专题01 金属及其化合物（期末知识清单）高一化学下学期沪科版

专题01 金属及其化合物 考点01 金属的物理性质 1. 金属在元素周期表中的位置 （1）无金属元素的族：第ⅦA族、0族 （2）全为金属的族：第ⅡA族、全部副族（ⅠB~ⅦB）、Ⅷ族 2. 金属通性 性质 内容 状态 常温下除Hg为液体外均为固体 颜色 多为银白色；Cu紫红色、Au黄色、Bi微红 光泽 不透明，多有金属光泽 导电性 自由电子定向移动形成电流 导热性 自由电子运动传递能量 延展性 可压成薄片或拉成细丝 3. 常见金属的特性数值 （1）密度：Au=19.3 g/cm³，Al=2.7 g/cm³ （2）熔点：W=3410℃，Sn=232℃ （3）硬度（以金刚石=10为标准）：Cr=9，Pb=1.5 （4）导电性（以Ag=100）：Pb=7.9，Al=61 4. 合金 （1）定义：两种或两种以上金属（或金属和非金属）熔合而成的具有金属特性的物质，属混合物，至少含一种金属。 （2）性能：合金硬度＞组成纯金属；合金熔点＜组成纯金属 （3）含碳量：生铁2%~4.3%，钢0.03%~2%；含碳量越大硬度越大，越小韧性越好 （4）锡铅合金熔点183℃（Sn 232℃，Pb 327℃）；钠钾合金熔点-10℃（Na 98℃，K 64℃） 【易错点】 （1） 电线用Al不用Ag：Al密度小、价廉、资源丰富，虽导电性Ag(100)>Al(61)。 （2） 合金一定是混合物，不是化合物。 （3） 含碳量越高硬度越大但韧性越差。 （4） 18K黄金、钛合金均属合金。 （5） 金属粉末状态颜色与块状不同。 （6） 合金内原子层之间相对滑动困难→硬度大。 考点02 金属元素的原子结构特点 1.金属原子最外层电子数一般少于4，半径较大，易失电子。 2.主族金属最高正价=最外层电子数；副族元素还可失去内层电子。 3.金属活动性顺序：K Ca Na Mg Al Zn Fe Sn Pb (H) Cu Hg Ag Pt Au 4.还原性减弱→对应阳离子氧化性增强： K⁺<Ca²⁺<Na⁺<Mg²⁺<Al³⁺<Zn²⁺<Fe²⁺<Sn²⁺<Pb²⁺<H⁺<Cu²⁺<Fe³⁺<Hg²⁺<Ag⁺ 【易错点】 （1） Fe³⁺氧化性强于Cu²⁺，位于Cu²⁺之后。 （2） 金属越活泼，其阳离子氧化性越弱。 （3） 副族金属可显多种价态。 （4） 碱金属随原子序数增大失电子能力增强（同主族）。 （5） 金属只显还原性，无氧化性。 考点03 金属的化学性质 1. 钠与非金属反应 反应 方程式 现象 室温与O₂ 4Na+O₂=2Na₂O 表面变暗 加热与O₂ 2Na+O₂ Na₂O₂ 黄色火焰，淡黄色固体 与S 2Na+S=Na₂S（研磨爆炸） 火星四射 与Cl₂ 2Na+Cl₂ 2NaCl 黄色火焰，大量白烟 与H₂ 2Na+H₂ 2NaH — 与N₂ 6Na+N₂ 2Na₃N — Na₂O→Na₂O₂ 2Na₂O+O₂ 2Na₂O₂ Na₂O₂比Na₂O稳定 2. 铁与非金属反应 3Fe+2O₂ Fe₃O₄（火星四射，黑色固体） 2Fe+3Cl₂ 2FeCl₃（棕黄色烟） Fe+S FeS 2Fe+3Br₂=2FeBr₃ Fe+I₂=FeI₂（碘氧化性弱，生成+2价） 3. 金属与水反应 2Na+2H₂O=2NaOH+H₂↑（浮、熔、游、响、红） 3Fe+4H₂O(g) Fe₃O₄+4H₂（铁与水蒸气） 2Al+6H₂O 2Al(OH)₃+3H₂↑ 4. 