2022年《化學反應原理》知識點歸納

1、學習資料收集于網(wǎng)絡,僅供參考專題一：化學反應與能量變化一、反應熱、焓變1反應熱：化學反應過程中 放出或吸取 的熱量,叫反應熱；包括燃燒熱和中和熱；電離：留意：水解：吸熱反應的發(fā)生不肯定需要常見的吸熱反應：銨鹽與堿的反應：如 NH4Cl 與 BaOH2.8H2O 加熱才能進行；大多數(shù)的分解反應：CaCO 3= CaO + CO2生產水煤氣： C + H 2O = CO+H2碳和二氧化碳的反應：C+CO 2=2CO 燃燒反應常見的放熱反應：金屬與酸（或水）的反應留意：酸堿中和反應放熱反應不肯定常溫下 CaONa自發(fā)的氧化仍原反應就自發(fā)進行,可能需要2O、Na2O2與水的反應加熱或點燃條件；濃酸與強

2、堿溶于水2、焓變：在恒溫恒壓的條件下,化學反應過程中吸取或放出的熱量稱為反應的焓變；符號：用H表示單位： kJ/mol 吸熱反應：H= +QkJ/mol ；或H0 放熱反應：H= QkJ/mol ；或H0 3、反應熱產生的緣由：宏觀：反應物和生成物所具有的能量不同,H=_ 微觀：化學反應過程中化學鍵斷裂吸取的能量與新化學鍵生成所放出的能量不同, H=_ 二、熱化學方程式 1. 熱化學方程式的概念：能表示反應熱的化學方程式,叫做熱化學方程式；熱化學方程式不僅表示了化學 反應中的物質變化,也說明白化學反應中的能量變化；2. 書寫熱化學方程式時的留意點（1）需注明 H 的“ +” 與“ ” ,“+”

3、 表示,“ ” 表示；比較 H 的大小時,要考慮 H的正負；（3）要注明反應物和生成物的狀態(tài)：g、 l 、 s、aq （ 3）各物質前的化學計量數(shù)表示物質的量,不表示分子個數(shù),因此,可以是整數(shù)也可以是分數(shù),但系數(shù) 與 H 的值肯定要相對應；（4）要注明反應溫度和壓強,但中學化學中所用 H 的數(shù)據(jù)一般都是在101kPa 和 25時的數(shù)據(jù),因此可不特殊注明；（5）對于可逆反應,其 H 同樣要與系數(shù)相對應,但如按系數(shù)投料反應,就由于可逆反應不能進行完全,其反應熱的數(shù)值會比 H 的數(shù)值要?。蝗?、 燃燒熱、熱值與中和熱：1燃燒熱：在 1atm下, 1mol物質完全燃燒的反應熱叫做該物質的標準燃燒熱；（物

4、質完全燃燒是指含有 學習資料學習資料收集于網(wǎng)絡,僅供參考的氮元素轉化為N2（g）,氫元素轉化為H2Ol ,碳元素轉化為CO2g 2、熱值：在 1atm下, 1g物質完全燃燒的反應熱叫做該物質的熱值；（糖類、脂肪、蛋白質中熱值最高的是脂肪）3、中和熱：是指在稀溶液中的強酸和強堿反應生成1mol水時（無沉淀或氣體生成）的反應熱；H +（aq） + OH- aq = H 2Ol ; H= 57.3kJ/mol 留意：（1）稀硫酸和稀 BaOH2 反應生成 1molH2O時：（2）濃硫酸的稀 NaOH反應生成 1molH2O時：（3）有稀的弱酸或弱堿發(fā)生中和反應生成 1molH2O時：四、反應熱的測定

5、：1、用量熱計進行測定2、蓋斯定律及其應用：一個化學反應,不論是一步完成仍是分幾步完成,其總的熱效應是完全相同的；例題： 科學家蓋斯曾提出：“ 不管化學過程是一步完成或分幾步完成,這個總過程的熱效應是相同的；”利用蓋斯定律可測某些特殊反應的熱效應；3、利用鍵能進行運算：例題： . CH3-CH3CH2=CH 2+H2,有關化學鍵的鍵能如下：試運算該反應的反應熱；化學鍵 C-H C=C C-C H-H 鍵能（ kJ/mol ）414.4 615.3 347.4 435.3 五、能源：1、化石能源：煤、石油、自然氣；缺點：隱藏量有限,不能再生,利用率低,污染環(huán)境；2、新能源：太陽能、氫能、地熱能、

