1、吸熱反應與放熱反應的區別
特別注意：反應是吸熱還是放熱與反應的條件沒有必然的聯繫，而決定於反應物和生成物具有的總能量(或焓)的相對大小。
2、常見的放熱反應
①一切燃燒反應;
②活潑金屬與酸或水的反應;
③酸鹼中和反應;
④鋁熱反應;
⑤大多數化合反應(但有些化合反應是吸熱反應，如：N2+O2=2NO，CO2+C=2CO等均為吸熱反應)。
3、常見的吸熱反應
①Ba(OH)2·8H2O與NH4Cl反應;
②大多數分解反應是吸熱反應
③等也是吸熱反應;
④水解反應
考點2：反應熱計算的依據1.根據熱化學方程式計算
反應熱與反應物各物質的物質的量成正比。
2.根據反應物和生成物的總能量計算
ΔH=E生成物-E反應物。
3.根據鍵能計算
ΔH=反應物的鍵能總和-生成物的鍵能總和。
4.根據蓋斯定律計算
化學反應的反應熱只與反應的始態(各反應物)和終態(各生成物)有關，而與反應的途徑無關。即如果一個反應可以分步進行，則各分步反應的反應熱之和與該反應一步完成時的反應熱是相同的。
溫馨提示：
①蓋斯定律的主要用途是用已知反應的反應熱來推知相關反應的反應熱。
②熱化學方程式之間的「+」「-」等數學運算，對應ΔH也進行「+」「-」等數學計算。
5.根據物質燃燒放熱數值計算：Q(放)=n(可燃物)×|ΔH|。
考點1：化學反應速率1、化學反應速率的表示方法___________。
化學反應速率通常用單位時間內反應物濃度和生成物濃度的變化來表示。表達式：___________ 。
其常用的單位是__________ 、 或__________ 。
2、影響化學反應速率的因素
1)內因(主要因素)
反應物本身的性質。
2)外因(其他條件不變，只改變一個條件)
3、理論解釋——有效碰撞理論
(1)活化分子、活化能、有效碰撞
①活化分子：能夠發生有效碰撞的分子。
②活化能：如圖
圖中：E1為正反應的活化能，使用催化劑時的活化能為E3，反應熱為E1-E2。(註：E2為逆反應的活化能)
③有效碰撞：活化分子之間能夠引發化學反應的碰撞。
(2)活化分子、有效碰撞與反應速率的關係
考點2：化學平衡1、化學平衡狀態：一定條件(恆溫、恆容或恆壓)下的可逆反應裡，正反應和逆反應的速率相等，反應混合物(包括反應物和生成物)中各組分的濃度保持不變的狀態。
2、化學平衡狀態的特徵
3、判斷化學平衡狀態的依據
考點3：化學平衡的移動1、概念
可逆反應中舊化學平衡的破壞、新化學平衡的建立，由原平衡狀態向新化學平衡狀態的轉化過程，稱為化學平衡的移動。
2、化學平衡移動與化學反應速率的關係
(1)v正>v逆：平衡向正反應方向移動。
(2)v正=v逆：反應達到平衡狀態，不發生平衡移動。
(3)v正<v逆：平衡向逆反應方向移動。
3、影響化學平衡的因素
4、「惰性氣體」對化學平衡的影響
①恆溫、恆容條件
原平衡體系體系總壓強增大―→體系中各組分的濃度不變―→平衡不移動。
②恆溫、恆壓條件
原平衡體系容器容積增大，各反應氣體的分壓減小―→體系中各組分的濃度同倍數減小
5、勒夏特列原理
定義：如果改變影響平衡的一個條件(如C、P或T等)，平衡就向能夠減弱這種改變的方向移動。
原理適用的範圍：已達平衡的體系、所有的平衡狀態(如溶解平衡、化學平衡、電離平衡、水解平衡等)和只限於改變影響平衡的一個條件。
勒夏特列原理中「減弱這種改變」的解釋：外界條件改變使平衡發生移動的結果，是減弱對這種條件的改變，而不是抵消這種改變，也就是說：外界因素對平衡體系的影響佔主要方面。
一、弱電解質的電離
1、定義：電解質：在水溶液中或熔化狀態下能導電的化合物,叫電解質。
非電解質：在水溶液中或熔化狀態下都不能導電的化合物。
強電解質：在水溶液裡全部電離成離子的電解質。
弱電解質：在水溶液裡只有一部分分子電離成離子的電解質。
2、電解質與非電解質本質區別：
電解質——離子化合物或共價化合物 非電解質——共價化合物
