高中化学反应平衡原理知识点总结-化学反应的基本原理总结

化学原理、化学实验是高中化学考试中常出现的考点，北京高考资讯最新整理的高中化学三年的《化学反应原理》，记得收藏学习！

第一章 化学反应与能量

考点1：吸热反应与放热反应

1、吸热反应与放热反应的区别
特别注意：反应是吸热还是放热与反应的条件没有必然的联系，而决定于反应物和生成物具有的总能量(或焓)的相对大小。

2、常见的放热反应①一切燃烧反应;

②活泼金属与酸或水的反应;

③酸碱中和反应;

④铝热反应;

⑤大多数化合反应(但有些化合反应是吸热反应，如：N2+O2=2NO，CO2+C=2CO等均为吸热反应)。

3、常见的吸热反应①Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl反应;②大多数分解反应是吸热反应③等也是吸热反应;④水解反应

考点2：反应热计算的依据

1、根据热化学方程式计算

反应热与反应物各物质的物质的量成正比。

2、根据反应物和生成物的总能量计算

ΔH=E生成物-E反应物。

3、根据键能计算

ΔH=反应物的键能总和-生成物的键能总和。

4、根据盖斯定律计算

化学反应的反应热只与反应的始态(各反应物)和终态(各生成物)有关，而与反应的途径无关。即如果一个反应可以分步进行，则各分步反应的反应热之和与该反应一步完成时的反应热是相同的。

温馨提示：

①盖斯定律的主要用途是用已知反应的反应热来推知相关反应的反应热。

②热化学方程式之间的“+”“-”等数学运算，对应ΔH也进行“+”“-”等数学计算。

5、根据物质燃烧放热数值计算：Q(放)=n(可燃物)×|ΔH|。

第二章 化学反应速率与化学平衡

考点1：化学反应速率

1、化学反应速率的表示方法___________。

化学反应速率通常用单位时间内反应物浓度和生成物浓度的变化来表示。表达式：___________ 。

其常用的单位是__________ 或__________ 。

2、影响化学反应速率的因素

（1）内因(主要因素)：反应物本身的性质。

（2）外因(其他条件不变，只改变一个条件)

3、理论解释——有效碰撞理论

（1）活化分子、活化能、有效碰撞

①活化分子：能够发生有效碰撞的分子。

②活化能：如图

图中：E1为正反应的活化能，使用催化剂时的活化能为E3，反应热为E1-E2。(注：E2为逆反应的活化能)

③有效碰撞：活化分子之间能够引发化学反应的碰撞。

（2）活化分子、有效碰撞与反应速率的关系

考点2：化学平衡

1、化学平衡状态：一定条件(恒温、恒容或恒压)下的可逆反应里，正反应和逆反应的速率相等，反应混合物(包括反应物和生成物)中各组分的浓度保持不变的状态。

2、化学平衡状态的特征

3、判断化学平衡状态的依据

考点3：化学平衡的移动

1、概念

可逆反应中旧化学平衡的破坏、新化学平衡的建立，由原平衡状态向新化学平衡状态的转化过程，称为化学平衡的移动。

2、化学平衡移动与化学反应速率的关系

(1)v正>v逆：平衡向正反应方向移动。

(2)v正=v逆：反应达到平衡状态，不发生平衡移动。

(3)v正

3、“惰性气体”对化学平衡的影响

①恒温、恒容条件

原平衡体系体系总压强增大→体系中各组分的浓度不变→平衡不移动。②恒温、恒压条件

原平衡体系容器容积增大，各反应气体的分压减小→体系中各组分的浓度同倍数减小

4、勒夏特列原理

（1）定义：如果改变影响平衡的一个条件(如C、P或T等)，平衡就向能够减弱这种改变的方向移动。

（2）原理适用的范围：已达平衡的体系、所有的平衡状态(如溶解平衡、化学平衡、电离平衡、水解平衡等)和只限于改变影响平衡的一个条件。

（3）勒夏特列原理中“减弱这种改变”的解释：外界条件改变使平衡发生移动的结果，是减弱对这种条件的改变，而不是抵消这种改变，也就是说：外界因素对平衡体系的影响占主要方面。

