高考化學(xué)反應(yīng)原理考點(diǎn)提綱

第一章化學(xué)反應(yīng)與能量

一、焙變反應(yīng)熱

1.反應(yīng)熱：化學(xué)反應(yīng)過程中所放出或吸收的熱量，任何化學(xué)反應(yīng)都有反應(yīng)熱,

因?yàn)槿魏位瘜W(xué)反應(yīng)都會存在熱量變化，即要么吸熱要么放熱。反應(yīng)熱可以分為

（燃燒熱、中和熱、溶解熱）

2.焙變（AH）的意義：在恒壓條件下進(jìn)行的化學(xué)反應(yīng)的熱效應(yīng).符號：AH.單

位：kj/mol,即：恒壓下：熔變=反應(yīng)熱，都可用AH表示，單位都是kj/mol。

放熱反應(yīng)吸熱反應(yīng)

花學(xué)反應(yīng)過程中能量變化示意圖

3.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）為“-”或4H<0

吸收熱量的化學(xué)反應(yīng)。（吸熱》放熱）AH為“+”或AH>0

也可以利用計(jì)算aH來判斷是吸熱還是放熱。△加生成物所具有的總能量-反應(yīng)

物所具有的總能量=反應(yīng)物的總鍵能-生成物的總鍵能

☆常見的放熱反應(yīng)：①所有的燃燒反應(yīng)②所有的酸堿中和反應(yīng)③大多數(shù)的

化合反應(yīng)④金屬與水或酸的反應(yīng)⑤生石灰（氧化鈣）和水反應(yīng)⑥鋁熱反應(yīng)等

☆常見的吸熱反應(yīng)：①晶體Ba（OH）2?8匕0與NH4cl②大多數(shù)的分解反應(yīng)

③條件一般是加熱或高溫的反應(yīng)

☆區(qū)分是現(xiàn)象（物理變化）還是反應(yīng)（生成新物質(zhì)是化學(xué)變化），一般鏤鹽溶

解是吸熱現(xiàn)象，別的物質(zhì)溶于水是放熱。

4.能量與鍵能的關(guān)系：物質(zhì)具有的能量越低，物質(zhì)越穩(wěn)定，能量和鍵能成反比。

5.同種物質(zhì)不同狀態(tài)時(shí)所具有的能量：氣態(tài)〉液態(tài)〉固態(tài)

6.常溫是指25,101.標(biāo)況是指0,101.

7.比較AH時(shí)必須連同符號一起比較。

二、熱化學(xué)方程式

定義：表示參加反應(yīng)物質(zhì)的量和反應(yīng)熱的關(guān)系的化學(xué)方程式。

書寫化學(xué)方程式注章要點(diǎn).

①熱化學(xué)方程式必質(zhì)標(biāo)質(zhì)能量變化，即反應(yīng)熱ZXH對應(yīng)的正負(fù)號都不能省。

②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)（s,1,g分別表示固態(tài),

液態(tài)，氣態(tài)，水溶液中溶質(zhì)用aq表示）

③熱化學(xué)反應(yīng)方程式不標(biāo)條件，除非題中特別指出反應(yīng)時(shí)的溫度和壓強(qiáng)。

④熱化學(xué)方程式中的化學(xué)計(jì)量數(shù)表示物質(zhì)的量，不表示個(gè)數(shù)和體積，可以是整

數(shù)，也可以是分?jǐn)?shù)