6、風能、生物質能等,特點：資源豐富、可再生,無污染或少污染；六、化學能與電能的轉化：1、原電池與電解池的反應原理比較：原電池：將自發(fā)進行的氧化仍原反應分開在兩極上進行,使電子的轉移通過導線定向移動形成電流,從而實現(xiàn)化學能向電能的轉變；電解池： 利用外電源使氧化仍原反應（一般不能自發(fā)進行）分開在兩極上進行,從而將電能轉化為化學能；2、原電池與電解池的構造比較：裝置原電池電解池；組成1、兩個活潑性不同的電極1、兩個電極（活潑性可同也可不同）條件2、電解質溶液；2、電解質溶液（或熔化的電解質）3、形成閉合的電路3、直流電源； 4、閉合回路學習資料學習資料收集于網(wǎng)絡,僅供參考電極名負極：電子流出,仍原劑

7、,發(fā)生氧化反應陰極：與電源負極相連,陽離子得電子發(fā)生仍稱及電正極：電子流入,氧化劑,發(fā)生仍原反應原反應極反應陽極：與電源正極,陰離子（或活性電極）失電子發(fā)生氧化反應能量轉化 化學能轉化為電能 電能轉化為化學能電子和 電子：電子：陰陽離子 電流：電流：的流向 電解質溶液中的陰離子：電解質溶液中的陰離子：電解質溶液中的陽離子：電解質溶液中的陽離子：電解池中：活性電極：惰性電極 3 、常見的原電池鋅錳干電池負極反應正極反應原電池總反應介質酸堿性Zn+2MnO 2+2H2O=2MnOOH+ZnOH堿性鉛蓄電池Pb+PbO 2+2H2SO4=2PbSO 4+H2O 酸性銀鋅電池Zn+Ag2O=ZnO+2

8、Ag 堿性酸性氫氧燃料2CO+2CO 24e- = 2H2 + O2 = 2H2O 堿性電池中性燃2CO+O 2 = 2CO 2熔融金屬氧化物（ O 2- ）料堿性電甲醇酸性池堿性甲烷酸性熔融鹽燃Li 2CO 3和 Na2CO料電池熔融鹽 4CO2鋁、空氣、4Al+3O2+6H2O=4AlOH3海水海水電池 實質為金屬的吸氧腐蝕留意：蓄電池要留意充電和放電的方向；蓄電池在充電時與電源連接方式：正接正、負接負；提示：有機物燃料電池：如電解質溶液為酸性溶液,就總是為“ 有機物+O2= CO2+ H 2O” （再配平）如電解質溶液為堿性溶液,就總是為“ 有機物+O2+ OH- = CO 3 2-+

9、H 2O”（再配平）4、電解規(guī)律：學習資料學習資料收集于網(wǎng)絡,僅供參考（1）陰陽兩極的放電次序：陰極：陽極：（留意陽極的電極材料,如材料是活性電極,就電極材料優(yōu)先放電,溶液中的陰離子不能放電）（2）常見的電解類型（陰陽極均采納惰性電極）：總反應復原原溶液類型實例陰極反應陽極反應電解電解HCl 質型CuCl2H2SO4電解水型 NaOH Na2SO4放氫生堿型放氧生酸型NaCl CuSO AgNO5、原電池原理和電解原理的應用：（1）原電池原理的應用：加快反應速率：金屬的腐蝕：化學腐蝕：電化學腐蝕：鋼鐵的吸氧腐蝕：鋼鐵的析氫腐蝕：金屬的防護： 1 掩蓋愛護層、 2 轉變內部結構、3 利用原電池原

10、理（犧牲陽極的陰極愛護法）（2）電解原理的應用：、 4 利用電解原理（外加電源的陰極愛護法）I: 氯堿工業(yè)：試驗原理：化學反應 _ 離子反應 _ 試驗現(xiàn)象及產物的檢驗：陰極區(qū)：陽極區(qū)：飽和食鹽水的精制：泥沙、SO4 2-、Ca 2+、Mg 2+的去除：II ：銅的電解精煉（或其它金屬的電解精煉）： 粗銅中含 Zn、Fe、Ag、 Au 等雜質III原理：陽極：粗銅,電極反應：Cu-2e- = Cu2+ 主要 ,Zn-2e- =Zn 2+ Fe-2e- =Fe 2+ 次要 陰極：純銅 Cu2+2e- =Cu 電解質溶液： CuSO 4 溶液陽極泥：電鍍：陰極：鍍件陽極：鍍層金屬電鍍液：含鍍層金屬陽

