高中化学定律公式.docx

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高中化学定律公式

高中化学定律和公式

一、物质的量的单位——摩尔

物质的量实际上表示含有一定数目粒子的集体。

它的符号是n。

我们把含有×1023个粒子的任何粒子集体计量为1摩尔，摩尔简称摩，符号mol。

物质的量（n）、粒子个数（N）和阿伏加德罗常数（

）三者之间的关系用符号表示：

n=

（1）定义：

单位物质的量的物质所具有的质量叫做摩尔质量。

符号

。

物质的量（n）、物质的质量（m）和摩尔质量（M）三者间的关系:

3.物质的量（mol）=

符号表示：

n=

在相同条件下（同温、同压）物质的量相同的气体，具有相同的体积。

在标准状况下（0℃、101kPa）1mol任何气体的体积都约是L。

1.气体摩尔体积

单位物质的量的气体所占的体积叫气体摩尔体积。

符号为

（V为标准状况下气体的体积，n为气体的物质的量）单位：

L/mol或（L·mol-1）m3/mol或（m3·mol-1）

定义：

以单位体积溶液里所含溶质B的物质的量来表示的溶液组成的物理量，叫做溶质B的物质的量浓度。

用符号

表示，单位mol·L-1（或mol/L）。

表达式：

溶质的质量分数

物质的量浓度

定义

用溶质的质量占溶液质量的百分比表示的浓度

以单位体积溶液里所含溶质B的物质的量来表示溶液组成的物理量，叫做溶质B的物质的量浓度

表达式

溶质的质量分数（w）=

×100%

物质的量浓度（

）=

特点

溶液的质量相同，溶质的质量分数也相同的任何溶液里，含有溶质的质量都相同，但是溶质的物质的量不相同

溶液体积相同，物质的量浓度也相同的任何溶液里，含有溶质的物质的量都相同，但是溶质的质量不同

实例

某溶液的浓度为10％，指在100g溶液中，含有溶质10g

某溶液物质的量浓度为10mol·L-1，指在1L溶液中，含有溶质10mol

c（浓溶液）·V（浓溶液）=c（稀溶液）·V（稀溶液）

1、原子核的构成

原子是由原子中心的原子核和核外电子组成，而核外电子是由质子和中子组成。

1个电子带一个单位负电荷；中子不带电；1个质子带一个单位正电荷

核电荷数（Z）==核内质子数==核外电子数==原子序数

2、质量数

将原子核内所有的质子和中子的相对质量取近似整数值加起来，所得的数值，叫质量数。

质量数（A）=质子数（Z）+中子数（N）==近似原子量

3、阳离子aWm+：

核电荷数＝质子数>核外电子数，核外电子数＝a－m

阴离子bYn-：

核电荷数＝质子数<核外电子数，核外电子数＝b＋n

原子序数

3

4

5

6

7

8

9

10

元素符号

Li

Be

B

C

N

O

F

Ne

元素主要化合价

+1

+2

+3

+4,-4

=5，-3

-2

+7，-1

0

原子序数

11

12

13

14

15

16

17

18

元素符号

Na

Mg

Al

Si

P

S

CL

Ar

元素主要化合价

+1

+2

+3

+4,-4

+5,-3

+6,-2

+7,-1

0

元素主要化合价变化规律性

原子序数

主要化合价的变化

1-2

+1→0

3-10

+1→+5

-4→-1→0

11-18

+1→+7

-4→-1→0

二、电子式

在元素符号的周围用小黑点（或×）来表示原子最外层电子的式子叫电子式。

如Na、Mg、Cl、O的电子式我们可分别表示为：

1、表示原子

Na××MgוCl•O•

习惯上，写的时候要求对称。

电子式同样可以用来表示阴阳离子，例如

2、表示简单离子：

阳离子：

Na+Mg2+Al3+

阴离子：

[∶S∶]2-[∶Cl∶]-[∶O∶]2-

①.电子式最外层电子数用•（或×）表示；

②.阴离子的电子式不但要画出最外层电子数，还应用[]括起来，并在右上角标出“n-”电荷字样；

③.阳离子不要画出最外层电子数，只需标出所带的电荷数。

3、表示离子化合物NaFMgOKCl

Na+[∶F∶]-Mg2+[∶O∶]2-K+[∶Cl∶]-

对于象MgCl2、Na2O之类的化合物应该用电子式来表示

书写离子化合物的电子式时，相同离子不能合并,且一般对称排列.

