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..化学反应原理的细节知识与重点知识.
高二化学选修4复习提纲
第一章 化学反应与能量
一、焓变(ΔH) ： 反应热
1．反应热：一定条件下,一定物质的量的反应物之间完全反应所放出或吸收的热量
2．焓变(ΔH)的意义：在恒压条件下进行的化学反应的热效应（1）.符号： △H（2）.单位：kJ/mol
3.产生原因：化学键断裂——吸热 化学键形成——放热
放出热量的化学反应.(放热>吸热) △H 为“-”或△H 放热）△H 为“+”或△H >0
☆ 常见的放热反应： ① 所有的燃烧反应 ② 酸碱中和反应
③ 大多数的化合反应 ④ 金属与酸的反应
⑤ 生石灰和水反应 ⑥ 浓硫酸稀释、氢氧化钠固体溶解等
☆ 常见的吸热反应：① 晶体Ba(OH)2•8H2O与NH4Cl ② 大多数的分解反应
③ 以H2、CO、C为还原剂的氧化还原反应 ④ 铵盐溶解等
二、热化学方程式
书写化学方程式注意要点:
①热化学方程式必须标出能量变化.
②热化学方程式中必须标明反应物和生成物的聚集状态（g,l,s分别表示固态,液态,气态,水溶液中溶质用aq表示）
③热化学反应方程式要指明反应时的温度和压强.
④热化学方程式中的化学计量数可以是整数,也可以是分数
⑤各物质系数加倍,△H加倍；反应逆向进行,△H改变符号,数值不变
三、燃烧热
1．概念：25 ℃,101 kPa时,1 mol纯物质完全燃烧生成稳定的化合物时所放出的热量.燃烧热的单位用kJ/mol表示.
※注意以下几点： ①研究条件：101 kPa ②反应程度：完全燃烧,产物是稳定的氧化物.
③燃烧物的物质的量：1 mol ④研究内容：放出的热量.（ΔH105时,该反应就进行得基本完全了.
2、可以利用K值做标准,判断正在进行的可逆反应是否平衡及不平衡时向何方进行建立平衡.（Q：浓度积）
Q〈 K:反应向正反应方向进行; Q = K:反应处于平衡状态 ; Q 〉K:反应向逆反应方向进行
3、利用K值可判断反应的热效应
若温度升高,K值增大,则正反应为吸热反应
若温度升高,K值减小,则正反应为放热反应
＊四、等效平衡
1、概念：在一定条件下（定温、定容或定温、定压）,只是起始加入情况不同的同一可逆反应达到平衡后,任何相同组分的百分含量均相同,这样的化学平衡互称为等效平衡.
2、分类
（1）定温,定容条件下的等效平衡
第一类：对于反应前后气体分子数改变的可逆反应：必须要保证化学计量数之比与原来相同；同时必须保证平衡式左右两边同一边的物质的量与原来相同.
第二类：对于反应前后气体分子数不变的可逆反应：只要反应物的物质的量的比例与原来相同即可视为二者等效.
（2）定温,定压的等效平衡： 只要保证可逆反应化学计量数之比相同即可视为等效平衡.
五、化学反应进行的方向
1、反应熵变与反应方向：
（1）熵:物质的一个状态函数,用来描述体系的混乱度,符号为S. 单位：J•mol-1•K-1
(2) 体系趋向于有序转变为无序,导致体系的熵增加,这叫做熵增加原理,也是反应方向判断的依据..
（3）同一物质,在气态时熵值最大,液态时次之,固态时最小.即S(g)〉S(l)〉S(s)
2、反应方向判断依据
在温度、压强一定的条件下,化学反应的判读依据为：
ΔH-TΔS〈 0 反应能自发进行
ΔH-TΔS = 0 反应达到平衡状态
ΔH-TΔS 〉0 反应不能自发进行
注意：（1）ΔH为负,ΔS为正时,任何温度反应都能自发进行
（2）ΔH为正,ΔS为负时,任何温度反应都不能自发进行
第三章 水溶液中的离子平衡
一、弱电解质的电离
1、定义：电解质：在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物,叫电解质.
非电解质 ：在水溶液中或熔化状态下都不能导电的化合物.
强电解质 ：在水溶液里全部电离成离子的电解质\x09 .
