高中化学必修知识点总结 14页

必修 1全册基本内容梳理 从实验学化学 一、化学实验安全 1、（ 1）做有毒气体的实验时，应在 通风厨 中进行，并注意对尾气进行适当处理（吸收或点燃等）。进行易 燃易爆气体的实验时应注意 验纯 ，尾气应燃烧掉或作适当处理。 （2）烫伤宜找医生处理。 （3）浓酸撒在实验台上，先用 Na2CO3 （或 NaHCO 3）中和，后用水冲擦干净。浓酸沾在皮肤上，立即用 大量水冲洗，再涂上 3%~5% 的NaHCO 3溶液。浓酸溅在眼中应先用稀 NaHCO 3溶液淋洗，然后请医生处理。 （4）浓碱撒在实验台上，先用稀醋酸（或硼酸）中和，然后用水冲擦干净。浓碱沾在皮肤上，宜先用大量水 冲洗，再涂上硼酸溶液。浓碱溅在眼中，用水洗净后再用硼酸溶液淋洗。 （5）钠、磷等失火宜用沙土扑盖。 （6）酒精及其他易燃有机物小面积失火，应迅速用湿抹布扑盖。 （7）若水银温度计破裂，应在汞珠上撒上 硫粉 。 二．混合物的分离和提纯 分离和提纯的方法 过滤 用于 固液混合 的分离 一贴、二低、三靠 。 如粗盐的提纯 蒸馏 提纯或分离 沸点不同 的液体混合物 。防止液体暴沸，应在底部加一些 沸石 或 碎瓷片。 水冷凝管中进水应 下进上出 。 萃取 利用溶质在 互不相溶的溶剂 里的 溶解度 不同，用一种溶剂把溶质从它与另一种溶剂所组成的溶液中 提取 出来的方法 选择的萃取剂应符合下列要求： 和原溶液中的溶剂互不相溶 ；对溶质的溶解度要远大于原溶剂 如 用四氯化碳或萃取溴水里的溴。 分液 分离 互不相溶的液体 打开上端活塞或使活塞上的凹槽与漏斗上的水孔，使漏斗内外空气相通。打开活 塞，使下层液体慢慢流出，及时关闭活塞，上层液体由上端倒出 如用四氯化碳萃取溴水里的溴后再分液 蒸发和结晶 用来分离和提纯几种可溶性固体的混合物 加热蒸发皿使溶液蒸发时， 要用玻璃棒不断搅动溶液； 当蒸发皿中出现较多的固体时，即停止加热 分离 NaCl 和 KNO 3混合物 三、离子检验 （1）Cl -离子的检验： 沉淀不溶解：则证明有 Cl - 生成白色沉淀 +少量稀 HNO 3 待测溶液 +AgNO 3 沉淀溶解并有气泡产生：含有碳酸根离子 无现象 （2）SO 42-的检验： 生成白色沉淀：含有银离子 待测溶液 +稀 HCl 无明显现象 无明显现象 +BaCl 2溶液 生成白色沉淀：含有 SO 42- 四 .除杂 注意事项：为了使杂质除尽，加入的试剂不能是“适量”，而应是“ 过量 ”；但过量的试剂必须在后续操作 中便于除去。 五、物质的量的单位――摩尔 1.物质的量（ n）是表示含有 一定数目粒子的集体 的物理量 。 2.摩尔（ mol ）: 把含有 6.02 ×10 23个粒子的任何粒子集体计量为 1摩尔。 3.阿伏加德罗常数：把 6.02 X10 23mol -1叫作阿伏加德罗常数。 4.物质的量 ＝ 物质所含微粒数目 /阿伏加德罗常数 n =N/N A 5.摩尔质量（ M） (1) 定义：单位物质的量的物质所具有的质量叫摩尔质量 . （ 2）单位： g/mol 或 g..mol -1 (3) 数值：等于该粒子的 相对原子质量或相对分子质量 . 6.物质的量 =物质的质量 /摩尔质量 ( n = m/M ) 六、气体摩尔体积 1.气体摩尔体积（ Vm ） （1）定义：单位物质的量的气体所占的体积叫做气体摩尔体积 . （2）单位： L/mol 2.物质的量 =气体的体积 /气体摩尔体积 n=V/Vm 3.标准状况下 , Vm = 22.4 L/mol 七、物质的量在化学实验中的应用 1.物质的量浓度 . （1）定义：以单位体积溶液里所含溶质 B的物质的量来表示溶液组成的物理量，叫做溶质 B的物质的浓度。 （2）单位： mol/L （3）物质的量浓度 ＝ 溶质的物质的量 /溶液的体积 C（B） = n （B） /V 2.一定物质的量浓度的配制 （1）基本原理 :根据欲配制溶液的 体积 和 溶质的物质的量浓度 ，用 有关物质的量浓度计算的方法 ，求出所需 溶质的质量或体积，在容器内将溶质用溶剂稀释为规定的体积 ,就得欲配制得溶液 . （2）主要操作 a.检验是否漏水 . b.配制溶液 1计算 .2称量 .3溶解 .4转移 .5洗涤 .6定容 .7摇匀 8贮存溶液 . 注意事项： A 选用与欲配制溶液体积相同的容量瓶 . B 使用前必须检查是否漏水 . C 不能在容量瓶内直接溶解 . D 溶解完的溶液等冷却至室温时再转移 . E 定容时，当液面离刻度线 1―2cm 时改用滴管，以平视法观察加水至液面最低处与刻度相切为止 . 3.溶液稀释： C(浓溶液 )?V( 浓溶液 ) =C( 稀溶液 )?V( 稀溶液 ) 一、物质的分类 把一种（或多种）物质分散在另一种（或多种）物质中所得到的体系 ，叫 分散系 。