化学反应原理-总复习要点知识

期末考试知识点题型分析1、反应热的理解与计算（包括燃烧热、中和热和盖斯定律）

①放热反应与吸热反应的多角度理解②△H的求算2、书写热化学方程式（包括中和热、燃烧热和盖斯定律）

①要注明反应物和生成物聚集状态:固态（s）液态（l）气态（g）水溶液（aq）②△H的数值与反应式中的化学计量数成比例△H的单位KJ/mol表达式：v

(B)=——

△C（B）△

t1、化学反应速率速率比=化学计量数比=变化量之比

比较反应快慢：同一物质，同一单位。

应用：计算题（三段式法）α(B)=————×100%

B的转化量B的起始量转化率：内因：反应物本身的性质（不同反应）外因：（同一反应）2、影响化学反应速率的因素

（1）浓度C↑，v↑（2）压强P↑,c↑

v

↑（3）温度T↑，v↑（4）催化剂v↑（5）其他因素：增大反应物间的接触面积,v↑3、“自发反应”的判断（1）△H<0，△S>0，反应一定能自发进行（2）△H>0，△S<0，反应一定不能自发进行（3）△H>0,△S>0,高温自发;

△H<0,△S<0,低温自发4、化学平衡状态的判断（1）v正=v逆v生成=v消耗速率比=化学计量数比且一个v正，一个v逆同一物质：不同物质：（2）反应混合物中各组分的浓度(百分含量)不变（3）其它：α,T,V,n,P,ρ,M平均关键：正逆相等，变量不变5、化学平衡常数其中c为各组分的平衡浓度，温度一定，K为定值。K值越大反应进行的越完全；越小越不完全只与温度有关，与浓度无关。固体和纯液体浓度可看做“1”而不代入公式。指某一具体反应的平衡常数。逆反应：K倒数倍数：K指数（2）利用K可判断反应的热效应若T↑,K值↑,正向吸热;

若T↑,K值↓,正向放热。当Q＝K时，反应处于平衡状态；当Q＜K时，反应向正反应方向进行；当Q＞K时，反应向逆反应方向进行。（1）判断平衡移动方向6.化学平衡移动（一）影响化学平衡的因素1、浓度C反↓或C生↑，逆向移动。C反↑或C生↓，正向移动；2、温度温度降低,向放热方向移动。温度升高,向吸热方向移动；减小压强，平衡向气体体积增大的方向移动增大压强，平衡向气体体积缩小的方向移动3、压强对于反应前后气体分子数目不变的反应，压强改变，平衡不移动4、催化剂:加催化剂，不能使平衡发生移动.改变影响平衡的一个因素(如浓度,温度,或压强等),平衡将向着能够减弱这种改变的方向移动。（二）、化学平衡移动原理：不能“消除”7、图像题解题原则：1)先拐先平数值大2)定一议二8、等效平衡恒T恒V：△n≠0，等量等效△n=0，等比等效恒T恒P：等比等效一、强弱电解质相关概念及判断二、电离方程式的书写1、强等号，弱可逆。2、多元弱酸分步电离。3、酸式盐电离。4、多元弱碱一步电离。NaHSO4NaHCO3

1.定义：在一定温度下，当弱电解质在水溶液中电离达到最大程度时，电离过成并没有停止。此时弱电解质分子电离成离子的速率和离子结合成弱电解质分子的速率相等，溶液中各分子和离子的浓度都不再发生变化。三、弱电解质的电离平衡2.电离度（α）：α=×100%已电离的弱电解质的浓度弱电解质的初始浓度4.影响电离平衡的因素：(1)内因：电解质本身的性质(2)外因：①温度：T↑，正向移动，电离度↑。②浓度：a.加水稀释：正向移动，电离度增大b.增大浓度：正向移动，电离度减小越稀越电离.③外加电解质a.加入含弱电解质离子的电解质b.加入消耗弱电解质离子的电解质逆向移动正向移动5.电离平衡常数：CH3COOHCH3COO-+H+Ka=C(CH3COO-)·C(H+)C(CH3COOH)③多元弱酸分步电离，主要取决于第一步。②K越大，电离程度越大，酸性越强。①K只与温度有关,与浓度无关。四、水的电离:

