化学选修5知识点（1）

一、化学反应的限度

1、化学平衡常数

（1）对达到平衡的可逆反应，生成物浓度的系数次方的乘积与反应物浓度的系数次方的乘积之比为一常数，该常数称为化学平衡常数，用符号K表示。

（2）平衡常数K的大小反映了化学反应可能进行的程度（即反应限度），平衡常数越大，说明反应可以进行得越完全。

（3）平衡常数表达式与化学方程式的书写方式有关。对于给定的可逆反应，正逆反应的平衡常数互为倒数。

（4）借助平衡常数，可以判断反应是否到平衡状态：当反应的浓度商Qc与平衡常数Kc相等时，说明反应达到平衡状态。

2、反应的平衡转化率

（1）平衡转化率是用转化的反应物的浓度与该反应物初始浓度的比值来表示。如反应物A的平衡转化率的表达式为：

α（A）=

（2）平衡正向移动不一定使反应物的平衡转化率提高。提高一种反应物的浓度，可使另一反应物的平衡转化率提高。

（3）平衡常数与反应物的平衡转化率之间可以相互计算。

3、反应条件对化学平衡的影响

（1）温度的影响

升高温度使化学平衡向吸热方向移动；降低温度使化学平衡向放热方向移动。温度对化学平衡的影响是通过改变平衡常数实现的。

（2）浓度的影响

增大生成物浓度或减小反应物浓度，平衡向逆反应方向移动；增大反应物浓度或减小生成物浓度，平衡向正反应方向移动。

温度一定时，改变浓度能引起平衡移动，但平衡常数不变。化工生产中，常通过增加某一价廉易得的反应物浓度，来提高另一昂贵的反应物的转化率。

（3）压强的影响

ΔVg=0的反应，改变压强，化学平衡状态不变。

ΔVg≠0的反应，增大压强，化学平衡向气态物质体积减小的方向移动。

（4）勒夏特列原理

由温度、浓度、压强对平衡移动的影响可得出勒夏特列原理：如果改变影响平衡的一个条件（浓度、压强、温度等）平衡向能够减弱这种改变的方向移动。

化学选修5知识点（2）

1、水电离平衡：

水的离子积：KW= c[H+]·c[OH-]

25℃时,[H+]=[OH-] =10-7 mol/L ; KW= [H+]·[OH-] = 1_10-14

注意：KW只与温度有关，温度一定，则KW值一定

KW不仅适用于纯水，适用于任何溶液(酸、碱、盐)

2、水电离特点：(1)可逆(2)吸热(3)极弱

3、影响水电离平衡的外界因素：

①酸、碱：抑制水的电离 KW〈1_10-14

②温度：促进水的电离(水的电离是 吸 热的)

③易水解的盐：促进水的电离 KW 〉1_10-14

4、溶液的酸碱性和pH：

(1)pH=-lgc[H+]

(2)pH的测定方法：

酸碱指示剂—— 甲基橙 、石蕊 、酚酞 。

变色范围：甲基橙~(橙色) 石蕊~(紫色) 酚酞~(浅红色)

pH试纸—操作 玻璃棒蘸取未知液体在试纸上，然后与标准比色卡对比即可 。

注意：①事先不能用水湿润PH试纸;②广泛pH试纸只能读取整数值或范围

化学选修5知识点（3）

有机化学反应类型

1、取代反应

指有机物分子中的某些原子或原子团被其他原子或原子团取代的反应。

常见的取代反应：

⑴烃(主要是烷烃和芳香烃)的卤代反应;

⑵芳香烃的硝化反应;

⑶醇与氢卤酸的反应、醇的羟基氢原子被置换的反应;

⑷酯类(包括油脂)的水解反应;

⑸酸酐、糖类、蛋白质的水解反应。

2、加成反应

指试剂与不饱和化合物分子结合使不饱和化合物的不饱和程度降低或生成饱和化合物的反应。

常见的加成反应：

⑴烯烃、炔烃、芳香族化合物、醛、酮等物质都能与氢气发生加成反应(也叫加氢反应、氢化或还原反应);

⑵烯烃、炔烃、芳香族化合物与卤素的加成反应;

⑶烯烃、炔烃与水、卤化氢等的加成反应。

3、聚合反应

指由相对分子质量小的小分子互相结合成相对分子质量大的高分子的反应。参加聚合反应的小分子叫作单体，聚合后生成的大分子叫作聚合物。

常见的聚合反应：

加聚反应：指由不饱和的相对分子质量小的小分子结合成相对分子质量大的高分子的反应。

化学选修5知识点（4）

1、化学反应速率的表示方法___________。

化学反应速率通常用单位时间内反应物浓度和生成物浓度的变化来表示。表达式：___________ 。

其常用的单位是__________ 、 或__________ 。

2、影响化学反应速率的因素

1)内因(主要因素)

