- 2021-04-18 发布 |
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文档介绍
高考化学第一轮基础知识归纳复习+高考化学70个知识点,精品复习资料
高考化学第一轮基础知识 归纳复习+高考化学 70 个知识点,精品复习资料 《化学反应原理》知识点总结 第一章：化学反应与能量变化 1、反应热与焓变：△H=H(产物)-H(反应物) 2、反应热与物质能量的关系 3、反应热与键能的关系 △H=反应物的键能总和-生成物的键能总和 4、常见的吸热、放热反应 ⑴常见的放热反应： ①活泼金属与水或酸的反应 ②酸碱中和反应 ③燃烧反应 ④多数的化合反应 ⑤铝 热反应 ⑵常见的吸热反应 ①多数的分解反应 ② 2NH4Cl(s)+Ba(OH)2·8H2O(s)=BaCl2+2NH3+10H2O ③ C(s)+ H2O(g) CO+H2 ④CO2+ C 2 CO 5、反应条件与吸热、放热的关系： 反应是吸热还是放热与反应的条件没有必然的联系，而 取决与反应物和产物具有的总能量（或焓）的相对大小。 6、书写热化学方程式除了遵循书写化学方程式的要求外，还应注意以下几点： ①放热反应△H 为“-”，吸热反应△H 为“+”，△H 的单位为 kJ/mol ②反应热△H 与测定条件（温度、压强等）有关，因此应注意△H 的测定条件；绝大多数 化学反应的△H 是在 298K、101Pa 下测定的，可不注明温度和压强。 能量 反应物 反应过程 反应物的 总能量 产物生成物的 总能量 △H<0 反应物 产物 反应过程 能量 反应物的 总能量 生成物的 总能量 △H>0 ③热化学方程式中各物质化学式前面的系数仅表示该物质的物质的量，并不表示物质的分 子或原子数，因此化学计量数可以是分数或小数。必须注明物质的聚集状态，热化学方程 式是表示反应已完成的数量，所以方程式中化学式前面的计量数必须与△H 相对应；当反 应逆向进行时，反应热数值相等，符号相反。 7、利用盖斯定律进行简单的计算 8、电极反应的书写： 活性电极：电极本身失电子 ⑴电解：阳极：（与电源的正极相连）发生氧化反应 惰性电极：溶液中阴离子失电子 （放电顺序：I->Br->Cl->OH-） 阴极:（与电源的负极相连）发生还原反应，溶液中的阳离子得电子 （放电顺序：Ag+>Cu2+>H+） 注意问题：①书写电极反应式时，要用实际放电的离子．．．．．．．来表示 ②电解反应的总方程式要注明“通电” ③若电极反应中的离子来自与水或其他弱电解质的电离，则总反应离子方程式 中要用化学式表示 ⑵原电池：负极：负极本身失电子，Ｍ→Ｍn+ +ｎｅ- ① 溶液中阳离子得电子 Ｎm++mｅ-→Ｎ 正极： 2H++2e-→H2↑ ②负极与电解质溶液不能直接反应：O2+4e-+2H2O→4OH- （即发生吸氧腐蚀） 书写电极反应时要注意电极产物与电解质溶液中的离子是否反应，若反应，则在电极反应 中应写最终产物。 9、电解原理的应用： ⑴氯碱工业：阳极(石墨):2Cl-→Cl2+2e-( Cl2 的检验：将湿润的淀粉碘化钾试纸靠近出气口，试纸 变蓝，证明生成了 Cl2)。 阴极：2H++2e-→H2↑（阴极产物为 H2、NaOH。现象（滴入酚酞）：有气泡逸出，溶液变红）。 ⑵铜的电解精炼：电极材料：粗铜做阳极，纯铜做阴极。电解质溶液：硫酸酸化的硫酸铜溶 液 ⑶电镀：电极材料：镀层金属做阳极（也可用惰性电极做阳极），镀件做阴极。电解质溶液是 用含有镀层金属阳离子的盐溶液。 