化學反應原理總復習要點知識專題1化學反應與能量變化復習1、書寫熱化學方程式（包括中和熱、燃燒熱和蓋斯定律）

①要注明反應物和生成物聚集狀態:固態（s）液態（l）氣態（g）水溶液（aq）②△H的數值與反應式中的系數成比例△H的單位KJ/mol③△H的計算：E生成物-E反應物

E反應物鍵能-E生成物鍵能應用蓋斯定律進行方程式的四則運算練習1.(2007年高考江蘇卷，反應熱)甲醇質子交換膜燃料電池中將甲醇蒸氣轉化為氫氣的兩種反應原理是①CH3OH(g)+H2O(g)=CO2(g)+3H2(g)H=+49.0kJ·mol-1②CH3OH(g)+1/2O2(g)=CO2(g)+2H2(g)H

=－192.9kJ·mol-1下列說法正確的是()(A)CH3OH的燃燒熱為192.9kJ·mol-1(B)反應①中的能量變化如圖所示(C)CH3OH轉變成H2的過程一定要吸收能量(D)根據②推知反應：CH3OH(l)+1/2O2(g)=CO2(g)+2H2(g)的

DH＞－192.9kJ·mol-1D2、原電池（自發的氧化還原反應）負極（活潑金屬），失電子，氧化反應正極（不活潑金屬或非金屬），得電子，還原反應電子流向：負極→正極。離子運動：陽離子→正極；陰離子→負極。有關計算：電子守恒法正極得電子總數=負極失電子總數3、化學電源：書寫電極反應式時注意：①介質參與電極反應②二次電池要看準充電放電方向③較難電極反應式書寫：難=總-易代表：氫氧燃料電池（酸性、中性、堿性不同電解質）此電池充電時，陰極發生反應的物質為（）A．AgB．Zn(OH)2C．Ag2OD．Zn2Ag+Zn(OH)2Ag2O+Zn+H2O2．銀鋅電池廣泛用于電子儀器的電源，它的充電和放電過程可表示為：B充電放電3.將鐵片和鋅片放在盛有氯化鈉溶液（滴入酚酞）的表面皿中，如圖所示，最先觀察到變紅的區域是（）

A.a、cB.a、dC.b、cD.b、dFeZnFeZnabcdB電源正極—陽極—失電子—氧化反應4、電解電子流向：電源負極→陰極；陽極→電源正極電源負極—陰極—得電子—還原反應離子放電順序陽極：活性電極>Cl－>OH－>含氧酸根陰極：Ag+>Cu2+>H+>Na+>…電解應用：冶煉活潑金屬、氯堿工業、電解精煉、電鍍離子運動：陽離子→陰極；陰離子→陽極。4.用石墨電極電解·L-1硫酸銅水溶液，如有電子轉移。（1）電解后得到銅的質量為

，氧氣的體積為

，電解后溶液中氫離子濃度為

。（2）如果用等質量的兩塊銅片代替石墨作電極，電解后兩銅片的質量相差

，電解液的pH

。·L-1不變5、金屬的腐蝕吸氧腐蝕條件：酸性很弱或呈中性堿性正極：O2+2H2O+4e-=4OH-析氫腐蝕條件：酸性很強正極：2H++2e-=H2↑（1）犧牲負極的正極保護法（做正極）電化學保護法（2）外加電流的陰極保護法（做陰極）金屬腐蝕快慢的比較電解池(陽極)＞原電池(負極)＞化學腐蝕＞原電池(正極)＞電解池(陰極)專題2化學反應速率與化學平衡表達式：v

(B)=——

△C（B）△

t1、化學反應速率速率比=系數比=變化量之比

比較反應快慢：同一物質，同一單位。

應用：計算題（三段式法）α(B)=————×100%

B的轉化量B的起始量轉化率：內因：反應物本身的性質（不同反應）外因：（同一反應）2、影響化學反應速率的因素

（1）濃度C↑，v↑（2）壓強P↑,c↑

v↑（3）溫度T↑，v↑（4）催化劑v↑（5）其他因素：增大反應物間的接觸面積,v↑3、“自發反應”的判斷（吉布斯自由能公式）（1）△H<0，△S>0，反應一定能自發進行（2）△H>0，△S<0，反應一定不能自發進行（3）△H>0,△S>0,高溫自發;

