沪科技版（2020）选择性必修1本章复习学案设计

这是一份沪科技版（2020）选择性必修1本章复习学案设计，共58页。学案主要包含了单元知识清单，教学建议等内容，欢迎下载使用。
考点1 反应的分类
自然科学研究中,被研究的对象称为系统.系统以外的,都被称为环境.
内能是系统内物质各种能量的总和,用符号U表示.当系统处于一定状态时,系统就具有确定的内能,当温度/压强/物质的聚集状态等发生改变,内能也随之改变.
系统内能变化用符号△U表示.
在一定温度下,化学反应过程中吸收或者释放的热称为化学反应的热效应,也称反应热,用符号Q表示.系统从环境吸热,则Q>0;系统对于环境放热,则Q 生成物→成键→释放能量 吸收能量→吸热反应→焓变为正值
反应物→断键→吸收能量 < 生成物→成键→释放能量 释放能量→放热反应→焓变为负值
（2）宏观：反应物与生成物的总能量
反应物的总能量>生成物的总能量→放热反应→焓变为负值
反应物的总能量E(l)>E(s),可知反应热大小也不相同
（三）对于晶体类型不同，产物相同的反应，其反应热也不同。例如：C(石墨, s)+O2(g)=CO2(g) ΔH=—akJ/ml ①,
C(金刚石, s)+O2(g)=CO2(g) ΔH=—bkJ/ml ②,由①②推出C(石墨, s)=C(金刚石, s) ΔH=(b—a)kJ/ml，又因为石墨的所具有的能量0，即b—a>0，所以b>a
注：在比较反应热大小时，要注意比较的是放出热量的大小还是ΔH的大小，当反应为放热反应时，二者的比较结果正好相反
（四）根据反应进行的程度比较反应热的大小
1、其他条件相同时，燃烧越充分，放出热量越多，ΔH越小
2、对于可逆反应，由于反应物不可能完全转化为生成物，所以实际放出（或吸收）的热量小于相应的热化学方程式中的ΔH的绝对值
（五）中和反应中反应热的大小
1、浓硫酸和氢氧化钠固体反应生成1ml水时，放出的热量一定大于57.3kJ（浓硫酸稀释和氢氧化钠固体溶解时都会放出热量）
2、醋酸和氢氧化钠溶液反应生成1ml水时，放出的热量一定小于57.3kJ（醋酸电离会吸热）
3、稀硫酸和氢氧化钡溶液反应生成1ml水时，放出的热量一定大于57.3kJ（SO42-和Ba2+反应生成的BaSO4沉淀会放热）
(二) 测定——中和反应反应热的测定
中和热：
（1）定义：在稀溶液中，酸与碱发生中和反应生成1mlH2O(l)时放出的热量，叫做中和热
（2）表示方法：H+(aq)+OH-(aq)=H2O(l) ΔH=-57.3kJ/ml
（3）说明：①条件：稀溶液，因浓酸或浓碱在稀释时会放出热量，使最终的中和热数值变大.
②反应物：必须是强酸与强碱，因弱酸、弱碱电离吸热，使最终的中和热数值变小
③生成物及其物质的量：必须是1mlH2O(l)；
不能有沉淀生成，因生成沉淀放热，使最终的中和热数值变大
④表述：用文字表述中和热时，不带“-”号；用ΔH表示时，带上“-”。
例如：强酸与强碱反应的中和热为57.3kJ/ml或ΔH=-57.3kJ/ml
⑤对于任意一个中和热的热化学方程式，它的ΔH准确值一定等于-57.3kJ/ml
中和热实验测定:
(1)实验用品：简易量热计（温度计、玻璃搅拌棒、内筒、外壳、隔热层）、量筒（50mL）两个 、50mL 0.50ml/L盐酸、50mL 0.55ml/LNaOH溶液
(2)实验原理：通过实验测量一定量的酸、碱稀溶液在反应前后的温度变化，依据Q=cmΔt计算放出的热量，再依据，计算反应热。
(3)实验步骤：
(4)数据处理：Q=cmΔt c：比热容，近似认为4.18J/(g·℃)；
m：盐酸和氢氧化钠的总质量（密度近似为1g/cm3)
Δt：前后两次的温度差Δt=t2-t1
Q=4.18J/(g·℃)×(50mL×1g/mL+50mL×1g/mL)×(t2-t1)=0.418(t2-t1) kJ
HCl+NaOH=======NaCl+H2O
1 1
0.05L×0.50ml/L=0.025ml 0.025ml
(5)注意事项：
①要使用同一支温度计：测量酸碱及混合液的温度时，测定一种溶液温度后温度计必须用水冲洗干净并用滤纸擦干.
