篇一：《選修4_化學(xué)反應原理》焓變知識點(diǎn)總結
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一、焓變、反應熱
要點(diǎn)一：反應熱的概念及表示方法
化學(xué)反應過(guò)程中所釋放或吸收的能量，都可以用熱量來(lái)描述，叫做反應熱，又稱(chēng)焓變，符號為ΔH，單位為kJ/mol，規定放熱反應的ΔH為“—”，吸熱反應的ΔH為“+”。
特別提醒：
描述此概念時(shí)，無(wú)論是用“反應熱”、“焓變”或“ ΔH”表示，其后所用的數值必須帶“+”或“—”。
單位是kJ/mol，而不是kJ，熱量的單位是kJ。
在比較大小時(shí)，所帶“+”“—”符號均參入比較。
要點(diǎn)二：放熱反應和吸熱反應
1．放熱反應的ΔH為“—”或ΔH＜0 ；吸熱反應的ΔH為“+”或ΔH ＞0
?H＝E－E
?H＝E－ E
2．常見(jiàn)的放熱反應和吸熱反應
①放熱反應：活潑金屬與水或酸的反應、酸堿中和反應、燃燒反應、多數化合反應。
②吸熱反應：多數的分解反應、氯化銨固體與氫氧化鋇晶體的反應、水煤氣的生成反應、炭與二氧化碳生成一氧化碳的反應
3．需要加熱的反應，不一定是吸熱反應；不需要加熱的反應，不一定是放熱反應
4．通過(guò)反應是放熱還是吸熱，可用來(lái)比較反應物和生成物的相對穩定性。
如C △H3= +1.9kJ/mol，該反應為吸熱反應，金剛石的能量高，石墨比金屬石穩定。
二、熱化學(xué)方程式的書(shū)寫(xiě)
書(shū)寫(xiě)熱化學(xué)方程式時(shí)，除了遵循化學(xué)方程式的書(shū)寫(xiě)要求外，還要注意以下幾點(diǎn)：
1．反應物和生成物的聚集狀態(tài)不同，反應熱的數值和符號可能不同，因此必須注明反應物和生成物的聚集狀態(tài)，用s、l、g分別表示固體、液體和氣體，而不標“↓、↑”。
2．△H只能寫(xiě)在熱化學(xué)方程式的右邊，用空格隔開(kāi)，△H值“—” 表示放熱反應， △H值“+”表示吸熱反應；單位為“kJ/mol”。
3．熱化學(xué)方程式中各物質(zhì)化學(xué)式前面的化學(xué)計量數僅表示該物質(zhì)的物質(zhì)的量，并不表示物質(zhì)的分子數或原子數，因此，化學(xué)計量數可以是整數，也可以是分數。
4．△H的值要與熱化學(xué)方程式中化學(xué)式前面的化學(xué)計量數相對應，如果化學(xué)計量數加倍，△H也要加倍。
5．正反應若為放熱反應，則其逆反應必為吸熱反應，二者△H的數值相等而符號相反。
三、燃燒熱、中和熱、能源
要點(diǎn)一：燃燒熱、中和熱及其異同
特別提醒：
1．燃燒熱指的是1 mol可燃物燃燒生成穩定的化合物時(shí)所放出的熱量，注意：穩定的化合物，如H2→H2O(l)而不是H2O(g)、 C→CO2(g)而不是CO 、S→SO2(g)而不是SO3。
2．中和熱是指酸、堿的稀溶液發(fā)生中和反應生成1 mol水所放出的熱量。注意：弱酸、弱
－堿電離出H+、OH需要吸收熱量，故所測定中和熱的數值偏??；濃硫酸與堿測定中和熱時(shí)，
因濃硫酸釋稀要放熱，故測定的中和熱的數值偏大。
3．因燃燒熱、中和熱是確定的放熱反應，具有明確的含義，故在表述時(shí)不用帶負號，如CH4的燃燒熱為890KJ/mol。
4．注意表示燃燒熱的熱化學(xué)方程式和燃燒的熱化學(xué)方程式；表示中和熱的熱化學(xué)方程式和表示中和反應的熱化學(xué)方程式的不同。燃燒熱以可燃物1mol為標準，且燃燒生成穩定的化合物；中和熱以生成1mol水為標準。
要點(diǎn)二：能源
新能源的開(kāi)發(fā)與利用,日益成為社會(huì )關(guān)注的焦點(diǎn),因此,以新型能源開(kāi)發(fā)與利用為背景材料，考查熱化學(xué)方程式的書(shū)寫(xiě)及求算反應熱，已成為高考命題的熱點(diǎn)。
關(guān)于能源問(wèn)題，應了解下面的幾個(gè)問(wèn)題：
能源的分類(lèi)：常規能源；新能源
能源的開(kāi)發(fā)；①太陽(yáng)能：每年輻射到地球表面的能量為5×1019kJ，相當于目前全世界能量消耗的1.3萬(wàn)倍。②生物能：將生物轉化為可燃性的液態(tài)或氣態(tài)化合物，再利用燃燒放熱。③風(fēng)能：利用風(fēng)力進(jìn)行發(fā)電、提水、揚帆助航等技術(shù)，風(fēng)能是一種可再生的干凈能源。④地球能、海洋能。
四、反應熱的求算
