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高中化学综合归纳专题一 化学计量1 常用到的一些计算公式：(1). 万能恒等式： (2). 标准状况下混合气体的平均摩尔质量：M(混)22.4(混)(3). 溶质的质量分数与溶质的物质的量浓度的换算：(4). 阿伏加德罗定律的推论：同温同压下，气体的体积比等于它们的物质的量之比：V1/V2=n1/n2=N1/N2同温同体积下，气体的压强比等于它们的物质的量之比：p1/p2=n1/n2=N1/N2同温同压下，气体的密度比等于它们的相对分子质量之比：M1/M2=1/2(6). 溶液稀释定律：溶液稀释前后，溶质的质量不变：m(液)11m(液)22 或1V1 1 C2V2 M溶液稀释前后，溶质的物质的量不变：C1V1C2V2 同溶质、同质量分数的溶液任意混合，溶质的质量分数不变。同溶质、不同质量分数的溶液混合后的计算： 等质量混合：(混)= (1+2) /2 等体积混合：溶液密度大于1时(混) (1+2) /2 溶液密度小于1时(混)QR(2). 元素性质比较规律同周期从左至右，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强；核对最外层电子的引力增强。同主族自上而下，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱；核对最外层电子的引力减弱。 金属性越强，a其单质与水、酸反应置换出氢越容易；b其最高价氢氧化物的碱性越强；c其单质的还原性一般越强；d其简单离子的氧化性越弱。 非金属性越强，a其单质与氢气化合的能力越强，形成的氢化物越稳定；b其最高价含氧酸酸性越强；c其单质的氧化性一般越强；d其简单离子的还原性一般越弱。(3). 相邻主族元素的原子序数之差：左右元素的原子序数之差一般为1，但是第A、A族同周期元素的原子序数之差为1(2、3周期)、11(4、5周期)、25(6、7周期)。主族或0族上下元素的原子序数之差：A和A族：下上 = 上一周期元素的种类数目（如K与Na的差为8）AA族及0族：下上 = 下一周期元素的种类数目（如Br与Cl的差为18）3等电子粒子(1). 2电子粒子(He系列)：He H2 H- Li+ Be2+(2). 10电子粒子(Ne系列)：Ne 、HF 、H2O、NH3、CH4、Na+、Mg2+、Al3+、NH4+、H3O+、N3-、O2-、F-、OH-、NH2-(3). 18电子粒子(Ar系列)：Ar 、HCl、H2S、PH3、SiH4、C2H6、N2H4、H2O2、F2、CH3OH、CH3F、P3-、S2-、O22-、Cl-、HS-、K+、Ca2+、 NH2OH(4). 14电子粒子：Si、N2、CO、C2H2、C22-、HCN、CN- (5). 16电子粒子：S、O2、C2H4、HCHO(6). 22电子粒子：CO2、N2O、C3H4、HCNO (7). 24电子粒子： O3、C3H6、HCOOH、CH3CHO、NO2-、Fe2+4分子中各原子均满足最外层8电子结构的经验判断：对不含H、Li、Be、B元素的ABn型化合物，当元素的化合价的绝对值与其最外层电子数之和为8时，则该原子最外层满足8电子结构。6 分子的极性判断：对于ABn型分子，当A元素化合价的绝对值等于其最外层电子数，则为非极性分子（如CH4、SO3等）；反之则为极性分子（如NH3、SO2等）。（二）下列有关元素周期表或物质结构的知识判断的一般规律1晶体中不一定存在化学键 2元素的非金属性越强，其单质的活泼性不一定越强3金属元素能形成阳离子，也能形成阴离子；最高价含氧酸也可以有金属元素4含有金属离子的晶体不一定是离子晶体；含有阳离子的晶体中不一定含有阴离子5能与酸反应的氧化物，不一定是金属氧化物（SiO2） 6CS2和CCl4分子都是含极性键的非极性分子 7金属元素与非金属元素不一定都形成共价化合物8熔点由高到低的顺序是：金刚石碳化硅晶体硅 9热稳定性和沸点：HFH2ONH310. 