選修4《化學反應(yīng)原理》總復習提綱

第一章化學反應(yīng)與能量轉(zhuǎn)化

一、化學反應(yīng)的反應(yīng)熱

1、概

念

2、符

號：

3、單位：

4、測量儀器：

5、計算公式：

6、反應(yīng)熱的分類主要

有、。

（1）燃燒熱：在lOlkPa時，Imol物質(zhì)完全燃燒生成穩(wěn)定的氧化物時所

放出的熱量，叫做該物質(zhì)的燃燒熱。燃燒熱的單位一般用kJ/mol表示。

⑵中和熱：在稀溶液中，酸跟堿發(fā)生中和反應(yīng)而生成1molH20,這

時的反應(yīng)熱叫中和熱。

中和熱的表示:H+(aq)+0H-(aq)=H20(1)；

△H=-57.3kJ/mol

7、留意：

（1）反應(yīng)熱描述的是肯定下，化學反應(yīng)前后

的。

（2）加熱是反應(yīng)的條件，與反應(yīng)吸、放熱（有/無）干脆關(guān)

系。

（3）反應(yīng)熱由化學鍵過程中，汲取

和放出的確定。

例1、50ml0.50mol/l鹽酸與50ml0.55mol/lNaOH溶液在如圖所示的裝

置中進行中和反應(yīng)。通過測定反應(yīng)過程中所放出的熱量可計算中和熱。

回答下列問題：

（1）從試驗裝置上看，圖中尚缺少的一種玻璃用品

是。

（2）燒杯間填滿碎紙條的作用是

(3)大燒杯上如不蓋硬紙板，求得的中和熱數(shù)

值(填

“偏大”“偏小”或“無影響”)。

(4)若上述IIC1和NaOII溶液的密度都近似為1g/cm3,中和后生成的溶

液的比熱容04.18J?(g-1?OC-1),試驗起始溫度為tl℃,終止溫度為

t2℃,則該中和反應(yīng)放出熱量

為KJ/mol,kj/mol

(均填表達式)。

(5)該試驗常用0.50mol/lIICl和0.55mol/l的NaOH溶液各50mloNa0H

的濃度大于HC1的濃度的作用

是。當室溫低

于100C時進行，對試驗結(jié)果會造成較大的誤差其緣由

是

O

(6)試驗中改用60ml0.50mol/l鹽酸與50ml0.55mol/lNaOH溶液進行

反應(yīng)，與上述試驗相比，所求中和熱(填“相

等”或“不相等”),

簡述理

由:

（7）用相同濃度和體積的氨水代替NaOH溶液進行上述試驗，測得的中

和熱的數(shù)值會

（填“偏大”“偏小”或“無影響”）。

留意：完全燃燒是指物質(zhì)中下列元素完全轉(zhuǎn)變成對應(yīng)的物質(zhì)：C-C02,

H-H20,S-S02等。

二、反應(yīng)的焰變

1、焰的定

義

O

符號：

單位：

2、焰變

—AH

O

等壓焰變且能量變更全部變?yōu)闊崃繒r：

△H二（恒壓下的化學反應(yīng)熱）

△H=H（生成物）一H（反應(yīng)物）

△H>0,

△H<0,

3、放熱反應(yīng)和吸熱反應(yīng)

