高二化學期末考試試卷可能用到的相對原子質量：H—1、C—12、O—16、N—14、Na—23、S—32、Cl—35.5、K—39、Mn—55第I卷選修：化學4模塊考試(100分)一、選擇題（本題包括25小題，共50分，每小題只有一個選項符合題意）1．下列物質的水溶液能導電，但屬于非電解質的是A．CH3COOH B．Cl2 C．NH4HCO3 D．SO22．下列反應中，屬于吸熱反應的是A．乙醇燃燒 B．碳酸鈣受熱分解C．氧化鈣溶于水 D．鹽酸和氫氧化鈉反應3．保護地下鋼管不受腐蝕，可使它連接A．銅板 B．石墨 C．直流電源負極 D．直流電源正極4．下列措施中，一定能使化學平衡移動的是A．改變溫度 B．改變壓強 C．使用催化劑 D．改變容器體積5．下列說法正確的是A．需要加熱才能發(fā)生的反應一定是吸熱反應B．任何放熱反應在常溫條件下一定能發(fā)生反應C．反應物和生成物所具有的總能量決定了放熱還是吸熱D．吸熱反應只能在加熱的條件下才能進行6．一定條件下的可逆反應：2SO2(g)+O2(g)2SO3(g)，若改變下列條件，可提高反應物中的活化分子百分數的是A．升高溫度 B．降低溫度 C．增大壓強 D．增大反應物濃度7．下列物質的水溶液,由于水解而呈酸性的是A．NaCl B．Na2CO3 C．NaHSO4 D．NH4Cl8．下列溶液一定呈中性的是A．pH＝7的溶液 B．c(H+)＝c(OH-)的溶液C．由強酸、強堿等物質的量反應得到的溶液 D．非電解質溶于水得到的溶液9．下列說法正確的是A．可逆反應的特征是正反應速率和逆反應速率相等B．在其他條件不變時，增大壓強一定會破壞氣體反應的平衡狀態(tài)C．在其他條件不變時，升高溫度可以使平衡向放熱反應方向移動D．在其他條件不變時，使用催化劑只能改變反應速率，而不能改變化學平衡狀態(tài)10．某同學按照課本實驗要求，用50mL0.50mol/L的鹽酸與50mL0.55mol/L的NaOH溶液在右圖所示的裝置中進行中和反應。通過測定反應過程中所放出的熱量計算中和熱。下列說法正確的是A．實驗過程中沒有熱量損失B．燒杯間填滿碎紙條的作用是固定小燒杯C．圖中實驗裝置缺少環(huán)形玻璃攪拌棒D．若將鹽酸體積改為60mL，理論上所求中和熱不相等11．下列說法中正確的是A．凡是放熱反應都是自發(fā)的，凡是吸熱反應都是非自發(fā)的B．自發(fā)反應熵一定增大，非自發(fā)反應熵一定減小或不變C．要判斷反應進行的方向，必須綜合考慮體系的焓變和熵變

D．自發(fā)反應在任何條件下都能實現12．向氨水中加入NH4Cl晶體，溶液的堿性A．增強 B．減弱 C．不變 D．無法判斷13．下列關于電解池的敘述中，不正確的是A．與電源正極相連的是電解池的陰極B．與電源負極相連接的是電解池的陰極C．電解池的陽極發(fā)生氧化反應D．電子從電源的負極沿導線流向電解池的陰極14．已知水的電離方程式：H2OH＋+OH－。下列敘述中，正確的是A．升高溫度，KW增大，pH不變B．向水中加入少量硫酸，c(H＋)增大，KW不變C．向水中加入氨水，平衡向逆反應方向移動，c(OH－)降低D．向水中加入少量固體CH3COONa，平衡向逆反應方向移動，c(H＋)降低15．如圖所示裝置中，觀察到電流計指針偏轉；M棒變粗，N棒變細。由此判斷下表中所列M、N、P物質，其中可以成立的是MNPA鋅銅稀硫酸溶液B銅鐵稀鹽酸C銀鋅硝酸銀溶液D鋅鐵硝酸鐵溶液MMNPG16．下列對沉淀溶解平衡的描述正確的是A．反應開始時，溶液中各離子濃度相等。B．達到平衡時，沉淀的速率和溶解的速率相等C．達到平衡時，溶液中溶質的離子濃度相等，且保持不變。D．達到平衡時，如果再加入難溶性的該沉淀物，將促進溶解。17．下列說法正確的是A．焓變是指1mol物質參加反應時的能量變化B．當反應放熱時ΔH>0，反應吸熱時ΔH<0C．加熱條件下發(fā)生的反應均為吸熱反應D．一個化學反應中，當反應物能量大于生成物能量時，反應放熱，ΔH為“—”18．下列過程或現象與鹽類水解無關的是A．鐵在潮濕的環(huán)境下生銹 B．純堿溶液去油污C．加熱氯化鐵溶液顏色變深 D．濃硫化鈉溶液有臭味19．下列化學方程式中，屬于水解反應的是A．H2O＋H2OH3O＋＋OH－ B．＋OH－H2O＋C．CO2＋H2OH2CO3 D．＋H2O＋OH－20．關于電解NaCl溶液，下列敘述正確的是A．電解時在陽極得到氯氣，在陰極得到金屬鈉B．若向陽極附近的溶液中滴入KI溶液，溶液呈棕色C．若向陰極附近的溶液中滴入酚酞溶液，溶液呈無色D．電解一段時間后，將電解液全部轉移到燒杯中，充分攪拌后溶液呈中性21．下列說法錯誤的是A．升高溫度可使吸熱反應的反應速率增大，使放熱反應的反應速率減小B．決定化學反應速率的主要因素是參加反應的物質的性質C．對于有氣體參加的反應，增大壓強，反應速度加快D．催化劑能增大單位體積內活化分子的百分數，從而增大化學反應速率22．