《化学反应原理》知识点归纳( 三)
化学选修化学反应原理知识点总结
化学选修化学反应原理知识点总结化学反应原理是化学课程的核心内容之一，涵盖了化学反应的基本原理、化学平衡及其影响因素、速率论、化学动力学以及电化学等方面的知识。
下面将对这些知识点进行详细总结。
1.化学反应的基本原理化学反应指的是物质之间发生化学变化的过程。
化学反应的基本原理包括：（1）反应物与生成物的质量守恒定律：在封闭系统中，反应物质的质量与生成物质的质量之和保持不变；（2）能量守恒定律：化学反应过程中，能量的总量保持不变；（3）化学键的断裂和形成：化学反应过程中，化学键断裂和形成是不可避免的。
2.化学平衡及影响因素化学平衡是指化学反应在一定条件下，反应物和生成物之间的浓度或者物质量保持不变的状态。
在平衡状态下，正向反应和逆向反应的速率相等。
影响化学平衡的因素包括温度、压力及浓度。
（1）Le Chatelier原理：当系统在平衡状态下受到外界条件改变时，系统会通过一系列的调整来抵抗这种变化，以维持原有的平衡状态。
例如，如果在平衡状态下增加了反应物的浓度，系统会相应地减少生成物的浓度，从而保持平衡。
（2）平衡常数（K）：平衡常数是一个用于表示平衡体系中反应物与生成物之间浓度比例关系的定量指标。
对于一般的化学平衡反应，平衡常数表达式可以用麦克斯韦方程或者根据反应的化学方程式和平衡式推导出。
3.速率论速率论是研究化学反应速率的理论体系。
化学反应的速率可以由生成物浓度的变化速率来表示。
速率实验与速率方程是速率论的两个重要内容。
（1）速率实验：通过控制其中一反应物的初始浓度，观察在不同时间点上反应物的浓度变化情况，从而确定反应速率。
速率实验还可以由反应物的消失速率或者生成物的生成速率来表示。
（2）速率方程：速率方程用于描述反应速率与反应物浓度之间的关系。
速率方程可以由反应的反应机理、实验数据和反应物浓度之间的对应关系来确定。
4.化学动力学化学动力学是研究化学反应速率与反应条件（如温度、浓度、催化剂等）之间的关系的一个学科。
高中化学反应原理知识点整理
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高中化学反应原理知识点整理 1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设计合理的反应途径，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，DH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。
高中化学反应原理知识点整理 2一、化学反应速率及其简单计算1.化学反应速率：通常用单位时间内反应物浓度的减小或生成物浓度的增加来表示，其数学表达式可表示为单位一般为mol/(L·min)或mol.·L-1·min-12.结论：对于一般反应 aA + bB =cC + dD来说有：VA ：VB ：VC ：VD =△CA ：△CB ：△CC ：△CD =△nA ：△nB ：△nC ：△nD = a ：b ：c ：d特别提醒：1.化学反应速率指的是平均速率而不是瞬时速率2.无论浓度的变化是增加还是减少，化学反应速率均取正值。
《化学反应原理》知识点总结
《化学反应原理》知识点总结篇一：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= +/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。
《化学反应原理》知识点大全
《化学反应原理》知识点大全第一章、化学反应与能量考点1：吸热反应与放热反应1、吸热反应与放热反应的区别特别注意：反应是吸热还是放热与反应的条件没有必然的联系，而决定于反应物和生成物具有的总能量(或焓)的相对大小。
2、常见的放热反应①一切燃烧反应;②活泼金属与酸或水的反应;③酸碱中和反应;④铝热反应;⑤大多数化合反应(但有些化合反应是吸热反应，如：N2+O2=2NO，CO2+C=2CO等均为吸热反应)。
3、常见的吸热反应①Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl反应;②大多数分解反应是吸热反应③等也是吸热反应;④水解反应考点2：反应热计算的依据1.根据热化学方程式计算反应热与反应物各物质的物质的量成正比。
2.根据反应物和生成物的总能量计算ΔH=E生成物-E反应物。
3.根据键能计算ΔH=反应物的键能总和-生成物的键能总和。
4.根据盖斯定律计算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，而与反应的途径无关。
即如果一个反应可以分步进行，则各分步反应的反应热之和与该反应一步完成时的反应热是相同的。
温馨提示：①盖斯定律的主要用途是用已知反应的反应热来推知相关反应的反应热。
②热化学方程式之间的“+”“-”等数学运算，对应ΔH也进行“+”“-”等数学计算。
5.根据物质燃烧放热数值计算：Q(放)=n(可燃物)×|ΔH|。
第二章、化学反应速率与化学平衡考点1：化学反应速率1、化学反应速率的表示方法___________。
化学反应速率通常用单位时间内反应物浓度和生成物浓度的变化来表示。
表达式：___________ 。
