高二化學(xué)選修4《化學(xué)反應(yīng)原理》知識(shí)點(diǎn)規(guī)律大全

PAGE高中化學(xué)知識(shí)點(diǎn)規(guī)律大全（一）——化學(xué)反應(yīng)與能量1．氧化還原反應(yīng)[氧化還原反應(yīng)]有電子轉(zhuǎn)移(包括電子的得失和共用電子對(duì)的偏移)或有元素化合價(jià)升降的反應(yīng)．如2Na+C12＝2NaCl(有電子得失)、H2+C12＝2HCl(有電子對(duì)偏移)等反應(yīng)均屬氧化還原反應(yīng)。氧化還原反應(yīng)的本質(zhì)是電子轉(zhuǎn)移(電子得失或電子對(duì)偏移)。[氧化還原反應(yīng)的特征]在反應(yīng)前后有元素的化合價(jià)發(fā)生變化．根據(jù)氧化還原反應(yīng)的反應(yīng)特征可判斷一個(gè)反應(yīng)是否為氧化還原反應(yīng)．某一化學(xué)反應(yīng)中有元素的化合價(jià)發(fā)生變化，則該反應(yīng)為氧化還原反應(yīng)，否則為非氧化還原反應(yīng)。[氧化劑與還原劑]概念含義概念含義氧化劑反應(yīng)后所含元素化合價(jià)降低的反應(yīng)物還原劑反應(yīng)后所含元素化合價(jià)升高的反應(yīng)物被氧化還原劑在反應(yīng)時(shí)化合價(jià)升高的過(guò)程被還原氧化劑在反應(yīng)時(shí)化合價(jià)降低的過(guò)程氧化性氧化劑具有的奪電子的能力還原性還原劑具有的失電子的能力氧化反應(yīng)元素在反應(yīng)過(guò)程中化合價(jià)升高的反應(yīng)還原反應(yīng)元素在反應(yīng)過(guò)程中化合價(jià)降低的反應(yīng)氧化產(chǎn)物還原劑在反應(yīng)時(shí)化合價(jià)升高后得到的產(chǎn)物還原產(chǎn)物氧化劑在反應(yīng)時(shí)化合價(jià)降低后得到的產(chǎn)物氧化劑與還原劑的相互關(guān)系．[氧化還原反應(yīng)與四種基本反應(yīng)類型的關(guān)系]如右圖所示．由圖可知：置換反應(yīng)都是氧化還原反應(yīng)；復(fù)分解反應(yīng)都不是氧化還原反應(yīng)，化合反應(yīng)、分解反應(yīng)不一定是氧化還原反應(yīng)．[氧化還原反應(yīng)中電子轉(zhuǎn)移的方向、數(shù)目的表示方法](1)單線橋法．表示在反應(yīng)過(guò)程中反應(yīng)物里元素原子間電子轉(zhuǎn)移的數(shù)目和方向．用帶箭頭的連線從化合價(jià)升高的元素開始，指向化合價(jià)降低的元素，再在連線上方標(biāo)出電子轉(zhuǎn)移的數(shù)目．在單線橋法中，箭頭的指向已經(jīng)表明了電子轉(zhuǎn)移的方向，因此不能再在線橋上寫“得”、“失”字樣．(2)雙線橋法．表示在反應(yīng)物與生成物里，同一元素原子在反應(yīng)前后電子轉(zhuǎn)移的數(shù)目和方向．在氧化劑與還原產(chǎn)物、還原劑與氧化產(chǎn)物之間分別用帶箭頭的連線從反應(yīng)前的有關(guān)元素指向反應(yīng)后的該種元素，并在兩條線的上、下方分別寫出“得”、“失”電子及數(shù)目．例如：2．離子反應(yīng)[離子反應(yīng)]有離子參加或有離子生成的反應(yīng)，都稱為離子反應(yīng)．離子反應(yīng)的本質(zhì)、類型和發(fā)生的條件：(1)離子反應(yīng)的本質(zhì)：反應(yīng)物中某種離子的濃度減?。?2)離子反應(yīng)的主要類型及其發(fā)生的條件：①離子互換(復(fù)分解)反應(yīng)．具備下列條件之一就可以使反應(yīng)朝著離子濃度減小的方向進(jìn)行，即離子反應(yīng)就會(huì)發(fā)生．a(chǎn)．生成難溶于水的物質(zhì)．如：Cu2＋+2OH－＝Cu(OH)2↓注意：當(dāng)有關(guān)離子濃度足夠大時(shí)，生成微溶物的離子反應(yīng)也能發(fā)生．如：2Ag＋+SO42—＝Ag2SO4↓Ca2＋+2OH－＝Ca(OH)2↓或者由微溶物生成難溶物的反應(yīng)也能生成．如當(dāng)石灰乳與Na2CO3溶液混合時(shí)，發(fā)生反應(yīng)：Ca(OH)2+CO32—＝CaCO3↓+2OH－b．生成難電離的物質(zhì)(即弱電解質(zhì))．如：H＋+OH－＝H2OH＋+CH3COO－＝CH3COOHc．生成揮發(fā)性物質(zhì)(即氣體)．如：CO32－+2H＋＝CO2↑+H2ONH4＋+OH－NH3↑+H2O②離子間的氧化還原反應(yīng)．由強(qiáng)氧化劑與強(qiáng)還原劑反應(yīng)，生成弱氧化劑和弱還原劑，即反應(yīng)朝著氧化性、還原性減弱的方向進(jìn)行．例如：Fe+Cu2＋＝Fe2＋+CuCl2+2Br－＝2C1－+Br22MnO4－+16H＋+10C1－＝2Mn2＋+5C12↑+8H2O書寫離子方程式時(shí)應(yīng)注意的問(wèn)題：(1)電解質(zhì)在非電離條件下(不是在水溶液中或熔融狀態(tài))，雖然也有離子參加反應(yīng)，但不能寫成離子方程式，因?yàn)榇藭r(shí)這些離子并沒有發(fā)生電離．如NH4Cl固體與Ca(OH)2固體混合加熱制取氨氣的反應(yīng)、濃H2SO4與固體(如NaCl、Cu等)的反應(yīng)等，都不能寫成離子方程式．相反，在某些化學(xué)方程式中，雖然其反應(yīng)物不是電解質(zhì)或強(qiáng)電解質(zhì)，沒有大量離子參加反應(yīng)，但反應(yīng)后產(chǎn)生了大量離子，因此，仍可寫成離子方程式．如Na、Na2O、Na2O2、SO3、Cl2等與H2O的反應(yīng)．(2)多元弱酸的酸式鹽，若易溶于水，則成鹽的陽(yáng)離子和酸根離子可拆開寫成離子的形式，而酸根中的H＋與正鹽陰離子不能拆開寫．例如NaHS、Ca(HCO3)2等，只能分別寫成Na＋、HS－和Ca2＋、HCO3－等酸式酸根的形式．(3)對(duì)于微溶于水的物質(zhì)，要分為兩種情況來(lái)處理：①當(dāng)作反應(yīng)物時(shí)？，微溶物要保留化學(xué)式的形式，不能拆開．②當(dāng)作反應(yīng)物時(shí)，若為澄清的稀溶液，應(yīng)改寫為離子形式，如澄清石灰水等；若為濁液或固體，要保留化學(xué)式的形式而不能拆開，如石灰乳、熟石灰等．(4)若反應(yīng)物之間由于物質(zhì)的量之比不同而發(fā)生不同的反應(yīng)，即反應(yīng)物之間可發(fā)生不止一個(gè)反應(yīng)時(shí)，要考慮反應(yīng)物之間物質(zhì)的量之比不同，相應(yīng)的離子方程式也不同．例如，向NaOH溶液中不斷通入CO2氣體至過(guò)量，有關(guān)反應(yīng)的離子方程式依次為：CO2+2OH—＝CO32—+H2O（CO2適量）CO2+OH—＝HCO3—（CO2足量）在溶液中離子能否大量共存的判斷方法：幾種離子在溶液中能否大量共存，實(shí)質(zhì)上就是看它們之間是否發(fā)生反應(yīng)．若離子間不發(fā)生反應(yīng)，就能大量共存；否則就不能大量共存．離子間若發(fā)生下列反應(yīng)之一，就不能大量共存．(1)生成難溶物或微溶物．如Ca2＋與CO32－、SO42－、OH－；Ag＋與C1－、Br－、I－、SO32－，等等．(2)生成氣體．如NH4＋與OH－；H＋與HCO3－、CO32－、S2－、HS－、SO32－、HSO3－等．(3)生成難電離物質(zhì)(弱酸、弱堿、水)．如H＋與C1O－、F－、CH3COO－生成弱酸；OH－與NH4＋、A13＋、Fe3＋、Fe2＋、Cu2＋等生成弱堿；H＋與OH－生成H2O．(4)發(fā)生氧化還原反應(yīng)．具有氧化性的離子(如MnO4－、ClO－、Fe3＋等)與具有還原性的離子(如S2－、I－、SO32－、Fe2＋等)不能共存．應(yīng)注意的是，有些離子在堿性或中性溶液中可大量共存，但在酸性條件下則不能大量共存，如SO32－與S2－，NO3－與I－、S2－、SO32－、Fe2＋等．*(5)形成配合物．如Fe3＋與SCN－因反應(yīng)生成Fe(SCN)3而不能大量共存．*(6)弱酸根陰離子與弱堿陽(yáng)離子因易發(fā)生雙水解反應(yīng)而不能大量共存，例如Al3＋與HCO3－、CO32－、A1O2－等．說(shuō)明：在涉及判斷離子在溶液中能否大量共存的問(wèn)題時(shí)，要注意題目中附加的限定性條件：①無(wú)色透明的溶液中，不能存在有色離子，如Cu2＋(藍(lán)色)、Fe3＋(黃色)、Fe2＋(淺綠色)、MnO4－(紫色)．②在強(qiáng)酸性溶液中，與H＋起反應(yīng)的離子不能大量共存．③在強(qiáng)堿性溶液中，與OH－起反應(yīng)的離子不能大量共存．[離子方程式的書寫步驟](1)“寫”：寫出完整的化學(xué)方程式．(2)“拆”：將化學(xué)方程式中易溶于水、易電離的物質(zhì)(強(qiáng)酸、強(qiáng)堿、可溶性鹽)拆開改寫為離子形式；而難溶于水的物質(zhì)(難溶性鹽、難溶性堿)、難電離的物質(zhì)(水、弱酸、弱堿)、氧化物、氣體等仍用化學(xué)式表示．(3)“刪”：將方程式兩邊相同的離子(包括個(gè)數(shù))刪去，并使各微粒符號(hào)前保持最簡(jiǎn)單的整數(shù)比．(4)“查”：檢查方程式中各元素的原子個(gè)數(shù)和電荷總數(shù)是否左右相等．[復(fù)分解反應(yīng)類型離子反應(yīng)發(fā)生的條件]復(fù)分解反應(yīng)總是朝著溶液中自由移動(dòng)的離子數(shù)目減少的方向進(jìn)行．具體表現(xiàn)為：(1)生成難溶于水的物質(zhì)．如：Ba2＋+SO42－＝BaSO4↓(2)生成難電離的物質(zhì)(水、弱酸、弱堿)．如H＋+OH－＝H2O(3)生成氣體．如：CO32－+2H＋＝CO2↑+H2O3．化學(xué)反應(yīng)中的能量變化[放熱反應(yīng)]放出熱量的化學(xué)反應(yīng)．在放熱反應(yīng)中，反應(yīng)物的總能量大于生成物的總能量：反應(yīng)物的總能量＝生成物的總能量+熱量+其他形式的能量放熱反應(yīng)可以看成是“貯存”在反應(yīng)物內(nèi)部的能量轉(zhuǎn)化并釋放為熱能及其他形式的能量的反應(yīng)過(guò)程．[吸熱反應(yīng)]吸收熱量的化學(xué)反應(yīng)．在吸熱反應(yīng)中，反應(yīng)物的總能量小于生成物的總能量：生成物的總能量＝反應(yīng)物的總能量+熱量+其他形式的能量吸熱反應(yīng)也可以看成是熱能及其他形式的能量轉(zhuǎn)化并“貯存”為生成物內(nèi)部能量的反應(yīng)過(guò)程．