金鹰辅导班·化学
专题一.氧化还原反应之配平方法
学习氧化还原反应，除了了解其本质之外，更重要的是知道如何去运用。其运用主要是氧化还原反应方程式的书写及其配平。
（1） 基本技法
1.氧化还原反应方程式配平的依据：三守恒 2.步骤：一标，二找，三定，四配，五查 。（先配平氧化还原反应主干：氧化剂、还原剂与氧化产物、还原产物） 3.课标例子：
请配平 C + HNO3（浓）- NO2 + CO2 + H2O
0+5+4+4
分析：一标：C + HNO3（浓）- NO2 + CO2 + H2O
二找： 始态 终态 变化的总价数 = 变化 × 系数 三定： 1 × 4 = 4
四配：C 的系数为 1 HNO3的系数为 4 ，用观察法将其他系数配平
五查：经检查满足质量守恒定律。配平后的化学方程式为：
C + 4 HNO3（浓）= 4 NO2 + CO2 + 2 H2O
（2） 特殊技法
1.整体配平法: eg: Cu2S + HNO3 ---- Cu(NO3) + NO2↑ + H2SO4 + H2O 2Cu ↑2 N↓1 S↑8
接下来就是电子得失守恒，或者说化合价升降守恒，一下子就可以把它配出来了，如下 Cu2S + 14 HNO3 === 2 Cu(NO3) + 10 NO2↑+ H2SO4 + 6 H2O 就ok了！
2.零价配平法：eg: Fe3C + HNO3 --- Fe(NO3)3 + CO2↑+ NO↑ + H2O 这个方程式按常规的化合价分析，复杂物质FeC3无法确定Fe和C的具体价态，此时可以设组成该物质的各种元素价态都为0.这样问题就迎刃而解：
用整体法可知Fe3C整体价态↑3x3+4，N↓3，然后用最小公倍数法13x3以及3x13可知NO要配上13，Fe(NO3)3要配上1，最后根据原子守恒可配出得结果如下： Fe3C + 22 HNO3 === 3Fe(NO3)3 + CO2↑+ 13NO↑ + 11H2O
小结：零价法较多适用于 ：①难确定化合价的化合物不是以离子形式出现；
②难用常规方法确定化合价的物 质在反应物中，而不是在生成物中。
3.局部法：这种方法主要运用在有机化学方程式，这里顺便提一下。如甲苯变成苯甲酸，只有甲基变成羧基，其余都不变，所以只需研究甲基C的变化。
4.单质优先法：有单质参加或生成的反应，以单质为标准计算化合价。 Eg：液氯可将氰酸盐(OCN- )氧化为 N2， (其中OCN- 中N的化合价为：-3价 )，请配平下列化学方程式: KOCN + KOH + Cl2—CO2 + N2 + KCl + H2O
Cl:0→-1 ↑1x2
N2:-3→0 ↓3X2 所以可知在Cl2配上3，接下来的略···
5.万能配平法：这个名字看起来似乎很神圣，其实也叫待定系数法。只是最后的退路，比较繁琐，也就是解方程。 （基本步骤：一设，二定，三列方程，四解，五验） Eg1： KMnO4 + KI + H2SO4 --- MnSO4 + I2 + KIO3 + K2SO4 + H2O
设aKMnO4+H2SO4+bKI=cMnSO4+dK2SO4+eI2+H2O+fKIO3（假定H2SO4系数是1，这样H2O也是1，由氢数目可知） 则根据各元素不变
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K：a+b=2d+f Mn：a=c
O：4a+4=4(c+d)+1+3f S：1=c+d I：b=2e+f
解得b=(5-5a)/3，c=a，d=1-a，e=(4-9a)/6，f=(4a-1)/3
可见要知道I2和KIO3的比例才可以配平，不然一个a对应一套系数，就有无数种了。 此法看上去无脑又费字，其实却是普遍适用，符合原子守恒本质，又可以保证再也没有配不出的方程式的方法。（设系数为1的物质可以自便，随意挑一种，解出的一组系数只要同乘以一个数调为最简整数比即可。）
