《化学反应原理》知识点总结

《化学反应原理》知识点总结

‎《化学反应原理》知识点总结 篇一：《选修4_化学反应原理》焓变知识点总结 【 一、焓变、反应热 要点一：反应热（焓变）的概念及表示方法 化学反应过程中所释放或吸收的能量，都可以用热量来描述，叫做反应热，又称焓变，符号为ΔH，单位为kJ/mol，规定放热反应的ΔH为“—”，吸热反应的ΔH为“+”。 特别提醒： （1）描述此概念时，无论是用“反应热”、“焓变”或“ ΔH”表示，其后所用的数值必须带“+”或“—”。 （2）单位是kJ/mol，而不是kJ，热量的单位是kJ。 （3）在比较大小时，所带“+”“—”符号均参入比较。 要点二：放热反应和吸热反应 1．放热反应的ΔH为“—”或ΔH＜0 ；吸热反应的ΔH为“+”或ΔH ＞0 ?H＝E（生成物的总能量）－E（反应物的总能量） ?H＝E（反应物的键能）－ E（生成物的键能） 2．常见的放热反应和吸热反应 ①放热反应：活泼金属与水或酸的反应、酸碱中和反应、燃烧反应、多数化合反应。 ②吸热反应：多数的分解反应、氯化铵固体与氢氧化钡晶体的反应、水煤气的生成反应、炭与二氧化碳生成一氧化碳的反应 3．需要加热的反应，不一定是吸热反应；不需要加热的反应，不一定是放热反应 4．通过反应是放热还是吸热，可用来比较反应物和生成物的相对稳定性。 如C（石墨，s（金刚石，s） △H3= +1.9kJ/mol，该反应为吸热反应，金刚石的能量高，石墨比金属石稳定。 二、热化学方程式的书写 书写热化学方程式时，除了遵循化学方程式的书写要求外，还要注意以下几点： 1．反应物和生成物的聚集状态不同，反应热的数值和符号可能不同，因此必须注明反应物和生成物的聚集状态，用s、l、g分别表示固体、液体和气体，而不标“↓、↑”。 2．△H只能写在热化学方程式的右边，用空格隔开，△H值“—” 表示放热反应， △H值“+”表示吸热反应；单位为“kJ/mol”。 3．热化学方程式中各物质化学式前面的化学计量数仅表示该物质的物质的量，并不表示物质的分子数或原子数，因此，化学计量数可以是整数，也可以是分数。 4．△H的值要与热化学方程式中化学式前面的化学计量数相对应，如果化学计量数加倍，△H也要加倍。 5．正反应若为放热反应，则其逆反应必为吸热反应，二者△H的数值相等而符号相反。 三、燃烧热、中和热、能源 要点一：燃烧热、中和热及其异同特别提醒： 1．燃烧热指的是1 mol可燃物燃烧生成稳定的化合物时所放出的热量，注意：稳定的化合物，如H2→H2O(l)而不是H2O(g)、 C→CO2(g)而不是CO 、S→SO2(g)而不是SO3。 2．中和热是指酸、碱的稀溶液发生中和反应生成1 mol水所放出的热量。注意：弱酸、弱 －碱电离出H+、OH需要吸收热量，故所测定中和热的数值偏小；浓硫酸与碱测定中和热时， 因浓硫酸释稀要放热，故测定的中和热的数值偏大。 3．因燃烧热、中和热是确定的放热反应，具有明确的含义，故在表述时不用带负号，如CH4的燃烧热为890KJ/mol。 4．注意表示燃烧热的热化学方程式和燃烧的热化学方程式；表示中和热的热化学方程式和表示中和反应的热化学方程式的不同。燃烧热以可燃物1mol为标准，且燃烧生成稳定的化合物；中和热以生成1mol水为标准。 要点二：能源 新能源的开发与利用,日益成为社会关注的焦点,因此,以新型能源开发与利用为背景材料，考查热化学方程式的书写及求算反应热，已成为高考命题的热点。 关于能源问题，应了解下面的几个问题： （1）能源的分类：常规能源（可再生能源，如水等，非再生能源，如煤、石油、天然气等）；新能源（可再生能源，如太阳能、风能、生物能；非再生能源，如核聚变燃料） （2）能源的开发；①太阳能：每年辐射到地球表面的能量为5×1019kJ，相当于目前全世界能量消耗的1.3万倍。②生物能：将生物转化为可燃性的液态或气态化合物，再利用燃烧放热。③风能：利用风力进行发电、提水、扬帆助航等技术，风能是一种可再生的干净能源。④地球能、海洋能。 四、反应热的求算 1．由盖斯定律：化学反应不管是一步完成还是分步完成，其反应热总是相同的。也就是说，化学反应热只与反应的始态和终态有关，而与具体反应的途径无关。 2．反应热的数值等于E（形成新键释放的总能量）与E（断键所吸收的总能量）之差，放热反应△H的符号为“—”，吸热反应△‎ H的符号为“+”。 