1、高一化学模块I主要知识及化学方程式一、研究物质性质的方法和程序1基本方法：观察法、实验法、分类法、比较法2基本程序：略3：用比较的方法对观察到的现象进行分析、综合、推论，概括出结论。二、钠及其化合物的性质：1钠在空气中缓慢氧化：4Na+O2=2Na2O2钠在空气中燃烧：2Na+O2点燃=Na2O23钠与水反应：2Na+2H2O=2NaOH+H2现象：钠浮在水面上；熔化为银白色小球；在水面上四处游动；伴有嗞嗞响声；滴有酚酞的水变红色。4过氧化钠与水反应：2Na2O2+2H2O=4NaOH+O25过氧化钠与二氧化碳反应：2Na2O2+2CO2=2Na2CO3+O26碳酸氢钠受热分解：2NaHCO3
2、=Na2CO3+H2O+CO27氢氧化钠与碳酸氢钠反应：NaOH+NaHCO3=Na2CO3+H2O8在碳酸钠溶液中通入二氧化碳：Na2CO3+CO2+H2O=2NaHCO3三、氯及其化合物的性质1氯气与氢氧化钠的反应：Cl2+2NaOH=NaCl+NaClO+H2O2铁丝在氯气中燃烧：2Fe+3Cl2点燃=2FeCl33制取漂白粉（氯气能通入石灰浆）2Cl2+2Ca(OH)2=CaCl2+Ca(ClO)2+2H2O4氯气与水的反应：Cl2+H2O=HClO+HCl5次氯酸钠在空气中变质：NaClO+CO2+H2O=NaHCO3+HClO6次氯酸钙在空气中变质：Ca（ClO）2+CO2+H2O
3、=CaCO3+2HClO四、以物质的量为中心的物理量关系1物质的量n（mol）=N/NA2物质的量n（mol）=m/M3标准状况下气体物质的量n（mol）=V/V(m)4溶液中溶质的物质的量n（mol）=cV五、胶体：1定义：分散质粒子直径介于1100nm之间的分散系。2胶体性质：丁达尔现象聚沉电泳布朗运动3胶体提纯：渗析六、电解质和非电解质1定义：条件：水溶液或熔融状态；性质：能否导电；物质类别：化合物。2强电解质：强酸、强碱、大多数盐；弱电解质：弱酸、弱碱、水等。3离子方程式的书写：写：写出化学方程式拆：将易溶、易电离的物质改写成离子形式，其它以化学式形式出现。下列情况不拆：难溶物质、难电
4、离物质（弱酸、弱碱、水等）、氧化物、HCO3-等。删：将反应前后没有变化的离子符号删去。查：检查元素是否守恒、电荷是否守恒。4离子反应、离子共存问题：下列离子不能共存在同一溶液中：生成难溶物质的离子：如Ba2+与SO42-；Ag+与Cl-等生成气体或易挥发物质：如H+与CO32-、HCO3-、SO32-、S2-等；OH-与NH4+等。生成难电离的物质（弱电解质）发生氧化还原反应：如：MnO4-与I-；H+、NO3-与Fe2+等七、氧化还原反应1（某元素）降价得到电子被还原作氧化剂产物为还原产物2（某元素）升价失去电子被氧化作还原剂产物为氧化产物3氧化性：氧化剂氧化产物 还原性：还原剂还原产物八
5、、铁及其化合物性质1Fe2+及Fe3+离子的检验：Fe2+的检验：（浅绿色溶液）a)加氢氧化钠溶液，产生白色沉淀，继而变灰绿色，最后变红褐色。b)加KSCN溶液，不显红色，再滴加氯水，溶液显红色。Fe3+的检验：（黄色溶液）a)加氢氧化钠溶液，产生红褐色沉淀。b)加KSCN溶液，溶液显红色。2主要反应的化学方程式：铁与盐酸的反应：Fe+2HCl=FeCl2+H2铁与硫酸铜反应（湿法炼铜）：Fe+CuSO4=FeSO4+Cu在氯化亚铁溶液中滴加氯水：（除去氯化铁中的氯化亚铁杂质）3FeCl2+Cl2=2FeCl3氢氧化亚铁在空气中变质：4Fe（OH）2+O2+2H2O=4Fe（OH）3在氯化铁溶