反应物本身的性质。

2)外因(其他条件不变，只改变一个条件)

3、理论解释——有效碰撞理论

(1)活化分子、活化能、有效碰撞

①活化分子：能够发生有效碰撞的分子。

②活化能：如图

图中：E1为正反应的活化能，使用催化剂时的活化能为E3，反应热为E1-E2。(注：E2为逆反应的活化能)

③有效碰撞：活化分子之间能够引发化学反应的碰撞。

(2)活化分子、有效碰撞与反应速率的关系

化学选修5知识点（5）

1、电子云：用小黑点的疏密来描述电子在原子核外空间出现的机会大小所得的图形叫电子云图。离核越近，电子出现的机会大，电子云密度越大;离核越远，电子出现的机会小，电子云密度越小。

2、电子层(能层)：根据电子的能量差异和主要运动区域的不同，核外电子分别处于不同的电子层.原子由里向外对应的电子层符号分别为K、L、M、N、O、P、

3、原子轨道(能级即亚层)：处于同一电子层的原子核外电子，也可以在不同类型的原子轨道上运动，分别用s、p、d、f表示不同形状的轨道，s轨道呈球形、p轨道呈纺锤形，d轨道和f轨道较复杂.各轨道的伸展方向个数依次为1、3、5、7。

4、原子核外电子的运动特征可以用电子层、原子轨道(亚层)和自旋方向来进行描述.在含有多个核外电子的原子中，不存在运动状态完全相同的两个电子。

5、原子核外电子排布原理：

(1)能量最低原理:电子先占据能量低的轨道，再依次进入能量高的轨道;

(2)泡利不相容原理:每个轨道最多容纳两个自旋状态不同的电子;

(3)洪特规则:在能量相同的轨道上排布时，电子尽可能分占不同的轨道，且自旋状态相同。

洪特规则的特例:在等价轨道的全充满(p6、d10、f14)、半充满(p3、d5、f7)、全空时(p0、d0、f0)的状态，具有较低的能量和较大的稳定性.如24Cr [Ar]3d54s1、29Cu [Ar]3d104s1

6、根据构造原理，基态原子核外电子的排布遵循图⑴箭头所示的顺序。

根据构造原理，可以将各能级按能量的差异分成能级组如图⑵所示，由下而上表示七个能级组，其能量依次升高;在同一能级组内，从左到右能量依次升高。基态原子核外电子的排布按能量由低到高的顺序依次排布。

7、第一电离能：气态电中性基态原子失去1个电子，转化为气态基态正离子所需要的能量叫做第一电离能。常用符号I1表示，单位为kJ/mol。

(1)原子核外电子排布的周期性

随着原子序数的增加,元素原子的外围电子排布呈现周期性的变化:每隔一定数目的元素，元素原子的外围电子排布重复出现从ns1到ns2np6的周期性变化.

(2)元素第一电离能的周期性变化

随着原子序数的递增，元素的第一电离能呈周期性变化:

★同周期从左到右，第一电离能有逐渐增大的趋势，稀有气体的第一电离能最大，碱金属的第一电离能最小;

★同主族从上到下，第一电离能有逐渐减小的趋势。

说明：

①同周期元素，从左往右第一电离能呈增大趋势。电子亚层结构为全满、半满时较相邻元素要大即第 ⅡA 族、第 ⅤA 族元素的第一电离能分别大于同周期相邻元素。Be、N、Mg、P

②元素第一电离能的运用：

电离能是原子核外电子分层排布的实验验证

用来比较元素的金属性的强弱。I1越小，金属性越强，表征原子失电子能力强弱。

(3)元素电负性的周期性变化

元素的电负性：元素的原子在分子中吸引电子对的能力叫做该元素的电负性。

随着原子序数的递增，元素的电负性呈周期性变化：同周期从左到右，主族元素电负性逐渐增大;同一主族从上到下，元素电负性呈现减小的趋势。

电负性的运用:

确定元素类型(一般>，非金属元素;<，金属元素)。

确定化学键类型(两元素电负性差值>，离子键;<，共价键)。

判断元素价态正负(电负性大的为负价，小的为正价)。

电负性是判断金属性和非金属性强弱的重要参数(表征原子得电子能力强弱)。

8、化学键：相邻原子之间强烈的相互作用。化学键包括离子键、共价键和金属键。

9、离子键：阴、阳离子通过静电作用形成的化学键

离子键强弱的判断:离子半径越小，离子所带电荷越多，离子键越强，离子晶体的熔沸点越高。

离子键的强弱可以用晶格能的大小来衡量，晶格能是指拆开1mol离子晶体使之形成气态阴离子和阳离子所吸收的能量。晶格能越大，离子晶体的熔点越高、硬度越大。

离子晶体:通过离子键作用形成的晶体。

典型的离子晶体结构：NaCl型和CsCl型.氯化钠晶体中，每个钠离子周围有6个氯离子，每个氯离子周围有6个钠离子，每个氯化钠晶胞中含有4个钠离子和4个氯离子;氯化铯晶体中，每个铯离子周围有8个氯离子，每个氯离子周围有8个铯离子，每个氯化铯晶胞中含有1个铯离子和1个氯离子.

10、晶胞中粒子数的计算方法——均摊法

11、共价键的分类和判断：σ键(“头碰头”重叠)和π键(“肩碰肩”重叠)、极性键和非极性键，还有一类特殊的共价键-配位键。

共价键三参数：

共价键的键能与化学反应热的关系:反应热=所有反应物键能总和-所有生成物键能总和

12、共价键:原子间通过共用电子对形成的化学键

13、键的极性：

极性键：不同种原子之间形成的共价键，成键原子吸引电子的能力不同，共用电子对发生偏移

非极性键：同种原子之间形成的共价键，成键原子吸引电子的能力相同，共用电子对不发生偏移

14、分子的极性：

(1)极性分子：正电荷中心和负电荷中心不相重合的分子

(2)非极性分子：正电荷中心和负电荷中心相重合的分子

分子极性的判断：分子的极性由共价键的极性及分子的空间构型两个方面共同决定

非极性分子和极性分子的比较：

15、分子的空间立体结构

常见分子的类型与形状比较：

16、原子晶体：所有原子间通过共价键结合成的晶体或相邻原子间以共价键相结合而形成空间立体网状结构的晶体

17、典型的原子晶体有金刚石(C)、晶体硅(Si)、二氧化硅(SiO2)

金刚石是正四面体的空间网状结构，最小的碳环中有6个碳原子，每个碳原子与周围四个碳原子形成四个共价键;晶体硅的结构与金刚石相似;二氧化硅晶体是空间网状结构，最小的环中有6个硅原子和6个氧原子，每个硅原子与4个氧原子成键，每个氧原子与2个硅原子成键。

18、共价键强弱和原子晶体熔沸点大小的判断：原子半径越小，形成共价键的键长越短，共价键的键能越大，其晶体熔沸点越高。如熔点：金刚石>碳化硅>晶体硅。

19、金属键:金属离子和自由电子之间强烈的相互作用

运用自由电子理论解释金属晶体的导电性、导热性和延展性：

20、金属晶体:通过金属键作用形成的晶体。

21、金属键的强弱和金属晶体熔沸点的变化规律:阳离子所带电荷越多、半径越小，金属键越强，熔沸点越高，如熔点：NaNa>K>Rb>Cs。金属键的强弱可以用金属的原子

22、简单配合物的成键情况(配合物的空间构型和中心原子的杂化类型不作要求)

(1)配位键：一个原子提供一对电子与另一个接受电子的原子形成的共价键，即成键的两个原子一方提供孤对电子，一方提供空轨道而形成的共价键。

(2)①配合物：由提供孤电子对的配位体与接受孤电子对的中心原子(或离子)以配位键形成的化合物称配合物,又称络合物

②形成条件：

中心原子(或离子)必须存在空轨道

配位体具有提供孤电子对的原子

③配合物的组成

④配合物的性质：配合物具有一定的稳定性。配合物中配位键越强，配合物越稳定。当作为中心原子的金属离子相同时，配合物的稳定性与配体的性质有关。

23、分子间作用力：把分子聚集在一起的作用力。分子间作用力是一种静电作用，比化学键弱得多，包括范德华力和氢键。

范德华力一般没有饱和性和方向性，而氢键则有饱和性和方向性。

24、分子晶体:分子间以分子间作用力(范德华力、氢键)相结合的晶体.典型的有冰、干冰。

25、分子间作用力强弱和分子晶体熔沸点大小的判断：组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，分子间作用力越大，克服分子间引力使物质熔化和气化就需要更多的能量，熔、沸点越高，但存在氢键时分子晶体的熔沸点往往反常地高。