*[反應(yīng)熱](1)反應(yīng)熱的概念：在化學(xué)反應(yīng)過(guò)程中，放出或吸收的熱量，統(tǒng)稱為反應(yīng)熱．反應(yīng)熱用符號(hào)△H表示，單位一般采用kJ·mol－1．(2)反應(yīng)熱與反應(yīng)物、生成物的鍵能關(guān)系：△H＝生成物鍵能的總和－反應(yīng)物鍵能的總和(3)放熱反應(yīng)與吸熱反應(yīng)的比較．反應(yīng)熱放熱反應(yīng)吸熱反應(yīng)含義反應(yīng)物所具有的總能量大于生成物所具有的總能量，反應(yīng)物轉(zhuǎn)化為生成物時(shí)放出熱量反應(yīng)物所具有的總能量小于生成物所具有的總能量，反應(yīng)物轉(zhuǎn)化為生成物時(shí)吸收熱量反應(yīng)本身的能量變化反應(yīng)放出熱量后使反應(yīng)本身的能量降低反應(yīng)吸收熱量后使反應(yīng)本身的能量升高表示符號(hào)或ΔH值“－”ΔH＜0“+”ΔH＞0說(shuō)明：放熱反應(yīng)和吸熱反應(yīng)過(guò)程中的能量變化示意圖如圖3—1—2所示．[熱化學(xué)方程式](1)熱化學(xué)方程式的概念：表明反應(yīng)所放出或吸收熱量的化學(xué)方程式，叫做熱化學(xué)方程式．(2)書寫熱化學(xué)方程式時(shí)應(yīng)注意的問(wèn)題：①需注明反應(yīng)的溫度和壓強(qiáng)．因?yàn)榉磻?yīng)的溫度和壓強(qiáng)不同時(shí)，其△H也不同．若不注明時(shí)，則是指在101kPa和25℃時(shí)的數(shù)據(jù)．②反應(yīng)物、生成物的聚集狀態(tài)要注明．同一化學(xué)反應(yīng)，若物質(zhì)的聚集狀態(tài)不同，則反應(yīng)熱就不同．例如：H2(g)+1/2O2(g)＝H2O(g)△H＝－241.8kJ·mol—1H2(g)+1/2O2(g)＝H2O(l)△H＝－285.8kJ·mol—1比較上述兩個(gè)反應(yīng)可知，由H2與O2反應(yīng)生成1molH2O(l)比生成1molH2O(g)多放出44kJ·mol—1的熱量．③反應(yīng)熱寫在化學(xué)方程式的右邊．放熱時(shí)△H用“－”，吸熱時(shí)△H用“＋”．例如：H2(g)+1/2O2(g)＝H2O(g)－241.8kJ·mol—1④熱化學(xué)方程式中各物質(zhì)前的化學(xué)計(jì)量數(shù)不表示分子個(gè)數(shù)，而只表示物質(zhì)的量(mol)，因此，它可用分?jǐn)?shù)表示．對(duì)于相同物質(zhì)的反應(yīng)，當(dāng)化學(xué)計(jì)量數(shù)不同時(shí)，其△H也不同．例如：2H2(g)+O2(g)＝2H2O(g)△Hl＝－483.6kJ·mol—1H2(g)+1/2O2(g)＝H2O(g)△H2＝－241.8kJ·mol—1顯然，△Hl＝2△H2．*[蓋斯定律]對(duì)于任何一個(gè)化學(xué)反應(yīng)，不管是一步完成還是分幾步完成，其反應(yīng)熱是相同的．也就是說(shuō)，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)有關(guān)，而與具體反應(yīng)進(jìn)行的途徑無(wú)關(guān)．如果一個(gè)反應(yīng)可以分幾步進(jìn)行，則各步反應(yīng)的反應(yīng)熱之和與該反應(yīng)一步完成時(shí)的反應(yīng)熱是相同的．*4．燃燒熱和中和熱燃燒熱中和熱定義在101kPa時(shí)，1mol物質(zhì)完全燃燒生成穩(wěn)定的氧化物所放出熱量在稀溶液中，酸跟堿發(fā)生中和反應(yīng)而生成1molH2O時(shí)所放出的熱量熱化學(xué)方程式中的表示形式以燃燒1mol物質(zhì)為標(biāo)準(zhǔn)來(lái)配平其余物質(zhì)的化學(xué)計(jì)量數(shù)物質(zhì)的化學(xué)計(jì)量數(shù)平其余物質(zhì)的化學(xué)計(jì)量數(shù)注意點(diǎn)“完全燃燒”包含兩個(gè)方面的意思：①燃燒的物質(zhì)全部燃燒完；②生成穩(wěn)定氧化物，如C完全燃燒生成CO2，S完全燃燒生成SO2；等等當(dāng)強(qiáng)酸與強(qiáng)堿在稀溶液中發(fā)生中和反應(yīng)時(shí)，1molH＋與1molOH－發(fā)生反應(yīng)生成1molH2O，都放出57．3kJ的熱量．即：H＋(aq)+OH－(aq)＝H2O(1)△H＝－57.3kJ·mol－1說(shuō)明利用燃燒熱可以計(jì)算物質(zhì)在燃燒過(guò)程中所放出的熱量當(dāng)強(qiáng)酸與弱堿或弱酸與強(qiáng)堿或弱酸與弱堿發(fā)生中和反應(yīng)時(shí)，因生成的鹽會(huì)發(fā)生水解而吸熱，故此時(shí)中和熱要小于57.3kJ·mol－1高中化學(xué)知識(shí)點(diǎn)規(guī)律大全（二）——化學(xué)反應(yīng)速率和化學(xué)平衡1．化學(xué)反應(yīng)速率[化學(xué)反應(yīng)速率的概念及其計(jì)算公式](1)概念：化學(xué)反應(yīng)速率是用來(lái)衡量化學(xué)反應(yīng)進(jìn)行的快慢程度，通常用單位時(shí)間內(nèi)反應(yīng)物濃度的減少或生成物濃度的增加來(lái)表示．單位有mol·L－1·min－1或mol·L－1·s－1(2)計(jì)算公式：某物質(zhì)X的化學(xué)反應(yīng)速率：注意①化學(xué)反應(yīng)速率的單位是由濃度的單位(mol·L－1)和時(shí)間的單位(s、min或h)決定的，可以是mol·L－1·s－1、mol·L－1·min－1或mol·L－1·h－1，在計(jì)算時(shí)要注意保持時(shí)間單位的一致性．②對(duì)于某一具體的化學(xué)反應(yīng)，可以用每一種反應(yīng)物和每一種生成物的濃度變化來(lái)表示該反應(yīng)的化學(xué)反應(yīng)速率，雖然得到的數(shù)值大小可能不同，但用各物質(zhì)表示的化學(xué)反應(yīng)速率之比等于化學(xué)方程式中相應(yīng)物質(zhì)的化學(xué)計(jì)量數(shù)之比．如對(duì)于下列反應(yīng)：mA+nB＝pC+qD有：∶∶∶＝m∶n∶p∶q或：③化學(xué)反應(yīng)速率不取負(fù)值而只取正值．④在整個(gè)反應(yīng)過(guò)程中，反應(yīng)不是以同樣的速率進(jìn)行的，因此，化學(xué)反應(yīng)速率是平均速率而不是瞬時(shí)速率．[有效碰撞]化學(xué)反應(yīng)發(fā)生的先決條件是反應(yīng)物分子(或離子)之間要相互接觸并發(fā)生碰撞，但并不是反應(yīng)物分子(或離子)間的每一次碰撞都能發(fā)生化學(xué)反應(yīng)．能夠發(fā)生化學(xué)反應(yīng)的一類碰撞叫做有效碰撞．[活化分子]能量較高的、能夠發(fā)生有效碰撞的分子叫做活化分子．說(shuō)明①活化分子不一定能夠發(fā)生有效碰撞，活化分子在碰撞時(shí)必須要有合適的取向才能發(fā)生有效碰撞．②活化分子在反應(yīng)物分子中所占的百分?jǐn)?shù)叫做活化分子百分?jǐn)?shù)．當(dāng)溫度一定時(shí)，對(duì)某一反應(yīng)而言，活化分子百分?jǐn)?shù)是一定的．活化分子百分?jǐn)?shù)越大，活化分子數(shù)越多，有效碰撞次數(shù)越多．[影響化學(xué)反應(yīng)速率的因素]影響因素對(duì)化學(xué)反應(yīng)速率的影響說(shuō)明或舉例反應(yīng)物本身的性質(zhì)不同的化學(xué)反應(yīng)有不同的反應(yīng)速率Mg粉和Fc粉分別投入等濃度的鹽酸中時(shí)，Mg與鹽酸的反應(yīng)較劇烈，產(chǎn)生H2的速率較快濃度其他條件不變時(shí)，增大(減小)反應(yīng)物的濃度，反應(yīng)速率增大(減小)①增大(減小)反應(yīng)物濃度，單位體積內(nèi)活化分子數(shù)增多(減少)，有效碰撞次數(shù)增多(減少)，但活化分子百分?jǐn)?shù)不變②氣、固反應(yīng)或固、固反應(yīng)時(shí)，固體的濃度可認(rèn)為是常數(shù)，因此反應(yīng)速率的大小只與反應(yīng)物之間的接觸面積有關(guān)，而與固體量的多少無(wú)關(guān)．改變固體的量不影響反應(yīng)速率壓強(qiáng)溫度一定時(shí)，對(duì)于有氣體參加的反應(yīng)，增大(減小)壓強(qiáng)，反應(yīng)速率增大(減小)①改變壓強(qiáng)，實(shí)際是改變氣體的體積，使氣體的濃度改變，從而使反應(yīng)速率改變②改變壓強(qiáng)，不影響液體或固體之間的反應(yīng)速率溫度升高(降低)反應(yīng)溫度，反應(yīng)速率增大(減小)①通常每升高10℃，反應(yīng)速率增大到原來(lái)的2～4倍②升溫，使反應(yīng)速率加快的原因有兩個(gè)方面：a．升溫后，反應(yīng)物分子的能量增加，部分原來(lái)能量較低的分子變?yōu)榛罨肿?，增大了活化分子百分?jǐn)?shù)，使有效碰撞次數(shù)增多(主要方面)；b．升高溫度，使分子運(yùn)動(dòng)加快，分子間的碰撞次數(shù)增多(次要方面)催化劑增大化學(xué)反應(yīng)速率催化劑增大化學(xué)反應(yīng)速率的原因：降低了反應(yīng)所需的能量(這個(gè)能量叫做活化能)，使更多的反應(yīng)物分子成為活化分子，增大了活化分子百分?jǐn)?shù)，從而使有效碰撞次數(shù)增多光、反應(yīng)物顆粒的大小等將反應(yīng)混合物進(jìn)行光照、將塊狀固體粉碎等均能增大化學(xué)反應(yīng)速率AgBr、HClO、濃HNO3等見光分解加快，與鹽酸反應(yīng)時(shí)，大理石粉比大理石塊的反應(yīng)更劇烈2．化學(xué)平衡[化學(xué)平衡](1)化學(xué)平衡研究的對(duì)象：可逆反應(yīng)的規(guī)律．①可逆反應(yīng)的概念：在同一條件下，既能向正反應(yīng)方向進(jìn)行同時(shí)又能向逆反應(yīng)方向進(jìn)行的反應(yīng)，叫做可逆反應(yīng)．可逆反應(yīng)用可逆符號(hào)“”表示．[可逆反應(yīng)]向生成物方向進(jìn)行的反應(yīng)叫正反應(yīng)；向反應(yīng)物方向進(jìn)行的反應(yīng)叫逆反應(yīng)．在同一條件下，既能向正反應(yīng)方向進(jìn)行，同時(shí)又能向逆反應(yīng)方向進(jìn)行的反應(yīng)，叫做可逆反應(yīng)．