化学反应原理知识点2

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1、化学反应原理知识点总结第一章：化学反应与能量变化第一章：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 常见的放热反应： 活泼金属与水或酸的反应 酸碱中和反应 燃烧反应 多数的化合反应 铝热反 应 常见的吸热反应 多数的分解反应 2NH4Cl(s)+Ba(OH)28H2O(s)=BaCl2+2NH3+10H2O C(s)+ H2O(g) 高温 CO+H2 CO2+ C 高温 2 CO5、反应条件与吸热、放热的关系： 反应是吸热还是放热与反应的条件没有必然的联系，

2、而取 决与反应物和产物具有的总能量（或焓）的相对大小。 6、书写热化学方程式除了遵循书写化学方程式的要求外，还应注意以下几点： 放热反应H 为“-”，吸热反应H 为“+”，H 的单位为 kJ/mol 反应热H 与测定条件（温度、压强等）有关，因此应注意H 的测定条件；绝大多数化学 反应的H 是在 298K、101Pa 下测定的，可不注明温度和压强。 热化学方程式中各物质化学式前面的系数仅表示该物质的物质的量，并不表示物质的分子 或原子数，因此化学计量数可以是分数或小数。必须注明物质的聚集状态，热化学方程式是 表示反应已完成的数量，所以方程式中化学式前面的计量数必须与H 相对应；当反应逆向 进行

3、时，反应热数值相等，符号相反。 7、利用盖斯定律进行简单的计算8、电极反应的书写： 活性电极：电极本身失电子电解：阳极：（与电源的正极相连）发生氧化反应 惰性电极：溶液中阴离子失电子 （放电顺序：I-Br-Cl-OH-）阴极:（与电源的负极相连）发生还原反应，溶液中的阳离子得电子 （放电顺序：Ag+Cu2+H+） 注意问题：书写电极反应式时，要用实际放电的离子来表示 电解反应的总方程式要注明“通电” 若电极反应中的离子来自与水或其他弱电解质的电离，则总反应离子方程式中能量能量反应物反应物反应过程反应过程反应物的反应物的 总能量总能量产物产物生成物的生成物的 总能量总能量H0要用化学式表示 原电

4、池：负极：负极本身失电子，n+ +- 溶液中阳离子得电子 m+m-正极： 2H+2e-H2 负极与电解质溶液不能直接反应：O2+4e-+2H2O4OH- （即发生吸氧腐蚀）书写电极反应时要注意电极产物与电解质溶液中的离子是否反应，若反应，则在电极反应中 应写最终产物。 9、电解原理的应用： 氯碱工业：阳极(石墨):2Cl-Cl2+2e-( Cl2的检验：将湿润的淀粉碘化钾试纸靠近出气口，试纸 变蓝，证明生成了 Cl2)。阴极：2H+2e-H2（阴极产物为 H2、NaOH。现象（滴入酚酞）：有气泡逸出，溶液变红） 。铜的电解精炼：电极材料：粗铜做阳极，纯铜做阴极。电解质溶液：硫酸酸化的硫酸铜溶液

5、 电镀：电极材料：镀层金属做阳极（也可用惰性电极做阳极） ，镀件做阴极。电解质溶液是用 含有镀层金属阳离子的盐溶液。 10、化学电源燃料电池：先写出电池总反应（类似于可燃物的燃烧） ； 再写正极反应（氧化剂得电子，一般是 O2+4e-+2H2O4OH-（中性、碱性溶液） O2+4e-+4H+2H2O (酸性水溶液)。 负极反应=电池反应-正极反应（必须电子转移相等） 充放电电池：放电时相当于原电池，充电时相当于电解池（原电池的负极与电源的负极相连， 做阴极，原电池的正极与电源的正极相连，做阳极） ， 11、计算时遵循电子守恒，常用关系式：2 H2 O22Cl22Cu4Ag4OH-4 H+4e-

6、 12、金属腐蚀：电解阳极引起的腐蚀原电池负极引起的腐蚀化学腐蚀原电池正极电解阴极钢铁在空气中主要发生吸氧腐蚀。负极：2Fe 2Fe 2+4e- 正极：O2+4e-+2H2O4OH- 总反应：2Fe + O2+2H2O2Fe(OH)2 第二章：化学反应的方向、限度和速度第二章：化学反应的方向、限度和速度 1、反应方向的判断依据：H-TS0 反应不能自发。该判据指出的是一定条件下，自发反应发生的可能性，不能说明实际 能否发生反应（计算时注意单位的换算）课本 P40T3 2、化学平衡常数： 平衡常数的大小反映了化学反应可能进行的程度，平衡常数越大，说明反应进行的越完全。 纯固体或纯溶剂参加的反应，

7、它们不列入平衡常数的表达式 平衡常数的表达式与化学方程式的书写方式有关，单位与方程式的书写形式一一对应。对于给 定的化学反应，正逆反应的平衡常数互为倒数 化学平衡常数受温度影响，与浓度无关。温度对化学平衡的影响是通过影响平衡常数实现的。 温度升高，化学平衡常数增大还是减小与反应吸放热有关。 3、平衡状态的标志：同一物质的 v 正=v 逆 各组分的物质的量、质量、含量、浓度（颜色） 保持不变 气体的总物质的量、总压强、气体的平均分子量保持不变只适用于vg0 的反 应密度适用于非纯气体反应或体积可变的容器4、惰性气体对化学平衡的影响恒压时充入惰性气体，体积必增大，引起反应体系浓度的减小，相当于减压

