教材核心知识速记（期中复习清单，图文版）高二化学上学期人教版

人教版高中化学选择性必修1第1~3章速记清单 第一章第一节反应热焓变 |基础概念 1,体系与环境：被研究的物质系统叫体系，体系以外的其他部分叫环境 2.反应热：等温条件下，化学反应体系向环境释放或从环境吸收的热量，恒压条件下的反应热等于焓变 3.焓变符号△H:单位k/mol,规定体系向环境放热（体系能量降低）△H<0,体系从环境吸热（体系能量升 高)△H>0 4.热化学方程式：表示参加反应物质的量和反应热关系的化学方程式 5.中和反应反应热：强酸强碱稀溶液发生中和反应生成1mol液态水时释放的热量，数值为57.3kJ/mol,对应 △H=-57.3kJ/mol |核心规律 1.常见放热反应：所有燃烧反应、酸碱中和反应、大多数化合反应、活泼金属与酸/水的反应、铝热反应、物质的 缓慢氧化 2.常见吸热反应：大多数分解反应、Ba(OH)28H2O与NH4CI的反应、C和CO2/H2O(g)的反应、盐类的水解、弱 电解质的电离 3.热化学方程式书写要求：必须标注所有物质的聚集状态：s(固态)、〡（液态）、g(气态)、q(水溶 液)；焓变要标注正负号、数值、单位，焓变数值与方程式系数成正比，系数代表物质的量，可以为分数；不 需要标注反应条件 实验基础 中和热的测定：仪器：量热计（或大烧杯、小烧杯、泡沫塑料/碎纸条、环形玻璃搅拌棒、温度计、量筒）；操作 要点：酸碱快速混合、多次测量取温度平均值、碱稍过量保证酸完全反应；误差分析：所有导致测得的温度差偏 小的操作，都会使测得的中和热数值偏小 △易错点 1.△H大小比较要带正负号，比如-20kJ/mol<-10kJ/mol,不能只比绝对值 2.热化学方程式中物质状态必须标注，无符号，不写反应条件 3.弱酸/弱碱电离吸热、浓酸碱溶解放热都会导致中和热数值偏离57.3kJ/ol 4.中和热是生成1mol液态水的放热，和酸碱用量无关 ?速记 焓变负放正吸，热方标态配平，中和热定数值。 一第1页/共6页一 第一章第二节反应热的计算 丨基础概念 1.盖斯定律：一个化学反应不管是一步完成还是分几步完成，其反应热是相同的；即反应热只与反应体系的始态 和终态有关，与反应路径无关 2.燃烧热：25℃、101kPa时，1mol纯物质完全燃烧生成稳定氧化物时所放出的热量，单位kJ/mol；稳定氧化物 要求：C-→C02(g、H-→H200、S→S02(g以、N→N2(g) 3.热值：1g物质完全燃烧放出的热量，单位/g |核心规律 1.盖斯定律计算方法：目标方程式=已知方程式按系数加减，焓变同步加减；已知方程式反向，则焓变改变符 号；已知方程式系数乘/除n,则焓变同步乘/除n 2.反应热计算其他方法：△H=反应物总键能-生成物总键能；△H=生成物总能量-反应物总能量 △易错点 1.热化学方程式加减时，只有相同状态的物质才能合并抵消 2.燃烧热要求产物为稳定氧化物，H必须生成液态水，不能是气态 3.可逆反应的焓变是完全反应的热效应，实际放热量小于焓变绝对值 4.键能计算时要明确分子内共价键数目，比如1 mol Sic02含4 nol Si-O键 ?速记 盖斯只看始终，反向变号乘除同步。 第二章第一节化学反应速率 基础概念 1.化学反应速率：定量描述化学反应进行快慢的物理量，通常用单位时间内反应物浓度的减少量或生成物浓度的 增加量表示；表达式v=△c/公t,单位mol/Ls)或mol/Lmin);为平均速率，固体、纯液体不用于表示速率 2.