新人教版化学反应原理全册知识点归纳Word下载.docx

1、 3弱酸或弱碱电离要吸收热量，所以它们参加中和反应时的中和热 于57.3kJ/mol。4中和热的测定实验五、盖斯定律1内容：第二章 化学反应速率和化学平衡一、化学反应速率1. 化学反应速率（v） 定义： 表示方法：单位时间内 来表示 计算公式：v= （：平均速率，c：浓度变化，t：时间）单位： 影响因素： 决定因素（内因）：反应物的性质（决定因素） 条件因素（外因）：反应所处的条件2.注意：（1）、参加反应的物质为固体和液体，由于压强的变化对浓度几乎无影响，可以认为反应速率不变。（2）、惰性气体对于速率的影响恒温恒容时：充入惰性气体总压增大但是各分压不变各物质浓度不变反应速率 恒温恒体时：充入

2、惰性气体体积增大各反应物浓度减小反应速率 二、化学平衡（一）1.定义：化学平衡状态：2、化学平衡的特征 （研究前提是可逆反应） （同一物质的正逆反应速率相等） （动态平衡） （各物质的浓度与质量分数恒定） （条件改变，平衡发生变化） 3、判断平衡的依据判断可逆反应达到平衡状态的方法和依据反应mA（g）+nB（g） pC（g）+qD（g）混合物体系中各成分的含量一定 平衡各物质的质量或各物质质量分数一定 平衡各气体的体积或体积分数一定 平衡总体积、总压力、总物质的量一定 不一定平衡正、逆反应速率的关系在单位时间内消耗了m molA同时生成m molA，即V（正）=V（逆） 平衡在单位时间内消耗了

3、n molB同时消耗了p molC，则V（正）=V（逆） 平衡V（A）:V（B）:V（C）:V（D）=m:n:p:q，V（正）不一定等于V（逆） 不一定平衡在单位时间内生成n molB，同时消耗了q molD，因均指V（逆） 不一定平衡压强 m+np+q时，总压力一定（其他条件一定） 平衡 m+n=p+q时，总压力一定（其他条件一定） 不一定平衡混合气体平均相对分子质量Mr Mr一定时，只有当m+np+q时 平衡 Mr一定时，但m+n=p+q时 不一定平衡温度 任何反应都伴随着能量变化，当体系温度一定时（其他不变） 平衡体系的密度 密度一定 不一定平衡其他 如体系颜色不再变化等 平衡（二）影响

4、化学平衡移动的因素1、浓度对化学平衡移动的影响（1）影响规律：在其他条件不变的情况下，增大反应物的浓度或减少生成物的浓度，都可以使平衡向 移动；增大生成物的浓度或减小反应物的浓度，都可以使平衡向 方 向移动（2）增加固体或纯液体的量，由于浓度不变，所以平衡 （3）在溶液中进行的反应，如果稀释溶液，反应物浓度_，生成物浓度也 ， V正 ，V逆也 ，但是减小的程度不同，总的结果是化学平衡向反应方程式中化学计量数之和 的方向移动。2、温度对化学平衡移动的影响影响规律：在其他条件不变的情况下，温度升高会使化学平衡向着_方向移动，温度降低会使化学平衡向着 方向移动。3、压强对化学平衡移动的影响其他条件不

5、变时，增大压强，会使平衡向着 方向移动；减小压强，会使平衡向着 方向移动。注意：（1）改变压强不能使无气态物质存在的化学平衡发生移动（2）气体减压或增压与溶液稀释或浓缩的化学平衡移动规律相似4.催化剂对化学平衡的影响：由于使用催化剂对正反应速率和逆反应速率影响的程度是等同的，所以平衡 。但是使用催化剂可以影响可逆反应达到平衡所需的 。5.勒夏特列原理（平衡移动原理）：如果改变影响平衡的条件之一（如温度，压强，浓度），平衡向着能够 这种改变的方向移动。三、化学平衡常数（一）定义： 符号：（二）使用化学平衡常数K应注意的问题：1、表达式中各物质 的浓度是_ ，不是起始浓度也不是物质的量。2、K只与

6、_ 有关，与反应物或生成物的浓度 关。3、反应物或生产物中有固体或纯液体存在时，由于其浓度是固定不变的，可以看做是“ ”而不代入公式。4、稀溶液中进行的反应，如有水参加，水的浓度不必写在平衡关系式中。（三）化学平衡常数K的应用:1、化学平衡常数值的大小是可逆反应 的标志。K值越大，说明平衡时 的浓度越大，它的 进行的程度越大，即该反应进行得越_ ，反应物转化率越 _。反之，则相反。 一般地，K 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 ;反应向逆反应方

7、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 反应若温度升高，K值减小，则正反应为 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

8、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: ，符号为 单位： （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： H-TS0 反应能自发进行H-TS=0 反应达到平衡状态H-TS0 反应不能自发进行（1）H为负，S为正时，任何温度反应都能自发进行 （2）H为正，S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

