《化學(xué)反應(yīng)原理》知識點(diǎn)總結(jié)整理(超全)

1、學(xué)習(xí)必備歡迎下載高三化學(xué)化學(xué)反應(yīng)原理知識清單第一章化學(xué)反應(yīng)與能量變化一、焓變、反應(yīng)熱要點(diǎn)一：反應(yīng)熱（焓變）的概念及表示方法化學(xué)反應(yīng)過程中所釋放或吸收的能量，都可以用熱量來描述，叫做反應(yīng)熱， 又稱焓變， 符號為H，單位為kJ/mol ，規(guī)定放熱反應(yīng)的H 為“”，吸熱反應(yīng)的H 為“ +”。特別提醒：（ 1）描述此概念時，無論是用“反應(yīng)熱”、“焓變”或“H”表示，其后所用的數(shù)值必須帶“ +”或“”。（ 2）單位是 kJ/mol ，而不是 kJ，熱量的單位是 kJ。（ 3）在比較大小時，所帶“ +”“”符號均參入比較。要點(diǎn)二：放熱反應(yīng)和吸熱反應(yīng)1放熱反應(yīng)的H為“”或H 0 ；吸熱反應(yīng)的H為“ +”或H

2、 0?H E（生成物的總能量）E（反應(yīng)物的總能量）?H E（反應(yīng)物的鍵能）E （生成物的鍵能）2常見的放熱反應(yīng)和吸熱反應(yīng)放熱反應(yīng)：活潑金屬與水或酸的反應(yīng)、酸堿中和反應(yīng)、燃燒反應(yīng)、多數(shù)化合反應(yīng)。吸熱反應(yīng)：多數(shù)的分解反應(yīng)、氯化銨固體與氫氧化鋇晶體的反應(yīng)、水煤氣的生成反應(yīng)、炭與二氧化碳生成一氧化碳的反應(yīng)3需要加熱的反應(yīng)，不一定是吸熱反應(yīng)；不需要加熱的反應(yīng)，不一定是放熱反應(yīng)4通過反應(yīng)是放熱還是吸熱，可用來比較反應(yīng)物和生成物的相對穩(wěn)定性。如 C（石墨， s） C （金剛石， s） H3= +1.9kJ/mol ，該反應(yīng)為吸熱反應(yīng)，金剛石的能量高，石墨比金屬石穩(wěn)定。二、熱化學(xué)方程式的書寫書寫熱化學(xué)方程式時

3、，除了遵循化學(xué)方程式的書寫要求外，還要注意以下幾點(diǎn)：1反應(yīng)物和生成物的聚集狀態(tài)不同，反應(yīng)熱的數(shù)值和符號可能不同，因此必須注明反應(yīng)物和生成物的聚集狀態(tài)，用s、 l 、 g 分別表示固體、液體和氣體，而不標(biāo)“、”。2H 只能寫在熱化學(xué)方程式的右邊，用空格隔開，H值“”表示放熱反應(yīng)，H值“ +”表示吸熱反應(yīng)；單位為“kJ/mol ”。3H的值 要與熱化學(xué)方程式中化學(xué)式前面的化學(xué)計量數(shù)相對應(yīng)，如果化學(xué)計量數(shù)加倍，H也要加倍。4正反應(yīng)若為放熱反應(yīng)，則其逆反應(yīng)必為吸熱反應(yīng)，二者H的數(shù)值相等而符號相反。三、燃燒熱、中和熱、能源要點(diǎn)一：燃燒熱、中和熱及其異同1燃燒熱指的是1 mol 可燃物燃燒生成穩(wěn)定的化合物

4、時所放出的熱量，注意：穩(wěn)定的化合物，如 H2H2O(l) 而不是 H2O(g) 、 CCO2(g) 而不是 CO、SSO2(g) 而不是 SO3。2中和熱是指酸、堿的稀溶液發(fā)生中和反應(yīng)生成1 mol 水所放出的熱量。注意：弱酸、弱+堿電離出H 、OH 需要吸收熱量， 故所測定中和熱的數(shù)值偏?。粷饬蛩崤c堿測定中和熱時，因濃硫酸釋稀要放熱，故測定的中和熱的數(shù)值偏大。3因燃燒熱、中和熱是確定的放熱反應(yīng)，具有明確的含義，故在表述時不用帶負(fù)號，如CH4的燃燒熱為890KJ/mol 。4注意表示燃燒熱的熱化學(xué)方程式和燃燒的熱化學(xué)方程式；表示中和熱的熱化學(xué)方程式和表示中和反應(yīng)的熱化學(xué)方程式的不同。燃燒熱以可

5、燃物1mol 為標(biāo)準(zhǔn)，且燃燒生成穩(wěn)定的化 合物；中和熱以生成1mol 水為標(biāo)準(zhǔn)。要點(diǎn)二：能源學(xué)習(xí)必備歡迎下載新能源的開發(fā)與利用 , 日益成為社會關(guān)注的焦點(diǎn) , 因此 , 以新型能源開發(fā)與利用為背景材料考查熱化學(xué)方程式的書寫及求算反應(yīng)熱，已成為高考命題的熱點(diǎn)。關(guān)于能源問題，應(yīng)了解下面的幾個問題：（ 1）能源的分類： 常規(guī)能源 （可再生能源， 如水等， 非再生能源， 如煤、 石油、天然氣等）；新能源（可再生能源，如太陽能、風(fēng)能、生物能；非再生能源，如核聚變?nèi)剂希?2）能源的開發(fā)；太陽能：每年輻射到地球表面的能量為5×10 19kJ ，相當(dāng)于目前全世界能量消耗的 1.3 萬倍。生物能：將