在不同條件下分別測得反應2SO2+O22SO3的化學反應速率，其中表示該反應進行得最快的是A．v(SO2)＝4mol/(L·min) B．v(O2)＝3mol/(L·min)C．v(SO2)＝0.1mol/(L·s) D．v(O2)＝0.1mol/(L·s)23．已知下列熱化學方程式：Zn(s)+O2(g)＝ZnO(s)ΔH1＝－351.1kJ/molHg(l)+O2(g)＝HgO(s)ΔH2＝－90.7kJ/mol由此可知Zn(s)+HgO(s)＝ZnO(s)+Hg(l)的ΔH3，其中ΔH3的值是A．－260.4kJ/mol B．－254.6kJ/mol C．－438.9kJ/mol D．－441.8kJ/mol24．工業(yè)品MnCl2溶液中含有Cu2＋、Pb2＋等離子，加入過量難溶電解質MnS，可使Cu2＋、Pb2＋等離子形成沉淀，以制取純凈MnCl2。由此可推知MnSA．具有吸附性 B．溶解度小于CuS、PbSC．溶解度與CuS、PbS相同 D．溶解度大于CuS、PbS25．在此電池放電時，正極（碳棒）上發(fā)生反應的物質是A．Zn B．碳 C．MnO2和NH4+ D．Zn和NH3二、非選擇題(本題包括7小題，共50分)26．（6分）在水溶液中，橙色的Cr2O與黃色的有下列平衡關系：Cr2O+H2O2+2H+，把重鉻酸鉀（K2Cr2O7）溶于水配成稀溶液呈橙色。（1）向上述溶液中加入NaOH溶液，溶液呈色，因為。（2）向已加入NaOH溶液的（1）中再加入過量的稀H2SO4，則溶液呈色，因為。（3）向原溶液中逐滴加入Ba(NO3)2溶液（已知BaCrO4為黃色沉淀），則平衡，溶液顏色將。27．（7分）常溫下，兩種溶液①0.1mol/LNH3·H2O

②0.1mol/LNH4Cl中：（1）溶液①的pH

7（填“＞”、“＜”或“＝”），其原因是

_____________________________（用離子方程式表示）。（2）溶液②呈

性（填“酸”、“堿”或“中”）。水解反應是吸熱反應，升溫可以（填“促進”或“抑制”）NH4Cl

的水解。（3）兩種溶液中c(NH4+)的大小為

（填字母）。A．兩種溶液中c(NH4+)都等于0.1mol/LB．兩種溶液中c(NH4+)都小于0.1mol/LC．NH4Cl溶液中c(NH4+)小于NH3·H2O溶液中c(NH4+)28．（3分）“神七”飛船的發(fā)射成功，激起了新一輪的航天熱。燃料電池的發(fā)展和航天的需求密不可分。燃料電池不僅能量轉換率高，而且是以氫氣和氧氣為燃料的電池，電池反應生成的水還可供宇航員飲用。（1）使用酸性電解質的氫氧燃料電池，負極的電極反應為

,正極的電極反應為。（2）美國的阿波羅登月飛船使用的是堿性氫氧燃料電池，正極的電極反應為O2+2H2O+4e－＝4OH－，負極的電極反應為

。A．在250mL容量瓶中定容成250mL燒堿溶液B．用移液管移取25mL燒堿溶液于錐形瓶中并滴加幾滴甲基橙指示劑C．在天平上準確稱取燒堿樣品Wg，在燒杯中加蒸餾水溶解D．將物質的量濃度為Mmol／L的標準H2SO4溶液裝入酸式滴定管，調整液面，記下開始刻度為V1mLE．在錐形瓶下墊一張白紙，滴定到終點，記錄終點刻度為V2mL回答下列問題：（1）正確的操作步驟的順序是（用字母填寫）。（2）滴定管讀數應注意。（3）操作E中的錐形瓶下墊一張白紙的作用是。（4）操作D中液面應調整到，尖嘴部分應。（5）滴定終點時錐形瓶內溶液的pH約為，終點時顏色變化是。（6）若酸式滴定管沒有用標準H2SO4潤洗，會對測定結果有何影響（填“偏高”“偏低”或“無影響”，其它操作均正確）（7）該燒堿樣品的純度計算式是。30．（8分）已知下列熱化學方程式：①H2(g)+O2(g)＝H2O(l) ΔH＝－285kJ/mol②C(s)+H2O(g)＝CO(g)+H2(g) ΔH＝＋131.5kJ/mol③C(s)+O2(g)＝CO(g) ΔH＝－110.4kJ/mol④C(s)+O2(g)＝CO2(g) ΔH＝－393.5kJ/mol請回答：（1）上述反應中屬于放熱反應的是。（2）碳的燃燒熱ΔH＝。（3）燃燒10gH2生成液態(tài)水，放出的熱量為。（4）CO燃燒生成二氧化碳的熱化學方程式為。其化學平衡常數K和溫度t的關系如下表：t/℃70080083010001200K0.60.91.01.72.6請回答：（1）該反應的化學平衡常數表達式為K＝。（2）該反應為（填“吸熱”或“放熱”）反應。（3）能說明該反應達到化學平衡狀態(tài)的是（填字母）。a．容器中壓強不變b．混合氣體中c（CO）不變c．υ正（H2）＝υ逆（H2O）d．c（CO2）＝c（CO）（4）某溫度下，將CO2和H2各0.10mol充入該容器中，達到平衡后，測得c(CO)=0.0080mol/L，則CO2的轉化率為。