2016年高考化學(xué)核心考點(diǎn)（一）

高考化學(xué)知識(shí)零碎而繁雜，但化學(xué)的學(xué)習(xí)一定是有規(guī)律的，在此，小編綜合前幾年高考化學(xué)試卷來(lái)整理以下高考化學(xué)的重要考點(diǎn)，望對(duì)各屆考生有所幫助。

高考化學(xué)重要考點(diǎn)：化學(xué)用語(yǔ)

一、表示物質(zhì)組成結(jié)構(gòu)的化學(xué)用語(yǔ)、

1、化合價(jià)：它是一種元素一定數(shù)目的原子跟其它元素一定數(shù)目的原子化合的性質(zhì)。其實(shí)質(zhì)是元素的原子在形成化合物時(shí)，一個(gè)原子得失電子或共用電子對(duì)的數(shù)目。

2、元素符號(hào)：用元素的拉丁名稱的第一個(gè)大寫字母或附加一個(gè)小寫字母來(lái)表示

表示意義：(1)表示一種元素，(2)表示該元素的一個(gè)原子。

3、核素組成符號(hào)： X 式中各字母涵義是Z表示質(zhì)子數(shù)，A表示質(zhì)量數(shù)，X表示元素符號(hào)。

4、原子或離子的結(jié)構(gòu)示意圖：

用 表示原子核及核內(nèi)質(zhì)子數(shù)，用弧線表示電子層，弧線上的數(shù)字代表該電子層上的電子數(shù)。

5、電子式：在原子周圍用“”或“×”表示原子最外層電子數(shù)。也可表示分子（或晶體）的形成過(guò)程和結(jié)構(gòu)。

6、分子式：可表示(1)物質(zhì)的組成（元素種類），(2)物質(zhì)的量的組成（原子數(shù)比、質(zhì)量比、百分比），(3)物質(zhì)一個(gè)分子，(4)物質(zhì)的相對(duì)分子質(zhì)量、摩爾質(zhì)量。

分子晶體中存在真實(shí)的分子、離子晶體、原子晶體晶體中不存在真正的分子，其分子式實(shí)質(zhì)上是化學(xué)式。

7、結(jié)構(gòu)式：原子在分子中的排列順序和結(jié)合方式,結(jié)構(gòu)式不能表示分子的空間構(gòu)型。結(jié)構(gòu)簡(jiǎn)式：以原子團(tuán)形式表示結(jié)構(gòu)式，CH3—CH2—OH或CH3CH2OH或C2H5OH。最簡(jiǎn)式（實(shí)驗(yàn)式）:原子個(gè)數(shù)最簡(jiǎn)比的式子。

二、表示物質(zhì)變化過(guò)程的化學(xué)用語(yǔ)

1、化學(xué)方程式：用化學(xué)式表示化學(xué)變化的式子，書(shū)寫化學(xué)方程式必須依據(jù)實(shí)驗(yàn)事實(shí)和遵循質(zhì)量守恒定律，并注明反應(yīng)條件。

2、電離方程式：表示電解質(zhì)在水溶液中或熔化狀態(tài)下電離成離子過(guò)程的式子。

3、離子方程式：用實(shí)際參加反應(yīng)的離子符號(hào)表示離子反應(yīng)的式子。離子方程式不僅表示某一個(gè)反應(yīng)，而且能表示同一類型的離子反應(yīng)。

4、熱化學(xué)方程式：能表明反應(yīng)過(guò)程中放出或吸收熱量的化學(xué)方程式。其系數(shù)表示物質(zhì)的量，可以是分?jǐn)?shù)。由于物質(zhì)的聚集狀態(tài)不同，反應(yīng)熱效應(yīng)有差異，所以書(shū)寫時(shí)應(yīng)注明各物質(zhì)的聚集狀態(tài)。

5、電極反應(yīng)式：表示在原電池或電解池中發(fā)生的電極反應(yīng)的式子。

高考化學(xué)重要考點(diǎn)：原子、離子的結(jié)構(gòu)特征

我們將核外電子的運(yùn)動(dòng)區(qū)域分成不同的電子層，第一層最多只能填滿兩個(gè)電子，第二層最多8個(gè)，第三層最多填充8個(gè)，第一層填滿后，剩余的電子填充到第二層，第二層滿后，才填第三層：