②减少热量损失：在量热的过程中，操作时动作要快，尽量减少热量的散失。要一次性、迅速地将NaOH溶液倒进装有盐酸的容器里（注意不要洒到外面），并立即用杯盖盖好，及时观察温度上升情况.
③操作规范、读数准确.
a、所配溶液的浓度要准确，所用NaOH溶液最好是新配制的，久置的NaOH溶液往往由于吸收空气中的CO2导致浓度不准，影响实验结果。
b、要比较准确地测量出反应中溶液温度的变化，所用的盐酸和氢氧化钠溶液配好后要充分冷却至室温后，才能使用，且中和后的温度一定要记混合溶液的最高温度.
c、温度计的水银球要完全浸没在溶液中，且不能靠在容器的底部或壁上。测混合液最高温度时，要随时读取温度值，以提高所测温度的精确度.
d、量取液体体积时读数要准确.
e、要用玻璃搅拌棒轻轻搅动溶液，使酸碱充分反应.
(6)导致测定误差的因素
①量取溶液的体积不准确
②温度计读数有误（如未读取混合溶液的最高温度，就记为终止温度）
③实验过程中有液体溅出
④混合酸、碱溶液时，动作缓慢，从而引起实验误差
⑤隔热层隔热效果不好，实验过程中热量损失太大，从而引起误差
⑥测过盐酸的温度计未用水清洗，便立即去测碱的温度，因热量损失而引起误差
⑦溶液浓度不准确
⑧没有进行重复实验
考点5 热化学方程式的书写
三、热化学方程式
（一）定义：表示反应所释放或吸收的热量的化学方程式，叫做热化学方程式
（二）意义：表明了化学反应中的物质变化和能量变化
（三）书写：
步骤：写——写出配平的化学方程式
标——标出各物质的聚集状态：气体（g）、固体（s）、液体（l）、溶液（aq）；化学式相同的同素异形体还应注明名称，例如：金刚石表示为“C(金刚石，s）”。
注——注明ΔH的正负号，数值和单位（ΔH与最后一种生成物之间留一空格）
注意事项： = 1 \* GB2 \* MERGEFORMAT ⑴需注明物质的聚集状态
= 2 \* GB2 \* MERGEFORMAT ⑵各物质前的计量数只表示物质的物质的量，所以可以写整数也可以写分数
= 3 \* GB2 \* MERGEFORMAT ⑶ΔH的数值随整个方程式发生变化，方程式加倍或减少，ΔH也随之加倍或减少；方程式反应物和生成物调换，ΔH的正负号也随之调换
= 4 \* GB2 \* MERGEFORMAT ⑷不写反应条件；由于已经注明了物质的聚集状态，所以热化学方程式不写↓、↑
= 5 \* GB2 \* MERGEFORMAT ⑸不论化学反应是否可逆，热化学方程式中的ΔH都表示反应进行到底（即完全转化）时的能量变化
= 6 \* GB2 \* MERGEFORMAT ⑹需注明反应的温度和压强，但因中学化学所用的ΔH的数值一般都是在101kpa和25℃时测定的， 因此可以不注明
（四）判断热化学方程式的正误要注意“四看”
1、看各物质的聚集状态是否正确
2、看ΔH的正负号是否正确
3、看反应热的单位是否为kJ/ml
4、看反应热数值与化学计量数是否相对应
考点6 盖斯定律
三、盖斯定律
（一）内容：一个化学反应，不管是一步完成的还是分几步完成的，其反应热是相同的。这就是盖斯定律。
（二）内涵：在一定条件下，化学反应的反应热只与反应体系的始态和终态有关，而与反应的途径无关。
（三）对盖斯定律的理解
1、从反应途径的角度：反应热指的是反应物和生成物的总的“能量差”。它是一个由状态决定的量，与反应的具体过程无关。就像从同一起点登山至山顶，不管选哪一条路走，历经不同的途径和不同的方式，但山的高度是不变的。

2、从能量守恒的角度：对于任意一个反应，无论该反应从什么途径发生，从反应开始到反应结束，能量既不增加，也不减少，只是从一种形式转化成另一种形式.
