选修4 化学反应原理1—4章知识点总结
第章 化学反应量
反应热 焓变
1定义：化学反应程中放出吸收热量做化学反应反应热
恒温恒压条件化学反应程中吸收释放热量称反应焓变
2符号：△H
3单位：kJ·mol1
4规定：吸热反应△H > 0 者值+放热反应△H < 0 者值
常见放热反应吸热反应
放热反应 吸热反应
燃料燃烧 C+CO2 H2+CuO
酸碱中反应 C+H2O
金属酸 Ba(OH)28H2O+NH4Cl
数化合反应 CaCO3高温分解
数分解反应
结：
1化学键断裂吸收量
化学键生成放出量
2反应物总量生成物总量放热反应体系量降低△H－0
反应物总量生成物总量吸热反应体系量升高△H+0
3反应热 数值等生成物分子形成时释放总量反应物分子断裂时吸收总量差
二热化学方程式
1概念表示化学反应中放出吸收热量化学方程式
2意义表示化学反应中物质变化表示化学反应中量变化
[总结]书写热化学方程式注意事项
（1）反应物生成物标明聚集状态gls分代表气态液态固态
（2）方程式右端△H 标明恒压条件反应放出吸收热量放热负吸热正
（3）热化学方程式中物质前化学计量数表示分子数表示物质量整数分数
（4）相物质反应化学计量数时△H △H 值计量数成正化学反应逆进行时数值变符号相反
三盖斯定律：化学反应步完成分步完成反应热相
化学反应焓变（ΔH）反应体系始态终态关反应途径关
总结规律：步化学反应相加新化学反应新反应反应热述步反应反应热
注意：
1计量数变化反应热数值变化应
2反应方发生改变反应热符号改变
反应热计算常见题型：
1化学反应中物质量变化反应量变化定量计算
2理推算反应热：
：物质变化决定量变化
（1）盖斯定律 设计合理路径
路径1总量变化等路径2总量变化 （2）通已知热化学方程式相加出新热化学方程式：
物质叠加反应热叠加
结：
a： 某化学反应始态（S）终态（L）反应热△H终态（L）始态（S）反应热△H ’两者０
△H＋ △H ’ ０
b：某化学反应分步进行总反应热步反应反应热
△H △H1+ △H2+ △H3+……
c：步化学反应相加新化学反应新反应反应热述步反应反应热
标准燃烧热：101kPa时l mol物质完全燃烧反应热
热值：101kPa时l g物质完全燃烧反应热
2注意：
① 燃烧条件101kPa
② 标准燃烧热燃料1mol作标准书写热化学方程式时物质化学计量数分数表示
③ 物质燃烧放热反应表达物质燃烧时△H均负值
④ 燃烧完全C元素转化CO2COH元素转化H2O(l)H2O(g) N元素转化N2
：H2(g)+ 12 O2(g) H2O(l) △H －2858 kJmol
化学反应速率化学衡
第单元 化学反应速率
化学反应速率
1概念计算公式
反应体系体积变化学反应通常单位时间反应物浓度减少生成物浓度增表示化学反应速率
计算公式： 单位：mol·L1·s1
2应中应注意问题
①概念中反应速率实际某段时间间隔均反应速率时间间隔越短段时间发生浓度变化越接瞬时反应速率（指某瞬间反应速率）
②某具体化学反应说物质表示化学反应速率时数值物质表示化学反应速率数值等化学方程式中物质系数
③气体浓度 表示
④物质表示浓度变化增加减少取正值反应速率正数（没负数）
⑤反应中固体纯液体言物质量浓度意义表示化学反应速率
二影响化学反应速率素
㈠： 物质身结构性质化学反应速率决定素反应类型化学反应速率反应类型相反应物化学反应速率
㈡外界条件化学反应速率影响
1浓度化学反应速率影响 结：条件变时增反应物浓度增反应速率减反应物浓度减化学反应速率
注意：a规律适气体溶液反应纯固体液体反应物般情况浓度常数改变量会改变化学反应速率
原：条件变时某反应说活化分子百分数定反应物浓度增时单位体积分子数增活化分子数相应增反应速率必然增
单位体积分子总数增 活化分子百分数变
增浓度(加压)
反应速率加快
单位体积分子总数变活化分子百分数增
升高温度催化剂
单位体积活化分子数增
效碰撞次数增
2压强反应速率影响
结：气体参加反应条件变增压强反应速率加快减压强反应速率减慢
原：气体说条件变增压强增加单位体积反应物物质量增加反应物浓度单位体积活化分子数增增化学反应速率
3温度化学反应速率影响
结：条件变时升高温度增反应速率降低温度减慢反应速率
原：(1)浓度定时升高温度分子量增加增加活化分子数量反应速率增
(2)温度升高分子运动速度加快单位时间反应物分子间碰撞次数增加反应速率会相应加快前者原
4催化剂化学反应速率影响
结：催化剂改变化学反应速率正催化剂：够加快反应速率催化剂负催化剂：够减慢反应速率催化剂
特意说明指正催化剂
原：条件变时催化剂降低反应需量会更反应物分子成活化分子增加活化分子百分数反应速率加快
5素：光反应物固体颗粒电磁波超声波溶剂性质等会化学反应速率产生影响
6效碰撞：够发生化学反应碰撞
活化分子：量较高发生效
碰撞分子
活化：活化分子均量分子均量差
活化分子百分数： (活化分子数反应物分子数)×100
第二单元 化学反应方限度
发反应：定条件需外界帮助动进行反应
量判：体系趋高状态转变低状态（△H ＜ 0）
化学反应言绝数放热反应发进行放出热量越体系量降低越反应越完全
焓变（△H）决定反应否发进行素唯素
熵：衡量体系混乱度物理量做熵符号S表示
物质：S（g）﹥S（l）﹥S（s）
熵变：反应前体系熵变化做反应熵变△S表示
