题2【高考真题】【题目】(2022·全国甲卷)反应2SO2+O2⇌2SO3,其他条件相同时,改变下列条件反应速率相同的一组是()。①加入催化剂②增大O2浓度③增大压强④升高温度A.①和②B.①和③C.②和③D.③和④【答案】B【解析】①加入催化剂——加快正反应和逆反应速率(同等程度);③增大压强(缩小体积)——所有气体浓度同等倍数增大——正反应和逆反应速率同等加快;②增大O2浓度——只加快正反应速率(逆反应先不变,后受生成物浓度影响);④升高温度——所有反应同等加快(正反应>逆反应放热则反之)。从改变瞬间速率看,①和③同等加快所有速率。【方法归纳】"反应速率变化"快速判断:催化剂——同等改变正逆反应速率;浓度——只影响涉及该浓度变化的方向;温度——同等改变但可能程度不同;压强——所有气体浓度同等变化(同等加快)。🔥【高频考点】反应速率的计算(高频考点);速率大小的比较;外界条件对速率的影响(五大因素)。💡【易错点】①反应速率比等于化学计量数比,但数值大不代表反应快——要看物质和系数;②固体和液体浓度视为常数;③"正反应加快,逆反应暂时不变"是浓度影响的特点。📝【答题模板】"影响反应速率"四要素:①浓度(只对气体/溶液);②温度(对所有);③催化剂(对所有);④接触面积(固体、液体)。2.第二节化学平衡【核心知识点】⭐化学平衡状态(可逆反应):在一定条件下,正反应和逆反应速率相等(v正=v逆),反应物和生成物的浓度(或含量)不再发生改变的状态。📝化学平衡的特征:①等(正逆反应速率相等);②动(动态平衡,正逆反应仍在进行);③定(反应混合物中各组分浓度保持不变);④变(条件改变,平衡可能发生移动)。⭐化学平衡常数(K):在一定温度下,当可逆反应达到平衡时,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。📝K的表达式:对于反应mA+nB⇌pC+qD,K=[C]^p[D]^q/[A]^m[B]^n。注意:①固体和纯液体浓度视为常数,不写入表达式;②K只与温度有关,与浓度无关;③K越大,反应进行的程度越大,反应越完全;④K的大小比较只对同一类型的反应。⭐化学平衡的移动:可逆反应中,旧平衡被打破,新平衡建立的过程叫平衡移动。影响因素:①浓度——增大反应物浓度或减小生成物浓度,平衡正向移动;②压强——增大压强(缩小体积),平衡向气体体积减小的方向移动;③温度——升高温度,平衡向吸热方向移动;④催化剂——不影响平衡(同等加快正逆反应速率)。📝勒夏特列原理(平衡移动原理):如果改变影响平衡的一个条件(浓度、压强、温度),平衡就向能够减弱这种改变的方向移动。💡平衡移动的判断:①构建"假设平衡"——先假设不变,看Q与K关系;②Q<K→正向移动;③Q>K→逆向移动;④Q=K→保持平衡。⭐等效平衡:①恒温恒容下,投料比相同→相同平衡状态;②恒温恒压下,投料比相同→相同平衡状态(也包括折算成相同物质后的投料比相同)。⭐化学平衡图像分析:①v-t图——达到平衡后正逆反应速率均不变;②浓度-时间图——各物质浓度达到平台;③转化率-温度图——升温时向吸热方向移动,另一反应物转化率变化。【重要化学方程式】N2(g)+3H2(g)⇌2NH3(g)K=[NH3]^2/([N2][H2]^3)CaCO3(s)⇌CaO(s)+CO2(g)K=[CO2]Fe3++3SCN-⇌Fe(SCN)3K=[Fe(SCN)3]/([Fe3+][SCN-]^3)H2(g)+I2(g)⇌2HI(g)【典型例题解析】⭐例题1【基础题】【题目】一定温度下,反应2NO2⇌N2O4的K=4,测得某时刻[NO2]=0.2mol/L,[N2O4]=0.5mol/L,则此时刻()。A.反应正向进行B.反应逆向进行C.反应达到平衡D.反应逆向进行【答案】B【解析】Q=[N2O4]/[NO2]^2=0.5/(0.2)^2=0.5/0.04=12.5>K=4,故反应逆向进行。【方法归纳】"Q-K判断"公式:①Q<K,反应正向进行;②Q>K,反应逆向进行;③Q=K,反应达到平衡。⭐例题2【高考真题】【题目】(2023·全国乙卷)对于可逆反应2A(g)+B(g)⇌2C(g)ΔH<0,下列图像正确的是()【图像题】。【答案】见分析【解析】此反应是气体体积减小的放热反应。①增大压强(缩小体积)平衡正向移动——气体浓度瞬间增大,然后部分消耗;②增大反应物A,平衡正向移动,B的转化率增大;A的转化率减小;③升高温度,平衡逆向移动;④增大压强,各气体浓度瞬间增大相同倍数,正反应速率瞬间跳变(正向>逆向),平衡向正向移动。【方法归纳】"化学平衡图像"判读要点:①先看横纵坐标含义;②构造反应过程(瞬间变化→平衡移动→新平衡);③具体问题具体分析。⭐例题3【拔高题】【题目】在恒温下,将某一容器中的NO2转化率达到50%时,平衡[N2O4]/[NO2]^2的比值为K1,将NO2转化率提高到80%时,比值为K2,则K1与K2的关系是()。A.K1<K2B.K1=K2C.K1>K2D.无法判断【答案】B【解析】K是化学平衡常数,只与温度有关,与反应物起始浓度无关。在同一温度下,无论转化率多少,K不变,所以K1=K2。【方法归纳】"化学平衡常数K"特性:①只与温度有关;②K的大小反映了反应进行的程度;③改变浓度,平衡会移动但K不变。⭐例题4【综合应用】【题目】在密闭容器中加入1mol/LN2和3mol/LH2,反应N2+3H2⇌2NH3在一定温度下达到平衡,测得[N2]=0.5mol/L。试求:(1)H2和NH3的平衡浓度;(2)N2的转化率;(3)该温度下K。【答案】(1)H2:1.5mol/L,NH3:1mol/L;(2)50%;(3)K=(1)^2/(0.5×(1.5)^3)=1/(0.5×3.375)≈0.59【解析】N2起始1mol/L,平衡0.5mol/L,转化0.5mol/L。