⑴放熱反應(yīng)：即有熱量放出的化學反應(yīng)，其反應(yīng)物的總能量大于生成

物的總能量。

⑵吸熱反應(yīng)：即汲取熱量的化學反應(yīng)，其反應(yīng)物的總能量小于生成物

的總能量。

三、熱化學方程式

1、概

念：

0

2、意

義：

0

3、留意事項：

（1）要在反應(yīng)物和生成物的化學式后面括號注

明,固態(tài)為,液態(tài)為

氣態(tài)為,溶液為

(2)AH后要注明溫度，在時，可以不注明。

(3)熱化學方程式中(用/不用)“t”和“I”。

(4)必需注

明、、

0

(5)依據(jù)焰的性質(zhì)，若方程式中各物質(zhì)系數(shù)加倍，則AH數(shù)值的肯定

值；

若反應(yīng)逆向進行，則,但不變。

例2、(1).由氫氣和氧氣反應(yīng)生成Imol水蒸氣放熱24L8kJ,寫出

該反應(yīng)的熱化學方程

式。若1g

水蒸氣轉(zhuǎn)化成液態(tài)水放熱2.444kJ,則反應(yīng)H2(g)+02(g)=H20(l)的

△11=kj-iriol-1o氫氣的燃燒熱為_kj-mol-1o

四、反應(yīng)焰變的計算

蓋斯定律：

不管化學反應(yīng)是分一步完成或分幾步完成，其反應(yīng)熱是相同的。換句話

說，化學反應(yīng)的反應(yīng)熱只與反應(yīng)體系的始態(tài)和終態(tài)有關(guān)，而與反應(yīng)的途

徑無關(guān)。這就是蓋斯定律。

實質(zhì)：反應(yīng)前后的與無關(guān),

只與有關(guān)。

其次章化學反應(yīng)的方向、限度和速率

一、化學反應(yīng)的方向

1、溫度、壓強肯定時：判據(jù)△H-TZSSVO說明反應(yīng)自發(fā)進行

△H>0AS<0全部溫度下反應(yīng)均自發(fā)進行;

△II>0AS>0下反應(yīng)自發(fā)進行

△H<0AS>0全部溫度下反應(yīng)均自發(fā)進行;

△H<0AS<0下反應(yīng)自發(fā)進行

2、炳值（S）越大,越大，單位

同一物質(zhì)的烯與其聚集狀態(tài)與外界條件有關(guān)：同一物

質(zhì)；化學反應(yīng)前后氣體的物質(zhì)的量增

加，燧O

3、反應(yīng)焙

變：表達

式:

二、化學反應(yīng)的限度

1、化學平衡常數(shù)：產(chǎn)物平衡濃度的系數(shù)次方乘積/反應(yīng)物濃度的系數(shù)次

方乘積；

表達

式：

單位：

注：⑴不列入表達式

(2)平衡常數(shù)的大小可以反

應(yīng),K值越大，說明反應(yīng)

