高二期中考复习Word下载.docx

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单位为“kJ/mol”。

③．热化学方程式中各物质化学式前面的化学计量数仅表示该物质的物质的量，并不表示物质的分子数或原子数，因此，化学计量数可以是整数，也可以是分数。

对于相同物质的反应，当化学计量数不同时，△H也不同。

④．△H的值要与热化学方程式中化学式前面的化学计量数相对应，如果化学计量数加倍，△H也要加倍。

⑤．正反应若为放热反应，则其逆反应必为吸热反应，二者△H的数值相等而符号相反。

（4）盖斯定律：

如果一个反应可以分几步进行，各分步反应的反应热之和与该反应一步完成时的反应热相同。

某种物质的状态或晶型不同会引起反应热的差异，根据盖斯定律，可将热化学方程式进行“加减”后，根据反应过程的反应热比较其大小。

（1）运用盖斯定律的技巧：

参照目标热化学方程式设计合理的反应途径，对原热化学方程式进行恰当“变形”（反写、乘除某一个数），然后方程式之间进行“加减”，从而得出求算新热化学方程式反应热△H的关系式。

（2）具体方法：

①热化学方程式乘以某一个数时，反应热也必须乘上该数；

②热化学方程式“加减”时，同种物质之间可相“加减”，反应热也随之“加减”；

③将一个热化学方程式颠倒时，H的“+”“—”号也随之改变，但数值不变。

（4）注意1molH2、O2、、P4分别含有1molH-H、1molO=O、6molP-P，1molH2O中含有2molO—H，1molNH3含有3molN-H，1molCH4含有4molC-H。

（5）燃烧热、中和热、能源

要点一：

燃烧热、中和热及其异同

燃烧热

中和热

相

同

点

能量变化

放热反应

△H

△H＜0，单位：

kJ/mol

不

反应物的量

1mol（O2的量不限）

可能是1mol，也可能是0.5mol

生成物的量

不限量

H2O是1mol

含义

1mol反应物完全燃烧时放出的热量；

不同反应物，燃烧热不同

生成1mol水时放出的热量；

强酸强碱的中和热约为57.3kJ/mol

1．燃烧热指的是1mol可燃物燃烧生成稳定的化合物时所放出的热量，注意：

稳定的化合物，如H2→H2O（l）而不是H2O（g）、C→CO2（g）而不是CO、S→SO2（g）而不是SO3。

2．中和热是指强酸、强碱的稀溶液发生中和反应生成1mol水所放出的热量。

注意：

弱酸、弱碱电离出H+、OH-需要吸收热量，故所测定中和热的数值偏小；

浓硫酸与碱测定中和热时，因浓硫酸释稀要放热，故测定的中和热的数值偏大。

3．因燃烧热、中和热是确定的放热反应，具有明确的含义，故在表述时不用带负号，如CH4的燃烧热为890KJ/mol。

　　二、化学能转化为电能——电池

（一）原电池的工作原理

　1．将化学能转变为电能的装置叫做原电池，它的原理是将氧化还原反应中还原剂失去的电子经过导线传给氧化剂，使氧化还原反应分别在两极上进行。

2．原电池的形成条件：

（如下图所示）

（1）活泼性不同的电极材料

（2）电解质溶液

（3）构成闭合电路（用导线连接或直接接触）

（4）自发进行的氧化还原反应

构成原电池的四个条件是相互联系的，电极不一定参加反应，电极材料不一定都是金属，但应为导体，电解质溶液应合理的选取。

3．判断原电池正负极常用的方法

负极：

一般为较活泼金属，发生氧化反应；

是电子流出的一极，电流流入的一极；

或阴离子定向移动极；

往往表现溶解。

正极：

一般为较不活泼金属，能导电的非金属；

发生还原反应；

电子流入一极，电流流出一极；

或阳离子定向移向极；

往往表现为有气泡冒出或固体析出。

4．原电池电极反应式书写技巧

（1）根据给出的化学方程式或题意，确定原电池的正、负极，弄清正、负极上发生反应的具体物质

（2）弱电解质、气体、难溶物均用化学式表示，其余以离子符号表示，写电极反应式时，要遵循质量守恒、元素守恒定律及正负极得失电子数相等的规律，一般用“=”而不用“→”