（5）某溫度下，平衡濃度符合下式：c（CO2）·c（H2）＝c（CO）·c（H2O），試判斷此時的溫度為℃。32．（7分）鋼鐵很容易生銹而被腐蝕，每年因腐蝕而損失的鋼鐵占世界鋼鐵年產量的四分之一。請回答鋼鐵在腐蝕、防護過程中的有關問題。（1）鋼鐵腐蝕主要是吸氧腐蝕，該腐蝕過程的電極反應式為：負極，正極。（2）下列哪個裝置可防止鐵棒被腐蝕。（3）在實際生產中，可在鐵件的表面鍍銅防止鐵被腐蝕。裝置示意圖如下：ABABCuSO4溶液①A電極對應的金屬是______(寫元素名稱)，B電極的電極反應式是。②鍍層破損后，鍍銅鐵比鍍鋅鐵更容易被腐蝕，請簡要說明原因————————————————————————————————————————————————第II卷綜合能力測試(50分)三、II卷選擇題（本題包括4小題，共8分，每小題只有一個選項符合題意）33．工業(yè)上由二氧化錳制備高錳酸鉀可分二步進行，第一步：二氧化錳與氫氧化鉀共熔并通入氧氣2MnO2+4KOH+O22K2MnO4+2H2O；第二步：電解錳酸鉀溶液：2K2MnO4+2H2O2KMnO4+H2↑+2KOH則下列說法正確的是A．根據上述過程，每生成1molKMnO4，共轉移6mol電子B．第二步電解時，陽極電極反應式為－2e－=C．第二步電解的離子方程式為：2H2OH2↑+OH－D．第二步電解時陰極周圍pH減小34．A．C1極為電池負極，C2極為電池正極B．C2極的電極反應式為O2+4H++4e－＝2H2OC．該生物燃料電池的總反應式為：C2H5OH+3O2＝2CO2+3H2OD．電子由C2極經外電路導線流向C1極35．已知：4NH3(g)+5O2(g)=4NO(g)+6H2(g).△H=－1025kJ/mol該反應是一個可逆反應。若反應物起始物質的量相同，下列關于該反應的示意圖不正確的是36．常溫下，含amolCH3COOH和bmolNaOH的兩溶液混合后，下列推論不正確的是A．若a≤b，混合液的pH一定大于7B．若a＝2b，則混合液中c(CH3COO－)>c(Na+)>c(CH3COOH)>c(H+)>c(OH－)C．混合液中c(Na+)＋c(H+)＝c(CH3COO－)＋c(OH－)一定成立D．混合液的pH>7時，c(Na+)>c(CH3COO－)>c(OH－)>c(H+)一定成立四、II卷非選擇題(3小題，共42分)abcd37．（16分）由于Fe(OH)2極易被氧化，所以實驗室難用亞鐵鹽溶液與燒堿反應制得白色純凈的Fe(OH)2abcd（1）a電極材料為。其電極反應式為。（2）電解液d可以是，則白色沉淀在電極上生成；也可以是，則白色沉淀在兩極之間的溶液中生成。（填序號）A．純水 B．NaCl溶液C．NaOH溶液 D．CuCl2溶液（3）液體c為苯，其作用是，在加入苯之前，對d溶液進行加熱煮沸處理的目的是。（4）為了在短時間內看到白色沉淀，可采取的措施是。（填序號）A．改用稀硫酸做電解液 B．適當增大電源電壓C．適當縮小兩極間距離 D．適當降低電解液溫度（5）若d改為Na2SO4溶液，當電解一段時間，看到白色沉淀后，再反接電源，繼續(xù)電解，除了電極上看到氣泡外，另一明顯現象為。c38．（12分）在某一容積為2L的密閉容器內，加入0.8mol的H2和0.6mol的I2，在一定的條件下發(fā)生如下反應：H2(g)+I2(g)?2HI(g)△H<0反應中各物質的濃度隨時間變化情況如圖1：c（1）該反應的化學平衡常數表達式為 。（2）根據圖1數據，反應開始至達到平衡時，平均速率v(HI)為 。（3）反應達到平衡后，第8分鐘時： ①若升高溫度，化學平衡常數K (填寫“增大”、“減小”或“不變”) HI濃度的變化正確的是 （用圖2中a-c的編號回答）②若加入I2，H2濃度的變化正確的是 ，（用圖2中d-f的編號回答）（4）反應達到平衡后，第8分鐘時，若反容器的容積擴大一倍，tctc39．（14分）（1）已知，在常溫下，1gH2完全轉化為NH3，放出的熱量為15.4kJ。①請寫出該反應的熱化學方程式。②Marnellos和Stoukides發(fā)明了電化學制備氨氣方法，該方法用SCY陶瓷將陽極和陰極隔開，SCY陶瓷具有高質子導電性，其作用是傳導H＋，這種方法實現了高溫常壓下高轉化率的電化學合成氨。已知陰極的電極反應為N2+6e－+6H+＝2NH3，則陽極發(fā)生的電極反應為。（2）I．在一定溫度下某容積恒定（10L）的密閉容器中加入2molN2和4molH2，10min后反應達到平衡時，N2的轉化率為50％，則：①用H2濃度變化來表示的化學反應速率為。②若在上述平衡體系中加入0.5molAr,10min后NH3在混合氣體中的體積分數（填“增大”、“減小”或“不變”）。③若在①平衡體系中繼續(xù)投入1molH2、1molN2和2molNH3，重新達到平衡后反應放出的能量：③①（填“>”、“<”或“＝”）。Ⅱ．