高一化學在整個高中化學學習中占有非常重要的地位,既是新高一又是整個高中階段的重難點,所以要保持良好的學習心態(tài)和正確的學習方法。為各位同學整理了《高一化學上學期知識點梳理》，希望對你的學習有所幫助！
1.高一化學上學期知識點梳理 篇一
化學反應條件的優(yōu)化——工業(yè)合成氨
1、合成氨反應的限度
合成氨反應是一個放熱反應，同時也是氣體物質的量減小的熵減反應，故降低溫度、增大壓強將有利于化學平衡向生成氨的方向移動。
2、合成氨反應的速率
(1)高壓既有利于平衡向生成氨的方向移動，又使反應速率加快，但高壓對設備的要求也高，故壓強不能特別大。
(2)反應過程中將氨從混合氣中分離出去，能保持較高的反應速率。
(3)溫度越高，反應速率進行得越快，但溫度過高，平衡向氨分解的方向移動，不利于氨的合成。
(4)加入催化劑能大幅度加快反應速率。
3、合成氨的適宜條件
在合成氨生產(chǎn)中，達到高轉化率與高反應速率所需要的條件有時是矛盾的，故應該尋找以較高反應速率并獲得適當平衡轉化率的反應條件：一般用鐵做催化劑，控制反應溫度在700K左右，壓強范圍大致在1×107Pa～1×108Pa之間，并采用N2與H2分壓為1∶2.8的投料比。
2.高一化學上學期知識點梳理 篇二
化學反應的方向
1、反應焓變與反應方向
放熱反應多數(shù)能自發(fā)進行，即ΔH<0的反應大多能自發(fā)進行。有些吸熱反應也能自發(fā)進行。如NH4HCO3與CH3COOH的反應。有些吸熱反應室溫下不能進行，但在較高溫度下能自發(fā)進行，如CaCO3高溫下分解生成CaO、CO2。
2、反應熵變與反應方向
熵是描述體系混亂度的概念，熵值越大，體系混亂度越大。反應的熵變ΔS為反應產(chǎn)物總熵與反應物總熵之差。產(chǎn)生氣體的反應為熵增加反應，熵增加有利于反應的自發(fā)進行。
3、焓變與熵變對反應方向的共同影響
ΔH-TΔS<0反應能自發(fā)進行。
ΔH-TΔS=0反應達到平衡狀態(tài)。
ΔH-TΔS>0反應不能自發(fā)進行。
在溫度、壓強一定的條件下，自發(fā)反應總是向ΔH-TΔS<0的方向進行，直至平衡狀態(tài)。
3.高一化學上學期知識點梳理 篇三
電能轉化為化學能——電解
1、電解的原理
(1)電解的概念：
在直流電作用下，電解質在兩上電極上分別發(fā)生氧化反應和還原反應的過程叫做電解。電能轉化為化學能的裝置叫做電解池。
(2)電極反應：以電解熔融的NaCl為例：
陽極：與電源正極相連的電極稱為陽極，陽極發(fā)生氧化反應：2Cl-→Cl2↑+2e-。
陰極：與電源負極相連的電極稱為陰極，陰極發(fā)生還原反應：Na++e-→Na。
總方程式：2NaCl(熔)2Na+Cl2↑
2、電解原理的應用
(1)電解食鹽水制備燒堿、氯氣和氫氣。
陽極：2Cl-→Cl2+2e-
陰極：2H++e-→H2↑
總反應：2NaCl+2H2O2NaOH+H2↑+Cl2↑
(2)銅的電解精煉。
粗銅(含Zn、Ni、Fe、Ag、Au、Pt)為陽極，精銅為陰極，CuSO4溶液為電解質溶液。
陽極反應：Cu→Cu2++2e-，還發(fā)生幾個副反應
Zn→Zn2++2e-;Ni→Ni2++2e-
Fe→Fe2++2e-
Au、Ag、Pt等不反應，沉積在電解池底部形成陽極泥。
陰極反應：Cu2++2e-→Cu
(3)電鍍：以鐵表面鍍銅為例
待鍍金屬Fe為陰極，鍍層金屬Cu為陽極，CuSO4溶液為電解質溶液。
陽極反應：Cu→Cu2++2e-
陰極反應：Cu2++2e-→Cu
4.高一化學上學期知識點梳理 篇四
化學反應的反應熱
(1)反應熱的概念：
當化學反應在一定的溫度下進行時，反應所釋放或吸收的熱量稱為該反應在此溫度下的熱效應，簡稱反應熱。用符號Q表示。
(2)反應熱與吸熱反應、放熱反應的關系。
