原理 电化学 平衡 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)

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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 2NH 4Cl(s)+Ba(OH)2·8H 2O(s)=BaCl 2+2NH 3+10H 2O

③ C(s)+ H 2O(g)

高温 CO+H 2 ④CO 2+ 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： 活性电极：电极本身失电子

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 2+>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”

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→Ｍn+ +ｎｅ-

① 溶液中阳离子得电子 Ｎm++m ｅ-→Ｎ

正极： 2H ++2e -→H 2↑

②负极与电解质溶液不能直接反应：O 2+4e -+2H 2O→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的离子是否反应，若反应，则在电极反应中应写最终产物。

9、电解原理的应用：

⑴氯碱工业：阳极(石墨):2Cl -→Cl 2+2e -( Cl 2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Cl 2)。 阴极：2H ++2e -→H 2↑（阴极产物为H 2、NaOH 。现象（滴入酚酞）：有气泡逸出，溶液变红）。

能量 反应物的总能量 生成物的总能量 反应过程

总能量 总能量

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 2++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）

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