第1篇：高中化學重要的考點知識點總結(jié)

由于高中的化學內(nèi)容比較復雜難掌握，所以部分學生在高中的化學考試中，經(jīng)常會考不好，其實我們可以復習的時候多留意呢些重要的考點知識。下面是百分網(wǎng)小編為大家整理的高中化學必備的知識，希望對大家有用!

硫及其化合物

1、硫元素的存在：硫元素最外層電子數(shù)為6個，化學*質(zhì)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(jié)合成呈+4價、+6價化合物。硫元素在自然界中既有游離態(tài)又有化合態(tài)。(如火山口中的硫就以單質(zhì)存在)

2、硫單質(zhì)：

①物質(zhì)*質(zhì)：俗稱硫磺，淡黃*固體，不溶于水，熔點低。

②化學*質(zhì)：s+o2===點燃so2(空氣中點燃淡藍*火焰，純氧中藍紫*)

3、二氧化硫(so2)

(1)物理*質(zhì)：無*、有刺激*氣味有毒的氣體，易溶于水，密度比空氣大，易液化。

(2)so2的制備：s+o2===點燃so2或na2so3+h2so4=na2so4+so2↑+h2o

(3)化學*質(zhì)：①so2能與水反應so2+h2oh2so3(亞硫*，中強*)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**氧化物，是亞硫*(h2so3)的*酐，可與堿反應生成鹽和水。

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*)+h2o

2so2(過量)+ca(oh)2=ca(hso3)2(可溶)

對比co2與堿反應：

co2(少量)+ca(oh)2=caco3↓(白*)+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*沉淀生成，后沉淀消失，與co2逐漸通入ca(oh)2溶液實驗現(xiàn)象相同，所以不能用石灰水來鑒別so2和co2。能使石灰水變渾濁的無*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*氣味的氣體。

③so2具有強還原*，能與強氧化劑(如**高錳*鉀溶液、*氣、氧氣等)反應。so2能使**kmno4溶液、新制*水褪*，顯示了so2的強還原*(不是so2的漂白*)。

(催化劑：粉塵、五氧化二釩)

so2+cl2+2h2o=h2so4+2hcl(將so2氣體和cl2氣體混合后作用于有*溶液，漂白效果將大大減弱。)

④so2的弱氧化*：如2h2s+so2=3s↓+2h2o(有黃*沉淀生成)

⑤so2的漂白*：so2能使品紅溶液褪*，加熱會恢復原來的顏*。用此可以檢驗so2的存在。

so2

cl2

漂白的物質(zhì)

漂白某些有*物質(zhì)

使?jié)駶櫽?物質(zhì)褪*

原理

與有*物質(zhì)化合生成不穩(wěn)定的無*物質(zhì)

與水生成hclo，hclo具有漂白*，將有*物質(zhì)氧化成無*物質(zhì)

加熱

能恢復原*（無*物質(zhì)分解）

不能復原

⑥so2的用途：漂白劑、殺菌消毒、生產(chǎn)硫*等。

4、硫*(h2so4)

(1)濃硫*的物理*質(zhì)：純的硫*為無*油狀粘稠液體，能與水以任意比互溶(稀釋濃硫*要規(guī)范*作：注*入水且不斷攪拌)。質(zhì)量分數(shù)為98%(或18.4mol/l)的硫*為濃硫*。不揮發(fā)，沸點高，密度比水大。

(2)濃硫*三大*質(zhì)：吸水*、脫水*、強氧化*。

①吸水*：濃硫*可吸收結(jié)晶水、濕存水和氣體中的水蒸氣，可作干燥劑，可干燥h2、o2、so2、co2等氣體，但不可以用來干燥nh2、h2s、hbr、hi、c2h4五種氣體。

