高中化學反應原理
反應原理理解較難（特別是平衡移動--勒夏特列原理），有機反應比較繁瑣，知識點細碎，題目的信息量大，對推理能力要求高，你自己根據自身情況感覺下。我是很擅長有機化學的，，，
『貳』 高中化學選修4化學反應原理（人教版）的重要知識點總結
《化學反應原理》知識點總結
第一章：化學反應與能量變化
1、反應熱與焓變：△H=H(產物)-H(反應物)
2、反應熱與物質能量的關系
3、反應熱與鍵能的關系
△H=反應物的鍵能總和-生成物的鍵能總和
4、常見的吸熱、放熱反應
⑴常見的放熱反應：
①活潑金屬與水或酸的反應 ②酸鹼中和反應 ③燃燒反應 ④多數的化合反應⑤鋁熱反應
⑵常見的吸熱反應
①多數的分解反應 ②2NH4Cl(s)+Ba(OH)2·8H2O(s)=BaCl2+2NH3+10H2O
③ C(s)+ H2O(g) CO+H2 ④CO2+ C2 CO
5、反應條件與吸熱、放熱的關系：反應是吸熱還是放熱與反應的條件沒有必然的聯系，而取決與反應物和產物具有的總能量（或焓）的相對大小。
6、書寫熱化學方程式除了遵循書寫化學方程式的要求外，還應注意以下幾點：
①放熱反應△H為「-」，吸熱反應△H為「+」，△H的單位為kJ/mol
②反應熱△H與測定條件（溫度、壓強等）有關，因此應注意△H的測定條件；絕大多數化學反應的△H是在298K、101Pa下測定的，可不註明溫度和壓強。
③熱化學方程式中各物質化學式前面的系數僅表示該物質的物質的量，並不表示物質的分子或原子數，因此化學計量數可以是分數或小數。必須註明物質的聚集狀態，熱化學方程式是表示反應已完成的數量，所以方程式中化學式前面的計量數必須與△H相對應；當反應逆向進行時，反應熱數值相等，符號相反。
7、利用蓋斯定律進行簡單的計算
8、電極反應的書寫： 活性電極：電極本身失電子
⑴電解：陽極：（與電源的正極相連）發生氧化反應 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）發生還原反應，溶液中的陽離子得電子
（放電順序：Ag+>Cu2+>H+）
注意問題：①書寫電極反應式時，要用實際放電的離子來表示
②電解反應的總方程式要註明「通電」
③若電極反應中的離子來自與水或其他弱電解質的電離，則總反應離子方程式中要用化學式表示
⑵原電池：負極：負極本身失電子，M→Mn+ +ne-
① 溶液中陽離子得電子 Nm++me-→N
正極： 2H++2e-→H2↑
②負極與電解質溶液不能直接反應：O2+4e-+2H2O→4OH- （即發生吸氧腐蝕）
書寫電極反應時要注意電極產物與電解質溶液中的離子是否反應，若反應，則在電極反應中應寫最終產物。
9、電解原理的應用：
⑴氯鹼工業：陽極(石墨):2Cl-→Cl2+2e-( Cl2的檢驗：將濕潤的澱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↑（陰極產物為H2、NaOH。現象（滴入酚酞）：有氣泡逸出，溶液變紅）。
⑵銅的電解精煉：電極材料：粗銅做陽極，純銅做陰極。電解質溶液：硫酸酸化的硫酸銅溶液
⑶電鍍：電極材料：鍍層金屬做陽極（也可用惰性電極做陽極），鍍件做陰極。電解質溶液是用含有鍍層金屬陽離子的鹽溶液。
10、化學電源
⑴燃料電池：先寫出電池總反應（類似於可燃物的燃燒）；
再寫正極反應（氧化劑得電子，一般是O2+4e-+2H2O→4OH-（中性、鹼性溶液）
O2+4e-+4H+→2H2O(酸性水溶液)。負極反應=電池反應-正極反應（必須電子轉移相等）
⑵充放電電池：放電時相當於原電池，充電時相當於電解池（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、計算時遵循電子守恆，常用關系式：2 H2~ O2~2Cl2~2Cu~4Ag~4OH-~4H+~4e-
12、金屬腐蝕：電解陽極引起的腐蝕>原電池負極引起的腐蝕>化學腐蝕>原電池正極>電解陰極
鋼鐵在空氣中主要發生吸氧腐蝕。負極：2Fe→2Fe 2++4e- 正極：O2+4e-+2H2O→4OH-
總反應：2Fe + O2+2H2O＝2Fe(OH)2
第二章：化學反應的方向、限度和速度
1、反應方向的判斷依據：△H-T△S<0,反應能自發進行；△H-T△S=0，反應達到平衡狀態
△H-T△S>0反應不能自發。該判據指出的是一定條件下，自發反應發生的可能性，不能說明實際能否發生反應（計算時注意單位的換算）課本P40T3
2、化學平衡常數：
①平衡常數的大小反映了化學反應可能進行的程度，平衡常數越大，說明反應進行的越完全。②純固體或純溶劑參加的反應，它們不列入平衡常數的表達式
③平衡常數的表達式與化學方程式的書寫方式有關，單位與方程式的書寫形式一一對應。對於給定的化學反應，正逆反應的平衡常數互為倒數
④化學平衡常數受溫度影響，與濃度無關。溫度對化學平衡的影響是通過影響平衡常數實現的。溫度升高，化學平衡常數增大還是減小與反應吸放熱有關。
