高级中学化知识学习进修4学习知识重点情况总结及其精练精析.doc

-! 化学选修4化学反应与原理知识点详解及典例精讲 一、本模块内容的特点 1.理论性、规律性强 2.定量 3.知识的综合性强 4.知识的内容较深 二、本模块内容详细分析 第一章 化学反应与能量 考点一 化学反应中能量变化的有关概念及计算 1、焓变 反应热 反应热：一定条件下，一定物质的量的反应物之间完全反应所放出或吸收的热量 焓变()：在恒压条件下进行的化学反应的热效应； 符号：；单位： 产生原因：化学反应过程中化学键的断裂与形成 化学键断裂——吸热 化学键形成——放热 放出热量的化学反应。(放热>吸热) 为“-”或 <0 吸收热量的化学反应。（吸热>放热）为“+”或 >0 2、燃烧热 概念：25 ℃，时，1 mol纯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： 研究条件： 反应程度：完全燃烧，产物是稳定的氧化物 燃烧的物质的物质的量标准： 研究内容：放出的热量（ <0，单位） 3、中和热 概念：在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应而生成1mol H2O，这时的反应热叫中和热。 强酸与强碱的中和反应其实质是和反应，其热化学方程式为： H+(aq) +OH-(aq) =H2O(l) =－57.3kJ/mol 弱酸或弱碱电离要吸收热量，所以它们参加中和反应时的中和热小于57.3kJ/mol，因为弱电解质的电离是吸热的。 4.吸热反应和放热反应 放热反应 吸热反应 定义 放出热量的化学反应 吸收热量的化学反应 形成原因 反应物具有的总能量大于生成物具有的总能量 反应物具有的总能量小于生成物具有的总能量 与化学键强弱的关系 生成物分子成键时释放出的总能量大于反应物分子断键时吸收的总能量 生成物分子成键时释放出的总能量小于反应物分子断键时吸收的总能量 表示 方法 <0 ﹤0 图示 实例 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 ① 晶体与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 考点二 热化学方程式的书写及正误判断 1. 概念：这种表明反应所放出或吸收的热量的化学方程式，叫做热化学方程式。 意义：①表明化学反应中的物质变化；②表明化学反应中的能量变化。 2. 书写热化学方程式注意事项： 书写化学方程式注意以下几点: ① 需注明反应的温度和压强，因反应的温度和压强不同时，其也不同。但中学所用的数据，一般都在101kP和250C时的数据，因此可不特别注明。但需注明的“+”与“-”。 ② 要注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），物质呈现哪一种聚焦状态与它们所具有的能量有关。 ③ 与化学方程式不同，热化学方程式各物质前的化学计量数不表示分子个数，因此，它可以是整数，也可以是分数。对于相同物质的反应，当化学计量数不同时，其也不同。各物质系数加倍，加倍；反应逆向进行，改变符号，数值不变 3. 判断一个热化学方程式是否正确，主要从以下几个方面入手： （1） 各物质的化学式是否正确，化学方程式是否符合客观事实 （2） 各物质的聚焦状态是否注明 （3） 化学方程式是否配平 （4） 反应热是否与化学方程式中各物质的化学计量数相对应，其符号和数值是否正确 B．习题训练 1.课本第6页习题3、4 2.补充习题： 考点三 盖斯定律及其应用 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。 2.