2024年高中化学必背要点知识点,菁选2篇（全文完整）

高中化学必背要点知识点1　　1、化学反应的反应热　　(1)反应热的概念：　　当化学反应在一定的温度下进行时，反应所释放或吸收的热量称为该反应在此温度下的热效应，简称反应热。用符号Q表示。　　(2)反下面是小编为大家整理的2023年高中化学必背要点知识点,菁选2篇（全文完整）,供大家参考。

2023年高中化学必背要点知识点,菁选2篇（全文完整）

高中化学必背要点知识点1

　　1、化学反应的反应热

　　(1)反应热的概念：

　　当化学反应在一定的温度下进行时，反应所释放或吸收的热量称为该反应在此温度下的热效应，简称反应热。用符号Q表示。

　　(2)反应热与吸热反应、放热反应的关系：

　　Q>0时，反应为吸热反应;Q<0时，反应为放热反应。

　　(3)反应热的测定

　　测定反应热的仪器为量热计，可测出反应前后溶液温度的变化，根据体系的热容可计算出反应热，计算公式如下：

　　Q=-C(T2-T1)

　　式中C表示体系的热容，T1、T2分别表示反应前和反应后体系的温度。实验室经常测定中和反应的反应热。

　　2、化学反应的焓变

　　(1)反应焓变

　　物质所具有的能量是物质固有的性质，可以用称为“焓”的物理量来描述，符号为H，单位为kJ·mol-1。

　　反应产物的总焓与反应物的总焓之差称为反应焓变，用ΔH表示。

　　(2)反应焓变ΔH与反应热Q的关系。

　　对于等压条件下进行的化学反应，若反应中物质的能量变化全部转化为热能，则该反应的反应热等于反应焓变，其数学表达式为：Qp=ΔH=H(反应产物)-H(反应物)。

　　(3)反应焓变与吸热反应，放热反应的关系：

　　ΔH>0，反应吸收能量，为吸热反应。

　　ΔH<0，反应释放能量，为放热反应。

　　(4)反应焓变与热化学方程式：

　　把一个化学反应中物质的变化和反应焓变同时表示出来的化学方程式称为热化学方程式，如：H2(g)+

　　O2(g)=H2O(l);ΔH(298K)=-285.8kJ·mol-1

　　书写热化学方程式应注意以下几点：

　　①化学式后面要注明物质的聚集状态：固态(s)、液态(l)、气态(g)、溶液(aq)。

　　②化学方程式后面写上反应焓变ΔH，ΔH的.单位是J·mol-1或 kJ·mol-1，且ΔH后注明反应温度。

　　③热化学方程式中物质的系数加倍，ΔH的数值也相应加倍。

　　3、反应焓变的计算

　　(1)盖斯定律

　　对于一个化学反应，无论是一步完成，还是分几步完成，其反应焓变一样，这一规律称为盖斯定律。

　　(2)利用盖斯定律进行反应焓变的计算。

　　常见题型是给出几个热化学方程式，合并出题目所求的热化学方程式，根据盖斯定律可知，该方程式的ΔH为上述各热化学方程式的ΔH的代数和。

　　(3)根据标准摩尔生成焓，ΔfHmθ计算反应焓变ΔH。

　　对任意反应：aA+bB=cC+dD

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

高中化学必背要点知识点2

　　混合液的pH值计算方法公式

　　1、强酸与强酸的混合：(先求[H+]混：将两种酸中的H+离子物质的量相加除以总体积，再求其它)

　　[H+]混 =([H+]1V1+[H+]2V2)/(V1+V2)

　　2、强碱与强碱的混合：(先求[OH-]混：将两种酸中的OH离子物质的量相加除以总体积，再求其它)

　　[OH-]混=([OH-]1V1+[OH-]2V2)/(V1+V2)

　　(注意 :不能直接计算[H+]混)

　　3、强酸与强碱的混合：(先据H+ + OH- ==H2O计算余下的H+或OH-，①H+有余，则用余下的H+数除以溶液总体积求[H+]混;OH-有余，则用余下的OH-数除以溶液总体积求[OH-]混，再求其它)

　　稀释过程溶液pH值的变化规律：

　　1、强酸溶液：稀释10n倍时，pH稀=pH原+ n(但始终不能大于或等于7)

　　2、弱酸溶液：稀释10n倍时，pH稀〈pH原+n(但始终不能大于或等于7)

　　3、强碱溶液：稀释10n倍时，pH稀= pH原-n (但始终不能小于或等于7)

　　4、弱碱溶液：稀释10n倍时，pH稀〉pH原-n (但始终不能小于或等于7)

　　5、不论任何溶液，稀释时pH均是向7靠近(即向中性靠近);任何溶液无限稀释后pH均接近7

　　6、稀释时，弱酸、弱碱和水解的盐溶液的pH变化得慢，强酸、强碱变化得快。

　　强酸(pH1)强碱(pH2)混和计算规律

　　1、若等体积混合

　　pH1+pH2=14，则溶液显中性pH=7

　　pH1+pH2≥15，则溶液显碱性pH=pH2-0.3

　　pH1+pH2≤13，则溶液显酸性pH=pH1+0.3

　　2、若混合后显中性

　　pH1+pH2=14，V酸：V碱=1：1

　　pH1+pH2≠14，V酸：V碱=1：10〔14-(pH1+pH2)〕

　　酸碱中和滴定：

　　1、中和滴定的原理

　　实质：H++OH—=H2O 即酸能提供的H+和碱能提供的OH-物质的量相等。

　　2、中和滴定的操作过程：

　　(1)①滴定管的刻度，O刻度在上，往下刻度标数越来越大，全部容积大于它的最大刻度值，因为下端有一部分没有刻度。滴定时，所用溶液不得超过最低刻度，不得一次滴定使用两滴定管酸(或碱)，也不得中途向滴定管中添加。

　　②滴定管可以读到小数点后一位。

　　(2)药品：标准液;待测液;指示剂。

　　(3)准备过程：

　　准备：检漏、洗涤、润洗、装液、赶气泡、调液面。(洗涤：用洗液洗→检漏：滴定管是否漏水→用水洗→用标准液洗(或待测液洗)→装溶液→排气泡→调液面→记数据V(始)

　　(4)试验过程

　　3、酸碱中和滴定的误差分析

　　误差分析：利用n酸c酸V酸=n碱c碱V碱进行分析

　　式中：n——酸或碱中氢原子或氢氧根离子数;

　　c——酸或碱的物质的量浓度;

　　V——酸或碱溶液的体积。当用酸去滴定碱确定碱的浓度时，则：

　　c碱=

　　上述公式在求算浓度时很方便，而在分析误差时起主要作用的是分子上的V酸的变化，因为在滴定过程中c酸为标准酸，其数值在理论上是不变的，若稀释了虽实际值变小，但体现的却是V酸的增大，导致c酸偏高;

　　V碱同样也是一个定值，它是用标准的量器量好后注入锥形瓶中的，当在实际操作中碱液外溅，其实际值减小，但引起变化的却是标准酸用量的减少，即V酸减小，则c碱降低了;对于观察中出现的误差亦同样如此。

　　综上所述，当用标准酸来测定碱的浓度时，c碱的误差与V酸的变化成正比，即当V酸的实测值大于理论值时，c碱偏高，反之偏低。

　　同理，用标准碱来滴定未知浓度的酸时亦然。