高中化学定律公式
高中化学三大守恒定律
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）。
高中化学所有公式
高中化学所有公式一、化学反应方程式1. 氢气燃烧反应方程式：2H2 + O2 → 2H2O2. 氧化铁与一氧化碳反应方程式：Fe2O3 + 3CO → 2Fe + 3CO23. 硫酸铜与氢氧化钠反应方程式：CuSO4 + 2NaOH → Cu(OH)2↓ + Na2SO44. 氯化钠与硝酸银反应方程式：NaCl + AgNO3 → AgCl↓ + NaNO3二、酸碱反应方程式1. 盐酸与氢氧化钠反应方程式：HCl + NaOH → NaCl + H2O2. 硫酸与氢氧化钡反应方程式：H2SO4 + Ba(OH)2 → BaSO4↓ + 2H2O3. 碳酸与氢氧化钠反应方程式：H2CO3 + 2NaOH → Na2CO3 +2H2O三、氧化还原反应方程式1. 铁与硫酸铜反应方程式：Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu2. 氢气还原氧化铜反应方程式：H2 + CuO → Cu + H2O3. 碳还原氧化铁反应方程式：3C + 2Fe2O3 → 4Fe + 3CO2四、溶解度积常数（Ksp）1. 氯化银溶解度积常数：AgCl(s) ⇌ Ag+(aq) + Cl(aq) Ksp = [Ag+][Cl]2. 碳酸钙溶解度积常数：CaCO3(s) ⇌ Ca2+(aq) + CO32(aq) Ksp = [Ca2+][CO32]五、化学反应速率1. 速率方程：速率 = k[A]^m[B]^n2. 速率常数（k）：与反应物浓度无关，与温度、催化剂等因素有关3. 反应级数（m、n）：反应物浓度对反应速率的影响程度六、化学平衡1. 平衡常数（K）：表示平衡状态下反应物和物浓度的比值2. Le Chatelier原理：当系统受到外界扰动时，平衡会向抵消扰动的方向移动七、电解质溶液1. 电离方程式：酸、碱、盐在水溶液中电离成离子的过程2. 离子浓度计算：根据电离方程式和平衡常数计算离子浓度3. 电导率：溶液中离子浓度越高，电导率越大八、化学热力学1. 焓变（ΔH）：表示反应过程中吸收或释放的热量2. 熵变（ΔS）：表示系统无序度的变化3. 吉布斯自由能（ΔG）：判断反应自发性的依据，ΔG < 0 表示反应自发进行九、气体定律1. 理想气体方程式：PV = nRTP 表示气体压强V 表示气体体积n 表示物质的量（摩尔数）R 表示理想气体常数T 表示气体的绝对温度2. 查理定律：在压强不变的情况下，气体的体积与温度成正比（V1/T1 = V2/T2）3. 盖·吕萨克定律：在温度不变的情况下，气体的压强与体积成反比（P1V1 = P2V2）4. 阿伏伽德罗定律：在相同温度和压强下，相同体积的气体含有相同数目的分子十、化学键1. 离子键：通过电子转移形成的化学键，如 NaCl2. 共价键：通过电子共享形成的化学键，如 H2O3. 金属键：金属原子通过自由电子云形成的化学键，如 Fe4. 氢键：分子间由于氢原子与电负性较强的原子（如氧、氮）之间的相互作用而形成的键，如 H2O 分子间的氢键十一、溶液的浓度1. 摩尔浓度（M）：溶液中溶质的物质的量（摩尔数）除以溶液的体积（升）2. 质量分数（w）：溶液中溶质的质量除以溶液的总质量3. 体积分数（V/V%）：溶液中溶质的体积除以溶液的总体积4. 质量摩尔浓度（m）：溶液中溶质的质量除以溶剂的质量十二、化学反应的能量变化1. 焓变（ΔH）：表示反应过程中吸收或释放的热量2. 内能（U）：系统内部所有分子动能和势能的总和3. 熵变（ΔS）：表示系统无序度的变化4. 吉布斯自由能（ΔG）：判断反应自发性的依据，ΔG < 0 表示反应自发进行十三、有机化学基础1. 同分异构体：分子式相同但结构不同的化合物，如丁烷（C4H10）有正丁烷和异丁烷两种异构体。
高中化学公式大全
高中化学公式大全高中化学常用公式总结1.有关物质的量（mol）的计算公式1) 物质的量（mol）= 物质的质量(g) ÷物质的摩尔质量（g/mol）或微粒数（个）2) 物质的量（mol）= 给定微粒数 ÷ Avogadro常数（6.02×10²³个/mol）3) 气体物质的量（mol）= 标准状况下气体的体积(L) ÷摩尔体积（22.4 L/mol）4) 溶质的物质的量（mol）= 物质的量浓度（mol/L）×溶液体积（L）2.有关溶液的计算公式1) 基本公式①溶液密度（g/mL）= 溶液质量(g) ÷溶液体积(mL)②溶质的质量分数 = 溶质质量(g) ÷ (溶质质量+溶剂质量)(g) ×溶液体积(L) × 100%③物质的量浓度（mol/L）= 溶质物质的量(mol) ÷溶液体积(L)2) 溶质的质量分数、溶质的物质的量浓度及溶液密度之间的关系：①溶质的质量分数 = 物质的量浓度(mol/L) ×溶质的摩尔质量(g/mol) ÷ (1000 mL) ×溶液密度(g/mL) × 100%②物质的量浓度 = (1000 mL) ×溶液密度(g/mL) ×溶质的质量分数 ÷ (溶质摩尔质量(g/mol) × 1 L)3) 溶液的稀释与浓缩（各种物理量的单位必须一致）：①浓溶液的质量 ×浓溶液溶质的质量分数 = 稀溶液的质量 ×稀溶液溶质的质量分数（即溶质的质量不变）②浓溶液的体积 ×浓溶液物质的量浓度 = 稀溶液的体积×稀溶液物质的量浓度 [即 c(浓)·V(浓) = c(稀)·V(稀)]4) 任何一种电解质溶液中：阳离子所带的正电荷总数 = 阴离子所带的负电荷总数（即整个溶液呈电中性）3.有关溶解度的计算公式（溶质为不含结晶水的固体）1) 基本公式：①溶解度(g)/100(g) = 饱和溶液中溶质的质量(g) ÷溶剂质量(g)②溶解度(g)/100(g) + 溶解度(g) = 饱和溶液中溶质的质量(g) ÷饱和溶液的质量(g)2) 相同温度下，溶解度（S）与饱和溶液中溶质的质量分数（w%）的关系：S(g) = w(g) ÷ (100-w)(g) × 100%w% = S(g) ÷ (100+S)(g) × 100%3) 温度不变，蒸发饱和溶液中的溶剂（水），析出晶体的质量m的计算：m = 溶解度(g)/100(g) ×蒸发溶剂（水）的质量(g)4) 降低热饱和溶液的温度，析出晶体的质量m的计算：m = (高温溶解度-低温溶解度) ×高温原溶液质量(g) ÷(100+高温溶解度)(g)4.计算平均摩尔质量或平均式量的公式1) 如果已知混合物的总质量m(混)和总物质的量n(混)，则平均摩尔质量可以用公式M=m(混)/n(混)来计算。
高中化学物料守恒
高中化学物料守恒一、引言在化学领域，物料守恒是一个基本的原则。
它指的是在化学反应中，物质的质量和数量不会被创建或破坏，只会发生转化。
这个原则也被称为“质量守恒定律”或“拉瓦锡尔定律”，是化学反应和计算的基础。
本文将详细介绍高中化学中的物料守恒原理，包括质量守恒定律的定义、实验验证方法以及应用实例。
