高二化學(xué)選修4《化學(xué)反應(yīng)原理》知識點規(guī)律大全

1、高中化學(xué)知識點規(guī)律大全（一）化學(xué)反應(yīng)與能量1氧化還原反應(yīng)氧化還原反應(yīng) 有電子轉(zhuǎn)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(yīng)如2Na+ C122NaCl(有電子得失)、H2+ C122HCl(有電子對偏移)等反應(yīng)均屬氧化還原反應(yīng)。氧化還原反應(yīng)的本質(zhì)是電子轉(zhuǎn)移(電子得失或電子對偏移)。氧化還原反應(yīng)的特征 在反應(yīng)前后有元素的化合價發(fā)生變化根據(jù)氧化還原反應(yīng)的反應(yīng)特征可判斷一個反應(yīng)是否為氧化還原反應(yīng)某一化學(xué)反應(yīng)中有元素的化合價發(fā)生變化，則該反應(yīng)為氧化還原反應(yīng)，否則為非氧化還原反應(yīng)。氧化劑與還原劑概 念含 義概 念含 義氧化劑反應(yīng)后所含元素化合價降低的反應(yīng)物還原劑反應(yīng)后所含元素化合價升高

2、的反應(yīng)物被氧化還原劑在反應(yīng)時化合價升高的過程被還原氧化劑在反應(yīng)時化合價降低的過程氧化性氧化劑具有的奪電子的能力還原性還原劑具有的失電子的能力氧化反應(yīng)元素在反應(yīng)過程中化合價升高的反應(yīng)還原反應(yīng)元素在反應(yīng)過程中化合價降低的反應(yīng)氧化產(chǎn)物還原劑在反應(yīng)時化合價升高后得到的產(chǎn)物還原產(chǎn)物氧化劑在反應(yīng)時化合價降低后得到的產(chǎn)物氧化劑與還原劑的相互關(guān)系氧化還原反應(yīng)與四種基本反應(yīng)類型的關(guān)系 如右圖所示由圖可知：置換反應(yīng)都是氧化還原反應(yīng)；復(fù)分解反應(yīng)都不是氧化還原反應(yīng)，化合反應(yīng)、分解反應(yīng)不一定是氧化還原反應(yīng)氧化還原反應(yīng)中電子轉(zhuǎn)移的方向、數(shù)目的表示方法(1)單線橋法表示在反應(yīng)過程中反應(yīng)物里元素原子間電子轉(zhuǎn)移的數(shù)目和方向用帶

3、箭頭的連線從化合價升高的元素開始，指向化合價降低的元素，再在連線上方標(biāo)出電子轉(zhuǎn)移的數(shù)目 在單線橋法中，箭頭的指向已經(jīng)表明了電子轉(zhuǎn)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(yīng)物與生成物里，同一元素原子在反應(yīng)前后電子轉(zhuǎn)移的數(shù)目和方向在氧化劑與還原產(chǎn)物、還原劑與氧化產(chǎn)物之間分別用帶箭頭的連線從反應(yīng)前的有關(guān)元素指向反應(yīng)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(shù)目例如：2離子反應(yīng)離子反應(yīng)有離子參加或有離子生成的反應(yīng)，都稱為離子反應(yīng)離子反應(yīng)的本質(zhì)、類型和發(fā)生的條件：(1)離子反應(yīng)的本質(zhì)：反應(yīng)物中某種離子的濃度減小(2)離子反應(yīng)的主要類型及其發(fā)生的條件：離子

4、互換(復(fù)分解)反應(yīng)具備下列條件之一就可以使反應(yīng)朝著離子濃度減小的方向進(jìn)行，即離子反應(yīng)就會發(fā)生a生成難溶于水的物質(zhì)如：Cu2+ 2OHCu(OH)2注意：當(dāng)有關(guān)離子濃度足夠大時，生成微溶物的離子反應(yīng)也能發(fā)生如：2Ag+ SO42Ag2SO4 Ca2+ 2OHCa(OH)2或者由微溶物生成難溶物的反應(yīng)也能生成如當(dāng)石灰乳與Na2CO3溶液混合時，發(fā)生反應(yīng)：Ca(OH)2 + CO32CaCO3+ 2OHb生成難電離的物質(zhì)(即弱電解質(zhì))如：H+ OHH2O H+ CH3COOCH3COOHc生成揮發(fā)性物質(zhì)(即氣體)如：CO32+ 2HCO2+ H2O NH4+ OHNH3+ H2O離子間的氧化還原反應(yīng)

5、由強(qiáng)氧化劑與強(qiáng)還原劑反應(yīng)，生成弱氧化劑和弱還原劑，即反應(yīng)朝著氧化性、還原性減弱的方向進(jìn)行例如： Fe + Cu2Fe2+ Cu Cl2 + 2Br2C1+ Br2 2MnO4+ 16H+ 10C12Mn2+ 5C12+ 8H2O書寫離子方程式時應(yīng)注意的問題：(1)電解質(zhì)在非電離條件下(不是在水溶液中或熔融狀態(tài))，雖然也有離子參加反應(yīng)，但不能寫成離子方程式，因為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(yīng)、濃H2SO4與固體(如NaCl、Cu等)的反應(yīng)等，都不能寫成離子方程式相反，在某些化學(xué)方程式中，雖然其反應(yīng)物不是電解質(zhì)或強(qiáng)電解質(zhì)，沒有大量離子參加反應(yīng)，

6、但反應(yīng)后產(chǎn)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(yīng)(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(zhì)，要分為兩種情況來處理：當(dāng)作反應(yīng)物時？，微溶物要保留化學(xué)式的形式，不能拆開當(dāng)作反應(yīng)物時，若為澄清的稀溶液，應(yīng)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(xué)式的形式而不能拆開，如石灰乳、熟石灰等(4)若反應(yīng)物之間由于物質(zhì)的量之比不同而發(fā)生不同的反應(yīng)，

7、即反應(yīng)物之間可發(fā)生不止一個反應(yīng)時，要考慮反應(yīng)物之間物質(zhì)的量之比不同，相應(yīng)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(guān)反應(yīng)的離子方程式依次為： CO2+ 2OHCO32+ H2O（CO2適量） CO2+ OHHCO3（CO2足量）在溶液中離子能否大量共存的判斷方法：幾種離子在溶液中能否大量共存，實質(zhì)上就是看它們之間是否發(fā)生反應(yīng)若離子間不發(fā)生反應(yīng)，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(yīng)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、

8、HS、SO32、HSO3等(3)生成難電離物質(zhì)(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(yīng)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(yīng)注意的是，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)形成配合物如Fe3與SCN因反應(yīng)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(yīng)而不能大量共存，例如Al3與HC

