1樓：
不知道你們學哪一本，一般是學選修4《化學反應原理》，方程式比較少，但是公式及知識點很多，鹽類水解是難點
知識點總結
第一章：化學反應與能量變化
1、反應熱與焓變：△h=h(產物)-h(反應物)
2、反應熱與物質能量的關係
3、反應熱與鍵能的關係
△h=反應物的鍵能總和-生成物的鍵能總和
4、常見的吸熱、放熱反應
⑴常見的放熱反應：
①活潑金屬與水或酸的反應 ②酸鹼中和反應 ③燃燒反應 ④多數的化合反應⑤鋁熱反應
⑵常見的吸熱反應
①多數的分解反應 ②2nh4cl(s)+ba(oh)2·8h2o(s)=bacl2+2nh3+10h2o
③ c(s)+ h2o(g) co+h2 ④co2+ c2 co
5、反應條件與吸熱、放熱的關係：反應是吸熱還是放熱與反應的條件沒有必然的聯絡，而取決與反應物和產物具有的總能量（或焓）的相對大小。
6、書寫熱化學方程式除了遵循書寫化學方程式的要求外，還應注意以下幾點：
①放熱反應△h為「-」，吸熱反應△h為「+」，△h的單位為kj/mol
②反應熱△h與測定條件（溫度、壓強等）有關，因此應注意△h的測定條件；絕大多數化學反應的△h是在298k、101pa下測定的，可不註明溫度和壓強。
③熱化學方程式中各物質化學式前面的係數僅表示該物質的物質的量，並不表示物質的分子或原子數，因此化學計量數可以是分數或小數。必須註明物質的聚集狀態，熱化學方程式是表示反應已完成的數量，所以方程式中化學式前面的計量數必須與△h相對應；當反應逆向進行時，反應熱數值相等，符號相反。
7、利用蓋斯定律進行簡單的計算
8、電極反應的書寫： 活性電極：電極本身失電子
⑴電解：陽極：（與電源的正極相連）發生氧化反應 惰性電極：溶液中陰離子失電子
（放電順序：i->br->cl->oh-）
陰極:（與電源的負極相連）發生還原反應，溶液中的陽離子得電子
（放電順序：ag+>cu2+>h+）
注意問題：①書寫電極反應式時，要用實際放電的離子來表示
②電解反應的總方程式要註明「通電」
③若電極反應中的離子來自與水或其他弱電解質的電離，則總反應離子方程式中要用化學式表示
⑵原電池：負極：負極本身失電子，m→mn+ +ne-
① 溶液中陽離子得電子 nm++me-→n
正極： 2h++2e-→h2↑
②負極與電解質溶液不能直接反應：o2+4e-+2h2o→4oh- （即發生吸氧腐蝕）
書寫電極反應時要注意電極產物與電解質溶液中的離子是否反應，若反應，則在電極反應中應寫最終產物。
9、電解原理的應用：
⑴氯鹼工業：陽極(石墨):2cl-→cl2+2e-( cl2的檢驗：將溼潤的澱粉碘化鉀試紙靠近出氣口，試紙變藍，證明生成了cl2)。
陰極：2h++2e-→h2↑（陰極產物為h2、naoh。現象（滴入酚酞）：有氣泡逸出，溶液變紅）。
⑵銅的電解精煉：電極材料：粗銅做陽極，純銅做陰極。電解質溶液：硫酸酸化的硫酸銅溶液
⑶電鍍：電極材料：鍍層金屬做陽極（也可用惰性電極做陽極），鍍件做陰極。電解質溶液是用含有鍍層金屬陽離子的鹽溶液。
10、化學電源
⑴燃料電池：先寫出電池總反應（類似於可燃物的燃燒）；
再寫正極反應（氧化劑得電子，一般是o2+4e-+2h2o→4oh-（中性、鹼性溶液）
o2+4e-+4h+→2h2o(酸性水溶液)。負極反應=電池反應-正極反應（必須電子轉移相等）
⑵充放電電池：放電時相當於原電池，充電時相當於電解池（原電池的負極與電源的負極相連，做陰極，原電池的正極與電源的正極相連，做陽極），
11、計算時遵循電子守恆，常用關係式：2 h2~ o2~2cl2~2cu~4ag~4oh-~4h+~4e-
