化学反应原理复习

⑴ 2014年高考化学解题突破专题复习27 怎样突破化学反应原理综合题

怎样突破化学反应原理
1、自己总结各种方程式，要分类，如金属类的反应，卤素，氧族，有机反应等，分类整理。
2、牢记各种反应的现象，把反应原理、现象和方程式结合起来记。
3、多做题，多做题才能够使自己更加熟练的记住知识，并且不懂就问。
4、制作反应关系图。还是分单元制作，氧族，碳族，氮族，卤素，烃类，酯类，还有其他有机物。
背了方程式，加上计算不乱来的话，照以上4点，75分没问题，自己要定期默写方程式，还是分类默写。
复习过程中一定要看书，尤其在考前2个月，要回归书本，你会发现很多东西都和自己之前记的不一样，不能模棱两可，要记得准确！

⑵ 高中化学知识点整理清单

谢邀，我来回答：

高中化学常考的100个知识点总结，学习重在积累！

今天是必备知识点的第三部门，一共四部分，建议大家用心观看并且查漏补缺~

61.原电池电极反应的书写方法：

原电池反应所依托的化学反应原理是氧化还原反应，负极反应是氧化反应，正极反应是还原反应。因此书写电极反应的方法归纳如下：

写出总反应方程式；

把总反应根据电子得失情况，分成氧化反应、还原反应；

氧化反应在负极发生，还原反应在正极发生，反应物和生成物对号入座，注意酸碱介质和水等参与反应。

原电池的总反应式一般把正极和负极反应式相加而得。

62.原电池的应用：

①加快化学反应速率，如粗锌制氢气速率比纯锌制氢气快。

②比较金属活动性强弱。

④ 设计原电池。

⑤ 金属的腐蚀。

63.化学电源基本类型：

①干电池：活泼金属作负极，被腐蚀或消耗。如：Cu－Zn原电池、锌锰电池。

②充电电池：两极都参加反应的原电池，可充电循环使用。如铅蓄电池、锂电池和银锌电池等。

③燃料电池：两电极材料均为惰性电极，电极本身不发生反应，而是由引入到两极上的物质发生反应，如H2、CH4燃料电池，其电解质溶液常为碱性试剂（KOH等）。

64.影响化学反应速率的因素：

内因：由参加反应的物质的结构和性质决定的（主要因素）。

外因：①温度：升高温度，增大速率

②催化剂：一般加快反应速率（正催化剂）

③浓度：增加C反应物的浓度，增大速率（溶液或气体才有浓度可言）

④压强：增大压强，增大速率（适用于有气体参加的反应）

⑤其它因素：如光（射线）、固体的表面积（颗粒大小）、反应物的状态（溶剂）、原电池等也会改变化学反应速率。

65.化学反应的限度——化学平衡

（1）在一定条件下，当一个可逆反应进行到正向反应速率与逆向反应速率相等时，反应物和生成物的浓度不再改变，达到表面上静止的一种“平衡状态”，这就是这个反应所能达到的限度，即化学平衡状态。