（四）应用：对于有些反应进行得很慢，有些反应不容易直接发生，有些反应的产物不纯（有副反应发生）这些类反应，可应用盖斯定律间接的把它们的反应热计算出来
例: 已知：C(s)＋O2(g)===CO2(g) ΔH1 CO2(g)＋C(s)===2CO(g) ΔH2
2CO(g)＋O2(g)===2CO2(g) ΔH3 4Fe(s)＋3O2(g)===2Fe2O3(s) ΔH4
3CO(g)＋Fe2O3(s)===3CO2(g)＋2Fe(s) ΔH5
下列关于上述反应焓变的判断正确的是( )
A．ΔH1>0，ΔH30，ΔH4>0
C．ΔH1＝ΔH2＋ΔH3
D．ΔH3＝ΔH4＋ΔH5
解析：选C C与O2生成CO2的反应是放热反应，ΔH10，CO与O2生成CO2的反应是放热反应，ΔH3S(s)
③不同物质熵值的关系：I、物质组成越复杂→熵值越大
II、对于原子种类相同的物质：分子中原子数越多→熵值越大
2、熵变
（1）定义：发生化学反应时物质熵的变化称为熵变，符号为ΔS
（2）计算公式：ΔS=生成物总熵-反应物总熵
3、熵判据——自发反应与熵变的关系
多数能自发进行的化学反应是熵增的反应。熵变是与反应进行方向有关的因素之一，但不是决定反应能否自发进
行的唯一因素。因此，只根据熵变来判断反应进行的方向是不全面的。
考点2 焓变与熵变对反应方向的共同影响
二、自由能与化学反应的方向
（一）自由能与化学反应的方向：在等温、等压条件下的封闭体系中（不考虑体积变化做功以外的其他功），自由能（符号为ΔG，单位为kJ/ml）的变化综合反映了体系的焓变和熵变对自发过程的影响：即ΔG=ΔH-TΔS。这时，化学反应总是向着自由能减小的方向进行，直到体系达到平衡。即：
ΔG=ΔH-TΔS0，反应不能自发进行。
（二）综合焓变和熵变判断反应是否自发的情况：
小结：“大大高温，小小低温”
（三）应用判据时的注意事项
（1）在讨论过程的方向问题时，我们指的是没有外界干扰时体系的性质。如果允许外界对体系施加某种作用，就可能出现相反的结果。
（2）过程的自发性只能用于判断过程的方向，不能确定过程是否一定会发生和过程发生的速率
（3）只适用于没有发生的反应
注：一般来说，如果一个过程是自发的，则其逆过程往往是非自发的
化学反应进行的方向
1．自发过程
含义：在一定条件下，不需要借助外力作用就能自发进行的过程。
2、化学反应方向进行的判据
（1）焓判据
放热过程中体系能量降低，△H＜0，具有自发进行的倾向，但有些吸热反应也可以自发进行，故只用焓变判断反应的方向不全面。
（2）熵判据
①熵：量度体系混乱（或有序）的程度的物理量，符号S（同一物质，三种状态下熵值：气态＞液态＞固态）
②熵增原理：在与外界隔离的体系中，自发过程将导致体系的熵增大。即熵变（△S）大于零。
③熵判据
体系的混乱度增大（既熵增），△S＞0，反应有自发进行的倾向，但有些熵减反应也可以自发进行，故只用熵变判断反应的方向也不全面。
（3）复合判据——自由能判据
①符号：△G，单位：kJ·ml－1 ②公式：△G=△H—T△S
③应用：
△G＜0 能自发进行
△G＝0 平衡状态
△G＞0 不能自发进行
具体的的几种情况：
注：过程的自发性只能用于判断反应进行的方向，不能确定过程是否一定会发生和过程发生的速率。
考点3 化学反应的限度
化学平衡常数
（一）定义：在一定温度下，当一个可逆反应达到化学平衡时，生成物浓度幂之积与反应物浓度幂之积的比值是一个
常数，这个常数就是该反应的化学平衡常数（简称平衡常数），用符号K表示
（二）表达式：对于一般的可逆反应：mA(g)+nB(g)pC(g)+qD(g)，
则
（三）说明：1、表达式的浓度必须是平衡时的浓度，系数决定幂次
2、有固体或纯液体（H2O）参与的反应，其浓度视为“常数”不计入表达式中
3、在非水溶液中进行的反应，若有水参加或生成，则水底额浓度应出现在平衡常数表达式中
4、K有单位，但一般不写
5、K表示某一具体反应的平衡常数，当反应方向改变或系数改变时，K也相应发生改变
6、对于同一可逆反应，正反应的平衡常数等于逆反应的平衡常数的倒数，即
7、方程式扩大一定的倍数，K就扩大相应的幂次；方程式缩小一定的倍数，K就相应的开几次幂；方程式做加法，K相应的做乘法；方程式做减法，K相应的做除法。
（四）影响因素：K只与温度有关，与反应物或生成物的浓度、压强、催化剂无关
（五）应用：
1、判断反应进行的程度
K增大→产物所占的比例增大→正反应进行程度增大→反应进行越完全→反应物转化率增大
一般来说，当K>105时，反应基本完全（不可逆反应）；当KK时，反应要达平衡→生成物的浓度减小，反应物的浓度升高→正反应速率v(逆),平衡向正反应向移动；
若v(正)b+c时，A的转化率增大；
ac+d时，A、B的转化率增大； 总结：平衡移动方向看浓度，转化率看压强
a+b逆反应速率；
c点表示正反应速率，则A的速率大于B的速率
（六）计算——“三段式”
1、写出有关反应的化学方程式
2、设未知数，列出各物质的起始量、转化量、某时刻（或平衡）量
3、根据已知条件得出各物质的转化浓度（Δc）
4、根据速率的计算公式计算反应速率
转化率=
体积分数=
A的转化率= B的转化率= 反应前后的压强之比=
考点9 影响化学反应速率的因素
影响化学反应速率的因素
（一）内因：反应物本身的性质：化学键的强弱与化学性质
（二）外因：浓度、压强、温度、催化剂
三、活化能
（一）有效碰撞理论：
1、基元反应：大多数化学反应并不是经过简单碰撞就能完成的，而往往经过多个反应步骤才能实现，这其中的每一步反应都称为基元反应。基元反应反应了反应历程，反应历程又称反应机理。
2、基元反应发生的先决条件：反应物的分子必须发生碰撞
3、有效碰撞：
（1）定义：能够发生化学反应的碰撞叫做有效碰撞。
（2）条件：第一，分子必须具有一定的能量，即活化分子（能够发生有效碰撞的分子）
第二，有合适的取向
4、活化能：活化分子具有的平均能量与反应物分子具有的平均能量之差，叫做反应的
活化能.
