【重点推荐】人教版高中化学选修四第一章重要知识点总结

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第一章重要知识点总结

一、放热与吸热反应的几种类型：

下列反应中生成物总能量高于反应物总能量的是（）

A．碳酸钙受热分解B．乙醇燃烧C．铝粉与氧化铁粉末反应D．氧化钙溶于水

二、△H的计算方法=反应物的总键能-生成物的总键能=生成物的总能量-反应物的总能量

（15分）化学键的键能是指气态原子间形成1mol化学键时释放的能量。如：H(g)＋I(g)→H－I(g)＋297KJ 即H－I键的键能为297kJ/mol，也可以理解为破坏1mol H－I键需要吸收297KJ的热量。化学反应的发生可以看成旧化学键的破坏和新化学键的形成。下表是一些键能数据。（单位：kJ/mol）

键能键能键能

H－H 436 Cl－Cl 243 H－Cl 432

S＝S 255 H－S 339 C－F 427

C-Cl 330 C－I 218 H－F 565

C-O 347 H－O 464 Si—Si 176

Si—O 460 O=O 497

（1）根据表中数据判断CCl4的稳定性（填“大于”或“小于”）CF4的稳定性。

（2）结合表中数据和热化学方程式H2(g)＋Cl2(g)=2HCl(g) ΔH=-QKJ/ mol；通过计算确定热化学方程式中Q 的值为②请写出晶体硅与氧气反应生成二氧化硅的热化学方程式：

三、物质稳定性的比较：能量越低越稳定键能越高越稳定

已知25℃、101KPa下，4Al（s）+3O2（g）=2Al2O3（s）ΔH＝-2834.9KJ/mol

4Al（s）+2O3（g）=2Al2O3（s）ΔH＝-3119.1KJ/mol，由此得出的结论正确的是（）

A．O2比O3能量低，由O2转变为O3为放热反B．O2比O3能量高，由O2转变为O3为吸热反应

C．O3比O2稳定，由O2转变为O3为放热反D．O2比O3稳定，由O2转变为O3为吸热反应

四、热化学方程式的书写判断：

下列热化学方程式书写正确的是

A、C(s)+O2(g)==CO2(g)；△H=+393.5kJ/mol

B、2SO2+O2==2SO3；△H= —196.6kJ/mol

C、H2（g）+1/2O2(g)==H2O(l)；△H=—285.8kJ/mol

D、2H2（g）+O2(g)==2H2O(l)；△H= —571.6KJ

五、反应热△H大小的比较：

根据以下3个热化学方程式：

2H 2S(g)+3O 2(g)＝2SO 2(g)+2H 2O(l) △H ＝Q 1 kJ/mol 2H 2S(g)+O 2(g)＝2S (s)+2H 2O(l) △H ＝Q 2 kJ/mol 2H 2S(g)+O 2(g)＝2S (s)+2H 2O(g) △H ＝Q 3 kJ/mol 判断Q 1、Q 2、Q 3三者关系正确的是（ ）

A ． Q 1>Q 2>Q 3

B ． Q 1>Q 3>Q 2

C ． Q 3>Q 2>Q 1

D ． Q 2>Q 1>Q 3

同温同压下，已知下列各反应为放热反应，下列各热化学方程式中热量数值最小的是（ ） A.

2A ( l ) + B ( l ) = 2C (g ) △H 1 B. 2A ( g ) + B ( g ) = 2C (g ) △H 2 C.2A ( g ) + B ( g ) = 2C ( l ) △H 3 D. 2A ( l ) + B ( l ) = 2C ( l ) △H 4

六、中和热与燃烧热的定义：

由：①2C(s)+O 2(g)＝2CO(g) ΔH ＝－221 kJ/mol ②H ＋(aq)+OH －

(aq)＝H 2O(l) ΔH ＝－57.3 kJ/mol 可知：（ ）

A ．①的反应热为221 kJ/mol

B ．稀硫酸与Ba(OH)2稀溶液反应的中和热为57.3 kJ/mol

C ．碳的燃烧热大于110.5 kJ/mol

D ．稀醋酸与稀NaOH 溶液反应生成1 mol 水，放出57.3 kJ 热量 七、n mol 可燃物放出的热量=n 乘以 它的燃烧热

已知H 2(g)、C 2H 4(g)和C 2H 5OH(1)的燃烧热分别是-285.8 kJ ·mol -1、-1411.0 kJ ·mol -1和-1366.8 kJ mol -1，则由等质量的各物质放出的热量比（ ）

A ．4.8:1.5:1

B ．1:3.2:1.5

C ． 3.2:5:1

D ．1.5:1:2 八、能源探究问题：

未来新能源的特点是资源丰富，在使用时对环境无污染或污染很小，且可以再生。下列属于未来新能源标准的是（ ）

①天然气 ②煤 ③核能 ④石油 ⑤太阳能 ⑥生物质能 ⑦风能 ⑧氢能 A ．①②③④ B ．⑤⑥⑦⑧ C ．③⑤⑥⑦⑧ D ．③④⑤⑥⑦⑧

据人民网报道，有一集团拟将在太空建立巨大的集光装置，把太阳光变

成激光用于分解海水制氢，其反应可表示为：激光↑+↑222

222O H TiO O H 。有下列几种说法：① 水

分解反应是放热反应；② 氢气是一级能源；③ 使用氢气作燃料有助于控制温室效应；④ 若用生成的氢气与空气中多余的二氧化碳反应生成甲醇储存起来，可改善生存条件。其中叙述正确的是 （ ） A. ①② B. ②③ C. ③④ D. ①②③④ 九、盖斯定律的计算： 已知：2Al (s)+

