第一章化學反應的熱效應

第一節(jié)反應熱

一、反應熱烙變

（一）反應熱及其測定

1、體系與環(huán)境

被研究的物質(zhì)系統(tǒng)稱為一體系，與體系相互影響的其他部分稱為環(huán)境。

2、反應熱

在等溫條件下，化學反應體系向環(huán)境回放或從環(huán)境吸收的熱量,稱為化學反應的熱效應，簡稱應

應熱

3、實驗探究：中和反應反應熱的測定

（I）測定原理：環(huán)境溫度不變時.，根據(jù)測得的體系的變化和有關物質(zhì)的也味等來計算反應熱。

即利用公式：0=5的進行計算。

（2）實驗裝置

玻璃

溫度計

①實驗裝置中各儀器安裝如圖。、/攪拌器

②各部分儀器的作用

內(nèi)筒、、杯蓋

玻璃攪拌器的作用是一使反應物混合均勻充分接觸。

隔熱層、

隔熱層的作用是減少熱晟的散失

、外殼

溫度計的作用是測定反應前后反應體系的溫度。

簡易量熱計示意圖

（3）實驗步驟

①反應物溫度測量S）：測量混合前50mL0.50mobL-,鹽酸、50mL0.55mol-L「氫氧化鈉溶液的溫度，取

兩溫度平均值，記錄為起始溫度小

②反應后體系溫度測量仍）：將酸堿溶液迅速混合,用玻璃攪拌器輕輕攪動溶液,并準確讀取混合溶

液的最高溫度，記錄為終止溫度會。

③重復實驗操作兩次，記錄每次的實驗數(shù)據(jù)，取其平均值作為計算依據(jù)。

（4）實驗數(shù)據(jù)處理

設溶渣的密度均為1g?cm、，中和后溶酒的比熱容c=4.18J-g〕C），根據(jù)賓驗數(shù)據(jù)計算出該反應

放出的熱量81.42kJ,則生成1molH2O時放出的熱量為56.8kJ。

（5）實驗結論

大量實驗測得，在25℃和101kPa下，強酸的稀溶液與強堿的稀溶液，發(fā)生中和反應生成ImolH，0時,

放出57.3kJ的熱量。

（二）反應熱與焙變

1、內(nèi)能

內(nèi)能是體系內(nèi)物質(zhì)的各種能顯的總和，受溫度、壓強和物質(zhì)的包屋等影響。

3、焰與熔變

（1）焰（切：是一個與內(nèi)能有關的物理量。

（2）燧變（△”）：在恒壓下，化學反應過程中吸收或釋放的熱量稱為該反應的燧變。常用單位kJ/mol或

kJ-inolL

（3）反應熱與焙變的關系

在q條件下進行的化學反應的反應熱等于反應的」±,因此常用表示反應熱。

（4）燧變與吸熱反應和放熱反應的關系

①放熱反應：反應體系向環(huán)境釋放能量,反應體系的燧減小，△〃為負值，即A〃《）。

②吸熱反應：反應體系從環(huán)境中_蟠_能量，反應體系的一增大，△〃為正值，即A"X）。

.（H）］反應,燎生成物

\AH＜（）MW＞（）

\生成物反應了

放熱反應吸熱反應

4、從微觀角度理解反應熱的實質(zhì)

以H2（g）+C12（g）=2HCl（g）反應的能量變化為例說明，如圖所示：

步?螞弊??

能量X++

由圖可知:

反應中能量變化

化學鍵

斷裂或形成1mol化學鍵的能量變化斷裂或形成化學鍵的總能量變化

H—H吸收436kJ

共吸收679kJ

Cl—C1吸收243kJ

H—CI放出431kJ共放出862kJ

結論H2（g）+C12（g）=2HCl（g）的反應熱△4=-183kJmo「

①圖示：化學反應過程中形成化學鍵、斷裂化學鍵能成變化可用如圖表示:

能

量

反應物［反應熱（A））、

°反應過程

其中，表示反應物斷裂化學鍵吸收的總熱量，表示生成物形成化學鍵放出的總熱量，Ei與E.