5、有效碰撞理论与化学反应的关系：普通分子活化分子有效碰撞→新物质+能量
（二）浓度：
1、影响规律：其他条件相同时，增大反应物浓度，化学反应速率增大；减小反应物浓度，反应速率减小
2、理论解释：单位体积内活化分子的数目与反应物分子的总数成正比，即与反应物的浓度成正比。当其他条件相同时，反应物浓度增大，单位体积内活化分子的数目增多，单位时间内有效碰撞的次数增多，化学反应速率增大
注：（1）改变固体或纯液体的量，对化学反应速率无影响
（2）增加固体接触面积（将固体研碎）或加快液体扩散速率（对反应物进行搅拌），均可以提高化学反应速率
（三）压强：
1、影响规律：对于有气体参加的反应，其他条件相同时，压强越大，化学反应速率越快
（1）恒温恒容时，①充入反应物气体→浓度增大→速率增大
I ②充入“惰性气体”→总的压强增大，但各气体分压不变，即浓度不变→速率不变
（2）恒温恒压时，充入惰性气体→体积增大→浓度减小→速率减慢
注：压强的改变实际上是体积的改变引起浓度的改变，从而对化学反应速率产生影响，如果压强的改变不能引起浓度变化，则不会对速率产生影响
2、理论解释：增大压强，单位体积内活化分子的数目增多，单位时间内有效碰撞的次数增多，化学反应速率增大
（四）温度：
1、影响规律：在其他条件不变时，升高温度，化学反应速率越快；温度每升高10℃,化学反应速率增大到原来的2-4倍。
2、理论解释：在其他条件不变时，升高温度，反应物分子的能量增加，使一部分原来能量较低的分子变成活化分子，从而增大了反应物分子中活化分子的百分数，使得单位时间内有效碰撞次数增多，因而使反应速率加快。
（五）催化剂：
1、影响规律：一般是加快反应速率。使用时要注意温度及防止催化剂中毒
2、理论解释：在其他条件不变时，使用催化剂，改变了反应的历程，使发生的每一次反应所需的活化能降低，这就使更多的反应物分子成为活化分子，增大了单位体积内反应物分子中活化分子的数目，化学反应速率加快.
