化学原理总结 第1篇

1、反应热与焓变：△H=H(产物)-H(反应物)

2、反应热与物质能量的关系

3、反应热与键能的关系

△H=反应物的键能总和-生成物的键能总和

4、常见的吸热、放热反应

⑴常见的放热反应：

①活泼金属与水或酸的反应 ②酸碱中和反应 ③燃烧反应 ④多数的化合反应 ⑤铝热反应

⑵常见的吸热反应

①多数的分解反应 ② 2NH4Cl(s)+Ba(OH)2•8H2O(s)=BaCl2+2NH3+10H2O

③ C(s)+ H2O(g) CO+H2 ④CO2+ C 2 CO

5、反应条件与吸热、放热的关系： 反应是吸热还是放热与反应的条件没有必然的联系，而取决与反应物和产物具有的总能量(或焓)的相对大小。

6、书写热化学方程式除了遵循书写化学方程式的要求外，还应注意以下几点：

①放热反应△H为“-”，吸热反应△H为“+”，△H的单位为kJ/mol

②反应热△H与测定条件(温度、压强等)有关，因此应注意△H的测定条件;绝大多数化学反应的△H是在298K、101Pa下测定的，可不注明温度和压强。

③热化学方程式中各物质化学式前面的系数仅表示该物质的物质的量，并不表示物质的分子或原子数，因此化学计量数可以是分数或小数。必须注明物质的聚集状态，热化学方程式是表示反应已完成的数量，所以方程式中化学式前面的计量数必须与△H相对应;当反应逆向进行时，反应热数值相等，符号相反。

7、利用xxx定律进行简单的计算

8、电极反应的书写： 活性电极：电极本身失电子

⑴电解：阳极：(与电源的正极相连)发生氧化反应 惰性电极：溶液中阴离子失电子

(放电顺序：I->Br->Cl->OH-)

阴极:(与电源的负极相连)发生还原反应，溶液中的阳离子得电子

(放电顺序：Ag+>Cu2+>H+)

注意问题：①书写电极反应式时，要用实际放电的离子来表示

②电解反应的总方程式要注明“通电”

③若电极反应中的离子来自与水或其他弱电解质的电离，则总反应离子方程式中要用化学式表示

⑵原电池：负极：负极本身失电子，M→Mn+ +ne-

① 溶液中阳离子得电子 Nm++me-→N

正极： 2H++2e-→H2↑

②负极与电解质溶液不能直接反应：O2+4e-+2H2O→4OH- (即发生吸氧腐蚀)

书写电极反应时要注意电极产物与电解质溶液中的离子是否反应，若反应，则在电极反应中应写最终产物。

9、电解原理的应用：

⑴氯碱工业：阳极(石墨):2Cl-→Cl2+2e-( Cl2的检验：将湿润的淀粉碘化钾试纸靠近出气口，试纸变蓝，证明生成了Cl2)。

阴极：2H++2e-→H2↑(阴极产物为H2、NaOH。现象(滴入酚酞)：有气泡逸出，溶液变红)。

⑵铜的电解精炼：电极材料：粗铜做阳极，纯铜做阴极。电解质溶液：硫酸酸化的硫酸铜溶液

⑶电镀：电极材料：镀层金属做阳极(也可用惰性电极做阳极)，镀件做阴极。电解质溶液是用含有镀层金属阳离子的盐溶液。

10、化学电源

⑴燃料电池：先写出电池总反应(类似于可燃物的燃烧);

再写正极反应(氧化剂得电子，一般是O2+4e-+2H2O→4OH-(中性、碱性溶液)

O2+4e-+4H+→2H2O (酸性水溶液)。 负极反应=电池反应-正极反应(必须电子转移相等)