二、质量守恒定律质量守恒定律是指在任何封闭系统内，物体之间交换的质量总数保持不变。
换句话说，物体之间的转移只涉及到质量的重新分配，而不涉及新物质的产生或消失。
这一定律可以用以下方程式表示：初始总质量=最终总质量这个原理是由法国化学家拉瓦锡尔于1789年提出，并被广泛接受和应用于现代化学。
三、实验验证方法为了验证物料守恒原理，在实验中我们可以通过称量物质的质量来观察化学反应前后的变化。
以下是一些常见的实验验证方法：1. 反应容器称量法这种方法适用于液体或气体反应。
我们可以使用一个称量瓶或天平来测量反应前后容器内物质的质量变化。
在进行实验时，必须确保容器密封良好，以防止物质的泄漏。
2. 沉淀重量法对于涉及沉淀产生的反应，可以通过过滤和称重沉淀物来验证物料守恒原理。
首先，将反应液过滤得到沉淀物，在干燥后使用天平称重。
比较初始物质和产生的沉淀物之间的质量差异，即可验证质量守恒定律。
3. 气体收集法在涉及气体生成或消耗的反应中，可以使用气体收集设备（如气球、瓶子）来收集并测量产生或消耗的气体体积。
通过密闭系统中气体总体积不变这一观察结果，可以验证物料守恒原理。
四、应用实例1. 燃烧反应燃烧反应是物料守恒原理的一个典型应用。
例如，当甲烷（CH4）与氧气（O2）发生燃烧反应时，产生二氧化碳（CO2）和水（H2O）。
在该反应中，甲烷和氧气的质量总和等于生成的二氧化碳和水的质量总和。
CH4+2O2→CO2+2H2O2. 酸碱中和反应酸碱中和反应也是物料守恒原理的一个重要应用。
例如，当盐酸（HCl）与氢氧化钠（NaOH）发生中和反应时，生成盐（如氯化钠NaCl）和水。
高中化学 阿佛加德罗常数及阿佛加德罗定律专题
高中化学阿佛加德罗常数及阿佛加德罗定律专题阿氏常数及定律是高考的热点。
近几年高考试题的主要以选择题形式考查。
一、基础知识导学：1、万能公式：n=N/N A=m/M=V/Vm=cV‵注意：①n通常与化学式结合求原子个数、电子个数、质子个数、中子个数、共价键数、共用电子对数等。
②n通常与化学方程式结合求电子转移（或电子得失）个数。
③要用Vm时，必须注意所给条件为标准状况、所给物质在此条件下为气态，否则不能计算。
④要用cV‵时，必须注意是针对溶液中的溶质，且注意考虑电解质的化学式及其强弱，注意盐的水解等。
2、阿氏定律：（克拉珀珑方程及其变形式）PV＝nRT、PV=m/M×RT、PM=ρRT。
（注意只适用于气体）二、例题分析：例1．阿伏加德罗常数约为6.02×1023mol-1。
下列叙述中正确的是A．标准状况下，2.24L苯中约含有3.612x1023个碳原子B．常温常压下，氧气和臭氧的混合物16g中约含有6．02×1O23个氧原子C．25℃时，1 L pH=13的氢氧化钠溶液中约含有6.02×l023个氢氧根离子D．0.5mol CH中约含有3.01×1024个电子4分析：A组中要用到Vm，题上所给条件为标准状况，但所给物质苯在此条件下为液态，故不能计算,A项错；B组中16g氧气和臭氧的混合物中含氧原子为1mol,约含有6．02×1O23个氧原子；C组中要用到Vm，n(NaOH)＝0.1mol,NaOH为强碱完全电离，应有6.02×l022个氢氧根离子；D组中一个CH4中含10个电子，故0.5mol约含有3.01×1024个电子。
故答案为B、D。
例2、下列两种气体的分子数一定相等的是A.质量相等、密度不等的N2和C2H4B.等体积等密度的CO和C2H4C.等温等体积的O2和N2D.等压等体积的N2和CO2分析：分子数相等即为分子的物质的量（n）相等。
高中化学公式大全
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。
高中化学计算公式、定律、推论总结
A 高中化学计算公式、定律、推论总结1. ρ=m V固体的密度单位为g/cm3；液体的密度单位为g/mL；气体的密度单位为g/L 2.“质剂液”计算质剂液Sm(溶质) =100m(溶剂)=S +100m(溶液)3.ω=m(溶质)⨯100% ，ω为溶质的质量分数m(溶液)4. m(稀) ⨯ω(稀) =m(浓) ⨯ω(浓) ，溶质的质量守恒5.ω=S⨯100% ，适用于饱和溶液S +1006.N =n ⋅N A ，N 表示直接构成物质的微粒个数；N A 为阿伏加德罗常数N ≈6.02×1023 mol－1；n1 =N1n2N27.m =n ⋅M ，m 为质量，单位g；M 为摩尔质量，单位g/mol8. M =Ar1 ⨯a1 % +Ar2 ⨯a2 % +Ar3 ⨯a3 % +⋅⋅⋅⋅⋅⋅=∑Ar i ⋅a i %M 为元素的相对原子质量，Ar 为同位素的相对原子质量，a%为同位素的丰度9. M ' =A ⨯a % +A ⨯a % +A ⨯a % +⋅⋅⋅⋅⋅⋅=∑A ⋅a %1 12 23 3 i iM ' 为元素的近似相对原子质量，A 为同位素的质量数，a%为同位素的丰度10.11.12. V =n ⋅Vm，适用于气体；V 为气体体积，单位L在S.T.P.下（标准状况下——0℃、1 atm），气体摩尔体积V m ≈22.4L/molM =ρ⋅Vm，适用于气体；M 为摩尔质量，单位g/mol；ρ为气体的密度，单位g/L M =m(总)，M 为混合气体的平均摩尔质量n(总)－14＋ － ＋ ＋ － － VN VM PM ρ M13.14.15.16. c = n ，c 为物质的量浓度，单位 mol/L ；n 为溶质的物质的量，单位 mol ； V V 为溶液的体积，单位 Lc (稀) ⨯V (稀) = c (浓) ⨯V (浓) ，溶质的物质的量守恒c = 1000⨯ ρ ⨯ω ，c 为溶液的物质的量浓度，单位 mol/L ；ρ为溶液的密度，单位 g/mL ； M ω为溶质的质量分数；M 为溶质的摩尔质量，单位 g/molK w = [H ]·[OH ] ，[H ]为 c(H )的数值，[OH ]为 c(OH )的数值在 25℃时，水的离子积 K w ＝1.0×10 17. pH =－lg [H ＋]18. 阿伏加德罗定律：在同温同压下，气体的体积相同，则所含分子数也相同， 1 = 1V 推论一：同温同压下，气体的体积比等于物质的量之比， 1V 2=n 1 n 2V 2N 2推论二：同温同压下，气体的密度比等于摩尔质量之比相对密度d =ρ1 =M 1， M = d ⋅ M1 22 2m 推论三：同温同压下，同体积的气体质量比等于摩尔质量之比，1m 2= M 1M 2P推论四：同温同体积下，气体的压强比等于物质的量之比， 1 P 2=n 1n 2推论五：同温同压下，等质量的气体体积比等于摩尔质量的反比， 1 = 2V 2M 1推论六：同温同体积下，等质量的气体的压强比等于摩尔质量的反比， 1 = 2P 2 M 1。
高中化学公式总结
高中化学公式总结化学作为一门重要的自然科学学科，它研究物质的成分、结构和性质，通过特定的公式来表达化学反应和物质变化的过程。
在高中化学学习中，我们需要掌握各种化学反应和物质性质的公式，下面就对高中化学中常见的公式进行总结和归纳。
