高中化学 《化学反应原理》知识点大全

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#01

化学反应与能量

考点1:吸热反应与放热反应

1、吸热反应与放热反应的区别

比较

放热反应吸热反应

类型

定义放出热量的化学反应吸收热量的化学反应

反应物具体的总能量大于生成物反应物具有的总能量小于生成物具有

形成原因

具有的忌能量的总能量

生成物分子成键时释放出的总能

与化学键强生成物分子成键时释放出的总能量小

量大于反应物分子断裂键时吸收

弱的关系于反应物分子断裂键时吸收的总能量

的总能量

表示方法△H<0△H>0

ft

能反应物

城生成物

/产”孰放必H为

图示g7：AH>0

…小物

反应物

反应过程反应过程

Ha(g)+Cla(g)=2HC1(g)C(s)+H,0(g)=C0(g)+Ha(g)

实例

△H=-184.6kJ•mor,△H=+131.3kJ-mor,

别注意：

反应是吸热还是放热与反应的条件没有必然的联系，而决定于反应物和

生成物具有的总能量（或焰）的相对大小。

2、常见的放热反应

①一切燃烧反应；

②活泼金属与酸或水的反应；

③酸碱中和反应；

④铝热反应；

⑤大多数化合反应（但有些化合反应是吸热反应，如：N2+O2=2NO,

CO2+C=2CO等均为吸热反应）

3、常见的吸热反应

①Ba（OH）2-8H2O与NH4CI反应；

②大多数分解反应是吸热反应

③

H2+CU0ACU+H20,C+H20(g)仝CO+H2

等也是吸热反应；

④水解反应

考点2:反应热计算的依据

1.根据热化学方程式计算

反应热与反应物各物质的物质的量成正比。

2.根据反应物和生成物的总能量计算

△H=E生成物-E反应物。

3.根据键能计算

△H=反应物的键能总和-生成物的键能总和。

4.根据盖斯定律计算

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，

而与反应的途径无关。即如果一个反应可以分步进行，则各分步反应的

反应热之和与该反应一步完成时的反应热是相同的。

温馨提示：

①盖斯定律的主要用途是用已知反应的反应热来推知相关反应的反应

，执＜、、O

②热化学方程式之间的等数学运算，对应AH也进行等数学

计算。

5.根据物质燃烧放热数值计算：Q（放）=n（可燃物

#02

化学反应速率与化学平衡

考点1：化学反应速率

1、化学反应速率的表示方法O

化学反应速率通常用单位时间内反应物浓度和生成物浓度的变化来表

〃、O工I•O

其常用的单位是_________、或O

2、影响化学反应速率的因素

1）内因（主要因素）

反应物本身的性质。

2）外因（其他条件不变，只改变一个条件）

浓度）一增大反应物浓度，反应速率加快,反之减慢。

对于有气体参加的反应，增大压强，反应

速率加快,反之减慢。

升高温度，反应速率加快,反之减慢。

庙肃h—使用催化剂，能改变化学反应速率，且正、

弋竺厂逆反应速率的改变程度蛔。

反应物间的接触面积、光辐射、放射线辐射、

超声波等。

3、理论解释一一有效碰撞理论

（1）活化分子、活化能、有效碰撞

①活化分子：能够发生有效碰撞的分子。

②活化能：如图

图中：E1为正反应的活化能，使用催化剂时的活化能为E3,反应热为

E1-E20（注：E2为逆反应的活化能）

③有效碰撞：活化分子之间能够引发化学反应的碰撞。

（2）活化分子、有效碰撞与反应速率的关系

考点2:化学平衡

1、化学平衡状态

一定条件（恒温、恒容或恒压）下的可逆反应里，正反应和逆反应的速率

相等，反应混合物（包括反应物和生成物）中各组分的浓度保持不变的状

态。

2、化学平衡状态的特征

化学平衡是一种动态平衡

正反应速率=逆反应速率

反应物和生成物的质量

或浓度保持不变

条件改变，平衡状态可能改变,

新条件下建立新的平衡状态

3、判断化学平衡状态的依据

明(g)+nB(g)'•-----K(g)+qD(g)

