高中化学必修2知识点归纳总结 18页

郑集中学城区校区学案 高一化学 1 Z 高中化学必修 2 知识点归纳总结 第一单元 原子核外电子排布与元素周期律 一、原子结构 质子（ Z 个） 原子核 注意： 中子（ N个） 质量数 (A) ＝质子数 (Z) ＋中子数 (N) 1. 原子数 A X 原子序数 =核电荷数 =质子数 =原子的核外电子 核外电子（ Z 个） ★熟背前 20 号元素，熟悉 1～20 号元素原子核外电子的排布： H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar K Ca 2. 原子核外电子的排布规律： ①电子总是尽先排布在能量最低的电子层里； ②各电子层最多 容纳的电子数是 2n2 ；③最外层电子数不超过 8 个（K 层为最外层不超过 2 个），次外层不超 过 18 个，倒数第三层电子数不超过 32 个。 电子层： 一（能量最低） 二 三 四 五 六 七 对应表示符号： K L M N O P Q 3. 元素、核素、同位素 元素：具有相同核电荷数的同一类原子的总称。 核素：具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子。 同位素：质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子互称为同位素。 ( 对于原子来说 ) 二、元素周期表 1. 编排原则： ①按原子序数递增的顺序从左到右排列 ②将电子层数相同．．．．．． 的各元素从左到右排成一横行 ．．。（周期序数＝原子的电子层数） ③把最外层电子数相同．．．．．．．． 的元素按电子层数递增的顺序从上到下排成一纵行 ．．。 主族序数＝原子最外层电子数 2. 结构特点： 核外电子层数 元素种类 第一周期 1 2 种元素 短周期 第二周期 2 8 种元素 周期 第三周期 3 8 种元素 元 （7 个横行） 第四周期 4 18 种元素 素 （7 个周期） 第五周期 5 18 种元素 周 长周期 第六周期 6 32 种元素 期 第七周期 7 未填满（已有 26 种元素） 表 主族：Ⅰ A～Ⅶ A共 7 个主族 族 副族：Ⅲ B～Ⅶ B、Ⅰ B～Ⅱ B，共 7 个副族 （18 个纵行） 第Ⅷ族：三个纵行，位于Ⅶ B 和Ⅰ B 之间 （16 个族） 零族：稀有气体 三、元素周期律 1. 元素周期律：元素的性质（核外电子排布、原子半径、主要化合价、金属性、非金属性） 随着核电荷数的递增而呈周期性变化的规律。 元素性质的周期性变化实质是元素原子核外电 ．．．．．．．．．． 子排布的周期性变化．．．．．．．．． 的必然结果。 郑集中学城区校区学案 高一化学 2 2. 同周期元素性质递变规律 第三周期元素 11Na 12Mg 13Al 14Si 15P 16S 17Cl 18Ar (1) 电子排布 电子层数相同，最外层电子数依次增加 (2) 原子半径 原子半径依次减小 — (3) 主要化合价 ＋ 1 ＋2 ＋3 ＋4 －4 ＋5 －3 ＋6 －2 ＋ 7 － 1 — (4) 金属性、 非金属性 金属性减弱，非金属性增加 — (5) 单质与水或酸置 换难易 冷水 剧烈 热水与 酸快 与酸反 应慢 —— — (6) 氢化物的化学式 —— SiH4 PH3 H2S HCl — (7) 与 H2 化合的难易 —— 由难到易 — (8) 氢化物的稳定性 —— 稳定性增强 — (9) 最高价氧化物的 化学式 Na2O MgO Al 2O3 SiO2 P2O5 SO3 Cl 2O7 — 最 高 价 氧 化 物 对 应 水 化 物 (10) 化学式 NaOH Mg(OH)2 Al(OH) 3 H2SiO3 H3PO4 H2SO4 HClO4 — (11) 酸碱性 强碱 中强碱 两性氢 氧化物 弱酸 中强 酸 强酸 很强 的酸 — (12) 变 化 规 律 碱性减弱，酸性增强 — 第Ⅰ A族碱金属元素： Li Na K Rb Cs Fr （Fr 是金属性最强的元素，位于周期表左下 方） 第Ⅶ A族卤族元素： F Cl Br I At （F 是非金属性最强的元素， 位于周期表右上方） ★判断元素金属性和非金属性强弱的方法： （1）金属性强 （弱）——①单质与水或酸反应生成氢气容易 （难）；②氢氧化物碱性强 （弱）； ③相互置换反应（强制弱） Fe＋CuSO4＝FeSO4＋Cu。 （2）非金属性强（弱）——①单质与氢气易（难）反应；②生成的氢化物稳定（不稳定） ； ③最高价氧化物的水化物（含氧酸）酸性强（弱） ；④相互置换反应（强制弱） 2NaBr＋Cl 2 ＝2NaCl＋Br 2。 （Ⅰ）同周期比较： 金属性： Na＞ Mg＞Al 与酸或水反应：从易→难 碱性： NaOH＞ Mg(OH)2＞Al(OH) 3 非金属性： Si ＜P＜S＜Cl 单质与氢气反应：从难→易 氢化物稳定性： SiH 4＜PH3＜H2S＜ HCl 酸性 ( 含氧酸 ) ：H2SiO3＜H3PO4 ＜H2SO4＜HClO4 （Ⅱ）同主族比较： 金属性： Li ＜Na＜K＜Rb＜Cs（碱金属元素） 与酸或水反应：从难→易 碱性： LiOH＜ NaOH＜KOH＜RbOH＜CsOH 非金属性： F＞Cl＞Br＞I（ 卤族元素） 单质与氢气反应：从易→难 氢化物稳定： HF＞HCl＞HBr＞HI （Ⅲ） 金属性： Li ＜Na＜K＜Rb＜Cs 还原性 ( 失电子能力 ) ： Li ＜Na＜K＜Rb＜Cs 氧化性 ( 得电子能力 ) ：Li ＋＞Na＋ ＞K＋＞Rb＋＞Cs ＋ 非金属性： F＞Cl ＞Br＞I 氧化性： F2＞Cl 2＞Br 2＞I 2 还原性： F－＜Cl －＜Br －＜I － 酸性 ( 无氧酸 ) ：HF＜HCl＜HBr＜ HI 郑集中学城区校区学案 高一化学 3 比较粒子 (包括原子、离子 ) 半径的方法 ( “三看” )：（1）先比较电子层数，电子层数多的半 径大。 （2）电子层数相同时，再比较核电荷数，核电荷数多的半径反而小。 元素周期表的应用 1、元素周期表中共有个 7 周期， 3 是短周期， 3 是长周期。其中第 7 周 期也被称为不完全周期。 2、在元素周期表中， ⅠA-ⅦA 是主族元素，主族和 0 族由短周期元素、 长周 期元素 共同组成。 ⅠB - ⅦB 是副族元素，副族元素完全由长周期元素 构成。 3、元素所在的周期序数 = 电子层数 ，主族元素所在的族序数 = 最外层电子数， 元素周 期表是元素周期律的具体表现形式。在同一周期中，从左到右，随着核电荷数的递增，原子 半径逐渐减小， 原子核对核外电子的吸引能力逐渐增强， 元素的金属性逐渐减弱， 非金属性 逐渐增强 。在同一主族中，从上到下，随着核电荷数的递增，原子半径逐渐增大 ，电子 层数逐渐增多， 原子核对外层电子的吸引能力逐渐 减弱 ，元素的金属性逐渐增强， 非金属 性逐渐 减弱 。 4、元素的结构决定了元素在周期表中的位置，元素在周期表中位置的反映了原子的结构和 元素的性质特点。我们可以根据元素在周期表中的位置，推测元素的结构，预测 元素的性 质 。元素周期表中位置相近的元素性质相似，人们可以借助元素周期表研究合成有特定 性质的新物质。例如，在金属和非金属的分界线附近寻找 半导体 材料，在过渡元素中 寻找各种优良的 催化剂 和耐高温、耐腐蚀 材料。 第二单元 微粒之间的相互作用 化学键是直接相邻两个或多个原子或离子间强烈的相互作用。 1. 离子键与共价键的比较 键型 离子键 共价键 概念 阴阳离子结合成化合物的静电作用 叫离子键 原子之间通过共用电子对所形成的相互 作用叫做共价键 成键方式 通过得失电子达到稳定结构 通过形成共用电子对达到稳定结构 成键粒子 阴、阳离子 原子 成键元素 活泼金属与活泼非金属元素之间 （特殊： NH4Cl 、NH4NO3 等铵盐只由 非金属元素组成，但含有离子键） 非金属元素之间 离子化合物：由离子键构成的化合物叫做离子化合物。 （一定有离子键，可能有共价键） 共价化合物：原子间通过共用电子对形成分子的化合物叫做共价化合物。 （只有共价键一定 没有离子键） 极性共价键（简称极性键） ：由不同种原子形成， A－B型，如， H－Cl 。 共价键 非极性共价键（简称非极性键） ：由同种原子形成， A－A型，如， Cl －Cl 。 2. 电子式： 用电子式表示离子键形成的物质的结构与表示共价键形成的物质的结构的不同点： （1） 电荷： 用电子式表示离子键形成的物质的结构需标出阳离子和阴离子的电荷； 而表示共价键 形成的物质的结构不能标电荷。 （2）[ ] （方括号） ：离子键形成的物质中的阴离子需用方 括号括起来，而共价键形成的物质中不能用方括号。 3、分子间作用力定义把分子聚集在一起的作用力。由分子构成的物质，分子间作用力是影 响物质的熔沸点和 溶解性 的重要因素之一。 4、水具有特殊的物理性质是由于水分子中存在一种被称为氢键的分子间作用力。水分子间 郑集中学城区校区学案 高一化学 4 的 氢键 ，是一个水分子中的氢原子与另一个水分子中的氧原子间所形成的分子间作 用力，这种作用力使得水分子间作用力增加，因此水具有较高的 熔沸点。其他一些能形成 氢键的分子有 HF H 2O NH 3 。 项目 离子键 共价键 金属键 概念 阴阳之间的强烈相 互作用 原子通过共用电子对形成的强烈 相互作用 形成化合物 离子化合物 金属单质 判断化学键方法 形成晶体 离子晶体 分子晶体 原子晶体 金属晶体 判断晶体方法 熔沸点 高 低 很高 有的很高有的很低 融化时 破坏作用 力 离子键 物理变化分子间作 用力 化学变化 共价 键 共价键 金属键 硬度导电性 第三单元 从微观结构看物质的多样性 同系物 同位素 同分异构体 同素异形体 概念 组成相似，结构上相 差一个或多个“ CH2” 原子团的有机物 质子数相同中子 属不同的原子互 成称同位素 分 子 式 相 同 结 构 不同的化合物 同一元素形成的不同种 单质 研究 对象 有机化合物之间 原子之间 化合物之间 单质之间 相似点 结构相似通式相同 质子数相同 分子式相同 同种元素 不同点 相差 n 个 CH2原子团 ( n≥1) 中子数不同 原子排列不同 组成或结构不同 代表物 烷烃之间 氕、氘、氚 乙醇与二甲醚 正丁烷与异丁烷 O2 与 O3 金刚石与石墨 郑集中学城区校区学案 高一化学 5 专题二 化学反应与能量变化 第一单元 化学反应的速率与反应限度 1、化学反应的速率 （1）概念：化学反应速率通常用单位时间内反应物浓度的减少量或生成物浓度的增加量 （均 取正值）来表示。 