8、对平衡的影响 恒容时充入惰性气体，各组分的浓度不变，速率不变，平衡不移动 对于vg=0 的可逆反应，平衡体系中加入惰性气体，恒容、恒压下平衡都不会移动 5、等效平衡：恒温恒压，适用于所有有气体参加的可逆反应，只要使转化后物质的量之比 与最初加入的物质的量之比相同，均可达到等效平衡；平衡时各组分的百分含量相同，浓度 相同，转化率相同。 恒温恒容，vg=0 的反应，只要使转化后物质的量之比与最初加入的物质的量之比相同， 均可达到等效平衡；平衡时各组分的百分含量相同，转化率相同。 等同平衡：恒温恒容，适用于所有有气体参加的可逆反应，只要使转化后物质的量与最初 加入的物质的量相同，均可达到等同平衡；平

9、衡时各组分的物质的量相同，百分含量相同， 浓度相同。 6、充气问题：以 aA(g)+bB(g)cC(g) 只充入一种反应物，平衡右移，增大另一种反应物的转化率，但它本身的转化率降低 两种反应物按原比例充，恒容时相当于加压，恒压时等效平衡 初始按系数比充入的反应物或只充入产物，平衡时再充入产物，恒容时相当于加压，恒压时 等效平衡 化学反应速率: 速率的计算和比较 ； 浓度对化学速率的影响（温度、浓度、压强、催化剂） ；V-t 图的分析 第三章第三章 物质在水溶液中的行为物质在水溶液中的行为 1、强弱电解质：强电解质：完全电离，其溶液中无溶质分子，电离方程式用“”，且一步电离；强酸、强 碱、大多数

10、盐都属于强电解质。弱电解质：部分电离，其溶液中存在溶质分子，电离方程式用“”，多元弱酸的电离方程式分步写，其余的弱电解质的电离一步完成；弱酸、弱碱、水都是弱电解质。常见的碱：KOH、NaOH、Ca(OH)2、Ba(OH)2是强碱，其余为弱碱；常见的酸：HCl、HBr、HI、HNO3、H2SO4是强酸，其余为弱酸； 注意：强酸的酸式盐的电离一步完成，如：NaHSO4=Na+H+SO42-，而弱酸的酸式盐要分步写，如：NaHCO3=Na+HCO3-, HCO3- CO32- +H+2、电离平衡 电离平衡是平衡的一种，遵循平衡的一般规律。温度、浓度、加入与弱电解质相同的离子或 与弱电解质反应的物质，

11、都会引起平衡的移动 电离平衡常数（Ka 或 Kb）表征了弱电解质的电离能力，一定温度下，电离常数越大，弱电 解质的电离程度越大。Ka 或 Kb 是平衡常数的一种，与化学平衡常数一样，只受温度影响。 温度升高，电离常数增大。 3、水的电离： H2OH+OH-，H0。升高温度、向水中加入酸、碱或能水解的盐均可引起水的电离平 衡的移动。 任何稀的水溶液中，都存在，且H+OH-是一常数，称为水的离子积（Kw） ；Kw 是温度常数，只受温度影响，而与 H+或 OH-浓度无关。 溶液的酸碱性是 H+与 OH- 浓度的相对大小，与某一数值无直接关系。 当溶液中的 H+ 浓度1mol/L 时，用 pH 表示。

12、无论是单一溶液还是溶液混合后求 pH，都遵循同一原则：若溶液呈酸性，先求 c(H+);若溶 液呈碱性，先求 c(OH-),由 Kw 求出 c(H+)，再求 pH。 向水中加入酸或碱，均抑制水的电离，使水电离的 c(H+)或 c(OH-)10-7mol/L，如某溶液中水 电离的 c(H+)=10-5mol/L，此时溶液为酸性，即室温下，pH=5，可能为强酸弱碱盐溶液。 4、盐的水解 在溶液中只有盐电离出的离子才水解。本质是盐电离出的离子与水电离出 H+或 OH-结合生 成弱电解质，使 H+或 OH-的浓度减小，从而促进水的电离。 影响因素：温度：升温促进水解 浓度：稀释促进水解 溶液的酸碱性 同

13、离子效 应 水解方程式的书写：单个离子的水解：一般很微弱，用，产物不标“”“”；多元弱酸盐的水解方程式要 分步写 双水解有两种情况：水解到底，生成气体、沉淀，用，标出“”“”。 部分水解，无沉淀、气体，用，产物不标“”“”； 盐类水解的应用：判断溶液的酸碱性 判断盐溶液中的离子种类及其浓度大小 判断离子共存 加热浓缩或蒸干某些盐溶液时产物的判断，如 AlCl3溶液 某些盐溶液 的保存与配制，如 FeCl3溶液 某些胶体的制备，如 Fe(OH)3胶体 解释生产、生活中 的一些化学现象，如明矾净水、化肥的施用等。 （解释时规范格式：写上对应的平衡-条件 改变平衡移动-结果） 5、沉淀溶解平衡： K

14、sp:AmBnmAn+nBm-,Ksp=An+mBm-n。Ksp 只与难溶电解质的性质和温度有关，溶液中离子浓度的变化只能使平衡移动，不改 变 Ksp。对于阴阳离子个数比相同的电解质，Ksp 越大，电解质在水中的溶解能力越强。 QKsp,有沉淀生成；Q=Ksp，沉淀与溶解处于平衡状态；QKsp，沉淀溶解。 一种沉淀可以转化为更难溶的沉淀。如锅垢中 Mg(OH)2的生成，工业中重金属离子的除去。6、离子反应： 与量有关的离子方程式的书写：设量少的物质物质的量为 1mol，与另一过量的物质充分反 应。 离子共存推断题解答时应注意：判断一种离子存在后，一定注意与之不共存的离子一定 不存在；前面加入的试剂对后面的鉴定是否有影响。 离子（或物质）检验的一般步骤：取少量加试剂观现象定结论。