/搶分法寶回歸教材用心看（二）必讀教材基礎(chǔ)知識(shí)目錄《第一章化學(xué)反應(yīng)的熱效應(yīng)》回看索引《第一章化學(xué)反應(yīng)的熱效應(yīng)》重點(diǎn)知識(shí)總結(jié)《第二章化學(xué)反應(yīng)速率與化學(xué)平衡》回看索引《第二章化學(xué)反應(yīng)速率與化學(xué)平衡》重點(diǎn)知識(shí)總結(jié)《第三章水溶液中的離子反應(yīng)與平衡》回看索引《第三章水溶液中的離子反應(yīng)與平衡》重點(diǎn)知識(shí)總結(jié)《第四章化學(xué)反應(yīng)與電能》回看索引《第四章化學(xué)反應(yīng)與電能》重點(diǎn)知識(shí)總結(jié)《選擇性必修1》回看測(cè)試《第一章化學(xué)反應(yīng)的熱效應(yīng)》回看索引P4：體系、環(huán)境P4：在等溫條件下，化學(xué)反應(yīng)體系向環(huán)境釋放或從環(huán)境吸收的熱量，稱(chēng)為化學(xué)反應(yīng)的熱效應(yīng)，簡(jiǎn)稱(chēng)反應(yīng)熱P5：探究中和反應(yīng)反應(yīng)熱的測(cè)定中和反應(yīng)反應(yīng)熱的測(cè)定。該實(shí)驗(yàn)中，為了達(dá)到保溫、隔熱、減少實(shí)驗(yàn)過(guò)程中的熱量損失，采取了哪些措施？每一次實(shí)驗(yàn)一共要測(cè)量幾次溫度？測(cè)定混合溶液的溫度時(shí)是測(cè)量最高溫度。除大小兩個(gè)燒杯外，還有有兩種重要的玻璃儀器名稱(chēng)是什么？注意觀(guān)察它們的位置。50mL0.5mol/L鹽酸溫度為t1℃，50mL0.55mol/LNaOH溶液溫度為t2℃，混合溶液最高溫度為t3℃，寫(xiě)出生成1molH2O的反應(yīng)熱的表達(dá)式（注意單位）。為了使鹽酸充分中和，采用0.55mol/LNaOH的溶液，使堿過(guò)量。P6：內(nèi)能是體系內(nèi)物質(zhì)的各種能量的總和，受溫度、壓強(qiáng)和物質(zhì)的聚集狀態(tài)等影響。P6：焓：一個(gè)與內(nèi)能有關(guān)的物理量。在等壓條件下進(jìn)行的化學(xué)反應(yīng)（嚴(yán)格地說(shuō)，對(duì)反應(yīng)體系做功還有限定，中學(xué)階段一般不考慮），其反應(yīng)熱等于反應(yīng)的焓變。P7：化學(xué)鍵斷裂和形成時(shí)的能量變化是化學(xué)反應(yīng)中能量變化的主要原因。P8：熱化學(xué)方程式利用蓋斯定律書(shū)寫(xiě)熱化學(xué)方程式；表示燃燒熱的熱化學(xué)方程式（生成最穩(wěn)定的氧化物，生成液態(tài)水）；表示中和熱的熱化學(xué)方程式（除有H+、OH-外，如弱酸、濃硫酸、弱堿或生成沉淀的反應(yīng)熱與中和熱的對(duì)比）?？赡娣磻?yīng)的熱化學(xué)方程式的意義。如299K時(shí)，合成氨反應(yīng)N2(g)+3H2(g)＝2NH3(g)△H=-92.0kJ/mol，將此溫度下的1molN2和3molH2放在一密閉容器中，在催化劑存在時(shí)進(jìn)行反應(yīng)，達(dá)到平衡時(shí)，反應(yīng)放出的熱量一定小于92.0kJ。P10：資料卡片——△H的單位中“mol-1”的含義。P10：燃燒熱：在101kPa時(shí)，1mol純物質(zhì)完全燃燒生成指定產(chǎn)物時(shí)所放出的熱量，穩(wěn)定氧化物C→CO2(g)，H→H2O(l)，S→SO2(g)，N→N2(g)，X→HX(g)。P11：科學(xué)·技術(shù)·社會(huì)重要的體內(nèi)能源——脂肪P12:火箭推進(jìn)劑①液氫+液氧（燃燒效率高，昂貴，不易儲(chǔ)存）。②肼—50：液態(tài)NO2+肼（燃燒效率一般，較易儲(chǔ)存，相對(duì)便宜，腐蝕性極強(qiáng)）。③液氧+煤油（燃燒效率一般，價(jià)格適中，不易儲(chǔ)存）P14：蓋斯定律P16：科學(xué)史話(huà)熱化學(xué)研究的先驅(qū)——蓋斯《第一章化學(xué)反應(yīng)的熱效應(yīng)》重點(diǎn)知識(shí)總結(jié)1.體系是與周?chē)渌糠謪^(qū)分開(kāi)來(lái)的根據(jù)需要所研究的對(duì)象。如將試管中的鹽酸、NaOH溶液及發(fā)生的反應(yīng)等看作一個(gè)反應(yīng)體系，簡(jiǎn)稱(chēng)體系(又稱(chēng)系統(tǒng))。2.環(huán)境是與體系相互影響的其他部分。如盛有溶液的試管和溶液之外的空氣等看作環(huán)境。3.反應(yīng)熱：在等溫條件下，化學(xué)反應(yīng)體系向環(huán)境釋放或從環(huán)境吸收的熱量，稱(chēng)為化學(xué)反應(yīng)的熱效應(yīng)，簡(jiǎn)稱(chēng)反應(yīng)熱。4.熱量：指因溫度不同而在體系與環(huán)境之間交換或傳遞的能量，可以是吸收能量也可以是放出能量。強(qiáng)。5.中和熱（1）概念：在稀溶液里，酸與堿發(fā)生中和反應(yīng)生成1mol水時(shí)所放出的熱量。（2）單位：kJ·mol－1或kJ/mol（3）意義：H+(aq)+OH-(aq)=H2O(l)ΔH＝－57.3kJ·mol－1。它表示25℃、101kPa時(shí)，稀的強(qiáng)酸與稀的強(qiáng)堿反應(yīng)生成生成水的量為1mol水時(shí)的反應(yīng)熱就是中和熱。6.內(nèi)能①內(nèi)能是體系內(nèi)物質(zhì)的各種能量的總和。②符號(hào)：U③影響因素：溫度、壓強(qiáng)和物質(zhì)的聚集狀態(tài)。7.焓及焓變=1\*GB3①焓的意義：焓是一個(gè)物理量，用來(lái)表示物質(zhì)所具有的能量，符號(hào)為H，用焓的變化來(lái)描述與反應(yīng)熱有關(guān)的能量變化。=2\*GB3②焓變：表示反應(yīng)產(chǎn)物的總焓與反應(yīng)物的總焓之差，符號(hào)用ΔH表示。a、數(shù)學(xué)表達(dá)式：ΔH=H（反應(yīng)產(chǎn)物）-H（反應(yīng)物）b、單位：kJ/mol或(kJ·mol－1)c、意義：在一定條件下，可以通過(guò)焓變（ΔH）來(lái)確定一個(gè)反應(yīng)是吸熱反應(yīng)還是放熱反應(yīng)。=3\*GB3③影響焓變的因素a、發(fā)生變化的物質(zhì)的焓變，在其他條件一定時(shí)與變化物質(zhì)的物質(zhì)的量成正比。b、焓變與反應(yīng)物、生成物之間的溫度、壓強(qiáng)有關(guān)。c、物質(zhì)在固態(tài)、液態(tài)、氣態(tài)之間進(jìn)行轉(zhuǎn)換時(shí)也伴隨能量的變化，所以焓變與物質(zhì)的聚集狀態(tài)有關(guān)。8.反應(yīng)熱與焓變的關(guān)系：ΔH是化學(xué)反應(yīng)在恒定壓強(qiáng)下且不與外界進(jìn)行電能、光能等其他能量的轉(zhuǎn)化時(shí)的反應(yīng)熱，即恒壓條件下進(jìn)行的反應(yīng)的反應(yīng)熱Q就是焓變，因此常用ΔH表示反應(yīng)熱。高中階段二者通用。9．化學(xué)反應(yīng)過(guò)程中能量變化的表現(xiàn)形式化學(xué)反應(yīng)過(guò)程中，不僅有物質(zhì)的變化，還有能量的變化。這種能量的變化常以熱能、電能、光能等形式表現(xiàn)出來(lái)。10.化學(xué)反應(yīng)中的能量變化=1\*GB2⑴從鍵能的角度分析化學(xué)反應(yīng)中能量的變化（微觀(guān)角度）以1molH2與1molCl2反應(yīng)生成2molHCl時(shí)放出184.6kJ的熱量為例，從微觀(guān)角度解釋化學(xué)反應(yīng)過(guò)程中的能量變化。解答此反應(yīng)過(guò)程的能量變化可表示如下：A、化學(xué)鍵斷裂時(shí)需要吸收能量,吸收的總能量為436kJ+143kJ=679kJ。B、化學(xué)鍵形成時(shí)需要釋放能量釋放的總能量為2×431kJ=862kJ。C、反應(yīng)熱的計(jì)算：862kJ－679kJ＝183kJ，即放出183kJ的能量。顯然，分析結(jié)果與實(shí)驗(yàn)測(cè)得的該反應(yīng)的反應(yīng)熱184.6kJ·mol－1很接近(一般用實(shí)驗(yàn)數(shù)據(jù)來(lái)表示反應(yīng)熱)?！練w納小結(jié)】（1）化學(xué)反應(yīng)過(guò)程中能量變化的微觀(guān)本質(zhì)是：化學(xué)鍵的斷鏈和形成時(shí)的能量差別是化學(xué)反應(yīng)伴隨能量變化的本質(zhì)原因。由鍵能求焓變的公式：ΔH=E（反應(yīng)物的總鍵能）-E（產(chǎn)物的總鍵能）（2）ΔH的正負(fù)和吸放熱反應(yīng)的關(guān)系=1\*GB3①放熱反應(yīng)：反應(yīng)完成時(shí)，生成生成物釋放的總能量大于反應(yīng)物吸收的總能量。由于反應(yīng)后放出熱量(釋放給環(huán)境)而使反應(yīng)體系的能量降低，故ΔH＜0或ΔH為“－”。=2\*GB3②吸熱反應(yīng)：反應(yīng)完成時(shí)，生成物釋放的總能量小于反應(yīng)物吸收的總能量。由于反應(yīng)后吸收環(huán)境熱量而使反應(yīng)體系的能量升高，故ΔH＞0或ΔH為“＋”。（2）從物質(zhì)所具有的能量角度分析化學(xué)反應(yīng)中能量的變化（宏觀(guān)角度）=1\*GB3①如果反應(yīng)物所具有的總能量大于生成物所具有的總能量，那么由反應(yīng)物轉(zhuǎn)化成生成物時(shí)能量主要轉(zhuǎn)變成熱量形式放出，這是放熱反應(yīng)。反之，如果反應(yīng)物所具有的總能量小于生成物所具有的總能量，反應(yīng)物就需要吸收熱量才能轉(zhuǎn)化為生成物，這是吸熱反應(yīng)。（如下圖）放熱反應(yīng)吸熱反應(yīng)=2\*GB3②由物質(zhì)的能量求焓變的公式：ΔH=E（產(chǎn)物的總能量）-E（反應(yīng)物的總能量）③圖解反應(yīng)熱與活化能的關(guān)系A(chǔ).在無(wú)催化劑的情況下，E1為正反應(yīng)的活化能，E2為逆反應(yīng)的活化能，ΔH＝E1－E2。B.催化劑能降低反應(yīng)所需活化能，但不影響焓變的大小。（3）放熱反應(yīng)和吸熱反應(yīng)的比較類(lèi)型放熱反應(yīng)吸熱反應(yīng)能量圖像化學(xué)反應(yīng)中的能量變化與計(jì)算①a表示斷裂舊化學(xué)鍵吸收的能量,也可以表示反應(yīng)的活化能。②b表示生成新化學(xué)鍵放出的能量,也可以表示活化分子變成生成物分子所放出的能量。③c表示反應(yīng)的反應(yīng)熱。ΔH=(a-b)kJ·mol-1=-ckJ·mol-1

ΔH=(a-b)kJ·mol-1=+ckJ·mol-1

ΔH=H(生成物)-H(反應(yīng)物),單位:kJ·mol-1

ΔH=反應(yīng)物鍵能總和-生成物鍵能總和,單位:kJ·mol-1

