化学选修4化学反应与原理
专题1 化学反应与能量变化
第一单元化学反应中的热效应
一、化学反应的焓变
1、反应热与焓变
（1）反应热：化学反应过程中，当反应物和生成物具有相同温度时，所吸收或放出的热量称为化学反应的反应热。
（2）焓变(ΔH)：在恒温、恒压条件下，化学反应过程中吸收或放出的热量称为化学反应的焓变。
符号：△H，单位：kJ/mol
2、放热反应和吸热反应：
（1）放热反应：在化学反应过程中，放出热量的反应称为放热反应（反应物的总能量大于生成物的总能量）
（2）吸热反应：在化学反应过程中，吸收热量的反应称为吸热反应（反应物的总能量小于生成物的总能量）
化学反应过程中的能量变化如图：
放热反应ΔH为“—”或ΔH＜0 吸热反应ΔH为“+”或ΔH ＞0
?H＝E（生成物的总能量）－E（反应物的总能量）
?H＝E（反应物的键能）－E（生成物的键能）
（3）常见的放热反应：1）所有的燃烧反应2）酸碱中和反应
3）大多数的化合反应4）金属与酸的反应
5）生石灰和水反应 6）浓硫酸稀释、氢氧化钠固体溶解等
常见的吸热反应：1）晶体Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl 2）大多数的分解反应
3）以H2、CO、C为还原剂的氧化还原反应 4）铵盐溶解等
注意：1）化学反应时放热反应还是吸热反应只取决于反应物和生成物总能量的相对大小，与反应条件（如点燃、加热、高温、光照等）和反应类型无关；
2）物质的溶解过程也伴随着能量变化：NaOH 固体溶于水明显放热；硝酸铵晶体溶于水明显吸热，NaCl 溶于水热量变化不明显。 3、化学反应过程中能量变化的本质原因： 化学键断裂——吸热 化学键形成——放热 4、热化学方程式
（1） 定义：能够表示反应热的化学方程式叫做热化学方程式。
（2） 意义：既能表示化学反应过程中的物质变化，又能表示化学反应的热量变化。 （3） 书写化学方程式注意要点:
1） 热化学方程式必须标出能量变化。
2） 热化学方程式中必须标明反应物和生成物的聚集状态（g,l,s 分别表示固态，液态，气态，
水溶液中溶质用aq 表示）
3） 热化学反应方程式要指明反应时的温度和压强。
4） 热化学方程式中的化学计量数可以是整数，也可以是分数，不表示分子个数，表示对应物
质的物质的量。
5） 各物质系数加倍，△H 加倍；反应逆向进行，△H 改变符号，数值不变。
△H 的单位为kJ/mol ，它并不是指1mol 反应物或是生成物，可以理解为“每摩尔反应”。如：
2222H (g)+O (g)==2H O(l) H=-285.8KJ ?﹒mol
-1
是指每摩尔反应——“2molH 2(g)和1molO 2（g ）完全反应生成2molH 2O(l)”的焓变。 5、总结：热化学方程式与普通化学方程式的比较
二、反应热的测量与计算： 1、中和热概述：
（1）定义：在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应，生成1mol(l)水时的反应热叫做中和热。 （2）中和热的表示：H +(aq)+OH -(aq)=H 2O (l)；△H=-57.3kJ ／mol 。 （3）要点
1） 条件：”稀溶液”一般是指酸、碱的物质的量浓度均小于或等于1 mol/L 的溶液，因为若酸、
碱浓度较大，混合时会产生溶解热，而影响中和热的测定。
2） 反应物：（强）酸与（强）碱。中和热不包括离子在水溶液中的生成热、电解质电离的吸热
所伴随的热效应。
3） 中和热是以生成1mol 液态水所放出的热量来定义的，因此在书写中和热的热化学方程式时，
就以生产1mol H 2O 为标准来配平其余物质的化学计量数。如表示稀NaOH 和稀硫酸的中和反应的热化学方程式： 2424211
NaOH(aq)+
H SO (aq)==Na SO (aq) +H O(l) H=-57.3KJ 22
?﹒mol -1 4） 中和反应的实质是H +和OH -化合生成 H 20，若反应过程中有其他物质（如沉淀等）生成，这
部分反应热也不在中和热内。 5） 放出的热量：57.3kJ/mol 2、 中和热的测量： （1）仪器：量热计。
量热计由内、外两个筒组成，外筒的外壁盖有保温层，盖上有温度计和搅拌器。
或者：大烧杯（500 mL ）、小烧杯（100 mL ）、温度计、量筒（50 mL ）两个、泡沫塑料或纸条、泡沫塑料板或硬纸板（中心有两个小孔）、环形玻璃搅拌棒。 试剂：0.50 mol/L 盐酸、0.55 mol/L NaOH 溶液。
（2） 实验原理：测定含x mol HCl 的稀盐酸与含x mol NaOH 的稀NaOH 溶液混合后放出的热量为Q kJ ，则Q H x
?=-
kJ ﹒mol -1
（3） 实验步骤：
1）在大烧杯底部垫泡沫塑料（或纸条），使放入的小烧杯杯口与大烧杯杯口相平。然后再在大、小烧杯之间填满碎泡沫塑料（或纸条），大烧杯上用泡沫塑料板（或硬纸板）作盖板，在板中间开两个小孔，正好使温度计和环形玻璃搅拌棒通过，如下图所示。
2）用一个量筒量取50 mL 0.50 mol/L盐酸，倒入小烧杯中，并用温度计测量盐酸的温度，记入下表。然后把温度计上的酸用水冲洗干净。
3）用另一个量筒量取50 mL 0.55 mol/L NaOH溶液，并用温度计测量NaOH溶液的温度，记入下表。
4）把温度计和环形玻璃搅拌棒放入小烧杯的盐酸中，并把量筒中的NaOH溶液一次倒入小烧杯（注意不要洒到外面）。用环形玻璃搅拌棒轻轻搅动溶液，并准确读取混合溶液的最高温度，记为终止温度，记入下表。
5）重复实验两次，取测量所得数据的平均值作为计算依据。
（4）常见问题：
1）教材有注，“为了保证0.50mol·L的盐酸完全被中和，采用0.55mol·LNaOH溶液，使碱稍稍过量”，那可不可以用0.50mol·LNaOH与0.55mol·LHCl，让酸稍稍过量呢?
答案：不是“可以与不可以”而是“不宜”。原因是稀盐酸比较稳定，取50mL、0.50mol·LHCl，它的物质的量就是0.025mol，而NaOH溶液极易吸收空气中的CO2，如果恰好取50mL、0.50mol·LNaOH，就很难保证有0.025molNaOH参与反应去中和0.025mol的HCl。
2）为了确保NaOH稍稍过量，可不可以取体积稍稍过的0.50mol·LNaOH溶液呢?
回答：可以的。比如“量取51mL(或52mL)0.50mol·LNaOH溶液”。只是(m1+m2)再不是100g，而是101g或102g。
3）强酸与弱碱，强碱与弱酸的中和反应热值如何估计?
鉴于弱酸、弱碱在水溶液中只能部分电离，因此，当强酸与弱碱、强碱与弱酸发生中和反应时同时还有弱碱和弱酸的不断电离(吸收热量，即电离热)。所以，总的热效应比强酸强碱中和时的热效应值(57.3KJ/mol)要小一些。
4）测定酸碱中和热为什么要用稀溶液？
答：中和热是酸碱在稀溶液中发生中和反应生成lmol水时所放出的热量，为什么要指明在稀溶液中呢？
因为如果在浓溶液中，即使是强酸或强碱，由于得不到足够的水分子，因此也不能完全电离为自由移动的离子。在中和反应过程中会伴随着酸或碱的电离及离子的水化，电离要吸收热量，离子的水化要放出热量，不同浓度时这个热量就不同，所以中和热的值就不同，这样就没有一个统一标准了。
5）为什么强酸强碱的中和热是相同的？
答：在稀溶液中，强酸和强碱完全电离，所以它们的反应就是H+与OH-结合成H2O的反应，每生成lmol水放出的热量（中和热）是相同的，均为57．3 kJ／mol。
6）为什么弱酸、弱碱参加的中和反应的中和热小于57．3 kJ／mol？
答：弱酸、弱碱在水溶液中不能完全电离，存在着电离平衡。弱酸或弱碱参与中和反应的同时，伴随着电离，电离过程要吸收热量，此热量就要由H+与OH-结合成水分子放出的热量来抵偿，所以总的来说中和热小于57．3 kJ/mol。
7）是什么原因使中和热测定结果往往偏低？
答：按照课本中所示装置进行中和热测定，往往所测结果偏低，造成如此现象的主要原因有：（1）仪器保温性能差。课本中用大小烧杯间的碎纸片来隔热保温，其效果当然不好，免不了热量散失，所以结果偏低，这是主要原因；
（2）实验中忽略了小烧杯、温度计所吸收的热量，因此也使结果偏低；
（3）计算中假定溶液比热容为4．18 J／（g·℃），密度为1g／cm3，实际上这是水的比热容和密度，酸碱溶液的比热容、密度均较此数大，所以也使结果偏低。
8）为何说保温效果差是造成中和热测定值偏低的主要原因？
答：实验中温度升高得不多，所以烧杯、玻璃棒吸收的热量甚小，影响不大；而酸、碱溶液是稀溶液，实际密度对比热容与水相差甚微；所以此影响更微弱。因此说，结果偏低的主要原因是保温性能差，若能改进装置，比如用保温杯代替烧杯，使保温性能良好，就更能接近理论值。
