Recopilación de puntos de conocimiento de química para estudiantes de secundaria publicada por People's Education Press
#高二# Introducción En lo que respecta al sistema de conocimientos del segundo año de la escuela secundaria en sí, se trata principalmente del conocimiento en profundidad del primer año de la escuela secundaria y el complemento de nuevos módulos de conocimientos. . Tomando las matemáticas como ejemplo, excepto por las diferencias en el progreso de la enseñanza en diferentes escuelas, estaremos expuestos a funciones más profundas en el segundo año de secundaria, y también comenzaremos a aprender números complejos, secciones cónicas y otras preguntas. tipos a los que nunca antes habíamos estado expuestos. El canal de segundo año de la escuela secundaria ha recopilado los "Puntos de conocimiento de química de la edición educativa popular para estudiantes de secundaria" para usted. ¡Espero que le resulte útil!
Parte 1
Conversión de energía química en energía eléctrica: batería
1. Principio de funcionamiento de la batería primaria
(1) Primaria Concepto de batería:
Un dispositivo que convierte energía química en energía eléctrica se llama batería primaria.
(2) Principio de funcionamiento de la batería primaria de Cu-Zn:
La imagen muestra la batería primaria de Cu-Zn, en la que Zn es el electrodo negativo y Cu es el electrodo positivo. formando un circuito cerrado Sí: el chip de Zn se disuelve gradualmente, se generan burbujas en el chip de Cu y el puntero del galvanómetro se desvía. El principio de reacción de esta batería primaria es: Zn pierde electrones y la reacción del electrodo negativo es: Zn→Zn2 2e-; Cu gana electrones y la reacción del electrodo positivo es: 2H 2e-→H2. El movimiento direccional de los electrones crea una corriente eléctrica. La reacción total es: Zn CuSO4=ZnSO4 Cu.
(3) Energía eléctrica de la batería primaria
Si se utilizan dos metales como electrodos, el metal activo es el electrodo negativo y el metal inactivo es el electrodo positivo si es un metal y; Un no metal se utiliza como electrodos, el metal es el electrodo negativo y el no metal es el electrodo positivo.
2. Suministro de energía química
(1) Batería seca de zinc-manganeso
Reacción negativa: Zn→Zn2 2e-; Reacción positiva: 2NH4 2e-→2NH3 H2;
(2) Batería de plomo-ácido
Reacción del electrodo negativo: Pb SO42-PbSO4 2e-
Electrodo positivo reacción: PbO2 4H SO42- 2e -PbSO4 2H2O
La reacción total durante la descarga: Pb PbO2 2H2SO4=2PbSO4 2H2O.
La reacción total durante la carga: 2PbSO4·2H2O=Pb PbO2·2H2SO4.
(3) Pila de combustible de hidrógeno-oxígeno
Reacción del electrodo negativo: 2H2 4OH-→4H2O 4e-
Reacción del electrodo positivo: O2 2H2O 4e-→4OH -
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Reacción total de la batería: 2H2 O2=2H2O
3. Corrosión y protección del metal
(1) Corrosión del metal
Superficie metálica y entorno El proceso por el cual una sustancia sufre una reacción química o es destruida por acción electroquímica se llama corrosión del metal.
(2) Principios electroquímicos de la corrosión de metales.
El arrabio contiene carbono, que puede formar una batería primaria cuando se expone a la lluvia. El hierro es el electrodo negativo y la reacción del electrodo es: Fe→Fe2 2e-. El oxígeno disuelto en la película de agua se reduce y la reacción positiva es: O2 2H2O 4e-→4OH-. Esta corrosión es "corrosión que absorbe oxígeno". La reacción total es: 2Fe O2 2H2O = 2Fe (OH) 2, Fe. (OH)2 y se oxida inmediatamente: 4Fe(OH)2 · 2H2O O2=4Fe(OH)3, el Fe(OH)3 se descompone y se convierte en óxido. Si la película de agua está en un ambiente con alta acidez, la reacción del electrodo positivo es: 2H 2e-→H2 ↑, y esta corrosión se llama "corrosión por evolución de hidrógeno".