6、液中加入铁粉：2FeCl3+Fe=3FeCl2铜与氯化铁反应（用氯化铁腐蚀铜电路板）：2FeCl3+Cu=2FeCl2+CuCl2少量锌与氯化铁反应：Zn+2FeCl3=2FeCl2+ZnCl2足量锌与氯化铁反应：3Zn+2FeCl3=2Fe+3ZnCl2九、氮及其化合物的性质1“雷雨发庄稼”涉及反应原理：N2+O2放电=2NO2NO+O2=2NO23NO2+H2O=2HNO3+NO2氨的工业制法：N2+3H2=（高温高压催化剂）2NH33氨的实验室制法：原理：2NH4Cl+Ca(OH)2=2NH3+CaCl2+2H2O装置：与制O2相同收集方法：向下排空气法检验方法：a)用湿润的红色石蕊试纸
7、试验，会变蓝色。b)用沾有浓盐酸的玻璃棒靠近瓶口，有大量白烟产生。NH3+HCl=NH4Cl干燥方法：可用碱石灰或氧化钙、氢氧化钠，不能用浓硫酸。4氨与水的反应：NH3+H2O=NH3H2O,NH3H2O=NH4+OH-5氨的催化氧化：4NH3+5O2=4NO+6H2O（制取硝酸的第一步）6碳酸氢铵受热分解：NH4HCO3=NH3+H2O+CO27铜与浓硝酸反应：Cu+4HNO3=Cu（NO3）2+2NO2+2H2O8铜与稀硝酸反应：3Cu+8HNO3=3Cu（NO3）2+2NO+4H2O9碳与浓硝酸反应：C+4HNO3=CO2+4NO2+2H2O10氯化铵受热分解：NH4Cl=NH3+HCl
8、十、硫及其化合物的性质1铁与硫蒸气反应：Fe+S=FeS2铜与硫蒸气反应：2Cu+S=Cu2S3硫与浓硫酸反应：S+2H2SO4（浓）=3SO2+2H2O4二氧化硫与硫化氢反应：SO2+2H2S=3S+2H2O5铜与浓硫酸反应：Cu+2H2SO4=CuSO4+SO2+2H2O6二氧化硫的催化氧化：2SO2+O2=2SO37二氧化硫与氯水的反应：SO2+Cl2+2H2O=H2SO4+2HCl8二氧化硫与氢氧化钠反应：SO2+2NaOH=Na2SO3+H2O9硫化氢在充足的氧气中燃烧：2H2S+3O2点燃=2SO2+2H2O10硫化氢在不充足的氧气中燃烧：2H2S+O2点燃=2S+2H2O十一、镁
9、及其化合物的性质1在空气中点燃镁条：2Mg+O2点燃=2MgO2在氮气中点燃镁条：3Mg+N2点燃=Mg3N23在二氧化碳中点燃镁条：2Mg+CO2点燃=2MgO+C4在氯气中点燃镁条：Mg+Cl2点燃=MgCl25海水中提取镁涉及反应：贝壳煅烧制取熟石灰：CaCO3高温=CaO+CO2CaO+H2O=Ca（OH）2产生氢氧化镁沉淀：Mg2+2OH-=Mg（OH）2氢氧化镁转化为氯化镁：Mg（OH）2+2HCl=MgCl2+2H2O电解熔融氯化镁：MgCl2通电=Mg+Cl2十二、Cl-、Br-、I-离子鉴别：1分别滴加AgNO3和稀硝酸，产生白色沉淀的为Cl-；产生浅黄色沉淀的为Br-；产生
10、黄色沉淀的为I-2分别滴加氯水，再加入少量四氯化碳，振荡，下层溶液为无色的是Cl-；下层溶液为橙红色的为Br-；下层溶液为紫红色的为I-。十三、常见物质俗名苏打、纯碱：Na2CO3；小苏打：NaHCO3；熟石灰：Ca(OH)2；生石灰：CaO；绿矾：FeSO47H2O；硫磺：S；大理石、石灰石主要成分：CaCO3；胆矾：CuSO45H2O；石膏：CaSO42H2O；明矾：KAl（SO4）212H2O十四、铝及其化合物的性质1铝与盐酸的反应：2Al+6HCl=2AlCl3+3H22铝与强碱的反应：2Al+2NaOH+6H2O=2NaAl（OH）4+3H23铝在空气中氧化：4Al+3O2=2Al2