考点4：化学平衡常数

1、在一定温度下，当一个可逆反应达到平衡状态时，生成物的平衡浓度用化学方程式中的化学计量数作为指数的乘积与反应物的平衡浓度用化学方程式中的化学计量数作为指数的乘积的比值是一个常数，这个常数叫做化学平衡常数，简称平衡常数；用符号K表示。

2、平衡常数K的表达式：

对于一般的可逆反应：

，当在一定温度下达到化学平衡时，该反应的平衡常数为：

注意事项：

a、在平衡常数表达式中，反应物A、B和生成物C、D的状态全是气态，c(A)、c(B)、c(C)、c(D)均为平衡时的浓度。

b、当反应混合物中有固体或纯液体时，他们的浓度看做是一个常数，不写入平衡常数的表达式中。

c、平衡常数K的表达式与化学方程式的书写方式有关。

3、平衡常数K值的特征：

K值的大小与浓度、压强和是否使用催化剂无关。即对于一个给定的反应，在一定温度下，不论起始浓度(或压强)和平衡浓度(或压强)如何，也不论是否使用催化剂，达平衡时，平衡常数均相同。

4、平衡表达式K值的意义

K值表示可逆反应进行的程度：K值越大，正反应进行的程度越大(平衡时生成物的浓度大，反应物的浓度小)，反应物的转化率越高;K值越小，正反应进行的程度越小，逆反应进行的程度越大，反应物的转化率越低。

考点5：反应物平衡转化率的计算公式

考点6：等效平衡

在一定条件(恒温恒容或恒温恒压)下，同一可逆反应体系，不管是从正反应开始，还是从逆反应开始，在达到化学平衡状态时，任何相同组分的百分含量(体积分数、物质的量分数等)均相同，这样的化学平衡互称等效平衡(包括“相同的平衡状态”)。

Ⅰ：恒温恒容条件下

①恒温恒容时，对一般的可逆反应，不同的投料方式如果根据化学方程式中计量系数比换算到同一边时，反应物(或生成物)中同一组分的物质的量完全相同，则互为等效平衡。此时一般不考虑反应本身的特点，计算的关键是换算到同一边后各组分要完全相同。

②恒温恒容时，对于反应前后气体分子数不变的可逆反应，不同的投料方式如果根据化学方程式中计量系数比换算到同一边时，只要反应物(或生成物)中各组分的物质的量的成比例，即互为等效平衡。此时的反应特点是无体积变化，计算的关键是换算到同一边后各组分只需要物质的量之比相同即可。

Ⅱ：恒温恒压条件下

在恒温恒压时，可逆反应以不同的投料方式进行反应，如果根据化学方程式中计量系数比换算，到同一边时，只要反应物(或生成物)中各组分的物质的量的成比例，即互为等效平衡。

第三章 水溶液中的离子平衡

考点1：弱电解质的电离

1、定义：电解质：在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物,叫电解质。非电解质：在水溶液中或熔化状态下都不能导电的化合物。强电解质：在水溶液里全部电离成离子的电解质。弱电解质：在水溶液里只有一部分分子电离成离子的电解质。

2、电解质与非电解质本质区别：电解质——离子化合物或共价化合物 非电解质——共价化合物注意：①电解质、非电解质都是化合物 ②SO2、NH3、CO2等属于非电解质③强电解质不等于易溶于水的化合物（如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部电离，故BaSO4 为强电解质）——电解质的强弱与导电性、溶解性无关。

3、电离平衡：在一定的条件下，当电解质分子电离成 离子的速率 和离子结合成 时，电离过程就达到了 平衡状态 ，这叫电离平衡。

4、影响电离平衡的因素：A、温度：电离一般吸热，升温有利于电离。B、浓度：浓度越大，电离程度 越小 ；溶液稀释时，电离平衡向着电离的方向移动。C、同离子效应：在弱电解质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：加入能与弱电解质的电离产生的某种离子反应的物质时，有利于电离。

