201*屆高考化學(xué)反應(yīng)原理知識點(diǎn)總結(jié)大全

201*屆高考化學(xué)反應(yīng)原理知識點(diǎn)總結(jié)

化學(xué)反應(yīng)速率、化學(xué)平衡一．化學(xué)反應(yīng)速率

1．定義：化學(xué)反應(yīng)速率是用來衡量化學(xué)反應(yīng)進(jìn)行快慢程度的，通常用單位時(shí)間內(nèi)反應(yīng)物濃度的減少或生成物濃度的增加來表示。單位：mol/(Lmin)或mol/(Ls)v=△c△t

2．規(guī)律：同一反應(yīng)里用不同物質(zhì)來表示的反應(yīng)速率數(shù)值可以是不同的，但這些數(shù)值，都表示同一反應(yīng)速率。且不同物質(zhì)的速率比值等于其化學(xué)方程式中的化學(xué)計(jì)量數(shù)之比。如反應(yīng)mA+nB=pC+qD的v(A)：v(B)：v(C)：v(D)=m：n：p：q3．影響反應(yīng)速率的因素

內(nèi)因：參加反應(yīng)的物質(zhì)的結(jié)構(gòu)和性質(zhì)是影響化學(xué)反應(yīng)速率的決定性因素。例如H2、F2混合后，黑暗處都發(fā)生爆炸反應(yīng)，化學(xué)反應(yīng)速率極快，是不可逆反應(yīng)。而H2、N2在高溫、高壓和催化劑存在下才能發(fā)生反應(yīng)，化學(xué)反應(yīng)速率較慢，由于是可逆反應(yīng)，反應(yīng)不能進(jìn)行到底。

外因：

①濃度：當(dāng)其他條件不變時(shí)，增大反應(yīng)物的濃度，單位體積發(fā)生反應(yīng)的分子數(shù)增加，反應(yīng)速率加快。

②壓強(qiáng)：對于有氣體參加的反應(yīng)，當(dāng)其他條件不變時(shí)，增加壓強(qiáng)，氣體體積縮小，濃度增大，反應(yīng)速率加快。

③溫度：升高溫度時(shí)，分子運(yùn)動速率加快，有效碰撞次數(shù)增加，反應(yīng)速率加快，一般來說，溫度每升高10℃反應(yīng)速率增大到原來的2～4倍。

④催化劑：可以同等程度增大逆反應(yīng)速率。⑤其他因素：增大固體表面積（粉碎），光照也可增大某些反應(yīng)的速率，此外，超聲波、電磁波、溶劑也對反應(yīng)速率有影響。【注意】：①改變外界條件時(shí)，若正反應(yīng)速率增大，逆反應(yīng)速率也一定增大，增大的倍數(shù)可能不同，但不可能正反應(yīng)速率增大，逆反應(yīng)速率減小。

②固體、純液體濃度視為常數(shù)，不能用其表示反應(yīng)速率，它們的量的變化不會引起反應(yīng)速率的變化，但其顆粒的大小可影響反應(yīng)速率。

③增大壓強(qiáng)或濃度，是增大了分子之間的碰撞幾率，因此增大了化學(xué)反應(yīng)速率；升高溫度或使用催化劑，提高了活化分子百分?jǐn)?shù)，增大了有效碰撞次數(shù)，使反應(yīng)速率增大。（二）化學(xué)平衡

1．化學(xué)平衡狀態(tài)：指在一定條件下的可逆反應(yīng)里，正反應(yīng)和逆反應(yīng)的速率相等，反應(yīng)混合物中各組分的濃度不變的狀態(tài)。w.w.w.k.s.5.u.c.o.m2．化學(xué)平衡狀態(tài)的特征（1）“等”即V正=V逆>0。

（2）“動”即是動態(tài)平衡，平衡時(shí)反應(yīng)仍在進(jìn)行。（3）“定”即反應(yīng)混合物中各組分百分含量不變。

（4）“變”即條件改變，平衡被打破，并在新的條件下建立新的化學(xué)平衡。

（5）與途徑無關(guān)，外界條件不變，可逆反應(yīng)無論是從正反應(yīng)開始，還是從逆反應(yīng)開始，都可建立同一平衡狀態(tài)（等效）。3．化學(xué)平衡狀態(tài)的標(biāo)志