②脫水*：能將有機物(蔗糖、棉花等)以水分子中h和o原子個數(shù)比2︰1脫水，炭化變黑。

③強氧化*：濃硫*在加熱條件下顯示強氧化*(+6價硫體現(xiàn)了強氧化*)，能與大多數(shù)金屬反應，也能與非金屬反應。

a.與大多數(shù)金屬反應(如銅)：2h2so4(濃)+cu===△cuso4+2h2o+so2↑

(此反應濃硫*表現(xiàn)出**和強氧化*)

b.與非金屬反應(如c反應)：2h2so4(濃)+c===△co2↑+2h2o+so2↑

(此反應濃硫*表現(xiàn)出強氧化*)

注意：常溫下，fe、al遇濃h2so4或濃hno3發(fā)生鈍化。

濃硫*的強氧化*使許多金屬能與它反應，但在常溫下，鋁和鐵遇濃硫*時，因表面被濃硫*氧化成一層致密氧化膜，這層氧化膜阻止了*與內(nèi)層金屬的進一步反應。這種現(xiàn)象叫金屬的鈍化。鋁和鐵也能被濃**鈍化，所以，常溫下可以用鐵制或鋁制容器盛放濃硫*和濃**。

(3)硫*的用途：干燥劑、化肥、炸*、蓄電池、農(nóng)*、醫(yī)*等。

化學能與熱能

1、在任何的化學反應中總伴有能量的變化。

原因：當物質(zhì)發(fā)生化學反應時，斷開反應物中的化學鍵要吸收能量，而形成生成物中的化學鍵要放出能量�；瘜W鍵的斷裂和形成是化學反應中能量變化的主要原因。

一個確定的化學反應在發(fā)生過程中是吸收能量還是放出能量，取決于反應物的總能量與生成物的總能量的相對大小。e反應物總能量>e生成物總能量，為放熱反應。e反應物總能量

2、常見的放熱反應和吸熱反應

常見的放熱反應：

①所有的燃燒與緩慢氧化。

②*堿中和反應。

③金屬與*反應制取*氣。

④大多數(shù)化合反應(特殊：是吸熱反應)。

常見的吸熱反應：

①以c、h2、co為還原劑的氧化還原反應如：

②銨鹽和堿的反應如ba(oh)2·8h2o+nh4cl=bacl2+2nh2↑+10h2o

③大多數(shù)分解反應如kclo3、kmno4、caco3的分解等。

3、能源的分類：

形成條件

利用歷史

*質(zhì)

?

一次能源

?

?

常規(guī)能源

可再生資源

水能、風能、生物質(zhì)能

不可再生資源

煤、石油、天然氣等化石能源

新能源

可再生資源

太陽能、風能、地熱能、潮汐能、*能、沼氣

不可再生資源

核能

二次能源

（一次能源經(jīng)過加工、轉(zhuǎn)化得到的能源稱為二次能源）

電能（水電、火電、核電）、蒸汽、工業(yè)余熱、酒精、汽油、焦炭等

【思考】一般說來，大多數(shù)化合反應是放熱反應，大多數(shù)分解反應是吸熱反應，放熱反應都不需要加熱，吸熱反應都需要加熱，這種說法對嗎?試舉例說明。

點拔：這種說法不對。如c+o2=co2的反應是放熱反應，但需要加熱，只是反應開始后不再需要加熱，反應放出的熱量可以使反應繼續(xù)下去。ba(oh)2·8h2o與nh4cl的反應是吸熱反應，但反應并不需要加熱。

1.摩爾是物質(zhì)的量的單位

2.摩爾質(zhì)量的單位g/mol或g.mol3.22.4mol/l的使用條件：①標準狀況下(0℃101kpa);②氣體。注：水在標準狀況下為液體。

4.n=m/m;n=v/22.4;n=cmol/l·v(aq)l

5.c(濃溶液)·v(濃溶液)=c(稀溶液)·v(稀溶液)

6.配制一定物質(zhì)的量濃度溶液必需的儀器：xxml容量瓶、燒杯、玻璃棒、膠頭滴管。

7.常見的電解質(zhì)有：*、堿、鹽等，其在水溶液中能發(fā)生電離。

8.電離方程式如h2so4=2h++so42-、ba(oh)2=ba2++2oh-、na2co3=2na++co39.在離子反應中可以拆開的物質(zhì)：強*(hcl、h2so4、hno3)、強堿[koh、naoh、ba(oh)2、ca(oh)2]、可溶*鹽(鉀鹽、*鹽、銨鹽、**鹽、除agcl外的*化物，除baso4外的硫*鹽。