弱电解质： 在水溶液里只有一部分分子电离成离子的电解质 .
\x09
2、电解质与非电解质本质区别：
电解质——离子化合物或共价化合物 非电解质——共价化合物
注意：①电解质、非电解质都是化合物 ②SO2、NH3、CO2等属于非电解质
③强电解质不等于易溶于水的化合物（如BaSO4不溶于水,但溶于水的BaSO4全部电离,故BaSO4为强电解质）——电解质的强弱与导电性、溶解性无关.
3、电离平衡：在一定的条件下,当电解质分子电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相同时,电离过程就达到了平衡状态,这叫电离平衡.
4、影响电离平衡的因素：
A、温度：电离一般吸热,升温有利于电离.
B、浓度：浓度越大,电离程度越小；溶液稀释时,电离平衡向着电离的方向移动.
C、同离子效应：在弱电解质溶液里加入与弱电解质具有相同离子的电解质,会 减弱 电离.
D、其他外加试剂：加入能与弱电解质的电离产生的某种离子反应的物质时,有利于电离.
5、电离方程式的书写：用可逆符号 弱酸的电离要分布写（第一步为主）
6、电离常数：在一定条件下,弱电解质在达到电离平衡时,溶液中电离所生成的各种离子浓度的乘积,跟溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数.叫做电离平衡常数,（一般用Ka表示酸,Kb表示碱）表示方法：AB A++B- Ki=[ A+][ B-]/[AB]
7、影响因素：
a、电离常数的大小主要由物质的本性决定.
b、电离常数受温度变化影响,不受浓度变化影响,在室温下一般变化不大.
c、同一温度下,不同弱酸,电离常数越大,其电离程度越大,酸性越强.如：H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO
二、水的电离和溶液的酸碱性
1、水电离平衡： 水的离子积：KW =c[H+]•c[OH-]
25℃时, [H+]=[OH-] =10-7 mol/L ; KW = [H+]•[OH-] = 1*10-14
注意：KW只与温度有关,温度一定,则KW值一定; KW不仅适用于纯水,适用于任何溶液（酸、碱、盐）
2、水电离特点：（1）可逆 （2）吸热 （3）极弱
3、影响水电离平衡的外界因素：\x09①酸、碱 ：抑制水的电离 KW〈1*10-14
②温度：促进水的电离（水的电离是吸热的）
③易水解的盐：促进水的电离 KW 〉 1*10-14
4、溶液的酸碱性和pH： （1）pH=-lgc[H+]
（2）pH的测定方法：
酸碱指示剂—— 甲基橙 、 石蕊 、 酚酞 .
变色范围：甲基橙 3.1~4.4（橙色） 石蕊5.0~8.0（紫色） 酚酞8.2~10.0（浅红色）
pH试纸 —操作玻璃棒蘸取未知液体在试纸上,然后与标准比色卡对比即可.
注意：①事先不能用水湿润PH试纸；②广泛pH试纸只能读取整数值或范围
三 、混合液的pH值计算方法公式
1、强酸与强酸的混合：
（先求[H+]混：将两种酸中的H+离子物质的量相加除以总体积,再求其它）
[H+]混 =（[H+]1V1+[H+]2V2）/（V1+V2）
2、强碱与强碱的混合：（先求[OH-]混：将两种酸中的OH 离子物质的量相加除以总体积,再求其它）
[OH-]混＝（[OH-]1V1+[OH-]2V2）/（V1+V2） (注意 :不能直接计算[H+]混)
3、强酸与强碱的混合：（先据H+ + OH- ==H2O计算余下的H+或OH-,①H+有余,则用余下的H+数除以溶液总体积求[H+]混；OH-有余,则用余下的OH-数除以溶液总体积求[OH-]混,再求其它）
四、稀释过程溶液pH值的变化规律：
1、强酸溶液：稀释10n倍时,pH稀 = pH原+ n （但始终不能大于或等于7）
2、弱酸溶液：稀释10n倍时,pH稀 〈 pH原+n （但始终不能大于或等于7）
3、强碱溶液：稀释10n倍时,pH稀 = pH原－n （但始终不能小于或等于7）
4、弱碱溶液：稀释10n倍时,pH稀 〉 pH原－n （但始终不能小于或等于7）
5、不论任何溶液,稀释时pH均是向7靠近（即向中性靠近）；任何溶液无限稀释后pH均接近7
6、稀释时,弱酸、弱碱和水解的盐溶液的pH变化得慢,强酸、强碱变化得快.
