高中化學學問點總結高中化學學問點規(guī)律大全（一）——化學反應與能量1．氧化還原反應[氧化還原反應]有電子轉移(包括電子的得失和共用電子對的偏移)或有元素化合價升降的反應．如2Na+C12＝2NaCl(有電子得失)、H2+C12＝2HCl(有電子對偏移)等反應均屬氧化還原反應。氧化還原反應的本質是電子轉移(電子得失或電子對偏移)。[氧化還原反應的特征]在反應前后有元素的化合價發(fā)生變化．依據氧化還原反應的反應特征可推斷一個反應是否為氧化還原反應．某一化學反應中有元素的化合價發(fā)生變化，則該反應為氧化還原反應，否則為非氧化還原反應。[氧化劑與還原劑]概念含義概念含義氧化劑反應后所含元素化合價降低的反應物還原劑反應后所含元素化合價上升的反應物被氧化還原劑在反應時化合價上升的過程被還原氧化劑在反應時化合價降低的過程氧化性氧化劑具有的奪電子的力量還原性還原劑具有的失電子的力量氧化反應元素在反應過程中化合價上升的反應還原反應元素在反應過程中化合價降低的反應氧化產物還原劑在反應時化合價上升后得到的產物還原產物氧化劑在反應時化合價降低后得到的產物氧化劑與還原劑的相互關系．[氧化還原反應與四種基本反應類型的關系]如右圖所示．由圖可知：置換反應都是氧化還原反應；復分解反應都不是氧化還原反應，化合反應、分解反應不肯定是氧化還原反應．[氧化還原反應中電子轉移的方向、數目的表示方法](1)單線橋法．表示在反應過程中反應物里元素原子間電子轉移的數目和方向．用帶箭頭的連線從化合價上升的元素開頭，指向化合價降低的元素，再在連線上方標出電子轉移的數目．在單線橋法中，箭頭的指向已經表明白電子轉移的方向，因此不能再在線橋上寫“得”、“失”字樣．(2)雙線橋法．表示在反應物與生成物里，同一元素原子在反應前后電子轉移的數目和方向．在氧化劑與還原產物、還原劑與氧化產物之間分別用帶箭頭的連線從反應前的有關元素指向反應后的該種元素，并在兩條線的上、下方分別寫出“得”、“失”電子及數目．例如：2．離子反應[離子反應]有離子參與或有離子生成的反應，都稱為離子反應．離子反應的本質、類型和發(fā)生的條件：(1)離子反應的本質：反應物中某種離子的濃度減?。?2)離子反應的主要類型及其發(fā)生的條件：①離子互換(復分解)反應．具備下列條件之一就可以使反應朝著離子濃度減小的方向進行，即離子反應就會發(fā)生．a．生成難溶于水的物質．如：Cu2＋+2OH－＝Cu(OH)2↓留意：當有關離子濃度足夠大時，生成微溶物的離子反應也能發(fā)生．如：2Ag＋+SO42—＝Ag2SO4↓Ca2＋+2OH－＝Ca(OH)2↓或者由微溶物生成難溶物的反應也能生成．如當石灰乳與Na2CO3溶液混合時，發(fā)生反應：Ca(OH)2+CO32—＝CaCO3↓+2OH－b．生成難電離的物質(即弱電解質)．如：H＋+OH－＝H2OH＋+CH3COO－＝CH3COOHc．生成揮發(fā)性物質(即氣體)．如：CO32－+2H＋＝CO2↑+H2ONH4＋+OH－NH3↑+H2O②離子間的氧化還原反應．由強氧化劑與強還原劑反應，生成弱氧化劑和弱還原劑，即反應朝著氧化性、還原性減弱的方向進行．例如：Fe+Cu2＋＝Fe2＋+CuCl2+2Br－＝2C1－+Br22MnO4－+16H＋+10C1－＝2Mn2＋+5C12↑+8H2O書寫離子方程式時應留意的問題：(1)電解質在非電離條件下(不是在水溶液中或熔融狀態(tài))，雖然也有離子參與反應，但不能寫成離子方程式，由于此時這些離子并沒有發(fā)生電離．如NH4Cl固體與Ca(OH)2固體混合加熱制取氨氣的反應、濃H2SO4與固體(如NaCl、Cu等)的反應等，都不能寫成離子方程式．相反，在某些化學方程式中，雖然其反應物不是電解質或強電解質，沒有大量離子參與反應，但反應后產生了大量離子，因此，仍可寫成離子方程式．如Na、Na2O、Na2O2、SO3、Cl2等與H2O的反應．(2)多元弱酸的酸式鹽，若易溶于水，則成鹽的陽離子和酸根離子可拆開寫成離子的形式，而酸根中的H＋與正鹽陰離子不能拆開寫．例如NaHS、Ca(HCO3)2等，只能分別寫成Na＋、HS－和Ca2＋、HCO3－等酸式酸根的形式．(3)對于微溶于水的物質，要分為兩種狀況來處理：①當作反應物時？，微溶物要保留化學式的形式，不能拆開．②當作反應物時，若為澄清的稀溶液，應改寫為離子形式，如澄清石灰水等；若為濁液或固體，要保留化學式的形式而不能拆開，如石灰乳、熟石灰等．(4)若反應物之間由于物質的量之比不同而發(fā)生不同的反應，即反應物之間可發(fā)生不止一個反應時，要考慮反應物之間物質的量之比不同，相應的離子方程式也不同．例如，向NaOH溶液中不斷通入CO2氣體至過量，有關反應的離子方程式依次為：CO2+2OH—＝CO32—+H2O（CO2適量）CO2+OH—＝HCO3—（CO2足量）在溶液中離子能否大量共存的推斷方法：幾種離子在溶液中能否大量共存，實質上就是看它們之間是否發(fā)生反應．若離子間不發(fā)生反應，就能大量共存；否則就不能大量共存．離子間若發(fā)生下列反應之一，就不能大量共存．(1)生成難溶物或微溶物．如Ca2＋與CO32－、SO42－、OH－；Ag＋與C1－、Br－、I－、SO32－，等等．(2)生成氣體．如NH4＋與OH－；H＋與HCO3－、CO32－、S2－、HS－、SO32－、HSO3－等．(3)生成難電離物質(弱酸、弱堿、水)．如H＋與C1O－、F－、CH3COO－生成弱酸；OH－與NH4＋、A13＋、Fe3＋、Fe2＋、Cu2＋等生成弱堿；H＋與OH－生成H2O．(4)發(fā)生氧化還原反應．具有氧化性的離子(如MnO4－、ClO－、Fe3＋等)與具有還原性的離子(如S2－、I－、SO32－、Fe2＋等)不能共存．應留意的是，有些離子在堿性或中性溶液中可大量共存，但在酸性條件下則不能大量共存，如SO32－與S2－，NO3－與I－、S2－、SO32－、Fe2＋等．*(5)形成協(xié)作物．如Fe3＋與SCN－因反應生成Fe(SCN)3而不能大量共存．*(6)弱酸根陰離子與弱堿陽離子因易發(fā)生雙水解反應而不能大量共存，例如Al3＋與HCO3－、CO32－、A1O2－等．說明：在涉及推斷離子在溶液中能否大量共存的問題時，要留意題目中附加的限定性條件：①無色透亮?????的溶液中，不能存在有色離子，如Cu2＋(藍色)、Fe3＋(黃色)、Fe2＋(淺綠色)、MnO4－(紫色)．②在強酸性溶液中，與H＋起反應的離子不能大量共存．③在強堿性溶液中，與OH－起反應的離子不能大量共存．[離子方程式的書寫步驟](1)“寫”：寫出完整的化學方程式．(2)“拆”：將化學方程式中易溶于水、易電離的物質(強酸、強堿、可溶性鹽)拆開改寫為離子形式；而難溶于水的物質(難溶性鹽、難溶性堿)、難電離的物質(水、弱酸、弱堿)、氧化物、氣體等仍用化學式表示．(3)“刪”：將方程式兩邊相同的離子(包括個數)刪去，并使各微粒符號前保持最簡潔的整數比．(4)“查”：檢查方程式中各元素的原子個數和電荷總數是否左右相等．[復分解反應類型離子反應發(fā)生的條件]復分解反應總是朝著溶液中自由移動的離子數目削減的方向進行．具體表現為：(1)生成難溶于水的物質．如：Ba2＋+SO42－＝BaSO4↓(2)生成難電離的物質(水、弱酸、弱堿)．如H＋+OH－＝H2O(3)生成氣體．如：CO32－+2H＋＝CO2↑+H2O3．化學反應中的能量變化[放熱反應]放出熱量的化學反應．在放熱反應中，反應物的總能量大于生成物的總能量：反應物的總能量＝生成物的總能量+熱量+其他形式的能量放熱反應可以看成是“貯存”在反應物內部的能量轉化并釋放為熱能及其他形式的能量的反應過程．[吸熱反應]吸取熱量的化學反應．在吸熱反應中，反應物的總能量小于生成物的總能量：生成物的總能量＝反應物的總能量+熱量+其他形式的能量吸熱反應也可以看成是熱能及其他形式的能量轉化并“貯存”為生成物內部能量的反應過程．