下载文档原格式
高中化学三大守恒定律
高中化学三大守恒定律，一般是指
1、电荷守恒
溶液呈电中性，阳离子所带的正电荷总数与阴离子所带的负电荷总数电量相对。
例：NaHSO3溶液，
c（Na+）+c（H+）=c（OH-）+c（HSO3-）+2c（CO3 2-）
2、物料守恒
NaHCO3溶液，c（Na+）=c（HCO-）+c（CO3 2-）+c（H2CO3）
3、质子守恒
Na2CO3溶液
c（OH-）=c（H+）+c（HCO3-）+2c（H2CO3）
NaHCO3溶液
c（H+）=c（OH-）+c（CO3 2-）-c（H2CO3）
扩展资料：
例一：在NaHCO3中，如果HCO3-没有电离和水解，那么Na+和HCO3-浓度相等。
现在HCO3-会水解成为H2CO3，电离为CO32-（都是1：1反应，也就是消耗一个HCO3-，就产生一个H2CO3或者CO32-），那么守恒式中把Na+浓度和HCO3-及其产物的浓度和画等号（或直接看作钠与碳的守恒）：
即c(Na+) == c(HCO3-) + c(CO32-) + c(H2CO3)
例二：在0.1mol/L的H2S溶液中存在如下电离过程:（均为可逆反应）
H2S=(H+) +(HS-)
(HS-)=(H+)+(S2-)
H2O=(H+)+(OH-)
可得物料守恒式c(S2-)+c(HS-)+c(H2S)==0.1mol/L, （在这里物料守恒就是S 元素守恒--描述出有S元素的离子和分子即可）。
化学必备公式总结在学习化学的过程中，公式是我们不可或缺的工具。
公式可以帮助我们计算化学反应的速度、平衡状态和物质的性质等。
本文将为大家总结一些化学必备公式，并给出其应用场景和计算方法。
1. 莫尔定律（Avogadro's Law）：V1/n1 = V2/n2应用场景：用于计算气体体积的变化。
当其他条件不变时，气体的体积与其物质的量成正比。
计算方法：在已知的气体体积和物质量的情况下，可以利用莫尔定律计算出气体的摩尔数。
2. 相对分子质量（Relative Molecular Mass）：M = mRT/PV应用场景：用于计算化学物质的相对分子质量，即其摩尔质量与质子的质量之比。
计算方法：测量物质的质量和体积，并结合温度、压力等参数进行计算。
3. 摩尔浓度（Molar Concentration）：C = n/V应用场景：用于计算溶液中化学物质的浓度。
摩尔浓度表示单位体积内的物质的摩尔数。
计算方法：已知溶质的摩尔数和溶液的体积，可以通过摩尔浓度公式计算溶液的浓度。
4. 理想气体状态方程（Ideal Gas Law）：PV = nRT应用场景：用于计算气体的压力、体积、温度和摩尔数之间的关系，适用于理想气体的近似计算。
计算方法：已知气体的压力、体积和温度，可以通过理想气体状态方程计算气体的摩尔数。
5. 斯托姆和劳斯定律（Stoichiometry）：n1/V1 = n2/V2应用场景：用于计算化学反应中物质的摩尔比例。
根据化学方程式中的物质的反应比例，可以计算摩尔比例以及物质的体积比例。
计算方法：已知物质的摩尔数或体积，可以通过斯托姆和劳斯定律计算另一物质的摩尔数或体积。
6. 亨利定律（Henry's Law）：p = KH * c应用场景：用于计算气体在液体中的溶解度。
根据亨利定律，气体溶解度与气体分压和溶液中的溶质浓度成正比。
计算方法：已知气体分压和溶液中溶质的浓度，可以通过亨利定律计算气体的溶解度。
高中化学公式、定理、推论1. ρ＝Vm 一般地，固体ρ的单位为g ／cm 3；液体ρ的单位为g ／mL ；气体ρ的单位为g ／L 2. C ％＝（溶液）（溶质）m m ×100％ C ％溶液的质量百分比浓度、溶液的质量分数 3. m （液）＝m （质）＋m （剂）4. S ＝（溶剂）（溶质）m m ×100（g ／100 g 溶剂） S 为固体溶质的溶解度 质 剂 液（溶液）＋＝（溶剂）＝（溶质）m 100S m 100m S 5. n ＝AN N N A ≈6.02×1023个／mol ；N 表示直接构成物质的微粒个数 2121N N n n ＝ 6. n ＝M m m 质量g ，M 摩尔质量g ／mol 7. n ＝mV V 适用于气体；V 气体体积L ；在S.T.P 