2

3

O 2（g ）=== Al 2O 3(s) △H= -1 644.3 kJ? mol -1 2Fe (s) +2

3

O 2（g ）=== Fe 2O 3(s) △H= -815.88 kJ? mol -1

试写出铝粉与氧化铁粉末发生铝热反应的热化学方程式___________________________。

十、中和反应反应热的测定：

(14分)用50mL0.50mol/L 盐酸与50mL0.55mol/LNaOH 溶液在如图所示的

装置中进行中和反应。通过测定反应过程中所放出的热量可计算中和热。回答下列问题：

（1）从实验装置上看，图中尚缺少的一种玻璃用品是 。 （2）烧杯间填满碎纸条的作用是 。

（3）大烧杯上如不盖硬纸板，求得的中和热数值(填“偏大、偏小、无影响”)

（4）如果用60mL0.50mol/L盐酸与50mL0.55mol/LNaOH溶液进行反应，与上述实验相比，所放出的热量(填“相等、不相等”)，所求中和热(填“相等、不相等”)，简述理由

（5）用相同浓度和体积的氨水（NH3·H2O）代替NaOH溶液进行上述实验，测得的中和热的数值会；（填“偏大”、“偏小”、“无影响”）。

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高中化学基础知识整理 Ⅰ、基本概念与基础理论： 一、阿伏加德罗定律 1．内容：在同温同压下，同体积的气体含有相同的分子数。即“三同”定“一同”。2．推论 （1）同温同压下，V1/V2=n1/n2 同温同压下，M1/M2=ρ1/ρ2 注意：①阿伏加德罗定律也适用于不反应的混合气体。②使用气态方程PV=nRT有助于理解上述推论。 3、阿伏加德罗常这类题的解法： ①状况条件：考查气体时经常给非标准状况如常温常压下，1.01×105Pa、25℃时等。 ②物质状态：考查气体摩尔体积时，常用在标准状况下非气态的物质来迷惑考生，如H2O、SO3、已烷、辛烷、CHCl3等。 ③物质结构和晶体结构：考查一定物质的量的物质中含有多少微粒（分子、原子、电子、质子、中子等）时常涉及希有气体He、Ne等为单原子组成和胶体粒子，Cl2、N2、O2、H2为双原子分子等。晶体结构：P4、金刚石、石墨、二氧化硅等结构。 二、离子共存 1．由于发生复分解反应，离子不能大量共存。 （1）有气体产生。如CO32-、SO32-、S2-、HCO3-、HSO3-、HS-等易挥发的弱酸的酸根与H+不能大量共存。 （2）有沉淀生成。如Ba2+、Ca2+、Mg2+、Ag+等不能与SO42-、CO32-等大量共存；Mg2+、Fe2+、Ag+、Al3+、Zn2+、Cu2+、Fe3+等不能与OH-大量共存；Fe2+与S2-、Ca2+与PO43-、Ag+与I-不能大量共存。 （3）有弱电解质生成。如OH-、CH3COO-、PO43-、HPO42-、H2PO4-、F-、ClO-、AlO2-、SiO32-、 CN-、C17H35COO-、等与H+不能大量共存；一些酸式弱酸根如HCO3-、HPO42-、HS-、H2PO4-、HSO3-不能与OH-大量共存；NH4+与OH-不能大量共存。 （4）一些容易发生水解的离子，在溶液中的存在是有条件的。如AlO2-、S2-、CO32-、C6H5O-等必须在碱性条件下才能在溶液中存在；如Fe3+、Al3+等必须在酸性条件下才能在溶液中存在。这两类离子不能同时存在在同一溶液中，即离子间能发生“双水解”反应。如3AlO2-+Al3++6H2O=4Al(OH)3↓等。 2．由于发生氧化还原反应，离子不能大量共存。 （1）具有较强还原性的离子不能与具有较强氧化性的离子大量共存。如S2-、HS-、SO32-、I-和Fe3+不能大量共存。 （2）在酸性或碱性的介质中由于发生氧化还原反应而不能大量共存。如MnO4-、Cr2O7-、NO3-、ClO-与S2-、HS-、SO32-、HSO3-、I-、Fe2+等不能大量共存；SO32-和S2-在碱性条件下可以共存，但在酸性条件下则由于发生2S2-+SO32-+6H+=3S↓+3H2O反应不能共在。H+与S2O32-不能大量共存。 3．能水解的阳离子跟能水解的阴离子在水溶液中不能大量共存（双水解）。 例：Al3+和HCO3-、CO32-、HS-、S2-、AlO2-、ClO-等；Fe3+与CO32-、HCO3-、AlO2-、ClO-等不能大量共存。 4．溶液中能发生络合反应的离子不能大量共存。

重点高中化学选修五知识点全汇总

重点高中化学选修五知识点全汇总

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备战高中：梳理选修五知识点 结构相似，在分子组成上相差一个或若干个CH2原子团的物质物质。 同系物的判断要点： 1、通式相同，但通式相同不一定是同系物。 2、组成元素种类必须相同 3、结构相似指具有相似的原子连接方式，相同的官能团类别和数目。结构相似不一定完全相同，如CH3CH2CH3和(CH3)4C，前者无支链，后者有支链仍为同系物。 4、在分子组成上必须相差一个或几个CH2原子团，但通式相同组成上相差一个或几个CH2原子团不一定是同系物，如CH3CH2Br和 CH3CH2CH2Cl都是卤代烃，且组成相差一个CH2原子团，但不是同系物。（马上点标题下蓝字"高中化学"关注可获取更多学习方法、干货！） 5、同分异构体之间不是同系物。 二、同分异构体 化合物具有相同的分子式，但具有不同结构的现象叫做同分异构现象。具有同分异构现象的化合物互称同分异构体。 1、同分异构体的种类：