*[反應熱](1)反應熱的概念：在化學反應過程中，放出或吸取的熱量，統(tǒng)稱為反應熱．反應熱用符號△H表示，單位一般接受kJ·mol－1．(2)反應熱與反應物、生成物的鍵能關系：△H＝生成物鍵能的總和－反應物鍵能的總和(3)放熱反應與吸熱反應的比較．反應熱放熱反應吸熱反應含義反應物所具有的總能量大于生成物所具有的總能量，反應物轉化為生成物時放出熱量反應物所具有的總能量小于生成物所具有的總能量，反應物轉化為生成物時吸取熱量反應本身的能量變化反應放出熱量后使反應本身的能量降低反應吸取熱量后使反應本身的能量上升表示符號或ΔH值“－”ΔH＜0“+”ΔH＞0說明：放熱反應和吸熱反應過程中的能量變化示意圖如圖3—1—2所示．[熱化學方程式](1)熱化學方程式的概念：表明反應所放出或吸取熱量的化學方程式，叫做熱化學方程式．(2)書寫熱化學方程式時應留意的問題：①需注明反應的溫度和壓強．由于反應的溫度和壓強不同時，其△H也不同．若不注明時，則是指在101kPa和25℃時的數據．②反應物、生成物的聚集狀態(tài)要注明．同一化學反應，若物質的聚集狀態(tài)不同，則反應熱就不同．例如：H2(g)+1/2O2(g)＝H2O(g)△H＝－241.8kJ·mol—1H2(g)+1/2O2(g)＝H2O(l)△H＝－285.8kJ·mol—1比較上述兩個反應可知，由H2與O2反應生成1molH2O(l)比生成1molH2O(g)多放出44kJ·mol—1的熱量．③反應熱寫在化學方程式的右邊．放熱時△H用“－”，吸熱時△H用“＋”．例如：H2(g)+1/2O2(g)＝H2O(g)－241.8kJ·mol—1④熱化學方程式中各物質前的化學計量數不表示分子個數，而只表示物質的量(mol)，因此，它可用分數表示．對于相同物質的反應，當化學計量數不同時，其△H也不同．例如：2H2(g)+O2(g)＝2H2O(g)△Hl＝－483.6kJ·mol—1H2(g)+1/2O2(g)＝H2O(g)△H2＝－241.8kJ·mol—1明顯，△Hl＝2△H2．*[蓋斯定律]對于任何一個化學反應，不管是一步完成還是分幾步完成，其反應熱是相同的．也就是說，化學反應的反應熱只與反應的始態(tài)(各反應物)和終態(tài)(各生成物)有關，而與具體反應進行的途徑無關．假如一個反應可以分幾步進行，則各步反應的反應熱之和與該反應一步完成時的反應熱是相同的．*4．燃燒熱和中和熱燃燒熱中和熱定義在101kPa時，1mol物質完全燃燒生成穩(wěn)定的氧化物所放出熱量在稀溶液中，酸跟堿發(fā)生中和反應而生成1molH2O時所放出的熱量熱化學方程式中的表示形式以燃燒1mol物質為標準來配平其余物質的化學計量數物質的化學計量數平其余物質的化學計量數留意點“完全燃燒”包含兩個方面的意思：①燃燒的物質全部燃燒完；②生成穩(wěn)定氧化物，如C完全燃燒生成CO2，S完全燃燒生成SO2；等等當強酸與強堿在稀溶液中發(fā)生中和反應時，1molH＋與1molOH－發(fā)生反應生成1molH2O，都放出57．3kJ的熱量．即：H＋(aq)+OH－(aq)＝H2O(1)△H＝－57.3kJ·mol－1說明利用燃燒熱可以計算物質在燃燒過程中所放出的熱量當強酸與弱堿或弱酸與強堿或弱酸與弱堿發(fā)生中和反應時，因生成的鹽會發(fā)生水解而吸熱，故此時中和熱要小于57.3kJ·mol－1高中化學學問點規(guī)律大全（二）——化學反應速率和化學平衡1．化學反應速率[化學反應速率的概念及其計算公式](1)概念：化學反應速率是用來衡量化學反應進行的快慢程度，通常用單位時間內反應物濃度的削減或生成物濃度的增加來表示．單位有mol·L－1·min－1或mol·L－1·s－1(2)計算公式：某物質X的化學反應速率：留意①化學反應速率的單位是由濃度的單位(mol·L－1)和時間的單位(s、min或h)打算的，可以是mol·L－1·s－1、mol·L－1·min－1或mol·L－1·h－1，在計算時要留意保持時間單位的全都性．②對于某一具體的化學反應，可以用每一種反應物和每一種生成物的濃度變化來表示該反應的化學反應速率，雖然得到的數值大小可能不同，但用各物質表示的化學反應速率之比等于化學方程式中相應物質的化學計量數之比．如對于下列反應：mA+nB＝pC+qD有：∶∶∶＝m∶n∶p∶q或：③化學反應速率不取負值而只取正值．④在整個反應過程中，反應不是以同樣的速率進行的，因此，化學反應速率是平均速率而不是瞬時速率．[有效碰撞]化學反應發(fā)生的先決條件是反應物分子(或離子)之間要相互接觸并發(fā)生碰撞，但并不是反應物分子(或離子)間的每一次碰撞都能發(fā)生化學反應．能夠發(fā)生化學反應的一類碰撞叫做有效碰撞．[活化分子]能量較高的、能夠發(fā)生有效碰撞的分子叫做活化分子．說明①活化分子不肯定能夠發(fā)生有效碰撞，活化分子在碰撞時必需要有合適的取向才能發(fā)生有效碰撞．②活化分子在反應物分子中所占的百分數叫做活化分子百分數．當溫度肯定時，對某一反應而言，活化分子百分數是肯定的．活化分子百分數越大，活化分子數越多，有效碰撞次數越多．[影響化學反應速率的因素]影響因素對化學反應速率的影響說明或舉例反應物本身的性質不同的化學反應有不同的反應速率Mg粉和Fc粉分別投入等濃度的鹽酸中時，Mg與鹽酸的反應較猛烈，產生H2的速率較快濃度其他條件不變時，增大(減小)反應物的濃度，反應速率增大(減小)①增大(減小)反應物濃度，單位體積內活化分子數增多(削減)，有效碰撞次數增多(削減)，但活化分子百分數不變②氣、固反應或固、固反應時，固體的濃度可認為是常數，因此反應速率的大小只與反應物之間的接觸面積有關，而與固體量的多少無關．轉變固體的量不影響反應速率壓強溫度肯定時，對于有氣體參與的反應，增大(減小)壓強，反應速率增大(減小)①轉變壓強，實際是轉變氣體的體積，使氣體的濃度轉變，從而使反應速率轉變②轉變壓強，不影響液體或固體之間的反應速率溫度上升(降低)反應溫度，反應速率增大(減小)①通常每上升10℃，反應速率增大到原來的2～4倍②升溫，使反應速率加快的緣由有兩個方面：a．升溫后，反應物分子的能量增加，部分原來能量較低的分子變?yōu)榛罨肿?，增大了活化分子百分數，使有效碰撞次數增?主要方面)；b．上升溫度，使分子運動加快，分子間的碰撞次數增多(次要方面)催化劑增大化學反應速率催化劑增大化學反應速率的緣由：降低了反應所需的能量(這個能量叫做活化能)，使更多的反應物分子成為活化分子，增大了活化分子百分數，從而使有效碰撞次數增多光、反應物顆粒的大小等將反應混合物進行光照、將塊狀固體粉碎等均能增大化學反應速率AgBr、HClO、濃HNO3等見光分解加快，與鹽酸反應時，大理石粉比大理石塊的反應更猛烈2．化學平衡[化學平衡](1)化學平衡爭辯的對象：可逆反應的規(guī)律．①可逆反應的概念：在同一條件下，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，叫做可逆反應．可逆反應用可逆符號“”表示．[可逆反應]向生成物方向進行的反應叫正反應；向反應物方向進行的反應叫逆反應．在同一條件下，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，叫做可逆反應．說明(1)推斷一個反應是否是可逆反應，必需滿足兩個條件：①在同一條件下；②正、逆反應同時進行．如H2+I22HI，生成的HI在持續(xù)加熱的條件下同時分解，故該反應為可逆反應．而如：2H2+O22H2O2H2O2H2↑+O2↑這兩個反應就不是可逆反應．(2)在化學方程式中，用可逆符號“”表示可逆反應．說明a．絕大多數化學反應都有肯定程度的可逆性，但有的逆反應傾向較小，從整體看實際上是朝著同方向進行的，例如NaOH+HCl＝NaCl+H2O．b．有氣體參與或生成的反應，只有在密閉容器中進行時才可能是可逆反應．