《化學反應原理》知識點總結

篇一：《選修4_化學反應原理》焓變知識點總結

【

一、焓變、反應熱

要點一：反應熱的概念及表示方法

化學反應過程中所釋放或吸收的能量，都可以用熱量來描述，叫做反應熱，又稱焓變，符號為ΔH，單位為kJ/mol，規定放熱反應的ΔH為“—”，吸熱反應的ΔH為“+”。

特別提醒：

描述此概念時，無論是用“反應熱”、“焓變”或“ ΔH”表示，其后所用的數值必須帶“+”或“—”。

單位是kJ/mol，而不是kJ，熱量的單位是kJ。

在比較大小時，所帶“+”“—”符號均參入比較。

要點二：放熱反應和吸熱反應

1．放熱反應的ΔH為“—”或ΔH＜0 ；吸熱反應的ΔH為“+”或ΔH ＞0

?H＝E－E

?H＝E－ E

2．常見的放熱反應和吸熱反應

①放熱反應：活潑金屬與水或酸的反應、酸堿中和反應、燃燒反應、多數化合反應。

②吸熱反應：多數的分解反應、氯化銨固體與氫氧化鋇晶體的反應、水煤氣的生成反應、炭與二氧化碳生成一氧化碳的反應

3．需要加熱的反應，不一定是吸熱反應；不需要加熱的反應，不一定是放熱反應

4．通過反應是放熱還是吸熱，可用來比較反應物和生成物的相對穩定性。

如C △H3= +1.9kJ/mol，該反應為吸熱反應，金剛石的能量高，石墨比金屬石穩定。

二、熱化學方程式的書寫

書寫熱化學方程式時，除了遵循化學方程式的書寫要求外，還要注意以下幾點：

1．反應物和生成物的聚集狀態不同，反應熱的數值和符號可能不同，因此必須注明反應物和生成物的聚集狀態，用s、l、g分別表示固體、液體和氣體，而不標“↓、↑”。

2．△H只能寫在熱化學方程式的右邊，用空格隔開，△H值“—” 表示放熱反應， △H值“+”表示吸熱反應；單位為“kJ/mol”。

3．熱化學方程式中各物質化學式前面的化學計量數僅表示該物質的物質的量，并不表示物質的分子數或原子數，因此，化學計量數可以是整數，也可以是分數。

4．△H的值要與熱化學方程式中化學式前面的化學計量數相對應，如果化學計量數加倍，△H也要加倍。

5．正反應若為放熱反應，則其逆反應必為吸熱反應，二者△H的數值相等而符號相反。

三、燃燒熱、中和熱、能源

要點一：燃燒熱、中和熱及其異同

特別提醒：

1．燃燒熱指的是1 mol可燃物燃燒生成穩定的化合物時所放出的熱量，注意：穩定的化合物，如H2→H2O(l)而不是H2O(g)、 C→CO2(g)而不是CO 、S→SO2(g)而不是SO3。

2．中和熱是指酸、堿的稀溶液發生中和反應生成1 mol水所放出的熱量。注意：弱酸、弱

－堿電離出H+、OH需要吸收熱量，故所測定中和熱的數值偏??；濃硫酸與堿測定中和熱時，

因濃硫酸釋稀要放熱，故測定的中和熱的數值偏大。

3．因燃燒熱、中和熱是確定的放熱反應，具有明確的含義，故在表述時不用帶負號，如CH4的燃燒熱為890KJ/mol。

4．注意表示燃燒熱的熱化學方程式和燃燒的熱化學方程式；表示中和熱的熱化學方程式和表示中和反應的熱化學方程式的不同。燃燒熱以可燃物1mol為標準，且燃燒生成穩定的化合物；中和熱以生成1mol水為標準。

要點二：能源

新能源的開發與利用,日益成為社會關注的焦點,因此,以新型能源開發與利用為背景材料，考查熱化學方程式的書寫及求算反應熱，已成為高考命題的熱點。

關于能源問題，應了解下面的幾個問題：

能源的分類：常規能源；新能源

能源的開發；①太陽能：每年輻射到地球表面的能量為5×1019kJ，相當于目前全世界能量消耗的1.3萬倍。②生物能：將生物轉化為可燃性的液態或氣態化合物，再利用燃燒放熱。③風能：利用風力進行發電、提水、揚帆助航等技術，風能是一種可再生的干凈能源。④地球能、海洋能。

