樂學(xué)周年慶禮包-高中化學(xué)復(fù)習(xí)提綱

高中化學(xué)知識(shí)大第一章第一節(jié)化學(xué)實(shí)驗(yàn)的基本方法（其他實(shí)驗(yàn)知識(shí)在選修六）考點(diǎn)一物質(zhì)的分離與提純考點(diǎn)一物質(zhì)的量、常數(shù)、摩爾質(zhì)物質(zhì)的量是七個(gè)基本物理量之一，其意義是表示含有一定量數(shù)目的粒子的集體。符號(hào)為：n（molAA物質(zhì)的量的基準(zhǔn)（N：以0.012kg12C所含的碳原子數(shù)即常數(shù)作為物質(zhì)的量的基準(zhǔn)。N6.02×1023mol-1AA1摩爾物質(zhì)的質(zhì)量，就是該物質(zhì)的摩爾質(zhì)量，單位是g/mol。1mol任何物質(zhì)均含有常數(shù)個(gè)粒子，但由于不同粒子的質(zhì)量不同，因此，1mol物質(zhì)的質(zhì)量也不同；12C的相對(duì)原子質(zhì)量為1212g12C含的碳原子為常數(shù)，即1mol12C的質(zhì)量為12g。同理可推出1mol其他物質(zhì)的質(zhì)量。關(guān)系式：n

N；n＝N 特別提醒1mol1mol1mol；1mol語言過于絕對(duì)。如6.02×1023mol-1就是常數(shù)；摩爾質(zhì)量等于相對(duì)原子質(zhì)量、相對(duì)分子質(zhì)量；1考點(diǎn)二氣體摩爾體m m數(shù)學(xué)表達(dá)式：氣體的摩爾體積＝氣體所占的體積，即V特別提醒

氣體的物質(zhì)的 22.4L①標(biāo)準(zhǔn)狀況，即0℃和101.325kPa，氣體的物質(zhì)的量為1mol，只有符合這些條件的氣體的體積才約是22.4L。因此，22.4L1mol②這里所說的標(biāo)準(zhǔn)狀況指的是氣體本身所處的狀況，而不指其他外界條件的狀況。例如，“1molH2O(g標(biāo)準(zhǔn)狀況下的體積為22.4L”是不正確的，因?yàn)樵跇?biāo)準(zhǔn)狀況下，是無法得到氣態(tài)水的③1mol任何氣體的體積若為22.4L，它所處的狀況不一定就是標(biāo)準(zhǔn)狀況。根據(jù)溫度、壓強(qiáng)對(duì)氣體分子間平均分子間距將減小一半。由此可知，1mol任何氣體在0℃、101kPa下的體積與273℃、202kPa下22.4L。考點(diǎn)三定律及其推1.定律在同溫同壓下，同體積的氣體含有相同的分子數(shù)。即：T1=T2；P1=P2；V1=V2n1=2.定律的推論：PV==nRT用此公式去推成正比還是成反比就可以了(注：以上用到的符號(hào)：ρ為密度，p為壓強(qiáng)，n為物質(zhì)的量，M為摩爾質(zhì)量，m為質(zhì)量，V為體積，T為溫考點(diǎn)四混合氣體的平均摩爾質(zhì)已知混合物質(zhì)的總質(zhì)量m(混)和總物質(zhì)的量n(混)：M(混)＝m(混n(混AM(混)＝(混考點(diǎn)五物質(zhì)的量濃

M(

(﹒L-表達(dá)式：cBn(nBmol；VV特別提醒mol；體積指溶液的體積而不是溶劑L；mol·L-1。 CuSO4·5H2OCuSO4（c）（ω）考點(diǎn)六物質(zhì)的量濃度溶液的配轉(zhuǎn)移：把所得的溶解液用玻璃棒注入容量瓶中1-2cm定試劑瓶并貼好。c=n/V=m/MVm、Vc特別提醒：在配制物質(zhì)的量濃度的溶液時(shí)，按操作順序來講，需注意以下幾點(diǎn)②溶質(zhì)為濃溶液時(shí)，也分兩種情況：如果給定的是濃溶液的物質(zhì)的量濃度，則根據(jù)公式c(濃)×V(濃)=c(稀)×V(稀)來求V(稀)；如果給定的是濃溶液的密度(ρ)和溶質(zhì)的質(zhì)量分?jǐn)?shù)(ω)，則根據(jù)c=[ρg·mL-1×V’(mL)×ω/Mg·mol-1]/V(mLV’(mL)。求溶質(zhì)的多少，不能用實(shí)際量。如：需配制480mL1moL·L-1的NOH溶液，取固體NH2.g19.2g500mL500mL480mL。容量瓶使用前要用蒸餾水洗滌2～3次；溶解或稀釋溶質(zhì)后要冷卻溶液至室溫；定容、搖勻時(shí)，不能用 第一節(jié)物質(zhì)分類考點(diǎn)一物質(zhì)的組 NO - - - 16O18O12CO2和O3；石和石[知識(shí)規(guī)物質(zhì)到底是由分子、原子還是離子構(gòu)成？這與物質(zhì)所屬的晶體類型有關(guān)。如石(C)、晶體Si都屬；NaClKClO3S、4是由原子形成分子，進(jìn)而構(gòu)成晶體的。具體地：SO2、CO2、SO3、P2O5、N2O5：：考點(diǎn)二物理變化和化學(xué)變化 ⑶分液⑷蒸餾（分餾）⑸吸附 ⑹滲析⑺鹽析⑻膠體聚沉⑼電泳⑽金屬導(dǎo)電 (11)焰色反應(yīng)（12）電離等化學(xué)變化：⑴風(fēng)化⑵裂化⑶硫化 ⑷老化⑸炭化⑹干餾⑺脫水⑻蛋白質(zhì)變性⑼水解⑽同素異形體互變（11）電解(12)熔融鹽導(dǎo)電(13)電解質(zhì)溶液導(dǎo)電 FeAlFeAl考點(diǎn)三物質(zhì)的分類（

單質(zhì)：金屬單質(zhì)、非金屬單質(zhì)（包括稀有氣體酸性氧化

兩性氧化 特別提醒

鹽類：正鹽、酸式鹽、堿式鹽、復(fù)鹽②高分子（如蛋白質(zhì)、纖維素、聚合物、淀粉等林、油脂、天然氣、水煤氣、鋼鐵、黃銅（含Zn）、青銅（含Sn）、鋁熱劑、藥等。