比如氧原子：核外是8個(gè)電子，那么2個(gè)電子在第一層，6個(gè)電子在第二層；

鈉原子：核外11個(gè)電子，排布就是281；

氯原子：核外是17個(gè)電子，排布是287 ；

在原子中，最外層少于4個(gè)電子的，就容易失去電子，多于4個(gè)的就容易得到電子，鈉原子最外層只有一個(gè)電子，與核內(nèi)的正電荷吸引力相對(duì)比較小，容易失去最外層的那個(gè)電子，以達(dá)到最外層的飽和狀態(tài)，形成鈉離子，氯原子最外層有7個(gè)電子，吸引力比較大，容易得到一個(gè)電子，形成氯離子，有相反電荷的鈉離子和氯離子之間相互作用，構(gòu)成了氯化鈉。

我們把電中性的原子得到或失去電子后形成的帶電的微粒叫做離子。離子也是構(gòu)成物質(zhì)的一種微粒。

我們把失去電子形成的離子叫陽(yáng)離子，如鈉離子，把得到電子形成的離子叫陰離子，如氯離子

即：各電子層結(jié)構(gòu)、最外層電子數(shù)、半徑及性質(zhì)(得失電子能力、氧化還原性)

高考化學(xué)重要考點(diǎn)：周期律的內(nèi)涵

原子離子結(jié)構(gòu)的周期性變化、原子離子得失電子能力的周期性變化、元素金屬性和非金屬性的周期性變化、元素單質(zhì)的性質(zhì)的周期性變化、元素化合物的性質(zhì)的周期性變化。

高考化學(xué)重要考點(diǎn)：周期表的結(jié)構(gòu)及構(gòu)成規(guī)律

高考化學(xué)重要考點(diǎn)：反應(yīng)速率的計(jì)算(表示、比較、換算等)及影響反應(yīng)速率的各種因素(要求識(shí)別圖像和繪制圖像)

表達(dá)式：△v（A）=△c(A)/△t

單位：mol/(L·s)或mol/(L·min)

影響化學(xué)反應(yīng)速率的因素：溫度,濃度,壓強(qiáng),催化劑.

另外,x射線,γ射線,固體物質(zhì)的表面積也會(huì)影響化學(xué)反應(yīng)速率

一、化學(xué)反應(yīng)的計(jì)算公式:

1、對(duì)于下列反應(yīng):

mA+nB=pC+qD

有v(A):v(B):v(C):v(D)=m:n:p:q

2、對(duì)于沒(méi)有達(dá)到化學(xué)平衡狀態(tài)的可逆反應(yīng):

v(正)≠v(逆)

二、影響化學(xué)反應(yīng)速率的因素：

1、壓強(qiáng)：

對(duì)于有氣體參與的化學(xué)反應(yīng),其他條件不變時(shí)（除體積）,增大壓強(qiáng),即體積減小,反應(yīng)物濃度增大,單位體積內(nèi)活化分子數(shù)增多,單位時(shí)間內(nèi)有效碰撞次數(shù)增多,反應(yīng)速率加快；反之則減小.若體積不變,加壓（加入不參加此化學(xué)反應(yīng)的氣體）反應(yīng)速率就不變.因?yàn)闈舛炔蛔?單位體積內(nèi)活化分子數(shù)就不變.但在體積不變的情況下,加入反應(yīng)物,同樣是加壓,增加反應(yīng)物濃度,速率也會(huì)增加。

2、溫度：

只要升高溫度,反應(yīng)物分子獲得能量,使一部分原來(lái)能量較低分子變成活化分子,增加了活化分子的百分?jǐn)?shù),使得有效碰撞次數(shù)增多,故反應(yīng)速率加大（主要原因）.當(dāng)然,由于溫度升高,使分子運(yùn)動(dòng)速率加快,單位時(shí)間內(nèi)反應(yīng)物分子碰撞次數(shù)增多反應(yīng)也會(huì)相應(yīng)加快（次要原因）。