越。

(3)K值與濃度，隨變更而變更

(4)正逆反應(yīng)的平衡常數(shù)互為

2、濃度商

Q<KQ二K

Q>K

3、平衡轉(zhuǎn)化率：表達

式

4、反應(yīng)條件對化學平衡的影響

(1)溫度：升溫，化學平衡向方向

移動

(2)濃度：反應(yīng)物濃度增大或生成物濃度減小，QK,平衡

向方向移動。

(3)壓強：對于有反應(yīng)，增大壓強，化學平衡

向移動。

反應(yīng)，變更壓強平衡不移動。

5、勒夏特原

理

6、等效平衡：

(1)定溫定壓下或定溫定容下，對于同一可逆反應(yīng)，只變更起始時加

入物質(zhì)的物質(zhì)的量，若通過可逆反應(yīng)化學方程式中的化學計量數(shù)比換算

成同一半邊的物質(zhì)的物質(zhì)的量，與原平衡對應(yīng)相等，即具有相同的物料

關(guān)系，則兩平衡等同。

(2)在定溫定壓下的同一可逆反應(yīng)，變更起始時加入物質(zhì)的物質(zhì)的量,

只要按化學方程式中的化學計量數(shù)換算成同一半邊的物質(zhì)的物質(zhì)的量

之比與原平衡相同，則兩平衡等效。

(3)在定溫定容的條件下，對于反應(yīng)前后氣體分子總數(shù)不變的可逆反

應(yīng)，變更起始時加入物質(zhì)的物質(zhì)的量，只要按化學方程式中的化學計量

數(shù)換算成同一半邊的物質(zhì)的物質(zhì)的量之比與原平衡相同，則兩平衡等

效。

三、化學反應(yīng)速率

1、化學反應(yīng)速率與表示方法

(1)化學反應(yīng)速率的表達式，單位

為或

(2)始、轉(zhuǎn)、平三行中各物質(zhì)的轉(zhuǎn)化量之比等

于

(3)同一反應(yīng)里，用不同物質(zhì)濃度變更來表示反應(yīng)速率時，其數(shù)值不

肯定相等，故應(yīng)標明是用哪種物質(zhì)表示的化學反應(yīng)速率，但這些數(shù)值表

示的意義是相同的，均表示該化學反應(yīng)的快慢。

(4)的濃度可視為不變的常數(shù)，因此

不用固體或純液體表示化學反應(yīng)速率。

2、影響化學反應(yīng)速率的因素

內(nèi)因：反應(yīng)物的性質(zhì)即反應(yīng)物的分子結(jié)構(gòu)、原子結(jié)構(gòu)確定一一主要因素

外因：（1）濃度：

①留意一一增大固體反應(yīng)物的量，化學反應(yīng)速率，

②對固體來說，將塊狀固體變成粉末狀，才能反應(yīng)速率,

但平衡。

③增大反應(yīng)物的濃度一活化分子數(shù)一有效碰撞次

數(shù)f化學反應(yīng)速率

（2）壓強：對有氣體參加的化學反應(yīng)，溫度肯定時，增大壓強，體積

縮小，濃度增大，加快反應(yīng)速率

恒溫、恒容：充入反應(yīng)氣，反應(yīng)速率；充入惰性

氣體，反應(yīng)速率

恒溫、恒壓：充入反應(yīng)氣，反應(yīng)速率；充入惰性

氣體，反應(yīng)速率

（3）溫度：

①其他條件不變無論正反應(yīng)是吸熱反應(yīng)還是放熱反應(yīng)，升溫速

率

②v高溫二v低溫X2（T高一T低）/10

③上升溫度，反應(yīng)物分子的能量增加，使一部分原來能量較低的分子變

成活化分子一活化分子百分數(shù)增加一有效碰撞次數(shù)增多一化學反應(yīng)速

率增大

（4）催化劑：一一同等倍數(shù)的增大正、逆反應(yīng)速率

運用催化劑f降低活化能一使更多的反應(yīng)物分子成為活化分子一大大

增加單位體積內(nèi)的活化分子百分數(shù)一成千成萬倍的增大化學反應(yīng)速率

（5）、其他因素：如溶劑的性質(zhì)、光、超聲波、磁場等也會影響化學

反應(yīng)速率

3、反應(yīng)速率常數(shù)表達式,Ea值越大,

變更溫度對反應(yīng)速率的影響程度。

4、活化分子：能發(fā)生有效碰撞的分子，活化分子比一般分子具有較高

的能量

5、活化能：Ea二活化分子的平均能量-反應(yīng)物分子的平均能量

四、化學反應(yīng)條件的優(yōu)化------工業(yè)合成氨

1工業(yè)合成氨原理：（正反應(yīng)

為熱反應(yīng)）

2反應(yīng)特點：

①②

③

使氨生產(chǎn)快

（速率分析）使氨生產(chǎn)多

（平衡分析）實際生產(chǎn)中

相宜條件緣由

壓強有利于氨

的合成，對動力、材料強度、設(shè)備制造要求適中

溫度速率較快,

轉(zhuǎn)化率適中催化劑活性最大

催化劑使反應(yīng)

速率加快

濃度

適當提高N2的比例，加快反應(yīng)速率，有利于NH3的生成

第三章物質(zhì)在水溶液中的行為

一、水的電離

1、水的電離是個（填可逆或不行逆）過程，在肯定條

件下可以達到電離平衡，其平衡常數(shù)的表達式

為。

2、水的離子積常數(shù)

