高中化學(xué) 《化學(xué)反應(yīng)原理》知識點大全

高中化學(xué)|《化學(xué)反應(yīng)原理》知識點大全！最全總結(jié),

快來看?

#01

化學(xué)反應(yīng)與能量

考點1:吸熱反應(yīng)與放熱反應(yīng)

1、吸熱反應(yīng)與放熱反應(yīng)的區(qū)別

比較

放熱反應(yīng)吸熱反應(yīng)

類型

定義放出熱量的化學(xué)反應(yīng)吸收熱量的化學(xué)反應(yīng)

反應(yīng)物具體的總能量大于生成物反應(yīng)物具有的總能量小于生成物具有

形成原因

具有的忌能量的總能量

生成物分子成鍵時釋放出的總能

與化學(xué)鍵強生成物分子成鍵時釋放出的總能量小

量大于反應(yīng)物分子斷裂鍵時吸收

弱的關(guān)系于反應(yīng)物分子斷裂鍵時吸收的總能量

的總能量

表示方法△H<0△H>0

ft

能反應(yīng)物

城生成物

/產(chǎn)”孰放必H為

圖示g7：AH>0

…小物

反應(yīng)物

反應(yīng)過程反應(yīng)過程

Ha(g)+Cla(g)=2HC1(g)C(s)+H,0(g)=C0(g)+Ha(g)

實例

△H=-184.6kJ?mor,△H=+131.3kJ-mor,

別注意：

反應(yīng)是吸熱還是放熱與反應(yīng)的條件沒有必然的聯(lián)系，而決定于反應(yīng)物和

生成物具有的總能量（或焰）的相對大小。

2、常見的放熱反應(yīng)

①一切燃燒反應(yīng)；

②活潑金屬與酸或水的反應(yīng)；

③酸堿中和反應(yīng)；

④鋁熱反應(yīng)；

⑤大多數(shù)化合反應(yīng)（但有些化合反應(yīng)是吸熱反應(yīng)，如：N2+O2=2NO,

CO2+C=2CO等均為吸熱反應(yīng)）

3、常見的吸熱反應(yīng)

①Ba（OH）2-8H2O與NH4CI反應(yīng)；

②大多數(shù)分解反應(yīng)是吸熱反應(yīng)

③

H2+CU0ACU+H20,C+H20(g)仝CO+H2

等也是吸熱反應(yīng)；

④水解反應(yīng)

考點2:反應(yīng)熱計算的依據(jù)

1.根據(jù)熱化學(xué)方程式計算

反應(yīng)熱與反應(yīng)物各物質(zhì)的物質(zhì)的量成正比。

2.根據(jù)反應(yīng)物和生成物的總能量計算

△H=E生成物-E反應(yīng)物。

3.根據(jù)鍵能計算

△H=反應(yīng)物的鍵能總和-生成物的鍵能總和。

4.根據(jù)蓋斯定律計算

化學(xué)反應(yīng)的反應(yīng)熱只與反應(yīng)的始態(tài)（各反應(yīng)物）和終態(tài)（各生成物）有關(guān)，

而與反應(yīng)的途徑無關(guān)。即如果一個反應(yīng)可以分步進行，則各分步反應(yīng)的

反應(yīng)熱之和與該反應(yīng)一步完成時的反應(yīng)熱是相同的。

溫馨提示：

①蓋斯定律的主要用途是用已知反應(yīng)的反應(yīng)熱來推知相關(guān)反應(yīng)的反應(yīng)

，執(zhí)＜、、O

②熱化學(xué)方程式之間的等數(shù)學(xué)運算，對應(yīng)AH也進行等數(shù)學(xué)

計算。

5.根據(jù)物質(zhì)燃燒放熱數(shù)值計算：Q（放）=n（可燃物

#02

化學(xué)反應(yīng)速率與化學(xué)平衡

考點1：化學(xué)反應(yīng)速率

1、化學(xué)反應(yīng)速率的表示方法O

化學(xué)反應(yīng)速率通常用單位時間內(nèi)反應(yīng)物濃度和生成物濃度的變化來表

〃、O工I?O

其常用的單位是_________、或O

2、影響化學(xué)反應(yīng)速率的因素

1）內(nèi)因（主要因素）

反應(yīng)物本身的性質(zhì)。

2）外因（其他條件不變，只改變一個條件）

濃度）一增大反應(yīng)物濃度，反應(yīng)速率加快,反之減慢。

對于有氣體參加的反應(yīng)，增大壓強，反應(yīng)

