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1、2022年化学反应原理知识点总结大全 2022届高考化学反应原理学问点总结 化学反应速率、化学平衡 一化学反应速率 1定义：化学反应速率是用来衡量化学反应进行快慢程度的，通常用单位时间内反应物浓度的削减或生成物浓度的增加来表示。单位：mol/或mol/ v=ct 2规律：同一反应里用不同物质来表示的反应速率数值可以是不同的，但这些数值，都表示同一反应速率。且不同物质的速率比值等于其化学方程式中的化学计量数之比。如反应mA+nB=pC+qD 的v：v：v：v=m：n：p：q 3影响反应速率的因素 内因：参与反应的物质的结构和性质是影响化学反应速率的确定性因素。例如H2、F2混合后，黑暗处都发生爆
2、炸反应，化学反应速率极快，是不行逆反应。而H2、N2在高温、高压和催化剂存在下才能发生反应，化学反应速率较慢，由于是可逆反应，反应不能进行究竟。 外因： 浓度：当其他条件不变时，增大反应物的浓度，单位体积发生反应的分子数增加，反应速率加快。 压强：对于有气体参与的反应，当其他条件不变时，增加压强，气体体积缩小，浓度增大，反应速率加快。 温度：上升温度时，分子运动速率加快，有效碰撞次数增加，反应速率加快，一般来说，温度每上升10反应速率增大到原来的24倍。 催化剂：可以同等程度增大逆反应速率。 其他因素：增大固体表面积（粉碎），光照也可增大某些反应的速率，此外，超声波、电磁波、溶剂也对反应速率有
3、影响。 ：变更外界条件时，若正反应速率增大，逆反应速率也肯定增大，增大的倍数可能不同，但不行能正反应速率增大，逆反应速率减小。 固体、纯液体浓度视为常数，不能用其表示反应速率，它们的量的改变不会引起反应速率的改变，但其颗粒的大小可影响反应速率。 增大压强或浓度，是增大了分子之间的碰撞几率，因此增大了化学反应速率；上升温度或运用催化剂，提高了活化分子百分数，增大了有效碰撞次数，使反应速率增大。 （二）化学平衡 1化学平衡状态：指在肯定条件下的可逆反应里，正反应和逆反应的速率相等，反应混合物中各组分的浓度不变的状态。 2化学平衡状态的特征 （1）“等”即 V正=V逆>0。 （2）“动”即是动
4、态平衡，平衡时反应仍在进行。 （3）“定”即反应混合物中各组分百分含量不变。 （4）“变”即条件变更，平衡被打破，并在新的条件下建立新的化学平衡。 （5）与途径无关，外界条件不变，可逆反应无论是从正反应起先，还是从逆反应起先，都可建立同一平衡状态（等效）。 3化学平衡状态的标记 化学平衡状态的推断（以mA+nBxC+yD为例），可从以下几方面分析： v=v v:v=x : y c、C%、n%等不变 若A、B、C、D为气体，且m+nx+y，压强恒定 体系颜色不变 单位时间内某物质内化学键的断裂量等于形成量 体系平均式量恒定（m+n x+y）等 4影响化学平衡的条件 （1）可逆反应中旧化学键的破坏
5、，新化学键的建立过程叫作化学平衡移动。 （2）化学平衡移动规律勒沙特列原理 假如变更影响平衡的一个条件（如浓度、压强或温度），平衡就向能够减弱这种变更的方向移动。 浓度：增大反应物（或减小生成物）浓度，平衡向正反应方向移动。 压强：增大压强平衡向气体体积减小的方向移动。减小压强平衡向气体体积增大的方向移动。 温度：上升温度，平衡向吸热反应方向移动。降低温度，平衡向放热反应方向移动。 催化剂：不能影响平衡移动。 5等效平衡 在条件不变时，可逆反应不论实行何种途径，即由正反应起先或由逆反应起先，最终所处的平衡状态是相同；一次投料或分步投料，最终所处平衡状态是相同的。某一可逆反应的平衡状态只与反应条
6、件（物质的量浓度、温度、压强或体积）有关，而与反应途径（正向或逆向）无关。 （1）等温等容条件下等效平衡。对于某一可逆反应，在肯定T、V条件下，只要反应物和生成物的量相当（即依据系数比换算成生成物或换算成反应物时与原起始量相同），则无论从反应物起先，还是从生成物起先，二者平衡等效。 （2）等温、等压条件下的等效平衡。反应前后分子数不变或有变更同一可逆反应，由极端假设法确定出两初始状态的物质的量比相同，则达到平衡后两平衡等效。 （3）在定温、定容状况下，对于反应前后气体分子数不变的可逆反应，只要反应物（或生成物）的物质的量的比值与原平衡相同，两平衡等效。 6化学平衡计算时常用的2个率 （1）反应
