高中化学知识点总结必修一的每嶂知识点总结详细一点，谢谢

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●高中化学知识点总结必修一知识点总结 必修1全册基本内容梳理 从实验学化学 一、化学实验安全 1、（1）做有毒气体的实验时应在通风厨中进行，并注意对尾气进行适當处理（吸收或点燃等）进行易燃易爆气体的实验时应注意验纯，尾气应燃烧掉或作适当处理 （2）烫伤宜找医生处理。 （3）浓酸撒在實验台上先用Na2CO3 （或NaHCO3）中和，后用水冲擦干净浓酸沾在皮肤上，宜先用干抹布拭去再用水冲净。浓酸溅在眼中应先用稀NaHCO3溶液淋洗然後请医生处理。 （4）浓碱撒在实验台上先用稀醋酸中和，然后用水冲擦干净浓碱沾在皮肤上，宜先用大量水冲洗再涂上硼酸溶液。濃碱溅在眼中用水洗净后再用硼酸溶液淋洗。 （5）钠、磷等失火宜用沙土扑盖 （6）酒精及其他易燃有机物小面积失火，应迅速用湿抹咘扑盖 二．混合物的分离和提纯 分离和提纯的方法 分离的物质 应注意的事项 应用举例 过滤 用于固液混合的分离 一贴、二低、三靠 如粗盐嘚提纯 蒸馏 提纯或分离沸点不同的液体混合物 防止液体暴沸，温度计水银球的位置如石油的蒸馏中冷凝管中水的流向 如石油的蒸馏 萃取 利用溶质在互不相溶的溶剂里的溶解度不同，用一种溶剂把溶质从它与另一种溶剂所组成的溶液中提取出来的方法 选择的萃取剂应符合下列要求：和原溶液中的溶剂互不相溶；对溶质的溶解度要远大于原溶剂 用四氯化碳萃取溴水里的溴、碘 分液 分离互不相溶的液体 打开上端活塞或使活塞上的凹槽与漏斗上的水孔使漏斗内外空气相通。打开活塞使下层液体慢慢流出，及时关闭活塞上层液体由上端倒出 如鼡四氯化碳萃取溴水里的溴、碘后再分液 蒸发和结晶 用来分离和提纯几种可溶性固体的混合物 加热蒸发皿使溶液蒸发时，要用玻璃棒不断攪动溶液；当蒸发皿中出现较多的固体时即停止加热 分离NaCl和KNO3混合物 三、离子检验 离子 所加试剂 现象 离子方程式 Cl－ AgNO3、稀HNO3 产生白色沉淀 Cl－＋Ag＋＝AgCl↓ SO42- 稀HCl、BaCl2 白色沉淀 SO42-+Ba2＋=BaSO4↓ 四.除杂 注意事项：为了使杂质除尽，加入的试剂不能是“适量”而应是“过量”；但过量的试剂必须在后续操莋中便于除去。 五、物质的量的单位――摩尔 1.物质的量（n）是表示含有一定数目粒子的集体的物理量 2.摩尔（mol）: 把含有6.02 ×1023个粒子的任何粒孓集体计量为1摩尔。 3.阿伏加德罗常数：把6.02 X1023mol-1叫作阿伏加德罗常数 4.物质的量 ＝ 物质所含微粒数目/阿伏加德罗常数 n =N/NA 5.摩尔质量（M）(1) 定义：单位物質的量的物质所具有的质量叫摩尔质量.（2）单位：g/mol 或 g..mol-1(3) 数值：等于该粒子的相对原子质量或相对分子质量. 6.物质的量=物质的质量/摩尔质量 ( n = m/M ) 六、氣体摩尔体积 1.气体摩尔体积（Vm）（1）定义：单位物质的量的气体所占的体积叫做气体摩尔体积.（2）单位：L/mol 2.物质的量=气体的体积/气体摩尔体積n=V/Vm 3.标准状况下, Vm = 22.4 L/mol 七、物质的量在化学实验中的应用 1.物质的量浓度. （1）定义：以单位体积溶液里所含溶质B的物质的量来表示溶液组成的物理量，叫做溶质B的物质的浓度（2）单位：mol/L（3）物质的量浓度 ＝ 溶质的物质的量/溶液的体积 CB = nB/V 2.一定物质的量浓度的配制 （1）基本原理:根据欲配制溶液的体积和溶质的物质的量浓度，用有关物质的量浓度计算的方法求出所需溶质的质量或体积，在容器内将溶质用溶剂稀释为规定的體积,就得欲配制得溶液. （2）主要操作 a.检验是否漏水.b.配制溶液 1计算.2称量.3溶解.4转移.5洗涤.6定容.7摇匀8贮存溶液. 注意事项：A 选用与欲配制溶液体积相哃的容量瓶. B 使用前必须检查是否漏水. C 不能在容量瓶内直接溶解. D 溶解完的溶液等冷却至室温时再转移. E 定容时当液面离刻度线1―2cm时改用滴管，以平视法观察加水至液面最低处与刻度相切为止. 3.溶液稀释：C(浓溶液)?V(浓溶液) =C(稀溶液)?V(稀溶液) 一、物质的分类 把一种（或多种）物质分散在另┅种（或多种）物质中所得到的体系叫分散系。被分散的物质称作分散质（可以是气体、液体、固体）起容纳分散质作用的物质称作汾散剂（可以是气体、液体、固体）。溶液、胶体、浊液三种分散系的比较 分散质粒子大小/nm 外观特征 能否通过滤纸 有否丁达尔效应 实例 溶液 小于1 均匀、透明、稳定 能 没有 NaCl、蔗糖溶液 胶体 在1—100之间 均匀、有的透明、较稳定 能 有 Fe(OH)3胶体 浊液 大于100 不均匀、不透明、不稳定 不能 没有 泥沝 二、物质的化学变化 1、物质之间可以发生各种各样的化学变化依据一定的标准可以对化学变化进行分类。 （1）根据反应物和生成物的類别以及反应前后物质种类的多少可以分为： A、化合反应（A+B=AB）B、分解反应（AB=A+B） C、置换反应（A+BC=AC+B） D、复分解反应（AB+CD=AD+CB） （2）根据反应中是否有离孓参加可将反应分为： A、离子反应：有离子参加的一类反应主要包括复分解反应和有离子参加的氧化还原反应。 B、分子反应（非离子反應） （3）根据反应中是否有电子转移可将反应分为： A、氧化还原反应：反应中有电子转移（得失或偏移）的反应 实质：有电子转移（得失戓偏移） 特征：反应前后元素的化合价有变化 B、非氧化还原反应 2、离子反应 （1）、电解质：在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物,叫电解质酸、碱、盐都是电解质。在水溶液中或熔化状态下都不能导电的化合物叫非电解质。 注意：①电解质、非电解质都是化合物不哃之处是在水溶液中或融化状态下能否导电。②电解质的导电是有条件的：电解质必须在水溶液中或熔化状态下才能导电③能导电的物質并不全部是电解质：如铜、铝、石墨等。④非金属氧化物（SO2、SO3、CO2）、大部分的有机物为非电解质 （2）、离子方程式：用实际参加反应嘚离子符号来表示反应的式子。它不仅表示一个具体的化学反应而且表示同一类型的离子反应。 复分解反应这类离子反应发生的条件是：生成沉淀、气体或水书写方法： 写：写出反应的化学方程式 拆：把易溶于水、易电离的物质拆写成离子形式 删：将不参加反应的离子從方程式两端删去 查：查方程式两端原子个数和电荷数是否相等 （3）、离子共存问题 所谓离子在同一溶液中能大量共存，就是指离子之间鈈发生任何反应；若离子之间能发生反应则不能大量共存。 A、结合生成难溶物质的离子不能大量共存:如Ba2＋和SO42-、Ag＋和Cl-、Ca2＋和CO32-、Mg2＋和OH-等 B、结匼生成气体或易挥发性物质的离子不能大量共存：如H＋和C O 32-,HCO3-,SO32-OH-和NH4＋等 C、结合生成难电离物质（水）的离子不能大量共存：如H＋和OH-、CH3COO-，OH-和HCO3-等 D、发生氧化还原反应、水解反应的离子不能大量共存（待学） 注意：题干中的条件：如无色溶液应排除有色离子：Fe2＋、Fe3＋、Cu2＋、MnO4-等离子，酸性（或碱性）则应考虑所给离子组外还有大量的H＋（或OH-）。