人教版化學必修3化學平衡 電離平衡期末專題復習提綱

1、必修三 化學平衡 電離平衡 知識點一：化學反應速率1定義公式：反應速率c/t（c濃度變化量；t反應時間）cn/V（n物質的量；V反應容器體積）2一個重要規(guī)律：不同物質的速率的比值等于化學方程式中相應的系數比。3濃度變化量求算：c·t 反應時間的求算：tc/4反應方程式系數的確定：系數比等于各物質反應速率比5影響反應速率因素： (1)濃度：濃度越大，反應速率越快(固體不能改變其濃度)； (2)溫度：溫度越高，反應速率越快(注意：正逆反應速率同時增大)； (3)壓強：增大壓強(減小體積)，反應速率增大； (4)催化劑：加快反應速率(正逆反應速率同時同倍數增大)。知識點二：化學平衡1化學平

2、衡狀態(tài)在一定條件下可逆反應中正反應速率和逆反應速率相等，反應混合物中各組分的質量分數保持不變的狀態(tài)。2化學平衡的特征：(1)動：動態(tài)平衡；(2)等：正逆反應速率相等；(3)定：各物質含量保持不變； (4)變：條件改變，平衡移動。3平衡狀態(tài)的標志：正=逆 各成分含量保持不變 練習：在一定溫度下,可逆反應2 NH3 (g) N2 (g)+ 3H2 (g)達到平衡的標志是 N2的消耗速率等于N2的生成速率； H2的消耗速率等于N2的生成速率的3倍；NH3的消耗速率等于N2生成速率的2倍；單位時間內生成nmolN2，同時生成3nmolNH3；1個NN鍵斷裂的同時，有3個H-H鍵形成；容器中壓強不隨時間

3、發(fā)生變化；容器中氣體總物質的量不隨時間發(fā)生變化。4化學平衡的移動勒沙特列原理：如果改變影響化學平衡的某一條件,平衡就向著能夠減弱這種改變的方向移動(1)濃度：增反應物濃度或減生成物濃度，平衡正向移動；減反應物濃度或增生成物濃度，平衡逆向移動；(2)溫度：升溫，平衡向吸熱方向移動；降溫，平衡向放熱方向移動；(3)壓強：加壓，平衡向氣體體積縮小方向移動；減壓，平衡向氣體體積擴大方向移動；(4)催化劑：對化學平衡無影響,但能縮短到達平衡所需的時間。練習：在反應2 NH3 (g) N2 (g)+ 3H2 (g)；H0 中，其它條件不變的情況下，填下列空白（填增大、減小、不變、正反應、逆反應、不移動）(

4、1)增大N2 濃度，可使反應速率_，平衡向 方向移動；(2)減小壓強，可使反應速率 ，平衡向 方向移動；(3)降低溫度，可使反應速率 ，平衡向 方向移動；(4)使用催化劑，可使反應速率_ ，平衡 移動。5反應物用量的改變對化學平衡影響的一般規(guī)律：(1)若反應物只有一種：aA(g)bB(g) + cC(g)，在不改變其他條件時，增加A的量平衡向正反應方向移動，但是A的轉化率與氣體物質的計量數有關：若a= b + c：A的轉化率不變；若a > b + c：A的轉化率增大；若a < b + c：A的轉化率減小。(2)若反應物不只一種：aA(g) + bB(g)cC(g) + dD(g)：

5、在不改變其他條件時，只增加A的量，平衡向正反應方向移動，但是A的轉化率減小，而B的轉化率增大；若按原比例同倍數地增加A和B，平衡向正反應方向移動，但是反應物的轉化率與氣體物質的計量數有關：如 a+b = c + d，A、B的轉化率都不變；如 a+ b>c+ d，A、B的轉化率都增大；如 a + b < c + d，A、B的轉化率都減小。6合成氨條件選擇：溫度：500(為什么?) 壓強：2×107 5×107 Pa(為什么?)濃度：及時分離氨氣，補充N2和H2 催化劑：鐵觸媒知識點三：等效平衡1概念：在同一條件下，對同一可逆反應，無論從正反應開始，還是從逆反應開始

