1、高考资源网（ ），您身边的高考专家高一化学(必修1)人教版各章知识点归纳第一章 从实验学化学 第一节化学实验基本方法一化学实验安全1 遵守实验室规则。2. 了解安全措施。 （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）浓酸沾在皮肤上，用水冲净然后用稀NaHCO3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
2、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。3 掌握正确的操作方法。例如，掌握仪器和药品的使用、加热方法、气体收集方法等。二混合物的分离和提纯1 过滤和蒸发实验11 粗盐的提纯仪器 ： 天平，烧杯，玻璃棒，漏斗，铁架台，铁圈步骤 ： 步骤 现象1溶解：称取4克粗盐加到盛有12mL水的小烧杯中，用玻璃棒搅拌使氯化钠充分溶解粗盐逐渐溶解，溶液浑浊。2过滤：组装好仪器，将1中所得到的混合物进行过滤。若滤液浑浊，要再次过滤，直到滤液澄清为止。滤纸上有不溶物残留，溶液澄清。3蒸发：将过滤后的澄清溶液转入蒸发皿，加热，并用玻璃棒搅拌，防止液滴飞溅。当出现较多固体时停止加热，余热蒸
3、干。蒸发皿中产生了白色固体。注意事项：（1）一贴，二低，三靠。（2）蒸馏过程中用玻璃棒搅拌，防止液滴飞溅。2 蒸馏和萃取3 （1）蒸馏 原理：利用沸点的不同，除去难挥发或不挥发的杂质。实验1-3 从自来水制取蒸馏水 仪器：温度计，蒸馏烧瓶，石棉网，铁架台，酒精灯，冷凝管，牛角管，锥形瓶。 操作：连接好装置，通入冷凝水，开始加热。弃去开始蒸馏出的部分液体,用锥形瓶收集约10mL液体,停止加热。 现象： 随着加热,烧瓶中水温升高至100度后沸腾,锥形瓶中收集到蒸馏水。 注意事项：温度计的水银球在蒸馏烧瓶的支管口处。蒸馏烧瓶中放少量碎瓷片-防液体暴沸。冷凝管中冷却水从下口进，上口出。先打开冷凝水，再
4、加热。溶液不可蒸干。(2)萃取原理： 用一种溶把溶质从它与另一溶剂所组成的溶液里提取出来。仪器： 分液漏斗, 烧杯步骤：检验分液漏斗是否漏水。 量取10mL碘的饱和溶液倒入分液漏斗, 注入4mLCCl4,盖好瓶塞。 用右手压住分液漏斗口部, 左手握住活塞部分, 把分液漏斗倒转过来用力振荡。 将分液漏斗放在铁架台上,静置。 待液体分层后, 将分液漏斗上的玻璃塞打开,从下端口放出下层溶液,从上端口倒出上层溶液.注意事项： A检验分液漏斗是否漏水。 B萃取剂： 互不相溶,不能反应。 C上层溶液从上口倒出,下层溶液从下口放出。三离子检验离子所加试剂现象离子方程式ClAgNO3,稀HNO3产生白色沉淀C
5、lAg+AgClSO42-Ba(NO3)2稀HNO3白色沉淀SO42-+Ba2+=BaSO4 四除杂 1原则：杂转纯、杂变沉、化为气、溶剂分。 2注意：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。 第二节 化学计量在实验中的应用一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 1023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 X1023mol-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/NA 5摩尔质量（M） (1) 定义
6、：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 )二气体摩尔体积 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 或 m3/mol 2物质的量=气体的体积/气体摩尔体积n=V/Vm 3（1）0 101KPa , Vm = 22.4 L/mol （2）25 101KPa , Vm = 24.8 L/mol三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
7、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 , mol/m3 （3）物质的量浓度 溶质的物质的量/溶液的体积 CB = nB/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，用物质的量浓度计算的方法，求出所需溶质的质量或体积，在烧杯中溶解并在容器内用溶剂稀释为规定的体积，就得欲配制的溶液。 （2）主要操作A检验是否漏水；B配制溶液 计算；称量；溶解；转移；洗涤；定容；摇匀；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。