盖斯定律的应用 盖斯定律的应用主要是以热化学方程式为依托的对特定化学反应过程的焓变的计算，运用盖斯定律时的注意事项如下： ① 热化学方程式同乘以某一个数时,反应热数值也应该乘上该数; ② 热化学方程式相加减时,同种物质之间可以相加减,反应热也随之相加减; ③ 将一个热化学方程式颠倒时, 的“+”、“-”号必须随之改变. B．习题训练 1.教材第14页1～6题 2.补充习题： 第一章知识点归纳、总结（复习） 第一章检测题 专题一 化学反应与能量变化 第二章 化学反应速率和化学平衡 考点一 化学反应速率 1. 化学反应速率（） ⑴ 定义：用来衡量化学反应的快慢的 ⑵ 表示方法：单位时间内反应浓度的减少或生成物浓度的增加来表示 ⑶ 计算公式：（：平均速率，：浓度变化，：时间） 单位： （4） 化学反应速率与化学计量数的关系 对于反应,在同一段时间内化学反应速率 说明： （1）化学反应速率是标量，只有大小而没有方向； （2）一般计算出来的化学反应速率是一段时间内的平均速率，不同时刻的化学反应速率是不相同的； （3）对于固体或气体反应中的液体物质，反应在其表面进行，压强的变化对浓度几乎无影响，是不变的，因此一般不用固体、纯液体表示化学反应速率； B．习题训练 1.教材第18页、19页所有习题 2.补充习题：第二册38页 2、影响化学反应速率的因素 影响因素 对速率的影响 决定因素 内因 （主要因素） 与反应物本身的性质，如金属与水的反应速率: 外因（当其他条件不变时改变一个条件） 浓度 增大反应物的浓度，反应速率增大，反之减小 增大反应物浓度、增大压强（减小容器体积）都使得单位体积内活化分子百分数不变，活化分子数增加，有效碰撞次数增多，反之减小 压强 对于有气体参加的反应，增大压强（减小容器体积），反应速率增大，反之减小 温度 升高温度，正反应速率增大，逆反应速率增大，反之减小 升温吸收能量，使用催化剂降低反应的活化能，均导致单位体积内分子数不变，活化分子百分数增大，活化分子数增加，有效碰撞次数增多，化学反应速率增大 催化剂 使用催化剂，能同等程度地改变同一反应的正反应速率和逆反应速率 其他 光，电磁波，超声波，固体反应颗粒的大小，溶剂等 有影响 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恒温恒压时：充入惰性气体→体积增大→各反应物浓度减小→反应速率减慢 B．习题训练 1.教材24页所有习题 2.补充习题： 考点二 化学平衡 （1）化学平衡状态：一定条件下，当一个可逆反应进行到正逆反应速率相等时，体系内组成成分浓度不再改变，达到表面上静止的一种“平衡”，这就是这个反应所能达到的最大限度即化学平衡状态。 （2）建立过程 （3）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） 动（动态平衡） 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） （4）化学平衡状态的判断方法 判断可逆反应达到平衡状态的方法和依据 例举反应 混合物体系中 各成分的含量 ①各物质的物质的量或各物质的物质的量的分数一定 平衡 ②各物质的质量或各物质质量分数一定 平衡 ③各气体的体积或体积分数一定 平衡 ④总体积、总压力、总物质的量一定 不一定平衡 正、逆反应 速率的关系 单位时间内消耗了同时生成，即 平衡 在单位时间内消耗了同时消耗了，则 平衡 ，不一定等于 不一定平衡 在单位时间内生成，同时消耗了q molD，因均指 不一定平衡 压强 时，总压力一定（其他条件一定） 平衡 时，总压力一定（其他条件一定） 不一定平衡 混合气体平均相对分子质量 一定时，只有当时 平衡 一定时，但时 不一定平衡 温度 任何反应都伴随着能量变化，当体系温度一定时（其他不变） 平衡 体系的密度 密度一定 不一定平衡 其他 如体系颜色不再变化等 平衡 B．习题训练 1.教材32页1、5题 2.