2018高考化学必背知识点《化学反应原理》
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指化学反应发生的原理和规律。
化学反应是化学物质之间发生的变化过程，它是由分子、离子或原子之间的键的断裂和形成所引起的。
了解化学反应原理可以帮助我们理解和解释化学现象、推断和预测反应产物、优化化学过程、设计新的化学反应等。
下面是化学反应原理的一些重要知识点总结。
1.反应速率和反应的速率方程：反应速率是指单位时间内反应物浓度的变化量。
反应的速率方程描述了反应速率与反应物浓度的关系。
一般情况下，反应速率与浓度成正比，可以用速率常数k来表示。
反应速率还可以由反应物的摩尔反应系数与常数k相结合表示。
2. 反应平衡：当一个反应达到一定的条件下，反应速率的前后变化趋势相同，称为反应达到平衡。
在平衡时，反应物和产物的摩尔浓度不再改变，但是反应仍然在进行。
平衡常数Keq描述了反应物和产物摩尔浓度的关系，它是反应物和产物浓度比的乘积的比值。
3.平衡常数与反应热力学：平衡常数与反应热力学分析有关。
在常温常压下，反应物和产物之间的能量变化可以通过反应焓变ΔH来描述。
根据反应焓变ΔH的正负，可以判断反应是放热反应还是吸热反应。
平衡常数与ΔH之间有关系，当ΔH为正时，平衡常数较小时反应向产物方向偏移，反之，当ΔH为负时，平衡常数较大，反应向反应物方向偏移。
4.化学平衡与莱沃留斯定律：莱沃留斯定律描述了化学反应中浓度变化对平衡常数的影响。
它指出，在一定温度和压强下，当反应达到平衡后，反应物和产物浓度的比值的乘积的倒数等于平衡常数。
当改变反应物浓度或产物浓度时，反应会重新达到平衡，而平衡常数不变。
5.反应速率与反应机理：反应速率与反应机理密切相关。
反应机理是指反应中发生的一系列微观步骤，每个步骤都有一个速率常数。
反应机理包括起始物质的反应、中间物的生成和中间物的反应等步骤。
反应速率决定于速率控制步骤的速率常数。
通常情况下，反应速率与活化能有关，活化能越低，反应速率越快。
温度的升高可以提高反应速率，因为它提供了更多的能量以克服反应的活化能。
高中化学选修4化学反应原理知识点总结(精选课件)
高中化学选修4化学反应原理知识点总结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:ﻫ①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）...文档交流仅供参考...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。
...文档交流仅供参考...※注意以下几点:①研究条件：101 kPａ②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 ｍol④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。
《选修4_化学反应原理》知识点总结整理
《选修4_化学反应原理》知识点总结整理1.化学反应基本概念-化学反应：指一种或多种物质之间发生物质或能量转化的过程。
-反应物：参与反应的起始物质。
-生成物：反应物转化为的新的物质。
-反应物质的种类：元素、化合物、离子等。
-反应物质在反应中的相对反应程度：反应速率。
2.化学平衡-化学平衡：指反应物与生成物之间浓度、压力、温度等不再发生可观测的变化的状态。
- 平衡原理：Le Chatelier原理，认为当外界条件改变时，系统会调整以抵消这种改变。
-平衡常数：用于描述反应物浓度和生成物浓度之间的关系。
-平衡常数与反应方程式：Kc表示在一定温度下，反应物浓度与生成物浓度之间的关系；Kp表示在一定温度下，反应物分压与生成物分压之间的关系。
3.化学反应速率-反应速率：反应物消失或生成物产生的速率。
-反应速率与反应物浓度之间的关系：浓度越高，反应速率越快。
-反应速率与温度之间的关系：温度升高，反应速率增加。
-反应速率与催化剂之间的关系：催化剂可以加快反应速率，但不参与反应本身。
4.化学平衡与反应速率的关系-平衡常数与反应速率：平衡常数越大，反应速率越快。
-平衡与速率之间的平衡条件：在平衡状态下，反应物的浓度、生成物的浓度以及反应速率保持不变。
5.化学反应的方向性-正向反应：从反应物转化为生成物的反应过程。
-反向反应：从生成物转化为反应物的反应过程。
