1、化學反應與原理章節知識點梳理第一章化學反應與能量一、斤含變反應熱1 .反應熱：一定條件下，一定物質的量的反應物之間 反應所放出或吸 收的熱量2 .始變（A H）的意義：在恒壓條件下進行的化學反應的熱效應（1）.符號：（2）.單位：3.產生原因：化學鍵斷裂熱化學鍵形成一一 熱放熱反應 （放熱 吸熱）4H為或A H 0吸熱反應（吸熱 放熱） H為或4 H_0 常見放熱反應： 常見的吸熱反應： l 二、熱化學方程式書寫化學方程式注意要點：必須標出能量變化。必須標明聚集狀態（ 分別表示固 液 氣態，水溶液中溶質用 表示）熱化學反應方程式要指明反應時的溫度和壓強。熱化學方程式中的化學計量數可以是 ,也可

2、以是各物質系數加倍， H;反應逆向進行， H 三、燃燒熱1 .概念：25 C, 101 kPa 時，。燃 燒熱的單位用 表示。注意：研究條件：101 kPa反應程度：完全燃燒，產物是 。燃燒物的物質的量： 內容：放出的熱量。（AH 0 ,單位）四、中和熱1 .概念： 溶液中，的反應熱。2 .強酸與強堿的中和反應其實質是 和 反應，其熱化學方程式為：3 .弱酸或弱堿 ,所以它們反應時的中和熱57.3kJ/mol 。4 .中和熱的測定實驗用品儀器：大燒杯（500ml）、小燒杯（100ml）、 量筒（50ml 2只）、硬紙板或泡沫塑料板（有 2孔）、泡沫塑料或碎紙 條鹽酸（0.50mol/L ）氫氧

3、化鈉溶液（0.55mol/L ）實驗步驟：計算公式：誤差分析五、蓋斯定律1 .內容：化學反應的反應熱只與反應 （各反應物）和 （各生成 物）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。2 .使用方法 3 .反應熱的計算第二章化學反應速率和化學平衡一、化學反應速率1.化學反應速率（v） 定義：衡量反應快慢，單位時間內反應物或生成物的量的變化 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 計算公式： （ u：平均速率，A c：濃度變化）單位： （4）影響因素：決定因素（內因）： （決定因素） 條件因素（外因）：反應所處的條件2.反應物濃度、氣體壓強、溫度、催化

4、劑對反應速率的影響條件變化單位體積內 分子總數活化分子白分數單位體積內 活化分子總數V變化光、電磁波、超聲波、固體反應物顆粒大小、溶劑等注意：（1）固體和液體，由于壓強對濃度幾乎無影響，反應速率不變。（2）、惰性氣體對于速率的影響恒溫恒容時：充入惰性氣體一總壓增大，但是各分壓不變，各物質 濃度不變一反應速率不變恒溫恒體時：充入惰性氣體一體積增大一各反應物濃度減小一反應速率減慢二、化學平衡（一）1.定義:2、化學平衡的特征逆（研究前提是 反應）等（的正逆反應速率相等）動（動態平衡）定（各物質的濃度與質量分數 ）變（條件改變，平衡發生變化）例舉反應mA(g)+nB(g) = pC(g)+qD(g)

5、混合物體系中 各成分的含量各物質的物質的量或各物質的物質的量的分數一定平衡各物質的質量或各物質質量分數一定()各氣體的體積或體積分數一定平衡總體積、總壓強、總物質的量()正、逆反應 速率的關系在單位時間內消耗了m molA同時生成 m molA,即V（正尸V（逆）平衡在單位時間內消耗了n molB同時消耗了p molC,則V（正尸V（逆）( )V(A):V(B):V(C):V(D)=m:n:p:q, V(正)不f Q V(逆)不一定平衡在單位時間內生成n molB,同時消耗了 q molD,因均指V（逆）不一定平衡壓強m+nwp+q時，總壓強 江 （其他條件 允）()m+n=p+q時，總壓強冗

6、（其他條件&）( )混合氣體平均 相對分子質量MrMr te時，只有當 m+nwp+q時( )Mr 元時，但 m+n=p+q時( )溫度任何反應都伴隨著能量變化，當體系溫度一定時（其他不變）平衡體系的密度密度f( )其他如體系顏色不再變化等平衡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（二）影響化學平衡移動的因素1、濃度對化學平衡移動的影響 （1）其他條件不變，增大反應物的濃度或減少生成物 的濃度，平衡向 移動；增大生成物的濃度或減小反應物 的濃度，平衡向 移動。（2）增加固體或純液體的量，由于濃度不變，所以平衡 移動（3）溶液中的反應，如稀釋溶液，反應物濃度減小，生成物

