高考化學選修四復習思路

1、讀書破萬卷下筆如有神高二上學期化學反應原理的復習思路復習教學設計的思路：一是針對學生平時學習化學的易錯點展開復習。二是結(jié)合化學反應原理的重難點知識強化復習。三是培養(yǎng)學生學會歸納總結(jié)整理教材前后知識的能力。四是培養(yǎng)學生掌握各種解題的基本技能與基本思維能力。復習教學目的與內(nèi)容：【主題一】各類方程式的規(guī)范書寫及有關反應規(guī)律。目的是熟練掌握各類反應原理及反應規(guī)律，強化鞏固化學用語。1熱化學方程式的規(guī)范書寫與蓋斯定律。熱化學方程式的書寫除了遵循書寫普通化學方程式的原則外，還應注意：物質(zhì)的聚集狀態(tài)(同素異形體還要注明物質(zhì)的名稱)、H 的正負號與單位、 化學計量數(shù) (可整數(shù)也可分數(shù))與H 的對應關系、 當反

2、應逆向進行時的H 與正反應的H 數(shù)值相等符號相反。蓋斯定律可用于計算熱化學方程式中的焓變，一般用加減法處理。例略。2電極方程式的規(guī)范書寫與電池反應規(guī)律。電極方程式與電池總反應式的書寫除了遵循書寫氧化還原反應方程式的原則外，還應注意：原電池的正、負極分別發(fā)生還原、氧化反應并注明電子得失；兩電極反應 (半反應 )相加，消去電子后得總反應式；識別好電解質(zhì)溶液或熔融電解質(zhì)或固體電解質(zhì)中的微粒是否參與電極反應。(以下例略 )僅有一電極材料參與反應的。一般是參與反應的金屬電極作負極，另一電極為正極，正極反應規(guī)律一般為析氫、吸氧、析金屬等。兩電極材料均參與反應的。如鉛蓄電池等各種二次電池。兩電極材料通常由金

3、屬和金屬化合物構(gòu)成，一般規(guī)律是參與反應的金屬電極作負極，另一電極為正極，其反應視題設信息確定。兩電極材料均不參與反應的，電極僅作導電載體。如各種燃料電池。可燃物失電子為負極， 氧化劑如氧氣等得電子為正極。 在書寫電極反應式時，應考慮各種不同電解質(zhì)對電極反應的影響。3電解方程式的規(guī)范書寫與電解反應規(guī)律。電解方程式的規(guī)范書寫除了遵循書寫氧化還原反應方程式的原則外，還應注意：電解池的陰、陽極分別發(fā)生還原、氧化反應并注明電子得失；陽極是非惰性電極時，陽極金屬參與反應，不是溶液中的陰離子放電；H2O 在電解池的電極方程式中可拆成H+與 OH，但在總的電解方程式中必須寫成H2O的形式，這與書寫離子方程式的

4、要求一樣； 電解方程式要注明 “通電” 的反應條件。用惰性電極的電解反應規(guī)律： (例解略 ) 電解水：如電解含氧酸、強堿、活潑金屬的含氧酸鹽等溶液。電解電解質(zhì)：如電解無氧酸 (氫氟酸除外 )、不活潑金屬無氧酸鹽等溶液。放氧生酸型：如電解不活潑金屬含氧酸鹽等溶液。放氫生堿型：如電解活潑金屬無氧酸鹽溶液等溶液。4水解方程式的規(guī)范書寫與水解反應規(guī)律。讀書破萬卷下筆如有神水解方程式的規(guī)范書寫除了遵循書寫化學方程式、離子方程式的原則外，還應注意：單水解微弱，其水解方程式中一般不寫“ =”、不標“、” ，通常用“ ”表示；多元弱酸鹽的水解是分步進行的，以第一步水解為主；多元弱堿鹽也是分步水解，但可以一步完

5、成；陰、陽離子都發(fā)生水解時，相互促進，水解趨于完全，書寫沉淀與氣體的生成物時可用“、”，中間可用“ =”相連。水解反應規(guī)律：誰弱誰水解，都弱雙水解，誰強顯誰性，同強顯中性。越弱越水解，越熱越水解，越稀越水解。 (例略 )相互促進水解(雙水解 )：如AL3+、 FE3+等與CO32、 HCO3、 SIO32、 AL(OH)4等； AL3+與 S2、 HS； NH4+與 SIO32、 AL(OH)4等。但不能絕對化，如： CU2+與 S2、 HS等發(fā)生沉淀 (CUS)反應； FE3+與 S2、HS等發(fā)生氧化還原反應； NH4+與 CO32、 HCO3、 CH3COO等相互促進程度較小，可以大量共存

