目前進(jìn)度：選修二 分子空間結(jié)構(gòu) VSEPR模型

開學(xué)不定期更新，沒做完的下周回來做

【選修一溶液離子】

強(qiáng)/弱電解質(zhì)概念：

強(qiáng)電解質(zhì)在水溶液中全部電離，弱電解質(zhì)在水溶液中部分電離

注意：1.電解質(zhì)的強(qiáng)弱由物質(zhì)的內(nèi)部結(jié)構(gòu)決定，強(qiáng)、弱電解質(zhì)的主要區(qū)別是溶于水的部分能否完全電離。

2．電解質(zhì)的強(qiáng)弱與溶液的導(dǎo)電能力沒有必然聯(lián)系:強(qiáng)電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力不一定強(qiáng)，弱電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力不一定弱。

3．電解質(zhì)的強(qiáng)弱與化學(xué)鍵沒有必然聯(lián)系。一般強(qiáng)電解質(zhì)含有離子鍵或強(qiáng)極性鍵，但含有強(qiáng)極性鍵的化合物不一定是強(qiáng)電解質(zhì)，如HF是弱電解質(zhì)。

4．電解質(zhì)的強(qiáng)弱與溶解度無關(guān)。

弱電解質(zhì)的電離平衡：

“弱等動(dòng)定變”，類似化學(xué)平衡

一定溫度濃度下，各組分不再變化之后，電離過程就達(dá)到了電離平衡

強(qiáng)電解質(zhì)：完全電離，方程式用====

弱電解質(zhì)：部分電離，方程式用<==>

一元弱酸弱堿的電離平衡（一步電離）：CH3COOH <==> CH3COO- + H+

NH3·H2O <==> NH4+ + OH-

多元弱酸（分步電離）：

H2CO3 <==> H+ + HCO3-

HCO3- <==> H+ + CO32-

多元弱堿（分步電離，一步寫）：

Fe(OH)3 <==> Fe3+ + 3OH-

影響電離平衡的因素：

??！導(dǎo)電能力看離子濃度，越大越導(dǎo)電

??！電離程度（電離度）類似轉(zhuǎn)化率，已電離的分子/總量*100%

1. 加水：平衡向右（類似擴(kuò)大體積向顆粒多移），電離程度增大
2. 加反應(yīng)物（左邊）：平衡向右，電離程度減小
3. 加生成物（右邊）：同離子效應(yīng)，平衡向左，電離程度減小
4. 減少生成物（反應(yīng)）：無同離子考慮反應(yīng)，反應(yīng)減少生成物時(shí)，平衡向右，電離度增大
5. 加鹽（同離子）：平衡向左，電離度減小，導(dǎo)電能力增加
6. 升溫：平衡向右，電離度增大，導(dǎo)電能力增大
7. 具體情況還需具體分析

電離平衡常數(shù)

達(dá)平衡時(shí)，溶液中，弱電解質(zhì)所生成的各種離子濃度的冪的乘積，與未電離的弱電解質(zhì)分子之比是一個(gè)常數(shù)，稱為電離平衡常數(shù)，弱酸的平衡常數(shù)為Ka，弱堿的平衡常數(shù)為Kb

表示弱電解質(zhì)的電離能力

相同條件下，k越大弱酸越酸，弱堿越堿

多元弱酸電離表示為Ka1，Ka2.....，酸性主要由第一步電離決定，上一步電離遠(yuǎn)大于下一步電離

電離平衡常數(shù)只與溫度有關(guān)，溫度增加（向吸熱）k增大

二級(jí)結(jié)論：電離度與Ka

c（H+）=根號(hào)（Ka*c（酸））

電離度a=根號(hào)（Ka/c（酸））

水

H2O <==> H+ + OH-

該電離的電離平衡常數(shù)為Kw，稱為離子積常數(shù)

Kw=c(H+)*c(OH-)

