高中化學方程式歸納總結

　　高中化學的學習過程中，化學方程式佔據著一定的主導地位，如果你嘗試歸納總結過化學方程式，那麼你會發現高中的知識點很多都離不開化學方程式，很多實驗的原理和一些流程基本都可以用化學方程式寫出來，所以說，理解和學透化學方程式，是你學好化學這門科目的關鍵。下面小編就對高中化學方程式進行了歸納和總結，希望對同學們有所幫助。

　　一、化學方程式

　　化學方程式是用化學式表示不同物質之間化學反應的式子。

　　規範書寫化學方程式要遵守的兩個原則：

　　一是必須以客觀事實為基礎。因此，既要按照各類反應規律書寫，又要註明必要的條件等。

　　二是要遵守質量守恆定律。因此，一定要配平，配平係數為最簡單的整數比，要防止假配平。

　　書寫化學方程式的常見錯誤：一是亂套反應規律，如鈉與氯化銅溶液反應誤認為會發生生成銅單質的置換反應。二是亂寫逆向反應，如CO2通入CaCl2溶液中誤認為會生成CaCO3沉澱。三是亂標或漏寫反應條件與生成物狀態“↓、↑”，如實驗室用MnO2與濃鹽酸加熱製取氯氣時漏寫“濃”、“加熱”

　　、“↑”等。四是亂寫化學式，如不按化合價寫化學式。

　　在中學階段規定，無機反應方程式一律用等號連線反應物和生成物。有機反應方程式一律用箭頭來連線反應物和生成物。可逆反應一律用雙向箭頭即可逆號表示，但不一定要註明物質的聚集狀態。

　　二、熱化學方程式

　　熱化學方程式是表示化學反應熱效應的化學方程式。

　　熱化學方程式與化學方程式的對比示例：

　　2H2***g***+O2***g***==2H2O***l*** △H=﹣571.6 kJ· mol-1

　　H+***aq***+OH-***aq***==H2O***l*** △H=﹣57.3 kJ· mol-1

　　與2H2+O2 2H2O

　　“熱”之別，做足“熱”字文章。①由於“熱”，各物質要註明聚集狀態，固態、液態、氣態物質分別註明s、l、g，溶液註明aq，同素異形體還應註明名稱。②由於“熱”，熱化學方程式的右邊要寫出△H的符號和單位。放熱反應，△H為“-”，吸熱反應，△H為“+”。△H的單位一般為kJ· mol-1。③由於“熱”，△H與化學計量數有著對應關係，各物質的係數加倍，△H的數值也加倍。因此，正確的熱化學方程式往往不止一個。熱化學方程式中，各物質化學式前的化學計量數，只表示該物質的物質的量，可以是整數、分數。而普通化學方程式中各物質化學式前的化學計量數，既可以表示該物質的物質的量，又可以表示該物質的微粒數***故不能用分數表示***，還可以表示同溫同壓時的體積。

　　規範書寫熱化學方程式的原則：

　　除了要遵循書寫化學方程式的要求外，還應特別注意以上三點：聚集狀態、△H的符號和單位、△H與化學計量數的對應關係。書寫熱化學方程式的常見錯誤也主要是這三點。此外，還應注意以下幾點：

　　一是反應熱△H與測定條件***溫度、壓強等***有關。因此，書寫熱化學方程式時應註明△H的測定條件。由於絕大多數△H是在25℃、101325Pa下測定的，可不註明溫度和壓強。

　　二是不論化學反應是否可逆，熱化學方程式中的反應熱△H 表示反應進行到底***完全轉化***時的能量變化，△H與可逆符號及等號無關。若反應向逆向進行時，其反應熱與正反應的反應熱數值相等，符號相反。

　　三是熱化學方程式中，已註明聚集狀態，不用“↓、↑”。

　　四是反應熱△H的單位kJ· mol-1中的“/mol”是指該化學反應整個體系***即指“每摩化學反應”***，而不是指該反應中的某種物質。

　　三、離子方程式

　　離子方程式是用實際參加反應的離子的符號表示離子反應的式子。

　　離子方程式與化學方程式的對比示例：

　　Ag++Cl-== AgCl↓與AgNO3+NaCl==AgCl↓+NaNO3

　　“離子”之別，用好離子符號。離子方程式是用離子符號與化學式來寫的，而化學方程式是全用物質的化學式來寫的。離子方程式不僅表示一定物質間的某個反應，而且表示所有同一型別的離子反應，並揭示這類反應的實質，故一個離子方程式可以有多個相對應化學方程式。而化學方程式只表示參加反應和生成的物質，一個化學方程式只表示一個具體反應，一般只要求寫出化學方程式相對應的離子方程式。