其常用的单位是__________ 、或__________ 。
2、影响化学反应速率的因素1)内因(主要因素)反应物本身的性质。
2)外因(其他条件不变，只改变一个条件)3、理论解释——有效碰撞理论(1)活化分子、活化能、有效碰撞①活化分子：能够发生有效碰撞的分子。
②活化能：如图图中：E1为正反应的活化能，使用催化剂时的活化能为E3，反应热为E1-E2。
化学反应原理-知识点总结
1.【化学反应与能量变化】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） C（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．△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。
4．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。
化学反应原理知识点总结大全
化学反应原理知识点总结大全
一热力学原理
1、热力学第一定律（熵定律）：所有的自然过程都是朝着极大熵（ΔS≥0）的方向
发展的，也就是比较随机化的方向发展的。
2、热力学第二定律（能量守恒定律）：处理系统所有形式的能量（包括热能、机械
能等）总量不变，只会以另一种形式释放和转化。
3、热力学第三定律（温度量定律）：温度是一个绝对量，温度越高，绝对熵就越大。
二化学动力学原理
1、催化原理：催化剂可以加快反应速率，但不会改变反应的方向，也不会影响反应
的热化学原理。
2、平衡原理：动力学过程的反应速率有限，最终会趋向平衡，此时反应的反应路线（反应物与生成物之间的比例关系）就确定了，此时反应的速率为零。
3、反应速率定律：反应物的浓度大小和反应速率大小成正比；反应物的浓度变化会
影响反应速率；反应物的浓度式不同，反应速率也不同。
4、分子模型定律：反应物间共存时，分子之间相互作用的可能性越大，反应速率也
越大；分子间相互作用受到外界环境影响，反应速率也会受影响；某些环境条件有利于某
种特定反应的发生，某些环境条件则会使反应速率受到影响。
三吸收原理
吸收反应是指物质在一定气体压力或溶液浓度等环境条件下，吸取某种溶液中的特定
物质，而发生反应的一种过程，其中吸收剂在改变其构成或结构的情况下，吸收这些特定
物质而形成特定化合物。
吸收反应可以分为物质间吸收（离子质吸收或不离子质吸收）和
物质离子吸收两种。
四酸/碱的电离原理
酸的电离：当酸分子在水溶液中中断，极离子会脱水而成原子或离子，称为酸的电离，结果导致pH值降低。
化学反应原理知识点归纳(word文档物超所值)
☆
原电池，电解池，电镀池的比较
性质
类别
定义
（装置特点）
反应特征
装置特征
形成条件
电极名称
电极反应
电子流向
溶液中带电粒子 的移动 联系
原电池
电解池
电镀池
将化学能转变成电 将电能转变成化学能的 应用电解原理在某些金属
能的装置
装置
表面镀上一侧层其他金属
自发反应氧化还原 非自发反应氧化还原 非自发反应氧化还原反应
极的电解质溶液。
4、电极反应：以锌铜原电池为例：
负极： 氧化 反应：
Zn－2e＝Zn2＋
（较活泼金属）
正极： 还原 反应：
2H＋＋2e＝H2↑
总反应式： Zn+2H+=Zn2++H2↑
5、正、负极的判断：
（较不活泼金属）
（1）从电极材料：一般较活泼金属为负极；或金属为负极，非金属为正极。
（2）从电子的流动方向 负极流入正极
一、金属的电化学腐蚀
（1）金属腐蚀内容：
（2）金属腐蚀的本质：都是金属原子 失去 电子而被氧化的过程
（3）金属腐蚀的分类：
化学腐蚀— 金属和接触到的物质直接发生化学反应而引起的腐蚀
电化学腐蚀—
不纯的金属跟电解质溶液接触时，会发生原电池反应。比较活泼的金
属失去电子而被氧化，这种腐蚀叫做电化学腐蚀。
条件 现象 本质 关系
第二单元：化学能与电能的转化
第一节 原电池
原电池：
1、概念： 化学能转化为电能的装置叫做原电池
2、组成条件：①两个活泼性不同的电极② 电解质溶液③ 电极用导线相连并插入电解
液构成闭回路
3、电子流向：外电路： 负 极——导线—— 正 极
《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“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－1⑤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)xy，化学反应为放热反应；(2)xy，化学反应为吸热反应。
〖答案〗AC2.（20__ 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〗C3. 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－1B．2H2(g)＋O2(g)=2H2O(l)；ΔH＝－484 kJ·mol－1 C．H2(g)＋ O2(g)=H2O(g)；ΔH＝＋242 kJ·mol－1D．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。
化学反应原理知识点归纳
专题一：化学反响与能量变化一、反响热、焓变1．反响热：化学反响过程中放出或吸收的热量，叫反响热。
包括燃烧热和中和热。