10.離子方程式典型錯誤：

1)電荷、原子不守恒，如：fe+fe3+=2fe2+、

2)拆分錯誤，

如：碳*鈣與稀鹽*反應不能寫成：co32-+2h+=co2↑+h2o，應寫成：caco3+2h+=ca2++co2↑+h2o

3)化學原理錯誤，

如：fe和hcl反應不能寫成2fe+6h+=2fe3++3h2↑，應寫成fe+2h+=fe2++h2↑;

h2so4與ba(oh)2溶液反應不能寫成h++oh-+so42-+ba2+=baso4↓+h2o，

應寫成2h++2oh-+so42-+ba2+=baso4↓+2h2o

11.液*、液氨、*醋*屬于純凈物。

12.常見的混合物有煤，石油，漂白粉，硬鋁、黃銅、鋼等合金，*水，氨水等溶液，膠體。

13.鑒別溶液和膠體的方法：丁達爾效應

14.反應前后元素化合價發(fā)生變化的反應時氧化還原反應。一般而言，反應物或生成物中有單質(zhì)的一定是氧化還原反應。

15.升失氧還原劑：化合價升高，失去電子，被氧化，是還原劑

1.高中化學重要的考點知識點

2.高中化學重要的知識點歸納匯總

3.高中化學重要的基礎知識點整理

4.高中化學必備的知識重點匯總

5.高二化學重要的知識點歸納

6.高中化學重要的入門知識點歸納

第2篇：高考化學重要的考點知識總結(jié)

理科生在準備化學高考的時候，復習中要注意抓基礎知識，抓復習的針對*。對考試中以及平時出現(xiàn)的錯題，應做好修正并記錄下來。下面是百分網(wǎng)小編為大家整理的高考化學必背知識，希望對大家有用!

金屬及其化合物

一、金屬活動*

k>ca>na>mg>al>zn>fe>sn>pb>(h>)cu>hg>ag>pt>au

二、金屬一般比較活潑，容易與o2反應而生成氧化物，可以與*溶液反應而生成h2，特別活潑的如na等可以與h2o發(fā)生反應置換出h2，特殊金屬如al可以與堿溶液反應而得到h2。

三、al2o3為兩*氧化物，al(oh)3為兩**氧化物，都既可以與強*反應生成鹽和水，也可以與強堿反應生成鹽和水。

四na2co3和nahco3比較

碳**碳***

俗名純堿或蘇打小蘇打

*態(tài)白*晶體細小白*晶體

水溶*易溶于水，溶液呈堿*使*酞變紅易溶于水(但比na2co3溶解度小)溶液呈堿*(*酞變淺紅)

熱穩(wěn)定*較穩(wěn)定，受熱難分解受熱易分解

2nahco3na2co3+co2↑+h2o

與*反應co32—+h+=hco3—

hco3—+h+=co2↑+h2o

相同條件下放出co2的速度nahco3比na2co3快

與堿反應na2co3+ca(oh)2=caco3↓+2naoh

反應實質(zhì)：co32—與金屬陽離子的復分解反應nahco3+naoh=na2co3+h2o

反應實質(zhì)：hco3—+oh-=h2o+co32—

與h2o和co2的反應na2co3+co2+h2o=2nahco3

co32—+h2o+co2=hco3—

不反應

與鹽反應cacl2+na2co3=caco3↓+2nacl

ca2++co32—=caco3↓

不反應

主要用途玻璃、造紙、制皂、洗滌發(fā)酵、醫(yī)*、滅火器

五、.合金：兩種或兩種以上的金屬(或金屬與非金屬)熔合在一起而形成的具有金屬特*的物質(zhì)。

合金的特點;硬度一般比成分金屬大而熔點比成分金屬低，用途比純金屬要廣泛。

非金屬及其化合物

一、硅元素：無機非金屬材料中的主角，在地殼中含量26.3%，次于氧。是一種親氧元

素，以熔點很高的氧化物及硅*鹽形式存在于巖石、沙子和土壤中，占地殼質(zhì)量90%以上。位于第3周期，第Ⅳa族碳的下方。

si對比c

最外層有4個電子，主要形成四價的化合物。

二、二氧化硅(sio2)