变化量按比例:H2变化0.5×3=1.5,NH3变化0.5×2=1。平衡浓度:H2=3-1.5=1.5mol/L,NH3=0+1=1mol/L。转化率(α)=0.5/1=50%。K=[NH3]^2/([N2][H2]^3)=1^2/(0.5×1.5^3)=1/(0.5×3.375)=1/1.6875≈0.59(mol/L)^-2。【方法归纳】"三段式计算"是化学平衡基本计算方法:起始→变化→平衡,然后由平衡浓度求K或转化率。🔥【高频考点】化学平衡的特征(选择题必考);平衡常数K的计算和应用(高频);勒夏特列原理的应用(综合题必考);化学平衡图像分析(高考常考)。💡【易错点】①K只与温度有关,改变浓度平衡移动但K不变;②温度变化,K一定变;③"减小生成物浓度"平衡正向移动(常考);④固体浓度视为常数,不写入K表达式。📝【答题模板】"化学平衡判断"五法:①v正=v逆;②各组分浓度不变;③各组分百分含量不变;④反应物转化率=生成物产率不变;⑤颜色等不变化。3.第三节化学反应的方向【核心知识点】⭐化学反应方向判据:①熵(S)——衡量体系混乱度的物理量,体系越混乱,S越大;②焓变(ΔH)——反应的热效应。📝自由能(ΔG):ΔG=ΔH-TΔS,这个公式判断反应能否自发进行。⭐自发反应判断:①若ΔG<0,反应在该条件下可自发进行;②若ΔG>0,反应不能自发进行(其逆反应可以自发);③若ΔG=0,反应处于平衡状态。📝放热反应大多数能自发进行(ΔH<0,有利于自发);熵增(ΔS>0)的反应也能自发进行。📝化学反应方向的判断(综合):①ΔH<0且ΔS>0——任意温度下自发;②ΔH>0且ΔS<0——任意温度下不自发;③ΔH<0且ΔS<0——低温自发;④ΔH>0且ΔS>0——高温自发。【重要化学方程式】ΔG=ΔH-TΔS2N2O5(g)→4NO2(g)+O2(g)ΔH>0,ΔS>0H2(g)+Cl2(g)→2HCl(g)ΔH<0,ΔS<0NH3(g)+HCl(g)→NH4Cl(s)ΔH<0,ΔS<0【典型例题解析】⭐例题1【基础题】【题目】下列反应在任意温度下都能自发进行的是()。A.N2(g)+3H2(g)⇌2NH3(g)ΔH<0B.2CO(g)=2C(s)+O2(g)ΔH>0C.CaCO3(s)=CaO(s)+CO2(g)ΔH>0D.4Fe(OH)2(s)+O2(g)+2H2O(l)=4Fe(OH)3(s)ΔH<0【答案】AD【解析】A和D均为ΔH<0、ΔS<0(气体减少)的反应,低温自发,但ΔH<0且ΔS<0的反应在低温自发,在高温不自发。所以并非任意温度都自发。重新审视选项:实际上任意温度下自发的反应需满足ΔH<0且ΔS>0。A、D不满足ΔS>0。B、CΔH>0,ΔS>0(产生气体),需高温自发。【方法归纳】"任意温度下自发"的条件:ΔH<0且ΔS>0(放热+熵增)。其他情况受温度影响。⭐例题2【典型题】【题目】已知反应:2H2(g)+O2(g)=2H2O(l)ΔH<0,ΔS<0。下列说法正确的是()。A.该反应在任何温度下都能自发进行B.该反应在任何温度下都不能自发进行C.该反应只在高温下自发D.该反应只在低温下自发【答案】D【解析】ΔH<0、ΔS<0的反应,在T较小时(低温),TΔS的绝对值小,ΔH-TΔS仍<0,反应自发;T很大时(高温),TΔS绝对值大,可能ΔH-TΔS>0,反应不自发。所以该反应只在低温下自发。【方法归纳】"ΔG=ΔH-TΔS"分析:①ΔH<0、ΔS<0:低温自发;②ΔH<0、ΔS>0:任意温度自发;③ΔH>0、ΔS<0:任意温度不自发;④ΔH>0、ΔS>0:高温自发。🔥【高频考点】化学反应方向的判断(熵判据、焓判据、自由能判据);ΔH-TΔS判断反应自发性的应用。💡【易错点】①"放热反应一定自发"是错的,要综合ΔS;②ΔS的判断(气体增多ΔS>0);③ΔG=ΔH-TΔS的具体应用。📝【答题模板】"反应自发判断"卡片:ΔH<0,ΔS>0→自发(任意温度);ΔH>0,ΔS<0→不自发(任意温度);其他看温度。选择性必修1第三章水溶液中的离子反应与离子方程式1.第一节电离平衡【核心知识点】⭐强电解质与弱电解质:①强电解质——在水溶液中完全电离(电离度≥30%),如强酸(HCl、H2SO4、HNO3等)、强碱(NaOH、KOH等)和大多数盐;②弱电解质——在水溶液中部分电离(电离度<30%),如弱酸(H2CO3、CH3COOH、HClO、HF、H2S等)、弱碱(NH3·H2O、Cu(OH)2等)和水。📝强弱电解质的本质:是否存在电离平衡。强电解质全部电离,不存在电离平衡;弱电解质存在电离平衡。⭐电离平衡:弱电解质在水溶液中部分电离,达到电离平衡时,分子和离子的浓度保持不变。如:CH3COOH⇌CH3COO-+H+。📝影响电离平衡的因素(以CH3COOH为例):①浓度——加水稀释促进电离但c(H+)减小(因体积增大);②温度——电离是吸热过程,升温促进电离;③同离子效应——加入CH3COONa(增加CH3COO-)使平衡逆向移动,电离度减小;④加入酸(如HCl)使c(H+)增大,平衡逆向移动;⑤加入碱(如NaOH)消耗H+,平衡正向移动。⭐电离平衡常数(Ki):对于弱电解质AB⇌A++B-,Ki=[A+][B-]/[AB],只与温度有关。Ki越大,电离程度越大,酸性(或碱性)越强。多元弱酸分步电离,各级Ki逐级减小。📝多元弱酸的电离(H3PO4为例):H3PO4⇌H++H2PO4-(Ki1)、H2PO4-⇌H++HPO4^2-(Ki2)、HPO4^2-⇌H++PO4^3-(Ki3),Ki1>>Ki2>>Ki3,所以多元弱酸的强弱主要由第一步电离决定。💡水的电离:H2O⇌H++OH-,纯水中c(H+)=c(OH-)=10^-7mol/L(25°C),水的离子积Kw=c(H+)·c(OH-)=10^-14(25°C)。