【2025年化學新高考備考】2025高考化學一輪復習丨2025屆高考化學一輪復習考點知識清單

目錄模塊一化學基本概念與計算主題1物質的組成和分類主題2物質的轉化第1講物質的分類與轉化第2講氧化還原反應第3講電子得失守恒原理的應用第4講離子反應與離子方程式第5講新情境下方程式的書寫主題3化學計算第1講以物質的量為中心的計算第2講利用化學方程式或關系式的計算第3講利用守恒法的計算模塊二無機物的轉化與應用主題1金屬及其化合物主題2非金屬及其化合物模塊三化學反應原理主題1化學反應與能量變化第1講反應熱與熱化學方程式第2講原電池原理及其應用第3講電解原理及其應用主題2化學反應速率與化學平衡第1講化學反應速率與化學反應進行的方向第2講化學平衡狀態(tài)與化學平衡常數第3講化學平衡的移動主題3水溶液中的離子平衡第1講弱電解質的電離平衡第2講水的電離、pH第3講鹽類的水解平衡及應用第4講沉淀溶解平衡模塊四物質結構與性質主題1原子結構與性質主題2分子結構與性質主題3晶體結構與性質模塊五有機化學基礎主題1有機化合物的組成與結構主題2烴主題3烴的衍生物主題4生物大分子與合成高分子主題5有機物的相互轉化與合成模塊六化學實驗主題1化學實驗基礎主題2化學實驗方案

eq\o(\s\up7(),\s\do5(模塊一化學基本概念與計算))主題1物質的組成和分類eq\a\vs4\al(一、原子、分子和離子)1.原子、分子、離子的概念原子是化學變化中的最小微粒。分子是保持物質化學性質的最小微粒，一般分子由原子通過共價鍵構成，但稀有氣體是單原子分子。離子是帶電荷的原子(簡單離子)或原子團(復雜離子)。2.原子構成物質eq\a\vs4\al(二、元素與物質的關系)1.元素元素是具有相同核電荷數的一類原子的總稱。元素在自然界的存在形式有游離態(tài)和化合態(tài)。(1)游離態(tài)：元素以單質形式存在的狀態(tài)。(2)化合態(tài)：元素以化合物形式存在的狀態(tài)。2.元素組成物質元素eq\b\lc\{\rc\(\a\vs4\al\co1(單質：同種元素組成的純凈物,化合物：不同種元素組成的純凈物))3.純凈物與混合物(1)純凈物：由同種單質或化合物組成的物質。(2)混合物：由幾種不同的單質或化合物組成的物質。4.酸、堿、鹽與氧化物(1)酸：電離出的陽離子全部為H＋的化合物(2)堿：電離出的陰離子全部為OH－的化合物(3)鹽：含金屬陽離子(或NHeq\o\al(＋,4))與酸根離子的化合物(4)氧化物：含有兩種元素，其中一種為氧元素的化合物。氧化物根據組成元素分為金屬氧化物和非金屬氧化物；根據其性質分為酸性氧化物、堿性氧化物、兩性氧化物和不成鹽氧化物。酸性氧化物是指能與堿反應生成鹽和水的氧化物；堿性氧化物是指能與酸反應生成鹽和水的氧化物；兩性氧化物是指既能與堿反應生成鹽和水又能與酸反應生成鹽和水的氧化物(如Al2O3)；不成鹽氧化物是指既不能與堿反應生成鹽和水又不能與酸反應生成鹽和水的氧化物(如CO、NO2等)eq\a\vs4\al(三、同素異形體)1.概念：同種元素形成的不同單質互稱為同素異形體。2.形成方式(1)原子個數不同，如O2和O3。(2)原子排列方式不同，如金剛石和石墨。3.性質差異：物理性質差別較大，同素異形體之間的轉化屬于化學變化。eq\a\vs4\al(四、表示物質組成、結構的化學用語)粒子化學用語(1)原子或離子①核素符號含有20個中子的氯原子的符號為eq\o\al(37,17)Cl。②電子式氧原子、鎂離子Mg2+、銨根離子、硫離子、氫氧根離子、羥基。③結構示意圖26Fe3+的離子結構示意圖：。④電子排布式24Cr的電子排布式：1s22s22p63s23p63d54s1；32Ge的外圍電子排布式：4s24p2。⑤電子排布圖(軌道表示式)7N的電子排布圖：。(2)分子⑥最簡式4種最簡式為CH2O的不同類型物質的名稱：甲醛、乙酸、甲酸甲酯、葡萄糖。⑦分子式臭氧O3、砷化氫AsH3、十八烯酸C18H34O2。⑧電子式如：N2∶N??N∶、HF⑨結構式如：氨氣、乙醇、乙烯。⑩結構簡式如：乙醛CH3CHO、乙酸CH3COOH、乙酸乙酯CH3COOCH2CH3。eq\a\vs4\al(五、分散系和膠體)1.分散系(1)概念：把一種(或多種)物質分散在另一種(或多種)物質中所得到的體系。(2)分類：根據分散質粒子的大小將分散系分為溶液、濁液和膠體，可用下圖直觀地表示。2.三種分散系比較分散系溶液膠體濁液分散質粒子直徑大?。?_nm1～100_nm>100_nm分散質微粒成分離子或小分子大分子或離子集合體巨大分子或離子集合體外觀特征均勻、透明均勻、透明或半透明不均勻、不透明穩(wěn)定性穩(wěn)定，靜置無沉淀較穩(wěn)定不穩(wěn)定，靜置有沉淀或分層分散質能否透過濾紙能能不能分類飽和溶液、不飽和溶液固溶膠、液溶膠、氣溶膠懸濁液、乳濁液實例食鹽水、蔗糖溶液Fe(OH)3膠體泥水3.膠體的性質及應用4.Fe(OH)3膠體的制備化學方程式為FeCl3＋3H2OFe(OH)3(膠體)＋3HCl。eq\a\vs4\al(六、溶液)1.溶液組成的描述描述概念含義關系(1)定性飽和溶液不能再溶解某種溶質的溶液，叫做這種溶質的飽和溶液通過升溫、加溶劑等措施可以使飽和溶液變?yōu)椴伙柡腿芤?；通過蒸發(fā)溶劑、加溶質、降溫等措施可以使不飽和溶液變?yōu)轱柡腿芤翰伙柡腿芤哼€能再溶解某種溶質的溶液，叫做這種溶質的不飽和溶液(2)定量質量分數(w)溶質的質量與溶液的質量之比飽和的質量分數w＝eq\f(S,100＋S)溶解度(S)在一定溫度下，某固體物質在100g溶劑里達到飽和狀態(tài)時所溶解的質量，叫做這種物質在這種溶劑里的溶解度2.溶解度與物質的溶解性溶解度是物質溶解性的一種定量描述。溶解性易溶可溶微溶難溶溶解度(20℃)/g大于10g1～10g0.01～1g小于0.01g3.一定質量百分比濃度、體積比濃度溶液的配制(1)配制100g10%NaCl溶液。用托盤天平稱取10.0gNaCl固體，放入燒杯中，再用100mL量筒量取90.0mL的水注入燒杯中，然后用玻璃棒攪拌使之溶解。(2)用濃硫酸配制1∶4的稀硫酸50mL。用50mL的量筒量取40.0mL的水注入100mL的燒杯中，再用10mL的量筒量取10.0mL濃硫酸，然后沿燒杯內壁緩緩注入燒杯中，并用玻璃棒不停地攪拌。4.一定物質的量濃度溶液的配制(1)容量瓶的構造及使用①容量瓶上標有溫度、規(guī)格和刻度線。常用規(guī)格有100mL、250mL、500mL、1000mL等。②容量瓶在使用前要檢查是否漏水，其操作順序為裝水蓋塞→倒立→正立→玻璃塞旋轉180°→倒立。(2)配制過程以配制500mL1.0mol·L-1NaCl溶液為例：

主題2物質的轉化第1講物質的分類與轉化1.化學反應的分類化學反應eq\b\lc\{\rc\(\a\vs4\al\co1(按反應物、生成物種類及數目多少分為\b\lc\{\rc\(\a\vs4\al\co1(化合反應,分解反應,置換反應,復分解反應)),按反應中有無離子參與分為\b\lc\{\rc\(\a\vs4\al\co1(離子反應,非離子反應)),按反應中有無電子轉移分為\b\lc\{\rc\(\a\vs4\al\co1(氧化還原反應,非氧化還原反應)),按反應進行的程度和方向分為\b\lc\{\rc\(\a\vs4\al\co1(可逆反應,不可逆反應)),按反應的能量變化分為\b\lc\{\rc\(\a\vs4\al\co1(吸熱反應,放熱反應))))2.單質、氧化物、酸、堿和鹽的通性及轉化

