高中化學必背要點知識點彙總

化學是一門自然科學，是中學階段的一門必修課，高中階段的化學知識點覆蓋面是十分廣，你掌握了多少呢?下面是本站小編為大家整理的高中化學重要的知識點，希望對大家有用!

　　高中化學基礎知識

1、化學反應的反應熱

(1)反應熱的概念：

當化學反應在一定的温度下進行時，反應所釋放或吸收的熱量稱為該反應在此温度下的熱效應，簡稱反應熱。用符號Q表示。

(2)反應熱與吸熱反應、放熱反應的關係：

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，可測出反應前後溶液温度的變化，根據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後體系的温度。實驗室經常測定中和反應的反應熱。

2、化學反應的焓變

(1)反應焓變

物質所具有的能量是物質固有的性質，可以用稱為“焓”的物理量來描述，符號為H，單位為kJ·mol-1。

反應產物的總焓與反應物的總焓之差稱為反應焓變，用ΔH表示。

(2)反應焓變ΔH與反應熱Q的關係。

對於等壓條件下進行的化學反應，若反應中物質的能量變化全部轉化為熱能，則該反應的反應熱等於反應焓變，其數學表達式為：Qp=ΔH=H(反應產物)-H(反應物)。

(3)反應焓變與吸熱反應，放熱反應的關係：

ΔH>0，反應吸收能量，為吸熱反應。

ΔH<0，反應釋放能量，為放熱反應。

(4)反應焓變與熱化學方程式：

把一個化學反應中物質的變化和反應焓變同時表示出來的化學方程式稱為熱化學方程式，如：H2(g)+

O2(g)=H2O(l);ΔH(298K)=-285.8kJ·mol-1

書寫熱化學方程式應注意以下幾點：

①化學式後面要註明物質的聚集狀態：固態(s)、液態(l)、氣態(g)、溶液(aq)。

②化學方程式後面寫上反應焓變ΔH，ΔH的.單位是J·mol-1或 kJ·mol-1，且ΔH後註明反應温度。

③熱化學方程式中物質的係數加倍，ΔH的數值也相應加倍。

3、反應焓變的計算

(1)蓋斯定律

對於一個化學反應，無論是一步完成，還是分幾步完成，其反應焓變一樣，這一規律稱為蓋斯定律。

(2)利用蓋斯定律進行反應焓變的計算。

常見題型是給出幾個熱化學方程式，合併出題目所求的熱化學方程式，根據蓋斯定律可知，該方程式的ΔH為上述各熱化學方程式的ΔH的代數和。

(3)根據標準摩爾生成焓，ΔfHmθ計算反應焓變ΔH。

對任意反應：aA+bB=cC+dD

ΔH=[cΔfHmθ(C)+dΔfHmθ(D)]-[aΔfHmθ(A)+bΔfHmθ(B)]

　　高中化學選修四知識點

混合液的pH值計算方法公式

1、強酸與強酸的混合：(先求[H+]混：將兩種酸中的H+離子物質的量相加除以總體積，再求其它)

[H+]混 =([H+]1V1+[H+]2V2)/(V1+V2)

2、強鹼與強鹼的混合：(先求[OH-]混：將兩種酸中的OH離子物質的量相加除以總體積，再求其它)

[OH-]混=([OH-]1V1+[OH-]2V2)/(V1+V2)

(注意 :不能直接計算[H+]混)

3、強酸與強鹼的混合：(先據H+ + OH- ==H2O計算餘下的H+或OH-，①H+有餘，則用餘下的H+數除以溶液總體積求[H+]混;OH-有餘，則用餘下的OH-數除以溶液總體積求[OH-]混，再求其它)

稀釋過程溶液pH值的變化規律：

1、強酸溶液：稀釋10n倍時，pH稀=pH原+ n(但始終不能大於或等於7)

2、弱酸溶液：稀釋10n倍時，pH稀〈pH原+n(但始終不能大於或等於7)

3、強鹼溶液：稀釋10n倍時，pH稀= pH原-n (但始終不能小於或等於7)

4、弱鹼溶液：稀釋10n倍時，pH稀〉pH原-n (但始終不能小於或等於7)

