高中化学新教材化学反应原理知识点总结.pdf

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1、第一章化学反应与能量化学反应中的能量变化（1）化学反应的实质：反应物化学键断裂和生成物化学键形成。其中旧键断裂要吸收能量，新键形成会释放能量。（2）化学反应的特征：既有物质变化，又有能量变化。（3）化学反应中的能量转化形式：热能、光能和电能等，通常主要表现为热能的变化。一、焰 变 反 应 热1 .反应热：化学反应过程中所放出或吸收的热量，任何化学反应都有反应热，因为任何化学反应都会存在热量变化，即要么吸热要么放热。反应热可以分为（燃烧热、中和热、溶解热）2.焰 变（A H）的意义：在恒压条件下进行的化学反应的热效应.符号：H.单位：k j/m o l ,即：恒压下：熔变=反应热，都可用AH表示

2、，单位都是k j/m o l。3.产生原因：化学键断裂一一吸热 化学键形成一一放热放出热量的化学反应。（放热 吸热）4H为或4H 0,表 示 的 时 候，k j/m o l”不能省略吸收热量的化学反应。（吸热 放热）AH为“+”或0,表示的时候 +”，k j/m o l”不能省略放热反应和吸热反应判断方法能量图像反应过程能量生成物生成物的总能量反应物的总能量反应过程左图反应物总能量大于产物总能量，为放热反应；右图为反应物总能量低于产物总能量，为吸热反应注意：a.图中可以得知物质的能量越高越不稳定；b.一定是所有物质的能量之和，而不是某一个物质的能量高于产物或者低于产物的能量通过键能的计算也可以

3、利用计算AH来判断是吸热还是放热。H=生成物所具有的总能量-反应物所具有的总能量=反应物的总键能-生成物的总键能（不建议大家死记硬背公式，应当理解反应物断键吸收的能量和产物成键时所放出的能量相对大小，如果断键吸收能量大于成键释放能量则为吸热反应，如果成键释放的能量大于断键吸收的能量则为放热反应）根据键能计算反应热的关键是正确找出反应物和生成物所含共价键的数目，注意晶体结构中化学键的情况。常见物质中的化学键数目物质().(C=O)CHi(CH)P.(PP)Si()2(Si()石墨金刚石Ss(SS)Si键数24641.5282要求掌握氢气和氯气燃烧键能变化物质H-HC l C lH-C l键能4

4、3 6 k J/m o l2 4 3 k J/m o l4 3 2 k J/m o l表中的数值表示断开或者形成I m o l化学键时所吸收或者释放的能量。431 kj/mol假想的中间物质431 kj/tnol,能量根据方程式:H2+C 12=2 H C 1E 股=4 3 6+2 4 3=6 7 9 k JE 放=2 X 4 3 2=8 6 妹JE a-A E a=8 6 4 k J-6 7 9 k J=1 8 5 k J说明是放热反应，则该反应的H=T 8 5 k J/m o l对常见的反应进行记忆 常见的放热反应：所有的燃烧反应所有的酸碱中和反应大多数的化合反应自发氧化还原反应，如金属与

5、水或酸的反应，食物腐败等；生石灰(氧化钙)和水反应铝热反应等 常见的吸热反应：晶体B a(O H)2 8 H2O与 N H 4 cl 大多数的分解反应 条件一般是持续加热或高温的反应，如 C和 C 0 2、C和 H 2 0(g)的反应，以 H?,C O,C为还原剂的热还原法对金属的冶炼。温馨警示(1)物质的物理变化过程中，也会有能量的变化，但不属于吸热反应或放热反应，在进行反应热的有关计算时，必须要考虑到物理变化时的热效应，如物质的三态变化。同种物质不同状态时所具有的能量：气态 液态 固态(2)物质溶解一般铁盐溶解是吸热现象，别的物质溶于水是放热。(3)化学反应是放热还是吸热与反应发生的条件没

6、有必然联系。如吸热反应N H 4 c l与 B a(O H)2 在常温常压下即可进行，而很多放热反应需要在加热的条件下才能进行。(4)能量与键能的关系：物质具有的能量越低，物质越稳定，能量和键能成反比。(5)常温是指2 5,1 0 1.标况是指0,1 0 1.(6)比较AH时必须连同符号一起比较。正确理解反应过程、能量图象 2：新键形成放出的能量或称为逆反应的活化能。H=EIE 2,为此反应的焰变。催化剂的作用：降低后、Ei,但不影响反应放热还是吸热取决于起点(反应物)和终点(生成物)能量的高低。利用状态，迅速比较反应热的大小若反应为放热反应1 .当反应物状态相同，生成物状态不同时，生成固体放

