高二化學復習資料

高二化學復習資料高二化學復習資料:溶液的計算應(yīng)熟練掌握本部分常用的計算公式和方法公式一：溶質(zhì)的質(zhì)量分數(shù)=溶質(zhì)質(zhì)量/溶液質(zhì)量100%=溶質(zhì)質(zhì)量/（溶質(zhì)質(zhì)量+溶劑質(zhì)量）100%公式二：溶液的稀釋與濃縮m濃a%*=m稀b%稀=（m濃+增加的溶劑質(zhì)量）b%稀公式三：相對溶質(zhì)不同質(zhì)量分數(shù)的兩種溶液混合m濃a%濃+m稀b%稀=（m濃+m?。ヽ%公式四：溶液中溶質(zhì)的質(zhì)量二溶液的質(zhì)量溶液中溶質(zhì)的質(zhì)量分數(shù)=溶液的體積溶液的密度：化學反應(yīng)與能量1、反應(yīng)熱：化學反應(yīng)過程中放出或吸收的熱量。焓變：在恒溫、恒壓的條件下，化學反應(yīng)過程中所吸收或釋放的熱量（QP）。2、符號：AH單位：kJ/mol3、規(guī)定：吸熱反應(yīng):AH0或者值為“+"，放熱反應(yīng):AH0或者值為"-"4、常見的放熱反應(yīng)和吸熱反應(yīng)：燃燒、中和反應(yīng)、金屬與酸反應(yīng)、以及大部分化合反應(yīng)是放熱的大部分分解反應(yīng)，電離、水解、高溫下碳還原金屬氧化物、碳與二氧化碳反應(yīng)、Ba(OH)2與NH4CI的反應(yīng)等一般屬于吸熱反應(yīng)。5、反應(yīng)物總能量大于生成物總能量，放熱反應(yīng)，體系能量降低，△H0反應(yīng)物總能量小于生成物總能量，吸熱反應(yīng)，體系能量升高，AH0△H在數(shù)值上等于反應(yīng)物分子斷裂舊鍵時所吸收的總能量與生成物分子形成新鍵時所釋放的總能量之差，AH=E生成物能量-E反應(yīng)物能量=E反應(yīng)物鍵能之和-E生成物鍵能之和6、熱化學方程式：表示化學反應(yīng)中放出或吸收的熱量的化學方程式。書寫熱化學方程式注意事項：(1)反應(yīng)物和生成物要標明其聚集狀態(tài)，用g、I、s、aq表示不同狀態(tài)。(2)方程式右端用AH標明恒壓條件下反應(yīng)放出或吸收的熱量，放熱為負，吸熱為正。(3)熱化學方程式中各物質(zhì)前的化學計量數(shù)只表示物質(zhì)的量，因此可以是整數(shù)或分數(shù)。(4)對于相同物質(zhì)的反應(yīng)，當化學計量數(shù)不同時，其AH也不同，即△H的值與計量數(shù)成正比，7、蓋斯定律：不管化學反應(yīng)是一步完成或分幾步完成，其反應(yīng)熱是相同的。化學反應(yīng)的焓變(H)只與反應(yīng)體系的始態(tài)和終態(tài)有關(guān)，而與反應(yīng)的途徑無關(guān)。規(guī)律：若多步化學反應(yīng)相加可得到新的化學反應(yīng)，則新反應(yīng)的反應(yīng)熱即為上述多步反應(yīng)的反應(yīng)熱之和。步驟：8、燃燒熱：在101kPa時，lmol物質(zhì)完全燃燒生成穩(wěn)定的氧化物時的反應(yīng)熱.注意：①燃燒的條件是在101kPa;②標準:是以1mol燃料作為標準，因此書寫熱化學方程式時，其它物質(zhì)的化學計量數(shù)可用分數(shù)表示;③物質(zhì)燃燒都是放熱反應(yīng)，所以表達物質(zhì)燃燒時的AH均為負值;④燃燒要完全:C元素轉(zhuǎn)化為CO2(g)，而不是CO;H元素轉(zhuǎn)化為H2O(l)，N元素轉(zhuǎn)化為N2(g)。9.中和熱：強酸與強堿的稀溶液反應(yīng)生成1mol的水所放出的熱量，-1KOH(aq)+1/2H2SO4(aq)====1/2K2SO4(aq)+H2O(l);H=-57.3kJmol：化學反應(yīng)速率和化學平衡第一節(jié)化學反應(yīng)速率.化學反應(yīng)速率是用來衡量化學反應(yīng)進行快慢程度的，通常用單位時間內(nèi)反應(yīng)物濃度的減少或生成物濃度的增加來表示。.表示方法：v(A)二△c(A)/At=An(A)/(At.V)單位：mol/(Ls)或mol/(Lmin)或mol/(Lh).同一化學反應(yīng)用不同物質(zhì)表示的速率數(shù)值可能不同，速率之比等于計量數(shù)之比。4.影響因素——濃度、壓強、溫度、催化劑、光、電、波、接觸面、溶劑等(1)濃度：固體、純液體的濃度均可視作常數(shù)。故改變固體物質(zhì)的量對速率無影響。