高中化学总复习 知识归纳化学反应原理.docx
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高中化学总复习知识归纳化学反应原理
第三节电解池的工作原理及应用
一、电解原理
1、电解:
在的作用下,在两电极上分别发生的过程。
电解过程中能转化为能。
P19
2、工作原理:
①阴极、阳极的正确判断:
(由电源的正、负极判断:
正-;负-)。
②正确判断电子、电流、离子的移动方向。
电子由极流向极;再由极流向极。
电流由极流向极。
阳离子向极移动;阴离子向极移动。
③与原电池对比:
a、电解池有外加电源;
b、原电池负极发生-反应;电解池阳极发生-反应。
3、电解时参与电极反应的物质的判断
①阳极放电顺序:
金属(铂、金除外)>S2->I->>>OH->含氧酸根。
②阴极放电顺序:
>Fe3+>>H+>…….Fe2+>Zn2+>(H+)>其它阳离子。
4、电解质溶液的电解规律----惰性电极电解电解质溶液的实例:
类型
实例
阳极反应式
阴极反应式
总反应方程式
pH
复原
H2SO4
NaOH
Na2SO4
HCl
CuCl2
NaCl
AlCl3
CuSO4
AgNO3
5、应用
(1)氯碱工业(观察课本20页图,了解各物质产生与去向,即箭头指向)
①阳离子交换膜的作用:
②阳极反应式:
(反应)
阴极反应式:
(反应)
总反应方程式:
离子反应方程式:
(2)电镀:
铁上镀银
①材料:
待镀金属铜作极,镀层金属作极。
电解质溶液:
②电极反应:
阳极:
;阴极:
。
③现象变化:
阳极:
;阴极:
,溶液浓度。
(3)电解精炼铜
火法冶炼得到的铜中含有多种杂质如(Au,Ag,Fe,Zn等)。
电解时,用作阳极,用作阴极,用作电解液。
电解时阳极主要发生了的反应有:
、、、
阴极反应是:
。
电解后,形成阳极泥,溶液浓度。
(4)电解冶炼活泼金属(电解熔融NaCl、、制取金属Na、Mg、Al)
①制Na时电极反应:
阳极:
;阴极:
。
总反应方程式:
。
②制取金属Mg、Al总反应方程式:
,。
6、活学活用
①正确区别原电池、电解池、电镀池
②注意多个电解池的串联时------阴、阳极的判断、通过电路电子相等用于计算,
③注意原电池与电解池混联时-----原电池、电解池的判别
二次电池:
放电时充当池,充电时是池。
电极接法:
原电池的负极接电源的极,正极接电源的极。
电化学中的相关计算-------解题方法:
放电顺序与电子守恒。
求产物的量(析出固体的质量、产生气体的体积等)、溶液的pH、相对原子质量或某元素的化合价、化学式等。
第三单元金属的腐蚀与防护
一、金属的腐蚀
(1)定义:
金属腐蚀是指与周围环境中的物质发生而损耗。
(2)本质:
都是金属原子电子而被的过程
(3)分类:
化学腐蚀—金属和接触到的物质直接发生而引起的腐蚀。
电化学腐蚀—跟电解质溶液接触时,会发生反应。
使比较活泼的而被,这种腐蚀叫做电化学腐蚀。
根据环境的不同,电化学腐蚀又可以分为和。
二、钢铁的腐蚀:
是造成钢铁腐蚀的主要原因。
(1)吸氧腐蚀(中性、弱酸、弱碱环境:
是钢铁腐蚀的主要形式)
负极:
正极:
总反应:
Fe(OH)2进一步被氧化成,方程式为:
。
Fe(OH)3脱去一部分水就生成Fe2O3·xH2O(铁锈主要成分)
(2)析氢腐蚀(酸性环境)
负极:
正极:
总反应:
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:
电解原理的腐蚀>原电池的腐蚀>化学腐蚀>有防腐措施的腐蚀
三、金属的防护
防止金属锈蚀最常用的方法:
(1)在金属表面覆盖;如:
等方法。
(2)化学保护法:
①牺牲阳极的阴极保护法
该反应是将被保护的金属与比其更活泼的金属连接在一起,更活泼的金属作极(),而作为极的金属就能不被腐蚀而得到保护。
②外加电流的保护法。
将被保护的金属作为极。
(3)改变金属的组成和结构:
把金属制成防腐的合金
规律总结:
防腐措施由优、劣的顺序如下:
外接电源的阴极保护法>牺牲负极的正极保护法>无防腐条件的腐蚀
专题2 化学反应速率和化学平衡
第一单元化学反应速率
一、化学反应速率的(v)
1、定义:
单位时间内。
2、计算公式:
v==
3、单位:
、
4、同一反应中,用不同物质表示反应速率时,速率比=
5、同一反应在不同条件下反应时,比较速率大小的方法:
①化为同一物质②若,则。
③单位一致。
6、速率计算模版-----列三行
二、影响化学反应速率的因素
(1)决定因素(内因):
反应物的性质(决定因素)
(2)外因;
1、浓度:
结论:
研究和实验表明,其他条件相同时,。
注意:
;固体和纯液体没有浓度,因此增加固体用量,反应速率。
2、压强
结论:
对于有气体参加的反应,在密闭容器中保持温度不变时,
增大压强,气体必然,相当于,反应速率;
减小压强,相当于减小,因而反应速率将。
由此可见,压强对反应速率的影响可以归结为对反应速率的影响。
P37
注意:
气体反应体系充入惰性气体(或无关气体)时,对反应速率的影响:
①恒容:
充入“惰性气体”→总压强增大→物质浓度→反应速率。
②恒压:
充入“惰性气体”→体积增大→物质浓度→反应速率。
3、温度:
结论:
实验表明,其他条件相同时,。
4、催化剂
结论:
实验表明,。
P38
催化剂是通过来增大反应速率的。
5、其他因素:
如。
(3)微观分析
第二单元化学反应的方向和限度
一、化学反应的方向
1、自发反应
在一定温度和压强下就能自发进行的反应,称为自发反应。
2、判断化学反应方向的依据
①焓变:
ΔH0,有利于反应的自发进行
②熵变:
ΔS0,有利于反应的自发进行
同一物质,即S(g)>S(l)>S(s)
③综合:
口诀:
ΔH-TΔS0反应能自发进行
ΔH-TΔS0反应达到平衡状态
ΔH-TΔS0反应不能自发进行
二、化学平衡状态
1、可逆反应
条件下,既能向方向进行,同时又能向方向进行的化学反应。
2、化学平衡状态
一定条件下的可逆反应中,正反应速率与逆反应速率,反应体系中所有参加反应的物质的保持不变的状态。
3、化学平衡状态的标志
4、化学平衡状态的判断
①“等”同一物质的消耗速率=生成速率,如合成氨时,2v(H2)正=3v(NH3)逆
②“定”各组分的c、n、m、ω不再变化。
(注:
不是相等,也不是按比例)
③“变到不变”适用于对p总、m总、n总、M、ρ不再变化的解决(关键找变化否)
p总
m总
n总
M
ρ
N2(g)+3H2(g)
2NH3(g)
H2(g)+I2(g)
2HI(g)
C(s)+H2O(g)
CO(g)+H2(g)
Fe2O3(s)+3CO(g)
2Fe(s)+3CO2(g)
5、化学平衡常数与转化率
①表达式:
②意义:
化学平衡常数K的大小能说明反应进行的程度。
K值越大,表示反应进行得;P48
③化学平衡常数只与有关;与、无关。
固体、水溶液中水的浓度可视为,其浓度不列入平衡常数表达式中。
④化学平衡常数是指某一具体反应的平衡常数。
若反应方向改变,则平衡常数改变。
