化學反應原理知識點總結

『壹』 化學反應原理

沒有矛盾
首先，第一個式子指的是生成焓，如果再除以物質的量就成了摩爾生成焓
第二個式子求的是鍵能，化學反應就是舊鍵斷裂，新鍵形成，至於反應是放熱還是吸熱，就看生成物的鍵能和反應物鍵能的差值大小了。
第三個式子中的Q值，在數值上等於第一個式子的△H，但是符號不一樣。

『貳』 求高中所有化學基礎知識 拿來死記硬背的…細致一點的。

高一化學模塊I主要知識及化學方程式
一、 研究物質性質的方法和程序
1． 基本方法：觀察法、實驗法、分類法、比較法
2． 基本程序：
第三步：用比較的方法對觀察到的現象進行分析、綜合、推論，概括出結論。
二、 鈉及其化合物的性質：
1． 鈉在空氣中緩慢氧化：
2． 鈉在空氣中燃燒：
3． 鈉與水反應：
現象：①鈉浮在水面上；②熔化為銀白色小球；③在水面上四處游動；④伴有嗞嗞響聲；⑤滴有酚酞的水變紅色。
4． 過氧化鈉與水反應：
5． 過氧化鈉與二氧化碳反應：2Na2O2+2CO2=2Na2CO3+O2
6． 碳酸氫鈉受熱分解：2NaHCO3△==Na2CO3+H2O+CO2↑
7． 氫氧化鈉與碳酸氫鈉反應：NaOH+NaHCO3=Na2CO3+H2O
8． 在碳酸鈉溶液中通入二氧化碳：Na2CO3+CO2+H2O=2NaHCO3
三、 氯及其化合物的性質
1． 氯氣與氫氧化鈉的反應：Cl2+2NaOH=NaCl+NaClO+H2O
2． 鐵絲在氯氣中燃燒：2Fe+3Cl2點燃===2FeCl3
3． 製取漂白粉（氯氣能通入石灰漿）2Cl2+2Ca（OH）2=CaCl2+Ca（ClO）2+2H2O
4． 氯氣與水的反應：Cl2+H2O=HClO+HCl
5． 次氯酸鈉在空氣中變質：NaClO+CO2+H2O=NaHCO3+HClO
6． 次氯酸鈣在空氣中變質：Ca（ClO）2+CO2+H2O=CaCO3↓+2HClO
四、 以物質的量為中心的物理量關系
1． 物質的量n（mol）= N/N(A)
2． 物質的量n（mol）= m/M
3． 標准狀況下氣體物質的量n（mol）= V/V(m)
4． 溶液中溶質的物質的量n（mol）=cV
五、 膠體：
1． 定義：分散質粒子直徑介於1~100nm之間的分散系。
2． 膠體性質：
① 丁達爾現象
② 聚沉
③ 電泳
④ 布朗運動
3． 膠體提純：滲析
六、 電解質和非電解質
1． 定義：①條件：水溶液或熔融狀態；②性質：能否導電；③物質類別：化合物。
2． 強電解質：強酸、強鹼、大多數鹽；弱電解質：弱酸、弱鹼、水等。
3． 離子方程式的書寫：
① 寫：寫出化學方程式
② 拆：將易溶、易電離的物質改寫成離子形式，其它以化學式形式出現。
下列情況不拆：難溶物質、難電離物質（弱酸、弱鹼、水等）、氧化物、HCO3-等。
③ 刪：將反應前後沒有變化的離子符號刪去。
④ 查：檢查元素是否守恆、電荷是否守恆。
4． 離子反應、離子共存問題：下列離子不能共存在同一溶液中：
① 生成難溶物質的離子：如Ba2+與SO42-；Ag+與Cl-等
② 生成氣體或易揮發物質：如H+與CO32-、HCO3-、SO32-、S2-等；OH-與NH4+等。
③ 生成難電離的物質（弱電解質）
④ 發生氧化還原反應：如：MnO4-與I-；H+、NO3-與Fe2+等
七、 氧化還原反應
1． （某元素）降價——得到電子——被還原——作氧化劑——產物為還原產物
2． （某元素）升價——失去電子——被氧化——作還原劑——產物為氧化產物
3． 氧化性：氧化劑>氧化產物
還原性：還原劑>還原產物
八、 鐵及其化合物性質
1． Fe2+及Fe3+離子的檢驗：
① Fe2+的檢驗：（淺綠色溶液）
a) 加氫氧化鈉溶液，產生白色沉澱，繼而變灰綠色，最後變紅褐色。
b) 加KSCN溶液，不顯紅色，再滴加氯水，溶液顯紅色。
② Fe3+的檢驗：（黃色溶液）
a) 加氫氧化鈉溶液，產生紅褐色沉澱。
b) 加KSCN溶液，溶液顯紅色。
2． 主要反應的化學方程式：
① 鐵與鹽酸的反應：Fe+2HCl=FeCl2+H2↑
② 鐵與硫酸銅反應（濕法煉銅）：Fe+CuSO4=FeSO4+Cu
③ 在氯化亞鐵溶液中滴加氯水：（除去氯化鐵中的氯化亞鐵雜質）3FeCl2+Cl2=2FeCl3
④ 氫氧化亞鐵在空氣中變質：4Fe（OH）2+O2+2H2O=4Fe（OH）3
⑤ 在氯化鐵溶液中加入鐵粉：2FeCl3+Fe=3FeCl2
⑥ 銅與氯化鐵反應（用氯化鐵腐蝕銅電路板）：2FeCl3+Cu=2FeCl2+CuCl2
⑦ 少量鋅與氯化鐵反應：Zn+2FeCl3=2FeCl2+ZnCl2
⑧ 足量鋅與氯化鐵反應：3Zn+2FeCl3=2Fe+3ZnCl2
九、 氮及其化合物的性質
1． 「雷雨發莊稼」涉及反應原理：
① N2+O2放電===2NO
② 2NO+O2=2NO2
③ 3NO2+H2O=2HNO3+NO
2． 氨的工業製法：N2+3H2 2NH3
3． 氨的實驗室製法：
① 原理：2NH4Cl+Ca(OH)2△==2NH3↑+CaCl2+2H2O
② 裝置：與制O2相同
③ 收集方法：向下排空氣法
④ 檢驗方法：
a) 用濕潤的紅色石蕊試紙試驗，會變藍色。
b) 用沾有濃鹽酸的玻璃棒靠近瓶口，有大量白煙產生。NH3+HCl=NH4Cl
⑤ 乾燥方法：可用鹼石灰或氧化鈣、氫氧化鈉，不能用濃硫酸。
4． 氨與水的反應：NH3+H2O=NH3•H2O NH3•H2O NH4++OH-
5． 氨的催化氧化：4NH3+5O2 4NO+6H2O（製取硝酸的第一步）
6． 碳酸氫銨受熱分解：NH4HCO3 NH3↑+H2O+CO2↑
7． 銅與濃硝酸反應：Cu+4HNO3=Cu（NO3）2+2NO2↑+2H2O
8． 銅與稀硝酸反應：3Cu+8HNO3=3Cu（NO3）2+2NO↑+4H2O
9． 碳與濃硝酸反應：C+4HNO3=CO2↑+4NO2↑+2H2O
10． 氯化銨受熱分解：NH4Cl NH3↑+HCl↑
十、 硫及其化合物的性質
1． 鐵與硫蒸氣反應：Fe+S△==FeS
2． 銅與硫蒸氣反應：2Cu+S△==Cu2S
3． 硫與濃硫酸反應：S+2H2SO4（濃）△==3SO2↑+2H2O
4． 二氧化硫與硫化氫反應：SO2+2H2S=3S↓+2H2O
5． 銅與濃硫酸反應：Cu+2H2SO4△==CuSO4+SO2↑+2H2O
6． 二氧化硫的催化氧化：2SO2+O2 2SO3
7． 二氧化硫與氯水的反應：SO2+Cl2+2H2O=H2SO4+2HCl
8． 二氧化硫與氫氧化鈉反應：SO2+2NaOH=Na2SO3+H2O
9． 硫化氫在充足的氧氣中燃燒：2H2S+3O2點燃===2SO2+2H2O
10． 硫化氫在不充足的氧氣中燃燒：2H2S+O2點燃===2S+2H2O
十一、 鎂及其化合物的性質
1． 在空氣中點燃鎂條：2Mg+O2點燃===2MgO
2． 在氮氣中點燃鎂條：3Mg+N2點燃===Mg3N2
3． 在二氧化碳中點燃鎂條：2Mg+CO2點燃===2MgO+C
4． 在氯氣中點燃鎂條：Mg+Cl2點燃===MgCl2
5． 海水中提取鎂涉及反應：
① 貝殼煅燒製取熟石灰：CaCO3高溫===CaO+CO2↑ CaO+H2O=Ca（OH）2
② 產生氫氧化鎂沉澱：Mg2++2OH-=Mg（OH）2↓
③ 氫氧化鎂轉化為氯化鎂：Mg（OH）2+2HCl=MgCl2+2H2O
④ 電解熔融氯化鎂：MgCl2通電===Mg+Cl2↑
十二、 Cl-、Br-、I-離子鑒別：
1． 分別滴加AgNO3和稀硝酸，產生白色沉澱的為Cl-；產生淺黃色沉澱的為Br-；產生黃色沉澱的為I-
2．分別滴加氯水，再加入少量四氯化碳，振盪，下層溶液為無色的是Cl-；下層溶液為橙紅色的為Br-；下層溶液為紫紅色的為I-。
十三、 常見物質俗名
①蘇打、純鹼：Na2CO3；②小蘇打：NaHCO3；③熟石灰：Ca（OH）2；④生石灰：CaO；⑤綠礬：FeSO4•7H2O；⑥硫磺：S；⑦大理石、石灰石主要成分：CaCO3；⑧膽礬：CuSO4•5H2O；⑨石膏：CaSO4•2H2O；⑩明礬：KAl（SO4）2•12H2O
十四、 鋁及其化合物的性質
1． 鋁與鹽酸的反應：2Al+6HCl=2AlCl3+3H2↑
2． 鋁與強鹼的反應：2Al+2NaOH+6H2O=2Na[Al（OH）4]+3H2↑
3． 鋁在空氣中氧化：4Al+3O2==2Al2O3
4． 氧化鋁與酸反應：Al2O3+6HCl=2AlCl3+3H2O
5． 氧化鋁與強鹼反應：Al2O3+2NaOH+3H2O=2Na[Al（OH）4]
6． 氫氧化鋁與強酸反應：Al（OH）3+3HCl=AlCl3+3H2O
7． 氫氧化鋁與強鹼反應：Al（OH）3+NaOH=Na[Al（OH）4]
8． 實驗室製取氫氧化鋁沉澱：Al3++3NH3•H2O=Al（OH）3↓+3NH4+
十五、 硅及及其化合物性質
1． 硅與氫氧化鈉反應：Si+2NaOH+H2O=Na2SiO3+2H2↑
2． 硅與氫氟酸反應：Si+4HF=SiF4+H2↑
3． 二氧化硅與氫氧化鈉反應：SiO2+2NaOH=Na2SiO3+H2O
4． 二氧化硅與氫氟酸反應：SiO2+4HF=SiF4↑+2H2O
5． 製造玻璃主要反應：SiO2+CaCO3高溫===CaSiO3+CO2↑
SiO2+Na2CO3高溫===Na2SiO3+CO2↑

