1、十年磨砺好梦成真战鼓催人酬壮志，一朝临考胜券在握青春无悔写人生新人教版化学反应原理全册知识点归纳第一章 化学反应与能量一、焓变 反应热： 1反应热： 2焓变(H)的意义： （1）.符号： （2）.单位： 3.产生原因：化学键断裂 化学键形成 放出热量的化学反应。( 热 热) H 为“ ”或H 0吸收热量的 化学反应。 （ 热 热） H 为“ ”或H 0 常见的放热反应： 所有的燃烧反应 ，例如 酸碱中和反应 大多数的化合反应 例如 金属与酸的反应 例如 生石灰和水反应 浓硫酸稀释、氢氧化钠固体溶解等 常见的吸热反应： 晶体 Ba(OH)28H2O 与 NH4Cl 大多数的分解反应 例如 以 H
2、2、CO、C 为还原剂的氧化还原反应 例如 铵盐溶解等二、热化学方程式书写化学方程式注意要点:热化学方程式必须标出 变化。热化学方程式中必须标明反应物和生成物的聚集状态（g 表示 态，,l 表示 态，s 表示 态，水溶液中溶质用 aq 表示） 热化学反应方程式要指明反应时的 和 。 热化学方程式中的化学计量数可以是 数，也可以是 数各物质系数加倍，H ；反应逆向进行，H 改变 ，数值 变三、燃烧热1概念： 燃烧热的单位用 表示。注意以下几点：研究条件： kPa十年磨砺好梦成真战鼓催人酬壮志，一朝临考胜券在握青春无悔写人生反应程度：完全燃烧，产物是 的氧化物。燃烧物的物质的量： mol研究内容：
3、放出的热量。 （H 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 反应十年磨砺好梦成真战鼓催人酬壮志，一朝临考胜券在握青春无悔写人生若温度升高，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
4、）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: ，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)
5、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 反应不能自发进行注意：（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 。十年磨砺好梦成真战鼓催人酬壮志，一朝临考胜券在握青春无悔写人生
6、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： 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
7、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
8、离平衡：: 水的离子积：KW = 25时, H+=OH- = mol/L ; KW = H+OH- = 注意：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 -14十年磨砺好梦成真战鼓催人酬壮志，一朝临考胜券在握青春无悔写人生温度： 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：（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
9、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）/（V 1+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）/ （V 1+V2） (注意 :不能直接计算H +混)3、强酸与强碱的混合
10、：（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、不论任何溶液，稀释时
11、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（pH 1）强碱（pH 2）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 =1：1十年磨砺好梦成真战鼓催人酬壮志，一朝临考胜券在握青春无悔写人生pH1+pH214 V 酸：V 碱 =1：1014-（pH 1+pH2） 六、酸碱中和滴定：1、中和滴定的原
12、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
13、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。
14、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:Na 2CO3 十年磨砺好梦成真战鼓催人酬壮志，一朝临考胜券在握青春无悔写人生NaHCO 3)4、盐类水解的特点
15、：（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）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- 、H 2PO4-） 水解程度电离程度，显 性 （如：HCO 3- 、HS - 、HPO 42-）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
16、解反应完全的为：Fe 3+、Al 3+与 AlO2-、 CO32-(HCO3-)、S 2-(HS-)、SO 32-(HSO3-)；S 2-与 NH4+；CO 32-(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：2Al 3+ + 3S2- + 6H2O = 2Al(OH)3+ 3H2S8、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
17、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+ 十年磨砺好梦成真战鼓催人酬壮志，一朝临考胜券在握青春无悔写人生 9、水解平衡常数 （K h）对于强碱弱酸盐：K h =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
18、衡常数)对于强酸弱碱盐：K h =Kw/Kb（K w 为该温度下水的离子积，K b 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： 书写注意：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
19、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 “ ”。（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：CaSO 4、Ca(OH) 2、Ag 2SO4（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“ ”。如：Ag 2S(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