碰撞理论相关：有效碰撞是能够发生化学反应的分子碰撞；活化分子是能量较高、能够发生有效碰撞的分子； 活化能是活化分子平均能量与反应物分子平均能量之差，活化能越低反应速率越快 |核心规律 影响因素 变化规律 本质原因 浓度 其他条件不变，增大反应物浓度，反应速率加快 单位体积活化分子数增多 温度 其他条件不变，升高温度，速率加快，一般每升10℃速率增2~4倍 活化分子百分数增大 压强（气 压缩体积增大压强=增大气体浓度，速率加快；恒容充惰性气体速率 单位体积活化分子数变化 体) 不变；恒压充惰性气体=减压速率减慢 催化剂 加催化剂速率大幅加快 降低反应活化能，活化分子百分数大幅升 高，不改变焓变和平衡 △易错点 1.同一反应不同物质的速率比等于化学计量数之比，比较速率快慢要统一单位、转化为同一物质 2.压强只对有气体参与的反应速率有影响，无气体反应压强变化不影响速率 3.恒容充惰性气体，浓度不变，速率不变；恒压充惰性气体=减压，速率减慢 4.催化剂只改变反应速率，不改变反应焓变、平衡状态、转化率，具有专一性 5.活化分子碰撞不一定是有效碰撞，还需要合适的取向 6.固体、纯液体浓度视为常数，不能用来表示反应速率 ?速记 浓增压升催化剂，速率比等计量比。 一第2页/共6页一 第二章第二节化学平衡 丨基础概念 1.化学平衡状态：可逆反应中，正、逆反应速率相等，反应物和生成物浓度不再随时间变化的状态，特征：逆、 等、动、定、变 2.化学平衡常数K:一定温度下，可逆反应达平衡时，生成物浓度幂之积与反应物浓度幂之积的比值，固体、纯 液体不写入表达式；K越大反应进行程度越大，只与温度有关 3.浓度商Q:任意时刻生成物浓度幂之积与反应物浓度幂之积的比值，计算方式同K 4.勒夏特列原理：改变影响平衡的一个条件，平衡向能够减弱这种改变的方向移动（不能抵消） |核心规律 1.平衡判定标志：①同一物质正逆速率相等，不同物质速率比等于计量数比但一正一逆；②随反应变化的物理量 (总压、密度、颜色、平均摩尔质量等)不再改变 2.平衡移动方向：升温向吸热方向移动，加压向气体计量数和减小的方向移动，增反应物浓度正向移动；QK逆向 移 △易错点 1.反应前后气体计量数和相等的反应，总压、平均摩尔质量始终不变，不能作为平衡标志 2.平衡常数K只与温度有关，浓度、压强、催化剂都不改变K的数值 3.转化率变化不一定是平衡移动导致的，等体反应加压平衡不移动但浓度增大 4.催化剂同等程度改变正逆反应速率，不引起平衡移动，不改变转化率 5勒夏特列原理是“减弱”改变不是“抵消”，升温平衡移动后温度不会回到原值 ?速记 等速变量定平衡，《只随温变，勒夏减弱不抵消。 第二章第三节化学反应的方向+第四节化学反应的调控 丨基础概念 1.自发过程：一定条件下不需要借助外力就能自动进行的过程，趋向于从高能到低能、从有序到无序 2.熵S:衡量体系混乱度的物理量，单位/moK),混乱度越大熵值越大；同一物质熵值：S(g)>S0>S(S) 3.熵变△S:生成物总熵与反应物总熵的差，△S>0为熵增过程，△S<0为熵减过程 4.复合判据：吉布斯自由能变△G=△H-T△S,△G<0时反应能自发进行 5.合成氨反应：N2(g)+3H2(g)=2NH3(g)△H<0,放热、气体计量数减小、熵减反应 核心规律 焓变AH 熵变AS 反应自发性 <0 >0 任何温度下都能自发进行 >0 <0 任何温度下都不能自发进行 >0 >0 高温下自发进行 <0 <0 低温下自发进行 合成氨实际生产条件：压强10MPa~30MPa(兼顾速率、平衡、设备成本)；温度400℃~500℃（兼顾平衡转化 率、反应速率、催化剂活性)；铁触媒催化剂；及时分离氨气，原料循环利用 △易错点 1.自发反应不一定能发生，还要考虑反应速率，比如金刚石转化为石墨是自发反应，但常温下速率几乎为0 2.熵增的反应不一定自发，焓减的反应也不一定自发，必须结合复合判据判断 3.合成氨温度选择400~500°℃不是因为平衡转化率最高，而是因为催化剂活性最高、反应速率足够快 4.