25度時(shí)，Kw=10的-14次冪

100度時(shí)，Kw=10的-12次冪

不同溫度的kw不同

溶液呈酸性或堿性時(shí)，都會(huì)抑制水的電離，電離度小于純水

??！溶液中氫離子不一定等于水電離的氫離子，有酸時(shí)氫離子由酸電離，有堿時(shí)氫氧根由堿電離（當(dāng)然也存在水電離的）

！！溶液中水電離的氫離子和氫氧根永遠(yuǎn)相等！！

pH=-lgc(H+),氫離子越大，ph越大，氫離子越少，ph越大

常溫下中性溶液ph=7，非常溫時(shí)中性溶液ph不一定等于7

做題時(shí)注意溫度是否確定，中性ph是不是=7

小結(jié)論：c（H+）=根號(hào)Kw 則溶液一定中性，任何溫度

氫離子濃度較大時(shí)，不使用ph表示

酸堿指示劑：

1. 石蕊 <5.0紅色 5.0--8.0紫色 8.0藍(lán)色>
2. 酚酞 <8.2無色 8.2--10.0粉紅色 10.0紅色>
3. 甲基橙 <3.1紅色 3.1--4.4橙色 4.4黃色>

注意?。H試紙的測(cè)量只能用干凈玻璃棒蘸取待測(cè)液，點(diǎn)在試紙中央

廣泛試紙測(cè)得結(jié)果僅整數(shù)，絕對(duì)沒有小數(shù)

酸堿中和滴定

概念and原理

根據(jù)中和反應(yīng)，用已知濃度的酸（或堿）測(cè)定未知濃度的堿（或酸）的實(shí)驗(yàn)方法

中和反應(yīng)H+ + OH- === H2O，恰好中和時(shí)n氫離子物質(zhì)的量等于n氫氧根物質(zhì)的量

核心即n(H+)=n(OH-)

根據(jù)題目已知的濃度c、體積V等求得n，n=c*V，注意有時(shí)候體積是ml，注意轉(zhuǎn)化

儀器：

酸式滴定管

如圖，酸式滴定管下方為活塞

一般用于有氧化性的溶液和酸溶液等，不易損壞（不盛放氫氟酸）

如圖，堿式滴定管下方為橡膠管，管內(nèi)有一個(gè)玻璃球

不能用于有氧化性溶液等，橡膠易壞

讀數(shù)時(shí)，估讀到小數(shù)后兩位，如24.00ml，23.56ml

從上往下讀，0刻度在上

使用：

1. 檢驗(yàn)是否漏水
2. 清洗用具
3. 潤(rùn)洗：先用所需要盛放的液體對(duì)用具進(jìn)行沖洗2~3次，稱為潤(rùn)洗
4. 加入反應(yīng)液：加液體到管中，“0”刻度線以上一丟丟即可
5. 調(diào)節(jié)起始讀數(shù)：排氣泡，開始時(shí)關(guān)口會(huì)存在氣泡，需要放液，順便使頁面低于0，精確讀數(shù)
6. 滴定。一般待測(cè)液放錐形瓶，添加兩滴指示劑，標(biāo)準(zhǔn)液放滴定管內(nèi)
7. 計(jì)算：根據(jù)c(HCl)*V(HCl)=c(NaOH)*V(NaOH)，c(NaOH) = c(HCl)*V(HCl) / V(NaOH)，
8. 對(duì)于別的滴定，也有：c(測(cè)) = c(標(biāo))*V(標(biāo)) / V(測(cè))

滴定終點(diǎn) 現(xiàn)象

滴定終點(diǎn)時(shí)，當(dāng)?shù)稳胱詈?strong>半滴標(biāo)準(zhǔn)液時(shí)，溶液顏色發(fā)生突變，且半分鐘內(nèi)不變色，此時(shí)恰好中和

一般強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽用酚酞和甲基橙都行，強(qiáng)酸弱堿用甲基橙，弱酸強(qiáng)堿用酚酞

