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如稀H2SO4溶液和Ba（OH）2溶液混合反应的离子方程式不可写成：

SO42-+Ba2+-→BaSO4↓或

H++OH—→H2O，也不可写成H++SO42-+Ba2++OH-→BaSO4↓+H2O，要符合离子方程式的组成定律，所以应为2H++SO42-+Ba2++2OH-→BaSO4↓+2H2O

⑸看三守恒：

两边原子数、离子电荷数必须守恒、氧化还原反应离子方程式中氧化剂得电子总数与还原剂失电子总数要相等。

如Fe2++Cl2→Fe3++2Cl-此离子方程式属于两边原子数守恒但离子电荷数不守恒，所以正确的离子方程式应为2Fe2++Cl2→2Fe3++2Cl-

⑹看是否符合题设条件及要求。

如检验铵根离子所涉及的离子方程式NH4＋+OH―→NH3·

H2O是错误的，应在反应条件上注明加热的符号，反应产物也应为氨气而非一水合氨。

高二化学专题复习学案2

离子共存的判断

要点分析

离子共存是离子检验中重要的知识点，也是高考和学业考中重要的考点。

碱性溶液中仍有H＋，酸性溶液中仍有OH―，离子共存不是指这种形式的共存，指离子之间以较大的离子浓度共存于同一溶液体系中，也就是离子大量共存。

离子共存就是离子相互之间不反应，离子不能共存就是相互之间会发生化学反应。

离子共存的判断主要是通过判断离子之间是否相互反应确定离子之间能否共存的情况，再根据题目要求答题。

一、离子之间的反应。

1、复分解反应。

（1）生成沉淀：

OH―与Mg2+、Ca2+、Fe2+、Fe3+、Al3+生成不溶性碱；

CO32―与Ba2+、Mg2+、Ca2+、Fe2+、Fe3+、Al3+生成不溶性碳酸盐；

Ag+与OH―、CO32―、SO42―、Br―、I―生成不溶性沉淀。

H＋与AlO2―也会生成Al（OH）3沉淀。

（2）生成气体：

H+与CO32―、SO32―、S2―、HCO3―、HSO3―、HS―会生成气体。

（3）生成难电离的物质：

OH―与H+、OH―与HCO3―、HSO3―、HS―生成H2O。

OH―与NH4+生成NH3·

H2O；

H+与CO32―、SO32―、S2―生成HCO3―、HSO3―、HS―。

H+与F―、ClO―、CH3COO―生成弱酸。

Ag+与NH4++OH―溶液生成Ag（NH3）2OH溶液，Fe3+与SCN―生成血红色Fe（SCN）3溶液。

2、氧化还原反应

具有较强氧化性的离子与具有较强还原性的离子会发生氧化还原反应。

如Fe3+和S2―、I―不能大量共存。

NO3―在酸性条件下能够氧化Fe2+、S2―、I―。

二、几种离子的共存

1、K＋、Na＋可以和任何离子大量共存。

2、两组不溶于硝酸的沉淀不能共存。

Cl―生成AgCl，其它离子均可以与Cl―共存；

SO42―生成BaSO4，其它离子均可以与SO42―共存（有些微溶情况没有考虑在内）。

3、某些“离子对”只能存在于碱性条件

SO32―和S2―、ClO―和Cl―在碱性条件下可以共存，在酸性条件下则发生氧化还原反应不能共存。

2S2―+SO32―+6H+→3S↓+3H2O，ClO―+Cl―+2H+→Cl2↑+H2O。

4、水解呈酸性的离子只能存在于酸性溶液中。

即弱碱所对应的阳离子，如NH4+、Fe2+、Fe3+、Al3+等只能存在于酸性溶液中。

水解呈碱性的离子只能存在于碱性溶液中。

即弱酸根对应的阴离子，如CH3COO—、CO32—、S2—、HS—、HCO3—、F—、ClO—、AlO2—等只能存在于碱性溶液中。

5、无论强酸或强碱性溶液，酸式盐的酸根如HCO3―均不能共存。

三、附加条件的判断

1、有色或无色：

MnO4―紫色，Fe2＋浅绿色，Fe3＋黄色，Cu2＋蓝色。

“某无色透明的溶液中”不能存在MnO4－、Fe2＋、Fe3+和Cu2+等有色离子。

2、酸碱性条件：