速率加快,反之減慢。

升高溫度，反應(yīng)速率加快,反之減慢。

廟肅h—使用催化劑，能改變化學(xué)反應(yīng)速率，且正、

弋竺廠逆反應(yīng)速率的改變程度蛔。

反應(yīng)物間的接觸面積、光輻射、放射線輻射、

超聲波等。

3、理論解釋一一有效碰撞理論

（1）活化分子、活化能、有效碰撞

①活化分子：能夠發(fā)生有效碰撞的分子。

②活化能：如圖

圖中：E1為正反應(yīng)的活化能，使用催化劑時的活化能為E3,反應(yīng)熱為

E1-E20（注：E2為逆反應(yīng)的活化能）

③有效碰撞：活化分子之間能夠引發(fā)化學(xué)反應(yīng)的碰撞。

（2）活化分子、有效碰撞與反應(yīng)速率的關(guān)系

考點2:化學(xué)平衡

1、化學(xué)平衡狀態(tài)

一定條件（恒溫、恒容或恒壓）下的可逆反應(yīng)里，正反應(yīng)和逆反應(yīng)的速率

相等，反應(yīng)混合物（包括反應(yīng)物和生成物）中各組分的濃度保持不變的狀

態(tài)。

2、化學(xué)平衡狀態(tài)的特征

化學(xué)平衡是一種動態(tài)平衡

正反應(yīng)速率=逆反應(yīng)速率

反應(yīng)物和生成物的質(zhì)量

或濃度保持不變

條件改變，平衡狀態(tài)可能改變,

新條件下建立新的平衡狀態(tài)

3、判斷化學(xué)平衡狀態(tài)的依據(jù)

明(g)+nB(g)'?-----K(g)+qD(g)

可能的情況是否達平衡

反應(yīng)混合物①各組分的物質(zhì)的量或各組分的摩爾分數(shù)一定達平衡

中各組分的②各組分的質(zhì)量或各組分的質(zhì)量分數(shù)一定達平衡

含量(1洛組分的體積或體積分數(shù)一定達平衡

④總體積、總壓強或總物質(zhì)的量一定不一定達平衡

位時間內(nèi)消耗mmolA,同時生成mmolA,達平衡

②單位時間內(nèi)消耗mmolA(或nmolB),同時消耗

達平衡

pmolC(或QmolD),既vE=v.

③y(/)：v(S):v(C)?M。)=m-n：p：q,此時v正不一

關(guān)系不一定達平衡

定等于v.

