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高一化學(xué)期末復(fù)習(xí)知識大全

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高一化學(xué)期末復(fù)習(xí)知識大全

　　第一章、化學(xué)反應(yīng)與能量

　　考點1：吸熱反應(yīng)與放熱反應(yīng)

　　1、吸熱反應(yīng)與放熱反應(yīng)的區(qū)別

　　特別注意：反應(yīng)是吸熱還是放熱與反應(yīng)的條件沒有必然的聯(lián)系，而決定于反應(yīng)物和生成物具有的總能量(或焓)的相對大小。

　　2、常見的放熱反應(yīng)

　　①一切燃燒反應(yīng);

　�、诨顫娊饘倥c酸或水的反應(yīng);

　　③酸堿中和反應(yīng);

　�、茕X熱反應(yīng);

　　⑤大多數(shù)化合反應(yīng)(但有些化合反應(yīng)是吸熱反應(yīng)，如：N2+O2=2NO，CO2+C=2CO等均為吸熱反應(yīng))。

　　3、常見的吸熱反應(yīng)

　�、貰a(OH)2·8H2O與NH4Cl反應(yīng);

　�、诖蠖鄶�(shù)分解反應(yīng)是吸熱反應(yīng)

　�、�

　　等也是吸熱反應(yīng);

　�、芩夥磻�(yīng)

　　考點2：反應(yīng)熱計算的依據(jù)

　　1.根據(jù)熱化學(xué)方程式計算

　　反應(yīng)熱與反應(yīng)物各物質(zhì)的物質(zhì)的量成正比。

　　2.根據(jù)反應(yīng)物和生成物的總能量計算

　　ΔH=E生成物-E反應(yīng)物。

　　3.根據(jù)鍵能計算

　　ΔH=反應(yīng)物的鍵能總和-生成物的鍵能總和。

　　4.根據(jù)蓋斯定律計算

　　化學(xué)反應(yīng)的反應(yīng)熱只與反應(yīng)的始態(tài)(各反應(yīng)物)和終態(tài)(各生成物)有關(guān)，而與反應(yīng)的途徑無關(guān)。即如果一個反應(yīng)可以分步進(jìn)行，則各分步反應(yīng)的反應(yīng)熱之和與該反應(yīng)一步完成時的反應(yīng)熱是相同的。

　　溫馨提示：

　�、偕w斯定律的主要用途是用已知反應(yīng)的反應(yīng)熱來推知相關(guān)反應(yīng)的反應(yīng)熱。

　�、跓峄瘜W(xué)方程式之間的“+”“-”等數(shù)學(xué)運算，對應(yīng)ΔH也進(jìn)行“+”“-”等數(shù)學(xué)計算。

　　5.根據(jù)物質(zhì)燃燒放熱數(shù)值計算：Q(放)=n(可燃物)×|ΔH|。

　　第二章、化學(xué)反應(yīng)速率與化學(xué)平衡

　　考點1：化學(xué)反應(yīng)速率

　　1、化學(xué)反應(yīng)速率的表示方法___________。

　　化學(xué)反應(yīng)速率通常用單位時間內(nèi)反應(yīng)物濃度和生成物濃度的變化來表示。表達(dá)式：___________ 。

　　其常用的單位是__________ 、或__________ 。

　　2、影響化學(xué)反應(yīng)速率的因素

　　1)內(nèi)因(主要因素)

　　反應(yīng)物本身的性質(zhì)。

　　2)外因(其他條件不變，只改變一個條件)

　　3、理論解釋——有效碰撞理論

　　(1)活化分子、活化能、有效碰撞

　�、倩罨肿樱耗軌虬l(fā)生有效碰撞的分子。

　�、诨罨埽喝鐖D

　　圖中：E1為正反應(yīng)的活化能，使用催化劑時的活化能為E3，反應(yīng)熱為E1-E2。(注：E2為逆反應(yīng)的活化能)