五、强酸（pH1）强碱（pH2）混和计算规律w.w.w.k.s.5.u.c.o.m
1、若等体积混合： pH1+pH2=14 则溶液显中性pH=7
pH1+pH2≥15 则溶液显碱性pH=pH2-0.3
pH1+pH2≤13 则溶液显酸性pH=pH1+0.3
2、若混合后显中性
pH1+pH2=14 V酸：V碱=1：1
pH1+pH2≠14 V酸：V碱=1：1014-（pH1+pH2）
六、酸碱中和滴定：
1、中和滴定的原理：实质：H++OH—=H2O 即酸能提供的H+和碱能提供的OH-物质的量相等.
2、中和滴定的操作过程：
（1）仪②滴定管的刻度,O刻度在上,往下刻度标数越来越大,全部容积大于它的最大刻度值,因为下端有一部分没有刻度.滴定时,所用溶液不得超过最低刻度,不得一次滴定使用两滴定管酸（或碱）,也不得中途向滴定管中添加.②滴定管可以读到小数点后一位.
（2）药品：标准液；待测液；指示剂.
（3）准备过程：准备：检漏、洗涤、润洗、装液、赶气泡、调液面.
（洗涤：用洗液洗→检漏：滴定管是否漏水→用水洗→用标准液洗（或待测液洗）→装溶液→排气泡→调液面→记数据V(始)
（4）试验过程
3、酸碱中和滴定的误差分析
误差分析：利用n酸c酸V酸=n碱c碱V碱进行分析
式中：n——酸或碱中氢原子或氢氧根离子数；c——酸或碱的物质的量浓度；
V——酸或碱溶液的体积.当用酸去滴定碱确定碱的浓度时,则：c碱=
上述公式在求算浓度时很方便,而在分析误差时起主要作用的是分子上的V酸的变化,因为在滴定过程中c酸为标准酸,其数值在理论上是不变的,若稀释了虽实际值变小,但体现的却是V酸的增大,导致c酸偏高；V碱同样也是一个定值,它是用标准的量器量好后注入锥形瓶中的,当在实际操作中碱液外溅,其实际值减小,但引起变化的却是标准酸用量的减少,即V酸减小,则c碱降低了；对于观察中出现的误差亦同样如此.综上所述,当用标准酸来测定碱的浓度时,c碱的误差与V酸的变化成正比,即当V酸的实测值大于理论值时,c碱偏高,反之偏低.
同理,用标准碱来滴定未知浓度的酸时亦然.
七、盐类的水解（只有可溶于水的盐才水解）
1、盐类水在水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H+或OH-结合生成弱电解质的反应.
2、水解的实质： 水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H+或OH-结合,破坏水的电离,是平衡向右移动,促进水的电离.
3、盐类水解规律：
①有 弱 才水解,无弱不水解,越弱越水解；谁 强显谁性,两弱都水解,同强显中性.
②多元弱酸根,浓度相同时正酸根比酸式酸根水解程度大,碱性更强. (如:Na2CO3 ＞NaHCO3)
4、盐类水解的特点：（1）可逆（与中和反应互逆） （2）程度小 （3）吸热
5、影响盐类水解的外界因素：
①温度：温度越 高 水解程度越大 （水解吸热,越热越水解）
②浓度：浓度越小,水解程度越 大 （越稀越水解）
③酸碱：促进或抑制盐的水解（H+促进 阴离子 水解而 抑制 阳离子水解；OH -促进阳离子水解而抑制阴离子水解）
6、酸式盐溶液的酸碱性：
①只电离不水如HSO4- 显 酸 性
②电离程度＞水解程度,显 酸 性 （如: HSO3- 、H2PO4-）
③水解程度＞电离程度,显 碱 性 （如：HCO3- 、HS- 、HPO42-）
7、双水解反应：
（1）构成盐的阴阳离子均能发生水解的反应.双水解反应相互促进,水解程度较大,有的甚至水解完全.使得平衡向右移.