【特別提醒】比較ΔH的大小時(shí)，要連同“＋”、“－”包含在內(nèi)，類(lèi)似于數(shù)學(xué)上的正負(fù)數(shù)比較。如果只比較反應(yīng)放出熱量的多少，則只須比較數(shù)值大小，與“＋”、“－”無(wú)關(guān)。11.放熱反應(yīng)：①可燃物的燃燒②酸堿中和反應(yīng)③金屬與酸的置換反應(yīng)④物質(zhì)的緩慢氧化⑤鋁熱反應(yīng)⑥大多數(shù)化合反應(yīng)⑦由不穩(wěn)定物質(zhì)轉(zhuǎn)變?yōu)榉€(wěn)定物質(zhì)的反應(yīng)等12.吸熱反應(yīng)：①由穩(wěn)定物質(zhì)轉(zhuǎn)變成不穩(wěn)定物質(zhì)的反應(yīng)等。②鹽類(lèi)的水解反應(yīng)③Ba(OH)2·8H2O與NH4Cl的反應(yīng)④C和H2O(g)、C和CO2、N2和O2的反應(yīng)⑤大多數(shù)分解反應(yīng)13.正確判斷吸、放熱反應(yīng)①化學(xué)反應(yīng)總體遵循“分吸合放”規(guī)律，即大多數(shù)分解反應(yīng)吸熱，大多數(shù)化合反應(yīng)放熱，且化學(xué)反應(yīng)中吸熱反應(yīng)占少數(shù)，所以務(wù)必記住常見(jiàn)的吸熱反應(yīng)。②放熱反應(yīng)或吸熱反應(yīng)必須屬于化學(xué)變化，物質(zhì)的物理變化過(guò)程中，也會(huì)有能量的變化，不屬于吸熱反應(yīng)或放熱反應(yīng)。如醋酸的電離雖然要吸熱，但不能稱(chēng)為吸熱反應(yīng)，只能稱(chēng)為吸熱過(guò)程；同樣，水蒸氣轉(zhuǎn)變成液態(tài)水，也不能稱(chēng)為放熱反應(yīng)。=3\*GB3③化學(xué)反應(yīng)是放熱還是吸熱與反應(yīng)發(fā)生的條件沒(méi)有必然聯(lián)系。不同化學(xué)反應(yīng)發(fā)生的條件不同，有的常溫下就可以發(fā)生，有的則需要加熱，因此往往容易把在加熱條件下進(jìn)行的反應(yīng)認(rèn)為是吸熱反應(yīng)，而在常溫下進(jìn)行的反應(yīng)認(rèn)為是放熱反應(yīng)，其實(shí)兩者之間無(wú)必然聯(lián)系，常溫下進(jìn)行的反應(yīng)可能是放熱反應(yīng)，如中和反應(yīng)；也可能是吸熱反應(yīng)，如NH4Cl與Ba(OH)2·8H2O的反應(yīng)。加熱條件下進(jìn)行的反應(yīng)，可能是吸熱反應(yīng)，如C＋CO2==2CO；也可能是放熱反應(yīng)，如C＋O2==CO2。兩者的區(qū)別是放熱反應(yīng)撤去熱源后仍能進(jìn)行，吸熱反應(yīng)必須持續(xù)加熱才能繼續(xù)進(jìn)行。由上可見(jiàn)，反應(yīng)吸熱還是放熱與反應(yīng)條件無(wú)關(guān)，而是由反應(yīng)物總能量與生成物總能量的高低決定的。14.熱化學(xué)方程式（1）概念：能表示參加反應(yīng)物質(zhì)的量和反應(yīng)熱的關(guān)系的化學(xué)方程式，叫做熱化學(xué)方程式。（2）表示意義：熱化學(xué)方程式不僅表明了化學(xué)反應(yīng)中的物質(zhì)變化，也表明了化學(xué)反應(yīng)中的能量變化。例如：2H2(g)＋O2(g)=2H2O(l)ΔH＝－571.6kJ·mol－1，表示在25℃和101kPa下，2mol氣態(tài)H2與1mol氣態(tài)O2反應(yīng)生成2mol液態(tài)H2O時(shí)，放出571.6kJ的熱量。（3）熱化學(xué)方程式與普通化學(xué)方程式的區(qū)別化學(xué)方程式熱化學(xué)方程式化學(xué)計(jì)量數(shù)是整數(shù)，既可表示粒子個(gè)數(shù)，又可表示該物質(zhì)的物質(zhì)的量既可以是整數(shù)，也可以是分?jǐn)?shù)，只表示該物質(zhì)的物質(zhì)的量狀態(tài)不要求注明必須在化學(xué)式后注明正負(fù)號(hào)及單位無(wú)必須注明意義表明了化學(xué)反應(yīng)中的物質(zhì)變化不僅表明了化學(xué)反應(yīng)中的物質(zhì)變化，也表明了化學(xué)反應(yīng)中的能量變化（4）書(shū)寫(xiě)熱化學(xué)方程式的步驟及要求一寫(xiě)化學(xué)方程式——寫(xiě)出配平的化學(xué)方程式。二標(biāo)狀態(tài)——用s、1、g、aq標(biāo)明物質(zhì)的聚集狀態(tài)，不標(biāo)“↑”或“↓”。三標(biāo)條件——標(biāo)明反應(yīng)的溫度和壓強(qiáng)(101kPa、25℃時(shí)可不標(biāo)注)。四標(biāo)△H——在方程式后寫(xiě)出△H,并根據(jù)信息注明△H的“+”或“-”。五標(biāo)數(shù)值——根據(jù)化學(xué)計(jì)量數(shù)計(jì)算寫(xiě)出△H的值，并注明單位kJ·mol－1。（5）書(shū)寫(xiě)熱化學(xué)方程式的注意事項(xiàng)=1\*GB3①ΔH只能寫(xiě)在標(biāo)有反應(yīng)物和生成物狀態(tài)的化學(xué)方程式的右邊，并用“空格”隔開(kāi)。若為放熱反應(yīng)，ΔH為“－”；若為吸熱反應(yīng)，ΔH為“＋”。ΔH的單位一般為kJ·mol－1。=2\*GB3②注意反應(yīng)物和產(chǎn)物的聚集狀態(tài)不同，反應(yīng)熱數(shù)值不同。物質(zhì)的氣、液、固三態(tài)的變化與反應(yīng)熱的關(guān)系如下圖，因此，必須注明物質(zhì)的聚集狀態(tài)(s、l、g、aq)才能完整地體現(xiàn)出熱化學(xué)方程式的意義。熱化學(xué)方程式中不用標(biāo)“↑”或“↓”。=3\*GB3③ΔH的單位“kJ·mol－1”的含義——指每摩爾反應(yīng)。并不是指每摩爾具體物質(zhì)反應(yīng)時(shí)伴隨的能量變化是多少千焦，而是指給定形式的具體反應(yīng)以各物質(zhì)的化學(xué)計(jì)量數(shù)來(lái)計(jì)量其物質(zhì)的量時(shí)伴隨的能量變化。ΔH的值與化學(xué)方程式的寫(xiě)法有關(guān)，如果化學(xué)計(jì)量數(shù)加倍，則ΔH也要加倍。當(dāng)反應(yīng)逆向進(jìn)行時(shí)，其反應(yīng)熱與正反應(yīng)的反應(yīng)熱數(shù)值相等，符號(hào)相反。例如：已知H2(g)＋（1/2）O2(g)＝H2O(l)ΔH＝－285.8kJ·mol－1，則2H2(g)＋O2(g)＝2H2O(l)ΔH＝－571.6kJ·mol－1；H2O(l)＝H2(g)＋（1/2）O2(g)ΔH＝＋285.8kJ·mol－1。④可逆反應(yīng)中的“ΔH”表示的是完全反應(yīng)時(shí)對(duì)應(yīng)的焓變值，逆反應(yīng)的“ΔH”數(shù)值相等，符號(hào)相反。若按該反應(yīng)的化學(xué)計(jì)量數(shù)投料進(jìn)行反應(yīng)，由于可逆反應(yīng)不能進(jìn)行徹底，那么吸收或放出的熱量一定比該值小。15.燃燒熱（1）概念：在101kPa時(shí)，1mol純物質(zhì)完全燃燒生成指定產(chǎn)物時(shí)所放出的熱量。（2）單位：kJ·mol－1或kJ/mol（3）意義：甲烷的燃燒熱為890.3kJ·mol－1，或ΔH＝－890.3kJ·mol－1，它表示25℃、101kPa時(shí)，1mol甲烷完全燃燒生成1molCO2(g)和2molH2O(l)時(shí)放出890.3kJ的熱量。（4）書(shū)寫(xiě)：書(shū)寫(xiě)表示燃燒熱的熱化學(xué)方程式時(shí)，以燃燒1mol可燃物為標(biāo)準(zhǔn)來(lái)配平其余物質(zhì)的化學(xué)計(jì)量數(shù)，同時(shí)可燃物要完全燃燒且生成指定產(chǎn)物。例如：H2(g)＋O2(g)＝H2O(l)ΔH＝－285.8kJ·mol－1。（5）【特別提醒】關(guān)于燃燒熱的理解：①燃料1mol；②完全燃燒；③生成指定產(chǎn)物：C元素→CO2(g)、H元素→H2O(l)、S元素→SO2(g)、N元素→N2(g)、X(鹵素)→HX(g)；④燃燒熱的數(shù)值與化學(xué)計(jì)量數(shù)無(wú)關(guān)。（6）反應(yīng)熱與燃燒熱的比較反應(yīng)熱燃燒熱能量的變化放熱或吸熱放熱ΔH的大小放熱時(shí)，ΔH＜0；吸熱時(shí)，ΔH＞0ΔH＜0反應(yīng)物的量不限1mol純物質(zhì)生成物無(wú)要求指定產(chǎn)物熱化學(xué)方程式有無(wú)數(shù)個(gè)唯一（7）燃燒熱和中和熱的比較燃燒熱中和熱相同點(diǎn)能量變化放熱ΔH及其單位ΔH＜0，單位均為kJ·mol－1不同點(diǎn)反應(yīng)物的量1mol不一定為1mol生成物的量不確定生成水的量為1mol反應(yīng)熱的含義101kPa時(shí)，1mol純物質(zhì)完全燃燒生成穩(wěn)定的氧化物時(shí)所放出的熱量，即C→CO2(g)、H→H2O(l)、S→SO2(g)、N元素→N2(g)、X(鹵素)→HX(g)。在稀溶液里，酸與堿發(fā)生中和反應(yīng)生成1mol水時(shí)所放出的熱量表示方法燃燒熱ΔH＝－akJ·mol－1(a＞0)強(qiáng)酸與強(qiáng)堿反應(yīng)的中和熱ΔH＝－57.3kJ·mol－1特點(diǎn)物質(zhì)燃燒一定放熱，ΔH一定為負(fù)值弱酸、弱堿電離吸熱，中和熱數(shù)值比57.3小，有沉淀生成的中和熱數(shù)值比57.3大16.蓋斯定律（1）內(nèi)容：對(duì)于一個(gè)化學(xué)反應(yīng)，無(wú)論是一步完成還是分幾步完成，其反應(yīng)熱是相同的。即：化學(xué)反應(yīng)的反應(yīng)熱只與反應(yīng)體系的始態(tài)和終態(tài)有關(guān)，而與反應(yīng)的途徑無(wú)關(guān)。（2）本質(zhì)：能量守恒定律（3）意義：應(yīng)用蓋斯定律可以間接計(jì)算以下情況(不能直接測(cè)定)的反應(yīng)熱a.反應(yīng)進(jìn)行得很慢的反應(yīng)；b.不容易直接發(fā)生的反應(yīng)；c.伴有副反應(yīng)發(fā)生的反應(yīng)。（4）對(duì)蓋斯定律的理解a.從反應(yīng)途徑角度：反應(yīng)熱只與始態(tài)、終態(tài)有關(guān)，與途徑無(wú)關(guān)。b.從能量角度：不管反應(yīng)歷程如何，一個(gè)反應(yīng)的反應(yīng)熱只取決于反應(yīng)物與生成物的總能量的差值。從S→L，△H1<0，體系放熱，從L→S，△H2>0，體系吸熱，據(jù)能量守恒，△H1+△H2=0。c.從反應(yīng)熱角度：則ΔH＝ΔH1＋ΔH2=ΔH3+ΔH4+ΔH5。17.反應(yīng)熱的計(jì)算（1）利用熱化學(xué)方程式進(jìn)行有關(guān)計(jì)算反應(yīng)熱與反應(yīng)物各物質(zhì)的物質(zhì)的量成正比，根據(jù)已知的熱化學(xué)方程式和已知的反應(yīng)物或生成物的物質(zhì)的量或反應(yīng)吸收或放出的熱量，可以把反應(yīng)熱當(dāng)作“產(chǎn)物”，計(jì)算反應(yīng)放出或吸收的熱量。