11、離子的鹽溶液作電鍍液特點：理論上電鍍液的組成及酸堿性保持不變IV ：電解熔融鹽制活潑金屬：鈉：陰極：陽極：鎂：陰極：陽極：鋁：陰極：陽極：學習資料學習資料收集于網(wǎng)絡,僅供參考學習資料學習資料收集于網(wǎng)絡,僅供參考專題二：化學反應速率與化學平穩(wěn)一、化學反應速率1表示方法：化學反應速率通常用單位時間內反應物濃度的減小或生成物濃度的增加來表示公式： v c/ t 單位： mol/L s 或 mol/L min 留意： 由于反應過程中,隨著反應的進行,物質的濃度不斷地發(fā)生變化（有時溫度等也可能變化）,因此在不同時間內的反應速率是不同的；通常我們所指的反應速率是指平均速率； 同一化學反應的速率可以用不同物

12、質濃度的變化來表示,其數(shù)值不肯定相同,但都表示該反應的反應速率；其數(shù)值之比等于化學計量數(shù)之比：對于反應：mAnB pCqD 就有： VAVBVCVDmnpq 固體或純液體（或溶劑）的濃度為常數(shù),一般不用來表示反應速率同一個反應的速率在一段時間內：一般靠前時間段內的反應速率比靠后時間段內的反應速率2有效碰撞快,由于濃度隨反應進行而減??；（但有些放熱反應一開頭由于溫度上升,反應速率可能先加快后再減慢； ）（1）有效碰撞是指能發(fā)生化學反應的碰撞,發(fā)生有效碰撞的分子具有足夠的能量,且具有合適的取向；（2）活化分子是指有可能發(fā)生有效碰撞的分子；活化分子的能量比反應物分子的平均能量高；（3）活化能：活化分

13、子的平均能量與全部分子的平均能量之差稱為活化能 3影響化學反應速率的因素影響速率的因素有內部與外部因素,內因由參與反應的物質的性質打算,是主要因素；外部因素：當反應肯定時,外部因素對反應的影響；（1）濃度：其它條件不變時,增大反應物（或生成物）濃度,可以增大反應速率；（從微觀上看是單位體 積內活化分子個數(shù)增多）留意：對固體,反應速率與其表面積大小有關,一般認為其濃度為一常數(shù),它的量的多少對速率無 影響,但固體顆粒大小對反應速率有影響；純液體濃度也可看成是一常數(shù)；v正突然增大后減小,v逆不變后增大 對可逆反應而言,在增大反應物濃度的瞬時,（2）溫度：其它條件不變時,上升溫度可以加快反應速率；降低

14、溫度可以減小反應速率；（從微觀上看是 增大了活化分子百分數(shù)）留意：一般溫度每上升10,反應速率增大為原先的24 倍； 對可逆反應而言,上升溫度可使正逆反應速率同時增大,但吸熱方向速率增大的倍數(shù)更大；（ 3）壓強：對于有氣體參與的反應,其它條件不變時,增大壓強可以增大反應速率；減小壓強,可以減 小化學反應速率； （從微觀上看是增大了單位體積內的活化分子個數(shù)）留意：對可逆反應而言,增大壓強可同時增大正逆反應速率,但氣體體積縮小方向的速率增大的倍 數(shù)更大；（4）催化劑：使用合適催化劑能同等程度地影響正逆反應速率；（不會導致化學平穩(wěn)的移動；）（從微觀上學習資料學習資料收集于網(wǎng)絡,僅供參考 看是增大了活

15、化分子百分數(shù)）留意：催化劑增大化學反應速率的緣由是催化劑通過參與化學反應,轉變了化學反應途徑,（降低 了反應的活化能）使化學反應速率加快；催化劑本身在反應前后質量保持不變；酶的催化作用：（5）其他：如：顆粒純度：與稀酸反應,粗鋅比純鋅快（形成原電池）二：化學反應的方向：1、 反應方向的判據(jù)：能量判據(jù)：能量從高到低,焓變 H0 （熵變從小到大的過程：Sl g；固體溶解；氣體分子數(shù)增多）2、反應方向的判定： H0：反應自發(fā)進行 H0、 S0、 S0：高溫為自發(fā) H0、 Sv 逆 ,平穩(wěn)向正反應方向移動（1）條件轉變時,如 v正 a2 B、a1a2 B、a1P2 B、2P1=P2 C、2P1C（OH