-反应的方向性与平衡常数之间的关系：平衡常数大于1，正向反应偏向生成物；平衡常数小于1，正向反应偏向反应物。
6.化学反应的影响因素-温度：温度升高，反应速率增加，化学反应更快进行。
-反应浓度：浓度越高，反应速率越快。
-催化剂：能够降低反应活化能，加快反应速率。
7.化学反应类型-双反应：A+B→C+D。
-多反应：A+B→C，C→D。
-逆反应：反应物和生成物之间存在正向反应和反向反应。
以上是《选修4_化学反应原理》课程中的主要知识点总结。
通过学习这部分内容，可以了解化学反应的基本概念、化学平衡的原理、化学反应速率的影响因素以及化学平衡与反应速率之间的关系。
《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。
高三化学反应原理知识点
高三化学反应原理知识点化学反应是化学学科的核心内容之一，也是高三化学考试的重点。
了解和掌握化学反应的原理和相关知识点对于学生来说至关重要。
下面将介绍高三化学反应原理的几个主要知识点。
1. 反应速率反应速率指单位时间内反应物浓度的变化率。
主要影响反应速率的因素有浓度、温度、催化剂和表面积等。
浓度越高，反应速率越快；温度升高，反应速率也相应增加；催化剂能提高反应速率，而表面积的增加则使反应更容易进行。
2. 化学平衡化学平衡是指反应物与生成物浓度之间达到一定比例时，反应速率前后保持不变的状态。
平衡常数用于描述反应物浓度的相对大小。
平衡常数大于1表示生成物浓度较高，反应趋向于产生更多生成物；小于1表示反应物浓度较高，反应趋向于保持反应物的相对稳定。
3. 化学反应的能量变化化学反应过程中会伴随能量的转化。
吸热反应是指吸收了周围环境的热量，使得反应物的能量增加；放热反应则是指释放出热量，使得反应物的能量减少。
化学反应的能量变化可以通过焓变和反应焓变来描述。
4. 速率常数和反应动力学速率常数表示单位时间内反应物浓度减少的比例。
反应动力学研究了反应速率与反应物浓度的关系。
一般来说，反应速率与反应物浓度成正比，可以用速率方程来描述。
5. 化学平衡和化学反应条件化学平衡受到反应条件的影响。
改变温度、浓度和压力等条件可以使反应物和生成物浓度发生变化，进而改变化学平衡的位置。
Le Chatelier原理可以帮助我们理解和预测这种变化。
温度增加时，平衡常数的大小将随之变化，从而影响反应的方向。
6. 酸碱中和反应和氧化还原反应酸碱中和反应是指酸和碱发生反应形成盐和水。
氧化还原反应是指电子的转移过程，包括氧化剂和还原剂的参与。
这两种类型的反应在化学实验中非常常见，对于了解化学反应的原理非常重要。
以上介绍了高三化学反应原理的几个主要知识点。
通过深入理解和掌握这些知识点，学生们能够更好地应对化学考试，提高学习成绩。
希望本文对你有所帮助。
(完整版)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 2O③ C(s)+ H 2O(g) 高温 CO+H 2 ④CO 2+ C 高温2 CO5、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/mol②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+>Cu2+>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++mｅ-→Ｎ正极:2H++2e-→H2↑②负极与电解质溶液不能直接反应：O2+4e-+2H2O→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。
化学反应原理重要的知识点
化学反应原理重要的知识点化学反应是物质转化的过程，它是化学研究的核心。
了解化学反应的原理和知识点对于学习和应用化学都至关重要。
本文将介绍化学反应原理中的几个重要知识点。
一、化学反应的定义和特征化学反应是指物质在一定条件下，通过相互作用和转化，产生新的物质、变化种类和性质的过程。
化学反应的特征包括：反应物与生成物的化学性质不同、反应物和生成物质量守恒、反应速率等。
二、化学反应的反应速率化学反应的反应速率是指单位时间内反应物消耗或生成物生成的量。
反应速率的大小与反应物浓度、反应温度、反应物质量等因素有关。
反应速率可以通过实验进行测定，一般可以用反应物浓度随时间变化的曲线来表示。
三、化学反应的平衡化学反应达到平衡是指反应物和生成物的浓度变化停止，但反应仍在进行，正反应速率相等。