电离 ： 注意：水解 ： 吸热反响的发生不一定需要 常见的吸热反响： 铵盐与碱的反响：如NH 4Cl 与Ba(OH)2•8H 2O 加热才能进展。
大多数的分解反响：CaCO 3== CaO + CO 2 生产水煤气：C + H 2O == CO+H 2 碳和二氧化碳的反响：C+CO 2=2CO燃烧反响金属与酸〔或水〕的反响常见的放热反响： 酸碱中和反响 自发的氧化复原反响 CaO(Na 2O 、Na 2O 2)与水的反响 浓酸与强碱溶于水2、焓变：在恒温恒压的条件下，化学反响过程中吸收或放出的热量称为反响的焓变。
符号：用ΔH 表示 单位：kJ/mol放热反响：ΔH= —QkJ/mol ；或ΔH<0 吸热反响：ΔH= +QkJ/mol ；或ΔH>0 3、反响热产生的原因：宏观：反响物和生成物所具有的能量不同，ΔH=_____________________________微观：化学反响过程中化学键断裂吸收的能量与新化学键生成所放出的能量不同，ΔH=____________ 二、热化学方程式1.热化学方程式的概念：能表示反响热的化学方程式，叫做热化学方程式。
热化学方程式不仅表示了化学反响中的物质变化，也说明了化学反响中的能量变化。
2.书写热化学方程式时的注意点〔1〕需注明ΔH 的“+〞与“—〞，“+〞表示，“—〞表示；比较ΔH 的大小时，要考虑ΔH 的正负。
〔3〕要注明反响物和生成物的状态：g 、l 、s 、aq〔3〕各物质前的化学计量数表示物质的量，不表示分子个数，因此，可以是整数也可以是分数，但系数与ΔH 的值一定要相对应。
〔4〕要注明反响温度和压强，但中学化学中所用ΔH 的数据一般都是在101kPa 和25℃时的数据，因此可不特别注明；〔5〕对于可逆反响，其ΔH 同样要与系数相对应，但假设按系数投料反响，则由于可逆反响不能进展完全，其反响热的数值会比ΔH 的数值要小。
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是化学学科的重要组成部分，它涵盖了许多关键的概念和理论，对于理解化学反应的发生、方向、速率以及能量变化等方面具有重要意义。
以下是对化学反应原理相关知识点的详细总结。
一、化学反应速率化学反应速率是用来衡量化学反应进行快慢的物理量。
通常用单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加来表示。
影响化学反应速率的因素主要包括以下几个方面：1、浓度在其他条件不变时，增大反应物的浓度，反应速率加快；减小反应物的浓度，反应速率减慢。
这是因为浓度增大，单位体积内活化分子数增多，有效碰撞的几率增加，从而加快了反应速率。
2、压强对于有气体参加的反应，在其他条件不变时，增大压强（减小容器体积），反应速率加快；减小压强（增大容器体积），反应速率减慢。
需要注意的是，压强对反应速率的影响实际上是通过改变气体的浓度来实现的。
3、温度升高温度，反应速率加快；降低温度，反应速率减慢。
一般来说，温度每升高 10℃，反应速率通常增大到原来的 2 4 倍。
这是因为温度升高，分子的运动速率加快，更多的分子成为活化分子，有效碰撞的几率增加。
4、催化剂使用催化剂能显著改变化学反应速率。
正催化剂能加快反应速率，负催化剂能减慢反应速率。
催化剂通过改变反应的路径，降低反应的活化能，从而使更多的分子能够在较低的能量条件下发生反应。
5、其他因素固体表面积、光照、超声波、电磁波等也会对反应速率产生影响。
例如，增大固体反应物的表面积，能够增加反应物之间的接触面积，从而加快反应速率。
二、化学平衡化学平衡是指在一定条件下，可逆反应中正反应和逆反应的速率相等，反应物和生成物的浓度不再发生变化的状态。
1、化学平衡的特征（1）逆：化学平衡研究的对象是可逆反应。
（2）等：正反应速率和逆反应速率相等。
（3）动：化学平衡是一种动态平衡，反应仍在进行，只是正、逆反应速率相等。
（4）定：平衡时反应物和生成物的浓度保持恒定。
（5）变：当外界条件改变时，原平衡会被破坏，在新的条件下建立新的平衡。
化学反应原理知识点总结
化学反应原理知识点总结引言化学反应是化学学科中最重要的基础知识之一，它揭示了物质的性质变化和能量转化的过程。
本文将对化学反应原理的一些关键知识点进行总结和探讨，帮助读者更好地理解化学反应的本质和基本原理。
一、化学反应的定义和基本概念化学反应是指原子、分子或离子之间发生碰撞、组合和重组，导致化学键的断裂和形成的过程。
在化学反应中，反应物转变为产物，伴随着能量的吸收或释放。
反应物与产物之间的化学键的破裂和形成是化学反应的关键。
二、反应物和产物反应物是指参与反应的化学物质，产物则是反应后形成的新物质。
化学反应中，反应物和产物的物质组成和化学性质发生了变化。
反应物和产物之间的摩尔比例称为化学计量比。
根据化学计量比，可以计算反应所需的物质的量。
三、守恒定律和能量转化化学反应中，守恒定律是一个基本原则。
根据守恒定律，质量、能量和电荷在反应中都是守恒的。
质量守恒指反应物的质量之和等于产物的质量之和；能量守恒指反应中的能量总量保持不变。
能量转化是化学反应的重要特征之一，反应过程中能量的转移和转化决定了反应的速率和放热、吸热性质。
四、化学平衡和反应速率化学平衡是化学反应达到稳定状态时的一种特性。
化学平衡的式子用化学方程式表示，可以用摩尔浓度或者压力来描述化学平衡。