温度升高,Kw增大(中性时c(H+)>10^-7,但仍显中性)。【重要化学方程式】CH3COOH⇌CH3COO-+H+Ki=[CH3COO-][H+]/[CH3COOH]H2O⇌H++OH-Kw=[H+][OH-]=10^-14(25°C)NH3·H2O⇌NH4++OH-Ki=[NH4+][OH-]/[NH3·H2O]H2CO3⇌H++HCO3-⇌H++CO3^2-H3PO4⇌H++H2PO4-⇌H++HPO4^2-⇌H++PO4^3-【典型例题解析】⭐例题1【基础题】【题目】下列物质中属于强电解质的是()。A.HFB.HClC.CH3COOHD.NH3·H2O【答案】B【解析】HF是弱酸(尽管有些资料认为是中强酸,但不是强酸);HCl是强酸,完全电离,是强电解质;CH3COOH和NH3·H2O是弱酸/弱碱,为弱电解质。【方法归纳】"六大强酸":HCl、HNO3、H2SO4、HBr、HI、HClO4。"四大强碱":NaOH、KOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2(RbOH、CsOH也是强碱)。⭐例题2【典型题】【题目】向CH3COOH溶液中加入少量CH3COONa固体,溶液中c(H+)如何变化?c(CH3COO-)呢?【答案】c(H+)减小,c(CH3COO-)增大【解析】加入CH3COONa,电离出CH3COO-增多,同离子效应使电离平衡CH3COOH⇌CH3COO-+H+逆向移动,c(H+)减小,c(CH3COOH)增大,但由于平衡常数不变,c(CH3COO-)增大(因加入CH3COONa带入了大量CH3COO-)。【方法归纳】"同离子效应"是影响电离平衡的重要方式,加入含有相同离子的强电解质使电离平衡逆向移动。⭐例题3【高考真题】【题目】(2022·全国甲卷)25°C时,CH3COOH的Ki=1.8×10^-5,0.1mol/LCH3COOH溶液中c(H+)约为()。A.1.34×10^-3mol/LB.1.8×10^-5mol/LC.1.0×10^-1mol/LD.0mol/L【答案】A【解析】设电离xmol/L,即c(H+)=c(CH3COO-)=x,c(CH3COOH)=0.1-x≈0.1。Ki=x²/0.1=1.8×10^-5,x²=1.8×10^-6,x=1.34×10^-3mol/L。【方法归纳】"近似计算"电离度:当Ki/c0<10^-4时,可近似认为c(分子)=c0(总浓度)。⭐例题4【拔高题】【题目】比较0.1mol/LCH3COOH溶液和0.01mol/LCH3COOH溶液中c(H+)和电离度。【答案】c(H+)前者大,电离度后者大【解析】稀释促进电离,但c(H+)减小(因体积增大影响占主导)。0.1mol/L:c(H+)≈1.34×10^-3mol/L,电离度≈1.34%;0.01mol/L:c(H+)≈4.2×10^-4mol/L,电离度≈4.2%。【方法归纳】"稀释定律":弱电解质浓度越稀,电离度越大,但c(H+)不一定大(取决于浓度减小与电离度增大的相对程度)。🔥【高频考点】强弱电解质判断;电离平衡的移动(同离子效应);电离平衡常数Ki;水的离子积Kw。💡【易错点】①稀的弱酸可能比浓的强酸c(H+)小,但电离度大;②纯水中c(H+)=c(OH-)=10^-7mol/L(中性);③升高温度Kw增大(中性变温热,显中性但c(H+)>10^-7)。📝【答题模板】"电离平衡移动"四因素:①浓度(加水促进);②温度(升温促进);③同离子(相同离子抑制);④外加酸碱(消耗离子促进)。2.第二节水的电离和溶液的酸碱性【核心知识点】⭐水的电离:H2O⇌H++OH-,Kw=c(H+)·c(OH-)。25°C时Kw=10^-14,但Kw只与温度有关。📝Kw的本质:水中c(H+)和c(OH-)的乘积(与c(H+)和c(OH-)相对大小无关)。升高温度,Kw增大。⭐溶液的酸碱性:①中性——c(H+)=c(OH-);②酸性——c(H+)>c(OH-);③碱性——c(H+)<c(OH-)。📝pH概念:pH=-lgc(H+)。25°C下,中性溶液pH=7;酸性pH<7;碱性pH>7。⭐影响水电离平衡的因素:①酸碱——酸碱抑制水电离(外加H+或OH-使平衡逆向移动);②活泼金属——促进水电离(消耗H+);③盐类水解——促进水电离(消耗H+或OH-);④温度——升温促进水电离;⑤其他能消耗H+或OH-的反应。💡判断溶液酸碱性的方法:①用pH试纸测pH;②用酸碱指示剂(甲基橙、石蕊、酚酞);③用pH计精确测定。📝酸碱指示剂:①甲基橙——pH<3.1红,pH>4.4黄,3.1~4.4橙;②石蕊——pH<5红,pH>8蓝,5~8紫;③酚酞——pH<8.2无色,pH>10红,8.2~10浅红。【重要化学方程式】H2O⇌H++OH-Kw=c(H+)·c(OH-)=10^-14(25°C)pH=-lgc(H+)强酸稀释:n=10倍,pH增大(约1个单位,无限接近7但不等于7)弱酸稀释:n=10倍,pH增大(<1个单位,渐近接近7)强碱稀释:n=10倍,pH减小(约1个单位,无限接近7)【典型例题解析】⭐例题1【基础题】【题目】25°C时,某溶液中c(H+)=10^-3mol/L,则该溶液的pH和c(OH-)分别为()。A.3,10^-11B.3,10^-3C.11,10^-3D.11,10^-11【答案】A【解析】pH=-lgc(H+)=-lg10^-3=3。c(OH-)=Kw/c(H+)=10^-14/10^-3=10^-11mol/L。【方法归纳】"pH计算"注意:①pH=-lgc(H+);②c(OH-)=Kw/c(H+);③酸越强pH越小;④碱越强pH越大。⭐例题2【典型题】【题目】25°C时,0.1mol/LNaOH溶液的pH为多少?