四、反應熱的求算

1．由蓋斯定律：化學反應不管是一步完成還是分步完成，其反應熱總是相同的。也就是說，化學反應熱只與反應的始態和終態有關，而與具體反應的途徑無關。

2．反應熱的數值等于E與E之差，放熱反應△H的符號為“—”，吸熱反應△H的符號為“+”。

特別提醒：

運用蓋斯定律的技巧：參照目標熱化學方程式合理的反應途徑，對原熱化學方程式進行恰當“變形”，然后方程式之間進行“加減”，從而得出求算新熱化學方程式反應熱△H的關系式。

具體方法：①熱化學方程式乘以某一個數時，反應熱也必須乘上該數；②熱化學方程式“加減”時，同種物質之間可相“加減”，反應熱也隨之“加減”；③將一個熱化學方程式顛倒

時，?H的“+”“—”號也隨之改變，但數值不變。

注意1molH2、O2、、P4分別含有1molH－H、1mol O=O、6molP－P，1molH2O中含有2molO—H，1molNH3含有3molN－H ，1molCH4含有4molC－H。

特別提醒】“五看”法判斷熱化學方程式正誤：

①看方程式是否配平；

②看各物質的聚集狀態是否正確；

③看ΔH變化的“＋”、“－”是否正確；

④反應熱的單位是否為 kJ·mol－1

⑤看反應熱的數值與化學計量數是否相對應。

1.下列說法中正確的是 ( )

A．物質發生化學反應都伴隨著能量變化 B．伴有能量變化的物質變化都是化學變化

C．在一個確定的化學反應關系中，反應物的總能量與生成物的總能量一定不同

D．在一個確定的化學反應關系中，反應物的總能量總是高于生成物的總能量

〖解析〗物質發生化學反應都伴隨著能量的變化，伴有能量變化的物質變化不一定是化學變化，物質發生物理變化、核變化(如原子彈的爆炸)也都伴有能量變化。在一個確定的化學反應中，反應物的總能量(設為x)與生成物的總能量(設為y)之間的關系為：(1)xy，化學反應為放熱反應；(2)xy，化學反應為吸熱反應。 〖答案〗AC

2.下列與化學反應能量變化相關的敘述正確的是

A．生成物能量一定低于反應物總能量

B．放熱反應的反應速率總是大于吸熱反應的反應速率

C．應用蓋斯定律，可計算某些難以直接測量的反應焓變

D．同溫同壓下，H2(g)+Cl2(g)=2HCl(g)在光照和點燃條件下的ΔH不同

〖解析〗生成物的總能量低于反應總能量的反應，是放熱反應，若是吸熱反應則相反，故A錯；反映速率與反應是吸熱還是放熱沒有必然的聯系，故B錯；C是蓋斯定律的重要應用，正確；根據H=生成物的焓-反應物的焓可知，焓變與反應條件無關，故D錯。 〖答案〗C

3. 已知在1×105 Pa、298 K條件下，2 mol氫氣燃燒生成水蒸氣放出484 kJ的熱量，下列熱化學方程式正確的是 ( )

A．H2O(g)=H2(g)＋O2(g)； ΔH＝＋242 kJ·mol－1

B．2H2(g)＋O2(g)=2H2O(l)； ΔH＝－484 kJ·mol－1

C．H2(g)＋ O2(g)=H2O(g)； ΔH＝＋242 kJ·mol－1

D．2H2(g)＋O2(g)===2H2O(g)； ΔH＝＋484 kJ·mol－1

〖解析〗熱化學方程式的書寫要求與普通方程式的區別：①一定要標明各物質的狀態，B項中水為液態，排除。②化學計量數可用分數表示其實際物質的量，與熱量成正比。③用ΔH表示其熱效應時，吸熱，其值為正；放熱，其值為負。H2與O2反應生成水蒸氣是放熱反應，ΔH應為負值，而其逆反應ΔH則為正值。故排除C、D兩項， 〖答案〗A

