2012届高考化学反应原理知识点总结
化学反应速率化学衡
．化学反应速率
1．定义：化学反应速率衡量化学反应进行快慢程度通常单位时间反应物浓度减少生成物浓度增加表示单位：mol(L·min)mol(L·s) v△c·△t
2．规律：反应里物质表示反应速率数值数值表示反应速率物质速率值等化学方程式中化学计量数反应mA+nBpC+qD v(A)：v(B)：v(C)：v(D)m：n：p：q
3．影响反应速率素
：参加反应物质结构性质影响化学反应速率决定性素例H2F2混合黑暗处发生爆炸反应化学反应速率极快逆反应H2N2高温高压催化剂存发生反应化学反应速率较慢逆反应反应进行底
外：
①浓度：条件变时增反应物浓度单位体积发生反应分子数增加反应速率加快
②压强：气体参加反应条件变时增加压强气体体积缩浓度增反应速率加快
③温度：升高温度时分子运动速率加快效碰撞次数增加反应速率加快般说温度升高10℃反应速率增原2～4倍
④催化剂：等程度增逆反应速率
⑤素：增固体表面积（粉碎）光增某反应速率外超声波电磁波溶剂反应速率影响
注意：①改变外界条件时正反应速率增逆反应速率定增增倍数正反应速率增逆反应速率减
②固体纯液体浓度视常数表示反应速率量变化会引起反应速率变化颗粒影响反应速率
③增压强浓度增分子间碰撞率增化学反应速率升高温度催化剂提高活化分子百分数增效碰撞次数反应速率增
（二）化学衡
1．化学衡状态：指定条件逆反应里正反应逆反应速率相等反应混合物中组分浓度变状态
2．化学衡状态特征
（1）等 V正V逆>0
（2）动动态衡衡时反应进行
（3）定反应混合物中组分百分含量变
（4）变条件改变衡破新条件建立新化学衡
（5）途径关外界条件变逆反应正反应开始逆反应开始建立衡状态（等效）
3．化学衡状态标志
化学衡状态判断（mA+nBxC+yD例）方面分析：
①v(B耗)v(B生)
②v(C耗)v(D生)x y
③c(C)Cn(C)等变
④ABCD气体m+n≠x+y压强恒定
⑤体系颜色变
⑥单位时间某物质化学键断裂量等形成量
⑦体系均式量恒定（m+n ≠ x+y）等
4．影响化学衡条件
（1）逆反应中旧化学键破坏新化学键建立程作化学衡移动
（2）化学衡移动规律——勒沙特列原理
果改变影响衡条件（浓度压强温度）衡够减弱种改变方移动
①浓度：增反应物（减生成物）浓度衡正反应方移动
②压强：增压强衡气体体积减方移动减压强衡气体体积增方移动
③温度：升高温度衡吸热反应方移动降低温度衡放热反应方移动
④催化剂：影响衡移动
5．等效衡
条件变时逆反应采取种途径正反应开始逆反应开始处衡状态相次投料分步投料处衡状态相某逆反应衡状态反应条件（物质量浓度温度压强体积）关反应途径（正逆）关
（1）等温等容条件等效衡某逆反应定TV条件反应物生成物量相（根系数换算成生成物换算成反应物时原起始量相）反应物开始生成物开始二者衡等效
（2）等温等压条件等效衡反应前分子数变改变逆反应极端假设法确定出两初始状态物质量相达衡两衡等效
（3）定温定容情况反应前气体分子数变逆反应反应物（生成物）物质量值原衡相两衡等效
6．化学衡计算时常2率
（1）反应物转化率转化浓度÷起始浓度×100转化物质量÷起始物质量×100
（2）产品产率实际生成产物物质量÷理产物物质量×100
7．催化剂
改变物质化学反应速率身反应前质量性质变物质通常说催化剂指加快化学反应速率正催化剂减慢化学反应速率负催化剂阻催化剂反应中加负催化剂延缓反应速率需化学反应金属锈蚀食物腐烂塑料老化慢发生
催化剂催化作具强选择性某种催化剂催化某种反应某类反应生物酶制剂时选择性更突出
常催化剂催化反应
二氧化锰 氯酸钾分解制氧气氧化氢分解成水氧气