的差值表示反應熱。上述反應過程表示該反應為放熱反應。

②熔變計算公式：（斷鍵）一￡◎（成鍵）

二、熱化學方程式

1、定義：表明反應所釋放或吸收的熱曷的化學方程式。

2、意義：不僅表示化學反應中的j變化，也表明了化學反應中的能量變化。

實例：已知25℃、101kPa下，熱化學方程式為2H2（g）+O2（g）=2H2O。）AH=-571.6kJmoL,其表示

在25℃、101kPa,2molH?與1molO?完全反應生成2moi液態(tài)水時放出的熱軟是571.6kJ。

3、熱化學方程式的書寫方法

（1）熱化學方程式中各物質(zhì)化學式前的化學計量數(shù)只友示其物質(zhì)的量，可以是整數(shù)或分數(shù)。

（2）標注反應的溫度和壓強.沒有特殊說明是指25C、1（）1kPa°不用標明反應條件（如“加

熱蟲高溫”“催化劑”等）。

（3）標注各物質(zhì)聚集狀態(tài)。在物質(zhì)后面用括號標注各物質(zhì)的聚集狀態(tài)：氣體用“g”,?液體用“匕

固體用“s”,溶液用“四”。

（4）標注△”的正負?；瘜W方程式后面空一格標注若為放熱反應，NH為“一”:若為吸熱反應，

為“十

（5）計算的數(shù)值。根據(jù)化學方程式中的化學計量數(shù)計算寫出△”的數(shù)值。單位是kJ.mo「。

4、△，的單位中“mo「”的含義

對一個化學反應，△〃的單位中“mo「”不是指每摩爾具體」而是指“每摩爾反應因此△”必須

與化學方程式一一對應。

三、燃燒熱

1、概念：在101kPa時,1mol純物質(zhì)完全燃燒生成指定產(chǎn)物時所放出的熱量。

2、單位：kJmoL或kJ/mol。

3、意義：甲烷的燃燒熱為890.3kJ.mo「，或A〃=-890.3kJmo「，它表示25°C、101kPa時，1mol

甲烷完全燃燒生成1molCO?（g）和2moiH?。⑴時放出890.3kJ的熱量。

4、熱化學方程式的書寫

書寫表示燃燒熱的熱化學方程式時，以燃燒1mol可燃物為標準來配平其余物質(zhì)的化學計量數(shù),同時可

燃物要完全燃燒且生成指定產(chǎn)物。例如：

1、根據(jù)熱化學方程式計算

熱化學方程式中反應熱數(shù)值與各物質(zhì)的化學計量數(shù)成正比。例如，

4A(g)+/?B(g)^=(.C(g)+JD(g)AH

abcd|AH|

”(A)〃(B)〃(C)/7(D)Q

則丁丁〃B=三nC=力“D贏Q

2、根據(jù)反應物、生成物的鍵能“算

△〃=反應物的鍵能總和一生成物的鍵能總和.

3、根據(jù)物質(zhì)的燃燒熱數(shù)值計算

。(放)=〃(可燃物戶公”(燃燒熱)|。

4、根據(jù)蓋斯定律計算

將兩個或兩個以上的熱化學方程式包括其bH相加或相減，得到一個新的熱化學方程式及其△凡，

5、△“大小比較時注意事項

(1)吸熱反應的△”為“+”，放熱反應的△〃為“一”，所以吸熱反應的△”一定大于放熱反應的△兒

(2)放熱反應的△〃為“一”，所以放熱越多，△”越小。

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第二章化學反應速率與化學平衡

第一節(jié)化學反應速率

一、化學反應速率

1、化學反應速率：定量描述.化學反應快慢程度的物理量。

2、表示方法：用單位時間內(nèi)反應物濃度的a也或生成物濃度的」來表示。

(1)表達式：V=Ac/Ar

(2)單位：mol/(L?min)或mol/(L-s)