1．由蓋斯定律：化學(xué)反應不管是一步完成還是分步完成，其反應熱總是相同的。也就是說(shuō)，化學(xué)反應熱只與反應的始態(tài)和終態(tài)有關(guān)，而與具體反應的途徑無(wú)關(guān)。
2．反應熱的數值等于E與E之差，放熱反應△H的符號為“—”，吸熱反應△H的符號為“+”。
特別提醒：
運用蓋斯定律的技巧：參照目標熱化學(xué)方程式合理的反應途徑，對原熱化學(xué)方程式進(jìn)行恰當“變形”，然后方程式之間進(jìn)行“加減”，從而得出求算新熱化學(xué)方程式反應熱△H的關(guān)系式。
具體方法：①熱化學(xué)方程式乘以某一個(gè)數時(shí)，反應熱也必須乘上該數；②熱化學(xué)方程式“加減”時(shí)，同種物質(zhì)之間可相“加減”，反應熱也隨之“加減”；③將一個(gè)熱化學(xué)方程式顛倒
時(shí)，?H的“+”“—”號也隨之改變，但數值不變。
注意1molH2、O2、、P4分別含有1molH－H、1mol O=O、6molP－P，1molH2O中含有2molO—H，1molNH3含有3molN－H ，1molCH4含有4molC－H。
特別提醒】“五看”法判斷熱化學(xué)方程式正誤：
①看方程式是否配平；
②看各物質(zhì)的聚集狀態(tài)是否正確；
③看ΔH變化的“＋”、“－”是否正確；
④反應熱的單位是否為 kJ·mol－1
⑤看反應熱的數值與化學(xué)計量數是否相對應。
1.下列說(shuō)法中正確的是 ( )
A．物質(zhì)發(fā)生化學(xué)反應都伴隨著(zhù)能量變化 B．伴有能量變化的物質(zhì)變化都是化學(xué)變化
C．在一個(gè)確定的化學(xué)反應關(guān)系中，反應物的總能量與生成物的總能量一定不同
D．在一個(gè)確定的化學(xué)反應關(guān)系中，反應物的總能量總是高于生成物的總能量
〖解析〗物質(zhì)發(fā)生化學(xué)反應都伴隨著(zhù)能量的變化，伴有能量變化的物質(zhì)變化不一定是化學(xué)變化，物質(zhì)發(fā)生物理變化、核變化(如原子彈的爆炸)也都伴有能量變化。在一個(gè)確定的化學(xué)反應中，反應物的總能量(設為x)與生成物的總能量(設為y)之間的關(guān)系為：(1)xy，化學(xué)反應為放熱反應；(2)xy，化學(xué)反應為吸熱反應。 〖答案〗AC
2.下列與化學(xué)反應能量變化相關(guān)的敘述正確的是
A．生成物能量一定低于反應物總能量
B．放熱反應的反應速率總是大于吸熱反應的反應速率
C．應用蓋斯定律，可計算某些難以直接測量的反應焓變
D．同溫同壓下，H2(g)+Cl2(g)=2HCl(g)在光照和點(diǎn)燃條件下的ΔH不同
〖解析〗生成物的總能量低于反應總能量的反應，是放熱反應，若是吸熱反應則相反，故A錯；反映速率與反應是吸熱還是放熱沒(méi)有必然的聯(lián)系，故B錯；C是蓋斯定律的重要應用，正確；根據H=生成物的焓-反應物的焓可知，焓變與反應條件無(wú)關(guān)，故D錯。 〖答案〗C
3. 已知在1×105 Pa、298 K條件下，2 mol氫氣燃燒生成水蒸氣放出484 kJ的熱量，下列熱化學(xué)方程式正確的是 ( )
A．H2O(g)=H2(g)＋O2(g)； ΔH＝＋242 kJ·mol－1
B．2H2(g)＋O2(g)=2H2O(l)； ΔH＝－484 kJ·mol－1
C．H2(g)＋ O2(g)=H2O(g)； ΔH＝＋242 kJ·mol－1
D．2H2(g)＋O2(g)===2H2O(g)； ΔH＝＋484 kJ·mol－1
〖解析〗熱化學(xué)方程式的書(shū)寫(xiě)要求與普通方程式的區別：①一定要標明各物質(zhì)的狀態(tài)，B項中水為液態(tài)，排除。②化學(xué)計量數可用分數表示其實(shí)際物質(zhì)的量，與熱量成正比。③用ΔH表示其熱效應時(shí)，吸熱，其值為正；放熱，其值為負。H2與O2反應生成水蒸氣是放熱反應，ΔH應為負值，而其逆反應ΔH則為正值。故排除C、D兩項， 〖答案〗A
4.①CaCO3(s)===CaO＋CO2(g) ΔH＝＋177.7 kJ
②C(s)＋H2O(g)===CO(g)＋H2(g) ΔH＝－131.3 kJ/mol
③H2SO4(l)＋NaOH(l)=== Na2SO4(l)＋H2O(l) ΔH＝－57.3 kJ/mol
④C(s)＋O2(g)===CO2(g) ΔH＝－393.5 kJ/mol
⑤CO(g)＋ O2(g)===CO2(g) ΔH＝－283 kJ/mol