如CaCO3受熱分解時，若在敞口容器中進行，則反應不行逆，其反應的化學方程式應寫為：CaCO3CaO+CO2↑；若在密閉容器進行時，則反應是可逆的，其反應的化學方程式應寫為：CaCO3CaO+CO2②可逆反應的特點：反應不能進行到底．可逆反應無論進行多長時間，反應物都不行能100％地全部轉化為生成物．(2)化學平衡狀態(tài)．①定義：肯定條件(恒溫、恒容或恒壓)下的可逆反應里，正反應和逆反應的速率相等，反應混合物(包括反應物和生成物)中各組分的質量分數(或體積分數)保持不變的狀態(tài)．②化學平衡狀態(tài)的形成過程：在肯定條件下的可逆反應里，若開頭時只有反應物而無生成物，依據濃度對化學反應速率的影響可知，此時ν正最大而ν逆為0．隨著反應的進行，反應物的濃度漸漸減小，生成物的濃度漸漸增大，則ν正越來越小而ν逆越來越大．當反應進行到某一時刻，ν正＝ν逆，各物質的濃度不再發(fā)生轉變，反應混合物中各組分的質量分數(或體積分數)也不再發(fā)生變化，這時就達到了化學平衡狀態(tài)．(3)化學平衡的特征：①“動”：化學平衡是動態(tài)平衡，正反應和逆反應仍在連續(xù)進行，即ν正＝ν逆≠0．②“等”：達平衡狀態(tài)時，ν正＝ν逆，這是一個可逆反應達平衡的本質．ν正＝ν逆的具體含意包含兩個方面：a．用同一種物質來表示反應速率時，該物質的生成速率與消耗速率相等，即單位時間內消耗與生成某反應物或生成物的量相等；b．用不同物質來表示時，某一反應物的消耗速率與某一生成物的生成速率之比等于化學方程式中相應物質的化學計量數之比．③“定”：達平衡時，混合物各組分的濃度肯定；質量比(或物質的量之比、體積比)肯定；各組分的質量分數(或摩爾分數、體積分數)肯定；對于有顏色的物質參與或生成的可逆反應，顏色不轉變．同時，反應物的轉化率最大．對于反應前后氣體分子數不相等的可逆反應，達平衡時：氣體的總體積(或總壓強)肯定；氣體的平均相對分子質量肯定；恒壓時氣體的密度肯定(留意：反應前后氣體體積不變的可逆反應，不能用這個結論推斷是否達到平衡)．④“變”．一個可逆反應達平衡后，若外界條件(濃度、溫度、壓強)轉變，使各組分的質量(體積、摩爾、壓強)分數也發(fā)生變化，平衡發(fā)生移動，直至在新的條件下達到新的平衡(留意：若只是濃度或壓強轉變，而ν正仍等于ν逆，則平衡不移動)．反之，平衡狀態(tài)不同的同一個可逆反應，也可通過轉變外界條件使其達到同一平衡狀態(tài)．⑤化學平衡的建立與建立化學平衡的途徑無關．對于一個可逆反應，在肯定條件下，反應無論從正反應開頭，還是從逆反應開頭，或是正、逆反應同時開頭，最終都能達到同一平衡狀態(tài)．具體包括：a．當了T、V肯定時，按化學方程式中各物質化學式前系數的相應量加入，并保持容器內的總質量不變，則不同起始狀態(tài)最終可達到同一平衡狀態(tài)．b．當T、P肯定(即V可變)時，只要保持反應混合物中各組分的組成比不變(此時在各種狀況下各組分的濃度仍舊相等，但各組分的物質的量和容器內的總質量不肯定相等)，則不同的起始狀態(tài)最終也可達到同一平衡狀態(tài)．如在恒溫、恒壓時，對于可逆反應：N2+3H22NH3，在下列起始量不同狀況下達到的是同一平衡狀態(tài)．N2H2NH3A1mol3mol0B0.5mol1.5mol0C002molD1mol3mol2molc．對于反應前后氣體體積相等的可逆反應，不論是恒溫、恒容或是恒溫、恒壓，在不同的起始狀態(tài)下，將生成物“歸零”后，只要反應物的物質的量之比不變，就會達到同一平衡狀態(tài)．如：H2(g)+I2(g)2HI(g)等．[推斷化學平衡狀態(tài)的依據]mA(g)+nB(g)pC(g)+qD(g)反應混合物中各組分的含量①各組分的物質的量或各組分的摩爾分數肯定達平衡狀態(tài)②各組分的質量或各組分的質量分數肯定達平衡狀態(tài)③各組分的體積或體積分數肯定達平衡狀態(tài)④總體積、總壓強或總物質的量肯定不肯定達平衡狀態(tài)ν正與ν逆的關系①單位時間內消耗mmolA，同時生成mmolA，達平衡狀態(tài)②單位時間內消耗mmolA（或nmolB），同時消耗pmolC（或qmolD），既ν正＝ν逆達平衡狀態(tài)③∶∶∶＝m∶n∶p∶q，此時ν正不肯定等于ν逆不肯定達平衡狀態(tài)④單位時間內生成了pmolC（或qmolD）同時消耗了mmolA（或nmolB），此時均指ν正不肯定達平衡狀態(tài)壓強①m+n≠p+q時，總壓強肯定達平衡狀態(tài)②m+n＝p+q時，總壓強肯定不肯定達平衡狀態(tài)混合氣體的平均相對分子質量Mr①當m+n≠p+q時，Mr肯定達平衡狀態(tài)②當m+n＝p+q時，Mr肯定不肯定達平衡狀態(tài)混合氣體的密度恒溫、恒壓或恒溫、恒容時，密度肯定不肯定達平衡狀態(tài)[化學平衡常數]在肯定溫度下，當一個可逆反應達到平衡狀態(tài)時，生成物的平衡濃度用化學方程式中的化學計量數作為指數的乘積與反應物的平衡濃度用化學方程式中的化學計量數作為指數的乘積的比值是一個常數，這個常數叫做化學平衡常數，簡稱平衡常數．用符號K表示．(1)平衡常數K的表達式：對于一般的可逆反應：mA(g)+nB(g)pC(g)+qD(g)當在肯定溫度下達到化學平衡時，該反應的平衡常數為：留意：a．在平衡常數表達式中，反應物A、B和生成物C、D的狀態(tài)全是氣態(tài)，c(A)、c(B)、c(C)、c(D)均為平衡時的濃度．b．當反應混合物中有固體或純液體時，他們的濃度看做是一個常數，不寫入平衡常數的表達式中．例如，反應在高溫下Fe3O4(s)+4H23Fe(s)+H2O(g)的平衡常數表達式為：又如，在密閉容器中進行的可逆反應CaCO3(s)CaO(s)+CO2↑的平衡常數表達式為：K＝c(CO2)c．平衡常數K的表達式與化學方程式的書寫方式有關．例如：N2+3H22NH32NH3N2+3H2N2+H2NH3明顯，K1、K2、K3具有如下關系：，(2)平衡常數K值的特征：①K值的大小與濃度、壓強和是否使用催化劑無關．即對于一個給定的反應，在肯定溫度下，不論起始濃度(或壓強)和平衡濃度(或壓強)如何，也不論是否使用催化劑，達平衡時，平衡常數均相同．②K值隨溫度的變化而變化．對于一個給定的可逆反應，溫度不變時，K值不變(而不論反應體系的濃度或壓強如何變化)；溫度不同時，K值不同．因此，在使用平衡常數K值時，必需指明反應溫度．(3)平衡表達式K值的意義：①推斷可逆反應進行的方向．對于可逆反應：mA(g)+nB(g)pC(g)+qD(g)，假如知道在肯定溫度下的平衡常數，并且知道某個時刻時反應物和生成物的濃度，就可以推斷該反應是否達到平衡狀態(tài)，假如沒有達到平衡狀態(tài)，則可推斷反應進行的方向．將某一時刻時的生成物的濃度用化學方程式中相應的化學計量數為指數的乘積，與某一時刻時的反應物的濃度用化學方程式中相應的化學計量數為指數的乘積之比值，叫做濃度商，用Q表示．即：當Q＝K時，體系達平衡狀態(tài)；當Q＜K，為使Q等于K，則分子(生成物濃度的乘積)應增大，分母(反應物濃度的乘積)應減小，因此反應自左向右(正反應方向)進行，直至到達平衡狀態(tài)；同理，當Q＞K時，則反應自右向左(逆反應方向)進行，直至到達平衡狀態(tài)．②表示可逆反應進行的程度．K值越大，正反應進行的程度越大(平衡時生成物的濃度大，反應物的濃度小)，反應物的轉化率越高；K值越小，正反應進行的程度越小，逆反應進行的程度越大，反應物的轉化率越低．[反應物平衡轉化率的計算公式]某一反應物的平衡轉化率＝％＝％說明計算式中反應物各個量的單位可以是mol·L－1”3．影響化學平衡移動的條件[化學平衡的移動]已達平衡狀態(tài)的可逆反應，當外界條件(濃度、溫度、壓強)轉變時．