人教化学选修一前二章知识点归纳
第一章 化学反应与能量
一、焓变 反应热
1.反应热:一定条件下,一定物质的量的反应物之间完全反应所放出或吸收的热量
2.焓变(ΔH)的意义:在恒压条件下进行的化学反应的热 效应
(1).符号: △H(2).单位:kJ/mol
3.产生原因:化学键断裂——吸热 化学键形成——放热
放出热量的化学反应。(放热>吸热) △H 为“-”或△H <0
吸收热量的 化学反应。(吸热>放热)△H 为“+”或△H >0
☆ 常见的放热反应:① 所有的燃烧反应 ② 酸碱中和反应
③ 大多数的化合反应 ④ 金属与酸的反应
⑤ 生石灰和水反应 ⑥ 浓硫酸稀释、氢氧化钠固体溶解等
☆ 常见的吸热反应:① 晶体Ba(OH)2?8H2O与NH4Cl ② 大多数的分解反应
③ 以H2、CO、C为还原剂的氧化还原反应 ④ 铵盐溶解等
二、热化学方程式
书写化学方程式注意要点:
①热化学方程式必须标出能量变化。
②热化学方程式中必须标明反应物和生成物的聚集状态(g,l,s分别表示固态,液态,气态,水溶液中溶质用aq表示)
③热化学反应方程式要指明反应时的温度和压强。
④热化学方程式中的化学计量数可以是整数,也可以是分数
⑤各物质系数加倍,△H加倍;反应逆向进行,△H改变符号,数值不变
三、燃烧热
1.概念:25 ℃,101 kPa时,1 mol纯物质完全燃烧生成稳定的化合物时所放出的热量。燃烧热的单位用kJ/mol表示。
※注意以下几点:
①研究条件:101 kPa
②反应程度:完全燃烧,产物是稳定的氧化物。
③燃烧物的物质的量:1 mol
④研究内容:放出的热量。(ΔH<0,单位kJ/mol)
四、中和热
1.概念:在稀溶液中,酸跟碱发生中和反应而生成1mol H2O,这时的反应热叫中和热。
2.强酸与强碱的中和反应其实质是H+和OH-反应,其热化学方程式为:
H+(aq) +OH-(aq) =H2O(l) ΔH=-57.3kJ/mol
3.弱酸或弱碱电离要吸收热量,所以它们参加中和反应时的中和热小于57.3kJ/mol。
4.中和热的测定实验
五、盖斯定律
1.内容:化学反应的反应热只与反应的始态(各反应物)和终态(各生成物)有关,而与具体反应进行的途径无关,如果一个反应可以分几步进行,则各分步反应的反应热之和与该反应一步完成的反应热是相同的。
第二章 化学反应速率和化学平衡
一、化学反应速率
1. 化学反应速率(v)
⑴ 定义:用来衡量化学反应的快慢,单位时间内反应物或生成物的物质的量的变化
⑵ 表示方法:单位时间内反应浓度的减少或生成物浓度的增加来表示
⑶ 计算公式:v=Δc/Δt(υ:平均速率,Δc:浓度变化,Δt:时间)单位:mol/(L?s)
⑷ 影响因素:
① 决定因素(内因):反应物的性质(决定因素)
② 条件因素(外因):反应所处的条件
2.
※注意:(1)、参加反应的物质为固体和液体,由于压强的变化对浓度几乎无影响,可以认为反应速率不变。
(2)、惰性气体对于速率的影响
①恒温恒容时:充入惰性气体→总压增大,但是各分压不变,各物质浓度不变→反应速率不变
②恒温恒体时:充入惰性气体→体积增大→各反应物浓度减小→反应速率减慢
二、化学平衡
(一)1.定义:
化学平衡状态:一定条件下,当一个可逆反应进行到正逆反应速率相等时,更组成成分浓度不再改变,达到表面上静止的一种“平衡”,这就是这个反应所能达到的限度即化学平衡状态。
2、化学平衡的特征
逆(研究前提是可逆反应)
等(同一物质的正逆反应速率相等)
动(动态平衡)
定(各物质的浓度与质量分数恒定)
变(条件改变,平衡发生变化)
3、判断平衡的依据
判断可逆反应达到平衡状态的方法和依据
例举反应[来源:学科网] mA(g)+nB(g) pC(g)+qD(g)
混合物体系中[来源:Zxxk.Com][来源:学,科,网][来源:Z#xx#k.Com][来源:学&科&网Z&X&X&K][来源:学科网ZXXK]
各成分的含量[来源:学科网ZXXK] ①各物质的物质的量或各物质的物质的量的分数一定[来源:学*科*网][来源:Z|xx|k.Com] 平衡[来源:学*科*网][来源:学&科&网][来源:Z.xx.k.Com]
②各物质的质量或各物质质量分数一定 平衡
③各气体的体积或体积分数一定 平衡
④总体积、总压力、总物质的量一定 不一定平衡
正、逆反应
速率的关系 ①在单位时间内消耗了m molA同时生成m molA,即V(正)=V(逆) 平衡
