2025-2026学年高二上学期化学人教版选择性必修一全册知识点总结

该高中化学选择性必修一知识清单系统梳理了化学反应与能量、速率与平衡、水溶液离子平衡及电化学基础等核心内容，构建了从概念辨析（如焓变、电离平衡）到定量计算（反应热、pH值）再到实际应用（原电池、电解池）的递进式学习支架。 清单通过“必考”标注（如化学平衡常数只与温度有关）、“三段式”计算模板等设计强化重难点，结合“离子浓度比较”中的守恒思想培养科学思维，“中和滴定终点判断”答题模板助力科学探究与实践。不同层次学生可高效掌握知识，教师可据此优化教学，提升课堂实效。

高二上册选择性必修一知识点总结 放热反应：燃烧反应、酸碱中和反应、活泼金属与水或酸反应、大多数化合反应、铝热反应 吸热反应：大多数的分解反应、Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl反应 、C/CO/H2还原金属氧化物 C+CO2、C+H2O(g)、CO+H2O(g)、盐酸与NaHCO3反应 中和热：强酸的稀溶液与强碱的稀溶液发生中和反应生成 1 mol液态H2O时，放出的热量。 Q ＝ c · m ·Δt 生成1mol水时放出的热量为0.418(t2 - t1 ) /nH2O 玻璃搅拌器作用：迅速混合，充分反应，保持体系的温度均匀。碱稍过量保证酸被完全中和 使用同一支温度计，用温度计测量完盐酸的温度后，用水将温度计上的酸冲洗干净，擦干再测量碱 迅速混合 浓硫酸溶于水时放热，所测反应热的数值偏大； 弱酸、弱碱电离吸热，所测反应热的数值偏小； 同一中和反应的反应热与酸碱用量无关，以生成1mol水为基准 焓变：在等压条件下进行的化学反应，其反应热等于反应的焓变 放热反应:∆ H＜0 吸热反应:∆H＞0 ΔH右端的 + - 不可省，单位 kJ/mol必须标出。 宏观: E反 > E生 E反 <E生 放热反应 吸热反应 微观：断键吸收能量，成键释放能量 吸收能量 < 释放能量 →放热反应 吸收能量 > 释放能量→吸热反应 EE 金金刚石 能量越低物质越稳定 如： 石墨能量低，更加稳定，石墨转化为金刚石需要吸收能量 石墨 热化学方程式的书写： 写：写出配平的化学方程式：2H2＋O2＝2H2O 标：用 s、g、l 标出各物质的状态：2H2(g)＋O2(g)＝2H2O(g) 注：在ΔH后注明正负号、数值及单位(kJ/mol)2H2(g)＋O2(g)＝2H2O(g) ΔH1=－483.6 kJ/mol 【注意】热化学方程式中的热效应都是指完全反应时的热效应。 2SO 2 (g) ＋ O 2 (g) 2SO 3 (g) △ H= -197kJ/mol 但实际上 2mol二氧化硫气体与1mol氧气因反应不能完全转化成SO3(g)，故放出的的热量总小于197kJ 燃烧热：1 mol纯物质完全燃烧生成指定产物时所放出的热量。 指定物质：C → CO 2 (g) H →H 2 O(l) S → SO 2 (g) N →N 2 (g) 如：CH4 (g) +2O 2 (g)= CO 2 (g)+H 2 O(l) Δ H = −890.31 kJ/mol 可燃物的化学计量数为“1” 反应热：任何反应；配平标准：任意物质的量 中和热：中和反应；配平标准：以生成1 mol H2O为标准 燃烧热：在氧气中燃烧的燃烧反应；配平标准：以燃烧1 mol纯物质为标准 盖斯定律：的反应热只与始态和终态有关，与反应途径无关。 