△SS生成物总熵－S反应物总熵
反应△S越越利反应发进行
熵判：体系趋序状态转变序状态混乱度增加（ △S＞0）△S越越利反应发进行
正确判断化学反应 否够发进行： 必须综合考虑反应焓变熵变
焓变熵变反应方影响
判断： △G △H－T △S ＜ 0 反应发进行
1 △H <0△S>0 该反应定发进行
2 △H >0△S<0 该反应定发进行
3 △H <0△S<0 该反应较低温度发进行
4 △H >0△S>0 该反应较高温度发进行
注意：
1．反应发性判断反应方确定反应否定会发生程发生速率例金刚石石墨转化倾否发生什时候发生快完成量判熵判解决问题
2．讨程方时指没外界干扰时体系性质果允许外界体系施加某种作出现相反结果例石墨高温高压变金刚石
二．逆反应
(1)逆反应：相条件时正逆反应方进行反应
逆反应：定条件进行彻底逆程度反应
(2)逆反应普遍性：部分化学反应逆反应
(3)逆反应特点：
①相条件正反应逆反应时发生
②反应物生成物存
③逆反应定限度(反应进行底)
三化学衡
1化学衡状态定义
指定条件逆反应里正反应逆反应速率相等反应混合物中组分浓度保持变状态
3化学衡状态标志
(1)υ正 υ逆 （质特征）
① 种物质：该物质生成速率等消耗速率
② 物质：速率等方程式中物质计量数必须方速率
(2)反应混合物中组成成分含量保持变（外部表现）：
① 组成成分质量物质量分子数体积（气体）物质量浓度均保持变
② 组成成分质量分数物质量分数气体体积分数均保持变
③ 反应前物质气体总体积等气体总物质量总压强（恒温恒容）均摩尔质量混合气体密度（恒温恒压）均保持变
④ 反应物转化率产物产率保持变四化学衡常数
(1)定义定温度逆反应达化学衡时生成物浓度系数幂积反应物浓度系数幂积值常数常数该反应化学衡常数 K 表示
(2) 表达式： aA(g)+bB(g) cC(g)+ dD(g)
定温度反应物起始浓度反应达衡状态物质物质量浓度代入式结果定值
常数称作该反应化学衡常数简称衡常数
(1)K 意义： K 值越说明衡体系中生成物占例越正反应进行程度反应物转化率越衡常数够衡量化学反应进行程度反应限度
(2)定温度时反应化学方程式书写方式配计量数衡常数表达式
(3)衡常数表达式中物质浓度必须衡浓度（固体纯液体表达）稀溶液中进行反应水浓度成常数表达衡常数表达式中非水溶液中反应果反应物生成物中水时水浓度成常数
(4)K>105 时认反应进行基完全
(5)K温度关反应物生成物浓度变化关衡建立途径关时应标明温度温度定时 K 值定值
2 衡转化率
(1)定义物质反应中已转化量该物质总量值
(2)表达式
结：反应衡转化率表示定温度定起始浓度反应进行限度
利化学衡常数预测定温度种起始浓度反应进行限度
(3)产品产率转化率研究象反应物产率研究象生成物
第三单元 化学衡移动
化学衡移动
（1）定义：逆反应中旧化学衡破坏新化学衡建立程化学衡移动
段时间
条件改变
（2）移动原：外界条件发生变化
v正≠v逆
旧衡
新衡
移动方：v正v逆相决定
衡正反应方移动
①V正＞V逆
衡移动
②V正＝V逆
③V正＜V逆 衡逆反应方移动
（3）衡移动标志：
组分浓度原衡较发生改变
（4）影响化学衡条件
(1)增反应物减生成物浓度化学衡正反应方移动
减反应物增生成物浓度化学衡逆反应方移动
(2) A：温度升高会化学衡着吸热反应方移动
B：温度降低会化学衡着放热反应方移动
V
t
0
V(正)
V(逆)
① 升高温度度
② 降低温度
V
t
0
V(正)
V(逆)
V(逆)
V(正)
正反应放热反应改变温度时衡移动图象
V(逆)
V(正)
(3) (反应前气体体积改变反应)
A：增压强会化学衡着气体体积缩方移动
B：减压强会化学衡着气体体积增方移动
[注意]
①反应前气体总体积相等反应 改变压强化学衡移动
②固体液体参加反应 改变压强化学衡移动
(4)催化剂正逆反应速率等倍增化学衡移动
二勒夏特列原理∶
果改变影响衡条件（温度压强参加反应化学物质浓度）衡着够减弱种改变方移动
三等效衡
化学衡建立途径关逆反应反应物方开始生成物方开始条件变（定温定容定温定压）达衡状态等效衡
（1）定义：定条件（恒温恒容恒温恒压）起始加入情况逆反应达衡相组分分数（体积物质量）均相等样化学衡互称等效衡
等效衡中仅相组分分数（体积物质量）均相相组分物质量均相类等效衡互称衡衡等效衡特例
(2) 等效衡规律：
①定温定容条件反应前气体分子数变逆反应改变起始时加入物质物质量通反应计量数换算成半边物质物质量原衡相两衡等效
②定温定容条件反应前气体分子数变反应改变起始时加入物质物质量通反应计量数换算成半边物质物质量原衡相两衡等效
③定温定压条件改变起始时加入物质物质量通反应计量数换算成半边物质物质量原衡相两衡等效
第三章 水溶液中离子衡
电解质关定义
物质
单质
化合物
电解质
非电解质：数非金属氧化物机物SO3CO2C6H12O6CCl4CH2CH2……
强电解质：强酸强碱绝数金属氧化物盐HClNaOHNaClBaSO4
弱电解质：弱酸弱碱水HClONH3·H2OCu(OH)2H2O……
混物
纯净物
1电解质非电解质质区：
定条件（溶水熔化）否电离（否导电证明否电离）
电解质——离子化合物价化合物 非电解质——价化合物
离子化合物价化合物鉴方法：熔融状态否导电
2强电解质弱电质质区：水溶液中否完全电离（否存电离衡）
