高中化学复习的常用知识点

高中化学复习的常用知识点 高二化学复习资料：溶液的计算 应熟练掌握本部分常用的计算公式和方法 公式一：溶质的质量分数=溶质质量/溶液质量 100%=溶质质量/(溶质质量+溶剂质 量)100% 公式二：溶液的稀释与浓缩 m 浓 a%浓=m 稀 b%稀=(m 浓+增加的溶剂质量)b%稀 公式三：相对溶质不同质量分数的两种溶液混合 m 浓 a%浓+m 稀 b%稀=(m 浓+m 稀)c% 公式四：溶液中溶质的质量=溶液的质量溶液中溶质的质量分数=溶液的体积溶液的密 度 高二化学复习资料：化学反应与能量 1、反应热：化学反应过程中放出或吸收的热量。 焓变：在恒温、恒压的条件下，化学反应过程中所吸收或释放的热量(QP))。 2、符号：△H 单位：kJ/mol 3、规定：吸热反应:△H > 0 H > 0 或者值为“+”，放热反应:△H > 0 H < 0 或者值为“-” 4、常见的放热反应和吸热反应： 燃烧、中和反应、金属与酸反应、以及大部分化合反应是放热的 大部分分解反应，电离、水解、高温下碳还原金属氧化物、碳与二氧化碳反应、 Ba(OH)2 与 NH4Cl 的反应等一般属于吸热反应。 5、反应物总能量大于生成物总能量，放热反应，体系能量降低，△H<0 反应物总能量小于生成物总能量，吸热反应，体系能量升高，△H>0 △H 在数值上等于反应物分子断裂旧键时所吸收的总能量与生成物分子形成新键时所 释放的总能量之差，△H=E 生成物能量-E 反应物能量=E 反应物键能之和-E 生成物键能之和 6、热化学方程式：表示化学反应中放出或吸收的热量的化学方程式。 书写热化学方程式注意事项: (1)反应物和生成物要标明其聚集状态，用 g、l、s、aq 表示不同状态。 (2)方程式右端用△H 标明恒压条件下反应放出或吸收的热量，放热为负，吸热为正。 (3)热化学方程式中各物质前的化学计量数只表示物质的量，因此可以是整数或分数。 (4)对于相同物质的反应，当化学计量数不同时，其△H 也不同，即△H 的值与计量数 成正比, 7、盖斯定律：不管化学反应是一步完成或分几步完成，其反应热是相同的。化学反应 的焓变(ΔH)H) 只与反应体系的始态和终态有关，而与反应的途径无关。 规律：若多步化学反应相加可得到新的化学反应，则新反应的反应热即为上述多步反 应的反应热之和。 步骤： 8、燃烧热：在 101kP)a 时，l mol 物质完全燃烧生成稳定的氧化物时的反应热. 注意：① 燃烧的条件是在 101kP)a;② 标准:是以 1mol 燃料作为标准，因此书写热化学 方程式时，其它物质的化学计量数可用分数表示;③ 物质燃烧都是放热反应，所以表达物质 燃烧时的△H 均为负值;④ 燃烧要完全:C 元素转化为 CO2(g)，而不是 CO;H 元素转化为 H2O(l)，N 元素转化为 N2(g)。 9.中和热：强酸与强碱的稀溶液反应生成 1mol 的水所放出的热量，-1KOH(aq) + 1/2H2SO4(aq)==== 1/2K2SO4(aq) + H2O(l);ΔH)H=-57.3 kJ·mol 高二化学复习资料：化学反应速率和化学平衡 第一节 化学反应速率 1.化学反应速率是用来衡量化学反应进行快慢程度的，通常用单位时间内反应物浓度 的减少或生成物浓度的增加来表示。 2.表示方法：v(A)=△H > 0 c(A)/△H > 0 t =△H > 0 n(A)/(△H > 0 t.V ) 单位：mol/(L·s)或 mol/(L·min)或 mol/(L·h) 3.同一化学反应用不同物质表示的速率数值可能不同，速率之比等于其计量数之比。 4.影响因素——浓度、压强、温度、催化剂、光、电、波、接触面、溶剂等 (1)浓度：固体、纯液体的浓度均可视作常数。故改变固体物质的量对速率无影响。 (2)压强：对反应前后气体总分子数没有改变的可逆反应来说，当压强改变时，V 正、V 逆的改变 程度是相同的;对反应前后气体总分子数发生改变的可逆反应来说，当压强增加时，V 正、V 逆的改变程度是不相同的。