　　規範書寫離子方程式的基本原則：

　　一是隻有易溶於水和易電離的物質才寫成離子形式。

　　二是難溶物、難電離物、氧化物、氣體、單質等仍用化學式表示。

　　三是除了要符合電荷守恆外，其餘要求與規範書寫化學方程式的要求相同。

　　書寫離子方程式的常見錯誤：產物不合理、漏掉部分反應、錯誤拆分化學式、要用離子符號的未用、陰陽離子的配比不合理、電荷不守恆、電子不守恆***氧化還原反應的離子方程式***、忽視某物質過量、忽視單個離子水解反應可逆號等。

　　四、電離方程式

　　電離方程式是表示電解質電離的式子。

　　電離方程式與離子方程式的對比示例：

　　硫酸鋇的電離：BaSO4== Ba2++SO42-與沉澱反應：Ba2++SO42-== BaSO4↓

　　水的電離：H2OH++OH-與中和反應：H++OH-==H2O

　　碳酸氫根離子的電離：HCO3-H++CO32-與鹽酸逐滴滴入碳酸鈉溶液中的反應：H++CO32-== HCO3-

　　“電離”之別，是指電解質離解。顯然，電離方程式不是離子方程式，左邊就一種化學式，可以是電解質，也可以是一種較複雜的離子***如酸式根離子等***，右邊只有離子符號的就是電離方程式，沒有發生化學反應。式子的左邊有離子符號或兩邊都有離子符號且物質間發生了化學反應的就是離子方程式。

　　規範書寫電離方程式的要求：

　　一是正確書寫離子符號。

　　二是要符合質量守恆與電荷守恆。

　　書寫電離方程式的常見錯誤：難溶強電解質寫成可逆電離、弱電解質寫成完全電離、多元弱酸沒有分步電離、未分清酸式鹽的各種電離情況。

　　如硫酸氫鈉等強酸酸式鹽在水溶液中電離與熔融狀態電離不同：

　　水中：NaHSO4== Na++ H++SO42-

　　熔融：NaHSO4== Na++ HSO4-

　　又如碳酸氫鈉等弱酸酸式鹽在水溶液中先是完全電離，後部分電離：

　　NaHCO3== Na++ HCO3- 、HCO3-H++CO32-

　　五、水解方程式

　　水解方程式是表示水解反應的方程式。它包含水解反應的化學方程式和離子方程式。

　　水解的離子方程式與電離方程式的對比示例：

　　HCO3-+H2OH2CO3+O H-與HCO3-H++CO32-

　　HS-+H2O H2S+OH-與HS-+H2OH3O++S2-***此組迷惑性強***

　　SnCl2+H2O==Sn***OH***Cl↓+HCl與Al2***SO4***3==2Al3++3SO42-

　　“水解”之別，是指水發生離解。水解的實質是水的解離，電離的實質是電解質離解。二者表示的意義不一樣。水解方程式表示某些鹽類電離出的離子跟水電離出的氫離子或氫氧根離子結合成弱電解質***弱酸、弱鹼***的過程，實際上是鹽的電離方程式和水的電離方程式相疊加的式子。水解方程式重在“合”。電離方程式表示酸、鹼、鹽電離出離子的過程，可在水中電離，也可在熔融狀態下電離。電離方程式重在“離”。

　　規範書寫水解方程式的三個原則：

　　一是單水解一般是微弱的，水解方程式中一般不寫“==”、不標“↓、↑”，通常用“ ”表示。

　　二是多元弱酸鹽的水解是分步進行的，但以第一步水解為主;多元弱鹼鹽也是分步水解，但可視做一步完成。

　　三是陰、陽離子都發生水解時，相互促進，水解趨於完全，書寫沉澱與氣體的生成物時可用“↓、↑”，中間可用“==”相連。如Al3+離子與CO32-離子互促水解：2Al3++3CO32-+3H2O==2Al***OH***3↓+3CO2↑。但NH4+離子與CH3COO-離子雖互促水解，但水解程度較小，仍用“ ”表示。