补充习题： （5）影响化学平衡移动的因素 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，正减小，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 影响规律：A.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;B.对于反应前后气态物质的总体积没有变化的化学反应： ，增大或减小压强都不能使化学平衡移动。 注意：（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。 B．习题训练 1.教材32页3、6、7、8题 2.补充习题： 考点三 化学平衡常数与化学平衡有关的计算 （一）定义：在一定温度下，当一个反应达到化学平衡时，生成物浓度幂之积与反应物浓度幂之积的比值是一个常数比值。 符号： K （二）使用化学平衡常数K应注意的问题： 1、表达式中各物质的浓度是变化的浓度，不是起始浓度也不是物质的量。 2、K只与温度（T）有关，与反应物或生成物的浓度无关。 3、反应物或生产物中有固体或纯液体存在时，由于其浓度是固定不变的，可以看做是“1”而不代入公式。 4、稀溶液中进行的反应，如有水参加，水的浓度不必写在平衡关系式中。 （三）化学平衡常数K的应用: 1、化学平衡常数值的大小是可逆反应进行程度的标志。K值越大，说明平衡时_生成物的浓度越大，它的正向反应进行的程度越大，即该反应进行得越完全，反应物转化率越高。反之，则相反。一般地，K>105时，该反应就进行得基本完全了。 2、可以利用K值做标准，判断正在进行的可逆反应是否平衡及不平衡时向何方进行建立平衡。（Q：浓度积） Q〈 K:反应向正反应方向进行; Q = K:反应处于平衡状态 ; Q 〉K:反应向逆反应方向进行 3、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 B．习题训练 1．教材32页2题、33页9题 2.补充习题： 第二章知识点归纳、总结（复习） 第二章检测题 专题二 化学反应速率和化学平衡 第三章 水溶液中的离子平衡 考点一 弱电解质的电离平衡 物 质 单质 化 合 物 电 解 质 非电解质：非金属氧化物，大部分有机物。 如SO3、CO2、C6H12O6、CCl4、CH2=CH2 强电解质： 强酸，强碱，大多数盐 。如HCl、NaOH、NaCl、BaSO4 弱电解质：弱酸，弱碱，极少数盐，水。 如HClO、NH3H2O、Cu(OH)2、H2O 混和物 纯 净 物 1、弱电解质：在水溶液里只有一部分分子电离成离子的电解质 。 2、弱电解质电离方程式的书写 电离方程式的书写：用可逆符号 弱酸的电离要分布写（第一步为主） 3、弱电解质的电离平衡 电离平衡：在一定的条件下，当电解质分子电离成离子的速率和离子结合成弱电解质分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态，这叫电离平衡。 影响电离平衡的因素： A、温度：电离一般吸热，升温有利于电离。 B、浓度：浓度越大，电离程度越小；溶液稀释时，电离平衡向着电离的方向移动。 C、同离子效应：在弱电解质溶液里加入与弱电解质具有相同离子的电解质，会减弱电离。 D、其他外加试剂：加入能与弱电解质的电离产生的某种离子反应的物质时，有利于电离。 4、电离常数 电离常数：在一定条件下，弱电解质在达到电离平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度的乘积，跟溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数。叫做电离平衡常数，（一般用表示酸，表示碱。） 表示方法： 影响因素： a、电离常数的大小主要由物质的本性决定。 