催化剂不改变反应的自发性，也不改变反应的平衡常数和转化率，只缩短达到平衡的时间 ?速记 焓减熵增必自发，复合判据看温度，合成氨温选活度。 一第3页/共6页一 第三章第一节电离平衡 丨基础概念 1.电解质：水溶液中或熔融状态下能导电的化合物；非电解质：水溶液中和熔融状态下都不能导电的化合物 2.强电解质：水溶液中完全电离，包括六大强酸、四大强碱、绝大多数盐、活泼金属氧化物，电离方程式写等号 3.弱电解质：水溶液中部分电离，包括弱酸、弱碱、水、少数盐（如醋酸铅），电离方程式写可逆号 4.电离平衡：一定条件下，弱电解质分子电离成离子的速率和离子结合成弱电解质分子的速率相等，溶液中各分 子、离子浓度保持不变的状态 5.电离常数K/K,:弱电解质达到电离平衡时，电离出的离子浓度幂之积与弱电解质分子浓度的比值，只与温度 有关，数值越大对应弱酸/弱碱的酸碱性越强 |核心规律 1.多元弱酸分步电离，分步写方程式（以第一步为主）；多元弱碱一步电离，直接写总方程式 2.电离规律：越热越电离、越稀越电离，同离子效应抑制电离，加能与离子反应的试剂促进电离 3.强酸的酸式盐水溶液中完全电离（如NaHSO4=Na++H++SO42-)，熔融状态只电离出金属阳离子和酸式酸根 (NaHSO4=Na++HSO4)；弱酸的酸式盐第一步完全电离，酸式酸根可逆电离 △易错点 1.溶解度和电解质强弱无关，比如BaS04是强电解质，醋酸溶解度大是弱电解质 2.导电能力只与离子浓度和离子所带电荷数有关，强电解质溶液导电能力不一定比弱电解质强 3.弱电解质稀释时电离程度增大，但电离出的离子浓度降低（勒夏特列原理，减弱不抵消） 4.同离子效应会抑制弱电解质的电离，如醋酸溶液中加醋酸钠固体，醋酸电离平衡逆向移动 5.多元弱酸的电离常数只比较第一步K妇1即可，后续K值相差104以上，可忽略 ?速记 强等弱可逆，越热越稀越电离，K只随温变。 第三章第二节水的电离和溶液的H 丨基础概念 1.水的离子积Kw:一定温度下，水溶液中H+和OH浓度的乘积，Kw=c(H+)c(OH),常温(25C)下 Kw=1×10-14,只与温度有关，升温Kw增大 2.pH:pH=-lgc(H),常温下pH=7为中性，温度升高中性溶液pH减小（如100C中性pH=6) 3.酸碱中和滴定：用已知浓度的酸（或碱）滴定未知浓度的碱（或酸），通过测定反应完全时消耗标准液的体 积，计算未知液浓度的定量分析方法 |核心规律 1.水的电离影响：加酸、加碱抑制水的电离；加可水解的盐、升温促进水的电离 2.pH计算规则：酸算H+、碱算OH;等体积混合强酸pH差≥2时，混合后pH=pH小+O.3;等体积混合强碱即H 差≥2时，混合后pH=pH大-0.3；常温下酸碱无限稀释H无限接近7 3.中和滴定误差分析：所有操作最终归为标准液体积变化，V标偏大则测定结果偏大，反之偏小 |实验要点 仪器：酸式滴定管（装酸性、氧化性试剂）、碱式滴定管（装碱性试剂）、锥形瓶、铁架台、滴定管夹；操作： 滴定管需润洗，锥形瓶不能润洗；滴定时左手控活塞，右手摇锥形瓶，眼晴注视锥形瓶内颜色变化；指示剂选 择：强酸滴定强碱选甲基橙或酚酞；强酸滴定弱碱选甲基橙；强碱滴定弱酸选酚酞；石蕊不用作滴定指示剂 △易错点 1.pH<7的溶液不一定是酸性，必须结合温度判断，100C时pH=6是中性 2.酸稀释时pH无限接近7，不会超过7；碱稀释时pH无限接近7，不会低于7 3.pH计算时，酸算H+、碱算OH,不能直接用碱的H+浓度计算 4.滴定管润洗是必须的，锥形瓶不能润洗，润洗会导致待测液溶质偏多，结果偏大 5.滴定终点是指示剂变色的点，不是酸碱恰好完全反应的点，二者接近但不相等 6,石蕊不能作为中和滴定的指示剂，因为变色范围宽、现象不明显 ?速记 KW只随温变，酸算氢碱算氢氧，滴定误差看标液。 