化学平衡的移动受到温度、反应物浓度、压强等因素的影响。催化剂只改变化学反应速率，对化学平衡无影响。

在相同的条件下同时向正、逆两个反应方向进行的反应叫做可逆反应。通常把由反应物向生成物进行的反应叫做正反应。而由生成物向反应物进行的反应叫做逆反应。

在任何可逆反应中，正方应进行的同时，逆反应也在进行。可逆反应不能进行到底，即是说可逆反应无论进行到何种程度，任何物质（反应物和生成物）的物质的量都不可能为0。

66.化学平衡状态的特征：逆、动、等、定、变。

①逆：化学平衡研究的对象是可逆反应。

②动：动态平衡，达到平衡状态时，正逆反应仍在不断进行。

③等：达到平衡状态时，正方应速率和逆反应速率相等，但不等于0。即v正＝v逆≠0。

④定：达到平衡状态时，各组分的浓度保持不变，各组成成分的含量保持一定。

⑥ 变：当条件变化时，原平衡被破坏，在新的条件下会重新建立新的平衡。

67.判断化学平衡状态的标志：

①VA（正方向）＝VA（逆方向）或nA（消耗）＝nA（生成）（不同方向同一物质比较）

②各组分浓度保持不变或百分含量不变

③借助颜色不变判断（有一种物质是有颜色的）

④总物质的量或总体积或总压强或平均相对分子质量不变（前提：反应前后气体的总物质的量不相等的反应适用，即如对于反应：

食物中的营养物质包括：糖类、油脂、蛋白质、维生素、无机盐和水。人们习惯称糖类、油脂、蛋白质为动物性和植物性食物中的基本营养物质。

74.金属的存在：除了金、铂等少数金属外，绝大多数金属以化合态的形式存在于自然界。

75.金属冶炼的一般步骤：

（1）矿石的富集：除去杂质，提高矿石中有用成分的含量。

（2）冶炼：利用氧化还原反应原理，在一定条件下，用还原剂把金属从其矿石中还原出来，得到金属单质（粗）。

（3）精炼：采用一定的方法，提炼纯金属。

⑶ 有没有高中化学反应原理的所有知识点总结。 谢了

高中化学高中化学高中化学高中化学选修选修选修选修4444知识点归纳总结知识点归纳总结知识点归纳总结知识点归纳总结 第一章第一章第一章第一章 化学反应与能量化学反应与能量化学反应与能量化学反应与能量 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: ①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） 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。 ※注意以下几点： ①研究条件：101 kPa ②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 mol ④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=－57.3kJ/mol 3．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57.3kJ/mol。 4．中和热的测定实验 五、盖斯定律 1．内容：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，而与具体反应进行的途径无关，如果一个反应可以分几步进行，则各分步反应的反应热之和与该反应一步完成的反应热是相同的。 第二章 化学反应速率和化学平衡 一、化学反应速率 1. 化学反应速率（v） ⑴ 定义：用来衡量化学反应的快慢，单位时间内反应物或生成物的物质的量的变化 ⑵ 表示方法：单位时间内反应浓度的减少或生成物浓度的增加来表示 ⑶ 计算公式：v=Δc/Δt（υ：平均速率，Δc：浓度变化，Δt：时间）单位：mol/（L•s） ⑷ 影响因素： ① 决定因素（内因）：反应物的性质（决定因素） ② 条件因素（外因）：反应所处的条件 外因对化学反应速率影响的变化规律 条件变化 活化分子的量的变化 反应速率的变化 反应物的浓度 增大 单位体积里的总数目增多，百分数不变 增大 减小 单位体积里的总数目减少，百分数不变 减小 气体反应物的压强 增大 单位体积里的总数目增多，百分数不变 增大 减小 单位体积里的总数目减少，百分数不变 减小 反应物的温度 升高 百分数增大，单位体积里的总数目增多 增大 降低 百分数减少，单位体积里的总数目减少 减小 反应物的催化剂 使用 百分数剧增，单位体积里的总数目剧增 剧增 撤去 百分数剧减，单位体积里的总数目剧减 剧减 其他 光，电磁波，超声波，固体反应物颗粒的大小，溶剂等 有影响 ※注意：（1）、参加反应的物质为固体和液体，由于压强的变化对浓度几乎无影响，可以认为反应速率不变。 （2）、惰性气体对于速率的影响 ①恒温恒容时：充入惰性气体→总压增大，但是各分压不变，各物质浓度不变→反应速率不变 ②恒温恒体时：充入惰性气体→体积增大→各反应物浓度减小→反应速率减慢 二、化学平衡 （一）1.定义： 化学平衡状态：一定条件下，当一个可逆反应进行到正逆反应速率相等时，更组成成分浓度不再改变，达到表面上静止的一种“平衡”，这就是这个反应所能达到的限度即化学平衡状态。 2、化学平衡的特征 逆（研究前提是可逆反应） 等（同一物质的正逆反应速率相等） 动（动态平衡） 定（各物质的浓度与质量分数恒定） 变（条件改变，平衡发生变化） 3、判断平衡的依据 判断可逆反应达到平衡状态的方法和依据 例举反应 mA(g)+nB(g) C(g)+qD(g) 混合物体系中 各成分的含量 ①各物质的物质的量或各物质的物质的量的分数一定 平衡 ②各物质的质量或各物质质量分数一定 平衡 ③各气体的体积或体积分数一定 平衡 ④总体积、总压力、总物质的量一定 不一定平衡 正、逆反应 速率的关系 ①在单位时间内消耗了m molA同时生成m molA，即V(正)=V(逆) 平衡 ②在单位时间内消耗了n molB同时消耗了p molC，则V(正)=V(逆) 平衡 ③V(A):V(B):V(C):V(D)=m:n:p:q，V(正)不一定等于V(逆) 不一定平衡 ④在单位时间内生成n molB，同时消耗了q molD，因均指V(逆) 不一定平衡 压强 ①m+n≠p+q时，总压力一定（其他条件一定） 平衡 ②m+n=p+q时，总压力一定（其他条件一定） 不一定平衡 混合气体平均相对分子质量Mr ①Mr一定时，只有当m+n≠p+q时 平衡 ②Mr一定时，但m+n=p+q时 不一定平衡 温度 任何反应都伴随着能量变化，当体系温度一定时（其他不变） 平衡 体系的密度 密度一定 不一定平衡 其他 如体系颜色不再变化等 平衡 （二）影响化学平衡移动的因素 1、浓度对化学平衡移动的影响（1）影响规律：在其他条件不变的情况下，增大反应物的浓度或减少生成物的浓度，都可以使平衡向正方向移动；增大生成物的浓度或减小反应物的浓度，都可以使平衡向逆方向移动 （2）增加固体或纯液体的量，由于浓度不变，所以平衡不移动 （3）在溶液中进行的反应，如果稀释溶液，反应物浓度减小，生成物浓度也减小， V正减小，V逆也减小，但是减小的程度不同，总的结果是化学平衡向反应方程式中化学计量数之和大的方向移动。 2、温度对化学平衡移动的影响 影响规律：在其他条件不变的情况下，温度升高会使化学平衡向着吸热反应方向移动，温度降低会使化学平衡向着放热反应方向移动。 3、压强对化学平衡移动的影响 影响规律：其他条件不变时，增大压强，会使平衡向着体积缩小方向移动；减小压强，会使平衡向着体积增大方向移动。 注意：（1）改变压强不能使无气态物质存在的化学平衡发生移动 （2）气体减压或增压与溶液稀释或浓缩的化学平衡移动规律相似 4.催化剂对化学平衡的影响：由于使用催化剂对正反应速率和逆反应速率影响的程度是等同的，所以平衡不移动。但是使用催化剂可以影响可逆反应达到平衡所需的_时间_。 5.勒夏特列原理（平衡移动原理）：如果改变影响平衡的条件之一（如温度，压强，浓度），平衡向着能够减弱这种改变的方向移动。 三、化学平衡常数 （一）定义：在一定温度下，当一个反应达到化学平衡时，生成物浓度幂之积与反应物浓度幂之积的比值是一个常数比值。 符号：K （二）使用化学平衡常数K应注意的问题： 1、表达式中各物质的浓度是变化的浓度，不是起始浓度也不是物质的量。 2、K只与温度（T）关，与反应物或生成物的浓度无关。 3、反应物或生产物中有固体或纯液体存在时，由于其浓度是固定不变的，可以看做是“1”而不代入公式。 4、稀溶液中进行的反应，如有水参加，水的浓度不必写在平衡关系式中。 （三）化学平衡常数K的应用: 1、化学平衡常数值的大小是可逆反应进行程度的标志。K值越大，说明平衡时生成物的浓度越大，它的正向反应进行的程度越大，即该反应进行得越完全，反应物转化率越高。反之，则相反。 2、可以利用K值做标准，判断正在进行的可逆反应是否平衡及不平衡时向何方进行建立平衡。