干冰升华和二氧化硅熔化所克服的粒子间的相互作用不属于同种类型11在离核最近区域内运动的电子能量最低；最易失去的电子能量最高12最外层有2个电子的原子不一定都是金属原子（He） 13最外层大于3个电子的原子不一定都是非金属原子14过渡元素全是金属元素，它们的原子最外层电子数均不超过215发生化学反应时失去电子越多的金属原子，还原能力不一定越强16由某元素一种同位素原子的质子数和中子数不能确定该元素的相对原子质量专题五 电化学及其应用（一）原电池的正、负极判断1从电极反应的本质分析：负极升、失、氧（氧化反应），正极降、得、还（还原反应）2从电子流动的方向分析：负极电子流出的一极，正极电子流入（或电流流出）的一极3从离子移动的方向分析：正（带正电的离子）移正（极），负（带负电的离子）移负（极）4从电极材料的活性分析：负极较活泼的电极（与电解质反应的电极）5从电极反应的现象分析：负极溶解的电极（质量减少），正极质量增加或有气泡的电极6燃料电池：负极通燃料的一极，正极通O2（助燃剂，也即氧化剂）的一极。（二）原电池电极反应的书写1普通电池(先写负极)：负极金属失电子变为金属阳离子，若会与介质反应，则把它们合并写出。如：碱性锌锰电池的反应为Zn+2MnO2+2H2O2MnOOH+Zn(OH)2 负极电极反应为Zn- 2e- + 2OH- Zn(OH)2 电池总反应式为Zn+2MnO2+H2O2MnOOH+ZnO负极电极反应为Zn- 2e- + 2OH- ZnO + H2O铅蓄电池(PbH2SO4溶液PbO2) 总反应:PbO2+2H2SO4+Pb2PbSO4+2H2O负极电极反应为Pb + SO42- -2e-PbSO4 2燃料电池(先写正极)：正极O2得电子，通常有以下四种写法。中性或碱性条件下：O2+ 4e-+2H2O4OH- 酸性条件下： O2+ 4e-+4H+2H2O熔融条件下（传导O2-）：O2+ 4e-2O2-熔融条件下（传导CO32-）：O2 + 4e-+2CO22CO32- 含碳元素的燃料电池在碱性条件下发生，生成的CO2会与OH- 反应生成CO32- 如：甲醇燃料电池在碱性条件下发生，总反应为： 2CH3OH+3O2+4OH-2CO32-+6H2O 负极反应为：CH3OH -6e- +8OH-CO32-+6H2O（三）电解池的阴、阳极判断1从与外接电源的连接分析：阳极与电源正极相连，阴极与电源负极相连2从电极反应的本质分析：阳极升、失、氧（氧化反应），阴极降、得、还（还原反应）3从电子流动的方向分析：阳极电子流出的一极，阴极电子流入（或电流流出）的一极4从离子移动的方向分析：阳（离子）移阴（极），阴（离子）移阳（极）5从电极反应的现象分析：阳极质量减少（质量也可以是不变），阴极质量增加（四）电解池中电极产物的判断(放电顺序)及电极反应1阳极：活泼电极（除C、Pt、Au外的金属电极）优先于阴离子放电。活泼金属(Pt、Au除外) S2- I- Br- Cl- OH- 含氧酸根离子 电极反应：如Cu - 2e-Cu2+ 2Cl- - 2e-Cl2 4OH- - 4e-O2+2H2O2阴极：阳离子放电，得电子能力强的先放电。 Ag+Hg2+Fe3+Cu2+H+Pb2+Sn2+Fe2+Zn2+ 电极反应：如Cu2+ 2e-Cu 2H+ 2e-H23电解总反应的离子方程式：阳极+阴极+水的电离方程式（没有水中的H+或OH-参与反应就不要加入）（五）原理的应用1氯碱工业：电解饱和食盐水制取氢气、氯气和烧碱（2NaCl+2H2O=2NaOH+H2+Cl2）。2电镀：镀件作阴极，镀层金属作阳极，电解质溶液含镀层金属阳离子。3精炼铜：以精铜作阴极，粗铜作阳极，以硫酸铜为电解质溶液。4电解熔融状态的Al2O3、MgCl2、NaCl可分别得到金属单质铝、镁、钠。（六）其他规律： 1电子在外电路移动，离子在内电路移动。2盐桥中的离子移动方向为：正（带正电的离子）移正（极），负（带负电的离子）移负（极）。3设计为原电池装置中的反应必须是氧化还原反应（非氧化还原反应不能）。4生活中金属的腐蚀主要是电化学腐蚀，酸性条件发生析氢腐蚀（2H+ 2e-H2）；酸性较弱、中性或碱性条件下发生吸氧腐蚀（O2+ 4e-+2H2O=4OH-），吸氧腐蚀最常见。5一般的腐蚀规律：电解引起的腐蚀(阳极)原电池引起的腐蚀(负极)化学腐蚀有防护措施的腐蚀。6金属防护的常见方法：牺牲阳极(原电池的负极)的阴极保护法 外加电源的阴极(电解池)保护法7对于可充电电池，充电方向为电解的反应；放电方向为原电池反应。