《化學(xué)反應(yīng)原理》知識(shí)點(diǎn)歸納

宜興市第二高級(jí)中學(xué)高二化學(xué)選修化學(xué)反應(yīng)原理知識(shí)點(diǎn)歸納專題一：化學(xué)反應(yīng)與能量變化 一、反應(yīng)熱、焓變 1反應(yīng)熱：化學(xué)反應(yīng)過程中放出或吸收的熱量，叫反應(yīng)熱。包括燃燒熱和中和熱。 電離 ： 注意： 水解 ： 吸熱反應(yīng)的發(fā)生不一定需要 常見的吸熱反應(yīng)： 銨鹽與堿的反應(yīng)：如NH4Cl與Ba(OH)28H2O 加熱才能進(jìn)行。 大多數(shù)的分解反應(yīng)：CaCO3= CaO + CO2 生產(chǎn)水煤氣：C + H2O = CO+H2 碳和二氧化碳的反應(yīng)：C+CO2=2CO 燃燒反應(yīng) 注意：放熱反應(yīng)不一定常溫下就自發(fā)進(jìn)行，可能需要加熱或點(diǎn)燃條件。 金屬與酸（或水）的反應(yīng) 常見的放熱反應(yīng)： 酸堿中和反應(yīng) 自發(fā)的氧化還原反應(yīng) CaO(Na2O、Na2O2)與水的反應(yīng) 濃酸與強(qiáng)堿溶于水2、焓變：在恒溫恒壓的條件下，化學(xué)反應(yīng)過程中吸收或放出的熱量稱為反應(yīng)的焓變。符號(hào)：用H表示 單位：kJ/mol 放熱反應(yīng)：H= QkJ/mol；或H<0 吸熱反應(yīng)：H= +QkJ/mol；或H>03、反應(yīng)熱產(chǎn)生的原因： 宏觀：反應(yīng)物和生成物所具有的能量不同，H=_ 微觀：化學(xué)反應(yīng)過程中化學(xué)鍵斷裂吸收的能量與新化學(xué)鍵生成所放出的能量不同，H=_二、熱化學(xué)方程式1.熱化學(xué)方程式的概念：能表示反應(yīng)熱的化學(xué)方程式，叫做熱化學(xué)方程式。熱化學(xué)方程式不僅表示了化學(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。2.書寫熱化學(xué)方程式時(shí)的注意點(diǎn)（1）需注明H的“+”與“”，“+”表示 ，“”表示 ；比較H的大小時(shí)，要考慮H的正負(fù)。（3）要注明反應(yīng)物和生成物的狀態(tài)：g、 l、s、aq（3）各物質(zhì)前的化學(xué)計(jì)量數(shù)表示物質(zhì)的量，不表示分子個(gè)數(shù)，因此，可以是整數(shù)也可以是分?jǐn)?shù)，但系數(shù)與H的值一定要相對(duì)應(yīng)。（4）要注明反應(yīng)溫度和壓強(qiáng)，但中學(xué)化學(xué)中所用H的數(shù)據(jù)一般都是在101kPa和25時(shí)的數(shù)據(jù)，因此可不特別注明；（5）對(duì)于可逆反應(yīng)，其H同樣要與系數(shù)相對(duì)應(yīng)，但若按系數(shù)投料反應(yīng)，則由于可逆反應(yīng)不能進(jìn)行完全，其反應(yīng)熱的數(shù)值會(huì)比H的數(shù)值要小。三、燃燒熱、熱值與中和熱：1燃燒熱：在1atm下，1mol物質(zhì)完全燃燒的反應(yīng)熱叫做該物質(zhì)的標(biāo)準(zhǔn)燃燒熱。（物質(zhì)完全燃燒是指含有的氮元素轉(zhuǎn)化為N2（g），氫元素轉(zhuǎn)化為H2O(l)，碳元素轉(zhuǎn)化為CO2(g) 2、熱值：在1atm下，1g物質(zhì)完全燃燒的反應(yīng)熱叫做該物質(zhì)的熱值。（糖類、脂肪、蛋白質(zhì)中熱值最高的是脂肪）3、中和熱：是指在稀溶液中的強(qiáng)酸和強(qiáng)堿反應(yīng)生成1mol水時(shí)（無沉淀或氣體生成）的反應(yīng)熱。H+（aq） + OH-(aq) = H2O(l) ; H= 57.3kJ/mol注意：（1）稀硫酸和稀Ba(OH)2反應(yīng)生成1molH2O時(shí)： （2）濃硫酸的稀NaOH反應(yīng)生成1molH2O時(shí)： （3）有稀的弱酸或弱堿發(fā)生中和反應(yīng)生成1molH2O時(shí)： 四、反應(yīng)熱的測定：1、用量熱計(jì)進(jìn)行測定2、蓋斯定律及其應(yīng)用：一個(gè)化學(xué)反應(yīng)，不論是一步完成還是分幾步完成，其總的熱效應(yīng)是完全相同的。