【復習劃重點】2022-2023學年高一化學期末大單元復習一.課程標準--單元學習目標整合1.知道化學鍵的斷裂和形成是化學反應中能量變化的主要原因。2.了解化學能與熱能、化學能與電能的相互轉化及其在生產、生活中的應用。3.初步認識化學電池的反應本質。4.初步認識化學反應的速率與化學反應的限度。5.了解控制反應條件在生產、生活及科學研究中的意義。6.認識提高燃料燃燒效率、研制新型電池的重要性和途徑。二.知識清單--單元重難知識易混易錯第一節化學反應與能量知識點一、吸熱反應與放熱反應1、概念吸熱反應：釋放熱量的反應。如：鎂與鹽酸的反應Mg+2HCl=MgCl2+H2↑放熱反應：吸收熱量的反應。如：氫氧化鋇晶體與氯化銨晶體的反應Ba(OH)2·8H2O+2NH4Cl=BaCl2+2NH3↑+10H2O分類①放熱反應eq\b\lc\{\rc\(\a\vs4\al\co1(大多數化合反應,燃燒反應,中和反應和沉淀反應,金屬與H2O或酸的反應,食物的腐敗))②吸熱反應eq\b\lc\{\rc\(\a\vs4\al\co1(大多數分解反應,Ba(OH)2·8H2O與NH4Cl反應,C與H2O(g)的反應,C與CO2的反應,H2、CO或C與金屬氧化物的反應))3、放熱反應與吸熱反應的比較類型比較放熱反應吸熱反應形成原因反應物具有的總能量大于生成物具有的總能量反應物具有的總能量小于生成物具有的總能量與化學鍵強弱的關系生成物分子成鍵時釋放出的總能量大于反應物分子斷裂時吸收的總能量生成物分子成鍵時釋放的總能量小于反應物分子斷鍵時吸收的總能量反應過程示意圖【注意】(1)有的放熱反應需要加熱才能發生，例如煤的燃燒就是放熱反應，但需要加熱或點燃引發反應；有的放熱反應不需要加熱，如磷的自燃。吸熱反應大都需要加熱，也有不需加熱就能反應的，例如Ba(OH)2·8H2O晶體與NH4Cl晶體的反應。吸熱反應與放熱反應與反應是否需要加熱沒有關系。(2)吸熱反應和放熱反應均是化學反應。注意某些吸熱過程和放熱過程不屬于化學反應。如：NaOH固體溶于水，濃硫酸稀釋屬于放熱過程；NH4NO3固體溶于水屬于吸熱過程，三者都不是化學反應，也就不屬于吸熱反應或放熱反應。知識點二、人類能源的利用1．人類利用能源的三個階段樹枝雜草時期、化石能源和多能源結構時期。2．從柴草時期到化石能源時期人類獲取熱能的主要途徑都是通過物質的燃料。3．人類利用化石燃料過程中亟待解決的兩個問題(1)短期內不可再生，且儲量有限，能源消費量與儲量之間的矛盾日益突顯。(2)煤和石油產品燃燒排放的粉塵、SO2、NOx、CO等是大氣_污染物的主要來源。4．為了改善人類的生存環境，促進社會可持續發展，節能_和尋找清潔的新能源成為人類的必然選擇。5.分類分類依據種類舉例來源來自太陽輻射的能量太陽能、煤、石油、天然氣、生物質能、風能來自地球內部的能量地熱能、核能、水能來自天體的引力能量潮汐能轉換過程一次能源太陽能、煤、石油、天然氣、生物質能、風能二次能源石油制品、煤氣、電能利用歷史化石燃料煤、石油、天然氣新能源太陽能、風能、地熱能、核能、氫能、生物質能性質可再生能源太陽能、風能、水能、生物質能不可再生能源煤、石油、天然氣、核能6．