6、生物轉(zhuǎn)化為可燃性的液態(tài)或氣態(tài)化合物，再利用燃燒放熱。風(fēng)能：利用風(fēng)力進(jìn)行發(fā)電、提水、揚(yáng)帆助航等技術(shù)，風(fēng)能是一種可再生的干凈能源。地球能、海洋能。四、反應(yīng)熱的求算1由蓋斯定律： 化學(xué)反應(yīng)不管是一步完成還是分步完成，其反應(yīng)熱總是相同的。也就是說，化學(xué)反應(yīng)熱只與反應(yīng)的始態(tài)和終態(tài)有關(guān)，而與具體反應(yīng)的途徑無關(guān)。2反應(yīng)熱的數(shù)值等于E（形成新鍵釋放的總能量）與E（斷鍵所吸收的總能量）之差，放熱反應(yīng)H 的符號為“”，吸熱反應(yīng)H的符號為“ +”。五、原電池的工作原理1將 化學(xué)能轉(zhuǎn)變?yōu)殡娔艿难b置叫做原電池，它的原理是將氧化還原反應(yīng)中還原劑失去的電子經(jīng)過導(dǎo)線傳給氧化劑，使氧化還原反應(yīng)分別在兩極上進(jìn)行。2原電池的形成條

7、件： （如下圖所示）（1）活潑性不同的電極材料（ 2）電解質(zhì)溶液（3）構(gòu)成閉合電路（用導(dǎo)線連接或直接接觸）（4）自發(fā)進(jìn)行的氧化還原反應(yīng)特別提醒： 構(gòu)成原電池的四個條件是相互聯(lián)系的，電極不一定參加反應(yīng)，電極材料不一定都是金屬，但應(yīng)為導(dǎo)體，電解質(zhì)溶液應(yīng)合理的選取。3判斷原電池正負(fù)極常用的方法負(fù)極：一般為較活潑金屬，發(fā)生氧化反應(yīng)；是電子流出的一極，電流流入的一極；或陰離子定向移動極；往往表現(xiàn)溶解。正極：一般為較不活潑金屬，能導(dǎo)電的非金屬；發(fā)生還原反應(yīng)；電子流入一極，電流流出一極；或陽離子定向移向極；往往表現(xiàn)為有氣泡冒出或固體析出。4原電池電極反應(yīng)式書寫技巧（ 1）根據(jù)給出的化學(xué)方程式或題意，確定原電

8、池的正、負(fù)極，弄清正、負(fù)極上發(fā)生反應(yīng)的具體物質(zhì)（ 2）弱電解質(zhì)、氣體、難溶物均用化學(xué)式表示，其余以離子符號表示，寫電極反應(yīng)式時，要遵循質(zhì)量守恒、元素守恒定律及正負(fù)極得失電子數(shù)相等的規(guī)律，一般用“=”而不用“”（ 3）注意電解質(zhì)溶液對正、負(fù)極反應(yīng)產(chǎn)物的影響，正、負(fù)極產(chǎn)物可根據(jù)題意或化學(xué)方程式加以確定學(xué)習(xí)必備歡迎下載（4）正負(fù)電極反應(yīng)式相加得到原電池的總反應(yīng)式，通常用總反應(yīng)式減去較易寫的電極反應(yīng)式，從而得到較難寫的電極反應(yīng)式。5. 原電池原理的應(yīng)用（ 1）設(shè)計原電池（這是近幾年高考的命題熱點(diǎn)）（ 2）加快了化學(xué)反應(yīng)速率 ：形成原電池后，氧化還原反應(yīng)分別在兩極進(jìn)行，使反應(yīng)速率增大，例如：實驗室用粗鋅

9、與稀硫酸反應(yīng)制取氫氣； 在鋅與稀硫酸反應(yīng)時加入少量的溶液，能使產(chǎn)生 H2 的速率加快CuSO4（ 3）進(jìn)行金屬活動性強(qiáng)弱的比較（ 4）電化學(xué)保護(hù)法：即金屬作為原電池的正極而受到保護(hù)，如在鐵器表面鍍鋅六、化學(xué)電源1.各類電池（1）干電池（屬于一次電池）結(jié)構(gòu)：鋅筒、填滿 MnO 2 的石墨、溶有NH4Cl 的糊狀物。電極反應(yīng)-2+-負(fù)極： Zn-2e =Zn正極： 2NH4+2e =2NH3+H2（2）鉛蓄電池（屬于二次電池、可充電電池） 結(jié)構(gòu)：鉛板、填滿 PbO2 的鉛板、稀 H2 SO4。 A.放電反應(yīng)負(fù)極： Pb-2e-2-+2-+ SO4= PbSO4 正極： PbO2 +2e +4H +

10、 SO4= PbSO4 + 2H2OB.充電反應(yīng)-2-2-陰極：PbSO4 +2e = Pb+ SO4陽極：PbSO4 -2e + 2H2O = PbO2 +4H+ + SO4總式： Pb + PbO2 + 2H2SO4放電2PbSO4 + 2H2 O=充電（ 3）鋰電池 結(jié)構(gòu)：鋰、石墨、固態(tài)碘作電解質(zhì)。電極反應(yīng)負(fù)極： 2Li-2e-= 2Li+正極： I2 +2e- = 2I-總式： 2Li + I2 = 2LiI（4）鋁、空氣燃料電池以鋁 空氣 海水電池為能源的新型海水標(biāo)志燈已研制成功。這種燈以取之不盡的海水為電解質(zhì)溶液，靠空氣中的氧氣使鋁不斷氧化而源源不斷產(chǎn)生電流。電極反應(yīng)：鋁是負(fù)極4A