充电时，正（原电池的正极）连正（电源的正极），负（原电池的负极）连负（电源的负极）；原电池负极发生的反应（氧化反应）与电解池的阴极发生的反应（还原反应）相反；原电池正极发生的反应（还原反应）与电解池的阳极发生的反应（氧化反应）相反。8电解前后溶液中酸碱性的变化:氢出碱增；氧出酸增；氢氧共出，酸酸、碱碱、中中。9电解后要使得电解液复原，总的原则是:“少什么（变成气体或固体的元素组成化合物）加什么” 、“少多少加多少”。10电解池中有关量的计算或判断：串联电路中的每个电极转移的电子数相等，也等于电源（或原电池）中正极或负极上转移的电子数。专题六 化学反应速率与化学平衡（一）化学反应速率1计算公式：=Ct （注意：是单位时间内浓度的变化值）单位：mol L-1S-1 或mol L-1min -12特点：(1).是平均速率,且均取正值；(2).同一方向各物质表示的反应速率之比等于方程式中对应物质的计量数之比；(3).比较反应速率的大小，要转化成同一物质的速率，且单位要一致。3影响反应速率因素（外因）：浓度 ：浓度越大，反应速率越快（固体和纯液体不能改变其浓度）；规律：谁变谁变，不变不变温度 ：温度越高，反应速率越快（正、逆反应速率均增大）； 规律：吸热大变，放热小变压强 ：（只适用于有气体的反应，且要引起浓度变化）增大压强，反应速率增大（正、逆反应速率均增大）； 规律：大的大变，小的小变. 恒温恒容下充入非反应气体，压强虽然增大，但浓度均没改变，故速率也不改变；. 恒温恒压下充入非反应气体，容器体积扩大(相当于减压)，V(正)、V(逆)均减小。催化剂：加快反应速率（正逆反应速率同时同倍数增大）；其它条件：例如固体的颗粒大小、声、光、射线等。4有效碰撞理论(1).浓度和压强的改变：使单位体积内活化分子的数目改变，有效碰撞次数改变，速率改变。(2).温度和催化剂的改变：使单位体积内活化分子的百分数改变，有效碰撞次数改变，速率改变。（二）化学平衡1化学平衡状态的标志： (1).直接标志：.V(正)= V(逆) (.速率要一正一逆；.同种物质数值相等，异种物质数值等于对应的计量数之比)；.各组分的浓度保持不变。平衡时反应的速率均为0，但V(正)= V(逆)0 (2).间接标志：该物理量随反应的进行而改变，则它不变（为定值）时，说明反应达到平衡；若该物理量随反应的进行一直不变，则它不变时，不能说明反应达到平衡。即：变则行，不变则不行。（提示：密度=气体总质量容器的体积；M=气体总质量气体的总物质的量）2化学平衡移动原理（勒沙特列原理）：（可以解释一切符合“动态平衡”的可逆变化）如果改变影响平衡的一个条件，平衡就向着能够减弱这种改变的方向移动。（1）浓度：增反应物浓度或减生成物浓度，V(正) V(逆)，平衡正向移动；减反应物浓度或增生成物浓度，V(正)V(放)，平衡向吸热反应方向移动； 降温，V(吸)、V(放) 均降，但V(吸)V(放)，平衡向放热反应方向移动。（3）压强：加压，V(正)、V(逆)均增，但体积大的一方速率更大，平衡向体积小的一方移动；减压，V(正)、V(逆)均降，但体积小的一方更大，平衡向体积大的一方移动。 .恒温恒容下，充入非反应气体，V(正)、V(逆)均不变，平衡不移动；.恒温恒压下，充入非反应气体，平衡向气体体积大的一方移动(相当于减压)。.若两边气体体积数相等，V(正)、V(逆)同等变化，故平衡不移动；.容积缩小，浓度会陡增；若容器内气体有颜色，颜色一定是先变深，再朝平衡移动方向的颜色变化，但是最终的颜色一定比变化前的深。（4）催化剂：V(正)、V(逆)同等变化，对化学平衡无影响，但能缩短到达平衡所需时间。3化学平衡常数（K=生成物浓度的幂之积/反应物浓度的幂之积；固体和纯液体不代入计算式。） （1）对于一个确定的可逆反应，K只与温度的变化有关。 （2）若可逆反应的计量数扩大或缩小，或者把可逆反应逆过来，或有一种物质由气体变为非气体，K均发生相应变化。（水为气体时要代入计算式） （3）在溶液中发生的可逆反应，强电解质用离子的浓度代入，弱电解质用分子的浓度代入。 （4）可以通过计算浓度商Q与K的值大小比较，判断平衡的移动方向（Q与K的计算式相同，但是Q代入的是某一时刻各物质的浓度，而K一定是代入平衡时刻各物质的浓度）。 Qv(逆)； QK：平衡逆向移动v(正)b+c，则A的转化率增大；若av(逆)。