　　NH4++CH3COO-+3H2OCH3COOH+NH3•H2O。

　　其餘與規範書寫化學方程式、離子方程式的要求相同。

　　書寫水解方程式的常見錯誤：單水解未用“”表示、產物不合理、電荷不守恆、多元弱酸鹽兩步水解合併、未注意有的雙水解反應物中不需要加水。

　　六、電極方程式

　　電極方程式***又稱電極反應式***是表示原電池或電解池中發生氧化或還原反應的式子。

　　電極方程式與電離方程式的對比示例：

　　用惰性電極電解硫酸銅溶液的電極方程式：

　　陰極2Cu2++4e-==2Cu 陽極4OH--4e-== 2H2O+O2↑

　　酸性氫氧燃料電池的電極方程式：

　　正極O2+4H++4e-== 2H2O 負極2H2-4e-==4H+

　　複鹽明礬的電離：KAl***SO4***2•12H2O==K++Al3++2SO42-+12H2O

　　“極”之別，是指某個電極上的變化。由於電極反應屬於氧化還原反應的範疇，方程式均要註明電子得失。這就是電極方程式與電離方程式最大的差別。

　　規範書寫電極方程式要遵守的三個原則：

　　一是遵循電子守恆、電荷守恆、質量守恆。

　　二是遵循加和性原則，兩電極反應***半反應***相加，消去電子後得總反應式。

　　三是遵循共存原則，電解質的環境不同，電極方程式可能不同。

　　書寫電極方程式的常見錯誤：錯判電極寫相反的電極方程式、弄錯放電微粒、產物不合理、電子不守恆、電荷不守恆、不注意識別電解質溶液或熔融電解質或固體電解質中的微粒是否參與電極反應、不會利用總反應式等。

　　七、電解方程式

　　電解方程式是表示電解反應的方程式，它包含電解反應的化學方程式和離子方程式。

　　電解方程式與電極方程式的對比示例：

　　用惰性電極電解水2H2O 2H2↑+O2↑

　　陰極4H++4e-==2H2↑ 陽極4OH--4e-== 2H2O+O2↑

　　“電解”之別，是指在直流電的作用下電解質的離子分別在兩極發生氧化、還原反應的過程。顯然，電解反應屬於氧化還原反應，電極反應屬於氧化還原反應的半反應。電極方程式不是真正意義上的化學反應方程式，只表明了在原電池或電解池中某一極上的電子得失和物質變化情況，不必註明條件。而電解方程式是概括電解池中陰陽兩極電極反應總和的，反映物質變化的總反應方程式，多數反應在通常情況下不能發生，用電流強迫反應發生，故要註明“通電”的反應條件。電解方程式就是一個反應的化學方程式，也可以用離子方程式表示。

　　規範書寫電解方程式要遵守的三個原則：

　　一是要遵循電子守恆、電荷守恆***用離子方程式表示時***、質量守恆。

　　二是一定要在總的電解方程式的等號上註明“通電”字樣。

　　三是要注意H2O在電解池的電極方程式中可拆成H+與OH-，但在總的電解方程式中必須寫成H2O的形式，這與書寫離子方程式的要求一樣。

　　書寫電解方程式的常見錯誤：不按離子的放電順序書寫造成產物不合理、未掌握用惰性電極電解的四大規律、不注意非惰性電極的陽極參與反應、漏寫“通電”條件、由電極方程式加和時未注意H2O不能拆成H+與OH-、未注意熔融電解質電解是無水體系等。

　　八、沉澱溶解平衡方程式

　　沉澱溶解平衡方程式是表示難溶電解質溶解平衡的方程式。

　　沉澱溶解平衡方程式與電離方程式的對比示例：

　　難溶電解質硫酸鋇的平衡：BaSO4***s***Ba2+***aq***+SO42-***aq***

　　硫酸鋇的電離：BaSO4== Ba2++SO42-

　　“沉澱溶解平衡”之別，本質上是一種溶解平衡的表示法。兩式的主要差異在於：前者表示沉澱溶解與沉澱形成處於平衡狀態，故需註明固體與溶液的形態，且一定要用可逆號;後者是強電解質，溶解的部分是完全電離，故用等號。

　　規範書寫沉澱溶解方程式的要求：與規範書寫電離方程式的要求相同。