在與I相同的溫度下，在一個起始容器為10L壓強恒定的密閉容器中發(fā)生上述反應。①若起始時也投入2molN2和4molH2，則平衡時NH3的濃度IⅡ（填“>”、“<”或“＝”）。②若向該容器中加入amolN2、bmolH2和cmolNH3，且a、b、c均>0，在相同條件下達到平衡時，混合物中各組分的百分含量與上述平衡相同。a、b、c應滿足的關系是。高中化學選修4模塊檢測試卷參考答案及評分標準第I卷評分標準一、評分：25×2=50分題號12345678910111213答案DBCACADBDCCBA題號141516171819202122232425得分答案BCBDADBADADC二、非選擇題26．（每空1分，共6分）（1）黃加入NaOH溶液，使c(H+)減小，平衡右移，c()增大，c(Cr2O)減小（2）橙色加入過量稀H2SO4，平衡左移，c(Cr2O)增大，c()減小（3）向右移動逐漸變?yōu)闊o色27．（7分）（1）＞（1分）NH3·H2ONH4++OH－（2分）（2）酸（2分）促進（1分）（3）B（1分）28．（每空1分，共3分）（1）2H2－4e-=4H+O2+4H++4e-=2H2O（2）2H2+4OH—－4e-=4H2O29．（每空1分，共9分）（1）CABDE（2）使滴定管與水平的實驗臺面保持垂直，并使視線與滴定管液面的凹面的最低處相切。（3）便于觀察滴定終點時溶液的顏色變化情況（4）零刻度或零刻度以下（稍下）的某一刻度充滿液體，無氣泡（5）3.1～4.4由黃變?yōu)槌壬?）偏高（7）30．（每空2分，共8分）（1）①③④；（2分）（2）—393.5kJ／mol；（2分）（3）1425kJ；（2分）（4）CO(g)+O2(g)＝CO2(g)ΔH＝―283.1kJ/mol。（2分）31．（每空2分，共10分）（1）（2分）（2）吸熱（2分）（3）b、c（2分）（4）80%（2分）（5）830（2分）32．（7分）（1）負極2Fe－4e–＝2Fe2＋（1分）正極O2+2H2O+4e－＝4OH－（1分）（2）BD（2分）（3）①銅（1分）Cu2++2e－＝Cu（1分）②鐵比銅活潑，鍍層破壞后，在潮濕環(huán)境中形成原電池，鐵為負極，加速鐵的腐蝕。（其他答案合理也給分）（1分）第II卷綜合能力測試(50分)三、II卷選擇題評分4×2=8分題號33343536得分答案BDCD四、II卷非選擇題37．（16分）（1）FeFe－2e－＝Fe2+（2）CB（3）隔絕空氣，防止Fe(OH)2被空氣氧化排盡溶液中的氧氣，防止生成的Fe(OH)2在溶液中氧化（4）BC（5）白色沉淀迅速變成灰綠色，最后變成紅褐色38．（12分）（1）K=EQ\F(c2(HI),c(H2)·c(I2))（2）0.167mol/L·min（3）①減小 c②e（4）見下圖39．（14分）（1）①N2(g)+3H2(g)2NH3(g)△H＝－92.4kJ/mol②2H2－6e－＝2H+。（2）I．①0.03mol/(L·min)②減小③>Ⅱ．①<②c=4a－2b化學選修4化學反應與原理知識點詳解及典例精講一、本模塊內容的特點1.理論性、規(guī)律性強2.定量3.知識的綜合性強4.知識的內容較深二、本模塊內容詳細分析化學反應與能量考點一化學反應中能量變化的有關概念及計算1、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()：在恒壓條件下進行的化學反應的熱效應；符號：；單位：產生原因：化學反應過程中化學鍵的斷裂與形成化學鍵斷裂——吸熱化學鍵形成——放熱放出熱量的化學反應。(放熱>吸熱)為“-”或<0吸收熱量的化學反應。（吸熱>放熱）為“+”或>02、燃燒熱概念：25℃，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kJ/mol表示。注意以下幾點：研究條件：反應程度：完全燃燒，產物是穩(wěn)定的氧化物燃燒的物質的物質的量標準：研究內容：放出的熱量（<0，單位）3、中和熱概念：在稀溶液中，酸跟堿發(fā)生中和反應而生成1molH2O，這時的反應熱叫中和熱。強酸與強堿的中和反應其實質是和反應，其熱化學方程式為：H+(aq)+OH-(aq)=H2O(l)=－57.3kJ/mol弱酸或弱堿電離要吸收熱量，所以它們參加中和反應時的中和熱小于57.3kJ/mol，因為弱電解質的電離是吸熱的。4.吸熱反應和放熱反應放熱反應吸熱反應定義放出熱量的化學反應吸收熱量的化學反應形成原因反應物具有的總能量大于生成物具有的總能量反應物具有的總能量小于生成物具有的總能量與化學鍵強弱的關系生成物分子成鍵時釋放出的總能量大于反應物分子斷鍵時吸收的總能量生成物分子成鍵時釋放出的總能量小于反應物分子斷鍵時吸收的總能量表示方法<0﹤0圖示實例①所有的燃燒反應②酸堿中和反應③大多數的化合反應④金屬與酸的反應⑤生石灰和水反應⑥濃硫酸稀釋、氫氧化鈉固體溶解等①晶體與NH4Cl②大多數的分解反應③以H2、CO、C為還原劑的氧化還原反應④銨鹽溶解等考點二熱化學方程式的書寫及正誤判斷概念：這種表明反應所放出或吸收的熱量的化學方程式，叫做熱化學方程式。