9）离子方程式H+＋OH-=H2O代表了酸碱中和反应的实质，能否用此代表所有中和反应的离子方程式？
答：离子方程式书写要求“将难电离或难溶的物质以及气体等用化学式表示”，所以弱酸、弱碱参与中和反应时应以分子的形式保留。例如，醋酸和氢氧化钠的离子方程式就应当写为：HAC+OH-=Ac-+H2O
只有可溶性强酸强碱的离子方程式才可能如此表示。
10）为什么中和热测定中要用稍过量的碱？能不能用过量的酸？
答：这是为了保证碱（或酸）能够完全被中和。H+与OH-相互接触碰撞才能发生反应，如果用等量的酸、碱，随着反应的进行，H+与OH-相互碰撞接触的机会越来越少，越来越困难，可能有一部分H+与OH-就不能反应，而在一种微粒过量的情况下，则大大增加了另一种微粒完全反应的机会。不能用过量的酸，因为碱中含有杂质碳酸钠，酸过量就会有酸与碳酸盐反应导致中和热测定不准．
11）为什么要用环形玻璃棒搅拌？若用铁丝取代环行玻璃棒会不会有影响？
答为了使反应充分．若用铁丝取代环行玻璃棒会使铁与酸反应放出热量而且铁丝传热快，使测量值偏低。
3、盖斯定律
①内容：化学反应的反应热只与反应的始态（各反应物）和终态（各生成物）有关，而与具体反应进行的途径无关，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的反应热是相同的。
三、能源的充分利用
1、标准燃烧热和热值
（1）标准燃烧热概念：在101 kPa时，1 mol物质完全燃烧生成稳定的化合物时所放出的热量。燃烧热的单位用kJ/mol表示。
※注意以下几点：
①研究条件：101 kPa
②反应程度：完全燃烧，产物是稳定的氧化物。
③燃烧物的物质的量：1 mol
④研究内容：放出的热量。（ΔH<0，单位kJ/mol）
（2）热值：在101 kPa时，1 g 物质完全燃烧生成稳定的化合物时所放出的热量。热值的单位用kJ/g表示。
四、反应热大小的计算：
（1）根据标准燃烧热、热值或中和热计算：
|△H|= n（燃料）×燃料的标准燃烧热；
|△H|= m（燃料）×燃料的热值
|△H|= n（H2O）×中和热
（2）根据热化学方程式计算：
△H与反应物各物质的物质的量成正比
（3）根据反应物和生成物的键能计算：
△H=反应物的总能量- 生成物的总能量
（4）根据盖斯定律计算：
若某热化学方程式可以由其他几个热化学方程式通过适当的“加、减”得到，则该反应的焓变可以根据其他几个热化学方程式的焓变通过相应的“加、减”得到。
（5）根据物质的比热和温度变化进行计算：
△H= -Q = -cm△T
第二单元化学能与电能的转化
一、原电池的工作原理：
1、原电池：
（1）概念：将化学能转化为电能的装置叫做原电池。
（2）组成原电池的条件：
1）首要条件：有能自发进行的氧化还原反应；
2）两个活泼性不同的电极（金属或导电的非金属）
3）电解质溶液：两个电极均需插入电解质溶液中
4）两电极用导线相连并插入电解液构成闭合回路
此电池的优点：能产生持续、稳定的电流
（3）电子流向：外电路：负极——导线——正极
内电路（电解质溶液内）：盐桥中阴离子移向负极的电解质溶液，盐桥中阳离子移向正极的电解质溶液。
内电路中离子的移动可以这样理解：电源内部（内电路）电流方向从负极到正极，因此受电场力作用，阳离子向正极移动，阴离子向负极移动。
（4）电极反应：以锌铜原电池为例：
负极：失去电子，氧化反应：Zn－2e＝Zn2＋（较活泼金属）
正极：得到电子，还原反应：2H＋＋2e＝H2↑（较不活泼金属）
总反应式：Zn+2H+=Zn2++H2↑
（5）正、负极的判断：
1）从电极材料：一般较活泼金属为负极；或金属为负极，非金属为正极。
2）从电子的流动方向负极流入正极
3）从电流方向正极流入负极
4）根据电解质溶液内离子的移动方向阳离子流向正极，阴离子流向负极
5）根据实验现象①__溶解的一极为负极__②增重或有气泡一极为正极
二、化学电源
1、概念：
（1）电池的分类：化学电池、太阳能电池、原子能电池
（2）化学电源：将化学能直接转变为电能的装置
（3）化学电源的分类：一次电池、二次电池、燃料电池
2、一次电池：
概念：活性物质（发生氧化还原反应的物质）消耗到一定程度后，就不能再使用。其电解质溶液制成胶状，也叫干电池。
常见一次电池：普通锌锰电池、碱性锌锰电池、锌银纽扣电池等
3、 二次电池
1）概念： 放电后可以再充电使活性物质（电极、电解质溶液）获得再生，可以多次重复使用，又叫充电电池或蓄电池。
2）常见二次电池：铅蓄电池、银锌电池、镉镍电池、氢镍电池、锂离子电池、聚合物锂离子电池 3）电极反应：
放电反应为原电池反应，电极反应式为：
负极（铅）：Pb ＋
－2e - ＝PbSO 4↓
正极（氧化铅）：PbO 2＋4H +＋＋2e - ＝PbSO 4↓＋2H 2O 总反应式：Pb ＋PbO 2＋2
＋4H +＝2PbSO 4↓＋2H 2O
充电反应为上述反应的逆反应，电极反应式为：
阳极（失去电子）： PbSO 4＋2H 2O －2e - ＝PbO 2＋4H +＋
阴极（得到电子）： PbSO 4＋2e - ＝Pb ＋
两式可以写成一个可逆反应：22442Pb+PbO +2H SO 2PbSO +2H O 放电充电
4、燃料电池
（1）概念：燃料电池是使燃料与氧化剂反应直接产生电流的一种原电池，所以燃料电池也是化学电源。
它与其它电池不同，它不是把还原剂、氧化剂物质全部贮存在电池内，而是在工作时，不断地从外界输入，同时把电极反应产物不断排出电池。燃料电池的正极和负极都用多孔炭和多孔镍、铂、铁等制成。从负极连续通入氢气、煤气、发生炉煤气、水煤气、甲烷等气体；从正极连续通入氧气或空气。电解液可以用碱(如氢氧化钠或氢氧化钾等)把两个电极隔开。化学反应的最终产物和燃烧时的产物相同。燃料电池的特点是能量利用率高，设备轻便，减轻污染，能量转换率可达70%以上。 （2）电极反应：一般燃料电池发生的电化学反应的最终产物与燃烧产物相同，可根据燃烧反应写出总的电池反应，但不注明反应的条件。负极发生氧化反应，正极发生还原反应，不过要注意一般电解质溶液要参与电极反应。
以氢氧燃料电池为例，铂为正、负极，介质分为酸性、碱性和中性：
①当电解质溶液呈酸性时：
负极：2H2－4e-=4H+ 正极：Ｏ2＋4 e-4H+ =2H2O
②当电解质溶液呈碱性时：
负极：2H2＋4OH-－4e-＝4H2O 正极：Ｏ2＋2H2O＋4 e-＝4OH-
③当电解质溶液呈中性：
正极： O2 + 2H2O + 4e- = 4OH- （这个和金属的吸氧腐蚀是一样的）
负极：2H2 - 4e- = 4H+
（3）燃料电池的优点：能量转换率高、废弃物少、运行噪音低
5、海水电池：
该电池以海水为电解质溶液，靠空气中的氧气使铝不断氧化而产生电流。
负极材料是铝，正极材料可以用石墨。
电极反应式为：负极反应：Al－3 e-＝Al3+，
正极反应：2H2O＋O2＋4 e-＝4OH-。
电池总反应式为：4Al＋3O26H2O＝4Al(OH)3
6、原电池正、负极的判断：
1）从电极材料：一般较活泼金属为负极；或金属为负极，非金属为正极。
2）从电子的流动方向：负极流入正极
3）从电流方向：正极流入负极
4）根据电解质溶液内离子的移动方向：阳离子流向正极，阴离子流向负极
5）根据实验现象：①溶解的一极为负极；②增重或有气泡一极为正极
6）根据电极反应：失电子发生氧化反应的为负极；得电子发生还原反应的为正极。
7、原电池电极反应的书写方法：
（1）负极反应式的书写：
1）负极材料本身被氧化：
①金属电极失去电子生成的金属阳离子不与电解质溶液溶液反应：
M-ne-==M n+
②金属电极失去电子生成的金属阳离子与电解质溶液溶液反应：将金属失电子的反应、金属阳离子与电解质溶液的反应叠加在一起。如铅蓄电池的负极反应式为：
Pb -2e- + SO42-==PbSO4.
2）若负极材料本身不参与反应：
如燃料电池，要将燃料失电子的反应极其产物与电解质溶液的反应叠加在一起写。如氢氧燃料
电池（KOH溶液为电解质溶液）的负极反应式为：
H2 -2e- + 2OH- ==2H2O
（2）正极反应式的书写：
①负极金属与电解质溶液能发生反应：在正极上电解质溶液中氧化性强的离子被还原。阳离子氧化性的强弱顺序：
Ag+>Hg2+>Fe3+>Cu2+>(稀HNO3电离的NO3-)>H+（指酸电离的) >Pb2+>Sn2+> Fe2+>Zn2
+>Al3+>Mg2+>Na+>Ca2+>K+
如Zn、Cu、稀H2SO4组成的原电池：2H+ + 2e- ==H2↑
如Zn、Cu、CuSO4组成的原电池：Cu2+ + 2e- ==Cu
如Fe、Cu、稀HNO3组成的原电池：NO3-+4H++3e-===NO↑+2H2O
②负极金属与电解质溶液不发生反应：在正极上被还原的物质一般是溶解在电解质溶液中的O2.