（Na2O2KO2）酸性氧化物（Mn2O7、CrO3、SiO2）堿性氧化物（Na2O、K2O）（Al2O3ZnO）特別提醒元素的等價(jià)氧化物，如H2SO3→SO2；HNO3→N2O5。對(duì)于某些有機(jī)酸，其酸酐中還含有其他元SiO2。H數(shù)來分為一元酸、二元酸、如H3PO32OH2個(gè)H+，故為二元酸。CH3COOH4H，但根據(jù)-COOH

OHO－P—OHH（Na3PO4（NaH2PO4（Na2HPO4；H3PO3是二元酸，其鈉鹽有正鹽（Na2HPO3、酸式鹽（NaH2PO3）考點(diǎn)四溶液、飽和溶液、不飽和過程中放出和吸收熱量的相對(duì)大小。如：濃硫酸稀釋溶液溫度升高，NH4NO3溶于水溶液溫度降低。考點(diǎn)五溶解度、溶質(zhì)的質(zhì)量分?jǐn)?shù)100g（飽和狀態(tài)）④單位是克有關(guān)關(guān)系式：S(m溶質(zhì)

m溶質(zhì)m溶劑m溶m溶

S

陡升型 緩升型下降型溶質(zhì)的g溶液的考點(diǎn)六膠體及其性按分散劑狀態(tài)分液溶膠——Fe(OH)3膠體、蛋白質(zhì)溶液 Fe(OH)3膠體第二 離子反考點(diǎn)一電解質(zhì)、非電解質(zhì)、強(qiáng)電解質(zhì)、弱電產(chǎn)生了移動(dòng)的離沒有產(chǎn)生移動(dòng)的離 Ba(OH)2 溶液中存在微 H++HA(n- H++HA(n-2強(qiáng)酸：HClH2SO4HNO3HClO4HBr強(qiáng)堿：KOHNaOH BaCl2.等弱酸：CH3COOHHCNH2SH2CO3等弱堿：NH3H2OCu(OH)2等.特別提醒SO2、SO3的水溶液雖然能導(dǎo)電，但它H2SO3、H2SO4，而不是它們自Na2O考點(diǎn)二離子方程式的Cl-、Na+、O2-；BaSO4Ba2+、SO42-形式。②易溶于水，易電離的物質(zhì)的離子符號(hào)的改寫離方程式中的離子形式。如NaHCO3改寫Na+、HCO3-；NaHSO4Na+,H+,SO42-④固體與固體物質(zhì)反應(yīng)不寫離子方程式。如NH3的離子方程式為H2SO4反應(yīng)的離子方程式為：Cu+2H2SO4（濃）=CuSO4+SO2↑+2H2O書寫步驟（CuSO4BaCl2溶液反應(yīng)為①寫出反應(yīng)的化學(xué)方程式Cu2++SO42-+Ba2++2Cl-=Cu2++2Cl-③刪去方程式兩邊不參加反應(yīng)的離子符號(hào)：Ba2++SO42特別提醒：常見離子方程式的書寫錯(cuò)誤不配平（一般表現(xiàn)為等式兩邊原子不守恒或電荷數(shù)不守恒。如Fe3++Cu=Cu2++Fe2+Na+H2O=Na++OH-↑Na2O：O2-H2O2OH-；大理石和稀鹽酸反應(yīng)：CO32-++↑濃硫酸與食鹽共熱制HCl；濃硫酸與Cu共熱制SO2；制CH4和NH3等都無離子方程式。 S2- H2S+2OH-H2S溶于水 2H++S2-OH-=H2O。Ba(OH)2H2SO4：Ba2++H++OH-+SO42-=BaSO4H2O；Al2(SO4)3溶液中加氨水：2Al3++6NH3·H2O=2Al(OH)3↓+6NH4+考點(diǎn)三溶液中的離子⑵生成氣體或揮發(fā)性物質(zhì)：如：NH4+OH-，H+與CO32-、HCO3-、S2-、HS-、SO32-、HSO3- Fe3+、NO-、ClO-、MnO-(H+)等)與還原性離子(如S2-、I-、Fe2+ 44 OH-Fe3+Fe2+、HCO-、NH+、 考點(diǎn)一氧化還原反應(yīng)、氧化劑、還原劑、氧化產(chǎn)物、還原產(chǎn)物4FeS2+11O2=2Fe2O3+8SO2常見氧化劑：(1 (X2)、O2、S(2)Fe、Cu(3)MnO2H2SO4、HNO3、KMnO4等(4)Na2O2、H2O2等常見還原劑：①活潑或較活潑的金屬；如K、Na

還原 弱氧化 還原 氧化反 氧化產(chǎn)

考點(diǎn)二物質(zhì)的氧化性強(qiáng)弱、還原性強(qiáng)弱的比較。性也就是還原性；非金屬原子因其最外層電子數(shù)較多，通常都容易得到電子，氧化性，所以，一般來一般來說，越活潑的金屬，失電子氧化成金屬陽離子越容易，其陽離子得電子還原成金屬單質(zhì)越難，氧氧化性越強(qiáng)。如：Mn02+4HCl(濃)MnCl2+C12↑+2H20，

催化

其還原性: 如：CuCl點(diǎn)燃CuCl，2CuSCu 即氧化性:Cl 2HBrH

2HO，8HIH

HS4HO 4(濃 4(濃 HIHBr如:Cl-OH-ClOHS(+6)>S(+4:H2S>S>SO2，但是，氧化性：HClO4HClO34HClO24HClO有所不同。如：氧化性：HNO3（濃）＞HNO3（??；Cu與濃H2SO4常溫下不反應(yīng)，加熱條件下反應(yīng)；KMnO4在酸②原子的氧化性一般都強(qiáng)于分子的氧化性。如：氧化性FF2、ClCl2、OO2等?？键c(diǎn)三氧化還原反應(yīng)方程式的配平方法 - +7 - 化合價(jià)↓

化合價(jià)考點(diǎn)四電子轉(zhuǎn)移守恒應(yīng)還原反應(yīng)計(jì)算的最基本的方法。轉(zhuǎn)移的電子數(shù)與化學(xué)方程式計(jì)量數(shù)成比例。 00 02KBr+ 2KBr+Cl2 考點(diǎn)一