⑤各物質(zhì)系數(shù)加倍，△!1加倍，即：AH和計(jì)量數(shù)成比例；反應(yīng)逆向進(jìn)行，△11

改變符號，數(shù)值不變。

6.表示意義：物質(zhì)的量一物質(zhì)一狀態(tài)一吸收或放出*熱量。

三、燃燒熱

1.概念：101kPa時(shí)，1mol純物質(zhì)完全燃燒生成穩(wěn)定的氧化物（二氧化碳、

二氧化硫、液態(tài)水乩0）時(shí)所放出的熱量。燃燒熱的單位用kj/mol表示。

※注意以下幾點(diǎn)：

①研究條件：101kPa

②反應(yīng)程度：完全燃燒，產(chǎn)物是穩(wěn)定的氧化物。

扇燃燒物的物質(zhì)的量：1mol

④研究內(nèi)容：放出的熱量。（AHCO,單位kj/mol）

2.燃燒熱和中和熱的表示方法都是有AH時(shí)才有負(fù)號。

3.石墨和金剛石的燃燒熱不同。不同的物質(zhì)燃燒熱不同。

四、中和熱

1.概念：在稀溶液中，酸跟堿發(fā)生中和反應(yīng)而生成ImolHQ,這時(shí)的反應(yīng)熱叫

中和熱。

2.強(qiáng)酸與強(qiáng)堿的中和反應(yīng)其實(shí)質(zhì)是H+和0H-反應(yīng)，其熱化學(xué)方程式為：

H+（aq）+0H-（aq）=H20（l）AH=-57.3kJ/mol

3.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

57.3kJ/molo

4.中和熱的測定實(shí)驗(yàn)：看課本裝置圖

（1）一般用強(qiáng)酸和強(qiáng)堿做實(shí)驗(yàn)，且堿要過量（如果酸和堿的物質(zhì)的量相同，中

和熱會偏?。?，一般中和熱為57.3kJ/mol。

（2）若用弱酸或弱堿做實(shí)驗(yàn)，放出的熱量會偏小，中和熱會偏小。

（3）若用濃溶液做實(shí)驗(yàn)，放出的熱量會偏大，中和熱會偏大。

（4）在試驗(yàn)中，增大酸和堿的用量，放出的熱量會增多但中和熱保持不變。

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。

2.方法：寫出目標(biāo)方程式；

確定“中間產(chǎn)物”（要消去的物質(zhì)）；

變換方程式，AH要同時(shí)變化

然后用消元法逐一消去“中間產(chǎn)物”；

得到目標(biāo)方程式并進(jìn)行相應(yīng)的運(yùn)算。

六、能源

注：水煤氣是二次能源。

第二章電化學(xué)基礎(chǔ)

第一節(jié)原電池

原電池：

1、概念：化學(xué)能轉(zhuǎn)化為電能的裝置叫做原電池

2、組成條件：①兩個(gè)活潑性不同的電極②電解質(zhì)溶液③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----正極

內(nèi)電路：鹽橋中—阻離子移向負(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：氧化反應(yīng)：Zn-2e=Zn2+較活潑金屬）

正極：還原反應(yīng)：2H++2e=Hzt（較不活潑金屬）

+2+

總反應(yīng)式：Zn+2H=Zn+H21

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①溶解的一極為負(fù)極②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

一、一次電池

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+S0i'-2e-=PbSO4I

+

正極（氧化鉛）：PbO2+4H+SO^+2e-=PbSO4I+2H2O

+

充電：陰極：PbSO4+2H2O-2e-=PbO2+4H+SO^

陽極：PbSO4+2e-=Pb+SOi-

放電

兩式可以寫成一個(gè)可逆反應(yīng)：PbOz+Pb+2H2s。4%薩2PbSOi+2HO

允用42

3、目前已開發(fā)出新型蓄電池：銀鋅電池、鎘鍥電池、氫鎮(zhèn)電池、鋰離子電池、

聚合物鋰離子電池

三、燃料電池

1、藍(lán)料電池：_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，粕為正、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：2H2—4e-=4H+正極：O2+44H+=2出。

當(dāng)電解質(zhì)溶液呈堿性時(shí)：

-

負(fù)極：2Hz+40H-—4e=4H2正極：。2+2口2。+4e-=40FT

另一種燃料電池是用金屬箱片插入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=+7H2O；

正極：4H2O+2O2+8e=80H。

電池總反應(yīng)式為：CH4+2O2+2KOH=K2CO3+3H2O

3、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：把電能轉(zhuǎn)化為化學(xué)能的裝置也叫電解槽