④單位時間內(nèi)生成了pmolC(或qrap]D)同時消耗

不一定達平衡

了mmolA(或nmolB),此時均指v丘

①m+n#p+q時，總壓強一定達平衡

壓強

②nmi=p+q時，總壓強一定不一定達平衡

混合氣體的①當(dāng)m+n^p+q時，Mr一定達平衡

平均相對分

②當(dāng)nrhi=p+q時，Mr一定不一定達平衡

子質(zhì)量Mr

混合氣體的

恒溫、恒壓或恒疆、恒容時，密度一定不一定達平衡

密度

反應(yīng)體系內(nèi)有色物質(zhì)的靛色一定，就是有色物質(zhì)的濃度

顏色達平衡

不變

任何化學(xué)反應(yīng)都伴隨著能量變化，綸熱條件下反應(yīng)體系

溫度達平衡

的溫度恒定

考點3:化學(xué)平衡的移動

1.概念

\正=\逆/°-------------V正大、逆正JIJ.\，正=、’速W0

平衡1不平衡平衡2

[If

破壞舊平衡建立新平衡

可逆反應(yīng)中舊化學(xué)平衡的破壞、新化學(xué)平衡的建立，由原平衡狀態(tài)向新

化學(xué)平衡狀態(tài)的轉(zhuǎn)化過程，稱為化學(xué)平衡的移動。

2、化學(xué)平衡移動與化學(xué)反應(yīng)速率的關(guān)系

(1山正小逆：平衡向正反應(yīng)方向移動。

(2)v正口逆：反應(yīng)達到平衡狀態(tài)，不發(fā)生平衡移動。

(3)v正vv逆：平衡向逆反應(yīng)方向移動。

3、影響化學(xué)平衡的因素

4、“惰性氣體”對化學(xué)平衡的影響

條件影響結(jié)果各注

反應(yīng)物濃度增

平衡向正反應(yīng)方向移動

大

對于有固體或純液體參與的反

反應(yīng)物濃度減

平衡向逆反應(yīng)方向移動應(yīng)，由于固體或純液體的濃度

少

濃度可認為是常數(shù)，因此改變固體

生成物濃度苗

平衡向逆反應(yīng)方向移動的量平衡不發(fā)生移動.

大

生成物濃度減

平衡向正反應(yīng)方向移動

少

平衡向氣體體積減少方向?qū)τ跓o氣體參加和生成的反

壓強增大

移動應(yīng)），改變壓強，此時固、液體

壓強

平衡向氣體體積增大方向的濃度未改變，平衡不發(fā)生移

壓強減少

移動動。

溫度升高平衡向吸熱方向移動

溫度

溫度降低平衡向放熱方向移動

可以縮短達到平衡的時間，不

催化劑對平衡無影響改變平衡混合物中各組分的百

分比組成

①恒溫、恒容條件

原平衡體系體系總壓強增大一~＞體系中各組分的濃度不變一-＞平衡不移

動。

②恒溫、恒壓條件

原平衡體系容器容積增大，各反應(yīng)氣體的分壓減小一-＞體系中各組分的

濃度同倍數(shù)減小

（等效于減壓）

氣體體積不變反應(yīng)

平衡不移動

氣體體積可變反應(yīng)

———:一?平衡向氣體體積增大的方向移動

5、勒夏特列原理

定義：如果改變影響平衡的一個條件（如C、P或T等），平衡就向能夠

減弱這種改變的方向移動。

原理適用的范圍：已達平衡的體系、所有的平衡狀態(tài)（如溶解平衡、化

學(xué)平衡、電離平衡、水解平衡等）和只限于改變影響平衡的一個條件。

勒夏特列原理中“減弱這種改變”的解釋：外界條件改變使平衡發(fā)生移動

的結(jié)果，是減弱對這種條件的改變，而不是抵消這種改變，也就是說：

外界因素對平衡體系的影響占主要方面。

考點4:化學(xué)平衡常數(shù)

1、在一定溫度下，當(dāng)一個可逆反應(yīng)達到平衡狀態(tài)時，生成物的平衡濃

度用化學(xué)方程式中的化學(xué)計量數(shù)作為指數(shù)的乘積與反應(yīng)物的平衡濃度用

化學(xué)方程式中的化學(xué)計量數(shù)作為指數(shù)的乘積的比值是一個常數(shù)，這個常

數(shù)叫做化學(xué)平衡常數(shù)，簡稱平衡常數(shù);用符號K表示。

2、平衡常數(shù)K的表達式：

對于一般的可逆反應(yīng)：

roA(g)+nB(g)、、pC(g)+qD(g)

當(dāng)在一定溫度下達到化學(xué)平衡時，該反應(yīng)的平衡常數(shù)為：

[c(C)]"-[c(D)]?