4.①CaCO3(s)===CaO＋CO2(g) ΔH＝＋177.7 kJ

②C(s)＋H2O(g)===CO(g)＋H2(g) ΔH＝－131.3 kJ/mol

③H2SO4(l)＋NaOH(l)=== Na2SO4(l)＋H2O(l) ΔH＝－57.3 kJ/mol

④C(s)＋O2(g)===CO2(g) ΔH＝－393.5 kJ/mol

⑤CO(g)＋ O2(g)===CO2(g) ΔH＝－283 kJ/mol

⑥HNO3(aq)＋NaOH(aq)===NaNO3(aq)＋H2O(l) ΔH＝－57.3 kJ/mol ⑦2H2(g)＋O2(g)===2H2O(l) ΔH＝－517.6 kJ/mol

(1)上述熱化學方程式中，不正確的有____，不正確的理由分別是__________________。

(2)根據上述信息，寫出C轉化為CO的熱化學方程式________________________。

(3)上述反應中，表示燃燒熱的熱化學方程式有____；表示中和熱的熱化學方程式有____。

?導航? 中和熱、燃燒熱是兩種特定形式的反應熱，其基本要求與反應熱相同，同時要注意兩個概念本身的內涵。

〖解析〗①中CaO未注明聚集狀態；ΔH單位應為kJ/mol；②式不符合實際反應情況，碳和水的反應屬于吸熱反應，ΔH0；③式中各物質聚集狀態標注中，除H2O外，應為(aq)；由④、⑤可得C轉化為CO的熱化學方程式；101 kPa時，1 mol純物質(指純凈物：單質或化合物)完全燃燒生成穩定化合物時所放出的熱量叫做該物質的燃燒熱；在稀溶液中酸跟堿發生中和反應生成1 mol H2O時，所釋放的熱量稱為中和熱。

〖答案〗 (1)①②③ ①中CaO未注明狀態，ΔH單位錯；②式不符合反應事實，吸熱反應ΔH0；③式中各物質均處于稀溶液中，狀態(除H2O外)均為溶液(aq) (2)C(s)＋O2(g)===CO(g) ΔH＝－110.5 kJ/mol (3)④⑤ ⑥

6.

在298K、100kPa時，已知：2H2O(g)=O2(g)+2H2(g) ΔH1

H2(g)+Cl2(g)=2HCl(g) ΔH2

2 Cl2(g)+ 2H2O(g)=4HCl(g)+ O2(g) ΔH3

則ΔH3與ΔH1和ΔH2間的關系正確的是

A．ΔH3=ΔH1+2ΔH2 B．ΔH3=ΔH1+ΔH2

C．ΔH3=ΔH1-2ΔH2 D．ΔH3=ΔH1-ΔH2

〖解析〗第三個方程式可由第二個方程式乘以2與第一個方程式相加，有蓋斯定律可知ΔH3=ΔH1+2ΔH2 〖答案〗A

7.已知下列熱化學反應方程式：

Fe2O3(s)＋ 3CO(g)=2Fe(s)＋3CO2(g) ΔH＝－24.8 kJ/mol

Fe2O3(s)＋CO(g)= Fe3O4(s)＋ CO2(g) ΔH＝－15.73 kJ/mol

Fe3O4(s)＋CO(g)=3FeO(s)＋CO2(g) ΔH＝＋640.4 kJ/mol

則14 g CO氣體還原足量FeO固體得到Fe固體和CO2氣體時對應的ΔH約為( )

A．－218 kJ/mol B．－109 kJ/mol C．＋218 kJ/mol D．＋109 kJ/mol

?導航? 像這種根據蓋斯定律進行反應熱計算的，關鍵是找出欲求的熱化學方程式與已知幾個熱化學方程式的關系，通過必要的加減乘除除掉欲求熱化學方程式中沒有，而已知熱化學方程式有的物質，如該題欲求的熱化學方程式中沒有Fe2O3和Fe3O4，所以只要想辦法除掉這兩種物質即可。

〖解析〗該問題可以轉化為12 CO(g)＋12 FeO(s)= 12 Fe(s)＋1

2 CO2(g) ΔH＝？所以應用蓋斯定律，若把已知給出的3個熱化學方程式按照順序編號為①、②、③，那么×16 即可。 〖〗B

篇二：選修4_化學反應原理知識點(免費版)

化學選修 化學反應原理復習

第一章

一、焓變 反應熱

1．反應熱：一定條件下，一定物質的量的反應物之間完全反應所放出或吸收的熱量 2．焓變(ΔH)的意義：在恒壓條件下進行的化學反應的熱效應.符號： △H.單位：kJ/mol

