1、高中化学知识总结 基本概念 基本理论下专题八 化学反应的热效应第一单元 放热反应和吸热反应化学反应除生成新物质外，还伴随着能量的变化，通常表现为热量的变化。据此化学反应可分为：放热反应吸热反应定义放出热量的反应吸收热量的反应原因反应物的总能量生成物的总能量反应物的总能量生成物的总能量与化学键关系化学反应的本质：原子的重新组合。旧键断裂吸收能量，新键生成放出能量吸收总能量放出总能量吸收总能量放出总能量表示H0H0图示实例1活泼金属与H2O或酸反应；2酸碱中和反应；3燃烧反应、爆炸反应；4多数的化合反应。1反应：2NH4Cl(s)+Ba(OH)28H2OBaCl22NH310H2O2生成煤气，水煤
2、气的反应；C(s) H2O(g) COH2CO2C2CO3多数的分解反应；如CaCO3CaO CO24盐的水解反应、弱电解质的电离； 有H2、CO、C参加的还原反应。另：重要的溶解热现象： 浓硫酸、NaOH、CaO等溶解是放热；大多数硝酸盐（如硝酸铵）溶解会吸热。第二单元 反应热 燃烧热 中和热一、反应热：当化学反应的反应物和产物的温度相同，反应中所放出或吸收的热量称为反应热。用符号H表示。放热反应的H 0，吸热反应的H 0正值。1.比较H的大小时，必须要带反应热的“+”、“”号进行比较；2.比较反应放出或吸收的热量时，只比较数值大小。二、焓：指物质内部所具有的一种能量（热力状态的那部分能量）
3、。焓是物质的一种固有性质。在一定条件下，一定量的物质具有确定的焓值，但焓的绝对值无法确定，只能判断其相对值。 焓变：指反应产物的总焓与反应物的总焓之差。符号为HHH产物H反应物。单位：kJmol1。焓变与反应热的关系：在等温等压条件下，如果反应中物质的能量变化全部转化为热能的形式，没有其他形式的能量转化，如光能、电能、波能等，这时的前后焓变即为反应热。一般说：反应热焓变H三、燃烧热：25，101KPa时，1mol物质完全燃烧生成稳定氧化物时所放出的热量叫做燃烧热。一般：CCO2（g），HH2O（l），SSO2（g），NN2（g）燃烧热是反应热的一种，燃烧热用H表示时均为负值。四、中和热：在稀溶
4、液中，强酸和强碱发生中和反应，生成1mol H2O时的反应热叫做中和热。中和热不包括离子在水溶液中的生成热、电解质电离的吸热所伴随的热效应。1.强酸和强碱中和热基本相同：H(aq)OH(aq)H2O(l)；H57.3kJ/mol。2.弱酸和弱碱的中和反应，放出的热会小于57.3 kJ/mol，因为电离是吸热的。3.浓酸与浓碱的中和反应，放出的热会大于57.3 kJ/mol，因为会受到溶解稀释放热的影响。4.若反应过程中还有其他物质生成（如生成不溶性物质或难电离的其他物质等），则此反应的反应热就不是中和热。如H2SO4与Ba(OH)2中和反应。第三单元 热化学方程式 盖斯定律一、热化学方程式：表
5、示反应热的化学方程式。书写应注意：1.标明物质的聚集状态。如s、l、g、aq等。2.H的单位：kJmol1，“每摩尔”不是“每摩尔反应物”的意思，而是“每摩尔整个反应”，即mol1（某个反应）。3.配平系数指“物质的量mol”，不是“分子数”，且H的值与配平系数有关，成正比例关系。4.可逆反应中，H值指理论上该反应完全进行时的数值，与平衡移动没关系。二、盖斯定律：化学反应的反应热只与反应的起始和终止状态有关，与反应途径无关。换句话：无论是一步完成，还是分几步完成，其反应焓变是相同的。 H1=H2+H3三、反应热H的计算方法计算依据计算方法热化学方程式左右颠倒，同时改变正、负号，各物质前的化学计
6、量数及H的数值可以同时乘以或除以相同的数盖斯定律将两个或两个以上的热化学方程式包括H相加或相减，得到一个新的热化学方程式。（根据需要，可以扩大或缩小系数）燃烧热可燃物完全燃烧放出的热量=可燃物的物质的量其燃烧热化学键能H=所有反应物的总键能所有生成物的总键能反应物和生成物的总能量H=E（生成物）E（反应物）根据图像H=(E1E2) kJ/mol=(ab) kJ/mol= c kJ/mol第四单元 中和热的测定实验以50 mL 0.50 mol/L盐酸与50 mL 0.55 mol/L NaOH溶液发生反应中和热的测定为例。原理：QmCTmC（T2T1）kJ m是HCl和NaOH溶液的总质量。中