被分散的物质 称作 分散质 （可以是气体、液体、固体），起容纳分散质作用的物质称作分散剂（可以是 气体、液体、固体 ）。 溶液、胶体、浊液三种分散系的比较： 分散质粒子大小 /nm 外观特征 能否通过滤纸 有否丁达尔效应 实例 溶液 小于 1 均匀、透明、稳定 能 没有 NaCl 、蔗糖溶液 胶体 在 1—100 之间 均匀、有的透明、较稳定 能 有 Fe(OH)3 胶体 浊液 大于 100 不均匀、不透明、不稳定 不能 没有 泥水 二、物质的化学变化 1、物质之间可以发生各种各样的化学变化，依据一定的标准可以对化学变化进行分类。 （1）根据反应物和生成物的类别以及反应前后物质种类的多少可以分为： A、化合反应（ A+B=AB ）B、分解反应（ AB=A+B ） C、置换反应（ A+BC=AC+B ） D、复分解反应（ AB+CD=AD+CB ） （2）根据反应中是否有离子参加可将反应分为： A、离子反应：有离子参加的一类反应。主要包括复分解反应和有离子参加的氧化还原反应。 B、分子反应（非离子反应） （3）根据反应中是否有电子转移可将反应分为： A、氧化还原反应：反应中有电子转移（得失或偏移）的反应 实质：有电子转移（得失或偏移） 特征：反应前后元素的化合价有变化 B、非氧化还原反应 2、离子反应 （1）、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。酸、碱、盐都是电解质。在 水溶液中 或熔化状态下都不能导电 的化合物 ，叫非电解质。 注意：①电解质、非电解质都是 化合物 ，不同之处是在 水溶液中或融化状态下能否导电 。②电解质的导电是 有条件的：电解质必须在水溶液中或熔化状态下才能导电。③能导电的物质并不全部是电解质：如铜、铝、 石墨等。④非金属氧化物（ SO 2、SO 3、CO 2）、大部分的有机物为非电解质。 （2）、离子方程式：用实际参加反应的离子符号来表示反应的式子。它不仅表示一个具体的化学反应，而且 表示同一类型的离子反应。 复分解反应这类离子反应发生的条件是：生成沉淀、气体或水。书写方法： 写：写出反应的化学方程式 拆：把易溶于水、易电离的物质拆写成离子形式 删：将不参加反应的离子从方程式两端删去 查：查方程式两端原子个数和电荷数是否相等 （3）、离子共存问题 所谓离子在同一溶液中能大量共存，就是指离子之间不发生任何反应；若离子之间能发生反应，则不能大量 共存。 A、结合生成难溶物质的离子不能大量共存 :如Ba 2 ＋ 和 SO4 2-、 Ag ＋ 和 Cl -、Ca 2＋ 和 CO 32- 、Mg 2 ＋ 和 OH -等 B、结合生成气体或易挥发性物质的离子不能大量共存：如 H＋ 和 C O 32-,HCO 3-,SO 32-，OH -和 NH 4 ＋ 等 C、结合生成难电离物质（水）的离子不能大量共存：如 H ＋ 和 OH -、CH 3COO -，OH -和 HCO 3-等。 D、发生氧化还原反应、水解反应的离子不能大量共存（待学） 注意：题干中的条件：如无色溶液应排除有色离子： Fe 2＋ 、Fe 3 ＋、Cu 2＋、MnO 4-等离子，酸性（或碱性）则 应考虑所给离子组外，还有大量的 H＋ （或 OH -）。（ 4）离子方程式正误判断（六看） 一、看反应是否符合事实：主要看 反应能否进行或反应产物是否正确 二、看能否写出离子方程式： 纯固体之间的反应不能写离子方程式 三、看化学用语是否正确：化学式、离子符号、沉淀、气体符号、等号等的书写是否符合事实 四、看离子配比是否正确 五、看原子个数、电荷数是否守恒 六、看与量有关的反应表达式是否正确（过量、适量） 3、氧化还原反应中概念及其相互关系如下： 失去电子——化合价升高——被氧化（发生氧化反应）——是还原剂（有还原性） 得到电子——化合价降低——被还原（发生还原反应）——是氧化剂（有氧化性） 金属及其化合物 一、 金属活动性 Na ＞Mg ＞Al＞Fe。 二、金属一般比较活泼，容易与 O2 反应而生成氧化物，可以与酸溶液反应而生成 H2 ，特别活泼的如 Na等可 以与 H2O 发生反应置换出 H2，特殊金属如 Al可以与碱溶液反应而得到 H2。 三、 Al 2O3为两性氧化物， Al（OH ）3为两性氢氧化物，都既可以与强酸反应生成盐和水，也可以与强碱反应 生成盐和水。 