方法步骤：1、找唯一 2、同加异减 3、定系数 化学反应速率：速率是一段时间内的平均速率，速率只适用于气体和溶液中的溶质，纯液体 公式：v（A）＝ = 单位：mol·L－1·min－1 或 mol·L－1·s－1 。 mol/(L·min) 或 mo/(L·s) 。 和纯固体的浓度不变，不能用其浓度来表示化学反应速率 化学反应速率之比＝化学计量数之比 2 A ＋3 B ⇌ 4 C ＋5 D υ (A)∶ υ (B) ∶ υ (C) ∶ υ (D) ＝ 2 ∶3 ∶4∶ 5 速率大小的比较： 速率大小比较：①化单位单位换算： 1 mol/(L·s) ＝ 60mol/(L·min) ②化物质:换算成同一物质表示的反应速率，或分别除以相应物质的化学计量数，所得数值大的速率大 “三段式”解答模板：①写出有关反应的化学方程式。②变量之比 = 化学计量数之比， 速率之比 = 化学计量数之比③根据已知条件列方程式计算。 化学平衡状态特征：逆等动定变 所以可以用极值法求浓度范围 化学平衡状态的判断依据：一正一逆成比例，变量不变，平衡出现 判断是否变量：n、P看气体的系数，密度= 平均摩尔质量= 影响化学反应速率的因素：升高温度，化学反应速率增大 压强对化学反应速率的影响实质上是通过改变气体反应物的浓度来实现的。 对于多个基元反应：反应的快慢由最慢的一步决定 有效碰撞：1.具有一定的能量（活化分子）2.合适的取向 增大反应物浓度and增大气体压强：单位体积内活化分子数增大(活化分子百分数不变) 升高温度and使用催化剂：位体积内活化分子百分数增大 催化剂(活化能降低) 化学平衡常数 K只与温度有关！ 温度不变K不变 必考 任意时刻 ： 平衡时:K= 特例：①在水溶液中的反应，H2O的浓度不代入表达式；②H2O为气态(g)时，需代入表达式 K值越大,进行的程度越大,转化率越大，K值越小,进行的程度越小,转化率越小 增大一种反应物的浓度，能提高另一种反应物的转化率，而本身的转化率减小。必考 Q →K ←Q Q<K正移 Q>K逆移 勒夏特列原理 改变的外界条件(其他条件不变) 移动方向 浓度 增大反应物浓度或减小生成物浓度 正移 减小反应物浓度或增大生成物浓度 逆移 压强 增大压强(减小容器的容积) 向气体体积减小方向移动 减小压强(增大容器的容积) 向气体体积增大方向移动 温度 升高温度 向吸热方向移动 降低温度 向放热方向移动 催化剂 同等程度地改变v正、v逆,平衡不移动 化学反应的方向 △G =△H－T△S 当ΔG<0， 能自发； 当ΔG＝0，平衡； 总结： <大大高温，小小低温> 当ΔG>0， 不自发 合成氨的适宜条件总结 压强：10～30 MPa 温度：400～500℃ 催化剂：铁触媒 浓度：N2和H2的的投料比为1∶2.8，及时分离氨，原料气循环使用 强电解质:强酸、强碱、大多数盐 弱电解质:弱酸、弱碱和水、极少数盐 六大强酸：HCl、HBr、HI、H₂SO₄、HNO₃、HClO₄ 四大强碱：KOH、Ba(OH)₂、NaOH、Ca(OH)₂ 电离方程式的书写:强电解质用“＝” 弱电解质用“ ⇋” 多元弱酸部分电离:H2CO3 ⇋ H＋＋HCO3－ (以第一步为主) HCO3－ ⇋ H＋＋CO32－ 多元弱碱一步完成：Cu(OH)2 ⇋Cu2＋＋2OH－ 强酸酸式盐,完全电离 水溶液：NaHSO4=Na++H++SO42- 熔融状态：NaHSO4=Na++HSO4- 弱酸酸式盐,第一步完全电离；第二步部分电离: NaHCO3= Na＋＋HCO3－ HCO3－⇋H＋＋CO32－ 电离平衡的影响因素:越热越电离, 越稀越电离 电离平衡常数:K是定值，只与温度有关 同一条件下，K值越大，弱电解质的电离程度越大，酸性(或碱性)越强。 