高中化學(xué)反應(yīng)原理知識點(diǎn)蘇教版寜

1、第一章化學(xué)反應(yīng)與能量第一單元化學(xué)反應(yīng)中的熱效應(yīng)一、斤含變反應(yīng)熱1 .反應(yīng)熱：一定條件下，一定物質(zhì)的量的反應(yīng)物之間完全反應(yīng)所放出或吸收的熱量2 .始變（A H）的意義：在恒壓條件下進(jìn)行的化學(xué)反應(yīng)的熱效應(yīng)（1）.符號： &H （2）.單位：kJ/mol3.產(chǎn)生原因：化學(xué)鍵斷裂一一吸熱化學(xué)鍵形成一一放熱放出熱量的化學(xué)反應(yīng)。（放熱 >吸熱） H為“-”或4 H <0吸收熱量的化學(xué)反應(yīng)。（吸熱 >放熱） H為“+”或4 H >0常見的放熱反應(yīng)：所有的燃燒反應(yīng)酸堿中和反應(yīng)大多數(shù)的化合反應(yīng)金屬與酸的反應(yīng)生石灰和水反應(yīng)濃硫酸稀釋、氫氧化鈉固體溶解等常見的吸熱反應(yīng)：晶體Ba（OH

2、）2 8H20與NHCl大多數(shù)的分解反應(yīng)以H、CO C為還原劑的氧化還原反應(yīng) 俊鹽溶解等二、熱化學(xué)方程式書寫化學(xué)方程式注意要點(diǎn)：熱化學(xué)方程式必須標(biāo)出能量變化。熱化學(xué)方程式中必須標(biāo)明反應(yīng)物和生成物的聚集狀態(tài)（g,l,s 分別表示固態(tài)，液態(tài)，氣態(tài)，水溶液中溶質(zhì)用aq表示）熱化學(xué)反應(yīng)方程式要指明反應(yīng)時(shí)的溫度和壓強(qiáng)。熱化學(xué)方程式中的化學(xué)計(jì)量數(shù)可以是整數(shù)，也可以是分?jǐn)?shù)各物質(zhì)系數(shù)加倍， H加倍；反應(yīng)逆向進(jìn)行， H改變符號，數(shù)值不變?nèi)?、燃燒? .概念：25 C, 101 kPa時(shí)，1 mol純物質(zhì)完全燃燒生成穩(wěn)定的化合物時(shí)所放出的熱量。燃燒熱的單位用kJ/mol表不。注意以下幾點(diǎn)：研究條件：101 kPa

3、 ;反應(yīng)程度：完全燃燒，產(chǎn)物是穩(wěn)定的氧化物。燃燒物的物質(zhì)的量：1 mol ;研究內(nèi)容：放出的熱量。（A H<0,單位kJ/mol ）四、中和熱2 .概念：在稀溶液巾，,酸跟堿發(fā)生,中和反應(yīng)而生成1mol.H.2Q,.這時(shí)的反應(yīng)熱.叫上和熱。一.3 .強(qiáng)酸與強(qiáng)堿的中和反應(yīng)其實(shí)質(zhì)是H拜口 OH-反應(yīng)，其熱化學(xué)方程式為：H+（aq） +OH-（aq） =H2O（l） A H=- 57.3kJ/mol4 .弱酸或弱堿電離要吸收熱量，所以它們參加中和反應(yīng)時(shí)的中和熱小于57.3 kJ/mol 。5 .中和熱的測定實(shí)驗(yàn)五、蓋斯定律1.內(nèi)容：化學(xué)反應(yīng)的反應(yīng)熱只與反應(yīng)的始態(tài)（各反應(yīng)物）和終態(tài)（各生成物）有

4、關(guān)，而與具體反應(yīng)進(jìn)行的途徑無 關(guān)，如果一個(gè)反應(yīng)可以分幾步進(jìn)行，則各分步反應(yīng)的反應(yīng)熱之和與該反應(yīng)一步完成的反應(yīng)熱是相同的。第二單元化學(xué)能與電能的轉(zhuǎn)化原電池：1、概念： 化一學(xué)能轉(zhuǎn)化為電能的裝置叫做原電池、 .2、組成條件：兩個(gè)活潑性不同的電極電解質(zhì)溶液 電極用導(dǎo)線相連并插入電解液構(gòu)成閉合回路3、電子流向：外電路： 負(fù) 極導(dǎo)線一一正 極內(nèi)電路：鹽橋中 陰 離子移向負(fù)極的電解質(zhì)溶液,鹽橋中 陽 離子移向正極的電解質(zhì)溶液。4、電極反應(yīng)：以鋅銅原電池為例：負(fù)極：氧化.一一反應(yīng)： Zn-2e=Zn.2.l （較活潑金屬）正極： 一還原 反應(yīng)： 2H.：.土2e三.Hn£ （較不活潑金屬） 總反應(yīng)

5、式：_Zn+2H +=Zn 2+H 2 f _5、正、負(fù)極的判斷：(1)從電極材料：一般較活潑金屬為負(fù)極；或金屬為負(fù)極，非金屬為正極。(2)從電子的流動方向負(fù)極流入正極(3)從電流方向正極流入負(fù)極(4)根據(jù)電解質(zhì)溶液內(nèi)離子的移動方向陽離子流向正極，陰離子流向負(fù)極(5)根據(jù)實(shí)驗(yàn)現(xiàn)象一溶解的一極為負(fù)極增重或有氣泡一極為正極第二節(jié)化學(xué)電池1、電池的分類：化學(xué)電池、太陽能電池、原子能電池2、化學(xué)電池：借助于化學(xué)能直接轉(zhuǎn)變?yōu)殡娔艿难b置3、化學(xué)電池的分類：一次電池 、二次電池、燃料電池1、常見一次電池：堿性鋅鎰電池、鋅銀電池、鋰電池等二、二次電池1、二次電池：放電后可以再充電使活性物質(zhì)獲得再生，可以多次重