8、 E定容时，当液面离刻度线12cm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)第二章 化学物质及其变化一物质的分类 1分类是学习和研究化学物质及其变化的一种常用的基本方法，它不仅可以使有关化学物质及其变化的知识系统化，还可以通过分门别类的研究，了解物质及其变化的规律。分类要有一定的标准，根据不同的标准可以对化学物质及其变化进行不同的分类。交叉分类和树状分类是常用的分类方法。 2分散系及其分类 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
9、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1100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。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 =
10、 AD + CB）。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）。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。酸:电离时生成的阳离子全部是氢离子的化合物碱：电离时生成的阴离子全部是氢氧根离子的化合物。盐：电离时生成金属离子（或铵根离子）和酸根离子的化合物。在水溶液中或熔化状态下都不能导电
11、的化合物，叫非电解质。注意：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。电解的导电是有条件的：电解质必须在水溶液中或熔化状态下才能导电。能导电的物质并不全部是电解质：如铜、铝、石墨等。非金属氧化物（SO2、SO3、CO2）、大部分的有机物为非电解质。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离
12、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Ba2+和SO42-、Ag+和Cl-、Ca2+和CO32-、Mg2+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C32-O,HCO3-,SO32-，OH-和NH4+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-、CH3COO-，OH-和HCO3-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：Fe2+、Fe3+、Cu2+、MnO4-等离子，酸性（或
13、碱性）则应考虑所给离子组外，还有大量的H+（或OH-）。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）。4 氧化还原反应氧化还原反应概念的发展比较得氧失氧的观点（狭义）化合价升降观点（广义）电子转移观点（本质）氧化反应得氧的反应化合价升高的反应失去（或偏离）电子的反应还原反应失氧的反应化合价降低的反应得到（或偏向）电子的
14、反应氧化还原反应有氧得失的反应有化合价升降的反应有电子转移（得失或偏移）的反应氧化还原反应中概念及其相互关系如下：化合价升高失去电子被氧化（发生氧化反应）是还原剂（有还原性）。化合价降低得到电子被还原（发生还原反应）是氧化剂（有氧化性）。第三章金属及其化合物1元素的存在形式有两种：游离态和化合态。（1）钠镁铝只以化合态形式存在：钠元素的主要存在形式是氯化钠，镁元素的存在形式有菱镁矿，铝元素的存在形式有铝土矿。（2）铁元素有两种存在形式：游离态的陨铁和化合态的铁矿石。2金属单质的用途：（1）利用钠元素的特征焰色（黄色）制高压钠灯，高压钠灯的透雾力强，可以做航标灯；利用钠单质的熔点低，钠钾合金常温
15、下呈液态，做原子反应堆的导热剂；利用钠单质制备过氧化钠，利用钠单质还原熔融态的四氯化钛制备金属钛。（2）镁条燃烧发出耀眼的白光，用来做照明弹。（3）利用铝的良好导电性，做导线。利用铝块和铝粉的颜色都是银白色，铝粉制成银粉（白色涂料）。3金属化合物的用途：（1）过氧化钠做漂白剂，过氧化钠做水下作业、坑道下作业的供氧剂；氯化钠、碳酸钠、碳酸氢钠做食品添加剂；氯化钠做为制备单质钠和氯气的原料，氯化钠做为制备氢氧化钠、氢气、氯气的原料。（2）氧化镁的熔点高，做耐高温的材料：耐火管、耐火坩埚、耐高温的实验仪器。（3）明矾做净水剂。4金属的分类：（1）根据冶金工业标准分类：铁（铬、锰）为黑色金属，其余金属
16、（钠镁铝等）为有色金属。（2）根据密度分类：密度大于4.5g/cm3的金属是重金属：如铁、铜、铅、钡，密度小于4.5g/cm3的金属是轻金属：如钠、镁、铝。5氧化物的分类：二元化合物，其中一种元素是氧元素，并且氧元素呈负二价的化合物是氧化物。（1）氧化物（根据氧化物中非氧元素的种类）分为金属氧化物和非金属氧化物。（2）金属氧化物分为酸性氧化物、碱性氧化物、两性氧化物。（3）非金属氧化物分为酸性氧化物、不成盐氧化物。（4）氧化物（根据氧化物是否与碱或酸反应生成盐）分为成盐氧化物和不成盐氧化物（CO 、NO）。（5）成盐氧化物分为酸性氧化物、碱性氧化物、两性氧化物。（6）酸性氧化物分为高价态的金属
