高中的理科生在學習化學的時候,也要重視選修四的化學學習,隨時迴歸教材,找到知識在教材中的落腳點和延伸點。下面是本站小編為大家整理的高中化學重要的知識點,希望對大家有用!
選修四化學基礎知識一、焓變、反應熱
1.反應熱:一定條件下,一定物質的量的反應物之間完全反應所放出或吸收的熱量
2.焓變(ΔH)的意義:在恆壓條件下進行的化學反應的熱效應
(1)符號:△H
(2)單位:kJ/mol
3.產生原因:
化學鍵斷裂——吸熱
化學鍵形成——放熱
放出熱量的化學反應。(放熱>吸熱) △H 為“-”或△H <0
吸收熱量的化學反應。(吸熱>放熱)△H 為“+”或△H >0
常見的放熱反應:
①所有的燃燒反應
②酸鹼中和反應
③大多數的化合反應
④金屬與酸的反應
⑤生石灰和水反應
⑥濃硫酸稀釋、氫氧化鈉固體溶解等
常見的吸熱反應:
① 晶體Ba(OH)2·8H2O與NH4Cl
② 大多數的分解反應
③ 以H2、CO、C為還原劑的氧化還原反應
④銨鹽溶解等
二、熱化學方程式
書寫化學方程式注意要點:
①熱化學方程式必須標出能量變化。
②熱化學方程式中必須標明反應物和生成物的聚集狀態(g,l,s分別表示固態,液態,氣態,水溶液中溶質用aq表示)
③熱化學反應方程式要指明反應時的溫度和壓強。
④熱化學方程式中的化學計量數可以是整數,也可以是分數
⑤各物質係數加倍,△H加倍;反應逆向進行,△H改變符號,數值不變
三、燃燒熱
1.概念:25 ℃,101 kPa時,1 mol純物質完全燃燒生成穩定的化合物時所放出的熱量。燃燒熱的單位用kJ/mol表示。
注意以下幾點:
①研究條件:101 kPa
②反應程度:完全燃燒,產物是穩定的氧化物
③燃燒物的物質的量:1 mol
④研究內容:放出的熱量。(ΔH<0,單位kJ/mol)
選修四化學知識重點一、化學反應速率
1.化學反應速率(v)
⑴ 定義:用來衡量化學反應的快慢,單位時間內反應物或生成物的物質的量的變化
⑵ 表示方法:單位時間內反應濃度的減少或生成物濃度的增加來表示
⑶ 計算公式:v=Δc/Δt(υ:平均速率,Δc:濃度變化,Δt:時間)單位:mol/(L·s)
⑷ 影響因素:
① 決定因素(內因):反應物的性質(決定因素)
② 條件因素(外因):反應所處的條件
2.
注意:
(1)參加反應的物質為固體和液體,由於壓強的變化對濃度幾乎無影響,可以認為反應速率不變。
(2)惰性氣體對於速率的影響
①恆溫恆容時:充入惰性氣體→總壓增大,但是各分壓不變,各物質濃度不變→反應速率不變
②恆溫恆體時:充入惰性氣體→體積增大→各反應物濃度減小→反應速率減慢
二、化學平衡
(一)1.定義:
化學平衡狀態:一定條件下,當一個可逆反應進行到正逆反應速率相等時,更組成成分濃度不再改變,達到表面上靜止的一種“平衡”,這就是這個反應所能達到的限度即化學平衡狀態。
2、化學平衡的特徵
逆(研究前提是可逆反應)
等(同一物質的正逆反應速率相等)
動(動態平衡)
定(各物質的濃度與質量分數恆定)
變(條件改變,平衡發生變化)
3、判斷平衡的'依據
判斷可逆反應達到平衡狀態的方法和依據:
(二)影響化學平衡移動的因素
1. 濃度對化學平衡移動的影響
(1)影響規律:在其他條件不變的情況下,增大反應物的濃度或減少生成物的濃度,都可以使平衡向正方向移動;增大生成物的濃度或減小反應物的濃度,都可以使平衡向逆方向移動
(2)增加固體或純液體的量,由於濃度不變,所以平衡不移動
(3)在溶液中進行的反應,如果稀釋溶液,反應物濃度減小,生成物濃度也減小, V正減小,V逆也減小,但是減小的程度不同,總的結果是化學平衡向反應方程式中化學計量數之和大的方向移動。