计算公式： v(B) ＝ ( )c B t ＝ ( )n B V t ①单位： mol/(L·s)或 mol/( L· min) ②B 为溶液或气体，若 B 为固体或纯液体不计算速率。 ③以上所表示的是平均速率，而不是瞬时速率。 ④重要规律： （i）速率比＝方程式系数比 （ii ）变化量比＝方程式系数比 （2）影响化学反应速率的因素： 内因：由参加反应的物质的结构和性质决定的（主要因素） 。 外因：①温度：升高温度，增大速率 ②催化剂：一般加快反应速率（正催化剂） ③浓度：增加 C反应物的浓度 ，增大速率（溶液或气体才有浓度可言） ④压强：增大压强，增大速率（适用于有气体参加的反应） ⑤其它因素：如光（射线） 、固体的表面积（颗粒大小） 、反应物的状态（溶剂） 、原 电池等也会改变化学反应速率。 2、化学反应的限度——化学平衡 （1）在一定条件下，当一个可逆反应进行到正向反应速率与逆向反应速率相等时，反 应物和生成物的浓度不再改变，达到表面上静止的一种“平衡状态” ，这就是这个反应所能 达到的限度，即化学平衡状态。 化学平衡的移动受到温度、 反应物浓度、 压强等因素的影响。 催化剂只改变化学反应速 率，对化学平衡无影响。 在相同的条件下同时向正、 逆两个反应方向进行的反应叫做可逆反应。 通常把由反应物 向生成物进行的反应叫做正反应。而由生成物向反应物进行的反应叫做逆反应。 在任何可逆反应中，正方应进行的同时，逆反应也在进行。可逆反应不能进行到底，即 是说可逆反应无论进行到何种程度， 任何物质 （反应物和生成物） 的物质的量都不可能为 0。 （2）化学平衡状态的特征：逆、动、等、定、变。 ①逆：化学平衡研究的对象是可逆反应。 ②动：动态平衡，达到平衡状态时，正逆反应仍在不断进行。 ③等：达到平衡状态时，正方应速率和逆反应速率相等，但不等于 0。即 v 正 ＝v 逆 ≠0。 ④定：达到平衡状态时，各组分的浓度保持不变，各组成成分的含量保持一定。 ⑤变：当条件变化时，原平衡被破坏，在新的条件下会重新建立新的平衡。 （3）判断化学平衡状态的标志： ① V A（正方向） ＝VA（逆方向）或 nA（消耗） ＝nA（生成）（不同方向同一物质比较） ②各组分浓度保持不变或百分含量不变 ③借助颜色不变判断（有一种物质是有颜色的） ④总物质的量或总体积或总压强或平均相对分子质量不变 （前提： 反应前后气体的总物质的 量不相等的反应适用，即如对于反应 xA＋yB zC，x＋y≠z ） 郑集中学城区校区学案 高一化学 6 第二单元 化学反应中的热量 1、在任何的化学反应中总伴有能量的变化。 原因： 当物质发生化学反应时， 断开反应物中的化学键要吸收能量， 而形成生成物中的 化学键要放出能量。 化学键的断裂和形成是化学反应中能量变化的主要原因。 一个确定的化 学反应在发生过程中是吸收能量还是放出能量， 决定于反应物的总能量与生成物的总能量的 相对大小。 E 反应物总能量＞ E 生成物总能量，为放热反应。 E 反应物总能量＜ E 生成物总 能量，为吸热反应。 2、常见的放热反应和吸热反应 ☆ 常见的放热反应：①所有的燃烧与缓慢氧化 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（特殊： C＋ CO2 △ 2CO 是吸热反应） ⑥ 浓硫酸稀释、氢氧化钠固体溶解等 ☆常见的吸热反应：①铵盐和碱的反应 如 Ba(OH) 2·8H2O＋NH 4Cl ＝BaCl 2＋ 2NH 3↑＋ 10H2O ②大多数分解反应如 KClO 3、KMnO 4、CaCO3 的分解等 ③ 以 H2、 CO、C 为还原剂的氧化还原反应 如： C(s)＋H2O(g) △ CO(g)＋H 2(g)。 ④ 铵盐溶解等 3. 产生原因：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 ) △H 为“ - ”或△ H <0 吸收热量的化学反应。（吸热 >放热）△ H 为“+”或△ H >0 4、放热反应、吸热反应与键能、能量的关系 放热反应：∑ E（反应物）＞∑ E（生成物） 其实质是，反应物断键吸收的能量＜生成物成键释放的能量， 0 。可理解为，由于放 出热量，整个体系能量降低 吸热反应：∑ E（反应物）＜∑ E（生成物 ) 其实质是：反应物断键吸收的能量＞生成物成键释放的能量， H 0 。可理解为，由于吸 收热量，整个体系能量升高。 5、热化学方程式 书写化学方程式注意要点 : ①热化学方程式必须标出能量变化。 ②热化学方程式中必须标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） ③热化学反应方程式要指明反应时的温度和压强。 郑集中学城区校区学案 高一化学 7 ④热化学方程式中的化学计量数可以是整数，也可以是分数 ⑤各物质系数加倍，△ H加倍；反应逆向进行，△ H改变符号，数值不变 第三单元 化学能与电能的转化 原电池： 1、概念： 将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某一电极与电解质溶液发生氧化还原反应 原电池的工作原理：通过氧化还原反应（有电子的转移）把化学能转变为电能。 