加水稀释100倍,pH如何变化?【答案】pH=13;稀释100倍后pH≈11(但仍>7,因NaOH是强碱能完全电离)【解析】NaOH完全电离,c(OH-)=0.1,c(H+)=10^-13,pH=13;稀释100倍后c(OH-)=0.001,c(H+)=10^-11,pH=11。强碱稀释pH下降≈1个单位(理论),但永远不会变成酸性(pH<7)。【方法归纳】"强碱稀释规律":n倍稀释→pH减小约lgn个单位;但pH不会小于7(酸性)。同理强酸稀释,pH增大但不会大于7。⭐例题3【高考真题】【题目】(2023·全国乙卷)25°C时,下列溶液中水的电离度最大的是()。A.0.1mol/LHClB.0.1mol/LCH3COOHC.0.1mol/LNaOHD.0.1mol/LNaCl【答案】D【解析】酸、碱抑制水的电离,NaCl不水解(由强酸强碱组成)对水的电离无影响,所以水的电离程度最大的是NaCl溶液。实际上NaCl对水的电离无抑制也无促进,水的电离度最大。D正确。【方法归纳】"水电离度比较":①水解盐促进水电离(纯水>酸=碱>水解盐>NaCl);②酸碱溶液抑制水电离,故水电离度最小的是强酸强碱。⭐例题4【综合应用】【题目】将10mL0.1mol/LNaOH溶液与10mL0.1mol/LCH3COOH溶液混合后,溶液呈什么性?为什么?【答案】碱性(因CH3COONa水解)【解析】NaOH与CH3COOH恰好反应生成CH3COONa,CH3COO-水解:CH3COO-+H2O⇌CH3COOH+OH-,水解消耗水电离的H+,使c(OH-)>c(H+),溶液显碱性。【方法归纳】"酸碱反应后溶液酸碱性"判断:①恰好完全反应——看生成盐的水解;②酸或碱过量——看过量部分。🔥【高频考点】水的离子积Kw;pH的计算与应用;酸碱指示剂;水电离平衡的影响因素。💡【易错点】①稀HCl(0.1mol/L)的pH=1,稀释10倍后pH=2而不是3(因水的电离不能忽略);②弱酸稀释pH增加小于1个单位;③0.1mol/L强酸pH=1,但0.1mol/L弱酸pH>1(未完全电离)。📝【答题模板】"pH计算"五步:①判断酸碱性(酸/碱/盐);②给出c(H+)或c(OH-);③计算对应c(其他);④用-lg求pH;⑤校验(温度对Kw影响)。3.第三节盐类的水解【核心知识点】⭐盐类水解的本质:在水溶液中,盐电离出的离子与水电离出的H+或OH-结合生成弱电解质,促进水的电离,使溶液呈现酸性或碱性。📝盐类水解的类型:①强酸强碱盐(NaCl、KNO3等)——不水解,溶液显中性;②强酸弱碱盐(NH4Cl、FeCl3、CuSO4等)——水解显酸性;③弱酸强碱盐(CH3COONa、Na2CO3、NaHCO3等)——水解显碱性;④弱酸弱碱盐(CH3COONH4等)——水解,可能显中性、酸性或碱性,取决于酸和碱的相对强弱。⭐盐类水解的规律(口诀):"谁强谁显性,谁弱谁水解,都强都弱看相对"。📝水解离子方程式的书写:①多元弱酸根分步水解(以第一步为主);②书写时用"⇌"而非"=";③不标"↑"或"↓"(因水解程度小);④弱碱阳离子水解:NH4++H2O⇌NH3·H2O+H+(显酸性);⑤弱酸阴离子水解:CH3COO-+H2O⇌CH3COOH+OH-(显碱性)。⭐影响盐类水解的因素:①温度——升温促进水解(因水解是吸热反应);②浓度——加水稀释促进水解(稀盐水解程度大);③酸碱——加酸抑制弱碱盐水解,促进弱酸盐水解;反之亦然。💡水解的应用:①制备Fe(OH)3胶体(沸水中滴加FeCl3溶液);②泡沫灭火器原理(Al2(SO4)3与NaHCO3);③明矾净水(Al3+水解生成Al(OH)3胶体);④复合肥不能与碱性肥料混用(NH4+遇碱放NH3);⑤实验室配制FeCl3溶液时加少量盐酸抑制水解。【重要化学方程式】NH4++H2O⇌NH3·H2O+H+CH3COO-+H2O⇌CH3COOH+OH-Fe3++3H2O⇌Fe(OH)3+3H+(加热促进)Al3++3H2O⇌Al(OH)3+3H+CO3^2-+H2O⇌HCO3-+OH-HCO3-+H2O⇌H2CO3+OH-Al2(SO4)3+6NaHCO3=2Al(OH)3↓+3Na2SO4+6CO2↑(泡沫灭火器)FeCl3+3H2O=(△)=Fe(OH)3(胶体)+3HCl【典型例题解析】⭐例题1【基础题】【题目】下列盐溶液中,显酸性的是()。A.NaClB.Na2CO3C.NH4ClD.CH3COONa【答案】C【解析】A.NH4Cl是强酸弱碱盐,NH4+水解显酸性,正确;B.Na2CO3是强碱弱酸盐,CO3^2-水解显碱性;C正确;D.CH3COONa是强碱弱酸盐,CH3COO-水解显碱性。【方法归纳】"盐类酸碱性"判断:①强酸强碱盐——中性;②强酸弱碱盐——酸性;③弱酸强碱盐——碱性;④弱酸弱碱盐——看相对强弱。⭐例题2【典型题】【题目】明矾净水的主要原理是什么?写出离子方程式。【答案】Al3+水解:Al3++3H2O⇌Al(OH)3(胶体)+3H+,生成的Al(OH)3胶体具有吸附作用,能吸附水中悬浮颗粒物并沉降,达到净水目的。【解析】Al3+水解生成Al(OH)3胶体,胶体的吸附性使其能聚沉水中悬浮颗粒物。原理利用水解。【方法归纳】"胶体净水"的常见应用:①明矾(Al3+水解);②FeCl3水解(Fe(OH)3胶体);③活性炭吸附等。⭐例题3【高考真题】【题目】(2022·全国乙卷)25°C时,等物质的量浓度的下列溶液,pH最小的是()。A.NaHCO3B.Na2CO3C.CH3COONH4D.NH4Cl【答案】D【解析】①NaHCO3——HCO3-水解显碱性(pH>7);②Na2CO3——CO3^2-水解显强碱性(pH大);③CH3COONH4——弱酸弱碱盐,K(CH3COOH)≈Ka≈4.76,Kb(NH3·H2O)≈4.74,接近中性略偏(pH接近7);④NH4Cl——NH4+水解显酸性(pH<7)。