目錄高中化學選修一知識點歸納 物理選修一公式匯總?cè)私贪?/a> 高二選修一化學知識點總結(jié) 化學選修一知識點歸納 化學選修一知識點梳理
哦，圓核我還螞陪有書和筆記；1 氧化還原反應；配平 牽扯出離子反應和化學式配平 離子反應有非電解質(zhì) 揮發(fā)性氣體 弱電解質(zhì)【悶腔蠢水】方可發(fā)生 2 摩爾 主要是記住摩爾概念題跟小學問答題差不多用原子質(zhì)量套 3 水解平衡和電離平衡 又與1有關 4 化學平衡5 元素周期率 6 堿金屬
化學反應原理是化學一個重要的考點，關于它的原理你都掌握了多少?接下來我為你整理了化學選修化學反應原理知識點，一起來看看吧。
化學選修化學反應原理知識點化學反應與能量
一、化學反應的熱效應
1、化學反應的反應熱
(1)反應熱的概念：
當化學反應在一定的溫度下進行時，反應所釋放或吸收的熱量稱為該反應在此溫度下的熱效應，簡稱反應熱。用符號Q表示伍乎。
(2)反應熱與腔仿悉吸熱反應、放熱反應的關系。
Q>0時，反應為吸熱反應;Q<0時，反應為放熱反應。
(3)反應熱的測定
測定反應熱的儀器為量熱計，可測出反應前后溶液溫度的變化，根據(jù)體系的熱容可計算出反應熱，計算公式如下：
Q=-C(T2-T1)
式中C表示體系的熱容，T1、T2分別表示反應前和反應后體系的溫度。實驗室經(jīng)常測定中和反應的反應熱。
2、化學反應的焓變
(1)反應焓變
物質(zhì)所具有的能量是物質(zhì)固有的性質(zhì)，可以用稱為“焓”的物理量來描述，符號為H，單位為kJ·mol-1。
反應產(chǎn)物的總焓與反應物的總焓之差稱為反應焓變，用ΔH表示。
(2)反應焓變ΔH與反應熱Q的關系。
對于等壓條件下進行的化學反應，若反應中物質(zhì)的能量變化全部轉(zhuǎn)化為熱能，則該反應的反應熱等于反應焓變，其數(shù)學表達式為：Qp=ΔH=H(反應產(chǎn)物)-H(反應物)。
(3)反應焓變與吸熱反應，放熱反應的關系：
ΔH>0，反應吸收能量，為吸熱反應。
ΔH<0，反應釋放能量，為放熱反應。
(4)反應焓變與熱化學方程式：
把一個化學反應中物質(zhì)的變化和反應焓變同時表示出來的化學方程式稱為熱化學方程式，如：H2(g)+O2(g)=H2O(l);ΔH(298K)=-285.8kJ·mol-1
書寫熱化學方程式應注意以下幾點：
①化學式后面要注明物質(zhì)的聚集狀態(tài)：固態(tài)(s)、液態(tài)(l)、氣態(tài)(g)、溶液(aq)。
②化學方程式后面寫上反應焓變ΔH，ΔH的單位是J·mol-1或 kJ·mol-1，且ΔH后注明反應溫度。
③熱化學方程式中物質(zhì)的系數(shù)加倍，ΔH的數(shù)值也相應加倍。
3、反應焓變的計算
(1)蓋斯定律
對于一個化學反應，無論是一步完成，還是分幾步完成，其反應焓變一樣，這一規(guī)律稱為蓋斯定律。
(2)利用蓋斯定律進行反應焓變的計算。
常見題型是給出幾個熱化學方程式，合并出題目所求的熱化學方程式，根據(jù)蓋斯定律可知，該方程式的ΔH為上述各熱化學方程式的ΔH的代數(shù)和。
(3)根據(jù)標準摩爾生成焓，ΔfHmθ計算反應焓變ΔH。
對任意反應：aA+bB=cC+dD
ΔH=[cΔfHmθ(C)+dΔfHmθ(D)]-[aΔfHmθ(A)+bΔfHmθ(B)]
二、電能轉(zhuǎn)化為化學能——電解
1、電解的原理
(1)電解的概念：
在直流電作用下，電解質(zhì)在兩上電極上分別發(fā)生氧化反應和還原反應的過程叫做電解。電能轉(zhuǎn)化為化學能的裝置叫做電解池。
(2)電極反應：以電解熔融的NaCl為例：
陽極：與電源正極相連的電極稱為陽極，陽極發(fā)生氧化反應：2Cl-→Cl2↑+2e-。
陰極：與電源負極相連的電極稱為陰極，陰極發(fā)生還原反應：Na++e-→Na。
總方程式：2NaCl(熔)2Na+Cl2↑
