高中化學(xué)復(fù)習(xí)有哪些常用知識(shí)點(diǎn)

2024-09-14 22:20:46網(wǎng)絡(luò)整理

　　高二化學(xué)復(fù)習(xí)資料：溶液的計(jì)算

　　應(yīng)熟練掌握本部分常用的計(jì)算公式和方法

　　公式一：溶質(zhì)的質(zhì)量分?jǐn)?shù)=溶質(zhì)質(zhì)量/溶液質(zhì)量100%=溶質(zhì)質(zhì)量/(溶質(zhì)質(zhì)量+溶劑質(zhì)量)100%

　　公式二：溶液的稀釋與濃縮

　　m濃a%濃=m稀b%稀=(m濃+增加的溶劑質(zhì)量)b%稀

　　公式三：相對(duì)溶質(zhì)不同質(zhì)量分?jǐn)?shù)的兩種溶液混合

　　m濃a%濃+m稀b%稀=(m濃+m稀)c%

　　公式四：溶液中溶質(zhì)的質(zhì)量=溶液的質(zhì)量溶液中溶質(zhì)的質(zhì)量分?jǐn)?shù)=溶液的體積溶液的密度

　　高二化學(xué)復(fù)習(xí)資料：化學(xué)反應(yīng)與能量

　　1、反應(yīng)熱：化學(xué)反應(yīng)過(guò)程中放出或吸收的熱量。

　　焓變：在恒溫、恒壓的條件下，化學(xué)反應(yīng)過(guò)程中所吸收或釋放的熱量(QP)。

　　2、符號(hào)：△H單位：kJ/mol

　　3、規(guī)定：吸熱反應(yīng):△H > 0 或者值為“+”，放熱反應(yīng):△H < 0 或者值為“-”

　　4、常見的放熱反應(yīng)和吸熱反應(yīng)：

　　燃燒、中和反應(yīng)、金屬與酸反應(yīng)、以及大部分化合反應(yīng)是放熱的

　　大部分分解反應(yīng)，電離、水解、高溫下碳還原金屬氧化物、碳與二氧化碳反應(yīng)、Ba(OH)2與NH4Cl的反應(yīng)等一般屬于吸熱反應(yīng)。

　　5、反應(yīng)物總能量大于生成物總能量，放熱反應(yīng)，體系能量降低，△H<0

　　反應(yīng)物總能量小于生成物總能量，吸熱反應(yīng)，體系能量升高，△H>0

　　△H在數(shù)值上等于反應(yīng)物分子斷裂舊鍵時(shí)所吸收的總能量與生成物分子形成新鍵時(shí)所釋放的總能量之差，△H=E生成物能量-E反應(yīng)物能量=E反應(yīng)物鍵能之和-E生成物鍵能之和

　　6、熱化學(xué)方程式：表示化學(xué)反應(yīng)中放出或吸收的熱量的化學(xué)方程式。

　　書寫熱化學(xué)方程式注意事項(xiàng):

　　(1)反應(yīng)物和生成物要標(biāo)明其聚集狀態(tài)，用g、l、s、aq表示不同狀態(tài)。

　　(2)方程式右端用△H 標(biāo)明恒壓條件下反應(yīng)放出或吸收的熱量，放熱為負(fù)，吸熱為正。

　　(3)熱化學(xué)方程式中各物質(zhì)前的化學(xué)計(jì)量數(shù)只表示物質(zhì)的量，因此可以是整數(shù)或分?jǐn)?shù)。

　　(4)對(duì)于相同物質(zhì)的反應(yīng)，當(dāng)化學(xué)計(jì)量數(shù)不同時(shí)，其△H 也不同，即△H 的值與計(jì)量數(shù)成正比,

　　7、蓋斯定律：不管化學(xué)反應(yīng)是一步完成或分幾步完成，其反應(yīng)熱是相同的�；瘜W(xué)反應(yīng)的焓變(ΔH)

　　只與反應(yīng)體系的始態(tài)和終態(tài)有關(guān)，而與反應(yīng)的途徑無(wú)關(guān)。

　　規(guī)律：若多步化學(xué)反應(yīng)相加可得到新的化學(xué)反應(yīng)，則新反應(yīng)的反應(yīng)熱即為上述多步反應(yīng)的反應(yīng)熱之和。

　　步驟：

　　8、燃燒熱：在101kPa時(shí)，l mol物質(zhì)完全燃燒生成穩(wěn)定的氧化物時(shí)的反應(yīng)熱.