注意事項：

a.在平衡常數(shù)表達式中，反應(yīng)物A、B和生成物C、D的狀態(tài)全是氣

態(tài)，c(A)、c(B)、c(C)、c(D)均為平衡時的濃度。

b.當(dāng)反應(yīng)混合物中有固體或純液體時，他們的濃度看做是一個常數(shù)，不

寫入平衡常數(shù)的表達式中。

c.平衡常數(shù)K的表達式與化學(xué)方程式的書寫方式有關(guān)。

3、平衡常數(shù)K值的特征：

K值的大小與濃度、壓強和是否使用催化劑無關(guān)。即對于一個給定的反

應(yīng)，在一定溫度下，不論起始濃度(或壓強)和平衡濃度(或壓強)如何，

也不論是否使用催化劑，達平衡時，平衡常數(shù)均相同。

4、平衡表達式K值的意義

K值表示可逆反應(yīng)進行的程度

K值越大，正反應(yīng)進行的程度越大(平衡時生成物的濃度大，反應(yīng)物的

濃度小)，反應(yīng)物的轉(zhuǎn)化率越高;K值越小，正反應(yīng)進行的程度越小，逆

反應(yīng)進行的程度越大，反應(yīng)物的轉(zhuǎn)化率越低。

考點5:反應(yīng)物平衡轉(zhuǎn)化率的計算公式

1.某一反應(yīng)物的平衡轉(zhuǎn)化率

指定反應(yīng)物的起始量-指定反應(yīng)物的平衡量Q/

指定反應(yīng)物的起始量

指定反應(yīng)物達平衡時的消耗量

—一指定反應(yīng)物的起始蚩—x為

2.反應(yīng)物用量對平衡轉(zhuǎn)化率的影響

(1)若反應(yīng)物只有一種，如

aA(g)bB(g)+cC(g)

,則增加A的量，平衡向正反應(yīng)方向移動，但A的平衡轉(zhuǎn)化率究竟如

何變化，要具體分析反應(yīng)前后氣體體積的相對大小。

如：①若a=b+c,則A的轉(zhuǎn)化率不變；

②若a>b+c,則A的轉(zhuǎn)化率增大;③若a<b+c,則A的轉(zhuǎn)化率增大。

(2)若反應(yīng)物不只一種，如

aA(g)+bB(g)s5fcC(g)+dD(g)

o則：若只增加反應(yīng)物A的量，平衡向正反應(yīng)方向移動，則反應(yīng)物B

的轉(zhuǎn)化率增大，但由于外界因素占主要方面，故A的轉(zhuǎn)化率減小。

考點6:等效平衡

在一定條件（恒溫恒容或恒溫恒壓）下，同一可逆反應(yīng)體系，不管是從正

反應(yīng)開始，還是從逆反應(yīng)開始，在達到化學(xué)平衡狀態(tài)時，任何相同組分

的百分含量（體積分數(shù)、物質(zhì)的量分數(shù)等）均相同，這樣的化學(xué)平衡互稱

等效平衡（包括“相同的平衡狀態(tài)）

I:恒溫恒容條件下

①恒溫恒容時，對一般的可逆反應(yīng)，不同的投料方式如果根據(jù)化學(xué)方程

式中計量系數(shù)比換算到同一邊時，反應(yīng)物（或生成物）中同一組分的物質(zhì)

的量完全相同，則互為等效平衡。此時一般不考慮反應(yīng)本身的特點，計

算的關(guān)鍵是換算到同一邊后各組分要完全相同。

②恒溫恒容時，對于反應(yīng)前后氣體分子數(shù)不變的可逆反應(yīng)，不同的投料

方式如果根據(jù)化學(xué)方程式中計量系數(shù)比換算到同一邊時，只要反應(yīng)物

（或生成物）中各組分的物質(zhì)的量的成比例，即互為等效平衡。此時的反

應(yīng)特點是無體積變化，計算的關(guān)鍵是換算到同一邊后各組分只需要物質(zhì)

