化學反應原理復習

⑴ 2014年高考化學解題突破專題復習27 怎樣突破化學反應原理綜合題

怎樣突破化學反應原理
1、自己總結各種方程式，要分類，如金屬類的反應，鹵素，氧族，有機反應等，分類整理。
2、牢記各種反應的現象，把反應原理、現象和方程式結合起來記。
3、多做題，多做題才能夠使自己更加熟練的記住知識，並且不懂就問。
4、製作反應關系圖。還是分單元製作，氧族，碳族，氮族，鹵素，烴類，酯類，還有其他有機物。
背了方程式，加上計算不亂來的話，照以上4點，75分沒問題，自己要定期默寫方程式，還是分類默寫。
復習過程中一定要看書，尤其在考前2個月，要回歸書本，你會發現很多東西都和自己之前記的不一樣，不能模稜兩可，要記得准確！

⑵ 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。

⑶ 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。

⑷ 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.

⑸ 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

⑹ 高中化學怎麼復習好我基礎很差，求詳細方法

高中化學怎麼輔導,高中化學輔導方法

高中化學知識和初中化學知識還是不一樣的,這兩者還有很大的差別,高中學習的難度明顯要大於初中的,高中化學該怎樣輔導?高中化學輔導的方法都有哪些?

化學實驗器材

在一個人嘗試給別人解決一些問題的時候,就是說出了全過程,要是他已經明白了,那最好.高中化學輔導方法也有很多,我也不能全部都給你們說出來.

⑺ 在線等高二理科高手，重點復習化學選修四化學反應原理，知識點列出來，最好加我QQ了

選修4 化學反應原理1—4章知識點總結 第一章 化學反應與能量 一、反應熱 焓變 1、定義：化學反應過程中放出或吸收的熱量叫做化學反應的反應熱. 在恆溫、恆壓的條件下，化學反應過程中所吸收或釋放的熱量稱為反應的焓變。 2、符號：△H 3、單位：kJmol-1 4、規定：吸熱反應:△H > 0 或者值為「+」，放熱反應:△H < 0 或者值為「-」 常見的放熱反應和吸熱反應 放熱反應 吸熱反應 燃料的燃燒 C+CO2 , H2+CuO 酸鹼中和反應 C+H2O 金屬與酸 Ba(OH)2.8H2O+NH4Cl 大多數化合反應 CaCO3高溫分解 大多數分解反應 小結： 1、化學鍵斷裂，吸收能量； 化學鍵生成，放出能量 2、反應物總能量大於生成物總能量，放熱反應，體系能量降低，△H為「－」或小於0 反應物總能量小於生成物總能量，吸熱反應，體系能量升高，△H為「+」或大於0 3、反應熱 數值上等於生成物分子形成時所釋放的總能量與反應物分子斷裂時所吸收的總能量之差 二、熱化學方程式 1.概念:表示化學反應中放出或吸收的熱量的化學方程式. 2.意義:既能表示化學反應中的物質變化,又能表示化學反應中的能量變化. [總結]書寫熱化學方程式注意事項: （1）反應物和生成物要標明其聚集狀態，用g、l、s分別代表氣態、液態、固態。 （2）方程式右端用△H 標明恆壓條件下反應放出或吸收的熱量，放熱為負，吸熱為正。 （3）熱化學方程式中各物質前的化學計量數不表示分子個數，只表示物質的量，因此可以是整數或分數。 （4）對於相同物質的反應，當化學計量數不同時，其△H 也不同，即△H 的值與計量數成正比,當化學反應逆向進行時,數值不變,符號相反。 三、蓋斯定律：不管化學反應是一步完成或分幾步完成，其反應熱是相同的。 化學反應的焓變（ΔH）只與反應體系的始態和終態有關，而與反應的途徑無關。 總結規律：若多步化學反應相加可得到新的化學反應，則新反應的反應熱即為上述多步反應的反應熱之和。 注意： 1、計量數的變化與反應熱數值的變化要對應 2、反應方向發生改變反應熱的符號也要改變 反應熱計算的常見題型： 1、化學反應中物質的量的變化與反應能量變化的定量計算。 2、理論推算反應熱： 依據：物質變化決定能量變化 （1）蓋斯定律 設計合理路徑 路徑1總能量變化等於路徑2總能量變化 （2）通過已知熱化學方程式的相加，得出新的熱化學方程式： 物質的疊加，反應熱的疊加 小結： a： 若某化學反應從始態（S）到終態（L）其反應熱為△H，而從終態（L）到始態（S）的反應熱為△H』，這兩者和為０。 即△H＋ △H 』 = ０ b：若某一化學反應可分為多步進行，則其總反應熱為各步反應的反應熱之和。 即△H= △H1+ △H2+ △H3+…… c：若多 就這么多勒。。去好好復習吧。