⑴碳链异构：指碳原子之间连接成不同的链状或环状结构而造成的异构。如C5H12有三种同分异构体，即正戊烷、异戊烷和新戊烷。 ⑵位置异构：指官能团或取代基在在碳链上的位置不同而造成的异构。如1—丁烯与2—丁烯、1—丙醇与2—丙醇、邻二甲苯与间二甲苯及对二甲苯。 ⑶异类异构：指官能团不同而造成的异构，也叫官能团异构。如1—丁炔与1，3—丁二烯、丙烯与环丙烷、乙醇与甲醚、丙醛与丙酮、乙酸与甲酸甲酯、葡萄糖与果糖、蔗糖与麦芽糖等。 ⑷其他异构方式：如顺反异构、对映异构（也叫做镜像异构或手性异构）等，在中学阶段的信息题中屡有涉及。 各类有机物异构体情况：

人教版高中化学选修四知识点总结

化学选修4化学反应与原理 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NH4Cl②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℃，101kPa时，1mol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：101kPa②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：1mol④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1molH2O，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）

人教版高中化学知识点详细总结(很全面)

高中化学重要知识点详细总结一、俗名 无机部分： 纯碱、苏打、天然碱、口碱：Ｎa2CO3小苏打：NaHCO3大苏打：Na2S2O3石膏（生石膏）：CaSO4.2H2O 熟石膏：2CaSO4·.H2O 莹石：CaF2重晶石：BaSO4（无毒）碳铵：NH4HCO3 石灰石、大理石：CaCO3生石灰：CaO 食盐：NaCl 熟石灰、消石灰：Ca(OH)2芒硝：Na2SO4·7H2O (缓泻剂) 烧碱、火碱、苛性钠：NaOH 绿矾：FaSO4·7H2O 干冰：CO2明矾：KAl (SO4)2·12H2O 漂白粉：Ca (ClO)2、CaCl2（混和物）泻盐：MgSO4·7H2O 胆矾、蓝矾：CuSO4·5H2O 双氧水：H2O2皓矾：ZnSO4·7H2O 硅石、石英：SiO2刚玉：Al2O3 水玻璃、泡花碱、矿物胶：Na2SiO3铁红、铁矿：Fe2O3磁铁矿：Fe3O4黄铁矿、硫铁矿：FeS2铜绿、孔雀石：Cu2 (OH)2CO3菱铁矿：FeCO3赤铜矿：Cu2O 波尔多液：Ca (OH)2和CuSO4石硫合剂：Ca (OH)2和S 玻璃的主要成分：Na2SiO3、CaSiO3、SiO2过磷酸钙（主要成分）：Ca (H2PO4)2和CaSO4重过磷酸钙（主要成分）：Ca (H2PO4)2天然气、沼气、坑气（主要成分）：CH4水煤气：CO和H2硫酸亚铁铵（淡蓝绿色）：Fe (NH4)2 (SO4)2溶于水后呈淡绿色 光化学烟雾：NO2在光照下产生的一种有毒气体王水：浓HNO3与浓HCl按体积比1：3混合而成。 铝热剂：Al + Fe2O3或其它氧化物。尿素：CO（NH2) 2 有机部分： 氯仿：CHCl3电石：CaC2电石气：C2H2 (乙炔) TNT：三硝基甲苯酒精、乙醇：C2H5OH 氟氯烃：是良好的制冷剂，有毒，但破坏O3层。醋酸：冰醋酸、食醋CH3COOH 裂解气成分（石油裂化）：烯烃、烷烃、炔烃、H2S、CO2、CO等。甘油、丙三醇：C3H8O3 焦炉气成分（煤干馏）：H2、CH4、乙烯、CO等。石炭酸：苯酚蚁醛：甲醛HCHO 福尔马林：35%—40%的甲醛水溶液蚁酸：甲酸HCOOH 葡萄糖：C6H12O6果糖：C6H12O6蔗糖：C12H22O11麦芽糖：C12H22O11淀粉：（C6H10O5）n 硬脂酸：C17H35COOH 油酸：C17H33COOH 软脂酸：C15H31COOH 草酸：乙二酸HOOC—COOH 使蓝墨水褪色，强酸性，受热分解成CO2和水，使KMnO4酸性溶液褪色。二、颜色 铁：铁粉是黑色的；一整块的固体铁是银白色的。Fe2+——浅绿色Fe3O4——黑色晶体 Fe(OH)2——白色沉淀Fe3+——黄色Fe (OH)3——红褐色沉淀Fe (SCN)3——血红色溶液FeO——黑色的粉末Fe (NH4)2(SO4)2——淡蓝绿色Fe2O3——红棕色粉末FeS——黑色固体 铜：单质是紫红色Cu2+——蓝色CuO——黑色Cu2O——红色CuSO4（无水）—白色CuSO4·5H2O——蓝色Cu2(OH)2CO3—绿色Cu(OH)2——蓝色[Cu(NH3)4]SO4——深蓝色溶液 BaSO4、BaCO3、Ag2CO3、CaCO3、AgCl 、Mg (OH)2、三溴苯酚均是白色沉淀 Al(OH)3白色絮状沉淀H4SiO4（原硅酸）白色胶状沉淀 Cl2、氯水——黄绿色F2——淡黄绿色气体Br2——深红棕色液体I2——紫黑色固体 HF、HCl、HBr、HI均为无色气体，在空气中均形成白雾 CCl4——无色的液体，密度大于水，与水不互溶KMnO4--——紫色MnO4-——紫色 Na2O2—淡黄色固体Ag3PO4—黄色沉淀S—黄色固体AgBr—浅黄色沉淀 AgI—黄色沉淀O3—淡蓝色气体SO2—无色，有剌激性气味、有毒的气体 SO3—无色固体（沸点44.8 0C）品红溶液——红色氢氟酸：HF——腐蚀玻璃 N2O4、NO——无色气体NO2——红棕色气体NH3——无色、有剌激性气味气体 三、现象： 1、铝片与盐酸反应是放热的，Ba(OH)2与NH4Cl反应是吸热的； 2、Na与H2O（放有酚酞）反应，熔化、浮于水面、转动、有气体放出；(熔、浮、游、嘶、红) 3、焰色反应：Na 黄色、K紫色（透过蓝色的钴玻璃）、Cu 绿色、Ca砖红、Na+（黄色）、K+（紫色）。 4、Cu丝在Cl2中燃烧产生棕色的烟； 5、H2在Cl2中燃烧是苍白色的火焰； 6、Na在Cl2中燃烧产生大量的白烟； 7、P在Cl2中燃烧产生大量的白色烟雾； 8、SO2通入品红溶液先褪色，加热后恢复原色； 9、NH3与HCl相遇产生大量的白烟；10、铝箔在氧气中激烈燃烧产生刺眼的白光； 11、镁条在空气中燃烧产生刺眼白光，在CO2中燃烧