7、和热H kJ/mol 1.搅拌的目的是为了充分反应。2.盖硬纸板，烧杯间填满碎纸条的作用是减少实验过程中的热量损失3.大烧杯上如不盖硬纸板，求得的中和热数值偏小。4.实验中改用60 mL 0.50 mol/L盐酸跟50 mL 0.55 mol/L NaOH溶液进行反应，与上述实验相比，所放出的热量不相等，但所求中和热相等，因为中和热是指酸跟碱发生中和反应生成1 mol H2O所放出的能量，与酸碱的用量无关5.用相同浓度和体积的氨水代替NaOH溶液进行上述实验，测得的中和热的数值会偏小，因为氨水是弱电解质，电离要吸热。附1：活化能与反应热的关系图 Ea正反应的活化能，Ea逆反应的活化能正反应的反
8、应热H(正)=E1-E2， 逆反应的反应热H(逆)=E2-E1 互为相反数附2：利用键能计算反应热：H=E(反应物的键能总和)E(生成物的键能总和)应熟悉一些典型物质的结构。如：白磷P4，正四面体结构，含6个PP键；金刚石C，正四面体的立体网状结构的原子晶体，含2个CC键；晶体Si，类似金刚石，含有2个SiSi；SiO2，原子晶体，含4个SiO键。专题九 电化学第一单元 原电池和电解池原电池电解池能量转化定义：原电池是化学能转化成电能的装置自发的氧化还原反应。定义：电解池是电能转化成化学能的装置非自发的氧化还原反应。电极负极（较活泼）失电子发生氧化反应正极（不活泼）得电子发生还原反应阳极(与正
9、极相连的电极)失电子发生氧化反应阴极(与负极相连的电极) 得电子发生还原反应原理分析例1：Zn+H2SO4=ZnSO4+H2负极：（Zn片） Zn2eZn2正极：（Cu片） 2H2eH2总反应：Zn+2H+=Zn2+H2例2：Zn+CuSO4=Cu+ZnSO4负极：（Zn片） Zn-2e=Zn2+正极：（Cu片） Cu2+2e=Cu总反应：Zn+Cu2+=Cu+Zn2+盐桥作用：能使溶液保持电中性；能构成回路；能使两边溶液不混合。Cl向ZnSO4溶液中移动，K+向CuSO4溶液移动。例1：石墨电极电解CuCl2原理分析：阳极（失电子）：2Cl2eCl2阴极（得电子）：Cu22eCu总反应：Cu
10、Cl2CuCl2例2：电解熔融NaCl：阳极：2Cl2e=Cl2阴极：2Na+2e=2Na总：2NaCl（熔融）2Na+Cl2归纳结论原电池形成的条件：1两个活泼性不同的电极（金属或其他）。注意：不一定都是金属材料，也可以是碳棒、石墨碳管、金属氧化物、惰性电极等。2电解质溶液3构成闭合回路4自发进行的氧化还原反应阴、阳极的放电顺序规律：阳极：失电子若是活性金属电极，则金属失e；若是惰性电极，则：S2IBrClOH含氧酸根离子F阴极：得电子。 电极本身不反应Ag+Hg2+Fe3+Cu2+H+Pb2+Sn2+Fe2+Zn2+Al3+Mg2+Na+电子流向外电路：电子从负极沿导线正极（被得到）电流则
11、相反，从正极到负极电源负极沿导线阴极（被得到）阳极沿导线电源正极（被得到）离子流向阳离子向正极移动阴离子向负极移动阳离子向阴极移动阴离子向阳极移动应用例子A、设计化学电源（1）一次电池【锌锰干电池】负极（锌）：Zn2eZn2正极（石墨）：2NH42e2NH3H2H22MnO2Mn2O3H2ONH3ZnCl2Zn(NH3)4Cl2总：Zn2NH4Zn22NH3H2或：2Zn4NH4Cl2MnO2Zn(NH3)4Cl2ZnCl2Mn2O3H2O【银锌纽扣电池】负极：Zn-2e-+2OH=ZnO+H2O正极：Ag2O+2e-+H2O=2Ag+2OH总反应：Ag2O+Zn=2Ag+ZnO（2）二次电池