（2）根據(jù)燃燒熱數(shù)據(jù)，計(jì)算反應(yīng)放出的熱量計(jì)算公式：Q＝燃燒熱×n(可燃物的物質(zhì)的量)（3）根據(jù)反應(yīng)物和生成物的總能量計(jì)算:△H=E生成物-E反應(yīng)物。（4）根據(jù)舊鍵斷裂和新鍵形成過(guò)程中的能量差計(jì)算焓變?nèi)舴磻?yīng)物舊化學(xué)鍵斷裂吸收能量E1，生成物新化學(xué)鍵形成放出能量E2，則反應(yīng)的ΔH＝E1－E2。（5）利用鍵能計(jì)算反應(yīng)熱的方法A.熟記反應(yīng)熱ΔH的計(jì)算公式:ΔH＝E(反應(yīng)物的總鍵能之和)－E(生成物的總鍵能之和)B.計(jì)算關(guān)鍵：利用鍵能計(jì)算反應(yīng)熱的關(guān)鍵，就是要算清物質(zhì)中化學(xué)鍵的種類(lèi)和數(shù)目?！疽族e(cuò)提醒】規(guī)避易失分點(diǎn)：計(jì)算物質(zhì)中鍵的個(gè)數(shù)時(shí)，不能忽略物質(zhì)的結(jié)構(gòu)，如1mol晶體硅中含2molSi—Si鍵，1molSiO2中含4molSi—O鍵，注意特殊物質(zhì)中鍵數(shù)的判斷：物質(zhì)(1mol)P4C(金剛石)石墨SiSiO2CO2CH4化學(xué)鍵P—PC—CC—CSi—SiSi—OC=OC—H鍵數(shù)(mol)621.52424（6）根據(jù)中和熱計(jì)算反應(yīng)熱的方法：中和反應(yīng)放出的熱量＝n(H2O)×|ΔH|（7）利用蓋斯定律計(jì)算A.運(yùn)用蓋斯定律的技巧——“三調(diào)一加”一調(diào)：根據(jù)目標(biāo)熱化學(xué)方程式，調(diào)整已知熱化學(xué)方程式中反應(yīng)物和生成物的左右位置，改寫(xiě)已知的熱化學(xué)方程式。二調(diào)：根據(jù)改寫(xiě)的熱化學(xué)方程式調(diào)整相應(yīng)ΔH的符號(hào)。三調(diào)：調(diào)整中間物質(zhì)的化學(xué)計(jì)量數(shù)。一加：將調(diào)整好的熱化學(xué)方程式及其ΔH相加。B.運(yùn)用蓋斯定律的三個(gè)注意事項(xiàng)①熱化學(xué)方程式乘以某一個(gè)數(shù)時(shí)，反應(yīng)熱的數(shù)值必須也乘上該數(shù)。②熱化學(xué)方程式相加減時(shí)，物質(zhì)之間相加減，反應(yīng)熱也必須相加減。③將一個(gè)熱化學(xué)方程式顛倒時(shí)，ΔH的“＋”“－”隨之改變，但數(shù)值不變?！兜诙禄瘜W(xué)反應(yīng)速率與化學(xué)平衡》回看索引P26：探究定性與定量研究影響化學(xué)反應(yīng)速率的因素實(shí)驗(yàn)探究I：完成反應(yīng)的離子方程式，硫酸起酸的作用，Na2S2O3發(fā)生歧化反應(yīng)。實(shí)驗(yàn)探究II：明確實(shí)驗(yàn)?zāi)康?，如何檢查該裝置的氣密性？[關(guān)閉分液漏斗活塞，向外（內(nèi)）拉（壓）針筒活塞，松開(kāi)后又回到原來(lái)的位置，表明裝置不漏氣。]P27：自由基、基元反應(yīng)、有效碰撞P27:大量實(shí)驗(yàn)證明，溫度每升高10℃，化學(xué)反應(yīng)速率通常增大為原來(lái)的2—4倍。P28：活化分子、活化能P28：活化能和簡(jiǎn)單碰撞理論解釋影響化學(xué)反應(yīng)速率的因素P30：科學(xué)·技術(shù)·社會(huì)飛秒化學(xué)P30：T2P31：T6P33：化學(xué)平衡狀態(tài)，簡(jiǎn)稱(chēng)化學(xué)平衡P33：方法導(dǎo)引——圖像分析P34：濃度商、化學(xué)平衡常數(shù)（固體或液體純物質(zhì)一般不列入濃度商和平衡常數(shù)），化學(xué)平衡常數(shù)的表達(dá)式的正確書(shū)寫(xiě)，只與溫度有關(guān)。P34：一般來(lái)說(shuō)，當(dāng)K＞105時(shí)，該反應(yīng)就進(jìn)行得基本完全P36：【實(shí)驗(yàn)2-1】濃度對(duì)化學(xué)平衡的影響用平衡移動(dòng)原理解釋在血紅色溶液中加入鐵粉顏色變淺。[血紅色溶液中存在如下平衡：Fe3++3SCN-≒Fe(SCN)3，加入鐵粉時(shí)，2Fe3++Fe=3Fe2+平衡左移，F(xiàn)e(SCN)3濃度變小，血紅色變淺。加入KSCN時(shí)，F(xiàn)e3++3SCN-≒Fe(SCN)3平衡右移]。P37：濃度商與平衡常數(shù)的大小關(guān)系可以判斷化學(xué)平衡移動(dòng)的方向P38：【實(shí)驗(yàn)2-2】壓強(qiáng)對(duì)化學(xué)平衡的影響P39：【實(shí)驗(yàn)2-3】溫度對(duì)化學(xué)平衡的影響記住該反應(yīng)為放熱反應(yīng)。升高溫度，平衡左移，阻止溫度升高，但溫度最終比原來(lái)高，顏色變深；降低溫度，平衡右移，阻止溫度降低，但最終比原來(lái)低，顏色變淺。理解只能減弱不能抵消。P40：勒夏特列原理P40：科學(xué)史話(huà)——勒夏特列P42：T4、T5P44：熵、熵增、孤立體系、絕熱體系P45：資料卡片——自由能與化學(xué)反應(yīng)的方向自由能的變化。具體某反應(yīng)能自發(fā)進(jìn)行的時(shí)，判斷外界條件。如：2NO(g)＋2CO(g)=N2(g)＋2CO2(g)，在常溫下能自發(fā)進(jìn)行，則該反應(yīng)的△H＜0。P46：以工業(yè)合成氨為例進(jìn)行化學(xué)反應(yīng)的調(diào)控：壓強(qiáng)：10~30MPa，溫度：400~500℃，催化劑：鐵觸媒合成氨一般選擇400~500℃進(jìn)行的重要原因是鐵觸媒在500℃左右時(shí)的活性最大。P48：催化劑“中毒”：因吸附或沉積毒物而使催化劑活性降低或喪失的過(guò)程。P49：圖2-13合成氨生產(chǎn)流程示意圖P53：T4、T5、T6P54：T7、T8、T9P55-56：實(shí)驗(yàn)活動(dòng)1探究影響化學(xué)平衡移動(dòng)的因素《第二章化學(xué)反應(yīng)速率與化學(xué)平衡》重點(diǎn)知識(shí)總結(jié)1.化學(xué)反應(yīng)速率概念及表示方法（1）概念：用來(lái)衡量化學(xué)反應(yīng)進(jìn)行快慢的物理量（2）表示方法：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。（3）數(shù)學(xué)表達(dá)式及單位：v＝eq\f(Δc,Δt)，單位為mol·L－1·min－1或mol·L－1·s－1。（4）同一反應(yīng)中各物質(zhì)化學(xué)反應(yīng)速率的關(guān)系mA（g）+nB（g）pY（g）+qZ（g）a.同一反應(yīng)在同一時(shí)間內(nèi)，用不同物質(zhì)來(lái)表示的反應(yīng)速率可能不同，但表示的意義相同，且反應(yīng)速率的數(shù)值之比等于這些物質(zhì)在化學(xué)方程式中的化學(xué)計(jì)量數(shù)之比。b.在反應(yīng)aA(g)＋bB(g)cC(g)＋dD(g)中，存在v(A)∶v(B)∶v(C)∶v(D)＝a∶b∶c∶d2．化學(xué)反應(yīng)速率計(jì)算的4個(gè)方法（1）定義式法：a.常規(guī)公式：v＝＝①常用單位：mol·L－1·s－1或mol·L－1·min－1或mol·L－1·h－1②適用范圍：表示氣體物質(zhì)或溶液中可溶性物質(zhì)的速率，不表示固體或純液體物質(zhì)的速率b.非常規(guī)公式：v＝（X代表n、P、m、V等量）①常用單位：mol·min－1、Pa·min－1、g·min－1、L·min－1②適用范圍：任何物質(zhì)的反應(yīng)速率（2）比例關(guān)系式法：化學(xué)反應(yīng)速率之比＝物質(zhì)的量濃度變化之比＝物質(zhì)的量變化之比＝化學(xué)計(jì)量數(shù)之比。對(duì)于反應(yīng)mA(g)＋nB(g)=pC(g)＋qD(g)來(lái)說(shuō)，v(A)∶v(B)∶v(C)∶v(D)＝m∶n∶p∶q?！疽族e(cuò)提醒】同一化學(xué)反應(yīng)用不同物質(zhì)表示的反應(yīng)速率其數(shù)值可能不同，因此，一定要標(biāo)明是哪種具體物質(zhì)的反應(yīng)速率。（3）三段式法：列起始量、轉(zhuǎn)化量、最終量，再根據(jù)定義式或比例關(guān)系計(jì)算。（4）從圖像中獲取計(jì)算的數(shù)據(jù)及依據(jù)圖像求反應(yīng)速率的步驟①?gòu)膱D像中獲取計(jì)算的數(shù)據(jù)縱坐標(biāo)可以是物質(zhì)的量，也可以是物質(zhì)的量濃度，橫坐標(biāo)是時(shí)間。例如：某溫度時(shí)，在定容（VL）容器中，X、Y、Z三種物質(zhì)的物質(zhì)的量隨時(shí)間的變化曲線(xiàn)如圖所示。根據(jù)圖像可進(jìn)行如下計(jì)算：A.求某物質(zhì)的平均速率、轉(zhuǎn)化率，如：v（X）＝n1-n3VB.確定化學(xué)方程式中的化學(xué)計(jì)量數(shù)之比，如：X、Y、Z三種物質(zhì)的化學(xué)計(jì)量數(shù)之比為（n1－n3）∶（n2－n3）∶n2。②依據(jù)圖像求反應(yīng)速率的步驟第一步：找出橫、縱坐標(biāo)對(duì)應(yīng)的物質(zhì)的量；第二步：將圖中的變化量轉(zhuǎn)化成相應(yīng)的濃度變化量；第三步：根據(jù)公式v＝eq\f(Δc,Δt)進(jìn)行計(jì)算。3.化學(xué)反應(yīng)速率的實(shí)驗(yàn)測(cè)定（1）定性描述:（根據(jù)實(shí)驗(yàn)現(xiàn)象）①觀(guān)察產(chǎn)生氣泡的快、慢；②觀(guān)察試管中剩余鋅粒的質(zhì)量的多、少；③用手觸摸試管，感受試管外壁溫度的高、低（2）定量描述：（根據(jù)實(shí)驗(yàn)測(cè)量，單位時(shí)間內(nèi)）①測(cè)定氣體的體積;②測(cè)定物質(zhì)的物質(zhì)的量的變化；③測(cè)定物質(zhì)或離子的濃度變化；④測(cè)定體系的溫度或測(cè)定反應(yīng)的熱量變化。（3）測(cè)量化學(xué)反應(yīng)速率的常見(jiàn)方法①量氣法②比色法③電導(dǎo)法④激光技術(shù)法（4）化學(xué)反應(yīng)速率的測(cè)量——實(shí)驗(yàn)a.反應(yīng)原理：Zn＋H2SO4＝ZnSO4＋H2↑b.實(shí)驗(yàn)裝置c.測(cè)量數(shù)據(jù)①單位時(shí)間內(nèi)收集氫氣的體積；②收集相同體積氫氣所需要的時(shí)間③用pH計(jì)測(cè)相同時(shí)間內(nèi)pH變化，即△c(H＋)。④用傳感器測(cè)△c(Zn2＋)變化。⑤測(cè)相同時(shí)間內(nèi)△m(Zn)。