高中化學(xué)選修4知識(shí)點(diǎn)分類總結(jié)

1、精選優(yōu)質(zhì)文檔-傾情為你奉上化學(xué)選修4化學(xué)反應(yīng)與原理章節(jié)知識(shí)點(diǎn)梳理第一章 化學(xué)反應(yīng)與能量化學(xué)反應(yīng)中的能量變化(1)化學(xué)反應(yīng)的實(shí)質(zhì)：反應(yīng)物化學(xué)鍵斷裂和生成物化學(xué)鍵形成。其中舊鍵斷裂要吸收能量，新鍵形成會(huì)釋放能量。(2)化學(xué)反應(yīng)的特征：既有物質(zhì)變化，又有能量變化。(3)化學(xué)反應(yīng)中的能量轉(zhuǎn)化形式：熱能、光能和電能等，通常主要表現(xiàn)為熱能的變化。一、焓變 反應(yīng)熱 1反應(yīng)熱：化學(xué)反應(yīng)過程中所放出或吸收的熱量，任何化學(xué)反應(yīng)都有反應(yīng)熱，因?yàn)槿魏位瘜W(xué)反應(yīng)都會(huì)存在熱量變化，即要么吸熱要么放熱。反應(yīng)熱可以分為（燃燒熱、中和熱、溶解熱） 2焓變(H)的意義：在恒壓條件下進(jìn)行的化學(xué)反應(yīng)的熱效應(yīng).符號(hào)： H.單位：kJ/m

2、ol ，即：恒壓下：焓變=反應(yīng)熱，都可用H表示，單位都是kJ/mol。3.產(chǎn)生原因：化學(xué)鍵斷裂吸熱 化學(xué)鍵形成放熱放出熱量的化學(xué)反應(yīng)。(放熱>吸熱) H 為“-”或H <0，表示的時(shí)候“-”，“kJ/mol”不能省略吸收熱量的化學(xué)反應(yīng)。（吸熱>放熱）H 為“+”或H >0，表示的時(shí)候“+”，“kJ/mol”不能省略 放熱反應(yīng)和吸熱反應(yīng)判斷方法能量圖像左圖反應(yīng)物總能量大于產(chǎn)物總能量，為放熱反應(yīng)；右圖為反應(yīng)物總能量低于產(chǎn)物總能量，為吸熱反應(yīng)注意：a.圖中可以得知物質(zhì)的能量越高越不穩(wěn)定；b.一定是所有物質(zhì)的能量之和，而不是某一個(gè)物質(zhì)的能量高于產(chǎn)物或者低于產(chǎn)物的能量通過鍵能的計(jì)

3、算H也可以利用計(jì)算H來判斷是吸熱還是放熱。H=生成物所具有的總能量-反應(yīng)物所具有的總能量=反應(yīng)物的總鍵能-生成物的總鍵能（不建議大家死記硬背公式，應(yīng)當(dāng)理解反應(yīng)物斷鍵吸收的能量和產(chǎn)物成鍵時(shí)所放出的能量相對大小，如果斷鍵吸收能量大于成鍵釋放能量則為吸熱反應(yīng)，如果成鍵釋放的能量大于斷鍵吸收的能量則為放熱反應(yīng)）根據(jù)鍵能計(jì)算反應(yīng)熱的關(guān)鍵是正確找出反應(yīng)物和生成物所含共價(jià)鍵的數(shù)目，注意晶體結(jié)構(gòu)中化學(xué)鍵的情況。常見物質(zhì)中的化學(xué)鍵數(shù)目要求掌握氫氣和氯氣燃燒鍵能變化物質(zhì)HHClClHCl 鍵能436kJ/mol243kJ/mol432kJ/mol表中的數(shù)值表示斷開或者形成1mol化學(xué)鍵時(shí)所吸收或者釋放的能量。根據(jù)

4、方程式：H2+Cl2=2HClE吸=436+243=679kJE放=2×432=864kJE放-E吸=864kJ-679kJ=185kJ說明是放熱反應(yīng)，則該反應(yīng)的H=-185kJ/mol對常見的反應(yīng)進(jìn)行記憶 常見的放熱反應(yīng)： 所有的燃燒反應(yīng) 所有的酸堿中和反應(yīng) 大多數(shù)的化合反應(yīng) 自發(fā)氧化還原反應(yīng)，如金屬與水或酸的反應(yīng)，食物腐敗等； 生石灰（氧化鈣）和水反應(yīng)鋁熱反應(yīng)等 常見的吸熱反應(yīng)： 晶體Ba(OH)2·8H2O與NH4Cl 大多數(shù)的分解反應(yīng) 條件一般是持續(xù)加熱或高溫的反應(yīng)，如C和CO2、C和H2O(g)的反應(yīng)，以H2，CO，C為還原劑的熱還原法對金屬的冶煉。溫馨警示(1)