6、復(fù)使用，又叫充電電池或蓄電池。2、電極反應(yīng)：鉛蓄電池放電：負(fù)極(鉛)：_Pb+S°4 2e =PbSO4j_so 2- 一 _ _ _正極(氧化鉛)：_PbO2+4H + +4 +2e = PbSO4J + 2H2。_2-充電：陰極： PbSO4+2H2O 2e =PbO2+4H+ SO42-陽極： PbSO4+ 2e =Pb+SO4_兩式可以寫成一個(gè)可逆反應(yīng)：_PbO2+Pb+ 2H2SO42PbSO4j + 2H203、目前已開發(fā)出新型蓄電池：銀鋅電池、鎘饃電池、氫饃電箍1鋰離子電池、聚合物鋰離子電池三、燃料電池1、燃料電池：一是使燃料與氧化劑反應(yīng)直接產(chǎn)生電流的一種原電池2、電極

7、反應(yīng)：一般燃料電池發(fā)生的電化學(xué)反應(yīng)的最終產(chǎn)物與燃燒產(chǎn)物相同，可根據(jù)燃燒反應(yīng)寫出總的電池反應(yīng)， 但不注明反應(yīng)的條件。，負(fù)極發(fā)生氧化反應(yīng)，正極發(fā)生還原反應(yīng)，不過要注意一般電解質(zhì)溶液要參與電極反應(yīng)。以氫氧 燃料電池為例，鉗為正、負(fù)極，介質(zhì)分為酸性、堿性和中性。當(dāng)電解質(zhì)溶液呈酸性時(shí)：負(fù)極：2H24e=4H+ 正極：O 2+4 e 4H+ =2H2O當(dāng)電解質(zhì)溶液呈堿性時(shí)：負(fù)極：_2Ha+4OH -4e = 4H20 E極：O 2+2H2O+4 e = 40H另一種燃料電池是用金屬鉗片插入KOH溶液作電極，又在兩極上分別通甲烷燃料 和氧氣 氧化劑 。電極反應(yīng)式為：負(fù)極：CH4+10OH 8e = + 7H

8、2O ;正極：4H20+ 202+8e = 80H 。電池總反應(yīng)式為： CH4 + 202 + 2K0H = K2CO3 + 3H2O3、燃料電池的優(yōu)點(diǎn)：能量轉(zhuǎn)換率高、廢棄物少、運(yùn)行噪音低四、廢棄電池的處理：回收利用第三節(jié)電解池一、電解原理1、電解池： 巴電能轉(zhuǎn)化為化學(xué)能的裝置 也叫電解槽2、電解:上流(外加直流電)通過電解質(zhì)溶液而在陰陽兩極引起氧化還原反應(yīng)(被動的不是自發(fā)的)的過程3、放電：當(dāng)離子到達(dá)電極時(shí)，失去或獲得電子，發(fā)生氧化還原反應(yīng)的過程4、電子流向：（電源）負(fù)極一（電解池）陰極一（離子定向運(yùn)動）電解質(zhì)溶液一（電解池）陽極一（電源）正極5、電極名稱及反應(yīng)：陽極：與直流電源的正極 相連

9、的電極,發(fā)生氧化 反應(yīng)陰極：與直流電源的極 相連的電極,發(fā)生還原 反應(yīng)6、電解CuCl2溶液的電極反應(yīng)：陽極： 2Cl- -2e-=Cl2 （氧化）陰極：Cu2+2e-=Cu（還原）總反應(yīng)式： CuCl 2 =Cu+Cl 2 T7、電解本質(zhì)：電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電過程，就是電解質(zhì)溶液的電解過程規(guī)律總結(jié)：電解反應(yīng)離子方程式書寫：放電順序：陽離子放電順序Ag+>Hg 2+>Fe3+>Cu2+>H+ （指酸電離的）>Pb2+>Sn2+>Fe2+>Zn 2+>Al 3+>Mg 2+>Na+>Ca2+>K +陰離子的放電順序是惰性電

10、極時(shí)：S2->I ->Br ->Cl ->OH ->NO 3->SO42-（等含氧酸根離子）>F -（SO32-/MnO 4->OH -）是活性電極時(shí)：電極本身溶解放電注意先要看電極材料，是惰性電極還是活T電極，若陽極材料為活性電極（ Fe、Cu）等金屬，則陽極反應(yīng)為電極材料失去電子，變成離子進(jìn)入溶液；若為惰性材料，則根據(jù)陰陽離子的放電順序，依據(jù)陽氧陰還的規(guī)律來書寫電極反應(yīng)電解質(zhì)水溶液電解產(chǎn)物的規(guī)律類型電極反應(yīng)特點(diǎn)實(shí)例電解對象電解質(zhì)濃度PH電解質(zhì)溶液復(fù)原分解電解質(zhì)型電解質(zhì)電離出的陰陽離子分別在兩極放電HCl電解質(zhì)減小增大HClCuCl2CuCl2

