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高三化学第一学期期中考试试题
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高三化学第一学期期中考试试题
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3秒自动关闭窗口期末复习！高中化学选修四第一二章知识汇总！
化学姐今天给同学们总结的知识点是高中化学选修四的第一二章的内容，因为昨天留言中有的同学需要这部分的内容，那么化学姐就特意给大家总结出来了，另外小伙伴可以在微信公众号中回复自己的学习进度，化学姐看到会根据大家的学习或者考试进度进行知识的准备的哦~
高中化学选修4知识点归纳总结
第一章化学反应与能量
一、焓变 反应热
1．反应热：一定条件下，一定物质的量的反应物之间完全反应所放出或吸收的热量
2．焓变(ΔH)的意义：在恒压条件下进行的化学反应的热效应（1）.符号：△H （2）.单位：kJ/mol
3.产生原因：化学键断裂——吸热 化学键形成——放热
放出热量的化学反应。(放热&吸热)△H 为“—”或△H&0
吸收热量的化学反应。（吸热&放热）△H为“+”或△H&0
☆ 常见的放热反应：①所有的燃烧反应 ② 酸碱中和反应
③ 大多数的化合反应 ④ 金属与酸的反应
⑤ 生石灰和水反应 ⑥浓硫酸稀释、氢氧化钠固体溶解等
☆ 常见的吸热反应：①晶体Ba(OH) 2o8H2O与NH4Cl ② 大多数的分解反应
③ 以H2、CO、C为还原剂的氧化还原反应 ④ 铵盐溶解等
二、热化学方程式
书写化学方程式注意要点:
①热化学方程式必须标出能量变化。
②热化学方程式中必须标明反应物和生成物的聚集状态（g,l,s分别表示固态，液态，气态，水溶液中溶质用aq表示）
③热化学反应方程式要指明反应时的温度和压强。
④热化学方程式中的化学计量数可以是整数，也可以是分数
⑤各物质系数加倍，△H加倍；反应逆向进行，△H改变符号，数值不变
三、燃烧热
1．概念：25℃，101kPa时，1mol纯物质完全燃烧生成稳定的化合物时所放出的热量。燃烧热的单位用kJ/mol表示。
※注意以下几点：
①研究条件：101kPa
②反应程度：完全燃烧，产物是稳定的氧化物。
③燃烧物的物质的量：1mol
④研究内容：放出的热量。（ΔH&0，单位kJ/mol）
四、中和热
1．概念：在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应而生成1molH2O，这时的反应热叫中和热。
2．强酸与强碱的中和反应其实质是H+和OH-反应，其热化学方程式为：
H+(aq) +OH-(aq) =H2O(l) ，ΔH=－57.3kJ/mol
3．弱酸或弱碱电离要吸收热量，所以它们参加中和反应时的中和热小于57.3kJ/mol。
4．中和热的测定实验
五、盖斯定律
1．内容：化学反应的反应热只与反应的始态（各反应物）和终态（各生成物）有关，而与具体反应进行的途径无关，如果一个反应可以分几步进行，则各分步反应的反应热之和与该反应一步完成的反应热是相同的。
第二章化学反应速率和化学平衡
一、化学反应速率
1. 化学反应速率（v）
⑴ 定义：用来衡量化学反应的快慢，单位时间内反应物或生成物的物质的量的变化
⑵ 表示方法：单位时间内反应浓度的减少或生成物浓度的增加来表示
⑶ 计算公式：v=Δc/Δt（υ：平均速率，Δc：浓度变化，Δt：时间）单位：mol/（Los）
⑷ 影响因素：
① 决定因素（内因）：反应物的性质（决定因素）
② 条件因素（外因）：反应所处的条件
外因对化学反应速率影响的变化规律
活化分子的量的变化
反应速率的变化
反应物的浓度
单位体积里的总数目增多，百分数不变
单位体积里的总数目减少，百分数不变
气体反应物的压强
单位体积里的总数目增多，百分数不变
单位体积里的总数目减少，百分数不变
反应物的温度
百分数增大，单位体积里的总数目增多