下，气体摩尔体积V m ≈22.4 L ／mol 在同T 同P 下：2121V V n n ＝ 8. c ＝Vn c 物质的量浓度mol ／L ，V 溶液的体积L ，n 溶质的物质的量mol 9. n ＝摩尔反应热物质的反应热 物质的反应热kJ ，摩尔反应热kJ ／mol10. M ＝ρ·V m 适用于气体；M ：气体的摩尔质量g ／mol ，ρ气体的密度g ／L11. c ＝M%C 1000⨯⨯ρ（c ：溶液的物质的量浓度，单位mol ／L 、ρ：溶液的密度，单位g ／mL 、C ％：溶液的质量百分比浓度、M ：溶质的摩尔质量，单位g ／mol ）12. P ·V ＝n ·R ·T 理想气体状态方程压强P （kPa ）；体积V （L ）；物质的量n （mol ）；摩尔气体常数R ＝8.314 J ／mol ·K ；绝对温度T （K ）一定量的气体在一定温度下，P ·V ＝常数，即1221V V P P ＝13. 阿佛加德罗定律：在同T 同P 下，气体的体积相同，则所含分子数也相同2121N N V V ＝（V ＝n ·V m ＝AN N ·V m ） 推论一：同T 同P 下，气体的体积比等于物质的量之比，2121n n V V ＝ V ＝n ·V m推论二：同T 同P 下，气体的密度比等于摩尔质量之比，d ＝2121M M ＝ρρ ρ＝mV M 推论三：同T 同P 下，同V 的气体质量比等于摩尔质量比，2121M M m m ＝ m ＝n ·M ＝mV V ·M 推论四：同T 同V 下，气体的压强比等于物质的量之比，2121n n P P ＝ P ·V ＝n ·R ·T推论五：同T 同P 下，等m 的气体体积比等于摩尔质量的反比，1221M M V V ＝ V ＝n ·V m ＝Mm ·V m 推论六：同T 同V 下，等m 的气体的压强比等于摩尔质量的反比，1221M M P P ＝ P ·V ＝n ·R ·T ＝Mm ·R ·T。
高中化学公式定理大全一、金属元素的反应1.碱金属单质的化学反应(1)与水反应2Na＋2H2O＝2NaOH＋H2↑2K＋2H2O＝2KOH＋H2↑点拨高考:此反应在近年高考中主要以实验.计算的形式出现.①反应前的必要操作:用镊子取出钠块，用滤纸擦净表面上煤油，在玻片上用小刀切去表面的氧化层。
②反应现象呈现: 浮在水面上，熔化成小球，四处游动，发出嘶嘶响声，使滴有酚酞的溶液变。
.③钠与盐溶液反应，钠先与水反应，再与盐溶液反应④钾与水反应比钠要剧烈,其它的方面类似.(2)与氧气反应4Na+O2＝2Na2O (空气缓慢氧化)考点延伸:①钠与氧气反应, 条件不同；生成物也不同.反应现象不一样:钠空气中缓慢氧化的变化是变暗，生成Na2O钠在空气中点燃是生成淡黄色Na2O2，②碱金属单质在空气或氧气中燃烧时，生成过氧化物甚至比过氧化物更复杂的氧化物，而Li只生成Li2O。
③碱金属单质因易被氧化，多保存在煤油中，而Li却因密度比煤油更小，只能保存在液体石蜡中。
④要注意高考推断题中的热点多步氧化转化关系:2.碱金属化合物的化学反应(1) Na2O2的反应2H2O＋2Na2O2====4NaOH＋O2↑2CO2＋2Na2O2====2Na2CO3＋O2对接高考: ①Na2O2与水反应,在高考实验中是一种常用的制取氧气的方法②Na2O2与CO2反应,主要应用于Na2O2作供养剂.③过氧化钠反应的计算在高考中也是一个热点,其反应质量增加规律:a.过氧化钠与水的反应，从原子组成上说是吸收了水中全部的氢原子，固体物质增加的质量就是水中氢原子的质量。
b.过氧化钠与二氧化碳的反应，从原子组成上说是吸收了二氧化碳中的相当于“CO”的部分，固体物质增加的质量就是二氧化碳中“CO”的质量。
其反应体积变化规律:过氧化钠无论与水反应还是与二氧化碳反应，体积差都等于产生的氧气的体积，等于被吸收气体体积的一半。
(2) Na2CO3与盐酸的互滴反应向盐酸里逐渐滴加入Na2CO3溶液（开始时酸过量）开始就有气体放出；Na2CO3+2HCl=2NaCl+CO2↑+H2O(酸足量) 向Na2CO3溶液里逐滴加入盐酸（开始时酸不足）开始无气体产生：HCl+Na2CO3=NaCl+NaHCO3（无气泡）HCl+NaHCO3=NaCl+CO2↑+H2O 连线高考：不同的滴加顺序产生不同的现象，这就是不用其他试剂鉴别Na2CO3溶液和盐酸的原理。