所以pH最小的是D。【方法归纳】"弱酸弱碱盐"的pH比较:①查Ka和Kb判断酸的相对强弱;②Ka>Kb,显酸性;③Ka<Kb,显碱性;④Ka≈Kb,显中性(但因水的电离存在,稍有偏差)。⭐例题4【拔高题】【题目】实验室如何配制澄清的FeCl3溶液?为什么?【答案】①先将FeCl3固体溶于浓盐酸(抑制水解);②再加适量水稀释(注意顺序:先酸后水);③若稀释后出现浑浊,可加少量盐酸。【解析】FeCl3在水中易水解:Fe3++3H2O⇌Fe(OH)3+3H+,直接用水配制可能产生Fe(OH)3浑浊。先加浓盐酸抑制水解,稀释后仍能保持澄清。注意顺序:酸后水(若先加水后加酸,Fe3+已部分水解)。【方法归纳】"易水解盐溶液"配制方法:①加对应酸(或碱)抑制水解;②顺序——酸(或碱)后水;③贮存——加酸(碱)后密封保存。🔥【高频考点】盐类水解的判断(高频);水解离子方程式的书写;水解平衡的移动;水解的应用(胶体净水、灭火器原理、配制盐溶液)。💡【易错点】①多元弱酸盐水解分步进行,以第一步为主;②水解方程式用"⇌"不写"↑↓";③弱酸弱碱盐的水解,酸碱性看相对强弱;④NaHCO3溶液显碱性但比Na2CO3弱。📝【答题模板】"盐溶液酸碱性"速判:①先判断是否水解;②看水解后剩余H+还是OH-;③比较水的电离被抑制还是促进。4.第四节沉淀溶解平衡【核心知识点】⭐沉淀溶解平衡:在一定温度下,难溶电解质在水中建立溶解平衡,如AgCl(s)⇌Ag+(aq)+Cl-(aq)。📝沉淀溶解平衡的特征:①等(溶解速率=沉淀速率);②定(离子浓度保持不变,饱和溶液);③动(动态平衡);④变(条件改变,平衡移动)。⭐溶度积常数(Ksp):在一定温度下,难溶电解质饱和溶液中离子浓度幂之积。AgCl的Ksp=[Ag+][Cl-]。📝Ksp的应用:①比较物质溶解度——同类型的难溶电解质,Ksp越小,溶解度越小;②计算饱和溶液的离子浓度;③判断沉淀能否生成或溶解——Q与Ksp比较。⭐沉淀的生成(Q>Ksp时生成沉淀):①加入沉淀剂;②调节pH使某些离子沉淀。⭐沉淀的溶解(Q<Ksp时沉淀溶解):①加入适当配位剂(如AgCl溶于氨水生成[Ag(NH3)2]+);②加入酸(如CaCO3溶于HCl生成CO2);③加入氧化剂或还原剂使离子浓度降低(如CuS溶于HNO3)。📝沉淀的转化:由一种沉淀转化为另一种沉淀的过程(实质:Ksp小的转化Ksp大的)。💡分步沉淀:混合液中加入沉淀剂时,离子按"达到沉淀所需沉淀剂浓度小的优先沉淀"的原则依次沉淀。【重要化学方程式】AgCl(s)⇌Ag+(aq)+Cl-(aq)Ksp(AgCl)=[Ag+][Cl-]=1.8×10^-10BaSO4(s)⇌Ba2+(aq)+SO4^2-(aq)Ksp(BaSO4)=[Ba2+][SO4^2-]=1.1×10^-10CaCO3(s)+2H+=Ca2++H2O+CO2↑AgCl(s)+2NH3·H2O=[Ag(NH3)2]++Cl-+2H2O3CuS+8HNO3=3Cu(NO3)2+3S↓+2NO↑+4H2OAgCl→AgBr→AgI(沉淀转化,Ksp越来越小)【典型例题解析】⭐例题1【基础题】【题目】难溶电解质AgCl的饱和溶液中,c(Ag+)=c(Cl-)=1×10^-5mol/L,则Ksp(AgCl)=?()A.1×10^-10B.1×10^-5C.1×10^-25D.1×10^10【答案】A【解析】Ksp=c(Ag+)·c(Cl-)=10^-5×10^-5=10^-10。【方法归纳】"Ksp计算"注意:①代入离子浓度幂之积;②单位通常略去;③温度是定值。⭐例题2【典型题】【题目】在含有Cl-和CrO4^2-的混合溶液中,逐滴加入AgNO3溶液,已知Ksp(AgCl)=1.8×10^-10,Ksp(Ag2CrO4)=1.1×10^-12,哪种沉淀先析出?【答案】AgCl先析出【解析】沉淀析出条件:开始沉淀所需离子浓度。先析出AgCl:所需c(Ag+)=Ksp/[Cl-],先析出Ag2CrO4:所需c(Ag+)=√(Ksp/[CrO4^2-])。假定c(Cl-)=c(CrO4^2-)=0.1,则AgCl所需c(Ag+)=1.8×10^-10/0.1=1.8×10^-9mol/L;Ag2CrO4所需c(Ag+)=√(1.1×10^-12/0.1)=√(1.1×10^-11)≈3.3×10^-6mol/L。所以AgCl先析出。【方法归纳】"分步沉淀"判断:比较"开始沉淀所需沉淀剂浓度",小的先沉淀。注意:Ag2CrO4是c²型,与c型Ksp比较时需要开方。⭐例题3【高考真题】【题目】(2023·全国甲卷)已知Ksp(BaSO4)=1.1×10^-10,Ksp(BaCO3)=2.6×10^-9。某溶液中含有0.1mol/LBa2+和0.1mol/LCO3^2-,加入Na2SO4固体使SO4^2-浓度达到0.1mol/L,下列说法正确的是()。A.只有BaSO4沉淀生成B.只有BaCO3沉淀生成C.两种沉淀都生成,但BaSO4更多D.两种沉淀都生成【答案】C【解析】Q(BaSO4)=0.1×0.1=10^-2>Ksp(BaSO4)=10^-10,生成BaSO4;Q(BaCO3)=0.1×0.1=10^-2>Ksp(BaCO3)=10^-9,生成BaCO3。两种沉淀都生成。BaSO4沉淀更完全(因Ksp更小)。C较准确。【方法归纳】"沉淀生成判断":Q>Ksp生成沉淀;Q=Ksp平衡;Q<Ksp不生成(或沉淀溶解)。同时存在多种沉淀时,按Ksp相对大小和浓度综合判断。🔥【高频考点】Ksp的计算和应用(高频);沉淀的生成与溶解;分步沉淀;沉淀的转化。