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  • 2021-07-06 发布

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

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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 S2- >I- > Br-> Cl- > OH- > 含氧酸根离子>F -。 阴极:Ag+>Hg2+>Fe3+>Cu2+>H+>b2+>Sn2+>Fe2+>Zn2+>Al3+>Mg2+>Na+>Ca2+>K+ 67.电解熔融态离子化合物冶炼金属的:NaCl、MgCl2、Al2O3;热还原法冶炼的金属:Zn 至 Cu;热分解法冶炼金属:Hg 和 Ag。 68.电解精炼铜时,粗铜作阳极,精铜作阴极,硫酸铜溶液作电解液。 69.工业上利用电解饱和食盐水制取氯气,同时得到氢气、氢氧化钠。电解时阳极为石 墨,阴极为铁。 70.优先氧化原理 若某一溶液中同时含有多种还原性物质,则加入一种氧化剂时,优先氧化还原性强的物 质。 如还原性:S2->I->Fe2+ >Br- >Cl- ,在同时含以上离子的溶液中通入 Cl2 按以上顺序依 次被氧化。