由于對正、逆反應速率的影響不同，致使ν正≠ν逆，則原有的化學平衡被破壞，各組分的質量(或體積)分數發(fā)生變化，直至在新條件肯定的狀況下ν正′＝ν逆′，而建立新的平衡狀態(tài)．這種可逆反應中舊化學平衡的破壞、新化學平衡的建立，由原平衡狀態(tài)向新化學平衡狀態(tài)的轉化過程，稱為化學平衡的移動．說明(1)若條件的轉變使ν正＞ν逆，則平衡向正反應方向移動；若條件的轉變使ν正＜ν逆，則平衡向逆反應方向移動．但若條件轉變時，ν正仍舊等于ν逆，則平衡沒有發(fā)生移動．(2)化學平衡能夠發(fā)生移動，充分說明白化學平衡是肯定條件下的平衡狀態(tài)，是一種動態(tài)平衡．(3)化學平衡發(fā)生移動而達到新的平衡狀態(tài)時，新的平衡狀態(tài)與原平衡狀態(tài)主要的不同點是：①新的平衡狀態(tài)的ν正或ν逆與原平衡狀態(tài)的ν正或ν逆不同；②平衡混合物里各組分的質量(或體積)分數不同．[影響化學平衡的因素](1)濃度對化學平衡的影響．一般規(guī)律：當其他條件不變時，對于已達平衡狀態(tài)的可逆反應，若增加反應物濃度或削減生成物濃度，則平衡向正反應方向移動(即向生成物方向移動)；若削減反應物濃度或增加生成物濃度，則平衡向逆反應方向移動(即向反應物方向移動)．特殊性：對于氣體與固體或固體與固體之間的反應，由于固體的濃度可認為是常數，因此轉變固體的量平衡不發(fā)生移動．如反應C(s)+H2O(g)CO(g)+H2(g)達平衡狀態(tài)后，再加入焦炭的量，平衡不發(fā)生移動．說明①濃度對化學平衡的影響，可用化學反應速率與濃度的關系來說明．對于一個已達平衡狀態(tài)的可逆反應，ν正＝ν逆．若增大反應物的濃度，則ν正增大，而，ν逆增大得較慢，使平衡向正反應方向移動．假如減小生成物的濃度，這時雖然，ν正并未增大，但ν逆減小了，同樣也使，ν正＞ν逆，使平衡向正反應方向移動．同理可分析出：增大生成物的濃度或減小反應物的濃度時，平衡向逆反應方向移動．②在生產上，往往接受增大簡潔取得的或成本較低的反應物濃度的方法，使成本較高的原料得到充分利用．例如，在硫酸工業(yè)里，常用過量的空氣使SO2充分氧化，以生成更多的SO3．(2)壓強對化學平衡的影響．一般規(guī)律：對于有氣體參與且反應前后氣體體積不相等的可逆反應，在其他條件不變的狀況下，若增大壓強(即相當于縮小容器的體積)，則平衡向氣體總體積減小的方向移動，若減小壓強(即增大容器的體積)，則平衡向氣體總體積增大的方向移動．特殊性：①對于反應前后氣體總體積相等的可逆反應達平衡后，轉變壓強，平衡不發(fā)生移動，但氣體的濃度發(fā)生轉變．例如可逆反應H2(g)+I2(g)2HI(g)達平衡后，若加大壓強，平衡不會發(fā)生移動，但由于容器體積減小，使平衡混合氣各組分的濃度增大，氣體的顏色加深(碘蒸氣為紫紅色)．②對于非氣態(tài)反應(即無氣體參與和生成的反應)，轉變壓強，此時固、液體的濃度未轉變，平衡不發(fā)生移動。③恒溫、恒容時充入不參與反應的氣體，此時雖然容器內的壓強增大了，但平衡混合氣中各組分的濃度并未轉變，所以平衡不移動．說明①壓強對平衡的影響實際上是通過轉變容器的容積，使反應混合物的濃度轉變，造成ν正≠ν逆。而使平衡發(fā)生移動．因此，有時雖然壓強轉變了，但ν正仍等于ν正，則平衡不會移動．②對于有氣體參與且反應前后氣體體積不相等的可逆反應，增大壓強，ν正、ν逆都會增大，減小壓強，ν正、ν逆都會減小，但由于ν正、ν逆增大或減小的倍數不相同，從而導致平衡發(fā)生移動．例如，可逆反應N2(g)+3H2(g)2NH3(g)在肯定溫度和壓強下達到平衡后，其平衡常數K為：若將壓強增至原來的2倍，則各組分的濃度增至原來的2倍．此時：由于在肯定溫度下，K值為常數，要使上式的值仍等于K，則必需使c(NH3)增大、c(N2)和c(H2)減小，即平衡向合成NH3的方向(正反應方向)移動．③對于反應前后氣體總體積相等的可逆反應，轉變壓強，ν正與ν逆的變化程度相同，ν正仍舊等于ν逆。，故平衡不發(fā)生移動．例如，可逆反應H2(g)+I2(g)2HI(g)在肯定溫度和壓強下達到平衡后，其平衡常數K為：若將壓強增至原來的2倍，則各組分的濃度增至原來的2倍．此時：上式的值仍與K值相等，即平衡不發(fā)生移動．(3)溫度對化學平衡的影響．一般規(guī)律：當其他條件不變時，上升溫度，使平衡向吸熱方向移動；降低溫度，則使平衡向放熱反應方向移動．說明①化學反應過程均有熱效應．對于一個可逆反應來說，假如正反應是放熱反應，則逆反應必為吸熱反應．②當上升(降低)溫度時，ν正、ν逆會同時增大(減小)，但二者增大(減小)的倍數不相同，從而導致化學平衡發(fā)生移動．(化學平衡移動原理(勒夏特列原理))(1)原理內容：假如轉變影響平衡的一個條件(如溫度、壓強或溫度等)，平衡就向能夠減弱這種轉變的方向移動．(2)勒夏特列原理適用的范圍：已達平衡的體系(如溶解平衡、化學平衡、電離平衡、水解平衡等)．勒夏特列原理不適用于未達平衡的體系，如對于一個剛從反應物開頭進行的氣相可逆反應來說，增大壓強，反應總是朝著正反應方向進行的，由于未達平衡，也就無所謂平衡移動，因而不聽從勒夏特列原理．(3)勒夏特列原理適用的條件：只限于轉變影響平衡的一個條件．當有兩個或兩個以上的條件同時轉變時，假如這些條件對平衡移動的方向是全都的，則可增加平衡移動．但假如這些條件對平衡移動的方向影響不全都，則需分析哪一個條件變化是影響平衡移動的打算因素．(4)勒夏特列原理中“減弱這種轉變”的解釋：外界條件轉變使平衡發(fā)生移動的結果，是減弱對這種條件的轉變，而不是抵消這種轉變．也就是說：外界因素對平衡體系的影響占主要方面．[催化劑與化學平衡的關系]使用催化劑能同等程度地增大ν正、ν逆，因此，在一個可逆反應中使用催化劑時，能縮短反應達到平衡時所需的時間．但由于ν正仍等于ν逆，所以，使用催化劑對化學平衡的移動沒有影響，不能轉變平衡混合物中各組分的百分比組成．[反應物用量對平衡轉化率的影響](1)若反應物只有一種，如aA(g)bB(g)+cC(g)，則增加A的量，平衡向正反應方向移動，但A的平衡轉化率到底如何變化，要具體分析反應前后氣體體積的相對大?。纾孩偃鬭＝b+c，則A的轉化率不變；②若a＞b+c，則A的轉化率增大；③若a＜b+c，則A的轉化率減?。?2)若反應物不只一種，如aA(g)+bB(g)cC(g)+dD(g)．則：①若只增加反應物A的量，平衡向正反應方向移動，則反應物B的轉化率增大，但由于外界因素占主要方面，故A的轉化率減小．②若按原比例同倍數地增加反應物A與B的量，A、B的轉化率的變化有以下三種狀況：a．當a+b＝c+d時，A、B的轉化率都不變；b．當a+b＞c+d時，A、B的轉化率都減小；c．當a+b＜c+d時，A、B的轉化率都增大．[化學反應速率與化學平衡的區(qū)分與聯系]化學反應速率化學平衡區(qū)分概念略略爭辯對象全部化學反應只爭辯可逆反應催化劑的影響使用催化劑能加快化學反應速率催化劑不能使化學平衡發(fā)生移動相互聯系①在肯定條件下，當ν正＝ν逆時，即說明該可逆反應達平衡狀態(tài)②在可逆反應中，反應速率大，達到平衡所需的時間短；反應速率小，達到平衡所需的時間長③轉變條件，若ν正增大，平衡不肯定向正反應方向移動；同樣，ν逆增大，平衡也不肯定向逆反應方向移動．轉變條件后，平衡到底向哪一個方向移動，只有比較出ν正與ν逆哪個更大后，才能確定平衡移動的方向[化學反應速率和化學平衡計算的基本關系式]對于可逆反應：mA(g)+nB(g)pC(g)+qD(g)(1)用各物質表示的反應速率之比等于化學方程式中相應物質化學式前的化學計量數之比．