2025-2026学年高二上学期化学选择性必修1教材常考知识点整理——期末复习资料

该高中化学知识清单系统梳理了高二选择性必修一核心内容，涵盖反应热、化学反应速率与化学平衡、水溶液中的离子反应与平衡、化学反应与电能四大知识范畴，搭建了从基础概念到定量计算再到实际应用的递进式学习支架。 清单通过“重难点标注”“实验探究解析”“跨模块关联”呈现知识体系，如标注中和热测定、活化能分析为重点，用控制变量法解析化学反应速率实验，结合例题培养科学思维。设计“三大守恒书写提示”“沉淀溶解平衡应用实例”等，助力学生自主构建知识网络，教师可依托其精准教学，提升课堂实效。

高二选择性必修一教材重要知识点整理 一、反应热 1. 在等温条件下 ①，化学反应体系向环境释放或从环境 吸收的热量，称为化学反应的热效应，简称反应热。 中和热的测定：① 为了保证盐酸完全被中和，采用稍过量的NaOH溶液。 中和热：大量实验测得，在25 ℃和101 kPa下，强酸的稀溶液与强碱的稀溶液发生中和反应生成1 mol H2O和可溶性盐时，放出57.3 kJ 的热量。 在25 ℃和101 kPa下，1 mol C（如无特别说明，C均指石墨，有特别说明时，注意标注名称）与1 mol H2O(g)反应，生成1 mol CO和1 mol H2， 需要吸收131.5 kJ的热量，则该反应的反应热为： ΔH=+131.5 kJ 燃烧热：在101 kPa时，1 mol纯物质完全燃烧生成指定产物(常见的稳定物质)① 时所放出的热量，叫做该物质的燃烧热，单位是kJ/mol。（① 指可燃物中的碳元素变为CO2(g)，氢元素变为H2O(l)，硫元素变为SO2(g)，氮元素变为N2(g)等。） 二、反应热的计算 1、宏观上：ΔH=生成物的总能量-反应物的总能量 微观上：ΔH=反应物断键吸收的总能量-生成物成键释放的总能量 2、盖斯定律：一个化学反应，不管是一步完成的还是分几步完成的，其反应热是相同的。这就是盖斯定律。盖斯定律表明，在一定条件下，化学反应的反应热只与反应体系的始态和终态有关，而与反应的途径无关。 ΔH1=ΔH2 +ΔH3 ΔH3=ΔH1 -ΔH2 =-393.5 kJ/mol -（-283.0 kJ/mol） =-110.5 kJ/mol C(s) + 1/ 2 O2(g)=CO(g) ΔH3=-110.5 kJ/mol 根据盖斯定律，我们可以利用已知反应的反应热来计算未知反应的反应热。 3、利用燃烧热计算：ΔH=反应物的燃烧热值-生成物的燃烧热值 4、利用化学方程式计算（教材上的计算问题，一定要搞清楚） 【例题2】 葡萄糖是人体所需能量的重要来源之一， 设它在人体组织中完全氧化时的热化学方程式为： C6H12O6(s) + 6O2(g)=6CO2(g) + 6H2O(l) ΔH=-2 800 kJ/mol ，计算 100 g 葡萄糖在人体组织中完全氧化时产生的热量。 【解】 根据热化学方程式可知，1 mol C6H12O6在人体组织中完全 氧化时产生的热量为2 800 kJ。 C6H12O6的摩尔质量为180 g·mol -1 。 100 g C6H12O6的物质的量为： 100 g/ 180 g·mol -1 =0.556 mol， 0.556 mol C6H12O6完全氧化时产生的热量为： 0.556 mol ×2 800 kJ/mol =1 557 kJ 答：100 g葡萄糖在人体组织中完全氧化时产生的热量为1 557 kJ。 【例题3】 焦炭与水蒸气反应、甲烷与水蒸气反应均是工业上制 取氢气的重要方法。这两个反应的热化学方程式分别为： ①C(s) + H2O(g)=CO(g) + H2(g) ΔH1=+131.5 kJ/mol ②CH4(g) + H2O(g)=CO(g) + 3H2(g) ΔH2=+205.9 kJ/mol 试计算CH4(g)=C(s) + 2H2(g)的ΔH。 