2不可认为平衡正向移动时，反应物浓度一定减小,生成物浓度一定增大。3不能认为平衡正向移动，反应物的转化率就一定提高4有些反应按某种比例加料，不管平衡怎样移动，某一物质的体积分数均不改变。5一定温度和压强下，反应物按计量数之比加料，平衡时生成物的体积分数为最大。专题七 水溶液中的离子平衡（一）影响弱电解质电离平衡的因素（以CH3COOHH+CH3COO-为例，且起始为稀溶液）1 浓度：减小溶液的浓度，电离程度增大；即越稀越电离。CH3COOH的数目减少，H+和CH3COO-的数目增多，但是它们的物质的量浓度均减小，而OH-的物质的量浓度却增大（K不变）。2温度：电离是吸热过程；故升温，电离程度增大（K变大）；降温，电离程度减小（K变小）。 3外加试剂：加入强酸抑制电离；加入碱促进电离；加入能够与H+离子发生反应的物质（如活泼金属、碳酸盐等）时，可促进电离；加入CH3COONa抑制电离。（二）影响水的电离的因素（H2OH+ OH-）1温度：升高温度能促进水的电离，c(H+)、c(OH-)同时增大， Kw也增大，但pH减小，且仍为中性。2 酸或碱：在纯水中加酸或加碱均能抑制水的电离（温度不变 Kw不变）；c(H+)与 c(OH-)此增彼减。即：加酸c(H+)增大，c(OH-)减小，pH减小；加碱，c(H+)减小，c(OH-)增大，pH增大。但是水电离的c(H+)和c(OH-)仍然相等，且小于10-7mol/L(常温)。3 加入能水解的盐：可使水的电离程度增大（温度不变 Kw不变）；水电离的c(H+)和c(OH-)仍然相等，且大于10-7mol/L(常温)。4加入活泼金属：向纯水中加入活泼金属(如金属钠)，产生H2，使水的电离平衡向右移动。（三）确定某酸HA是弱酸的方法1配制0.1 molL-1的HA溶液，测其pH，若其pH1，则HA是弱酸。2配制pH=2的HA溶液，加蒸馏水稀释100倍，测其pH，若2 pH 7，则HA是弱酸。4在HA溶液中加入NaA固体，HA溶液的pH变大，则HA是弱酸。5相同温度、相同物质的量浓度的盐酸和HA，比较它们导电能力，若HA导电能力差则是弱酸。6同温、同物质的量浓度的盐酸和HA，同时加入大小、形状相同的锌粒，若HA产生气泡慢则是弱酸。（四）溶液的酸碱性和pH计算1任意温度下：c(H+)c(OH-)，溶液呈酸性；c(H+)=c(OH-)，溶液呈中性；c(H+)c(OH-)，溶液呈碱性。2常温（25）下：pH7，溶液呈碱性。3pH相同的两种酸（或碱），谁弱谁的浓度大；酸与碱的pH之和为14（25），谁弱谁的浓度大。4酸(或碱)溶液稀释相同的倍数(10n)：强的变化大(强酸加n，强碱减n)，弱的变化小，均不越过7。5溶液pH的计算【pH = - lg c(H+)】（1）若是酸性溶液，则直接求c(H+)，再算pH；若是碱性溶液，则必须先求c(OH-)，再根据Kw=c(H+)c(OH-),求出c(H+)，最后算出pH。（2）若是强酸与强碱混合，根据反应H+ OH- = H2O进行求算；若n(H+) = n(OH-)，则室温下pH=7;若n(H+) n(OH-)，则c(H+)混合后 = n(H+) - n(OH-)/V(酸)+V(碱)；再算pH。若n(H+) HYHZ。2学会运用下列三种守恒（可以是一种电解质溶液，也可以是多种电解质溶液混合）： （1）电荷守恒：溶液中所有阳离子带的正电荷总数与所有阴离子带的负电荷总数相等。如NaHCO3溶液中：c(Na+) + c(H+) = c(HCO3-) + 2c(CO32-) + c(OH-)（2）物料守恒：溶液中任意元素的原子总数是不会改变的，抓住某两种元素的原子个数关系列等式。如NaHCO3溶液中：c(Na+) = c(HCO3-) + c(CO32-) + c(H2CO3) （3）质子守恒：电解质溶液中分子或离子得到或失去质子(H+)的物质的量应相等。如NaHCO3溶液中：H3O+（也就是H+）、H2CO3为得到质子后的产物；OH-、CO32-为失去质子后的产物，故有以下质子守恒关系：c(H3O+) + c(H2CO3) = c(OH-) + c(CO32-)。 3有反应先分析反应，然后分析所得产物的电离，最后分析电离所得离子的水解。（弱电解质的电离和弱离子的水解一般都是微弱的，所以原来多的粒子才是真的多）