⑥相同時(shí)間內(nèi)恒容壓強(qiáng)變化；⑦相同時(shí)間內(nèi)絕熱容器中溫度變化。4．影響化學(xué)反應(yīng)速率內(nèi)因：反應(yīng)物的組成、結(jié)構(gòu)和性質(zhì)等因素。5．影響化學(xué)反應(yīng)速率外界因素（其他條件相同）（1）溫度①基本規(guī)律：溫度越高，化學(xué)反應(yīng)速率越快②經(jīng)驗(yàn)規(guī)律：一般溫度每升高10℃，其反應(yīng)速率增加2～4倍（2）壓強(qiáng)：氣體反應(yīng)的壓強(qiáng)越大，化學(xué)反應(yīng)速率越快（3）濃度：濃度越大，化學(xué)反應(yīng)速率越快（4）催化劑：使用適當(dāng)?shù)拇呋瘎┛梢燥@著改變化學(xué)反應(yīng)速率（5）接觸面積：反應(yīng)物的顆粒越小，接觸面積越大，化學(xué)反應(yīng)速率越快（6）原電池：形成原電池，可以加快氧化還原反應(yīng)的速率6．特殊情況（1）溫度①催化反應(yīng)，升高溫度，催化劑可能失活，反應(yīng)速率減慢②有機(jī)反應(yīng)，升高溫度，有可能發(fā)生副反應(yīng)，主反應(yīng)速率減慢（2）壓強(qiáng)①改變非氣體反應(yīng)的壓強(qiáng)，反應(yīng)速率不變②改變等體反應(yīng)的壓強(qiáng)，v正和v逆變化幅度相同（3）濃度①固體和純液體的濃度為定值，改變固體或純液體的用量，反應(yīng)速率不變②加入固體物質(zhì)，有可能改變接觸面積，反應(yīng)速率可能加快（4）無(wú)關(guān)氣體①恒容容器通無(wú)關(guān)氣體，壓強(qiáng)增大，濃度不變，速率不變②恒壓容器通無(wú)關(guān)氣體，體積變大，濃度減小，速率減慢7.活化能（1）基元反應(yīng)①含義：大多數(shù)化學(xué)反應(yīng)都是分幾步完成的，其中的每一步反應(yīng)叫基元反應(yīng)。②特點(diǎn)：大多數(shù)化學(xué)反應(yīng)都是由幾個(gè)基元反應(yīng)組成的。（2）反應(yīng)歷程（反應(yīng)機(jī)理）：大多數(shù)化學(xué)反應(yīng)并不是經(jīng)過(guò)簡(jiǎn)單碰撞就能完成的，而往往經(jīng)過(guò)多個(gè)反應(yīng)步驟才能實(shí)現(xiàn)。反應(yīng)歷程就是多個(gè)基元反應(yīng)構(gòu)成的反應(yīng)序列。反應(yīng)歷程中的每一步反應(yīng)都稱(chēng)為基元反應(yīng)。（3）有效碰撞理論與活化能a.相關(guān)概念①有效碰撞：能夠發(fā)生化學(xué)反應(yīng)的反應(yīng)物分子的碰撞；②活化分子一能量較高，能夠發(fā)生有效碰撞的分子；③活化能：活化分子的平均能量與所有反應(yīng)物分子的平均能量的差。b.發(fā)生有效碰撞的條件①發(fā)生效碰撞的分子具有較高的能量；②碰撞時(shí)有合適的取向。8．反應(yīng)歷程中的速率（1）決速反應(yīng)：活化能最大的反應(yīng)或速率最慢的反應(yīng)；（2）決速濃度：最慢反應(yīng)中反應(yīng)物的濃度決定總反應(yīng)的反應(yīng)速率。（3）實(shí)例：H2（g）＋I(xiàn)2（g）2HI（g），它的反應(yīng)歷程可能是如下兩步基元反應(yīng)：①I(mǎi)2I＋I(xiàn)（快）②H2＋2I2HI（慢），其中慢反應(yīng)為整個(gè)反應(yīng)的決速步驟。9．活化分子、有效碰撞與反應(yīng)速率的關(guān)系（1）關(guān)系：活化分子的百分?jǐn)?shù)越大，單位時(shí)間內(nèi)有效碰撞的次數(shù)越多，化學(xué)反應(yīng)速率越快。（2）解釋解釋說(shuō)明：①影響化學(xué)反應(yīng)速率的內(nèi)因——反應(yīng)物的組成、結(jié)構(gòu)和性質(zhì)，決定了反應(yīng)的活化能的大??；②使用催化劑可降低反應(yīng)的活化能，增大了活化分子百分?jǐn)?shù)，進(jìn)而單位體積內(nèi)活化分子數(shù)增大，從而增大反應(yīng)速率；③升高反應(yīng)體系的溫度，吸收能量，可增大活化分子百分?jǐn)?shù)，進(jìn)而單位體積內(nèi)活化分子數(shù)增大，從而增大反應(yīng)速率；④增大反應(yīng)物的濃度，單位體積內(nèi)分子總數(shù)增大，活化分子百分?jǐn)?shù)不變，單位體積內(nèi)活化分子數(shù)增大，從而增大反應(yīng)速率；⑤增大氣體壓強(qiáng)，減小反應(yīng)體系的體積，單位體積內(nèi)分子總數(shù)增大，活化分子百分?jǐn)?shù)不變，單位體積內(nèi)活化分子數(shù)增大，從而增大反應(yīng)速率；⑥增大固體的表面積，增大單體時(shí)間和單體體積內(nèi)的有效碰撞次數(shù)，從而增大反應(yīng)速率。（3）催化劑對(duì)反應(yīng)的影響①催化劑參與反應(yīng)，降低反應(yīng)的活化能，加快反應(yīng)速率②催化劑不能改變反應(yīng)熱，可以降低反應(yīng)所需的溫度，減小反應(yīng)的能耗③總反應(yīng)的活化能大于催化反應(yīng)過(guò)程中各分反應(yīng)的活化能④催化劑具有選擇性：相同反應(yīng)物用不同催化劑生成物不同A+BCA+BD10.可逆反應(yīng)（1）可逆反應(yīng)的概念：一定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)行的化學(xué)反應(yīng)。（2）表示方法：可逆反應(yīng)在寫(xiě)化學(xué)方程式時(shí)不用“”而用“”。如工業(yè)制硫酸時(shí)，SO2與O2的反應(yīng)是可逆反應(yīng)，化學(xué)方程式為。（3）可逆反應(yīng)的特點(diǎn)：①雙向：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。②雙同：由正反應(yīng)和逆反應(yīng)2個(gè)反應(yīng)組成，分別用v(正)和v(逆)來(lái)衡量各自反應(yīng)進(jìn)行的快慢，并同時(shí)進(jìn)行。③共存：反應(yīng)不能進(jìn)行到底，反應(yīng)物和生成物同時(shí)存在。④相反：正反應(yīng)和逆反應(yīng)的熱效應(yīng)相反。⑤限度：若條件保持一定，最終都會(huì)建立一個(gè)化學(xué)平衡狀態(tài)，即可逆反應(yīng)在一定條件下有限度，任一組分的轉(zhuǎn)化率都小于100%，即不能全部轉(zhuǎn)化。11.化學(xué)平衡狀態(tài):在一定條件下的可逆反應(yīng)中，當(dāng)反應(yīng)進(jìn)行到一定程度時(shí)，正反應(yīng)速率和逆反應(yīng)速率相等，反應(yīng)物的濃度和生成物的濃度保持不變的狀態(tài)。12.化學(xué)平衡的特征（1）逆:可逆反應(yīng)；（2）動(dòng):化學(xué)平衡是一種動(dòng)態(tài)平衡，v（正）=v（逆）≠0；（3）等:正反應(yīng)速率=逆反應(yīng)速率；（4）定:反應(yīng)物和生成物的質(zhì)量或濃度保持不變；（5）變:條件改變，平衡狀態(tài)可能改變，新條件下建立新的化學(xué)平衡。13.化學(xué)平衡的標(biāo)志1）動(dòng)態(tài)（速率）標(biāo)志（本質(zhì)標(biāo)志）：v正＝v逆≠0（1）同一組分的生成速率和消耗速率相等（2）不同物質(zhì)，必須標(biāo)明是“異向”的反應(yīng)速率關(guān)系，正逆反應(yīng)速率比等于化學(xué)計(jì)量數(shù)之比2）宏觀(guān)（靜態(tài)）標(biāo)志：某些量開(kāi)始變化，后來(lái)不變，即變量不變。（1）一定達(dá)到平衡的情況①某組分的質(zhì)量、物質(zhì)的量、濃度、顏色不再變化②反應(yīng)物的轉(zhuǎn)化率不再變化（2）特殊情形①絕熱容器：容器的溫度不變時(shí)，一定達(dá)到平衡狀態(tài)②可逆電池：電流或電壓等于零時(shí)，一定達(dá)到平衡狀態(tài)（3）判斷化學(xué)平衡狀態(tài)的常用公式①混合氣體的密度：ρ＝＝②混合氣體的平均摩爾質(zhì)量：＝＝③氣體狀態(tài)方程：PV＝nRT3）限度標(biāo)志（1）反應(yīng)物的轉(zhuǎn)化率最大，百分含量最小（2）生成物的產(chǎn)率最大，百分含量最大（3）圖像獲取①前提：在多個(gè)相同的容器中，加入相同量的反應(yīng)物②過(guò)程：測(cè)相同時(shí)間內(nèi)，不同條件下相關(guān)量，描點(diǎn)繪出圖像（4）圖像解讀①極限點(diǎn)：剛好達(dá)到平衡②極限點(diǎn)前：非平衡點(diǎn)，受速率控制，加催化劑，反應(yīng)物的轉(zhuǎn)化率變大③極限點(diǎn)后：新平衡點(diǎn)，受平衡控制，加催化劑，反應(yīng)物的轉(zhuǎn)化率不變4）幾種特殊反應(yīng)的平衡依據(jù)（1）量比不變型①反應(yīng)物或生成物量的比不變，不一定達(dá)到平衡狀態(tài)②反應(yīng)物和生成物量的比不變，一定達(dá)到平衡狀態(tài)（2）量相等型①反應(yīng)物和生成物的量相等，不一定達(dá)平衡狀態(tài)②反應(yīng)物和反應(yīng)物的量相等，不一定達(dá)平衡狀態(tài)③量不變≠量相等≠量或量的比等于某一具體的數(shù)（3）等體反應(yīng)型：3A（g）2B（g）+C（g）①恒溫恒壓：混合氣體的體積不變，一定達(dá)到平衡狀態(tài)②恒溫恒容：混合氣體的壓強(qiáng)不變，不一定達(dá)到平衡狀態(tài)（4）固液參與型：2A（g）2B（g）+C（s）①混合氣體的密度不變，一定達(dá)到平衡狀態(tài)（恒T、V）②混合氣體的平均摩爾質(zhì)量不變，一定達(dá)到平衡狀態(tài)（5）固液分解型：2A（s）2B（g）+C（g）①混合氣體的密度不變，一定達(dá)到平衡狀態(tài)（恒T、V）②混合氣體的平均摩爾質(zhì)量不變，不一定達(dá)到平衡狀態(tài)③某種氣體組分的物質(zhì)的量分?jǐn)?shù)不變，不一定達(dá)到平衡狀態(tài)5）注意平衡標(biāo)志和平衡特征的區(qū)別（1）平衡標(biāo)志：能夠說(shuō)明反應(yīng)達(dá)到平衡狀態(tài)的某些事實(shí)（2）平衡特征：平衡時(shí)存在的某些事實(shí)，但不一定能用于判斷是否達(dá)到平衡14.【易錯(cuò)歸納】下列標(biāo)志不能判斷化學(xué)反應(yīng)是否達(dá)到平衡①反應(yīng)組分的物質(zhì)的量之比等于化學(xué)方程式中相應(yīng)物質(zhì)的化學(xué)計(jì)量數(shù)之比。②恒溫恒容下的氣體體積不變的反應(yīng)，體系的壓強(qiáng)或總物質(zhì)的量不再隨時(shí)間而變化，如2HI(g)H2(g)＋I(xiàn)2(g)。③全是氣體參加的氣體體積不變的反應(yīng)，體系的平均相對(duì)分子質(zhì)量不再隨時(shí)間而變化，如2HI(g)H2(g)＋I(xiàn)2(g)。