高中化学总复习资料大全

由天下分享时间：2024/11/18 3:24:33 加入收藏我要投稿点赞

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(1)强电解质：溶于水后全部电离成离子的电解质．

(2)弱电解质：溶于水后只有一部分分子能电离成离子的电解质． (3)强电解质与弱电解质的比较．

强电解质弱电解质

代表物质 ①强酸：如H2SO4、HNO3、HCl等②强碱：如KOH、NaOH、Ba(OH)2等③盐：绝大多数可溶、难溶性盐，如NaCl、CaCO3等

①H2O②弱酸：如CH3COOH、HF、HClO、H2CO3等③弱碱：

NH3·H2O、A1(OH)3、Fe(OH)3等

电离情况完全电离，不存在电离平衡(电离不可逆)．电离方程式用“＝”表示．

如：HNO3＝H＋+ NO3－不完全电离(部分电离)，存在电离平衡．电离方程式用“”表示．如：CH3COOHCH3COO－+ H十水溶液中存在的微粒

水合离子(离子)和H2O分子

大部分以电

解质分子的形式存在，只有少量电离出来的离子

离子方程式的书写情况拆开为离子(特殊：难溶性盐仍以化学式表示)

全部用化学式表示

注意: (1)在含有阴、阳离子的固态强电解质中，虽然有阴、阳离子存在，但这些离子不能自由移动，因此不导电．如氯化钠固体不导电． (2)电解质溶液导电能力的强弱取决于溶液中自由移动离子浓度的大小(注意：不是取决于自由移动离子数目的多少)．溶液中离子浓度大，溶液的导电性就强；反之，溶液的导电性就弱．因此，强电解质溶液

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的导电能力不一定比弱电解质溶液的导电能力强．但在相同条件(相同浓度、相同温度)下，强电解质溶液的导电能力比弱电解质的导电能力强．

[离子方程式] 用实际参加反应的离子符号来表示离子反应的式子．所谓实际参加反应的离子，即是在反应前后数目发生变化的离子．离子方程式不仅表示一定物质间的某个反应，而且可以表示所有同一类型的离子反应．如：H＋+ OH－＝H2O可以表示强酸与强碱反应生成可溶性盐的中和反应． [离子方程式的书写步骤]

(1)“写”：写出完整的化学方程式．

(2)“拆”：将化学方程式中易溶于水、易电离的物质(强酸、强碱、可溶性盐)拆开改写为离子形式；而难溶于水的物质(难溶性盐、难溶性碱)、难电离的物质(水、弱酸、弱碱)、氧化物、气体等仍用化学式表示．

(3)“删”：将方程式两边相同的离子(包括个数)删去，并使各微粒符号前保持最简单的整数比．

(4)“查”：检查方程式中各元素的原子个数和电荷总数是否左右相等． [复分解反应类型离子反应发生的条件]

复分解反应总是朝着溶液中自由移动的离子数目减少的方向进行．具体表现为：

(1)生成难溶于水的物质．如：Ba2＋+ SO42－＝BaSO4↓ (2)生成难电离的物质(水、弱酸、弱碱)．如H＋+ OH－＝H2O

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(3)生成气体．如：CO32－+ 2H＋＝CO2↑+ H2O 3．化学反应中的能量变化

[放热反应] 放出热量的化学反应．在放热反应中，反应物的总能量大于生成物的总能量：

反应物的总能量＝生成物的总能量 + 热量 + 其他形式的能量放热反应可以看成是“贮存”在反应物内部的能量转化并释放为热能及其他形式的能量的反应过程．

[吸热反应] 吸收热量的化学反应．在吸热反应中，反应物的总能量小于生成物的总能量：

生成物的总能量＝反应物的总能量 + 热量 + 其他形式的能量吸热反应也可以看成是热能及其他形式的能量转化并“贮存”为生成物内部能量的反应过程． *[反应热]

(1)反应热的概念：在化学反应过程中，放出或吸收的热量，统称为反应热．反应热用符号△H表示，单位一般采用kJ·mol－1． (2)反应热与反应物、生成物的键能关系：△H＝生成物键能的总和－反应物键能的总和

(3)放热反应与吸热反应的比较．反应热含义

放热反应吸热反应

反应物所具有的总能量大于生成物所具有的总能量，反应

反应物所具有的总能量小于生成

物转化为生成物时放出热量

物所具有的总能量，反应物转化为生成物时吸收热量

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反应本身的能量变化

反应放出热量后使反应本身的能量降低

反应吸收

热量后使反应本身的能量升高

表示符号或ΔH值 “－” ΔH＜0 “+” ΔH＞0

说明：放热反应和吸热反应过程中的能量变化示意图如图3—1—2所示．

[热化学方程式]

(1)热化学方程式的概念：表明反应所放出或吸收热量的化学方程式，叫做热化学方程式．

(2)书写热化学方程式时应注意的问题：

①需注明反应的温度和压强．因为反应的温度和压强不同时，其△H也不同．若不注明时，则是指在101kPa和25℃时的数据． ②反应物、生成物的聚集状态要注明．同一化学反应，若物质的聚集状态不同，则反应热就不同．例如：

H2(g) + 1/2O2(g)＝H2O(g) △H＝－241.8kJ·mol—1 H2(g) + 1/2O2(g)＝H2O(l) △H＝－285.8kJ·mol—1 比较上述两个反应可知，由H2与O2反应生成1 mol H2O(l)比生成1 mol H2O(g)多放出44 kJ·mol—1的热量．

③反应热写在化学方程式的右边．放热时△H用“－”，吸热时△H用“＋”．

例如： H2(g) + 1/2O2(g)＝H2O(g) －241.8kJ·mol—1

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④热化学方程式中各物质前的化学计量数不表示分子个数，而只表示物质的量(mol)，因此，它可用分数表示．对于相同物质的反应，当化学计量数不同时，其△H也不同．例如：

2H2(g) + O2(g)＝2H2O(g) △Hl＝－483.6 kJ·mol—1 H2(g) + 1/2O2(g)＝H2O(g) △H2＝－241.8kJ·mol—1 显然，△Hl＝2△H2．

*[盖斯定律] 对于任何一个化学反应，不管是一步完成还是分几步完成，其反应热是相同的．也就是说，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，则各步反应的反应热之和与该反应一步完成时的反应热是相同的． *4．燃烧热和中和热

燃烧热

中和热

定义在101 kPa时，1 mol物质完全燃烧生成稳定的氧化物所放出热量在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应而生成1 mol H2O时所放出的热量

以燃烧1mol物质为标准来配平其余

热化学方程式中的表示形式