化学反应平衡的条件包括：反应物浓度、温度、压力等。
平衡常数是用于描述反应物和生成物浓度之间关系的指标。
四、化学反应的热力学热力学研究化学反应中的能量变化和特性。
化学反应中的能量变化包括焓变和反应热。
焓变是指在化学反应中发生的能量变化，反应热是指化学反应在标准条件下放出或吸收的热量。
五、化学反应的速率方程和反应机理化学反应的速率方程描述了反应速率与反应物浓度之间的关系。
速率方程中的指数称为反应级数，决定了反应速率对各反应物浓度的敏感度。
反应机理是指描述反应中各步骤和中间物质的转化过程。
六、常见的化学反应类型常见的化学反应类型包括：酸碱中和反应、氧化还原反应、沉淀反应、置换反应、加成反应等。
不同类型的反应具有不同的特征和应用。
七、化学反应的应用化学反应广泛应用于生产和科研领域。
例如，化学反应在制药工业中用于合成药物；在环境科学中用于处理废水和废气；在能源领域中用于燃烧和电化学反应等。
总结起来，化学反应原理中的重要知识点包括定义和特征、反应速率、平衡、热力学、速率方程和反应机理、反应类型以及应用。
通过深入理解这些知识点，我们可以更好地理解化学反应的本质和规律，为化学研究和应用提供有力支持。
高中化学反应原理知识点总结
高中化学反应原理知识点总结化学反应原理是化学学科中的重要内容，它涉及到化学反应的基本规律和原理，对于学习化学的学生来说，掌握化学反应原理是非常重要的。
下面我们将对高中化学反应原理的知识点进行总结，希望能够帮助大家更好地理解和掌握这一部分内容。
一、化学反应的定义和特点。
化学反应是指物质之间发生变化，生成新的物质的过程。
化学反应具有以下特点：1. 反应前后物质的种类和数量发生变化；2. 反应前后化学键的断裂和形成；3. 反应前后化学性质的变化。
二、化学反应的能量变化。
化学反应过程中，会伴随着能量的变化，主要包括吸热反应和放热反应两种情况。
吸热反应是指在反应过程中吸收了热量，使周围的温度下降；放热反应是指在反应过程中释放了热量，使周围的温度升高。
三、化学反应速率和影响因素。
化学反应速率是指单位时间内反应物消耗的量或生成物的量。
影响化学反应速率的因素主要包括温度、浓度、压力和催化剂等。
温度升高、浓度增大、压力增大和催化剂的加入都会加快化学反应的速率。
四、化学平衡和平衡常数。
化学平衡是指在封闭容器中，反应物和生成物浓度达到一定比例的状态。
平衡常数是指在一定温度下，反应物浓度和生成物浓度的乘积的比值，它是描述化学平衡状态的重要参数。
五、化学反应的类型。
化学反应根据反应物和生成物的物质状态和化学性质，可以分为氧化还原反应、酸碱中和反应、沉淀反应、置换反应等多种类型。
不同类型的化学反应具有不同的特点和应用。
六、化学反应的应用。
化学反应在生产和生活中有着广泛的应用，比如工业生产中的合成反应、生活中的发酵反应、农业中的化肥利用等。
了解化学反应的原理和规律，有助于我们更好地理解和应用化学知识。
总结，高中化学反应原理是化学学科中的重要内容，它涉及到化学反应的基本规律和原理。
通过对化学反应的定义和特点、能量变化、速率和影响因素、平衡常数、反应类型以及应用等知识点的总结，我们可以更好地理解和掌握化学反应原理，为进一步学习和应用化学知识打下坚实的基础。
《化学反应原理》知识点总结
《化学反应原理》知识点总结1.化学反应的定义和特征：化学反应是指物质之间发生化学变化的过程。
化学反应一般可以分为有机反应和无机反应两大类。
有机反应是指有机物之间或有机物和无机物之间发生的化学反应，而无机反应则是指无机物之间发生的化学反应。
化学反应具有可逆性、有条件性、速率性和物质守恒性的特征。
2.化学反应的方程式：化学反应可以用化学方程式来表示。
化学方程式通常由反应物、产物和反应条件三部分组成。
反应物在反应前存在，而产物在反应后生成。
反应条件包括温度、压力、催化剂等。
化学方程式中的物质之间的摩尔比称为化学反应的反应物质的化学计量比。
3.化学反应速率：化学反应速率是化学反应进展的快慢程度。
反应速率可以通过反应物浓度的变化率来衡量。
一般来说，反应速率随着反应物浓度的增加而增加。
反应速率受到温度、压力、催化剂等因素的影响。
4.化学反应的速率方程：化学反应的速率可以用速率方程来描述。
速率方程是表示反应速率与反应物浓度之间关系的数学表达式。
速率方程通常具有一定的指数关系。
例如，对于一级反应来说，速率方程可以写成r=k[A]，其中r为反应速率，k为速率常数，[A]为反应物A的浓度。
5.化学平衡：化学反应在一定条件下会达到化学平衡。