△H<0,△S<0,低溫自發4、化學平衡狀態的判斷（1）v正=v逆v生成=v消耗速率比=系數比，且一個v正，一個v逆同一物質：不同物質：（2）反應混合物中各組分的濃度(百分含量)不變（3）其它：α,T,V,n,P,ρ,M平均關鍵：正逆相等，變量不變5、化學平衡常數其中c為各組分的平衡濃度，溫度一定，K為定值。K值越大反應進行的越完全；越小越不完全只與溫度有關，與濃度無關。固體和純液體濃度可看做“1”而不代入公式。蓋斯定律與平衡常數的關系：逆反應：K倒數倍數：K指數（2）利用K可判斷反應的熱效應若T↑,K值↑,正向吸熱;

若T↑,K值↓,正向放熱。當Q＝K時，反應處于平衡狀態；當Q＜K時，反應向正反應方向進行；當Q＞K時，反應向逆反應方向進行。（1）判斷平衡移動方向[練習]、在一定溫度下，將2molA和2molB兩種氣體混合于2L密閉容器中，發生反應3A(g)+B(g)xC(g)+2D(g)，2min末反應達到平衡狀態，生成，并測得C的濃度為。由此推斷：(1)x值等于__________(2)A的轉化率為_____________(3)生成D的反應速率___________(4)該反應的平衡常數為__________(5)同溫度下，在上述容器中加入每種物質各4mol，反應向________方向進行（填“正”或“逆”或“不變”）260%;逆6.化學平衡移動（一）影響化學平衡的因素1、濃度C反↓或C生↑，逆向移動。C反↑或C生↓，正向移動；2、溫度溫度降低,向放熱方向移動。溫度升高,向吸熱方向移動；減小壓強，平衡向氣體體積增大的方向移動增大壓強，平衡向氣體體積縮小的方向移動3、壓強對于反應前后氣體分子數目不變的反應，壓強改變，平衡不移動4、催化劑:加催化劑，不能使平衡發生移動.改變影響平衡的一個因素(如濃度,溫度,或壓強等),平衡將向著能夠減弱這種改變的方向移動。（二）、勒夏特列原理：不能“消除”一、濃度-時間圖：tcCAB二、速度-時間圖：tvv正v逆t1t2v正v逆v逆v正t3t4mA(g)+nB(g)pC(g)+qD(g)；△H7、圖像題三、某物質的轉化率(或百分含量)-

時間-溫度(或壓強)圖：T1T2A的轉化率mA(g)+nB(g)pC(g)+qD(g)tP1P2B的轉化率ttT2P2T1P2T1P1B%T1T2A%1)先拐先平數值大2)定一議二四、某物質的轉化率(或百分含量)-

溫度(或壓強)圖:T1.01*107Pa1.01*106Pa1.01*105PaA的轉化率等溫線等壓線對于反應mA(g)+nB(g)pC(g)+qD(g)P500℃200℃A%等壓線等溫線mA(s)+nB(g)qC(g)；ΔH<0五、其它：?m+n>q1、系數的關系2、X，Y點的平衡移動方向？8、等效平衡(極限轉化法)恒T恒V：△n≠0，等量等效△n=0，等比等效恒T恒P：等比等效專題3溶液中的離子反應一、強弱電解質相關概念及判斷二、電離方程式的書寫1、強等號，弱可逆。2、多元弱酸分步電離。3、酸式鹽電離。4、多元弱堿一步電離。NaHSO4NaHCO3