鈉的物理性質(zhì)：銀白色、有金屬光澤的固體，熱、電的良好導(dǎo)體，質(zhì)軟、密度比水小、低 方程式為：2Na+2HO=2NaOH+H：2Na+2HO=2Na+ 考點(diǎn)二氧化鈉及過氧氧化鈉與反應(yīng)過氧化鈉與水反應(yīng)：2Na2O2+2H2O=4NaOH+O2↑（H的質(zhì)量過氧化鈉與反應(yīng)：2Na2O2+2CO2=2Na2CO3+O2（固體增重的質(zhì)量為CO的質(zhì)量） 2NaHCO3Na2CO3NaOH——NaHCO3+NaOH==（NaHCO3（NaHCO3第二節(jié)考點(diǎn)一2Al+2NaOH+④鋁熱反應(yīng)：2Al+Fe2O32Fe+Al2O3焊接鐵軌,制難熔金屬?？键c(diǎn)二鋁的化合物Al2O3（兩性氧化物2 4 2 與硫酸反：AlO+3HSO==Al2 4 2 2 2 2 2 Al(OH)3（兩性氫氧化物 與鹽酸反應(yīng)：Al（OH）+3HCl==AlCl+3HO；Al(OH) 與氫氧化鈉反應(yīng)：Al(OH)+NaOH==NaAlO+2H 受熱分解2Al(OH)3Al(OH)3：常用鋁鹽與足量氨水反化學(xué)反應(yīng)方程式：AlCl33(NH3·H2O)==Al(OH)3 離子反應(yīng)方程式：Al3+3(NH3·HO)==Al(OH) 4 [KAl(SO12HO]A3+4 考點(diǎn) 鋁及鋁的化合物之間的轉(zhuǎn)化關(guān) 考點(diǎn)一“鐵三角”及其應(yīng)