12、金屬腐蝕：電解陽極引起的腐蝕》原電池負極引起的腐蝕》化學腐蝕》原電池正極》電解陰極
鋼鐵在空氣中主要發生吸氧腐蝕。負極：2fe→2fe 2++4e- 正極：o2+4e-+2h2o→4oh-
總反應：2fe + o2+2h2o＝2fe(oh)2
第二章：化學反應的方向、限度和速度
1、反應方向的判斷依據：△h-t△s<0,反應能自發進行；△h-t△s=0，反應達到平衡狀態
△h-t△s>0反應不能自發。該判據指出的是一定條件下，自發反應發生的可能性，不能說明實際能否發生反應（計算時注意單位的換算）課本p40t3
2、化學平衡常數：
①平衡常數的大小反映了化學反應可能進行的程度，平衡常數越大，說明反應進行的越完全。②純固體或純溶劑參加的反應，它們不列入平衡常數的表示式
③平衡常數的表示式與化學方程式的書寫方式有關，單位與方程式的書寫形式一一對應。對於給定的化學反應，正逆反應的平衡常數互為倒數
④化學平衡常數受溫度影響，與濃度無關。溫度對化學平衡的影響是通過影響平衡常數實現的。溫度升高，化學平衡常數增大還是減小與反應吸放熱有關。
3、平衡狀態的標誌：①同一物質的v正=v逆 ②各組分的物質的量、質量、含量、濃度（顏色）保持不變 ③氣體的總物質的量、總壓強、氣體的平均分子量保持不變只適用於△vg≠0的反應④密度適用於非純氣體反應或體積可變的容器
4、惰性氣體對化學平衡的影響
⑴恆壓時充入惰性氣體，體積必增大，引起反應體系濃度的減小，相當於減壓對平衡的影響
⑵恆容時充入惰性氣體，各組分的濃度不變，速率不變，平衡不移動
⑶對於△vg=0的可逆反應，平衡體系中加入惰性氣體，恆容、恆壓下平衡都不會移動
5、⑴等效平衡：①恆溫恆壓，適用於所有有氣體參加的可逆反應，只要使轉化後物質的量之比與最初加入的物質的量之比相同，均可達到等效平衡；平衡時各組分的百分含量相同，濃度相同，轉化率相同。
②恆溫恆容，△vg=0的反應，只要使轉化後物質的量之比與最初加入的物質的量之比相同，均可達到等效平衡；平衡時各組分的百分含量相同，轉化率相同。
⑵等同平衡：恆溫恆容，適用於所有有氣體參加的可逆反應，只要使轉化後物質的量與最初加入的物質的量相同，均可達到等同平衡；平衡時各組分的物質的量相同，百分含量相同，濃度相同。
6、充氣問題：以aa(g)+bb(g)cc(g)
⑴只充入一種反應物，平衡右移，增大另一種反應物的轉化率，但它本身的轉化率降低
⑵兩種反應物按原比例充，恆容時相當於加壓，恆壓時等效平衡
⑶初始按係數比充入的反應物或只充入產物，平衡時再充入產物，恆容時相當於加壓，恆壓時等效平衡
化學反應速率: 速率的計算和比較；濃度對化學速率的影響（溫度、濃度、壓強、催化劑）； v-t圖的分析
第三章 物質在水溶液中的行為
1、強弱電解質：
⑴強電解質：完全電離，其溶液中無溶質分子，電離方程式用「＝」，且一步電離；強酸、強鹼、大多數鹽都屬於強電解質。
⑵弱電解質：部分電離，其溶液中存在溶質分子，電離方程式用「」，多元弱酸的電離方程式分步寫，其餘的弱電解質的電離一步完成；弱酸、弱鹼、水都是弱電解質。
⑶常見的鹼：koh、naoh、ca(oh)2、ba(oh)2是強鹼，其餘為弱鹼；
常見的酸：hcl、hbr、hi、hno3、h2so4是強酸，其餘為弱酸；
注意：強酸的酸式鹽的電離一步完成，如：nahso4=na++h++so42-，而弱酸的酸式鹽要分步寫，如：nahco3=na++hco3-, hco3- co32- +h+
2、電離平衡