高中化学选修四：专题一化学反应的焓变

【教学目标】二课时 １.知识与技能 ⑴了解化学反应中能量变化的实质，理解反应热、放热反应、吸热反应、焓及焓变等概念。 ⑵明确测定反应热的要点，测定反应热的基本原理和方法。 ⑶能熟练书写热化学方程式，能利用盖斯定律进行有关反应焓变的简单计算 ２.过程与方法 ⑴通过化学反应中的能量变化，理解放热反应和吸热反应的实质。且会利用量热计测定反应热。 ⑵能从能量的角度说明“焓”及“焓变”的意义，能熟练书写热化学方程式。 ３.情感态度与价值观 通过常见的化学反应的热效应，结合物质的结构，体会化学反应的实质，感受化学反应中的能量变化及能源危机，培养学习化学的兴趣，乐于探究物质变化的奥秘，感受化学世界的奇妙，培养创新精神和实践能力。 【学习重难点】 重点：1. 理解放热反应和吸热反应的实质。 2．熟练书写热化学方程式。 难点：能量变化实质，键能的含义

【教学过程】 引言；在化学必修2中我们已经学习了化学反应中的能量变化，我们说化学反应中不仅是物质的转变，同时还伴随着能量变化。这个能量就是反应热。那什么是反应热呢？ 回顾：一、反应热 1、反应热：在化学反应过程中，当反应物和生成物具有相同的温度时，所吸收或放出的热量叫反应热。 讲述：在化工生产和科学实验中，化学反应通常是在敞口容器中进行的，反应体系的压强与外界压强相等，即反应是在恒压下进行的。 2、焓变：在恒温、恒压的条件下，化学反应过程中吸收或放出的热量称为焓变。 符号；△H 单位：kJ/mol 两者的关系：焓变与“等压”反应且“能量全部转化为热能”时的反应热相等。一般没特别指明时，两者的数值相等。 问：一个化学反应，根据反应过程是吸收热量还是放出热量，可把反应分为什么？ 3、放热反应和吸热反应 放出热量的反应称为放热反应。△H（焓变）<0表示放热 吸收热量的反应称为吸热反应，△H（焓变）>0表示吸热反应 4、常见的放热反应和吸热反应 放热反应：燃料的燃烧、酸碱中和反应、金属与酸的反应、大多数的化合反应。

【最新】高中化学选修4知识点分类总结(1)

化学选修4化学反应与原理 章节知识点梳理 第一章化学反应与能量 一、焓变反应热 1．反应热：化学反应过程中所放出或吸收的热量，任何化学反应都有反应热， 因为任何化学反应都会存在热量变化，即要么吸热要么放热。反应热可以分为（燃烧热、中和热、溶解热） 2．焓变(ΔH)的意义：在恒压条件下进行的化学反应的热效应.符号：△H.单位：kJ/mol ，即：恒压下：焓变=反应热，都可用ΔH表示，单位都是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 也可以利用计算△H来判断是吸热还是放热。△H=生成物所具有的总能量-反应物所具有的总能量=反应物的总键能-生成物的总键能 ☆常见的放热反应：①所有的燃烧反应②所有的酸碱中和反应③大多数的化合反应④金属与水或酸的反应⑤生石灰（氧化钙）和水反应⑥铝热反应等 ☆常见的吸热反应：①晶体Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl②大多数的分解反应③条件一般是加热或高温的反应 ☆区分是现象（物理变化）还是反应（生成新物质是化学变化），一般铵盐溶解是吸热现象，别的物质溶于水是放热。 4.能量与键能的关系：物质具有的能量越低，物质越稳定，能量和键能成反比。 5.同种物质不同状态时所具有的能量：气态>液态>固态 6.常温是指25，101.标况是指0,101.

