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高一化學期末復習知識大全

　　第一章、化學反應與能量

　　考點1：吸熱反應與放熱反應

　　1、吸熱反應與放熱反應的區別

　　特別注意：反應是吸熱還是放熱與反應的條件沒有必然的聯系，而決定于反應物和生成物具有的總能量(或焓)的相對大小。

　　2、常見的放熱反應

　　①一切燃燒反應;

　　②活潑金屬與酸或水的反應;

　　③酸堿中和反應;

　　④鋁熱反應;

　　⑤大多數化合反應(但有些化合反應是吸熱反應，如：N2+O2=2NO，CO2+C=2CO等均為吸熱反應)。

　　3、常見的吸熱反應

　　①Ba(OH)2·8H2O與NH4Cl反應;

　　②大多數分解反應是吸熱反應

　　③

　　等也是吸熱反應;

　　④水解反應

　　考點2：反應熱計算的依據

　　1.根據熱化學方程式計算

　　反應熱與反應物各物質的物質的量成正比。

　　2.根據反應物和生成物的總能量計算

　　ΔH=E生成物-E反應物。

　　3.根據鍵能計算

　　ΔH=反應物的鍵能總和-生成物的鍵能總和。

　　4.根據蓋斯定律計算

　　化學反應的反應熱只與反應的始態(各反應物)和終態(各生成物)有關，而與反應的途徑無關。即如果一個反應可以分步進行，則各分步反應的反應熱之和與該反應一步完成時的反應熱是相同的。

　　溫馨提示：

　　①蓋斯定律的主要用途是用已知反應的反應熱來推知相關反應的反應熱。

　　②熱化學方程式之間的“+”“-”等數學運算，對應ΔH也進行“+”“-”等數學計算。

　　5.根據物質燃燒放熱數值計算：Q(放)=n(可燃物)×|ΔH|。

　　第二章、化學反應速率與化學平衡

　　考點1：化學反應速率

　　1、化學反應速率的表示方法___________。

　　化學反應速率通常用單位時間內反應物濃度和生成物濃度的變化來表示。表達式：___________ 。

　　其常用的單位是__________ 、或__________ 。

　　2、影響化學反應速率的因素

　　1)內因(主要因素)

　　反應物本身的性質。

　　2)外因(其他條件不變，只改變一個條件)

　　3、理論解釋——有效碰撞理論

　　(1)活化分子、活化能、有效碰撞

　　①活化分子：能夠發生有效碰撞的分子。

　　②活化能：如圖

　　圖中：E1為正反應的活化能，使用催化劑時的活化能為E3，反應熱為E1-E2。(注：E2為逆反應的活化能)

　　③有效碰撞：活化分子之間能夠引發化學反應的碰撞。

　　(2)活化分子、有效碰撞與反應速率的關系

　　考點2：化學平衡

　　1、化學平衡狀態：一定條件(恒溫、恒容或恒壓)下的可逆反應里，正反應和逆反應的速率相等，反應混合物(包括反應物和生成物)中各組分的濃度保持不變的狀態。

　　2、化學平衡狀態的特征

　　3、判斷化學平衡狀態的依據

　　考點3：化學平衡的移動

　　1、概念

　　可逆反應中舊化學平衡的破壞、新化學平衡的建立，由原平衡狀態向新化學平衡狀態的轉化過程，稱為化學平衡的移動。

　　2、化學平衡移動與化學反應速率的關系

　　(1)v正>v逆：平衡向正反應方向移動。

　　(2)v正=v逆：反應達到平衡狀態，不發生平衡移動。

　　(3)v正<v逆：平衡向逆反應方向移動。

　　3、影響化學平衡的因素

　　4、“惰性氣體”對化學平衡的影響

　　①恒溫、恒容條件

　　原平衡體系體系總壓強增大―→體系中各組分的濃度不變―→平衡不移動。

　　②恒溫、恒壓條件

　　原平衡體系容器容積增大，各反應氣體的分壓減小―→體系中各組分的濃度同倍數減小

　　5、勒夏特列原理

　　定義：如果改變影響平衡的一個條件(如C、P或T等)，平衡就向能夠減弱這種改變的方向移動。

　　原理適用的范圍：已達平衡的體系、所有的平衡狀態(如溶解平衡、化學平衡、電離平衡、水解平衡等)和只限于改變影響平衡的一個條件。

　　勒夏特列原理中“減弱這種改變”的解釋：外界條件改變使平衡發生移動的結果，是減弱對這種條件的改變，而不是抵消這種改變，也就是說：外界因素對平衡體系的影響占主要方面。

　　考點4：化學平衡常數

　　1、在一定溫度下，當一個可逆反應達到平衡狀態時，生成物的平衡濃度用化學方程式中的化學計量數作為指數的乘積與反應物的平衡濃度用化學方程式中的化學計量數作為指數的乘積的比值是一個常數，這個常數叫做化學平衡常數，簡稱平衡常數;用符號K表示。