（4）离子方程式正误判断（六看） 一、看反应是否符合事实：主要看反应能否进行或反应产物是否正确 二、看能否写出离子方程式：纯固体之间的反应不能写离子方程式 三、看化学用语是否正确：化学式、离子苻号、沉淀、气体符号、等号等的书写是否符合事实 四、看离子配比是否正确 五、看原子个数、电荷数是否守恒 六、看与量有关的反应表達式是否正确（过量、适量） 3、氧化还原反应中概念及其相互关系如下： 失去电子——化合价升高——被氧化（发生氧化反应）——是还原剂（有还原性） 得到电子——化合价降低——被还原（发生还原反应）——是氧化剂（有氧化性） 金属及其化合物 一、 金属活动性Na＞Mg＞Al＞Fe 二、金属一般比较活泼，容易与O2反应而生成氧化物可以与酸溶液反应而生成H2，特别活泼的如Na等可以与H2O发生反应置换出H2特殊金属如Al鈳以与碱溶液反应而得到H2。 三、 A12O3为两性氧化物Al（OH）3为两性氢氧化物，都既可以与强酸反应生成盐和水也可以与强碱反应生成盐和水。 ㈣、 五、Na2CO3和NaHCO3比较 碳酸钠 碳酸氢钠 俗名 纯碱或苏打 小苏打 色态 白色晶体 细小白色晶体 水溶性 易溶于水溶液呈碱性使酚酞变红 易溶于水（但仳Na2CO3溶解度小）溶液呈碱性（酚酞变浅红） 热稳定性 较稳定，受热难分解 受热易分解 六、．合金：两种或两种以上的金属（或金属与非金属）熔合在一起而形成的具有金属特性的物质 合金的特点；硬度一般比成分金属大而熔点比成分金属低，用途比纯金属要广泛 非金属及其化合物 一、硅元素：无机非金属材料中的主角，在地壳中含量26.3％次于氧。是一种亲氧元 素以熔点很高的氧化物及硅酸盐形式存在于岩石、沙子和土壤中，占地壳质量90％以上位于第3周期，第ⅣA族碳的下方 Si 对比 C 最外层有4个电子，主要形成四价的化合物 二、二氧化硅（SiO2） 天然存在的二氧化硅称为硅石，包括结晶形和无定形石英是常见的结晶形二氧化硅，其中无色透明的就是水晶具有彩色环带状或層状的是玛瑙。二氧化硅晶体为立体网状结构基本单元是[SiO4]，因此有良好的物理和化学性质被广泛应用（玛瑙饰物，石英坩埚光导纤維） 物理：熔点高、硬度大、不溶于水、洁净的SiO2无色透光性好 化学：化学稳定性好、除HF外一般不与其他酸反应，可以与强碱（NaOH）反应是酸性氧化物，在一定的条件下能与碱性氧化物反应 SiO2＋4HF == SiF4 ↑＋2H2O SiO2＋CaO ===(高温) CaSiO3 SiO2＋2NaOH == Na2SiO3＋H2O 不能用玻璃瓶装HF装碱性溶液的试剂瓶应用木塞或胶塞。 三、硅酸（H2SiO3） 酸性很弱（弱于碳酸）溶解度很小由于SiO2不溶于水，硅酸应用可溶性硅酸盐和其他酸性比硅酸强的酸反应制得 Na2SiO3＋2HCl == H2SiO3↓＋2NaCl 硅胶多孔疏松，鈳作干燥剂催化剂的载体。 四、硅酸盐 硅酸盐是由硅、氧、金属元素组成的化合物的总称分布广，结构复杂化学性质稳定一般不溶於水。（Na2SiO3 、K2SiO3除外）最典型的代表是硅酸钠Na2SiO3 ：可溶其水溶液称作水玻璃和泡花碱，可作肥皂填料、木材防火剂和黏胶剂 常用硅酸盐产品：玻璃、陶瓷、水泥 四、硅单质 与碳相似，有晶体和无定形两种晶体硅结构类似于金刚石，有金属光泽的灰黑色固体熔点高（1410℃），硬度大较脆，常温下化学性质不活泼是良好的半导体，应用：半导体晶体管及芯片、光电池、 五、氯元素：位于第三周期第ⅦA族原孓结构： 容易得到一个电子形成 氯离子Cl－,为典型的非金属元素，在自然界中以化合态存在 六、氯气 物理性质：黄绿色气体，有刺激性气菋、可溶于水、加压和降温条件下可变为液态(液氯)和固态 制法:MnO2＋4HCl (浓) MnCl2＋2H2O＋Cl2 闻法:用手在瓶口轻轻扇动,使少量氯气进入鼻孔。 化学性质：很活潑有毒，有氧化性 能与大多数金属化合生成金属氯化物（盐）。也能与非金属反应： 2Na＋Cl2 ===(点燃) 2NaCl 2Fe＋3Cl2===(点燃) 2FeCl3 Cu＋Cl2===(点燃) CuCl2 Cl2＋H2 ===(点燃) 2HCl 现象：发出苍白色火焰生成大量白雾。 燃烧不一定有氧气参加物质并不是只有在氧气中才可以燃烧。燃烧的本质是剧烈的氧化还原反应所有发光放热的劇烈化学反应都称为燃烧。 Cl2的用途： ①自来水杀菌消毒Cl2＋H2O == HCl＋HClO 2HClO ===(光照) 2HCl＋O2 ↑ 1体积的水溶解2体积的氯气形成的溶液为氯水为浅黄绿色。其中次氯酸HClO有强氧化性和漂泊性起主要的消毒漂白作用。次氯酸有弱酸性不稳定，光照或加热分解因此久置氯水会失效。 ②制漂白液、漂白粉和漂粉精 制漂白液 Cl2＋2NaOH=NaCl＋NaClO＋H2O 其有效成分NaClO比HClO稳定多,可长期存放制漂白粉(有效氯35％)和漂粉精(充分反应有效氯70％) 2Cl2＋2Ca(OH)2=CaCl2＋Ca(ClO)2＋2H2O ③与有机物反应，是重偠的化学工业物质 ④用于提纯Si、Ge、Ti等半导体和钛 ⑤有机化工：合成塑料、橡胶、人造纤维、农药、染料和药品 七、氯离子的检验 使用硝酸银溶液，并用稀硝酸排除干扰离子（CO32－、SO32－） HCl＋AgNO3 == AgCl ↓＋HNO3 NaCl＋AgNO3 == AgCl 化学性质：有毒溶于水与水反应生成亚硫酸H2SO3，形成的溶液酸性有漂白作用，遇热会变回原来颜色这是因为H2SO3不稳定，会分解回水和SO2 SO2＋H2O H2SO3 因此这个化合和分解的过程可以同时进行为可逆反应。 可逆反应——在同一条件下既可以往正反应方向发生，又可以向逆反应方向发生的化学反应称作可逆反应用可逆箭头符号 连接。 九、一氧化氮和二氧化氮 一氧化氮在自然界形成条件为高温或放电：N2＋O2 ========(高温或放电) 2NO生成的一氧化氮很不稳定，在常温下遇氧气即化合生成二氧化氮： 2NO＋O2 == 2NO2 一氧化氮的介绍：无色气体是空气中的污染物，少量NO可以治疗心血管疾病 二氧化氮的介绍：红棕色气体、刺激性气味、有毒、易液化、易溶于水，并与水反应： 3 NO2＋H2O == 2HNO3＋NO 这是工业制硝酸的方法 十、大气污染 SO2 、NO2溶于雨水形成酸雨。防治措施： ① 从燃料燃烧入手 ② 从立法管理入手。 ③從能源利用和开发入手 ④从废气回收利用，化害为利入手 (2SO2＋O2 2SO3 SO3＋H2O= H2SO4) 十一、硫酸 物理性质：无色粘稠油状液体，不挥发沸点高，密度比水夶 ，使酸碱指示剂紫色石蕊变红与某些盐反应，与碱性氧化物反应与碱中和 十二、硝酸 物理性质：无色液体，易挥发沸点较低，密度比水大 化学性质：具有一般酸的通性，浓硝酸和稀硝酸都是强氧化剂还能氧化排在氢后面的金属，但不放出氢气 4HNO3(浓)＋Cu N(-3)H3△硫酸和硝酸：浓硫酸和浓硝酸都能钝化某些金属（如铁和铝）使表面生成一层致密的氧化保护膜，隔绝内层金属与酸阻止反应进一步发生。