11、放H生成堿型陰極：水放H生堿 陽極：電解質(zhì)陰離子放 電NaCl電解質(zhì)和水生成新電解 質(zhì)增大HCl放氧生酸型陰極：電解質(zhì)陽離子放電陽極：水放O2生酸CuSO4電解質(zhì)和水生成新電解質(zhì)減小氧化銅電解水型陰極：4H+ + 4e- = 2H 2T陽極：4OH- - 4e- = O2T + 2H2ONaOH水增大增大水H2SO4減小Na2SO4不變上述四種類型電解質(zhì)分類：（1）電解水型：含氧酸，強(qiáng)堿，活潑金屬含氧酸鹽（2）電解電解質(zhì)型：無氧酸，不活潑金屬的無氧酸鹽（氟化物除外）（3）放氫生堿型：活潑金屬的無氧酸鹽（4）放氧生酸型：不活潑金屬的含氧酸鹽二、電解原理的應(yīng)用1、電解飽和食鹽水以制造燒堿、氯氣和氫

12、氣（1）、電鍍應(yīng)用電解原理在某些金屬表面鍍上一薄層其他金屬或合金的方法（2）、電極、電解質(zhì)溶液的選擇：陽極：鍍層金屬，失去電子，成為離子進(jìn)入溶液M ne = M 1陰極：待鍍金屬（鍍件）:溶液中的金屬離子得到電子，成為金屬原子，附著在金屬表面 M n+ + ne = M電解質(zhì)溶液：含有鍍層金屬離子的溶液做電鍍液鍍銅反應(yīng)原理陽極（純銅）：Cu-2e-=Cu2+ ,陰極（鍍件）：Cu2+2e-=Cu ,電解液：可溶性銅鹽溶液，如CuSO4溶液（3）、電鍍應(yīng)用之一：銅的精煉陽極：粗銅； 陰極： 純銅;電解質(zhì)溶液：硫酸銅3、電冶金（1）、電冶金：使礦石中的金屬陽離子 獲得電子,從它們的化合物中還原出來

13、用于冶煉活潑金屬，如鈉、鎂、鈣、鋁（2）、電解氯化鈉：通電前，氯化鈉高溫下熔融：NaCl = Na + + Cl通直流電后：陽極：2Na+ 2e = 2Na陰極：2Cl - 2e = Cl 2 T規(guī)律總結(jié)：原電池、電解池、電鍍池的判斷規(guī)律（1）若無外接電源，又具備組成原電池的三個(gè)條件。有活潑性不同的兩個(gè)電極；兩極用導(dǎo)線互相連接成直接插入連通的電解質(zhì)溶液里；較活潑金屬與電解質(zhì)溶液能發(fā)生氧化還原反應(yīng)（有時(shí)是與水電離產(chǎn)生的H+作用），只要同時(shí)具備這三個(gè)條件即為原電池。（2）若有外接電源，兩極插入電解質(zhì)溶液中，則可能是電解池或電鍍池；當(dāng)陰極為金屬，陽極亦為金屬且與電解質(zhì) 溶液中的金屬離子屬同種元素時(shí)，

14、則為電鍍池。（3）若多個(gè)單池相互串聯(lián)，又有外接電源時(shí)，則與電源相連接的裝置為電解池成電鍍池。若無外接電源時(shí)，先選較活潑金屬電極為原電池的負(fù)極（電子輸出極），有關(guān)裝置為原電池，其余為電鍍池或電解池。原電池，電解池，電鍍池的比較別原電池電解池電鍍池定義將化學(xué)能轉(zhuǎn)變成將電能轉(zhuǎn)變成化 學(xué) 應(yīng)用電解原理在某些金（裝置特點(diǎn)）電能的裝置匪的裝置屬表面鍍側(cè)層其他金屬反應(yīng)特征自發(fā)反應(yīng)非自發(fā)反應(yīng)非自發(fā)反應(yīng)裝置特征無電源，兩級材 料不同有電源，兩級材料可有電源同RJ不同形成條件活動性不同的兩兩電極 連接直 流 電 1鍍層金屬接電源止極，極源待鍍金屬接負(fù)極;2電電解質(zhì)溶液兩電極 插入電 解 質(zhì) 鍍液必須含有鍍層金屬形

15、成閉合回路溶液的離子形成閉合回路電極名稱負(fù)極：較活潑金陽極：與電源正極相 名稱同電解，但有限制屬正極：較/、活潑連條件陽極：必須是鍍層金屬金屬（能導(dǎo)電非 金屬）陰極：與電源負(fù)極相 陰極：鍍件 連電極反應(yīng)魚極：氧化反應(yīng)，膽極：氧化反應(yīng)，溶金屬去去電子液中 的 陰離子 去去 陽極：金屬電極失去電正極：還原反應(yīng)， 溶液中的陽離子電子，或電極金屬失子 電子的電子或者氧氣陽極：還原反應(yīng)，溶 陰極：電鍍液中陽離子小電子（吸氧腐 蝕）液中的陽離子徨到得到電子 電子電子流向負(fù)極一正極電源負(fù)極一陰極同電解池電源止極一陽極溶液中帶電粒 子的移動陽離子向正極移 動陰離子向負(fù)極移 動陽離子向陰極移動 陰離子向陽極移動