新能源(1)優點：資源豐富、可以再生、對環境無污染等。(2)種類：太陽能、風能、地熱能、海洋能和氫能等?！局仉y點探究】重難點一、化學鍵與化學反應中能量變化的關系1、化學反應的本質：化學反應的過程可以看作是反應物中舊化學鍵的斷裂和生成物中新化學鍵的形成。2、化學鍵的斷裂會放出能量；化學鍵形成會吸收能量。化學鍵的斷裂與形成是化學反應中能量變化的主要原因。所以說，物質的化學反應與體系的能量變化是同時發生的。3、化學反應中能量變化的決定因素：①一個化學反應是釋放熱量還是吸收熱量，與反應物總能量和生成物總能量的相對大小有關。反應物總能量＜生成物總能量，反應吸收能量；反應物總能量＞生成物總能量，反應放出能量。計算：反應放出的能量＝反應物的總能量－生成物的總能量反應吸收的能量＝生成物的總能量－反應物的總能量②舊鍵斷裂所吸收的能量與新鍵形成所釋放的能量的相對大小決定了一個化學反應是吸收能量還是放出能量。E1＞E2，反應吸收能量；E1＜E2，反應放出能量。計算：吸收的能量＝反應物斷鍵吸收的總能量－生成物成鍵釋放的總能量放出的能量＝生成物成鍵釋放的總能量－反應物斷鍵吸收的總能量重難點二、原電池1、概念：將化學能轉化為電能的裝置。2、構成條件：（“兩極”——“一液”——“一線”——“一反應”）兩極：兩個活潑性不同的電極一液：電解質溶液（或熔融的電解質）一線：形成閉合回路一反應：能夠自發的氧化還原反應鋅銅硫酸原電池裝置電極材料電極名稱電子轉移電極反應式反應類型鋅負極失電子氧化反應銅正極得電子還原反應總反應式：4、工作原理(1)正極：電子流入的電極；負極：電子流出的電極。(2)電極反應：正極發生還原反應；負極發生氧化反應。(3)電子的移動方向：從負極流出，經導線流向正極。(4)電流得移動方向：從正極流出，經導線流向負極。(5)離子的移動方向：陽離子向正極移動，陰離子向負極移動。(6)實質：使氧化反應和還原反應在兩個不同的區域發生，通過電子的定向移動形成電池，化學能轉化為電能。巧記憶：負升失氧化；正降得還原；陽正、陰負原電池正負極的判斷原電池原理的應用（1）加快氧化還原反應的速率原理：原電池中，氧化反應和還原反應分別在兩極進行，使反應速率增大。實例：實驗室用鋅和稀硫酸反應制取氫氣時，可滴入幾滴硫酸銅溶液，形成原電池，加快反應速率。（2）比較金屬活動性強弱原理：一般原電池中，活潑金屬作負極，發生氧化反應，不活潑金屬作正極，發生還原反應。實例：有兩種金屬A和B，用導線連接后插入稀硫酸中，觀察到A溶解，B上有氣泡產生，可知A做負極，B作正極，A比B活潑。重難點三、化學電源分類一次電池（干電池）：活性物質消耗到一定程度就不能使用了，如鋅錳電池、鋅銀電池二次電池：放電后可以再充電使活性物質獲得再生，如鉛蓄電池。燃料電池：一種連續地將燃料和氧化劑的化學能直接換成電能的化學電池，如氫氧燃料電池。2、普通鋅錳電池電池普通鋅錳電池工作原理負極鋅筒鋅被氧化,逐漸消耗Zn