例題： 科學(xué)家蓋斯曾提出：“不管化學(xué)過程是一步完成或分幾步完成，這個(gè)總過程的熱效應(yīng)是相同的。”利用蓋斯定律可測某些特別反應(yīng)的熱效應(yīng)。3、利用鍵能進(jìn)行計(jì)算：例題：.CH3-CH3CH2=CH2+H2，有關(guān)化學(xué)鍵的鍵能如下：試計(jì)算該反應(yīng)的反應(yīng)熱。化學(xué)鍵C-HC=CC-CH-H鍵能（kJ/mol）414.4615.3347.4435.3五、能源：1、化石能源：煤、石油、天然氣；缺點(diǎn)：蘊(yùn)藏量有限，不能再生，利用率低，污染環(huán)境。2、新能源：太陽能、氫能、地?zé)崮?、風(fēng)能、生物質(zhì)能等，特點(diǎn)：資源豐富、可再生，無污染或少污染。六、化學(xué)能與電能的轉(zhuǎn)化：1、原電池與電解池的反應(yīng)原理比較：原電池：將自發(fā)進(jìn)行的氧化還原反應(yīng)分開在兩極上進(jìn)行，使電子的轉(zhuǎn)移通過導(dǎo)線定向移動(dòng)形成電流，從而實(shí)現(xiàn)化學(xué)能向電能的轉(zhuǎn)變。電解池：利用外電源使氧化還原反應(yīng)（一般不能自發(fā)進(jìn)行）分開在兩極上進(jìn)行，從而將電能轉(zhuǎn)化為化學(xué)能。2、原電池與電解池的構(gòu)造比較：裝置原電池電解池組成條件1、兩個(gè)活潑性不同的電極2、電解質(zhì)溶液；3、形成閉合的電路1、兩個(gè)電極（活潑性可同也可不同）；2、電解質(zhì)溶液（或熔化的電解質(zhì)）3、直流電源； 4、閉合回路電極名稱及電極反應(yīng)負(fù)極：電子流出，還原劑，發(fā)生氧化反應(yīng)正極：電子流入，氧化劑，發(fā)生還原反應(yīng)陰極：與電源負(fù)極相連，陽離子得電子發(fā)生還原反應(yīng)陽極：與電源正極，陰離子（或活性電極）失電子發(fā)生氧化反應(yīng) 能量轉(zhuǎn)化化學(xué)能轉(zhuǎn)化為電能電能轉(zhuǎn)化為化學(xué)能電子和陰陽離子的流向電子：電流：電解質(zhì)溶液中的陰離子：電解質(zhì)溶液中的陽離子：電子：電流：電解質(zhì)溶液中的陰離子：電解質(zhì)溶液中的陽離子：電解池中：活性電極： 惰性電極 3、常見的原電池負(fù)極反應(yīng)正極反應(yīng)原電池總反應(yīng)介質(zhì)酸堿性鋅錳干電池Zn+2MnO2+2H2O=2MnO(OH)+Zn(OH)2堿性鉛蓄電池Pb+PbO2+2H2SO4=2PbSO4+H2O酸性銀鋅電池Zn+Ag2O=ZnO+2Ag堿性燃料電池氫氧燃料電池2H2 + O2 = 2H2O酸性堿性中性熔融金屬氧化物（O2-）甲醇?jí)A性酸性甲烷堿性酸性熔融鹽燃料電池2CO+2CO324e-= 4CO22CO+O2 = 2CO2Li2CO3和Na2CO3熔融鹽鋁、空氣、海水電池4Al+3O2+6H2O=4Al(OH)3(實(shí)質(zhì)為金屬的吸氧腐蝕)海水注意：蓄電池要注意充電和放電的方向；蓄電池在充電時(shí)與電源連接方式：正接正、負(fù)接負(fù)。提醒：有機(jī)物燃料電池：若電解質(zhì)溶液為酸性溶液，則總是為“有機(jī)物+O2= CO2+ H2O”（再配平） 若電解質(zhì)溶液為堿性溶液，則總是為“有機(jī)物+O2+ OH- = CO32-+ H2O” （再配平）4、電解規(guī)律：（1）陰陽兩極的放電順序：陰極： 陽極： （注意陽極的電極材料，若材料是活性電極，則電極材料優(yōu)先放電，溶液中的陰離子不能放電）（2）常見的電解類型（陰陽極均采用惰性電極）：類型實(shí)例陰極反應(yīng)陽極反應(yīng)總反應(yīng)恢復(fù)原溶液電解電解質(zhì)型HClCuCl2電解水型H2SO4NaOHNa2SO4放氫生堿型NaCl放氧生酸型CuSO4AgNO35、原電池原理和電解原理的應(yīng)用：（1）原電池原理的應(yīng)用： 加快反應(yīng)速率：金屬的腐蝕：化學(xué)腐蝕： 電化學(xué)腐蝕：鋼鐵的吸氧腐蝕： 鋼鐵的析氫腐蝕： 金屬的防護(hù)：(1)覆蓋保護(hù)層、(2)改變內(nèi)部結(jié)構(gòu)、(3)利用原電池原理（犧牲陽極的陰極保護(hù)法）、(4)利用電解原理（外加電源的陰極保護(hù)法） （2）電解原理的應(yīng)用：I:氯堿工業(yè)：實(shí)驗(yàn)原理：化學(xué)反應(yīng)_離子反應(yīng)_ 