在肯定溫度下，K與［H20］都是常數(shù)，其乘積也必定是常數(shù)，因此［H+］［0H-］

也是,Kw=，式中Kw稱

為，簡稱水

的。Kw反映了水

中和的關(guān)系。且室溫下

Kw=mol2eL-2

［結(jié)論］

（1）水的電離是個吸熱過程，故溫度上升，水的

Kw25℃時

Kw=

（2）水的離子積是水電離平衡時的性質(zhì)，它不僅適用于純水，也適用

于任何酸、堿、鹽稀溶液。即溶液中［H+］［OHT=LOX10-14mol-2-L-2

（3）在酸溶液中，[H+]近似看成是酸電離出來的H+濃度，[OH-]則來自

于水的電離。

在堿溶液中，[0HT近似看成是堿電離出來的0H-濃度，而[H+]則是來

自于水的電離。

3、影響水的電離平衡的因素：

溫度：水的電離是的過程（填吸熱或放熱），溫度上升

會使水的電離平衡向移動

濃度：加酸，水的電離平衡向移動；加堿，水的電離平衡

向移動（填左、右或不）。

可見，力口酸、加堿都會水的電離，但水的離子積常數(shù)不

變。（填“促進”“抑制”或“不影響”）

二、溶液的酸堿度

1、溶液酸堿性的表示法pH二

室溫下，酸性溶液：[H+]>[OH-],[H+]1.0X

10-7mol*L-l,pH7

中性溶液:[H+]=[OH-]=1.0X10-7moPL-l,pH=7

堿性溶液：[H+][0H-],[H+K1.0X

10-7mol<-l,pH7

有關(guān)溶液的pH值的幾個留意問題：

①pH值是溶液酸堿性的量度。常溫下，pH=7溶液呈中性；pH值減小，

溶液的酸性增加；pH值增大，溶液的堿性增加。

②pH值范圍在之間。pH二Q的溶液并非沒有H+,而是

C(H+)=；pH=14的溶液并非沒有0H-,而是

C(OH-)=opH變更一個單位，C(H+)就變更倍，即

pH每增大一個單位，C(H+)就減小到原來的；pH每減小一

個單位，CQI+)就增大到原來的。

③也可用pOH來表示溶液的酸堿性，pOH=,因為

C(H+)*C(OH-)=10-14,若兩邊均取負對數(shù)，得pH+pOH二。

2、可用pH試紙來測定溶液的pH值。方法：用干凈的干玻璃棒干脆蘸

取少許待測液，滴在pH試紙上(留意(能/不能)將pH試紙先

用水沾濕或用濕的玻璃棒，因為這樣做，事實上已將溶液，導致

所測定的pH,)將pH試紙顯示的顏色隨即(內(nèi))與

標準比色卡比照，確定溶液的pH值(因為時間長了，試紙所顯示的顏

色會變更，致使測得的pH不準。)

三、電解質(zhì)在水溶液中的存在形態(tài)

強、弱電解質(zhì)的概念

強電解質(zhì):0弱電

解質(zhì)：O

(1)

都是強電解質(zhì)。

(2)

都是弱電解質(zhì)。

四、弱電解質(zhì)電離平衡

1、弱電解質(zhì)電離平衡的建立

在肯定條件下(如：溫度、壓強)，

當時，

電離過程就達到了狀態(tài)，這叫做電離平衡。

2、電離平衡的特

征：的

特征。

3、電離平衡常數(shù)和電離度

(1)電離平衡常數(shù)是指在肯定條件下，弱電解質(zhì)在溶液中達到平衡時,

溶液中電離所生成的各種離子濃度的乘積與溶液中未電離的分子濃度

的比值。

HAH++

A-K=

注：

①在此計算公式中，離子濃度都是；

②電離平衡常數(shù)的數(shù)值與有關(guān)，

與無關(guān)；弱電解質(zhì)的電離是的，一般

溫度，電離平衡常數(shù)；

③電離平衡常數(shù)反映弱電解質(zhì)的相對強弱，通常用表示弱

酸的電離平衡常數(shù)，用表示弱堿的電離平衡常數(shù)。越

大，弱酸的酸性越強；越大，弱堿的堿性越強。

④多元弱酸是電離的，每一級電離都有相應(yīng)的電離平衡常

數(shù)（用Kal、Ka2等表示），且電離平衡常數(shù)逐級

（2）電離度表達

式：

4、影響弱電解質(zhì)電離平衡移動的因素

（1）濃度：弱電解質(zhì)的溶液中，加水稀釋，電離平衡,電離

度。即稀釋電離。

（2）溫度：因為電離是吸熱的，因此升溫電離。

（3）加入其它電解質(zhì)：加入與弱電解質(zhì)電離出的離子相同的離子,

電離平衡移動，電離度；加入與弱電

解質(zhì)電離出的離子反應(yīng)的離子，電離平衡移動，電離度。

五、鹽類水解

1、鹽類水解定義

在溶液

中

,叫做鹽類的水解。（在

溶液中由鹽電離出的弱酸的陰離子或弱堿的陽離子跟水電離出的氫離

子或氫氧根離子結(jié)合生成，破壞了水的電離

平衡，使其平衡移動，引起氫離子或氫氧根離子濃度的變更。）

酸+堿鹽+水

2、鹽類水解的本質(zhì)