第三節(jié)Fe2個(gè)電子，也可以失去3個(gè)電子，所以呈不同的價(jià)態(tài)。鐵遇弱氧化劑(S、H+、Cu2+、I2等)時(shí)，鐵只能失去最外層的2個(gè)電子，而生成+2價(jià)鐵的3個(gè)電子而生成+3價(jià)鐵的化合物。并且+3價(jià)比+2指的是1 FeCl3FeCl3FeCl2 2（2）氫氧化亞實(shí)驗(yàn)原理：FeSO4+ Fe(OH)2↓+Fe(OH)2沉淀，要注意以下幾點(diǎn)：①硫酸亞鐵溶液中不能含有Fe3+，因此，硫酸亞鐵溶液應(yīng)是新的FeOH2白色絮狀沉淀。[特別提醒]：Fe(OH)2的方法很多，問題兩點(diǎn)，一是溶液中的溶解氧必須除去，二是反應(yīng)過程必須O2隔絕考點(diǎn) 金、銀、銅等金屬材①特性：金是 色金屬；銀是白色金屬；銅是紫紅色金屬②共性：硬度較小，較高，密度較大，有金屬光澤、良好的延展性、導(dǎo)電和導(dǎo)熱性①金：金是最穩(wěn)定的金屬之一，在高溫下也不能與氧氣反應(yīng)，不能 但金能溶解在王水中。(( c成一層綠色的銅銹：2Cu＋O2＋H2O＋CO2＝Cu2OH2CO黑色、難溶；CuSO4—白色、易溶；CuSO4·5H2O— 藍(lán)色、易溶；Cu2(OH)2CO3—綠 藍(lán)色、難溶。第四 非金屬及其化合第一 考點(diǎn)一碳族元碳族元素常見化合價(jià)為+2和+4，其中碳、硅、鍺、錫的+4價(jià)化合物較穩(wěn)定，而鉛的+2價(jià)化合物穩(wěn)定。（1）碳族元素的單質(zhì)以還原性為主，如碳、硅都被氧氣氧化。碳作還原劑，溫度越高，還原性越強(qiáng) （2） 價(jià)化合物有還原性。如CO高溫時(shí)能還原某些金屬氧化物（Fe2O3、CuO等（3） CO(CO2)CO2(CO)CuOCO2(O2)：通過盛放灼熱銅網(wǎng)的硬質(zhì)玻璃管。 飽和NaHCO3溶液或酸性KMnO4溶液 考點(diǎn)二碳酸鹽性質(zhì)的一般規(guī)如：Na2CO3NaHCO3的正鹽溶解度小于酸式鹽〔如：CaCO3＜Ca(HCO3)2穩(wěn)定性：難溶性的碳酸鹽、(NH4)2CO3及酸式鹽受熱易分解 ；可溶性的碳酸鹽較穩(wěn)定，受熱難分解；一般來說：穩(wěn)定性大小順序?yàn)檎}＞酸式鹽。酸式鹽與堿反應(yīng)時(shí)的產(chǎn)物要根據(jù)相對(duì)用量判斷。如在Ca(HCO3)2溶液中滴加NaOH溶液： CaCO3↓+NaHCO3+H2O（NaOH少量 CaCO3↓+Na2CO3+2H2O（NaOH過量CO32的檢驗(yàn)方法：向待檢溶液中滴加過量的CaCl2溶液，生成白色沉淀，再加入稀鹽酸或HCO3的檢驗(yàn)方法：向待檢溶液中滴加足量的Ca2+或Ba2+ 象，再向溶液中加入足量的酸（如鹽酸、硝酸、醋酸等）溶液，溶液中逸出無色、無味的氣體，則待檢溶液中有HCO3。[特別提醒]：CO32：試劑CaCl2溶液也可用Ca(NO3)2、BaCl2、Ba(NO3)2等的溶液代替，但不可用Ca(OH)2Ba(OH)2HCO3HCO3：Ca2+Ba2+的溶液不可用Ca(OH)2溶液或Ba(OH)2溶液，原因是OH將HCO3轉(zhuǎn)化為CO32；加酸后要通體的氣味排除HSO3的干考點(diǎn)三硅及其化合物的特Si的還原性大于C，但C卻能在高溫下還原出Si：2C＋SiO2H2SiH2：Si＋2Na2OH＋H2O＝Na2SiO3＋2H2↑SiHF非金屬單質(zhì)一般為非導(dǎo)體，但Si 半導(dǎo)體（石墨是導(dǎo)體SiO2是H2SiO3的酸酐，但它不溶于水，不能直接將它與水作用H2SiO3 很高SiO2HFNa2SiO3（即水玻璃俗稱泡花堿，但它卻是鹽的溶液，并不是堿溶液?？键c(diǎn)四無機(jī)非金屬材 3CaO·SiO2、 CaO·SiO2SiO2)等，這些材料具有特殊結(jié)構(gòu)、特殊功能?？梢愿膶憺閍MxOy·bSiO2·cH2O的方式（具體順序是：堿性氧化物·兩性氧化物·酸性氧化可以改寫為aMxOy·bSiO2·cH2O的方式（具體順序是：堿性氧化物·兩性氧化物·酸性氧化第二 考點(diǎn)一氯水的成分的復(fù)雜性和多 變紅，后褪色 漂白、殺菌、 H++Cl+HClO c(Cl) NaOHc(H+)c(H+)HClOc(HClO)[特別提醒 H++Cl+HClO平衡移動(dòng)的各種情況均可歸結(jié)到勒夏特列考點(diǎn)二反應(yīng)原理：4HCl(濃 MnC12MnO2時(shí)可用KMnO4代替，此時(shí)可氣體的凈化與干燥：C12的凈化用水或飽和食鹽水洗氣，除去混在C12中的HCl氣體；用 硫酸干燥。（飽和食鹽水可除去Cl2中的HCl氣體）氣體的檢驗(yàn)：用濕潤的淀粉KI NaOH溶液吸收多余的Cl2，以防Cl2污染大氣陽工 ：電解飽和食鹽水：2NaCl Cl2陽陰[特別提醒]：MnO2與稀鹽酸不反應(yīng)，則反【規(guī)律總結(jié)】氣體方法及裝置的選擇依要選用含有氯離子的物質(zhì)（如鹽酸）和具有氧化性的物質(zhì)（如MnO2、KMnO4等）來。選取發(fā)生裝置的依據(jù)是氣體所用試劑的狀態(tài)和反應(yīng)條件（加熱與否。如用：2NaCl+3H2SO4+MnO22NaHSO4+MnSO4+2H2O+C12↑法氯氣，也是加熱固體與液體的混合物，以此分考點(diǎn)三鹵素及化合物的特性與鹵素的檢氟是最活潑的非金屬，單質(zhì)的氧化性最強(qiáng)，氟離子（Ｆ）很難被氧化。氟元素在化合物-1(產(chǎn)物不同，原理不同)，且不能從其他鹵化物的水溶液中置換出其他鹵素(先與水發(fā)生置換反應(yīng))，能與稀有氣體反應(yīng)(常見的產(chǎn)物均溴在常溫下為紅棕色液體(唯一液態(tài)非金屬單質(zhì))，極易揮發(fā)產(chǎn)生紅棕色且的溴蒸氣。實(shí)驗(yàn)室通常將溴密閉保存在陰冷處，且在試劑瓶中加適量水進(jìn)行液封，不能用橡皮塞。碘是紫黑色固體，具有金屬光澤，易升華()、易吸潮(遇鐵在水催化下易反應(yīng)，故盛碘的瓶子不能用鐵蓋)(常用來檢驗(yàn)碘的存在)，碘的氧化性較其他鹵素弱，與變價(jià)金屬鐵反應(yīng)生成 而不 氫氟酸為弱酸，有劇毒，能腐蝕玻璃，中常用鉛皿或塑料容器保存。AgＦ易溶KI淀粉試紙呈現(xiàn)藍(lán)利用碘單質(zhì)能與淀粉溶液呈現(xiàn)AgCl、AgBr、AgI都不溶于稀HNO3，且顏色逐漸加深，分別為白色、淺黃 黃色，所以，可用 HNO3酸化的AgNO3 溶液來檢驗(yàn)Cl、Br、I的存在。[特別提醒]：XHNO3CO3、PO[特別提醒]：XHNO3CO3、PO4第三節(jié)考點(diǎn) 硫的性硫有多種同素異形體。如單斜硫、斜方硫、彈性硫等。常溫為淡黃色晶體（淡黃色固體有：Na2O2、 6 Na2S（劇烈反應(yīng)并發(fā)生 Al2S3（Al2S3的唯一途徑） 與非金屬的反應(yīng)：S+O2 不溶于水，微溶于，易溶于CS2CS2作溶NaOH堿性強(qiáng)，腐蝕玻璃，故Ca(OH)2NaOH溶液除去試管內(nèi)的硫。與化合物的反應(yīng)S+6HNO3（濃） 不溶于水，微溶于，易溶于CS2CS2作溶NaOH堿性強(qiáng)，腐蝕玻璃，故Ca(OH)2NaOH溶液除去試管內(nèi)的硫。考點(diǎn) 和二氧化硫性質(zhì)的異大于空氣。不同點(diǎn)：CO2沒有氣味，SO2有刺激性氣味；CO2無毒，SO2；CO2能溶于水（1體積水大約溶，SO2；SO2相同點(diǎn)：都是酸 氧化物①都能和水反應(yīng)，生成的酸不穩(wěn)定，只能存在于溶液中CO2+H2OH2CO3； ①SO2常表現(xiàn)還原性 CO2表現(xiàn)弱氧化性 ③造成環(huán)境破壞的原因不同：SO2形成酸 溫室效 SO2SO2Cl2混合后通入品紅溶液中，不能使之SO2Cl2發(fā)生反應(yīng)生成了無漂白性的鹽酸和硫酸。 ⑤用硝酸酸化的硝酸鋇溶液，產(chǎn)生白色沉淀的是SO2，無明顯現(xiàn)象的是CO2。 考點(diǎn)三濃硫酸和稀硫酸氧化性 分子中＋6H2S50%H2SO410%H2SO4溶液等體積混合，則所得溶液的質(zhì)量分?jǐn)?shù)大于30%；濃H2SO4或密度小于濃硫酸的溶液被稀釋H2SO4H2SO4沿玻璃棒注入其中，并不斷攪拌，使其散熱。物）H、O2∶1（濃硫酸可用作有機(jī)反應(yīng)的催化劑和脫水劑）考點(diǎn) 溶液中SO42的檢原理：利用 BaSO4↓（白色，BaSO4不溶于鹽酸、硝酸的特性干擾檢驗(yàn)的離子：Ag+能與SO42離子反應(yīng)生成難溶于水的白色沉淀Ag2SO4；Ag+還能與Cl反應(yīng)生成難AgCl；SO32、CO32、SiO32、PO43等能與Ba2+反應(yīng)生成難溶于水的白色沉淀。但這些白33HNO3HNO3SO32-SO42-[特別提醒]：SO42[特別提醒]：SO42的關(guān)鍵是既要注意試劑的選擇，又要注意操作順序的優(yōu)化，方【誤區(qū)警示】SO42 CO32、PO3、SO2、Ag+SO2，此時(shí)上述離子同樣BaCO3、Ba3(PO4)2、BaSO SO42Ag+ 因?yàn)?AgCl↓（白色） ③誤將SO32判成SO42Ba(NO3)2SO42。NO3具有強(qiáng)氧化性，在酸性環(huán)境中發(fā)生反應(yīng)：Ba2++ BaSO3↓（白色），3BaSO3+2H++2NO3 3BaSO4↓（白色）SO42BaSO4的陷阱中。第四 含氮化合考點(diǎn)一氮?dú)夂桶?，N2含有三鍵，所以比較穩(wěn)定。N2+O2（電火花氨氣的性質(zhì)（唯一顯堿性的氣體（NH3·H2O，NH3·H2O NH+H NH 氨水中有分子：NH、HO、NH·HO 離子：NH+、OH-、少量H+。 4 4 考點(diǎn)二氮氧化合物的產(chǎn)生及轉(zhuǎn)1、NO和NO2的生成：N2+O2（電火花 2NO+O2==：Cu+4HNO3(濃)==CuNO322NO2↑+2H2O3Cu+8HNO3(稀)==3CuNO32+2NO↑+4H2O2、物理性質(zhì)：NO是一種無色、無味、難溶于水的氣體NO2是一種紅棕色、有剌激性氣味的氣體，密度比空氣大，易液化，易溶于3、化學(xué)性質(zhì)（1）NONO2的聚合反應(yīng) 4NO+三、NO2、NOO2H2O 2、NO和O2的混合氣體通入 受熱易分解NH4ClNH3↑+HCl↑NH4HCO34銨鹽與堿反應(yīng)放出氨氣（用于制氨氣及NH+的檢驗(yàn)4NH4Cl+NaOH4★NH+檢驗(yàn)：加入NaOH加熱產(chǎn)生的氣體能使?jié)駶櫟募t色石蕊試紙變藍(lán)。 4硝酸的與性質(zhì)工業(yè)（1）氨在催化劑的作用下與氧氣發(fā)生反應(yīng)，生成NO：4NH3+5O2（2）NO與氧氣反應(yīng)生成NO2：2NO+O2===2NO2（3）用水吸收NO2生成HNO3：3NO2+H2O==2HNO3+NO性質(zhì)：Cu+4HNO3(濃)===Cu(NO3)2+2NO2↑+2H2O C+4HNO3(濃)===CO2↑+2NO2↑+2H2O特特別提醒：凡是考到硝酸的計(jì)算，一般要用守恒法來求，如：電子守恒，質(zhì)量守恒考點(diǎn)一元素周期表的