1. 化学方程式化学方程式是表示化学反应过程的式子，它由反应物、生成物和反应过程的条件组成。
其中，反应物写在箭头的左边，生成物写在箭头的右边，反应条件位于箭头上方。
例如：\[2H_{2}+O_{2}\Rightarrow2H_{2}O\]这是氢气和氧气燃烧生成水的化学方程式，其中“2H_{2}”表示2个氢气分子，“O_{2}”表示氧气，“2H_{2}O”表示2个水分子。
2. 摩尔质量摩尔质量是指1摩尔物质的质量，在化学中通常以单位“g/mol”表示。
摩尔质量的计算方法是将元素的相对原子质量或化合物的分子质量转化为克/摩尔。
例如氧气的摩尔质量为32g/mol，氢气的摩尔质量为1g/mol。
3. 摩尔计算在化学实验和计算中，我们经常用到摩尔的概念来进行物质的计量。
摩尔计算可以根据物质的质量、体积和物质的摩尔质量来计算物质的量。
例如，根据氧气的摩尔质量和体积可以计算出氧气的摩尔数。
4. 氧化还原反应氧化还原反应是指物质失去或获得电子而发生的化学反应。
在氧化还原反应中，先发生氧化反应，然后发生还原反应，通常用半反应方程来表示。
例如：\[2Al+3Cl_{2}\Rightarrow2AlCl_{3}\]这是铝与氯气生成氯化铝的氧化还原反应，其中铝原子失去电子氧化为\(Al^{3+}\)，氯原子接受电子还原为\(Cl^{-}\)。
5. 化学平衡化学平衡是指化学反应达到动态平衡状态，反应物和生成物浓度保持一定比例。
在化学平衡中，可以根据Le Chatelier定律来判断何种条件下反应会向一定方向移动。
例如，增加反应物浓度会促进生成物的生成。
6. 酸碱中和反应酸碱中和反应是指酸和碱在一定条件下发生的中和反应，生成盐和水。
(完整)高中化学定律公式
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=Mm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 。
1.气体摩尔体积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3、 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。
高中化学必备公式大全
高中化学必备公式大全一、阿伏加德罗定律1、阿伏加德罗定律：同温同压下，相同体积的任何气体含有相同的数目的粒子。
2、阿伏加德罗常数：1mol任何粒子的粒子数叫阿伏加德罗常数，N A =6.02×10 23个/mol，不过也要记住：1mol任何粒子的粒子数叫阿伏加德罗常数。
3、适用条件：一定温度和压强下。
二、物质的量计算公式1、物质的量计算公式：n = N / N A = m / M = V / V m = c × V2、物质的量基本单位——摩尔(mol)3、物质的量是国际单位制中七个基本物理量之一。
三、气体摩尔体积、气体体积计算公式1、气体摩尔体积计算公式：V m = 22.4L/mol2、在标准状况下，任何气体的摩尔体积都是22.4L/mol。
3、在标准状况下，任何气体的体积都是22.4L/mol。
4、非标准状况下，气体摩尔体积的数值可以不是22.4L/mol。
5、气体体积 =气体质量×气体摩尔体积。
6、气体摩尔质量=气体摩尔体积×物质质量。
7、物质质量=物质粒子数目×每个粒子质量。
8、原子间结合方式：共价键、离子键、金属键等。
9、原子间相互作用力：静电力、分子间作用力。
中考必备：中考数学公式大全一、什么是数学公式？数学公式是解决数学问题的关键工具。
它是数学概念、定理和定律的组合，可以帮助我们更好地理解和解决各种数学问题。
掌握数学公式不仅有助于提高数学成绩，还能增强我们的逻辑思维和解决问题的能力。
二、中考数学公式的重要性中考数学是学生们普遍的重要科目。
在中考数学中，数学公式的作用不可忽视。
准确理解和应用数学公式，能够使问题解决过程更加简洁、准确，有效提高解题速度。
因此，对于即将参加中考的学生们来说，掌握数学公式是必备的技能。
三、中考数学公式大全以下是一些重要的中考数学公式，供大家参考：1、平方差公式：(a+b)(a-b)=a²-b²2、完全平方公式：a²±2ab+b²=(a±b)²3、立方和(差)公式：a³±b³= (a±b)(a²±ab+b²)4、幂的乘方： (a^m)^n = a^(mn)5、积的乘方： (ab)^n = a^n b^n6、同底数幂的乘法：a^m a^n = a^(m+n) (m,n都是正数)7、同底数幂的除法：a^m/a^n = a^(m-n) (a ≠ 0, m,n都是正整数，且 m大于 n)8、平方差公式：a²-b²=(a+b)(a-b)9、完全平方公式：a²±2ab+b²=(a±b)²10、立方和(差)公式：a³±b³= (a±b)(a²±ab+b²)11、圆的周长公式：C=2πr12、圆的面积公式：S=πr²13、扇形面积公式：S扇形=πr²/360°×n°14、弧长公式：L=πr/180°×n°15、圆柱体积公式：V=πr²h16、圆锥体积公式：V=1/3πr²h四、如何记忆和应用数学公式？记忆和应用数学公式需要一定的技巧和方法。
高中三大守恒定律化学
高中三大守恒定律化学高中化学中有三个超级重要的守恒定律，听起来很高大上，但其实和咱们的日常生活息息相关。
咱们得聊聊质量守恒定律。
你想啊，做饭的时候，材料放进锅里，最后出来的菜量不会凭空消失，对吧？就像你煮汤，水、肉、菜都在里面，最后的汤量跟开始的一样，没啥变化。
质量守恒定律就是告诉我们，在化学反应中，反应物的总质量和生成物的总质量是一样的。
这可不是开玩笑，科学家们可认真研究过。
这就意味着，任何时候你都不能想象有东西神奇消失了，不管是多么好吃的菜，还是那些化学物质，都是得有个来龙去脉。
咱们得聊聊能量守恒定律。
这个法则可有趣了！你知道吗？能量不会凭空出现，也不会无缘无故消失。
想象一下，你在玩游戏，打怪升级，这时候你获得了经验值，能量充沛。
可游戏里可不是随便就给你能量的，都是通过你的努力得来的。
这就像在化学反应中，反应物变成生成物，能量有可能转化成热、光或者其他形式，但总量是守恒的。
比如，燃烧反应就会释放热量，咱们吃饭的时候也是一样，吃进去的食物最终变成能量，让我们有力气去打拼。
能量守恒定律让我们明白，任何变化都得遵循这个游戏规则。
咱们聊聊动量守恒定律。
听起来有点复杂，其实简单得很。
想象你在操场上打篮球，球和你之间的碰撞，球被打出去了，速度可不能随便变化。
简单说，动量就是物体运动的能力，两个物体碰撞时，动量是守恒的。
就像两个人打架，一拳打出去，另一方也会有所反应。
化学反应中也是一样，反应物的动量总和等于生成物的动量总和。
这意味着，任何化学反应的结果都不可能脱离这个框架。
这就像咱们生活中，做事情也得考虑前因后果，不能只看眼前的利益。
要说这三大守恒定律，它们可是化学反应的基石，帮助我们理解世界的运作。
生活中处处都可以看到它们的身影。
就像你家里的冰箱，放进去的食物要能保持新鲜，化学反应也得遵循这些法则。