如铁、铜、氢氧化钠溶液组成的原电池：O2 + 4e- +2H2O ==4OH-
（3）原电池的总反应式一般把正极和负极反应式相加而得。
（4）特殊情况：下列情况并不是较活泼金属做负极：
① Mg、Al、稀H2SO4组成的原电池：
负极（Al）反应：2Al-6e- + 8OH- == 2AlO2- + 4H2O
正极（Mg）反应：6H+ + 6e- ==3H2↑
② Fe（或Al）、Cu、浓HNO3组成的原电池：
负极（Cu）反应：Cu – 2e- == Cu2+
正极（Fe或Al）反应：2NO3- + 4H+ + 2e- ==2NO2↑+ 2H2O
③ Mg、Al、NaOH溶液组成的原电池：
由于Mg与NaOH溶液不反应，而Al能与NaOH溶液反应，故Al为负极，Mg为正极。
负极（Al）反应：2A l－6e-＋8OH-==2AlO2-＋4H2O
正极（Mg）反应：6H+＋6e-==3H2↑
总反应式：2Al＋2OH-＋4H2O==2AlO2-＋3H2↑
备注：类似的还有Zn也与NaOH会反应，Si、S、P等也会与NaOH反应，
所以如果Mg、Zn、NaOH组成的原电池，Zn是负极；Si、Fe、NaOH组成的原电池，Si是负极。
例：有甲、乙两位学生均想利用原电池反应检测金属的活动
性顺序，两人均使用镁片和铝片作电极，但甲同学将电极放
入6 mol/L的H2SO4溶液中，乙同学将电极放入6 mol/L的NaOH溶液中，如右图所示。
下列关于电极的判断正确的是( )
A．甲中镁作负极，乙中镁作负极
B．甲中镁作负极，乙中铝作负极
C．甲中铝作正极，乙中铝作正极
D．甲中镁作正极，乙中铝作正极
解析：选B。甲中在酸性溶液中金属镁较金属铝容易失去电子，所以甲中金属镁作为原电池的负极；而乙中在碱性溶液中金属铝较金属镁更容易失去电子，所以乙中金属铝作为原电池的负极。
8、如何设计化学电池：
例如：以2FeCl3＋Cu===2FeCl2＋CuCl2为依据，设计一个原电池。
(1)将氧化还原反应拆成氧化反应和还原反应两个半反应，分别作原电池的负极和正极的电极反应式：负极：Cu－2e－===Cu2＋正极：2Fe3＋＋2e－===2Fe2＋
(2)确定电极材料
如发生氧化反应的物质为金属单质，可用该金属直接作负极；如为气体(如H2)或溶液中的还原性离子，可用惰性电极(如Pt、碳棒)作负极。
发生还原反应的电极材料必须不如负极材料活泼。
本例中可用铜棒作负极，用铂丝或碳棒作正极。
(3)确定电解质溶液
一般选用反应物中的电解质溶液即可。如本例中可用FeCl3溶液作电解液。
(4)构成闭合电路。
特别提醒：设计原电池时，若氧化还原方程式中无明确的电解质溶液，可用水作电解质，但为了增强其导电性，通常加入强碱或一般的强酸。如燃料电池，水中一般要加入KOH或H2SO4。
9、常见原电池方程式：
（1）Cu─H2SO4─Zn原电池
正极：2H+ + 2e- → H2↑
负极：Zn - 2e- → Zn2+
总反应式：Zn + 2H+ == Zn2+ + H2↑
（2）Cu─FeCl3─C原电池
正极：2Fe3+ + 2e- → 2Fe2+
负极：Cu - 2e- → Cu2+
总反应式：2Fe3+ + Cu == 2Fe2+ + Cu2+
（3）钢铁在潮湿的空气中发生吸氧腐蚀
正极：O2 + 2H2O + 4e- → 4OH-
负极：2Fe - 4e- → 2Fe2+
总反应式：2Fe + O2 + 2H2O == 2Fe（OH)2
（4）氢氧燃料电池（中性介质）
正极：O2 + 2H2O + 4e- → 4OH-
负极：2H2 - 4e- → 4H+
总反应式：2H2 + O2 == 2H2O
（5）氢氧燃料电池（酸性介质）
正极：O2 + 4H+ + 4e- → 2H2O
负极：2H2 - 4e-→ 4H+
总反应式：2H2 + O2 == 2H2O
（6）氢氧燃料电池（碱性介质）
正极：O2 + 2H2O + 4e- → 4OH-
负极：2H2 - 4e- + 4OH- → 4H2O
总反应式：2H2 + O2 == 2H2O
（7）铅蓄电池（放电）
正极(PbO2) ：PbO2 + 2e- + SO42- + 4H+ → PbSO4 + 2H2O 负极(Pb) ：Pb- 2e-+ (SO4)2-→ PbSO4
总反应式：Pb+PbO2+4H++ 2(SO4)2- == 2PbSO4 + 2H2O （8）Al─NaOH─Mg原电池
正极：6H2O + 6e- → 3H2↑ + 6OH-
负极：2Al - 6e- + 8OH- → 2AlO2- + 4H2O
总反应式：2Al+2OH-+2H2O==2AlO2- + 3H2↑
（9）CH4燃料电池(碱性介质)
正极：2O2 + 4H2O + 8e- → 8OH-
负极：CH4 -8e- + 10OH- → (CO3)2- + 7H2O
总反应式：CH4 + 2O2 + 2OH- == (CO3)2- + 3H2O
（10）熔融碳酸盐燃料电池
（Li2CO3和Na2CO3熔融盐作电解液，CO作燃料）：
正极：O2 + 2CO2 + 4e- → 2(CO3)2- (持续补充CO2气体)
负极：2CO + 2(CO3)2- - 4e- → 4CO2
总反应式：2CO + O2 == 2CO2
（11）银锌纽扣电池(碱性介质)
正极(Ag2O) ：Ag2O + H2O + 2e- → 2Ag + 2OH-
负极(Zn) ：Zn + 2OH- -2e- → ZnO + H2O
总反应式：Zn + Ag2O == ZnO + 2Ag
三、电解池
1、电解原理
（1）电解概念：电流(外加直流电)通过电解质溶液而在阴阳两极引起氧化还原反应(被动的不是自发的)的过程叫点解。点解过程吧电脑转化为化学能。
（2）电解池：
1）定义：把电能转化为化学能的装置，也叫电解槽
2）电解池的组成条件：
A．与电源相连的两个电极；
B．两个电极插入电解质溶液（或熔融的电解质）中；
C．形成闭合电路。
3）放电：当离子到达电极时，失去或获得电子，发生氧化还原反应的过程
4）电子流向：
（电源）负极→（电解池）阴极→（离子定向运动）电解质溶液→（电解池）阳极→（电源）正极
5）电极名称及反应：
阳极：与直流电源的正极相连的电极，发生氧化反应
阴极：与直流电源的负极相连的电极，发生还原反应
隋性电极——只导电,不参与氧化还原反应(C/Pt/Au)
活性电极——既导电又参与氧化还原反应(Cu/Ag)
6）工作原理：
点解的过程是（前提是阳极为惰性电极）电解质溶液（或熔融电解质）中的阴、阳离子在电流的作用下发生定向移动，在阳极和阴极分别被氧化和被还原生成新物质的过程。
7）电解CuCl2溶液的电极反应：
阳极：2Cl- -2e-=Cl2 (氧化)
阴极：Cu2++2e-=Cu(还原)
总反应式：CuCl2 =Cu+Cl2↑
（3）电解时电极产物的判断：
1）阳极产物的判断：
A．阳极是活性电极：
阳极是金属活动顺序表中Ag或Ag前面的金属，则电极本身失去电子，电极溶解。
B．阳极是惰性电极（Pt、Au、石墨）：
阳极是惰性电极，则是电解质溶液中的阴离子失去电子，阳极产物要根据阴离子放电顺序来判断：
S2->I->Br->Cl->OH->NO3->SO42-(等含氧酸根离子)>F-(SO32-/MnO4->OH-)
2）阴极产物的判断：
阴极本身不参与电极反应，阴极是电解质溶液中的阳离子得到电子放电，阳离子放电顺序为：Ag+>Hg2+>Fe3+>Cu2+>(稀HNO3电离的NO3-)>H+（指酸电离的) >Pb2+>Sn2+> Fe2+>Zn2+>Al3+
>Mg2+>Na+>Ca2+>K+
（4）电解中电极附近溶液pH值的变化：
1）电极区域 A．阴极H+放电产生H2，阴极区域pH变大。
B．阳极OH-放电产生O2，阳极区域pH变小。
2）电解质溶液中：
A．电解过程中,既产生H2,又产生O2,则原溶液呈酸性的pH变小,原溶液呈碱
性的pH变大,原溶液呈中性的pH不变（浓度变大）。
B．电解过程中, 无H2和O2产生, pH几乎不变。但象CuCl2变大
C．电解过程中,只产生H2, pH变大。
D．电解过程中,只产生O2, pH变小。
（5）惰性电极电解电解质水溶液的规律
电解质分类：
1）电解水型：含氧酸（H2SO4、HNO3等），强碱（NaOH、KOH等），活泼金属含氧酸盐（Na2SO4、KNO3等）
2）电解电解质型：无氧酸（HCl、HBr等，但HF除外），不活泼金属的无氧酸盐（CuCl2等，
氟化物除外）
3）放氢生碱型：活泼金属的无氧酸盐（如NaCl、KBr等，但氟化物除外）
4）放氧生酸型：不活泼金属的含氧酸盐（如CuSO4、AgNO等）
2、电解原理的应用
（1）电解饱和食盐水以制造烧碱、氯气和氢气（氯碱工业）
电极反应见上表。
（2）电镀：应用电解原理在某些金属表面镀上一薄层其他金属或合金的方法
1）电极、电解质溶液的选择：
阳极：镀层金属，失去电子，成为离子进入溶液M－ne — == M n+
阴极：待镀金属（镀件）：溶液中的金属离子得到电子，成为金属原子，附着在金属表面：M n+ + ne — == M
电解质溶液：含有镀层金属离子的溶液做电镀液
2）镀铜反应原理：
阳极(纯铜)：Cu-2e -=Cu 2+，阴极(镀件)：Cu 2++2e -=Cu ， 电解液：可溶性铜盐溶液，如CuSO 4溶液 3）铜的精炼
阳极：粗铜；阴极：纯铜； 电解质溶液：硫酸铜 （3） 电冶金
1）、电冶金：使矿石中的 金属阳离子 获得电子，从它们的化合物中还原出来用于冶炼活泼金属，如钾、钠、镁、钙、铝 2）、电解熔融氯化钠：
通电前，氯化钠高温下熔融：NaCl == Na + + Cl —
通直流电后：阳极：2Na + + 2e — == 2Na
阴极：2Cl — — 2e — == Cl 2↑
总反应式：
22NaCl()2Na+Cl ???→点解熔融22NaCl()2Na+Cl ???→点解