(2)壓強：對反應(yīng)前后氣體總分子數(shù)沒有改變的可逆反應(yīng)來說，當壓強改變時，V正、V逆的改變程度是相同的;對反應(yīng)前后氣體總分子數(shù)發(fā)生改變的可逆反應(yīng)來說，當壓強增加時，V正、V逆的改變程度是不相同的。(計量數(shù)大的一邊改變的程度大)(3)溫度：溫度對V正、V逆的影響是不同的，升溫時吸熱反應(yīng)一邊增加的倍數(shù)要大于放熱反應(yīng)一邊增加的倍數(shù);降溫時放熱反應(yīng)一邊減少的倍數(shù)要小于吸熱反應(yīng)一邊減少的倍數(shù)。(4)催化劑：使用催化劑能同等程度地改變V正、V逆。5.有效碰撞—能發(fā)生化學反應(yīng)的碰撞。有效碰撞發(fā)生的條件是發(fā)生碰撞的分子具有較高的能量和分子在一定的方向上發(fā)生碰撞?；罨肿印诨瘜W反應(yīng)中，能量較高、可能發(fā)生有效碰撞的分子?；罨堋罨肿拥钠骄芰颗c所有分子的平均能量之差(用Ea表示)。第二節(jié)化學反應(yīng)的方向和限度.自發(fā)反應(yīng)：在一定條件下無需外界幫助就能自動進行的反應(yīng)。.自發(fā)進行的方向——體系能量降低和混亂度增大都有促使反應(yīng)自發(fā)進行的傾向。熵(S)—衡量一個體系混亂度的物理量?；靵y度：氣態(tài)液態(tài)固態(tài).焓變(AH)與混亂度(4^綜合考慮.化學反應(yīng)方向的控制AG=AH-TAS0，一定能自發(fā)。H0，一定能自發(fā)進行H0、AS0，一定不能自發(fā)進行H0、AS0，低溫下能自發(fā)進行H0、AS0，高溫下能自發(fā)進行.化學反應(yīng)的限度(1)化學平衡狀態(tài)——在一定條件下的可逆反應(yīng)，正逆反應(yīng)速率相等，反應(yīng)物和生成物的濃度不再發(fā)生變化。一定條件下可逆反應(yīng)進行的最大限度。(2)化學平衡的特點——動態(tài)平衡，V正二V逆0，(3)化學平衡常數(shù)——一定溫度下，到達平衡后各物質(zhì)的物質(zhì)的量濃度的關(guān)系。表達式：K=C生C反K越大，表示反應(yīng)進行的程度越大。與反應(yīng)速率無關(guān)。(4)化學平衡狀態(tài)的判斷a.V正二V逆。即單位時間內(nèi)某一物質(zhì)生成量和消耗量相等，或?qū)δ骋晃镔|(zhì)而言生成化學鍵的量和斷裂化學鍵的量相等。b.體系中各組分物質(zhì)的百分含量保持不變。即各種物質(zhì)的濃度、物質(zhì)的量、顏色等都不變；混合氣體的總物質(zhì)的量、總體積、總壓強、平均相對分子質(zhì)量也不變。（但對于反應(yīng)前后氣體總分子數(shù)不變的可逆反應(yīng)，就不能用混合氣體的總物質(zhì)的量、總體積、總壓強、平均相對分子質(zhì)量已經(jīng)不變來判斷可逆反應(yīng)已經(jīng)達到平衡）—變量不變。第三節(jié)化學平衡的移動.影響因素：濃度、壓強、溫度平衡移動原理（勒夏特列原理）改變影響化學平衡的一個因素，平衡將向能夠減弱這種改變的方向移動。.等效平衡——同一反應(yīng)，在一定條件下所建立的兩個或多個平衡中，混合物中各成分的含量相同，這樣的平衡稱為等效平衡。.等效平衡的分類I類：恒溫恒容下對于反應(yīng)前后氣體體積發(fā)生變化的反應(yīng)來說（即△V0的體系）：等價轉(zhuǎn)化后，對應(yīng)各物質(zhì)起始投料的物質(zhì)的量與原平衡起始態(tài)相同?！攘客读希耆刃?。II類：恒溫恒容下對于反應(yīng)前后氣體體積沒有變化的反應(yīng)來說（即△V=0的體系）：等價轉(zhuǎn)化后，只要反應(yīng)物（或生成物）的物質(zhì)的量的比例與原平衡起始態(tài)相同，兩平衡等效?！缺韧读?，不完全等效。III類：恒溫恒壓下對于氣體體系等效轉(zhuǎn)化后，要反應(yīng)物（或生成物）的物質(zhì)的量的比例與原平衡起始態(tài)相同，兩平衡等效。一等比投料，不完全等效。.速率和平衡圖像分析(1)反應(yīng)速度圖像——看起點，看變化趨勢，看終點。(2)化學平衡圖像分析法：三步分析法：一看速率變化;二看正逆速率變化的相對大小;三看化學平衡移動的方向。四要素分析法：看曲線的起點、變化趨勢、轉(zhuǎn)折點、終點。先拐先平：先出拐點的曲線先達到平衡。定一議二：圖像中有三個量時，先確定一個量不變，再討論另外兩個量的關(guān)