（3）注意电解质溶液对正、负极反应产物的影响，正、负极产物可根据题意或化学方程式加以确定

（4）正负电极反应式相加得到原电池的总反应式，通常用总反应式减去较易写的电极反应式，从而得到较难写的电极反应式。

（二）、原电池原理的应用

（1）设计原电池（这是近几年高考的命题热点）（由所给方程式判断出正负极反应，从而得到原电池的正负极物质，以及电解质。

（2）加快了化学反应速率：

形成原电池后，氧化还原反应分别在两极进行，使反应速率增大，例如：

实验室用粗锌与稀硫酸反应制取氢气；

在锌与稀硫酸反应时加入少量的CuSO4溶液，能使产生H2的速率加快

（3）进行金属活动性强弱的比较

（4）电化学保护法：

即金属作为原电池的正极而受到保护，如在铁器表面镀锌

（5）从理论上解释钢铁腐蚀的主要原因

（三）常见实用电池的种类和特点

⑴干电池（属于一次电池）

①结构：

锌筒、填满MnO2的石墨、溶有NH4Cl的糊状物。

②电极反应：

Zn-2e-=Zn2+正极：

2NH4++2e-=2NH3+H2

NH3和H2被Zn2＋、MnO2吸收：

MnO2+H2=MnO+H2O,Zn2＋＋4NH3=Zn（NH3）42＋

⑵铅蓄电池（属于二次电池、可充电电池）

1结构：

铅板、填满PbO2的铅板、稀H2SO4。

A.放电反应：

Pb-2e-+SO42-=PbSO4正极：

PbO2+2e-+4H++SO42-=PbSO4+2H2O

B.充电反应阴极：

PbSO4+2e-=Pb+SO42-阳极：

PbSO4-2e-+2H2O=PbO2+4H++SO42-

总式：

Pb+PbO2+2H2SO4

2PbSO4+2H2O

放电和充电是完全相反的过程，放电作原电池，充电作电解池。

电极名称看电子得失，电极反应式的书写要求与离子方程式一样，且加起来应与总反应式相同。

⑷A.氢氧燃料电池

石墨、石墨、KOH溶液。

②电极反应负极：

H2-2e-+2OH-=2H2O正极：

O2+4e-+2H2O=4OH-

2H2+O2=2H2O

三、电能转化为化学能——电解池

（一） 

、电解原理及规律

⒈电极的判断与电极上的反应。

（1）阳极：

与电源正极相连的电极，是发生氧化反应；

若惰性材料（石墨、Pt、Au）作阳极，失电子的是溶液中的阴离子；

若为活性金属电极（Pt、Au除外），失电子的是电极本身，表现为金属溶解。

（2）阴极：

是与电源负极相连的电极，电极本身不参与反应；

溶液中的阳离子在阴极上得电子，发生还原反应。

⒉电流或电子的流向：

电解池中电子由电源负极流向阴极，被向阴极移动的某种阳离子获得，而向阳极移动的某种阴离子或阳极本身在阳极上失电子，电子流向电源正极。

⒊离子的放电顺序：

主要取决于离子本身的性质，也与溶液浓度、温度、电极材料等有关。

（1）阴极（得电子能力）：

Ag+>

Fe3+>

Cu2+>

H+>

Pb2+>

Sn2+>

Fe2+>

Zn2+>

Al3+>

Mg2+>

Na+>

Ca2+>

K+，但应注意，电镀时通过控制条件（如离子浓度等），Fe2+和Zn2+可先于H+放电。

（2）阳极（失电子能力）：

若阳极材料为活性电极（Pt、Au除外），则电极本身失去电子，而溶液中的阴离子不参与电极反应；