配套练习：1. KMnO4 + KI + H2SO4 --- MnSO4 + I2 + KIO3 + K2SO4 + H2O
2. Fe3O4+ HNO3--- Fe(NO3)3+ NO+ H2O
3. Fe3O4+ HNO3(浓）---- Fe(NO3)3+ NO2+ H2O
4.Na2S3 + NaBrO 3+ NaOH --- NaBr + Na2SO4 + H2O
补充：缺项配平，基本技法：缺什么补什么，介质条件要注意。
练习：H2O2+Cr2(SO4)3 + — K2SO4+ H2O+ K2CrO4 __KMnO4 +___K2C2O4 +________==__MnCl2 + __KCl +__CO2 + __H2O
H2O2+ Cr2(SO4)3+＿＿——K2SO4+ K2CrO4+ H2O NO3-+ CH3OH─ N2↑+ CO2↑+ H2O+ □
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专题二 化学反应原理专题
这个专题的知识涵盖量很大，众所周知，最基本的就包括选修四，但这个版块几乎可以说是高中化学中最难啃下的硬骨头。请大家做好准备耐心学习！
基本知识点：（1）化学反应速率：高中所学习的反应速率（定量）是指在单位时间内某一种物质的浓度变化，基本单位有mol/（L·min）和mol/（L·s）。同一反应的两种物质的化学反应速率没有可比性。比较同一反应不同物质所代表的反应速率要注意把单位化统一。 （2）*燃烧热：1mol物质完全燃烧后生成稳定化合物所放出的热量。 （3）*中和热：酸碱中和生成一摩尔水后所放出的热量。（注意中和热的测定实验，环形玻璃搅拌棒的操作，酸或碱中要有一方稍过量，中和热的计算以及其中涉及到的数据的取舍问题）
（4）勒夏（沙）特列原理：减少变化但不可能抵消。
（5）化学平衡：很多反应都有限度，这就涉及到平衡问题，平衡即正逆反应速率相等。 （6）化学反应进行的方向：熵变，焓变及吉布斯自由能 （7）电解质：化合物（范畴），注意强弱（强弱只与物质内部的结构有关）之分；电解质溶液一定可以导电（X）。
（8）水的离子积常数：Kw=1.0x10-14,，（KW=Ka/b·Kh），记住水的电离是微弱的。 *（9）溶液的酸碱度：牢记pH的定义，计算方式；氢离子浓度的负对数；还有pH+pOH=14；pH和外界条件温度的关系；酸碱滴定过程中pH存在突变区间；滴定管的相关问题。
*（10）水解：所谓水解，就是形成弱电解质促进水的电离，跟水的电离一样，水解一般也是微弱的过程。水解是中和的逆反应。
*（11）难溶电解质的溶解平衡：再难溶的电解质在水中都会有相应的离子存在；Ksp引出的沉淀转化问题；Ksp与Qc的关系（①QC大于Ksp溶液过饱和，有沉淀析出，直至溶液饱和，达到新的平衡；②Qc=Ksp,溶液饱和，沉淀与溶解处于平衡状态；③Qc小于Ksp溶液未饱和，无沉淀析出，可再继续溶解直至饱和）;Qc和溶度积的关系还广泛运用于平衡移动的定量解释。
（12）简单电化学知识：A.构成原电池的条件：原电池的构成条件：①活泼性不同的两电极；②电解质溶液；③形成闭合回路；④自发地氧化还原反应（本质条件） B.盐桥用一段时间后需要更换； C电子的流动方向和电流方向的关系（电子从原电池负极流出，在电解质溶液中以溶质离子为电荷载体以形成闭合回路； D.熟读锌银电池，二次电池铅蓄电池的充放电的电极方程式； E.电解原理：用外接电源强力拉动电子的运动。 F.电解原理的应用→氯碱工业（电解饱和食盐水），电镀（以精炼铜为例，粗铜作为阳极，纯铜作为阴极，**在阳极区会形成阳极泥），电冶金（活泼金属的冶炼常用电解法，如钠镁铝）。建议研究电解熔融氯化钠的设备! G.金属的电化学腐蚀与防护：电化学腐蚀类型：例证，放氧生酸型和放轻生碱性；防护：外加电流的阴极保护法和牺牲阳极的阴极保护法。化学腐蚀：直接发生化学反应。 H.3Fe2++2[Fe(CN)]3-===Fe3[Fe(CN)6]2(带有特征蓝色的铁氰化亚铁沉淀)