第2講氧化還原反應eq\a\vs4\al(一、常見的氧化劑和還原劑)1.常見氧化劑：包括某些活潑的非金屬單質、含有高價態(tài)元素的化合物、某些氧化物和過氧化物等。例如：2.常見還原劑：包括活潑的金屬單質、某些非金屬單質、元素處于低價態(tài)時的物質(化合物、金屬離子、非金屬離子、氫化物等)。例如：3.具有中間價態(tài)的物質既有氧化性，又有還原性。例如：其中：Fe2+、SOeq\o\al(2-,3)主要表現還原性，H2O2主要表現氧化性。eq\a\vs4\al(二、氧化還原反應的基本規(guī)律)1.價態(tài)規(guī)律(1)升降規(guī)律：氧化還原反應中，化合價有升必有降，升降總值相等。(2)價態(tài)歸中規(guī)律含不同價態(tài)的同種元素的物質間發(fā)生氧化還原反應時，該元素價態(tài)的變化一定遵循“高價＋低價→中間價”，而不會出現交叉現象。簡記為“兩相靠，不相交”。(3)歧化反應規(guī)律“中間價→高價＋低價”。具有多種價態(tài)的元素(如氯、硫、氮和磷元素等)均可發(fā)生歧化反應。2.強弱規(guī)律(1)根據氧化性和還原性規(guī)律判斷：同一個反應中，氧化劑的氧化性強于氧化產物的氧化性，還原劑的還原性強于還原產物的還原性。(2)根據金屬活動性或非金屬活動性順序判斷：K、Ca、Na、Mg、Al、Zn、Fe、Sn、Pb、(H)、Cu、Hg、Ag，由左至右，單質的還原性逐漸減弱。K＋、Ca2+、Na＋、Mg2+、Al3+、Zn2+、Fe2+、Sn2+、Pb2+、(H＋)、Cu2+、Hg2+、Ag＋，由左至右，陽離子的氧化性逐漸增強。F2、Cl2、Br2、I2、S，由左至右，單質的氧化性逐漸減弱。F－、Cl－、Br－、I－、S2-，由左至右，陰離子的還原性逐漸增強。(3)根據產物中元素價態(tài)的高低判斷，如2Fe＋3Cl2eq\o(=,\s\up7(點燃))2FeCl3，Fe＋SFeS，氧化性：Cl2>S。3.先后規(guī)律同一體系中，當有多個氧化還原反應發(fā)生時，反應的先后順序遵循強者優(yōu)先的規(guī)律。第3講電子得失守恒原理的應用氧化還原反應方程式可表示如下：還原劑＋氧化劑＋一般反應物=氧化產物＋還原產物＋一般生成物，上述反應中，得失電子守恒原理可以描述為“還原劑失去電子的總數等于氧化劑所得到電子的總數”或“化合價升高總數等于化合價降低總數”。例如反應“H2O2＋KMnO4＋H2SO4→MnSO4＋K2SO4＋O2↑＋H2O(未配平)”，根據得失電子守恒原理可以描述為“5n(H2O2)=2n(KMnO4)”。利用得失電子守恒關系解題的思維模板

第4講離子反應與離子方程式eq\a\vs4\al(一、書寫離子方程式應注意的問題)1.易溶、易電離的物質(可溶性強電解質，包括強酸、強堿、可溶性鹽)以實際參加反應的離子符號表示；非電解質、弱電解質、難溶物、氣體、單質、氧化物均用化學式表示。2.書寫離子方程式時，濃硫酸不能拆寫成離子形式，而濃硝酸、濃鹽酸要拆寫成離子形式。3.多元弱酸的酸式酸根不能拆開，如HCOeq\o\al(－,3)、HS－、HSOeq\o\al(－,3)等；而HSOeq\o\al(－,4)在水溶液中要拆開寫。4.氨水作為反應物表示為“NH3·H2O”；作為生成物，若有加熱條件或濃度很大時，表示為“NH3↑＋H2O”。5.拆寫時，微溶物的澄清溶液要寫成離子形式；呈渾濁狀態(tài)或沉淀時要寫成化學式，如澄清石灰水表示為“Ca2+＋2OH－”，而石灰乳表示為“Ca(OH)2”。6.鹽類水解的離子方程式不要忘記加“?”。7.氧化還原型離子方程式書寫要正確判斷變價元素的化合價。8.強化記憶鹽、堿溶解性鉀、鈉、銨鹽、硝酸鹽都易溶；硫酸鹽不溶鉛和鋇；鹽酸鹽不溶銀和汞；微溶物有四種；強堿都易溶，Ca(OH)2是微溶。說明：(1)四種微溶物是指Ag2SO4、CaSO4、MgCO3、Ca(OH)2。(2)AgCl、AgBr、AgI、BaSO4及微溶的CaSO4、Ag2SO4都難溶于稀強酸。eq\a\vs4\al(二、與“量”有關的離子方程式的書寫)1.連續(xù)反應型——分步分析，方程式加和法(1)多元弱酸(或對應酸酐)與堿溶液反應CO2通入過量NaOH溶液：CO2(少量)＋2OH－=COeq\o\al(2-,3)＋H2O；過量CO2通入NaOH溶液：CO2(過量)＋OH－=HCOeq\o\al(－,3)。(2)多元弱酸(或對應酸酐)與鹽溶液反應CO2通入過量NaAlO2溶液：2AlOeq\o\al(－,2)＋CO2(少量)＋3H2O=2Al(OH)3↓＋COeq\o\al(2-,3)；過量CO2通入NaAlO2溶液：AlOeq\o\al(－,2)＋CO2(過量)＋2H2O=Al(OH)3↓＋HCOeq\o\al(－,3)。(3)鋁鹽溶液與強堿溶液反應AlCl3溶液中加入少量NaOH溶液：Al3+＋3OH－(少量)=Al(OH)3↓；AlCl3溶液中加入過量NaOH溶液：Al3+＋4OH－(過量)=AlOeq\o\al(－,2)＋2H2O。(4)Fe與稀硝酸反應Fe與過量稀硝酸反應：Fe(少量)＋NOeq\o\al(－,3)＋4H＋=Fe3+＋NO↑＋2H2O；過量Fe與稀硝酸反應：3Fe(過量)＋2NOeq\o\al(－,3)＋8H＋=3Fe2+＋2NO↑＋4H2O。2.不同配比型——定“1”法(量少的物質假設為1mol)(1)Ca(HCO3)2溶液與少量NaOH溶液反應：Ca2+＋HCOeq\o\al(－,3)＋OH－=CaCO3↓＋H2O；Ca(HCO3)2溶液與過量NaOH溶液反應：Ca2+＋2HCOeq\o\al(－,3)＋2OH－=CaCO3↓＋2H2O＋COeq\o\al(2-,3)。(2)NaHSO4與Ba(OH)2反應至溶液呈中性：Ba2+＋2OH－＋2H＋＋SOeq\o\al(2-,4)=BaSO4↓＋2H2O；NaHSO4與Ba(OH)2反應至SOeq\o\al(2-,4)沉淀完全：Ba2+＋OH－＋H＋＋SOeq\o\al(2-,4)=BaSO4↓＋H2O。(3)競爭反應型——注意反應的先后順序NH4HSO4溶液與NaOH溶液反應NaOH不足：H＋＋OH－=H2O；NaOH過量：NHeq\o\al(＋,4)＋H＋＋2OH－=NH3·H2O＋H2Oeq\a\vs4\al(三、溶液中離子不能大量共存的六種情況)1.生成難溶物或微溶物，如Ca2+與COeq\o\al(2-,3)、SOeq\o\al(2-,4)，Ag＋與Cl－、Br－、I－等。2.生成氣體或揮發(fā)性物質，如H＋與COeq\o\al(2-,3)、HCOeq\o\al(－,3)，NHeq\o\al(＋,4)與OH－等。3.生成弱電解質，如H＋與弱酸根離子(F－、ClO－、S2-、HS－、SOeq\o\al(2-,3)等)，OH－與弱堿陽離子(Mg2+、Al3+、Fe3+等)。4.發(fā)生氧化還原反應，具有氧化性的離子[MnOeq\o\al(－,4)、ClO－、NOeq\o\al(－,3)(H＋)、Fe3+等]與具有還原性的離子(Fe2+、I－、S2-、SOeq\o\al(2-,3)等)不能大量共存(Fe2+、Fe3+能大量共存)。值得注意的是有些離子在通常情況下能大量共存，但在某些特殊情況下不能大量共存，如NOeq\o\al(－,3)與I－、S2-與SOeq\o\al(2-,3)、Cl－與ClO－等，在堿性溶液中能大量共存，但在酸性溶液中不能大量共存。5.形成配合物，如Fe3+與SCN－因反應生成配合物Fe(SCN)3而不能大量共存。6.弱酸根離子與弱堿陽離子因發(fā)生相互促進的徹底水解反應而不能大量共存，如Al3+與HCOeq\o\al(－,3)、COeq\o\al(2-,3)、AlOeq\o\al(－,2)、S2-、HS－等不能大量共存；Fe3+與COeq\o\al(2-,3)、HCOeq\o\al(－,3)、AlOeq\o\al(－,2)等不能大量共存。eq\a\vs4\al(四、“四步”突破離子能否大量共存判斷題)第一步：“細審題干關鍵點”(1)注意“一定大量共存”“可能大量共存”“不能大量共存”“因發(fā)生氧化還原反應而不能大量共存”等關鍵點。(2)注意“澄清透明溶液”意味著無難溶物和微溶物，但并不意味著溶液無色。第二步：“分析限制條件”(1)常見表示溶液呈酸性的表述①常溫下，pH＝1的溶液；②使pH試紙變紅的溶液；③使甲基橙呈紅色的溶液；④與鎂粉反應放出氫氣的溶液；⑤常溫下c(OH－)＝1×10-14mol·L-1的溶液；⑥eq\f(c(H＋),c(OH－))>1。(2)常見表示溶液呈堿性的表述①常溫下，pH＝14的溶液；②使pH試紙變藍的溶液；③使酚酞溶液變紅的溶液；④常溫下，c(H＋)＝1×10-14mol·L-1的溶液；⑤eq\f(c(H＋),c(OH－))<1。(3)常見表示溶液既可能呈酸性也可能呈堿性的表述①與鋁粉反應放出氫氣的溶液；②常溫下，水電離出的c(OH－)＝1×10-12mol·L-1的溶液；③與NH4HCO3反應能產生氣體的溶液。(4)無色溶液：不含有Cu2+、Fe3+、Fe2+、MnOeq\o\al(－,4)等。第三步：“抓住反應發(fā)生條件”(1)清楚生成氣體、沉淀、弱電解質的復分解反應。(2)特別注意常見的氧化還原反應。(3)熟記相互促進的水解反應。(4)牢記能發(fā)生的絡合反應。第四步：“注意特殊情況”(1)S2-與SOeq\o\al(2-,3)在堿性條件下可以共存，但在酸性條件下則會發(fā)生氧化還原反應而不能大量共存。(2)NOeq\o\al(－,3)在堿性和中性環(huán)境中沒有氧化性，在酸性環(huán)境中具有氧化性。(3)ClO－在酸性、中性和堿性環(huán)境中均有較強的氧化性。eq\a\vs4\al(五、離子方程式正誤的判斷)一看拆分：(1)拆分是否正確：能拆的有可溶性強電解質，包括強酸、強堿、可溶性鹽；不能拆的有沉淀、氣體、弱電解質、多元弱酸的酸式酸根。(2)拆分比例是否正確。如：稀硫酸和Ba(OH)2溶液反應：H＋＋SOeq\o\al(2-,4)＋Ba2+＋OH－=BaSO4↓＋H2O，稀硫酸和Ba(OH)2拆分比例錯誤。二看守恒：質量和電荷是否守恒。三看事實：反應物和生成物是否符合反應原理。如：Fe與鹽酸：2Fe＋6H＋=2Fe3+＋2H2，產物Fe3+錯誤，應該是Fe2+；過量CO2通入NaOH溶液：CO2(過量)＋2OH－=COeq\o\al(2-,3)＋H2O，產物COeq\o\al(2-,3)錯誤，應該是HCOeq\o\al(－,3)。不同配比型的離子方程式，用定“1”法(量少的物質假設為1mol)書寫，再判斷是否正確。第5講新情境下方程式的書寫思維建模寫出氧化劑、還原劑、氧化產物、還原產物，配平化合價變化的元素；根據元素守恒確定缺少的物質(反應物、產物)；配平化合價沒有變化的元素，最后配水的化學計量數eq\x(\a\al(分析元素化,合價變化值))→eq\x(\a\al(判斷氧化劑、還原劑、,氧化產物、還原產物))→eq\x(\a\al(電子轉移,數目和方向))→eq\x(配平化學方程式)