的量之比相同即可。

n：恒溫恒壓條件下

在恒溫恒壓時，可逆反應(yīng)以不同的投料方式進行反應(yīng)，如果根據(jù)化學(xué)方

程式中計量系數(shù)比換算，到同一邊時，只要反應(yīng)物（或生成物）中各組分

的物質(zhì)的量的成比例，即互為等效平衡。

#03

溶液中的離子平衡

考點1:弱電解質(zhì)的電離

1.弱電解質(zhì)是指只部分電離的化合物，一般包括、

和三類物質(zhì)。

2.弱電解質(zhì)電離程度一般都很小，故弱電解質(zhì)溶液中溶質(zhì)的主要存在形

式是_________,弱電解質(zhì)的電離程度決定對應(yīng)弱酸（或弱堿）的強弱。

3.弱酸的電離分步書寫，且電離程度一步比一步弱，弱堿的電離書寫一

步到位。

4.能夠促進弱電解質(zhì)電離的外界因素有

5.如果比較不同的酸與鋅反應(yīng)的速率，應(yīng)該比較濃度的大小；

如果比較與鋅反應(yīng)產(chǎn)生氫氣的多少，應(yīng)該比較濃度的大小;如

果比較消耗氫氧化鈉的多少，應(yīng)該比較濃度的大小。

6.水是極弱的電解質(zhì)，能發(fā)生自身電離且簡寫為：。任何溫度下的水溶

液中一定滿足：。

7.水的離子積，為一定值，只與有關(guān)。在常溫下的任何水溶

液中一定滿足=O

8.若升高溫度，將水的電離，pH,但與始終相等，

故仍呈性。100℃時中性溶液的pH等于。

9.向水中加入任何酸或堿都會—水的電離。

考點2:溶液的酸堿性

1.計算pH的公式：或—。

2.pH=7的溶液不一定呈中性，除非是常溫下，只有當(dāng)時，才能肯定溶

液呈中性。

3.計算pH值首先必須判斷混合后的酸堿性，若呈酸性，則求混合后的;

若呈堿性，則求混合后的;若溶液呈中性，則說明。

4.強酸pH=a,加水稀釋他倍，貝！|pH=;弱酸pH=a,加水稀

釋1CT倍，貝[]<pH<；

強堿pH=b,加水稀釋ICT倍，則pH=;弱堿pH=b,加水稀

釋1CT倍，則<pH<；任何溶液無限稀釋，pH只能無

限接近于7。

考點3:酸堿中和滴定

1.原理：酸堿恰好完全反應(yīng)時稱為中和，此時原來酸中的等于原來

n(H+)堿中的n(od),即，但此時溶液不一定呈中性。

2.儀器：o

3.步驟

⑴查漏：檢查滴定管是否漏水，檢查旋塞是否靈活

⑵洗滌：錐形瓶干燥潤洗滴定管______干燥，

_______潤洗

⑶裝液：滴定前后必須排除氣泡

（4）滴定：右手控制錐形瓶，左手控制活塞，眼睛注視錐形瓶中溶液顏

色變化，滴加速度先快后慢滴定終點達到后，半分鐘顏色不變，再讀

數(shù);復(fù)滴2?3次，取平均值

4.指示劑的選取

⑴一般情況下，酸堿中和體系滴定終點為酸性的選用作體系指

示劑，為堿性的選用作體系指示劑，為中性的都可

⑵有酸性高鎰酸鉀溶液參加反應(yīng)或生成的體系，一般不使用指示劑，

終點現(xiàn)象為

⑶有碘單質(zhì)參加反應(yīng)或生成的體系，一般選用作體系指示劑，

終點現(xiàn)象為

考點4:鹽類的水解

1.有弱才水解，無弱不水解，越弱越水解，都弱雙水解，誰強顯誰性，

等強顯中性。

2.正鹽只考慮水解，酸和堿只有電離，弱酸酸式鹽既有電離也有水解；

混合溶液也可能既有電離又有水解。

3.能促進鹽類電離的外因有。

4.微粒濃度排序的方法是：依次寫出主要過程、次要過程、第三步過

程……

5.電荷守恒的寫法：陰陽離子分列等號兩側(cè)，系數(shù)為帶電量

6.物料守恒的寫法：陰陽離子各找一中心原子，由組成確定系數(shù)，依次

展開

7.質(zhì)子守恒的寫法：三大守恒關(guān)系任意兩者相減即為第三個守恒關(guān)系

8.FeCI3、AICI3、CuCI2溶液的蒸干產(chǎn)物分別是______、、

AI2(SO4)3、Na2co3、NaAI02溶液的蒸干產(chǎn)物分別、

、O

9.保存FeCI3溶液應(yīng)在其中加入少量的.

考點5:沉淀溶解平衡

1.物質(zhì)的溶解性可通過KSP(即溶度積)來表達，KSP越大表示物質(zhì)的溶

解性越_________?

