《化學(xué)高中知識(shí)點(diǎn)規(guī)律大全——《化學(xué)反應(yīng)及其能量變化》》由會(huì)員分享，可在線閱讀，更多相關(guān)《化學(xué)高中知識(shí)點(diǎn)規(guī)律大全——《化學(xué)反應(yīng)及其能量變化》（7頁(yè)珍藏版）》請(qǐng)?jiān)谘b配圖網(wǎng)上搜索。

1、學(xué)習(xí)必備 歡迎下載 高中化學(xué)知識(shí)點(diǎn)規(guī)律大全 ——化學(xué)反應(yīng)及其能量變化 1．氧化還原反應(yīng) [氧化還原反應(yīng)] 有電子轉(zhuǎn)移(包括電子的得失和共用電子對(duì)的偏移)或有元素化合價(jià)升降的 反應(yīng)．如?2Na+?C12＝2NaCl(有電子得失)、H2+?C12＝2HCl(有電子對(duì)偏移)等反應(yīng)均屬氧化還原 反應(yīng)。 氧化還原反應(yīng)的本質(zhì)是電子轉(zhuǎn)移(電子得失或電子對(duì)偏移)。 [氧化還原反應(yīng)的特征] 在反應(yīng)前后有元素的化合價(jià)發(fā)生變化．根據(jù)氧化還原反應(yīng)的反應(yīng)特 征可判斷一個(gè)反應(yīng)是否為氧化還原反應(yīng)．某一化學(xué)反應(yīng)中有元素的化合價(jià)發(fā)生變化，則該反 應(yīng)為氧化還原反應(yīng)，否則為非氧化還原

2、反應(yīng)。 [氧化劑與還原劑] 概?念 氧化劑 被氧化 氧化性 氧化反 應(yīng) 氧化產(chǎn) 物 含??義 反應(yīng)后所含元素化合價(jià)降低的 反應(yīng)物 還原劑在反應(yīng)時(shí)化合價(jià)升高的 過程 氧化劑具有的奪電子的能力 元素在反應(yīng)過程中化合價(jià)升高 的反應(yīng) 還原劑在反應(yīng)時(shí)化合價(jià)升高后 得到的產(chǎn)物 概??念 還原劑 被還原 還原性 還原反 應(yīng) 還原產(chǎn) 物 含?義 反應(yīng)后所含元素化合價(jià)升高的 反應(yīng)物 氧化劑在反應(yīng)時(shí)化合價(jià)降低的 過程 還原劑具有的失電子的能力 元

3、素在反應(yīng)過程中化合價(jià)降低 的反應(yīng) 氧化劑在反應(yīng)時(shí)化合價(jià)降低后 得到的產(chǎn)物 氧化劑與還原劑的相互關(guān)系 ＋、H＋等．⑥過氧化物，如?Na?O?、H?O??等．⑦特殊物質(zhì)，如?HClO?也具有強(qiáng)氧化性． 的化合物，如含有?S?、?S?、?I?、?Br?、?Fe?的化合物?H2S、Na2S、H2SO3、Na2SO3、HI、HBr、 重要的氧化劑和還原劑： (1)所含元素的化合價(jià)處在最高價(jià)的物質(zhì)只能得到電子，只具有氧化性，只能作氧化劑(注： 不一定是強(qiáng)氧化劑)。重要的氧化劑有： ①活潑非金屬單質(zhì)，如?X2(鹵素單質(zhì))、O2、O3

4、?等。②所含元素處于高價(jià)或較高價(jià)時(shí)的氧化物， 如?MnO2、NO2、PbO2?等。③所含元素處于高價(jià)時(shí)的含氧酸，如濃?H2SO4、HNO3?等．④所含 元素處于高價(jià)時(shí)的鹽，如?KMnO4、KClO3、K2Cr2O7?等．⑤金屬陽(yáng)離子等，如?Fe3＋、Cu2＋、Ag 2 2 2 2 (2)所含元素的化合價(jià)處在最低價(jià)的物質(zhì)只能失去電子，只具有還原性，只能作還原劑(注： 不一定是強(qiáng)還原劑)．重要的還原劑有： ①活潑金屬單質(zhì)，如?Na、K、Ca、Mg、Al、Fe?等．②某些非金屬單質(zhì)，如?C、H2、Si?等．③ 所含元素處于低價(jià)或較低價(jià)時(shí)的氧化物，如?CO、SO2?等．④所含元素處于