主題3化學計算第1講以物質的量為中心的計算1.物質的量(1)物質的量的符號為n，單位為mol。(2)阿伏加德羅常數(NA)：NA≈6.02×1023mol-1，即1mol任何微粒集合體所含有的微粒數目與0.012kg12C所含有的原子數相同，均約為6.02×1023個。(3)物質的量(n)與微粒數(N)之間的關系：N＝nNA。2.摩爾質量eq\x(摩爾質量)eq\b\lc\{\rc\(\a\vs4\al\co1(定義：單位物質的量的物質所具有的質量,符號為M，單位為g·mol-1,計算公式：M＝\f(m,n),當質量以“g”為單位時，摩爾質量在數值上等,于該物質的相對原子質量或相對分子質量))3.氣體摩爾體積eq\x(\a\al(氣體,摩爾,體積))eq\b\lc\{\rc\(\a\vs4\al\co1(定義：單位物質的量的氣體所占的體積。符號為Vm,公式：Vm＝\f(V,n)，單位為L·mol-1,特例：標準狀況下的氣體摩爾體積為22.4L·mol-1))4.物質的量濃度eq\x(\a\al(物質,的量,濃度))eq\b\lc\{\rc\(\a\vs4\al\co1(定義：單位體積的溶液里所含溶質的物質的量。符號為c，,單位：mol·L-1,公式：c＝\f(n,V),注意：V是溶液的體積，溶液的體積不等于溶質體積與溶劑體積之和))

第2講利用化學方程式或關系式的計算eq\a\vs4\al(計算題解題一般過程)關系式法：實際化工生產中以及化學工作者進行科學研究時，往往涉及多步反應：從原料到產品可能要經過若干步反應；測定某一物質的含量可能要經過若干步中間過程。對于多步反應體系，依據若干化學反應方程式，找出起始物質與最終物質的量的關系，并據此列比例式進行計算求解方法，稱為“關系式”法。在進行多步反應的計算時，一般的解題步驟為eq\x(寫出各步反應的化學方程式)?根據化學方程式找出作為中介的物質，并確定已知物質、中介物質、所求物質之間的量(質量或物質的量或相同條件下氣體的體積)的關系?eq\x(確定已知物質和所求物質之間量的關系)?eq\x(根據所確定的已知物質和所求物質之間量的關系和已知條件進行計算)

第3講利用守恒法的計算質量守恒、元素守恒、電荷守恒、得失電子守恒等，利用這些守恒關系解題的方法叫做守恒法。(1)質量守恒就是化學反應前后各物質的質量總和不變，在配制或稀釋溶液的過程中，溶質的質量不變。(2)元素守恒即反應前后各元素種類不變，各元素原子個數不變，其物質的量、質量也不變。(3)電荷守恒即對于任一電中性的體系，如化合物、混合物、溶液等，電荷的代數和為零，即正電荷總數和負電荷總數相等。(4)得失電子守恒是指在發(fā)生氧化還原反應時，氧化劑得到的電子數一定等于還原劑失去的電子數，無論是自發(fā)進行的氧化還原反應還是原電池或電解池中均如此。守恒法解題步驟熱重分析法的應用和計算熱重分析是利用某些物質(通常是結晶水合物)受熱分解后殘留固體的質量變化，通過分析計算，從而確定分解反應產物的一類題型，這類題通常提供熱重曲線，曲線的橫坐標為溫度，縱坐標為質量變化或質量變化率。解題時，可以從質量變化或質量變化率入手，找出質量關系，通過列式計算確定產物成分。具體步驟(1)設晶體為1mol。(2)失重一般是先失水，再失非金屬氧化物。(3)計算每步的m剩余，eq\f(m剩余,m（1mol晶體質量）)×100%＝固體殘留率。(4)晶體中金屬質量不減少，仍在m剩余中。(5)失重最后一般為金屬氧化物，由質量守恒得m(O)，由n(金屬)∶n(O)，即可求出失重后物質的化學式。