11、O34氧化铝与酸反应：Al2O3+6HCl=2AlCl3+3H2O5氧化铝与强碱反应：Al2O3+2NaOH+3H2O=2NaAl（OH）46氢氧化铝与强酸反应：Al（OH）3+3HCl=AlCl3+3H2O7氢氧化铝与强碱反应：Al（OH）3+NaOH=NaAl（OH）48实验室制取氢氧化铝沉淀：Al3+3NH3H2O=Al（OH）3+3NH4+十五、硅及及其化合物性质1硅与氢氧化钠反应：Si+2NaOH+H2O=Na2SiO3+2H22硅与氢氟酸反应：Si+4HF=SiF4+H23二氧化硅与氢氧化钠反应：SiO2+2NaOH=Na2SiO3+H2O4二氧化硅与氢氟酸反应：SiO2+4HF=
12、SiF4+2H2O5. 制造玻璃主要反应：SiO2+CaCO3高温=CaSiO3+CO2SiO2+Na2CO3高温=Na2SiO3+CO2高二化学选修4期末复习提纲第一章 化学反应与能量 知识点1、反应热：化学反应过程中放出或吸收的热量。焓变：在恒温、恒压的条件下，化学反应过程中所吸收或释放的热量（QP）。2、符号：H 单位：kJ/mol3、规定：吸热反应:H 0 或者值为“+”，放热反应:H 0 或者值为“-”4、常见的放热反应和吸热反应：燃烧、中和反应、金属与酸反应、以及大部分化合反应是放热的大部分分解反应，电离、水解、高温下碳还原金属氧化物、碳与二氧化碳反应、Ba(OH)2与NH4Cl的
13、反应等一般属于吸热反应。5、反应物总能量大于生成物总能量，放热反应，体系能量降低，H0H在数值上等于反应物分子断裂旧键时所吸收的总能量与生成物分子形成新键时所释放的总能量之差，H=E生成物能量-E反应物能量=E反应物键能之和-E生成物键能之和6、热化学方程式：表示化学反应中放出或吸收的热量的化学方程式。书写热化学方程式注意事项:（1）反应物和生成物要标明其聚集状态，用g、l、s、aq表示不同状态。 （2）方程式右端用H 标明恒压条件下反应放出或吸收的热量，放热为负，吸热为正。 （3）热化学方程式中各物质前的化学计量数只表示物质的量，因此可以是整数或分数。 （4）对于相同物质的反应，当化学计量数
14、不同时，其H 也不同，即H 的值与计量数成正比,当化学反应逆向进行时,数值不变,符号相反。 7、盖斯定律：不管化学反应是一步完成或分几步完成，其反应热是相同的。化学反应的焓变（H）只与反应体系的始态和终态有关，而与反应的途径无关。规律：若多步化学反应相加可得到新的化学反应，则新反应的反应热即为上述多步反应的反应热之和。步骤：8、燃烧热：在101kPa时，l mol物质完全燃烧生成稳定的氧化物时的反应热.注意： 燃烧的条件是在101kPa； 标准:是以1mol燃料作为标准，因此书写热化学方程式时，其它物质的化学计量数可用分数表示； 物质燃烧都是放热反应，所以表达物质燃烧时的H均为负值； 燃烧要完