⑥HNO3(aq)＋NaOH(aq)===NaNO3(aq)＋H2O(l) ΔH＝－57.3 kJ/mol ⑦2H2(g)＋O2(g)===2H2O(l) ΔH＝－517.6 kJ/mol
(1)上述熱化學(xué)方程式中，不正確的有____，不正確的理由分別是__________________。
(2)根據上述信息，寫(xiě)出C轉化為CO的熱化學(xué)方程式________________________。
(3)上述反應中，表示燃燒熱的熱化學(xué)方程式有____；表示中和熱的熱化學(xué)方程式有____。
?導航? 中和熱、燃燒熱是兩種特定形式的反應熱，其基本要求與反應熱相同，同時(shí)要注意兩個(gè)概念本身的內涵。
〖解析〗①中CaO未注明聚集狀態(tài)；ΔH單位應為kJ/mol；②式不符合實(shí)際反應情況，碳和水的反應屬于吸熱反應，ΔH0；③式中各物質(zhì)聚集狀態(tài)標注中，除H2O外，應為(aq)；由④、⑤可得C轉化為CO的熱化學(xué)方程式；101 kPa時(shí)，1 mol純物質(zhì)(指純凈物：?jiǎn)钨|(zhì)或化合物)完全燃燒生成穩定化合物時(shí)所放出的熱量叫做該物質(zhì)的燃燒熱；在稀溶液中酸跟堿發(fā)生中和反應生成1 mol H2O時(shí)，所釋放的熱量稱(chēng)為中和熱。
〖答案〗 (1)①②③ ①中CaO未注明狀態(tài)，ΔH單位錯；②式不符合反應事實(shí)，吸熱反應ΔH0；③式中各物質(zhì)均處于稀溶液中，狀態(tài)(除H2O外)均為溶液(aq) (2)C(s)＋O2(g)===CO(g) ΔH＝－110.5 kJ/mol (3)④⑤ ⑥
6.
在298K、100kPa時(shí)，已知：2H2O(g)=O2(g)+2H2(g) ΔH1
H2(g)+Cl2(g)=2HCl(g) ΔH2
2 Cl2(g)+ 2H2O(g)=4HCl(g)+ O2(g) ΔH3
則ΔH3與ΔH1和ΔH2間的關(guān)系正確的是
A．ΔH3=ΔH1+2ΔH2 B．ΔH3=ΔH1+ΔH2
C．ΔH3=ΔH1-2ΔH2 D．ΔH3=ΔH1-ΔH2
〖解析〗第三個(gè)方程式可由第二個(gè)方程式乘以2與第一個(gè)方程式相加，有蓋斯定律可知ΔH3=ΔH1+2ΔH2 〖答案〗A
7.已知下列熱化學(xué)反應方程式：
Fe2O3(s)＋ 3CO(g)=2Fe(s)＋3CO2(g) ΔH＝－24.8 kJ/mol
Fe2O3(s)＋CO(g)= Fe3O4(s)＋ CO2(g) ΔH＝－15.73 kJ/mol
Fe3O4(s)＋CO(g)=3FeO(s)＋CO2(g) ΔH＝＋640.4 kJ/mol
則14 g CO氣體還原足量FeO固體得到Fe固體和CO2氣體時(shí)對應的ΔH約為( )
A．－218 kJ/mol B．－109 kJ/mol C．＋218 kJ/mol D．＋109 kJ/mol
?導航? 像這種根據蓋斯定律進(jìn)行反應熱計算的，關(guān)鍵是找出欲求的熱化學(xué)方程式與已知幾個(gè)熱化學(xué)方程式的關(guān)系，通過(guò)必要的加減乘除除掉欲求熱化學(xué)方程式中沒(méi)有，而已知熱化學(xué)方程式有的物質(zhì)，如該題欲求的熱化學(xué)方程式中沒(méi)有Fe2O3和Fe3O4，所以只要想辦法除掉這兩種物質(zhì)即可。
〖解析〗該問(wèn)題可以轉化為12 CO(g)＋12 FeO(s)= 12 Fe(s)＋1
2 CO2(g) ΔH＝？所以應用蓋斯定律，若把已知給出的3個(gè)熱化學(xué)方程式按照順序編號為①、②、③，那么×16 即可。 〖〗B
篇二：選修4_化學(xué)反應原理知識點(diǎn)(免費版)
化學(xué)選修 化學(xué)反應原理復習
第一章
一、焓變 反應熱
1．反應熱：一定條件下，一定物質(zhì)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：在恒壓條件下進(jìn)行的化學(xué)反應的熱效應.符號： △H.單位：kJ/mol
3.產(chǎn)生原因：化學(xué)鍵斷裂——吸熱化學(xué)鍵形成——放熱 放出熱量的化學(xué)反應。(放熱吸熱) △H 為“-”或△H 0 吸收熱量的化學(xué)反應?！鱄 為“+”或△H 0 ☆ 常見(jiàn)的放熱反應：① 所有的燃燒反應② 酸堿中和反應
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(jiàn)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(xué)方程式