3、化學反應速率的測定

(1)測定原理：利用與化學反應中任何一種化學物質(zhì)的蟲心相關的可觀測量進行測定。

(2)測定方法

①直接觀察測定：如釋放出氣體的體積和體系的壓強等。

②科學儀器測定：在溶液中，當反應物或生成物木身有較明顯的顏色時，可利用顏色變化

和心色物質(zhì)與濃度變化間的比例關系測量反應速率c

4、化學反應速率的計算

(1)公式法：

AcAn

v=Z7=VAr

.、一Ac反應物,“43Ac生成物

v(反應物)=----岳----I，(生成物)=—而一

(2)運用同一反應中“速率之比等于化學計量數(shù)之比”的規(guī)律進行計算。

對于一個化學反應：〃?A+〃B=pC+〃D,u(A)=-%\i，(B)=一4/，v(C)=^y^,

口士vAvBvD

且有：薪=京二萬=7。

(3)“三段式”法

①求解化學反應速率計算題的一般步驟：

寫出有美反應的化學方程式；找出各物質(zhì)的起始量、轉化量、某時刻量；轉化量之比等于

化學計量數(shù)之比：

先根據(jù)已知條件列方程計算：

反應：〃?A(g)+〃B(g)=pC(g)

起始濃度/mo卜L「：abc

轉化濃度/mH?L「：x-

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某時刻（2濃度/molLjarb—c+管

再利用化學反應速率的定義式求算：

v（A）=ymol-L-,s-1；v（B）=,mobL-,-s-1；v（C）=^~molL-,s-,o

②計算中注意以下量的關系。

對反應物：”起始）一。（轉化）=C（某時刻）;對生成物：”起始）+c（轉化）=c（某

時刻）：

轉化率=就'1°0%。

二、影響化學反應速率的因素

I、實驗I:定性探究影響化學反應速率的外界因素

實驗原理：Na2s2O3+H2SO4=Na2SO4+SO2T+SJ+H2O2H2O2”M2H2。+

02T

影響囚素實驗步驟實驗現(xiàn)象實驗結論

5mL0.1mol-L'15mL0.5mol-L'1

H?SO,溶液H￡O,溶液

V1

均出現(xiàn)渾濁，但后者出現(xiàn)增大濃度，化學反應

濃度

渾濁更快速率增大

k]5mL().1molL_,LJ

量…在。,溶液

1

0.1molL-1i

H2SO,

溶液5mL、

0.1moIL-1

Na2s2O3

y水混合后均出現(xiàn)渾濁，但

i容:夜5mL升高溫度，化學反應

().1mol-L-1[

溫度￡70°C熱水一組首先出現(xiàn)渾

Na2S2O3速率增大

溶液5mL、F濁_

0.1mol-L-1

H2SO4V

i容:夜5mLJ(水

3min后分別混

合J佛像

5滴1niobL_1ff

Fed溶液T

前者無明顯現(xiàn)象,后者上催化劑能加快化

催化劑ny

現(xiàn)大量氣泡學反應速率

12mL5%

學HQ?溶液專

2、實驗II：反應速率的定量測定和比較

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反應時間反應速率

加入試劑實驗結論

（填“長”或“短”）（填“快”或喂”）

40mL\molL-1硫酸長慢4moiLi硫酸與鋅反應比1mol-L1

40mL4rnol-L?硫酸短快硫酸與鋅反應的速率快。

3、影響化學反應速率的其他因素

（1）濃度：底物濃度越大，化學反應速率越快。

（2）溫度：當其他條件相同時，升高溫度反應速率增大,降低溫度反應速率減小。

（3）催化劑：同一反應，用不同催化劑，反應速率不相同。

（4）壓強：對有氣體參加的反應，壓強對化學反應速率的影響可簡化理解如下

①對于氣體來說，在一定溫度下，一定質(zhì)量的氣體所占的體積與壓強成一其他條件

