高中化學專題總結大全(編輯修改稿)

　

【文章內容簡介】 V逆逐漸增大；減小反應物的濃度， V正急劇減小， V 逆逐漸減小 ?加壓對有氣體參加或生成的可逆反應， V 正、 V 逆均增大，氣體分子數大的一側增大的倍數大于氣體分子數小的一側增大的倍數；降壓 V 正、 V逆均減小，氣體分子數大的一側減小的倍數大于氣體分子數小的一側減小的倍數。 找 家教 ，到 陽光 陽光家教網 全國最大 家教 平臺 家教網 找 家教 上 陽光家教網 ?升溫， V正、 V 逆一般均加快，吸熱反應增大的倍數大于放熱反應增加的倍數；降溫，V 正、 V 逆一般均減小，吸熱反應減小的倍數大于放 熱反應減小的倍數。 ?加催化劑可同倍地改變 V正、 V逆 可逆反應達到平衡狀態的標志 ? V正＝ V逆，如對反應 mA(g)＋ nB(g) pC(g) ① 生成 A 的速率與消耗 A 的速率相等。 ② 生成 A 的速率與消耗 B 的速率之比為 m： n。 ③ 生成 B 的速率與生成 C 的速率之比為 n： p。 ?各組成成分的量保持不變 這些量包括：各組成成分的物質的量、體積、濃度、體積分數、物質的量分數、反應的轉化率等。 ?混合體系的某些總量保持不變 對于反應前后氣體體積發生變化的可逆反應，混合氣體的總壓強、總體積、總物質的 量 及體系平均相 對分子質量、密度等不變。 (十三 )電離平衡 水的電離和溶液的 pH 計算 ?水的電離 水是極弱的電解質，純水中存在著電離平衡，其電離方程式為： 2H2O H3O＋＋ OH－ ，通常簡寫成 H2O H＋ ＋ OH－ ， 25℃時， c(H＋ )＝ c(OH－ )＝ 1 107mol L－１ 。 ?水的離子積常數 Kw Kw＝ c(H＋ ) c(OH－ )， 25℃時， Kw＝ 1 10－ 14。 ? Kw的意義 Kw 是一個很重要的常數，它反映了一定溫度下的水中 H＋ 濃度和 OH－ 濃度之間的關系。 ?改變條件對水的電離平衡的影 響 平衡移動方向 c(H＋ )的變化 c(OH－ )的變化 c(H＋ ) 與 c(OH－ )的關系 Kw 溶液的性質 升高溫度 向右 增大 增大 c(H＋ ) ＝ c(OH－ ) 增大 中性 加入少量H2SO4 向左 增大 減小 c(H＋ ) ＞ c(OH－ ) 不變 酸性 變 化 改 變 找 家教 ，到 陽光 陽光家教網 全國最大 家教 平臺 家教網 找 家教 上 陽光家教網 加入少量NaOH 向左 減小 增大 c(H＋ ) ＜ c(OH－ ) 不變 堿性 ?有關 pH 計算的主要題型及計算方法 根據 pH＝－ lg c(H＋ )，因此計算溶液的 pH 的關鍵是計算溶液中 H＋ 的濃度。 常見的題型有： ①有關酸堿溶液稀釋后 pH 的計算 a、 酸稀釋后，先求稀釋后 c(H＋ )，再求 pH；堿稀釋后，先求稀釋后 c(OH－ )， 根據 Kw＝ c(H＋ ) c(OH－ )，求出 c(H＋ )，最后再求 pH。 b、一定濃度的強酸或強堿溶液用水稀釋 10a 倍體積，溶液中 c(H＋ ) 或 c(OH－ )也被稀釋到同樣倍數，濃度變為原來的 1/10a，則溶液的 pH 將增大或減小 a 個單位。 c、一定濃度的弱酸或弱堿用水稀釋 10a 倍體積，由于電離程度增大，使得 c(H) 或 c(OH－ )減小的不到 1/10a，因此 pH 增大或減小不到 a 個單位。 d、稀酸、稀堿無限稀釋后，因水的電離已是影響 pH 的主要因素，因此 pH 接近于 7。即稀酸無限稀釋后， pH 不可能大于 7，弱堿無限稀釋后 pH 不可能小于 7。 ②有關酸堿混合 pH 的計算 a、 兩種強酸混合，先計算混合后 c(H＋ )，再計算 pH。混合后 c (H ＋ )＝ c 1 (H ＋ ) V 1 ＋ c 2 (H ＋ ) V 2V 1 ＋ V 2 b、 兩種強堿混合，先計算混合后 c(OH－ )，然后計算 c(H＋ )，最后計算 pH。混合后 c ( O H － )＝ c 1 ( O H － ) V 1 ＋ c 2 ( O H － ) V 2V 1 ＋ V 2 pH＝ — lg c(H＋ )。 