15、全:C元素转化为CO2(g)，而不是CO；H元素转化为H2O(l)，N元素转化为N2(g)。9.中和热：强酸与强碱的稀溶液反应生成1mol的水所放出的热量，KOH(aq) 1/2H2SO4(aq)= 1/2K2SO4(aq) H2O(l)；H=573 kJmol1第二章化学反应速率和化学平衡知识点第一节 化学反应速率1化学反应速率是用来衡量化学反应进行快慢程度的，通常用单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加来表示。 2表示方法：v(A)=c(A)/t =n(A)/（t.V ）单位：mol/(Ls)或mol/(Lmin)或mol/(Lh)3同一化学反应用不同物质表示的速率数值可能不同，速率
16、之比等于其计量数之比。4影响因素浓度、压强、温度、催化剂、光、电、波、接触面、溶剂等 （1）浓度：固体、纯液体的浓度均可视作常数。故改变固体物质的量对速率无影响。 （2）压强：对反应前后气体总分子数没有改变的可逆反应来说，当压强改变时，V正、V逆的改变程度是相同的；对反应前后气体总分子数发生改变的可逆反应来说，当压强增加时，V正、V逆的改变程度是不相同的。（计量数大的一边改变的程度大） （3）温度：温度对V正、V逆的影响是不同的，升温时吸热反应一边增加的倍数要大于放热反应一边增加的倍数；降温时放热反应一边减少的倍数要小于吸热反应一边减少的倍数。 （4）催化剂：使用催化剂能同等程度地改变V正、V
17、逆。5.有效碰撞能发生化学反应的碰撞。有效碰撞发生的条件是发生碰撞的分子具有较高的能量和分子在一定的方向上发生碰撞。 活化分子在化学反应中，能量较高、可能发生有效碰撞的分子。活化能活化分子的平均能量与所有分子的平均能量之差（用Ea表示）。第二节 化学反应的方向和限度1 自发反应：在一定条件下无需外界帮助就能自动进行的反应。 2 自发进行的方向体系能量降低和混乱度增大都有促使反应自发进行的倾向。 熵(S)衡量一个体系混乱度的物理量。混乱度：气态液态固态 3 焓变（H）与混乱度（S）综合考虑 4化学反应方向的控制G = H - TS c(OH-) 中性：c(H+)=c(OH-) 碱性： c(H+)
18、c(OH-)2常温下（25） 酸性溶液：C(H+)C(OH-)，C(H+) 110 -7mol/L 中性溶液：C(H+)= C(OH-)，C(H+) = 110 -7mol/L 酸性溶液：C(H+)C(OH-)，C(H+) 110 -7mol/L3溶液的PH值：表示溶液酸碱性的强弱。 PH= -lg c(H+) 适用于稀溶液，当溶液中c(H+)或c(OH-)大于1mol时，直接用浓度表示溶液的酸碱性。4PH值越小，酸性越强，PH越大，碱性越强。 PH范围014之间，但PH值等于0的溶液不是酸性最强的溶液， PH值等于14的溶液不是碱性最强的溶液。 PH值增加一个单位C(H+)减小10倍5测定溶
19、液酸碱性的常用方法: a. 酸碱指示剂 （石蕊、酚酞、甲基橙） b. PH试纸：广泛PH试纸：1-14，只能读得整数 精密PH试纸：精确到0.1. PH试纸的使用方法：剪下一小块PH试纸，放在玻璃片（或表面皿）上，用玻璃棒沾取一滴溶液滴在PH试纸上，半分钟内与比色卡比较，读出PH值。 c. PH计,它可以精确测量溶液的PH值。精确到0.01.6PH值计算的常见类型（1）溶液的稀释 .强酸：计算稀释后的溶液中的c(H+)，直接换算成PH .强碱：计算稀释后的溶液中的c(OH-)，换算成c(H+)再求出PH值。【小结】一般情况下，强酸溶液每稀释10倍，pH值就增加1个单位，但稀释后pH值一定小于7