7、热最多，生成气体放热最少。2 .当反应物状态不同，生成物状态相同时，固体反应放热最少，气体反应放热最多。3 .在比较反应热(A H)的大小时，应带符号比较。对于放热反应，放出的热量越多，反而越小。二、热化学方程式1.概念表示参加化学反应的物质的物质的量和反应热的关系的化学方程式。例如：在 200 C、101 kPa时，出 与碘蒸气作用生成2 moi H I气体时，放 出 14.9 k J热量，其热化学方程式为200 H2(g)+h(g)io;kpa2HI(g)A=14.9 kJ m orc2.意 义：表明了化学反应中的物质变化和能量变化。如：2H2(g)+O2(g)=2 H2O(l)A/=-5

8、71.6 kJ m o l1表示：2 mol氢气和1 mol氧气反应生成2 mol液态水时放出571.6 k J的热量。3.书写化学方程式注意要点：热化学方程式必须标出能量变化，即 反 应 热 AH对应的正负号都不能省。热化学方程式中必须标明反应物和生成物的聚集状态(s,l,g 分别表示固态，液态，气态，水溶液中溶质用aq 表示)热化学反应方程式不标条件，除非题中特别指出反应时的温度和压强。热化学方程式中的化学计量数表示物质的量，不表示个数和体积，可以是整数，也可以是分数各物质系数加倍，!加倍，即：AH和计量数成比例；反应逆向进行，AH改变符号，数值不变。易错警示(1)对于同素异形体，除注明聚

9、集状态外，还要注明名称。因为同素异形体虽然构成元素相同，但属于不同物质，其本身具有的能量不同，所以反应中的A 也不同。(2)物质本身具有的能量与物质的聚集状态有关。聚集状态不同，反应热的数值以及符号都可能不同。等量的同一物质，气态时能量最大，其次为液态，最小的为固态。(3)不论化学反应是否可逆，热化学方程式中的反应热，表示反应进行到底(完全转化)时的能量变化。如：2SO2(g)+O2(g)、2SO3(g)/=-197 kJ-mol-1 是指 2 mol SO?(g)和 1 mol Ch(g)完全转化为 2 mol SCh(g)时放出的能量。实际上投入2 mol S02(g)和 1 mol C)

10、2(g)不可能转化为2 mol SO3(g),因此放的热也没有197kJ多。判断热化学方程式正误的“五审”放热反应一定为“一吸热反应一定为“+”单位一定为“kJ m o l7，易错写成“mol”或漏写物质的状态必须正确，特别是溶液中的反应易写错反应热的数值必须与方程式的化学计量数相对 应,即 化 学 计 量 数 与 成 正 比。当反应逆向进行时,其反应热与正反应的反应热数值相等，符号相反如燃烧热、中和热的热化学方程式三、燃烧热(1)概念：在 101 kPa时，1 mol纯物质完全燃烧生成稳定氧化物时所放出的热量，叫做该物质的燃烧热。单位一般用kJ-mo(或kJ/mol)表示。注意：压强101

11、kPa。量可燃物的物质的量为1 mole完全燃烧。产物元素完全燃烧时对应的稳定氧化物：C-C O 2(g),Hf H 2O O),S-S 0 2(g)等。(2)意义：例如，C的燃烧热是3 9 3.5 kJ mor 表示在25 ,1 0 1 kP a 条件下1 mol C完全燃烧放出3 9 3.5 kJ 的热量。(3 )燃烧热热化学方程式的书写原则燃烧热是以1 mol物质完全燃烧所放出的热量来定义的，因此在书写它的热化学方程式时，应以燃烧1 mol物质为标准来配平其余物质的化学计量数。例如：C s H 18(1)+y O 2(g)=8 C O2(g)+9 H2O(1)A =-5 5 1 8 kJ

12、-mo，即C 8 H i8 的燃烧热为5 5 1 8 kJ mo。(4)燃烧热的计算：。放=(可燃物)X|A H 式中：为可燃物燃烧反应放出的热量；为可燃物的物质的量；，为可燃物的燃烧热。四、中和热 概念：在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应生成l_ mol_ H 2O 时的反应热叫做中和热。注意：强酸与强碱的中和反应其实质是H+和 0 H-反应，其热化学方程式为：用离子方程式可表示为 H 7 a q)+O H-(a q)=H2O(l)=-5 7.3 kJ mol o弱酸或弱碱电离要吸收热量，所以它们参加中和反应时的中和热小于5 7.3 kJ/moU中和反应写出的离子方程式中只能是H+(a q)+O

13、 H-(a q)=比0(1),而不能有弱酸、弱碱、沉淀、气体等物质出现，否则所得的热中就有别的能量。中和热是一个定值，与取用的酸或碱的物质的量无关。溶液的浓度稀溶液。如果是浓酸或者浓碱则会有溶解热产生量产物的物质的量为1 mol H 2O O(2)中和热热化学方程式的书写原则中和热是以稀的强酸和强碱溶液反应生成1 mol水时所放出的热量来定义的，因此在书写热化学方程式时，应以生成1 mol H z O 为标准来配平其余物质的化学计量数，如硫酸与氢氧化钠溶液反应，用热化学方程式可表示为jH2S O4(a q)+N a O H(a q)=N a2S O4(a q)+H2O(1)A/7=-5 7.3