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一. 画能量变化图像（更正教材中的图像）
二. 热化学方程式的书写；主要主要在理综化学板块非选择题的第二题出现，并与盖斯定律
结合运用，盖斯定律，简单地说就是方程式的加减，这个简单。但是，记得只要方程式的系数翻倍或缩小，焓变就要随之变化，说到焓变，就要涉及规范问题，数字前的正负号不要漏，数据加减勿大意，单位一定记得写。例题 ① C?s?＋O2?g?＝CO2?g? ?H＝?393?5 kJ·mol?1 ② 2CO?g?＋O2?g?＝2CO2?g? ?H＝?566 kJ·mol?1
③ TiO2?s?＋2Cl2?g?＝TiCl4?s?＋O2?g? ?H＝+141 kJ·mol?1
则TiO2?s?＋2Cl2?g?＋2C?s?＝TiCl4?s?＋2CO?g?的?H＝ 。 三. 化学反应速率：还是强调一下计算时的体积时间的单位问题
例题 N2+3H2=2NH3,,已知在一个体积恒定为2升的密闭容器中，H2的物质的量在5分钟内由3摩尔变化为1.2摩尔，问v(NH3)= . 思考感悟 1．在反应mA＋nB===pC＋qD中，若v(A)＝2 mol·L－1·min－1，而v(B)＝1.5 mol·L－1·min－1,能否说明A表示的反应速率比B表示的反应速率快？
【提示】 不一定，因为化学反应速率与其化学计量数成正比，m、n数值不知道，故无法判断。
2.固体物质对化学反应速率没有影响吗？
提示：固体反应物的浓度可视为常数，若增加其用量，对化学反应速率无影响；但固体物质的颗粒大小会影响化学反应速率，如粉末状的固体反应物比块状的接触面积大，与同样物质反应，化学反应速率较大。 四. 离子共存
有关离子共存问题注意事项
1．不发生下列四类离子反应
（1）不发生复分解反应，既不生成沉淀、气体和难电离的物质。
①常见难溶物及微溶物在离子方程式中的写法：
常见的难溶物[一些金属、非金属：Fe、Cu、S、Si等；某些氧化物Al2O3、CuO、SiO2等；难溶的酸：H2SiO3；难溶的碱：Mg(OH)2、Al(OH)3、Cu(OH)2、Fe(OH)3等；难溶的盐：AgCl、AgBr、AgI、CaCO3、BaCO3、BaSO4等。]；当有关离子浓度足够大时，生成微溶物的反应也能发生。常见的微溶物有：CaSO4、Ag2SO4、MgCO3、Ca(OH)2等。例如：Ca2++SO42ˉ= CaSO4↓；由微溶物生成难溶物的反应也能发生。例如：Ca(OH)2+ CO32ˉ= CaCO3↓+2 OHˉ，CaSO4+ CO32ˉ= CaCO3↓+ SO42ˉ。
②生成难电离的物质
常见的难电离的物质（弱酸：HF、H2CO3、CH3COOH等；弱碱：NH3·H2O；其他：H2O、C6H5OH等。
反应规律：由强酸可制弱酸，有强碱可制弱碱。例如：盐酸+Ca(ClO)2溶液=H++ClOˉ=HClO；稀醋酸+苯酚钠溶液=CH3COOH+C6H5Oˉ=CH3COOˉ+C6H5OH；NH4Cl溶液+NaOH溶液=NH4++OHˉ=NH3·H2O；
③生成挥发性的物质：2H++SO32ˉ=SO2↑+H2O；NH4++OHˉ△NH3↑+H2O；
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（2）不发生溶液中的氧化还原反应。 （3）不发生彻底的相互促进的双水解反应:如Fe3+与CO32ˉ、HCO3ˉ、ClOˉ；Al3+与AlOˉ、CO32ˉ、HCO3ˉ、S2ˉ、HSˉ、ClOˉ等.