4、.表示离子化合物的形成过程

①反应物要用原子的电子式表示，而不是用分子式或分子的电子式表示；

5、共价键的表示方法：

1、在化学反应中，反应物的总能量与生成物的总能量间的能量差

1、∑E（反应物）＞∑E（生成物）——放出能量

2、∑E（反应物）＜∑E（生成物）——吸收能量

放热反应：

放出热的化学反应

化学反应

吸热反应：

吸收热的化学反应

吸放热与能量关系

一、原电池的定义：

将化学能转化为电能的装置.

1、原电池的工作原理

正极：

铜片上:

2H++2e-=H2↑（还原反应）

负极：

锌片上:

Zn-2e-=Zn2+（氧化反应）

氧化还原反应：

Zn+2H+=Zn2++H2↑该电极反应就是Zn+2H+=Zn2++H2↑

一、化学反应的速率

1、定义：

单位时间内反应物的浓度减少或生成物浓度的增加来表示

2、单位：

mol/L·smol/L·min

3、表达式：

v（A）==

△c（A）表示物质A浓度的变化，△t表示时间

（2）对于反应mA（g）+nB（g）

pC（g）+qD（g）来说，则有

烷烃燃烧的通式

CnH2n+2+

O2

nCO2+（n+1）H2O

3、加聚反应

2）石油的炼制：

分馏---利用原油中各成分沸点不同，将复杂的混合物分离成较简单更有用的混合物的过程。

裂化---在一定条件下，把分子量大、沸点高的烃断裂为分子量小、沸点低的烃的过程。

规律：

生成等量的烷烃与烯烃，目的：

提高汽油的产量。

高分子化合物及其特征。

乙烯为单体，重复结构单元－CH2－CH2－称为链节，n为聚合度－表示高分子化合物中所含链节的数目。

一、反应热焓变

1、定义：

恒压条件下，反应的热效应等于焓变2、符号：

△H3、单位：

kJ/mol或kJmol-

4、反应热表示方法：

△H为“＋”或△H＞0时为吸热反应；△H为“一”或△H＜0时为放热反应。

5、△H计算的三种表达式：

（1）△H==化学键断裂所吸收的总能量—化学键生成所释放的总能量

（2）△H==生成的总能量–反应物的总能量

（3）△H=反应物的键能之和–生成物的键能之和

中和热的定义是在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应而生成1molH2O时的反应热叫中和热。