16、同電解池聯(lián)系在兩極上都發(fā)生氧化反應(yīng)和還原反應(yīng)原電池與電解池的極的得失電子聯(lián)系圖:陽極(失)e- 事正極(得) e- .負(fù)極(失) e-.陰極(得)第四節(jié) 金屬的電化學(xué)腐蝕和防護(hù)一、金屬的電化學(xué)腐蝕(1)金屬腐蝕內(nèi)容：(2)金屬腐蝕的本質(zhì)：都是金屬原子 失去電子而被氧化的過程(3)金屬腐蝕的分類：化學(xué)腐蝕一金屬和接觸到的物質(zhì)直接發(fā)生化學(xué)反應(yīng)而引起的腐蝕電化學(xué)腐蝕一不純的金屬跟電解質(zhì)溶液接觸時(shí)，會發(fā)生原電池反應(yīng)。比較活潑的金屬失去電子而被氧化、這種化學(xué)腐蝕與電化腐蝕的比較電化腐蝕化學(xué)腐蝕條件不純金屬或合金與電解質(zhì)溶液金屬與非電解質(zhì)直接接觸接觸現(xiàn)象有微弱的電流產(chǎn)生無電流產(chǎn)生本質(zhì)較活潑的金屬被氧化的過

17、程金屬被氧化的過程關(guān)系化學(xué)腐蝕與電化腐蝕往往同時(shí)發(fā)生，但電化腐蝕更加普遍，危害更嚴(yán)重(4)、電化學(xué)腐蝕的分類：析氫腐蝕腐蝕過程中不斷有氫氣放出條件：潮濕空氣中形成的水膜，酸性較強(qiáng)(水膜中溶解有 CO2、SO2、H2s等氣體)電極反應(yīng)：負(fù)極：Fe - 2e-= Fe2+正極:2H+ + 2e-= H 2 T總式：Fe + 2H+ = Fe2+ H2 f吸氧腐蝕一一反應(yīng)過程吸收氧氣條件：中性或弱酸性溶液電極反應(yīng)：負(fù)極：2Fe - 4e- = 2Fe2+正極:O2+4e- +2H2O = 4OH -總式：2Fe + O2 +2H 2O =2 Fe(OH) 2離子方程式：Fe2+ + 2OH - =

18、Fe(OH) 2生成的 Fe(OH)2被空氣中的 02氧化，生成 Fe(OH)3 , Fe(OH)2 + O2 + 2H2O = 4Fe(OH) 3Fe(OH)3脫去一部分水就生成 Fe2O3 - x H2O (鐵銹主要成分)規(guī)律總結(jié)：金屬腐蝕快慢的規(guī)律：在同一電解質(zhì)溶液中，金屬腐蝕的快慢規(guī)律如下：電解原理引起的腐蝕 原電池原理引起的腐蝕 化學(xué)腐蝕 有防腐措施的腐蝕防腐措施由好到壞的順序如下：外接電源的陰極保護(hù)法犧牲負(fù)極的正極保護(hù)法有一般防腐條件的腐蝕無防腐條件的腐蝕二、金屬的電化學(xué)防護(hù)1、利用原電池原理進(jìn)行金屬的電化學(xué)防護(hù)(1)、犧牲陽極的陰極保護(hù)法原理：原電池反應(yīng)中，負(fù)極被腐蝕，正極不變化

19、應(yīng)用：在被保護(hù)的鋼鐵設(shè)備上裝上若干鋅塊，腐蝕鋅塊保護(hù)鋼鐵設(shè)備負(fù)極：鋅塊被腐蝕；正極：鋼鐵設(shè)備被保護(hù)（2）、外加電流的陰極保護(hù)法原理：通電，使鋼鐵設(shè)備上積累大量電子，使金屬原電池反應(yīng)產(chǎn)生的電流不能輸送，從而防止金屬被腐蝕應(yīng)用：把被保護(hù)的鋼鐵設(shè)備作為陰極，惰性電極作為輔助陽極，均存在于電解質(zhì)溶液中，接上外加直流電源。通電后 電子大量在鋼鐵設(shè)備上積累，抑制了鋼鐵失去電子的反應(yīng)。2、改變金屬結(jié)構(gòu)：把金屬制成防腐的合金3、把金屬與腐蝕性試劑隔開：電鍍、油漆、涂油脂、表面鈍化等。事第二章化學(xué)反應(yīng)速率和化學(xué)平衡一、化學(xué)反應(yīng)速率1.化學(xué)反應(yīng)速率（v） 定義：用來衡量化學(xué)反應(yīng)的快慢，單位時(shí)間內(nèi)反應(yīng)物或生成物的物

20、質(zhì)的量的變化 表示方法：單位時(shí)間內(nèi)反應(yīng)濃度的減少或生成物濃度的增加來表示 計(jì)算公式：v=Ac/At （v：平均速率，A c：濃度變化，A t:時(shí)間）單位： mol/ （Ls）影響因素：決定因素（內(nèi)因）：反應(yīng)物的性質(zhì)（決定因素）條件因素（外因）：反應(yīng)所處的條件2.外t因?qū)瘜W(xué)反應(yīng)速率影響的變化規(guī)律條件變化活化分子的量的變化V變 化反應(yīng)物 的濃度增大承位體秋里總歇口增多,苒分我不變增大戌小舉住體枳甲總數(shù)目減少.百分?jǐn)?shù)不變減小氣體反 應(yīng)物的 壓強(qiáng)增大單住住稅里總致日增手，耳分皺不變增大戒小單位悻枳蟲忌數(shù)日或少，首分救不定減小反應(yīng)物 的溫度升高百分般增大，單性體積里患數(shù)口噌夢增大降低百分?jǐn)?shù)戌少.羊住住