7、濃度也減小，V正減小，V逆也減小，但是減小的程度不同， 平衡向方程式中計量數之和大的方向移動。2、溫度對化學平衡移動的影響其他條件不變，溫度升高平衡向 移動，溫度降低平衡向 方向移動。3、壓強對化學平衡移動的影響其他條件不變，增大壓強，平衡向 移動；減小壓強，平衡向 移動。 注意：（1）改變壓強不能使無氣態物質存在的化學平衡發生移動（2）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：由于催化劑對正反應速率和逆反應速率影響的程度是 的，所以平 衡。但是使用正催化劑可以 達到平衡所需的時間 。5 .勒夏特列原理（平衡移動原理）：如果改變影響平衡的條件之一（如溫度，壓強， 濃度）

8、，平衡向著能 的方向移動。三、化學平衡常數 （符號）（一）定義：一定溫度下，達到化學平衡時， 比值。（二）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 2、K只與 有關，與反應物或生成物的濃度無關。3、反應物或生產物中固體或純液體，由于其濃度是固定不變的。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。(三)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 的標志。K值越大，說明平衡時 的濃度越大，它的 進行的程度越大，即該反應進行得越完全， 反應物轉化率越。反之，則相反。一般地，K>105時，該反應就進行得基本完全了。2、利用K值做標準，可判

9、斷正在進行的可逆反應是否平衡及建立平衡的方向。(Q:濃度積)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 反應若溫度升高，K值減小，則正反應為 反應*四、等效平衡1、概念：一定條件下(定溫、定容或定溫、定壓) ，同一可逆反應經不同途徑達到 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(1)等溫，等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： 第二類：對于反應前后氣體分子數不變的可逆反應： (2)等溫，等壓 的等效平衡： 五、化學平衡圖像問題

10、看懂圖像(面、線、點、勢)-聯想規律一分析判斷六、化學反應進行的方向1、反應嫡變與反應方向：(1)嫡: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)體系趨向于有序變為無序，導致體系的嫡增加，這叫做 原理，也是反 應方向判斷的依據。.(3)同一物質，氣態、液態、固態時嫡值關系為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，化學反應的判斷依據為：A G=A H-T A S 0反應能自發進行AH-TAS 0反應達到平衡狀態A H-T A S 0反應不能自發進行注意：(1) A H為負，A S為正時，任何溫度反應都能自發進行(2) A H

11、為正，AS為負時，任何溫度反應都不能自發進行第三章水溶液中的離子平衡一、弱電解質的電離1、定義： 電解質： 在 中或 狀態下能導電的 。非電解質 ：強電解質 ：。下列物質中 HCl、NaOH、NaCk BaSQ、H。NH3 H2O、Cu（OHB、H2O、SO3、CQ、CC4、CH2=CK屬非電解質 的有： 屬強電解質的有：。屬弱電解質的有：2、電解質與非電解質本質區別： 電解質的強弱與導電性、溶解性 關。3、電離平衡：在一定的條件下，當 時，電離 過程就達到了平衡狀態 。4、影響電離平衡的因素：A、溫度：電離一般 熱，升溫電離平衡向 移動。B、濃度：濃度越大，電離程度 ;溶液稀釋時，電離平衡向

12、 移動。C、同離子效應：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：加入能與弱電解質電離的某種離子反應的物質， 電離。5、電離方程式的書寫：用可逆符號弱酸的電離要分布寫（第一步為主）6、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，（一般用Ka表示酸，Kb表示堿。）A+B-Ki=表本方法：AB7、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

13、性越強。如:H2s8H3P8HF>CHCOOH>H2CO3>H2S>HClO二、水的電離和溶液的酸堿性水電離平衡水的離子積：Kw = ； 25 c時，；Kw = = 注意：KW只與溫度有關，溫度一定，則KwKw不僅適用于純水，適用于任何稀溶液（酸、堿、鹽）2、水電離特點：（1）可逆 （2）吸熱 （3）極弱3、影響水電離平衡的外界因素：酸、堿 ：水的電離溫度： 水的電離（因為水的電離是 熱的）能水解的鹽： 水的電離4、溶液的酸堿性和 pH: pH=（2） pH的測定方法：酸堿指示劑一一甲基橙 、石蕊 、酚一。變色范圍：甲基橙 3.14.4 （橙色）石蕊5.08.0 （紫色

