化學(xué)選修《化學(xué)反應(yīng)原理》知識點總結(jié)

1、精選優(yōu)質(zhì)文檔-傾情為你奉上化學(xué)反應(yīng)原理知識點總結(jié)第一章：化學(xué)反應(yīng)與能量變化1、反應(yīng)熱與焓變：H=H(產(chǎn)物)-H(反應(yīng)物)反應(yīng)物產(chǎn)物反應(yīng)過程能量反應(yīng)物的總能量生成物的總能量H>02、反應(yīng)熱與物質(zhì)能量的關(guān)系能量反應(yīng)物反應(yīng)過程反應(yīng)物的總能量產(chǎn)物生成物的總能量H<03、反應(yīng)熱與鍵能的關(guān)系 H=反應(yīng)物的鍵能總和-生成物的鍵能總和4、常見的吸熱、放熱反應(yīng)常見的放熱反應(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)的化合反應(yīng) 鋁熱反應(yīng) 常見的吸熱反應(yīng)多數(shù)的分解反應(yīng) 2NH4Cl(s)+Ba(OH)2·8H2O(s)=BaCl2+2NH3+10H2O C(s)+ H2O(g) C

2、O+H2 CO2+ C2 CO5、反應(yīng)條件與吸熱、放熱的關(guān)系： 反應(yīng)是吸熱還是放熱與反應(yīng)的條件沒有必然的聯(lián)系，而取決與反應(yīng)物和產(chǎn)物具有的總能量（或焓）的相對大小。6、書寫熱化學(xué)方程式除了遵循書寫化學(xué)方程式的要求外，還應(yīng)注意以下幾點：放熱反應(yīng)H為“-”，吸熱反應(yīng)H為“+”，H的單位為kJ/mol反應(yīng)熱H與測定條件（溫度、壓強等）有關(guān)，因此應(yīng)注意H的測定條件；絕大多數(shù)化學(xué)反應(yīng)的H是在298K、101Pa下測定的，可不注明溫度和壓強。熱化學(xué)方程式中各物質(zhì)化學(xué)式前面的系數(shù)僅表示該物質(zhì)的物質(zhì)的量，并不表示物質(zhì)的分子或原子數(shù)，因此化學(xué)計量數(shù)可以是分數(shù)或小數(shù)。必須注明物質(zhì)的聚集狀態(tài)，熱化學(xué)方程式是表示反應(yīng)已

3、完成的數(shù)量，所以方程式中化學(xué)式前面的計量數(shù)必須與H相對應(yīng)；當(dāng)反應(yīng)逆向進行時，反應(yīng)熱數(shù)值相等，符號相反。7、利用蓋斯定律進行簡單的計算 8、電極反應(yīng)的書寫： 活性電極：電極本身失電子 電解：陽極：（與電源的正極相連）發(fā)生氧化反應(yīng) 惰性電極：溶液中陰離子失電子（放電順序：I->Br->Cl->OH-） 陰極:（與電源的負極相連）發(fā)生還原反應(yīng)，溶液中的陽離子得電子 （放電順序：Ag+>Cu2+>H+）注意問題：書寫電極反應(yīng)式時，要用實際放電的離子來表示電解反應(yīng)的總方程式要注明“通電”若電極反應(yīng)中的離子來自與水或其他弱電解質(zhì)的電離，則總反應(yīng)離子方程式中要用化學(xué)式表示 原電

4、池：負極：負極本身失電子，n+ +- 溶液中陽離子得電子 m+m- 正極:2H+2e-H2 負極與電解質(zhì)溶液不能直接反應(yīng)：O2+4e-+2H2O4OH- （即發(fā)生吸氧腐蝕）書寫電極反應(yīng)時要注意電極產(chǎn)物與電解質(zhì)溶液中的離子是否反應(yīng)，若反應(yīng)，則在電極反應(yīng)中應(yīng)寫最終產(chǎn)物。9、電解原理的應(yīng)用：氯堿工業(yè)：陽極(石墨):2Cl-Cl2+2e-( Cl2的檢驗：將濕潤的淀粉碘化鉀試紙靠近出氣口，試紙變藍，證明生成了Cl2)。 陰極：2H+2e-H2（陰極產(chǎn)物為H2、NaOH。現(xiàn)象（滴入酚酞）：有氣泡逸出，溶液變紅）。銅的電解精煉：電極材料：粗銅做陽極，純銅做陰極。電解質(zhì)溶液：硫酸酸化的硫酸銅溶液電鍍：電極材