（2）常见的双水解反应完全的为：Fe3+、Al3+与AlO2-、CO32-(HCO3-)、S2-(HS-)、SO32-(HSO3-)；S2-与NH4+；CO32-(HCO3-)与NH4+其特点是相互水解成沉淀或气体.双水解完全的离子方程式配平依据是两边电荷平衡,
如：2Al3+ + 3S2- + 6H2O == 2Al(OH)3↓+ 3H2S↑
8、盐类水解的应用：
水解的应用\x09实例\x09原理
1、净水\x09明矾净水\x09Al3++3H2O Al(OH)3(胶体)+3H+
2、去油污\x09用热碱水冼油污物品\x09CO32-+H2O HCO3-+OH-
3、药品的保存\x09①配制FeCl3溶液时常加入少量盐酸\x09Fe3++3H2O Fe(OH)3+3H+
\x09②配制Na2CO3溶液时常加入少量NaOH\x09CO32-+H2O HCO3-+OH-
4、制备无水盐\x09由MgCl2•6H2O制无水MgCl2 在HCl气流中加热\x09若不然,则：
MgCl2•6H2O Mg(OH)2+2HCl+4H2O
Mg(OH)2 MgO+H2O
5、泡沫灭火器\x09用Al2(SO4)3与NaHCO3溶液混合\x09Al3++3HCO3-=Al(OH)3↓+3CO2↑
6、比较盐溶液中离子浓度的大小\x09比较NH4Cl溶液中离子浓度的大小\x09NH4++H2O NH3•H2O+H+
c(Cl-)>c(NH4+)>c(H+)>c(OH)-
9、水解平衡常数 （Kh）
对于强碱弱酸盐：Kh =Kw/Ka(Kw为该温度下水的离子积,Ka为该条件下该弱酸根形成的弱酸的电离平衡常数)
对于强酸弱碱盐：Kh =Kw/Kb（Kw为该温度下水的离子积,Kb为该条件下该弱碱根形成的弱碱的电离平衡常数）
八、电离、水解方程式的书写原则
1、多元弱酸（多元弱酸盐）的电离（水解）的书写原则：分步书写
注意：不管是水解还是电离,都决定于第一步,第二步一般相当微弱.
2、多元弱碱（多元弱碱盐）的电离（水解）书写原则：一步书写
九、溶液中微粒浓度的大小比较
基本原则：抓住溶液中微粒浓度必须满足的三种守恒关系：
①电荷守恒：任何溶液均显电 中 性,各阳离子浓度与其所带电荷数的乘积之和＝各阴离子浓度与其所带电荷数的乘积之和
②物料守恒: （即原子个数守恒或质量守恒）某原子的总量(或总浓度)＝其以各种形式存在的所有微粒的量(或浓度)之和
③质子守恒：即水电离出的H+浓度与OH-浓度相等.
十、难溶电解质的溶解平衡
1、难溶电解质的溶解平衡的一些常见知识
（1）溶解度 小于 0.01g的电解质称难溶电解质.
（2）反应后离子浓度降至1*10-5以下的反应为完全反应.如酸碱中和时[H+]降至10-7mol/LHg2+>Fe3+>Cu2+>H+（指酸电离的)>Pb2+>Sn2+>Fe2+>Zn2+>Al3+>Mg2+>Na+>Ca2+>K+
阴离子放电顺序：是惰性电极时：S2->I->Br->Cl->OH->NO3->SO42-(等含氧酸根离子)>F-(SO32-/MnO4->OH-)
是活性电极时：电极本身溶解放电
注意先要看电极材料,是惰性电极还是活性电极,若阳极材料为活性电极（Fe、Cu)等金属,则阳极反应为电极材料失去电子,变成离子进入溶液；若为惰性材料,则根据阴阳离子的放电顺序,依据阳氧阴还的规律来书写电极反应式.