化学平衡是指反应物浓度和产物浓度不再发生明显变化的状态。
在化学平衡状态下，正向反应和逆向反应的速率相等。
化学平衡可以用平衡常数来描述，平衡常数是反应物浓度和产物浓度的比值的乘积，不同反应具有不同的平衡常数。
6.动力学和热力学：化学反应的研究可以从动力学和热力学两个方面进行。
动力学研究反应速率及其影响因素，而热力学研究反应的放热、熵变等热学性质。
动力学和热力学的研究对于理解和控制化学反应过程至关重要。
7.催化剂：催化剂是能够加速反应速率的物质，它不直接参与反应，但可以通过改变反应物的活化能来提高反应速率。
催化剂可以降低反应的活化能，从而加快反应速率。
催化剂在工业生产中起到重要的作用，能够节省能源、改善产物质量等。
化学选修《化学反应原理》知识点总结[参考]
![化学选修《化学反应原理》知识点总结[参考]](https://img.taocdn.com/s3/m/5f487a3b0a4e767f5acfa1c7aa00b52acfc79c62.png)
化学选修《化学反应原理》知识点总结[参考]《化学反应原理》是一门化学课程，旨在让学生掌握化学反应发生的基本原理和机制，以及这些原理在化学反应中所起的作用。
本文将简要总结这门课程的主要知识点。
一、基础知识1、原子、分子和离子。
原子是构成物质的最小单元，它们有不同的号数，构成物质的基本单元，分子是由原子组成的分子，分子有不同的构型，形状和功能，离子是由保持电荷的原子或分子构成的，可与其他物质发生反应，形成反应产物。
2、物质组成。
物质是由原子、分子、离子等组成的，为了方便研究，可将物质分为有机物、无机物以及金属、非金属四大类，有机物中包含有对气体、液体等，无机物中有酸、碱、盐等，金属有铝、铁、铜等，非金属有硫、氯、氟等物质。
3、物质的性质。
物质的性质取决于它的物质组成以及它们之间的关系，一般情况下物质可以分为空间性状和能量性状，空间性状包括体积、表面积、相对密度等，能量性状包括熔点、沸点、折射率等。
二、反应基础1、化学反应型式化学反应一般分为氧化还原反应、酸碱反应、分解反应、缩合反应、氧化还原反应等，其中氧化还原反应是一种重要的反应，通常指物质同时进行氧化和还原反应，例如溴水通过电极反应氧化生成氯气，电极反应还原生成溴水。
2、反应历程一个反应可以由反应动力学和反应化学两个部分组成，反应动力学指的是反应的总体过程，包括反应物的反应速率、反应的热量、非同步反应等，反应化学指的是反应的具体过程，包括反应的前驱物形成的中间体、位点活性中间态、过渡态等。
3、反应含义一个反应是一个特定的过程，一般指物质之间发生化学反应而产生新物质，一般来说，反应不仅可以准确地定义，而且反应的反应机制也可以通过电化学、量子化学等方法解释，而反应的反映可以通过工业生产等应用到实际生活中，这也是反应的根本含义。
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。
2018年高考化学选修4化学反应原理知识点总结
化学反应原理复习化学选修第一章反应热一、焓变一定物质的量的反应物之间完全反应所放出或一定条件下，反应热：． 1 吸收的热量符.）1的意义：在恒压条件下进行的化学反应的热效应（H)Δ(．焓变 2 kJ/mol 单位：.）2（H△号：化学键形成——放热产生原因：化学键断裂——吸热3. H <0 ”或△-为“H △) 吸热>放热(放出热量的化学反应。
吸收热量的化学反应。
（吸热H >0 为“+”或△H 放热）△> 酸碱中和反应②所有的燃烧反应常见的放热反应：①☆金属与酸的反应④大多数的化合反应③⑥生石灰和水反应⑤氢氧化钠浓硫酸稀释、固体溶解等大多数的分解②Cl NH与O8H·Ba(OH)晶体①常见的吸热反应：☆422 反应③铵④为还原剂的氧化还原反应C、CO、H以2 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。
分别表示g,l,s （②热化学方程式中必须标明反应物和生成物的聚集状态 aq固态，液态，气态，水溶液中溶质用表示）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，也可以是分数改变符号，数值不变H加倍；反应逆向进行，△H⑤各物质系数加倍，△三、燃烧热纯物质完全燃烧生成稳定的化合物时 1 mol时，101 kPa℃，25 ．概念：1表示。
kJ/mol所放出的热量。
燃烧热的单位用※注意以下几点： 101 kPa ①研究条件：②反应程度：完全燃烧，产物是稳定的氧化物。