高考化学公式总结化学作为一门基础学科，是高考科目之一，也是许多学生认为较为难以掌握的科目之一。
在高考化学中，理解和掌握常见的化学公式是非常重要的。
下面将对高考化学中常见的公式进行总结，帮助学生更好地备考。
以下为1000字总结：1. 摩尔计算公式：摩尔计算公式是化学中最基础、最重要的公式之一。
它的一般表达式为：n = m/M，其中n为物质的摩尔数，m为物质的质量，M为物质的摩尔质量。
这个公式可以用来计算物质的摩尔质量、质量和摩尔数之间的关系。
2. 电量计算公式：电量计算公式是在电化学中应用较多的公式之一。
根据法拉第电解定律，电量与电流和电解时间之间的关系为：Q = I⋅t，其中Q为电量，I为电流强度，t为电解时间。
这个公式可以用来计算电解过程中的电量。
3. 反应物与产物的化学计量关系：化学反应中，反应物和产物之间存在着一定的化学计量关系。
例如，在一定条件下，氢氧化钠与盐酸反应生成氯化钠和水的化学计量关系可以表示为：NaOH + HCl = NaCl + H₂O。
其中，化学方程式中的系数表示了反应物与产物的化学计量比例关系。
4. 气体状态方程：气体状态方程是描述气体性质的重要公式之一。
根据理想气体状态方程PV=nRT，其中P为气体的压强，V为气体的体积，n为气体的摩尔数，R为气体常数，T为气体的温度。
这个公式可以用来计算气体的压强、体积、摩尔数和温度之间的关系。
5. 晶格能公式：晶格能是固体化学中重要的概念之一，用来表示晶体的稳定程度。
晶格能公式为：E = k⋅(Q₁⋅Q₂)/r，其中E为晶格能，k为常数，Q₁和Q₂分别为正负离子的电荷数，r为正负离子之间的距离。
这个公式可以用来计算晶体的稳定程度。
6. 酸碱中和反应公式：酸碱中和反应是化学中重要的反应类型之一。
它的一般表达式为：酸 + 碱 = 盐 + 水。
例如，硫酸与氢氧化钠反应生成硫酸钠和水的化学方程式可以表示为：H₂SO₄ + 2NaOH =Na₂SO₄ + 2H₂O。
高中化学公式大全1.阿伏加德罗常数：NA=6.02×10^23/mol；2.物质的量浓度（C）：C=n/V；3.气体摩尔体积（Vm）：n=V/Vm；4.物质的量（n）：n=m/M；5.质量（m）：m=n×M；6.体积（V）：V=m/ρ；7.摩尔质量（M）：M=m/n；8.密度（ρ）：ρ=m/V；9.压强（p）：p=n×NA；10.温度（T）：T=273+t；11.阿伏加德罗定律：PV=nRT。
12.离子电荷数：正电荷数=元素化合价绝对值，负电荷数=元素化合价绝对值。
13.离子所带电荷数：离子所带电荷数=离子电荷数×离子所带电荷的数目。
14.原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数。
15.原子质量近似值：原子质量≈质子数+中子数。
16.化学式中各原子的原子个数比=原子个数比。
17.化学方程式中各物质化学计量数之比=化学方程式中各物质的质量比。
18.化学方程式中各物质的状态：气体用“g”，液体用“l”，固体用“s”。
19.质量守恒定律：参加化学反应的各物质的质量总和等于反应后生成的各物质的质量总和。
20.质量守恒定律微观解释：化学反应前后，原子的种类、数目、质量都不变。
21.反应热=生成物能量-反应物能量。
22.热化学方程式中各物质的状态：气体用“g”，液体用“l”，固体用“s”。
23.电极反应方程式要遵循客观事实，不能与客观事实不符。
24.溶质质量分数=溶质质量/溶液质量×100%。
25.溶液稀释前后溶质质量不变，即稀释前后溶质质量×稀释前溶液质量=稀释后溶质质量×稀释后溶液质量。
26.化学反应速率：反应速率=浓度变化量/时间变化量。
27.盖斯定律：化学反应的焓变与反应途径无关，只与起始和终了状态有关。
28.反应焓变=生成物能量-反应物能量。
29.电离常数=电离程度×离子浓度。
30.沉淀溶解平衡：溶度积常数=离子浓度幂之积。