不變時，增大壓強，氣體體積縮小，濃度增大。

②對于有氣體參加的化學反應，在相同溫度下，增大壓強，反應速率增大；減小壓強,

反應速率減小。

三、活化能

1、有效碰撞：能夠發(fā)生化學反應的碰撞。

2、無效碰撞：不能夠發(fā)生化學反應的碰撞。

3、活化分子：能夠發(fā)生有效碰撞的分子。

4、活化能：活化分子具有的平均能量與反應物分子具有的平均能量之差。

5、反應物、生成物的能用:與活化能的關系圖

活化能越小，普通分子就越容易變成活化分子。如圖所示：反應的活化能是臼，反應熱

是E\—Ezo

6、有效碰撞理論對影響化學反應速率因素的解釋

（1）濃度：反應物濃度增大T單位體積內(nèi)活化分子數(shù)增多T單位時間內(nèi)有效碰撞的次

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數(shù)增加反應速率增大；反之，反應速率減小。

(2)壓強:增大壓強―氣體體積縮小T反應物濃度增大T單位體積內(nèi)活化分子數(shù)分

單位時間內(nèi)有效碰撞的次數(shù)增加T反應速率增大；反之，反應速率減小.

(3)溫度：升高溫度-活化分子的百分數(shù)」單，'立時間內(nèi)有效碰撞的次數(shù)」iiyT

反應速率增大；反之，反應速率減小。

(4)催化劑：使用催化劑一改變了反應的歷程(如上圖)，反應的活化能降低-活化分

子的百分數(shù)增大T單位時間內(nèi)有效碰撞的幾率增加T反應速率加快。

第二節(jié)化學平衡

一、化學平衡狀態(tài)

1、可逆反應：在相同條件下，既能向正反應方向進行,同時又能向逆反應方向進

行的反應。

2、化學平衡狀態(tài)的建立

(1)如圖1所不，N2與H2隨著反應的進彳丁，其濃度矮漸減小，心逐漸減小，而

&NH力逐漸增大，可逐漸增大，。時刻，它們的濃度不再改變，，正『逆，反應達到

平衡。

(1)如圖2所示，隨著N%的分解，其濃度逐漸減小，箕逆逐漸減小，而C(N2)、

dH?)逐漸增大，好正逐漸增大，々時刻起，它們的濃度不再改變，隈，反應

達到平衡。

3、化學平衡狀態(tài)：在一定條件下的可逆反應，當正、逆反應的速率相等時,反應物和生成

物的迭度均保持不變，即體系的組成不隨時間而改變，這表明該反應中物質(zhì)的轉化達到了“限

度”，這時的狀態(tài)我們稱為化學平衡狀態(tài)，簡稱化學平衡。

二、化學平衡常數(shù)

1、化學平衡狀態(tài)時濃度數(shù)據(jù)分析

分析課本表2—1：457.6℃時反應體系H2(g)+b(g)=2HI(g)中各物質(zhì)的濃度數(shù)據(jù)，我們可以

發(fā)現(xiàn)以下規(guī)律：

(1)無論該反應從正向進行還是從逆向進行，平衡時，只要溫度一定，喘去的值近似相

等。

『HI

(2)無論反應物或生成物的濃度如何改變，平衡時只要溫度一定，的值也近似相等。

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2、化學平衡常數(shù)：在一定溫度下，當一個可逆反應達到化學平衡時，生成物濃度用之積與

反應物濃度箱之積的比值是一個常數(shù),用符號K表示。

3、濃度商與化學平衡常數(shù)的表達式

(1)濃度商：對于一般的可逆反應，，〃A(g)+〃B(g)WpC(g)+qD(g),在任意時刻的余緇稱

為濃度商，常用0表示,即0=朱洋。

(2)化學平衡常數(shù)表達式：當在一定溫度下達到化學平衡時，長=］康瑞。

(3)。與K關系：當反應中有關物質(zhì)的濃度商等于平衡常數(shù)時,表明反應達到化學平

衡狀態(tài)。

三、影響化學平衡的因素

1、濃度對化學平衡移動的影響

實驗原理Fe3++3SCN-WFe(SCN)3(紅色)