3、电子流向：外电路： 负 极—→导线—→ 正 极 内电路：盐桥中 阴 离子移向负极的电解质溶液，盐桥中 阳 离子移向正 极的电解质溶液。 电流方向：正极—→导线—→负极 4、电极反应：以锌铜原电池为例： 负极： 氧化 反应： Zn－2e＝Zn2＋ （较活泼金属）较活泼的金属作负极，负极发 生氧化反应，电极反应式：较活泼金属－ ne－＝金属阳离子负极现象：负极溶解，负极质量 减少。 正极： 还原 反应： 2H ＋＋ 2e＝H 2↑（较不活泼金属） 较不活泼的金属或石墨作正极， 正极发生还原反应，电极反应式：溶液中阳离子＋ ne－＝单质，正极的现象：一般有气体放 出或正极质量增加。 总反应式： Zn+2H +=Zn 2+ +H 2↑ 5、正、负极的判断： （1）从电极材料：一般较活泼金属为负极；或金属为负极，非金属为正极。 （2）从电子的流动方向 负极流入正极 （3）从电流方向 正极流入负极 （4）根据电解质溶液内离子的移动方向 阳离子流向正极，阴离子流向负极 （5）根据实验现象①溶解的一极为负极②增重或有气泡一极为正极 6、原电池电极反应的书写方法： （i）原电池反应所依托的化学反应原理是氧化还原反应，负极反应是氧化反应，正极 反应是还原反应。因此书写电极反应的方法归纳如下： ①写出总反应方程式。 ②把总反应根据电子得失情况，分成氧化反应、还原反应。 ③氧化反应在负极发生， 还原反应在正极发生， 反应物和生成物对号入座， 注意酸碱介 质和水等参与反应。 （ii）原电池的总反应式一般把正极和负极反应式相加而得。 7、原电池的应用：①加快化学反应速率，如粗锌制氢气速率比纯锌制氢气快。②比较金属 活动性强弱。③设计原电池。④金属的腐蚀。 化学电池： 1、电池的分类：化学电池、太阳能电池、原子能电池 2、化学电池：借助于化学能直接转变为电能的装置 3、化学电池的分类： 一次电池 、 二次电池 、 燃料电池 一次电池 郑集中学城区校区学案 高一化学 8 1、常见一次电池：碱性锌锰电池、锌银电池、锂电池等 二次电池 1、二次电池：放电后可以再充电使活性物质获得再生，可以多次重复使用，又叫充电电池 或蓄电池。 2、电极反应：铅蓄电池 放电：负极（铅） ： Pb＋ SO 4 2- －2e ＝PbSO4↓ 正极（氧化铅） ： PbO 2＋4H+＋ SO 4 2- ＋2e ＝PbSO4↓＋ 2H 2O 充电：阴极： PbSO4＋2H 2O－2e ＝PbO2＋4H +＋ SO 4 2- 阳极： PbSO4＋2e ＝Pb＋ SO 4 2- 两式可以写成一个可逆反应： PbO2＋Pb＋2H 2SO4 2PbSO4↓＋ 2H 2O 目前已开发出新型蓄电池：银锌电池、镉镍电池、氢镍电池、锂离子电池、聚合物锂离子 电池 三、燃料电池 1、燃料电池： 是使燃料与氧化剂反应直接产生电流的一种原电池 2、电极反应： 一般燃料电池发生的电化学反应的最终产物与燃烧产物相同， 可根据燃烧 反应写出总的电池反应，但不注明反应的条件。 ，负极发生氧化反应，正极发生还原反应， 不过要注意一般电解质溶液要参与电极反应。以氢氧燃料电池为例，铂为正、负极，介质分 为酸性、碱性和中性。 当电解质溶液呈酸性时： 负极： 2H2－4e =4H + 正极：Ｏ 2＋4 e ＋4H + =2H 2O 当电解质溶液呈碱性时： 负极： 2H2＋4OH－4e ＝4H2O 正极：Ｏ 2＋2H 2O＋4 e ＝4OH 另一种燃料电池是用金属铂片插入 KOH 溶液作电极，又在两极上分别通甲烷 燃料 和氧 气 氧化剂 。电极反应式为： 负极： CH4＋10OH －＋8e－ ＝7H2O； 正极： 4H2O＋2O2 ＋8e- ＝8OH - 。 电池总反应式为： CH 4＋2O2＋ 2KOH ＝K 2CO3＋3H2O 3、燃料电池的优点：能量转换率高、废弃物少、运行噪音低 四、废弃电池的处理：回收利用 电解池 : 一、电解原理 1、电解池：把电能转化为化学能的装置也叫电解槽 2、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 3、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 4、电子流向： （电源）负极— （电解池） 阴极— （离子定向运动） 电解质溶液—（电解池） 阳极— （电源） 正极 5、电极名称及反应： 阳极：与直流电源的 正极 相连的电极，发生 氧化 反应 放电 充电 郑集中学城区校区学案 高一化学 9 阴极：与直流电源的 负极 相连的电极，发生 还原 反应 6、电解 CuCl 2 溶液的电极反应： 阳极： 2Cl- -2e-=Cl 2 (氧化 ) 阴极： Cu2++2e-=Cu( 还原 ) 总反应式： CuCl 2 =Cu+Cl 2 ↑ 7、电解本质：电解质溶液的导电过程，就是电解质溶液的电解过程 ☆规律总结：电解反应离子方程式书写： 放电顺序： 阳离子放电顺序 Ag +>Hg 2+>Fe3+ >Cu2+>H +(指酸电离的 )>Pb2+>Sn2+>Fe2+>Zn 2+>Al 3+>Mg 2+>Na+>Ca2+>K + 阴离子的放电顺序 是惰性电极时： S2->I ->Br ->Cl ->OH ->NO 3 ->SO 4 2-(等含氧酸根离子 )>F -(SO3 2-/MnO 4 ->OH - ) 是活性电极时：电极本身溶解放电 注意先要看电极材料，是惰性电极还是活性电极，若阳极材料为活性电极（ Fe、Cu)等金属， 则阳极反应为电极材料失去电子， 变成离子进入溶液； 若为惰性材料， 则根据阴阳离子的放 电顺序，依据阳氧阴还的规律来书写电极反应式。 