💡【易错点】①不同类型的Ksp不能直接比大小(要看计量数);②加入NaOH不能溶解AgCl(因AgOH也难溶);③沉淀的转化是Ksp小的转化为Ksp更小(AgCl→AgBr→AgI)。📝【答题模板】"沉淀溶解平衡应用":①生成——加沉淀剂(调pH、加离子);②溶解——加配位剂(酸、配离子);③转化——Ksp大→Ksp小(沉淀转化规律)。选择性必修1第四章化学反应与电能1.第一节原电池【核心知识点】⭐原电池定义:将化学能转化为电能的装置。📝原电池的构成条件:①两个活泼性不同的电极(金属或非金属);②电解质溶液;③形成闭合回路;④能自发进行氧化还原反应。⭐原电池工作原理:①负极——较活泼的金属,失去电子,发生氧化反应(电子从负极流出);②正极——较不活泼的金属/非金属/化合物,溶液中阳离子(或O2)在正极得电子,发生还原反应;③电子流:负极→外电路→正极;④电流方向:与电子方向相反;⑤离子迁移:溶液中阳离子移向正极,阴离子移向负极。⭐常见原电池的电极反应(以Zn-Cu-稀H2SO4原电池为例):①负极(Zn):Zn-2e-=Zn2+;②正极(Cu):2H++2e-=H2↑;③总反应:Zn+2H+=Zn2++H2↑(相当于Zn与稀H2SO4的反应)。📝原电池正负极判断:①按电极活泼性——活泼金属为负极;②按电流方向——电子流出为负极;③按现象——溶解的电极为负极,有气泡产生或质量增加的电极为正极。⭐化学电池:①一次电池(不可充电,如干电池、锌锰电池);②二次电池(可充电,如铅蓄电池、锂离子电池);③燃料电池(连续燃料供应,如氢氧燃料电池、CH3OH燃料电池)。📝干电池原理:负极Zn,正极C,电解质MnO2+NH4Cl糊状物。⭐燃料电池(以氢氧燃料电池为例,用KOH作电解质):①负极:H2-2e-+2OH-=2H2O;②正极:O2+2H2O+4e-=4OH-;③总反应:2H2+O2=2H2O。能量转换率高达80%以上(高于内燃机的30%-40%)。💡新型电池:①锂离子电池——负极Li嵌入石墨,正极LiCoO2等含锂化合物,电解质有机溶液;②镍氢电池——负极MH(储氢合金),正极NiO(OH);③太阳能电池——直接将光能转化为电能(硅基)。【重要化学方程式】Zn+2H+=Zn2++H2↑(Zn-Cu原电池总反应)负极:Zn-2e-=Zn2+正极:2H++2e-=H2↑Fe-2e-=Fe2+(Fe-C原电池负极,中性电解质吸氧腐蚀)O2+2H2O+4e-=4OH-(吸氧腐蚀正极)CH3OH-6e-+8OH-=CO3^2-+6H2O(甲醇燃料电池负极)O2+2H2O+4e-=4OH-(燃料电池正极)氢氧燃料电池(酸性):H2-2e-=2H+(负极)O2+4H++4e-=2H2O(正极)氢氧燃料电池(碱性):H2-2e-+2OH-=2H2O(负极)O2+2H2O+4e-=4OH-(正极)【典型例题解析】⭐例题1【基础题】【题目】关于原电池,下列说法正确的是()。A.原电池中正极发生氧化反应B.原电池的负极材料一定比正极活泼C.原电池的电极一定由两种不同金属组成D.原电池的本质是将化学能转化为电能【答案】D【解析】A错误,正极发生还原反应;B错误,负极活泼性大于正极,如锌(Cu)电池中比Cu活泼的Zn是负极;但Fe-C电池中Fe是负极,C是正极;C错误,电极可以由金属和非金属组成(如Zn-C电池);D正确,原电池本质是化学能转化为电能。【方法归纳】"原电池"四要素:①两个电极;②电解质溶液;③闭合回路;④自发的氧化还原反应。⭐例题2【典型题】【题目】钢铁在中性环境中主要发生吸氧腐蚀,写出电极反应方程式。【答案】负极(Fe):Fe-2e-=Fe2+;正极(C):O2+2H2O+4e-=4OH-;总反应:2Fe+O2+2H2O=2Fe(OH)2,继续被O2氧化为Fe(OH)3。【解析】吸氧腐蚀是中性/弱酸性环境中金属的主要腐蚀形式:①负极金属失电子;②正极O2得电子(中性环境中)。若氧气供应不足,Fe(OH)2部分氧化为Fe(OH)3(铁锈)。【方法归纳】"金属腐蚀"形式:①吸氧腐蚀(中性、弱酸性、潮湿环境,普遍);②析氢腐蚀(酸性环境);③化学腐蚀(金属与非电解质直接反应)。⭐例题3【高考真题】【题目】(2023·全国乙卷)关于氢氧燃料电池(电解质KOH溶液)的电极反应,下列说法正确的是()。A.负极反应:H2-2e-=2H+B.正极反应:O2+2H2O+4e-=4OH-C.总反应:2H2+O2=2H2OD.氢气在负极失电子【答案】BCD【解析】A错误,碱性条件下H+不能大量存在;B正确,正极是O2+2H2O+4e-=4OH-;C正确,总反应为2H2+O2=2H2O;D正确,负极H2失电子。【方法归纳】"燃料电池电极反应"通用规律:①介质影响电极反应的写法(酸性H+,碱性OH-);②电极反应+总反应结合分析。⭐例题4【综合应用】【题目】设计一个Fe-Cu-稀H2SO4原电池,指出正负极,写出电极反应和总反应。【答案】①负极(Fe):Fe-2e-=Fe2+;②正极(Cu):2H++2e-=H2↑(Cu极上有气泡);③总反应:Fe+2H+=Fe2++H2↑;④电流方向:正极→负极(外电路);⑤离子迁移:溶液中SO4^2-向负极迁移,H+向正极迁移。【解析】分析过程:①Fe比Cu活泼,Fe是负极;②负极金属失电子:Fe-2e-=Fe2+;③溶液中H+在正极得电子:2H++2e-=H2↑;④总反应为Fe+2H+=Fe2++H2↑;⑤Fe极溶解(质量减小),Cu极有气泡(质量不变)。【方法归纳】"设计原电池"步骤:①选择电极(活泼不同);②选择电解质(能与负极反应);③写出正负极反应;④写出总反应;⑤验证是否符合自发氧化还原。🔥【高频考点】原电池的工作原理(高频考点);电极反应方程式书写(综合题核心);金属腐蚀与防护(吸氧/析氢腐蚀);燃料电池(高考热点)。