Q>0時，反應為吸熱反應;Q<0時，反應為放熱反應。
(3)反應熱的測定
測定反應熱的儀器為量熱計，可測出反應前后溶液溫度的變化，根據(jù)體系的熱容可計算出反應熱，計算公式如下：
Q=-C(T2-T1)
式中C表示體系的熱容，T1、T2分別表示反應前和反應后體系的溫度。實驗室經(jīng)常測定中和反應的反應熱。
5.高一化學上學期知識點梳理 篇五
氯氣
物理性質：黃綠色氣體，有刺激性氣味、可溶于水、加壓和降溫條件下可變?yōu)橐簯B(tài)（液氯）和固態(tài)。
制法：MnO2+4HCl（濃）MnCl2+2H2O+Cl2
聞法：用手在瓶口輕輕扇動，使少量氯氣進入鼻孔。
化學性質：很活潑，有毒，有氧化性，能與大多數(shù)金屬化合生成金屬氯化物（鹽）。
也能與非金屬反應：
2Na+Cl2===（點燃）2NaCl
2Fe+3Cl2===（點燃）2FeCl3
Cu+Cl2===（點燃）CuCl2
Cl2+H2===（點燃）2HCl
現(xiàn)象：發(fā)出蒼白色火焰，生成大量白霧。
燃燒不一定有氧氣參加，物質并不是只有在氧氣中才可以燃燒。燃燒的本質是劇烈的氧化還原反應，所有發(fā)光放熱的劇烈化學反應都稱為燃燒。
Cl2的用途：
①自來水殺菌消毒Cl2+H2O==HCl+HClO2HClO===（光照）2HCl+O2↑
體積的水溶解2體積的氯氣形成的溶液為氯水，為淺黃綠色。其中次氯酸HClO有強氧化性和漂泊性，起主要的消毒漂白作用。次氯酸有弱酸性，不穩(wěn)定，光照或加熱分解，因此久置氯水會失效。
②制漂白液、漂白粉和漂粉精
制漂白液
Cl2+2NaOH=NaCl+NaClO+H2O，其有效成分NaClO比HClO穩(wěn)定多，可長期存放制漂白粉（有效氯35%）和漂粉精（充分反應有效氯70%）2Cl2+2Ca（OH）2=CaCl2+Ca（ClO）2+2H2O
③與有機物反應，是重要的化學工業(yè)物質。
④用于提純Si、Ge、Ti等半導體和鈦
⑤有機化工：合成塑料、橡膠、人造纖維、農(nóng)藥、染料和藥品
1.高一化學上學期知識點梳理 篇一
化學反應條件的優(yōu)化——工業(yè)合成氨
1、合成氨反應的限度
合成氨反應是一個放熱反應，同時也是氣體物質的量減小的熵減反應，故降低溫度、增大壓強將有利于化學平衡向生成氨的方向移動。
2、合成氨反應的速率
(1)高壓既有利于平衡向生成氨的方向移動，又使反應速率加快，但高壓對設備的要求也高，故壓強不能特別大。
(2)反應過程中將氨從混合氣中分離出去，能保持較高的反應速率。
(3)溫度越高，反應速率進行得越快，但溫度過高，平衡向氨分解的方向移動，不利于氨的合成。
(4)加入催化劑能大幅度加快反應速率。
3、合成氨的適宜條件
在合成氨生產(chǎn)中，達到高轉化率與高反應速率所需要的條件有時是矛盾的，故應該尋找以較高反應速率并獲得適當平衡轉化率的反應條件：一般用鐵做催化劑，控制反應溫度在700K左右，壓強范圍大致在1×107Pa～1×108Pa之間，并采用N2與H2分壓為1∶2.8的投料比。
2.高一化學上學期知識點梳理 篇二
化學反應的方向
1、反應焓變與反應方向
放熱反應多數(shù)能自發(fā)進行，即ΔH<0的反應大多能自發(fā)進行。有些吸熱反應也能自發(fā)進行。如NH4HCO3與CH3COOH的反應。有些吸熱反應室溫下不能進行，但在較高溫度下能自發(fā)進行，如CaCO3高溫下分解生成CaO、CO2。
2、反應熵變與反應方向
熵是描述體系混亂度的概念，熵值越大，體系混亂度越大。反應的熵變ΔS為反應產(chǎn)物總熵與反應物總熵之差。產(chǎn)生氣體的反應為熵增加反應，熵增加有利于反應的自發(fā)進行。
3、焓變與熵變對反應方向的共同影響
ΔH-TΔS<0反應能自發(fā)進行。
ΔH-TΔS=0反應達到平衡狀態(tài)。
