有没有高中化学反应原理的所有知识点总结. 谢了

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高中化学高中化学高中化学高中化学选修选修选修选修4444知识点归纳总结知识点归纳总结知识点归纳总结知识点归纳总结 第一章第一章第一章第一章 化学反应与能量化学反应与能量化学反应与能量化学反应与能量 一、焓变 反应热 1．反应热：一定条件下,一定物质的量的反应物之间完全反应所放出或吸收的热量 2．焓变(ΔH)的意义：在恒压条件下进行的化学反应的热效应（1）.符号： △H （2）.单位：kJ/mol 3.产生原因：化学键断裂——吸热 化学键形成——放热 放出热量的化学反应.(放热>吸热) △H 为“—”或△H 放热）△H 为“+”或△H >0 ☆ 常见的放热反应：① 所有的燃烧反应 ② 酸碱中和反应 ③ 大多数的化合反应 ④ 金属与酸的反应 ⑤ 生石灰和水反应 ⑥ 浓硫酸稀释、氢氧化钠固体溶解等 ☆ 常见的吸热反应：① 晶体Ba(OH) 2•8H2O与NH4Cl ② 大多数的分解反应 ③ 以H2、CO、C为还原剂的氧化还原反应 ④ 铵盐溶解等 二、热化学方程式 书写化学方程式注意要点: ①热化学方程式必须标出能量变化. ②热化学方程式中必须标明反应物和生成物的聚集状态（g,l,s分别表示固态,液态,气态,水溶液中溶质用aq表示） ③热化学反应方程式要指明反应时的温度和压强. ④热化学方程式中的化学计量数可以是整数,也可以是分数 ⑤各物质系数加倍,△H加倍；反应逆向进行,△H改变符号,数值不变 三、燃烧热 1．概念：25 ℃,101 kPa时,1 mol纯物质完全燃烧生成稳定的化合物时所放出的热量.燃烧热的单位用kJ/mol表示. ※注意以下几点： ①研究条件：101 kPa ②反应程度：完全燃烧,产物是稳定的氧化物. ③燃烧物的物质的量：1 mol ④研究内容：放出的热量.（ΔHH3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H二、水的电离和溶液的酸碱性 1、水电离平衡：: 水的离子积：KW = c[H+]·c[OH-] 25℃时, [H+]=[OH-] =10-7 mol/L ; KW = [H注意：KW只与温度有关,温度一定,KW不仅适用于纯水,适用于任何溶液2、水电离特点：（1）可逆 （2）吸热3、影响水电离平衡的外界因素： ①酸、碱 ：抑制水的电离 KW〈1*10②温度：促进水的电离（水的电离是 ③易水解的盐：促进水的电离 KW 〉4、溶液的酸碱性和pH： （1）pH=-lgc[H+] （2）pH的测定方法： 酸碱指示剂—— 甲基橙 、 石蕊 变色范围：甲基橙 3.1~4.4（橙色） pH试纸 —操作 玻璃棒蘸取未知液体在试纸上 注意：①事先不能用水湿润PH三 、混合液的pH值计算方法公式 1、强酸与强酸的混合：（先求[H+]混：（[H+]1V1+[H+]2V2）/（V1+V2） 2、强碱与强碱的混合：（先求[OH-]混：＝（[OH-]1V1+[OH-]2V2）/（V1+V2） 3、强酸与强碱的混合：（先据H+ + OH体积求[H+]混；OH-有余,则用余下的四、稀释过程溶液pH值的变化规律：1、强酸溶液：稀释10n倍时,pH稀=pH2、弱酸溶液：稀释10n倍时,pH稀〈3、强碱溶液：稀释10n倍时,pH稀=pH4、弱碱溶液：稀释10n倍时,pH稀〉5、不论任何溶液,稀释时pH均是向6、稀释时,弱酸、弱碱和水解的盐溶液的这叫电离平衡. 升温有利于电离. 