意義：①表明化學反應中的物質變化；②表明化學反應中的能量變化。書寫熱化學方程式注意事項：書寫化學方程式注意以下幾點:需注明反應的溫度和壓強，因反應的溫度和壓強不同時，其也不同。但中學所用的數據，一般都在101kP和250C時的數據，因此可不特別注明。但需注明的“+”與“-”。要注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），物質呈現哪一種聚焦狀態(tài)與它們所具有的能量有關。與化學方程式不同，熱化學方程式各物質前的化學計量數不表示分子個數，因此，它可以是整數，也可以是分數。對于相同物質的反應，當化學計量數不同時，其也不同。各物質系數加倍，加倍；反應逆向進行，改變符號，數值不變判斷一個熱化學方程式是否正確，主要從以下幾個方面入手：各物質的化學式是否正確，化學方程式是否符合客觀事實各物質的聚焦狀態(tài)是否注明化學方程式是否配平反應熱是否與化學方程式中各物質的化學計量數相對應，其符號和數值是否正確B．習題訓練1.課本第6頁習題3、42.補充習題：考點三蓋斯定律及其應用1．內容：化學反應的反應熱只與反應的始態(tài)（各反應物）和終態(tài)（各生成物）有關，而與具體反應進行的途徑無關，如果一個反應可以分幾步進行，則各分步反應的反應熱之和與該反應一步完成的反應熱是相同的。2.蓋斯定律的應用蓋斯定律的應用主要是以熱化學方程式為依托的對特定化學反應過程的焓變的計算，運用蓋斯定律時的注意事項如下：①熱化學方程式同乘以某一個數時,反應熱數值也應該乘上該數;②熱化學方程式相加減時,同種物質之間可以相加減,反應熱也隨之相加減;③將一個熱化學方程式顛倒時,的“+”、“-”號必須隨之改變.B．習題訓練1.教材第14頁1～6題2.補充習題：第一章知識點歸納、總結（復習）第一章檢測題專題一化學反應與能量變化第二章化學反應速率和化學平衡考點一化學反應速率1.化學反應速率（）⑴定義：用來衡量化學反應的快慢的⑵表示方法：單位時間內反應濃度的減少或生成物濃度的增加來表示⑶計算公式：（：平均速率，：濃度變化，：時間）單位：（4）化學反應速率與化學計量數的關系對于反應,在同一段時間內化學反應速率說明：（1）化學反應速率是標量，只有大小而沒有方向；（2）一般計算出來的化學反應速率是一段時間內的平均速率，不同時刻的化學反應速率是不相同的；

（3）對于固體或氣體反應中的液體物質，反應在其表面進行，壓強的變化對濃度幾乎無影響，是不變的，因此一般不用固體、純液體表示化學反應速率；B．習題訓練1.教材第18頁、19頁所有習題2.補充習題：第二冊38頁2、影響化學反應速率的因素影響因素對速率的影響決定因素內因（主要因素）與反應物本身的性質，如金屬與水的反應速率:外因（當其他條件不變時改變一個條件）濃度增大反應物的濃度，反應速率增大，反之減小增大反應物濃度、增大壓強（減小容器體積）都使得單位體積內活化分子百分數不變，活化分子數增加，有效碰撞次數增多，反之減小壓強對于有氣體參加的反應，增大壓強（減小容器體積），反應速率增大，反之減小溫度升高溫度，正反應速率增大，逆反應速率增大，反之減小升溫吸收能量，使用催化劑降低反應的活化能，均導致單位體積內分子數不變，活化分子百分數增大，活化分子數增加，有效碰撞次數增多，化學反應速率增大催化劑使用催化劑，能同等程度地改變同一反應的正反應速率和逆反應速率其他光，電磁波，超聲波，固體反應顆粒的大小，溶劑等有影響惰性氣體對于速率的影響：①恒溫恒容時：充入惰性氣體→總壓增大，但是各分壓不變，各物質濃度不變→反應速率不變②恒溫恒壓時：充入惰性氣體→體積增大→各反應物濃度減小→反應速率減慢B．習題訓練1.教材24頁所有習題2.補充習題：考點二化學平衡（1）化學平衡狀態(tài)：一定條件下，當一個可逆反應進行到正逆反應速率相等時，體系內組成成分濃度不再改變，達到表面上靜止的一種“平衡”，這就是這個反應所能達到的最大限度即化學平衡狀態(tài)。（2）建立過程（3）化學平衡的特征逆（研究前提是可逆反應）等（同一物質的正逆反應速率相等）動（動態(tài)平衡）定（各物質的濃度與質量分數恒定）變（條件改變，平衡發(fā)生變化）（4）化學平衡狀態(tài)的判斷方法判斷可逆反應達到平衡狀態(tài)的方法和依據例舉反應混合物體系中各成分的含量①各物質的物質的量或各物質的物質的量的分數一定平衡②各物質的質量或各物質質量分數一定平衡③各氣體的體積或體積分數一定平衡④總體積、總壓力、總物質的量一定不一定平衡正、逆反應速率的關系單位時間內消耗了同時生成，即平衡在單位時間內消耗了同時消耗了，則平衡，不一定等于不一定平衡在單位時間內生成，同時消耗了qmolD，因均指不一定平衡壓強時，總壓力一定（其他條件一定）平衡時，總壓力一定（其他條件一定）不一定平衡混合氣體平均相對分子質量一定時，只有當時平衡一定時，但時不一定平衡溫度任何反應都伴隨著能量變化，當體系溫度一定時（其他不變）平衡體系的密度密度一定不一定平衡其他如體系顏色不再變化等平衡B．