五、 Na 2CO 3和 NaHCO 3比较 碳酸钠 碳酸氢钠 俗名 纯碱或苏打 小苏打 色态 白色晶体 细小白色晶体 水溶性 易溶于水，溶液呈碱性使酚酞变红 易溶于水（但比 Na2CO3 溶解度小）溶液呈碱性（酚酞变浅红） 热稳定性 较稳定，受热难分解 受热易分解 2NaHCO 3== =Na 2CO3 ＋CO 2↑＋ H2O 与酸反应 CO 32-＋H＋ ==H CO 3 — H CO 3 —＋H＋ ==CO 2↑＋ H2O CO 32-＋2H ＋ ==CO 2↑+H 2O 相同条件下放出 CO 2的速度 NaHCO 3比Na 2CO 3快 与碱反应 Na 2CO 3＋Ca （OH ） 2 ==CaCO 3↓＋ 2NaOH 反应实质： CO 32—与金属阳离子的复分解反应 NaHCO3 ＋NaOH Na2CO3 ＋H2O 反应实质： H CO 3 —＋OH －==H 2O＋ CO 32— 与 H 2O和 CO 2的反应 Na 2CO 3＋CO 2＋H2O== 2NaHCO 3 CO 32 —＋H 2O ＋CO 2== H CO 3 — 不反应 与盐反应 CaCl 2＋Na 2CO 3 ==CaCO3 ↓＋ 2NaCl Ca 2 ＋＋ CO32— ==CaCO 3↓ 不反应 主要用途 玻璃、造纸、制皂、洗涤 发酵、医药、灭火器 转化关系 六、．合金： 两种或两种以上 的金属（或 金属与非金属 ）熔合在一起而形成的具有 金属特性 的物质。 合金的特点； 硬度 一般比成分金属 大而熔点 比成分金属 低 ，用途比纯金属要广泛。 非金属及其化合物 一、硅元素：无机非金属材料中的主角，在地壳中含量 26.3 ％，次于氧 ,排在 第二位 。是一种亲氧元 素，以熔点很高的氧化物及硅酸盐形式存在于岩石、沙子和土壤中，占地壳质量 90％以上。位于第 3周期，第 ⅣA族碳的下方。 Si 对比 C 最外层有 4个电子，主要形成四价的化合物。 二、二氧化硅（ SiO 2） 天然存在的二氧化硅称为 硅石 ，包括 结晶形 和 无定形 。石英 是常见的 结晶形 二氧化硅，其中无色透明的就是 水晶，具有彩色环带状或层状的是玛瑙。二氧化硅晶体为 立体网状结构 ，基本单元是 [SiO 4]，因此有良好的物 理和化学性质被广泛应用。（玛瑙饰物，石英坩埚，光导纤维） 注意： SiO 2只能称为 化学式 ，而不能称为 分子式。 物理：熔点高、硬度大、不溶于水、洁净的 SiO 2无色透光性好 化学：化学稳定性好、除 HF外一般不与其他酸反应，可以与强碱（ NaOH ）反应，是酸性氧化物，在一定的 条件下能与碱性氧化物反应，所以盛装碱性物质时应用 橡皮塞 。 SiO 2＋4HF == SiF 4 ↑＋ 2H 2O SiO 2＋CaO === CaSiO3 SiO 2＋2NaOH == Na 2SiO 3＋ H2O 不能用玻璃瓶装 HF，装碱性溶液的试剂瓶应用 木塞或胶塞 。 三、硅酸（ H 2SiO 3） 酸性很弱（弱于碳酸）溶解度很小，由于 SiO 2不溶于水，硅酸应用可溶性硅酸盐和其他酸性比硅酸强的酸反 高温 应制得。 Na 2SiO 3＋2HCl == H 2SiO 3↓＋ 2NaCl 硅胶多孔疏松，可作干燥剂，催化剂的载体。 四、硅酸盐 硅酸盐是由硅、 氧、 金属元素组成的化合物的总称， 分布广，结构复杂化学性质稳定。 一般不溶于水。 （Na 2SiO 3 、 K2SiO 3除外）最典型的代表是硅酸钠 Na 2SiO 3 ：可溶，其水溶液称作 水玻璃和泡花碱 ，可作 肥皂填料 、木材 防火剂和黏胶剂 。 常用硅酸盐产品：玻璃、陶瓷、水泥 四、硅单质 与碳相似，有晶体和无定形两种。晶体硅结构类似于金刚石，有金属光泽的灰黑色固体，熔点高（ 1410 ℃） 硬度大，较脆，常温下化学性质不活泼。是良好的半导体，应用：半导体晶体管及芯片、光电池、 五、氯元素：位于第三周期第Ⅶ A族，原子结构： 容易得到一个电子形成 氯离子 Cl －,为典型的非金属元素，在自然界中以化合态存在。 六、氯气 物理性质：黄绿色气体，有刺激性气味、可溶于水、加压和降温条件下可变为液态 (液氯 )和固态。 制法 :MnO 2＋4HCl ( 浓 )=== MnCl 2＋2H 2O＋Cl 2↑ 闻法 :用手在瓶口轻轻扇动 ,使少量氯气进入鼻孔。 化学性质：很活泼，有毒，有氧化性， 能与大多数金属化合生成金属氯化物（盐）。也能与非金属反应： 2Na ＋Cl 2 ===( 点燃 ) 2NaCl l 2Fe ＋3Cl 2===( 点燃 ) 2FeCl 3 Cu＋Cl 2===( 点燃 ) CuCl 2 Cl 2＋ H2 ===( 点燃 ) 2HCl 现象：发出苍白色火焰，生成大量白雾。 燃烧不一定有氧气参加，物质并不是只有在氧气中才可以燃烧。燃烧的本质是剧烈的氧化还原反应，所有发 光放热的剧烈化学反应都称为燃烧。 Cl 2的用途： 来水杀菌消毒 Cl 2＋H2O == HCl ＋HClO 2HClO ===( 光照 ) 2HCl ＋O 2 ↑ 1体积的水溶解 2体积的氯气形成的溶液为氯水， 为浅黄绿色。 其中次氯酸 HClO 有强氧化性和漂泊性， 起主要 的消毒漂白作用。次氯酸有弱酸性，不稳定，光照或加热分解，因此久置氯水会失效。 ②制漂白液、漂白粉和漂粉精 制漂白液 Cl 2＋2NaOH=NaCl ＋NaClO ＋H2O ，其有效成分 NaClO 比HClO 稳定多 ,可长期存放制漂白粉 (有效 氯35 ％ )和漂粉精 (充分反应有效氯 70％) 2Cl 2＋2Ca(OH) 2=CaCl 2＋Ca(ClO) 2＋2H 2O ③与有机物反应，是重要的化学工业物质。 ④用于提纯 Si、Ge、 Ti等半导体和钛 ⑤有机化工：合成塑料、橡胶、人造纤维、农药、染料和药品 七、氯离子的检验 使用硝酸银溶液，并用稀硝酸排除干扰离子（ CO32 －、 SO32 －） HCl ＋AgNO 3 == AgCl ↓＋ HNO 3 NaCl ＋AgNO 3 == AgCl ↓＋ NaNO 3 Na 2CO 3＋2AgNO 3 ==Ag 2CO 3 ↓＋ 2NaNO 3 Ag 2CO 3＋2HNO 3 == 2AgNO 3＋CO 2 ↑＋ H 2O Cl －＋Ag ＋ == AgCl ↓ 八、二氧化硫 制法（形成）：硫黄或含硫的燃料燃烧得到（硫俗称硫磺，是黄色粉末） S＋O2 ===( 点燃 ) SO 2 物理性质：无色、刺激性气味、容易液化，易溶于水（ 1：40 体积比） 化学性质：有毒，溶于水与水反应生成亚硫酸 H 2SO 3，形成的溶液酸性，有漂白作用，遇热会变回原来颜色。 这是因为 H2SO 3不稳定，会分解回水和 SO 2 SO 2＋H 2O ==H 2SO 3 因此这个化合和分解的过程可以同时进行，为可逆反应。 可逆反应——在同一条件下， 既可以往正反应方向发生， 又可以向逆反应方向发生的化学反应称作可逆反应， 用可逆箭头符号 连接。 九、一氧化氮和二氧化氮 一氧化氮在自然界形成条件为高温或放电： N2＋O2 === ( 高温或放电 ) 2NO ，生成的一氧化氮很不稳定，在常 温下遇氧气即化合生成二氧化氮： 2NO ＋O2 == 2NO 2 一氧化氮的介绍：无色气体，是空气中的污染物，少量 NO 可以治疗心血管疾病。 二氧化氮的介绍：红棕色气体、刺激性气味、有毒、易液化、易溶于水，并与水反应： 3 NO 2＋H2O == 2HNO 3＋NO 这是工业制硝酸的方法。 十、大气污染 SO 2 、NO 2溶于雨水形成酸雨。防治措施： ① 从燃料燃烧入手。 ② 从立法管理入手。 ③从能源利用和开发入手。 ④从废气回收利用，化害为利入手。 十一、硫酸 物理性质：无色 粘稠油状液体 ，不挥发，沸点高，密度比水大。 化学性质：具有 酸的通性 ，浓硫酸具有脱水性、吸水性和强氧化性。是强氧化剂。 C12 H22 O11 ======( 浓 H 2SO 4) 12C ＋11H 2O 放热 2 H 2SO 4 (浓 )＋ C== CO2 ↑＋ 2H 2O＋SO 2 ↑ 还能氧化排在氢后面的金属，但不放出氢气。 2 H 2SO 4 (浓 )＋ Cu== CuSO 4＋2H 2O ＋SO 2 ↑ 稀硫酸：与活泼金属反应放出 H 2 ，使酸碱指示剂紫色石蕊变红，与某些盐反应，与碱性氧化物反应，与碱中 和 十二、硝酸 物理性质：无色液体，易挥发，沸点较低，密度比水大。 化学性质：具有一般酸的通性，浓硝酸和稀硝酸都是强氧化剂。还能氧化排在氢后面的金属，但不放出氢气。 4HNO 3(浓 )＋Cu == Cu(NO 3)2＋2NO 2 ↑＋ 4H 2O 8HNO 3(稀 )＋3Cu== 3Cu(NO 3)2＋2NO ↑＋ 4H 2O 硫酸和硝酸：浓硫酸和浓硝酸都能钝化某些金属（如铁和铝）使表面 生成一层致密的氧化保护膜 ，隔绝 内层 金属与酸 ，阻止反应进一步发生。因此，铁铝容器可以盛装冷的浓硫酸和浓硝酸。硝酸和硫酸都是重要的化 工原料和实验室必备的重要试剂。可用于制化肥、农药、炸药、染料、盐类等。硫酸还用于精炼石油、金属 加工前的酸洗及制取各种挥发性酸。 十三、氨气及铵盐 氨气的性质：无色气体，刺激性气味、密度小于空气、极易溶于水（且快） 1：700 体积比。溶于水发生以下 反应使水溶液呈碱性 ：NH 3＋H2O ==NH 3.H 2O NH 4＋＋OH － 可作 红色喷泉实验 。生成的一水合氨 NH 3O是 一种弱碱，很不稳定，会分解，受热更不稳定： NH3.H2O ===( △) NH3 ↑＋ H2O 浓氨水易挥发除氨气，有刺激难闻的气味。 氨气能跟酸反应生成铵盐： NH 3＋HCl == NH 4Cl ( 晶体 ) 氨是重要的化工产品，氮肥工业、有机合成工业及制造硝酸、铵盐和纯碱都离不开它。氨气容易液化为液氨， 液氨气化时吸收大量的热，因此还可以用作制冷剂。 