2.“微調(diào)pH值分步沉淀”是分離金屬陽離子的常見方法，一般遵循兩條

原則，一是不能引入新的雜質(zhì)元素，二是能微調(diào)pH,故一般選用的沉

淀劑是目標(biāo)元素的難溶氧化物或氫氧化物或碳蜃散。

#04

電化學(xué)

考點1:原電池

1.概念和反應(yīng)本質(zhì)

原電池是把化學(xué)能轉(zhuǎn)化為電能的裝置，其反應(yīng)本質(zhì)是氧化還原反應(yīng)。

2.工作原理

以銅鋅原電池為例

ZnSO,溶液CuSO.溶液

n

電極名稱負極正極

電極材料鋅片銅片

電極反應(yīng)Zn—2e-=Zn:"Cu2-+2e-=Cu

反應(yīng)類型氧化反應(yīng)還原反應(yīng)

電子流向由Zn沿導(dǎo)線流向Cu

鹽橋中

鹽橋含飽和KC1溶液，口移向正極,CL移向負極

離子移向

3.原電池的構(gòu)成條件

(1)一看反應(yīng)：看是否有能自發(fā)進行的氧化還原反應(yīng)發(fā)生(一般是活潑性

強的金屬與電解質(zhì)溶液反應(yīng))。

(2)二看兩電極：一般是活潑性不同的兩電極。

(3)三看是否形成閉合回路，形成閉合回路需三個條件：①電解質(zhì)溶液；

②兩電極直接或間接接觸;③兩電極插入電解質(zhì)溶液。

考點2:電解池

1、電解定義

在電流作用下,電解質(zhì)在兩個電極上分別發(fā)生氧化反應(yīng)和還原反應(yīng)的過

程。

2、能量轉(zhuǎn)化形式

電能轉(zhuǎn)化為化學(xué)能。

3、電解池的構(gòu)成條件

①有與曳遍相連的兩個電極。

②電解質(zhì)溶液(或熔融鹽)。

③形成閉合回路。

4、電解池的電極名稱及電極反應(yīng)式（如圖）

5、電子和離子的移動方向

6、電解時電極產(chǎn)物的確定

（1）陽極產(chǎn)物的判斷

首先看電極，如果陽極是活性電極（金屬活動順序表Ag以前的金屬），

則陽極電極材料失電子，電極溶解，溶液中的陰離子不能失電子。如果

是惰性電極（Pt、Au、石墨），則再看溶液中的陰離子的失電子能力。此

時陰離子放電順序：活潑電極＞S2-＞「＞8「＞。-＞。匹＞含氧酸根離子。

（2）陰極產(chǎn)物判斷

陽離子放電順序：

+3+2++2+2++3+2++2++

Ag>Fe>Cu>H(^)>Fe>Zn>H(zK)>AI>Mg>Na>Ca>K0

7、電解不同溶液的情況對比

被電

電解質(zhì)（水溶總化學(xué)方程式電解質(zhì)濃電解質(zhì)溶液

電極方程式解的溶液pH

?；螂x子方程式度復(fù)原

物質(zhì)

陽引：40丁一4e

含氧酸（如-=0j+2比

zK增大加聯(lián)

陰極：41T+4e

H：SO,）+2H/

;咸小

-=2H；t

陽極：401T-4e

-=0：t+2H；02Hpt

強堿（如NaOH）水增大加驗

陰極：4lT+4e+2H/

增大

-=2H:f

陽極：40IT-4e

活潑金屬的含

-=0"+2H；0

氧酸鹽（如水增大加駁

陰極：4iT+4e+2H：t

KNO-xNa;S0,）不變

_=2%t

陽引：2C1--2e

無氧酸（如-=C1：t2HCI^MCI；誦入HC1氣

皎減小

HC1）,除HF外陰極：2HI2e位

t+Hj

增大

_=Hj

不活潑金屬的陽極：2Cl—-2e/

電解

無氧酸鹽（如-=ci；tCuCl^^Cu

鹽瀛小加CuCL.

陰極：Cu*+2e

CuClJ,除氟化+C1J

物外-=Cu

2C1-+

陽引：2C:一2e

活潑金屬的無

一=也t水和2Hgt生成新電誦入HC1氣

氧酸鹽（如

陰極：2H-+2e鹽解質(zhì)佳

+H」

NaCl）增大

_=H：f

+20H-

陽極:401r—4e

2cu』十

不活潑金屬的

--0J+2H水和由解生成新電力口CuO或

含氧酸鹽（如2H；O^^2Cu減小

陰極：2Cu*+鹽解質(zhì)CUCON

CuSO.）+0」+4ET

4e~=2Cu

8、電解池的應(yīng)用

1）電解飽和食鹽水

(1)電極反應(yīng)

陽極反應(yīng)式:2c「-2