平衡常数是一个定值，表征了反应物浓度与产物浓度之间的比率。
反应速率则指单位时间内反应物消耗或产物生成的速度。
反应速率受影响的因素包括浓度、温度、催化剂等。
五、反应类型和反应机理化学反应可以分为许多类型，例如酸碱中和反应、氧化还原反应、置换反应等。
每种反应类型都有其特定的反应机理，即反应过程中的中间态和步骤。
了解反应类型和反应机理可以帮助我们理解反应过程的具体细节和机制。
六、化学反应的应用化学反应的理论和实践应用非常广泛。
它们在日常生活中的应用包括化妆品、洗涤剂、药品等的合成和制备。
在工业生产中，化学反应用于制备合成材料、燃料、肥料等。
此外，化学反应还在环境保护和能源开发等领域发挥着重要作用。
化学选修《化学反应原理》知识点总结
化学选修《化学反应原理》知识点总结一、化学反应的基本原理1.化学反应速率：反应速率是指单位时间内反应物消失或产物生成的物质的量。
影响反应速率的因素包括浓度、温度、压力和催化剂的作用等。
2.反应机理：反应机理是指化学反应中的中间体和过渡态的产生、消失和转化的过程。
理解反应机理有助于揭示反应的本质和规律。
3.化学平衡：化学平衡是指反应物和生成物之间的浓度、压力和温度达到一定比例，并且它们的物质量不再发生变化。
平衡常数反映了在平衡条件下反应物和生成物的浓度之间的关系。
二、反应动力学1.反应速率方程：反应速率方程描述了反应速率和反应物浓度之间的关系。
根据实验数据，可以确定反应速率方程的指数、速率常数和速率常数方程等。
2.反应速率常数：反应速率常数是指反应速率与反应物浓度之间的比例系数。
它受到温度、催化剂和反应条件的影响。
3.反应级数：反应级数是指反应速率方程中各个反应物的指数。
通过实验数据可以确定反应级数，从而了解反应的复杂程度。
4.速率常数方程：速率常数方程是描述反应速率常数和温度之间的关系。
它常用于计算反应速率常数在不同温度下的数值。
5.反应活化能：反应活化能是指反应物转化为产物所需的最小能量。
它可以通过速率常数和速率常数方程计算出来。
6.反应速率控制步骤：反应速率控制步骤是指在复杂的反应中，最慢的步骤决定整个反应的速率。
理解反应速率控制步骤有助于解释反应的速率规律和优化反应条件。
三、化学平衡1.化学平衡常数：化学平衡常数是指在特定温度下，反应物和生成物的浓度之间的比例。
它可以通过反应物和生成物的摩尔比来计算。
2.平衡常数和温度的关系：平衡常数与温度之间存在一定的关系，可以用于预测在不同温度下反应物和生成物浓度的变化。
3. 影响化学平衡的因素：温度、压力、浓度和物质的添加等因素都会影响化学平衡。
根据Le Chatelier原理，平衡系统会通过调整反应条件来保持平衡。
4.平衡转移：平衡转移是指通过改变反应条件，使得化学平衡向预期方向转移的过程。
化学反应原理知识点
化学反应原理知识点化学反应是我们生活中不可或缺的一部分，它是物质变化的基础。
经过反应，原有物质的性质和组成都会发生改变，产生新的物质。
本文将介绍几个常见的化学反应原理知识点。
一、氧化还原反应（Redox Reaction）氧化还原反应是化学反应中最重要的类型之一。
在这类反应中，原子或离子通过脱氧或加氧的方式发生电荷转移，从而改变其氧化态。
氧化态是描述原子或离子带正电或带负电的程度。
典型的氧化还原反应就是金属与非金属的反应，如铁与氧气发生反应会生成铁的氧化物，同时释放出大量的能量。
并且，氧化剂在反应中接受电子，被还原，而还原剂则失去电子，被氧化。
二、酸碱中和反应（Acid-Base Neutralization）酸碱中和反应是酸和碱反应的一种重要类型。
在这类反应中，酸和碱互相作用，生成盐和水。
酸和碱的中和反应是通过酸中的氢离子（H+）与碱中的氢氧根离子（OH-）结合来实现的。
这类反应通常具有酸性和碱性物质各自特有的性质。
例如，酸具有酸味，能腐蚀金属；而碱则具有苦味和腐蚀性。
当它们中和时，会产生中性的物质。
三、沉淀反应（Precipitation Reaction）沉淀反应是指在溶液中发生的反应，产生沉淀物的现象。
这类反应是通过两种溶液中的阳、阴离子彼此结合而生成固体的沉淀。
沉淀是指在溶液中产生的难溶于水的物质。
沉淀反应是由于两种溶液中离子的互相交换，使得部分离子结合形成了难溶物质。
这种反应经常出现在分析化学的实验中，通过观察沉淀的形成可以推测出存在的物质。
四、水解反应（Hydrolysis Reaction）水解反应是指某种物质通过与水反应，发生分解的化学反应。
在这类反应中，水起到了离解和催化的作用，将物质分解为原来的组成部分。
许多有机化合物，如脂肪、蛋白质和碳水化合物，都可以在水中发生水解反应。
这类反应不仅在生物体内发生，也在许多工业和环境过程中起到重要作用。
五、配位反应（Coordination Reaction）配位反应是指发生于金属离子与配体之间的化学反应。
《化学反应原理》全册知识点归纳
新人教版《化学反应原理》全册知识点归纳第一章化学反应与能量一、焓变反应热1．反应热（Q）：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）△H=H（生成物)-H(反应物）3.微观角度解释产生原因：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注：（高中阶段Q与△H二者通用）（4）影响晗变的主要因素：①发生变化的物质的物质的量，在其他条件一定时与变化物质的物质的量程正比。