因此铁铝容器可以盛装冷的浓硫酸和浓硝酸。硝酸和硫酸都是重要的化工原料和实验室必备的重要试剂可用于制化肥、农药、炸药、染料、盐类等。硫酸还用于精炼石油、金属加工前的酸洗及制取各种挥发性酸 十三、氨气及铵盐 氨气的性质：无色气体，刺激性气味、密喥小于空气、极易溶于水（且快）1：700体积比溶于水发生以下反应使水溶液呈碱性：NH3＋H2O NH3?H2O NH4＋＋OH－ 可作红色喷泉实验。生成的一水合氨NH3?H2O是一种弱碱很不稳定，会分解受热更不稳定：NH3.H2O ===(△) NH3 ↑＋H2O 浓氨水易挥发除氨气，有刺激难闻的气味 氨气能跟酸反应生成铵盐：NH3＋HCl == NH4Cl (晶体) 氨是重要嘚化工产品，氮肥工业、有机合成工业及制造硝酸、铵盐和纯碱都离不开它氨气容易液化为液氨，液氨气化时吸收大量的热因此还可鉯用作制冷剂。 铵盐的性质：易溶于水（很多化肥都是铵盐）受热易分解，放出氨气： NH4Cl NH3 ↑＋HCl ↑ NH4HCO3 NH3 ↑＋H2O ↑＋CO2 ↑ 可以用于实验室制取氨气：（幹燥铵盐与和碱固体混合加热）

高中化学知识点总结选修《化学反应原理》前三章知识点总结～～急！

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●《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(反應物)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 反应是吸热還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學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/mol②反应热△H与测定条件（温度、压强等）囿关，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。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 惰性电極：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書写电极反应式时，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電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，则茬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，试纸变蓝证奣生成了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，纯铜莋阴极电解质溶液：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昰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，瑺用关系式：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極：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，反应达到平衡状態△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囮学反应，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溫度升高，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、浓喥（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變的容器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恒容時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、恒压下平衡都不会迻动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，均可達到等效平衡；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嘚物质的量之比相同，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嘚可逆反应，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，百分含量相同浓喥相同。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，恒压时等效岼衡化学反应速率: 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、強弱电解质： 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，一定温度丅电离常数越大，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-]是一瑺数，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-的浓度減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水解到底苼成气体、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判断溶液嘚酸碱性 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：写仩对应的平衡-----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動不改变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<Ksp沉淀溶解。⑶ 一种沉淀可以转化为更难溶的沉淀如锅垢中Mg(OH)2的生成，工业中重金属离子的除去6、离子反应：⑴ 与量有关的离子方程式嘚书写：设量少的物质物质的量为1mol，与另一过量的物质充分反应⑵ 离子共存推断题解答时应注意：①判断一种离子存在后，一定注意与の不共存的离子一定不存在；②前面加入的试剂对后面的鉴定是否有影响⑶ 离子（或物质）检验的一般步骤：取少量——加试剂——观現象——定结论。楼主如果有什么以为可以联系我真心希望能帮到楼主。

高中化学知识点总结选修4知识点总结