14、 kJ m o l10(3)中和热的测定实验：i r_环形玻璃搅拌棒3 温度计一般用强酸和强碱做实验，且碱要过量(如果酸和碱的物质的量相同，中和热会偏小)，一般中和热为 5 7.3 kJ/molo若用弱酸或弱碱做实验，放出的热量会偏小，中和热会偏小。若用浓溶液做实验，放出的热量会偏大，中和热会偏大。在试验中，增大酸和碱的用量，放出的热量会增多但中和热保持不变。本实验的关键是操作要快，保温效果要好。碎泡沫塑料及泡沫塑料板的作用是保温隔热，防止热量散失。不能用铜棒代替玻璃棒，以减小热损失。(4)测定原理./=.(加城+八优)c-(f终 一 f 始)n(其中：c=4.18 J g i r=4.18X

15、 10 3kJ-g r；为生成 H2O 的物质的量)易错警示(1)反应热、燃烧热、中和热均有单位，单位均为kJ-moL。(2)中和热是一定值，即，=-57.3kJ-m oi,燃烧热、中和热的数值与参加反应的量的多少无关，但在分析时要注意反应物及生成物的状态及类另1(强酸、强碱、弱酸、弱碱)。正确理解中和热，注意操作与计算细节(1)中和热不包括离子在水溶液中的生成热、物质的溶解热、电解质电离时的热效应。(2)酸碱溶液应当用稀溶液(0.1 0.5 m o lir)。若溶液浓度过大，溶液中阴、阳离子间的相互牵制作用越大，电离程度达不到100%,这样使酸碱中和时产生的热量会消耗一部分补偿电离时所需的热

16、量，造成较大误差。(3)使用两只量筒分别量取酸和碱。(4)使用同一支温度计分别先后测量酸、碱及混合液的最高温度，测完一种溶液后，必须用水冲洗干净并用滤纸擦干。(5)取 多次实验小f2的平均值代入公式计算，而不是结果的平均值，如果某次实验温度和其他组相差较大要舍弃。计算时应注意单位的统一。五、盖斯定律1.内容：化学反应的反应热只与反应的始态(各反应物)和终态(各生成物)有关，而与具体反应进行的途径无关，如果一个反应可以分几步进行，则各分步反应的反应热之和与该反应一步完成的反应热是相同的。利用盖斯定律书写热化学方程式调整加和求炮检查根据待求解的热化学方程式中的反应物和生成物找出可用的已知热化学方程

17、式。押根据待求解的热化学方程式调整可用热化学方程式的方向，同 时 调 整 的 符 号根据待求解的热化学方程式将调整好的 热化学方程式进行化简或扩大相应的倍数将 调 整 好 的 热 化 学 方 程 式 和 进 行 加 和 H 随热化学方程式的调整而相应进行加、减、乘、除运算检查得出的热化学方程式是否正确|找出六、能源1 .概 念：能提供能量的自然资源。2.发展阶段：柴草时期一化石能源时期一多能源结构时期。3.能源的分类化石燃料一煤h特 点,一 石油-(rath.-|解决,能-1天 然 气 口 办法源属于不可再生能源开源节流：开发新能源和节约现有能源新能源太阳能、氢能、风能、地热能、海洋能、生物质

18、能资源丰富，没有或%很 少 污 染，属可再京生能源4.能源问题(1)我国目前使用的主要能源是化石燃料，它们的蕴藏量有限，而且不能再生，最终将会枯竭。(2)化石燃料的大量使用带来严重的环境污染问题。5.解决能源问题的措施(1)提高能源的使用效率改善开采、运输、加工等各个环节。科学控制燃烧反应，使燃料充分燃烧。一是保证燃烧时有适当过量的空气，如鼓入空气、增大02浓度等。二是保证燃料与空气有足够大的接触面积，如将固体粉碎成粉末，使液体喷成雾状等。(2)开发新的能源开发资源丰富、可以再生、没有污染或污染很小的新能源。第 二 章 化学反应速率和化学平衡一、化学反应速率1 .化学反应速率的含义：化学反应速

19、率是用来衡量化学反应进行快慢的物理量。2.化学反应速率的表示方法(1)定性：根据反应物消耗，生成物产生的快慢(用气体、沉淀等可见现象)来粗略比较。(2)定量：用单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加来表示。3.数学表达式及单位v=,单位：mol-L 公一或 mol-Limin 如密闭容器中,合成氨的反应N 2+3 H 2 2 N H 3，开始时c(N2)Ar=8 mol-L-1,2 min Jn c(Nz)=4 mol-L 则用 N2表示该反应的反应速率为 2 moi,L min_|o4.规律(1)同一化学反应的反应速率可以用不同物质的浓度变化来表示，其数值可能不同，因此表示化学反应速率