熔融↑
（4）规律总结：原电池、电解池、电镀池的判断规律
1）若无外接电源，又具备组成原电池的三个条件。①有活泼性不同的两个电极；②两极用导线互相连接成直接插入连通的电解质溶液里；③较活泼金属与电解质溶液能发生氧化还原反应（有时是与水电离产生的H+作用），只要同时具备这三个条件即为原电池。
2）若有外接电源，两极插入电解质溶液中，则可能是电解池或电镀池；当阴极为金属，阳极亦为金属且与电解质溶液中的金属离子属同种元素时，则为电镀池。
（）若多个单池相互串联，又有外接电源时，则与电源相连接的装置为电解池成电镀池。若无外接电源时，先选较活泼金属电极为原电池的负极（电子输出极），有关装置为原电池，其余为电镀池或电解池。 ☆
原电池，电解池，电镀池的比较
☆☆原电池与电解池的极的得失电子联系图：
阳极(失) e- 正极（得）e- 负极（失）e- 阴极（得）
第三单元金属的腐蚀和防护
一、金属的电化学腐蚀
1、概念：金属腐蚀是指金属或合金与周围环境中的物质发生化学反应而腐蚀损耗的现象。
本质：都是金属原子失去电子而被氧化生成金属阳离子的过程
2、金属腐蚀的类型：
3、钢铁电化学腐蚀的分类：
（1）析氢腐蚀——腐蚀过程中不断有氢气放出
①条件：潮湿空气中形成的水膜,酸性较强（水膜中溶解有CO2、SO2、H2S等气体）
②电极反应：负极: Fe – 2e- = Fe2+
正极: 2H+ + 2e- = H2 ↑
总式：Fe + 2H+ = Fe2+ + H2 ↑
（2）吸氧腐蚀——反应过程吸收氧气
①条件：中性或碱性或弱酸性溶液
②电极反应：负极: 2Fe – 4e- = 2Fe2+
正极: O2+4e- +2H2O = 4OH-
总式：2Fe + O2 +2H2O =2 Fe(OH)2
离子方程式：Fe2+ + 2OH- = Fe(OH)2
生成的Fe(OH)2被空气中的O2氧化，生成Fe(OH)3：
Fe(OH)2 + O2 + 2H2O == 4Fe(OH)3
Fe(OH)3脱去一部分水就生成Fe2O3·x H2O（铁锈主要成分）
③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：
电解原理引起的腐蚀＞原电池原理引起的腐蚀＞化学腐蚀＞有防腐措施的腐蚀
防腐措施由好到坏的顺序如下：
外接电源的阴极保护法＞牺牲负极的正极保护法＞有一般防腐条件的腐蚀＞无防腐条件的腐蚀
二、金属的电化学防护
1、利用原电池原理进行金属的电化学防护
（1）、牺牲阳极的阴极保护法
原理：原电池反应中，负极被腐蚀，正极不变化
应用：在被保护的钢铁设备上装上若干锌块，腐蚀锌块保护钢铁设备
负极：锌块被腐蚀；正极：钢铁设备被保护
（2）、外加电流的阴极保护法
原理：通电，使钢铁设备上积累大量电子，使金属原电池反应产生的电流不能输送，从而防止金属被腐蚀
应用：把被保护的钢铁设备作为阴极，惰性电极作为辅助阳极，均存在于电解质溶液中，接上外加直流电源。通电后电子大量在钢铁设备上积累，抑制了钢铁失去电子的反应。
2、改变金属结构：把金属制成防腐的合金
3、把金属与腐蚀性试剂隔开：电镀、油漆、涂油脂、表面钝化等
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、化学反应速率的表示方法
1、化学反应速率（v）
（1）定义：用来衡量化学反应的快慢，单位时间内反应物或生成物的物质的量的变化量。
（2）表示方法：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
（3）计算公式：v=Δc/Δt（v：平均速率，Δc：浓度变化，Δt：时间）单位：mol/（L·s）或mol/（L·min）或mol/（L·h）
2、有关化学反应速率注意以下几个问题：
①物质浓度常采用物质的量浓度，以mol/L为单位。
②化学反应速率可用反应体系中某一种反应物或生成物浓度的变化来表示，一般是以最容易测定的一种物质表示之，且应标明是什么物质的反应速率。
③一般说在反应过程中都不是等速进行的，因此某一时间内的反应速率实际上是这一段时间内的平均速率，而不是在某一时刻的瞬时速率。
④化学反应速率都为正值，没有负值。
⑤用化学反应速率来比较不同反应进行得快慢或同一反应在不同条件下反应的快慢时，应选择同一物质来比较。
⑥对于有纯液体或固体参加的反应一般不用纯液体或固体的浓度变化表示化学反应速率。
3、用不同物质表示的同一反应的反应速率的关系：
用不同的物质表示同一反应的反应速率时其数值可能不同，但表达的意义是相同的，各物质表示的反应速率的数值有相互关系，彼此可以根据化学方程式中的各化学计量数进行换算：
高中化学基础知识整理 Ⅰ、基本概念与基础理论： 一、阿伏加德罗定律 1．内容：在同温同压下，同体积的气体含有相同的分子数。即“三同”定“一同”。2．推论 （1）同温同压下，V1/V2=n1/n2 同温同压下，M1/M2=ρ1/ρ2 注意：①阿伏加德罗定律也适用于不反应的混合气体。②使用气态方程PV=nRT有助于理解上述推论。 3、阿伏加德罗常这类题的解法： ①状况条件：考查气体时经常给非标准状况如常温常压下，1.01×105Pa、25℃时等。 ②物质状态：考查气体摩尔体积时，常用在标准状况下非气态的物质来迷惑考生，如H2O、SO3、已烷、辛烷、CHCl3等。 ③物质结构和晶体结构：考查一定物质的量的物质中含有多少微粒（分子、原子、电子、质子、中子等）时常涉及希有气体He、Ne等为单原子组成和胶体粒子，Cl2、N2、O2、H2为双原子分子等。晶体结构：P4、金刚石、石墨、二氧化硅等结构。 二、离子共存 1．由于发生复分解反应，离子不能大量共存。 （1）有气体产生。如CO32-、SO32-、S2-、HCO3-、HSO3-、HS-等易挥发的弱酸的酸根与H+不能大量共存。 （2）有沉淀生成。如Ba2+、Ca2+、Mg2+、Ag+等不能与SO42-、CO32-等大量共存；Mg2+、Fe2+、Ag+、Al3+、Zn2+、Cu2+、Fe3+等不能与OH-大量共存；Fe2+与S2-、Ca2+与PO43-、Ag+与I-不能大量共存。 （3）有弱电解质生成。如OH-、CH3COO-、PO43-、HPO42-、H2PO4-、F-、ClO-、AlO2-、SiO32-、 CN-、C17H35COO-、等与H+不能大量共存；一些酸式弱酸根如HCO3-、HPO42-、HS-、H2PO4-、HSO3-不能与OH-大量共存；NH4+与OH-不能大量共存。 （4）一些容易发生水解的离子，在溶液中的存在是有条件的。如AlO2-、S2-、CO32-、C6H5O-等必须在碱性条件下才能在溶液中存在；如Fe3+、Al3+等必须在酸性条件下才能在溶液中存在。这两类离子不能同时存在在同一溶液中，即离子间能发生“双水解”反应。如3AlO2-+Al3++6H2O=4Al(OH)3↓等。 2．由于发生氧化还原反应，离子不能大量共存。 （1）具有较强还原性的离子不能与具有较强氧化性的离子大量共存。如S2-、HS-、SO32-、I-和Fe3+不能大量共存。 （2）在酸性或碱性的介质中由于发生氧化还原反应而不能大量共存。如MnO4-、Cr2O7-、NO3-、ClO-与S2-、HS-、SO32-、HSO3-、I-、Fe2+等不能大量共存；SO32-和S2-在碱性条件下可以共存，但在酸性条件下则由于发生2S2-+SO32-+6H+=3S↓+3H2O反应不能共在。H+与S2O32-不能大量共存。 3．能水解的阳离子跟能水解的阴离子在水溶液中不能大量共存（双水解）。 例：Al3+和HCO3-、CO32-、HS-、S2-、AlO2-、ClO-等；Fe3+与CO32-、HCO3-、AlO2-、ClO-等不能大量共存。 4．溶液中能发生络合反应的离子不能大量共存。
高中化学重要知识点详细总结一、俗名 无机部分： 纯碱、苏打、天然碱、口碱：Ｎa2CO3小苏打：NaHCO3大苏打：Na2S2O3石膏（生石膏）：CaSO4.2H2O 熟石膏：2CaSO4·.H2O 莹石：CaF2重晶石：BaSO4（无毒）碳铵：NH4HCO3 石灰石、大理石：CaCO3生石灰：CaO 食盐：NaCl 熟石灰、消石灰：Ca(OH)2芒硝：Na2SO4·7H2O (缓泻剂) 烧碱、火碱、苛性钠：NaOH 绿矾：FaSO4·7H2O 干冰：CO2明矾：KAl (SO4)2·12H2O 漂白粉：Ca (ClO)2、CaCl2（混和物）泻盐：MgSO4·7H2O 胆矾、蓝矾：CuSO4·5H2O 双氧水：H2O2皓矾：ZnSO4·7H2O 硅石、石英：SiO2刚玉：Al2O3 水玻璃、泡花碱、矿物胶：Na2SiO3铁红、铁矿：Fe2O3磁铁矿：Fe3O4黄铁矿、硫铁矿：FeS2铜绿、孔雀石：Cu2 (OH)2CO3菱铁矿：FeCO3赤铜矿：Cu2O 波尔多液：Ca (OH)2和CuSO4石硫合剂：Ca (OH)2和S 玻璃的主要成分：Na2SiO3、CaSiO3、SiO2过磷酸钙（主要成分）：Ca (H2PO4)2和CaSO4重过磷酸钙（主要成分）：Ca (H2PO4)2天然气、沼气、坑气（主要成分）：CH4水煤气：CO和H2硫酸亚铁铵（淡蓝绿色）：Fe (NH4)2 (SO4)2溶于水后呈淡绿色 光化学烟雾：NO2在光照下产生的一种有毒气体王水：浓HNO3与浓HCl按体积比1：3混合而成。 铝热剂：Al + Fe2O3或其它氧化物。尿素：CO（NH2) 2 有机部分： 氯仿：CHCl3电石：CaC2电石气：C2H2 (乙炔) TNT：三硝基甲苯酒精、乙醇：C2H5OH 氟氯烃：是良好的制冷剂，有毒，但破坏O3层。醋酸：冰醋酸、食醋CH3COOH 裂解气成分（石油裂化）：烯烃、烷烃、炔烃、H2S、CO2、CO等。甘油、丙三醇：C3H8O3 焦炉气成分（煤干馏）：H2、CH4、乙烯、CO等。