你可以想象一下，冰箱里的食物就像是反应物，只有在合适的条件下，它们才会转变成可口的美食。
无论你是做蛋糕，还是炒菜，都是一场化学反应。
高中化学--盖斯定律
高中化学--盖斯定律盖斯定律（英语：Hess's law），又名反应热加成性定律（the law of additivity of reaction heat）：若一反应为二个反应式的代数和时，其反应热为此二反应热的代数和。
也可表达为在条件不变的情况下，化学反应的热效应只与起始和终了状态有关，与变化途径无关。
它是由瑞士化学家Germain Hess发现并用于描述物质的热含量和能量变化与其反应路径无关，因而被称为赫斯定律。
1．含义(1)不管化学反应是一步完成或分几步完成，其反应热是相同的。
(2)化学反应的反应热只与反应体系的始态和终态有关，而与反应的途径无关。
2．意义利用盖斯定律，可以间接地计算一些难以测定的反应热。
例如：C(s)＋O2(g)===CO(g)上述反应在O2供应充分时，可燃烧生成CO2；O2供应不充分时，虽可生成CO，但同时还部分生成CO2。
因此该反应的ΔH不易测定，但是下述两个反应的ΔH却可以直接测得：(1)C(s)＋O2(g)===CO2(g) ΔH1＝－393.5 kJ·mol－1(2)CO(g)＋O2(g)===CO2(g) ΔH2＝－283.0kJ·mol－1根据盖斯定律，就可以计算出欲求反应的ΔH。
分析上述两个反应的关系，即知：ΔH＝ΔH1－ΔH2。
则C(s)与O2(g)生成CO(g)的热化学方程式为C(s)＋O2(g)===CO(g)ΔH＝－110.5 kJ·mol－1。
注意：1、热化学方程式可以进行方向改变，方向改变时，反应热数值不变，符号相反；2、热化学方程式中物质的化学计量数和反应热可以同时改变倍数；3、热化学方程式可以叠加，叠加时，物质和反应热同时叠加。
3.练习1、已知下列热化学方程式：①Fe2O3(s)＋3CO(g)===2Fe(s)＋3CO2(g) ΔH1＝－26.7 kJ·mol－1②3Fe2O3(s)＋CO(g)===2Fe3O4(s)＋CO2(g) ΔH2＝－50.75 kJ·mol－1③Fe3O4(s)＋CO(g)===3FeO(s)＋CO2(g) ΔH3＝－36.5 kJ·mol－1则反应FeO(s)＋CO(g)===Fe(s)＋CO2(g)的焓变为( )A．＋7.28 kJ·mol－1 B．－7.28 kJ·mol－1C．＋43.68 kJ·mol－1 D．－43.68 kJ·mol－1[解析] 根据盖斯定律，首先考虑目标反应与三个已知反应的关系，三个反应中，FeO、CO、Fe、CO2是要保留的，而与这四种物质无关的Fe2O3、Fe3O4要通过方程式的叠加处理予以消去：因此将①×3－②－③×2得到：6FeO(s)＋6CO(g)＝6Fe(s)＋6CO2(g) ΔH＝＋43.65kJ·mol－1化简：FeO(s)＋CO(g)＝Fe(s)＋CO2(g) ΔH＝＋7.28 kJ·mol－1答案A2．已知：H2O(g)===H2O(l) ΔH＝Q1 kJ·mol－1C2H5OH(g)===C2H5OH(l) ΔH＝Q2 kJ·mol－1C2H5OH(g)＋3O2(g)===2CO2(g)＋3H2O(g) ΔH＝Q3 kJ·mol－1若使46 g酒精液体完全燃烧，最后恢复到室温，则放出的热量为( ) A．(Q1＋Q2＋Q3) KJ B．0.5(Q1＋Q2＋Q3)kJC．(0.5Q1－1.5Q2＋0.5Q3) kJ D．(3Q1－Q2＋Q3)kJ[解析] 46 g酒精即1 mol C2H5OH(l) 根据题意写出目标反应C2H5OH(l)＋3O2(g)===2CO2(g)＋3H2O(l) ΔH然后确定题中各反应与目标反应的关系则ΔH＝(Q3－Q2＋3Q1)kJ·mol－1 答案D3．能源问题是人类社会面临的重大课题，H2、CO、CH3OH都是重要的能源物质，它们的燃烧热依次为－285.8 kJ·mol－1、－282.5 kJ·mol－1、－726.7 kJ·mol－1。
高中化学质量守恒定律的解题步骤详解
高中化学质量守恒定律的解题步骤详解在高中化学中，质量守恒定律是一个非常重要的基本原理。
它指出，在任何化学反应中，物质的质量总是守恒不变的。
换句话说，反应前后物质的质量总和保持不变。
掌握质量守恒定律的解题步骤对于解决化学题目至关重要。
本文将详细介绍高中化学质量守恒定律的解题步骤，并通过具体例子加以说明。
首先，解题的第一步是分析题目中给出的反应物和生成物。
我们需要明确哪些物质参与了反应，以及它们的质量。
例如，题目可能给出了反应物A和B，生成了产物C和D。
我们需要记录下它们的质量，假设质量分别为mA、mB、mC和mD。
接下来，我们需要根据质量守恒定律建立一个质量平衡方程。
质量平衡方程的表达式为：mA + mB = mC + mD。
这个方程表示反应前后质量的总和保持不变。
在解题时，我们可以根据已知的质量数据来求解未知的质量。
然后，我们需要根据题目给出的条件和所求的未知量之间的关系，进行计算。
这可能涉及到一些化学计算的方法，例如摩尔质量的计算或者物质的化学计量关系。
在这一步中，我们需要根据具体的题目要求，运用适当的计算方法，得出所求的未知量。
举个例子，假设题目给出了反应物A和B的质量，要求计算生成物C的质量。
已知mA = 10g，mB = 20g，我们可以根据质量平衡方程得出mC = mA + mB - mD。
假设生成物D的质量未知，我们可以通过已知的质量数据和质量平衡方程来计算出mC和mD的值。
最后，我们需要检查计算结果是否符合质量守恒定律。
如果计算出的质量数据与题目中给出的质量数据相符，那么我们的计算是正确的。
如果计算结果不符合质量守恒定律，那么我们需要重新检查计算过程，找出错误之处。
通过以上的步骤，我们可以解决大部分涉及质量守恒定律的化学题目。
然而，需要注意的是，在实际解题过程中，我们可能会遇到一些复杂的情况，例如涉及多步反应或者有多个未知量的题目。
对于这些情况，我们需要灵活运用解题方法，逐步推导，分析每一步的质量变化，确保计算的准确性。
高中化学必备知识点：化学定律？什么是化学定律？
▁▂▃▄▅▆▇█▉▊▋▌精诚凝聚 =^_^= 成就梦想▁▂▃▄▅▆▇█▉▊▋▌1 ．质量守恒定律参加化学反应的各物质的质量总和等子反应后生成的各物质的质量总和。
这个规律叫做质量守恒定律。
质量守恒定律是进行化学方程式配平、离子方程式正误判断、化学计算等的重要依据。
2 ．阿伏加德罗定律同温、同压下，相同体积的任何气体都含有相同数目的分子称为阿伏加德罗定律。
阿伏加德罗定律的应用归纳为（设A 、B 代表气体）:（1 ）同温同压下，气体的体积之比等于气体的物质的量之比或气体分子数之比。
( 2 ）同温同体积时，气体的压强之比等于气体的物质的量之比或气体分子数之比。
( 3 ）温度、压强、体积均相同时，气体的密度之比等于气体的摩尔质量或相对分子质量之比，也等于气体的质量之比。
3 ．盖斯定律在恒温、恒压下，一个化学反应从初始状态到终了状态，无论是一步完成还是分几步完成，其总热效应相同。