5、物質(zhì)的物理變化過程中，也會(huì)有能量的變化，但不屬于吸熱反應(yīng)或放熱反應(yīng)，在進(jìn)行反應(yīng)熱的有關(guān)計(jì)算時(shí)，必須要考慮到物理變化時(shí)的熱效應(yīng)，如物質(zhì)的三態(tài)變化。同種物質(zhì)不同狀態(tài)時(shí)所具有的能量：氣態(tài)>液態(tài)>固態(tài)（2） 物質(zhì)溶解一般銨鹽溶解是吸熱現(xiàn)象，別的物質(zhì)溶于水是放熱。（3） 化學(xué)反應(yīng)是放熱還是吸熱與反應(yīng)發(fā)生的條件沒有必然聯(lián)系。如吸熱反應(yīng)NH4Cl與Ba(OH)2在常溫常壓下即可進(jìn)行，而很多放熱反應(yīng)需要在加熱的條件下才能進(jìn)行。（4） 能量與鍵能的關(guān)系：物質(zhì)具有的能量越低，物質(zhì)越穩(wěn)定，能量和鍵能成反比。（5） 常溫是指25，101.標(biāo)況是指0,101.（6） 比較H時(shí)必須連同符號(hào)一起比較。正確理解反

6、應(yīng)過程、能量圖象E1：舊鍵斷裂吸收的能量或稱為活化能。E2：新鍵形成放出的能量或稱為逆反應(yīng)的活化能。HE1E2，為此反應(yīng)的焓變。催化劑的作用：降低E1、E2，但不影響H，反應(yīng)放熱還是吸熱取決于起點(diǎn)(反應(yīng)物)和終點(diǎn)(生成物)能量的高低。利用狀態(tài)，迅速比較反應(yīng)熱的大小若反應(yīng)為放熱反應(yīng)1當(dāng)反應(yīng)物狀態(tài)相同，生成物狀態(tài)不同時(shí)，生成固體放熱最多，生成氣體放熱最少。2當(dāng)反應(yīng)物狀態(tài)不同，生成物狀態(tài)相同時(shí)，固體反應(yīng)放熱最少，氣體反應(yīng)放熱最多。3在比較反應(yīng)熱(H)的大小時(shí)，應(yīng)帶符號(hào)比較。對于放熱反應(yīng)，放出的熱量越多，H反而越小。二、熱化學(xué)方程式1概念表示參加化學(xué)反應(yīng)的物質(zhì)的物質(zhì)的量和反應(yīng)熱的關(guān)系的化學(xué)方程式。例如

7、：在200 、101 kPa時(shí)，H2與碘蒸氣作用生成2 mol HI氣體時(shí)，放出14.9 kJ熱量，其熱化學(xué)方程式為H2(g)I2(g)2HI(g)H14.9 kJ·mol1。2意義：表明了化學(xué)反應(yīng)中的物質(zhì)變化和能量變化。如：2H2(g)O2(g)=2H2O(l) H571.6 kJ·mol1表示：2 mol氫氣和1 mol氧氣反應(yīng)生成2 mol液態(tài)水時(shí)放出571.6 kJ的熱量。3. 書寫化學(xué)方程式注意要點(diǎn): 熱化學(xué)方程式必須標(biāo)出能量變化，即反應(yīng)熱H，H對應(yīng)的正負(fù)號(hào)都不能省。熱化學(xué)方程式中必須標(biāo)明反應(yīng)物和生成物的聚集狀態(tài)（s,l, g分別表示固態(tài)，液態(tài)，氣態(tài)，水溶液中溶質(zhì)

