2024年高考化学：《化学反应原理》知识点大全

2024年高考化学：《化学反应原理》知识点大全

第一章、化学反应与能量

|考点L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

具有的总能量的总能量

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择放出的总能量小

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

的总掂量

表示方法△H<0△H>0

能

一一k生成物反应物

为---

><0

图示§7：A//>0

友雨•

反应过程反应过程

Ha(g)+Cl,(g)=2HC1(g)C(s)+HaO(g)=CO(g)+Ha(g)

实例

AH=-184.6kJ-mol'1△H=+131.3kJ-mol1

特别注意：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（或焙）的相对大小。

2、常见的放热反应

①一一切燃烧反应；

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,C02+O2C0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

H:+CuO△Cu+H:O,C+H:O(g)仝C0+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

AH=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

的反应热。

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（放尸n（可燃物）x|AH|。

第二章、化学反应速率与化学平衡

|考点L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

化来表示。表达式：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。

|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

⑧—化学平衡是一种动态平衡

（S）—正反应速率=逆反应速率

合一反应物和生成物的质量

Y或浓度保持不变

密一条件改变，平衡状态可能改变,

J新条件下建立新的平衡状态

3、判断化学平衡状态的依据

幽(g)+ng(g)—/(g)+<jD(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

③各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niuiulA»同时生成皿IDOIA,达平衡

②单位时间内消耗mmolA（或nmolB）,同时消耗

达平衡

PmolC（或QnolD）,既v簸=丫患

V*V座的

③（）-，⑻-v（C）:贝。）=m：n：p：q,此时v章不一

关系不一定达平衡

定等于v.

④单位时间内生成了pmolC（或qmolD）同时消耗

不一定达平衡

fmmolA（或nanlB）,此时均指v.

①nr*nWp+q时，总压强一定达平衡

压强

②rE=p+Q时，总压强一定不一定达¥窝

混合气体的①当n+n^p+q时，Mr一定达平衡

平均相对分

②当n+ii=p+q时，虹一定不一定达平衡

子质量Mr

混合气体的

恒温、恒压或恒温、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颜色一定，就是有色物质的浓度

镰色达平衡

不变

任何化学反应都伴随着能量变化，绝拣条件下反应体系

达平衡

的温度恒定

|考点3：化学平衡的移动

1、概念

VQ«V逆#。缎望一V工力V&-定时间

平衡1不平衡平衡2

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

(l)v正X逆：平衡向正反应方向移动。

(2)v正二v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

反应物浓度潜

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

生成物浓度看

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，平街不发生移

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

催化剂对平衡无影啕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一一＞体系中各组分的浓度不变

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、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：

nA(g)+nB(g)=5=^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)y.[c(D)r

K=-------------------

[c⑷广

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

指定反应物的起始量,为

_指定反应物达平衡时的消耗量

一指定反应物的起始量””

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)k^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avb+c,则A的转化率增

大。

(2)若反应物不只一种，如

aA(g)+bB(g)cC(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，不司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。

II: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。

第三章、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10。倍，则pH=;弱酸pH=a,

加水稀释ICT倍，则<pH<;

强碱pH=b,加水稀释W倍，则pH二溺碱pH=b,力口

水稀释W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(T)碱中的似。11-)，即，但此时溶液不一定呈中性。

2.仪器：___________________________________________

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

⑷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有酸性高铳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

谁件，等强显中忤C

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.FeC13>A1C13、CuC12溶液的蒸干产物分别是

A12(SO4)3>Na2CO3>NaA102溶液的蒸干产物分别

9.保存FeC13溶液应在其中加入少量的o

|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________O

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匆氧化物或碳酸

盐。

第四章、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

电极名称负极正极

电极材料锌片铜片

电极反应Zn-2e'=Zn2^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,C1一移向负极

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,电解质在两个电极匕分别发牛氧化反应和还原

反应的过程。

2、能量转化形式

电能转化为他主能。

3、电解池的构成条件

①有与电源相连的两个电极。

②电解质溶液（或熔融盐）o

⑶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，如臭阳极是活性电极（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>I>Br-

含氧酸根离子。

（2）阴极产物判断

阳离子放电顺序：

Ag+>Fe3+>Cu2+>H+（酸）〉Fe2+>ZM+>H+（水）>A13+>Mg2+>Na+>Ca2+

>K%

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

液）或离子方程式廖复原

物质

阳福：4OH-4e

2H理翳f

含氧酸（如-=0J+24

水她加时

阴极：4H-+4e

H：SO）+2H/

・=犯t

阳极：40丁-4c

2壁:^0。

-=0/+2Hg

强碱（如MaOH）水增大加驳

阴极：4H*+4e

+2HJ

增大

­=2H；t

阳极：4OH-4e

活泼金属的含

-=0/+2%0

氧酸盐（如水增大加改

阴极：4H-4e+2H/

KNO：、Na:SOj谴

-=2Hj

阳极:明m

中解

无氧酸（如-=<M2HC1W些C*诵入HC1气

酸

HC1）,除HF外阴极：2HF2ea±位

t+H：t

-ft

不活泼金属的阳极：2C厂一2e/

中解

无氧酸盐（如-=cijCuCl^^Cu

盐减小加CuC%

CuCl；）,除氟化阴极：Cu』+2e

+C1J

物外-=Cu

阳极：2Cr-2e2cl.十

活泼金属的无

2H理垦1上

-=cqt生成新电诵入HC1气

氧酸盐（如

阴极：2H，+2e盐解质住

+Hj

NaCl）增大

_=4t

+20IT

阳极：4OH―4e2Cu:"+

不活泼金属的

-=0/+2%0水和电解生成新电加鱼9或

含氧酸盐（如