注意：①電解質、非電解質都是化合物 ②SO2、NH3、CO2等屬於非電解質
③強電解質不等於易溶於水的化合物（如BaSO4不溶於水，但溶於水的BaSO4全部電離，故BaSO4 為強電解質）——電解質的強弱與導電性、溶解性無關。
3、電離平衡：在一定的條件下，當電解質分子電離成 離子的速率 和離子結合成 時，電離過程就達到了 平衡狀態 ，這叫電離平衡。
4、影響電離平衡的因素：
A、溫度：電離一般吸熱，升溫有利於電離。
B、濃度：濃度越大，電離程度 越小 ；溶液稀釋時，電離平衡向著電離的方向移動。C、同離子效應：在弱電解質溶液裡加入與弱電解質具有相同離子的電解質，會減弱電離。D、其他外加試劑：加入能與弱電解質的電離產生的某種離子反應的物質時，有利於電離。
5、電離方程式的書寫：用可逆符號 弱酸的電離要分布寫（第一步為主）
6、電離常數：在一定條件下，弱電解質在達到電離平衡時，溶液中電離所生成的各種離子濃度的乘積，跟溶液中未電離的分子濃度的比是一個常數。叫做電離平衡常數，（一般用Ka表示酸，Kb表示鹼。）
表示方法：ABA++B- Ki=[ A+][B-]/[AB]
7、影響因素：
a、電離常數的大小主要由物質的本性決定。
b、電離常數受溫度變化影響，不受濃度變化影響，在室溫下一般變化不大。
C、同一溫度下，不同弱酸，電離常數越大，其電離程度越大，酸性越強。如：H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO
二、水的電離和溶液的酸鹼性
1、水電離平衡：
水的離子積：KW= c[H+]·c[OH-]
25℃時,[H+]=[OH-] =10-7 mol/L ; KW= [H+]·[OH-] = 1*10-14
注意：KW只與溫度有關，溫度一定，則KW值一定
KW不僅適用於純水，適用於任何溶液（酸、鹼、鹽）
2、水電離特點：（1）可逆（2）吸熱（3）極弱
3、影響水電離平衡的外界因素：
①酸、鹼：抑制水的電離 KW〈1*10-14
②溫度：促進水的電離（水的電離是 吸 熱的）
③易水解的鹽：促進水的電離 KW 〉1*10-14
4、溶液的酸鹼性和pH：
（1）pH=-lgc[H+]
（2）pH的測定方法：
酸鹼指示劑—— 甲基橙 、石蕊 、酚酞 。
變色範圍：甲基橙3.1~4.4（橙色） 石蕊5.0~8.0（紫色） 酚酞8.2~10.0（淺紅色）
pH試紙—操作 玻璃棒蘸取未知液體在試紙上，然後與標準比色卡對比即可 。
注意：①事先不能用水溼潤PH試紙；②廣泛pH試紙只能讀取整數值或範圍
三、混合液的pH值計算方法公式
1、強酸與強酸的混合：（先求[H+]混：將兩種酸中的H+離子物質的量相加除以總體積，再求其它） [H+]混=（[H+]1V1+[H+]2V2）/（V1+V2）
2、強鹼與強鹼的混合：（先求[OH-]混：將兩種酸中的OH‑離子物質的量相加除以總體積，再求其它） [OH-]混＝（[OH-]1V1+[OH-]2V2）/（V1+V2） (注意:不能直接計算[H+]混)
3、強酸與強鹼的混合：（先據H++ OH-==H2O計算餘下的H+或OH-，①H+有餘，則用餘下的H+數除以溶液總體積求[H+]混；OH-有餘，則用餘下的OH-數除以溶液總體積求[OH-]混，再求其它）
四、稀釋過程溶液pH值的變化規律：
1、強酸溶液：稀釋10n倍時，pH稀=pH原+n （但始終不能大於或等於7）
2、弱酸溶液：稀釋10n倍時，pH稀〈pH原+n （但始終不能大於或等於7）
3、強鹼溶液：稀釋10n倍時，pH稀=pH原－n （但始終不能小於或等於7）
4、弱鹼溶液：稀釋10n倍時，pH稀〉pH原－n （但始終不能小於或等於7）
5、不論任何溶液，稀釋時pH均是向7靠近（即向中性靠近）；任何溶液無限稀釋後pH均接近7
6、稀釋時，弱酸、弱鹼和水解的鹽溶液的pH變化得慢，強酸、強鹼變化得快。
