第一篇：高中化學(xué)權(quán)威教師選修三經(jīng)典總結(jié)

2011高三課堂小練習（21）

班級 姓名 1存在分子內(nèi)氫鍵的物質(zhì)有2向硫酸銅溶液中逐滴滴加氨水至過量的現(xiàn)象為：繼續(xù)向其中滴加乙醇的現(xiàn)象為所得物質(zhì)的化學(xué)式為3[Ag（NH3）2]OH中內(nèi)界為外界為中心離子為配體為配位數(shù)為配原子為

4鈣的焰色為顏色，產(chǎn)生焰色反應(yīng)的原因5元素周期表中的分區(qū)為，例S區(qū)：IA、IIA，P區(qū)： d區(qū)：，ds區(qū)為

6氯化鈉晶胞中，鈉離子的配位數(shù)為距離鈉離子最近的鈉離子有個，鈉離子周圍最近的氯離子所組成的空間構(gòu)型為在一個氯化鈉晶胞中鈉離子有個。氟化鈣晶胞中，鈣離子的配位數(shù)為氟離子的配位數(shù)為氯化銫晶胞中銫的配位數(shù)為7影響離子晶體結(jié)構(gòu)的因素為8氧化鎂與氯化鈉晶體熔點較高的是9等電子體的判斷條件10 在銅氨配離子中，提供空軌道，提供孤電子對，兩者之間的作用力叫做銅氨配離子的化學(xué)式為鎂的第一電離能為什么比鋁大12 氮的第一電離能為什么比氧大13 第三周期第一電離能第三高的元素與第二周期電負性第二大的元素形成的化合物為14 鈹與氫氧化鈉反應(yīng)的化學(xué)方程式為15用文字及軌道式說明乙炔分子中兩個∏鍵的成因16金屬金晶體的堆積方式為金原子的配位數(shù)為鐵晶體的堆積方式為鐵原子的配位數(shù)為空間利用率為鋅晶體的堆積方式為鋅原子的配位數(shù)為空間利用率為

17為什么乙醇在水中溶解度比丁醇在水中溶解度大

18碳酸和亞硫酸非羥基氧數(shù)目一樣多，酸性卻強（填化學(xué)式），為什么19如何判斷手性碳原子20金屬鈉的密度為ag/cm3，距離最近的兩個鈉離子的球心距離為銅的密度密度為ag/cm3，距離最近的兩個銅離子的球心距離為

（Na 23Cu 64用NA、a表示）

21金剛石的硬度比氮化碳的硬度（大、小）為什么22氨氣在水中溶解度極大，為什么

23將氮族元素的氫化物按沸點由大到小排列點由大到小排列將鹵族元素的氫化物按沸點由大到小排列將碳族元素的氫化物按沸點由大到小排列（用化學(xué)式表示）

24用價層電子對互斥理論解釋二氧化硫的空間構(gòu)型的判斷過程25用價層電子對互斥理論解釋四氯化碳是否為極性分子的判斷過程26五氯化磷分子的極性為為什么27足球烯為 28亞鐵離子和鐵離子更穩(wěn)定，為什么29寫出三種含有非極性共價鍵的離子化合物的電子式30銅的價電子排布式 31氫氟酸中存在的氫鍵的表示方法為： 32石墨晶體中存在的作用力有 33干冰晶胞的堆積方式為，每個干冰分子周圍距離最近的干冰分子為 34冰中水分子，一個水分子周圍的氫鍵有 個

35金剛石晶體中，最小的碳環(huán)為元環(huán)，二氧化硅晶體中最小的環(huán)為元環(huán)

36H2分子中的共價鍵為一個s--sσ鍵，O2分子中的共價鍵為N2分子中的共價鍵

為乙炔分子中的共價鍵為

37為什么實驗室測得水的相對分子質(zhì)量比18大38乙醇比丁醇更易溶于水的原因為

第二篇：高中化學(xué)選修4知識點歸納總結(jié)

高中化學(xué)選修4知識點歸納總結(jié) 第一章 化學(xué)反應(yīng)與能量

一、焓變 反應(yīng)熱 1．反應(yīng)熱：一定條件下，一定物質(zhì)的量的反應(yīng)物之間完全反應(yīng)所放出或吸收的熱量

2．焓變(ΔH)的意義：在恒壓條件下進行的化學(xué)反應(yīng)的熱效應(yīng)（1）.符號： △H（2）.單位：kJ/mol 3.產(chǎn)生原因：化學(xué)鍵斷裂——吸熱 化學(xué)鍵形成——放熱放出熱量的化學(xué)反應(yīng)。(放熱>吸熱)△H 為―—‖或△H <0吸收熱量的化學(xué)反應(yīng)。（吸熱>放熱）△H 為―+‖或△H >0☆ 常見的放熱反應(yīng)：① 所有的燃燒反應(yīng) ② 酸堿中和反應(yīng) ③ 大多數(shù)的化合反應(yīng) ④ 金屬與酸的反應(yīng) ⑤ 生石灰和水反應(yīng) ⑥ 濃硫酸稀釋、氫氧化鈉固體溶解等☆ 常見的吸熱反應(yīng)：① 晶體Ba(OH)2?8H2O與NH4Cl ② 大多數(shù)的分解反應(yīng) ③ 以H2、CO、C為還原劑的氧化還原反應(yīng) ④ 銨鹽溶解等

二、熱化學(xué)方程式 書寫化學(xué)方程式注意要點: ①熱化學(xué)方程式必須標出能量變化。②熱化學(xué)方程式中必須標明反應(yīng)物和生成物的聚集狀態(tài)（g,l,s分別表示固態(tài)，液態(tài)，氣態(tài)，水溶液中溶質(zhì)用aq表示）③熱化學(xué)反應(yīng)方程式要指明反應(yīng)時的溫度和壓強。④熱化學(xué)方程式中的化學(xué)計量數(shù)可以是整數(shù)，也可以是分數(shù) ⑤各物質(zhì)系數(shù)加倍，△H加倍；反應(yīng)逆向進行，△H改變符號，數(shù)值不變

三、燃燒熱1．概念：25 ℃，101 kPa時，1 mol純物質(zhì)完全燃燒生成穩(wěn)定的化合物時所放出的熱量。燃燒熱的單位用kJ/mol表示。※注意以下幾點：①研究條件：101 kPa②反應(yīng)程度：完全燃燒，產(chǎn)物是穩(wěn)定的氧化物。③燃燒物的物質(zhì)的量：1 mol④研究內(nèi)容：放出的熱量。（ΔH<0，單位kJ/mol）

四、中和熱1．概念：在稀溶液中，酸跟堿發(fā)生中和反應(yīng)而生成1mol H2O，這時的反應(yīng)熱叫中和熱。2．強酸與強堿的中和反應(yīng)其實質(zhì)是H+和OH-反應(yīng)，其熱化學(xué)方程式為：H+(aq)+OH-(aq)=H2O(l)，ΔH=－57.3kJ/mol3．弱酸或弱堿電離要吸收熱量，所以它們參加中和反應(yīng)時的中和熱小于57.3kJ/mol。

4．中和熱的測定實驗

五、蓋斯定律1．內(nèi)容：化學(xué)反應(yīng)的反應(yīng)熱只與反應(yīng)的始態(tài)（各反應(yīng)物）和終態(tài)（各生成物）有關(guān)，而與具體反應(yīng)進行的途徑無關(guān)，如果一個反應(yīng)可以分幾步進行，則各分步反應(yīng)的反應(yīng)熱之和與該反應(yīng)一步完成的反應(yīng)熱是相同的。

第二章 化學(xué)反應(yīng)速率和化學(xué)平衡

一、化學(xué)反應(yīng)速率1.化學(xué)反應(yīng)速率（v）⑴ 定義：用來衡量化學(xué)反應(yīng)的快慢，單位時間內(nèi)反應(yīng)物或生成物的物質(zhì)的量的變化⑵ 表示方法：單位時間內(nèi)反應(yīng)濃度的減少或生成物濃度的增加來表示⑶ 計算公式：v=Δc/Δt（υ：平均速率，Δc：濃度變化，Δt：時間）單位：mol/（L?s）⑷ 影響因素：① 決定因素（內(nèi)因）：反應(yīng)物的性質(zhì)（決定因素）② 條件因素（外因）：反應(yīng)所處的條件

外因?qū)瘜W(xué)反應(yīng)速率影響的變化規(guī)律 條件變化 反應(yīng)物的濃度 大

減小

氣體反應(yīng)物的壓強 大

減

單位體積里的總數(shù)目減少，百分數(shù)不變

減小 增

單位體積里的總數(shù)目增多，百分數(shù)不變

增大

單位體積里的總數(shù)目減少，百分數(shù)不變

減小 增

活化分子的量的變化

單位體積里的總數(shù)目增多，百分數(shù)不變

反應(yīng)速率的變化 增大 小

反應(yīng)物的溫度 高

降低

反應(yīng)物的催化劑 用

撤去

其他

劑等

※注意：（1）、參加反應(yīng)的物質(zhì)為固體和液體，由于壓強的變化對濃度幾乎無影響，可以認為反應(yīng)速率不變。（2）、惰性氣體對于速率的影響 ①恒溫恒容時：充入惰性氣體→總壓增大，但是各分壓不變，各物質(zhì)濃度不變→反應(yīng)速率不變②恒溫恒體時：充入惰性氣體→體積增大→各反應(yīng)物濃度減小→反應(yīng)速率減慢

二、化學(xué)平衡

（一）1.定義：化學(xué)平衡狀態(tài)：一定條件下，當一個可逆反應(yīng)進行到正逆反應(yīng)速率相等時，更組成成分濃度不再改變，達到表面上靜止的一種―平衡‖，這就是這個反應(yīng)所能達到的限度即化學(xué)平衡狀態(tài)。

2、化學(xué)平衡的特征逆（研究前提是可逆反應(yīng)）等（同一物質(zhì)的正逆反應(yīng)速率相等）動（動態(tài)平衡）定（各物質(zhì)的濃度與質(zhì)量分數(shù)恒定）變（條件改變，平衡發(fā)生變化）

3、判斷平衡的依據(jù)判斷可逆反應(yīng)達到平衡狀態(tài)的方法和依據(jù)

例舉反應(yīng)

mA(g)+nB(g)C(g)+qD(g)①各物質(zhì)的物質(zhì)的量或各物質(zhì)的物質(zhì)的量的分數(shù)一定

混合物體系中

各成分的含量

④總體積、總壓力、總物質(zhì)的量一定

①在單位時間內(nèi)消耗了m molA同時生成m molA，即V(正)=V(逆)②在單位時間內(nèi)消耗了n molB同時消耗了p molC，則正、逆反應(yīng) 速率的關(guān)系

③V(A):V(B):V(C):V(D)=m:n:p:q，V(正)不一定等于V(逆)④在單位時間內(nèi)生成n molB，同時消耗了q molD，因均指V(逆)①m+n≠p+q時，總壓力一定（其他條件一定）

壓強

②m+n=p+q時，總壓力一定（其他條件一定）

不一定平衡平衡 不一定平衡 不一定平衡 V(正)=V(逆)