可能的情况是否达平衡

反应混合物①各组分的物质的量或各组分的摩尔分数一定达平衡

中各组分的②各组分的质量或各组分的质量分数一定达平衡

含量(1洛组分的体积或体积分数一定达平衡

④总体积、总压强或总物质的量一定不一定达平衡

位时间内消耗mmolA,同时生成mmolA,达平衡

②单位时间内消耗mmolA(或nmolB),同时消耗

达平衡

pmolC(或QmolD),既vE=v.

③y(/)：v(S):v(C)•M。)=m-n：p：q,此时v正不一

关系不一定达平衡

定等于v.

④单位时间内生成了pmolC(或qrap]D)同时消耗

不一定达平衡

了mmolA(或nmolB),此时均指v丘

①m+n#p+q时，总压强一定达平衡

压强

②nmi=p+q时，总压强一定不一定达平衡

混合气体的①当m+n^p+q时，Mr一定达平衡

平均相对分

②当nrhi=p+q时，Mr一定不一定达平衡

子质量Mr

混合气体的

恒温、恒压或恒疆、恒容时，密度一定不一定达平衡

密度

反应体系内有色物质的靛色一定，就是有色物质的浓度

颜色达平衡

不变

任何化学反应都伴随着能量变化，纶热条件下反应体系

温度达平衡

的温度恒定

考点3:化学平衡的移动

1.概念

\正=\逆/°-------------V正大、逆正JIJ.\，正=、’速W0

平衡1不平衡平衡2

[If

破坏旧平衡建立新平衡

可逆反应中旧化学平衡的破坏、新化学平衡的建立，由原平衡状态向新

化学平衡状态的转化过程，称为化学平衡的移动。

2、化学平衡移动与化学反应速率的关系

(1山正小逆：平衡向正反应方向移动。

(2)v正口逆：反应达到平衡状态，不发生平衡移动。

(3)v正vv逆：平衡向逆反应方向移动。

3、影响化学平衡的因素

4、“惰性气体”对化学平衡的影响

条件影响结果各注

反应物浓度增

平衡向正反应方向移动

大

对于有固体或纯液体参与的反

反应物浓度减

平衡向逆反应方向移动应，由于固体或纯液体的浓度

少

浓度可认为是常数，因此改变固体

生成物浓度苗

平衡向逆反应方向移动的量平衡不发生移动.

大

生成物浓度减

平衡向正反应方向移动

少

平衡向气体体积减少方向对于无气体参加和生成的反

压强增大

移动应），改变压强，此时固、液体

压强

平衡向气体体积增大方向的浓度未改变，平衡不发生移

压强减少

移动动。

温度升高平衡向吸热方向移动

温度

温度降低平衡向放热方向移动

可以缩短达到平衡的时间，不

催化剂对平衡无影响改变平衡混合物中各组分的百

分比组成

①恒温、恒容条件

原平衡体系体系总压强增大一~＞体系中各组分的浓度不变一-＞平衡不移

动。

②恒温、恒压条件

原平衡体系容器容积增大，各反应气体的分压减小一-＞体系中各组分的

浓度同倍数减小

（等效于减压）

气体体积不变反应

平衡不移动

气体体积可变反应

———:一►平衡向气体体积增大的方向移动

5、勒夏特列原理

定义：如果改变影响平衡的一个条件（如C、P或T等），平衡就向能够

减弱这种改变的方向移动。

原理适用的范围：已达平衡的体系、所有的平衡状态（如溶解平衡、化

学平衡、电离平衡、水解平衡等）和只限于改变影响平衡的一个条件。

勒夏特列原理中“减弱这种改变”的解释：外界条件改变使平衡发生移动

的结果，是减弱对这种条件的改变，而不是抵消这种改变，也就是说：

外界因素对平衡体系的影响占主要方面。

考点4:化学平衡常数

1、在一定温度下，当一个可逆反应达到平衡状态时，生成物的平衡浓

度用化学方程式中的化学计量数作为指数的乘积与反应物的平衡浓度用

化学方程式中的化学计量数作为指数的乘积的比值是一个常数，这个常

数叫做化学平衡常数，简称平衡常数;用符号K表示。

2、平衡常数K的表达式：

对于一般的可逆反应：

roA(g)+nB(g)、、pC(g)+qD(g)