3、平衡狀態的標志：①同一物質的v正=v逆 ②各組分的物質的量、質量、含量、濃度（顏色）保持不變 ③氣體的總物質的量、總壓強、氣體的平均分子量保持不變只適用於△vg≠0的反應④密度適用於非純氣體反應或體積可變的容器
4、惰性氣體對化學平衡的影響
⑴恆壓時充入惰性氣體，體積必增大，引起反應體系濃度的減小，相當於減壓對平衡的影響
⑵恆容時充入惰性氣體，各組分的濃度不變，速率不變，平衡不移動
⑶對於△vg=0的可逆反應，平衡體系中加入惰性氣體，恆容、恆壓下平衡都不會移動
5、⑴等效平衡：①恆溫恆壓，適用於所有有氣體參加的可逆反應，只要使轉化後物質的量之比與最初加入的物質的量之比相同，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，轉化率相同。
②恆溫恆容，△vg=0的反應，只要使轉化後物質的量之比與最初加入的物質的量之比相同，均可達到等效平衡；平衡時各組分的百分含量相同，轉化率相同。
⑵等同平衡：恆溫恆容，適用於所有有氣體參加的可逆反應，只要使轉化後物質的量與最初加入的物質的量相同，均可達到等同平衡；平衡時各組分的物質的量相同，百分含量相同，濃度相同。
6、充氣問題：以aA(g)+bB(g)cC(g)
⑴只充入一種反應物，平衡右移，增大另一種反應物的轉化率，但它本身的轉化率降低
⑵兩種反應物按原比例充，恆容時相當於加壓，恆壓時等效平衡
⑶初始按系數比充入的反應物或只充入產物，平衡時再充入產物，恆容時相當於加壓，恆壓時等效平衡
化學反應速率: 速率的計算和比較；濃度對化學速率的影響（溫度、濃度、壓強、催化劑）； V-t圖的分析
第三章 物質在水溶液中的行為
1、強弱電解質：
⑴強電解質：完全電離，其溶液中無溶質分子，電離方程式用「＝」，且一步電離；強酸、強鹼、大多數鹽都屬於強電解質。
⑵弱電解質：部分電離，其溶液中存在溶質分子，電離方程式用「」，多元弱酸的電離方程式分步寫，其餘的弱電解質的電離一步完成；弱酸、弱鹼、水都是弱電解質。
⑶常見的鹼：KOH、NaOH、Ca(OH)2、Ba(OH)2是強鹼，其餘為弱鹼；
常見的酸：HCl、HBr、HI、HNO3、H2SO4是強酸，其餘為弱酸；
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
⑴ 電離平衡是平衡的一種，遵循平衡的一般規律。溫度、濃度、加入與弱電解質相同的離子或與弱電解質反應的物質，都會引起平衡的移動
⑵ 電離平衡常數（Ka或Kb）表徵了弱電解質的電離能力，一定溫度下，電離常數越大，弱電解質的電離程度越大。Ka或Kb是平衡常數的一種，與化學平衡常數一樣，只受溫度影響。溫度升高，電離常數增大。
3、水的電離：
⑴ H2OH++OH-，△H>0。升高溫度、向水中加入酸、鹼或能水解的鹽均可引起水的電離平衡的移動。
⑵ 任何稀的水溶液中，都存在，且[H+]·[OH-]是一常數，稱為水的離子積（Kw）；Kw是溫度常數，只受溫度影響，而與H+或OH-濃度無關。
⑶ 溶液的酸鹼性是H+與OH- 濃度的相對大小，與某一數值無直接關系。
⑷ 當溶液中的H+ 濃度≤1mol/L時，用pH表示。
無論是單一溶液還是溶液混合後求pH，都遵循同一原則：若溶液呈酸性，先求c(H+);若溶液呈鹼性，先求c(OH-),由Kw求出c(H+)，再求pH。
⑸向水中加入酸或鹼，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，也可能為強鹼性，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，可能為強酸弱鹼鹽溶液。
4、鹽的水解
⑴在溶液中只有鹽電離出的離子才水解。本質是鹽電離出的離子與水電離出H+或OH-結合生成弱電解質，使H+或OH-的濃度減小，從而促進水的電離。
⑵影響因素：①溫度：升溫促進水解 ②濃度：稀釋促進水解 ③溶液的酸鹼性④ 同離子效應
⑷水解方程式的書寫：
①單個離子的水解：一般很微弱，用，產物不標「↑」「↓」；多元弱酸鹽的水解方程式要分步寫
②雙水解有兩種情況：Ⅰ水解到底，生成氣體、沉澱，用＝，標出「↑」「↓」。
Ⅱ部分水解，無沉澱、氣體，用，產物不標「↑」「↓」；
⑸ 鹽類水解的應用：①判斷溶液的酸鹼性 ②判斷鹽溶液中的離子種類及其濃度大小 ③判斷離子共存 ④加熱濃縮或蒸干某些鹽溶液時產物的判斷，如AlCl3溶液 ⑤某些鹽溶液的保存與配製，如FeCl3溶液 ⑥某些膠體的制備，如Fe(OH)3膠體 ⑦解釋生產、生活中的一些化學現象，如明礬凈水、化肥的施用等。（解釋時規范格式：寫上對應的平衡-----條件改變平衡移動-----結果）
5、沉澱溶解平衡：
⑴ Ksp:AmBnmAn++nBm-,Ksp=[An+]m[Bm-]n。
①Ksp只與難溶電解質的性質和溫度有關，溶液中離子濃度的變化只能使平衡移動，不改變Ksp。②對於陰陽離子個數比相同的電解質，Ksp越大，電解質在水中的溶解能力越強。
⑵ Q>Ksp,有沉澱生成；Q=Ksp，沉澱與溶解處於平衡狀態；Q<Ksp，沉澱溶解。