化學(xué)平衡狀態(tài)的判斷（以mA+nBxC+yD為例），可從以下幾方面分析：①v(B耗)=v(B生)

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②v(C耗):v(D生)=x:y

③c(C)、C%、n(C)%等不變

④若A、B、C、D為氣體，且m+n≠x+y，壓強(qiáng)恒定⑤體系顏色不變

⑥單位時(shí)間內(nèi)某物質(zhì)內(nèi)化學(xué)鍵的斷裂量等于形成量⑦體系平均式量恒定（m+n≠x+y）等4．影響化學(xué)平衡的條件

（1）可逆反應(yīng)中舊化學(xué)鍵的破壞，新化學(xué)鍵的建立過程叫作化學(xué)平衡移動。（2）化學(xué)平衡移動規(guī)律勒沙特列原理

如果改變影響平衡的一個(gè)條件（如濃度、壓強(qiáng)或溫度），平衡就向能夠減弱這種改變的方向移動。

①濃度：增大反應(yīng)物（或減小生成物）濃度，平衡向正反應(yīng)方向移動。②壓強(qiáng)：增大壓強(qiáng)平衡向氣體體積減小的方向移動。減小壓強(qiáng)平衡向氣體體積增大的方向移動。

③溫度：升高溫度，平衡向吸熱反應(yīng)方向移動。降低溫度，平衡向放熱反應(yīng)方向移動。④催化劑：不能影響平衡移動。5．等效平衡

在條件不變時(shí)，可逆反應(yīng)不論采取何種途徑，即由正反應(yīng)開始或由逆反應(yīng)開始，最后所處的平衡狀態(tài)是相同；一次投料或分步投料，最后所處平衡狀態(tài)是相同的。某一可逆反應(yīng)的平衡狀態(tài)只與反應(yīng)條件（物質(zhì)的量濃度、溫度、壓強(qiáng)或體積）有關(guān)，而與反應(yīng)途徑（正向或逆向）無關(guān)。

（1）等溫等容條件下等效平衡。對于某一可逆反應(yīng)，在一定T、V條件下，只要反應(yīng)物和生成物的量相當(dāng)（即根據(jù)系數(shù)比換算成生成物或換算成反應(yīng)物時(shí)與原起始量相同），則無論從反應(yīng)物開始，還是從生成物開始，二者平衡等效。

（2）等溫、等壓條件下的等效平衡。反應(yīng)前后分子數(shù)不變或有改變同一可逆反應(yīng)，由極端假設(shè)法確定出兩初始狀態(tài)的物質(zhì)的量比相同，則達(dá)到平衡后兩平衡等效。

（3）在定溫、定容情況下，對于反應(yīng)前后氣體分子數(shù)不變的可逆反應(yīng)，只要反應(yīng)物（或生成物）的物質(zhì)的量的比值與原平衡相同，兩平衡等效。6．化學(xué)平衡計(jì)算時(shí)常用的2個(gè)率

（1）反應(yīng)物轉(zhuǎn)化率=轉(zhuǎn)化濃度÷起始濃度×100%=轉(zhuǎn)化物質(zhì)的量÷起始物質(zhì)的量×100%。（2）產(chǎn)品的產(chǎn)率=實(shí)際生成產(chǎn)物的物質(zhì)的量÷理論上可得到產(chǎn)物的物質(zhì)的量×100%。7．催化劑

能改變其他物質(zhì)的化學(xué)反應(yīng)速率，本身在反應(yīng)前后質(zhì)量和性質(zhì)都不變的物質(zhì)。通常說的催化劑是指能加快化學(xué)反應(yīng)速率的正催化劑，也有減慢化學(xué)反應(yīng)速率的負(fù)催化劑或阻催化劑。在反應(yīng)中加負(fù)催化劑能大大延緩反應(yīng)速率，使人們不需要的化學(xué)反應(yīng)如金屬的銹蝕，食物的腐爛，塑料的老化盡可能慢地發(fā)生。

催化劑的催化作用具有很強(qiáng)的選擇性，某種催化劑往往只能催化某一種反應(yīng)或某一類反應(yīng)。使用生物酶制劑時(shí)的選擇性更為突出。w.w.w.k.s.5.u.c.o.m常用的催化劑及催化反應(yīng)

