化學反應原理中的易錯易混項——高考化學考前三個月速記清單化學能與熱能一、熱化學方程式正誤判斷一審“+”、“-”：放熱反應ΔH為“-”。吸熱反應ΔH為“+”二審單位：單位一定是“kJ·mol-1”，易錯寫成“mol”或漏寫三審狀態(tài)：物質(zhì)的狀態(tài)必須正確，特別是溶液中的反應易寫錯四審數(shù)值對應性：反應熱的數(shù)值必須與熱化學方程式中的化學計量數(shù)相對應，即化學計量數(shù)與ΔH成正比五審是否符合概念：如表示燃燒熱、中和熱的熱化學方程式二、化學反應能量變化圖像第一步：明確兩個意義1.從反應物至最高點的能量數(shù)值表示正反應的活化能2.從最高點至生成物的能量數(shù)值表示逆反應的活化能第二步：關注一個影響催化劑只影響正、逆反應的活化能，而不影響反應的焓變第三步：把握一個關系E1為正反應的活化能，E2為逆反應的活化能，ΔH=E1-E2三、反應熱的計算1.利用蓋斯定律計算反應熱的“三步驟”一對比：對比分析目標方程式和已知方程式，找出目標方程式中各物質(zhì)在已知方程式中的位置，調(diào)整已知方程式的化學計量數(shù)與目標方程式的化學計量數(shù)一致。二疊加：根據(jù)目標方程式中的反應物和生成物加減所調(diào)整的方程式，同側(cè)相加、異側(cè)相減。三計算：按照“疊加”步驟中的調(diào)整方法，反應熱也隨之相加減，計算出反應熱。2.根據(jù)鍵能計算反應熱ΔH=反應物的總鍵能—生成物的總鍵能化學能與電能一、燃料電池（以氫氧燃料電池為例）介質(zhì)負極反應式正極反應式酸性2H2－4e－===4H＋O2＋4H＋＋4e－===2H2O中性2H2－4e－===4H＋O2＋2H2O＋4e－===4OH－堿性2H2－4e－＋4OH－===4H2OO2＋2H2O＋4e－===4OH－燃料電池電極反應書寫的注意事項（1）燃料電池的負極是可燃性氣體，失去電子發(fā)生氧化反應；正極多為氧氣或空氣，得到電子發(fā)生還原反應，可根據(jù)電荷守恒來配平。（2）燃料電池的電極不參與反應，有很強的催化活性，起導電作用。（3）燃料電池的電極反應中，酸性溶液中不能生成OH?，堿性溶液中不能生成H+；水溶液中不能生成O2?，而熔融電解質(zhì)中O2被還原為O2?。（4）正負兩極的電極反應在得失電子守恒的前提下，相加后的電池反應必然是燃料燃燒反應和燃燒產(chǎn)物與電解質(zhì)溶液反應的疊加反應。二、電解池陰、陽兩極的放電順序(1)陽極放電順序活性電極(Zn、Fe、Cu等)：電極材料失電子；惰性陽極(Pt、Au、石墨等)：S2>I－>Br－>Cl－>OH－>含氧酸根。(2)陰極放電順序Ag＋>Fe3＋>Cu2＋>H＋(酸中)>Fe2＋>Zn2＋。【深化提高】以惰性電極電解電解質(zhì)溶液的規(guī)律三、電解原理的應用1、電解飽和食鹽水（氯堿工業(yè)）陽極反應式：2Cl－－2e－===Cl2↑(氧化反應)陰極反應式：2H＋＋2e－===H2↑(還原反應)總反應方程式：2NaCl＋2H2O2NaOH＋H2↑＋Cl2↑2、電解精煉銅(1)電極材料：陽極為粗銅；陰極為純銅。(2)電解質(zhì)溶液：含Cu2＋的鹽溶液。(3)電極反應：陽極：Zn－2e－===Zn2＋、Fe－2e－===Fe2＋、Ni－2e－===Ni2＋、Cu－2e－===Cu2＋；陰極：Cu2＋＋2e－===Cu。(4)陽極泥的形成：在電解過程中，活動性位于銅之后的銀、金等雜質(zhì)，難以在陽極失去電子變成陽離子而溶解，它們以金屬單質(zhì)的形式沉積在電解槽底部，形成陽極泥。3、電鍍圖為金屬表面鍍銀的工作示意圖，據(jù)此回答下列問題：(1)鍍件作陰極，鍍層金屬銀作陽極。(2)電解質(zhì)溶液是AgNO3溶液等含鍍層金屬陽離子的鹽溶液。(3)電極反應：陽極：Ag－e－===Ag＋；陰極：Ag＋＋e－===Ag。(4)特點：陽極溶解，陰極沉積，電鍍液的濃度不變。