11、l-12e-= 4Al3+；石墨是正極3O2+6H2O+12e-=12OH-2. 燃料電池正極反應(yīng)式的書寫因為燃料電池，正極都是氧化劑氧氣得到電子的還原反應(yīng)，現(xiàn)將與電解質(zhì)有關(guān)的五種情況歸納如下。電解質(zhì)為酸性電解質(zhì)溶液（如稀硫酸）正極反應(yīng)式為O2 4H+4e-=2H2O。電解質(zhì)為中性或堿性電解質(zhì)溶液（如氯化鈉溶液或氫氧化鈉溶液）-正極反應(yīng)式為 O22H2 O+4e-=4OH。電解質(zhì)為熔融的碳酸鹽（如LiCO3 和 Na2CO3 熔融鹽混和物）在熔融的碳酸鹽環(huán)境中，正極反應(yīng)式為O2 2CO2+4e-=2CO32-。電解質(zhì)為固體電解質(zhì)（如固體氧化鋯氧化釔）該固體電解質(zhì)在高溫下可允許O2-離子在其間通

12、過，故其正極反應(yīng)式應(yīng)為O24e-=2O 2-。綜上所述， 在書寫正極反應(yīng)式時，要特別注意所給電解質(zhì)的狀態(tài)和電解質(zhì)溶液的酸堿性。3. 常見燃料電池電極反應(yīng)式的書寫（ 1）氫氧燃料電池氫氧燃料電池一般是以惰性金屬鉑（ Pt）或石墨做電極材料，負(fù)極通入 H2，正極通入 O2，總反應(yīng)為： 2H2 + O2 = 2H2O 電極反應(yīng)特別要注意電解質(zhì)，有下列三種情況：a. 電解質(zhì)是 KOH 溶液（堿性電解質(zhì)）負(fù)極： H2 2e- + 2OH = 2H2O正極： O2 + H2O + 4e- = OH學(xué)習(xí)必備歡迎下載b. 電解質(zhì)是 H2SO4 溶液 （酸性電解質(zhì)）負(fù)極： H2 2e- = 2H+正極： O2

13、+ 4H+ + 4e- = 2H2Oc. 電解質(zhì)是 NaCl 溶液 （中性電解質(zhì)）負(fù)極： H2 2e- = 2H+(氧化反應(yīng) )正極： O2 + H2O + 4e- = 4OH說明 :1、堿性溶液反應(yīng)物、生成物中均無H+2-2、 .水溶液中不能出現(xiàn) O3、中性溶液反應(yīng)物中無H+ 和 OH-4、酸性溶液反應(yīng)物、生成物中均無OH-(2) 甲醇燃料電池a. 堿性電解質(zhì) （鉑為兩極、電解液 KOH 溶液）正極： 3O2 + 12e- + 6H20= 12OH-= 2CO32-負(fù)極： 2CH3 OH 12e + 16OH+12H2O總反應(yīng)方程式2CH3 OH + 3O2+ 4KOH = 2K2CO3 +

14、 6H2Ob. 酸性電解質(zhì) （鉑為兩極、電解液H2SO4 溶液）正極： 3O2+ 12e- + 12H+ = 6H2O（注：乙醇燃料電池與甲醇-+燃料電池原理基本相同）負(fù)極： 2CH3OH 12e +2H2O=12H +2CO2總反應(yīng)式2CH3OH + 3O2 = 2CO2+ 4H2O（3） CO 燃料電池（總反應(yīng)方程式均為：2CO O2 2CO2）a. 熔融鹽 （鉑為兩極、 Li2CO3 和 Na2CO3 的熔融鹽作電解質(zhì)，CO為負(fù)極燃?xì)?，空氣與CO2的混合氣為正極助燃?xì)猓┱龢O：O4e- 2CO 2CO 2-負(fù)極：2- 4e-=4CO22232CO 2CO3b. 酸性電解質(zhì) （鉑為兩極、電解

15、液H2SO4 溶液）正極： O2 + 4e- + 4H+ = 2H2O負(fù)極： 2CO 4e- + 2H2O =2CO2 +4H+(4) 肼燃料電池 （鉑為兩極、電解液 KOH 溶液）正極：O2+2H2O + 4e- = 4OH負(fù)極：N2H4 + 4OH - 4e- = N2 + 4H2O總反應(yīng)方程式N2 H4 + O2= N2+ 2H2O(5) 甲烷燃料電池a堿性電解質(zhì) （鉑為兩極、電解液KOH 溶液）正極： 2O2+2H2O + 8e- = 8 OH 負(fù)極： CH4+ 10OH- 8e- = CO32- + 7H2O總反應(yīng)方程式CH4 + 2KOH+ 2O2 = K2CO3 + 3H2 Ob

16、. 酸性電解質(zhì) （鉑為兩極、電解液H2SO4 溶液）正極： 2O2+8e- + 8H+ = 4H2O負(fù)極： CH4- 8e-+ 2H2O = 8H+ CO2總反應(yīng)方程式CH4 + 2O2 = CO2 + 2H2O(6)丙烷燃料電池（ 鉑為兩極、正極通入O2和CO2、負(fù)極通入丙烷、電解液有三種）a. 電解質(zhì)是熔融碳酸鹽（ K2CO3或 Na2CO3）總反應(yīng)方程式C3H8 + 5O2 =3CO2+4H2O正極 ： 5O2 + 20e-2-2-+ 10CO2 = 10CO3 負(fù)極 ： C3H8- 20e + 10CO3= 3CO2 + 4H2Ob. 酸性電解質(zhì)（電解液 H2SO4溶液）總反應(yīng)方程式C

17、3H8 + 5O2 = 3CO2 + 4H2O正極 ：5O2+ 20e- + 26H+ = 10H2O負(fù)極： C3H8 - 20e-+ 6H2O = 3CO2 +20 H+c. 堿性電解質(zhì) （鉑為兩極、電解液 KOH溶液）-2-+ 17H2O正極 ： 5O2+ 20e + 10H2O = 20OH負(fù)極： C3H8 - 20e + 26 OH = 3CO3總反應(yīng)方程式C3H8 + 5O2 +6KOH = 3K2CO3+ 7H2O（7）乙烷燃料電池（鉑為兩極、電解液KOH溶液）正極 ： 7O2+ 28e-+ 14H2O = 28OH負(fù)極： 2C2 H6 - 28e-+ 36 OH= 4CO32-