　　2、平衡常數K的表達式：對于一般的可逆反應：

　　，當在一定溫度下達到化學平衡時，該反應的平衡常數為：

　　注意事項：

　　a.在平衡常數表達式中，反應物A、B和生成物C、D的狀態全是氣態，c(A)、c(B)、c(C)、c(D)均為平衡時的濃度。

　　b.當反應混合物中有固體或純液體時，他們的濃度看做是一個常數，不寫入平衡常數的表達式中。

　　c.平衡常數K的表達式與化學方程式的書寫方式有關。

　　3、平衡常數K值的特征：

　　K值的大小與濃度、壓強和是否使用催化劑無關。即對于一個給定的反應，在一定溫度下，不論起始濃度(或壓強)和平衡濃度(或壓強)如何，也不論是否使用催化劑，達平衡時，平衡常數均相同。

　　4、平衡表達式K值的意義

　　K值表示可逆反應進行的程度

　　K值越大，正反應進行的程度越大(平衡時生成物的濃度大，反應物的濃度小)，反應物的轉化率越高;K值越小，正反應進行的程度越小，逆反應進行的程度越大，反應物的轉化率越低。

　　考點5：反應物平衡轉化率的計算公式

　　1.某一反應物的平衡轉化率

　　2.反應物用量對平衡轉化率的影響

　　(1)若反應物只有一種，如

　　，則增加A的量，平衡向正反應方向移動，但A的平衡轉化率究竟如何變化，要具體分析反應前后氣體體積的相對大小。

　　如：①若a=b+c，則A的轉化率不變;

　　②若a>b+c，則A的轉化率增大;③若a<b+c，則A的轉化率增大。

　　(2)若反應物不只一種，如

　　。則：

　　若只增加反應物A的量，平衡向正反應方向移動，則反應物B的轉化率增大，但由于外界因素占主要方面，故A的轉化率減小。

　　考點6：等效平衡

　　在一定條件(恒溫恒容或恒溫恒壓)下，同一可逆反應體系，不管是從正反應開始，還是從逆反應開始，在達到化學平衡狀態時，任何相同組分的百分含量(體積分數、物質的量分數等)均相同，這樣的化學平衡互稱等效平衡(包括“相同的平衡狀態”)。

　　Ⅰ：恒溫恒容條件下

　　①恒溫恒容時，對一般的可逆反應，不同的投料方式如果根據化學方程式中計量系數比換算到同一邊時，反應物(或生成物)中同一組分的物質的量完全相同，則互為等效平衡。此時一般不考慮反應本身的特點，計算的關鍵是換算到同一邊后各組分要完全相同。

　　②恒溫恒容時，對于反應前后氣體分子數不變的可逆反應，不同的投料方式如果根據化學方程式中計量系數比換算到同一邊時，只要反應物(或生成物)中各組分的物質的量的成比例，即互為等效平衡。此時的反應特點是無體積變化，計算的關鍵是換算到同一邊后各組分只需要物質的量之比相同即可。

　　Ⅱ：恒溫恒壓條件下

　　在恒溫恒壓時，可逆反應以不同的投料方式進行反應，如果根據化學方程式中計量系數比換算，到同一邊時，只要反應物(或生成物)中各組分的物質的量的成比例，即互為等效平衡。

　　第三章、溶液中的離子平衡

　　考點1：弱電解質的電離

　　1.弱電解質是指只部分電離的化合物，一般包括________、________ 和________ 三類物質。

　　2.弱電解質電離程度一般都很小，故弱電解質溶液中溶質的主要存在形式是________ ，弱電解質的電離程度決定對應弱酸(或弱堿)的強弱。

　　3.弱酸的電離分步書寫，且電離程度一步比一步弱，弱堿的電離書寫一步到位。

　　4.能夠促進弱電解質電離的外界因素有________________________ 。

　　5.如果比較不同的酸與鋅反應的速率，應該比較________濃度的大小;如果比較與鋅反應產生氫氣的多少，應該比較________濃度的大小;如果比較消耗氫氧化鈉的多少，應該比較________ 濃度的大小。

　　6.水是極弱的電解質，能發生自身電離且簡寫為：。任何溫度下的水溶液中一定滿足：。

　　7.水的離子積，為一定值，只與________有關。在常溫下的任何水溶液中一定滿足=________。

　　8.若升高溫度，將________水的電離，pH________，但與始終相等，故仍呈性。100℃時中性溶液的pH等于________。

　　9.向水中加入任何酸或堿都會________水的電離。

　　考點2：溶液的酸堿性

　　1.計算pH的公式：，或。

　　2.pH=7的溶液不一定呈中性，除非是常溫下，只有當時，才能肯定溶液呈中性。

　　3.計算pH值首先必須判斷混合后的酸堿性，若呈酸性，則求混合后的;若呈堿性，則求混合后的;若溶液呈中性，則說明。

　　4.強酸pH=a，加水稀釋10n倍，則pH=________;弱酸pH=a，加水稀釋10n倍，則________<pH<________;

　　強堿pH=b，加水稀釋10n倍，則pH=________;弱堿pH=b，加水稀釋10n倍，則________<pH<________;任何溶液無限稀釋，pH只能無限接近于7。

