必修一化學知識點總結

總結是把一定階段內的有關情況分析研究，做出有指導性的經驗方法以及結論的書面材料，它可以提升我們發現問題的能力，不如我們來制定一份總結吧。那麼如何把總結寫出新花樣呢？下面是小編為大家收集的必修一化學知識點總結，僅供參考，大家一起來看看吧。

化學反應的本質是舊化學鍵斷裂和新化學鍵的形成。在舊鍵斷裂和新鍵形成的過程中會伴有能量的釋放和吸收。對於化學反應，我們一般關心其反應速率和限度。本章內容要求比較簡單，在化學選修4有詳細講解，為高考重點和難點。

考綱要求：

1、瞭解化學反應中能量轉化的原因，能説出常見的能量轉化形式。

2、瞭解化學能與熱能的相互轉化。瞭解吸熱反應、放熱反應、反應熱等概念。

3、瞭解能源是人類生存和社會發展的重要基礎。瞭解化學在解決能源危機中的重要作用。

4、瞭解原電池和電解池的工作原理，能寫出電極反應和電池反應方程式。瞭解常見化學電源的種類及其工作原理。

5、瞭解化學反應速率的概念、反應速率的定量表示方法。

6、瞭解催化劑在生產、生活和科學研究領域中的重大作用。

7、瞭解化學反應的可逆性。

第一節 化學能與熱能

1、化學反應與能量變化

化學反應的本質是舊化學斷裂，新化學鍵形成。在任何的化學反應中總伴有能量的變化。

原因是當物質發生化學反應時，斷開反應物中的化學鍵要吸收能量，而形成生成物中的化學鍵要放出能量。化學鍵的斷裂和形成是化學反應中能量變化的主要原因。

一個確定的化學反應在發生過程中是吸收能量還是放出能量，決定於反應物的總能量與生成物的總能量的相對大小。

E反應物總能量>E生成物總能量，為放熱反應。E反應物總能量

2、常見的放熱反應和吸熱反應

常見的放熱反應：

①所有的燃燒與緩慢氧化。

②酸鹼中和反應。

③金屬與酸反應制取氫氣。

④大多數化合反應（特殊：C+CO2加熱條件2CO是吸熱反應）。

常見的吸熱反應：

①以C、H2、CO為還原劑的氧化還原反應如：C（s）+H2O（g）加熱條件CO（g）+H2（g）。②銨鹽和鹼的反應如Ba（OH）28H2O+NH4Cl=BaCl2+2NH3↑+10H2O。③大多數分解反應如ClO3、MnO4、CaCO3的分解等。

3、能源的分類

能源的分類

第二節 化學能與電能

1、化學能轉化為電能的方式

化學能轉化為電能

2、原電池原理

（1）原電池概念

把化學能直接轉化為電能的裝置叫做原電池。

（2）原電池的工作原理

通過氧化還原反應（有電子的轉移）把化學能轉變為電能。

（3）構成原電池的條件

①電極為導體且活潑性不同；

②兩個電極接觸（導線連接或直接接觸）;