－

2e－＝Zn2+正極石墨棒二氧化錳_被還原2MnO2＋2NH4+＋2e－＝Mn2O3

＋

2NH3

＋H2O電解質氯化銨糊總反應2MnO2＋2NH4+＋Zn

＝Mn2O3

＋

2NH3

＋H2O＋Zn2+特點放電后_不能充電便于攜帶,價格低3、堿性鋅錳電池電池堿性鋅錳電池工作原理負極_鋅粉_鋅被氧化,逐漸消耗電解質氫氧化鉀正極碳棒二氧化錳被還原特點放電后不能充電便于攜帶,價格低鉛蓄電池電池鉛蓄電池工作原理負極Pb放電時，鉛極被消耗Pb＋SO42－－2e－＝

PbSO4電解質硫酸正極PbO2PbO2被還原PbO2＋4H＋＋SO42－＋2e－＝PbSO4＋2H2O總反應Pb+PbO2+2H2SO4=2PbSO4+2H2O特點①放電后可再充電使活性物質獲得再生②可以多次充電，重復使用氫氧燃料電池酸性堿性負極2H2－4e－=4H＋2H2＋4OH－－4e－=4H2O正極O2＋4H＋＋4e－=2H2OO2＋2H2O＋4e－=4OH－總反應2H2＋O2=2H2O特點①電極本身不包含活性物質，只是一個催化轉換元件②工作時，燃料和氧化劑連續地由外部供給，在電極上不斷地進行反應，生成物不斷地被排出第二節化學反應的速率與限度重難點一、化學反應速率1.定義：用來衡量化學反應進行快慢的物理量。2.表示方式：通常用單位時間內反應物濃度的減少量或生成物濃度的增加量（均取正值）來表示。3.公式：單位：mol/(L?s)或mol/(L?min)例如：某反應的反應物濃度在5min內由6mol/L變為2mol/L，則這段反應的反應速率為0.8mol/(L?min)。4.規律①用不同物質的濃度變化表示的化學反應速率之比等于反應方程式中相應的物質的化學計量數之比。計量數不同，速率不同，因而定量表示一個化學反應的反應速率時，必須指明是用哪一種物質來表示。②論是用反應物表示還是用生成物表示，其化學反應速率都取正值，而且是某一段時間內的平均速率。③固體或純液體的濃度視為常數，因此不用固體或純液體表示化學反應速率。5.計算方法①定義式法：利用公式v＝eq\f(Δc,Δt)計算化學反應速率，亦可利用該公式計算濃度變化量或時間。②關系式法：同一反應中，化學反應速率之比＝物質的量濃度變化量之比＝物質的量變化量之比＝化學計量數之比。6.反應速率的比較同一化學反應速率用不同物質表示時數值可能不同，比較化學反應速率的快慢不能只看數值大小，還要進行一定的轉化：(1)換算成同一物質、同一單位表示，再比較數值大小。(2)比較化學反應速率與化學計量數的比值。如反應aA＋bBcC，要比較v(A)與v(B)的相對大小，即比較eq\f(v(A),a)與eq\f(v(B),b)的相對大小，若eq\f(v(A),a)>eq\f(v(B),b)，則用v(A)表示的反應速率比用v(B)表示的反應速率大。7.影響因素影響因素結果反應物自身的因素（主要因素）反應物越活潑，反應速率越快。溫度升高溫度，化學反應速率加快；降低溫度，化學反應速率減慢。反應物濃度（不包括固體、純液體）增大反應物濃度，加快反應速率；減小反應物濃度，反應速率減慢催化劑改變反應速率反應物的接觸面積的大小、固體反應物的顆粒大小增大反應物的表面積，化學反應速率加快；固體反應物顆粒越小，反應速率越快。壓強對于有氣體參與的化學反應，當其他條件相同時，增大反應體系壓強，化學反應速率增大。形成原電池形成原電池通常可以加快反應速率。。溶劑的性質、光、超聲波、磁場、固體反應物表面積等也會對化學反應速率產生影響。重難點二、化學反應限度1．可逆反應(1)正向反應：由反應物得到生成物的化學反應。(2)逆向反應：由生成物得到反應物的化學反應。(3)可逆反應：在同一條件下正反應方向和逆反應方向均能進行的化學反應。(4)可逆反應的特點：（雙向性、同時性、共存性）①正向反應和逆向反應同時進行，兩向條件相同。②一定條件下，反應物不可能完全轉化為生成物，即反應物的轉化率不可能達到100%，即反應物、生成物共存。