石炭酸：苯酚蚁醛：甲醛HCHO 福尔马林：35%—40%的甲醛水溶液蚁酸：甲酸HCOOH 葡萄糖：C6H12O6果糖：C6H12O6蔗糖：C12H22O11麦芽糖：C12H22O11淀粉：（C6H10O5）n 硬脂酸：C17H35COOH 油酸：C17H33COOH 软脂酸：C15H31COOH 草酸：乙二酸HOOC—COOH 使蓝墨水褪色，强酸性，受热分解成CO2和水，使KMnO4酸性溶液褪色。二、颜色 铁：铁粉是黑色的；一整块的固体铁是银白色的。Fe2+——浅绿色Fe3O4——黑色晶体 Fe(OH)2——白色沉淀Fe3+——黄色Fe (OH)3——红褐色沉淀Fe (SCN)3——血红色溶液FeO——黑色的粉末Fe (NH4)2(SO4)2——淡蓝绿色Fe2O3——红棕色粉末FeS——黑色固体 铜：单质是紫红色Cu2+——蓝色CuO——黑色Cu2O——红色CuSO4（无水）—白色CuSO4·5H2O——蓝色Cu2(OH)2CO3—绿色Cu(OH)2——蓝色[Cu(NH3)4]SO4——深蓝色溶液 BaSO4、BaCO3、Ag2CO3、CaCO3、AgCl 、Mg (OH)2、三溴苯酚均是白色沉淀 Al(OH)3白色絮状沉淀H4SiO4（原硅酸）白色胶状沉淀 Cl2、氯水——黄绿色F2——淡黄绿色气体Br2——深红棕色液体I2——紫黑色固体 HF、HCl、HBr、HI均为无色气体，在空气中均形成白雾 CCl4——无色的液体，密度大于水，与水不互溶KMnO4--——紫色MnO4-——紫色 Na2O2—淡黄色固体Ag3PO4—黄色沉淀S—黄色固体AgBr—浅黄色沉淀 AgI—黄色沉淀O3—淡蓝色气体SO2—无色，有剌激性气味、有毒的气体 SO3—无色固体（沸点44.8 0C）品红溶液——红色氢氟酸：HF——腐蚀玻璃 N2O4、NO——无色气体NO2——红棕色气体NH3——无色、有剌激性气味气体 三、现象： 1、铝片与盐酸反应是放热的，Ba(OH)2与NH4Cl反应是吸热的； 2、Na与H2O（放有酚酞）反应，熔化、浮于水面、转动、有气体放出；(熔、浮、游、嘶、红) 3、焰色反应：Na 黄色、K紫色（透过蓝色的钴玻璃）、Cu 绿色、Ca砖红、Na+（黄色）、K+（紫色）。 4、Cu丝在Cl2中燃烧产生棕色的烟； 5、H2在Cl2中燃烧是苍白色的火焰； 6、Na在Cl2中燃烧产生大量的白烟； 7、P在Cl2中燃烧产生大量的白色烟雾； 8、SO2通入品红溶液先褪色，加热后恢复原色； 9、NH3与HCl相遇产生大量的白烟；10、铝箔在氧气中激烈燃烧产生刺眼的白光； 11、镁条在空气中燃烧产生刺眼白光，在CO2中燃烧
1 高中化学方程式 一、非金属单质（F2，Cl2,O2,S,N2,P,C,Si，H） 1、氧化性： F2+H2===2HF (阴暗处爆炸) F2+Xe(过量)==XeF2 2F2(过量)+Xe==XeF4 (XeF4是强氧化剂，能将Mn2+氧化为MnO4–) nF2+2M===2MFn(M表示大部分金属) 2F2+2H2O===4HF+O2 (水是还原剂) 2F2+2NaOH===2NaF+OF2+H2O F2+2NaCl===2NaF+Cl2 F2+2NaBr===2NaF+Br2 F2+2NaI===2NaF+I2 7F2(过量)+I2===2IF7 F2+Cl2(等体积)===2ClF (ClF属于类卤素：ClF+H2O==HF+HClO ) 3F2(过 量)+Cl2===2ClF3 (ClF3+3H2O==3HF+HClO3 ) Cl2+H22HCl (将H2在Cl2点燃；混合点燃、加热、光照发生爆炸) 3Cl2+2P2PCl3 Cl2+PCl3PCl5 Cl 2+2Na2NaCl 3Cl2+2Fe2FeCl3 Cl2+CuCuCl2 Cl2+2FeCl2===2FeCl3 (在水溶液中：Cl2+2Fe2+===2Fe3++3Cl?) Cl2+2NaBr===2NaCl+Br2Cl2+2Br?=2Cl?+Br2
Cl2+2KI===2KCl+I2Cl2+2I?=2Cl?+I2 3Cl2(过量)+2KI+3H2O===6HCl+KIO3 3Cl2+I–+3H2O=6H++6Cl–+IO3– 5Cl2+I2+6H2O===2HIO3+10HCl 5Cl2+I2+6H2O=10Cl–+IO3–+12H+ Cl2+Na2S===2NaCl+S↓Cl2+S2–=2Cl–+S↓ Cl2+H2S===2HCl+S↓ (水溶液中：Cl2+H2S=2H++2Cl–+S↓ Cl2+SO2+2H2O===H2SO4+2HCl Cl2+SO2+2H2O=4H++SO42–+2Cl– Cl2+H2O2===2HCl+O2Cl2+H2O2=2H++Cl–+O2 2O2+3FeFe3O4 O2+K===KO2 S+H 2H2S 2S+CCS2S+ZnZnS S+Fe FeS (既能由单质制取，又能由离子制取) S+2CuCu 2S (只能由单质制取，不能由离子制取) 3S+2AlAl2S3 (只能由单质制取，不能由离子制取) N 2+3H2催化剂 高温高压2NH3 N2+3MgMg3N2 N2+3CaCa3N2 2 N 2+3BaBa3N2 N2+6Na2Na3N N2+6K2K3N N 2+6Rb2Rb3N N2+2Al2AlN P 4+6H24PH3P+3NaNa3P 2P+3ZnZn3P2 H 2+2Li2LiH 2、还原性
重点高中化学选修五知识点全汇总
————————————————————————————————作者：————————————————————————————————日期：
备战高中：梳理选修五知识点 结构相似，在分子组成上相差一个或若干个CH2原子团的物质物质。 同系物的判断要点： 1、通式相同，但通式相同不一定是同系物。 2、组成元素种类必须相同 3、结构相似指具有相似的原子连接方式，相同的官能团类别和数目。结构相似不一定完全相同，如CH3CH2CH3和(CH3)4C，前者无支链，后者有支链仍为同系物。 4、在分子组成上必须相差一个或几个CH2原子团，但通式相同组成上相差一个或几个CH2原子团不一定是同系物，如CH3CH2Br和 CH3CH2CH2Cl都是卤代烃，且组成相差一个CH2原子团，但不是同系物。（马上点标题下蓝字"高中化学"关注可获取更多学习方法、干货！） 5、同分异构体之间不是同系物。 二、同分异构体 化合物具有相同的分子式，但具有不同结构的现象叫做同分异构现象。具有同分异构现象的化合物互称同分异构体。 1、同分异构体的种类：
⑴碳链异构：指碳原子之间连接成不同的链状或环状结构而造成的异构。如C5H12有三种同分异构体，即正戊烷、异戊烷和新戊烷。 ⑵位置异构：指官能团或取代基在在碳链上的位置不同而造成的异构。如1—丁烯与2—丁烯、1—丙醇与2—丙醇、邻二甲苯与间二甲苯及对二甲苯。 ⑶异类异构：指官能团不同而造成的异构，也叫官能团异构。如1—丁炔与1，3—丁二烯、丙烯与环丙烷、乙醇与甲醚、丙醛与丙酮、乙酸与甲酸甲酯、葡萄糖与果糖、蔗糖与麦芽糖等。 ⑷其他异构方式：如顺反异构、对映异构（也叫做镜像异构或手性异构）等，在中学阶段的信息题中屡有涉及。 各类有机物异构体情况：
高考化学知识归纳总结（打印版） 第一部分化学基本概念和基本理论 一．物质的组成、性质和分类： （一）掌握基本概念 1．分子 分子是能够独立存在并保持物质化学性质的一种微粒。 （1）分子同原子、离子一样是构成物质的基本微粒． （2）按组成分子的原子个数可分为： 单原子分子如：He、Ne、Ar、Kr… 双原子分子如：O2、H2、HCl、NO… 多原子分子如：H2O、P4、C6H12O6… 2．原子 原子是化学变化中的最小微粒。确切地说，在化学反应中原子核不变，只有核外电子发生变化。 （1）原子是组成某些物质（如金刚石、晶体硅、二氧化硅等原子晶体）和分子的基本微粒。 （2）原子是由原子核（中子、质子）和核外电子构成的。 3．离子 离子是指带电荷的原子或原子团。 （1）离子可分为： 阳离子：Li+、Na+、H+、NH4+… 阴离子：Cl–、O2–、OH–、SO42–… （2）存在离子的物质： ①离子化合物中：NaCl、CaCl2、Na2SO4… ②电解质溶液中：盐酸、NaOH溶液… ③金属晶体中：钠、铁、钾、铜… 4．元素 元素是具有相同核电荷数（即质子数）的同—类原子的总称。 （1）元素与物质、分子、原子的区别与联系：物质是由元素组成的（宏观看）；物质是由分子、原子或离子构成的（微观看）。 （2）某些元素可以形成不同的单质（性质、结构不同）—同素异形体。 （3）各种元素在地壳中的质量分数各不相同，占前五位的依次是：O、Si、Al、Fe、Ca。 5．同位素 是指同一元素不同核素之间互称同位素，即具有相同质子数，不同中子数的同一类原子互称同位素。如H有三种同位素：11H、21H、31H（氕、氘、氚）。 6．核素 核素是具有特定质量数、原子序数和核能态，而且其寿命足以被观察的一类原子。 （1）同种元素、可以有若干种不同的核素—同位素。 （2）同一种元素的各种核素尽管中子数不同，但它们的质子数和电子数相同。核外电子排布相同，因而它们的化学性质几乎是相同的。 7．原子团 原子团是指多个原子结合成的集体，在许多反应中，原子团作为一个集体参加反应。原子团有几下几种类型：根（如SO42-、OHˉ、CH3COOˉ等）、官能团（有机物分子中能反映物质特殊性质的原子团，如—OH、—NO2、—COOH等）、游离基（又称自由基、具有不成价电子的原子团，如甲基游离基·CH3）。 8．基 化合物中具有特殊性质的一部分原子或原子团，或化合物分子中去掉某些原子或原子团后剩下的原子团。 （1）有机物的官能团是决定物质主要性质的基，如醇的羟基（—OH）和羧酸的羧基（—COOH）。 （2）甲烷（CH4）分子去掉一个氢原子后剩余部分（·CH3）含有未成对的价电子，称甲基或甲基游离基，也包括单原子的游离基（·Cl）。