②在单位时间内消耗了n molB同时消耗了p molC,则V(正)=V(逆) 平衡
③V(A):V(B):V(C):V(D)=m:n:p:q,V(正)不一定等于V(逆) 不一定平衡
④在单位时间内生成n molB,同时消耗了q molD,因均指V(逆) 不一定平衡
压强 ①m+n≠p+q时,总压力一定(其他条件一定) 平衡
②m+n=p+q时,总压力一定(其他条件一定) 不一定平衡
混合气体平均相对分子质量Mr ①Mr一定时,只有当m+n≠p+q时 平衡
②Mr一定时,但m+n=p+q时 不一定平衡
温度 任何反应都伴随着能量变化,当体系温度一定时(其他不变) 平衡
体系的密度 密度一定 不一定平衡
其他 如体系颜色不再变化等 平衡
(二)影响化学平衡移动的因素
1、浓度对化学平衡移动的影响
(1)影响规律:在其他条件不变的情况下,增大反应物 的浓度或减少生成物的浓度,都可以使平衡向正方向移动;增大生成物的浓度或减小反应物的浓度,都可以使平衡向逆方向移动
(2)增加固体或纯液体的量,由于浓度不变,所以平衡_不移动_
(3)在溶液中进行的反应,如果稀释溶液,反应物浓度__减小__,生成物浓度也_减小_, V正_减小__,V逆也_减小__,但是减小的程度不同,总的结果是化学平衡向反应方程式中化学计量数之和_大_的方向移动。
2、温度对化学平衡移动的影响
影响规律:在其他条件不变的情况下,温度升高会使化学平衡向着___吸热反应______方向移动,温度降低会使化学平衡向着_放热反应__方向移动。
3、压强对化学平衡移动的影响
影响规律:其他条件不变时,增大压强,会使平衡向着__体积缩小___方向移动;减小压强,会使平衡向着___体积增大__方向移动。
注意:(1)改变压强不能使无气态物质存在的化学平衡发生移动
(2)气体减压或增压与溶液稀释或浓缩的化学平衡移动规律相似
4.催化剂对化学平衡的影响:由于使用催化剂对正反应速率和逆反应速率影响的程度是等同的,所以平衡__不移动___。但是使用催化剂可以影响可逆反应达到平衡所需的_时间_。
5.勒夏特列原理(平衡移动原理):如果改变影响平衡的条件之一(如温度,压强,浓度),平衡向着能够减弱这种改变的方向移动。
三、化学平衡常数
(一)定义:在一定温度下,当一个反应达到化学平衡时,___生成物浓度幂之积与反应物浓度幂之积的比值是一个常数____比值。 符号:__K__
(二)使用化学平衡常数K应注意的问题:
1、表达式中各物质 的浓度是__变化的浓度___,不是起始浓度也不是物质的量。
2、K只与__温度(T)___有关,与反应物或生成物的浓度无关。
3、反应物或生产物中有固体或纯液体存在时,由于其浓度是固定不变的,可以看做是“1”而不代入公式。
4、稀溶液中进行的反应,如有水参加,水的浓度不必写在平衡关系式中。
(三)化学平衡常数K的应用:
1、化学平衡常数值的大小是可逆反应__进行程度__的标志。K值越大,说明平衡时_生成物___的浓度越大,它的___正向反应__进行的程度越大,即该反应进行得越__完全___,反应物转化率越_高___。反之,则相反。 一般地,K>_105__时,该反应就进行得基本完全了。
2、可以利用K值做标准,判断正在进行的可逆反应是否平衡及不平衡时向何方进行建立平衡。(Q:浓度积)
Q_〈__K:反应向正反应方向进行;
Q__=_K:反应处于平衡状态 ;
Q_〉__K:反应向逆反应方向进行
3、利用K值可判断反应的热效应
若温度升高,K值增大,则正反应为__吸热___反应
若温度升高,K值减小,则正反应为__放热___反应
*四、等效平衡
1、概念:在一定条件下(定温、定容或定温、定压),只是起始加入情况不同的同一可逆反应达到平衡后,任何相同组分的百分含量均相同,这样的化学平衡互称为等效平衡。
2、分类
(1)定温,定容条件下的等效平衡
第一类:对于反应前后气体分子数改变的可逆反应:必须要保证化学计量数之比与原来相同;同时必须保证平衡式左右两边同一边的物质的量与原来相同。
第二类:对于反应前后气体分子数不变的可逆反应:只要反应物的物质的量的比例与原来相同即可视为二者等效。
(2)定温,定压的等效平衡
只要保证可逆反应化学计量数之比相同即可视为等效平衡。
五、化学反应进行的方向
1、反应熵变与反应方向:
(1)熵:物质的一个状态函数,用来描述体系的混乱度,符号为S. 单位:J???mol-1?K-1
(2)体系趋向于有序转变为无序,导致体系的熵增加,这叫做熵增加原理,也是反应方向判断的依据。.