5、低價(jià)或較低價(jià)時(shí) -2 +4 -1 -1 +2 FeSO4、NH3?等． (3)當(dāng)所含元素處于中間價(jià)態(tài)時(shí)的物質(zhì)，既有氧化性又有還原性，如?H2O2、SO2、Fe2＋等． (4)當(dāng)一種物質(zhì)中既含有高價(jià)態(tài)元素又含有低價(jià)態(tài)元素時(shí)，該物質(zhì)既有氧化性又有還原性．例 學(xué)習(xí)必備 歡迎下載 如，鹽酸(HCl)與?Zn?反應(yīng)時(shí)作氧化劑，而濃鹽酸與?MnO2?共熱反應(yīng)時(shí)，則作還原劑． [氧化還原反應(yīng)的分類] (1)不同反應(yīng)物間的氧化還原反應(yīng)． ①不同元素間的氧化還原反應(yīng)． 例如：MnO2+?4HCl(濃) MnCl2+?C12↑+?2H2O 絕大多數(shù)氧化還原反應(yīng)屬于這

6、一類． ②同種元素間的氧化還原反應(yīng)． 例如：2H2S+?SO2＝3S+?2H2O KClO3+?6HCl(濃)＝KCl+?3C12↑+?3H2O 在這類反應(yīng)中，所得氧化產(chǎn)物和還原產(chǎn)物是同一物質(zhì)，這類氧化還原反應(yīng)又叫歸中反應(yīng)． (2)同一反應(yīng)物的氧化還原反應(yīng)． ①同一反應(yīng)物中，不同元素間的氧化還原反應(yīng)．例如：2KClO3 2KCl+?3O2↑ ②同一反應(yīng)物中，同種元素不同價(jià)態(tài)間的氧化還原反應(yīng)．例如：NH4NO3 N2O↑+?2H2O ③同一反應(yīng)物中，同種元素同一價(jià)態(tài)間的氧化還原反應(yīng)．例如： C12+?2NaOH＝NaCl+?NaClO+?H2O 3NO2+?H2O＝2HNO3+?

7、NO 在這類反應(yīng)中，某一元素的化合價(jià)有一部分升高了，另一部分則降 低了．這類氧化還原反應(yīng)又叫歧化反應(yīng)． [氧化還原反應(yīng)與四種基本反應(yīng)類型的關(guān)系?] 如右圖所示．由圖可 知：置換反應(yīng)都是氧化還原反應(yīng)；復(fù)分解反應(yīng)都不是氧化還原反應(yīng)， 化合反應(yīng)、分解反應(yīng)不一定是氧化還原反應(yīng)． [氧化還原反應(yīng)中電子轉(zhuǎn)移的方向、數(shù)目的表示方法] (1)單線橋法．表示在反應(yīng)過程中反應(yīng)物里元素原子間電子轉(zhuǎn)移的數(shù)目和方向．用帶箭頭的 連線從化合價(jià)升高的元素開始，指向化合價(jià)降低的元素，再在連線上方標(biāo)出電子轉(zhuǎn)移的數(shù)目． 在單線橋法中，箭頭的指向已經(jīng)表明了電子轉(zhuǎn)移的方向，因此不能再

8、在線橋上寫“得”、?失” 字樣． (2)雙線橋法．表示在反應(yīng)物與生成物里，同一元素原子在反應(yīng)前后電子轉(zhuǎn)移的數(shù)目和方 向．在氧化劑與還原產(chǎn)物、還原劑與氧化產(chǎn)物之間分別用帶箭頭的連線從反應(yīng)前的有關(guān)元素 指向反應(yīng)后的該種元素，并在兩條線的上、下方分別寫出“得”“失”電子及數(shù)目．例如： [氧化還原反應(yīng)的有關(guān)規(guī)律] (1)氧化性、還原性強(qiáng)弱判斷的一般規(guī)律． 氧化性、還原性的強(qiáng)弱取決于得失電子的難易；而與得失電子數(shù)的多少無(wú)關(guān)． ( ①金屬活動(dòng)性順序表．金屬的活動(dòng)性越強(qiáng)，金屬單質(zhì)?原子)的還原性也越強(qiáng)，而其離子的氧 化性越弱．如還原性：Mg>Fe>

