考点1：吸热反应与放热反应
1、吸热反应与放热反应的区别考点2：反应热计算的依据
1.根据热化学方程式计算反应热与反应物各物质的物质的量成正比。2.根据反应物和生成物的总能量计算ΔH=E生成物-E反应物。3.根据键能计算ΔH=反应物的键能总和-生成物的键能总和。4.根据盖斯定律计算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，而与反应的途径无关。即如果一个反应可以分步进行，则各分步反应的反应热之和与该反应一步完成时的反应热是相同的。温馨提示：①盖斯定律的主要用途是用已知反应的反应热来推知相关反应的反应热。②热化学方程式之间的“+”“-”等数学运算，对应ΔH也进行“+”“-”等数学计算。5.根据物质燃烧放热数值计算：Q(放)=n(可燃物)×|ΔH|。二化学反应速率与化学平衡考点1：化学反应速率
1、化学反应速率的表示方法___________。化学反应速率通常用单位时间内反应物浓度和生成物浓度的变化来表示。表达式：___________ 。其常用的单位是__________ 、 或__________ 。2、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。2)外因(其他条件不变，只改变一个条件)考点2：化学平衡
1、化学平衡状态：一定条件(恒温、恒容或恒压)下的可逆反应里，正反应和逆反应的速率相等，反应混合物(包括反应物和生成物)中各组分的浓度保持不变的状态。2、化学平衡状态的特征考点3：化学平衡的移动
1、概念勒夏特列原理中“减弱这种改变”的解释：外界条件改变使平衡发生移动的结果，是减弱对这种条件的改变，而不是抵消这种改变，也就是说：外界因素对平衡体系的影响占主要方面。
三水溶液中的离子平衡一、弱电解质的电离1、定义：电解质：在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物,叫电解质。非电解质：在水溶液中或熔化状态下都不能导电的化合物。强电解质：在水溶液里全部电离成离子的电解质。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。 fill=%23FFFFFF%3E%3Crect x=249 y=126 width=1 height=1%3E%3C/rect%3E%3C/g%3E%3C/g%3E%3C/svg%3E)
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。七、盐类的水解（只有可溶于水的盐才水解）1、盐类水解：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:Na2CO3＞NaHCO3)4、盐类水解的特点：（1）可逆（与中和反应互逆）（2）程度小（3）吸热5、影响盐类水解的外界因素：①温度：温度越 高 水解程度越大（水解吸热，越热越水解）②浓度：浓度越小，水解程度越 大 （越稀越水解）③酸碱：促进或抑制盐的水解（H+促进 阴离子 水解而 抑制 阳离子水解；OH-促进阳离子水解而抑制阴离子水解）6、酸式盐溶液的酸碱性：①只电离不水解：如HSO4- 显 酸 性②电离程度＞水解程度，显 酸 性 （如: HSO3-、H2PO4-）③水解程度＞电离程度，显 碱 性（如：HCO3-、HS-、HPO42-）7、双水解反应：（1）构成盐的阴阳离子均能发生水解的反应。双水解反应相互促进，水解程度较大，有的甚至水解完全。使得平衡向右移。（2）常见的双水解反应完全的为：Fe3+、Al3+与AlO2-、CO32-(HCO3-)、S2-(HS-)、SO32-(HSO3-)；S2-与NH4+；CO32-(HCO3-)与NH4+其特点是相互水解成沉淀或气体。双水解完全的离子方程式配平依据是两边电荷平衡，如：2Al3++ 3S2- + 6H2O == 2Al(OH)3↓+3H2S↑8、盐类水解的应用：水解的应用实例原理1、净水明矾净水Al3++3H2O⇌ Al(OH)3(胶体)+3H+2、去油污用热碱水冼油污物品CO32-+H2O⇌ HCO3-+OH-3、药品的保存①配制FeCl3溶液时常加入少量盐酸Fe3++3H2O⇌ Fe(OH)3+3H+②配制Na2CO3溶液时常加入少量NaOHCO32-+H2O⇌ HCO3-+OH-4、制备无水盐由MgCl2·6H2O制无水MgCl2在HCl气流中加热若不然，则：MgCl2·6H2OMg(OH)2+2HCl+4H2OMg(OH)2MgO+H2O5、泡沫灭火器用Al2(SO4)3与NaHCO3溶液混合Al3++3HCO3-=Al(OH)3↓+3CO2↑6、比较盐溶液中离子浓度的大小比较NH4Cl溶液中离子浓度的大小NH4++H2O⇌ NH3·H2O+H+c(Cl-)>c(NH4+)>c(H+)>c(OH)-9、水解平衡常数（Kh）对于强碱弱酸盐：Kh=Kw/Ka(Kw为该温度下水的离子积，Ka为该条件下该弱酸根形成的弱酸的电离平衡常数)对于强酸弱碱盐：Kh=Kw/Kb（Kw为该温度下水的离子积，Kb为该条件下该弱碱根形成的弱碱的电离平衡常数）电离、水解方程式的书写原则1）、多元弱酸（多元弱酸盐）的电离（水解）的书写原则：分步书写注意：不管是水解还是电离，都决定于第一步，第二步一般相当微弱。2）、多元弱碱（多元弱碱盐）的电离（水解）书写原则：一步书写八、溶液中微粒浓度的大小比较☆☆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②物料守恒:（即原子个数守恒或质量守恒）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③质子守恒：即水电离出的H+浓度与OH-浓度相等。九、难溶电解质的溶解平衡1、难溶电解质的溶解平衡的一些常见知识（1）溶解度 小于 0.01g的电解质称难溶电解质。（2）反应后离子浓度降至1*10-5以下的反应为完全反应。如酸碱中和时[H+]降至10-7mol/L<10-5mol/L，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10-5mol/L，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：CaSO4、Ca(OH)2、Ag2SO4（5）溶解平衡常为吸热，但Ca(OH)2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意在沉淀后用(s)标明状态，并用“⇌”。如：Ag2S(s)⇌ 2Ag+(aq）+S2-(aq)3、沉淀生成的三种主要方式（1）加沉淀剂法：Ksp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pH值除某些易水解的金属阳离子：如加MgO除去MgCl2溶液中FeCl3。（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：AgNO3 →AgCl(白色沉淀)→ AgBr（淡黄色）→AgI （黄色）→ Ag2S（黑色）6、溶度积（Ksp）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。2）、表达式：AmBn(s) mAn+(aq)+nBm-(aq)Ksp= [c(An+)]m •[c(Bm-)]n3）、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QC（离子积）>KSP 有沉淀析出QC=KSP 平衡状态QC<kSP 饱和，继续溶解四电化学1.原电池的工作原理及应用1．概念和反应本质原电池是把化学能转化为电能的装置，其反应本质是氧化还原反应。2．原电池的构成条件(1)一看反应：看是否有能自发进行的氧化还原反应发生(一般是活泼性强的金属与电解质溶液反应)。(2)二看两电极：一般是活泼性不同的两电极。(3)三看是否形成闭合回路，形成闭合回路需三个条件：①电解质溶液；②两电极直接或间接接触；③两电极插入电解质溶液中。3．工作原理以锌铜原电池为例(1)反应原理电极名称负极正极电极材料锌片铜片电极反应Zn－2e－===Zn2＋Cu2＋＋2e－===Cu反应类型氧化反应还原反应电子流向由Zn片沿导线流向Cu片盐桥中离子移向盐桥含饱和KCl溶液，K＋移向正极，Cl－移向负极 (2)盐桥的组成和作用①盐桥中装有饱和的KCl、KNO3等溶液和琼胶制成的胶冻。②盐桥的作用：a.连接内电路，形成闭合回路；b.平衡电荷，使原电池不断产生电流。
2.电解的原理
1．电解和电解池(1)电解：在电流作用下，电解质在两个电极上分别发生氧化反应和还原反应的过程。(2)电解池：电能转化为化学能的装置。(3)电解池的构成①有与电源相连的两个电极。②电解质溶液(或熔融电解质)。③形成闭合回路。2．电解池的工作原理(1)电极名称及电极反应式(电解CuCl2溶液为例)总反应式：(2)电子和离子的移动方向①电子：从电源负极流出后，流向电解池阴极；从电解池的阳极流出后流向电源的正极。②离子：阳离子移向电解池的阴极，阴离子移向电解池的阳极。3．阴阳两极上放电顺序(1)阴极：(与电极材料无关)。氧化性强的先放电，放电顺序：(2)阳极：若是活性电极作阳极，则活性电极首先失电子，发生氧化反应。若是惰性电极作阳极，放电顺序为