不一定平衡 ②各物質(zhì)的質(zhì)量或各物質(zhì)質(zhì)量分數(shù)一定 ③各氣體的體積或體積分數(shù)一定

平衡平衡平衡

光，電磁波，超聲波，固體反應(yīng)物顆粒的大小，溶

有影響

百分數(shù)劇減，單位體積里的總數(shù)目劇減

劇減 使

百分數(shù)劇增，單位體積里的總數(shù)目劇增

劇增

百分數(shù)減少，單位體積里的總數(shù)目減少

減小 升

百分數(shù)增大，單位體積里的總數(shù)目增多

增大

平衡

平衡 混合氣體平均相對分子質(zhì)量Mr ①Mr一定時，只有當m+n≠p+q時 ②Mr一定時，但m+n=p+q時

平衡 不一定平衡平衡 不一定平衡平衡 溫度 體系的密度 其他 任何反應(yīng)都伴隨著能量變化，當體系溫度一定時（其他不變）密度一定

如體系顏色不再變化等

（二）影響化學(xué)平衡移動的因素

1、濃度對化學(xué)平衡移動的影響（1）影響規(guī)律：在其他條件不變的情況下，增大反應(yīng)物的濃度或減少生成物的濃度，都可以使平衡向正方向移動；增大生成物的濃度或減小反應(yīng)物的濃度，都可以使平衡向逆方向移動（2）增加固體或純液體的量，由于濃度不變，所以平衡不移動（3）在溶液中進行的反應(yīng)，如果稀釋溶液，反應(yīng)物濃度減小，生成物濃度也減小，V正減小，V逆也減小，但是減小的程度不同，總的結(jié)果是化學(xué)平衡向反應(yīng)方程式中化學(xué)計量數(shù)之和大的方向移動。

2、溫度對化學(xué)平衡移動的影響影響規(guī)律：在其他條件不變的情況下，溫度升高會使化學(xué)平衡向著吸熱反應(yīng)方向移動，溫度降低會使化學(xué)平衡向著放熱反應(yīng)方向移動。

3、壓強對化學(xué)平衡移動的影響影響規(guī)律：其他條件不變時，增大壓強，會使平衡向著體積縮小方向移動；減小壓強，會使平衡向著體積增大方向移動。注意：（1）改變壓強不能使無氣態(tài)物質(zhì)存在的化學(xué)平衡發(fā)生移動（2）氣體減壓或增壓與溶液稀釋或濃縮的化學(xué)平衡移動規(guī)律相似4.催化劑對化學(xué)平衡的影響：由于使用催化劑對正反應(yīng)速率和逆反應(yīng)速率影響的程度是等同的，所以平衡不移動。但是使用催化劑可以影響可逆反應(yīng)達到平衡所需的_時間_。5.勒夏特列原理（平衡移動原理）：如果改變影響平衡的條件之一（如溫度，壓強，濃度），平衡向著能夠減弱這種改變的方向移動。

三、化學(xué)平衡常數(shù)

（一）定義：在一定溫度下，當一個反應(yīng)達到化學(xué)平衡時，生成物濃度冪之積與反應(yīng)物濃度冪之積的比值是一個常數(shù)比值。符號：K

（二）使用化學(xué)平衡常數(shù)K應(yīng)注意的問題：

1、表達式中各物質(zhì)的濃度是變化的濃度，不是起始濃度也不是物質(zhì)的量。

2、K只與溫度（T）關(guān)，與反應(yīng)物或生成物的濃度無關(guān)。

3、反應(yīng)物或生產(chǎn)物中有固體或純液體存在時，由于其濃度是固定不變的，可以看做是―1‖而不代入公式。

4、稀溶液中進行的反應(yīng)，如有水參加，水的濃度不必寫在平衡關(guān)系式中。

（三）化學(xué)平衡常數(shù)K的應(yīng)用:

1、化學(xué)平衡常數(shù)值的大小是可逆反應(yīng)進行程度的標志。K值越大，說明平衡時生成物的濃度越大，它的正向反應(yīng)進行的程度越大，即該反應(yīng)進行得越完全，反應(yīng)物轉(zhuǎn)化率越高。反之，則相反。

2、可以利用K值做標準，判斷正在進行的可逆反應(yīng)是否平衡及不平衡時向何方進行建立平衡。（Q：濃度積）Q〈K:反應(yīng)向正反應(yīng)方向進行;Q=K:反應(yīng)處于平衡狀態(tài);Q〉K:反應(yīng)向逆反應(yīng)方向進行

3、利用K值可判斷反應(yīng)的熱效應(yīng)若溫度升高，K值增大，則正反應(yīng)為吸熱反應(yīng)若溫度升高，K值減小，則正反應(yīng)為放熱反應(yīng)＊

四、等效平衡

1、概念：在一定條件下（定溫、定容或定溫、定壓），只是起始加入情況不同的同一可逆反應(yīng)達到平衡后，任何相同組分的百分含量均相同，這樣的化學(xué)平衡互稱為等效平衡。

2、分類（1）定溫，定容條件下的等效平衡第一類：對于反應(yīng)前后氣體分子數(shù)改變的可逆反應(yīng)：必須要保證化學(xué)計量數(shù)之比與原來相同；同時必須保證平衡式左右兩邊同一邊的物質(zhì)的量與原來相同。第二類：對于反應(yīng)前后氣體分子數(shù)不變的可逆反應(yīng)：只要反應(yīng)物的物質(zhì)的量的比例與原來相同即可視為二者等效。（2）定溫，定壓的等效平衡只要保證可逆反應(yīng)化學(xué)計量數(shù)之比相同即可視為等效平衡。

五、化學(xué)反應(yīng)進行的方向

1、反應(yīng)熵變與反應(yīng)方向：（1）熵:物質(zhì)的一個狀態(tài)函數(shù)，用來描述體系的混亂度，符號為S.單位：J???mol-1?K-1(2)體系趨向于有序轉(zhuǎn)變?yōu)闊o序，導(dǎo)致體系的熵增加，這叫做熵增加原理，也是反應(yīng)方向判斷的依據(jù)。.（3）同一物質(zhì)，在氣態(tài)時熵值最大，液態(tài)時次之，固態(tài)時最小。即S(g)〉S(l)〉S(s)

2、反應(yīng)方向判斷依據(jù) 在溫度、壓強一定的條件下，化學(xué)反應(yīng)的判讀依據(jù)為： ΔH-TΔS〈0 反應(yīng)能自發(fā)進行ΔH-TΔS=0 反應(yīng)達到平衡狀態(tài)ΔH-TΔS〉0 反應(yīng)不能自發(fā)進行注意：（1）ΔH為負，ΔS為正時，任何溫度反應(yīng)都能自發(fā)進行（2）ΔH為正，ΔS為負時，任何溫度反應(yīng)都不能自發(fā)進行

第三章 水溶液中的離子平衡

一、弱電解質(zhì)的電離

1、定義：電解質(zhì)：在水溶液中或熔化狀態(tài)下能導(dǎo)電的化合物,叫電解質(zhì)。非電解質(zhì)：在水溶液中或熔化狀態(tài)下都不能導(dǎo)電的化合物。

強電解質(zhì)：在水溶液里全部電離成離子的電解質(zhì)。

弱電解質(zhì)： 在水溶液里只有一部分分子電離成離子的電解質(zhì)。

2、電解質(zhì)與非電解質(zhì)本質(zhì)區(qū)別：

電解質(zhì)——離子化合物或共價化合物 非電解質(zhì)——共價化合物

注意：①電解質(zhì)、非電解質(zhì)都是化合物 ②SO2、NH3、CO2等屬于非電解質(zhì)

③強電解質(zhì)不等于易溶于水的化合物（如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部電離，故BaSO4 為強電解質(zhì)）——電解質(zhì)的強弱與導(dǎo)電性、溶解性無關(guān)。

3、電離平衡：在一定的條件下，當電解質(zhì)分子電離成 離子的速率 和離子結(jié)合成 時，電離過程就達到了平衡狀態(tài)，這叫電離平衡。

4、影響電離平衡的因素：

A、溫度：電離一般吸熱，升溫有利于電離。

B、濃度：濃度越大，電離程度 越小 ；溶液稀釋時，電離平衡向著電離的方向移動。C、同離子效應(yīng)：在弱電解質(zhì)溶液里加入與弱電解質(zhì)具有相同離子的電解質(zhì)，會 減弱 電離。D、其他外加試劑：加入能與弱電解質(zhì)的電離產(chǎn)生的某種離子反應(yīng)的物質(zhì)時，有利于電離。

9、電離方程式的書寫：用可逆符號 弱酸的電離要分布寫（第一步為主）

10、電離常數(shù)：在一定條件下，弱電解質(zhì)在達到電離平衡時，溶液中電離所生成的各種離子濃度的乘積，跟溶液中未電離的分子濃度的比是一個常數(shù)。叫做電離平衡常數(shù)，（一般用Ka表示酸，Kb表示堿。）

表示方法：AB11、影響因素：

a、電離常數(shù)的大小主要由物質(zhì)的本性決定。

b、電離常數(shù)受溫度變化影響，不受濃度變化影響，在室溫下一般變化不大。C、同一溫度下，不同弱酸，電離常數(shù)越大，其電離程度越大，酸性越強。如：H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO

A++B-Ki=[ A+][ B-]/[AB]

二、水的電離和溶液的酸堿性

1、水電離平衡：:

水的離子積：KW = c[H+]·c[OH-] 25℃時, [H+]=[OH-] =10-7 mol/L;KW = [H+]·[OH-] = 1*10-14 注意：KW只與溫度有關(guān)，溫度一定，則KW值一定 KW不僅適用于純水，適用于任何溶液（酸、堿、鹽）

2、水電離特點：（1）可逆（2）吸熱（3）極弱

3、影響水電離平衡的外界因素： ①酸、堿 ：抑制水的電離 KW〈1*10-14 ②溫度：促進水的電離（水的電離是 吸 熱的）③易水解的鹽：促進水的電離 KW 〉 1*10-14

4、溶液的酸堿性和pH：

（1）pH=-lgc[H+]（2）pH的測定方法：

酸堿指示劑—— 甲基橙、石蕊、酚酞。

變色范圍：甲基橙 3.1~4.4（橙色）石蕊5.0~8.0（紫色）酚酞8.2~10.0（淺紅色）pH試紙 —操作 玻璃棒蘸取未知液體在試紙上，然后與標準比色卡對比即可。

注意：①事先不能用水濕潤PH試紙；②廣泛pH試紙只能讀取整數(shù)值或范圍 三、混合液的pH值計算方法公式

1、強酸與強酸的混合：（先求[H+]混：將兩種酸中的H+離子物質(zhì)的量相加除以總體積，再求其它）[H+]混 =（[H+]1V1+[H+]2V2）/（V1+V2）

2、強堿與強堿的混合：（先求[OH-]混：將兩種酸中的OH離子物質(zhì)的量相加除以總體積，再求其它）[OH-]混＝（[OH-]1V1+[OH-]2V2）/（V1+V2）(注意 :不能直接計算[H+]混)

3、強酸與強堿的混合：（先據(jù)H+ + OH-==H2O計算余下的H+或OH-，①H+有余，則用余下的H+數(shù)除以溶液總體積求[H+]混；OH-有余，則用余下的OH-數(shù)除以溶液總體積求[OH-]混，再求其它）

四、稀釋過程溶液pH值的變化規(guī)律：

1、強酸溶液：稀釋10n倍時，pH稀=pH原+ n（但始終不能大于或等于7）

2、弱酸溶液：稀釋10n倍時，pH稀〈pH原+n（但始終不能大于或等于7）

3、強堿溶液：稀釋10n倍時，pH稀=pH原－n（但始終不能小于或等于7）

4、弱堿溶液：稀釋10n倍時，pH稀〉pH原－n（但始終不能小于或等于7）

5、不論任何溶液，稀釋時pH均是向7靠近（即向中性靠近）；任何溶液無限稀釋后pH均接近7

6、稀釋時，弱酸、弱堿和水解的鹽溶液的pH變化得慢，強酸、強堿變化得快。

五、強酸（pH1）強堿（pH2）混和計算規(guī)律

1、若等體積混合

pH1+pH2=14 則溶液顯中性pH=7 pH1+pH2≥15 則溶液顯堿性pH=pH2-0.3 pH1+pH2≤13 則溶液顯酸性pH=pH1+0.3

2、若混合后顯中性

pH1+pH2=14 V酸：V堿=1：1 pH1+pH2≠14 V酸：V堿=1：10〔14-（pH1+pH2）〕

六、酸堿中和滴定：

1、中和滴定的原理

w.w.w.k.s.5.u.c.o.m 實質(zhì)：H++OH—=H2O 即酸能提供的H+和堿能提供的OH-物質(zhì)的量相等。

2、中和滴定的操作過程：

（1）儀②滴定管的刻度，O刻度在 上，往下刻度標數(shù)越來越大，全部容積 大于 它的最大刻度值，因為下端有一部分沒有刻度。滴定時，所用溶液不得超過最低刻度，不得一次滴定使用兩滴定管酸（或堿），也不得中途向滴定管中添加。②滴定管可以讀到小數(shù)點后 一位。