第二部 必修第一章物質(zhì)結(jié)構(gòu)元素周期律第一節(jié)周期周期序數(shù)＝若n≤2，則該主族某一元素的原子序數(shù)與若n≥3，則該主族某一元素的原子序數(shù)與期 2 8 8 32（如果排滿族主族ⅠAⅦA由長(zhǎng)周期和短周期副族IBⅦB只由長(zhǎng)周期元素構(gòu)有三列元素（8、9特特別提醒：掌握元素周期表的結(jié)構(gòu)中各族的排列順序，結(jié)合惰性氣體的原子序數(shù) 可以推斷任意一種特別提醒：特別提醒：涵實(shí)18(若K12+1+7（IVA）4-1非金屬元素的負(fù)價(jià)=8-最外層電子數(shù)。金屬性逐漸減弱，非金屬性逐漸增強(qiáng)，最高氧化物對(duì)應(yīng)的水化物的堿性考點(diǎn)三元素金屬性和非金屬性強(qiáng)弱的判斷方法和規(guī)Fr，Cs；F。①根據(jù)單質(zhì)與水（或酸）反應(yīng)，置換出水（或酸）④根據(jù)金屬元素的單質(zhì)的還原性（或離子的氧化性）④根據(jù)非金屬單質(zhì)的氧化性（或離子的還原性）⑤根據(jù)與同一種金屬反應(yīng)，生成化合物中金屬元素的化合價(jià)的高低進(jìn)行判斷。例如：CuCl點(diǎn) 考點(diǎn)四元素“位—構(gòu)—性”之間的關(guān)特別特別提醒：元素性質(zhì)和物質(zhì)結(jié)構(gòu)的常用的突破 第二 原子結(jié)構(gòu)與性考點(diǎn)一原子結(jié)1

中子N（不帶電荷 同位素（核素 →質(zhì)量數(shù)（A=N+Z） 質(zhì)子Z（帶正電荷）→核電荷數(shù) 元素→元素符號(hào)Z(AZ

電子數(shù)（Z個(gè)

電子云（比喻 點(diǎn)的意義、點(diǎn)密度的意義排布規(guī)律→電子層數(shù)