12、（可充电）【铅蓄电池】放电：原电池负极：Pb2eSO42PbSO4正极：PbO22e4HSO42PbSO42H2O充电：电解池阳极：PbSO42e-+2H2O=PbO2+4H+SO阴极：PbSO4+2e-=Pb+SO总：PbO2Pb2H2SO42PbSO42H2O（3）燃料电池甲烷燃料电池（碱性）：负极：CH48e10OHCO327H2O正极：O24e2H2O4OH总：CH42O22OHCO323H2O氢氧燃料电池（碱介质）负极：2H24e4OH4H2O正极：O24e2H2O4OH总：2H2O22H2O氢氧燃料电池（酸介质）负极： 2H2 4 e= 4H+正极： O2+ 4 e + 4H+ =
13、 2H2O总：2H2O22H2O锂电池负极： Li e=Li+正极： MnO2+e=MnO2-总反应： Li+ MnO2=LiMnO2B、金属腐蚀及防护（具体后续）C、提高化学反应速率如：Zn和稀硫酸反应中，加入CuSO4后，置换生成Cu，与Zn及H2SO4，形成原电池效应，能加快反应速率。1、氯碱工业阳极：2Cl2eCl2阴极：2H2eH2或2H2O2eH22OH总：2NaCl2H2OCl2H22NaOH阳离子交换膜：只允许阳离子通过，不允许阴离子和分子通过，防止Cl2和H2混合而发生爆炸及Cl2 和NaOH反应而影响产品质量。粗盐中含有Ca2+、Mg2+、SO42-、Fe3+，Fe3+、C
14、a2+、Mg2+，除杂质离子的操作及加入试剂的顺序是：BaCl2NaOHNa2CO3过滤HCl或NaOH BaCl2Na2CO3过滤HCl2、电镀铜阳极：Cu-2e=Cu2+ 阴极：Cu2+2e=Cu镀件作阴极，镀层金属作阳极，电解质溶液中含有镀层金属离子。阳极（镀层金属）：Mne=Mn+阴极（镀件）：Mnne=M3、电解精炼粗铜粗铜作阳极，精铜作阴极，铜离子溶液作电解质溶液。阳极（粗铜）：Cu2e=Cu2 此外：Zn-2e=Zn2+，Fe-2e=Fe2+阴极（精铜）：Cu22e=Cu阴、阳极的电极质量变化并不相等。Ag、Au、Pt不发生反应，沉积到阳极底部，叫做阳极泥。总结任何一个自发进行的
15、氧化还原反应都可以设计成原电池；（复分解反应永远不可能被设计成原电池）电解是在外加电源下发生的非自发的氧化还原反应。电解质溶液导电过程一定发生电解反应。常见的几个电极反应式负极：Zn2eZn2； Fe2eFe2 H2-2e=2H+； （酸性溶液）H2-2e+2OH=2H2O （碱性溶液）正极：O24e2H2O4OH；（碱性溶液）O2+4e+4H+=2H2O（酸性溶液）2H2eH2； Cu22eCu； AgeAg；阳极：Fe2eFe2； Cu-2e=Cu2+2Cl2eCl2；4OH4e2H2OO2；阴极：2H2eH2AgeAg； Cu22eCu；电极反应式书写注意：看电极，找变价，配守恒（1）看
16、电极是否参加反应，以及电极产生的阳离子是否与电解质溶液发生复分解反应；一般，正极材料不参加电极反应。（2）注意溶液的酸碱性，水溶液中，用“H/H2O或OH/H2O”调节电荷守恒；熔融电解质中，可能用CO、O2、SO等调节电荷守恒。一次电池：不可充电；二次电池：可反复充电、放电；充电时是个电解池，在外加电压下，电池内发生原电池反应的逆反应。燃料电池：不是通过燃烧来发电，而是利用燃料和氧气分别在两个电极上发生电极反应，将化学能转化为电能。燃料电池中一般只有水产生，无污染，且能量利率用高，可连续使用，成为一种很有前景的化学电源。第二单元 金属的腐蚀及防护一、Fe的析氢腐蚀和吸氧腐蚀的比较析氢腐蚀吸氧
17、腐蚀条件水膜酸性较强水膜酸性很弱或中性正极反应2H2eH2O24e2H2O4OH负极反应Fe2eFe2总反应Fe2HFe2H22FeO22H2O2Fe（OH）24Fe（OH）22H2OO24Fe（OH）32Fe（OH）3Fe2O33H2O图示二、化学腐蚀和电化腐蚀的比较表化学腐蚀电化学腐蚀条件金属与非金属单质及其他氧化剂直接反应的腐蚀不纯金属或合金发生原电池效应的腐蚀举例铁与氧气反应；铁与稀硫酸反应；钢管被原油中的含硫化合物腐蚀铁在海水、雨水中的腐蚀特点无电流形成无数微小的原电池，有微弱电流产生本质共同点：金属被氧化的过程联系化学腐蚀和电化腐蚀往往同时发生，自然界中，电化学腐蚀是主要的。同一电