五氧化二钒 二氧化硫催化氧化成三氧化硫
铁触媒 合成氨
铂铂铑合金 氨催化氧化
硫酸汞 乙炔水化制乙醛
醋酸锰 乙醛氧化制乙酸
镍 饱烃饱机物氢气加成反应
三溴化铁 笨溴化制溴苯
催化剂进行催化反应时注意反应物净化避免带入某杂质催化剂丧失催化功种作称作催化剂中毒
8．利衡常数值作标准判断反应否达衡 衡时方进行．逆反应mA(g)＋nB(g)pC(g)＋qD(g)定温度意时刻反应物生成物浓度关系
Qc＝ Qc该反应浓度商．
Qc＜K反应正反应方进行
Qc＝K反应处衡状态
Qc＞K反应逆反应方进行
电解质溶液
．电解质非电解质强电解质弱电解质
1．电解质
水溶液里熔融状态时电离进导电化合物做电解质电解质溶水熔融时电离出移动阴阳离子外电场作移动阴阳离子分两极运动两极发生氧化原反应说电解质溶液熔融状态时导电化学变化
2．分类
（1）强电解质：指水溶液里完全电离电解质
（2）弱电解质：指水溶液中部分电离电解质
3．强电解质弱电解质较
强电解质
弱电解质
定义
水溶液里完全电离电解质
水溶液里部分电离电解质
化学键种类
离子键强极性键
极性键
电离程
完全电离
部分电离
表示方法
等号
逆号
代表物
强酸：HClH2SO4HNO3HI
强碱：NaOHKOHBa(OH)2Ca(OH)2
绝数盐：NaClBaSO4
弱酸：H2SH2CO3H3PO4HFCH3COOH
弱碱：NH3·H2O
盐：HgCl2
Pb(CH3COO)2
4．非电解质
水溶液里熔融状态电离导电化合物
常见非电解质
非金属氧化物：CO2SO2SO3NO2P2O5
某非金属氢化物：CH4NH3
数机物：苯甘油葡萄糖
二．弱电解质电离衡
1．弱电解质电离特点
（1）微弱：弱电解质水溶液中电离部分电离电离程度较分子离子存
（2）逆：弱电解质水分子作电离出离子离子重新结合成分子弱电解质电离逆
（3）量变化：弱电解质电离程吸热
（4）衡：定条件终达电离衡
2．电离衡：弱电解质分子离解成离子速率等结合成分子速率时弱电解质电离处电离衡状态电离衡化学衡种样具化学衡特征条件改变时衡移动规律符合勒沙特列原理
三．水电离溶液pH值
1．水电离水离子积常数
H2O种极弱电解质够发生微弱电离H2OH+ + OH–
25℃时 c(H+)c(OH–)10–7 mol·L–1
水离子积Kwc(H+)·c(OH–)10–14（25℃）
①Kw温度关温度升高Kw增：100℃ Kw10–12
②Kw适纯水稀酸稀碱稀盐水溶液中
2．溶液pH
（1）pH：pH–lg[c(H+)]溶液c(H+)时pH表示溶液酸碱度
（2）含义：pH越c(H+)越c(OH–)越酸性越弱碱性越强pH越c(H+)c(OH–)越酸性越强碱性越弱
（3）范围：0～14
四．盐类水解
1．盐类水解定义：溶液中盐电离出离子水电离出H+OH–结合生成弱电解质反应作盐类水解
2．盐类水解规律
（1）谁弱谁水解谁强显谁性越弱越水解弱水解两强水解
（2）元弱酸根正酸根离子酸式酸根离子水解程度考虑第步水解
（3）水解吸热反应升温水解程度增
（4）单离子水解程度书写水解离子方程式时↑↓符号
3．盐类水解类型
（1）单水解：强酸弱碱生成盐溶液呈酸性强碱弱酸生成盐溶液显碱性NH4Cl溶水：
NH4+ + H2O NH3·H2O + H+
CH3COONa溶水：CH3COO + H2O CH3COOH + OH
（2）互相促进水解：弱酸弱碱生成盐溶水电离产生弱酸阴离子弱碱阳离子二者分结合水电离产生H+OH发生水解水溶液离子积变促进水电离反应进行程度较溶液酸碱性取决生成弱电解质相强弱CH3COONH4溶水：
CH3COO + NH4+ CH3COOH + NH3·H2O