最新高中化学方程式汇编﹡﹡﹡﹡﹡﹡﹡﹡﹡﹡无机化学反应方程式﹡﹡﹡﹡﹡﹡﹡﹡﹡﹡§1◆碱金属元素 4Na+O2===2Na2O 2Na2O+ O2Na2O2 4Na+2O22Na2O22Na+S===Na2S（爆炸） 2Na+2H2O===2NaOH+H2↑Na2O+H2O===2NaOH 2Na2O2+2H2O===4NaOH+O2↑ (此反应分两步:Na2O2+2H2O===2NaOH+H2O2；2H2O2===2H2O+O2.) Na2O+CO2===Na2CO32Na2O2+2CO2===2Na2CO3+O2 Na2CO3+HCl===NaHCO3+NaCl NaHCO3+HCl===NaCl+H2O+CO2↑ Na2CO3+2HCl===2NaCl+ H2O+ CO2↑ 2NaHCO3Na2CO3+ H2O+ CO2↑ 4Li+ O2 2 Li2O 2K+2H2O===2KOH+H2↑ NaHCO3 + NaOH== Na2CO3 + H2O Na2CO3+ H2O+ CO2 = 2NaHCO3 2NaOH+ CO2 (少量)== Na2CO3 + H2O NaOH+ CO2（多量）== NaHCO3 Na2CO3+ Ca(OH)2=Ca CO3↓+2 NaOH2NaOH+SO2（少量）===Na2SO3+H2O NaOH+SO2（足量）===NaHSO3NaOH+H2S（足量）===NaHS+H2O 2NaOH+H2S（少量）===Na2S+2H2O NaOH+HCl===NaCl+H2O CO2+Ca(OH)2(过量)===CaCO3↓+H2O 2CO2(过量)+Ca(OH)2===Ca(HCO3)2 Na2O+2HCl===2NaCl+H2O Na2O+SO3===Na2SO4 CaCO3CaO+CO2↑MgCO3MgO+CO2↑ 2Fe(OH)3Fe 2O3 + 3H2O Mg(OH)2Mg O+ H2O Cu(OH)2Cu O+ H2O 2Al(OH)3Al 2O3 + 3H2O CaCO3+H2O +CO2=Ca(HCO3)2 2NaOH + CuSO4 ==Cu(OH)2↓+ Na2SO4 3NaOH + FeCl3 ==== Fe(OH)3↓ + 3NaCl §2卤族元素 Cl2+Cu Cu Cl23Cl2+2Fe2FeCl3 Cl2+2 Na 2Na Cl Cl2 + H22HCl 3Cl2 +2 P 2PCl3 Cl2 + PCl3PCl5 Cl2+H2O==HCl+HClO Cl2+2NaOH===NaCl+NaClO+H2O 2Cl2+2Ca(OH)2===CaCl2+Ca(ClO)2+2H2O Cl2+2FeCl2===2FeCl3 Ca(ClO)2+H2O+ CO2(少量)== Ca CO3↓+2 HClO
所有重要的高中化学方 程式汇总 IMB standardization office【IMB 5AB- IMBK 08- IMB 2C】
高中化学专题之二-----高中化学方程式 一、非金属单质（F2，C l2,O2,S,N2,P,C,S i，H） 1、氧化性： F2+H2===2HF(阴暗处爆炸) F2+Xe(过量)==XeF2 2F2(过量)+Xe==XeF4(XeF4是强氧化剂，能将Mn2+氧化为MnO4–) nF2+2M===2MFn(M表示大部分金属) 2F2+2H2O===4HF+O2(水是还原剂) 2F2+2NaOH===2NaF+OF2+H2O F2+2NaCl===2NaF+Cl2 F2+2NaBr===2NaF+Br2 F2+2NaI===2NaF+I2 7F2(过量)+I2===2IF7 F2+Cl2(等体积)===2ClF(ClF属于类卤素：ClF+H2O==HF+HClO) 3F2(过量)+Cl2===2ClF3(ClF3+3H2O==3HF+HClO3) Cl2+H22HCl(将H2在Cl2点燃；混合点燃、加热、光照发生爆炸) 3Cl2+2P2PCl3Cl2+PCl3PCl5Cl2+2Na2NaCl 3Cl2+2Fe2FeCl3Cl2+Cu CuCl2 Cl2+2FeCl2===2FeCl3(在水溶液中：Cl2+2Fe2+===2Fe3++3Cl-) Cl2+2NaBr===2NaCl+Br2Cl2+2Br-=2Cl-+Br2 Cl2+2KI===2KCl+I2Cl2+2I-=2Cl-+I2 3Cl2(过量)+2KI+3H2O===6HCl+KIO3 3Cl2+I–+3H2O=6H++6Cl–+IO3– 5Cl2+I2+6H2O===2HIO3+10HCl 5Cl2+I2+6H2O=10Cl–+IO3–+12H+ Cl2+Na2S===2NaCl+S↓Cl2+S2–=2Cl–+S↓
最全高一化学知识点总结5篇 高一化学很多同学的噩梦，知识点众多而且杂，对于高一的新生们很不友好，建议同学们通过总结知识点的方法来学习化学，这样可以提高学习效率。 高一化学知识点总结1 1.原子定义 原子：化学变化中的最小微粒。 (1)原子也是构成物质的一种微粒。例如少数非金属单质(金刚石、石墨等);金属单质(如铁、汞等);稀有气体等。 (2)原子也不断地运动着;原子虽很小但也有一定质量。对于原子的认识远在公元前5世纪提出了有关原子的观念。但没有科学实验作依据，直到19世纪初，化学家道尔顿根据实验事实和严格的逻辑推导，在1803年提出了科学的原子论。 2.分子是保持物质化学性质的最小粒子。 (1)构成物质的每一个分子与该物质的化学性质是一致的，分子只能保持物质的化学性质，不保持物质的物理性质。因物质的物理性质，如颜色、状态等，都是宏观现象，是该物质的大量分子聚集后所表现的属性，并不是单个分子所能保持的。 (2)最小;不是绝对意义上的最小，而是;保持物质化学性质的最小;
3.分子的性质 (1)分子质量和体积都很小。 (2)分子总是在不断运动着的。温度升高，分子运动速度加快，如阳光下湿衣物干得快。 (3)分子之间有间隔。一般说来，气体的分子之间间隔距离较大，液体和固体的分子之间的距离较小。气体比液体和固体容易压缩，不同液体混合后的总体积小于二者的原体积之和，都说明分子之间有间隔。 (4)同种物质的分子性质相同，不同种物质的分子性质不同。我们都有这样的生活体验：若口渴了，可以喝水解渴，同时吃几块冰块也可以解渴，这就说明：水和冰都具有相同的性质，因为水和冰都是由水分子构成的，同种物质的分子，性质是相同的。 4.原子的构成 质子：1个质子带1个单位正电荷原子核(+) 中子：不带电原子不带电 电子：1个电子带1个单位负电荷 5.原子与分子的异同 分子原子区别在化学反应中可再分，构成分子中的原子重新组合成新物质的分子在化学反应中不可再分，化学反应前后并没有变成其它原子相似点 (1)都是构成物质的基本粒子 (2)质量、体积都非常小，彼此间均有一定间隔，处于永恒的运
高二化学知识点归纳大全 相信大家在高一的时候已经选好文科和理科，而理科的化学是理科生最烦恼的。以下是我整理高二化学知识点归纳，希望可以帮助大家把知识点归纳好。 1、化学反应的反应热 (1)反应热的概念： 当化学反应在一定的温度下进行时，反应所释放或吸收的热量称为该反应在此温度下的热效应，简称反应热。用符号Q表示。 (2)反应热与吸热反应、放热反应的关系。 Q>0时，反应为吸热反应;Q<0时，反应为放热反应。 (3)反应热的测定 测定反应热的仪器为量热计，可测出反应前后溶液温度的变化，根据体系的热容可计算出反应热，计算公式如下： Q=-C(T2-T1)式中C表示体系的热容，T1、T2分别表示反应前和反应后体系的温度。实验室经常测定中和反应的反应热。 2、化学反应的焓变 (1)反应焓变 物质所具有的能量是物质固有的性质，可以用称为“焓”的物理量来描述，符号为H，单位为kJ·mol-1。 反应产物的总焓与反应物的总焓之差称为反应焓变，用ΔH表示。 (2)反应焓变ΔH与反应热Q的关系。 对于等压条件下进行的化学反应，若反应中物质的能量变化全部转化为热
能，则该反应的反应热等于反应焓变，其数学表达式为：Qp=ΔH=H(反应产物)-H(反应物)。 (3)反应焓变与吸热反应，放热反应的关系： ΔH>0，反应吸收能量，为吸热反应。 ΔH<0，反应释放能量，为放热反应。 (4)反应焓变与热化学方程式： 把一个化学反应中物质的变化和反应焓变同时表示出来的化学方程式称为热化学方程式，如：H2(g)+ O2(g)=H2O(l);ΔH(298K)=-285.8kJ·mol-1 书写热化学方程式应注意以下几点： ①化学式后面要注明物质的聚集状态：固态(s)、液态(l)、气态(g)、溶液(aq)。 ②化学方程式后面写上反应焓变ΔH，ΔH的单位是J·mol-1或kJ·mol-1，且ΔH后注明反应温度。 ③热化学方程式中物质的系数加倍，ΔH的数值也相应加倍。 3、反应焓变的计算 (1)盖斯定律 对于一个化学反应，无论是一步完成，还是分几步完成，其反应焓变一样，这一规律称为盖斯定律。 (2)利用盖斯定律进行反应焓变的计算。 常见题型是给出几个热化学方程式，合并出题目所求的热化学方程式，根据盖斯定律可知，该方程式的ΔH为上述各热化学方程式的ΔH的代数和。
高考总复习之高中化学方程式总结 化学 第一册 第一章 卤素 第一节 氯气 1、NaCl 2Cl Na 22??→?+点燃 2、22CuCl Cl Cu ?? →?+点燃 3、32FeCl 2Cl 3Fe 2??→?+点燃 4、HCl 2Cl H 22?? ??→?+点燃（光照） 5、32PCl 2Cl 3P 2??→?+点燃 6、523PCl Cl PCl →+ 7、HClO HCl O H Cl 22+→+ 8、O H 2CaCl ClO Ca Cl 2OH Ca 222222++→+）（）（ 9、HClO 2CaCO O H CO ClO Ca 3222+↓→++）（ 10、O H NaCl NaClO Cl NaOH 222++→+ 11、↑++?→? +? 2222Cl O H 2MnCl MnO HCl 4 12、O H 8Cl 5KCl 2MnCl 2HCl 16KMnO 22224+↑++→+（浓） 13、2O HCl 2HClO 2+?? →?见光 第二节 氯化氢 14、↑+→+HCl NaHSO SO H NaCl 442（浓） 15、↑+?→? +? HCl SO Na NaCl NaHSO 424 16、↑+?→?+? HCl 2SO Na SO H NaCl 2424 2（浓）（14、15结合） 17、33HNO AgCl AgNO HCl +↓→+