即：∶∶∶＝m∶n∶p∶q(2)各物質的變化量之比＝化學方程式中相應的化學計量數之比(3)反應物的平衡量＝起始量－消耗量生成物的平衡量＝起始量＋增加量表示為：mA(g)+nB(g)pC(g)+qD(g)起始量／molabcd變化量／mol平衡量／molab(4)達平衡時，反應物A(或B)的平衡轉化率α(％)：α(A)(或B)＝×100％α(A)(或B)＝×100％α(A)(或B)＝×100％(5)在肯定溫度下，反應的平衡常數(6)阿伏加德羅定律及其三個重要推論：①恒溫、恒容時：，Bp任何時刻時反應混合氣體的總壓強與其總物質的量成正比；②恒溫、恒壓時：，即任何時刻時反應混合氣體的總體積與其總的物質的量成正比；③恒溫、恒容時：，即任何時刻時反應混合氣體的密度與其反應混合氣體的平均相對分子質量成正比．(7)混合氣體的密度：(8)混合氣體的平均相對分子質量Mr的計算：①Mr＝M(A)·a％+M(B)·b％+…其中M(A)、M(B)…分別是氣體A、B…的相對分子質量；a％、b％…分別是氣體A、B…的體積(或摩爾)分數．②4．合成氨條件的選擇[合成氨條件的選擇](1)合成氨反應的特點：反應物、生成物均為氣體且正反應是氣體體積減小、放熱的可逆反應．N2(g)+H2(g)2NH3(g)(2)選擇適宜條件的目的：盡可能增大合成氨的反應速率，縮短到達平衡的時間，提高氨的產率．(3)選擇適宜條件的依據：外界條件對化學反應速率和化學平衡影響的規(guī)律．(4)選擇適宜條件的原則：①既要留意外界條件對二者(合成氨的反應速率和氨的產率)影響的全都性，又要留意對二者影響的沖突性；②既要留意溫度、催化劑對反應速率影響的全都性，又要留意催化劑的活性對溫度的限制；③既要留意理論上生產的要求，又要留意實際操作的可能性．(5)合成氨的適宜條件：①溫度為500℃左右；②壓強為20Mpa～50MPa；③使用以鐵為主體的多成分催化劑(稱為鐵觸媒)．說明①選擇合成氨溫度為500℃的緣由：a．溫度高時，雖然能增大合成NH3的反應速率，但溫度越高越會使平衡向逆反應方向移動，越不利于NH3的合成；溫度低時，雖有利于平衡向合成NH3的方向移動，但反應速率太小，達到平衡所需的時間太長．b．鐵觸媒在500℃左右時活性最大．②選擇合成氨壓強為20MPa～50MPa的緣由：壓強增大時，既能提高合成氨的反應速率，又能使平衡向合成氨的方向移動，但壓強大時，對設備的要求和技術操作的要求就高，消耗的動力也大．(6)在合成氨生產中同時實行的措施：①將生成的氨準時從平衡混合氣體中分別出去，未反應的N2、H2重新送回合成塔中進行循環(huán)操作，使平衡向合成氨的方向移動，以提高N2和H2的轉化率．②不斷向循環(huán)氣體中補充N2、H2，以提高反應物的濃度．③加入過量的N2，使成本較高的H2得以充分利用．[化學反應速率和化學平衡圖像題的解答關鍵](1)弄清曲線的起點是否是從“0”點開頭；弄清轉折點和終點的位置．先消滅轉折點的曲線表示反應速率大、先達到平衡，該曲線對應的溫度高或壓強大；后消滅轉折點的曲線則表示反應速率小、后達到平衡，該曲線所對應的溫度低或壓強??；(2)弄清曲線的變化是呈上升趨勢還是下降趨勢；(3)弄清橫坐標、縱坐標所代表的意義．高中化學學問點規(guī)律大全（三）——電離平衡[電解質與非電解質](1)電解質：在水溶液里或者熔融狀態(tài)下能夠導電的化合物叫電解質．電解質不肯定能導電，而只有在溶于水或熔融狀態(tài)時電離出自由移動的離子后才能導電(因此，電解質導電的緣由是存在自由移動的離子)．能導電的不肯定是電解質，如金屬、石墨等單質．(2)非電解質：在水溶液里和熔融狀態(tài)下都不能導電的化合物．由于非電解質歸屬于化合物，故如C12等不導電的單質不屬于非電解質．(3)電解質與非電解質的比較．電解質非電解質區(qū)別能否導電溶于水后或熔融狀態(tài)時能導電不能導電能否電離溶于水或受熱熔化時能電離產生自由移動的離子不能電離，因此沒有自由移動的離子存在所屬物質酸、堿、鹽等蔗糖、酒精等大部分有機物，氣體化合物如NH3、SO2等聯系都屬于化合物說明：某些氣體化合物的水溶液雖然能導電，但其緣由并非該物質本身電離生成了自由移動的離子，因此這些氣體化合物屬于非電解質．例如；氨氣能溶于水，但NH3是非電解質．氨水能導電是由于NH3與H2O反應生成了能電離出NH4＋和OH－的NH3·H2O的原因，所以NH3·H2O才是電解質．[強電解質與弱電解質](1)強電解質：溶于水后全部電離成離子的電解質．(2)弱電解質：溶于水后只有一部分分子能電離成離子的電解質．(3)強電解質與弱電解質的比較．強電解質弱電解質代表物質①強酸：如H2SO4、HNO3、HCl等②強堿：如KOH、NaOH、Ba(OH)2等③鹽：絕大多數可溶、難溶性鹽，如NaCl、CaCO3等①H2O②弱酸：如CH3COOH、HF、HClO、H2CO3等③弱堿：NH3·H2O、A1(OH)3、Fe(OH)3等電離狀況完全電離，不存在電離平衡(電離不行逆)．電離方程式用“＝”表示．如：HNO3＝H＋+NO3－不完全電離(部分電離)，存在電離平衡．電離方程式用“”表示．如：CH3COOHCH3COO－+H十水溶液中存在的微粒水合離子(離子)和H2O分子大部分以電解質分子的形式存在，只有少量電離出來的離子離子方程式的書寫狀況拆開為離子(特殊：難溶性鹽仍以化學式表示)全部用化學式表示留意:(1)在含有陰、陽離子的固態(tài)強電解質中，雖然有陰、陽離子存在，但這些離子不能自由移動，因此不導電．如氯化鈉固體不導電．(2)電解質溶液導電力量的強弱取決于溶液中自由移動離子濃度的大小(留意：不是取決于自由移動離子數目的多少)．溶液中離子濃度大，溶液的導電性就強；反之，溶液的導電性就弱．因此，強電解質溶液的導電力量不肯定比弱電解質溶液的導電力量強．但在相同條件(相同濃度、相同溫度)下，強電解質溶液的導電力量比弱電解質的導電力量強．1．電離平衡[強電解質和弱電解質]強電解質弱電解質概念在水溶液里全部電離為離子的電解質在水溶液里僅部分電離為離子的電解質化合物類型含有離子鍵的離子化合物和某些具有極性鍵的共價化合物某些具有極性鍵的共價化合物所含物質強酸、強堿、鹽等水、弱酸、弱堿電離狀況完全電離，不存在電離平衡(電離不行逆)不完全電離(部分電離)，存在電離平衡聯系都屬于電解質說明離子化合物在熔融或溶于水時離子鍵被破壞，電離產生了自由移動的離子而導電；共價化合物只有在溶于水時才能導電．因此，可通過使一個化合物處于熔融狀態(tài)時能否導電的試驗來判定該化合物是共價化合物還是離子化合物．[弱電解質的電離平衡](1)電離平衡的概念：在肯定條件(如溫度、壓強)下，當電解質分子電離成離子的速率與離子重新結合成分子的速率相等時，電離過程就達到了平衡狀態(tài)，這叫做電離平衡．(2)弱電解質的電離平衡的特點：電離平衡遵循勒夏特列原理，可依據此原理分析電離平衡的移動狀況．①電離平衡是動態(tài)平衡．電離方程式中用可逆符號“”表示．例如：CH3COOHCH3COO－+H＋NH3·H2ONH4＋+OH－②將弱電解質溶液加水稀釋時，電離平衡向弱電解質電離的方向移動．此時，溶液中的離子數目增多，但電解質的分子數削減，離子濃度減小，溶液的導電性降低．③由于電離過程是吸熱過程，因此，上升溫度，可使電離平衡向弱電解質電離的方向移動．此時，溶液中離子的數目增多，離子濃度增大，溶液的導電性增加．④在弱電解質溶液中，加入與弱電解質電離出相同的離子的強電解質時，使弱電解質的電離平衡向逆反應方向移動．例如，在0.1mol·L－1”滴有氨水的溶液(顯淺紅色)中，存在電離平衡NH3·H2ONH4＋+OH－．當向其中加入少量下列物質時：a.NH4Cl固體由于增大了c(NH4＋)，使NH3·H2O的電離平衡逆向移動，c(OH－)減小，溶液紅色變淺．b．NaOH固體．NaOH溶于水時電離產生的OH－抑制了NH3·H2O的電離，從而使平衡逆向移動．[電離平衡常數]在肯定溫度下，當弱電解質的電離達到平衡狀態(tài)時，溶液中電離產生的各種離子濃度的乘積與溶液中未電離的弱電解質分子濃度的比值是一個常數，這個常數叫做電離平衡常數，簡稱電離常數．弱酸的電離常數用Ka表示，弱堿的電離常數用Kb表示．