b、电离常数受温度变化影响，不受浓度变化影响，在室温下一般变化不大。 C、同一温度下，不同弱酸，电离常数越大，其电离程度越大，酸性越强。如： B．习题训练 1.教材43页1、2、3、4题 2.补充习题： 考点二 水的电离和溶液的酸碱性 1、水的电离 水电离平衡：: 水的离子积： = 25℃时, =10-7 ; 110 -14 注意：只与温度有关，温度一定，则值一定 不仅适用于纯水，适用于任何溶液（酸、碱、盐） 2、水电离特点：（1）可逆 （2）吸热 （3）极弱 3、影响水电离平衡的外界因素： ①酸、碱 ：抑制水的电离 ＜110-14 ②温度：促进水的电离（水的电离是吸热的） ③易水解的盐：促进水的电离 ＞ 110-14 2、溶液的酸碱性和： 1.溶液的酸碱性 常温时，酸性溶液中，﹥7; 碱性溶液中，﹤7; 中性溶液中，=7; 2.溶液的 （1）当很小时，直接用物质的量浓度表示溶液的酸碱性的强弱很不方便，通常采用的负对数来表示，称为溶液的pH，其表达式为=-lgc[H+]。 越小，溶液的酸性越强；越大，溶液的碱性越强。 （2）稀释过程溶液值的变化规律： 强酸溶液：稀释10n倍时，稀 = 原+ n （但始终不能大于或等于7） 弱酸溶液：稀释10n倍时，稀 〈 原+n （但始终不能大于或等于7） 强碱溶液：稀释10n倍时，稀 = 原－n （但始终不能小于或等于7） 弱碱溶液：稀释10n倍时，稀 〉原－n （但始终不能小于或等于7） 不论任何溶液，稀释时均是向7靠近（即向中性靠近）；任何溶液无限稀释后均接近7 稀释时，弱酸、弱碱和水解的盐溶液的变化得慢，强酸、强碱变化得快。 （3）的测定方法： 酸碱指示剂—甲基橙 、 石蕊 、 酚酞 。 变色范围：甲基橙 3.1~4.4（橙色） 石蕊5.0~8.0（紫色） 酚酞8.2~10.0（浅红色） 试纸 —操作： 玻璃棒蘸取未知液体在试纸上，然后与标准比色卡对比即可。 注意：①事先不能用水湿润PH试纸；②广泛pH试纸只能读取整数值或范围 3.溶液的计算方法 （1）单一溶液 ①强酸溶液，如HnA溶液，设溶质的物质的量浓度为c ，=nc ，=-lg=-lgnc ②强碱溶液，如B(OH)n溶液，设溶质的物质的量浓度为c ，=, （2）两强酸混合 由,先求出混合后的,再根据公式=-lgc[H+]求。若两强酸溶液等体积混合，可采用速算方法：混合后溶液的等于混合前溶液小的加0.3。如=3和=5的两种盐酸等体积混合后，=3.3 （3）两强碱混合 由，先求出混合后的，再通过求出，最后求。若两强碱溶液等体积混合，可采用速算方法：混合后溶液的等于混合前溶液大的减0.3.如=9和=11的两种烧碱溶液等体积混合后，=10.7 （4）强酸与强碱混合 强酸与强碱混合的实质为中和反应，中和后溶液的有以下三种情况： 若恰好中和，=7（） 若剩余酸，先求中和后剩余的，再求 若剩余碱，先求中和后剩余的，再通过求出，最后求。 （5）已知酸和碱的之和，判断等体积溶液混合后的（） 若强酸与强碱溶液的之和等于14，则混合后溶液显中性，=7 若强酸与强碱溶液的之和大于14，则混合后溶液显碱性，>7 若强酸与强碱溶液的之和小于14，则混合后溶液显酸性，<7 若强酸与强碱溶液的之和为14，酸碱中有一强、一弱。则酸碱溶液混合后，谁弱显谁性 考点三 酸碱中和滴定（实验） 1、中和滴定的原理 实质： 即酸能提供的H+和碱能提供的OH-物质的量相等。 2、中和滴定的操作过程： （1）仪②滴定管的刻度，O刻度在上，往下刻度标数越来越大，全部容积大于 它的最大刻度值，因为下端有一部分没有刻度。滴定时，所用溶液不得超过最低刻度，不得一次滴定使用两滴定管酸（或碱），也不得中途向滴定管中添加。②滴定管可以读到小数点后一位。 （2）药品：标准液；待测液；指示剂。 （3）准备过程： 准备：检漏、洗涤、润洗、装液、赶气泡、调液面。