21、校里總效目或少減小風(fēng)及物 的催化 荊使用百分?jǐn)?shù)劇增.舉住體軟E急能目劇增劇增46t去百分我刷或r 單但體枳里忌勒目副直劇減其他光，電磁波，趣聲波，圉體反應(yīng)物顆粒 的大小洋劑等有座 晌注意：（1）、參加反應(yīng)的物質(zhì)為固體和液體，由于壓強(qiáng)的變化對濃度幾乎無影響，可以認(rèn)為反應(yīng)速率不變。（2）、惰性氣體對于速率的影響恒溫恒容時(shí)：充入惰性氣體一總壓增大，但是各分壓不變，各物質(zhì)濃度不變一反應(yīng)速率不變恒溫恒體時(shí)：充入惰性氣體一體積增大一各反應(yīng)物濃度減小一反應(yīng)速率減慢二、化學(xué)平衡（一）1.定義：化學(xué)平衡狀態(tài)：一定條件下，當(dāng)一個(gè)可逆反應(yīng)進(jìn)行到正逆反應(yīng)速率相等時(shí)，更組成成分濃度不再改變，達(dá)到表面 上靜止的一種“平衡

22、”，這就是這個(gè)反應(yīng)所能達(dá)到的限度即化學(xué)平衡狀態(tài)。2、化學(xué)平衡的特征逆（研究前提是可逆反應(yīng)）等（同一物質(zhì)的正逆反應(yīng)速率相等）動（動態(tài)平衡）定（各物質(zhì)的濃度與質(zhì)量分?jǐn)?shù)恒定）變（條件改變，平衡發(fā)生變化）3、判斷平衡的依據(jù)判斷可逆反應(yīng)達(dá)到平衡狀態(tài)的方法和依據(jù)例舉反應(yīng)mA（g）+nB（g） pC（g）+qD（g）,混合物體 系中各成分的 含量各物質(zhì)的物質(zhì)的量或各物質(zhì)的物質(zhì)的量的分?jǐn)?shù)一士7E平衡各物質(zhì)的質(zhì)量或各物質(zhì)質(zhì)量分?jǐn)?shù)一定平衡各氣體的體積或體積分?jǐn)?shù)一定平衡總體積、總壓力、總物質(zhì)的量一不一W衡正、逆反應(yīng)速率的關(guān) 系在單位時(shí)間內(nèi)消耗了m molA同時(shí)生成 m molA,即V（正）二V（逆）平衡在單位時(shí)間內(nèi)

23、消耗了n molB同時(shí)消耗了 p molC ,則V（正）=V（逆）平衡V(A):V(B):V(C):V(D)=m:n:p:q, V(正)不f QV(逆)不一W衡在單位時(shí)間內(nèi)生成n molB ,同時(shí)消耗了 q molD ,因均指V（逆）不一W衡壓強(qiáng)m+n p+q時(shí)，總壓力 & （其他條件 允）平衡m+n=p+q時(shí)，總壓力（其他條件 &）不一W衡混合氣體 平均相對分子 質(zhì)量MrMrE時(shí)，只后當(dāng) m+n5 p+q時(shí)平衡Mr &時(shí)，但 m+n=p+q時(shí)不一W 衡溫度任何反應(yīng)都伴隨著能量變化，當(dāng)體系溫度一定時(shí)（其他/、變）平衡體系的密 度密度f不一W衡其他如體系顏色不再變化等平衡

24、（二）影響化學(xué)平衡移動的因素1、濃度對化學(xué)平衡移動的影響都可以使平衡向正方向移動;_減小_, V正_減小，V逆也 大的方向移動。（1）影響規(guī)律：在其他條件不變的情況下， 增大反應(yīng)物的濃度或減少生成物的濃度, 增大生成物的濃度或減小反應(yīng)物的濃度，都可以使平衡向逆方向移動（2）增加固體或純液體的量，由于濃度不變，所以平衡_不移動_（3）在溶液中進(jìn)行的反應(yīng)，如果稀釋溶液，反應(yīng)物濃度減小_,生成物濃度也減小但是減小的程度不同，總的結(jié)果是化學(xué)平衡向反應(yīng)方程式中化學(xué)計(jì)量數(shù)之和2、溫度對化學(xué)平衡移動的影響吸熱反應(yīng)方向移動，溫度降低會使化學(xué)平影響規(guī)律：在其他條件不變的情況下，溫度升高會使化學(xué)平衡向著 衡向著_

25、放熱反應(yīng)方向移動。3、壓強(qiáng)對化學(xué)平衡移動的影響影響規(guī)律：其他條件不變時(shí)，增大壓強(qiáng)，會使平衡向著體積縮小一方向移動；減小壓強(qiáng)，會使平衡向著體積增大方向移動。注意：（1）改變壓強(qiáng)不能使無氣態(tài)物質(zhì)存在的化學(xué)平衡發(fā)生移動（2）氣體減壓或增壓與溶液稀釋或濃縮的化學(xué)平衡移動規(guī)律相似4 .催化劑對化學(xué)平衡的影響：由于使用催化劑對正反應(yīng)速率和逆反應(yīng)速率影響的程度是等同的，所以平衡不移動。但是使用催化劑可以影響可逆反應(yīng)達(dá)到平衡所需的_時(shí)間_。5 .勒夏特列原理（平衡移動原理）：如果改變影響平衡的條件之一（如溫度，壓強(qiáng)，濃度） ，平衡向著能夠減弱這 種改變的方向移動。 三、化學(xué)平衡常數(shù)（一）定義：在一定溫度下，當(dāng)