20、时要指明具体物质。(2)用不同物质的浓度变化表示同一化学反应的反应速率时，反应速率的数值之比等于化学方程式中各物质的化区 二 这 二 这 二 金学计量数之比。例如，对于反应?A(g)+B(g)k p C(g)+q D(g),即m n P q易错警示(1)由。=生计算的反应速率是一段时间内的平均速率而不是瞬时速率，如某时刻，某秒时速率时At多少的说法是错误的，且无论用反应物还是用生成物表示均取正值。(2)同一化学反应，相同条件下用不同物质表示的反应速率，其数值可能不同，但表示的意义相同。(3)比较反应速率时要统一物质统一单位。(4)对于固体或纯液体反应物，其浓度视为常数，故不能用固体或纯液体物质

21、表示化学反应速率。5.用好三段式解题模式“三段式法”的解题模式对于反应机A+B=pC+qD,/()s 时 A 的浓度为a m o lU B 的浓度为b mol-L-1,反应进行至A s时，A消耗了 xmolr,则反应速率可计算如下：机A+/7B、pC+qD起始浓度/mol-L 1ab00转化浓度/mol L/1Xnx3公mmmfi时刻浓度/moFLra-x,nbx-m旺m史m求速率：z?(A)=-mol-(L-s)0(B)=-mol(L s),t1 to 7 7 7(/i Z o)u(C)=旺 mol(L-s)o(D)=旺 mol(L-s)-1阳(力 m)2 x1 0 0%=x 1 0 0%a

22、A=X1OO%=X1OO%=-X 1 O O%求转化率0 A=C o no 如 A。nAo a求某时刻气体压强与初始压强比dxioo%=1n,+n,+n,+n.l A l B 1(l Dn0U+n0+n0+n0A U B UC UDz 、九 nx、px qx(a -x)+(b-)+xl0 0%=-由一m _ ma +bxlOO%二、影响化学反应速率的因素1 .内因（主要因素）反应物本身的性质是影响化学反应速率的决定因素。如卤素单质与中 反应的速率大小关系为F2 C l2 Br2 I2,镁、铝、锌、铁与稀硫酸反应的速率大小关系为Mg Al Z n F e。2 .外因（其他条件不变，只改变一个条件

23、）浓度增大反应物浓度.反应速率加快.反之减慢外界条件的影响 压强对于有气体参加的反应，增大压强，反应速率加快.反之减慢温度升高温度反应速率加快，反之减慢使用催化剂,能改变化学反应速一|催 心 剂I 率.且正逆反应速率的改变程度相同|反应物间的接触面积，形成原电L 其他因素|f池、光辐照、放射线辐照、超声波等3 .理论解释有效碰撞理论（1）活化分子、活化能、有效碰撞活化分子：能够发生有效碰撞的分子。活化能：由普通分子到达活化分子状态所需的最低能量图中：以 为正反应的活化能；E 2为逆反应的活化能；B为使用催化剂时的活化能；反应热A”=E|-E 2。有效碰撞：活化分子之间能够引发化学反应的碰撞。（

24、两点：足够能量和合适的取向）（2）活化分子、有效碰撞与反应速率的关系易错警示（1）由于固体和纯液体的浓度可视为常数，故改变用量反应速率不变。但当固体颗粒变小时，其表面积将增大，其反应速率将加快。（2）升高温度，不论正反应还是逆反应，不论放热反应还是吸热反应，反应速率一般都要加快，只不过增加的程度不同。不 可 以 认 为 吸）加快而式放）减慢。（3）改变压强，实质是改变体积而使浓度发生改变来实现反应速率的改变。对于没有气体参加的反应，改变体系压强，反应物的浓度不变，反应速率不发生改变。（4）加入催化剂：由于降低了反应的活化能，增加了活化分子百分数，故成千上万倍地加快反应速率，且对可逆反应。（正

25、卜。（逆）增大的倍数相等，但它不会使不能发生的化学反应变得自发，也不会改变化学反应的反应热和平衡状态。特别说明改变压强对化学反应速率的影响改变压强对化学反应速率产生影响的根本原因是引起浓度的改变。所以在讨论压强对反应速率的影响时，应分析引起压强改变的原因及这种改变对反应体系的浓度产生何种影响。对于气体反应体系，有以下几种情况：恒温时：引起 引起 引起增加压强-体积缩小-浓度增大-反应速率加快。恒容时：引起 引起a.充入气体反应物-浓度增大-总压增大 反应速率加快；引起b.充 入“惰气”总压增大（分压不变）一一各反应物质浓度不变一一反应速率不变。恒压时：引起充 入“惰气”体积增大一一各反应物浓度