　　注意：① 燃燒的條件是在101kPa;② 標(biāo)準(zhǔn):是以1mol燃料作為標(biāo)準(zhǔn)，因此書寫熱化學(xué)方程式時(shí)，其它物質(zhì)的化學(xué)計(jì)量數(shù)可用分?jǐn)?shù)表示;③ 物質(zhì)燃燒都是放熱反應(yīng)，所以表達(dá)物質(zhì)燃燒時(shí)的△H均為負(fù)值;④ 燃燒要完全:C元素轉(zhuǎn)化為CO2(g)，而不是CO;H元素轉(zhuǎn)化為H2O(l)，N元素轉(zhuǎn)化為N2(g)。

　　9.中和熱：強(qiáng)酸與強(qiáng)堿的稀溶液反應(yīng)生成1mol的水所放出的熱量，-1KOH(aq) + 1/2H2SO4(aq)==== 1/2K2SO4(aq) + H2O(l);ΔH=-57.3 kJ·mol

　　高二化學(xué)復(fù)習(xí)資料：化學(xué)反應(yīng)速率和化學(xué)平衡

　　第一節(jié) 化學(xué)反應(yīng)速率

　　1.化學(xué)反應(yīng)速率是用來(lái)衡量化學(xué)反應(yīng)進(jìn)行快慢程度的，通常用單位時(shí)間內(nèi)反應(yīng)物濃度的減少或生成物濃度的增加來(lái)表示。

　　2.表示方法：v(A)=△c(A)/△t =△n(A)/(△t.V )

　　單位：mol/(L·s)或mol/(L·min)或mol/(L·h)

　　3.同一化學(xué)反應(yīng)用不同物質(zhì)表示的速率數(shù)值可能不同，速率之比等于其計(jì)量數(shù)之比。

　　4.影響因素——濃度、壓強(qiáng)、溫度、催化劑、光、電、波、接觸面、溶劑等

　　(1)濃度：固體、純液體的濃度均可視作常數(shù)。故改變固體物質(zhì)的量對(duì)速率無(wú)影響。

　　(2)壓強(qiáng)：對(duì)反應(yīng)前后氣體總分子數(shù)沒(méi)有改變的可逆反應(yīng)來(lái)說(shuō)，當(dāng)壓強(qiáng)改變時(shí)，V正、V逆的改變

　　程度是相同的;對(duì)反應(yīng)前后氣體總分子數(shù)發(fā)生改變的可逆反應(yīng)來(lái)說(shuō)，當(dāng)壓強(qiáng)增加時(shí)，V正、V逆的改變程度是不相同的。(計(jì)量數(shù)大的一邊改變的程度大)

　　(3)溫度：溫度對(duì)V正、V逆的影響是不同的，升溫時(shí)吸熱反應(yīng)一邊增加的倍數(shù)要大于放熱反應(yīng)

　　一邊增加的倍數(shù);降溫時(shí)放熱反應(yīng)一邊減少的倍數(shù)要小于吸熱反應(yīng)一邊減少的倍數(shù)。

　　(4)催化劑：使用催化劑能同等程度地改變V正、V逆。

　　5.有效碰撞——能發(fā)生化學(xué)反應(yīng)的碰撞。有效碰撞發(fā)生的條件是發(fā)生碰撞的分子具有較高的能量和

　　分子在一定的方向上發(fā)生碰撞。

　　活化分子——在化學(xué)反應(yīng)中，能量較高、可能發(fā)生有效碰撞的分子。

　　活化能——活化分子的平均能量與所有分子的平均能量之差(用Ea表示)。

　　第二節(jié) 化學(xué)反應(yīng)的方向和限度

　　1. 自發(fā)反應(yīng)：在一定條件下無(wú)需外界幫助就能自動(dòng)進(jìn)行的反應(yīng)。

　　2. 自發(fā)進(jìn)行的方向——體系能量降低和混亂度增大都有促使反應(yīng)自發(fā)進(jìn)行的傾向。

　　熵(S)——衡量一個(gè)體系混亂度的物理量。混亂度：氣態(tài)>液態(tài)>固態(tài)

　　3. 焓變(△H)與混亂度(△S)綜合考慮

　　4.化學(xué)反應(yīng)方向的控制△G = △H - T△S < 0 ，一定能自發(fā)。

　　△H<0、△S>0，一定能自發(fā)進(jìn)行

　　△H>0、△S<0，一定不能自發(fā)進(jìn)行

　　△H<0、△S<0，低溫下能自發(fā)進(jìn)行

　　△H>0、△S>0，高溫下能自發(fā)進(jìn)行

　　5.化學(xué)反應(yīng)的限度

　　(1)化學(xué)平衡狀態(tài)——在一定條件下的可逆反應(yīng)，正逆反應(yīng)速率相等，反應(yīng)物和生成物的濃度不再發(fā)生變化。一定條件下可逆反應(yīng)進(jìn)行的最大限度。