9、Cu>Ag；氧化性：Ag＋>Cu2＋>Fe2＋>Mg2＋ ②同種元素的不同價(jià)態(tài)． 特殊情況；氯的含氧酸的氧化性順序?yàn)椋篐ClO>HClO3>HClO4． ⑧氧化還原反應(yīng)進(jìn)行的方向．一般而言，氧化還原反應(yīng)總是朝著強(qiáng)氧化性物質(zhì)與強(qiáng)還原性物 學(xué)習(xí)必備 歡迎下載 質(zhì)反應(yīng)生成弱氧化性物質(zhì)與弱還原性物質(zhì)的方向進(jìn)行．在一個(gè)給出的氧化還原反應(yīng)方程式 中，氧化劑和氧化產(chǎn)物都有氧化性，還原劑和還原產(chǎn)物都有還原性，其氧化性、還原性的強(qiáng) 弱關(guān)系為： 氧化性：氧化劑＞氧化產(chǎn)物； 還原性：還原劑＞還原產(chǎn)物 反之，根據(jù)給出的物質(zhì)的氧化性、還原性的強(qiáng)弱，可

10、以判斷某氧化還原反應(yīng)能否自動(dòng)進(jìn)行． ④反應(yīng)條件的難易．不同的氧化劑(還原劑)與同一還原劑(氧化劑)反應(yīng)時(shí)，反應(yīng)越易進(jìn)行， 則對(duì)應(yīng)的氧化劑(還原劑)的氧化性(還原性)越強(qiáng)，反之越弱． ⑤濃度．同一種氧化劑(或還原劑)，其濃度越大，氧化性(或還原性)就越強(qiáng)． ⑥H＋濃度．對(duì)于在溶液中進(jìn)行的氧化還原反應(yīng)，若氧化劑為含氧酸或含氧酸鹽，則溶液中?H ＋濃度越大，其氧化性就越強(qiáng)． (2)氧化還原反應(yīng)中元素化合價(jià)的規(guī)律． ①一種元素具有多種價(jià)態(tài)時(shí)，處于最高價(jià)態(tài)時(shí)只具有氧化性，處于最低價(jià)態(tài)時(shí)只具有還原性， 而處于中間價(jià)態(tài)時(shí)則既有氧化性又具有還原性．但須注意，若一種化合物中同時(shí)含最高價(jià)態(tài) 元素

11、和最低價(jià)態(tài)元素時(shí)，則該化合物兼有氧化性和還原性，如?HCl． ②價(jià)態(tài)不相交規(guī)律．同種元素不同價(jià)態(tài)間相互反應(yīng)生成兩種價(jià)態(tài)不同的產(chǎn)物時(shí)，化合價(jià)升高 與化合價(jià)降低的值不相交，即高價(jià)態(tài)降低后的值一定不低于低價(jià)態(tài)升高后的值，也可歸納為 “價(jià)態(tài)變化只靠攏、不相交”．所以，同種元素的相鄰價(jià)態(tài)間不能發(fā)生氧化還原反應(yīng)；同種 元素間隔中間價(jià)態(tài)，發(fā)生歸中反應(yīng)． (3)氧化還原反應(yīng)中的優(yōu)先規(guī)律：當(dāng)一種氧化劑(還原劑)同時(shí)與多種還原劑(氧化劑)相遇時(shí)， 該氧化劑(還原劑)首先與還原性(氧化性)最強(qiáng)的物質(zhì)發(fā)生反應(yīng)，而只有當(dāng)還原性(氧化性)最強(qiáng) 的物質(zhì)反應(yīng)完后，才依次是還原性(氧化性)較弱的物質(zhì)發(fā)生反應(yīng)．