越小 ；溶液稀释时,电离平衡向着电离的方向移动溶液里加入与弱电解质具有相同离子的电解质,会 减弱 电离.D、其他外加试剂,有利于电离. 弱酸的电离要分布写（第一步为主） 弱电解质在达到电离平衡时,溶液中电离所生成的各种离子浓度的乘积.叫做电离平衡常数,（一般用Ka表示酸,Kb表示碱Ki=[ A+][ B-]/[AB] 电离常数的大小主要由物质的本性决定. 不受浓度变化影响,在室温下一般变化不大. 不同弱酸,电离常数越大,其电离程度越大>H2S>HClO ] = [H+]·[OH-] = 1*10-14 ,则KW值一定 适用于任何溶液（酸、碱、盐） 吸热 （3）极弱 1*10-14 吸 热的） 〉 1*10-14 、 酚酞 . 石蕊5.0~8.0（紫色） 酚酞8.2~10.0（浅红色）玻璃棒蘸取未知液体在试纸上,然后与标准比色卡对比即可 PH试纸；②广泛pH试纸只能读取整数值或范围 ：将两种酸中的H+离子物质的量相加除以总体积：将两种酸中的OH-离子物质的量相加除以总体积 (注意 :不能直接计算[H+]混) + OH- ==H2O计算余下的H+或OH-,①H+有余,则用余下的则用余下的OH-数除以溶液总体积求[OH-]混,再求其它） ： pH原+ n （但始终不能大于或等于7） 〈pH原+n （但始终不能大于或等于7） pH原－n （但始终不能小于或等于7） 〉pH原－n （但始终不能小于或等于7） 均是向7靠近（即向中性靠近）；任何溶液无限稀释后弱碱和水解的盐溶液的pH变化得慢,强酸、强碱变化得快. 电离平衡向着电离的方向移动.C、同离子效应：在其他外加试剂：加入能与弱电解质溶液中电离所生成的各种离子浓度的乘积,跟溶液表示碱. ） 其电离程度越大,酸性越强.如：） . 离子物质的量相加除以总体积,再求其它） [H+]混 =离子物质的量相加除以总体积,再求其它） [OH-]混则用余下的H+数除以溶液总 任何溶液无限稀释后pH均接近7 五、强酸（pH1）强碱（pH2）混和计算规律1、若等体积混合 pH1+pH2=14 则溶液显中性pH=7pH1+pH2≥15 则溶液显碱性pH=pHpH1+pH2≤13 则溶液显酸性pH=pH1+0.32、若混合后显中性 pH1+pH2=14 V酸：V碱=1：1 pH1+pH2≠14 V酸：V碱=1：10〔14-（pH1+pH2六、酸碱中和滴定： 1、中和滴定的原理 实质：H++OH—=H2O 即酸能提供的H2、中和滴定的操作过程： （1）仪②滴定管的刻度,O刻度在 上下端有一部分没有刻度.滴定时,所用溶液不得超过最低刻度中途向滴定管中添加.②滴定管可以读到小数点后（2）药品：标准液；待测液；指示剂（3）准备过程： 准备：检漏、洗涤、润洗、装液、赶气泡准液洗（或待测液洗）→装溶液→排气泡（4）试验过程 3、酸碱中和滴定的误差分析 误差分析：利用n酸c酸V酸=n碱c碱式中：n——酸或碱中氢原子或氢氧根离子数V——酸或碱溶液的体积.当用酸去滴定碱确定碱的浓度时c碱=VnVcn⋅⋅⋅ 上述公式在求算浓度时很方便,而在分析误差时起主要作用的是分子上的标准酸,其数值在理论上是不变的,若稀释了虽实际值变小样也是一个定值,它是用标准的量器量好后注入锥形瓶中的变化的却是标准酸用量的减少,即V酸减小用标准酸来测定碱的浓度时,c碱的误差与之偏低. 同理,用标准碱来滴定未知浓度的酸时亦然七、盐类的水解（只有可溶于水的盐才水解1、盐类水在水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的2、水解的实质： 水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的促进水的电离. 