④全是氣體參加的反應(yīng)，恒容條件下體系的密度保持不變。15.濃度平衡常數(shù)Kc（1）概念①條件：一定溫度下一個(gè)可逆反應(yīng)達(dá)到化學(xué)平衡狀態(tài)時(shí)②敘述：生成物濃度的系數(shù)次冪之積與反應(yīng)物濃度的系數(shù)次冪之積的比值，叫化學(xué)平衡常數(shù)③符號(hào)：Kc（2）表達(dá)式①可逆反應(yīng)：aA（g）+bB（g）cC（g）+dD（g）②表達(dá)式：Kc＝（固體和液體不列入平衡常數(shù)表達(dá)式）③單位：（mol·L－1）（c+d）－（a+b）④平衡常數(shù)與書(shū)寫(xiě)方式的關(guān)系a.正逆反應(yīng)平衡常數(shù)的關(guān)系是：Kc正·Kc逆＝1b.化學(xué)計(jì)量數(shù)變成n倍，平衡常數(shù)變?yōu)閚次方倍c.反應(yīng)③＝反應(yīng)①+反應(yīng)②，則：△H3＝△H1+△H2，K3＝K1·K2c.反應(yīng)③＝反應(yīng)①－反應(yīng)②，則：△H3＝△H1－△H2，K3＝d.反應(yīng)③＝a×反應(yīng)①－×反應(yīng)②，則：△H3＝a△H1－△H2，K3＝（3）速率常數(shù)和平衡常數(shù)的關(guān)系A(chǔ).基元反應(yīng)：aA（g）+bB（g）cC（g）+dD（g）B.速率方程①抽象化速率方程：籠統(tǒng)的正逆反應(yīng)速率v正＝k正·ca（A）·cb（B）、v逆＝k逆·cc（C）·cd（D）②具體化速率方程：以具體物質(zhì)表示的正逆反應(yīng)速率vA正＝k正·ca（A）·cb（B）、vC逆＝k逆·cc（C）·cd（D）C.速率常數(shù)和平衡常數(shù)的關(guān)系①抽象化：平衡條件v正＝v逆，＝＝Kc①具體化：平衡條件＝，＝×＝×Kc（4）升溫對(duì)k正、k逆的影響①放熱反應(yīng)：K值減??；k正值增大，k逆值增大，k逆變化更大②吸熱反應(yīng)：K值增大；k正值增大，k逆值增大，k正變化更大（5）K的意義①對(duì)于同類(lèi)型反應(yīng)，平衡常數(shù)的大小反映了化學(xué)反應(yīng)可能進(jìn)行的程度；②平衡常數(shù)的數(shù)值越大，反應(yīng)物的轉(zhuǎn)化率越大，說(shuō)明反應(yīng)可以進(jìn)行得越完全。K值＜10－510－5～105＞105反應(yīng)程度很難進(jìn)行反應(yīng)可逆進(jìn)行完全（6）影響因素①內(nèi)因：反應(yīng)物的本身性質(zhì)（某一具體反應(yīng)）。②外因：反應(yīng)體系的溫度，升高溫度。16.濃度熵：Qc＝（1）濃度為任意時(shí)刻的濃度（2）意義：Q越大，反應(yīng)逆向進(jìn)行的程度越大（3）應(yīng)用：判斷反應(yīng)是否達(dá)到平衡或反應(yīng)進(jìn)行的方向①Q(mào)＞Kc，反應(yīng)逆向進(jìn)行，v正＜v逆②Q＝Kc，反應(yīng)達(dá)到平衡狀態(tài)，v正＝v逆③Q＜Kc，反應(yīng)正向進(jìn)行，v正＞v逆17.化學(xué)平衡常數(shù)的應(yīng)用（1）判斷、比較可逆反應(yīng)進(jìn)行的程度一般來(lái)說(shuō)，一定溫度下的一個(gè)具體的可逆反應(yīng)：K值正反應(yīng)進(jìn)行的程度平衡時(shí)生成物濃度平衡時(shí)反應(yīng)物濃度反應(yīng)物轉(zhuǎn)化率越大越大越大越小越高越小越小越小越大越低【特別提醒】K值大小與反應(yīng)程度的關(guān)系K<10－510－5～105>105反應(yīng)程度很難進(jìn)行反應(yīng)可逆反應(yīng)接近完全（2）判斷正在進(jìn)行的可逆反應(yīng)是否達(dá)到平衡或反應(yīng)進(jìn)行的方向?qū)τ诳赡娣磻?yīng)：mA(g)＋nB(g)pC(g)＋qD(g)，濃度商Qc＝eq\f(cp(C)·cq(D),cm(A)·cn(B))，則將濃度商和平衡常數(shù)作比較可判斷可逆反應(yīng)所處的狀態(tài)。eq\b\lc\{(\a\vs4\al\co1(Qc<K：反應(yīng)向正反應(yīng)方向進(jìn)行，v正>v逆,Qc＝K：反應(yīng)處于化學(xué)平衡狀態(tài)，v正＝v逆,Qc>K：反應(yīng)向逆反應(yīng)方向進(jìn)行，v正<v逆))（3）判斷可逆反應(yīng)的熱效應(yīng)①eq\a\vs4\al(升高溫度)：eq\a\vs4\al(K值增大→正反應(yīng)為吸熱反應(yīng))；eq\a\vs4\al(K值減小→正反應(yīng)為放熱反應(yīng))。②eq\a\vs4\al(降低溫度)：eq\a\vs4\al(K值增大→正反應(yīng)為放熱反應(yīng))；eq\a\vs4\al(K值減小→正反應(yīng)為吸熱反應(yīng))。（4）計(jì)算平衡體系中的相關(guān)量根據(jù)相同溫度下，同一反應(yīng)的平衡常數(shù)不變，計(jì)算反應(yīng)物或生成物的濃度、轉(zhuǎn)化率、反應(yīng)速率等。注意：計(jì)算時(shí)注意問(wèn)題①平衡量必須為平衡時(shí)的濃度②等體反應(yīng)：可以用平衡時(shí)的物質(zhì)的量代替平衡時(shí)的濃度③恒壓條件下：先計(jì)算平衡體積，再算平衡常數(shù)18.壓強(qiáng)平衡常數(shù)Kp（1）Kp含義：在化學(xué)平衡體系中，用各氣體物質(zhì)的分壓替代濃度計(jì)算的平衡常數(shù)叫壓強(qiáng)平衡常數(shù)。（2）計(jì)算技巧：第一步，根據(jù)“三段式”法計(jì)算平衡體系中各物質(zhì)的物質(zhì)的量或物質(zhì)的量濃度；第二步，計(jì)算各氣體組分的物質(zhì)的量分?jǐn)?shù)或體積分?jǐn)?shù)；第三步，根據(jù)分壓計(jì)算公式求出各氣體物質(zhì)的分壓，某氣體的分壓＝氣體總壓強(qiáng)×該氣體的體積分?jǐn)?shù)(或物質(zhì)的量分?jǐn)?shù))；第四步，根據(jù)平衡常數(shù)計(jì)算公式代入計(jì)算。例如，N2(g)＋3H2(g)2NH3(g)，壓強(qiáng)平衡常數(shù)表達(dá)式為Kp＝eq\f(p2NH3,pN2·p3H2)。19.化學(xué)平衡移動(dòng)（1）概念：當(dāng)一個(gè)可逆反應(yīng)達(dá)到平衡后，由于溫度、壓強(qiáng)、濃度的變化而使可逆反應(yīng)由一個(gè)平衡狀態(tài)變?yōu)榱硪粋€(gè)平衡狀態(tài)的過(guò)程。（2）化學(xué)平衡移動(dòng)的過(guò)程：正正=逆正>逆正逆′正=′逆反應(yīng)開(kāi)始尚未平衡化學(xué)平衡狀態(tài)正向或逆向移動(dòng)新的化學(xué)平衡狀態(tài)建立新平衡化學(xué)平衡移動(dòng)（3）平衡移動(dòng)方向的判斷a.根據(jù)速率判斷①若v（正）＞v（逆），則平衡正向移動(dòng)。②若v（正）＝v（逆），則平衡不移動(dòng)。③若v（正）＜v（逆），則平衡逆向移動(dòng)。b.根據(jù)結(jié)果判斷①如果平衡移動(dòng)的結(jié)果使反應(yīng)產(chǎn)物濃度更大，則稱(chēng)平衡正向移動(dòng)或向右移動(dòng)；②如果平衡移動(dòng)的結(jié)果使反應(yīng)產(chǎn)物濃度更小，則稱(chēng)平衡逆向移動(dòng)或向左移動(dòng)?！咎貏e提醒】反應(yīng)速率改變時(shí)平衡不一定移動(dòng)，但平衡移動(dòng)時(shí)反應(yīng)速率一定改變，反應(yīng)速率改變化學(xué)平衡狀態(tài)一定改變，但平衡不一定移動(dòng)。20.影響化學(xué)平衡的外界因素（1）濃度:①增大反應(yīng)物濃度或減小生成物濃度，平衡向正反應(yīng)方向移動(dòng)。②增大生成物濃度或減小反應(yīng)物濃度，平衡向逆反應(yīng)方向移動(dòng)。（2）壓強(qiáng):①增大壓強(qiáng)，平衡向氣體體積減小的方向移動(dòng)；②減小壓強(qiáng)，平衡向氣體體積增大的方向移動(dòng)；③改變壓強(qiáng)，氣體體積不變的反應(yīng)，平衡不移動(dòng)。（3）溫度:①升高溫度，平衡向吸熱方向移動(dòng)；②降低溫度，平衡向放熱方向移動(dòng)。（4）催化劑:因?yàn)榇呋瘎┠芡瘸潭鹊馗淖冋?、逆反?yīng)的化學(xué)反應(yīng)速率，所以加入催化劑只能改變化學(xué)反應(yīng)速率，縮短達(dá)到平衡的時(shí)間，化學(xué)平衡不移動(dòng)。21.勒夏特列原理及其應(yīng)用（1）內(nèi)容：對(duì)于一個(gè)已經(jīng)達(dá)到平衡的體系，如果改變影響化學(xué)平衡的一個(gè)條件(如濃度、溫度、壓強(qiáng))，平衡將向著能夠減弱這種改變的方向移動(dòng)。注意：①“減弱”不等于“消除”更不是“扭轉(zhuǎn)”。②若同時(shí)改變影響平衡移動(dòng)的幾個(gè)條件，則不能簡(jiǎn)單地根據(jù)勒夏特列原理來(lái)判斷平衡移動(dòng)的方向。（2）適用范圍：僅適用于已達(dá)到平衡的反應(yīng)體系，不可逆過(guò)程或未達(dá)到平衡的可逆過(guò)程均不能使用該原理。（3）必須有平衡移動(dòng)，且實(shí)際移動(dòng)方向符合理論移動(dòng)方向22.“加的多，剩的多”原理①增大X的濃度，新平衡時(shí)c（X）一定比原平衡時(shí)的大②增大壓強(qiáng)，新平衡時(shí)P一定比原平衡時(shí)的大③升高溫度，新平衡時(shí)T一定比原平衡時(shí)的大23.“單一氣體型”反應(yīng)的特殊性①反應(yīng)形式：A（s）xB（s）+yC（g）②改變壓強(qiáng)、濃度，平衡移動(dòng)，新平衡時(shí)P、c不變24.“單側(cè)氣體型”反應(yīng)的特殊性①反應(yīng)形式：A（s）xB（g）+yC（g）②改變壓強(qiáng)、同倍數(shù)改變濃度，平衡移動(dòng)，新平衡時(shí)P、c不變③改變一種氣體濃度，平衡移動(dòng)，新平衡時(shí)c變大25.勒夏特列原理應(yīng)用：可以更加科學(xué)有效地調(diào)控和利用化學(xué)反應(yīng)，盡可能讓化學(xué)反應(yīng)按照人們的需要進(jìn)行。26．自發(fā)過(guò)程（1）含義：在一定條件下，不用借助外力，就能自發(fā)進(jìn)行的過(guò)程。（2）特征：具有方向性，即過(guò)程的某個(gè)方向在一定條件下自發(fā)進(jìn)行，而該過(guò)程逆方向在該條件下肯定不能自發(fā)進(jìn)行。（3）舉例：高山流水，自由落體，冰雪融化，電流總是從電勢(shì)高的地方向電電勢(shì)低的地方流動(dòng)，鋼鐵生銹。27．自發(fā)反應(yīng)（1）含義：在溫度和壓強(qiáng)一定的條件下無(wú)需借助外力就能自發(fā)進(jìn)行的反應(yīng)稱(chēng)為自發(fā)反應(yīng)。