即反应热只与反应的始态和终态有关，而与反应所经历的途径无关。
4 ．勒夏特列原理，亦称平衡移动原理，如果改变影响平衡的一个条件（浓度、压强及温度等），化学平衡就向能够减弱这种改变的方向移动。
该原理只适用于达到平衡的体系，不适用于非平衡体系。
意义：解释改变条件后，平衡将怎样移动。
( 1 ）若降温，移动后应升温，即向放热方向移动。
同理，升温则向吸热方向移动。
( 2 ）若加压，移动后应减压，即向气体物质的量减小方向移动。
同理，减压即向气体物质的量增大方向移动。
( 3 ）若增大饭，移动后饭应降低，即向正反应方向移动。
同理，减小版，即向逆反应方向移动。
任何平衡都是在一定条件下建立的，外界条件的改变对正逆两个方向的反应速率影响程度不同，原有的平衡被打破，在新的条件下建立起新的平衡。
从原有的平衡转化到新的平衡，转化过程就是平衡的移动。
平衡移动的方向取决于原平衡的状态和改变的条件。
5. 电荷守恒定律化合物中正负化合价的代数和为零。
电解质溶液中阴阳离子所带电荷总数相等。
化学高中必修公式总结(17篇)
化学高中必修公式总结第1篇机械能1.功(1)做功的两个条件:作用在物体上的力.物体在里的方向上通过的距离.(2)功的大小:W=Fscosa功是标量功的单位:焦耳(J) 1J=1N-m当0<=a<派/2w>0F做正功F是动力当a=派/2w=0(cos派/2=0)F不作功当派/2<=a<派W<0F做负功F是阻力(3)总功的求法:W总=W1+W2+W3……WnW总=F合Scosa2.功率(1)定义:功跟完成这些功所用时间的比值.P=W/t功率是标量功率单位:瓦特(w)此公式求的是平均功率1w=1J/s1000w=1kw(2)功率的另一个表达式:P=Fvcosa当F与v方向相同时,P=Fv.(此时cos0度=1)此公式即可求平均功率,也可求瞬时功率1)平均功率:当v为平均速度时2)瞬时功率:当v为t时刻的瞬时速度(3)额定功率:指机器正常工作时最大输出功率实际功率:指机器在实际工作中的输出功率正常工作时:实际功率≤额定功率(4)机车运动问题(前提:阻力f恒定)P=FvF=ma+f(由牛顿第二定律得)汽车启动有两种模式1)汽车以恒定功率启动(a在减小,一直到0)P恒定v在增加F在减小尤F=ma+f当F减小=f时v此时有最大值2)汽车以恒定加速度前进(a开始恒定,在逐渐减小到0)a恒定F不变(F=ma+f)V在增加P实逐渐增加最大此时的P为额定功率即P一定P恒定v在增加F在减小尤F=ma+f当F减小=f时v此时有最大值3.功和能(1)功和能的关系:做功的过程就是能量转化的过程功是能量转化的量度(2)功和能的区别:能是物体运动状态决定的物理量,即过程量功是物体状态变化过程有关的物理量,即状态量这是功和能的根本区别.化学高中必修公式总结第2篇动能.动能定理(1)动能定义:物体由于运动而具有的能量.用Ek表示表达式Ek=1/2mv^2能是标量也是过程量单位:焦耳(J)1kg-m^2/s^2=1J(2)动能定理内容:合外力做的功等于物体动能的变化表达式W合=ΔEk=1/2mv^2-1/2mv0^2适用范围:恒力做功,变力做功,分段做功,全程做功5.重力势能(1)定义:物体由于被举高而具有的能量.用Ep表示表达式Ep=mgh是标量单位:焦耳(J)(2)重力做功和重力势能的关系W重=-ΔEp重力势能的变化由重力做功来量度(3)重力做功的特点:只和初末位置有关,跟物体运动路径无关重力势能是相对性的,和参考平面有关,一般以地面为参考平面重力势能的变化是绝对的,和参考平面无关(4)弹性势能:物体由于形变而具有的能量弹性势能存在于发生弹性形变的物体中,跟形变的大小有关弹性势能的变化由弹力做功来量度6.机械能守恒定律(1)机械能:动能,重力势能,弹性势能的总称总机械能:E=Ek+Ep是标量也具有相对性机械能的变化,等于非重力做功(比如阻力做的功)ΔE=W非重机械能之间可以相互转化(2)机械能守恒定律:只有重力做功的情况下,物体的动能和重力势能发生相互转化,但机械能保持不变表达式:Ek1+Ep1=Ek2+Ep2成立条件:只有重力做功化学高中必修公式总结第3篇高考化学公式大全一、非金属氢化物(HF、HCl、H2O、H2S、NH3)1、还原性:4HCl(浓) + MnO2 === MnCl2 + Cl2 + 2H2O4HCl(g) + O2 === 2Cl2 + 2H2O16HCl + 2KMnO4 === 2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2 + 8H2O14HCl + K2Cr2O7 === 2KCl + 2CrCl3 + 3Cl2 + 7H2O2H2O + 2F2 === 4HF + O22H2S + 3O2(足量) === 2SO2 + 2H2O2H2S + O2(少量) === 2S + 2H2O2H2S + SO2 === 3S + 2H2OH2S + H2SO4(浓) === S + SO2 + 2H2O3H2S + 2HNO(稀) === 3S + 2NO + 4H2O5H2S + 2KMnO4 + 3H2SO4 === 2MnSO4 + K2SO4 + 5S + 8H2O3H2S + K2Cr2O7 + 4H2SO4 === Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 3S + 7H2OH2S + 4Na2O2 + 2H2O === Na2SO4 + 6NaOH2NH3 + 3CuO === 3Cu + N2 + 3H2O2NH3 + 3Cl2 === N2 + 6HCl8NH3 + 3Cl2 === N2 + 6NH4Cl4NH3 + 3O2(纯氧) === 2N2 + 6H2O4NH3 + 5O2 === 4NO + 6H2O4NH3 + 6NO === 5N2 + 6H2O(用氨清除NO)NaH + H2O === NaOH + H24NaH + TiCl4 === Ti + 4NaCl + 2H2CaH2 + 2H2O === Ca(OH)2 + 2H22、酸性:4HF + SiO2 === SiF4 + 2H2O(此反应广泛应用于测定矿样或钢样中SiO2的含量)2HF + CaCl2 === CaF2 + 2HClH2S + Fe === FeS + H2H2S + CuCl2 === CuS + 2HClH2S + 2AgNO3 === Ag2S + 2HNO3H2S + HgCl2 === HgS + 2HClH2S + Pb(NO3)2 === PbS + 2HNO3H2S + FeCl2 ===2NH3 + 2Na==2NaNH2 + H2(NaNH2 + H2O === NaOH + NH3) 3、碱性：NH3 + HCl === NH4ClNH3 + HNO3 === NH4NO32NH3 + H2SO4 === (NH4)2SO4NH3 + NaCl + H2O + CO2 === NaHCO3 + NH4Cl(此反应用于工业制备小苏打，苏打)4、不稳定性：2HF === H2 + F22HCl === H2 + Cl22H2O === 2H2 + O22H2O2 === 2H2O + O2H2S === H2 + S2NH3 === N2 + 3H2二、非金属氧化物低价态的还原性：2SO2 + O2 === 2SO32SO2 + O2 + 2H2O === 2H2SO4(这是SO2在大气中缓慢发生的环境化学反应) SO2 + Cl2 + 2H2O === H2SO4 + 2HClSO2 + Br2 + 2H2O === H2SO4 + 2HBrSO2 + I2 + 2H2O === H2SO4 + 2HISO2 + NO2 === SO3 + NO2NO + O2 === 2NO2NO + NO2 + 2NaOH === 2NaNO2(用于制硝酸工业中吸收尾气中的NO和NO2)2CO + O2 === 2CO2CO + CuO === Cu + CO23CO + Fe2O3 === 2Fe + 3CO2CO + H2O === CO2 + H2氧化性：SO2 + 2H2S === 3S + 2H2OSO3 + 2KI === K2SO3 + I2NO2 + 2KI + H2O === NO + I2 + 2KOH(不能用淀粉KI溶液鉴别溴蒸气和NO2)4NO2 + H2S === 4NO + SO3 + H2O2NO2 + Cu === 4CuO + N2CO2 + 2Mg === 2MgO + C(CO2不能用于扑灭由Mg、Ca、Ba、Na、K等燃烧的火灾) SiO2 + 2H2 === Si + 2H2OSiO2 + 2Mg === 2MgO + Si3、与水的作用:SO2 + H2O === H2SO3SO3 + H2O === H2SO43NO2 + H2O === 2HNO3 + NON2O5 + H2O === 2HNO3P2O5 + H2O === 2HPO3P2O5 + 3H2O === 2H3PO4(P2O5极易吸水、可作气体干燥剂P2O5 + 3H2SO4(浓) === 2H3PO4 + 3SO3)CO2 + H2O === H2CO34、与碱性物质的作用:SO2 + 2NH3 + H2O === (NH4)2SO3SO2 + (NH4)2SO3 + H2O === 2NH4HSO3(这是硫酸厂回收SO2的反应.先用氨水吸收SO2、再用H2SO4处理: 2NH4HSO3 + H2SO4 === (NH4)2SO4 + 2H2O +2SO2生成的硫酸铵作化肥、SO2循环作原料气)SO2 + Ca(OH)2 === CaSO3 + H2O(不能用澄清石灰水鉴别SO2和CO2.可用品红鉴别) SO3 + MgO === MgSO4SO3 + Ca(OH)2 === CaSO4 + H2OCO2 + 2NaOH(过量) === Na2CO3 + H2OCO2(过量) + NaOH === NaHCO3CO2 + Ca(OH)2(过量) === CaCO3 + H2O2CO2(过量) + Ca(OH)2 === Ca(HCO3)2CO2 + 2NaAlO2 + 3H2O === 2Al(OH)3 + Na2CO3CO2 + C6H5ONa + H2O === C6H5OH + NaHCO3SiO2 + CaO === CaSiO3SiO2 + 2NaOH === Na2SiO3 + H2O(常温下强碱缓慢腐蚀玻璃)SiO2 + Na2CO3 === Na2SiO3 + CO2SiO2 + CaCO3 === CaSiO3 + CO2三、金属氧化物1、低价态的还原性:6FeO + O2 === 2Fe3O4FeO + 4HNO3 === Fe(NO3)3 + NO2 + 2H2O2、氧化性:Na2O2 + 2Na ===2Na2O(此反应用于制备Na2O)MgO，Al2O3几乎没有氧化性，很难被还原为Mg，Al.一般通过电解制Mg和Al.Fe2O3 + 3H2 === 2Fe + 3H2O (制还原铁粉)Fe3O4 + 4H2 === 3Fe + 4H2O3、与水的作用:Na2O + H2O === 2NaOH2Na2O2 + 2H2O === 4NaOH + O2(此反应分两步:Na2O2 + 2H2O === 2NaOH + H2O2 ; 2H2O2 === 2H2O + O2. H2O2的制备可利用类似的反应:BaO2 + H2SO4(稀) === BaSO4 + H2O2)MgO + H2O === Mg(OH)2 (缓慢反应)4、与酸性物质的作用:Na2O + SO3 === Na2SO4Na2O + CO2 === Na2CO3Na2O + 2HCl === 2NaCl + H2O2Na2O2 + 2CO2 === 2Na2CO3 + O2Na2O2 + H2SO4(冷、稀) === Na2SO4 + H2O2MgO + SO3 === MgSO4MgO + H2SO4 === MgSO4 + H2OAl2O3 + 3H2SO4 === Al2(SO4)3 + 3H2O(Al2O3是两性氧化物:Al2O3 + 2NaOH ===2NaAlO2 + H2O)FeO + 2HCl === FeCl2 + 3H2OFe2O3 + 6HCl === 2FeCl3 + 3H2OFe2O3 + 3H2S(g) === Fe2S3 + 3H2OFe3O4 + 8HCl === FeCl2 + 2FeCl3 + 4H2O四、非金属氧化物低价态的还原性：2SO2 + O2 === 2SO32SO2 + O2 + 2H2O === 2H2SO4(这是SO2在大气中缓慢发生的环境化学反应)SO2 + Cl2 + 2H2O === H2SO4 + 2HClSO2 + Br2 + 2H2O === H2SO4 + 2HBrSO2 + I2 + 2H2O === H2SO4 + 2HISO2 + NO2 === SO3 + NO2NO + O2 === 2NO2NO + NO2 + 2NaOH === 2NaNO2(用于制硝酸工业中吸收尾气中的NO和NO2)2CO + O2 === 2CO2CO + CuO === Cu + CO23CO + Fe2O3 === 2Fe + 3CO2CO + H2O === CO2 + H2氧化性：SO2 + 2H2S === 3S + 2H2OSO3 + 2KI === K2SO3 + I2NO2 + 2KI + H2O === NO + I2 + 2KOH(不能用淀粉KI溶液鉴别溴蒸气和NO2)4NO2 + H2S === 4NO + SO3 + H2O2NO2 + Cu === 4CuO + N2CO2 + 2Mg === 2MgO + C(CO2不能用于扑灭由Mg、Ca、Ba、Na、K等燃烧的火灾) SiO2 + 2H2 === Si + 2H2OSiO2 + 2Mg === 2MgO + Si3、与水的作用:SO2 + H2O === H2SO3SO3 + H2O === H2SO43NO2 + H2O === 2HNO3 + NON2O5 + H2O === 2HNO3P2O5 + H2O === 2HPO3P2O5 + 3H2O === 2H3PO4(P2O5极易吸水、可作气体干燥剂)P2O5 + 3H2SO4(浓) === 2H3PO4 + 3SO3)CO2 + H2O === H2CO3化学高中必修公式总结第4篇高一物理公式大全总结一、质点的运动(1)------直线运动1)匀变速直线运动1.