3、催化劑：

使用正催化劑能夠降低反應(yīng)所需的能量,使更多的反應(yīng)物分子成為活化分子,大大提高了單位體積內(nèi)反應(yīng)物分子的百分?jǐn)?shù),從而成千上萬(wàn)倍地增大了反應(yīng)物速率.負(fù)催化劑則反之。

4、濃度：

當(dāng)其它條件一致下,增加反應(yīng)物濃度就增加了單位體積的活化分子的數(shù)目,從而增加有效碰撞,反應(yīng)速率增加,但活化分子百分?jǐn)?shù)是不變的。

高考化學(xué)重要考點(diǎn)：平衡狀態(tài)的特征與判斷、平衡移動(dòng)的判斷

一、?？键c(diǎn)高考化學(xué)題――化學(xué)平衡狀態(tài)和移動(dòng)

化學(xué)平衡狀態(tài)的判斷和化學(xué)平衡移動(dòng)是兩大?？键c(diǎn)，而后者考題更多，范圍更廣。關(guān)鍵是要掌握平衡的特征，明白平衡狀態(tài)的一等六定；熟悉地掌握條件對(duì)化學(xué)平衡的影響及條件，以及勒沙特列原理。

二、高考化學(xué)點(diǎn)拔

該題型包括比較化學(xué)反應(yīng)速率的大小，計(jì)算化學(xué)反應(yīng)速率，以及條件對(duì)化學(xué)反應(yīng)速率的影響。掌握化學(xué)反應(yīng)速率的概念和公式，明白各種條件對(duì)化學(xué)反應(yīng)速率的影響程度，才能解好此類問(wèn)題。

即：濃度、轉(zhuǎn)化率、體積百分含量、平均相對(duì)分子質(zhì)量、密度、壓強(qiáng)

高考化學(xué)重要考點(diǎn)：有關(guān)化學(xué)平衡常數(shù)的簡(jiǎn)單計(jì)算

一、對(duì)于可逆化學(xué)反應(yīng) mA+nBpC+qD在一定溫度下達(dá)到化學(xué)平衡時(shí)，其平衡常數(shù)表達(dá)式如下圖：

二、高考化學(xué)中，化學(xué)平衡常數(shù)在書(shū)寫平衡常數(shù)表達(dá)式時(shí)，要注意以下問(wèn)題：

1、 在應(yīng)用平衡常數(shù)表達(dá)式時(shí)，稀溶液中的水分子濃度可不寫。因?yàn)橄∪芤旱拿芏冉咏? g/mL。水的物質(zhì)的量濃度為55.6 mol/L。在化學(xué)變化過(guò)程中，水量的改變對(duì)水的濃度變化影響極小，所以水的濃度是一個(gè)常數(shù)，此常數(shù)可歸并到平衡常數(shù)中去。

對(duì)于不以水為溶劑的溶液中的反應(yīng)，溶劑的濃度同樣是常數(shù)。

2、當(dāng)反應(yīng)中有固體物質(zhì)參加時(shí)，分子間的碰撞只能在固體表面進(jìn)行，固體的物質(zhì)的量濃度對(duì)反應(yīng)速率和平衡沒(méi)有影響，因此，固體的“濃度”作為常數(shù)，在平衡常數(shù)表達(dá)式中，就不寫固體的濃度。

3、化學(xué)平衡常數(shù)表達(dá)式與化學(xué)方程式的書(shū)寫方式有關(guān)。同一個(gè)化學(xué)反應(yīng)，由于書(shū)寫的方式不同，各反應(yīng)物、生成物的化學(xué)計(jì)量數(shù)不同，平衡常數(shù)就不同。但是這些平衡常數(shù)可以相互換算。

4、不同的化學(xué)平衡體系，其平衡常數(shù)不一樣。平衡常數(shù)大，說(shuō)明生成物的平衡濃度較大，反應(yīng)物的平衡濃度相對(duì)較小，即表明反應(yīng)進(jìn)行得較完全。因此，平衡常數(shù)的大小可以表示反應(yīng)進(jìn)行的程度。

5、一般認(rèn)為K>10^5反應(yīng)較完全（即不可逆反應(yīng)），K<10^(-5)反應(yīng)很難進(jìn)行（即不反應(yīng)）。