實(shí)驗(yàn)現(xiàn)象及產(chǎn)物的檢驗(yàn)：陰極區(qū)： 陽極區(qū)： 飽和食鹽水的精制：泥沙、SO42-、Ca2+、Mg2+的去除：II：銅的電解精煉（或其它金屬的電解精煉）： 粗銅中含Zn、Fe、Ag、Au等雜質(zhì)原理：陽極：粗銅，電極反應(yīng)：Cu-2e- = Cu2+(主要)，Zn-2e-=Zn2+ Fe-2e-=Fe2+( 次要) 陰極：純銅 Cu2+2e-=Cu 電解質(zhì)溶液：CuSO4溶液 陽極泥： III：電鍍：陰極：鍍件 陽極：鍍層金屬 電鍍液：含鍍層金屬陽離子的鹽溶液作電鍍液 特點(diǎn)：理論上電鍍液的組成及酸堿性保持不變IV：電解熔融鹽制活潑金屬：鈉：陰極： 陽極： 鎂：陰極： 陽極： 鋁：陰極： 陽極： 專題二：化學(xué)反應(yīng)速率與化學(xué)平衡一、化學(xué)反應(yīng)速率1表示方法：化學(xué)反應(yīng)速率通常用單位時(shí)間內(nèi)反應(yīng)物濃度的減小或生成物濃度的增加來表示公式：vc/t 單位：mol/(Ls)或mol/(Lmin)注意： 由于反應(yīng)過程中，隨著反應(yīng)的進(jìn)行，物質(zhì)的濃度不斷地發(fā)生變化（有時(shí)溫度等也可能變化），因此在不同時(shí)間內(nèi)的反應(yīng)速率是不同的。通常我們所指的反應(yīng)速率是指平均速率。 同一化學(xué)反應(yīng)的速率可以用不同物質(zhì)濃度的變化來表示，其數(shù)值不一定相同，但都表示該反應(yīng)的反應(yīng)速率。其數(shù)值之比等于化學(xué)計(jì)量數(shù)之比：對(duì)于反應(yīng)：mAnB pCqD則有：VAVBVCVDmnpq 固體或純液體（或溶劑）的濃度為常數(shù)，一般不用來表示反應(yīng)速率 同一個(gè)反應(yīng)的速率在一段時(shí)間內(nèi)：一般靠前時(shí)間段內(nèi)的反應(yīng)速率比靠后時(shí)間段內(nèi)的反應(yīng)速率快，因?yàn)闈舛入S反應(yīng)進(jìn)行而減小。（但有些放熱反應(yīng)一開始由于溫度升高，反應(yīng)速率可能先加快后再減慢。）2有效碰撞（1）有效碰撞是指能發(fā)生化學(xué)反應(yīng)的碰撞，發(fā)生有效碰撞的分子具有足夠的能量，且具有合適的取向。（2）活化分子是指有可能發(fā)生有效碰撞的分子。活化分子的能量比反應(yīng)物分子的平均能量高。（3）活化能：活化分子的平均能量與所有分子的平均能量之差稱為活化能3影響化學(xué)反應(yīng)速率的因素影響速率的因素有內(nèi)部與外部因素，內(nèi)因由參加反應(yīng)的物質(zhì)的性質(zhì)決定，是主要因素。外部因素：當(dāng)反應(yīng)一定時(shí)，外部因素對(duì)反應(yīng)的影響。（1）濃度：其它條件不變時(shí)，增大反應(yīng)物（或生成物）濃度，可以增大反應(yīng)速率。（從微觀上看是單位體積內(nèi)活化分子個(gè)數(shù)增多）注意：對(duì)固體，反應(yīng)速率與其表面積大小有關(guān)，一般認(rèn)為其濃度為一常數(shù)，它的量的多少對(duì)速率無影響，但固體顆粒大小對(duì)反應(yīng)速率有影響。純液體濃度也可看成是一常數(shù)。對(duì)可逆反應(yīng)而言，在增大反應(yīng)物濃度的瞬間，v正突然增大后減小，v逆不變后增大（2）溫度：其它條件不變時(shí)，升高溫度可以加快反應(yīng)速率；降低溫度可以減小反應(yīng)速率。（從微觀上看是增大了活化分子百分?jǐn)?shù)）注意： 一般溫度每升高10，反應(yīng)速率增大為原來的24倍。 對(duì)可逆反應(yīng)而言，升高溫度可使正逆反應(yīng)速率同時(shí)增大，但吸熱方向速率增大的倍數(shù)更大。（3）壓強(qiáng)：對(duì)于有氣體參加的反應(yīng)，其它條件不變時(shí)，增大壓強(qiáng)可以增大反應(yīng)速率；減小壓強(qiáng)，可以減小化學(xué)反應(yīng)速率。（從微觀上看是增大了單位體積內(nèi)的活化分子個(gè)數(shù)）注意：對(duì)可逆反應(yīng)而言，增大壓強(qiáng)可同時(shí)增大正逆反應(yīng)速率，但氣體體積縮小方向的速率增大的倍數(shù)更大。（4）催化劑：使用合適催化劑能同等程度地影響正逆反應(yīng)速率。