化学干货丨高考化学必考反应原理知识点总结与解题策略！
#01
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|。
#02
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.影响化学平衡的因素
4.“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
5.勒夏特列原理
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。
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。
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
1.某一反应物的平衡转化率
2.反应物用量对平衡转化率的影响
(1)若反应物只有一种，如
，则增加A的量，平衡向正反应方向移动，但A的平衡转化率究竟如何变化，要具体分析反应前后气体体积的相对大小。
如：①若a=b+c，则A的转化率不变;
②若a>b+c，则A的转化率增大;③若a
(2)若反应物不只一种，如
。则：若只增加反应物A的量，平衡向正反应方向移动，则反应物B的转化率增大，但由于外界因素占主要方面，故A的转化率减小。
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。
#03
溶液中的离子平衡
考点1：弱电解质的电离
1.弱电解质是指只部分电离的化合物，一般包括________、________ 和________ 三类物质。
2.弱电解质电离程度一般都很小，故弱电解质溶液中溶质的主要存在形式是________ ，弱电解质的电离程度决定对应弱酸(或弱碱)的强弱。
3.弱酸的电离分步书写，且电离程度一步比一步弱，弱碱的电离书写一步到位。
4.能够促进弱电解质电离的外界因素有________________________ 。
5.如果比较不同的酸与锌反应的速率，应该比较________浓度的大小;如果比较与锌反应产生氢气的多少，应该比较________浓度的大小;如果比较消耗氢氧化钠的多少，应该比较________ 浓度的大小。
6.水是极弱的电解质，能发生自身电离且简写为：。任何温度下的水溶液中一定满足：。
7.水的离子积，为一定值，只与________有关。在常温下的任何水溶液中一定满足=________。
8.若升高温度，将________水的电离，pH________，但与始终相等，故仍呈 性。100℃时中性溶液的pH等于________。
9.向水中加入任何酸或碱都会_____水的电离。
考点2：溶液的酸碱性
1.计算pH的公式：___，或___。
2.pH=7的溶液不一定呈中性，除非是常温下，只有当时，才能肯定溶液呈中性。
3.计算pH值首先必须判断混合后的酸碱性，若呈酸性，则求混合后的;若呈碱性，则求混合后的;若溶液呈中性，则说明。
4.强酸pH=a，加水稀释10n倍，则pH=________;弱酸pH=a，加水稀释10n倍，则________
强碱pH=b，加水稀释10n倍，则pH=________?;弱碱pH=b，加水稀释10n倍，则________
考点3：酸碱中和滴定
1.原理：酸碱恰好完全反应时称为中和，此时原来酸中的等于原来n(H+）碱中的n(oH-），即，但此时溶液不一定呈中性。
2.仪器：_________________。
3.步骤
⑴ 查漏：检查滴定管是否漏水，检查旋塞是否灵活
⑵ 洗涤：锥形瓶______干燥，______润洗;滴定管______干燥，______润洗
⑶ 装液：滴定前后必须排除气泡
⑷ 滴定：右手控制锥形瓶，左手控制活塞，眼睛注视锥形瓶中溶液颜色变化，滴加速度先快后慢;滴定终点达到后，半分钟颜色不变，再读数;复滴2~3次，取平均值
4.指示剂的选取
⑴ 一般情况下，酸碱中和体系滴定终点为酸性的选用______作体系指示剂，为碱性的选用作体系指示剂，为中性的都可
⑵ 有酸性高锰酸钾溶液参加反应或生成的体系，一般不使用指示剂，终点现象为______
⑶有碘单质参加反应或生成的体系，一般选用______作体系指示剂，终点现象为______
考点4：盐类的水解
1.有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解，都弱双水解，谁强显谁性，等强显中性。
2.正盐只考虑水解，酸和碱只有电离，弱酸酸式盐既有电离也有水解;混合溶液也可能既有电离又有水解。
3.能促进盐类电离的外因有_______。
4.微粒浓度排序的方法是：依次写出主要过程、次要过程、第三步过程……
5.电荷守恒的写法：阴阳离子分列等号两侧，系数为带电量
6.物料守恒的写法：阴阳离子各找一中心原子，由组成确定系数，依次展开
7.质子守恒的写法：三大守恒关系任意两者相减即为第三个守恒关系
8.FeCl3、AlCl3、CuCl2溶液的蒸干产物分别是_______、_______、_______。
Al2(SO4)3、Na2CO3、NaAlO2溶液的蒸干产物分别________、________、_______。
9.保存FeCl3溶液应在其中加入少量的________。
考点5：沉淀溶解平衡
1.物质的溶解性可通过KSP(即溶度积)来表达，KSP越大表示物质的溶解性越________。
2.“微调pH值分步沉淀”是分离金属阳离子的常见方法，一般遵循两条原则，一是不能引入新的杂质元素，二是能微调pH，故一般选用的沉淀剂是目标元素的难溶氧化物或氢氧化物或碳酸盐。
#04
电化学
考点1：原电池
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：电解池
1.电解定义
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。
2.能量转化形式
电能转化为化学能。
3.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。
4.电解池的电极名称及电极反应式(如图)
5.电子和离子的移动方向
6.电解时电极产物的确定
(1)阳极产物的判断
首先看电极，如果阳极是活性电极(金属活动顺序表Ag以前的金属)，则阳极电极材料失电子，电极溶解，溶液中的阴离子不能失电子。如果是惰性电极(Pt、Au、石墨)，则再看溶液中的阴离子的失电子能力。此时阴离子放电顺序：活泼电极>S2->I->Br->Cl->OH->含氧酸根离子。
(2)阴极产物判断
阳离子放电顺序：Ag+>Fe3+>Cu2+>H+(酸)>Fe2+>Zn2+>H+(水)>Al3+>Mg2+>Na+>Ca2+>K+。
7.电解不同溶液的情况对比
8.电解池的应用
1)电解饱和食盐水
(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：
离子反应方程式：
(3)应用：氯碱工业制烧碱、氯气和氢气。
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
电极反应：
阳极：2Cl--2e-===Cl2↑;
阴极：2Na++2e-===2Na。
②冶炼铝
电极反应：
阳极：6O2--12e-===3O2↑;
阴极：4Al3++12e-===4Al。
考点3：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。