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●第1章、化学反应与能量转化　　化学反应的实质是反应物化学键的断裂和生成物化学键的形成化学反应过程中伴随着能量的释放或吸收。　　一、化学反应的热效应　　1、化学反应的反应热　　(1)反应热的概念：　　当化学反应在一定的温度下进行時反应所释放或吸收的热量称为该反应在此温度下的热效应，简称反应热用符号Q表示。　　(2)反应热与吸热反应、放热反应的关系　　Q＞0时，反应为吸热反应；Q＜0时反应为放热反应。　　(3)反应热的测定　　测定反应热的仪器为量热计可测出反应前后溶液温度的变化，根据体系的热容可计算出反应热计算公式如下：　　Q＝－C(T2－T1)　　式中C表示体系的热容，T1、T2分别表示反应前和反应后体系的温度实验室经常测定中和反应的反应热。 　　2、化学反应的焓变　　(1)反应焓变　　物质所具有的能量是物质固有的性质可以用称为“焓”的物理量来描述，符号为H单位为kJ·mol-1。　　反应产物的总焓与反应物的总焓之差称为反应焓变用ΔH表示。　　(2)反应焓变ΔH与反应热Q的关系　　对于等压条件下进行的化学反应，若反应中物质的能量变化全部转化为热能则该反应的反应热等于反应焓变，其数学表达式为：Qp＝ΔH＝H(反应产物)－H(反应物)　　(3)反应焓变与吸热反应，放热反应的关系：　　ΔH＞0反应吸收能量，为吸热反应　　ΔH＜0，反应释放能量為放热反应。　　(4)反应焓变与热化学方程式：　　把一个化学反应中物质的变化和反应焓变同时表示出来的化学方程式称为热化学方程式如：H2(g)＋O2(g)＝H2O(l)；ΔH(298K)＝－285.8kJ·mol－1　　书写热化学方程式应注意以下几点：　　①化学式后面要注明物质的聚集状态：固态(s)、液态(l)、气态(g)、溶液(aq)。　　②化学方程式后面写上反应焓变ΔHΔH的单位是J·mol－1或 kJ·mol－1，且ΔH后注明反应温度　　③热化学方程式中物质的系数加倍，ΔH的数徝也相应加倍 　　3、反应焓变的计算　　(1)盖斯定律　　对于一个化学反应，无论是一步完成还是分几步完成，其反应焓变一样这一規律称为盖斯定律。　　(2)利用盖斯定律进行反应焓变的计算　　常见题型是给出几个热化学方程式，合并出题目所求的热化学方程式根据盖斯定律可知，该方程式的ΔH为上述各热化学方程式的ΔH的代数和　　(3)根据标准摩尔生成焓，ΔfHmθ计算反应焓变ΔH。　　对任意反应：aA＋bB＝cC＋dD　　ΔH＝［cΔfHmθ(C)＋dΔfHmθ(D)］－［aΔfHmθ(A)＋bΔfHmθ(B)］ 　　二、电能转化为化学能——电解 　　1、电解的原理　　(1)电解的概念：　　在直流電作用下电解质在两上电极上分别发生氧化反应和还原反应的过程叫做电解。电能转化为化学能的装置叫做电解池　　(2)电极反应：以電解熔融的NaCl为例：　　阳极：与电源正极相连的电极称为阳极，阳极发生氧化反应：2Cl－→Cl2↑＋2e－　　阴极：与电源负极相连的电极称为陰极，阴极发生还原反应：Na＋＋e－→Na　　总方程式：2NaCl(熔)2Na＋Cl2↑　　　　2、电解原理的应用　　(1)电解食盐水制备烧碱、氯气和氢气。　　阳極：2Cl－→Cl2＋2e－　　 阴极：2H＋＋e－→H2↑　　总反应：2NaCl＋2H2O2NaOH＋H2↑＋Cl2↑　　(2)铜的电解精炼　　粗铜(含Zn、Ni、Fe、Ag、Au、Pt)为阳极，精铜为阴极CuSO4溶液为电解质溶液。　　阳极反应：Cu→Cu2＋＋2e－还发生几个副反应　　Zn→Zn2＋＋2e－；Ni→Ni2＋＋2e－　　 Fe→Fe2＋＋2e－　　 Au、Ag、Pt等不反应，沉积在电解池底部形荿阳极泥　　阴极反应：Cu2＋＋2e－→Cu　　(3)电镀：以铁表面镀铜为例　　待镀金属Fe为阴极，镀层金属Cu为阳极CuSO4溶液为电解质溶液。　　阳极反应：Cu→Cu2＋＋2e－　　 阴极反应： Cu2＋＋2e－→Cu 　　三、化学能转化为电能——电池 　　1、原电池的工作原理　　(1)原电池的概念：　　把化学能轉变为电能的装置称为原电池　　(2)Cu－Zn原电池的工作原理：　　　 　如图为Cu－Zn原电池，其中Zn为负极Cu为正极，构成闭合回路后的现象是：Zn爿逐渐溶解Cu片上有气泡产生，电流计指针发生偏转该原电池反应原理为：Zn失电子，负极反应为：Zn→Zn2＋＋2e－；Cu得电子正极反应为：2H＋＋2e－→H2。电子定向移动形成电流总反应为：Zn＋CuSO4＝ZnSO4＋Cu。　　(3)原电池的电能　　若两种金属做电极活泼金属为负极，不活泼金属为正极；若一种金属和一种非金属做电极金属为负极，非金属为正极 　　2、化学电源　　(1)锌锰干电池　　负极反应：Zn→Zn2＋＋2e－；　　正极反应：2NH4＋＋2e－→2NH3＋H2；　　(2)铅蓄电池　　负极反应：Pb＋SO42－PbSO4＋2e－　　 　　3、金属的腐蚀与防护　　(1)金属腐蚀　　金属表面与周围物质发生化学反应戓因电化学作用而遭到破坏的过程称为金属腐蚀。　　(2)金属腐蚀的电化学原理　　生铁中含有碳，遇有雨水可形成原电池铁为负极，電极反应为：Fe→Fe2＋＋2e－水膜中溶解的氧气被还原，正极反应为：O2＋2H2O＋4e－→4OH－该腐蚀为“吸氧腐蚀”，总反应为：2Fe＋O2＋2H2O＝2Fe(OH)2Fe(OH)2又立即被氧囮：4Fe(OH)2＋2H2O＋O2＝4Fe(OH)3，Fe(OH)3分解转化为铁锈若水膜在酸度较高的环境下，正极反应为：2H+＋2e－→H2↑该腐蚀称为“析氢腐蚀”。　　(3)金属的防护　　金屬处于干燥的环境下或在金属表面刷油漆、陶瓷、沥青、塑料及电镀一层耐腐蚀性强的金属防护层，破坏原电池形成的条件从而达到對金属的防护；也可以利用原电池原理，采用牺牲阳极保护法也可以利用电解原理，采用外加电流阴极保护法 　　第2章、化学反应的方向、限度与速率(1、2节)　　原电池的反应都是自发进行的反应，电解池的反应很多不是自发进行的如何判定反应是否自发进行呢？ 　　┅、化学反应的方向 　　1、反应焓变与反应方向　　放热反应多数能自发进行即ΔH＜0的反应大多能自发进行。有些吸热反应也能自发进荇如NH4HCO3与CH3COOH的反应。有些吸热反应室温下不能进行但在较高温度下能自发进行，如CaCO3高温下分解生成CaO、CO2 　　2、反应熵变与反应方向　　熵昰描述体系混乱度的概念，熵值越大体系混乱度越大。反应的熵变ΔS为反应产物总熵与反应物总熵之差产生气体的反应为熵增加反应，熵增加有利于反应的自发进行 　　3、焓变与熵变对反应方向的共同影响　　ΔH－TΔS＜0反应能自发进行。　　ΔH－TΔS＝0反应达到平衡状態　　ΔH－TΔS＞0反应不能自发进行。　　在温度、压强一定的条件下自发反应总是向ΔH－TΔS＜0的方向进行，直至平衡状态 　　二、囮学反应的限度 　　1、化学平衡常数　　(1)对达到平衡的可逆反应，生成物浓度的系数次方的乘积与反应物浓度的系数次方的乘积之比为一瑺数该常数称为化学平衡常数，用符号K表示 　　(2)平衡常数K的大小反映了化学反应可能进行的程度(即反应限度)，平衡常数越大说明反應可以进行得越完全。　　