电离常数越小，酸性越弱，酸根离子结合H+的能力就越强 (酸 ⇋ H＋＋酸根离子) 电离常数的计算——三段式法 判断溶液中微粒浓度大小或比值:凑常数法 一般符合 “ 强酸制弱酸 ” 规律 酸性强弱顺序为： H2CO3＞ HClO ＞HCO3－ 次氯酸钠溶液与少量二氧化碳反应的离子方程式：ClO－＋CO2＋H2O ＝HClO＋HCO3－ 弱酸制强酸例子：H2S＋CuSO4 ＝CuS↓＋H2SO4 H2S + Br2 ＝ 2HBr + S↓ H2SO3 + Cl2 + H2O=H2SO4+2HCl 任何水溶液中都满足：c水(H+) =c水(OH-) 水的离子积常数:KW=c(H+)·c(OH-) 升高温度促进水的电离,酸或碱都会抑制水的电离, 例：在25℃， 0.1mol/L盐酸溶液中，c (H + )=0.1 mol/L， c (OH - )=10-13 mol/L, 由水电离出的 c (H + ) 水 =10-13 mol/L ， c (OH - ) 水 =10-13 mol/L, 例：在25℃， 0.1mol/LNaOH溶液中，c (OH - )=0.1 mol/L， c (H+ )=10-13 mol/L, 由水电离出的 c (H + ) 水 =10-13 mol/L ， c (OH - ) 水 =10-13 mol/L, 酸碱溶液中水电离取小值。 某溶液中由水电离产生的c(OH-)或者c(H+)=10-13 mol/L 该溶液可酸可碱 常考 溶液酸碱性决于溶液中c(H+)和c(OH-)的相对大小 pH= -lg c(H+) pH=7 的溶液不一定呈中性。在常温才是中性 25℃时，KW = 10-14 pH=7 100℃时， KW = 10-12 pH=6 pH试纸的使用方法:取、放、蘸、点、变、比 注意事项：①广泛pH试纸只能读出整数 ②不能测有色溶液、漂白性、强氧化性溶液的pH，如：氯水 pH计算： 强酸溶液 先求 c(H+)，再求pH 例如：0.1mol/L HCl溶液 pH＝1 强碱溶液 先求c(OH-)，再求c(H+)溶液，最后pH 例如：0.1mol/LNaOH溶液pH＝13 两强酸混合后计算pH 先求 c(H+)混，再求pH 25℃时，pH=2的盐酸和pH=4的硫酸等体积混合，溶液pH为多少？ 两强碱混合后计算pH 先求c(OH-)混，再求c(H+)混，最后pH 25℃时，pH=9和pH=11的两种NaOH溶液等体积混合，溶液pH为？ 强酸与强碱溶液混合计算pH 酸的稀释 (pH＝a)强酸稀释10n倍 pH＝a＋n (pH＝a)弱酸 a < pH < a＋n 无限稀释趋向于7 加水稀释相同倍数pH变化大的都是强酸或强碱 常考 酸碱中和滴定 c酸·V酸 ＝ c碱·V碱 c待测=c标准·V标准/V待测 酸式滴定管：装酸性、强氧化性试剂（如KMnO4） 碱式滴定管：装碱性试 读数精确度：0.01ml 如：20.30ml 指示剂的选择技巧:结合滴定终点选择 碱性时:选酚酞；酸性时:选甲基橙；中性时:酚酞、甲基橙均可。 范围课本68页 滴定终点判断答题模板： 当滴入最后半滴 …标准溶液后，溶液由…色变成…色,且半分钟内不色，达到滴定终点。 滴定前准备:①检漏 ②润洗滴定管 ③装液 ④排泡 ⑤调液 ⑥读数 ⑦放液 特别提示：锥形瓶不能用待测液润洗 常考 滴定过程：左手控制活塞，右手摇动锥形瓶，眼睛锥形瓶内溶液颜色变化 误差分析： 盐类水解规律：有弱才水解、无弱不水解、 都弱都水解、越弱越水解、谁强显 谁性、同强显中性。 