（2）特點(diǎn)：①體系趨向于從高能狀態(tài)轉(zhuǎn)變?yōu)榈湍軤顟B(tài)(體系釋放熱量)。②在密閉條件下，體系有從有序轉(zhuǎn)變?yōu)闊o(wú)序的傾向性(無(wú)序體系更加穩(wěn)定)。（3）舉例：鋼鐵生銹，Zn與CuSO4溶液反應(yīng)生成Cu。28.化學(xué)反應(yīng)方向與焓變的關(guān)系:放熱反應(yīng)過(guò)程中體系能量降低，因此具有自發(fā)進(jìn)行的傾向，科學(xué)家提出用焓變來(lái)判斷反應(yīng)進(jìn)行的方向，這就是焓判據(jù)。①多數(shù)放熱反應(yīng)是自發(fā)進(jìn)行的。例如燃燒反應(yīng)、中和反應(yīng)等。②有些吸熱反應(yīng)也可以自發(fā)進(jìn)行，如：2N2O5(g)?4NO2(g)＋O2(g)ΔH＝＋109.8kJ·mol－1，故不能根據(jù)放熱或吸熱來(lái)判斷反應(yīng)方向。③有些吸熱反應(yīng)在常溫下不能自發(fā)進(jìn)行，但在較高溫度能自發(fā)進(jìn)行，如碳酸鈣在高溫下就能自發(fā)進(jìn)行。④只用焓判據(jù)判斷反應(yīng)是否自發(fā)不全面。29．熵、熵變的概念（1）熵：衡量體系混亂程度的物理量，符號(hào)為S,單位為：J·mol－1·K－1。（2）熵變：生成物與反應(yīng)物熵值之差，符號(hào)為△S。30．熵值大?。?）同一條件下，不同的物質(zhì)熵值不同。（2）體系的熵值：體系的混亂程度越大，體系的熵值就越大。（3）同一物質(zhì)的熵值：S（g）＞S（l）＞S（s），同一物質(zhì)的物質(zhì)的量越大，分子數(shù)越多，熵值越大；同一條件下，不同物質(zhì)的熵值不同。（4）物質(zhì)的復(fù)雜程度：一般組成物質(zhì)的原子種類(lèi)相同時(shí)，分子中的原子數(shù)目越多，其混亂度越大，熵值越大（5）對(duì)于一個(gè)特定的氣相反應(yīng),熵變的大小取決于反應(yīng)前后的氣體物質(zhì)的化學(xué)計(jì)量數(shù)大小。31．熵變與反應(yīng)的方向①反應(yīng)熵變的計(jì)算式：△S＝S（生成物）－S（反應(yīng)物）變化過(guò)程熵變反應(yīng)類(lèi)型增體反應(yīng)△S＞0熵增反應(yīng)減體反應(yīng)△S＜0熵減反應(yīng)鹽的溶解△S＞0熵增反應(yīng)電離過(guò)程△S＞0熵增反應(yīng)②熵判據(jù)：體系有自發(fā)地向混亂度增加(即熵增)的方向轉(zhuǎn)變的傾向，因此可用熵變來(lái)判斷反應(yīng)進(jìn)行的方向。③有些熵減的反應(yīng)也能自發(fā)進(jìn)行，如鋁熱反應(yīng)，故只用熵變來(lái)判斷反應(yīng)方向也不全面，只有孤立體系或絕熱體系，才能用熵增來(lái)判斷反應(yīng)方向。32．熵變正、負(fù)的判斷（1）物質(zhì)由固態(tài)到液態(tài)、由液態(tài)到氣態(tài)或由固態(tài)到氣態(tài)的過(guò)程，熵變?yōu)檎?，是熵增過(guò)程。（2）氣體體積增大的反應(yīng)，熵變通常都是正值，是熵增反應(yīng)。（3）氣體體積減小的反應(yīng)，熵變通常都是負(fù)值，是熵減反應(yīng)。33．自由能變化：符號(hào)為ΔG，單位為kJ·mol－1。34．自由能變化與焓變、熵變的關(guān)系：ΔG＝ΔH－TΔS。ΔG不僅與焓變有關(guān)，還與溫度有關(guān)。35．反應(yīng)方向與自由能的關(guān)系（1）化學(xué)反應(yīng)總是向著自由能減小的方向進(jìn)行，直到體系達(dá)到平衡。①當(dāng)ΔG＜0時(shí)，反應(yīng)能自發(fā)進(jìn)行；②當(dāng)ΔG＝0時(shí)，反應(yīng)處于平衡狀態(tài)；③當(dāng)ΔG＞0時(shí)，反應(yīng)不能自發(fā)進(jìn)行。【易錯(cuò)提醒】①適用條件：恒溫恒壓；②局限性：只能判斷反應(yīng)發(fā)生的可能性，不能判斷反應(yīng)是否實(shí)際發(fā)生。（2）溫度對(duì)化學(xué)反應(yīng)自發(fā)性的影響①△H＜0，△S＞0：在任何溫度時(shí)都能夠自發(fā)進(jìn)行②△H＞0，△S＜0：在任何溫度時(shí)都不能自發(fā)進(jìn)行③△H＜0，△S＜0：低溫自發(fā)④△H＞0，△S＞0：高溫自發(fā)36．反應(yīng)自發(fā)進(jìn)行的最低或最高溫度的計(jì)算（1）計(jì)算依據(jù)：△H－T△S≤0①若△S＞0，則T≥，為最低溫度②若△S＜0，則T≤，為最高溫度（2）注意單位的換算①△S的單位為：J·mol－1·K－1②△H的單位為：kJ·mol－1③T的單位為：K37.合成氨反應(yīng)的適宜條件（1）壓強(qiáng)①原理分析：壓強(qiáng)越大越好。②選用條件：目前，我國(guó)合成氨廠(chǎng)一般采用的壓強(qiáng)為10～30MPa。③合成氨時(shí)不采用更高壓強(qiáng)的理由：壓強(qiáng)越大，對(duì)材料的強(qiáng)度和設(shè)備的制造要求越高，需要的動(dòng)力也越大，這將會(huì)大大增加生產(chǎn)投資，并可能降低綜合經(jīng)濟(jì)效益。（2）溫度①原理分析：低溫有利于提高原料的平衡轉(zhuǎn)化率。②選用條件：目前，在實(shí)際生產(chǎn)中一般采用的溫度為400～500℃。③不采用低溫的理由：溫度降低會(huì)使化學(xué)反應(yīng)速率減小，達(dá)到平衡所需時(shí)間變長(zhǎng)，這在工業(yè)生產(chǎn)中是很不經(jīng)濟(jì)的。合成氨反應(yīng)一般選擇400～500℃進(jìn)行的又一重要原因?yàn)殍F觸媒在500℃左右時(shí)的活性最大。（3）催化劑①原理分析：在高溫、高壓下，N2和H2的反應(yīng)速率仍然很慢。②選用條件：通常采用加入以鐵為主體的多成分催化劑，又稱(chēng)鐵觸媒。③選擇催化劑的理由：改變反應(yīng)歷程，降低反應(yīng)的活化能，使反應(yīng)物在較低溫度時(shí)能較快地進(jìn)行反應(yīng)。另外，為了防止混有的雜質(zhì)使催化劑“中毒”，原料氣必須經(jīng)過(guò)凈化。（4）濃度①原理分析：在500℃和30MPa時(shí)，平衡混合物中NH3的體積分?jǐn)?shù)及平衡時(shí)N2和H2的轉(zhuǎn)化率仍較低。②采取的措施：合成氨生產(chǎn)通常采用N2和H2物質(zhì)的量之比為1∶2.8的投料比；采取迅速冷卻的方法，使氣態(tài)氨變成液氨后及時(shí)從平衡混合物中分離出去；應(yīng)將NH3分離后的原料氣循環(huán)使用，并及時(shí)補(bǔ)充N(xiāo)2和H2，使反應(yīng)物保持一定的濃度。③采取該措施的理由：分離出NH3以促使平衡向生成NH3的方向移動(dòng)，此外原料氣的循環(huán)使用并及時(shí)補(bǔ)充原料氣，既提高了原料的利用率，又提高了反應(yīng)速率，有利于合成氨反應(yīng)。38.選擇工業(yè)合成適宜條件的原則（1）溫度①所選溫度兼顧反應(yīng)速率快，產(chǎn)品含量高。②盡可能選擇催化劑的最大溫度。（2）壓強(qiáng)①所選壓強(qiáng)對(duì)反應(yīng)物轉(zhuǎn)化率的影響變化幅度大。②壓強(qiáng)不能無(wú)限大，防止增大設(shè)備成本和動(dòng)力成本。（3）催化劑①選用催化效率高的催化劑。②催化劑對(duì)反應(yīng)有選擇性，同一反應(yīng)物選用不同的催化劑，產(chǎn)物可能不同。A+BCA+BD③某些物質(zhì)能夠使催化劑中毒，失去活性。（4）濃度：原料盡可能循環(huán)利用①適當(dāng)增大廉價(jià)物質(zhì)的濃度，提高難獲得原料的轉(zhuǎn)化率。②必要時(shí)可以采用循環(huán)反應(yīng)，以增大原料利用率。（5）反應(yīng)熱的綜合利用：一般采用熱交換器。（6）反應(yīng)容器的選擇：恒壓容器有利于提高反應(yīng)物的轉(zhuǎn)化率。39.化學(xué)反應(yīng)的調(diào)控:通過(guò)改變反應(yīng)條件使一個(gè)可能發(fā)生的反應(yīng)按照某一方向進(jìn)行。40.化學(xué)反應(yīng)調(diào)控的目的：促進(jìn)有利的化學(xué)反應(yīng)，抑制有害的化學(xué)反應(yīng)。41.化學(xué)反應(yīng)調(diào)控考慮實(shí)際因素：結(jié)合設(shè)備條件、安全操作、經(jīng)濟(jì)成本等情況，綜合考慮影響化學(xué)反應(yīng)速率和化學(xué)平衡的因素，尋找合適的生產(chǎn)條件；根據(jù)環(huán)境保護(hù)及社會(huì)效益等方面的規(guī)定和要求做出分析，權(quán)衡利弊，才能實(shí)施生產(chǎn)。42.控制的措施與效果①加快或減慢反應(yīng)速率（改變溫度、濃度、壓強(qiáng)，使用催化劑等)。②提高或降低反應(yīng)物的轉(zhuǎn)化率（控制溫度、濃度、壓強(qiáng)等)。③減少甚至消除有害物質(zhì)的生成。④控制副反應(yīng)的發(fā)生。43.化工生產(chǎn)中控制反應(yīng)條件的原則在化工生產(chǎn)中，為了提高反應(yīng)進(jìn)行的程度而調(diào)控反應(yīng)條件時(shí)，需要考慮控制反應(yīng)條件的成本、安全操作、環(huán)境保護(hù)和實(shí)際可能性等?！兜谌滤芤褐械碾x子反應(yīng)與平衡》回看索引P58：【實(shí)驗(yàn)3-1】鹽酸和醋酸的pH、導(dǎo)電能力、與鎂條反應(yīng)P59：強(qiáng)電解質(zhì)、弱電解質(zhì)弱電解質(zhì)部分電離，多元弱酸分步電離，如H2S≒2H++S2-是錯(cuò)誤的。鹽酸、氨水是混合物。P59：電離平衡、電離平衡常數(shù)電離平衡常數(shù)只與溫度有關(guān)。Ka大小反應(yīng)酸的相對(duì)強(qiáng)弱。醋酸的電離平衡常與氨水的電離平衡常數(shù)幾乎相等，所以CH3COONH4溶液呈中性。P60：計(jì)算多元弱酸中的c(H+)，或比較多元弱酸酸性的相對(duì)強(qiáng)弱時(shí)，通常只考慮第一步電離，多元弱堿的情況與多元弱酸類(lèi)似。P61：【實(shí)驗(yàn)3-2】通過(guò)醋酸溶液與碳酸鈉溶液反應(yīng)比較醋酸和碳酸的Ka1的大小P61：圖3-4鎂與鹽酸、醋酸反應(yīng)時(shí)氣體壓強(qiáng)隨時(shí)間的變化示意圖P62：T4、T5P63：水的離子積常數(shù)，簡(jiǎn)稱(chēng)水的離子積，Kw不僅適用于純水，也適用于稀的電解質(zhì)溶液P65：資料卡片——pH試紙和pH計(jì)P67：科學(xué)·技術(shù)·社會(huì)——血液的酸堿平衡P67：圖3-10酸堿中和滴定常用的儀器P67-68：酸堿中和滴定。區(qū)別酸、堿式滴定管，讀數(shù)保留一位，下面有一段沒(méi)有刻度，檢查是否漏液，如何除去堿式滴定管膠管中的氣泡，繪滴淀曲線(xiàn)，領(lǐng)會(huì)突變，指示劑的選擇。滴定終點(diǎn)現(xiàn)象的描述。有效數(shù)據(jù)的處理（舍棄不合理的）。