9、O3、CO32、A1O2等說明： 在涉及判斷離子在溶液中能否大量共存的問題時，要注意題目中附加的限定性條件：無色透明的溶液中，不能存在有色離子，如Cu2(藍(lán)色)、Fe3(黃色)、Fe2(淺綠色)、MnO4(紫色)在強(qiáng)酸性溶液中，與H起反應(yīng)的離子不能大量共存在強(qiáng)堿性溶液中，與OH起反應(yīng)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(xué)方程式(2)“拆”：將化學(xué)方程式中易溶于水、易電離的物質(zhì)(強(qiáng)酸、強(qiáng)堿、可溶性鹽)拆開改寫為離子形式；而難溶于水的物質(zhì)(難溶性鹽、難溶性堿)、難電離的物質(zhì)(水、弱酸、弱堿)、氧化物、氣體等仍用化學(xué)式表示(3)“刪”：將方程式兩邊相同的離子(包括個數(shù))

10、刪去，并使各微粒符號前保持最簡單的整數(shù)比(4)“查”：檢查方程式中各元素的原子個數(shù)和電荷總數(shù)是否左右相等復(fù)分解反應(yīng)類型離子反應(yīng)發(fā)生的條件復(fù)分解反應(yīng)總是朝著溶液中自由移動的離子數(shù)目減少的方向進(jìn)行具體表現(xiàn)為：(1)生成難溶于水的物質(zhì)如：Ba2+ SO42BaSO4(2)生成難電離的物質(zhì)(水、弱酸、弱堿)如H+ OHH2O(3)生成氣體如：CO32+ 2HCO2+ H2O3化學(xué)反應(yīng)中的能量變化放熱反應(yīng) 放出熱量的化學(xué)反應(yīng)在放熱反應(yīng)中，反應(yīng)物的總能量大于生成物的總能量：反應(yīng)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(yīng)可以看成是“貯存”在反應(yīng)物內(nèi)部的能量轉(zhuǎn)化并釋放為熱能及其他形式的能量

11、的反應(yīng)過程吸熱反應(yīng) 吸收熱量的化學(xué)反應(yīng)在吸熱反應(yīng)中，反應(yīng)物的總能量小于生成物的總能量：生成物的總能量反應(yīng)物的總能量 + 熱量 + 其他形式的能量吸熱反應(yīng)也可以看成是熱能及其他形式的能量轉(zhuǎn)化并“貯存”為生成物內(nèi)部能量的反應(yīng)過程*反應(yīng)熱(1)反應(yīng)熱的概念：在化學(xué)反應(yīng)過程中，放出或吸收的熱量，統(tǒng)稱為反應(yīng)熱反應(yīng)熱用符號H表示，單位一般采用kJ·mol1(2)反應(yīng)熱與反應(yīng)物、生成物的鍵能關(guān)系：H生成物鍵能的總和 反應(yīng)物鍵能的總和(3)放熱反應(yīng)與吸熱反應(yīng)的比較反應(yīng)熱放熱反應(yīng)吸熱反應(yīng)含義反應(yīng)物所具有的總能量大于生成物所具有的總能量，反應(yīng)物轉(zhuǎn)化為生成物時放出熱量反應(yīng)物所具有的總能量小于生成物所具有的

12、總能量，反應(yīng)物轉(zhuǎn)化為生成物時吸收熱量反應(yīng)本身的能量變化反應(yīng)放出熱量后使反應(yīng)本身的能量降低反應(yīng)吸收熱量后使反應(yīng)本身的能量升高表示符號或H值“” H0“+” H0說明：放熱反應(yīng)和吸熱反應(yīng)過程中的能量變化示意圖如圖312所示熱化學(xué)方程式(1)熱化學(xué)方程式的概念：表明反應(yīng)所放出或吸收熱量的化學(xué)方程式，叫做熱化學(xué)方程式(2)書寫熱化學(xué)方程式時應(yīng)注意的問題：需注明反應(yīng)的溫度和壓強(qiáng)因為反應(yīng)的溫度和壓強(qiáng)不同時，其H也不同若不注明時，則是指在101kPa和25時的數(shù)據(jù)反應(yīng)物、生成物的聚集狀態(tài)要注明同一化學(xué)反應(yīng)，若物質(zhì)的聚集狀態(tài)不同，則反應(yīng)熱就不同例如：H2(g) + 1/2O2(g)H2O(g) H241.8k

13、J·mol1H2(g) + 1/2O2(g)H2O(l) H285.8kJ·mol1比較上述兩個反應(yīng)可知，由H2與O2反應(yīng)生成1 mol H2O(l)比生成1 mol H2O(g)多放出44 kJ·mol1的熱量反應(yīng)熱寫在化學(xué)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·mol1熱化學(xué)方程式中各物質(zhì)前的化學(xué)計量數(shù)不表示分子個數(shù)，而只表示物質(zhì)的量(mol)，因此，它可用分?jǐn)?shù)表示對于相同物質(zhì)的反應(yīng)，當(dāng)化學(xué)計量數(shù)不同時，其H也不同例如：2H2(g) + O2(g)2H2O(g) Hl483.6

14、kJ·mol1H2(g) + 1/2O2(g)H2O(g) H2241.8kJ·mol1顯然，Hl2H2*蓋斯定律 對于任何一個化學(xué)反應(yīng)，不管是一步完成還是分幾步完成，其反應(yīng)熱是相同的也就是說，化學(xué)反應(yīng)的反應(yīng)熱只與反應(yīng)的始態(tài)(各反應(yīng)物)和終態(tài)(各生成物)有關(guān)，而與具體反應(yīng)進(jìn)行的途徑無關(guān)如果一個反應(yīng)可以分幾步進(jìn)行，則各步反應(yīng)的反應(yīng)熱之和與該反應(yīng)一步完成時的反應(yīng)熱是相同的*4燃燒熱和中和熱燃燒熱中和熱定義在101 kPa時，1 mol物質(zhì)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(yīng)而生成1 mol H2O時所放出的熱量熱化學(xué)方程式中的表示形式以燃燒1mol物

15、質(zhì)為標(biāo)準(zhǔn)來配平其余物質(zhì)的化學(xué)計量數(shù)物質(zhì)的化學(xué)計量數(shù)平其余物質(zhì)的化學(xué)計量數(shù)注意點“完全燃燒”包含兩個方面的意思：燃燒的物質(zhì)全部燃燒完；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(dāng)強(qiáng)酸與強(qiáng)堿在稀溶液中發(fā)生中和反應(yīng)時，1 molH與1 molOH發(fā)生反應(yīng)生成1 molH2O，都放出573kJ的熱量即：H(aq) + OH(aq)H2O(1) H57.3 kJ·mol1說明利用燃燒熱可以計算物質(zhì)在燃燒過程中所放出的熱量當(dāng)強(qiáng)酸與弱堿或弱酸與強(qiáng)堿或弱酸與弱堿發(fā)生中和反應(yīng)時，因生成的鹽會發(fā)生水解而吸熱，故此時中和熱要小于57.3 kJ·mol1高中化學(xué)知識點規(guī)律大