12、(4)電子守恒規(guī)律．在任何氧化還原反應(yīng)中，氧化劑得到的電子總數(shù)等于還原劑失去的電子 總數(shù)(即氧化劑化合價(jià)升高的總數(shù)等于還原劑化合價(jià)降低的總數(shù))．這一點(diǎn)也是氧化還原反應(yīng) 配平的基礎(chǔ)。 2．離子反應(yīng) [離子反應(yīng)]有離子參加或有離子生成的反應(yīng)，都稱為離子反應(yīng)．離子反應(yīng)的本質(zhì)、類型和發(fā) 生的條件： (1)離子反應(yīng)的本質(zhì)：反應(yīng)物中某種離子的濃度減?。? (2)離子反應(yīng)的主要類型及其發(fā)生的條件： ①離子互換(復(fù)分解)反應(yīng)．具備下列條件之一就可以使反應(yīng)朝著離子濃度減小的方向進(jìn)行， 即離子反應(yīng)就會(huì)發(fā)生． a．生成難溶于水的物質(zhì)．如：Cu2＋+?2OH－＝Cu(OH)2↓ 注意：當(dāng)有關(guān)離子濃

13、度足夠大時(shí)，生成微溶物的離子反應(yīng)也能發(fā)生．如： 2Ag＋+?SO42—＝Ag2SO4↓ Ca2＋+?2OH－＝Ca(OH)2↓ 或者由微溶物生成難溶物的反應(yīng)也能生成．如當(dāng)石灰乳與?Na2CO3?溶液混合時(shí)，發(fā)生反應(yīng)： Ca(OH)2?+?CO32—＝CaCO3↓+?2OH－ b．生成難電離的物質(zhì)(即弱電解質(zhì))．如：H＋+?OH－＝H2O H＋+?CH3COO－＝CH3COOH c．生成揮發(fā)性物質(zhì)(即氣體)．如：CO32－+?2H＋＝CO2↑+?H2O NH4＋+?OH－ NH3↑+?H2O ②離子間的氧化還原反應(yīng)．由強(qiáng)氧化劑與強(qiáng)還原劑反應(yīng)，生成弱氧化劑和弱還原劑，即 反應(yīng)朝著

14、氧化性、還原性減弱的方向進(jìn)行．例如： Fe?+?Cu2＋＝Fe2＋+?Cu Cl2?+?2Br－＝2C1－+?Br2 2MnO4－+?16H＋+?10C1－＝2Mn2＋+?5C12↑+?8H2O 書寫離子方程式時(shí)應(yīng)注意的問題： (1)電解質(zhì)在非電離條件下(不是在水溶液中或熔融狀態(tài))，雖然也有離子參加反應(yīng)，但不 ＋ － ＋ －、HS??和?Ca2??、HCO???等酸式酸根的形式． —+?H?O（CO??適量） 學(xué)習(xí)必備 歡迎下載 能寫成離子方程式，因?yàn)榇藭r(shí)這些離子并沒有發(fā)生電離．如?NH4Cl?固體與?Ca(OH)2?固體混合 加熱制取氨氣的反應(yīng)、濃?H2

15、SO4?與固體(如?NaCl、Cu?等)的反應(yīng)等，都不能寫成離子方程式．相 反，在某些化學(xué)方程式中，雖然其反應(yīng)物不是電解質(zhì)或強(qiáng)電解質(zhì)，沒有大量離子參加反應(yīng)， 但反應(yīng)后產(chǎn)生了大量離子，因此，仍可寫成離子方程式．如Na、Na2O、Na2O2、SO3、Cl2?等 與?H2O?的反應(yīng)． (2)多元弱酸的酸式鹽，若易溶于水，則成鹽的陽(yáng)離子和酸根離子可拆開寫成離子的形 式，而酸根中的?H＋與正鹽陰離子不能拆開寫．例如?NaHS、Ca(HCO3)2?等，只能分別寫成?Na 3 (3)對(duì)于微溶于水的物質(zhì)，要分為兩種情況來(lái)處理： ①當(dāng)作反應(yīng)物時(shí)？，微溶物要保留化學(xué)式的形式，不能拆開． ②當(dāng)