（Q：浓度积） Q〈K:反应向正反应方向进行; Q=K:反应处于平衡状态 ; Q〉K:反应向逆反应方向进行 3、利用K值可判断反应的热效应 若温度升高，K值增大，则正反应为吸热反应 若温度升高，K值减小，则正反应为放热反应 ＊四、等效平衡 1、概念：在一定条件下（定温、定容或定温、定压），只是起始加入情况不同的同一可逆反应达到平衡后，任何相同组分的百分含量均相同，这样的化学平衡互称为等效平衡。 2、分类 （1）定温，定容条件下的等效平衡 第一类：对于反应前后气体分子数改变的可逆反应：必须要保证化学计量数之比与原来相同；同时必须保证平衡式左右两边同一边的物质的量与原来相同。 第二类：对于反应前后气体分子数不变的可逆反应：只要反应物的物质的量的比例与原来相同即可视为二者等效。 （2）定温，定压的等效平衡 只要保证可逆反应化学计量数之比相同即可视为等效平衡。 五、化学反应进行的方向 1、反应熵变与反应方向： （1）熵:物质的一个状态函数，用来描述体系的混乱度，符号为S. 单位：J•••mol-1•K-1 (2)体系趋向于有序转变为无序，导致体系的熵增加，这叫做熵增加原理，也是反应方向判断的依据。. （3）同一物质，在气态时熵值最大，液态时次之，固态时最小。即S(g)〉S(l)〉S(s) 2、反应方向判断依据 在温度、压强一定的条件下，化学反应的判读依据为： ΔH-TΔS〈0 反应能自发进行 ΔH-TΔS=0 反应达到平衡状态 ΔH-TΔS〉0 反应不能自发进行 注意：（1）ΔH为负，ΔS为正时，任何温度反应都能自发进行 （2）ΔH为正，ΔS为负时，任何温度反应都不能自发进行 第三章第三章第三章第三章 水溶液中的离子平衡水溶液中的离子平衡水溶液中的离子平衡水溶液中的离子平衡 一、弱电解质的电离 1、定义：电解质：在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物,叫电解质。 非电解质：在水溶液中或熔化状态下都不能导电的化合物。 强电解质：在水溶液里全部电离成离子的电解质。 弱电解质： 在水溶液里只有一部分分子电离成离子的电解质。 2、电解质与非电解质本质区别： 电解质——离子化合物或共价化合物 非电解质——共价化合物 注意：①电解质、非电解质都是化合物 ②SO2、NH3、CO2等属于非电解质 ③强电解质不等于易溶于水的化合物（如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部电离，故BaSO4 为强电解质）——电解质的强弱与导电性、溶解性无关。 3、电离平衡：在一定的条件下，当电解质分子电离成 离子的速率 和离子结合成 时，电离过程物质 单质 化合物 电解质 非电解质： 非金属氧化物，大部分有机物 。如SO3、CO2、C6H12O6、CCl4、CH2=CH2…… 强电解质： 强酸，强碱，大多数盐 。如HCl、NaOH、NaCl、BaSO4 弱电解质： 弱酸，弱碱，极少数盐，水 。如HClO、NH3·H2O、Cu(OH)2、H2O…… 混和物 纯净物 就达到了 平衡状态 ，这叫电离平衡4、影响电离平衡的因素： A、温度：电离一般吸热，升温有利于电离B、浓度：浓度越大，电离程度 越小弱电解质溶液里加入与弱电解质具有相同离子的电解质的电离产生的某种离子反应的物质时，9、电离方程式的书写：用可逆符号 10、电离常数：在一定条件下，弱电解质在达到电离平衡时中未电离的分子浓度的比是一个常数。表示方法：ABA++B- Ki=[ A11、影响因素： a、电离常数的大小主要由物质的本性决定b、电离常数受温度变化影响，不受浓度变化影响C、同一温度下，不同弱酸H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H二、水的电离和溶液的酸碱性 1、水电离平衡：: 水的离子积：KW = c[H+]·c[OH-] 25℃时, [H+]=[OH-] =10-7 mol/L ; KW = [H注意：KW只与温度有关，温度一定，KW不仅适用于纯水，适用于任何溶液2、水电离特点：（1）可逆 （2）吸热3、影响水电离平衡的外界因素： ①酸、碱 ：抑制水的电离 KW〈1*10②温度：促进水的电离（水的电离是 ③易水解的盐：促进水的电离 KW 〉4、溶液的酸碱性和pH： （1）pH=-lgc[H+] （2）pH的测定方法： 酸碱指示剂—— 甲基橙 、 石蕊 变色范围：甲基橙 3.1~4.4（橙色） pH试纸 —操作 玻璃棒蘸取未知液体在试纸上 注意：①事先不能用水湿润PH三 