高一化學必修二知識點總結
[size=+0] 一、 元素周期表
★熟記等式：原子序數=核電荷數=質子數=核外電子數
1、元素周期表的編排原則：
①按照原子序數遞增的順序從左到右排列;
②將電子層數相同的元素排成一個橫行——周期;
③把最外層電子數相同的元素按電子層數遞增的順序從上到下排成縱行——族
2、如何精確表示元素在周期表中的位置：
周期序數=電子層數;主族序數=最外層電子數
口訣：三短三長一不全;七主七副零八族
熟記：三個短周期，第一和第七主族和零族的元素符號和名稱
3、元素金屬性和非金屬性判斷依據：
①元素金屬性強弱的判斷依據：
單質跟水或酸起反應置換出氫的難易;
元素最高價氧化物的水化物——氫氧化物的鹼性強弱; 置換反應。
②元素非金屬性強弱的判斷依據：
單質與氫氣生成氣態氫化物的難易及氣態氫化物的穩定性;
最高價氧化物對應的水化物的酸性強弱; 置換反應。
4、核素：具有一定數目的質子和一定數目的中子的一種原子。
①質量數==質子數+中子數：A == Z + N
②同位素：質子數相同而中子數不同的同一元素的不同原子，互稱同位素。(同一元素的各種同位素物理性質不同，化學性質相同)
二、元素周期律
1、影響原子半徑大小的因素：①電子層數：電子層數越多，原子半徑越大(最主要因素)
②核電荷數：核電荷數增多，吸引力增大，使原子半徑有減小的趨向(次要因素)
③核外電子數：電子數增多，增加了相互排斥，使原子半徑有增大的傾向
2、元素的化合價與最外層電子數的關系：最高正價等於最外層電子數(氟氧元素無正價)
負化合價數 = 8—最外層電子數(金屬元素無負化合價)
3、同主族、同周期元素的結構、性質遞變規律：
同主族：從上到下，隨電子層數的遞增，原子半徑增大，核對外層電子吸引能力減弱，失電子能力增強，還原性(金屬性)逐漸增強，其離子的氧化性減弱。
同周期：左→右，核電荷數——→逐漸增多，最外層電子數——→逐漸增多
原子半徑——→逐漸減小，得電子能力——→逐漸增強，失電子能力——→逐漸減弱
氧化性——→逐漸增強，還原性——→逐漸減弱，氣態氫化物穩定性——→逐漸增強
最高價氧化物對應水化物酸性——→逐漸增強，鹼性 ——→ 逐漸減弱
三、化學鍵
含有離子鍵的化合物就是離子化合物;只含有共價鍵的化合物才是共價化合物。
NaOH中含極性共價鍵與離子鍵，NH4Cl中含極性共價鍵與離子鍵，Na2O2中含非極性共價鍵與離子鍵，H2O2中含極性和非極性共價鍵
一、化學能與熱能
1、在任何的化學反應中總伴有能量的變化。
原因：當物質發生化學反應時，斷開反應物中的化學鍵要吸收能量，而形成生成物中的化學鍵要放出能量。化學鍵的斷裂和形成是化學反應中能量變化的主要原因。一個確定的化學反應在發生過程中是吸收能量還是放出能量，決定於反應物的總能量與生成物的總能量的相對大小。E反應物總能量>E生成物總能量，為放熱反應。E反應物總能量<E生成物總能量，為吸熱反應。< p>
2、常見的放熱反應和吸熱反應
常見的放熱反應：①所有的燃燒與緩慢氧化。②酸鹼中和反應。③金屬與酸、水反應制氫氣。
④大多數化合反應(特殊：C+CO2 2CO是吸熱反應)。
常見的吸熱反應：①以C、H2、CO為還原劑的氧化還原反應如：C(s)+H2O(g) = CO(g)+H2(g)。
②銨鹽和鹼的反應如Ba(OH)2•8H2O+NH4Cl=BaCl2+2NH3↑+10H2O
③大多數分解反應如KClO3、KMnO4、CaCO3的分解等。
[練習]1、下列反應中，即屬於氧化還原反應同時又是吸熱反應的是( B )
A.Ba(OH)2.8H2O與NH4Cl反應 B.灼熱的炭與CO2反應
C.鋁與稀鹽酸 D.H2與O2的燃燒反應
2、已知反應X+Y=M+N為放熱反應，對該反應的下列說法中正確的是( C )
A. X的能量一定高於M B. Y的能量一定高於N
C. X和Y的總能量一定高於M和N的總能量
D. 因該反應為放熱反應，故不必加熱就可發生
二、化學能與電能
1、化學能轉化為電能的方式：
電能
(電力) 火電(火力發電) 化學能→熱能→機械能→電能 缺點：環境污染、低效
原電池 將化學能直接轉化為電能 優點：清潔、高效
2、原電池原理(1)概念：把化學能直接轉化為電能的裝置叫做原電池。
(2)原電池的工作原理：通過氧化還原反應(有電子的轉移)把化學能轉變為電能。
(3)構成原電池的條件：(1)有活潑性不同的兩個電極;(2)電解質溶液(3)閉合迴路(4)自發的氧化還原反應
(4)電極名稱及發生的反應：
負極：較活潑的金屬作負極，負極發生氧化反應，
電極反應式：較活潑金屬-ne-=金屬陽離子
負極現象：負極溶解，負極質量減少。
正極：較不活潑的金屬或石墨作正極，正極發生還原反應，
電極反應式：溶液中陽離子+ne-=單質
正極的現象：一般有氣體放出或正極質量增加。
(5)原電池正負極的判斷方法：
①依據原電池兩極的材料：
較活潑的金屬作負極(K、Ca、Na太活潑，不能作電極);
較不活潑金屬或可導電非金屬(石墨)、氧化物(MnO2)等作正極。
②根據電流方向或電子流向：(外電路)的電流由正極流向負極;電子則由負極經外電路流向原電池的正極。
③根據內電路離子的遷移方向：陽離子流向原電池正極，陰離子流向原電池負極。
④根據原電池中的反應類型：
負極：失電子，發生氧化反應，現象通常是電極本身消耗，質量減小。
正極：得電子，發生還原反應，現象是常伴隨金屬的析出或H2的放出。
(6)原電池電極反應的書寫方法：
(i)原電池反應所依託的化學反應原理是氧化還原反應，負極反應是氧化反應，正極反應是還原反應。因此書寫電極反應的方法歸納如下：
①寫出總反應方程式。 ②把總反應根據電子得失情況，分成氧化反應、還原反應。
③氧化反應在負極發生，還原反應在正極發生，反應物和生成物對號入座，注意酸鹼介質和水等參與反應。
(ii)原電池的總反應式一般把正極和負極反應式相加而得。
(7)原電池的應用：①加快化學反應速率，如粗鋅制氫氣速率比純鋅制氫氣快。②比較金屬活動性強弱。③設計原電池。④金屬的防腐。
四、 化學反應的速率和限度
1、化學反應的速率
(1)概念：化學反應速率通常用單位時間內反應物濃度的減少量或生成物濃度的增加量(均取正值)來表示。
計算公式：v(B)= =
①單位：mol/(L•s)或mol/(L•min)
②B為溶液或氣體，若B為固體或純液體不計算速率。
③重要規律：速率比=方程式系數比
(2)影響化學反應速率的因素：
內因：由參加反應的物質的結構和性質決定的(主要因素)。
外因：①溫度：升高溫度，增大速率
②催化劑：一般加快反應速率(正催化劑)
③濃度：增加C反應物的濃度，增大速率(溶液或氣體才有濃度可言)
④壓強：增大壓強，增大速率(適用於有氣體參加的反應)
⑤其它因素：如光(射線)、固體的表面積(顆粒大小)、反應物的狀態(溶劑)、原電池等也會改變化學反應速率。