16、作反應(yīng)物時(shí)，若為澄清的稀溶液，應(yīng)改寫為離子形式，如澄清石灰水等；若為濁液或固 體，要保留化學(xué)式的形式而不能拆開，如石灰乳、熟石灰等． (4)若反應(yīng)物之間由于物質(zhì)的量之比不同而發(fā)生不同的反應(yīng)，即反應(yīng)物之間可發(fā)生不止 一個(gè)反應(yīng)時(shí)，要考慮反應(yīng)物之間物質(zhì)的量之比不同，相應(yīng)的離子方程式也不同．例如，向 NaOH?溶液中不斷通入?CO2?氣體至過量，有關(guān)反應(yīng)的離子方程式依次為： CO2+?2OH—＝CO32 2 2 CO2+?OH—＝HCO3—（CO2?足量） 在溶液中離子能否大量共存的判斷方法： 幾種離子在溶液中能否大量共存，實(shí)質(zhì)上就是看它們之間是否發(fā)生反應(yīng)．若離子間不發(fā) 生反應(yīng)，

17、就能大量共存；否則就不能大量共存．離子間若發(fā)生下列反應(yīng)之一，就不能大量共 存． (1)生成難溶物或微溶物．如?Ca2＋與?CO32－、SO42－、OH－；Ag＋與?C1－、Br－、I－、SO32－，等等． (2)生成氣體．如?NH4＋與?OH－；H＋與?HCO3－、CO32－、S2－、HS－、SO32－、HSO3－等． ) (3)生成難電離物質(zhì)(弱酸、弱堿、水?．如?H＋與?C1O－、F－、CH3COO－生成弱酸；OH－與?NH4＋、 A13＋、Fe3＋、Fe2＋、Cu2＋等生成弱堿；H＋與?OH－生成?H2O． (4)發(fā)生氧化還原反應(yīng)．具有氧化性的離子(如?MnO4－、ClO－

18、、Fe3＋等)與具有還原性的離子(?如 S2－、I－、SO32－、Fe2＋等)不能共存．應(yīng)注意的是，有些離子在堿性或中性溶液中可大量共存， 但在酸性條件下則不能大量共存，如?SO32－與?S2－，NO3－與?I－、S2－、SO32－、Fe2＋等． *(5)形成配合物．如?Fe3＋與?SCN－因反應(yīng)生成?Fe(SCN)3?而不能大量共存． *(6)弱酸根陰離子與弱堿陽(yáng)離子因易發(fā)生雙水解反應(yīng)而不能大量共存，例如?Al3＋與?HCO3－、 CO32－、A1O2－等． 說明：?在涉及判斷離子在溶液中能否大量共存的問題時(shí)，要注意題目中附加的限定性條件： ①無(wú)色透明的溶液中，不能存在有色離子

19、，如Cu2＋(藍(lán)色)、Fe3＋(黃色)、Fe2＋(淺綠色)、MnO4 －(紫色)． ②在強(qiáng)酸性溶液中，與?H＋起反應(yīng)的離子不能大量共存． ③在強(qiáng)堿性溶液中，與?OH－起反應(yīng)的離子不能大量共存． [電解質(zhì)與非電解質(zhì)] (1)電解質(zhì)：在水溶液里或者熔融狀態(tài)下能夠?qū)щ姷幕衔锝须娊赓|(zhì)．電解質(zhì)不一定能導(dǎo)電， 而只有在溶于水或熔融狀態(tài)時(shí)電離出自由移動(dòng)的離子后才能導(dǎo)電(因此，電解質(zhì)導(dǎo)電的原因 是存在自由移動(dòng)的離子)．能導(dǎo)電的不一定是電解質(zhì)，如金屬、石墨等單質(zhì)． (2)非電解質(zhì)：在水溶液里和熔融狀態(tài)下都不能導(dǎo)電的化合物．因?yàn)榉请娊赓|(zhì)歸屬于化合物， 故如?C12?等不導(dǎo)電的單質(zhì)不屬于非電解質(zhì)