（洗涤：用洗液洗→检漏：滴定管是否漏水→用水洗→用标准液洗（或待测液洗）→装溶液→排气泡→调液面→记数据V(始) （4）试验过程 3、酸碱中和滴定的误差分析 误差分析：利用n酸c酸V酸=n碱c碱V碱进行分析 式中：n——酸或碱中氢原子或氢氧根离子数；c——酸或碱的物质的量浓度； V——酸或碱溶液的体积。当用酸去滴定碱确定碱的浓度时，则： c碱= 上述公式在求算浓度时很方便，而在分析误差时起主要作用的是分子上的V酸的变化，因为在滴定过程中c酸为标准酸，其数值在理论上是不变的，若稀释了虽实际值变小，但体现的却是V酸的增大，导致c酸偏高；V碱同样也是一个定值，它是用标准的量器量好后注入锥形瓶中的，当在实际操作中碱液外溅，其实际值减小，但引起变化的却是标准酸用量的减少，即V酸减小，则c碱降低了；对于观察中出现的误差亦同样如此。综上所述，当用标准酸来测定碱的浓度时，c碱的误差与V酸的变化成正比，即当V酸的实测值大于理论值时，c碱偏高，反之偏低。 同理，用标准碱来滴定未知浓度的酸时亦然。 B． 习题训练 1．教材52页1、2、3、4、5、6、7、8题 2. 补充习题： 考点四 盐类水解 1、定义：在水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H+或OH-结合生成弱电解质的反应。 2、水解的实质：水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H+或OH-结合,破坏水的电离，是平衡向右移动，促进水的电离。 3、盐类水解方程式的书写 盐类水解程度一般很小，水解产物量很小，通常不生成沉淀或气体，书写水解方程式时，一般不标“↑”或“↓”。盐类水解是可逆反应，除发生强烈双水解反应外，一般水解方程式中不写“＝”而写可逆符号。 盐类水解方程式分为两种类型： 强碱弱酸所生成盐的水解： 强酸弱碱所生成盐的水解： 4、盐类水解的影响因素 内因—盐本身的性质 （1） 弱碱的碱性越弱，其阳离子的水解程度越大，对应盐溶液的酸性越强； （2） 弱酸的酸性越弱，其阴离子的水解程度越大，对应盐溶液的碱性越强。 外因 （1） 温度：盐类水解后生成酸和碱，即盐类的水解反应可以看做是酸碱中和反应的逆反应，因此盐类的水解反应式吸热反应 （2） 浓度 A.增大盐溶液的浓度，水解平衡向正反应方向移动，水解程度减小，但水解产生的离子浓度增大；加水稀释，水解平衡向正反应方向移动，水解程度增大，但水解产生的离子浓度减小 B.增大，促进强碱弱酸盐的水解，抑制强酸弱碱盐的水解；增大，促进强酸弱碱盐的水解，抑制强碱弱酸盐的水解。 5、盐类水解的规律 ① 有弱才水解， 无弱不水解， 越弱越水解； 谁强显谁性， 两弱都水解， 同强显中性。 ②多元弱酸根，浓度相同时正酸根比酸式酸根水解程度大，碱性更强。 (如: ) 6、盐类水解原理的应用 水解的应用 实例 原理 1、净水 明矾净水 2、去油污 用热碱水冼油污物品 3、药品的保存 ①配制溶液时常加入少量盐酸 ②配制溶液时常加入少量NaOH △ △ 4、制备无水盐 由制无水 在气流中加热 若不然，则： MgCl26H2O Mg(OH)2+2HCl+4H2O Mg(OH)2 MgO+H2O 5、泡沫灭火器 用与溶液混合 6、比较盐溶液中离子浓度的大小 比较溶液中离子浓度的大小 7. 溶液中微粒浓度的大小比较 （1）考虑水解因素：如 溶液 (主要) （次要） 所以 （2）不同溶液中同一离子浓度的比较要看溶液中其他离子对它的影响。如相同物质的量浓度的a. 溶液、b. 溶液、c. 溶液，b中的水解对水解有促进作用，c中对的水解有抑制作用，则三种溶液中由大到小的顺序是c>a>b （3）混合溶液中各离子浓度的比较要综合分析水解因素、电离因素。如相同物质的量浓度的和氨水的混合液中，因的水解程度小于的电离程度，所以离子浓度顺序为: （4）浓度相同时，弱酸根离子或弱碱阳离子的水解程度越大，平衡浓度越小。