　�、塾行鲎玻夯罨肿又g能夠引發(fā)化學(xué)反應(yīng)的碰撞。

　　(2)活化分子、有效碰撞與反應(yīng)速率的關(guān)系

　　考點2：化學(xué)平衡

　　1、化學(xué)平衡狀態(tài)：一定條件(恒溫、恒容或恒壓)下的可逆反應(yīng)里，正反應(yīng)和逆反應(yīng)的速率相等，反應(yīng)混合物(包括反應(yīng)物和生成物)中各組分的濃度保持不變的狀態(tài)。

　　2、化學(xué)平衡狀態(tài)的特征

　　3、判斷化學(xué)平衡狀態(tài)的依據(jù)

　　考點3：化學(xué)平衡的移動

　　1、概念

　　可逆反應(yīng)中舊化學(xué)平衡的破壞、新化學(xué)平衡的建立，由原平衡狀態(tài)向新化學(xué)平衡狀態(tài)的轉(zhuǎn)化過程，稱為化學(xué)平衡的移動。

　　2、化學(xué)平衡移動與化學(xué)反應(yīng)速率的關(guān)系

　　(1)v正>v逆：平衡向正反應(yīng)方向移動。

　　(2)v正=v逆：反應(yīng)達(dá)到平衡狀態(tài)，不發(fā)生平衡移動。

　　(3)v正<v逆：平衡向逆反應(yīng)方向移動。

　　3、影響化學(xué)平衡的因素

　　4、“惰性氣體”對化學(xué)平衡的影響

　�、俸銣�、恒容條件

　　原平衡體系體系總壓強(qiáng)增大―→體系中各組分的濃度不變―→平衡不移動。

　�、诤銣�、恒壓條件

　　原平衡體系容器容積增大，各反應(yīng)氣體的分壓減小―→體系中各組分的濃度同倍數(shù)減小

　　5、勒夏特列原理

　　定義：如果改變影響平衡的一個條件(如C、P或T等)，平衡就向能夠減弱這種改變的方向移動。

　　原理適用的范圍：已達(dá)平衡的體系、所有的平衡狀態(tài)(如溶解平衡、化學(xué)平衡、電離平衡、水解平衡等)和只限于改變影響平衡的一個條件。

　　勒夏特列原理中“減弱這種改變”的解釋：外界條件改變使平衡發(fā)生移動的結(jié)果，是減弱對這種條件的改變，而不是抵消這種改變，也就是說：外界因素對平衡體系的影響占主要方面。

　　考點4：化學(xué)平衡常數(shù)

　　1、在一定溫度下，當(dāng)一個可逆反應(yīng)達(dá)到平衡狀態(tài)時，生成物的平衡濃度用化學(xué)方程式中的化學(xué)計量數(shù)作為指數(shù)的乘積與反應(yīng)物的平衡濃度用化學(xué)方程式中的化學(xué)計量數(shù)作為指數(shù)的乘積的比值是一個常數(shù)，這個常數(shù)叫做化學(xué)平衡常數(shù)，簡稱平衡常數(shù);用符號K表示。

　　2、平衡常數(shù)K的表達(dá)式：對于一般的可逆反應(yīng)：

　　，當(dāng)在一定溫度下達(dá)到化學(xué)平衡時，該反應(yīng)的平衡常數(shù)為：

　　注意事項：

　　a.在平衡常數(shù)表達(dá)式中，反應(yīng)物A、B和生成物C、D的狀態(tài)全是氣態(tài)，c(A)、c(B)、c(C)、c(D)均為平衡時的濃度。

　　b.當(dāng)反應(yīng)混合物中有固體或純液體時，他們的濃度看做是一個常數(shù)，不寫入平衡常數(shù)的表達(dá)式中。

　　c.平衡常數(shù)K的表達(dá)式與化學(xué)方程式的書寫方式有關(guān)。

　　3、平衡常數(shù)K值的特征：

　　K值的大小與濃度、壓強(qiáng)和是否使用催化劑無關(guān)。即對于一個給定的反應(yīng)，在一定溫度下，不論起始濃度(或壓強(qiáng))和平衡濃度(或壓強(qiáng))如何，也不論是否使用催化劑，達(dá)平衡時，平衡常數(shù)均相同。