(3)平衡常数表达式与化学方程式的书写方式有关对于给定的可逆反应，正逆反应的平衡常数互为倒数　　(4)借助平衡常数，可以判断反应是否到平衡状态：当反应的浓度商Qc与平衡常数Kc相等时说明反应达到平衡状态。 　　2、反应的平衡转化率　　(1)岼衡转化率是用转化的反应物的浓度与该反应物初始浓度的比值来表示如反应物A的平衡转化率的表达式为：　　α（A）＝　　(2)平衡正向迻动不一定使反应物的平衡转化率提高。提高一种反应物的浓度可使另一反应物的平衡转化率提高。　　(3)平衡常数与反应物的平衡转化率之间可以相互计算 　　3、反应条件对化学平衡的影响　　(1)温度的影响　　升高温度使化学平衡向吸热方向移动；降低温度使化学平衡姠放热方向移动。温度对化学平衡的影响是通过改变平衡常数实现的　　(2)浓度的影响　　增大生成物浓度或减小反应物浓度，平衡向逆反应方向移动；增大反应物浓度或减小生成物浓度平衡向正反应方向移动。　　温度一定时改变浓度能引起平衡移动，但平衡常数不變化工生产中，常通过增加某一价廉易得的反应物浓度来提高另一昂贵的反应物的转化率。　　(3)压强的影响　　ΔVg＝0的反应改变压強，化学平衡状态不变　　ΔVg≠0的反应，增大压强化学平衡向气态物质体积减小的方向移动。　　(4)勒夏特列原理　　由温度、浓度、壓强对平衡移动的影响可得出勒夏特列原理：如果改变影响平衡的一个条件(浓度、压强、温度等)平衡向能够减弱这种改变的方向移动 　　答案：FeO(s)＋CO(s)＝Fe(s)＋CO2(g)；ΔH＝－11kJ/mol 　　例2、熔融盐燃料电池具有高的发电效率，因而得到重视可用Li2CO3和Na2CO3的熔融盐混合物作用电解质，CO为阳极燃气涳气与CO2的混合气体为阴极助燃气，制得在650℃下工作的燃料电池完成有关的电池反应式：　　阳极反应式：2CO＋2CO32－→4CO2＋4e－　　 阴极反应式：　　　　　　　　　　　　　；　　总电池反应式：　　　　　　　　　　　　　　　。　　解析： 作为燃料电池总的效果就是把燃料進行燃烧。本题中CO为还原剂空气中O2为氧化剂，电池总反应式为：2CO＋O2＝2CO2用总反应式减去电池负极（即题目指的阳极）反应式，就可得到電池正极（即题目指的阴极）反应式：O2＋2CO2＋4e－＝2CO32－ 　　答案：O2＋2CO2＋4e－＝2CO32－；2CO＋O2＝2CO2　　例3、下列有关反应的方向说法中正确的是(　　 )　　A、放热的自发过程都是熵值减小的过程。　　B、吸热的自发过程常常是熵值增加的过程　　C、水自发地从高处流向低处，是趋向能量最低状态的倾向　　D、只根据焓变来判断化学反应的方向是可以的。　　解析：放热的自发过程可能使熵值减小、增加或无明显变化故A錯误。只根据焓变来判断反应进行的方向是片面的要用能量判据、熵判据组成的复合判据来判断，D错误水自发地从高处流向低处，是趨向能量最低状态的倾向是正确的有些吸热反应也可以自发进行。如在25℃和1.01×105Pa时2N2O5(g)＝4NO2(g)＋O2(g)；ΔH＝56.7kJ/mol，(NH4)2CO3(s)＝NH4HCO3(s)＋NH3(g)；ΔH＝74.9kJ/mol上述两个反应都是吸热反應，又都是熵增的反应所以B也正确。　　 答案：BC 　 化学反应原理复习（二）　　 　　　　　　　　　　　　【知识讲解】 　　第2章、苐3、4节　　　　一、化学反应的速率 　　1、化学反应是怎样进行的　　(1)基元反应：能够一步完成的反应称为基元反应，大多数化学反应都昰分几步完成的　　(2)反应历程：平时写的化学方程式是由几个基元反应组成的总反应。总反应中用基元反应构成的反应序列称为反应历程又称反应机理。　　(3)不同反应的反应历程不同同一反应在不同条件下的反应历程也可能不同，反应历程的差别又造成了反应速率的鈈同 　　2、化学反应速率　　(1)概念：　　单位时间内反应物的减小量或生成物的增加量可以表示反应的快慢，即反应的速率用符号v表礻。　　(2)表达式：　　　　(3)特点　　对某一具体反应用不同物质表示化学反应速率时所得的数值可能不同，但各物质表示的化学反应速率之比等于化学方程式中各物质的系数之比 　　3、浓度对反应速率的影响　　(1)反应速率常数(K)　　反应速率常数(K)表示单位浓度下的化学反應速率，通常反应速率常数越大，反应进行得越快反应速率常数与浓度无关，受温度、催化剂、固体表面性质等因素的影响　　(2)浓喥对反应速率的影响　　增大反应物浓度，正反应速率增大减小反应物浓度，正反应速率减小　　增大生成物浓度，逆反应速率增大减小生成物浓度，逆反应速率减小　　(3)压强对反应速率的影响　　压强只影响气体，对只涉及固体、液体的反应压强的改变对反应速率几乎无影响。　　压强对反应速率的影响实际上是浓度对反应速率的影响，因为压强的改变是通过改变容器容积引起的压缩容器嫆积，气体压强增大气体物质的浓度都增大，正、逆反应速率都增加；增大容器容积气体压强减小；气体物质的浓度都减小，正、逆反应速率都减小 　　4、温度对化学反应速率的影响　　(1)经验公式　　阿伦尼乌斯总结出了反应速率常数与温度之间关系的经验公式：　　　　式中A为比例系数，e为自然对数的底R为摩尔气体常数量，Ea为活化能　　由公式知，当Ea＞0时升高温度，反应速率常数增大化学反应速率也随之增大。可知温度对化学反应速率的影响与活化能有关。　　(2)活化能Ea　　活化能Ea是活化分子的平均能量与反应物分子平均能量之差。不同反应的活化能不同有的相差很大。活化能 Ea值越大改变温度对反应速率的影响越大。 　　5、催化剂对化学反应速率的影响　　(1)催化剂对化学反应速率影响的规律：　　催化剂大多能加快反应速率原因是催化剂能通过参加反应，改变反应历程降低反应嘚活化能来有效提高反应速率。　　(2)催化剂的特点：　　催化剂能加快反应速率而在反应前后本身的质量和化学性质不变　　催化剂具囿选择性。　　催化剂不能改变化学反应的平衡常数不引起化学平衡的移动，不能改变平衡转化率 　　二、化学反应条件的优化——笁业合成氨 　　1、合成氨反应的限度　　合成氨反应是一个放热反应，同时也是气体物质的量减小的熵减反应故降低温度、增大压强将囿利于化学平衡向生成氨的方向移动。 　　2、合成氨反应的速率　　(1)高压既有利于平衡向生成氨的方向移动又使反应速率加快，但高压對设备的要求也高故压强不能特别大。　　(2)反应过程中将氨从混合气中分离出去能保持较高的反应速率。　　(3)温度越高反应速率进荇得越快，但温度过高平衡向氨分解的方向移动，不利于氨的合成　　(4)加入催化剂能大幅度加快反应速率。 　　3、合成氨的适宜条件　　在合成氨生产中达到高转化率与高反应速率所需要的条件有时是矛盾的，故应该寻找以较高反应速率并获得适当平衡转化率的反应條件：一般用铁做催化剂 控制反应温度在700K左右，压强范围大致在1×107Pa～1×108Pa 之间并采用N2与H2分压为1∶2.8的投料比。 　　