特点：（1）催化剂在化学变化中能改变化学反应速率，但不能改变反应物的转化率，也不能使本来不发生的反应发生
（2）催化剂本身在反应前后自身的组成、化学性质和质量不变，但物理性质可以发生改变
（3）催化剂对一个反应由催化作用，对另一个反应不一定由催化作用，即催化剂具有专一性，没有万能催化剂
（4）催化剂分正催化剂和负催化剂。正催化剂能加快化学反应速率，负催化剂能减慢化学反应速率。若无特别说明，催化剂是指正催化剂
小结：浓度、压强、温度、催化剂的改变影响单位体积内的活化分子数，温度和催化剂的改变也同时影响活化分子的
百分数
（六）其他因素：光辐射、放射线辐照、超声波、电弧、强磁场、高速研磨等。总之，向反应体系输入能量，都有
可能影响化学反应速率
考点10 工业合成氨
合成氨反应的特点
（一）反应：N2+3H22NH3
（二）特点：1、可逆反应
2、放热反应：ΔHc(S2-)>c(OH-)>c(HS-)>c(H+)
3、多元弱酸的酸式盐：看其弱酸根离子的电离与水解程度的大小
例：水解>电离：NaHCO3：c(Na+)>c(HCO3-)>c(OH-)>c(H+)>c(CO32-)
电离>水解：NaHSO3：c(Na+)>c(HSO3-)>c(H+)>c(SO32-)>c(OH-)
4、其他单一盐溶液，例：NH4Cl：c(Cl-)>c(NH4+)>c(H+)>c(OH-)
5、不同溶液中同一离子浓度的大小：看其他离子对其影响
例：0.1ml/L的NH4HSO4、NH4Cl、CH3COONH4、(NH4)2SO4中c(NH4+)的大小顺序：
(NH4)2SO4> NH4HSO4> NH4Cl > CH3COONH4
6、混合溶液中离子浓度的大小判断
（1）混合前后不反应：
①电离>水解：同浓度的NH4Cl与NH3·H2O混合：c(NH4+)> c(Cl-)> c(OH-)> c(H+)
同浓度的CH3COONa与CH3COOH混合：c(CH3COO-)>c(Na+)>c(H+)>c(OH-)
②水解>电离：同浓度的NaCN与HCN混合：c(Na+)>c(CN-)> c(OH-)> c(H+)
（2）混合前后反应：
①完全反应形成单一溶液：
②不完全反应形成混合液，看电离与水解的程度大小
考点9 难溶电解质的溶度积常数
难溶电解质的沉淀溶解平衡
（一）常温下，物质溶解性与溶解度的关系
（二）难溶电解质
1、定义：溶解度小于0.01g的电解质称为难溶电解质
2、举例：AgCl(s)Ag+(aq)+Cl-(aq) AgCl的溶解度为1.5×10-4
（三）难溶电解质的溶解平衡
1、定义：在一定温度下，当沉淀和溶解的速率相等时，形成溶质的饱和溶液，各离子的浓度保持不变，达到平衡状态，这种平衡称为沉淀溶解平衡。
溶解
沉淀
例：AgCl(s) Ag+(aq)+Cl-(aq)
2、建立：
沉淀
溶解
固体溶质溶液中的溶质
3、特点：逆——沉淀溶解平衡是一个可逆过程
等——动态平衡、溶解速率和沉淀速率不等于零
动——溶解速率和沉淀速率相等
定——平衡状态时，溶液中的离子浓度保持不变
变——当改变外界条件时，溶解平衡发生移动
注：（1）生成沉淀的离子反应不能进行到底（即离子浓度≠0），一般情况下，当溶液中剩余离子的浓度小于1×10-5ml/L时，化学上通常认为生成沉淀的反应就进行完全了
（2）易溶的饱和溶液中也存在溶解平衡。例：NaCl饱和溶液中存在溶解和结晶平衡
4、影响因素
（1）内因：难溶电解质本身的性质
（2）外因：①浓度：加水，平衡向溶解方向移动
②温度：升温，多数平衡向溶解方向移动（原因：溶解吸热）；但少数向沉淀方向移动（例：Ca(OH)2）
③同离子效应：加入相同的离子，平衡向沉淀方向移动
④加入与体系中某些离子反应的物质，产生气体或更难溶的物质，导致平衡向溶解的方向移动
5、溶度积常数（简称溶度积）——Ksp
（1）表达式：对于溶解平衡：MmAn(s)mMn+(aq)+nAm-(aq) 反应， Ksp=[c(Mn+)]m·[c(Am-)]n
例：AgCl(s)Ag+(aq)+Cl-(aq) Ksp=c(Ag+)·c(Cl-)
（2）意义：对于同类型（正负离子个数相同）的难溶电解质，在相同温度下，Ksp越大→S(溶解度)越大