②物质的温度和压强☆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金属与酸或水的反应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NH4Cl②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℃，101kPa时，1mol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：101kPa②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：1mol④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1molH2O，这时的反应热叫中和热。
化学反应原理知识点笔记通用3篇
化学反应原理知识点笔记通用3篇化学反应原理知识点笔记篇一一。
复分解反应：其本质是溶液中的离子结合成难电离的物质(如水)、难溶的物质或挥发性气体，而使复分解反应趋于完成。
酸、碱、盐溶液间发生的反应一般是两种化合物相互交换成分而形成的，即参加反应的化合物在水溶液中发生电离离解成自由移动的离子，离子间重新组合成新的化合物，因此酸、碱、盐溶液间的反应一般是复分解反应。
复分解反应是离子或者离子团的重新组合，因为此类反应前后各元素的化合价都没有变化，所以复分解反应都不是氧化还原反应。
当然还有更多复杂的情形，但仍可逐步简单化而视为上述反应类别的连续反应。
化学反应的变化多端难以建立简单的分类标准。
二。
歧化反应: 指的是同一物质的分子中同一价态的同一元素间发生的氧化还原反应。
同一价态的元素在发生氧化还原反应过程中发生了“化合价变化上的分歧”，有些升高，有些降低。
发生歧化反应的元素必须具有相应的高价态和低价态化合物，歧化反应只发生在中间价态的元素上。
氟(F2)无歧化作用，因为氟元素电负性最大，无正化合价，只有负化合价。
自身氧化还原反应与歧化反应均属同种物质间发生的氧化还原反应，歧化反应是自身氧化还原反应的一种，但自身氧化还原反应却不一定都是歧化反应。
三。
归中反应(反歧化反应): 指的是物质中不同价态的同种元素之间发生的氧化还原反应。
即同一元素的价态由反应前的高价和低价都转化成反应以后的中间价态，在化学反应中元素的价态变化有个规律：只靠拢，不交叉。
因此元素的高价和低价都只能向中间靠拢。
归中反应和歧化反应是两个‘相反’的过程，这两种反应都一定是氧化还原反应。
化学反应原理重要知识点记忆口诀篇二1.化学反应热概念化学反应伴能变，成键放出断需要。
左能高常是放热，置氢中和和燃烧。
炭水铵碱分解类，吸热自然右能高。
2.燃料燃烧知识理解能源紧张，不久用光。
接触充分，空气足量。
节能减排，新能跟上。
高效清洁，来日方长。
3.化学反应速率概念理解化学反应有快慢，摩尔每升比时间。
化学反应原理1--4各章知识点
选修4 化学反应原理1—4章知识点总结第一章化学反应与能量一、反应热焓变1、定义：化学反应过程中放出或吸收的热量叫做化学反应的反应热.在恒温、恒压的条件下，化学反应过程中所吸收或释放的热量称为反应的焓变。
2、符号：△H3、单位：kJ·mol-14、规定：吸热反应:△H > 0 或者值为“+”，放热反应:△H < 0 或者值为“-”常见的放热反应和吸热反应放热反应吸热反应燃料的燃烧C+CO2, H2+CuO酸碱中和反应C+H2O金属与酸Ba(OH)2.8H2O+NH4Cl大多数化合反应CaCO3高温分解大多数分解反应小结：1、化学键断裂，吸收能量；化学键生成，放出能量2、反应物总能量大于生成物总能量，放热反应，体系能量降低，△H为“－”或小于0反应物总能量小于生成物总能量，吸热反应，体系能量升高，△H为“+”或大于03、反应热数值上等于生成物分子形成时所释放的总能量与反应物分子断裂时所吸收的总能量之差二、热化学方程式1.概念:表示化学反应中放出或吸收的热量的化学方程式.2.意义:既能表示化学反应中的物质变化,又能表示化学反应中的能量变化.[总结]书写热化学方程式注意事项:（1）反应物和生成物要标明其聚集状态，用g、l、s分别代表气态、液态、固态。
（2）方程式右端用△H 标明恒压条件下反应放出或吸收的热量，放热为负，吸热为正。
（3）热化学方程式中各物质前的化学计量数不表示分子个数，只表示物质的量，因此可以是整数或分数。
（4）对于相同物质的反应，当化学计量数不同时，其△H 也不同，即△H 的值与计量数成正比,当化学反应逆向进行时,数值不变,符号相反。
三、盖斯定律：不管化学反应是一步完成或分几步完成，其反应热是相同的。
化学反应的焓变（ΔH）只与反应体系的始态和终态有关，而与反应的途径无关。
总结规律：若多步化学反应相加可得到新的化学反应，则新反应的反应热即为上述多步反应的反应热之和。
化学反应原理---第三章复习
第一节水溶液知识点1 水的电离平衡1、水是一种弱电解质，存在着电离平衡，可表示如下：H2O H++OH-或H2O+H2O H3O+ + OH-2、影响水电离平衡的因素温度、酸、碱、能水解的盐等都能影响水的电离平衡，使水的电离平衡发生移动。
（1）升温平衡右移；（2）加酸或碱平衡左移；（3）加入能水解的盐平衡右移。