c、 強酸、強堿混合后，要發生酸堿中和反應，因此需判斷后再計算 若 n (H＋ )＝ n(OH－ )，酸堿恰好完全反應，則 pH＝ 7； 若 n (H＋ )＞ n(OH－ )，則酸過量，先求反應后溶液中 c(H＋ )，再計算 pH，此時 pH＜ 7 若 n (H＋ )＜ n(OH－ )，則堿過量，先求反應后溶液中 c(OH－ )，再求出 c(H＋ )，然后計算 pH，此時 pH＞ 7 鹽類水解方程式的書寫方法 ?由于鹽類水解與酸堿中和互為可逆過程，所以鹽類水解一般不徹底，書寫離 子反應方程式 時，只能用“ ”，而不能用“ ”，生成的不溶物不記“↓”，生成的氣態產物也不記“↑”符號，如 AlCl3水解的離子方程式為 Al3＋ ＋ 3H2O Al(OH)3＋ 3H＋ ?多元弱酸的電離是分步進行的 ，多元弱酸形成的鹽水解時也是分步進行的，如 H2CO3 H+＋ HCO3－ ，而 Na2CO3的水解，首先 CO32－ ＋ H2O HCO3－ ＋ OH－ ，生 成的 HCO3－ 再水解 HCO3－ ＋ H2O CO32－ ＋ OH－ 。 ?較易水解的陽離子如 Al3+、 Fe3+等，較易水解的陰離子如 CO32－ （或 HCO3－ ）、 AlO2－c(H ＋ )＝ K Wc(OH － )找 家教 ，到 陽光 陽光家教網 全國最大 家教 平臺 家教網 找 家教 上 陽光家教網 等，在溶液中雙水解十分強烈，可完全水解，此時應用“ ”并標明“↑”及“↓”符號。 Fe3+＋ 3HCO3－ Fe(OH)3↓＋ 3CO2↑ ， 2Al3＋ ＋ 3S2－ ＋ 6H2O 2Al(OH)3↓＋ 3H2S↑ 守恒法在處理溶液問題的應用 在解答電解質溶液中微粒濃度之間的關系的有關問題，特別是等式關系時，經常用到守恒原理。 ?電荷守恒：溶液中陽離子所帶的總正電荷數與陰離子所帶的總負電荷數相等，整個溶液顯電中性。 如 Na2S 溶液中： c(Na＋ )＋ c(H＋ )＝ 2 c(S2－ )＋ c(HS－ )＋ c(OH－ ) ?物料守恒：在電解質溶液中，某物質（或微粒）的總濃度等于該物質電離或水解所產生的各物質平衡濃度之和。 ?質守恒：溶液中得質子的微粒得質子的總 數 與失質 子 的微粒失去質子的總數相等。 質子守恒式一般可由上述電荷守 恒式、物料守恒式聯立求得。 中和滴定誤差分析（以標準鹽酸滴定 NaOH 溶液為例） 編號 操作錯誤 待測值 理由 V2－ V1＝ V（酸） 1 未用標準鹽酸洗滴定管 偏高 V（酸）變大 2 滴定速度過快，未搖勻，指示劑已變色 偏高 V（酸）變大 3 滴定管尖嘴部分有氣泡，滴定后消失 偏高 V（酸）讀數變大 4 滴定前讀數正確，滴定后俯視讀數 偏低 V（酸）讀數變小 5 滴定前讀數正確，滴定后仰視讀數 偏高 V（酸）讀數變大 6 未用待測堿液洗移液管 偏低 V（酸）量減小 7 滴定前，用待測堿液潤洗錐 形瓶 偏高 V（酸）量增大 8 快 速 滴定后，立即讀數 偏高 V（酸）量增大 電解時，溶液中陰、陽兩極離子的放電順序 電解時兩極的放電順序，與電極材料（非惰性金屬為陽極，陽極本身放電），電鍍、電解質溶液中離子本身的氧化性、還原性（本性）、離子濃度 [電鍍鋅時， 因 c(Zn2＋ )比 c(H＋ )大得多， Zn2＋ 放電而 H＋ 未放電 ]等因素有關。若以惰性電極進行電解，其陰陽兩極各離子放電順序在不考慮濃度大小影響時，一般為： 陰極（陽離子）放電順序（氧化性） Au3＋ ＞ Ag＋ ＞ Hg2＋ ＞ Cu2＋ ＞ H＋ ＞ Pb2＋ ＞ Sn2＋ ＞ Ni2＋ ＞ Fe2＋ ＞ Zn2＋ ＞ Mn2＋ ＞ Al３＋ ＞ Mg2＋ ＞ Na＋ ＞ Ca2＋ ＞ K＋ 陽極（陰離子）放電順序（還原性） S2－ ＞ I－ ＞ Br－ ＞ OH－ ＞ NO3－ ＞ SO42－ ＞ F－ 以惰性電極電解的類型及 pH 變化規律 以惰性電極電解時，按其中 OH－、 、 H＋ 放電情形的不同，電解可分如下幾種類型： ? OH－、 、 H＋ 均放電，相當于只電解水。凡含氧酸，可溶性強堿，活潑金屬的含氧酸鹽等找 家教 ，到 陽光 陽光家教網 全國最大 家教 平臺 家教網 找 家教 上 陽光家教網 電解均屬于此種類型，其電解方程式均為： 2H2O 電解 2H2↑＋ O2↑。