eq\o(\s\up7(),\s\do5(模塊二無機物的轉化與應用))主題1金屬及其化合物eq\a\vs4\al(一、鈉及其重要化合物的性質與轉化網絡)1.2.重要反應(1)Na2O2和H2O反應的離子方程式：2Na2O2＋2H2O=4Na＋＋4OH－＋O2↑(2)Na2CO3轉化成NaOH的化學方程式：Na2CO3＋Ca(OH)2=CaCO3↓＋2NaOH(3)向飽和Na2CO3溶液中通入過量CO2氣體的離子方程式：2Na＋＋COeq\o\al(2-,3)＋CO2＋H2O=2NaHCO3↓(4)NaHCO3與過量Ca(OH)2溶液反應的離子方程式：HCOeq\o\al(－,3)＋Ca2+＋OH－=CaCO3↓＋H2O(5)NaHCO3與少量Ca(OH)2溶液反應的離子方程式：2HCOeq\o\al(－,3)＋Ca2+＋2OH－=CaCO3↓＋COeq\o\al(2-,3)＋2H2O(6)向NaOH溶液中通入少量CO2氣體反應的離子方程式：2OH－＋CO2=COeq\o\al(2-,3)＋H2O(7)向NaClO溶液中通入過量CO2氣體反應的離子方程式：ClO－＋H2O＋CO2=HClO＋HCOeq\o\al(－,3)(8)用惰性電極電解飽和食鹽水的化學方程式：2NaCl＋2H2Oeq\o(=,\s\up7(電解))2NaOH＋H2↑＋Cl2↑(9)NaHCO3溶液轉化成Na2CO3溶液的化學方程式：NaHCO3＋NaOH=Na2CO3＋H2Oeq\a\vs4\al(二、鋁及其重要化合物的性質與轉化網絡)1.2.重要反應(1)Al分別與鹽酸、NaOH溶液反應的離子方程式：2Al＋6H＋=2Al3+＋3H2↑、2Al＋2OH－＋2H2O=2AlOeq\o\al(－,2)＋3H2↑(2)Al和Fe3O4的反應：8Al＋3Fe3O4eq\o(=,\s\up7(高溫))4Al2O3＋9Fe(3)Al2O3分別與鹽酸、NaOH溶液反應的離子方程式：Al2O3＋6H＋=2Al3+＋3H2O、Al2O3＋2OH－=2AlOeq\o\al(－,2)＋H2O(4)Al(OH)3分別與鹽酸、NaOH溶液反應的離子方程式：Al(OH)3＋3H＋=Al3+＋3H2O、Al(OH)3＋OH－=AlOeq\o\al(－,2)＋2H2O(5)AlCl3分別與過量NH3·H2O、NaOH溶液反應的離子方程式：Al3+＋3NH3·H2O=Al(OH)3↓＋3NHeq\o\al(＋,4)、Al3+＋4OH－=AlOeq\o\al(－,2)＋2H2O(6)NaAlO2與少量鹽酸或過量鹽酸反應的離子方程式：AlOeq\o\al(－,2)＋H＋＋H2O=Al(OH)3↓、AlOeq\o\al(－,2)＋4H＋=Al3+＋2H2O(7)分別向NaAlO2溶液中通入少量或過量CO2反應的離子方程式：少量CO2：2AlOeq\o\al(－,2)＋CO2＋3H2O=2Al(OH)3↓＋COeq\o\al(2-,3)過量CO2：AlOeq\o\al(－,2)＋CO2＋2H2O=Al(OH)3↓＋HCOeq\o\al(－,3)(8)用離子方程式表示NaAlO2與NaHCO3不能共存的原因：AlOeq\o\al(－,2)＋H2O＋HCOeq\o\al(－,3)=Al(OH)3↓＋COeq\o\al(2-,3)

eq\a\vs4\al(三、鐵及其重要化合物的性質與轉化網絡)1.2.重要反應(1)Fe在少量Cl2中燃燒：2Fe＋3Cl2eq\o(=,\s\up7(點燃))2FeCl3(2)Fe和S混合加熱：Fe＋SFeS(3)Fe和H2O(g)高溫下反應：4H2O(g)＋3Feeq\o(=,\s\up7(高溫))Fe3O4＋4H2(4)稀硝酸分別和過量Fe粉或少量Fe粉反應的離子方程式：3Fe＋8H＋＋2NOeq\o\al(－,3)=3Fe2+＋2NO↑＋4H2O(鐵過量)、Fe＋4H＋＋NOeq\o\al(－,3)=Fe3+＋NO↑＋2H2O(鐵少量)(5)FeO分別與鹽酸、稀硝酸反應的離子方程式：FeO＋2H＋=Fe2+＋H2O、3FeO＋10H＋＋NOeq\o\al(－,3)=3Fe3+＋NO↑＋5H2O(6)Fe2O3與稀硝酸反應的化學方程式：Fe2O3＋6HNO3=2Fe(NO3)3＋3H2O(7)Fe3O4分別與稀鹽酸、稀硝酸反應的離子方程式：Fe3O4＋8H＋=2Fe3+＋Fe2+＋4H2O、3Fe3O4＋28H＋＋NOeq\o\al(－,3)=9Fe3+＋NO↑＋14H2O(8)Fe(OH)2分別與稀鹽酸、稀硝酸反應的離子方程式：Fe(OH)2＋2H＋=Fe2+＋2H2O、3Fe(OH)2＋10H＋＋NOeq\o\al(－,3)=3Fe3+＋NO↑＋8H2O(9)Fe(OH)3分別與稀鹽酸、氫碘酸反應的離子方程式：Fe(OH)3＋3H＋=Fe3+＋3H2O、2Fe(OH)3＋6H＋＋2I－=2Fe2+＋I2＋6H2O(10)Fe(OH)2露置于空氣中：4Fe(OH)2＋O2＋2H2O=4Fe(OH)3(11)制備Fe(OH)3膠體：FeCl3＋3H2O(沸水)eq\o(=,\s\up7(煮沸))Fe(OH)3(膠體)＋3HCl(12)鐵發(fā)生吸氧腐蝕生成鐵銹(Fe2O3·nH2O)的過程：負極：2Fe－4e－=2Fe2+，正極：O2＋4e－＋2H2O=4OH－，Fe2+＋2OH－=Fe(OH)2↓，4Fe(OH)2＋O2＋2H2O=4Fe(OH)3，2Fe(OH)3=Fe2O3·nH2O＋(3－n)H2O。eq\a\vs4\al(四、金屬資源的開發(fā))1.銅及其重要化合物(1)銅及其重要化合物的性質與轉化網絡(2)重要反應①Cu分別和濃硫酸、稀硝酸反應的化學方程式：Cu＋2H2SO4(濃)CuSO4＋SO2↑＋2H2O、3Cu＋8HNO3(稀)=3Cu(NO3)2＋2NO↑＋4H2O②銅綠的生成：2Cu＋O2＋H2O＋CO2=Cu2(OH)2CO3③FeCl3溶液腐蝕銅板的離子方程式：2Fe3+＋Cu=2Fe2+＋Cu2+④Cu和S混合加熱、Cu在Cl2中燃燒：2Cu＋SCu2S、Cu＋Cl2eq\o(=,\s\up7(點燃))CuCl2⑤用惰性電極電解CuSO4溶液：2CuSO4＋2H2Oeq\o(=,\s\up7(電解))2Cu＋O2↑＋2H2SO42.金屬活動性順序與金屬冶煉(1)規(guī)律方法金屬的冶煉方法與金屬活動性順序有密切的關系：KCaNaMgAlZnFeSnPb(H)CuHgAgPtAu電解法熱還原法加熱分解法物理方法(2)特別提醒①電解法冶煉活潑金屬使用的是熔融的金屬鹽或金屬氧化物，而不是鹽溶液。②鈉、鎂的冶煉是電解熔融的NaCl、MgCl2；鋁的冶煉是電解加了冰晶石的熔融Al2O3，不是電解熔融AlCl3，因為AlCl3是共價化合物，熔融態(tài)不導電。③熱還原法中使用的還原劑通常為碳、一氧化碳和氫氣等。eq\a\vs4\al(五、金屬化合物的重要應用)物質俗名典型應用(原理)Na2CO3純堿、蘇打、天然堿、口堿去油污(溶液堿性，使油脂水解)NaHCO3小蘇打抑酸劑(水溶液呈弱堿性，中和過多胃酸)；食品膨化劑(受熱分解產生氣體)Na2SiO3水玻璃、泡花堿、礦物膠礦物膠；防火材料Al2O3剛玉耐高溫材料(高熔點)；耐磨材料(硬度大)KAl(SO4)2·12H2O明礬凈水劑(絮凝劑)Al3+＋3H2O=Al(OH)3(膠體)＋3H＋形成的Al(OH)3為膠體，具有吸附性Fe2O3鐵紅、赤鐵礦紅色涂料(鐵紅)；冶煉鐵Fe3O4磁鐵礦磁性材料；冶煉鐵CuSO4·5H2O膽礬、藍礬殺蟲劑——波爾多液(重金屬離子使病菌蛋白變性)

