2018屆高中化學必修三知識點大全

1、一、焓變反應熱反應熱：一定條件下，一定物質的量的反應物之間完全反應所放出或吸收的熱量焓變(H)的意義：在恒壓條件下進行的化學反應的熱效應（1）.符號：H（2）.單位：kJ/mol產(chǎn)生原因：化學鍵斷裂吸熱化學鍵形成放熱放出熱量的化學反應。(放熱吸熱)H為“-”或H放熱）H為“+”或H0常見的放熱反應：所有的燃燒反應酸堿中和反應大多數(shù)的化合反應金屬與酸的反應生石灰和水反應濃硫酸稀釋、氫氧化鈉固體溶解等常見的吸熱反應：晶體Ba(OH)28H2O與NH4Cl大多數(shù)的分解反應以H2、CO、C為還原劑的氧化還原反應銨鹽溶解等注：需要加熱的反應，不一定是吸熱反應；不需要加熱的反應，不一定是放熱反應通過反應是

2、放熱還是吸熱，可用來比較反應物和生成物的相對穩(wěn)定性。C（石墨，s）C（金剛石，s）H3=+1.9kJ/mol，該反應為吸熱反應，金剛石的能量高，石墨比金屬石穩(wěn)定。二、熱化學方程式書寫化學方程式注意要點:熱化學方程式必須標出能量變化。熱化學方程式中必須標明反應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)，水溶液中溶質用aq表示）熱化學反應方程式要指明反應時的溫度和壓強。熱化學方程式中的化學計量數(shù)可以是整數(shù)，也可以是分數(shù)各物質系數(shù)加倍，H加倍；反應逆向進行，H改變符號，數(shù)值不變三、燃燒熱1概念：25，101kPa時，1mol純物質完全燃燒生成穩(wěn)定的化合物時所放出的熱量。燃燒熱的單位用k

3、J/mol表示。注意以下幾點：研究條件：101kPa反應程度：完全燃燒，產(chǎn)物是穩(wěn)定的氧化物。燃燒物的物質的量：1mol研究內容：放出的熱量。（H23）測NaAc溶液的pH值：常溫下，PH7（4）測pH=a的HAc稀釋100倍后所得溶液pHH3PO4HFCH3COOHH2CO3H2SHClO（三）水的電離和溶液的酸堿性1、水電離平衡：:水的離子積：KW=cH+cOH-25時,H+=OH-=10-7mol/L;KW=H+OH-=1*10-14注意：K只與溫度有關，溫度一定，則K值一定WWKW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

4、的外界因素：酸、堿：抑制水的電離K-14W1*10溫度：促進水的電離（水的電離是吸熱的）易水解的鹽：促進水的電離W-14K1*10（四）溶液的酸堿性和pH（1）pH=-lgcH+（2）pH的測定方法：酸堿指示劑甲基橙、石蕊、酚酞。變色X圍：甲基橙3.14.4（橙色）石蕊5.08.0（紫色）酚酞8.210.0（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：事先不能用水濕潤PH試紙；廣泛pH試紙只能讀取整數(shù)值或X圍（五）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+離子物質的量相加除以總體積，再求其它）H+混=H+1V1+H+2V2

5、）/（V1+V2）2、強堿與強堿的混合：-OH-混（先求OH混：將兩種酸中的OH離子物質的量相加除以總體積，再求其它）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：+-=H2O計算余下的+-+（先據(jù)H+OHH或OH，H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）4、強酸（pH1）強堿（pH2）混和計算規(guī)律若等體積混合pH1+pH2=14則溶液顯中性pH=7pH1+pH215則溶液顯堿性pH=pH2-0.3pH1+pH213則溶液顯酸性pH=pH1+0.3若混合后顯中性pH1+pH2=1

6、4V酸：V堿=1：1pH1+pH214V酸：V堿=1：1014-（pH1+pH2）（六）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76、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。（七）酸堿中和滴定：1、中和滴定的

7、原理+即酸能提供的+-實質：H+OH=H2OH和堿能提供的OH物質的量相等。2、中和滴定的操作過程：（1）儀滴定管的刻度，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。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

8、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=n酸c酸V酸n堿V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

9、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。（八）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結合生成弱電解質的反應。2、水解的實質：水溶液中鹽電離出來的離子跟水電離出來的+-H或OH結合,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：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。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:Na2CO3NaHCO3)4、鹽類水解的特點：（1）可逆（與中和反應互逆）（2）程度小（3）吸熱5、影