如等浓度的溶液和溶液，由于的水解程度大于的，故 8. 电解质溶液中离子之间的三种定量关系 ☆☆基本原则：抓住溶液中微粒浓度必须满足的三种守恒关系： ①电荷守恒：:任何溶液均显电中性，各阳离子浓度与其所带电荷数的乘积之和＝各阴离子浓度与其所带电荷数的乘积之和 如小苏打溶液中 溶液中 ②物料守恒: （即原子个数守恒或质量守恒） 在电解质溶液中，粒子的种类可能发生变化，但变化前后元素的原子个数守恒。 某原子的总量(或总浓度)＝其以各种形式存在的所有微粒的量(或浓度)之和 如0.1 溶液中 ③质子守恒：即水电离出的浓度与浓度相等。 在电解质溶液中，由于电离、水解等的发生，往往存在质子的得失，但得到的质子数等于失去的质子数 如溶液中： 质子守恒关系比较抽象，可以由电荷守恒和物料守恒两种关系导出 B．习题训练 1.教材59页1～10题 2.补充习题： 考点五 沉淀溶解平衡 1、难溶电解质的溶解平衡的一些常见知识 （1）溶解度小于的电解质称难溶电解质。 （2）反应后离子浓度降至以下的反应为完全反应。如酸碱中和时降至10-7 <10-5 ，故为完全反应，用“=”，常见的难溶物在水中的离子浓度均远低于10-5 ，故均用“=”。 （3）难溶并非不溶，任何难溶物在水中均存在溶解平衡。 （4）掌握三种微溶物质： （5）溶解平衡常为吸热，但为放热，升温其溶解度减少。 （6）溶解平衡存在的前提是：必须存在沉淀，否则不存在平衡。 2、溶解平衡方程式的书写 注意在沉淀后用(s)标明状态，并用“ ”。如： 3、沉淀生成的三种主要方式 （1）加沉淀剂法：越小（即沉淀越难溶），沉淀越完全；沉淀剂过量能使沉淀更完全。 （2）调值除某些易水解的金属阳离子：如加除去溶液中。 （3）氧化还原沉淀法： （4）同离子效应法 4、沉淀的溶解： 沉淀的溶解就是使溶解平衡正向移动。常采用的方法有： ①酸碱；②氧化还原；③ 沉淀转化 。 5、沉淀的转化： 溶解度大的生成溶解度小的，溶解度小的生成溶解度更小 的。 如： → (白色沉淀) → （淡黄色）→ （黄色）→ （黑色） 6、溶度积（） 1、定义：在一定条件下，难溶电解质电解质溶解成离子的速率等于离子重新结合成沉淀的速率，溶液中各离子的浓度保持不变的状态。w.w.w.k.s.5.u.c.o.m 2、表达式： 3、影响因素： 外因：①浓度：加水，平衡向溶解方向移动。 ②温度：升温，多数平衡向溶解方向移动。 4、溶度积规则 （离子积） 有沉淀析出 平衡状态 未饱和，继续溶解 B．习题训练 1.教材67页1、2、3、4、5题 2.补充习题： 第三章知识点归纳、总结（复习） 第三章检测题 专题三 水溶液中的离子平衡 第四章 电化学基础 考点一 原电池基本原理 1、概念：把化学能转化为电能的装置叫做原电池 2、组成条件：①两个活泼性不同的电极② 电解质溶液③ 电极用导线相连并插入电解液构成闭合回路④能自发地发生氧化还原反应 3、工作原理 如图是原电池示意图 电极材料 电极名称 负极 正极 电极反应类型 氧化反应 还原反应 电极反应式 电子移动方向 从负极流出经外电路流入正极 电流方向 从正极流出经外电路流入负极 阴阳离子移动方向 电解质溶液中，阳离子移向正极，阴离子移向负极 4、原电池原理的应用 （1）比较金属的活动性强弱 原电池中，一般活动性相对较强的金属作负极，而活动性相对较弱的金属作正极 （2）加快化学反应速率 由于行成了原电池，导致反应速率加快。如与稀硫酸反应制氢气时，可向溶液中滴加少量溶液，形成原电池，加快反应速率 （3）用于金属的防护 使需要保护的金属制品作原电池正极而受到保护。例如要保护一个铁质的输水管道或钢铁桥梁，可将其与一块锌块相连，使锌作原电池的负极 （4）设计制作原电池 设计原电池要紧扣原电池的三个条件： 必须是能自发进行的氧化还原反应 根据氧化还原反应找出正负极材料（负极就是失去电子的物质。