說(shuō)明(1)判斷一個(gè)反應(yīng)是否是可逆反應(yīng)，必須滿足兩個(gè)條件：①在同一條件下；②正、逆反應(yīng)同時(shí)進(jìn)行．如H2+I22HI，生成的HI在持續(xù)加熱的條件下同時(shí)分解，故該反應(yīng)為可逆反應(yīng)．而如：2H2+O22H2O2H2O2H2↑+O2↑這兩個(gè)反應(yīng)就不是可逆反應(yīng)．(2)在化學(xué)方程式中，用可逆符號(hào)“”表示可逆反應(yīng)．說(shuō)明a．絕大多數(shù)化學(xué)反應(yīng)都有一定程度的可逆性，但有的逆反應(yīng)傾向較小，從整體看實(shí)際上是朝著同方向進(jìn)行的，例如NaOH+HCl＝NaCl+H2O．b．有氣體參加或生成的反應(yīng)，只有在密閉容器中進(jìn)行時(shí)才可能是可逆反應(yīng)．如CaCO3受熱分解時(shí)，若在敞口容器中進(jìn)行，則反應(yīng)不可逆，其反應(yīng)的化學(xué)方程式應(yīng)寫為：CaCO3CaO+CO2↑；若在密閉容器進(jìn)行時(shí)，則反應(yīng)是可逆的，其反應(yīng)的化學(xué)方程式應(yīng)寫為：CaCO3CaO+CO2②可逆反應(yīng)的特點(diǎn)：反應(yīng)不能進(jìn)行到底．可逆反應(yīng)無(wú)論進(jìn)行多長(zhǎng)時(shí)間，反應(yīng)物都不可能100％地全部轉(zhuǎn)化為生成物．(2)化學(xué)平衡狀態(tài)．①定義：一定條件(恒溫、恒容或恒壓)下的可逆反應(yīng)里，正反應(yīng)和逆反應(yīng)的速率相等，反應(yīng)混合物(包括反應(yīng)物和生成物)中各組分的質(zhì)量分?jǐn)?shù)(或體積分?jǐn)?shù))保持不變的狀態(tài)．②化學(xué)平衡狀態(tài)的形成過(guò)程：在一定條件下的可逆反應(yīng)里，若開始時(shí)只有反應(yīng)物而無(wú)生成物，根據(jù)濃度對(duì)化學(xué)反應(yīng)速率的影響可知，此時(shí)ν正最大而ν逆為0．隨著反應(yīng)的進(jìn)行，反應(yīng)物的濃度逐漸減小，生成物的濃度逐漸增大，則ν正越來(lái)越小而ν逆越來(lái)越大．當(dāng)反應(yīng)進(jìn)行到某一時(shí)刻，ν正＝ν逆，各物質(zhì)的濃度不再發(fā)生改變，反應(yīng)混合物中各組分的質(zhì)量分?jǐn)?shù)(或體積分?jǐn)?shù))也不再發(fā)生變化，這時(shí)就達(dá)到了化學(xué)平衡狀態(tài)．(3)化學(xué)平衡的特征：①“動(dòng)”：化學(xué)平衡是動(dòng)態(tài)平衡，正反應(yīng)和逆反應(yīng)仍在繼續(xù)進(jìn)行，即ν正＝ν逆≠0．②“等”：達(dá)平衡狀態(tài)時(shí)，ν正＝ν逆，這是一個(gè)可逆反應(yīng)達(dá)平衡的本質(zhì)．ν正＝ν逆的具體含意包含兩個(gè)方面：a．用同一種物質(zhì)來(lái)表示反應(yīng)速率時(shí)，該物質(zhì)的生成速率與消耗速率相等，即單位時(shí)間內(nèi)消耗與生成某反應(yīng)物或生成物的量相等；b．用不同物質(zhì)來(lái)表示時(shí)，某一反應(yīng)物的消耗速率與某一生成物的生成速率之比等于化學(xué)方程式中相應(yīng)物質(zhì)的化學(xué)計(jì)量數(shù)之比．③“定”：達(dá)平衡時(shí)，混合物各組分的濃度一定；質(zhì)量比(或物質(zhì)的量之比、體積比)一定；各組分的質(zhì)量分?jǐn)?shù)(或摩爾分?jǐn)?shù)、體積分?jǐn)?shù))一定；對(duì)于有顏色的物質(zhì)參加或生成的可逆反應(yīng)，顏色不改變．同時(shí)，反應(yīng)物的轉(zhuǎn)化率最大．對(duì)于反應(yīng)前后氣體分子數(shù)不相等的可逆反應(yīng)，達(dá)平衡時(shí)：氣體的總體積(或總壓強(qiáng))一定；氣體的平均相對(duì)分子質(zhì)量一定；恒壓時(shí)氣體的密度一定(注意：反應(yīng)前后氣體體積不變的可逆反應(yīng)，不能用這個(gè)結(jié)論判斷是否達(dá)到平衡)．④“變”．一個(gè)可逆反應(yīng)達(dá)平衡后，若外界條件(濃度、溫度、壓強(qiáng))改變，使各組分的質(zhì)量(體積、摩爾、壓強(qiáng))分?jǐn)?shù)也發(fā)生變化，平衡發(fā)生移動(dòng)，直至在新的條件下達(dá)到新的平衡(注意：若只是濃度或壓強(qiáng)改變，而ν正仍等于ν逆，則平衡不移動(dòng))．反之，平衡狀態(tài)不同的同一個(gè)可逆反應(yīng)，也可通過(guò)改變外界條件使其達(dá)到同一平衡狀態(tài)．⑤化學(xué)平衡的建立與建立化學(xué)平衡的途徑無(wú)關(guān)．對(duì)于一個(gè)可逆反應(yīng)，在一定條件下，反應(yīng)無(wú)論從正反應(yīng)開始，還是從逆反應(yīng)開始，或是正、逆反應(yīng)同時(shí)開始，最終都能達(dá)到同一平衡狀態(tài)．具體包括：a．當(dāng)了T、V一定時(shí)，按化學(xué)方程式中各物質(zhì)化學(xué)式前系數(shù)的相應(yīng)量加入，并保持容器內(nèi)的總質(zhì)量不變，則不同起始狀態(tài)最終可達(dá)到同一平衡狀態(tài)．b．當(dāng)T、P一定(即V可變)時(shí)，只要保持反應(yīng)混合物中各組分的組成比不變(此時(shí)在各種情況下各組分的濃度仍然相等，但各組分的物質(zhì)的量和容器內(nèi)的總質(zhì)量不一定相等)，則不同的起始狀態(tài)最終也可達(dá)到同一平衡狀態(tài)．如在恒溫、恒壓時(shí)，對(duì)于可逆反應(yīng)：N2+3H22NH3，在下列起始量不同情況下達(dá)到的是同一平衡狀態(tài)．N2H2NH3A1mol3mol0B0.5mol1.5mol0C002molD1mol3mol2molc．對(duì)于反應(yīng)前后氣體體積相等的可逆反應(yīng)，不論是恒溫、恒容或是恒溫、恒壓，在不同的起始狀態(tài)下，將生成物“歸零”后，只要反應(yīng)物的物質(zhì)的量之比不變，就會(huì)達(dá)到同一平衡狀態(tài)．如：H2(g)+I2(g)2HI(g)等．[判斷化學(xué)平衡狀態(tài)的依據(jù)]mA(g)+nB(g)pC(g)+qD(g)反應(yīng)混合物中各組分的含量①各組分的物質(zhì)的量或各組分的摩爾分?jǐn)?shù)一定達(dá)平衡狀態(tài)②各組分的質(zhì)量或各組分的質(zhì)量分?jǐn)?shù)一定達(dá)平衡狀態(tài)③各組分的體積或體積分?jǐn)?shù)一定達(dá)平衡狀態(tài)④總體積、總壓強(qiáng)或總物質(zhì)的量一定不一定達(dá)平衡狀態(tài)ν正與ν逆的關(guān)系①單位時(shí)間內(nèi)消耗mmolA，同時(shí)生成mmolA，達(dá)平衡狀態(tài)②單位時(shí)間內(nèi)消耗mmolA（或nmolB），同時(shí)消耗pmolC（或qmolD），既ν正＝ν逆達(dá)平衡狀態(tài)③∶∶∶＝m∶n∶p∶q，此時(shí)ν正不一定等于ν逆不一定達(dá)平衡狀態(tài)④單位時(shí)間內(nèi)生成了pmolC（或qmolD）同時(shí)消耗了mmolA（或nmolB），此時(shí)均指ν正不一定達(dá)平衡狀態(tài)壓強(qiáng)①m+n≠p+q時(shí)，總壓強(qiáng)一定達(dá)平衡狀態(tài)②m+n＝p+q時(shí)，總壓強(qiáng)一定不一定達(dá)平衡狀態(tài)混合氣體的平均相對(duì)分子質(zhì)量Mr①當(dāng)m+n≠p+q時(shí)，Mr一定達(dá)平衡狀態(tài)②當(dāng)m+n＝p+q時(shí)，Mr一定不一定達(dá)平衡狀態(tài)混合氣體的密度恒溫、恒壓或恒溫、恒容時(shí)，密度一定不一定達(dá)平衡狀態(tài)[化學(xué)平衡常數(shù)]在一定溫度下，當(dāng)一個(gè)可逆反應(yīng)達(dá)到平衡狀態(tài)時(shí)，生成物的平衡濃度用化學(xué)方程式中的化學(xué)計(jì)量數(shù)作為指數(shù)的乘積與反應(yīng)物的平衡濃度用化學(xué)方程式中的化學(xué)計(jì)量數(shù)作為指數(shù)的乘積的比值是一個(gè)常數(shù)，這個(gè)常數(shù)叫做化學(xué)平衡常數(shù)，簡(jiǎn)稱平衡常數(shù)．用符號(hào)K表示．(1)平衡常數(shù)K的表達(dá)式：對(duì)于一般的可逆反應(yīng)：mA(g)+nB(g)pC(g)+qD(g)當(dāng)在一定溫度下達(dá)到化學(xué)平衡時(shí)，該反應(yīng)的平衡常數(shù)為：注意：a．在平衡常數(shù)表達(dá)式中，反應(yīng)物A、B和生成物C、D的狀態(tài)全是氣態(tài)，c(A)、c(B)、c(C)、c(D)均為平衡時(shí)的濃度．b．當(dāng)反應(yīng)混合物中有固體或純液體時(shí)，他們的濃度看做是一個(gè)常數(shù)，不寫入平衡常數(shù)的表達(dá)式中．例如，反應(yīng)在高溫下Fe3O4(s)+4H23Fe(s)+H2O(g)的平衡常數(shù)表達(dá)式為：又如，在密閉容器中進(jìn)行的可逆反應(yīng)CaCO3(s)CaO(s)+CO2↑的平衡常數(shù)表達(dá)式為：K＝c(CO2)c．平衡常數(shù)K的表達(dá)式與化學(xué)方程式的書寫方式有關(guān)．例如：N2+3H22NH32NH3N2+3H2N2+H2NH3顯然，K1、K2、K3具有如下關(guān)系：，(2)平衡常數(shù)K值的特征：①K值的大小與濃度、壓強(qiáng)和是否使用催化劑無(wú)關(guān)．即對(duì)于一個(gè)給定的反應(yīng)，在一定溫度下，不論起始濃度(或壓強(qiáng))和平衡濃度(或壓強(qiáng))如何，也不論是否使用催化劑，達(dá)平衡時(shí)，平衡常數(shù)均相同．②K值隨溫度的變化而變化．對(duì)于一個(gè)給定的可逆反應(yīng)，溫度不變時(shí)，K值不變(而不論反應(yīng)體系的濃度或壓強(qiáng)如何變化)；溫度不同時(shí)，K值不同．因此，在使用平衡常數(shù)K值時(shí)，必須指明反應(yīng)溫度．(3)平衡表達(dá)式K值的意義：①判斷可逆反應(yīng)進(jìn)行的方向．