⑶ 一種沉澱可以轉化為更難溶的沉澱。如鍋垢中Mg(OH)2的生成，工業中重金屬離子的除去。
6、離子反應：
⑴ 與量有關的離子方程式的書寫：設量少的物質物質的量為1mol，與另一過量的物質充分反應。
⑵ 離子共存推斷題解答時應注意：①判斷一種離子存在後，一定注意與之不共存的離子一定不存在；②前面加入的試劑對後面的鑒定是否有影響。
⑶ 離子（或物質）檢驗的一般步驟：取少量——加試劑——觀現象——定結論
『叄』 有沒有高中化學反應原理的所有知識點總結。 謝了
高中化學高中化學高中化學高中化學選修選修選修選修4444知識點歸納總結知識點歸納總結知識點歸納總結知識點歸納總結 第一章第一章第一章第一章 化學反應與能量化學反應與能量化學反應與能量化學反應與能量 一、焓變 反應熱 1．反應熱：一定條件下，一定物質的量的反應物之間完全反應所放出或吸收的熱量 2．焓變(ΔH)的意義：在恆壓條件下進行的化學反應的熱效應（1）.符號： △H （2）.單位：kJ/mol 3.產生原因：化學鍵斷裂——吸熱 化學鍵形成——放熱 放出熱量的化學反應。(放熱>吸熱) △H 為「—」或△H <0 吸收熱量的化學反應。（吸熱>放熱）△H 為「+」或△H >0 ☆ 常見的放熱反應：① 所有的燃燒反應 ② 酸鹼中和反應 ③ 大多數的化合反應 ④ 金屬與酸的反應 ⑤ 生石灰和水反應 ⑥ 濃硫酸稀釋、氫氧化鈉固體溶解等 ☆ 常見的吸熱反應：① 晶體Ba(OH) 2•8H2O與NH4Cl ② 大多數的分解反應 ③ 以H2、CO、C為還原劑的氧化還原反應 ④ 銨鹽溶解等 二、熱化學方程式 書寫化學方程式注意要點: ①熱化學方程式必須標出能量變化。 ②熱化學方程式中必須標明反應物和生成物的聚集狀態（g,l,s分別表示固態，液態，氣態，水溶液中溶質用aq表示） ③熱化學反應方程式要指明反應時的溫度和壓強。 ④熱化學方程式中的化學計量數可以是整數，也可以是分數 ⑤各物質系數加倍，△H加倍；反應逆向進行，△H改變符號，數值不變 三、燃燒熱 1．概念：25 ℃，101 kPa時，1 mol純物質完全燃燒生成穩定的化合物時所放出的熱量。燃燒熱的單位用kJ/mol表示。 ※注意以下幾點： ①研究條件：101 kPa ②反應程度：完全燃燒，產物是穩定的氧化物。 ③燃燒物的物質的量：1 mol ④研究內容：放出的熱量。（ΔH<0，單位kJ/mol） 四、中和熱 1．概念：在稀溶液中，酸跟鹼發生中和反應而生成1mol H2O，這時的反應熱叫中和熱。 2．強酸與強鹼的中和反應其實質是H+和OH-反應，其熱化學方程式為： H+(aq) +OH-(aq) =H2O(l) ，ΔH=－57.3kJ/mol 3．弱酸或弱鹼電離要吸收熱量，所以它們參加中和反應時的中和熱小於57.3kJ/mol。 4．中和熱的測定實驗 五、蓋斯定律 1．內容：化學反應的反應熱只與反應的始態（各反應物）和終態（各生成物）有關，而與具體反應進行的途徑無關，如果一個反應可以分幾步進行，則各分步反應的反應熱之和與該反應一步完成的反應熱是相同的。 第二章 化學反應速率和化學平衡 一、化學反應速率 1. 化學反應速率（v） ⑴ 定義：用來衡量化學反應的快慢，單位時間內反應物或生成物的物質的量的變化 ⑵ 表示方法：單位時間內反應濃度的減少或生成物濃度的增加來表示 ⑶ 計算公式：v=Δc/Δt（υ：平均速率，Δc：濃度變化，Δt：時間）單位：mol/（L•s） ⑷ 影響因素： ① 決定因素（內因）：反應物的性質（決定因素） ② 條件因素（外因）：反應所處的條件 外因對化學反應速率影響的變化規律 條件變化 活化分子的量的變化 反應速率的變化 反應物的濃度 增大 單位體積里的總數目增多，百分數不變 增大 減小 單位體積里的總數目減少，百分數不變 減小 氣體反應物的壓強 增大 單位體積里的總數目增多，百分數不變 增大 減小 單位體積里的總數目減少，百分數不變 減小 反應物的溫度 升高 百分數增大，單位體積里的總數目增多 增大 降低 百分數減少，單位體積里的總數目減少 減小 反應物的催化劑 使用 百分數劇增，單位體積里的總數目劇增 劇增 撤去 百分數劇減，單位體積里的總數目劇減 劇減 其他 光，電磁波，超聲波，固體反應物顆粒的大小，溶劑等 有影響 ※注意：（1）、參加反應的物質為固體和液體，由於壓強的變化對濃度幾乎無影響，可以認為反應速率不變。 （2）、惰性氣體對於速率的影響 ①恆溫恆容時：充入惰性氣體→總壓增大，但是各分壓不變，各物質濃度不變→反應速率不變 ②恆溫恆體時：充入惰性氣體→體積增大→各反應物濃度減小→反應速率減慢 二、化學平衡 （一）1.定義： 化學平衡狀態：一定條件下，當一個可逆反應進行到正逆反應速率相等時，更組成成分濃度不再改變，達到表面上靜止的一種「平衡」，這就是這個反應所能達到的限度即化學平衡狀態。 