二氧化錳氯酸鉀分解制氧氣；過氧化氫分解成水和氧氣。五氧化二釩二氧化硫催化氧化成三氧化硫。鐵觸媒合成氨。

鉑或鉑銠合金氨的催化氧化。硫酸汞乙炔水化制乙醛。

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醋酸錳乙醛氧化制乙酸。

鎳不飽和烴及其他不飽和有機(jī)物與氫氣的加成反應(yīng)。三溴化鐵笨的溴化制溴苯。使用催化劑進(jìn)行催化反應(yīng)時(shí)，要注意對反應(yīng)物的凈化，避免帶入的某些雜質(zhì)使催化劑喪失催化功能，這種作用稱作催化劑中毒。8．可以利用平衡常數(shù)的值作標(biāo)準(zhǔn)判斷反應(yīng)是否達(dá)到平衡及不平衡時(shí)向哪個(gè)方向進(jìn)行．如對于可逆反應(yīng)mA(g)＋nB(g)

pC(g)＋qD(g)，在一定溫度的任意時(shí)刻，反應(yīng)物與生成

物的濃度有如下關(guān)系

Qc＝，Qc叫該反應(yīng)的濃度商．

Qc＜K，反應(yīng)向正反應(yīng)方向進(jìn)行Qc＝K，反應(yīng)處于平衡狀態(tài)Qc＞K，反應(yīng)向逆反應(yīng)方向進(jìn)行

電解質(zhì)溶液一．電解質(zhì)和非電解質(zhì)、強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)1．電解質(zhì)

凡是水溶液里或熔融狀態(tài)時(shí)能電離進(jìn)而能導(dǎo)電的化合物叫做電解質(zhì)。電解質(zhì)溶于水或熔融時(shí)能電離出自由移動的陰、陽離子，在外電場作用下，自由移動的陰、陽離子分別向兩極運(yùn)動，并在兩極發(fā)生氧化還原反應(yīng)。所以說，電解質(zhì)溶液或熔融狀態(tài)時(shí)導(dǎo)電是化學(xué)變化。2．分類

（1）強(qiáng)電解質(zhì)：是指在水溶液里幾乎能完全電離的電解質(zhì)。（2）弱電解質(zhì)：是指在水溶液中只能部分電離的電解質(zhì)。3．強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)的比較強(qiáng)電解質(zhì)弱電解質(zhì)定義化學(xué)鍵種類電離過程表示方法水溶液里完全電離的電解質(zhì)離子鍵、強(qiáng)極性鍵完全電離用等號“=”強(qiáng)酸：HCl、H2SO4、HNO3、HI強(qiáng)堿：NaOH、KOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2絕大多數(shù)鹽：NaCl、BaSO4水溶液里部分電離的電解質(zhì)極性鍵部分電離用可逆號“”弱酸：H2S、H2CO3、H3PO4、HF、CH3COOH弱堿：NH3H2O個(gè)別鹽：HgCl2、Pb(CH3COO)2代表物4．非電解質(zhì)凡是在水溶液里或熔融狀態(tài)都不能電離也不能導(dǎo)電的化合物。常見的非電解質(zhì)

非金屬氧化物：CO2、SO2、SO3、NO2、P2O5某些非金屬氫化物：CH4、NH3

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大多數(shù)有機(jī)物：苯、甘油、葡萄糖二．弱電解質(zhì)的電離平衡1．弱電解質(zhì)的電離特點(diǎn)

（1）微弱：弱電解質(zhì)在水溶液中的電離是部分電離、電離程度都比較小，分子、離子共同存在。

（2）可逆：弱電解質(zhì)在水分子作用下電離出離子、離子又可重新結(jié)合成分子。因此，弱電解質(zhì)的電離是可逆的。

（3）能量變化：弱電解質(zhì)的電離過程是吸熱的。（4）平衡：在一定條件下最終達(dá)到電離平衡。

2．電離平衡：當(dāng)弱電解質(zhì)分子離解成離子的速率等于結(jié)合成分子的速率時(shí)，弱電解質(zhì)的電離就處于電離平衡狀態(tài)。電離平衡是化學(xué)平衡的一種，同樣具有化學(xué)平衡的特征。條件改變時(shí)平衡移動的規(guī)律符合勒沙特列原理。三．水的電離和溶液的pH值1．水的電離和水的離子積常數(shù)