對(duì)于可逆反應(yīng)：mA(g)+nB(g)pC(g)+qD(g)，如果知道在一定溫度下的平衡常數(shù)，并且知道某個(gè)時(shí)刻時(shí)反應(yīng)物和生成物的濃度，就可以判斷該反應(yīng)是否達(dá)到平衡狀態(tài)，如果沒有達(dá)到平衡狀態(tài)，則可判斷反應(yīng)進(jìn)行的方向．將某一時(shí)刻時(shí)的生成物的濃度用化學(xué)方程式中相應(yīng)的化學(xué)計(jì)量數(shù)為指數(shù)的乘積，與某一時(shí)刻時(shí)的反應(yīng)物的濃度用化學(xué)方程式中相應(yīng)的化學(xué)計(jì)量數(shù)為指數(shù)的乘積之比值，叫做濃度商，用Q表示．即：當(dāng)Q＝K時(shí)，體系達(dá)平衡狀態(tài)；當(dāng)Q＜K，為使Q等于K，則分子(生成物濃度的乘積)應(yīng)增大，分母(反應(yīng)物濃度的乘積)應(yīng)減小，因此反應(yīng)自左向右(正反應(yīng)方向)進(jìn)行，直至到達(dá)平衡狀態(tài)；同理，當(dāng)Q＞K時(shí)，則反應(yīng)自右向左(逆反應(yīng)方向)進(jìn)行，直至到達(dá)平衡狀態(tài)．②表示可逆反應(yīng)進(jìn)行的程度．K值越大，正反應(yīng)進(jìn)行的程度越大(平衡時(shí)生成物的濃度大，反應(yīng)物的濃度小)，反應(yīng)物的轉(zhuǎn)化率越高；K值越小，正反應(yīng)進(jìn)行的程度越小，逆反應(yīng)進(jìn)行的程度越大，反應(yīng)物的轉(zhuǎn)化率越低．[反應(yīng)物平衡轉(zhuǎn)化率的計(jì)算公式]某一反應(yīng)物的平衡轉(zhuǎn)化率＝％＝％說(shuō)明計(jì)算式中反應(yīng)物各個(gè)量的單位可以是mol·L－1”、mol，對(duì)于氣體來(lái)說(shuō)還可以是L或mL，但必須注意保持分子、分母中單位的一致性．3．影響化學(xué)平衡移動(dòng)的條件[化學(xué)平衡的移動(dòng)]已達(dá)平衡狀態(tài)的可逆反應(yīng)，當(dāng)外界條件(濃度、溫度、壓強(qiáng))改變時(shí)．由于對(duì)正、逆反應(yīng)速率的影響不同，致使ν正≠ν逆，則原有的化學(xué)平衡被破壞，各組分的質(zhì)量(或體積)分?jǐn)?shù)發(fā)生變化，直至在新條件一定的情況下ν正′＝ν逆′，而建立新的平衡狀態(tài)．這種可逆反應(yīng)中舊化學(xué)平衡的破壞、新化學(xué)平衡的建立，由原平衡狀態(tài)向新化學(xué)平衡狀態(tài)的轉(zhuǎn)化過(guò)程，稱為化學(xué)平衡的移動(dòng)．說(shuō)明(1)若條件的改變使ν正＞ν逆，則平衡向正反應(yīng)方向移動(dòng)；若條件的改變使ν正＜ν逆，則平衡向逆反應(yīng)方向移動(dòng)．但若條件改變時(shí)，ν正仍然等于ν逆，則平衡沒有發(fā)生移動(dòng)．(2)化學(xué)平衡能夠發(fā)生移動(dòng)，充分說(shuō)明了化學(xué)平衡是一定條件下的平衡狀態(tài)，是一種動(dòng)態(tài)平衡．(3)化學(xué)平衡發(fā)生移動(dòng)而達(dá)到新的平衡狀態(tài)時(shí)，新的平衡狀態(tài)與原平衡狀態(tài)主要的不同點(diǎn)是：①新的平衡狀態(tài)的ν正或ν逆與原平衡狀態(tài)的ν正或ν逆不同；②平衡混合物里各組分的質(zhì)量(或體積)分?jǐn)?shù)不同．[影響化學(xué)平衡的因素](1)濃度對(duì)化學(xué)平衡的影響．一般規(guī)律：當(dāng)其他條件不變時(shí)，對(duì)于已達(dá)平衡狀態(tài)的可逆反應(yīng)，若增加反應(yīng)物濃度或減少生成物濃度，則平衡向正反應(yīng)方向移動(dòng)(即向生成物方向移動(dòng))；若減少反應(yīng)物濃度或增加生成物濃度，則平衡向逆反應(yīng)方向移動(dòng)(即向反應(yīng)物方向移動(dòng))．特殊性：對(duì)于氣體與固體或固體與固體之間的反應(yīng)，由于固體的濃度可認(rèn)為是常數(shù)，因此改變固體的量平衡不發(fā)生移動(dòng)．如反應(yīng)C(s)+H2O(g)CO(g)+H2(g)達(dá)平衡狀態(tài)后，再加入焦炭的量，平衡不發(fā)生移動(dòng)．說(shuō)明①濃度對(duì)化學(xué)平衡的影響，可用化學(xué)反應(yīng)速率與濃度的關(guān)系來(lái)說(shuō)明．對(duì)于一個(gè)已達(dá)平衡狀態(tài)的可逆反應(yīng)，ν正＝ν逆．若增大反應(yīng)物的濃度，則ν正增大，而，ν逆增大得較慢，使平衡向正反應(yīng)方向移動(dòng)．如果減小生成物的濃度，這時(shí)雖然，ν正并未增大，但ν逆減小了，同樣也使，ν正＞ν逆，使平衡向正反應(yīng)方向移動(dòng)．同理可分析出：增大生成物的濃度或減小反應(yīng)物的濃度時(shí)，平衡向逆反應(yīng)方向移動(dòng)．②在生產(chǎn)上，往往采用增大容易取得的或成本較低的反應(yīng)物濃度的方法，使成本較高的原料得到充分利用．例如，在硫酸工業(yè)里，常用過(guò)量的空氣使SO2充分氧化，以生成更多的SO3．(2)壓強(qiáng)對(duì)化學(xué)平衡的影響．一般規(guī)律：對(duì)于有氣體參加且反應(yīng)前后氣體體積不相等的可逆反應(yīng)，在其他條件不變的情況下，若增大壓強(qiáng)(即相當(dāng)于縮小容器的體積)，則平衡向氣體總體積減小的方向移動(dòng)，若減小壓強(qiáng)(即增大容器的體積)，則平衡向氣體總體積增大的方向移動(dòng)．特殊性：①對(duì)于反應(yīng)前后氣體總體積相等的可逆反應(yīng)達(dá)平衡后，改變壓強(qiáng)，平衡不發(fā)生移動(dòng)，但氣體的濃度發(fā)生改變．例如可逆反應(yīng)H2(g)+I2(g)2HI(g)達(dá)平衡后，若加大壓強(qiáng)，平衡不會(huì)發(fā)生移動(dòng)，但由于容器體積減小，使平衡混合氣各組分的濃度增大，氣體的顏色加深(碘蒸氣為紫紅色)．②對(duì)于非氣態(tài)反應(yīng)(即無(wú)氣體參加和生成的反應(yīng))，改變壓強(qiáng)，此時(shí)固、液體的濃度未改變，平衡不發(fā)生移動(dòng)。③恒溫、恒容時(shí)充入不參與反應(yīng)的氣體，此時(shí)雖然容器內(nèi)的壓強(qiáng)增大了，但平衡混合氣中各組分的濃度并未改變，所以平衡不移動(dòng)．說(shuō)明①壓強(qiáng)對(duì)平衡的影響實(shí)際上是通過(guò)改變?nèi)萜鞯娜莘e，使反應(yīng)混合物的濃度改變，造成ν正≠ν逆。而使平衡發(fā)生移動(dòng)．因此，有時(shí)雖然壓強(qiáng)改變了，但ν正仍等于ν正，則平衡不會(huì)移動(dòng)．②對(duì)于有氣體參加且反應(yīng)前后氣體體積不相等的可逆反應(yīng)，增大壓強(qiáng)，ν正、ν逆都會(huì)增大，減小壓強(qiáng)，ν正、ν逆都會(huì)減小，但由于ν正、ν逆增大或減小的倍數(shù)不相同，從而導(dǎo)致平衡發(fā)生移動(dòng)．例如，可逆反應(yīng)N2(g)+3H2(g)2NH3(g)在一定溫度和壓強(qiáng)下達(dá)到平衡后，其平衡常數(shù)K為：若將壓強(qiáng)增至原來(lái)的2倍，則各組分的濃度增至原來(lái)的2倍．此時(shí)：由于在一定溫度下，K值為常數(shù)，要使上式的值仍等于K，則必須使c(NH3)增大、c(N2)和c(H2)減小，即平衡向合成NH3的方向(正反應(yīng)方向)移動(dòng)．③對(duì)于反應(yīng)前后氣體總體積相等的可逆反應(yīng)，改變壓強(qiáng)，ν正與ν逆的變化程度相同，ν正仍然等于ν逆。，故平衡不發(fā)生移動(dòng)．例如，可逆反應(yīng)H2(g)+I2(g)2HI(g)在一定溫度和壓強(qiáng)下達(dá)到平衡后，其平衡常數(shù)K為：若將壓強(qiáng)增至原來(lái)的2倍，則各組分的濃度增至原來(lái)的2倍．此時(shí)：上式的值仍與K值相等，即平衡不發(fā)生移動(dòng)．(3)溫度對(duì)化學(xué)平衡的影響．一般規(guī)律：當(dāng)其他條件不變時(shí)，升高溫度，使平衡向吸熱方向移動(dòng)；降低溫度，則使平衡向放熱反應(yīng)方向移動(dòng)．說(shuō)明①化學(xué)反應(yīng)過(guò)程均有熱效應(yīng)．對(duì)于一個(gè)可逆反應(yīng)來(lái)說(shuō)，如果正反應(yīng)是放熱反應(yīng)，則逆反應(yīng)必為吸熱反應(yīng)．②當(dāng)升高(降低)溫度時(shí)，ν正、ν逆會(huì)同時(shí)增大(減小)，但二者增大(減小)的倍數(shù)不相同，從而導(dǎo)致化學(xué)平衡發(fā)生移動(dòng)．(化學(xué)平衡移動(dòng)原理(勒夏特列原理))(1)原理內(nèi)容：如果改變影響平衡的一個(gè)條件(如溫度、壓強(qiáng)或溫度等)，平衡就向能夠減弱這種改變的方向移動(dòng)．(2)勒夏特列原理適用的范圍：已達(dá)平衡的體系(如溶解平衡、化學(xué)平衡、電離平衡、水解平衡等)．勒夏特列原理不適用于未達(dá)平衡的體系，如對(duì)于一個(gè)剛從反應(yīng)物開始進(jìn)行的氣相可逆反應(yīng)來(lái)說(shuō)，增大壓強(qiáng)，反應(yīng)總是朝著正反應(yīng)方向進(jìn)行的，由于未達(dá)平衡，也就無(wú)所謂平衡移動(dòng)，因而不服從勒夏特列原理．(3)勒夏特列原理適用的條件：只限于改變影響平衡的一個(gè)條件．當(dāng)有兩個(gè)或兩個(gè)以上的條件同時(shí)改變時(shí)，如果這些條件對(duì)平衡移動(dòng)的方向是一致的，則可增強(qiáng)平衡移動(dòng)．但如果這些條件對(duì)平衡移動(dòng)的方向影響不一致，則需分析哪一個(gè)條件變化是影響平衡移動(dòng)的決定因素．(4)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(fā)生移動(dòng)的結(jié)果，是減弱對(duì)這種條件的改變，而不是抵消這種改變．也就是說(shuō)：外界因素對(duì)平衡體系的影響占主要方面．[催化劑與化學(xué)平衡的關(guān)系]使用催化劑能同等程度地增大ν正、ν逆，因此，在一個(gè)可逆反應(yīng)中使用催化劑時(shí)，能縮短反應(yīng)達(dá)到平衡時(shí)所需的時(shí)間．