16、全（二）化學(xué)反應(yīng)速率和化學(xué)平衡1化學(xué)反應(yīng)速率化學(xué)反應(yīng)速率的概念及其計算公式(1)概念：化學(xué)反應(yīng)速率是用來衡量化學(xué)反應(yīng)進(jìn)行的快慢程度，通常用單位時間內(nèi)反應(yīng)物濃度的減少或生成物濃度的增加來表示單位有mol·L1·min1或mol·L1·s1(2)計算公式：某物質(zhì)X的化學(xué)反應(yīng)速率：注意 化學(xué)反應(yīng)速率的單位是由濃度的單位(mol·L1)和時間的單位(s、min或h)決定的，可以是mol·L1·s1、mol·L1·min1或mol·L1·h1，在計算時要注意保持時間單位的一致性對于某一具體的化學(xué)

17、反應(yīng)，可以用每一種反應(yīng)物和每一種生成物的濃度變化來表示該反應(yīng)的化學(xué)反應(yīng)速率，雖然得到的數(shù)值大小可能不同，但用各物質(zhì)表示的化學(xué)反應(yīng)速率之比等于化學(xué)方程式中相應(yīng)物質(zhì)的化學(xué)計量數(shù)之比如對于下列反應(yīng)： mA + nB pC + qD有：mnpq或：化學(xué)反應(yīng)速率不取負(fù)值而只取正值 在整個反應(yīng)過程中，反應(yīng)不是以同樣的速率進(jìn)行的，因此，化學(xué)反應(yīng)速率是平均速率而不是瞬時速率有效碰撞 化學(xué)反應(yīng)發(fā)生的先決條件是反應(yīng)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(yīng)物分子(或離子)間的每一次碰撞都能發(fā)生化學(xué)反應(yīng)能夠發(fā)生化學(xué)反應(yīng)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 活

18、化分子不一定能夠發(fā)生有效碰撞，活化分子在碰撞時必須要有合適的取向才能發(fā)生有效碰撞活化分子在反應(yīng)物分子中所占的百分?jǐn)?shù)叫做活化分子百分?jǐn)?shù)當(dāng)溫度一定時，對某一反應(yīng)而言，活化分子百分?jǐn)?shù)是一定的活化分子百分?jǐn)?shù)越大，活化分子數(shù)越多，有效碰撞次數(shù)越多影響化學(xué)反應(yīng)速率的因素影響因素對化學(xué)反應(yīng)速率的影響說明或舉例反應(yīng)物本身的性質(zhì)不同的化學(xué)反應(yīng)有不同的反應(yīng)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(yīng)較劇烈，產(chǎn)生H2的速率較快濃 度其他條件不變時，增大(減小)反應(yīng)物的濃度，反應(yīng)速率增大(減小)增大(減小)反應(yīng)物濃度，單位體積內(nèi)活化分子數(shù)增多(減少)，有效碰撞次數(shù)增多(減少)，但活化分子百分?jǐn)?shù)不變氣、

19、固反應(yīng)或固、固反應(yīng)時，固體的濃度可認(rèn)為是常數(shù)，因此反應(yīng)速率的大小只與反應(yīng)物之間的接觸面積有關(guān)，而與固體量的多少無關(guān)改變固體的量不影響反應(yīng)速率壓 強(qiáng)溫度一定時，對于有氣體參加的反應(yīng)，增大(減小)壓強(qiáng)，反應(yīng)速率增大(減小)改變壓強(qiáng)，實際是改變氣體的體積，使氣體的濃度改變，從而使反應(yīng)速率改變改變壓強(qiáng)，不影響液體或固體之間的反應(yīng)速率溫 度升高(降低)反應(yīng)溫度，反應(yīng)速率增大(減小)通常每升高10，反應(yīng)速率增大到原來的24倍升溫，使反應(yīng)速率加快的原因有兩個方面：a升溫后，反應(yīng)物分子的能量增加，部分原來能量較低的分子變?yōu)榛罨肿樱龃罅嘶罨肿影俜謹(jǐn)?shù)，使有效碰撞次數(shù)增多(主要方面)；b升高溫度，使分子運(yùn)動加

20、快，分子間的碰撞次數(shù)增多(次要方面)催化劑增大化學(xué)反應(yīng)速率催化劑增大化學(xué)反應(yīng)速率的原因：降低了反應(yīng)所需的能量(這個能量叫做活化能)，使更多的反應(yīng)物分子成為活化分子，增大了活化分子百分?jǐn)?shù)，從而使有效碰撞次數(shù)增多光、反應(yīng)物顆粒的大小等將反應(yīng)混合物進(jìn)行光照、將塊狀固體粉碎等均能增大化學(xué)反應(yīng)速率AgBr、HClO、濃HNO3等見光分解加快，與鹽酸反應(yīng)時，大理石粉比大理石塊的反應(yīng)更劇烈2化學(xué)平衡化學(xué)平衡(1)化學(xué)平衡研究的對象：可逆反應(yīng)的規(guī)律可逆反應(yīng)的概念：在同一條件下，既能向正反應(yīng)方向進(jìn)行同時又能向逆反應(yīng)方向進(jìn)行的反應(yīng)，叫做可逆反應(yīng)可逆反應(yīng)用可逆符號“”表示可逆反應(yīng) 向生成物方向進(jìn)行的反應(yīng)叫正反應(yīng)；向

21、反應(yīng)物方向進(jìn)行的反應(yīng)叫逆反應(yīng)在同一條件下，既能向正反應(yīng)方向進(jìn)行，同時又能向逆反應(yīng)方向進(jìn)行的反應(yīng)，叫做可逆反應(yīng)說明 (1)判斷一個反應(yīng)是否是可逆反應(yīng)，必須滿足兩個條件：在同一條件下；正、逆反應(yīng)同時進(jìn)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(yīng)為可逆反應(yīng)而如：2H2 + O2 2H2O 2H2O 2H2+ O2 這兩個反應(yīng)就不是可逆反應(yīng)(2)在化學(xué)方程式中，用可逆符號“”表示可逆反應(yīng)說明 a絕大多數(shù)化學(xué)反應(yīng)都有一定程度的可逆性，但有的逆反應(yīng)傾向較小，從整體看實際上是朝著同方向進(jìn)行的，例如NaOH + HCl NaCl + H2Ob有氣體參加或生成的反應(yīng)，只有在密閉容器中