2、化學反應的限度——化學平衡
(1)化學平衡狀態的特徵：逆、動、等、定、變。
①逆：化學平衡研究的對象是可逆反應。
②動：動態平衡，達到平衡狀態時，正逆反應仍在不斷進行。
③等：達到平衡狀態時，正方應速率和逆反應速率相等，但不等於0。即v正=v逆≠0。
④定：達到平衡狀態時，各組分的濃度保持不變，各組成成分的含量保持一定。
⑤變：當條件變化時，原平衡被破壞，在新的條件下會重新建立新的平衡。
(3)判斷化學平衡狀態的標志：
① VA(正方向)=VA(逆方向)或nA(消耗)=nA(生成)(不同方向同一物質比較)
②各組分濃度保持不變或百分含量不變
③藉助顏色不變判斷(有一種物質是有顏色的)
④總物質的量或總體積或總壓強或平均相對分子質量不變(前提：反應前後氣體的總物質的量不相等的反應適用，即如對於反應xA+yB zC，x+y≠z )
一、 有機物的概念
1、定義：含有碳元素的化合物為有機物(碳的氧化物、碳酸、碳酸鹽、碳的金屬化合物等除外)
2、特性：①種類多②大多難溶於水，易溶於有機溶劑③易分解，易燃燒④熔點低，難導電、大多是非電解質⑤反應慢，有副反應(故反應方程式中用「→」代替「=」)
二、甲烷
烴—碳氫化合物：僅有碳和氫兩種元素組成(甲烷是分子組成最簡單的烴)
1、物理性質：無色、無味的氣體，極難溶於水，密度小於空氣，俗名：沼氣、坑氣
2、分子結構：CH4：以碳原子為中心， 四個氫原子為頂點的正四面體(鍵角：109度28分)
3、化學性質：①氧化反應： (產物氣體如何檢驗?)
甲烷與KMnO4不發生反應，所以不能使紫色KMnO4溶液褪色
②取代反應： (三氯甲烷又叫氯仿，四氯甲烷又叫四氯化碳，二氯甲烷只有一種結構，說明甲烷是正四面體結構)
4、同系物：結構相似，在分子組成上相差一個或若干個CH2原子團的物質(所有的烷烴都是同系物)
5、同分異構體：化合物具有相同的分子式，但具有不同結構式(結構不同導致性質不同)
烷烴的溶沸點比較：碳原子數不同時，碳原子數越多，溶沸點越高;碳原子數相同時，支鏈數越多熔沸點越低
同分異構體書寫：會寫丁烷和戊烷的同分異構體
三、乙烯
1、乙烯的製法：
工業製法：石油的裂解氣(乙烯的產量是一個國家石油化工發展水平的標志之一)
2、物理性質：無色、稍有氣味的氣體，比空氣略輕，難溶於水
3、結構：不飽和烴，分子中含碳碳雙鍵，6個原子共平面，鍵角為120°
4、化學性質：
(1)氧化反應：C2H4+3O2 = 2CO2+2H2O(火焰明亮並伴有黑煙)
可以使酸性KMnO4溶液褪色，說明乙烯能被KMnO4氧化，化學性質比烷烴活潑。
(2)加成反應：乙烯可以使溴水褪色，利用此反應除乙烯
乙烯還可以和氫氣、氯化氫、水等發生加成反應。
CH2=CH2 + H2→CH3CH3 CH2=CH2+HCl→CH3CH2Cl(一氯乙烷)
CH2=CH2+H2O→CH3CH2OH(乙醇)
(3)聚合反應：
四、苯
1、物理性質：無色有特殊氣味的液體，密度比水小，有毒，不溶於水，易溶於有機
溶劑，本身也是良好的有機溶劑。
2、苯的結構：C6H6(正六邊形平面結構)苯分子里6個C原子之間的鍵完全相同，碳碳鍵鍵能大於碳碳單鍵鍵能小於碳碳單鍵鍵能的2倍，鍵長介於碳碳單鍵鍵長和雙鍵鍵長之間
鍵角120°。
3、化學性質
(1)氧化反應 2C6H6+15O2 = 12CO2+6H2O (火焰明亮，冒濃煙)
不能使酸性高錳酸鉀褪色
(2)取代反應
① + Br2 + HBr
鐵粉的作用：與溴反應生成溴化鐵做催化劑;溴苯無色密度比水大
② 苯與硝酸(用HONO2表示)發生取代反應，生成無色、不溶於水、密度大於水、有毒的油狀液體——硝基苯。
+ HONO2 + H2O
反應用水浴加熱，控制溫度在50—60℃，濃硫酸做催化劑和脫水劑。
(3)加成反應
用鎳做催化劑，苯與氫發生加成反應，生成環己烷 + 3H2
五、乙醇
1、物理性質：無色有特殊香味的液體，密度比水小，與水以任意比互溶
如何檢驗乙醇中是否含有水：加無水硫酸銅;如何得到無水乙醇：加生石灰，蒸餾
2、結構: CH3CH2OH(含有官能團：羥基)
3、化學性質
(1) 乙醇與金屬鈉的反應：2CH3CH2OH+2Na= 2CH3CH2ONa+H2↑(取代反應)
(2) 乙醇的氧化反應★
①乙醇的燃燒：CH3CH2OH+3O2= 2CO2+3H2O
②乙醇的催化氧化反應2CH3CH2OH+O2= 2CH3CHO+2H2O
③乙醇被強氧化劑氧化反應
CH3CH2OH
六、乙酸(俗名：醋酸)
1、物理性質：常溫下為無色有強烈刺激性氣味的液體，易結成冰一樣的晶體，所以純凈的乙酸又叫冰醋酸，與水、酒精以任意比互溶
2、結構：CH3COOH(含羧基，可以看作由羰基和羥基組成)
3、乙酸的重要化學性質
(1) 乙酸的酸性：弱酸性，但酸性比碳酸強，具有酸的通性
①乙酸能使紫色石蕊試液變紅
②乙酸能與碳酸鹽反應，生成二氧化碳氣體
利用乙酸的酸性，可以用乙酸來除去水垢(主要成分是CaCO3)：
2CH3COOH+CaCO3=(CH3COO)2Ca+H2O+CO2↑
乙酸還可以與碳酸鈉反應，也能生成二氧化碳氣體：
2CH3COOH+Na2CO3= 2CH3COONa+H2O+CO2↑
上述兩個反應都可以證明乙酸的酸性比碳酸的酸性強。
(2) 乙酸的酯化反應
(酸脫羥基，醇脫氫，酯化反應屬於取代反應)
乙酸與乙醇反應的主要產物乙酸乙酯是一種無色、有香味、密度比水的小、不溶於水的油狀液體。在實驗時用飽和碳酸鈉吸收，目的是為了吸收揮發出的乙醇和乙酸，降低乙酸乙酯的溶解度;反應時要用冰醋酸和無水乙醇，濃硫酸做催化劑和吸水劑
化學與可持續發展
一、金屬礦物的開發利用
1、常見金屬的冶煉：①加熱分解法：②加熱還原法：鋁熱反應 ③電解法：電解氧化鋁
2、金屬活動順序與金屬冶煉的關系：
金屬活動性序表中，位置越靠後，越容易被還原，用一般的還原方法就能使金屬還原;金屬的位置越靠前，越難被還原，最活潑金屬只能用最強的還原手段來還原。(離子)
二、海水資源的開發利用
1、海水的組成：含八十多種元素。
其中，H、O、Cl、Na、K、Mg、Ca、S、C、F、B、Br、Sr等總量佔99%以上，其餘為微量元素;特點是總儲量大而濃度小
2、海水資源的利用：
(1)海水淡化： ①蒸餾法;②電滲析法; ③離子交換法; ④反滲透法等。
(2)海水制鹽：利用濃縮、沉澱、過濾、結晶、重結晶等分離方法制備得到各種鹽。
三、環境保護與綠色化學
綠色化學理念 核心：利用化學原理從源頭上減少和消除工業生產對環境造成的污染。又稱為「環境無害化學」、「環境友好化學」、「清潔化學」。
從環境觀點看：強調從源頭上消除污染。(從一開始就避免污染物的產生)
從經濟觀點看：它提倡合理利用資源和能源，降低生產成本。(盡可能提高原子利用率)
熱點：原子經濟性——反應物原子全部轉化為最終的期望產物，原子利用率為100%