水解方程式书写;阳生阳,阴生阴 弱酸阴离子＋H2O ⇌弱酸＋OH- 弱碱阳离子＋H2O⇌弱碱＋H+ 一般水解程度很小,通常不标“↓”、“↑”，生成物不写分解产物 一元强碱弱酸盐,：一步书写 如CH3COONa CH3COO–+ H2O CH3COOH + OH– 一元强酸弱碱盐：一步完成， 如NH4Cl NH4+ + H2O ⇌H+ + NH3·H2O 多元强碱弱酸盐，分步水解，分布书写 如Na2CO3 CO32– + H2O ⇌HCO3–+ OH– HCO3–＋H2O ⇌H2CO3＋OH– 多元强酸弱碱盐：一步书写 如AlCl3 Al3++3H2O ⇌Al(OH)3+3H+ 完全双水解，不能大量共存，写“＝” ；产物标 “↑”、“↓”，不稳定的产物分解如Fe3+ 与 HCO3- Fe3+＋与HCO3- = Fe(OH)3↓＋3CO2↑ 泡沫灭火器原理 常温下PH=1的HCl溶液中: c(H+)=10-1 mol/L,c(OH -)=10-13 mol/L, c(H+)水,=c(OH-)水,=10-13 mol/L,酸碱抑制水电离常温下PH=1的NH4Cl溶液中: c(H+)=10-1 mol/L,c(OH -)=10-13 mol/L,c(H+)水,=c(OH-)水,=10-1 mol/L, 可水解盐促进水电离 越弱越水解: 酸性:HClO< CH3COOH 等浓度对应盐碱性:NaClO (aq) > CH3COONa (aq) ↑Kh = 碱性：Mg(OH)2 > Al(OH)3 等浓度对应盐酸性:MgCl2 (aq) < AlCl3 (aq) ↑Kh = Kh1 = Kh2 = 弱酸式盐酸碱性总结 ： 电离＞水解 呈酸性 ， 电离＜水解 呈碱性 NaHSO3溶液:酸性;HCO3－ ⇌H+＋CO32-(微弱) HSO3－＋H2O ⇌OH－＋H2SO3 (更微弱) NaHCO3溶液:碱性; HCO3－＋H2O ⇌OH－＋H2CO3 (微弱) HCO3－ ⇌H+＋CO32-(更微弱) 如KHC2O4溶液呈酸性,Ka2＞Kh1 配制或贮存易水解的盐溶液 如：FeCl3+3H2O ⇌Fe(OH)3+3HCl 配制FeCl3溶液加入少量盐酸，抑制Fe3+水解 配制CuSO4溶液时：加入少量H2SO4，抑制Cu2+水解 保存Na2CO3等碱性溶液：不能贮存在磨口玻璃塞的玻璃瓶中，贮存在橡胶塞玻璃瓶。 特别提醒NaF溶液贮存在塑料瓶中，不能在玻璃瓶中 制取Fe(OH)3胶体：向沸水中滴加饱和FeCl3溶液 FeCl3作净水剂原理：Fe3+ + 3H2O ⇌Fe (OH)3 (胶体) + 3H+,胶体具有吸附性。 在干燥的HCl气流中加热FeCl3，AlCl3溶液、MgCl2,才能得到无水FeCl3，AlCl3溶液、MgCl2晶体 FeCl 3蒸干得到Fe(OH)3 ，灼烧得到Fe2O3。 NH4Cl、ZnCl2除锈剂:水解使溶液显酸性 热的纯碱去污能力强:Na2CO3水解呈碱性,升温可使水解平衡正移 电荷守恒: 正电荷总数=负电荷总数 特点：等号一端全是阴离子或阳离子 NaHCO3 c(Na+)＋c(H+)＝2c(CO32-)＋c(HCO3-)＋c(OH-) 电荷浓度=离子浓度×电荷数 元素守恒：电解质所含的某种元素在变化前后守恒 特点：等号一端各项中都含有同一种元素 如Na2CO3溶液 c(Na+)=2[c(HCO3-)+c(H2CO3)+c(CO32-)] 质子守恒：水电离出的H+或OH-以不同形式存在，但其总量相等 如Na2CO3溶液：c(OH–) = c(H+) + c(HCO3-) + 