18、+ 24H2O總反應(yīng)方程式2C2H6 + 7O2 + 8KOH= 4K2CO3+ 10H2O七、電解原理及規(guī)律學(xué)習(xí)必備歡迎下載 電極的判斷與電極上的反應(yīng)。（1）陽極： 與電源正極相連的電極，是發(fā)生氧化反應(yīng)； 若惰性材料（石墨、 Pt 、 Au ）作陽極，失電子的是溶液中的陰離子；若為活性金屬電極（Pt 、Au 除外），失電子的是電極本身，表現(xiàn)為金屬溶解。（2）陰極： 是與電源負(fù)極相連的電極，電極本身不參與反應(yīng)；溶液中的陽離子在陰極上得電子， 發(fā)生還原反應(yīng)。 電流或電子的流向： 電解池中電子由電源負(fù)極流向陰極，被向陰極移動的某種陽離子獲得，而向陽極移動的某種陰離子或陽極本身在陽極上失電子，電子流

19、向電源正極。 離子的放電順序： 主要取決于離子本身的性質(zhì)，也與溶液濃度、 溫度、電極材料等有關(guān)。+3+2+2+2+2+2+3+2+2+（1）陰極（得電子能力） ： Ag >Fe >Cu >H >Pb >Sn >Fe >Zn >（ H） Al >Mg >Na >Ca >K，但應(yīng)注意，電鍍時通過控制條件（如離子濃度等）， Fe2+和 Zn2+可先于 H+放電。（2）陽極（失電子能力） ：若陽極材料為活性電極（Pt 、 Au 除外），則電極本身失去電子，而溶液中的陰離子不參與電極反應(yīng)；若陽極材料為惰性電極，則有S2 >I

20、>Br >Cl >OH >含氧酸根離子及F 等。4酸、堿、鹽溶液電解規(guī)律（惰性電極）5原電池、電解池、電鍍池的判斷（ 1）若無外接電源，可能是原電池，然后根據(jù)原電池的形成條件判斷（ 2）若有外接電源，兩極插入電解質(zhì)溶液中，則可能是電解池或電鍍池，當(dāng)陽極金屬與電解質(zhì)溶液中的金屬離子相同，則為電鍍池（ 3）若無明顯外接電源的串聯(lián)電路，則應(yīng)利用題中信息找出能發(fā)生自發(fā)氧化還原反應(yīng)的裝置為原電池。（ 4）可充電電池的判斷：放電時相當(dāng)于原電池，負(fù)極發(fā)生氧化反應(yīng)，正極發(fā)生還原反應(yīng)；充電時相當(dāng)于電解池， 放電時的正極變?yōu)殡娊獬氐年枠O， 與外電源正極相連， 負(fù)極變?yōu)殛帢O，與外電源負(fù)極相連

21、。八、電解原理的應(yīng)用1電解飽和食鹽水（氯堿工業(yè)）反應(yīng)原理陽極： 2Cl- - 2e-= Cl2陰極： 2H+ + 2e-= H2圖 20-1學(xué)習(xí)必備歡迎下載電解總反應(yīng)： 2NaCl+2H2O=H2+Cl2 +2NaOH設(shè)備 （陽離子交換膜電解槽）組成：陽極 Ti、陰極 Fe陽離子交換膜的作用：它只允許陽離子通過而阻止陰離子和氣體通過。制燒堿生產(chǎn)過程 （離子交換膜法）食鹽水的精制：粗鹽（含泥沙、Ca2+、Mg 2+、 Fe3+、 SO42-等）加入 NaOH 溶液加入BaCl2 溶液加入 Na2CO3 溶液過濾加入鹽酸加入離子交換劑(NaR)電解生產(chǎn)主要過程（見圖20-1 ）： NaCl 從陽極

22、區(qū)加入， H2O 從陰極區(qū)加入。陰極H+ 放電，破壞了水的電離平衡，使OH-濃度增大， OH-和 Na+形成 NaOH 溶液。2電解冶煉鋁原料：（A）、冰晶石： Na3AlF6=3Na+AlF63- 原理2 4e-=O2陰極Al3+3e-=Al3+2 電解陽極 2O反應(yīng)： 4Al +6O =4Al+3O2 設(shè)備：電解槽（陽極C、陰極 Fe）因為陽極材料不斷地與生成的氧氣反應(yīng)：C+O2 CO+CO2故需定時補(bǔ)充。3.電鍍：用電解的方法在金屬表面鍍上一層金屬或合金的過程。鍍層金屬作陽極，鍍件作陰極，電鍍液必須含有鍍層金屬的離子。電鍍鋅原理：2+陽極Zn 2e =Zn電鍍液的濃度在電鍍過程中不發(fā)生變

23、化。在電鍍控制的條件下，水電離出來的H+和 OH一般不起反應(yīng)。九、電化學(xué)計算的基本方法1根據(jù)電子守恒法計算：用于串聯(lián)電路、陰陽兩極產(chǎn)物、正負(fù)兩極產(chǎn)物、相同電量等類型的計算，其依據(jù)是電路上轉(zhuǎn)移的電子數(shù)相等。2根據(jù)總反應(yīng)式計算：先寫出電極反應(yīng)式，再寫出總反應(yīng)式，最后根據(jù)總反應(yīng)式列出比例式計算 。十、鋼鐵的腐蝕與防護(hù) ( 以鋼鐵鐵腐蝕為例 )1鋼鐵的析氫腐蝕和吸氧腐蝕：析氫腐蝕吸氧腐蝕條件水膜呈酸性。水膜呈中性或酸性很弱。電負(fù)極 Fe( ) ：Fe 2e=Fe2+2Fe 4e =2Fe2+極正極 C(+)： 2H+2e=H2O2+2H2O+4e =4OH反總電極反應(yīng)式： Fe + 2H+ = Fe2