（2）藥品：標準液；待測液；指示劑。（3）準備過程：

準備：檢漏、洗滌、潤洗、裝液、趕氣泡、調(diào)液面。（洗滌：用洗液洗→檢漏：滴定管是否漏水→用水洗→用標準液洗（或待測液洗）→裝溶液→排氣泡→調(diào)液面→記數(shù)據(jù)V(始)（4）試驗過程

3、酸堿中和滴定的誤差分析

誤差分析：利用n酸c酸V酸=n堿c堿V堿進行分析

式中：n——酸或堿中氫原子或氫氧根離子數(shù)；c——酸或堿的物質(zhì)的量濃度； V——酸或堿溶液的體積。當用酸去滴定堿確定堿的濃度時，則：

c堿= 上述公式在求算濃度時很方便，而在分析誤差時起主要作用的是分子上的V酸的變化，因為在滴定過程中c酸為標準酸，其數(shù)值在理論上是不變的，若稀釋了雖實際值變小，但體現(xiàn)的卻是V酸的增大，導(dǎo)致c酸偏高；V堿同樣也是一個定值，它是用標準的量器量好后注入錐形瓶中的，當在實際操作中堿液外濺，其實際值減小，但引起變化的卻是標準酸用量的減少，即V酸減小，則c堿降低了；對于觀察中出現(xiàn)的誤差亦同樣如此。綜上所述，當用標準酸來測定堿的濃度時，c堿的誤差與V酸的變化成正比，即當V酸的實測值大于理論值時，c堿偏高，反之偏低。

同理，用標準堿來滴定未知濃度的酸時亦然。

七、鹽類的水解（只有可溶于水的鹽才水解）

1、鹽類水解：在水溶液中鹽電離出來的離子跟水電離出來的H+或OH-結(jié)合生成弱電解質(zhì)的反應(yīng)。

2、水解的實質(zhì)： 水溶液中鹽電離出來的離子跟水電離出來的H+或OH-結(jié)合,破壞水的電離，是平衡向右移動，促進水的電離。

3、鹽類水解規(guī)律：

①有 弱 才水解，無弱不水解，越弱越水解；誰 強顯誰性，兩弱都水解，同強顯中性。

②多元弱酸根，濃度相同時正酸根比酸式酸根水解程度大，堿性更強。(如:Na2CO3 ＞NaHCO3)

4、鹽類水解的特點：（1）可逆（與中和反應(yīng)互逆）（2）程度?。?）吸熱

5、影響鹽類水解的外界因素：

①溫度：溫度越 高 水解程度越大（水解吸熱，越熱越水解）②濃度：濃度越小，水解程度越 大（越稀越水解）

③酸堿：促進或抑制鹽的水解（H+促進 陰離子 水解而 抑制 陽離子水解；OH-促進陽離子水解而抑制陰離子水解）

6、酸式鹽溶液的酸堿性：

①只電離不水解：如HSO4-顯 酸 性

②電離程度＞水解程度，顯 酸 性（如: HSO3-、H2PO4-）③水解程度＞電離程度，顯 堿 性（如：HCO3-、HS-、HPO42-）

7、雙水解反應(yīng)：

（1）構(gòu)成鹽的陰陽離子均能發(fā)生水解的反應(yīng)。雙水解反應(yīng)相互促進，水解程度較大，有的甚至水解完全。使得平衡向右移。

（2）常見的雙水解反應(yīng)完全的為：Fe3+、Al3+與AlO2-、CO32-(HCO3-)、S2-(HS-)、SO32-(HSO3-)；S2-與NH4+；CO32-(HCO3-)與NH4+其特點是相互水解成沉淀或氣體。雙水解完全的離子方程式配平依據(jù)是兩邊電荷平衡，如：2Al3+ + 3S2-+ 6H2O == 2Al(OH)3↓+ 3H2S↑

8、鹽類水解的應(yīng)用： 水解的應(yīng)用

1、凈水

實例 明礬凈水

原理

Al3++3H2O Al(OH)3(膠體)+3H+

2、去油污

用熱堿水冼油污物品 CO32-+H2O HCO3-+OH-

①配制FeCl3溶液時常加

3、藥品的保存 入少量鹽酸

②配制Na2CO3溶液時常加入少量NaOH

Fe3++3H2O Fe(OH)3+3H+

CO32-+H2O HCO3-+OH-

若不然，則：

由MgCl2·6H2O制無水

4、制備無水鹽 MgCl2 在HCl氣流中加熱

MgCl2·6H2O Mg(OH)2+2HCl+4H2O Mg(OH)2 MgO+H2O

用Al2(SO4)3與NaHCO3溶液混合

5、泡沫滅火器 Al3++3HCO3-=Al(OH)3↓+3CO2↑

6、比較鹽溶液中離子濃度的大小

比較NH4Cl溶液中離子濃度的大小

NH4++H2O NH3·H2O+H+ c(Cl-)>c(NH4+)>c(H+)>c(OH)-

9、水解平衡常數(shù)（Kh）

對于強堿弱酸鹽：Kh =Kw/Ka(Kw為該溫度下水的離子積，Ka為該條件下該弱酸根形成的弱酸的電離平衡常數(shù))對于強酸弱堿鹽：Kh =Kw/Kb（Kw為該溫度下水的離子積，Kb為該條件下該弱堿根形成的弱堿的電離平衡常數(shù)）

電離、水解方程式的書寫原則

1、多元弱酸（多元弱酸鹽）的電離（水解）的書寫原則：分步書寫

注意：不管是水解還是電離，都決定于第一步，第二步一般相當微弱。

2、多元弱堿（多元弱堿鹽）的電離（水解）書寫原則：一步書寫

八、溶液中微粒濃度的大小比較

☆☆基本原則：抓住溶液中微粒濃度必須滿足的三種守恒關(guān)系：

①電荷守恒：:任何溶液均顯電 中 性，各陽離子濃度與其所帶電荷數(shù)的乘積之和＝各陰離子濃度與其所帶電荷數(shù)的乘積之和

②物料守恒:（即原子個數(shù)守恒或質(zhì)量守恒）

某原子的總量(或總濃度)＝其以各種形式存在的所有微粒的量(或濃度)之和 ③質(zhì)子守恒：即水電離出的H+濃度與OH-濃度相等。

九、難溶電解質(zhì)的溶解平衡

1、難溶電解質(zhì)的溶解平衡的一些常見知識（1）溶解度 小于 0.01g的電解質(zhì)稱難溶電解質(zhì)。

（2）反應(yīng)后離子濃度降至1*10-5以下的反應(yīng)為完全反應(yīng)。如酸堿中和時[H+]降至10-7mol/L<10-5mol/L，故為完全反應(yīng)，用―=‖，常見的難溶物在水中的離子濃度均遠低于10-5mol/L，故均用―=‖。

（3）難溶并非不溶，任何難溶物在水中均存在溶解平衡。

（4）掌握三種微溶物質(zhì)：CaSO4、Ca(OH)

2、Ag2SO4（5）溶解平衡常為吸熱，但Ca(OH)2為放熱，升溫其溶解度減少。

（6）溶解平衡存在的前提是：必須存在沉淀，否則不存在平衡。

2、溶解平衡方程式的書寫

注意在沉淀后用(s)標明狀態(tài)，并用― ‖。如：Ag2S(s)2Ag+(aq）+ S2-(aq)

3、沉淀生成的三種主要方式

（1）加沉淀劑法：Ksp越小（即沉淀越難溶），沉淀越完全；沉淀劑過量能使沉淀更完全。

（2）調(diào)pH值除某些易水解的金屬陽離子：如加MgO除去MgCl2溶液中FeCl3。

（3）氧化還原沉淀法：

（4）同離子效應(yīng)法

4、沉淀的溶解：

沉淀的溶解就是使溶解平衡正向移動。常采用的方法有：①酸堿；②氧化還原；③ 沉淀轉(zhuǎn)化。

5、沉淀的轉(zhuǎn)化：

溶解度大的生成溶解度小的，溶解度小的生成溶解度 更小 的。

如：AgNO3 AgCl(白色沉淀)AgBr（淡黃色）AgI（黃色）Ag2S（黑色）

6、溶度積（KSP）

1、定義：在一定條件下，難溶電解質(zhì)電解質(zhì)溶解成離子的速率等于離子重新結(jié)合成沉淀的速率，溶液中各離子的濃度保持不變的狀態(tài)。

2、表達式：AmBn(s)mAn+(aq)+nBm-(aq)KSP= [c(An+)]m ?[c(Bm-)]n

3、影響因素：

外因：①濃度：加水，平衡向溶解方向移動。②溫度：升溫，多數(shù)平衡向溶解方向移動。

w.w.w.k.s.5.u.c.o.m

4、溶度積規(guī)則

QC（離子積）〉KSP 有沉淀析出 QC= KSP平衡狀態(tài) QC〈KSP 飽和，繼續(xù)溶解 第四章 電化學(xué)基礎(chǔ) 第一節(jié) 原電池 原電池：

1、概念：化學(xué)能轉(zhuǎn)化為電能的裝置叫做原電池。

2、組成條件：①兩個活潑性不同的電極② 電解質(zhì)溶液③ 電極用導(dǎo)線相連并插入電解液構(gòu)成閉合回路

3、電子流向：外電路： 負 極——導(dǎo)線—— 正 極

內(nèi)電路：鹽橋中 陰 離子移向負極的電解質(zhì)溶液，鹽橋中 陽 離子移向正極的電解質(zhì)溶液。

4、電極反應(yīng)：以鋅銅原電池為例：

負極： 氧化反應(yīng)： Zn－2e＝Zn2＋（較活潑金屬）正極： 還原反應(yīng)： 2H＋＋2e＝H2↑（較不活潑金屬）總反應(yīng)式： Zn+2H+=Zn2++H2↑

5、正、負極的判斷：

（1）從電極材料：一般較活潑金屬為負極；或金屬為負極，非金屬為正極。（2）從電子的流動方向 負極流入正極（3）從電流方向 正極流入負極

（4）根據(jù)電解質(zhì)溶液內(nèi)離子的移動方向 陽離子流向正極，陰離子流向負極（5）根據(jù)實驗現(xiàn)象①__溶解的一極為負極② 增重或有氣泡一極為正極 第二節(jié) 化學(xué)電池