誤差分析

實(shí)驗(yàn)中，只有V標(biāo)是人為操作能影響的，所以誤差分析多數(shù)是關(guān)于V標(biāo)的變化判斷

！！注意：

• 錐形瓶不能潤(rùn)洗，可以殘留水（待測(cè)液溶質(zhì)物質(zhì)的量不變）
• 酸式滴定管未潤(rùn)洗：c標(biāo)變小，V標(biāo)變大，c測(cè)變大
• 堿式滴定管未潤(rùn)洗：c測(cè)變小，等體積內(nèi)放到錐形瓶?jī)?nèi)的n測(cè)變小，中和的V標(biāo)變小，c測(cè)變小
• 氣泡：有氣泡時(shí)體積偏大
• 仰視俯視：讀數(shù)時(shí)，（注意0刻度線在上）仰視讀數(shù)偏大，俯視讀數(shù)偏小
• 對(duì)于氣泡、仰視等體積的變化引起的誤差，用V=V后-V前解決；看V前后的偏大偏小算V的變化，注意前后不要看錯(cuò)
• 有一滴標(biāo)準(zhǔn)液懸而未滴：讀數(shù)體積偏大，c測(cè)偏大
• （?）錐形瓶有液滴濺出：標(biāo)準(zhǔn)液體積偏小，測(cè)得濃度偏小
• 酸液濺出：V標(biāo)偏大，c測(cè)偏大

pH計(jì)算：

c（H+）=a*10的-b次冪，則pH=b-lga

加水稀釋

pH按比例增加或減少，如稀釋一千倍，pH=3到pH=6，但只加水pH不會(huì)過7

混合溶液

1. 酸加酸、堿加堿：計(jì)算總物質(zhì)的量再除以總體積
2. 酸堿中和：首先確定中和后酸堿性，酸過量用(nH+ - nOH-) / V總，堿過量反之
3. 已知ka求pH及反求：三段式求H+

鹽的水解

定義：鹽在水中電離出的離子與水電離出的H+或OH-結(jié)合生成弱電解質(zhì)的反應(yīng)

水解是可逆反應(yīng)，能達(dá)到化學(xué)平衡，水解程度很小，無沉淀、氣體，正反應(yīng)吸熱

水解規(guī)律：有弱才水解，無弱不水解，誰強(qiáng)顯誰性

強(qiáng)酸弱堿顯酸性，弱酸強(qiáng)堿顯堿性，同強(qiáng)顯中性

弱酸弱堿鹽發(fā)生雙水解反應(yīng)，看兩者的水解程度誰強(qiáng)，誰強(qiáng)顯誰性

弱酸的酸式酸根既水解又電離，需要對(duì)水解和電離的程度進(jìn)行比較，才知道溶液酸堿性NaHSO3、NaH2PO4、NaHC2O4等電離大于水解，顯酸性；NaHCO3、NaHS、Na2HPO4等水解大于電離，顯堿性

越弱越水解：弱酸根陰離子所對(duì)應(yīng)的酸越弱，其水解程度越大

例：H2CO3的酸性大于HCO3-，則CO32-（HCO3-對(duì)應(yīng)的酸根）的水解反應(yīng)強(qiáng)于HCO3-（H2CO3對(duì)應(yīng)的酸根）

雙水解促進(jìn)水的電離，弱酸根合成弱酸，弱堿根合成弱堿，同時(shí)生成水

三大守恒

質(zhì)子守恒

得失氫離子守恒，物質(zhì)得到氫離子和失去氫離子是守恒的

書寫：

寫出溶液中原有的物質(zhì)，對(duì)應(yīng)得失H+，寫出得失質(zhì)子后的物質(zhì)，最后得質(zhì)子寫一邊，失質(zhì)子寫一邊劃等號(hào)即可

注意：如果有類似能得到多個(gè)氫離子、失去多個(gè)氫離子的物質(zhì)，書寫的時(shí)候必須乘倍數(shù)

電荷守恒

物質(zhì)的電荷守恒，在水溶液中，帶正電的微粒所帶總電荷和帶負(fù)電的微粒的總電荷相等，總?cè)芤猴@電中性

書寫：寫出所有帶點(diǎn)微粒，帶正點(diǎn)的微粒寫一邊，帶負(fù)電的微粒寫一邊，記得乘上電荷量

例如NaHCO3溶液：電荷守恒：

c(Na+)+c(H+)=2*c(CO32-)+c(HCO3-)+c(OH-)