18、33NaNO AgCl AgNO NaCl +↓→+ 19、33KNO AgCl AgNO KCl +↓→+ 20、↑++→+2223CO O H CaCl CaCO HCl 2 第三节 氧化还原反应 21、O H Cu H CuO 22+?→? +? 22、O H 2NO 4CO HNO 4C 2223+↑+↑→+ 23、O H 3NO NH NO Zn 4HNO 10Zn 4234233++?→?+? ）（（极稀） 24、4243324SO H 15PO H 6P Cu 5O H 24CuSO 15P 11++→++ 25、O H 3KCl Cl 3HCl 6KClO 223+↑→+（浓） 26、O H 3NO NH NO Mg 4HNO 10Mg 4234233++?→?+? ）（（极稀） 27、O H 31SO K SO Fe 9SO Cr SO H 31O Fe 6O Cr K 2423423424243722+++→++）（）（ 28、↑+↑+→++2223CO 3N S K S C 3KNO 2 第四节 卤族元素 29、HF 2F H 22→+ 30、HBr 2Br H 22→+ 31、HI 2I H 22→+ 32、22Br NaCl 2Cl NaBr 2+→+ 33、22I KCl 2Cl KI 2+→+ 34、22I KBr 2Br KI 2+→+ 35、33NaNO AgBr AgNO NaBr +↓→+ 36、33KNO AgI AgNO KI +↓→+ 37、2Br Ag 2AgBr 2+?? →?光照 第二章 摩尔 反应热 第一节 摩尔
第一章从实验学化学-1- 化学实验基本方法 过滤一帖、二低、三靠分离固体和液体的混合体时，除去液体中不溶性固体。（漏斗、滤纸、玻璃棒、烧杯） 蒸发不断搅拌，有大量晶体时就应熄灯，余热蒸发至干，可防过热而迸溅把稀溶液浓缩或把含固态溶质的溶液干，在蒸发皿进行蒸发 蒸馏①液体体积②加热方式③温度计水银球位置④冷却的水流方向⑤防液体暴沸利用沸点不同除去液体混合物中难挥发或不挥发的杂质（蒸馏烧瓶、酒精灯、温度计、冷凝管、接液管、锥形瓶） 萃取萃取剂：原溶液中的溶剂互不相溶；②对溶质的溶解度要远大于原溶剂；③要易于挥发。利用溶质在互不相溶的溶剂里溶解度的不同，用一种溶剂把溶质从它与另一溶剂所组成的溶液里提取出来的操作，主要仪器：分液漏斗 分液下层的液体从下端放出，上层从上口倒出把互不相溶的两种液体分开的操作，与萃取配合使用的 过滤器上洗涤沉淀的操作向漏斗里注入蒸馏水，使水面没过沉淀物，等水流完后，重复操作数次 配制一定物质的量浓度的溶液需用的仪器托盘天平（或量筒）、烧杯、玻璃棒、容量瓶、胶头滴管 主要步骤：⑴计算⑵称量（如是液体就用滴定管量取）⑶溶解（少量水，搅拌，注意冷却）⑷转液（容量瓶要先检漏，玻璃棒引流）⑸洗涤（洗涤液一并转移到容量瓶中）⑹振摇⑺定容⑻摇匀 容量瓶①容量瓶上注明温度和量程。②容量瓶上只有刻线而无刻度。①只能配制容量瓶中规定容积的溶液；②不能用容量瓶溶解、稀释或久贮溶液；③容量瓶不能加热，转入瓶中的溶液温度20℃左右 第一章从实验学化学-2- 化学计量在实验中的应用 1 物质的量物质的量实际上表示含有一定数目粒子的集体 2 摩尔物质的量的单位 3 标准状况 STP 0℃和1标准大气压下 4 阿伏加德罗常数NA 1mol任何物质含的微粒数目都是6．02×1023个 5 摩尔质量 M 1mol任何物质质量是在数值上相对质量相等 6 气体摩尔体积 Vm 1mol任何气体的标准状况下的体积都约为 7 阿伏加德罗定律（由PV=nRT推导出) 同温同压下同体积的任何气体有同分子数 n1 N1 V1 n2 N2 V2 8 物质的量浓度CB 1L溶液中所含溶质B的物质的量所表示的浓度 CB=nB/V nB=CB×V V=nB/CB 9 物质的质量m m=M×n n=m/M M=m/n 10 标准状况气体体积V V=n×Vm n=V/Vm Vm=V/n 11 物质的粒子数N N=NA×n n =N/NA NA=N/n 12 物质的量浓度CB与溶质的质量分数ω 1000×ρ×ω M 13 溶液稀释规律 C（浓）×V（浓）=C（稀）×V（稀） 以物质的量为中心
高中化学有机知识点总结 1．需水浴加热的反应有： （1）、银镜反应（2）、乙酸乙酯的水解（3）苯的硝化（ 4 ）糖的水解 凡是在不高于100℃的条件下反应，均可用水浴加热，其优点：温度变化平稳，不会大起大 落，有利于反应的进行。 2．需用温度计的实验有： （1）、实验室制乙烯 170℃）（2）、蒸馏（ 3 ）、乙酸乙酯的水解（70－80℃）（4）（制硝基苯（50－ 〔说明〕：（1）凡需要准确控制温度者均需用温度计。（2）注意温度计水银球的位置。3．能与Na反应的有机物有：醇、酚、羧酸等——凡含羟基的化合物。 4．能发生银镜反应的物质有： 醛、甲酸、甲酸盐、甲酸酯、葡萄糖、麦芽糖——凡含醛基的物质。 5．能使高锰酸钾酸性溶液褪色的物质有： （1）含有碳碳双键、碳碳叁键的烃和烃的衍生物、苯的同系物 （2）含有羟基的化合物如醇和酚类物质 （3）含有醛基的化合物 （4）具有还原性的无机物（如SO2 、FeSO4 、KI 、HCl、H2O2、HI 、H2S、H2 SO3 等）不能使酸性高锰酸钾褪色的物质有：烷烃、环烷烃、苯、乙酸等 6．能使溴水褪色的物质有： 含有碳碳双键和碳碳三键的烃和烃的衍生物（加成） 含醛基物质（氧化） 【1】遇溴水褪色苯酚等酚类物质（取代） 碱性物质（如NaOH、Na2 CO3）（氧化还原――歧化反应） 较强的无机还原剂（如SO2、KI 、FeSO4、H2S、H2SO3 等） 【2】只萃取不褪色：液态烷烃、环烷烃、苯、甲苯、二甲苯、乙苯、卤代烃、酯类（有 机溶剂） 7．密度比水大的液体有机物有：溴乙烷、溴苯、硝基苯、四氯化碳等。 8、密度比水小的液体有机物有：烃、大多数酯、一氯烷烃。 9．能发生水解反应的物质有：卤代烃、酯（油脂）、二糖、多糖、蛋白质（肽）、盐。 10．不溶于水的有机物有：烃、卤代烃、酯、淀粉、纤维素。 11．常温下为气体的有机物有： 分子中含有碳原子数小于或等于 4 的烃（新戊烷例外）、一氯甲烷、甲醛。 12．浓硫酸（H2SO4）、加热条件下发生的反应有： 苯及苯的同系物的硝化、磺化、醇的脱水反应、酯化反应、水解反应。 13．能被氧化的物质有： 含有碳碳双键或碳碳叁键的不饱和化合物（KMnO）4、苯的同系物、酚 大多数有机物都可以燃烧，燃烧都是被氧气氧化。 醇（还原）（氧化）醛（氧化）羧酸。 14．显酸性的有机物有：含有酚羟基和羧基的化合物。
高中化学方程式总结 一．物质与氧气的反应： （1）单质与氧气的反应： 1. 镁在空气中燃烧：2Mg + O2 点燃 2MgO 2. 铁在氧气中燃烧：3Fe + 2O2 点燃 Fe3O4 3. 铜在空气中受热：2Cu + O2 加热 2CuO 4. 铝在空气中燃烧：4Al + 3O2 点燃 2Al2O3 5. 氢气中空气中燃烧：2H2 + O2 点燃 2H2O 6. 红磷在空气中燃烧：4P + 5O2 点燃 2P2O5 7. 硫粉在空气中燃烧： S + O2 点燃 SO2 8. 碳在氧气中充分燃烧：C + O2 点燃 CO2 9. 碳在氧气中不充分燃烧：2C + O2 点燃 2CO （2）化合物与氧气的反应： 10. 一氧化碳在氧气中燃烧：2CO + O2 点燃 2CO2 11. 甲烷在空气中燃烧：CH4 + 2O2 点燃 CO2 + 2H2O 12. 酒精在空气中燃烧：C2H5OH + 3O2 点燃 2CO2 + 3H2O 二．几个分解反应： 13. 水在直流电的作用下分解：2H2O 通电2H2↑+ O2 ↑ 14. 加热碱式碳酸铜：Cu2(OH)2CO3 加热2CuO + H2O + CO2↑ 15. 加热氯酸钾（有少量的二氧化锰）：2KClO3 ==== 2KCl + 3O2 ↑ 16. 加热高锰酸钾：2KMnO4 加热K2MnO4 + MnO2 + O2↑ 17. 碳酸不稳定而分解：H2CO3 === H2O + CO2↑ 18. 高温煅烧石灰石：CaCO3 高温CaO + CO2↑ 三．几个氧化还原反应： 19. 氢气还原氧化铜：H2 + CuO 加热 Cu + H2O 20. 木炭还原氧化铜：C+ 2CuO 高温 2Cu + CO2↑ 21. 焦炭还原氧化铁：3C+ 2Fe2O3 高温4Fe + 3CO2↑ 22. 焦炭还原四氧化三铁：2C+ Fe3O4 高温3Fe + 2CO2↑ 23. 一氧化碳还原氧化铜：CO+ CuO 加热 Cu + CO2 24. 一氧化碳还原氧化铁：3CO+ Fe2O3 高温 2Fe + 3CO2 25. 一氧化碳还原四氧化三铁：4CO+ Fe3O4 高温 3Fe + 4CO2 四．单质、氧化物、酸、碱、盐的相互关系 （1）金属单质 + 酸 -------- 盐 + 氢气（置换反应） 26. 锌和稀硫酸Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2↑ 27. 铁和稀硫酸Fe + H2SO4 = FeSO4 + H2↑ 28. 镁和稀硫酸Mg + H2SO4 = MgSO4 + H2↑ 29. 铝和稀硫酸2Al +3H2SO4 = Al2(SO4)3 +3H2↑ 30. 锌和稀盐酸Zn + 2HCl === ZnCl2 + H2↑ 31. 铁和稀盐酸Fe + 2HCl === FeCl2 + H2↑ 32. 镁和稀盐酸Mg+ 2HCl === MgCl2 + H2↑ 33. 铝和稀盐酸2Al + 6HCl == 2AlCl3 + 3H2↑ （2）金属单质 + 盐（溶液） ------- 另一种金属 + 另一种盐