2、電解原理的應用
(1)電解食鹽水制備燒堿大辯、氯氣和氫氣。
陽極：2Cl-→Cl2+2e-
陰極：2H++e-→H2↑
總反應：2NaCl+2H2O2NaOH+H2↑+Cl2↑
(2)銅的電解精煉。
粗銅(含Zn、Ni、Fe、Ag、Au、Pt)為陽極，精銅為陰極，CuSO4溶液為電解質(zhì)溶液。
陽極反應：Cu→Cu2++2e-，還發(fā)生幾個副反應
Zn→Zn2++2e-;Ni→Ni2++2e-
Fe→Fe2++2e-
Au、Ag、Pt等不反應，沉積在電解池底部形成陽極泥。
陰極反應：Cu2++2e-→Cu
(3)電鍍：以鐵表面鍍銅為例
待鍍金屬Fe為陰極，鍍層金屬Cu為陽極，CuSO4溶液為電解質(zhì)溶液。
陽極反應：Cu→Cu2++2e-
陰極反應： Cu2++2e-→Cu
三、化學能轉(zhuǎn)化為電能——電池
1、原電池的工作原理
(1)原電池的概念：
把化學能轉(zhuǎn)變?yōu)殡娔艿难b置稱為原電池。
(2)Cu-Zn原電池的工作原理：
如圖為Cu-Zn原電池，其中Zn為負極，Cu為正極，構(gòu)成閉合回路后的現(xiàn)象是：Zn片逐漸溶解，Cu片上有氣泡產(chǎn)生，電流計指針發(fā)生偏轉(zhuǎn)。該原電池反應原理為：Zn失電子，負極反應為：Zn→Zn2++2e-;Cu得電子，正極反應為：2H++2e-→H2。電子定向移動形成電流。總反應為：Zn+CuSO4=ZnSO4+Cu。
(3)原電池的電能
若兩種金屬做電極，活潑金屬為負極，不活潑金屬為正極;若一種金屬和一種非金屬做電極，金屬為負極，非金屬為正極。
2、化學電源
(1)鋅錳干電池
負極反應：Zn→Zn2++2e-;
正極反應：2NH4++2e-→2NH3+H2;
(2)鉛蓄電池
負極反應：Pb+SO42-PbSO4+2e-
正極反應：PbO2+4H++SO42-+2e-PbSO4+2H2O
放電時總反應：Pb+PbO2+2H2SO4=2PbSO4+2H2O。
充電時總反應：2PbSO4+2H2O=Pb+PbO2+2H2SO4。
(3)氫氧燃料電池
負極反應：2H2+4OH-→4H2O+4e-
正極反應：O2+2H2O+4e-→4OH-
電池總反應：2H2+O2=2H2O
3、金屬的腐蝕與防護
(1)金屬腐蝕
金屬表面與周圍物質(zhì)發(fā)生化學反應或因電化學作用而遭到破壞的過程稱為金屬腐蝕。
(2)金屬腐蝕的電化學原理。
生鐵中含有碳，遇有雨水可形成原電池，鐵為負極，電極反應為：Fe→Fe2++2e-。水膜中溶解的氧氣被還原，正極反應為：O2+2H2O+4e-→4OH-，該腐蝕為“吸氧腐蝕”，總反應為：2Fe+O2+2H2O=2Fe(OH)2，F(xiàn)e(OH)2又立即被氧化：4Fe(OH)2+2H2O+O2=4Fe(OH)3，F(xiàn)e(OH)3分解轉(zhuǎn)化為鐵銹。若水膜在酸度較高的環(huán)境下，正極反應為：2H++2e-→H2↑，該腐蝕稱為“析氫腐蝕”。
(3)金屬的防護
金屬處于干燥的環(huán)境下，或在金屬表面刷油漆、陶瓷、瀝青、塑料及電鍍一層耐腐蝕性強的金屬防護層，破壞原電池形成的條件。從而達到對金屬的防護;也可以利用原電池原理，采用犧牲陽極保護法。也可以利用電解原理，采用外加電流陰極保護法。
化學選修化學反應原理知識點化學反應速率和化學平衡
一、化學反應的方向
1、反應焓變與反應方向
放熱反應多數(shù)能自發(fā)進行，即ΔH<0的反應大多能自發(fā)進行。有些吸熱反應也能自發(fā)進行。如NH4HCO3與CH3COOH的反應。有些吸熱反應室溫下不能進行，但在較高溫度下能自發(fā)進行，如CaCO3高溫下分解生成CaO、CO2。
2、反應熵變與反應方向
熵是描述體系混亂度的概念，熵值越大，體系混亂度越大。反應的熵變ΔS為反應產(chǎn)物總熵與反應物總熵之差。產(chǎn)生氣體的反應為熵增加反應，熵增加有利于反應的自發(fā)進行。