【解】 分析各化学方程式的关系可以得出，将反应①的逆反应与 反应②相加，得到反应： CH4(g)=C(s) + 2H2(g) 即： CO(g) + H2(g)=C(s) + H2O(g) ΔH3=-ΔH1=-131.5 kJ/mol +) CH4(g) + H2O(g)=CO(g) +3H2(g) ΔH2=+205.9 kJ/mol CH4(g)=C(s) + 2H2(g) ΔH=? 根据盖斯定律： ΔH=ΔH3+ΔH2 =ΔH2-ΔH1 =+205.9 kJ/mol-131.5 kJ/mol =+74.4 kJ/mol 答：CH4(g)=C(s) + 2H2(g)的ΔH=+74.4 kJ/mol。 二、化学反应速率与化学平衡 1、化学反应速率：通常用单位时间内反应物浓度的减小或生成物浓度的增大来表示①（严格地说，这里是指化学反应的平均速率。） 其中，实验Ⅰ为定性描述化学反应速率的影响因素；实验探究Ⅱ为定量描述化学反应速率的影响因素（此为重点内容）：该实验的细节需要着重注意。（主要用了控制变量法） （1）本实验装置的气密性检查操作：关闭分液漏斗的活塞，向外拉注射器的活塞，松开后，弱活塞能回到原位，则气密性良好 （2）本实验在操作中，设计上的不足：a.漏斗中稀硫酸滴入锥形瓶中，即使不产生气体，也会将瓶中的空气排出，使的所测气体的体积偏大。改进措施：是非也漏斗内外压强相等；使得滴入锥形瓶中得液体体积等于进入注射器的气体的体积，可消除误差。 2、活化能：活化分子具有的平均能量与反应物分子具有的平均能量之差，叫做反应的活化能。 （1）有效碰撞：我们把能够发生化学反应的碰撞叫做有效碰撞。 （2）活化分子：发生有效碰撞的分子必须具有足够的能量，这种分子叫做活化分子。 课后习题：下列对化学反应速率增大原因的分析错误的是（ ）。 A. 对有气体参加的化学反应，增大压强使容器容积减小，单位体积内活化分子数增多 B. 向反应体系中加入相同浓度的反应物，使活化分子百分数增大 C. 升高温度，使反应物分子中活化分子百分数增大 D. 加入适宜的催化剂，使反应物分子中活化分子百分数增大 （3）催化剂对活化能的作用：（此图必须要会分析：活化能的大小要从左往右看） 催化剂之所以能改变化学反应速率，是因为它能改变反应历程，改变反应的活化能。 如图2-4所示，图中实线和虚线分别表示无催化剂和有催化剂的反应过程中，反应物及生成物的能量与活化能的关 系。显然，有催化剂时每一次反应的活化能比无催化剂时反应的活化能降低了很多。这就使更多的反应物分子成为活化分子，（催化剂）增大了单位体积内反应物分子中活化分子的数目，从而增大了化学反应速率。 右图该实验为必修二探究温度、浓度对化学反应速率的影响的良好载体，考试频次较高，其化学方程式一定要会写。 2、化学平衡 （1）化学平衡状态的建立与判断(两个思路) a.v(正)=v（逆） b．“变量不变”（变量可能是：浓度、温度、压强、混合气体的密度、混合气体的平均相对分子质量—后3个判断时，一定要注意计算公式与反应前后气体的分子数） （2）图像分析 在分析化学问题时，常会运用反映相关量变化关系的图像。例如，溶解度曲线、 物质浓度随时间变化的曲线等。在结合化学反应原理分析图像时，应注意下列几点： A.横坐标和纵坐标的含义； B.曲线的斜率或者趋势； C.曲线上的特殊点，如起点、终点、交点和拐点等； D.根据需要运用辅助线，如等温线、等压线等。 (3) 化学平衡常数 化学平衡常数时用来定量描述可逆反应能进行的程度的，用K来表示，K越大，可逆反应进行测程度越大，反之，则可逆反应进行测程度越小。 K是一个只受温度影响的数值。对于吸热反应而言，升高温度，K值增大；降低温度，K值减小； 对于放热反应而言，升高温度，K值减小；降低温度，K值增大。 