高中化學·公式、定理匯總有機除雜方法及原理1、化合價(常見元素的化合價) ：鹼金屬元素、Ag 、H：+1 F：—1Ca 、M g、B a 、Zn ：+2 Cl ：—1，+1，+5 ，+7Cu：+1，+2 O：—2Fe ：+2，+3 S：—2，+4，+6Al：+3P：—3，+3，+5Mn ：+2，+4，+6，+7 N：—3 ，+2，+4，+52 、氧化還原反應定義：有電子轉移(或者化合價升降)的反應本質：電子轉移(包括電子的得失和偏移)特徵：化合價的升降氧化劑(具有氧化性)——得電子——化合價下降——被還原——還原產物還原劑(具有還原性)——失電子——化合價上升——被氧化——氧化產物口訣：得——降——(被)還原——氧化劑失——升——(被)氧化——還原劑3 、金屬活動性順序表K Ca Na Mg Al Zn Fe Sn Pb (H) Cu Hg Ag Pt Au還原性逐漸減弱4 、離子反應定義：有離子參加的反應電解質：在水溶液中或熔融狀態下能導電的化合物非電解質：在水溶液中和熔融狀態下都不能導電的化合物離子方程式的書寫：第一步：寫。
寫出化學方程式第二步：拆。
易溶于水、易電離的物質拆成離子形式；難溶(如CaCO3 、BaCO3、BaSO4 、AgCl 、AgBr 、AgI、Mg(OH)2 、Al(OH)3、Fe(OH)2、Fe(OH)3 、Cu(OH)2 等)，難電離(H2CO3、H2S、CH3COOH、HClO、H2SO3、NH3•H2O、H2O等)，氣體(CO2、SO2 、N H3 、Cl2 、O2、H2 等)，氧化物(Na2O 、M gO 、Al2O3 等)不拆第三步：刪。
刪去前後都有的離子第四步：查。
檢查前後原子個數，電荷是否守恆離子共存問題判斷：①是否產生沉澱(如：Ba2+和 SO42-，Fe2+和 OH-)；②是否生成弱電解質(如：NH4+和 OH- ，H+和 CH3COO-)③是否生成氣體(如：H+和CO32-，H+和SO32-)④是否發生氧化還原反應(如：H+ 、N O3-和 Fe2+/I-，F e3+和 I-)5 、放熱反應和吸熱反應化學反應一定伴隨著能量變化。
高中化学知识点归纳气体定律高中化学知识点归纳——气体定律一、引言气体是一种无定形的物质，其特点是无固定的形状和容量，可以自由扩散。
研究气体性质和行为的一条重要途径就是气体定律。
气体定律是描述气体特性和行为的数学关系，为我们理解和预测气体的行为提供了基础。
本文将对高中化学中涉及的几条主要的气体定律进行归纳和总结。
二、玛丽定律（Boyle定律）玛丽定律是描述气体在一定温度下，压强和体积之间的数学关系。
玛丽定律公式如下：P₁V₁ = P₂V₂其中，P₁和P₂分别为气体的初末压强，V₁和V₂分别为气体的初末体积。
三、查理定律（Gay-Lussac定律）查理定律是描述气体在恒压下，温度和体积之间的数学关系。
查理定律公式如下：V₁/T₁ = V₂/T₂其中，V₁和V₂分别为气体的初末体积，T₁和T₂分别为气体的初末温度。
四、阿伏伽德罗定律（Avogadro定律）阿伏伽德罗定律是描述气体的体积与该气体分子数之间的数学关系。
阿伏伽德罗定律公式如下：V₁/n₁ = V₂/n₂其中，V₁和V₂分别为气体的初末体积，n₁和n₂分别为气体的初末摩尔数。
五、通用气体方程（理想气体状态方程）通用气体方程是描述气体的物理状态（包括压强、体积和温度）之间的数学关系。
通用气体方程公式如下：PV = nRT其中，P为气体的压强，V为气体的体积，n为气体的摩尔数，R为理想气体常数，T为气体的温度（单位为开尔文）。
六、道尔顿分压定律道尔顿分压定律描述了气体混合物中每种气体对总体压强的贡献。
道尔顿分压定律公式如下：P(total) = P₁ + P₂ + P₃ + ...其中，P(total)为混合气体的总体压强，P₁、P₂、P₃等分别为混合气体中各种气体的分压。
七、结论气体定律是研究气体性质和行为的重要工具，在高中化学中占据着重要的位置。
通过玛丽定律、查理定律、阿伏伽德罗定律等气体定律，我们可以了解并预测气体的性质和行为。
同时，通用气体方程和道尔顿分压定律也为我们提供了分析气体混合物的方法。