3、水的离子积水的离子积K w =[H+][OH-]K w的大小只与温度有关。
所以在应用水的离子积时，必须指明温度。
如不指明，则认为25℃。
室温下，纯水中[H+]=[OH-]=10-7mol•L-1K w=1×10-14mol2•L-2知识点2 溶液的酸碱性和pH1、溶液酸碱性的判断（1）溶液呈酸性、碱性还是中性，应看[H+]和[OH-]的相对大小：[H+]=[OH-]溶液呈中性；[H+]>[OH-]溶液呈酸性；[H+]<[OH-]溶液呈碱性。
（2）利用pH：常温下，pH=7 中性；pH<7 酸性；pH>7 碱性。
（3）利用pH试纸(1—14的整数)：pH试纸测定的为溶液中的[H+]，使用时不能润湿。
正确的操作方法为：用干燥洁净玻璃棒蘸取试液滴在试纸上，迅速和标准比色卡对比。
（4）利用pH计（精确到0.01）知识点3 pH的计算关键先求出溶液的[H+]，再通过pH = -lg[H+]求溶液的pH。
知识点4 强电解质与弱电解质1、电解质与非电解质2、强电解质与弱电解质知识点5 电解质溶液的导电1、电解质的导电电解质导电能力取决于溶液中离子的浓度以及离子所带电荷数，而与电解质的强弱没有必然联系。
离子浓度越大，离子所带电荷越多，则导电能力越强；离子浓度越小，离子所带电荷越少，导电能力越弱。
知识点6 电离方程式的书写1、强电解质完全电离，在写电离方程式时，用“=”2、弱电解质部分电离，在写电离方程式时用“”（1）一元弱酸、弱碱一步电离CH3COOH CH3COO- + H+NH3•H2O NH4+ + OH-（2）多元弱酸分步电离，必须分步写出，不可合并（其中以第一步电离为主）H2CO3H+ + HCO3-（主）HCO3-H+ + CO32-（次）（3）多元弱碱分步电离（较复杂），在中学阶段要求一步写出Fe(OH)3Fe3+ + 3OH-[习题训练]1、将纯水加热至较高温度，下列叙述正确的是（）A、水的离子积变大，pH变小，呈酸性B、水的离子积不变，pH不变，呈中性C、水的离子积变小，pH变大，呈碱性D、水的离子积变大，pH变小，呈中性2、25 ℃时，水的电离达到平衡：H2O H＋＋OH－ΔH>0，下列叙述正确的是()A、向水中加入稀氨水，平衡逆向移动，[OH－]降低B、向水中加入少量固体硫酸氢钠，[H＋]增大，K W不变C、向水中加入少量固体钠，平衡逆向移动，[H＋]降低D、将水加热，K W增大，[H＋]不变3、下列物质中，属于强电解质的是（）A 、CO B、KOH C、Fe(OH)3 D 、HF4、下列电离方程式中，不正确的是（ ）A 、 Ba(OH)2 Ba 2+ + 2OH -B 、 NH 3•H 2O NH 4+ + OH -C 、 CH 3COOH CH 3COO - + H +D 、 AgCl=Ag + + Cl -5、能证明某物质是弱电解质的是（ ）A 、难溶于水B 、溶液中存在已电离的离子和未电离的分子C 、水溶液的导电性差D 、熔融状态时不导电6、在25 ℃时，某溶液中由水电离出的[H ＋]＝1×10－12 mol·L －1，则该溶液的pH 可能是(双选)( )A 、12B 、7C 、6D 、27、t ℃时，水的离子积为K w ，该温度下将a mol•L -1一元酸HA 与b mol•L -1一元碱BOH 等体积混合，要使混合液呈中性，必要的条件是（ ）A 、混合液的pH=7B 、混合液中c(H +)=C 、a=bD 、混合液中c(B +)=c(A -)+c(OH -)8、下列说法中，正确的是（ ）A 、导电能力强的电解质溶液一定是强电解质溶液B 、 强电解质溶液一定比弱电解质溶液的导电性强C 、强电解质的水溶液中不存在溶质分子D 、 0.1 mol·L －1NaOH 溶液比0.01mol·L －1NaOH 溶液导电性强，因此前者是强电解质，后者是弱电解质。
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是物质转化的过程，通过各种化学反应，我们可以制备新的物质，了解物质的性质并应用在各个领域。
本文将总结化学反应的一些重要原理知识点，希望能给读者提供一些有益的参考。
一、化学反应的基本概念1. 受体和给体：在化学反应中，某些物质接收其他物质的电子或氢离子，被称为受体；而另一些物质给予电子或氢离子，被称为给体。
2. 化学键的形成和断裂：化学反应中，分子中的化学键可以被形成或者断裂。
新的化学键形成会释放能量，而断裂化学键则需要吸收能量。
3. 氧化还原反应：氧化还原反应是指物质中的电子转移。
氧化是指物质失去电子，还原则是指物质获得电子。
4. 酸碱中和反应：酸碱中和反应是指酸和碱反应产生盐和水的过程。
酸会释放出H+离子，碱会释放出OH-离子，当两者相遇时，会在产生水和盐的同时中和。
二、化学反应速率1. 反应速率的定义：反应速率是指在单位时间内化学反应物质的消耗或生成量。
2. 影响反应速率的因素：影响反应速率的因素有反应物浓度、温度、催化剂等。
反应物浓度越大，反应速率也越快；温度越高，反应速率也越快；催化剂能够加速反应速率，降低反应的活化能。
3. 反应机理和反应速率方程：反应机理是指反应的详细步骤和中间体的生成和消失，在一些复杂反应中，可以通过研究反应机理来确定反应速率方程。
4. 反应速率与反应物浓度的关系：在反应速率方程中，反应速率正比于各个反应物的浓度。
当反应物浓度增加时，反应速率也会增加。