8、用aq表示） 熱化學(xué)反應(yīng)方程式不標(biāo)條件，除非題中特別指出反應(yīng)時(shí)的溫度和壓強(qiáng)。 熱化學(xué)方程式中的化學(xué)計(jì)量數(shù)表示物質(zhì)的量，不表示個(gè)數(shù)和體積，可以是整數(shù)，也可以是分?jǐn)?shù) 各物質(zhì)系數(shù)加倍，H加倍，即：H和計(jì)量數(shù)成比例；反應(yīng)逆向進(jìn)行，H改變符號(hào)，數(shù)值不變。易錯(cuò)警示(1)對于同素異形體，除注明聚集狀態(tài)外，還要注明名稱。因?yàn)橥禺愋误w雖然構(gòu)成元素相同，但屬于不同物質(zhì)，其本身具有的能量不同，所以反應(yīng)中的H也不同。(2)物質(zhì)本身具有的能量與物質(zhì)的聚集狀態(tài)有關(guān)。聚集狀態(tài)不同，反應(yīng)熱H的數(shù)值以及符號(hào)都可能不同。等量的同一物質(zhì)，氣態(tài)時(shí)能量最大，其次為液態(tài)，最小的為固態(tài)。(3)不論化學(xué)反應(yīng)是否可逆，熱化學(xué)方程式中的反應(yīng)熱

9、H表示反應(yīng)進(jìn)行到底(完全轉(zhuǎn)化)時(shí)的能量變化。如：2SO2(g)O2(g)2SO3(g)H197 kJ·mol1是指2 mol SO2(g)和1 mol O2(g)完全轉(zhuǎn)化為2 mol SO3(g)時(shí)放出的能量。實(shí)際上投入2 mol SO2(g)和1 mol O2(g)不可能轉(zhuǎn)化為2 mol SO3(g)，因此放的熱也沒有197kJ多。判斷熱化學(xué)方程式正誤的“五審”三、燃燒熱(1)概念：在101 kPa時(shí)，1 mol純物質(zhì)完全燃燒生成穩(wěn)定氧化物時(shí)所放出的熱量，叫做該物質(zhì)的燃燒熱。單位一般用kJ·mol1(或kJ/mol)表示。注意：壓強(qiáng)101 kPa。量可燃物的物質(zhì)的量為1

10、mol。完全燃燒。產(chǎn)物元素完全燃燒時(shí)對應(yīng)的穩(wěn)定氧化物：CCO2(g)，HH2O(l)，SSO2(g)等。(2)意義：例如，C的燃燒熱是393.5 kJ·mol1，表示在25 ，101 kPa條件下1 mol C完全燃燒放出393.5 kJ的熱量。(3)燃燒熱熱化學(xué)方程式的書寫原則燃燒熱是以1 mol物質(zhì)完全燃燒所放出的熱量來定義的，因此在書寫它的熱化學(xué)方程式時(shí)，應(yīng)以燃燒1 mol物質(zhì)為標(biāo)準(zhǔn)來配平其余物質(zhì)的化學(xué)計(jì)量數(shù)。例如：C8H18(l)O2(g)=8CO2(g)9H2O(l)H5518 kJ·mol1，即C8H18的燃燒熱為5518 kJ·mol1。(4)燃燒熱

11、的計(jì)算：Q放n(可燃物)×|H|式中：Q放為可燃物燃燒反應(yīng)放出的熱量；n為可燃物的物質(zhì)的量；H為可燃物的燃燒熱。四、中和熱(1)概念：在稀溶液中，酸跟堿發(fā)生中和反應(yīng)生成1_mol_H2O時(shí)的反應(yīng)熱叫做中和熱。注意：強(qiáng)酸與強(qiáng)堿的中和反應(yīng)其實(shí)質(zhì)是H+和OH-反應(yīng)，其熱化學(xué)方程式為：用離子方程式可表示為H(aq)OH(aq)=H2O(l)H57.3 kJ·mol1。弱酸或弱堿電離要吸收熱量，所以它們參加中和反應(yīng)時(shí)的中和熱小于57.3kJ/mol。中和反應(yīng)寫出的離子方程式中只能是H+(aq) +OH-(aq) =H2O(l)，而不能有弱酸、弱堿、沉淀、氣體等物質(zhì)出現(xiàn)，否則所得的熱中