化學反應速率與化學平衡一、反應速率的計算及影響因素化學反應速率計算的常用方法（1）（2）三段式法2、影響化學反應速率的因素（1）催化劑：能大大改變速率，且正逆反應速率的改變程度相同（2）濃度：反應物濃度越大，速率越大（3）溫度：體系溫度越高，速率越大（4）壓強：有氣體參與的反應壓強越大，速率越大（5）固體表面積：塊狀固體反應速率小于粉末狀固體反應速率。（6）溶劑的性質(zhì)、光、超聲波、磁場等二、化學平衡1、化學平衡狀態(tài)的判斷反應mA(g)＋nB(g)pC(g)＋qD(g)是否已達平衡狀態(tài)混合物體系中各組分的含量各物質(zhì)的物質(zhì)的量或各物質(zhì)的物質(zhì)的量分數(shù)一定平衡各物質(zhì)的質(zhì)量或各物質(zhì)的質(zhì)量分數(shù)一定平衡各氣體的體積或體積分數(shù)一定平衡總壓強、總體積、總物質(zhì)的量一定不一定平衡正、逆反應速率的關系在單位時間內(nèi)消耗nmolB，同時生成mmolA，即v正=v逆平衡在單位時間內(nèi)消耗nmolB，同時生成pmolC，均指v正不一定平衡v(A)∶v(B)∶v(C)∶v(D)＝m∶n∶p∶q，v正不一定等于v逆不一定平衡在單位時間內(nèi)生成了nmolB，同時消耗qmolD，均指v逆不一定平衡壓強壓強不再變化，當m＋n≠p＋q時平衡壓強不再變化，當m＋n＝p＋q時不一定平衡混合氣體的平均相對分子質(zhì)量MrMr一定，當m＋n≠p＋q時平衡Mr一定，當m＋n＝p＋q時不一定平衡溫度任何化學反應都伴隨著能量變化，在其他條件不變的情況下，體系的溫度一定時平衡顏色反應體系內(nèi)有色物質(zhì)的顏色不變，即有色物質(zhì)的濃度不變平衡體系的密度ρ若m＋n＝p＋q，且ρ一定不一定平衡若m＋n≠p＋q，恒溫恒壓且ρ一定平衡混合體系中各組分的濃度各組分的濃度一定平衡各組分的濃度相等不一定平衡c(A)∶c(B)∶c(C)∶c(D)＝m∶n∶p∶q不一定平衡2、平衡移動條件變化速率變化平衡移動方向結(jié)果增大c(反應物)或減小c(生成物)v(正)增大或v(逆)減小,v(正)>v(逆)正反應方向c(反應物)、c(生成物)均增大或c(反應物)、c(生成物)均減小減小c(反應物)或增大c(生成物)v(正)減小或v(逆)增大,v(正)<v(逆)逆反應方向c(反應物)、c(生成物)均減小或c(生成物)、c(反應物)均增大增大壓強正、逆反應速率均增大,氣體體積減小方向的反應速率增大的多氣體體積減小的方向體系壓強減小,但比原來大減小壓強正、逆反應速率均減小,氣體體積減小方向的反應速率減小的多氣體體積增大的方向體系壓強增大,但比原來小升高溫度v(吸)、v(放)均增大,v(吸)>v(放)吸熱反應方向體系溫度降低,但比原來高降低溫度v(吸)、v(放)均減小,v(吸)<v(放)放熱反應方向體系溫度升高,但比原來低充入He(有氣體參加的可逆反應)體積不變時v(正)、v(逆)不變不移動各組分的濃度不變壓強不變時,v(正)、v(逆)均減小,相當于減小壓強氣體體積增大的方向與減小壓強相同三、化學平衡圖像1、解題步驟2、化學平衡圖像題的解答原則(1)“定一議二”原則。在化學平衡圖像中，包括縱坐標、橫坐標和曲線所表示的三個量，確定橫坐標所表示的量后，討論縱坐標與曲線的關系或確定縱坐標所表示的量，討論橫坐標與曲線的關系。(2)“先拐先平，數(shù)值大”原則。在化學平衡圖像中，先出現(xiàn)拐點的反應則先達到平衡，先出現(xiàn)拐點的曲線表示的溫度較高或表示的壓強較大。水溶液中的離子平衡一、弱電解質(zhì)的電離1.證明酸堿性實驗設計（以證明HA是弱酸為例）實驗方法結(jié)論常溫下，測0.01mol·L-1HA溶液的pH若pH>2，則HA為弱酸常溫下，測NaA溶液的pH若pH>7，則HA為弱酸相同條件下，測相同濃度的HA和HCl溶液的導電能力若HA溶液的導電能力比鹽酸溶液的弱，則HA為弱酸測pH相同的HA溶液與鹽酸稀釋相同倍數(shù)前后的pH變化若HA溶液的pH變化小，則HA為弱酸2.