14、）酚M 8.210.0 （淺紅色）pH試紙一操作。 注意：事先不能用水濕潤PH試紙；廣泛pH試紙只能讀取整數值或范圍三、混合液的pH值計算方法1、強酸與強酸的混合：（先求H+混：將兩種酸中的 H+離子物質的量相加除以總體積，再求其它）H+混=（H+iVi+H+2V2）/ （V1+V2）2、強堿與強堿的混合：（先求OH-混：將兩種酸中的 OH離子物質的量相加除以總 體積，再求其它）。匹混=（OH-1V1+OH-2V2）/ （V1+V2）（注意：不能直接計算H+混）3、強酸與強堿的混合：（先據H+ OH =H2O計算余下的H+或OH-,H+有余，則 用余下的H+數除以溶液總體積求H混；OH-有余，

15、則用余下的OH-數除以溶液總體 積求OH-混，再求其它）四、稀釋過程溶液pH值的變化規律：1、強酸溶液:稀釋10n倍時，pH稀pH 原 + n（但始終不能7)2、弱酸溶液:稀釋10n倍時，pH稀_pH 原+n（但始終不能 7)3、強堿溶液:稀釋10n倍時，pH稀_pH 原一n（但始終不能 7)4、弱堿溶液:稀釋10n倍時，pH稀pH 原一n（但始終不能7)5、不論任何溶液，稀釋時 pH均是向7靠近（即向中性靠近）；任何溶液無限稀釋 后pH均接近76、稀釋時，弱酸、弱堿和水解的鹽溶液的pH變化，強酸、強堿變化 。五、酸堿中和滴定：1、中和滴定的原理實質：H+OH =H2O即酸能提供的H+和堿能提

16、供的OH-物質的量。2、中和滴定的操作過程：（1）滴定管的刻度，O刻度在，往下刻度標數越來越大，全部容積 它的 最大刻度值。滴定時，所用溶液不得超過最低刻度，不得一次滴定使用兩滴定管酸（或堿），也不得中途向滴定管中添加。（2）藥品：標準液；待測液；指示劑。（3）準備過程：準備：檢漏、 、趕氣泡、調液面。（4）實驗過程及滴定終點的判斷3、酸堿中和滴定的誤差分析誤差分析：利用 n酸c酸V酸二n堿c堿V堿進行分析六、鹽類的水解1、定義： 。2、水解的實質：水溶液中鹽電離出來的弱離子跟水電離出來的H+或OH-結合，破壞水的電離，使平衡向 移動， 水的電離。3、鹽類水解規律：有才水解，無弱不水解，越弱越

17、水解；誰 顯誰性，同強顯中性。多元弱酸根，濃度相同時正酸根比酸式酸根水解程度大，堿性更強。(如:Na2CO3> NaHCO3)4、鹽類水解的特點：(1) (2) (3) 5、影響鹽類水解的外界因素：溫度：溫度越 水解程度越大(水解吸熱，越熱越水解)濃度：濃度越小，水解程度越 (越稀越水解)酸堿：促進或抑制鹽的水解(H+促進 水解而 陽離子水解；OH )6、酸式鹽溶液的酸堿性：只電離不水解：如 HSO4-顯 酸 性電離程度水解程度，顯 性(如：HSO3-、H2PO4-)水解程度電離程度，顯 性(如：HCO3-、HS、HPO42-)7、雙水解反應：(1)構成鹽的陰陽離子均能發生水解的反應。雙

18、水解反應相互促進， 水解程度較大，有的甚至水解完全。(2)常見的雙水解反應完全的為：Fe3+與AIO2-、CQ2-(HCO3-); Al3+與AQ-、CO32-(HCO-)、S2-(HS-)、SO32-(HSO3-)o其特點是相互水解成沉淀或氣體。離子方程式 配平依據是兩邊電荷平衡，如：2Al3+ + 3伊+ 6H2O = 2Al(OH)3 J + 3H2ST8、鹽類水解的應用：水解的應用實例原理凈水明磯凈水工 r去油污用熱堿水冼油污物品CO2-+HaO CO 3-+OH藥品的保存配制FeCl3溶液時常加入 少量鹽酸F配制NaCO溶液時常加入少量NaOHXCO2+H2O 、HCO 3+OH制備