H2O是一種極弱電解質(zhì)，能夠發(fā)生微弱電離H2OH++OH25℃時(shí)c(H+)=c(OH)=107molL1水的離子積Kw=c(H+)c(OH)=1014（25℃）

①Kw只與溫度有關(guān)，溫度升高，Kw增大。如：100℃Kw=1012②Kw適用于純水或稀酸、稀堿、稀鹽水溶液中。2．溶液的pH

（1）pH：pH=lg[c(H+)]。在溶液的c(H+)很小時(shí)，用pH來表示溶液的酸堿度。

（2）含義：pH越大，c(H+)越小，c(OH)越大，酸性越弱，堿性越強(qiáng)。pH越小c(H+)。c(OH)越小，酸性越強(qiáng)，堿性越弱。

（3）范圍：0～14四．鹽類水解

1．鹽類水解定義：在溶液中鹽電離出來的離子跟水所電離出來的H+或OH結(jié)合生成弱電解質(zhì)的反應(yīng)叫作鹽類的水解。2．鹽類水解規(guī)律

（1）誰弱誰水解，誰強(qiáng)顯誰性，越弱越水解，都弱都水解，兩強(qiáng)不水解。

（2）多元弱酸根、正酸根離子比酸式酸根離子水解程度大得多，故可只考慮第一步水解。（3）水解是吸熱反應(yīng)，升溫水解程度增大。（4）單離子水解程度都很小，故書寫水解離子方程式時(shí)要用“”，不能用“↑”或“↓”符號。3．鹽類水解的類型

（1）單向水解：強(qiáng)酸和弱堿生成的鹽，溶液呈酸性；強(qiáng)堿和弱酸生成的鹽，溶液顯堿性。如NH4Cl溶于水：

NH4++H2ONH3H2O+H+

CH3COONa溶于水：CH3COO-+H2OCH3COOH+OH-

（2）互相促進(jìn)水解：弱酸和弱堿生成的鹽溶于水，電離產(chǎn)生弱酸的陰離子和弱堿的陽離子，二者分別結(jié)合水電離產(chǎn)生的H+和OH-發(fā)生水解，而水溶液的離子積不變，因此促進(jìn)水的電離使反應(yīng)進(jìn)行的程度較大。溶液的酸堿性取決于生成的弱電解質(zhì)的相對強(qiáng)弱。如CH3COONH4溶于水：

CH3COO-+NH4+CH3COOH+NH3H2O

（3）互相抑制水解：能電離產(chǎn)生兩種以上的弱酸陰離子或弱堿陽離子的鹽溶于水，弱酸的陰離子或弱堿的陽離子均發(fā)生水解，但是互相抑制，所以這一類的水解程度較小。如

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(NH4)2Fe(SO4)2溶于水：

NH4++H2ONH3H2O+H+Fe2++2H2OFe(OH)2+H+

NH4+水解產(chǎn)生的H+對Fe2+的水解起到抑制作用，反之也成立。五．電離平衡和水解平衡的比較實(shí)例研究對象實(shí)質(zhì)電離平衡H2S水溶液（0.1mol/L）弱電解質(zhì)（弱酸、弱堿、水）弱酸H++弱酸根離子弱堿OH+弱堿陽子H2O+H2OH3O++OH水解平衡Na2S水溶液（0.1mol/L）強(qiáng)電解質(zhì)（弱酸鹽、弱堿鹽）弱酸根陰離子+H2O弱酸+OH弱堿陽離子+H2O弱堿+H+水解速率=中和速率“越弱越水解”，多元弱酸根一級水解遠(yuǎn)遠(yuǎn)大于二級水解，大于三級水解一般中和程度遠(yuǎn)遠(yuǎn)大于水解程度雙水解程度較大，甚至很徹底。離子化速率=分子化速率酸或堿越弱，電離程度越小，多元酸的一級電離遠(yuǎn)遠(yuǎn)大于二級電離，大于三級電離程度能量變化吸熱（極少數(shù)例外）電離方程式：①用“”②多元弱酸分步電離H2SH++HS吸熱水解反應(yīng)離子方程式①用“”②多元弱酸根分步水解③除了雙水解反應(yīng)，產(chǎn)物不寫分解產(chǎn)物，不標(biāo)↑或↓S2+H2OHS+OH（主要）表達(dá)式HSH++S2HS+H2OH2S+OH（次要）微粒濃度大小比較電荷守恒式物料守恒式溫度c(H2S)>c(H+)>c(HS)>c(S2c(Na+)>c(S2-)>c(OH-)>c(HS-)>c(H2S)>c(H+)c(Na+)+c(H+)=c(HS-)+2c(S2-)+c(OH-)c(H2S)+c(HS)+c(S2)=0.1mol/L=)>c(OH-)c(H+)=c(HS-)+2c(S2-)+c(OH-)c(H2S)+c(HS)+c(S)=0.1mol/L升溫促進(jìn)電離（極少數(shù)例外）促進(jìn)電離，但濃度減小，酸性減弱但2c(Na+)/2升溫促進(jìn)水解促進(jìn)水解，但濃度減小，堿性減弱影響因素濃度稀釋