16、-）,溶液呈酸性看溶液中的C（H +）和 C（OH- ）的相對大小：如 C（ H +）=C（OH-）,溶液呈中性如 C（ H +）C（OH-）,溶液呈堿性如在常溫下也可以看溶液的PH值： PH=7中性； PH7堿性；任何情形下的純水肯定呈中性：如：25時純水 PH=7或 100時純水 PH=6 5、酸、堿溶液的 PH值運算：（1） PH值的大小與溶液酸堿性及 C（ H +）大小的關系：（2） PH值使用范疇一般在 014 之間,當 C（ H +）或 C（OH-）1mol/L 時,就直接用濃度表示更便利；（3）有關溶液 PH值的運算：I ：單一溶液的 PH的運算例 1：求室溫下純水的 PH=_；

17、100時純水的 PH=_；例 2：求 0.01mol/L 的 HCl 溶液的 PH=_；0.01mol/LH 2SO4的 PH=_ 學習資料學習資料收集于網(wǎng)絡,僅供參考例 3：常溫下 PH=2的 HCl 和 PH=2的 H2SO4 溶液中 H +離子濃度大小關系為 _ 例 4：常溫下 0.5 10-3mol/L 的 BaOH2 溶液的 PH_ 歸納規(guī)律：如該溶液是酸性溶液,必先確定 cH+ ,再進行 PH的運算；如該溶液是堿性溶液,必先確定cOH- ,可依據(jù) cH+ cOH-=Kw 換算成 cH+ ,再求 PH,或引用 PH定義,由 cOH- 直接求 POH,再根據(jù) PH+POH=PKw,換算

18、出 PH；II 、溶液稀釋后的 PH的運算1、強酸或強堿的稀釋：例 1：將 PH=2的稀鹽酸加水稀釋至 100（即 10 2）倍,就溶液 PH=_,PH的變化值為 _ 例 2：將 PH=12的 NaOH稀釋至 100（即 10 2）倍,就溶液 PH=_,PH的變化值為 _ 例 3：將 PH=5的鹽酸稀釋 100 倍,其 PH為_ 將 PH=8的 NaOH溶液稀釋 100 倍,其 PH為_ 留意點： 酸液或堿液無限稀釋時 _ 2、弱酸或弱堿的稀釋例 4：將 PH=3的醋酸溶液,稀釋 100 倍, PH為_；將 PH=10的氨水,稀釋 100 倍, PH為_；歸納規(guī)律： 在稀釋弱酸或弱堿過程中有濃

19、度的變化,又有電離平穩(wěn)的移動,不能求得詳細數(shù)值,只能確定其 PH范疇；PH=3的酸溶液,稀釋100 倍,稀釋后3PH5； PH=10的堿溶液,稀釋100 倍,稀釋后8PH 10；例 5、PH=11的氨水溶液和氫氧化鈉溶液,用蒸餾水稀釋100 倍,二者的PH的關系是A氨水的 PH大于氫氧化鈉的PH B氨水的 PH小于氫氧化鈉的PH C都比原先小 DIII、溶液混合后的PH的運算氨水比原先的大,氫氧化鈉比原先的小兩種溶液混合后,第一應考慮是否發(fā)生化學變化,其次考慮溶液總體積變化,一般來說溶液的體積沒有加和性, 但稀溶液混合時,常不考慮混合后溶液的體積的變化,而取其體積之和（除非有特殊說明）； 1、

20、兩強酸混合后的 PH的運算例 1、PH=4的鹽酸和 PH=2的鹽酸等體積混合后,溶液的 PH最接近于 A2.0 B. 2.3 C. 3.5 D. 3.7 2、兩強堿混合后的 PH的運算例 2：PH=10的 NaOH溶液和 PH=12的 BaOH2溶液等體積混合,其 歸納規(guī)律：學問拓展 0.3 規(guī)章（近似規(guī)章）PH=_ 如兩種強酸溶液或兩種強堿溶液等體積混合,且其 PH相差 2 或 2 以上時, 混合液的 PH有如下近似規(guī)律：兩強酸等體積混合時,混合液的 PH=PH小+0.3 ；兩強堿等體積混合時,混合液的 PH=PH大 0.3 ；如上述例 1 如用 0.3 規(guī)章,就很便利,混合液的 3、強酸與