19、無水鹽由MgC2 6H2O制無水 MgC2在HCl氣流中加熱若不然，則：MgC2 6H2。g(OH) 2+2HCl+4H2OMg(OH> dMgO+H 2O泡沫滅火器用 Al2(SO»3與 NaHCO混合比較鹽溶液中離 子濃度的大小比較 NHCl溶液中離子濃 度的大小NH+H2O /H 3 - H2O+H c(Cl -)>c(NH 4+)>c(H +)>c(OH)-9、水解平衡常數（Kh）強堿弱酸鹽：Kh =Kw/Ka強酸弱堿鹽：Kh =Kw/Kb （Kw為該溫度下水的離子積，Ka為該條件下該弱酸電離平衡常數；Kb為該條件下該弱堿的電離平衡常數）七.電離、水解

20、方程式的書寫原則1、多元弱酸（多元弱酸鹽）的電離（水解）的書寫原則：分步書寫注意：不管是水解還是電離，都決定于第一步，第二步一般相當微弱。2、多元弱堿（多元弱堿鹽）的電離（水解）書寫原則：一步書寫八、溶液中微粒濃度的大小比較基本原則：抓住溶液中微粒濃度必須滿足的三種守恒關系：電荷守恒：任何溶液均顯電 性，各陽離子濃度與其所帶電荷數的乘積之和=各陰離子濃度與其所帶電荷數的乘積之和物料守恒：（即原子個數守恒或質量守恒）某原子的總量（或總濃度）=其以各種形式存在的所有微粒的量（或濃度）之和質子守恒：即水電離出的H+濃度與OH-濃度相等。九、難溶電解質的溶解平衡1、難溶電解質的溶解平衡的一些常見知識（

21、1）溶解度一小于0.01g的電解質稱難溶電解質。（2）反應后離子濃度降至 以下的離子反應為完全反應。如酸堿中和時H+降至10-7mol/L<10-5mol/L,故為完全反應，用“="，常見的難溶物在水中的離子濃 度均遠低于10-5mol/L,故均用“=”。（3）難溶并非不溶，任何難溶物在水中均存在溶解平衡。（4）掌握三種微溶物質： （5）溶解平衡常為吸熱，但Ca（OH2為放熱，升溫其溶解度減少。（6）溶解平衡存在的一般前提是：存在沉淀，否則不存在平衡。2、溶解平衡方程式的書寫注意在沉淀后用（s）標明狀態，并用“ ="。如：Ag2s（s） =2Ag+（aq） + S2-

22、（aq） 3、沉淀生成的三種主要方式（1）加沉淀劑法：Ksp越小，沉淀越完全；沉淀劑過量能使沉淀更完全。(2)調pH值除某些易水解的金屬陽離子：如除去MgCl2溶液中FeC3可以力口入(3)氧化還原沉淀法：(4)同離子效應法4、沉淀的溶解：沉淀的溶解就是使溶解平衡正向移動。常采用的方法有：酸堿；氧化還原；。5、沉淀的轉化：溶解度大的生成溶解度小的，溶解度小的生成溶解度更小 的。AgNO3 AgCl() AgBr (淡黃色) 一叫gI (黃色)一Ag2s (黑色)6、溶度積(Ksp)表達式：AmBn(s) = mAn+(aq)+nBm-(aq) Ksp=c(An+)m ?c(Bm-)n影響溶解平

23、衡的因素：決定因素是 外因：濃度：加水，平衡向 方向移動。溫度：升溫，多數平衡向 方向移動。、溶度積規則Qc (離子積)KSP有沉淀析出Qc Ksp平衡狀態Qc Ksp未飽和，繼續溶解第四章電化學基礎一.原電池：1、概念：化學能轉化為電能的裝置叫做原電池 2、組成條件：3、電子：外電路： 導線一一 極內電路：鹽橋中 一離子移向負極的電解質溶液，一離子移向正極溶液。4、電極反應：以鋅銅原電池為例：負極：反應：正極：反應：5、正、負極的判斷：(1)從電極材料：一般 為負極；或金屬為負極，非金屬為正極。(2)從電子的流動方向和電流方向 (3)從發生反應(4)根據電解質溶液內離子的移動方向 (5)根據

24、實驗現象二.化學電池1、電池的分類：化學電池、太陽能電池、原子能電池2、化學電池：借助于化學能直接轉變為電能的裝置3、化學電池的分類：一次電池、二次電池、燃料電池一次電池1、常見一次電池：堿性鋅鎰電池、鋅銀電池、鋰電池等二次電池又叫充電電池1.鉛蓄電池的電極反應放電： 負極(鉛)：正極(氧化鉛)：充電：陰極： 陽極：兩式可以寫成一個可逆反應：PbO2+Pb+ 2H2SC4 :2PbSO4+2H2。'充電2.目前已開發出新型蓄電池：銀鋅電池、鎘饃電池、氫饃電池、鋰離子電池、聚 合物鋰離子電池燃料電池1、燃料電池：使燃料與氧化劑反應直接產生電流的一種化學電池2、電極反應：一般燃料電池發生的