1 mol ③燃烧物的物质的量：）kJ/mol，单位H<0Δ④研究内容：放出的热量。
（四、中和热，这时的反应O1mol H．概念：在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应而生成12 热叫中和热。
．强酸与强碱的中和反应其实质是 2 反应，其热化学方程式为：OH-和H+ 57.3kJ/mol －H=ΔO(l) H+(aq) +OH-(aq) =H2．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3 。
《选修4_化学反应原理》知识点总结整理(超全)
高三化学《化学反应原理》知识清单第一章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。
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》是化学选修课中的重要内容，它主要介绍了化学反应的基本原理和机理。
下面是该课程的核心知识点总结。
第一部分：化学反应的基本概念1.反应物和生成物：化学反应的起始物质称为反应物，经过反应转化而形成的物质称为生成物。
2.化学方程式：用化学式表示化学反应过程的方程式。
3.反应的宏观现象：气体的生成、溶液的颜色变化或是溶解度的改变等，可以作为宏观反应的观察指标。
4.反应的微观机理：化学键的形成和断裂，原子磁性的变化，以及电荷迁移等可以揭示反应的微观机理。
第二部分：化学反应的速率和能量变化1.反应的速率：反应速率衡量了反应物消耗或生成的速度，它与反应物浓度的变化率相关。
2.反应速率的影响因素：反应活性、温度、浓度、催化剂等都可以影响反应的速率。
3.反应动力学：研究反应速率与反应条件之间的关系。
4.反应的能量变化：反应过程中涉及能量的吸收和释放，反应物的能量差可以通过焓变来衡量。
第三部分：化学平衡和平衡常数1.化学平衡：当反应物和生成物的浓度达到一定比例，反应达到动态平衡状态。
2.平衡常数：反应物浓度与生成物浓度的比值关系称为平衡常数，根据平衡常数可以预测反应的进行方向。
3.平衡常数的影响因素：温度和压力可以影响平衡常数的数值。
4.平衡常数的计算：根据平衡常数的表达式可以计算出平衡常数的数值。
第四部分：酸碱中和反应1.酸碱概念：酸是能够释放H+离子的物质，碱能够释放OH-离子的物质。
2.中和反应：酸和碱之间有化学反应，生成盐和水的反应称为中和反应。
3.酸碱指示剂：能够通过颜色变化指示溶液中酸碱性质的物质。
4.酸碱滴定：通过滴定溶液中的酸碱物质，确定它们的摩尔比例。
第五部分：氧化还原反应1.氧化还原反应：涉及电子转移的化学反应称为氧化还原反应，其中氧化剂接受电子，还原剂失去电子。
2.氧化还原反应的表示方式：半反应方程式将氧化和还原过程分别表示，化简后通过平衡反应物的酸碱性质来平衡整个反应方程式。
《选修4化学反应原理》知识点总结
《选修4化学反应原理》知识点总结选修4《化学反应原理》是高中化学选修课程中的一门重要课程，主要介绍了化学反应的基本概念、化学反应速率、化学平衡以及溶解度等相关知识。
以下是对该课程的详细知识点总结：一、化学反应基本概念1.化学反应的定义：化学反应是指原有物质（反应物）发生化学变化而生成新物质（生成物）的过程。
2.化学反应的要素：反应物、生成物、化学方程式。
3.类型：合成反应、分解反应、置换反应、双替代反应、氧化还原反应等。
二、化学反应速率1.定义：化学反应速率是单位时间内反应物浓度变化量与该时间的比值。
2.影响因素：-反应物浓度：浓度越高，反应速率越快；-温度：温度越高，分子运动越剧烈，反应速率越快；-催化剂：催化剂可以降低反应的活化能，提高反应速率；-表面积：固体反应中颗粒越细，表面积越大，反应速率越快。
三、化学平衡1.动态平衡：化学反应在特定条件下，反应物的浓度与生成物的浓度保持一定比例，且正反应和反向反应同时进行。
2.平衡常数：平衡时，反应物浓度和生成物浓度之间的比值为一个常数，称为平衡常数（K）。
3.影响平衡位置的因素：-反应物浓度：增加反应物浓度，平衡向生成物方向移动，反之向反应物方向移动；-温度：增加温度，平衡向吸热方向移动，反之向放热方向移动；-压力（对气体反应）：增加压力，平衡向分子数较少的一侧移动，反之向分子数较多的一侧移动；-催化剂：催化剂不影响平衡位置，只能加快平衡达到的速度。
四、溶解度与溶解平衡1.溶解度：在一定温度下，溶液中能溶解的最大物质的量叫做溶解度。