9、义：电解质： 在水溶液中或熔化状态下能 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 的化合物 。强电解质 ： 在水溶液里 电离成离子的电解质 。弱电解质： 在水溶液里只有 分子电离成离子的电解质 。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电解质、非电解质都是化合物 SO2、NH3、CO2等属于非电解质 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： 。4、影响电离平衡的因素：A、温度：电离一般 ，升温有利于电离。B、浓度：浓度

10、越大电离程度 溶液稀释时，电离平衡向着 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 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。9、电离方程式的书写：用 符号 弱酸的电离要 写（第一步为主）10、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-/AB11、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 变化影响，不受 变化

11、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 ，其电离程度越 ，酸性越 。如：H2SO3H3PO4HFCH3COOHH2CO3H2SHClO二、水的电离和溶液的酸碱性1、水电离平衡：:水的离子积：KW = 25时, H+=OH- = mol/L ; KW = H+OH- = KW只与 有关，温度 ，则KW值 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） （2） 热 （3）极 3、影响水电离平衡的外界因素：酸、碱 ： 水的电离 KW1*10-14温度： 水的电离（水的电离是 热的）易水解的盐： 水的电离 KW 1*10-144、溶液的酸碱性和pH：

12、（1）pH= （2）pH的测定方法：酸碱指示剂 、 、 。变色范围：甲基橙 3.14.4（橙色） 石蕊5.08.0（紫色） 酚酞8.210.0（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：事先不能用水湿润PH试纸；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）

13、/（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-，H+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

14、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76、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1、若等体积混合pH1+pH2=14 则溶液显中性pH=7pH1+pH215 则溶液显碱性pH=pH2-0.3pH1+pH213 则溶液显酸性pH=pH1+0.32、若混合后显中性pH1+pH2=14 V酸：V碱=1：1pH1+pH214 V酸：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

15、）仪器：滴定管的刻度，O刻度在 ，往下刻度标数越来越 ，全部容积 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。滴定管可以读到小数点后 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

16、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

17、（只有可溶于水的盐才水解）1、盐类水解：2、水解的实质： 水溶液中盐电离出来的 跟水电离出来的 或 结合,破坏水的电离，是平衡向 移动， 水的电离。3、盐类水解规律：有 才水解，无 不水解，越 越水解；谁 显谁性，两 都水解，同 显中性。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） （与中和反应互逆） （2）程度 （3） 热5、影响盐类水解的外界因素：温度：温度越 水解程度越 （水解 热，越热越 ）浓度：浓度越 ，水解程度越 （越稀越 ）酸碱： 或 盐的水解（H+促进 水解而 阳离子水解；OH -促进 水解而抑制 水解）

18、6、酸式盐溶液的酸碱性：只电离不水解：如HSO4- 显 性 电离程度水解程度，显 性 （如: HSO3- 、H2PO4-） 水解程度电离程度，显 性 （如：HCO3- 、HS- 、HPO42-）7、双水解反应： （1）构成盐的阴阳离子均 发生水解的反应。双水解反应相互 ，水解程度较 ，有的甚至水解 。使得平衡向 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+ +

19、 3S2- + 6H2O = 2Al（OH）3+ 3H2S 8、盐类水解的应用：水解的应用 实例 原理 1、净水明矾净水 Al3+3H2O Al（OH）3（胶体）+3H+ 2、去油污 用热碱水冼油污物品 3、药品的保存 配制FeCl3溶液时常加入少量 Fe3+3H2O Fe（OH）3+3H+ 配制Na2CO3溶液时常加入少量 CO32-+H2O HCO3-+OH- 4、制备无水盐 由MgCl26H2O制无水MgCl2 在 气流中加热 若不然，则：MgCl26H2O Mg（OH）2+2HCl+4H2OMg（OH）2 MgO+H2O5、泡沫灭火器 用Al2（SO4）3与NaHCO3溶液混合 6、比

20、较盐溶液中离子浓度的大小 比较NH4Cl溶液中离子浓度的大小 NH4+H2O NH3H2O+H+ 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）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： 书写不管是水解还是电离，都决定于第 步，第 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： 步书写 八、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

21、必须满足的三种守恒关系：电荷守恒：任何溶液均显电 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）之和质子守恒：即水电离出的H+浓度与OH-浓度 。九、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 0.01g的电解质称难溶电解质。（2）反应后离子浓度降至 以下的反应为完全反应。如酸碱中和时c（H+）降至10-7mol/L10-5mol/L，故为完全反应，用“ ”，常见的难溶物在水中的离子浓度均远低于10-5mol/L，故均用“ ”。