但由于ν正仍等于ν逆，所以，使用催化劑對(duì)化學(xué)平衡的移動(dòng)沒有影響，不能改變平衡混合物中各組分的百分比組成．[反應(yīng)物用量對(duì)平衡轉(zhuǎn)化率的影響](1)若反應(yīng)物只有一種，如aA(g)bB(g)+cC(g)，則增加A的量，平衡向正反應(yīng)方向移動(dòng)，但A的平衡轉(zhuǎn)化率究竟如何變化，要具體分析反應(yīng)前后氣體體積的相對(duì)大小．如：①若a＝b+c，則A的轉(zhuǎn)化率不變；②若a＞b+c，則A的轉(zhuǎn)化率增大；③若a＜b+c，則A的轉(zhuǎn)化率減?。?2)若反應(yīng)物不只一種，如aA(g)+bB(g)cC(g)+dD(g)．則：①若只增加反應(yīng)物A的量，平衡向正反應(yīng)方向移動(dòng)，則反應(yīng)物B的轉(zhuǎn)化率增大，但由于外界因素占主要方面，故A的轉(zhuǎn)化率減?。谌舭丛壤稊?shù)地增加反應(yīng)物A與B的量，A、B的轉(zhuǎn)化率的變化有以下三種情況：a．當(dāng)a+b＝c+d時(shí)，A、B的轉(zhuǎn)化率都不變；b．當(dāng)a+b＞c+d時(shí)，A、B的轉(zhuǎn)化率都減??；c．當(dāng)a+b＜c+d時(shí)，A、B的轉(zhuǎn)化率都增大．[化學(xué)反應(yīng)速率與化學(xué)平衡的區(qū)別與聯(lián)系]化學(xué)反應(yīng)速率化學(xué)平衡區(qū)別概念略略研究對(duì)象所有化學(xué)反應(yīng)只研究可逆反應(yīng)催化劑的影響使用催化劑能加快化學(xué)反應(yīng)速率催化劑不能使化學(xué)平衡發(fā)生移動(dòng)相互聯(lián)系①在一定條件下，當(dāng)ν正＝ν逆時(shí)，即說(shuō)明該可逆反應(yīng)達(dá)平衡狀態(tài)②在可逆反應(yīng)中，反應(yīng)速率大，達(dá)到平衡所需的時(shí)間短；反應(yīng)速率小，達(dá)到平衡所需的時(shí)間長(zhǎng)③改變條件，若ν正增大，平衡不一定向正反應(yīng)方向移動(dòng)；同樣，ν逆增大，平衡也不一定向逆反應(yīng)方向移動(dòng)．改變條件后，平衡究竟向哪一個(gè)方向移動(dòng)，只有比較出ν正與ν逆哪個(gè)更大后，才能確定平衡移動(dòng)的方向[化學(xué)反應(yīng)速率和化學(xué)平衡計(jì)算的基本關(guān)系式]對(duì)于可逆反應(yīng)：mA(g)+nB(g)pC(g)+qD(g)(1)用各物質(zhì)表示的反應(yīng)速率之比等于化學(xué)方程式中相應(yīng)物質(zhì)化學(xué)式前的化學(xué)計(jì)量數(shù)之比．即：∶∶∶＝m∶n∶p∶q(2)各物質(zhì)的變化量之比＝化學(xué)方程式中相應(yīng)的化學(xué)計(jì)量數(shù)之比(3)反應(yīng)物的平衡量＝起始量－消耗量生成物的平衡量＝起始量＋增加量表示為：mA(g)+nB(g)pC(g)+qD(g)起始量／molabcd變化量／mol平衡量／molab(4)達(dá)平衡時(shí)，反應(yīng)物A(或B)的平衡轉(zhuǎn)化率α(％)：α(A)(或B)＝×100％α(A)(或B)＝×100％α(A)(或B)＝×100％(5)在一定溫度下，反應(yīng)的平衡常數(shù)(6)阿伏加德羅定律及其三個(gè)重要推論：①恒溫、恒容時(shí)：，Bp任何時(shí)刻時(shí)反應(yīng)混合氣體的總壓強(qiáng)與其總物質(zhì)的量成正比；②恒溫、恒壓時(shí)：，即任何時(shí)刻時(shí)反應(yīng)混合氣體的總體積與其總的物質(zhì)的量成正比；③恒溫、恒容時(shí)：，即任何時(shí)刻時(shí)反應(yīng)混合氣體的密度與其反應(yīng)混合氣體的平均相對(duì)分子質(zhì)量成正比．(7)混合氣體的密度：(8)混合氣體的平均相對(duì)分子質(zhì)量Mr的計(jì)算：①M(fèi)r＝M(A)·a％+M(B)·b％+…其中M(A)、M(B)…分別是氣體A、B…的相對(duì)分子質(zhì)量；a％、b％…分別是氣體A、B…的體積(或摩爾)分?jǐn)?shù)．②4．合成氨條件的選擇[合成氨條件的選擇](1)合成氨反應(yīng)的特點(diǎn)：反應(yīng)物、生成物均為氣體且正反應(yīng)是氣體體積減小、放熱的可逆反應(yīng)．N2(g)+H2(g)2NH3(g)(2)選擇適宜條件的目的：盡可能增大合成氨的反應(yīng)速率，縮短到達(dá)平衡的時(shí)間，提高氨的產(chǎn)率．(3)選擇適宜條件的依據(jù)：外界條件對(duì)化學(xué)反應(yīng)速率和化學(xué)平衡影響的規(guī)律．(4)選擇適宜條件的原則：①既要注意外界條件對(duì)二者(合成氨的反應(yīng)速率和氨的產(chǎn)率)影響的一致性，又要注意對(duì)二者影響的矛盾性；②既要注意溫度、催化劑對(duì)反應(yīng)速率影響的一致性，又要注意催化劑的活性對(duì)溫度的限制；③既要注意理論上生產(chǎn)的要求，又要注意實(shí)際操作的可能性．(5)合成氨的適宜條件：①溫度為500℃左右；②壓強(qiáng)為20Mpa～50MPa；③使用以鐵為主體的多成分催化劑(稱為鐵觸媒)．說(shuō)明①選擇合成氨溫度為500℃的原因：a．溫度高時(shí)，雖然能增大合成NH3的反應(yīng)速率，但溫度越高越會(huì)使平衡向逆反應(yīng)方向移動(dòng)，越不利于NH3的合成；溫度低時(shí)，雖有利于平衡向合成NH3的方向移動(dòng)，但反應(yīng)速率太小，達(dá)到平衡所需的時(shí)間太長(zhǎng)．b．鐵觸媒在500℃左右時(shí)活性最大．②選擇合成氨壓強(qiáng)為20MPa～50MPa的原因：壓強(qiáng)增大時(shí)，既能提高合成氨的反應(yīng)速率，又能使平衡向合成氨的方向移動(dòng)，但壓強(qiáng)大時(shí)，對(duì)設(shè)備的要求和技術(shù)操作的要求就高，消耗的動(dòng)力也大．(6)在合成氨生產(chǎn)中同時(shí)采取的措施：①將生成的氨及時(shí)從平衡混合氣體中分離出去，未反應(yīng)的N2、H2重新送回合成塔中進(jìn)行循環(huán)操作，使平衡向合成氨的方向移動(dòng)，以提高N2和H2的轉(zhuǎn)化率．②不斷向循環(huán)氣體中補(bǔ)充N2、H2，以提高反應(yīng)物的濃度．③加入過(guò)量的N2，使成本較高的H2得以充分利用．[化學(xué)反應(yīng)速率和化學(xué)平衡圖像題的解答關(guān)鍵](1)弄清曲線的起點(diǎn)是否是從“0”點(diǎn)開始；弄清轉(zhuǎn)折點(diǎn)和終點(diǎn)的位置．先出現(xiàn)轉(zhuǎn)折點(diǎn)的曲線表示反應(yīng)速率大、先達(dá)到平衡，該曲線對(duì)應(yīng)的溫度高或壓強(qiáng)大；后出現(xiàn)轉(zhuǎn)折點(diǎn)的曲線則表示反應(yīng)速率小、后達(dá)到平衡，該曲線所對(duì)應(yīng)的溫度低或壓強(qiáng)小；(2)弄清曲線的變化是呈上升趨勢(shì)還是下降趨勢(shì)；(3)弄清橫坐標(biāo)、縱坐標(biāo)所代表的意義．高中化學(xué)知識(shí)點(diǎn)規(guī)律大全（三）——電離平衡[電解質(zhì)與非電解質(zhì)](1)電解質(zhì)：在水溶液里或者熔融狀態(tài)下能夠?qū)щ姷幕衔锝须娊赓|(zhì)．電解質(zhì)不一定能導(dǎo)電，而只有在溶于水或熔融狀態(tài)時(shí)電離出自由移動(dòng)的離子后才能導(dǎo)電(因此，電解質(zhì)導(dǎo)電的原因是存在自由移動(dòng)的離子)．能導(dǎo)電的不一定是電解質(zhì)，如金屬、石墨等單質(zhì)．(2)非電解質(zhì)：在水溶液里和熔融狀態(tài)下都不能導(dǎo)電的化合物．因?yàn)榉请娊赓|(zhì)歸屬于化合物，故如C12等不導(dǎo)電的單質(zhì)不屬于非電解質(zhì)．(3)電解質(zhì)與非電解質(zhì)的比較．電解質(zhì)非電解質(zhì)區(qū)別能否導(dǎo)電溶于水后或熔融狀態(tài)時(shí)能導(dǎo)電不能導(dǎo)電能否電離溶于水或受熱熔化時(shí)能電離產(chǎn)生自由移動(dòng)的離子不能電離，因此沒有自由移動(dòng)的離子存在所屬物質(zhì)酸、堿、鹽等蔗糖、酒精等大部分有機(jī)物，氣體化合物如NH3、SO2等聯(lián)系都屬于化合物說(shuō)明：某些氣體化合物的水溶液雖然能導(dǎo)電，但其原因并非該物質(zhì)本身電離生成了自由移動(dòng)的離子，因此這些氣體化合物屬于非電解質(zhì)．例如；氨氣能溶于水，但NH3是非電解質(zhì)．氨水能導(dǎo)電是因?yàn)镹H3與H2O反應(yīng)生成了能電離出NH4＋和OH－的NH3·H2O的緣故，所以NH3·H2O才是電解質(zhì)．[強(qiáng)電解質(zhì)與弱電解質(zhì)](1)強(qiáng)電解質(zhì)：溶于水后全部電離成離子的電解質(zhì)．(2)弱電解質(zhì)：溶于水后只有一部分分子能電離成離子的電解質(zhì)．(3)強(qiáng)電解質(zhì)與弱電解質(zhì)的比較．強(qiáng)電解質(zhì)弱電解質(zhì)代表物質(zhì)①?gòu)?qiáng)酸：如H2SO4、HNO3、HCl等②強(qiáng)堿：如KOH、NaOH、Ba(OH)2等③鹽：絕大多數(shù)可溶、難溶性鹽，如NaCl、CaCO3等①H2O②弱酸：如CH3COOH、HF、HClO、H2CO3等③弱堿：NH3·H2O、A1(OH)3、Fe(OH)3等電離情況完全電離，不存在電離平衡(電離不可逆)．電離方程式用“＝”表示．如：HNO3＝H＋+NO3－不完全電離(部分電離)，存在電離平衡．電離方程式用“”表示．如：CH3COOHCH3COO－+H十水溶液中存在的微粒水合離子(離子)和H2O分子大部分以電解質(zhì)分子的形式存在，只有少量電離出來(lái)的離子離子方程式的書寫情況拆開為離子(特殊：難溶性鹽仍以化學(xué)式表示)全部用化學(xué)式表示注意:(1)在含有陰、陽(yáng)離子的固態(tài)強(qiáng)電解質(zhì)中，雖然有陰、陽(yáng)離子存在，但這些離子不能自由移動(dòng)，因此不導(dǎo)電．如氯化鈉固體不導(dǎo)電．(2)電解質(zhì)溶液導(dǎo)電能力的強(qiáng)弱取決于溶液中自由移動(dòng)離子濃度的大小(注意：不是取決于自由移動(dòng)離子數(shù)目的多少)．溶液中離子濃度大，溶液的導(dǎo)電性就強(qiáng)；反之，溶液的導(dǎo)電性就弱．