　　4、平衡表達(dá)式K值的意義

　　K值表示可逆反應(yīng)進(jìn)行的程度

　　K值越大，正反應(yīng)進(jìn)行的程度越大(平衡時生成物的濃度大，反應(yīng)物的濃度小)，反應(yīng)物的轉(zhuǎn)化率越高;K值越小，正反應(yīng)進(jìn)行的程度越小，逆反應(yīng)進(jìn)行的程度越大，反應(yīng)物的轉(zhuǎn)化率越低。

　　考點5：反應(yīng)物平衡轉(zhuǎn)化率的計算公式

　　1.某一反應(yīng)物的平衡轉(zhuǎn)化率

　　2.反應(yīng)物用量對平衡轉(zhuǎn)化率的影響

　　(1)若反應(yīng)物只有一種，如

　　，則增加A的量，平衡向正反應(yīng)方向移動，但A的平衡轉(zhuǎn)化率究竟如何變化，要具體分析反應(yīng)前后氣體體積的相對大小。

　　如：①若a=b+c，則A的轉(zhuǎn)化率不變;

　�、谌鬭>b+c，則A的轉(zhuǎn)化率增大;③若a<b+c，則A的轉(zhuǎn)化率增大。

　　(2)若反應(yīng)物不只一種，如

　　。則：

　　若只增加反應(yīng)物A的量，平衡向正反應(yīng)方向移動，則反應(yīng)物B的轉(zhuǎn)化率增大，但由于外界因素占主要方面，故A的轉(zhuǎn)化率減小。

　　考點6：等效平衡

　　在一定條件(恒溫恒容或恒溫恒壓)下，同一可逆反應(yīng)體系，不管是從正反應(yīng)開始，還是從逆反應(yīng)開始，在達(dá)到化學(xué)平衡狀態(tài)時，任何相同組分的百分含量(體積分?jǐn)?shù)、物質(zhì)的量分?jǐn)?shù)等)均相同，這樣的化學(xué)平衡互稱等效平衡(包括“相同的平衡狀態(tài)”)。

　　Ⅰ：恒溫恒容條件下

　�、俸銣睾闳輹r，對一般的可逆反應(yīng)，不同的投料方式如果根據(jù)化學(xué)方程式中計量系數(shù)比換算到同一邊時，反應(yīng)物(或生成物)中同一組分的物質(zhì)的量完全相同，則互為等效平衡。此時一般不考慮反應(yīng)本身的特點，計算的關(guān)鍵是換算到同一邊后各組分要完全相同。

　�、诤銣睾闳輹r，對于反應(yīng)前后氣體分子數(shù)不變的可逆反應(yīng)，不同的投料方式如果根據(jù)化學(xué)方程式中計量系數(shù)比換算到同一邊時，只要反應(yīng)物(或生成物)中各組分的物質(zhì)的量的成比例，即互為等效平衡。此時的反應(yīng)特點是無體積變化，計算的關(guān)鍵是換算到同一邊后各組分只需要物質(zhì)的量之比相同即可。

　　Ⅱ：恒溫恒壓條件下

　　在恒溫恒壓時，可逆反應(yīng)以不同的投料方式進(jìn)行反應(yīng)，如果根據(jù)化學(xué)方程式中計量系數(shù)比換算，到同一邊時，只要反應(yīng)物(或生成物)中各組分的物質(zhì)的量的成比例，即互為等效平衡。