例：Ksp（AgCl）=1.8×10-10 Ksp（AgBr）=6.3×10-15 说明S(AgCl)> S(AgBr)
（3）影响因素：KSP只与难溶电解质的性质和温度有关
（4）应用：判断有无沉淀生成
Q(离子积)= [c(Mn+)]m·[c(Am-)]n（任意时刻的浓度）
Q>KSP时，溶液中有沉淀析出
Q=KSP时，沉淀与溶解处于平衡状态
QKsp
(3)曲线下方区域的点均表示不饱和溶液，此时QS2- >I- >Br- >Cl- >OH- >含氧酸根>F-
2I-2e-=I2 2Br-2e-=Br2 2Cl-2e-=Cl2 2H2O—4e-=4H++O2↑
2、阴极：
常见正离子放电顺序：金属活动性顺序的倒序
Ag+>Hg2+>Fe3+>Cu2+>H+(酸)>Pb2+>Fe2+>Zn2+>H+（水）>Al3+>Mg2+>Na+>Ca2+>K+
最常见的阴极产物有Ag、Cu、H2
Ag++e-= Ag Cu2++2e-=Cu 2H++2e-=H2↑或2H2O+2e-=H2↑+2OH-
注：在电镀时，通过控制条件，Fe2+和Zn2+的得电子能力会强于酸中的H+，即浓度越大，得电子能力越强
（六）电解方程式的书写
看电极→找离子→分阴阳→排顺序→写反应
注：1、必须在总反应方程式的“==”上标明“通电”或“电解”
2、只是电解质被电解，电解化学方程式中只写电解质及电解产物，无关的不写
（七）惰性电极电解规律
注：常考的电解池反应式：惰性电极的情况下，电解强碱、含氧酸、活泼金属含氧酸盐（KNO3、Na2SO4）、HCl、CuCl2、
NaCl、MgCl2、CuSO4、AgNO3
1、惰性电极的情况下，电解强碱、含氧酸、活泼金属含氧酸盐（KNO3、Na2SO4）：
阴极：2H2O+2e-=H2↑+2OH- 阳极：2H2O—4e-=4H++O2↑ 总反应：2H2O2H2↑+O2↑
2、惰性电极的情况下，电解HCl：阴极：2H++2e-=H2↑ 阳极：2Cl--2e-=Cl2↑ 总反应：2HClH2↑+Cl2↑
3、惰性电极的情况下，电解CuCl2溶液：阴极：Cu2++2e-=Cu 阳极：2Cl--2e-=Cl2↑ 总反应：CuCl 2Cu+ Cl2↑
4、惰性电极的情况下，电解NaCl溶液：
阴极：2H2O+2e-=H2↑+2OH- 阳极：2Cl--2e-=Cl2↑ 总反应：2H2O+2Cl-Cl2↑+H2↑+2OH-
5、惰性电极的情况下，电解MgCl2溶液：
阴极：2H2O+2e-=H2↑+2OH- 阳极：2Cl--2e-=Cl2↑ 总反应：Mg2++2H2O+2Cl-Cl2↑+H2↑+ Mg (OH)2
6、惰性电极的情况下，电解CuSO4溶液：
阴极：Cu2++2e-=Cu 阳极：2H2O—4e-=4H++O2↑ 总反应：2Cu2++2H2O2Cu+4H++O2↑
7、惰性电极的情况下，电解AgNO3溶液：
阴极：Ag++e-= Ag 阳极：2H2O—4e-=4H++O2↑ 总反应：4Ag++2H2O4Ag +4H++O2↑
（八）电解池与原电池的比较
小结：原电池与电解池的电极反应：负阳氧，正阴还
原电池的离子走向：正向正，负向负；电解池的离子走向：阴阳相吸
考点9 电解原理的应用
电解原理的应用
（一）氯碱工业——电解饱和食盐水制烧碱和氯气
1、原理： 阴极：2H2O+2e-=H2↑+2OH-
阳极：2Cl-—2e-=Cl2↑
总反应：2Cl―+2H2O2OH―+Cl2↑+H2↑
2、现象及检验：
阴极：有无色、无味气泡产生，滴加酚酞——变红
阳极：有黄绿色、刺激性气味的气体产生，使湿润的淀粉KI试纸变蓝
3、正离子交换膜的作用
（1）将电解池隔成阳极室和阴极室，只允许正离子（Na+、H+）通过，而阻止负离子（Cl-、OH-）和气体通过
（2）既能防止阴极产生的H2和阳极产生的Cl2相混合，而引起爆炸，又能避免Cl2和NaOH作用生成NaClO而影响烧碱的质量
（二）电镀
1、定义：利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加工工艺
2、目的：使金属增强抗腐蚀能力，增加美观和表面硬度
3、电镀池的构成：
阴极：待镀金属——镀件
阳极：镀层金属（通常是一些在空气或溶液里不易起变化的金属（如Cr、Ni、Ag和合金（如黄铜）