3.產生原因：化學鍵斷裂——吸熱化學鍵形成——放熱 放出熱量的化學反應。(放熱吸熱) △H 為“-”或△H 0 吸收熱量的化學反應?！鱄 為“+”或△H 0 ☆ 常見的放熱反應：① 所有的燃燒反應② 酸堿中和反應

③ 大多數的化合反應 ④ 金屬與酸的反應 ⑤ 生石灰和水反應⑥ 濃硫酸稀釋、氫氧化鈉固體溶解等

☆ 常見的吸熱反應：① 晶體Ba(OH)2·8H2O與NH4Cl ② 大多數的分解反應

③ 以H2、CO、C為還原劑的氧化還原反應 ④ 銨鹽溶解等

二、熱化學方程式

書寫化學方程式注意要點:

①熱化學方程式必須標出能量變化。

②熱化學方程式中必須標明反應物和生成物的聚集狀態

③熱化學反應方程式要指明反應時的溫度和壓強。

④熱化學方程式中的化學計量數可以是整數，也可以是分數

⑤各物質系數加倍，△H加倍；反應逆向進行，△H改變符號，數值不變 三、燃燒熱

1．概念：25 ℃，101 kPa時，1 mol純物質完全燃燒生成穩定的化合物時所放出的熱量。燃燒熱的單位用kJ/mol表示。 ※注意以下幾點：

①研究條件：101 kPa

②反應程度：完全燃燒，產物是穩定的氧化物。 ③燃燒物的物質的量：1 mol

④研究內容：放出的熱量。 四、中和熱

1．概念：在稀溶液中，酸跟堿發生中和反應而生成1mol H2O，這時的反應熱叫中和熱。 2．強酸與強堿的中和反應其實質是H+和OH-反應，其熱化學方程式為： H+(aq) +OH-(aq) =H2O(l) ΔH=－57.3kJ/mol

3．弱酸或弱堿電離要吸收熱量，所以它們參加中和反應時的中和熱小于57.3kJ/mol。 4．中和熱的測定實驗 五、蓋斯定律

1．內容：化學反應的反應熱只與反應的始態和終態有關，而與具體反應進行的途徑無關，如果一個反應可以分幾步進行，則各分步反應的反應熱之和與該反應一步完成的反應熱是相同的。

第二章

一、化學反應速率

1. 化學反應速率

⑴ 定義：用來衡量化學反應的快慢，單位時間內反應物或生成物的物質的量的變化 ⑵ 表示方法：單位時間內反應濃度的減少或生成物濃度的增加來表示

⑶ 計算公式：v=Δc/Δt單位：mol/ ⑷ 影響因素：

① 決定因素：反應物的性質 ② 條件因素：反應所處的條件

2.

※注意：、參加反應的物質為固體和液體，由于壓強的變化對濃度幾乎無影響，可以認

為反應速率不變。、惰性氣體對于速率的影響

①恒溫恒容時：充入惰性氣體→總壓增大，但是各分壓不變，各物質濃度不變→反應速率不變

②恒溫恒體時：充入惰性氣體→體積增大→各反應物濃度減小→反應速率減慢

二、化學平衡 1.定義：

化學平衡狀態：一定條件下，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改變，達到表面上靜止的一種―平衡‖，這就是這個反應所能達到的限度即化學平衡狀態。 2、化學平衡的特征

逆

等 動

定 變 3、判斷平衡的依據

判斷可逆反應達到平衡狀態的方法和依據

1、濃度對化學平衡移動的影響影響規律：在其他條件不變的情況下，增大反應物的濃度或減少生成物的濃度，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

增加固體或純液體的量，由于濃度不變，所以平衡_不移動_ 在溶液中進行的反應，如果稀釋溶液，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之和__大___的方向移動。 2、溫度對化學平衡移動的影響

影響規律：在其他條件不變的情況下，溫度升高會使化學平衡向著___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。 注意：改變壓強不能使無氣態物質存在的化學平衡發生移動 氣體減壓或增壓與溶液稀釋或濃縮的化學平衡移動規律相似 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達到平衡所需的_時間_。 5.勒夏特列原理：如果改變影響平衡的條件之一，平衡向著能夠減弱這種改變的方向移動。