24、+ H2 2Fe+2H2O+O2= 2 Fe(OH)2應(yīng)4Fe(OH)2+2H2O+O2=4Fe(OH)3Fe(OH)3 Fe2O3 ·nH2O通常兩種腐蝕同時存在，但后者更普遍。特別提醒：金屬腐蝕的快慢：在相同的電解質(zhì)溶液中，金屬腐蝕的快慢一般為：電解池的陽極 >原電池負(fù)極 >化學(xué)腐蝕 >電解池陰極、原電池正極。第二章化學(xué)反應(yīng)的方向、限度與速率一、化學(xué)反應(yīng)速率及其簡單計算1化學(xué)反應(yīng)速率：通常用單位時間內(nèi)反應(yīng)物濃度的減小或生成物濃度的增加來學(xué)習(xí)必備歡迎下載表示，其數(shù)學(xué)表達(dá)2結(jié)論：對于一般反cVt式可表示為單位一般為mol/(L ·min) 或 mol. &

25、#183;L 1·min 1應(yīng) aA + bB =cC + dD來說有： VA ： VB ： VC ： VD =CA ：CB：CC ：CD =nA ：nB ：nC ： nD = a： b ： c ： d特別提醒：1化學(xué)反應(yīng)速率指的是平均速率而不是瞬時速率2無論濃度的變化是增加還是減少，化學(xué)反應(yīng)速率均取正值。3同一化學(xué)反應(yīng)速率用不同物質(zhì)表示時可能不同，但是比較反應(yīng)速率快慢時，要根據(jù)反應(yīng)速率與化學(xué)方程式的計量系數(shù)的關(guān)系換算成同一種物質(zhì)來表示，看其數(shù)值的大小。注意比較時單位要統(tǒng)一。二、影響化學(xué)反應(yīng)速率的因素1內(nèi)因（主要因素） ：反應(yīng)物本身的性質(zhì)（分子結(jié)構(gòu)或原子結(jié)構(gòu)）所決定的。2外因（次要因

26、素）（1）濃度：當(dāng)其他條件不變時，增大反應(yīng)物的濃度，V 正急劇增大， V 逆也逐漸增大。若減小反應(yīng)物濃度，V 逆 急劇減小， V 正 逐漸減小。（固體或純液體的濃度可視為常數(shù)，故反應(yīng)速率與其加入量多少無關(guān)）。（2）溫度：當(dāng)其他條件不變時，升溫時，V 正 、 V 逆都加快；降溫時，V 正 、 V 逆 都減?。?）壓強(qiáng)： 其他條件不變時，對于有氣體參加的反應(yīng)，通過縮小反應(yīng)容器，增大壓強(qiáng)， V 正、V 逆 都增大；通過擴(kuò)大反應(yīng)容器，壓強(qiáng)減小，濃度變小，V 正、 V 逆 均減小。（ 4）催化劑：使用催化劑，成百上千的同等倍數(shù)地增加了正、逆反應(yīng)速率。特別提醒：1改變壓強(qiáng)的實質(zhì)是改變濃度，若反應(yīng)體系中無氣

27、體參加，故對該類的反應(yīng)速率無影響。2恒容時，氣體反應(yīng)體系中充入稀有氣體（或無關(guān)氣體）時，氣體總壓增大，物質(zhì)的濃度不變，反應(yīng)速率不變。3恒壓時，充入稀有氣體，反應(yīng)體系體積增大，濃度減小，反應(yīng)速率減慢。4溫度每升高10，化學(xué)反應(yīng)速率通常要增大為原來的24 倍。5從活化分子角度解釋外界條件對化學(xué)反應(yīng)速率的影響：三、化學(xué)平衡狀態(tài)的標(biāo)志和判斷1化學(xué)平衡的標(biāo)志：（ 1） V 正 =V 逆 ，它是化學(xué)平衡的本質(zhì)特征（ 2）各組分的濃度不再改變，各組分的物質(zhì)的量、質(zhì)量、體積分?jǐn)?shù)、反應(yīng)物的轉(zhuǎn)化率等均不再改變，這是外部特點(diǎn)。學(xué)習(xí)必備歡迎下載2化學(xué)平衡的狀態(tài)的判斷：特別提醒：1當(dāng)從正逆反應(yīng)速率關(guān)系方面描述時，若按化

28、學(xué)計量數(shù)比例同向說時，則不能說明達(dá)到平衡狀態(tài)；若按化學(xué)計量數(shù)比例異向說明，則可以說明達(dá)到平衡狀態(tài)。2恒溫、恒容下的體積不變的反應(yīng)，體系的壓強(qiáng)或總物質(zhì)的量不變時，不能說明達(dá)到平衡狀態(tài)。如H2（ g） +I 2 （ g）2HI （ g）。3全部是氣體參加的體積不變的反應(yīng)，體系的平均相對分子質(zhì)量不變，不能說明達(dá)到平衡狀態(tài)。如2HI （g）H 2（ g）+I 2（ g）4全部是氣體參加的反應(yīng)，恒容條件下體系的密度不變，不能說明達(dá)到平衡狀態(tài)。四、影響化學(xué)平衡的因素及勒夏特例原理要點(diǎn)一：反應(yīng)條件對化學(xué)平衡的影響：（1）濃度：在其他條件不變時，增大反應(yīng)物的濃度或減少生成物的濃度，都可使平衡向正反應(yīng)方向移動，

29、反之，平衡向逆反應(yīng)方向移動。（ 2）溫度：在其他條件不變時，升高溫度，平衡向吸熱方向移動；降低溫度，平衡向放熱方向移動；溫度對化學(xué)平衡的影響是通過改變平衡常數(shù)實現(xiàn)的。（ 3）壓強(qiáng)：其他條件不變時，在有氣體參加的可逆反應(yīng)里，增大壓強(qiáng)，平衡向氣體總體積縮小的方向移動；反之，平衡向氣體總體積增大的方向移動。在這里，壓強(qiáng)改變是通過反應(yīng)器容積的改變來完成的（即壓縮或擴(kuò)大）。（ 4）催化劑： 使用催化劑能同等倍數(shù)地增大正逆反應(yīng)速率，平衡不移動，縮短了達(dá)到平衡所需的時間，但不會改變化學(xué)平衡常數(shù)，不會改變反應(yīng)物的轉(zhuǎn)化率，不會改變各組分的百分含量。特別 提醒：1恒容時充入與該反應(yīng)無關(guān)的氣體（如稀有氣體），正逆反