D

5mL0.05mol--'FeCh溶液

5mL0.15mokL^KSCN溶液

實驗操作11mol?L_,

Fc粉

;111

1dJ1KSCN溶液

現(xiàn)象與結論b溶液顏色變淺,平衡向逆反應方向移動c溶液顏色變深,平衡向正反應方向移動

發(fā)生Fe+2Fe3+=3Fe?+,Fe^濃度減小，Q=c(SCN)增大，Q—泮黜^減小，Q

理論解釋霜筮上增大，Q>K,平衡逆向移動

<K,平衡正向移動

2、化學平衡移動：在一定條件當可逆反應達到平衡狀態(tài)后，如果濃度、壓強、溫度

等反應條件改變，原來的平衡狀態(tài)被破壞，平衡體系的物質(zhì)組成也會隨著」!S_，直至達

到新的平衡狀態(tài)。這種由原有的平衡狀態(tài)達到新的平衡狀態(tài)的過程。

3、化學平衡移動方向的判斷

當Q=K時：反應處于三衡狀態(tài),口=工；

當QVK時：反應向1E反應方向進行，y正二丫逆；

當Q>K時：反應向逆反應方向進行,

4、壓強變化對化學平衡移動的影響

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2NOWNO

實驗原理224

紅棕色無色

h匚工……]....

/處/

實驗步驟20mLNO?、N2O,N02,N20t11處

活塞I【處一I處，壓強增大活塞I處處，壓強減小

實驗現(xiàn)象混合氣體的顏色先一變深又逐漸變淺混合氣體的顏色先重打又逐漸

活塞往里推，體根減小，壓強增大，c（NO2）增大，顏色變深，但顏色又變淺，說明《NO2）

減小，平衡向正反應方向移動。

實驗結論

活塞往外拉，體積增大，壓強減小，c（NO2）減小，顏色變淺，但氣體顏色又變深，

說明c（NO2）增大，平衡向逆反應方向移動

5、溫度對化學平衡移動的影響

2N02g二NO4gAH=-56.9kJmol

實驗原理2

紅馀色無色

實驗步驟

NO2與N2O4的混合氣體

實驗現(xiàn)象熱水中混合氣體顏色.加深；冰水中混合氣體顏色_變淺

混合氣體受熱顏色-加深，說明NO,濃度增大，即平衡向逆反應方向移動:

實驗結論

混合氣體被冷知時顏色變淺，說明NO?濃度減小，即平衡向正反應方向移動

6、勒夏特列原理：如果改變影響平衡的條件之一（如溫度、濃度、壓強等），平衡將向著能

夠_?1_這種改變的方向移動。

7、化學平衡圖像的類型及特點

（1）速率一時間圖像（丫一，圖像）

I.正反應速率突變，逆反應速率漸變，%:二/逆，說明是增大了反應物的濃度，使正反

應速率突變，且平衡正向移動。

H）正、I，逆都是突然減小的，吟之優(yōu)￡,平衡正向移動,說明該反應的正反應可能是放

熱反應或氣體總體積增大的反應,改變的條件是一降低溫度或減小壓強。

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川」，正、y逆都是突然增大的，并且I，正、y逆增大程度相同，說明該化學平衡沒有發(fā)牛移

動，可能是使用/催化劑，也可能是對反應前后氣體總體積不發(fā)生變化的反應增大壓強

所致。

I.72>7-1，溫度升高，平衡逆向移動,正反應是反應。

11/2之6，壓強增大，A（反應物）的轉化率減小，說明正反應是氣體總體積增大的

反應。

HL生成物C的百分含量」說明平衡不發(fā)生移動,但反應速率a^b,故a可能

使用了催化劑；若該反應是反應前后氣體總體積不變的可逆反應，a也可能是增大了壓

強。

第三節(jié)化學反應的方向

I、自發(fā)過程和自發(fā)反應的比較

自發(fā)過程自發(fā)反應

在一定條件下，不用借助外力，就能自發(fā)在給定的條件下，可以進行到顯著程

含義

進行的過程。度的化學反應。

具有方向性，即過程的某個方向在一定條f二下自發(fā)進行，而該過程逆方向在該條件下肯定

特征

不能自發(fā)進行。

舉例高山流水，自由落體，冰雪融化鋼鐵生銹

可被用來完成有用功。如H?燃燒可設計成原電池。

應用

非自發(fā)過程要想發(fā)生，必須對它做功。如通電將水分解為比和02。

2、化學反應進行方向的判據(jù)