⑵充放电电池：放电时相当于原电池，充电时相当于电解池(原电池的负极与电源的负极相连，做阴极，原电池的正极与电源的正极相连，做阳极)，

11、计算时遵循电子守恒，常用关系式：2 H2~ O2~2Cl2~2Cu~4Ag~4OH-~4 H+~4e-

12、金属腐蚀：电解阳极引起的腐蚀>原电池负极引起的腐蚀>化学腐蚀>原电池正极>电解阴极

钢铁在空气中主要发生吸氧腐蚀。负极：2Fe→ 2Fe 2++4e- 正极：O2+4e-+2H2O→4OH-

总反应：2Fe + O2+2H2O=2Fe(OH)2

化学原理总结 第2篇

1、强弱电解质：

⑴强电解质：完全电离，其溶液中无溶质分子，电离方程式用“=”，且一步电离;强酸、强碱、大多数盐都属于强电解质。

⑵弱电解质：部分电离，其溶液中存在溶质分子，电离方程式用“ ”，多元弱酸的电离方程式分步写，其余的弱电解质的电离一步完成;弱酸、弱碱、水都是弱电解质。

⑶常见的碱：KOH、NaOH、Ca(OH)2、Ba(OH)2是强碱，其余为弱碱;

常见的酸：HCl、HBr、HI、HNO3、H2SO4是强酸，其余为弱酸;

注意：强酸的酸式盐的电离一步完成，如：NaHSO4=Na++H++SO42-，而弱酸的酸式盐要分步写，如：NaHCO3=Na++HCO3-, HCO3- CO32- +H+

2、电离平衡

⑴ 电离平衡是平衡的一种，遵循平衡的一般规律。温度、浓度、加入与弱电解质相同的离子或与弱电解质反应的物质，都会引起平衡的移动

⑵ 电离平衡常数(Ka或Kb)表征了弱电解质的电离能力，一定温度下，电离常数越大，弱电解质的电离程度越大。Ka或Kb是平衡常数的一种，与化学平衡常数一样，只受温度影响。温度升高，电离常数增大。

3、水的电离：

⑴ H2O H++OH-，△H>0。升高温度、向水中加入酸、碱或能水解的盐均可引起水的电离平衡的移动。

⑵ 任何稀的水溶液中，都存在，且[H+]•[OH-]是一常数，称为水的离子积(Kw);Kw是温度常数，只受温度影响，而与H+或OH-浓度无关。

⑶ 溶液的酸碱性是H+与OH- 浓度的相对大小，与某一数值无直接关系。

⑷ 当溶液中的H+ 浓度≤1mol/L时，用pH表示。

无论是单一溶液还是溶液混合后求pH，都遵循同一原则：若溶液呈酸性，先求c(H+);若溶液呈碱性，先求c(OH-),由Kw求出c(H+)，再求pH。

⑸ 向水中加入酸或碱，均抑制水的电离，使水电离的c(H+)或c(OH-)<10-7mol/L，但

c(H+)H2O=c(OH-)H2O。如某溶液中水电离的c(H+)=10-13mol/L，此时溶液可能为强酸性，也可能为强碱性，即室温下，pH=1或13

向水中加入水解的盐，促进水的电离，使水电离的c(H+)或c(OH-)>10-7mol/L，如某溶液中水电离的c(H+)=10-5mol/L，此时溶液为酸性，即室温下，pH=5，可能为强酸弱碱盐溶液。

4、盐的水解

⑴在溶液中只有盐电离出的离子才水解。本质是盐电离出的离子与水电离出H+或OH-结合生成弱电解质，使H+或OH-的浓度减小，从而促进水的电离。

⑵影响因素：①温度：升温促进水解 ②浓度：稀释促进水解 ③溶液的酸碱性④ 同离子效应

⑷水解方程式的书写：

①单个离子的水解：一般很微弱，用 ，产物不标“↑”“↓”;多元弱酸盐的水解方程式要分步写

②双水解有两种情况：Ⅰ水解到底，生成气体、沉淀，用=，标出“↑”“↓”。

Ⅱ部分水解，无沉淀、气体，用，产物不标“↑”“↓”;