(5)在可逆反應的化學方程式中，用“”符號代替“=”。2.化學平衡狀態的建立即化學平衡建立過程的v—t圖為3.化學平衡狀態的概念在一定條件下，可逆反應進行到一定程度時，正反應速率和逆反應速率相等，反應物的濃度與生成物的濃度不再改變，達到一種表面靜止的狀態?；瘜W平衡狀態是可逆反應達到的一種特殊狀態，是在給定條件下化學反應所能達到的或完成的最大程度，任何可逆反應在給定條件下的進程都有一定的限度?！咀⒁狻浚?）前提條件:一定條件下的密閉容器中。（2）研究對象:可逆反應。（3）本質標志:v(正)=v(逆)≠0。（4）間接標志:反應混合物中各組分濃度保持不變。4.化學平衡狀態的判定(1)直接標志v正＝v逆①同一種物質的生成速率等于消耗速率；②在化學方程式同一邊的不同物質的生成速率與消耗速率之比都等于化學計量數之比；③在化學方程式兩邊的不同物質的生成(或消耗)速率之比等于化學計量數之比。各組分的濃度保持一定①各組分的濃度不隨時間的改變而改變；②各組分的質量分數、物質的量分數、體積分數不隨時間的改變而改變。(2)間接標志①反應體系中的總壓強不隨時間的改變而變化(適用于反應前后氣體體積不等的反應)。②對于反應混合物中存在有顏色變化的物質的可逆反應，若體系中顏色不再改變，則反應達到平衡狀態。③全是氣體參加的反應前后化學計量數改變的可逆反應，平均相對分子質量保持不變。④對同一物質而言，斷裂化學鍵的物質的量與形成化學鍵的物質的量相等。注意：化學學平衡狀態判斷的“兩種誤區”。①各組分的濃度相等證明反應達到平衡狀態。②各組分的分子數等于化學計量數之比證明反應達到平衡狀態。反應達到化學平衡狀態時各組分的濃度保持不變，但不一定相等，也不—定等于化學計量數之比。5.化學反應條件的控制（1）調控反應條件的目的和方法（2）調控反應條件時需要考慮的問題示例：以工業合成氨反應條件的調控為例分析：①理論上條件的選擇及利弊分析。溫度低、壓強高，氨的產率高。存在問題：溫度低，反應速率小，達到平衡的時間長，生產成本高。壓強大，對動力和生產設備的要求較高，所以一味增大壓強，也會增加生產成本。②實際條件控制：溫度：400～500℃，壓強一般選擇_10～30__MPa。（3）調控反應條件、提高燃料的燃燒效率(以煤為例)①煤的狀態煤被研得越細，與空氣中氧氣的接觸面積越大，燃燒越充分，反應速率越大。②空氣用量適當過量的空氣有利于煤的充分燃燒。過多的空氣會帶走大量的熱量，降低反應溫度，減小燃燒速率，甚至會使燃燒停止(當溫度達不到煤的著火點時)；少量的空氣則會使煤燃燒不充分，造成能源浪費。三.真題演練1.捕獲和轉化可減少排放并實現資源利用，原理如圖1所示。反應①完成之后，以為載氣，以恒定組成的混合氣，以恒定流速通入反應器，單位時間流出氣體各組分的物質的量隨反應時間變化如圖2所示。反應過程中始終未檢測到，在催化劑上有積碳。下列說法不正確的是（）A．反應①為；反應②為B．，比多，且生成速率不變，可能有副反應C．時刻，副反應生成的速率大于反應②生成速率D．之后，生成的速率為0，是因為反應②不再發生答案：C解析：由題干圖1所示信息可知，反應①為，結合氧化還原反應配平可得反應②為，A正確；由題干圖2信息可知，，比多，且生成速率不變，且反應過程中始終未檢測到，在催化劑上有積碳，故可能有副反應，反應②和副反應中CH4和H2的系數比均為1：2，B正確；由題干反應②方程式可知，H2和CO的反應速率相等，時刻可知，H2的流速為2mmol/min，而CO流速v(范圍1<v<2mmol/min)，說明剩余的的是由副反應生成，副反應生成H2流速2-v(范圍0~1mmol/min)，因此副反應生成H2速率小于反由應②生成速率，C錯誤；由題干圖2信息可知，之后，CO的速率為0，CH4的速率逐漸增大，最終恢復到1，說明生成的速率為0，是因為反應②不再發生，而后副反應逐漸停止反應，D正確。3.用尿素水解生成的催化還原，是柴油機車輛尾氣凈化的主要方法。