22、進(jìn)行時才可能是可逆反應(yīng)如CaCO3受熱分解時，若在敞口容器中進(jìn)行，則反應(yīng)不可逆，其反應(yīng)的化學(xué)方程式應(yīng)寫為：CaCO3CaO + CO2；若在密閉容器進(jìn)行時，則反應(yīng)是可逆的，其反應(yīng)的化學(xué)方程式應(yīng)寫為：CaCO3CaO + CO2可逆反應(yīng)的特點：反應(yīng)不能進(jìn)行到底可逆反應(yīng)無論進(jìn)行多長時間，反應(yīng)物都不可能100地全部轉(zhuǎn)化為生成物(2)化學(xué)平衡狀態(tài)定義：一定條件(恒溫、恒容或恒壓)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(包括反應(yīng)物和生成物)中各組分的質(zhì)量分?jǐn)?shù)(或體積分?jǐn)?shù))保持不變的狀態(tài)化學(xué)平衡狀態(tài)的形成過程：在一定條件下的可逆反應(yīng)里，若開始時只有反應(yīng)物而無生成物，根據(jù)濃度對化學(xué)反應(yīng)速率的影

23、響可知，此時正最大而逆為0隨著反應(yīng)的進(jìn)行，反應(yīng)物的濃度逐漸減小，生成物的濃度逐漸增大，則正越來越小而逆越來越大當(dāng)反應(yīng)進(jìn)行到某一時刻，正逆，各物質(zhì)的濃度不再發(fā)生改變，反應(yīng)混合物中各組分的質(zhì)量分?jǐn)?shù)(或體積分?jǐn)?shù))也不再發(fā)生變化，這時就達(dá)到了化學(xué)平衡狀態(tài)(3)化學(xué)平衡的特征：“動”：化學(xué)平衡是動態(tài)平衡，正反應(yīng)和逆反應(yīng)仍在繼續(xù)進(jìn)行，即正逆0“等”：達(dá)平衡狀態(tài)時，正逆，這是一個可逆反應(yīng)達(dá)平衡的本質(zhì)正逆的具體含意包含兩個方面：a用同一種物質(zhì)來表示反應(yīng)速率時，該物質(zhì)的生成速率與消耗速率相等，即單位時間內(nèi)消耗與生成某反應(yīng)物或生成物的量相等；b用不同物質(zhì)來表示時，某一反應(yīng)物的消耗速率與某一生成物的生成速率之比等于

24、化學(xué)方程式中相應(yīng)物質(zhì)的化學(xué)計量數(shù)之比“定”：達(dá)平衡時，混合物各組分的濃度一定；質(zhì)量比(或物質(zhì)的量之比、體積比)一定；各組分的質(zhì)量分?jǐn)?shù)(或摩爾分?jǐn)?shù)、體積分?jǐn)?shù))一定；對于有顏色的物質(zhì)參加或生成的可逆反應(yīng)，顏色不改變同時，反應(yīng)物的轉(zhuǎn)化率最大對于反應(yīng)前后氣體分子數(shù)不相等的可逆反應(yīng)，達(dá)平衡時：氣體的總體積(或總壓強(qiáng))一定；氣體的平均相對分子質(zhì)量一定；恒壓時氣體的密度一定(注意：反應(yīng)前后氣體體積不變的可逆反應(yīng)，不能用這個結(jié)論判斷是否達(dá)到平衡)“變”一個可逆反應(yīng)達(dá)平衡后，若外界條件(濃度、溫度、壓強(qiáng))改變，使各組分的質(zhì)量(體積、摩爾、壓強(qiáng))分?jǐn)?shù)也發(fā)生變化，平衡發(fā)生移動，直至在新的條件下達(dá)到新的平衡(注意：若

25、只是濃度或壓強(qiáng)改變，而正仍等于逆，則平衡不移動)反之，平衡狀態(tài)不同的同一個可逆反應(yīng)，也可通過改變外界條件使其達(dá)到同一平衡狀態(tài)化學(xué)平衡的建立與建立化學(xué)平衡的途徑無關(guān)對于一個可逆反應(yīng)，在一定條件下，反應(yīng)無論從正反應(yīng)開始，還是從逆反應(yīng)開始，或是正、逆反應(yīng)同時開始，最終都能達(dá)到同一平衡狀態(tài)具體包括：a當(dāng)了T、V一定時，按化學(xué)方程式中各物質(zhì)化學(xué)式前系數(shù)的相應(yīng)量加入，并保持容器內(nèi)的總質(zhì)量不變，則不同起始狀態(tài)最終可達(dá)到同一平衡狀態(tài)b當(dāng)T、P一定(即V可變)時，只要保持反應(yīng)混合物中各組分的組成比不變(此時在各種情況下各組分的濃度仍然相等，但各組分的物質(zhì)的量和容器內(nèi)的總質(zhì)量不一定相等)，則不同的起始狀態(tài)最終也可

26、達(dá)到同一平衡狀態(tài)如在恒溫、恒壓時，對于可逆反應(yīng)：N2 + 3H22NH3，在下列起始量不同情況下達(dá)到的是同一平衡狀態(tài)N2H2NH3A1 mol3 mol0B0.5 mol1.5 mol0C002 molD1 mol3 mol2 molc對于反應(yīng)前后氣體體積相等的可逆反應(yīng)，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(yīng)物的物質(zhì)的量之比不變，就會達(dá)到同一平衡狀態(tài)如：H2(g) + I2(g) 2HI(g)等判斷化學(xué)平衡狀態(tài)的依據(jù) mA(g) + nB(g) pC(g) + qD(g)反應(yīng)混合物中各組分的含量各組分的物質(zhì)的量或各組分的摩爾分?jǐn)?shù)一定達(dá)平衡狀態(tài)各組分的質(zhì)

27、量或各組分的質(zhì)量分?jǐn)?shù)一定達(dá)平衡狀態(tài)各組分的體積或體積分?jǐn)?shù)一定達(dá)平衡狀態(tài)總體積、總壓強(qiáng)或總物質(zhì)的量一定不一定達(dá)平衡狀態(tài)正與逆的關(guān)系單位時間內(nèi)消耗m mol A，同時生成m mol A， 達(dá)平衡狀態(tài)單位時間內(nèi)消耗m mol A（或n mol B），同時消耗p mol C（或q mol D），既正逆達(dá)平衡狀態(tài)mnpq，此時正不一定等于逆不一定達(dá)平衡狀態(tài)單位時間內(nèi)生成了p mol C（或q mol D）同時消耗了m mol A（或n mol B），此時均指正不一定達(dá)平衡狀態(tài)壓 強(qiáng)m+np+q時，總壓強(qiáng)一定達(dá)平衡狀態(tài)m+np+q時，總壓強(qiáng)一定不一定達(dá)平衡狀態(tài)混合氣體的平均相對分子質(zhì)量Mr當(dāng)m+np+q時