若阳极材料为惰性电极，则有S2->

I－>

Br－>

Cl－>

OH－>

含氧酸根离子及F－等。

（二）电解原理的应用

（1）电解食盐水制备烧碱、氯气和氢气。

　　阳极：

2Cl－→Cl2＋2e－

　　阴极：

2H＋＋e－→H2↑

　　总反应：

2NaCl＋2H2O

2NaOH＋H2↑＋Cl2↑

（2）铜的电解精炼。

　　粗铜（含Zn、Ni、Fe、Ag、Au、Pt）为阳极，精铜为阴极，CuSO4溶液为电解质溶液。

　　阳极反应：

Cu→Cu2＋＋2e－，还发生几个副反应

　　Zn→Zn2＋＋2e－；

Ni→Ni2＋＋2e－

　　Fe→Fe2＋＋2e－

　　Au、Ag、Pt等不反应，沉积在电解池底部形成阳极泥。

　　阴极反应：

Cu2＋＋2e－→Cu

　　（3）电镀：

以铁表面镀铜为例

　　待镀金属Fe为阴极，镀层金属Cu为阳极，CuSO4溶液为电解质溶液。

Cu→Cu2＋＋2e－

　　阴极反应：

Cu2＋＋2e－→Cu

注；

原电池、电解池、电镀池的判断

（1）若无外接电源，可能是原电池，然后根据原电池的形成条件判断

（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，当阳极金属与电解质溶液中的金属离子相同，则为电镀池

（3）若无明显外接电源的串联电路，则应利用题中信息找出能发生自发氧化还原反应的装置为原电池。

（4）可充电电池的判断：

放电时相当于原电池，负极发生氧化反应，正极发生还原反应；

充电时相当于电解池，放电时的正极变为电解池的阳极，与外电源正极相连，负极变为阴极，与外电源负极相连。

（三）、电解方程式的实例（用惰性电极电解）：

电解质溶液

阳极反应式

阴极反应式

总反应方程式

（条件：

电解）

溶液酸碱性变化

CuCl2

2Cl--2e-=Cl2↑

Cu2++2e-=Cu

CuCl2=Cu+Cl2↑

——

HCl

2H++2e-=H2↑

2HCl=H2↑+Cl2↑

酸性减弱

Na2SO4

4OH--4e-=2H2O+O2↑

2H2O=2H2↑+O2↑

不变

H2SO4

消耗水，酸性增强

NaOH

消耗水，碱性增强

NaCl

2NaCl+2H2O=H2↑+Cl2↑+2NaOH

H+放电，碱性增强

CuSO4

2CuSO4+2H2O=2Cu+O2↑+2H2SO4

OHˉ放电,酸性增强

　四、金属的腐蚀与防护

　　1．钢铁的析氢腐蚀和吸氧腐蚀：

析氢腐蚀

吸氧腐蚀

条件

水膜呈酸性。

水膜呈中性或碱性。

电极反应

负极Fe（-）：

Fe-2e-=Fe2+

正极C（+）：

总电极反应式：

Fe+2H+=Fe2+H2↑

c

2Fe-4e-=2Fe2+

O2+2H2O+4e-=4OH-

2Fe+2H2O+O2=2Fe（OH）2

4Fe（OH）2+2H2O+O2=4Fe（OH）3

Fe（OH）3→Fe2O3·

nH2O

通常两种腐蚀同时存在，但后者更普遍。

2、金属的防护

　　金属处于干燥的环境下，或在金属表面刷油漆、陶瓷、沥青、塑料及电镀一层耐腐蚀性强的金属防护层，破坏原电池形成的条件。

从而达到对金属的防护；

也可以利用原电池原理，采用牺牲阳极保护法。

也可以利用电解原理，采用外加电流阴极保护法。