【实验】实验2-3：

在50mL烧杯中加入L的盐酸，测其温度。

另用量筒量取50mLLNaOH溶液，测其温度，并缓缓地倾入烧杯中，边加边用玻璃棒搅拌。

观察反应中溶液温度的变化过程，并作好记录。

盐酸温度/℃

NaOH溶液温度/℃

中和反应后温度/℃

t（HCl）

t（NaOH）

t2

数据处理：

△H＝Q/n＝cm△t/n

其中：

c＝（g·℃），m为酸碱溶液的质量和，△t＝t2－t1，t1是盐酸温度与NaOH溶液温度的平均值，n为生成水的物质的量。

一、盖斯定律

1、盖斯定律：

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。

有些反应的反应热虽然无法直接测得，但利用盖斯定律不难间接计算求得。

第一节化学反应速率

1、化学反应速率的表示方法：

用单位时间内反应物浓度的减少或生成物的浓度增加来表示。

单位是：

mol/（L·s）或mol/（L·min）或mol/（L·h）。

V表示反应速率，C表示反应物或生成物浓度，△C表示其浓度变化（取其绝对值）t表示时间，△t表示时间变化

2.对于在一个容器中的一般反应aA+bB=cC+dD来说有：

VA：

VB：

VC：

VD=△CA：

△CB：

△CC：

△CD=a：

b：

c：

d。

在同一个反应中，各物质的反应速率之比等于方程式中的系数比。

一、可逆反应与不可逆反应

溶解平衡的建立

开始时v（溶解）＞v（结晶）

平衡时v（溶解）=v（结晶）

结论：

溶解平衡是一种动态平衡

▲勒沙特列原理：

如果改变影响平衡的一个条件（如浓度、压强、温度）平衡就向能够减弱这种改变的方向移动。

平衡常数实际上是平衡混合物中各生成物浓度的化学计量数次方的乘积除以反应物浓度的化学计量数次方的乘积。

即浓度商

2.表达式对于任意反应mA（g）+nB（g）

pC（g）+qD（g）

（1）在应用平衡常数表达式时，稀溶液中的水分子浓度可不写。

因为稀溶液的密度接近于1g/mL。

水的物质的量浓度mol/L。

（由来设水为1L，其质量约为1000g，物质的量=1000/18=，浓度=1=L）。

某指定反应物的转化率=

×100%

1、物质浓度的变化关系

反应物：

平衡浓度=起始浓度—转化浓度生成物：

平衡浓度=起始浓度+转化浓度

各物质的转化浓度之比等于它们在化学方程式中物质的化学计量数之比。

2、反应物的转化率

转化率=

3、产品的产率

产率=

4、计算模式：

aA（g）+bB（g）

cC（g）+dD（g）

起始量mn00

变化量axbxcxdx

平衡量m-axn-bxcxdx

一、弱电解质的电离

水是极弱的电解质，发生微弱的（自偶）电离。

1、H2O+H2O

H3O＋+OH-简写：

H2O

H＋+OH-

2、H2O的电离常数K电离＝

c（H＋）·c（OH－）＝K电离·C（H2O）

3、常数K电离与常数C（H2O）的积作为一新的常数，叫做水的离子积常数，简称水的离子积，记作

即

=c（H＋）·c（OH－）25℃

=c（H＋）·c（OH－）=×10－14。

影响因素：

温度越高，Kw越大，水的电离度越大。

对于中性水，尽管Kw,电离度增大，但仍是中性水，

二、溶液的酸碱性

1、溶液的酸碱性

稀溶液中25℃：

Kw=c（H＋）·c（OH－）=1×10-14

常温下：

中性溶液：

c（H＋）=c（OH－）=1×10－7mol/L

酸性溶液：

c（H＋）>c（OH－）,c（H＋）>1×10－7mol/L

碱性溶液：

c（H＋）

1、定义：

pH=－lg[c（H＋）]

溶液的pH指的是用C（H＋）的负常用对数来表示溶液的酸碱性强弱，即pH=－lg[c（H＋）]，要注意的是，当溶液中C（H＋）或C（OH―）大于1mol时，不用pH来表示溶液的酸碱性。

广泛pH的范围为0-14

中性溶液，c（H＋）=c（OH－）＝10－7mol/L　pH=7

酸性溶液，c（H＋）>c（OH－） pH<7

碱性溶液，c（H＋）7

（2）酸碱指示剂

指示剂

甲基橙

石蕊

酚酞

变色范围pH

溶液颜色

红-橙-黄

红-紫-蓝

无色-浅红-红

2、盐类水解的实质：

是酸碱中和反应的逆反应酸+碱盐+水

二、电解质溶液中的守恒关系

1、电荷守恒：

电解质溶液中的阴离子的负电荷总数等于阳离子的正电荷总数，

电荷守恒的重要应用是依据电荷守恒列出等式，比较或计算离子的物质的量或物质的量浓度。

如在只含有A＋、M－、H＋、OH―四种离子的溶液中c（A+）+c（H＋）=c（M-）+c（OH―）,若c（H＋）＞c（OH―），则必然有c（A+）＜c（M-）。

【注意】书写电荷守恒式必须①准确的判断溶液中离子的种类；②弄清离子浓度和电荷浓度的关系。

2、物料守恒：

就电解质溶液而言，物料守恒是指电解质发生变化（反应或电离）前某元素的原子（或离子）的物质的量等于电解质变化后溶液中所有含该元素的原子（或离子）的物质的量之和。

（1）实质上，物料守恒属于原子个数守恒和质量守恒。

注意：

（物料守恒式没有H＋和OH―）。

在NaHS溶液中存在着HS―的水解和电离及水的电离。

HS―＋H2O

H2S＋OH―　　HS―

H＋＋S2―　H2O

H＋＋OH―　

（2）从物料守恒的角度分析，有如下等式：

c（HS―）+C（S2―）+c（H2S）=c（Na＋）；从电荷守恒的角度分析，有如下等式：

c（HS―）+2（S2―）+c（OH―）=c（Na＋）+c（H＋）；将以上两式相加，有：

c（S2―）+c（OH―）=c（H2S）+c（H＋）：

得出的式子被称为质子守恒。

1、难溶电解质溶解平衡的概念：

在一定条件下，难溶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。

（也叫沉淀溶解平衡）。

化学上通常认为残留在溶液中的离子浓度小于10-5mol/L时,沉淀达到完全

2、表达式：

如：

AgCl（s）

Cl－（aq）＋Ag＋（aq）

4、溶度积（平衡常数）——Ksp

（1）对于沉淀溶解平衡：

（平衡时）MmAn（s）

mMn＋（aq）＋nAm—（aq）Ksp＝[c（Mn＋）]m·[c（Am—）]n在一定温度下，Ksp是一个常数，称为溶度积常数，简称溶度积。

4、溶度积（平衡常数）——Ksp

（1）对于沉淀溶解平衡：

（平衡时）MmAn（s）

mMn＋（aq）＋nAm—（aq）Ksp＝[c（Mn＋）]m·[c（Am—）]n在一定温度下，Ksp是一个常数，称为溶度积常数，简称溶度积。