、混合液的pH值计算方法公式 1、强酸与强酸的混合：（先求[H+]混：（[H+]1V1+[H+]2V2）/（V1+V2） 2、强碱与强碱的混合：（先求[OH-]混：＝（[OH-]1V1+[OH-]2V2）/（V1+V2） 3、强酸与强碱的混合：（先据H+ + OH体积求[H+]混；OH-有余，则用余下的四、稀释过程溶液pH值的变化规律：1、强酸溶液：稀释10n倍时，pH稀=pH2、弱酸溶液：稀释10n倍时，pH稀〈3、强碱溶液：稀释10n倍时，pH稀=pH4、弱碱溶液：稀释10n倍时，pH稀〉5、不论任何溶液，稀释时pH均是向6、稀释时，弱酸、弱碱和水解的盐溶液的这叫电离平衡。 升温有利于电离。 越小 ；溶液稀释时，电离平衡向着电离的方向移动溶液里加入与弱电解质具有相同离子的电解质，会 减弱 电离。D、其他外加试剂，有利于电离。 弱酸的电离要分布写（第一步为主） 弱电解质在达到电离平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度的乘积。叫做电离平衡常数，（一般用Ka表示酸，Kb表示碱Ki=[ A+][ B-]/[AB] 电离常数的大小主要由物质的本性决定。 不受浓度变化影响，在室温下一般变化不大。 不同弱酸，电离常数越大，其电离程度越大>H2S>HClO ] = [H+]·[OH-] = 1*10-14 ，则KW值一定 适用于任何溶液（酸、碱、盐） 吸热 （3）极弱 1*10-14 吸 热的） 〉 1*10-14 、 酚酞 。 石蕊5.0~8.0（紫色） 酚酞8.2~10.0（浅红色）玻璃棒蘸取未知液体在试纸上，然后与标准比色卡对比即可 PH试纸；②广泛pH试纸只能读取整数值或范围 ：将两种酸中的H+离子物质的量相加除以总体积：将两种酸中的OH-离子物质的量相加除以总体积 (注意 :不能直接计算[H+]混) + OH- ==H2O计算余下的H+或OH-，①H+有余，则用余下的则用余下的OH-数除以溶液总体积求[OH-]混，再求其它） ： pH原+ n （但始终不能大于或等于7） 〈pH原+n （但始终不能大于或等于7） pH原－n （但始终不能小于或等于7） 〉pH原－n （但始终不能小于或等于7） 均是向7靠近（即向中性靠近）；任何溶液无限稀释后弱碱和水解的盐溶液的pH变化得慢，强酸、强碱变化得快。 电离平衡向着电离的方向移动。C、同离子效应：在其他外加试剂：加入能与弱电解质溶液中电离所生成的各种离子浓度的乘积，跟溶液表示碱。 ） 其电离程度越大，酸性越强。如：） 。 离子物质的量相加除以总体积，再求其它） [H+]混 =离子物质的量相加除以总体积，再求其它） [OH-]混则用余下的H+数除以溶液总 任何溶液无限稀释后pH均接近7 五、强酸（pH1）强碱（pH2）混和计算规律1、若等体积混合 pH1+pH2=14 则溶液显中性pH=7pH1+pH2≥15 则溶液显碱性pH=pHpH1+pH2≤13 则溶液显酸性pH=pH1+0.32、若混合后显中性 pH1+pH2=14 V酸：V碱=1：1 pH1+pH2≠14 V酸：V碱=1：10〔14-（pH1+pH2六、酸碱中和滴定： 1、中和滴定的原理 实质：H++OH—=H2O 即酸能提供的H2、中和滴定的操作过程： （1）仪②滴定管的刻度，O刻度在 上下端有一部分没有刻度。滴定时，所用溶液不得超过最低刻度中途向滴定管中添加。②滴定管可以读到小数点后（2）药品：标准液；待测液；指示剂（3）准备过程： 准备：检漏、洗涤、润洗、装液、赶气泡准液洗（或待测液洗）→装溶液→排气泡（4）试验过程 3、酸碱中和滴定的误差分析 误差分析：利用n酸c酸V酸=n碱c碱式中：n——酸或碱中氢原子或氢氧根离子数V——酸或碱溶液的体积。当用酸去滴定碱确定碱的浓度时c碱=VnVcn⋅⋅⋅ 上述公式在求算浓度时很方便，而在分析误差时起主要作用的是分子上的标准酸，其数值在理论上是不变的，若稀释了虽实际值变小样也是一个定值，它是用标准的量器量好后注入锥形瓶中的变化的却是标准酸用量的减少，即V酸减小用标准酸来测定碱的浓度时，c碱的误差与之偏低。 同理，用标准碱来滴定未知浓度的酸时亦然七、盐类的水解（只有可溶于水的盐才水解1、盐类水解：在水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的2、水解的实质： 水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的促进水的电离。 