2c(H2CO3) 如NaHCO3溶液：c(H+) + c(H2CO3) = c(OH-) + c(CO32-) 离子浓度大小比较：0.1mol/L NaOH溶液与 0.2mol/L CH3COOH溶液等体积混合 溶质：1 CH3COONa、 1 CH3COOH CH3COONa = CH3COO- + Na+ CH3COOH ⇌CH3COO- + H+ CH3COO- + H2O ⇌CH3COOH + OH- H2O ⇌H+ + OH- c(CH3COO-)＞c(Na+)＞c(CH3COOH)＞c(H＋)＞c(OH－) 电荷守恒: c(Na+)＋c(H+)＝ c(OH－)＋c(CH3COO-) 元素守恒： 2c(Na+)＝ c(CH3COOH)＋c(CH3COO-) 沉淀溶解平衡： AgCl (s) ⇌ Ag+(aq) + Cl- (aq) Ksp=c(Ag+ )c(Cl-) 饱和 改变条件 平衡移动方向 c(Ag+ ) c(Cl-) 升 温 → ↑ ↑ 加 少量水 → 不变 不变 加AgCl(s) 不移动 不变 不变 加NaCl(s) ← ↓ ↑ 加AgNO3(s) ← ↑ ↓ Ksp与温度有关，一般温度越高， K sp 越大 （特例：Ca(OH)2升温 ，Ksp 减小） 1.Q → Ksp ←Q Q < Ksp,溶液不饱和,无沉淀析出 Q > Ksp,溶液过饱和，有沉淀析出 2.已知Ksp，求离子的浓度必考 3.计算开始沉淀和沉淀完全时的PH 4.判断产生沉淀的顺序 相同类型：Ksp越小，先沉淀; 离子浓度小，先沉淀 :由离子浓度大小判断（Ksp计算出）离子浓度小，先沉淀 5. 计算离子的浓度比 凑常数法 调节pH法 : CuCl2 中混有 FeCl3 氢氧化物 开始沉淀时的pH值 沉淀完全时的pH值 Cu(OH)2 4.4 6.4 Fe(OH)3 1.4 3.7 调节pH至 3.7≤pH<4.4 加沉淀剂法：除Hg+、Cu2+等离子 Cu2+＋S2- == CuS↓ Hg2+＋S2- == HgS↓ 造影剂钡餐为BaSO4 沉淀的转化：沉淀可以从溶解度小的向溶解度更小的方向转化， NaCl溶液→2滴0.1 mol/L AgNO3溶液→4滴0.1mol/LKI溶液→8滴0.1mol/LNa2S溶液白色沉淀→ 黄色沉淀 →黑色沉淀必考:保证Ag+不过量 AgCl → AgI → Ag2S Ksp(AgCl )>Ksp(AgI)> Ksp(Ag2S) 不同类型：不能由现象得出Ksp的大小 氟化物预防龋齿Ca5(PO4)3OH(s)⇌5Ca2+(aq) +3PO43- (aq) +OH-(aq) 保护牙齿的牙釉质沉淀的转化化 Ca5(PO4)3OH)(s) + F-(aq) ⇌ Ca5(PO4)3F(s) + OH-(aq) 保护牙齿的牙釉质 保护牙齿的牙釉质 原电池： 负极：化合价升高，较活泼的一极 电子流向：负极 → 沿导线 → 正极 离子移动：正正移，负负移 盐桥：KCl饱和溶液 双液原电池：正极：铜片CuSO4溶液 负极：锌片ZnSO4溶液 隔膜电池中：阳离子交换膜：只允许阳离子通过 阴离子交换膜：只允许阴离子通过 质子交换膜：只允许H+ 通 原电池原理应用：增大氧化还原反应速率（构成原电池速率比直接接触速率快）如：锌与稀H2SO4反应时加入少量CuSO4溶液，能使产生H2的速率增大。 ①普通锌锰电池Zn+2MnO2 +2NH 4Cl = Zn(NH3)2Cl2+2MnO(OH) P103第6题 负极：Zn - 2e - == Zn 2+ 正极：MnO2 + e - + NH4+ ==MnO(OH) + NH 3 ↑ 放电 铅酸蓄电池： Pb+PbO2+2H2SO4 ⇌2PbSO 4 + 2H 2 O 放电过程，负极质量增大，稀H2SO4 的浓度减小 充电的反应则是放电反应的逆过程 充电 放电过程（原电池） 负极:Pb +SO4 2--2e - = PbSO4 正极:PbO2 + 4H ++SO 42 -+2e -= PbSO4 +2H2O 常考 充电的反应则是放电反应的逆过程 充电过程（电解池） 阴极 ( 接负极 ) ： PbSO4+2e-= Pb +SO4 2- 阳极 ( 接正极 ) ： PbSO4 +2H2O-2e - = PbO2 + 4H ++SO 42 - 锂离子电池： LiClO4的碳酸丙烯酯液为电解质溶液 不能用水做电解质溶液充电 总反应： Li xCy + Li 1- x CoO 2 ⇌ LiCoO2 ＋ Cy 常考 放电 负极：Li 正极：LiCoO2 燃料电池的书写： 1、 判断正、负极 2、 先写总反应式 烃或烃的含氧衍生物作燃料 碱性电解质：生成碳酸盐和H2O 其他电解质：一般生成CO2和H2O 3、正极反应式①酸性：O2 + 4e- + 4H+ = 2H2O②碱性或中性：O 2 + 4e -+2H2O = 4OH- ③熔融的碳酸盐：O2 + 4e-+ 2CO2 = 2CO32- 4、负极反应式:负极反应式＝总反应式－正极反应式 电解池 构成：电源、两极、一液、成回路 判断方法：阳氧阴极 阴极-与电源负极相连 阴极：带负电 阳极-与电源正极相连 阳极：带正电 放电顺序 阴极：Ag+>Fe3+>Cu2+>H+(酸)>Pb2+>Sn2+>Fe2+>Zn2+>H+(水)>Al3+>Mg2+>Na+>Ca2+>K+ 常用的放电顺序：Ag＋＞Fe3＋＞Cu2＋＞H＋ 金属活动顺序表倒着用 阳极：金属>S2->SO32->I->Fe2+>Br->Cl->OH->含氧酸根（SO42-、NO3-、CO32-）>F- 常见放电顺序：金属>Cl- >OH- 除Pt、Au外 电解饱和食盐水（氯碱工业） Cl2和NaOH不能接触 ，Cl2和H2不能混合，用离子交换膜隔开 电镀 特点：电镀液的组成及酸碱性保持不变 ①阴极：待镀金属 ②阳极：镀层金属 ③电解液：含镀层金属阳离子的盐溶液 粗铜精炼： 阳极：粗铜（ Zn、Fe、Ni、Ag、Au等 ） 阴极：纯铜 电解液： CuSO4溶液 阳极：Zn－2e－＝ Zn2+ Fe－2e－ ＝ Fe2+ Ni－2e－ ＝ Ni 2+ Cu－2e－＝ Cu2+ 阴极 ： Cu 2+ +2e－＝ Cu Au、Ag阳极泥 电冶金 冶炼钠：总反应：2NaCl(熔融) === 2Na+Cl 2 ↑ 冶炼镁：MgCl2(熔融) == Mg + Cl2↑电解 冰晶石 电解 电解 冶炼铝:2Al2O3(熔融) === 4Al + 3O2 ↑ 助熔剂:冰晶石(六氟合铝酸钠)降低Al2O3的熔点 电化学的有关计算 (1）阳极失去的电子数等于阴极得到的电子数。 （2）串联电池中各电极上转移的电子数目相等。 （3）电源输出的电子总数和电解池中各电极上转移的电子数目相等。有关计算 化学腐蚀：直接反应 电化学腐蚀：原电池反应 钢铁的腐蚀 (1) 析氢腐蚀：酸性 (2)吸氧腐蚀:中性/碱性 负极 Fe－2e－ ＝ Fe2+ 负极Fe－2e－ ＝ Fe2+ 正极2H + +2e－ ==H2 ↑ 正极O2 +2H2O+4e－ ==40H－ 金属的防护 牺牲阳极的阴极保护法(原电池) 外加电源的阴极保护法(电解池) 1 学科网（北京）股份有限公司 $