習題訓練1.教材32頁1、5題2.補充習題：（5）影響化學平衡移動的因素1、濃度對化學平衡移動的影響（1）影響規(guī)律：在其他條件不變的情況下，增大反應物的濃度或減少生成物的濃度，都可以使平衡向正方向移動；增大生成物的濃度或減小反應物的濃度，都可以使平衡向逆方向移動（2）增加固體或純液體的量，由于濃度不變，所以平衡不移動（3）在溶液中進行的反應，如果稀釋溶液，反應物濃度減小，生成物濃度也減小，正減小，逆也減小，但是減小的程度不同，總的結果是化學平衡向反應方程式中化學計量數之和大的方向移動。2、溫度對化學平衡移動的影響影響規(guī)律：在其他條件不變的情況下，溫度升高會使化學平衡向著吸熱反應方向移動，溫度降低會使化學平衡向著放熱反應方向移動。3、壓強對化學平衡移動的影響影響規(guī)律：A.其他條件不變時，增大壓強，會使平衡向著體積縮小方向移動；減小壓強，會使平衡向著體積增大方向移動;B.對于反應前后氣態(tài)物質的總體積沒有變化的化學反應：，增大或減小壓強都不能使化學平衡移動。注意：（1）改變壓強不能使無氣態(tài)物質存在的化學平衡發(fā)生移動（2）氣體減壓或增壓與溶液稀釋或濃縮的化學平衡移動規(guī)律相似4.催化劑對化學平衡的影響：由于使用催化劑對正反應速率和逆反應速率影響的程度是等同的，所以平衡不移動。但是使用催化劑可以影響可逆反應達到平衡所需的時間。5.勒夏特列原理（平衡移動原理）：如果改變影響平衡的條件之一（如溫度，壓強，濃度），平衡向著能夠減弱這種改變的方向移動。B．習題訓練1.教材32頁3、6、7、8題2.補充習題：考點三化學平衡常數與化學平衡有關的計算（一）定義：在一定溫度下，當一個反應達到化學平衡時，生成物濃度冪之積與反應物濃度冪之積的比值是一個常數比值。符號：K（二）使用化學平衡常數K應注意的問題：1、表達式中各物質的濃度是變化的濃度，不是起始濃度也不是物質的量。2、K只與溫度（T）有關，與反應物或生成物的濃度無關。3、反應物或生產物中有固體或純液體存在時，由于其濃度是固定不變的，可以看做是“1”而不代入公式。4、稀溶液中進行的反應，如有水參加，水的濃度不必寫在平衡關系式中。（三）化學平衡常數K的應用:1、化學平衡常數值的大小是可逆反應進行程度的標志。K值越大，說明平衡時_生成物的濃度越大，它的正向反應進行的程度越大，即該反應進行得越完全，反應物轉化率越高。反之，則相反。一般地，K>105時，該反應就進行得基本完全了。2、可以利用K值做標準，判斷正在進行的可逆反應是否平衡及不平衡時向何方進行建立平衡。（Q：濃度積）Q〈K:反應向正反應方向進行;Q=K:反應處于平衡狀態(tài);Q〉K:反應向逆反應方向進行3、利用K值可判斷反應的熱效應若溫度升高，K值增大，則正反應為吸熱反應若溫度升高，K值減小，則正反應為放熱反應B．習題訓練1．教材32頁2題、33頁9題2.補充習題：第二章知識點歸納、總結（復習）第二章檢測題專題二化學反應速率和化學平衡第三章水溶液中的離子平衡考點一弱電解質的電離平衡物物質單質化合物電解質非電解質：非金屬氧化物，大部分有機物。如SO3、CO2、C6H12O6、CCl4、CH2=CH2強電解質：強酸，強堿，大多數鹽。如HCl、NaOH、NaCl、BaSO4弱電解質：弱酸，弱堿，極少數鹽，水。如HClO、NH3·H2O、Cu(OH)2、H2O混和物純凈物1、弱電解質：在水溶液里只有一部分分子電離成離子的電解質。2、弱電解質電離方程式的書寫電離方程式的書寫：用可逆符號弱酸的電離要分布寫（第一步為主）3、弱電解質的電離平衡電離平衡：在一定的條件下，當電解質分子電離成離子的速率和離子結合成弱電解質分子的速率相等時，電離過程就達到了平衡狀態(tài)，這叫電離平衡。影響電離平衡的因素：A、溫度：電離一般吸熱，升溫有利于電離。B、濃度：濃度越大，電離程度越小；溶液稀釋時，電離平衡向著電離的方向移動。C、同離子效應：在弱電解質溶液里加入與弱電解質具有相同離子的電解質，會減弱電離。D、其他外加試劑：加入能與弱電解質的電離產生的某種離子反應的物質時，有利于電離。4、電離常數電離常數：在一定條件下，弱電解質在達到電離平衡時，溶液中電離所生成的各種離子濃度的乘積，跟溶液中未電離的分子濃度的比是一個常數。叫做電離平衡常數，（一般用表示酸，表示堿。）表示方法：影響因素：a、電離常數的大小主要由物質的本性決定。b、電離常數受溫度變化影響，不受濃度變化影響，在室溫下一般變化不大。C、同一溫度下，不同弱酸，電離常數越大，其電離程度越大，酸性越強。如：B．習題訓練1.