7、物转化率=转化浓度起始浓度100%=转化物质的量起始物质的量100%。 （2）产品的产率=实际生成产物的物质的量理论上可得到产物的物质的量100%。 7催化剂 能变更其他物质的化学反应速率，本身在反应前后质量和性质都不变的物质。通常说的催化剂是指能加快化学反应速率的正催化剂，也有减慢化学反应速率的负催化剂或阻催化剂。在反应中加负催化剂能大大延缓反应速率，使人们不须要的化学反应如金属的锈蚀，食物的腐烂，塑料的老化尽可能慢地发生。 催化剂的催化作用具有很强的选择性，某种催化剂往往只能催化某一种反应或某一类反应。运用生物酶制剂时的选择性更为突出。 常用的催化剂及催化反应 二氧化锰 氯酸钾分解制氧气；
8、过氧化氢分解成水和氧气。 五氧化二钒 二氧化硫催化氧化成三氧化硫。 铁触媒 合成氨。 铂或铂铑合金 氨的催化氧化。 硫酸汞 乙炔水化制乙醛。 醋酸锰 乙醛氧化制乙酸。 镍 不饱和烃及其他不饱和有机物与氢气的加成反应。 三溴化铁 笨的溴化制溴苯。 运用催化剂进行催化反应时，要留意对反应物的净化，避开带入的某些杂质使催化剂丢失催化功能，这种作用称作催化剂中毒。 8可以利用平衡常数的值作标准推断反应是否达到平衡及不 平衡时向哪个方向进行如对于可逆反应mAnBpCqD，在肯定温度的随意时刻，反应物与生成物的浓度有如下关系 Qc ，Qc叫该反应的浓度商 QcK，反应向正反应方向进行 QcK，反应处于平衡
9、状态 QcK，反应向逆反应方向进行 电解质溶液 一电解质和非电解质、强电解质和弱电解质 1电解质 凡是水溶液里或熔融状态时能电离进而能导电的化合物叫做电解质。电解质溶于水或熔融时能电离出自由移动的阴、阳离子，在外电场作用下，自由移动的阴、阳离子分别向两极运动，并在两极发生氧化还原反应。所以说，电解质溶液或熔融状态时导电是化学改变。 2分类 （1）强电解质：是指在水溶液里几乎能完全电离的电解质。 （2）弱电解质：是指在水溶液中只能部分电离的电解质。 3强电解质和弱电解质的比较 强电解质 弱电解质 定义 水溶液里完全电离的电解质 水溶液里部分电离的电解质 化学键种类 离子键、强极性键 极性键 电离
10、过程 完全电离 部分电离 表示方法 用等号“=” 用可逆号“” 代表物 强酸：HCl、H2SO4、HNO3、HI 强碱：NaOH、KOH、Ba2、Ca2 绝大多数盐：NaCl、BaSO4 弱酸：H2S、H2CO3、H3PO4、HF、CH3COOH 弱碱：NH3H2O 个别盐：HgCl2、 Pb2 4非电解质 凡是在水溶液里或熔融状态都不能电离也不能导电的化合物。 常见的非电解质 非金属氧化物：CO2、SO2、SO3、NO2、P2O5 某些非金属氢化物：CH4、NH3 大多数有机物：苯、甘油、葡萄糖 二弱电解质的电离平衡 1弱电解质的电离特点 （1）微弱：弱电解质在水溶液中的电离是部分电离、电离
11、程度都比较小，分子、离子共同存在。 （2）可逆：弱电解质在水分子作用下电离出离子、离子又可重新结合成分子。因此，弱电解质的电离是可逆的。 （3）能量改变：弱电解质的电离过程是吸热的。 （4）平衡：在肯定条件下最终达到电离平衡。 2电离平衡：当弱电解质分子离解成离子的速率等于结合成分子的速率时，弱电解质的电离就处于电离平衡状态。电离平衡是化学平衡的一种，同样具有化学平衡的特征。条件变更时平衡移动的规律符合勒沙特列原理。 三水的电离和溶液的pH值 1水的电离和水的离子积常数 H2O是一种极弱电解质，能够发生微弱电离H2OH+ + OH 25时 c=c=107 molL1 水的离子积Kw=cc=10
12、14（25） Kw只与温度有关，温度上升，Kw增大。如：100 Kw=1012 Kw适用于纯水或稀酸、稀碱、稀盐水溶液中。 2溶液的pH （1）pH：pH=lgc。在溶液的c很小时，用pH来表示溶液的酸碱度。 （2）含义：pH越大，c越小，c越大，酸性越弱，碱性越强。pH越小c。c越小，酸性越强，碱性越弱。 （3）范围：014 四盐类水解 1盐类水解定义：在溶液中盐电离出来的离子跟水所电离出来的H+或OH结合生成弱电解质的反应叫作盐类的水解。 2盐类水解规律 （1）谁弱谁水解，谁强显谁性，越弱越水解，都弱都水解，两强不水解。 （2）多元弱酸根、正酸根离子比酸式酸根离子水解程度大得多，故可只考虑