（不會(huì)導(dǎo)致化學(xué)平衡的移動(dòng)。）（從微觀上看是增大了活化分子百分?jǐn)?shù)）注意：催化劑增大化學(xué)反應(yīng)速率的原因是催化劑通過參與化學(xué)反應(yīng)，改變了化學(xué)反應(yīng)途徑，（降低了反應(yīng)的活化能）使化學(xué)反應(yīng)速率加快。催化劑本身在反應(yīng)前后質(zhì)量保持不變。 酶的催化作用：（5）其他：如：顆粒純度：與稀酸反應(yīng)，粗鋅比純鋅快（形成原電池）；激光、射線、超聲波、紫外線等。二：化學(xué)反應(yīng)的方向：1、 反應(yīng)方向的判據(jù)：能量判據(jù)：能量從高到低，焓變H<0 熵變判據(jù)：混亂度：從有序到無序，熵變S>0（熵變從小到大的過程：Slg；固體溶解；氣體分子數(shù)增多）2、反應(yīng)方向的判斷：H<0、S>0：反應(yīng)自發(fā)進(jìn)行 H>0、S<0：反應(yīng)不自發(fā) H>0、S>0：高溫為自發(fā) H<0、S<0：低溫下自發(fā)注意：自發(fā)反應(yīng)不一定在任何條件下都能發(fā)生，有些自發(fā)反應(yīng)需要在一定條件下才能發(fā)生。 非自發(fā)反應(yīng)并不是一定不能反應(yīng)，在一定條件下，非自發(fā)反應(yīng)也可能發(fā)生（如電解） 反應(yīng)的自發(fā)性只能用于判斷反應(yīng)的方向，不能確定反應(yīng)是否一定發(fā)生或發(fā)生的速率的大小。三、化學(xué)平衡：一定條件下可逆反應(yīng)達(dá)到最大反應(yīng)限度時(shí)即達(dá)到了化學(xué)平衡。1化學(xué)平衡狀態(tài)（1）概念：化學(xué)平衡狀態(tài)是指一定條件下的可逆反應(yīng)里，正反應(yīng)和逆反應(yīng)的速率相等，反應(yīng)混合物中各組分的濃度保持不變的狀態(tài)。（2）特征：逆、等、動(dòng)、定、變2平衡狀態(tài)的判斷同種物質(zhì)的V正=V逆 各組分的濃度（或百分含量或體積分?jǐn)?shù)）保持不變（注意非相等或與系數(shù)成比例 壓強(qiáng)：等體反應(yīng)_ 非等體反應(yīng)_ 恒容時(shí)氣體密度：全部為氣體物質(zhì)_ 部分為氣體物質(zhì)_ 氣體的平均分子量： 體系的顏色： (體系的顏色變化是否一定有平衡的移動(dòng)？)3化學(xué)平衡常數(shù)：生成物系數(shù)次方的乘積比上反應(yīng)物系數(shù)次方的乘積注意：一個(gè)反應(yīng)的化學(xué)平衡常數(shù)只與溫度有關(guān)，與濃度、壓強(qiáng)等無關(guān)。（溫度升高，K值如何變化？） 平衡常數(shù)反映了反應(yīng)進(jìn)行的程度，不表示速率的快慢，（不能說K越大，反應(yīng)速率越快），一定溫度下，K越大，說明反應(yīng)進(jìn)行的越完全。 對(duì)固體或純液體，濃度視為常數(shù)。 平衡常數(shù)的表達(dá)式與化學(xué)方程式的書寫有關(guān)：如：N2+3H2 2NH3 K1=_ 2NH3 N2+3H2 K2=_；1/2N2 + 3/2H2 NH3 K3=_ K1與K2的關(guān)系為_；K1與K3的關(guān)系為_。四、化學(xué)平衡的移動(dòng)：化學(xué)平衡的建立是有條件的，暫時(shí)的，當(dāng)條件改變時(shí)，平衡就有可能發(fā)生移動(dòng)。1平衡移動(dòng)方向的確定：根據(jù)條件改變時(shí)，v正和v逆的相對(duì)大?。?）條件改變時(shí)， 若v正>v逆，平衡向正反應(yīng)方向移動(dòng)若v正<v逆，平衡向逆反應(yīng)方向移動(dòng)若v正=v逆，平衡不移動(dòng)（2）勒沙特列原理：改變影響化學(xué)平衡的一個(gè)條件，平衡總是向減弱這種改變的方向移動(dòng)。2影響化學(xué)平衡的因素（1）濃度： 固體量的多少對(duì)平衡沒有影響 離子反應(yīng)只有改變參與反應(yīng)的離子濃度才會(huì)影響平衡 增加一個(gè)反應(yīng)物的濃度能增大其他反應(yīng)物的轉(zhuǎn)化率，而其本身的轉(zhuǎn)化率則減小。（2）壓強(qiáng)： 壓強(qiáng)僅對(duì)氣體反應(yīng)的平衡有影響。