6、。5離子方程式的規(guī)范書寫與離子反應規(guī)律。規(guī)范書寫離子方程式的基本原則：只有易溶于水和易電離的物質(zhì)才寫成離子形式。難溶物、難電離物、氧化物、氣體、單質(zhì)等仍用化學式表示。要符合電荷守恒。其余要求與規(guī)范書寫化學方程式的要求相同。離子反應規(guī)律：(例解略 )復分解反應，如生成難溶物或微溶物、生成氣體、生成弱電解質(zhì)等反應。氧化還原反應，如溶液中的置換反應、強氧化性的微粒與強還原性的微粒間反應、某些歧化反應或歸中反應等。雙水解反應 (見上述第 4 點 )。絡合反應，如FE3+與 SCN反應等。沉淀轉(zhuǎn)化反應，如FES 與 CU2+反應等?！局黝}二】各種概念性的判據(jù)匯集。目的是熟練掌握各種概念性的判據(jù)，強化相關

7、概念的正確判斷。1吸熱反應與放熱反應的判據(jù)。微觀判據(jù)：斷鍵吸收總能量 >成鍵放出總能量，則吸熱，反之放熱。宏觀判據(jù)：反應物總能量 >生成物總能量，則放熱，反之吸熱。能量圖判據(jù)：圖中能量表現(xiàn)出 “上坡” 的為吸熱；圖中能量表現(xiàn)出“下坡”的為放熱。經(jīng)驗判據(jù)：常見放熱反應：酸堿中和反應、燃燒反應、物質(zhì)的緩慢氧化、活潑金屬跟水或酸的反應、鋁熱反應；一般的化合反應是放熱反應：如合成氨、 SO2與 O2 等 (C 與 CO2 反應等除外 )。常見吸熱反應：鹽的水解、銨鹽與堿的反應、一般的分解反應、 C、 CO、 H2 為還原劑的反應等。弱電解質(zhì)的電離也是吸熱。2原電池與電解池的判據(jù)。有外加直流

8、電源的裝置是電解池，無外加電源的裝置是原電池。多池組合且無外加電源時，一般是含有最活潑金屬的池為原電池，其余的都是電解池。若多池組合中，最活潑的電極相同時，兩極間活潑性差別較大的是原電池，其余的是電解池。電解池中，陽極金屬、鍍層金屬、電解液的金屬離子讀書破萬卷下筆如有神為同一元素時為電鍍池；陽極為粗銅、陰極為精銅，電解液含銅離子的為精煉池。3正負極與陰陽極的判據(jù)。原電池正負極的判據(jù) (認真判斷一極，另一極相反 )：電極材料相對較活潑金屬是負極；電極反應中元素化合價上升、失電子、發(fā)生氧化反應的為負極；電子流出或電流流入的一極是負極；陰離子流向的一極為負極；反之，為正極。溶解的一極為負極， 質(zhì)量增

9、加或放出氣體的一極為正極。 例外：M G、 AL 與 NAOH 溶液構(gòu)成原電池， AL為負極。 CU、AL(或 FE)與濃硝酸構(gòu)成原電池， CU 為負極。電解池陰陽極的判據(jù) (認真判斷一極，另一極相反 )：與電源正極 (電流流入的 )相連的是陽極；發(fā)生氧化反應 (電子流出的 )的是陽極；陰離子流向的一極為陽極；陰離子放電、金屬失重、有水參加的電解液 PH 減小的一極為陽極；反之，為陰極。4化學平衡的判據(jù)。速率判據(jù)：對同一物質(zhì)而言，V(正 ) V(逆 )，反應達平衡；對不同物質(zhì)而言，某兩種物質(zhì)的速率比 (其速率必須是異向的，能體現(xiàn)一正一逆 )與平衡方程式的化學計量數(shù)比相等，反應達平衡。濃度判據(jù)：