3、盐类水解规律： ①有 弱 才水解,无弱不水解,越弱越水解②多元弱酸根,浓度相同时正酸根比酸式酸根水解程度大4、盐类水解的特点：（1）可逆（与中和反应互逆5、影响盐类水解的外界因素： ①温度：温度越 高 水解程度越大 ②浓度：浓度越小,水解程度越 大 ③酸碱：促进或抑制盐的水解（H+促进离子水解） 6、酸式盐溶液的酸碱性： 混和计算规律w.w.w.k.s.5.u.c.o.m pH=7 pH=pH2-0.3 pH=pH1+0.3 pH1+pH2）〕 H+和碱能提供的OH-物质的量相等. 上 ,往下刻度标数越来越大,全部容积 大于所用溶液不得超过最低刻度,不得一次滴定使用两滴定管酸滴定管可以读到小数点后 一位 . 指示剂. 赶气泡、调液面.（洗涤：用洗液洗→检漏：滴定管是否漏水排气泡→调液面→记数据V(始) 碱V碱进行分析 酸或碱中氢原子或氢氧根离子数；c——酸或碱的物质的量浓度； 当用酸去滴定碱确定碱的浓度时,则： 而在分析误差时起主要作用的是分子上的V酸的变化,若稀释了虽实际值变小,但体现的却是V酸的增大它是用标准的量器量好后注入锥形瓶中的,当在实际操作中碱液外溅酸减小,则c碱降低了；对于观察中出现的误差亦同样如此碱的误差与V酸的变化成正比,即当V酸的实测值大于理论值时用标准碱来滴定未知浓度的酸时亦然. 只有可溶于水的盐才水解） 在水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H+或OH-结合生成弱电解质的反应水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H+或OH-结合,破坏水的电离越弱越水解；谁 强显谁性,两弱都水解,同强显中性浓度相同时正酸根比酸式酸根水解程度大,碱性更强. (如:Na2CO3 与中和反应互逆） （2）程度小 （3）吸热 （水解吸热,越热越水解） （越稀越水解） 促进 阴离子 水解而 抑制 阳离子水解；OH大于 它的最大刻度值,因为不得一次滴定使用两滴定管酸（或碱）,也不得滴定管是否漏水→用水洗→用标,因为在滴定过程中c酸为酸的增大,导致c酸偏高；V碱同当在实际操作中碱液外溅,其实际值减小,但引起对于观察中出现的误差亦同样如此.综上所述,当酸的实测值大于理论值时,c碱偏高,反结合生成弱电解质的反应. 破坏水的电离,是平衡向右移动,同强显中性. ＞NaHCO3) OH -促进阳离子水解而抑制阴①只电离不水如HSO4- 显 酸 性 ②电离程度＞水解程度,显 酸 性 （如: HSO3- 、H2PO4-） ③水解程度＞电离程度,显 碱 性 （如：HCO3- 、HS- 、HPO42-） 7、双水解反应： （1）构成盐的阴阳离子均能发生水解的反应.双水解反应相互促进,水解程度较大,有的甚至水解完全.使得平衡向右移. （2）常见的双水解反应完全的为：Fe3+、Al3+与AlO2-、CO32-(HCO3-)、S2-(HS-)、SO32-(HSO3-)；S2-与NH4+；CO32-(HCO3-)与NH4+其特点是相互水解成沉淀或气体.