物料守恒

溶液中的元素是守恒的

書寫：寫出溶質(zhì)最初的微粒，找對(duì)應(yīng)比例關(guān)系，帶有陰離子元素的放在一邊，陽離子元素的放一邊，乘上對(duì)應(yīng)比例關(guān)系即可

例如：(NH4)2CO3：

c(NH4)+c(NH3·H2O)=2*[c(H2CO3)+c(CO32-)+c(HCO3-)]

重要?。?！易錯(cuò)梳理

1、強(qiáng)酸弱堿、弱酸強(qiáng)堿的完全中和，等于其鹽溶液，誰強(qiáng)顯誰性

注意二元酸能電離兩個(gè)氫離子?。?！不要看錯(cuò)

2、常溫pH相加=14，等同于等濃度氫離子氫氧根中和

注意有弱酸或者弱堿的情況下，濃度相等但是弱酸/堿有部分未電離，最終已電離的部分中和，但是弱酸/堿過量，顯酸/堿性

3、先抓特殊點(diǎn)，再進(jìn)行微調(diào)

例如：酸堿中和顯中性，弱酸強(qiáng)堿先讓V1=V2，判斷pH再讓V1偏小調(diào)得pH=7

4、顯中性比離子，常用電荷守恒

5、強(qiáng)酸強(qiáng)堿稀釋就是單純稀釋，弱酸弱堿稀釋后會(huì)再電離，pH會(huì)相應(yīng)減少一點(diǎn)或者增大一點(diǎn)

6、注意題目問的是比較自電離的還是全部

7、等物質(zhì)的量判斷離子濃度：看看有沒有促進(jìn)或者抑制水解的物質(zhì)從而比較離子濃度大小

8、等pH判斷：核心在于氫離子濃度相等，不熟的可以先把方程式寫出來再看

溶液中的離子關(guān)系

需要熟練掌握三大守恒及其衍生

1. 弱的鹽和它對(duì)應(yīng)的弱物質(zhì)1：1混和，結(jié)論：H+和OH-帶個(gè)系數(shù)2倍。 例如：氨水加氯化銨一比一混合，有c(NH4+)+2c(H+)=c(NH3·H2O)+2c(OH-) 可以通過單獨(dú)寫兩個(gè)溶液的質(zhì)子守恒再合在一起得到這個(gè)式子
2. 電荷守恒一定要看電荷數(shù)有沒有往前乘
3. 判斷離子濃度關(guān)系關(guān)鍵在于看pH來判斷電離大還是水解大，得到哪個(gè)反應(yīng)是主要反應(yīng)，就能判斷誰比較大誰比較小
4. 如果沒有pH或不知道pH的情況，可以看Ka和Kh的關(guān)系來直接判斷電離水解哪個(gè)強(qiáng)，溶液中有關(guān)系式：Ka*Kh=Kw
5. 一般在濃度關(guān)系中，可以假設(shè)強(qiáng)根離子大小為1，如Cl-、Na+等大小為1來作為基準(zhǔn)判斷別的離子比他大或者比他小
6. 遇到啥也不是的比較，可以先寫出電荷守恒、物料守恒，湊一湊湊出來
7. 如果遇到帶有數(shù)字的比較，一般是用三大守恒湊出數(shù)字，再把數(shù)值對(duì)應(yīng)的東西還原回去，再判斷對(duì)錯(cuò)

酸堿中和滴定及其他滴定的圖像分析

酸堿中和滴定圖像

需要注意：

1. 反應(yīng)物都是什么，濃度是多少
2. 誰往誰滴，起始狀態(tài)和終末狀態(tài)，滴多少到達(dá)臨界點(diǎn)
3. 滴定終點(diǎn)時(shí)指示劑及現(xiàn)象
4. pH=7時(shí)溶液狀態(tài)及現(xiàn)象
5. 兩個(gè)特殊點(diǎn)：中性點(diǎn)（）pH=7）、中和點(diǎn)（pH不等于7）