注意：①电解质非电解质化合物 ②SO2NH3CO2等属非电解质 ③强电解质等易溶水化合物（BaSO4溶水溶水BaSO4全部电离BaSO4强电解质）
4强酸（HA）弱酸（HB）区：(1)溶液物质量浓度相时pH(HA)＜pH(HB) (2)pH值相时溶液浓度CHA＜CHB(3)pH相时加水稀释等倍数pHHA＞pHHB
二水电离溶液酸碱性
1水离衡：H2OH＋ + OH 水离子积：KW [H＋]·[OH]
25℃时 [H＋][OH] 107 molL KW [H＋]·[OH] 1014
注意：KW温度关温度定KW值定 KW仅适纯水适溶液（酸碱盐）
2水电离特点：（1）逆 （2）吸热 （3）极弱
3影响水电离衡外界素：
(1)酸碱 ：抑制水电离（pH14酸碱水溶液中水电离等抑制）(2)温度：促进水电离（水电离吸热）(3)易水解盐：促进水电离（pH14两种水解盐溶液中水电离等促进）
4溶液酸碱性pH：
（1）pH lg[H＋] 注意：①酸性溶液定酸溶液（ 溶液） ②pH＜7 溶液定酸性溶液（温度常温） ③碱性溶液定碱溶液（ 溶液）
（2）pH测定方法：酸碱指示剂——甲基橙石蕊酚酞
pH试纸 ——简单方法 操作：块pH试纸放洁净玻璃片玻璃棒
沾取未知液点试纸中部然标准色卡较读数
注意：①事先水湿润PH试纸②读取整数值范围
（3）常酸碱指示剂变色范围：
指示剂
变色范围PH
石蕊
＜5红色
5～8紫色
＞8蓝色
甲基橙
＜31红色
31～44橙色
＞44黄色
酚酞
＜8色
8～10浅红
＞10红色
三 混合液pH值计算方法公式
1强酸强酸混合：（先求[H＋]混：两种酸中H＋离子数相加总体积求）[H＋]混 （[H＋]1V1+[H+]2V2）（V1+V2）
2强碱强碱混合：（先求[OH]混：两种酸中OH离子数相加总体积求）[OH]混＝（[OH]1V1+[OH]2V2）（V1+V2） (注意 直接计算[H+]混)
3强酸强碱混合：（先H＋ + OH H2O计算余H+OH①H＋余余H＋数溶液总体积求[H＋]混OH余余OH数溶液总体积求[OH]混求）
注意：加法运算中相差100倍（含100倍）忽略计
4稀释程溶液pH值变化规律：
(1)强酸溶液：稀释10n倍时pH稀pH原+ n（始终等7）
(2)弱酸溶液：稀释10n倍时pH稀＜pH原+n （始终等7）
(3)强碱溶液：稀释10n倍时pH稀pH原－n（始终等7）
(4)弱碱溶液：稀释10n倍时pH稀＞pH原－n（始终等7）
(5)溶液稀释时pH均7（中性）溶液限稀释pH均7
(6)稀释时弱酸弱碱水解盐溶液pH变化慢强酸强碱变化快
四酸碱恰完全反应H＋OH恰中酸碱性判断方法
1酸碱恰反应：恰生成盐水盐水解判断溶液酸碱性（水解呈中性）
2H＋OH恰中（现金相等）14规：pH14两溶液等体积混合谁弱显谁性弱显中性
五盐类水解（溶水盐水解）
1盐类水解规律：
①弱水解弱水解越弱越水解谁强显谁性两弱相促进两强水解②元弱酸根浓度相时正酸根酸式酸水解程度碱性更强 (Na2CO3 ＞NaHCO3)③弱酸酸性强弱较：
A族元素高价含氧酸酸性递减氧酸酸性递增（利特殊值进行记忆酸性：
HFH3PO4）
B饱元脂肪酸碳原子数越酸性越强（HCOOH>CH3COOH）
C常见酸酸性：HClOHAlO2苯酚极弱酸醋酸>碳酸磷酸H2SO3中强酸
HClO4强含氧酸等
2盐类水解特点：（1）逆 （2）程度 （3）吸热
3影响盐类水解外界素：①温度：温度越高水解程度越 （水解吸热）②浓度：浓度越水解程度越（越稀越水解）③酸碱：促进抑制盐水解（H+促进阴离子水解
抑制阳离子水解OH促进阳离子水解抑制阴离子水解）
4酸式盐溶液酸碱性：①电离水解：HSO4 ②电离程度＞水解程度显酸性 （ HSO3 H2PO4） ③水解程度＞电离程度显碱性 （：HCO3 HS HPO42）
5双水解反应：
(1)构成盐阴阳离子均发生水解反应双水解反应（弱酸弱碱盐）双水解反应相互促进水解程度较甚水解完全促进程NH4Ac例解释：
NH4Ac NH4＋ + Ac NH4＋ + H2ONH3·H2O + H＋ Ac— + H2OHAc + OH
两水解反应生成H+OH—反应生成水两水解反应生成物浓度均减少衡均右移
(2)常见双水解反应完全：Fe3＋Al3＋AlO2CO32(HCO3)S2(HS)SO32(HSO3)特点相互水解成沉淀气体双水解完全方程式写标↑↓离子方程式配两边电荷衡：2Al3＋ + 3S2 + 6H2O 2Al(OH)3↓+ 3H2S↑
6盐类水解应：
①混施化肥（NPK三元素变成↑↓）②泡沫灭火剂（硫酸铝苏原料双水解）③FeCl3溶液止血剂（血浆胶体电解质溶液胶体凝聚）④明矾净水（Al3＋水解成氢氧化铝胶体胶体具表面积吸附水中悬浮物聚沉）⑤NH4Cl焊接金属（氯化铵呈酸性溶解铁锈）⑥判断溶液酸碱性（强者显性）⑦较盐溶液离子浓度 ⑧判断离子存（双水解离子产生沉淀气体量存）⑨配制盐溶液（加应酸防止水解）
六电离水解方程式书写原
1元弱酸（元弱酸盐）电离（水解）书写原：分步书写
例：H2S电离H2S H＋ + HS HS H＋ + S2
例：Na2S水解：H2O+ S2 HS + OH H2O + HS H2S + OH
注意：水解电离决定第步第二步般相微弱
2元弱碱（元弱碱盐）电离（水解）书写原：步书写