通H2S電離平衡向右移動，酸性增強(qiáng)，S2+H2OHS+OHH2S+OHHS+H2O促使上述平電離程度減小，電離常數(shù)不變。衡右移，合并為：H2S+S22HS第5頁

H2SH++HS加Na2SS2+H+HS促使上述平衡水解平衡向右移動，堿性增強(qiáng)，但水解程度減小。右移，合并為：H2S+S22HS七．何時(shí)考慮鹽的水解

1．判斷鹽溶液酸堿性及能否使酸堿指示劑變色時(shí)，要考慮到鹽的水解。

2．配制某些鹽的溶液時(shí)，為了防止溶液變渾濁（水解），需加入對應(yīng)的酸抑制其水解。如配．．．．制FeCl3溶液時(shí)，一般先將FeCl3溶解在鹽酸中，然后再加水稀釋。

3.比較鹽溶液中離子濃度大小時(shí)，要考慮到鹽的水解。如Na3PO4溶液中，c(Na+)>3c(PO434.說明鹽溶液中微粒種類及多少時(shí)，要考慮到鹽的水解。例如Na2S溶液中含有Na+、HS-、

OH-、H+、S2、H2S，其濃度關(guān)系為：

八．溶液中微粒間的關(guān)系

（1）電荷守恒關(guān)系指任何電解質(zhì)溶液在整體上不顯電性，即溶液中所有陽離子帶的

正電總量與所有陰離子帶的負(fù)電總量相等。

如在Na2S溶液中：

實(shí)質(zhì)：所有Na+、H+帶的正電荷總物質(zhì)的量==所有S2、HS、OH帶的負(fù)電荷總物質(zhì)的

量。

表達(dá)形式：c(Na+)+c(H+)=2c(S2)+c(HS)+c(OH

)

（2）物料守恒關(guān)系指不論鹽中的哪種離子水解成多少種形式，它所含的一些元素原

子的總物質(zhì)的量之比一定符合它的化學(xué)式中的計(jì)量數(shù)比。

如在Na2S溶液中：

實(shí)質(zhì)：n(Na):n(S的各種存在形式總和)==2:1

表達(dá)形式：c(Na+)=2c(S2)+c(HS)+c(H2S)

（3）水電離的離子數(shù)守恒關(guān)系指在任何電解質(zhì)溶液中，由水電離產(chǎn)生的H+和OH的數(shù)

目一定相等的關(guān)系。如在Na2S溶液中：

實(shí)質(zhì)：n(OH)==溶液中自由H+物質(zhì)的量與S2結(jié)合水電離的H+物質(zhì)的量之和

表達(dá)形式：c(OH

)=c(H+)+c(HS)+2c(H2S)

★該關(guān)系式可由電荷守恒式和物料守恒式代數(shù)變換得到。如將上述電荷守恒式與物料守恒式相減并移項(xiàng)即可得到上式。

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擴(kuò)展閱讀：201*屆高三一輪原創(chuàng)化學(xué)學(xué)案：43化學(xué)反應(yīng)原理知識點(diǎn)