金属与酸/盐反应 钠与盐溶液（先与水反应）： 2Na+2H₂O+CuSO₄=Na₂SO₄+Cu(OH)₂↓+H₂↑ 6Na+6H₂O+Fe₂(SO₄)₃=3Na₂SO₄+2Fe(OH)₃↓+3H₂↑ 2Na+2NH₄Cl=2NaCl+2NH₃↑+H₂↑ 铁： Fe+2HCl=FeCl₂+H₂↑（生成+2价） 常温Fe遇冷浓H₂SO₄、浓HNO₃钝化 Fe(少)+4HNO₃(稀)=Fe(NO₃)₃+NO↑+2H₂O 3Fe(过)+8HNO₃(稀)=3Fe(NO₃)₂+2NO↑+4H₂O Fe+6HNO₃(浓) Fe(NO₃)₃+3NO₂↑+3H₂O Fe+2Fe³⁺=3Fe²⁺；Fe+Cu²⁺=Fe²⁺+Cu 铝： 2Al+6HCl=2AlCl₃+3H₂↑ 常温遇冷浓H₂SO₄、浓HNO₃钝化 Al+6HNO₃(浓) Al(NO₃)₃+3NO₂↑+3H₂O 【易错点】 （1） Fe与Cl₂生成FeCl₃（强氧化剂氧化为+3），与HCl只生成FeCl₂。 （2） Fe与I₂只生成FeI₂（碘氧化性弱）。 （3） 钠失火不能用水，用干燥沙土灭火。 （4） 钠与盐溶液先与水反应，再考虑NaOH与盐反应。 （5） 钠与乙醇反应：慢、沉（不熔成球）。 （6） 浓硝酸/浓硫酸冷时钝化，加热可反应。 （7） 实验中钠取用后剩余放回原瓶（煤油中）。 考点04 金属的冶炼 1.冶炼原理：Mⁿ⁺+ne⁻→M 金属位置 方法 还原剂 典型方程式 K~Al 电解法 强大电流 2Al₂O₃(熔融) 4Al+3O₂↑（冰晶石作助熔剂） 2NaCl(熔融) 2Na+Cl₂↑ Zn~Cu 热还原法 H₂/CO/C/Al Fe₂O₃+3CO 2Fe+3CO₂ WO₃+3H₂ W+3H₂O Cr₂O₃+2Al 2Cr+Al₂O₃（铝热反应） Hg、Ag 热分解法 加热 2HgO 2Hg+O₂ 2Ag₂O 4Ag+O₂ Pt、Au 物理法富集 — — 2.其他方法： 湿法炼铜：Fe+CuSO₄=FeSO₄+Cu 火法炼铜：Cu₂S+O₂ 2Cu+SO₂ 【易错点】 （1） 电解熔融化合物（不电解水溶液，否则阴极放H⁺）。 （2） 冶炼Al用Al₂O₃（AlCl₃为共价化合物，熔融不导电）；冶炼Mg用MgCl₂（MgO熔点过高）。 （3） 铝热剂=Al+难熔金属氧化物（Al+MgO不是铝热剂）。 （4） K不用电解法（K溶于熔融KCl且易气化）。 （5） 镁带需打磨；纸漏斗需润湿；垫细沙防炸裂。 （6） 经济性：热分解>焦炭>铝热>电解；环保：H₂>CO。 考点05 氧化钠和过氧化钠 1.Na₂O与Na₂O₂对比表 项目 Na₂O Na₂O₂ 氧的化合价 -2 -1 n(Na⁺):n(阴) 2:1 2:1 颜色 白色 淡黄色 类别 碱性氧化物 过氧化物（非碱性氧化物） 生成 4Na+O₂=2Na₂O 2Na+O₂ Na₂O₂ 与O₂ 2Na₂O+O₂ 2Na₂O₂ 不反应 与H₂O Na₂O+H₂O=2NaOH 2Na₂O₂+2H₂O=4NaOH+O₂↑ 与CO₂ Na₂O+CO₂=Na₂CO₃ 2Na₂O₂+2CO₂=2Na₂CO₃+O₂ 与HCl Na₂O+2HCl=2NaCl+H₂O 2Na₂O₂+4HCl=4NaCl+O₂↑+2H₂O 