書(shū)寫(xiě)化學(xué)方程式注意要點(diǎn):
①熱化學(xué)方程式必須標出能量變化。
②熱化學(xué)方程式中必須標明反應物和生成物的聚集狀態(tài)
③熱化學(xué)反應方程式要指明反應時(shí)的溫度和壓強。
④熱化學(xué)方程式中的化學(xué)計量數可以是整數，也可以是分數
⑤各物質(zhì)系數加倍，△H加倍；反應逆向進(jìn)行，△H改變符號，數值不變 三、燃燒熱
1．概念：25 ℃，101 kPa時(shí)，1 mol純物質(zhì)完全燃燒生成穩定的化合物時(shí)所放出的熱量。燃燒熱的單位用kJ/mol表示。 ※注意以下幾點(diǎn)：
①研究條件：101 kPa
②反應程度：完全燃燒，產(chǎn)物是穩定的氧化物。 ③燃燒物的物質(zhì)的量：1 mol
④研究?jì)热荩悍懦龅臒崃俊?四、中和熱
1．概念：在稀溶液中，酸跟堿發(fā)生中和反應而生成1mol H2O，這時(shí)的反應熱叫中和熱。 2．強酸與強堿的中和反應其實(shí)質(zhì)是H+和OH-反應，其熱化學(xué)方程式為： H+(aq) +OH-(aq) =H2O(l) ΔH=－57.3kJ/mol
3．弱酸或弱堿電離要吸收熱量，所以它們參加中和反應時(shí)的中和熱小于57.3kJ/mol。 4．中和熱的測定實(shí)驗 五、蓋斯定律
1．內容：化學(xué)反應的反應熱只與反應的始態(tài)和終態(tài)有關(guān)，而與具體反應進(jìn)行的途徑無(wú)關(guān)，如果一個(gè)反應可以分幾步進(jìn)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
一、化學(xué)反應速率
1. 化學(xué)反應速率
⑴ 定義：用來(lái)衡量化學(xué)反應的快慢，單位時(shí)間內反應物或生成物的物質(zhì)的量的變化 ⑵ 表示方法：?jiǎn)挝粫r(shí)間內反應濃度的減少或生成物濃度的增加來(lái)表示
⑶ 計算公式：v=Δc/Δt單位：mol/ ⑷ 影響因素：
① 決定因素：反應物的性質(zhì) ② 條件因素：反應所處的條件
2.
※注意：、參加反應的物質(zhì)為固體和液體，由于壓強的變化對濃度幾乎無(wú)影響，可以認
為反應速率不變。、惰性氣體對于速率的影響
①恒溫恒容時(shí)：充入惰性氣體→總壓增大，但是各分壓不變，各物質(zhì)濃度不變→反應速率不變
②恒溫恒體時(shí)：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(xué)平衡 1.定義：
化學(xué)平衡狀態(tài)：一定條件下，當一個(gè)可逆反應進(jìn)行到正逆反應速率相等時(shí)，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(gè)反應所能達到的限度即化學(xué)平衡狀態(tài)。 2、化學(xué)平衡的特征
逆
等 動(dòng)
定 變 3、判斷平衡的依據
判斷可逆反應達到平衡狀態(tài)的方法和依據
1、濃度對化學(xué)平衡移動(dòng)的影響影響規律：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(dòng)；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(dòng)
增加固體或純液體的量，由于濃度不變，所以平衡_不移動(dòng)_ 在溶液中進(jìn)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(xué)平衡向反應方程式中化學(xué)計量數之和__大___的方向移動(dòng)。 2、溫度對化學(xué)平衡移動(dòng)的影響
影響規律：在其他條件不變的情況下，溫度升高會(huì )使化學(xué)平衡向著(zhù)___吸熱反應______方向移動(dòng)，溫度降低會(huì )使化學(xué)平衡向著(zhù)_放熱反應__方向移動(dòng)。 3、壓強對化學(xué)平衡移動(dòng)的影響
影響規律：其他條件不變時(shí)，增大壓強，會(huì )使平衡向著(zhù)__體積縮小___方向移動(dòng)；減小壓強，會(huì )使平衡向著(zhù)___體積增大__方向移動(dòng)。 注意：改變壓強不能使無(wú)氣態(tài)物質(zhì)存在的化學(xué)平衡發(fā)生移動(dòng) 氣體減壓或增壓與溶液稀釋或濃縮的化學(xué)平衡移動(dòng)規律相似 4.催化劑對化學(xué)平衡的影響：由于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(dòng)___。但是使用催化劑可以影響可逆反應達到平衡所需的_時(shí)間_。 5.勒夏特列原理：如果改變影響平衡的條件之一，平衡向著(zhù)能夠減弱這種改變的方向移動(dòng)。