　　(2)化學(xué)平衡的特點(diǎn)——動(dòng)態(tài)平衡，V正=V逆≠0，

　　(3)化學(xué)平衡常數(shù)——一定溫度下，到達(dá)平衡后各物質(zhì)的物質(zhì)的量濃度的關(guān)系。表達(dá)式：K=C生 C反 K越大，表示反應(yīng)進(jìn)行的程度越大。與反應(yīng)速率無(wú)關(guān)。

　　(4)化學(xué)平衡狀態(tài)的判斷

　　a.V正=V逆。即單位時(shí)間內(nèi)某一物質(zhì)生成量和消耗量相等，或?qū)δ骋晃镔|(zhì)而言生成化學(xué)鍵的量和斷裂化學(xué)鍵的量相等。

　　b.體系中各組分物質(zhì)的百分含量保持不變。即各種物質(zhì)的濃度、物質(zhì)的量、顏色等都不變;

　　混合氣體的總物質(zhì)的量、總體積、總壓強(qiáng)、平均相對(duì)分子質(zhì)量也不變。(但對(duì)于反應(yīng)前后氣體總分子數(shù)不變的可逆反應(yīng)，就不能用混合氣體的總物質(zhì)的量、總體積、總壓強(qiáng)、平均相對(duì)分子質(zhì)量已經(jīng)不變來(lái)判斷可逆反應(yīng)已經(jīng)達(dá)到平衡)---變量不變。

　　第三節(jié) 化學(xué)平衡的移動(dòng)

　　1.影響因素：濃度、壓強(qiáng)、溫度

　　平衡移動(dòng)原理(勒夏特列原理)改變影響化學(xué)平衡的一個(gè)因素，平衡將向能夠減弱這種改變的方向移動(dòng)。

　　2.等效平衡——同一反應(yīng)，在一定條件下所建立的兩個(gè)或多個(gè)平衡中，混合物中各成分的含量相同，這樣的平衡稱為等效平衡。

　　3.等效平衡的分類

　　I類：恒溫恒容下對(duì)于反應(yīng)前后氣體體積發(fā)生變化的反應(yīng)來(lái)說(shuō)(即△V≠0的體系)：等價(jià)轉(zhuǎn)化后，對(duì)應(yīng)各物質(zhì)起始投料的物質(zhì)的量與原平衡起始態(tài)相同。---等量投料，完全等效。

　　II類：恒溫恒容下對(duì)于反應(yīng)前后氣體體積沒(méi)有變化的反應(yīng)來(lái)說(shuō)(即△V=0的體系)：等價(jià)轉(zhuǎn)化后，只要反應(yīng)物(或生成物)的物質(zhì)的量的比例與原平衡起始態(tài)相同，兩平衡等效。---等比投料，不完全等效。

　　III類：恒溫恒壓下對(duì)于氣體體系等效轉(zhuǎn)化后，要反應(yīng)物(或生成物)的物質(zhì)的量的比例與原平

　　衡起始態(tài)相同，兩平衡等效。---等比投料，不完全等效。

　　4. 速率和平衡圖像分析

　　(1)反應(yīng)速度圖像——看起點(diǎn)，看變化趨勢(shì)，看終點(diǎn)。

　　(2)化學(xué)平衡圖像分析法：

　　三步分析法：一看速率變化;二看正逆速率變化的相對(duì)大小;三看化學(xué)平衡移動(dòng)的方向。四要素分析法：看曲線的起點(diǎn)、變化趨勢(shì)、轉(zhuǎn)折點(diǎn)、終點(diǎn)。

　　先拐先平：先出拐點(diǎn)的曲線先達(dá)到平衡。

　　定一議二：圖像中有三個(gè)量時(shí)，先確定一個(gè)量不變，再討論另外兩個(gè)量的關(guān)系。

　　第四節(jié) 化學(xué)反應(yīng)條件的控制

　　1. 硫代硫酸鈉與酸反應(yīng)速率的影響因素——濃度、溫度對(duì)化學(xué)反應(yīng)速率的影響;

　　2. 催化劑對(duì)過(guò)氧化氫分解反應(yīng)速率的影響——MnO2、CuO、FeCl3等對(duì)過(guò)氧化氫分解都有催化作用，但催化效果不同，且同一催化劑的接觸面大小、顆粒大小也會(huì)影響效率。

　　3. 反應(yīng)條件對(duì)平衡的影響(合成氨為例)