考前重點速記化學選擇性必修1SJ

第一單元化學反應的熱效應ΔH=生成物總能量-反應物總能量ΔH=反應物總鍵能-生成物總鍵能(1)常見的放熱反應:①所有的燃燒反應;②酸堿中和反應;③大多數的化合反應;④金屬與酸的反應;⑤生石灰和水的反應等。(2)常見的吸熱反應:①Ba(OH)2.8H2O與NH4Cl固體的反應;②大多數的分解反應;③以H2(3)進行有關燃燒熱的計算時,由于燃燒熱是以1mol純物質為標準,則熱化學方程式中物質的化學計量數和反應的ΔH應相對應。反應熱的計算方法:①寫出目標方程式(或已經給出);②確定“中間產物”(要消去的物質);③變換方程式,ΔH要同時變化;④用消元法逐一消去“中間產物”;⑤得到目標方程式并進行ΔH的計算。第二單元化學能與電能的轉化(1)構成原電池的一般條件:①電極材料由兩種金屬活動性不同的金屬或由金屬與其他導電的材料組成;②兩電極必須浸泡在電解質溶液中;③形成閉合回路。(2)陽離子放電順序:Ag+>Hg2+>Fe3+>CU2+>H+(酸電離的)>>Ca2+>K+陰離子放電順序:S2->I->Br->Cl->OH->NO3->SO->F-2.考前必背方法原電池正、負極的一般判斷方法電子流出電極溶解或有o2、cl2產生陰離子移向電子流入電極增重或有H2產生與電源負極相連電子流出電極溶解或有o2、cl2產生陰離子移向電子流入電極增重或有H2產生與電源負極相連與電源正極相連發(fā)生氧化反應判斷依據活潑金屬氧化反應判斷依據活潑金屬氧化反應還原反應或產生氣體第三單元金屬的腐蝕與防護1.金屬腐蝕的快慢規(guī)律(1)在同種電解質溶液中,金屬腐蝕由快到慢的順序:電解池的陽極>原電池的負極>化學腐蝕>原電池的正極>電解池的陰極。(2)同一種電解質溶液,電解質溶液濃度越大,金屬腐蝕速率越快(鈍化除外)。(3)純度越高的金屬,腐蝕速率越慢。(4)不純的金屬或合金在潮濕的空氣中,氧氣濃度越大,腐蝕越快。2.金屬的電化學保護犧牲陽極的陰極保護法原電池原理正極為被保護的金屬，負極為被腐蝕的金屬（比正極活潑的金屬）外加電流的陰極保護法電解池原理陰極為被保護的金屬，陽極為惰性電極第四單元化學反應速率1.考前必背公式對于化學反應,且有2.考前必背知識外因對化學反應速率影響的變化規(guī)律條件變化活化分子變化反應速率變化反應物濃度增大單位體積內活化分子數目增多,百分數不變增大減小單位體積內活化分子數目減少,百分數不變減小氣體壓強增大單位體積內活化分子數目增多,百分數不變增大減小單位體積內活化分子數目減少,百分數不變減小溫度增大單位體積內活化分子數目增多,百分數增大增大減小單位體積內活化分子數目減少,百分數減小減小催化劑使用單位體積內活化分子數目增多,百分數增大增大其他反應物顆粒大小等—有影響第五單元化學反應的方向與限度逆動等定變1.考前必背公式逆動等定變(1)對于化學反應mA(g)+nB(g)∈蘭pc(g)+qD(g),平衡常數(2)平衡轉化率α=該反應物的平衡量×100%2.考前必背知識(1)ΔH、ΔS與反應的方向當ΔH<0,ΔS>0時,反應能自發(fā)進行;當ΔH>0,ΔS<0時,反應不能自發(fā)進行;當ΔH>0,ΔS>0或ΔH<0,ΔS<0時,反應能否自發(fā)進行與溫度有關。(2)化學平衡狀態(tài)的特征 可逆反應 化學反應達到平衡狀態(tài)時，反應并沒有停止，而是始終在進行，是l一種動態(tài)平衡化學平衡狀態(tài)建立的條件是正反應速率和逆反應速率相等，即正=逆≠0l在一定條件下的平衡體系的混合物中，各組成成分的含量（即反應物與生成物的物質的量、物質的量濃度、質量分數、體積分數等）保持一定（不隨時間的改變而改變）ll任何化學平衡狀態(tài)均是暫時的、相對的、有條件的（與濃度、壓強、溫度等有關）。條件改變，化學平衡亦發(fā)生改變（平衡發(fā)生移動）l第六單元化學平衡的移動1.考前必背公式對于化學反應mA(g)+nB(g)∈蘭pc(g)+qD(g),濃度商2.考前必背知識(1)平衡移動方向的判斷若Qc>K,平衡向逆反應方向移動;若Qc=K,體系處于平衡狀態(tài),平衡不移動;若Qc<K,平衡向正反應方向移動。(2)影響化學平衡的因素條件變化平衡移動方向濃度反應物增大正向移動減小逆向移動生成物增大逆向移動減小正向移動溫度升高向吸熱方向移動向放熱方向移動氣體壓強增大向氣體分子數減小方向移動減小向氣體分子數增大方向移動催化劑使用不移動第七單元弱電解質的電離平衡及溶液的酸堿性1.考前必背公式③KW=C(H+).C(OH-)④PH=-lgC(H+)2.考前必背知識(1)影響電離平衡的因素①溫度:電離一般吸熱,升溫有利于電離。②濃度:濃度越大,電離程度越小;稀釋時,電離平衡向著電離的方向移動。③同離子效應:在弱電解質溶液里加入與弱電解質具有相同離子的電解質,會減弱電離。④其他外加試劑:加入能與弱電解質電離產生的某種離子反應的物質時,有利于電離。(2)影響水的電離平衡的因素①酸或堿:抑制水的電離②溫度:升高溫度,促進水的電離(水的電離是吸熱的)③易水解的鹽:促進水的電離第八單元鹽類的水解及沉淀溶解平衡1.考前必背公式或②AmBn(s)∈蘭mAn+(aq)+nBm-(aq)的Ksp=Cm(An+).Cn(Bm-)2.考前必背知識(1)鹽類水解規(guī)律①有弱才水解,無弱不水解,越弱越水解;誰強顯誰性,兩弱都水解,同強顯中性。②多元弱酸根,濃度相同時正酸根比酸式酸根水解程度大,堿性更強。(2)溶度積規(guī)則Q>Ksp,溶液過飽和,有沉淀析出;Q=Ksp,溶液飽和,沉淀與溶解處于平衡狀態(tài);Q<Ksp,溶液未飽和,無沉淀析出。(3)電解質溶液中的守恒原則(以Na2CO3溶液為例)①電荷守恒:C(Na+)+C(H+