平衡常數(shù)的數(shù)值大小可以判斷反應(yīng)進(jìn)行的程度

高考化學(xué)重要考點(diǎn)：弱電解質(zhì)(含水)的電離平衡移動(dòng)的分析

一、命題規(guī)律：

1、弱電解質(zhì)的電離平衡 電離平衡是化學(xué)平衡理論應(yīng)用的范例，在化學(xué)中占有重要的地位在歷年高考均受到重視，近五年的高考題也承繼了這個(gè)傳統(tǒng)。 考查的主要內(nèi)容集中點(diǎn) 比較某些物質(zhì)導(dǎo)電性強(qiáng)弱； 外界條件對(duì)弱電解質(zhì)電離平衡的影響； 依據(jù)電離平衡移動(dòng)理論，解釋某些問(wèn)題。 同濃度（或PH）強(qiáng)弱電解質(zhì)的比較，如氫離子濃度大小，起始反應(yīng)速率，中和堿的能力、稀釋后的PH的變化等。

2、水的電離與溶液的PH 以水的電離和溶液 pH 計(jì)算為考查內(nèi)容的試題能有效地測(cè)試考生的判斷、推理、運(yùn)算等思維能力，仍將是將來(lái)考試的熱點(diǎn)。

二、考試內(nèi)容包括：

1、已知 pH 的強(qiáng)酸、強(qiáng)堿混合，或已知濃度的強(qiáng)酸、強(qiáng)堿混合，計(jì)算溶液的 pH

2、已知pH或c的強(qiáng)弱酸堿混合，分析溶液的酸堿性。

3、已知混合溶液的pH，推斷混合前的酸堿的各種可能，或已知溶液的pH及強(qiáng)酸、強(qiáng)堿的pH，求混合比例。

4、中和滴定接近終點(diǎn)時(shí)，溶液pH計(jì)算。

5、在新情景下，考查水電離平衡及Kw。

三、鹽類水解考查的內(nèi)容有：

1、鹽對(duì)水的電離程度的影響做定性判斷或定量計(jì)算

2、鹽溶液蒸干灼燒后產(chǎn)物的判斷；

3、pH大小的比較；

4、離子濃度大小的比較等。

另外，判斷離子共存、配制溶液、試劑貯存、化肥的混用、物質(zhì)鑒別推斷、某些鹽的分離除雜等內(nèi)容在高考中也涉及到鹽的水解。其中命題的熱點(diǎn)是離子濃度大小的比較。在高考試題中，特別是選擇題，常常將鹽類水解與弱電解質(zhì)的電離、酸堿中和滴定、pH等知識(shí)融合在一起，具有一定的綜合性

高考化學(xué)重要考點(diǎn)：溶液的酸堿性、pH(PH試紙及PH計(jì)的使用)及簡(jiǎn)單計(jì)算、指示劑

一、酸、堿、鹽的組成

酸是由氫元素和酸根組成的化合物，如：硫酸（H2SO4）、鹽酸（HCl）、硝酸(HNO3)

堿是由金屬元素和氫氧根組成的化合物，如：氫氧化鈉、氫氧化鈣、氨水（NH3·H2O）

鹽是由金屬元素元素（或銨根）和酸根組成的化合物，如：氯化鈉、碳酸鈉

酸、堿、鹽的水溶液可以導(dǎo)電（原因：溶于水時(shí)離解形成自由移動(dòng)的陰、陽(yáng)離子）

二、酸

1、濃鹽酸、濃硫酸的物理性質(zhì)、特性、用途

2、酸的通性（具有通性的原因：酸離解時(shí)所生成的陽(yáng)離子全部是H+）

(1)與酸堿指示劑的反應(yīng)：使紫色石蕊試液變紅色，不能使無(wú)色酚酞試液變色

(2)金屬 + 酸 → 鹽 + 氫氣

(3)堿性氧化物 + 酸 → 鹽 + 水

(4)堿 + 酸 → 鹽 + 水

(5)鹽 + 酸 → 另一種鹽 + 另一種酸（產(chǎn)物符合復(fù)分解條件）

3、三種離子的檢驗(yàn)