（3） 互相抑制水解：电离产生两种弱酸阴离子弱碱阳离子盐溶水弱酸阴离子弱碱阳离子均发生水解互相抑制类水解程度较
(NH4)2Fe(SO4)2溶水：
NH4+ + H2O NH3·H2O + H+
Fe2+ + 2H2O Fe(OH)2 + H+
NH4+水解产生H+Fe2+水解起抑制作反成立
五．电离衡水解衡较
电 离 衡
水 解 衡
实 例
H2S水溶液（01molL）
Na2S水溶液（01molL）
研究象
弱电解质（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 中速率
程 度
酸碱越弱电离程度越元酸级电离远远二级电离三级电离……
越弱越水解元弱酸根级水解远远二级水解三级水解……
般中程度远远水解程度
双水解程度较甚彻底
量变化
吸热（极少数例外）
吸热
表达式
电离方程式：①
②元弱酸分步电离
H2S H+ + HS—
HS— H+ + S2—
水解反应离子方程式①
②元弱酸根分步水解 ③双水解反应产物写分解产物标↑↓
S2—+H2O HS—+OH—（）
HS—+H2O H2S+OH—（次）
微 粒 浓 度
较
c(H2S)>c(H+)>c(HS—)>c(S2—) >c(OH)
c(Na+)>c(S2)>c(OH)>c(HS)>c(H2S)> c(H+)
电荷守恒式
c(H+) c(HS)+2c(S2)+ c(OH)
c(Na+)+ c(H+) c(HS)+2c(S2)+ c(OH)
物料守恒式
c(H2S)+c(HS—)+c(S2—)01molL
c(H2S)+c(HS—)+c(S2—)01molL c(Na+)2
影 响 素
温 度
升温促进电离（极少数例外）
升温促进水解
浓 度
稀 释
促进电离浓度减酸性减弱
促进水解浓度减碱性减弱
通H2S
电离衡右移动酸性增强
电离程度减电离常数变
S2—+H2O HS—+ OH—
H2S + OH— HS—+ H2O 促述衡右移合：H2S + S2— 2HS—
加Na2S
H2S H+ + HS—
S2—+ H+ HS—促述衡右移合：H2S + S2— 2HS—
水解衡右移动碱性增强水解程度减
七．时考虑盐水解
1．判断盐溶液酸碱性否酸碱指示剂变色时考虑盐水解
2．配制某盐溶液时防止溶液变浑浊（水解）需加入应酸抑制水解配制FeCl3溶液时般先FeCl3溶解盐酸中然加水稀释
3较盐溶液中离子浓度时考虑盐水解Na3PO4溶液中c(Na+) > 3 c(PO43
4说明盐溶液中微粒种类少时考虑盐水解例Na2S溶液中含Na+HSOHH+S2—H2S浓度关系：
八．溶液中微粒间关系
（1）电荷守恒关系——指电解质溶液整体显电性溶液中阳离子带正电总量阴离子带负电总量相等
Na2S溶液中：
实质：Na+H+带正电荷总物质量S2—HS—OH—带负电荷总物质量
表达形式：c(Na+) + c(H+) 2c(S2—) + c(HS— ) + c(OH — )
（2）物料守恒关系——指盐中种离子水解成少种形式含元素原子总物质量定符合化学式中计量数
Na2S溶液中：
实质：n(Na) n (S种存形式总) 2 1
表达形式：c(Na+) 2 c(S2—) + c(HS— ) + c(H2S)
（3）水电离离子数守恒关系——指电解质溶液中水电离产生H+OH—数目定相等关系Na2S溶液中：
实质：n(OH—) 溶液中H+物质量S2—结合水电离H+物质量
表达形式：c(OH — ) c(H+) + c(HS— ) + 2c(H2S)
★该关系式电荷守恒式物料守恒式代数变换述电荷守恒式物料守恒式相减移项式
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化学反应速率化学衡