6、，還是從正、逆反應同時開始，只要起始時加入物質的物質的量相當，達到平衡時同種物質的含量均相同，這樣的平衡稱為等效平衡。2在一定條件下(恒溫恒容或恒溫恒壓)，對同一可逆反應，起始時加入物質的物質的量不同，達平衡時的狀態(tài)規(guī)律如下表：條 件等 效 條 件結 果恒溫恒容(n(g)0)投料換算成相同物質表示時量相同兩次平衡時各組分百分量、n、c均相同恒溫恒容(n(g)=0)投料換算成相同物質表示時等比例兩次平衡時各組分百分量相同，n、c同比例變化恒 溫 恒 壓投料換算成相同物質表示時等比例兩次平衡時各組分百分量、c相同，n同比例變化練習： 1在密閉容器中，對于反應：2SO2(g)O2(g)2SO3(g)

7、，SO2和O2起始時分別為20 mol和10 mol，達平衡時，SO2的轉化率為80%。若從SO3開始進行反應，在相同的溫度下，欲使平衡時各成分的百分含量與前者相同，則起始時SO3的物質的量及其轉化率為（ ）A10 mol和10% B20 mol和20% C20 mol和40% D20 mol和80%2在一個體積固定的密閉容器中加入2molA和1molB,發(fā)生反應：2A(g)B(g)3C(g)D(g)，達到平衡時C的濃度為a mol·L1。若維持容器體積和溫度不變，按下列四種配比作為起始物質，達到平衡后，C的濃度仍為a mol·L1的是（ ）A4molA2molB B2mo

8、lA1molB3molC1molDC3molC1molD1molB D3molC1molD3可逆反應A(g)B(g)2C(g)在固定容積的容器中進行，如果向容器中充入1mol A和1mol B，在某溫度下達到平衡時，C的體積分數為m%；若向容器中充入1mol C，在同樣的溫度下達到平衡時，C的體積分數為n%，則m和n的關系正確的是（ ）Am>n Bm<n Cm=n D無法比較4體積相同的甲、乙兩個容器中，分別充有等物質的量的SO2和O2，在相同溫度下發(fā)生反應：2SO2O22SO3并達到平衡。在這過程中，甲容器保持體積不變，乙容器保持壓強不變，若甲容器中SO2的轉化率為p%，則乙容器

9、中SO2的轉化率為（ ）A等于p% B大于p% C小于p% D無法判斷5一定溫度下，將a mol PCl5通往一容積不變的密閉容器中達如下平衡：PCl5(g)PCl3(g)Cl2(g)，此時平衡混合氣體的壓強為P1，再向容器中通入a mol PCl5，恒溫下再度達到平衡后壓強變?yōu)镻2，則P1與P2的關系是（ ）A2P1P2 B2P1P2 C2P1P2 DP12P2知識點四：強電解質和弱電解質 1電解質和非電解質 電解質在水溶液里或熔化狀態(tài)下能導電的化合物。如：酸、堿和鹽類。 非電解質在水溶液里或熔化狀態(tài)下不能導電的化合物。如：非金屬氧化物 2強電解質和弱電解質：強電解質：電離過程是完全的，如強

10、酸、強堿和大部分鹽類。弱電解質：電離過程是部分電離的。如弱酸、弱堿等。 電解質溶液導電能力比較離子濃度越大，所帶電荷越高，導電能力越強。與電解質強弱無關。 3弱電解質和電離平衡：電離成離子的速率與離子結合成分子的速率相等的狀態(tài)練習：寫出下列各物質的電離方程式：NaHCO3 ；KHSO4 ；NH3·H2O ；CH3COOH 。4影響電離程度的因素(1)濃度的影響：濃度越稀，電離程度增大；(2)溫度的影響：溫度升高，電離程度增大。練習：能證明HA為弱電解質的事實有：溶液中有電解質的 、 共存；相同條件下與同濃度的鹽酸相比較導電能力 ；0.1mol/L HA溶液pH 1；0.1mol/LN

11、aA溶液pH 7；同pH的HCl、HA稀釋相同倍數，HA溶液的pH比HCl ；同體積，同pH的HCl、HA與足量的鋅反應時，HA放出的H2 ；同pH的HCl、HA稀釋后pH值仍相同、HA稀釋的倍數 ；升高溫度，HA溶液的導電能力 ；升高溫度，滴有紫色石蕊試液的HA溶液紅色 。知識點五：水的電離和溶液的pH值 1水的電離：水是一種極弱的電解質。只要有水存在，就必然存在水的電離平衡。2H2OH3O+ + OH 簡寫成：H2OH+ + OH 25時，純水中c(H+)=c(OH)= 1×107mol/L，任何物質的水溶液，不論其呈酸性還是呈堿性，常溫時（25）Kw=c(H+)·c(