30、應(yīng)速率不變，平衡不移動2使用催化劑或?qū)怏w體積不變的反應(yīng)改變壓強(qiáng)，同等倍數(shù)的改變正逆反應(yīng)速率，平衡不移動。3若改變濃度、壓強(qiáng)、溫度，不同倍數(shù)的改變了正逆反應(yīng)速率時，化學(xué)平衡一定移動。4. 固體量的改變既不會影響速率也不會引起平衡的移動。要點(diǎn)二：勒夏特例原理如果改變影響化學(xué)平衡的一個條件（如濃度、 溫度、壓強(qiáng)），平衡就向能夠減弱這種方向移動。對該原理中的“減弱”不能理解為消除、抵消，即平衡移動的變化總是小于外界條件學(xué)習(xí)必備歡迎下載變化對反應(yīng)的改變。如給已達(dá)到平衡狀態(tài)的可逆體系，增加5 個大氣壓，由于化學(xué)反應(yīng)向體積縮小的方向移動，使體系的最終壓強(qiáng)大于其初始壓強(qiáng)P0 而小于 P0+5。另外，工業(yè)上反

31、應(yīng)條件的優(yōu)化，實質(zhì)上是勒夏特例原理和化學(xué)反應(yīng)速率兩方面綜合應(yīng)用的結(jié)果。五、化學(xué)速率和化學(xué)平衡圖象1速率 v時間t 的圖象：（1）由速率的變化判斷外界條件的改變：若反應(yīng)速率與原平衡速率斷層，則是由改變溫度或壓強(qiáng)所致，具體改變的條件，則要結(jié)合V 逆 、 V 正大小關(guān)系及平衡移動的方向進(jìn)行判斷。若反應(yīng)速率與原平衡連續(xù)，則是由改變某一種物質(zhì)的濃度所致，具體是增大或減小反應(yīng)物還是生成物的濃度，則要結(jié)合V 逆、 V 正 大小關(guān)系及平衡移動的方向進(jìn)行判斷2組分量時間t 、溫度 T、壓強(qiáng) P 的圖象“先拐先平”：“先拐”的先達(dá)到平衡狀態(tài)，即對應(yīng)的溫度高或壓強(qiáng)大，從而判斷出曲線對應(yīng)的溫度或壓強(qiáng)的大小關(guān)系。“定一

32、議二”：即固定其中的一個因素（溫度或壓強(qiáng)等） ，然后討論另外一個因素與化學(xué)平衡中的參量（濃度、質(zhì)量分?jǐn)?shù)、體積分?jǐn)?shù)、平均相對分子質(zhì)量）的變化關(guān)系，從而判斷出該反應(yīng)為放熱反應(yīng)或吸熱反應(yīng)、反應(yīng)前后氣體體積的大小等。六、化學(xué)平衡常數(shù)1對于一般的可逆反應(yīng)：mA(g)+ nB(g)pC(g)+qD(g) ，其中 m、 n、 p、q 分別表示化學(xué)方程式中反應(yīng)物和生成物的化學(xué)計量數(shù)。當(dāng)在一定溫度下達(dá)到化學(xué)平衡時，這個反應(yīng)的平衡常數(shù)公式可以表示為：, 各物質(zhì)的濃度一定是平衡時的濃度 , 而不是其他時刻的 .3利用 K值可判斷某狀態(tài)是否處于平衡狀態(tài)。 Qc K ， V( 正) V( 逆 ) ，可逆反應(yīng)處于化學(xué)平衡

33、狀 態(tài)；Qc K ， V( 正) V( 逆 ) ，可逆反應(yīng)向正反應(yīng)方向進(jìn)行；Qc K ， V( 正) V( 逆 ) ，可逆反應(yīng)向逆反應(yīng)方向進(jìn)行。4化學(xué)平衡常數(shù)是指某一具體化學(xué)反應(yīng)的平衡常數(shù)，當(dāng)化學(xué)反應(yīng)方程式的各物質(zhì)的化學(xué)計量數(shù)增倍或減倍時，化學(xué)平衡常數(shù)也會發(fā)生相應(yīng)的變化。5化學(xué)平衡常數(shù)是描述可逆反應(yīng)進(jìn)行程度的重要參數(shù)， 只與溫度有關(guān) ，與反應(yīng)物、生成物的濃度無關(guān)，當(dāng)然也不會隨壓強(qiáng)的變化而變化，即與壓強(qiáng)無關(guān)。七、等效平衡問題1等效平衡的概念：在一定條件下( 定溫、定容或定溫、定壓) 對同一可逆反應(yīng)，無論反應(yīng)從何處開始均可達(dá)到平衡且任何同一個的組分的含量相同，這樣的平衡互稱為等效平衡。2等效平衡的

34、規(guī)律對于反應(yīng)前后氣體物質(zhì)的體積不等的反應(yīng)A 定溫、定容時，改變起始加入情況，只要按化學(xué)計量數(shù)換算成方程式兩邊同一物質(zhì)的物質(zhì)的量 與原平衡相等就可以建立等效平衡。B 定溫、定壓時，改變起始加入情況，只要按化學(xué)計量數(shù)換算成方程式兩邊同一物質(zhì)的物質(zhì)的量之比 與原平衡相等就可以建立等效平衡。對于反應(yīng)前后氣體物質(zhì)的體積相等的反應(yīng)不論定溫、 定容時還是定溫、定壓時，改變起始加入情況，只要按化學(xué)計量數(shù)換算成方程式兩邊同一物質(zhì)的物質(zhì)的量之比與原平衡相等 就可以建立等效平衡。八、化學(xué)反應(yīng)進(jìn)行的方向1復(fù)合判據(jù)自由能變化：G=HTS，是最全面的判斷據(jù)：學(xué)習(xí)必備歡迎下載 G=HTS 0，不能自發(fā)進(jìn)行； G=HTS 0