17、氧化物（Mn2O7）和非金属氧化物（CO2）。（7）碱性氧化物只能是金属氧化物（CaO）。（8）两性氧化物只能是金属氧化物（Al2O3 、ZnO）。6金属氢氧化物的分类：碱性氢氧化物和两性氢氧化物。7含金属阳离子的物质分为金属单质、金属氧化物、金属氢氧化物、金属无氧酸盐、金属含氧酸盐。8酸根离子分为三类：（1）含金属元素的含氧酸根离子（AlO2- 、MnO4-）。（2）含非金属元素的含氧酸根离子（NO3-）。（3）含非金属元素的无氧酸根离子（Cl-）等。9阳离子分类：（1）金属阳离子（Na+）和非金属阳离子（H+ 、NH4+）。（2）阳离子分单一价态阳离子（Na+）和变价态阳离子（Fe2+ 、
18、Fe3+），单一价态的阳离子和最高价态的阳离子只有氧化性，氧化性顺序：Ag+ Fe3+ Cu2+ H+ ；较低价态的金属离子既有氧化性又有还原性，遇到强氧化剂呈还原性，遇到强还原剂呈氧化性。10温度不同产物不同的化学方程式：4Na+O2=2Na2O ；2Na+O2=Na2O2 11量不同产物不同的化学方程式：CO2 + NaOH = NaHCO3CO2+2NaOH =Na2CO3 + H2ONa2CO3 +HCl =NaHCO3+NaClNa2CO3 +2HCl=2NaCl + H2O+CO2NaHCO3+Ca(OH)2=CaCO3+NaOH+H2O2NaHCO3+Ca(OH)2=CaCO3+
19、Na2CO3+ 2H2OAl2(SO4)3+6NaOH=2Al(OH)3+3Na2SO4Al2(SO4)3+8NaOH=2NaAlO2+3Na2SO4+4H2O2KAl(SO4)2+3Ba(OH)2=2Al(OH)3+3BaSO4+K2SO4KAl(SO4)2+2Ba(OH)2=2H2O+2BaSO4+KAlO212物质既能跟强酸反应又能跟强碱反应的的化学方程式：2Al+2NaOH+2H2O=2NaAlO2+3H2 2Al+6HCl=2AlCl3+3H2 Al2O3 +2NaOH=2NaAlO2+H2OAl2O3 +6HCl=2AlCl3+3H2OAl(OH)3+NaOH=NaAlO2+2H2
20、OAl(OH)3+3HCl=AlCl3+3H2ONaHCO3+ NaOH= Na2CO3 + H2ONaHCO3+ HCl = NaCl + H2O+CO213相互转化的化学方程式氧化还原反应实例：除去氯化铁中的氯化亚铁：2FeCl2+Cl2=2FeCl3氧化还原反应实例：除去氯化亚铁中的氯化铁：2FeCl3+Fe=3FeCl2酸碱性实例：除去碳酸氢钠中的碳酸钠：Na2CO3+CO2+H2O=2NaHCO3酸碱性实例：除去碳酸钠中的碳酸氢钠：NaHCO3 +NaOH = Na2CO3 + H2O2NaHCO3= Na2CO3+CO2 +H2O14酸碱性强弱区别的化学方程式硫酸铝溶液中滴入过量的
21、强碱溶液不再有沉淀：Al2(SO4)3+8NaOH=2NaAlO2+3Na2SO4+4H2O离子方程式：Al3+ +4OH- = AlO2- +2H2O硫酸铝溶液中滴入过量的弱碱氨水溶液始终有沉淀：Al2(SO4)3+6NH3H2O=2Al(OH)3 +3(NH4)2SO4离子方程式：Al3+ +3 NH3H2O =Al(OH)3 +3NH4+15互滴法鉴别无色试剂的实验组：碳酸钠溶液和盐酸，硫酸铝溶液和强碱，偏酸盐溶液和强酸16Fe2+的检验：取少量待测液于试管中，在试管中滴入可溶性碱溶液，先产生白色沉淀，过一会沉淀变成灰绿色，最终变成红褐色，说明溶液中有Fe2+ 。取少量待测液于试管中，在
22、试管中先滴入KSCN溶液，无现象，再滴入氯水，溶液马上变成血红色，说明溶液中有Fe2+ 。17Fe3+的检验：取少量待测液于试管中，在试管中滴入可溶性碱溶液，产生红褐色沉淀，说明溶液中有Fe3+ 。取少量待测液于试管中，在试管中先滴入KSCN溶液，溶液马上变成血红色，说明溶液中有Fe3+ 。18指示剂颜色变化：在盛有水的试管里，加入过氧化钠，然后滴入指示剂：酚酞先变红后褪色（紫色石蕊先变蓝后褪色）。在盛有水的试管里，加入碳酸钠，然后滴入指示剂：酚酞变红（紫色石蕊变蓝）。在盛有水的试管里，加入碳酸氢钠，然后滴入指示剂：酚酞变红（紫色石蕊变蓝）。19氯化铁溶液可以止血，氯化铁溶液可以用来腐蚀电路板
23、，饱和氯化铁溶液滴入沸水中可以制备氢氧化铁胶体，铝化铁溶液蒸干得到氢氧化铁，灼烧得到氧化铁。20与Fe3+不能共存的离子有：发生复分解反应的离子：OH- 。发生络合反应的离子：SCN- 。发生双水解反应的离子：CO32- 、HCO3- 。发生氧化还原反应的离子：S2- 、I- 。21与Al3+不能共存的离子有：发生复分解反应的离子：OH- 。发生络合反应的离子：F- 。发生双水解反应的离子：CO32- 、HCO3- 、S2- 、AlO2- 。22与H+不能共存的离子有：发生复分解反应产生气体的离子：CO32- 、HCO3- 、（S2- 、HS- 、S2O32- ）。发生复分解反应产生沉淀的离子