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，即反应热△H，△H对应的正负号都不能省。 ②热化学方程式中必须标明反应物和生成物的聚集状态（s,l, g分别表示固态，液态，气态，水溶液中溶质用aq表示） ③热化学反应方程式不标条件，除非题中特别指出反应时的温度和压强。 ④热化学方程式中的化学计量数表示物质的量，不表示个数和体积，可以是整 数，也可以是分数 ⑤各物质系数加倍，△H加倍，即：△H和计量数成比例；反应逆向进行，△H 改变符号，数值不变。 6.表示意义：物质的量—物质—状态—吸收或放出*热量。 三、燃烧热 1．概念： 101 kPa时，1 mol纯物质完全燃烧生成稳定的氧化物（二氧化碳、二 氧化硫、液态水H2O）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） 2.燃烧热和中和热的表示方法都是有ΔH时才有负号。 3.石墨和金刚石的燃烧热不同。不同的物质燃烧热不同。

高中化学选修4知识点归纳总结

高中化学选修4知识点归纳总结 高中化学选修4知识点归纳总结 高中化学选修4知识 化学守恒 守恒是化学反应过程中所遵循的基本原则，在水溶液中的化学反应，会存在多种守恒关系，如电荷守恒、物料守恒、质子守恒等。 1.电荷守恒关系： 电荷守恒是指电解质溶液中，无论存在多少种离子，电解质溶液必须保持电中性，即溶液中阳离子所带的正电荷总数与阴离子所带的负电荷总数相等，用离子浓度代替电荷浓度可列等式。常用于溶液中离子浓度大小的比较或计算某离子的浓度等，例如： ①在NaHCO3溶液中：c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+2c(CO32-)+c(HCO3-); ②在(NH4)2SO4溶液中：c(NH4+)+c(H+)=c(OH-)+c(SO42—)。 2.物料守恒关系： 物料守恒也就是元素守恒，电解质溶液中由于电离或水解因素，离子会发生变化变成其它离子或分子等，但离子或分子中某种特定元素的原子的总数是不会改变的'。 可从加入电解质的化学式角度分析，各元素的原子存在守恒关系，要同时考虑盐本身的电离、盐的水解及离子配比关系。例如： ①在NaHCO3溶液中：c(Na+)=c(CO32-)+c(HCO3-)+c(H2CO3);

②在NH4Cl溶液中：c(Cl-)=c(NH4+)+c(NH3·H2O)。 3.质子守恒关系： 酸碱反应达到平衡时，酸(含广义酸)失去质子(H+)的总数等于碱(或广义碱)得到的质子(H+)总数，这种得失质子(H+)数相等的关系就称为质子守恒。 在盐溶液中，溶剂水也发生电离：H2OH++OH-，从水分子角度分析：H2O电离出来的H+总数与H2O电离出来的OH—总数相等(这里包括已被其它离子结合的部分)，可由电荷守恒和物料守恒推导，例如： ①在NaHCO3溶液中：c(OH-)=c(H+)+c(CO32-)+c(H2CO3); ②在NH4Cl溶液中：c(H+)=c(OH-)+c(NH3·H2O)。 综上所述，化学守恒的观念是分析溶液中存在的微粒关系的重要观念，也是解决溶液中微粒浓度关系问题的重要依据。 高中化学选修4必背知识 电解的原理 (1)电解的概念： 在直流电作用下,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：以电解熔融的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阴极,阴极发生还原反应：Na++e-→Na.

最全高一化学知识点总结5篇

最全高一化学知识点总结5篇 高一化学很多同学的噩梦，知识点众多而且杂，对于高一的新生们很不友好，建议同学们通过总结知识点的方法来学习化学，这样可以提高学习效率。 高一化学知识点总结1 1.原子定义 原子：化学变化中的最小微粒。 (1)原子也是构成物质的一种微粒。例如少数非金属单质(金刚石、石墨等);金属单质(如铁、汞等);稀有气体等。 (2)原子也不断地运动着;原子虽很小但也有一定质量。对于原子的认识远在公元前5世纪提出了有关原子的观念。但没有科学实验作依据，直到19世纪初，化学家道尔顿根据实验事实和严格的逻辑推导，在1803年提出了科学的原子论。 2.分子是保持物质化学性质的最小粒子。 (1)构成物质的每一个分子与该物质的化学性质是一致的，分子只能保持物质的化学性质，不保持物质的物理性质。因物质的物理性质，如颜色、状态等，都是宏观现象，是该物质的大量分子聚集后所表现的属性，并不是单个分子所能保持的。 (2)最小;不是绝对意义上的最小，而是;保持物质化学性质的最小;

3.分子的性质 (1)分子质量和体积都很小。 (2)分子总是在不断运动着的。温度升高，分子运动速度加快，如阳光下湿衣物干得快。 (3)分子之间有间隔。一般说来，气体的分子之间间隔距离较大，液体和固体的分子之间的距离较小。气体比液体和固体容易压缩，不同液体混合后的总体积小于二者的原体积之和，都说明分子之间有间隔。 (4)同种物质的分子性质相同，不同种物质的分子性质不同。我们都有这样的生活体验：若口渴了，可以喝水解渴，同时吃几块冰块也可以解渴，这就说明：水和冰都具有相同的性质，因为水和冰都是由水分子构成的，同种物质的分子，性质是相同的。 4.原子的构成 质子：1个质子带1个单位正电荷原子核(+) 中子：不带电原子不带电 电子：1个电子带1个单位负电荷 5.原子与分子的异同 分子原子区别在化学反应中可再分，构成分子中的原子重新组合成新物质的分子在化学反应中不可再分，化学反应前后并没有变成其它原子相似点 (1)都是构成物质的基本粒子 (2)质量、体积都非常小，彼此间均有一定间隔，处于永恒的运

高二化学选修4知识点总结

高二化学知识点总结 化学反应原理复习（一） 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时，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，为放热反应。 (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ΔH，ΔH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的数值也相应加倍。 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，这一规律称为盖斯定律。 (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

高二化学知识点归纳大全

高二化学知识点归纳大全 相信大家在高一的时候已经选好文科和理科，而理科的化学是理科生最烦恼的。以下是我整理高二化学知识点归纳，希望可以帮助大家把知识点归纳好。 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时，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，为放热反应。 (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ΔH，ΔH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的数值也相应加倍。 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，这一规律称为盖斯定律。 (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。