1．金属腐蚀的快慢：

在相同的电解质溶液中，金属腐蚀的快慢一般为：

电解池的阳极>

原电池负极>

化学腐蚀>

电解池阴极>

原电池正极。

第2章化学反应速率与化学平衡

第一单元化学反应速率

一、化学反应速率及其简单计算

1．化学反应速率：

通常用单位时间内反应物浓度的减小或生成物浓度的增加来表示。

2.数学表达式：

单位：

mol/（L·

min）或mol.·

L-1·

min-1

3、规律：

对于一般反应aA+bB=cC+dD来说有：

VA：

VB：

VC：

VD=△CA：

△CB：

△CC：

△CD=△nA：

△nB：

△nC：

△nD=a：

b：

c：

d（即反应速率之比等于计量数之比或转化浓度之比等于化学计量数之比）

1．化学反应速率指的是平均速率而不是瞬时速率

2．无论浓度的变化是增加还是减少，化学反应速率均取正值。

3．同一化学反应速率用不同物质表示时可能不同，但是比较反应速率快慢时，要根据反应速率与化学方程式的计量系数的关系换算成同一种物质来表示，看其数值的大小。

注意比较时单位要统一。

4、使用化学反应速率时，注意不能用固体或纯液体的浓度变化来表示化学反应速率。

二、影响化学反应速率的因素

1．内因（主要因素）：

反应物本身的性质（分子结构或原子结构）所决定的。

2．外因（次要因素）

1．改变压强的实质是改变浓度，若反应体系中无气体参加，故对该类的反应速率无影响。

2.惰性气体对于速率的影响

①恒温恒容时：

充入惰性气体→总压增大，但是各分压不变，各物质浓度不变→反应速率不变

②恒温恒体时：

充入惰性气体→体积增大→各反应物浓度减小→反应速率减慢

第二单元化学反应的方向和限度

一、化学反应进行的方向

1．放热反应具有自发进行的倾向，但有些吸热反应也能自发进行，故用焓判据判断反应自发进行的方向不全面

2、反应熵变与反应方向：

（1）熵:

物质的一个状态函数，用来描述体系的混乱度，符号为S.单位：

J•••mol-1•K-1

（2）体系趋向于有序转变为无序，导致体系的熵增加，这叫做熵增加原理，也是反应方向判断的依据。

.

（3）同一物质，在气态时熵值最大，液态时次之，固态时最小。

即S（g）〉S（l）〉S（s）

（4）反应体系熵值的增大，反应有自发进行的倾向，但有些熵减的反应也能自发进行，故用熵判据判断反应自发进行的方向也不全面

2、复合判据---自由能变化：

△G=△H-T△S，是最全面的判断据：

①△G=△H—T△S＞0，不能自发进行；

②△G=△H—T△S＜0，能自发进行；

③△G=△H—T△S=0，反应处于平衡状态。

⒈化学反应自发进行的方向

焓变（△H）与熵值（△S）综合考虑

⒉化学反应方向的判断

△H＜0、△S＞0，一定能自发进行

△H＞0、△S＜0，一定不能自发进行

△H＜0、△S＜0，低温下能自发进行

△H＞0、△S＞0，高温下能自发进行

二、化学平衡常数

1．对于一般的可逆反应：

mA（g）+nB（g）

pC（g）+qD（g），其中m、n、p、q分别表示化学方程式中反应物和生成物的化学计量数。

当在一定温度下达到化学平衡时，这个反应的平衡常数公式可以表示为：

各物质的浓度一定是平衡时的浓度,而不是其他时刻的.