24、：AlO2- 、SiO32- 、C6H5O- （石炭酸根）。发生复分解反应没有任何现象的离子： OH- 、F- 、ClO- 、（PO43- 、HPO42- 、H2PO4- 、CH3COO- 、HC2O4- 、C2O42- ）。23与OH-不能共存的离子有：发生复分解反应产生气体的离子：NH4+ 。发生复分解反应产生沉淀的离子：金属活动顺序表中镁以后的离子：Mg2+ 、 Al3+ 、Fe3+ 、Fe2+ 、Cu2+ 、Ag+ 。发生复分解反应没有任何现象的离子： H+ 、HCO3- 、（HS- 、HSO3- 、HPO42- 、H2PO4- 、HC2O4- ）。24易失电子的物质除了金属外，还含有
25、强还原性的物质：H2S 、K2S 、HI 、KI。25原子的最外层只有1个电子的元素有：（1）H 。（2）Na、 K 、Rb 、Cs 。（3）Cu 、Ag 、Au 。第四章 非金属及其化合物+14284+624一硅元素：无机非金属材料中的主角，在地壳中含量26.3，次于氧。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A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（SiO2）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
26、瑙。二氧化硅晶体为立体网状结构，基本单元是SiO4，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）物理：熔点高、硬度大、不溶于水、洁净的SiO2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，酸性氧化物，在一定的条件下能与碱性氧化物反应。SiO24HF = SiF4 2H2O SiO2CaO =(高温) CaSiO3 SiO22NaOH = Na2SiO3H2O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（H2SiO3）酸性很弱（弱于碳酸）溶解度很小，由于SiO2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
27、反应制得。Na2SiO32HCl = H2SiO32NaCl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。（Na2SiO3 、K2SiO3除外）最典型的代表是硅酸钠Na2SiO3 ：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。+17287五氯元素：位于第三
28、周期第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：MnO24HCl (浓) =()MnCl22H2OCl2 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：2NaCl2 =(点燃) 2NaCl 现象：大量白烟2Fe3Cl2 =(点燃) 2FeCl3 现象：棕黄色的烟CuCl2 =(点燃) CuCl2 现象：棕黄色的烟Cl2H2 =(点燃) 2HCl 现象：发
29、出苍白色火焰，生成大量白雾。燃烧：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。Cl2的用途：自来水杀菌消毒Cl2H2O = HClHClO 2HClO =(光照) 2HClO2 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。制漂白液、漂白粉和漂粉精制漂白液 Cl22NaOH=NaClNaClOH2O ，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
30、反应有效氯70) 2Cl22Ca(OH)2=CaCl2Ca(ClO)22H2O。与有机物反应，是重要的化学工业物质。用于提纯Si、Ge、Ti等半导体和钛。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）。HClAgNO3 = AgCl HNO3NaClAgNO3 = AgCl NaNO3Na2CO32AgNO3 =Ag2CO3 2NaNO3 Ag2CO32HNO3 = 2AgNO3CO2 H2OClAg = AgCl若有疑问，可以直接留言，我会与你一起讨论的，谢谢你的配合，祝你学习进步！必修2全册基本内容梳理 物质