『叄』 高中化學知識點整理清單

謝邀，我來回答：

高中化學常考的100個知識點總結，學習重在積累！

今天是必備知識點的第三部門，一共四部分，建議大家用心觀看並且查漏補缺~

61.原電池電極反應的書寫方法：

原電池反應所依託的化學反應原理是氧化還原反應，負極反應是氧化反應，正極反應是還原反應。因此書寫電極反應的方法歸納如下：

寫出總反應方程式；

把總反應根據電子得失情況，分成氧化反應、還原反應；

氧化反應在負極發生，還原反應在正極發生，反應物和生成物對號入座，注意酸鹼介質和水等參與反應。

原電池的總反應式一般把正極和負極反應式相加而得。

62.原電池的應用：

①加快化學反應速率，如粗鋅制氫氣速率比純鋅制氫氣快。

②比較金屬活動性強弱。

④ 設計原電池。

⑤ 金屬的腐蝕。

63.化學電源基本類型：

①干電池：活潑金屬作負極，被腐蝕或消耗。如：Cu－Zn原電池、鋅錳電池。

②充電電池：兩極都參加反應的原電池，可充電循環使用。如鉛蓄電池、鋰電池和銀鋅電池等。

③燃料電池：兩電極材料均為惰性電極，電極本身不發生反應，而是由引入到兩極上的物質發生反應，如H2、CH4燃料電池，其電解質溶液常為鹼性試劑（KOH等）。

64.影響化學反應速率的因素：

內因：由參加反應的物質的結構和性質決定的（主要因素）。

外因：①溫度：升高溫度，增大速率

②催化劑：一般加快反應速率（正催化劑）

③濃度：增加C反應物的濃度，增大速率（溶液或氣體才有濃度可言）

④壓強：增大壓強，增大速率（適用於有氣體參加的反應）

⑤其它因素：如光（射線）、固體的表面積（顆粒大小）、反應物的狀態（溶劑）、原電池等也會改變化學反應速率。

65.化學反應的限度——化學平衡

（1）在一定條件下，當一個可逆反應進行到正向反應速率與逆向反應速率相等時，反應物和生成物的濃度不再改變，達到表面上靜止的一種「平衡狀態」，這就是這個反應所能達到的限度，即化學平衡狀態。