主題2非金屬及其化合物eq\a\vs4\al(一、鹵素及其重要化合物的性質與轉化網絡)1.2.重要反應(1)實驗室用MnO2和濃鹽酸反應制Cl2的離子方程式：MnO2＋4H＋＋2Cl－Mn2+＋Cl2↑＋2H2O(2)工業(yè)制Cl2的離子方程式：2Cl－＋2H2Oeq\o(=,\s\up7(電解))Cl2↑＋H2↑＋2OH－(3)潔廁靈和漂白液混合的離子方程式：ClO－＋Cl－＋2H＋=Cl2↑＋H2O(4)向水中通入Cl2的離子方程式：Cl2＋H2O?H＋＋Cl－＋HClO(5)制漂白液的化學方程式：Cl2＋2NaOH=NaCl＋NaClO＋H2O(6)制漂白粉的化學方程式：2Cl2＋2Ca(OH)2=CaCl2＋Ca(ClO)2＋2H2O(7)在空氣中漂白粉漂白原理的離子方程式：Ca2+＋2ClO－＋CO2＋H2O=CaCO3↓＋2HClO(8)向FeBr2溶液通入少量Cl2的離子方程式：2Fe2+＋Cl2=2Fe3+＋2Cl－(9)向FeBr2溶液中通入等量Cl2的離子方程式：2Fe2+＋2Br－＋2Cl2=2Fe3+＋Br2＋4Cl－(10)向FeBr2溶液中通入過量Cl2的離子方程式：2Fe2+＋4Br－＋3Cl2=2Fe3+＋2Br2＋6Cl－(11)加熱條件下Cl2可與NaOH溶液生成NaClO3的離子方程式：3Cl2＋6OH－5Cl－＋ClOeq\o\al(－,3)＋3H2Oeq\a\vs4\al(二、硫及其化合物的性質與轉化網絡)1.2.重要反應(1)書寫離子方程式①熱NaOH溶液除硫：3S＋6OH－2S2-＋SOeq\o\al(2-,3)＋3H2O②將少量SO2氣體通入NaOH溶液中：SO2＋2OH－=SOeq\o\al(2-,3)＋H2O③將SO2和Cl2等體積混合通入水中：SO2＋Cl2＋2H2O=4H＋＋2Cl－＋SOeq\o\al(2-,4)④將足量SO2氣體通入FeCl3溶液中：SO2＋2Fe3+＋2H2O=SOeq\o\al(2-,4)＋2Fe2+＋4H＋(2)書寫化學方程式①將SO2通入H2S溶液中：2H2S＋SO2=3S↓＋2H2O②Cu和濃硫酸混合加熱：Cu＋2H2SO4(濃)CuSO4＋SO2↑＋2H2O③C和濃硫酸混合加熱：C＋2H2SO4(濃)CO2↑＋2SO2↑＋2H2O④實驗室利用Na2SO3和濃硫酸制SO2：Na2SO3＋H2SO4(濃)=Na2SO4＋H2O＋SO2↑⑤工業(yè)上用過量的氨水吸收SO2：SO2＋2NH3·H2O=(NH4)2SO3＋H2Oeq\a\vs4\al(三、氮及其重要化合物的性質與轉化網絡)1.2.重要反應(1)書寫離子方程式①將NO2通入水中：3NO2＋H2O=2H＋＋2NOeq\o\al(－,3)＋NO②將NH4Cl溶液與NaOH溶液混合加熱：NHeq\o\al(＋,4)＋OH－NH3↑＋H2O③將NH3通入AlCl3溶液中：3NH3＋3H2O＋Al3+=Al(OH)3↓＋3NHeq\o\al(＋,4)④將氨水滴入FeCl3溶液中：3NH3·H2O＋Fe3+=Fe(OH)3↓＋3NHeq\o\al(＋,4)⑤Cu和濃硝酸反應：Cu＋4H＋＋2NOeq\o\al(－,3)=Cu2+＋2H2O＋2NO2↑⑥Cu和稀硝酸反應：3Cu＋8H＋＋2NOeq\o\al(－,3)=3Cu2+＋2NO↑＋4H2O⑦C和濃硝酸反應：C＋4H＋＋4NOeq\o\al(－,3)CO2↑＋4NO2↑＋2H2O(2)書寫化學方程式①N2和O2的反應：N2＋O2eq\o(=,\s\up7(放電或高溫))2NO②氨的催化氧化：4NH3＋5O2eq\o(=,\s\up11(催化劑),\s\do4(△))4NO＋6H2O③實驗室用消石灰和NH4Cl制氨氣：Ca(OH)2＋2NH4ClCaCl2＋2NH3↑＋2H2O④濃硝酸變黃：4HNO3eq\o(=,\s\up7(光或△))4NO2↑＋O2↑＋2H2Oeq\a\vs4\al(四、碳、硅及其重要化合物性質與轉化網絡)1.2.重要反應(1)制水煤氣：C＋H2O(g)eq\o(=,\s\up7(高溫))CO＋H2(2)制備粗硅：2C＋SiO2eq\o(=,\s\up7(高溫))2CO↑＋Si(3)“水滴石穿”的反應原理(用離子方程式表示)：CaCO3＋CO2＋H2O=Ca2+＋2HCOeq\o\al(－,3)(4)“鐘乳石”的形成過程(用化學方程式表示)：CaCO3＋CO2＋H2O=Ca(HCO3)2，Ca(HCO3)2CaCO3↓＋CO2↑＋H2O。(5)向飽和Na2CO3溶液中通入過量CO2的離子方程式：2Na＋＋COeq\o\al(2-,3)＋CO2＋H2O=2NaHCO3↓(6)SiO2和氫氟酸的反應的化學方程式：SiO2＋4HF=SiF4↑＋2H2O(7)SiO2和NaOH溶液反應的離子方程式：SiO2＋2OH－=SiOeq\o\al(2-,3)＋H2O(8)向Na2SiO3溶液中通入過量CO2的離子方程式：SiOeq\o\al(2-,3)＋2CO2＋2H2O=H2SiO3↓＋2HCOeq\o\al(－,3)

eq\o(\s\up7(),\s\do5(模塊三化學反應原理))主題1化學反應與能量變化第1講反應熱與熱化學方程式eq\a\vs4\al(一、焓變反應熱)1.化學反應的實質與特征(1)實質：反應物中化學鍵的斷裂和生成物中化學鍵的形成。(2)特征：既有物質變化，又伴有能量變化，通常主要表現為熱量的變化。2.反應熱和焓變(1)反應熱：化學反應中放出或吸收的熱量。(2)焓變：在恒壓條件下化學反應的熱效應，其符號為ΔH，單位是kJ·mol-1。3.吸熱反應和放熱反應(1)從反應物和生成物的總能量相對大小的角度分析：(2)從化學鍵的變化角度分析：eq\a\vs4\al(二、熱化學方程式)1.概念：表示參與化學反應的物質的物質的量和反應熱關系的化學方程式。2.意義：表明了化學反應中的物質變化和能量變化。如2H2(g)＋O2(g)=2H2O(l)ΔH＝－571.6kJ·mol-1表示：2mol氫氣和1mol氧氣反應生成2mol液態(tài)水時放出571.6kJ的熱量。3.熱化學方程式的書寫4.熱化學方程式的正誤判斷eq\a\vs4\al(三、蓋斯定律及其應用)1.內容：化學反應不管是一步完成還是分幾步完成，其反應熱是相等的，即化學反應的反應熱只與反應體系的始態(tài)和終態(tài)有關，而與反應的途徑無關。2.意義：間接計算某些反應的反應熱。3.應用：方程式反應熱間的關系aAeq\o(→,\s\up7(ΔH1))B、Aeq\o(→,\s\up7(ΔH2))eq\f(1,a)BΔH1＝aΔH2Aeq\o(?,\s\up9(ΔH1),\s\do7(ΔH2))BΔH1＝－ΔH2ΔH＝ΔH1＋ΔH24.有關蓋斯定律的計算eq\a\vs4\al(四、燃燒熱、中和熱)1.燃燒熱2.中和熱3.中和熱測量裝置eq\a\vs4\al(五、能壘、催化劑等有關圖像)臭氧層中O3分解過程如圖所示。臭氧分解過程示意圖1.E、E1、E2分別是總反應、催化反應①和②的活化能。2.活化能大的化學反應的速率慢。3.總反應的速率是由化學反應慢的催化反應①決定的。4.Cl是反應的催化劑，ClO是中間產物。