12、就有別的能量。中和熱是一個(gè)定值，與取用的酸或堿的物質(zhì)的量無關(guān)。溶液的濃度稀溶液。如果是濃酸或者濃堿則會(huì)有溶解熱產(chǎn)生量產(chǎn)物的物質(zhì)的量為1 mol H2O。(2)中和熱熱化學(xué)方程式的書寫原則中和熱是以稀的強(qiáng)酸和強(qiáng)堿溶液反應(yīng)生成1 mol水時(shí)所放出的熱量來定義的，因此在書寫熱化學(xué)方程式時(shí)，應(yīng)以生成1 mol H2O為標(biāo)準(zhǔn)來配平其余物質(zhì)的化學(xué)計(jì)量數(shù)，如硫酸與氫氧化鈉溶液反應(yīng)，用熱化學(xué)方程式可表示為H2SO4(aq)NaOH(aq)=Na2SO4(aq)H2O(l)H57.3 kJ·mol1。（3）中和熱的測定實(shí)驗(yàn)：一般用強(qiáng)酸和強(qiáng)堿做實(shí)驗(yàn)，且堿要過量（如果酸和堿的物質(zhì)的量相同，中和熱會(huì)偏?。?，

13、一般中和熱為57.3kJ/mol。若用弱酸或弱堿做實(shí)驗(yàn)，放出的熱量會(huì)偏小，中和熱會(huì)偏小。若用濃溶液做實(shí)驗(yàn)，放出的熱量會(huì)偏大，中和熱會(huì)偏大。在試驗(yàn)中，增大酸和堿的用量，放出的熱量會(huì)增多但中和熱保持不變。本實(shí)驗(yàn)的關(guān)鍵是操作要快，保溫效果要好。碎泡沫塑料及泡沫塑料板的作用是保溫隔熱，防止熱量散失。不能用銅棒代替玻璃棒，以減小熱損失。（4）測定原理H(其中：c4.18 J·g1· 14.18×103 kJ·g1· 1；n為生成H2O的物質(zhì)的量)易錯(cuò)警示(1)反應(yīng)熱、燃燒熱、中和熱均有單位，單位均為kJ·mol1。(2)中和熱是一定值，即H57

14、.3 kJ·mol1，燃燒熱、中和熱的數(shù)值與參加反應(yīng)的量的多少無關(guān)，但在分析時(shí)要注意反應(yīng)物及生成物的狀態(tài)及類別(強(qiáng)酸、強(qiáng)堿、弱酸、弱堿)。正確理解中和熱，注意操作與計(jì)算細(xì)節(jié)(1)中和熱不包括離子在水溶液中的生成熱、物質(zhì)的溶解熱、電解質(zhì)電離時(shí)的熱效應(yīng)。(2)酸堿溶液應(yīng)當(dāng)用稀溶液(0.10.5 mol·L1)。若溶液濃度過大，溶液中陰、陽離子間的相互牽制作用越大，電離程度達(dá)不到100%，這樣使酸堿中和時(shí)產(chǎn)生的熱量會(huì)消耗一部分補(bǔ)償電離時(shí)所需的熱量，造成較大誤差。(3)使用兩只量筒分別量取酸和堿。(4)使用同一支溫度計(jì)分別先后測量酸、堿及混合液的最高溫度，測完一種溶液后，必須用水沖

15、洗干凈并用濾紙擦干。(5)取多次實(shí)驗(yàn)t1、t2的平均值代入公式計(jì)算，而不是結(jié)果的平均值，如果某次實(shí)驗(yàn)溫度和其他組相差較大要舍棄。計(jì)算時(shí)應(yīng)注意單位的統(tǒng)一。五、蓋斯定律1內(nèi)容：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(gè)反應(yīng)可以分幾步進(jìn)行，則各分步反應(yīng)的反應(yīng)熱之和與該反應(yīng)一步完成的反應(yīng)熱是相同的。利用蓋斯定律書寫熱化學(xué)方程式六、能源1概念：能提供能量的自然資源。2發(fā)展階段：柴草時(shí)期化石能源時(shí)期多能源結(jié)構(gòu)時(shí)期。3能源的分類4能源問題(1)我國目前使用的主要能源是化石燃料，它們的蘊(yùn)藏量有限，而且不能再生，最終將會(huì)枯竭。(2)化石燃料的大量使用帶