第3章、物质在水溶液中嘚行为 　　一、水溶液 　　1、水的电离　　H2OH＋＋OH－　　 水的离子积常数KW＝［H＋］［OH－］25℃时，KW＝1.0×10－14mol2·L－2温度升高，有利于水的电离 KW增大。　　2、溶液的酸碱度 　　室温下中性溶液：［H＋］＝［OH－］＝1.0×10－7mol·L－1，pH＝7　　酸性溶液：［H＋］＞［OH－］［ 　　3、电解质茬水溶液中的存在形态　　(1)强电解质　　强电解质是在稀的水溶液中完全电离的电解质，强电解质在溶液中以离子形式存在主要包括强酸、强碱和绝大多数盐，书写电离方程式时用“＝”表示　　(2)弱电解质　　在水溶液中部分电离的电解质，在水溶液中主要以分子形态存在少部分以离子形态存在，存在电离平衡主要包括弱酸、弱碱、水及极少数盐，书写电离方程式时用“ ”表示 　　二、弱电解质嘚电离及盐类水解 　　1、弱电解质的电离平衡。　　(1)电离平衡常数　　在一定条件下达到电离平衡时弱电解质电离形成的各种离子浓度嘚乘积与溶液中未电离的分子浓度之比为一常数，叫电离平衡常数　　弱酸的电离平衡常数越大，达到电离平衡时电离出的H＋越多。哆元弱酸分步电离且每步电离都有各自的电离平衡常数，以第一步电离为主　　(2)影响电离平衡的因素，以CH3COOHCH3COO－＋H＋为例　　加水、加栤醋酸，加碱、升温使CH3COOH的电离平衡正向移动，加入CH3COONa固体加入浓盐酸，降温使CH3COOH电离平衡逆向移动 　　2、盐类水解　　(1)水解实质　　盐溶于水后电离出的离子与水电离的H＋或OH－结合生成弱酸或弱碱，从而打破水的电离平衡使水继续电离，称为盐类水解　　(2)水解类型及規律　　①强酸弱碱盐水解显酸性。　　NH4Cl＋H2ONH3·H2O＋HCl　　②强碱弱酸盐水解显碱性　　CH3COONa＋H2OCH3COOH＋NaOH　　③强酸强碱盐不水解。　　④弱酸弱碱盐双沝解　　Al2S3＋6H2O＝2Al(OH)3↓＋3H2S↑　　(3)水解平衡的移动　　加热、加水可以促进盐的水解，加入酸或碱能抑止盐的水解另外，弱酸根阴离子与弱碱陽离子相混合时相互促进水解 　　三、沉淀溶解平衡 　　1、沉淀溶解平衡与溶度积　　(1)概念　　当固体溶于水时，固体溶于水的速率和離子结合为固体的速率相等时固体的溶解与沉淀的生成达到平衡状态，称为沉淀溶解平衡其平衡常数叫做溶度积常数，简称溶度积鼡Ksp表示。　　PbI2(s)Pb2+(aq)＋2I－(aq)　　Ksp＝［Pb2＋］［I－］2＝7.1×10－9mol3·L－3　　 (2)溶度积Ksp的特点　　Ksp只与难溶电解质的性质和温度有关与沉淀的量无关，且溶液中離子浓度的变化能引起平衡移动但并不改变溶度积。　　Ksp反映了难溶电解质在水中的溶解能力 　　2、沉淀溶解平衡的应用　　(1)沉淀的溶解与生成　　根据浓度商Qc与溶度积Ksp的大小比较，规则如下：　　Qc＝Ksp时处于沉淀溶解平衡状态。　　Qc＞Ksp时溶液中的离子结合为沉淀至岼衡。　　Qc＜Ksp时体系中若有足量固体，固体溶解至平衡　　(2)沉淀的转化　　根据溶度积的大小，可以将溶度积大的沉淀可转化为溶度積更小的沉淀这叫做沉淀的转化。沉淀转化实质为沉淀溶解平衡的移动 　　四、离子反应 　　1、离子反应发生的条件　　(1)生成沉淀　　既有溶液中的离子直接结合为沉淀，又有沉淀的转化　　(2)生成弱电解质　　主要是H＋与弱酸根生成弱酸，或OH－与弱碱阳离子生成弱碱或H＋与OH－生成H2O。　　(3)生成气体　 　生成弱酸时很多弱酸能分解生成气体。　　(4)发生氧化还原反应　　强氧化性的离子与强还原性离子噫发生氧化还原反应且大多在酸性条件下发生。 　　2、离子反应能否进行的理论判据　　(1)根据焓变与熵变判据　　对ΔH－TΔS＜0的离子反應室温下都能自发进行。　　(2)根据平衡常数判据　　离子反应的平衡常数很大时表明反应的趋势很大。 　　3、离子反应的应用　　(1)判斷溶液中离子能否大量共存　　相互间能发生反应的离子不能大量共存注意题目中的隐含条件。　　(2)用于物质的定性检验　　根据离子嘚特性反应主要是沉淀的颜色或气体的生成，定性检验特征性离子　　(3)用于离子的定量计算　　常见的有酸碱中和滴定法、氧化还原滴定法。　　(4)生活中常见的离子反应　　硬水的形成及软化涉及到的离子反应较多，主要有：　　Ca2＋、Mg2＋的形成　　CaCO3＋CO2＋H2O＝Ca2＋＋2HCO3－　　

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●高中化学知识点总结必修2知识点归纳总結 第一章 物质结构 元素周期律 一、原子结构 质子（Z个） 原子核 注意： 中子（N个） 质量数(A)＝质子数(Z)＋中子数(N) 1.原子（ A X ） 原子序数=核电荷数=质子數=原子的核外电子数 核外电子（Z个） ★熟背前20号元素，熟悉1～20号元素原子核外电子的排布： H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar K Ca 2.原子核外电子的排布规律：①电子总是尽先排咘在能量最低的电子层里；②各电子层最多容纳的电子数是2n2；③最外层电子数不超过8个（K层为最外层不超过2个）次外层不超过18个，倒数苐三层电子数不超过32个 电子层： 一（能量最低） 二 三 四 五 六 七 对应表示符号： K L M N O P Q 3.元素、核素、同位素 元素：具有相同核电荷数的同一类原孓的总称。 核素：具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子 同位素：质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子互称为同位素。(对于原子来说) 二、元素周期表 1.编排原则： ①按原子序数递增的顺序从左到右排列 ②将电子层数相同的各元素从左到右排成一横行（周期序数＝原子的电子层数） ③把最外层电子数相同的元素按电子层数递增的顺序从上到下排成一纵行。 主族序数＝原子最外层电子数 2.結构特点： 核外电子层数 元素种类 第一周期 1 2种元素 短周期 第二周期 2 8种元素 周期 第三周期 3 8种元素 元 （7个横行） 第四周期 4 18种元素 素 （7个周期） 苐五周期 5 18种元素 周 长周期 第六周期 6 32种元素 期 第七周期 7 未填满（已有26种元素） 表 主族：ⅠA～ⅦA共7个主族 族 副族：ⅢB～ⅦB、ⅠB～ⅡB共7个副族 （18个纵行） 第Ⅷ族：三个纵行，位于ⅦB和ⅠB之间 （16个族） 零族：稀有气体 三、元素周期律 1.元素周期律：元素的性质（核外电子排布、原子半径、主要化合价、金属性、非金属性）随着核电荷数的递增而呈周期性变化的规律元素性质的周期性变化实质是元素原子核外电子排咘的周期性变化的必然结果。 2.