28、，Mr一定達(dá)平衡狀態(tài)當(dāng)m+np+q時，Mr一定不一定達(dá)平衡狀態(tài)混合氣體的密度恒溫、恒壓或恒溫、恒容時，密度一定不一定達(dá)平衡狀態(tài)化學(xué)平衡常數(shù) 在一定溫度下，當(dāng)一個可逆反應(yīng)達(dá)到平衡狀態(tài)時，生成物的平衡濃度用化學(xué)方程式中的化學(xué)計量數(shù)作為指數(shù)的乘積與反應(yīng)物的平衡濃度用化學(xué)方程式中的化學(xué)計量數(shù)作為指數(shù)的乘積的比值是一個常數(shù)，這個常數(shù)叫做化學(xué)平衡常數(shù)，簡稱平衡常數(shù)用符號K表示(1)平衡常數(shù)K的表達(dá)式：對于一般的可逆反應(yīng)：mA(g) + nB(g) pC(g) + qD(g)當(dāng)在一定溫度下達(dá)到化學(xué)平衡時，該反應(yīng)的平衡常數(shù)為：注意：a在平衡常數(shù)表達(dá)式中，反應(yīng)物A、B和生成物C、D的狀態(tài)全是氣態(tài)，c(A)、c(

29、B)、c(C)、c(D)均為平衡時的濃度b當(dāng)反應(yīng)混合物中有固體或純液體時，他們的濃度看做是一個常數(shù)，不寫入平衡常數(shù)的表達(dá)式中例如，反應(yīng)在高溫下 Fe3O4(s) + 4H2 3Fe(s) + H2O(g)的平衡常數(shù)表達(dá)式為：又如，在密閉容器中進(jìn)行的可逆反應(yīng)CaCO3(s) CaO(s) + CO2的平衡常數(shù)表達(dá)式為：Kc(CO2)c平衡常數(shù)K的表達(dá)式與化學(xué)方程式的書寫方式有關(guān)例如：N2 + 3H22NH3 2NH3N2 + 3H2 N2 +H2NH3 顯然，K1、K2、K3具有如下關(guān)系：，(2)平衡常數(shù)K值的特征：K值的大小與濃度、壓強(qiáng)和是否使用催化劑無關(guān)即對于一個給定的反應(yīng)，在一定溫度下，不

30、論起始濃度(或壓強(qiáng))和平衡濃度(或壓強(qiáng))如何，也不論是否使用催化劑，達(dá)平衡時，平衡常數(shù)均相同K值隨溫度的變化而變化對于一個給定的可逆反應(yīng)，溫度不變時，K值不變(而不論反應(yīng)體系的濃度或壓強(qiáng)如何變化)；溫度不同時，K值不同因此，在使用平衡常數(shù)K值時，必須指明反應(yīng)溫度(3)平衡表達(dá)式K值的意義：判斷可逆反應(yīng)進(jìn)行的方向?qū)τ诳赡娣磻?yīng)：mA(g) + nB(g) pC(g) + qD(g)，如果知道在一定溫度下的平衡常數(shù)，并且知道某個時刻時反應(yīng)物和生成物的濃度，就可以判斷該反應(yīng)是否達(dá)到平衡狀態(tài)，如果沒有達(dá)到平衡狀態(tài)，則可判斷反應(yīng)進(jìn)行的方向 將某一時刻時的生成物的濃度用化學(xué)方程式中相應(yīng)的化學(xué)計量數(shù)為指數(shù)的乘

31、積，與某一時刻時的反應(yīng)物的濃度用化學(xué)方程式中相應(yīng)的化學(xué)計量數(shù)為指數(shù)的乘積之比值，叫做濃度商，用Q表示即： 當(dāng)QK時，體系達(dá)平衡狀態(tài)；當(dāng)QK，為使Q等于K，則分子(生成物濃度的乘積)應(yīng)增大，分母(反應(yīng)物濃度的乘積)應(yīng)減小，因此反應(yīng)自左向右(正反應(yīng)方向)進(jìn)行，直至到達(dá)平衡狀態(tài)；同理，當(dāng)QK時，則反應(yīng)自右向左(逆反應(yīng)方向)進(jìn)行，直至到達(dá)平衡狀態(tài) 表示可逆反應(yīng)進(jìn)行的程度 K值越大，正反應(yīng)進(jìn)行的程度越大(平衡時生成物的濃度大，反應(yīng)物的濃度小)，反應(yīng)物的轉(zhuǎn)化率越高；K值越小，正反應(yīng)進(jìn)行的程度越小，逆反應(yīng)進(jìn)行的程度越大，反應(yīng)物的轉(zhuǎn)化率越低反應(yīng)物平衡轉(zhuǎn)化率的計算公式 某一反應(yīng)物的平衡轉(zhuǎn)化率說明 計算式中反應(yīng)物

32、各個量的單位可以是mol·L1”、mol，對于氣體來說還可以是L或mL，但必須注意保持分子、分母中單位的一致性3影響化學(xué)平衡移動的條件化學(xué)平衡的移動 已達(dá)平衡狀態(tài)的可逆反應(yīng)，當(dāng)外界條件(濃度、溫度、壓強(qiáng))改變時由于對正、逆反應(yīng)速率的影響不同，致使正逆，則原有的化學(xué)平衡被破壞，各組分的質(zhì)量(或體積)分?jǐn)?shù)發(fā)生變化，直至在新條件一定的情況下正逆，而建立新的平衡狀態(tài)這種可逆反應(yīng)中舊化學(xué)平衡的破壞、新化學(xué)平衡的建立，由原平衡狀態(tài)向新化學(xué)平衡狀態(tài)的轉(zhuǎn)化過程，稱為化學(xué)平衡的移動說明 (1)若條件的改變使正逆，則平衡向正反應(yīng)方向移動；若條件的改變使正逆，則平衡向逆反應(yīng)方向移動但若條件改變時，正仍然等

33、于逆，則平衡沒有發(fā)生移動(2)化學(xué)平衡能夠發(fā)生移動，充分說明了化學(xué)平衡是一定條件下的平衡狀態(tài)，是一種動態(tài)平衡(3)化學(xué)平衡發(fā)生移動而達(dá)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：新的平衡狀態(tài)的正或逆與原平衡狀態(tài)的正或逆不同；平衡混合物里各組分的質(zhì)量(或體積)分?jǐn)?shù)不同影響化學(xué)平衡的因素 (1)濃度對化學(xué)平衡的影響一般規(guī)律：當(dāng)其他條件不變時，對于已達(dá)平衡狀態(tài)的可逆反應(yīng)，若增加反應(yīng)物濃度或減少生成物濃度，則平衡向正反應(yīng)方向移動(即向生成物方向移動)；若減少反應(yīng)物濃度或增加生成物濃度，則平衡向逆反應(yīng)方向移動(即向反應(yīng)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(yīng)，由于固體的濃