⑴ 電離平衡是平衡的一種，遵循平衡的一般規律。溫度、濃度、加入與弱電解質相同的離子或與弱電解質反應的物質，都會引起平衡的移動
⑵ 電離平衡常數（ka或kb）表徵了弱電解質的電離能力，一定溫度下，電離常數越大，弱電解質的電離程度越大。ka或kb是平衡常數的一種，與化學平衡常數一樣，只受溫度影響。溫度升高，電離常數增大。
3、水的電離：
⑴ h2oh++oh-，△h>0。升高溫度、向水中加入酸、鹼或能水解的鹽均可引起水的電離平衡的移動。
⑵ 任何稀的水溶液中，都存在，且[h+]·[oh-]是一常數，稱為水的離子積（kw）；kw是溫度常數，只受溫度影響，而與h+或oh-濃度無關。
⑶ 溶液的酸鹼性是h+與oh- 濃度的相對大小，與某一數值無直接關係。
⑷ 當溶液中的h+ 濃度≤1mol/l時，用ph表示。
無論是單一溶液還是溶液混合後求ph，都遵循同一原則：若溶液呈酸性，先求c(h+);若溶液呈鹼性，先求c(oh-),由kw求出c(h+)，再求ph。
⑸向水中加入酸或鹼，均抑制水的電離，使水電離的c(h+)或c(oh-)<10-7mol/l，但
c(h+)h2o=c(oh-)h2o。如某溶液中水電離的c(h+)=10-13mol/l，此時溶液可能為強酸性，也可能為強鹼性，即室溫下，ph=1或13
向水中加入水解的鹽，促進水的電離，使水電離的c(h+)或c(oh-)>10-7mol/l，如某溶液中水電離的c(h+)=10-5mol/l，此時溶液為酸性，即室溫下，ph=5，可能為強酸弱鹼鹽溶液。
4、鹽的水解
⑴在溶液中只有鹽電離出的離子才水解。本質是鹽電離出的離子與水電離出h+或oh-結合生成弱電解質，使h+或oh-的濃度減小，從而促進水的電離。
⑵影響因素：①溫度：升溫促進水解 ②濃度：稀釋促進水解 ③溶液的酸鹼性④ 同離子效應
⑷水解方程式的書寫：
①單個離子的水解：一般很微弱，用，產物不標「↑」「↓」；多元弱酸鹽的水解方程式要分步寫
②雙水解有兩種情況：ⅰ水解到底，生成氣體、沉澱，用＝，標出「↑」「↓」。
ⅱ部分水解，無沉澱、氣體，用，產物不標「↑」「↓」；
⑸ 鹽類水解的應用：①判斷溶液的酸鹼性 ②判斷鹽溶液中的離子種類及其濃度大小 ③判斷離子共存 ④加熱濃縮或蒸乾某些鹽溶液時產物的判斷，如alcl3溶液 ⑤某些鹽溶液的儲存與配製，如fecl3溶液 ⑥某些膠體的製備，如fe(oh)3膠體 ⑦解釋生產、生活中的一些化學現象，如明礬淨水、化肥的施用等。（解釋時規範格式：
寫上對應的平衡-----條件改變平衡移動-----結果）
5、沉澱溶解平衡：
⑴ ksp:ambnman++nbm-,ksp=[an+]m[bm-]n。
①ksp只與難溶電解質的性質和溫度有關，溶液中離子濃度的變化只能使平衡移動，不改變ksp。②對於陰陽離子個數比相同的電解質，ksp越大，電解質在水中的溶解能力越強。
⑵ q>ksp,有沉澱生成；q=ksp，沉澱與溶解處於平衡狀態；q⑶ 一種沉澱可以轉化為更難溶的沉澱。如鍋垢中mg(oh)2的生成，工業中重金屬離子的除去。
6、離子反應：
⑴ 與量有關的離子方程式的書寫：設量少的物質物質的量為1mol，與另一過量的物質充分反應。
⑵ 離子共存推斷題解答時應注意：①判斷一種離子存在後，一定注意與之不共存的離子一定不存在；②前面加入的試劑對後面的鑑定是否有影響。
⑶ 離子（或物質）檢驗的一般步驟：取少量——加試劑——觀現象——定結論
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