铵盐的性质：易溶于水（很多化肥都是铵盐），受热易分解，放出氨气： NH 4Cl == （加热） NH 3 ↑＋ HCl ↑ NH 4HCO 3 == （加热） NH 3 ↑＋ H2O ↑＋ CO 2 ↑ 可以用于实验室制取氨气：（干燥铵盐与和碱固体混合加热） NH 4NO 3＋NaOH== （加热） Na NO 3＋H 2O＋NH3 ↑ 2NH 4Cl＋Ca(OH) 2 == （加热） CaCl 2＋ 2H 2O＋ 2NH 3 ↑ 用向下排空气法收集，红色石蕊试纸检验是否收集 满。 11、金属的通性 ：导电、导热性，具有金属光泽，延展性，一般情况下除 Hg 外都是固态 注意：具有金属光泽的物质 不一定 都是金属，如硅 12、金属冶炼的一般原理： ①热分解法：适用于不活泼金属，如 Hg、Ag ②热还原法：适用于较活泼金属，如 Fe、Sn、 Pb 等 ③电解法：适用于活泼金属，如 K、Na 、Al 等(K、 Ca、Na 、Mg 都是电解氯化物， Al 是电解 Al2O3) 13、铝及其化合物 Ⅰ、铝 ①物理性质：银白色，较软的固体，导电、导热，延展性 ②化学性质： Al—3e -==Al 3+ a、与非金属： 4Al+3O 2==2Al 2O3，2Al+3S==Al 2S 3，2Al+3Cl 2==2AlCl 3 b、与酸： 2Al+6HCl==2AlCl 3+3H 2↑，2Al+3H 2SO 4==Al 2(SO 4)3+3H 2↑ 常温常压下，铝遇浓硫酸或浓硝酸会发生钝化，所以可用铝制容器盛装浓硫酸或浓硝酸 c、与强碱： 2Al+2NaOH+2H 2O==2NaAlO 2(偏铝酸钠 )+3H 2↑ (2Al+2OH-+2H 2O==2AlO 2-+3H 2↑) 大多数金属不与碱反应，但铝却可以 d、铝热反应： 2Al+Fe 2O3===2Fe+Al 2O3，铝具有较强的还原性，可以还原一些金属氧化物 Ⅱ、铝的化合物 ①Al 2O3(典型的两性氧化物 ) a、与酸： Al 2O3+6H +==2Al 3++3H 2O b、与碱： Al 2O3+2OH -==2AlO 2-+H 2O ②Al(OH) 3(典型的两性氢氧化物 )：白色不溶于水的胶状物质，具有吸附作用 a、实验室制备： AlCl 3+3NH3?H2O==Al(OH) 3↓+3NH4Cl，Al 3+ +3NH 3?H2O==Al(OH) 3↓+3NH4+ b、与酸、碱反应：与酸 Al(OH) 3+3H +==Al 3+ +3H 2O 与碱 Al(OH) 3+OH -==AlO 2-+2H 2O ③KAl(SO 4)2(硫酸铝钾 ) KAl(SO 4)2?12H2O，十二水和硫酸铝钾，俗名：明矾 KAl(SO 4)2==K ++Al 3+ +2SO 42-， 因为 Al(OH)3 具有很强的 吸附 性（物理性质），所以明矾可以做 净水剂 14、铁 ①物理性质：银白色光泽，密度大，熔沸点高，延展性，导电导热性较好，能被磁铁吸引。铁在地壳中的含 量仅次于氧、硅、铝，排第四。 ②化学性质： a、与非金属： Fe+S=( 加热 )=FeS ，3Fe+2O 2== （点燃） =Fe 3O4，2Fe+3Cl 2=点燃 ==2FeCl 3 b、与水： 3Fe+4H 2O(g)= 高温 ==Fe 3O4+4H 2 c、与酸 (非氧化性酸 )： Fe+2H +==Fe 2++H 2↑与氧化性酸，如硝酸、浓硫酸，会被氧化成三价铁 d、与盐：如 CuCl 2、CuSO 4 等， Fe+Cu 2+ ==Fe 2+ +Cu Fe 2+ 和 Fe3+ 离子的检验： Fe 2+ ①溶液是 浅绿色 的 ②与 KSCN 溶液作用 不显红色 ，再滴 氯水 则变红 ③加 NaOH 溶液现象：生成 白色沉淀 ，迅速变成 灰绿色 ，最终变成 红褐色 Fe3+ ①与无色 KSCN 溶液作用显红色 ②溶液显黄色或棕黄色 ③加入 NaOH 溶液产生红褐色沉淀 15、硅及其化合物 Ⅰ、硅 硅是一种 亲氧 元素，自然界中 总是与氧结合 ，以 熔点很高的氧化物 及硅酸盐 的形式存在。硅有 晶体 和 无 定型 两种。晶体硅是 带有金属光泽的灰黑色固体 ，熔点 高 、硬度 大、有 脆性 ，常温下 不活泼 。晶体硅的 导电 性介于导体和绝缘体之间 ，是良好的 半导体 材料，可制成 光电池 等能源。 Ⅱ、硅的化合物 ①二氧化硅 a、物理性质：二氧化硅具有 晶体 和 无定形 两种。熔点 高，硬度 大。 b、化学性质：酸性氧化物，是 H2SiO 3 的酸酐，但不溶于水 SiO 2+CaO===CaSiO 3，SiO 2+2NaOH==Na 2SiO 3+H 2O，SiO 2+4HF==SiF 4↑+2H2O c、用途：是制造光导纤维德主要原料；石英制作石英玻璃、石英电子表、石英钟等；水晶常用来制造 电子工业的重要部件、光学仪器、工艺品等；石英砂常用作制玻璃和建筑材料。 ②硅酸钠：硅酸钠固体俗称泡花碱，水溶液俗称水玻璃，是无色粘稠的液体，常作粘合剂、防腐剂、耐火材 料。