五、強酸（pH1）強鹼（pH2）混和計算規律w
.w.w.k.s.5.u.c.o.m
1、若等體積混合
pH1+pH2=14 則溶液顯中性pH=7
pH1+pH2≥15 則溶液顯鹼性pH=pH2-0.3
pH1+pH2≤13 則溶液顯酸性pH=pH1+0.3
2、若混合後顯中性
pH1+pH2=14 V酸：V鹼=1：1
pH1+pH2≠14 V酸：V鹼=1：10〔14-（pH1+pH2）〕
六、酸鹼中和滴定：
1、中和滴定的原理
實質：H++OH—=H2O 即酸能提供的H+和鹼能提供的OH-物質的量相等。
2、中和滴定的操作過程：
（1）儀②滴定管的刻度，O刻度在上 ，往下刻度標數越來越大，全部容積 大於 它的最大刻度值，因為下端有一部分沒有刻度。滴定時，所用溶液不得超過最低刻度，不得一次滴定使用兩滴定管酸（或鹼），也不得中途向滴定管中添加。②滴定管可以讀到小數點後 一位 。
（2）藥品：標準液；待測液；指示劑。
（3）準備過程：
準備：檢漏、洗滌、潤洗、裝液、趕氣泡、調液面。（洗滌：用洗液洗→檢漏：滴定管是否漏水→用水洗→用標準液洗（或待測液洗）→裝溶液→排氣泡→調液面→記數據V(始)
（4）試驗過程
3、酸鹼中和滴定的誤差分析
誤差分析：利用n酸c酸V酸=n鹼c鹼V鹼進行分析
式中：n——酸或鹼中氫原子或氫氧根離子數；c——酸或鹼的物質的量濃度；
V——酸或鹼溶液的體積。當用酸去滴定鹼確定鹼的濃度時，則：
c鹼=
上述公式在求算濃度時很方便，而在分析誤差時起主要作用的是分子上的V酸的變化，因為在滴定過程中c酸為標準酸，其數值在理論上是不變的，若稀釋了雖實際值變小，但體現的卻是V酸的增大，導致c酸偏高；V鹼同樣也是一個定值，它是用標準的量器量好後注入錐形瓶中的，當在實際操作中鹼液外濺，其實際值減小，但引起變化的卻是標準酸用量的減少，即V酸減小，則c鹼降低了；對於觀察中出現的誤差亦同樣如此。綜上所述，當用標準酸來測定鹼的濃度時，c鹼的誤差與V酸的變化成正比，即當V酸的實測值大於理論值時，c鹼偏高，反之偏低。
同理，用標準鹼來滴定未知濃度的酸時亦然。
七、鹽類的水解（只有可溶於水的鹽才水解）
1、鹽類水解：在水溶液中鹽電離出來的離子跟水電離出來的H+或OH-結合生成弱電解質的反應。
2、水解的實質：水溶液中鹽電離出來的離子跟水電離出來的H+或OH-結合,破壞水的電離，是平衡向右移動，促進水的電離。
3、鹽類水解規律：
①有弱 才水解，無弱不水解，越弱越水解；誰 強顯誰性，兩弱都水解，同強顯中性。
②多元弱酸根，濃度相同時正酸根比酸式酸根水解程度大，鹼性更強。(如:Na2CO3＞NaHCO3)
4、鹽類水解的特點：（1）可逆（與中和反應互逆）（2）程度小（3）吸熱
5、影響鹽類水解的外界因素：
①溫度：溫度越 高 水解程度越大（水解吸熱，越熱越水解）
②濃度：濃度越小，水解程度越 大 （越稀越水解）
③酸鹼：促進或抑制鹽的水解（H+促進 陰離子 水解而 抑制 陽離子水解；OH-促進陽離子水解而抑制陰離子水解）
6、酸式鹽溶液的酸鹼性：
①只電離不水解：如HSO4- 顯 酸 性
②電離程度＞水解程度，顯 酸 性 （如: HSO3-、H2PO4-）
③水解程度＞電離程度，顯 鹼 性（如：HCO3-、HS-、HPO42-）
7、雙水解反應：
（1）構成鹽的陰陽離子均能發生水解的反應。雙水解反應相互促進，水解程度較大，有的甚至水解完全。使得平衡向右移。
（2）常見的雙水解反應完全的為：Fe3+、Al3+與AlO2-、CO32-(HCO3-)、S2-(HS-)、SO32-(HSO3-)；S2-與NH4+；CO32-(HCO3-)與NH4+其特點是相互水解成沉澱或氣體。雙水解完全的離子方程式配平依據是兩邊電荷平衡，如：2Al3++ 3S2- + 6H2O == 2Al(OH)3↓+3H2S↑
8、鹽類水解的應用：
水解的應用
實例
原理
1、淨水
明礬淨水
