Word第第頁高中化學選修5必備知識點歸納高中化學選修五基礎學問

一、有機化學反應類型

1、取代反應

指有機物分子中的某些原子或原子團被其他原子或原子團取代的反應。

常見的取代反應：

⑴烴(主要是烷烴和芳香烴)的鹵代反應;

⑵芳香烴的硝化反應;

⑶醇與氫鹵酸的反應、醇的羥基氫原子被置換的反應;

⑷酯類(包括油脂)的水解反應;

⑸酸酐、糖類、蛋白質的水解反應。

2、加成反應

指試劑與不飽和化合物分子結合使不飽和化合物的不飽和程度降低或生成飽和化合物的反應。

常見的加成反應：

⑴烯烴、炔烴、芳香族化合物、醛、酮等物質都能與氫氣發(fā)生加成反應(也叫加氫反應、氫化或還原反應);

⑵烯烴、炔烴、芳香族化合物與鹵素的加成反應;

⑶烯烴、炔烴與水、鹵化氫等的加成反應。

3、聚合反應

指由相對分子質量小的小分子相互結合成相對分子質量大的高分子的反應。參與聚合反應的小分子叫作單體，聚合后生成的大分子叫作聚合物。

常見的聚合反應：

加聚反應：指由不飽和的相對分子質量小的小分子結合成相對分子質量大的高分子的反應。

較常見的加聚反應：

二、有機化學計算

1、有機物化學式確實定

(1)確定有機物的式量的方法

①依據(jù)標準狀況下氣體的密度ρ，求算該氣體的`式量：M=22.4ρ(標準狀況)

②依據(jù)氣體A對氣體B的相對密度D，求算氣體A的式量：MA=DMB

③求混合物的平均式量：M=m(混總)/n(混總)

④依據(jù)化學反應方程式計算烴的式量。

⑤應用原子個數(shù)較少的元素的質量分數(shù)，在假設它們的個數(shù)為1、2、3時，求出式量。

(2)確定化學式的方法

①依據(jù)式量和最簡式確定有機物的分子式。

②依據(jù)式量，計算一個分子中各元素的原子個數(shù)，確定有機物的分子式。

③當能夠確定有機物的類別時。可以依據(jù)有機物的通式，求算n值，確定分子式。

④依據(jù)混合物的平均式量，推算混合物中有機物的分子式。

(3)確定有機物化學式的一般途徑

(4)有關烴的混合物計算的幾條規(guī)律

①若平均式量小于26，則肯定有CH4

②平均分子組成中，ln(C)2，則肯定有CH4。

③平均分子組成中，2n(H)4，則肯定有C2H2。

高中化學選修學問重點

化學平衡

(一)1.定義：

化學平衡狀態(tài)：肯定條件下，當一個可逆反應進行到正逆反應速率相等時，更組成成分濃度不再轉變，到達外表上靜止的一種“平衡”，這就是這個反應所能到達的限度即化學平衡狀態(tài)。

2、化學平衡的特征

逆(討論前提是可逆反應)

等(同一物質的正逆反應速率相等)

動(動態(tài)平衡)

定(各物質的濃度與質量分數(shù)恒定)

變(條件轉變，平衡發(fā)生改變)

3、推斷平衡的根據(jù)

推斷可逆反應到達平衡狀態(tài)的方法和根據(jù):

(二)影響化學平衡移動的因素

1.濃度對化學平衡移動的影響

(1)影響規(guī)律：在其他條件不變的狀況下，增大反應物的濃度或削減生成物的濃度，都可以使平衡向正方向移動;增大生成物的濃度或減小反應物的濃度，都可以使平衡向逆方向移動

(2)增加固體或純液體的量，由于濃度不變，所以平衡不移動

(3)在溶液中進行的反應，假如稀釋溶液，反應物濃度減小，生成物濃度也減小，V正減小，V逆也減小，但是減小的程度不同，總的結果是化學平衡向反應方程式中化學計量數(shù)之和大的方向移動。

2、溫度對化學平衡移動的影響

影響規(guī)律：在其他條件不變的狀況下，溫度上升會使化學平衡向著吸熱反應方向移動，溫度降低會使化學平衡向著放熱反應方向移動。

3、壓強對化學平衡移動的影響

影響規(guī)律：其他條件不變時，增大壓強，會使平衡向著體積縮小方向移動;減小壓強，會使平衡向著體積增大方向移動。

留意：

(1)轉變壓強不能使無氣態(tài)物質存在的化學平衡發(fā)生移動

(2)氣體減壓或增壓與溶液稀釋或濃縮的化學平衡移動規(guī)律相像

4.催化劑對化學平衡的影響：由于使用催化劑對正反應速率和逆反應速率影響的程度是等同的，所以平衡不移動。但是使用催化劑可以影響可逆反應到達平衡所需的時間。

5.勒夏特列原理(平衡移動原理)：假如轉變影響平衡的條件之一(如溫度，壓強，濃度)，平衡向著能夠減弱這種轉變的方向移動。

選修四化學考點學問點

化學反應的熱效應

1、化學反應的反應熱

(1)反應熱的概念：

當化學反應在肯定的溫度下進行時，反應所釋放或汲取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。

Q0時，反應為吸熱反應;Q0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改變，依據(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。試驗室常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的關系。

對于等壓條件下進行的化學反應，若反應中物質的能量改變全部轉化為熱能，則該反應的反應熱等于反應焓變，其數(shù)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，放熱反應的關系：

ΔH0，反應汲取能量，為吸熱反應。

ΔH0，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改變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留意以下幾點：

①化學式后面要注明物質的聚集狀態(tài)：固態(tài)(s)、液態(tài)(l)、氣態(tài)(g)、溶液(aq)。

②化學方程式后面寫上反應焓變ΔH，ΔH的單位是J·mol-1或kJ·mol-1，且ΔH后注明反應溫度。

③熱化學方程式中物質的系數(shù)加倍，ΔH的數(shù)值也相應加倍。

3、反應焓變的計算

(1)蓋斯定律

對于一個化學反應，無論是一步完成，還是分幾步完成，其反應焓變一樣，這一規(guī)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