34、度可認(rèn)為是常數(shù)，因此改變固體的量平衡不發(fā)生移動如反應(yīng)C(s) + H2O(g) CO(g) + H2(g)達(dá)平衡狀態(tài)后，再加入焦炭的量，平衡不發(fā)生移動說明 濃度對化學(xué)平衡的影響，可用化學(xué)反應(yīng)速率與濃度的關(guān)系來說明對于一個已達(dá)平衡狀態(tài)的可逆反應(yīng)，正逆若增大反應(yīng)物的濃度，則正增大，而，逆增大得較慢，使平衡向正反應(yīng)方向移動如果減小生成物的濃度，這時雖然，正并未增大，但逆減小了，同樣也使，正逆，使平衡向正反應(yīng)方向移動同理可分析出：增大生成物的濃度或減小反應(yīng)物的濃度時，平衡向逆反應(yīng)方向移動在生產(chǎn)上，往往采用增大容易取得的或成本較低的反應(yīng)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

35、量的空氣使SO2充分氧化，以生成更多的SO3(2)壓強(qiáng)對化學(xué)平衡的影響一般規(guī)律：對于有氣體參加且反應(yīng)前后氣體體積不相等的可逆反應(yīng)，在其他條件不變的情況下，若增大壓強(qiáng)(即相當(dāng)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(qiáng)(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：對于反應(yīng)前后氣體總體積相等的可逆反應(yīng)達(dá)平衡后，改變壓強(qiáng)，平衡不發(fā)生移動，但氣體的濃度發(fā)生改變例如可逆反應(yīng)H2(g) + I2(g)2HI(g)達(dá)平衡后，若加大壓強(qiáng)，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)對于非氣態(tài)反應(yīng)(即無氣體參加和生成的反

36、應(yīng))，改變壓強(qiáng)，此時固、液體的濃度未改變，平衡不發(fā)生移動。恒溫、恒容時充入不參與反應(yīng)的氣體，此時雖然容器內(nèi)的壓強(qiáng)增大了，但平衡混合氣中各組分的濃度并未改變，所以平衡不移動說明 壓強(qiáng)對平衡的影響實際上是通過改變?nèi)萜鞯娜莘e，使反應(yīng)混合物的濃度改變，造成正逆。而使平衡發(fā)生移動因此，有時雖然壓強(qiáng)改變了，但正仍等于正，則平衡不會移動對于有氣體參加且反應(yīng)前后氣體體積不相等的可逆反應(yīng)，增大壓強(qiáng)，正、逆都會增大，減小壓強(qiáng)，正、逆都會減小，但由于正、逆增大或減小的倍數(shù)不相同，從而導(dǎo)致平衡發(fā)生移動例如，可逆反應(yīng)N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)在一定溫度和壓強(qiáng)下達(dá)到平衡后，其平衡常數(shù)K為： 若將壓強(qiáng)增至

37、原來的2倍，則各組分的濃度增至原來的2倍此時： 由于在一定溫度下，K值為常數(shù)，要使上式的值仍等于K，則必須使c(NH3)增大、c(N2)和c(H2)減小，即平衡向合成NH3的方向(正反應(yīng)方向)移動 對于反應(yīng)前后氣體總體積相等的可逆反應(yīng)，改變壓強(qiáng)，正與逆的變化程度相同，正仍然等于逆。，故平衡不發(fā)生移動例如，可逆反應(yīng)H2(g) + I2(g) 2HI(g)在一定溫度和壓強(qiáng)下達(dá)到平衡后，其平衡常數(shù)K為： 若將壓強(qiáng)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(xué)平衡的影響一般規(guī)律：當(dāng)其他條件不變時，升高溫度，使平衡向吸熱方向移動；降低溫度，則使

38、平衡向放熱反應(yīng)方向移動說明 化學(xué)反應(yīng)過程均有熱效應(yīng)對于一個可逆反應(yīng)來說，如果正反應(yīng)是放熱反應(yīng)，則逆反應(yīng)必為吸熱反應(yīng)當(dāng)升高(降低)溫度時，正、逆會同時增大(減小)，但二者增大(減小)的倍數(shù)不相同，從而導(dǎo)致化學(xué)平衡發(fā)生移動(化學(xué)平衡移動原理(勒夏特列原理)(1)原理內(nèi)容：如果改變影響平衡的一個條件(如溫度、壓強(qiáng)或溫度等)，平衡就向能夠減弱這種改變的方向移動 (2)勒夏特列原理適用的范圍：已達(dá)平衡的體系(如溶解平衡、化學(xué)平衡、電離平衡、水解平衡等)勒夏特列原理不適用于未達(dá)平衡的體系，如對于一個剛從反應(yīng)物開始進(jìn)行的氣相可逆反應(yīng)來說，增大壓強(qiáng)，反應(yīng)總是朝著正反應(yīng)方向進(jìn)行的，由于未達(dá)平衡，也就無所謂平衡移

39、動，因而不服從勒夏特列原理(3)勒夏特列原理適用的條件：只限于改變影響平衡的一個條件當(dāng)有兩個或兩個以上的條件同時改變時，如果這些條件對平衡移動的方向是一致的，則可增強(qiáng)平衡移動但如果這些條件對平衡移動的方向影響不一致，則需分析哪一個條件變化是影響平衡移動的決定因素(4)勒夏特列原理中“減弱這種改變”的解釋：外界條件改變使平衡發(fā)生移動的結(jié)果，是減弱對這種條件的改變，而不是抵消這種改變也就是說：外界因素對平衡體系的影響占主要方面催化劑與化學(xué)平衡的關(guān)系 使用催化劑能同等程度地增大正、逆，因此，在一個可逆反應(yīng)中使用催化劑時，能縮短反應(yīng)達(dá)到平衡時所需的時間但由于正仍等于逆，所以，使用催化劑對化學(xué)平衡的移動

40、沒有影響，不能改變平衡混合物中各組分的百分比組成反應(yīng)物用量對平衡轉(zhuǎn)化率的影響(1)若反應(yīng)物只有一種，如aA(g) bB(g) + cC(g)，則增加A的量，平衡向正反應(yīng)方向移動，但A的平衡轉(zhuǎn)化率究竟如何變化，要具體分析反應(yīng)前后氣體體積的相對大小如：若ab+c，則A的轉(zhuǎn)化率不變；若ab+c，則A的轉(zhuǎn)化率增大；若ab+c，則A的轉(zhuǎn)化率減小(2)若反應(yīng)物不只一種，如aA(g) + bB(g) cC(g) + dD(g)則：若只增加反應(yīng)物A的量，平衡向正反應(yīng)方向移動，則反應(yīng)物B的轉(zhuǎn)化率增大，但由于外界因素占主要方面，故A的轉(zhuǎn)化率減小若按原比例同倍數(shù)地增加反應(yīng)物A與B的量，A、B的轉(zhuǎn)化率的變化有以下三種