特别提醒： （1）运用盖斯定律的技巧：参照目标热化学方程式合理的反应途径，对原热化学方程式进行恰当“变形”（反写、乘除某一个数），然后方程式之间进行“加减”，从而得出求算新热化学方程式反应热△H的关系式。 （2）具体方法：①热化学方程式乘以某一个数时，反应热也必须乘上该数；②热化学方程式“加减”时，同种物质之间可相“加减”，反应热也随之“加减”；③将一个热化学方程式颠倒时，?H的“+”“—”号也随之改变，但数值不变。 （4）注意1molH2、O2、、P4分别含有1molH－H、1mol O=O、6molP－P，1molH2O中含有2molO—H，1molNH3含有3molN－H ，1molCH4含有4molC－H。 特别提醒】“五看”法判断热化学方程式正误： ①看方程式是否配平； ②看各物质的聚集状态是否正确； ③看ΔH变化的“＋”、“－”是否正确； ④反应热的单位是否为 kJ·mol－1 ⑤看反应热的数值与化学计量数是否相对应。 1.下列说法中正确的是 ( ) A．物质发生化学反应都伴随着能量变化 B．伴有能量变化的物质变化都是化学变化 C．在一个确定的化学反应关系中，反应物的总能量与生成物的总能量一定不同 D．在一个确定的化学反应关系中，反应物的总能量总是高于生成物的总能量 〖解析〗物质发生化学反应都伴随着能量的变化，伴有能量变化的物质变化不一定是化学变化，物质发生物理变化、核变化(如原子弹的爆炸)也都伴有能量变化。在一个确定的化学反应中，反应物的总能量(设为x)与生成物的总能量(设为y)之间的关系为：(1)x y，化学反应为放热反应；(2)x y，化学反应为吸热反应。 〖答案〗AC 2.（2010 山东）下列与化学反应能量变化相关的叙述正确的是 A．生成物能量一定低于反应物总能量 B．放热反应的反应速率总是大于吸热反应的反应速率 C．应用盖斯定律，可计算某些难以直接测量的反应焓变 D．同温同压下，H2(g)+Cl2(g)=2HCl(g)在光照和点燃条件下的ΔH不同 〖解析〗生成物的总能量低于反应总能量的反应，是放热反应，若是吸热反应则相反，故A错；反映速率与反应是吸热还是放热没有必然的联系，故B错；C是盖斯定律的重要应用，正确；根据H=生成物的焓-反应物的焓可知，焓变与反应条件无关，故D错。 〖答案〗C 3. 已知在1×105 Pa、298 K条件下，2 mol氢气燃烧生成水蒸气放出484 kJ的热量，下列热化学方程式正确的是 ( ) 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〗热化学方程式的书写要求与普通方程式的区别：①一定要标明各物质的状态，B项中水为液态，排除。②化学计量数可用分数表示其实际物质的量，与热量成正比。③用ΔH表示其热效应时，吸热，其值为正；放热，其值为负。H2与O2反应生成水蒸气是放热反应，ΔH应为负值，而其逆反应ΔH则为正值。故排除C、D两项， 〖答案〗A 4.①CaCO3(s)===CaO＋CO2(g) ΔH＝＋177.7 kJ②C(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)上述热化学方程式中，不正确的有____，不正确的理由分别是__________________。 (2)根据上述信息，写出C转化为CO的热化学方程式________________________。 (3)上述反应中，表示燃烧热的热化学方程式有____；表示中和热的热化学方程式有____。 ?导航? 中和热、燃烧热是两种特定形式的反应热，其基本要求与反应热相同，同时要注意两个概念本身的内涵。 〖解析〗①中CaO未注明聚集状态；ΔH单位应为kJ/mol；②式不符合实际反应情况，碳和水的反应属于吸热反应，ΔH 0；③式中各物质聚集状态标注中，除H2O外，应为(aq)；由④、⑤可得C转化为CO的热化学方程式；101 kPa时，1 mol纯物质(指纯净物：单质或化合物)完全燃烧生成稳定化合物时所放出的热量叫做该物质的燃烧热；在稀溶液中酸跟碱发生中和反应生成1 mol H2O时，所释放的热量称为中和热。 〖答案〗 (1)①②③ ①中CaO未注明状态，ΔH单位错；②式不符合反应事实，吸热反应ΔH 0；③‎ 式中各物质均处于稀溶液中，状态(除H2O外)均为溶液(aq) (2)C(s)＋O2(g)===CO(g) ΔH＝－110.5 kJ/mol (3)④⑤ ⑥ 6.（2010广东理综卷，9） 在298K、100kPa时，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 则ΔH3与ΔH1和ΔH2间的关系正确的是 A．