1、電池的分類：化學(xué)電池、太陽能電池、原子能電池

2、化學(xué)電池：借助于化學(xué)能直接轉(zhuǎn)變?yōu)殡娔艿难b置

3、化學(xué)電池的分類： 一次電池、二次電池、燃料電池 一、一次電池

1、常見一次電池：堿性鋅錳電池、鋅銀電池、鋰電池等 二、二次電池

1、二次電池：放電后可以再充電使活性物質(zhì)獲得再生，可以多次重復(fù)使用，又叫充電電池或蓄電池。

2、電極反應(yīng)：鉛蓄電池

放電：負極（鉛）： Pb＋－2e-＝PbSO4↓

正極（氧化鉛）： PbO2＋4H+＋＋2e-＝PbSO4↓＋2H2O 充電：陰極： PbSO4＋2H2O－2e-＝PbO2＋4H+＋

陽極： PbSO4＋2e-＝Pb＋

兩式可以寫成一個可逆反應(yīng)： PbO2＋Pb＋2H2SO4 2PbSO4↓＋2H2O

3、目前已開發(fā)出新型蓄電池：銀鋅電池、鎘鎳電池、氫鎳電池、鋰離子電池、聚合物鋰離子電池

三、燃料電池

1、燃料電池： 是使燃料與氧化劑反應(yīng)直接產(chǎn)生電流的一種原電池

2、電極反應(yīng)：一般燃料電池發(fā)生的電化學(xué)反應(yīng)的最終產(chǎn)物與燃燒產(chǎn)物相同，可根據(jù)燃燒反應(yīng)寫出總的電池反應(yīng)，但不注明反應(yīng)的條件。，負極發(fā)生氧化反應(yīng)，正極發(fā)生還原反應(yīng)，不過要注意一般電解質(zhì)溶液要參與電極反應(yīng)。以氫氧燃料電池為例，鉑為正、負極，介質(zhì)分為酸性、堿性和中性。當電解質(zhì)溶液呈酸性時：

負極：2H2－4e-=4H+ 正極：O2＋4e-+4H+ =2H2O 當電解質(zhì)溶液呈堿性時：

負極： 2H2＋4OH-－4e-＝4H2O 正極：O2＋2H2O＋4 e-＝4OH-另一種燃料電池是用金屬鉑片插入KOH溶液作電極，又在兩極上分別通甲烷(燃料)和氧氣(氧化劑)。電極反應(yīng)式為：

負極：CH4＋10OH－－8e--＝ ＋7H2O； 正極：4H2O＋2O2＋8e-＝8OH-。

電池總反應(yīng)式為：CH4＋2O2＋2KOH＝K2CO3＋3H2O

3、燃料電池的優(yōu)點：能量轉(zhuǎn)換率高、廢棄物少、運行噪音低

四、廢棄電池的處理：回收利用 第三節(jié) 電解池

一、電解原理

1、電解池： 把電能轉(zhuǎn)化為化學(xué)能的裝置 也叫電解槽

2、電解：電流(外加直流電)通過電解質(zhì)溶液而在陰陽兩極引起氧化還原反應(yīng)(被動的不是自發(fā)的)的過程

3、放電：當離子到達電極時，失去或獲得電子，發(fā)生氧化還原反應(yīng)的過程

4、電子流向：

（電源）負極—（電解池）陰極—（離子定向運動）電解質(zhì)溶液—（電解池）陽極—（電源）正極

5、電極名稱及反應(yīng)：

陽極：與直流電源的 正極 相連的電極，發(fā)生 氧化 反應(yīng)

陰極：與直流電源的 負極 相連的電極，發(fā)生 還原 反應(yīng)

6、電解CuCl2溶液的電極反應(yīng)： 陽極： 2Cl--2e-=Cl2(氧化)陰極： Cu2++2e-=Cu(還原)總反應(yīng)式： CuCl2 =Cu+Cl2 ↑

7、電解本質(zhì)：電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電過程，就是電解質(zhì)溶液的電解過程 ☆規(guī)律總結(jié)：電解反應(yīng)離子方程式書寫： 放電順序： 陽離子放電順序

Ag+>Hg2+>Fe3+>Cu2+>H+（指酸電離的)>Pb2+>Sn2+>Fe2+>Zn2+>Al3+>Mg2+>Na+>Ca2+>K+ 陰離子的放電順序

是惰性電極時：S2->I->Br->Cl->OH->NO3->SO42-(等含氧酸根離子)>F-(SO32-/MnO4->OH-)是活性電極時：電極本身溶解放電

注意先要看電極材料，是惰性電極還是活性電極，若陽極材料為活性電極（Fe、Cu)等金屬，則陽極反應(yīng)為電極材料失去電子，變成離子進入溶液；若為惰性材料，則根據(jù)陰陽離子的放電順序，依據(jù)陽氧陰還的規(guī)律來書寫電極反應(yīng)式。

電解質(zhì)水溶液點解產(chǎn)物的規(guī)律 類型 電極反應(yīng)特點

實例

對象

電解

度

分解電解質(zhì)型 電解質(zhì)電離出的陰陽離子分別在兩極放電

CuCl2 HCl

質(zhì)

電解

減小

大

---

Cl2 放H2生成堿型 陰極：水放H2生堿 陽極：電解質(zhì)陰離子放電

NaCl

電解質(zhì)和水

解質(zhì)

生成新電

大 生

氧化

增

HCl

增

Cu

電解質(zhì)濃

pH

原

HCl 電解質(zhì)溶液復(fù)放氧陰極：電解質(zhì)陽離子放電 CuSO4 電解生酸型 陽極：水放O2生酸 質(zhì)和水 成新電解質(zhì)

小

增大

小 大

減銅

電解水型 陰極：4H+4e-== 2H2 ↑ 陽極：4OH-4e-== O2↑+ 2H2O

NaOH

水

增水

H2SO4 減

Na2SO4

變

上述四種類型電解質(zhì)分類：

（1）電解水型：含氧酸，強堿，活潑金屬含氧酸鹽

（2）電解電解質(zhì)型：無氧酸，不活潑金屬的無氧酸鹽（氟化物除外）（3）放氫生堿型：活潑金屬的無氧酸鹽（4）放氧生酸型：不活潑金屬的含氧酸鹽

二、電解原理的應(yīng)用

1、電解飽和食鹽水以制造燒堿、氯氣和氫氣

（1）、電鍍應(yīng)用電解原理在某些金屬表面鍍上一薄層其他金屬或合金的方法（2）、電極、電解質(zhì)溶液的選擇：

陽極：鍍層金屬，失去電子，成為離子進入溶液 M— ne== M 電解質(zhì)溶液：含有鍍層金屬離子的溶液做電鍍液 鍍銅反應(yīng)原理

陽極(純銅)：Cu-2e-=Cu2+，陰極(鍍件)：Cu2++2e-=Cu，電解液：可溶性銅鹽溶液，如CuSO4溶液（3）、電鍍應(yīng)用之一：銅的精煉

陽極：粗銅；陰極： 純銅電解質(zhì)溶液： 硫酸銅

3、電冶金

（1）、電冶金：使礦石中的 金屬陽離子 獲得電子，從它們的化合物中還原出來用于冶煉活潑金屬，如鈉、鎂、鈣、鋁

（2）、電解氯化鈉：

通電前，氯化鈉高溫下熔融：NaCl == Na + + Cl-通直流電后：陽極：2Na+ + 2e-== 2Na 陰極：2Cl-— 2e-== Cl2↑

☆規(guī)律總結(jié)：原電池、電解池、電鍍池的判斷規(guī)律

（1）若無外接電源，又具備組成原電池的三個條件。①有活潑性不同的兩個電極；②兩極用導(dǎo)線互相連接成直接插入連通的電解質(zhì)溶液里；③較活潑金屬與電解質(zhì)溶液能發(fā)生氧化還原反應(yīng)（有時是與水電離產(chǎn)生的H+作用），只要同時具備這三個條件即為原電池。

（2）若有外接電源，兩極插入電解質(zhì)溶液中，則可能是電解池或電鍍池；當陰極為金屬，陽極亦為金屬且與電解質(zhì)溶液中的金屬離子屬同種元素時，則為電鍍池。

（3）若多個單池相互串聯(lián)，又有外接電源時，則與電源相連接的裝置為電解池成電鍍池。若無外接電源時，先選較活潑金屬電極為原電池的負極（電子輸出極），有關(guān)裝置為原電池，其余為電鍍池或電解池。

☆ 原電池，電解池，電鍍池的比較

原電池

性質(zhì) 類別

定義

（裝置特點）反應(yīng)特征

裝置特征

將化學(xué)能轉(zhuǎn)變成電能的裝置

將電能轉(zhuǎn)變成化學(xué)能的裝置

應(yīng)用電解原理在某些金屬表面鍍上一側(cè)層其他金屬

電解池

電鍍池

自發(fā)反應(yīng) 無電源，兩級材料不同

非自發(fā)反應(yīng) 有電源，兩級材料可同可不同

兩電極連接直流電源 兩電極插入電解質(zhì)溶

非自發(fā)反應(yīng)

有電源

形成條件

極

活動性不同的兩1鍍層金屬接電源正極，待鍍金屬接負極；2電鍍液必須含有鍍層金屬的離子

電解質(zhì)溶液 形成閉合回路

電極名稱

屬

正極：較不活潑負極：較活潑金

液

形成閉合回路 陽極：與電源正極相連

陰極：與電源負極相

名稱同電解，但有限制條件

陽極：必須是鍍層金屬 陰極：鍍件 金屬（能導(dǎo)電非金屬）連

電極反應(yīng) 負極：氧化反應(yīng)，金屬失去電子

陽極：氧化反應(yīng)，溶陽極：金屬電極失去電子 陰極：電鍍液中陽離子得到電子

液中的陰離子失去電子，或

電極金屬失電子

正極：還原反應(yīng)，溶液中的陽離子的電氧腐蝕）

電子流向

負極→正極

電源負極→陰極 陰極：還原反應(yīng)，溶子或者氧氣得電子（吸液中的陽離子得到電子

同電解池

電源正極→陽極

溶液中帶電粒子的移動 動

陰離子向負極移動

聯(lián)系

在兩極上都發(fā)生氧化反應(yīng)和還原反應(yīng) 陽離子向正極移

陽離子向陰極移動 陰離子向陽極移動

同電解池

☆☆原電池與電解池的極的得失電子聯(lián)系圖：

陽極(失)e-正極（得）e-負極（失）e-陰極（得）

第四節(jié) 金屬的電化學(xué)腐蝕和防護

一、金屬的電化學(xué)腐蝕（1）金屬腐蝕內(nèi)容：

（2）金屬腐蝕的本質(zhì)：都是金屬原子 失去 電子而被氧化的過程

條件 現(xiàn)象 本質(zhì) 關(guān)系 電化腐蝕

不純金屬或合金與電解質(zhì)溶液接觸 有微弱的電流產(chǎn)生

較活潑的金屬被氧化的過程

化學(xué)腐蝕

金屬與非電解質(zhì)直接接觸 無電流產(chǎn)生 金屬被氧化的過程

化學(xué)腐蝕與電化腐蝕往往同時發(fā)生，但電化腐蝕更加普遍，危害更嚴重

（4）、電化學(xué)腐蝕的分類：

析氫腐蝕——腐蝕過程中不斷有氫氣放出

①條件：潮濕空氣中形成的水膜,酸性較強（水膜中溶解有CO2、SO2、H2S等氣體）②電極反應(yīng)：負極: Fe – 2e-= Fe2+ 正極: 2H+ + 2e-= H2 ↑

總式：Fe + 2H+ = Fe2+ + H2 ↑ 吸氧腐蝕——反應(yīng)過程吸收氧氣 ①條件：中性或弱酸性溶液

②電極反應(yīng)：負極: 2Fe – 4e-= 2Fe2+ 正極: O2+4e-+2H2O = 4OH-總式：2Fe + O2 +2H2O =2 Fe(OH)2 離子方程式：Fe2+ + 2OH-= Fe(OH)2 生成的 Fe(OH)2被空氣中的O2氧化，生成 Fe(OH)3，F(xiàn)e(OH)2 + O2 + 2H2O == 4Fe(OH)3 Fe(OH)3脫去一部分水就生成Fe2O3·x H2O（鐵銹主要成分）規(guī)律總結(jié)：