放置在空气中会变质： Na 2SiO 3+CO 2+H2O==H 2SiO 3↓+Na2CO 3。该反应说明 硅酸酸性比碳酸 弱。实验室 可以用可溶性硅酸盐与盐酸反应制备硅酸： Na 2SiO 3+2HCl==2NaCl+H 2SiO 3↓ ③硅酸盐： a、是构成地壳岩石的主要成分，种类多，结构复杂，常用氧化物的形式来表示组成。其表示方式 活泼金属氧化物 ?较活泼金属氧化物 ?二氧化硅 ?水。如：滑石 Mg 3(Si 4O10 )(OH) 2 可表示为 3M gO?4SiO 2?H2O b、硅酸盐工业简介：以含硅物质为原料，经加工制得硅酸盐产品的工业成硅酸盐工业，主要包括陶瓷 工业、水泥工业和玻璃工业，其反应包含复杂的物理变化和化学变化。 水泥的原料是黏土和石灰石；玻璃的原料是纯碱、石灰石和石英，成份是 Na 2SiO 3?CaSiO3?4SiO 2； 陶瓷的原料是黏土。注意：三大传统硅酸盐产品的制备原料中，只有陶瓷没有用到石灰石。 16、氯及其化合物 ①物理性质：通常是黄绿色、密度比空气大、有刺激性气味气体，能溶于水，有毒。 ②化学性质：氯原子易得电子，使活泼的非金属元素。氯气与金属、非金属等发生氧化还原反应，一般 作氧化剂。与水、碱溶液则发生自身氧化还原反应，既作氧化剂又作还原剂。 拓展 1、氯水：氯水为 黄绿色 ，所含 Cl 2 有少量与水反应 (Cl 2+H2O==HCl+HClO) ，大部分仍以分子形 式存在，其主要溶质是 Cl 2。新制氯水含 Cl 2、H2O、HClO 、H +、Cl -、ClO -、 OH -等微粒 拓展 2、次氯酸：次氯酸 (HClO) 是比 H 2CO 3 还弱的酸，溶液中主要以 HClO 分子形式存在 。是一种具有 强氧化性 (能杀菌、消毒、 漂白 )的易分解 (分解变成 HCl 和 O2)的弱酸。 拓展 3、漂白粉：次氯酸盐比次氯酸稳定，容易保存，工业上以 Cl2 和石灰乳为原料制取漂白粉，其主 要成分是 CaCl 2 和 Ca(ClO) 2，有效成分是 Ca(ClO) 2，须和酸 (或空气中 CO2)作用产生次氯酸，才能发挥漂白 作用。 17、溴、碘的性质和用途 溴 碘 物理性质 深红棕色，密度比水大，液体，强烈刺激性气味，易挥发，强腐蚀性 紫黑色固体，易升华。气态 碘在空气中显深紫红色，有刺激性气味 在水中溶解度很小，易溶于酒精、四氯化碳等有机溶剂 化学 性质 能与氯气反应的金属、非金属一般也能与溴、碘反应，只是反应活性不如 氯气。氯、溴、碘的氧化性强弱： Cl 2＞Br2＞ I2 18、二氧化硫 ①物理性质：无色， 刺激性气味 ，气体，有毒，易液化，易溶于水 (1：40) ，密度比空气大 ②化学性质： a、酸性氧化物：可与水反应生成相应的酸 —— 亚硫酸 (中强酸 )：SO 2+H 2O H 2SO 3 可与碱反应生成盐和水： SO 2+2NaOH==Na 2SO 3+H 2O，SO 2+Na 2SO 3+H 2O==2NaHSO 3 b、具有漂白性：可使品红溶液褪色，但是是一种暂时性的漂白 c、具有还原性： SO 2+Cl 2+2H 2O==H 2SO 4+2HCl 18、硫酸 ①物理性质：无色、 油状液体 ，沸点 高，密度 大，能与水以 任意比 互溶，溶解时放出大量的热 ②化学性质：酸酐是 SO 3，其在标准状况下是 固态 物质 组成性质 浓硫酸 稀硫酸 电离情况 H2SO 4==2H ++SO 42- 主要微粒 H2SO 4 H +、 SO 42-、 (H 2O) 颜色、状态 无色粘稠油状液体 无色液体 性质 四大特性 酸的通性 浓硫酸的三大特性 a、吸水性：将物质中含有的水分子夺去 (可用作气体的干燥剂 ) b、脱水性：将别的物质中的 H、O 按原子个数比 2：1 脱出生成水 c、强氧化性： ⅰ、冷的浓硫酸使 Fe 、Al 等金属表面生成一层致密的氧化物薄膜而钝化 ⅱ、活泼性在 H 以后的金属也能与之反应 (Pt 、Au 除外 )：Cu+2H 2SO 4(浓 )===CuSO 4+SO 2↑+2H2O ⅲ、与非金属反应： C+2H 2SO 4( 浓硫酸 )===CO 2↑+2SO2↑+2H2O ⅳ、与较活泼金属反应，但不产生 H 2 d、不挥发性：浓硫酸不挥发，可制备挥发性酸，如 HCl ：NaCl+H 2SO 4(浓 )==NaHSO 4+HCl 三大强酸中，盐酸和硝酸是挥发性酸，硫酸是不挥发性酸 ③酸雨的形成与防治 pH 小于 5.6 的雨水称为酸雨，包括雨、雪、雾等降水过程，是由大量硫和氮的氧化物被雨水吸收而 形成。硫酸型酸雨的形成原因是化石燃料及其产品的燃烧、含硫金属矿石的冶炼和硫酸的生产等产 生的废气中含有二氧化硫： SO 2 H 2SO 3 H 2SO 4。在防治时可以开发新能源， 对含硫燃料进行脱硫 处理，提高环境保护意识。 