ΔH3=ΔH1+2ΔH2 B．ΔH3=ΔH1+ΔH2 C．ΔH3=ΔH1-2ΔH2 D．ΔH3=ΔH1-ΔH2 〖解析〗第三个方程式可由第二个方程式乘以2与第一个方程式相加，有盖斯定律可知ΔH3=ΔH1+2ΔH2 〖答案〗A 7.已知下列热化学反应方程式： 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 则14 g CO气体还原足量FeO固体得到Fe固体和CO2气体时对应的ΔH约为( ) A．－218 kJ/mol B．－109 kJ/mol C．＋218 kJ/mol D．＋109 kJ/mol ?导航? 像这种根据盖斯定律进行反应热计算的，关键是找出欲求的热化学方程式与已知几个热化学方程式的关系，通过必要的加减乘除除掉欲求热化学方程式中没有，而已知热化学方程式有的物质，如该题欲求的热化学方程式中没有Fe2O3和Fe3O4，所以只要想办法除掉这两种物质即可。 〖解析〗该问题可以转化为12 CO(g)＋12 FeO(s)= 12 Fe(s)＋1 2 CO2(g) ΔH＝？所以应用盖斯定律，若把已知给出的3个热化学方程式按照顺序编号为①、②、③，那么[(①－②)×32 －③]×16 即可。 〖〗B篇二：选修4_化学反应原理知识点(免费版) 化学选修 化学反应原理复习 第一章 一、焓变 反应热 1．反应热：一定条件下，一定物质的量的反应物之间完全反应所放出或吸收的热量 2．焓变(ΔH)的意义：在恒压条件下进行的化学反应的热效应（1）.符号： △H（2）.单位：kJ/mol 3.产生原因：化学键断裂——吸热化学键形成——放热 放出热量的化学反应。(放热 吸热) △H 为“-”或△H 0 吸收热量的化学反应。（吸热 放热）△H 为“+”或△H 0 ☆ 常见的放热反应：① 所有的燃烧反应② 酸碱中和反应 ③ 大多数的化合反应 ④ 金属与酸的反应 ⑤ 生石灰和水反应⑥ 浓硫酸稀释、氢氧化钠固体溶解等 ☆ 常见的吸热反应：① 晶体Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl ② 大多数的分解反应 ③ 以H2、CO、C为还原剂的氧化还原反应 ④ 铵盐溶解等 二、热化学方程式 书写化学方程式注意要点: ①热化学方程式必须标出能量变化。 ②热化学方程式中必须标明反应物和生成物的聚集状态（g,l,s分别表示固态，液态，气态，水溶液中溶质用aq表示） ③热化学反应方程式要指明反应时的温度和压强。 ④热化学方程式中的化学计量数可以是整数，也可以是分数 ⑤各物质系数加倍，△H加倍；反应逆向进行，△H改变符号，数值不变 三、燃烧热 1．概念：25 ℃，101 kPa时，1 mol纯物质完全燃烧生成稳定的化合物时所放出的热量。燃烧热的单位用kJ/mol表示。 ※注意以下几点： ①研究条件：101 kPa ②反应程度：完全燃烧，产物是稳定的氧化物。 ③燃烧物的物质的量：1 mol ④研究内容：放出的热量。（ΔH 0，单位kJ/mol） 四、中和热 1．概念：在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应而生成1mol H2O，这时的反应热叫中和热。 2．强酸与强碱的中和反应其实质是H+和OH-反应，其热化学方程式为： H+(aq) +OH-(aq) =H2O(l) ΔH=－57.3kJ/mol 3．弱酸或弱碱电离要吸收热量，所以它们参加中和反应时的中和热小于57.3kJ/mol。 4．中和热的测定实验 五、盖斯定律 1．内容：化学反应的反应热只与反应的始态（各反应物）和终态（各生成物）有关，而与具体反应进行的途径无关，如果一个反应可以分几步进行，则各分步反应的反应热之和与该反应一步完成的反应热是相同的。第二章 一、化学反应速率 1. 化学反应速率（v） ⑴ 定义：用来衡量化学反应的快慢，单位时间内反应物或生成物的物质的量的变化 ⑵ 表示方法：单位时间内反应浓度的减少或生成物浓度的增加来表示 ⑶ 计算公式：v=Δc/Δt（υ：平均速率，Δc：浓度变化，Δt：时间）单位：mol/（L·s） ⑷ 影响因素： ① 决定因素（内因）：反应物的性质（决定因素） ② 条件因素（外因）：反应所处的条件2. ※注意：（1）、参加反应的物质为固体和液体，由于压强的变化对浓度几乎无影响，可以认 为反应速率不变。