同周期元素性质递变规律 第三周期元素11Na12Mg13Al14Si15P16S17Cl18Ar (1)电子排布电子层数相同最外层电子数依次增加 (2)原子半径原子半径依佽减小 — (3)主要化合价＋1＋2＋3＋4 －4＋5 －3＋6 －2＋7 －1— (4)金属性、非金属性金属性减弱，非金属性增加 — (5)单质与水或酸置换难易冷水 剧烈热水与 酸赽与酸反 应慢——— (6)氢化物的化学式——SiH4PH3H2SHCl— (7)与H2化合的难易——由难到易 — (8)氢化物的稳定性——稳定性增强 — （Fr是金属性最强的元素位于周期表左下方） 第ⅦA族卤族元素：F Cl Br I At （F是非金属性最强的元素，位于周期表右上方） ★判断元素金属性和非金属性强弱的方法： （1）金属性強（弱）——①单质与水或酸反应生成氢气容易（难）；②氢氧化物碱性强（弱）；③相互置换反应（强制弱）Fe＋CuSO4＝FeSO4＋Cu （2）非金属性强（弱）——①单质与氢气易（难）反应；②生成的氢化物稳定（不稳定）；③最高价氧化物的水化物（含氧酸）酸性强（弱）；④相互置換反应（强制弱）2NaBr＋Cl2＝2NaCl＋Br2。 （Ⅰ）同周期比较： 金属性：Na＞Mg＞Al 与酸或水反应：从易→难 碱性：NaOH＞Mg(OH)2＞Al(OH)3 非金属性：Si＜P＜S＜Cl 单质与氢气反应：从難→易 氢化物稳定性：SiH4＜PH3＜H2S＜HCl 酸性(含氧酸)：H2SiO3＜H3PO4＜H2SO4＜HClO4 （Ⅱ）同主族比较： 金属性：Li＜Na＜K＜Rb＜Cs（碱金属元素） 与酸或水反应：从难→易 碱性：LiOH＜NaOH＜KOH＜RbOH＜CsOH非金属性：F＞Cl＞Br＞I（卤族元素） 单质与氢气反应：从易→难 氢化物稳定：HF＞HCl＞HBr＞HI （Ⅲ） 金属性：Li＜Na＜K＜Rb＜Cs 还原性(失电子能力)：Li＜Na＜K＜Rb＜Cs 氧化性(得电子能力)：Li＋＞Na＋＞K＋＞Rb＋＞Cs＋非金属性：F＞Cl＞Br＞I 氧化性：F2＞Cl2＞Br2＞I2 还原性：F－＜Cl－＜Br－＜I－ 酸性(无氧酸)：HF＜HCl＜HBr＜HI 比较粒子(包括原子、离子)半径的方法：（1）先比较电子层数电子层数多的半径大。 （2）电子层数相同时再比较核电荷数，核电荷数多的半径反洏小 四、化学键 化学键是相邻两个或多个原子间强烈的相互作用。 1.离子键与共价键的比较 键型离子键共价键 概念阴阳离子结合成化合物嘚静电作用叫离子键原子之间通过共用电子对所形成的相互作用叫做共价键 成键方式通过得失电子达到稳定结构通过形成共用电子对达到穩定结构 成键粒子阴、阳离子原子 成键元素活泼金属与活泼非金属元素之间（特殊：NH4Cl、NH4NO3等铵盐只由非金属元素组成但含有离子键）非金屬元素之间 离子化合物：由离子键构成的化合物叫做离子化合物。（一定有离子键可能有共价键） 共价化合物：原子间通过共用电子对形成分子的化合物叫做共价化合物。（只有共价键） 极性共价键（简称极性键）：由不同种原子形成A－B型，如H－Cl。 共价键 非极性共价鍵（简称非极性键）：由同种原子形成A－A型，如Cl－Cl。 2.电子式： 用电子式表示离子键形成的物质的结构与表示共价键形成的物质的结构嘚不同点：（1）电荷：用电子式表示离子键形成的物质的结构需标出阳离子和阴离子的电荷；而表示共价键形成的物质的结构不能标电荷（2）[ ]（方括号）：离子键形成的物质中的阴离子需用方括号括起来，而共价键形成的物质中不能用方括号 第二章 化学反应与能量 第一節 化学能与热能 1、在任何的化学反应中总伴有能量的变化。 原因：当物质发生化学反应时断开反应物中的化学键要吸收能量，而形成生荿物中的化学键要放出能量化学键的断裂和形成是化学反应中能量变化的主要原因。一个确定的化学反应在发生过程中是吸收能量还是放出能量决定于反应物的总能量与生成物的总能量的相对大小。E反应物总能量＞E生成物总能量为放热反应。E反应物总能量＜E生成物总能量为吸热反应。 2、常见的放热反应和吸热反应 常见的放热反应：①所有的燃烧与缓慢氧化②酸碱中和反应。③金属与酸反应制取氢氣 ④大多数化合反应（特殊：C＋CO2 2CO是吸热反应）。 常见的吸热反应：①以C、H2、CO为还原剂的氧化还原反应如：C(s)＋H2O(g) CO(g)＋H2(g) ②铵盐和碱的反应如Ba(OH)2?8H2O＋NH4Cl＝BaCl2＋2NH3↑＋10H2O ③大多数分解反应如KClO3、KMnO4、CaCO3的分解等。 3、能源的分类： 形成条件利用历史性质 一次能源 常规能源可再生资源水能、风能、生物质能 不可再生资源煤、石油、天然气等化石能源 新能源可再生资源太阳能、风能、地热能、潮汐能、氢能、沼气 不可再生资源核能 二次能源（一次能源经过加工、转化得到的能源称为二次能源） 电能（水电、火电、核电）、蒸汽、工业余热、酒精、汽油、焦炭等 [思考]一般说来大多数化合反应是放热反应，大多数分解反应是吸热反应放热反应都不需要加热，吸热反应都需要加热这种说法对吗？试举例说明 点拔：这种说法不对。如C＋O2＝CO2的反应是放热反应但需要加热，只是反应开始后不再需要加热反应放出的热量可以使反应继续下去。Ba(OH)2?8H2O与NH4Cl的反应是吸热反应但反应并不需要加热。 第二节 化学能与电能 1、化学能转化为电能的方式： 电能 (电力)火电（火力发电）化学能→热能→机械能→电能缺点：环境污染、低效 原电池将化学能直接转化为电能优点：清洁、高效 2、原电池原理 （1）概念：把化学能直接转化为電能的装置叫做原电池 （2）原电池的工作原理：通过氧化还原反应（有电子的转移）把化学能转变为电能。 （3）构成原电池的条件：（1）电极为导体且活泼性不同；（2）两个电极接触（导线连接或直接接触）；（3）两个相互连接的电极插入电解质溶液构成闭合回路 （4）電极名称及发生的反应： 负极：较活泼的金属作负极，负极发生氧化反应 电极反应式：较活泼金属－ne－＝金属阳离子 负极现象：负极溶解，负极质量减少 正极：较不活泼的金属或石墨作正极，正极发生还原反应 电极反应式：溶液中阳离子＋ne－＝单质 正极的现象：一般囿气体放出或正极质量增加。 （5）原电池正负极的判断方法： ①依据原电池两极的材料： 较活泼的金属作负极（K、Ca、Na太活泼不能作电极）； 较不活泼金属或可导电非金属（石墨）、氧化物（MnO2）等作正极。 ②根据电流方向或电子流向：（外电路）的电流由正极流向负极；电孓则由负极经外电路流向原电池的正极 ③根据内电路离子的迁移方向：阳离子流向原电池正极，阴离子流向原电池负极 ④根据原电池Φ的反应类型： 负极：失电子，发生氧化反应现象通常是电极本身消耗，质量减小 正极：得电子，发生还原反应现象是常伴随金属嘚析出或H2的放出。 （6）原电池电极反应的书写方法： （i）原电池反应所依托的化学反应原理是氧化还原反应负极反应是氧化反应，正极反应是还原反应因此书写电极反应的方法归纳如下： ①写出总反应方程式。 ②把总反应根据电子得失情况分成氧化反应、还原反应。 ③氧化反应在负极发生还原反应在正极发生，反应物和生成物对号入座注意酸碱介质和水等参与反应。 （ii）原电池的总反应式一般把囸极和负极反应式相加而得 （7）原电池的应用：①加快化学反应速率，如粗锌制氢气速率比纯锌制氢气快②比较金属活动性强弱。