（1）焙變與反應的方向

放熱反應過程中體系能量一降低，因此具有自發(fā)進行的傾向，科學家提出用焰變來

判斷反應進行的方向，這就是由判據(jù)。

①多數(shù)放熱反應是自發(fā)進行的。例如燃燒反應、中和反應等。②有些吸熱反應也可以臼發(fā)進

行，如：

2N2O5（g）=4NO2（g）+Oz（g）2N=+109.8kJmoJ

（7）燧變與反應的方向

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①體系的牖值：體系的混亂程度越大,體系的底值就越大。

②同一物質(zhì)的端值：s（g）zs⑴35（s）,同一條件下，不同物質(zhì)的燃值不同。

（3）牖判據(jù)：體系有自發(fā)地向混亂度增加（即燧增1的方向轉變的傾向,因此可用焙

變—來判斷反應進行的方向。

3、自由能與化學反應的方向

（1）自由能：符號為AG,單位為kJmo「。

（2）自由能變化與焰變、烯變的關系：kG=kH-TbS。AG不僅與焰變有關，還與_溫

度有關。

（3）反應方向與自由能的關系

①當AG<0時，反應能自發(fā)進行；

②當AG=O時，反應處于平衡狀態(tài)；

③當AG〉。時，反應不能自發(fā)進行。

第四節(jié)化學反應的調(diào)控

1、合成氨反應的特點

合成氨反應：N2（g）+3H2（g）N2NH3（g）。已知298K時:AW=-92.4kJ-mol_1,AS=-198.2

JnioLK工

（1）自發(fā)性：常溫（298K）下，bH-TNS<0,能自發(fā)進行.

（2）可逆性：反應為可逆反應。

（3）體枳變化（嫡變）：A5<0,正反應是氣體體積縮小的反應。

（4）焰變：AH<0,是放熱反應。

2、工業(yè)合成氨的適宜條件

外部條件工業(yè)合成氨的適宜條件

壓強10?30MPa

溫度400?500℃

催化劑使用鐵觸媒作催化劑

濃度氨及時從混合氣中分離出去，剩余氣體循環(huán)使用；及時補充N2和h

3、合成氨的工藝流程

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第三章水溶液中的離子反應與平衡

第一節(jié)電離平衡

一、強電解質(zhì)和弱電解質(zhì)

1、電解質(zhì)：在水溶液中或熔融狀態(tài)下能導電的化合物。

2、非電解質(zhì)：在水溶液中和熔融狀態(tài)下均以分子形式存在,因而不能導電的化合物。

3、強電解質(zhì)和弱電解質(zhì)

（1）實驗探究鹽酸和醋酸的電離程度

酸0.1moML-i鹽酸0.1mol-L-1醋酸

pH較小較大

導電能力較強較弱

與鎂條反應的現(xiàn)象產(chǎn)生無色氣泡_較快產(chǎn)生無色氣泡.較慢

實驗結論實驗表明鹽酸中更大，說明蠱七酸的電離程度大于醋酸的電離程度

（2）強電解質(zhì)與弱電解質(zhì)的比較

強電解質(zhì)弱電解質(zhì)

概念在水溶液中能全部電離的電解質(zhì)在水溶液中只能一部分電只的電解質(zhì)

電解質(zhì)在溶液

只有陰、陽離了既有陰、陽離了，又有電解質(zhì)分子

中的存在形式

化合物類型離子化合物、部分共價化合物共價化合物

①多數(shù)鹽（包括難溶性鹽）；弱酸，如CH3coOH、HCIO等；

實例②強酸，如HQ、H2s。4等；②弱堿，如NH3-H2。等；

③強堿，如KOH、Ba（OH”等③水

二、弱電解質(zhì)的電離平衡

1、電離平衡狀態(tài)

（1）概念：在一定條件（如溫度、濃度）下，弱電解質(zhì)分子電離成離子的速率與離子

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結合成弱電解質(zhì)分子的速率相等,溶液中各分子和離子的濃度都不再發(fā)生變化,電離過