16、來嚴(yán)重的環(huán)境污染問題。5解決能源問題的措施(1)提高能源的使用效率改善開采、運(yùn)輸、加工等各個(gè)環(huán)節(jié)?？茖W(xué)控制燃燒反應(yīng)，使燃料充分燃燒。一是保證燃燒時(shí)有適當(dāng)過量的空氣，如鼓入空氣、增大O2濃度等。二是保證燃料與空氣有足夠大的接觸面積，如將固體粉碎成粉末，使液體噴成霧狀等。 (2)開發(fā)新的能源 開發(fā)資源豐富、可以再生、沒有污染或污染很小的新能源。第二章 化學(xué)反應(yīng)速率和化學(xué)平衡一、化學(xué)反應(yīng)速率1化學(xué)反應(yīng)速率的含義：化學(xué)反應(yīng)速率是用來衡量化學(xué)反應(yīng)進(jìn)行快慢的物理量。2化學(xué)反應(yīng)速率的表示方法(1)定性：根據(jù)反應(yīng)物消耗，生成物產(chǎn)生的快慢(用氣體、沉淀等可見現(xiàn)象)來粗略比較。(2)定量：用單位時(shí)間內(nèi)反應(yīng)物濃度的

17、減少或生成物濃度的增加來表示。3數(shù)學(xué)表達(dá)式及單位v，單位：mol·L1·s1或mol·L1·min1，如密閉容器中，合成氨的反應(yīng)N23H22NH3，開始時(shí)c(N2)8 mol·L1,2 min后c(N2)4 mol·L1，則用N2表示該反應(yīng)的反應(yīng)速率為2 mol·L1·min1。4規(guī)律(1)同一化學(xué)反應(yīng)的反應(yīng)速率可以用不同物質(zhì)的濃度變化來表示，其數(shù)值可能不同，因此表示化學(xué)反應(yīng)速率時(shí)要指明具體物質(zhì)。(2)用不同物質(zhì)的濃度變化表示同一化學(xué)反應(yīng)的反應(yīng)速率時(shí)，反應(yīng)速率的數(shù)值之比等于化學(xué)方程式中各物質(zhì)的化學(xué)計(jì)量數(shù)之比。例如，

18、對于反應(yīng)mA(g)nB(g)pC(g)qD(g)，即易錯(cuò)警示(1)由v計(jì)算的反應(yīng)速率是一段時(shí)間內(nèi)的平均速率而不是瞬時(shí)速率，如某時(shí)刻，某秒時(shí)速率時(shí)多少的說法是錯(cuò)誤的，且無論用反應(yīng)物還是用生成物表示均取正值。(2)同一化學(xué)反應(yīng)，相同條件下用不同物質(zhì)表示的反應(yīng)速率，其數(shù)值可能不同，但表示的意義相同。(3)比較反應(yīng)速率時(shí)要統(tǒng)一物質(zhì)統(tǒng)一單位。(4)對于固體或純液體反應(yīng)物，其濃度視為常數(shù)，故不能用固體或純液體物質(zhì)表示化學(xué)反應(yīng)速率。5.用好三段式解題模式“三段式法”的解題模式對于反應(yīng)mAnBpCqD，t0 s時(shí)A的濃度為a mol·L1，B的濃度為b mol·L1，反應(yīng)進(jìn)行至t1 s時(shí)，

19、A消耗了x mol·L1，則反應(yīng)速率可計(jì)算如下：mAnBpCqD起始濃度/mol·L1 a b 0 0轉(zhuǎn)化濃度/mol·L1 x t1時(shí)刻濃度/mol·L1 ax b 求速率：v(A) mol·(L·s)1， v(B) mol·(L·s)1，v(C) mol·(L·s)1， v(D) mol·(L·s)1。求轉(zhuǎn)化率如求某時(shí)刻氣體壓強(qiáng)與初始壓強(qiáng)比二、影響化學(xué)反應(yīng)速率的因素1內(nèi)因(主要因素)反應(yīng)物本身的性質(zhì)是影響化學(xué)反應(yīng)速率的決定因素。如鹵素單質(zhì)與H2反應(yīng)的速率大小關(guān)系為F2&g