例：Al3＋ + 3H2O Al(OH)3 + 3H＋
七溶液中微粒浓度较
1基原：抓住溶液中微粒浓度必须满足两种守恒关系：
①电荷守恒（电荷数前移）溶液均显电中性阳离子浓度带电荷数积＝阴离子浓度带电荷数积
②物料守恒(原子数前移) 某原子总量(总浓度)＝种形式存微粒量(浓度)
③质子守恒(失H＋数前移)：∑质子形成微粒浓度·质子数 ∑失质子形成微粒浓度·失质子数
2浓度弱酸弱酸盐 浓度弱碱弱碱盐电离水解强弱规律：
①中常化学常见三
等浓度HAcNaAc混合溶液：弱酸电离＞应弱酸盐水解溶液呈酸性
等浓度NH3·H2ONH4Cl混合液：弱碱电离＞应弱碱盐水解溶液呈碱性
等浓度HCNNaCN混合溶液：弱酸电离<应弱酸盐水解溶液呈碱性
②掌握处理方法（抓矛盾）
八溶解衡
1难溶电解质溶解衡常见知识
（1）溶解度001g电解质称难溶电解质生成难溶电解质反应完全反应
（2）反应离子浓度降1×105molL反应完全反应酸碱中时[H＋]降107molL<105molL完全反应常见难溶物水中离子浓度均远低105
molL均
（3）难溶非溶难溶物水中均存溶解衡
（4）掌握三种微溶物质：CaSO4Ca(OH)2Ag2SO4
（5）溶解衡常吸热Ca(OH)2放热升温溶解度减少
（6）溶解衡存前提：必须存沉淀否存衡
2溶解衡方程式书写注意沉淀(s)标明状态：Ag2S(s)2Ag＋ + S2
3沉淀生成三种方式
（1）加沉淀剂法：Ksp越（沉淀越难溶）沉淀越完全沉淀剂量沉淀更完全
（2）调pH值某易水解金属阳离子：常加入难溶性MOM(OH)2MCO3等M2+溶液中易水
解阳离子加MgOMgCl2溶液中FeCl3
（3）氧化原沉淀法：加氧化剂原剂离子变成沉淀（较少见）
4沉淀溶解：沉淀溶解溶解衡正移动常采方法：①加水②加热③减少生成物（离子）浓度沉淀溶解方法般减少生成物浓度难溶物加水加热溶解度影响
5沉淀转化：溶液中沉淀反应总着离子浓度减少方进行简言溶解度生成溶解度溶解度生成溶解度更
第四章 电化学基础
原电池
1 定义：化学转化电装置
2构成条件（1）两种金属（种金属石墨）作电极
（2）插入电解质溶液里
（3）形成闭合回路
结：
原电池
（电解质溶液）
负 极
正 极
e
（氧化反应）
（原反应）
3原电池化学原理
电子负极（较活泼金属）流正极（较活泼金属碳棒）
负极发生氧化反应正极发生原反应
4半电池：包括电极材料电解质溶液两隔离半电池通盐桥连接起
原电池正负极判断方法
负极 (1)相活泼金属(2)失电子发生氧化反应(3)质量减少(4)电解质溶液中阴离子定移动方
正极 (1)相活泼金属 非金属(2)电子发生原反应(3)质量增加 生成气体
(4)电解质溶液中阳离子定移动方
二化学电池：利原电池原理制造供电装置
①次电池—充电电池—：干电池
②二次电池——充电电池——：蓄电池
③燃料电池：燃料电池利氢气天然气甲醇等燃料氧气空气进行电化学反应时释放出化学直接转化成电类原电池
书写电极反应式应注意点：
1．电极反应种离子反应遵循书写离子反应规（拆）
2．两极反应电子失数配相加总反应总反应减极反应极反应
3．负极失电子氧化产物正极电子原产物溶液酸碱性关＋4价C酸性溶液中CO2形式存碱性溶液中CO32－形式存）
1盐桥作：
Cl锌盐方移
动K+铜盐方移动
Zn盐Cu盐溶液直
保持电中性电
子断Zn极流Cu
极
三电解池：电转化成化学装置
电解池形成条件：
a直流电源相连两极
b电解质溶液熔融电解质
c形成闭合回路
电解：直流电作两极分发生氧化反应原反应程
电极名称判断：
阴极：电源负极相连极物质该电子发生原反应阳离子阴极移动
阳极：电源正极相连极物质该失电子发生氧化反应阴离子阳极移动
离子放电序
阳离子（阴极）： Ag+>Cu2+ ＞H+＞ Na+ (离子电子力氧化性减弱)
阴离子（阳极）：金属单质(PtAu外) ＞Cl ＞OH ＞含氧酸根(失电子力原性减弱)
电解方程式书写规
(1)失电子数相等配电极方程式
(2)H+OH放电电极方程式写离子形式电解方程式写H2O
(3)标明通电二字
分析电解反应般思路：
明确溶液中存离子
根阳极氧化阴极原分析出产物
阴阳两极附离子
完成列溶液电极反应(石墨电极电解)
硫酸溶液： CuBr2溶液：
KOH溶液： CuSO4溶液：
惰性电极电解电解质溶液规律
电解水型：含氧酸强碱活泼金属含氧酸盐（NaOHH2SO4K2SO4）电解
电解电解质型：氧酸活泼氧酸盐（HClCuCl2）溶液电解
电解质水时电解型
A放氢生碱型：活泼金属氧酸盐（NaClMgBr2)溶液电解
B放氧生酸型：活泼金属含氧酸盐（CuSO4AgNO3）溶液电解
相互关系：时发生电化腐蚀化
金属（合金）周围接触气体
（液体）反应腐蚀损耗程
第三单元 金属腐蚀防护
1金属防护种重方法
①改变金属部组织结构制成合金
②金属表面覆盖保护层油漆油脂等电镀ZnCr等易氧化形成致密氧化物薄膜作保护层
原理：隔绝金属外界空气电解质溶液接触
③电化学保护法金属作原电池正极电解池阴极受保护
2牺牲阳极阴极保护法：
原理 ：形成原电池反应时保护金属做正极反应起保护作活泼金属反应受腐蚀
3外加电源阴极保护法：
保护金属附加电极作电解池两极保护金属作阴极外加直流电作阴极保护法防止土壤海水水中金属设备腐蚀
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第章 化学反应量