因此，強(qiáng)電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力不一定比弱電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力強(qiáng)．但在相同條件(相同濃度、相同溫度)下，強(qiáng)電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力比弱電解質(zhì)的導(dǎo)電能力強(qiáng)．1．電離平衡[強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)]強(qiáng)電解質(zhì)弱電解質(zhì)概念在水溶液里全部電離為離子的電解質(zhì)在水溶液里僅部分電離為離子的電解質(zhì)化合物類型含有離子鍵的離子化合物和某些具有極性鍵的共價(jià)化合物某些具有極性鍵的共價(jià)化合物所含物質(zhì)強(qiáng)酸、強(qiáng)堿、鹽等水、弱酸、弱堿電離情況完全電離，不存在電離平衡(電離不可逆)不完全電離(部分電離)，存在電離平衡聯(lián)系都屬于電解質(zhì)說(shuō)明離子化合物在熔融或溶于水時(shí)離子鍵被破壞，電離產(chǎn)生了自由移動(dòng)的離子而導(dǎo)電；共價(jià)化合物只有在溶于水時(shí)才能導(dǎo)電．因此，可通過(guò)使一個(gè)化合物處于熔融狀態(tài)時(shí)能否導(dǎo)電的實(shí)驗(yàn)來(lái)判定該化合物是共價(jià)化合物還是離子化合物．[弱電解質(zhì)的電離平衡](1)電離平衡的概念：在一定條件(如溫度、壓強(qiáng))下，當(dāng)電解質(zhì)分子電離成離子的速率與離子重新結(jié)合成分子的速率相等時(shí)，電離過(guò)程就達(dá)到了平衡狀態(tài)，這叫做電離平衡．(2)弱電解質(zhì)的電離平衡的特點(diǎn)：電離平衡遵循勒夏特列原理，可根據(jù)此原理分析電離平衡的移動(dòng)情況．①電離平衡是動(dòng)態(tài)平衡．電離方程式中用可逆符號(hào)“”表示．例如：CH3COOHCH3COO－+H＋NH3·H2ONH4＋+OH－②將弱電解質(zhì)溶液加水稀釋時(shí)，電離平衡向弱電解質(zhì)電離的方向移動(dòng)．此時(shí)，溶液中的離子數(shù)目增多，但電解質(zhì)的分子數(shù)減少，離子濃度減小，溶液的導(dǎo)電性降低．③由于電離過(guò)程是吸熱過(guò)程，因此，升高溫度，可使電離平衡向弱電解質(zhì)電離的方向移動(dòng)．此時(shí)，溶液中離子的數(shù)目增多，離子濃度增大，溶液的導(dǎo)電性增強(qiáng)．④在弱電解質(zhì)溶液中，加入與弱電解質(zhì)電離出相同的離子的強(qiáng)電解質(zhì)時(shí)，使弱電解質(zhì)的電離平衡向逆反應(yīng)方向移動(dòng)．例如，在0.1mol·L－1”滴有氨水的溶液(顯淺紅色)中，存在電離平衡NH3·H2ONH4＋+OH－．當(dāng)向其中加入少量下列物質(zhì)時(shí)：a.NH4Cl固體由于增大了c(NH4＋)，使NH3·H2O的電離平衡逆向移動(dòng)，c(OH－)減小，溶液紅色變淺．b．NaOH固體．NaOH溶于水時(shí)電離產(chǎn)生的OH－抑制了NH3·H2O的電離，從而使平衡逆向移動(dòng)．[電離平衡常數(shù)]在一定溫度下，當(dāng)弱電解質(zhì)的電離達(dá)到平衡狀態(tài)時(shí)，溶液中電離產(chǎn)生的各種離子濃度的乘積與溶液中未電離的弱電解質(zhì)分子濃度的比值是一個(gè)常數(shù)，這個(gè)常數(shù)叫做電離平衡常數(shù)，簡(jiǎn)稱電離常數(shù)．弱酸的電離常數(shù)用Ka表示，弱堿的電離常數(shù)用Kb表示．(1)電離平衡常數(shù)的表達(dá)式．①一元弱酸、一元弱堿的電離常數(shù)表達(dá)式：例如，一定溫度下CH3COOH的電離常數(shù)為：CH3COOHCH3COO－+H＋一定溫度下NH3·H2O的電離常數(shù)為：NH3·H2ONH4＋+OH－②多元弱酸的電離特點(diǎn)及電離常數(shù)表達(dá)式：a．分步電離．是幾元酸就分幾步電離．每步電離只能產(chǎn)生一個(gè)H＋，每一步電離都有其相應(yīng)的電離常數(shù)．b．電離程度逐漸減小，且K1》K2》K3，故多元弱酸溶液中平衡時(shí)的H＋主要來(lái)源于第一步．所以，在比較多元弱酸的酸性強(qiáng)弱時(shí)，只需比較其K1即可．例如25℃時(shí)，H3PO4的電離；H3PO4H2PO4－+H＋H2PO4－HPO42－+H＋HPO42－PO43－+H＋注意a．電離常數(shù)表達(dá)式中各組分的濃度均為平衡濃度．b．多元弱酸溶液中的c(H＋)是各步電離產(chǎn)生的c(H＋)的總和，在每步的電離常數(shù)表達(dá)式中的c(H＋)是指溶液中H＋的總濃度而不是該步電離產(chǎn)生的c(H＋)．(2)電離常數(shù)的特征．同一弱電解質(zhì)的稀溶液的電離常數(shù)的大小與溶液的濃度無(wú)關(guān)，只隨溫度的變化而變化．溫度不變，K值不變；溫度不同，K值也不同．但由于電離常數(shù)隨溫度的變化不大，在室溫時(shí)，可不考慮溫度對(duì)電離常數(shù)的影響．(3)電離常數(shù)的意義：①表明弱電解質(zhì)電離的難易程度．K值越大，離子濃度越大，該電解質(zhì)越易電離；反之，電解質(zhì)越難電離．②比較弱酸或弱堿相對(duì)強(qiáng)弱．例如在25℃時(shí)，HNO2的K＝4.6×10－4，CH3COOH的K＝1.8×10－5，因此HNO2的酸性比CH3COOH的酸性強(qiáng)．6．水的電離和溶液的pH[水的電離](1)水的電離方程式．水是一種極弱的電解質(zhì)，它能像酸一樣電離出極少量的H＋，又能像堿一樣電離出少量的OH－(這叫做水的自偶電離)．水的電離方程式可表示為：H2O+H2OH3O＋+OH－簡(jiǎn)寫為：H2OH＋+OH－(2)水的離子積KW．一定溫度下，水的電離常數(shù)為：即c(H＋)·c(OH－)＝K·c(H2O)設(shè)水的密度為1g·cm3，則1LH2O＝1000mLH2O＝1000gH20＝55.6mol，即H2O的起始濃度為55.6mol·L－1．由于水是極弱的電解質(zhì)，它電離時(shí)消耗的水與電離前相比，可忽略不計(jì)．例如，25℃時(shí)，1LH2O中已電離的H2O為10－7mol，所以c(H2O)≈55.6mol·L－1，即K·c(H2O)為一常數(shù)，這個(gè)新的常數(shù)叫做水的離子積常數(shù)，簡(jiǎn)稱水的離子積，表示為：c(H＋)·c(OH－)＝KW說(shuō)明①、一定溫度下，由于KW為一常數(shù)，故通常不寫單位，如25℃時(shí)KW＝1×10－14．②KW只與溫度有關(guān)，與溶液的酸堿性無(wú)關(guān)．溫度不變，KW不變；溫度變化，KW也發(fā)生變化．③、由于水的電離過(guò)程是吸熱過(guò)程，因此溫度升高時(shí)，純水中的c(H＋)、c(OH－)同時(shí)增大，KW也隨著增大．例如：25℃時(shí)，c(H’)＝(OH－)＝1×10－7mol·L－1，KW＝1×10－14100℃時(shí)，c(H’)＝(OH－)＝1×10－6mol·L－1，KW＝1×10－12但由于c(H＋)與c(OH－)始終保持相等，故仍顯中性．④、在任何以水為溶劑的溶液中都存在H＋和OH－，它們既相互依存，又相互制約．當(dāng)溶液中的c(H＋)增大時(shí)，c(OH－)將減??；反之，當(dāng)溶液中的c(OH－)增大時(shí)，c(H＋)則必然減?。珶o(wú)論在中性、酸性還是堿性溶液中，在一定溫度下，c(H＋)與c(OH－)的乘積(即KW)仍是不變的，也就是說(shuō)，KW不僅適用于純水，也適用于任何酸、堿、鹽的稀溶液．只要溫度相同，不論是在純水中，還是在酸、堿、鹽的水溶液中，KW都是相同的．⑤、一定溫度下，不論是純水中，還是在酸、堿、鹽的水溶液中，由H2O電離產(chǎn)生的c(H＋)與c(OH－)總是相等的．如25℃時(shí)，0.1mol·L－1的鹽酸中，c水(H＋)＝c(OH－)＝＝1×10－13mol·L－1．⑥、水的電離平衡遵循勒夏特列原理．例如，向純水中加入酸或堿，均使水的電離平衡逆向移動(dòng)(即酸或堿抑制水的電離)；向水中投入活潑金屬如鈉等，由于金屬與水電離產(chǎn)生的H＋直接作用而促進(jìn)水的電離．[溶液的酸堿性的實(shí)質(zhì)]任何水溶液中都存在水的電離，因此都含有H＋和OH－．一種溶液是顯酸性、中性還是堿性，是由該溶液中的c(H＋)與c(OH－)的相對(duì)大小來(lái)決定的．酸性溶液：c(H＋)＞c(OH－)中性溶液：c(H＋)＝c(OH－)堿性溶液：c(H＋)＜c(OH－)例如：25℃時(shí)，因?yàn)镵W＝1×10－14，所以：中性溶液：c(H＋)＝c(OH－)＝1×10－7mol·L－1酸性溶液：c(H＋)＞1×10－7mol·L－1，c(OH－)＜1×10－7mol·L－1堿性溶液：c(H＋)＜1×10－7mol·L－1，c(OH－)＞1×10－7mol·L－1100℃時(shí)，因?yàn)镵W＝1×10－12，所以：中性溶液：c(H＋)＝c(OH－)＝1×10－6mol·L－1酸性溶液：c(H＋)＞1×10－6mol·L－1，c(OH－)＜1×10－6mol·L－1堿性溶液：c(H＋)＜1×10－6mol·L－1，c(OH－)＞1×10－6mol·L－1[溶液的pH](1)溶液的pH的概念：在c(H＋)≤1mol·L－1的水溶液中，采用c(H＋)的負(fù)對(duì)數(shù)來(lái)表示溶液酸堿性的強(qiáng)弱．(2)數(shù)學(xué)表達(dá)式：pH＝－1g[c(H＋)]若c(H＋)＝10－nmol·L－1，則pH＝n．若c(H＋)＝m×10－nmol·L－1，則pH＝n－lgm．(3)溶液酸堿性的強(qiáng)弱與pH的關(guān)系．①常溫(25℃)時(shí)：pH＝7，溶液呈中性，c(H＋)＝c(OH－)＝1×10－7mol·L－1．Ph＜7，溶液呈酸性，pH小(大)c(H＋)大(小)溶液的酸性強(qiáng)(弱)．PH＞7，溶液呈堿性，pH大(小)c(OH－)大(小)溶液的堿性強(qiáng)(弱)．②pH范圍為0～14之間．pH＝0的溶液中并非無(wú)H＋，而是c(H＋)＝1mol·L－1；pH＝14的溶液中并非沒有OH－，而是c(OH－)＝1mol·L－1．pH減小(增大)n倍，則c(H＋)增大為原來(lái)的10n倍(減小為原來(lái)的1／10n倍)，相應(yīng)的c(OH－)減小為原來(lái)1／10n倍(增大為原來(lái)的10n倍)．③當(dāng)溶液中的c(H＋)＞1mol·L－1時(shí)，pH＜0；c(OH－)＞1mol·L－1時(shí)，pH＞14．