26、NH3、H2O、HF中由于存在氢键，使得它们的沸点比同族其它元素氢化物的沸点反常地高。

影响物质的性质方面：增大溶沸点，增大溶解性

表示方法：X—H……Y(N O F) 一般都是氢化物中存在。

27、几种比较：

(1)离子键、共价键和金属键的比较

(2)非极性键和极性键的比较

(3)物质溶沸点的比较

①不同类晶体：一般情况下，原子晶体>离子晶体>分子晶体

②同种类型晶体：构成晶体质点间的作用大，则熔沸点高，反之则小。

离子晶体：离子所带的电荷数越高，离子半径越小，则其熔沸点就越高。

分子晶体：对于同类分子晶体，式量越大，则熔沸点越高。

原子晶体：键长越小、键能越大，则熔沸点越高。

③常温常压下状态

熔点：固态物质>液态物质

沸点：液态物质>气态物质

化学选修5知识点（6）

1、吸热反应与放热反应的区别

  特别注意：反应是吸热还是放热与反应的条件没有必然的联系，而决定于反应物和生成物具有的总能量(或焓)的相对大小。

2、常见的放热反应

①一切燃烧反应;

②活泼金属与酸或水的反应;

③酸碱中和反应;

④铝热反应;

⑤大多数化合反应(但有些化合反应是吸热反应，如：N2+O2=2NO，CO2+C=2CO等均为吸热反应)。

3、常见的吸热反应

①Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl反应;

②大多数分解反应是吸热反应

③等也是吸热反应;

④水解反应

化学选修5知识点（7）

1、难溶电解质的溶解平衡的一些常见知识

(1)溶解度 小于 的电解质称难溶电解质。

(2)反应后离子浓度降至1_10-5以下的反应为完全反应。如酸碱中和时[H+]降至10-7mol/L<10-5mol/L，故为完全反应，用“=”，常见的难溶物在水中的离子浓度均远低于10-5mol/L，故均用“=”。

(3)难溶并非不溶，任何难溶物在水中均存在溶解平衡。

(4)掌握三种微溶物质：CaSO4、Ca(OH)2、Ag2SO4

(5)溶解平衡常为吸热，但Ca(OH)2为放热，升温其溶解度减少。

(6)溶解平衡存在的前提是：必须存在沉淀，否则不存在平衡。

2、溶解平衡方程式的书写

意在沉淀后用(s)标明状态，并用“?”。如：Ag2S(s)? 2Ag+(aq)+S2-(aq)

3、沉淀生成的三种主要方式

(1)加沉淀剂法：Ksp越小(即沉淀越难溶)，沉淀越完全;沉淀剂过量能使沉淀更完全。

(2)调pH值除某些易水解的金属阳离子：如加MgO除去MgCl2溶液中FeCl3。

(3)氧化还原沉淀法：

(4)同离子效应法

4、沉淀的溶解：

沉淀的溶解就是使溶解平衡正向移动。常采用的方法有：①酸碱;②氧化还原;③沉淀转化。

5、沉淀的转化：

溶解度大的生成溶解度小的，溶解度小的生成溶解度更小的。

如：AgNO3 →AgCl(白色沉淀)→ AgBr(淡黄色)→AgI (黄色)→ Ag2S(黑色)

6、溶度积(Ksp)

1)、定义：在一定条件下，难溶电解质电解质溶解成离子的速率等于离子重新结合成沉淀的速率，溶液中各离子的浓度保持不变的状态。

2)、表达式：AmBn(s) mAn+(aq)+nBm-(aq)

Ksp= [c(An+)]m ?[c(Bm-)]n

3)、影响因素：

外因：①浓度：加水，平衡向溶解方向移动。

②温度：升温，多数平衡向溶解方向移动。

4)、溶度积规则

QC(离子积)>KSP 有沉淀析出

QC=KSP 平衡状态

QC

化学选修5知识点（8）

原电池的工作原理及应用

概念和反应本质

原电池是把化学能转化为电能的装置，其反应本质是氧化还原反应。

原电池的构成条件

(1)一看反应：看是否有能自发进行的氧化还原反应发生(一般是活泼性强的金属与电解质溶液反应)。

(2)二看两电极：一般是活泼性不同的两电极。

(3)三看是否形成闭合回路，形成闭合回路需三个条件：①电解质溶液;②两电极直接或间接接触;③两电极插入电解质溶液中。

工作原理

以锌铜原电池为例

(1)反应原理

(2)盐桥的组成和作用

①盐桥中装有饱和的KCl、KNO3等溶液和琼胶制成的胶冻。

②盐桥的作用：连接内电路，形成闭合回路;平衡电荷，使原电池不断产生电流。

电解的原理

电解和电解池

(1)电解：在电流作用下，电解质在两个电极上分别发生氧化反应和还原反应的过程。

(2)电解池：电能转化为化学能的装置。

(3)电解池的构成

①有与电源相连的两个电极。

②电解质溶液(或熔融电解质)。

③形成闭合回路。

电解池的工作原理

(1)电极名称及电极反应式(电解CuCl2溶液为例)