P68：圖3-11酸堿中和滴定過(guò)程中的pH變化P68：資料卡片——酸堿指示劑的變色范圍P69：方法導(dǎo)引——定性分析與定量分析P71：探究鹽溶液的酸堿性P73：鹽類(lèi)的水解常見(jiàn)的完全雙水解的離子：Al3＋與CO32－、HCO3－、S2－、HS－、AlO2－；Fe3＋與CO32－、HCO3－、AlO2－；NH4+與AlO2－、SiO32－等（與CO32－、HCO3－、S2－、HS－為雙水解，但不完全）。特別注意實(shí)驗(yàn)室制備Fe(OH)3膠體，明礬凈水作用離子方程式的書(shū)寫(xiě)以及NaAlO2溶液NaHCO3溶液混合不是雙水解等。P74：方法導(dǎo)引——電解質(zhì)溶液中的電荷守恒與元素質(zhì)量守恒補(bǔ)充：質(zhì)子守恒。熟練掌握NH4Cl、CH3COONa、Na2CO3、NaHCO3物料守恒、電荷守恒、質(zhì)子守恒、及離子溶液比較。變式的物料守恒：等濃度的Na2CO3和NaHCO3溶液；CH3COONa和CH3COOH等濃度混合。相同的電荷守恒：Na2CO3、NaHCO3、Na2CO3和NaHCO3、Na2CO3和NaOH電荷守恒表達(dá)式相同。變式的電荷守恒：NaHSO4溶液中電荷守恒表達(dá)式中Na+和SO42-濃度相等。變式的質(zhì)子守恒：CH3COONa和CH3COOH等濃度混合質(zhì)子守恒表達(dá)式。酸式鹽的離子濃度比較：NaHA溶液各種離子濃度比較（PH大于7，PH小于7）。常溫下，PH=2的CH3COOH和PH=12的NaOH等體積混合。P75：探究反應(yīng)條件對(duì)FeCl3水解平衡的影響P76：鹽類(lèi)水解的應(yīng)用：碳酸鈉溶液清洗油污，加熱蘇打(Na2CO3)洗滌去油污，去油污能力增強(qiáng)；配制FeCl3溶液時(shí)加入一定量酸(鹽酸)；可溶性鋁鹽、鐵鹽作凈水劑；Mg放入NH4Cl、CuCl2、FeCl3溶液中產(chǎn)生氫氣；泡沫滅火器滅火原理；銨態(tài)氮肥不能與草木灰(K2CO3)混用；加熱蒸發(fā)鹽溶液析出固體（CuSO4、FeCl3、FeCl2、Na2CO3、）Na2SO3、NaClO、明礬）；可用加熱的方法來(lái)除去KNO3溶液中所含的Fe3＋；Na2CO3溶液、Na3PO4溶液、Na2SiO3溶液等不能貯存于磨口玻璃瓶中；向MgCl2、FeCl3的混合溶液中加入MgO以除去FeCl3，TiCl4制備TiO2。P77：鹽的水解常數(shù)P78：T3、T4、T9、T10,SOCl2在考題中常出現(xiàn)。P79：根據(jù)物質(zhì)溶解度的大小，將物質(zhì)分為易溶物、可溶物、微溶物和難溶物P80：難溶電解質(zhì)的溶解平衡。（1）溶度積常數(shù)（簡(jiǎn)稱(chēng)溶度積）Ksp表達(dá)式（2）沉淀的轉(zhuǎn)化：溶解度小的轉(zhuǎn)化為溶解度更小的（3）沉淀的溶解、轉(zhuǎn)化符合平衡移動(dòng)原理。P80：一般情況下，當(dāng)溶液中剩余離子的濃度小于1×10-5mol/L時(shí)，化學(xué)上通常認(rèn)為生成沉淀的反應(yīng)就進(jìn)行完全了。P81：沉淀溶解平衡的應(yīng)用：沉淀的生成（沉淀Fe3+、Cu2+、Hg2+）P81:以Na2S作沉淀劑，使廢水中的某些金屬離子如Cu2+、Hg2+等，生成極難溶的CuS、HgS等沉淀而除去。P82：沉淀的溶解：碳酸鈣的溶解、FeS、Mg(OH)2的溶解P82：【實(shí)驗(yàn)3-3】Mg(OH)2的溶解學(xué)會(huì)用平衡原理解釋。如實(shí)驗(yàn)3-3中有少量Mg(OH)2沉淀的試管中加入鹽酸、NH4Cl溶液，沉淀減少至最后消失，可以理解為：Mg(OH)2存在溶解平衡：Mg(OH)2(s)Mg2+(aq)+2OH-(aq)加鹽酸，NH4Cl溶液，發(fā)生H++OH-=H2O，NH4++OH—=NH3·H2O生OH-離子濃度減小，平衡右移。欲探究是NH4+水解生成的H+和OH-反應(yīng)，還是NH4+直接結(jié)合OH-，可以向溶液換加哪一種物質(zhì)？Mg(OH)2在水中的溶解度和在在飽和MgCl2溶液中的溶解度哪個(gè)大？P82：【實(shí)驗(yàn)3-4】沉淀的轉(zhuǎn)化：AgCl→AgI→Ag2SP83：【實(shí)驗(yàn)3-5】沉淀的轉(zhuǎn)化：Mg(OH)2→Fe(OH)3【實(shí)驗(yàn)3-4】和【實(shí)驗(yàn)3-5】沉淀能轉(zhuǎn)化的原因是由于生成了溶解度更小的物質(zhì)。兩個(gè)實(shí)驗(yàn)中，向生成的沉淀中加入另一種物質(zhì)時(shí)，無(wú)多余的上一步反應(yīng)的離子。如實(shí)驗(yàn)3-4中，加入NaCl至不再產(chǎn)生沉淀為止，說(shuō)明已無(wú)Ag+，滴加KI溶液時(shí)，出現(xiàn)黃色沉淀，是I-和AgCl反應(yīng)。用平衡移動(dòng)原理解釋敘述為：氯化銀固體存在如下衡：AgCl（s）≒Ag+(aq)+Cl-(aq)，加入KI時(shí)，生成了溶解度更小的AgI，平衡向右移動(dòng)，最終轉(zhuǎn)化為AgI。P84：一般來(lái)說(shuō)，溶解度小的沉淀轉(zhuǎn)化為溶解度更小的沉淀容易實(shí)現(xiàn)。P84：水垢（水垢的主要成分：碳酸鈣、氫氧化鎂）中的CaSO4轉(zhuǎn)化為CaCO3，然后用酸除去P85：自然界也發(fā)生著溶解小的礦物轉(zhuǎn)化為溶解度更小的礦物的現(xiàn)象P85：科學(xué)·技術(shù)·社會(huì)——氟化物預(yù)防齲齒的化學(xué)原理P87：T5、T6、T7、T8、T9P89：T3、T8P90：T9、T10P91：實(shí)驗(yàn)活動(dòng)2強(qiáng)酸與強(qiáng)堿的中和滴定P93：實(shí)驗(yàn)活動(dòng)3鹽類(lèi)水解的應(yīng)用《第三章水溶液中的離子反應(yīng)與平衡》重點(diǎn)知識(shí)總結(jié)1.強(qiáng)電解質(zhì)：溶于水后能完全電離的電解質(zhì)，強(qiáng)電解質(zhì)主要是大部分離子化合物及某些共價(jià)化合物，如強(qiáng)酸(H2SO4、HNO3)、強(qiáng)堿(KOH、NaOH)和絕大多數(shù)鹽。2.弱電解質(zhì)：溶于水后只能部分電離的電解質(zhì)，弱電解質(zhì)主要是某些共價(jià)化合物，如弱酸(CH3COOH、HClO)、弱堿、水和極少數(shù)鹽[(CH3COO)2Pb]。3.強(qiáng)電解質(zhì)與弱電解質(zhì)的判斷（1）從結(jié)構(gòu)判斷：離子化合物和某些具有強(qiáng)極性鍵的共價(jià)化合物(如強(qiáng)酸、強(qiáng)堿和大部分鹽類(lèi))是強(qiáng)電解質(zhì)。某些具有弱極性鍵的共價(jià)化合物(如弱酸、弱堿和水等)是弱電解質(zhì)。（2）從在水中能否完全電離判斷。全部電離的是強(qiáng)電解質(zhì)，部分電離的是弱電解質(zhì)。4.電離平衡的定義：在一定條件下(如溫度、壓強(qiáng)等)，當(dāng)弱電解質(zhì)電離產(chǎn)生離子的速率和離子結(jié)合成分子的速率相等時(shí)，電離過(guò)程達(dá)到了平衡。5.電離平衡的建立與特征①開(kāi)始時(shí)，v(電離)最大，而v(結(jié)合)為0。②平衡的建立過(guò)程中，v(電離)＞v(結(jié)合)。③當(dāng)v(電離)＝v(結(jié)合)時(shí)，電離過(guò)程達(dá)到平衡狀態(tài)。6.電離平衡的特點(diǎn)1)電離過(guò)程是吸熱的。2)動(dòng)態(tài)平衡：即達(dá)到平衡時(shí)，正反應(yīng)和逆反應(yīng)還在繼續(xù)進(jìn)行，正反應(yīng)速率和逆反應(yīng)速率相等，不等于零。3)條件改變，平衡被打破。4)弱電解質(zhì)在離子反應(yīng)中電離平衡發(fā)生移動(dòng)。5)弱電解質(zhì)在溶液中的電離都是微弱的。在弱電解質(zhì)溶液中，由于存在電離平衡只有一部分分子發(fā)生電離，絕大多數(shù)以分子形式存在，離子和分子之間存在電離平衡，即分子、離子共存，決定了它在離子方程式書(shū)寫(xiě)中要寫(xiě)成分子形式。7.弱電解質(zhì)的電離方程式（1）弱電解質(zhì)的電離方程式的書(shū)寫(xiě)用“”表示。如NH3·H2O的電離方程式是NH3·H2ONHeq\o\al(＋,4)＋OH－、CH3COOH的電離方程式為CH3COOHCH3COO－＋H＋。（2）多元弱酸是分步電離的，電離程度逐步減弱，可分步書(shū)寫(xiě)電離方程式。如H2CO3的電離方程式是H2CO3H＋＋HCOeq\o\al(－,3)，HCOeq\o\al(－,3)H＋＋COeq\o\al(2－,3)。（3）多元弱堿的電離也是分步進(jìn)行的，但是一般按一步電離的形式書(shū)寫(xiě)。如Fe(OH)3的電離方程式是Fe(OH)3Fe3＋＋3OH－。（4）弱酸的酸式鹽中酸式酸根不能完全電離，即“強(qiáng)中有弱”，如NaHCO3的電離方程式：NaHCO3=Na＋＋HCOeq\o\al(－,3)，HCOeq\o\al(－,3)H＋＋COeq\o\al(2－,3)。8．電離平衡的影響因素（1）內(nèi)因：弱電解質(zhì)本身的性質(zhì)，決定了弱電解質(zhì)在水中達(dá)到電離平衡時(shí)電離程度的大小。（2）外因①溫度：一般情況下，由于弱電解質(zhì)的電離過(guò)程吸熱，因此升高溫度，電離平衡向電離方向移動(dòng)，電離程度增大。②濃度：同一弱電解質(zhì)，增大溶液的濃度，電離平衡向電離方向移動(dòng)，但電離程度減??；稀釋溶液時(shí)，電離平衡向電離方向移動(dòng)，且電離程度增大，但往往會(huì)使溶液中離子的濃度減小。③同離子效應(yīng)：加入與弱電解質(zhì)具有相同離子的電解質(zhì)時(shí)，可使電離平衡向結(jié)合成弱電解質(zhì)分子的方向移動(dòng)，如下所示：④化學(xué)反應(yīng)：加入能與弱電解質(zhì)電離出的離子反應(yīng)的物質(zhì)時(shí)，可使電離平衡向電離方向移動(dòng)，如向CH3COOH溶液中加入NaOH固體，因H＋與OH－反應(yīng)生成H2O，使c(H＋)減小，CH3COOH的電離平衡正向移動(dòng)，電離程度增大。9．電離常數(shù)的概念：在一定條件下，當(dāng)弱電解質(zhì)的電離達(dá)到平衡時(shí)，溶液里各組分的濃度之間存在一定的關(guān)系。對(duì)于一元弱酸或一元弱堿來(lái)說(shuō)，溶液中弱電解質(zhì)電離所生成的各種離子濃度的乘積，與溶液中未電離分子的濃度之比是一個(gè)常數(shù)，這個(gè)常數(shù)叫做電離平衡常數(shù)，簡(jiǎn)稱(chēng)電離常數(shù)，用K表示(弱酸用Ka表示，弱堿用Kb表示)。10．電離常數(shù)表達(dá)式（1）一元弱酸、一元弱堿的電離常數(shù)①一元弱酸HA的電離常數(shù)：根據(jù)HAH＋＋A－，可表示為Ka＝eq\f(cA－·cH＋,cHA)。例如：3COOHCH3COO－＋H＋，Ka＝eq\f(c（CH3COO－）·c（H＋）,c（CH3COOH）)；②一元弱堿BOH的電離常數(shù)：根據(jù)BOHB＋＋OH－，可表示為Kb＝eq\f(cB＋·cOH－,cBOH)。