26、一個(gè)反應(yīng)達(dá)到化學(xué)平衡時(shí)，生成物濃度哥之積與反應(yīng)物濃度哥之積的比值是一個(gè)常數(shù) 比值。 符號：_K_（二）使用化學(xué)平衡常數(shù) K應(yīng)注意的問題：1、表達(dá)式中各物質(zhì)的濃度是 變化的濃度一，不是起始濃度也不是物質(zhì)的量。2、K只與溫度(T)一有關(guān)，與反應(yīng)物或生成物的濃度無關(guān)。3、反應(yīng)物或生產(chǎn)物中有固體或純液體存在時(shí)，由于其濃度是固定不變的，可以看做是“1而不代入公式。4、稀溶液中進(jìn)行的反應(yīng)，如有水參加，水的濃度不必寫在平衡關(guān)系式中。(三)化學(xué)平衡常數(shù) K的應(yīng)用：1、化學(xué)平衡常數(shù)值的大小是可逆反應(yīng)進(jìn)行程度的標(biāo)志。K值越大，說明平衡時(shí) _生成物的濃度越大，它的正向反應(yīng)進(jìn)行的程度越大，即1反應(yīng)進(jìn)行得越完全，反應(yīng)物

27、轉(zhuǎn)化率越 _高。反之，則相反。一般地,K>_105_時(shí)，該反應(yīng)就進(jìn)行得基本完全了。2、可以利用K值做標(biāo)準(zhǔn)，判斷正在進(jìn)行的可逆反應(yīng)是否平衡及不平衡時(shí)向何方進(jìn)行建立平衡。(Q:濃度積)Q_K：反應(yīng)向正反應(yīng)方向進(jìn)行；Q_=_K:反應(yīng)處于平衡狀態(tài) ；Q_> _K：反應(yīng)向逆反應(yīng)方向進(jìn)行3、利用K值可判斷反應(yīng)的熱效應(yīng)若溫度升高，K值增大，則正反應(yīng)為 吸熱反應(yīng)若溫度升高，K值減小，則正反應(yīng)為 放熱反應(yīng)*四、等效平衡1、概念：在一定條件下(定溫、定容或定溫、定壓) ，只是起始加入情況不同的同一可逆反應(yīng)達(dá)到平衡后，任何相同 組分的百分含量均相同，這樣的化學(xué)平衡互稱為等效平衡。2、分類(1)定溫，定容

28、條件下的等效平衡第一類：對于反應(yīng)前后氣體分子數(shù)改變的可逆反應(yīng)：必須要保證化學(xué)計(jì)量數(shù)之比與原來相同；同時(shí)必須保證平衡式左 右兩邊同一邊的物質(zhì)的量與原來相同。第二類：對于反應(yīng)前后氣體分子數(shù)不變的可逆反應(yīng)：只要反應(yīng)物的物質(zhì)的量的比例與原來相同即可視為二者等效。(2)定溫，定壓的等效平衡只要保證可逆反應(yīng)化學(xué)計(jì)量數(shù)之比相同即可視為等效平衡。五、化學(xué)反應(yīng)進(jìn)行的方向1、反應(yīng)嫡變與反應(yīng)方向：(1)嫡:物質(zhì)的一個(gè)狀態(tài)函數(shù)，用來描述體系的混亂度，符號為 S.單位：J?mol-1?K-1(2)體系趨向于有序轉(zhuǎn)變?yōu)闊o序，導(dǎo)致體系的嫡增加，這叫彳捌:商增加原理，也是反應(yīng)方向判斷的依據(jù)。(3)同一物質(zhì)，在氣態(tài)時(shí)嫡值最大，

29、液態(tài)時(shí)次之，固態(tài)時(shí)最小。即 S(g)S(l)S(s)2、反應(yīng)方向判斷依據(jù)在溫度、壓強(qiáng)一定的條件下，化學(xué)反應(yīng)的判讀依據(jù)為：AH-TAS0反應(yīng)能自發(fā)進(jìn)行A H-T A S=0反應(yīng)達(dá)到平衡狀態(tài)AH-TAS0反應(yīng)不能自發(fā)進(jìn)行注意：(1) AH為負(fù)，A S為正時(shí)，任何溫度反應(yīng)都能自發(fā)進(jìn)行(2) AH為正，A S為負(fù)時(shí)，任何溫度反應(yīng)都不能自發(fā)進(jìn)行事第三章 水溶液中的離子平衡、弱電解質(zhì)的電離1、定義：電解質(zhì)： 一在水溶液中或熔化狀態(tài)下能導(dǎo)電的化合物 ，叫電解質(zhì)一。 非電解質(zhì)： 在水溶液中或熔化狀態(tài)下都不能導(dǎo)電的化合物 .物質(zhì)* 1j單質(zhì)，純凈物.化合物非電解質(zhì)共價(jià)化合物強(qiáng)電解質(zhì)： 在水溶液里全部電離成離子的