　　考點3：酸堿中和滴定

　　1.原理：酸堿恰好完全反應時稱為中和，此時原來酸中的等于原來n(H+）堿中的n(oH-），即，但此時溶液不一定呈中性。

　　2.儀器：_________________________________________

　　3.步驟

　　⑴ 查漏：檢查滴定管是否漏水，檢查旋塞是否靈活

　　⑵ 洗滌：錐形瓶______干燥，______潤洗;滴定管______干燥，______潤洗

　　⑶ 裝液：滴定前后必須排除氣泡

　　⑷ 滴定：右手控制錐形瓶，左手控制活塞，眼睛注視錐形瓶中溶液顏色變化，滴加速度先快后慢;滴定終點達到后，半分鐘顏色不變，再讀數;復滴2~3次，取平均值

　　4.指示劑的選取

　　⑴ 一般情況下，酸堿中和體系滴定終點為酸性的選用______作體系指示劑，為堿性的選用作體系指示劑，為中性的都可

　　⑵ 有酸性高錳酸鉀溶液參加反應或生成的體系，一般不使用指示劑，終點現象為______

　　⑶有碘單質參加反應或生成的體系，一般選用______作體系指示劑，終點現象為______

　　考點4：鹽類的水解

　　1.有弱才水解，無弱不水解，越弱越水解，都弱雙水解，誰強顯誰性，等強顯中性。

　　2.正鹽只考慮水解，酸和堿只有電離，弱酸酸式鹽既有電離也有水解;混合溶液也可能既有電離又有水解。

　　3.能促進鹽類電離的外因有___________________________________________。

　　4.微粒濃度排序的方法是：依次寫出主要過程、次要過程、第三步過程……

　　5.電荷守恒的寫法：陰陽離子分列等號兩側，系數為帶電量

　　6.物料守恒的寫法：陰陽離子各找一中心原子，由組成確定系數，依次展開

　　7.質子守恒的寫法：三大守恒關系任意兩者相減即為第三個守恒關系

　　8.FeCl3、AlCl3、CuCl2溶液的蒸干產物分別是_______、_______、_______。

　　Al2(SO4)3、Na2CO3、NaAlO2溶液的蒸干產物分別________、________、_______。

　　9.保存FeCl3溶液應在其中加入少量的________。

　　考點5：沉淀溶解平衡

　　1.物質的溶解性可通過KSP(即溶度積)來表達，KSP越大表示物質的溶解性越________。

　　2.“微調pH值分步沉淀”是分離金屬陽離子的常見方法，一般遵循兩條原則，一是不能引入新的雜質元素，二是能微調pH，故一般選用的沉淀劑是目標元素的難溶氧化物或氫氧化物或碳酸鹽。

　　第四章、電化學

　　考點1：原電池

　　1.概念和反應本質

　　原電池是把化學能轉化為電能的裝置，其反應本質是氧化還原反應。

　　2.工作原理

　　以銅鋅原電池為例

　　3.原電池的構成條件

　　(1)一看反應：看是否有能自發進行的氧化還原反應發生(一般是活潑性強的金屬與電解質溶液反應)。

　　(2)二看兩電極：一般是活潑性不同的兩電極。

　　(3)三看是否形成閉合回路，形成閉合回路需三個條件：①電解質溶液;②兩電極直接或間接接觸;③兩電極插入電解質溶液。

　　考點2：電解池

　　1、電解定義

　　在電流作用下，電解質在兩個電極上分別發生氧化反應和還原反應的過程。

　　2、能量轉化形式

　　電能轉化為化學能。

　　3、電解池的構成條件

　　①有與電源相連的兩個電極。

　　②電解質溶液(或熔融鹽)。

　　③形成閉合回路。

　　4、電解池的電極名稱及電極反應式(如圖)

　　5、電子和離子的移動方向

　　6、電解時電極產物的確定

　　(1)陽極產物的判斷

　　首先看電極，如果陽極是活性電極(金屬活動順序表Ag以前的金屬)，則陽極電極材料失電子，電極溶解，溶液中的陰離子不能失電子。如果是惰性電極(Pt、Au、石墨)，則再看溶液中的陰離子的失電子能力。此時陰離子放電順序：活潑電極>S2->I->Br->Cl->OH->含氧酸根離子。

　　(2)陰極產物判斷

　　陽離子放電順序：Ag+>Fe3+>Cu2+>H+(酸)>Fe2+>Zn2+>H+(水)>Al3+>Mg2+>Na+>Ca2+>K+。

　　7、電解不同溶液的情況對比

　　8、電解池的應用

　　1)電解飽和食鹽水

　　(1)電極反應

　　陽極反應式：2Cl--2e-===Cl2↑(氧化反應)

　　陰極反應式：2H++2e-===H2↑(還原反應)

　　(2)總反應方程式：

　　離子反應方程式：

　　(3)應用：氯堿工業制燒堿、氯氣和氫氣。

　　2)電鍍