电解质水溶液点解产物的规律 类型 电极反应特点 实例 电解对象 电解质浓度 pH 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 HCl 电解质 减小 增大 HCl CuCl2 --- CuCl2 放 H2生成碱 型 阴极：水放 H2 生碱 阳极： 电解质阴离子放 电 NaCl 电解质和水 生成新电解 质 增大 HCl 放 氧生酸型 阴极： 电解质阳离子放 电 阳极：水放 O2生酸 CuSO 4 电 解质和水 生 成新电解质 减小 氧化铜 电 解水型 阴 极 ： 4H+ + 4e- == 2H2 ↑ 阳极： 4OH- - 4e- = O2 ↑+ 2H2O NaOH 水 增大 增大 水 H2SO4 减小 Na2SO4 不变 上述四种类型电解质分类： （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 二、电解原理的应用 1、电解饱和食盐水以制造烧碱、氯气和氢气 （1）、电镀应用电解原理在某些金属表面镀上一薄层其他金属或合金的方法 （2）、电极、电解质溶液的选择： 郑集中学城区校区学案 高一化学 10 阳极：镀层金属，失去电子，成为离子进入溶液 M — ne — == M n+ 阴极：待镀金属（镀件） ：溶液中的金属离子得到电子，成为金属原子，附着在金属表面 M n+ + ne — == M 电解质溶液：含有镀层金属离子的溶液做电镀液 镀铜反应原理 阳极 (纯铜 )： Cu-2e-=Cu2+，阴极 (镀件 )： Cu2++2e- =Cu， 电解液：可溶性铜盐溶液，如 CuSO4 溶液 （3）、电镀应用之一：铜的精炼 阳极：粗铜；阴极： 纯铜电解质溶液： 硫酸铜 3、电冶金 （1）、电冶金： 使矿石中的 金属阳离子 获得电子， 从它们的化合物中还原出来用于冶炼 活泼金属，如钠、镁、钙、铝 （2）、电解氯化钠： 通电前，氯化钠高温下熔融： NaCl == Na + + Cl — 通直流电后：阳极： 2Na+ + 2e— == 2Na 阴极： 2Cl— — 2e— == Cl 2↑ ☆规律总结：原电池、电解池、电镀池的判断规律 （1 ）若无外接电源，又具备组成原电池的三个条件。①有活泼性不同的两个电极；②两极 用导线互相连接成直接插入连通的电解质溶液里； ③较活泼金属与电解质溶液能发生氧化还 原反应（有时是与水电离产生的 H+ 作用） ，只要同时具备这三个条件即为原电池。 （2 ）若有外接电源，两极插入电解质溶液中，则可能是电解池或电镀池；当阴极为金属， 阳极亦为金属且与电解质溶液中的金属离子属同种元素时，则为电镀池。 （3 ）若多个单池相互串联，又有外接电源时，则与电源相连接的装置为电解池成电镀池。 若无外接电源时， 先选较活泼金属电极为原电池的负极 （电子输出极） ，有关装置为原电池， 其余为电镀池或电解池。 ☆ 原电池，电解池，电镀池的比较 性质 类别 原电池 电解池 电镀池 定义 （装置特点） 将化学能转变成电 能的装置 将电能转变成化学能的 装置 应用电解原理在某些金属 表面镀上一侧层其他金属 反应特征 自发反应 非自发反应 非自发反应 装置特征 无电源，两级材料 不同 有电源，两级材料可同 可不同 有电源 形成条件 活动性不同的两极 电解质溶液 形成闭合回路 两电极连接直流电源 两电极插入电解质溶液 形成闭合回路 1 镀层金属接电源正极，待 镀金属接负极； 2 电镀液必 须含有镀层金属的离子 电极名称 负极：较活泼金属 正极：较不活泼金 属（能导电非金属） 阳极：与电源正极相连 阴极：与电源负极相连 名称同电解， 但有限制条件 阳极：必须是镀层金属 阴极：镀件 电极反应 负极：氧化反应， 金属失去电子 正极：还原反应， 溶液中的阳离子的 电子或者氧气得电 子（吸氧腐蚀） 阳极：氧化反应，溶液 中的阴离子失去电子， 或电极金属失电子 阴极：还原反应，溶液 中的阳离子得到电子 阳极：金属电极失去电子 阴极： 电镀液中阳离子得到 电子 郑集中学城区校区学案 高一化学 11 电子流向 负极→正极 电源负极→阴极 电源正极→阳极 同电解池 溶液中带电粒子 的移动 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 同电解池 联系 在两极上都发生氧化反应和还原反应 ☆☆原电池与电解池的极的得失电子联系图： 阳极 (失) e- 正极（得） e- 负极（失） e- 阴极（得） 金属的电化学腐蚀和防护 一、金属的电化学腐蚀 （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 （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 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 ①条件：潮湿空气中形成的水膜 ,酸性较强（水膜中溶解有 CO2、 SO2、 H 2S 等气体） ②电极反应：负极 : Fe – 2e- = Fe2+ 正极 : 2H+ + 2e- = H2 ↑ 总式： Fe + 2H+ = Fe2+ + H 2 ↑ 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 : 2Fe – 4e- = 2Fe2+ 正极 : O2+4e- +2H 2O = 4OH - 总式： 2Fe + O2 +2H 2O =2 Fe(OH) 2 离子方程式： Fe2+ + 2OH - = Fe(OH) 2 生成的 Fe(OH)2 被空气中的 O2 氧化，生成 Fe(OH) 3 ， Fe(OH) 2 + O2 + 2H 2O == 4Fe(OH) 3 Fe(OH) 3 脱去一部分水就生成 Fe2O3·x H 2O（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 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 郑集中学城区校区学案 高一化学 12 （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 第四单元 太阳能、生物质能和氢能的利用 1、能源的分类： 形成条件 利用历史 性质 一次能源 常规能源 可再生资源 水能、风能、生物质能 不可再生资源 煤、石油、天然气等化石能源 新能源 可再生资源 太阳能、风能、地热能、潮汐能、氢能、沼气 不可再生资源 核能 二次能源 （一次能源经过加工、转化得到的能源称为二次能源） 电能（水电、火电、核电） 、蒸汽、工业余热、酒精、汽油、焦炭等 2、太阳能的利用方式：①光能→化学能 ②光能→热能 ③光能→电能 3、生物质能的利用 生物质能来源于植物及其加工产品贮存的能量。 生物质能源是一种理想的可再生能源，其具有以下特点： ①可再生性 ②低污染性 ③广泛的分布性 生物质能的利用方式： ① 直接燃烧 缺点 :生物质燃烧过程的生物质能的净转化效率在 20－40％之间。 （C6H10O5)n +6n O 2 → 6n CO2 +5n H 2O 用含糖类、淀粉（ C6H10O5 ）n 较多的农作物（如玉米、高粱）为原料，制取乙醇。 ② 生物化学转换 ③热化学转换 氢能的开发与利用 氢能的特点： ①、是自然界存在最普遍的元素 ②、发热值高③、氢燃烧性能好，点燃快 ④、氢本身无毒⑤、氢能利用形式⑥、理想的清洁能源之一 专题三 有机化合物的获得与应用 绝大多数含碳的化合物称为有机化合物，简称有机物。像 CO、 CO2、碳酸、碳酸盐等 少数化合物，由于它们的组成和性质跟无机化合物相似，因而一向把它们作为无机化合物。 烃 1、烃的定义：仅含碳和氢两种元素的有机物称为碳氢化合物，也称为烃。 2、烃的分类： 饱和烃→烷烃（如：甲烷） 郑集中学城区校区学案 高一化学 13 脂肪烃 (链状 ) 烃 不饱和烃→烯烃（如：乙烯） 芳香烃 (含有苯环 )（如：苯） 3、甲烷、乙烯和苯的性质比较： 有机物 烷烃 烯烃 苯及其同系物 通式 CnH2n+2 CnH 2n —— 代表物 甲烷 (CH 4) 乙烯 (C2H 4) 苯 (C6H 6) 结构简式 CH 4 CH2＝CH2 或 (官能团 ) 结构特点 C－C 单键， 链状，饱和烃 C＝C 双键， 链状，不饱和烃 一种介于单键和双键之间的 独特的键，环状 空间结构 正四面体 六原子共平面 平面正六边形 物理性质 无色无味的气体，比空 气轻，难溶于水 无色稍有气味的气体，比空 气略轻，难溶于水 无色有特殊气味的液体，比 水轻，难溶于水 用途 优良燃料，化工原料 石化工业原料，植物生长调 节剂，催熟剂 溶剂，化工原料 有机物 主 要 化 学 性 质 烷烃： 甲烷 ①氧化反应（燃烧） CH4+2O2――→ CO2+2H 2O（淡蓝色火焰，无黑烟） ②取代反应 （注意光是反应发生的主要原因，产物有 5 种） CH4+Cl 2―→ CH 3Cl+HCl CH 3Cl +Cl 2―→ CH 2Cl 2+HCl CH2Cl 2+Cl 2―→ CHCl 3+HCl CHCl 3+Cl 2―→ CCl 4+HCl 在光照条件下甲烷还可以跟溴蒸气发生取代反应， 甲烷不能使酸性 KMnO 4 溶液、溴水或溴的四氯化碳溶液褪色。 ③高温分解 烯烃： 乙烯 应 （ⅰ）燃烧 C2H 4+3O2――→ 2CO2+2H 2O（火焰明亮，有黑烟） （ⅱ） 被酸性 KMnO 4 溶液氧化 ，能使酸性 KMnO 4 溶液褪色 （本身氧化成 CO2）。 应 CH 2＝CH 2＋Br 2－→ CH 2Br－ CH2Br（能使溴水或溴的四氯化碳溶液褪色） 在一定条件下，乙烯还可以与 H 2、Cl 2、HCl 、H2O 等发生加成反应 CH 2＝CH 2＋H 2――→ CH 3CH 3 CH 2＝CH 2＋HCl －→ CH3CH2Cl（氯乙烷） CH 2＝CH 2＋H 2O――→ CH3CH2OH （制乙醇） 应 乙烯能使酸性 KMnO 4 溶液、溴水或溴的四氯化碳溶液褪色。常利用该反应鉴别烷 烃和烯烃，如鉴别甲烷和乙烯。 （ⅲ）加聚反应 nCH 2＝CH 2――→－〔 CH 2－CH2〕－ n（聚乙烯） 苯 ①氧化反应（燃烧） 2C6H6＋15O2―→ 12CO 2＋ 6H2O（火焰明亮，有浓烟） ②取代反应 苯环上的氢原子被溴原子、硝基取代。 ＋Br 2――→ ＋HBr Br 郑集中学城区校区学案 高一化学 14 4、同系物、同分异构体、同素异形体、同位素比较。 概念 同系物 同分异构体 同素异形体 同位素 定义 结构相似， 在分子组 成上相差一个或若 干个 CH2 原子团的 物质 分子式相同 而结构式不 同的化合物 的互称 由同种元素组成 的不同单质的互 称 质子数相同而中子 数不同的同一元素 的不同原子的互称 分子式 不同 相同 元素符号表示相 同，分子式可不 同 —— 结构 相似 不同 不同 —— 研究对象 化合物 化合物 单质 原子 6、烷烃的命名： （1）普通命名法：把烷烃泛称为“某烷”，某是指烷烃中碳原子的数目。 1－10 用甲， 乙，丙，丁，戊，已，庚，辛，壬，癸； 11 起汉文数字表示。区别同分异构体，用“正”， “异”，“新”。 二、食品中的有机化合物 1、乙醇和乙酸的性质比较 有机物 饱和一元 醇 饱和一元 醛 饱和一元 羧酸 通式 CnH2n+1OH —— CnH 2n+1COOH 代表物 乙醇 乙醛 乙酸 结构简式 CH 3CH 2OH 或 C2H5OH CH 3CHO CH3COOH 官能团 羟基：－ OH 醛基：－ CHO 羧基：－ COOH 物理性质 无色、 有特殊香味的液体， 俗 名酒精，与水互溶，易挥发 （非电解质） —— 有强烈刺激性气味的无色液 体， 俗称醋酸， 易溶于水和乙 醇，无水醋酸又称冰醋酸。 用途 作燃料、 饮料、 化工原料； 用 于医疗消毒， 乙醇溶液的质量 分数为 75％ —— 有机化工原料， 可制得醋酸纤 维、合成纤维、 香料、 燃料等， 是食醋的主要成分 有机物 主 要 化 学 性 质 ＋ HNO 3――→ H 2O ③加成反应 苯不能使酸性 KMnO 4 溶液、 ＋ 3H2――→ 溴水或溴的四氯化碳溶液褪色。 — NO2 ＋ 郑集中学城区校区学案 高一化学 15 乙醇 ①与 Na 的反应 2CH 3CH2OH+2Na ―→ 2CH3CH 2ONa+H 2↑ 乙醇与 Na 的反应（与水比较） ：①相同点：都生成氢气，反应都放热 ②不同点：比钠与水的反应要缓慢 结论：乙醇分子羟基中的氢原子比烷烃分子中的氢原子活泼，但没有水分子中的氢 原子活泼。 ②氧化反应 （ⅰ）燃烧 CH 3CH 2OH+3O 2―→ 2CO2+3H 2O （ⅱ）在铜或银催化条件下：可以被 O2 氧化成乙醛（ CH 3CHO ） 2CH 3CH 2OH+O 2――→ 2CH3CHO+2H 2O ③消去反应 CH3CH2OH――→ CH2＝CH 2↑+H 2O 乙醛 氧化反应：醛基 (－CHO) 的性质 －与银氨溶液，新制 Cu(OH) 2 反应 CH 3CHO＋ 2Ag(NH 3)2OH――→ CH3COONH 4＋H 2O ＋2Ag ↓＋ 3NH 3↑ （银氨溶液） CH 3CHO + 2Cu(OH) 2――→ CH3COOH ＋Cu2O↓＋ 2H2O （砖红色） 醛基的检验：方法 1：加银氨溶液水浴加热有银镜生成。 方法 2：加新制的 Cu(OH) 2 碱性悬浊液加热至沸有砖红色沉淀 乙酸 ①具有酸的通性： CH 3COOH≒ CH3COO－ ＋H ＋ 使紫色石蕊试液变红； 与活泼金属，碱，弱酸盐反应，如 CaCO3、Na2CO3 酸性比较： CH3COOH > H 2CO3 2CH 3COOH ＋CaCO3＝2(CH 3COO) 2Ca＋CO2↑＋ H2O（强制弱） ②酯化反应 CH3COOH ＋C2H 5OH CH 3COOC 2H5＋H 2O 酸脱羟基醇脱氢 基本营养物质—糖类 食物中的营养物质包括： 糖类、 油脂、 蛋白质、 维生素、 无机盐和水。 人们习惯称糖类、 油脂、蛋白质为动物性和植物性食物中的基本营养物质。 种类 元素组成 代表物 代表物分子 糖类 单 糖 C H O 葡萄糖 C6H12O6 葡萄糖和果糖互为同分异构体 单糖不能发生水解反应果糖 双 糖 C H O 蔗糖 C12H 22O11 蔗糖和麦芽糖互为同分异构体 能发生水解反应麦芽糖 多 糖 C H O 淀粉 (C 6H 10O5)n 淀粉、纤维素由于 n 值不同，所 以分子式不同，不能互称同分异 构体能发生水解反应 纤维素 油脂 油 C H O 植物油 不饱和高级脂 肪酸甘油酯 含有 C＝C 键，能发生加成反应， 能发生水解反应 脂 C H O 动物脂肪 饱和高级脂肪 C－C 键， 郑集中学城区校区学案 高一化学 16 酸甘油酯 能发生水解反应 蛋白质 C H O N S P 等 酶、肌肉、 毛发等 氨基酸连接成 的高分子 能发生水解反应 主 要 化 学 性 质 葡萄糖 结构简式： CH2OH－CHOH －CHOH －CHOH － CHOH －CHO 或 CH 2OH(CHOH) 4CHO （含有羟基和醛基） 醛基：①使新制的 Cu(OH) 2 产生砖红色沉淀－测定糖尿病患者病情 ②与银氨溶液反应产生银镜－工业制镜和玻璃瓶瓶胆 羟基：与羧酸发生酯化反应生成酯 蔗糖 水解反应：生成葡萄糖和果糖 淀粉 纤维素 淀粉、纤维素水解反应：生成葡萄糖 淀粉特性：淀粉遇碘单质变蓝 油脂 水解反应：生成高级脂肪酸（或高级脂肪酸盐）和甘油 蛋白质 水解反应：最终产物为氨基酸 盐析 ：蛋白质遇见（饱和的硫酸钠、硫酸铵）盐析，物理变化 变性 ：蛋白质遇见强酸、强碱、重金属盐等变性，化学变化 颜色反应：蛋白质遇浓 HNO 3 变黄（鉴别部分蛋白质） 鉴别 ：灼烧蛋白质有烧焦羽毛的味道（鉴别蛋白质） 酶 特殊的蛋白质，在合适温度下：催化活性具有：高效性、专一性 第三单元 人工合成有机物 化学与可持续发展 有关的化学方程式，单体、链节、聚合度、加聚反应、缩聚反应 专题 4 化学科学与人类文明 化学是打开物质世界的钥匙 一、金属矿物的开发利用 1、金属的存在：除了金、铂等少数金属外，绝大多数金属以化合态的形式存在于自然界。 