2、電解：電流（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」相連的電極，發(fā)生氧化反應(yīng)

陰極：與直流電源的上工相連的電極，發(fā)生還原反應(yīng)

6、電解CuCL溶液的電極反應(yīng)：

陽極:2C--2e-=Cl2（氧化）

陰極：Cu2++2e-=Cu（還原）

總反應(yīng)式：CuCI2=Cu+CI2t

7、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+>Hg2+>Fe3+>Cu2+>H+（指酸電離fi<J）>Pb2+>Sn2+>Fe2+>Zn2+>AI3+>Mg2+>Na+>Ca2+>K+

陰離子的放電順序

是惰性電極時(shí):S2>|->Br->C|->OH->NO3>SO42-（含氧酸根離子）>F-（SO32/MnO4>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，是惰性電極還是活性電極，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)式。

電解質(zhì)水溶液點(diǎn)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pH電解質(zhì)溶

度液復(fù)原

分解電解電解質(zhì)電離出的HCI電解質(zhì)減小增大HCI

質(zhì)型陰陽離子分別在兩CuCI2CuCI2

極放電

放H2生成陰極：水放比生堿NaCIHCI

堿型陽極：電解質(zhì)陰離子電解質(zhì)和水生成新電增大

放電解質(zhì)

放氧生酸陰極：電解質(zhì)陽離子電解質(zhì)和水生成新電

型放電CUSO4解質(zhì)減小氧化銅

陽極：水放02生酸

電解水型陰極：4H++4e-==NaOH增大

2H2fH2SO4減小

陽極：40H—4e-=水增大水

02t+2H20Na2SO4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-==Mn+

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Mn++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CuS04溶液

（3）、電鍍應(yīng)用之一：銅的精煉

陽極：Ml；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：NaCI==Na++cr

通直流電后：陽極：2Na++2e-==2Na

陰極：2CL-2e-==Cl2個(gè)

☆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。①有活潑性不同的兩個(gè)

電極；②兩極用導(dǎo)線互相連接成直接插入連通的電解質(zhì)溶液里；③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)，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

_原電池電解池電鍍池

類別

定義將化學(xué)能轉(zhuǎn)變成將電能轉(zhuǎn)變成化學(xué)能應(yīng)用電解原理在某些

（裝置特點(diǎn)）電能的裝置的裝置金屬表面鍍上一側(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，兩級材料有電源，兩級材料可同有電源

不同可不同

形成條件活動性不同的兩兩電極連接直流電源1鍍層金屬接電源正

極兩電極插入電解質(zhì)溶極，待鍍金屬接負(fù)極；

電解質(zhì)溶液液2電鍍液必須含有鍍

形成閉合回路形成閉合回路層金屬的離子

電極名稱負(fù)極：較活潑金屬陽極：與電源正極相連名稱同電解，但有限制

正極：較不活潑金條件

屬（能導(dǎo)電非金陰極：與電源負(fù)極相連陽極：必須是鍍層金屬

屬）陰極：鍍件

電極反應(yīng)負(fù)極：氧化反應(yīng)，陽極：氧化反應(yīng)，溶液

金屬失去電子中的陰離子失去電子，陽極:金屬電極失去電

正極：還原反應(yīng)，或電極金屬失電子子

溶液中的陽離子陰極：還原反應(yīng)，溶液

的電子或者氧氣中的陽離子得到電子陰極：電鍍液中陽離子

得電子（吸氧腐得到電子

蝕）

電子流向負(fù)極一正極電源負(fù)極一陰極同電解池

電源正極一陽極

溶液中帶電陽離子向正極移陽離子向陰極移動同電解池

粒子的移動動陰離子向陽極移動

陰離子向負(fù)極移

動

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-、正極（得）e-負(fù)極（失）中陰極（得）

第四節(jié)金屬的曾化學(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

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：

析氫腐蝕一一腐蝕過程中不斷有氫氣放出

①條件：潮濕空氣中形成的水膜，酸性較強(qiáng)(水膜中溶解有CO2、S02、H2s等氣

體)