而且對(duì)氣體體積相同的反應(yīng)的平衡無影響。 若在平衡體系中充入稀有氣體 在等溫等容條件下，對(duì)平衡無影響 在等溫等壓條件下，使平衡向氣體體積擴(kuò)大方向移動(dòng)（3）溫度： （4）催化劑： 催化劑通過參與反應(yīng)改變化學(xué)反應(yīng)途徑加快化學(xué)反應(yīng)速率 催化劑在化學(xué)反應(yīng)前后質(zhì)量保持不變 催化劑中毒注意：（1）不要把化學(xué)平衡的移動(dòng)和反應(yīng)速率變化混為一談 （2）不要把化學(xué)平衡的移動(dòng)和常衡常數(shù)K值變化混為一談3化學(xué)平衡移動(dòng)的限度問題：新的平衡值總是介于原平衡值和突變值之間4、等效平衡問題：（1）：外界條件相同時(shí)，可逆反應(yīng)只要起始濃度相當(dāng)，無論經(jīng)過何種途徑，都可以達(dá)到相同的平衡狀態(tài)。外界條件相同：通?？梢允峭琓同V，同T同P相同的平衡狀態(tài)：通常是指平衡混合物各組分的百分含量相同，但各組分的物質(zhì)的量、濃度可能不同（2）方法：極限轉(zhuǎn)化后與原平衡比較。同T同V時(shí)：非等體反應(yīng)：極限轉(zhuǎn)化后的物質(zhì)投料與原平衡的投料完全相同。 等體反應(yīng)：極限轉(zhuǎn)化后的物質(zhì)投料比與原平衡的投料比相同即可。同T同P時(shí)：不管是等體反應(yīng)還是非等體反應(yīng)，極限轉(zhuǎn)化后的物質(zhì)投料比與原平衡的投料比相同即可。例題1、在一固定容積的密閉容器中充入2molA和1molB，發(fā)生反應(yīng)：2A(氣)+B(氣) xC(氣),達(dá)到平衡后，C的體積分?jǐn)?shù)為W%。若維持容器體積和溫度不變，按0.6molA、0.3molB和1.4molC為起始物質(zhì)，達(dá)到平衡后，C的體積分?jǐn)?shù)仍為W%，則x值為 （ ） A、1 B、2 C、3 D、4例題2、某溫度下，向某密閉容器中加入1molN2和3molH2,使之反應(yīng)合成NH3，平衡后測得NH3的體積分?jǐn)?shù)為m。若T不變，只改變起始加入量，使之反應(yīng)平衡后NH3的體積分?jǐn)?shù)仍為m，若N2、H2、NH3的加入量用X、Y、Z表示應(yīng)滿足：（1）恒定T、V： （2）恒定T、P： 1若X=0，Y=0，則Z=_。 1若X=0、Y=0，則Z_。 2若X=0.75，Y=_，Z=_。 2若X=0.75,則Y_，Z_。 3X、Y、Z應(yīng)滿足的一般條件是_。 3X、Y、Z應(yīng)滿足的一般條件是_。例題3、在一個(gè)固定體積的密閉容器中，保持一定溫度，進(jìn)行以下反應(yīng)，H2(氣)+Br2(氣) 2HBr(氣)，已知加入1mol H2和2molBr2時(shí)，達(dá)到平衡后生成amolHBr(見下表已知項(xiàng))，在相同條件下，且保持平衡時(shí)各組分的百分含量不變，對(duì)下列編號(hào)（1）（3）的狀態(tài)，填寫表中空白：編號(hào)起始狀態(tài)（mol）平衡時(shí)HBr的物質(zhì)的量（mol）H2Br2HBr已知120a（1）240（2）10.5a（3）mn(n2m)5、等效假設(shè)法的運(yùn)用：對(duì)于同一個(gè)可逆反應(yīng)，當(dāng)涉及到物質(zhì)的量改變時(shí)，一般考慮用等效假設(shè)法。例題：1、一定溫度下，將2molPCl3和1molCl2充入容積不變的密閉容器內(nèi)，在一定條件下反應(yīng)：PCl3+Cl2 PCl5。各物質(zhì)均為氣態(tài)，達(dá)到平衡時(shí)，PCl3轉(zhuǎn)化率為a1若此時(shí)移走1molPCl3和0.5molCl2，相同條件下達(dá)到平衡，PCl3轉(zhuǎn)化率為a2，則A、a1>a2 B、a1<a2 C、a1=a2 D、無法確定若此時(shí)充入2molPCl3和1molCl2, 相同條件下達(dá)到平衡，PCl3轉(zhuǎn)化率為a2，則A、a1>a2 B、a1<a2 C、a1=a2 D、無法確定若此時(shí)充入2molPCl3和1molCl2,再次達(dá)到平衡，壓強(qiáng)為P2，與第一次平衡的壓強(qiáng)P1相比，則A、2P1>P2 B、2P1=P2 C、2P1<P2 D、無法確定6、有關(guān)化學(xué)平衡圖像問題：常見圖像問題：（1）濃度-時(shí)間圖像： （2）速率-時(shí)間圖像： （3）平衡圖像：轉(zhuǎn)化率（或百分含量或濃度等）-時(shí)間-溫度（或壓強(qiáng)）分析方法：抓起點(diǎn)、拐點(diǎn)、終點(diǎn)； 先拐先平； 定一議二。