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【正文】 質(zhì)都不變的物質(zhì)。通常說的催化劑是指能加快化學反應速率的正催化劑，也有減慢化學反應速率的負催化劑或阻催化劑。在反應中加負催化劑能大大延緩反應速率，使人們不需要的化學反應如金屬的銹蝕，食物的腐爛，塑料的老化盡可能慢地發(fā)生。 催化劑的催化作用具有很強的選擇性，某種催化劑往往只能催化某一種反應或某一類反應。使用生物酶制劑時的選擇性更為突出。 常用的催化劑及催化反應 二氧化錳 氯酸鉀分解制氧氣；過氧化氫分解成水和氧氣。 五氧化二釩 二氧化硫催化氧化成三氧化硫。 鐵觸媒 合成氨。 鉑或鉑銠合金 氨的催化氧化。 硫酸汞 乙炔水化制乙醛。 醋酸錳 乙醛氧化制乙酸。 鎳 不飽和烴及其他不飽和有機物與氫氣的加成反應。 三溴化鐵 笨的溴化制溴苯。 使用催化劑進行催化反應時，要注意對反應物的凈化，避免帶入的某些雜質(zhì)使催化劑喪失催化功能，這種作用稱作催化劑中 毒。 七．電解質(zhì)溶液 （一）電解質(zhì)和非電解質(zhì)、強電解質(zhì)和弱電解質(zhì) 1．電解質(zhì) 凡是水溶液里或熔融狀態(tài)時能電離進而能導電的化合物叫做電解質(zhì)。電解質(zhì)溶于水或熔融時能電離出自由移動的陰、陽離子，在外電場作用下，自由移動的陰、陽離子分別向兩極運動，并在兩極發(fā)生氧化還原反應。所以說，電解質(zhì)溶液或熔融狀態(tài)時導電是化學變化。 18 / 33 2．分類 （ 1）強電解質(zhì)：是指在水溶液里幾乎能完全電離的電解質(zhì)。 （ 2）弱電解質(zhì)：是指在水溶液中只能部分電離的電解質(zhì)。 3．強電解質(zhì)和弱電解質(zhì)的比較 強電解質(zhì) 弱電解質(zhì) 定 義 水溶液里完全電離的電解質(zhì) 水溶液里部分電離的電解質(zhì) 化學鍵種類 離子鍵、強極性鍵 極性鍵 電離過程 完全電離 部分電離 表示方法 用等號 “=” 用可逆號 “ ” 代表物 強酸： HCl、 H2SO HNO HI 強堿： NaOH、 KOH、 Ba(OH) Ca(OH)2 絕大多數(shù)鹽： NaCl、 BaSO4 弱酸： H2S、 H2CO H3PO HF、 CH3COOH 弱堿： NH3H 2O 個別鹽： HgCl Pb(CH3COO)2 4．非電解質(zhì) 凡是在水溶液里或熔融狀態(tài)都不能電離也不能導電的化合物。 常見的非電解質(zhì) 非金屬氧化物： CO SO SO NO P2O5 某些非金屬氫化物： CH NH3 大多數(shù)有機物：苯、甘油、葡萄糖 （二）弱電解質(zhì)的電離平衡 1．弱電解質(zhì)的電離特點 （ 1）微弱：弱電解質(zhì)在水溶液中的電離是部分電離、電離程度都比較小，分子、離子共同存在。 （ 2）可逆：弱電解質(zhì)在水分子作用下電離出離子、離子又可重新結(jié)合成分子。因此，弱電解質(zhì)的電離是可逆的。 （ 3）能量變化：弱電解質(zhì)的電離過程是吸熱的。 （ 4）平衡：在一定條件下最終達到電離平衡。 2．電離平衡：當弱電解質(zhì)分子離解 成離子的速率等于結(jié)合成分子的速率時，弱電解質(zhì)的電離就處于電離平衡狀態(tài)。電離平衡是化學平衡的一種，同樣具有化學平衡的特征。條件改變時平衡移動的規(guī)律符合勒沙特列原理。 （三）水的電離和溶液的 pH值 1．水的電離和水的離子積常數(shù) H2O是一種極弱電解質(zhì)，能夠發(fā)生微弱電離 H2O H+ + OH– 25℃ 時 c(H+)=c(OH– )=10– 7 molL – 1 水的離子積 Kw=c(H+)c(OH – )=10– 14（ 25℃ ） ①K w只與溫度有關，溫度升高， Kw增大。如： 100℃ K w=10– 12 ②K w適用于純水或稀 酸、稀堿、稀鹽水溶液中。 2．溶液的 pH （ 1） pH： pH=– lg[c(H+)]。在溶液的 c(H+)很小時，用 pH來表示溶液的酸堿度。 （ 2）含義： pH越大， c(H+)越小， c(OH– )越大，酸性越弱，堿性越強。 pH越小 c(H+)。 c(OH– )越小，酸性越強，堿性越弱。 （ 3）范圍： 0～ 14 （四）鹽類水解 1．鹽類水解定義：在溶液中鹽電離出來的離子跟水所電離出來的 H+或 OH– 結(jié)合生成弱電解質(zhì)的反應叫作鹽類的水解。 2．鹽類水解規(guī)律 （ 1）誰弱誰水解，誰強顯誰性，越弱越水解，都弱都水解，兩強不 水解。 （ 2）多元弱酸根、正酸根離子比酸式酸根離子水解程度大得多，故可只考慮第一步水解。 （ 3）水解是吸熱反應，升溫水解程度增大。 19 / 33 （ 4）單離子水解程度都很小，故書寫水解離子方程式時要用 “ ” ，不能用 “↑” 或 “↓” 符號。 3．鹽類水解的類型 （ 1）單向水解：強酸和弱堿生成的鹽，溶液呈酸性；強堿和弱酸生成的鹽，溶液顯堿性。如 NH4Cl溶于水： NH4+ + H2O NH3H 2O + H+ CH3COONa溶于水： CH3COO + H2O CH3COOH + OH （ 2）互相促進 水解：弱酸和弱堿生成的鹽溶于水，電離產(chǎn)生弱酸的陰離子和弱堿的陽離子，二者分別結(jié)合水電離產(chǎn)生的 H+和 OH發(fā)生水解，而水溶液的離子積不變，因此促進水的電離使反應進行的程度較大。溶液的酸堿性取決于生成的弱電解質(zhì)的相對強弱。如 CH3COONH4溶于水： CH3COO + NH4+ CH3COOH + NH3H 2O （ 3）互相抑制水解：能電離產(chǎn)生兩種以上的弱酸陰離子或弱堿陽離子的鹽溶于水，弱酸的陰離子或弱堿的陽離子均發(fā)生水解，但 是互相抑制，所以這一類的水解程度較小。如 (NH4)2Fe(SO4)2溶于水： NH4+ + H2O NH3H 2O + H+ Fe2+ + 2H2O Fe(OH)2 + H+ NH4+水解產(chǎn)生的 H+對 Fe2+的水解起到抑制作用，反之也成立。 （五）電化學 1．原電池 （ 1）概念：將化學能轉(zhuǎn)化為電能的裝置。 （ 2）實質(zhì)：化學能轉(zhuǎn)化為電能。 （ 3）構(gòu)成前提：能自發(fā)地發(fā)生氧化還原反應。 （ 4）構(gòu)成條件： ① 兩個電極 ② 電解質(zhì)溶液 ③ “兩極 ―一液 ‖聯(lián)成回路 ④ 能自發(fā)地發(fā)生氧化還原反應。 （ 5）電極 構(gòu)成： 負極：還原性相對較強的材料。 正極：還原性相對較弱的材料。 （ 6）電極反應： 負極：失去電子，氧化反應。 正極：得到電子，還原反應。 2．