2、化學平衡的特徵 逆（研究前提是可逆反應） 等（同一物質的正逆反應速率相等） 動（動態平衡） 定（各物質的濃度與質量分數恆定） 變（條件改變，平衡發生變化） 3、判斷平衡的依據 判斷可逆反應達到平衡狀態的方法和依據 例舉反應 mA(g)+nB(g) C(g)+qD(g) 混合物體系中 各成分的含量 ①各物質的物質的量或各物質的物質的量的分數一定 平衡 ②各物質的質量或各物質質量分數一定 平衡 ③各氣體的體積或體積分數一定 平衡 ④總體積、總壓力、總物質的量一定 不一定平衡 正、逆反應 速率的關系 ①在單位時間內消耗了m molA同時生成m molA，即V(正)=V(逆) 平衡 ②在單位時間內消耗了n molB同時消耗了p molC，則V(正)=V(逆) 平衡 ③V(A):V(B):V(C):V(D)=m:n:p:q，V(正)不一定等於V(逆) 不一定平衡 ④在單位時間內生成n molB，同時消耗了q molD，因均指V(逆) 不一定平衡 壓強 ①m+n≠p+q時，總壓力一定（其他條件一定） 平衡 ②m+n=p+q時，總壓力一定（其他條件一定） 不一定平衡 混合氣體平均相對分子質量Mr ①Mr一定時，只有當m+n≠p+q時 平衡 ②Mr一定時，但m+n=p+q時 不一定平衡 溫度 任何反應都伴隨著能量變化，當體系溫度一定時（其他不變） 平衡 體系的密度 密度一定 不一定平衡 其他 如體系顏色不再變化等 平衡 （二）影響化學平衡移動的因素 1、濃度對化學平衡移動的影響（1）影響規律：在其他條件不變的情況下，增大反應物的濃度或減少生成物的濃度，都可以使平衡向正方向移動；增大生成物的濃度或減小反應物的濃度，都可以使平衡向逆方向移動 （2）增加固體或純液體的量，由於濃度不變，所以平衡不移動 （3）在溶液中進行的反應，如果稀釋溶液，反應物濃度減小，生成物濃度也減小， V正減小，V逆也減小，但是減小的程度不同，總的結果是化學平衡向反應方程式中化學計量數之和大的方向移動。 2、溫度對化學平衡移動的影響 影響規律：在其他條件不變的情況下，溫度升高會使化學平衡向著吸熱反應方向移動，溫度降低會使化學平衡向著放熱反應方向移動。 3、壓強對化學平衡移動的影響 影響規律：其他條件不變時，增大壓強，會使平衡向著體積縮小方向移動；減小壓強，會使平衡向著體積增大方向移動。 注意：（1）改變壓強不能使無氣態物質存在的化學平衡發生移動 （2）氣體減壓或增壓與溶液稀釋或濃縮的化學平衡移動規律相似 4.催化劑對化學平衡的影響：由於使用催化劑對正反應速率和逆反應速率影響的程度是等同的，所以平衡不移動。但是使用催化劑可以影響可逆反應達到平衡所需的_時間_。 5.勒夏特列原理（平衡移動原理）：如果改變影響平衡的條件之一（如溫度，壓強，濃度），平衡向著能夠減弱這種改變的方向移動。 三、化學平衡常數 （一）定義：在一定溫度下，當一個反應達到化學平衡時，生成物濃度冪之積與反應物濃度冪之積的比值是一個常數比值。 符號：K （二）使用化學平衡常數K應注意的問題： 1、表達式中各物質的濃度是變化的濃度，不是起始濃度也不是物質的量。 2、K只與溫度（T）關，與反應物或生成物的濃度無關。 3、反應物或生產物中有固體或純液體存在時，由於其濃度是固定不變的，可以看做是「1」而不代入公式。 4、稀溶液中進行的反應，如有水參加，水的濃度不必寫在平衡關系式中。 （三）化學平衡常數K的應用: 1、化學平衡常數值的大小是可逆反應進行程度的標志。K值越大，說明平衡時生成物的濃度越大，它的正向反應進行的程度越大，即該反應進行得越完全，反應物轉化率越高。反之，則相反。 2、可以利用K值做標准，判斷正在進行的可逆反應是否平衡及不平衡時向何方進行建立平衡。（Q：濃度積） Q〈K:反應向正反應方向進行; Q=K:反應處於平衡狀態 ; Q〉K:反應向逆反應方向進行 3、利用K值可判斷反應的熱效應 若溫度升高，K值增大，則正反應為吸熱反應 若溫度升高，K值減小，則正反應為放熱反應 ＊四、等效平衡 1、概念：在一定條件下（定溫、定容或定溫、定壓），只是起始加入情況不同的同一可逆反應達到平衡後，任何相同組分的百分含量均相同，這樣的化學平衡互稱為等效平衡。 2、分類 （1）定溫，定容條件下的等效平衡 第一類：對於反應前後氣體分子數改變的可逆反應：必須要保證化學計量數之比與原來相同；同時必須保證平衡式左右兩邊同一邊的物質的量與原來相同。 第二類：對於反應前後氣體分子數不變的可逆反應：只要反應物的物質的量的比例與原來相同即可視為二者等效。 （2）定溫，定壓的等效平衡 只要保證可逆反應化學計量數之比相同即可視為等效平衡。 五、化學反應進行的方向 1、反應熵變與反應方向： （1）熵:物質的一個狀態函數，用來描述體系的混亂度，符號為S. 單位：J•••mol-1•K-1 (2)體系趨向於有序轉變為無序，導致體系的熵增加，這叫做熵增加原理，也是反應方向判斷的依據。. （3）同一物質，在氣態時熵值最大，液態時次之，固態時最小。即S(g)〉S(l)〉S(s) 2、反應方向判斷依據 在溫度、壓強一定的條件下，化學反應的判讀依據為： ΔH-TΔS〈0 反應能自發進行 ΔH-TΔS=0 反應達到平衡狀態 ΔH-TΔS〉0 反應不能自發進行 注意：（1）ΔH為負，ΔS為正時，任何溫度反應都能自發進行 （2）ΔH為正，ΔS為負時，任何溫度反應都不能自發進行 第三章第三章第三章第三章 水溶液中的離子平衡水溶液中的離子平衡水溶液中的離子平衡水溶液中的離子平衡 一、弱電解質的電離 1、定義：電解質：在水溶液中或熔化狀態下能導電的化合物,叫電解質。 