总反应式：

(2)电子和离子的移动方向

①电子：从电源负极流出后，流向电解池阴极;从电解池的阳极流出后流向电源的正极。

②离子：阳离子移向电解池的阴极，阴离子移向电解池的阳极。

阴阳两极上放电顺序

(1)阴极：(与电极材料无关)。氧化性强的先放电，放电顺序：

(2)阳极：若是活性电极作阳极，则活性电极首先失电子，发生氧化反应。

若是惰性电极作阳极，放电顺序为

化学电源

日常生活中的三种电池

(1)碱性锌锰干电池——一次电池

正极反应：2MnO2+2H2O+2e-===2MnOOH+2OH-;

负极反应：Zn+2OH--2e-===Zn(OH)2;

总反应：Zn+2MnO2+2H2O===2MnOOH+Zn(OH)2。

(2)锌银电池——一次电池

负极反应：Zn+2OH--2e-===Zn(OH)2;

正极反应：Ag2O+H2O+2e-===2Ag+2OH-;

总反应：Zn+Ag2O+H2O===Zn(OH)2+2Ag。

(3)二次电池(可充电电池)

铅蓄电池是最常见的二次电池，负极材料是Pb，正极材料是PbO2。

①放电时的反应

负极反应：Pb+SO42--2e-===PbSO4;

正极反应：PbO2+4H++SO42-+2e-===PbSO4+2H2O;

总反应：Pb+PbO2+2H2SO4===2PbSO4+2H2O。

②充电时的反应

阴极反应：PbSO4+2e-===Pb+SO42-;

阳极反应：PbSO4+2H2O-2e-===PbO2+4H++SO42-;

总反应：2PbSO4+2H2O电解=====Pb+PbO2+2H2SO4。

注可充电电池的充、放电不能理解为可逆反应。

“高效、环境友好”的燃料电池

氢氧燃料电池是目前最成熟的燃料电池，可分酸性和碱性两种。

电解原理的应用

氯碱工业

(1)电极反应

阳极反应式：2Cl--2e-===Cl2↑(氧化反应)

阴极反应式：2H++2e-===H2↑(还原反应)

(2)总反应方程式

2NaCl+2H2O2NaOH+H2↑+Cl2↑

(3)氯碱工业生产流程图

电镀

下图为金属表面镀银的工作示意图，据此回答下列问题：

(1)镀件作阴极，镀层金属银作阳极。

(2)电解质溶液是AgNO3溶液等含镀层金属阳离子的盐溶液。

(3)电极反应：

阳极：Ag-e-===Ag+;

阴极：Ag++e-===Ag。

(4)特点：阳极溶解，阴极沉积，电镀液的浓度不变。

电解精炼铜

(1)电极材料：阳极为粗铜;阴极为纯铜。

(2)电解质溶液：含Cu2+的盐溶液。

(3)电极反应：

阳极：Zn-2e-===Zn2+、Fe-2e-===Fe2+、Ni-2e-===Ni2+、Cu-2e-===Cu2+;

阴极：Cu2++2e-===Cu。

电冶金

利用电解熔融盐的方法来冶炼活泼金属Na、Ca、Mg、Al等。

(1)冶炼钠

2NaCl(熔融)2Na+Cl2↑

电极反应：

阳极：2Cl--2e-===Cl2↑;阴极：2Na++2e-===2Na。

(2)冶炼铝

2Al2O3(熔融)4Al+3O2↑

电极反应：

阳极：6O2--12e-===3O2↑;

阴极：4Al3++12e-===4Al。

金属的腐蚀与防护

金属腐蚀的本质

金属原子失去电子变为金属阳离子，金属发生氧化反应。

金属腐蚀的类型

(1)化学腐蚀与电化学腐蚀

(2)析氢腐蚀与吸氧腐蚀

以钢铁的腐蚀为例进行分析：

金属的防护

(1)电化学防护

①牺牲阳极的阴极保护法—原电池原理

负极：比被保护金属活泼的金属;