7、有關(guān)化學(xué)平衡的計(jì)算：設(shè)法列出“三個(gè)量”：起始量、變化量、平衡量。 其中“變化量”最關(guān)鍵，變化量之比等于系數(shù)比8、速率理論和平衡原理的應(yīng)用：合成氨工業(yè)：反應(yīng)的特點(diǎn)和條件的選擇： 硫酸工業(yè)中SO2的催化氧化：反應(yīng)的特點(diǎn)和條件的選擇： 專題三：溶液中的離子反應(yīng)一、弱電解質(zhì)的電離平衡：1、電解質(zhì)與非電解質(zhì)：電解質(zhì)： 非電解質(zhì)：2、強(qiáng)電解質(zhì)與弱電解質(zhì)：強(qiáng)電解質(zhì)： 弱電解質(zhì)：注意：電解質(zhì)溶液導(dǎo)電能力的強(qiáng)弱：與溶液中離子濃度和離子所帶電荷多少有關(guān)，而與溶質(zhì)的溶解度大小和電解質(zhì)的強(qiáng)弱無關(guān)。3、電解質(zhì)的電離方程式書寫：H2SO4： Ba(OH)2： H2SO3： NH3H2O： KClO3： NaHCO3： NaHSO4： （NH4）2Fe(SO4)2：4、弱電解質(zhì)的電離平衡的建立與特征：5、弱電解質(zhì)的電離平衡的影響因素：內(nèi)因：電解質(zhì)本身的強(qiáng)弱 外因：溫度： 濃度： 同離了效應(yīng)：例題：1、相同物質(zhì)的量濃度、相同體積的一元強(qiáng)酸和一元弱酸比較：C(H+)PH中和堿的能力與足量活潑金屬反應(yīng)產(chǎn)生H2的量開始與金屬反應(yīng)的速率HClCH3COOH例題：2、相同PH、相同體積的一元強(qiáng)酸和一元弱酸比較：C(H+)C(酸)中和堿的能力與足量活潑金屬反應(yīng)產(chǎn)生H2的量開始與金屬反應(yīng)的速率加水稀釋后PH值大小HClCH3COOH例題：3、0.1mol/L的氨水，改變下列條件，下列各項(xiàng)如何變化？加H+加水加NaOH固體升高溫度加NH4NO3固體加濃氨水平衡移動(dòng)C（NH4+）C（OH-）6、電離平衡常數(shù)和電離度：7、證明弱電解質(zhì)的方法：如：證明醋酸為弱酸：（1）導(dǎo)電性實(shí)驗(yàn)：測同濃度的HCl和CH3COOH的導(dǎo)電性：（2）測溶液的PH：a、測0.01mol/L的CH3COOH的PH值： b、測CH3COONa溶液的PH值： c、將PH=1的CH3COOH稀釋到100倍，測其PH值： d、在PH=1的HCl中加入少量CH3COONa固體，測其PH值：（3）與活潑金屬反應(yīng)的劇烈程度：等體積等濃度的HCl和CH3COOH中加鋅：（4）與堿反應(yīng)：等體積等PH的HCl和CH3COOH分別與同濃度NaOH反應(yīng)消耗NaOH的量：二、水的電離平衡和溶液的酸堿性：1、水的電離平衡：電離方程式：H2O H+ + OH- 或2H2O H3O+ + OH-2、水的電離平衡常數(shù)與水的離子積： K=C（H+）C（OH-）/C（H2O），由于水的濃度是一常數(shù)：C（H2O）=55.5mol/L 水的離子積Kw = KC（H2O）= C（H+）C（OH-）注：只要是在水溶液中，不管是酸性溶液還是堿性溶液，都存在水的電離平衡，則水的的離子積一定成立。3、水的電離平衡的影響因素：溫度： T， 水的電離平衡“”， Kw： 如：25時(shí)Kw=1.010-14，當(dāng)溫度升高到100時(shí)Kw1.010-12(課本上是5.510-13,為了計(jì) 算方便，我這里用了1.010-12)加酸或加堿：加鹽：分情況討論：加酸式鹽：分情況討論：4、溶液的酸堿性判斷： 若C（H+）>C（OH-），溶液呈酸性看溶液中的C（H+）和C（OH-）的相對(duì)大?。?若C（H+）=C（OH-），溶液呈中性若C（H+）<C（OH-），溶液呈堿性若在常溫下也可以看溶液的PH值：PH=7中性；PH<7酸性；PH>7堿性。任何情況下的純水一定呈中性：如：25時(shí)純水PH=7或100時(shí)純水PH=65、酸、堿溶液的PH值計(jì)算：（1）PH值的大小與溶液酸堿性及C（H+）大小的關(guān)系：（2）PH值使用范圍一般在014之間，當(dāng)C（H+）或C（OH-）>1mol/L時(shí)，則直接用濃度表示更方便。