2.影响溶解度的因素：-温度：一般来说，固体在液体中的溶解度随着温度的升高而增大，气体在液体中的溶解度随温度升高而减小。
-压力（对气体溶解）：气体在液体中的溶解度与气压成正比关系。
-催化剂：溶解中使用的催化剂通常不会对溶解度有影响。
五、离子平衡与pH值1.酸碱定义：根据离子理论，酸是指能够生成氢离子（H+）的物质，碱是指能够生成氢氧离子（OH-）的物质。
《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化学学科中的重要部分，掌握化学反应原理是学习化学的基础。
《化学反应原理》是一本经典的化学教材，本文将结合该教材总结其中的知识点，以帮助读者更好地掌握化学反应的原理和应用。
一、化学反应的基本原理化学反应是指物质之间发生化学变化的过程，包括化学键的破裂和重组。
在化学反应中，发生变化的物质称为反应物，生成的新物质称为产物。
化学反应符号方程式可以用化学式和反应条件表示出来。
化学反应的基本原理是质量守恒、电荷守恒和能量守恒。
质量守恒是指化学反应中反应物的质量等于产物的质量，电荷守恒是指反应前后电量的总和相等，能量守恒是指化学反应过程中总能量的变化为零。
二、化学反应中的反应类型根据化学反应中反应物的性质和反应条件的不同，化学反应可以分为五种类型：氧化还原反应、酸碱反应、沉淀反应、复分解反应和置换反应。
1、氧化还原反应氧化还原反应是指在化学反应中，原子失去或获得电子，放出或吸收电子。
氧化指原子失去电子，还原指原子获得电子。
在氧化还原反应中，含有氧的化合物通常是氧化剂，反应中通常有电子传递的过程。
2、酸碱反应酸碱反应是指酸与碱在一定条件下反应生成盐和水的化学反应。
酸的性质是能在水中产生氢离子（H+），碱的性质是能在水中产生羟离子（OH-）。
在酸碱反应中，H+和OH-结合形成水，生成的盐与原来的酸和碱性质不同。
3、沉淀反应沉淀反应是指在化学反应中，两种含有离子的物质相遇后，形成一种不溶于溶液的固体沉淀的化学反应。
沉淀反应常用于分析化学和制备化学实验中。
4、复分解反应复分解反应是指一个化合物分解成两种或多种化合物的化学反应。
复分解反应是氧化还原反应和置换反应的特殊情况。
5、置换反应置换反应是指一个元素或离子通过与一个化合物中的元素或离子互换形成另一个化合物的反应。
常见的置换反应有单置换反应和双置换反应。
三、化学反应的速率和平衡常数化学反应的速率是指单位时间内反应物消耗或产物生成的量。
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。
- 1、下载文档前请自行甄别文档内容的完整性，平台不提供额外的编辑、内容补充、找答案等附加服务。
- 2、"仅部分预览"的文档,不可在线预览部分如存在完整性等问题,可反馈申请退款(可完整预览的文档不适用该条件!)。
- 3、如文档侵犯您的权益，请联系客服反馈,我们会尽快为您处理(人工客服工作时间：9:00-18:30)。
高考化学必背知识点Ш《化学反应原理》第一章化学反应与能量一、焓变、反应热常见的放热反应和吸热反应类型①放热反应：多数化合反应；活泼金属与水或酸的反应；酸碱中和反应；燃烧反应。
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；条件是“高温”或“△”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，还要注明以下几点： 1．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， 2．△H 只能写在热化学方程式的右边，用空格隔开，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。
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。
2．(1)∆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)△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。
(3)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。