人教版高中化学选修四专题二选做题

专题二选做题 1、（2013·唐山一中高三第一次调研）一定温度下有可逆反应：A(g)+2B(g)2C(g)+D(g)。现将4 mol A 和8 mol B 加入体积为2 L 的某密闭容器中，反应至4 min 时，改变某一条件，测得C 的物质的量浓度随时间变化的曲线如图所示。下列有关说法中正确的是（ ） A 、0~2 min 内，正反应速率逐渐增大 B 、4 min 时，A 的转化率为50% C 、6 min 时，B 的体积分数为25% D 、4 min 时，改变条件后，平衡向逆反应方向移动 2、（2013·哈尔滨六中第四次模拟）在密闭容器中，将1.0 mol CO 与1.0 mol H 2O 混合加热到800℃，发生下列反应：CO （g ）+H 2O （g ）CO 2（g ）+H 2（g ）。一段时间后该反应达到平衡，测得CO 的物质的量为0.5 mol 。则下列说法正确的是 A ．800℃下，该反应的化学平衡常数为0.25 B ．427℃时该反应的平衡常数为9.4，则该反应的△H ＞0 C ．800℃下，若继续向该平衡体系中通入1.0 mol 的CO （g ），则平衡时CO 物质的量 分数为33.3% D ．800℃下，若继续向该平衡体系中通入1.0 mol 的H 2O （g ），则平衡时CO 转化率为66.7% 3、（2013·湖北公安县高三开学考试）某温度下，在一个2 L 的密闭容器中，加入4 mol A 和2 mol B 进行如下反应： 3A(g)＋2B(g) 4C(s)＋2D(g)，反应一段时间后达到平衡，测得生成1.6 mol C ，则下列说法正确的是（ ） A ．该反应的化学平衡常数表达式是4232()()()() c C c D k c A c B B ．此时，B 的平衡转化率是40% C ．增大该体系的压强，平衡向右移动，化学平衡常数增大 D ．增加B ，平衡向右移动，B 的平衡转化率增大 4、（2013·江苏淮阴中学高三调研）一定温度下，在甲、乙、丙、丁四个恒容密闭容器中投入SO 2（g ）和O 2（g ），其起始物质的量及SO 2的平衡转化率如下表所示。 甲 乙 丙 丁 密闭容器体积/L 2 2 2 1 起始物质的量 n （SO 2）/mol 0．4 0．8 0．8 0．4 n （O 2）/mol 0．24 0．24 0．48 0．24 SO 2的平衡转化率/% 80 α1 α2 α3 下列判断中，不正确的是 A ．甲中反应的平衡常数小于乙 B ．该温度下，该反应的平衡常数K 为400 C ．SO 2的平衡转化率：α1＜α2＝α3 D ．容器中SO 3的物质的量浓度：丙＝丁＞甲 5、（2013·江苏扬州中学高三开学检测）T ℃时在2 L 密闭容器中使X(g)与Y(g)发生反应生成Z(g)。反应过程中X 、Y 、Z 的浓度变化如图1所示；若保持其他条件不变，温度分别为T 1和T 2时，Y 的体积分数与时间的关系如图2所示。则下列结论正确的是 0246 c (mol/L) 2.55 t (min)

高中化学选修4知识点总结(详细版)知识讲解

化学选修4 化学反应与原理 第一章化学反应与能量 一、焓变反应热 1 ．反应热：化学反应过程中所放出或吸收的热量，任何化学反应都有反应热，因为任何化学反应都会存在热量变化，即要么吸热要么放热。反应热可以分为（燃烧热、中和热、溶解热） 2 .焓变（△ H）的意义：在恒压条件下进行的化学反应的热效应.符号：△ H.单位： kJ/mol ，即：恒压下：焓变二反应热，都可用△ H表示，单位都是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“+”或厶H ＞0 也可以利用计算厶H来判断是吸热还是放热。△日=生成物所具有的总能量-反应物所具有的总能量=反应物的总键能-生成物的总键能☆常见的放热反应：① 所有的燃烧反应② 所有的酸碱中和反应③ 大多数的化合反应④ 金属与水或酸的反应⑤ 生石灰（氧化钙）和水反应⑥铝热反应等 ☆常见的吸热反应：① 晶体Ba（OH）? 8H2O与NH4C②大多数的分解反应③ 条件一般是加热或高温的反应 ☆区分是现象（物理变化）还是反应（生成新物质是化学变化），一般铵盐溶解是吸热现象，别的物质溶于水是放热。 4. 能量与键能的关系：物质具有的能量越低，物质越稳定，能量和键能成反比。 5. 同种物质不同状态时所具有的能量：气态＞液态＞固态 6. 常温是指25，101. 标况是指0,101. 7. 比较△ H时必须连同符号一起比较。 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，即反应热△ H,A H对应的正负号都不能省。 ②热化学方程式中必须标明反应物和生成物的聚集状态（s,l, g 分别表示固态，液态，气态，水溶液中溶质用aq 表示） ③热化学反应方程式不标条件，除非题中特别指出反应时的温度和压强。 ④热化学方程式中的化学计量数表示物质的量，不表示个数和体积，可以是整数，也可以是分数 ⑤各物质系数加倍，△ H加倍，即：△ H和计量数成比例；反应逆向进行，△ H改变符号数值不变。 6. 表示意义：物质的量—物质—状态—吸收或放出*热量。 三、燃烧热 1．概念：101 kPa 时，1 mol 纯物质完全燃烧生成稳定的氧化物（二氧化碳、二氧化硫、液态水H2Q）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。（△ HvO,单位kJ/mol ） 2. 燃烧热和中和热的表示方法都是有△ H时才有负号。 3. 石墨和金刚石的燃烧热不同。不同的物质燃烧热不同。 四、中和热 1. 概念：在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应