《化學(xué)反應(yīng)原理》知識點(diǎn)總結(jié)第一章：化學(xué)反應(yīng)與能量變化

1、反應(yīng)熱與焓變：△H=H(產(chǎn)物)-H(反應(yīng)物)2、反應(yīng)熱與物質(zhì)能量的關(guān)系

3、反應(yīng)熱與鍵能的關(guān)系

△H=反應(yīng)物的鍵能總和-生成物的鍵能總和4、常見的吸熱、放熱反應(yīng)⑴常見的放熱反應(yīng)：

①活潑金屬與水或酸的反應(yīng)②酸堿中和反應(yīng)③燃燒反應(yīng)④多數(shù)的化合反應(yīng)⑤鋁熱反應(yīng)⑵常見的吸熱反應(yīng)

①多數(shù)的分解反應(yīng)②2NH4Cl(s)+Ba(OH)28H2O(s)=BaCl2+2NH3+10H2O③C(s)+H2O(g)

高溫能量反應(yīng)物的總能量

反應(yīng)物能量反應(yīng)物的總能量

反應(yīng)物

生成物的總能量

△H0反應(yīng)過程

CO+H2④CO2+C

高溫2CO

5、反應(yīng)條件與吸熱、放熱的關(guān)系：反應(yīng)是吸熱還是放熱與反應(yīng)的條件沒有必然的聯(lián)系，而取決與反應(yīng)物和

產(chǎn)物具有的總能量（或焓）的相對大小。

6、書寫熱化學(xué)方程式除了遵循書寫化學(xué)方程式的要求外，還應(yīng)注意以下幾點(diǎn)：①放熱反應(yīng)△H為“-”，吸熱反應(yīng)△H為“+”，△H的單位為kJ/mol

②反應(yīng)熱△H與測定條件（溫度、壓強(qiáng)等）有關(guān)，因此應(yīng)注意△H的測定條件；絕大多數(shù)化學(xué)反應(yīng)的△H是在298K、101Pa下測定的，可不注明溫度和壓強(qiáng)。

③熱化學(xué)方程式中各物質(zhì)化學(xué)式前面的系數(shù)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(shù)，因此化學(xué)計(jì)量數(shù)可以是分?jǐn)?shù)或小數(shù)。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(yīng)已完成的數(shù)量，

所以方程式中化學(xué)式前面的計(jì)量數(shù)必須與△H相對應(yīng)；當(dāng)反應(yīng)逆向進(jìn)行時(shí)，反應(yīng)熱數(shù)值相等，符號相反。7、利用蓋斯定律進(jìn)行簡單的計(jì)算

8、電極反應(yīng)的書寫：活性電極：電極本身失電子⑴電解：陽極：（與電源的正極相連）發(fā)生氧化反應(yīng)惰性電極：溶液中陰離子失電子

（放電順序：I->Br->Cl->OH-）

陰極:（與電源的負(fù)極相連）發(fā)生還原反應(yīng)，溶液中的陽離子得電子

（放電順序：Ag+>Cu2+>H+）

注意問題：①書寫電極反應(yīng)式時(shí)，要用實(shí)際放電的離子來表示．．．．．．．

②電解反應(yīng)的總方程式要注明“通電”

③若電極反應(yīng)中的離子來自與水或其他弱電解質(zhì)的電離，則總反應(yīng)離子方程式中要用化學(xué)式表示

⑵原電池：負(fù)極：負(fù)極本身失電子，Ｍ→Ｍn++ｎｅ-

①溶液中陽離子得電子Ｎm++mｅ-→Ｎ正極：2H++2e-→H2↑

②負(fù)極與電解質(zhì)溶液不能直接反應(yīng)：O2+4e-+2H2O→4OH-（即發(fā)生吸氧腐蝕）

書寫電極反應(yīng)時(shí)要注意電極產(chǎn)物與電解質(zhì)溶液中的離子是否反應(yīng)，若反應(yīng)，則在電極反應(yīng)中應(yīng)寫最終產(chǎn)物。

9、電解原理的應(yīng)用：

⑴氯堿工業(yè)：陽極(石墨):2Cl-→Cl2+2e-(Cl2的檢驗(yàn)：將濕潤的淀粉碘化鉀試紙靠近出氣口，試紙變藍(lán)，證明生

成了Cl2)。

陰極：2H++2e-→H2↑（陰極產(chǎn)物為H2、NaOH�，F(xiàn)象（滴入酚酞）：有氣泡逸出，溶液變紅）。⑵銅的電解精煉：電極材料：粗銅做陽極，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：鍍層金屬做陽極（也可用惰性電極做陽極），鍍件做陰極。電解質(zhì)溶液是用含有鍍層金屬