第二章化学反应速率与化学平衡一、化学反应速率1．（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mol/(L·min)或mol.·L -1·min -1（2） 计算：化学反应速率之比等于化学计量数之比 对于一般反应 aA + bB =cC + dD 来说有： V A ：V B ：V C ：V D = a ：b ：c ：d2、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（分子结构或原子结构）所决定的。
2．外因（次要因素）（1）浓度：增大反应物的浓度，V 正急剧增大，V 逆也逐渐增大。
（固体或纯液体的浓度可视为常数，故反应速率与其加入量多少无关）。
t cV ∆∆=（2）温度：升温时，V正、V逆都加快；降温时，V正、V逆都减小（3）压强：增大压强，V正、V逆都增大(适用于有气体参加的反应)（4）催化剂：使用正催化剂，成百上千的同等倍数地增加了正、逆反应速率。
二、化学平衡1、化学平衡状态的标志和判断（1）．化学平衡的标志：①定：各组分的浓度不再改变，各组分的物质的量、质量、体积分数、反应物的转化率等均不再改变，这是外部特点。
②动：V正=V逆，它是化学平衡的本质特征（2）．化学平衡的状态的判断：举例反应mA(g)+ nB(g)pC(g)+qD(g)正逆反应速率的关系单位时间内消耗了mmolA同时生成mmolA，即V正=V逆平衡单位时间内消耗nmolB，同时生成了mmolA，即V（B正）：V（A逆）=n：m平衡混合物体系中各组分的含量各物质的物质的量或各物质的量分数一定平衡各物质的质量或各物质的质量分数一定平衡压强当m+n≠p+q时，压强不变平衡温度任何化学反应都伴随能量变化，在其他条件不变的条件下，体系温度一定平衡颜色当体系的颜色（反应物或生成物的颜色）不再变化平衡混合气体平均相对分子质量当m+n≠p+q时，平均相对分子质量不变平衡体系的密度当m+n≠p+q时，等压、等温时，气体密度一定平衡特别提醒：①．当从正逆反应速率关系方面描述时，若按化学计量数比例同向．．说时，则不能说明达到平衡状态；若按化学计量数比例异向．．说明，则可以说明达到平衡状态。
②恒温、恒容下的体积不变的反应，体系的压强或总物质的量不变时，不能说明达到平衡状态。
如H2（g）+I2（g）2HI（g）。
③全部是气体参加的体积不变的反应，体系的平均相对分子质量不变，不能说明达到平衡状态。
如2HI（g）H2（g）+I2（g）④全部是气体参加的反应，恒容条件下体系的密度不变，不能说明达到平衡状态。
2.影响化学平衡的因素（1）浓度：增大反应物的浓度或减少生成物的浓度，平衡向正反应方向移动;减小反应物的浓度或增大生成物的浓度，平衡向逆反应方向移动;（2）温度：升高温度，平衡向吸热方向移动；降低温度，平衡向放热方向移动；（3）压强：(影响有气体参加的反应，并且气体体积不相等)增大压强，平衡向气体总体积缩小的方向移动；减小压强，平衡向气体总体积增大的方向移动。
3.化学平衡常数对于一般的可逆反应：mA(g)+ nB(g)pC(g)+qD(g)化学平衡常数公式可以表示为：注意：只随温度的改变而变化；固体、纯液体的浓度不变（可以看作“1”），计算K时固体和纯液体不代入平衡常数的表达式4、化学反应进行的方向（1）．焓判据：放热反应具有自发进行的倾向（2）．熵判据：反应体系熵值的增大，反应有自发进行的倾向S(g)>S(l)>S(s)（3）．复合判据---自由能变化：△G=△H-T△S，是最全面的判断据：①△G=△H—T△S＞0，不能自发进行；②△G=△H—T△S＜0，能自发进行；③△G=△H—T△S=0，反应处于平衡状态。
第三章水溶液中的离子平衡一、弱电解质的电离1.强弱电解质2.弱电解质的电离（1）弱电解质电离方程式的书写①弱酸---分步I.由于弱电解质在溶液中部分电离，故写电离方程式时用“”符号，如CH3COOH H＋＋CH3COO－II.多元弱酸分步电离，以第一步电离为主：如H2CO3电离：H2CO3HCO3-＋H+，HCO3-CO32-+H+②弱碱---一步多元弱碱的电离与多元弱酸的电离情况相似，但常用一步表示：Fe(OH)3Fe3++3OH-（2）影响电离平衡的因素①温度电离过程是吸热过程，温度升高，平衡向电离方向移动，电离程度增大②浓度越稀越电离。
弱电解质浓度越小，电离程度越大。
③其他因素同离子效应(即在弱电解质溶液中加入同弱电解质具有相同离子的强电解质，使电离平衡向逆方向移动)（3）电离平衡常数二、水的电离1.水的电离⑴水的离子积Kw=C(H+)×C(OH-) （只受温度影响）25℃时：Kw=C(H+)×C(OH-)=1×10-14100℃时：Kw=C(H+)×C(OH-)=1×10-12⑵影响水的电离的因素①加入酸或碱，抑制水的电离,Kw不变.②升高温度，促进水的电离，电离过程是一个吸热过程。