5、电离方程式的书写：用可逆符号 弱酸的电离要分布写（第一步为主）

6、电离常数：在一定条件下，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，跟溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数。叫做电离平衡常数，（一般用Ka表示酸，Kb表示碱。）表示方法：ABA++B- Ki=[ A+][B-]/[AB]

7、影响因素：a、电离常数的大小主要由物质的本性决定。b、电离常数受温度变化影响，不受浓度变化影响，在室温下一般变化不大。c、同一温度下，不同弱酸，电离常数越大，其电离程度越大，酸性越强。如：H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO

考点2：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+]·[OH-] = 1*10-14

注意：KW只与温度有关，温度一定，则KW值一定KW不仅适用于纯水，适用于任何溶液（酸、碱、盐）

2、水电离特点：（1）可逆（2）吸热（3）极弱

3、影响水电离平衡的外界因素：①酸、碱：抑制水的电离 KW〈1*10-14②温度：促进水的电离（水的电离是吸热的）③易水解的盐：促进水的电离 KW 〉1*10-14

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 、酚酞 。变色范围：甲基橙3.1~4.4（橙色） 石蕊5.0~8.0（紫色） 酚酞8.2~10.0（浅红色）pH试纸—操作：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 。注意：①事先不能用水湿润PH试纸；②广泛pH试纸只能读取整数值或范围

考点3：混合液的pH值计算方法

1、强酸与强酸的混合：（先求[H+]混：将两种酸中的H+离子物质的量相加除以总体积，再求其它） [H+]混=（[H+]1V1+[H+]2V2）/（V1+V2）

2、强碱与强碱的混合：（先求[OH-]混：将两种酸中的OH‑离子物质的量相加除以总体积，再求其它） [OH-]混＝（[OH-]1V1+[OH-]2V2）/（V1+V2） (注意:不能直接计算[H+]混)

3、强酸与强碱的混合：（先据H++ OH-==H2O计算余下的H+或OH-，①H+有余，则用余下的H+数除以溶液总体积求[H+]混；OH-有余，则用余下的OH-数除以溶液总体积求[OH-]混，再求其它）

考点4：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=pH原+n （但始终不能大于或等于7）2、弱酸溶液：稀释10n倍时，pH稀〈pH原+n （但始终不能大于或等于7）3、强碱溶液：稀释10n倍时，pH稀=pH原－n （但始终不能小于或等于7）4、弱碱溶液：稀释10n倍时，pH稀〉pH原－n （但始终不能小于或等于7）5、不论任何溶液，稀释时pH均是向7靠近（即向中性靠近）；任何溶液无限稀释后pH均接近76、稀释时，弱酸、弱碱和水解的盐溶液的pH变化得慢，强酸、强碱变化得快。

考点5：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=pH2-0.3pH1+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=1：1pH1+pH2≠14 V酸：V碱=1：10〔14-（pH1+pH2）〕

考点6：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H+和碱能提供的OH-物质的量相等。

2、中和滴定的操作过程：（1）滴定管的刻度，O刻度在上 ，往下刻度标数越来越大，全部容积大于它的最大刻度值，因为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，不得一次滴定使用两滴定管酸（或碱），也不得中途向滴定管中添加。②滴定管可以读到小数点后 一位 。（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、调液面。（洗涤：用洗液洗→检漏：滴定管是否漏水→用水洗→用标准液洗（或待测液洗）→装溶液→排气泡→调液面→记数据V(始)（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V碱进行分析式中：n——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；V——酸或碱溶液的体积。当用酸去滴定碱确定碱的浓度时，则：c碱=

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V酸的变化，因为在滴定过程中c酸为标准酸，其数值在理论上是不变的，若稀释了虽实际值变小，但体现的却是V酸的增大，导致c酸偏高；V碱同样也是一个定值，它是用标准的量器量好后注入锥形瓶中的，当在实际操作中碱液外溅，其实际值减小，但引起变化的却是标准酸用量的减少，即V酸减小，则c碱降低了；对于观察中出现的误差亦同样如此。