高中高考化学常用公式大全1. 化学反应速率的计算公式（1）某物质X 的化学反应速率：v X X mol L s ()()(min)=⋅-的浓度变化量时间的变化量或1 （2）对于下列反应： mA nB pC qD +=+有v A v B v C v D m n p q ()()()():::：：：= 或v A mv B nv C pv D q()()()()===2. 化学平衡计算公式 对于可逆反应：（1）各物质的变化量之比＝方程式中相应系数比 （2）反应物的平衡量＝起始量－消耗量 生成物的平衡量＝起始量＋增加量 表示为（设反应正向进行）：起始量（mol ）abc d变化量（mol ） x （耗）nxm（耗） px m（增）qxm（增） 平衡量（mol ）a x -b nx m- c px m+d qx m+ （3）反应达平衡时，反应物A （或B ）的平衡转化率（%）()()()()=⨯=⨯=⨯A B mol /L A B mol /L 100%A B mol A B mol 100%A B mL L A B mL L 100%（或）的消耗浓度（或）的起始浓度（或）消耗的物质的量（或）起始的物质的量气体（或）的消耗体积（或）气体（或）的起始体积（或）说明：计算式中反应物各个量的单位可以是mol/L 、mol ，对于气体来说还可以是L 或mL ，但必须注意保持分子、分母中单位的一致性。
（4）阿伏加德罗定律及阿伏加德罗定律的三个重要推论。
①恒温、恒容时：p p n n 1212=，即任何时刻反应混合气体的总压强与其总物质的量成正比。
②恒温、恒压时：V V n n 1212=，即任何时刻反应混合气体的总体积与其总物质的量成正比。
③恒温、恒容时：ρρ1212=M M rr，即任何时刻反应混合气体的密度与其反应混合气体的平均相对分子质量成正比。
（5）混合气体的密度ρ混混合气体的总质量（总）容器的体积=m V（6）混合气体的平均相对分子质量M r 的计算。
化学高中定律总结知识点在化学课程中，学生将学到许多定律。
这些定律描述了物质在不同条件下的行为，对于理解化学现象和解决化学问题至关重要。
在本文中，我们将总结和讨论高中化学课程中常见的一些定律，帮助学生更好地掌握这些知识点。
1. 亚托氏定律亚托氏定律是气体物理学的重要定律之一，它描述了气体与温度的关系。
根据亚托氏定律，当气体的体积保持不变时，温度与气体的压强成正比。
换句话说，如果气体的温度增加，那么气体的压强也会增加。
亚托氏定律的数学表达式为P1/T1=P2/T2，其中P1和T1代表初始状态下的压强和温度，P2和T2代表最终状态下的压强和温度。
2. 查理定律查理定律是另一个与气体有关的定律，它描述了气体与温度的关系。
根据查理定律，当气体的压强保持不变时，气体的体积与温度成正比。
换句话说，如果气体的温度增加，那么气体的体积也会增加。
查理定律的数学表达式为V1/T1=V2/T2，其中V1和T1代表初始状态下的体积和温度，V2和T2代表最终状态下的体积和温度。
3. 亨利定律亨利定律描述了气体溶解在液体中的行为。
根据亨利定律，气体的溶解度与其在液体中的分压成正比。
换句话说，当气体的分压增加时，其在液体中的溶解度也会增加。
亨利定律的数学表达式为C=kP，其中C代表气体在液体中的溶解度，P代表气体的分压，k代表常数。
4. 阿伏伽德罗定律阿伏伽德罗定律是描述气体化学行为的重要定律之一。
根据阿伏伽德罗定律，相同体积下的气体，在相同压力和温度下，包含的分子数是相等的。
换句话说，不论是氢气、氧气还是氮气，它们在相同温度和压力下，所含分子数相等。
阿伏伽德罗定律的数学表达式为PV=nRT，其中P代表气体的压力，V代表气体的体积，n代表气体的摩尔数，R代表气体常数，T代表气体的温度。
5. 都德定律都德定律是描述气体化学行为的定律之一，它与压力和体积的关系有关。
都德定律指出，气体的体积与其分子数成正比。
换句话说，如果气体的分子数增加，那么其体积也会增加。
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6.02×1023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〔A N 〕三者之间的关系用符号表示：n=AN 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M 。