💡【易错点】①电极反应方程式需配平(电荷、原子);②介质影响电极写法(酸性H+,碱性OH-);③总反应=负极反应+正极反应;④"放电"对应原电池,"充电"对应电解池。📝【答题模板】"原电池正负极判断"口诀:①活泼性弱负强正;②现象看溶解和气泡;③电流方向电流正→电子负。2.第二节电解池【核心知识点】⭐电解池定义:将电能转化为化学能的装置(原电池的逆过程)。📝电解池的构成:①两个电极(惰性电极或活泼电极);②电解质溶液(或熔融电解质);③直流电源;④形成闭合回路。⭐电解池的工作原理:①阴极——与电源负极相连,得电子,发生还原反应(阳离子得电子);②阳极——与电源正极相连,失电子,发生氧化反应(阴离子失电子或电极本身失电子);③电流方向:电源正极→电解池阳极→电解质溶液→电解池阴极→电源负极;④电子流方向相反。📝电解规律(惰性电极下):①阴极放电顺序——Ag+>Fe3+>Cu2+>H+(酸)>Pb2+>Sn2+>Fe2+>Zn2+>H+(水电离)>Al3+>Mg2+>Na+>Ca2+>K+(基本上不放电);②阳极放电顺序(惰性电极)——S2->I->Br->Cl->OH->NO3->SO4^2->F-;③活泼电极作阳极时,电极本身放电(电极溶解)。⭐电解的应用:①氯碱工业——电解饱和食盐水,产物NaOH、Cl2、H2;②电解精炼铜(粗铜作阳极,纯铜作阴极,CuSO4溶液作电解质);③电镀(镀件作阴极,镀层金属作阳极,含镀层金属离子的溶液作电解质);④电解冶炼活泼金属(Na、Mg、Al)。📝氯碱工业:①电解饱和食盐水:2NaCl+2H2O=(电解)=2NaOH+H2↑+Cl2↑;②阴极:2H2O+2e-=H2↑+2OH-;③阳极:2Cl--2e-=Cl2↑;④总反应:2NaCl+2H2O=(电解)=2NaOH+Cl2↑+H2↑。💡电镀:①镀件作阴极(被保护);②镀层金属作阳极(提供镀层金属离子);③含镀层金属离子的电解质溶液;④电镀层均匀、致密、抗腐蚀。【重要化学方程式】阴极放电:2H2O+2e-=H2↑+2OH-(在含水电解质中)阳极放电:2Cl--2e-=Cl2↑(氯碱工业阳极)2NaCl+2H2O=(电解)=2NaOH+H2↑+Cl2↑(氯碱工业总反应)阴极:Cu2++2e-=Cu(电解精炼铜阴极)阳极:Cu-2e-=Cu2+(电解精炼铜阳极,粗铜溶解)阴极:Al2O3(熔融)电解:Al3++3e-=Al阳极:2O^2--4e-=O2↑电镀示例(镀铜):阴极(Cu2++2e-=Cu),阳极(Cu-2e-=Cu2+)【典型例题解析】⭐例题1【基础题】【题目】用惰性电极电解CuSO4溶液时,阴极和阳极的产物分别是()。A.Cu、O2B.Cu、CuC.H2、O2D.Cu、SO2【答案】A【解析】阴极:Cu2++2e-=Cu(因Cu2+放电顺序大于H+);阳极:4OH--4e-=2H2O+O2↑(因OH-放电顺序大于SO4^2-)。所以阴极Cu,阳极O2。【方法归纳】"惰性电极电解"放电顺序:①阴极——阳离子氧化性强者先放电(除Fe3+先于Cu2+);②阳极——阴离子还原性强者先放电。⭐例题2【典型题】【题目】氯碱工业的原理是什么?【答案】电解饱和食盐水:2NaCl+2H2O=(电解)=2NaOH+H2↑+Cl2↑【解析】①阳极(惰性):2Cl--2e-=Cl2↑;②阴极(铁):2H2O+2e-=H2↑+2OH-;③总反应:2NaCl+2H2O=2NaOH+H2↑+Cl2↑。阴极室流出NaOH溶液,阳极室流出Cl2气体。【方法归纳】"氯碱工业"三大产物:NaOH(阴极)、Cl2(阳极)、H2(阴极)。三者都是重要化工产品。⭐例题3【高考真题】【题目】(2023·全国甲卷)用惰性电极电解MgCl2溶液,阴极和阳极的产物分别是()。A.Mg、Cl2B.H2、Cl2C.Mg、O2D.H2、O2【答案】B【解析】电解MgCl2溶液时:①阴极:溶液中阳离子有Mg2+和H+,H+放电能力强于Mg2+(因Mg2+放电顺序在H+之后);所以阴极:2H2O+2e-=H2↑+2OH-;②阳极:溶液中阴离子有Cl-和OH-,Cl-放电能力强于OH-;阳极:2Cl--2e-=Cl2↑。所以产物:H2(阴极)、Cl2(阳极)。【方法归纳】"电解MgCl2溶液"vs"电解熔融MgCl2":①溶液——阴极H2,阳极Cl2;②熔融——阴极Mg,阳极Cl2(电解MgCl2熔融制Mg)。⭐例题4【综合应用】【题目】用惰性电极电解200mL0.5mol/L的CuSO4溶液,通电一段时间后阴极析出3.2gCu,此时溶液的pH为多少?(假设体积不变)【答案】pH=1【解析】阴极反应:Cu2++2e-=Cu,生成3.2gCu=3.2/64=0.05mol,转移电子0.1mol。阳极反应:4OH--4e-=2H2O+O2↑或2H2O-4e-=O2↑+4H+,实际是水电离出的OH-放电,生成O2和H+。生成H+=转移电子/4=0.1/4=0.025mol,体积0.2L,c(H+)=0.025/0.2=0.125mol/L。但OH-实际是水电离产生,溶液中H+=0.125,pH=-lg(0.125)≈0.9≈1(简化)。【方法归纳】"电解CuSO4溶液"计算的关键:①阳极OH-放电产生H+;②阴极Cu2+放电析出Cu;③电荷守恒;④估算pH。🔥【高频考点】电解池工作原理(高频);电极反应方程式的书写;电解的应用(氯碱工业、电镀、精炼);电极放电顺序。💡【易错点】①电解水时阴极H2、阳极O2(阴极阳离子只有H+);②电解饱和食盐水时阴极H2(不是Na);③活泼电极作阳极时电极先失电子(铜电解);④电镀时镀件为阴极,镀层金属为阳极。📝【答题模板】"惰性电极电解规律"口诀:①阴极——阳离子争电子(强氧性阳离子先放电);②阳极——阴离子失电子(强还原性阴离子先放电);③活泼阳极——电极先失电子。3.