平均速度V平=S/t(定义式)2.有用推论Vt2–Vo2=2as3.中间时刻速度Vt/2=V平=(Vt+Vo)/24.末速度Vt=Vo+at5.中间位置速度Vs/2=[(Vo2+Vt2)/2]1/26.位移S=V平t=Vot+at2/2=Vt/2t7.加速度a=(Vt-Vo)/t以Vo为正方向，a与Vo同向(加速)a>0;反向则a<08.实验用推论ΔS=aT2ΔS为相邻连续相等时间(T)内位移之差9.主要物理量及单位:初速(Vo):m/s加速度(a):m/s2末速度(Vt):m/s时间(t):秒(s)位移(S):米(m)路程:米速度单位换算：1m/s=注：(1)平均速度是矢量。
高中化学知识点详解化学热力学
高中化学知识点详解化学热力学化学热力学是研究化学反应中能量转化和热效应的科学，它涉及到物质的内能、焓、熵以及化学反应的热力学方程等内容。
本文将详细介绍高中化学中与化学热力学相关的重要知识点。
一、内能内能是指物体所包含的微观粒子（原子、离子、分子等）的动能和势能之和。
化学反应中的内能变化可以通过测量反应物和产物之间的焓变求得。
内能变化（ΔU）等于反应物的内能（U1）与产物的内能（U2）之差，即ΔU = U2 - U1。
根据内能和焓的关系，我们可以得到下式：ΔH = ΔU + PΔV其中，ΔH表示焓变，ΔU表示内能变化，P表示压强，ΔV表示体积变化。
二、焓焓是热力学重要的物理量，表示系统的热能。
在化学反应中，焓变（ΔH）等于反应物的焓（H1）与产物的焓（H2）之差，即ΔH = H2 - H1。
焓变反映了反应过程中释放或吸收的热量。
三、熵熵是描述系统无序程度的物理量，在化学热力学中有着重要的意义。
熵变（ΔS）表示在化学反应中系统熵的变化，反映了反应过程中产生的混乱程度的变化。
熵变可以通过下式计算：ΔS = ΣnSf（产物） - ΣmSf（反应物）其中，ΔS表示熵变，Sf表示不同物质的摩尔熵，n和m表示产物和反应物的摩尔数。
四、化学反应的热力学方程在化学热力学中，熵变、焓变和内能变化之间存在着一系列的定量关系。
根据物质在不同状态之间的热力学性质的变化，可以推导出各种化学反应的热力学方程。
1. 等温过程中的焓变在等温过程中，焓变等于内能变化，即ΔH = ΔU。
2. 等压过程中的焓变在等压过程中，焓变等于反应物与产物的焓之差，即ΔH = H2 - H1。
3. 等容过程中的焓变在等容过程中，体积不变，因此焓变为0，即ΔH = 0。
根据以上的热力学方程，我们可以进一步计算化学反应的熵变和内能变化，从而了解反应的热效应和热力学性质。
五、热力学定律化学热力学中，还存在着一些重要的热力学定律，如下所示：1. 热力学第一定律热力学第一定律是能量守恒定律，它指出能量既不能被创造，也不能被消灭，只能从一种形式转化为另一种形式。
高中化学 盖斯定律
不能很好的控制反应的程度，故不能直接通过实验测得△H1
CO(g)+1/2O2(g) = CO2(g) △H2＝-283.0 kJ/mol
C(s)+O2(g) = CO2(g)
△H3＝-393.5 kJ/mol
（1）消元法 写出目标方程式确定“多余物质”（要消去的物质）然后用消元法逐一消去 “多余物质”，导出“四则运算式”
分析： CO(g) △H1 + △H2 = △H3
H1
H2
C(s)
H3 CO2(g)
C(s)+O2(g) = CO2(g)
△H3＝-393.5 kJ/mol
— CO(g)+1/2O2(g) = CO2(g) △H2＝-283.0 kJ/mol
C(s)+1/2O2(g) = CO(g) △H1＝？
∴△H1 = △H3 － △H2 = -393.5 kJ/mol －(-283.0 kJ/mol)= -110.5 kJ/mol
ΔH2
C
ΔH3=ΔH1+ΔH2 ΔH1=ΔH3－ ΔH2
（2）唯一法：对于比较复杂的几步反应，可以换个角度： 找唯 一，调方向，改倍数，不多余
测定 C(s)+1/2O2(g)=CO(g) 的焓变△H1
CO(g)+1/2O2(g) = CO2(g) △H2＝-283.0 kJ/mol
C(s)+O2(g) = CO2(g)
△H3＝-393.5 kJ/mol
盖斯定律的应用 (1)科学意义：对于无法或较难通过实验测定的反应的焓变，可应用盖斯定律 计算求得。 (2)方法——“叠加法”若一个化学反应的化学方程式可由另外几个化学反 应的化学方程式相加减而得到，则该化学反应的焓变即为另外几个化学反 应焓变的代数和。
【高中化学】必备公式大全
高中化学·公式、定理汇总有机除杂方法及原理1、化合价(常见元素的化合价)：??????碱金属元素、Ag、H：+1?F：—1??????Ca、Mg、Ba、Zn：+2?Cl：—1，+1，+5，+7???????Cu：+1，+2?O：—2???????Fe：+2，+3?S：—2，+4，+6???????Al：+3?P：—3，+3，+5???????Mn：+2，+4，+6，+7?N：—3，+2，+4，+5??????2、氧化还原反应??????定义：有电子转移(或者化合价升降)的反应??????本质：电子转移(包括电子的得失和偏移)??????特征：化合价的升降?????????????氧化剂(具有氧化性)——得电子——化合价下降——被还原——还原产物?????????????还原剂(具有还原性)——失电子——化合价上升——被氧化——氧化产物?????????????口诀：得——降——(被)还原——氧化剂? 失——升——(被)氧化——还原剂?????????3、金属活动性顺序表???????K?Ca?Na?Mg?Al?Zn?Fe?Sn?Pb?(H)?Cu?Hg?Ag?Pt?Au?还?原?性?逐?渐?减?弱????4、离子反应???????定义：有离子参加的反应???????电解质：在水溶液中或熔融状态下能导电的化合物???????非电解质：在水溶液中和熔融状态下都不能导电的化合物? ??????离子方程式的书写：? ???????????????????????第一步：写。
写出化学方程式? ???????????????????????第二步：拆。
易溶于水、易电离的物质拆成离子形式；难溶(如CaCO3、BaCO3、BaSO4、AgCl、AgBr、AgI、Mg(OH)2、Al(OH)3、Fe(OH)2、Fe(OH)3、Cu(OH)2等)，难电离(H2CO3、H2S、CH3COOH、HClO、H2SO3、NH3?H2O、H2O等)，气体(CO2、SO2、NH3、Cl2、O2、H2等)，氧化物(Na2O、MgO、Al2O3等)不拆? ???????????????????????第三步：删。