5、不論任何溶液，稀釋時pH均是向7靠近(即向中性靠近);任何溶液無限稀釋後pH均接近7

6、稀釋時，弱酸、弱鹼和水解的鹽溶液的pH變化得慢，強酸、強鹼變化得快。

強酸(pH1)強鹼(pH2)混和計算規律

1、若等體積混合

pH1+pH2=14，則溶液顯中性pH=7

pH1+pH2≥15，則溶液顯鹼性pH=pH2-0.3

pH1+pH2≤13，則溶液顯酸性pH=pH1+0.3

2、若混合後顯中性

pH1+pH2=14，V酸：V鹼=1：1

pH1+pH2≠14，V酸：V鹼=1：10〔14-(pH1+pH2)〕

酸鹼中和滴定：

1、中和滴定的原理

實質：H++OH—=H2O 即酸能提供的H+和鹼能提供的OH-物質的量相等。

2、中和滴定的操作過程：

(1)①滴定管的刻度，O刻度在上，往下刻度標數越來越大，全部容積大於它的最大刻度值，因為下端有一部分沒有刻度。滴定時，所用溶液不得超過最低刻度，不得一次滴定使用兩滴定管酸(或鹼)，也不得中途向滴定管中添加。

②滴定管可以讀到小數點後一位。

(2)藥品：標準液;待測液;指示劑。

(3)準備過程：

準備：檢漏、洗滌、潤洗、裝液、趕氣泡、調液麪。(洗滌：用洗液洗→檢漏：滴定管是否漏水→用水洗→用標準液洗(或待測液洗)→裝溶液→排氣泡→調液麪→記數據V(始)

(4)試驗過程

3、酸鹼中和滴定的誤差分析

誤差分析：利用n酸c酸V酸=n鹼c鹼V鹼進行分析

式中：n——酸或鹼中氫原子或氫氧根離子數;

c——酸或鹼的物質的量濃度;

V——酸或鹼溶液的體積。當用酸去滴定鹼確定鹼的濃度時，則：

c鹼=

上述公式在求算濃度時很方便，而在分析誤差時起主要作用的是分子上的V酸的變化，因為在滴定過程中c酸為標準酸，其數值在理論上是不變的，若稀釋了雖實際值變小，但體現的卻是V酸的增大，導致c酸偏高;

V鹼同樣也是一個定值，它是用標準的量器量好後注入錐形瓶中的，當在實際操作中鹼液外濺，其實際值減小，但引起變化的卻是標準酸用量的減少，即V酸減小，則c鹼降低了;對於觀察中出現的誤差亦同樣如此。

綜上所述，當用標準酸來測定鹼的濃度時，c鹼的誤差與V酸的變化成正比，即當V酸的實測值大於理論值時，c鹼偏高，反之偏低。

同理，用標準鹼來滴定未知濃度的酸時亦然。

　　高中化學實驗知識點

化學實驗基本操作中的“不”15例

1.實驗室裏的藥品，不能用手接觸;不要鼻子湊到容器口去聞氣體的氣味，更不能嘗結晶的味道。

2.做完實驗，用剩的藥品不得拋棄，也不要放回原瓶(活潑金屬鈉、鉀等例外)。

3.取用液體藥品時，把瓶塞打開不要正放在桌面上;瓶上的標籤應向着手心，不應向下;放回原處時標籤不應向裏。

4.如果皮膚上不慎灑上濃H2SO4，不得先用水洗，應根據情況迅速用布擦去，再用水沖洗;若眼睛裏濺進了酸或鹼，切不可用手揉眼，應及時想辦法處理。

5.稱量藥品時，不能把稱量物直接放在托盤上;也不能把稱量物放在右盤上;加法碼時不要用手去拿。

6.用滴管添加液體時，不要把滴管伸入量筒(試管)或接觸筒壁(試管壁)。

7.向酒精燈裏添加酒精時，不得超過酒精燈容積的2/3，也不得少於容積的1/3。

8.不得用燃着的酒精燈去對點另一隻酒精燈;熄滅時不得用嘴去吹

9.給物質加熱時不得用酒精燈的內焰和焰心。

10.給試管加熱時，不要把拇指按在短柄上;切不可使試管口對着自己或旁人;液體的體積一般不要超過試管容積的1/3。

11.給燒瓶加熱時不要忘了墊上石棉網。

12.用坩堝或蒸發皿加熱完後，不要直接用手拿回，應用坩堝鉗夾取。

13.使用玻璃容器加熱時，不要使玻璃容器的底部跟燈芯接觸，以免容器破裂。燒得很熱的玻璃容器，不要用冷水沖洗或放在桌面上，以免破裂。

14.過濾液體時，漏斗裏的液體的液麪不要高於濾紙的邊緣，以免雜質進入濾液。