三、化學平衡常數

定義：在一定溫度下，當一個反應達到化學平衡時，___生成物濃度冪之積與反應物濃度冪之積的比值是一個常數____比值。符號：__K__ 使用化學平衡常數K應注意的問題：

1、表達式中各物質的濃度是__變化的濃度______，不是起始濃度也不是物質的量。 2、K只與__溫度___有關，與反應物或生成物的濃度無關。

3、反應物或生產物中有固體或純液體存在時，由于其濃度是固定不變的，可以看做是―1‖而不代入公式。

4、稀溶液中進行的反應，如有水參加，水的濃度不必寫在平衡關系式中。 化學平衡常數K的應用:

1、化學平衡常數值的大小是可逆反應__進行程度_____的標志。K值越大，說明平衡時_生成物___的濃度越大，它的___正向反應___進行的程度越大，即該反應進行得越__完全___，反應物轉化率越_高___。反之，則相反。 一般地，K_105__時，該反應就進行得基本完全了。

2、可以利用K值做標準，判斷正在進行的可逆反應是否平衡及不平衡時向何方進行建立平衡。

Q_〈__K:反應向正反應方向進行; Q__=_K:反應處于平衡狀態 ; Q_〉__K:反應向逆反應方向進行 3、利用K值可判斷反應的熱效應

若溫度升高，K值增大，則正反應為__吸熱___反應 若溫度升高，K值減小，則正反應為__放熱___反應 ＊四、等效平衡

1、概念：在一定條件下，只是起始加入情況不同的同一可逆反應達到平衡后，任何相同組分的百分含量均相同，這樣的化學平衡互稱為等效平衡。 2、分類

定溫，定容條件下的等效平衡 第一類：對于反應前后氣體分子數改變的可逆反應：必須要保證化學計量數之比與原來相同；同時必須保證平衡式左右兩邊同一邊的物質的量與原來相同。 第二類：對于反應前后氣體分子數不變的可逆反應：只要反應物的物質的量的比例與原來相同即可視為二者等效。

定溫，定壓的等效平衡

只要保證可逆反應化學計量數之比相同即可視為等效平衡。 五、化學反應進行的方向 1、反應熵變與反應方向：

熵:物質的一個狀態函數，用來描述體系的混亂度，符號為S. 單位：J?mol-1?K-1

(2)體系趨向于有序轉變為無序，導致體系的熵增加，這叫做熵增加原理，也是反應方向判斷的依據。.

同一物質，在氣態時熵值最大，液態時次之，固態時最小。即S(g)〉S(l)〉S(s) 2、反應方向判斷依據

在溫度、壓強一定的條件下，化學反應的判讀依據為： ΔH-TΔS〈0 反應能自發進行 ΔH-TΔS=0 反應達到平衡狀態 ΔH-TΔS〉0 反應不能自發進行

注意：ΔH為負，ΔS為正時，任何溫度反應都能自發進行ΔH為正，ΔS為負時，任何溫度反應都不能自發進行

第三章

一、弱電解質的電離

1、定義：電解質：,叫電解質 非電解質 ：在水溶液中或熔化狀態下都不能導電的化合物 。 強電解質 ：在水溶液里全部電離成離子的電解質 。

弱電解質： 在水溶液里只有一部分分子電離成離子的電解質 。 混和物

強電解質： 強酸，強堿，大多數鹽 。如HCl、NaOH、NaCl、BaSO4

弱電解質： 弱酸，弱堿，極少數鹽，水 。如HClO、NH3·H2O、Cu(OH)、HO?? 非金屬氧化物，大部分有機物。如SO3、CO2、C6H12O6、CCl4、CH2=CH2??

2、電解質與非電解質本質區別：

電解質——離子化合物或共價化合物非電解質——共價化合物

注意：①電解質、非電解質都是化合物②SO2、NH3、CO2等屬于非電解質 ③強電解質不等于易溶于水的化合物——電解質的強弱與導電性、溶解性無關。

3、電離平衡：在一定的條件下，當電解質分子電離成和離子結合成 時，電離過程就達到了平衡狀態，這叫電離平衡。 4、影響電離平衡的因素：

A、溫度：電離一般吸熱，升溫有利于電離。

B、濃度：濃度越大，電離程度；溶液稀釋時，電離平衡向著電離的方向移動。C、同離子效應：在弱電解質溶液里加入與弱電解質具有相同離子的電解質，會電離。D、其他外加試劑：加入能與弱電解質的電離產生的某種離子反應的物質時，有利于電離。 9、電離方程式的書寫：用可逆符號弱酸的電離要分布寫