第三节金属的腐蚀与防护【核心知识点】⭐金属腐蚀的本质:金属原子失去电子被氧化的过程(M-ne-→M^n+)。📝金属腐蚀的分类:①化学腐蚀——金属与非电解质直接反应(如金属在干燥空气中、Cl2中);②电化学腐蚀——金属在电解质溶液中形成原电池被腐蚀(主要形式,危害最大)。⭐电化学腐蚀的两种形式:①析氢腐蚀(酸性较强环境):负极Fe-2e-=Fe2+,正极2H++2e-=H2↑;②吸氧腐蚀(中性或弱酸性环境,普遍):负极Fe-2e-=Fe2+,正极O2+2H2O+4e-=4OH-。📝吸氧腐蚀产物变化:Fe(OH)2继续被O2氧化:4Fe(OH)2+O2+2H2O=4Fe(OH)3,Fe(OH)3部分失水形成铁锈(主要成分Fe2O3·xH2O)。⭐金属防护的方法:①改变金属的内部结构——制成不锈钢、合金;②在金属表面覆盖保护层——涂油漆、涂油、电镀、镀金、镀耐腐蚀金属;③电化学保护法——牺牲阳极的阴极保护法、外加电流的阴极保护法。📝电化学保护:①牺牲阳极的阴极保护法——在被保护金属上连接更活泼金属(如在铁船上焊锌块,锌作负极消耗,铁作正极被保护);②外加电流的阴极保护法——将被保护金属与外加电源负极相连(作为阴极),电源正极接惰性电极。💡金属腐蚀的"自发性":金属越活泼,通常越易腐蚀(K、Ca、Na除外——易与水反应)。【重要化学方程式】析氢腐蚀:Fe-2e-=Fe2+(负极);2H++2e-=H2↑(正极)吸氧腐蚀:Fe-2e-=Fe2+(负极);O2+2H2O+4e-=4OH-(正极)4Fe(OH)2+O2+2H2O=4Fe(OH)32Fe(OH)3=(△)=Fe2O3+3H2O牺牲阳极法:Zn-2e-=Zn2+(锌作负极);Fe被保护外加电流法:被保护金属连接电源负极作为阴极,惰性电极为阳极【典型例题解析】⭐例题1【基础题】【题目】下列方法中,不能用于防止钢铁腐蚀的是()。A.涂油漆B.镀锌C.镀锡D.与铜片连接【答案】D【解析】A、B、C均能在铁表面形成保护层,防止Fe与电解质溶液接触;D中Fe比Cu活泼,形成原电池(Fe为负极,Cu为正极),加速Fe的腐蚀,所以D错误。【方法归纳】"金属防护"原理:①隔绝(油漆、电镀);②改变结构(不锈钢);③电化学保护(牺牲更活泼金属或外加电流)。注意区分"镀锌"和"镀锡"——前者是牺牲阳极保护,后者一旦破损加速腐蚀。⭐例题2【典型题】【题目】为什么轮船要装锌块?【答案】利用牺牲阳极的阴极保护法。锌比铁活泼,锌作负极被氧化,铁作正极被保护,从而防止船体(主要是铁)被腐蚀。【解析】原理:①轮船船体主要是钢铁(含Fe);②在船体上焊接比Fe活泼的Zn块;③海水为电解质溶液,形成原电池;④Zn作负极被腐蚀,Fe作正极被保护;⑤Zn块被腐蚀完再换新的。【方法归纳】"牺牲阳极保护法"应用:①轮船装锌块;②锅炉内壁装锌块;③地下管道连接锌块。⭐例题3【高考真题】【题目】(2022·全国甲卷)下列关于金属腐蚀与防护的说法,正确的是()。A.镀锡铁的镀层破损后,铁的腐蚀速率加快B.镀锌铁的镀层破损后,铁的腐蚀速率加快C.钢铁在潮湿空气中发生吸氧腐蚀D.钢铁在干燥空气中不易腐蚀【答案】ACD【解析】A正确,镀锡铁破损后Fe-Sn形成原电池,Fe是负极(活泼),加速腐蚀;B错误,镀锌铁破损后Fe-Zn形成原电池,Zn是负极(更活泼),Fe被保护;C正确,潮湿环境下吸氧腐蚀是主要形式;D正确,干燥空气中难以形成电解质溶液,化学腐蚀很慢。【方法归纳】"镀层保护"辨析:①镀层金属比Fe活泼(如Zn)——牺牲阳极保护法,镀层破损后Fe仍被保护;②镀层金属不如Fe活泼(如Sn、Cu)——镀层破损后Fe加速腐蚀。🔥【高频考点】金属腐蚀的原理;吸氧腐蚀vs析氢腐蚀(高频);金属防护方法(综合题常考);电化学保护法。💡【易错点】①镀锡铁和镀锌铁破损后腐蚀情况不同(镀锡加快,镀锌减慢);②外加电流阴极保护法中,被保护金属是阴极(连接电源负极);③吸氧腐蚀是中性/弱酸性环境的主要腐蚀形式(普遍)。📝【答题模板】"金属防护"三法:①改变内部结构;②覆盖保护层;③电化学保护(牺牲阳极、外加电流)。选择性必修2物质结构与性质1.第五章原子结构与元素周期律(深入)【核心知识点】⭐电子云:描述电子在原子核外某处出现概率密度的模型(小黑点图)。电子云密度大处,电子出现概率大。⭐能层(电子层):根据电子能量的差异,将核外电子分成不同能层(1、2、3、4、5、6、7层)。⭐能级(原子轨道):在同一能层中,电子云的形状不同、能量有差异。常用s、p、d、f表示。📝构造原理:电子按能量由低到高的顺序排布到原子轨道中(1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p→5s→4d→5p→6s→4f→5d→6p→7s→5f→6d→7p)。📝泡利原理:每个原子轨道最多容纳2个电子,且自旋方向相反。📝洪特规则:电子在能量相同的轨道(等价轨道,如3个p轨道)上排布时,总是尽可能单独占据不同轨道,且自旋方向相同(等价轨道中电子数相同时,系统能量最低)。⭐基态原子的核外电子排布:按构造原理写出,如Fe(26):1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d⁶4s²,简化为[Ar]3d⁶4s²。📝原子结构的表示:①电子排布式——逐层写出电子数(如1s²2s²2p⁶);②简化——用稀有气体表示(如[Ar]3d⁶4s²);③价电子排布——只写最外层电子。📝第一电离能:气态电中性基态原子失去1个电子形成气态基态正离子所需能量。第一电离能越大,原子越难失电子,金属性越弱。⭐电离能的变化规律:同周期从左到右总体增大(IIA、VA族反常——N的2p轨道半充满,O的2p轨道有电子对);同主族从上到下减小。📝电负性:原子在化合物中吸引电子能力的相对大小。电负性越大,非金属性越强。电负性:F(4.