(计量数大的一边改变的程度大) (3)温度：温度对 V 正、V 逆的影响是不同的，升温时吸热反应一边增加的倍数要大于 放热反应 一边增加的倍数;降温时放热反应一边减少的倍数要小于吸热反应一边减少的倍数。 (4)催化剂：使用催化剂能同等程度地改变 V 正、V 逆。 5.有效碰撞——能发生化学反应的碰撞。有效碰撞发生的条件是发生碰撞的分子具有 较高的能量和 分子在一定的方向上发生碰撞。 活化分子——在化学反应中，能量较高、可能发生有效碰撞的分子。 活化能——活化分子的平均能量与所有分子的平均能量之差(用 Ea 表示)。 第二节 化学反应的方向和限度 1. 自发反应：在一定条件下无需外界帮助就能自动进行的反应。 2. 自发进行的方向——体系能量降低和混乱度增大都有促使反应自发进行的倾向。 熵(S)——衡量一个体系混乱度的物理量。混乱度：气态>液态>固态 3. 焓变(△H > 0 H)与混乱度(△H > 0 S)综合考虑 4.化学反应方向的控制△G = △H > 0 H - T△H > 0 S < 0 ，一定能自发。 △H<0、△S>0，一定能自发进行 △H>0、△S<0，一定不能自发进行 △H<0、△S<0，低温下能自发进行 △H>0、△S>0，高温下能自发进行 5.化学反应的限度 (1)化学平衡状态——在一定条件下的可逆反应，正逆反应速率相等，反应物和生成物 的浓 度不再发生变化。一定条件下可逆反应进行的最大限度。 (2)化学平衡的特点——动态平衡，V 正=V 逆≠0， (3)化学平衡常数——一定温度下，到达平衡后各物质的物质的量浓度的关系。表达式： K=C 生 C 反 K 越大，表示反应进行的程度越大。与反应速率无关。 (4)化学平衡状态的判断 a.V 正=V 逆。即单位时间内某一物质生成量和消耗量相等，或对某一物质而言生成化 学键的量和断裂化学键的量相等。 b.体系中各组分物质的百分含量保持不变。即各种物质的浓度、物质的量、颜色等都 不变; 混合气体的总物质的量、总体积、总压强、平均相对分子质量也不变。(但对于反应前 后气体总分子数不变的可逆反应，就不能用混合气体的总物质的量、总体积、总压强、平 均相对分子质量已经不变来判断可逆反应已经达到平衡)---变量不变。 第三节 化学平衡的移动 1.影响因素：浓度、压强、温度 平衡移动原理(勒夏特列原理)改变影响化学平衡的一个因素，平衡将向能够减弱这种 改变的方向移动。 2.等效平衡——同一反应，在一定条件下所建立的两个或多个平衡中，混合物中各成 分的含量相同，这样的平衡称为等效平衡。 3.等效平衡的分类 I 类：恒温恒容下对于反应前后气体体积发生变化的反应来说(即△V≠0 的体系)：等价 转化后，对应各物质起始投料的物质的量与原平衡起始态相同。---等量投料，完全等效。 II 类：恒温恒容下对于反应前后气体体积没有变化的反应来说(即△V=0 的体系)：等价 转化后，只要反应物(或生成物)的物质的量的比例与原平衡起始态相同，两平衡等效。--- 等比投料，不完全等效。 III 类：恒温恒压下对于气体体系等效转化后，要反应物(或生成物)的物质的量的比例 与原平 衡起始态相同，两平衡等效。---等比投料，不完全等效。 4. 速率和平衡图像分析 (1)反应速度图像——看起点，看变化趋势，看终点。 (2)化学平衡图像分析法： 三步分析法：一看速率变化;二看正逆速率变化的相对大小;三看化学平衡移动的方向。 四要素分析法：看曲线的起点、变化趋势、转折点、终点。 先拐先平：先出拐点的曲线先达到平衡。 定一议二：图像中有三个量时，先确定一个量不变，再讨论另外两个量的关系。 第四节 化学反应条件的控制 1. 硫代硫酸钠与酸反应速率的影响因素——浓度、温度对化学反应速率的影响; 2. 催化剂对过氧化氢分解反应速率的影响——MnO2、CuO、FeCl3 等对过氧化氢分解 都有催化作用，但催化效果不同，且同一催化剂的接触面大小、颗粒大小也会影响效率。 3. 反应条件对平衡的影响(合成氨为例)