3、盐类水解规律： ①有 弱 才水解，无弱不水解，越弱越水解②多元弱酸根，浓度相同时正酸根比酸式酸根水解程度大4、盐类水解的特点：（1）可逆（与中和反应互逆5、影响盐类水解的外界因素： ①温度：温度越 高 水解程度越大 ②浓度：浓度越小，水解程度越 大 ③酸碱：促进或抑制盐的水解（H+促进离子水解） 6、酸式盐溶液的酸碱性： 混和计算规律w.w.w.k.s.5.u.c.o.m pH=7 pH=pH2-0.3 pH=pH1+0.3 pH1+pH2）〕 H+和碱能提供的OH-物质的量相等。 上 ，往下刻度标数越来越大，全部容积 大于所用溶液不得超过最低刻度，不得一次滴定使用两滴定管酸滴定管可以读到小数点后 一位 。 指示剂。 赶气泡、调液面。（洗涤：用洗液洗→检漏：滴定管是否漏水排气泡→调液面→记数据V(始) 碱V碱进行分析 酸或碱中氢原子或氢氧根离子数；c——酸或碱的物质的量浓度； 当用酸去滴定碱确定碱的浓度时，则： 而在分析误差时起主要作用的是分子上的V酸的变化，若稀释了虽实际值变小，但体现的却是V酸的增大它是用标准的量器量好后注入锥形瓶中的，当在实际操作中碱液外溅酸减小，则c碱降低了；对于观察中出现的误差亦同样如此碱的误差与V酸的变化成正比，即当V酸的实测值大于理论值时用标准碱来滴定未知浓度的酸时亦然。 只有可溶于水的盐才水解） 在水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H+或OH-结合生成弱电解质的反应水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H+或OH-结合,破坏水的电离越弱越水解；谁 强显谁性，两弱都水解，同强显中性浓度相同时正酸根比酸式酸根水解程度大，碱性更强。 (如:Na2CO3 与中和反应互逆） （2）程度小 （3）吸热 （水解吸热，越热越水解） （越稀越水解） 促进 阴离子 水解而 抑制 阳离子水解；OH大于 它的最大刻度值，因为不得一次滴定使用两滴定管酸（或碱），也不得滴定管是否漏水→用水洗→用标，因为在滴定过程中c酸为酸的增大，导致c酸偏高；V碱同当在实际操作中碱液外溅，其实际值减小，但引起对于观察中出现的误差亦同样如此。综上所述，当酸的实测值大于理论值时，c碱偏高，反结合生成弱电解质的反应。 破坏水的电离，是平衡向右移动，同强显中性。 ＞NaHCO3) OH -促进阳离子水解而抑制阴①只电离不水解：如HSO4- 显 酸 性 ②电离程度＞水解程度，显 酸 性 （如: HSO3- 、H2PO4-） ③水解程度＞电离程度，显 碱 性 （如：HCO3- 、HS- 、HPO42-） 7、双水解反应： （1）构成盐的阴阳离子均能发生水解的反应。双水解反应相互促进，水解程度较大，有的甚至水解完全。使得平衡向右移。 （2）常见的双水解反应完全的为：Fe3+、Al3+与AlO2-、CO32-(HCO3-)、S2-(HS-)、SO32-(HSO3-)；S2-与NH4+；CO32-(HCO3-)与NH4+其特点是相互水解成沉淀或气体。双水解完全的离子方程式配平依据是两边电荷平衡，如：2Al3+ + 3S2- + 6H2O == 2Al(OH)3↓+ 3H2S↑ 8、盐类水解的应用： 水解的应用 实例 原理 1、净水 明矾净水 Al3++3H2O Al(OH)3(胶体)+3H+ 2、去油污 用热碱水冼油污物品 CO32-+H2O HCO3-+OH- 3、药品的保存 ①配制FeCl3溶液时常加入少量盐酸 Fe3++3H2O Fe(OH)3+3H+ ②配制Na2CO3溶液时常加入少量NaOH CO32-+H2O HCO3-+OH- 4、制备无水盐 由MgCl2·6H2O制无水MgCl2 在HCl气流中加热 若不然，则： MgCl2·6H2O Mg(OH)2+2HCl+4H2O Mg(OH)2 MgO+H2O 5、泡沫灭火器 用Al2(SO4)3与NaHCO3溶液混合 Al3++3HCO3-=Al(OH)3↓+3CO2↑ 6、比较盐溶液中离子浓度的大小 比较NH4Cl溶液中离子浓度的大小 NH4++H2O NH3·H2O+H+ c(Cl-)>c(NH4+)>c(H+)>c(OH)- 9、水解平衡常数 （Kh） 对于强碱弱酸盐：Kh =Kw/Ka(Kw为该温度下水的离子积，Ka为该条件下该弱酸根形成的弱酸的电离平衡常数) 对于强酸弱碱盐：Kh =Kw/Kb（Kw为该温度下水的离子积，Kb为该条件下该弱碱根形成的弱碱的电离平衡常数） 电离、水解方程式的书写原则 1、多元弱酸（多元弱酸盐）的电离（水解）的书写原则：分步书写 注意：不管是水解还是电离，都决定于第一步，第二步一般相当微弱。 