三、堿

1、氫氧化鈉、氫氧化鈣的物理性質(zhì)、用途

2、堿的通性（具有通性的原因：離解時(shí)所生成的陰離子全部是OH- ）

(1)堿溶液與酸堿指示劑的反應(yīng)： 使紫色石蕊試液變藍(lán)色，使無(wú)色酚酞試液變紅色

(2)酸性氧化物+堿 → 鹽+水

(3)酸+堿 → 鹽+水

(4)鹽+堿 → 另一種鹽+另一種堿（反應(yīng)物均可溶，產(chǎn)物符合復(fù)分解條件）

注：(1)難溶性堿受熱易分解（不屬于堿的通性）

(2)常見(jiàn)沉淀：AgCl↓ BaSO4↓ Cu(OH)2↓ F e(OH)3↓ Mg(OH)2↓ BaCO3↓ CaCO3↓

(3)復(fù)分解反應(yīng)的條件：當(dāng)兩種化合物互相交換成分，生成物中有沉淀或有氣體或有水生成時(shí)，復(fù)分解反應(yīng)才可以發(fā)生。

3、酸性氧化物與堿性氧化物

四、中和反應(yīng) 溶液酸堿度的表示法——pH

1、定義：酸與堿作用生成鹽和水的反應(yīng)

2、應(yīng)用：

(1)改變土壤的酸堿性

(2)處理工廠的廢水

(3)用于醫(yī)藥

3、溶液酸堿度的表示法——pH

(1)

(2)pH的測(cè)定：最簡(jiǎn)單的方法是使用pH試紙 用玻璃棒（或滴管）蘸取待測(cè)試液少許，滴在pH試紙上，顯色后與標(biāo)準(zhǔn)比色卡對(duì)照，讀出溶液的pH（讀數(shù)為整數(shù)）

(3)酸雨：正常雨水的pH約為5.6（因?yàn)槿苡蠧O2） pH<5.6的雨水為酸雨

高考化學(xué)重要考點(diǎn)：鹽的水解的本質(zhì)及表示方法

一、探究鹽溶液的酸堿性

強(qiáng)堿弱酸鹽的水溶液，呈堿性

強(qiáng)酸弱堿鹽的水溶液，呈酸性

強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽的水溶液，呈中性

二、鹽溶液呈現(xiàn)不同酸堿性的原因

1、鹽類水解(hydrolysis of salts)：在溶液中，由于鹽的離子與水電離出來(lái)的H+或OH-結(jié)合生成弱電解質(zhì)的過(guò)程中。

2、鹽類水解的實(shí)質(zhì)：是酸堿中和反應(yīng)的逆反應(yīng)

3、鹽類水解破壞了水的電離平衡，促進(jìn)了水的電離

4、鹽類水解的類型及規(guī)律：

(1)有弱才水解，無(wú)弱不水解，越弱越水解，都弱都水解；誰(shuí)強(qiáng)顯誰(shuí)性，同強(qiáng)顯中性。

(2) 組成鹽的酸越弱，水解程度越大

(3) 同濃度的正鹽與其酸式鹽相比，正鹽的水解程度比酸式鹽的水解程度大。

(4) 弱酸酸式鹽的酸堿性要看酸式酸根電離和水解的相對(duì)強(qiáng)弱。HCO3-,HS-,HPO42-在溶液中以水解為主，其溶液顯堿性；HSO3-,H2PO4-在溶液中以電離為主，其溶液顯酸性

5、鹽類水解離子方程式的書(shū)寫

(1) 寫法：誰(shuí)弱寫誰(shuí)，都弱都寫；陽(yáng)離子水解生成H+，陰離子水解生成OH-；陰陽(yáng)離子都水解，生成弱酸和弱堿。

(2) 注意的問(wèn)題：

①水和弱電解質(zhì)應(yīng)寫成分子式，不能寫成相應(yīng)的離子。

②水解反應(yīng)是可逆過(guò)程，因此要用可逆符號(hào)，并不標(biāo)“↑”、“↓” 符號(hào)。 （Al2S3、Al2(SO4)3例外）