10、電離常數：在一定條件下，弱電解質在達到電離平衡時，溶液中電離所生成的各種離子濃度的乘積，跟溶液中未電離的分子濃度的比是一個常數。叫做電離平衡常數，

+-+-表示方法：ABA+BKi=/

11、影響因素：

a、電離常數的大小主要由物質的本性決定。

b、電離常數受溫度變化影響，不受濃度變化影響，在室溫下一般變化不大。

C、同一溫度下，不同弱酸，電離常數越大，其電離程度越大，酸性越強。如：H2SO3H3PO4HFCH3COOHH2CO3H2SHClO 二、水的電離和溶液的酸堿性 1、水電離平衡：:

水的離子積：KW+]·c= =10-7 mol/L ; KW = · = 注意：KW只與溫度有關，溫度一定，則KW值一定 KW不僅適用于純水，適用于任何溶液

-14

篇三：化學選修《化學反應原理》知識點總結

《化學反應原理》知識點總結

第一章：化學反應與能量變化

1、反應熱與焓變：△H=H(產物)-H(反應物)

2、反應熱與物質能量的關系

能量 反應物的總能量 總能量生成物的總能量 反應過程 總能量 3、反應熱與鍵能的關系

△H=反應物的鍵能總和-生成物的鍵能總和

4、常見的吸熱、放熱反應

⑴常見的放熱反應：

①活潑金屬與水或酸的反應 ②酸堿中和反應 ③燃燒反應 ④多數的化合反應 ⑤鋁熱反應

⑵常見的吸熱反應

①多數的分解反應 ② 2NH4Cl(s)+Ba(OH)2·8H2O(s)=BaCl2+2NH3+10H2O

③ C(s)+ H2O(g) 高溫CO+H2 ④CO2+ C高溫

2 CO

5、反應條件與吸熱、放熱的關系： 反應是吸熱還是放熱與反應的條件沒有必然的聯系，而取決與反應物和產物具有的

總能量的相對大小。

6、書寫熱化學方程式除了遵循書寫化學方程式的要求外，還應注意以下幾點：

①放熱反應△H為“-”，吸熱反應△H為“+”，△H的單位為kJ/mol

②反應熱△H與測定條件有關，因此應注意△H的測定條件；絕大多數化學反應的△H是在298K、101Pa下測定的，可不注明溫度和壓強。

③熱化學方程式中各物質化學式前面的系數僅表示該物質的物質的量，并不表示物質的分子或原子數，因此化學計量數可以是分數或小數。必須注明物質的聚集狀態，熱化學方程式是表示反應已完成的數量，所以方程式中化學式前面的計量數必須與△H相對應；當反應逆向進行時，反應熱數值相等，符號相反。

7、利用蓋斯定律進行簡單的計算

8、電極反應的書寫：

⑴電解：陽極：發生氧化反應 惰性電極：溶液中陰離子失電子

陰極:發生還原反應，溶液中的陽離子得電子

注意問題：①書寫電極反應式時，要用實際放電的離子來表示 ．．．．．．．

②電解反應的總方程式要注明“通電” +2++----

③若電極反應中的離子來自與水或其他弱電解質的電離，則總反應離子方程式中要用化學式表示

⑵原電池：負極：負極本身失電子，Ｍ→Ｍ +ｎｅ Ｎ+mｅ→Ｎ 正極:2H+2e→H2↑

O2+2H2O→4OH

9、電解原理的應用：

⑴氯堿工業：陽極(石墨):2Cl→Cl2+2e( Cl2的檢驗：將濕潤的淀粉碘化鉀試紙靠近出氣口，試紙變藍，證明生成了Cl2)。 陰極：2H+2e→H2↑：有氣泡逸出，溶液變紅）。