2、多元弱碱（多元弱碱盐）的电离（水解）书写原则：一步书写 八、溶液中微粒浓度的大小比较 ☆☆基本原则：抓住溶液中微粒浓度必须满足的三种守恒关系： ①电荷守恒：:任何溶液均显电 中 性，各阳离子浓度与其所带电荷数的乘积之和＝各阴离子浓度与其所带电荷数的乘积之和 ②物料守恒: （即原子个数守恒或质量守恒） 某原子的总量(或总浓度)＝其以各种形式存在的所有微粒的量(或浓度)之和 ③质子守恒：即水电离出的H+浓度与OH-浓度相等。 九、难溶电解质的溶解平衡 △ △ △ 1、难溶电解质的溶解平衡的一些常见知识 （1）溶解度 小于 0.01g的电解质称难溶电解质（2）反应后离子浓度降至1*10-5以下的反应为完全反应反应，用“=”，常见的难溶物在水中的离子浓度均远低于 （3）难溶并非不溶，任何难溶物在水中均存在溶解平衡 （4）掌握三种微溶物质：CaSO4、 （5）溶解平衡常为吸热，但Ca(OH) （6）溶解平衡存在的前提是：必须存在沉淀2、溶解平衡方程式的书写 注意在沉淀后用(s)标明状态，并用3、沉淀生成的三种主要方式 （1）加沉淀剂法：Ksp越小（即沉淀越难溶 （2）调pH值除某些易水解的金属阳离子 （3）氧化还原沉淀法： （4）同离子效应法 4、沉淀的溶解： 沉淀的溶解就是使溶解平衡正向移动5、沉淀的转化： 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(白色沉淀) AgBr6、溶度积（KSP） 1、定义：在一定条件下，难溶电解质电解质溶解成离子的速率等于离子重新结合成沉淀的速率的浓度保持不变的状态。 2、表达式：AmBn(s) mAn+(aq)+nB KSP= [c(An+)]m •[c(Bm-)]n 3、影响因素： 外因：①浓度：加水，平衡向溶解方向移动②温度：升温，多数平衡向溶解方向移动4、溶度积规则 QC（离子积）〉KSP 有沉淀析出 QC= KSP 平衡状态 QC〈KSP 饱和，继续溶解 原电池： 1、概念：化学能转化为电能的装置叫做原电池 2、组成条件：①两个活泼性不同的电极 3、电子流向：外电路： 负 极—— 内电路：盐桥中 阴 4、电极反应：以锌铜原电池为例：负极： 氧化反应： Zn－2e＝正极： 还原反应： 2H＋＋总反应式： Zn+2H+=Zn2++H2↑ 5、正、负极的判断： （1）从电极材料：一般较活泼金属为负极难溶电解质的溶解平衡的一些常见知识 的电解质称难溶电解质。 以下的反应为完全反应。如酸碱中和时[H+]降至10-7mol/L<10常见的难溶物在水中的离子浓度均远低于10-5mol/L，故均用“=”。 任何难溶物在水中均存在溶解平衡。 、Ca(OH)2、Ag2SO4 Ca(OH)2为放热，升温其溶解度减少。 必须存在沉淀，否则不存在平衡。 并用“ ”。如：Ag2S(s) 2Ag+(aq）+ S2-(aq) 即沉淀越难溶），沉淀越完全；沉淀剂过量能使沉淀更完全值除某些易水解的金属阳离子：如加MgO除去MgCl2溶液中FeCl3。 沉淀的溶解就是使溶解平衡正向移动。常采用的方法有：①酸碱；②氧化还原；③溶解度小的生成溶解度 更小 的。 ) AgBr（淡黄色） AgI （黄色） Ag2S（电解质电解质溶解成离子的速率等于离子重新结合成沉淀的速率(aq)+nBm-(aq) 平衡向溶解方向移动。 多数平衡向溶解方向移动。 第四章第四章第四章第四章 电化学基础电化学基础电化学基础电化学基础 第一节第一节第一节第一节 原电池原电池原电池原电池 化学能转化为电能的装置叫做原电池。 两个活泼性不同的电极② 电解质溶液③ 电极用导线相连并插入电解液构成闭合回路——导线—— 正 极 离子移向负极的电解质溶液，盐桥中 阳 离子移向正极的电解质溶液： ＝Zn2＋ （较活泼金属） ＋2e＝H2↑ （较不活泼金属） 一般较活泼金属为负极；或金属为负极，非金属为正极。 mol/L<10-5mol/L，故为完全 沉淀剂过量能使沉淀更完全。 ③ 沉淀转化 。 （黑色） 电解质电解质溶解成离子的速率等于离子重新结合成沉淀的速率，溶液中各离子电极用导线相连并插入电解液构成闭合回路 离子移向正极的电解质溶液。