百分数减少，单位体积里的总数目减少
反应物的催化剂
百分数剧增，单位体积里的总数目剧增
百分数剧减，单位体积里的总数目剧减
光，电磁波，超声波，固体反应物颗粒的大小，溶剂等
※注意：（1）、参加反应的物质为固体和液体，由于压强的变化对浓度几乎无影响，可以认为反应速率不变。
（2）、惰性气体对于速率的影响
①恒温恒容时：充入惰性气体→总压增大，但是各分压不变，各物质浓度不变→反应速率不变
②恒温恒体时：充入惰性气体→体积增大→各反应物浓度减小→反应速率减慢
二、化学平衡
（一）1.定义：
化学平衡状态：一定条件下，当一个可逆反应进行到正逆反应速率相等时，更组成成分浓度不再改变，达到表面上静止的一种“平衡”，这就是这个反应所能达到的限度即化学平衡状态。
2、化学平衡的特征
逆（研究前提是可逆反应）
等（同一物质的正逆反应速率相等）
动（动态平衡）
定（各物质的浓度与质量分数恒定）
变（条件改变，平衡发生变化）
3、判断平衡的依据
判断可逆反应达到平衡状态的方法和依据
mA(g)+nB(g)C(g)+qD(g)
混合物体系中各成分的含量
①各物质的物质的量或各物质的物质的量的分数一定
②各物质的质量或各物质质量分数一定
③各气体的体积或体积分数一定
④总体积、总压力、总物质的量一定
不一定平衡
正、逆反应速率的关系
①在单位时间内消耗了mmolA同时生成mmolA，即V(正)=V(逆)
②在单位时间内消耗了nmolB同时消耗了pmolC，则V(正)=V(逆)
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在单位时间内生成n molB，同时消耗了q molD，因均指V(逆)
不一定平衡
①m+n≠p+q时，总压力一定（其他条件一定）
②m+n=p+q时，总压力一定（其他条件一定）
不一定平衡
混合气体平均相对分子质量Mr
①Mr一定时，只有当m+n≠p+q时
②Mr一定时，但m+n=p+q时
不一定平衡
任何反应都伴随着能量变化，当体系温度一定时（其他不变）
体系的密度
不一定平衡
如体系颜色不再变化等
（二）影响化学平衡移动的因素
1、浓度对化学平衡移动的影响（1）影响规律：在其他条件不变的情况下，增大反应物的浓度或减少生成物的浓度，都可以使平衡向正方向移动；增大生成物的浓度或减小反应物的浓度，都可以使平衡向逆方向移动
（2）增加固体或纯液体的量，由于浓度不变，所以平衡不移动
（3）在溶液中进行的反应，如果稀释溶液，反应物浓度减小，生成物浓度也减小，V正减小，V逆也减小，但是减小的程度不同，总的结果是化学平衡向反应方程式中化学计量数之和大的方向移动。
2、温度对化学平衡移动的影响
影响规律：在其他条件不变的情况下，温度升高会使化学平衡向着吸热反应方向移动，温度降低会使化学平衡向着放热反应方向移动。
3、压强对化学平衡移动的影响
影响规律：其他条件不变时，增大压强，会使平衡向着体积缩小方向移动；减小压强，会使平衡向着体积增大方向移动。
注意：（1）改变压强不能使无气态物质存在的化学平衡发生移动
（2）气体减压或增压与溶液稀释或浓缩的化学平衡移动规律相似
4.催化剂对化学平衡的影响：由于使用催化剂对正反应速率和逆反应速率影响的程度是等同的，所以平衡不移动。但是使用催化剂可以影响可逆反应达到平衡所需的_时间_。
5.勒夏特列原理（平衡移动原理）：如果改变影响平衡的条件之一（如温度，压强，浓度），平衡向着能够减弱这种改变的方向移动。
三、化学平衡常数
（一）定义：在一定温度下，当一个反应达到化学平衡时，生成物浓度幂之积与反应物浓度幂之积的比值是一个常数比值。 符号：K
（二）使用化学平衡常数K应注意的问题：
1、表达式中各物质的浓度是变化的浓度，不是起始浓度也不是物质的量。
2、K只与温度（T）关，与反应物或生成物的浓度无关。
3、反应物或生产物中有固体或纯液体存在时，由于其浓度是固定不变的，可以看做是“1”而不代入公式。
4、稀溶液中进行的反应，如有水参加，水的浓度不必写在平衡关系式中。
（三）化学平衡常数K的应用:
1、化学平衡常数值的大小是可逆反应进行程度的标志。K值越大，说明平衡时生成物的浓度越大，它的正向反应进行的程度越大，即该反应进行得越完全，反应物转化率越高。反之，则相反。
2、可以利用K值做标准，判断正在进行的可逆反应是否平衡及不平衡时向何方进行建立平衡。（Q：浓度积）
Q〈K:反应向正反应方向进行;
Q=K:反应处于平衡状态;
Q〉K:反应向逆反应方向进行
3、利用K值可判断反应的热效应
若温度升高，K值增大，则正反应为吸热反应
若温度升高，K值减小，则正反应为放热反应
＊四、等效平衡
1、概念：在一定条件下（定温、定容或定温、定压），只是起始加入情况不同的同一可逆反应达到平衡后，任何相同组分的百分含量均相同，这样的化学平衡互称为等效平衡。
（1）定温，定容条件下的等效平衡
第一类：对于反应前后气体分子数改变的可逆反应：必须要保证化学计量数之比与原来相同；同时必须保证平衡式左右两边同一边的物质的量与原来相同。
第二类：对于反应前后气体分子数不变的可逆反应：只要反应物的物质的量的比例与原来相同即可视为二者等效。
（2）定温，定压的等效平衡
只要保证可逆反应化学计量数之比相同即可视为等效平衡。
五、化学反应进行的方向
1、反应熵变与反应方向：
（1）熵:物质的一个状态函数，用来描述体系的混乱度，符号为S. 单位：Jooomol-1oK-1
(2)体系趋向于有序转变为无序，导致体系的熵增加，这叫做熵增加原理，也是反应方向判断的依据。.
（3）同一物质，在气态时熵值最大，液态时次之，固态时最小。即S(g)〉S(l)〉S(s)
2、反应方向判断依据
在温度、压强一定的条件下，化学反应的判读依据为：
ΔH-TΔS〈0 反应能自发进行
ΔH-TΔS=0 反应达到平衡状态
ΔH-TΔS〉0 反应不能自发进行
注意：（1）ΔH为负，ΔS为正时，任何温度反应都能自发进行
（2）ΔH为正，ΔS为负时，任何温度反应都不能自发进行
好啦这就是今天的知识点啦~考虑到大家的课余时间比较少，明天再给大家总结第三章的哦~
（文章来自网络，如侵权，请联系删除）
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NaHSO4(少量）+Ba(OH)2=H2O+BaSO4(沉淀)+NaOH 离子方程式。 5高中化学方程式量多量少这就是化学反应量的问题。这类问题一般以少量为主，一般少量物质前面系数定1：H++SO42-+Ba2++OH-=H2O+BaSO4(沉淀) （2）化学方程式. 例如你的4：（1）：2NaHSO4(过量）+Ba(OH)2=2H2O+BaSO4(沉淀)+Na2SO4 离子方程式，（2）都对. （1）化学方程式
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化学反应都要遵循实际，产物都不会凭空捏造。记住课本里的化学反应，应该能知道那些反应能进行、以及产物。两物质间的反应，首先看氧化性，氧化性强的先反应，同理，金属性强的先反应，即谁强谁优先。
接着看溶解度。化学反应都趋向于生成更稳定更难溶的物质。
S不能和HCI反应。假如能，反应方程就为：S+2HCI=H2S+CI2
然而氯气的氧化性比硫强，硫就不能失去电子，氯气会夺取硫化氢的电子，以上化学反应的正确方向应为从右向左；再说了，反应是在溶液中进行的，氯气的溶解度比硫化氢大（一体积水可溶解400体积氯气，而一体积水只可溶解40体积硫化氢），不会有硫化氢气体，因为生成氯气后，氯气又立即把硫化氢反应掉了。
判断氧化性和金属性的强弱，可从元素周期表来看。周期表中，每一列表示一族（第八族除外），主族元素是高中化学里要求学习的，族序号用罗马字母表示，后面写有字母A的均为主族。同一族，金属性由上至下逐渐增强。周期表每一横行表示一个周期，同一周期，元素的金属性从左往右逐渐减弱。即周期表中金属性最强的元素在左下角，氧化性最强的元素在右上角。
其他答案（共2个回答）
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