30、電解質(zhì)。注意：電解質(zhì)、非電解質(zhì)都是化合物SO2、NH3、CO2等屬于非電解質(zhì)強(qiáng)電解質(zhì)不等于易溶于水的化合物（如BaSO4不溶于水，但溶于水的 BaSO4全部電離，故BaSO4為強(qiáng)電解質(zhì)）一一電解質(zhì)的強(qiáng)弱與導(dǎo)電性、溶解性無關(guān)。3、電離平衡：在一定的條件下，當(dāng)電解質(zhì)分子電離成離子的速率和離子結(jié)合成 時(shí)，電離過程就達(dá)到了 平衡狀態(tài)，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，升溫有利于電離。B、濃度：濃度越大，電離程度 越小 ；溶液稀釋時(shí)，電離平衡向著電離的方向移動。C、同離子效應(yīng)：在弱電解質(zhì)溶液里加入與弱電解質(zhì)具有相同離子的電解質(zhì)，會減弱 電離。D、其他外加試劑：加入能與弱電解質(zhì)

31、的電離產(chǎn)生的某種離子反應(yīng)的物質(zhì)時(shí)，有利于電離。9、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）10、電離常數(shù)：在一定條件下，弱電解質(zhì)在達(dá)到電離平衡時(shí)，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(gè)常數(shù)。叫做電離平衡常數(shù)，（一般用Ka表示酸，Kb表示堿。）表示方法：ABA+BKi= A + B -/AB11、影響因素：a、電離常數(shù)的大小主要由物質(zhì)的本性決定。b、電離常數(shù)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(shù)越大，其電離程度越大，酸性越強(qiáng)。如H2SO3>H3PO4>HF>CH 3COO

32、H>H 2CO3>H2S>HClO二、水的電離和溶液的酸堿性1、 水 電 離 平 衡水的離子積：Kw = cH+ cOH-25c時(shí)，H+尸OH - =10-7 mol/L ; Kw = H+ - OH- =1*10-14注意：Kw只與溫度有關(guān)，溫度一定，則 Kw值一定Kw不僅適用于純水，適用于任何溶液（酸、堿、鹽）2、水電離特點(diǎn)：（1）可逆 （2）吸熱 （3）極弱3、影響水電離平衡的外界因素：酸、堿：抑制水的電離 Kw < 1*10-14溫度：促進(jìn)水的電離（水的電離是 吸 熱的）易水解的鹽：促進(jìn)水的電離Kw > 1*10-14 4、溶液的酸堿性和 pH:（1） p

33、H=-lgcH+（2） pH的測定方法：酸堿指示劑一一甲基橙 、石蕊 、酚，。變色范圍：甲基橙 3.14.4 （橙色）石蕊5.08.0 （紫色）酚M 8.210.0 （淺紅色）pH試紙 一操作玻璃棒蘸取未知液體在試紙匕 然后與標(biāo)準(zhǔn)比上卡對比即可。注意：事先不能用水濕潤 PH試紙；廣泛pH試紙只能讀取整數(shù)值或范圍三、混合液的pH值計(jì)算方法公式1、強(qiáng)酸與強(qiáng)酸的混合：（先求H+混：將兩種酸中的H+離子物質(zhì)的量相加除以總體積，再求其它）H+混=（H+1V1+H+2V2）/ （V1+V2）2、強(qiáng)堿與強(qiáng)堿的混合：（先求OH-混：將兩種酸中的OH-離子物質(zhì)的量相加除以總體積，再求其它）OH； =（OH-iV

34、i+OH-2V2） / （V1+V2）（注意：不能直接計(jì)算H+混）3、強(qiáng)酸與強(qiáng)堿的混合：（先據(jù)H+ + OH-=H2O計(jì)算余下的H+或。H-,H+有余，則用余下的 H+數(shù)除以溶液總體積求 H+混；OH-有余，則用余下的 OH-數(shù)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(guī)律：1、強(qiáng)酸溶液：稀釋10n倍時(shí),2、弱酸溶液：稀釋10n倍時(shí),3、強(qiáng)堿溶液：稀釋 10n倍時(shí),4、弱堿溶液：稀釋 10n倍時(shí),pH稀 = pH原+ n （但始終不能大于或等于7）pH稀pH原+n（但始終不能大于或等于7）pH稀=pH原n（但始終不能小于或等于7）pH稀二pH原n（但始終不能小于或等于

35、7）5、不論任何溶液，稀釋時(shí) pH均是向7靠近（即向中性靠近）；任何溶液無限稀釋后pH均接近76、稀釋時(shí)，弱酸、弱堿和水解的鹽溶液的pH變化得慢，強(qiáng)酸、強(qiáng)堿變化得快。五、強(qiáng)酸（pH1 ）強(qiáng)堿（pH2 ）混和計(jì)算規(guī)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 則溶液顯堿性 pH=pH 2-0.3 pH1+pH2w13 則溶液顯酸性 pH=pH 1+0.3 2、若混合后顯中性pH1+pH2=14 V 酸：V 堿=1: 1s14-（pH1+pH2）pH1+pH2 W14V酸：V堿=1 : 10 y 產(chǎn)六、酸堿中

36、和滴定：1、中和滴定的原理實(shí)質(zhì)：H+OH =H2O 即酸能提供的H+和堿能提供的OH-物質(zhì)的量相等。2、中和滴定的操作過程：（1）儀滴定管的刻度， O刻度在 上，往下刻度標(biāo)數(shù)越來越大，全部容積大于 它的最大刻度值,因?yàn)橄露擞幸徊糠譀]有刻度。滴定時(shí)，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（或堿），也不得中途向滴定管中添加。滴定管可以讀到小數(shù)點(diǎn)后一位 。（2）藥品：標(biāo)準(zhǔn)液；待測液；指示劑。（3）準(zhǔn)備過程：準(zhǔn)備：檢漏、洗滌、潤洗、裝液、趕氣泡、調(diào)液面。（洗滌：用洗液洗一檢漏：滴定管是否漏水一用水洗一用標(biāo)準(zhǔn)液洗（或待測液洗）一裝溶液一排氣泡一調(diào)液面一記數(shù)據(jù)V（始）（4）試驗(yàn)過程 3、酸堿