当在一定温度下达到化学平衡时，该反应的平衡常数为：

[c(C)]"-[c(D)]?

注意事项：

a.在平衡常数表达式中，反应物A、B和生成物C、D的状态全是气

态，c(A)、c(B)、c(C)、c(D)均为平衡时的浓度。

b.当反应混合物中有固体或纯液体时，他们的浓度看做是一个常数，不

写入平衡常数的表达式中。

c.平衡常数K的表达式与化学方程式的书写方式有关。

3、平衡常数K值的特征：

K值的大小与浓度、压强和是否使用催化剂无关。即对于一个给定的反

应，在一定温度下，不论起始浓度(或压强)和平衡浓度(或压强)如何，

也不论是否使用催化剂，达平衡时，平衡常数均相同。

4、平衡表达式K值的意义

K值表示可逆反应进行的程度

K值越大，正反应进行的程度越大(平衡时生成物的浓度大，反应物的

浓度小)，反应物的转化率越高;K值越小，正反应进行的程度越小，逆

反应进行的程度越大，反应物的转化率越低。

考点5:反应物平衡转化率的计算公式

1.某一反应物的平衡转化率

指定反应物的起始量-指定反应物的平衡量Q/

指定反应物的起始量

指定反应物达平衡时的消耗量

—一指定反应物的起始蚩—x为

2.反应物用量对平衡转化率的影响

(1)若反应物只有一种，如

aA(g)bB(g)+cC(g)

,则增加A的量，平衡向正反应方向移动，但A的平衡转化率究竟如

何变化，要具体分析反应前后气体体积的相对大小。

如：①若a=b+c,则A的转化率不变；

②若a>b+c,则A的转化率增大;③若a<b+c,则A的转化率增大。

(2)若反应物不只一种，如

aA(g)+bB(g)s5fcC(g)+dD(g)