化學平衡的移動受到溫度、反應物濃度、壓強等因素的影響。催化劑只改變化學反應速率，對化學平衡無影響。

在相同的條件下同時向正、逆兩個反應方向進行的反應叫做可逆反應。通常把由反應物向生成物進行的反應叫做正反應。而由生成物向反應物進行的反應叫做逆反應。

在任何可逆反應中，正方應進行的同時，逆反應也在進行。可逆反應不能進行到底，即是說可逆反應無論進行到何種程度，任何物質（反應物和生成物）的物質的量都不可能為0。

66.化學平衡狀態的特徵：逆、動、等、定、變。

①逆：化學平衡研究的對象是可逆反應。

②動：動態平衡，達到平衡狀態時，正逆反應仍在不斷進行。

③等：達到平衡狀態時，正方應速率和逆反應速率相等，但不等於0。即v正＝v逆≠0。

④定：達到平衡狀態時，各組分的濃度保持不變，各組成成分的含量保持一定。

⑥ 變：當條件變化時，原平衡被破壞，在新的條件下會重新建立新的平衡。

67.判斷化學平衡狀態的標志：

①VA（正方向）＝VA（逆方向）或nA（消耗）＝nA（生成）（不同方向同一物質比較）

②各組分濃度保持不變或百分含量不變

③藉助顏色不變判斷（有一種物質是有顏色的）

④總物質的量或總體積或總壓強或平均相對分子質量不變（前提：反應前後氣體的總物質的量不相等的反應適用，即如對於反應：

食物中的營養物質包括：糖類、油脂、蛋白質、維生素、無機鹽和水。人們習慣稱糖類、油脂、蛋白質為動物性和植物性食物中的基本營養物質。

74.金屬的存在：除了金、鉑等少數金屬外，絕大多數金屬以化合態的形式存在於自然界。

75.金屬冶煉的一般步驟：

（1）礦石的富集：除去雜質，提高礦石中有用成分的含量。

（2）冶煉：利用氧化還原反應原理，在一定條件下，用還原劑把金屬從其礦石中還原出來，得到金屬單質（粗）。

（3）精煉：採用一定的方法，提煉純金屬。

『肆』 （高中化學選修4 化學反應原理）焓變與能量、鍵能關系的理解

高中化學選修4知識點總結第1章、化學反應與能量轉化化學反應的實質是反應物化學鍵的斷裂和生成物化學鍵的形成,化學反應過程中伴隨著能量的釋放或吸收. 一、化學反應的熱效應1、化學反應的反應熱(1)反應熱的概念：當化學反應在一定的溫度下進行時,反應所釋放或吸收的熱量稱為該反應在此溫度下的熱效應,簡稱反應熱.用符號Q表示. (2)反應熱與吸熱反應、放熱反應的關系. Q＞0時,反應為吸熱反應；Q＜0時,反應為放熱反應. (3)反應熱的測定測定反應熱的儀器為量熱計,可測出反應前後溶液溫度的變化,根據體系的熱容可計算出反應熱,計算公式如下：Q＝－C(T2－T1) 式中C表示體系的熱容,T1、T2分別表示反應前和反應後體系的溫度.實驗室經常測定中和反應的反應熱. 2、化學反應的焓變(1)反應焓變物質所具有的能量是物質固有的性質,可以用稱為「焓」的物理量來描述,符號為H,單位為kJ·mol-1. 反應產物的總焓與反應物的總焓之差稱為反應焓變,用ΔH表示. (2)反應焓變ΔH與反應熱Q的關系. 對於等壓條件下進行的化學反應,若反應中物質的能量變化全部轉化為熱能,則該反應的反應熱等於反應焓變,其數學表達式為：Qp＝ΔH＝H(反應產物)－H(反應物). (3)反應焓變與吸熱反應,放熱反應的關系：ΔH＞0,反應吸收能量,為吸熱反應. ΔH＜0,反應釋放能量,為放熱反應. (4)反應焓變與熱化學方程式：把一個化學反應中物質的變化和反應焓變同時表示出來的化學方程式稱為熱化學方程式,如：H2(g)＋O2(g)＝H2O(l)；ΔH(298K)＝－285.8kJ·mol－1 書寫熱化學方程式應注意以下幾點：①化學式後面要註明物質的聚集狀態：固態(s)、液態(l)、氣態(g)、溶液(aq). ②化學方程式後面寫上反應焓變ΔH,ΔH的單位是J·mol－1或 kJ·mol－1,且ΔH後註明反應溫度. ③熱化學方程式中物質的系數加倍,ΔH的數值也相應加倍. 3、反應焓變的計算(1)蓋斯定律對於一個化學反應,無論是一步完成,還是分幾步完成,其反應焓變一樣,這一規律稱為蓋斯定律. (2)利用蓋斯定律進行反應焓變的計算. 常見題型是給出幾個熱化學方程式,合並出題目所求的熱化學方程式,根據蓋斯定律可知,該方程式的ΔH為上述各熱化學方程式的ΔH的代數和. (3)根據標准摩爾生成焓,ΔfHmθ計算反應焓變ΔH. 對任意反應：aA＋bB＝cC＋dD ΔH＝［cΔfHmθ(C)＋dΔfHmθ(D)］－［aΔfHmθ(A)＋bΔfHmθ(B)］ 二、電能轉化為化學能——電解 1、電解的原理(1)電解的概念：在直流電作用下,電解質在兩上電極上分別發生氧化反應和還原反應的過程叫做電解.電能轉化為化學能的裝置叫做電解池. (2)電極反應：以電解熔融的NaCl為例：陽極：與電源正極相連的電極稱為陽極,陽極發生氧化反應：2Cl－→Cl2↑＋2e－. 陰極：與電源負極相連的電極稱為陰極,陰極發生還原反應：Na＋＋e－→Na. 總方程式：2NaCl(熔)2Na＋Cl2↑ 2、電解原理的應用(1)電解食鹽水制備燒鹼、氯氣和氫氣. 陽極：2Cl－→Cl2＋2e－ 陰極：2H＋＋e－→H2↑ 總反應：2NaCl＋2H2O2NaOH＋H2↑＋Cl2↑ (2)銅的電解精煉. 粗銅(含Zn、Ni、Fe、Ag、Au、Pt)為陽極,精銅為陰極,CuSO4溶液為電解質溶液. 陽極反應：Cu→Cu2＋＋2e－,還發生幾個副反應Zn→Zn2＋＋2e－；Ni→Ni2＋＋2e－ Fe→Fe2＋＋2e－ Au、Ag、Pt等不反應,沉積在電解池底部形成陽極泥. 陰極反應：Cu2＋＋2e－→Cu (3)電鍍：以鐵表面鍍銅為例待鍍金屬Fe為陰極,鍍層金屬Cu為陽極,CuSO4溶液為電解質溶液. 陽極反應：Cu→Cu2＋＋2e－ 陰極反應： Cu2＋＋2e－→Cu 三、化學能轉化為電能——電池 1、原電池的工作原理(1)原電池的概念：把化學能轉變為電能的裝置稱為原電池. (2)Cu－Zn原電池的工作原理： 如圖為Cu－Zn原電池,其中Zn為負極,Cu為正極,構成閉合迴路後的現象是：Zn片逐漸溶解,Cu片上有氣泡產生,電流計指針發生偏轉.該原電池反應原理為：Zn失電子,負極反應為：Zn→Zn2＋＋2e－；Cu得電子,正極反應為：2H＋＋2e－→H2.電子定向移動形成電流.總反應為：Zn＋CuSO4＝ZnSO4＋Cu. (3)原電池的電能若兩種金屬做電極,活潑金屬為負極,不活潑金屬為正極；若一種金屬和一種非金屬做電極,金屬為負極,非金屬為正極. 2、化學電源(1)鋅錳干電池負極反應：Zn→Zn2＋＋2e－；正極反應：2NH4＋＋2e－→2NH3＋H2；(2)鉛蓄電池負極反應：Pb＋SO42－PbSO4＋2e－ 正極反應：PbO2＋4H＋＋SO42－＋2e－PbSO4＋2H2O 放電時總反應：Pb＋PbO2＋2H2SO4＝2PbSO4＋2H2O. 充電時總反應：2PbSO4＋2H2O＝Pb＋PbO2＋2H2SO4. (3)氫氧燃料電池負極反應：2H2＋4OH－→4H2O＋4e－ 正極反應：O2＋2H2O＋4e－→4OH－ 電池總反應：2H2＋O2＝2H2O 3、金屬的腐蝕與防護(1)金屬腐蝕金屬表面與周圍物質發生化學反應或因電化學作用而遭到破壞的過程稱為金屬腐蝕. (2)金屬腐蝕的電化學原理. 生鐵中含有碳,遇有雨水可形成原電池,鐵為負極,電極反應為：Fe→Fe2＋＋2e－.