三、化学平衡和热力学1. 化学平衡的定义：化学平衡是指反应物和生成物之间浓度保持不变的状态。
化学平衡的关键在于反应物与生成物之间的反应速率相等。
2. 平衡常数和反应方向：平衡常数是反应物和生成物浓度的比值，在一定温度下保持不变。
反应的方向取决于反应物和生成物的浓度和平衡常数之间的关系。
3. Le Chatelier原理：Le Chatelier原理描述了当一个系统处于平衡状态时，当外界对其施加某种影响时，系统会产生反应以抵消这种影响。
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《化学反应原理》知识点归纳（三）第三章水溶液中的离子平衡一、弱电解质的电离1、定义：电解质：在水溶液中或熔化状态下能的化合物,。
非电解质：在水溶液中或熔化状态下都不能的化合物。
强电解质：在水溶液里电离成离子的电解质。
弱电解质：在水溶液里只有分子电离成离子的电解质。
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）④电解质的强弱与导电性、溶解性无关。
3、电离平衡：。
4、影响电离平衡的因素：A、温度：电离一般，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。
5、电离方程式的书写：强电解质的电离用符号；弱电解质的电离用符号；弱酸的电离要写（第一步为主），弱碱的电离则一步到位。
6、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：AB A++B-Ki=[ A+][ B-]/[AB]7、影响电离常数的因素：a、电离常数的大小主要由物质的本性决定。
b、电离常数受变化影响，不受变化影响，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，其电离程度越，酸性越。
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：K W =25℃时,[H+]=[OH-] =mol/L ; K W=[H+]•[OH-] =注意：K W只与有关，温度，则K W值K W不仅适用于纯水，适用于任何溶液（酸、碱、盐）2、水电离特点：（1）（2）热（3）极3、影响水电离平衡的外界因素：①酸、碱：水的电离K W〈1*10-14②温度：水的电离（水的电离是热的）③易水解的盐：水的电离K W〉1*10-144、溶液的酸碱性和pH：（1）pH=（2）pH的测定方法A.酸碱指示剂法：、、。
变色范围：甲基橙3.1~4.4（橙色）石蕊5.0~8.0（紫色）酚酞8.2~10.0（浅红色）B.pH试纸法：操作方法：玻璃棒蘸取未知液体在试纸上，然后与标准比色卡对比即可。
注意：①事先不能用水湿润PH试纸；②广泛pH试纸只能读取整数值或范围C.PH计法：三、混合液的pH值计算方法公式1、强酸与强酸的混合：（先求[H+]混：将两种酸中的H+离子物质的量相加除以总体积，再求其它）[H+]混=（[H+]1V1+[H+]2V2）/（V1+V2）2、强碱与强碱的混合：（先求[OH-]混：将两种酸中的OH 离子物质的量相加除以总体积，再求其它）[OH-]混＝（[OH-]1V1+[OH-]2V2）/（V1+V2）(注意:不能直接计算[H+]混)3、强酸与强碱的混合：（先据H+ + OH- ==H2O计算余下的H+或OH-，①H+有余，则用余下的H+数除以溶液总体积求[H+]混；OH-有余，则用余下的OH-数除以溶液总体积求[OH-]混，再求其它）四、稀释过程溶液pH值的变化规律：1、强酸溶液：稀释10n倍时，pH稀=pH原+n（但始终不能大于或等于7）2、弱酸溶液：稀释10n倍时，pH稀<pH原+n（但始终不能大于或等于7）3、强碱溶液：稀释10n倍时，pH稀=pH原－n（但始终不能小于或等于7）4、弱碱溶液：稀释10n倍时，pH稀〉pH原－n（但始终不能小于或等于7）5、不论任何溶液，稀释时pH均是向7靠近（即向中性靠近）；任何溶液无限稀释后pH均接近76、稀释时，弱酸、弱碱和水解的盐溶液的pH变化得慢，强酸、强碱变化得快。
五、强酸（pH1）强碱（pH2）混和计算规律1、若等体积混合pH1+pH2=14 则溶液显中性pH=7pH1+pH2≥15 则溶液显碱性pH=pH2-0.3pH1+pH2≤13 则溶液显酸性pH=pH1+0.32、若混合后显中性pH1+pH2=14 V酸：V碱=1：1pH1+pH2≠14 V酸：V碱=1：10〔14-（pH1+pH2）〕六、酸碱中和滴定：1、中和滴定的原理实质：H++OH—=H2O 即酸能提供的H+和碱能提供的OH-物质的量相等。
2、中和滴定的操作过程：（1）仪器：②滴定管的刻度，O刻度在，往下刻度标数越来越，全部容积于它的最大刻度值，因为下端有一部分没有刻度。
滴定时，所用溶液不得超过最低刻度，不得一次滴定使用两滴定管酸（或碱），也不得中途向滴定管中添加。
②滴定管可以读到小数点后位。
（2）药品：标准液；待测液；指示剂。
（3）准备过程：准备：检漏、洗涤、润洗、装液、赶气泡、调液面。
（洗涤：用洗液洗→检漏：滴定管是否漏水→用水洗→用标准液洗（或待测液洗）→装溶液→排气泡→调液面→记数据V(始)（4）滴定过程3、酸碱中和滴定的误差分析误差分析：利用n酸c酸V酸=n碱c碱V碱进行分析式中：n——酸或碱中氢原子或氢氧根离子数；c——酸或碱的物质的量浓度；V——酸或碱溶液的体积。