因此，當(dāng)溶液中的c(H＋)或c(OH－)大于mol·L－1時(shí)，一般不用pH來(lái)表示溶液的酸堿性，而是直接用c(H＋)或c(OH－)來(lái)表示．所以，pH只適用于c(H＋)或c(OH－)≤1mol·L－1的稀溶液．④也可以用pOH來(lái)表示溶液的酸堿性．pOH是OH－離子濃度的負(fù)對(duì)數(shù)，即pOH＝一lg[c(OH－)]．因?yàn)?5℃時(shí)，c(H＋)·c(OH－)＝1×10－14，所以：pH+pOH＝14．[溶液中pH的計(jì)算](1)基本關(guān)系式：①pH＝－1g[c(H＋)]②c(H＋)＝10－pHmol·L－1③任何水溶液中，由水電離產(chǎn)生的c(H＋)與c(OH－)總是相等的，即：c水(H＋)＝c水(OH－)．④常溫(25℃)時(shí)，c(H＋)·c(OH－)＝1×10－14⑤n元強(qiáng)酸溶液中c(H＋)＝n·c酸；n元強(qiáng)堿溶液中c(OH－)＝n·c堿·(2)強(qiáng)酸與弱酸、強(qiáng)堿與弱堿溶液加水稀釋后pH的計(jì)算．①?gòu)?qiáng)酸與弱酸分別加水稀釋相同倍數(shù)時(shí)，由于弱酸中原來(lái)未電離的弱酸分子進(jìn)一步電離出離子，故弱酸的pH變化小．設(shè)稀釋10n倍，則：強(qiáng)酸：pH稀＝pH原+n弱酸：pH?。紁H原+n當(dāng)加水稀釋至由溶質(zhì)酸電離產(chǎn)生的c酸(H＋)＜10－6mol·L－1時(shí)，則必須考慮水的電離．如pH＝5的鹽酸稀釋1000倍時(shí)，pH?。?.98，而不是等于8．因此，酸溶液無(wú)論如何稀釋，溶液的pH都不會(huì)大于7．②強(qiáng)堿與弱堿分別加水稀釋相同倍數(shù)時(shí)，弱堿的pH變化小．設(shè)均稀釋10n倍，則：強(qiáng)堿：pH?。絧H原—n弱堿：pH?。緋H原—n當(dāng)加水稀釋至由溶質(zhì)堿電離產(chǎn)生的c(OH－)＜10－6mol·L－1時(shí)，則必須考慮水的電離．如pH＝9的NaOH溶液稀釋1000倍時(shí)，pH稀≈7，而不是等于6．因此，堿溶液無(wú)論如何稀釋，溶液的pH都不會(huì)小于7．(3)兩強(qiáng)酸或兩強(qiáng)堿溶液混合后pH的計(jì)算．①兩強(qiáng)酸溶液混合．先求出：再求；pH混＝－1g[c混(H＋)]注：V1、V2的單位可為L(zhǎng)或mL，但必須一致．②兩強(qiáng)堿溶液混合．求算兩強(qiáng)堿溶液混合后溶液的pH時(shí)，不能直接根據(jù)題中給出的堿的pH求算混合液的pH，而必須先分別求出兩強(qiáng)堿溶液中的c(OH－)，再依下式求算c混(OH－)：然后求出c混(H＋)、pH混．例如：將pH＝8的Ba(OH)2溶液與pH＝10的NaOH溶液等體積混合后，溶液中的c(H＋)應(yīng)為2×10－10mol·L－1，而不是(10－10+10－8)／2mol·L－1．(4)強(qiáng)酸與強(qiáng)堿溶液混合后pH的計(jì)算．解題步驟：分別求出酸中的n(H＋)、堿中的n(OH－)→依H＋+OH－＝H2O比較出n(H＋)與n(OH－)的大?。賜(H＋)＝n(OH－)時(shí)，恰好中和，混合液顯中性；pH＝7．[反之，若混合液的pH＝7，則必有n(H＋)＝n(OH－)]②n(H＋)＞n(OH－)時(shí)，酸過(guò)量，則：再求出pH混(求得的pH混必小于7)．注：若已知pH混＜7，則必須利用上式進(jìn)行相關(guān)計(jì)算．⑧n(H＋)＜n(OH－)時(shí)，堿過(guò)量．則：然后求出c混(H＋)、pH混．注：若已知pH混＞7，則必須利用上式進(jìn)行相關(guān)計(jì)算．(5)強(qiáng)酸與強(qiáng)堿混合反應(yīng)后溶液呈中性時(shí)，強(qiáng)酸的pH酸、強(qiáng)堿的pH堿與強(qiáng)酸溶液體積V酸、強(qiáng)堿溶液體積V堿之間的關(guān)系：當(dāng)溶液呈中性時(shí)：n(H＋)＝n(OH－)即：c(H＋)·V酸＝c(OH－)·V堿25℃時(shí)，有c酸(H＋)·V酸＝1×10－14／c堿(H＋)·V堿，整理得：c酸(H＋)·c堿(H＋)＝1×10－14V堿／V酸，兩邊取負(fù)對(duì)數(shù)得：{－1g[c酸(H＋)]}+{－lg[c堿(OH－)]}＝{－lg(1×10－14)}+{－lg(V堿／V酸)}故pH酸+pH堿＝14+lg(V酸／V堿)①若pH酸+pH堿＝14，則V酸∶V堿＝1∶1，即強(qiáng)酸與強(qiáng)堿等體積混合．②若pH酸+pH堿＞14，則：V酸∶V堿＝∶1③若pH酸+pH堿＜14，則：V酸∶V堿＝1∶7．鹽類的水解[鹽類的水解](1)鹽類水解的概念：在溶液中鹽電離出來(lái)的離子跟水電離產(chǎn)生出來(lái)的H＋或OH－結(jié)合生成弱電解質(zhì)的反應(yīng)，叫做鹽類的水解．說(shuō)明鹽類的水解反應(yīng)與中和反應(yīng)互為可逆過(guò)程：鹽+水酸+堿－熱量(2)鹽類水解的實(shí)質(zhì)：鹽溶于水時(shí)電離產(chǎn)生的弱堿陽(yáng)離子(如NH4＋、A13＋、Fe3＋等)或者弱酸陰離子(如CH3COO－、CO32－、S2－等)與水電離產(chǎn)生的OH－或H＋結(jié)合生成了難電離的弱堿、弱酸(弱電解質(zhì))，使水的電離平衡發(fā)生移動(dòng)，從而引起水電離產(chǎn)生的c(H＋)與c(OH－)的大小發(fā)生變化．(3)各種類型的鹽的水解情況比較：鹽的類型強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽強(qiáng)酸弱堿鹽弱酸強(qiáng)堿鹽弱酸弱堿鹽水解情況不水解水解水解水解參與水解的離子弱堿陽(yáng)離子弱酸陰離子弱酸陰離子和弱堿陽(yáng)離子溶液的酸堿性正鹽顯中性；酸式鹽因電離產(chǎn)生H’而顯酸性酸性[弱堿陽(yáng)離子與H2O電離產(chǎn)生的OH-結(jié)合而使得c(H＋)＞c(OH－)]堿性[弱酸陰離子與H2O電離產(chǎn)生的OH-結(jié)合而使得c(H＋)＜c(OH－)]依組成鹽對(duì)應(yīng)的酸、堿的電離常數(shù)尺的相對(duì)大小而定K酸＞K堿：溶液呈酸性K酸＜K堿：溶液呈堿性實(shí)例正鹽：KCl、Na2SO4、NaNO3、KNO3等酸式鹽：NaHSO4等CuCl2、NH4C1、FeCl3、A12(SO4)3CH3COONa、NaClO、NaF、K2S、K2CO3CH3COONH4、NH4F、(NH4)2CO3說(shuō)明①鹽類的水解程度很小，水解后生成的難溶物的微粒數(shù)、易揮發(fā)性物質(zhì)的微粒數(shù)都很少，沒有沉淀、氣體產(chǎn)生，因此不能用“↑”、“↓”符號(hào)表示②發(fā)生水解的鹽都是使水的電離平衡正向移動(dòng)而促進(jìn)水的電離(而酸或堿則總是抑制水的電離)①判斷某鹽是否水解的簡(jiǎn)易口訣：不溶不水解，無(wú)弱不水解，誰(shuí)弱誰(shuí)水解，都弱都水解．②判斷鹽溶液酸堿性的簡(jiǎn)易口訣：誰(shuí)強(qiáng)顯誰(shuí)性，都強(qiáng)顯中性，都弱具體定(比較等溫時(shí)K酸與K堿的大小)．(4)鹽類水解離子方程式的書寫方法書寫原則：方程式左邊的水寫化學(xué)式“H2O”，中間符號(hào)用“”，右邊不寫“↓”、“↑”符號(hào)．整個(gè)方程式中電荷、質(zhì)量要守恒．①?gòu)?qiáng)酸弱堿鹽：弱堿陽(yáng)離子：Mn＋+nH2OM(OH)n+nH＋如CuSO4水解的離子方程式為：Cu2＋+2H2OCu(OH)2+2H＋說(shuō)明溶液中離子濃度大小的順序?yàn)椋篶(SO42－)＞c(Cu2＋)＞c(H＋)＞c(OH－)②弱酸強(qiáng)堿鹽：a．一元弱酸對(duì)應(yīng)的鹽．如CH3COONa水解的離子方程式為：CH3COO－+H2OCH3COOH+OH－說(shuō)明溶液中離子濃度大小的順序?yàn)椋篶(Na＋)＞c(CH3COO－)＞c(OH－)＞c(H＋)根據(jù)“任何電解質(zhì)溶液中陰、陽(yáng)離子電荷守恒”可知：c(Na＋)+c(H＋)＝c(CH3COO－)+c(OH－)b．多元弱酸對(duì)應(yīng)的鹽．多元弱酸對(duì)應(yīng)的鹽發(fā)生水解時(shí)，是幾元酸就分幾步水解，且每步水解只與1個(gè)H2O分子結(jié)合，生成1個(gè)OH－離子．多元弱酸鹽的水解程度是逐漸減弱的，因此，多元弱酸鹽溶液的酸堿性主要由第一步水解決定．例如：K2CO3的水解是分兩步進(jìn)行的：第一步：CO32－+H2OHCO3－+OH－第二步：HCO3－+H2OH2CO3+OH－水解程度：第一步＞第二步．所以K2CO3溶液中各微粒濃度大小的順序?yàn)椋篶(K＋)＞c(CO32－)＞c(OH－)＞c(HCO3－)＞c(H2CO3)＞c(H＋)根據(jù)“任何電解質(zhì)溶液中電荷守恒”可知：c(K＋)+c(H＋)＝2×c(CO32－)+c(OH－)+c(HCO3－)⑧弱酸弱堿鹽：如：CH3COONH4水解的離子方程式為：CH3COO－+NH4＋+H2OCH3COOH+NH3·H2O因?yàn)镵(CH3COOH)＝K(NH3·H2O)＝1.8×10－5，所以CH3COONH4溶液呈中性．[影響鹽類水解程度的因素](1)鹽本身的組成決定鹽是否水解及水解程度的大?。畬?duì)于強(qiáng)堿弱酸鹽來(lái)說(shuō)，組成鹽的陰離子對(duì)應(yīng)的酸越弱(強(qiáng))，則鹽的水解程度越大(小)，溶液中的c(OH－)越大(小)，pH也越大(小)．例如：相同溫度下，等物質(zhì)的量濃度的CH3COONa溶液與NaClO溶液相比，由于酸性CH3COOH＞HClO，故pH較大＜?jí)A性較強(qiáng))的是NaClO溶液．又如：相同溫度下，等物質(zhì)的量濃度的NaA、NaB、NaC三種溶液的pH的大小順序?yàn)椋篘aA＞NaB＞NaC，則三種酸HA、HB、HC的酸性強(qiáng)弱順序?yàn)椋篐A＜HB＜HC．(2)鹽類的水解平衡遵循勒夏特列原理．①溫度．因?yàn)辂}水解時(shí)吸熱，所以升溫，鹽的水解程度增大，鹽溶液的酸性或堿性增強(qiáng)．②濃度．鹽溶液越稀，水解程度越大，故加水稀釋能促進(jìn)鹽的水解．但因?yàn)槿芤后w積增大得更多，所以鹽溶液中的c(H＋)或c(OH－)反而減小(即酸性或堿性減弱)．③向能水解的鹽溶液中加入與水解產(chǎn)物相同的離子，水解被抑制；若將水解產(chǎn)物反應(yīng)掉，則促進(jìn)鹽的水解．例如，在FeCl3溶液中存在水解平衡：Fe3＋+3H2OFe(OH)3+3H＋．若加入少量的NaOH溶液，則水解平衡向右移動(dòng)，促進(jìn)了Fe3＋的水解；若加入少量鹽酸，則水解平衡向左移動(dòng)，F(xiàn)e3＋的水解受到抑制．