20、t;Cl2>Br2>I2，鎂、鋁、鋅、鐵與稀硫酸反應(yīng)的速率大小關(guān)系為Mg>Al>Zn>Fe。2 外因(其他條件不變，只改變一個(gè)條件)3理論解釋有效碰撞理論(1)活化分子、活化能、有效碰撞活化分子：能夠發(fā)生有效碰撞的分子?；罨埽河善胀ǚ肿拥竭_(dá)活化分子狀態(tài)所需的最低能量圖中：E1為正反應(yīng)的活化能；E2為逆反應(yīng)的活化能；E3為使用催化劑時(shí)的活化能；反應(yīng)熱HE1E2。有效碰撞：活化分子之間能夠引發(fā)化學(xué)反應(yīng)的碰撞。（兩點(diǎn)：足夠能量和合適的取向）(2)活化分子、有效碰撞與反應(yīng)速率的關(guān)系易錯(cuò)警示(1)由于固體和純液體的濃度可視為常數(shù)，故改變用量反應(yīng)速率不變。但當(dāng)固體顆粒變小時(shí)

21、，其表面積將增大，其反應(yīng)速率將加快。(2)升高溫度，不論正反應(yīng)還是逆反應(yīng)，不論放熱反應(yīng)還是吸熱反應(yīng)，反應(yīng)速率一般都要加快，只不過增加的程度不同。不可以認(rèn)為v(吸)加快而v(放)減慢。(3)改變壓強(qiáng)，實(shí)質(zhì)是改變體積而使?jié)舛劝l(fā)生改變來實(shí)現(xiàn)反應(yīng)速率的改變。對于沒有氣體參加的反應(yīng)，改變體系壓強(qiáng)，反應(yīng)物的濃度不變，反應(yīng)速率不發(fā)生改變。(4)加入催化劑：由于降低了反應(yīng)的活化能，增加了活化分子百分?jǐn)?shù)，故成千上萬倍地加快反應(yīng)速率，且對可逆反應(yīng)v(正)、v(逆)增大的倍數(shù)相等，但它不會(huì)使不能發(fā)生的化學(xué)反應(yīng)變得自發(fā)，也不會(huì)改變化學(xué)反應(yīng)的反應(yīng)熱和平衡狀態(tài)。特別說明改變壓強(qiáng)對化學(xué)反應(yīng)速率的影響改變壓強(qiáng)對化學(xué)反應(yīng)速率產(chǎn)

22、生影響的根本原因是引起濃度的改變。所以在討論壓強(qiáng)對反應(yīng)速率的影響時(shí)，應(yīng)分析引起壓強(qiáng)改變的原因及這種改變對反應(yīng)體系的濃度產(chǎn)生何種影響。對于氣體反應(yīng)體系，有以下幾種情況：恒溫時(shí)：增加壓強(qiáng)體積縮小濃度增大反應(yīng)速率加快。恒容時(shí)：a充入氣體反應(yīng)物濃度增大總壓增大反應(yīng)速率加快；b充入“惰氣”總壓增大(分壓不變)各反應(yīng)物質(zhì)濃度不變反應(yīng)速率不變。恒壓時(shí)：充入“惰氣”體積增大各反應(yīng)物濃度減小反應(yīng)速率減慢。綜合應(yīng)用：比如10 mL濃度為1 mol·L1的鹽酸與過量的鋅粉反應(yīng)，若加入適量的下列溶液，能減慢反應(yīng)速率但又不影響氫氣生成量的方法可以對鹽酸用水或者硫酸鉀溶液等進(jìn)行稀釋，加入醋酸鈉可以結(jié)合H+或者降

23、低反應(yīng)體系的溫度。要注意的是硫酸的濃度，當(dāng)硫酸濃度很大時(shí)，不但不能加快反應(yīng)速率還會(huì)起阻礙作用，濃硫酸有氧化性，金屬與濃硫酸反應(yīng)不能產(chǎn)生氫氣而是二氧化硫，或者使鐵、鋁鈍化。還要注意加入的鹽或者鹽溶液，一定要注意硝酸鹽，因?yàn)樵芤褐杏袣潆x子時(shí)，硝酸根進(jìn)入溶液后形成硝酸，具有強(qiáng)氧化性，產(chǎn)生的不再是氫氣而是氮氧化物。三、化學(xué)反應(yīng)速率圖象及其應(yīng)用1全程速率時(shí)間圖象如Zn與足量鹽酸的反應(yīng)，反應(yīng)速率隨時(shí)間的變化出現(xiàn)如圖情況。原因解釋：AB段(v漸大)，因?yàn)樵摲磻?yīng)為放熱反應(yīng)，隨著反應(yīng)的進(jìn)行，溫度逐漸升高，導(dǎo)致反應(yīng)速率逐漸增大；BC段(v漸小)，則主要因?yàn)殡S著反應(yīng)的進(jìn)行，溶液中c(H)逐漸減小，導(dǎo)致反應(yīng)速率逐漸