中和點(diǎn)：

實(shí)質(zhì)為酸堿中和，完全中和就是反應(yīng)離子的n相等，所以要c*V相等

中性點(diǎn)：

題目一般給出的都是一強(qiáng)一弱的反應(yīng)物，滴定時(shí)就會(huì)生成弱酸強(qiáng)堿鹽或弱堿強(qiáng)酸鹽，（分析思路）由此當(dāng)?shù)味ǖ酵耆泻蜁r(shí)，pH不等于7，再結(jié)合誰滴誰和正鹽的酸堿性得到pH=7時(shí)滴入的溶液滴多還是滴少

?

例如：20mL 0.1mol/L NH3·H2O中，滴入0.1mol/L HCl

1. 強(qiáng)酸滴弱堿，正鹽顯酸性
2. 滴入20mL時(shí)完全中和顯酸性
3. 所以完全中和（V=20）時(shí)，酸滴多了，pH等于7時(shí)，滴入體積小于20mL
4. 中性點(diǎn)溶液，要點(diǎn)就是pH=7，H+=OH-，利用這個(gè)可以解決很多比較問題

【選修一電化學(xué)】

一次電池

酸性鋅錳電池：

負(fù)極：Zn 失電子 / 反應(yīng)：Zn - 2e- ===Zn2+

正極：C 得電子/ 反應(yīng)：2MnO2 + 2NH4+ + 2e- ===Mn2O3 + 2NH3 + H2O

總反應(yīng)：Zn + 2MnO2 + 2NH4+ ===Zn2+ + Mn2O3 + 2NH3 + H2O

（一般寫原電池電極反應(yīng)式可以優(yōu)先寫負(fù)極，因?yàn)?span id="s0sssss00s" class="ql-bg-#18e7cf">負(fù)極一般是金屬失電子，較容易寫，然后用總反應(yīng)減去負(fù)極反應(yīng)就得到正極反應(yīng)式）

電解液：NH4Cl、ZNCl2混合溶液，加淀粉固化

堿性鋅錳干電池：堿性條件

負(fù)極：Zn 失電子 / 反應(yīng)：Zn + 2OH- - 2e- ===Zn(OH)2??? Zn(OH)2不溶于水，所以不是Zn2+

正極：MnO2?得電子/ 反應(yīng)：2MnO2 + 2H2O+ + 2e- ===2MnO(OH)?+ 2OH-

總反應(yīng)：Zn + 2MnO2 + 2H2O?===Zn(OH)2?+ 2MnO(OH)

電解液：KOH溶液

優(yōu)點(diǎn)：比能量較高，儲(chǔ)存時(shí)間長(zhǎng)，大電流持續(xù)放電

紐扣式鋅銀電池：

負(fù)極：Zn / Zn + 2OH- - 2e- ===Zn(OH)2

正極：Ag2O / Ag2O + H2O + 2e- ===2Ag + 2OH-

總反應(yīng)：Zn + Ag2O + H2O ===Zn(OH)2 + 2Ag

優(yōu)點(diǎn)：比能量較高，儲(chǔ)存時(shí)間長(zhǎng)，電壓穩(wěn)定

二次電池

鉛酸蓄電池：（重要，背）

放電：

負(fù)極：Pb / 得電子 反應(yīng)：Pb - 2e- + SO42- ===?PbSO4

正極：PbO2 / 失電子 反應(yīng)：PbO2 + 2e- + SO42- +?4H+?===PbSO4 + 2H2O

總反應(yīng)：Pb + PbO2 + 2H2SO4 === 2PbSO4 + 2H2O??PbSO4不溶，不拆

電解液：H2SO4溶液

優(yōu)點(diǎn)：電壓穩(wěn)定，方便安全，汽車電瓶

充電：

陰極：Pb / 得電子 反應(yīng)：PbSO4?===?Pb - 2e- + SO42-

陽極：PbO2 / 失電子 反應(yīng)：PbSO4 + 2H2O === PbO2 + 2e- + SO42- +?4H+

充電時(shí)全部反應(yīng)為放電時(shí)的逆反應(yīng)，陰極為負(fù)極逆反應(yīng)，陽極為正極逆反應(yīng)，總反應(yīng)為總反應(yīng)逆反應(yīng)