(1)電離平衡常數的表達式．①一元弱酸、一元弱堿的電離常數表達式：例如，肯定溫度下CH3COOH的電離常數為：CH3COOHCH3COO－+H＋肯定溫度下NH3·H2O的電離常數為：NH3·H2ONH4＋+OH－②多元弱酸的電離特點及電離常數表達式：a．分步電離．是幾元酸就分幾步電離．每步電離只能產生一個H＋，每一步電離都有其相應的電離常數．b．電離程度漸漸減小，且K1》K2》K3，故多元弱酸溶液中平衡時的H＋主要來源于第一步．所以，在比較多元弱酸的酸性強弱時，只需比較其K1即可．例如25℃時，H3PO4的電離；H3PO4H2PO4－+H＋H2PO4－HPO42－+H＋HPO42－PO43－+H＋留意a．電離常數表達式中各組分的濃度均為平衡濃度．b．多元弱酸溶液中的c(H＋)是各步電離產生的c(H＋)的總和，在每步的電離常數表達式中的c(H＋)是指溶液中H＋的總濃度而不是該步電離產生的c(H＋)．(2)電離常數的特征．同一弱電解質的稀溶液的電離常數的大小與溶液的濃度無關，只隨溫度的變化而變化．溫度不變，K值不變；溫度不同，K值也不同．但由于電離常數隨溫度的變化不大，在室溫時，可不考慮溫度對電離常數的影響．(3)電離常數的意義：①表明弱電解質電離的難易程度．K值越大，離子濃度越大，該電解質越易電離；反之，電解質越難電離．②比較弱酸或弱堿相對強弱．例如在25℃時，HNO2的K＝4.6×10－4，CH3COOH的K＝1.8×10－5，因此HNO2的酸性比CH3COOH的酸性強．6．水的電離和溶液的pH[水的電離](1)水的電離方程式．水是一種極弱的電解質，它能像酸一樣電離出極少量的H＋，又能像堿一樣電離出少量的OH－(這叫做水的自偶電離)．水的電離方程式可表示為：H2O+H2OH3O＋+OH－簡寫為：H2OH＋+OH－(2)水的離子積KW．肯定溫度下，水的電離常數為：即c(H＋)·c(OH－)＝K·c(H2O)設水的密度為1g·cm3，則1LH2O＝1000mLH2O＝1000gH20＝55.6mol，即H2O的起始濃度為55.6mol·L－1．由于水是極弱的電解質，它電離時消耗的水與電離前相比，可忽視不計．例如，25℃時，1LH2O中已電離的H2O為10－7mol，所以c(H2O)≈55.6mol·L－1，即K·c(H2O)為一常數，這個新的常數叫做水的離子積常數，簡稱水的離子積，表示為：c(H＋)·c(OH－)＝KW說明①、肯定溫度下，由于KW為一常數，故通常不寫單位，如25℃時KW＝1×10－14．②KW只與溫度有關，與溶液的酸堿性無關．溫度不變，KW不變；溫度變化，KW也發(fā)生變化．③、由于水的電離過程是吸熱過程，因此溫度上升時，純水中的c(H＋)、c(OH－)同時增大，KW也隨著增大．例如：25℃時，c(H’)＝(OH－)＝1×10－7mol·L－1，KW＝1×10－14100℃時，c(H’)＝(OH－)＝1×10－6mol·L－1，KW＝1×10－12但由于c(H＋)與c(OH－)始終保持相等，故仍顯中性．④、在任何以水為溶劑的溶液中都存在H＋和OH－，它們既相互依存，又相互制約．當溶液中的c(H＋)增大時，c(OH－)將減??；反之，當溶液中的c(OH－)增大時，c(H＋)則必定減小．但無論在中性、酸性還是堿性溶液中，在肯定溫度下，c(H＋)與c(OH－)的乘積(即KW)仍是不變的，也就是說，KW不僅適用于純水，也適用于任何酸、堿、鹽的稀溶液．只要溫度相同，不論是在純水中，還是在酸、堿、鹽的水溶液中，KW都是相同的．⑤、肯定溫度下，不論是純水中，還是在酸、堿、鹽的水溶液中，由H2O電離產生的c(H＋)與c(OH－)總是相等的．如25℃時，0.1mol·L－1的鹽酸中，c水(H＋)＝c(OH－)＝＝1×10－13mol·L－1．⑥、水的電離平衡遵循勒夏特列原理．例如，向純水中加入酸或堿，均使水的電離平衡逆向移動(即酸或堿抑制水的電離)；向水中投入活潑金屬如鈉等，由于金屬與水電離產生的H＋直接作用而促進水的電離．[溶液的酸堿性的實質]任何水溶液中都存在水的電離，因此都含有H＋和OH－．一種溶液是顯酸性、中性還是堿性，是由該溶液中的c(H＋)與c(OH－)的相對大小來打算的．酸性溶液：c(H＋)＞c(OH－)中性溶液：c(H＋)＝c(OH－)堿性溶液：c(H＋)＜c(OH－)例如：25℃時，由于KW＝1×10－14，所以：中性溶液：c(H＋)＝c(OH－)＝1×10－7mol·L－1酸性溶液：c(H＋)＞1×10－7mol·L－1，c(OH－)＜1×10－7mol·L－1堿性溶液：c(H＋)＜1×10－7mol·L－1，c(OH－)＞1×10－7mol·L－1100℃時，由于KW＝1×10－12，所以：中性溶液：c(H＋)＝c(OH－)＝1×10－6mol·L－1酸性溶液：c(H＋)＞1×10－6mol·L－1，c(OH－)＜1×10－6mol·L－1堿性溶液：c(H＋)＜1×10－6mol·L－1，c(OH－)＞1×10－6mol·L－1[溶液的pH](1)溶液的pH的概念：在c(H＋)≤1mol·L－1的水溶液中，接受c(H＋)的負對數來表示溶液酸堿性的強弱．(2)數學表達式：pH＝－1g[c(H＋)]若c(H＋)＝10－nmol·L－1，則pH＝n．若c(H＋)＝m×10－nmol·L－1，則pH＝n－lgm．(3)溶液酸堿性的強弱與pH的關系．①常溫(25℃)時：pH＝7，溶液呈中性，c(H＋)＝c(OH－)＝1×10－7mol·L－1．Ph＜7，溶液呈酸性，pH小(大)c(H＋)大(小)溶液的酸性強(弱)．PH＞7，溶液呈堿性，pH大(小)c(OH－)大(小)溶液的堿性強(弱)．②pH范圍為0～14之間．pH＝0的溶液中并非無H＋，而是c(H＋)＝1mol·L－1；pH＝14的溶液中并非沒有OH－，而是c(OH－)＝1mol·L－1．pH減小(增大)n倍，則c(H＋)增大為原來的10n倍(減小為原來的1／10n倍)，相應的c(OH－)減小為原來1／10n倍(增大為原來的10n倍)．③當溶液中的c(H＋)＞1mol·L－1時，pH＜0；c(OH－)＞1mol·L－1時，pH＞14．因此，當溶液中的c(H＋)或c(OH－)大于mol·L－1時，一般不用pH來表示溶液的酸堿性，而是直接用c(H＋)或c(OH－)來表示．所以，pH只適用于c(H＋)或c(OH－)≤1mol·L－1的稀溶液．④也可以用pOH來表示溶液的酸堿性．pOH是OH－離子濃度的負對數，即pOH＝一lg[c(OH－)]．由于25℃時，c(H＋)·c(OH－)＝1×10－14，所以：pH+pOH＝14．[溶液中pH的計算](1)基本關系式：①pH＝－1g[c(H＋)]②c(H＋)＝10－pHmol·L－1③任何水溶液中，由水電離產生的c(H＋)與c(OH－)總是相等的，即：c水(H＋)＝c水(OH－)．④常溫(25℃)時，c(H＋)·c(OH－)＝1×10－14⑤n元強酸溶液中c(H＋)＝n·c酸；n元強堿溶液中c(OH－)＝n·c堿·(2)強酸與弱酸、強堿與弱堿溶液加水稀釋后pH的計算．①強酸與弱酸分別加水稀釋相同倍數時，由于弱酸中原來未電離的弱酸分子進一步電離出離子，故弱酸的pH變化小．設稀釋10n倍，則：強酸：pH?。絧H原+n弱酸：pH?。紁H原+n當加水稀釋至由溶質酸電離產生的c酸(H＋)＜10－6mol·L－1時，則必需考慮水的電離．如pH＝5的鹽酸稀釋1000倍時，pH稀＝6.98，而不是等于8．因此，酸溶液無論如何稀釋，溶液的pH都不會大于7．②強堿與弱堿分別加水稀釋相同倍數時，弱堿的pH變化?。O均稀釋10n倍，則：強堿：pH稀＝pH原—n弱堿：pH?。緋H原—n當加水稀釋至由溶質堿電離產生的c(OH－)＜10－6mol·L－1時，則必需考慮水的電離．如pH＝9的NaOH溶液稀釋1000倍時，pH稀≈7，而不是等于6．因此，堿溶液無論如何稀釋，溶液的pH都不會小于7．(3)兩強酸或兩強堿溶液混合后pH的計算．