1.定義：在一定溫度下，當弱電解質在水溶液中電離達到最大程度時，電離過成并沒有停止。此時弱電解質分子電離成離子的速率和離子結合成弱電解質分子的速率相等，溶液中各分子和離子的濃度都不再發生變化。三、弱電解質的電離平衡2.電離度（α）：α=×100%已電離的弱電解質的濃度弱電解質的初始濃度3.影響電離平衡的因素：(1)內因：電解質本身的性質(2)外因：①溫度：T↑，正向移動，電離度↑。②濃度：a.加水稀釋：正向移動，電離度增大b.增大濃度：正向移動，電離度減小越稀（熱）越電離.③外加電解質a.加入含弱電解質離子的電解質b.加入消耗弱電解質離子的電解質逆向移動正向移動4.電離平衡常數：CH3COOHCH3COO-+H+Ka=C(CH3COO-)·C(H+)C(CH3COOH)③多元弱酸分步電離，主要取決于第一步。(P68)②K越大，電離程度越大，酸性越強。①K只與溫度有關,與濃度無關。四、水的電離:

H2O+H2OH3O++OH－

H2OH＋+OH－25℃：Kw

=C(H+)·C(OH-)=10-14

2、水的離子積:1、水的電離:溫度越高，Kw越大3、Kw取決于溫度,不僅適用于純水,還適用于其他溶液。3、影響水的電離平衡的因素：①升高溫度抑制水電離，促進水電離，②加酸、堿③鹽不水解可水解促進水電離，無影響，Kw增大Kw不變Kw不變Kw不變C(H+)與C(OH-)相對大小五、溶液的酸堿性1、溶液酸堿性的判斷2、PH值計算：PH=－lgc(H+)C(H+)=Kw/c(OH-)c(H+)→PH=-lgc(H+)c(OH-)→c(H+)→PH=-lgc(H+)①酸性溶液：②堿性溶液：基本原理：六、酸堿中和滴定酸式滴定管（玻璃旋塞）用于盛裝酸性、中性、強氧化性溶液；堿式滴定管（橡皮管）用于盛裝堿性溶液。讀數：精確到0.01ml（0刻度在上方）滴定管潤洗目的：滴定管內壁的蒸餾水有稀釋作用，待裝液潤洗2~3次可減少誤差。錐形瓶：只水洗，不潤洗滴定終點的確定：當最后一滴標準液恰好使指示劑的顏色由--色變為--色，且在半分鐘內不恢復原色，即為滴定終點酸堿中和滴定誤差分析(以標準鹽酸滴定待測NaOH為例)CHCl、VNaOH均為定值CNaOH=VNaOHCHClVHClVHCl為實驗測定值七、鹽類的水解實質：破壞了水的電離平衡，促進水的電離。水解的規律：誰弱誰水解，無弱不水解，誰強顯誰性，都強顯中性。有弱才水解，水解方程式書寫：（1）鹽類水解是可逆反應，用表示；水解程度不大，不用↓和↑。（2）多元弱酸根的水解是分步進行的。（3）多元弱堿水解：一步。影響鹽類水解的因素1、內因：越弱越水解2、外因：（1）溫度：越熱越水解（2）濃度：越稀越水解（3）外加電解質：酸性溶液能抑制陽離子的水解堿性溶液能抑制陰離子的水解三、鹽類水解的應用配制溶液抑制水解：加水解后生成的強電解質泡沫滅火器原理加熱蒸發鹽溶液析出固體離子濃度大小的比較規律HCO3-水解>電離；HSO3-電離>水解①分子電離>離子水解：CH3COOH和CH3COONa；

