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）。
高中化学公式、定理、推论
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。
高中化学知识点公式总结
高中化学知识点公式总结一、原子与分子1. 原子的表示法：元素符号表示一个原子，如H代表氢原子。
2. 相对原子质量：基于碳-12同位素的1/12为标准，其他原子质量与此标准的比值。
3. 摩尔概念：1摩尔物质含有阿伏伽德罗常数（6.022×10^23）个基本单位。
4. 摩尔质量：1摩尔物质的质量，单位为g/mol。
二、化学式与方程式1. 化学式：表示化合物组成的式子，如H2O表示水。
2. 化学方程式：表示化学反应的式子，如2H2 + O2 → 2H2O。
3. 守恒定律：质量守恒、电荷守恒、能量守恒。
三、化学反应类型1. 合成反应：多种物质反应生成一种物质，A + B → AB。
2. 分解反应：一种物质分解生成多种物质，AB → A + B。
3. 置换反应：单质与化合物反应生成新单质与新化合物，A + BC → AC + B。
4. 双置换反应：两种化合物相互交换成分生成两种新的化合物，AB + CD → AD + CB。
四、酸碱与盐1. 酸：电离时生成的阳离子全部是氢离子（H+）的化合物。
2. 碱：电离时生成的阴离子全部是氢氧根离子（OH-）的化合物。
3. 盐：由阳离子是金属或铵根离子（NH4+），阴离子是酸根离子的化合物。
五、氧化还原反应1. 氧化：物质失去电子的反应。
2. 还原：物质获得电子的反应。
3. 氧化剂：使其他物质氧化的物质，本身被还原。
4. 还原剂：使其他物质还原的物质，本身被氧化。
六、溶液与浓度1. 溶液：一种或几种物质以分子或离子形式分散在另一种物质中形成的均一混合物。
2. 浓度表示方法：质量百分比、体积百分比、摩尔浓度。
七、化学平衡1. 化学平衡：反应物和生成物的浓度达到一定比例，反应速率相等，反应进行到动态平衡的状态。
2. 平衡常数K：描述反应达到平衡时各组分浓度幂次方乘积的比值。
八、热化学1. 热化学方程式：表示化学反应伴随热量吸收或释放的方程式。
2. 焓变（ΔH）：在恒压条件下，系统吸收或释放的热量。
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→03-10 +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。
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。
高中化学知识点归纳气体定律
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
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
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 阿伏加德罗定律及5个推论
阿伏加德罗定律•阿伏伽德罗定律：同温同压下，相同体积的任何气体含有相同的分子数。
••阿伏伽德罗定律的使用范围：阿伏伽德罗定律只对气体起作用，使用于任何气体，包括混合气体。
•方法与技巧：1.“三同”定“一同”（温度、压强、气体体积、气体分子数）；“两同”定“比例”。
2.阿伏伽德罗定律及其推论的数学表达式可由理想气体状态方程（PV=nRT）或其变形形式(PM=ρRT)推出，不用死记硬背。
•理想气体状态方程:理想气体状态方程的表达式：PV= nRTP表示压强，V 表示体积，T表示温度，R是常数，n是气体的物质的量。
可根据此方程来推断阿伏伽德罗定律的相关推论：一、阿伏伽德罗定律及推论1、定律内容：同温同压下，相同体积的任何气体含有相同数目的分子。
注意：(1)适应范围：任何气体。
(2)拓展：在定律中，可以“四同”中的任意“三同”为条件，均可导出“第四同”。
(3)与气体摩尔体积的关系：标准状况下的气体摩尔体积实际上是阿伏加德罗定律的一个特例。
2、重要推论：根据理想气体状态方程推导：(1)、同温同压下，任何气体的体积之比等于物质的量(或分子数)之比。
V1：V2=n1：n2=N1：N2。
(2)、同温同体积的任何气体的压强之比等于物质的量之比。
p1：p2=n1：n2。
(3)、同温同压下，气体密度之比等于相对分子质量之比。
ρ1：ρ2=M1：M2(4)、同温同压下，同体积的气体的质量之比等于密度之比。
m1：m2=ρ1：ρ2(5)、同温同压下，同质量的气体的体积之比等于相对分子质量的反比。
V1：V2=M2：M1(6)、同温同体积同质量的任何气体的压强之比等于相对分子质量的反比。
p1：p2=M2：M1【练习】1.在体积相同的两个密闭容器中分别充满O2、O3气体，当这两个容器内气体的温度和密度相等时，下列说法正确的是( )A.两种气体的压强相等B.O2比O3质量小C.两种气体的分子数目相等D.两种气体的氧原子数目相等参考答案：D二、气体密度和气体相对分子质量的计算方法1、气体密度的计算：(1)密度定义法：任意情况下，ρ=m÷v(2)摩尔质量法：在标准状况下，ρ=m÷v=M•n÷Vm•n=M÷22.4L.mol-1(3)相对密度法：同温同压下，A气体对B气体的相对密度等于A气体的密度比B气体的密度，也等于A气体的相对分子质量比B 气体的相对分子质量。
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。
高中化学常用基本公式
高中化学常用基本公式化学是一门研究物质变化及其性质的科学，其中涉及到许多基本公式。
在高中化学学习中，我们需要掌握一些常用的基本公式，以便更好地理解化学知识。
1. 摩尔质量公式摩尔质量是指一个物质的摩尔质量与其分子量的比值，通常用符号M表示。
摩尔质量公式为：M = m/n其中，m为物质的质量，n为物质的物质量。
2. 摩尔浓度公式摩尔浓度是指单位体积溶液中所含物质的摩尔数，通常用符号C表示。
摩尔浓度公式为：C = n/V其中，n为物质的物质量，V为溶液的体积。
3. 摩尔反应公式摩尔反应是指在化学反应中，反应物和生成物之间的摩尔比关系。
摩尔反应公式为：aA + bB → cC + dD其中，a、b、c、d分别为反应物和生成物的摩尔系数。
4. 摩尔气体定律公式摩尔气体定律是指在一定温度下，气体的体积与其摩尔数成正比关系。
摩尔气体定律公式为：V = nRT/P其中，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，P为气体的压强。