2．在进行K值的计算时，固体和纯液体的浓度可视为常数“1”。

例如：

Fe3O4（s）+4H2（g）

3Fe（s）+4H2O（g），在一定温度下，化学平衡常数表示为

。

3、化学平衡常数是描述可逆反应进行程度的重要参数，只与温度有关，与反应物、生成物的浓度无关，当然也不会随压强的变化而变化，即与压强无关。

4．化学平衡常数的应用：

（1）利用K值可判断某状态是否处于平衡状态。

例如，在某温度下，可逆反应mA（g）+nB（g）

pC（g）+qD（g），平衡常数为K。

若某时刻时，反应物和生成物的浓度关系如下：

，则有以下结论：

①Qc＝K，V（正）＝V（逆），可逆反应处于化学平衡状态；

②Qc＜K，V（正）＞V（逆），可逆反应向正反应方向进行；

③Qc＞K，V（正）＜V（逆），可逆反应向逆反应方向进行。

（2）利用K值可判断反应的热效应

若温度升高，K值增大，则正反应为__吸热___反应

若温度升高，K值减小，则正反应为__放热___反应

5．化学平衡常数是指某一具体化学反应的平衡常数，当化学反应方程式的各物质的化学计量数增倍或减倍时，化学平衡常数也会发生相应的变化。

6．反应物的转化率：

a={c（反应物）-c（生成物）}/c（反应物）*100%

对于多种物质参加的反应，增大其中一种反应物的浓度，另外一种反应物的转化率升高，而该种反应物的转化率反而降低。

三、化学平衡状态

1、化学平衡的特征

逆（研究前提是可逆反应）

等（同一物质的正逆反应速率相等，但是不等于0）

动（动态平衡，反应没有静止）

定（各物质的浓度与质量分数恒定）

变（条件改变，平衡发生变化）

2．化学平衡的标志：

（1）V正=V逆，它是化学平衡的本质特征

（2）各组分的浓度不再改变，各组分的物质的量、质量、体积分数、反应物的转化率等均不再改变，这是外部特点。

3．化学平衡的状态的判断：

举例反应

pC（g）+qD（g）

正逆反应速率的关系

单位时间内消耗了mmolA同时生成mmolA，

即V正=V逆

平衡

单位时间内消耗nmolB，同时生成了mmolA，

即V（B正）：

V（A逆）=n：

m

混合物体系中各组分的含量

各物质的物质的量或各物质的量分数一定

各物质的质量或各物质的质量分数一定

压强

当m+n≠p+q时，压强不变

温度

任何化学反应都伴随能量变化，在其他条件不变的条件下，体系温度一定

颜色

当体系的颜色（反应物或生成物的颜色）不再变化

混合气体平均相对分子质量

当m+n≠p+q时，平均相对分子质量不变

体系的密度

当m+n≠p+q时，等压、等温时，气体密度一定

第三单元化学平衡的移动

1、浓度对化学平衡移动的影响

（1）影响规律：

在其他条件不变的情况下，增大反应物的浓度或减少生成物的浓度，都可以使平衡向正方向移动；

增大生成物的浓度或减小反应物的浓度，都可以使平衡向逆方向移动

（2）增加固体或纯液体的量，由于浓度不变，所以平衡不移动

（3）在溶液中进行的反应，如果稀释溶液，反应物浓度减小，生成物浓度也减小，V正减小，V逆也减小，但是减小的程度不同，总的结果是化学平衡向反应方程式中化学计量数之和大的方向移动。

2、温度对化学平衡移动的影响

影响规律：

在其他条件不变的情况下，温度升高会使化学平衡向着吸热反应方向移动，温度降低会使化学平衡向着放热反应方向移动。

3、压强对化学平衡移动的影响

其他条件不变时，增大压强，会使平衡向着体积缩小方向移动；

减小压强，会使平衡向着体积增大方向移动。

（1）改变压强不能使无气态物质存在的化学平衡发生移动

（2）气体减压或增压与溶液稀释或浓缩的化学平衡移动规律相似

4.催化剂对化学平衡的影响：

由于使用催化剂对正反应速率和逆反应速率影响的程度是等同的，所以平衡不移动。

但是使用催化剂可以影响可逆反应达到平衡所需的时间。

5.勒夏特列原理（平衡移动原理）：

如果改变影响平衡的条件之一（如温度，压强，浓度），平衡向着能够减弱这种改变的方向移动。