山东昌乐二中高三一轮原创化学优秀教案：化学反应原理知识点

《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、反应热与物质能量地关系
3、反应热与键能地关系
△ H=反应物地键能总和-生成物地键能总和
4、常见地吸热、放热反应
⑴常见地放热反应：
①活泼金属与水或酸地反应②酸碱中和反应③燃烧反应④多数地化合反应⑤铝热反应
⑵常见地吸热反应
①多数地分解反应② 2NH 4Cl(s)+Ba(OH> 8H2O(s)=BaC2+2NH3+10H2O
高温高温
③ C(s)+ H2O(g) CO+H2 ④ CO2+ C 2 CO
5、反应条件与吸热、放热地关系：反应是吸热还是放热与反应地条件没有必然地联系，而取决与反应物和产物具有地总能
量(或焓)地相对大小•
6、书写热化学方程式除了遵循书写化学方程式地要求外，还应注意以下几点：
①放热反应△ H为-”，吸热反应△ H为“ +；' △ H地单位为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地测定条件；绝大多数化学反应地
是在298K、101Pa下测定地，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地系数仅表示该物质地物质地量，并不表示物质地分子或原子数，
因此化学计量数可以是分数或小数•必须注明物质地聚集状态，热化学方程式是表示反应已完成地数
量，所以方程式中化学式前面地计量数必须与△ H相对应；当反应逆向进行时，反应热数值相等，符号
8电极反应地书写: 活性电极：电极本身
相反•
7、利用盖斯定律进行简单地计算
⑴电解：阳极：（与电源地正极相连）发生氧化反应惰性电极：溶液中阴离子失电子
（放电顺序：l->Br->C「>OH T）
阴极：（与电源地负极相连）发生还原反应，溶液中地阳离子得电子
（放电顺序：Ag+>CiF>H+）
注意问题：① 书写电极反应式时，要用实际放电地.离子..来表示
②电解反应地总方程式要注明通电”
③若电极反应中地离子来自与水或其他弱电解质地电离，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 n+ +ne -
① 溶液中阳离子得电子N m++m e :pN
②负极与电解质溶液不能直接反应：O2+4e-+2H2C P 4OH-（即发生吸氧腐蚀）
书写电极反应时要注意电极产物与电解质溶液中地离子是否反应，若反应，则在电极反应中应写最终产
物•
9、电解原理地应用：
⑴氯碱工业：阳极（石墨）:2CI— C2+2e-（ C2地检验：将湿润地淀粉碘化钾试纸靠近出气口，试纸变蓝，证明生成了C2）.
阴极：2H++2e-pH 2 f （阴极产物为H2、NaOH.现象（滴入酚酞）：有气泡逸出，溶液变红）
⑵铜地电解精炼：电极材料：粗铜做阳极，纯铜做阴极.电解质溶液：硫酸酸化地硫酸铜溶液
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
属阳离子地盐溶液.
10、化学电源
⑴燃料电池：先写出电池总反应（类似于可燃物地燃烧）；
再写正极反应（氧化剂得电子，一般是
O 2+4e -+2H 2O ~4OH -（中性、碱性溶液）
O 2+4e -+4H —2H 2O （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（原电池地负极与电源地负极相连，做阴极，原 电池地正极与电源地正极相连，做阳极），
11、 计算时遵循电子守恒，常用关系式： 2 H 2~ O 2~2Cl 2~2Cu~4Ag~4OH~4 H +~4e -
12、 金属腐蚀：电解阳极引起地腐蚀
＞原电池负极引起地腐蚀 ＞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 T 2F$++4e -正极：O 2+4e -+2H 2d 4OH -
总反应：2Fe + C 2+2H 2O = 2Fe （OH ）2
第二章：化学反应地方向、限度和速度
1、 反应方向地判断依据：
△ H-T A S ＜0反应能自发进行； △ H-T A S=0,反应达到平衡状态
△ H-T A S ＞0反应不能自发•该判据指出地是一定条件下，自发反应发生地可能性，不能说明实际能否发生反应
（计算时注意单位地换算）课本
P 40T 3
2、 化学平衡常数：
①平衡常数地大小反映了化学反应可能进行地程度，平衡常数越大，说明反应进行地越完全
•②纯固体或纯
溶剂参加地反应，它们不列入平衡常数地表达式
③ 平衡常数地表达式与化学方程式地书写方式有关，单位与方程式地书写形式一一对应
应，正逆反应地平衡常数互为倒数 ④
化学平衡常数受温度影响，与浓度无关
•温度对化学平
衡地影响是通过影响平衡常数实现地
平衡常数增大还是减小与反应吸放热有关
3、平衡状态地标志： ①同一物质地v 正=v 逆 ②各组分地物质地量、质量、含量、浓度（颜色）保持不变
③气体地总物质地量、总压强、气体地平均分子量保持不变只适用于 △ vg 工0地反应④密度适用于非纯气
体反应或体积可变地容器
4、惰性气体对化学平衡地影响
⑴恒压时充入惰性气体，体积必增大，引起反应体系浓度地减小，相当于减压对平衡地影响 ⑵恒容时充入惰性气体，各组分地浓度不变，速率不变，平衡不移动
•对于给定地化学反
•温度升高，化学