10、化学电源 ⑴燃料电池：先写出电池总反应（类似于可燃物的燃烧）； 再写正极反应（氧化剂得电子，一般是 O2+4e-+2H2O→4OH-（中性、碱性溶液） O2+4e-+4H+→2H2O (酸性水溶液)。 负极反应=电池反应-正极反应（必须电子转移相等） ⑵充放电电池：放电时相当于原电池，充电时相当于电解池（原电池的负极与电源的负极相连， 做阴极，原电池的正极与电源的正极相连，做阳极）， 11、计算时遵循电子守恒，常用关系式：2 H2~ O2~2Cl2~2Cu~4Ag~4OH-~4 H+~4e- 12、金属腐蚀：电解阳极引起的腐蚀>原电池负极引起的腐蚀>化学腐蚀>原电池正极>电解阴极 钢铁在空气中主要发生吸氧腐蚀。负极：2Fe→ 2Fe 2++4e- 正极：O2+4e-+2H2O→4OH- 总反应：2Fe + O2+2H2O＝2Fe(OH)2 第二章：化学反应的方向、限度和速度 1、反应方向的判断依据：△H-T△S<0,反应能自发进行；△H-T△S=0，反应达到平衡状态 △H-T△S>0 反应不能自发。该判据指出的是一定条件下，自发反应发生的可能性，不能说明实 际能否发生反应（计算时注意单位的换算）课本 P40T3 2、化学平衡常数： ①平衡常数的大小反映了化学反应可能进行的程度，平衡常数越大，说明反应进行的越完全。 ②纯固体或纯溶剂参加的反应，它们不列入平衡常数的表达式 ③平衡常数的表达式与化学方程式的书写方式有关，单位与方程式的书写形式一一对应。对于 给定的化学反应，正逆反应的平衡常数互为倒数 ④化学平衡常数受温度影响，与浓度无关。温度对化学平衡的影响是通过影响平衡常数实现的。 温度升高，化学平衡常数增大还是减小与反应吸放热有关。 3、平衡状态的标志：①同一物质的 v 正=v 逆 ②各组分的物质的量、质量、含量、浓度（颜 色）保持不变 ③气体的总物质的量、总压强、气体的平均分子量保持不变只适用于△vg≠0 的反应④密度适用于非纯气体反应或体积可变的容器 4、惰性气体对化学平衡的影响 ⑴恒压时充入惰性气体，体积必增大，引起反应体系浓度的减小，相当于减压对平衡的影响 ⑵恒容时充入惰性气体，各组分的浓度不变，速率不变，平衡不移动 ⑶对于△vg=0 的可逆反应，平衡体系中加入惰性气体，恒容、恒压下平衡都不会移动 5、⑴等效平衡：①恒温恒压，适用于所有有气体参加的可逆反应，只要使转化后物质的量之 比与最初加入的物质的量之比相同，均可达到等效平衡；平衡时各组分的百分含量相同， 浓度相同，转化率相同。 ②恒温恒容，△vg=0 的反应，只要使转化后物质的量之比与最初加入的物质的量之比相 同，均可达到等效平衡；平衡时各组分的百分含量相同，转化率相同。 ⑵等同平衡：恒温恒容，适用于所有有气体参加的可逆反应，只要使转化后物质的量与最 初加入的物质的量相同，均可达到等同平衡；平衡时各组分的物质的量相同，百分含量相 同，浓度相同。 6、充气问题：以 aA(g)+bB(g) cC(g) ⑴只充入一种反应物，平衡右移，增大另一种反应物的转化率，但它本身的转化率降低 ⑵两种反应物按原比例充，恒容时相当于加压，恒压时等效平衡 ⑶初始按系数比充入的反应物或只充入产物，平衡时再充入产物，恒容时相当于加压，恒压 时等效平衡 化学反应速率: 速率的计算和比较 ； 浓度对化学速率的影响（温度、浓度、压强、催化 剂）； V-t 图的分析 第三章 物质在水溶液中的行为 1、强弱电解质： ⑴强电解质：完全电离，其溶液中无溶质分子，电离方程式用“＝”，且一步电离；强酸、强 碱、大多数盐都属于强电解质。 ⑵弱电解质：部分电离，其溶液中存在溶质分子，电离方程式用“ ”，多元弱酸的电离 方程式分步写，其余的弱电解质的电离一步完成；弱酸、弱碱、水都是弱电解质。 ⑶常见的碱：KOH、NaOH、Ca(OH)2、Ba(OH)2 是强碱，其余为弱碱； 常见的酸：HCl、HBr、HI、HNO3、H2SO4 是强酸，其余为弱酸； 注意：强酸的酸式盐的电离一步完成，如：NaHSO4=Na++H++SO42-，而弱酸的酸式盐要分步写， 如：NaHCO3=Na++HCO3-, HCO3- CO32- +H+ 2、电离平衡 ⑴ 电离平衡是平衡的一种，遵循平衡的一般规律。温度、浓度、加入与弱电解质相同的离子 或与弱电解质反应的物质，都会引起平衡的移动 ⑵ 电离平衡常数（Ka 或 Kb）表征了弱电解质的电离能力，一定温度下，电离常数越大，弱 电解质的电离程度越大。Ka 或 Kb 是平衡常数的一种，与化学平衡常数一样，只受温度影 响。温度升高，电离常数增大。 3、水的电离： ⑴ H2O H++OH-，△H>0。升高温度、向水中加入酸、碱或能水解的盐均可引起水的电离 平衡的移动。 ⑵ 任何稀的水溶液中，都存在，且[H+]·[OH-]是一常数，称为水的离子积（Kw）；Kw 是温度 常数，只受温度影响，而与 H+或 OH-浓度无关。 ⑶ 溶液的酸碱性是 H+与 OH- 浓度的相对大小，与某一数值无直接关系。 ⑷ 当溶液中的 H+ 浓度≤1mol/L 时，用 pH 表示。 无论是单一溶液还是溶液混合后求 pH，都遵循同一原则：若溶液呈酸性，先求 c(H+);若溶 液呈碱性，先求 c(OH-),由 Kw 求出 c(H+)，再求 pH。 ⑸ 向水中加入酸或碱，均抑制水的电离，使水电离的 c(H+)或 c(OH-)<10-7mol/L，但 c(H+)H2O=c(OH-)H2O。如某溶液中水电离的 c(H+)=10-13mol/L，此时溶液可能为强酸性，也可 能为强碱性，即室温下，pH=1 或 13 向水中加入水解的盐，促进水的电离，使水电离的 c(H+)或 c(OH-)>10-7mol/L，如某溶液中 水电离的 c(H+)=10-5mol/L，此时溶液为酸性，即室温下，pH=5，可能为强酸弱碱盐溶液。 4、盐的水解 ⑴在溶液中只有盐电离出的离子才水解。本质是盐电离出的离子与水电离出 H+或 OH-结合生 成弱电解质，使 H+或 OH-的浓度减小，从而促进水的电离。 ⑵影响因素：①温度：升温促进水解 ②浓度：稀释促进水解 ③溶液的酸碱性④ 同离 子效应 ⑷水解方程式的书写： ①单个离子的水解：一般很微弱，用 ，产物不标“↑”“↓”；多元弱酸盐的水解方程 式要分步写 ②双水解有两种情况：Ⅰ水解到底，生成气体、沉淀，用＝，标出“↑”“↓”。 Ⅱ部分水解，无沉淀、气体，用，产物不标“↑”“↓”； ⑸ 盐类水解的应用：①判断溶液的酸碱性 ②判断盐溶液中的离子种类及其浓度大小 ③判断离子共存 ④加热浓缩或蒸干某些盐溶液时产物的判断，如 AlCl3 溶液 ⑤某些 盐溶液的保存与配制，如 FeCl3 溶液 ⑥某些胶体的制备，如 Fe(OH)3 胶体 ⑦解释生产、 生活中的一些化学现象，如明矾净水、化肥的施用等。（解释时规范格式：写上对应的平 衡-----条件改变平衡移动-----结果） 5、沉淀溶解平衡： ⑴ Ksp:AmBn mAn++nBm-,Ksp=[An+]m[Bm-]n。 ①Ksp 只与难溶电解质的性质和温度有关，溶液中离子浓度的变化只能使平衡移动，不 改变 Ksp。②对于阴阳离子个数比相同的电解质，Ksp 越大，电解质在水中的溶解能力 越强。 ⑵ Q>Ksp,有沉淀生成；Q=Ksp，沉淀与溶解处于平衡状态；Q查看更多