天然存在的二氧化硅稱為硅石，包括結(jié)晶形和無定形。石英是常見的結(jié)晶形二氧化硅，其中無*透明的就是水晶，具有**環(huán)帶狀或?qū)訝畹氖乾旇А６�氧化硅晶體為立體網(wǎng)狀結(jié)構，基本單元是[sio4]，因此有良好的物理和化學*質(zhì)被廣泛應用。(瑪瑙飾物，石英坩堝，光導纖維)

物理：熔點高、硬度大、不溶于水、潔凈的sio2無*透光*好

化學：化學穩(wěn)定*好、除hf外一般不與其他*反應，可以與強堿(naoh)反應，是**氧化物，在一定的條件下能與堿*氧化物反應

sio2+4hf==sif4↑+2h2o

sio2+cao===(高溫)casio3

sio2+2naoh==na2sio3+h2o

不能用玻璃瓶裝hf，裝堿*溶液的試劑瓶應用木塞或膠塞。

三、硅*(h2sio3)

**很弱(弱于碳*)溶解度很小，由于sio2不溶于水，硅*應用可溶*硅*鹽和其他**比硅*強的*反應制得。

na2sio3+2hcl==h2sio3↓+2nacl

硅膠多孔疏松，可作干燥劑，催化劑的載體。

四、硅*鹽

硅*鹽是由硅、氧、金屬元素組成的化合物的總稱，分布廣，結(jié)構復雜化學*質(zhì)穩(wěn)定。一般不溶于水。(na2sio3、k2sio3除外)最典型的代表是硅**na2sio3：可溶，其水溶液稱作水玻璃和泡花堿，可作肥皂填料、木材防火劑和黏膠劑。常用硅*鹽產(chǎn)品：玻璃、陶瓷、水泥

五、硅單質(zhì)

與碳相似，有晶體和無定形兩種。晶體硅結(jié)構類似于金剛石，有金屬光澤的灰黑*固體，熔點高(1410℃)，硬度大，較脆，常溫下化學*質(zhì)不活潑。是良好的半導體，應用：半導體晶體管及芯片、光電池、

六、*元素：位于第三周期第Ⅶa族，原子結(jié)構：容易得到一個電子形成

*離子cl-,為典型的非金屬元素，在自然界中以化合態(tài)存在。

七、*氣

物理*質(zhì)：黃綠*氣體，有刺激*氣味、可溶于水、加壓和降溫條件下可變?yōu)橐簯B(tài)(液*)和固態(tài)。

制法:mno2+4hcl(濃)=mncl2+2h2o+cl2

聞法:用手在瓶口輕輕扇動,使少量*氣進入鼻孔。

化學*質(zhì)：很活潑，有毒，有氧化*，能與大多數(shù)金屬化合生成金屬*化物(鹽)。也能與非金屬反應：

2na+cl2===(點燃)2nacl2fe+3cl2===(點燃)2fecl3cu+cl2===(點燃)cucl2

cl2+h2===(點燃)2hcl現(xiàn)象：發(fā)出蒼白*火焰，生成大量白霧。

燃燒不一定有氧氣參加，物質(zhì)并不是只有在氧氣中才可以燃燒。燃燒的本質(zhì)是劇烈的氧化還原反應，所有發(fā)光放熱的劇烈化學反應都稱為燃燒。

cl2的用途：

①自來水殺菌消毒cl2+h2o==hcl+hclo2hclo===(光照)2hcl+o2↑

1體積的水溶解2體積的*氣形成的溶液為*水，為淺黃綠*。其中次**hclo有強氧化*和漂泊*，起主要的消毒漂白作用。次**有弱**，不穩(wěn)定，光照或加熱分解，因此久置*水會失效。