一第4页/共5页一 第三章第三节盐类的水解 丨基础概念 1.盐类的水解：水溶液中盐电离出来的离子与水电离出来的H+或OH结合生成弱电解质的反应，实质是促进水的 电离 2.三大守恒：①电荷守恒：溶液中所有阳离子所带正电荷总数等于所有阴离子所带负电荷总数；②物料守恒：溶 液中某一元素的原始浓度等于它在溶液中各种存在形式的浓度之和；③质子守恒：水电离出的H+总浓度等于水 电离出的OH总浓度，可由电荷守恒和物料守恒推导得到 |核心规律 1,水解规律：有弱才水解，越弱越水解，谁强显谁性，同强显中性；越热越水解，越稀越水解 2.水解方程式书写：一般水解程度小，写可逆号，不标沉淀、气体符号；多元弱酸根分步水解，分步写；多元弱 碱阳离子一步水解；彻底双水解写等号，标沉淀、气体符号 3.常考应用：明矾净水、纯碱去油污、泡沫灭火器、盐溶液蒸干产物判断、易水解盐溶液配制、化肥不能混用 △易错点 1.可水解的盐溶液中，水的电离被促进，水电离出的H+或oH浓度大于10~7mol/L(常温) 2.电荷守恒式中，离子带几价就要乘对应系数，比如N2C03溶液的电荷守恒式中C032系数为2 3.弱酸的酸式盐溶液酸碱性要看电离和水解的相对大小，如HCO3水解大于电离显碱性，HSO3电离大于水解显 酸性 4.双水解不一定完全，只有生成难溶物、气体时才彻底，写等号标↑↓，其余双水解写可逆号 5.易挥发强酸弱碱盐（如Fcl3)蒸干灼烧得氧化物，难挥发强酸弱碱盐（如Fe2(SO43)蒸干得到原溶质；强碱 弱酸盐（如Na2CO3)蒸干得到原溶质 ?速记 弱水解显强性，越热越稀越水解，三守恒看阴阳。 第三章第四节沉淀溶解平衡 丨基础概念 1.沉淀溶解平衡：一定温度下，难溶电解质的溶解速率和沉淀速率相等时，固体质量、离子浓度保持不变的动态 平衡；难溶指溶解度小于0.01g,不是完全不溶 2.溶度积Kp:一定温度下，难溶电解质达到溶解平衡时，电离出的各离子浓度幂的乘积，对于溶解平衡 AmBn(S)mAn+(aq)+nBm-(aq),Ksp=cm(An+)cP(Bm),只与温度有关 3.离子积Q:任意时刻溶液中难溶电解质电离出的离子浓度幂的乘积，计算方式与Kp一致 核心规律 1.溶度积规则：Q>Kp有沉淀生成，Q=K0饱和平衡，Qsp沉淀溶解 2.沉淀转化规律：一般溶解度（组成类型相同时Ks)相对较大的沉淀容易转化为溶解度更小的沉淀，二者溶解 度差距不大时可通过调节离子浓度实现反向转化，只要满足Q>K即可 3.常考应用：废水除重金属离子、水垢除CaSO4、氟化物防龋齿、沉淀顺序判断 △易错点 1.只有组成类型相同的难溶电解质才能直接用Ks比较溶解度大小，组成类型不同的需要换算为溶解度再比较， 如AgCI是AB型、Ag2CrO4是A2B型，不能直接比Ksp 2.Ca(OH)2是特例，溶解为放热过程，升温Ksp减小、溶解度降低 3.沉淀转化时，只要满足Q>Ksp就能生成沉淀，不需要Ksp更小，比如BaSO4用饱和Na2CO3溶液浸泡可转化为 BaCO3 4.除杂时加入过量沉淀剂，会因同离子效应使被沉淀的离子残留浓度更低，但要避免引入新杂质 5.Ksp小的难溶物不一定不能溶解，只要加入试剂消耗离子使Qsp即可溶解，如AgCI溶于氨水 6.沉淀洗涤时用对应沉淀剂的稀溶液洗涤，可减少沉淀的溶解损失，比用水洗涤效果好 ?速记 Ks印只随温变，Q大生沉小溶解，转化看溶度。 ？全书核心常数速记总览 常数类型 符号 影响因素 应用 焓变 △H 方程式系数、物质状态 判断吸放热、反应热计算 平衡常数 K 仅温度 判断反应程度、平衡移动方向 电离常数 Ka/Kb 仅温度 判断弱酸/弱碱强弱 水的离子积 Kw 仅温度 pH计算、溶液酸碱性判断 溶度积 Ksp 仅温度 沉淀生成、溶解、转化判断 一第5页/共5页一