化學電源 電池名稱 負極 正極 電解質(zhì)溶液 電極反應 干電池 Zn C(NH4+) NH4Cl 和淀粉糊 負極： Zn2e= Zn2+ 正極： 2NH4++2e=2NH3+H2↑ 銀鋅電池 Zn Ag2O KOH 負極： Zn2OH2e= ZnO+H2O 正極： Ag2O+H2O+2e=2Ag+OH 鉛蓄電池（放電） Pb PbO2 H2SO4 負極： Pb +SO422e= PbSO4 正極： PbO2+4H++SO42 +2e= PbO4+2H2O 氫氧燃料電池 Pt (H2) Pt(O2) KOH 負極： 2H2+4OH4e=4H2O 正極： O2+ 2H2O+4e =4OH 3．金屬的腐蝕與防護 （ 1）定義：金屬單質(zhì)被空氣中的成分或其他氧化劑氧化而變質(zhì)的現(xiàn)象叫做金屬腐蝕。 （ 2）金屬腐蝕的種類分為化學腐蝕、電化學腐蝕兩種。 （ 3）金屬防護 ① 涂保護層。如涂油、電鍍、表面處理等。 ② 保持干燥。 ③ 改變金屬的內(nèi)部結(jié)構(gòu)，使其穩(wěn)定，如不銹鋼。 ④ 犧牲陽極的陰極保護法即用一種更為活潑的金屬與要保護的金屬構(gòu)成原電池。 20 / 33 ⑤ 外加電源法。將被保護的金屬與電源負極相連，電源向該金屬提供電子，該金屬就不失電子而得以保護。 4．電解原理及其應用 （ 1）電解定義：使電流通過電解質(zhì)溶液而在陰、陽兩極引起氧化還原反應過程明電解。 （ 2）裝置：電解池（或電解槽） 特點：把電能轉(zhuǎn)化為化學能。形成條件 ① 與電源相連的兩個電極 ② 電解質(zhì)溶液或熔化電解質(zhì) ⑨ 形成閉合回路。 （ 3）電解原理： 與電源正極相連 陰離子移向 →陽極 ←發(fā)生氧化反應 與電源負極相連 陽離子移向 →陰極 ←發(fā)生還原反應 （ 4）電解時電極產(chǎn)物的判斷 ① 陽極產(chǎn)物的判斷 首先看電極，如果是活性電極（金屬活動順序表 Ag 以前），則電極材料失電子，電極溶解。如果是惰性電極（ Pt、 Au、石墨），則要再看溶液中的離子的失電子能力。陰離子放電順序如下： S2＞ I＞ Br＞ Cl＞ OH＞ SO42＞ NO3＞ F ② 陰極產(chǎn)物的判斷 直接根據(jù)陽離子放電順序進行判斷，陽離子放電順序： Ag+＞ Hg2+＞ Fe3+＞ Cu2+＞ H+＞ Pb2+＞ Sn2+＞ Fe2+＞ Zn2+＞ (H+)＞ Al3+＞ Mg2+＞ Na+＞ Ca+＞ K+ （ 5）電解應用： ① 銅的粗煉 陽極（粗銅）： Cu–2e–=Cu2+ 陰極（純銅）： Cu2++2e–=Cu 電解質(zhì)溶液： CuSO4（含 H2SO4） ② 氯堿工業(yè) 陽極（鈦網(wǎng)）： 2Cl––2e–=Cl2↑ 陰極（碳鋼網(wǎng)）： 2H++2e–=H2↑ 電解質(zhì)溶液：飽和食鹽水 總反應： 2NaCl+H2O=2NaOH+H2↑+Cl2↑ ③ 鍍銅 陽極（銅）： Cu–2e–=Cu2+ 陰極（鐵或其他鍍件）： Cu2++2e–=Cu 電鍍液： CuSO4 溶液 第二部分 常見元素的單質(zhì)及其重要化合物 一 ． 非金屬元素及其化合物 （一）非金屬元素概論 1．非金屬元素在周期表中的位置 在目前已知的 112種元素中，非金屬元素有 22種，除 H外非金屬元素都位于周期表的右上方（ H在左上方）。 F是非金屬性最強的元素。 2．非金屬元素的原子結(jié)構(gòu)特征及化合價 （ 1）與同周期的金屬原子相比，最外層電子數(shù)較多，次外層都是飽和結(jié)構(gòu)（ 8或 18電子結(jié)構(gòu)）。 （ 2）與同周期的金屬原子相比較，非金屬元素原子核電荷數(shù)多，原子半徑小，化學反應中易得到電子，表現(xiàn)氧化性。 （ 3）最高正價等于主族序數(shù)（ O、 F無 + +7價） ‘ 對應負價以絕對值等于 8– 主族序數(shù)。如 S、 N、C1等還呈現(xiàn)變價。 3．非金屬單質(zhì) （ 1）組成與同素異形體 非金屬單質(zhì)中，有單原子分子的 He、 Ne、 Ar 等稀有氣體；雙原子分子的 H O Cl H Br2等， 21 / 33 多原子分子的 P S C60、 O3等原子晶體的金剛石，晶體硅等。同一元素形成的不同單質(zhì)常見的有 OO3；紅磷、白磷；金剛石、石墨等。 （ 2）聚集狀態(tài)及晶體類型 常溫下有氣態(tài)（ H O Cl N2? ），液態(tài)（ Br2）、固態(tài)（ I磷、碳、硅 ? ） 。 常溫下是氣缽，液態(tài)的非金屬單質(zhì)及部分固體單質(zhì)，固態(tài)時是分子晶體，少量的像硅、金剛石為原子晶體，石墨 “ 混合型 ”晶體。 4．非金屬的氫化物 （ 1）非金屬氫化物的結(jié)構(gòu)特點 ①IVA — RH4正四面體結(jié)構(gòu)，非極性分子； VA— RH3三角錐形，極性分子； VIA— H2R 為 “V” 型，極性分子； VIIA— HR直線型，極性分子。 ② 固態(tài)時均為分子晶體，熔沸點較低，常溫下 H2O是液體，其余都是氣體。 （ 2）非金屬氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性 一般的，非金屬元素的非金屬性越強，生成的氣態(tài)氫化物越穩(wěn)定。因此， 氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性是非金屬性強弱的重要標志之一。 （ 3）非金屬氫化物具有一定的還原性 如： NH3： H2S可被 O2氧化 HBr、 HI可被 Cl濃 H2 SO4氧化等等。 5．最高價氧化物對應水化物（含氧酸）的組成和酸性。 元素的非金屬性越強，其最高價氧化物對應水化物的酸性越強，故非金屬元素的最高價含氧酸的酸性也是非金屬性強弱的重要標志之一。 （二）鹵族元素 1．氯氣 （ 1）分子式 Cl2電子式 結(jié)構(gòu)式 Cl— Cl （ 2）物理性質(zhì)：黃綠色有刺激性氣味、有毒、易液化能溶于水（ 1： 2）。 （ 3）化學性質(zhì)： ① 與金屬反應將金屬氧化成高價態(tài) Cu+Cl2=CuCl2（棕黃色煙） ② 與非金屬反應 H2+Cl2=2HCl（蒼白色火焰，工業(yè)上制 HCl）， H2+Cl2=2HCl（爆炸） ③ 與水反應 Cl2+H2O=HCl+HClO， HCIO是一種弱酸（ HClO=H++ClO– ），具有強氧化性，可進行漂白、消毒殺菌等，在光照下易分解： 2HClO=2HCl+O2↑ ④ 與堿反應 Cl2+2NaOH=NaCl+NaClO+H2O（用于吸收多余 Cl2） 2Cl2+2Ca(OH)2=CaCl2+Ca(ClO)2漂白粉（混合物） +2H2O 漂白粉的有效成分為 Ca(ClO)2在空氣中易失效變質(zhì)： Ca(ClO)2+CO2+H2O=CaCO3↓+2HClO ⑤ 與還原性物質(zhì)反應 Cl2+2Br – =2Cl– +