反应热 焓变
1定义：化学反应程中放出吸收热量做化学反应反应热
恒温恒压条件化学反应程中吸收释放热量称反应焓变
2符号：△H
3单位：kJ·mol1
4规定：吸热反应△H > 0 者值+放热反应△H < 0 者值
常见放热反应吸热反应
放热反应 吸热反应
燃料燃烧 C+CO2 H2+CuO
酸碱中反应 C+H2O
金属酸 Ba(OH)28H2O+NH4Cl
数化合反应 CaCO3高温分解
数分解反应
结：
1化学键断裂吸收量
化学键生成放出量
2反应物总量生成物总量放热反应体系量降低△H－0
反应物总量生成物总量吸热反应体系量升高△H+0
3反应热 数值等生成物分子形成时释放总量反应物分子断裂时吸收总量差
二热化学方程式
1概念表示化学反应中放出吸收热量化学方程式
2意义表示化学反应中物质变化表示化学反应中量变化
[总结]书写热化学方程式注意事项
（1）反应物生成物标明聚集状态gls分代表气态液态固态
（2）方程式右端△H 标明恒压条件反应放出吸收热量放热负吸热正
（3）热化学方程式中物质前化学计量数表示分子数表示物质量整数分数
（4）相物质反应化学计量数时△H △H 值计量数成正化学反应逆进行时数值变符号相反
三盖斯定律：化学反应步完成分步完成反应热相
化学反应焓变（ΔH）反应体系始态终态关反应途径关
总结规律：步化学反应相加新化学反应新反应反应热述步反应反应热
注意：
1计量数变化反应热数值变化应
2反应方发生改变反应热符号改变
反应热计算常见题型：
1化学反应中物质量变化反应量变化定量计算
2理推算反应热：
：物质变化决定量变化
（1）盖斯定律 设计合理路径
路径1总量变化等路径2总量变化 （2）通已知热化学方程式相加出新热化学方程式：
物质叠加反应热叠加
结：
a： 某化学反应始态（S）终态（L）反应热△H终态（L）始态（S）反应热△H ’两者０
△H＋ △H ’ ０
b：某化学反应分步进行总反应热步反应反应热
△H △H1+ △H2+ △H3+……
c：步化学反应相加新化学反应新反应反应热述步反应反应热
标准燃烧热：101kPa时l mol物质完全燃烧反应热
热值：101kPa时l g物质完全燃烧反应热
2注意：
① 燃烧条件101kPa
② 标准燃烧热燃料1mol作标准书写热化学方程式时物质化学计量数分数表示
③ 物质燃烧放热反应表达物质燃烧时△H均负值
④ 燃烧完全C元素转化CO2COH元素转化H2O(l)H2O(g) N元素转化N2
：H2(g)+ 12 O2(g) H2O(l) △H －2858 kJmol
化学反应速率化学衡
第单元 化学反应速率
化学反应速率
1概念计算公式
反应体系体积变化学反应通常单位时间反应物浓度减少生成物浓度增表示化学反应速率
计算公式： 单位：mol·L1·s1
2应中应注意问题
①概念中反应速率实际某段时间间隔均反应速率时间间隔越短段时间发生浓度变化越接瞬时反应速率（指某瞬间反应速率）
②某具体化学反应说物质表示化学反应速率时数值物质表示化学反应速率数值等化学方程式中物质系数
③气体浓度 表示
④物质表示浓度变化增加减少取正值反应速率正数（没负数）
⑤反应中固体纯液体言物质量浓度意义表示化学反应速率
二影响化学反应速率素
㈠： 物质身结构性质化学反应速率决定素反应类型化学反应速率反应类型相反应物化学反应速率
㈡外界条件化学反应速率影响
1浓度化学反应速率影响 结：条件变时增反应物浓度增反应速率减反应物浓度减化学反应速率
注意：a规律适气体溶液反应纯固体液体反应物般情况浓度常数改变量会改变化学反应速率
原：条件变时某反应说活化分子百分数定反应物浓度增时单位体积分子数增活化分子数相应增反应速率必然增
单位体积分子总数增 活化分子百分数变
增浓度(加压)
反应速率加快
单位体积分子总数变活化分子百分数增
升高温度催化剂
单位体积活化分子数增
效碰撞次数增
2压强反应速率影响
结：气体参加反应条件变增压强反应速率加快减压强反应速率减慢
原：气体说条件变增压强增加单位体积反应物物质量增加反应物浓度单位体积活化分子数增增化学反应速率
3温度化学反应速率影响
结：条件变时升高温度增反应速率降低温度减慢反应速率
原：(1)浓度定时升高温度分子量增加增加活化分子数量反应速率增
(2)温度升高分子运动速度加快单位时间反应物分子间碰撞次数增加反应速率会相应加快前者原
4催化剂化学反应速率影响
结：催化剂改变化学反应速率正催化剂：够加快反应速率催化剂负催化剂：够减慢反应速率催化剂
特意说明指正催化剂
原：条件变时催化剂降低反应需量会更反应物分子成活化分子增加活化分子百分数反应速率加快
5素：光反应物固体颗粒电磁波超声波溶剂性质等会化学反应速率产生影响
6效碰撞：够发生化学反应碰撞
活化分子：量较高发生效
碰撞分子
活化：活化分子均量分子均量差
活化分子百分数： (活化分子数反应物分子数)×100
第二单元 化学反应方限度
发反应：定条件需外界帮助动进行反应
量判：体系趋高状态转变低状态（△H ＜ 0）
化学反应言绝数放热反应发进行放出热量越体系量降低越反应越完全
焓变（△H）决定反应否发进行素唯素
熵：衡量体系混乱度物理量做熵符号S表示
物质：S（g）﹥S（l）﹥S（s）
熵变：反应前体系熵变化做反应熵变△S表示
△SS生成物总熵－S反应物总熵