26、减小一一反应速率减慢。综合应用：比如1 0 m L浓度为1 m o l i r 的盐酸与过量的锌粉反应，若加入适量的下列溶液，能减慢反应速率但又不影响氢气生成量的方法可以对盐酸用水或者硫酸钾溶液等进行稀释,加入醋酸钠可以结合H+或者降低反应体系的温度。要注意的是硫酸的浓度，当硫酸浓度很大时，不但不能加快反应速率还会起阻碍作用，浓硫酸有氧化性，金属与浓硫酸反应不能产生氢气而是二氧化硫，或者使铁、铝钝化。还要注意加入的盐或者盐溶液，一定要注意硝酸盐，因为原溶液中有氢离子时，硝酸根进入溶液后形成硝酸，具有强氧化性，产生的不再是氢气而是氮氧化物。B三、化学反应速率图象及其应用1.全程速率一时间图象CA

27、如 Z n与足量盐酸的反应，反应速率随时间的变化出现如图情况。原因解释：A B 段（。渐大），因为该反应为放热反应，随着反应的进行，温度逐渐升高，导致反应速率逐渐增大;BC段（。渐小），则主要因为随着反应的进行，溶液中c（H+）逐渐减小，导致反应速率逐渐减小。2.物质的量（或浓度）一时间图象例如：某温度时.，在定容（，L）容器中，X、Y、Z 三种物质的物质的量随时间的变化曲线如图所示。（1）由图象得出如下信息反应物是X、Y,生成物是Z；时 反 应 达 到 平 衡，X、Y 没有全部反应。（2）根据图象可进行如下计算某物质的平均反应速率、转化率，如：o（X）=二更mol（L s）r,Y 的转化率=

28、这二 义 100%。K-/3确定化学方程式中的化学计量数之比，如 X、Y、Z 三种物质的化学计量数之比为（小一3）:（“2 3）:“2。3.速率一时间图象平衡体系条件变化速率变化速率变化曲线增大反应物浓度/（正）立即增大，（逆）逐渐增大，且加（正）苏（逆）0Ji t减小反应物浓度（正）立即减小,（逆）逐渐减小，且/（逆）加（正）卜（正）同 逆）任一平衡体系Ch 1增大生成物浓度（逆）立即增大，（正）逐渐增大，且（逆）。（正）（逆）0l 1减小生成物浓度（逆）立即减小，济（正）逐渐减小，且（正）苏（逆）弋正）H正）0t平衡体系条件变化速率变化速率变化曲线正反应方向为气体体积增大的放热反应增大压强

29、或升高温度济（正）、/（逆）均增大，且 0（逆）（正）/W）逆）0A i减小压强或降低温度加（正）、加（逆）均减小,且。（正（逆）10正）,（逆）段正）钙逆）.1反应前后气体化学计量数和相等的平衡体系，改变压强或任一平衡体系使用催化剂使用催化剂或对于m+n=P+q的反应增大压强（正 卜 相（逆）均增大相同倍数0V（正）=W逆）/（正）=”（逆）1t易错警示（1）条件增强，曲线在原图象的上方；条件减弱，曲线在原图象的下方。（2）浓度改变时，图象曲线一条连续，一条不连续，其他条件改变，图象曲线不连续。二、化学平衡1 .化学平衡研究的对象一可逆反应（1）定 义：在同一条件下既可以向正反应方向进行，同

30、时又可以向逆反应方向进行的化学反应。高温高压、催化剂、例 如：N 2+3 H 2/化剂 2 N H3 2 s o 2+。2寸 -2 S O2（2）特点 二 同：a.相同条件下：b.正逆反应同时进行。一 小：反应物与生成物同时存在，任一组分的转化率都小于（填“大于”或“小 于”）1 0 0%。通常考察热化学方程式能量的转化。（3）表 示：在 方 程 式 中 用“U”表 示.2.化学平衡的建立高 温、以 C O（g）+H2O（g）-C O2（g）+H2（g）反应为例。在一定条件下，将0 1 m o l CO和0.1 m o l H z O 通 入1 L密闭容器中，开始反应：（1）反应刚开始时：反应

31、物的浓度最大，正反应速率最大。生成物的 浓 度 为0,逆 反 应 速 率 为0。（2）反应进行中：反应物的浓度逐渐减小，正反应速率逐渐减小。生成物的浓度逐渐增大，逆反应速率逐渐增大。（3）肯定最终有一时刻，正反应速率与逆反应速率相等，此 时，反应物的浓度不再改变，生成物的浓度也不再改变。正反应速率和逆反应速率随时间的变化关系如图所示:1”（正）=0（逆）3.化学平衡状态定义：化学平衡状态：一定条件下，当一个可逆反应进行到正逆反应速率相等时,各组成成分浓度不再改变,达到表面上静止的一种 平衡”,这就是这个反应所能达到的限度即化学平衡状态。4.化学平衡状态特征岁*可逆反应化学反应达到平衡状态时，反