5、料：鍍層金屬做陽極（也可用惰性電極做陽極），鍍件做陰極。電解質(zhì)溶液是用含有鍍層金屬陽離子的鹽溶液。10、化學(xué)電源 燃料電池：先寫出電池總反應(yīng)（類似于可燃物的燃燒）；再寫正極反應(yīng)（氧化劑得電子，一般是O2+4e-+2H2O4OH-（中性、堿性溶液）O2+4e-+4H+2H2O (酸性水溶液)。 負極反應(yīng)=電池反應(yīng)-正極反應(yīng)（必須電子轉(zhuǎn)移相等）充放電電池：放電時相當(dāng)于原電池，充電時相當(dāng)于電解池（原電池的負極與電源的負極相連，做陰極，原電池的正極與電源的正極相連，做陽極），11、計算時遵循電子守恒，常用關(guān)系式：2 H2 O22Cl22Cu4Ag4OH-4 H+4e-12、金屬腐蝕：電解陽極引起的腐蝕

6、>原電池負極引起的腐蝕>化學(xué)腐蝕>原電池正極>電解陰極 鋼鐵在空氣中主要發(fā)生吸氧腐蝕。負極：2Fe 2Fe 2+4e- 正極：O2+4e-+2H2O4OH- 總反應(yīng)：2Fe + O2+2H2O2Fe(OH)2第二章：化學(xué)反應(yīng)的方向、限度和速度1、反應(yīng)方向的判斷依據(jù)：H-TS<0,反應(yīng)能自發(fā)進行；H-TS=0，反應(yīng)達到平衡狀態(tài)H-TS>0反應(yīng)不能自發(fā)。該判據(jù)指出的是一定條件下，自發(fā)反應(yīng)發(fā)生的可能性，不能說明實際能否發(fā)生反應(yīng)（計算時注意單位的換算）課本P40T3 2、化學(xué)平衡常數(shù)：平衡常數(shù)的大小反映了化學(xué)反應(yīng)可能進行的程度，平衡常數(shù)越大，說明反應(yīng)進行的越完全。純

7、固體或純?nèi)軇﹨⒓拥姆磻?yīng)，它們不列入平衡常數(shù)的表達式平衡常數(shù)的表達式與化學(xué)方程式的書寫方式有關(guān)，單位與方程式的書寫形式一一對應(yīng)。對于給定的化學(xué)反應(yīng)，正逆反應(yīng)的平衡常數(shù)互為倒數(shù) 化學(xué)平衡常數(shù)受溫度影響，與濃度無關(guān)。溫度對化學(xué)平衡的影響是通過影響平衡常數(shù)實現(xiàn)的。溫度升高，化學(xué)平衡常數(shù)增大還是減小與反應(yīng)吸放熱有關(guān)。 3、平衡狀態(tài)的標志：同一物質(zhì)的v正=v逆 各組分的物質(zhì)的量、質(zhì)量、含量、濃度（顏色）保持不變 氣體的總物質(zhì)的量、總壓強、氣體的平均分子量保持不變只適用于vg0的反應(yīng)密度適用于非純氣體反應(yīng)或體積可變的容器4、惰性氣體對化學(xué)平衡的影響 恒壓時充入惰性氣體，體積必增大，引起反應(yīng)體系濃度的減小，相

8、當(dāng)于減壓對平衡的影響恒容時充入惰性氣體，各組分的濃度不變，速率不變，平衡不移動對于vg=0的可逆反應(yīng)，平衡體系中加入惰性氣體，恒容、恒壓下平衡都不會移動5、等效平衡：恒溫恒壓，適用于所有有氣體參加的可逆反應(yīng)，只要使轉(zhuǎn)化后物質(zhì)的量之比與最初加入的物質(zhì)的量之比相同，均可達到等效平衡；平衡時各組分的百分含量相同，濃度相同，轉(zhuǎn)化率相同。恒溫恒容，vg=0的反應(yīng)，只要使轉(zhuǎn)化后物質(zhì)的量之比與最初加入的物質(zhì)的量之比相同，均可達到等效平衡；平衡時各組分的百分含量相同，轉(zhuǎn)化率相同。等同平衡：恒溫恒容，適用于所有有氣體參加的可逆反應(yīng)，只要使轉(zhuǎn)化后物質(zhì)的量與最初加入的物質(zhì)的量相同，均可達到等同平衡；平衡時各組分的物

9、質(zhì)的量相同，百分含量相同，濃度相同。6、充氣問題：以aA(g)+bB(g)cC(g)只充入一種反應(yīng)物，平衡右移，增大另一種反應(yīng)物的轉(zhuǎn)化率，但它本身的轉(zhuǎn)化率降低兩種反應(yīng)物按原比例充，恒容時相當(dāng)于加壓，恒壓時等效平衡初始按系數(shù)比充入的反應(yīng)物或只充入產(chǎn)物，平衡時再充入產(chǎn)物，恒容時相當(dāng)于加壓，恒壓時等效平衡化學(xué)反應(yīng)速率: 速率的計算和比較 ； 濃度對化學(xué)速率的影響（溫度、濃度、壓強、催化劑）； V-t圖的分析 第三章 物質(zhì)在水溶液中的行為1、強弱電解質(zhì)： 強電解質(zhì)：完全電離，其溶液中無溶質(zhì)分子，電離方程式用“”，且一步電離；強酸、強堿、大多數(shù)鹽都屬于強電解質(zhì)。 弱電解質(zhì)：部分電離，其溶液中存在溶質(zhì)分子