“某溶液跟甲基橙作用呈红色”即在每个选项后再加H+然后进行判断，“在pH=13的某溶液中”即在每个选项后再加OH－然后进行判断。

四、解题程序与审题

离子大量共存试题属中等偏易题型，但区分度比较高。

要提高答题的准确性可强化解题程序和审题。

会考要求难度较低，对于有四种离子的离子组（设六种离子分别为A、B、C、D），最多需要组合六次进行判断。

AB、AC、AD、BC、BD、CD，防止遗漏。

五、认真审题

1、审清关键字。

“能共存”、“不能共存”、“可能能共存”、“一定能共存”、“一定不能大量共存”，一定要审请。

2、注意溶液酸碱性的表达方式。

溶液酸碱性可以用c（H+）、c（OH―）、pH来表示，也可以用酸碱指示剂变色情况、水电离产生c（H+）等表示。

酸碱指示剂变色情况存在模糊性，甲基橙显黄色不一定是碱性溶液，酚酞显无色不一定是酸性溶液。

题干给出c（H+）数值时，要注意辨清是溶液的氢离子浓度，还是溶液中由水电离的氢离子浓度。

高二化学专题复习学案3

氧化还原反应

要点解析：

一．氧化还原的本质和特征

本质：

电子转移

特征：

化合价升降

二．氧化还原反应与四种基本反应类型的关系

三．氧化还原反应的有关概念

两条主线：

升——失——氧（指被氧化）——氧化反应——氧化产物

降——得——还（指被还原）——还原反应——还原产物

两个守恒：

得失电子守恒，原子个数守恒

四．表示电子转移的方向和数目

五．常见氧化剂和还原剂：

氧化剂：

1.活泼的非金属单质：

O2Cl2Br2

2.含高价态元素的化合物：

浓H2SO4HNO3KMnO4FeCl3等

3.特殊的物质：

HClOCa（ClO）2H2O2Na2O2

还原剂：

1.活泼的金属：

KCaNaMgAl

2.含低价态元素的化合物：

HIH2SNH3等

CH2CO

*六．氧化性和还原性强弱比较

氧化性：

氧化剂＞氧化产物

还原性：

还原剂＞还原产物

七．氧化还原反应的应用

1.原电池

概念：

将化学能转化成电能的装置

形成条件：

大前提：

能自发进行的氧化还原反应

（1）两个电极（活泼性不同）

负极：

一般是较活泼的金属

正极：

较不活泼的金属、石墨等

（2）电解质溶液

（3）导线连接形成闭合回路

总反应式：

Zn+2H+=Zn2++H2↑

电极反应式：

锌片：

Zn–2e=Zn2+

铜片：

2H++2e=H2↑

2.电解池

电解:

使电流通过电解质溶液而在阴阳两极引起氧化还原反应的过程。

电解池：

把电能转化为化学能的装置.

电解饱和食盐水

（1）现象：

阳极：

有气泡产生，使湿润的淀粉－KI试纸变蓝

阴极：

有气泡产生，滴加酚酞溶液变红

（2）电极反应式和总反应式

2H++2e=H2↑（还原反应）

2Cl--2e=Cl2↑（氧化反应）

总反应：

2NaCl+2H2O

2NaOH+H2↑+Cl2↑

电解氯化铜溶液

有红色物质铜析出

　Cu2+＋2e、=Cu　（还原反应）

　2Cl－-2e、=Cl2↑（氧化反应）

CuCl2

Cu＋Cl2↑

原电池和电解池比较

原电池

电解池

定义

将化学能转变成电能的装置

将电能转变成化学能的装置

装置举例

形成条件

①活泼性不同的两电极②电解质溶液（电极插入其中，并与电极自发发生氧化还原反应）③形成闭合电路

①两电极接直流电源②两电极插入电解质溶液③形成闭合电路

电极名称

氧化反应，

还原反应，

氧化反应

还原反应

电子流向

负极正极

电源负极阴极电源正极阳极

高二化学专题复习学案4

化学反应速率、化学平衡

【要点解析】

一、化学反应速率

1.概念：

化学反应速率是用来衡量化学反应进行快慢程度的，人们通常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。