3、焓變與熵變對反應方向的共同影響
ΔH-TΔS<0反應能自發(fā)進行。
ΔH-TΔS=0反應達到平衡狀態(tài)。
ΔH-TΔS>0反應不能自發(fā)進行。
在溫度、壓強一定的條件下，自發(fā)反應總是向ΔH-TΔS<0的方向進行，直至平衡狀態(tài)。
二、化學反應的限度
1、化學平衡常數(shù)
(1)對達到平衡的可逆反應，生成物濃度的系數(shù)次方的乘積與反應物濃度的系數(shù)次方的乘積之比為一常數(shù)，該常數(shù)稱為化學平衡常數(shù)，用符號K表示 。
(2)平衡常數(shù)K的大小反映了化學反應可能進行的程度(即反應限度)，平衡常數(shù)越大，說明反應可以進行得越完全。
(3)平衡常數(shù)表達式與化學方程式的書寫方式有關。對于給定的可逆反應，正逆反應的平衡常數(shù)互為倒數(shù)。
(4)借助平衡常數(shù)，可以判斷反應是否到平衡狀態(tài)：當反應的濃度商Qc與平衡常數(shù)Kc相等時，說明反應達到平衡狀態(tài)。
2、反應的平衡轉(zhuǎn)化率
(1)平衡轉(zhuǎn)化率是用轉(zhuǎn)化的反應物的濃度與該反應物初始濃度的比值來表示。如反應物A的平衡轉(zhuǎn)化率的表達式為：
α(A)=
(2)平衡正向移動不一定使反應物的平衡轉(zhuǎn)化率提高。提高一種反應物的濃度，可使另一反應物的平衡轉(zhuǎn)化率提高。
(3)平衡常數(shù)與反應物的平衡轉(zhuǎn)化率之間可以相互計算。
3、反應條件對化學平衡的影響
(1)溫度的影響
升高溫度使化學平衡向吸熱方向移動;降低溫度使化學平衡向放熱方向移動。溫度對化學平衡的影響是通過改變平衡常數(shù)實現(xiàn)的。
(2)濃度的影響
增大生成物濃度或減小反應物濃度，平衡向逆反應方向移動;增大反應物濃度或減小生成物濃度，平衡向正反應方向移動。
溫度一定時，改變濃度能引起平衡移動，但平衡常數(shù)不變。化工生產(chǎn)中，常通過增加某一價廉易得的反應物濃度，來提高另一昂貴的反應物的轉(zhuǎn)化率。
(3)壓強的影響
ΔVg=0的反應，改變壓強，化學平衡狀態(tài)不變。
ΔVg≠0的反應，增大壓強，化學平衡向氣態(tài)物質(zhì)體積減小的方向移動。
(4)勒夏特列原理
由溫度、濃度、壓強對平衡移動的影響可得出勒夏特列原理：如果改變影響平衡的一個條件(濃度、壓強、溫度等)平衡向能夠減弱這種改變的方向移動。
保持一個良好的興趣，是學好一門功課的重要方法。下面是我為大家收集整理的高二化學選修1知識點，相信這些文字對你會有所幫助的。
高二化學選修1知識點(一)
一、水
1、水的組成：
(1)電解水的實驗
A.裝置―――水電解器
B.電源種類---直流電
C.加入硫酸或氫氧化鈉的目的----增強水的導電性
D.化學反應： 2H2O=== 2H2↑+ O2↑
產(chǎn)生位置 負極 正極
體積比 2 ：1
質(zhì)量比 1 ：8
F.檢驗：O2---出氣口置一根帶火星的木條----木條復燃
H2---出氣口置一根燃著的木條------氣體燃燒，產(chǎn)生淡藍色的火焰
(2)結(jié)論： ①枯凳水是由氫、氧元素組成的。
②一個水分子是由2個氫原子和1個氧原子構(gòu)成的。
③化學變化中，分子可分而原子不可分。
2、水的化學性質(zhì)
(1)通電分解 2H2O=== 2H2↑+O2↑
(2)水可遇某些氧化物反應生成堿(可溶性堿)，例如：H2O + CaO==Ca(OH)2
(3)水可遇某些氧化物反應生成酸，例如：H2O + CO2==H2CO3
3、水的污染：
(1)水資源
A.地球表面71%被水覆蓋，但供人類利用的淡水小于 1%
B.海洋是地球上最大的儲水庫。海水中含有80多種元素。海水中含量最多的物質(zhì)是H2O，巖凱最多的金屬元素粗敗喚是Na ，最多的元素是O 。