(4)不发生络合反应。如Fe3+与SCNˉ。
２．注意无色溶液和有色离子的不匹配。常见的有色离子有：等等，均不能存在于无色溶液中。
３．注意溶液的隐含酸碱性，如ｐＨ＝１的溶液隐含着溶液具有强酸性，不能存在大量的弱酸根离子CO32ˉ、、ClOˉ、AlOˉ等。
４．注意溶液中隐含的氧化性离子与还原性离子不能共存。如ｐＨ＝１的溶液中含有大量的ＮＯ３ˉ，由于ＮＯ３ˉ的强氧化性，则不能再有Ｆｅ２＋、Ｓ２ˉ等还原性离子。
1．某无色透明的溶液，在pH＝0和pH＝14的条件下都能大量共存的是（ ） ．．．． A．Fe2+、K+、SO42、NO3 B．Mg2+ 、NH4、SO42、Cl
－－－－
C．Na+、K+、SO42、NO3 D．Ba2+ 、Na+ 、MnO4 、SO42
2．下列澄清透明的溶液中，可能大量共存的离子组是 ．．．．
A．[Ag(NH3)2]+、K+、OH、NO3 B．Fe3+、NH4+、Cl、I
－－－
C．H+、Al3+、SO42、F D．NH4+、Na+、Cu2+、Cl
3．下列离子在溶液中因发生氧化还原反应而不能大量共存的是 （ ）
＋－－－
A．H3O、NO3、Fe2+、Na+ B．Ag+、NO3、Cl、K+
－－－－
C．K+、Ba2+、OH、SO42 D．Cu2+、NH4+、Br、OH
－－
4．常温下，由水电离生成的c(H+)=1012 mol·L1的某溶液中，一定不能大量共存的离子组是（ ）
－－－－－
A．Na+、Fe3+、NO3、SO42 B．K+、AlO2、CO32、Cl
－－－－－
C．Na+、K+、Cl、HSO3 D．Na+、CH3COO、C6H5O、OH 5. 在室温下，某无色透明溶液中由水电离出来的H+和OH－浓度的乘积为1×10－24，则此溶
液中可能大量共存的离子组为
A．HCO3－、Al3＋、Na＋、SO42－ B．I－、NO3－、K＋、NH4＋ C．Cu2、Cl、SO42 、K D．SiO32、SO32、Na、Cl
6. 下列各组离子在碱性条件下可以大量共存，而在强酸性条件下不能大量其存的是
－－－－
A．Ca2+、Fe3+、NO3、Cl B．K+、Mg2+、HCO3、SO42
－－一－
C．Na+、K+、S2、SO32 D．Ba2+、Na+、I、NO3 7. 常温下，下列各组离子在指定环境下能大量共存的是
＋＋－－
A．pH＝l的溶液中：Na、K、SO32、MnO4
＋＋－－
B．pH＝7的溶液中：Na、A13、Cl、SO42
＋＋－－
C．pH＞12的溶液中：Na、K、SO42、AlO2
＋＋－－
D．pH＝0的溶液中： Na、K、NO3、ClO
8. 某无色溶液与NH4HCO3作用能产生气体(可加热)，此溶液中可能大量共存的离子组是
＋＋＋＋＋2－－2－A． Mg2、H、Zn2、SO4 B．Na、Ba2、OH、SO4
C．MnO4、K、H+、SO4 D．K、NO3、OH、Na
9.某溶液能使红色的石蕊试纸先变蓝色后褪色，则该溶液中可能大量共存的离子组是
A．K+、I—、AlO2—、MnO4— B．Na+、S2—、NO3—、SO42— C．Al3+、NH4+、NO3—、F— D．K+、Cl—、ClO—、CO32—
10. 用pH大小表示溶液的酸碱性相对强弱有许多不足之处。因此，荷兰科学家HenkVan
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高三化学总复习资料 doc