20、． (3)電解質(zhì)與非電解質(zhì)的比較． 學(xué)習(xí)必備 歡迎下載 電解質(zhì)  非電解質(zhì) 能否導(dǎo)電 溶于水后或熔融狀態(tài)時(shí)能導(dǎo)電 不能導(dǎo)電 區(qū) 能否電離 別 所屬物質(zhì) 溶于水或受熱熔化時(shí)能電離產(chǎn) 生自由移動(dòng)的離子 酸、堿、鹽等 不能電離，因此沒有自由移動(dòng)的離 子存在 蔗糖、酒精等大部分有機(jī)物，氣體 化合物如?NH3、SO2?等 聯(lián)系 都屬于化合物 說明 某些氣體化合物的水溶液雖然能導(dǎo)電，但其原因并非該物質(zhì)本身電離生成了自由移動(dòng) 的離子，因此這些氣體化合物屬于非電解質(zhì)．例如；氨氣能

21、溶于水，但NH3?是非電解質(zhì)．氨 水能導(dǎo)電是因?yàn)?NH3?與?H2O?反應(yīng)生成了能電離出?NH4＋和?OH－的?NH3·H2O?的緣故，所以 NH3·H2O?才是電解質(zhì)． [強(qiáng)電解質(zhì)與弱電解質(zhì)] (1)強(qiáng)電解質(zhì)：溶于水后全部電離成離子的電解質(zhì)． (2)弱電解質(zhì)：溶于水后只有一部分分子能電離成離子的電解質(zhì)． (3)強(qiáng)電解質(zhì)與弱電解質(zhì)的比較． 強(qiáng)電解質(zhì) 弱電解質(zhì) 代表物質(zhì) 電離情況 水溶液中 存在的微 粒 ①?gòu)?qiáng)酸：如?H2SO4、HNO3、HCl?等②強(qiáng) 堿：如?KOH、NaOH、Ba(OH)2?等③鹽： 絕大

22、多數(shù)可溶、難溶性鹽，如?NaCl、 CaCO3?等 完全電離，不存在電離平衡?(電離不可 逆)．電離方程式用“＝”表示． 如：HNO3＝H＋+?NO3－ 水合離子(離子)和?H2O?分子 ①H2O②弱酸：如?CH3COOH、 HF、HClO、H2CO3?等③弱堿： NH3?·?H2O?、?A1(OH)3?、?Fe(OH)3 等 不完全電離(部分電離)，存在電 離平衡．電離方程式用“”表 示． 如：CH3COOHCH3COO－+?H?十 大部分以電解質(zhì)分子的形式存 在，只有少量電離出來(lái)的離子 離子方程 式的書寫 拆開為離子(特殊：難溶性

23、鹽仍以化學(xué)式?全部用化學(xué)式表示 表示) 情況 注意: (1)在含有陰、陽(yáng)離子的固態(tài)強(qiáng)電解質(zhì)中，雖然有陰、陽(yáng)離子存在，但這些離子不能 自由移動(dòng)，因此不導(dǎo)電．如氯化鈉固體不導(dǎo)電． (2)電解質(zhì)溶液導(dǎo)電能力的強(qiáng)弱取決于溶液中自由移動(dòng)離子濃度的大小(注意：不是取決于自 由移動(dòng)離子數(shù)目的多少)．溶液中離子濃度大，溶液的導(dǎo)電性就強(qiáng)；反之，溶液的導(dǎo)電性就 弱．因此，強(qiáng)電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力不一定比弱電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力強(qiáng)．但在相同條件(相 同濃度、相同溫度)下，強(qiáng)電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力比弱電解質(zhì)的導(dǎo)電能力強(qiáng)． [離子方程式] 用實(shí)際參加反應(yīng)的離子符號(hào)來(lái)表示離子反應(yīng)的式子．所謂實(shí)際參

24、加反應(yīng)的離 子，即是在反應(yīng)前后數(shù)目發(fā)生變化的離子．離子方程式不僅表示一定物質(zhì)間的某個(gè)反應(yīng)，而 且可以表示所有同一類型的離子反應(yīng)．如：H＋+?OH－＝H2O?可以表示強(qiáng)酸與強(qiáng)堿反應(yīng)生成可 溶性鹽的中和反應(yīng)． [離子方程式的書寫步驟] (1)“寫”：寫出完整的化學(xué)方程式． (2)“拆”：將化學(xué)方程式中易溶于水、易電離的物質(zhì)(強(qiáng)酸、強(qiáng)堿、可溶性鹽)拆開改寫為離 子形式；而難溶于水的物質(zhì)(難溶性鹽、難溶性堿)、難電離的物質(zhì)(水、弱酸、弱堿)、氧化 學(xué)習(xí)必備 歡迎下載 物、氣體等仍用化學(xué)式表示． (3)“刪”：將方程式兩邊相同的離子(包括個(gè)數(shù))刪去，并使各微粒符號(hào)