32、应并没有停止，而丁 相 是始终在进行，是 一 种 动态平衡化学平衡状态建立的条件是正反应速率和逆反j，应速率相等，即。正三腿些0在一定条件下的平衡体系的混合物中，各组成成分的含量(即反应物与生成物的物质的量、物质的量浓度、质量分数、体积分数等)保持一定而不变(不随时间的改变而改变)任何化学平衡状态均是暂时的、相对的、有条件在 A的(与浓度、压强、温度等有关)条件改变，化学平衡可能发生改变(平衡发生移动)易错警示(1)可逆反应不等同于可逆过程。可逆过程包括物理变化和化学变化，而可逆反应属于化学变化。(2)化学反应的平衡状态可以从正反应方向建立，也可以从逆反应方向建立，或者同时从正、逆方向建立。(

33、3)化学反应达到化学平衡状态的正逆反应速率相等，是指同一物质的消耗速率和生成速率相等，若用不同物质表示时，反应速率不一定相等。极端假设法确定各物质浓度范围先假设反应正向或逆向进行到底，求出各物质浓度的最大值和最小值(开区间)，从而确定它们的浓度范围。假设反应正向进行到底：X2(g)+Y2(g)2 Z(g)起始浓度/(molL-i)0.10.30.2改变浓度/(mol-L I)0.10.10.2终态浓度/(mol-Li)00.20.4假设反应逆向进行到底:x2(g)+丫2 U 2Z(g)起始浓度/(mol-L-i)0.10.30.2改变浓度/(m olL r)0.10.10.2终态浓度/(m o

34、lL p0.20.40平衡体系中各物质的浓度范围为X2d(0,0.2),Y2G(0.2,0.4),ZG(0,0.4),同时莫要忽略元素守恒。5.判断可逆反应达到平衡状态的方法和依据1.化学平衡状态判断的“两标志”(1)本质标志：。(正)=。(逆)W0。对于某一可逆反应来说，正反应消耗掉某反应物的速率等于逆反应生成该反应物的速率。(2)等价标志反应wA(g)+nB(g)0pC(g)+qD(g)类型判断依据平衡状态混合物体各物质的物质的量或各物质的物质的量分数一定平衡系中各成各物质的质量或各物质的质量分数一定平衡分的含量各气体的体积或体积分数一定平衡正、逆反应速率的关系在单位时间内消耗了 m mo

35、l A,同时生成加mol A,即 正)=。(逆)平衡在单位时间内消耗了 n mol B,同时生成p mol C,表示一个方向，则。(正)不一定等于。(逆)不一定矶A)：o(B):o(C)：o(D)=z ：p：q,此时正)不一定等于。(逆)不一定在单位时间内生成mol B,同时消耗q mol D,二者变化均表示。(逆)不一定压强+时.，总压强一定(其他条件一定)平衡加+=p+1 时,，总压强一定(其他条件一定)不一定平均相对分子质量(必r)加时，A/r一定平衡加+=+夕时，朋r 一定不一定气体密度加+恒温恒压时，密度保持不变平衡加+=p+q 时，密度保持不变不一定温度体系温度一定(其他不变)平衡

36、颜色反应体系内有色物质的颜色一定平衡2.规避“2”个易失分点(1)注意两审一审题干条件，是恒温恒容还是恒温恒压；二审反应特点：全部是气体参与的等体积反应还是非等体积反应;是有固体参与的等体积反应还是非等体积反应。(2)不能作为“标志”的四种情况反应组分的物质的量之比等于化学方程式中相应物质的化学计量数之比。恒温恒容下的体积不变的反应，体系的压强或总物质的量不再随时间而变化，如 2Hl(g)UH?(g)+L(g)。全是气体参加体积不变的反应，体系的平均相对分子质量不再随时间而变化，如 2Hl(g)U H 2(g)+L(g)。全是气体参加的反应，恒容条件下体系的密度保持不变。三、化学平衡的移动及转

37、化率的变化1.概念可逆反应达到平衡状态以后，若反应条件(浓度、温度、压强等)发生了变化，平衡混合物中各组分的浓度也会随之改变，从而在一段时间后达到新的平衡状态。这种由旧平衡向新平衡的变化过程，叫做化学平衡的移动。2.过程原化学平衡状化学平衡移动3.化学平衡移动方向与化学反应速率的关系。逆：平衡向正反应方向移动。(2)0正=。逆：反应达到平衡状态，不发生平衡移动。(3)。lE b+c A 的转化率增大a c +d A、B 的转化率都增大a+b 。(逆)，反之，。(正)。(逆)。以反应?A(g)+B(g)=pC(g)+qD(g)A/7/M,正反应为体积增大的反应)解答这类图象题时采用“先拐先平，数