．化学反应速率
1．定义：化学反应速率衡量化学反应进行快慢程度通常单位时间反应物浓度减少生成物浓度增加表示单位：mol(L·min)mol(L·s) v△c·△t
2．规律：反应里物质表示反应速率数值数值表示反应速率物质速率值等化学方程式中化学计量数反应mA+nBpC+qD v(A)：v(B)：v(C)：v(D)m：n：p：q
3．影响反应速率素
：参加反应物质结构性质影响化学反应速率决定性素例H2F2混合黑暗处发生爆炸反应化学反应速率极快逆反应H2N2高温高压催化剂存发生反应化学反应速率较慢逆反应反应进行底
外：
①浓度：条件变时增反应物浓度单位体积发生反应分子数增加反应速率加快
②压强：气体参加反应条件变时增加压强气体体积缩浓度增反应速率加快
③温度：升高温度时分子运动速率加快效碰撞次数增加反应速率加快般说温度升高10℃反应速率增原2～4倍
④催化剂：等程度增逆反应速率
⑤素：增固体表面积（粉碎）光增某反应速率外超声波电磁波溶剂反应速率影响
注意：①改变外界条件时正反应速率增逆反应速率定增增倍数正反应速率增逆反应速率减
②固体纯液体浓度视常数表示反应速率量变化会引起反应速率变化颗粒影响反应速率
③增压强浓度增分子间碰撞率增化学反应速率升高温度催化剂提高活化分子百分数增效碰撞次数反应速率增
（二）化学衡
1．化学衡状态：指定条件逆反应里正反应逆反应速率相等反应混合物中组分浓度变状态
2．化学衡状态特征
（1）等 V正V逆>0
（2）动动态衡衡时反应进行
（3）定反应混合物中组分百分含量变
（4）变条件改变衡破新条件建立新化学衡
（5）途径关外界条件变逆反应正反应开始逆反应开始建立衡状态（等效）
3．化学衡状态标志
化学衡状态判断（mA+nBxC+yD例）方面分析：
①v(B耗)v(B生)
②v(C耗)v(D生)x y
③c(C)Cn(C)等变
④ABCD气体m+n≠x+y压强恒定
⑤体系颜色变
⑥单位时间某物质化学键断裂量等形成量
⑦体系均式量恒定（m+n ≠ x+y）等
4．影响化学衡条件
（1）逆反应中旧化学键破坏新化学键建立程作化学衡移动
（2）化学衡移动规律——勒沙特列原理
果改变影响衡条件（浓度压强温度）衡够减弱种改变方移动
①浓度：增反应物（减生成物）浓度衡正反应方移动
②压强：增压强衡气体体积减方移动减压强衡气体体积增方移动
③温度：升高温度衡吸热反应方移动降低温度衡放热反应方移动
④催化剂：影响衡移动
5．等效衡
条件变时逆反应采取种途径正反应开始逆反应开始处衡状态相次投料分步投料处衡状态相某逆反应衡状态反应条件（物质量浓度温度压强体积）关反应途径（正逆）关
（1）等温等容条件等效衡某逆反应定TV条件反应物生成物量相（根系数换算成生成物换算成反应物时原起始量相）反应物开始生成物开始二者衡等效
（2）等温等压条件等效衡反应前分子数变改变逆反应极端假设法确定出两初始状态物质量相达衡两衡等效
（3）定温定容情况反应前气体分子数变逆反应反应物（生成物）物质量值原衡相两衡等效
6．化学衡计算时常2率
（1）反应物转化率转化浓度÷起始浓度×100转化物质量÷起始物质量×100
（2）产品产率实际生成产物物质量÷理产物物质量×100
7．催化剂
改变物质化学反应速率身反应前质量性质变物质通常说催化剂指加快化学反应速率正催化剂减慢化学反应速率负催化剂阻催化剂反应中加负催化剂延缓反应速率需化学反应金属锈蚀食物腐烂塑料老化慢发生
催化剂催化作具强选择性某种催化剂催化某种反应某类反应生物酶制剂时选择性更突出
常催化剂催化反应
二氧化锰 氯酸钾分解制氧气氧化氢分解成水氧气
五氧化二钒 二氧化硫催化氧化成三氧化硫
