1、化学反应原理知识点总结第一章：化学反应与能量变化1、反应热与焓变：H=H(产物)-H(反应物)反应物产物反应过程能量反应物的总能量生成物的总能量H02、反应热与物质能量的关系能量反应物反应过程反应物的总能量产物生成物的总能量HBr-Cl-OH-） 阴极:（与电源的负极相连）发生还原反应，溶液中的阳离子得电子 （放电顺序：Ag+Cu2+H+）注意问题：书写电极反应式时，要用实际放电的离子来表示电解反应的总方程式要注明“通电”若电极反应中的离子来自与水或其他弱电解质的电离，则总反应离子方程式中要用化学式表示 原电池：负极：负极本身失电子，n+ +- 溶液中阳离子得电子 m+m- 正极： 2H+2e
2、-H2 负极与电解质溶液不能直接反应：O2+4e-+2H2O4OH- （即发生吸氧腐蚀）书写电极反应时要注意电极产物与电解质溶液中的离子是否反应，若反应，则在电极反应中应写最终产物。9、电解原理的应用：氯碱工业：阳极(石墨):2Cl-Cl2+2e-( Cl2的检验：将湿润的淀粉碘化钾试纸靠近出气口，试纸变蓝，证明生成了Cl2)。 阴极：2H+2e-H2（阴极产物为H2、NaOH。现象（滴入酚酞）：有气泡逸出，溶液变红）。铜的电解精炼：电极材料：粗铜做阳极，纯铜做阴极。电解质溶液：硫酸酸化的硫酸铜溶液电镀：电极材料：镀层金属做阳极（也可用惰性电极做阳极），镀件做阴极。电解质溶液是用含有镀层金属阳
3、离子的盐溶液。10、化学电源 燃料电池：先写出电池总反应（类似于可燃物的燃烧）；再写正极反应（氧化剂得电子，一般是O2+4e-+2H2O4OH-（中性、碱性溶液）O2+4e-+4H+2H2O (酸性水溶液)。 负极反应=电池反应-正极反应（必须电子转移相等）充放电电池：放电时相当于原电池，充电时相当于电解池（原电池的负极与电源的负极相连，做阴极，原电池的正极与电源的正极相连，做阳极），11、计算时遵循电子守恒，常用关系式：2 H2 O22Cl22Cu4Ag4OH-4 H+4e-12、金属腐蚀：电解阳极引起的腐蚀原电池负极引起的腐蚀化学腐蚀原电池正极电解阴极 钢铁在空气中主要发生吸氧腐蚀。负极：
4、2Fe 2Fe 2+4e- 正极：O2+4e-+2H2O4OH- 总反应：2Fe + O2+2H2O2Fe(OH)2第二章：化学反应的方向、限度和速度1、反应方向的判断依据：H-TS0反应不能自发。该判据指出的是一定条件下，自发反应发生的可能性，不能说明实际能否发生反应（计算时注意单位的换算）课本P40T3 2、化学平衡常数：平衡常数的大小反映了化学反应可能进行的程度，平衡常数越大，说明反应进行的越完全。纯固体或纯溶剂参加的反应，它们不列入平衡常数的表达式平衡常数的表达式与化学方程式的书写方式有关，单位与方程式的书写形式一一对应。对于给定的化学反应，正逆反应的平衡常数互为倒数 化学平衡常数受温
5、度影响，与浓度无关。温度对化学平衡的影响是通过影响平衡常数实现的。温度升高，化学平衡常数增大还是减小与反应吸放热有关。 3、平衡状态的标志：同一物质的v正=v逆 各组分的物质的量、质量、含量、浓度（颜色）保持不变 气体的总物质的量、总压强、气体的平均分子量保持不变只适用于vg0的反应密度适用于非纯气体反应或体积可变的容器4、惰性气体对化学平衡的影响 恒压时充入惰性气体，体积必增大，引起反应体系浓度的减小，相当于减压对平衡的影响恒容时充入惰性气体，各组分的浓度不变，速率不变，平衡不移动对于vg=0的可逆反应，平衡体系中加入惰性气体，恒容、恒压下平衡都不会移动5、等效平衡：恒温恒压，适用于所有有气
6、体参加的可逆反应，只要使转化后物质的量之比与最初加入的物质的量之比相同，均可达到等效平衡；平衡时各组分的百分含量相同，浓度相同，转化率相同。恒温恒容，vg=0的反应，只要使转化后物质的量之比与最初加入的物质的量之比相同，均可达到等效平衡；平衡时各组分的百分含量相同，转化率相同。等同平衡：恒温恒容，适用于所有有气体参加的可逆反应，只要使转化后物质的量与最初加入的物质的量相同，均可达到等同平衡；平衡时各组分的物质的量相同，百分含量相同，浓度相同。6、充气问题：以aA(g)+bB(g)cC(g)只充入一种反应物，平衡右移，增大另一种反应物的转化率，但它本身的转化率降低两种反应物按原比例充，恒容时相当