漂白性 无 有（强氧化性漂白） 用途 制NaOH 漂白剂、消毒剂、供氧剂 2.Na₂O₂关键关系： 2Na₂O₂ ~ O₂ ~ 2e⁻；n(e⁻)=n(Na₂O₂)=2n(O₂) 1 mol Na₂O₂参加反应转移1 mol电子 与CO₂、H₂O反应，气体减少量=生成O₂量=原气体体积的1/2 3.Na₂O₂与CO/H₂燃烧产物计算（必记结论）： H₂+Na₂O₂=2NaOH；CO+Na₂O₂=Na₂CO₃ a g H₂或CO（或混合气）完全燃烧后产物通入足量Na₂O₂，固体增重a g 通式：(CO)ₘ(H₂)ₙ型物质燃烧产物通过Na₂O₂均增重a g 常见：CH₂O、CH₄O、C₂H₄O₂（乙酸/甲酸甲酯）、C₆H₁₂O₆ CₓHᵧO_z燃烧后通入Na₂O₂：x=z增重a g；x>z增重>a g；x<z增重<a g 【易错点】 （1） Na₂O₂阴离子为O₂²⁻，阴阳离子比1:2（不是1:1）。 （2） Na₂O₂不是碱性氧化物（与酸反应除盐+水外还有O₂）。 （3） Na₂O₂滴入酚酞水溶液：先变红后褪色（漂白性）。 （4） Na₂O₂与SO₂反应：Na₂O₂+SO₂=Na₂SO₄（不产生O₂）。 （5） Na₂O₂中Na₂O₂既是氧化剂又是还原剂（O的歧化）。 （6） Na长期露置变化：Na→Na₂O→NaOH→Na₂CO₃·10H₂O→Na₂CO₃。 考点06 碳酸钠和碳酸氢钠 1.Na₂CO₃ vs NaHCO₃对比表 项目 Na₂CO₃ NaHCO₃ 俗名 纯碱、苏打 小苏打 状态 白色粉末 白色细小晶体 溶解性 大 小 溶液碱性 较强 较弱 热稳定性 稳定 2NaHCO₃ Na₂CO₃+H₂O+CO₂↑ 与HCl Na₂CO₃+2HCl=2NaCl+H₂O+CO₂↑ NaHCO₃+HCl=NaCl+H₂O+CO₂↑ 反应剧烈度 慢 快、剧烈 与NaOH 不反应 NaHCO₃+NaOH=Na₂CO₃+H₂O 与Ca(OH)₂ Na₂CO₃+Ca(OH)₂=CaCO₃↓+2NaOH 少量：NaHCO₃+Ca(OH)₂=CaCO₃↓+H₂O+NaOH 过量：2NaHCO₃+Ca(OH)₂=CaCO₃↓+2H₂O+Na₂CO₃ 与BaCl₂ Na₂CO₃+BaCl₂=BaCO₃↓+2NaCl 不反应 与CO₂+H₂O Na₂CO₃+H₂O+CO₂=2NaHCO₃ 不反应 溶于水热效应 放热 吸热 用途 玻璃、肥皂、纺织等 发酵粉、灭火器、治胃酸 2.互滴鉴别（重要）： （1）向Na₂CO₃滴HCl：先无气，后有气 （2）向HCl滴Na₂CO₃：立即大量气泡 3.鉴别方法： （1）加热：分解产生使石灰水变浑浊气体的是NaHCO₃ （2）与HCl反应剧烈度 （3）加BaCl₂：有沉淀的是Na₂CO₃ （4）测pH：大的是Na₂CO₃ 4.除杂： 混合物（杂质） 试剂/方法 Na₂CO₃固体(NaHCO₃) 加热 NaHCO₃溶液(Na₂CO₃) 通入足量CO₂ Na₂CO₃溶液(NaHCO₃) 加适量NaOH 5.侯氏制碱法： 原料：食盐、NH₃、CO₂ 原理：NH₃+NaCl+CO₂+H₂O=NaHCO₃↓+NH₄Cl 2NaHCO₃ Na₂CO₃+CO₂↑+H₂O 循环利用：CO₂、饱和食盐水 6.