②制漂白液、漂白粉和漂粉精

制漂白液cl2+2naoh=nacl+naclo+h2o，其有效成分naclo比hclo穩(wěn)定多,可長期存放制漂白粉(有效*35%)和漂粉精(充分反應有效*70%)2cl2+2ca(oh)2=cacl2+ca(clo)2+2h2o

③與有機物反應，是重要的化學工業(yè)物質(zhì)。

④用于提純si、ge、ti等半導體和鈦

⑤有機化工：合成塑料、橡膠、人造纖維、農(nóng)*、染料和*品

一、混合液的ph值計算方法公式

1、強*與強*的混合：(先求[h+]混：將兩種*中的h+離子物質(zhì)的量相加除以總體積，再求其它)

[h+]混=([h+]1v1+[h+]2v2)/(v1+v2)

2、強堿與強堿的混合：(先求[oh-]混：將兩種*中的oh離子物質(zhì)的量相加除以總體積，再求其它)

[oh-]混=([oh-]1v1+[oh-]2v2)/(v1+v2)

(注意:不能直接計算[h+]混)

3、強*與強堿的混合：(先據(jù)h++oh-==h2o計算余下的h+或oh-，①h+有余，則用余下的h+數(shù)除以溶液總體積求[h+]混;oh-有余，則用余下的oh-數(shù)除以溶液總體積求[oh-]混，再求其它)

二、稀釋過程溶液ph值的變化規(guī)律：

1、強*溶液：稀釋10n倍時，ph稀=ph原+n(但始終不能大于或等于7)

2、弱*溶液：稀釋10n倍時，ph稀〈ph原+n(但始終不能大于或等于7)

3、強堿溶液：稀釋10n倍時，ph稀=ph原-n(但始終不能小于或等于7)

4、弱堿溶液：稀釋10n倍時，ph稀〉ph原-n(但始終不能小于或等于7)

5、不論任何溶液，稀釋時ph均是向7靠近(即向中*靠近);任何溶液無限稀釋后ph均接近7

6、稀釋時，弱*、弱堿和水解的鹽溶液的ph變化得慢，強*、強堿變化得快。

三、強*(ph1)強堿(ph2)混和計算規(guī)律

1、若等體積混合

ph1+ph2=14，則溶液顯中*ph=7

ph1+ph2≥15，則溶液顯堿*ph=ph2-0.3

ph1+ph2≤13，則溶液顯**ph=ph1+0.3

2、若混合后顯中*

ph1+ph2=14，v*：v堿=1：1

ph1+ph2≠14，v*：v堿=1：10〔14-(ph1+ph2)〕

1.高考化學重要的基礎知識大全

2.高考化學重要的知識點總結(jié)

3.高考化學考點知識點總結(jié)大全

4.高考化學必背知識重點總結(jié)

5.高考化學必考的重要知識點

6.高考化學必備的基礎知識歸納

第3篇：高中化學常考重點知識點的總結(jié)

高中的化學雖然知識點碎內(nèi)容多，但是在考試中高頻率出現(xiàn)的往往就是那么幾個翻來覆去的�？键c，我們在學習的過程中要注意歸納好這些�？嫉闹�識點。下面是百分網(wǎng)小編為大家整理的高中化學必備的知識點，希望對大家有用!