表示方法→原子（離子）（1）（原子中（3）（NZ注的含義，右上角為離子的電性和電荷數(shù)，寫作n；右下角為微粒中所含X原子的個(gè)數(shù)，上面標(biāo)注的是化合價(jià)，寫作n-AXAZ素形成的過氧根離子，可寫作16O2 考點(diǎn) 原子核外電子排布規(guī)電12n2即：電子層序號(hào)1234567代表符號(hào)KLMNOPQ最多電子數(shù)28規(guī)8個(gè)（K23次外層電子數(shù)最多不超過18324律要解釋問題，有待進(jìn)一步學(xué)習(xí)核外電子排布所遵循的其它規(guī)律。[特別提醒][特別提醒]1-18號(hào)元素的原子結(jié)構(gòu)特性1H考點(diǎn)三相對(duì)原子質(zhì)制（SI）1，1（1）m(35Cl)=5.81×10-26kg。相 諸 如35Cl為34.969,37Cl為36.966原子 比較 核素的近似相對(duì)原子質(zhì)量：是對(duì)核素的相對(duì)原子質(zhì)量取近似整數(shù)值，數(shù)值上與該質(zhì)量核素的質(zhì)量數(shù)相等。如：35Cl為35,37Cl為37。Ar(Cl)=Ar(35Cl)×a%+注 ①、核素相對(duì)原子質(zhì)量不是元素的相對(duì)原子質(zhì)量考點(diǎn)四微粒半徑的大小比較10子、18子微徑例離徑帶相荷的離子（同主族元素的離子）,電子層越多,半徑越大。Ne、CH4、NH3、H2O、HF Na+、Mg2+、Al3+、NH+、NH-、HO+、OH- ：2（1）Ar、SiH4、PH3、H2S、HCl、CH3CH3、N2H4、H2O2、F2、CH3OH、CH3FS2-、Cl-、K+、Ca2+、HS-10電子微粒的方法：首先找出10電子的原子（單原子分子）Ne，然后向前尋找非金屬元素對(duì)應(yīng)的氫化物：CH4～HF，向后尋找金屬形成的陽離子：Na～Al。在氫化物的基礎(chǔ)上增加或減少H，可構(gòu)成一系列1818（單原子分子）Ar，然后向前尋找非金屬元素對(duì)應(yīng)的181010H9 + +第三節(jié)考點(diǎn)一化學(xué)鍵類金屬陽離子與電子間通金屬陽離子和電金屬HCl、特特別提醒 特特別提醒的合化價(jià)。如：H2O2，Na2O2中O1，F(xiàn)eS2S1考點(diǎn)二電子式（在后面附加‘化學(xué)用語’中）考點(diǎn)三氫鍵X-HY-HX、YF、O、N。若兩個(gè)為同一種分子，X、Y為同一種原子；若兩個(gè)是不同的分子，X、Y則為不同的原子。當(dāng)一個(gè)分子中的氫與另一個(gè)分子中的X或Y充分接近，兩分子則產(chǎn)生較強(qiáng)的靜電吸引作用。這種由氫原子與另一分子中原子半徑較小，非金屬性很強(qiáng)的原子形成的吸引作用稱為氫鍵?？杀硎緸閄－H…Y－H子中具有H－F、H－O、H－N等結(jié)構(gòu)條件的分子間才能形成氫鍵。氫鍵不屬于化學(xué)鍵，其強(qiáng)度比化學(xué)鍵弱得NH3、C2H5OH、CH3COOH由于它們能與水形成氫鍵，使得它們?cè)谒械娜芙舛容^其它同類物質(zhì)大。第二章化學(xué)與自然資源的開發(fā)利用（其他兩章內(nèi)容在選修四和選修五中）考點(diǎn)一金屬礦物的開發(fā)利用：②加熱還原法Cu：③電解法Al：2金屬活順序與金屬冶煉的關(guān)系金屬活性序表中位置越靠后越容易還原用般的還原法就能使金屬還原；金屬的位置越靠前，越難被還原，最活潑金屬只能用最強(qiáng)的還原來還原（離）考點(diǎn)二 海水資源的開發(fā)利用1、海水的組成：含八十多種元素。其中，H、O、Cl、Na、K、Mg、Ca、S、C、F、B、Br、Sr等總量占99%2（1）（2）海水制鹽：利用濃縮、沉淀、過濾、結(jié)晶、重結(jié)晶等分離方法得到各種鹽?？键c(diǎn) 環(huán)境保護(hù)與綠色化SO3NO2（1）形成酸雨的主要物質(zhì)及來源 ：來源于化石的燃燒和含硫礦石的冶煉SO2+H2O== 2H2SO3+O2===2NO+O2＝ 3NO2+H2O＝ +酸雨的防治：AB、酸雨防治中的化學(xué)方法2CaCO3＋O2＋2SO2===== 2b、Na2SO3Na2SO3+SO2+H2O====①破壞臭氧層的主要物質(zhì)：氟氯烴（氟里昂）和含溴的鹵代烷烴（哈龍CCl4、CH4、N2O、NO以及大氣中的產(chǎn)物等也會(huì)破壞臭氧層②危害：海水變曖膨脹，冰川熔化，海平面升高；自然（如臺(tái)風(fēng)、暴雨、酷熱等）瀕瀕發(fā)堿和鹽，石油，和病原體等。和法是利用中和反應(yīng)調(diào)節(jié)廢水的：利用化學(xué)原理從上減少和消除工業(yè)生產(chǎn)對(duì)環(huán)境造成的污染。又稱為“環(huán)境學(xué)”、“環(huán)境友從環(huán)境觀點(diǎn)看：強(qiáng)調(diào)從上消除污染（從一開始就避免污染物的產(chǎn)生熱點(diǎn)：原子經(jīng)濟(jì)性——100%第三部分選修四化學(xué)反應(yīng)原理 考點(diǎn) 放熱反應(yīng)與吸熱反類比放熱反吸熱反定形成原與化學(xué)鍵強(qiáng)弱的關(guān)量大于反應(yīng)物分子斷裂時(shí)吸 表示方<0>0實(shí)H=-483.6kJ·mol-H=+131.3kJ·mol-常見類應(yīng)燃燒熱：1mol可燃物完全燃燒生成穩(wěn)定化合物放出的熱量。1mol考點(diǎn) 熱化學(xué)方程式書寫正誤判(2)要注明反應(yīng)物和生成物狀態(tài)。檢查是否標(biāo)明狀態(tài)檢查ΔH的符號(hào)檢查ΔH的數(shù)值是否與反應(yīng)物或生成物 物質(zhì)的 [規(guī)律總結(jié)]:放熱為“+”吸熱為“—”,但是焓變△H表達(dá)是“+”表示吸熱,“—”表示放熱考點(diǎn) 使用化石的利弊及新能源的開重要的化石 煤、石油、天然 煤作的利弊問題充分燃燒的條件：①要有足夠的空 。②跟空氣有足夠大的接觸面積新能源的開發(fā)：①調(diào)整和優(yōu)化能源結(jié)構(gòu)，降低化石在能源結(jié)構(gòu)中的比率考點(diǎn) 蓋斯定律及其應(yīng)化學(xué)反應(yīng)的反應(yīng)熱只與反應(yīng)的始態(tài) (各生成物)有關(guān)，而與反應(yīng)的途徑第二章第一 化學(xué)反應(yīng)速考點(diǎn) 化學(xué)反應(yīng)速率的概念與系數(shù)比規(guī)律v=Δc/Δt系數(shù)比規(guī)律在同一反應(yīng)中，用不同物質(zhì)來表示的反應(yīng)速率時(shí)，其比值一定等于化學(xué)反應(yīng)方程式中的mA(g)nB(g)pC(g)qD(g)v(A)∶v(B)∶v(C)∶v(D)m∶考點(diǎn) 影響化學(xué)反應(yīng)速率的因素改變條單位體積內(nèi)分子總數(shù)·活化分子分?jǐn)?shù)=增大濃增大壓升高溫使用催⊙催化劑 改變(不強(qiáng)調(diào)是增大)正逆反應(yīng)速率 第二 化學(xué)平考點(diǎn) 化學(xué)平衡的理解及平衡的判定義：是指在一定條件下的可逆反應(yīng)里，正反應(yīng)和逆反應(yīng)的 速率．，反應(yīng)體系中所有參加反應(yīng)的物質(zhì)的質(zhì)量或濃度保持恒定的狀態(tài)。 不再隨時(shí)間改 ;(動(dòng)mA(g)+n pC(g)+q在單位時(shí)間內(nèi)消耗了mmolA同時(shí)也生成了mmolAv(正)=v(逆在單位時(shí)間內(nèi)消耗了nmolB同時(shí)也消耗了pmolCv(正)=v(逆v(A)：v(Bv(Cv(D)=m：n：p：q，vv在單位時(shí)間內(nèi)生成了nmolB，同時(shí)也消耗了pmolC，因均指vmnp+q時(shí)，總壓強(qiáng)一定（其他條件一定mnp+q時(shí)，總壓強(qiáng)一定（其他條件一定相對(duì)分子質(zhì)量rMrm+npq時(shí)（非氣體的不算Mrm+npq時(shí)（非氣體的不算任何化學(xué)反應(yīng)都伴有能量的變化，當(dāng)體系溫度一定時(shí)（其他不變考點(diǎn) 化學(xué)平衡的影響因素及勒沙特列原主要 溫度、壓強(qiáng)、濃 和間接條件等v（正）=v（逆考點(diǎn)三化學(xué)平衡圖；二看線（即看線的、變化的趨勢(shì)（定量圖像中有關(guān)數(shù)值的多少大小考點(diǎn) 等效平衡規(guī)（TT、VT、V條件下，對(duì)于反應(yīng)前后氣體分子數(shù)不改變的可逆反應(yīng)只改變起始時(shí)加入物質(zhì)的物質(zhì)的量，只要在同溫同壓下，改變起始時(shí)加入物質(zhì)的物質(zhì)的量，只要按化學(xué)計(jì)量數(shù)換算成同一半邊的物質(zhì)的物質(zhì)考點(diǎn)五化學(xué)平衡計(jì)算和化學(xué)平衡 “平”衡濃度 a－mx α(A)＝mxa求B物質(zhì)平衡時(shí)的體積分?jǐn)?shù)b