②電極反應(yīng)：負(fù)極：Fe-2e=Fe2+

+

正極：2H+2e=H2T

總式：Fe+2H+=Fe2++電個(gè)

吸氧腐蝕一一反應(yīng)過程吸收氧氣

①條件：中性或弱酸性溶液

②電極反應(yīng)：負(fù)極：2Fe-4e=2Fe2+

正極：O2+4e-2H2(D=4OH-

總式：2Fe+O2+2HjO=2Fe(OH)2

2+

離子方程式：Fe+2OH=Fe(OH)2

生成的Fe(0H)2被空氣中的。2氧化，生成Fe(OH)3,Fe(OH)2+02+2H2O==

4Fe(OH)3

Fe(0H)3脫去一部分水就生成Fe2O3?xH20(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

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

(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，這種腐蝕叫做電化學(xué)腐蝕。

化學(xué)腐蝕與電化腐蝕的比較

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）

⑴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)物或生成物的物質(zhì)的量

的變化

⑵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

⑶計(jì)算公式：v=Ac/At（U：平均速率，Ac：濃度變化，At：時(shí)間）單

位：mol/（L,s）

（4）影響因素：

①決定因素（內(nèi)因）：反應(yīng)物的性質(zhì)（決定因素）

②條件因素（外因）：濃度（固體和純液體除外），壓強(qiáng)（方程式中必須要有

氣體），溫度（提高了反應(yīng)物分子的能量），催化劑（降低了活化能），濃度和

壓強(qiáng)主要是通過使單位體積內(nèi)分子總數(shù)增大來增大反應(yīng)速率，溫度和壓強(qiáng)主要

是使活化分子百分?jǐn)?shù)增大來增大反應(yīng)速率。

2.濃度和壓強(qiáng)是單位體積內(nèi)活化分子百分?jǐn)?shù)不變，溫度和催化劑是分子總數(shù)

不變。

※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

①恒溫恒容時(shí)：充入體系氣體，反應(yīng)速率增大；充入惰性氣體一反應(yīng)速率不變

②恒溫恒壓時(shí)：充入惰性氣體一反應(yīng)速率減小

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)講行到正逆反應(yīng)速率相等時(shí),各

組成成分濃度不再改變，達(dá)到表面上靜止的一種"壬衡"，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(酢pC(g)+qD(g)

①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)平衡

混合物體系

一定

中

②各物質(zhì)的質(zhì)量或各物質(zhì)質(zhì)量分?jǐn)?shù)一定平衡

各成分的含

③各氣體的體積或體積分?jǐn)?shù)一定平衡

量

即：各組分的量保持不變時(shí)一定能判斷平衡。

正、逆反應(yīng)①在單位時(shí)間內(nèi)消耗了mmolA同時(shí)生成mmolA,平衡

速率的關(guān)②在單位時(shí)間內(nèi)消耗了nmolB同時(shí)消耗了pmolC,平衡

系(3)V(A):V(B):V(C):V(D)=m:n:p:q，V(正)不一定等于不一定平衡

V(逆)

即：用物質(zhì)來判斷平衡時(shí)，必須要一正一逆且要帶

上系數(shù)。用速率來判斷平衡時(shí)，必須要一正一逆且

速率之比等于計(jì)量數(shù)之比。

總的壓強(qiáng)，總①m+nWp+q時(shí)，能判斷平衡

的物質(zhì)的量，②m+n=p+q時(shí)，不能判斷平衡。即：總的量看氣體

總的體積的計(jì)量數(shù)，氣體的計(jì)量數(shù)不等時(shí)能判斷。

混合氣體平用公式判斷

均相對分子推出公式是一個(gè)變化的量就能判斷平衡

質(zhì)量Mr或密

度

任何反應(yīng)都伴隨著能量變化，當(dāng)體系溫度一定時(shí)

