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《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 ②2NH4Cl(s)+Ba(OH)2·8H2O(s)=BaCl2+2NH3+10H2O
③ C(s)+ H2O(g) CO+H2 ④CO2+ C2 CO
5、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，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：
①放热反应△H为“-”，吸热反应△H为“+”，△H的单位为kJ/mol
②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。
③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
⑴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：①书写电极反应式时，要用实际放电的离子来表示
②电解反应的总方程式要注明“通电”
③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要用化学式表示
⑵原电池：负极：负极本身失电子，M→Mn+ +ne-
① 溶液中阳离子得电子 Nm++me-→N
正极： 2H++2e-→H2↑
②负极与电解质溶液不能直接反应：O2+4e-+2H2O→4OH- （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：
⑴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）。
⑵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
⑶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
⑴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-+2H2O→4OH-（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）
⑵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~ O2~2Cl2~2Cu~4Ag~4OH-~4H+~4e-
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-+2H2O→4OH-
总反应：2Fe + O2+2H2O＝2Fe(OH)2
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-T△S<0,反应能自发进行；△H-T△S=0，反应达到平衡状态
△H-T△S>0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：
①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。②纯固体或纯溶剂参加的反应，它们不列入平衡常数的表达式
③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
④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：①同一物质的v正=v逆 ②各组分的物质的量、质量、含量、浓度（颜色）保持不变 ③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△vg≠0的反应④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
⑴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，相当于减压对平衡的影响
⑵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
⑶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、⑴等效平衡：①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。
②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。
⑵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)
⑴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
⑵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
⑶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 物质在水溶液中的行为
1、强弱电解质：
⑴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、大多数盐都属于强电解质。
⑵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。
⑶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
⑴ 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，都会引起平衡的移动
⑵ 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：
⑴ H2OH++OH-，△H>0。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。
⑵ 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。
⑶ 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。
⑷ 当溶液中的H+ 浓度≤1mol/L时，用pH表示。
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。
⑸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，但
c(H+)H2O=c(OH-)H2O。如某溶液中水电离的c(H+)=10-13mol/L，此时溶液可能为强酸性，也可能为强碱性，即室温下，pH=1或13
向水中加入水解的盐，促进水的电离，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
⑴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。
⑵影响因素：①温度：升温促进水解 ②浓度：稀释促进水解 ③溶液的酸碱性④ 同离子效应
⑷水解方程式的书写：
①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
②双水解有两种情况：Ⅰ水解到底，生成气体、沉淀，用＝，标出“↑”“↓”。
Ⅱ部分水解，无沉淀、气体，用，产物不标“↑”“↓”；
⑸ 盐类水解的应用：①判断溶液的酸碱性 ②判断盐溶液中的离子种类及其浓度大小 ③判断离子共存 ④加热浓缩或蒸干某些盐溶液时产物的判断，如AlCl3溶液 ⑤某些盐溶液的保存与配制，如FeCl3溶液 ⑥某些胶体的制备，如Fe(OH)3胶体 ⑦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：
⑴ Ksp:AmBnmAn++nBm-,Ksp=[An+]m[Bm-]n。
①Ksp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。②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。
⑵ Q>Ksp,有沉淀生成；Q=Ksp，沉淀与溶解处于平衡状态；Q<Ksp，沉淀溶解。
⑶ 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：
⑴ 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。
⑵ 离子共存推断题解答时应注意：①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；②前面加入的试剂对后面的鉴定是否有影响。
⑶ 离子（或物质）检验的一般步骤：取少量——加试剂——观现象——定结论。
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 ②2NH4Cl(s)+Ba(OH)2·8H2O(s)=BaCl2+2NH3+10H2O
③ C(s)+ H2O(g) CO+H2 ④CO2+ C2 CO
5、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，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：
①放热反应△H为“-”，吸热反应△H为“+”，△H的单位为kJ/mol
②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。
③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
⑴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：①书写电极反应式时，要用实际放电的离子来表示
②电解反应的总方程式要注明“通电”
③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要用化学式表示
⑵原电池：负极：负极本身失电子，M→Mn+ +ne-
① 溶液中阳离子得电子 Nm++me-→N
正极： 2H++2e-→H2↑
②负极与电解质溶液不能直接反应：O2+4e-+2H2O→4OH- （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：
⑴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）。
⑵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
⑶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
⑴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-+2H2O→4OH-（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）
⑵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~ O2~2Cl2~2Cu~4Ag~4OH-~4H+~4e-
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-+2H2O→4OH-
总反应：2Fe + O2+2H2O＝2Fe(OH)2
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-T△S<0,反应能自发进行；△H-T△S=0，反应达到平衡状态
△H-T△S>0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：
①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。②纯固体或纯溶剂参加的反应，它们不列入平衡常数的表达式
③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
④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：①同一物质的v正=v逆 ②各组分的物质的量、质量、含量、浓度（颜色）保持不变 ③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△vg≠0的反应④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
⑴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，相当于减压对平衡的影响
⑵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
⑶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、⑴等效平衡：①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。
②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。
⑵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)
⑴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
⑵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
⑶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 物质在水溶液中的行为
1、强弱电解质：
⑴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、大多数盐都属于强电解质。
⑵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。
⑶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
⑴ 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，都会引起平衡的移动
⑵ 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：
⑴ H2OH++OH-，△H>0。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。
⑵ 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。
⑶ 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。
⑷ 当溶液中的H+ 浓度≤1mol/L时，用pH表示。
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。
⑸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，但
c(H+)H2O=c(OH-)H2O。如某溶液中水电离的c(H+)=10-13mol/L，此时溶液可能为强酸性，也可能为强碱性，即室温下，pH=1或13
向水中加入水解的盐，促进水的电离，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
⑴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。
⑵影响因素：①温度：升温促进水解 ②浓度：稀释促进水解 ③溶液的酸碱性④ 同离子效应
⑷水解方程式的书写：
①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
②双水解有两种情况：Ⅰ水解到底，生成气体、沉淀，用＝，标出“↑”“↓”。
Ⅱ部分水解，无沉淀、气体，用，产物不标“↑”“↓”；
⑸ 盐类水解的应用：①判断溶液的酸碱性 ②判断盐溶液中的离子种类及其浓度大小 ③判断离子共存 ④加热浓缩或蒸干某些盐溶液时产物的判断，如AlCl3溶液 ⑤某些盐溶液的保存与配制，如FeCl3溶液 ⑥某些胶体的制备，如Fe(OH)3胶体 ⑦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：
⑴ Ksp:AmBnmAn++nBm-,Ksp=[An+]m[Bm-]n。
①Ksp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。②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。
⑵ Q>Ksp,有沉淀生成；Q=Ksp，沉淀与溶解处于平衡状态；Q<Ksp，沉淀溶解。
⑶ 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：
⑴ 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。
⑵ 离子共存推断题解答时应注意：①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；②前面加入的试剂对后面的鉴定是否有影响。
⑶ 离子（或物质）检验的一般步骤：取少量——加试剂——观现象——定结论。
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我们刚学完选修4,现在在学选修二，选修四最重要的电化学，知识点太多了。去买本资料书嘛
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化学 别看了！
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