18、解质溶液中，金属腐蚀的快慢规律如下：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（电解池的阳极原电池的负极化学腐蚀原电池的正极电解池的负极）三、金属的防护1.金属腐蚀的本质：M-ne-=Mn+2.金属防护方法：（1）改变金属内部的结构。如不锈钢；（2）在金属表面覆盖保护层。如油漆、搪瓷、镀层、油脂、致密氧化膜等；（3）应用电化学原理保护。原电池原理牺牲阳极的阴极保护法：与较活泼的金属相连，较活泼的金属作负极被腐蚀，被保护的金属作正极；电解池原理外加电流的阴极保护法：被保护的金属与原电池负极相连，形成电解池，作阴极。附1：可逆的氧化还原反应设计成原电池当电流表指针示数为0，无电
19、流通过，表明氧化剂得电子的速率=还原剂失电子的速率，可逆反应恰好达到平衡。如果指针偏转，说明化学平衡发生移动。附2：原电池的电极类型不仅跟电极材料有关，还与电解质溶液的性质有关。MgAl和稀H2SO4原电池：负极（Mg）：Mg-2e=Mg2+ 正极（Al）：2H+2e=H2 总反应：Mg+H2SO4=MgSO4+H2MgAl和NaOH原电池：负极（Al）：Al-3e+4OH=AlO+2H2O 正极（Mg）：2H+2e=H2或2H2O2eH22OH总反应：2Al+2NaOH+2H2O=2NaAlO2+3H2FeCu、浓HNO3原电池（Fe被钝化，表面生成致密的氧化物膜，成为不活泼的电极）负极（C
20、u）：Cu-2e=Cu2+ 正极（Fe）NO+e+2H+=NO2+H2O总反应：Cu+4HNO3(浓)=Cu(NO3)2+2NO2+2H2O附3：用惰性电极电解电解质溶液的变化情况类 型电极反应特点实 例电 解物 质电解质溶液的浓度pH电解质溶液复原电解水型阳极：4OH-4e= O2+2H2O阴极：2H+2e=H2NaOHH2O增大增大H2OH2SO4H2O增大减小H2ONa2SO4H2O增大不变H2O电解电解质阳极：2Cl-2e=Cl2 阴极：2H+2e=H2 Cu2+2e=CuHClHCl减小增大HClCuCl2CuCl2减小增大CuCl2放H2生碱型阳极：2Cl-2e=Cl2阴极：2H+
21、2e=H2NaClNaCl和H2O生成新电解质增大HCl放O2生酸型阳极：4OH-4e= O2+2H2O阴极：Cu2+2e=CuCuSO4CuSO4和H2O生成新电解质减小CuOCuCO3附4：常见的电极产物计算比例关系2H2O22Cl22Cu4Ag4H+4OH4e附5：H在碱性环境中不存在；O2在水溶液中不存在，在酸性环境中结合H，生成H2O，在中性或碱性环境中结合H2O，生成OH；附6：可充电电池的反应规律(1)可充电电池有充电和放电两个过程，放电时是原电池反应，充电时是电解池反应。(2)放电时的负极反应和充电时的阴极反应、放电时的正极反应和充电时的阳极反应互为逆反应。将负(正)极反应式变
22、换方向并将电子移项即可得出阴(阳)极反应式。(3)可充电电池充电时原负极必然要发生还原反应(生成原来消耗的物质)，即作阴极，连接电源的负极；同理，原正极连接电源的正极，作阳极。简记为负连负，正连正。专题十 化学反应速率 化学平衡第一单元 化学反应速率一、化学反应速率1.定义：化学反应速率是指单位时间内，反应物浓度的减少或生成物浓度的增加。指平均速率，不是瞬时速率。2.表达式： 均为正值（固体、纯液体无浓度概念，不能用来表示速率）如：对于反应mA(g)nB(g)=cC(g)dD(g) v(B)。3.单位：molL-1min-1或molL-1s-14.计算原则：化学反应速率数值比=化学方程式中计量