（3）有關(guān)溶液PH值的計(jì)算：I：單一溶液的PH的計(jì)算例1：求室溫下純水的PH=_；100時(shí)純水的PH=_。例2：求0.01mol/L的HCl溶液的PH=_；0.01mol/LH2SO4的PH=_例3：常溫下PH=2的HCl和PH=2的H2SO4溶液中H+離子濃度大小關(guān)系為_例4：常溫下0.510-3mol/L的Ba(OH)2溶液的PH_歸納規(guī)律：若該溶液是酸性溶液，必先確定c(H+)，再進(jìn)行PH的計(jì)算。若該溶液是堿性溶液，必先確定c(OH-)，可根據(jù)c(H+)c(OH-)=Kw換算成c(H+)，再求PH，或引用PH定義，由c(OH-)直接求POH，再根據(jù)PH+POH=PKw，換算出PH。II、溶液稀釋后的PH的計(jì)算1、強(qiáng)酸或強(qiáng)堿的稀釋：例1：將PH=2的稀鹽酸加水稀釋至100（即102）倍，則溶液PH=_，PH的變化值為_例2：將PH=12的NaOH稀釋至100（即102）倍，則溶液PH=_，PH的變化值為_例3：將PH=5的鹽酸稀釋100倍，其PH為_ 將PH=8的NaOH溶液稀釋100倍，其PH為_注意點(diǎn)：酸液或堿液無限稀釋時(shí)_2、弱酸或弱堿的稀釋例4：將PH=3的醋酸溶液，稀釋100倍，PH為_；將PH=10的氨水，稀釋100倍，PH為_；歸納規(guī)律：在稀釋弱酸或弱堿過程中有濃度的變化，又有電離平衡的移動(dòng)，不能求得具體數(shù)值，只能確定其PH范圍。PH=3的酸溶液，稀釋100倍，稀釋后3PH5；PH=10的堿溶液，稀釋100倍，稀釋后8PH10。例5、PH=11的氨水溶液和氫氧化鈉溶液，用蒸餾水稀釋100倍，二者的PH的關(guān)系是A氨水的PH大于氫氧化鈉的PH B氨水的PH小于氫氧化鈉的PHC都比原來小 D氨水比原來的大，氫氧化鈉比原來的小III、溶液混合后的PH的計(jì)算兩種溶液混合后，首先應(yīng)考慮是否發(fā)生化學(xué)變化，其次考慮溶液總體積變化，一般來說溶液的體積沒有加和性，但稀溶液混合時(shí)，常不考慮混合后溶液的體積的變化，而取其體積之和（除非有特殊說明）。 1、兩強(qiáng)酸混合后的PH的計(jì)算例1、PH=4的鹽酸和PH=2的鹽酸等體積混合后，溶液的PH最接近于 A2.0 B. 2.3 C. 3.5 D. 3.72、兩強(qiáng)堿混合后的PH的計(jì)算例2：PH=10的NaOH溶液和PH=12的Ba(OH)2溶液等體積混合，其PH=_歸納規(guī)律：知識(shí)拓展0.3規(guī)則（近似規(guī)則）若兩種強(qiáng)酸溶液或兩種強(qiáng)堿溶液等體積混合，且其PH相差2或2 以上時(shí)，混合液的PH有如下近似規(guī)律： 兩強(qiáng)酸等體積混合時(shí)，混合液的PH=PH小+0.3； 兩強(qiáng)堿等體積混合時(shí)，混合液的PH=PH大0.3。 如上述例1若用0.3規(guī)則，就很方便，混合液的PH= PH小+0.3=2+0.3= 2.3、強(qiáng)酸與強(qiáng)堿溶液混合后的PH的計(jì)算例1、60ml0.5mol/LNaOH溶液和40ml0.4mol/L硫酸混合后，溶液的PH最接近于 A. 0.5 B. 1.7 C. 2 D. 13.2 根據(jù)n(H+)與n(OH-)的相對(duì)大小先判斷酸、堿的過量情況。 強(qiáng)酸與強(qiáng)堿恰好完全反應(yīng)，溶液呈中性，PH=7。 若酸過量，溶液呈酸性，n(H+)n(OH-)，c(H+)混= n(H+)n(OH-)/V總。 若堿過量，溶液呈堿性，n(OH-)n(H+)，c(OH-)混= n(OH-)n(H+)/V總， 再求出c(H+)混。 若未標(biāo)明酸堿的強(qiáng)弱，混合后溶液PH不定，應(yīng)分析討論。例2：若強(qiáng)酸（PH1）和強(qiáng)堿（PH2）等體積混合，當(dāng)PH1+ PH2=_，溶液呈中性；PH1+ PH2_，則溶液呈堿性；PH1+ PH2_，則溶液呈酸性。