Al3++3H2O⇌ Al(OH)3(膠體)+3H+
2、去油汙用熱鹼水冼油汙物品
CO32-+H2O⇌ HCO3-+OH-
3、藥品的保存
①配製FeCl3溶液時常加入少量鹽酸
Fe3++3H2O⇌ Fe(OH)3+3H+
②配製Na2CO3溶液時常加入少量NaOH
CO32-+H2O⇌ HCO3-+OH-
4、製備無水鹽
由MgCl2·6H2O制無水MgCl2 在HCl氣流中加熱
若不然，則：
MgCl2·6H2OMg(OH)2+2HCl+4H2O
Mg(OH)2MgO+H2O
5、泡沫滅火器
用Al2(SO4)3與NaHCO3溶液混合
Al3++3HCO3-=Al(OH)3↓+3CO2↑
6、比較鹽溶液中離子濃度的大小
比較NH4Cl溶液中離子濃度的大小
NH4++H2O⇌ NH3·H2O+H+
c(Cl-)>c(NH4+)>c(H+)>c(OH)-
9、水解平衡常數（Kh）
對於強鹼弱酸鹽：Kh=Kw/Ka(Kw為該溫度下水的離子積，Ka為該條件下該弱酸根形成的弱酸的電離平衡常數)
對於強酸弱鹼鹽：Kh=Kw/Kb（Kw為該溫度下水的離子積，Kb為該條件下該弱鹼根形成的弱鹼的電離平衡常數）
電離、水解方程式的書寫原則
1）、多元弱酸（多元弱酸鹽）的電離（水解）的書寫原則：分步書寫
注意：不管是水解還是電離，都決定於第一步，第二步一般相當微弱。
2）、多元弱鹼（多元弱鹼鹽）的電離（水解）書寫原則：一步書寫
八、溶液中微粒濃度的大小比較
☆☆基本原則：抓住溶液中微粒濃度必須滿足的三種守恆關係：
①電荷守恆：:任何溶液均顯電 中 性，各陽離子濃度與其所帶電荷數的乘積之和＝各陰離子濃度與其所帶電荷數的乘積之和
②物料守恆:（即原子個數守恆或質量守恆）
某原子的總量(或總濃度)＝其以各種形式存在的所有微粒的量(或濃度)之和
③質子守恆：即水電離出的H+濃度與OH-濃度相等。
九、難溶電解質的溶解平衡
1、難溶電解質的溶解平衡的一些常見知識
（1）溶解度 小於 0.01g的電解質稱難溶電解質。
（2）反應後離子濃度降至1*10-5以下的反應為完全反應。如酸鹼中和時[H+]降至10-7mol/L<10-5mol/L，故為完全反應，用「=」，常見的難溶物在水中的離子濃度均遠低於10-5mol/L，故均用「=」。
（3）難溶並非不溶，任何難溶物在水中均存在溶解平衡。
（4）掌握三種微溶物質：CaSO4、Ca(OH)2、Ag2SO4
（5）溶解平衡常為吸熱，但Ca(OH)2為放熱，升溫其溶解度減少。
（6）溶解平衡存在的前提是：必須存在沉澱，否則不存在平衡。
2、溶解平衡方程式的書寫
意在沉澱後用(s)標明狀態，並用「⇌」。如：Ag2S(s)⇌ 2Ag+(aq）+S2-(aq)
3、沉澱生成的三種主要方式
（1）加沉澱劑法：Ksp越小（即沉澱越難溶），沉澱越完全；沉澱劑過量能使沉澱更完全。
（2）調pH值除某些易水解的金屬陽離子：如加MgO除去MgCl2溶液中FeCl3。
（3）氧化還原沉澱法：
（4）同離子效應法
4、沉澱的溶解：
沉澱的溶解就是使溶解平衡正向移動。常採用的方法有：①酸鹼；②氧化還原；③沉澱轉化。
5、沉澱的轉化：
溶解度大的生成溶解度小的，溶解度小的生成溶解度更小的。
如：AgNO3 →AgCl(白色沉澱)→ AgBr（淡黃色）→AgI （黃色）→ Ag2S（黑色）
6、溶度積（Ksp）
1）、定義：在一定條件下，難溶電解質電解質溶解成離子的速率等於離子重新結合成沉澱的速率，溶液中各離子的濃度保持不變的狀態。
2）、表達式：AmBn(s) mAn+(aq)+nBm-(aq)
Ksp= [c(An+)]m •[c(Bm-)]n
3）、影響因素：
外因：①濃度：加水，平衡向溶解方向移動。
②溫度：升溫，多數平衡向溶解方向移動。
4）、溶度積規則
QC（離子積）>KSP 有沉澱析出
QC=KSP 平衡狀態
QC<KSP 飽和，繼續溶解