溫度平衡

（其他不變）一定能判斷平衡。

其他變化的量能判斷平衡，固定不變的量不能判斷平

衡。

（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（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，都可以使平衡向正方向移動；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

2、溫度對化學(xué)平衡移動的影響

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)平衡向著吸熱反應(yīng)方

向移動，溫度降低會使化學(xué)平衡向著放熱反應(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)一個(gè)反應(yīng)達(dá)到化學(xué)平衡時(shí)，生成物濃度幕之積

與反應(yīng)物濃度暴之積的比值是一個(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)的濃度是平衡時(shí)的濃度。

2、K只與溫度（T）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，即該反應(yīng)進(jìn)行得越完全，

反應(yīng)物轉(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)埔變與反應(yīng)方向：

(1)端: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???

⑵體系趨向于有序轉(zhuǎn)變?yōu)闊o序，導(dǎo)致體系的爆增加，這叫做端增加原理，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)燧值最大，液態(tài)時(shí)次之，固態(tài)時(shí)最小。即S(g)〉S(l))

S(s)

(4)方程式中氣體計(jì)量數(shù)增大的方向就是燧增的方向。

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：

△H-TAS<0反應(yīng)能自發(fā)進(jìn)行

AH-TAS=0反應(yīng)達(dá)到平衡狀態(tài)

AH-TAS)0反應(yīng)不能自發(fā)進(jìn)行

注意：(1)AH為負(fù)，AS為正時(shí)，任何溫度反應(yīng)都能自發(fā)進(jìn)行

(2)為正，AS為負(fù)時(shí)，任何溫度反應(yīng)都不能自發(fā)進(jìn)行

第三章水溶液中的離子平衡

一、弱電解質(zhì)的電離

1、定義：電解質(zhì)：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)。

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。

強(qiáng)電解質(zhì)：在水溶液里全部電離成離子的電解質(zhì)。

弱電解質(zhì)：在水溶液里只有一部分分子電離成離子的電解質(zhì)。

，混和物

[單質(zhì)（強(qiáng)電解質(zhì)：_______強(qiáng)酸，強(qiáng)堿，大多數(shù)鹽。如HCI、NaOH、NaCkBaSO4

I純凈物（電解質(zhì)

化A物〔弱電解質(zhì)：________弱酸，弱堿,極少數(shù)鹽，水。如HCIO>NH3*d0、CU（OH）2、

，非電解質(zhì)：非金屬氧化物，大部分有機(jī)物。如SO3、CO?、C6Hl2。6、CCI4>CH2=CH2

2、電解質(zhì)與非電解質(zhì)本質(zhì)區(qū)別：

電解質(zhì)一一離子化合物或共價(jià)化合物非電解質(zhì)一一共價(jià)化合物

注意：①電解質(zhì)、非電解質(zhì)都是化合物

②S02、NH3、C02等屬于非電解質(zhì)

③強(qiáng)電解質(zhì)不等于易溶于水的化合物（如BaSCU不溶于水，但溶于

水的BaSCU全部電離，故BaSCU為強(qiáng)電解質(zhì)）——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?。蝗芤合♂寱r(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)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：AB；^^A'+BKi=[A'][B]/[AB]

11、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：

H2sC）3>H3P04>HF>CH3coOH>H2c03>H2S>HCI0

二、水的電離和溶液的酸堿性

1、水電離平衡：：“2。、'+0H-

+

水的離子積：Kw=_c[H]?c[OH]_

7+

25℃時(shí),[H+]=[OH[=10mol/L;Kw=[H]?[OH]=l*』]，

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：

①酸、堿：抑制水的電離Kw<1*1014

②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*1014

4、溶液的酸堿性和pH：

（1）pH=-lgc［H+］

（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3.1~4.4（橙色）石蕊5.0~8.0（紫色）酚酰8.2~10.0（淺