陽離子的鹽溶液。10、化學(xué)電源

⑴燃料電池：先寫出電池總反應(yīng)（類似于可燃物的燃燒）；

再寫正極反應(yīng)（氧化劑得電子，一般是O2+4e-+2H2O→4OH-（中性、堿性溶液）

O2+4e-+4H+→2H2O(酸性水溶液)。負(fù)極反應(yīng)=電池反應(yīng)-正極反應(yīng)（必須電子轉(zhuǎn)移相等）

⑵充放電電池：放電時(shí)相當(dāng)于原電池，充電時(shí)相當(dāng)于電解池（原電池的負(fù)極與電源的負(fù)極相連，做陰極，原電池的正極與電源的正極相連，做陽極），

11、計(jì)算時(shí)遵循電子守恒，常用關(guān)系式：2H2~O2~2Cl2~2Cu~4Ag~4OH-~4H+~4e-

12、金屬腐蝕：電解陽極引起的腐蝕>原電池負(fù)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(fù)極：2Fe→2Fe2++4e-正極：O2+4e-+2H2O→4OH-總反應(yīng)：2Fe+O2+2H2O＝2Fe(OH)2

第二章：化學(xué)反應(yīng)的方向、限度和速度

1、反應(yīng)方向的判斷依據(jù)：△H-T△S0反應(yīng)不能自發(fā)。該判據(jù)指出的是一定條件下，自發(fā)反應(yīng)發(fā)生的可能性，不能說明實(shí)際能否發(fā)生反應(yīng)

（計(jì)算時(shí)注意單位的換算）課本P40T32、化學(xué)平衡常數(shù)：

①平衡常數(shù)的大小反映了化學(xué)反應(yīng)可能進(jìn)行的程度，平衡常數(shù)越大，說明反應(yīng)進(jìn)行的越完全。②純固體或純?nèi)軇?/p>

參加的反應(yīng)，它們不列入平衡常數(shù)的表達(dá)式

③平衡常數(shù)的表達(dá)式與化學(xué)方程式的書寫方式有關(guān)，單位與方程式的書寫形式一一對應(yīng)。對于給定的化學(xué)反應(yīng)，

正逆反應(yīng)的平衡常數(shù)互為倒數(shù)

④化學(xué)平衡常數(shù)受溫度影響，與濃度無關(guān)。溫度對化學(xué)平衡的影響是通過影響平衡常數(shù)實(shí)現(xiàn)的。溫度升高，化

學(xué)平衡常數(shù)增大還是減小與反應(yīng)吸放熱有關(guān)。

3、平衡狀態(tài)的標(biāo)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（顏色）保持不變③

氣體的總物質(zhì)的量、總壓強(qiáng)、氣體的平均分子量保持不變只適用于△vg≠0的反應(yīng)④密度適用于非純氣體反應(yīng)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(yīng)體系濃度的減小，相當(dāng)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

⑶對于△vg=0的可逆反應(yīng)，平衡體系中加入惰性氣體，恒容、恒壓下平衡都不會移動

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(yīng)，只要使轉(zhuǎn)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(dá)到等效平衡；平衡時(shí)各組分的百分含量相同，濃度相同，轉(zhuǎn)化率相同。②恒溫恒容，△vg=0的反應(yīng)，只要使轉(zhuǎn)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(dá)到等效

平衡；平衡時(shí)各組分的百分含量相同，轉(zhuǎn)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(yīng)，只要使轉(zhuǎn)化后物質(zhì)的量與最初加入的物質(zhì)的量相同，均可達(dá)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、充氣問題：以aA(g)+bB(g)

cC(g)

⑴只充入一種反應(yīng)物，平衡右移，增大另一種反應(yīng)物的轉(zhuǎn)化率，但它本身的轉(zhuǎn)化率降低⑵兩種反應(yīng)物按原比例充，恒容時(shí)相當(dāng)于加壓，恒壓時(shí)等效平衡