19、氮及其化合物 Ⅰ、氮气 (N2) a、物理性质：无色、无味、难溶于水、密度略小于空气，在空气中体积分数约为 78% b、分子结构：分子式 —— N2，电子式 —— ，结构式 —— N≡N c、化学性质：结构决定性质，氮氮 三键结合 非常牢固，难以破坏，所以但其 性质非常稳定 。 ①与 H2 反应： N 2+3H 2 2NH 3 ②与氧气反应： N2+O 2========2NO( 无色、不溶于水的气体，有毒 ) 2NO+O 2===2NO 2(红棕色、刺激性气味、溶于水气体，有毒 ) 3NO 2+H 2O===2HNO 3+NO ，所以可以用水除去 NO 中的 NO 2 两条关系式： 4NO+3O 2+2H 2O==4HNO 3，4NO 2+O 2+2H 2O==4HNO 3 Ⅱ、氨气 (NH 3) a、物理性质： 无色、 刺激性气味， 密度小于空气， 极易溶于水 (1∶700) ，易液化， 汽化时吸收大量的热， 所以常用作制冷剂 b、分子结构：分子式 —— NH3，电子式 ，结构式 —— H—N—H c、化学性质： ①与水反应： NH 3+H 2O NH 3?H2O( 一水合氨 ) NH 4++OH - ，所以氨水溶液显 碱性 ②与氯化氢反应： NH 3+HCl==NH 4Cl，现象：产生 白烟 d、氨气制备：原理：铵盐和碱共热产生氨气 方程式： 2NH 4Cl+Ca(OH) 2===2NH 3↑+2H2O+CaCl 2 装置：和氧气的制备装置一样 收集： 向下排空气法 (不能 用排水法，因为 氨气极易溶于水 ) (注意：收集试管口有一团棉花，防止空气对流，减缓排气速度，收集较纯净氨气 ) 验证氨气是否收集满：用湿润的红色石蕊试纸靠近试管口，若试纸变蓝说明收集满 干燥：碱石灰 (CaO 和 NaOH 的混合物 ) Ⅲ、铵盐 a、定义铵根离子 (NH 4+)和酸根离子 (如 Cl -、SO 42-、CO 32-)形成的化合物如 NH 4Cl，NH 4HCO 3 等 Z b、物理性质：都是晶体，都易溶于水 c、化学性质： ①加热分解： NH 4Cl= 加热 ==NH 3↑+HCl↑，NH 4HCO 3=加热 ==NH 3↑+CO2↑+H2O ②与碱反应： 铵盐与碱共热可产生刺激性气味并能使湿润红色石蕊试纸变蓝的气体即氨气， 故可以用 来检验铵根离子的存在，如： NH 4NO 3+NaOH===NH 3↑+H2O+NaCl, ，离子方程式为： NH 4++OH -===NH 3↑+H2O，是实验室 检验铵根离子 的原理。 d、NH 4+的检验： NH 4++OH - ===NH 3↑+H2O。操作方法是向溶液中加入氢氧化钠溶液并加热，用湿润的 红色石蕊试纸靠近试管口，观察是否变蓝，如若变蓝则说明有铵根离子的存在。 20、硝酸 ①物理性质：无色、易挥发、刺激性气味的液体。浓硝酸因为挥发 HNO 3 产生 “发烟 ”现象，故叫做发烟硝 酸 ②化学性质： a、酸的通性：和碱，和碱性氧化物反应生成盐和水 b、不稳定性： 4HNO 3=== 4NO 2↑+2H2O+O2↑ ，由于 HNO 3 分解产生的 NO 2 溶于水，所以久置的硝酸会显 黄色，只需向其中通入空气即可消除黄色 c、强氧化性：ⅰ、与金属反应： 3Cu+8HNO 3(稀 )===3Cu(NO3) 2+2NO↑+4H 2O Cu+4HNO 3(浓 )===Cu(NO3) 2+2NO 2↑+2H2O 常温下 Al、Fe 遇浓硝酸会发生钝化，所以可以用铝制或铁制的容器储存浓硝酸 ⅱ、与非金属反应： C+4HNO 3(浓 )===CO 2↑+4NO 2↑+2H2O d、王水： 浓盐酸和浓硝酸按照体积比 3：1 混合而成，可以溶解一些不能溶解在硝酸中的金属如 Pt、Au 等 21、常见物质或离子的检验方法 物质 (离子 ) 方法及现象 Cl - 先用 硝酸酸化 ，然后加入 硝酸银 溶液，生成不溶于硝酸的 白色沉淀 SO 42- 先加 盐酸酸化 ，然后加入 氯化钡 溶液，生成不溶于硝酸的 白色沉淀 CO 32- 加入 硝酸钡 （硝酸钙，硝酸银）溶液，生成 白色沉淀 ，该沉淀可溶于硝酸 (或盐酸 )，并生成 无色无味、 能使澄清石灰水变浑浊的气体 (CO 2) Al 3+ 加入 NaOH 溶液产生白色沉淀，继续加入 NaOH 溶液，沉淀消失 Fe3+ (★) 加入 KSCN 溶液，溶液立即变为血红色 NH 4+(★) 与 NaOH 溶液 共热 ，放出使湿润的红色石蕊试纸变蓝的刺激性气味的气体 (NH 3) Na + 焰色反应呈 黄色 K+ 焰色反应呈浅 紫色(透过蓝色钴玻璃 ) I2 遇淀粉溶液可使淀粉溶液变蓝 蛋白质 灼烧，有烧焦的 羽毛气味 高中化学必修 2 知识点归纳总结 第一章 物质结构 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（ A X ） 原子序数 =核电荷数 =质子数 =原子的核外电子数 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。 