对于一般的可逆反应：mA(g) + nB(g) =pC(g) + qD(g) 在任意时刻的 c p (C)·c q (D)/ c m (A)·c n (B) 称为浓度商，常用Q 表示。（这是判断平衡朝那边移动的关键依据） Q>K，平衡逆向移动 Q<K，平衡正向移动 Q=K，达到平衡状态 （4）影响平衡移动的因素 浓度：增大反应物的浓度/减小生成物的浓度，平衡正向移动，减小反应物的浓度/增大生成物的浓度，平衡逆向移动。（请画出四个对应的速率-时间图像） 压强：对于有气体参加的反应:a.若反应前后气体体积不相等，增大压强，平衡朝着气体体积减小（分子数减少）的方向移动，减小压强，平衡朝着气体体积增大的方向移动。（请补充相关的4个图） 对于反应前后气体体积相等的反应，压强的改变只改变化学反应速率，不影响化学平衡的移动（画出两个对应的图） （上述该实验的两个影响因素对应的体系颜色变化经常考（选择题），一定要分析清楚变化规律） 实验表明，把注射器的活塞往外拉，管内容积增大， 气体的压强减小，浓度减小，混合气体的颜色先变浅又逐 渐变深。颜色逐渐变深是因为生成了更多的NO2。把注射器的活塞往里推，管内容积减小，气体的压强增大，浓度增大，混合气体的颜色先变深又逐渐变浅。颜色逐渐变浅是因为消耗了更多的NO2。 实验表明，浸泡在热水中的烧瓶内红棕色加深，说明升高温度，NO2的浓度增大；浸泡在冰水中的烧瓶内红棕色变浅，说明降低温度，NO2的浓度减小。 温度：对于吸热反应而言，升高温度，平衡朝着正反应方向移动，降低温度，平衡朝着逆向移动；对于放热反应而言，升高温度，平衡朝着逆向移动，降低温度，平衡朝着正向移动。（升高温度，正逆反应速率均比原平衡大，降低温度，正逆反应速率均比原平衡小）（画出对应的4个图） 催化剂：催化剂之改变化学反应速率，不影响平衡移动。（画出对应的2个图） （5）平衡转化率 转化率=转化的量/起始的量x100% (对于只有一种反应物参与的反应，增加反应物的浓度，新平衡的转化率等同于压强来分析—此时需要根据反应前后气体分子数的变化做出判断；对于有多种反应物参加的反应，增加同一种反应物的浓度，能够提高其他反应物的转化率，但是自身的转化率下降) （6）勒夏特列原理：如果改变影响平衡的一个因素（如温度、压强及参 加反应的物质的浓度），平衡就向着能够减弱这种改变的 方向移动。这就是勒夏特列原理，也称化学平衡移动原理。 （7）化学反应的方向（阅读教材） （8）化学反应的调控（工业合成氨） 压强：10 MPa~30 MPa；温度：400~500 ℃； 催化剂：铁触媒（400~500 ℃铁触媒的活性最大） 探究实验（所涉及到的方程式非常重要，必须要认真记到）：并会分析平衡移动的原因 （9）探究化学平衡移动的影响因素（100%高频考点，务必每一个实验的方程式书写、原理解释都要掌握） 在对CuCl2溶液加热时，你是否观察到了 [CuCl4] 2-的黄色？你能说出原因吗？（答案：观察到颜色变成蓝绿色，因为反应无法进行彻底，最终是蓝色与黄色的混合体系——显示绿色） 草酸与酸性高锰酸钾溶液反应用控制变量法探究化学反应速率的影响因素——涉及到的化学方程式必须要注意：草酸不拆 三、水溶液中的离子反应与平衡 （一）弱电解质的电离平衡 1 强电解质和弱电解质 表明，相同物质的量浓度的盐酸和醋酸的 pH、 导电能力及与活泼金属反应的剧烈程度都有差别，这说明两种酸中H+浓度是不同的，即 HCl 和 CH3COOH 的电离程度不同。 强电解质：在水中能够完全电离的化合物。强酸、强碱、大部分盐（注意难溶性盐，只要溶在水中的部分完全电离，也属于强电解质，例如：碳酸钙、硫酸钡等） 弱电解质：在水中能够部分电离的化合物。弱酸、弱碱、水等，shu与弱电解质。