21、強堿溶液混合后的 PH的運算PH= PH小+0.3=2+0.3= 2. 例 1、60ml0.5mol/LNaOH 溶液和 40ml0.4mol/L硫酸混合后,溶液的PH最接近于 A. 0.5 B. 1.7 C. 2 D. 13.2 依據(jù) nH+ 與 nOH- 的相對大小先判定酸、堿的過量情形；強酸與強堿恰好完全反應,溶液呈中性,PH=7；如酸過量,溶液呈酸性,nH+ nOH- ,cH+ 混= nH+ nOH-/V 總；如堿過量,溶液呈堿性,nOH- nH+ ,cOH- 混= nOH- nH+/V 總,再求出 cH+ 混；如未標明酸堿的強弱,混合后溶液PH不定,應分析爭論；例 2：如強酸（ PH

22、1）和強堿（ PH2）等體積混合,當 PH1+ PH2=_,溶液呈中性；學習資料學習資料收集于網(wǎng)絡,僅供參考PH1+ PH2_,就溶液呈堿性；PH1+ PH2_,就溶液呈酸性；例 3：如弱酸（ PH1）和強堿（ PH2）等體積混合,且 PH1+ PH2=14,就混合后溶液 PH_ 例 4、在室溫下等體積的酸和堿的溶液,混合后 PH肯定小于 7 的是APH=3的硝酸和 PH=11的氫氧化鈉溶液 BPH=3的鹽酸和 PH=11的氨水CPH=3的硫酸和 PH=11的氫氧化鈉溶液 IV ：酸、堿液中水的電離分析：例 1：PH=2的 HCl 溶液中,由水電離出來的 D PH=3的醋酸和 PH=11的氫氧

23、化鈉溶液 H +濃度為 _mol/L PH=12的 NaOH溶液中,由水電離出來的 H +濃度為 _mol/L 常溫下某溶液中,由水電離出的 CH +=1 10-10mol/L ,該溶液的 PH為_ 練習： 1、某溫度下純水中 C（H +）=2.0 10-7mol/L ,就 C（OH- ）=_mol/L 如溫度不變向水中通入 HCl 得到 0.02mol/L 的 HCl,就 PH=_；溶液中 COH-=_ 2、有 PH=12的 KOH溶液 10ml,要使它的 PH降為 11；（ 1）假如加水,應當加水 _ml （2）如加入 PH=10的 NaOH溶液應加 _ml；（3）如加入 0.001mol

24、/L 的 H2SO4,應加 _ml；3、在常下,有 PH=a的 HCl 和 PH=b的 NaOH溶液,取 VaLHCl 和 VbLNaOH溶液混合恰好完全中和,（1）如a+b=14,就 Va/V b=_；（ 2）如 a+b=13,就 Va/V b=_；（3）如 a+b=15,就 Va/V b=_；（ 4）如 a+b14,就 Va/V b=_（填表達式）；4、PH=12的 NaOH和 PH=2的某酸溶液等體積混合,混合液的 PH A、 =7 B、 7 C、 7 D、無法判定5、常溫下, 如體積為 Va、PH=a的某一元強酸與體積為 Vb、PH=b的某一元強堿混合,恰好中和, 且知 VaVb,a=

25、0.5b ,請?zhí)顚懸韵驴瞻祝海?）a 值可否等于 3_；理由 _ （2） a 值可否等于 5_,理由 _ ；（ 3）a 的取值范疇 _ 三、酸堿中和滴定：1、溶液酸堿性測定方法：酸堿指示劑法： PH 試紙法： PH試紙的使用方法和留意事項： PH 計法：2、常用的酸堿指示劑及其變色范疇：甲基橙：酚酞：石蕊：3、酸堿中和滴定：用已知濃度的酸（或堿）來測定末知濃度的堿（或酸）的試驗方法；（1）原理：（2）關鍵：精確測定參與反應的兩種溶液的體積；精確判定中和反應是否恰好完全反應；（3）儀器： _、錐形瓶、鐵架臺、滴定管夾、燒杯等；留意：滴定管的構造：（4）試劑：標準溶液、待測溶液、指示劑（甲基橙或酚酞）留意：指示劑的挑選：（5）儀器預備：滴定管（或移液管