o则：若只增加反应物A的量，平衡向正反应方向移动，则反应物B

的转化率增大，但由于外界因素占主要方面，故A的转化率减小。

考点6:等效平衡

在一定条件（恒温恒容或恒温恒压）下，同一可逆反应体系，不管是从正

反应开始，还是从逆反应开始，在达到化学平衡状态时，任何相同组分

的百分含量（体积分数、物质的量分数等）均相同，这样的化学平衡互称

等效平衡（包括“相同的平衡状态）

I:恒温恒容条件下

①恒温恒容时，对一般的可逆反应，不同的投料方式如果根据化学方程

式中计量系数比换算到同一边时，反应物（或生成物）中同一组分的物质

的量完全相同，则互为等效平衡。此时一般不考虑反应本身的特点，计

算的关键是换算到同一边后各组分要完全相同。

②恒温恒容时，对于反应前后气体分子数不变的可逆反应，不同的投料

方式如果根据化学方程式中计量系数比换算到同一边时，只要反应物

（或生成物）中各组分的物质的量的成比例，即互为等效平衡。此时的反

应特点是无体积变化，计算的关键是换算到同一边后各组分只需要物质

的量之比相同即可。

n：恒温恒压条件下

在恒温恒压时，可逆反应以不同的投料方式进行反应，如果根据化学方

程式中计量系数比换算，到同一边时，只要反应物（或生成物）中各组分

的物质的量的成比例，即互为等效平衡。

#03

溶液中的离子平衡

考点1:弱电解质的电离

1.弱电解质是指只部分电离的化合物，一般包括、

和三类物质。

2.弱电解质电离程度一般都很小，故弱电解质溶液中溶质的主要存在形

式是_________,弱电解质的电离程度决定对应弱酸（或弱碱）的强弱。

3.弱酸的电离分步书写，且电离程度一步比一步弱，弱碱的电离书写一

步到位。

4.能够促进弱电解质电离的外界因素有

5.如果比较不同的酸与锌反应的速率，应该比较浓度的大小；

如果比较与锌反应产生氢气的多少，应该比较浓度的大小;如

果比较消耗氢氧化钠的多少，应该比较浓度的大小。

6.水是极弱的电解质，能发生自身电离且简写为：。任何温度下的水溶

液中一定满足：。

7.水的离子积，为一定值，只与有关。在常温下的任何水溶

液中一定满足=O

8.若升高温度，将水的电离，pH,但与始终相等，

故仍呈性。100℃时中性溶液的pH等于。

9.向水中加入任何酸或碱都会—水的电离。

考点2:溶液的酸碱性

1.计算pH的公式：或—。

2.pH=7的溶液不一定呈中性，除非是常温下，只有当时，才能肯定溶

液呈中性。

3.计算pH值首先必须判断混合后的酸碱性，若呈酸性，则求混合后的;

若呈碱性，则求混合后的;若溶液呈中性，则说明。

4.强酸pH=a,加水稀释他倍，贝！|pH=;弱酸pH=a,加水稀

释1CT倍，贝[]<pH<；

强碱pH=b,加水稀释ICT倍，则pH=;弱碱pH=b,加水稀

释1CT倍，则<pH<；任何溶液无限稀释，pH只能无

限接近于7。

考点3:酸碱中和滴定

1.原理：酸碱恰好完全反应时称为中和，此时原来酸中的等于原来

n(H+)碱中的n(od),即，但此时溶液不一定呈中性。

2.仪器：o

3.步骤

⑴查漏：检查滴定管是否漏水，检查旋塞是否灵活

⑵洗涤：锥形瓶干燥润洗滴定管______干燥，

_______润洗

⑶装液：滴定前后必须排除气泡

（4）滴定：右手控制锥形瓶，左手控制活塞，眼睛注视锥形瓶中溶液颜

色变化，滴加速度先快后慢滴定终点达到后，半分钟颜色不变，再读

数;复滴2〜3次，取平均值

4.指示剂的选取

⑴一般情况下，酸碱中和体系滴定终点为酸性的选用作体系指

示剂，为碱性的选用作体系指示剂，为中性的都可

⑵有酸性高镒酸钾溶液参加反应或生成的体系，一般不使用指示剂，

终点现象为

⑶有碘单质参加反应或生成的体系，一般选用作体系指示剂，

终点现象为

考点4:盐类的水解

1.有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解，都弱双水解，谁强显谁性，

等强显中性。

2.正盐只考虑水解，酸和碱只有电离，弱酸酸式盐既有电离也有水解；

混合溶液也可能既有电离又有水解。

3.能促进盐类电离的外因有。

4.微粒浓度排序的方法是：依次写出主要过程、次要过程、第三步过

程……

5.电荷守恒的写法：阴阳离子分列等号两侧，系数为带电量

6.物料守恒的写法：阴阳离子各找一中心原子，由组成确定系数，依次

展开

7.质子守恒的写法：三大守恒关系任意两者相减即为第三个守恒关系

8.FeCI3、AICI3、CuCI2溶液的蒸干产物分别是______、、

AI2(SO4)3、Na2co3、NaAI02溶液的蒸干产物分别、

、O

9.保存FeCI3溶液应在其中加入少量的.