正极：被保护的金属设备。

②外加电流的阴极保护法—电解原理

阴极：被保护的金属设备;

阳极：惰性金属或石墨。

(2)改变金属的内部结构，如制成合金、不锈钢等。

(3)加防护层，如在金属表面喷油漆、涂油脂、电镀、喷镀或表面钝化等方法。

化学选修5知识点（9）

该类题主要以元素周期律、元素周期表知识或物质之间的转化关系为命题点，采用提供周期表、文字描述元素性质或框图转化的形式来展现题干，然后设计一系列书写化学用语、离子半径大小比较、金属性或非金属性强弱判断、溶液中离子浓度大小判断及相关简单计算等问题。此类推断题的完整形式是：推断元素或物质、写用语、判性质。

化学元素推断题大题解题策略

元素推断题，一般可先在草稿纸上画出只含短周期元素的周期表，然后对照此表进行推断。

(1)对有突破口的元素推断题，可利用题目暗示的突破口，联系其他条件，顺藤摸瓜，各个击破，推出结论;

(2)对无明显突破口的元素推断题，可利用题示条件的限定，逐渐缩小推求范围，并充分考虑各元素的相互关系予以推断;

(3)有时限定条件不足，则可进行讨论，得出合理结论，有时答案不止一组，只要能合理解释都可以。若题目只要求一组结论，则选择自己最熟悉、最有把握的。有时需要运用直觉，大胆尝试、假设，再根据题给条件进行验证也可。

化学元素推断题的一般思路

化学元素推断题解题的一般思路和方法：读图审题→找准"突破口"→逻辑推理→检验验证→规范答题。解答的关键是迅速找到突破口，一般从物质特殊的颜色、特殊性质或结构、特殊反应、特殊转化关系、特殊反应条件等角度思考。突破口不易寻找时，也可从常见的物质中进行大胆猜测，然后代入验证即可，尽量避免从不太熟悉的物质或教材上没有出现过的物质角度考虑，盲目验证。

化学选修5知识点（10）

一、焓变、反应热

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

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

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)2·8H2O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

概念：25 ℃，101 kPa时，1 mol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：101 kPa

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：1 mol

④研究内容：放出的热量。(ΔH<0，单位kJ/mol)

选修四化学知识重点

一、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)有关，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。一般地，K>105时，该反应就进行得基本完全了。

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

二、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。

2、分类

(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。

高中化学必修知识

海水资源的开发利用

1、海水是一个远未开发的巨大化学资源宝库。海水中含有80多种元素，其中Cl、Na、K、Mg、Ca、S、C、F、B、Br、Sr 11种元素的含量较高，其余为微量元素。常从海水中提取食盐，并在传统海水制盐工业基础上制取镁、钾、溴及其化合物。

2、海水淡化的方法：蒸馏法、电渗析法、离子交换法等。其中蒸馏法的历史最久，蒸馏法的原理是把水加热到水的沸点，液态水变为水蒸气与海水中的盐分离，水蒸气冷凝得淡水。

3、海水提溴

有关反应方程式：

①2NaBr+Cl2=Br2+2NaCl

②Br2+SO2+2H2O=2HBr+H2SO4

③2HBr+Cl2=2HCl+Br2

4、海带提碘

海带中的碘元素主要以I-的形式存在，提取时用适当的氧化剂将其氧化成I2，再萃取出来。证明海带中含有碘，实验方法：

(1)用剪刀剪碎海带，用酒精湿润，放入坩锅中。

(2)灼烧海带至完全生成灰，停止加热，冷却。

(3)将海带灰移到小烧杯中，加蒸馏水，搅拌、煮沸、过滤。

(4)在滤液中滴加稀H2SO4及H2O2然后加入几滴淀粉溶液。

证明含碘的现象：滴入淀粉溶液，溶液变蓝色。2I-+H2O2+2H+=I2+2H2O

化学选修5知识点（11）

原子结构与性质.

认识原子核外电子运动状态，了解电子云、电子层(能层)、原子轨道(能级)的含义.

电子云：用小黑点的疏密来描述电子在原子核外空间出现的机会大小所得的图形叫电子云图.离核越近，电子出现的机会大，电子云密度越大;离核越远，电子出现的机会小，电子云密度越小.

电子层(能层)：根据电子的能量差异和主要运动区域的不同，核外电子分别处于不同的电子层.原子由里向外对应的电子层符号分别为K、L、M、N、O、P、

原子轨道(能级即亚层)：处于同一电子层的原子核外电子，也可以在不同类型的原子轨道上运动，分别用s、p、d、f表示不同形状的轨道，s轨道呈球形、p轨道呈纺锤形，d轨道和f轨道较复杂.各轨道的伸展方向个数依次为1、3、5、

(构造原理)

了解多电子原子中核外电子分层排布遵循的原理，能用电子排布式表示1～36号元素原子核外电子的排布.