31、结构 元素周期律一、原子结构：如：的质子数与质量数，中子数，电子数之间的关系:1、数量关系：核内质子数核外电子数2、电性关系：原子 核电荷数核内质子数核外电子数阳离子 核外电子数核内质子数电荷数阴离子 核外电子数核内质子数电荷数3、质量关系：质量数（A）质子数（Z）中子数（N）二、 元素周期表和周期律1、元素周期表的结构：周期序数=电子层数七个周期（1、2、3短周期；4、5、6长周期；7不完全周期）主族元素的族序数=元素原子的最外层电子数18个纵行（7个主族；7个副族；一个零族；一个族（8、9、10三个纵行）2、元素周期律(1)元素的金属性和非金属性强弱的比较a. 单质与水或酸反应置换氢的难易
32、或与氢化合的难易及气态氢化物的稳定性b. 最高价氧化物的水化物的碱性或酸性强弱 c. 单质的还原性或氧化性的强弱（注意：单质与相应离子的性质的变化规律相反） (2)元素性质随周期和族的变化规律 a. 同一周期，从左到右，元素的金属性逐渐变弱 b. 同一周期，从左到右，元素的非金属性逐渐增强 c. 同一主族，从上到下，元素的金属性逐渐增强 d. 同一主族，从上到下，元素的非金属性逐渐减弱 (3)第三周期元素的变化规律和碱金属族和卤族元素的变化规律（包括物理、化学性质） (4)微粒半径大小的比较规律：a. 原子与原子 b. 原子与其离子 c. 电子层结构相同的离子。3、元素周期律的应用（重难点）(
33、1)“位，构，性”三者之间的关系 a. 原子结构决定元素在元素周期表中的位置；b. 原子结构决定元素的化学性质； c. 以位置推测原子结构和元素性质 (2) 预测新元素及其性质三、化学键1、离子键：A. 相关概念：B. 离子化合物：大多数盐、强碱、典型金属氧化物 C. 离子化合物形成过程的电子式的表示（AB， A2B，AB2， NaOH，Na2O2，NH4Cl，O22-，NH4） 2、共价键：A. 相关概念：B. 共价化合物：只有非金属的化合物（除了铵盐） C. 共价化合物形成过程的电子式的表示（NH3，CH4，CO2，HClO，H2O2）D 极性键与非极性键 3、化学键的概念和化学反应的本质
34、：化学反应与能量一、化学能与热能 1、化学反应中能量变化的主要原因：化学键的断裂和形成. 2、化学反应吸收能量或放出能量的决定因素：反应物和生成物的总能量的相对大小a. 吸热反应： 反应物的总能量小于生成物的总能量b. 放热反应： 反应物的总能量大于生成物的总能量3、化学反应的一大特征：化学反应的过程中总是伴随着能量变化，通常表现为热量变化4、常见的放热反应： A. 所有燃烧反应；B. 中和反应；C. 大多数化合反应；D. 活泼金属跟水或酸反应E. 物质的缓慢氧化 5、常见的吸热反应：A. 大多数分解反应； 氯化铵与八水合氢氧化钡的反应。6、中和热： A. 概念：稀的强酸与强碱发生中和反应生成
35、1mol H2O（液态）时所释放的热量。B、中和热测定实验。二、化学能与电能 1、原电池： (1)_概念：(2) 工作原理： a. 负极：失电子（化合价升高），发生氧化反应b. 正极：得电子（化合价降低），发生还原反应 (3)原电池的构成条件 ：关键是能自发进行的氧化还原反应能形成原电池。 a. 有两种活泼性不同的金属或金属与非金属导体作电极 b. 电极均插入同一电解质溶液 c. 两电极相连（直接或间接）形成闭合回路 (4)原电池正、负极的判断： a. 负极：电子流出的电极（较活泼的金属），金属化合价升高 b. 正极：电子流入的电极（较不活泼的金属、石墨等）：元素化合价降低 (5)金属活泼性的
36、判断： a. 金属活动性顺序表 b. 原电池的负极（电子流出的电极，质量减少的电极）的金属更活泼 ； c. 原电池的正极（电子流入的电极，质量不变或增加的电极，冒气泡的电极）为较不活泼金属 (6)原电池的电极反应：a. 负极反应：XneXn；b. 正极反应：溶液中的阳离子得电子的还原反应2、原电池的设计：根据电池反应设计原电池：（三部分导线） A. 负极为失电子的金属（即化合价升高的物质） B. 正极为比负极不活泼的金属或石墨 C. 电解质溶液含有反应中得电子的阳离子（即化合价降低的物质）3、金属的电化学腐蚀 (1)不纯的金属（或合金）在电解质溶液中的腐蚀，关键形成了原电池，加速了金属腐蚀 (
37、2)金属腐蚀的防护： a. 改变金属内部组成结构，可以增强金属耐腐蚀的能力。如：不锈钢。 b. 在金属表面覆盖一层保护层，以断绝金属与外界物质接触，达到耐腐蚀的效果。（油脂、油漆、搪瓷、塑料、电镀金属、氧化成致密的氧化膜） c. 电化学保护法：牺牲活泼金属保护法，外加电流保护法4、发展中的化学电源 (1)干电池（锌锰电池） a. 负极：Zn 2e - Zn 2+ b. 参与正极反应的是MnO2和NH4+ (2)充电电池 a. 铅蓄电池：铅蓄电池充电和放电的总化学方程式 放电时电极反应： 负极：Pb + SO42-2e-PbSO4 正极：PbO2 + 4H+ + SO42- + 2e- PbSO