反应△S越越利反应发进行
熵判：体系趋序状态转变序状态混乱度增加（ △S＞0）△S越越利反应发进行
正确判断化学反应 否够发进行： 必须综合考虑反应焓变熵变
焓变熵变反应方影响
判断： △G △H－T △S ＜ 0 反应发进行
1 △H <0△S>0 该反应定发进行
2 △H >0△S<0 该反应定发进行
3 △H <0△S<0 该反应较低温度发进行
4 △H >0△S>0 该反应较高温度发进行
注意：
1．反应发性判断反应方确定反应否定会发生程发生速率例金刚石石墨转化倾否发生什时候发生快完成量判熵判解决问题
2．讨程方时指没外界干扰时体系性质果允许外界体系施加某种作出现相反结果例石墨高温高压变金刚石
二．逆反应
(1)逆反应：相条件时正逆反应方进行反应
逆反应：定条件进行彻底逆程度反应
(2)逆反应普遍性：部分化学反应逆反应
(3)逆反应特点：
①相条件正反应逆反应时发生
②反应物生成物存
③逆反应定限度(反应进行底)
三化学衡
1化学衡状态定义
指定条件逆反应里正反应逆反应速率相等反应混合物中组分浓度保持变状态
3化学衡状态标志
(1)υ正 υ逆 （质特征）
① 种物质：该物质生成速率等消耗速率
② 物质：速率等方程式中物质计量数必须方速率
(2)反应混合物中组成成分含量保持变（外部表现）：
① 组成成分质量物质量分子数体积（气体）物质量浓度均保持变
② 组成成分质量分数物质量分数气体体积分数均保持变
③ 反应前物质气体总体积等气体总物质量总压强（恒温恒容）均摩尔质量混合气体密度（恒温恒压）均保持变
④ 反应物转化率产物产率保持变四化学衡常数
(1)定义定温度逆反应达化学衡时生成物浓度系数幂积反应物浓度系数幂积值常数常数该反应化学衡常数 K 表示
(2) 表达式： aA(g)+bB(g) cC(g)+ dD(g)
定温度反应物起始浓度反应达衡状态物质物质量浓度代入式结果定值
常数称作该反应化学衡常数简称衡常数
(1)K 意义： K 值越说明衡体系中生成物占例越正反应进行程度反应物转化率越衡常数够衡量化学反应进行程度反应限度
(2)定温度时反应化学方程式书写方式配计量数衡常数表达式
(3)衡常数表达式中物质浓度必须衡浓度（固体纯液体表达）稀溶液中进行反应水浓度成常数表达衡常数表达式中非水溶液中反应果反应物生成物中水时水浓度成常数
(4)K>105 时认反应进行基完全
(5)K温度关反应物生成物浓度变化关衡建立途径关时应标明温度温度定时 K 值定值
2 衡转化率
(1)定义物质反应中已转化量该物质总量值
(2)表达式
结：反应衡转化率表示定温度定起始浓度反应进行限度
利化学衡常数预测定温度种起始浓度反应进行限度
(3)产品产率转化率研究象反应物产率研究象生成物
第三单元 化学衡移动
化学衡移动
（1）定义：逆反应中旧化学衡破坏新化学衡建立程化学衡移动
段时间
条件改变
（2）移动原：外界条件发生变化
v正≠v逆
旧衡
新衡
移动方：v正v逆相决定
衡正反应方移动
①V正＞V逆
衡移动
②V正＝V逆
③V正＜V逆 衡逆反应方移动
（3）衡移动标志：
组分浓度原衡较发生改变
（4）影响化学衡条件
(1)增反应物减生成物浓度化学衡正反应方移动
减反应物增生成物浓度化学衡逆反应方移动
(2) A：温度升高会化学衡着吸热反应方移动
B：温度降低会化学衡着放热反应方移动
V
t
0
V(正)
V(逆)
① 升高温度度
② 降低温度
V
t
0
V(正)
V(逆)
V(逆)
V(正)
正反应放热反应改变温度时衡移动图象
V(逆)
V(正)
(3) (反应前气体体积改变反应)
A：增压强会化学衡着气体体积缩方移动
B：减压强会化学衡着气体体积增方移动
[注意]
①反应前气体总体积相等反应 改变压强化学衡移动
②固体液体参加反应 改变压强化学衡移动
(4)催化剂正逆反应速率等倍增化学衡移动
二勒夏特列原理∶
果改变影响衡条件（温度压强参加反应化学物质浓度）衡着够减弱种改变方移动
三等效衡
化学衡建立途径关逆反应反应物方开始生成物方开始条件变（定温定容定温定压）达衡状态等效衡
（1）定义：定条件（恒温恒容恒温恒压）起始加入情况逆反应达衡相组分分数（体积物质量）均相等样化学衡互称等效衡
等效衡中仅相组分分数（体积物质量）均相相组分物质量均相类等效衡互称衡衡等效衡特例
(2) 等效衡规律：
①定温定容条件反应前气体分子数变逆反应改变起始时加入物质物质量通反应计量数换算成半边物质物质量原衡相两衡等效
②定温定容条件反应前气体分子数变反应改变起始时加入物质物质量通反应计量数换算成半边物质物质量原衡相两衡等效
③定温定压条件改变起始时加入物质物质量通反应计量数换算成半边物质物质量原衡相两衡等效
第三章 水溶液中离子衡
电解质关定义
物质
单质
化合物
电解质
非电解质：数非金属氧化物机物SO3CO2C6H12O6CCl4CH2CH2……
强电解质：强酸强碱绝数金属氧化物盐HClNaOHNaClBaSO4
弱电解质：弱酸弱碱水HClONH3·H2OCu(OH)2H2O……
混物
纯净物
1电解质非电解质质区：
定条件（溶水熔化）否电离（否导电证明否电离）
电解质——离子化合物价化合物 非电解质——价化合物
离子化合物价化合物鉴方法：熔融状态否导电
2强电解质弱电质质区：水溶液中否完全电离（否存电离衡）