水膜中溶解的氧氣被還原,正極反應為：O2＋2H2O＋4e－→4OH－,該腐蝕為「吸氧腐蝕」,總反應為：2Fe＋O2＋2H2O＝2Fe(OH)2,Fe(OH)2又立即被氧化：4Fe(OH)2＋2H2O＋O2＝4Fe(OH)3,Fe(OH)3分解轉化為鐵銹.若水膜在酸度較高的環境下,正極反應為：2H+＋2e－→H2↑,該腐蝕稱為「析氫腐蝕」. (3)金屬的防護金屬處於乾燥的環境下,或在金屬表面刷油漆、陶瓷、瀝青、塑料及電鍍一層耐腐蝕性強的金屬防護層,破壞原電池形成的條件.從而達到對金屬的防護；也可以利用原電池原理,採用犧牲陽極保護法.也可以利用電解原理,採用外加電流陰極保護法. 第2章、化學反應的方向、限度與速率(1、2節) 原電池的反應都是自發進行的反應,電解池的反應很多不是自發進行的,如何判定反應是否自發進行呢? 一、化學反應的方向 1、反應焓變與反應方向放熱反應多數能自發進行,即ΔH＜0的反應大多能自發進行.有些吸熱反應也能自發進行.如NH4HCO3與CH3COOH的反應.有些吸熱反應室溫下不能進行,但在較高溫度下能自發進行,如CaCO3高溫下分解生成CaO、CO2. 2、反應熵變與反應方向熵是描述體系混亂度的概念,熵值越大,體系混亂度越大.反應的熵變ΔS為反應產物總熵與反應物總熵之差.產生氣體的反應為熵增加反應,熵增加有利於反應的自發進行. 3、焓變與熵變對反應方向的共同影響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. 在溫度、壓強一定的條件下,自發反應總是向ΔH－TΔS＜0的方向進行,直至平衡狀態. 二、化學反應的限度 1、化學平衡常數(1)對達到平衡的可逆反應,生成物濃度的系數次方的乘積與反應物濃度的系數次方的乘積之比為一常數,該常數稱為化學平衡常數,用符號K表示 . (2)平衡常數K的大小反映了化學反應可能進行的程度(即反應限度),平衡常數越大,說明反應可以進行得越完全. (3)平衡常數表達式與化學方程式的書寫方式有關.對於給定的可逆反應,正逆反應的平衡常數互為倒數. (4)藉助平衡常數,可以判斷反應是否到平衡狀態：當反應的濃度商Qc與平衡常數Kc相等時,說明反應達到平衡狀態. 2、反應的平衡轉化率(1)平衡轉化率是用轉化的反應物的濃度與該反應物初始濃度的比值來表示.如反應物A的平衡轉化率的表達式為：α（A）＝(2)平衡正向移動不一定使反應物的平衡轉化率提高.提高一種反應物的濃度,可使另一反應物的平衡轉化率提高. (3)平衡常數與反應物的平衡轉化率之間可以相互計算. 3、反應條件對化學平衡的影響(1)溫度的影響升高溫度使化學平衡向吸熱方向移動；降低溫度使化學平衡向放熱方向移動.溫度對化學平衡的影響是通過改變平衡常數實現的. (2)濃度的影響增大生成物濃度或減小反應物濃度,平衡向逆反應方向移動；增大反應物濃度或減小生成物濃度,平衡向正反應方向移動. 溫度一定時,改變濃度能引起平衡移動,但平衡常數不變.化工生產中,常通過增加某一價廉易得的反應物濃度,來提高另一昂貴的反應物的轉化率. (3)壓強的影響ΔVg＝0的反應,改變壓強,化學平衡狀態不變. ΔVg≠0的反應,增大壓強,化學平衡向氣態物質體積減小的方向移動. (4)勒夏特列原理由溫度、濃度、壓強對平衡移動的影響可得出勒夏特列原理：如果改變影響平衡的一個條件(濃度、壓強、溫度等)平衡向能夠減弱這種改變的方向移動. 【例題分析】例1、已知下列熱化學方程式：(1)Fe2O3(s)＋3CO(g)＝2Fe(s)＋3CO2(g) ΔH＝－25kJ/mol (2)3Fe2O3(s)＋CO(g)＝2Fe3O4(s)＋CO2(g) ΔH＝－47kJ/mol (3)Fe3O4(s)＋CO(g)＝3FeO(s)＋CO2(g) ΔH＝＋19kJ/mol 寫出FeO(s)被CO還原成Fe和CO2的熱化學方程式 . 解析：依據蓋斯定律：化學反應不管是一步完成還是分幾步完成,其反應熱是相同的.我們可從題目中所給的有關方程式進行分析：從方程式(3)與方程式(1)可以看出有我們需要的有關物質,但方程式(3)必須通過方程式(2)有關物質才能和方程式(1)結合在一起. 將方程式(3)×2＋方程式(2)；可表示為(3)×2＋(2) 得：2Fe3O4(s)＋2CO(g)＋3Fe2O3(s)＋CO(g)＝6FeO(s)＋2CO2(g)＋2Fe3O4(s)＋CO2(g)；ΔH＝＋19kJ/mol×2＋(－47kJ/mol) 整理得方程式(4)：Fe2O3(s)＋CO(g)＝2FeO(s)＋CO2(g)；ΔH＝－3kJ/mol 將(1)－(4)得2CO(g)＝2Fe(s)＋3CO2(g)－2FeO(s)－CO2(g)；ΔH＝－25kJ/mol－(－3kJ/mol) 整理得：FeO(s)＋CO(s)＝Fe(s)＋CO2(g)；ΔH＝－11kJ/mol 答案：FeO(s)＋CO(s)＝Fe(s)＋CO2(g)；ΔH＝－11kJ/mol 例2、熔融鹽燃料電池具有高的發電效率,因而得到重視,可用Li2CO3和Na2CO3的熔融鹽混合物作用電解質,CO為陽極燃氣,空氣與CO2的混合氣體為陰極助燃氣,製得在650℃下工作的燃料電池,完成有關的電池反應式：陽極反應式：2CO＋2CO32－→4CO2＋4e－ 陰極反應式：；總電池反應式：. 解析： 作為燃料電池,總的效果就是把燃料進行燃燒.本題中CO為還原劑,空氣中O2為氧化劑,電池總反應式為：2CO＋O2＝2CO2.用總反應式減去電池負極（即題目指的陽極）反應式,就可得到電池正極（即題目指的陰極）反應式：O2＋2CO2＋4e－＝2CO32－ . 答案：O2＋2CO2＋4e－＝2CO32－；2CO＋O2＝2CO2 例3、下列有關反應的方向說法中正確的是( ) A、放熱的自發過程都是熵值減小的過程. B、吸熱的自發過程常常是熵值增加的過程. C、水自發地從高處流向低處,是趨向能量最低狀態的傾向. D、只根據焓變來判斷化學反應的方向是可以的. 解析：放熱的自發過程可能使熵值減小、增加或無明顯變化,故A錯誤.只根據焓變來判斷反應進行的方向是片面的,要用能量判據、熵判據組成的復合判據來判斷,D錯誤.水自發地從高處流向低處,是趨向能量最低狀態的傾向是正確的.有些吸熱反應也可以自發進行.如在25℃和1.01×105Pa時,2N2O5(g)＝4NO2(g)＋O2(g)；ΔH＝56.7kJ/mol,(NH4)2CO3(s)＝NH4HCO3(s)＋NH3(g)；ΔH＝74.9kJ/mol,上述兩個反應都是吸熱反應,又都是熵增的反應,所以B也正確. 答案：BC. 化學反應原理復習（二） 【知識講解】 第2章、第3、4節一、化學反應的速率 1、化學反應是怎樣進行的(1)基元反應：能夠一步完成的反應稱為基元反應,大多數化學反應都是分幾步完成的. (2)反應歷程：平時寫的化學方程式是由幾個基元反應組成的總反應.總反應中用基元反應構成的反應序列稱為反應歷程,又稱反應機理. (3)不同反應的反應歷程不同.同一反應在不同條件下的反應歷程也可能不同,反應歷程的差別又造成了反應速率的不同. 2、化學反應速率(1)概念：單位時間內反應物的減小量或生成物的增加量可以表示反應的快慢,即反應的速率,用符號v表示. (2)表達式：(3)特點對某一具體反應,用不同物質表示化學反應速率時所得的數值可能不同,但各物質表示的化學反應速率之比等於化學方程式中各物質的系數之比. 3、濃度對反應速率的影響(1)反應速率常數(K) 反應速率常數(K)表示單位濃度下的化學反應速率,通常,反應速率常數越大,反應進行得越快.