正极用比负极活动性差的金属即可，也可以用石墨）及电解质溶液 按要求画出原电池装置示意图 5、原电池正、负极的判断 原电池正负极的判断 判断角度 负极 正极 电极材料 一般是活泼性较强的金属 一般是活泼性较弱的金属或能导电的非金属 电子流向 电子流出的一极 电子流入的极 离子移动方向 阴离子移向的极 阳离子移向的极 发生的反应 氧化反应 还原反应 反应现象 质量减小 质量增加或不变 6.电极反应式的书写 B．习题训练 1.教材73页1～6题 2.补充习题： 考点二 电解原理及其应用 一、电解原理 1、相关概念 电解池：把电能转化为化学能的装置（也叫电解槽） 电解：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 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 2、电解池的构成条件 直流电源；两个电极；电解质（熔融态或溶液）；闭合回路 3、电解池的工作原理—以电解溶液为例 电极材料 石墨 石墨 电极名称 阴极（与电源负极相连） 阳极（与电源正极相连） 电极反应类型 还原反应 氧化反应 电极反应式 电子移动方向 从电源的负极沿导线流入电解池的阴极，再从电解池的阳极流出，并沿导线流回电源的正极 电流方向 从正极流出经外电路流入负极 阴阳离子移动方向 电解质溶液中，阳离子移向阴极，阴离子移向阳极 4、电解原理的应用 (1)氯碱工业—电解饱和食盐水 阳极（放电顺序）： 阴极（放电顺序）： 总反应： 离子方程式： (2)电镀 (3)电解精炼铜 5、以惰性电极电解电解质溶液的类型 类型 电极反应特点 实例 电解对象 电解质浓度 电解质溶液复原 分解电解质型 电解质电离出的阴阳离子分别在两极放电 电解质 减小 增大 --- 放氢生成碱型 阴极：水放生碱 阳极：电解质阴离子放电 电解质和水 生成新电解质 增大 放氧生酸型 阴极：电解质阳离子放电 阳极：水放生酸 电解质和水 生成新电解质 减小 氧化铜 电解水型 阴极： 阳极： 水 增大 增大 水 减小 不变 上述四种类型适用电解质溶液的分类： （1）电解水型：含氧酸，强碱，活泼金属含氧酸盐 （2）电解电解质型：无氧酸，不活泼金属的无氧酸盐（氟化物除外） （3）放氢生碱型：活泼金属的无氧酸盐 （4）放氧生酸型：不活泼金属的含氧酸盐 B．习题训练 1.教材83页1～6题 2.补充习题： 考点三 金属的电化学腐蚀和防护 （1）金属腐蚀内容： （2）金属腐蚀的本质：都是金属原子失去电子而被氧化的过程 电化腐蚀 化学腐蚀 条件 不纯金属或合金与电解质溶液接触 金属与非电解质直接接触 现象 有微弱的电流产生 无电流产生 本质 较活泼的金属被氧化的过程 金属被氧化的过程 关系 化学腐蚀与电化腐蚀往往同时发生，但电化腐蚀更加普遍，危害更严重 （4）、电化学腐蚀的分类： 析氢腐蚀——腐蚀过程中不断有氢气放出 ①① 条件：潮湿空气中形成的水膜,酸性较强（水膜中溶解有等气体） ②电极反应：负极: 正极: 总式： 吸氧腐蚀——反应过程吸收氧气 ① 条件：中性或弱酸性溶液 ② 电极反应：负极: 正极: 总式： 离子方程式： 生成的被空气中的氧化，生成，反应方程式如下：；脱去一部分水就生成（铁锈主要成分） 规律总结： 金属腐蚀快慢的规律：在同一电解质溶液中，金属腐蚀的相对快慢规律如下： 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 （3）金属腐蚀的分类： 化学腐蚀 — 金属和接触到的物质直接发生化学反应而引起的腐蚀 电化学腐蚀 — 不纯的金属跟电解质溶液接触时，会发生原电池反应。比较活泼的金属失去电子而被氧化，这种腐蚀叫做电化学腐蚀。 化学腐蚀与电化腐蚀的比较 B．习题训练 1.教材87页、88页1～8题 2.补充习题： 第四章知识点归纳、总结（复习） 第四章检测题 专题四 电化学