反應為，下列說法正確的是（）A．上述反應B．上述反應平衡常數C．上述反應中消耗，轉移電子的數目為D．實際應用中，加入尿素的量越多，柴油機車輛排放的尾氣對空氣污染程度越小答案：B解析：由方程式可知，該反應是一個氣體分子數增大的反應，即熵增的反應，反應△S＞0，故A錯誤；由方程式可知，反應平衡常數，故B正確；由方程式可知，反應每消耗4mol氨氣，反應轉移12mol電子，則反應中消耗1mol氨氣轉移電子的數目為3mol×4××6.02×1023=3×6.02×1023，故C錯誤；實際應用中，加入尿素的量越多，尿素水解生成的氨氣過量，柴油機車輛排放的氨氣對空氣污染程度增大，故D錯誤。4.乙醇-水催化重整可獲得。其主要反應為，，在、時，若僅考慮上述反應，平衡時和CO的選擇性及的產率隨溫度的變化如圖所示。CO的選擇性，下列說法正確的是（）A．圖中曲線①表示平衡時產率隨溫度的變化B．升高溫度，平衡時CO的選擇性增大C．一定溫度下，增大可提高乙醇平衡轉化率D．一定溫度下，加入或選用高效催化劑，均能提高平衡時產率答案：C解析：從圖示可以看出，平衡時升高溫度，氫氣的物質的量減少，則平衡正向移動，說明該反應的正反應是吸熱反應，即ΔH＞0，故A錯誤；從圖示可以看出，在恒容密閉容器中，隨著溫度升高氫氣的平衡時的物質的量減少，則平衡隨著溫度升高正向移動，水蒸氣的物質的量增加，而a曲線表示的是物質的量不隨溫度變化而變化，故B錯誤；容器體積固定，向容器中充入惰性氣體，沒有改變各物質的濃度，平衡不移動，故C正確；BaSO4是固體，向平衡體系中加入BaSO4，不能改變其濃度，因此平衡不移動，氫氣的轉化率不變，故D錯誤。6.在相同條件下研究催化劑I、Ⅱ對反應的影響，各物質濃度c隨反應時間t的部分變化曲線如圖，則（）A．無催化劑時，反應不能進行B．與催化劑Ⅰ相比，Ⅱ使反應活化能更低C．a曲線表示使用催化劑Ⅱ時X的濃度隨t的變化D．使用催化劑Ⅰ時，內，答案：D解析：由圖可知，無催化劑時，隨反應進行，生成物濃度也在增加，說明反應也在進行，故A錯誤；由圖可知，催化劑I比催化劑II催化效果好，說明催化劑I使反應活化能更低，反應更快，故B錯誤；由圖可知，使用催化劑II時，在0~2min內Y的濃度變化了，而a曲線表示的X的濃度變化了，二者變化量之比不等于化學計量數之比，所以a曲線不表示使用催化劑II時X濃度隨時間t的變化，故C錯誤；使用催化劑I時，在0~2min內，Y的濃度變化了，則(Y)==，(X)=(Y)=，故D正確。7．某溫度下，在恒容密閉容器中發生反應，有關數據如下：時間段/產物Z的平均生成速率/0～20～40～6下列說法錯誤的是（）A．時，Z的濃度大于B．時，加入，此時C．時，Y的體積分數約為33.3%D．時，X的物質的量為答案：B解析：反應開始一段時間，隨著時間的延長，反應物濃度逐漸減小，產物Z的平均生成速率逐漸減小，則內Z的平均生成速率大于0~2min內的，故1min時，Z的濃度大于，A正確；時生成的Z的物質的量為，時生成的Z的物質的量為，故反應在時已達到平衡，設達到平衡時生了，列三段式：根據，得，則Y的平衡濃度為，Z的平衡濃度為0.6mol·L-1，平衡常數，時Y的濃度為，Z的濃度為，加入后Z的濃度變為，，反應正向進行，故，B錯誤；反應生成的Y與Z的物質的量之比恒等于1∶2，反應體系中只有Y和Z為氣體，相同條件下，體積之比等于物質的量之比，，故Y的體積分數始終約為33.3%，C正確；由B項分析可知時反應處于平衡狀態，此時生成Z為，則X的轉化量為，初始X的物質的量為2mol，剩余X的物質的量，D正確。8.室溫下，某溶液初始時僅溶有M和N且濃度相等，同時發生以下兩個反應：①M+N=X+Y；②M+N=X+Z，反應①的速率可表示為v1=k1c2(M)，反應②的速率可表示為v2=k2c2(M)(k1、k2為速率常數)。反應體系中組分M、Z的濃度隨時間變化情況如圖，下列說法錯誤的是（）A．0～30min時間段內，Y的平均反應速率為6.6