其電解后 pH 變化規律為：含氧酸，電解后 pH 變小；強堿 ，電解后 pH 變大；鹽，電解后 pH 基本不變。 ?只有 H＋ 放電，而 OH－、 不放電，此類因 H＋ 放電消耗，會使電解后溶液的 pH 升高。凡活潑金屬的無氧酸鹽（除氟化物外）均屬此類，如電解 NaCl 溶液： 2NaCl＋ 2H2O 電解 2NaOH＋ H2↑＋ Cl2↑。電解鹽酸： 2HCl 電解 H2↑＋ Cl2↑等 ?只有 OH－、 放電，而 H＋ 不放電。此類因 OH－、 放電而消耗，使電解溶液的 pH 下降，凡不活潑金屬的含氧酸鹽均如此。如電解 CuSO4 溶液： 2CuSO4＋ 2H2O 電解 2Cu＋ O2↑＋2H2SO4。 ? OH－、 、 H＋ 均未放電，相當只電解電 解質，凡不活潑金屬無氧酸鹽（除氟化物外）均屬此類，因該類大多水解呈酸性，電解時 pH 略增大或基本不變，如電解 CuCl2溶液： CuCl2 電解 Cu＋ Cl2↑ 第二部分 元素及其化合物 元素化合物知識包括金屬和非金屬兩部分，是高中化學的基礎知識之一。知識特點是作為化學基本概念、原理、實驗和計算的載體，其信息量大，反應復雜，常作為綜合試題的知識背景或突破思維的解題題眼。 注意處理好兩個關系，必須先處理好元素化合物知識的內部關系，方法是：“抓重點，理關系，用規律，全考慮”。 ① 抓重點：以每族典型元素為代表，以化學性 質為抓手，依次學習其存在、制法、用途、檢驗等“一條龍”知識，做到牽一發而動全身 ② 理關系：依據知識內在聯系，按單質→氧化物→氧化物的水化物→鹽的順序，將零碎的知識編織成網絡，建立起完整的知識結構，做到滴水不漏 ③ 用規律：用好化學反應特有的規律，如以強置弱等規律，弄清物質間相互反應。 ④ 全考慮：將元素化合物作為一個整體、一個系統理解，從而達到解綜合試題時能將所需的元素化合物知識信手拈來。 另一方面是處理好元素化合物 知識與本學科理論、計算或跨學科知識間的外部關系，采取的方法是“分析與綜合、抽象與具體”。 ① 分析：將綜合 試題拆分思考。 ② 綜合：將分散的“點”銜接到已有的元素化合物知識“塊”中。 ③ 抽象：在分析綜合基礎上，提取相關信息。 ④ 具體：將提取出的信息具體化，銜接到綜合試題中，從而完整解題。 (一 ) 元素非金屬性的強弱規律 找 家教 ，到 陽光 陽光家教網 全國最大 家教 平臺 家教網 找 家教 上 陽光家教網 ?常見非金屬元素的非金屬性由強到弱的順序如下： F、 O、 Cl、 N、 Br、 I、 S、 P、 C、Si、 H。 ?元素非金屬性與非金屬單質活潑性的區別： 元素的非金屬性是元素的原子吸引電子的能力，影響其強弱的結構因素有：①原子半徑：原子半徑越小，吸引電子能力越強；②核電荷數：核電荷數越大，吸引電子能力越強；③最外層電子數： 同周期元素，最外層電子越 多，吸引電子能力越強。但由于某些非金屬單質是雙原子分子，原子是以強列的共價鍵相結合（如 N N 等），當參加化學反應時，必須消耗很大的能量才能形成原子，表現為單質的穩定性。這種現象不一定說明這種元素的非金屬性弱。 ?非金屬性強弱的判斷依據及其應用 元素的非金屬性的本質是元素的原子吸引電子的能力。這種能力的大小取決于原子半徑、 核電荷數、最外層電子數，題目常通過以下幾方面比較元素的非金屬性。 ① 非金屬單質與 H2化合的條件及難易程度； ② 氫化物的穩定性； ③ 最高價氧化物對應水化物的酸性； ④ 非金 屬間的置換反應； ⑤ 非金屬單質對 應 陰離子的還原性； ⑥ 與變價金屬反應時，金屬所呈現的化合價； ⑦ 元素在化合物中化合價的相對高低（如在 HClO 中，氯元素顯正價，氧元素顯負價，則說明氧的非金屬性比氯強）等。 (二 )鹵族元素 鹵族元素主要性質的遞變性（從 F→ I） ?單質顏色逐漸變深，熔沸點升高，水中溶解性逐漸減小； ?元素非金屬性減 弱 ，單質氧化性減弱，鹵離子還原性增強； ?與 H2化合，與 H2O 反應由易到難； ?氣態氫化物穩定性減弱，還原性增強，水溶液酸性增強；