35、，能自發(fā)進(jìn)行； G=HTS=0，反應(yīng)處于平衡狀態(tài)。第三章物質(zhì)在水溶液中的行為一、電解質(zhì)、非電解質(zhì)，強(qiáng)弱電解質(zhì)的比較1電解質(zhì)、非電解質(zhì)的概念2強(qiáng)電解質(zhì)與弱電解質(zhì)的概念3強(qiáng)弱電解質(zhì)通過實驗進(jìn)行判斷的方法( 以 HAc為例 ) ：（ 1）溶液導(dǎo)電性對比實驗：相同條件下，HAc 溶液的導(dǎo)電性明顯弱于強(qiáng)酸（鹽酸、硝酸）（ 2）測 0.01mol/LHAc 溶液的 pH>2（ 3）測 NaAc溶液的 pH 值： 常溫下， PH>7（4）測 pH= a 的 HAc稀釋 100 倍后所得溶液pH<a +2（ 5）將物質(zhì)的量濃度相同的 HAc 溶液和 NaOH溶液等體積混合后溶液呈堿性（ 6）

36、中和 10mLpH=1的 HAc 溶液消耗 pH=13的 NaOH溶液的體積大于 10mL（ 7）將 pH=1的 HAc溶液與 pH=13 的 NaOH溶液等體積混合后溶液呈酸性（ 8）比較物質(zhì)的量濃度相同的HAc 溶液與鹽酸，分別與同樣的鋅粒反應(yīng)產(chǎn)生氣體的速率，學(xué)習(xí)必備歡迎下載后者快。特別提醒：1 SO2、 NH3、 CO2 的水溶液雖然能導(dǎo)電，但它們?nèi)詫儆诜请娊赓|(zhì)2電解質(zhì)強(qiáng)弱的判斷，關(guān)鍵是看電解質(zhì)在水溶液中是否完全電離。電解質(zhì)電離程度與溶解度無直接關(guān)系， 溶解度大的不一定是強(qiáng)電解質(zhì)（如醋酸），溶解度小的不一定是弱電解質(zhì)（如硫酸鋇）。3電解質(zhì)溶液導(dǎo)電性取決于溶液中自由移動離子濃度和離子所帶電

37、荷數(shù)的多少。 一般來說，相同濃度的強(qiáng)電解質(zhì)的導(dǎo)電性明顯強(qiáng)于弱電解質(zhì)。弱酸（堿）與弱堿（酸）反應(yīng)生成了強(qiáng)電解質(zhì)，溶液的導(dǎo)電性明顯增強(qiáng)。4電解質(zhì)的強(qiáng)弱與溶液的導(dǎo)電性沒有直接的關(guān)系。 如難溶物 BaCO3，它溶于水的部分能完全電離，故屬于強(qiáng)電解質(zhì)，但溶液的導(dǎo)電性幾乎為零。二、弱電解質(zhì)電離平衡及電離平衡常數(shù)要點(diǎn)一：影響電離平衡的因素：1溫度：升高溫度，促進(jìn)電離（因為電離過程吸熱），離子濃度增大2 濃度：溶液稀釋促進(jìn)電離，離子濃度反而變小3同離子效應(yīng)： 加入與弱電解質(zhì)具有相同的離子的物質(zhì)，將抑制電離， 相關(guān)離子濃度增大；4加入能反應(yīng)的物質(zhì)，促進(jìn)電離，但相關(guān)離子濃度降低。要點(diǎn)二 : 電離平衡常數(shù)1. 在一

38、定溫度下， 弱電解質(zhì)達(dá)到電離平衡時， 各種離子濃度之積與溶液中未電離的分子濃度+之比是一個常數(shù)，該常數(shù)就叫電離平衡常數(shù)。如CH3COOHCH3COO +H ， K=c(CH3COO +)c(H )/c(CH 3COOH).2. 電離平衡常數(shù)是描述弱電解質(zhì)達(dá)到平衡狀態(tài)的標(biāo)尺。它只受溫度的影響，因電離過程是吸熱過程，故它隨溫度的升高而增大。3. 對于多元弱酸來說，由于上一級電離產(chǎn)生的+H 對下一級電離起抑制作用，一般是K1K2K3，即第二步電離通常比第一步電離難得多，第三步電離又比第二步電離難得多，因此在計算多元素弱酸溶液的c(H+) 或比較弱酸酸性相對強(qiáng)弱時，通常只考慮第一步電離。三、影響水電離

39、平衡的因素和水的離子積常數(shù)要點(diǎn)一 : 影響水電離平衡的因素1溫度：升溫，促進(jìn)水電離，c(H ) 、 c(OH ) 同時增大，但溶液仍呈中性。+2加入酸堿：向純水中加入酸或堿溶液，酸電離出H或堿電離出的OH 均使水的電離平衡受到抑制。3加入可水解的離子（弱酸根或弱堿陽離子）：破壞了水的電離平衡，使水的電離平衡右移，促進(jìn)了水的電離。+4其他因素： 向水中加入活潑金屬、電解時有H 、OH 放電時均可促進(jìn)水的電離平衡正向移動。要點(diǎn)二：水的離子積常數(shù)1水的離子積表示為KW = c(H )c(OH ) ，水的離子積只與溫度有關(guān)，如不指明，則是在2不僅適用于純水，還適用于以水為溶劑的稀酸、稀堿溶液。堿溶液中