⑵銅的電解精煉：電極材料：粗銅做陽極，純銅做陰極。電解質溶液：硫酸酸化的硫酸銅溶液

⑶電鍍：電極材料：鍍層金屬做陽極，鍍件做陰極。電解質溶液是用含有鍍層金屬陽離子的鹽

溶液。

10、化學電源

⑴燃料電池：先寫出電池總反應；

再寫正極反應

O2+4e+4H→2H2O (酸性水溶液)。 負極反應=電池反應-正極反應

⑵充放電電池：放電時相當于原電池，充電時相當于電解池，

11、計算時遵循電子守恒，常用關系式：2 H2~ O2~2Cl2~2Cu~4Ag~4OH~4 H~4e

12、金屬腐蝕：電解陽極引起的腐蝕原電池負極引起的腐蝕化學腐蝕原電池正極電解陰極

鋼鐵在空氣中主要發生吸氧腐蝕。負極：2Fe→ 2Fe+4e 正極：O2+4e+2H2O→4OH

總反應：2Fe + O2+2H2O＝2Fe(OH)2

第二章：化學反應的方向、限度和速度

1、反應方向的判斷依據：△H-T△S0,反應能自發進行；△H-T△S=0，反應達到平衡狀態

△H-T△S0反應不能自發。該判據指出的是一定條件下，自發反應發生的可能性，不能說明實際能否發生反應課本P40T3

2+----+--+--+-----m+-+-n+-

2、化學平衡常數：

①平衡常數的大小反映了化學反應可能進行的程度，平衡常數越大，說明反應進行的越完全。②純固體或純溶劑參加的反應，

它們不列入平衡常數的表達式

③平衡常數的表達式與化學方程式的書寫方式有關，單位與方程式的書寫形式一一對應。對于給定的化學反應，正逆反應的

平衡常數互為倒數

④化學平衡常數受溫度影響，與濃度無關。溫度對化學平衡的影響是通過影響平衡常數實現的。溫度升高，化學平衡常數增

大還是減小與反應吸放熱有關。

3、平衡狀態的標志：①同一物質的v正=v逆 ②各組分的物質的量、質量、含量、濃度保持不變③氣體的總

物質的量、總壓強、氣體的平均分子量保持不變只適用于△vg≠0的反應④密度適用于非純氣體反應或體積可變的容器

4、惰性氣體對化學平衡的影響

⑴恒壓時充入惰性氣體，體積必增大，引起反應體系濃度的減小，相當于減壓對平衡的影響

⑵恒容時充入惰性氣體，各組分的濃度不變，速率不變，平衡不移動

⑶對于△vg=0的可逆反應，平衡體系中加入惰性氣體，恒容、恒壓下平衡都不會移動

5、⑴等效平衡：①恒溫恒壓，適用于所有有氣體參加的可逆反應，只要使轉化后物質的量之比與最初加入的物質的量之

比相同，均可達到等效平衡；平衡時各組分的百分含量相同，濃度相同，轉化率相同。

②恒溫恒容，△vg=0的反應，只要使轉化后物質的量之比與最初加入的物質的量之比相同，均可達到等效平衡；平衡時各組分的百分含量相同，轉化率相同。

⑵等同平衡：恒溫恒容，適用于所有有氣體參加的可逆反應，只要使轉化后物質的量與最初加入的物質的量相同，均可達到等同平衡；平衡時各組分的物質的量相同，百分含量相同，濃度相同。

6、充氣問題：以aA(g)+bB(g)cC(g)