注意：①电解质非电解质化合物 ②SO2NH3CO2等属非电解质 ③强电解质等易溶水化合物（BaSO4溶水溶水BaSO4全部电离BaSO4强电解质）
4强酸（HA）弱酸（HB）区：(1)溶液物质量浓度相时pH(HA)＜pH(HB) (2)pH值相时溶液浓度CHA＜CHB(3)pH相时加水稀释等倍数pHHA＞pHHB
二水电离溶液酸碱性
1水离衡：H2OH＋ + OH 水离子积：KW [H＋]·[OH]
25℃时 [H＋][OH] 107 molL KW [H＋]·[OH] 1014
注意：KW温度关温度定KW值定 KW仅适纯水适溶液（酸碱盐）
2水电离特点：（1）逆 （2）吸热 （3）极弱
3影响水电离衡外界素：
(1)酸碱 ：抑制水电离（pH14酸碱水溶液中水电离等抑制）(2)温度：促进水电离（水电离吸热）(3)易水解盐：促进水电离（pH14两种水解盐溶液中水电离等促进）
4溶液酸碱性pH：
（1）pH lg[H＋] 注意：①酸性溶液定酸溶液（ 溶液） ②pH＜7 溶液定酸性溶液（温度常温） ③碱性溶液定碱溶液（ 溶液）
（2）pH测定方法：酸碱指示剂——甲基橙石蕊酚酞
pH试纸 ——简单方法 操作：块pH试纸放洁净玻璃片玻璃棒
沾取未知液点试纸中部然标准色卡较读数
注意：①事先水湿润PH试纸②读取整数值范围
（3）常酸碱指示剂变色范围：
指示剂
变色范围PH
石蕊
＜5红色
5～8紫色
＞8蓝色
甲基橙
＜31红色
31～44橙色
＞44黄色
酚酞
＜8色
8～10浅红
＞10红色
三 混合液pH值计算方法公式
1强酸强酸混合：（先求[H＋]混：两种酸中H＋离子数相加总体积求）[H＋]混 （[H＋]1V1+[H+]2V2）（V1+V2）
2强碱强碱混合：（先求[OH]混：两种酸中OH离子数相加总体积求）[OH]混＝（[OH]1V1+[OH]2V2）（V1+V2） (注意 直接计算[H+]混)
3强酸强碱混合：（先H＋ + OH H2O计算余H+OH①H＋余余H＋数溶液总体积求[H＋]混OH余余OH数溶液总体积求[OH]混求）
注意：加法运算中相差100倍（含100倍）忽略计
4稀释程溶液pH值变化规律：
(1)强酸溶液：稀释10n倍时pH稀pH原+ n（始终等7）
(2)弱酸溶液：稀释10n倍时pH稀＜pH原+n （始终等7）
(3)强碱溶液：稀释10n倍时pH稀pH原－n（始终等7）
(4)弱碱溶液：稀释10n倍时pH稀＞pH原－n（始终等7）
(5)溶液稀释时pH均7（中性）溶液限稀释pH均7
(6)稀释时弱酸弱碱水解盐溶液pH变化慢强酸强碱变化快
四酸碱恰完全反应H＋OH恰中酸碱性判断方法
1酸碱恰反应：恰生成盐水盐水解判断溶液酸碱性（水解呈中性）
2H＋OH恰中（现金相等）14规：pH14两溶液等体积混合谁弱显谁性弱显中性
五盐类水解（溶水盐水解）
1盐类水解规律：
①弱水解弱水解越弱越水解谁强显谁性两弱相促进两强水解②元弱酸根浓度相时正酸根酸式酸水解程度碱性更强 (Na2CO3 ＞NaHCO3)③弱酸酸性强弱较：
A族元素高价含氧酸酸性递减氧酸酸性递增（利特殊值进行记忆酸性：
HF
B饱元脂肪酸碳原子数越酸性越强（HCOOH>CH3COOH）
C常见酸酸性：HClOHAlO2苯酚极弱酸醋酸>碳酸磷酸H2SO3中强酸
HClO4强含氧酸等
2盐类水解特点：（1）逆 （2）程度 （3）吸热
3影响盐类水解外界素：①温度：温度越高水解程度越 （水解吸热）②浓度：浓度越水解程度越（越稀越水解）③酸碱：促进抑制盐水解（H+促进阴离子水解
抑制阳离子水解OH促进阳离子水解抑制阴离子水解）
4酸式盐溶液酸碱性：①电离水解：HSO4 ②电离程度＞水解程度显酸性 （ HSO3 H2PO4） ③水解程度＞电离程度显碱性 （：HCO3 HS HPO42）
5双水解反应：
(1)构成盐阴阳离子均发生水解反应双水解反应（弱酸弱碱盐）双水解反应相互促进水解程度较甚水解完全促进程NH4Ac例解释：
NH4Ac NH4＋ + Ac NH4＋ + H2ONH3·H2O + H＋ Ac— + H2OHAc + OH
两水解反应生成H+OH—反应生成水两水解反应生成物浓度均减少衡均右移
(2)常见双水解反应完全：Fe3＋Al3＋AlO2CO32(HCO3)S2(HS)SO32(HSO3)特点相互水解成沉淀气体双水解完全方程式写标↑↓离子方程式配两边电荷衡：2Al3＋ + 3S2 + 6H2O 2Al(OH)3↓+ 3H2S↑
6盐类水解应：
①混施化肥（NPK三元素变成↑↓）②泡沫灭火剂（硫酸铝苏原料双水解）③FeCl3溶液止血剂（血浆胶体电解质溶液胶体凝聚）④明矾净水（Al3＋水解成氢氧化铝胶体胶体具表面积吸附水中悬浮物聚沉）⑤NH4Cl焊接金属（氯化铵呈酸性溶解铁锈）⑥判断溶液酸碱性（强者显性）⑦较盐溶液离子浓度 ⑧判断离子存（双水解离子产生沉淀气体量存）⑨配制盐溶液（加应酸防止水解）
六电离水解方程式书写原
1元弱酸（元弱酸盐）电离（水解）书写原：分步书写
例：H2S电离H2S H＋ + HS HS H＋ + S2
例：Na2S水解：H2O+ S2 HS + OH H2O + HS H2S + OH
注意：水解电离决定第步第二步般相微弱
2元弱碱（元弱碱盐）电离（水解）书写原：步书写
例：Al3＋ + 3H2O Al(OH)3 + 3H＋