电解质水溶液点解产物的规律
类型\x09电极反应特点\x09实例\x09电解对象\x09电解质浓度\x09pH\x09电解质溶液复原
分解电解质型\x09电解质电离出的阴阳离子分别在两极放电\x09HCl\x09电解质\x09减小\x09增大\x09HCl
\x09\x09CuCl2\x09\x09\x09---\x09CuCl2
放H2生成碱型\x09阴极：水放H2生碱
阳极：电解质阴离子放电\x09NaCl\x09电解质和水\x09生成新电解质\x09增大\x09HCl
放氧生酸型\x09阴极：电解质阳离子放电
阳极：水放O2生酸\x09CuSO4\x09电解质和水\x09生成新电解质\x09减小\x09氧化铜
电解水型\x09阴极：4H+ + 4e- == 2H2 ↑
阳极：4OH- - 4e-= O2↑+ 2H2O\x09NaOH\x09水\x09增大\x09增大\x09水
\x09\x09H2SO4\x09\x09\x09减小\x09
\x09\x09Na2SO4\x09\x09\x09不变\x09
上述四种类型电解质分类：
（1）电解水型：含氧酸,强碱,活泼金属含氧酸盐
（2）电解电解质型：无氧酸,不活泼金属的无氧酸盐（氟化物除外）
（3）放氢生碱型：活泼金属的无氧酸盐
（4）放氧生酸型：不活泼金属的含氧酸盐
化学反应原理
对下列化学反应热现象,不正确的说法是（ ）
A 放热的反应发生时不必加热
B 化学反应一定有能量变化
C 化学反应一般地说,吸热反应需要加热后才能发生
D 化学反应热效应数值与反应物质多少有关
下列说法正确的是（ ）
A热化学反应方程式中,如果没有注明温度和压强,则表示反应热是在标准状况下测得的数据
B升高温度或加入催化剂,可以改变化学反应的反应热
C据能量守恒定律,反应物的总能量一定等于生成物的总能量
D物质发生化学变化一定伴随着能量变化
第一个A,2楼说的很好,不过那不是叫着火点,可以称为激活.c错了,汽水是碳酸组成的,但一摇,反应生成了水和CO2是吸热,还有氨气的许多吸热反应都不需加热.
第二题是D,c错在反应时如果加热,前后两者是不等的,以后楼主会学到的,D一切反应都伴随能量变化…记住
化学反应原理,详细解说,求解
2012届高考化学反应原理知识点总结
化学反应速率、化学平衡
一．化学反应速率
1．定义：化学反应速率是用来衡量化学反应进行快慢程度的,通常用单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加来表示.单位：mol/(L·min)或mol/(L·s) v=△c·△t
2．规律：同一反应里用不同物质来表示的反应速率数值可以是不同的,但这些数值,都表示同一反应速率.且不同物质的速率比值等于其化学方程式中的化学计量数之比.如反应mA+nB=pC+qD 的v(A)：v(B)：v(C)：v(D)=m：n：p：q
3．影响反应速率的因素
内因：参加反应的物质的结构和性质是影响化学反应速率的决定性因素.例如H2、F2混合后,黑暗处都发生爆炸反应,化学反应速率极快,是不可逆反应.而H2、N2在高温、高压和催化剂存在下才能发生反应,化学反应速率较慢,由于是可逆反应,反应不能进行到底.
外因：
①浓度：当其他条件不变时,增大反应物的浓度,单位体积发生反应的分子数增加,反应速率加快.
②压强：对于有气体参加的反应,当其他条件不变时,增加压强,气体体积缩小,浓度增大,反应速率加快.
③温度：升高温度时,分子运动速率加快,有效碰撞次数增加,反应速率加快,一般来说,温度每升高10℃反应速率增大到原来的2～4倍.
④催化剂：可以同等程度增大逆反应速率.
⑤其他因素：增大固体表面积（粉碎）,光照也可增大某些反应的速率,此外,超声波、电磁波、溶剂也对反应速率有影响.
【注意】：①改变外界条件时,若正反应速率增大,逆反应速率也一定增大,增大的倍数可能不同,但不可能正反应速率增大,逆反应速率减小.
②固体、纯液体浓度视为常数,不能用其表示反应速率,它们的量的变化不会引起反应速率的变化,但其颗粒的大小可影响反应速率.
③增大压强或浓度,是增大了分子之间的碰撞几率,因此增大了化学反应速率；升高温度或使用催化剂,提高了活化分子百分数,增大了有效碰撞次数,使反应速率增大.
