化學反應原理知識點筆記【精品多篇】

化學反應原理易錯點 篇一

1.化學鍵的斷裂和形成是化學反應中能量變化的主要原因。在化學反應中，反應物中舊化學鍵斷裂要吸收能量，而生產物中新化學鍵的形成要放出能量，即化學反應不僅有新物質生成，還常伴隨着能量的變化。化學反應中必然有能量的變化，但發生能量變化的卻不一定是化學反應，如水蒸氣變成液態水會放出能量，但這一過程屬於物理變化。

2.書寫熱化學方程式需要注意的事項：①要註明反應熱的符號(+或-)，數值和單位(kJ/mol)。②注意反應物生成物的聚集狀態不同反應熱的數值不同，所以必須註明物質的聚集狀態(s、l、g)才能表示完整熱化學方程式的意義，對於化學式形式相同的同素異形體還必須註明名稱，如C(金剛石，s)。③反應熱與測定條件(温度、壓強)有關，所以書寫熱化學方程式時要註明測定條件。④注意熱化學方程式中各物質化學式前面的化學計量數僅表示該物質的物質的量，因此化學計量數可以是整數，也可以是分數。

3.原電池：①由電極材料和電解質溶液形成兩個半電池，兩個隔離的半電池通過鹽橋連接起來組成原電池。②工作條件：a.兩個活性不同的電極；b.電解質溶液；c.形成閉合迴路(或在溶液中接觸)。③電極判斷：較活潑的金屬電極為負極，電子流出的電極為負極，發生氧化反應的電極為負極；較不活潑的電極為正極，電子流入的電極為正極，發生還原反應的電極為正極。④電子流向：從負極沿導線到正極；電流方向：從正極到負極；離子遷移方向：陽離子移向正極。

4.弱電解質的電離平衡：電解質分子電離成離子的速率和離子結合成分子的速率相等時，就達到了電離平衡狀態。影響電離平衡的因素：①温度升高，促進電離的進行(電離反應都是吸熱反應)，②濃度降低，弱電解質濃度降低會使電離程度增大，③同離子效應，如果加入與弱電解質相同的離子，會抑制電離。弱電解質的電離平衡常數仍然只受温度影響不隨濃度的變化而變化，在一定温度下，弱電解質的電離平衡常數(Ka，多元弱酸為例)越大電離程度越大，溶液濃度相同時，c(H+)的濃度越大，弱酸的酸性越強。

5.鹽類水解中的三大守恆：①電荷守恆，在電解質溶液中不論存在多少種離子，溶液總是呈電中性的，就是説陽離子所帶的正電荷總數一定等於陰離子所帶的負電荷總數。②物料守恆(元素守恆)，在電解質溶液中，由於某些離子能夠水解，離子的種類可能增多，但是某些主要原子的總數總是守恆的。③質子守恆，任何溶液中，由水電離出來的c(H+)=c(OH-)。

化學反應原理重要知識點記憶口訣 篇二

1.化學反應熱概念

化學反應伴能變，成鍵放出斷需要。

左能高常是放熱，置氫中和和燃燒。

炭水銨鹼分解類，吸熱自然右能高。

2.燃料燃燒知識理解

能源緊張，不久用光。

接觸充分，空氣足量。

節能減排，新能跟上。

高效清潔，來日方長。

3.化學反應速率概念理解

化學反應有快慢，摩爾每升比時間。

平均速率標物質，比例與係數有關。

濃度增大我加快，温度升高我翻番。

若能出現催化劑，改變大小更不難。

4.化學平衡概念理解

可逆反應有限度，所有轉化不完全。

正逆速率若相等，化學平衡狀態現。

此時反應並未停，特徵就是動定變。

(或：相反相成，可逆平衡；強弱互爭，“逃逸”完成；外表內因，宏微相應；量變質變，運動永恆。)