若方程式中各物质的系数等倍扩大或缩小,尽管是同一反应,平衡常数也会改变。
⑤应用:
A、化学平衡常数值的大小是可逆反应__进行程度__的标志。
K值越大,它的___方向反应进行的程度越大,反应物转化率越_盘___。
一般地,K>_105__时,该反应就进行得基本完全了。
B、判断某时刻反应的方向。
(Q:
浓度积)
Q___K:
向正方向;Q___K:
平衡状态;Q___K:
向逆方向行
C、利用K值可判断反应的热效应
若温度升高,K值增大,则正反应为反应,即ΔH0
若温度升高,K值减小,则正反应为反应,即ΔH0
⑥转化率:
某一反应物的转化率可表示为:
转化率与,有关。
⑦学会有关K和a的相关计算――“列三行”
第三单元化学平衡的移动
一、平衡移动方向与反应速率的关系
(1)v正v逆,平衡向正反应方向移动。
(2)v正v逆,平衡不移动。
(3)v正v逆,平衡向逆反应方向移动。
二、外界条件对化学平衡的影响
在一定条件下,aA(g)+bB(g)
mC(g)ΔH
达到了平衡状态,若其他条件不变,改变下列条件对平衡的影响如下:
(1)浓度
①增大A的浓度或减小C的浓度,平衡向方向移动;
②增大C的浓度或减小A的浓度,平衡向方向移动。
(2)压强
①若a+b≠m
增大压强,平衡向的方向移动;
减小压强,平衡向的方向移动;
②若a+b=m
改变压强,平衡移动。
“惰性”气体对化学平衡的影响
①恒温、恒容条件
充入“惰气”→体系总压增大→体系中各反应成分的浓度→平衡。
②恒温、恒压条件
充入“惰气”→容器容积→增大体系中各反应成分的浓度同倍数
(等效于)→平衡向移动。
(3)温度
升高温度,平衡向(ΔH0)方向移动;
降低温度,平衡向(ΔH0)方向移动。
(4)催化剂
使用催化剂,因其能同等程度地改变正、逆反应速率,平衡移动。
(5)、.勒夏特列原理(平衡移动原理):
。
三、等效平衡
1、概念:
在一定条件下,改变起始投料方式,同一可逆反应达到平衡后,任何相同组分的 均相同,这样的化学平衡互称为等效平衡。
2、规律:
(1)等温,等压,
(2)等温,等容,等系数,
等温,等容,不等系数,
3、方法:
将投料换算成方程式同一边物质。
4、结果:
5、应用:
详见练习
四、有关化学反应速率与化学平衡的图象:
--详见考能特训
1、解题指导
(1)看图象:
一看轴,即纵、横坐标的意义;
二看点,即起点、拐点、交点、终点;
三看线,即线的走向和变化趋势;
四看辅助线,即等温线、等压线、平衡线等;
五看量的变化,如浓度变化、温度变化、转化率变化、物质的量的变化等。
(2)依据图象信息,利用平衡移动原理,分析可逆反应的特征:
吸热还是放热,
气体计量数增大、减小还是不变,
有无固体或纯液体参加或生成等。
(3)先拐先平:
在化学平衡图象中,先出现拐点的反应先达到平衡,
可能是该反应的温度高、浓度大、压强大或使用了催化剂。
(4)定一议二:
勒夏特列原理只适用于一个条件的改变,
所以图象中有三个变量时,先固定一个量,再讨论另外两个量的关系。
2、分类解析
(1)速率—时间图
(2)浓度—时间图
(3)含量—时间—温度(压强)图
(4)恒压(温)线
(5)全程速率—时间图
专题3 水溶液中的离子平衡
第一单元弱电解质的电离平衡
一、弱电解质的电离
1、定义:
电解质:
在 下能导电的 。
非电解质:
在水溶液中和熔融状态下 的化合物。
强电
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