C.我國水資源的狀況分布不均，人均量少 。
(2)水污染
A、水污染物：工業(yè)"三廢"(廢渣、廢液、廢氣);農(nóng)藥、化肥的不合理施用;生活污水的任意排放
B、防止水污染：工業(yè)三廢要經(jīng)處理達標排放、提倡零排放;生活污水要集中處理達標排放、提倡零排放;合理施用農(nóng)藥、化肥，提倡使用農(nóng)家肥;加強水質(zhì)監(jiān)測。
(3)愛護水資源：節(jié)約用水，防止水體污染
4、水的凈化
(1)水的凈化效果由低到高的是 靜置、吸附、過濾、蒸餾(均為 物理 方法)，其中凈化效果最好的操作是 蒸餾;既有過濾作用又有吸附作用的凈水劑是活性炭。
(2)硬水與軟水
A.定義 硬水是含有較多可溶性鈣、鎂化合物的水;軟水是不含或含較少可溶性鈣、鎂化合物的水。
B.鑒別方法：用肥皂水，有浮渣產(chǎn)生或泡沫較少的是硬水，泡沫較多的是軟水
C.硬水軟化的方法：蒸餾、煮沸
D.長期使用硬水的壞處：浪費肥皂，洗不干凈衣服;鍋爐容易結(jié)成水垢，不僅浪費燃料，還易使管道變形甚至引起鍋爐爆炸。
5、其他
(1)水是最常見的一種溶劑，是相對分子質(zhì)量最小的氧化物。
(2)水的檢驗：用無水硫酸銅，若由白色變?yōu)樗{色，說明有水存在;CuSO4+5H2O = CuSO4·5H2O
(3)水的吸收：常用濃硫酸、生石灰、固體氫氧化鈉、鐵粉
高二化學選修1知識點(二)
1.金屬腐蝕的本質(zhì)
金屬原子失去電子變?yōu)榻饘訇栯x子，金屬發(fā)生氧化反應。
2.金屬腐蝕的類型
(1)化學腐蝕與電化學腐蝕
(2)析氫腐蝕與吸氧腐蝕
以鋼鐵的腐蝕為例進行分析：
鐵銹的形成：4Fe(OH)2+O2+2H2O===4Fe(OH)3，2Fe(OH)3===Fe2O3·xH2O(鐵銹)+(3-x)H2O。
3.金屬的防護
(1)電化學防護
①犧牲陽極的陰極保護法—原電池原理
a.負極：比被保護金屬活潑的金屬;
b.正極：被保護的金屬設備。
②外加電流的陰極保護法—電解原理
a.陰極：被保護的金屬設備;
b.陽極：惰性金屬。
(2)改變金屬的內(nèi)部結(jié)構(gòu)，如制成合金、不銹鋼等。
(3)加防護層，如在金屬表面噴油漆、涂油脂、電鍍、噴鍍或表面鈍化等方法。
高二化學選修1知識點(三)
合金類型主要是：
(1)共熔混合物，如焊錫、鉍鎘合金等;
(2)固熔體，如金銀合金等;
(3)金屬互化物，如銅鋅組成的黃銅等。合金的許多性能優(yōu)于純金屬，故在應用材料中大多使用合金(參看鐵合金、不銹鋼)。
各類型合金都有以下通性：
(1)熔點低于其組分中任一種組成金屬的熔點;
(2)硬度比其組分中任一金屬的硬度大;
(3)合金的導電性和導熱性低于任一組分金屬。利用合金的這一特性，可以制造高電阻和高熱阻材料。還可制造有特殊性能的材料，如在鐵中摻入15%鉻和9%鎳得到一種耐腐蝕的不銹鋼，適用于化學工業(yè)。
高二化學選修1知識點(四)
(一)、組成生物體的化學元素
名詞：
1、微量元素：
生物體必需的，含量很少的元素。
如：Fe(鐵)、Mn(門)、B(碰)、Zn(醒)、Cu(銅)、Mo(母)，巧記：鐵門碰醒銅母(驢)。
2、大量元素：
生物體必需的，含量占生物體總重量萬分之一以上的元素。
如：C(探)、0(洋)、H(親)、N(丹)、S(留)、P(人 people)、Ca(蓋)、Mg(美)K(家)巧記：洋人探親，丹留人蓋美家。
3、統(tǒng)一性：
組成細胞的化學元素在非生物界都可以找到，這說明了生物界與非生物界具有統(tǒng)一性。
4、差異性：
組成生物體的化學元素在細胞內(nèi)的含量與在非生物界中的含量明顯不同，說明了生物界與非生物界存在著差異性。
語句：
1、地球上的生物現(xiàn)在大約有200萬種，組成生物體的化學元素有20多種。
2、生物體生命活動的物質(zhì)基礎是指組成生物體的各種元素和化合物。