程就達到了電離平衡狀態(tài)，

（2）建立過程

反

應弱電解質(zhì)分了■電

速'、、而成崗干的速率

率

兩種速率相等.處f電離平衡狀態(tài)

,一‘離子結合成弱電解質(zhì)分子的速率

h時間

2、電離方程式的書寫

（1）強電解質(zhì)：完全電離，在寫電離方程式時，用“=''。

（2）弱電解質(zhì)：部分電離，在寫電離方程式時，用“二”。

3、電離平衡的影響因素

（1）溫度：弱電解質(zhì)的電離一般是」過程，升高溫度使電離平衡向的方向

移動，電離程度增大，

（2）濃度：在一定溫度下，同一弱電解質(zhì)溶液，濃度越小，離子相互碰撞結合為分子的幾

率越小，電離程度越大°

（3）同崗子效應：加入與弱電解質(zhì)具有相同禽子的電解質(zhì)時，可使電離平衡向結合成弱電

解質(zhì)分子的方向移動，電離程度減小。

（4）化學反應：加入能與弱電解質(zhì)電離出的離子發(fā)生反應的離子時，電離平衡向電離方

向移動。

三、電離平衡常數(shù)

I、概念：在一定條件下，當弱電解質(zhì)的電離達到平衡時，溶液中弱電解質(zhì)電離所生成的」

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常數(shù),簡稱電離常數(shù)，用

K表示。

2、電離平衡常數(shù)的表示方法

,_cA、cB

AB=A++BK=^~

3、弱電解質(zhì)的電離能力。?定溫度下，K值越大，弱電解質(zhì)的電離程度越一大，酸（或堿）

性越一強。

4.電禽常數(shù)的影響因素

（1）內(nèi)因：同一溫度下，不同的弱電解質(zhì)的電離常數(shù)坯圓說明電離常數(shù)首先由物質(zhì)的本

性所決定。

（2）外因：對于同一弱電解質(zhì)，電離平衡常數(shù)只與溫度有關,由于電離為吸熱過程,

所以電離平衡常數(shù)隨?溫度升高而增大。

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5、電離常數(shù)的計算——三段式法

例：25℃amolL_1的CH3coOH

CH3COOHWCH3co0+H'

起始濃度/01011一|：a00

變化濃度/mo卜L'：xxx

平衡濃度/moLLi：a-xxx

二cCHKOOcH'_『『

人JKa—cCH3coOH~a-x^a

6、實驗探究：CH3coOH與H2cCh酸性強弱比較

f1mol-L-*

X-Na￡O,溶液

實驗操作H

g]2mLImol?L'1

bCH.COOH

實驗現(xiàn)象有氣泡產(chǎn)生

實驗結論CH3coOH酸性大于碳酸

Ka大小比較K—CH3coOH)大于KHH?COa)

鎂與鹽酸、醋酸反應時氣體壓強隨時間的變化示意圖

比較項目宏觀辨識微觀探析

鹽酸是強酸，完全電離,醋酸是弱酸，部分電

反應初期鹽酸的反應速率比醋酸工_離,同濃度的鹽酸和醋酸，鹽酸中的c（H。較大，

因而反應速率較大

鹽酸的反應速率始終比醋酸工，鹽醋酸中存在電離平衡，隨反應的進行，電離平衡」E

反應過程

酸的反應速率減小」醋酸的向移動，消耗的氫離子能及時電離補充，所以一

中

反應速率減小不E月顯段時間速率變化不明顯

鎂條稍微過量，兩種酸的物質(zhì)的量一相同，隨醋酸

二者產(chǎn)生的氫氣的量基本相等,速率

最終電離，平衡正向移動，醋酸幾乎消耗完全，最終

幾乎都變?yōu)榱?/p>

二者與鎂條反應的氫離子的物質(zhì)的量幾乎

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因而產(chǎn)生的H2的量幾乎」S1EL。兩種酸都幾乎消

耗完全，反應停止，因而反應速率幾乎都變?yōu)?