⑴只充入一種反應物，平衡右移，增大另一種反應物的轉化率，但它本身的轉化率降低

⑵兩種反應物按原比例充，恒容時相當于加壓，恒壓時等效平衡

⑶初始按系數比充入的反應物或只充入產物，平衡時再充入產物，恒容時相當于加壓，恒壓時等效平衡

化學反應速率: 速率的計算和比較 ； 濃度對化學速率的影響； V-t圖的分析

第三章 物質在水溶液中的行為

1、強弱電解質：

⑴強電解質：完全電離，其溶液中無溶質分子，電離方程式用“＝”，且一步電離；強酸、強堿、大多數鹽都屬于強

電解質。

⑵弱電解質：部分電離，其溶液中存在溶質分子，電離方程式用“

電解質的電離一步完成；弱酸、弱堿、水都是弱電解質。

”，多元弱酸的電離方程式分步寫，其余的弱

⑶常見的堿：KOH、NaOH、Ca(OH)2、Ba(OH)2是強堿，其余為弱堿；

常見的酸：HCl、HBr、HI、HNO3、H2SO4是強酸，其余為弱酸；

注意：強酸的酸式鹽的電離一步完成，如：NaHSO4=Na+H+SO4，而弱酸的酸式鹽要分步寫，如：NaHCO3=Na+HCO3,

HCO3-++2-+- CO3 +H 2-+

2、電離平衡

⑴ 電離平衡是平衡的一種，遵循平衡的一般規律。溫度、濃度、加入與弱電解質相同的離子或與弱電解質反應的物質，

都會引起平衡的移動

⑵ 電離平衡常數表征了弱電解質的電離能力，一定溫度下，電離常數越大，弱電解質的電離程度越大。Ka

或Kb是平衡常數的一種，與化學平衡常數一樣，只受溫度影響。溫度升高，電離常數增大。

3、水的電離：

⑴ H2OH+OH，△H0。升高溫度、向水中加入酸、堿或能水解的鹽均可引起水的電離平衡的移動。

+-+- ⑵ 任何稀的水溶液中，都存在，且·是一常數，稱為水的離子積；Kw是溫度常數，只受溫度影響，而與

H或OH濃度無關。

⑶ 溶液的酸堿性是H與OH 濃度的相對大小，與某一數值無直接關系。

⑷ 當溶液中的H 濃度≤1mol/L時，用pH表示。

無論是單一溶液還是溶液混合后求pH，都遵循同一原則：若溶液呈酸性，先求c(H);若溶液呈堿性，先求c(OH),由Kw求出c(H)，再求pH。

⑸ 向水中加入酸或堿，均抑制水的電離，使水電離的c(H)或c(OH10mol/L，但

c(H)H2O=c(OH)H2O。如某溶液中水電離的c(H)=10mol/L，此時溶液可能為強酸性，也可能為強堿性，即室溫下，pH=1或13

向水中加入水解的鹽，促進水的電離，使水電離的c(H)或c(OH)10mol/L，如某溶液中水電離的c(H)=10mol/L，此時溶液為酸性，即室溫下，pH=5，可能為強酸弱堿鹽溶液。

4、鹽的水解

⑴在溶液中只有鹽電離出的離子才水解。本質是鹽電離出的離子與水電離出H或OH結合生成弱電解質，使H或OH的濃度減小，從而促進水的電離。

⑵影響因素：①溫度：升溫促進水解 ②濃度：稀釋促進水解 ③溶液的酸堿性④ 同離子效應

⑷水解方程式的書寫：

①單個離子的水解：一般很微弱，用，產物不標“↑”“↓”；多元弱酸鹽的水解方程式要分步寫 +-+-+--7+-5+-+-13+-)-7++-++-+-

②雙水解有兩種情況：Ⅰ水解到底，生成氣體、沉淀，用＝，標出“↑”“↓”。

Ⅱ部分水解，無沉淀、氣體，用，產物不標“↑”“↓”；

⑸ 鹽類水解的應用：①判斷溶液的酸堿性 ②判斷鹽溶液中的離子種類及其濃度大小 ③判斷離子共存 ④加熱濃縮或蒸干某些鹽溶液時產物的判斷，如AlCl3溶液 ⑤某些鹽溶液的保存與配制，如FeCl3溶液 ⑥某些膠體的制備，如Fe(OH)3膠體 ⑦解釋生產、生活中的一些化學現象，如明礬凈水、化肥的施用等。

5、沉淀溶解平衡：

⑴ Ksp:AmBnmA+nB,Ksp=。 n+m-n+mm-n

①Ksp只與難溶電解質的性質和溫度有關，溶液中離子濃度的變化只能使平衡移動，不改變Ksp。②對于陰陽離子個

數比相同的電解質，Ksp越大，電解質在水中的溶解能力越強。

⑵ QKsp,有沉淀生成；Q=Ksp，沉淀與溶解處于平衡狀態；QKsp，沉淀溶解。

⑶ 一種沉淀可以轉化為更難溶的沉淀。如鍋垢中Mg(OH)2的生成，工業中重金屬離子的除去。

6、離子反應：

⑴ 與量有關的離子方程式的書寫：設量少的物質物質的量為1mol，與另一過量的物質充分反應。

⑵ 離子共存推斷題解答時應注意：①判斷一種離子存在后，一定注意與之不共存的離子一定不存在；②前面加入的試劑對后面的鑒定是否有影響。

⑶ 離子檢驗的一般步驟：取少量——加試劑——觀現象——定結論。