化学自习室移动版

第一章化学反应的热效应（1-20）

1. 反应热ΔH：生成物总能量 − 反应物总能量；ΔH＜0放热，ΔH＞0吸热。

2. 键能计算ΔH = 反应物总键能 − 生成物总键能，不要写反。

3. 物质能量越高，键能越低，越不稳定。

4. 燃烧热：1mol纯物质完全燃烧生成稳定氧化物；C→CO₂，H→H₂O(l)，S→SO₂。

5. 中和热：稀强酸与稀强碱生成1mol H₂O(l)放出的热量；ΔH＝-57.3kJ·mol^-1。

6. 弱酸、弱碱中和，中和热数值小于57.3，电离吸热；浓硫酸中和放热大于57.3。

7. 热化学方程式必须标状态：s、l、g、aq；不写反应条件。

8. ΔH与系数成正比；系数加倍，ΔH加倍；方程式颠倒，ΔH变号。

9. 比较ΔH大小：放热反应，放出热量越多，ΔH数值越小（越负）。

10. 盖斯定律：化学反应焓变只和始态终态有关，和路径无关。

11. 可逆反应的ΔH是完全进行的焓变，实际转化达不到，实际放热少于理论值。

12. 物质能量：气态＞液态＞固态；同一物质，气态燃烧放热最多。

13. 反应吸热≠需要加热；放热≠常温自发；吸热反应有的常温自发。

14. 断裂化学键吸热；形成化学键放热。

15. 燃烧热不包含氮氧化物；产物N要生成N₂。

16. 中和热不包含生成沉淀放出的热，生成沉淀总放热会变大。

17. 热化学方程式中，ΔH单位是 kJ·mol^-1，不能只写kJ。

18. 自发反应不一定实际发生，还要看反应速率。

19. 石墨比金刚石稳定：石墨总能量更低。

20. 溶解热不属于反应热，是物理过程。

第二章化学反应速率与化学平衡（21-50）

21. 化学反应速率：v=Δc/Δt，是平均速率，不是瞬时速率。

22. 速率之比 = 化学计量数之比；固体、纯液体不用来表示反应速率。

23. 升高温度，正逆速率均增大；吸热方向增大倍数更大。

24. 增大反应物浓度，正反应速率瞬间变大，逆反应速率不变，之后逐渐增大。

25. 催化剂同等倍数增大正、逆反应速率；不改变平衡、不改变转化率、ΔH不变。

26. 压强改变速率本质：改变气体浓度；充入惰性气体恒容，浓度不变，速率不变。

27. 恒压充惰性气体，体积变大，各气体浓度下降，正逆速率均减小。

28. 化学平衡本质：v_正=v_逆（同一物质消耗速率等于生成速率）。

29. 平衡标志：变量不变才是平衡；定值不变不能做标志。

30. K平衡常数：只与温度有关，与浓度、压强、催化剂无关。

31. K越大，正向进行程度越大，转化率越高；速率快慢和K大小无必然关系。

32. 固体、纯液体不写入平衡常数表达式。

33. Qc＞K，平衡逆向移动；Qc＜K，正向移动；Qc＝K，达平衡。

34. ΔH＞0，升温K增大；ΔH＜0，升温K减小。

35. 勒夏特列原理：平衡只能减弱外界改变，不能抵消。

36. 增大一种反应物浓度，自身转化率降低，另一种反应物转化率升高。

37. 对Δn(g)=0的反应：加压，平衡不移动；但速率增大，各物质浓度变大。

38. 平衡移动≠转化率一定变；Δn(g)=0反应加压，平衡不动，转化率不变。

39. 投料成比例，恒温恒压，等效平衡看比例；恒温恒容要看Δn(g)是否为0。

40. 等效平衡：完全等效、比例等效；注意区分恒容、恒压条件。

41. 平衡移动，K不一定变；只有温度改变K才变。

42. 分离生成物，平衡正向移动，但反应物转化率不一定100%，可逆不能完全进行。

43. 图像题：先拐先平，数值大；拐点代表达到平衡。

44. 转化率＝转化量÷起始量×100%；注意起始是投料，不是平衡。

45. 平衡产率≠转化率；有副反应时二者不相等。

46. 恒温恒容，同等倍数投料：Δn(g)≠0，平衡不等效；Δn(g)=0，比例等效。

47. 催化剂只缩短达到平衡时间，不改变平衡产率。

48. 压强影响只针对气体，固体液体不受压强影响。

49. 反应自发判断：ΔG=Δ H-TΔS；ΔG<0自发。

50. ΔS混乱度：气体分子数增多，ΔS＞0；固体生成气体，熵显著增大。

第三章水溶液中的离子反应与平衡（51-80）

51. 电解质：水溶液或熔融状态导电；单质、混合物既不是电解质也不是非电解质。