反應速率常數與濃度無關,受溫度、催化劑、固體表面性質等因素的影響. (2)濃度對反應速率的影響增大反應物濃度,正反應速率增大,減小反應物濃度,正反應速率減小. 增大生成物濃度,逆反應速率增大,減小生成物濃度,逆反應速率減小. (3)壓強對反應速率的影響壓強隻影響氣體,對只涉及固體、液體的反應,壓強的改變對反應速率幾乎無影響. 壓強對反應速率的影響,實際上是濃度對反應速率的影響,因為壓強的改變是通過改變容器容積引起的.壓縮容器容積,氣體壓強增大,氣體物質的濃度都增大,正、逆反應速率都增加；增大容器容積,氣體壓強減小；氣體物質的濃度都減小,正、逆反應速率都減小. 4、溫度對化學反應速率的影響(1)經驗公式阿倫尼烏斯總結出了反應速率常數與溫度之間關系的經驗公式：式中A為比例系數,e為自然對數的底,R為摩爾氣體常數量,Ea為活化能. 由公式知,當Ea＞0時,升高溫度,反應速率常數增大,化學反應速率也隨之增大.可知,溫度對化學反應速率的影響與活化能有關. (2)活化能Ea. 活化能Ea是活化分子的平均能量與反應物分子平均能量之差.不同反應的活化能不同,有的相差很大.活化能 Ea值越大,改變溫度對反應速率的影響越大. 5、催化劑對化學反應速率的影響(1)催化劑對化學反應速率影響的規律：催化劑大多能加快反應速率,原因是催化劑能通過參加反應,改變反應歷程,降低反應的活化能來有效提高反應速率. (2)催化劑的特點：催化劑能加快反應速率而在反應前後本身的質量和化學性質不變. 催化劑具有選擇性. 催化劑不能改變化學反應的平衡常數,不引起化學平衡的移動,不能改變平衡轉化率. 二、化學反應條件的優化——工業合成氨 1、合成氨反應的限度合成氨反應是一個放熱反應,同時也是氣體物質的量減小的熵減反應,故降低溫度、增大壓強將有利於化學平衡向生成氨的方向移動. 2、合成氨反應的速率(1)高壓既有利於平衡向生成氨的方向移動,又使反應速率加快,但高壓對設備的要求也高,故壓強不能特別大. (2)反應過程中將氨從混合氣中分離出去,能保持較高的反應速率. (3)溫度越高,反應速率進行得越快,但溫度過高,平衡向氨分解的方向移動,不利於氨的合成. (4)加入催化劑能大幅度加快反應速率. 3、合成氨的適宜條件在合成氨生產中,達到高轉化率與高反應速率所需要的條件有時是矛盾的,故應該尋找以較高反應速率並獲得適當平衡轉化率的反應條件：一般用鐵做催化劑 ,制反應溫度在700K左右,壓強范圍大致在1×107Pa～1×108Pa 之間,並採用N2與H2分壓為1∶2.8的投料比. 第3章、物質在水溶液中的行為 一、水溶液 1、水的電離H2OH＋＋OH－ 水的離子積常數KW＝［H＋］［OH－］,25℃時,KW＝1.0×10－14mol2·L－2.溫度升高,有利於水的電離, KW增大. 2、溶液的酸鹼度 室溫下,中性溶液：［H＋］＝［OH－］＝1.0×10－7mol·L－1,pH＝7 酸性溶液：［H＋］＞［OH－］,［ H＋］＞1.0×10－7mol·L－1,pH＜7 鹼性溶液：［H＋］＜［OH－］,［OH－］＞1.0×10－7mol·L－1,pH＞7 3、電解質在水溶液中的存在形態(1)強電解質強電解質是在稀的水溶液中完全電離的電解質,強電解質在溶液中以離子形式存在,主要包括強酸、強鹼和絕大多數鹽,書寫電離方程式時用「＝」表示. (2)弱電解質在水溶液中部分電離的電解質,在水溶液中主要以分子形態存在,少部分以離子形態存在,存在電離平衡,主要包括弱酸、弱鹼、水及極少數鹽,書寫電離方程式時用「 」表示. 二、弱電解質的電離及鹽類水解 1、弱電解質的電離平衡. (1)電離平衡常數在一定條件下達到電離平衡時,弱電解質電離形成的各種離子濃度的乘積與溶液中未電離的分子濃度之比為一常數,叫電離平衡常數. 弱酸的電離平衡常數越大,達到電離平衡時,電離出的H＋越多.多元弱酸分步電離,且每步電離都有各自的電離平衡常數,以第一步電離為主. (2)影響電離平衡的因素,以CH3COOHCH3COO－＋H＋為例. 加水、加冰醋酸,加鹼、升溫,使CH3COOH的電離平衡正向移動,加入CH3COONa固體,加入濃鹽酸,降溫使CH3COOH電離平衡逆向移動. 2、鹽類水解(1)水解實質鹽溶於水後電離出的離子與水電離的H＋或OH－結合生成弱酸或弱鹼,從而打破水的電離平衡,使水繼續電離,稱為鹽類水解. (2)水解類型及規律①強酸弱鹼鹽水解顯酸性. NH4Cl＋H2ONH3·H2O＋HCl ②強鹼弱酸鹽水解顯鹼性. CH3COONa＋H2OCH3COOH＋NaOH ③強酸強鹼鹽不水解. ④弱酸弱鹼鹽雙水解. Al2S3＋6H2O＝2Al(OH)3↓＋3H2S↑ (3)水解平衡的移動加熱、加水可以促進鹽的水解,加入酸或鹼能抑止鹽的水解,另外,弱酸根陰離子與弱鹼陽離子相混合時相互促進水解. 三、沉澱溶解平衡 1、沉澱溶解平衡與溶度積(1)概念當固體溶於水時,固體溶於水的速率和離子結合為固體的速率相等時,固體的溶解與沉澱的生成達到平衡狀態,稱為沉澱溶解平衡.其平衡常數叫做溶度積常數,簡稱溶度積,用Ksp表示. PbI2(s)Pb2+(aq)＋2I－(aq) Ksp＝［Pb2＋］［I－］2＝7.1×10－9mol3·L－3 (2)溶度積Ksp的特點Ksp只與難溶電解質的性質和溫度有關,與沉澱的量無關,且溶液中離子濃度的變化能引起平衡移動,但並不改變溶度積. Ksp反映了難溶電解質在水中的溶解能力. 2、沉澱溶解平衡的應用(1)沉澱的溶解與生成根據濃度商Qc與溶度積Ksp的大小比較,規則如下：Qc＝Ksp時,處於沉澱溶解平衡狀態. Qc＞Ksp時,溶液中的離子結合為沉澱至平衡. Qc＜Ksp時,體系中若有足量固體,固體溶解至平衡. (2)沉澱的轉化根據溶度積的大小,可以將溶度積大的沉澱可轉化為溶度積更小的沉澱,這叫做沉澱的轉化.沉澱轉化實質為沉澱溶解平衡的移動. 四、離子反應 1、離子反應發生的條件(1)生成沉澱既有溶液中的離子直接結合為沉澱,又有沉澱的轉化. (2)生成弱電解質主要是H＋與弱酸根生成弱酸,或OH－與弱鹼陽離子生成弱鹼,或H＋與OH－生成H2O. (3)生成氣體 生成弱酸時,很多弱酸能分解生成氣體. (4)發生氧化還原反應強氧化性的離子與強還原性離子易發生氧化還原反應,且大多在酸性條件下發生. 2、離子反應能否進行的理論判據(1)根據焓變與熵變判據對ΔH－TΔS＜0的離子反應,室溫下都能自發進行. (2)根據平衡常數判據離子反應的平衡常數很大時,表明反應的趨勢很大. 3、離子反應的應用(1)判斷溶液中離子能否大量共存相互間能發生反應的離子不能大量共存,注意題目中的隱含條件. (2)用於物質的定性檢驗根據離子的特性反應,主要是沉澱的顏色或氣體的生成,定性檢驗特徵性離子. (3)用於離子的定量計算常見的有酸鹼中和滴定法、氧化還原滴定法. (4)生活中常見的離子反應. 硬水的形成及軟化涉及到的離子反應較多,主要有：Ca2＋、Mg2＋的形成. CaCO3＋CO2＋H2O＝Ca2＋＋2HCO3－ MgCO3＋CO2＋H2O＝Mg2＋＋2HCO3－ 加熱煮沸法降低水的硬度：Ca2＋＋2HCO3－CaCO3↓＋CO2↑＋H2O Mg2＋＋2HCO3－MgCO3↓＋CO2↑＋H2O 或加入Na2CO3軟化硬水：Ca2＋＋CO32－＝CaCO3↓,Mg2＋＋CO32－＝MgCO3↓