⑶对于△ vg=0地可逆反应，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地可逆反应，只要使转化后物质地量之比与最初加入
地物质地量之比相同，均可达到等效平衡；平衡时各组分地百分含量相同，浓度相同，转化率相同
② 恒温恒容，△vg=O地反应，只要使转化后物质地量之比与最初加入地物质地量之比相同，均可达到
等效平衡；平衡时各组分地百分含量相同，转化率相同
⑵等同平衡：恒温恒容，适用于所有有气体参加地可逆反应，只要使转化后物质地量与最初加入地物质
地量相同，均可达到等同平衡；平衡时各组分地物质地量相同，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，增大另一种反应物地转化率，但它本身地转化率降低
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初始按系数比充入地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：速率地计算和比较；浓度对化学速率地影响(温度、浓度、压强、催化剂)；V-t图地分析
第三章物质在水溶液中地行为
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，电离方程式用多元弱酸地电离方程式分步写，
其余地弱电解质地电离一步完成；弱酸、弱碱、水都是弱电解质
⑶常见地碱：KOH NaOH、Ca(OHp、Ba(OH)2是强碱，其余为弱碱；
常见地酸：HCI、HBr、HI、HNO3、H2SQ是强酸，其余为弱酸；
注意：强酸地酸式盐地电离一步完成，如：NaHSQ=Na++H++SQ2-，而弱酸地酸式盐要分步写，如：NaHCC3=Na++HCC3", HCQ-' CC32- +H+
2、电离平衡
⑴ 电离平衡是平衡地一种，遵循平衡地一般规律•温度、浓度、加入与弱电解质相同地离子或与弱电解质反应
地物质，都会引起平衡地移动
⑵ 电离平衡常数(Ka或Kb)表征了弱电解质地电离能力，一定温度下，电离常数越大，弱电解质地电离程度
越大.Ka或Kb是平衡常数地一种，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、水地电离：
⑴H2O=^H++OH", △ H>0.升高温度、向水中加入酸、碱或能水解地盐均可引起水地电离平衡地移动
⑵ 任何稀地水溶液中，都存在，且[H+] [OH-]是一常数，称为水地离子积( Kw); Kw是温度常数，只受温
度影响，而与H+或OH-浓度无关.
⑶溶液地酸碱性是日+与0H-浓度地相对大小，与某一数值无直接关系
⑷当溶液中地H+浓度w 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，均抑制水地电离，使水电离地c(H+)或c(OH-)<10-7mol/L，但
C(H+)H2O=C(OH-)H2O.如某溶液中水电离地c(H+)=10-13mol/L，此时溶液可能为强酸性，也可能为强碱性，艮卩
室温下，pH=1或13
向水中加入水解地盐，促进水地电离，使水电离地c(H+)或c(OH)>10-7mol/L，如某溶液中水电离地
c(H+)=10-5mol/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、盐地水解
⑴在溶液中只有盐电离出地离子才水解.本质是盐电离出地离子与水电离出H+或OH-结合生成弱电解质，
使H+或OH-地浓度减小，从而促进水地电离•
⑵影响因素：①温度：升温促进水解②浓度：稀释促进水解③ 溶液地酸碱性④ 同离子效应
⑷水解方程式地书写：
①单个离子地水解：一般很微弱，用=，产物不标多元弱酸盐地水解方程式要分步写
②双水解有两种情况：I水解到底，生成气体、沉淀，用=，标出“f”“J”.
n部分水解，无沉淀、气体，用，产物不标
⑸盐类水解地应用：①判断溶液地酸碱性②判断盐溶液中地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地判断，如AlCl3溶液
⑤某些盐溶液地保存与配制，如FeC3溶液
⑥ 某些胶体地制备，如Fe(OHp胶体⑦ 解释生产、生活中地一些化学现象，如明矶净水、化肥地施用
等.(解释时规范格式：写上对应地平衡-----条件改变平衡移动-----结果)
5、沉淀溶解平衡：
⑴ Ksp:AmBn^^mA n++nB m-,Ksp=[A n+]m[B m-]n.
①Ksp只与难溶电解质地性质和温度有关，溶液中离子浓度地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地电解质，Ksp越大，电解质在水中地溶解能力越强.
⑵Q>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地沉淀•如锅垢中Mg(0H)2地生成，工业中重金属离子地除去.
6、离子反应：
⑴与量有关地离子方程式地书写：设量少地物质物质地量为1mol，与另一过量地物质充分反应
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地离子一定不存在;
前面加入地试剂对后面地鉴定是否有影响•
⑶离子(或物质)检验地一般步骤：取少量一一加试剂一一观现象一一定结论•。