⑸ 盐类水解的应用：①判断溶液的酸碱性 ②判断盐溶液中的离子种类及其浓度大小 ③判断离子共存 ④加热浓缩或蒸干某些盐溶液时产物的判断，如AlCl3溶液 ⑤某些盐溶液的保存与配制，如FeCl3溶液 ⑥某些胶体的制备，如Fe(OH)3胶体 ⑦解释生产、生活中的一些化学现象，如明矾净水、化肥的施用等。(解释时规范格式：写上对应的平衡-----条件改变平衡移动-----结果)

5、沉淀溶解平衡：

⑴ Ksp:AmBn mAn++nBm-,Ksp=[An+]m[Bm-]n。

①Ksp只与难溶电解质的性质和温度有关，溶液中离子浓度的变化只能使平衡移动，不改变Ksp。②对于阴阳离子个数比相同的电解质，Ksp越大，电解质在水中的溶解能力越强。

⑵ Q>Ksp,有沉淀生成;Q=Ksp，沉淀与溶解处于平衡状态;Q

⑶ 一种沉淀可以转化为更难溶的沉淀。如锅垢中Mg(OH)2的生成，工业中重金属离子的除去。

6、离子反应：

⑴ 与量有关的离子方程式的书写：设量少的物质物质的量为1mol，与另一过量的物质充分反应。

⑵ 离子共存推断题解答时应注意：①判断一种离子存在后，一定注意与之不共存的离子一定不存在;②前面加入的试剂对后面的鉴定是否有影响。

⑶ 离子(或物质)检验的一般步骤：取少量——加试剂——观现象——定结论。

以上知识点包含了中学范围内所有的化学反应原理知识点，大家以此为复习线索，配套做几道相关的题目，相信大家的化学成绩定会有所提高。

化学原理总结 第3篇

一、初中用高中知识“下凡”，讲清“知其然”，实现启下衔接

1.反应类型

初中的四类化学反应类型是根据表面形式划分的，在内容上要讲清分类的实质特点：化合反应是“多和一”；分解反应是“一分多”；置换反应是某一位置的替换，讲清阳离子置换特点，如Zn+2HCl=ZnCl2+H2，对应高中阴离子置换，如Cl2+2KBr=2KCl+Br2；复分解反应是分解反应的复合，两个反应物都分解，如：BaCl2+Na2SO4=2NaCl+BaSO4，BaCl2和Na2SO4阴、阳离子都分开再重新结合。

在学生学习中，化合反应、分解反应较易掌握，置换反应、复分解反应则相对困难，要到高中氧化还原反应和离子反应学完才能真正理解。初中阶段的教学，可在学生能接受的程度上渗透一点高中知识帮助学生理解。

如关于置换反应的教学，通过“金属活动顺序”把握置换反应的规律及化学反应方程式的书写，则是利用了高中的氧化还原反应规律。在教学中讲清“原位置的替换”，在理解上建议以溶液、离子知识为基础，渗透一些高中氧化还原反应和离子反应的知识，有利于优等生的智力开发。如Zn与盐酸反应，盐酸在溶液中是以H+、Cl-的形式存在，HCl中的H+反应形成了H2，Cl-与xxx成的Zn2+结合形成了ZnCl2，实现了HCl变成ZnCl2和H2的过程。为什么xxx成了Zn2+，H+反应形成了H2？简单点化“xxx成了Zn2+的过程中失去电子，H+变成了H2的过程中得到电子”。悬念启发使学生得到思维的训练，产生进一步学习的求知欲望。“知其然”是强行入轨，“知其所以然”才是素质教育的体现。将高中“氧化还原反应”知识“下凡”，实现初中“置换反应”的承上过渡和高中“氧化还原反应”的启下衔接。

2.反应原理

（1）从化学反应的规律着手，初步认识反应特点

初中化学知识内容简单，学生掌握知识的层次处于表层，不能从本质上理解概念、原理，常常生吞活剥、死记硬背结论，这给学生学习化学带来困难。在知识的理解、掌握、迁移等环节中，建议尝试使用高中知识，引导学生力所能及地从化学反应的规律着手，初步认识化学特点。如实验室制取常见气体的方法，有固+液（如H2）、固+固加热（如O2）、固+液加热（如CO2）。建议利用高中的知识，在复习中对O2、H2、CO2气体的实验室制法、反应原理、仪器装置等内容，根据制气模式认识特点、把握知识。