3.化学电源
1．日常生活中的三种电池(1)碱性锌锰干电池——一次电池正极反应：2MnO2＋2H2O＋2e－===2MnOOH＋2OH－；负极反应：Zn＋2OH－－2e－===Zn(OH)2；总反应：Zn＋2MnO2＋2H2O===2MnOOH＋Zn(OH)2。(2)锌银电池——一次电池负极反应：Zn＋2OH－－2e－===Zn(OH)2；正极反应：Ag2O＋H2O＋2e－===2Ag＋2OH－；总反应：Zn＋Ag2O＋H2O===Zn(OH)2＋2Ag。(3)二次电池(可充电电池)铅蓄电池是最常见的二次电池，负极材料是Pb，正极材料是PbO2。①放电时的反应a．负极反应：Pb＋SO42－－2e－===PbSO4；b．正极反应：PbO2＋4H＋＋SO42－＋2e－===PbSO4＋2H2O；c．总反应：Pb＋PbO2＋2H2SO4===2PbSO4＋2H2O。②充电时的反应a．阴极反应：PbSO4＋2e－===Pb＋SO42－；b．阳极反应：PbSO4＋2H2O－2e－===PbO2＋4H＋＋SO42－；c．总反应：2PbSO4＋2H2O电解=====Pb＋PbO2＋2H2SO4。注 可充电电池的充、放电不能理解为可逆反应。2．“高效、环境友好”的燃料电池氢氧燃料电池是目前最成熟的燃料电池，可分酸性和碱性两种。种类酸性碱性负极反应式2H2－4e－===4H＋2H2＋4OH－－4e－===4H2O正极反应式O2＋4e－＋4H＋===2H2OO2＋2H2O＋4e－===4OH－电池总反应式2H2＋O2===2H2O备注燃料电池的电极不参与反应，有很强的催化活性，起导电作用4.电解原理的应用
1．氯碱工业(1)电极反应阳极反应式：2Cl－－2e－===Cl2↑(氧化反应)阴极反应式：2H＋＋2e－===H2↑(还原反应)(2)总反应方程式2NaCl＋2H2O2NaOH＋H2↑＋Cl2↑(3)氯碱工业生产流程图2．电镀下图为金属表面镀银的工作示意图，据此回答下列问题：(1)镀件作阴极，镀层金属银作阳极。(2)电解质溶液是AgNO3溶液等含镀层金属阳离子的盐溶液。(3)电极反应：阳极：Ag－e－===Ag＋；阴极：Ag＋＋e－===Ag。(4)特点：阳极溶解，阴极沉积，电镀液的浓度不变。3．电解精炼铜(1)电极材料：阳极为粗铜；阴极为纯铜。(2)电解质溶液：含Cu2＋的盐溶液。(3)电极反应：阳极：Zn－2e－===Zn2＋、Fe－2e－===Fe2＋、Ni－2e－===Ni2＋、Cu－2e－===Cu2＋；阴极：Cu2＋＋2e－===Cu。4．电冶金利用电解熔融盐的方法来冶炼活泼金属Na、Ca、Mg、Al等。(1)冶炼钠2NaCl(熔融)2Na＋Cl2↑电极反应：阳极：2Cl－－2e－===Cl2↑；阴极：2Na＋＋2e－===2Na。(2)冶炼铝2Al2O3(熔融)4Al＋3O2↑电极反应：阳极：6O2－－12e－===3O2↑；阴极：4Al3＋＋12e－===4Al。
5.金属的腐蚀与防护
1．金属腐蚀的本质金属原子失去电子变为金属阳离子，金属发生氧化反应。2．金属腐蚀的类型(1)化学腐蚀与电化学腐蚀类型化学腐蚀电化学腐蚀条件金属跟非金属单质直接接触不纯金属或合金跟电解质溶液接触现象无电流产生有微弱电流产生本质金属被氧化较活泼金属被氧化联系两者往往同时发生，电化学腐蚀更普遍(2)析氢腐蚀与吸氧腐蚀以钢铁的腐蚀为例进行分析：类型析氢腐蚀吸氧腐蚀条件水膜酸性较强(pH≤4.3)水膜酸性很弱或呈中性电极反应负极Fe－2e－===Fe2＋正极2H＋＋2e－===H2↑O2＋2H2O＋4e－===4OH－总反应式Fe＋2H＋===Fe2＋＋H2↑2Fe＋O2＋2H2O===2Fe(OH)2联系吸氧腐蚀更普遍3．金属的防护(1)电化学防护①牺牲阳极的阴极保护法—原电池原理a．负极：比被保护金属活泼的金属；b．正极：被保护的金属设备。②外加电流的阴极保护法—电解原理a．阴极：被保护的金属设备；b．阳极：惰性金属或石墨。(2)改变金属的内部结构，如制成合金、不锈钢等。(3)加防护层，如在金属表面喷油漆、涂油脂、电镀、喷镀或表面钝化等方法。
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