（2）、惰性气体对于速率的影响 ①恒温恒容时：充入惰性气体→总压增大，但是各分压不变，各物质浓度不变→反应速率不变 ‎ ‎②恒温恒体时：充入惰性气体→体积增大→各反应物浓度减小→反应速率减慢 二、化学平衡 （一）1.定义： 化学平衡状态：一定条件下，当一个可逆反应进行到正逆反应速率相等时，更组成成分浓度不再改变，达到表面上静止的一种―平衡‖，这就是这个反应所能达到的限度即化学平衡状态。 2、化学平衡的特征 逆（研究前提是可逆反应） 等（同一物质的正逆反应速率相等） 动（动态平衡） 定（各物质的浓度与质量分数恒定） 变（条件改变，平衡发生变化） 3、判断平衡的依据 判断可逆反应达到平衡状态的方法和依据 1、浓度对化学平衡移动的影响（1）影响规律：在其他条件不变的情况下，增大反应物的浓度或减少生成物的浓度，都可以使平衡向正方向移动；增大生成物的浓度或减小反应物的浓度，都可以使平衡向逆方向移动 （2）增加固体或纯液体的量，由于浓度不变，所以平衡_不移动_ （3）在溶液中进行的反应，如果稀释溶液，反应物浓度__减小__，生成物浓度也_减小_， V正_减小___，V逆也_减小____，但是减小的程度不同，总的结果是化学平衡向反应方程式中化学计量数之和__大___的方向移动。 2、温度对化学平衡移动的影响 影响规律：在其他条件不变的情况下，温度升高会使化学平衡向着___吸热反应______方向移动，温度降低会使化学平衡向着_放热反应__方向移动。 3、压强对化学平衡移动的影响 影响规律：其他条件不变时，增大压强，会使平衡向着__体积缩小___方向移动；减小压强，会使平衡向着___体积增大__方向移动。 注意：（1）改变压强不能使无气态物质存在的化学平衡发生移动 （2）气体减压或增压与溶液稀释或浓缩的化学平衡移动规律相似 4.催化剂对化学平衡的影响：由于使用催化剂对正反应速率和逆反应速率影响的程度是等同的，所以平衡__不移动___。但是使用催化剂可以影响可逆反应达到平衡所需的_时间_。 5.勒夏特列原理（平衡移动原理）：如果改变影响平衡的条件之一（如温度，压强，浓度），平衡向着能够减弱这种改变的方向移动。 三、化学平衡常数 （一）定义：在一定温度下，当一个反应达到化学平衡时，___生成物浓度幂之积与反应物浓度幂之积的比值是一个常数____比值。符号：__K__ （二）使用化学平衡常数K应注意的问题： 1、表达式中各物质的浓度是__变化的浓度______，不是起始浓度也不是物质的量。 2、K只与__温度（T）___有关，与反应物或生成物的浓度无关。 3、反应物或生产物中有固体或纯液体存在时，由于其浓度是固定不变的，可以看做是―1‖而不代入公式。 4、稀溶液中进行的反应，如有水参加，水的浓度不必写在平衡关系式中。 （三）化学平衡常数K的应用: 1、化学平衡常数值的大小是可逆反应__进行程度_____的标志。K值越大，说明平衡时_生成物___的浓度越大，它的___正向反应___进行的程度越大，即该反应进行得越__完全___，反应物转化率越_高___。反之，则相反。 一般地，K _105__时，该反应就进行得基本完全了。 2、可以利用K值做标准，判断正在进行的可逆反应是否平衡及不平衡时向何方进行建立平衡。（Q：浓度积） Q_〈__K:反应向正反应方向进行; Q__=_K:反应处于平衡状态 ; Q_〉__K:反应向逆反应方向进行 3、利用K值可判断反应的热效应 若温度升高，K值增大，则正反应为__吸热___反应 若温度升高，K值减小，则正反应为__放热___反应 ＊四、等效平衡 1、概念：在一定条件下（定温、定容或定温、定压），只是起始加入情况不同的同一可逆反应达到平衡后，任何相同组分的百分含量均相同，这样的化学平衡互称为等效平衡。 2、分类 （1）定温，定容条件下的等效平衡 第一类：对于反应前后气体分子数改变的可逆反应：必须要保证化学计量数之比与原来相同；同时必须保证平衡式左右两边同一边的物质的量与原来相同。 第二类：对于反应前后气体分子数不变的可逆反应：只要反应物的物质的量的比例与原来相同即可视为二者等效。 （2）定温，定压的等效平衡 只要保证可逆反应化学计量数之比相同即可视为等效平衡。 五、化学反应进行的方向 1、反应熵变与反应方向： （1）熵:物质的一个状态函数，用来描述体系的混乱度，符号为S. 单位：J?mol-1?K-1 (2)体系趋向于有序转变为无序，导致体系的熵增加，这叫做熵增加原理，也是反应方向判断的依据。. （3）同一物质，在气态时熵值最大，液态时次之，固态时最小。