三、化學(xué)平衡常數
定義：在一定溫度下，當一個(gè)反應達到化學(xué)平衡時(shí)，___生成物濃度冪之積與反應物濃度冪之積的比值是一個(gè)常數____比值。符號：__K__ 使用化學(xué)平衡常數K應注意的問(wèn)題：
1、表達式中各物質(zhì)的濃度是__變化的濃度______，不是起始濃度也不是物質(zhì)的量。 2、K只與__溫度___有關(guān)，與反應物或生成物的濃度無(wú)關(guān)。
3、反應物或生產(chǎn)物中有固體或純液體存在時(shí)，由于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(jìn)行的反應，如有水參加，水的濃度不必寫(xiě)在平衡關(guān)系式中。 化學(xué)平衡常數K的應用:
1、化學(xué)平衡常數值的大小是可逆反應__進(jìn)行程度_____的標志。K值越大，說(shuō)明平衡時(shí)_生成物___的濃度越大，它的___正向反應___進(jìn)行的程度越大，即該反應進(jìn)行得越__完全___，反應物轉化率越_高___。反之，則相反。 一般地，K_105__時(shí)，該反應就進(jìn)行得基本完全了。
2、可以利用K值做標準，判斷正在進(jìn)行的可逆反應是否平衡及不平衡時(shí)向何方進(jìn)行建立平衡。
Q_〈__K:反應向正反應方向進(jìn)行; Q__=_K:反應處于平衡狀態(tài) ; Q_〉__K:反應向逆反應方向進(jìn)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_(kāi)_吸熱___反應 若溫度升高，K值減小，則正反應為_(kāi)_放熱___反應 ＊四、等效平衡
1、概念：在一定條件下，只是起始加入情況不同的同一可逆反應達到平衡后，任何相同組分的百分含量均相同，這樣的化學(xué)平衡互稱(chēng)為等效平衡。 2、分類(lèi)
定溫，定容條件下的等效平衡 第一類(lèi)：對于反應前后氣體分子數改變的可逆反應：必須要保證化學(xué)計量數之比與原來(lái)相同；同時(shí)必須保證平衡式左右兩邊同一邊的物質(zhì)的量與原來(lái)相同。 第二類(lèi)：對于反應前后氣體分子數不變的可逆反應：只要反應物的物質(zhì)的量的比例與原來(lái)相同即可視為二者等效。
定溫，定壓的等效平衡
只要保證可逆反應化學(xué)計量數之比相同即可視為等效平衡。 五、化學(xué)反應進(jìn)行的方向 1、反應熵變與反應方向：
熵:物質(zhì)的一個(gè)狀態(tài)函數，用來(lái)描述體系的混亂度，符號為S. 單位：J?mol-1?K-1
(2)體系趨向于有序轉變?yōu)闊o(wú)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。.
同一物質(zhì)，在氣態(tài)時(shí)熵值最大，液態(tài)時(shí)次之，固態(tài)時(shí)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(xué)反應的判讀依據為： ΔH-TΔS〈0 反應能自發(fā)進(jìn)行 ΔH-TΔS=0 反應達到平衡狀態(tài) ΔH-TΔS〉0 反應不能自發(fā)進(jìn)行
注意：ΔH為負，ΔS為正時(shí)，任何溫度反應都能自發(fā)進(jìn)行ΔH為正，ΔS為負時(shí)，任何溫度反應都不能自發(fā)進(jìn)行
第三章
一、弱電解質(zhì)的電離
1、定義：電解質(zhì)：,叫電解質(zhì) 非電解質(zhì) ：在水溶液中或熔化狀態(tài)下都不能導電的化合物 。 強電解質(zhì) ：在水溶液里全部電離成離子的電解質(zhì) 。
弱電解質(zhì)： 在水溶液里只有一部分分子電離成離子的電解質(zhì) 。 混和物
強電解質(zhì)： 強酸，強堿，大多數鹽 。如HCl、NaOH、NaCl、BaSO4
弱電解質(zhì)： 弱酸，弱堿，極少數鹽，水 。如HClO、NH3·H2O、Cu(OH)、HO?? 非金屬氧化物，大部分有機物。如SO3、CO2、C6H12O6、CCl4、CH2=CH2??