综上所述，当用标准酸来测定碱的浓度时，c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，c碱偏高，反之偏低。

同理，用标准碱来滴定未知浓度的酸时亦然。

考点7：盐类的水解（只有可溶于水的盐才水解）

1、盐类水解：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。

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H+或OH-结合,破坏水的电离，是平衡向右移动，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；谁强显谁性，两弱都水解，同强显中性。

②多元弱酸根，浓度相同时正酸根比酸式酸根水解程度大，碱性更强。(如:Na2CO3＞NaHCO3)

4、盐类水解的特点：

（1）可逆（与中和反应互逆）（2）程度小（3）吸热

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（水解吸热，越热越水解）

②浓度：浓度越小，水解程度越大 （越稀越水解）

③酸碱：促进或抑制盐的水解（H+促进阴离子水解而抑制阳离子水解；OH-促进阳离子水解而抑制阴离子水解）

6、酸式盐溶液的酸碱性：

①只电离不水解：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：

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

考点8：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。

考点9：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。如酸碱中和时[H+]降至10-7mol/L<10-5mol/L，故为完全反应，用“=”，常见的难溶物在水中的离子浓度均远低于10-5mol/L，故均用“=”。

（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、Ca(OH)2、Ag2SO4

（5）溶解平衡常为吸热，但Ca(OH)2为放热，升温其溶解度减少。

（6）溶解平衡存在的前提是：必须存在沉淀，否则不存在平衡。

2、溶解平衡方程式的书写

意在沉淀后用(s)标明状态，并用“⇌”。如：Ag2S(s)⇌ 2Ag+(aq）+S2-(aq)

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），沉淀越完全；沉淀剂过量能使沉淀更完全。

（2）调pH值除某些易水解的金属阳离子：如加MgO除去MgCl2溶液中FeCl3。

（3）氧化还原沉淀法：

（4）同离子效应法

4、沉淀的溶解：

沉淀的溶解就是使溶解平衡正向移动。

常采用的方法有：①酸碱；②氧化还原；③沉淀转化。

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更小的。

如：AgNO3 →AgCl(白色沉淀)→ AgBr（淡黄色）→AgI （黄色）→ Ag2S（黑色）

6、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，溶液中各离子的浓度保持不变的状态。

2）表达式：AmBn(s) mAn+(aq)+nBm-(aq)

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

第四章 电化学

考点1：原电池的工作原理及应用

1、概念和反应本质

原电池是把化学能转化为电能的装置，其反应本质是氧化还原反应。

2、工作原理

以铜锌原电池为例

3、原电池的构成条件(1)一看反应：看是否有能自发进行的氧化还原反应发生(一般是活泼性强的金属与电解质溶液反应)。(2)二看两电极：一般是活泼性不同的两电极。(3)三看是否形成闭合回路，形成闭合回路需三个条件：①电解质溶液;②两电极直接或间接接触;③两电极插入电解质溶液。