⑶做题请注意①任何水溶液中H+和OH－总是同时存在的,只是相对含量不同.②不论是在中性溶液还是在酸碱性溶液，水电离出的C(H+)＝C(OH－)③常温下,任何稀的水溶液中C(H+)×C(OH－)=1×10－14④根据Kw=C(H ＋)×C(OH －) 在特定温度下为定值,C(H ＋) 和C(OH －) 可以互求. 2.溶液的酸碱性及PH 值的计算 【pH 值计算：pH=-lgc(H +)】要点一：溶液的酸碱性及PH 值 ⑴溶液酸碱性的判断依据： c(H ＋) ＞c(OH －)，溶液呈酸性； c(H ＋)=c(OH －)，溶液呈中性； c(H ＋)＜c(OH －)，溶液呈碱性。
⑵酸碱性与PH 值的关系：用PH 值的大小来判断溶液的酸碱性，须注意温度：常温下，PH=7的溶液为中性；在100℃时，PH=6时，溶液呈中性。
⑶释稀溶液与PH 的关系：①对于强酸溶液，每稀释10倍，PH 增大一个单位，无论如何冲稀也不会等于或大于7； 对于强碱溶液，每冲稀10倍，PH 减小一个单位，无论如何冲稀也不会等于或小于7。
②对于PH 相同的强酸和弱酸（强碱或弱碱）溶液冲稀相同的倍数，强酸或强碱溶液的PH 变化大，这是因为强酸或强碱已完全电离，而弱酸或弱碱还能继续电离出H ＋、OH －。
要点二：PH 值的计算⑴单一溶液的pH 值计算：pH=-lgc(H +) ⑵溶液的稀释：规律：酸：pH= a ，加水稀释10n 倍，强酸：pH= a + n ，弱酸：pH < a + n 无限稀释，pH 接近7，但不会小于7碱：pH= b ，加水稀释10n 倍，强碱：pH= b －n ，弱碱：pH > b －n 无限稀释，pH 接近7，但不会小于7。
⑶混合溶液pH 值计算①强酸混合：212211v v v )H (c v )H (c )(++=+++H c 混合后规律：强酸与强酸等体积混合，pH 混=pH 小+0.3 （两强酸的pH 值相差2以上）②强碱混合：212211v v v )OH (c v )OH (c )O (++=---H c 混合后然后，再根据c （H +）= Kw/ c(OH －)，求算c （H +）。
规律：强碱与强碱等体积混合，pH 混=pH 大-0.3 （两强碱的pH 值相差2以上） ③强酸和强碱混合I.恰好完全反应：pH=7 II.酸过量时：III.碱过量时：根据c （H +）= Kw/ c(OH －)，求c （H +）三、盐类水解 【有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解，谁强显谁性】要点一：盐类水解规律1．有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解；谁强显谁性，两弱相促进，两强不水解。
2．多元弱酸根，浓度相同时，正酸根比酸式酸水解程度大，碱性更强(如Na2CO3＞NaHCO3)。
要点二：影响盐类的水解的因素1.内在因素:组成盐的弱离子对应的酸或碱越弱,盐的水解程度越大.2.外在因素:①温度：升高温度，能促进盐的水解(因盐的水解是吸热的)；②浓度：越稀越水解。
用水稀释,盐的浓度减小,水解所呈现的酸碱性减弱,但盐的水解程度增大；③加入酸或碱：能促进或抑制盐的水解,加入水解呈现的酸碱性相反的盐也能促进盐的水解。
要点三：盐类水解的应用1．易水解盐溶液的配制：配制FeCl3、SnCl2等溶液时，常将它们溶于较浓的盐酸中，然后再用水稀释到所需浓度。
2．物质杂质：加热法可除去KNO3溶液中的Fe3+杂质；加CuO或Cu(OH)2等可除去Cu2+溶液中的Fe3+。
3．溶液的蒸干：有些盐如FeCl3 MgCl2，由溶液蒸干得到晶体时，必须在蒸发过程中不断通入HCl气体，以抑制水解。
4.物质的制备：如Al2S3不能用湿法制备。
5.较活泼的金属与盐溶液作用产生氢气：如将Mg放入NH4Cl溶液中,会有氢气产生。
6.化肥的合理使用，如铵态氮肥不能与草木灰（主要成分K2CO3）混用7．泡沫灭火器中药剂的使用，如Al2(SO4)3和NaHCO38．明矾净水：Al3+水解成氢氧化铝胶体，胶体具有很大的表面积，吸附水中悬浮物而聚沉注意：NH4HCO3、（NH4）2CO3溶液两种离子均可水解且互相促进，但不能水解进行到底,故它们可以大量共存，配成溶液。