13、第一步水解。 （3）水解是吸热反应，升温水解程度增大。 （4）单离子水解程度都很小，故书写水解离子方程式时要用“”，不能用“”或“”符号。 3盐类水解的类型 （1）单向水解：强酸和弱碱生成的盐，溶液呈酸性；强碱和弱酸生成的盐，溶液显碱性。如NH4Cl溶于水： NH4+ + H2O NH3H2O + H+ CH3COONa溶于水：CH3COO- + H2O CH3COOH + OH- （2）相互促进水解：弱酸和弱碱生成的盐溶于水，电离产生弱酸的阴离子和弱碱的阳离子，二者分别结合水电离产生的H+和OH-发生水解，而水溶液的离子积不变，因此促进水的电离使反应进行的程度较大。溶液的酸碱性取决于生成的弱
14、电解质的相对强弱。如CH3COONH4溶于水： CH3COO- + NH4+ CH3COOH + NH3H2O （3） 相互抑制水解：能电离产生两种以上的弱酸阴离子或弱碱阳离子的盐溶于水，弱酸的阴离子或弱碱的阳离子均发生水解，但是相互抑制，所以这一类的水解程度较小。如 2Fe2溶于水： NH4+ + H2O NH3H2O + H+ Fe2+ + 2H2O Fe2 + H+ NH4+水解产生的H+对Fe2+的水解起到抑制作用，反之也成立。 五电离平衡和水解平衡的比较 电 离 平 衡 水 解 平 衡 实 例 H2S水溶液（0.1mol/L） Na2S水溶液（0.1mol/L） 探讨对象 弱电解质（
15、弱酸、弱碱、水） 强电解质（弱酸盐、弱碱盐） 实 质 弱酸 H+ + 弱酸根离子 弱碱 OH + 弱碱阳子 H2O + H2O H3O+ + OH 离子化速率 = 分子化速率 弱酸根阴离子+H2O 弱酸 + OH 弱碱阳离子+H2O 弱碱 + H+ 水解速率 = 中和速率 程 度 酸或碱越弱，电离程度越小，多元酸的一级电离远远大于二级电离，大于三级电离 “越弱越水解”，多元弱酸根一级水解远远大于二级水解，大于三级水解 一般中和程度远远大于水解程度 双水解程度较大，甚至很彻底。 能量改变 吸热（极少数例外） 吸热 表达式 电离方程式：用“ ” 多元弱酸分步电离 H2S H+ + HS HS H+
16、 + S2 水解反应离子方程式用“ ” 多元弱酸根分步水解 除了双水解反应，产物不写分解产物，不标或 S2+H2O HS+OH（主要） HS+H2O H2S+OH（次要） 微 粒 浓 度 大小比较 c>c>c>c >c c>c>c>c>c> c 电荷守恒式 c= c+2c+ c c+ c= c+2c+ c 物料守恒式 c+c+c=0.1mol/L c+c+c=0.1mol/L= c/2 影 响 因 素 温 度 升温促进电离（极少数例外） 升温促进水解 浓 度 稀 释 促进电离，但浓度减小，酸性减弱 促进水解，但浓度减小，碱性减弱 通H2S
17、电离平衡向右移动，酸性增加，但 电离程度减小，电离常数不变。 S2+H2O HS+ OH H2S + OH HS+ H2O 促使上述平衡右移，合并为：H2S + S2 2HS 加Na2S H2S H+ + HS S2+ H+ HS促使上述平衡右移，合并为：H2S + S2 2HS 水解平衡向右移动，碱性增加，但水解程度减小。 七何时考虑盐的水解 1推断盐溶液酸碱性及能否使酸碱指示剂变色时，要考虑到盐的水解。 2配制某些盐的溶液时，为了防止溶液变浑浊（水解），需加入对应的酸抑制其水解。如配制FeCl3溶液时，一般先将FeCl3溶解在盐酸中，然后再加水稀释。 3.比较盐溶液中离子浓度大小时，要考虑
18、到盐的水解。如Na3PO4溶液中，c > 3 c + c = 2c + c + c （2）物料守恒关系指不论盐中的哪种离子水解成多少种形式，它所含的一些元素原子的总物质的量之比肯定符合它的化学式中的计量数比。 如在Na2S溶液中： 实质：n : n = 2 : 1 表达形式：c = 2 c + c + c （3）水电离的离子数守恒关系指在任何电解质溶液中，由水电离产生的H+和OH的数目肯定相等的关系。如在Na2S溶液中： 实质：n = 溶液中自由H+物质的量与S2结合水电离的H+物质的量之和 表达形式：c = c + c + 2c 该关系式可由电荷守恒式和物料守恒式代数变换得到。如将上述电荷守恒式与物料守恒式相减并移项即可得到上式。 第13页 共13页第 13 页 共 13 页第 13 页 共 13 页第 13 页 共 13 页第 13 页 共 13 页第 13 页 共 13 页第 13 页 共 13 页第 13 页 共 13 页第 13 页 共 13 页第 13 页 共 13 页第 13 页 共 13 页