25、電化學反應的最終產物與燃燒產物相同，可根據燃燒反應寫出總的電池反應，但不注明反應的條件。，負極發生氧化反應，正極發生還原反應，不過要注意一般電解質溶液要參與電極反應。以氫氧燃料電池為例，鉗為正、負極，介質分為酸性、堿性和中性。 當電解質溶液呈酸性時：負極： 正極：當電解質溶液呈堿性時：負極：正極：甲烷燃料電池是用金屬鉗片插入 KCH溶液作電極，在兩極上分別通甲烷和氧氣。電極反應式為：負極： ； 正極： 。電池總反應式為： 3、燃料電池的優點：能量轉換率高、廢棄物少、運行噪音低 三.電解原理1、電解池：把電能轉化為化學能的裝置電解槽2、電解：直流電通過電解質溶液，在陰陽兩極引起氧化還原反應的過程

26、3、放電：當離子到達電極時，失去或獲得電子，發生氧化還原反應的過程4、電子流向：（電源）負極一（電解池）陰極一（離子定向運動）電解質溶液一（電解池）陽極 一（電源）正極5、電極名稱及反應：陽極：與直流電源的 相連的電極，發生 反應陰極：與直流電源的 相連的電極，發生 反應6、電解CuC2溶液的電極反應：陽極：）陰極：總反應式：電解質溶液的導電過程，就是電解質溶液的電解過程陰極（陽離子）放電順序Ag+>Hg2+>Fe3+>CU2+>H+）>Pb2+>Sn2+>Fe2+>Zn2+>Al3+>Mg2+>Na+>C22+>K

27、+陽極放電順序惰性電極時：¥>>Br->C->OH>含氧酸*艮離子>F-（SQ27MnO 4->OH-）活性電極時：電極本身溶解放電注意先要看電極材料， 是惰性電極還是活性電極，若陽極材料為活性電極 （Fe、Cu）等金屬，則陽極反應為電極材料失去電子，變成離子進入溶液；若為惰性材料，則 根據陰陽離子的放電順序，依據陽氧陰還的規律來書寫電極反應式。用惰性電極電解電解質溶液規律電解類型電解質分類實例電極反應特點pH變化溶液復原應加四、電解原理的應用1、電解飽和食鹽水以制造燒堿、氯氣和氫氣陽極：)陰極：總反應式：2.電鍍(1)應用電解原理在某些金屬

28、表面鍍上一薄層其他金屬或合金的方法(2)、電極、電解質溶液的選擇：陽極：(鍍層金屬)M ne = M n+陰極：待鍍金屬(鍍件)： M n+ ne = M電解質溶液：含有鍍層金屬離子的溶液做電鍍液(3)、電鍍應用之一：銅的精煉陽極：; 陰極：電解質溶液：3、電冶金(1)、電冶金：使礦石中的金屬陽離子 獲得電子,從它們的化合物中還原出來用于冶煉活潑金屬，如鈉、鎂、鋁(2)、電解氯化鈉：通電前，氯化鈉高溫下熔融：NaCl = Na+ Cl通直流電后：陽極：陰極：規律總結：原電池、電解池、電鍍池的判斷規律(1)若無外接電源，又具備組成原電池的三個條件即為原電池。(2)若有外接電源，兩極插入電解質溶液中，則可能是電解池或電鍍池；當陰極為金屬，陽極亦為金屬且與電解質溶液中的金屬離子屬同種元素時，則為電鍍池。(3)若多個單池相互串聯，又有外接電源時，則與電源相連接的裝置為電解池或電鍍池。若無外接電源時，先選較活潑金屬電極為原電池的負極(電子輸出極)有關裝置為原電池，其余為電鍍池或電解池。原電池，電解池，電鍍池的比較類別原電池電解池電鍍池定義將化學能轉變成電能將電能轉變成化學能應用電解原理在某（裝置 特點）的裝置的裝置些金屬表面鍍上一 側層其他金屬是否 是自發 反應裝置特 征后電源，兩級材料可 同可不同形成 條件活動性小同的兩極 電解質溶液