12、OH)= 1×1014如：對一定物質的量濃度的強酸，溫度適當升高，pH ；對一定物質的量濃度的強堿，溫度適當升高，pH 。向水中加酸堿，水的電離一般受到抑制，酸或堿溶液中水電離出的c(H+) 107 mol/L；向水中加能水解的鹽，水的電離受到促進，氯化銨溶液中水電離出的c(H+) 107 mol/。pH4的HCl中水電離出的c(H+) mol/L；pH4的NH4Cl溶液中水電離出的c(H+) mol/L；某溶液中由水電離產生的c(H+)1012mol/L，該溶液的pH值為 。練習：某溶液中由水電離的c(H+)10a。若a7，則溶液中的溶質可能是 或 ； 若a7，則溶液中的溶質可能是

13、水解顯 的鹽；若某溶液中由水電離的c(H+)·c(OH)1024，則水電離產生的c(H+) ；常溫下，0.1mol/L的某堿ROH溶液，若c(H+)/c(OH)1012，則ROH為 。2溶液的酸堿性和pH值：pH=lgc(H+)測定pH值的方法是把待測試液滴在PH試紙上，試紙上顯出的顏色跟標準比色卡相比。知識點六：鹽類的水解 1鹽類的水解：在溶液中鹽的離子跟水所電離出來的H+或OH生成弱電解質的反應。 鹽類的水解反應可以看作是酸堿中和反應的逆反應。酸 + 堿鹽 + 水 2鹽類水解的規(guī)律：“有弱才水解，無弱不水解，越弱越水解，誰強顯誰性”強酸強堿鹽，不水解；強堿弱酸鹽，能水解，呈堿性；

14、強酸弱堿鹽；能水解，呈酸性。3弱酸、弱堿與其對應鹽的混合液（物質的量之比為11）一般規(guī)律是：酸、堿的電離程度其對應鹽的水解程度。CH3COOHCH3COONa混合液呈酸性：c(CH3COO)c(Na+)c(H+)c(OH)NH3·H2ONH4Cl混合液呈堿性：c(NH4+)c(Cl)c(OH)c(H+)特殊情況：HCNNaCN混合液呈堿性：c(Na+)c(CN)c(OH)c(H+)知識點七：酸堿中和滴定 1中和反應中酸堿之間的定量計算：c(A)·VAc(B)·VB 2酸堿中和滴定的概念和操作： (1)概念：用已知濃度的酸（或堿）來測定未知濃度的堿（或酸）的方法。

15、(2)使用儀器：酸式和堿式滴定管、錐形瓶、移液管、滴定臺等。 (3)具體操作：一查漏、二洗滌、三潤洗、四裝液、五排氣、六滴定、七讀數、八計算 (4)誤差分析：練習：1同體積同物質的量濃度的HCl、H2SO4、CH3COOH相比較(用序號填寫)：(1)c(H+)的大小關系為 ； (2)完全中和所消耗NaOH的量 。2同體積同pH值的HCl、H2SO4、CH3COOH相比較(用序號填寫)：(1)與相同的鋅粒反應的起始速率大小 ；(2)完全反應放出H2的量 ；(3)若放出相同量的H2所需酸的體積關系是 ；時間關系是 。(4)稀釋相同倍數后pH值的大小關系： 。3等體積的HCl與NH3·H2

16、O混合后溶液顯中性，則c(NH3·H2O) c(HCl)；混合前HCl中c(H+)與NH3·H2O中c(OH)的關系c(H+) c(OH)。4同體積、同濃度的NaCl、NaF溶液中離子總數大小關系是 。5H2AH+HA，HAH+A2，則H2A是強酸，HA、A2中能水解的離子是A2，NaHA溶液顯酸性，若0.1mol/L NaHA溶液PH2，則0.1mol/LH2A溶液中，c(H+) 0.11mol/L6物質的量濃度相同的(NH4)2SO4、(NH4)2SO3、NH4HSO4、NH4Cl、NH4HCO3中，c(NH4+)濃度大小順序是 ，若c(NH4+)濃度相同時，它們的物質的量濃度大小順序是 70.1mol/LH2A溶液pH4，則NaHA與Na2A溶液中離子的種類 (填“相同”或“不同”)。8A、B兩種物質都是