稳定性规律：可溶碳酸盐>不溶碳酸盐>酸式碳酸盐>碳酸 Na₂CO₃>NaHCO₃>H₂CO₃；CaCO₃>Ca(HCO₃)₂>H₂CO₃ 【易错点】 （1） NaHCO₃固体受热易分解，但溶液中受热不分解。 （2） 除CO₂中HCl用饱和NaHCO₃（不用Na₂CO₃，会消耗CO₂）。 （3） NaHCO₃与HCl离子方程式：HCO₃⁻不可拆。 （4） 鉴别Na₂CO₃/NaHCO₃不能用NaOH（前者不反应后者无现象），不能用石灰水（均生沉淀）。 （5） 注意Ca(OH)₂少量/过量与NaHCO₃产物不同。 （6） NaHCO₃既能与酸反应又能与碱反应。 考点07 氢氧化钠 1.性质：俗名烧碱/火碱/苛性钠，白色固体，易潮解，溶于水放热，强腐蚀性。 2.反应： （1）与酸：NaOH+HCl=NaCl+H₂O （2）与CO₂（少）：CO₂+2NaOH=Na₂CO₃+H₂O （3）与CO₂（过）：CO₂+NaOH=NaHCO₃ （4）与盐：2NaOH+CuSO₄=Cu(OH)₂↓+Na₂SO₄ （5）与NaHSO₄：NaHSO₄+NaOH=Na₂SO₄+H₂O （6）与NaHCO₃：NaHCO₃+NaOH=Na₂CO₃+H₂O （7）与Al：2NaOH+2Al+6H₂O=2NaAl(OH)₄+3H₂↑ 3.CO₂与NaOH量的关系： n(OH⁻)/n(CO₂) 产物 ≥2 Na₂CO₃（NaOH可能过量） =2 Na₂CO₃ 1~2 Na₂CO₃+NaHCO₃ ≤1 NaHCO₃ 4.盐酸滴入碳酸盐图像： （1）Na₂CO₃滴HCl：Oa=ab（先转HCO₃⁻再产气） （2）NaHCO₃滴HCl：Oa=0 （3）NaOH+Na₂CO₃滴HCl：Oa>ab （4）Na₂CO₃+NaHCO₃滴HCl：Oa<ab 【易错点】 （1） 潮解≠风化（NaOH潮解，Na₂CO₃·10H₂O风化）。 （2） CO₂通NaOH产物随量变化。 （3） NaOH与酸式盐反应：强酸酸式盐生成正盐+水；弱酸酸式盐如NaHCO₃也能反应。 （4） Al与NaOH反应生成NaAl(OH)₄（或NaAlO₂+H₂O）。 （5） NaOH保存：密封防潮、防CO₂。 考点08 铁的氧化物 项目 FeO Fe₂O₃ Fe₃O₄ 俗名 — 铁红 磁性氧化铁 颜色 黑色粉末 红棕色 黑色（有磁性） 化合价 +2 +3 +2,+3 稳定性 6FeO+O₂ 2Fe₃O₄ 稳定 稳定 类别 碱性氧化物 碱性氧化物 特殊氧化物 与H⁺ FeO+2H⁺=Fe²⁺+H₂O Fe₂O₃+6H⁺=2Fe³⁺+3H₂O Fe₃O₄+8H⁺=Fe²⁺+2Fe³⁺+4H₂O 与HNO₃ 3FeO+10H⁺+NO₃⁻=3Fe³⁺+NO↑+8H₂O 同上 Fe₃O₄+10H⁺+NO₃⁻=3Fe³⁺+NO↑+5H₂O 与HI FeO+2H⁺=Fe²⁺+H₂O Fe₂O₃+6H⁺+2I⁻=2Fe²⁺+3H₂O+I₂ Fe₃O₄+8H⁺+2I⁻=3Fe²⁺+4H₂O+I₂ Fe₃O₄=FeO·Fe₂O₃ 炼铁：Fe₂O₃+3CO 2Fe+3CO₂ 【易错点】 （1） Fe₃O₄不是碱性氧化物。 （2） FeO遇HNO₃发生氧化还原，+2→+3。 （3） Fe₂O₃遇HI发生氧化还原（I⁻被氧化为I₂） （4） Fe₃O₄遇氧化性酸：+2价Fe被氧化为+3价。 （5） FeO不稳定，易被O₂氧化：6FeO+O₂ →2Fe₃O₄。 （6） Fe₃O₄写作FeO·Fe₂O₃形式（FeO:Fe₂O₃=1:1）。 考点09 铁的氢氧化物 项目 Fe(OH)₂ Fe(OH)₃ 类别 二元弱碱 三元弱碱 颜色 白色 红褐色 与H⁺ Fe(OH)₂+2H⁺=Fe²⁺+2H₂O Fe(OH)₃+3H⁺=Fe³⁺+3H₂O 与HNO₃ 2Fe(OH)₂+8H⁺+NO₃⁻=2Fe³⁺+NO↑+6H₂O Fe(OH)₃+3H⁺=Fe³⁺+3H₂O 与HI Fe(OH)₂+2H⁺=Fe²⁺+2H₂O 2Fe(OH)₃+6H⁺+2I⁻=2Fe²⁺+I₂+6H₂O 稳定性 Fe(OH)₂ FeO+H₂O（隔绝空气） 2Fe(OH)₃ Fe₂O₃+3H₂O 1.关键转化： 4Fe(OH)₂+O₂+2H₂O=4Fe(OH)₃（白色→灰绿色→红褐色） 空气中加热：4Fe(OH)₂+O₂ 2Fe₂O₃+4H₂O（得不到FeO） 2.制备： Fe²⁺+2OH⁻=Fe(OH)₂↓（白色） Fe³⁺+3OH⁻=Fe(OH)₃↓ 或 Fe³⁺+3NH₃·H₂O=Fe(OH)₃↓+3NH₄⁺ 3.Fe(OH)₂制备防氧化措施： （1）FeSO₄溶液现配现用，加少量铁粉。 （2）蒸馏水和NaOH溶液煮沸除O₂。 （3）长滴管伸入FeSO₄液面下挤出NaOH。 （4）液面上覆盖煤油/苯隔绝空气。 【易错点】 （1） Fe(OH)₂遇HNO₃/浓H₂SO₄发生氧化还原反应（非复分解）。 （2） Fe(OH)₃遇HI发生氧化还原（I⁻被氧化）。 （3） 空气中加热Fe(OH)₂得到的是Fe₂O₃不是FeO。 （4） Fe(OH)₂在空气中迅速由白色→灰绿色→红褐色。 （5） 配Fe(OH)₂时滴管必须插入液面下。 （6） Fe(OH)₃可用于净水（胶体吸附）。 考点10 铁盐(Fe³⁺)和亚铁盐(Fe²⁺) 1.Fe³⁺的氧化性（黄色/棕黄色溶液）： （1）2Fe³⁺+Fe=3Fe²⁺ （2）2Fe³⁺+Cu=2Fe²⁺+Cu²⁺（腐蚀铜电路板） （3）2Fe³⁺+2I⁻=2Fe²⁺+I₂ （4）不能共存离子：S²⁻、I⁻、HS⁻、SO₃²⁻ 2.Fe²⁺的还原性（浅绿色溶液）： （1）2Fe²⁺+Cl₂=2Fe³⁺+2Cl⁻ （2）2Fe²⁺+Br₂=2Fe³⁺+2Br⁻ （3）2Fe²⁺+H₂O₂+2H⁺=2Fe³⁺+2H₂O 3.Fe²⁺的氧化性：Fe²⁺+Zn=Fe+Zn²⁺ Fe(OH)₃胶体制备：FeCl₃+3H₂O Fe(OH)₃(胶体)+3HCl（饱和FeCl₃滴入沸水） 4.Fe³⁺/Fe²⁺检验： 离子 方法 现象 Fe³⁺ 加KSCN 变红（Fe³⁺+3SCN⁻=Fe(SCN)₃） Fe³⁺ 加NaOH 红褐色沉淀 Fe³⁺ 观察 棕黄色 Fe²⁺ 先加KSCN后加氯水 无变化→变红 Fe²⁺ 加铁氰化钾K₃[Fe(CN)₆] 蓝色沉淀Fe₃[Fe(CN)₆]₂ 5.铁三角转化： Fe → Fe²⁺：稀HCl/CuSO₄ Fe → Fe³⁺：Cl₂/浓HNO₃ Fe²⁺ → Fe³⁺：Cl₂/HNO₃/H₂O₂/KMnO₄ Fe³⁺ → Fe²⁺：Fe/Cu/I⁻ Fe²⁺ → Fe：Zn Fe³⁺ → Fe：还原（极少用） 氧化性强弱：Cl₂>Fe³⁺>Cu²⁺>Fe²⁺ 【易错点】 （1） 检验Fe²⁺不能先加氯水（会先氧化为Fe³⁺，混入干扰）。 （2） KSCN与Fe³⁺生成的Fe(SCN)₃不是沉淀，是红色溶液。 （3） 制Fe(OH)₃胶体用饱和FeCl₃滴入沸水，不能搅拌、不能久煮。 （4） Fe³⁺与I⁻不共存（发生氧化还原），但常温下Fe³⁺与Br⁻可共存。 （5） Fe²⁺溶液保存：加少量铁粉+加酸防水解。 （6） 混合溶液中检验Fe²⁺用酸性KMnO₄褪色（不能用氯水，因不能区分Fe³⁺）。 考点11 铝及其重要化合物 1. 铝的化学性质： （1）与O₂：4Al+3O₂ 2Al₂O₃（耀眼白光） （2）钝化：常温下铝遇冷的浓HNO₃、浓H₂SO₄钝化 （3）铝热反应： 2Al+Fe₂O₃ Al₂O₃+2Fe 2Al+Cr₂O₃ 2Cr+Al₂O₃ （4）可铝热的氧化物：V₂O₅、Cr₂O₃、MnO₂、Fe₂O₃ （5）与热水：2Al+6H₂O 2Al(OH)₃+3H₂↑ （6）与盐酸：2Al+6HCl=2AlCl₃+3H₂↑ （7）与稀H₂SO₄：2Al+3H₂SO₄=Al₂(SO₄)₃+3H₂↑ （8）与NaOH：2Al+2NaOH+2H₂O=2NaAlO₂+3H₂↑ （9）与浓HNO₃共热：Al+6HNO₃(浓) Al(NO₃)₃+3NO₂↑+3H₂O 2.Al(OH)₃两性： （1）Al(OH)₃+NaOH=NaAlO₂+2H₂O（弱酸性） （2）Al(OH)₃+3HCl=AlCl₃+3H₂O（弱碱性） （3）一元弱酸或三元弱碱 （4）只溶于强酸强碱，不溶于弱酸弱碱 3.Al₂O₃两性： （1）与碱：Al₂O₃+2NaOH=2NaAlO₂+H₂O （2）与酸：Al₂O₃+6HCl=2AlCl₃+3H₂O （3）不溶于弱酸弱碱 【易错点】 （1） 铝热剂=Al+难熔金属氧化物（不能是MgO，因Mg比Al活泼）。 （2） 铝热反应需镁带引燃+KClO₃作引燃剂。 （3） Al(OH)₃不溶于氨水（弱碱）。 （4） Al与NaOH反应中水也是氧化剂（H₂中H来自NaOH和H₂O）。 （5） 浓硝酸/浓硫酸冷时钝化（常温），加热可反应。 （6） 等量Al分别与足量HCl和NaOH反应，产生H₂相等（守恒：3e⁻/Al）。 （7） NaAlO₂遇盐酸：少量NaAlO₂+HCl+H₂O=Al(OH)₃↓+NaCl；过量HCl使Al(OH)₃溶解。 考点12 化学能与热能（吸热反应与放热反应） 一、常见放热反应： 1.所有燃烧反应（含Mg在CO₂中燃烧） 2.所有酸碱中和反应 3.大多数化合反应（如CaO+H₂O=Ca(OH)₂） 4.活泼金属与水、酸反应 5.铝热反应：2Al+Fe₂O₃ 2Fe+Al₂O₃ 6.缓慢氧化 二、常见吸热反应： 1.大多数分解反应（NH₄Cl NH₃↑+HCl↑；CaCO₃ CaO+CO₂↑） 2.以C、CO、H₂为还原剂的氧化还原（H₂+CuO Cu+H₂O） 3.Ba(OH)₂·8H₂O+2NH₄Cl=BaCl₂+2NH₃↑+10H₂O（固态铵盐+碱） 4.C+CO₂ 2CO；C+H₂O(g) CO+H₂ 5.NaHCO₃与盐酸反应 三、能量变化原因： 1.主要原因（化学键）：旧键断裂吸收能量E₁，新键生成释放能量E₂ E₂>E₁：放热反应 E₂<E₁：吸热反应 2.