24、減小。2物質(zhì)的量(或濃度)時(shí)間圖象例如：某溫度時(shí)，在定容(V L)容器中，X、Y、Z三種物質(zhì)的物質(zhì)的量隨時(shí)間的變化曲線如圖所示。(1)由圖象得出如下信息反應(yīng)物是X、Y，生成物是Z；t3時(shí)反應(yīng)達(dá)到平衡，X、Y沒有全部反應(yīng)。(2)根據(jù)圖象可進(jìn)行如下計(jì)算某物質(zhì)的平均反應(yīng)速率、轉(zhuǎn)化率，如：v(X)mol·(L·s)1，Y的轉(zhuǎn)化率×100%。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(n1n3)(n2n3)n2。3速率時(shí)間圖象平衡體系條件變化速率變化速率變化曲線任一平衡體系增大反應(yīng)物濃度v(正)立即增大，v(逆)逐漸增大，且v(正)>v(

25、逆)減小反應(yīng)物濃度v(正)立即減小，v(逆)逐漸減小，且v(逆)>v(正)增大生成物濃度v(逆)立即增大，v(正)逐漸增大，且v(逆)>v(正)減小生成物濃度v(逆)立即減小，v(正)逐漸減小，且v(正)>v(逆)平衡體系條件變化速率變化速率變化曲線正反應(yīng)方向?yàn)闅怏w體積增大的放熱反應(yīng)增大壓強(qiáng)或升高溫度v(正)、v(逆)均增大，且v(逆)>v(正)減小壓強(qiáng)或降低溫度v(正)、v(逆)均減小，且v(正)>v(逆)反應(yīng)前后氣體化學(xué)計(jì)量數(shù)和相等的平衡體系，改變壓強(qiáng)或任一平衡體系使用催化劑使用催化劑或?qū)τ趍+n=P+q的反應(yīng)增大壓強(qiáng)v(正)、v(逆)均增大相同倍數(shù) 易錯(cuò)警示

26、(1)條件增強(qiáng)，曲線在原圖象的上方；條件減弱，曲線在原圖象的下方。(2)濃度改變時(shí)，圖象曲線一條連續(xù)，一條不連續(xù)，其他條件改變，圖象曲線不連續(xù)。二、化學(xué)平衡1.化學(xué)平衡研究的對象可逆反應(yīng)(1)定義：在同一條件下既可以向正反應(yīng)方向進(jìn)行，同時(shí)又可以向逆反應(yīng)方向進(jìn)行的化學(xué)反應(yīng)。例如：N23H22NH32SO2O22SO2 (2)特點(diǎn)二同：a.相同條件下；b.正逆反應(yīng)同時(shí)進(jìn)行。一?。悍磻?yīng)物與生成物同時(shí)存在，任一組分的轉(zhuǎn)化率都小于(填“大于”或“小于”)100%。通?？疾鞜峄瘜W(xué)方程式能量的轉(zhuǎn)化。(3) 表示：在方程式中用“”表示。2.化學(xué)平衡的建立以CO(g) H2O(g)CO2(g) H2(g) 反應(yīng)

27、為例。在一定條件下，將0.1 mol CO和0.1 mol H2O(g)通入1 L密閉容器中，開始反應(yīng)： (1)反應(yīng)剛開始時(shí)：反應(yīng)物的濃度最大，正反應(yīng)速率最大。生成物的濃度為0，逆反應(yīng)速率為0。 (2)反應(yīng)進(jìn)行中：反應(yīng)物的濃度逐漸減小，正反應(yīng)速率逐漸減小。 生成物的濃度逐漸增大，逆反應(yīng)速率逐漸增大。 (3)肯定最終有一時(shí)刻，正反應(yīng)速率與逆反應(yīng)速率相等，此時(shí)，反應(yīng)物的濃度不再改變，生成物的濃度也不再改變。正反應(yīng)速率和逆反應(yīng)速率隨時(shí)間的變化關(guān)系如圖所示：3.化學(xué)平衡狀態(tài)定義：化學(xué)平衡狀態(tài)：一定條件下，當(dāng)一個(gè)可逆反應(yīng)進(jìn)行到正逆反應(yīng)速率相等時(shí)，各組成成分濃度不再改變，達(dá)到表面上靜止的一種“平衡”，這就