20、；强碱溶液每稀释10倍，pH值就减小个单位，但稀释后pH值一定大于7。（2）强酸与强酸、强碱与强碱混合通常两种稀溶液混合，可认为混合后体积为二者体积之和。强酸与强酸混合，先算混合后的c(H+)，再算pH。强碱与强碱混合，先算混合后的c(OH-)，再由Kw求c(H+)及pH，或先算混合后的c(OH-)及pOH，再求pH。绝对不能先直接求才c(H+)，再按之来算pH。【经验公式】（其中0.3是lg2的近似值） 已知pH的两强酸等体积混合，混合液的pH=pH小+0.3 已知pH的两强碱等体积混合，混合液的pH=pH大-0.3（3）酸碱混合：先判断过量，求出剩余的酸或碱的浓度，再求c(H+) 【注意】
21、 强酸的稀释根据c(H+)计算，强碱的的稀释首先应由c(OH-)浓计算出c(OH-)稀，让后据Kw计算出c(H+)，再计算出PH，不能直接根据c(H+)计算。【总结】溶液的稀释规律： .强酸pH=a，加水稀释10n倍，则pH=a+n； 弱酸pH=a，加水稀释10n倍，则apHpHb-n； .酸、碱溶液无限稀释时，pH只能接近7，但酸不能大于7，碱不能小于7（室温时） .对于浓度（或pH）相同的强酸和弱酸，稀释相同倍数，强酸的pH变化幅度大。（4）强酸与强碱溶液混合：其反应的实质是H+OH-=H2O，所以在计算时用离子方程式做比较简单，要从以下三种可能去考虑：(室温时）（1）若n（H+）=n（O
22、H-），恰好中和，pH=7（2）若n（H+）n（OH-），酸过量，计算剩下的c(H+)，再算pH（3）若n（H+）n（OH-），碱过量，计算剩下的c(OH-)，再算pH7. 溶液酸碱性判定规律（1）PH相同的酸（或碱），酸（或碱）越弱，其物质的量浓度越大。（2）PH相同的强酸和弱酸溶液，加水稀释相同的倍数，则强酸溶液PH变化大；碱也如此。（3）酸和碱的PH之和为14，等体积混合。若为强酸与强碱 ，则PH=7；若为强酸与弱碱，则PH7 ；若为弱酸与强碱，则PH7。（4）等体积的强酸和强碱混合 A、若二者PH之和为14，则溶液呈中性，PH=7 B、若二者PH之和大于14，则溶液呈碱性。 C、若二者
23、PH之和小于14，则溶液呈酸性。8酸碱中和滴定原理 用已知浓度的酸（或碱）来测定未知浓度的碱（或酸）的方法叫做酸碱中和滴定。（1）酸式滴定用的是玻璃活塞，碱式滴定管用的是橡皮管。（思考为什么？）（2）滴定管的刻度从上往下标，下面一部分没有读数因此使用时不能放到刻度以下。（3）酸式滴定管不能用来盛放碱溶液，碱式滴定管不盛放酸溶液或强氧化性的溶液。 （4）滴定管的精确度为0.01mL，比量筒精确；所以读数时要读到小数点后两位。 实际滴出的溶液体积=滴定后的读数-滴定前的读数（5）滴定操作：把滴定管固定在滴定管夹上，锥形瓶放在下面接液体，滴定过程中用左手控制活塞，用右手摇动锥形瓶，眼睛应注视锥形瓶中
24、溶液颜色的变化（6）滴定终点判断：当滴入最后一滴溶液时颜色发生变化且半分钟内颜色不再发生变化即已达终点。（7）指示剂选择：强酸滴定强碱酚酞或甲基橙 强酸滴定弱碱甲基橙 强碱滴定弱酸酚酞（8）颜色变化： 强酸滴定强碱：甲基橙由黄色到橙色 酚酞由红色到无色 强碱滴定强酸：甲基橙由红色到橙色 酚酞由无色到粉红色（9）注意：手眼：左手操作活塞或小球，右手振荡锥形瓶，眼睛注视锥形瓶中溶液的颜色变化速度先快后慢数据处理与误差分析：利用n酸c酸V酸=n碱c碱V碱进行分析读数：两位小数。因一次实验误差较大，所以应取多次实验的平均值。 下面是用标准酸滴定待测碱而引起的结果变化情况 ：实验操作情况对c碱的影响开始