由此概念可得：

（1）化学反应速率计算公式：

ν=△c/t。

（2）化学反应速率单位：

mol/L·

s或mol/L·

min等。

2.特点

（1）化学反应速率是某段时间内的平均值而不是瞬时速率。

（2）化学反应速率无正负之分。

（3）表示化学反应速率时要指明具体物质（固体或纯液体（不是溶液）的浓度可视为不变的常数，故一般不用固体或纯液体表示化学反应速率）。

（4）同一反应中，用不同物质的浓度的变化来表示反应速率时，所得的数值可能不同（因此，必须指明具体物质），但意义完全相同。

（5）对于反应aA+bB→cC+dD,νA︰νB︰νC︰νD=a︰b︰c︰d。

3.影响因素

（1）内因即决定性因素：

反应物本身性质。

（2）外因即外界条件：

浓度、压强、温度、催化剂及固体物质的表面积等等。

4.外界条件的改变对化学反应速率的影响规律

（1）浓度：

其它条件不变时，增加反应物的浓度，反应速率增大。

反之，减小反应物的浓度，反应速率降低。

（注意：

固体和纯液体量的改变不会引起浓度的变化，故不会引起反应速率的改变）

（2）压强：

其它条件不变时，对有气体参加的化学反应来说，增大压强（减小容器的体积）反应速率加快。

反之，减小压强（增大容器的体积），反应速率变慢。

（3）温度：

其它条件不变时，升高温度，化学反应速率加快。

（注：

实验测得，其他条件不变时，温度每升高10℃，化学反应速率通常增加到原来的2－4倍）

（4）催化剂：

其它条件不变时，使用催化剂，同等程度的增大正逆反应速率。

（5）固体表面积：

其它条件不变时，增大固体反应物的表面积，增大反应速率。

二、可逆反应及化学平衡状态

（一）可逆反应

在同一条件下，既能向正方向进行，同时又能向逆反应方向进行的反应，叫可逆反应。

其中，从左向右进行的反应称为正反应；

从右向左进行的反应称为逆反应（或负反应）。

2.说明：

（1）可逆反应方程式中反应物与生成物之间通常用“

”而不用“→”隔开。

（2）在任一可逆反应中，正反应、逆反应必然同时存在，不可分离。

（3）任一可逆反应，无论反应进行多长时间，反应物不可能100%全部转化为生成物，同样生成物也不可能100%全部转化为反应物。

（4）科学研究表明，几乎所有的化学反应都具有可逆性，只是可逆的程度不同而已。

对于一些正、逆反应程度差异很大的反应，如强酸强碱中和反应等通常意义上不把它们称为可逆反应。

（二）化学平衡状态

一定条件下进行的可逆反应，当正反应速率与逆反应速率相等时，反应体系中，反应物和生成物的含量不再改变时的状态称为化学平衡状态。

“一定条件下”通常是指一定的浓度、温度、压强等外界条件，它是建立起化学平衡状态的前题。

这里的“可逆反应”还应包括弱电解质的电离，某些盐的水解等，它是化学平衡研究的对象。

“正反应速率与逆反应速率相等”是指反应中同一反应物或同一生成物的生成速率等于其消耗速率，它是建立起化学平衡状态的根本。

“反应物和生成物的含量不再改变”是建立起化学平衡状态的结果。

）

2.特征

（1）“动”即化学平衡状态建立时，“ν正=ν逆≠0”，它是一个“动态”平衡。

（2）“定”即化学平衡状态建立时，反应体系中各组分的浓度保持不变，各组分的含量保持不变。

（3）“变”即当外界条件发生改变时，已建立起的化学平衡状态就会发生变化或被破坏。

（但一段时间后它又会在新的条件下，建立起新的平衡状态）

3.判断化学平衡状态是否建立起来的几种常见标志

（1）根本标志：

ν正=ν逆，即只要能确定反应中同一反应物或同一生成物的生成速率等于其消耗速率，则该可逆反应一定达到了化学平衡状态。

（2）等价标志：

通常反应体系中某一反应物或生成物的浓度、质量分数、体积分数（对气体而言）、转化率（对反应物而言）、产率（对生成物而言）等保持不变时，则该可逆反应达到了化学平衡状态。

（3）其它主要标志：

①对于方程式中气体分子化学式前系数之代数和“前”“后”不相等的反应来说：

a、体系中气体的总物质的量始终保持不变，则说明反应达到了化学平衡状态；

b、恒温、恒容时体系内的总压强始终保持不变，则说明反应达到了化学平衡状态；

c、恒温、恒压时体系内气体的总体积始终保持不变，则说明反应达到了化学平衡状态。

②对于方程式中气体分子化学式前系数之代数和“前”“后”相等的反应来说，无论反应是否达到平衡状态，体系中气体的总物质的量、总压强、总体积等都会始终保持不变，故以上几方面不能判断反应是否达到了化学平衡。

4.化学平衡移动

（1）概念：

对于已经在一定条件下建立起的化学平衡状态（此时ν正=ν逆≠0）来说，若改变某一条件（如浓度、压强、温度等）则化学平衡状态会被破坏（此时ν正≠ν逆），过一段时间后该可逆反应又在新的条件下建立起新化学平衡状态（此时ν′正=ν′逆≠0），这就是化学平衡移动。