非電解質：在水溶液中或熔化狀態下都不能導電的化合物。 強電解質：在水溶液里全部電離成離子的電解質。 弱電解質： 在水溶液里只有一部分分子電離成離子的電解質。 2、電解質與非電解質本質區別： 電解質——離子化合物或共價化合物 非電解質——共價化合物 注意：①電解質、非電解質都是化合物 ②SO2、NH3、CO2等屬於非電解質 ③強電解質不等於易溶於水的化合物（如BaSO4不溶於水，但溶於水的BaSO4全部電離，故BaSO4 為強電解質）——電解質的強弱與導電性、溶解性無關。 3、電離平衡：在一定的條件下，當電解質分子電離成 離子的速率 和離子結合成 時，電離過程物質 單質 化合物 電解質 非電解質： 非金屬氧化物，大部分有機物 。如SO3、CO2、C6H12O6、CCl4、CH2=CH2…… 強電解質： 強酸，強鹼，大多數鹽 。如HCl、NaOH、NaCl、BaSO4 弱電解質： 弱酸，弱鹼，極少數鹽，水 。如HClO、NH3·H2O、Cu(OH)2、H2O…… 混和物 純凈物 就達到了 平衡狀態 ，這叫電離平衡4、影響電離平衡的因素： A、溫度：電離一般吸熱，升溫有利於電離B、濃度：濃度越大，電離程度 越小弱電解質溶液里加入與弱電解質具有相同離子的電解質的電離產生的某種離子反應的物質時，9、電離方程式的書寫：用可逆符號 10、電離常數：在一定條件下，弱電解質在達到電離平衡時中未電離的分子濃度的比是一個常數。表示方法：ABA++B- Ki=[ A11、影響因素： a、電離常數的大小主要由物質的本性決定b、電離常數受溫度變化影響，不受濃度變化影響C、同一溫度下，不同弱酸H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H二、水的電離和溶液的酸鹼性 1、水電離平衡：: 水的離子積：KW = c[H+]·c[OH-] 25℃時, [H+]=[OH-] =10-7 mol/L ; KW = [H注意：KW只與溫度有關，溫度一定，KW不僅適用於純水，適用於任何溶液2、水電離特點：（1）可逆 （2）吸熱3、影響水電離平衡的外界因素： ①酸、鹼 ：抑制水的電離 KW〈1*10②溫度：促進水的電離（水的電離是 ③易水解的鹽：促進水的電離 KW 〉4、溶液的酸鹼性和pH： （1）pH=-lgc[H+] （2）pH的測定方法： 酸鹼指示劑—— 甲基橙 、 石蕊 變色范圍：甲基橙 3.1~4.4（橙色） pH試紙 —操作 玻璃棒蘸取未知液體在試紙上 注意：①事先不能用水濕潤PH三 、混合液的pH值計算方法公式 1、強酸與強酸的混合：（先求[H+]混：（[H+]1V1+[H+]2V2）/（V1+V2） 2、強鹼與強鹼的混合：（先求[OH-]混：＝（[OH-]1V1+[OH-]2V2）/（V1+V2） 3、強酸與強鹼的混合：（先據H+ + OH體積求[H+]混；OH-有餘，則用餘下的四、稀釋過程溶液pH值的變化規律：1、強酸溶液：稀釋10n倍時，pH稀=pH2、弱酸溶液：稀釋10n倍時，pH稀〈3、強鹼溶液：稀釋10n倍時，pH稀=pH4、弱鹼溶液：稀釋10n倍時，pH稀〉5、不論任何溶液，稀釋時pH均是向6、稀釋時，弱酸、弱鹼和水解的鹽溶液的這叫電離平衡。 升溫有利於電離。 越小 ；溶液稀釋時，電離平衡向著電離的方向移動溶液里加入與弱電解質具有相同離子的電解質，會 減弱 電離。D、其他外加試劑，有利於電離。 弱酸的電離要分布寫（第一步為主） 弱電解質在達到電離平衡時，溶液中電離所生成的各種離子濃度的乘積。叫做電離平衡常數，（一般用Ka表示酸，Kb表示鹼Ki=[ A+][ B-]/[AB] 電離常數的大小主要由物質的本性決定。 不受濃度變化影響，在室溫下一般變化不大。 不同弱酸，電離常數越大，其電離程度越大>H2S>HClO ] = [H+]·[OH-] = 1*10-14 ，則KW值一定 適用於任何溶液（酸、鹼、鹽） 吸熱 （3）極弱 1*10-14 吸 熱的） 〉 1*10-14 、 酚酞 。 石蕊5.0~8.0（紫色） 酚酞8.2~10.0（淺紅色）玻璃棒蘸取未知液體在試紙上，然後與標准比色卡對比即可 PH試紙；②廣泛pH試紙只能讀取整數值或范圍 ：將兩種酸中的H+離子物質的量相加除以總體積：將兩種酸中的OH-離子物質的量相加除以總體積 (注意 :不能直接計算[H+]混) + OH- ==H2O計算餘下的H+或OH-，①H+有餘，則用餘下的則用餘下的OH-數除以溶液總體積求[OH-]混，再求其它） ： pH原+ n （但始終不能大於或等於7） 〈pH原+n （但始終不能大於或等於7） pH原－n （但始終不能小於或等於7） 〉pH原－n （但始終不能小於或等於7） 均是向7靠近（即向中性靠近）；任何溶液無限稀釋後弱鹼和水解的鹽溶液的pH變化得慢，強酸、強鹼變化得快。 