紅色）

pH試紙一操作玻璃棒蘸取未知液體在試紙上，然后與標(biāo)準(zhǔn)比色卡對比即

___________________o

注意：①事先不能用水濕潤PH試紙；②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］IVI+［H］2V2）/（V1+V2）

2、強(qiáng)堿與強(qiáng)堿的混合：（先求［0H［混：將兩種酸中的0H-離子物質(zhì)的量相加除

以總體積，再求其它）［04］混=（［OH］IVI+［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)什+04==或0計(jì)算余下的H+或OH：①H+有余，

則用余下的H+數(shù)除以溶液總體積求［H+］混；0H-有余，則用余下的0H-數(shù)除以溶

液總體積求［。用混，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ion倍時(shí)，pH稀=pH原+n（但始終不能大于或等于7）

2、弱酸溶液：稀釋10。倍時(shí)，13H?。╬H原+n（但始終不能大于或等于7）

3、強(qiáng)堿溶液：稀釋10。倍時(shí)，pH稀=pH原一n（但始終不能小于或等于7）

4、弱堿溶液：稀釋IO”倍時(shí)，pH稀〉pH原一n（但始終不能小于或等于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7

6、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（pHl）強(qiáng)堿（pH2）混和計(jì)算規(guī)律

1、若等體積混合

pHl+pH2=14則溶液顯中性pH=7

pHl+pH2215則溶液顯堿性pH=pH2-0.3

pHl+pH2W13則溶液顯酸性pH=pHl+0.3

2、若混合后顯中性

pHl+pH2=14V酸：V堿=1：1

pHl+pH2W14V酸：V堿=1：io"（pHi+pH2?

六、酸堿中和滴定：

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②滴定管的刻度，0刻度在上，往下刻度標(biāo)數(shù)越來越大，全部容積大

T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。②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f記數(shù)據(jù)V（始）

（4）試驗(yàn)過程

3、酸堿中和滴定的誤差分析

誤差分析：利用。酸c酸V酸="堿c堿V堿進(jìn)行分析

式中：n一一酸或堿中氫原子或氫氧根離子數(shù)；c一一酸或堿的物質(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：

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U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U酸的增大，導(dǎo)致c酸偏高；U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0H-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0H-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：

①有弱才水解,無弱不水解，越弱越水解；誰」1顯誰性，兩弱都水解，同

強(qiáng)顯中性。

②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:Na2c。3>NaHCO3）

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：

①溫度：溫度越水解程度越大（水解吸熱，越熱越水解）

②濃度：濃度越小，水解程度越大（越稀越水解）

③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；0H-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：

①只電離不水解：如HS04-顯酸性

②電離程度〉水解程度，顯酸性（如：HSOJ、H2Po4-）

③水解程度〉電離程度，顯堿性（如：HC03'>HS-、HP0Z）

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，有的甚至水解完全。使得平衡向右移。

3+22

（2）常見的雙水解反應(yīng)完全的為：Fe＞AF+與AICV、CO3（HCO3）＞S（HS）＞

22

SO3-（HSO3）;S2與NH?;CO3（HCO3-）^NH4+其特點(diǎn)是相互水解成沉淀或氣體。

3+2

雙水解完全的離子方程式配平依據(jù)是兩邊電荷平衡，如：2AI+3S+6H2O==

2AI（OH）3I+3H2sf

8、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，3H2。二八1（011）3（膠體）+311'

2

2、去油污用熱堿水冼油污物品CO3'+H2O4HCO^+OH

①配制FeCh溶液時(shí)常

Fe，3H20=Fe(0H)+3H+

加入少量鹽酸