高中化學復習的常用知識點

　　高二化學復習資料：溶液的計算

　　應熟練掌握本部分常用的計算公式和方法

　　公式一：溶質的質量分數=溶質質量/溶液質量100%=溶質質量/(溶質質量+溶劑質量)100%

　　公式二：溶液的稀釋與濃縮

　　m濃a%濃=m稀b%稀=(m濃+增加的溶劑質量)b%稀

　　公式三：相對溶質不同質量分數的兩種溶液混合

　　m濃a%濃+m稀b%稀=(m濃+m稀)c%

　　公式四：溶液中溶質的質量=溶液的質量溶液中溶質的質量分數=溶液的體積溶液的密度

　　高二化學復習資料：化學反應與能量

　　1、反應熱：化學反應過程中放出或吸收的熱量。

　　焓變：在恒溫、恒壓的條件下，化學反應過程中所吸收或釋放的熱量(QP)。

　　2、符號：△H單位：kJ/mol

　　3、規定：吸熱反應:△H > 0 或者值為“+”，放熱反應:△H < 0 或者值為“-”

　　4、常見的放熱反應和吸熱反應：

　　燃燒、中和反應、金屬與酸反應、以及大部分化合反應是放熱的

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

　　5、反應物總能量大于生成物總能量，放熱反應，體系能量降低，△H<0

　　反應物總能量小于生成物總能量，吸熱反應，體系能量升高，△H>0

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

　　6、熱化學方程式：表示化學反應中放出或吸收的熱量的化學方程式。

　　書寫熱化學方程式注意事項:

　　(1)反應物和生成物要標明其聚集狀態，用g、l、s、aq表示不同狀態。

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

　　(3)熱化學方程式中各物質前的化學計量數只表示物質的量，因此可以是整數或分數。

　　(4)對于相同物質的反應，當化學計量數不同時，其△H 也不同，即△H 的值與計量數成正比,

　　7、蓋斯定律：不管化學反應是一步完成或分幾步完成，其反應熱是相同的。化學反應的焓變(ΔH)

　　只與反應體系的始態和終態有關，而與反應的途徑無關。

　　規律：若多步化學反應相加可得到新的化學反應，則新反應的反應熱即為上述多步反應的反應熱之和。

　　步驟：

　　8、燃燒熱：在101kPa時，l mol物質完全燃燒生成穩定的氧化物時的反應熱.

　　注意：① 燃燒的條件是在101kPa;② 標準:是以1mol燃料作為標準，因此書寫熱化學方程式時，其它物質的化學計量數可用分數表示;③ 物質燃燒都是放熱反應，所以表達物質燃燒時的△H均為負值;④ 燃燒要完全:C元素轉化為CO2(g)，而不是CO;H元素轉化為H2O(l)，N元素轉化為N2(g)。

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

　　高二化學復習資料：化學反應速率和化學平衡

　　第一節 化學反應速率

　　1.化學反應速率是用來衡量化學反應進行快慢程度的，通常用單位時間內反應物濃度的減少或生成物濃度的增加來表示。

　　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.同一化學反應用不同物質表示的速率數值可能不同，速率之比等于其計量數之比。

　　4.影響因素——濃度、壓強、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。故改變固體物質的量對速率無影響。

　　(2)壓強：對反應前后氣體總分子數沒有改變的可逆反應來說，當壓強改變時，V正、V逆的改變

　　程度是相同的;對反應前后氣體總分子數發生改變的可逆反應來說，當壓強增加時，V正、V逆的改變程度是不相同的。(計量數大的一邊改變的程度大)

　　(3)溫度：溫度對V正、V逆的影響是不同的，升溫時吸熱反應一邊增加的倍數要大于放熱反應

　　一邊增加的倍數;降溫時放熱反應一邊減少的倍數要小于吸熱反應一邊減少的倍數。

　　(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——能發生化學反應的碰撞。有效碰撞發生的條件是發生碰撞的分子具有較高的能量和

　　分子在一定的方向上發生碰撞。

　　活化分子——在化學反應中，能量較高、可能發生有效碰撞的分子。

　　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 化學反應的方向和限度

　　1. 自發反應：在一定條件下無需外界幫助就能自動進行的反應。

　　2. 自發進行的方向——體系能量降低和混亂度增大都有促使反應自發進行的傾向。

　　熵(S)——衡量一個體系混亂度的物理量。混亂度：氣態>液態>固態

　　3. 焓變(△H)與混亂度(△S)綜合考慮

　　4.化學反應方向的控制△G = △H - T△S < 0 ，一定能自發。

　　△H<0、△S>0，一定能自發進行

　　△H>0、△S<0，一定不能自發進行

　　△H<0、△S<0，低溫下能自發進行

　　△H>0、△S>0，高溫下能自發進行

　　5.化學反應的限度

　　(1)化學平衡狀態——在一定條件下的可逆反應，正逆反應速率相等，反應物和生成物的濃 度不再發生變化。一定條件下可逆反應進行的最大限度。

　　(2)化學平衡的特點——動態平衡，V正=V逆≠0，

　　(3)化學平衡常數——一定溫度下，到達平衡后各物質的物質的量濃度的關系。表達式：K=C生 C反 K越大，表示反應進行的程度越大。與反應速率無關。

　　(4)化學平衡狀態的判斷

　　a.V正=V逆。即單位時間內某一物質生成量和消耗量相等，或對某一物質而言生成化學鍵的量和斷裂化學鍵的量相等。

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

　　混合氣體的總物質的量、總體積、總壓強、平均相對分子質量也不變。(但對于反應前后氣體總分子數不變的可逆反應，就不能用混合氣體的總物質的量、總體積、總壓強、平均相對分子質量已經不變來判斷可逆反應已經達到平衡)---變量不變。

　　第三節 化學平衡的移動

　　1.影響因素：濃度、壓強、溫度

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

　　2.等效平衡——同一反應，在一定條件下所建立的兩個或多個平衡中，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：恒溫恒容下對于反應前后氣體體積發生變化的反應來說(即△V≠0的體系)：等價轉化后，對應各物質起始投料的物質的量與原平衡起始態相同。---等量投料，完全等效。

　　II類：恒溫恒容下對于反應前后氣體體積沒有變化的反應來說(即△V=0的體系)：等價轉化后，只要反應物(或生成物)的物質的量的比例與原平衡起始態相同，兩平衡等效。---等比投料，不完全等效。

　　III類：恒溫恒壓下對于氣體體系等效轉化后，要反應物(或生成物)的物質的量的比例與原平

　　衡起始態相同，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)反應速度圖像——看起點，看變化趨勢，看終點。

　　(2)化學平衡圖像分析法：

　　三步分析法：一看速率變化;二看正逆速率變化的相對大小;三看化學平衡移動的方向。 四要素分析法：看曲線的起點、變化趨勢、轉折點、終點。

　　先拐先平：先出拐點的曲線先達到平衡。

　　定一議二：圖像中有三個量時，先確定一個量不變，再討論另外兩個量的關系。

　　第四節 化學反應條件的控制

　　1. 硫代硫酸鈉與酸反應速率的影響因素——濃度、溫度對化學反應速率的影響;

　　2. 催化劑對過氧化氫分解反應速率的影響——MnO2、CuO、FeCl3等對過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、顆粒大小也會影響效率。

　　3. 反應條件對平衡的影響(合成氨為例)