金屬腐蝕快慢的規(guī)律：在同一電解質(zhì)溶液中，金屬腐蝕的快慢規(guī)律如下： 電解原理引起的腐蝕＞原電池原理引起的腐蝕＞化學(xué)腐蝕＞有防腐措施的腐蝕

防腐措施由好到壞的順序如下：

外接電源的陰極保護法＞犧牲負極的正極保護法＞有一般防腐條件的腐蝕＞無防腐條件的腐蝕

二、金屬的電化學(xué)防護

1、利用原電池原理進行金屬的電化學(xué)防護

（1）、犧牲陽極的陰極保護法

原理：原電池反應(yīng)中，負極被腐蝕，正極不變化

應(yīng)用：在被保護的鋼鐵設(shè)備上裝上若干鋅塊，腐蝕鋅塊保護鋼鐵設(shè)備

負極：鋅塊被腐蝕；正極：鋼鐵設(shè)備被保護

（2）、外加電流的陰極保護法

原理：通電，使鋼鐵設(shè)備上積累大量電子，使金屬原電池反應(yīng)產(chǎn)生的電流不能輸送，從而防止金屬被腐蝕

應(yīng)用：把被保護的鋼鐵設(shè)備作為陰極，惰性電極作為輔助陽極，均存在于電解質(zhì)溶液中，接上外加直流電源。通電后電子大量在鋼鐵設(shè)備上積累，抑制了鋼鐵失去電子的反應(yīng)。

2、改變金屬結(jié)構(gòu)：把金屬制成防腐的合金

3、把金屬與腐蝕性試劑隔開：電鍍、油漆、涂油脂、表面鈍化等（3）金屬腐蝕的分類：

化學(xué)腐蝕— 金屬和接觸到的物質(zhì)直接發(fā)生化學(xué)反應(yīng)而引起的腐蝕

電化學(xué)腐蝕— 不純的金屬跟電解質(zhì)溶液接觸時，會發(fā)生原電池反應(yīng)。比較活潑的金屬失去電子而被氧化，這種腐蝕叫做電化學(xué)腐蝕。

第三篇：高中化學(xué)選修模塊新教材特點淺談總結(jié)

高中化學(xué)選修模塊新教材特點淺談

品讀與研討《化學(xué)反應(yīng)原理》（魯科版）后的體會

作者 李雙峰

新課程改革已經(jīng)進入新階段，由山東科技出版社出版的“新世紀”版高中化學(xué)教材的6個選修模塊：《化學(xué)與生活》、《化學(xué)與技術(shù)》、《物質(zhì)結(jié)構(gòu)與性質(zhì)》、《化學(xué)反應(yīng)原理》、《有機化學(xué)基礎(chǔ)》、《實驗化學(xué)》已經(jīng)陸續(xù)擺到廣大實驗區(qū)老師和學(xué)生們面前。廣東省教育廳教研室為了讓教師和學(xué)生盡快渡過選用選修模塊教材的困惑期，組織部分一線教師利用暑假期間成功編寫了一套具有指導(dǎo)作用的化學(xué)選修模塊的《學(xué)材》和《教學(xué)設(shè)計》。因此，筆者有幸在六月底就拿到選修模塊中《化學(xué)反應(yīng)原理》的黑白版。通過兩個多月的自我品讀與研究以及暑假期間參與新課程培訓(xùn)進行的研討，感覺收獲頗豐。本文試著對選修模塊的《化學(xué)反應(yīng)原理》（魯科版）談?wù)勂纷x與研討后的體會，一孔之見以其求教于方家。

一、品讀與研討模塊內(nèi)容的整體體會

“新世紀”版高中化學(xué)教材以知識與技能、過程與方法、情感態(tài)度與價值觀三個維度目標統(tǒng)領(lǐng)，以“化學(xué)學(xué)科的基本知識和基本技能”，“科學(xué)探究和化學(xué)學(xué)科的思想觀念、研究方法和學(xué)習策略”，“反映化學(xué)與個人、社會、環(huán)境以及其他科學(xué)技術(shù)的廣泛聯(lián)系、相互作用和影響的STS內(nèi)容”，作為三條內(nèi)容線索貫穿始終，富于整體聯(lián)系。《化學(xué)反應(yīng)原理》（魯科版）比較充分地體現(xiàn)了新課程的理念和課程標準的要求，更好地實現(xiàn)了三個維度目標、三條內(nèi)容線索的融合統(tǒng)一、有機整合，做到了“既破又立”。

《化學(xué)反應(yīng)原理》（魯科版）對于學(xué)生學(xué)習活動和學(xué)習過程進行了細膩的處理，使該教材既充滿了新意，又具有較強的可操作性。該教材設(shè)置了“聯(lián)想?質(zhì)疑”“觀察?思考”“活動?探究”“交流?研討”“遷移?應(yīng)用”“概括?整合”等學(xué)習活動欄目，這些欄目與必修化學(xué)教材中的欄目具有一定的銜接性，更體現(xiàn)了高中生學(xué)習心理和學(xué)習能力發(fā)展的特點?？梢哉f該教材就像濃縮的優(yōu)秀教學(xué)設(shè)計，使得教師不用花很長時間準備，忠實地利用欄目設(shè)置進行教學(xué)活動就可以開展高水平的教學(xué)。

《化學(xué)反應(yīng)原理》（魯科版）的內(nèi)容豐富，內(nèi)涵深刻，更好地體現(xiàn)出化學(xué)科學(xué)的本質(zhì)和真實面貌。該教材為教師的化學(xué)教學(xué)創(chuàng)造提供了很好的引導(dǎo)和空間，體現(xiàn)了時代性、基礎(chǔ)性和選擇性。該教材從“化學(xué)反應(yīng)與能量轉(zhuǎn)化”“化學(xué)反應(yīng)的方向、限度和速率”及“物質(zhì)在水溶液中的行為”三方面介紹有關(guān)化學(xué)反應(yīng)的基本原理和研究方法?，F(xiàn)代化學(xué)工作者都知道這些基本原理和研究方法對于深入了解化學(xué)反應(yīng)的本質(zhì)和規(guī)律是極為重要的，它們不僅具有理論意義，而且具有實用價值。這些基本原理和研究方法一方面是核心的基礎(chǔ)化學(xué)知識，另一方面對學(xué)生將來從事化學(xué)科學(xué)研究與技術(shù)創(chuàng)新具有重要的指導(dǎo)作用。

二、模塊欄目的特點：立體與靈動 新課程新教材倡導(dǎo)“每個學(xué)生都能學(xué)到更加適合自己的化學(xué)”，作為選修模塊的《化學(xué)反應(yīng)原理》也突出了化學(xué)學(xué)科的核心觀念、基本概念原理和基本的思想方法。該教材為了體現(xiàn)科學(xué)的學(xué)習規(guī)律，促進教學(xué)方式轉(zhuǎn)變，發(fā)展學(xué)生能力，采用了豐富多樣、功能強大的教材欄目體系作為教材內(nèi)容的主要呈現(xiàn)方式。這些欄目為教材建構(gòu)起一個立體網(wǎng)絡(luò)式結(jié)構(gòu)，改變傳統(tǒng)教材的單一線性模式，支持建構(gòu)性、結(jié)構(gòu)性和整合性的多樣化教學(xué)方式和學(xué)習方式，既便于老師教，又便于學(xué)生學(xué)?！奥?lián)想?質(zhì)疑”有利于創(chuàng)設(shè)問題情景，激發(fā)學(xué)生的求知欲；“活動?探究”有利于指導(dǎo)學(xué)生親自動手、動腦探索，體驗過程與方法；“交流.研討“可培養(yǎng)學(xué)生表達、分析、歸納總結(jié)和綜合能力；“歷史回眸”“資料在線”“身邊的化學(xué)”“追根尋源”等欄目內(nèi)容，有利于拓寬學(xué)生的知識面；“化學(xué)與技術(shù)”“化學(xué)前沿”可使學(xué)生了解最先進的化學(xué)領(lǐng)域新成果。

化學(xué)是一門以實驗為基礎(chǔ)的自然科學(xué)，實驗活動與探究活動具有豐富內(nèi)涵和獨特魅力，能激發(fā)學(xué)生的學(xué)習興趣、提高認識和解決問題的能力。新課程倡導(dǎo)以探究為核心的多樣化的教學(xué)方式與學(xué)習方式，因此《化學(xué)反應(yīng)原理》教材像所有的化學(xué)新教材一樣，把過去的“學(xué)生實驗”與“演示實驗”轉(zhuǎn)化為課堂的“活動?探究”活動。該教材的“活動?探究”一方面通過活動的程序性內(nèi)容介紹讓學(xué)生進行的研究能夠“研有所據(jù)”，達到“研有所獲”；另一方面通過 “方法導(dǎo)引”和“資料在線”對于重點的探究活動給予化學(xué)問題解決策略和一般思路的提示，或者為學(xué)生思考、分析有關(guān)問題，進行實驗探究活動提供有關(guān)的理論依據(jù)和理化數(shù)據(jù)，體現(xiàn)了《化學(xué)反應(yīng)原理》教材注重對學(xué)生進行科學(xué)過程與方法教育的理念。《化學(xué)反應(yīng)原理》教材對新知識的處理，基本上都是從“聯(lián)想.質(zhì)疑”開始。運用實景性圖片或?qū)W生感興趣的問題營造出有意義的學(xué)習情景，鼓勵學(xué)生聯(lián)想已有的經(jīng)驗和所熟悉的事物、現(xiàn)象，從中發(fā)現(xiàn)問題、產(chǎn)生疑問，激發(fā)思考，明確學(xué)習方向。

在新知識的學(xué)習階段，運用“觀察?思考”“活動?探究”“交流?研討”等欄目，引導(dǎo)學(xué)生通過觀察化學(xué)實驗思考有關(guān)的問題，或通過親自動手實驗探究或進行有關(guān)的調(diào)研活動，與其他同學(xué)進行合作交流，對有關(guān)問題進行討論等多種活動方式建構(gòu)起對新知識的理解和認識，體現(xiàn)了建構(gòu)性的學(xué)習過程。

同時，該教材還利用各種資料性欄目例如“歷史回眸” “資料在線”“身邊的化學(xué)”“化學(xué)與技術(shù)”“化學(xué)前沿”“追根尋源”等欄目內(nèi)容，激發(fā)學(xué)生學(xué)習興趣、擴大學(xué)生視野、促進對教材正文的多角度理解等作用，體現(xiàn)了教材的選擇性功能。

在每一核心內(nèi)容學(xué)習結(jié)束時，運用“遷移應(yīng)用”和“概括?整合”，讓學(xué)生學(xué)以致用，或讓學(xué)生對學(xué)習的內(nèi)容進行整合，對知識之間的內(nèi)在聯(lián)系加以組織和精致，理解、把握其中本質(zhì)性的規(guī)律，建立知識網(wǎng)絡(luò)，這又體現(xiàn)了學(xué)生認知的結(jié)構(gòu)性和整合性。