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 —— SiH 4 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： SiH4＜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 比较粒子 ( 包括原子、离子 ) 半径的方法： （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。 四、化学键 化学键是相邻两个或多个原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） 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。 第二章 化学反应与能量 第一节 化学能与热能 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金属与酸反应制取氢气。 ④大多数化合反应（特殊： C＋CO2 2CO 是吸热反应） 。 常见的吸热反应：①以 C、 H2、CO 为还原剂的氧化还原反应如： C(s)＋H 2O(g) CO(g) ＋H 2(g)。 ②铵盐和碱的反应如 Ba(OH) 2·8H 2O＋NH 4Cl＝BaCl 2＋2NH 3↑＋ 10H2O ③大多数分解反应如 KClO 3、KMnO 4、CaCO3 的分解等。 3、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 [思考 ]一般说来， 大多数化合反应是放热反应， 大多数分解反应是吸热反应， 放热反应都不需要加热， 吸热反 应都需要加热，这种说法对吗？试举例说明。 点拔：这种说法不对。如 C＋O2＝CO2 的反应是放热反应，但需要加热，只是反应开始后不再需要加热， 反应放出的热量可以使反应继续下去。 Ba(OH) 2·8H 2O 与 NH 4Cl 的反应是吸热反应，但反应并不需要加热。 第二节 化学能与电能 1、化学能转化为电能的方式： 电能 (电力 ) 火电（火力发电） 化学能→热能→机械能→电能 缺点：环境污染、低效 原电池 将化学能直接转化为电能 优点：清洁、高效 2、原电池原理 （1）概念：把化学能直接转化为电能的装置叫做原电池。 （2）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）构成原电池的条件： （1）电极为导体且活泼性不同； （2）两个电极接触（导线连接或直接接触） ；（3） 两个相互连接的电极插入电解质溶液构成闭合回路。 （4）电极名称及发生的反应： 负极：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：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。 （5）原电池正负极的判断方法： ①依据原电池两极的材料： 较活泼的金属作负极（ K、Ca、Na 太活泼，不能作电极） ； 较不活泼金属或可导电非金属（石墨） 、氧化物（ MnO 2）等作正极。 ②根据电流方向或电子流向： （外电路）的电流由正极流向负极；电子则由负极经外电路流向原电池的正极。 ③根据内电路离子的迁移方向：阳离子流向原电池正极，阴离子流向原电池负极。 ④根据原电池中的反应类型： 负极：失电子，发生氧化反应，现象通常是电极本身消耗，质量减小。 正极：得电子，发生还原反应，现象是常伴随金属的析出或 H2 的放出。 （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。 2、化学电源基本类型： ①干电池：活泼金属作负极，被腐蚀或消耗。如： Cu－Zn 原电池、锌锰电池。 ②充电电池：两极都参加反应的原电池，可充电循环使用。如铅蓄电池、锂电池和银锌电池等。 ③燃料电池： 两电极材料均为惰性电极， 电极本身不发生反应， 而是由引入到两极上的物质发生反应， 如 H 2、 CH 4燃料电池，其电解质溶液常为碱性试剂（ KOH 等）。 第三节 化学反应的速率和限度 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) ＝ ＝ 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。