鋰離子電池：

放電：

負(fù)極：Li1-xCy（嵌鋰石墨，可以看做Li、C零價(jià)，鋰原子鑲嵌在石墨中，鋰原子失電子脫嵌向正極移動(dòng)）反應(yīng)：LixCy - xe- === xLi+ + Cy

正極：LiCoO2（鋰離子向正極移動(dòng)嵌入鈷酸鋰晶體） / 得電子 反應(yīng)：Li1-xCoO2 + xe- + xLi+ === LiCoO2

總反應(yīng)：Li1-xCoO2 + LixCy === LiCoO2+ Cy

配平方法：負(fù)極：Lix零價(jià)先失電子做負(fù)極，一個(gè)鋰一個(gè)e-剩下直接配平///正極：Li1-xCoO2只有1-x個(gè)+，還缺x個(gè)+達(dá)到1個(gè)+，所以配鋰離子x個(gè)（或x個(gè)e-）達(dá)到鈷酸鋰

充電：

全部寫逆反應(yīng)

燃料電池

氫氧燃料電池： 核心：總反應(yīng)方程式：2H2 + O2 === 2H2O

酸性條件（H2SO4）：

負(fù)極（失電子）：H2- 2e- === 2H+

正極（得電子）：O2 + 4e- + 4H+ === 2H2O （酸性條件用H+或H2O調(diào)平電荷，堿性用OH-或H2O）

堿性條件（KOH）：

負(fù)極：H2-2e-+2OH-===2H2O

正極：O2+4e-+2H2O===4OH-

其他燃料電池的總反應(yīng)就是該物質(zhì)燃燒的反應(yīng)式

補(bǔ)充：

1、根據(jù)物質(zhì)的變價(jià)方向判斷正負(fù)極

如氧化銀的銀正一價(jià)，只能得電子，所以作正極

2、原電池中，陽離子向正極，陰離子向負(fù)極

電解池中，陽離子向陰極，陰離子向陽極

3、書寫電極方程式，可以寫：誰，得（失）電子，變成什么，然后再根據(jù)環(huán)境配電荷

4、負(fù)極和陽極都發(fā)生氧化反應(yīng)（升價(jià)），正極和陰極都發(fā)生還原反應(yīng)（降價(jià)）

5、堿性條件下，有機(jī)物反應(yīng)生成CO32-，而不是CO2

6、清潔燃料電池生成的N一般是N2

7、有機(jī)物判斷化合價(jià)：根據(jù)結(jié)構(gòu)式或其余原子的化合價(jià)相減得C/N等的化合價(jià)，最后將所有變價(jià)相加得到失電子數(shù)

如：葡萄糖、甲醇、甲烷、偏二甲肼((CH3)NNH2)等

8、放電量看轉(zhuǎn)移電子量（看題目要求等mol還是等質(zhì)量）

9、相關(guān)計(jì)算：如消耗多少物質(zhì)就生成多少物質(zhì)類題，看反應(yīng)方程式，判斷比例關(guān)系求解

電解池題目可以根據(jù)得失電子守恒直接聯(lián)系陰陽極的物質(zhì)

10、快速做題可以先看簡(jiǎn)單的選項(xiàng)，跳過計(jì)算大、難判斷的選項(xiàng)

11、海水中還可能發(fā)生溶解氧得電子（正極）的反應(yīng)