即S(g)〉S(l)〉S(s) 2、反应方向判断依据 ‎ 在温度、压强一定的条件下，化学反应的判读依据为： ΔH-TΔS〈0 反应能自发进行 ΔH-TΔS=0 反应达到平衡状态 ΔH-TΔS〉0 反应不能自发进行注意：（1）ΔH为负，ΔS为正时，任何温度反应都能自发进行（2）ΔH为正，ΔS为负时，任何温度反应都不能自发进行 第三章 一、弱电解质的电离 1、定义：电解质：,叫电解质 非电解质 ：在水溶液中或熔化状态下都不能导电的化合物 。 强电解质 ：在水溶液里全部电离成离子的电解质 。 弱电解质： 在水溶液里只有一部分分子电离成离子的电解质 。 混和物 强电解质： 强酸，强碱，大多数盐 。如HCl、NaOH、NaCl、BaSO4 弱电解质： 弱酸，弱碱，极少数盐，水 。如HClO、NH3·H2O、Cu(OH)、HO?? 非金属氧化物，大部分有机物。如SO3、CO2、C6H12O6、CCl4、CH2=CH2?? 2、电解质与非电解质本质区别： 电解质——离子化合物或共价化合物非电解质——共价化合物 注意：①电解质、非电解质都是化合物②SO2、NH3、CO2等属于非电解质 ③强电解质不等于易溶于水的化合物（如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部电离，故BaSO4为强电解质）——电解质的强弱与导电性、溶解性无关。 3、电离平衡：在一定的条件下，当电解质分子电离成和离子结合成 时，电离过程就达到了平衡状态，这叫电离平衡。 4、影响电离平衡的因素： A、温度：电离一般吸热，升温有利于电离。 B、浓度：浓度越大，电离程度；溶液稀释时，电离平衡向着电离的方向移动。C、同离子效应：在弱电解质溶液里加入与弱电解质具有相同离子的电解质，会电离。D、其他外加试剂：加入能与弱电解质的电离产生的某种离子反应的物质时，有利于电离。 9、电离方程式的书写：用可逆符号弱酸的电离要分布写（第一步为主） 10、电离常数：在一定条件下，弱电解质在达到电离平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度的乘积，跟溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数。叫做电离平衡常数，（一般用Ka表示酸，Kb表示碱。 ） +-+-表示方法：ABA+BKi=[ A][ B]/[AB] 11、影响因素： a、电离常数的大小主要由物质的本性决定。 b、电离常数受温度变化影响，不受浓度变化影响，在室温下一般变化不大。 C、同一温度下，不同弱酸，电离常数越大，其电离程度越大，酸性越强。如：H2SO3 H3PO4 HF CH3COOH H2CO3 H2S HClO 二、水的电离和溶液的酸碱性 1、水电离平衡：:水的离子积：KW+]·c[OH- 25℃时, [H+]=[OH-] =10-7 mol/L ; KW = [H+]·[OH-] = 注意：KW只与温度有关，温度一定，则KW值一定 KW不仅适用于纯水，适用于任何溶液（酸、碱、盐） -14篇三：化学选修《化学反应原理》知识点总结 《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) 2、反应热与物质能量的关系 能量 反应物的总能量 总能量生成物的总能量 反应过程 总能量 3、反应热与键能的关系 △H=反应物的键能总和-生成物的键能总和 4、常见的吸热、放热反应 ⑴常见的放热反应： ①活泼金属与水或酸的反应 ②酸碱中和反应 ③燃烧反应 ④多数的化合反应 ⑤铝热反应 ⑵常见的吸热反应 ①多数的分解反应 ② 2NH4Cl(s)+Ba(OH)2·8H2O(s)=BaCl2+2NH3+10H2O ③ C(s)+ H2O(g) 高温CO+H2 ④CO2+ C高温 2 CO 5、反应条件与吸热、放热的关系： 反应是吸热还是放热与反应的条件没有必然的联系，而取决与反应物和产物具有的 总能量（或焓）的相对大小。 6、书写热化学方程式除了遵循书写化学方程式的要求外，还应注意以下几点： ①放热反应△H为“-”，吸热反应△H为“+”，△H的单位为kJ/mol ②反应热△H与测定条件（温度、压强等）有关，因此应注意△H的测定条件；绝大多数化学反应的△H是在298K、101Pa下测定的，可不注明温度和压强。 ③热化学方程式中各物质化学式前面的系数仅表示该物质的物质的量，并不表示物质的分子或原子数，因此化学计量数可以是分数或小数。必须注明物质的聚集状态，热化学方程式是表示反应已完成的数量，所以方程式中化学式前面的计量数必须与△H相对应；当反应逆向进行时，反应热数值相等，符号相反。 7、利用盖斯定律进行简单的计算 8、电极反应的书写： ⑴电解：阳极：（与电源的正极相连）发生氧化反应 惰性电极：溶液中阴离子失电子 （放电顺序：I Br 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 Cu H） 注意问题：①‎ 书写电极反应式时，要用实际放电的离子来表示 ．．．．．．． ②电解反应的总方程式要注明“通电” +2++---- ③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 ⑵原电池：负极：负极本身失电子，Ｍ→Ｍ +ｎｅ Ｎ+mｅ→Ｎ 正极:2H+2e→H2↑ O2+2H2O→4OH （即发生吸氧腐蚀） 9、电解原理的应用： ⑴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）。 ⑵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 ⑶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离子的盐 溶液。 10、化学电源 ⑴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+2H2O→4OH（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） ⑵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~ O2~2Cl2~2Cu~4Ag~4OH~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：2Fe→ 2Fe+4e 正极：O2+4e+2H2O→4OH 总反应：2Fe + O2+2H2O＝2Fe(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-T△S 0,反应能自发进行；△H-T△S=0，反应达到平衡状态 △H-T△S 0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+----+--+--+-----m+-+-n+-2、化学平衡常数： ①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。②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 ③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 ④化学平衡常数受温度影响，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：①同一物质的v正=v逆 ②各组分的物质的量、质量、含量、浓度（颜色）保持不变③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△vg≠0的反应④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 ⑴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 ⑵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 ⑶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、⑴等效平衡：①恒温恒压，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。 ②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。 ⑵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) ⑴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 ⑵两种反应物按原比例充，恒容时相当于加压，恒压时等效平衡 ⑶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： ⑴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。 ⑵弱电解质：部分电离，其溶液中存在溶质分子，电离方程式用“‎ ‎ 电解质的电离一步完成；弱酸、弱碱、水都是弱电解质。 ”，多元弱酸的电离方程式分步写，其余的弱⑶常见的碱：KOH、NaOH、Ca(OH)2、Ba(OH)2是强碱，其余为弱碱； 常见的酸：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+SO4，而弱酸的酸式盐要分步写，如：NaHCO3=Na+HCO3, HCO3-++2-+- CO3 +H 2-+ 2、电离平衡 ⑴ 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 ⑵ 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： ⑴ H2OH+OH，△H 0。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。 +-+- ⑵ 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。 ⑶ 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。 ⑷ 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。 ⑸ 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 10mol/L，但 c(H)H2O=c(OH)H2O。如某溶液中水电离的c(H)=10mol/L，此时溶液可能为强酸性，也可能为强碱性，即室温下，pH=1或13 向水中加入水解的盐，促进水的电离，使水电离的c(H)或c(OH) 10mol/L，如某溶液中水电离的c(H)=10mol/L，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 ⑴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。 ⑵影响因素：①温度：升温促进水解 ②浓度：稀释促进水解 ③溶液的酸碱性④ 同离子效应 ⑷水解方程式的书写： ①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 +-+-+--7+-5+-+-13+-)-7++-++-+- ②双水解有两种情况：Ⅰ水解到底，生成气体、沉淀，用＝，标出“↑”“↓”。 Ⅱ部分水解，无沉淀、气体，用，产物不标“↑”“↓”；⑸ 盐类水解的应用：①判断溶液的酸碱性 ②判断盐溶液中的离子种类及其浓度大小 ③判断离子共存 ④加热浓缩或蒸干某些盐溶液时产物的判断，如AlCl3溶液 ⑤某些盐溶液的保存与配制，如FeCl3溶液 ⑥某些胶体的制备，如Fe(OH)3胶体 ⑦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： ⑴ Ksp:AmBnmA+nB,Ksp=[A][B]。 n+m-n+mm-n ①Ksp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。②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。 ⑵ Q Ksp,有沉淀生成；Q=Ksp，沉淀与溶解处于平衡状态；Q Ksp，沉淀溶解。 ⑶ 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： ⑴ 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。 ⑵ 离子共存推断题解答时应注意：①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；②前面加入的试剂对后面的鉴定是否有影响。 ⑶ 离子（或物质）检验的一般步骤：取少量——加试剂——观现象——定结论。《》 《化学反应原理》知识点总结