①兩強酸溶液混合．先求出：再求；pH混＝－1g[c混(H＋)]注：V1、V2的單位可為L或mL，但必需全都．②兩強堿溶液混合．求算兩強堿溶液混合后溶液的pH時，不能直接依據題中給出的堿的pH求算混合液的pH，而必需先分別求出兩強堿溶液中的c(OH－)，再依下式求算c混(OH－)：然后求出c混(H＋)、pH混．例如：將pH＝8的Ba(OH)2溶液與pH＝10的NaOH溶液等體積混合后，溶液中的c(H＋)應為2×10－10mol·L－1，而不是(10－10+10－8)／2mol·L－1．(4)強酸與強堿溶液混合后pH的計算．解題步驟：分別求出酸中的n(H＋)、堿中的n(OH－)→依H＋+OH－＝H2O比較出n(H＋)與n(OH－)的大?。賜(H＋)＝n(OH－)時，恰好中和，混合液顯中性；pH＝7．[反之，若混合液的pH＝7，則必有n(H＋)＝n(OH－)]②n(H＋)＞n(OH－)時，酸過量，則：再求出pH混(求得的pH混必小于7)．注：若已知pH混＜7，則必需利用上式進行相關計算．⑧n(H＋)＜n(OH－)時，堿過量．則：然后求出c混(H＋)、pH混．注：若已知pH混＞7，則必需利用上式進行相關計算．(5)強酸與強堿混合反應后溶液呈中性時，強酸的pH酸、強堿的pH堿與強酸溶液體積V酸、強堿溶液體積V堿之間的關系：當溶液呈中性時：n(H＋)＝n(OH－)即：c(H＋)·V酸＝c(OH－)·V堿25℃時，有c酸(H＋)·V酸＝1×10－14／c堿(H＋)·V堿，整理得：c酸(H＋)·c堿(H＋)＝1×10－14V堿／V酸，兩邊取負對數得：{－1g[c酸(H＋)]}+{－lg[c堿(OH－)]}＝{－lg(1×10－14)}+{－lg(V堿／V酸)}故pH酸+pH堿＝14+lg(V酸／V堿)①若pH酸+pH堿＝14，則V酸∶V堿＝1∶1，即強酸與強堿等體積混合．②若pH酸+pH堿＞14，則：V酸∶V堿＝∶1③若pH酸+pH堿＜14，則：V酸∶V堿＝1∶7．鹽類的水解[鹽類的水解](1)鹽類水解的概念：在溶液中鹽電離出來的離子跟水電離產生出來的H＋或OH－結合生成弱電解質的反應，叫做鹽類的水解．說明鹽類的水解反應與中和反應互為可逆過程：鹽+水酸+堿－熱量(2)鹽類水解的實質：鹽溶于水時電離產生的弱堿陽離子(如NH4＋、A13＋、Fe3＋等)或者弱酸陰離子(如CH3COO－、CO32－、S2－等)與水電離產生的OH－或H＋結合生成了難電離的弱堿、弱酸(弱電解質)，使水的電離平衡發(fā)生移動，從而引起水電離產生的c(H＋)與c(OH－)的大小發(fā)生變化．(3)各種類型的鹽的水解狀況比較：鹽的類型強酸強堿鹽強酸弱堿鹽弱酸強堿鹽弱酸弱堿鹽水解狀況不水解水解水解水解參與水解的離子弱堿陽離子弱酸陰離子弱酸陰離子和弱堿陽離子溶液的酸堿性正鹽顯中性；酸式鹽因電離產生H’而顯酸性酸性[弱堿陽離子與H2O電離產生的OH-結合而使得c(H＋)＞c(OH－)]堿性[弱酸陰離子與H2O電離產生的OH-結合而使得c(H＋)＜c(OH－)]依組成鹽對應的酸、堿的電離常數尺的相對大小而定K酸＞K堿：溶液呈酸性K酸＜K堿：溶液呈堿性實例正鹽：KCl、Na2SO4、NaNO3、KNO3等酸式鹽：NaHSO4等CuCl2、NH4C1、FeCl3、A12(SO4)CH3COONa、NaClO、NaF、K2S、K2CO3CH3COONH4、NH4F、(NH4)2CO說明①鹽類的水解程度很小，水解后生成的難溶物的微粒數、易揮發(fā)性物質的微粒數都很少，沒有沉淀、氣體產生，因此不能用“↑”、“↓”符號表示②發(fā)生水解的鹽都是使水的電離平衡正向移動而促進水的電離(而酸或堿則總是抑制水的電離)①推斷某鹽是否水解的簡易口訣：不溶不水解，無弱不水解，誰弱誰水解，都弱都水解．②推斷鹽溶液酸堿性的簡易口訣：誰強顯誰性，都強顯中性，都弱具體定(比較等溫時K酸與K堿的大小)．(4)鹽類水解離子方程式的書寫方法書寫原則：方程式左邊的水寫化學式“H2O”，中間符號用“”，右邊不寫“↓”、“↑”符號．整個方程式中電荷、質量要守恒．①強酸弱堿鹽：弱堿陽離子：Mn＋+nH2OM(OH)n+nH＋如CuSO4水解的離子方程式為：Cu2＋+2H2OCu(OH)2+2H＋說明溶液中離子濃度大小的挨次為：c(SO42－)＞c(Cu2＋)＞c(H＋)＞c(OH－)②弱酸強堿鹽：a．一元弱酸對應的鹽．如CH3COONa水解的離子方程式為：CH3COO－+H2OCH3COOH+OH－說明溶液中離子濃度大小的挨次為：c(Na＋)＞c(CH3COO－)＞c(OH－)＞c(H＋)依據“任何電解質溶液中陰、陽離子電荷守恒”可知：c(Na＋)+c(H＋)＝c(CH3COO－)+c(OH－)b．多元弱酸對應的鹽．多元弱酸對應的鹽發(fā)生水解時，是幾元酸就分幾步水解，且每步水解只與1個H2O分子結合，生成1個OH－離子．多元弱酸鹽的水解程度是漸漸減弱的，因此，多元弱酸鹽溶液的酸堿性主要由第一步水解打算．例如：K2CO3的水解是分兩步進行的：第一步：CO32－+H2OHCO3－+OH－其次步：HCO3－+H2OH2CO3+OH－水解程度：第一步＞其次步．所以K2CO3溶液中各微粒濃度大小的挨次為：c(K＋)＞c(CO32－)＞c(OH－)＞c(HCO3－)＞c(H2CO3)＞c(H＋)依據“任何電解質溶液中電荷守恒”可知：c(K＋)+c(H＋)＝2×c(CO32－)+c(OH－)+c(HCO3－)⑧弱酸弱堿鹽：如：CH3COONH4水解的離子方程式為：CH3COO－+NH4＋+H2OCH3COOH+NH3·H2O由于K(CH3COOH)＝K(NH3·H2O)＝1.8×10－5，所以CH3COONH4溶液呈中性．[影響鹽類水解程度的因素](1)鹽本身的組成打算鹽是否水解及水解程度的大?。畬τ趶妷A弱酸鹽來說，組成鹽的陰離子對應的酸越弱(強)，則鹽的水解程度越大(小)，溶液中的c(OH－)越大(小)，pH也越大(小)．例如：相同溫度下，等物質的量濃度的CH3COONa溶液與NaClO溶液相比，由于酸性CH3COOH＞HClO，故pH較大＜堿性較強)的是NaClO溶液．又如：相同溫度下，等物質的量濃度的NaA、NaB、NaC三種溶液的pH的大小挨次為：NaA＞NaB＞NaC，則三種酸HA、HB、HC的酸性強弱挨次為：HA＜HB＜HC．(2)鹽類的水解平衡遵循勒夏特列原理．①溫度．由于鹽水解時吸熱，所以升溫，鹽的水解程度增大，鹽溶液的酸性或堿性增加．②濃度．鹽溶液越稀，水解程度越大，故加水稀釋能促進鹽的水解．但由于溶液體積增大得更多，所以鹽溶液中的c(H＋)或c(OH－)反而減小(即酸性或堿性減弱)．③向能水解的鹽溶液中加入與水解產物相同的離子，水解被抑制；若將水解產物反應掉，則促進鹽的水解．例如，在FeCl3溶液中存在水解平衡：Fe3＋+3H2OFe(OH)3+3H＋．若加入少量的NaOH溶液，則水解平衡向右移動，促進了Fe3＋的水解；若加入少量鹽酸，則水解平衡向左移動，Fe3＋的水解受到抑制．[鹽類水解的應用](1)推斷鹽溶液的酸堿性(或pH范圍)．如A12(SO4)3。溶液的pH＜7，顯酸性．(2)推斷酸堿完全中和(恰好反應)時溶液的酸堿性．例如，等體積、等物質的量濃度的氨水跟鹽酸混合后，由于完全反應生成了強酸弱堿鹽NH4C(3)比較鹽溶液中離子濃度的大小或離子數目的多少．例如：在碳酸鈉晶體中，n(Na＋)＝2n(CO32－)，但在Na2CO3溶液中，由于CO32－的水解而有c(Na＋)＞2c(CO32－)．(4)配制鹽溶液．配制強酸弱堿鹽(如含Fe3＋、A13＋、Cu2＋、、Sn2＋、Fe2＋鹽等)的溶液時，加入少量對應的酸以防止水解．如配制FeCl3溶液的步驟是；先將FeCl3固體溶于較濃的鹽酸中，再用蒸餾水稀釋到所需的濃度．配制弱酸強堿鹽時，加入少量對應的堿以防止水解．如配制Na2S溶液時，需加入少量的NaOH固體，以抑制S2－的水解．