NH3·H2O和NH4Cl②離子水解>分子電離：HCN和NaCN三大守恒規律：電荷守恒、物料守恒、質子守恒四、沉淀溶解平衡原理3.影響沉淀溶解平衡的因素(1)內因：沉淀本身的性質(2)外因：遵循平衡移動原理①濃度：加水，向溶解方向移動②溫度：升溫，多數向溶解方向移動加入相同的離子，向生成沉淀的方向移動4.溶度積常數Ksp①表示方法：Ksp(FeOH)3=c(Fe3+)·c3(OH-)②意義:同類型,Ksp數值越大，溶解能力越強。③影響因素：只與難溶電解質本身的性質和溫度有關.與溶液濃度無關。Q>Ksp，溶液過飽和，有沉淀析出。Q=Ksp，溶液飽和，沉淀與溶解處于平衡狀態Q<Ksp，溶液未飽和，無沉淀析出，若加入難溶電解質，沉淀會溶解直至達到平衡。二、沉淀溶解平衡原理的應用1.沉淀的生成：加入一種離子生成沉淀：加入相同離子，平衡向沉淀方向移動：調節PH值法：除CuSO4溶液中的Fe3+2.沉淀的轉化：沉淀轉化的實質是沉淀溶解平衡移動。一般溶解度小的沉淀轉化成溶解度更小的沉淀容易實現。3.沉淀的溶解：1.C（H＋）=1×10－7mol/L，溶液一定呈中性嗎？2.某溫度下純水中C(H+)=2×10-7mol/L，則此時溶液中的C(OH-)=___________。若溫度不變，滴入稀鹽酸使C(H+)=5×10-6mol/L，則此時溶液中的C(OH-)___________由水電離產生的C(H+)

。2×10-7mol/L8×10-9mol/L8×10-9mol/L3.在常溫下，由水電離產生的C（H+）=1×10-13mol/L的溶液，則該溶液的酸堿性如何？思考可能是酸性也可能是堿性4.在25℃，在某無色溶液中由水電離出的C(OH-)=1×10-13mol/L

，一定能大量共存的離子組是（）A.NH4+K+NO3-Cl-B.NO3-CO3

2-K+Na+

C.K+Na+Cl-SO42-D.Mg2+Cu2+SO42-Cl-

C

的鹽酸、醋酸、硫酸各1L，分別加入足量的鐵。

開始反應時產生氫氣的速率______________________，最終收集到的氫氣的物質的量____________________。都為1的鹽酸、醋酸、硫酸各1L，分別加入足量的鐵。

開始反應時產生氫氣的速率_____________________，最終收集到的氫氣的物質的量____________________。硫酸＞鹽酸＞醋酸硫酸＞鹽酸=醋酸三者相等醋酸＞硫酸=鹽酸1.向溶液中逐漸加入3COOH溶液,至溶液中(Na+)=(CH3COO-)。此時溶液的pH值是()A.pH=7 B.pH>7C.pH<7 D.無法確定A復習練習:2.濃度均為的①NaHCO3

②Na2CO3

③NaCl④NaHSO4四種溶液,按pH由小到大的順序是(

)A.①②③④B.④③②①

C.④③①②D.②①④③

C3.下列說法與鹽的水解無關的是()①明礬可以做凈水劑;②實驗室配制FeCl3溶液時,溶液時往往在FeCl3溶液中加入少量的鹽酸；

③用NaHCO3和Al2(SO4)3兩種溶液可作泡沫滅火劑;④在NH4Cl溶液中加入金屬鎂會產生氫氣;⑤草木灰與氨態氮肥不能混合施用;⑥比較NH4Cl和Na2S等某些鹽溶液的酸堿性

A.①③⑥B.②③⑤

C.③④⑤D.全有關D4.下列各組離子在溶液中能否大量共存?說明原因。

1.H+CH3COO－

K+Cl－

2.S2－

Al3+Cl－

Na+3.CO32－

NO3－

H+K+4.Cl－

Ca2+NO3－

CO32－

5.Fe2+H+Cl－

NO3－弱電解質雙水解氣體沉淀氧化還原5.表示3溶液中有關微粒的關系式,正確的是()A.c(Na+)>c(HCO3-)>c(CO32-)>c(H+)>c(OH-)B.c(Na+)+c(H+)=c(HCO3-)+c(CO32-)+c(OH-)C.c(Na+)+c(H+)=c(HCO3-)+2c(CO32-)+c(OH-)D.c(Na+)=c(HCO3-)+c(CO32-)+c(H2CO3)CD6.在硫化鈉溶液中存在多種離子和分子,下列關系正確的是()A.c(Na+)>c(S2-)>c(OH-)>c(HS-)B.c(OH-)=2c(HS-)+c(H+)+c(H2S)C.c(OH-)=c(H