7、于加压，恒压时等效平衡初始按系数比充入的反应物或只充入产物，平衡时再充入产物，恒容时相当于加压，恒压时等效平衡化学反应速率: 速率的计算和比较 ； 浓度对化学速率的影响（温度、浓度、压强、催化剂）； V-t图的分析 第三章 物质在水溶液中的行为1、强弱电解质： 强电解质：完全电离，其溶液中无溶质分子，电离方程式用“”，且一步电离；强酸、强碱、大多数盐都属于强电解质。 弱电解质：部分电离，其溶液中存在溶质分子，电离方程式用“”，多元弱酸的电离方程式分步写，其余的弱电解质的电离一步完成；弱酸、弱碱、水都是弱电解质。 常见的碱：KOH、NaOH、Ca(OH)2、Ba(OH)2是强碱，其余为弱碱； 常
8、见的酸：HCl、HBr、HI、HNO3、H2SO4是强酸，其余为弱酸；注意：强酸的酸式盐的电离一步完成，如：NaHSO4=Na+H+SO42-，而弱酸的酸式盐要分步写，如：NaHCO3=Na+HCO3-, HCO3- CO32- +H+2、电离平衡 电离平衡是平衡的一种，遵循平衡的一般规律。温度、浓度、加入与弱电解质相同的离子或与弱电解质反应的物质，都会引起平衡的移动 电离平衡常数（Ka或Kb）表征了弱电解质的电离能力，一定温度下，电离常数越大，弱电解质的电离程度越大。Ka或Kb是平衡常数的一种，与化学平衡常数一样，只受温度影响。温度升高，电离常数增大。3、水的电离： H2OH+OH-，H0。
9、升高温度、向水中加入酸、碱或能水解的盐均可引起水的电离平衡的移动。 任何稀的水溶液中，都存在，且H+OH-是一常数，称为水的离子积（Kw）；Kw是温度常数，只受温度影响，而与H+或OH-浓度无关。 溶液的酸碱性是H+与OH- 浓度的相对大小，与某一数值无直接关系。 当溶液中的H+ 浓度1mol/L时，用pH表示。 无论是单一溶液还是溶液混合后求pH，都遵循同一原则：若溶液呈酸性，先求c(H+);若溶液呈碱性，先求c(OH-),由Kw求出c(H+)，再求pH。 向水中加入酸或碱，均抑制水的电离，使水电离的c(H+)或c(OH-)10-7mol/L，如某溶液中水电离的c(H+)=10-5mol/L
10、，此时溶液为酸性，即室温下，pH=5，可能为强酸弱碱盐溶液。4、盐的水解在溶液中只有盐电离出的离子才水解。本质是盐电离出的离子与水电离出H+或OH-结合生成弱电解质，使H+或OH-的浓度减小，从而促进水的电离。影响因素：温度：升温促进水解 浓度：稀释促进水解 溶液的酸碱性 同离子效应水解方程式的书写： 单个离子的水解：一般很微弱，用，产物不标“”“”；多元弱酸盐的水解方程式要分步写双水解有两种情况：水解到底，生成气体、沉淀，用，标出“”“”。部分水解，无沉淀、气体，用，产物不标“”“”； 盐类水解的应用：判断溶液的酸碱性 判断盐溶液中的离子种类及其浓度大小 判断离子共存 加热浓缩或蒸干某些盐溶
11、液时产物的判断，如AlCl3溶液 某些盐溶液的保存与配制，如FeCl3溶液 某些胶体的制备，如Fe(OH)3胶体 解释生产、生活中的一些化学现象，如明矾净水、化肥的施用等。（解释时规范格式：写上对应的平衡-条件改变平衡移动-结果）5、沉淀溶解平衡： Ksp:AmBnmAn+nBm-,Ksp=An+mBm-n。 Ksp只与难溶电解质的性质和温度有关，溶液中离子浓度的变化只能使平衡移动，不改变Ksp。对于阴阳离子个数比相同的电解质，Ksp越大，电解质在水中的溶解能力越强。 QKsp,有沉淀生成；Q=Ksp，沉淀与溶解处于平衡状态；QKsp，沉淀溶解。 一种沉淀可以转化为更难溶的沉淀。如锅垢中Mg(OH)2的生成，工业中重金属离子的除去。6、离子反应： 与量有关的离子方程式的书写：设量少的物质物质的量为1mol，与另一过量的物质充分反应。 离子共存推断题解答时应注意：判断一种离子存在后，一定注意与之不共存的离子一定不存在；前面加入的试剂对后面的鉴定是否有影响。 离子（或物质）检验的一般步骤：取少量加试剂观现象定结论。本卷第11页（共11页）