41、情況：a當(dāng)a+bc+d時，A、B的轉(zhuǎn)化率都不變；b當(dāng)a+bc+d時，A、B的轉(zhuǎn)化率都減小；c當(dāng)a+bc+d時，A、B的轉(zhuǎn)化率都增大化學(xué)反應(yīng)速率與化學(xué)平衡的區(qū)別與聯(lián)系化學(xué)反應(yīng)速率化學(xué)平衡區(qū)別概念略略研究對象所有化學(xué)反應(yīng)只研究可逆反應(yīng)催化劑的影響使用催化劑能加快化學(xué)反應(yīng)速率催化劑不能使化學(xué)平衡發(fā)生移動相互聯(lián)系在一定條件下，當(dāng)正逆時，即說明該可逆反應(yīng)達(dá)平衡狀態(tài)在可逆反應(yīng)中，反應(yīng)速率大，達(dá)到平衡所需的時間短；反應(yīng)速率小，達(dá)到平衡所需的時間長改變條件，若正增大，平衡不一定向正反應(yīng)方向移動；同樣，逆增大，平衡也不一定向逆反應(yīng)方向移動改變條件后，平衡究竟向哪一個方向移動，只有比較出正與逆哪個更大后，才能確定

42、平衡移動的方向化學(xué)反應(yīng)速率和化學(xué)平衡計算的基本關(guān)系式 對于可逆反應(yīng)： mA(g) + nB(g) pC(g) + qD(g)(1)用各物質(zhì)表示的反應(yīng)速率之比等于化學(xué)方程式中相應(yīng)物質(zhì)化學(xué)式前的化學(xué)計量數(shù)之比即：mnpq(2)各物質(zhì)的變化量之比化學(xué)方程式中相應(yīng)的化學(xué)計量數(shù)之比(3)反應(yīng)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mol a b c d 變化量mol 平衡量mol a b (4)達(dá)平衡時，反應(yīng)物A(或B)的平衡轉(zhuǎn)化率()： (A)(或B)×100 (A)(或B)×100 (A)(或B)&#

43、215;100(5)在一定溫度下，反應(yīng)的平衡常數(shù)(6)阿伏加德羅定律及其三個重要推論：恒溫、恒容時：，Bp任何時刻時反應(yīng)混合氣體的總壓強(qiáng)與其總物質(zhì)的量成正比；恒溫、恒壓時：，即任何時刻時反應(yīng)混合氣體的總體積與其總的物質(zhì)的量成正比；恒溫、恒容時：，即任何時刻時反應(yīng)混合氣體的密度與其反應(yīng)混合氣體的平均相對分子質(zhì)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(zhì)量Mr的計算：MrM(A)·a + M(B)·b + 其中M(A)、M(B)分別是氣體A、B的相對分子質(zhì)量；a、b分別是氣體A、B的體積(或摩爾)分?jǐn)?shù)4合成氨條件的選擇 合成氨條件的選擇(1)合成氨反應(yīng)的特點：反

44、應(yīng)物、生成物均為氣體且正反應(yīng)是氣體體積減小、放熱的可逆反應(yīng) 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(yīng)速率，縮短到達(dá)平衡的時間，提高氨的產(chǎn)率(3)選擇適宜條件的依據(jù)：外界條件對化學(xué)反應(yīng)速率和化學(xué)平衡影響的規(guī)律(4)選擇適宜條件的原則：既要注意外界條件對二者(合成氨的反應(yīng)速率和氨的產(chǎn)率)影響的一致性，又要注意對二者影響的矛盾性；既要注意溫度、催化劑對反應(yīng)速率影響的一致性，又要注意催化劑的活性對溫度的限制；既要注意理論上生產(chǎn)的要求，又要注意實際操作的可能性(5)合成氨的適宜條件：溫度為500左右； 壓強(qiáng)為20Mpa50MPa； 使用以鐵為主體的多成分

45、催化劑(稱為鐵觸媒)說明 選擇合成氨溫度為500的原因：a溫度高時，雖然能增大合成NH3的反應(yīng)速率，但溫度越高越會使平衡向逆反應(yīng)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(yīng)速率太小，達(dá)到平衡所需的時間太長b鐵觸媒在500左右時活性最大選擇合成氨壓強(qiáng)為20 MPa50 MPa的原因：壓強(qiáng)增大時，既能提高合成氨的反應(yīng)速率，又能使平衡向合成氨的方向移動，但壓強(qiáng)大時，對設(shè)備的要求和技術(shù)操作的要求就高，消耗的動力也大(6)在合成氨生產(chǎn)中同時采取的措施：將生成的氨及時從平衡混合氣體中分離出去，未反應(yīng)的N2、H2重新送回合成塔中進(jìn)行循環(huán)操作，使平衡向合成氨的方向移動，

46、以提高N2和H2的轉(zhuǎn)化率不斷向循環(huán)氣體中補(bǔ)充N2、H2，以提高反應(yīng)物的濃度加入過量的N2，使成本較高的H2得以充分利用 化學(xué)反應(yīng)速率和化學(xué)平衡圖像題的解答關(guān)鍵(1)弄清曲線的起點是否是從“0”點開始；弄清轉(zhuǎn)折點和終點的位置先出現(xiàn)轉(zhuǎn)折點的曲線表示反應(yīng)速率大、先達(dá)到平衡，該曲線對應(yīng)的溫度高或壓強(qiáng)大；后出現(xiàn)轉(zhuǎn)折點的曲線則表示反應(yīng)速率小、后達(dá)到平衡，該曲線所對應(yīng)的溫度低或壓強(qiáng)小；(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(biāo)、縱坐標(biāo)所代表的意義高中化學(xué)知識點規(guī)律大全（三）電離平衡電解質(zhì)與非電解質(zhì)(1)電解質(zhì)：在水溶液里或者熔融狀態(tài)下能夠?qū)щ姷幕衔锝须娊赓|(zhì)電解質(zhì)不一定能導(dǎo)電，而只有在溶