25、前保持最簡(jiǎn)單的整數(shù) 比． (4)“查”：檢查方程式中各元素的原子個(gè)數(shù)和電荷總數(shù)是否左右相等． [復(fù)分解反應(yīng)類型離子反應(yīng)發(fā)生的條件] 復(fù)分解反應(yīng)總是朝著溶液中自由移動(dòng)的離子數(shù)目減少的方向進(jìn)行．具體表現(xiàn)為： (1)生成難溶于水的物質(zhì)．如：Ba2＋+?SO42－＝BaSO4↓ (2)生成難電離的物質(zhì)(水、弱酸、弱堿)．如?H＋+?OH－＝H2O (3)生成氣體．如：CO32－+?2H＋＝CO2↑+?H2O 3．化學(xué)反應(yīng)中的能量變化 [放熱反應(yīng)] 放出熱量的化學(xué)反應(yīng)．在放熱反應(yīng)中，反應(yīng)物的總能量大于生成物的總能量： 反應(yīng)物的總能量＝生成物的總能量?+?熱量?+?其他形式的能量 放

26、熱反應(yīng)可以看成是“貯存”在反應(yīng)物內(nèi)部的能量轉(zhuǎn)化并釋放為熱能及其他形式的能量的反 應(yīng)過程． [吸熱反應(yīng)] 吸收熱量的化學(xué)反應(yīng)．在吸熱反應(yīng)中，反應(yīng)物的總能量小于生成物的總能量： 生成物的總能量＝反應(yīng)物的總能量?+?熱量?+?其他形式的能量 吸熱反應(yīng)也可以看成是熱能及其他形式的能量轉(zhuǎn)化并“貯存”為生成物內(nèi)部能量的反應(yīng)過程． *[反應(yīng)熱] (1)反應(yīng)熱的概念：在化學(xué)反應(yīng)過程中，放出或吸收的熱量，統(tǒng)稱為反應(yīng)熱．反應(yīng)熱用符號(hào) ?表示，單位一般采用?kJ·mol－1． (2)反應(yīng)熱與反應(yīng)物、生成物的鍵能關(guān)系：?＝生成物鍵能的總和?－反應(yīng)物鍵能的總和 (3)放熱反應(yīng)與吸熱反應(yīng)的比較．

27、 反應(yīng)熱 含義 反應(yīng)本身的 能量變化 表示符號(hào)或Δ?H 值 放熱反應(yīng) 反應(yīng)物所具有的總能量大 于生成物所具有的總能量，反應(yīng) 物轉(zhuǎn)化為生成物時(shí)放出熱量 反應(yīng)放出熱量后使反應(yīng)本 身的能量降低 “－”?Δ?H＜0 吸熱反應(yīng) 反應(yīng)物所具有的總能量小 于生成物所具有的總能量，反應(yīng) 物轉(zhuǎn)化為生成物時(shí)吸收熱量 反應(yīng)吸收熱量后使反應(yīng)本 身的能量升高 “+”?Δ?H＞0 說明：放熱反應(yīng)和吸熱反應(yīng)過程中的能量變化示意圖如圖?3—1—2?所示．