38、值大”原则，即该类图象的折点表示反应达到平衡的时间，越先出现折点，达到平衡所用的时间越短，说明反应速率越快，进一步可以确定T的高低或压强的大小；根据平衡线的高低可判断出平衡移动的方向，确定出可逆反应的特点(”和 夕g)。角度四转化率(或浓度)一温度一压强图象 简称恒压(温)线已知不同温度下的转化率一压强图象或不同压强下的转化率一温度图象，推断反应的热效应或反应前后气体物质间化学计量数的关系。以反应A(g)+B(g)-C(g)中反应物的转化率cu为例说明解答这类图象题时应注意以下两点：(1)“定一议二”原则：可通过分析相同温度下不同压强时反应物A的转化率大小来判断平衡移动的方向，从而确定反应方程

39、式中反应物与产物气体物质间的化学计量数的大小关系。如甲中任取一条温度曲线研究，压强增大,6U增大，平衡正向移动，正反应为气体体积减小的反应，乙中任取横坐标一点作横坐标垂直线，也能得出结论。(2)通过分析相同压强下不同温度时反应物A的转化率的大小来判断平衡移动的方向，从而确定反应的热效应。如利用上述分析方法，在甲中作垂直线，乙中任取一曲线，即能分析出正反应为放热反应。角度五几种特殊图象(1)对于化学反应机A(g)+B(g)L p C(g)+q D(g),M点前，表示化学反应从反应物开始，则 正)。(逆)；M点为刚达到的平衡点。M点后为平衡受温度的影响情况，即升温，A%增大(C%减小)，平衡左移，

40、A 2)C r2Or(a q)+H2O(l)、2 C r OF(a q)+2 H+(a q),c2(C r OF)-c2(H+)/c(C r2O7-)但非水溶液中发生的反应，若有水参加或生成，则此时水的浓度不可视为常数，应写进平衡常数的表达式中。如：C 2 H 5 O H+C H 3 c o O H、C H 3 C OOC 2 H 5+H 2 O,K 一 c(C H 3 c o OC 2 H5)C(H2O)1 c(C 2 H50H)-C(CH3 c o 0 H)”同一化学反应，化学方程式写法不同，其平衡常数表达式及数值亦不同。如：N2O4(g)、2 NO2(g)=0.36C(N2()4)l/2

41、 N2O4(g)s N O2(g)K=-=0 3 6=0.6 0CI/2(N2O4)2 NO2(g)N2O4(g)K=士Q 2.8C2(NO2)0.3 6因此书写化学平衡常数表达式及数值，要与化学反应方程式相对应，否则意义就不明确。离子反应要写入真正参加反应的离子。如用硫氧化钾检验F e C L：化学方程式F e C l3+3K S CN Fe(SC N)3+3 KC 1其平衡常数应该是叱 CJFe(S C N%K=：TCV(F)C(S C N-,而不是_ C Fe(S C N)3 c(KC1)K=VC CL(F eC13)=(K S C N)K的表达式和方程式书写有关，系数扩大n 倍，则 K

42、就变为K L 方程式颠倒则平衡常数为1/K。由于书写的不同，尽管在同一温度下，但 是 K值却不相同。(4)意义K 值越大，反应物的转化率越高，正反应进行的程度越大。K 只受温度影响，与反应物或生成物的浓度变化无关，与压强变化无关。化学平衡常数是指某一具体反应方程式的平衡常数。若反应方向改变，则平衡常数改变。若方程式中各物质的计量数等倍扩大或缩小，尽管是同一反应，平衡常数也会改变，但意义不变。2.平衡转化率平衡转化率是指平衡时已转化了的某反应物的量与转化前该反应物的量之比，用来表示反应限度。对于反应：e,、_ _ _ _ _ 心 武%人 2 拄诙-r z 主一班,八 A 的初始浓度一A 的 平

43、衡 浓 度 s c。/aA(g)+6B(g)105时，该反应就进行得基本完全了。借助平衡常数，可以判断一个化学反应是否达到化学平衡状态对于可逆反应”A(g)+b B(g)c C(g)+#(g),在一定温度下的任意时刻，反应物与生成物浓度有如下关系:浓度商Qr=c(C)-c(D)c(A)d(B)0(逆)QC=K 反应处于化学平衡状态，。(正)=。(逆)K反应向逆反应方向进行，。(正)0(逆)。利用K值可判断反应的热效应若温度升高，K值增大，则正反应为吸热反应若温度升高，K值减小，则正反应为放热反应根据相同温度下，同一反应的平衡常数不变，计算反应物或生成物的浓度、转化率等。4.关化学平衡的计算“三

44、段式法”是有效解答化学平衡计算题的“万能钥匙”。解题时，要注意清楚条理地列出起始量、转化量、平衡量，按题目要求进行计算，同时还要注意单位的统一。1.解题步骤(1)写出涉及的可逆反应的化学方程式。(2)找出起始量、转化量和平衡量中哪些是已知量，哪些是未知量，按“三段式”列出。(3)根据问题建立相应的关系式进行计算。2.具体方法(1)分析三个量：即起始量、转化量、平衡量。(2)明确三个关系对于同一反应物，起始量一转化量=平衡量。对于同一生成物，起始量+转化量=平衡量。各变化量之比等于各物质的化学计量数之比。(3)计算模式对于反应：wA(g)+B(g)p C(g)+q D(g),令 A、B 起始物质