(1).原子核外电子的运动特征可以用电子层、原子轨道(亚层)和自旋方向来进行描述.在含有多个核外电子的原子中，不存在运动状态完全相同的两个电子.

(2).原子核外电子排布原理.

①.能量最低原理:电子先占据能量低的轨道，再依次进入能量高的轨道.

②.泡利不相容原理:每个轨道最多容纳两个自旋状态不同的电子.

③.洪特规则:在能量相同的轨道上排布时，电子尽可能分占不同的轨道，且自旋状态相同.

洪特规则的特例:在等价轨道的全充满(p6、d10、f14)、半充满(p3、d5、f7)、全空时(p0、d0、f0)的状态，具有较低的能量和较大的稳定性.如24Cr Ar]3d54s1、29Cu Ar]

(3).掌握能级交错图和1-36号元素的核外电子排布式.

①根据构造原理，基态原子核外电子的排布遵循图⑴箭头所示的顺序。

②根据构造原理，可以将各能级按能量的差异分成能级组如图⑵所示，由下而上表示七个能级组，其能量依次升高;在同一能级组内，从左到右能量依次升高。基态原子核外电子的排布按能量由低到高的顺序依次排布。

元素电离能和元素电负性

第一电离能：气态电中性基态原子失去1个电子，转化为气态基态正离子所需要的能量叫做第一电离能。常用符号I1表示，单位为kJ/mol。

化学选修5知识点（12）

(1).原子核外电子排布的周期性.

随着原子序数的增加,元素原子的外围电子排布呈现周期性的变化:每隔一定数目的元素，元素原子的外围电子排布重复出现从ns1到ns2np6的周期性变化.

(2).元素第一电离能的周期性变化.

随着原子序数的递增，元素的第一电离能呈周期性变化:

★同周期从左到右，第一电离能有逐渐增大的趋势，稀有气体的第一电离能最大，碱金属的第一电离能最小;

★同主族从上到下，第一电离能有逐渐减小的趋势.

说明：

①同周期元素，从左往右第一电离能呈增大趋势。电子亚层结构为全满、半满时较相邻元素要大即第 ⅡA 族、第 ⅤA 族元素的第一电离能分别大于同周期相邻元素。Be、N、Mg、P

②.元素第一电离能的运用：

电离能是原子核外电子分层排布的实验验证.

用来比较元素的金属性的强弱. I1越小，金属性越强，表征原子失电子能力强弱.

(3).元素电负性的周期性变化.

元素的电负性：元素的原子在分子中吸引电子对的能力叫做该元素的电负性。

随着原子序数的递增，元素的电负性呈周期性变化：同周期从左到右，主族元素电负性逐渐增大;同一主族从上到下，元素电负性呈现减小的趋势.

电负性的运用:

确定元素类型(一般>，非金属元素;<，金属元素).

确定化学键类型(两元素电负性差值>，离子键;<，共价键).

判断元素价态正负(电负性大的为负价，小的为正价).

电负性是判断金属性和非金属性强弱的重要参数(表征原子得电子能力强弱).

例下列各组元素，按原子半径依次减小，元素第一电离能逐渐升高的顺序排列的是

、Na、Li 、O、C 、S、P 、Mg、Na

例已知X、Y元素同周期，且电负性X>Y，下列说法错误的是

与Y形成化合物时，X显负价，Y显正价

第一电离能可能Y小于X

最高价含氧酸的酸性：X对应的酸性弱于Y对应的酸性

气态氢化物的稳定性：HmY小于HmX

化学选修5知识点（13）

化学键与物质的性质.

内容：离子键――离子晶体

理解离子键的含义，能说明离子键的形成.了解NaCl型和CsCl型离子晶体的结构特征，能用晶格能解释离子化合物的物理性质.

(1).化学键：相邻原子之间强烈的相互作用.化学键包括离子键、共价键和金属键.

(2).离子键：阴、阳离子通过静电作用形成的化学键.

离子键强弱的判断:离子半径越小，离子所带电荷越多，离子键越强，离子晶体的熔沸点越高.

离子键的强弱可以用晶格能的大小来衡量，晶格能是指拆开1mol离子晶体使之形成气态阴离子和阳离子所吸收的能量.晶格能越大，离子晶体的熔点越高、硬度越大.