2、電解質(zhì)與非電解質(zhì)本質(zhì)區別：
電解質(zhì)——離子化合物或共價(jià)化合物非電解質(zhì)——共價(jià)化合物
注意：①電解質(zhì)、非電解質(zhì)都是化合物②SO2、NH3、CO2等屬于非電解質(zhì) ③強電解質(zhì)不等于易溶于水的化合物——電解質(zhì)的強弱與導電性、溶解性無(wú)關(guān)。
3、電離平衡：在一定的條件下，當電解質(zhì)分子電離成和離子結合成 時(shí)，電離過(guò)程就達到了平衡狀態(tài)，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，升溫有利于電離。
B、濃度：濃度越大，電離程度；溶液稀釋時(shí)，電離平衡向著(zhù)電離的方向移動(dòng)。C、同離子效應：在弱電解質(zhì)溶液里加入與弱電解質(zhì)具有相同離子的電解質(zhì)，會(huì )電離。D、其他外加試劑：加入能與弱電解質(zhì)的電離產(chǎn)生的某種離子反應的物質(zhì)時(shí)，有利于電離。 9、電離方程式的書(shū)寫(xiě)：用可逆符號弱酸的電離要分布寫(xiě)
10、電離常數：在一定條件下，弱電解質(zhì)在達到電離平衡時(shí)，溶液中電離所生成的各種離子濃度的乘積，跟溶液中未電離的分子濃度的比是一個(gè)常數。叫做電離平衡常數，
+-+-表示方法：ABA+BKi=/
11、影響因素：
a、電離常數的大小主要由物質(zhì)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，在室溫下一般變化不大。
C、同一溫度下，不同弱酸，電離常數越大，其電離程度越大，酸性越強。如：H2SO3H3PO4HFCH3COOHH2CO3H2SHClO 二、水的電離和溶液的酸堿性 1、水電離平衡：:
水的離子積：KW+]·c= =10-7 mol/L ; KW = · = 注意：KW只與溫度有關(guān)，溫度一定，則KW值一定 KW不僅適用于純水，適用于任何溶液
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篇三：化學(xué)選修《化學(xué)反應原理》知識點(diǎn)總結
《化學(xué)反應原理》知識點(diǎn)總結
第一章：化學(xué)反應與能量變化
1、反應熱與焓變：△H=H(產(chǎn)物)-H(反應物)
2、反應熱與物質(zhì)能量的關(guān)系
能量 反應物的總能量 總能量生成物的總能量 反應過(guò)程 總能量 3、反應熱與鍵能的關(guān)系
△H=反應物的鍵能總和-生成物的鍵能總和
4、常見(jiàn)的吸熱、放熱反應
⑴常見(jiàn)的放熱反應：
①活潑金屬與水或酸的反應 ②酸堿中和反應 ③燃燒反應 ④多數的化合反應 ⑤鋁熱反應
⑵常見(jiàn)的吸熱反應
①多數的分解反應 ② 2NH4Cl(s)+Ba(OH)2·8H2O(s)=BaCl2+2NH3+10H2O
③ C(s)+ H2O(g) 高溫CO+H2 ④CO2+ C高溫
2 CO
5、反應條件與吸熱、放熱的關(guān)系： 反應是吸熱還是放熱與反應的條件沒(méi)有必然的聯(lián)系，而取決與反應物和產(chǎn)物具有的
總能量的相對大小。
6、書(shū)寫(xiě)熱化學(xué)方程式除了遵循書(shū)寫(xiě)化學(xué)方程式的要求外，還應注意以下幾點(diǎn)：
①放熱反應△H為“-”，吸熱反應△H為“+”，△H的單位為kJ/mol
②反應熱△H與測定條件有關(guān)，因此應注意△H的測定條件；絕大多數化學(xué)反應的△H是在298K、101Pa下測定的，可不注明溫度和壓強。
③熱化學(xué)方程式中各物質(zhì)化學(xué)式前面的系數僅表示該物質(zhì)的物質(zhì)的量，并不表示物質(zhì)的分子或原子數，因此化學(xué)計量數可以是分數或小數。必須注明物質(zhì)的聚集狀態(tài)，熱化學(xué)方程式是表示反應已完成的數量，所以方程式中化學(xué)式前面的計量數必須與△H相對應；當反應逆向進(jìn)行時(shí)，反應熱數值相等，符號相反。
7、利用蓋斯定律進(jìn)行簡(jiǎn)單的計算
8、電極反應的書(shū)寫(xiě)：
⑴電解：陽(yáng)極：發(fā)生氧化反應 惰性電極：溶液中陰離子失電子
陰極:發(fā)生還原反應，溶液中的陽(yáng)離子得電子
注意問(wèn)題：①書(shū)寫(xiě)電極反應式時(shí)，要用實(shí)際放電的離子來(lái)表示 ．．．．．．．
②電解反應的總方程式要注明“通電” +2++----
