高中化学知识点总结填空.docx

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高中化学知识点总结填空

化学反应与原理章节知识点梳理

第一章化学反应与能量

一、焓变反应热

1．反应热：

一定条件下，一定物质的量的反应物之间反应所放出或吸收的热量

2．焓变（ΔH）的意义：

在恒压条件下进行的化学反应的热效应

（1）.符号：

（2）.单位：

3.产生原因：

化学键断裂—热化学键形成——热

放热反应（放热吸热）△H为“”或△H0

吸热反应（吸热放热）△H为“”或△H0

☆常见放热反应：

①②③

④⑤

☆常见的吸热反应：

①l②

③

二、热化学方程式书写化学方程式注意要点:

①必须标出能量变化。

②必须标明聚集状态（分别表示固液气态，水溶液中溶质用表示）

③热化学反应方程式要指明反应时的温度和压强。

④热化学方程式中的化学计量数可以是，也可以是

⑤各物质系数加倍，△H；反应逆向进行，△H

三、燃烧热

1．概念：

25℃，101kPa时，。

燃烧热的单位用表示。

※注意：

①研究条件：

101kPa②反应程度：

完全燃烧，产物是。

③燃烧物的物质的量：

④内容：

放出的热量。

（ΔH0，单位）

四、中和热

1．概念：

溶液中，的反应热。

2．强酸与强碱的中和反应其实质是和反应，其热化学方程式为：

3．弱酸或弱碱，所以它们反应时的中和热57.3kJ/mol。

4．中和热的测定实验

用品仪器：

大烧杯（500ml）、小烧杯（100ml）、、量筒（50ml2只）、、硬纸板或泡沫塑料板（有2孔）、泡沫塑料或碎纸条

盐酸（0.50mol/L）氢氧化钠溶液（0.55mol/L）

实验步骤：

计算公式：

误差分析

五、盖斯定律

1．内容：

化学反应的反应热只与反应（各反应物）和（各生成物）有关，而与具体反应进行的途径无关，如果一个反应可以分几步进行，则。

2．使用方法

3.反应热的计算

第二章化学反应速率和化学平衡

一、化学反应速率

1.化学反应速率（v）

⑴定义：

衡量反应快慢，单位时间内反应物或生成物的量的变化

⑵表示方法：

单位时间内反应浓度的减少或生成物浓度的增加来表示

⑶计算公式：

（υ：

平均速率，Δc：

浓度变化）单位：

⑷影响因素：

①决定因素（内因）：

（决定因素）

②条件因素（外因）：

反应所处的条件2.反应物浓度、气体压强、温度、催化剂对反应速率的影响

条件变化

单位体积内

分子总数

活化分子百分数

单位体积内

活化分子总数

V变化

光、电磁波、超声波、固体反应物颗粒大小、溶剂等

※注意：

（1）固体和液体，由于压强对浓度几乎无影响，反应速率不变。

（2）、惰性气体对于速率的影响

①恒温恒容时：

充入惰性气体→总压增大，但是各分压不变，各物质浓度不变→反应速率不变

②恒温恒体时：

充入惰性气体→体积增大→各反应物浓度减小→反应速率减慢

二、化学平衡

（一）1.定义：

2、化学平衡的特征

逆（研究前提是反应）

等（的正逆反应速率相等）

动（动态平衡）

定（各物质的浓度与质量分数）

变（条件改变，平衡发生变化）

例举反应

mA（g）+nB（g）pC（g）+qD（g）

混合物体系中

各成分的含量

①各物质的物质的量或各物质的物质的量的分数一定

平衡

②各物质的质量或各物质质量分数一定

（）

③各气体的体积或体积分数一定

平衡

④总体积、总压强、总物质的量一定

（）

正、逆反应

速率的关系

①在单位时间内消耗了mmolA同时生成mmolA，即V（正）=V（逆）

平衡

②在单位时间内消耗了nmolB同时消耗了pmolC，则V（正）=V（逆）

（）

③V（A）:

V（B）:

V（C）:

V（D）=m:

n:

p:

q，V（正）不一定等于V（逆）

不一定平衡

④在单位时间内生成nmolB，同时消耗了qmolD，因均指V（逆）

不一定平衡

压强

①m+n≠p+q时，总压强一定（其他条件一定）

（）

②m+n=p+q时，总压强一定（其他条件一定）

（）

混合气体平均相对分子质量Mr

①Mr一定时，只有当m+n≠p+q时

（）

②Mr一定时，但m+n=p+q时

（）

温度

任何反应都伴随着能量变化，当体系温度一定时（其他不变）

平衡

体系的密度

密度一定

（）

其他

如体系颜色不再变化等

平衡

3、判断平衡的依据判断可逆反应达到平衡状态的方法和依据

（二）影响化学平衡移动的因素

1、浓度对化学平衡移动的影响

（1）其他条件不变，增大反应物的浓度或减少生成物的浓度，平衡向移动；增大生成物的浓度或减小反应物的浓度，平衡向移动。

（2）增加固体或纯液体的量，由于浓度不变，所以平衡移动

（3）溶液中的反应，如稀释溶液，反应物浓度减小，生成物浓度也减小，V正减小，V逆也减小，但是减小的程度不同，平衡向方程式中计量数之和大的方向移动。

2、温度对化学平衡移动的影响

其他条件不变，温度升高平衡向_____移动，温度降低平衡向方向移动。

3、压强对化学平衡移动的影响

其他条件不变，增大压强，平衡向移动；减小压强，平衡向移动。

注意：

（1）改变压强不能使无气态物质存在的化学平衡发生移动

（2）气体减压或增压与溶液稀释或浓缩的化学平衡移动规律相似

4.催化剂：

由于催化剂对正反应速率和逆反应速率影响的程度是的，所以平衡。

但是使用正催化剂可以达到平衡所需的时间_。

5.勒夏特列原理（平衡移动原理）：

如果改变影响平衡的条件之一（如温度，压强，浓度），平衡向着能的方向移动。

三、化学平衡常数（符号）

（一）定义：

一定温度下，达到化学平衡时，_比值。

（二）使用化学平衡常数K应注意的问题：

1、表达式中各物质的浓度是。

2、K只与有关，与反应物或生成物的浓度无关。

3、反应物或生产物中固体或纯液体，由于其浓度是固定不变的。

4、稀溶液中进行的反应，如有水参加，水的浓度不必写在平衡关系式中。

（三）化学平衡常数K的应用:

1、化学平衡常数值的大小是可逆反应的标志。

K值越大，说明平衡时的浓度越大，它的进行的程度越大，即该反应进行得越完全，反应物转化率越___。

反之，则相反。

一般地，K>105时，该反应就进行得基本完全了。

2、利用K值做标准，可判断正在进行的可逆反应是否平衡及建立平衡的方向。

（Q：

浓度积）

QK:

反应向正反应方向进行;

QK:

反应处于平衡状态;

QK:

反应向逆反应方向进行

3、利用K值可判断反应的热效应

若温度升高，K值增大，则正反应为反应

若温度升高，K值减小，则正反应为反应

＊四、等效平衡

1、概念：

一定条件下（定温、定容或定温、定压），同一可逆反应经不同途径达到平衡后，任何相同组分的百分含量均相同，这样的化学平衡互称为等效平衡。

2、分类

（1）等温，等容条件下的等效平衡

第一类：

对于反应前后气体分子数改变的可逆反应：

第二类：

对于反应前后气体分子数不变的可逆反应：

（2）等温，等压的等效平衡：

五、化学平衡图像问题

看懂图像（面、线、点、势）--联想规律---分析判断

六、化学反应进行的方向

1、反应熵变与反应方向：

（1）熵:

一个状态函数，用来描述体系的混乱度，符号为S.单位：

J•••mol-1•K-1

（2）体系趋向于有序变为无序，导致体系的熵增加，这叫做原理，也是反应方向判断的依据。

.