高一化学知识点总结

第一章从实验学化学-1- 化学实验基本方法 过滤一帖、二低、三靠分离固体和液体的混合体时，除去液体中不溶性固体。（漏斗、滤纸、玻璃棒、烧杯） 蒸发不断搅拌，有大量晶体时就应熄灯，余热蒸发至干，可防过热而迸溅把稀溶液浓缩或把含固态溶质的溶液干，在蒸发皿进行蒸发 蒸馏①液体体积②加热方式③温度计水银球位置④冷却的水流方向⑤防液体暴沸利用沸点不同除去液体混合物中难挥发或不挥发的杂质（蒸馏烧瓶、酒精灯、温度计、冷凝管、接液管、锥形瓶） 萃取萃取剂：原溶液中的溶剂互不相溶；②对溶质的溶解度要远大于原溶剂；③要易于挥发。利用溶质在互不相溶的溶剂里溶解度的不同，用一种溶剂把溶质从它与另一溶剂所组成的溶液里提取出来的操作，主要仪器：分液漏斗 分液下层的液体从下端放出，上层从上口倒出把互不相溶的两种液体分开的操作，与萃取配合使用的 过滤器上洗涤沉淀的操作向漏斗里注入蒸馏水，使水面没过沉淀物，等水流完后，重复操作数次 配制一定物质的量浓度的溶液需用的仪器托盘天平（或量筒）、烧杯、玻璃棒、容量瓶、胶头滴管 主要步骤：⑴计算⑵称量（如是液体就用滴定管量取）⑶溶解（少量水，搅拌，注意冷却）⑷转液（容量瓶要先检漏，玻璃棒引流）⑸洗涤（洗涤液一并转移到容量瓶中）⑹振摇⑺定容⑻摇匀 容量瓶①容量瓶上注明温度和量程。②容量瓶上只有刻线而无刻度。①只能配制容量瓶中规定容积的溶液；②不能用容量瓶溶解、稀释或久贮溶液；③容量瓶不能加热，转入瓶中的溶液温度20℃左右 第一章从实验学化学-2- 化学计量在实验中的应用 1 物质的量物质的量实际上表示含有一定数目粒子的集体 2 摩尔物质的量的单位 3 标准状况 STP 0℃和1标准大气压下 4 阿伏加德罗常数NA 1mol任何物质含的微粒数目都是6．02×1023个 5 摩尔质量 M 1mol任何物质质量是在数值上相对质量相等 6 气体摩尔体积 Vm 1mol任何气体的标准状况下的体积都约为 7 阿伏加德罗定律（由PV=nRT推导出) 同温同压下同体积的任何气体有同分子数 n1 N1 V1 n2 N2 V2 8 物质的量浓度CB 1L溶液中所含溶质B的物质的量所表示的浓度 CB=nB/V nB=CB×V V=nB/CB 9 物质的质量m m=M×n n=m/M M=m/n 10 标准状况气体体积V V=n×Vm n=V/Vm Vm=V/n 11 物质的粒子数N N=NA×n n =N/NA NA=N/n 12 物质的量浓度CB与溶质的质量分数ω 1000×ρ×ω M 13 溶液稀释规律 C（浓）×V（浓）=C（稀）×V（稀） 以物质的量为中心

2.选修4化学反应与能量图像专题

（二）能量图像专题训练 1．化学反应A 2＋B 2 ===2AB的能量变化如下图所示，则下列说法中正确的是( ) A．该反应是吸热反应 B．断裂1 mol A—A键和1 mol B—B键时能放出x kJ的能量C．断裂2 mol A—B键时需要吸收y kJ的能量 D．2 mol AB的总能量高于1 mol A 2和1 mol B 2 的总能量 2．已知：①N 2(g)＋O 2 (g)===2NO(g) ΔH1＝＋180 kJ·mol －1②N 2(g)＋3H 2 (g)?22NH3(g) ΔH2＝－kJ·mol－1 ③2H 2(g)＋O 2 (g)===2H 2 O(g) ΔH3＝－kJ·mol－1 下列说法正确的是( ) A．反应②中的能量变化如图所示，则ΔH2＝E1－E3 B．H 2 的燃烧热为kJ·mol－1 C．由反应②知在温度一定的条件下，在恒容密闭容器中通入1 mol N 2和3 mol H 2 ，反应后放 出的热量为Q1 kJ，若通入2 mol N2和6 mol H2反应后放出的热量为Q2 kJ，则>Q2>2Q1 D．氨的催化氧化反应为4NH 3(g)＋5O 2 (g)===4NO(g)＋6H 2 O(g) ΔH＝＋906 kJ·mol－1 3．单斜硫和正交硫转化为二氧化硫的能量变化图如下图所示。下列说法正确的是( ) A．S(s，单斜)===S(s，正交) ΔH＝＋kJ·mol－1 B．正交硫比单斜硫稳定 C．相同物质的量的正交硫比单斜硫所含有的能量高 D．①表示断裂1 mol O 2中的共价键所吸收的能量比形成1 mol SO 2 中的共价键所放出的能量 少 kJ 4．如图所示，下列说法不正确的是( ) A．反应过程(1) 的热化学方程式 为 A 2 (g)＋

化学选修四所有知识点总结

化学选修四所有知识点总结 2016-09-25 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时，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；C K 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=- CE—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，为放热反应。 (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：H(g) + Q(g)= fθ(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(I)、气态(g)、溶液(aq)。 ②化学方程式后面写上反应焓变ΔH,ΔH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 的数值也相应加倍。 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，这一规律称为盖斯定律。 (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，△ f H mθ计算反应焓变ΔHo 对任意反应：aA+ bB= cC+ dD