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cp(C)cq一定溫度下，對(duì)于可逆反應(yīng) K＝cm(A)cn了解：●平衡常數(shù)K只 溫 有關(guān)；溫度一定K一K平衡常數(shù)K表達(dá)式中均為物質(zhì)的量濃度，反應(yīng)式不同 不 考點(diǎn) 電解質(zhì)、非電解質(zhì)、強(qiáng)電解質(zhì)、弱電解質(zhì)等概念辨質(zhì)與非電解質(zhì)的相同點(diǎn)是研究對(duì)象都是化合物，二者的主要不同是在溶于水或熔化狀態(tài)下能否導(dǎo)電。強(qiáng)電解弱電解相同[特別提醒]：常見的弱電解弱酸：如H2S、 弱堿：NH3·H2O，F(xiàn)e(OH)3、Cu(OH)2Al(OH)3、Zn(OH)2等]。HgCl2，HgBr2等?？键c(diǎn) 常見強(qiáng)弱電解質(zhì)電離方程式的書=2H++ Ba（OH）2=Ba2++ CH3COO-+H+ H++ H++H++弱堿電離方程式的書寫（多元弱堿一步寫完示例 NH4++ Fe3++示例：H++AlO2-+H2O Al3++3OH-HSO4-外全部分步電離，每示例：NaHSO4=Na++H++SO4-完全電離 H++ 分步電 HO+H HO++OH- 或者H H+ W①25℃時(shí)：Kc(H+)?c(OH-)=10-14mol·L-W 對(duì)于水c(H2O)=(1000g/L)/(18g/mol)55.56mol/L(水α=10-7/55.6=1.8×10-9=1.8×10-水所以水是極 ①加入酸,c(H+)增大,水的電離平衡向逆移動(dòng),水的電離 減 ②加入堿,c(OH-)增大,水的電離平衡向 移動(dòng),水的電離度減小 增 [特別提醒]：水的離子積不僅適用于純水，還適用于稀的[特別提醒]：水的離子積不僅適用于純水，還適用于稀的電解質(zhì)溶液考點(diǎn)二溶液的酸堿性和pH溶液酸性、中性或堿性的判斷依據(jù)是：看c(H+c(OH-)的相對(duì)大小.在任意溫度的溶液中：若c（H+）>c（OH- c（OH- [特別提醒]：在標(biāo)準(zhǔn)溫度(25℃)和壓力下，pH=7的水溶液（如：純水）為中性，水的離子積常數(shù)為1×10-14，且[特別提醒]：在標(biāo)準(zhǔn)溫度(25℃)和壓力下，pH=7的水溶液（如：純水）為中性，水的離子積常數(shù)為1×10-14，且c(H+)和c(OH-)都是1×10-7mol/L。pH愈小，溶液的酸性愈強(qiáng)；pH愈大，溶液的堿性也就愈強(qiáng)。pH014pH<7pH>7的時(shí)候,溶液呈堿性,pH=7的時(shí)候,溶液呈中性.但在非水溶液或非標(biāo)準(zhǔn)溫度和壓力的條件下，pH=7可能并不代表溶液呈中性，這需要通過計(jì)算該溶劑在這種條件下的電離常數(shù)來決定pH373K（100℃）的溫度下，pH=6為中性溶液?？键c(diǎn)三pH計(jì)算的基本規(guī)1 2 C(H+)=（c(H+V+c(H1 2 pH+0.31 2 1 2 若H+過量 c(H+)=(c(H+)酸V酸－c(OH_)堿V堿)／(V酸+V堿)若堿過量c(OH-)=(c(OH-)堿V堿－c(H+)酸V酸)／(V堿+V酸)PHPOHpH[特別提醒]：混和后溶液呈酸性時(shí)，一定用c(H+)計(jì)算pH；[特別提醒]：混和后溶液呈酸性時(shí)，一定用c(H+)計(jì)算pH；呈堿性時(shí)，一定用c(OH-)計(jì)算pH值（1）pH=小的+0.3(2)兩強(qiáng)堿等體積混合混合后的pH=大的—0.3(4)酸堿等體積混合①pH2pH12pH；②pH4pH10NaOHpH≤7；③pH4H2SO4pH10pH≥7；④0.01mol/LpH20.1mol/LpH12pH=7pHc(H+10pH2，c(H+稀釋規(guī)律：分別加水稀釋m倍時(shí)，溶液的物質(zhì)的量的濃度均變?yōu)樵瓉淼?/m,強(qiáng)酸中c（H+）變?yōu)樵瓉淼?/mc（H+）減小小于m第三節(jié)考點(diǎn)水解反應(yīng)的（一）H+OH-質(zhì)，從而促進(jìn)了水的電離。（二）NH4+、（三） 鹽溶液呈什么性，取決于形成鹽的對(duì)應(yīng)的酸、堿的相對(duì)強(qiáng)弱；如強(qiáng)酸弱堿鹽的水溶液顯酸性，強(qiáng)堿弱酸鹽的水溶液顯堿性，強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽的水溶液顯中性，弱酸弱堿鹽的水溶液是誰強(qiáng)顯誰性（3）生成了弱電解質(zhì)。水解吸 酸+堿 鹽類水解的程度一般比較小，不易產(chǎn)生氣體或沉淀，因此書寫水解的離子方程式時(shí)一般不標(biāo)“↓”小，c(OH-c(OH-)>c(H+Na2CO3,NaHCO3OH-H+結(jié)合生成弱酸考點(diǎn) 溶液中粒子濃度大小的比較規(guī) 多元弱酸溶液，根據(jù)多 電離分析，如在HPO的溶液中，c（H+）＞c（HPO 442NaSc(Na+)＞c(S2-)＞c（OH－）＞c（HS-2 各溶液中①NHCl②CH 弱酸與含有相應(yīng)酸根的鹽混合，若溶液呈酸性，說明弱酸的電離程度大于相應(yīng)酸根離子的水解CHCOOHCHCOONaCHCOOHCHCOO—的水解程度要大，此時(shí)，c(CH 弱酸與含有相應(yīng)酸根的鹽混合，若溶液呈堿性，說明弱酸的電離程度小于 如HCN與 小，則c(HCN)>c(CN—)。[特別[特別提醒]理解透水解規(guī)律：有弱才水解，越弱越水解，誰強(qiáng)顯誰性考點(diǎn) 鹽類水解的應(yīng)判斷鹽溶液的酸堿性和比較鹽溶液酸堿性的強(qiáng)弱時(shí)，通常需考慮鹽的水 如：相同條件，相同物質(zhì)的量濃度的下列八種溶液：Na2CO3、NaClO、CH3COONa、Na2SO4、NaHCO3、NaOHNaOH>NaClO>Na2CO3>NaHCO3>CH3COONa判斷溶液中離子能否大量共存。當(dāng)有弱堿陽離子和弱酸陰離子之間能發(fā)出雙水解反應(yīng)時(shí)，不能 43334333配制易水解的鹽溶液時(shí)，需考慮抑制鹽的水解，如在配制強(qiáng)酸弱堿鹽溶液時(shí)，需滴加幾滴相應(yīng)的強(qiáng) 選擇鹽的途徑時(shí)，需考慮鹽的水解。如Al2S3時(shí)，因無法在溶液中（會(huì)完全水解，只由干法直接反應(yīng) 某些試劑的存放，需要考慮鹽的水解如：Na2CO3、Na2SiO3等水解呈堿性，不能存放在磨口玻璃塞 應(yīng)NH4Ｆ水解應(yīng)會(huì)產(chǎn)生HF，腐蝕玻璃。（1）（2）實(shí)驗(yàn)操作型，例：易水解物質(zhì)的（3）第四 考點(diǎn)解（一）存在：只要有固體存在的懸濁液中都存 溶解平衡例 （二） v溶解=v沉淀（結(jié)晶）（2）動(dòng)：動(dòng)態(tài)平衡，v溶解=v沉淀 （三）加入沉淀劑 2根據(jù)平衡移動(dòng)原理減少溶解平衡體系中的某種離子會(huì)使平衡向沉淀溶解 方向移動(dòng)沉淀逐漸溶 。例：Mg(OH)（s）≒Mg2+（aq）＋OH-（aq）22OH-+ H2[特別提醒]：解決沉淀溶解平衡的一般[特別提醒]：解決沉淀溶解平衡的一般思路：“看到”粒子—“找到”平衡—“想到”移考點(diǎn)二有關(guān)溶度積的（一）在水溶液中，Ag+和Cl-作用產(chǎn)生白色的AgCl沉淀，但固態(tài)的AgCl并非絕對(duì)不溶于水，它仍能微量地溶解Ag+Cl-。在一定條件下，當(dāng)沉淀與溶解的速率相等時(shí)，便達(dá)到固體難溶電解質(zhì)與溶液中離子間的平衡，AgClAg+Cl-之間的平衡表示為平衡時(shí) 由于［AgCl(s)］Ksp=［Ag+］[Cl-Ksp稱為溶度積常數(shù)，簡(jiǎn)稱溶度積。它反映了難溶電解質(zhì)在水中 溶解能 a電解質(zhì)AB aK=［An+］a［Bm-上式表明：在一定溫度下，難溶電解質(zhì)的飽和溶液中離 濃度 （二） ,Qc1c=a，通常就可用濃度代替活度。Qc>Ksp時(shí)，平衡左移 ，沉淀生成 ；Qc<Ksp時(shí)，平衡 1c=a，通常就可用濃度代替活度?？键c(diǎn) 原電池原