22、（3）难溶并非不溶，任何难溶物在水中均存在溶解平衡。 （4）掌握三种微溶物质：CaSO4、Ca（OH）2、Ag2SO4 （5）溶解平衡常为吸热，但Ca（OH）2为放热，升温其溶解度减少。 （6）溶解平衡存在的前提是：必须存在沉淀，否则不存在平衡。2、溶解平衡方程式的书写 注意在沉淀后用（s）标明状态，并用“ ”。Ag2S（s） 2Ag+（aq）+ S2-（aq）3、沉淀生成的三种主要方式 （1）加沉淀剂法：Ksp越小（即沉淀越难溶），沉淀越完全；沉淀剂过量能使沉淀更完全。 （2）调pH值除某些易水解的金属阳离子：如加MgO除去MgCl2溶液中FeCl3。 （3）氧化还原沉淀法： （4）同离子效

23、应法 4、沉淀的溶解：沉淀的溶解就是使溶解平衡正向移动。常采用的方法有：酸碱；氧化还原 沉淀转化 。5、沉淀的转化： 溶解度大的生成溶解度小的，溶解度小的生成溶解度 的。 AgCl（白色沉淀） AgBr（淡黄色） AgI （黄色） Ag2S（黑色）6、溶度积（KSP）在一定条件下，难溶电解质电解质溶解成离子的速率等于离子重新结合成沉淀的速率，溶液中各离子的浓度保持不变的状态。2、表达式：AmBn（s） mAn+（aq）+nBm-（aq） KSP= c（An+）m c（Bm-）n3、影响因素：外因：浓度：加水平衡向 方向移动。升温多数平衡向 方向移动。4、溶度积规则（离子积）QC KSP ，有沉

24、淀析出；QC KSP，平衡状态；QC KSP，未饱和，继续溶解第一节 化学反应与能量的变化1. 反应热 焓变的概念 单位 符号 2. 反应过程中能量变化的微观解释3. 焓变的表示方法4. 什么叫体系 环境5. 热化学方程式的概念6. 热化学方程式的意义7. 书写热化学方程式的注意问题第二节 燃烧热 能量1. 燃烧热的概念 单位：2. 焓变的大小比较3. 能源的概念 分类 优缺点第三节 化学反应热的计算1. 盖斯定律的内容 意义 表达式2.举例说明盖斯定律的应用3. 反应热的计算类型： A.根据反应热的概念的计算 B 根据热化学方程式的计算 C 根据化学键键能的计算第一节 化学反应速率1. 化学

25、反应速率概念 公式 单位:2. 自编一道化学反应速率的简单计算题3. 同一化学反应的速率可用不同物质表示,它们之间的关系是什么4. 化学反应方程式的计量数与那些方面有关系5.化学反应速率的表达方式还有那些:第二节影响化学反应速率的因素1. 一些概念: 活化分子: 活化能: 活化分子百分数: 有效碰撞:2. 浓度 温度 压强 催化剂对化学反应速率是怎样影响的,并用有效碰撞理论加以解释3. 压强对怎样的化学反应化学反应速率无影响4. 增大压强一定能增大反应速率吗？（恒容充入惰性气体）5. 恒压充入惰性气体化学反应速率怎样变化？第三节 化学平衡1. 什么叫可逆反应？2. 你是怎样理解溶解平衡的？3.

26、 化学平衡状态的判断方法：4. 化学平衡状态的特征：5. 影响化学平衡状态的因素：（列表分析）6. 勒夏特列原理的内容：7. 化学平衡常数的公式及意义8. 化学平衡常数的计算：a. 由概念引出的计算 b.以知反应物的物质的量及平衡常数求转化率9.等效平衡 恒温恒容 恒温恒压第四节 化学反应进行的方向1. 什么叫自发过程2. 自发反应？3. 什么叫能量趋于最低原理 . 熵增原理4. 怎样理解自发反应的焓判据5. 怎样理解自发反应的熵判据6. 同一物质在气.液.固状态的熵值情况是怎样的7. 综合焓判据 熵判据说明什么样的反应能自发进行第一节 弱电解质的电离1. 什么叫电解质 非电解质 强电解质 弱

27、电解质？（举例）2. 同浓度同体积的一元强酸 弱酸相比较（溶液的PH、氢离子的浓度、中和碱的能力、产生氢气的量、产生氢气的速度）均怎样？3. 书写电离方程式：Na2CO3 NaHCO3 CH3COOH NH3.H2O NaHSO4（熔融） NaHSO4（溶液）4. 什么叫电离平衡5.电离平衡的特征6. 影响电离平衡的因素a 升温 b 稀释 c 降低离子浓度 d增大离子浓度（平衡移动后各成分的浓度怎样变化。举例说明）7. 电离常数的公式 意义8.多元弱酸的例子及电离的特点第二节 水的电离和溶液的酸碱性1. 写出水的电离方程式：2. 水的离子积公式：常温下水的离子积常数的值： 100摄氏度水的离子积：3.溶液的酸碱性与C（H+），C（OH-）的关系，与PH的关系4. PH与溶液中C（H+）的关系5. PH怎样测定6. PH有那些应