1.銀氨溶液、*氧化銅懸濁液、*硫*等試劑不宜長期存放，應現(xiàn)配現(xiàn)用

正確,銀氨溶液久制易生成ag3n極為易爆

2.實驗室制取氧氣完畢后，應先取出集氣瓶，再取出導管，后停止加熱

正確

3.品紅試紙、醋*鉛試紙、ph試紙、石蕊試紙在使用前必須先用蒸餾水潤濕

錯誤,ph試紙不潤濕

4.用標準鹽*滴定未知naoh溶液時，所用錐形瓶不能用未知naoh溶液潤洗

正確

5.為防止揮發(fā)，濃氨水、***、漂白粉、液溴、汽油、乙*乙酯等均需密封保存

錯誤,漂白粉不易揮發(fā)但易變質(zhì),所以需要密封保存

6.濃h2so4沾到皮膚上，應立即用水沖洗，再用干燥布擦凈，最后涂上nahco3溶液

錯誤,先用干燥布擦凈,再用水沖洗,最后涂上nahco3溶液

7.一支25ml的滴定管中，液面所在刻度為12.00，則其中所盛液體體積大于13.00ml

正確

8.準確量取25.00ml的kmno4溶液，可用50ml堿式滴定管

錯誤,應用*式滴定管

9.分液時，分液漏斗中下層液體從下口放出，上層液體從上口倒出

正確

10.蒸餾時，應使溫度計水銀球靠近蒸餾燒瓶支管口。分析下列實驗溫度計水銀球位置。

(測定溶解度、制乙烯、*基苯、苯磺*、*醛樹脂、乙*乙酯制備與水解、糖水解)測定溶解度(溶液)、制乙烯(反應液)、*基苯(水浴)、苯磺*(水浴)、*醛樹脂(沸水浴)、乙*乙酯制備(直接加熱)、水解(水浴)、糖水解(水浴)

11.滴定時，左手控制滴定管活塞，右手握持錐形瓶，邊滴邊振蕩，眼睛注視滴定管中的液面下降的速度

12.稱量時，稱量物放在稱量紙上，置于托盤天平的右盤，砝碼放在托盤天平的左盤中

錯誤,左物右碼

13.試管中注入某無*溶液密封，加熱試管，溶液變紅*，冷卻后又變無*。確定溶液成分

應為so2+品紅溶液

14.只用一種試劑可以鑒別*苯、*仿、己烯、酒精、苯*水溶液、純堿溶液

正確,濃溴水

15.*氧化*溶液滴定醋*時，通常選擇*基橙作指示劑，終點顏*由橙變黃

錯誤,通常選擇*酞作指示劑

16.除去蛋白質(zhì)溶液中的可溶*鹽可通過鹽析的方法

錯誤,應該使用滲析

17.配制硫*亞鐵溶液所用的蒸餾水應預先煮沸，以除去溶解在水中的氧氣

正確

18.試管、蒸發(fā)皿、坩堝、錐形瓶等儀器均可直接在酒精燈火焰上加熱

錯誤,錐形瓶應當隔石棉網(wǎng)微熱

19.所謂硅膠，即硅*膠體。硅膠變*為物理變化錯誤,硅膠為nsio2?mh2o

硅膠變*是化學變化,由于其中cocl2的水合分子量不同而顏*不同[cocl2?h2o(藍*)cocl2?6h2o(紅*)]

20.飽和純堿溶液可除去乙*乙酯中的乙*;滲析法分離油脂皂化所得的混合液

錯誤,應當鹽析

1、影像化學反應速率的因素

(1)內(nèi)因(決定因素)

化學反應是由參加反應的物質(zhì)的*質(zhì)決定的。

(2)外因(影響因素)

①濃度：當其他條件不變時，增大反應物的濃度，反應速率加快。

注意：增加固體物質(zhì)或純液體的量，因其濃度是個定值，故不影響反應速率(不考慮表面積的影響)

②壓強：對于有氣體參加的反應，當其他條件不變時，增大壓強，氣體的體積減小，濃度增大，反應速率加快。

注意：由于壓強對固體、液體的體積幾乎無影響，因此，對無氣體參加的反應，壓強對反應速率的影響可以忽略不計。

③溫度：當其他條件不變時，升高溫度，反應速率加快。

一般來說，溫度每升高10℃，反應速率增大到原來的2~4倍。

④催化劑：催化劑有正負之分。使用正催化劑，反應速率顯著增大;使用負催化劑，反應速率顯著減慢、不特別指明時，指的是正催化劑。

2、外界條件同時對v正、v逆的影響

(1)增大反應物濃度時，v正急劇增加，v逆逐漸增大;減小反應物的濃度，v正急劇減小，v逆逐漸減小

(2)加壓對有氣體參加或生成的可逆反應，v正、v逆均增大，氣體分子數(shù)大的一側(cè)增大的倍數(shù)大于氣體分子數(shù)小的一側(cè)增大的倍數(shù);降壓v正、v逆均減小，氣體分子數(shù)大的一側(cè)減小的倍數(shù)大于氣體分子數(shù)小的一側(cè)減小的倍數(shù)。