决定因素（总能量）： 反应物总能量>生成物总能量：放热 反应物总能量<生成物总能量：吸热 四、典型计算（H₂+Cl₂=2HCl）： 断键吸热：436+243=679 kJ 成键放热：2×431=862 kJ 净放热：183 kJ 【易错点】 （1） 需加热≠吸热反应（如C燃烧需点燃但放热）。 （2） 放热反应在常温下不一定容易发生（如N₂+H₂合成NH₃）。 （3） 高温反应不一定吸热（如铝热反应高温但放热）。 （4） 吸热反应不一定需要加热（如Ba(OH)₂·8H₂O+NH₄Cl常温即吸热）。 （5） 物理变化的能量变化不是吸/放热反应（浓H₂SO₄/NaOH溶于水放热但非反应）。 （6） 同一物质能量：g>l>s；稳定性：g<l<s。 （7） 反应停止加热后能继续进行→放热反应；持续加热才能进行→吸热反应。 （8） 可逆反应正放则逆吸。 考点13 化学能与电能的转化（原电池） 1.原电池形成条件： （1）两个活泼性不同的电极（金属-金属/金属-非金属导体） （2）电解质溶液（或熔融电解质） （3）形成闭合回路 （4）能自发进行的氧化还原反应 2.正负极判断 判断依据 负极 正极 电极材料 较活泼金属 较不活泼金属/非金属 反应类型 氧化反应 还原反应 电子流向 流出 流入 电流流向 流入 流出 离子流向 阴离子移向 阳离子移向 电极质量 减少或不变 增大或不变 电极现象 变细/溶解 析出固体/气泡 特殊例子（电解质决定正负极）： Mg-Al-HCl：负极Mg Mg-Al-NaOH：负极Al，正极Mg（Al与NaOH反应而Mg不反应） 3.电池分类： 类型 特点 举例 一次电池（干电池） 不能充电 锌锰电池、银锌电池 二次电池（充电电池） 可重复充放电 铅蓄电池、锂电池、镍镉电池 燃料电池 燃料/氧化剂连续供给 H₂-O₂、CH₄、CH₃OH燃料电池 4.典型电极反应式： （1）氢氧燃料电池（酸性）： 负极：H₂-2e⁻=2H⁺ 正极：O₂+4H⁺+4e⁻=2H₂O （2）氢氧燃料电池（碱性）： 负极：H₂-2e⁻+2OH⁻=2H₂O 正极：O₂+2H₂O+4e⁻=4OH⁻ （3）铅蓄电池： 负极：Pb-2e⁻+SO₄²⁻=PbSO₄ 正极：PbO₂+2e⁻+4H⁺+SO₄²⁻=PbSO₄+2H₂O （4）Mg-Al-NaOH电池： 负极：Al-3e⁻+4OH⁻=AlO₂⁻+2H₂O 5.原电池应用： （1）加快反应速率（粗锌制H₂比纯锌快） （2）比较金属活动性（负极活泼性>正极） （3）设计原电池（拆半反应→选材料） 6.设计实例（Fe+CuSO₄=FeSO₄+Cu）： （1）负极：Fe（Fe-2e⁻=Fe²⁺） （2）正极：Cu或C（Cu²⁺+2e⁻=Cu） （3）电解：CuSO₄溶液 7.电极反应式书写三步： （1）列物质，标得失 （2）看环境，配守恒（酸性无OH⁻、碱性无H⁺；电荷+原子+电子守恒） （3）两式加，验总式 【易错点】 （1） 正极不一定是金属，可以是石墨等导电非金属。 （2） 两金属活泼性不同不一定构成原电池（必须有自发氧化还原反应）。 （3） 判正负极不能只看金属活泼性，要看与电解质反应情况（Mg-Al-NaOH中Al是负极）。 （4） 燃料电池电极本身不反应（仅催化），燃料和氧化剂从外部连续输入。 （5） 碱性介质电极反应式不能出现H⁺；酸性介质不能出现OH⁻。 （6） 难写电极反应可用总反应-另一极反应得到。 （7） 铅蓄电池放电时两极均生成PbSO₄。 / 学科网（北京）股份有限公司 $