3、組成生物體的化學元素的重要作用：
①C、H、O、N、P、S6種元素是組成原生質(zhì)的主要元素，大約占原生質(zhì)的97%。
②.有的參與生物體的組成。
③有的微量元素能影響生物體的生命活動
(如：B能夠促進花粉的萌發(fā)和花粉管的伸長。當植物體內(nèi)缺B時，花藥和花絲萎縮，花粉發(fā)育不良，影響受精過程。)
(二)、組成生物體的化合物
名詞：
1、原生質(zhì)：
指細胞內(nèi)有生命的物質(zhì)，包括細胞質(zhì)、細胞核和細胞膜三部分。不包括細胞壁，其主要成分為核酸和蛋白質(zhì)。
如：一個植物細胞就不是一團原生質(zhì)。
2、結(jié)合水：
與細胞內(nèi)其它物質(zhì)相結(jié)合，是細胞結(jié)構(gòu)的組成成分。
3、自由水：
可以自由流動，是細胞內(nèi)的良好溶劑，參與生化反應，運送營養(yǎng)物質(zhì)和新陳代謝的廢物。
4、無機鹽：
多數(shù)以離子狀態(tài)存在，細胞中某些復雜化合物的重要組成成分(如鐵是血紅蛋白的主要成分)，維持生物體的生命活動(如動物缺鈣會抽搐)，維持酸堿平衡，調(diào)節(jié)滲透壓。
5、糖類有單糖、二糖和多糖之分。
a、單糖：是不能水解的糖。動、植物細胞中有葡萄糖、果糖、核糖、脫氧核糖。
b、二糖：是水解后能生成兩分子單糖的糖。植物細胞中有蔗糖、麥芽糖，動物細胞中有乳糖。
c、多糖：是水解后能生成許多單糖的糖。植物細胞中有淀粉和纖維素(纖維素是植物細胞壁的主要成分)和動物細胞中有糖元(包括肝糖元和肌糖元)。
6、可溶性還原性糖：葡萄糖、果糖、麥芽糖等。
7、脂類包括：
a、脂肪(由甘油和脂肪酸組成，生物體內(nèi)主要儲存能量的物質(zhì)，維持體溫恒定。)
b、類脂(構(gòu)成細胞膜、線立體膜、葉綠體膜等膜結(jié)構(gòu)的重要成分)
c、固醇(包括膽固醇、性激素、維生素D等，具有維持正常新陳代謝和生殖過程的作用。)
8、脫水縮合：
一個氨基酸分子的氨基(-NH2)與另一個氨基酸分子的羧基 (-COOH)相連接，同時失去一分子水。
9、肽鍵：
肽鏈中連接兩個氨基酸分子的鍵(-NH-CO-)。
10、二肽：
由兩個氨基酸分子縮合而成的化合物，只含有一個肽鍵。
11、多肽：
由三個或三個以上的氨基酸分子縮合而成的鏈狀結(jié)構(gòu)。有幾個氨基酸叫幾肽。
12、肽鏈：多肽通常呈鏈狀結(jié)構(gòu)，叫肽鏈。
13、氨基酸：
蛋白質(zhì)的基本組成單位，組成蛋白質(zhì)的氨基酸約有20種，決定20種氨基酸的密碼子有61種。
氨基酸在結(jié)構(gòu)上的特點：
每種氨基酸分子至少含有一個氨基(-NH2)和一個羧基(-COOH)，并且都有一個氨基和一個羧基連接在同一個碳原子上(如：有-NH2和-COOH但不是連在同一個碳原子上不叫氨基酸)。R基的不同氨基酸的種類不同。
14、核酸：
最初是從細胞核中提取出來的，呈酸性，因此叫做核酸。核酸最遺傳信息的載體，核酸是一切生物體 (包括病毒)的遺傳物質(zhì)，對于生物體的遺傳變異和蛋白質(zhì)的生物合成有極其重要的作用。
15、脫氧核糖核酸(DNA)：
它是核酸一類，主要存在于細胞核內(nèi)，是細胞核內(nèi)的遺傳物質(zhì)，此外，在細胞質(zhì)中的線粒體和葉綠體也有少量DNA。
16、核糖核酸：
另一類是含有核糖的，叫做核糖核酸，簡稱RNA。
公式：
1、肽鍵數(shù)=脫去水分子數(shù)=氨基酸數(shù)目—肽鏈數(shù)。
2、基因(或DNA)的堿基：
信使RNA的堿基：氨基酸個數(shù)=6：3：1
《絕衫棚化學反應原理》知識點總結(jié)
第一章：化學反應與能量變化
1、反應熱與焓變：△H=H(產(chǎn)物)-H(反應物)
2、反應熱與物質(zhì)能量的關系
3、反應熱與鍵能的關系
△H=反應物的鍵能總和-生成物的鍵能總和