H2O+H2OH3O++OH－

H2OH＋+OH－25℃：Kw

=C(H+)·C(OH-)=10-14

2、水的离子积:1、水的电离:温度越高，Kw越大3、Kw取决于温度,不仅适用于纯水,还适用于其他溶液。3、影响水的电离平衡的因素：①升高温度抑制水电离，促进水电离，②加酸、碱③盐不水解可水解促进水电离，无影响，Kw增大Kw不变Kw不变Kw不变C(H+)与C(OH-)相对大小五、溶液的酸碱性1、溶液酸碱性的判断2、PH值计算：PH=－lg

c(H+)C(H+)=Kw/c(OH-)c(H+)→PH=-lgc(H+)c(OH-)→c(H+)→PH=-lgc(H+)①酸性溶液：②碱性溶液：基本原理：六、酸碱中和滴定酸式滴定管用于盛装酸性、中性、强氧化性溶液；碱式滴定管用于盛装碱性溶液。读数：精确到0.01ml滴定管润洗目的：滴定管内壁的蒸馏水有稀释作用，待装液润洗2~3次可减少误差。锥形瓶：只水洗，不润洗滴定终点的确定：当最后一滴标准液恰好使指示剂的颜色由--色变为--色，且在半分钟内不恢复原色，即为滴定终点酸碱中和滴定误差分析(以标准盐酸滴定待测NaOH为例)CHCl、VNaOH均为定值CNaOH=VNaOHCHClVHClVHCl为实验测定值七、盐类的水解实质：破坏了水的电离平衡，促进水的电离。水解的规律：越弱谁水解，无弱不水解,都弱都水解，谁强显谁性，同强显中性。有弱才水解，水解方程式书写：（1）盐类水解是可逆反应，用表示；水解程度不大，不用↓和↑。（2）多元弱酸根的水解是分步进行的。（3）多元弱碱水解：一步。二、影响盐类水解的因素1、内因：物质本身的性质——越弱越水解2、外因：（1）温度：越热越水解（2）浓度：越稀越水解（3）外加电解质：酸性溶液能抑制强酸弱碱盐的水解碱性溶液能抑制强碱弱酸盐的水解三、盐类水解的应用配制溶液抑制水解：加水解后生成的强电解质泡沫灭火器原理加热蒸发盐溶液析出固体离子浓度大小的比较规律HCO3-水解>电离；HSO3-电离>水解①分子电离>离子水解：CH3COOH和CH3COONa；

NH3·H2O和NH4Cl②离子水解>分子电离：HCN和NaCN三大守恒规律：电荷守恒、物料守恒、质子守恒四、沉淀溶解平衡原理3.影响沉淀溶解平衡的因素(1)内因：沉淀本身的性质(2)外因：遵循平衡移动原理①浓度：加水，向溶解方向移动②温度：升温，多数向溶解方向移动加入相同的离子，向生成沉淀的方向移动4.溶度积常数Ksp①表示方法：Ksp(FeOH)3=c(Fe3+)·c3(OH-)②意义:同类型,Ksp数值越大，溶解能力越强。③影响因素：只与难溶电解质本身的性质和温度有关.与溶液浓度无关。Q>Ksp，溶液过饱和，有沉淀析出。Q=Ksp，溶液饱和，沉淀与溶解处于平衡状态Q<Ksp，溶液未饱和，无沉淀析出，若加入难溶电解质，沉淀会溶解直至达到平衡。二、沉淀溶解平衡原理的应用1.沉淀的生成：加入一种离子生成沉淀：加入相同离子，平衡向沉淀方向移动：调节PH值法：除CuSO4溶液中的Fe3+2.沉淀的转化：沉淀转化的实质是沉淀溶解平衡移动。一般溶解度小的沉淀转化成溶解度更小的沉淀容易实现。3.沉淀的溶解：1、原电池：失电子，负极，氧化反应得电子，正极，还原反应电子流向：负极→正极。离子运动：阳离子→正极；阴离子→负极。有关计算：电子守恒法正极得电子总数=负极失电子总数2、化学电源：书写电极反应式时注意：①介质参与电极反应②二次电池要看准充电放电方向③较难电极反应式书写：难=总-易电源正极—阳极—失电子—氧化反应3、电解电子流向：阳极→电源正极；电源负极→阴极电流方向：电源正极→阳极；阴极→电源负极电源负极—阴极—得电子—还原反应离子放电顺序活性电极>S2－>I－>Br－>

Cl－>OH－>……Ag+>Fe3+>

Cu2+>H+>…电解应用：冶炼活泼金属、氯碱工业、