(5)利用升溫促進鹽水解的原理，使某些弱堿陽離子水解生成氫氧化物沉淀而將其除去．例如，KNO3中含有Fe(NO3)3時，先將其溶于蒸餾水中，再加熱，使Fe3＋水解生成Fe(OH)3沉淀后過濾除去．(6)Mg、Zn等較活潑金屬溶于某些強酸弱堿鹽(如NH4C1、A1C13、FeCl3等)的溶液中，產生H2．例如，將Mg條投入濃NH4Cl溶液中，有H2、NH3NH4＋+H2ONH3·H2O+H＋Mg+2H＋＝Mg2＋+H2↑NH3·H2O＝NH3↑+H2O(7)用鐵鹽、鋁鹽等作凈水劑．(8)揮發(fā)性酸對應的鹽(如AlCl3、FeCl3等)加熱蒸干、灼燒．例如，將FeCl3溶液加熱蒸干、灼燒，最終的固體殘留物為Fe2O3，緣由是：FeCl3+3H2OFe(OH)3+3HCl，升溫促進了FeCl3的水解，同時加熱使生成的HCl從溶液中逸出而產生大量的Fe(OH)3，蒸干后灼燒，則：2Fe(OH)3Fe2O3+3H2O(9)水解顯酸性的溶液與水解顯堿性的溶液混合——雙水解反應．例如，將A12(SO4)3溶液與NaHCO3溶液混合，發(fā)生反應：A13＋+3HCO3－＝Al(OH)3↓+3CO2↑(泡沫滅火器的滅火原理)．·此外，還有鹽溶液的鑒別、化肥的混施等也需要考慮鹽類的水解．[電解質溶液中的電荷守恒和物料守恒](1)電荷守恒：在任何一種電解質溶液中，全部陽離子所帶的正電荷總數等于全部陰離子所帶的負電荷總數．即溶液呈電中性．例如，在A12(SO4)3溶液中存在的電荷守恒關系為：2×c(A13＋)+c(H＋)＝3×c(SO42－)+c(OH－)．(2)物料守恒：電解質溶液中，某一組分的原始濃度等于該組分在溶液中以各種形式存在的濃度之和．例如，在Na2CO3溶液中，由于CO32－離子的水解，碳元素以CO32－、HCO3－、H2CO3三種形式存在．由于c(Na＋)＝2×c原始(CO32－)，而c原始(CO32－)＝c(CO32－)+c(HCO3－)+c(H2CO3)．又由于c(Na＋)+c(H＋)＝2×c(CO32－)+c(HCO3－)+c(OH－)，所以，在Na2CO3溶液中存在下列關系：c(HCO3－)+2×c(H2CO3)+c(H＋)＝c(OH－)8．酸堿中和滴定[酸堿中和滴定](1)酸堿中和的實質：H＋+OH－＝H2O，即1molH＋恰好與1molOH－中和生成水．說明：酸與堿在發(fā)生中和反應時，是按有關化學方程式中酸與堿的化學計量數之比進行的．(2)酸堿中和滴定的概念：用已知物質的量濃度的酸(或堿)來測定未知物質的量濃度的堿(或酸)的方法，叫做酸堿中和滴定．(3)酸堿中和滴定原理：酸堿發(fā)生中和反應時的物質的量之比等于它們的化學計量數之比．即：，當參與中和滴定的酸堿為一元酸和一元堿時，由于，則：c(A)·V(A)＝c(B)·V(B)上式中的c(A)、V(A)、(A)分別表示酸的物質的量濃度、酸溶液的體積和發(fā)生中和反應時酸的化學計量數；c(B)、V(B)、(B)分別表示堿的物質的量濃度、堿溶液的體積和發(fā)生中和反應時堿的化學計量數．(4)所需主要儀器：①滴定管(精確到0.01mL)．滴定管有酸式滴定管和堿式滴定管兩種，其中，酸式滴定管帶有玻璃活塞，堿式滴定管是橡皮管連接玻璃尖嘴．②錐形瓶(用于盛裝待測液)．(5)所需藥品：指示劑(用來精確?????推斷中和反應是否恰好進行完全)，標準液，待測液．(6)主要操作步驟：潤洗滴定管一調整滴定管內液面在“0”或“0⑺酸堿中和滴定誤差分析：若用一元強酸滴定一元強堿，則：由于c(A)、V(B)均為定值，所以c(B)的大小取決于V(A)的大?。跍y定待測液的物質的量濃度時，若消耗標準液的體積過多，則結果偏高；若消耗標準液的體積過少，則結果偏低．(8)應留意的問題：①、滴定管的零(“0”)刻度在上方，最大標稱容量在下方．在滴定管下端還有一段空間沒有刻度線，滴定時不能滴至刻度線以下．②、酸式滴定管不能盛放堿性溶液(堿性物質與玻璃活塞作用生成硅酸鹽，導致活塞黏結而失靈)；堿式滴定管不能盛放酸性溶液、氯水、溴水及強氧化性物質的溶液[如KMnO4、K2CrO4、Ca(C1O)2等)，它們會腐蝕橡膠管．③、滴定管在使用之前應檢查玻璃活塞轉動是否機敏，擠壓玻璃球是否機敏，有無漏液及堵塞狀況．④、洗凈的滴定管在注入溶液時，先用少許所盛的溶液潤洗2～3次，以保證所盛溶液不被稀釋．⑤、用蒸餾水洗凈后的錐形瓶不能再用待測液潤洗，也無需干燥．依據試驗需要，在滴定過程中，可向錐形瓶中注入蒸餾水．[混合液的酸堿性的確定方法](1)若酸、堿的量按有關化學計量數之比恰好反應，則反應后溶液的酸堿性由生成的鹽的性質打算．(2)若酸、堿混合反應后，有一種過量，則混合液的酸堿性由過量的酸或堿打算．高中化學學問點規(guī)律大全（四）——電化學1[原電池](1)原電池的概念：把化學能轉變?yōu)殡娔艿难b置叫做原電池．(2)構成原電池的條件：①有相互連接或接觸的兩個電極．在兩個電極中，其中一個電極的材料為較活潑的金屬；另一個電極的材料為較不活潑的金屬或金屬氧化物導體或石墨．②兩個電極要同時與電解質溶液相接觸并形成回路．③作負極的較活潑金屬能與電解質溶液發(fā)生氧化還原反應，而較不活潑的金屬不能與電解質溶液反應．(3)原電池原理：較活潑金屬：作負極電子流淌身生氧化反應(電極本身失電子后而溶解)較不活潑金屬、金屬氧化物或石墨：作正極電子流入發(fā)生還原反應(溶液中的陽離子得電子后析出)電流方向：正極導線負極(4)原電池原理的應用：制作各種電池，如干電池、蓄電池、充電電池、高能電池等．2[化學電源](1)有用電源一般應具有的特點：能產生穩(wěn)定而具有較高電壓的電流；平安、耐用且便于攜帶；能夠適用于特殊用途；便于回收處理，不污染環(huán)境或對環(huán)境產生影響較?。?2)幾種常見的電池和新型電池：構造性能主要用途干電池鋅—錳干電池插在電池中心的石墨作正極，頂端有一銅帽；在石墨棒的四周填滿二氧化錳和炭黑的混合物，并用離子可以通過的長纖維作隔膜；隔膜外是調成糊狀的氯化銨，作為電解質溶液；最外面是由鋅筒制成的干電池外殼，作為負極；電池頂部用蠟和火漆封口電量小，在放電過程中簡潔發(fā)生氣漲或漏液手電筒中用作照明堿性鋅—錳電池電解液由原來的中性變?yōu)殡x子導電性更好的堿性，負極由鋅片改為鋅粉反應面積成倍增長．容量和放電時間比一般鋅—錳電池增加幾倍蓄電池鉛蓄電池用含銻5％～8％的鉛銻合金鑄成格板，在格板上分別填充PbO2和Pb作正極和負極，二者交替排列而成．在電極之間充有密度為1.25g·cm－3～1.28g·cm－3的H2SO4溶液電壓穩(wěn)定，使用便利，平安、牢靠，可循環(huán)使用用于汽車、摩托車等的動力鎳—鎘可充電電池用鎘(Cd)為電池的負極，NiO(OH)為電池正極，堿性溶液為電解液廣泛用于電話機、收錄機等銀—鋅蓄電池用鋅為負極，氧化銀(Ag2O)為正極體積小、質量輕用于人造地球衛(wèi)星，宇宙火箭、空間電視轉播站等新型燃料電池氫氧燃料電池氫氣、氧氣、甲烷、煤氣、空氣、氯氣等均可作為燃料電池的原料能量轉化率高、可持續(xù)使用；燃燒產物為水，不污染環(huán)境鋁—空氣燃料電池用鋁為電池負極，以氯化鈉等鹽溶液為電解液，靠空氣中的氧氣使鋁不斷氧化而產生電流體積小，能量大，使用便利，耗能少代替汽油作為汽車的動力，用于收音機、照明電源、野營炊具、野外作業(yè)工具等鋰電池用密度最小的金屬鋰作電池的負極質量輕、工作效率高、貯存壽命長用于電腦、照相機、手表、心臟起搏器，以及作為火箭、導彈等的動力3[金屬的電化學腐蝕](1)金屬腐蝕的概念：金屬腐蝕是指金屬或合金與四周接觸到的氣體或液體進行化學反應而腐蝕損耗的過程．(2)金屬腐蝕的本質：金屬原子失去電子變成陽離子的過程．也就是說，金屬在腐蝕過程中，發(fā)生了氧化還原反應．(3)兩種金屬腐蝕的比較：化學腐蝕電化學腐蝕產生緣由金屬跟接觸到的物質(如O2、Cl2、SO2等)直接發(fā)生化學反應不純金屬或合金與電解質