七溶液中微粒浓度较
1基原：抓住溶液中微粒浓度必须满足两种守恒关系：
①电荷守恒（电荷数前移）溶液均显电中性阳离子浓度带电荷数积＝阴离子浓度带电荷数积
②物料守恒(原子数前移) 某原子总量(总浓度)＝种形式存微粒量(浓度)
③质子守恒(失H＋数前移)：∑质子形成微粒浓度·质子数 ∑失质子形成微粒浓度·失质子数
2浓度弱酸弱酸盐 浓度弱碱弱碱盐电离水解强弱规律：
①中常化学常见三
等浓度HAcNaAc混合溶液：弱酸电离＞应弱酸盐水解溶液呈酸性
等浓度NH3·H2ONH4Cl混合液：弱碱电离＞应弱碱盐水解溶液呈碱性
等浓度HCNNaCN混合溶液：弱酸电离<应弱酸盐水解溶液呈碱性
②掌握处理方法（抓矛盾）
八溶解衡
1难溶电解质溶解衡常见知识
（1）溶解度001g电解质称难溶电解质生成难溶电解质反应完全反应
（2）反应离子浓度降1×105molL反应完全反应酸碱中时[H＋]降107molL<105molL完全反应常见难溶物水中离子浓度均远低105
molL均
（3）难溶非溶难溶物水中均存溶解衡
（4）掌握三种微溶物质：CaSO4Ca(OH)2Ag2SO4
（5）溶解衡常吸热Ca(OH)2放热升温溶解度减少
（6）溶解衡存前提：必须存沉淀否存衡
2溶解衡方程式书写注意沉淀(s)标明状态：Ag2S(s)2Ag＋ + S2
3沉淀生成三种方式
（1）加沉淀剂法：Ksp越（沉淀越难溶）沉淀越完全沉淀剂量沉淀更完全
（2）调pH值某易水解金属阳离子：常加入难溶性MOM(OH)2MCO3等M2+溶液中易水
解阳离子加MgOMgCl2溶液中FeCl3
（3）氧化原沉淀法：加氧化剂原剂离子变成沉淀（较少见）
4沉淀溶解：沉淀溶解溶解衡正移动常采方法：①加水②加热③减少生成物（离子）浓度沉淀溶解方法般减少生成物浓度难溶物加水加热溶解度影响
5沉淀转化：溶液中沉淀反应总着离子浓度减少方进行简言溶解度生成溶解度溶解度生成溶解度更
第四章 电化学基础
原电池
1 定义：化学转化电装置
2构成条件（1）两种金属（种金属石墨）作电极
（2）插入电解质溶液里
（3）形成闭合回路
结：
原电池
（电解质溶液）
负 极
正 极
e
（氧化反应）
（原反应）
3原电池化学原理
电子负极（较活泼金属）流正极（较活泼金属碳棒）
负极发生氧化反应正极发生原反应
4半电池：包括电极材料电解质溶液两隔离半电池通盐桥连接起
原电池正负极判断方法
负极 (1)相活泼金属(2)失电子发生氧化反应(3)质量减少(4)电解质溶液中阴离子定移动方
正极 (1)相活泼金属 非金属(2)电子发生原反应(3)质量增加 生成气体
(4)电解质溶液中阳离子定移动方
二化学电池：利原电池原理制造供电装置
①次电池—充电电池—：干电池
②二次电池——充电电池——：蓄电池
③燃料电池：燃料电池利氢气天然气甲醇等燃料氧气空气进行电化学反应时释放出化学直接转化成电类原电池
书写电极反应式应注意点：
1．电极反应种离子反应遵循书写离子反应规（拆）
2．两极反应电子失数配相加总反应总反应减极反应极反应
3．负极失电子氧化产物正极电子原产物溶液酸碱性关＋4价C酸性溶液中CO2形式存碱性溶液中CO32－形式存）
1盐桥作：
Cl锌盐方移
动K+铜盐方移动
Zn盐Cu盐溶液直
保持电中性电
子断Zn极流Cu
极
三电解池：电转化成化学装置
电解池形成条件：
a直流电源相连两极
b电解质溶液熔融电解质
c形成闭合回路
电解：直流电作两极分发生氧化反应原反应程
电极名称判断：
阴极：电源负极相连极物质该电子发生原反应阳离子阴极移动
阳极：电源正极相连极物质该失电子发生氧化反应阴离子阳极移动
离子放电序
阳离子（阴极）： Ag+>Cu2+ ＞H+＞ Na+ (离子电子力氧化性减弱)
阴离子（阳极）：金属单质(PtAu外) ＞Cl ＞OH ＞含氧酸根(失电子力原性减弱)
电解方程式书写规
(1)失电子数相等配电极方程式
(2)H+OH放电电极方程式写离子形式电解方程式写H2O
(3)标明通电二字
分析电解反应般思路：
明确溶液中存离子
根阳极氧化阴极原分析出产物
阴阳两极附离子
完成列溶液电极反应(石墨电极电解)
硫酸溶液： CuBr2溶液：
KOH溶液： CuSO4溶液：
惰性电极电解电解质溶液规律
电解水型：含氧酸强碱活泼金属含氧酸盐（NaOHH2SO4K2SO4）电解
电解电解质型：氧酸活泼氧酸盐（HClCuCl2）溶液电解
电解质水时电解型
A放氢生碱型：活泼金属氧酸盐（NaClMgBr2)溶液电解
B放氧生酸型：活泼金属含氧酸盐（CuSO4AgNO3）溶液电解
相互关系：时发生电化腐蚀化
金属（合金）周围接触气体
（液体）反应腐蚀损耗程
第三单元 金属腐蚀防护
1金属防护种重方法
①改变金属部组织结构制成合金
②金属表面覆盖保护层油漆油脂等电镀ZnCr等易氧化形成致密氧化物薄膜作保护层
原理：隔绝金属外界空气电解质溶液接触
③电化学保护法金属作原电池正极电解池阴极受保护
2牺牲阳极阴极保护法：
原理 ：形成原电池反应时保护金属做正极反应起保护作活泼金属反应受腐蚀
3外加电源阴极保护法：
保护金属附加电极作电解池两极保护金属作阴极外加直流电作阴极保护法防止土壤海水水中金属设备腐蚀
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