45、的量(mol)分别为a、b,达到平衡后，A 的消耗量为?x,容器容积为-L。mA(g)+nB(g)pC(g)+gD(g)起始(mol)a b 0 0转化(mol)mx nx px qx平衡(mol)a-m x b-nx px qx图囿Ca-tnx(b-nx则有：平衡常数：i vjZ 的平衡浓度：c(/)平=土 序 竺moi r A 的转化率：a 尸 唯 X 100%,a(A):a(8)=磔：,a a b na”的体积分数：叭A)=-匚 吧-X100%。a+b+(p+q-m n)x平衡与起始压强之比：a+b+(p+qm n)x。PM；a+b混合气体的平均密度-=a-M(A)+b-M(B)V混合气

46、体的平均摩尔质量京 a-M(A)+b-M(B)iV1-g-mol 1 oa+b+(p+q-m n)x五、化学反应进行的方向1.自发过程(1)含义：在一定温度和压强下，不需要借助外力作用就能自动进行的过程。如碳酸钙分解，中和反应等。(2)特点体系趋向于从高能状态转变为低能状态(体系对外部做功或放出热量)。在密闭条件下，体系有从有序转变为无序的倾向性(无序体系更加稳定)。2.自发反应在一定条件下无需外界帮助就能自发进行的反应称为自发反应。3.化学反应方向的判据 焙判据放热过程中体系能量降低，J H S(/)S(5)；C.体积增大，反应前无气体，反应后有气体产生的过程；d.数目增多，如反应前后都有气

47、体，但气体的物质的量增加的反应。嫡判据：体系的混乱度增大，J S 0,反应有自发进行的倾向。但有些烯减的过程也能自发进行，故只用婚变来判断反应方向也不全面。（3）复合判据在温度、压强一定的条件下，化学反应方向是反应的焰变和端变共同影响的结果，反应方向的复合判据为/G=J H-T J S o4）时，反应能就自发进行当/G=/H _ T/S.=0时，反应达到平衡状态 0时，反应丕能自发进行第三章水溶液中的离子平衡一、弱电解质的电离1、定义：电解质：在水溶液中或熔化状态下自身能够电离出自由移动离子的化合物，叫电解质。非电解质：在水溶液中且熔化状态下自身都不能电离出自由移动离子的化合物。概念理解：电解

48、质、非电解质都是化合物，能导电的物质可能是溶液（混合物）、金 属（单质），但他们不属于电解质非电解质的研究对象，因此他们既不是电解质也不是非电解质；自身电离：SO2、NH3、CO2、等化合物能和水反应形成酸或碱，但发生电离的并不是他们本身吗，因此属于非电解质；只能在水中发生电离的电解质有酸或者某些易溶于水高温下易分解的盐，如液态氯化氢是化合物，只存在分子，没有发生电离，因此不能导电，又如NaHCCh在高温时即分解，不能通过熔融态证明其为电解质；只能在熔融状态下电离的电解质是活泼金属氧化物，如Na?。、C aO,他们在溶液中便不存在，要立刻反应生成键，因此不能通过溶液中产生离子证明；既能在水溶液

49、中又能在溶液中发生电离的物质是某些高温难分解盐，绝大多数盐溶解在水中都能发生完全电离，某些盐熔融时也发生电离，如BaS。*电离不需要通电等外界条件，在熔融或者水溶液中即能够产生离子；是电解质，但是要产生离子也要在溶液状态或者熔融状态，否则即便存在离子也无法导电，比如N a C I,晶体状态不能导电。电解质的强弱与导电性、溶解性无关。如如BaS。,不溶于水，但溶于水的BaSO。全部电离，故BaSO4为强电解质。导电性与自由移动离子的浓度和带电荷数等有关。强电解质：在水溶液里全部电离成离子的电解质。弱电解质：在水溶液里只有一部分电离成离子的电解质。2.常见的电解质为酸碱盐、活泼金属氧化物、水，其中

50、强电解质与偌电解质常见分类：强电解质弱电解质i H2O3、电离方程式的书写“强等号，弱可逆，多元弱酸分步离”强电解质：如 H2sOr H2SO4=2H+SOr。弱电解质a.一元弱酸，如 CH3coOH：CH3COOH HCO3 H+COf 4.弱电解质的电离平衡(1)电离平衡的建立在一定条件(如温度、浓度等)下，当弱电解质分子电离成离子的速率和离子结合成弱电解质分子的速率相等时,电离过程就达到平衡。平衡建立过程如图所示。反应速率弱电解质分子电离成离子的速率.i篱子结/合成弱电解/质分子6勺速率两种速率相等，处于电离平衡状态,I%时间(2)电离平衡的特征回 一 可 逆 过 程I图一I 一 供 电