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 〕=1()()g g mol 物质的质量摩尔质量 符号表示：n=M m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 ℃、101 kPa)1 mol 任何气体的体积都约是22.4 L 。
单位物质的量的气体所占的体积叫气体摩尔体积。
符号为m V m VV n=(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) m 3/mol 或(m 3·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B C 表示，单位mol·L -1〔或mol/L 〕。
表达式：BB n C=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XA Z——元素符号质量数——核电荷数——（核内质子数）表示原子组成的一种方法a ——代表质量数；b ——代表质子数既核电荷数；c ——代表离子的所带电荷数；d ——代表化合价e ——代表原子个数请看下列表示a b+dXc+e3、 阳离子 a W m+：核电荷数＝质子数>核外电子数，核外电子数＝a －m阴离子 b Y n-：核电荷数＝质子数<核外电子数，核外电子数＝b ＋n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→011-18+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 × ×Mg × •Cl •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 + Mg 2+ Al 3+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 NaF MgO KCl Na +[∶F ∶]- Mg 2+ [∶O ∶]2- K +[∶Cl ∶]-对于象MgCl 2、Na 2O 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反响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、在化学反响中，反响物的总能量与生成物的总能量间的能量差 1、∑E〔反响物〕＞∑E〔生成物〕——放出能量2、∑ E 〔反响物〕＜∑E〔生成物〕—— 吸收能量放热反响：放出热的化学反响化学反响 吸热反响：吸收热的化学反响 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- =H 2↑ (复原反响) 负极：锌片上: Zn-2e-=Zn 2+(氧化反响)氧化复原反响：Zn+2H +=Zn 2++H 2↑ 该电极反响就是Zn + 2H += Zn 2++ H 2↑ 一、化学反响的速率1、定义：单位时间内反响物的浓度减少或生成物浓度的增加来表示2、单位：mol/L·s mol/L·min3、表达式：v(A)==tA c ∆∆)( △c(A)表示物质A 浓度的变化 ，△t 表示时间〔2) 对于反响 mA(g) + nB(g)pC(g) + qD(g) 来说，那么有q V p V n V m V DC B A ===一氯甲烷(气态)二氯甲烷(液态)三氯甲烷(液态)四氯甲烷(液态)取代思考:左边这些反应是置换反应吗？烷烃燃烧的通式 C n H 2n+2 + 21n 3+O 2n CO 2 + (n+1) H 2O3、加聚反响2〕石油的炼制：分馏---利用原油中各成分沸点不同，将复杂的混合物别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－CH 2－CH 2－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、反响热 焓变1、定义：恒压条件下，反响的热效应等于焓变2、符号：△H3、单位：kJ/mol 或kJmol -4、反响热表示方法：△H为“＋〞或△H＞0 时为吸热反响；△H为“一〞或△H＜0 时为放热反响。