⑶初始按系數(shù)比充入的反應(yīng)物或只充入產(chǎn)物，平衡時(shí)再充入產(chǎn)物，恒容時(shí)相當(dāng)于加壓，恒壓時(shí)等效平衡化學(xué)反應(yīng)速率:速率的計(jì)算和比較；濃度對化學(xué)速率的影響（溫度、濃度、壓強(qiáng)、催化劑）；V-t圖的

分析

第三章物質(zhì)在水溶液中的行為

1、強(qiáng)弱電解質(zhì)：

⑴強(qiáng)電解質(zhì)：完全電離，其溶液中無溶質(zhì)分子，電離方程式用“＝”，且一步電離；強(qiáng)酸、強(qiáng)堿、大多數(shù)鹽

都屬于強(qiáng)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“

”，多元弱酸的電離方程式分步寫，

其余的弱電解質(zhì)的電離一步完成；弱酸、弱堿、水都是弱電解質(zhì)。⑶常見的堿：KOH、NaOH、Ca(OH)2、Ba(OH)2是強(qiáng)堿，其余為弱堿；常見的酸：HCl、HBr、HI、HNO3、H2SO4是強(qiáng)酸，其余為弱酸；

注意：強(qiáng)酸的酸式鹽的電離一步完成，如：NaHSO4=Na++H++SO42-，而弱酸的酸式鹽要分步寫，如：

NaHCO3=Na++HCO3-,HCO3-2、電離平衡

⑴電離平衡是平衡的一種，遵循平衡的一般規(guī)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(yīng)的物質(zhì)，都會引起平衡的移動

⑵電離平衡常數(shù)（Ka或Kb）表征了弱電解質(zhì)的電離能力，一定溫度下，電離常數(shù)越大，弱電解質(zhì)的電離程

度越大。Ka或Kb是平衡常數(shù)的一種，與化學(xué)平衡常數(shù)一樣，只受溫度影響。溫度升高，電離常數(shù)增大。3、水的電離：⑴H2O

H++OH-，△H>0。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。

CO32-+H+

⑵任何稀的水溶液中，都存在，且[H+][OH-]是一常數(shù)，稱為水的離子積（Kw）；Kw是溫度常數(shù)，只受溫度

影響，而與H+或OH-濃度無關(guān)。

⑶溶液的酸堿性是H+與OH-濃度的相對大小，與某一數(shù)值無直接關(guān)系。⑷當(dāng)溶液中的H+濃度≤1mol/L時(shí)，用pH表示。

無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(OH-)10-7mol/L，如某溶液中水電離的c(H+)=10-5mol/L，此時(shí)溶液為酸性，即室溫下，pH=5，可能為強(qiáng)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(jié)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(yīng)⑷水解方程式的書寫：

①單個(gè)離子的水解：一般很微弱，用

，產(chǎn)物不標(biāo)“↑”“↓”；多元弱酸鹽的水解方程式要分步寫

②雙水解有兩種情況：Ⅰ水解到底，生成氣體、沉淀，用＝，標(biāo)出“↑”“↓”。Ⅱ部分水解，無沉淀、氣體，用，產(chǎn)物不標(biāo)“↑”“↓”；

⑸鹽類水解的應(yīng)用：①判斷溶液的酸堿性②判斷鹽溶液中的離子種類及其濃度大小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(xiàn)象，如明礬凈水、化肥的施用等。（解釋時(shí)規(guī)范格式：寫上對應(yīng)的平衡-----條件改變平衡移動-----結(jié)果）5、沉淀溶解平衡：⑴Ksp:AmBn

mAn++nBm-,Ksp=[An+]m[Bm-]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，不改變Ksp。②對于

陰陽離子個(gè)數(shù)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(qiáng)。⑵Q>Ksp,有沉淀生成；Q=Ksp，沉淀與溶解處于平衡狀態(tài)；Q

6、離子反應(yīng)：

⑴與量有關(guān)的離子方程式的書寫：設(shè)量少的物質(zhì)物質(zhì)的量為1mol，與另一過量的物質(zhì)充分反應(yīng)。⑵離子共存推斷題解答時(shí)應(yīng)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（或物質(zhì)）檢驗(yàn)的一般步驟：取少量加試劑觀現(xiàn)象定結(jié)論。

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