(3)升溫，v正、v逆一般均加快，吸熱反應增大的倍數(shù)大于放熱反應增加的倍數(shù);降溫時，v正、v逆一般均減小，吸熱反應減小的倍數(shù)大于放熱反應減小的倍數(shù)。

3、可逆反應達到平衡狀態(tài)的標志

(1)v正=v逆，如對反應ma(g)+nb(g)======pc(g)

①生成a的速率與消耗a的速率相等。

②生成a的速率與消耗b的速率之比為m：n

(2)各組成成分的量量保持不變

這些量包括：各組成成分的物質(zhì)的量、體積、濃度、體積分數(shù)、物質(zhì)的量分數(shù)、反應的轉(zhuǎn)換率等。

(3)混合體系的某些總量保持不變

對于反應前后氣體的體積發(fā)生變化的可逆反應，混合氣體的總壓強、總體積、總物質(zhì)的量及體系平均相對分子質(zhì)量、密度等不變

1、影像化學反應速率的因素

(1)內(nèi)因(決定因素)

化學反應是由參加反應的物質(zhì)的*質(zhì)決定的。

(2)外因(影響因素)

①濃度：當其他條件不變時，增大反應物的濃度，反應速率加快。

注意：增加固體物質(zhì)或純液體的量，因其濃度是個定值，故不影響反應速率(不考慮表面積的影響)

②壓強：對于有氣體參加的反應，當其他條件不變時，增大壓強，氣體的體積減小，濃度增大，反應速率加快。

注意：由于壓強對固體、液體的體積幾乎無影響，因此，對無氣體參加的反應，壓強對反應速率的影響可以忽略不計。

③溫度：當其他條件不變時，升高溫度，反應速率加快。

一般來說，溫度每升高10℃，反應速率增大到原來的2~4倍。

④催化劑：催化劑有正負之分。使用正催化劑，反應速率顯著增大;使用負催化劑，反應速率顯著減慢、不特別指明時，指的是正催化劑。

2、外界條件同時對v正、v逆的影響

(1)增大反應物濃度時，v正急劇增加，v逆逐漸增大;減小反應物的濃度，v正急劇減小，v逆逐漸減小

(2)加壓對有氣體參加或生成的可逆反應，v正、v逆均增大，氣體分子數(shù)大的一側(cè)增大的倍數(shù)大于氣體分子數(shù)小的一側(cè)增大的倍數(shù);降壓v正、v逆均減小，氣體分子數(shù)大的一側(cè)減小的倍數(shù)大于氣體分子數(shù)小的一側(cè)減小的倍數(shù)。

(3)升溫，v正、v逆一般均加快，吸熱反應增大的倍數(shù)大于放熱反應增加的倍數(shù);降溫時，v正、v逆一般均減小，吸熱反應減小的倍數(shù)大于放熱反應減小的倍數(shù)。

3、可逆反應達到平衡狀態(tài)的標志

(1)v正=v逆，如對反應ma(g)+nb(g)======pc(g)

①生成a的速率與消耗a的速率相等。

②生成a的速率與消耗b的速率之比為m：n

(2)各組成成分的量量保持不變

這些量包括：各組成成分的物質(zhì)的量、體積、濃度、體積分數(shù)、物質(zhì)的量分數(shù)、反應的轉(zhuǎn)換率等。

(3)混合體系的某些總量保持不變

對于反應前后氣體的體積發(fā)生變化的可逆反應，混合氣體的總壓強、總體積、總物質(zhì)的量及體系平均相對分子質(zhì)量、密度等不變

化學平衡

1、定義

化學平衡狀態(tài)：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(tài)。

2、化學平衡的特征

逆(研究前提是可逆反應)