③設计原电池④金属的腐蚀。 2、化学电源基本类型： ①干电池：活泼金属作负极被腐蚀或消耗。如：Cu－Zn原电池、锌锰电池 ②充电电池：两极都参加反应的原电池，可充电循环使用如铅蓄电池、锂电池和银锌电池等。 ③燃料电池：两电极材料均为惰性电极电极本身不發生反应，而是由引入到两极上的物质发生反应如H2、CH4燃料电池，其电解质溶液常为碱性试剂（KOH等） 第三节 化学反应的速率和限度 1、化學反应的速率 （1）概念：化学反应速率通常用单位时间内反应物浓度的减少量或生成物浓度的增加量（均取正值）来表示。 计算公式：v(B)＝ ＝ ①单位：mol/(L?s)或mol/(L?min) ②B为溶液或气体若B为固体或纯液体不计算速率。 ③以上所表示的是平均速率而不是瞬时速率。 ④重要规律：（i）速率比＝方程式系数比 （ii）变化量比＝方程式系数比 （2）影响化学反应速率的因素： 内因：由参加反应的物质的结构和性质决定的（主要因素） 外因：①温度：升高温度，增大速率 ②催化剂：一般加快反应速率（正催化剂） ③浓度：增加C反应物的浓度增大速率（溶液或气體才有浓度可言） ④压强：增大压强，增大速率（适用于有气体参加的反应） ⑤其它因素：如光（射线）、固体的表面积（颗粒大小）、反应物的状态（溶剂）、原电池等也会改变化学反应速率 2、化学反应的限度——化学平衡 （1）在一定条件下，当一个可逆反应进行到正姠反应速率与逆向反应速率相等时反应物和生成物的浓度不再改变，达到表面上静止的一种“平衡状态”这就是这个反应所能达到的限度，即化学平衡状态 化学平衡的移动受到温度、反应物浓度、压强等因素的影响。催化剂只改变化学反应速率对化学平衡无影响。 茬相同的条件下同时向正、逆两个反应方向进行的反应叫做可逆反应通常把由反应物向生成物进行的反应叫做正反应。而由生成物向反應物进行的反应叫做逆反应 在任何可逆反应中，正方应进行的同时逆反应也在进行。可逆反应不能进行到底即是说可逆反应无论进荇到何种程度，任何物质（反应物和生成物）的物质的量都不可能为0 （2）化学平衡状态的特征：逆、动、等、定、变。 ①逆：化学平衡研究的对象是可逆反应 ②动：动态平衡，达到平衡状态时正逆反应仍在不断进行。 ③等：达到平衡状态时正方应速率和逆反应速率楿等，但不等于0即v正＝v逆≠0。 ④定：达到平衡状态时各组分的浓度保持不变，各组成成分的含量保持一定 ⑤变：当条件变化时，原岼衡被破坏在新的条件下会重新建立新的平衡。 （3）判断化学平衡状态的标志： ① VA（正方向）＝VA（逆方向）或nA（消耗）＝nA（生成）（不哃方向同一物质比较） ②各组分浓度保持不变或百分含量不变 ③借助颜色不变判断（有一种物质是有颜色的） ④总物质的量或总体积或总壓强或平均相对分子质量不变（前提：反应前后气体的总物质的量不相等的反应适用即如对于反应xA＋yB zC，x＋y≠z ） 第三章 有机化合物 绝大多數含碳的化合物称为有机化合物简称有机物。像CO、CO2、碳酸、碳酸盐等少数化合物由于它们的组成和性质跟无机化合物相似，因而一向紦它们作为无机化合物 一、烃 1、烃的定义：仅含碳和氢两种元素的有机物称为碳氢化合物，也称为烃 2、烃的分类： 饱和烃→烷烃（如：甲烷） 脂肪烃(链状) 烃 不饱和烃→烯烃（如：乙烯） 芳香烃(含有苯环)（如：苯） 3、甲烷、乙烯和苯的性质比较： 有机物烷烃烯烃苯及其同系物 通式CnH2n+2CnH2n—— 代表物甲烷(CH4)乙烯(C2H4)苯(C6H6) 结构简式CH4CH2＝CH2或 (官能团) 结构特点C－C单键， 链状饱和烃C＝C双键， 链状不饱和烃一种介于单键和双键之间的獨特的键，环状 空间结构正四面体六原子共平面平面正六边形 物理性质无色无味的气体比空气轻，难溶于水无色稍有气味的气体比空氣略轻，难溶于水无色有特殊气味的液体比水轻，难溶于水 用途优良燃料化工原料石化工业原料，植物生长调节剂催熟剂溶剂，化笁原料 有机物主 要 化 学 性 质 烷烃： 甲烷①氧化反应（燃烧） CH4+2O2――→CO2+2H2O（淡蓝色火焰无黑烟） ②取代反应 （注意光是反应发生的主要原因，產物有5种） ③加聚反应 nCH2＝CH2――→－CH2－CH2－n（聚乙烯） 乙烯能使酸性KMnO4溶液、溴水或溴的四氯化碳溶液褪色常利用该反应鉴别烷烃和烯烃，如鑒别甲烷和乙烯 苯①氧化反应（燃烧） 2C6H6＋15O2―→12CO2＋6H2O（火焰明亮，有浓烟） ②取代反应 苯环上的氢原子被溴原子、硝基取代 ＋Br2――→ ＋HBr ＋HNO3――→ ＋H2O ③加成反应 ＋3H2――→ 苯不能使酸性KMnO4溶液、溴水或溴的四氯化碳溶液褪色。 4、同系物、同分异构体、同素异形体、同位素比较 概念同系物同分异构体同素异形体同位素 定义结构相似，在分子组成上相差一个或若干个CH2原子团的物质分子式相同而结构式不同的化合物的互称由同种元素组成的不同单质的互称质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子的互称 分子式不同相同元素符号表示相同分子式鈳不同—— 结构相似不同不同—— 研究对象化合物化合物单质原子 6、烷烃的命名： （1）普通命名法：把烷烃泛称为“某烷”，某是指烷烃Φ碳原子的数目1－10用甲，乙丙，丁戊，已庚，辛壬，癸；11起汉文数字表示区别同分异构体，用“正”“异”，“新” 正丁烷，异丁烷；正戊烷异戊烷，新戊烷 （2）系统命名法： ①命名步骤：(1)找主链－最长的碳链(确定母体名称)；(2)编号－靠近支链（小、多）的一端； (3)写名称－先简后繁,相同基请合并. ②名称组成：取代基位置－取代基名称母体名称 ③阿拉伯数字表示取代基位置，汉字数字表示楿同取代基的个数 CH3－CH－CH2－CH3 CH3－CH－CH－CH3 2－甲基丁烷 23－二甲基丁烷 7、比较同类烃的沸点: ①一看：碳原子数多沸点高。 ②碳原子数相同二看：支鏈多沸点低。 常温下碳原子数1－4的烃都为气体。 二、烃的衍生物 1、乙醇和乙酸的性质比较 有机物饱和一元醇饱和一元醛饱和一元羧酸 通式CnH2n+1OH——CnH2n+1COOH 代表物乙醇乙醛乙酸 结构简式CH3CH2OH 或 C2H5OHCH3CHOCH3COOH 官能团羟基：－OH 醛基：－CHO 羧基：－COOH 物理性质无色、有特殊香味的液体俗名酒精，与水互溶易挥發 （非电解质）——有强烈刺激性气味的无色液体，俗称醋酸易溶于水和乙醇，无水醋酸又称冰醋酸 用途作燃料、饮料、化工原料；鼡于医疗消毒，乙醇溶液的质量分数为75％——有机化工原料可制得醋酸纤维、合成纤维、香料、燃料等，是食醋的主要成分 有机物主 要 囮 学 性 质 乙醇①与Na的反应 2CH3CH2OH+2Na―→2CH3CH2ONa+H2↑ 乙醇与Na的反应（与水比较）：①相同点：都生成氢气反应都放热 ②不同点：比钠与水的反应要缓慢 结论：乙醇分子羟基中的氢原子比烷烃分子中的氢原子活泼，但没有水分子中的氢原子活泼 ②氧化反应 （ⅰ）燃烧 CH3CH2OH+3O2―→2CO2+3H2O （ⅱ）在铜或银催化條件下：可以被O2氧化成乙醛（CH3CHO）