（自行归纳强弱电解质） 2 弱电解质的电离平衡 在电离初始，弱电解质分子电离成离子的速率随着分子浓度的减小而逐渐减小；同时离子结合成分子的速率随 着离子浓度的增大而逐渐增大。经过一段时间后，两者的 速率相等，达到电离平衡状态。 3 电离平衡常数（表示弱电解质电离程度的量，电离常数越大，表示弱电解质电离的程度越大） 与其他化学平衡类似，在一定条件下，当弱电解质的电离达到平衡时，溶液里各组分的浓度之间存在一定的关系。对一元弱酸或一元弱碱来说，溶液中弱电解质电离所生成的各种离子浓度的乘积，与溶液中未电离分子的浓度之比是一个常数，这个常数叫做电离平衡常数①，简称电离常数。（Ka/Kb表示） 4 电离常数的影响因素： 电离常数与温度有关。因为电离常数随温度变化不大，如 CH3COOH 在 25 ℃时 Ka 为 1.75×10-5 ，0 ℃时 Ka 为 1.65×10-5 ，所以室温时可以不考虑温度对电离常数的影响。在同一温度下，不同弱电解质的电离常数不同 （见附录Ⅱ），说明电离常数首先由弱电解质的性质所决定。电离常数越大，弱电解质越易电离；反之亦然。比 较电离常数的大小可以判断弱电解质的相对强弱。例如， CH3COOH和HCN都是弱酸，在 25 ℃时 CH3COOH 的 Ka 为 1.75×10-5 ，HCN 的 Ka为 6.2×10-10 ，由此可知，HCN 是比CH3COOH更弱的酸。 多元弱酸或多元弱碱在水中的电离是分步进行的。例如，H2CO3是二元弱酸，它的电离方程式为： 多元弱酸或多元弱碱的每一步电离都有电离常数，这 些电离常数各不相同，通常用Ka1 、Ka2或Kb1 、Kb2等加以区别。 下面的 思考与讨论 一 定要弄清楚曲线变化的原因并作出合理的解释。 （二）弱电解质的电离平衡 1 水的电离与离子积常数 Kw= c(H+ ) · c(OH- )=1×10-14 2 溶液的酸碱性 离子积不仅适用于纯水，也适用于稀的电解质溶液。pH是c(H+ )的负对数，即：pH=-lg c(H+ )。 在常温下溶液的酸碱性与溶液中c(H+ )和 c(OH- )有如下关系： 酸性溶液，c(H+ )>c(OH- )，c(H+ )>1×10-7 mol/L； 中性溶液，c(H+ )=c(OH- )=1×10-7 mol/L； 碱性溶液，c(H+ )<c(OH- )，c(H+ )<1×10-7 mol/L。 可见，用c(H+ )和c(OH- )都可以表示溶液酸碱性的强弱。 3 酸碱中和滴定 (注意补充滴定原理和误差分析) （三）盐类的水解平衡 1 盐溶液的酸碱性 强酸弱碱盐——酸性；强碱弱酸盐——碱性；强酸强碱盐——中性。 有弱才水解，无弱不水解，都弱都水解，谁强显谁性。 2 盐溶液呈现不同酸碱性的原因 盐在水中电离产生的离子结合了水电离的H+或者OH-，使的OH-或者H+有剩余，让溶液中氢离子与氢氧根离子浓度不相等。注意：多元弱酸的酸式酸根要分步水解。 要能理解溶液中的三大守恒：请自行书写碳酸钠、碳酸氢钠、氯化铵溶液中的三大守恒关系式 3  影响盐类水解的主要因素 （1） 物质本身的性质——越弱越水解（生成盐时所用的酸/碱性质越弱，则该盐越容易水解） （2） 温度——温度越高，水解程度越大（水解过程吸热） （3） 其他因素——加水稀释可促使平衡向水解反应的方向移动，盐的水解程度增大；在盐溶液中加入适量酸或碱，都会引起盐类水解平衡的移动和水解程度的改变（具体情况根据谁解方程式具体分析）。 （4） 要注意盐类水解的平衡常数计算方法——教材77页 4  盐类水解的应用（重点内容） （1）热的纯碱除油污： （2）铝盐、铁盐净水： ； （3）泡沫灭火器的灭火原理： （4）铵态氮肥不能和草木灰混用的原理： （5）盐溶液除锈（铵根离子）的原理： （6）除杂制备无机化合物的原理（二氧化钛）： （四）沉淀溶解平衡 1 沉淀溶解平衡方程式的书写（特别注意：标明微粒的状态） 沉淀、溶解之间 这种动态平衡的存在，决定了Ag+ 与Cl -的反应不能进行完全。