例如：NH3·H2ONHeq\o\al(\s\up11(＋),\s\do4(4))＋OH－，Kb＝eq\f(c（NHeq\o\al(\s\up1(＋),\s\do1(4))）·c（OH－）,c（NH3·H2O）)。（2）多元弱酸、多元弱堿的電離常數(shù)①多元弱酸或多元弱堿的每一步電離都有電離常數(shù)，這些電離常數(shù)各不相同，通常用Ka1、Ka2或Kb1、Kb2等加以區(qū)別。例如25℃時(shí)，H2CO3的電離分兩步：H2CO3H＋＋HCOeq\o\al(\s\up11(－),\s\do4(3))，Ka1＝eq\f(c（H＋）·c（HCOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))）,c（H2CO3）)＝4.5×10－7，HCOeq\o\al(\s\up11(－),\s\do4(3))H＋＋COeq\o\al(\s\up11(2－),\s\do4(3))，Ka2＝eq\f(c（H＋）·c（COeq\o\al(\s\up1(2－),\s\do1(3))）,c（HCOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))）)＝4.7×10－11。②一般多元弱酸或多元弱堿各步電離常數(shù)的大小為Ka1?Ka2，Kb1?Kb2，因此，多元弱酸(或弱堿)的酸性(或堿性)主要由第一步電離決定(八字訣：分步進(jìn)行，一步定性)。12.電離常數(shù)特點(diǎn)（1）電離平衡常數(shù)與溫度有關(guān)，與濃度無(wú)關(guān)，升高溫度，K值增大。（2）電離平衡常數(shù)反映弱電解質(zhì)的相對(duì)強(qiáng)弱，K越大，表示弱電解質(zhì)越易電離，酸性或堿性越強(qiáng)。例如，在25℃時(shí)，K(HNO2)＝4.6×10－4，K(CH3COOH)＝1.8×10－5，因而HNO2的酸性比CH3COOH強(qiáng)。（3）多元弱酸的各級(jí)電離常數(shù)的大小關(guān)系是K1?K2?K3……，故其酸性取決于第一步電離。13.K的意義：（1）一定溫度下，電離常數(shù)越大，弱電解質(zhì)的電離程度越大。（2）相同溫度下，等濃度的弱酸或弱堿的電離常數(shù)(對(duì)于多元弱酸或多元弱堿來(lái)說(shuō)，只看其第一步電離的電離常數(shù))越大，其酸性或堿性越強(qiáng)。14.K的影響因素①內(nèi)因：弱電解質(zhì)本身的性質(zhì)。②外因：溫度越高，K值越大。15.電離平衡常數(shù)的應(yīng)用（1）判斷弱酸(或弱堿)的相對(duì)強(qiáng)弱，相同溫度下，電離常數(shù)越大，酸性(或堿性)越強(qiáng)。（2）判斷復(fù)分解反應(yīng)能否發(fā)生，一般符合“強(qiáng)酸制弱酸”規(guī)律，如25℃時(shí)，Ka(HCOOH)＝1.77×10－4mol·L－1，Ka(HCN)＝4.9×10－10mol·L－1，故知HCOOH＋NaCN=HCN＋HCOONa可以發(fā)生。（3）計(jì)算弱酸、弱堿溶液中的c(H＋)、c(OH－)。稀溶液中、弱酸溶液中，c(H＋)＝eq\r(c·Ka)，弱堿溶液中c(OH－)＝eq\r(c·Kb)。（4）判斷溶液微粒濃度比值的變化利用溫度不變，電離常數(shù)不變來(lái)判斷。如把0.1mol·L－1CH3COOH溶液加水稀釋?zhuān)琫q\f(c（CH3COO－）,c（CH3COOH）)＝eq\f(c（CH3COO－）·c（H＋）,c（CH3COOH）·c（H＋）)＝eq\f(Ka,c（H＋）)，稀釋時(shí)，c(H＋)減小，Ka不變，則eq\f(c（CH3COO－）,c（CH3COOH）)變大。15.電離度概念：在一定條件下的弱電解質(zhì)達(dá)到電離平衡時(shí)，已經(jīng)電離的電解質(zhì)分子數(shù)占原電解質(zhì)總數(shù)的百分比。16.電離度表示方法α＝eq\f(已電離的弱電解質(zhì)分子數(shù),溶液中原有弱電解質(zhì)的總分子數(shù))×100%，也可表示為α＝eq\f(弱電解質(zhì)的某離子濃度,弱電解質(zhì)的濃度)×100%。17.電離度意義：衡量弱電解質(zhì)的電離程度，在相同條件下(濃度、溫度相同)，不同弱電解質(zhì)的電離度越大，弱電解質(zhì)的電離程度越大。18.電離度影響因素（1）內(nèi)因：弱電解質(zhì)本身的性質(zhì)。（2）外因：①相同溫度下，同一弱電解質(zhì)，濃度越大，其電離度(α)越小。②相同濃度下，同一弱電解質(zhì)，溫度越高，其電離度(α)越大。19.電離度和電離常數(shù)的關(guān)系α≈eq\r(\f(K,c))或K≈cα2。20.水的離子積常數(shù)：因?yàn)樗臐舛瓤煽醋鞒?shù)，溫度一定，K電離為常數(shù)，c(H2O)為常數(shù)，因此c(H＋)·c(OH－)為常數(shù)。21.水的離子積常數(shù)表達(dá)式：Kw＝c(H＋)·c(OH－)。22.Kw數(shù)據(jù)：室溫下，Kw＝1×10－14，100℃時(shí)，Kw＝1×10－12。23.Kw影響因素：只與溫度有關(guān)，升高溫度，Kw增大。24.Kw的適用范圍：Kw不僅適用于純水，也適用于稀的電解質(zhì)水溶液。25.Kw意義：Kw揭示了在任何水溶液中均存在H＋和OH－，只要溫度不變，Kw不變。26.溶液酸堿性的判斷溶液呈酸性、堿性還是中性，應(yīng)看c(H＋)和c(OH－)的相對(duì)大小，判斷溶液酸堿性的依據(jù)主要有四點(diǎn)：判據(jù)1在25℃時(shí)的溶液中：c(H＋)>1×10－7mol/L溶液呈酸性，且c(H＋)越大，酸性越強(qiáng)；c(H＋)＝1×10－7mol/L溶液呈中性；c(H＋)<1×10－7mol/L溶液呈堿性，且c(OH－)越大，堿性越強(qiáng)。判據(jù)2在25℃時(shí)的溶液中：pH<7溶液呈酸性，且pH越小，酸性越強(qiáng)；pH＝7溶液呈中性；pH>7溶液呈堿性，且pH越大，堿性越強(qiáng)判據(jù)3在任意溫度下的溶液中：（1）根據(jù)c(H＋)和c(OH－)的相對(duì)大小進(jìn)行判斷c(H＋)>c(OH－)，或c(H＋)＞eq\r(Kw)mol·L－1，呈酸性；c(H＋)＝c(OH－)，或c(H＋)＝eq\r(Kw)mol·L－1，呈中性；c(H＋)<c(OH－)，或c(H＋)＜eq\r(Kw)mol·L－1，呈堿性。（2）根據(jù)pH、pOH、peq\r(Kw)進(jìn)行判斷pH＜peq\r(Kw)＜pOH，呈酸性；pH＝pOH＝peq\r(Kw)，呈中性；pOH＜peq\r(Kw)＜pH，呈堿性。其中：pOH＝－lgc(OH－)，peq\r(Kw)＝－lgeq\r(Kw)，pH＋pOH＝2peq\r(Kw)。判據(jù)4混合溶液酸堿性的判斷方法（1）等濃度等體積一元酸與一元堿溶液的混合——“誰(shuí)強(qiáng)顯誰(shuí)性，同強(qiáng)顯中性”。（2）常溫下，等體積、pH之和等于14的一強(qiáng)一弱酸與堿混合溶液——“誰(shuí)弱誰(shuí)過(guò)量，誰(shuí)弱顯誰(shuí)性”。（3）強(qiáng)酸、強(qiáng)堿等體積混合(常溫下)①pH之和等于14呈中性；②pH之和小于14呈酸性；③pH之和大于14呈堿性。27.pH及其測(cè)量（1）pH計(jì)算公式：pH＝－lgc(H＋)，如：c(H＋)＝1.0×10－5mol·L－1的酸性溶液pH＝5。（2）pH意義：pH越大，溶液堿性越強(qiáng)；pH越小，酸性越強(qiáng)。（3）溶液的酸堿性與pH的關(guān)系(常溫下)【特別提醒】pH的范圍為0~14,即只有c(H+)或c(OH-)≤1mol·L-1時(shí)才能適用。（4）測(cè)量方法a.酸堿指示劑法酸堿指示劑一般是有機(jī)弱酸或弱堿，它們的顏色在一定的pH范圍內(nèi)發(fā)生變化，因此，可以用這些弱酸、弱堿來(lái)粗略測(cè)定溶液的pH范圍，不能準(zhǔn)確測(cè)定出pH的具體值。幾種常用指示劑的變色范圍和顏色變化如表所示：指示劑變色范圍(pH)遇酸的顏色遇堿的顏色甲基橙3.1eq\o(→,\s\up7(橙色))4.4紅色(pH<3.1)黃色(pH>4.4)石蕊5.0eq\o(→,\s\up7(紫色))8.0紅色(pH<5.0)藍(lán)色(pH>8.0)酚酞8.2eq\o(→,\s\up7(粉紅色))10.0無(wú)色(pH<8.2)紅色(pH>10.0)b.pH試紙法：①種類(lèi)廣泛pH試紙：其pH范圍是1～14(最常用)。精密pH試紙：其pH范圍較窄，可判別0.2或0.3的pH差值。專(zhuān)用pH試紙：用于酸性、中性或堿性溶液的專(zhuān)用pH試紙。②使用方法：用鑷子夾取一小塊試紙放在干燥潔凈的玻璃片或表面皿上，用玻璃棒蘸取待測(cè)液點(diǎn)在試紙的中央，30s變色后與標(biāo)準(zhǔn)比色卡對(duì)照，即可確定溶液的pH。c.pH計(jì)測(cè)量法，pH計(jì)又稱(chēng)酸度計(jì)，可以用來(lái)精密測(cè)量溶液的pH。測(cè)得的溶液pH可以是整數(shù)或小數(shù)。28.溶液pH的計(jì)算（1）單一溶液的pH計(jì)算①?gòu)?qiáng)酸溶液：如HnA，設(shè)濃度為cmol·L－1，c(H＋)＝ncmol·L－1，pH＝－lgc(H＋)＝－lg(nc)。②強(qiáng)堿溶液(25℃)：如B(OH)n，設(shè)濃度為cmol·L－1，c(H＋)＝eq\f(10－14,nc)mol·L－1，pH＝－lgc(H＋)＝14＋lg(nc)。（2）混合溶液pH的計(jì)算類(lèi)型①兩種強(qiáng)酸混合：直接求出c(H＋)混，再據(jù)此求pH。c(H＋)混＝eq\f(cH＋1V1＋cH＋2V2,V1＋V2)。②兩種強(qiáng)堿混合：先求出c(OH－)混，再據(jù)Kw求出c(H＋)混，最后求pH。c(OH－)混＝eq\f(cOH－1V1＋cOH－2V2,V1＋V2)。③強(qiáng)酸、強(qiáng)堿混合：先判斷哪種物質(zhì)過(guò)量，再由下式求出溶液中H＋或OH－的濃度，最后求pH。c(H＋)混或c(OH－)混＝eq\f(|cH＋酸V酸－cOH－堿V堿|,V酸＋V堿)。（3）稀釋后溶液pH的變化規(guī)律①對(duì)于強(qiáng)酸溶液(pH＝a)每稀釋10n倍，pH增大n個(gè)單位，即pH＝a＋n(a＋n<7)。②對(duì)于強(qiáng)堿溶液(pH＝b)每稀釋10n倍，pH減小n個(gè)單位，即pH＝b－n(b－n>7)。③對(duì)于弱酸溶液(pH＝a)每稀釋10n倍，pH的范圍是：a<pH<a＋na＋n<7)(即對(duì)于pH相同的強(qiáng)酸和弱酸稀釋相同倍數(shù)，強(qiáng)酸pH變化的程度大)。④對(duì)于弱堿溶液(pH＝b)每稀釋10n倍，pH的范圍是：b－n<pH<b(b－n>7)(即對(duì)于pH相同的強(qiáng)堿和弱堿稀釋相同倍數(shù)，強(qiáng)堿pH變化的程度大)。（4）25℃時(shí)，將強(qiáng)酸、強(qiáng)堿溶液以某體積之比混合，若混合液呈中性，pH酸＋pH堿＝14－lgeq\f(V堿,V酸)，現(xiàn)舉例如下：V酸∶V堿c(H＋)∶c(OH－)pH酸＋pH堿10:11∶10151∶11∶114