三 模塊內(nèi)容特點：走向定量

高中化學(xué)新教材改變歷史上的幾種教材以采用降低難度、刪減有價值的學(xué)習內(nèi)容來解決學(xué)生水平差異的問題，嘗試和探索著通過課程設(shè)計取向的多樣性、教學(xué)要求和內(nèi)容處理的層次性，體現(xiàn)學(xué)習的選擇性，從而保證高質(zhì)量的基礎(chǔ)性，使“每個學(xué)生都能學(xué)到更加適合自己的化學(xué)”。必修模塊是在義務(wù)教育化學(xué)課程基礎(chǔ)上為全體高中生開設(shè)的必修課程，旨在進一步提高學(xué)生未來發(fā)展所需要的與化學(xué)相關(guān)的科學(xué)素養(yǎng)，促進學(xué)生在知識與技能、過程與方法、情感態(tài)度與價值觀等方面得到全面發(fā)展，同時也為學(xué)生學(xué)習其他選修化學(xué)課程模塊和相關(guān)學(xué)科課程提供必要基礎(chǔ)。選修課程是在必修課程基礎(chǔ)上為滿足學(xué)生的不同需要而設(shè)置的。旨在引導(dǎo)學(xué)生進一步學(xué)習化學(xué)科學(xué)的基礎(chǔ)知識、基本技能和研究方法，更深刻地了解化學(xué)與人類生活、科學(xué)技術(shù)進步和社會發(fā)展的關(guān)系，以提高化學(xué)科學(xué)素養(yǎng)，為具有不同潛能和特長的學(xué)生未來的發(fā)展打下良好基礎(chǔ)。因此選修模塊的教材要以學(xué)生個性發(fā)展的多樣化需要為主，注意到與必修模塊教科書的合理銜接，促進基礎(chǔ)知識的深化與分析，拓寬知識面，提高化學(xué)素養(yǎng)，促進學(xué)生解決問題能力的提高。

作為選修模塊的《化學(xué)反應(yīng)原理》是為對化學(xué)原理有較高要求的學(xué)生所設(shè)計的，在陳述方式和內(nèi)容深度上仍保持高中階段應(yīng)有的要求及與基礎(chǔ)模塊的銜接，但是更注重于學(xué)科知識的認知過程和要求，在敘述與推演上更重視事物間的科學(xué)內(nèi)涵與發(fā)展的邏輯關(guān)系。認真品讀與研究《化學(xué)反應(yīng)原理》模塊內(nèi)容，我發(fā)現(xiàn)它與以往教材相比最鮮明特點是：從過去的定性描述走向定量分析。這樣引導(dǎo)學(xué)生學(xué)習現(xiàn)代化學(xué)的最基礎(chǔ)最核心的化學(xué)知識和掌握最基本的科學(xué)研究方法，在內(nèi)容本質(zhì)上提高學(xué)生學(xué)習的化學(xué)知識“含金量”，促進學(xué)生專業(yè)品質(zhì)和科學(xué)素養(yǎng)的更進一步提升。

第1章“化學(xué)反應(yīng)與能量轉(zhuǎn)化”將過去教材中的很少出現(xiàn)的一個定量的學(xué)生實驗“測定中和反應(yīng)的反應(yīng)熱”放到課堂教學(xué)中的“活動.探究”，成為“化學(xué)反應(yīng)的熱效應(yīng)” 部分教材和教學(xué)中的主干組成?！盎瘜W(xué)反應(yīng)的焓變”由過去的簡單了解要求提升到新教材應(yīng)用蓋斯定律進行探討與計算。這樣從定量層次討論化學(xué)能轉(zhuǎn)化問題，使大家對化學(xué)反應(yīng)與能量轉(zhuǎn)化認識產(chǎn)生質(zhì)的飛躍。第2章“化學(xué)反應(yīng)臺的方向、限度與速率”是在具有化學(xué)平衡和化學(xué)反應(yīng)速率的初步概念并已經(jīng)能夠定量描述化學(xué)反應(yīng)的熱效應(yīng)的基礎(chǔ)上引入“焓變”與“熵變” 定量探討化學(xué)進行的方向，引入“化學(xué)平衡常數(shù)”定量探討和描述化學(xué)反應(yīng)的限度，應(yīng)用化學(xué)平衡常數(shù)和“氣體分壓定律”定量探討溫度、濃度和壓強對化學(xué)平衡的影響。引入“反應(yīng)速率常數(shù)”定量探討濃度、溫度對反應(yīng)速率的影響；引入“活化能”，結(jié)合反應(yīng)速率常數(shù)定量探討溫度和催化劑對反應(yīng)速率的影響。第3章“物質(zhì)在水溶液中的行為”是在能夠應(yīng)用理論定量分析化學(xué)反應(yīng)的可能性、計算反應(yīng)的最大反應(yīng)限度和平衡移動情況的基礎(chǔ)上引入“電離平衡常數(shù)”對水溶液中的弱電解質(zhì)的電離平衡進行定量探討和研究；引入“溶度積”對沉淀在水中的溶解平衡和沉淀的溶解與生成、轉(zhuǎn)化進行定量研究和探討。

《化學(xué)反應(yīng)原理》在內(nèi)容上如此多的定量探討的內(nèi)容，在高中階段有什么用途和意義呢？在過去的教材使用過程中，常常遇到學(xué)生的“這個反應(yīng)為什么可以發(fā)生而另一個反應(yīng)卻不能發(fā)生？”、“這些反應(yīng)條件怎樣影響反應(yīng)速率和化學(xué)平衡？”、“為什么生成的沉淀是這種物質(zhì)而不是那種物質(zhì)？”等等問題讓我們欲言難齒而苦惱。例如初中化學(xué)課本C還原CuO的反應(yīng)產(chǎn)物是Cu和CO2，而高中化學(xué)課本C還原SiO2產(chǎn)物為Si和CO。為什么C在這兩個相類似的反應(yīng)里被氧化的產(chǎn)物不一樣呢？根據(jù)《化學(xué)反應(yīng)原理》第2章“化學(xué)反應(yīng)臺的方向、限度與速率”引入的“焓變”與“熵變”對化學(xué)反應(yīng)進行的方向和程度影響的知識，我們可以依據(jù)△H-T△S的值的大小判斷一個化學(xué)反應(yīng)進行的方向?，F(xiàn)在我們就可以這樣和學(xué)生一起對上面問題進行定量分析：

對于C還原CuO所發(fā)生的反應(yīng)有下列兩種可能情況：

1、如果反應(yīng)為：2CuO+C=2Cu+CO2↑，則

△H-T△S =(-394.4+2×0)-[2×(-127.2)+0]=-140.0(kJ)<0

2、如果反應(yīng)為：CuO+C=Cu+CO↑，則

△H-T△S =(-137.3+0)-(127.2+0)=-10.1(kJ)<0

根據(jù)以上計算的△H-T△S均小于零，說明這兩個反應(yīng)都有可能發(fā)生。但反應(yīng)(1)的△H-T△S更負，因此反應(yīng)按照(1)式進行的趨勢占優(yōu)勢，說明C還原CuO的反應(yīng)里，將C的氧化產(chǎn)物寫成CO2更合理。實驗結(jié)果表明C的氧化產(chǎn)物也是CO2。

對于C還原SiO2，我們也可以做相似的定量研究：

1、如果反應(yīng)為SiO2+C=Si+CO2↑，則：△H-T△S =(-394.4+0)-(-805.0+0)

=-394.4+805.0=410.6(kJ)>0

2、如果反應(yīng)為SiO2+2C=Si+2CO↑，則：△H-T△S =[(-137.3)×2+0]-(-805.0+2×0)=530.4(kJ)>0

由于△H-T△S均為正值大于零，則這兩個反應(yīng)在標準狀態(tài)都不能自發(fā)發(fā)生。那么在高溫下能否進行？我們可以用△H-T△S進行進一步計算與研討。

當反應(yīng)為SiO2+C=Si+CO2↑時，△

H°3=(-393.51+0)-(-859.4+0)=465.89(kJ)

△S°3=(213.64+18.7)-(41.86+5.69)=184.79(J·K-1)。我們可以得到這樣一個式

子：△H-T△S=465.89-184.79×10-3 T

設(shè)△H-T△S <0 即465.89-184.79×10-3T< 0。我們可以解出T>2521.18K，也就是說當溫度升高到2521.18K時，該反應(yīng)能發(fā)生。

當反應(yīng)為SiO2+2C=Si+2CO↑時，△H°4=(-110.53×2+0)-(-859.4+2×0)=638.34(kJ)

△S°4=(197.91×2+18.7)-(41.86+2×5.69)=361.28(J·K-1)則：△H-T△S=638.34-361.28×10-3T。設(shè)△H-T△S <0，即638.34-361.28×10-3T<0

我們可以解出T>1766.88K。即當溫度超過1766.88K時，反應(yīng)按生成Si和CO方式進行。經(jīng)以上的定量探討，我們可以得知：在高溫條件下，△H-T△S都可變?yōu)樨撝怠Ｒ簿褪钦f，在高溫條件下這兩個反應(yīng)都能進行。但生成Si和CO的反應(yīng)比生成Si和CO2的反應(yīng)易進行，因生成Si和CO的溫度較生成Si和CO2低754.3K。所以我們將SiO2跟C的反應(yīng)寫成：SiO2+2C=Si+2CO更能合乎實際反應(yīng)事實?，F(xiàn)代化學(xué)的發(fā)展已經(jīng)走向定量化，走向定量是化學(xué)作為一門學(xué)科成熟的標志。高中化學(xué)新教材選修模塊在內(nèi)容上導(dǎo)向引導(dǎo)學(xué)生運用適當?shù)臄?shù)學(xué)方法，定量的分析和解決有關(guān)化學(xué)反應(yīng)的問題，因此新教材體現(xiàn)了的鮮明時代特點和中學(xué)學(xué)科發(fā)展要求。通過對《化學(xué)反應(yīng)原理》（魯科版）的品讀與研討，我們不得不贊同北師大博導(dǎo)王磊教授的觀點：該套化學(xué)新教材是“有靈魂和有生命”的，反映了高中化學(xué)課程內(nèi)容改革的重要趨勢和方向

參考文獻：

1、王 磊 《高觀點 大視野 多角度》 《化學(xué)教育》 2005年第3期

2、李雙峰 《新課程的教材版本及主要特點》《讀書時報*化學(xué)天地》2005年第1期

第四篇：高中化學(xué)方程式選修四總結(jié)

非金屬單質(zhì)（F2，Cl2 , O2 , S, N2 , P , C , Si）

N2+6K===2K3N

N2+6Rb===2Rb3N

1, 氧化性：

F2 + H2 === 2HF

F2 +Xe(過量)===XeF2

2F2（過量）+Xe===XeF4

nF2 +2M===2MFn(表示大部分金屬)

2F2 +2H2O===4HF+O2

2F2 +2NaOH===2NaF+OF2 +H2O

F2 +2NaCl===2NaF+Cl2

F2 +2NaBr===2NaF+Br2

F2+2NaI ===2NaF+I2

F2 +Cl2(等體積)===2ClF

3F2(過量)+Cl2===2ClF3

7F2(過量)+I2 ===2IF7

Cl2 +H2 ===2HCl

3Cl2 +2P===2PCl3

Cl2 +PCl3 ===PCl5

Cl2 +2Na===2NaCl

3Cl2 +2Fe===2FeCl3

Cl2 +2FeCl2 ===2FeCl3

Cl2+Cu===CuCl2

2Cl2+2NaBr===2NaCl+Br2

Cl2 +2NaI ===2NaCl+I2

5Cl2+I2+6H2O===2HIO3+10HCl

Cl2 +Na2S===2NaCl+S

Cl2 +H2S===2HCl+S

Cl2+SO2 +2H2O===H2SO4 +2HCl

Cl2 +H2O2 ===2HCl+O2

2O2 +3Fe===Fe3O4

O2+K===KO2

S+H2===H2S

2S+C===CS2

S+Fe===FeS

S+2Cu===Cu2S

3S+2Al===Al2S3

S+Zn===ZnS

N2+3H2===2NH3

N2+3Mg===Mg3N2

N2+3Ca===Ca3N2

N2+3Ba===Ba3N2

N2+6Na===2Na3N

P2+6H2===4PH3

P+3Na===Na3P

2P+3Zn===Zn3P2

2．還原性

S+O2===SO2

S+O2===SO2

S+6HNO3(濃)===H2SO4+6NO2+2H2O

3S+4 HNO3(稀)===3SO2+4NO+2H2O

N2+O2===2NO

4P+5O2===P4O10(常寫成P2O5)