电解质溶液：含有镀层金属正离子的电解质溶液——电镀液
4、实例：铁上镀铜
5、特点：一多一少一不变
一多：阴极上有镀层金属沉积
一少：阳极上镀层金属溶解
一不变：电解质溶液浓度不变
（三）电解精炼铜
1、装置：如图
2、原理：
阳极：Cu—2e-=Cu2+
（Zn—2e-=Zn2+、Fe—2e-=Fe2+、Ni—2e-=Ni2+）
阳极泥成分：Au、Ag
阴极：Cu2++2e-=Cu
（电解质溶液浓度减小，因为mCu（溶解）< mCu（析出））
（四）电冶金
1、金属冶炼：使矿石中的金属离子获得电子变成金属单质的过程。Mn++ne-=M
2、特点：电解是最强有力的氧化还原手段
3、适用范围：制取活泼金属单质。如：Na、Ca、Mg、Al等
4、实例：电解熔融NaCl制备单质Na
阴极：Na++e-=Na 阳极：2Cl-—2e-=Cl2↑ 总反应：2NaCl（熔融）2Na+Cl2↑
5、常见金属的冶炼方法：
考点10 金属的腐蚀
一、金属的腐蚀
（一）定义：金属或合金与周围的气体或液体发生氧化还原反应而引起损耗的现象
（二）特征：金属被腐蚀后，在外形，色泽以及机械性能方面会发生变化
（三）本质：金属失电子变成正离子发生氧化反应。M-ne-=Mn+
（四）类型：化学腐蚀和电化学腐蚀
1、化学腐蚀
（1）定义：金属与其表面接触的一些物质（如O2、Cl2、SO2等）直接反应而引起的腐蚀
（2）本质：金属失电子被氧化。
（3）举例：铁与氯气直接反应而腐蚀；输油、输气的钢管被原油、天然气中的含硫化合物腐蚀
（4）特点：无电流产生，化学腐蚀的速度随温度升高而加快。例如：钢材在高温下容易被氧化，表面生成由FeO、Fe2O3、Fe3O4组成的一层氧化物。
2、电化学腐蚀
（1）定义：不纯的金属与电解质溶液接触时会发生原电池反应，比较活泼的金属发生氧化反应而被腐蚀，这种腐蚀叫做电化学腐蚀。
（2）本质：较活泼的金属失去电子被氧化
（3）举例：钢铁制品在潮湿空气中的锈蚀就是电化学腐蚀
（4）特点：有微弱的电流产生
注：化学腐蚀与电化学腐蚀的联系：化学腐蚀和电化学腐蚀往往同时发生，但电化学腐蚀更普遍，危害更大，腐蚀速率更快
3、钢铁的电化学腐蚀
（1）原电池的组成：负极：铁 正极：碳 电解质：潮湿空气
（2）种类：根据钢铁表面水膜的酸性强弱分为析氢腐蚀和吸氧腐蚀
①析氢腐蚀：在酸性环境中，由于在腐蚀过程中不断有H2放出，所以叫做析氢腐蚀。
水膜酸性较强： 负极：Fe—2e-=Fe2+ 正极：2H++2e-=H2↑
总反应：Fe+2H+=Fe2++H2↑
②吸氧腐蚀：钢铁表面吸附的水膜酸性很弱或呈中性，但溶有一定量的氧气，此时就会发生吸氧腐蚀
水膜中溶有O2，呈弱酸性、中性或碱性： 负极：Fe—2e-=Fe2+ 正极：O2+4e-+2H2O=4OH-
总反应：2Fe+O2+2H2O=2Fe(OH)2
4Fe(OH)2+O2+2H2O=4Fe(OH)3 2Fe(OH)3 =Fe2O3·xH2O（铁锈）+(3-x)H2O
注：I、只有位于金属活动性顺序中氢前的金属才可能发生析氢腐蚀，氢后的金属不能发生
II、氢前和氢后的金属都可发生吸氧腐蚀
III、吸氧腐蚀是金属腐蚀的主要形式，主要原因有两个，第一：水膜一般不显强酸性；第二：多数金属都可发生
考点11 金属的防护
金属的防护
（一）改变金属材料的组成
1、方法：在金属中添加其他金属或非金属可以制成性能优异的合金。
2、举例：把铬、镍等加入普通钢中制成不锈钢产品；钛合金不仅具有优异的抗腐蚀性，还具有良好的生物相容性
（二）在金属表面覆盖保护层
1、方法：在金属表面覆盖致密的保护层，将金属制品与周围物质隔开是一种普遍采用的防护方法。
2、举例：
（1）非金属保护层：在钢铁制品的表面喷涂油漆、矿物性油脂或覆盖搪瓷、塑料等；
（2）金属保护层：用电镀等方法在钢铁表面镀上一层锌、锡、铬、镍等金属；
（3）发蓝处理：用化学方法在钢铁部件表面进行发蓝处理(生成一层致密的四氧化三铁薄膜)；
（4）钝化处理：利用阳极氧化处理铝制品的表面，使之形成致密的氧化膜而钝化；等等。另外，采用离子注入、表面渗镀等方式在金属表面也可以形成稳定的钝化膜。
（三）电化学保护法
1、牺牲阳极法——原电池原理