23、数比（即配平系数比）。如 mA + nB = pC + qD v(A): v(B): v(C): v(D) = m : n : p : q 或 *同一个反应，可用不同的物质来表示速率，数值可不同，但表示的含有相同；*归一法：判断不同反应的快慢，应换算成同一物质的速率来比较，单位一定要统一。5.影响因素（1）内因：反应物本身的结构、性质决定了化学反应速率的大小。（2）外因：浓度、压强、温度、催化剂、其他。因素规律解释注意浓度c增大，v增大活化分子浓度增大，有效碰撞次数增加增加固体、纯液体的量，不影响反应速率压强p增大，v增大单位体积内，活化分子数增多*压强须通过气体浓度的改变而影响v；*恒容时，
24、加入稀有气体，总体积不变，反应物浓度也不变，反应速率也不变；恒压时，加入稀有气体，总体积增大，反应物浓度减小，反应速率降低。*压强对固体、液体无影响；温度T升高，v增大。增大了反应物分子中的活化分子百分数*每升高10，速率增至原24倍；催化剂大大加快化学反应速率催化剂降低了活化能*催化剂有选择性，参与化学反应过程，但质量和组成不变。*催化剂中毒：某些物质使催化剂的作用减弱或消失的现象。一般反应物要先净化预处理。其他反应物表面积越大，颗粒越小，反应速率越快。*其它还有：搅拌，光照，电磁波，溶剂等。二、有效碰撞理论反应过程：化学反应实际是反应物分子的拆裂成原子和原子重新组合成生成物的过程。 即：旧
25、键的断裂和新键的生成，都是通过分子间的碰撞来实现。有效碰撞：能够引起化学反应的碰撞叫做有效碰撞。活化分子：具有较高能量，能发生有效碰撞的分子叫做活化分子。 *活化分子要有一定的取向，才能发生有效碰撞。活化能：Ea=E活化分子-E所有分子附一：活化分子、有效碰撞、反应速率关系图附二：分析化学反应速率图像：看起点；看变化趋势；看终点；看时间。附三：两个典型图像该反应为放热反应。E1表示正反应的活化能；E2表示逆反应的活化能，E3表示反应热H。该反应为吸热反应。加入催化剂，同等程度降低了正逆反应的活化能。第二单元 化学平衡一、可逆反应：同一条件下，既可向正方向进行，又可向逆方向进行的反应。用表示。一
26、般在密闭容器中进行。如CaCO3CaO+CO2 。如果是敞口容器中，则CaCO3CaO+CO2 。二、化学平衡1.化学平衡定义：一定条件下的可逆反应中，同一种物质的v（正）=v（逆），反应混合物中的各组分的百分含量保持不变的状态。2.化学平衡四大特征：“动”、“定”、“等”、“变”动态平衡、各组分恒定不变，v（正）=v（逆） 0，因条件改变而改变。3.化学平衡的判断：紧抓“等”“定”二字。 （1）v（正）=v（逆），应转化为同一物质的正、逆速率进行比较； （2）具体分析体系中的各百分含量、浓度、转化率、平均摩尔质量、密度、压强等是否保持恒定不变。三、平衡常数一定条件下，可逆反应达到平衡后，生成
27、物浓度的幂之积与反应物浓度的幂之积的比值是个常数。1.表达式： aA(g)+bB(g)cC(g)+dD(g) Kc = ； （1）各物质的浓度必须是平衡浓度。*纯液体、固体无浓度概念，不列入计算。（2）反应方向的改变或化学计量系数的增大或减小，平衡常数均发生改变。（3）Kp 其中p(C)、p(D)分别为C、D两气体的分压，气体的分压气体总压体积分数气体体积之比气体物质的量之比2.含义：K越大，表示反应程度越大，反应物转化率越大。3.影响：只受温度影响，与浓度无关。4.浓度商Qc：任意状态下的浓度幂之积的比值。QcQcKc,超出平衡，反应将逆向进行；v(逆)v(正)QcKc,恰好处于平衡；v(逆)=v(正)QcKc,尚未平衡，反应将正向进行。v(逆)v(正)四、化学平衡移动改变化学平衡时的条件，使旧平衡的v（正）v（逆），平衡混合物中的各组分含量发生改变，一段时间后，建立新的v（正）v（逆），即达到新的平衡状态。1.规律： v（正）v（逆），平衡不移动；v（正） v（逆），平衡向正方向移动；v（逆） v（正），平衡向逆方向移动；2.平衡移动影响因素：（1）浓度：增大反应物浓度或减少生成物浓度，使平衡向正方向移动。增加固体或纯液体的量，平衡不移动。（2）压强：增大压强，平衡向气体总体积缩小的方向移动。