ΔH-TΔS>0反應不能自發(fā)進行。
在溫度、壓強一定的條件下，自發(fā)反應總是向ΔH-TΔS<0的方向進行，直至平衡狀態(tài)。
3.高一化學上學期知識點梳理 篇三
電能轉化為化學能——電解
1、電解的原理
(1)電解的概念：
在直流電作用下，電解質在兩上電極上分別發(fā)生氧化反應和還原反應的過程叫做電解。電能轉化為化學能的裝置叫做電解池。
(2)電極反應：以電解熔融的NaCl為例：
陽極：與電源正極相連的電極稱為陽極，陽極發(fā)生氧化反應：2Cl-→Cl2↑+2e-。
陰極：與電源負極相連的電極稱為陰極，陰極發(fā)生還原反應：Na++e-→Na。
總方程式：2NaCl(熔)2Na+Cl2↑
2、電解原理的應用
(1)電解食鹽水制備燒堿、氯氣和氫氣。
陽極：2Cl-→Cl2+2e-
陰極：2H++e-→H2↑
總反應：2NaCl+2H2O2NaOH+H2↑+Cl2↑
(2)銅的電解精煉。
粗銅(含Zn、Ni、Fe、Ag、Au、Pt)為陽極，精銅為陰極，CuSO4溶液為電解質溶液。
陽極反應：Cu→Cu2++2e-，還發(fā)生幾個副反應
Zn→Zn2++2e-;Ni→Ni2++2e-
Fe→Fe2++2e-
Au、Ag、Pt等不反應，沉積在電解池底部形成陽極泥。
陰極反應：Cu2++2e-→Cu
(3)電鍍：以鐵表面鍍銅為例
待鍍金屬Fe為陰極，鍍層金屬Cu為陽極，CuSO4溶液為電解質溶液。
陽極反應：Cu→Cu2++2e-
陰極反應：Cu2++2e-→Cu
4.高一化學上學期知識點梳理 篇四
化學反應的反應熱
(1)反應熱的概念：
當化學反應在一定的溫度下進行時，反應所釋放或吸收的熱量稱為該反應在此溫度下的熱效應，簡稱反應熱。用符號Q表示。
(2)反應熱與吸熱反應、放熱反應的關系。
Q>0時，反應為吸熱反應;Q<0時，反應為放熱反應。
(3)反應熱的測定
測定反應熱的儀器為量熱計，可測出反應前后溶液溫度的變化，根據(jù)體系的熱容可計算出反應熱，計算公式如下：
Q=-C(T2-T1)
式中C表示體系的熱容，T1、T2分別表示反應前和反應后體系的溫度。實驗室經(jīng)常測定中和反應的反應熱。
5.高一化學上學期知識點梳理 篇五
氯氣
物理性質：黃綠色氣體，有刺激性氣味、可溶于水、加壓和降溫條件下可變?yōu)橐簯B(tài)（液氯）和固態(tài)。
制法：MnO2+4HCl（濃）MnCl2+2H2O+Cl2
聞法：用手在瓶口輕輕扇動，使少量氯氣進入鼻孔。
化學性質：很活潑，有毒，有氧化性，能與大多數(shù)金屬化合生成金屬氯化物（鹽）。
也能與非金屬反應：
2Na+Cl2===（點燃）2NaCl
2Fe+3Cl2===（點燃）2FeCl3
Cu+Cl2===（點燃）CuCl2
Cl2+H2===（點燃）2HCl
現(xiàn)象：發(fā)出蒼白色火焰，生成大量白霧。
燃燒不一定有氧氣參加，物質并不是只有在氧氣中才可以燃燒。燃燒的本質是劇烈的氧化還原反應，所有發(fā)光放熱的劇烈化學反應都稱為燃燒。
Cl2的用途：
①自來水殺菌消毒Cl2+H2O==HCl+HClO2HClO===（光照）2HCl+O2↑
體積的水溶解2體積的氯氣形成的溶液為氯水，為淺黃綠色。其中次氯酸HClO有強氧化性和漂泊性，起主要的消毒漂白作用。次氯酸有弱酸性，不穩(wěn)定，光照或加熱分解，因此久置氯水會失效。
②制漂白液、漂白粉和漂粉精
制漂白液
Cl2+2NaOH=NaCl+NaClO+H2O，其有效成分NaClO比HClO穩(wěn)定多，可長期存放制漂白粉（有效氯35%）和漂粉精（充分反應有效氯70%）2Cl2+2Ca（OH）2=CaCl2+Ca（ClO）2+2H2O
③與有機物反應，是重要的化學工業(yè)物質。
④用于提純Si、Ge、Ti等半導體和鈦
⑤有機化工：合成塑料、橡膠、人造纖維、農(nóng)藥、染料和藥品