等(同一物質(zhì)的正逆反應速率相等)

動(動態(tài)平衡)

定(各物質(zhì)的濃度與質(zhì)量分數(shù)恒定)

變(條件改變，平衡發(fā)生變化)

3、判斷平衡的依據(jù)

判斷可逆反應ma(g)+nb(g)?c(g)+qd(g)達到平衡狀態(tài)的方法和依據(jù)

混合物體系中各成分的含量

①各物質(zhì)的物質(zhì)的量或各物質(zhì)的物質(zhì)的量的分數(shù)一定?平衡

②各物質(zhì)的質(zhì)量或各物質(zhì)質(zhì)量分數(shù)一定?平衡

③各氣體的體積或體積分數(shù)一定?平衡

④總體積、總壓力、總物質(zhì)的量一定?不一定平衡

正、逆反應速率的關系

①在單位時間內(nèi)消耗了mmola同時生成mmola，v(正)=v(逆)?平衡

②在單位時間內(nèi)消耗了nmolb同時消耗了pmolc，v(正)=v(逆)?平衡

③v(a):v(b):v(c):v(d)=m:n:p:q，v(正)不一定等于v(逆)?不一定平衡

④在單位時間內(nèi)生成nmolb，同時消耗了qmold，因均指v(逆)?不一定平衡

壓強

①m+n≠p+q時，總壓力一定(其他條件一定)?平衡

②m+n=p+q時，總壓力一定(其他條件一定)?不一定平衡

混合氣體平均相對分子質(zhì)量mr

①mr一定時，只有當m+n≠p+q時?平衡

②mr一定時，但m+n=p+q時?不一定平衡

溫度

任何反應都伴隨著能量變化，當體系溫度一定時(其他不變)?平衡

體系的密度

密度一定?不一定平衡

其他如體系顏*不再變化等?平衡

4、影響化學平衡移動的因素

(一)濃度對化學平衡移動的影響

(1)影響規(guī)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，由于濃度不變，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(jié)果是化學平衡向反應方程式中化學計量數(shù)之和大的方向移動。

(二)溫度對化學平衡移動的影響

影響規(guī)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。

(三)壓強對化學平衡移動的影響

影響規(guī)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(tài)物質(zhì)存在的化學平衡發(fā)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(guī)律相似

(四)催化劑對化學平衡的影響：

由于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_。

(五)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。

5、化學平衡常數(shù)

(一)定義：

在一定溫度下，當一個反應達到化學平衡時，生成物濃度冪之積與反應物濃度冪之積的比值是一個常數(shù)比值。符號：k

(二)使用化學平衡常數(shù)k應注意的問題：

1、表達式中各物質(zhì)的濃度是變化的濃度，不是起始濃度也不是物質(zhì)的量。

2、k只與溫度(t)關，與反應物或生成物的濃度無關。

3、反應物或生產(chǎn)物中有固體或純液體存在時，由于其濃度是固定不變的，可以看做是“1”而不代入公式。

4、稀溶液中進行的反應，如有水參加，水的濃度不必寫在平衡關系式中。

(三)化學平衡常數(shù)k的應用:

1、化學平衡常數(shù)值的大小是可逆反應進行程度的標志。k值越大，說明平衡時生成物的濃度越大，它的正向反應進行的程度越大，即該反應進行得越完全，反應物轉(zhuǎn)化率越高。反之，則相反。

2、可以利用k值做標準，判斷正在進行的可逆反應是否平衡及不平衡時向何方進行建立平衡。(q：濃度積)

q〈k：反應向正反應方向進行;

q=k：反應處于平衡狀態(tài);

q〉k：反應向逆反應方向進行。

3、利用k值可判斷反應的熱效應

若溫度升高，k值增大，則正反應為吸熱反應若溫度升高，k值減小，則正反應為放熱反應。

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