52. 强电解质完全电离；弱电解质部分电离，存在电离平衡。

53. 导电能力看自由离子浓度与离子所带电荷，和电解质强弱无直接关系。

54. 水的离子积Kw=c(H^＋)·c(OH^－)；只受温度影响，升温Kw变大。

55. 25℃，Kw=1×10^-14；100℃ Kw=1×10^-12。

56. pH＝-lgc(H^＋)；pH＝7不一定中性；中性本质c(H^＋)=c(OH^－)。

57. 弱酸弱碱电离吸热；升温电离程度增大。

58. 越稀越电离：加水稀释弱电解质，电离度增大，但离子浓度一般减小。

59. 同pH的强酸与弱酸，弱酸浓度远大于强酸；稀释相同倍数，弱酸pH变化更小。

60. 电离平衡常数Ka/Kb，只与温度有关；Ka越大酸性越强。

61. 盐类水解：弱离子结合水电离H⁺或OH⁻；促进水的电离。

62. 有弱才水解，越弱越水解；谁强显谁性，同强显中性。

63. 水解吸热，升温水解程度增大；加水稀释，水解程度增大。

64. 强酸弱碱盐pH＜7；强碱弱酸盐pH＞7；弱酸弱碱盐看Ka、Kb相对大小。

65. 双水解：完全双水解写等号沉淀气体；不完全双水解可逆。

66. 三大守恒：电荷守恒、物料守恒、质子守恒；写电荷守恒不要漏离子电荷数。

67. 溶液中离子浓度比较：先看电离、水解谁占主导。

68. 酸式盐：NaHCO₃水解大于电离显碱性；NaHSO₃电离大于水解显酸性。

69. 酸碱抑制水的电离；可水解盐促进水的电离。

70. 酸碱恰好中和 ≠ 溶液pH＝7；要看生成盐是否水解。

71. 滴定：酸式滴定管不能装碱；碱式滴定管不能装酸、强氧化性溶液（KMnO₄）。

72. 指示剂：酚酞8.2-10.0；甲基橙3.1-4.4；石蕊一般不做滴定指示剂。

73. 滴定终点：指示剂变色，且半分钟不复原；不是pH等于7。

74. 误差分析：看标准液体积V_标，V_标偏大，待测浓度偏大。

75. 溶度积Ksp=c(Mⁿ⁺)^m· c(A^m-)ⁿ，只受温度影响。

76. Qc＞Ksp，生成沉淀；Qc＜Ksp，沉淀溶解。

77. Ksp小，溶解度不一定小；阴阳离子配比不同，不能直接比Ksp。

78. 沉淀转化：溶解度大→溶解度更小；不能完全说Ksp大转Ksp小。

79. 同离子效应，抑制沉淀溶解平衡；可溶解沉淀：酸、配位剂。

80. 除去MgCl₂中Fe³⁺，加MgO、Mg(OH)₂，调pH除杂，不引入新杂质。

第四章化学反应与电能（81-100）

81. 原电池：化学能→电能；自发氧化还原；负极失电子氧化，正极得电子还原。

82. 电子：负极→外电路→正极；电子不走电解质溶液；溶液靠离子导电。

83. 阳离子移向正极，阴离子移向负极。

84. 负极不一定和电解质直接反应，燃料电池就是例子。

85. 盐桥作用：导通回路，平衡电荷；盐桥中阳离子移向正极池。

86. 电解池：电能→化学能；外接电源；阳极接正极，阴极接负极。

87. 阳极发生氧化反应；阴极发生还原反应。

88. 阳极放电顺序：活性电极＞S²⁻＞I⁻＞Br⁻＞Cl⁻＞OH⁻＞含氧酸根。

89. 阴极放电顺序：Ag⁺＞Fe³⁺＞Cu²⁺＞H⁺＞Pb²⁺＞Sn²⁺＞Fe²⁺＞Zn²⁺。

90. 活性阳极（Fe、Cu等），阳极金属优先失电子溶解，不是阴离子放电。

91. 电解饱和食盐水：2NaCl+2H₂O=2NaOH+H₂↑+Cl₂↑；氯碱工业。

92. 电镀：待镀件作阴极，镀层金属阳极，电镀液含镀层金属离子。

93. 电解精炼铜：粗铜阳极，纯铜阴极；阳极杂质Au、Ag沉降为阳极泥。

94. 金属腐蚀：化学腐蚀、电化学腐蚀；电化学腐蚀为主。

95. 吸氧腐蚀（中性、弱酸性）：正极O₂+2H₂O+4e⁻=4OH⁻；析氢腐蚀（较强酸性）放H₂。

96. 防护：牺牲阳极法（原电池，被保护金属作正极）；外加电流法（电解池，被保护金属作阴极）。

97. 二次电池充电：充电正极接电源正极（作阳极），充电负极接电源负极（作阴极）。

98. 放电是原电池，充电是电解池；充放电方程式不要写可逆号，条件不同。

99. 燃料电池电极不参与反应；燃料一定在负极反应，O₂一定正极。

100. 原电池可加快氧化还原速率，比普通化学反应速率快。