离子晶体:通过离子键作用形成的晶体.

典型的离子晶体结构：NaCl型和CsCl型.氯化钠晶体中，每个钠离子周围有6个氯离子，每个氯离子周围有6个钠离子，每个氯化钠晶胞中含有4个钠离子和4个氯离子;氯化铯晶体中，每个铯离子周围有8个氯离子，每个氯离子周围有8个铯离子，每个氯化铯晶胞中含有1个铯离子和1个氯离子.

(3).晶胞中粒子数的计算方法--均摊法.

了解共价键的主要类型σ键和π键，能用键能、键长、键角等数据说明简单分子的某些性质(对σ键和π键之间相对强弱的比较不作要求).

(1).共价键的分类和判断：σ键(“头碰头”重叠)和π键(“肩碰肩”重叠)、极性键和非极性键，还有一类特殊的共价键-配位键.

(2).共价键三参数.

共价键的键能与化学反应热的关系:反应热= 所有反应物键能总和-所有生成物键能总和.

了解极性键和非极性键，了解极性分子和非极性分子及其性质的差异.

(1)共价键:原子间通过共用电子对形成的化学键.

(2)键的极性：

极性键：不同种原子之间形成的共价键，成键原子吸引电子的能力不同，共用电子对发生偏移.

非极性键：同种原子之间形成的共价键，成键原子吸引电子的能力相同，共用电子对不发生偏移.

(3)分子的极性：

①极性分子：正电荷中心和负电荷中心不相重合的分子.

非极性分子：正电荷中心和负电荷中心相重合的分子.

②分子极性的判断：分子的极性由共价键的极性及分子的空间构型两个方面共同决定.

化学选修5知识点（14）

有机化学计算

1、有机物化学式的确定

(1)确定有机物的式量的方法

①根据标准状况下气体的密度ρ，求算该气体的式量：M = ρ(标准状况)

②根据气体A对气体B的相对密度D，求算气体A的式量：MA = DMB

③求混合物的平均式量：M = m(混总)/n(混总)

④根据化学反应方程式计算烃的式量。

⑤应用原子个数较少的元素的质量分数，在假设它们的个数为1、2、3时，求出式量。

(2)确定化学式的方法

①根据式量和最简式确定有机物的分子式。

②根据式量，计算一个分子中各元素的原子个数，确定有机物的分子式。

③当能够确定有机物的类别时。可以根据有机物的通式，求算n值，确定分子式。

④根据混合物的平均式量，推算混合物中有机物的分子式。

(3)确定有机物化学式的一般途径

(4)有关烃的混合物计算的几条规律

①若平均式量小于26，则一定有CH4

②平均分子组成中，l < n(C) < 2，则一定有CH4。

③平均分子组成中，2 < n(H) < 4，则一定有C2H2。

化学选修5知识点（15）

分子的立体结构

价层电子对互斥理论

(1)价层电子对在球面上彼此相距最远时，排斥力最小，体系的能量最低。

(2)孤电子对的排斥力较大，孤电子对越多，排斥力越强，键角越小。

(3)用价层电子对互斥理论推测分子的立体构型的关键是判断分子中中心原子上的价层电子对数。

其中：a是中心原子的价电子数(阳离子要减去电荷数、阴离子要加上电荷数)，b是1个与中心原子结合的原子提供的价电子数，x是与中心原子结合的原子数。

(4)价层电子对互斥理论与分子构型

2 . 杂化轨道理论

当原子成键时，原子的价电子轨道相互混杂，形成与原轨道数相等且能量相同的杂化轨道。杂化轨道数不同，轨道间的夹角不同，形成分子的空间结构不同。

配位键

(1)孤电子对

分子或离子中没有跟其他原子共用的电子对称孤电子对。

(2)配位键

①配位键的形成：成键原子一方提供孤电子对，另一方提供空轨道形成共价键。

②配位键的表示：常用“―→”来表示配位键，箭头指向接受孤电子对的原子，如NH4+可表示如下，在NH4+中，虽然有一个N—H键形成过程与其他3个N—H键形成过程不同，但是一旦形成之后，4个共价键就完全相同。

化学选修5知识点（16）

化学反应与能量

一、焓变、反应热

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

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

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)2·8H2O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

概念：25 ℃，101 kPa时，1 mol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：101 kPa

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：1 mol

④研究内容：放出的热量。(ΔH<0，单位kJ/mol)

四、中和热

概念：在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应而生成1mol H2O，这时的反应热叫中和热。

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)

Δ

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。

中和热的测定实验

五、盖斯定律

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。