高三一輪化學反應原理知識點總結

1、化學反應原理知識點總結第一章：化學反應與能量變化2、反應熱與物質(zhì)能量的關系1、反應熱與始變： H=H(產(chǎn)物)-H(反應物)反應物的 總能量生成物的 總能量臺匕/ 耳匕里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、放熱反應常見的放熱反應：活潑金屬與水或酸的反應酸堿中和反應 燃燒反應 多數(shù)的化合反應鋁熱反應常見的吸熱反應多數(shù)的分解反應2NH 4Cl(s)+Ba(OH) 2 8H2O(s)=BaC+2NH3+10H 2O C(s)+ H2O(g) =5 CO+H 2 CO2+ C 2 CO5、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(lián)系，

2、而取決與反應物和產(chǎn)物具有的總能量(或始)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，還應注意以本卷第1頁(共10頁)下幾點：放熱反應AH為仔，吸熱反應AH為“+； AH的單位為kJ/mol反應熱4H與測定條件（溫度、壓強等）有關，因此應注意 4H 的測定條件；絕大多數(shù)化學反應的 AH是在298K、101Pa下測定 的，可不注明溫度和壓強。熱化學方程式中各物質(zhì)化學式前面的系數(shù)僅表示該物質(zhì)的物質(zhì)的 量，并不表示物質(zhì)的分子或原子數(shù)，因此化學計量數(shù)可以是分數(shù)或 小數(shù)。必須注明物質(zhì)的聚集狀態(tài)，熱化學方程式是表示反應已完成的數(shù)量，所以方程式中化學式前面的計量數(shù)必須與 4H相對應；當 反

3、應逆向進行時，反應熱數(shù)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：活性電極：電極本身失電子電解：陽極：（與電源的正極相連）發(fā)生氧化反應惰性電極：溶液中陰離子失電子（放電順序：I-Br-Cl-OH-）陰極：（與電源的負極相連）發(fā)生還原反應，溶液中的陽離子得電子（放電順序：Ag+Cu2+H+）注意問題：書寫電極反應式時，要用實際放電的離子來表示電解反應的總方程式要注明 通電”若電極反應中的離子來自與水或其他弱電解質(zhì)的電離，本卷第2頁（共10頁）則總反應離子方程式中要用化學式表示原電池：負極：負極本身失電子，M -Mn+ + ne-（ 溶液中陽離子卡電子Nm+me-N正卜：2

4、H+2e-H 2 T負極與電解質(zhì)溶液不能直接反應：O2+4e-+2H 2- 4OH -（即發(fā)生吸氧腐蝕）書寫電極反應時要注意電極產(chǎn)物與電解質(zhì)溶液中的離子是否反應，若反應，則在電極反應中應寫最終產(chǎn)物。9、電解原理的應用：氯堿工業(yè)：陽極（石墨）:2Cl - Cl2+2e-（ CI2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C12）。陰極：2H+2e-H 2 T （陰極產(chǎn)物為 E、NaOH?，F(xiàn)象（滴入酚醐）： 有氣泡逸出，溶液變紅）。銅的電解精煉：電極材料：粗銅做陽極，純銅做陰極。電解質(zhì)溶液：硫酸酸化的硫酸銅溶液電鍍：電極材料：鍍層金屬做陽極（也可用惰性電極做陽極），鍍件 做陰極

5、。電解質(zhì)溶液是用含有鍍層金屬陽離子的鹽溶液。10、化學電源燃料電池：先寫出電池總反應（類似于可燃物的燃燒）；再寫正極反應（氧化劑得電子，一般是 O2+4e-+2H2。f4OH-（中性、 堿性溶液）本卷第3頁（共10頁）O2+4e-+4H+-2H2O （酸性水溶液）。負極反應=電池反應-正極反應 （必須電子轉移相等）充放電電池：放電時相當于原電池，充電時相當于電解池（原電池 的負極與電源的負極相連，做陰極，原電池的正極與電源的正極相 連，做陽極），11、計算時遵循電子守恒，常用關系式：2 H2- O22Cl2-2Cu4Ag40Hl4 H +4e-12、金屬腐蝕：電解陽極引起的腐蝕 原電池負極引起

6、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(fā)生吸氧腐蝕。負極：2Fe- 2Fe 2+4e-正極：O2+4e-+2H2r40H -總反應：2Fe + O2+2HzO = 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(jù)：H-TzS0反應能自發(fā)進行；H-TzS=0, 反應達到平衡狀態(tài) H-TzS0反應不能自發(fā)。該判據(jù)指出的是一定條件下，自發(fā)反應發(fā) 生的可能性，不能說明實際能否發(fā)生反應（計算時注意單位的換算）課本P40T32、化學平衡常數(shù)：平衡常數(shù)的大小反映了化學反應可能進行的程度，平衡常數(shù)越大，說 明反應進行的越完全。純固體或純?nèi)軇﹨⒓拥姆磻鼈儾涣腥?平衡常