2P+3X2===2PX3（X表示F2，Cl2，Br2）

PX3+X2===PX5

P4+20HNO3(濃)===4H3PO4+20NO2+4H2O

C+2F2===CF4

C+2Cl2===CCl4

2C+O2(少量)===2CO

C+O2(足量)===CO2

C+CO2===2CO

C+H2O===CO+H2(生成水煤氣)

2C+SiO2===Si+2CO(制得粗硅)

Si(粗)+2Cl===SiCl4

(SiCl4+2H2===Si(純)+4HCl)

Si(粉)+O2===SiO2

Si+C===SiC(金剛砂)

Si+2NaOH+H2O===Na2SiO3+2H2

3，（堿中）歧化

Cl2+H2O===HCl+HClO

（加酸抑制歧化，加堿或光照促進歧化）

Cl2+2NaOH===NaCl+NaClO+H2O

2Cl2+2Ca（OH）2===CaCl2+Ca（ClO）2+2H2O

3Cl2+6KOH（熱，濃）===5KCl+KClO3+3H2O

3S+6NaOH===2Na2S+Na2SO3+3H2O

4P+3KOH（濃）+3H2O===PH3+3KH2PO2

11P+15CuSO4+24H2O===5Cu3P+6H3PO4+15H2SO4

3C+CaO===CaC2+CO

3C+SiO2===SiC+2CO

二，金屬單質(zhì)（Na，Mg，Al，F(xiàn)e）的還原性

2Na+H2===2NaH

4Na+O2===2Na2O

2Na2O+O2===2Na2O2

2Na+O2===Na2O2

2Na+S===Na2S（爆炸）

2Na+2H2O===2NaOH+H2

2Na+2NH3===2NaNH2+H2

4Na+TiCl4（熔融）===4NaCl+Ti

Mg+Cl2===MgCl2

Mg+Br2===MgBr2

2Mg+O2===2MgO

Mg+S===MgS

Mg+2H2O===Mg（OH）2+H2

2Mg+TiCl4（熔融）===Ti+2MgCl2

Mg+2RbCl===MgCl2+2Rb

2Mg+CO2===2MgO+C

2Mg+SiO2===2MgO+Si

Mg+H2S===MgS+H2

Mg+H2SO4===MgSO4+H2

2Al+3Cl2===2AlCl3

4Al+3O2===2Al2O3（鈍化）

4Al(Hg)+3O2+2xH2O===2(Al2O3.xH2O)+4Hg

4Al+3MnO2===2Al2O3+3Mn

2Al+Cr2O3===Al2O3+2Cr

2Al+Fe2O3===Al2O3+2Fe

2Al+3FeO===Al2O3+3Fe

2Al+6HCl===2AlCl3+3H2

2Al+3H2SO4===Al2(SO4)3+3H2

2Al+6H2SO4(濃)===Al2(SO4)3+3SO2+6H2O

(Al,Fe在冷,濃的H2SO4,HNO3中鈍化)

Al+4HNO(稀)===Al(NO3)3+NO+2H2O 3Fe+4H2O(g)===Fe3O4+4H2

Fe+2HCl===FeCl2+H2

Fe+CuCl2===FeCl2+Cu

Fe+SnCl4===FeCl2+SnCl2

(鐵在酸性環(huán)境下,不能把四氯化錫完全

還原為單質(zhì)

錫 Fe+SnCl2==FeCl2+Sn)

三, 非金屬氫化物(HF,HCl,H2O,H2S,NH3)

1,還原性:

4HCl(濃)+MnO2===MnCl2+Cl2+2H2O

4HCl(g)+O2===2Cl2+2H2O

16HCl+2KMnO4===2KCl+2MnCl2+5Cl2+8H2O

14HCl+K2Cr2O7===2KCl+2CrCl3+3Cl2+7H2O

2H2O+2F2===4HF+O2

2H2S+3O2(足量)===2SO2+2H2O

2H2S+O2(少量)===2S+2H2O

2H2S+SO2===3S+2H2O

H2S+H2SO4(濃)===S+SO2+2H2O

3H2S+2HNO(稀)===3S+2NO+4H2O

5H2S+2KMnO4+3H2SO4===2MnSO4+K2SO4+5S+8H2O

3H2S+K2Cr2O7+4H2SO4===Cr2(SO4)3+K2SO4+3S+7H2O 高中化學(xué)方程式小結(jié)（僅供參考）

H2S+4Na2O2+2H2O===Na2SO4+6NaOH

2NH3+3CuO===3Cu+N2+3H2O

2NH3+3Cl2===N2+6HCl

8NH3+3Cl2===N2+6NH4Cl

4NH3+3O2(純氧)===2N2+6H2O

4NH3+5O2===4NO+6H2O

4NH3+6NO===5N2+6HO(用氨清除NO)

NaH+H2O===NaOH+H2

4NaH+TiCl4===Ti+4NaCl+2H2

CaH2+2H2O===Ca(OH)2+2H2

2,酸性:

4HF+SiO2===SiF4+2H2O

（此反應(yīng)廣泛應(yīng)用于測定礦樣或鋼樣中SiO2的含量）

2HF+CaCl2===CaF2+2HCl

H2S+Fe===FeS+H2

H2S+CuCl2===CuS+2HCl

H2S+2AgNO3===Ag2S+2HNO3

H2S+HgCl2===HgS+2HCl

H2S+Pb(NO3)2===PbS+2HNO3

H2S+FeCl2=== FeS+2HCl↑

2NH3+2Na==2NaNH2+H2

(NaNH2+H2O===NaOH+NH3)

3，堿性：

NH3+HCl===NH4Cl

NH3+HNO3===NH4NO3

2NH3+H2SO4===(NH4)2SO4

NH3+NaCl+H2O+CO2===NaHCO3↓+NH4Cl

（此反應(yīng)用于工業(yè)制備小蘇打，蘇打）

4，不穩(wěn)定性：

2HF===H2+F2

2HCl===H2+Cl2

2H2O===2H2+O2

2H2O2===2H2O+O2

H2S===H2+S

2NH3===N2+3H2

四，非金屬氧化物

１，低價態(tài)的還原性：

2SO2+O2===2SO3

2SO2+O2+2H2O===2H2SO4

（這是SO2在大氣中緩慢發(fā)生的環(huán)境化學(xué)反應(yīng)）

SO2+Cl2+2H2O===H2SO4+2HCl

SO2+Br2+2H2O===H2SO4+2HBr

SO2+I2+2H2O===H2SO4+2HI

SO2+NO2===SO3+NO

2NO+O2===2NO2

NO+NO2+2NaOH===2NaNO2

（用于制硝酸工業(yè)中吸收尾氣中的NO和NO2）

2CO+O2===2CO2

CO+CuO===Cu+CO2

3CO+Fe2O3===2Fe+3CO2

CO+H2O===CO2+H2

2，氧化性：

SO2+2H2S===3S+2H2O

SO3+2KI===K2SO3+I2

NO2+2KI+H2O===NO+I2+2KOH

（不能用淀粉KI溶液鑒別溴蒸氣和NO2）

4NO2+H2S===4NO+SO3+H2O

2NO2+Cu===4CuO+N2

CO2+2Mg===2MgO+C

(CO2不能用于撲滅由

Mg,Ca,Ba,Na,K等燃燒的火災(zāi))

SiO2+2H2===Si+2H2O

SiO2+2Mg===2MgO+Si

3,與水的作用:

SO2+H2O===H2SO3

SO3+H2O===H2SO4

3NO2+H2O===2HNO3+NO ↑

N2O5+H2O===2HNO3

P2O5+H2O===2HPO3

P2O5+3H2O===2H3PO4

(P2O5極易吸水,可作氣體干燥劑

P2O5+3H2SO4(濃)===2H3PO4+3SO3)

CO2+H2O===H2CO3

第五篇：人教版高中化學(xué)選修三知識點

故有知識的人，道義上有為后者代言的義務(wù)。人最容易喪失的是同情心，而杜甫就是一個正面例子。下面小編給大家分享一些人教版高中化學(xué)選修三知識，希望能夠幫助大家，歡迎閱讀!

人教版高中化學(xué)選修三知識1

原子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)

1、電子云：用小黑點的疏密來描述電子在原子核外空間出現(xiàn)的機會大小所得的圖形叫電子云圖。離核越近，電子出現(xiàn)的機會大，電子云密度越大;離核越遠，電子出現(xiàn)的機會小，電子云密度越小。

2、電子層(能層)：根據(jù)電子的能量差異和主要運動區(qū)域的不同，核外電子分別處于不同的電子層.原子由里向外對應(yīng)的電子層符號分別為K、L、M、N、O、P、Q.3、原子軌道(能級即亞層)：處于同一電子層的原子核外電子，也可以在不同類型的原子軌道上運動，分別用s、p、d、f表示不同形狀的軌道，s軌道呈球形、p軌道呈紡錘形，d軌道和f軌道較復(fù)雜.各軌道的伸展方向個數(shù)依次為1、3、5、7。

4、原子核外電子的運動特征可以用電子層、原子軌道(亞層)和自旋方向來進行描述.在含有多個核外電子的原子中，不存在運動狀態(tài)完全相同的兩個電子。

5、原子核外電子排布原理：

(1)能量最低原理:電子先占據(jù)能量低的軌道，再依次進入能量高的軌道;

(2)泡利不相容原理:每個軌道最多容納兩個自旋狀態(tài)不同的電子;

(3)洪特規(guī)則:在能量相同的軌道上排布時，電子盡可能分占不同的軌道，且自旋狀態(tài)相同。

洪特規(guī)則的特例:在等價軌道的全充滿(p6、d10、f14)、半充滿(p3、d5、f7)、全空時(p0、d0、f0)的狀態(tài)，具有較低的能量和較大的穩(wěn)定性.如24Cr[Ar]3d54s1、29Cu [Ar]3d104s16、根據(jù)構(gòu)造原理，基態(tài)原子核外電子的排布遵循圖⑴箭頭所示的順序。

根據(jù)構(gòu)造原理，可以將各能級按能量的差異分成能級組如圖⑵所示，由下而上表示七個能級組，其能量依次升高;在同一能級組內(nèi)，從左到右能量依次升高。基態(tài)原子核外電子的排布按能量由低到高的順序依次排布。

7、第一電離能：氣態(tài)電中性基態(tài)原子失去1個電子，轉(zhuǎn)化為氣態(tài)基態(tài)正離子所需要的能量叫做第一電離能。常用符號I1表示，單位為kJ/mol。

(1)原子核外電子排布的周期性

隨著原子序數(shù)的增加,元素原子的外圍電子排布呈現(xiàn)周期性的變化:每隔一定數(shù)目的元素，元素原子的外圍電子排布重復(fù)出現(xiàn)從ns1到ns2np6的周期性變化.(2)元素第一電離能的周期性變化

隨著原子序數(shù)的遞增，元素的第一電離能呈周期性變化:

★同周期從左到右，第一電離能有逐漸增大的趨勢，稀有氣體的第一電離能最大，堿金屬的第一電離能最小;

★同主族從上到下，第一電離能有逐漸減小的趨勢。

說明：

①同周期元素，從左往右第一電離能呈增大趨勢。電子亞層結(jié)構(gòu)為全滿、半滿時較相鄰元素要大即第 ⅡA 族、第 ⅤA族元素的第一電離能分別大于同周期相鄰元素。Be、N、Mg、P