③若電極反應中的離子來(lái)自與水或其他弱電解質(zhì)的電離，則總反應離子方程式中要用化學(xué)式表示
⑵原電池：負極：負極本身失電子，Ｍ→Ｍ +ｎｅ Ｎ+mｅ→Ｎ 正極:2H+2e→H2↑
O2+2H2O→4OH
9、電解原理的應用：
⑴氯堿工業(yè)：陽(yáng)極(石墨):2Cl→Cl2+2e( Cl2的檢驗：將濕潤的淀粉碘化鉀試紙靠近出氣口，試紙變藍，證明生成了Cl2)。 陰極：2H+2e→H2↑：有氣泡逸出，溶液變紅）。
⑵銅的電解精煉：電極材料：粗銅做陽(yáng)極，純銅做陰極。電解質(zhì)溶液：硫酸酸化的硫酸銅溶液
⑶電鍍：電極材料：鍍層金屬做陽(yáng)極，鍍件做陰極。電解質(zhì)溶液是用含有鍍層金屬陽(yáng)離子的鹽
溶液。
10、化學(xué)電源
⑴燃料電池：先寫(xiě)出電池總反應；
再寫(xiě)正極反應
O2+4e+4H→2H2O (酸性水溶液)。 負極反應=電池反應-正極反應
⑵充放電電池：放電時(shí)相當于原電池，充電時(shí)相當于電解池，
11、計算時(shí)遵循電子守恒，常用關(guān)系式：2 H2~ O2~2Cl2~2Cu~4Ag~4OH~4 H~4e
12、金屬腐蝕：電解陽(yáng)極引起的腐蝕原電池負極引起的腐蝕化學(xué)腐蝕原電池正極電解陰極
鋼鐵在空氣中主要發(fā)生吸氧腐蝕。負極：2Fe→ 2Fe+4e 正極：O2+4e+2H2O→4OH
總反應：2Fe + O2+2H2O＝2Fe(OH)2
第二章：化學(xué)反應的方向、限度和速度
1、反應方向的判斷依據：△H-T△S0,反應能自發(fā)進(jìn)行；△H-T△S=0，反應達到平衡狀態(tài)
△H-T△S0反應不能自發(fā)。該判據指出的是一定條件下，自發(fā)反應發(fā)生的可能性，不能說(shuō)明實(shí)際能否發(fā)生反應課本P40T3
2+----+--+--+-----m+-+-n+-
2、化學(xué)平衡常數：
①平衡常數的大小反映了化學(xué)反應可能進(jìn)行的程度，平衡常數越大，說(shuō)明反應進(jìn)行的越完全。②純固體或純溶劑參加的反應，
它們不列入平衡常數的表達式
③平衡常數的表達式與化學(xué)方程式的書(shū)寫(xiě)方式有關(guān)，單位與方程式的書(shū)寫(xiě)形式一一對應。對于給定的化學(xué)反應，正逆反應的
平衡常數互為倒數
④化學(xué)平衡常數受溫度影響，與濃度無(wú)關(guān)。溫度對化學(xué)平衡的影響是通過(guò)影響平衡常數實(shí)現的。溫度升高，化學(xué)平衡常數增
大還是減小與反應吸放熱有關(guān)。
3、平衡狀態(tài)的標志：①同一物質(zhì)的v正=v逆 ②各組分的物質(zhì)的量、質(zhì)量、含量、濃度保持不變③氣體的總
物質(zhì)的量、總壓強、氣體的平均分子量保持不變只適用于△vg≠0的反應④密度適用于非純氣體反應或體積可變的容器
4、惰性氣體對化學(xué)平衡的影響
⑴恒壓時(shí)充入惰性氣體，體積必增大，引起反應體系濃度的減小，相當于減壓對平衡的影響
⑵恒容時(shí)充入惰性氣體，各組分的濃度不變，速率不變，平衡不移動(dòng)
⑶對于△vg=0的可逆反應，平衡體系中加入惰性氣體，恒容、恒壓下平衡都不會(huì )移動(dòng)
5、⑴等效平衡：①恒溫恒壓，適用于所有有氣體參加的可逆反應，只要使轉化后物質(zhì)的量之比與最初加入的物質(zhì)的量之
比相同，均可達到等效平衡；平衡時(shí)各組分的百分含量相同，濃度相同，轉化率相同。
②恒溫恒容，△vg=0的反應，只要使轉化后物質(zhì)的量之比與最初加入的物質(zhì)的量之比相同，均可達到等效平衡；平衡時(shí)各組分的百分含量相同，轉化率相同。
⑵等同平衡：恒溫恒容，適用于所有有氣體參加的可逆反應，只要使轉化后物質(zhì)的量與最初加入的物質(zhì)的量相同，均可達到等同平衡；平衡時(shí)各組分的物質(zhì)的量相同，百分含量相同，濃度相同。
6、充氣問(wèn)題：以aA(g)+bB(g)cC(g)
⑴只充入一種反應物，平衡右移，增大另一種反應物的轉化率，但它本身的轉化率降低
⑵兩種反應物按原比例充，恒容時(shí)相當于加壓，恒壓時(shí)等效平衡
⑶初始按系數比充入的反應物或只充入產(chǎn)物，平衡時(shí)再充入產(chǎn)物，恒容時(shí)相當于加壓，恒壓時(shí)等效平衡
化學(xué)反應速率: 速率的計算和比較 ； 濃度對化學(xué)速率的影響； V-t圖的分析
第三章 物質(zhì)在水溶液中的行為
1、強弱電解質(zhì)：