弱酸的陰離子和弱堿的陽離子和水電離出的H+或0H-離子結(jié)合生

成，了水的電離。

3、影響水解的因素“無弱不水解，有弱即水解，越弱越水解,

誰強顯誰性”

內(nèi)因：鹽類本身的性質(zhì)。組成鹽的酸或堿越弱，鹽的水解程度，

其鹽溶液的酸性或堿性就。外因：

⑴溫度由于鹽的水解作用是中和反應(yīng)的逆反應(yīng)，所以鹽的水解

是反應(yīng)，溫度上升，水解程度。

⑵濃度溶液濃度越小，事實上是增加了水的量，可使平衡方

向移動，使鹽的水解程度。

⑶溶液的酸堿性鹽類水解后，溶液會呈現(xiàn)不同的酸堿性。限制溶液的

酸堿性可以促進或抑制鹽的水解。

4、水解的應(yīng)用

六、沉淀溶解平衡和溶度積

1、沉淀溶解平衡的建立：肯定條件

下，

，溶液中各離子的濃

度的狀態(tài)。

2、沉淀溶解平衡常數(shù)一一溶度積

（1）定義：在肯定條件下，難溶性物質(zhì)的飽和溶液中，存在沉淀溶解

平衡，其平衡常數(shù)叫做溶度積常數(shù)或溶度積。

(2)表達式：以PbI2(s)溶解平衡為例:

PbI2(s)Pb2+(aq)+21-(aq)Ksp

==7.lX10-9mol3L-3

(3)意義：溶度積反映了物質(zhì)在水中的溶解實力。對

于的電解質(zhì)，Ksp的數(shù)值越

大，電解質(zhì)在水中的溶解實力越強。

(4)影響Ksp的因素

Ksp與其他化學平衡常數(shù)一樣，只與難溶性電解質(zhì)的有

關(guān)，而與沉淀的量和溶液中無關(guān)。

3^影響溶解平衡的因素

(1)內(nèi)因：電解質(zhì)本身的性質(zhì)

①肯定不溶的電解質(zhì)是沒有的。②同是難

溶電解質(zhì)，溶解度差別也很大。

③易溶電解質(zhì)做溶質(zhì)時只要是飽和溶液也可存在溶解平衡。

(2)外因：遵循平衡移動原理

①濃度：加水，平衡向移動。

②溫度：升溫，多數(shù)平衡向移動。

③同離子效應(yīng)：向沉淀溶解平衡體系中，加入相同的離子，使平衡

向移動，但Kspo

④其他：向沉淀溶解平衡體系中，加入可與體系中某些離子反應(yīng)生成更

難溶物質(zhì)或氣體的離子，使平衡向的方向移動，

Kspo

七、沉淀溶解平衡的應(yīng)用

1、溶度積規(guī)則

QCKsp,溶液過飽和，有沉淀析出，直至溶液飽和，達

到新的平衡。

QCKsp,溶液飽和，沉淀與溶解處于平衡狀態(tài)。

QCKsp,溶液未飽和，無沉淀析出，若加入過量難溶電

解質(zhì)，難溶電解質(zhì)溶解直至溶液飽和。

2、沉淀的生成加入相同離子，平衡向沉淀方向移動。。

3、沉淀的溶解

溶解沉淀的方法①加入足量的水②使沉淀轉(zhuǎn)化為氣體③使沉淀轉(zhuǎn)

化為弱電解質(zhì)

4、沉淀的轉(zhuǎn)化

加入可與體系中某些離子反應(yīng)生

成

八、離子反應(yīng)發(fā)生的條件

假如離子之間結(jié)合能生成；本質(zhì)

是，就會發(fā)生離子反應(yīng)。

九、離子反應(yīng)能否進行的理論判據(jù)

（1）焰變于焙變判據(jù)

利用AH—TAS推斷離子反應(yīng)能否自發(fā)進行。AH-TAS<0,則

離子反應(yīng)都能自發(fā)進行。

（2）平衡常數(shù)判據(jù)

平衡常數(shù)越大，反應(yīng)趨勢越大，反應(yīng)可自發(fā)進行，從Q和K之間

的關(guān)系看，當Q〈K時Z正反應(yīng)很簡單自發(fā)進行。

十、離子反應(yīng)的應(yīng)用

1、用于物質(zhì)檢驗與含量的測定2、用于物質(zhì)制備與純

化3、生活中的離子反應(yīng)