10、響鹽類水解的外界因素：溫度：溫度越高水解程度越大（水解吸熱，越熱越水解）濃度：濃度越小，水解程度越大（越稀越水解）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；而抑制陰離子水解）6、酸式鹽溶液的酸堿性：-只電離不水解：如HSO4顯酸性電離程度水解程度，顯酸性（如-）:HSO、HPO324水解程度電離程度，顯堿性（如：-2-）HCO3、HS、HPO47、雙水解反應：-OH促進陽離子水解（1）構成鹽的陰陽離子均能發(fā)生水解的反應。雙水解反應相互促進，水解程度較大，有的甚至水解完全。使得平衡向右移。3+3+-2-2-2-（2）常見的雙水解反應完全的為：Fe、Al與AlO2、CO3(HC

11、O3)、S(HS)、SO3(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、鹽類水解的應用：水解的應用實例原理1、凈水明礬凈水Al3+3H2OAl(OH)3(膠體)+3H+2、去油污用熱堿水冼油污物品2-+H2O-CO3HCO3+OH配制FeCl3溶液時常加入Fe3+3H2OFe(OH)3+3H+3、藥品的保存少量鹽酸配制Na2CO3溶液時常加2-+H2OHCO-入少量NaOHCO33+OH若不然，則：2224、制備無水鹽由MgCl6HO制無

12、水MgClMg(OH)2+2HCl+4HO在HCl氣流中加熱MgCl26H2OMgO+H22Mg(OH)O用Al2(SO4)3與NaHCO3溶液5、泡沫滅火器3+-32混合Al+3HCO=Al(OH)+3CO6、比較鹽溶液中比較NHCl溶液中離子濃+NH+NH+HOHO+H44232離子濃度的大小度的大小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)）（九）電

13、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（十）溶液中微粒濃度的大小比較多元弱酸、多元弱酸鹽溶液H2S溶液：c(H+)c(HS)c(S2一)c(OH一)。+2+Na2CO3溶液：c(Na)c(CO3)c(OH)c(HCO3)(H)。2混合溶液：混合溶液中離子濃度的比較，要注意能發(fā)生反應的先反應再比較，同時要注意混合后溶液體積的變化，一般情況下，混合溶液的體積等于各溶液體積之和。在此，常用到以下兩組混合液：NH4C1NH3.H2O(1：

14、1)；CH3COOHCH3COONa(1：1)。一般均按電離程度大于水解程度考慮。即+一一+)；NH4C1NH3.H2O(1：1)中，c(NH4)c(Cl)c(OH)c(H一+)c(OH一)CH3COOHCH3COONa(1：1)中：c(CH3COO)c(Na)c(H基本原則：抓住溶液中微粒濃度必須滿足的三種守恒關系：掌握三個守恒關系:電荷守恒：電解質溶液中，不論存在多少種離子，溶液總是呈電中性，即陰離子所帶負電荷總數(shù)一定等于陽離子所帶正電荷總數(shù)。如在23+3NaCO溶液中有c(Na)+c(H)=c(HCO2)。)+2c(CO3)+c(OH物料守恒：電解質溶液中，由于某些離子水解或電離，使離子

15、種類增多，但某些主要原子的總數(shù)是守恒的。如在+2)+2c(HCO)+2c(HCO)。NaCO溶液中有c(Na)=2c(CO332323(3)質子守恒：任何溶液中，最后溶液中僅由水電離出的+H與OH守恒，即由水電離產(chǎn)生的+)。在電解質溶液中，由于某些離子發(fā)生水解，結合了水電離的+，使溶c(H)=c(OHH或OH液中+守恒。如在Na2CO3溶液中有c(OHc(H)c(OH)，但由水電離出的H與OH+)+2c(HCO)，也可由電荷守恒式和物料守恒式疊加得出。)=c(H)+c(HCO323（十一）難溶電解質的溶解平衡1、難溶電解質的溶解平衡的一些常見知識1）溶解度小于0.01g的電解質稱難溶電解質。2

16、）反應后離子濃度降至1*10-5以下的反應為完全反應。如酸堿中和時H+降至-7-510mol/LHgFeCuH(指酸電離的)PbSnFeZnAlMgNaCaK陰離子的放電順序是惰性電極時：2-2-(等含氧酸根離子-(SO2-/MnO-SIBrClOHNOSO)FOH)3434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)律來書寫電極反應式。電解質水溶液點解產(chǎn)物的規(guī)律類型電極反應特點分解電解電解質電離出的質型陰陽離子分別在兩

17、極放電實例電解對象電解質濃pH電解質溶度液復原HCl電解質減小增HCl大CuCl2-CuCl2放H2生成陰極：水放H2生堿NaClHCl堿型陽極：電解質陰離子電解質和水生成新電增大放電解質放陰極：電解質陽離子氧生酸型放電CuSO4電解質和水生成新電減小氧化銅陽極：水放O2生酸解質電陰極：4H+NaOH增解水型4e-=2H2大陽極：4OH-H2SO4水增大減水-4e-=O2+2H2O小Na2SO4不變上述四種類型電解質分類：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