『伍』 高中化學選修《化學反應原理》前三章知識點總結～～急！

《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 ② 2NH4Cl(s)+Ba(OH)2

『陸』 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。

『柒』 高中化學選修4化學反應原理（人教版）的重要知識點總結

一學習目標： 1學習化學原理的目的
2：化學反應原理所研究的范圍
3：有效碰撞、活化分子、活化能、催化劑
二學習過程
1：學習化學反應原理的目的
1）化學研究的核心問題是：化學反應
2）化學中最具有創造性的工作是：設計和創造新的分子
3）如何實現這個過程？
通常是利用已發現的原理來進行設計並實現這個過程，所以我們必須對什麼要清楚才能做到，對化學反應的原理的理解要清楚，我們才能知道化學反應是怎樣發生的，為什麼有的反應快、有的反應慢，它遵循怎樣的規律，如何控制化學反應才能為人所用！這就是學習化學反應原理的目的。
2：化學反應原理所研究的范圍是
1）化學反應與能量的問題
2）化學反應的速率、方向及限度的問題
3）水溶液中的離子反應的問題
4）電化學的基礎知識
3：基本概念
1）什麼是有效碰撞？
引起分子間的化學反應的碰撞是有效碰撞，分子間的碰撞是發生化學反應的必要條件，有效碰撞是發生化學反應的充分條件，某一化學反應的速率大小與，單位時間內有效碰撞的次數有關
2）什麼是活化分子？
具有較高能量，能夠發生有效碰撞的分子是活化分子，發生有效碰撞的分子一定是活化分子，但活化分子的碰撞不一定是有效碰撞。有效碰撞次數的多少與單位體積內反應物中活化分子的多少有關。
3）什麼是活化能？
活化分子高出反應物分子平均能量的部分是活化能，如圖
活化分子的多少與該反應的活化能的大小有關，
活化能的大小是由反應物分子的性質決定，（內因）活化能越小則一般分子成為活化分子越容易，則活化分子越多，則單位時間內有效碰撞越多，則反應速率越快。
4）什麼是催化劑？催化劑是能改變化學反應的速率，但反應前後本身性質和質量都不改變的物質，催化劑作用:可以降低化學反應所需的活化能,也就等於提高了活化分子的百分數,從而提高了有效碰撞的頻率.反應速率大幅提高.

『捌』 求高二下（化學反應原理）化學式歸納 《化學反應原理》中有什麼需要背的重點化學式,或者經常考的嗎

有
不過 課本在變 不知道你們的課本是什麼樣子的
公式很多 要去理解它們 然後變通下 就很簡單了

『玖』 如何學好化學反應原理

如AL3＋，自己再記住就是了HCLO4＞HCLO3＞ HCLO2 HCLO HCL HBr HF H2SO4 H2SO3 H2S HNO3HNO2 H3PO4 H2CO3 H2SiO3 醋酸(排這個估計老師都搞不定)PH值計算的話;NaOH>，要記住幾個常見的容易發生水解的離子。水解的話，多總結。反正就是多做筆記。我高三化學經常滿分哦,還有一個Ca(OH)2是中強鹼;Mg(OH)2>AL(OH)3記住這個就OK，你再拿給老師排鹼：KOH>，你一定要看懂它的定義了。酸會多一點我把常見的寫給你