高考化学选修四复习思路

高二上学期《化学反应原理》的复习思路

复习教学设计的思路：

一是针对学生平时学习化学的易错点展开复习。

二是结合化学反应原理的重难点知识强化复习。

三是培养学生学会归纳总结整理教材前后知识的能力。

四是培养学生掌握各种解题的基本技能与基本思维能力。

复习教学目的与内容：

【主题一】各类方程式的规范书写及有关反应规律。

目的是熟练掌握各类反应原理及反应规律，强化巩固化学用语。

1．热化学方程式的规范书写与盖斯定律。

热化学方程式的书写除了遵循书写普通化学方程式的原则外，还应注意：物质的聚集状态(同素异形体还要注明物质的名称)、ΔH的正负号与单位、化学计量数(可整数也可分数)与ΔH的对应关系、当反应逆向进行时的ΔH与正反应的ΔH数值相等符号相反。盖斯定律可用于计算热化学方程式中的焓变，一般用加减法处理。例略。

2．电极方程式的规范书写与电池反应规律。

电极方程式与电池总反应式的书写除了遵循书写氧化还原反应方程式的原

则外，还应注意：原电池的正、负极分别发生还原、氧化反应并注明电子得失；两电极反应(半反应)相加，消去电子后得总反应式；识别好电解质溶液或熔融电解质或固体电解质中的微粒是否参与电极反应。(以下例略)

①仅有一电极材料参与反应的。一般是参与反应的金属电极作负极，另一电极为正极，正极反应规律一般为析氢、吸氧、析金属等。

②两电极材料均参与反应的。如铅蓄电池等各种二次电池。两电极材料通常由金属和金属化合物构成，一般规律是参与反应的金属电极作负极，另一电极为正极，其反应视题设信息确定。

③两电极材料均不参与反应的，电极仅作导电载体。如各种燃料电池。可燃物失电子为负极，氧化剂如氧气等得电子为正极。在书写电极反应式时，应考虑各种不同电解质对电极反应的影响。

3．电解方程式的规范书写与电解反应规律。

电解方程式的规范书写除了遵循书写氧化还原反应方程式的原则外，还应注意：电解池的阴、阳极分别发生还原、氧化反应并注明电子得失；阳极是非惰性电极时，阳极金属参与反应，不是溶液中的阴离子放电；H2O在电解池的电极方程式中可拆成H+与OH－，但在总的电解方程式中必须写成H2O 的形式

，这与书写离子方程式的要求一样；电解方程式要注明“通电”的反应条件。

用惰性电极的电解反应规律：(例解略)

①电解水：如电解含氧酸、强碱、活泼金属的含氧酸盐等溶液。

②电解电解质：如电解无氧酸(氢氟酸除外)、不活泼金属无氧酸盐等溶液。

③放氧生酸型：如电解不活泼金属含氧酸盐等溶液。

④放氢生碱型：如电解活泼金属无氧酸盐溶液等溶液。

4．水解方程式的规范书写与水解反应规律。

水解方程式的规范书写除了遵循书写化学方程式、离子方程式的原则外，还应注意：单水解微弱，其水解方程式中一般不写“==”、不标“↓、↑”，通常用“”表示；多元弱酸盐的水解是分步进行的，以第一步水解为主；多元弱碱盐也是分步水解，但可以一步完成；阴、阳离子都发生水解时，相互促进，水解趋于完全，书写沉淀与气体的生成物时可用“↓、↑”，中间可用“==”相连。

水解反应规律：

①谁弱谁水解，都弱双水解，谁强显谁性，同强显中性。越弱越水解，越热越水解，越稀越水解。(例略)

②相互促进水解(双水解)：如A L3+、F E3+等与CO32－、HCO3－、S I O32－

、[A L(OH)4]－等；A L3+与S2－、HS－；NH4+与S I O32－、[A L(OH)4]－等。但不能绝对化，如：C U2+与S2－、HS－等发生沉淀(C U S)反应；F E3+与S2－、HS－等发生氧化还原反应；NH4+与CO32－、HCO3－、CH3COO－等相互促进程度较小，可以大量共存。

5．离子方程式的规范书写与离子反应规律。

规范书写离子方程式的基本原则：只有易溶于水和易电离的物质才写成离子形式。难溶物、难电离物、氧化物、气体、单质等仍用化学式表示。要符合电荷守恒。其余要求与规范书写化学方程式的要求相同。

离子反应规律：(例解略)