化学必修1知识点 第一章从实验学化学一、常见物质的分离、提纯和鉴别 混合物的物理分离方法
i、蒸发和结晶蒸发是将溶液浓缩、溶剂气化或溶质以晶体析出的方法。结晶是溶质从溶液中析出晶体的过程，可以用来分离和提纯几种可溶性固体的混合物。结晶的原理是根据混合物中各成分在某种溶剂里的溶解度的不同，通过蒸发减少溶剂或降低温度使溶解度变小，从而使晶体析出。加热蒸发皿使溶液蒸发时、要用玻璃棒不断搅动溶液，防止由于局部温度过高，造成液滴飞溅。当蒸发皿中出现较多的固体时，即停止加热，例如用结晶的方法分离NaCl和KNO3混合物。
ii、蒸馏蒸馏是提纯或分离沸点不同的液体混合物的方法。用蒸馏原理进行多种混合液体的分离，叫分馏。 操作时要注意： ①在蒸馏烧瓶中放少量碎瓷片，防止液体暴沸。 ②温度计水银球的位置应与支管底口下缘位于同一水平线上。 ③蒸馏烧瓶中所盛放液体不能超过其容积的2/3，也不能少于l/3。 ④冷凝管中冷却水从下口进，从上口出。 ⑤加热温度不能超过混合物中沸点最高物质的沸点，例如用分馏的方法进行石油的分馏。 常见物质除杂方法
①常见气体的检验
②几种重要阳离子的检验 （l）H+能使紫色石蕊试液或橙色的甲基橙试液变为红色。 （2）K+用焰色反应来检验时，它的火焰呈浅紫色（通过钴玻片）。 （3）Ba2+能使用稀硫酸或可溶性硫酸盐溶液产生白色BaSO4沉淀，且沉淀不溶于稀硝酸。（4）Al3+能与适量的NaOH溶液反应生成白色Al(OH)3絮状沉淀，该沉淀能溶于盐酸或过量的NaOH溶液。 （5）Ag+能与稀盐酸或可溶性盐酸盐反应，生成白色AgCl沉淀，不溶于稀HNO3，但溶于氨水，生成［Ag(NH3)2］ （6）NH4+铵盐（或浓溶液）与NaOH浓溶液反应，并加热，放出使湿润的红色石蓝试纸变蓝的有刺激性气味NH3气体。 （7）Fe2+能与少量NaOH溶液反应，先生成白色Fe(OH)2沉淀，迅速变成灰绿色，最后变成红褐色Fe(OH)3沉淀。或向亚铁盐的溶液里加入KSCN溶液，不显红色，加入少量新制的氯水后，
高一化学必修-知识全点 第一章从科学实验中学习化学 一、常见物质的分离、提纯和鉴别混合物的物理分离方法： 可以用来分离和提纯几种可溶性固体的混合物。结晶的原理是根据混合物中各成分在某种溶剂里的溶解度的不同，通过蒸发减少溶剂或降低温度使溶解度变小，从而使晶体析出。加热蒸发皿使溶液蒸发时、要用玻璃棒不断搅动溶液，防止由于局部温度过高，造成液滴飞溅。当蒸发皿中出现较多的固体时，即停止加热，例如用结晶的方法分离NaCl 和KNO3混合物。 ii、蒸馏蒸馏是提纯或分离沸点不同的液体混合物的方法。用蒸馏原理进行多种混合液体的分离，叫分馏。 操作时要注意： ①在蒸馏烧瓶中放少量碎瓷片，防止液体暴沸。 ②温度计水银球的位置应与支管底口下缘位于同一水平线上。 ③蒸馏烧瓶中所盛放液体不能超过其容积的2/3，也不能少于l/3。 ④冷凝管中冷却水从下口进，从上口出。 ⑤加热温度不能超过混合物中沸点最高物质的沸点，例如用分馏的方法进行石油的分馏。
常见物质除杂方法 ②几种重要阳离子的检验 （l）H+能使紫色石蕊试液或橙色的甲基橙试液变为红色。
（2）K+用焰色反应来检验时，它的火焰呈浅紫色（通过钴玻片）。 （3）Ba2+能使用稀硫酸或可溶性硫酸盐溶液产生白色BaSO4沉淀，且沉淀不溶于稀硝酸。 （4）Al3+能与适量的NaOH溶液反应生成白色Al(OH)3絮状沉淀，该沉淀能溶于盐酸或过量的NaOH溶液。（5）Ag+能与稀盐酸或可溶性盐酸盐反应，生成白色AgCl沉淀，不溶于稀HNO3，但溶于氨水，生成［Ag(NH3)2］（6）NH4+铵盐（或浓溶液）与NaOH浓溶液反应，并加热，放出使湿润的红色石蓝试纸变蓝的有刺激性气味NH3气体。 （7）Fe2+能与少量NaOH溶液反应，先生成白色Fe(OH)2沉淀，迅速变成灰绿色，最后变成红褐色Fe(OH)3沉淀。或向亚铁盐的溶液里加入KSCN溶液，不显红色，加入少量新制的氯水后，立即显红色。 （8）Fe3+能与KSCN溶液反应，变成血红色Fe(SCN)3溶液，能与NaOH溶液反应，生成红褐色Fe(OH)3沉淀。（9）Cu2+蓝色水溶液（浓的CuCl2溶液显绿色），能与NaOH溶液反应，生成蓝色的Cu(OH)2沉淀，加热后可转变为黑色的CuO沉淀。含Cu2+溶液能与Fe、Zn片等反应，在金属片上有红色的铜生成。 ③几种重要的阴离子的检验 （1）OH－能使无色酚酞、紫色石蕊、橙色的甲基橙等指示剂分别变为红色、蓝色、黄色。 （2）Cl－能与硝酸银反应，生成白色的AgCl沉淀，沉淀不溶于稀硝酸，能溶于氨水，生成[Ag(NH3)2]+。 （3）Br－能与硝酸银反应，生成淡黄色AgBr沉淀，不溶于稀硝酸。 （4）I－能与硝酸银反应，生成黄色AgI沉淀，不溶于稀硝酸；也能与氯水反应，生成I2，使淀粉溶液变蓝。（5）SO42－能与含Ba2+溶液反应，生成白色BaSO4沉淀，不溶于硝酸。 （6）SO32－浓溶液能与强酸反应，产生无色有刺激性气味的SO2气体，该气体能使品红溶液褪色。能与BaCl2溶液反应，生成白色BaSO3沉淀，该沉淀溶于盐酸，生成无色有刺激性气味的SO2气体。 （7）S2－能与Pb(NO3)2溶液反应，生成黑色的PbS沉淀。 （8）CO32－能与BaCl2溶液反应，生成白色的BaCO3沉淀，该沉淀溶于硝酸（或盐酸），生成无色无味、能使澄清石灰水变浑浊的CO2气体。 二、常见事故的处理 三、化学计量 ①物质的量 定义：表示一定数目微粒的集合体符号n 单位摩尔符号 mol 阿伏加德罗常数：0.012kgC-12中所含有的碳原子数。用NA表示。约为6.02x1023 N 公式：n= NA ②摩尔质量：单位物质的量的物质所具有的质量用M表示单位：g/mol 数值上等于该物质的分子量 m 公式：n= M ③物质的体积决定：①微粒的数目②微粒的大小③微粒间的距离 V 公式：n= Vm 标准状况下，1mol任何气体的体积都约为22.4L
高一化学方程式 一、碱金属： 1. 新切的钠有银白色光泽，但很快发暗；方程式：4Na+O2=2Na2O；该产物不稳定。钠在空气中燃烧时，发出黄色的火焰；同时生成淡黄色的固体，方程式：2Na+O2点燃==== Na2O2。锂燃烧方程式：4Li+O2点燃==== 2Li2O；钾燃烧方程式：K+O2点燃==== KO2。 2. 钠与氧气在不点火时平稳反应，硫的化学性质不如氧气活泼，将钠粒与硫粉混合时爆炸，方程式：2Na+S=Na2S 3. 钠与水剧烈反应后滴有酚酞的水变成红色，方程式：2Na+2H2O=2NaOH+H2↑；钾与水反应更剧烈，甚至爆炸，为了安全，常在小烧杯上盖一块小玻璃片。 4. 过氧化钠粉末用脱脂棉包住，①滴几滴水，脱脂棉燃烧；方程式：2Na2O2+2H2O=4NaOH+O2↑；②用玻璃管吹气，脱脂棉也燃烧；有关的方程式：2Na2O2+2CO2=2Na2CO3+O2↑；这两个反应都是放热反应，使脱脂棉达到着火点。在过氧化钠与水或CO2反应生成O2的两个反应中，为生成1mol O2，需要的Na2O2的物质的量都为2mol，同时需要的H2O或CO2的物质的量都为2mol。 5. 纯碱的化学式是Na2CO3 ，它不带结晶水，又俗名苏打。碳酸钠晶体化学式是Na2CO3?10H2O，在空气中不稳定，容易失去结晶水，风化，最后的产物是粉末状，叫无水碳酸钠。钠、氧化钠、过氧化钠、氢氧化钠等在空气中露置的最后产物都是无水碳酸钠。 6. 碳酸钠和碳酸氢钠两种固体物质都可以与盐酸反应放出气体，有关离子方程式分别为：CO32－＋2H＋＝H2O＋CO2↑；HCO3－＋H＋＝H2O＋CO2↑；其中，以碳酸氢钠与盐酸的反应速度更快；如果碳酸钠和碳酸氢钠的质量相同，当它们完全反应时消耗的盐酸以碳酸钠为多。 7. 碳酸钠和碳酸氢钠的热稳定性较差的是碳酸氢钠，其加热时发生分解，方程式是：2NaHCO3=Na2CO3+H2O+CO2↑。在这个分解反应中，每42g NaHCO3发生分解就生成标准状况下CO2气体5.6L。在这个分解反应中，一种物质生成了三种物质， （1）高锰酸钾分解： 2KMnO4△==== K2MnO4+MnO2+O2↑ （2）碳酸铵或碳酸氢铵分解： (NH4)2CO3△==== 2NH3↑+H2O+CO2↑ 8. 除去碳酸钠固体中的少量NaHCO3的方法是加热；除去碳酸氢钠溶液中混有的少量Na2CO3溶液的方法是： 通入足量CO2气体：Na2CO3+CO2+H2O=2NaHCO3 。 9. 从NaOH溶液得到纯净的Na2CO3溶液的方法是把NaOH溶液分为二等份，一份通入足量CO2使之全部成为NaHCO3；然后把另份NaOH溶液加入到此溶液中，摇匀即可。两个方程式分别为：NaOH+CO2=NaHCO3； NaHCO3＋NaOH=Na2CO3＋H2O 10. 往稀的碳酸钠溶液中加入几滴稀盐酸，离子方程式为H＋＋CO32－＝HCO3－。 11. 碳酸钠和碳酸氢钠分别滴入澄清石灰水中，反应的离子方程式分别为： CO32－＋Ca2＋＝CaCO3↓； HCO3－＋Ca2＋＋OH－＝CaCO3↓+H2O 。 两溶液中只有Na2CO3 可以使CaCl2溶液出现白色沉淀，离子方程式为：CO32－＋Ca2＋＝CaCO3↓。 二、卤素： 12. 氟气是浅黄绿色；氯气是黄绿色；液溴是深红棕色；固态碘是紫黑色。常用的有机萃取剂四氯化碳无色，密度比水大；苯也是无色液体，密度比水小。液溴常用水封存，液溴层是在最下层。 13. 闻未知气体气味，方法是： 用手在瓶口轻轻扇动，仅使极小量的气体飘入鼻孔。 14. 铜丝红热后伸进氯气瓶中：铜丝剧烈燃烧，发红发热，同时生成棕色烟；加少量水，溶液蓝绿色，方程式：Cu＋Cl2点燃==== CuCl2。铁丝红热后也可以在氯气中剧烈燃烧，