③兩個相互連接的電極插入電解質溶液構成閉合迴路。

（4）電極名稱及發生的反應

正極：較不活潑的金屬或石墨作正極，正極發生還原反應。

電極反應式：溶液中陽離子+ne-=單質。

正極的現象：一般有氣體放出或正極質量增加。

負極：較活潑的金屬作負極，負極發生氧化反應。

電極反應式：較活潑金屬-ne-=金屬陽離子。

負極現象：負極溶解，負極質量減少。

（5）原電池正負極的判斷

①依據原電池兩極的材料：

較不活潑金屬或可導電非金屬（石墨）、氧化物（MnO2）等作正極；

較活潑的.金屬作負極（、Ca、Na太活潑，不能作電極）。

②根據原電池中的反應類型：

負極：失電子，發生氧化反應，現象通常是電極本身消耗，質量減小。

正極：得電子，發生還原反應，現象是常伴隨金屬的析出或H2的放出。

③根據內電路離子的遷移方向：陽離子流向原電池正極，陰離子流向原電池負極。

④根據電流方向或電子流向：（外電路）的電流由正極流向負極;電子則由負極經外電路流向原電池的正極。

（6）原電池電極反應的書寫方法

①原電池反應所依託的化學反應原理是氧化還原反應，負極反應是氧化反應，正極反應是還原反應。因此書寫電極反應的方法歸納如下：

a.寫出總反應方程式。

b.把總反應根據電子得失情況，分成氧化反應、還原反應。

c.氧化反應在負極發生，還原反應在正極發生，反應物和生成物對號入座，注意酸鹼介質和水等參與反應。

②原電池的總反應式一般把正極和負極反應式相加而得。

（7）原電池的應用

①加快化學反應速率，如粗鋅制氫氣速率比純鋅制氫氣快。②比較金屬活動性強弱。③設計原電池。④金屬的腐蝕。

2、化學電源基本類型

（1）乾電池：活潑金屬作負極，被腐蝕或消耗。如：Cu-Zn原電池、鋅錳電池。

（2）充電電池：兩極都參加反應的原電池，可充電循環使用。如鉛蓄電池、鋰電池和銀鋅電池等。

（3）燃料電池：兩電極材料均為惰性電極，電極本身不發生反應，而是由引入到兩極上的物質發生反應，如H2、CH4燃料電池，其電解質溶液常為鹼性試劑（OH等）。

第三節 化學反應的速率和限度

1、化學反應的速率

（1）化學反應速率的概念：化學反應速率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。

計算公式：化學反應速率公式

①單位：l/（Ls）或l/（Lin）。

②B為溶液或氣體，若B為固體或純液體不計算速率。

③以上所表示的是平均速率，而不是瞬時速率。

④重要規律：（i）速率比=方程式係數比；（ii）變化量比=方程式係數比。

（2）影響化學反應速率的因素

內因：由參加反應的物質的結構和性質決定的（主要因素）。

外因：

①温度：升高温度，增大速率

②催化劑：一般加快反應速率（正催化劑）

③濃度：增加反應物的濃度，增大速率（溶液或氣體才有濃度可言）

④壓強：增大壓強，增大速率（適用於有氣體參加的反應），化學選修4詳細闡述。

⑤其他因素：如光（射線）、固體的表面積（顆粒大小）、反應物的狀態（溶劑）、原電池等也會改變化學反應速率。

2、化學反應的限度——化學平衡

（1）在一定條件下，當一個可逆反應進行到正向反應速率與逆向反應速率相等時，反應物和生成物的濃度不再改變，達到表面上靜止的一種“平衡狀態”，這就是這個反應所能達到的限度，即化學平衡狀態。

化學平衡的移動受到温度、反應物濃度、壓強等因素的影響。催化劑只改變化學反應速率，對化學平衡無影響。

在相同的條件下同時向正、逆兩個反應方向進行的反應叫做可逆反應。通常把由反應物向生成物進行的反應叫做正反應。而由生成物向反應物進行的反應叫做逆反應。

在任何可逆反應中，正方應進行的同時，逆反應也在進行。可逆反應不能進行到底，即是説可逆反應無論進行到何種程度，任何物質（反應物和生成物）的物質的量都不可能為0。

（2）化學平衡狀態的特徵：逆、動、等、定、變。

①逆：化學平衡研究的對象是可逆反應。

②動：動態平衡，達到平衡狀態時，正逆反應仍在不斷進行。

③等：達到平衡狀態時，正方應速率和逆反應速率相等，但不等於0。即v正=v逆≠0。

④定：達到平衡狀態時，各組分的濃度保持不變，各組成成分的含量保持一定。

⑤變：當條件變化時，原平衡被破壞，在新的條件下會重新建立新的平衡。

（3）判斷化學平衡狀態的標誌：

① VA（正方向）=VA（逆方向）或nA（消耗）=nA（生成）（不同方向同一物質比較）

②各組分濃度保持不變或百分含量不變

③藉助顏色不變判斷（有一種物質是有顏色的）

④總物質的量或總體積或總壓強或平均相對分子質量不變（前提：反應前後氣體的總物質的量不相等的反應適用，即如對於反應xA+B可逆號zC，x+≠z ）