复习资料：化学反应原理

复习资料：化学反应原理一、化学反应与能量1、化学反应中的能量变化：吸热反应和放热反应（1）能量变化特点（能量变化图）、活化能的认识（2）常见吸热和放热反应及相关说法 2、反应热（1）放热：△H ＜0或为“－”，吸热：△H ＞0或为“＋”，单位：kJ/mol （kJ·mol －1）。

（2）燃烧热：1mol 燃料稳定氧化物（H →H 2O(l)，C →CO 2(g)，S →SO 2(g)） （3）中和热：强酸、强碱的稀溶液 1molH 2O(l)（△H ＝－57.3kJ/mol ）中和热的测定（装置图的认识，课本P9图1-3） 3、热化学反应方程式的书写和判断（五注意）（1）注意要指明反应的温度和压强（一般不注明）。

（2）注意要注明所有反应物和生成物在反应时的状态，固体—s ，液体—l ，气体—g ，稀溶液—aq 。

（3）注意要写清楚△H 的符号（＋、－）及单位（kJ/mol ）。

（4）注意反应热△H 值与计量数之间的关系，系数指实际参加反应的物质的量。

（5）注意可逆反应中的△H 指的是正反应方向完全进行时的焓变。

4、反应热及热化学方程式的计算（1）ΔH ＝E(生)－E(反)（定性判断）＝E(吸)－E(放)＝E(反·键)－E(生·键)（定量计算）（2）盖斯定律：利用已知的热化学方程式及反应热，通过加减乘除运算求新方程的反应热。

（3）比较或计算反应热△H 时要注意符号（＋、－）参与比较和运算。

5、能源、环保问题：能源的开发和利用 二、化学反应速率与和化学平衡 1、 2、可逆反应：，反应物不能完全反应转化成生成物，大多数反应有一定的可逆性。

3、化学平衡的建立、特点、平衡标志（判断方法） （1）化学平衡的特点：逆、动、等、定、变 （2）平衡标志：①V(正)＝V(逆) ≠0；②反应体系中，×××（某个指标）保持一定（不变）。

①反应体系中各物质的物质的量、质量、物质的量浓度、质量分数、体积分数一定时，体系中的颜色、温度一定时平衡 ②单位时间内，同一物质的消耗量与生成量相等；反应物的消耗量（或生成量）与生成物的消耗量（或生成量）相当（包括化学键的生成和断裂）平衡 ③V(A)∶V(B)∶V(C)∶V(D)＝m ∶n ∶p ∶q （或是浓度比）不能判断④体系总压强、混合气体的平均相对分子质量一定时，反应前后气体总系数不相等平衡；反应前后气体总系数相等不能判断⑤体系的密度一定时，无固体参加时不能判断；有固体参加时平衡4、外界条件的改变对化学反应速率及化学平衡的影响（注意图像题的分析）以反应mA(g)＋nB(g)pC(g)＋qD(g) ΔH 为例来说明（1）符号及表达式： （应使用平衡时各物质的浓度进行计算）（2）注意：①固体或纯液体，不列入K 的表达式。

②K 只受温度影响，与物质浓度变化无关。

（3）6、化学平衡的综合计算：三步法（起、转、平）（注意图像题中的计算）（1）写方程式→写各物质的起始量、转化量、终止量(统一单位，设未知数)→根据条件列方程计算 （2）转化率、平衡常数、物质的量、浓度、体积分数、压强比、平均相对分子质量的计算 7、化学反应进行的方向 （1）ΔG ＝ΔH －TΔS ＜0，能自发进行； （2）ΔG ＝ΔH －TΔS ＝0（3）ΔG ＝ΔH －TΔS ＞0三、水溶液中的离子平衡1、相关概念：注意事项：①电解质能导电是其自身电离出能够自由移动的离子，CO 2、SO 2、NH 3本身不能电离导电，它们是非电解质。

②电解质的强弱、导电性与溶解性无关。

如BaSO 4、CaCO 3、AgCl 都是强电解质。

固态(s) 液态(l) 气态(g)△H ＜0△H ＜0△H ＞0 △H ＞0充分燃烧 反应 能源 一次能源（天然能源）、二次能源（人工能源） 常规能源、新能源 可再生能源、不可再生能源 反应过程化学反应速率 （概念、单位、计算） 公式法：υ(B)＝Δc(B)／Δt 比例法：υ(A)∶υ(B)∶υ(C)∶υ(D)＝a ∶b ∶c ∶d 单位：mol/(L·s) 或 mol/(L·min) （mol·L －1·s －1或mol·L －1·min －1） 注意：固体或纯液体不参与计算 K ＝ C(A)m ·C(B)n Q c ＝ C(C)p ·C(D)qC(A)m ·C(B)n 判断反应进行的程度：K 值越大，反应进行的程度越大，反应物转化率越高判断反应热效应：T ↑，K ↑，正反应为吸热反应；T ↓，K ↓，正反应为放热反应判断反应移动的方向：任意时刻， ，Q c ＜K ，反应向正移动；Q c ＞K ，反应向逆移动；Q c ＝K ，反应不移动 应用化合物非电解质：非金属氧化物、一些非金属氢化物、大多数有机物电解质：酸、碱、盐、活泼金属氧化物、水强电解质：强酸、强碱、大多数盐、活泼金属氧化物（完全电离）弱电解质：弱酸、弱碱、少数盐（部分电离）2、强酸、弱酸的比较（以盐酸和醋酸为例），强碱、弱碱的比较（以氢氧化钠和氨水为例）COOH CH－＋===”5、电离常数（K）（1）表示方法：对于AB A＋＋B－，K＝（2）K的意义：一定温度下，K值越大，电离程度越大，酸的酸性或碱的碱性越强。