②元素第一電離能的運用：

a.電離能是原子核外電子分層排布的實驗驗證

b.用來比較元素的金屬性的強弱。I1越小，金屬性越強，表征原子失電子能力強弱。

(3)元素電負性的周期性變化

元素的電負性：元素的原子在分子中吸引電子對的能力叫做該元素的電負性。

隨著原子序數(shù)的遞增，元素的電負性呈周期性變化：同周期從左到右，主族元素電負性逐漸增大;同一主族從上到下，元素電負性呈現(xiàn)減小的趨勢。

電負性的運用:

a.確定元素類型(一般>1.8，非金屬元素;<1.8，金屬元素)。

b.確定化學(xué)鍵類型(兩元素電負性差值>1.7，離子鍵;<1.7，共價鍵)。

c.判斷元素價態(tài)正負(電負性大的為負價，小的為正價)。

d.電負性是判斷金屬性和非金屬性強弱的重要參數(shù)(表征原子得電子能力強弱)。

8、化學(xué)鍵：相鄰原子之間強烈的相互作用?；瘜W(xué)鍵包括離子鍵、共價鍵和金屬鍵。

9、離子鍵：陰、陽離子通過靜電作用形成的化學(xué)鍵

離子鍵強弱的判斷:離子半徑越小，離子所帶電荷越多，離子鍵越強，離子晶體的熔沸點越高。

離子鍵的強弱可以用晶格能的大小來衡量，晶格能是指拆開1mol離子晶體使之形成氣態(tài)陰離子和陽離子所吸收的能量。晶格能越大，離子晶體的熔點越高、硬度越大。

離子晶體:通過離子鍵作用形成的晶體。

典型的離子晶體結(jié)構(gòu)：NaCl型和CsCl型.氯化鈉晶體中，每個鈉離子周圍有6個氯離子，每個氯離子周圍有6個鈉離子，每個氯化鈉晶胞中含有4個鈉離子和4個氯離子;氯化銫晶體中，每個銫離子周圍有8個氯離子，每個氯離子周圍有8個銫離子，每個氯化銫晶胞中含有1個銫離子和1個氯離子.人教版高中化學(xué)選修三知識2

原子核外電子排布原理

1.能層、能級與原子軌道

(1)能層(n)：在多電子原子中，核外電子的能量是不同的，按照電子的能量差異將其分成不同能層。通常用K、L、M、N……表示，能量依次升高。

(2)能級：同一能層里電子的能量也可能不同，又將其分成不同的能級，通常用s、p、d、f等表示，同一能層里，各能級的能量按s、p、d、f的順序依次升高，即：E(s)

(3)原子軌道：電子云輪廓圖給出了電子在核外經(jīng)常出現(xiàn)的區(qū)域。這種電子云輪廓圖稱為原子軌道。

【特別提示】

(1)任一能層的能級總是從s能級開始，而且能級數(shù)等于該能層序數(shù)。

(2)以s、p、d、f……排序的各能級可容納的最多電子數(shù)依次為1、3、5、7……的二倍。(3)構(gòu)造原理中存在著能級交錯現(xiàn)象。由于能級交錯，3d軌道的能量比4s軌道的能量高，排電子時先排4s軌道再排3d軌道，而失電子時，卻先失4s軌道上的電子。

(4)前四周期的能級排布(1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p)。第一能層(K)，只有s能級;第二能層(L)，有s、p兩種能級，p能級上有三個原子軌道px、py、pz，它們具有相同的能量;第三能層(M)，有s、p、d三種能級。

(5)當出現(xiàn)d軌道時，雖然電子按ns，(n-1)d，np順序填充，但在書寫電子排布式時，仍把(n-1)d放在ns前。

(6)在書寫簡化的電子排布式時，并不是所有的都是[X]+價電子排布式(注：X代表上一周期稀有氣體元素符號)。

2.基態(tài)原子的核外電子排布

(1)能量最低原理

電子盡可能地先占有能量低的軌道，然后進入能量高的軌道，使整個原子的能量處于最低狀態(tài)。如圖為構(gòu)造原理示意圖，即基態(tài)原子核外電子在原子軌道上的排布順序圖。

注意：所有電子排布規(guī)則都需要滿足能量最低原理。

(2)泡利原理

每個原子軌道里最多只能容納2個電子，且自旋狀態(tài)相反。

(3)洪特規(guī)則

當電子排布在同一能級的不同軌道時，基態(tài)原子中的電子總是優(yōu)先單獨占據(jù)一個軌道，且自旋狀態(tài)相同。

洪特規(guī)則特例：當能量相同的原子軌道在全滿(p6、d10、f14)、半滿(p3、d5、f7)和全空(p0、d0、f0)狀態(tài)時，體系的能量最低。

3.基態(tài)、激發(fā)態(tài)及光譜示意圖

(1)電子的躍遷

①基態(tài)→激發(fā)態(tài)

當基態(tài)原子的電子吸收能量后，會從低能級躍遷到較高能級，變成激發(fā)態(tài)原子。

②激發(fā)態(tài)→基態(tài)

激發(fā)態(tài)原子的電子從較高能級躍遷到低能級時會釋放出能量。

(2)原子光譜

不同元素的原子發(fā)生躍遷時會吸收或釋放不同的光，可以用光譜儀攝取各種元素原子的吸收光譜或發(fā)射光譜，總稱原子光譜。

人教版高中化學(xué)選修三知識3

原子結(jié)構(gòu)與元素性質(zhì).原子結(jié)構(gòu)與元素周期表

(1)原子結(jié)構(gòu)與元素周期表

(2)每族元素的價層電子排布特點

①主族

②0族：He：1s2;其他ns2np6。

③過渡元素(副族和第Ⅷ族)：(n-1)d1～10ns1～2。

(3)元素周期表的分區(qū)

①根據(jù)核外電子排布

a.分區(qū)

b.各區(qū)元素化學(xué)性質(zhì)及原子最外層電子排布特點

②根據(jù)元素金屬性與非金屬性可將元素周期表分為金屬元素區(qū)和非金屬元素區(qū)(如下圖)，處于金屬與非金屬交界線(又稱梯形線)附近的非金屬元素具有一定的金屬性，又稱為半金屬或準金屬，但不能叫兩性非金屬。

【特別提示】

“外圍電子排布”即“價電子層”，對于主族元素，價電子層就是最外電子層，而對于過渡元素原子不僅僅是最外電子層，如Fe的價電子層排布為3d64s2。.對角線規(guī)則

在元素周期表中，某些主族元素與右下方的主族元素的有些性質(zhì)是相似的。.元素周期律

(1)原子半徑

①影響因素

能層數(shù)：能層數(shù)越多，原子半徑越大。

核電荷數(shù)：能層數(shù)相同，核電荷數(shù)越大，原子半徑越小。

②變化規(guī)律

元素周期表中的同周期主族元素從左到右，原子半徑逐漸減小;同主族元素從上到下，原子半徑逐漸增大。

(2)電離能

①第一電離能：氣態(tài)電中性基態(tài)原子失去一個電子轉(zhuǎn)化為氣態(tài)基態(tài)正離子所需要的最低能量，符號：I1，單位：kJ/mol。

②規(guī)律

a.同周期：第一種元素的第一電離能最小，最后一種元素的第一電離能最大，總體呈現(xiàn)從左至右逐漸增大的變化趨勢。

b.同族元素：從上至下第一電離能逐漸減小。

c.同種原子：逐級電離能越來越大(即I1

(3)電負性

①含義：元素的原子在化合物中吸引鍵合電子能力的標度。元素的電負性越大，表示其原子在化合物中吸引鍵合電子的能力越強。

②標準：以最活潑的非金屬氟的電負性為4.0作為相對標準，計算得出其他元素的電負性(稀有氣體未計)。

③變化規(guī)律

金屬元素的電負性一般小于1.8，非金屬元素的電負性一般大于1.8，而位于非金屬三角區(qū)邊界的“類金屬”(如鍺、銻等)的電負性則在1.8左右。

在元素周期表中，同周期從左至右，元素的電負性逐漸增大，同主族從上至下，元素的電負性逐漸減小。.電離能、電負性的應(yīng)用

(1)電離能的應(yīng)用

①判斷元素金屬性的強弱

電離能越小，金屬越容易失去電子，金屬性越強;反之越弱。

②判斷元素的化合價(I1、I2……表示各級電離能)

如果某元素的In+1?In，則該元素的常見化合價為+n。如鈉元素I2?I1，所以鈉元素的化合價為+1。

③判斷核外電子的分層排布情況

多電子原子中，元素的各級電離能逐級增大，有一定的規(guī)律性。當電離能的變化出現(xiàn)突變時，電子層數(shù)就可能發(fā)生變化。

④反映元素原子的核外電子排布特點

同周期元素從左向右，元素的第一電離能并不是逐漸增大的，當元素的核外電子排布是全空、半充滿和全充滿狀態(tài)時，第一電離能就會反常的大。

人教版高中化學(xué)選修三知識4

共價鍵

1.本質(zhì)

在原子之間形成共用電子對(電子云的重疊)。

2.特征

具有飽和性和方向性。

3.分類

【特別提示】

(1)只有兩原子的電負性相差不大時，才能形成共用電子對，形成共價鍵，當兩原子的電負性相差很大(大于1.7)時，不會形成共用電子對，而形成離子鍵。

(2)同種元素原子間形成的共價鍵為非極性鍵，不同種元素原子間形成的共價鍵為極性鍵。

(3)在分子中，有的只存在極性鍵，如HCl、NH3等，有的只存在非極性鍵，如N2、H2等，有的既存在極性鍵又存在非極性鍵，如H2O2、C2H4等;有的不存在化學(xué)鍵，如稀有氣體分子。

(4)在離子化合物中，一定存在離子鍵，有的存在極性共價鍵，如NaOH、Na2SO4等;有的存在非極性鍵，如Na2O2、CaC2等。

(5)通過物質(zhì)的結(jié)構(gòu)式，可以快速有效地判斷鍵的種類及數(shù)目;判斷成鍵方式時，需掌握：共價單鍵全為σ鍵，雙鍵中有一個σ鍵和一個π鍵，三鍵中有一個σ鍵和兩個π鍵。

4.鍵參數(shù)

(1)概念

(2)鍵參數(shù)對分子性質(zhì)的影響

鍵能越大，鍵長越短，分子越穩(wěn)定。

5.等電子原理

原子總數(shù)相同，價電子總數(shù)相同的分子具有相似的化學(xué)鍵特征，物理性質(zhì)相近，但化學(xué)性質(zhì)不同。

常見的等電子體

人教版高中化學(xué)選修三知識5

分子的立體結(jié)構(gòu)

1.價層電子對互斥理論

(1)價層電子對在球面上彼此相距最遠時，排斥力最小，體系的能量最低。

(2)孤電子對的排斥力較大，孤電子對越多，排斥力越強，鍵角越小。

(3)用價層電子對互斥理論推測分子的立體構(gòu)型的關(guān)鍵是判斷分子中中心原子上的價層電子對數(shù)。

其中：a是中心原子的價電子數(shù)(陽離子要減去電荷數(shù)、陰離子要加上電荷數(shù))，b是1個與中心原子結(jié)合的原子提供的價電子數(shù)，x是與中心原子結(jié)合的原子數(shù)。

(4)價層電子對互斥理論與分子構(gòu)型.雜化軌道理論

當原子成鍵時，原子的價電子軌道相互混雜，形成與原軌道數(shù)相等且能量相同的雜化軌道。雜化軌道數(shù)不同，軌道間的夾角不同，形成分子的空間結(jié)構(gòu)不同。

3.配位鍵

(1)孤電子對

分子或離子中沒有跟其他原子共用的電子對稱孤電子對。

(2)配位鍵

①配位鍵的形成：成鍵原子一方提供孤電子對，另一方提供空軌道形成共價鍵。

②配位鍵的表示：常用“―→”來表示配位鍵，箭頭指向接受孤電子對的原子，如NH4+可表示如下，在NH4+中，雖然有一個N—H鍵形成過程與其他3個N—H鍵形成過程不同，但是一旦形成之后，4個共價鍵就完全相同。

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