12、涉及活潑金屬（K、Na等）的反應(yīng)，一般不與水直接接觸（隔膜）

13、原電池中有氧氣反應(yīng)的電極絕大多數(shù)是正極，除非有F單質(zhì)參與（OF2的O是+2價(jià)）

14、鹽橋的離子不可以和電解液發(fā)生反應(yīng)?。?/p>

15、問方程式的選項(xiàng)，可以看：得失電子是否正確、得失電子數(shù)是否正確、反應(yīng)物生成物是否符合環(huán)境等快速判斷

電解池

陰極：接電池負(fù)極，得電子，還原反應(yīng)

陽極：接電源正極，失電子，氧化反應(yīng)

陽離子向陰極，陰離子向陽極

反應(yīng)物：陰極陽離子，陽極陰離子

陰級(jí)直接看得電子順序判斷產(chǎn)物

陰極得電子順序（氧化性順序左強(qiáng)右弱）：記為金屬活潑性順序反著寫！

Ag+>Fe3+>Hg2+>Cu2+>H+（酸）>Pb2+>Sn2+>Fe2+>Zn2+>H+（水）Al3+>Mg2+>Na+>Ca2+>K+

三價(jià)鐵會(huì)得電子生成二價(jià)鐵

水也會(huì)電離出氫離子，在反應(yīng)方程式中寫為水得電子，方程式為：放氫生堿：2H2O - 2e- === H2 + 2OH-

陽極先看是不是活性電極（包括Cu、Ag），不是再看失電子順序

陽極失電子順序：

S2- > I- > Fe2+ > Br- > Cl- > OH-（水） >最高價(jià)含氧酸根> F-

水也會(huì)電離出氫氧根離子，在反應(yīng)方程式中寫為水失電子，方程式為：放氧生酸：2H2O - 4e- === O2 + 4H+

恢復(fù)電解質(zhì)溶液的物質(zhì)，直接看電解生成的物質(zhì)，兩物質(zhì)的化合物即恢復(fù)電解質(zhì)溶液的物質(zhì)

氯堿工業(yè)（重要）

陰極：2Cl- - 2e- === Cl2

陽極：2H2O + 2e- === H2 + 2OH-

交換膜：陽離子交換膜，防止OH-與Cl2反應(yīng)

電鍍

待鍍金屬放陰極，鍍層金屬放陽極

電解精煉銅

粗銅放陽極，精銅放陰極

粗銅雜質(zhì)含有(Zn、Fe、Ag等)，首先比銅活潑的失電子，銅再失電子，不活潑的金屬脫落變成陽極泥

反應(yīng)前期電解液濃度變小，后期不變

記憶方法：被消耗的放陽極失電子，被保護(hù)的/增重的/被鍍的放陰極得電子保護(hù)

杰哥記憶法：陰 純 陽 粗

懂得都懂

電冶金

都沒有水??！金屬離子生成金屬，陰離子生成氣體

鈉：電解氯化鈉

鎂：電解氯化鎂

鋁：電解氧化鋁（冰晶石共融）

選修二

物質(zhì)結(jié)構(gòu)與性質(zhì)

第一章

原子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)

能層與能級(jí)

能層

能層指的是原子核外電子按能量不同而分的層

從最里層即最靠近核的層到最外層，分別為第一層、第二層等，英文為K L M N O P Q層

注意：離核越近，能量越低

能級(jí)

能級(jí)指能級(jí)還被分為更小的能級(jí)，類似于樓層和他們之間的臺(tái)階

第一層（K層）只有一個(gè)能級(jí)，第二層（L層）只有兩個(gè)能級(jí)，等等

各層能級(jí)符號(hào)總是s、p、d、f，但是如果該能層沒有的能級(jí)，就不寫出來，即K層沒有p、d、f能級(jí)，就不能寫1p、1d等等

能級(jí)在第幾層，它前面的數(shù)字就寫為幾，每個(gè)能級(jí)所容納的電子的最大個(gè)數(shù)就是1、3、5、7的2倍，即s、p、d、f最多容納倍數(shù)為2、4、6、8個(gè)

能級(jí)越低，能量越低。對(duì)于同一能層，其中能級(jí)能量ns<np<nd<nf，對(duì)于不同能層，ns<n+1s<n+2s......