2、金属冶炼的涵义：简单地说，金属的冶炼就是把金属从矿石中提炼出来。金属冶炼的实 质是把金属元素从化合态还原为游离态，即 M +n （化合态） M 0 （游离态） 。 3、金属冶炼的一般步骤： (1) 矿石的富集：除去杂质，提高矿石中有用成分的含量。 (2) 冶炼：利用氧化还原反应原理，在一定条件下，用还原剂把金属从其矿石中还原出来，得到 金属单质（粗） 。(3) 精炼：采用一定的方法，提炼纯金属。 4、金属冶炼的方法 (1) 电解法：适用于一些非常活泼的金属。 2NaCl（熔融） 电解 2Na＋ Cl 2 ↑MgCl2 （熔融） 电解 Mg＋Cl 2↑ 2Al 2O3 （熔融） 电解 4Al ＋3O2↑ (2) 热还原法：适用于较活泼金属。 得电子、被还原 郑集中学城区校区学案 高一化学 17 Fe2O3＋3CO 高温 2Fe＋ 3CO2↑ WO3＋3H 2 高温 W＋ 3H2O ZnO＋ C 高温 Zn＋ CO↑ 常用的还原剂：焦炭、 CO、 H2 等。一些活泼的金属也可作还原剂，如 Al ， Fe2O3＋2Al 高温 2Fe＋Al 2O3（铝热反应） Cr2O3＋ 2Al 高温 2Cr＋Al 2O3（铝热反应） (3) 热分解法：适用于一些不活泼的金属。 2HgO △ 2Hg ＋O2↑ 2Ag 2O △ 4Ag ＋O2↑ 1、化学研究的对象是： 认识和研究物质组成、结构、性质及变化等 2、不活泼金属（ Cu 和 Sn）可以单质形态存在于自然界；而相对较活泼的金属（ Fe 和 Al ） 以化合太存在于自然界； 所以铜和锡很早被人类发现并使用， 铁和铝需要化学进行技术还原。 所以人类最先发现的是不活泼金属，活泼金属的冶炼需要大量的电能 鲍林提出了：氢键理论和蛋白质的螺旋结构模型，为后来的 DNA 分子的双螺旋结构模型的 提出奠定了基础 3、19 至 20 世纪化学科学理论成就简介： 1803 年，道尔顿提出原子学说； 1811 年，阿伏加德罗提出分子学说； 1825 年，法拉第发现苯； 1828 年，维勒首次从无机物合成有机物； 1857 年，凯库勒指出碳是四价； 1864 年，古德贝格和瓦格总结出质量作用定律； 1869 年，门捷列夫提出了他的第一张元素周期表； 1950 年，鲍林提出蛋白质的螺旋结构。 化学是人类创造新物质的工具 1、 传统的三大合成材料：塑料、合成纤维、合成橡胶 2、 合成氨技术的发明对人类的重大意义： 1909 年，德国化学家哈伯发明合成氨技术， 使世 界粮食产量增长近一倍，有近 30 亿人因此免遭饥饿。 3、 化学药物的发明： 1899 年，德国化学家霍夫曼发明阿司匹林并投入生产； 1928 年，英国科学家弗莱明发明青霉素，并投入生产。 现代科学技术的发展离不开化学 1、20 世纪人类发明的技术： 金属的活动性顺序 K、Ca、Na、 Mg、Al Zn、Fe、 Sn、 Pb、(H) 、Cu Hg、Ag Pt、Au 金属原子失电子能 力 强 弱 金属离子得电子能 力 弱 强 主要冶炼方法 电解法 热还原法 热分解法 富集法 还原剂或 特殊措施 强大电流 提供电子 H 2、CO、C、 Al 等加热 加热 物理方法或 化学方法 郑集中学城区校区学案 高一化学 18 信息技术；生物技术；核科学和核武器技术；航空航天和导弹技术；激光技术；纳米技术化 学合成和分离技术。 解决环境问题需要化学科学 1、消除汽车尾气的措施： （1）进行石油脱硫处理； （2）发明汽车尾气处理装置； （3）用无害汽油添加剂代替现有的四乙基铅抗震剂； （4）用酒精、天然气代替部分或全部燃油； （5）开发新能源作为汽车能源，如：氢气、燃料电池 2、回收二氧化碳 3、绿色化学 绿色化学的核心就是利用化学原理从源头上减少和消除工业生产对环境的污染。 按照绿 色化学的原则， 最理想的 ―原子经济 ‖就是反应物的原子全部转化为期望的最终产物 （即没有 副反应，不生成副产物，更不能产生废弃物） ，这时原子利用率为 100％。 3、环境污染的热点问题： （1）形成酸雨的主要气体为 SO2 和 NOx。 （2）破坏臭氧层的主要物质是氟利昂（ CCl 2F2）和 NOx 。 （3）导致全球变暖、产生 ―温室效应 ‖的气体是 CO2。 （4）光化学烟雾的主要原因是汽车排出的尾气中氮氧化物、一氧化氮、碳氢化合物。 （5）“白色污染”是指聚乙烯等塑料垃圾。 （6）引起赤潮的原因：工农业及城市生活污水含大量的氮、磷等营养元素。 （含磷洗衣 粉的使用和不合理使用磷肥是造成水体富营养化的重要原因之一。 ）