10、反應體系中各組分的濃度保持不變，反應一定達到平衡?？梢允歉鹘M分的質(zhì)量、質(zhì)量分數(shù)、物質(zhì)的量、物質(zhì)的量分數(shù)、分子數(shù)、氣體體積、氣體的體積分數(shù)、轉(zhuǎn)化率、產(chǎn)率保持不變，則反應達平衡。各種物理量的總量判據(jù)： 混合氣體的總物質(zhì)的量 N(總 )、總分子數(shù) N(總 )、總體積 V(總 )、總壓強P(總 )等保持一定或不變，反應不一定達平衡。若反應為 AA(G)+BB(G) CC(G)+DD(G)，且 A+B C+D，則反應一定達平衡。若反應為AA(G)+BB(G)CC(G)+DD(G)，且 A+B=C+D，則反應不一定達平衡。混合氣體的平均摩爾質(zhì)量或平均相對分子質(zhì)量的判據(jù)：混合氣體的平均摩爾質(zhì)量或平均相對分子

11、質(zhì)量 (M=M / N)保持一定或不變，反應不一定達平衡。若反應為 AA(G)+BB(G) CC(G)+DD(G)，且 A+B C+D， M 一定，則反應一定達平衡。若反應為 A( )+ B( )C( )+ D( )，且 + = + ，M 一定，則反應AGBGCGDGABCD不一定達平衡。若反應物與生成物有固體參與反應的，要視具體平衡反應分析。(= /V) 保持一定或不變，反應混合氣體密度的判據(jù)：混合氣體的密度 M不一定達平衡。若反應為AA(G)+BB(G)CC(G)+DD(G)，在體積固定的密閉容器中，混合氣體的密度保持不變，則反應不一定達平衡。 若反應為 A( )+ B( )AGBGCC(

12、G)+DD(G) ，在壓強固定的密閉容器中，混合氣體的密度保持不變，則反應不一定達平衡。若反應物與生成物有固體參與反應的，要視具體平衡反應分析。顏色判據(jù)：有顏色物質(zhì)參與反應的平衡，若顏色不變，反應一定達平衡。絕熱體系的溫度判據(jù)：絕熱條件下，體系內(nèi)部的溫度不隨時間的改變而改變時，則反應已達平衡。濃度商與平衡常數(shù)判據(jù)：在一定溫度下，任意可逆反應在某一時刻的濃度商 Q 與該反應的化學平衡常數(shù) K 進行比較，若 Q=K，則反應達平衡；若 Q K，則反應未達平衡。若 QK，則反應逆向進行。5強弱電解質(zhì)的判據(jù)。讀書破萬卷下筆如有神微觀判據(jù)： 部分電離、 溶質(zhì)分子與離子間存在電離平衡的是弱電解質(zhì)；否則，是強

13、電解質(zhì)。宏觀判據(jù)：強酸、強堿、絕大多數(shù)鹽屬于強電解質(zhì)；弱酸、弱堿、水屬于弱電解質(zhì)。符號判據(jù)：電離式為 HA=H+A是強電解質(zhì)；電離式為 HAH+A是弱電解質(zhì)?，F(xiàn)象判據(jù)： 測得 0.1 MOL·L-1 某酸 HA 溶液的 PH>1，則 HA 為弱電解質(zhì)；測得 0.1MOL·L-1 某鹽 NAA 溶液的 PH>7，則 HA 為弱電解質(zhì)；若將 PH=3 的某酸 HA 溶液稀釋 100 倍， PH<5，則 HA 為弱電解質(zhì)；在某酸 HA 溶液中加入 NAA 固體，測得某酸 HA 溶液 PH 增大，則 HA 為弱電解質(zhì)。比較判據(jù)：同濃度的鹽酸與某酸HA 進行導電性比

14、較，導電能力弱的是弱電解質(zhì)。同體積同濃度的鹽酸與某酸HA 分別與顆粒大小相同的ZN、NA2CO3等反應，某酸HA 放出氣體的速率小于鹽酸，則HA 為弱電解質(zhì)。同體積同PH 的鹽酸與某酸HA 分別與足量的ZN、 NA2CO3、 NAOH 等反應，消耗ZN、NA2CO3、 NAOH 的量，某酸HA 多于鹽酸，則HA 為弱電解質(zhì)?！局黝}三】各種排序性知識的比較匯集。目的是熟練掌握各種排序性知識的比較方法，提高定性比較的思維能力。1焓變大小的比較及熱量大小的比較。比較反應熱 (H)大小的原則，應將H 的正負號與數(shù)值看做一個整體比較，即帶符號比較。對于放熱反應，放出的熱量越多，H 反而越小。吸熱反應的H