5. 化學平衡

逆等動定變平衡，一等二最六一定，

正逆反應速相等，轉產二率最值衡，

質量體積 n分數，濃度温度色一定，

參數可變變不變(變量不變)， 定達平衡要記清，

參數一直不變化， 不可用與斷平衡。

解釋：

“逆等動定變平衡”,是指平衡狀態有逆、等、動、定、變五個特徵。

“一等”是指反應體系中同一反應物(或生成物)的正、逆反應速率相等即達平衡狀態。“

二最”是指轉化率、產率達最大值即達平衡狀態。

“六一定”是指體系中各組分的質量分數、體積分數、物質的量分數、濃度不再變化，或體系的温度及顏色不再變化即達平衡狀態。

“參數可變到不變，定達平衡要記清”是指參數(濃度、温度、質量、壓強、體積、密度等)原為變量，後變為恆量，此時可逆反應達平衡狀態。

“參數一直不變化，不可用與斷平衡”是指若反應過程中參數始終沒有變化，此參數不可用於判斷可逆反應是否達平衡狀態

6.化學平衡圖像題

先拐先折，温度高，壓強大！

7.等效平衡

“等效平衡”是指在相同條件下的同一可逆反應裏，建立的兩個或多個化學平衡中，各同種物質的百分數相同，這些化學平衡均屬等效平衡，其核心是“各同種物質的百分數相同”。

“等效平衡”常見的有恆温恆壓和恆温恆容兩種情形，其口訣可概括為：

等壓比相等；等容量相等，但若系(氣體系數)不變，可為比相等【三種情況前提：等T】。

8.酸鹼指示劑

石蕊，酚酞，甲基橙，“指示”溶液酸鹼性。

溶液性呈酸、中、鹼，石蕊色變紅、紫、藍。

溶液從鹼到“中”、“酸”，酚酞由紅變“無色”，

變化範圍10至8，①鹼性“滴”液它直測。②

從酸到鹼怎知曉？甲基橙顯紅橙黃；

變色範圍3至4，酸性“滴”液它可試。

注：①10和8指溶液的pH值。

②“滴液”指中和滴定達到等當點的溶液。

9.中和滴定1

左手控制塞，右手搖動瓶。眼睛盯溶液，變色立即停。

10.中和滴定2

水液洗器切分明，查漏趕氣再調零。待測液中加試劑，左手控制右手動。

瓶下墊紙眼觀色，讀數要與切面平，酚酞示劑常相識，強酸弱鹼甲基橙。

使用酸式滴定管，不盛鹼液切記清。

解釋：

1、水液洗器切分明：“水”在此有兩種含義，既表示自來水，又表示蒸餾水；“液”在此也有兩種含義，既表示標準溶液，又表示待測液。這句的意思是説在做中和滴定實驗時，必須先對各種儀器進行清洗，而何時用自來水，何時用蒸餾水，何時用標準液，何時用待測液一定要分清分明[聯想：滴定管依次用自來水、蒸餾水、標準溶液洗滌；移液管依次用自來水、蒸餾水、待測液洗滌；錐形瓶先用自來水，然後用蒸餾水洗滌即可，切不可用待測液洗滌！]。

2、查漏趕氣再調零：意思是説滴定前應首先檢查滴定管是否漏液，然後檢查滴定管下端是否有氣泡，若有應趕掉它，最後調節液麪至“0”位[聯想：(1)查漏的方法是在洗淨的滴定管中加少量標準溶液。若漏液，對於酸式滴定管應在活塞上塗適量的凡士林，對於鹼式滴定管應更換一下玻璃球；(2)必須趕掉氣泡，是因為如果滴定管尖嘴部分有氣泡沒有趕掉，滴定後氣泡消失，則使測定結果偏高；(3)每次滴定最好都從零位開始，這樣可以減少誤差。]。

3、待測液中加試劑：“示劑”指指示劑。意思是説在滴定之前要向盛待測液的錐形瓶中加2-3滴指示劑(其作用是借它的顏色的變化，來指示反應的終點。)。

4、左手控制右手動：意思是説在滴定時，必須左手控制滴定管，右手持錐形瓶不斷搖動。

5、瓶下墊紙眼觀色：“瓶下墊紙”的意思是説為了清楚地觀察顏色的變化，可以在錐形瓶底下墊一張白紙；“眼觀色”的意思是説在滴定過程中要目不轉睛地注視着溶液顏色的變化，不要看滴定管的刻度。