考点5:沉淀溶解平衡

1.物质的溶解性可通过KSP(即溶度积)来表达，KSP越大表示物质的溶

解性越_________»

2.“微调pH值分步沉淀”是分离金属阳离子的常见方法，一般遵循两条

原则，一是不能引入新的杂质元素，二是能微调pH,故一般选用的沉

淀剂是目标元素的难溶氧化物或氢氧化物或碳蜃散。

#04

电化学

考点1:原电池

1.概念和反应本质

原电池是把化学能转化为电能的装置，其反应本质是氧化还原反应。

2.工作原理

以铜锌原电池为例

ZnSO,溶液CuSO.溶液

n

电极名称负极正极

电极材料锌片铜片

电极反应Zn—2e-=Zn:"Cu2-+2e-=Cu

反应类型氧化反应还原反应

电子流向由Zn沿导线流向Cu

盐桥中

盐桥含饱和KC1溶液，口移向正极,CL移向负极

离子移向

3.原电池的构成条件

(1)一看反应：看是否有能自发进行的氧化还原反应发生(一般是活泼性

强的金属与电解质溶液反应)。

(2)二看两电极：一般是活泼性不同的两电极。

(3)三看是否形成闭合回路，形成闭合回路需三个条件：①电解质溶液；

②两电极直接或间接接触;③两电极插入电解质溶液。

考点2:电解池

1、电解定义

在电流作用下,电解质在两个电极上分别发生氧化反应和还原反应的过

程。

2、能量转化形式

电能转化为化学能。

3、电解池的构成条件

①有与曳遍相连的两个电极。

②电解质溶液(或熔融盐)。

③形成闭合回路。

4、电解池的电极名称及电极反应式（如图）

5、电子和离子的移动方向

6、电解时电极产物的确定

（1）阳极产物的判断

首先看电极，如果阳极是活性电极（金属活动顺序表Ag以前的金属），

则阳极电极材料失电子，电极溶解，溶液中的阴离子不能失电子。如果

是惰性电极（Pt、Au、石墨），则再看溶液中的阴离子的失电子能力。此

时阴离子放电顺序：活泼电极＞S2-＞「＞8「＞。-＞。匹＞含氧酸根离子。

（2）阴极产物判断

阳离子放电顺序：

+3+2++2+2++3+2++2++

Ag>Fe>Cu>H(^)>Fe>Zn>H(zK)>AI>Mg>Na>Ca>K0

7、电解不同溶液的情况对比

被电

电解质（水溶总化学方程式电解质浓电解质溶液

电极方程式解的溶液pH

海或离子方程式度复原

物质

阳引：40丁一4e

含氧酸（如-=0j+2比

zK增大加联

阴极：41T+4e

H：SO,）+2H/

;咸小

-=2H；t

阳极：401T-4e

-=0：t+2H；02Hpt

强碱（如NaOH）水增大加验

阴极：4lT+4e+2H/

增大

­=2H:f

阳极：40IT-4e

活泼金属的含

-=0"+2H；0

氧酸盐（如水增大加驳

阴极：4iT+4e+2H：t

KNO-xNa;S0,）不变

_=2%t

阳引：2C1--2e

无氧酸（如-=C1：t2HCI^MCI；诵入HC1气

皎减小

HC1）,除HF外阴极：2HI2e位

t+Hj

增大

_=Hj

不活泼金属的阳极：2Cl—-2e/

电解

无氧酸盐（如-=ci；tCuCl^^Cu

盐瀛小加CuCL.

阴极：Cu*+2e

CuClJ,除氟化+C1J

物外-=Cu

2C1-+

阳引：2C:一2e

活泼金属的无

一=也t水和2Hgt生成新电诵入HC1气

氧酸盐（如

阴极：2H-+2e盐解质佳

+H」

NaCl）增大

_=H：f

+20H-

阳极:401r—4e

2cu』十

不活泼金属的

--0J+2H水和由解生成新电力口CuO或

含氧酸盐（如2H；O^^2Cu减小

阴极：2Cu*+盐解质CUCON

CuSO.）+0」+4ET

4e~=2Cu

8、电解池的应用

1）电解饱和食盐水

(1)电极反应

阳极反应式:2c「-2