①复分解反应，如生成难溶物或微溶物、生成气体、生成弱电解质等反应。

②氧化还原反应，如溶液中的置换反应、强氧化性的微粒与强还原性的微粒间反应、某些歧化反应或归中反应等。

③双水解反应(见上述第4点)。

④络合反应，如F E3+与SCN－反应等。

⑤沉淀转化反应，如F E S与C U2+反应等。

【主题二】各种概念性的判据汇集。

目的是熟练掌握各种概念性的判据，强化相关概念的正确判断。

1．吸热反应与放热反应的判据。

①微观判据：断键吸收总能量>成键放出总能量，则吸热，反之放热。

②宏观判据：反应物总能量>生成物总能量，则放热，反之吸热。

③能量图判据：图中能量表现出“上坡”的为吸热；图中能量表现出“下坡”的为放热。

④经验判据：常见放热反应：酸碱中和反应、燃烧反应、物质的缓慢氧化、活泼金属跟水或酸的反应、铝热反应；一般的化合反应是放热反应：如合成氨、SO2与O2等(C与CO2反应等除外)。常见吸热反应：盐的水解、铵盐与碱的反应、一般的分解反应、C、CO、H2为还原剂的反应等。弱电解质的电离也是吸热。

2．原电池与电解池的判据。

有外加直流电源的装置是电解池，无外加电源的装置是原电池。多池组合且无外加电源时，一般是含有最活泼金属的池为原电池，其余的都是电解池。若多池组合中，最活泼的电极相同时，两极间活泼性差别较大的是原电池，其余的是电解池。电解池中，阳极金属、镀层金属、电解液的金属离子

为同一元素时为电镀池；阳极为粗铜、阴极为精铜，电解液含铜离子的为精炼池。

3．正负极与阴阳极的判据。

①原电池正负极的判据(认真判断一极，另一极相反)：电极材料相对较活泼金属是负极；电极反应中元素化合价上升、失电子、发生氧化反应的为负极；电子流出或电流流入的一极是负极；阴离子流向的一极为负极；反之，为正极。溶解的一极为负极，质量增加或放出气体的一极为正极。例外：M G、A L与N A OH溶液构成原电池，A L为负极。C U、A L(或F E)与浓硝酸构成原电池，

C U为负极。

②电解池阴阳极的判据(认真判断一极，另一极相反)：与电源正极(电流流入的)相连的是阳极；发生氧化反应(电子流出的)的是阳极；阴离子流向的一极为阳极；阴离子放电、金属失重、有水参加的电解液P H减小的一极为阳极；反之，为阴极。

4．化学平衡的判据。

①速率判据：对同一物质而言，V(正)＝V(逆)，反应达平衡；对不同物质而言，某两种物质的速率比(其速率必须是异向的，能体现一正一逆)与平衡方程式的化学计量数比相等，反应达平衡。

②浓度判据：反应体系中各组分的浓度保持不变，反应一定达到平衡。可以是各组分的质量、质量分数、物质的量、物质的量分数、分子数、气体体积、气体的体积分数、转化率、产率保持不变，则反应达平衡。

③各种物理量的总量判据：混合气体的总物质的量N(总)、总分子数N(总)、总体积V(总)、总压强P(总)等保持一定或不变，反应不一定达平衡。若反应为A A(G)+B B(G) ⇌C C(G)+D D(G)，且A+B≠C+D，则反应一定达平衡。若反应为

A A(G)+

B B(G)⇌

C C(G)+

D D(G)，且A+B=C+D，则反应不一定达平衡。

④混合气体的平均摩尔质量或平均相对分子质量的判据：混合气体的平均摩尔质量或平均相对分子质量(M=M/N)保持一定或不变，反应不一定达平衡。若反应为A A(G)+B B(G)⇌C C(G)+D D(G)，且A+B≠C+D，M一定，则反应一定达平衡。若反应为A A(G)+B B(G) ⇌C C(G)+D D(G)，且A+B=C+D，M一定，则反应不一定达平衡。若反应物与生成物有固体参与反应的，要视具体平衡反应分析。

⑤混合气体密度的判据：混合气体的密度(Ρ=M/V)保持一定或不变，反应不一定达平衡。若反应为A A(G)+B B(G)⇌C C(G)+D D(G)，在体积固定的密闭容器中，混合气体的密度保持不变，则反应不一定达平衡。若反应为A A(G)+B B(G) ⇌C C(G)+D D(G)，在压强固定的密闭容器中，混合气体的密度保持不变，则反应不一定达平衡。若反应物与生成物有固体参与反应的，要视具体平衡反应分析。

⑥颜色判据：有颜色物质参与反应的平衡，若颜色不变，反应一定达平衡。

⑦绝热体系的温度判据：绝热条件下，体系内部的温度不随时间的改变而改变时，则反应已达平衡。

⑧浓度商与平衡常数判据：在一定温度下，任意可逆反应在某一时刻的浓度商Q与该反应的化学平衡常数K进行比较，若Q=K，则反应达平衡；若Q≠K，则反应未达平衡。若QK，则反应逆向进行。

5．强弱电解质的判据。