第二節(jié)水的電離和溶液的pH

一、水的電離

I、水的電離

(1)水是一種極弱的甩解質(zhì)。

(2)水的電離方程式為H2O+H2OWH-Q++OH,簡寫為HzOWH'+OH"

(3)水的電離平衡常數(shù)K電碑="：；我。

2、水的離子積常數(shù)

(1)含義：因為水的濃度可看作常數(shù)，所以水中的3H+)-C(0H)可看作常數(shù),稱為水

的離了?枳常數(shù)，簡稱水狗離子積，用Kw表示。

(2)表達式與數(shù)值：表達式Kw=c(H)c(OH),室溫時，Kw=LOxlO-%

(3)影響因素：Kw只受溫度影響，由于水的電離是吸熱過程,溫度升而，Kw增大。

3、外界條件對水的電離平衡的影響

分析下列條件的改變對水的電離平衡HzO二H++OH—△〃>()的影響，并填寫下表:

改變條件平衡移動方向c(H+)c(OH-)水的電離程度A

升高溫度右移增大增大增大fix

加入HCl(g)左移減小減小

加入NaOH(s)左移減小增大減小不變

加入金屬Na右移減小增大增大

加入NaHSO4(s)左移增大減小減小不變

二、溶液的酸堿性與pH

1.25℃時，分析下列溶液的氫離子和氫氧根離子濃度

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純水0.1mol-L1NaOH溶液0.1mol-L1鹽酸

c(H')/mol.L-'1x1071x10-130.1

c(OH)/molL-,1X10—70.11x1073

c(H+)、c(OH)

c(H+)=c(OH)c(H+)<c(OH)c(H+)>c(OH)

的相對大小

溶液的酸堿性中性堿性酸性

2、溶液的酸堿性與溶液中c(H)、c(OH)的關系

以H+)與c(OH)的關系c(H+)的范圍(室溫下)

酸性溶液c(H+)>c(OH-)IxlQ7mol-L-1

中性溶液c(H+)=c(OH")c(H+)=lxlQ_7mol-L-1

堿性溶液c(H+)<c(OH-)dH+)<lxlQ_7molL-1

任何水溶液中都有H卡和0H，

3.溶液的pH與c(H)及酸堿性的關系

計算公式pH=~lgdH1)

pH越大，溶液的堿性越強；

意義

pH越小，溶液的酸性越強

溶液酸堿性與pH的關系pH<7,為酸性溶液:pH=7,為中性溶液；

(常溫下)pH>7,為堿性溶液

適用范圍lxl(p4molLrVc(H+)Vlmol-L-1

特別提醒pH計算公式中c(H')：強酸溶液」(H4)=〃《H〃A)；若強堿溶液：c(H，=島

“[BOH”]。

4、溶液酸堿性的測定方法

(1)利用pH試紙測定。使用pH試紙的正確操作為取一小塊pH試紙于干燥潔凈的玻璃

片或表面皿上，用干燥潔凈的玻璃棒蘸取試液點在試紙上，當試紙顏色變化穩(wěn)定后迅速與

標準比色卡對照,讀出pH。

①廣泛pH試紙：其DH范困是一1?14(最常用),可以識別的pH差約為

②精密pH試紙：可判別0.2或0.3的pH差值。

③專用pH試紙：用于酸性、中性或堿性溶液的專用pH試紙。

(2)用pH計測量。

DH計也叫酸度計，該儀器可精密測量溶液的pH。其量程為0?14°

5、pH的應用

pH在醫(yī)療、生活、環(huán)保、農(nóng)業(yè)生產(chǎn)和科學實驗中都有重要的應用。溶液pH的控制常

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常是影響實驗結果或產(chǎn)品質(zhì)量、產(chǎn)量的一個關鍵因素。

6、酸堿溶液稀釋時pH的變化圖像

（1）pH相等的酸或堿溶液稀釋后溶液pH的變化示意圖

稀釋過程稀釋過程

（2）c相等的酸或堿溶液稀釋后溶液pH的變化示意圖

稀釋過程

可以看出無論是c