電離平衡向著電離的方向移動。C、同離子效應：在其他外加試劑：加入能與弱電解質溶液中電離所生成的各種離子濃度的乘積，跟溶液表示鹼。 ） 其電離程度越大，酸性越強。如：） 。 離子物質的量相加除以總體積，再求其它） [H+]混 =離子物質的量相加除以總體積，再求其它） [OH-]混則用餘下的H+數除以溶液總 任何溶液無限稀釋後pH均接近7 五、強酸（pH1）強鹼（pH2）混和計算規律1、若等體積混合 pH1+pH2=14 則溶液顯中性pH=7pH1+pH2≥15 則溶液顯鹼性pH=pHpH1+pH2≤13 則溶液顯酸性pH=pH1+0.32、若混合後顯中性 pH1+pH2=14 V酸：V鹼=1：1 pH1+pH2≠14 V酸：V鹼=1：10〔14-（pH1+pH2六、酸鹼中和滴定： 1、中和滴定的原理 實質：H++OH—=H2O 即酸能提供的H2、中和滴定的操作過程： （1）儀②滴定管的刻度，O刻度在 上下端有一部分沒有刻度。滴定時，所用溶液不得超過最低刻度中途向滴定管中添加。②滴定管可以讀到小數點後（2）葯品：標准液；待測液；指示劑（3）准備過程： 准備：檢漏、洗滌、潤洗、裝液、趕氣泡准液洗（或待測液洗）→裝溶液→排氣泡（4）試驗過程 3、酸鹼中和滴定的誤差分析 誤差分析：利用n酸c酸V酸=n鹼c鹼式中：n——酸或鹼中氫原子或氫氧根離子數V——酸或鹼溶液的體積。當用酸去滴定鹼確定鹼的濃度時c鹼=VnVcn⋅⋅⋅ 上述公式在求算濃度時很方便，而在分析誤差時起主要作用的是分子上的標准酸，其數值在理論上是不變的，若稀釋了雖實際值變小樣也是一個定值，它是用標準的量器量好後注入錐形瓶中的變化的卻是標准酸用量的減少，即V酸減小用標准酸來測定鹼的濃度時，c鹼的誤差與之偏低。 同理，用標准鹼來滴定未知濃度的酸時亦然七、鹽類的水解（只有可溶於水的鹽才水解1、鹽類水解：在水溶液中鹽電離出來的離子跟水電離出來的2、水解的實質： 水溶液中鹽電離出來的離子跟水電離出來的促進水的電離。 3、鹽類水解規律： ①有 弱 才水解，無弱不水解，越弱越水解②多元弱酸根，濃度相同時正酸根比酸式酸根水解程度大4、鹽類水解的特點：（1）可逆（與中和反應互逆5、影響鹽類水解的外界因素： ①溫度：溫度越 高 水解程度越大 ②濃度：濃度越小，水解程度越 大 ③酸鹼：促進或抑制鹽的水解（H+促進離子水解） 6、酸式鹽溶液的酸鹼性： 混和計算規律w.w.w.k.s.5.u.c.o.m pH=7 pH=pH2-0.3 pH=pH1+0.3 pH1+pH2）〕 H+和鹼能提供的OH-物質的量相等。 上 ，往下刻度標數越來越大，全部容積 大於所用溶液不得超過最低刻度，不得一次滴定使用兩滴定管酸滴定管可以讀到小數點後 一位 。 指示劑。 趕氣泡、調液面。（洗滌：用洗液洗→檢漏：滴定管是否漏水排氣泡→調液面→記數據V(始) 鹼V鹼進行分析 酸或鹼中氫原子或氫氧根離子數；c——酸或鹼的物質的量濃度； 當用酸去滴定鹼確定鹼的濃度時，則： 而在分析誤差時起主要作用的是分子上的V酸的變化，若稀釋了雖實際值變小，但體現的卻是V酸的增大它是用標準的量器量好後注入錐形瓶中的，當在實際操作中鹼液外濺酸減小，則c鹼降低了；對於觀察中出現的誤差亦同樣如此鹼的誤差與V酸的變化成正比，即當V酸的實測值大於理論值時用標准鹼來滴定未知濃度的酸時亦然。 只有可溶於水的鹽才水解） 在水溶液中鹽電離出來的離子跟水電離出來的H+或OH-結合生成弱電解質的反應水溶液中鹽電離出來的離子跟水電離出來的H+或OH-結合,破壞水的電離越弱越水解；誰 強顯誰性，兩弱都水解，同強顯中性濃度相同時正酸根比酸式酸根水解程度大，鹼性更強。 (如:Na2CO3 與中和反應互逆） （2）程度小 （3）吸熱 （水解吸熱，越熱越水解） （越稀越水解） 促進 陰離子 水解而 抑制 陽離子水解；OH大於 它的最大刻度值，因為不得一次滴定使用兩滴定管酸（或鹼），也不得滴定管是否漏水→用水洗→用標，因為在滴定過程中c酸為酸的增大，導致c酸偏高；V鹼同當在實際操作中鹼液外濺，其實際值減小，但引起對於觀察中出現的誤差亦同樣如此。綜上所述，當酸的實測值大於理論值時，c鹼偏高，反結合生成弱電解質的反應。 破壞水的電離，是平衡向右移動，同強顯中性。 ＞NaHCO3) OH -促進陽離子水解而抑制陰①只電離不水解：如HSO4- 顯 酸 性 ②電離程度＞水解程度，顯 酸 性 （如: HSO3- 、H2PO4-） ③水解程度＞電離程度，顯 鹼 性 （如：HCO3- 、HS- 、HPO42-） 7、雙水解反應： （1）構成鹽的陰陽離子均能發生水解的反應。雙水解反應相互促進，水解程度較大，有的甚至水解完全。使得平衡向右移。 （2）常見的雙水解反應完全的為：Fe3+、Al3+與AlO2-、CO32-(HCO3-)、S2-(HS-)、SO32-(HSO3-)；S2-與NH4+；CO32-(HCO3-)與NH4+其特點是相互水解成沉澱或氣體。