40、：Kw =c水 (H )c堿 (OH ) ，酸溶液中： Kw= c酸 (H)c水 (OH) ；在不同的溶液中， c(H) 雖然不一定相等，但由水電離出的c(H) 和 c(OH) 和 c(OH ) 卻總是相等的。3當(dāng)水中加入酸或堿時，水的電離平衡都受到抑制，但Kw不變，改變的只是 c(H ) 、c(OH ) 相對大小。) 式中的 c(H) 指的是溶液中的+的總濃度， 一般說來，4Kw=c(H) ×c(OH) 和 c(OHH和 OH當(dāng)溶液中 c(H+的 1000倍時，水的電離可忽略。) 或 c(OH ) 大于由水電離出的H和 OHFeCl 3、 SnCl2 等溶液時，常將它們?nèi)苡谳^濃的鹽

41、酸中，然后學(xué)習(xí)必備歡迎下載四、溶液的酸堿性及PH值的計算要點(diǎn)一：溶液的酸堿性及PH值1溶液酸堿性的判斷依據(jù)：(H ) c(OH ) ，溶液呈酸性； c(H )=c(OH )，溶液呈中性； c(H ) c(OH ) ，溶液呈堿性。2酸堿性與 PH值的關(guān)系：用 PH值的大小來判斷溶液的酸堿性，須注意溫度：常溫下， PH=7的溶液為中性；在 100時， PH=7時，溶液呈堿性。3釋稀溶液與 PH的關(guān)系：對于強(qiáng)酸溶液，每稀釋10 倍， PH增大一個單位，無論如何沖稀也不會等于或大于7；對于強(qiáng)堿溶液，每沖稀10 倍， PH減小一個單位，無論如何沖稀也不會等于或小于7。對于 PH 相同的強(qiáng)酸和弱酸（強(qiáng)堿或

42、弱堿）溶液沖稀相同的倍數(shù)，強(qiáng)酸或強(qiáng)堿溶液的PH變化大，這是因為強(qiáng)酸或強(qiáng)堿已完全電離，而弱酸或弱堿還能繼續(xù)電離出H 、OH。酸堿性越弱 PH變化程度越小。溶液的稀釋規(guī)律：酸：pH= a ，加水稀釋 10n 倍，強(qiáng)酸： pH= a + n，弱酸： pH < a + n無限稀釋， pH 接近 7，但不會小于7堿： pH= b ，加水稀釋 10n 倍，強(qiáng)堿： pH= b n，弱堿： pH > b n 無限稀釋， pH 接近 7，但不會小于 7。五、電離方程式和水解方程式的書寫要點(diǎn)一：電離方程式的書寫1由于弱電解質(zhì)在溶液中部分電離，故寫電離方程式時用“”符號，如 CHCOOHH CHCOO3

43、32多元弱酸分步電離，以第一步電離為主：如 H2CO3電離： H 2CO3+2+HCO3 H， HCO3CO3+H3多元弱堿的電離與多元弱酸的電離情況相似，但常用一步表示：3+Fe(OH) 3Fe +3OH要點(diǎn)二：水解方程式的書寫1因單個離子水解程度較弱，故水解反應(yīng)方程式用“”，生成的產(chǎn)物少，生成物一般不標(biāo)“”或“”。2多元弱酸對應(yīng)的鹽水解方程式與多元弱酸的電離方程式一樣也是分步進(jìn)行，不能合并。3多元弱堿陽離子的水解方程式一步完成。例如FeCl 3 水解： FeCl 3+3H2O+Fe(OH)3+3H4雙水解是指陰陽離子均水解， 且水解程度較大， 一般能進(jìn)行到底，此類水解用“ =”表示，生成物

44、中的沉淀、氣體要用“”或“”標(biāo)出，如3 +與 AlO2之間Al2、HCO、HS、S3均發(fā)生雙水解反應(yīng)，如Al 3+ + 3HS +3H2O=Al(OH) 3+3H2S六、鹽類的水解要點(diǎn)一：鹽類水解規(guī)律1有弱才水解，無弱不水解，越弱越水解；誰強(qiáng)顯誰性，兩弱相促進(jìn)，兩強(qiáng)不水解。2多元弱酸根， 濃度 相同時， 正酸根比酸式酸水解程度大， 堿性更強(qiáng) ( 如 Na2CO3 NaHCO3) 。要點(diǎn)二：影響鹽類的水解的因素1. 內(nèi)在因素 : 組成鹽的弱離子對應(yīng)的酸或堿越弱, 鹽的水解程度越大 .2. 外在因素 :溫度：升高溫度，能促進(jìn)鹽的水解( 因鹽的水解是吸熱的) ；沖?。河盟♂?, 鹽的濃度減小 ,

45、水解所呈現(xiàn)的酸堿性減弱 , 但鹽的水解程度增大；加入酸或堿： 能促進(jìn)或抑制鹽的水解 , 加入水解呈現(xiàn)的酸堿性相反的鹽也能促進(jìn)鹽的水解。要點(diǎn)三：鹽類水解的應(yīng)用1易水解鹽溶液的配制：配制學(xué)習(xí)必備歡迎下載再用水稀釋到所需濃度。2物質(zhì)雜質(zhì)：加熱法可除去KNO3溶液中的Fe3+雜質(zhì)；加 CuO或 Cu(OH)2 等可除去Cu2+溶液中的 Fe3+。入 HCl 氣體，以抑制水解。4. 物質(zhì)的制備：如 Al 2S3 不能用濕法制備。5.較活潑的金屬與鹽溶液作用產(chǎn)生氫氣：如將Mg放入 NHCl 溶液中 , 會有氫氣產(chǎn)生。46.化肥的合理使用，如銨態(tài)氮肥不能與草木灰（主要成分K2CO）混用37泡沫滅火器中藥劑的使用，如Al 2(SO4) 3 和 NaHCO3： Al3+3HCO3-= Al(OH)3 +3C