（二）化学平衡
1．化学平衡状态：指在一定条件下的可逆反应里,正反应和逆反应的速率相等,反应混合物中各组分的浓度不变的状态.w.w.w.k.s.5.u.c.o.m
2．化学平衡状态的特征
（1）“等”即 V正=V逆>0.
（2）“动”即是动态平衡,平衡时反应仍在进行.
（3）“定”即反应混合物中各组分百分含量不变.
（4）“变”即条件改变,平衡被打破,并在新的条件下建立新的化学平衡.
（5）与途径无关,外界条件不变,可逆反应无论是从正反应开始,还是从逆反应开始,都可建立同一平衡状态（等效）.
3．化学平衡状态的标志
化学平衡状态的判断（以mA+nBxC+yD为例）,可从以下几方面分析：
①v(B耗)=v(B生)
②v(C耗):v(D生)=x : y
③c(C)、C%、n(C)%等不变
④若A、B、C、D为气体,且m+n≠x+y,压强恒定
⑤体系颜色不变
⑥单位时间内某物质内化学键的断裂量等于形成量
⑦体系平均式量恒定（m+n ≠ x+y）等
4．影响化学平衡的条件
（1）可逆反应中旧化学键的破坏,新化学键的建立过程叫作化学平衡移动.
（2）化学平衡移动规律——勒沙特列原理
如果改变影响平衡的一个条件（如浓度、压强或温度）,平衡就向能够减弱这种改变的方向移动.
①浓度：增大反应物（或减小生成物）浓度,平衡向正反应方向移动.
②压强：增大压强平衡向气体体积减小的方向移动.减小压强平衡向气体体积增大的方向移动.
③温度：升高温度,平衡向吸热反应方向移动.降低温度,平衡向放热反应方向移动.
④催化剂：不能影响平衡移动.
5．等效平衡
在条件不变时,可逆反应不论采取何种途径,即由正反应开始或由逆反应开始,最后所处的平衡状态是相同；一次投料或分步投料,最后所处平衡状态是相同的.某一可逆反应的平衡状态只与反应条件（物质的量浓度、温度、压强或体积）有关,而与反应途径（正向或逆向）无关.
（1）等温等容条件下等效平衡.对于某一可逆反应,在一定T、V条件下,只要反应物和生成物的量相当（即根据系数比换算成生成物或换算成反应物时与原起始量相同）,则无论从反应物开始,还是从生成物开始,二者平衡等效.
（2）等温、等压条件下的等效平衡.反应前后分子数不变或有改变同一可逆反应,由极端假设法确定出两初始状态的物质的量比相同,则达到平衡后两平衡等效.
（3）在定温、定容情况下,对于反应前后气体分子数不变的可逆反应,只要反应物（或生成物）的物质的量的比值与原平衡相同,两平衡等效.
6．化学平衡计算时常用的2个率
（1）反应物转化率=转化浓度÷起始浓度×100%=转化物质的量÷起始物质的量×100%.
（2）产品的产率=实际生成产物的物质的量÷理论上可得到产物的物质的量×100%.
7．催化剂
能改变其他物质的化学反应速率,本身在反应前后质量和性质都不变的物质.通常说的催化剂是指能加快化学反应速率的正催化剂,也有减慢化学反应速率的负催化剂或阻催化剂.在反应中加负催化剂能大大延缓反应速率,使人们不需要的化学反应如金属的锈蚀,食物的腐烂,塑料的老化尽可能慢地发生.
催化剂的催化作用具有很强的选择性,某种催化剂往往只能催化某一种反应或某一类反应.使用生物酶制剂时的选择性更为突出.w.w.w.k.s.5.u.c.o.m
常用的催化剂及催化反应
二氧化锰 氯酸钾分解制氧气；过氧化氢分解成水和氧气.
五氧化二钒 二氧化硫催化氧化成三氧化硫.
铁触媒 合成氨.
铂或铂铑合金 氨的催化氧化.
硫酸汞 乙炔水化制乙醛.
醋酸锰 乙醛氧化制乙酸.
镍 不饱和烃及其他不饱和有机物与氢气的加成反应.
三溴化铁 笨的溴化制溴苯.
使用催化剂进行催化反应时,要注意对反应物的净化,避免带入的某些杂质使催化剂丧失催化功能,这种作用称作催化剂中毒.