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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×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=Mm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 L 。
1.气体摩尔体积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 nC V=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 aW 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 KClNa+[∶F∶]- Mg2+ [∶O∶]2- K+[∶Cl∶]-对于象MgCl2、Na2O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反应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、在化学反应中，反应物的总能量与生成物的总能量间的能量差1、∑E（反应物）＞∑E（生成物）——放出能量2、∑ E（反应物）＜∑E（生成物）——吸收能量‥‥‥‥‥‥放热反应：放出热的化学反应化学反应 吸热反应：吸收热的化学反应 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↑ (还原反应) 负极：锌片上: Zn-2e-=Zn 2+ (氧化反应)氧化还原反应：Zn+2H +=Zn 2++H 2↑ 该电极反应就是Zn + 2H += Zn 2+ + H 2↑ 一、化学反应的速率1、定义：单位时间内反应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) 对于反应 mA(g) + nB(g)pC(g) + qD(g) 来说，则有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、加聚反应2）石油的炼制：分馏---利用原油中各成分沸点不同，将复杂的混合物分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－CH2－CH2－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、反应热焓变1、定义：恒压条件下，反应的热效应等于焓变2、符号：△H3、单位：kJ/mol或kJmol-4、反应热表示方法：△H为“＋”或△H＞0 时为吸热反应；△H为“一”或△H ＜0 时为放热反应。
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–反应物的总能量(3) △H = 反应物的键能之和–生成物的键能之和中和热的定义是在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应而生成 1 mol H2O 时的反应热叫中和热。
【实验】实验2-3：在50mL 烧杯中加入L 的盐酸，测其温度。
另用量筒量取50mL 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。
观察反应中溶液温度的变化过程，并作好记录。
数据处理：△H＝Q/n ＝cm△t/n其中：c ＝(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：化学反应的反应热只与反应的始态（各反应物）和终态（各生成物）有关，而与具体反应进行的途径无关。
有些反应的反应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 化学反应速率1、化学反应速率的表示方法：用单位时间内反应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 表示反应速率，C 表示反应物或生成物浓度，△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应 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 。
在同一个反应中，各物质的反应速率之比等于方程式中的系数比。
一、可逆反应与不可逆反应 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应物浓度的化学计量数次方的乘积。
即浓度商 ()()()()q m n D kA B ==P c c C c Q c c 2. 表达式对于任意反应m A (g)+n B (g)p C (g)+q D (g) ()()()()qm n D k A B =Pc 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 mol/L 。
（由来设水为1L ，其质量约为1000g ，物质的量=1000/18=，浓度=1=L ）。
某指定反应物的转化率 =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应物：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、反应物的转化率转化率 =%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 2OH 3O ＋ + OH - 简写： H 2OH ＋+ 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(H2O)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K即w K= c（H＋）· c（OH－）25℃w K= c（H＋）· cw（OH－）= ×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/L1、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。
广泛pH的范围为0-14中性溶液，c(H＋)=c(OH－)＝10－7mol/L pH=7酸性溶液，c(H＋)>c(OH－) pH<7碱性溶液，c(H＋)<c(OH－) pH>7(2) 酸碱指示剂2、盐类水解的实质：是酸碱中和反应的逆反应酸 + 碱盐 + 水二、电解质溶液中的守恒关系1、电荷守恒：电解质溶液中的阴离子的负电荷总数等于阳离子的正电荷总数，电荷守恒的重要应用是依据电荷守恒列出等式，比较或计算离子的物质的量或物质的量浓度。