電離常數(shù)的應用應用結(jié)論判斷弱酸（或弱堿）的相對強弱電離常數(shù)越大，酸性（或堿性）越強判斷鹽溶液的酸性（或堿性）相對強弱酸(或堿)的電離常數(shù)越大，對應的鹽水解程度越小，鹽溶液的堿性（或酸性）越弱判斷復分解反應能否發(fā)生或產(chǎn)物是否正確一般符合“強酸制弱酸”規(guī)律判斷微粒濃度或濃度比值的變化溫度不變時電離常數(shù)不變，利用電離常數(shù)可判斷溶液中微粒濃度或濃度比值的變化情況二、水的電離1、常溫下不同溶液中水電離出的c(H+)水或c(OH-)水的相關計算來源關系式中性溶液c(H+)水=c(OH-)水=1×10-7mol·L-1酸溶液OH-全部來自水的電離c(H+)溶液=c(H+)水+c(H+)酸≈c(H+)酸，c(OH-)水=c(OH-)溶液堿溶液H+全部來自水的電離c(OH-)溶液=c(OH-)水+c(OH-)堿≈c(OH-)堿，c(H+)溶液=c(H+)水水解呈酸性的鹽溶液H+全部來自水的電離c(H+)溶液=c(H+)水，c(OH-)溶液=KW/c(H+)溶液水解呈堿性的鹽溶液OH-全部來自水的電離c(OH-)溶液=c(OH-)水，c(H+)溶液=KW/c(OH-)溶液2、水的電離平衡曲線解讀方法（1）曲線上的任意點的KW都相同，即c(H+)·c(OH-)相同，溫度相同。（2）曲線外的任意點與曲線上任意點的KW不同，溫度不同。（3）實現(xiàn)曲線上點之間的轉(zhuǎn)化需保持溫度不變，改變酸堿性；實現(xiàn)曲線上點與曲線外點之間的轉(zhuǎn)化一定要改變溫度。三、酸堿中和滴定1.酸堿中和滴定曲線題突破方法首先看縱坐標，搞清楚是酸加入堿中，還是堿加入酸中。抓住“5個點”作為解決問題的突破口抓“起點”，看出酸性或堿性的強弱，有利于判斷滴定終點時溶液酸堿性。抓反應點“一半”點，判斷是什么溶質(zhì)的等量混合。抓“恰好”反應點，生成什么溶質(zhì)，溶液顯什么性，是什么因素造成的。抓溶液“中性”點，生成什么溶質(zhì)，哪種反應物過量或不足。抓反應“中性”點，溶質(zhì)是什么；判斷誰多、誰少。滴定原理的遷移應用（1）氧化還原反應滴定原理：以氧化劑或還原劑為滴定劑，直接滴定一些具有還原性或氧化性的物質(zhì)。沉淀滴定原理：沉淀滴定所用的指示劑本身就是一種沉淀劑，滴定劑與被滴定物反應的生成物的溶解度要比滴定劑與指示劑反應的生成物的溶解度小，否則不能用這種指示劑。四、鹽類水解重要應用實例原理比較鹽溶液中離子濃度大小NH4Cl溶液中:c(Cl-)>c(NH4+)>c(H+)>c(OH-)判斷離子能否大量共存Fe3+與CO32-不能大量共存制備膠體制備Fe(OH)3膠體凈水明礬凈水鋁離子水解形成膠體去油污用熱的純堿溶液清洗油污加熱，碳酸根離子的水解程度加大，溶液堿性增強試劑的配制配制FeCl3溶液時常加入少量鹽酸H+可抑制Fe3+的水解制備無水鹽由MgCl2·6H2O制無水MgCl2時，在HCl氣流中加熱加入HCl可抑制Mg2+的水解泡沫滅火器用Al(SO4)3溶液與NaHCO3溶液混合發(fā)生相互促進的水解反應五、溶液中微粒濃度的大小關系闡釋舉例兩大理論電離理論弱電解質(zhì)的電離是微弱的，電離產(chǎn)生的微粒都非常少，同時還要考慮水的電離（多元弱酸分步電離，逐級減弱）H2CO3溶液中：c(H2CO3)>c(H+)>c(HCO3-)>c(CO32-)>c(OH-)水解理論弱電解質(zhì)離子的水解是微弱的，水解生成的微粒濃度很小(多元弱酸酸根離子分步水解，逐級減弱)Na2CO3溶液中：c(Na+)>c(CO32-)>c(OH-)>c(HCO3-)>c(H2CO3)三大守恒電荷守恒在電解質(zhì)溶液中，陽離子的電荷總數(shù)與陰離子的電荷總數(shù)相等，即溶液呈電中性NaHCO3溶液中：c(Na+)+c(H+)=2c(CO32-)+c(OH-)+c(HCO3-)物料守恒在電解質(zhì)溶液中，由于某些離子能夠水解，粒子種類增多，但這些粒子所含某些原子的總數(shù)始終不變，符合原子守恒NaHCO3溶液中：n(Na+):n(C原子)=1:1，則c(Na+)=c(CO32-)+c(H2CO3)+c(HCO3-)質(zhì)子守恒電解質(zhì)溶液中，電