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 –反响物的总能量 (3) △H = 反响物的键能之和– 生成物的键能之和中和热的定义是在稀溶液中，酸跟碱发生中和反响而生成 1 mol H 2O 时的反响热叫中和热。
【实验】实验2-3：在50mL 烧杯中参加mol/L 的盐酸，测其温度。
另用量筒量取50mL mol/L NaOH 溶液，测其温度，并缓缓地倾入烧杯中，边加边用玻璃棒搅拌。
观察反响中溶液温度的变化过程，并作好记录。
盐酸温度/℃ NaOH 溶液温度/℃中和反响后温度/℃ t(HCl)t(NaOH)t 2数据处理：△H＝Q/n ＝cm△t/n其中：c ＝4.18J/(g·℃)，m 为酸碱溶液的质量和，△t＝t 2－t 1，t 1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：化学反响的反响热只与反响的始态〔各反响物〕和终态〔各生成物〕有关，而与具体反响进行的途径无关。
有些反响的反响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 化学反响速率1、化学反响速率的表示方法：用单位时间内反响物浓度的减少或生成物的浓度增加来表示。
V tc ∆=∆ 单位是：mol/〔L·s〕或 mol/〔L·min〕或 mol/〔L·h〕。
V 表示反响速率，C 表示反响物或生成物浓度，△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响 aA + bB = cC + dD 来说有： V A ：V B ：V C ：V D = △C A ：△C B ：△C C ：△C D = a ：b ：c ：d 。
在同一个反响中，各物质的反响速率之比等于方程式中的系数比。
一、可逆反响与不可逆反响 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响物浓度的化学计量数次方的乘积。
即浓度商 ()()()() q m n D k A B ==P c c C c Q c c2. 表达式对于任意反响m A (g)+n B (g)p C (g)+q D (g) ()()()()q m n D k A B =P c C c c c 〔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55.6 mol/L 。
〔由来〕。
某指定反响物的转化率 =指定反应物的起始浓度指定反应物的平衡浓度指定反应物的起始浓度-×100%1、物质浓度的变化关系反响物：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、反响物的转化率转化率 =%100*)()(体积或浓度反应物起始的物质的量体积或浓度反应物转化的物质的量3、产品的产率 产率 =%100* 物质的量理论上可得到的产物的的物质的量实际生产产物4、计算模式：aA(g) + bB(g)cC(g) + dD(g)起始量 m n 0 0 变化量 ax bx cx dx 平衡量 m-ax n-bx cx dx 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、H 2O + H 2O H 3O ＋ + OH - 简写： H 2O H ＋+ OH -2、 H 2O 的电离常数K 电离＝ -2C(H )C(OH )C(H O)c 〔H ＋〕· c 〔OH －〕＝K 电离·C(H 2O)3、常数K 电离与常数C(H 2O)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 w K 即 w K = c 〔H ＋〕· c 〔OH －〕 25℃ w K = c 〔H ＋〕· c 〔OH －〕= 1.0×10－14。
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 ＋〕< c 〔OH －〕, c 〔H ＋〕<1×10－7mol/L 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1 mol 时，不用pH 来表示溶液的酸碱性。