8．可以利用平衡常数的值作标准判断反应是否达到平衡及不 平衡时向哪个方向进行．如对于可逆反应mA(g)＋nB(g)pC(g)＋qD(g),在一定温度的任意时刻,反应物与生成物的浓度有如下关系
Qc＝ ,Qc叫该反应的浓度商．
Qc＜K,反应向正反应方向进行
Qc＝K,反应处于平衡状态
Qc＞K,反应向逆反应方向进行
电解质溶液
一．电解质和非电解质、强电解质和弱电解质
1．电解质
凡是水溶液里或熔融状态时能电离进而能导电的化合物叫做电解质.电解质溶于水或熔融时能电离出自由移动的阴、阳离子,在外电场作用下,自由移动的阴、阳离子分别向两极运动,并在两极发生氧化还原反应.所以说,电解质溶液或熔融状态时导电是化学变化.
2．分类
（1）强电解质：是指在水溶液里几乎能完全电离的电解质.
（2）弱电解质：是指在水溶液中只能部分电离的电解质.
3．强电解质和弱电解质的比较
强电解质弱电解质
定义水溶液里完全电离的电解质水溶液里部分电离的电解质
化学键种类离子键、强极性键极性键
电离过程完全电离部分电离
表示方法用等号“=”用可逆号“”
代表物强酸：HCl、H2SO4、HNO3、HI
强碱：NaOH、KOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2
绝大多数盐：NaCl、BaSO4弱酸：H2S、H2CO3、H3PO4、HF、CH3COOH
弱碱：NH3·H2O
个别盐：HgCl2、
Pb(CH3COO)2
4．非电解质
凡是在水溶液里或熔融状态都不能电离也不能导电的化合物.
常见的非电解质
非金属氧化物：CO2、SO2、SO3、NO2、P2O5
某些非金属氢化物：CH4、NH3
大多数有机物：苯、甘油、葡萄糖
二．弱电解质的电离平衡
1．弱电解质的电离特点
（1
化学反应原理的题
已知反应FeO（s）+C（s）= CO（g）+ Fe（s）的△H,△S都为正值（假设△H,△S不随温度变化而变化）,那么这个反应能否自发进行?
这取决于吉布斯自由能,即△G＝△H－T△S,当△G小于0时则可自发,若大于0则不能自发,若相等则反应是平衡的,该题可在高温下自发反应【化学反应原理复习】
化学反应原理的题 66页练习1
向盛有0.1mol/L AgNO3溶液的试管中滴加0.1mol/L的NACL溶液，至不再有白色沉淀生成为止。取其中澄清溶液，逐滴加入饱和NA2S溶液，有无沉淀生成？是否可以用NA2SO4代替NA2S？如果现象AgNO3中加NA2S溶液至沉淀完全，再向上层清液中滴加NACL，情况又如何？
加Na2S 有沉淀生成
不可以用Na2SO4代替 Na2S
2.第二种再加入 NaCl 不会有沉淀产生
因为 Ag2S 的 离子积 要比 AgCl 的离子积 小,离子积越小的物质越容易产生沉淀
高中化学四种基本化学反应的原理和条件
化合反应:由多种物质生成一种物质的反应.
分解反应:由一种物质生成多种物质的反应.
置换反应:一种单质与一种化合物反应,生成一种单质和一种化合物的反应.
复分解反应:两种化合物相互交换成分生成另两种化合物的反应.
复分解反应发生的条件:1、生成气体
2、生成沉淀
3、有难电离的物质生成
化学反应原理是什么?
首先,这是一本课本的名字,苏教版选修课本有一本就叫这个,内容大概是如何判定化学反应能否发生、化学平衡以及电化学.
其次,能量最低原理是所有化学反应所要遵循的准则,所有化学反应都必定伴随能量变化【化学反应原理复习】
高中化学反应原理是选修几
是选修4的
化学题（化学反应原理）
:) S(g)+O2(g)=SO2(g) △H1
S(s)+O2(g)=SO2(g) △H2
怎么比较△H1 △H2的大小
等量反应物时,o2和so2的热量相同,固体硫比气体硫热量少,所以第一个大
谁能给我一下高中化学选修4化学反应原理（人教版）的重要知识点总结
《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△S0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,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
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