38、4 + 2H2Ob. 氢氧燃料电池：它是一种高效、不污染环境的发电装置。它的电极材料一般为活性电极，具有很强的催化活性，如铂电极，活性炭电极等。 总反应：2H2 + O22H2O 电极反应为（电解质溶液为KOH溶液） 负极：2H2 + 4OH- - 4e- 4H2O 正极：O2 + 2H2O + 4e- 4OH-化学反应速率与限度 一、化学反应速率 (1)化学反应速率的概念： (2)计算 a. 简单计算 b. 已知物质的量n的变化或者质量m的变化，转化成物质的量浓度c的变化后再求反应速率v c. 化学反应速率之比 化学计量数之比，据此计算： 已知反应方程和某物质表示的反应速率，求另一物质表示的
39、反应速率； 已知反应中各物质表示的反应速率之比或C之比，求反应方程。 d. 比较不同条件下同一反应的反应速率 关键：找同一参照物，比较同一物质表示的速率（即把其他的物质表示的反应速率转化成同一物质表示的反应速率）二、影响化学反应速率的因素 (1)决定化学反应速率的主要因素：反应物自身的性质（内因） (2)外因： a. 浓度越大，反应速率越快 b. 升高温度（任何反应，无论吸热还是放热），加快反应速率 c. 催化剂一般加快反应速率 d. 有气体参加的反应，增大压强，反应速率加快e. 固体表面积越大，反应速率越快 f. 光、反应物的状态、溶剂等 三、化学反应的限度 1、可逆反应的概念和特点 2、绝
40、大多数化学反应都有可逆性，只是不同的化学反应的限度不同；相同的化学反应，不同的条件下其限度也可能不同 a. 化学反应限度的概念： 一定条件下， 当一个可逆反应进行到正反应和逆反应的速率相等，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”，这种状态称为化学平衡状态，简称化学平衡，这就是可逆反应所能达到的限度。 b. 化学平衡的曲线： c. 可逆反应达到平衡状态的标志：反应混合物中各组分浓度保持不变正反应速率逆反应速率消耗A的速率生成A的速率d. 怎样判断一个反应是否达到平衡：正反应速率与逆反应速率相等； 反应物与生成物浓度不再改变；混合体系中各组分的质量分数 不再发生变化；条件变
41、，反应所能达到的限度发生变化。化学平衡的特点：逆、等、动、定、变、同。3、化学平衡移动原因：v正 v逆 v正 v逆 正向 v正.吸热) H 为“-”或H 放热）H 为“+”或H 0 常见的放热反应： 所有的燃烧反应 酸碱中和反应 大多数的化合反应 金属与酸的反应 生石灰和水反应 浓硫酸稀释、氢氧化钠固体溶解等 常见的吸热反应： 晶体Ba(OH)28H2O与NH4Cl 大多数的分解反应 以H2、CO、C为还原剂的氧化还原反应 铵盐溶解等二、热化学方程式书写化学方程式注意要点: 热化学方程式必须标出能量变化。 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
42、液中溶质用aq表示） 热化学反应方程式要指明反应时的温度和压强。 热化学方程式中的化学计量数可以是整数，也可以是分数 各物质系数加倍，H加倍；反应逆向进行，H改变符号，数值不变三、燃烧热1概念：25 ，101 kPa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：101 kPa反应程度：完全燃烧，产物是稳定的氧化物。燃烧物的物质的量：1 mol研究内容：放出的热量。（H_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
43、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_反应四、等效平衡1、概念：在一定条件下（定温、定容或定温、定压），只是起始加入情况不同的同一可逆反应达到平衡后，任何相同组分的百分含量均相同，这样的化学平衡互称为等效平衡。2、分类（1）定温，定容条件下的等效平衡第一类：对于反应前后气体分子数改变的可逆反应：必须要保证化学计量数之比与原来相同；同时必须保证平衡式左右两边同一边的物质的量与原来相同。第二类：对于反应前后气体分子数不变的可逆反应：只要反应物的物质的量的比
44、例与原来相同即可视为二者等效。（2）定温，定压的等效平衡只要保证可逆反应化学计量数之比相同即可视为等效平衡。五、化学反应进行的方向1、反应熵变与反应方向：（1）熵:物质的一个状态函数，用来描述体系的混乱度，符号为S. 单位：Jmol-1K-1 (2)体系趋向于有序转变为无序，导致体系的熵增加，这叫做熵增加原理，也是反应方向判断的依据。.（3）同一物质，在气态时熵值最大，液态时次之，固态时最小。即S(g)S(l)S(s) 2、反应方向判断依据 在温度、压强一定的条件下，化学反应的判读依据为： H-TS0 反应能自发进行H-TS=0 反应达到平衡状态H-TS0 反应不能自发进行注意：（1）H为负，