18、鹽（二）電解原理的應用1、電解飽和食鹽水以制造燒堿、氯氣和氫氣1）、電鍍應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、電解質溶液的選擇：陽極：鍍層金屬，失去電子，成為離子進入溶液Mne=Mn+陰極：待鍍金屬（鍍件）：溶液中的金屬離子得到電子，成為金屬原子，附著在金屬表面n+M+ne=M電解質溶液：含有鍍層金屬離子的溶液做電鍍液鍍銅反應原理陽極(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）、電鍍應用之一：銅的精煉陽極：粗銅；陰極：純銅電解質溶液：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

19、，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：2Cl2e=Cl2（1）若無外接電源，又具備組成原電池的三個條件。有活潑性不同的兩個電極；兩極用導線互相連接成直接插入連通的電解質溶液里；較活潑金屬與電解質溶液能發(fā)生氧化還原反應（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

20、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，電鍍池的比較性質類別原電池電解池電鍍池定義將化學能轉變成電將電能轉變成化學能的應用電解原理在某些金屬（裝置特點）能的裝置裝置表面鍍上一側層其他金屬反應特征自發(fā)反應非自發(fā)反應非自發(fā)反應裝置特征無電源，兩級材料有電源，兩級材料可同有電源不同可不同形成條件活動性不同的兩極兩電極連接直流電源1鍍層金屬接電源正極，待電解質溶液兩電極插入電解質溶液鍍金屬接負極；2電鍍液必形成閉合回路形成閉合回路須含有鍍層金屬的離子電極名稱負極：較活潑金屬陽極：與電源正

21、極相連名稱同電解，但有限制條件正極：較不活潑金陽極：必須是鍍層金屬屬（能導電非金屬）陰極：與電源負極相連陰極：鍍件電極反應負極：氧化反應，陽極：氧化反應，溶液金屬失去電子中的陰離子失去電子，陽極：金屬電極失去電子正極：還原反應，或電極金屬失電子溶液中的陽離子的陰極：還原反應，溶液陰極：電鍍液中陽離子得到電子或者氧氣得電中的陽離子得到電子電子子（吸氧腐蝕）電子流向負極正極電源負極陰極同電解池電源正極陽極溶液中帶電粒子陽離子向正極移動陽離子向陰極移動同電解池的移動陰離子向負極移動陰離子向陽極移動聯(lián)系在兩極上都發(fā)生氧化反應和還原反應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

22、（失）e-陰極（得）第四節(jié)金屬的電化學腐蝕和防護（一）金屬的電化學腐蝕1）金屬腐蝕內容：2）金屬腐蝕的本質：都是金屬原子失去電子而被氧化的過程3）金屬腐蝕的分類：化學腐蝕金屬和接觸到的物質直接發(fā)生化學反應而引起的腐蝕電化學腐蝕不純的金屬跟電解質溶液接觸時，會發(fā)生原電池反應。比較活潑的金屬失去電子而被氧化，這種腐蝕叫做電化學腐蝕。條件現(xiàn)象結果實例本質聯(lián)系金屬的防護化學腐蝕與電化腐蝕的比較電化學腐蝕（吸氧腐蝕）化學腐蝕不純金屬或合金與電解質金屬跟接觸物質（多為非電解質）溶液接觸構成微小原電池直接反應有微弱電流產(chǎn)生無電流產(chǎn)生活潑金屬被腐蝕各種金屬都有可能被腐蝕較不活潑金屬得到保護負極：Fe2e=Fe

23、2+2Fe+3Cl2=2FeCl3（某些工廠）正極：O2+2H2O+4e=4OH金屬原子失去電子被氧化而損耗兩種腐蝕同時發(fā)生，但電化腐蝕較化學腐蝕普遍，鋼鐵以吸氧腐蝕常見改變金屬內部結構，如制成不銹鋼；在金屬表面覆蓋保護層，如電鍍、涂油、噴漆、搪瓷、鍍氧化膜（致密），目的使金屬制品與周圍物質隔開；電化學保護法（被保護金屬作為原電池的正極或電解池的陰極）特別提醒：1金屬腐蝕的快慢：在相同的電解質溶液中，金屬腐蝕的快慢一般為：電解池的陽極原電池負極化學腐蝕電解池陰極、原電池正極。（4）、電化學腐蝕的分類：析氫腐蝕腐蝕過程中不斷有氫氣放出條件：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）電極反應：負