雙水解完全的離子方程式配平依據是兩邊電荷平衡，如：2Al3+ + 3S2- + 6H2O == 2Al(OH)3↓+ 3H2S↑ 8、鹽類水解的應用： 水解的應用 實例 原理 1、凈水 明礬凈水 Al3++3H2O Al(OH)3(膠體)+3H+ 2、去油污 用熱鹼水冼油污物品 CO32-+H2O HCO3-+OH- 3、葯品的保存 ①配製FeCl3溶液時常加入少量鹽酸 Fe3++3H2O Fe(OH)3+3H+ ②配製Na2CO3溶液時常加入少量NaOH CO32-+H2O HCO3-+OH- 4、制備無水鹽 由MgCl2·6H2O制無水MgCl2 在HCl氣流中加熱 若不然，則： MgCl2·6H2O Mg(OH)2+2HCl+4H2O Mg(OH)2 MgO+H2O 5、泡沫滅火器 用Al2(SO4)3與NaHCO3溶液混合 Al3++3HCO3-=Al(OH)3↓+3CO2↑ 6、比較鹽溶液中離子濃度的大小 比較NH4Cl溶液中離子濃度的大小 NH4++H2O NH3·H2O+H+ c(Cl-)>c(NH4+)>c(H+)>c(OH)- 9、水解平衡常數 （Kh） 對於強鹼弱酸鹽：Kh =Kw/Ka(Kw為該溫度下水的離子積，Ka為該條件下該弱酸根形成的弱酸的電離平衡常數) 對於強酸弱鹼鹽：Kh =Kw/Kb（Kw為該溫度下水的離子積，Kb為該條件下該弱鹼根形成的弱鹼的電離平衡常數） 電離、水解方程式的書寫原則 1、多元弱酸（多元弱酸鹽）的電離（水解）的書寫原則：分步書寫 注意：不管是水解還是電離，都決定於第一步，第二步一般相當微弱。 2、多元弱鹼（多元弱鹼鹽）的電離（水解）書寫原則：一步書寫 八、溶液中微粒濃度的大小比較 ☆☆基本原則：抓住溶液中微粒濃度必須滿足的三種守恆關系： ①電荷守恆：:任何溶液均顯電 中 性，各陽離子濃度與其所帶電荷數的乘積之和＝各陰離子濃度與其所帶電荷數的乘積之和 ②物料守恆: （即原子個數守恆或質量守恆） 某原子的總量(或總濃度)＝其以各種形式存在的所有微粒的量(或濃度)之和 ③質子守恆：即水電離出的H+濃度與OH-濃度相等。 九、難溶電解質的溶解平衡 △ △ △ 1、難溶電解質的溶解平衡的一些常見知識 （1）溶解度 小於 0.01g的電解質稱難溶電解質（2）反應後離子濃度降至1*10-5以下的反應為完全反應反應，用「=」，常見的難溶物在水中的離子濃度均遠低於 （3）難溶並非不溶，任何難溶物在水中均存在溶解平衡 （4）掌握三種微溶物質：CaSO4、 （5）溶解平衡常為吸熱，但Ca(OH) （6）溶解平衡存在的前提是：必須存在沉澱2、溶解平衡方程式的書寫 注意在沉澱後用(s)標明狀態，並用3、沉澱生成的三種主要方式 （1）加沉澱劑法：Ksp越小（即沉澱越難溶 （2）調pH值除某些易水解的金屬陽離子 （3）氧化還原沉澱法： （4）同離子效應法 4、沉澱的溶解： 沉澱的溶解就是使溶解平衡正向移動5、沉澱的轉化： 溶解度大的生成溶解度小的，溶解度小的生成溶解度 如：AgNO3 AgCl(白色沉澱) AgBr6、溶度積（KSP） 1、定義：在一定條件下，難溶電解質電解質溶解成離子的速率等於離子重新結合成沉澱的速率的濃度保持不變的狀態。 2、表達式：AmBn(s) mAn+(aq)+nB KSP= [c(An+)]m •[c(Bm-)]n 3、影響因素： 外因：①濃度：加水，平衡向溶解方向移動②溫度：升溫，多數平衡向溶解方向移動4、溶度積規則 QC（離子積）〉KSP 有沉澱析出 QC= KSP 平衡狀態 QC〈KSP 飽和，繼續溶解 原電池： 1、概念：化學能轉化為電能的裝置叫做原電池 2、組成條件：①兩個活潑性不同的電極 3、電子流向：外電路： 負 極—— 內電路：鹽橋中 陰 4、電極反應：以鋅銅原電池為例：負極： 氧化反應： Zn－2e＝正極： 還原反應： 2H＋＋總反應式： Zn+2H+=Zn2++H2↑ 5、正、負極的判斷： （1）從電極材料：一般較活潑金屬為負極難溶電解質的溶解平衡的一些常見知識 的電解質稱難溶電解質。 以下的反應為完全反應。如酸鹼中和時[H+]降至10-7mol/L<10常見的難溶物在水中的離子濃度均遠低於10-5mol/L，故均用「=」。 任何難溶物在水中均存在溶解平衡。 、Ca(OH)2、Ag2SO4 Ca(OH)2為放熱，升溫其溶解度減少。 必須存在沉澱，否則不存在平衡。 並用「 」。如：Ag2S(s) 2Ag+(aq）+ S2-(aq) 即沉澱越難溶），沉澱越完全；沉澱劑過量能使沉澱更完全值除某些易水解的金屬陽離子：如加MgO除去MgCl2溶液中FeCl3。 沉澱的溶解就是使溶解平衡正向移動。常採用的方法有：①酸鹼；②氧化還原；③溶解度小的生成溶解度 更小 的。 ) AgBr（淡黃色） AgI （黃色） Ag2S（電解質電解質溶解成離子的速率等於離子重新結合成沉澱的速率(aq)+nBm-(aq) 平衡向溶解方向移動。 多數平衡向溶解方向移動。 第四章第四章第四章第四章 電化學基礎電化學基礎電化學基礎電化學基礎 第一節第一節第一節第一節 原電池原電池原電池原電池 化學能轉化為電能的裝置叫做原電池。 兩個活潑性不同的電極② 電解質溶液③ 電極用導線相連並插入電解液構成閉合迴路——導線—— 正 極 離子移向負極的電解質溶液，鹽橋中 陽 離子移向正極的電解質溶液： ＝Zn2＋ （較活潑金屬） ＋2e＝H2↑ （較不活潑金屬） 一般較活潑金屬為負極；或金屬為負極，非金屬為正極。 mol/L<10-5mol/L，故為完全 沉澱劑過量能使沉澱更完全。 ③ 沉澱轉化 。 （黑色） 電解質電解質溶解成離子的速率等於離子重新結合成沉澱的速率，溶液中各離子電極用導線相連並插入電解液構成閉合迴路 離子移向正極的電解質溶液。