③多元酸鹽的水解是分步進(jìn)行的。 多元堿的鹽也是分步水解的，由于中間過(guò)程復(fù)雜，可寫成一步，

(3) 雙水解方程式的書(shū)寫：弱酸弱堿鹽中陰、陽(yáng)離子相互促進(jìn)水解，我們稱之為雙水解。

高考化學(xué)重要考點(diǎn)：離子反應(yīng)的本質(zhì)、離子共存的分析、離子濃度的大小比較

一、考綱解讀

1、能正確判斷電解質(zhì)、非電解質(zhì)、強(qiáng)電解質(zhì)、弱電解質(zhì)；能正確書(shū)寫電離方程式；正確判斷電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力強(qiáng)弱。

2、理解離子反應(yīng)的本質(zhì)；能正確書(shū)寫離子方程式，分析離子共存的先決條件，正確判斷溶液中的離子共存。

二、高考預(yù)測(cè)

離子方程式的書(shū)寫及正誤判斷、溶液中的離子共存都是高考的熱點(diǎn)，屬于每年高考必考的內(nèi)容。在高考試題中，既可以以選擇、填空的形式獨(dú)立命題，直接考查離子方程式的書(shū)寫、溶液中的離子共存，也可以穿插到工業(yè)流程題、實(shí)驗(yàn)題之中，以社會(huì)生活中的熱點(diǎn)問(wèn)題為切入點(diǎn)，以新知識(shí)介紹為載體，考查學(xué)生對(duì)離子反應(yīng)、離子方程式的掌握程度，考查學(xué)生用離子反應(yīng)、離子方程式的知識(shí)去分析、解釋、處理新問(wèn)題的能力。在復(fù)習(xí)中，要注意通過(guò)對(duì)比、歸納的方法，熟練掌握相應(yīng)的知識(shí)規(guī)律，要注意提高運(yùn)用知識(shí)分析處理新情景下問(wèn)題的能力。

高考化學(xué)重要考點(diǎn)：關(guān)于氧化還原反應(yīng)(無(wú)機(jī)、有機(jī))的分析、簡(jiǎn)單的配平與基本計(jì)算

一、化合價(jià)升降法 氧化還原反應(yīng)的本質(zhì)是參加反應(yīng)原子間的電子轉(zhuǎn)移，包括電子得失和電子對(duì)的偏移。這種轉(zhuǎn)移的表現(xiàn)形式是元素化合價(jià)的升降。化合價(jià)升降法就是根據(jù)這個(gè)本質(zhì)特征來(lái)配平氧化還原反應(yīng)方程式的。具體做法是：

二、假設(shè)法 對(duì)于一些特殊的有機(jī)氧化還原反應(yīng)，如三硝基甲苯爆炸反應(yīng)，生成物有CO、N2、H2O、C等物質(zhì)，特別是三硝基甲苯的碳元素化合價(jià)變化較難確定，若用化合價(jià)升降法來(lái)配平就相當(dāng)困難，可采取假設(shè)法。

高考化學(xué)重要考點(diǎn)：關(guān)于電化學(xué)(原電池、電解池)的分析

一、分類

電化學(xué)分析系統(tǒng)根據(jù)不同的分類條件，電化學(xué)分析法有不同的分類，下面是幾種常見(jiàn)的分類：

1、根據(jù)在某一特定條件下，化學(xué)電池中的電極電位、電量、電流電壓及電導(dǎo)等物理量與溶液濃度的關(guān)系進(jìn)行分析的方法。例如，電位測(cè)定法、恒電位庫(kù)侖法、極譜法和電導(dǎo)法等。

2、以化學(xué)電池中的電極電位、電量、電流和電導(dǎo)等物理量的：突變作為指示終點(diǎn)的方法。例如，電位滴定法、庫(kù)侖滴定法、電流滴定法和電導(dǎo)滴定法等。

3、將試液中某一被測(cè)組分通過(guò)電極反應(yīng)，使其在工作電極上析出金屬或氧化物，稱量此電沉積物的質(zhì)量求得被測(cè)得組分的含量。例如，電解分析法。

二、主要方法

1、電導(dǎo)法

是用電導(dǎo)儀直接測(cè)量電解質(zhì)溶液的電導(dǎo)率的方法。

2、電位滴定法

是在用標(biāo)準(zhǔn)溶液滴定待測(cè)離子過(guò)程中，用指示電極的電位變化指示滴定終點(diǎn)的到達(dá)，是把電位測(cè)定與滴定分析互相結(jié)合起來(lái)的一種測(cè)試方法。