第2講原電池原理及其應用eq\a\vs4\al(一、原電池原理)1.概念和反應本質原電池是把化學能轉化為電能的裝置，其反應本質是自發(fā)的氧化還原反應。2.工作原理以鋅銅原電池為例：INCLUDEPICTURE"YL22-HX626.tif"ⅠⅡ電極名稱負極正極電極材料ZnCu電極反應Zn－2e－=Zn2+Cu2+＋2e－=Cu反應類型氧化反應還原反應電子流向(外電路)由負極沿導線流向正極離子移向(內電路)陰離子向負極移動，陽離子向正極移動；鹽橋含飽和KCl溶液，K＋移向正極，Cl－移向負極裝置區(qū)別裝置Ⅰ：還原劑Zn與氧化劑Cu2+直接接觸，易造成能量損耗，裝置效率很低；裝置Ⅱ：還原劑在負極區(qū)，而氧化劑在正極區(qū)，能避免能量損耗3.構成條件一“兩極一液一線一反應”電極兩極為導體，且存在活動性差異，一般活動性較強的金屬作負極，活動性較弱的金屬或非金屬導體作正極溶液兩極插入電解質溶液中回路形成閉合回路或兩極直接接觸本質自發(fā)地發(fā)生氧化還原反應4.三個方向電子移動方向從負極流出沿導線流入正極電流方向從正極沿導線流向負極離子遷移方向電解質溶液中，陰離子向負極遷移，陽離子向正極遷移5.原電池工作原理的應用原電池原理的應用化學原理比較金屬的活動性強弱原電池中，一般活動性較強的金屬作負極，而活動性較弱的金屬(或能導電的非金屬)作正極。如有兩種金屬A和B，用導線將A和B連接后，插入稀硫酸中，一段時間后，若觀察到A溶解，而B上有氣泡逸出，則說明A作負極，B作正極，則一般情況下金屬活動性：A＞B增大化學反應速率由于形成了原電池，導致化學反應速率增大。如Zn與稀硫酸反應制氫氣時，可向溶液中滴加少量CuSO4溶液，形成“Cu-Zn-稀硫酸”原電池，增大反應速率金屬腐蝕的防護使需要保護的金屬制品作原電池的正極而受到保護。如要保護一個鐵質的輸水管道或鋼鐵橋梁，可用導線將其與一塊鋅塊相連，形成原電池，使鋅作原電池的負極被損耗，鐵作正極而受到保護6.設計制作化學電源的思路eq\a\vs4\al(二、日常生活中的三種電池)1.堿性鋅錳干電池——一次電池正極反應：MnO2＋H2O＋e－=MnO(OH)＋OH－；負極反應：Zn＋2OH－－2e－=Zn(OH)2；總反應：Zn＋2MnO2＋2H2O=2MnO(OH)＋Zn(OH)2。2.鋅銀電池——一次電池負極反應：Zn＋2OH－－2e－=Zn(OH)2；正極反應：Ag2O＋H2O＋2e－=2Ag＋2OH－；總反應：Zn＋Ag2O＋H2O=Zn(OH)2＋2Ag。3.二次電池(可充電電池)鉛蓄電池是最常見的二次電池?？偡磻篜b(s)＋PbO2(s)＋2H2SO4(aq)eq\o(?,\s\up9(放電),\s\do9(充電))2PbSO4(s)＋2H2O(l)。負極材料是Pb，正極材料是PbO2。eq\a\vs4\al(三、原電池電極反應式的書寫)1.書寫的一般步驟2.已知總反應方程式，書寫電極反應式(1)書寫步驟步驟一：寫出電池總反應式，標出電子轉移的方向和數目(ne－)。步驟二：找出正、負極，失電子的電極為負極；確定溶液的酸堿性。步驟三：書寫電極反應式。負極反應：還原劑－ne－=氧化產物正極反應：氧化劑＋ne－=還原產物(2)書寫技巧若某電極反應式較難寫時，可先寫出較易的電極反應式，用總反應式減去較易寫的電極反應式，即可得出較難寫的電極反應式。如CH3OCH3(二甲醚)酸性燃料電池中，總反應式：CH3OCH3＋3O2=2CO2＋3H2O正極：O2＋4H＋＋4e－=2H2O負極：CH3OCH3＋3H2O－12e－=2CO2↑＋12H＋3.氫氧燃料電池在四種常見介質中的電極反應式總結負極eq\b\lc\{\rc\(\a\vs4\al\co1(H2－2e－=2H＋酸作介質,H2－2e－＋2OH－=2H2O堿作介質,H2－2e－＋O2-=H2O熔融金屬氧化物作介質,H2－2e－＋COeq\o\al(2-,3)=H2O＋CO2熔融碳酸鹽作介質))正極eq\b\lc\{\rc\(\a\vs4\al\co1(O2＋4e－＋4H＋=2H2O酸作介質,O2＋4e－＋2H2O=4OH－堿作介質,O2＋4e－=2O2-熔融金屬氧化物作介質,O2＋4e－＋2CO2=2COeq\o\al(2-,3)熔融碳酸鹽作介質))eq\a\vs4\al(四、金屬的腐蝕與防護)1.金屬腐蝕的本質金屬原子失去電子變?yōu)榻饘訇栯x子，發(fā)生氧化反應。2.金屬腐蝕的類型析氫腐蝕與吸氧腐蝕——以鋼鐵的腐蝕為例進行分析類型析氫腐蝕吸氧腐蝕條件水膜酸性較強水膜酸性很弱或呈中性電極反應負極Fe－2e－=Fe2+正極2H＋＋2e－=H2↑O2＋2H2O＋4e－=4OH－總反應式Fe＋2H＋=Fe2+＋H2↑2Fe＋O2＋2H2O=2Fe(OH)2①鋼鐵的吸氧腐蝕更普遍。②鐵銹的形成：4Fe(OH)2＋O2＋2H2O=4Fe(OH)3，2Fe(OH)3=Fe2O3·xH2O(鐵銹)＋(3－x)H2O。3.金屬的防護(1)電化學防護①犧牲陽極的陰極保護法——原電池原理a.負極：比被保護金屬活潑的金屬；b.正極：被保護的金屬設備。②外加電流的陰極保護法——電解原理a.陰極：被保護的金屬設備；b.陽極：惰性金屬或石墨。(2)改變金屬的內部結構，如制成合金、不銹鋼等。(3)加防護層，如在金屬表面噴油漆、涂油脂、電鍍、噴鍍或表面鈍化等方法。

第3講電解原理及其應用eq\a\vs4\al(一、電解和電解池)1.電解：在電流作用下，電解質在兩個電極上分別發(fā)生氧化反應和還原反應的過程。2.電解池：將電能轉化為化學能的裝置。3.電解池的構成(1)有與電源相連的兩個電極。(2)電解質溶液(或熔融電解質)。(3)形成閉合回路。eq\a\vs4\al(二、電解池的工作原理（以石墨電極電解氯化銅溶液為例）)eq\a\vs4\al(三、陰、陽極的判斷及電極反應式的書寫)1.判斷電解池的陰、陽極(1)根據外接電源的正、負極判斷電源正極連接陽極，電源負極連接陰極。(2)根據電極產物判斷電極溶解、逸出O2(或電極區(qū)變酸性)或逸出Cl2的為陽極；析出金屬、逸出H2(或電極區(qū)變堿性)的為陰極。2.電極反應式的書寫步驟(1)分析電解質水溶液的組成：找全離子并分陰、陽兩組(不要忘記水溶液中的H＋和OH－)。(2)排出陰、陽兩極的放電順序①陽極活性電極：金屬作陽極(Pt、Au除外)，金屬本身被電解(注：Fe生成Fe2+而不是Fe3+)；惰性電極(Pt、Au、石墨等)：還原性強的離子先放電，放電順序為S2->I－>Br－>Cl－>OH－>含氧酸根。②陰極(放電順序與電極材料無關)氧化性強的離子先放電，放電順序為Ag＋>Fe3+>Cu2+>H＋(酸中)>Fe2+>Zn2+>H＋(水中)。注意：①陰極不管是什么材料，電極本身都不反應，一定是溶液(或熔融電解質)中的陽離子放電。②最常用、最重要的放電順序為陽極：Cl－>OH－；陰極：Ag＋>Cu2+>H＋。③電解水溶液時，K＋～Al3+不可能在陰極放電，即不可能用電解水溶液的方法得到K、Ca、Na、Mg、Al等金屬。(3)寫出兩極電極反應式①陽極：活性電極失去電子生成相應的金屬陽離子；溶液中的陰離子失去電子生成相應的單質或高價態(tài)化合物。②陰極：溶液中的陽離子得到電子生成相應的單質或低價態(tài)化合物。(4)寫出電解總反應式在兩極轉移電子數目相同的前提下，兩極反應式相加即可得總反應的化學方程式或離子方程式。eq\a\vs4\al(四、用惰性電極電解電解質溶液的規(guī)律)類型實例電極反應式電解對象溶液pH變化溶液復原方法電解水型含氧酸H2SO4陽極：4OH－－4e－=2H2O＋O2↑陰極：2H＋＋2e－=H2↑總反應：2H2Oeq\o(=,\s\up10(電解))2H2↑＋O2↑水減小加水強堿NaOH增大活潑金屬的含氧酸鹽KNO3不變電解電解質型無氧酸(氫氟除外)HCl陽極：2Cl－－2e－=Cl2↑陰極：2H＋＋2e－=H2↑總反應：2HCleq\o(=,\s\up10(電解))H2↑＋Cl2↑HCl增大通入HCl氣體不活潑金屬的無氧酸鹽CuCl2陽極：2Cl－－2e－=Cl2↑陰極：Cu2+＋2e－=Cu總反應：CuCl2eq\o(=,\s\up10(電解))Cu＋Cl2↑CuCl2－加CuCl2固體放氫生堿型活潑金屬的無氧酸鹽NaCl陽極：2Cl－－2e－=Cl2↑陰極：H2O＋2e－=H2↑＋2OH－總反應：2NaCl＋2H2Oeq\o(=,\s\up10(電解))H2↑＋Cl2↑＋2NaOHNaCl和H2O增大通入HCl氣體放氧生酸型不活潑金屬的含氧酸鹽AgNO3陽極：2H2O－4e－=O2↑＋4H＋陰極：Ag＋＋e－=Ag總反應：4AgNO3＋2H2Oeq\o(=,\s\up7(電解))4Ag＋O2↑＋4HNO3AgNO3和H2O減小加入Ag2O固體電解質溶液的復原若要使電解后的溶液恢復到原狀態(tài)，應遵循“出什么加什么”(即一般加入陰極產物與陽極產物形成的化合物)的原則。如用惰性電極電解鹽酸(足量)一段時間后，若要使溶液復原，應通入HCl氣體而不能加入鹽酸。eq\a\vs4\al(五、電解原理的應用)1.氯堿工業(yè)(1)電極反應陽極反應式：2Cl－－2e－=Cl2↑(氧化反應)；陰極反應式：2H2O＋2e－=H2↑＋2OH－(還原反應)。(2)總反應方程式2NaCl＋2H2Oeq\o(=,\s\up7(電解))2NaOH＋H2↑＋Cl2↑。(3)氯堿工業(yè)生產流程圖2.電鍍和電解精煉銅電鍍(Fe表面鍍Cu)電解精煉銅陽極電極材料鍍層金屬銅粗銅(含Zn、Fe、Ni、Ag、Au等雜質)電極反應Cu－2e－=Cu2+Zn－2e－=Zn2+、Fe－2e－=Fe2+、Ni－2e－=Ni2+、Cu－2e－=Cu2+陰極電極材料待鍍金屬鐵純銅電極反應Cu2+＋2e－=Cu電解質溶液含Cu2+的鹽溶液注：電解精煉銅時，粗銅中的Ag、Au等不反應，沉積在電解池底部形成陽極泥3.電冶金：利用電解熔融鹽或氧化物的方法來冶煉活潑金屬Na、Ca、Mg、Al等?？偡磻瘜W方程式陽極、陰極反應式冶煉鈉2NaCl(熔融)_eq\o(=,\s\up7(電解))2Na＋Cl2↑陽極：2Cl－－2e－=Cl2↑、陰極：Na＋＋e－=Na冶煉鎂MgCl2(熔融)eq\o(=,\s\up7(電解))Mg＋Cl2↑陽極：2Cl－－2e－=Cl2↑、陰極：Mg2+＋2e－=Mg冶煉鋁2Al2O3(熔融)eq\o(=,\s\up7(電解),\s\do7(冰晶石))4Al＋3O2↑陽極：2O2-－4e－=O2↑、陰極：Al3+＋3e－=Al注意：①冶煉鎂不用MgO作原料；冶煉鋁不用AlCl3作原料。②冶煉鋁的過程中陽極產生的氧氣與碳塊在高溫條件下反應，使陽極材料消耗。