铁触媒 合成氨
铂铂铑合金 氨催化氧化
硫酸汞 乙炔水化制乙醛
醋酸锰 乙醛氧化制乙酸
镍 饱烃饱机物氢气加成反应
三溴化铁 笨溴化制溴苯
催化剂进行催化反应时注意反应物净化避免带入某杂质催化剂丧失催化功种作称作催化剂中毒
8．利衡常数值作标准判断反应否达衡 衡时方进行．逆反应mA(g)＋nB(g)pC(g)＋qD(g)定温度意时刻反应物生成物浓度关系
Qc＝ Qc该反应浓度商．
Qc＜K反应正反应方进行
Qc＝K反应处衡状态
Qc＞K反应逆反应方进行
电解质溶液
．电解质非电解质强电解质弱电解质
1．电解质
水溶液里熔融状态时电离进导电化合物做电解质电解质溶水熔融时电离出移动阴阳离子外电场作移动阴阳离子分两极运动两极发生氧化原反应说电解质溶液熔融状态时导电化学变化
2．分类
（1）强电解质：指水溶液里完全电离电解质
（2）弱电解质：指水溶液中部分电离电解质
3．强电解质弱电解质较
强电解质
弱电解质
定义
水溶液里完全电离电解质
水溶液里部分电离电解质
化学键种类
离子键强极性键
极性键
电离程
完全电离
部分电离
表示方法
等号
逆号
代表物
强酸：HClH2SO4HNO3HI
强碱：NaOHKOHBa(OH)2Ca(OH)2
绝数盐：NaClBaSO4
弱酸：H2SH2CO3H3PO4HFCH3COOH
弱碱：NH3·H2O
盐：HgCl2
Pb(CH3COO)2
4．非电解质
水溶液里熔融状态电离导电化合物
常见非电解质
非金属氧化物：CO2SO2SO3NO2P2O5
某非金属氢化物：CH4NH3
数机物：苯甘油葡萄糖
二．弱电解质电离衡
1．弱电解质电离特点
（1）微弱：弱电解质水溶液中电离部分电离电离程度较分子离子存
（2）逆：弱电解质水分子作电离出离子离子重新结合成分子弱电解质电离逆
（3）量变化：弱电解质电离程吸热
（4）衡：定条件终达电离衡
2．电离衡：弱电解质分子离解成离子速率等结合成分子速率时弱电解质电离处电离衡状态电离衡化学衡种样具化学衡特征条件改变时衡移动规律符合勒沙特列原理
三．水电离溶液pH值
1．水电离水离子积常数
H2O种极弱电解质够发生微弱电离H2OH+ + OH–
25℃时 c(H+)c(OH–)10–7 mol·L–1
水离子积Kwc(H+)·c(OH–)10–14（25℃）
①Kw温度关温度升高Kw增：100℃ Kw10–12
②Kw适纯水稀酸稀碱稀盐水溶液中
2．溶液pH
（1）pH：pH–lg[c(H+)]溶液c(H+)时pH表示溶液酸碱度
（2）含义：pH越c(H+)越c(OH–)越酸性越弱碱性越强pH越c(H+)c(OH–)越酸性越强碱性越弱
（3）范围：0～14
四．盐类水解
1．盐类水解定义：溶液中盐电离出离子水电离出H+OH–结合生成弱电解质反应作盐类水解
2．盐类水解规律
（1）谁弱谁水解谁强显谁性越弱越水解弱水解两强水解
（2）元弱酸根正酸根离子酸式酸根离子水解程度考虑第步水解
（3）水解吸热反应升温水解程度增
（4）单离子水解程度书写水解离子方程式时↑↓符号
3．盐类水解类型
（1）单水解：强酸弱碱生成盐溶液呈酸性强碱弱酸生成盐溶液显碱性NH4Cl溶水：
NH4+ + H2O NH3·H2O + H+
CH3COONa溶水：CH3COO + H2O CH3COOH + OH
（2）互相促进水解：弱酸弱碱生成盐溶水电离产生弱酸阴离子弱碱阳离子二者分结合水电离产生H+OH发生水解水溶液离子积变促进水电离反应进行程度较溶液酸碱性取决生成弱电解质相强弱CH3COONH4溶水：
CH3COO + NH4+ CH3COOH + NH3·H2O