激發(fā)態(tài)與基態(tài)

一個(gè)原子，擁有其電子。處于最低能量狀態(tài)的原子稱為基態(tài)原子

原子吸收能量，它的電子會(huì)因?yàn)槲漳芰慷S遷到更高能級(jí)，類似于因?yàn)槲漳芰?，本來的能?jí)裝不下他了，只能上升到更高的能級(jí)才能滿足他，那么現(xiàn)在整個(gè)原子能量更高，稱為激發(fā)態(tài)原子

激發(fā)態(tài)原子因?yàn)椴环€(wěn)定，會(huì)趨于釋放能量，而原子釋放能量的方式為釋放光能，所以通常會(huì)發(fā)光

不同原子發(fā)生躍遷時(shí)，釋放的光譜不同，可以由此進(jìn)行判斷原子，稱為原子光譜

從基態(tài)到激發(fā)態(tài)時(shí)，原子吸收能量，得到的光譜圖為吸收光譜，只有數(shù)條黑線

從激發(fā)態(tài)到基態(tài)時(shí)，原子放出能量，得到的光譜圖為發(fā)射光譜，幾乎全黑

構(gòu)造原理

電子排入能級(jí)的順序?yàn)闃?gòu)造原理

順序?yàn)閚s -> (n-2)f -> (n-1)d -> np

電子排布式

把原子的電子所在能層能級(jí)及數(shù)量進(jìn)行表達(dá)的式子，代表了一個(gè)粒子

軌道表示式

用軌道和箭頭表達(dá)電子在原子中的狀態(tài)，也可以表達(dá)一個(gè)粒子

洪特規(guī)則

泡利原理

能量最低原理

元素周期表與元素周期律

電離能

電負(fù)性

分子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)

共價(jià)鍵

形成

未成對(duì)電子之間相互吸引，靠近之后軌道相互重疊

注意，軌道之間的重疊，面積越大能量越低，越穩(wěn)定

例如，HH之間，未成對(duì)電子為s、s層，為兩個(gè)球形軌道，相互結(jié)合形成軸對(duì)稱的一個(gè)電子云，這種軸對(duì)稱的共價(jià)鍵（s-s、s-p等等）稱為sigema鍵

Cl-Cl間，p-p形成的共價(jià)鍵，不可旋轉(zhuǎn)，但是鏡面對(duì)稱，稱為π鍵

一般來說，sigema鍵比π鍵穩(wěn)定，但是N-N三鍵之間π更穩(wěn)定

每個(gè)共價(jià)鍵之間，必須有一個(gè)sigema鍵

共價(jià)鍵有方向性，也有飽和性

由s-s軌道未成對(duì)電子形成的共價(jià)鍵為sigema鍵（打不出來了）

鍵參數(shù)

鍵能

把1mol氣態(tài)分子分離成氣態(tài)原子的能量，稱為鍵能

一般來說，鍵能越大越穩(wěn)定

鍵長(zhǎng)

共價(jià)鍵的長(zhǎng)度，與原子半徑有關(guān)

一般來說，鍵長(zhǎng)越大，越不穩(wěn)定

鍵角

鍵角是共價(jià)鍵之間的夾角，與共價(jià)鍵的方向性有關(guān)

空間構(gòu)型

重點(diǎn)：價(jià)層電子對(duì)互斥模型（VSEPR）

孤電子對(duì)

未成鍵的電子對(duì)

孤電子對(duì)數(shù)量的判定：

1. 電子式法：簡(jiǎn)單的物質(zhì)可以看電子式
2. 公式法：

孤電子對(duì)數(shù)=1/2*（a-xb）

含義：a：中心原子的價(jià)電子數(shù)（主族序數(shù)）

a=最外層電子數(shù)

當(dāng)微粒帶電時(shí)，a·=a-帶電量

x：與中心原子結(jié)合的原子的數(shù)量（看角標(biāo)）

b：與中心原子結(jié)合的原子最多能容納的電子數(shù)

注意：H只能接受一個(gè)，其余的為（8-主族序數(shù)）