5. 摩尔热量公式摩尔热量是指单位摩尔物质在化学反应中释放或吸收的热量，通常用符号ΔH表示。
摩尔热量公式为：ΔH = Q/n其中，Q为反应释放或吸收的热量，n为反应物或生成物的摩尔数。
6. 摩尔吸收公式摩尔吸收是指单位摩尔物质在化学反应中吸收的能量，通常用符号ΔE表示。
摩尔吸收公式为：ΔE = Q/n其中，Q为反应吸收的能量，n为反应物或生成物的摩尔数。
7. 摩尔电荷公式摩尔电荷是指单位摩尔物质所带的电荷量，通常用符号F表示。
摩尔电荷公式为：F = eN其中，e为电子电荷，N为摩尔数。
以上就是高中化学常用基本公式的介绍。
掌握这些公式，可以帮助我们更好地理解化学知识，提高化学学习的效率。
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】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。
高中化学五大守恒
五大守恒
一、质量守恒定律
1定义：在“化学反应前后”，参加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。
2应用：
(1)根据质量守恒定律，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。
利用这一定律可以解
释反应前后物质的质量变化及用质量差确定某反应物或
生成物的质量。
(2)根据质量守恒定律，化学反应前后元素的种类和质量不变，
由此可以推断反应物或生成物的组成元素。
(3)根据质量守恒定律:化学反应前后元素的种类和原子的数
目相等，推断反应物或生成物的化学式。
(4)已知某反应物或生成物质量，根据化学方程式中各物质的
质量比，可求出生成物或反应物的质量。
二、能量守恒
1定义：任何一个反应体系中，化学反应前后，能量都是守恒的。
即反应前体系的能量与反应后胡能量是相等的。
2应用：
（1)反应热的计算
(2)物质稳定性的判断：物质能量越高，越不稳定。
三、元素守恒
1定义：元素守恒即物料守恒，即“化学反应”前后原子的种类和数目不变。
或者在“溶液中某一组分的原始浓度”应该等
于它在溶液中各种存在形式的浓度之和。
2应用：用复杂反应或者多个反应的计算
解题步骤：找出关键元素，分析元素变化，根据反应列出
关系式。
四、得失电子守恒
1定义：在“氧化还原反应”中，氧化剂得到电子的总数等于把还原剂失去电子的总素。
2应用：氧化还原反应的相关计算。
五、电荷守恒
1定义：即任何物资都是不显电的，即阴阳“离子”所带的电荷数的代数和为零。
2应用：溶液中离子的浓度比较和计算。
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。
高中化学公式大全(整理版)
高中化学公式大全(整理版)
一、化学计量与化学方程式
1. 摩尔质量的计算公式
摩尔质量 = 相对原子质量 ×摩尔数
2. 化学方程式的平衡定律
反应物和生成物的物质的质量在化学反应前后守恒
3. 化学计量分析公式
转化率 % = (生成物的量 ÷反应物的量) × 100%
二、元素周期表与原子结构
1. 元素周期表的基本结构
元素周期表按照原子序数排列，分为周期和族
2. 元素的电子层配置规则
电子填充原理：最低能级的电子首先填满，然后填充更高能级的电子
3. 化合价的确定方法
元素在化合物中的化合价与元素的主族号有关
三、溶解与络合反应
1. 溶液的浓度计算公式
浓度 = (溶液中溶质的质量 ÷溶液的体积) × 100%
2. 酸溶液中的氢离子浓度公式
pH = -log[H+]
3. 配位数与配合物的稳定性
配位数：中心金属离子与配位体形成的化合物中，中心金属离子周围的配位体的个数
四、化学反应动力学
1. 反应速率的计算公式
反应速率 = (产生物数量的变化量 ÷时间的变化量)
2. 活化能与反应速率的关系
反应速率与活化能成反比关系
3. 工业催化剂的使用原理
催化剂能够降低反应活化能，加速反应速率
五、有机化学
1. 有机化合物的式写法
分子式：CnH2n+2
2. 醇的酸碱性
醇是碱性物质
3. 酯化反应的公式
酯化反应：醇与酸酐反应生成酯
以上只是高中化学公式的一部分，更多详细内容请参考相关教材或资料。
- 1、下载文档前请自行甄别文档内容的完整性，平台不提供额外的编辑、内容补充、找答案等附加服务。
- 2、"仅部分预览"的文档,不可在线预览部分如存在完整性等问题,可反馈申请退款(可完整预览的文档不适用该条件!)。
- 3、如文档侵犯您的权益，请联系客服反馈,我们会尽快为您处理(人工客服工作时间：9:00-18:30)。
高中化学定律公式Revised on November 25, 2020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 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＋n11-18 +1→+7 -4→-1→0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不能合并,且一般对称排列.书写离子化合物的电子式时，相同离子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 ===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－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 H 2O 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。
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) ()()()()q mn 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 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(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 －）= ×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。
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。