十一、中和滴定試驗

1、中和滴定的原理

（1）定量分析：化學上把測定物質(zhì)各組成成分的含量過程，稱為定量

分析過程。

中和滴定是定量分析的一種方

法。

(2)中和滴定：用已知物質(zhì)的量濃度的酸(或堿)來測定未知物質(zhì)的

量濃度的堿(或酸)的方法就叫酸堿中和滴定。

實質(zhì)：即酸中的H+和堿中

的0H-物質(zhì)的量相等。

(3)計算原理：mHnR+nM(OH)m=MnRm+mnH20

則有:n?Cl?Vl=m?C2?V2其中Cl、C2分別表示酸和堿的濃度,VI、

V2分別表示酸和堿的體積。

2、中和滴定的操作過程：

(1)儀

器：

酸式滴定管：；堿式滴定

管：。

留意：①酸式滴定管不能盛放堿液、氫氟酸以與Na2SiO3、Na2c03等堿

性溶液；堿式滴定管不能盛放酸性溶液和強氧化性溶液。

②滴定管的刻度，0刻度在，往下刻度標數(shù)越來越，全

部容積它的最大刻度值，因為下端有一部分沒有刻度。滴定時,

所用溶液（能/不能）超過最低刻度，不得一次滴定運用兩滴

定管酸（或堿），也不得中途向滴定管中添加。②滴定管可以讀到小數(shù)

點后

（2）藥品：標準液；待測液；指示劑。

（3）打算過程：打算：檢漏、洗滌、、裝液、、

調(diào)液面。（洗滌：用洗液洗一檢漏：滴定管是否漏水一用水洗

一一裝溶液-一調(diào)

液面f記數(shù)據(jù)V（始）

（4）滴定方法：手的姿態(tài)、速度先快后慢

留意：①手眼：左手操作，右手，

眼睛凝視

②速度

（5）終點確定：最終一滴剛好使指示劑顏色發(fā)生明顯變

更。內(nèi)不復原原色

（6）數(shù)據(jù)處理與誤差分析?：讀數(shù)：兩位小數(shù)。因一次試驗誤差較大，

所以應(yīng)取多次試驗的平均值。

第四章電化學基礎(chǔ)

一、電能轉(zhuǎn)化為化學能--電解

1.電解原理分析

（1）電解過程的起發(fā)因素是外加電源，電源中輸出電子的電極為

，該電極使得電解池中（填：陰極、陽極）

帶有較多的（填：正、負）電荷，因此電解質(zhì)（溶液）中

的離子（陰、陽）向該電極移動，該電極上肯定發(fā)生的反應(yīng)

類型（填：

氧化反應(yīng)、還原反應(yīng)）。

電源中輸入電子的電極為，該電極使得電解池

中（填：陰極、陽極）帶有較多的（填：正、

負）電荷，因此電解質(zhì)（溶液）中的離子（陰、陽）向該電

極移動，該電極上肯定發(fā)生的反應(yīng)類

型（填：氧

化反應(yīng)、還原反應(yīng)）。

例3：電解CuC12溶液

移向陽極四周的離子：；陽極反應(yīng)

式：，反應(yīng)類型:O

移向陰極四周的離子：；陽極反應(yīng)

式：，反應(yīng)類

型：。

(2)電極反應(yīng)分析：

①首先分析作陽極的材料：惰性電極：石墨、Pt、Au等材料組成的電極。

惰性電極材料本身不發(fā)生電極反應(yīng)，因此肯定是電解質(zhì)(溶液)中的成分

進行電極反應(yīng)。

活性電極(除惰性電極外的材料?)。活性電極作陽極，電極本身肯定首

先發(fā)生電極反應(yīng)。

②電解質(zhì)溶液中有多種離子時，離子放電遵循肯定的依次。

在陰極上，陽離子的放電依

次

*

9

在陽極上，陰離子的放電依

次

O

2.電解在工業(yè)上的應(yīng)用

(1)氯堿工業(yè)

①電解原理分析陽極反應(yīng)，陰

極反應(yīng)；

電