（2）移动的方向：

若ν正＞ν逆，则平衡向正反应方向或向右移动；

若ν正＜ν逆，则平衡向逆反应方向或向左移动。

（3）影响化学平衡移动的因素（平衡移动规律）

①浓度：

a、增大反应物的浓度或减小生成物浓度时，平衡向正反应方向或向右移动。

b、减小反应物的浓度或增大生成物浓度时，平衡向逆反应方向或向左移动。

固体和纯液体其物质的量变化时平衡不移动。

②压强：

a、增大压强（缩小反应体系的总体积）时，平衡向气体体积减小的方向移动。

b、减小压强（扩大反应体系的总体积）时，平衡向气体体积增大的方向移动。

c、反应前后气体的总体积相等或没有气体参加的可逆反应来说，改变压强，化学平衡不移动。

增大压强时，ν正、ν逆均增大，但ν正、ν逆增大的倍数不相等。

同样减小压强时，ν正、ν逆均减小，但ν正、ν逆减小的倍数也不相等。

③温度：

a、升高温度时，平衡向吸热方向移动。

b、降低温度时，平衡向放热方向移动。

升高温度时，ν正、ν逆均增大，但ν正、ν逆增大的倍数不相等。

同样降低温度时，ν正、ν逆均减小，但ν正、ν逆减小的倍数也不相等。

④催化剂：

由于其同等程度地增大ν正、ν逆，故使用催化剂不会导致化学平衡的移动，但可缩短达到平衡的时间。

5.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（如浓度、温度、压强等），平衡就向能减弱这种改变的方向移动。

①此原理适用已达平衡状态的体系；

②“平衡向能减弱这种改变的方向移动”是指平衡向改变条件相反的方向移动，如增大反应物浓度，则平衡向减小反应物浓度的方向即正方向移动）

6.合成氨[N2+3H2

2NH3+Q（Q＞0）]生产条件的选择

（1）由上述方程式可知合成氨反应有如下二个特点：

①正反应是放热反应；

②正反应方向是气体总体积缩小的反应。

（2）基于以上两个特点从化学反应速率和化学平衡两个方面来选择合成氨的反应条件

条件

“快”

（化学反应速率）

“多”

（化学平衡）

浓度

增大

降低

压强

温度

升高

催化剂

使用

无影响

（3）实际条件的选择时要综合考虑各方面因素

①浓度:

实际在反应过程中向循环气体不断补充N2和H2（即增大反应物浓度）并及时从体系中分离出氨（即减小生成物的浓度）。

②温度：

实际生产时选择500℃左右。

选择这样的高温，从化学平衡的角度看是不利的，但此温度下催化剂的活性最大，即从反应速率的角度看是非常有利的。

两者相权衡，这个温度下合成氨的效率最高。

③压强：

实际生产时选择2×

107～5×

107Pa。

显然无论从反应速率角度看还是从平衡移动角度看，压强应该越大越好，但由于设备材料承受能力是有限度的，故不应选择更高的压强。

高二化学专题复习学案5

物质结构和元素周期表

1.原子的结构

核外电子

质子→质子数=原子序数=核外电子数（一个质子带一个单位正电荷）

中子→与质子数共同决定原子种类（不带电，但并非所有的原子核内均有中子,如

）

核外电子总数

最外层电子数→决定元素的主要化学性质（如金属性、非金属性、单质的氧化和还原性）

2.同位素

（1）人类至今共发现一百多种元素，但人们发现的原子的种类数远远大于元素的种类

（2）同位素属于同一类原子，即同一种元素

（3）同位素的化学性质相同，但某些物理性质有所不同

（4）同种元素的同位素无论以游离态还是化合态存在，该同位素原子在自然界中占该元素所对应的原子的个数百分比（丰度）为定值

（5）元素为宏观的一类原子，包括游离态和化合态；

同位素为微观概念，仅表示微观的原子

（6）同位素、同系物、同分异构体、同素异形体的区别

3.有关相对原子质量的计算

（1）同位素的相对原子质量：

就是某个原子质量与12C原子质量的1/12的比值。

同位素的近似相对原子质量就是相应原子的质量数。

（2）元素的相对原子质量，是其所含的所有天然、稳定同位素的相对原子质量的平均值。

其中a%是指同位素在元素里所占的原子数目百分比。

也称为自然界中的丰度。

元素的相对原子质量=M1×

a%+M2×

b%+…..