例3：若弱酸（PH1）和強(qiáng)堿（PH2）等體積混合，且PH1+ PH2=14，則混合后溶液PH_例4、在室溫下等體積的酸和堿的溶液，混合后PH一定小于7的是APH=3的硝酸和PH=11的氫氧化鈉溶液 BPH=3的鹽酸和PH=11的氨水CPH=3的硫酸和PH=11的氫氧化鈉溶液 DPH=3的醋酸和PH=11的氫氧化鈉溶液IV：酸、堿液中水的電離分析：例1：PH=2的HCl溶液中，由水電離出來的H+濃度為_mol/LPH=12的NaOH溶液中，由水電離出來的H+濃度為_mol/L常溫下某溶液中，由水電離出的C(H+)=110-10mol/L，該溶液的PH為_練習(xí)：1、某溫度下純水中C（H+）=2.010-7mol/L，則C（OH-）=_mol/L若溫度不變向水中通入HCl得到0.02mol/L的HCl，則PH=_；溶液中C(OH-)=_ 2、有PH=12的KOH溶液10ml，要使它的PH降為11；（1）如果加水，應(yīng)該加水_ml（2）若加入PH=10的NaOH溶液應(yīng)加_ml；（3）若加入0.001mol/L的H2SO4，應(yīng)加_ml。3、在常下，有PH=a的HCl和PH=b的NaOH溶液，取VaLHCl和VbLNaOH溶液混合恰好完全中和，（1）若a+b=14，則Va/Vb=_；（2）若a+b=13，則Va/Vb=_；（3）若a+b=15，則Va/Vb=_；（4）若a+b>14，則Va/Vb=_（填表達(dá)式）；4、PH=12的NaOH和PH=2的某酸溶液等體積混合，混合液的PHA、=7 B、7 C、7 D、無法判斷5、常溫下，若體積為Va、PH=a的某一元強(qiáng)酸與體積為Vb、PH=b的某一元強(qiáng)堿混合，恰好中和，且知Va<Vb，a=0.5b，請(qǐng)?zhí)顚懴铝锌瞻祝海?）a值可否等于3_；理由_（2）a值可否等于5_，理由_；（3）a的取值范圍_三、酸堿中和滴定：1、溶液酸堿性測定方法：酸堿指示劑法： PH試紙法：PH試紙的使用方法和注意事項(xiàng)： PH計(jì)法：2、常用的酸堿指示劑及其變色范圍：甲基橙： 酚酞： 石蕊：3、酸堿中和滴定：用已知濃度的酸（或堿）來測定末知濃度的堿（或酸）的實(shí)驗(yàn)方法。（1）原理：（2）關(guān)鍵：準(zhǔn)確測定參加反應(yīng)的兩種溶液的體積；準(zhǔn)確判斷中和反應(yīng)是否恰好完全反應(yīng)。（3）儀器：_、錐形瓶、鐵架臺(tái)、滴定管夾、燒杯等。 注意：滴定管的構(gòu)造：（4）試劑：標(biāo)準(zhǔn)溶液、待測溶液、指示劑（甲基橙或酚酞） 注意：指示劑的選擇：（5）儀器準(zhǔn)備：滴定管（或移液管）： 錐形瓶：（6）滴定過程：（7）滴定終點(diǎn)的判斷：（8）數(shù)據(jù)的處理：（9）實(shí)驗(yàn)誤差的分析：以標(biāo)準(zhǔn)酸滴定末知堿為例：末用標(biāo)準(zhǔn)酸潤洗滴定管（ ）滴定管尖端有氣泡，滴定后氣泡消失（ ）滴定前讀數(shù)正確，滴定后俯視讀數(shù)（ ）用待測堿液潤洗錐形瓶（ ）（10）其它滴定法拓展：四、鹽類的水解：1、鹽類水解的實(shí)質(zhì)：鹽電離出的“弱離子”與水電離出的H+或OH離子反應(yīng)生成弱電解質(zhì)的過程，從而促進(jìn)了水的電離。2、鹽類水解的規(guī)律：_。3、鹽類水解的離子方程式：CH3COONa NH4Cl Na2CO3 AlCl3 CH3COONH4 AlCl3+Na2S AlCl3+NaAlO2 AlCl3+NaHCO3 思考：寫出NaHCO3溶液中存在的三個(gè)平衡：_4、鹽類水解的影響因素： 溫度： 濃度： 酸或堿： 加弱離子：5、鹽類水解規(guī)律的應(yīng)用： 判斷離子濃度的相對(duì)大?。?制備鹽的晶體： 配制鹽的溶液： 判斷對(duì)應(yīng)酸或堿的相對(duì)強(qiáng)弱： 酸堿中和滴定時(shí)指示劑的選擇： 某些鹽溶液的分離與提純： 日常生活中應(yīng)用：泡沫滅火器、明礬凈水、化肥施用、草木灰去油污等。6、三大守恒問題： 電荷守恒： 物質(zhì)料守恒： 水電離出的H+和OH-的1:1守恒：五、沉淀溶解平衡：1、物質(zhì)的溶解度：固體： 氣體：2、沉淀溶解平衡：一定溫度下，當(dāng)沉淀溶解速率和沉淀生成速率相等時(shí)，形成飽和溶液，達(dá)到的平衡狀態(tài)。3、沉淀溶解平衡方程式的書寫：如Ca(OH)2(S) Ca2+ + 2OH- AgCl(S) Ag+ + Cl- 4、沉淀溶解平衡的特征：5、沉淀溶解平衡的影響因素：（1）內(nèi)因： （2）外因：比如Ca(OH)2的沉淀溶解平衡： 溫度： 加水： 加Ca(OH)2： 加CaO(恢復(fù)至原溫度)： 加NaOH(恢復(fù)至原溫度)： 加CaCl2：6、溶度積常數(shù)：7、沉淀溶解平衡的應(yīng)用：（1）沉淀的生成：（2）沉淀的溶解：（3）溶液中除去雜質(zhì)離子：（4）沉淀的轉(zhuǎn)化：15