(3) Protección del metal
Cuando el metal está en un ambiente seco, o pintura, cerámica, asfalto, plástico o galvanoplastia, se aplica una capa de protección del metal con una fuerte resistencia a la corrosión sobre el metal. capa superficial, destruyendo las condiciones para la formación de células primarias. Para lograr la protección del metal también se puede utilizar el principio de batería primaria y utilizar ánodo de sacrificio para protección. También puede utilizar el principio de electrólisis y utilizar protección catódica de corriente impresa.
Parte 2
1. Juicio conceptual:
1. La esencia de la reacción redox: existe la transferencia (ganancia y pérdida) de electrones
2. Características de reacción redox: Hay un aumento o disminución en la valencia (para determinar si hay una reacción redox)
3. El agente oxidante tiene propiedades oxidantes (la capacidad de obtener electrones en la reacción redox). , se obtienen electrones, se produce una reacción de reducción y se reduce para producir un producto de reducción.
4. El agente reductor tiene propiedades reductoras (capacidad de perder electrones). Pierde electrones durante la reacción redox, se produce una reacción de oxidación y se oxida para generar productos de oxidación.
5. La capacidad oxidante del oxidante está relacionada con la dificultad de obtener electrones, pero no tiene nada que ver con el número de electrones obtenidos.
6. La capacidad reductora del agente reductor está relacionada con la dificultad de perder electrones, y no tiene nada que ver con el número de electrones perdidos.
7. Los elementos cambian de un estado combinado a un estado libre, pudiendo oxidarse (de catión a elemento),
También pueden reducirse (de anión a un elemento).
8. El estado de valencia de los elementos es oxidante, pero no necesariamente fuertemente oxidante; el estado elemental es reductor, pero no necesariamente fuertemente reductor; los cationes no necesariamente son solo oxidantes (no necesariamente en estado de valencia), , como: Fe2), los aniones no necesariamente son sólo reductores (no necesariamente en un estado, como: SO32-).
9. Oxidantes y agentes reductores comunes:
10. La relación entre las reacciones redox y los cuatro tipos principales de reacciones:
Las reacciones de desplazamiento deben ser reacciones redox; La reacción de metátesis no debe ser una reacción redox; algunas de las reacciones de combinación y reacciones de descomposición son reacciones redox.
2. Representación de reacciones redox: (use puentes de doble y simple línea para representar la transferencia de electrones de reacciones redox)
1. Puente de doble línea: "quién" se convierte en "quién" (El agente reductor se convierte en un producto de oxidación, y el agente oxidante se convierte en un producto de reducción)
2. Puente de una sola línea: "quién" a "quién" (el agente reductor transfiere electrones al agente oxidante)
Tres, Análisis de reacciones redox
1. Tipos de reacciones redox:
(1) Reacción de desplazamiento (debe ser una reacción redox)
2CuO C= 2Cu CO2SiO2 2C=Si 2CO
2Mg CO2=2MgO C2Al Fe2O3=2Fe Al2O3
2Na 2H2O=2NaOH H2 ↑2Al 6H =2Al3 3H2 ↑
2Br- Cl2=Br2 2Cl–Fe Cu2 =Fe2 Cu
(2) Reacción combinada (parte de ella es una reacción redox)
2CO O2=2CO23Mg N2= Mg3N2
2SO2 O2=2SO32FeCl2 Cl2=2FeCl3
(3) Reacción de descomposición (parte de ella es una reacción redox)
4HNO3 (concentrado) = 4NO2 ↑ O2 ↑ 2H2O2HClO=2HCl O2 ↑
2KClO3=2KCl 3O2 ↑
(4) Reacción redox parcial:
MnO2 4HCl (concentrado)=MnCl2 Cl2 ↑ 2H2O
Cu 4HNO3 (Concentrado)=Cu(NO3)2 2NO2 ↑ 2H2O
3Cu 8HNO3=3Cu(NO3)2 2NO ↑ 4H2O
Cu 2H2SO4 (Concentrado )=CuSO4 SO2 ↑ 2H2O