3、電解分析法

是將直流電壓施加于電解池的兩個(gè)電極上，根據(jù)電極增加的質(zhì)量計(jì)算被測(cè)物的含量。

4、伏安法

根據(jù)電解過(guò)程中的電流電壓曲線（伏安曲線）來(lái)進(jìn)行分析的方法。

5、溶出伏安法

將恒電位電解富集法與伏安法結(jié)合的一種極譜分析方法。它首先將欲測(cè)物質(zhì)在適當(dāng)電位下進(jìn)行電解并富集在固定表面積的特殊電極上，然后反向改變電位，讓富集在電極上的物質(zhì)重新溶出，同時(shí)記錄電流電壓曲線。根據(jù)溶出峰電流的大小進(jìn)行定量分析。

6、電位溶出分析法

在恒電位下將被測(cè)物質(zhì)電解富集在工作電極上，然后斷開(kāi)恒電位電路，由電解液中的氧化劑將被富集的物質(zhì)溶解出來(lái)，同時(shí)記錄溶出時(shí)的電位時(shí)間曲線，根據(jù)曲線上溶出階的長(zhǎng)度進(jìn)行定量，這種方法縮寫為P．S．A．。

電位溶出分析法與溶出伏安法之間主要區(qū)別在于前者在溶出時(shí)沒(méi)有電流流過(guò)工作電極，而后者具有背景電流，在某些情況下可能淹沒(méi)溶出峰。

高考化學(xué)重要考點(diǎn)：反應(yīng)熱、熱化學(xué)方程式、蓋斯定律及應(yīng)用

一、簡(jiǎn)介

熱化學(xué)方程式是表示化學(xué)反應(yīng)中的物質(zhì)變化和焓變（或能量變化；熱量變化）。

例如熱化學(xué)方程式：

H2(g) + Cl 2(g) = 2HCl(g)△H = －183 kJ/mol

ΔH代表在標(biāo)準(zhǔn)態(tài)時(shí)，1molH2(g)和1molCl2(g)完全反應(yīng)生成2 molHCl(g)，反應(yīng)放熱183kJ。這是一個(gè)假想的過(guò)程，實(shí)際反應(yīng)中反應(yīng)物的投料量比所需量要多，只是過(guò)量反應(yīng)物的狀態(tài)沒(méi)有發(fā)生變化，因此不會(huì)影響反應(yīng)的反應(yīng)熱。標(biāo)準(zhǔn)態(tài)時(shí)化學(xué)反應(yīng)的摩爾焓變稱為標(biāo)準(zhǔn)摩爾焓，用符號(hào)ΔfHmO表示。

二、注意事項(xiàng)

1、書(shū)寫和應(yīng)用熱化學(xué)方程式時(shí)必須注意以下幾點(diǎn)：

(1)反應(yīng)熱與溫度和壓強(qiáng)等測(cè)定條件有關(guān)，所以書(shū)寫時(shí)指明反應(yīng)時(shí)的溫度和壓強(qiáng)（25℃、101kPa時(shí)，可以不注明）

(2)各物質(zhì)化學(xué)式右側(cè)用圓括?。ǎ┍砻魑镔|(zhì)的聚集狀態(tài)?？梢杂胓、l、s分別代表氣態(tài)、液態(tài)、固態(tài)。固體有不同晶態(tài)時(shí)，還需將晶態(tài)注明，例如S（斜方），S（單斜），C（石墨），C（金剛石）等。溶液中的反應(yīng)物質(zhì)，則須注明其濃度，以aq代表水溶液，(aq，∝) 代表無(wú)限稀釋水溶液。

(3)熱化學(xué)方程式中化學(xué)計(jì)量數(shù)只表示該物質(zhì)的物質(zhì)的量，不表示物質(zhì)分子個(gè)數(shù)或原子個(gè)數(shù)，因此，它可以是整數(shù)，也可以是分?jǐn)?shù)。

(4)△H只能寫在化學(xué)方程式的右邊，若為放熱反應(yīng)，則△H為“-”；若為吸熱反應(yīng)，則△H為“+”。其單位一般為kJ/mol。同一化學(xué)反應(yīng)，若化學(xué)計(jì)量數(shù)不同時(shí)△H的值不同。若化學(xué)計(jì)量數(shù)相同，當(dāng)反應(yīng)物、生成物狀態(tài)不同時(shí)，△H的值也不同。