　　第三章、溶液中的離子平衡

　　考點1：弱電解質(zhì)的電離

　　1.弱電解質(zhì)是指只部分電離的化合物，一般包括________、________ 和________ 三類物質(zhì)。

　　2.弱電解質(zhì)電離程度一般都很小，故弱電解質(zhì)溶液中溶質(zhì)的主要存在形式是________ ，弱電解質(zhì)的電離程度決定對應(yīng)弱酸(或弱堿)的強(qiáng)弱。

　　3.弱酸的電離分步書寫，且電離程度一步比一步弱，弱堿的電離書寫一步到位。

　　4.能夠促進(jìn)弱電解質(zhì)電離的外界因素有________________________ 。

　　5.如果比較不同的酸與鋅反應(yīng)的速率，應(yīng)該比較________濃度的大小;如果比較與鋅反應(yīng)產(chǎn)生氫氣的多少，應(yīng)該比較________濃度的大小;如果比較消耗氫氧化鈉的多少，應(yīng)該比較________ 濃度的大小。

　　6.水是極弱的電解質(zhì)，能發(fā)生自身電離且簡寫為：。任何溫度下的水溶液中一定滿足：。

　　7.水的離子積，為一定值，只與________有關(guān)。在常溫下的任何水溶液中一定滿足=________。

　　8.若升高溫度，將________水的電離，pH________，但與始終相等，故仍呈性。100℃時中性溶液的pH等于________。

　　9.向水中加入任何酸或堿都會________水的電離。

　　考點2：溶液的酸堿性

　　1.計算pH的公式：，或。

　　2.pH=7的溶液不一定呈中性，除非是常溫下，只有當(dāng)時，才能肯定溶液呈中性。

　　3.計算pH值首先必須判斷混合后的酸堿性，若呈酸性，則求混合后的;若呈堿性，則求混合后的;若溶液呈中性，則說明。

　　4.強(qiáng)酸pH=a，加水稀釋10n倍，則pH=________;弱酸pH=a，加水稀釋10n倍，則________<pH<________;

　　強(qiáng)堿pH=b，加水稀釋10n倍，則pH=________;弱堿pH=b，加水稀釋10n倍，則________<pH<________;任何溶液無限稀釋，pH只能無限接近于7。

　　考點3：酸堿中和滴定

　　1.原理：酸堿恰好完全反應(yīng)時稱為中和，此時原來酸中的等于原來n(H+）堿中的n(oH-），即，但此時溶液不一定呈中性。

　　2.儀器：_________________________________________

　　3.步驟

　�、� 查漏：檢查滴定管是否漏水，檢查旋塞是否靈活

　�、� 洗滌：錐形瓶______干燥，______潤洗;滴定管______干燥，______潤洗

　�、� 裝液：滴定前后必須排除氣泡

　�、� 滴定：右手控制錐形瓶，左手控制活塞，眼睛注視錐形瓶中溶液顏色變化，滴加速度先快后慢;滴定終點達(dá)到后，半分鐘顏色不變，再讀數(shù);復(fù)滴2~3次，取平均值