7、數(shù)的表達式本卷第4頁（共10頁）平衡常數(shù)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(shù)互為 倒數(shù)化學平衡常數(shù)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(shù)實現(xiàn)的。溫度升高，化學平衡常數(shù)增大還是減小與 反應吸放熱有關。3、平衡狀態(tài)的標志：同一物質(zhì)的 v正7逆 各組分的物質(zhì)的量、 質(zhì)量、含量、濃度（顏色）保持不變氣體的總物質(zhì)的量、總壓強、氣體的平均分子量保持不變只適用于 vg#。的反應密度適用 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

8、衡的影響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 對于4vg=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、等效平衡：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(zhì)的量之比與最初加入的物質(zhì)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。恒溫恒容，4丫9=0的反應，只要使轉化后物質(zhì)的量之比與最初加 入的物質(zhì)的量之比相同，均可達到等效平衡；平衡時各組分的百分本卷第5頁（共10頁）含量相同，轉化率相同。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(zhì)的量與最初加入的物質(zhì)的量相同，均可達

9、到等同平 衡；平衡時各組分的物質(zhì)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)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，恒壓時等效平衡初始按系數(shù)比充入的反應物或只充入產(chǎn)物， 平衡時再充入產(chǎn)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(溫度、濃度、壓強、催化劑)；V-t圖的分析第三章物質(zhì)在水溶液中的行為1、強弱電解質(zhì)：強電解質(zhì)：完全電離，其溶液中無溶質(zhì)分子，電離方程式用=且一步電離；強酸、強堿、大多數(shù)鹽都屬于強電解質(zhì)。弱電解質(zhì)：部分電離，其溶

10、液中存在溶質(zhì)分子，電離方程式用一”，多元弱酸的電離方程式分步寫，其余的弱電解質(zhì)的電離一步完成；弱酸、弱堿、水都是弱電解質(zhì)。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，其余為弱本卷第6頁(共10頁)酸；注意：強酸的酸式鹽的電離一步完成，如：NaHSO4=Na+H+SO42-,而弱酸的酸式鹽要分步寫，如：NaHCO3=Na+HCO3-, HCO 3-CO32- +H+2、電離平衡 電離平衡是平衡的一種，遵循平衡的一般規(guī)律。溫度、濃度、加 入與弱電解質(zhì)相同的離子或與弱電解質(zhì)反應的物質(zhì)，都會引起平 衡的移動

11、電離平衡常數(shù)（Ka或Kb）表征了弱電解質(zhì)的電離能力，一定溫 度下，電離常數(shù)越大，弱電解質(zhì)的電離程度越大。Ka或Kb是平衡常數(shù)的一種，與化學平衡常數(shù)一樣，只受溫度影響。溫度升高， 電離常數(shù)增大。3、水的電離：H2O=H+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。 任何稀的水溶液中，都存在，且H+ OH是一常數(shù)，稱為水的離 子積（Kw）; Kw是溫度常數(shù)，只受溫度影響，而與 H+或OH-濃 度無關。 溶液的酸堿性是H+與OH-濃度的相對大小，與某一數(shù)值無直接 關系。 當溶液中的H+濃度w 1mol/L時，用pH表示。無論是單一溶液還是溶液混合后求 pH,都

12、遵循同一原則：若溶液本卷第7頁（共10頁）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。 向水中加入酸或堿，均抑制水的電離，使水電離的c(H+)或c(OH-)10-7mol/L,如某溶液中水電離的 c(H+)=10-5mol/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、鹽的水解在溶液中只有鹽電離出的離子才水解。 本質(zhì)是鹽電離出的離子與水 電離出H+或OH-結合生成弱電解質(zhì)，使 H+或OH-的濃度減小，從 而促進水的電離。影響因素：溫度：升溫促進水解濃度：稀釋促進水解 溶液的酸堿性同離子效應水解方程式的書寫：單個離子的水解：一般

13、很微弱，用 =,產(chǎn)物不標；“影玩 弱酸鹽的水解方程式要分步寫雙水解有兩種情況：I水解到底，生成氣體、沉淀，用=，標出n部分水解，無沉淀、氣體，用，產(chǎn)物不標“ T 鹽類水解的應用：判斷溶液的酸堿性判斷鹽溶液中的離子本卷第8頁(共10頁)種類及其濃度大小判斷離子共存加熱濃縮或蒸干某些鹽溶液時產(chǎn)物的判斷，如 A1C13溶液 某些鹽溶液的保存與配制，如FeCh溶液 某些膠體的制備，如Fe(OH)3膠體 解釋生產(chǎn)、 生活中的一些化學現(xiàn)象，如明磯凈水、化肥的施用等。 (解釋時規(guī) 范格式：寫上對應的平衡-條件改變平衡移動-結果)5、沉淀溶解平衡：(1) Ksp:AmBn mAn+nBm-,Ksp=An+mBm-n。Ksp只與難溶電解質(zhì)的性質(zhì)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。對于陰陽離子個數(shù)比相同的 電解質(zhì)，Ksp越大，電解質(zhì)在水中的溶解能力越強。QKsp,有沉淀生成；Q=Ksp,沉淀與溶解處于平衡狀態(tài)；QKsp, 沉淀溶解。一種沉淀