主題2化學反應速率與化學平衡第1講化學反應速率與化學反應進行的方向eq\a\vs4\al(一、化學反應速率)1.表示方法：通常用單位時間內反應物濃度的減少或生成物濃度的增加表示。2.表達式：v＝eq\f(Δc,Δt)，單位：mol·L-1·s-1或mol·L-1·min-1。3.化學反應速率與化學計量數關系對于已知反應mA(g)＋nB(g)=pC(g)＋qD(g)，其化學反應速率可用不同的反應物或生成物來表示，當單位相同時，化學反應速率的數值之比等于化學計量數之比，即v(A)∶v(B)∶v(C)∶v(D)＝m∶n∶p∶q。4.準確理解化學反應速率(1)化學反應速率一般指平均速率而不是某一時刻的瞬時速率，且無論用反應物還是用生成物表示均取正值。(2)同一化學反應，相同條件下用不同物質表示的反應速率，其數值可能不同，但表示的意義相同。(3)不能用固體或純液體表示化學反應速率，因為固體或純液體的濃度視為常數。5.計算化學反應速率的常用方法(1)定義式法：根據“v＝eq\f(Δc,Δt)”進行計算。(2)比例式法：根據“化學反應速率之比等于化學計量數之比”進行計算。(3)三段式法：具體步驟如下。①寫出有關反應的化學方程式。②找出各物質的起始量、轉化量、某時刻量。③根據已知條件列方程式計算。例如，反應mA＋nB?pCt0時刻濃度/(mol·L-1)ab0轉化濃度/(mol·L-1)xeq\f(nx,m)eq\f(px,m)t1時刻濃度/(mol·L-1)a－xb－eq\f(nx,m)eq\f(px,m)則：v(A)＝eq\f(x,t1－t0)mol·L-1·s-1、v(B)＝eq\f(nx,m(t1－t0))mol·L-1·s-1、v(C)＝eq\f(px,m(t1－t0))mol·L-1·s-1。eq\a\vs4\al(二、化學反應速率的影響因素)1.內因反應物本身的性質是主要因素。如相同條件下Mg、Al與稀鹽酸反應的速率大小關系為Mg>Al。2.外因(其他條件不變，只改變一個條件)eq\x(濃度)增大反應物濃度，反應速率增大，反之減小|eq\x(壓強)對于有氣體參加的反應，增大壓強，反應速率增大，反之減小|eq\x(溫度)eq\a\vs4\al(升高溫度，反應速率增大，反之減小)|eq\x(催化劑)使用催化劑，能改變化學反應速率，且正、逆反應速率的改變程度相同|eq\x(\a\al(其他,因素))eq\a\vs4\al(反應物間的接觸面積、光輻照、放射線輻照、超聲波等)3.理解外界條件對化學反應速率的影響(1)反應物本身的性質是影響化學反應速率的主要因素。(2)壓強對化學反應速率的影響是通過改變濃度實現的，所以分析壓強的改變對反應速率的影響時，也可以從濃度是否發(fā)生改變的角度來分析，若改變總壓強而各物質的濃度不改變，則反應速率不變。(3)改變溫度，使用催化劑，反應速率一定發(fā)生變化，其他外界因素的改變，反應速率不一定發(fā)生變化。(4)固體反應物量的增減，不能改變化學反應速率，固體的表面積改變才能改變化學反應速率。4.氣體反應體系中充入惰性氣體(不參與反應)對反應速率的影響(1)恒溫恒容：充入“惰性氣體”→總壓增大→物質濃度不變(活化分子濃度不變)→反應速率不變。(2)恒溫恒壓：充入“惰性氣體”→體積增大→物質濃度減小(活化分子濃度減小)→反應速率減小。eq\a\vs4\al(三、化學反應進行的方向)2.焓變、熵變和溫度對化學反應方向的影響ΔHΔSΔH－TΔS反應情況－＋永遠是負值在任何溫度下過程均自發(fā)進行＋－永遠是正值在任何溫度下過程均非自發(fā)進行＋＋低溫為正；高溫為負低溫時非自發(fā)；高溫時自發(fā)－－低溫為負；高溫為正低溫時自發(fā)；高溫時非自發(fā)第2講化學平衡狀態(tài)與化學平衡常數eq\a\vs4\al(一、化學平衡狀態(tài))1.概念：一定條件下的可逆反應，當反應進行到一定程度時，正反應速率和逆反應速率相等，反應物的濃度和生成物的濃度不再改變，我們稱為“化學平衡狀態(tài)”，簡稱“化學平衡”。2.建立過程：在一定條件下，把某一可逆反應的反應物加入固定容積的密閉容器中。反應過程如下：以上過程可用下圖表示：3.特征：eq\a\vs4\al(二、化學平衡常數K的應用)1.利用化學平衡常數判斷化學反應可能進行的程度，K值越大，反應進行的程度越大。2.利用化學平衡常數K與Qc判斷化學平衡移動的方向aA(g)＋bB(g)?cC(g)＋dD(g)K＝eq\f(cc(C)·cd(D),ca(A)·cb(B))平衡時濃度Qc＝eq\f(cc(C)·cd(D),ca(A)·cb(B))某時刻濃度Keq\b\lc\{\rc\(\a\vs4\al\co1(＝Qc，反應處于化學平衡狀態(tài)，v（正）＝v（逆）,＜Qc，平衡向逆反應方向移動，v（正）＜v（逆）,＞Qc，平衡向正反應方向移動，v（正）＞v（逆）))3.利用化學平衡常數K判斷可逆反應的熱效應K的變化結論升高溫度增大正反應為吸熱反應減小正反應為放熱反應降低溫度增大正反應為放熱反應減小正反應為吸熱反應