6、讀數要與切面平：解釋參見“化學實驗基本操作”。

7、酚酞示劑常相識，強酸弱鹼甲基橙：這句的意思是説中和滴定常用酚酞做指示劑，只有強酸滴定弱鹼(如鹽酸滴定氨水)時，才能用甲基橙。

8、使用酸式滴定管，不盛鹼液切記清：這句的意思是説不能用酸式滴定管盛放鹼溶液(因為鹼液和玻璃中的SiO2反應生成Na2SiO3而使活塞和滴定管粘在一起)。

11.酸鹼中和滴定的操作步驟和注意事項

酸管鹼管莫混用，視線刻度要齊平。

尖嘴充液無氣泡，液麪不要高於零。

莫忘添加指示劑，開始讀數要記清。

左手輕輕旋開關，右手搖動錐形瓶。

眼睛緊盯待測液，顏色一變立即停。

數據記錄要及時，重複滴定求平均。

誤差判斷看V(標)，規範操作靠多練。

11.鹽類水解規律口訣

無“弱”不水解，誰“弱”誰水解；

越“弱”越水解，都“弱”雙水解；

誰“強”顯誰性，雙“弱”由K定。

12.鹽類溶解性表規律口訣

鉀、鈉銨鹽都可溶，硝鹽遇水影無蹤；

硫(酸)鹽不溶鉛和鋇，氯(化)物不溶銀、亞汞。

13.原電池

兩種金屬作兩極，浸入一定電解液，

再用導線來聯接，產生電流瞬時即，

活潑金屬電子失，電子流出稱負極，

化學能量變電能，原始電池創奇蹟。

14.電極

電池須稱正負極，電解(池)則稱陰陽極。

電解接負稱陰極，電子流從陰極出；

電解接正稱陽極，離子氧化在陽極。

氧化、還原在何極？正負陰陽均須記。

15.電解規律口訣1

惰性材料作電極，兩極接通直流電。

含氧酸，可溶鹼，活動金屬含氧鹽，電解實為電解水。

無氧酸電解自身解，pH變大濃度減。

活動金屬無氧鹽，電解得到相應鹼。

不活動金屬無氧鹽，成鹽元素兩極見；

不活動金屬含氧鹽，電解得到相應酸。

非惰性材料作電極，既然電解又精煉；

鍍件金屬作陰極，鍍層金屬陽極連；

陽粗陰純為精煉，電解液含相應鹽。

電解都有共同點，陽極氧化陰還原。

16.電解規律口訣2

惰性材料作電極，兩極接通直流電。

含氧酸，可溶鹼，活動金屬含氧鹽，

H+和OH—都放電，溶液中水漸減。

無氧酸，自身解，pH值變大濃度減。

活動金屬無氧鹽，電解得到相應鹼。

不活動金屬無氧鹽，成鹽元素兩極見；

不活動金屬含氧鹽，電解得到相應酸。

非惰性材料作電極，既然電解又精煉；

鍍件金屬作陰極，鍍層金屬陽極連；

陽粗陰純為精煉，電解液含相應鹽。

電解都有共同點，陽極氧化陰極還。

化學反應原理知識點筆記 篇三

一。複分解反應：其本質是溶液中的離子結合成難電離的物質(如水)、難溶的物質或揮發性氣體，而使複分解反應趨於完成。酸、鹼、鹽溶液間發生的反應一般是兩種化合物相互交換成分而形成的，即參加反應的化合物在水溶液中發生電離離解成自由移動的離子，離子間重新組合成新的化合物，因此酸、鹼、鹽溶液間的反應一般是複分解反應。複分解反應是離子或者離子團的重新組合，因為此類反應前後各元素的化合價都沒有變化，所以複分解反應都不是氧化還原反應。

當然還有更多複雜的情形，但仍可逐步簡單化而視為上述反應類別的連續反應。 化學反應的變化多端難以建立簡單的分類標準。

二。歧化反應 : 指的是同一物質的分子中同一價態的同一元素間發生的氧化還原反應。同一價態的元素在發生氧化還原反應過程中發生了“化合價變化上的分歧”，有些升高，有些降低。發生歧化反應的元素必須具有相應的高價態和低價態化合物，歧化反應只發生在中間價態的元素上。氟(F2)無歧化作用，因為氟元素電負性最大，無正化合價，只有負化合價。 自身氧化還原反應與歧化反應均屬同種物質間發生的氧化還原反應，歧化反應是自身氧化還原反應的一種，但自身氧化還原反應卻不一定都是歧化反應。

三。歸中反應(反歧化反應): 指的是物質中不同價態的同種元素之間發生的氧化還原反應。即同一元素的價態由反應前的高價和低價都轉化成反應以後的中間價態，在化學反應中元素的價態變化有個規律：只靠攏，不交叉。因此元素的高價和低價都只能向中間靠攏。歸中反應和歧化反應是兩個‘相反’的過程，這兩種反應都一定是氧化還原反應。