(3)同一物质,在气态时熵值最大,液态时次之,固态时最小。即S(g)〉S(l)〉S(s)
2、反应方向判断依据
在温度、压强一定的条件下,化学反应的判读依据为:
ΔH-TΔS〈0 反应能自发进行
ΔH-TΔS=0 反应达到平衡状态
ΔH-TΔS〉0 反应不能自发进行
注意:(1)ΔH为负,ΔS为正时,任何温度反应都能自发进行
(2)ΔH为正,ΔS为负时,任何温度反应都不能自发进行
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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作中便于除去。第二节 化学计量在实验中的应用一、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个粒子的任何粒子集体计量为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:单位物质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 )二、气体摩尔体积 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/气体摩尔体积n=V/Vm 3.标准状况下, Vm = 22.4 L/mol三、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体积,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同的容量瓶. 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) 第二章 化学物质及其变化 一、物质的分类1、分类是学习和研究化学物质及其变化的一种常用的基本方法,它不仅可以使有关化学物质及其变化的知识系统化,还可以通过分门别类的研究,了解物质及其变化的规律。分类要有一定的标准,根据不同的标准可以对化学物质及其变化进行不同的分类。交叉分类和树状分类是常用的分类方法。 2、分散系及其分类 把一种(或多种)物质分散在另一种(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分散剂(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、不稳定不能没有泥水 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类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子参加可将反应分为: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(非离子反应)(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(得失或偏移)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。酸:电离时生成的阳离子全部是氢离子的化合物碱:电离时生成的阴离子全部是氢氧根离子的化合物。盐:电离时生成金属离子(或铵根离子)和酸根离子的化合物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,不同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能导电的物质并不全部是电解质: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:用实际参加反应的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从方程式两端删去查: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,就是指离子之间不发生任何反应;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、结合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、离子符号、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达式是否正确(过量、适量) 3、氧化还原反应氧化还原反应概念的发展比较 得氧失氧的观点(狭义)化合价升降观点(广义)电子转移观点(本质)氧化反应 得氧的反应 化合价升高的反应失去(或偏离)电子的反应还原反应 失氧的反应化合价降低的反应得到(或偏向)电子的反应氧化还原反应 有氧得失的反应有化合价升降的反应有电子转移(得失或偏移)的反应 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)
高一化学选修第一册知识点总结
1.4 维生素和微量元素 1.维生素 维生素C:又称抗坏血酸,水溶性维生素 防止坏血病,具有较强的还原性,易被氧化,遇热易分解。摄入途径:新鲜蔬菜及水果中(猕猴桃、辣椒)化学性质小结:(1)还原性 (2)加成反应 (3)酯化反应 (4)遇热易分解 维生素C实验 实验现象 A滴加碘水(I2) ...
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②高二理科上学期选修4化学反应原理,下学期选修5有机化学基础。人教版高考必修1、2和选修4是必考的,选修2、3、5是选考一本,但是75%-80%的考生都会选选修5的题目考试。一般情况下是先学必修课程即必修一和必修二。然后是必考类选修。不同省市的必考类选修课程不同。大多数学校是选修四化学反应原理...
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它的研究对象是化学知识系统和化学教学过程中教与学的联系、相互作用及其统一。以下是我整理的高二化学选修1课件,欢迎阅读。 教学目标 知识与技能: (1)使学生掌握糖类的主要代表物: 葡萄糖、 蔗糖、 淀粉 、纤维素的组成和重要性质,以及它们之间的相互转变和跟烃的衍生物的关系。 (2)能举例说明糖类在食品加工...
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第二章 化学物质及其变化 一、物质的分类 金属:Na、Mg、Al 单质 非金属:S、O、N 酸性氧化物:SO3、SO2、P2O5等 氧化物 碱性氧化物:Na2O、CaO、Fe2O3 氧化物:Al2O3等 纯 盐氧化物:CO、NO等 净 含氧酸:HNO3、H2SO4等 物 按酸根分 无氧酸:HCl 强酸:HNO3、H2SO4 、HCl 酸 按强弱分 弱酸:H2CO3、...
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在章节上,并没有直接的衔接。高中化学分必修和选修两部分。必修一:第一章 从实验学化学(本章是对初中化学实验的回顾以及引进“物质的量”这一新概念)第二章 化学物质及其变化(本章主要通过介绍氧化还原反应,进一步提高学生对化学反应的认识)第三章 金属及其化合物(主要介绍钠,铝及其化合物...
请问一下 高中高一化学都讲得什么?学生学的是哪几本教材。高二化学学的...
必修一是第一章实验化学,第二章化学物质及其变化,第三章金属及其化合物,四章非金属及其化合物 必修二第一章物质的结构 第二章化学反应于能量 第三章有机物的基础 四章化学能的开发利用 高一其实主要就是无机物 和有机物的基础 然后就进入高二阶段的学习,先学选修4 《化学反应原理》这可以说是...
高中物理,化学必修一共有几本
选修四《化学反应原理》选修五《有机化学基础》选修六《实验化学》但不是每一本都会学到.其中高一要学:《必修一》《必修二》(有可能还学习选修一《化学与生活》的一部分)高二要分文理:文科学:选修一《化学与生活》理科学:选修四《化学反应原理》选修五《有机化学基础》物理必修2本,选修5本:《必修1》第一章 ...
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