15、 肯定比放熱反應的大。而比較熱量大小時不必帶符號比較。(以下例解略 ) 利用物質(zhì)聚集狀態(tài)比較反應熱的大?。寒敺磻餇顟B(tài)相同，生成物狀態(tài)不同時，生成固體放熱最多，生成氣體放熱最少。當反應物狀態(tài)不同，生成物狀態(tài)相同時，固體反應放熱最少，氣體反應放熱最多。利用熱化學方程式比較：當化學計量系數(shù)加倍或減半時，反應熱也要隨之加倍或減半?；榭赡娴臒峄瘜W反應，其反應熱數(shù)值相等，符號相反。利用反應物和生成物的性質(zhì)比較：若反應物性質(zhì)越穩(wěn)定，則放出熱量越少；若生成物性質(zhì)越穩(wěn)定，則放出熱量越多。如：對互為同素異形體的單質(zhì)來說，由不穩(wěn)定狀態(tài)單質(zhì)轉(zhuǎn)化為穩(wěn)定狀態(tài)的單質(zhì)要放熱，因為能量越低越穩(wěn)定。對于同一主族的不同元素的單

16、質(zhì)來說，與同一物質(zhì)反應時，生成物越穩(wěn)定或反應越易進行，放出的熱量越多。而有些物質(zhì)在溶于水或電離時吸收熱量 (如弱酸或弱堿電離吸熱 )或放出熱量 (如濃硫酸溶于水放熱 )，在比較總反應熱時，不要忽視這部分熱量。利用反應進行的程度比較：對于分步進行的反應來說，反應進行的越徹底，其熱效應越大。 如果是放熱反應， 放出的熱量越多； 如果是吸熱反應，吸收的熱量越多。如：等量的碳燃燒生成一氧化碳放出的熱量少于生成二氧化碳時放出的熱量。對于可逆反應來說，反應進行的程度越大，反應物的轉(zhuǎn)化率越高，吸收或放出的熱量也越多。利用蓋斯定律比較。2金屬腐蝕快慢的比較。金屬活性差別越大，氧化還原反應速率越快，金屬腐蝕就越

17、快。對同一金屬在不同介質(zhì)中：強電解質(zhì) >弱電解質(zhì) >非電解質(zhì)對同一金屬來說：電解池的陽極 >原電池的負極化學腐蝕 >原電池的正讀書破萬卷下筆如有神極 >電解池的負極。(以上例略 )3金屬還原性強弱與金屬離子氧化性強弱的比較。利用金屬活動順序比較：排在前面的金屬元素原子的還原性強，排在后面的金屬元素陽離子的氧化性強。利用元素周期表比較：同主族從上往下的金屬還原性增強，相應金屬離子氧化性減弱；同周期從左往右的金屬還原性減弱，相應金屬離子氧化性增強。利用氧化還原反應規(guī)律比較：在自發(fā)的氧化還原反應中，氧化劑 +還原劑還原產(chǎn)物 +氧化產(chǎn)物，氧化性：氧化劑 >氧化產(chǎn)物，

18、還原性：還原劑 >還原產(chǎn)物。利用原電池反應原理比較：兩種不同金屬構(gòu)成原電池的兩極時，還原性強弱一般是負極金屬 >正極金屬。利用電解原理比較：電解池中，氧化性越強的金屬陽離子優(yōu)先在陰極放電。利用金屬反應的劇烈程度比較： 金屬反應越劇烈的還原性越強。 如 NA、 M G、 AL 與水反應； M G、 ZN、FE 與同濃度的稀硫酸反應等。利用金屬反應放出的熱量大小比較：金屬反應放出熱量越多的還原性越強。利用相應堿的堿性強弱比較：最高價氧化物對應水化物的堿性越強，相應金屬的金屬性越強，其還原性也就越強。4反應速率大小的比較。利用化學反應速率比較反應進行的快慢，不能只看反應速率的數(shù)值大小，要