（2）从结构决定性质的特点着手，初步认识探究过程

初中对于元素及其化合物的学习是将各物质逐一介绍，如H2、O2、Fe的学习，是从它们与单质、化合物（酸碱盐）反应来串联知识的；高中则是从一类典型物质如碱金属、卤素的学习，过渡到“族、周期”整个物质系统的学习，通过物质结构上的相似与递变，认识它们在性质上的相似与递变。建议初中在学习原子核外电子的排布、离子化合物和共价化合物等概念后，采用探究程序来进行学习，即：探究物质的组成分析物质的结构预测物质的性质实验验证物质的性质。如学习三大强酸中硫酸的性质时，可通过置换反应、复分解反应、离子化合物等知识，探究硫酸的组成（H2SO4）分析H2SO4的结构（H+、SO42-）预测硫酸的性质（酸性：与金属锌发生置换反应、与氧化物Fe2O3、碱Cu（OH）2、盐BaCl2发生复分解反应）实验验证硫酸的性质。

3.实验测算

初中以相对原子、分子质量进行计算，理论根据是什么？

（1）利用高中摩尔质量比的方法引入质量比

从以上分析看出，相对原子量比与质量比的实质和表现相同，可以将质量比“下凡”至初中阶段，叙述如下：将原来“4份H2与32份O2反应生成36份H2O”，具体为“4gH2与32gO2反应生成36gH2O”。引入质量单位后使初中的质量计算顺理成章，亦成功过渡到高中的多种物理量混合计算。

（2）计算带入单位，为高中多种物理量混合计算奠定基础

现在初中教材中已将单位带入计算式进行运算，但往往没有受到教师的足够重视，但一旦不良习惯养成，到高中多种物理量混合计算时这种不带单位的习惯易造成计算混乱。

二、高中以初中知识“升华”，讲清“知其所以然”，实现承上过渡

高中用初中知识承上过渡，通过旧知识的迁移，使新知识不“新”，去掉神秘面纱，增加亲密度，实现难点分散和化解。

1.反应类型

高中的化学反应类型有无机反应与有机反应两类，有根据表面形式划分的、也有根据实质内容定义的。氧化还原反应和离子反应是置换反应、复分解反应的升华延伸；取代反应、脱水反应（消去反应）、酯化反应等有机反应与初中的无机反应区别较大。

（1）离子反应以初中复分解反应条件为切入点

关于离子反应的教学，以初中复分解反应的知识点承上过渡，教学的切入点是复分解反应的条件，同时引入电离及强弱电解质的概念，从离子反应的角度揭示复分解反应的本质，完成离子反应知识点的扩充（参见表1）。

表1 复分解反应条件衍伸离子反应条件的比较

（2）利用金属置换反应引入非金属置换反应

例如，高中的非金属置换反应，指卤素间的置换，如

Cl2+2KI=2KCl+I2

2.反应原理

（1）理解生成物的产生原理

例如，金属钠与非金属O2反应，初中介绍钠与O2常温反应形成常规氧化物Na2O，O原子得到2个电子形成O2-。高中介绍钠在空气（O2）中燃烧形成Na2O2可作如下解释：由于反应剧烈，O2分子来不及破裂形成单个氧原子O，O2分子直接得到2个电子形成氧气离子O22-。把过氧化钠中过氧根离子从来源角度称为氧气离子，与氧离子形成对接，有利于知识的理解把握。

（2）渗透化学反应原理，理解记忆化学反应方程式

初中化学做为入门学科的限制，使学生习惯用记忆法去掌握方程式的书写；而高中方程式多、杂、乱的感觉，学生难以把握方程式的书写。高中教师要抓住学生学习心理，由经验记忆型向探索理解型转变，在教学方法上应引导学生从本质上理解所学内容。如钠的氧化物性质介绍，Na2O溶于H2O形成NaOH，Na2O2溶于H2O形成NaOH和O2，反应原理与过程叙述如下。