第3講化學平衡的移動eq\a\vs4\al(一、化學平衡移動的影響因素)1.化學平衡移動的過程2.化學平衡移動方向與化學反應速率的關系(1)v(正)＞v(逆)：平衡向正反應方向移動。(2)v(正)＝v(逆)：反應達到平衡狀態(tài)，平衡不移動。(3)v(正)＜v(逆)：平衡向逆反應方向移動。3.外界條件對化學平衡的具體影響改變影響平衡的一個條件化學平衡移動方向化學平衡移動結果濃度增大反應物濃度向正反應方向移動反應物濃度減小，但比原來大減小反應物濃度向逆反應方向移動反應物濃度增大，但比原來小增大生成物濃度向逆反應方向移動生成物濃度減小，但比原來大減小生成物濃度向正反應方向移動生成物濃度增大，但比原來小壓強增大體系壓強向氣體體積減小的反應方向移動體系壓強減小，但比原來大減小體系壓強向氣體體積增大的反應方向移動體系壓強增大，但比原來小溫度升高溫度向吸熱反應方向移動體系溫度降低，但比原來高降低溫度向放熱反應方向移動體系溫度升高，但比原來低4.幾種特殊情況(1)改變固體或純液體的量，對化學平衡沒影響。(2)“惰性氣體”對化學平衡的影響。①恒溫、恒容條件：原平衡體系eq\o(→,\s\up7(充入惰性氣體))體系總壓強增大→體系中各組分的濃度不變→平衡不移動。②恒溫、恒壓條件：原平衡體系eq\o(→,\s\up7(充入惰性氣體))eq\o(\s\up12(容器容積增大，各反),\s\do4(應氣體的分壓減小))→eq\o(\s\up12(體系中各組分的濃度),\s\do4(同倍數減小等效于減壓))(3)同等程度地改變反應混合物中各物質的濃度時，應視為壓強的影響。eq\a\vs4\al(二、等效思想的應用)1.恒溫、恒容條件下氣體體積改變的反應判斷方法：極值等量即等效。2SO2(g)＋O2(g)?2SO3(g)說明應用①2mol1mol0④中a、b、c三者的關系滿足：c＋a＝2、eq\f(c,2)＋b＝1，即與①②③平衡等效①②③④達到平衡后，各物質物質的量、質量、物質的量濃度、百分含量(物質的量分數、質量分數、體積分數)相同②002mol③0.5mol0.25mol1.5mol④amolbmolcmol2.恒溫、恒壓條件下氣體體積改變的反應判斷方法：極值等比即等效。2SO2(g)＋O2(g)?2SO3(g)說明應用①2mol3mol0④中a、b、c三者的關系滿足：eq\f(c＋a,\f(c,2)＋b)＝eq\f(2,3)，即與①②③平衡等效①②③④達到平衡后，各物質物質的量、質量等比，組分物質的量濃度、百分含量(物質的量分數、質量分數、體積分數)相同②4mol6mol0③1mol3.5mol2mol④amolbmolcmol3.恒溫條件下氣體體積不變的反應判斷方法：無論是恒溫恒容還是恒溫恒壓，只要極值等比即等效，因為壓強改變對該類反應的化學平衡無影響。H2(g)＋I2(g)?2HI(g)說明應用①1mol1mol0④中a、b、c三者的關系滿足：eq\b\lc\(\rc\)(\a\vs4\al\co1(\f(c,2)＋a))∶(eq\f(c,2)＋b)＝1∶1或a∶b＝1∶1、c≥0，即與①②③平衡等效①②③④達到平衡后，各物質物質的量、質量、物質的量濃度等比(恒溫恒壓條件下，物質的量濃度相同)，組分百分含量(物質的量分數、質量分數、體積分數)相同②2mol2mol0③002mol④amolbmolcmoleq\a\vs4\al(三、等效平衡的應用（等效思想）)(1)充入反應物或生成物按照等效模式，轉化為同種物質再進行比較。(2)恒溫恒容，將反應物的用量成倍數關系變化一般先建立等效平衡(將體積成倍數關系變化)?確定此時各個量的關系?將變化的體積復原(相當于增大或減小壓強)?確定平衡移動的方向?分析平衡移動引起的量的變化。如aA(g)?bB(g)＋cC(g)：(3)恒溫恒容與恒溫恒壓比較一般先建立等效平衡(將恒容容器先變?yōu)楹銐喝萜??確定反應過程中體積的變化?將體積復原(活塞上移或下移)?確定平衡移動的方向?分析平衡移動引起的量的變化。

主題3水溶液中的離子平衡第1講弱電解質的電離平衡eq\a\vs4\al(一、電解質的電離平衡)1.強、弱電解質(1)概念(2)與化合物類型的關系強電解質主要是大部分離子化合物及某些共價化合物，弱電解質主要是某些共價化合物。2.電離方程式的書寫(1)弱電解質①多元弱酸分步電離，且第一步電離程度遠遠大于第二步，如H2CO3電離方程式：H2CO3?H＋＋HCOeq\o\al(－,3)，HCOeq\o\al(－,3)?H＋＋COeq\o\al(2-,3)。②多元弱堿電離方程式一步寫出，如Fe(OH)3電離方程式：Fe(OH)3?Fe3+＋3OH－。(2)酸式鹽①強酸的酸式鹽完全電離，如NaHSO4電離方程式：NaHSO4=Na＋＋H＋＋SOeq\o\al(2-,4)。②弱酸的酸式鹽中酸式酸根離子不能完全電離，如NaHCO3電離方程式：NaHCO3=Na＋＋HCOeq\o\al(－,3)，HCOeq\o\al(－,3)?H＋＋COeq\o\al(2-,3)。3.弱電解質的電離(1)電離平衡的建立弱電解質的電離平衡是指在一定條件下，弱電解質的分子電離成離子的速率和離子結合成分子的速率相等，溶液中的分子和離子的濃度都保持不變時的狀態(tài)。平衡建立過程的v-t圖像如圖所示。(2)弱電解質電離平衡的特征(3)外界條件對電離平衡的影響①溫度：溫度升高，電離平衡向右移動，電離程度增大。②濃度：稀釋溶液，電離平衡向右移動，電離程度增大。③同離子效應——加入與弱電解質具有相同離子的強電解質：電離平衡向左移動，電離程度減小。④加入能與弱電解質電離出的離子反應的物質：電離平衡向右移動，電離程度增大。4.強、弱電解質的比較(1)一元強酸(HCl)與一元弱酸(CH3COOH)的比較①相同物質的量濃度、相同體積的鹽酸與醋酸溶液的比較酸比較項目c(H＋)pH中和堿的能力與足量活潑金屬反應產生H2的量開始與金屬反應的速率鹽酸大小相同相同大醋酸溶液小大小②相同pH、相同體積的鹽酸與醋酸溶液的比較酸比較項目c(H＋)c(酸)中和堿的能力與足量活潑金屬反應產生H2的量開始與金屬反應的速率鹽酸相同小小少相同醋酸溶液大大多(2)一元強酸(HCl)與一元弱酸(CH3COOH)稀釋圖像比較①相同體積、相同濃度的鹽酸、醋酸加水稀釋相同的倍數，醋酸的pH大加水稀釋到相同的pH，鹽酸加入的水多②相同體積、相同pH的鹽酸、醋酸加水稀釋相同的倍數，鹽酸的pH大加水稀釋到相同的pH，醋酸加入的水多eq\a\vs4\al(二、電離平衡常數)1.表達式(1)一元弱酸HA的電離常數：根據HA?H＋＋A－，可表示為Ka＝eq\f(c(H＋)·c(A－),c(HA))。(2)一元弱堿BOH的電離常數：根據BOH?B＋＋OH－，可表示為Kb＝eq\f(c(B＋)·c(OH－),c(BOH))。2.特點(1)電離常數只與溫度有關，與電解質的濃度、酸堿性無關。由于電離過程是吸熱的，故升高溫度，K增大。(2)多元弱酸是分步電離的，各級電離常數的大小關系是K1?K2?……所以其酸性主要取決于第一步電離。3.意義相同條件下，K值越大，表示該弱電解質越易電離，所對應的酸性或堿性相對越強。4.應用已知：25℃時，K(HCOOH)＝1.77×10-4，K(HClO)＝4.9×10-10，H2CO3的K1＝4.4×10-7，K2＝5.6×10-11(1)判斷弱酸(或弱堿)的相對強弱：酸的電離常數越大，酸性(或堿性)越強。K(HCOOH)>K(HClO)，則同溫同濃度下酸性：HCOOH>HClO(2)判斷鹽溶液的堿性(或酸性)強弱：酸的電離常數越大，對應的鹽水解程度越小，其鹽溶液的堿性(或酸性)越弱。K(HCOOH)>K(HClO)，則同溫同濃度下堿性：HCOONa＜NaClO(3)判斷復分解反應能否發(fā)生：一般符合“強酸制弱酸”規(guī)律。K1(H2CO3)>K(HClO)Ca(ClO)2＋CO2＋H2O=CaCO3↓＋2HClO(能發(fā)生)NaHCO3＋HClO=NaClO＋CO2↑＋H2O(不能發(fā)生)(4)判斷微粒濃度比值的變化弱電解質加水稀釋時，能促進弱電解質的電離，溶液中離子和分子的濃度會發(fā)生相應的變化，但電離常數不變，利用電離常數來判斷溶液中微粒濃度比值的變化情況。如把0.1mol·L-1CH3COOH溶液加水稀釋，eq\f(c(CH3COO－),c(CH3COOH))＝eq\f(c(CH3COO－)·c(H＋),c(CH3COOH)·c(H＋))＝eq\f(Ka,c(H＋))，稀釋時，c(H＋)減小，Ka值不變，則eq\f(c(CH3COO－),c(CH3COOH))的值變大。第2講水的電離、pHeq\a\vs4\al(一、水的電離)1.水的電離水是極弱的電解質，其電離方程式為2H2O?H3O＋＋OH－或H2O?H＋＋OH－。2.水的離子積常數(1)表達式：Kw＝c(H＋)·c(OH－)。室溫下，Kw＝1×10-14。(2)影響因素：只與溫度有關，水的電離是吸熱過程，升高溫度，Kw增大。