教材43頁1、2、3、4題2.補充習題：考點二水的電離和溶液的酸堿性1、水的電離水電離平衡：:水的離子積：=25℃時,=10-7;1×10-14注意：只與溫度有關，溫度一定，則值一定不僅適用于純水，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、影響水電離平衡的外界因素： ①酸、堿：抑制水的電離＜1×10-14②溫度：促進水的電離（水的電離是吸熱的）③易水解的鹽：促進水的電離＞1×10-142、溶液的酸堿性和：1.溶液的酸堿性常溫時，酸性溶液中，﹥7;堿性溶液中，﹤7;中性溶液中，=7;2.溶液的（1）當很小時，直接用物質的量濃度表示溶液的酸堿性的強弱很不方便，通常采用的負對數來表示，稱為溶液的pH，其表達式為=-lgc[H+]。越小，溶液的酸性越強；越大，溶液的堿性越強。（2）稀釋過程溶液值的變化規(guī)律：強酸溶液：稀釋10n倍時，稀=原+n（但始終不能大于或等于7）弱酸溶液：稀釋10n倍時，稀〈原+n（但始終不能大于或等于7）強堿溶液：稀釋10n倍時，稀=原－n（但始終不能小于或等于7）弱堿溶液：稀釋10n倍時，稀〉原－n（但始終不能小于或等于7）不論任何溶液，稀釋時均是向7靠近（即向中性靠近）；任何溶液無限稀釋后均接近7稀釋時，弱酸、弱堿和水解的鹽溶液的變化得慢，強酸、強堿變化得快。（3）的測定方法：酸堿指示劑—甲基橙、石蕊、酚酞。變色范圍：甲基橙3.1~4.4（橙色）石蕊5.0~8.0（紫色）酚酞8.2~10.0（淺紅色）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：①事先不能用水濕潤PH試紙；②廣泛pH試紙只能讀取整數值或范圍3.溶液的計算方法（1）單一溶液①強酸溶液，如HnA溶液，設溶質的物質的量濃度為c，=nc，=-lg=-lgnc②強堿溶液，如B(OH)n溶液，設溶質的物質的量濃度為c，=,（2）兩強酸混合由,先求出混合后的,再根據公式=-lgc[H+]求。若兩強酸溶液等體積混合，可采用速算方法：混合后溶液的等于混合前溶液小的加0.3。如=3和=5的兩種鹽酸等體積混合后，=3.3（3）兩強堿混合由，先求出混合后的，再通過求出，最后求。若兩強堿溶液等體積混合，可采用速算方法：混合后溶液的等于混合前溶液大的減0.3.如=9和=11的兩種燒堿溶液等體積混合后，=10.7（4）強酸與強堿混合強酸與強堿混合的實質為中和反應，中和后溶液的有以下三種情況：若恰好中和，=7（）若剩余酸，先求中和后剩余的，再求若剩余堿，先求中和后剩余的，再通過求出，最后求。（5）已知酸和堿的之和，判斷等體積溶液混合后的（）若強酸與強堿溶液的之和等于14，則混合后溶液顯中性，=7若強酸與強堿溶液的之和大于14，則混合后溶液顯堿性，>7若強酸與強堿溶液的之和小于14，則混合后溶液顯酸性，<7若強酸與強堿溶液的之和為14，酸堿中有一強、一弱。則酸堿溶液混合后，誰弱顯誰性考點三酸堿中和滴定（實驗）1、中和滴定的原理實質：即酸能提供的H+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②滴定管的刻度，O刻度在上，往下刻度標數越來越大，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。②滴定管可以讀到小數點后一位。（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→記數據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堿V堿進行分析式中：n——酸或堿中氫原子或氫氧根離子數；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=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，其數值在理論上是不變的，若稀釋了雖實際值變小，但體現的卻是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。習題訓練1．教材52頁1、2、3、4、5、6、7、8題2.補充習題：考點四鹽類水解1、定義：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、鹽類水解方程式的書寫鹽類水解程度一般很小，水解產物量很小，通常不生成沉淀或氣體，書寫水解方程式時，一般不標“↑”或“↓”。鹽類水解是可逆反應，除發(fā)生強烈雙水解反應外，一般水解方程式中不寫“＝”而寫可逆符號。鹽類水解方程式分為兩種類型：強堿弱酸所生成鹽的水解：強酸弱堿所生成鹽的水解：4、鹽類水解的影響因素內因—鹽本身的性質弱堿的堿性越弱，其陽離子的水解程度越大，對應鹽溶液的酸性越強；弱酸的酸性越弱，其陰離子的水解程度越大，對應鹽溶液的堿性越強。