（3）影响因素：K只与电解质的性质和温度有关。

弱电解质的电离为吸热过程，对同一弱电解质，温度一定，K值一定；温度越高，K值越大。

6、水的电离及水的离子积常数（1）溶液中，K W＝c(H＋)×c(OH－)＝c(H＋水＋酸)×c(OH－水＋碱)；其中c(H＋水)＝c(OH－水)（盐类水解除外）。

（2）K W只与温度有关，温度越高，K W越大。

25℃时，K W＝1×10－14，100℃时，K W＝1×10－12。

（3）加酸或碱都能抑制水的电离，如25℃时，某溶液中由水电离的c(H＋)（或c(OH－)）＝1×10－13mol/L，该溶液的pH可能为13（强碱性）或1（强酸性）。

7、溶液的酸碱性与pH（1）pH＝－lgc(H＋)、c(H＋)＝10－pH，不论温度多少、溶液酸碱度如何，pH值只与c(H＋)有关。

（2）pH试纸的使用：用玻璃棒蘸取待测溶液（不能直接将pH试纸伸入待测液中），滴到干燥的pH 试纸上，对照比色卡，读出该溶液的pH值。

（3）pH的计算①酸性溶液：c(H＋酸)或c(H＋混)→pH；碱性溶液：c(OH－碱)或c(OH－混) c(H＋混)→pH；中性溶液：室温下，pH＝7；非室温，pH＝－1/2 lgK W。

②酸碱混合时，先判断溶液的酸碱性（即H＋与OH－谁过量的问题）。

8、酸碱中和滴定实验：滴定原理、滴定管的构造和使用、操作过程、数据处理、误差分析9、盐类的水解（1）有弱才水解，无弱不水解，谁弱谁水解，都弱都水解，越弱越水解，谁强显谁性，同强显中性。

（2）水解方程式的书写（区别电离方程式）：，不标“↑”“↓”，多元弱酸分步水解。

如HCO3－＋H2O H3O＋＋CO32－（电离）；HCO3－＋H2O H2CO3＋OH－（水解）（3）影响盐类水解的因素（移动规律）：盐类水解△H＞0，同离子效应（4）盐类水解的应用：注意相互促进水解反应，2Al＋＋3S2－＋6H2O＝2Al(OH)3↓＋3H2S↑10、离子浓度大小的比较（1）电荷守恒：如NaHCO3：Na＋＋H＋＝HCO3－＋2CO32－＋OH－（阴阳离子电荷总数相等）（2）物料守恒：如Na2CO3：Na＋＝2（HCO3－＋CO32－＋H2CO3）（特定元素原子守恒）（3）水解的程度很小：Na2CO3溶液中c(Na+)＞c(CO32－)＞c(OH－)＞c(HCO3－)＞c(H＋)11、难溶电解质的溶解平衡（1）沉淀的生成、溶解、转化（向Ksp更小的方向进行）。

（2）溶度积（难溶电解质的溶解平衡常数）①表达式：MmNn(s)mM n＋(aq)＋nN m－(aq)Ksp＝[c(M n+)]m·[c(N m－)]n②应用：A、溶度积和溶解度之间可以互相换算；B、判断沉淀的生成或溶解，Qc＞Ksp时：溶液过饱和，平衡向生成沉淀的方向移动——有沉淀生成；Qc＝Ksp时：溶液饱和，处于平衡状态；Qc＜Ksp 时：溶液不饱和，平衡向沉淀溶解的方向移动——沉淀溶解。

四、电化学基础（1）负极为参与反应的相对活泼的金属（即化合价升高物质）；（2）正极为相对不活泼的金属或碳棒；（3）电解质溶液含有参与反应的阳离子（即化合价降低的物质）。

3、化学电源：一次电池、二次电池、燃料电池（注意电极反应式的判断和书写）4、电解池放电规律阳极：金属电极＞Ag＋＞Hg2＋＞Fe3＋＞Cu2＋＞H＋(酸)＞Pb2＋＞Sn2＋＞Fe2＋＞Zn2＋＞H＋(水)＞Al3＋＞Mg2＋＞Na＋＞Ca2＋＞K＋（氧化顺序）阴极：S2－＞I－＞Br－＞Cl－＞OH－(碱)＞OH－(水)＞含氧酸根离子＞F－（还原顺序）5、电解类型：CuCl2、NaCl、CuSO4、Na2SO4、HCl、H2SO4、NaOH6、电解原理应用（1）电解饱和食盐水：阳极H2O＋2e－＝H2↑＋2OH－阴极2Cl－－2e－＝Cl2↑（2）电解精炼铜：阳极粗铜，阴极精铜，电解液Cu2＋（3）电镀（铜）：阳极镀层（铜），阴极镀件，电解液镀层金属阳离子（Cu2＋）78（1）原电池原理：牺牲阳极的阴极保护法（牺牲活泼的负极金属，保护不活泼的正极金属）（2）电解池原理：外加电流的阴极保护法（让受保护的金属做电解池的阴极）C(A＋)·C(B－)C(AB)c(H＋)＝K w/c(OH－)。