19、注意：用同一物質(zhì)的反應速率比較反應快慢時，必須要換算為在速率單位一致的前提下再進行比較。若用不同物質(zhì)的反應速率比較反應進行的快慢時，除要保證單位一致外，還要根據(jù)反應速率之比等于化學計量數(shù)之比換算為同一物質(zhì)的速率后再比較。一般來說，隨著反應時間的延長，反應物濃度減小，反應速率也隨著減小。5酸或堿強弱的比較及鹽水解程度大小的比較。根據(jù)電離常數(shù)大小比較： KA 越大，酸性越強；相應酸根離子的水解程度越小。 KB 越大，堿性越強；相應金屬離子的水解程度越小。根據(jù)元素的非金屬性、金屬性強弱比較：成酸元素的非金屬性越強，最高價氧化物對應的水化物 (最高價含氧酸 )的酸性越強。成堿元素的金屬性越強，最高價氧

20、化物對應的水化物(氫氧化物 )的堿性越強。如酸性： HCLO4>H2SO4>H3PO4>H2CO3>H2SIO3；堿性 LIOH根據(jù)“強制弱”的反應原理比較：酸+鹽新鹽+新酸，則酸性：酸>新酸；堿 +鹽新鹽 +新堿，則堿性：堿 >新堿。根據(jù)不同價態(tài)比較：在同種元素的含氧酸中，元素的化合價越高，酸性越強。如酸性： HCLO4>HCLO3>HCLO2>HCLO，H2SO4>H2SO3，HNO3>HNO2，H3PO4>H3PO3>H3PO2。HCL>HF>H2S。讀書破萬卷下筆如有神根據(jù)原子半徑大小比較：同主族

21、元素組成的無氧酸中，成酸元素的原子半徑越大，無氧酸酸性越強。如 HI>HBR>HCL >HF。根據(jù)記憶比較：非同一主族元素的無氧酸酸性：6水的電離程度大小的比較。分組法：酸或堿 <中性溶液 <水解鹽。凡是酸、堿組的，均是抑制水的電離，故水的電離程度均變??；凡是水解鹽組的，均是促進水的電離，故水的電離程度均變大。酸或堿溶液的酸性或堿性越大，水的電離程度就越小。水解鹽的水解程度越大，水的電離程度就越大。7溶液 PH 大小的比較。分組法： H(酸性溶液 )PH+越大， H 越小。同濃度強如酸性組：同濃度強酸，元數(shù)越大，P酸與弱酸，強酸溶液中 H+大， PH 小。同濃度同

22、元弱酸，酸越弱，H+越小， H 越大。同濃度強酸弱堿鹽，水解程度越大，酸性越強，H 越小。PP同濃度強酸與強酸弱堿鹽，強酸PH 小。同濃度弱酸與強酸弱堿鹽，視題設信息具體分析。如CH3COOH4CL。堿性組類似。8粒子濃度大小的比較。比較思路：一看有無反應；二看有無電離與水解；三看是否定量計算還是定性比較； 四看屬于何種守恒。 注意所有溶液中均有水的電離，不可忽視。單一溶質(zhì)的溶液，只電離的：由電離式分析。如強電解質(zhì) H2SO4，H+>SO42 >OH 。如弱電解質(zhì) H3PO4，注意多步電離， H+>H2PO4 >HPO42 > PO43 >OH 。 單一溶質(zhì)

23、的溶液，只水解的：由水解式分析。如 NH4CL，CL >NH4+>H+ > OH 。又如 NA2SO3，注意多步水解， NA+>SO32 >OH >HSO3 >H+。單一溶質(zhì)的溶液，既有電離又有水解的：由電離式與水解式共同分析。注意 NAHSO3、 NAH2PO4 等溶液，電離程度大于水解程度。 NAHCO3、 NAHS 等 溶 液 ， 水 解 程 度 大 于 電 離程 度 。 如 NAHCO3， NA+>HCO3 >OH >H+>CO32 。又如 NAHSO3， NA+>HSO3>H+>OH >SO32

24、 。混合溶液，不反應的：由電離式與水解式共同分析。注意電離程度與水解程度的相對強弱。如等物質(zhì)的量的CH3COOH與 CH3COONA 混合溶液或等物質(zhì)的量的NH3· H2O 與 NH4CL 混合溶液，均為弱酸或弱堿的電離程度大于相應鹽的水解程度，故有CH3COO >NA+>CH3COOH>H+>OH 或NH4+>CL > NH3· H2O>OH>H+。又如等物質(zhì)的量的HCN 與 NACN混合溶液或HCLO 與 NACLO 的混合溶液，均為鹽的水解程度大于相應酸的電離程度，故有 HCN>NA+>CN >OH &