(5)熱化學(xué)方程式是表示反應(yīng)已完成的數(shù)量。由于△H與反應(yīng)完成物質(zhì)的量有關(guān)，所以方程式中化學(xué)式前面的化學(xué)計(jì)量數(shù)必須與△H相對(duì)應(yīng)，當(dāng)反應(yīng)逆向進(jìn)行時(shí)，其反應(yīng)熱與正反應(yīng)的反應(yīng)熱數(shù)值相等，符號(hào)相反。

(6)不標(biāo)“↑”或“↓”

(7)熱化學(xué)方程式一般不需要寫反應(yīng)條件，例如：△（加熱），因?yàn)榫奂癄顟B(tài)已標(biāo)出。

(8)有機(jī)熱化學(xué)方程式用“=”，不用“→”

2、常見(jiàn)物體比熱容。

比熱表：常見(jiàn)物質(zhì)的比熱容

物質(zhì) 比熱容c

水 4.2

冰 2.1

酒精 2.1

煤油 2.1

蓖麻油 1.8

橡膠 1.7

砂石 0.92

干泥土 0.84

玻璃 0.67

鋁 0.88

鋼鐵 0.46

銅 0.39

汞 0.14

鉛 0.12

對(duì)上表中數(shù)值的解釋：

(1)比熱此表中單位為kJ/(kg·K)；

(2)水的比熱較大，金屬的比熱更小一些；

(3)c鋁>c鐵>c鋼>c鉛 (c鉛<c鐵<c鋼<c鋁)。

3、一些熱化學(xué)方程式

(1)2H2(g)+O2(g)=2H2O(g) △H=-484KJ/mol

(2)2H2(g)+O2(g)=2H2O(l) △H=-571.6KJ/mol

(3)H2O(g)=H2O(l) △H=-44.0KJ/mol

(4)P4(白磷、s)+5O2(g)=P4O10(s) △H=-2983.2KJ/mol

(5)4P(紅磷、s)+5O2(g)=P4O10(s) △H=-2945KJ/mol

(6)P4(白磷、s)=4P(紅磷、s) △H=-29.2KJ/mol

三、蓋斯定律

講到熱力學(xué)方程式，不得不提起蓋斯定律。

1840年俄國(guó)的化學(xué)家蓋斯(Hess)在總結(jié)大量實(shí)驗(yàn)事實(shí)（熱化學(xué)實(shí)驗(yàn)數(shù)據(jù)）的基礎(chǔ)上提出：“定壓或定容條件下的任意化學(xué)反應(yīng)，在不做其它功時(shí)，不論是一步完成的還是幾步完成的，其熱效應(yīng)總是相同的（反應(yīng)熱的總值相等）?！边@叫作蓋斯定律。換句話說(shuō)，化學(xué)反應(yīng)的反應(yīng)熱只與反應(yīng)體系的始態(tài)和終態(tài)有關(guān)，而與反應(yīng)的途徑無(wú)關(guān)，而這可以看出，蓋斯定律實(shí)際上是“內(nèi)能和焓是狀態(tài)函數(shù)”這一結(jié)論的進(jìn)一步體現(xiàn)。利用這一定律可以從已經(jīng)精確測(cè)定的反應(yīng)熱效應(yīng)來(lái)計(jì)算難于測(cè)量或不能測(cè)量的反應(yīng)的熱效應(yīng)。

由于熱力學(xué)能(U)和焓(H)都是狀態(tài)函數(shù)，所以ΔU和ΔH只與體系的始、末狀態(tài)有關(guān)而與“歷程”無(wú)關(guān)?？梢?jiàn)，對(duì)于恒容或恒壓化學(xué)反應(yīng)來(lái)說(shuō)，只要反應(yīng)物和產(chǎn)物的狀態(tài)確定了，反應(yīng)的熱效應(yīng)Qv或Qp也就確定了，反應(yīng)是否有中間步驟或有無(wú)催化劑介入等均對(duì)Qv或Qp數(shù)值沒(méi)有影響。

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