4、常見的吸熱、放熱反應
⑴常見的放熱反應：
①活潑金屬與水或酸的反應②酸堿中和反應③燃燒反應④多數(shù)的化合反應 ⑤鋁熱反應
⑵常見的吸熱反應
①多數(shù)的分解反應 ② 2NH4Cl(s)+Ba(OH)2?6?18H2O(s)=BaCl2+2NH3+10H2O
③ C(s)+ H2O(g) CO+H2④CO2+ C 2 CO
5、反應條件與吸熱、放熱的關系： 反應是吸熱還是放熱與反應的條件沒有必然的聯(lián)系，而取決與反應物和產(chǎn)物具有的總能量（或焓）的相對大小。
6、書寫熱化學方程式除了遵循書寫化學方程式的要求外，還應注意以下幾點：
①放熱反應△H為“-”，吸熱反應△H為“+”，△H的單位為kJ/mol
②反應熱△H與測定條件（溫度、壓強等）有關，因此應注意△H的測定條件；絕大多數(shù)化學反應的△H是在298K、101Pa下測定的，可不注明溫度和壓強。
③熱化學方程式中各物質(zhì)化學式前面的系數(shù)僅表示該物質(zhì)的物質(zhì)的量，并不表示物質(zhì)的分子或原子數(shù)，因此化學計量數(shù)可以是分數(shù)或小數(shù)。必須注明物質(zhì)的聚集狀態(tài)，熱化學方程式是表示反應已完成的數(shù)量，所以方程式中化學式前面的計量數(shù)必須與△H相對應；當反應逆向進行時，反應熱數(shù)值相等，符號相反。
7、利用蓋斯定律進行簡單的計算
8、電極反應的書寫： 活性電極：電極本身失電子
⑴電解：陽極：（與電源的正極相連）發(fā)生氧化反應 惰性電極：溶液中陰離子失電子
（放電順序：I->Br->Cl->OH-）
陰極:（與電源的負極相連）發(fā)生還原反應，溶液中的陽離子得電子
（放電順序：Ag+>Cu2+>H+）
注意問題：①書寫電極反應式時，要用實際放電的離子來表示
②電解反應的總方程式要注明“通電”
③若電極反應中的離子來自與水或其他弱電解質(zhì)的電離，則總反應離子方程式中要用化學式表示
⑵原電池：負極：負極本身失電子，Ｍ→Ｍn+ +ｎｅ-
① 溶液中陽離子得電子Ｎm++mｅ-→Ｎ
正極：2H++2e-→H2↑
②負極與電解質(zhì)溶液不能直接反應：O2+4e-+2H2O→4OH-（即發(fā)生吸氧腐蝕）
書寫電極反應時要注意電極產(chǎn)物與電解質(zhì)溶液中的離子是否反應，若反應，則在電極反應中應寫最終產(chǎn)物。
9、電解原理的應用：
⑴氯堿工業(yè)：陽極(石墨):2Cl-→Cl2+2e-( Cl2的檢驗：將濕潤的淀粉碘化鉀試紙靠近出氣口，試紙變藍，證明生成了Cl2)。
陰極：2H++2e-→H2↑（陰極產(chǎn)物為并則H2、NaOH。現(xiàn)象（滴入酚酞）：有氣泡逸出，溶液變紅）。
⑵銅的電解精煉：電極材料：粗銅做陽極，純銅做陰極。電解質(zhì)溶液：硫酸酸化的硫酸銅溶液
⑶電鍍：電極材料：鍍層金屬做陽極（也可用惰性電極做陽極），鍍件做陰極。電解質(zhì)溶液是用含有鍍層金屬陽離子的鹽溶液。
10、化學電源
⑴燃料電池：先寫出電池總反應（類似于可燃物的燃燒）；
再寫正極反應（氧化劑得電子，一般是O2+4e-+2H2O→4OH-（中性、堿性溶液）
O2+4e-+4H+→2H2O (酸性水溶液)。 負極反應=電池反應-正極反應（必須電子轉(zhuǎn)移相等）
⑵充放電電池：放電時相當于原電池，充電時相當于電解池（原電池的負極與電源的負極相連，做陰極，原電池的正極與電源的正極相連，做陽極），
11、計算時遵循電子守恒，常用關系式：2 H2~ O2~2Cl2~2Cu~4Ag~4OH-~4 H+~4e-
12、金屬腐蝕：電解陽極引起的腐蝕>原電池負塌森極引起的腐蝕>化學腐蝕>原電池正極>電解陰極
鋼鐵在空氣中主要發(fā)生吸氧腐蝕。負極：2Fe→ 2Fe 2++4e-正極：O2+4e-+2H2O→4OH-
總反應：2Fe + O2+2H2O＝2Fe(OH)2