『肆』 高中化學反應原理題
1.正向
2.放出
3.14/15
4. 20%
1.根據 氣體平衡常數K =（NH3）^2/(N2)(H2)^3=2^2/3^3=4/27<4.0×106 正向
2.△H是負值 所以是放熱 正向移動 放熱
3.t min時間內 反應放出兩個單位的熱（184.4/92.2）反應.t min後 各物質的物質的量為 N2 8mol
H2 24mol NH3 24mol壓強與濃度成正比 反應前混合濃度60/10 反應後混合濃度56/10 壓強比56/60=14/15
4氮氣.轉化率=10-8/10=0.2=20%
『伍』 高中化學反應原理是選修幾
選修模塊的《化學反應原理》是為對化學反應原理有較高要求的學生所設計的，在內容深度上仍保持高中階段應有的要求及與基礎模塊的銜接，注重學科知識的認知過程和要求，在敘述與推演上更重視事物間的科學內涵與發展的邏輯關系。認真閱讀《化學反應原理》模塊內容，發現它與以往教材相比最鮮明特點是：從過去的定性描述走向定量分析。這樣引導學生學習現代化學的最基礎最核心的化學知識和掌握最基本的科學研究方法，在內容本質上提高學生學習的化學知識「含金量」，促進學生專業品質和科學素養的更進一步提升。
《2007年秋季化學新課程遠程研修課程簡報（第2期）》對這方面有很多討論，可以參照一下！
『陸』 求解：高中化學反應原理第三章中的Kh，Kw，Ka，Kb，Ksp各自的單位是神馬(=ﾟДﾟ=)
平衡常數一般不寫單位，KW二C(H十)xC(OH一)，根據公式單位為moL/L的平方，但不同反應常數單位可能不同，如ksp(AgCL)單位為moL/L的平方，而ksp(Mg(0H)2單位為moL/L的立方，化學平衡常數也一樣，要看公式和表達式，無固定單位，不同反應單位可能不同
『柒』 求這幾題的解，高中化學反應原理
第一個熱化學方程式
（1）化學計量數為物質的量
（2）標清物質的聚集狀態
（3）注意物質的量和熱量的對應關系
（4）「+」「-」
（5）單位kJ/mol
第二個蓋斯定律
已知的熱化學方程式可以加減運算成一個新的化學方程式，熱量相應計算
『捌』 高中化學反應原理那本書咋學啊....
判斷這些平衡，最重要的就是搞清楚研究對象。比如：電子守恆就單單看離子或離子團專的帶電量，其他的屬都忽略掉~~ 搞清楚了研究對象這些平衡也就迎刃而解了~ 記住，做題的時候就僅僅看研究對象的數量~然後讓數量相等~ 我舉個例子：NH4Cl的物料守恆 首先（分清對象）~是物料，也就是物質的多少 然後（找相等關系）~這個物質的NH4+和Cl-的物質的量是相同的 之後（判斷物質的存在狀態）~NH4+會以NH4+和NH3·H2O形式出現，Cl-僅以Cl-形式出現 最後（寫出式子）~Cl-=NH3·H2O+NH4+ 要是電子守恆只要判斷正負電荷的所在，然和帶正電荷物質相加=帶負電荷物質相加就行了 （歡迎採納~~）
希望採納
『玖』 高中化學那塊最難，那本化學反應原理難不難啊，在高考中比重大嗎
應該就是反應原理那本書最難，個人感覺其中的水溶液中離子平衡是高中化學的難度頂峰，其他的也還好。
『拾』 誰能教下我怎樣學好高中化學選修4化學反應原理
怎樣學好高中化學選修4化學反應原理
化學選修四化學反應原理是高中化學比較難學的一門課，偏理論，記得東西有多。化學反應原理（人教）包涵電解質溶液、電化學原理、平衡態化學基礎課程，和熱化學等。可能學習的時候感覺以前學習化學的方式不行了。的確，對於偏理論的課程剛開始時都是有一定的難度。我建議你，對於不懂得課，最好做好課前預習，課上認真聽，課下多練，多想。化學反應原理一部分規律性強，雖然市面上的輔導書都給出了比較完備的知識規律體系，可能剛開始看不懂，所以你就要針對幾個規律有目的的做幾道題目理解一下，等比較熟練了以後，再去嘗試做綜合的，難度大一點的題目，再去自己總結規律，基本上兩個月就差不多了，你也會喜歡上這門課程的。比較難學同樣也是容易學的是平衡化學，電化學（原理弄懂了，弄熟了就行了。）。電解質溶液規律多，比較難學，注意學好平衡化學時的對比總結。題海戰術可能在所難免。熱化學簡單（雖然大學裡面一點都不簡單）。化學反應原理是化學幾個分支中最具活力，最富有生命力的一支，是化學科學的最前沿研究部分。希望對這個方向有興趣的學生能夠努力學習，為以後的進一步深造打下堅實基礎！另外，個人不建議請家教，中學盡量培養自己的自學能力，大學時候在慢慢來你會比很多人慢很多。這是中國中學教育的弊端，教育資源的市場化帶來了經濟同時也帶來了手拉手一字一字教的嚴重弊端。