（3）同一物质，气态、液态、固态时熵值关系为S（g）S（l）S（s）

2、反应方向判断依据

在温度、压强一定的条件下，化学反应的判断依据为：

ΔG=ΔH-TΔS0反应能自发进行

ΔH-TΔS0反应达到平衡状态

ΔH-TΔS0反应不能自发进行

注意：

（1）ΔH为负，ΔS为正时，任何温度反应都能自发进行

（2）ΔH为正，ΔS为负时，任何温度反应都不能自发进行

第三章水溶液中的离子平衡

一、弱电解质的电离

1、定义：

电解质：

在中或状态下能导电的。

非电解质：

强电解质：

。

弱电解质：

。

下列物质中HCl、NaOH、NaCl、BaSO4、HClO、NH3·H2O、Cu（OH）2、H2O、SO3、CO2、CCl4、CH2=CH2属非电解质的有：

属强电解质的有：

。

属弱电解质的有：

2、电解质与非电解质本质区别：

电解质的强弱与导电性、溶解性关。

3、电离平衡：

在一定的条件下，当时，电离过程就达到了平衡状态。

4、影响电离平衡的因素：

A、温度：

电离一般热，升温电离平衡向移动。

B、浓度：

浓度越大，电离程度；溶液稀释时，电离平衡向移动。

C、同离子效应：

加入与弱电解质具有相同离子的电解质，会电离。

D、其他外加试剂：

加入能与弱电解质电离的某种离子反应的物质，电离。

5、电离方程式的书写：

用可逆符号弱酸的电离要分布写（第一步为主）

6、电离常数：

在一定条件下，弱电解质在达到电离平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度的乘积，跟溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数。

叫做电离平衡常数，（一般用Ka表示酸，Kb表示碱。

）

表示方法：

ABA++B-Ki=

7、影响因素：

a、电离常数的大小主要由物质的本性决定。

b、电离常数受温度变化影响，不受浓度变化影响，在室温下一般变化不大。

C、同一温度下，不同弱酸，电离常数越大，其电离程度越大，酸性越强。

如：

H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO

二、水的电离和溶液的酸碱性

1、水电离平衡：

:

水的离子积：

KW=；25℃时,;KW==

注意：

KW只与温度有关，温度一定，则KW值一定

KW不仅适用于纯水，适用于任何稀溶液（酸、碱、盐）

2、水电离特点：

（1）可逆

（2）吸热（3）极弱

3、影响水电离平衡的外界因素：

①酸、碱：

水的电离

②温度：

水的电离（因为水的电离是热的）

③能水解的盐：

水的电离

4、溶液的酸碱性和pH：

（1）pH=]

（2）pH的测定方法：

酸碱指示剂——甲基橙、石蕊、酚酞。

变色范围：

甲基橙3.1~4.4（橙色）石蕊5.0~8.0（紫色）酚酞8.2~10.0（浅红色）

pH试纸—操作。

注意：

①事先不能用水湿润PH试纸；

②广泛pH试纸只能读取整数值或范围

三、混合液的pH值计算方法

1、强酸与强酸的混合：

（先求[H+]混：

将两种酸中的H+离子物质的量相加除以总体积，再求其它）[H+]混=（[H+]1V1+[H+]2V2）/（V1+V2）

2、强碱与强碱的混合：

（先求[OH-]混：

将两种酸中的OH离子物质的量相加除以总体积，再求其它）[OH-]混＝（[OH-]1V1+[OH-]2V2）/（V1+V2）（注意:

不能直接计算[H+]混）

3、强酸与强碱的混合：

（先据H++OH-==H2O计算余下的H+或OH-，①H+有余，则用余下的H+数除以溶液总体积求[H+]混；OH-有余，则