第二章：化學反應的方向、限度和速度
1、反應方向的判斷依據(jù)：△H-T△S<0,反應能自發(fā)進行；△H-T△S=0，反應達到平衡狀態(tài)
△H-T△S>0反應不能自發(fā)。該判據(jù)指出的是一定條件下，自發(fā)反應發(fā)生的可能性，不能說明實際能否發(fā)生反應（計算時注意單位的換算）課本P40T3
2、化學平衡常數(shù)：
①平衡常數(shù)的大小反映了化學反應可能進行的程度，平衡常數(shù)越大，說明反應進行的越完全。②純固體或純?nèi)軇﹨⒓拥姆磻鼈儾涣腥肫胶獬?shù)的表達式
③平衡常數(shù)的表達式與化學方程式的書寫方式有關，單位與方程式的書寫形式一一對應。對于給定的化學反應，正逆反應的平衡常數(shù)互為倒數(shù)
④化學平衡常數(shù)受溫度影響，與濃度無關。溫度對化學平衡的影響是通過影響平衡常數(shù)實現(xiàn)的。溫度升高，化學平衡常數(shù)增大還是減小與反應吸放熱有關。
3、平衡狀態(tài)的標志：①同一物質(zhì)的v正=v逆②各組分的物質(zhì)的量、質(zhì)量、含量、濃度（顏色）保持不變 ③氣體的總物質(zhì)的量、總壓強、氣體的平均分子量保持不變只適用于△vg≠0的反應④密度適用于非純氣體反應或體積可變的容器
4、惰性氣體對化學平衡的影響
⑴恒壓時充入惰性氣體，體積必增大，引起反應體系濃度的減小，相當于減壓對平衡的影響
⑵恒容時充入惰性氣體，各組分的濃度不變，速率不變，平衡不移動
⑶對于△vg=0的可逆反應，平衡體系中加入惰性氣體，恒容、恒壓下平衡都不會移動
5、⑴等效平衡：①恒溫恒壓，適用于所有有氣體參加的可逆反應，只要使轉(zhuǎn)化后物質(zhì)的量之比與最初加入的物質(zhì)的量之比相同，均可達到等效平衡；平衡時各組分的百分含量相同，濃度相同，轉(zhuǎn)化率相同。
②恒溫恒容，△vg=0的反應，只要使轉(zhuǎn)化后物質(zhì)的量之比與最初加入的物質(zhì)的量之比相同，均可達到等效平衡；平衡時各組分的百分含量相同，轉(zhuǎn)化率相同。
⑵等同平衡：恒溫恒容，適用于所有有氣體參加的可逆反應，只要使轉(zhuǎn)化后物質(zhì)的量與最初加入的物質(zhì)的量相同，均可達到等同平衡；平衡時各組分的物質(zhì)的量相同，百分含量相同，濃度相同。
6、充氣問題：以aA(g)+bB(g) cC(g)
⑴只充入一種反應物，平衡右移，增大另一種反應物的轉(zhuǎn)化率，但它本身的轉(zhuǎn)化率降低
⑵兩種反應物按原比例充，恒容時相當于加壓，恒壓時等效平衡
⑶初始按系數(shù)比充入的反應物或只充入產(chǎn)物，平衡時再充入產(chǎn)物，恒容時相當于加壓，恒壓時等效平衡
化學反應速率:速率的計算和比較 ； 濃度對化學速率的影響（溫度、濃度、壓強、催化劑）； V-t圖的分析
第三章物質(zhì)在水溶液中的行為
1、強弱電解質(zhì)：
⑴強電解質(zhì)：完全電離，其溶液中無溶質(zhì)分子，電離方程式用“＝”，且一步電離；強酸、強堿、大多數(shù)鹽都屬于強電解質(zhì)。
⑵弱電解質(zhì)：部分電離，其溶液中存在溶質(zhì)分子，電離方程式用“ ”，多元弱酸的電離方程式分步寫，其余的弱電解質(zhì)的電離一步完成；弱酸、弱堿、水都是弱電解質(zhì)。
⑶常見的堿：KOH、NaOH、Ca(OH)2、Ba(OH)2是強堿，其余為弱堿；
常見的酸：HCl、HBr、HI、HNO3、H2SO4是強酸，其余為弱酸；
注意：強酸的酸式鹽的電離一步完成，如：NaHSO4=Na++H++SO42-，而弱酸的酸式鹽要分步寫，如：NaHCO3=Na++HCO3-,HCO3-CO32- +H+
2、電離平衡
⑴ 電離平衡是平衡的一種，遵循平衡的一般規(guī)律。溫度、濃度、加入與弱電解質(zhì)相同的離子或與弱電解質(zhì)反應的物質(zhì)，都會引起平衡的移動