（1）原理：正极：被保护金属 负极：活泼金属
（2）具体方法：牺牲阳极法通常是在被保护的钢铁设备上(如锅炉的内壁、船舶的外壳等)安装若干镁合金或锌块。镁、锌比铁活泼，它们就成为原电池的负极，不断遭受腐蚀(需要定期检查、更换),而作为正极的钢铁设备就被保护起来
注：Fe2+的检验：Fe2++K3[Fe(CN)6]→KFe[Fe(CN)6]↓
黄色 特征蓝色
2、外加电流法——电解池原理
（1）原理：阴极：被保护金属
（2）具体方法：外加电流法是把被保护的钢铁设备作为阴极，用惰性电极作为辅助阳极，两者均放在电解质溶液(如海水)里，外接直流电源。通电后，调整外加电压，强制电子流向被保护的钢铁设备，使钢铁表面腐蚀电流降至零或接近零。在这个系统中，钢铁设备被迫成为阴极而受到保护。
（四）其他方法
1、根据不同的设计条件选用不同的金属或非金属材料；
2、控制和改善环境介质因素(如选用缓蚀剂)等。
3、金属防护包括生产设计、选材、防腐措施、施工、监测、管理和维护等环节，需要进行综合评价和决策。
补充：金属腐蚀快慢的规律
1、构成原电池两极的活动性不同的两种金属，活动性差别越大，腐蚀越快；
2、对于同一金属而言，纯度越高，腐蚀速率越慢
3、对于同一种电解质来说，电解质溶液浓度越大，腐蚀速率越快
4、同一种金属在相同浓度不同介质中，腐蚀由快到慢的顺序为：强电解质溶液>弱电解质溶液>非电解质溶液
5、在同一电解质中：电解池原理引起的腐蚀>原电池原理引起的腐蚀>化学腐蚀>有防护措施的腐蚀
6、有无保护措施的腐蚀快慢顺序：无保护措施的金属腐蚀>有一定保护措施的金属腐蚀>牺牲阳极法引起的腐蚀>有外加电流法引起的金属腐蚀
1ml物质
CO2(C=O)
CH4(C-H)
P4(P-P)
SiO2(Si-O)
石墨(C-C)
金刚石(C-C)
Si(Si-Si)
键数
2
4
6
4
1.5
2
2
焓变
熵变
化学反应能否自发进行
ΔH0
任何温度都能自发进行
ΔH>0
ΔSc+d
aA(g)+bB(g)cC(g)+dD(g)
a+bv’逆
v正、v逆同时减小，且v’逆>v’正
v正、v逆同时增大，且v’逆>v’正
v正、v逆同时减小，且v’正>v’逆
v正、v逆同时增大，且v’正=v’逆
v正、v逆同时减小，且v’正=v’逆
平衡移动方向
正反应方向
逆反应方向
逆反应方向
正反应方向
不移动
不移动
v-t图像
化学平衡
aA+bBcC+dD ΔH>0
aA+bBcC+dD ΔHv’逆
v正、v逆同时减小，且v’逆>v’正
v正、v逆同时减小，且v’正>v’逆
v正、v逆同时增大，且v’逆>v’正
平衡移动方向
正反应方向
逆反应方向
正反应方向
逆反应方向
v-t图像
等效类型
全等效平衡
相似等效平衡
相似等效平衡
条件
恒温恒容
恒温恒容
恒温恒压
反应的特点
反应前后气态物质体积不相等的可逆反应
反应前后气态物质体积相等的可逆反应
任何可逆反应
起始投料
通过可逆反应的化学计量数之比换算为方程式同一边物质，其“量”相同
通过可逆反应的化学计量数之比换算为方程式同一边物质，其“量”符合同一比例
通过可逆反应的化学计量数之比换算为方程式同一边物质，其“量”符合同一比例
平
衡
特
点
质量分数
相同
相同
相同
浓度
相同
成比例
相同（气体）
物质的量
相同
成比例
成比例
对合成氨反应的影响
影响因素
浓度
温度
压强
催化剂
增大合成氨的反应速率
增大
升高
增大
使用
提高平衡混合物中氨的含量
增大
降低
增大
无影响
外界
条件
有利于加快速率的条件控制
有利于平衡正向移动的条件控制
综合分析结果
浓度
增大反应物的浓度
增大反应物的浓度、减小生成物的浓度
不断地补充反应物、及时地分离出生成物
催化剂
加合适的催化剂
不需要
加合适的催化剂
温度
高温
ΔH＜0
低温
兼顾速率和平衡，考虑催化剂的适宜温度
ΔH＞0
高温
在设备条件允许的前提下，尽量采取高温并考虑催化剂的活性
压强
高压(有气体参加)
Δνg＜0
高压
在设备条件允许的前提下，尽量采取高压
Δνg＞0
低压
兼顾速率和平衡，选取适宜的压强
一般
25℃
25℃
中性溶液
c(H+)=c(OH-)
c(H+)=1.0×10-7
pH=7
酸性溶液
c(H+)>c(OH-)
c(H+)>1.0×10-7
pH