25、滴定时滴定管尖嘴处留有气泡偏大读数开始时仰视，终止时俯视偏小到滴定终点尚有一滴酸挂在滴定管尖嘴外而未滴入锥形瓶偏大洗净的酸式滴定管未用标准液润洗偏大洗净的锥形瓶用待测碱液润洗偏大不小心将标准液滴至锥形瓶外偏大不小心将待测碱液溅至锥形瓶外偏小滴定前向锥形瓶中加入10 mL蒸馏水，其余操作正常无影响第三节 盐类的水解1盐类水解 定义：在溶液中盐电离出的弱离子与水所电离出来的H+或OH-结合生成弱电解质的反应。实质：破坏水的电离平衡，使水的电离平衡正向移动。特点：（1）可逆（与中和反应互逆） （2）程度小 （3）吸热2 盐类水解规律： 有弱才水解：必须含有弱酸或弱碱的离子才能发生水解； 无弱不水解：
26、强酸强碱盐不水解； 都弱都水解：弱酸弱碱盐因阴、阳离子都能发生水解，可相互促进； 谁强显谁性：盐水解后的酸碱性取决于形成盐的酸和碱的强弱。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)3多元弱酸的水解多步完成， 多元弱碱的水解一步完成4常见完全双水解 Al3+ 与AlO2-、HCO3-、CO32-、S2-、HS-、 Fe3+ 与AlO2-、HCO3-、CO32-如：2Al3+ + 3S2- + 6H2O = 2Al(OH)3+ 3H2S5酸式盐溶液的酸碱性：.只电离不水解：如HSO4-，显 性 .电离程度水解程度，显 性 （如: HSO3- 、
27、H2PO4-） .水解程度电离程度，显 性 （如：HCO3- 、HS- 、HPO42-）6盐类水解方程式的书写规律 （1）盐类水解一般是比较微弱的，通常用可逆符号表示，同时无沉淀和气体产生。 （2）多元弱酸的酸根离子水解是分步进行的，第一步水解程度比第二步水解程度大得多。 （3）多元弱碱的阳离子水解过程较为复杂，通常写成一步完成。 （4）对于发生“完全双水解”的盐类，因水解彻底，故用“=”，同时有沉淀和气体产生。 （5）多元弱酸的酸式酸根离子，水解和电离同步进行。7影响盐类水解的外界因素：（1）温度越高越水解（2）浓度越稀越水解 a、增大盐溶液的物质的量浓度，平衡向水解方向移动，盐的水解程度减
28、小 b、稀释盐溶液，平衡向水解方向移动，盐的水解程度增大。 c、外加酸或碱：可抑制或促进盐的水解。（具体再分析）8盐类水解的应用： （1）盐溶液酸碱性的判断： （2）溶液中离子浓度大小的比较： （3）实验室里配制FeCl3溶液时，常加入一定量的盐酸等 （4）泡沫灭火器： （5）蒸干某些盐溶液时，往往要考虑盐的水解： （6）判断溶液中的离子能否大量共存9（1）基本原则：抓住溶液中微粒浓度必须满足的两种守恒关系： 电荷守恒：:任何溶液均显电 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: 某原子的总量(或总浓度)其以各种形式存在的所有微粒的量(或浓度)之和
29、质子守恒：即水电离出的H+浓度与OH-浓度相等。c(H+)+得H+后形成的微粒浓度得H+数 = c（OH-）+得OH-后形成的微粒浓度得OH-数（2）同浓度的弱酸和其弱酸盐 、同浓度的弱碱和其弱碱盐的电离和水解强弱规律：（中学化学常见的有三对）等浓度的HAc与NaAc的混合溶液：弱酸的电离其对应弱酸盐的水解，溶液呈 性等浓度的NH3H2O与NH4Cl的混合液：弱碱的电离其对应弱碱盐的水解，溶液 性等浓度的HCN与NaCN的混合溶液：弱酸的电离其对应弱酸盐的水解，溶液呈 性第四节 沉淀溶解平衡1溶解度（S）：在一定温度下，某物质在100g 溶剂里达到饱和状态时所溶解的质量。2沉淀溶解平衡 概念：