25、gt;H+ 或HCLO >NA+> CLO >OH >H+?；旌先芤?，會反應的：先按照給定量確定反應后余下的溶質(zhì)。若恰好完全反應，生成的是酸或堿則考慮電離；生成的是鹽則考慮水解。若反應物過量，則根據(jù)過量程度考慮電離或水解。其他分析比較同上。(例略 )溶液中有離子互相影響的：由電離式與水解式共同分析。如物質(zhì)的量濃度相等的 A. (NH4)2CO3、 B.NH4CL、 C. (NH4)2SO4、 D. (NH4)2FE(SO4)2、E.NH4HSO4、F.CH3COONH4六種溶液中 C(NH4+)的大小。 NH4+由大到小的順序為： D> C>A> E&

26、gt; B >F。又如NH4HSO4 溶液中各離子濃度大小順序為：KW、KA、讀書破萬卷下筆如有神H+>SO42 > NH4+ > OH ?！局黝}四】各類化學計算的有效模式。目的是熟練掌握各種化學計算方法與模式，提高定量計算的思維能力。1焓變計算。模式之一：根據(jù)物質(zhì)的總能量計算。 H=生成物總能量反應物總能量模式之二：根據(jù)物質(zhì)的總鍵能計算。 H反應物總鍵能生成物總鍵能模式之三：蓋斯定律計算。此類計算純屬數(shù)學運算，其運算模式就可定位為“加減乘除” ?！凹訙p” 的目的是解決目標方程式中各物質(zhì)不同邊的問題?？蓪⒛繕朔匠淌脚c已知方程式相比較，若物質(zhì)同邊的則把相應的已知方程式相加

27、，若物質(zhì)異邊的則相減。因為減后該物質(zhì)掉個方向進入異邊，與目標方程式中的物質(zhì)相一致。 “乘除” 的目的是解決目標方程式中各物質(zhì)系數(shù)不同的問題。若已知方程式中物質(zhì)的系數(shù)比目標方程式中物質(zhì)的系數(shù)小，則乘上相應的倍數(shù)，若已知方程式中物質(zhì)的系數(shù)比目標方程式中物質(zhì)的系數(shù)大，則除以相應的倍數(shù)。依此模式，快速列式，帶好符號，認真運算。模式之四：根據(jù)熱化學方程式計算。將H 看作是熱化學方程式中的一項，按普通化學方程式列比例進行計算，得出有關數(shù)據(jù)。(以上例解略 )2電化學計算。模式之一：根據(jù)電子守恒法計算。如串聯(lián)電池各電極常見產(chǎn)物的關系：4E 4H+4OH 4CL 4AG+2CU2+2H2 O22CL24AG 2

28、CU 2H2O 模式之二：根據(jù)電荷守恒法計算。電解質(zhì)溶液中陽離子所帶正電荷總數(shù)與陰離子所帶負電荷總數(shù)相等。模式之三：根據(jù)方程式計算：電極反應式、電池反應總化學方程式、電解反應的總化學方程式中有許多定量關系可列比例式計算。(以上例解略 )3反應速率計算。模式之一：根據(jù)定義式計算。注意用物質(zhì)的轉(zhuǎn)化量(濃度 )計算。模式之二：根據(jù)化學方程式式計算。同一個化學反應MA()+B()G N GC( )+ D( )，當用不同物質(zhì)表示同一化學反應的反應速率時，反應速率之比PGQG等于化學計量數(shù)之比，即V(A) V(B) V(C)： V(D)=M N：P：Q。 (以上例解略 )4有關平衡常數(shù) (含 K、 K、K 、K 、 K )及轉(zhuǎn)化率等計算。WABSP模式：“三段式” 。對于計算反應物的轉(zhuǎn)化率、各組分的轉(zhuǎn)化濃度、轉(zhuǎn)化的物質(zhì)的量、 平衡濃度、 平衡時的物質(zhì)的量以及平衡時的各組分體積分數(shù)等，“三段