外因溫度：鹽類水解后生成酸和堿，即鹽類的水解反應可以看做是酸堿中和反應的逆反應，因此鹽類的水解反應式吸熱反應濃度A.增大鹽溶液的濃度，水解平衡向正反應方向移動，水解程度減小，但水解產生的離子濃度增大；加水稀釋，水解平衡向正反應方向移動，水解程度增大，但水解產生的離子濃度減小B.增大，促進強堿弱酸鹽的水解，抑制強酸弱堿鹽的水解；增大，促進強酸弱堿鹽的水解，抑制強堿弱酸鹽的水解。5、鹽類水解的規(guī)律①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。②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:)6、鹽類水解原理的應用水解的應用實例原理1、凈水明礬凈水2、去油污用熱堿水冼油污物品3、藥品的保存①配制溶液時常加入少量鹽酸②配制溶液時常加入少量NaOH△△4、制備無水鹽△△由制無水在氣流中加熱若不然，則：MgCl2·6H2OMg(OH)2+2HCl+4H2OMg(OH)2MgO+H2O5、泡沫滅火器用與溶液混合6、比較鹽溶液中離子濃度的大小比較溶液中離子濃度的大小7.溶液中微粒濃度的大小比較（1）考慮水解因素：如溶液(主要) （次要）所以（2）不同溶液中同一離子濃度的比較要看溶液中其他離子對它的影響。如相同物質的量濃度的a.溶液、b.溶液、c.溶液，b中的水解對水解有促進作用，c中對的水解有抑制作用，則三種溶液中由大到小的順序是c>a>b（3）混合溶液中各離子濃度的比較要綜合分析水解因素、電離因素。如相同物質的量濃度的和氨水的混合液中，因的水解程度小于的電離程度，所以離子濃度順序為:（4）濃度相同時，弱酸根離子或弱堿陽離子的水解程度越大，平衡濃度越小。如等濃度的溶液和溶液，由于的水解程度大于的，故8.電解質溶液中離子之間的三種定量關系☆☆基本原則：抓住溶液中微粒濃度必須滿足的三種守恒關系：①電荷守恒：:任何溶液均顯電中性，各陽離子濃度與其所帶電荷數的乘積之和＝各陰離子濃度與其所帶電荷數的乘積之和如小蘇打溶液中溶液中②物料守恒:（即原子個數守恒或質量守恒）在電解質溶液中，粒子的種類可能發(fā)生變化，但變化前后元素的原子個數守恒。某原子的總量(或總濃度)＝其以各種形式存在的所有微粒的量(或濃度)之和如0.1溶液中③質子守恒：即水電離出的濃度與濃度相等。在電解質溶液中，由于電離、水解等的發(fā)生，往往存在質子的得失，但得到的質子數等于失去的質子數如溶液中：質子守恒關系比較抽象，可以由電荷守恒和物料守恒兩種關系導出B．習題訓練1.教材59頁1～10題2.補充習題：考點五沉淀溶解平衡1、難溶電解質的溶解平衡的一些常見知識（1）溶解度小于的電解質稱難溶電解質。（2）反應后離子濃度降至以下的反應為完全反應。如酸堿中和時降至10-7<10-5，故為完全反應，用“=”，常見的難溶物在水中的離子濃度均遠低于10-5，故均用“=”。（3）難溶并非不溶，任何難溶物在水中均存在溶解平衡。（4）掌握三種微溶物質：（5）溶解平衡常為吸熱，但為放熱，升溫其溶解度減少。（6）溶解平衡存在的前提是：必須存在沉淀，否則不存在平衡。2、溶解平衡方程式的書寫注意在沉淀后用(s)標明狀態(tài)，并用“”。如：3、沉淀生成的三種主要方式（1）加沉淀劑法：越小（即沉淀越難溶），沉淀越完全；沉淀劑過量能使沉淀更完全。（2）調值除某些易水解的金屬陽離子：如加除去溶液中。（3）氧化還原沉淀法：（4）同離子效應法4、沉淀的溶解：沉淀的溶解就是使溶解平衡正向移動。常采用的方法有：①酸堿；②氧化還原；③沉淀轉化。5、沉淀的轉化：溶解度大的生成溶解度小的，溶解度小的生成溶解度更小的。如：→(白色沉淀)→（淡黃色）→（黃色）→（黑色）6、溶度積（）1、定義：在一定條件下，難溶電解質電解質溶解成離子的速率等于離子重新結合成沉淀的速率，溶液中各離子的濃度保持不變的狀態(tài)。2、表達式：3、影響因素：外因：①濃度：加水，平衡向溶解方向移動。②溫度：升溫，多數平衡向溶解方向移動。4、溶度積規(guī)則（離子積）有沉淀析出平衡狀態(tài)未飽和，繼續(xù)溶解B．習題訓練1.教材67頁1、2、3、4、5題2.補充習題：第三章知識點歸納、總結（復習）第三章檢測題專題三水溶液中的離子平衡第四章電化學基礎考點一原電池基本原理1、概念：把化學能轉化為電能的裝置叫做原電池2、組成條件：①兩個活潑性不同的電極②電解質溶液③電極用導線相連并插入電解液構成閉合回路④能自發(fā)地發(fā)生氧化還原反應3、工作原理如圖是原電池示意圖電極材料電極名稱負極正極電極反應類型氧化反應還原反應電極反應式電子移動方向從負極流出經外電路流入正極電流方向從正極流出經外電路流入負極陰陽離子移動方向電解質溶液中，陽離子移向正極，陰離子移向負極4、原電池原理的應用（1）比較金屬的活動性強弱原電池中，一般活動性