⑴強電解質(zhì)：完全電離，其溶液中無(wú)溶質(zhì)分子，電離方程式用“＝”，且一步電離；強酸、強堿、大多數鹽都屬于強
電解質(zhì)。
⑵弱電解質(zhì)：部分電離，其溶液中存在溶質(zhì)分子，電離方程式用“
電解質(zhì)的電離一步完成；弱酸、弱堿、水都是弱電解質(zhì)。
”，多元弱酸的電離方程式分步寫(xiě)，其余的弱
⑶常見(jiàn)的堿：KOH、NaOH、Ca(OH)2、Ba(OH)2是強堿，其余為弱堿；
常見(jiàn)的酸：HCl、HBr、HI、HNO3、H2SO4是強酸，其余為弱酸；
注意：強酸的酸式鹽的電離一步完成，如：NaHSO4=Na+H+SO4，而弱酸的酸式鹽要分步寫(xiě)，如：NaHCO3=Na+HCO3,
HCO3-++2-+- CO3 +H 2-+
2、電離平衡
⑴ 電離平衡是平衡的一種，遵循平衡的一般規律。溫度、濃度、加入與弱電解質(zhì)相同的離子或與弱電解質(zhì)反應的物質(zhì)，
都會(huì )引起平衡的移動(dòng)
⑵ 電離平衡常數表征了弱電解質(zhì)的電離能力，一定溫度下，電離常數越大，弱電解質(zhì)的電離程度越大。Ka
或Kb是平衡常數的一種，與化學(xué)平衡常數一樣，只受溫度影響。溫度升高，電離常數增大。
3、水的電離：
⑴ H2OH+OH，△H0。升高溫度、向水中加入酸、堿或能水解的鹽均可引起水的電離平衡的移動(dòng)。
+-+- ⑵ 任何稀的水溶液中，都存在，且·是一常數，稱(chēng)為水的離子積；Kw是溫度常數，只受溫度影響，而與
H或OH濃度無(wú)關(guān)。
⑶ 溶液的酸堿性是H與OH 濃度的相對大小，與某一數值無(wú)直接關(guān)系。
⑷ 當溶液中的H 濃度≤1mol/L時(shí)，用pH表示。
無(wú)論是單一溶液還是溶液混合后求pH，都遵循同一原則：若溶液呈酸性，先求c(H);若溶液呈堿性，先求c(OH),由Kw求出c(H)，再求pH。
⑸ 向水中加入酸或堿，均抑制水的電離，使水電離的c(H)或c(OH10mol/L，但
c(H)H2O=c(OH)H2O。如某溶液中水電離的c(H)=10mol/L，此時(shí)溶液可能為強酸性，也可能為強堿性，即室溫下，pH=1或13
向水中加入水解的鹽，促進(jìn)水的電離，使水電離的c(H)或c(OH)10mol/L，如某溶液中水電離的c(H)=10mol/L，此時(shí)溶液為酸性，即室溫下，pH=5，可能為強酸弱堿鹽溶液。
4、鹽的水解
⑴在溶液中只有鹽電離出的離子才水解。本質(zhì)是鹽電離出的離子與水電離出H或OH結合生成弱電解質(zhì)，使H或OH的濃度減小，從而促進(jìn)水的電離。
⑵影響因素：①溫度：升溫促進(jìn)水解 ②濃度：稀釋促進(jìn)水解 ③溶液的酸堿性④ 同離子效應
⑷水解方程式的書(shū)寫(xiě)：
①單個(gè)離子的水解：一般很微弱，用，產(chǎn)物不標“↑”“↓”；多元弱酸鹽的水解方程式要分步寫(xiě) +-+-+--7+-5+-+-13+-)-7++-++-+-
②雙水解有兩種情況：Ⅰ水解到底，生成氣體、沉淀，用＝，標出“↑”“↓”。
Ⅱ部分水解，無(wú)沉淀、氣體，用，產(chǎn)物不標“↑”“↓”；
⑸ 鹽類(lèi)水解的應用：①判斷溶液的酸堿性 ②判斷鹽溶液中的離子種類(lèi)及其濃度大小 ③判斷離子共存 ④加熱濃縮或蒸干某些鹽溶液時(shí)產(chǎn)物的判斷，如AlCl3溶液 ⑤某些鹽溶液的保存與配制，如FeCl3溶液 ⑥某些膠體的制備，如Fe(OH)3膠體 ⑦解釋生產(chǎn)、生活中的一些化學(xué)現象，如明礬凈水、化肥的施用等。
5、沉淀溶解平衡：
⑴ Ksp:AmBnmA+nB,Ksp=。 n+m-n+mm-n
①Ksp只與難溶電解質(zhì)的性質(zhì)和溫度有關(guān)，溶液中離子濃度的變化只能使平衡移動(dòng)，不改變Ksp。②對于陰陽(yáng)離子個(gè)
數比相同的電解質(zhì)，Ksp越大，電解質(zhì)在水中的溶解能力越強。
⑵ QKsp,有沉淀生成；Q=Ksp，沉淀與溶解處于平衡狀態(tài)；QKsp，沉淀溶解。
⑶ 一種沉淀可以轉化為更難溶的沉淀。如鍋垢中Mg(OH)2的生成，工業(yè)中重金屬離子的除去。
6、離子反應：
⑴ 與量有關(guān)的離子方程式的書(shū)寫(xiě)：設量少的物質(zhì)物質(zhì)的量為1mol，與另一過(guò)量的物質(zhì)充分反應。
⑵ 離子共存推斷題解答時(shí)應注意：①判斷一種離子存在后，一定注意與之不共存的離子一定不存在；②前面加入的試劑對后面的鑒定是否有影響。
⑶ 離子檢驗的一般步驟：取少量——加試劑——觀(guān)現象——定結論。