第一節(jié)原電池定向移動(dòng)，陰離子 H2SO4溶液)為例：氧化反失電 得電鋅溶 銅極不Zn－2e－=Zn2陰離子向負(fù)極移動(dòng)；陽離子向正極移動(dòng)2H+2e－=H22兩極：活潑性不 用導(dǎo)線、鹽橋等連接。 Zn+2OH—－2e－=Zn(OH)2；正極總反應(yīng)式特點(diǎn):比能量較高,時(shí)間較長(zhǎng),可適用于大電流和連續(xù)放電特點(diǎn)：此種電池比能量大，電壓穩(wěn)定，時(shí)間長(zhǎng)，適宜小電流連續(xù)放電 ①氫氧電 ②甲烷電該電池用金屬鉑片KOH溶液中作電極，在兩極上分別通甲烷和氧氣；總反應(yīng)方程式為用導(dǎo)線相連的兩個(gè)鉑電極KOH溶液中，然后向兩極分別通入CH3OH和O2，則發(fā)生了原電池反應(yīng)。負(fù)極：2CH3OH+16OH－－12e－=2CO32－+12H2O；正極：3O2+6H2O+12e－=12OH－總反應(yīng)方程式為H2OOH－H+必須寫入反應(yīng)式中,生成物為:原反應(yīng),放電是在無外接電源條件下發(fā)生的自發(fā)氧化還原反應(yīng)。考點(diǎn) 原電池PH值的變化和簡(jiǎn)單計(jì) 中析出,可能會(huì)引起溶液PH值的變化。當(dāng)負(fù)極產(chǎn)生的金屬離子結(jié)合溶液中的ＯH－時(shí),電極附