[鹽類水解的應(yīng)用](1)判斷鹽溶液的酸堿性(或pH范圍)．如A12(SO4)3。溶液的pH＜7，顯酸性．(2)判斷酸堿完全中和(恰好反應(yīng))時(shí)溶液的酸堿性．例如，等體積、等物質(zhì)的量濃度的氨水跟鹽酸混合后，因?yàn)橥耆磻?yīng)生成了強(qiáng)酸弱堿鹽NH4C1，故pH＜7，溶液顯酸性．(3)比較鹽溶液中離子濃度的大小或離子數(shù)目的多少．例如：在碳酸鈉晶體中，n(Na＋)＝2n(CO32－)，但在Na2CO3溶液中，由于CO32－的水解而有c(Na＋)＞2c(CO32－)．(4)配制鹽溶液．配制強(qiáng)酸弱堿鹽(如含F(xiàn)e3＋、A13＋、Cu2＋、、Sn2＋、Fe2＋鹽等)的溶液時(shí)，加入少量對(duì)應(yīng)的酸以防止水解．如配制FeCl3溶液的步驟是；先將FeCl3固體溶于較濃的鹽酸中，再用蒸餾水稀釋到所需的濃度．配制弱酸強(qiáng)堿鹽時(shí)，加入少量對(duì)應(yīng)的堿以防止水解．如配制Na2S溶液時(shí)，需加入少量的NaOH固體，以抑制S2－的水解．(5)利用升溫促進(jìn)鹽水解的原理，使某些弱堿陽(yáng)離子水解生成氫氧化物沉淀而將其除去．例如，KNO3中含有Fe(NO3)3時(shí)，先將其溶于蒸餾水中，再加熱，使Fe3＋水解生成Fe(OH)3沉淀后過(guò)濾除去．(6)Mg、Zn等較活潑金屬溶于某些強(qiáng)酸弱堿鹽(如NH4C1、A1C13、FeCl3等)的溶液中，產(chǎn)生H2．例如，將Mg條投入濃NH4Cl溶液中，有H2、NH3兩種氣體產(chǎn)生．有關(guān)離子方程式為：NH4＋+H2ONH3·H2O+H＋Mg+2H＋＝Mg2＋+H2↑NH3·H2O＝NH3↑+H2O(7)用鐵鹽、鋁鹽等作凈水劑．(8)揮發(fā)性酸對(duì)應(yīng)的鹽(如AlCl3、FeCl3等)加熱蒸干、灼燒．例如，將FeCl3溶液加熱蒸干、灼燒，最后的固體殘留物為Fe2O3，原因是：FeCl3+3H2OFe(OH)3+3HCl，升溫促進(jìn)了FeCl3的水解，同時(shí)加熱使生成的HCl從溶液中逸出而產(chǎn)生大量的Fe(OH)3，蒸干后灼燒，則：2Fe(OH)3Fe2O3+3H2O(9)水解顯酸性的溶液與水解顯堿性的溶液混合——雙水解反應(yīng)．例如，將A12(SO4)3溶液與NaHCO3溶液混合，發(fā)生反應(yīng)：A13＋+3HCO3－＝Al(OH)3↓+3CO2↑(泡沫滅火器的滅火原理)．·此外，還有鹽溶液的鑒別、化肥的混施等也需要考慮鹽類的水解．[電解質(zhì)溶液中的電荷守恒和物料守恒](1)電荷守恒：在任何一種電解質(zhì)溶液中，所有陽(yáng)離子所帶的正電荷總數(shù)等于所有陰離子所帶的負(fù)電荷總數(shù)．即溶液呈電中性．例如，在A12(SO4)3溶液中存在的電荷守恒關(guān)系為：2×c(A13＋)+c(H＋)＝3×c(SO42－)+c(OH－)．(2)物料守恒：電解質(zhì)溶液中，某一組分的原始濃度等于該組分在溶液中以各種形式存在的濃度之和．例如，在Na2CO3溶液中，由于CO32－離子的水解，碳元素以CO32－、HCO3－、H2CO3三種形式存在．因?yàn)閏(Na＋)＝2×c原始(CO32－)，而c原始(CO32－)＝c(CO32－)+c(HCO3－)+c(H2CO3)．又因?yàn)閏(Na＋)+c(H＋)＝2×c(CO32－)+c(HCO3－)+c(OH－)，所以，在Na2CO3溶液中存在下列關(guān)系：c(HCO3－)+2×c(H2CO3)+c(H＋)＝c(OH－)8．酸堿中和滴定[酸堿中和滴定](1)酸堿中和的實(shí)質(zhì)：H＋+OH－＝H2O，即1molH＋恰好與1molOH－中和生成水．說(shuō)明：酸與堿在發(fā)生中和反應(yīng)時(shí)，是按有關(guān)化學(xué)方程式中酸與堿的化學(xué)計(jì)量數(shù)之比進(jìn)行的．(2)酸堿中和滴定的概念：用已知物質(zhì)的量濃度的酸(或堿)來(lái)測(cè)定未知物質(zhì)的量濃度的堿(或酸)的方法，叫做酸堿中和滴定．(3)酸堿中和滴定原理：酸堿發(fā)生中和反應(yīng)時(shí)的物質(zhì)的量之比等于它們的化學(xué)計(jì)量數(shù)之比．即：，當(dāng)參與中和滴定的酸堿為一元酸和一元堿時(shí)，由于，則：c(A)·V(A)＝c(B)·V(B)上式中的c(A)、V(A)、(A)分別表示酸的物質(zhì)的量濃度、酸溶液的體積和發(fā)生中和反應(yīng)時(shí)酸的化學(xué)計(jì)量數(shù)；c(B)、V(B)、(B)分別表示堿的物質(zhì)的量濃度、堿溶液的體積和發(fā)生中和反應(yīng)時(shí)堿的化學(xué)計(jì)量數(shù)．(4)所需主要儀器：①滴定管(精確到0.01mL)．滴定管有酸式滴定管和堿式滴定管兩種，其中，酸式滴定管帶有玻璃活塞，堿式滴定管是橡皮管連接玻璃尖嘴．②錐形瓶(用于盛裝待測(cè)液)．(5)所需藥品：指示劑(用來(lái)準(zhǔn)確判斷中和反應(yīng)是否恰好進(jìn)行完全)，標(biāo)準(zhǔn)液，待測(cè)液．(6)主要操作步驟：潤(rùn)洗滴定管一調(diào)整滴定管內(nèi)液面在“0”或“0”以下并讀數(shù)→在錐形瓶中注入待測(cè)液和指示劑→滴定(重復(fù)2～3次)→計(jì)算．⑺酸堿中和滴定誤差分析：若用一元強(qiáng)酸滴定一元強(qiáng)堿，則：因?yàn)閏(A)、V(B)均為定值，所以c(B)的大小取決于V(A)的大?。跍y(cè)定待測(cè)液的物質(zhì)的量濃度時(shí)，若消耗標(biāo)準(zhǔn)液的體積過(guò)多，則結(jié)果偏高；若消耗標(biāo)準(zhǔn)液的體積過(guò)少，則結(jié)果偏低．(8)應(yīng)注意的問(wèn)題：①、滴定管的零(“0”)刻度在上方，最大標(biāo)稱容量在下方．在滴定管下端還有一段空間沒有刻度線，滴定時(shí)不能滴至刻度線以下．②、酸式滴定管不能盛放堿性溶液(堿性物質(zhì)與玻璃活塞作用生成硅酸鹽，導(dǎo)致活塞黏結(jié)而失靈)；堿式滴定管不能盛放酸性溶液、氯水、溴水及強(qiáng)氧化性物質(zhì)的溶液[如KMnO4、K2CrO4、Ca(C1O)2等)，它們會(huì)腐蝕橡膠管．③、滴定管在使用之前應(yīng)檢查玻璃活塞轉(zhuǎn)動(dòng)是否靈活，擠壓玻璃球是否靈活，有無(wú)漏液及阻塞情況．④、洗凈的滴定管在注入溶液時(shí)，先用少許所盛的溶液潤(rùn)洗2～3次，以保證所盛溶液不被稀釋．⑤、用蒸餾水洗凈后的錐形瓶不能再用待測(cè)液潤(rùn)洗，也無(wú)需干燥．根據(jù)實(shí)驗(yàn)需要，在滴定過(guò)程中，可向錐形瓶中注入蒸餾水．[混合液的酸堿性的確定方法](1)若酸、堿的量按有關(guān)化學(xué)計(jì)量數(shù)之比恰好反應(yīng)，則反應(yīng)后溶液的酸堿性由生成的鹽的性質(zhì)決定．(2)若酸、堿混合反應(yīng)后，有一種過(guò)量，則混合液的酸堿性由過(guò)量的酸或堿決定．高中化學(xué)知識(shí)點(diǎn)規(guī)律大全（四）——電化學(xué)1[原電池](1)原電池的概念：把化學(xué)能轉(zhuǎn)變?yōu)殡娔艿难b置叫做原電池．(2)構(gòu)成原電池的條件：①有相互連接或接觸的兩個(gè)電極．在兩個(gè)電極中，其中一個(gè)電極的材料為較活潑的金屬；另一個(gè)電極的材料為較不活潑的金屬或金屬氧化物導(dǎo)體或石墨．②兩個(gè)電極要同時(shí)與電解質(zhì)溶液相接觸并形成回路．③作負(fù)極的較活潑金屬能與電解質(zhì)溶液發(fā)生氧化還原反應(yīng)，而較不活潑的金屬不能與電解質(zhì)溶液反應(yīng)．(3)原電池原理：較活潑金屬：作負(fù)極電子流出發(fā)生氧化反應(yīng)(電極本身失電子后而溶解)較不活潑金屬、金屬氧化物或石墨：作正極電子流入發(fā)生還原反應(yīng)(溶液中的陽(yáng)離子得電子后析出)電流方向：正極導(dǎo)線負(fù)極(4)原電池原理的應(yīng)用：制作各種電池，如干電池、蓄電池、充電電池、高能電池等．2[化學(xué)電源](1)實(shí)用電源一般應(yīng)具有的特點(diǎn)：能產(chǎn)生穩(wěn)定而具有較高電壓的電流；安全、耐用且便于攜帶；能夠適用于特殊用途；便于回收處理，不污染環(huán)境或?qū)Νh(huán)境產(chǎn)生影響較小．(2)幾種常見的電池和新型電池：構(gòu)造性能主要用途干電池鋅—錳干電池插在電池中央的石墨作正極，頂端有一銅帽；在石墨棒的周圍填滿二氧化錳和炭黑的混合物，并用離子可以通過(guò)的長(zhǎng)纖維作隔膜；隔膜外是調(diào)成糊狀的氯化銨，作為電解質(zhì)溶液；最外面是由鋅筒制成的干電池外殼，作為負(fù)極；電池頂部用蠟和火漆封口電量小，在放電過(guò)程中容易發(fā)生氣漲或漏液手電筒中用作照明堿性鋅—錳電池電解液由原來(lái)的中性變?yōu)殡x子導(dǎo)電性更好的堿性，負(fù)極由鋅片改為鋅粉反應(yīng)面積成倍增長(zhǎng)．容量和放電時(shí)間比普通鋅—錳電池增加幾倍蓄電池鉛蓄電池用含銻5％～8％的鉛銻合金鑄成格板，在格板上分別填充PbO2和Pb作正極和負(fù)極，二者交替排列而成．在電極之間充有密度為1.25g·cm－3～1.28g·cm－3的H2SO4溶液電壓穩(wěn)定，使用方便，安全、可靠，可循環(huán)使用用于汽車、摩托車等的動(dòng)力鎳—鎘可充電電池用鎘(Cd)為電池的負(fù)極，NiO(OH)為電池正極，堿性溶液為電解液廣泛用于xx機(jī)、收錄機(jī)等銀—鋅蓄電池用鋅為負(fù)極，氧化銀(Ag2O)為正極體積小、質(zhì)量輕用于人造地球衛(wèi)星，宇宙火箭、空間電視轉(zhuǎn)播站等新型燃料電池氫氧燃料電池氫氣、氧氣、甲烷、煤氣、空氣、氯氣等均可作為燃料電池的原料能量轉(zhuǎn)化率高、可持續(xù)使用；燃燒產(chǎn)物為水，不污染環(huán)境鋁—空氣燃料電池用鋁為電池負(fù)極，以氯化鈉等鹽溶液為電解液，靠空氣中的氧氣使鋁不斷氧化而產(chǎn)生電流體積小，能量大，使用方便，耗能少代替汽油作為汽車的動(dòng)力，用于收音機(jī)、照明電源、野營(yíng)炊具、野外作業(yè)工具等鋰電池用密度最小的金屬鋰作電池的負(fù)極質(zhì)量輕、工作效率高、貯存壽命長(zhǎng)用于電腦、照相機(jī)、手表、心臟起搏器，以及作為火箭、導(dǎo)彈等的動(dòng)力3[金屬的電化學(xué)腐蝕](1)金屬腐蝕的概念：金屬腐蝕是指金屬或合金與周圍接觸到的氣體或液體進(jìn)行化學(xué)反應(yīng)而腐蝕損耗的過(guò)程．(2)金屬腐蝕的本質(zhì)：金屬原子失去電子變成陽(yáng)離子的