10、，電離方程式用“”，多元弱酸的電離方程式分步寫，其余的弱電解質(zhì)的電離一步完成；弱酸、弱堿、水都是弱電解質(zhì)。 常見的堿：KOH、NaOH、Ca(OH)2、Ba(OH)2是強堿，其余為弱堿； 常見的酸：HCl、HBr、HI、HNO3、H2SO4是強酸，其余為弱酸；注意：強酸的酸式鹽的電離一步完成，如：NaHSO4=Na+H+SO42-，而弱酸的酸式鹽要分步寫，如：NaHCO3=Na+HCO3-, HCO3- CO32- +H+2、電離平衡 電離平衡是平衡的一種，遵循平衡的一般規(guī)律。溫度、濃度、加入與弱電解質(zhì)相同的離子或與弱電解質(zhì)反應(yīng)的物質(zhì)，都會引起平衡的移動 電離平衡常數(shù)（Ka或Kb）表征了弱電解

11、質(zhì)的電離能力，一定溫度下，電離常數(shù)越大，弱電解質(zhì)的電離程度越大。Ka或Kb是平衡常數(shù)的一種，與化學(xué)平衡常數(shù)一樣，只受溫度影響。溫度升高，電離常數(shù)增大。3、水的電離： H2OH+OH-，H>0。升高溫度、向水中加入酸、堿或能水解的鹽均可引起水的電離平衡的移動。 任何稀的水溶液中，都存在，且H+·OH-是一常數(shù)，稱為水的離子積（Kw）；Kw是溫度常數(shù)，只受溫度影響，而與H+或OH-濃度無關(guān)。 溶液的酸堿性是H+與OH- 濃度的相對大小，與某一數(shù)值無直接關(guān)系。 當(dāng)溶液中的H+ 濃度1mol/L時，用pH表示。 無論是單一溶液還是溶液混合后求pH，都遵循同一原則：若溶液呈酸性，先求c(

12、H+);若溶液呈堿性，先求c(OH-),由Kw求出c(H+)，再求pH。 向水中加入酸或堿，均抑制水的電離，使水電離的c(H+)或c(OH-)<10-7mol/L，但c(H+)H2O=c(OH-)H2O。如某溶液中水電離的c(H+)=10-13mol/L，此時溶液可能為強酸性，也可能為強堿性，即室溫下，pH=1或13向水中加入水解的鹽，促進水的電離，使水電離的c(H+)或c(OH-)>10-7mol/L，如某溶液中水電離的c(H+)=10-5mol/L，此時溶液為酸性，即室溫下，pH=5，可能為強酸弱堿鹽溶液。4、鹽的水解在溶液中只有鹽電離出的離子才水解。本質(zhì)是鹽電離出的離子與水電

13、離出H+或OH-結(jié)合生成弱電解質(zhì)，使H+或OH-的濃度減小，從而促進水的電離。影響因素：溫度：升溫促進水解 濃度：稀釋促進水解 溶液的酸堿性 同離子效應(yīng)水解方程式的書寫： 單個離子的水解：一般很微弱，用，產(chǎn)物不標“”“”；多元弱酸鹽的水解方程式要分步寫雙水解有兩種情況：水解到底，生成氣體、沉淀，用，標出“”“”。部分水解，無沉淀、氣體，用，產(chǎn)物不標“”“”； 鹽類水解的應(yīng)用：判斷溶液的酸堿性 判斷鹽溶液中的離子種類及其濃度大小 判斷離子共存 加熱濃縮或蒸干某些鹽溶液時產(chǎn)物的判斷，如AlCl3溶液 某些鹽溶液的保存與配制，如FeCl3溶液 某些膠體的制備，如Fe(OH)3膠體 解釋生產(chǎn)、生活中的一些化學(xué)現(xiàn)象，如明礬凈水、化肥的施用等。（解釋時規(guī)范格式：寫上對應(yīng)的平衡-條件改變平衡移動-結(jié)果）5、沉淀溶解平衡： Ksp:AmBnmAn+nBm-,Ksp=An+mBm-n。 Ksp只與難溶電解質(zhì)的性質(zhì)和溫度有關(guān)，溶液中離子濃度的變化只能使平衡移動，不改變Ksp。對于陰陽離子個數(shù)比相同的電解質(zhì)，Ksp越大，電解質(zhì)在水中的溶解能力越強。 Q>Ksp,有沉淀生成；Q=Ksp，沉淀與溶解