当用酸去滴定碱确定碱的浓度时，则：c碱=上述公式在求算浓度时很方便，而在分析误差时起主要作用的是分子上的V酸的变化，因为在滴定过程中c酸为标准酸，其数值在理论上是不变的，若稀释了虽实际值变小，但体现的却是V酸的增大，导致c酸偏高；V碱同样也是一个定值，它是用标准的量器量好后注入锥形瓶中的，当在实际操作中碱液外溅，其实际值减小，但引起变化的却是标准酸用量的减少，即V酸减小，则c碱降低了；对于观察中出现的误差亦同样如此。
综上所述，当用标准酸来测定碱的浓度时，c碱的误差与V酸的变化成正比，即当V酸的实测值大于理论值时，c碱偏高，反之偏低。
同理，用标准碱来滴定未知浓度的酸时亦然。
七、盐类的水解（只有可溶于水的盐才水解）1、盐类水解：2、水解的实质：水溶液中盐电离出来的跟水电离出来的或结合,破坏水的电离，是平衡向移动，水的电离。
3、盐类水解规律：①有才水解，无不水解，越越水解；谁显谁性，两都水解，同显中性。
②多元弱酸根浓度相同时正酸根比酸式酸根水解程度大，碱性更强。
(如:Na2CO3＞NaHCO3)4、盐类水解的特点：（1）（与中和反应互逆）（2）程度（3）热5、影响盐类水解的外界因素：①温度：温度越水解程度越（水解热，越热越）②浓度：浓度越，水解程度越（越稀越）③酸碱：或盐的水解（H+促进水解而阳离子水解；OH-促进水解而抑制水解）6、酸式盐溶液的酸碱性：①只电离不水解：如HSO4- 显性②电离程度＞水解程度，显性（如:HSO3-、H2PO4-）③水解程度＞电离程度，显性（如：HCO3-、HS-、HPO42-）7、双水解反应：（1）构成盐的阴阳离子均发生水解的反应。
双水解反应相互，水解程度较，有的甚至水解。
使得平衡向移。
（2）常见的双水解反应完全的为：Fe3+、Al3+与AlO2-、CO32-(HCO3-)、S2-(HS-)、SO32-(HSO3-)；S2-与NH4+；CO32-(HCO3-)与NH4+其特点是相互水解成沉淀或气体。
双水解完全的离子方程式配平依据是两边电荷平衡，如：2Al3+ + 3S2- + 6H2O == 2Al(OH)3↓+ 3H2S↑8、盐类水解的应用：水解的应用实例原理（1）净水原理：明矾净水Al3++3H2O Al(OH)3(胶体)+3H+（2）去油污：用热碱水冼油污物品（3）药品的保存①配制FeCl3溶液时常加入少量Fe3++3H2O Fe(OH)3+3H+②配制Na2CO3溶液时常加入少量CO32-+H2O HCO3-+OH-（4）制备无水盐：由MgCl2•6H2O制无水MgCl2在气流中加热，若不然，则：MgCl2•6H2O Mg(OH)2+2HCl+4H2O Mg(OH)2MgO+H2O（5）泡沫灭火器：用Al2(SO4)3与NaHCO3溶液混合（6）比较盐溶液中离子浓度的大小比较NH4Cl溶液中离子浓度的大小NH4++H2O NH3•H2O+H+>>>9、水解平衡常数（K h）对于强碱弱酸盐：K h =K w/K a(K w为该温度下水的离子积，Ka为该条件下该弱酸根形成的弱酸的电离平衡常数)对于强酸弱碱盐：K h =K w/K b（K w为该温度下水的离子积，K b为该条件下该弱碱根形成的弱碱的电离平衡常数）10、电离、水解方程式的书写原则（1）多元弱酸（多元弱酸盐）的电离（水解）的书写原则：书写注意：不管是水解还是电离，都决定于第步，第步一般相当微弱。
（2）多元弱碱（多元弱碱盐）的电离（水解）书写原则：步书写八、溶液中微粒浓度的大小比较☆☆基本原则：抓住溶液中微粒浓度必须满足的三种守恒关系：①电荷守恒：任何溶液均显电性，各阳离子浓度与其所带电荷数的乘积之和各阴离子浓度与其所带电荷数的乘积之和②物料守恒（即原子个数守恒或质量守恒）某原子的总量(或总浓度)其以各种形式存在的所有微粒的量(或浓度)之和③质子守恒：即水电离出的H+浓度与OH-浓度。
九、难溶电解质的溶解平衡1、难溶电解质的溶解平衡的一些常见知识（1）溶解度0.01g的电解质称难溶电解质。
（2）反应后离子浓度降至以下的反应为完全反应。
如酸碱中和时c（H+）降至10-7mol/L<10-5mol/L，故为完全反应，用“”，常见的难溶物在水中的离子浓度均远低于10-5mol/L，故均用“”。
（3）难溶并非不溶，任何难溶物在水中均存在溶解平衡。
（4）掌握三种微溶物质：CaSO4、Ca(OH)2、Ag2SO4（5）溶解平衡常为吸热，但Ca(OH)2为放热，升温其溶解度减少。
（6）溶解平衡存在的前提是：必须存在沉淀，否则不存在平衡。
2、溶解平衡方程式的书写注意在沉淀后用(s)标明状态，并用“”。
如：Ag2S(s)2Ag+(aq）+S2-(aq)3、沉淀生成的三种主要方式（1）加沉淀剂法：Ksp越小（即沉淀越难溶），沉淀越完全；沉淀剂过量能使沉淀更完全。
（2）调pH值除某些易水解的金属阳离子：如加MgO除去MgCl2溶液中FeCl3。
（3）氧化还原沉淀法：（4）同离子效应法4、沉淀的溶解：沉淀的溶解就是使溶解平衡正向移动。
常采用的方法有：①酸碱；②氧化还原③沉淀转化。
5、沉淀的转化：溶解度大的生成溶解度小的，溶解度小的生成溶解度的。
如：AgCl(白色沉淀) AgBr（淡黄色）AgI （黄色）Ag2S（黑色）6、溶度积（K SP）（1）定义：在一定条件下，难溶电解质电解质溶解成离子的速率等于离子重新结合成沉淀的速率，溶液中各离子的浓度保持不变的状态。