人教版高一化学必修一知识点超全总结

化学必修1知识点 第一章从实验学化学一、常见物质的分离、提纯和鉴别 混合物的物理分离方法

i、蒸发和结晶蒸发是将溶液浓缩、溶剂气化或溶质以晶体析出的方法。结晶是溶质从溶液中析出晶体的过程，可以用来分离和提纯几种可溶性固体的混合物。结晶的原理是根据混合物中各成分在某种溶剂里的溶解度的不同，通过蒸发减少溶剂或降低温度使溶解度变小，从而使晶体析出。加热蒸发皿使溶液蒸发时、要用玻璃棒不断搅动溶液，防止由于局部温度过高，造成液滴飞溅。当蒸发皿中出现较多的固体时，即停止加热，例如用结晶的方法分离NaCl和KNO3混合物。

ii、蒸馏蒸馏是提纯或分离沸点不同的液体混合物的方法。用蒸馏原理进行多种混合液体的分离，叫分馏。 操作时要注意： ①在蒸馏烧瓶中放少量碎瓷片，防止液体暴沸。 ②温度计水银球的位置应与支管底口下缘位于同一水平线上。 ③蒸馏烧瓶中所盛放液体不能超过其容积的2/3，也不能少于l/3。 ④冷凝管中冷却水从下口进，从上口出。 ⑤加热温度不能超过混合物中沸点最高物质的沸点，例如用分馏的方法进行石油的分馏。 常见物质除杂方法

①常见气体的检验

②几种重要阳离子的检验 （l）H+能使紫色石蕊试液或橙色的甲基橙试液变为红色。 （2）K+用焰色反应来检验时，它的火焰呈浅紫色（通过钴玻片）。 （3）Ba2+能使用稀硫酸或可溶性硫酸盐溶液产生白色BaSO4沉淀，且沉淀不溶于稀硝酸。（4）Al3+能与适量的NaOH溶液反应生成白色Al(OH)3絮状沉淀，该沉淀能溶于盐酸或过量的NaOH溶液。 （5）Ag+能与稀盐酸或可溶性盐酸盐反应，生成白色AgCl沉淀，不溶于稀HNO3，但溶于氨水，生成［Ag(NH3)2］ （6）NH4+铵盐（或浓溶液）与NaOH浓溶液反应，并加热，放出使湿润的红色石蓝试纸变蓝的有刺激性气味NH3气体。 （7）Fe2+能与少量NaOH溶液反应，先生成白色Fe(OH)2沉淀，迅速变成灰绿色，最后变成红褐色Fe(OH)3沉淀。或向亚铁盐的溶液里加入KSCN溶液，不显红色，加入少量新制的氯水后，

高中化学选修4第三章知识点分类总结

第三章水溶液中的离子平衡 一、弱电解质的电离 1、定义：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。非电解质：在水溶液中或熔化状态下都不能导电的化合物。强电解质：在水溶液里全部电离成离子的电解质。 弱电解质：在水溶液里只有一部分分子电离成离子的电解质。 2、电解质与非电解质本质区别： 电解质——离子化合物或共价化合物 非电解质——共价化合物 注意：①电解质、非电解质都是化合物②SO2、NH3、CO2等属于非电解质 ③强电解质不等于易溶于水的化合物（如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全 部电离，故BaSO4为强电解质）——电解质的强弱与导电性、溶解性无关。 3、弱电解质的电离平衡：在一定的条件下，当弱电解质分子电离成离子的速率和离 子结合成分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态，这叫弱电解质的电离平衡。 4、影响电离平衡的因素： A、温度：电离一般吸热，升温有利于电离。 B、浓度：浓度越大，电离程度越小；溶液稀释时，电离平衡向着电离的方向移动。 C、同离子效应：在弱电解质溶液里加入与弱电解质具有相同离子的电解质，会减弱电离。 D、其他外加试剂：加入能与弱电解质的电离产生的某种离子反应的物质时，有利于电离。 5、电离方程式的书写： 用可逆符号弱酸的电离要分布写（第一步为主） 6、电离常数：在一定条件下，弱电解质在达到电离平衡时，溶液中电离所生成的各种离子 浓度的乘积，跟溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数。叫做电离平衡常数，（一般用Ka 表示酸，Kb表示碱。） 表示方法：AB A++B- Ki=[ A+][ B-]/[AB] K越大，弱电解质较易电离，其对应弱酸、弱碱较强。 H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO 7、影响因素： a、电离常数的大小主要由物质的本性决定。 b、电离常数受温度变化影响，不受浓度变化影响，在室温下一般变化不大。 二、水的电离和溶液的酸碱性 1、水电离平衡：: 水的离子积：K W = c[H+]·c[OH-] 25℃时, [H+]=[OH-] =10-7 mol/L ; K W = [H+]·[OH-] = 1*10-14 注意：区分由水电离出的H+、OH-的浓度与水溶液中H+、OH-的浓度。 注意：K W只与温度有关，温度一定，则K W值一定 K W不仅适用于纯水，适用于任何溶液（酸、碱、盐） 2、水电离特点：（1）可逆（2）吸热（3）极弱 物质单质 化合物 电解质 非电解质：非金属氧化物，大部分有机物。如SO3、CO2、C6H12O6、CCl4、CH2=CH2 强电解质：强酸，强碱，大多数盐。如HCl、NaOH、NaCl、BaSO4 弱电解质：弱酸，弱碱，极少数盐，水。如HClO、NH3·H2O、Cu(OH)2、 H2O…… 混和物 纯净物