2、溫度對化學平衡移動的影響
影響規律:在其他條件不變的情況下,溫度升高會使化學平衡向著吸熱反應方向移動,溫度降低會使化學平衡向著放熱反應方向移動。
3、壓強對化學平衡移動的影響
影響規律:其他條件不變時,增大壓強,會使平衡向著體積縮小方向移動;減小壓強,會使平衡向著體積增大方向移動。
注意:
(1)改變壓強不能使無氣態物質存在的化學平衡發生移動
(2)氣體減壓或增壓與溶液稀釋或濃縮的化學平衡移動規律相似
4.催化劑對化學平衡的影響:由於使用催化劑對正反應速率和逆反應速率影響的程度是等同的,所以平衡不移動。但是使用催化劑可以影響可逆反應達到平衡所需的時間。
5.勒夏特列原理(平衡移動原理):如果改變影響平衡的條件之一(如溫度,壓強,濃度),平衡向著能夠減弱這種改變的方向移動。
高中化學必背知識點硫及其化合物
1、硫元素的存在:硫元素最外層電子數為6個,化學性質較活潑,容易得到2個電子呈-2價或者與其他非金屬元素結合成呈+4價、+6價化合物。硫元素在自然界中既有遊離態又有化合態。(如火山口中的硫就以單質存在)
2、硫單質:
①物質性質:俗稱硫磺,淡黃色固體,不溶於水,熔點低。
②化學性質:S+O2 ===點燃 SO2(空氣中點燃淡藍色火焰,純氧中藍紫色)
3、二氧化硫(SO2)
(1)物理性質:無色、有刺激性氣味有毒的氣體,易溶於水,密度比空氣大,易液化。
(2)SO2的製備:S+O2 ===點燃 SO2或Na2SO3+H2SO4=Na2SO4+SO2↑+H2O
(3)化學性質:①SO2能與水反應SO2+H2OH2SO3(亞硫酸,中強酸)此反應為可逆反應。
可逆反應定義:在相同條件下,正逆方向同時進行的反應。(關鍵詞:相同條件下)
②SO2為酸性氧化物,是亞硫酸(H2SO3)的酸酐,可與鹼反應生成鹽和水。
a、與NaOH溶液反應:
SO2(少量)+2NaOH=Na2SO3+H2O (SO2+2OH-=SO32-+H2O)
SO2(過量)+NaOH=NaHSO3(SO2+OH-=HSO3-)
b、與Ca(OH)2溶液反應:
SO2(少量)+Ca(OH)2=CaSO3↓(白色)+H2O
2SO2(過量)+Ca(OH)2=Ca(HSO3) 2 (可溶)
對比CO2與鹼反應:
CO2(少量)+Ca(OH)2=CaCO3↓(白色)+H2O
2CO2(過量)+Ca(OH)2=Ca(HCO3) 2 (可溶)
將SO2逐漸通入Ca(OH)2溶液中先有白色沉澱生成,後沉澱消失,與CO2逐漸通入Ca(OH)2溶液實驗現象相同,所以不能用石灰水來鑑別SO2和CO2。能使石灰水變渾濁的無色無味的氣體一定是二氧化碳,這說法是對的,因為SO2是有刺激性氣味的氣體。
③SO2具有強還原性,能與強氧化劑(如酸性高錳酸鉀溶液、氯氣、氧氣等)反應。SO2能使酸性KMnO4溶液、新制氯水褪色,顯示了SO2的強還原性(不是SO2的漂白性)。
(催化劑:粉塵、五氧化二釩)
SO2+Cl2+2H2O=H2SO4+2HCl(將SO2氣體和Cl2氣體混合後作用於有色溶液,漂白效果將大大減弱。)
④SO2的弱氧化性:如2H2S+SO2=3S↓+2H2O(有黃色沉澱生成)
⑤SO2的漂白性:SO2能使品紅溶液褪色,加熱會恢復原來的顏色。用此可以檢驗SO2的存在。
SO2 | Cl2 | |
漂白的物質 | 漂白某些有色物質 | 使溼潤有色物質褪色 |
原理 | 與有色物質化合生成不穩定的無色物質 | 與水生成HClO,HClO具有漂白性,將有色物質氧化成無色物質 |
加熱 | 能恢復原色(無色物質分解) | 不能復原 |