双水解完全的离子方程式配平依据是两边电荷平衡,如：2Al3+ + 3S2- + 6H2O == 2Al(OH)3↓+ 3H2S↑ 8、盐类水解的应用： 水解的应用 实例 原理 1、净水 明矾净水 Al3++3H2O Al(OH)3(胶体)+3H+ 2、去油污 用热碱水冼油污物品 CO32-+H2O HCO3-+OH- 3、药品的保存 ①配制FeCl3溶液时常加入少量盐酸 Fe3++3H2O Fe(OH)3+3H+ ②配制Na2CO3溶液时常加入少量NaOH CO32-+H2O HCO3-+OH- 4、制备无水盐 由MgCl2·6H2O制无水MgCl2 在HCl气流中加热 若不然,则： MgCl2·6H2O Mg(OH)2+2HCl+4H2O Mg(OH)2 MgO+H2O 5、泡沫灭火器 用Al2(SO4)3与NaHCO3溶液混合 Al3++3HCO3-=Al(OH)3↓+3CO2↑ 6、比较盐溶液中离子浓度的大小 比较NH4Cl溶液中离子浓度的大小 NH4++H2O NH3·H2O+H+ c(Cl-)>c(NH4+)>c(H+)>c(OH)- 9、水解平衡常数 （Kh） 对于强碱弱酸盐：Kh =Kw/Ka(Kw为该温度下水的离子积,Ka为该条件下该弱酸根形成的弱酸的电离平衡常数) 对于强酸弱碱盐：Kh =Kw/Kb（Kw为该温度下水的离子积,Kb为该条件下该弱碱根形成的弱碱的电离平衡常数） 电离、水解方程式的书写原则 1、多元弱酸（多元弱酸盐）的电离（水解）的书写原则：分步书写 注意：不管是水解还是电离,都决定于第一步,第二步一般相当微弱. 2、多元弱碱（多元弱碱盐）的电离（水解）书写原则：一步书写 八、溶液中微粒浓度的大小比较 ☆☆基本原则：抓住溶液中微粒浓度必须满足的三种守恒关系： ①电荷守恒：:任何溶液均显电 中 性,各阳离子浓度与其所带电荷数的乘积之和＝各阴离子浓度与其所带电荷数的乘积之和 ②物料守恒: （即原子个数守恒或质量守恒） 某原子的总量(或总浓度)＝其以各种形式存在的所有微粒的量(或浓度)之和 ③质子守恒：即水电离出的H+浓度与OH-浓度相等. 九、难溶电解质的溶解平衡 △ △ △ 1、难溶电解质的溶解平衡的一些常见知识 （1）溶解度 小于 0.01g的电解质称难溶电解质（2）反应后离子浓度降至1*10-5以下的反应为完全反应反应,用“=”,常见的难溶物在水中的离子浓度均远低于 （3）难溶并非不溶,任何难溶物在水中均存在溶解平衡 （4）掌握三种微溶物质：CaSO4、 （5）溶解平衡常为吸热,但Ca(OH) （6）溶解平衡存在的前提是：必须存在沉淀2、溶解平衡方程式的书写 注意在沉淀后用(s)标明状态,并用3、沉淀生成的三种主要方式 （1）加沉淀剂法：Ksp越小（即沉淀越难溶 （2）调pH值除某些易水解的金属阳离子 （3）氧化还原沉淀法： （4）同离子效应法 4、沉淀的溶 沉淀的溶解就是使溶解平衡正向移动5、沉淀的转化： 溶解度大的生成溶解度小的,溶解度小的生成溶解度 如：AgNO3 AgCl(白色沉淀) AgBr6、溶度积（KSP） 1、定义：在一定条件下,难溶电解质电解质溶解成离子的速率等于离子重新结合成沉淀的速率的浓度保持不变的状态. 2、表达式：AmBn(s) mAn+(aq)+nB KSP= [c(An+)]m •[c(Bm-)]n 3、影响因素： 外因：①浓度：加水,平衡向溶解方向移动②温度：升温,多数平衡向溶解方向移动4、溶度积规则 QC（离子积）〉KSP 有沉淀析出 QC= KSP 平衡状态 QC〈KSP 饱和,继续溶解 原电池： 1、概念：化学能转化为电能的装置叫做原电池 2、组成条件：①两个活泼性不同的电极 3、电子流向：外电路： 负 极—— 内电路：盐桥中 阴 4、电极反应：以锌铜原电池为例：负极： 氧化反应： Zn－2e＝正极： 还原反应： 2H＋＋总反应式： Zn+2H+=Zn2++H2↑ 5、正、负极的判断： （1）从电极材料：一般较活泼金属为负极难溶电解质的溶解平衡的一些常见知识 的电解质称难溶电解质. 以下的反应为完全反应.如酸碱中和时[H+]降至10-7mol/L