⑷ 高中化学选修4化学反应原理（人教版）的重要知识点总结

一学习目标： 1学习化学原理的目的
2：化学反应原理所研究的范围
3：有效碰撞、活化分子、活化能、催化剂
二学习过程
1：学习化学反应原理的目的
1）化学研究的核心问题是：化学反应
2）化学中最具有创造性的工作是：设计和创造新的分子
3）如何实现这个过程？
通常是利用已发现的原理来进行设计并实现这个过程，所以我们必须对什么要清楚才能做到，对化学反应的原理的理解要清楚，我们才能知道化学反应是怎样发生的，为什么有的反应快、有的反应慢，它遵循怎样的规律，如何控制化学反应才能为人所用！这就是学习化学反应原理的目的。
2：化学反应原理所研究的范围是
1）化学反应与能量的问题
2）化学反应的速率、方向及限度的问题
3）水溶液中的离子反应的问题
4）电化学的基础知识
3：基本概念
1）什么是有效碰撞？
引起分子间的化学反应的碰撞是有效碰撞，分子间的碰撞是发生化学反应的必要条件，有效碰撞是发生化学反应的充分条件，某一化学反应的速率大小与，单位时间内有效碰撞的次数有关
2）什么是活化分子？
具有较高能量，能够发生有效碰撞的分子是活化分子，发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。有效碰撞次数的多少与单位体积内反应物中活化分子的多少有关。
3）什么是活化能？
活化分子高出反应物分子平均能量的部分是活化能，如图
活化分子的多少与该反应的活化能的大小有关，
活化能的大小是由反应物分子的性质决定，（内因）活化能越小则一般分子成为活化分子越容易，则活化分子越多，则单位时间内有效碰撞越多，则反应速率越快。
4）什么是催化剂？催化剂是能改变化学反应的速率，但反应前后本身性质和质量都不改变的物质，催化剂作用:可以降低化学反应所需的活化能,也就等于提高了活化分子的百分数,从而提高了有效碰撞的频率.反应速率大幅提高.

⑸ 高中化学选修《化学反应原理》前三章知识点总结～～急！

《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 2NH4Cl(s)+Ba(OH)2

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选修4 化学反应原理1—4章知识点总结 第一章 化学反应与能量 一、反应热 焓变 1、定义：化学反应过程中放出或吸收的热量叫做化学反应的反应热. 在恒温、恒压的条件下，化学反应过程中所吸收或释放的热量称为反应的焓变。 2、符号：△H 3、单位：kJmol-1 4、规定：吸热反应:△H > 0 或者值为“+”，放热反应:△H < 0 或者值为“-” 常见的放热反应和吸热反应 放热反应 吸热反应 燃料的燃烧 C+CO2 , H2+CuO 酸碱中和反应 C+H2O 金属与酸 Ba(OH)2.8H2O+NH4Cl 大多数化合反应 CaCO3高温分解 大多数分解反应 小结： 1、化学键断裂，吸收能量； 化学键生成，放出能量 2、反应物总能量大于生成物总能量，放热反应，体系能量降低，△H为“－”或小于0 反应物总能量小于生成物总能量，吸热反应，体系能量升高，△H为“+”或大于0 3、反应热 数值上等于生成物分子形成时所释放的总能量与反应物分子断裂时所吸收的总能量之差 二、热化学方程式 1.概念:表示化学反应中放出或吸收的热量的化学方程式. 2.意义:既能表示化学反应中的物质变化,又能表示化学反应中的能量变化. [总结]书写热化学方程式注意事项: （1）反应物和生成物要标明其聚集状态，用g、l、s分别代表气态、液态、固态。 （2）方程式右端用△H 标明恒压条件下反应放出或吸收的热量，放热为负，吸热为正。 （3）热化学方程式中各物质前的化学计量数不表示分子个数，只表示物质的量，因此可以是整数或分数。 （4）对于相同物质的反应，当化学计量数不同时，其△H 也不同，即△H 的值与计量数成正比,当化学反应逆向进行时,数值不变,符号相反。 三、盖斯定律：不管化学反应是一步完成或分几步完成，其反应热是相同的。 化学反应的焓变（ΔH）只与反应体系的始态和终态有关，而与反应的途径无关。 总结规律：若多步化学反应相加可得到新的化学反应，则新反应的反应热即为上述多步反应的反应热之和。 注意： 1、计量数的变化与反应热数值的变化要对应 2、反应方向发生改变反应热的符号也要改变 反应热计算的常见题型： 1、化学反应中物质的量的变化与反应能量变化的定量计算。 2、理论推算反应热： 依据：物质变化决定能量变化 （1）盖斯定律 设计合理路径 路径1总能量变化等于路径2总能量变化 （2）通过已知热化学方程式的相加，得出新的热化学方程式： 物质的叠加，反应热的叠加 小结： a： 若某化学反应从始态（S）到终态（L）其反应热为△H，而从终态（L）到始态（S）的反应热为△H’，这两者和为０。 即△H＋ △H ’ = ０ b：若某一化学反应可分为多步进行，则其总反应热为各步反应的反应热之和。 即△H= △H1+ △H2+ △H3+…… c：若多 就这么多勒。。去好好复习吧。