30、在一定的温度下，当沉淀溶解的速率和沉淀生成的速率相等的状态。 表示方法：AgCl（S）Ag+(aq)+Cl-(aq) 沉淀溶解平衡的特征：逆、等 、动、定、变 3影响沉淀溶解平衡的因素： （1）内因（决定因素）：溶质本身的性质 （2）外因：温度，外加酸碱盐4溶度积常数（简称溶度积） （1）表示： Ksp （2）意义：Ksp的大小反映了物质在水中的溶解能力。Ksp越大，其溶解能力越强。 （3）特点：一定温度下，为一常数 5溶度积常数的应用6、沉淀生成的三种主要方式 （1）加沉淀剂法：Ksp越小（即沉淀越难溶），沉淀越完全；沉淀剂过量能使沉淀更完全。 （2）调pH值除某些易水解的金属阳离子：如加M
31、gO除去MgCl2溶液中FeCl3。 （3）氧化还原沉淀法：7、沉淀的溶解： 沉淀的溶解就是使溶解平衡正向移动。常采用的方法有： ； ； 。8、沉淀的转化： 溶解度大的生成溶解度小的，溶解度小的生成溶解度 的。 如：AgCl AgBr AgI Ag2S 白色 淡黄色 黄色 黑色第四章 电化学基础知识概括一个反应：氧化还原反应 两个转化：化学能和电能的相互转化三个条件：原电池、电解池和电镀池的形成条件 四个池子：原电池、电解池、 电镀池、精炼池第一节 原电池原电池：1、概念：化学能转化成电能的装置。2、组成条件：金属性不同的两个电极电解质溶液形成闭合回路自发进行的氧化还原反应3、电子流向：外电路
32、：负极导线正极 内电路：盐桥中阴离子移向负极的电解质溶液，盐桥中阳离子移向正极的电解质溶液。4、电极反应：以锌铜原电池为例：负极：氧化反应 Zn 2e-=Zn2+（较活泼金属）正极：还原反应 Cu2+ + 2e-=Cu（较不活泼金属）总反应式：Zn + Cu2+ = Zn2+ +Cu 5、正、负极的判断：（发散思维）（1）从电极材料：一般较活泼金属为负极；或金属为负极，非金属为正极。(2)6、电解质溶液的选择：选择与电极越容易反应的电解质溶液越好。7、原电池的设计: 以氧化还原反应为基础，首先要确定原电池的正、负极，电解质溶液及电极反应；再利用基础知识书写电极反应式，第二节 化学电池1、电池的
33、分类：化学电池、太阳能电池、原子能电池2、化学电池：化学能转化成电能装置。3、化学电池的分类：一次电池、二次电池、燃料电池4、判断电池优劣的标准：电能和输出功率的大小、电池储存时间的长短等一、一次电池 1、一次电池：活性物质（发生氧化还原反应的物质）消耗到一定程度，就不能使用的电池，也叫 2、常见一次电池：锌锰干电池、锌锰碱性电池、锌银电池、锂电池等 3、电极反应：碱性锌锰电池 负极：锌：Zn + 2OH- - 2e-=Zn（OH）2 正极：氧化锰：2MnO2+ 2H2O + 2e-=2MnOOH + 2OH-总反应式：Zn +2MnO2 + 2H2O=2MnOOH + Zn（OH）2锌银电池 负极：Zn + 2OH- - 2e- = ZnO + H2O正极：Ag2O + H2O + 2e-= 2Ag + 2OH- 总反应式：Zn + Ag2O = ZnO + 2Ag二、二次电池1、二