（3） 互相抑制水解：电离产生两种弱酸阴离子弱碱阳离子盐溶水弱酸阴离子弱碱阳离子均发生水解互相抑制类水解程度较
(NH4)2Fe(SO4)2溶水：
NH4+ + H2O NH3·H2O + H+
Fe2+ + 2H2O Fe(OH)2 + H+
NH4+水解产生H+Fe2+水解起抑制作反成立
五．电离衡水解衡较
电 离 衡
水 解 衡
实 例
H2S水溶液（01molL）
Na2S水溶液（01molL）
研究象
弱电解质（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 中速率
程 度
酸碱越弱电离程度越元酸级电离远远二级电离三级电离……
越弱越水解元弱酸根级水解远远二级水解三级水解……
般中程度远远水解程度
双水解程度较甚彻底
量变化
吸热（极少数例外）
吸热
表达式
电离方程式：①
②元弱酸分步电离
H2S H+ + HS—
HS— H+ + S2—
水解反应离子方程式①
②元弱酸根分步水解 ③双水解反应产物写分解产物标↑↓
S2—+H2O HS—+OH—（）
HS—+H2O H2S+OH—（次）
微 粒 浓 度
较
c(H2S)>c(H+)>c(HS—)>c(S2—) >c(OH)
c(Na+)>c(S2)>c(OH)>c(HS)>c(H2S)> c(H+)
电荷守恒式
c(H+) c(HS)+2c(S2)+ c(OH)
c(Na+)+ c(H+) c(HS)+2c(S2)+ c(OH)
物料守恒式
c(H2S)+c(HS—)+c(S2—)01molL
c(H2S)+c(HS—)+c(S2—)01molL c(Na+)2
影 响 素
温 度
升温促进电离（极少数例外）
升温促进水解
浓 度
稀 释
促进电离浓度减酸性减弱
促进水解浓度减碱性减弱
通H2S
电离衡右移动酸性增强
电离程度减电离常数变
S2—+H2O HS—+ OH—
H2S + OH— HS—+ H2O 促述衡右移合：H2S + S2— 2HS—
加Na2S
H2S H+ + HS—
S2—+ H+ HS—促述衡右移合：H2S + S2— 2HS—
水解衡右移动碱性增强水解程度减
七．时考虑盐水解
1．判断盐溶液酸碱性否酸碱指示剂变色时考虑盐水解
2．配制某盐溶液时防止溶液变浑浊（水解）需加入应酸抑制水解配制FeCl3溶液时般先FeCl3溶解盐酸中然加水稀释
3较盐溶液中离子浓度时考虑盐水解Na3PO4溶液中c(Na+) > 3 c(PO43
4说明盐溶液中微粒种类少时考虑盐水解例Na2S溶液中含Na+HSOHH+S2—H2S浓度关系：
八．溶液中微粒间关系
（1）电荷守恒关系——指电解质溶液整体显电性溶液中阳离子带正电总量阴离子带负电总量相等
Na2S溶液中：
实质：Na+H+带正电荷总物质量S2—HS—OH—带负电荷总物质量
表达形式：c(Na+) + c(H+) 2c(S2—) + c(HS— ) + c(OH — )
（2）物料守恒关系——指盐中种离子水解成少种形式含元素原子总物质量定符合化学式中计量数
Na2S溶液中：
实质：n(Na) n (S种存形式总) 2 1
表达形式：c(Na+) 2 c(S2—) + c(HS— ) + c(H2S)
（3）水电离离子数守恒关系——指电解质溶液中水电离产生H+OH—数目定相等关系Na2S溶液中：
实质：n(OH—) 溶液中H+物质量S2—结合水电离H+物质量
表达形式：c(OH — ) c(H+) + c(HS— ) + 2c(H2S)
★该关系式电荷守恒式物料守恒式代数变换述电荷守恒式物料守恒式相减移项式
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