元素的近似相对原子质量也称元素的近似平均原子量。

它是用某元素各种天然同位素的质量数代替同位素相对原子质量来和其在自然界的丰度的乘积之和。

元素的近似相对原子质量＝

4.几组重要的关系式

核电荷数（Z）==核内质子数==核外电子数==原子序数

质量数（A）=质子数（Z）+中子数（N）==近似原子量

离子电荷=质子数--核外电子数

.阳离子：

质子数=核电荷数>

核外电子数；

阴离子：

质子数=核电荷数<

核外电子数

5.核外电子排布的一般规律:

在多电子原子中，电子分层排布，总是尽先排布在能量最低的电子层里。

10电子微粒：

不带电：

Ne、HF、H2O、NH3、CH4

带正电：

Na＋、Mg2＋、Al3＋、NH4＋、H3O+带负电：

F―、O2―、N3-、OH―、

6.化学键:

（1）定义:

分子或晶体中直接相邻的两个或多个原子之间强烈的相互作用

（2）离子键:

阴阳离子之间通过静电作用所形成的强烈相互作用.这种静电作用包括原子核和原子核之间,电子和电子间排斥力.以及原子核和电子的吸引力等等

形成离子键的离子半径越小、离子所带电荷越多，离子键越强，其对应的化合物的熔点、硬度较大

（3）离子化合物：

含有离子键的化合物。

离子化合物中除了一定含有离子键之外，还可能含有共价键：

如NaOH,NH4Cl等等

离子化合物在气化成气态时，以分子形式存在，但在常温下，离子化合物以固态形式存在，所以离子化合物在固态时无“分子式”，只有“化学式”；

一般来说，离子化合物在水溶液中和熔化状态下（受热易分解的离子化合物除外）均能产生自由移动的离子，所以能导电；

但在固态时，尽管有阴阳离子，但不存在自由移动的离子，所以离子化合物在固态时不导电

（4）共价键：

定义：

原子之间通过共用电子对所形成的相互作用，叫做共价键。

形成共价键的两原子间必须具有共用电子对；

一般非金属元素之间或不太活泼的金属和非金属之间

共价化合物：

原子间通过共价键所形成的化合物

注意：

含有共价键的化合物不一定是共价化合物，如NaOH等

共价化合物一般只能在水溶液中发生电离，产生自由移动的离子，而在气态、固态、熔化（纯液态）时不能电离出自由移动的离子，只存在原子或分子

确定共用电子对数目：

一般是距离稳定结构差几个电子就是几对共用电子对，如氮原子最外是5个电子，那么氮原子一共有三对共用电子对

7.元素周期律：

（1）、元素周期表编制原则

（2）、元素周期表结构（3）、元素周期律：

元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性的变化，这个规律叫做元素周期律。

元素性质的周期性变化是元素原子的核外电子排布的周期性变化的必然结果。

（4）、元素及有关物质的性质

元素的原子半径元素的主要化合价元素的金属性、非金属性

（5）元素金属性强弱的判断依据：

a从金属单质跟水（H2O）或酸反应置换氢气的难易程度；

b在金属活动性顺序表中的位置等

c从金属的最高价氧化物对应水化合物的碱性强弱；

（金属性越强，碱性越强）

d相互之间的置换反应；

e构成原电池时电极性质；

f所对应阳离子的氧化性强弱（可变价的元素除外）

（6）非金属性的强弱的判断依据：

a从非金属的最高价氧化物对应水化合物（即高价含氧酸）的酸性强弱；

b单质跟氢气反应的难易程度；

c气态氢化物的稳定性；

d相互之间的置换反应等。

（7）．单质的氧化性或还原性、简单离子的氧化性或还原性

同主族从上到下，随着原子序数的递增，单质氧化性逐渐减弱，还原性逐渐增强；

所对应的简单阴离子还原性逐渐增强。

简单阳离子的氧化性逐渐减弱。

同周期从左到右，随着原子序数的递增，单质氧化性逐渐增强，还原性逐渐减弱；

所对应的简单阴离子还原性逐渐减弱。

简单阳离子的氧化性逐渐增强。

（8）．最高价氧化物所对应的水化物的酸碱性

同一主族中，从上到下，元素最高价氧化物对应水化物的酸性逐渐减弱，碱性逐渐增强；

同一周期中，从左到右，主族元素最高价氧化物对应水化物的碱性逐渐减弱，酸性逐渐增强。

（9）．气态氢化物的稳定性

同一主族中，从上到下，非金属元素的气态氢化物的热稳定性逐渐减弱；

同一周期中，从左到右，非金属元素的气态氢化物的热稳定性逐渐增强。