45、S为正时，任何温度反应都能自发进行 （2）H为正，S为负时，任何温度反应都不能自发进行第三章 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 。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
46、 。如HClO、NH3H2O、Cu(OH)2、H2O混和物纯净物2、电解质与非电解质本质区别：电解质离子化合物或共价化合物 非电解质共价化合物 注意：电解质、非电解质都是化合物 SO2、NH3、CO2等属于非电解质 强电解质不等于易溶于水的化合物（如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部电离，故BaSO4为强电解质）电解质的强弱与导电性、溶解性无关。3、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 时，电离过程就达到了 平衡状态 ，这叫电离平衡。4、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
47、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。9、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）10、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Ka表示酸，Kb表示碱。 ）表示方法：ABA+B- Ki= A+ B-/AB11、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
48、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：H2SO3H3PO4HFCH3COOHH2CO3H2SHClO二、水的电离和溶液的酸碱性1、水电离平衡：: 水的离子积：KW = cH+cOH- 25时, H+=OH- =10-7 mol/L ; KW = H+OH- = 1*10-14 注意：KW只与温度有关，温度一定，则KW值一定KW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：酸、碱 ：抑制水的电离 KW1*10-14温度：促进水的电离（水的电离是 吸 热的）易水解的盐：促进水
49、的电离 KW 1*10-144、溶液的酸碱性和pH： （1）pH=-lgcH+（2）pH的测定方法：酸碱指示剂 甲基橙 、 石蕊 、 酚酞 。变色范围：甲基橙 3.14.4（橙色） 石蕊5.08.0（紫色） 酚酞8.210.0（浅红色）pH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：事先不能用水湿润PH试纸；广泛pH试纸只能读取整数值或范围三 、混合液的pH值计算方法公式1、强酸与强酸的混合：（先求H+混：将两种酸中的H+离子物质的量相加除以总体积，再求其它） H+混 =（H+1V1+H+2V2）/（V1+V2）2、强碱与强碱的混合：（先求OH-混：将两种酸中的
50、OH离子物质的量相加除以总体积，再求其它） OH-混（OH-1V1+OH-2V2）/（V1+V2） (注意 :不能直接计算H+混)3、强酸与强碱的混合：（先据H+ + OH- =H2O计算余下的H+或OH-，H+有余，则用余下的H+数除以溶液总体积求H+混；OH-有余，则用余下的OH-数除以溶液总体积求OH-混，再求其它）四、稀释过程溶液pH值的变化规律：1、强酸溶液：稀释10n倍时，pH稀 = pH原+ n （但始终不能大于或等于7）2、弱酸溶液：稀释10n倍时，pH稀 pH原+n （但始终不能大于或等于7）3、强碱溶液：稀释10n倍时，pH稀 = pH原n （但始终不能小于或等于7）4、弱
51、碱溶液：稀释10n倍时，pH稀 pH原n （但始终不能小于或等于7）5、不论任何溶液，稀释时pH均是向7靠近（即向中性靠近）；任何溶液无限稀释后pH均接近76、稀释时，弱酸、弱碱和水解的盐溶液的pH变化得慢，强酸、强碱变化得快。五、强酸（pH1）强碱（pH2）混和计算规律w.w.w.k.s.5.u.c.o.m1、若等体积混合pH1+pH2=14 则溶液显中性pH=7pH1+pH215 则溶液显碱性pH=pH2-0.3pH1+pH213 则溶液显酸性pH=pH1+0.32、若混合后显中性pH1+pH2=14 V酸：V碱=1：1pH1+pH214 V酸：V碱=1：1014-（pH1+pH2）六、酸
52、碱中和滴定：1、中和滴定的原理实质：H+OH=H2O 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。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
53、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