但在一般情况下，当溶液中剩余离子的浓度小于 1×10-5 mol/L时，化学上通常认为生成沉淀的反应就进行完全了。 2 溶度积常数 与电离平衡、水解平衡一样，难溶电解质的沉淀溶解 平衡也存在平衡常数，称为溶度积常数，简称溶度积，符号为Ksp。Ksp反映了难溶电解质在水中的溶解能力，与难溶电解质的性质和温度有关。 3 沉淀溶解平衡的应用 （1） 沉淀的生成——在无机物的制备和提纯、废水处理等领域，常利用生成沉淀来达到分离或除去某些离子的目的。（使用的方法：调PH法、加沉淀剂法、氧化还原法） （2） 沉淀的溶解——根据平衡移动原理，对于在水中难溶的电解质，如果 能设法不断地移去平衡体系中的相应离子，使平衡向沉淀 溶解的方向移动，就可以使沉淀溶解。 （3） 沉淀的转化——一般情况下，对于同一类型的沉淀，Ksp小的会倾向于转化成Ksp更小的沉淀，两者的溶解度差别越大，转化越容易。（不同类型的沉淀能否实现相互转化，要依据沉淀转化方程式对应的K大小来判定）（应用：锅炉水垢清除、原生铜的硫化物经氧化、淋滤 作用后可变成CuSO4溶液，并向深部渗透，遇到深层的闪 锌矿（ZnS）和方铅矿（PbS），便慢慢地使它们转化为铜蓝（CuS）、含氟牙膏预防龋齿——） 第四章、化学反应与电能 （一）原电池 1 原电池的构成要素： 2 原电池的电离判断方法： 负极： 正极： 3 画出铜锌双液原电池，并标出电子、离子的移动方向 3 化学电源 （1） 书写铅蓄电池放电、充电时的电极反应方程式、总反应方程式 总方程： 放电：负极— ；正极— ； 充电：阳极— ；阴极— ； （2） 书写氢氧燃料电池在不同环境下的电极反应方程式（燃料电池的效率达到80%以上） 酸性：负极— ；正极— ； 碱性：负极— ；正极— ； 熔融金属氧化物：负极— ；正极— ； 熔融盐：负极— ；正极— ； （3）（了解锂离子电池的工作原理——教材99页） （二）电解池 1 电解池的构成要素： 2 电极上的放电顺序 阳极上的放电顺序： 阴极上的放电顺序： 3 书写惰性电极电解氯化铜的电极反应方程式： 阳极— ；阴极— 4 电解原理的应用（重要内容） （1） 电解饱和食盐水： 阳极反应方程式： 阴极反应方程式： 总反应方程式： （2） 电解精炼铜 阳极反应方程式： 阴极反应方程式： 总反应方程式： （3） 电镀（给铁镀铜） 阳极反应方程式： 阴极反应方程式： （4） 电冶金：属冶炼就是使矿石中的金属离子获得电子变成金属单质的过程：Mn+ + ne - = M。是冶炼 钠、钙、镁、铝等活泼金属的一种重要方法 (三)金属的腐蚀与防护 1 吸氧腐蚀的条件： 钢铁在此环境中腐蚀电极反应方程式： （1）负极 （2）正极 （3）总反应 2 析氢腐蚀的条件： 钢铁在此环境中腐蚀电极反应方程式： （1）负极 （2）正极 （3）总反应 实际上，金属腐蚀过程中电化学腐蚀和化学腐蚀往往 同时发生，但绝大多数属于电化学腐蚀。电化学腐蚀比化 学腐蚀的速率也大得多。 3 金属的防护 （1） 改变金属材料的组成——制成合金 （2） 在金属表面覆盖保护层—在钢铁制品的 表面喷涂油漆、矿物性油脂或覆盖搪瓷、塑料等，电镀等方法在钢铁表面镀上一层锌、锡、铬、镍 等金属；用化学方法在钢铁部件表面进行发蓝处理（生成 一层致密的四氧化三铁薄膜）利用阳极氧化处理铝制品 的表面，使之形成致密的氧化膜而钝化；等等。另外，采用离子注入、表面渗镀等方式在金属表面也可以形成稳定 的钝化膜。 （3） 电化学防护 牺牲阳极法（原电池原理）：需要保护的金属放在 极，需要牺牲的金属放在 极 外接电流法（电解池原理）：需要保护的金属放在 极。 16 学科网（北京）股份有限公司 $