37、中和滴定的誤差分析誤差分析：利用 n酸c酸V酸二n堿c堿V堿進(jìn)行分析式中：n酸或堿中氫原子或氫氧根離子數(shù)；c酸或堿的物質(zhì)的量濃度;V酸或堿溶液的體積。當(dāng)用酸去滴定堿確定堿的濃度時(shí)，則：n c VcW= n V上述公式在求算濃度時(shí)很方便，而在分析誤差時(shí)起主要作用的是分子上的V酸的變化，因?yàn)樵诘味ㄟ^程中 c酸為標(biāo)準(zhǔn)酸，其數(shù)值在理論上是不變的，若稀釋了雖實(shí)際值變小，但體現(xiàn)的卻是V酸的增大，導(dǎo)致c酸偏高；V堿同樣也是一個(gè)定值，它是用標(biāo)準(zhǔn)的量器量好后注入錐形瓶中的，當(dāng)在實(shí)際操作中堿液外濺，其實(shí)際值減小，但引起變化的卻是標(biāo) 準(zhǔn)酸用量的減少，即 V酸減小，則c堿降低了；對于觀察中出現(xiàn)的誤差亦同樣如此。綜上所

38、述，當(dāng)用標(biāo)準(zhǔn)酸來測定堿 的濃度時(shí)，c堿的誤差與V酸的變化成正比，即當(dāng) V酸的實(shí)測值大于理論值時(shí)，c堿偏高，反之偏低。同理，用標(biāo)準(zhǔn)堿來滴定未知濃度的酸時(shí)亦然。七、鹽類的水解 （只有可溶于水的鹽才水解）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(jié)合生成弱電解質(zhì)的反應(yīng)。2、水解的實(shí)質(zhì)： _水溶液中鹽電離出來的離子跟水電離出來的H+或OH-結(jié)合，破壞水的電離，是平衡向右移動，促進(jìn)水的電離。3、鹽類水解規(guī)律：有 弱 才水解,無弱不水解，越弱越水解；誰強(qiáng)顯誰性,兩弱都水解，同強(qiáng)顯中性。多元弱酸根，濃度相同時(shí)正酸根比酸式酸根水解程度大，堿性更強(qiáng)。（如:W2CO3 >NaHCO3

39、）4、鹽類水解的特點(diǎn)：（1）可逆（與中和反應(yīng)互逆）（2）程度小 （3）吸熱5、影響鹽類水解的外界因素：溫度：溫度越高 水解程度越大 （水解吸熱，越熱越水解）濃度：濃度越小，水解程度越大 （越稀越水解）酸堿：促進(jìn)或抑制鹽的水解（ H+促進(jìn) 陰離子 水解而 抑制陽離子水解；OH -促進(jìn)陽離子水解而抑制陰離子水解）6、酸式鹽溶液的酸堿性：只電離不水解：如 HSO4- 顯 酶 性電離程度水解程度，顯酸 性 （如：HSO3-、H2P。4-）水解程度電離程度，顯堿 性（如：HCO3-、HS-、HPO42-）7、雙水解反應(yīng)：（1）構(gòu)成鹽的陰陽離子均能發(fā)生水解的反應(yīng)。雙水解反應(yīng)相互促進(jìn)，水解程度較大，有的甚至

40、水解完全。使得平衡向右移。常見的雙水解反應(yīng)完全的為：Fe3+、Al3+與 AlO2-、CO32-(HCO3-)、S2-(HS-)、SO32-(HSO3-)； S2與 NH4+; CO32-(HCO3-)與NH 4+其特點(diǎn)是相互水解成沉淀或氣體。雙水解完全的離子方程式配平依據(jù)是兩邊電荷平衡，如： 2Al 3+ + 3S2- + 6H2O=2Al(OH) 3 J + 3H 2Sf8、鹽類水解的應(yīng)用：水解的應(yīng)用實(shí)例原理1、凈水明磯凈水Al 3+3H2O ；=Ai(OH)3(膠體)+3H +2、去油污用熱堿水冼油污物品CO2-+H2O /O 3+OH3、藥品的保存配制FeCl3溶液時(shí)常加入 少量鹽酸F

41、e3+3H2O =Fe(OH) 3+3H+配制N&CO溶液時(shí)常加入少量NaOHCO2-+H2O 不Co 3+OH4、制備無水鹽由MgC2 6H2。制無水MgCb在HCl氣流中加熱若不然，則：MgC2 - 6H2。Mg(OH) 2+2HC1+4H2OMg(OH> mgO+H 2O5、泡沫滅火器用 Al2(SQ)3 與 NaHCO#液混合Al 3+3HCO=Al(OH) 3 J +3COT6、比較鹽溶液中 離子濃度的大小比較NHCl溶液中離子濃 度的大小NH+H2O EH 3 - H2O+H c(Cl -)>c(NH4+)>c(H +)>c(OH)-9、水解平衡常數(shù)(Kh)對于強(qiáng)堿弱酸鹽：Kh=Kw/Ka(Kw為該溫度下水的離子積，Ka為該條