54、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：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。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
55、逆） （2）程度小 （3）吸热5、影响盐类水解的外界因素：温度：温度越 高 水解程度越大 （水解吸热，越热越水解）浓度：浓度越小，水解程度越 大 （越稀越水解）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：只电离不水解：如HSO4- 显 酸 性 电离程度水解程度，显 酸 性 （如: HSO3- 、H2PO4-） 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
56、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、药品的保存配制FeCl3溶液时常加入少量盐酸Fe3+3H2O Fe(OH)3+
57、3H+ 配制Na2CO3溶液时常加入少量NaOHCO32-+H2O HCO3-+OH- 4、制备无水盐由MgCl26H2O制无水MgCl2 在HCl气流中加热若不然，则：MgCl26H2O Mg(OH)2+2HCl+4H2OMg(OH)2 MgO+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 NH3H2O+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
58、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：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物料守恒: （即原子个数守恒或质量守恒）某原子的
59、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/LHg2+Fe3+Cu2+H+（指酸电离的)Pb2+Sn2+Fe2+Zn2+Al3+Mg2+Na+Ca2+K+ 阴离子的放电顺序 是惰性电极时：S2-I-Br-Cl-OH-NO3-SO42-(等含氧酸根离子)F-(SO32-/MnO4-OH-)是活性电极时：电极本身溶解放电注意先
60、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CuSO4电解质和水生成新电解质减小氧化铜电解水型阴极：4H+ +
61、4e- = 2H2 阳极：4OH- - 4e- = O2+ 2H2ONaOH 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：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
62、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 = Cl2规律总结：原电
63、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。有活泼性不同的两个电极；两极用导线互相连接成直接插入连通的电解质溶液里；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，
64、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
65、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）第四节 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
66、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条件：潮湿空气中形成的水膜,酸性较强（水膜中溶
67、解有CO2、SO2、H2S等气体）电极反应：负极: Fe 2e- = Fe2+ 正极: 2H+ + 2e- = H2 总式：Fe + 2H+ = Fe2+ + H2 吸氧腐蚀反应过程吸收氧气条件：中性或弱酸性溶液电极反应：负极: 2Fe 4e- = 2Fe2+ 正极: O2+4e- +2H2O = 4OH- 总式：2Fe + O2 +2H2O =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 + 2H2O = 4Fe(OH)3Fe(OH)3脱去一部分水就生成Fe2O3x H
68、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、表面钝化等欢迎广大教师踊跃来稿。