47、于水或熔融狀態(tài)時電離出自由移動的離子后才能導(dǎo)電(因此，電解質(zhì)導(dǎo)電的原因是存在自由移動的離子)能導(dǎo)電的不一定是電解質(zhì)，如金屬、石墨等單質(zhì)(2)非電解質(zhì)：在水溶液里和熔融狀態(tài)下都不能導(dǎo)電的化合物因為非電解質(zhì)歸屬于化合物，故如C12等不導(dǎo)電的單質(zhì)不屬于非電解質(zhì)(3)電解質(zhì)與非電解質(zhì)的比較電解質(zhì)非電解質(zhì)區(qū)別能否導(dǎo)電溶于水后或熔融狀態(tài)時能導(dǎo)電不能導(dǎo)電能否電離溶于水或受熱熔化時能電離產(chǎn)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(zhì)酸、堿、鹽等蔗糖、酒精等大部分有機(jī)物，氣體化合物如NH3、SO2等聯(lián)系都屬于化合物說明：某些氣體化合物的水溶液雖然能導(dǎo)電，但其原因并非該物質(zhì)本身電離生成了自由移動的

48、離子，因此這些氣體化合物屬于非電解質(zhì)例如；氨氣能溶于水，但NH3是非電解質(zhì)氨水能導(dǎo)電是因為NH3與H2O反應(yīng)生成了能電離出NH4和OH的NH3·H2O的緣故，所以NH3·H2O才是電解質(zhì)強(qiáng)電解質(zhì)與弱電解質(zhì)(1)強(qiáng)電解質(zhì)：溶于水后全部電離成離子的電解質(zhì)(2)弱電解質(zhì)：溶于水后只有一部分分子能電離成離子的電解質(zhì)(3)強(qiáng)電解質(zhì)與弱電解質(zhì)的比較強(qiáng)電解質(zhì)弱電解質(zhì)代表物質(zhì)強(qiáng)酸：如H2SO4、HNO3、HCl等強(qiáng)堿：如KOH、NaOH、Ba(OH)2等鹽：絕大多數(shù)可溶、難溶性鹽，如NaCl、CaCO3等H2O弱酸：如CH3COOH、HF、HClO、H2CO3等弱堿：NH3·H2

49、O、A1(OH)3、Fe(OH)3等電離情況完全電離，不存在電離平衡(電離不可逆)電離方程式用“”表示如：HNO3H+ 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(zhì)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情況拆開為離子(特殊：難溶性鹽仍以化學(xué)式表示)全部用化學(xué)式表示注意: (1)在含有陰、陽離子的固態(tài)強(qiáng)電解質(zhì)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(dǎo)電如氯化鈉固體不導(dǎo)電(2)電解質(zhì)溶液導(dǎo)電能力的強(qiáng)弱取決于溶液中自由移動離子濃度的大小(注意：不是取決于

50、自由移動離子數(shù)目的多少)溶液中離子濃度大，溶液的導(dǎo)電性就強(qiáng)；反之，溶液的導(dǎo)電性就弱因此，強(qiáng)電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力不一定比弱電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力強(qiáng)但在相同條件(相同濃度、相同溫度)下，強(qiáng)電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力比弱電解質(zhì)的導(dǎo)電能力強(qiáng)1電離平衡強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)強(qiáng)電解質(zhì)弱電解質(zhì)概 念在水溶液里全部電離為離子的電解質(zhì)在水溶液里僅部分電離為離子的電解質(zhì)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(zhì)強(qiáng)酸、強(qiáng)堿、鹽等水、弱酸、弱堿電離情況完全電離，不存在電離平衡(電離不可逆)不完全電離(部分電離)，存在電離平衡聯(lián) 系都屬于電解質(zhì)說明 離子化合物在熔融或溶于水時離子

51、鍵被破壞，電離產(chǎn)生了自由移動的離子而導(dǎo)電；共價化合物只有在溶于水時才能導(dǎo)電因此，可通過使一個化合物處于熔融狀態(tài)時能否導(dǎo)電的實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(zhì)的電離平衡 (1)電離平衡的概念：在一定條件(如溫度、壓強(qiáng))下，當(dāng)電解質(zhì)分子電離成離子的速率與離子重新結(jié)合成分子的速率相等時，電離過程就達(dá)到了平衡狀態(tài)，這叫做電離平衡(2)弱電解質(zhì)的電離平衡的特點：電離平衡遵循勒夏特列原理，可根據(jù)此原理分析電離平衡的移動情況電離平衡是動態(tài)平衡電離方程式中用可逆符號“”表示例如：CH3COOHCH3COO + H NH3·H2ONH4 + OH將弱電解質(zhì)溶液加水稀釋時，電離平衡向弱

52、電解質(zhì)電離的方向移動此時，溶液中的離子數(shù)目增多，但電解質(zhì)的分子數(shù)減少，離子濃度減小，溶液的導(dǎo)電性降低由于電離過程是吸熱過程，因此，升高溫度，可使電離平衡向弱電解質(zhì)電離的方向移動此時，溶液中離子的數(shù)目增多，離子濃度增大，溶液的導(dǎo)電性增強(qiáng)在弱電解質(zhì)溶液中，加入與弱電解質(zhì)電離出相同的離子的強(qiáng)電解質(zhì)時，使弱電解質(zhì)的電離平衡向逆反應(yīng)方向移動例如，在0.1mol·L1”滴有氨水的溶液(顯淺紅色)中，存在電離平衡NH3·H2ONH4 + OH當(dāng)向其中加入少量下列物質(zhì)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bN

53、aOH固體NaOH溶于水時電離產(chǎn)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(shù) 在一定溫度下，當(dāng)弱電解質(zhì)的電離達(dá)到平衡狀態(tài)時，溶液中電離產(chǎn)生的各種離子濃度的乘積與溶液中未電離的弱電解質(zhì)分子濃度的比值是一個常數(shù)，這個常數(shù)叫做電離平衡常數(shù)，簡稱電離常數(shù)弱酸的電離常數(shù)用Ka表示，弱堿的電離常數(shù)用Kb表示(1)電離平衡常數(shù)的表達(dá)式一元弱酸、一元弱堿的電離常數(shù)表達(dá)式：例如，一定溫度下CH3COOH的電離常數(shù)為：CH3COOHCH3COO + H一定溫度下NH3·H2O的電離常數(shù)為：NH3·H2ONH4 + OH多元弱酸的電離特點及電離常數(shù)表達(dá)式：a分步電離是幾元酸就分幾步電離每步電離只能產(chǎn)生一個H，每一步電離都有其相應(yīng)的電離常數(shù)b電離程度逐漸減小，且K1K2K3，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(qiáng)弱時，只需比較其K1即可例如25時，H3PO4的電離；H3PO4 H2PO4 + H H2PO4 HPO42 + H HPO42 PO43 + H 注意 a電離常數(shù)表達(dá)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(chǎn)生的c(H)的總和，在每步的電離常