28、 [熱化學(xué)方程式] (1)熱化學(xué)方程式的概念：表明反應(yīng)所放出或吸收熱量的化學(xué)方程式，叫做熱化學(xué)方程式． (2)書寫熱化學(xué)方程式時(shí)應(yīng)注意的問題： ①需注明反應(yīng)的溫度和壓強(qiáng)．因?yàn)榉磻?yīng)的溫度和壓強(qiáng)不同時(shí)，其??也不同．若不注明時(shí)， 學(xué)習(xí)必備 歡迎下載 則是指在?101kPa?和?25℃時(shí)的數(shù)據(jù)． ②反應(yīng)物、生成物的聚集狀態(tài)要注明．同一化學(xué)反應(yīng)，若物質(zhì)的聚集狀態(tài)不同，則反應(yīng)熱就 不同．例如： H2(g)?+?1/2O2(g)＝H2O(g) ＝－241.8kJ·mol—1 H2(g)?+?1/2O2(g)＝H2O(l) ＝－285.8kJ·mol—1

29、 比較上述兩個(gè)反應(yīng)可知，由?H2?與?O2?反應(yīng)生成?1?mol?H2O(l)比生成?1?mol?H2O(g)多放出?44?kJ·mol —1?的熱量． ③反應(yīng)熱寫在化學(xué)方程式的右邊．放熱時(shí)??用“－”，吸熱時(shí) ?用“＋”． 例如： H2(g)?+?1/2O2(g)＝H2O(g)?－241.8kJ·mol—1 ④熱化學(xué)方程式中各物質(zhì)前的化學(xué)計(jì)量數(shù)不表示分子個(gè)數(shù)，而只表示物質(zhì)的量(mol)，因此， 它可用分?jǐn)?shù)表示．對(duì)于相同物質(zhì)的反應(yīng)，當(dāng)化學(xué)計(jì)量數(shù)不同時(shí)，其??也不同．例如： 2H2(g)?+?O2(g)＝2H2O(g) l＝－483.6?kJ·mol—1 H2(g)?+?1/2O

30、2(g)＝H2O(g) 2＝－241.8kJ·mol—1 顯然， l＝ H2． *[蓋斯定律] 對(duì)于任何一個(gè)化學(xué)反應(yīng)，不管是一步完成還是分幾步完成，其反應(yīng)熱是相同 的．也就是說，化學(xué)反應(yīng)的反應(yīng)熱只與反應(yīng)的始態(tài)?(各反應(yīng)物)和終態(tài)(各生成物)有關(guān)，而與 具體反應(yīng)進(jìn)行的途徑無(wú)關(guān)．如果一個(gè)反應(yīng)可以分幾步進(jìn)行，則各步反應(yīng)的反應(yīng)熱之和與該反 應(yīng)一步完成時(shí)的反應(yīng)熱是相同的． *4．燃燒熱和中和熱 燃燒熱 中和熱 定義 在?101?kPa?時(shí)，1?mol?物質(zhì)完 全燃燒生成穩(wěn)定的氧化物所 放出熱量 在稀溶液中，酸跟堿發(fā)生中和反應(yīng)而生 成?1?mol?H2O?時(shí)

31、所放出的熱量 熱化學(xué)方程 以燃燒?1mol?物質(zhì)為標(biāo)準(zhǔn)來(lái)配?物質(zhì)的化學(xué)計(jì)量數(shù)平其余物質(zhì)的化學(xué) 式中的表示 形式 注意點(diǎn) 說明 平其余物質(zhì)的化學(xué)計(jì)量數(shù) “完全燃燒”包含兩個(gè)方 面的意思：①燃燒的物質(zhì)全部 燃燒完；②生成穩(wěn)定氧化物， 如?C?完全燃燒生成?CO2，S?完 全燃燒生成?SO2；等等 利用燃燒熱可以計(jì)算物質(zhì)在 燃燒過程中所放出的熱量 計(jì)量數(shù) 當(dāng)強(qiáng)酸與強(qiáng)堿在稀溶液中發(fā)生中和反 應(yīng)時(shí)，1?molH＋與?1?molOH－發(fā)生反應(yīng)生 ． 成?1?molH2O，都放出?57?3kJ?的熱量．即： H＋(aq)?+?OH－(aq)＝H2O(1) △H＝－57.3?kJ·mol－1 當(dāng)強(qiáng)酸與弱堿或弱酸與強(qiáng)堿或弱酸與 弱堿發(fā)生中和反應(yīng)時(shí)，因生成的鹽會(huì)發(fā) 生水解而吸熱，故此時(shí)中和熱要小于 57.3?kJ·mol－1