　　4.指示劑的選取

　�、� 一般情況下，酸堿中和體系滴定終點為酸性的選用______作體系指示劑，為堿性的選用作體系指示劑，為中性的都可

　�、� 有酸性高錳酸鉀溶液參加反應(yīng)或生成的體系，一般不使用指示劑，終點現(xiàn)象為______

　　⑶有碘單質(zhì)參加反應(yīng)或生成的體系，一般選用______作體系指示劑，終點現(xiàn)象為______

　　考點4：鹽類的水解

　　1.有弱才水解，無弱不水解，越弱越水解，都弱雙水解，誰強(qiáng)顯誰性，等強(qiáng)顯中性。

　　2.正鹽只考慮水解，酸和堿只有電離，弱酸酸式鹽既有電離也有水解;混合溶液也可能既有電離又有水解。

　　3.能促進(jìn)鹽類電離的外因有___________________________________________。

　　4.微粒濃度排序的方法是：依次寫出主要過程、次要過程、第三步過程……

　　5.電荷守恒的寫法：陰陽離子分列等號兩側(cè)，系數(shù)為帶電量

　　6.物料守恒的寫法：陰陽離子各找一中心原子，由組成確定系數(shù)，依次展開

　　7.質(zhì)子守恒的寫法：三大守恒關(guān)系任意兩者相減即為第三個守恒關(guān)系

　　8.FeCl3、AlCl3、CuCl2溶液的蒸干產(chǎn)物分別是_______、_______、_______。

　　Al2(SO4)3、Na2CO3、NaAlO2溶液的蒸干產(chǎn)物分別________、________、_______。

　　9.保存FeCl3溶液應(yīng)在其中加入少量的________。

　　考點5：沉淀溶解平衡

　　1.物質(zhì)的溶解性可通過KSP(即溶度積)來表達(dá)，KSP越大表示物質(zhì)的溶解性越________。

　　2.“微調(diào)pH值分步沉淀”是分離金屬陽離子的常見方法，一般遵循兩條原則，一是不能引入新的雜質(zhì)元素，二是能微調(diào)pH，故一般選用的沉淀劑是目標(biāo)元素的難溶氧化物或氫氧化物或碳酸鹽。

　　第四章、電化學(xué)

　　考點1：原電池

　　1.概念和反應(yīng)本質(zhì)

　　原電池是把化學(xué)能轉(zhuǎn)化為電能的裝置，其反應(yīng)本質(zhì)是氧化還原反應(yīng)。

　　2.工作原理

　　以銅鋅原電池為例

　　3.原電池的構(gòu)成條件

　　(1)一看反應(yīng)：看是否有能自發(fā)進(jìn)行的氧化還原反應(yīng)發(fā)生(一般是活潑性強(qiáng)的金屬與電解質(zhì)溶液反應(yīng))。

　　(2)二看兩電極：一般是活潑性不同的兩電極。

　　(3)三看是否形成閉合回路，形成閉合回路需三個條件：①電解質(zhì)溶液;②兩電極直接或間接接觸;③兩電極插入電解質(zhì)溶液。

　　考點2：電解池

　　1、電解定義

　　在電流作用下，電解質(zhì)在兩個電極上分別發(fā)生氧化反應(yīng)和還原反應(yīng)的過程。

　　2、能量轉(zhuǎn)化形式

　　電能轉(zhuǎn)化為化學(xué)能。

　　3、電解池的構(gòu)成條件

　�、儆信c電源相連的兩個電極。

　�、陔娊赓|(zhì)溶液(或熔融鹽)。

　�、坌纬砷]合回路。

　　4、電解池的電極名稱及電極反應(yīng)式(如圖)

　　5、電子和離子的移動方向

　　6、電解時電極產(chǎn)物的確定

　　(1)陽極產(chǎn)物的判斷

　　首先看電極，如果陽極是活性電極(金屬活動順序表Ag以前的金屬)，則陽極電極材料失電子，電極溶解，溶液中的陰離子不能失電子。如果是惰性電極(Pt、Au、石墨)，則再看溶液中的陰離子的失電子能力。此時陰離子放電順序：活潑電極>S2->I->Br->Cl->OH->含氧酸根離子。

　　(2)陰極產(chǎn)物判斷

　　陽離子放電順序：Ag+>Fe3+>Cu2+>H+(酸)>Fe2+>Zn2+>H+(水)>Al3+>Mg2+>Na+>Ca2+>K+。

　　7、電解不同溶液的情況對比

　　8、電解池的應(yīng)用

　　1)電解飽和食鹽水

　　(1)電極反應(yīng)

　　陽極反應(yīng)式：2Cl--2e-===Cl2↑(氧化反應(yīng))

　　陰極反應(yīng)式：2H++2e-===H2↑(還原反應(yīng))

　　(2)總反應(yīng)方程式：

　　離子反應(yīng)方程式：

　　(3)應(yīng)用：氯堿工業(yè)制燒堿、氯氣和氫氣。

　　2)電鍍