考点2：电解的原理

1、定义电解：在电流作用下，电解质在两个电极上分别发生氧化反应和还原反应的过程。电解池：电能转化为化学能的装置。

2、电解池的构成条件①有与电源相连的两个电极。②电解质溶液(或熔融盐)。③形成闭合回路。

3、电解池的工作原理(1)电极名称及电极反应式(电解CuCl2溶液为例)
总反应式：

(2)电子和离子的移动方向

①电子：从电源负极流出后，流向电解池阴极；从电解池的阳极流出后流向电源的正极。

②离子：阳离子移向电解池的阴极，阴离子移向电解池的阳极。

4、阴阳两极上放电顺序(1)阴极：(与电极材料无关)。氧化性强的先放电，放电顺序：

(2)阳极：若是活性电极(金属活动顺序表Ag以前的金属)作阳极，则活性电极首先失电子，电极溶解，溶液中的阴离子不能失电子。

若是惰性电极(Pt、Au、石墨)作阳极，则再看溶液中的阴离子的失电子能力。放电顺序为

5、电解不同溶液的情况对比

考点3：化学电源

1、日常生活中的三种电池(1)碱性锌锰干电池——一次电池正极反应：2MnO2＋2H2O＋2e－===2MnOOH＋2OH－；负极反应：Zn＋2OH－－2e－===Zn(OH)2；总反应：Zn＋2MnO2＋2H2O===2MnOOH＋Zn(OH)2。(2)锌银电池——一次电池负极反应：Zn＋2OH－－2e－===Zn(OH)2；正极反应：Ag2O＋H2O＋2e－===2Ag＋2OH－；总反应：Zn＋Ag2O＋H2O===Zn(OH)2＋2Ag。(3)二次电池(可充电电池)铅蓄电池是最常见的二次电池，负极材料是Pb，正极材料是PbO2。①放电时的反应a．负极反应：Pb＋SO42－－2e－===PbSO4；b．正极反应：PbO2＋4H＋＋SO42－＋2e－===PbSO4＋2H2O；c．总反应：Pb＋PbO2＋2H2SO4===2PbSO4＋2H2O。②充电时的反应a．阴极反应：PbSO4＋2e－===Pb＋SO42－；b．阳极反应：PbSO4＋2H2O－2e－===PbO2＋4H＋＋SO42－；c．总反应：2PbSO4＋2H2O电解=====Pb＋PbO2＋2H2SO4。注意：可充电电池的充、放电不能理解为可逆反应。

2、“高效、环境友好”的燃料电池氢氧燃料电池是目前最成熟的燃料电池，可分酸性和碱性两种。

考点4：电解原理的应用

（1）氯碱工业①电极反应阳极反应式：2Cl－－2e－===Cl2↑(氧化反应)阴极反应式：2H＋＋2e－===H2↑(还原反应)②总反应方程式2NaCl＋2H2O2NaOH＋H2↑＋Cl2↑③应用：氯碱工业生产流程图

（2）电镀下图为金属表面镀银的工作示意图，据此回答下列问题：
①镀件作阴极，镀层金属银作阳极。

②电解质溶液是AgNO3溶液等含镀层金属阳离子的盐溶液。

③电极反应：

阳极：Ag－e－===Ag＋；阴极：Ag＋＋e－===Ag。④特点：阳极溶解，阴极沉积，电镀液的浓度不变。

（3）电解精炼铜①电极材料：阳极为粗铜；阴极为纯铜。②电解质溶液：含Cu2＋的盐溶液。③电极反应：阳极：Zn－2e－===Zn2＋、Fe－2e－===Fe2＋、Ni－2e－===Ni2＋、Cu－2e－===Cu2＋；阴极：Cu2＋＋2e－===Cu。

（4）电冶金利用电解熔融盐的方法来冶炼活泼金属Na、Ca、Mg、Al等。①冶炼钠2NaCl(熔融)2Na＋Cl2↑

电极反应：阳极：2Cl－－2e－===Cl2↑；阴极：2Na＋＋2e－===2Na。②冶炼铝2Al2O3(熔融)4Al＋3O2↑电极反应：阳极：6O2－－12e－===3O2↑；阴极：4Al3＋＋12e－===4Al。

考点5：金属的腐蚀和保护

1、金属腐蚀的本质

金属原子失去电子变为金属阳离子，金属发生氧化反应。

2、金属腐蚀的类型

(1)化学腐蚀与电化学腐蚀

(2)析氢腐蚀与吸氧腐蚀

以钢铁的腐蚀为例进行分析：

3、金属的防护(1)电化学防护①牺牲阳极的阴极保护法—原电池原理a.负极：比被保护金属活泼的金属;b.正极：被保护的金属设备。②外加电流的阴极保护法—电解原理a.阴极：被保护的金属设备;b.阳极：惰性金属。(2)改变金属的内部结构，如制成合金、不锈钢等。(3)加防护层，如在金属表面喷油漆、涂油脂、电镀、喷镀或表面钝化等方法。

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