⑵ 電離平衡常數(shù)（Ka或Kb）表征了弱電解質(zhì)的電離能力，一定溫度下，電離常數(shù)越大，弱電解質(zhì)的電離程度越大。Ka或Kb是平衡常數(shù)的一種，與化學平衡常數(shù)一樣，只受溫度影響。溫度升高，電離常數(shù)增大。
3、水的電離：
⑴ H2O H++OH-，△H>0。升高溫度、向水中加入酸、堿或能水解的鹽均可引起水的電離平衡的移動。
⑵ 任何稀的水溶液中，都存在，且[H+]?6?1[OH-]是一常數(shù)，稱為水的離子積（Kw）；Kw是溫度常數(shù)，只受溫度影響，而與H+或OH-濃度無關。
⑶ 溶液的酸堿性是H+與OH- 濃度的相對大小，與某一數(shù)值無直接關系。
⑷ 當溶液中的H+ 濃度≤1mol/L時，用pH表示。
無論是單一溶液還是溶液混合后求pH，都遵循同一原則：若溶液呈酸性，先求c(H+);若溶液呈堿性，先求c(OH-),由Kw求出c(H+)，再求pH。
⑸ 向水中加入酸或堿，均抑制水的電離，使水電離的c(H+)或c(OH-)<10-7mol/L，但
c(H+)H2O=c(OH-)H2O。如某溶液中水電離的c(H+)=10-13mol/L，此時溶液可能為強酸性，也可能為強堿性，即室溫下，pH=1或13
向水中加入水解的鹽，促進水的電離，使水電離的c(H+)或c(OH-)>10-7mol/L，如某溶液中水電離的c(H+)=10-5mol/L，此時溶液為酸性，即室溫下，pH=5，可能為強酸弱堿鹽溶液。
4、鹽的水解
⑴在溶液中只有鹽電離出的離子才水解。本質(zhì)是鹽電離出的離子與水電離出H+或OH-結(jié)合生成弱電解質(zhì)，使H+或OH-的濃度減小，從而促進水的電離。
⑵影響因素：①溫度：升溫促進水解②濃度：稀釋促進水解 ③溶液的酸堿性④ 同離子效應
⑷水解方程式的書寫：
①單個離子的水解：一般很微弱，用 ，產(chǎn)物不標“↑”“↓”；多元弱酸鹽的水解方程式要分步寫
②雙水解有兩種情況：Ⅰ水解到底，生成氣體、沉淀，用＝，標出“↑”“↓”。
Ⅱ部分水解，無沉淀、氣體，用，產(chǎn)物不標“↑”“↓”；
⑸ 鹽類水解的應用：①判斷溶液的酸堿性②判斷鹽溶液中的離子種類及其濃度大小③判斷離子共存④加熱濃縮或蒸干某些鹽溶液時產(chǎn)物的判斷，如AlCl3溶液⑤某些鹽溶液的保存與配制，如FeCl3溶液⑥某些膠體的制備，如Fe(OH)3膠體⑦解釋生產(chǎn)、生活中的一些化學現(xiàn)象，如明礬凈水、化肥的施用等。（解釋時規(guī)范格式：寫上對應的平衡-----條件改變平衡移動-----結(jié)果）
5、沉淀溶解平衡：
⑴ Ksp:AmBn mAn++nBm-,Ksp=[An+]m[Bm-]n。
①Ksp只與難溶電解質(zhì)的性質(zhì)和溫度有關，溶液中離子濃度的變化只能使平衡移動，不改變Ksp。②對于陰陽離子個數(shù)比相同的電解質(zhì)，Ksp越大，電解質(zhì)在水中的溶解能力越強。
⑵ Q>Ksp,有沉淀生成；Q=Ksp，沉淀與溶解處于平衡狀態(tài)；Q ⑶ 一種沉淀可以轉(zhuǎn)化為更難溶的沉淀。如鍋垢中Mg(OH)2的生成，工業(yè)中重金屬離子的除去。 6、離子反應： ⑴ 與量有關的離子方程式的書寫：設量少的物質(zhì)物質(zhì)的量為1mol，與另一過量的物質(zhì)充分反應。 ⑵ 離子共存推斷題解答時應注意：①判斷一種離子存在后，一定注意與之不共存的離子一定不存在；②前面加入的試劑對后面的鑒定是否有影響。 ⑶ 離子（或物質(zhì)）檢驗的一般步驟：取少量——加試劑——觀現(xiàn)象——定結(jié)論。 希望能幫到樓主。 高中化學合集 祥瞎銷1234 簡介：高中化學優(yōu)質(zhì)資料，包謹游括：試題試卷、課件、神迅教材、、各大名師網(wǎng)校合集。化學選修一知識點梳理