28、是這個(gè)反應(yīng)所能達(dá)到的限度即化學(xué)平衡狀態(tài)。4.化學(xué)平衡狀態(tài)特征 易錯(cuò)警示(1)可逆反應(yīng)不等同于可逆過程?？赡孢^程包括物理變化和化學(xué)變化，而可逆反應(yīng)屬于化學(xué)變化。(2)化學(xué)反應(yīng)的平衡狀態(tài)可以從正反應(yīng)方向建立，也可以從逆反應(yīng)方向建立，或者同時(shí)從正、逆方向建立。(3)化學(xué)反應(yīng)達(dá)到化學(xué)平衡狀態(tài)的正逆反應(yīng)速率相等，是指同一物質(zhì)的消耗速率和生成速率相等，若用不同物質(zhì)表示時(shí)，反應(yīng)速率不一定相等。極端假設(shè)法確定各物質(zhì)濃度范圍先假設(shè)反應(yīng)正向或逆向進(jìn)行到底，求出各物質(zhì)濃度的最大值和最小值(開區(qū)間)，從而確定它們的濃度范圍。假設(shè)反應(yīng)正向進(jìn)行到底：X2(g)Y2(g)2Z(g)起始濃度/(mol·L1) 0.

29、10.30.2改變濃度/(mol·L1) 0.10.10.2終態(tài)濃度/(mol·L1) 00.20.4假設(shè)反應(yīng)逆向進(jìn)行到底：X2(g)Y2(g)2Z(g)起始濃度/(mol·L1) 0.10.30.2改變濃度/(mol·L1) 0.10.10.2終態(tài)濃度/(mol·L1) 0.20.4 0平衡體系中各物質(zhì)的濃度范圍為X2(0,0.2)，Y2(0.2,0.4)，Z(0,0.4)，同時(shí)莫要忽略元素守恒。5.判斷可逆反應(yīng)達(dá)到平衡狀態(tài)的方法和依據(jù)1化學(xué)平衡狀態(tài)判斷的“兩標(biāo)志”(1)本質(zhì)標(biāo)志：v(正)v(逆)0。對于某一可逆反應(yīng)來說，正反應(yīng)消耗掉某反應(yīng)物

30、的速率等于逆反應(yīng)生成該反應(yīng)物的速率。(2)等價(jià)標(biāo)志反應(yīng)mA(g)nB(g)pC(g)qD(g)類型判斷依據(jù)平衡狀態(tài)混合物體系中各成分的含量各物質(zhì)的物質(zhì)的量或各物質(zhì)的物質(zhì)的量分?jǐn)?shù)一定平衡各物質(zhì)的質(zhì)量或各物質(zhì)的質(zhì)量分?jǐn)?shù)一定平衡各氣體的體積或體積分?jǐn)?shù)一定平衡正、逆反應(yīng)速率的關(guān)系在單位時(shí)間內(nèi)消耗了m mol A，同時(shí)生成m mol A，即v(正)v(逆)平衡在單位時(shí)間內(nèi)消耗了n mol B，同時(shí)生成p mol C，表示一個(gè)方向，則v(正)不一定等于v(逆)不一定v(A)v(B)v(C)v(D)mnpq，此時(shí)v(正)不一定等于v(逆)不一定在單位時(shí)間內(nèi)生成n mol B，同時(shí)消耗q mol D，二者變化

31、均表示v(逆)不一定壓強(qiáng)mnpq時(shí)，總壓強(qiáng)一定(其他條件一定)平衡mnpq時(shí)，總壓強(qiáng)一定(其他條件一定)不一定平均相對分子質(zhì)量(r)mnpq時(shí)，r一定平衡mnpq時(shí)，r一定不一定氣體密度mnpq，恒溫恒壓時(shí)，密度保持不變平衡mnpq時(shí)，密度保持不變不一定溫度體系溫度一定(其他不變)平衡顏色反應(yīng)體系內(nèi)有色物質(zhì)的顏色一定平衡2.規(guī)避“2”個(gè)易失分點(diǎn)(1)注意兩審一審題干條件，是恒溫恒容還是恒溫恒壓；二審反應(yīng)特點(diǎn)：全部是氣體參與的等體積反應(yīng)還是非等體積反應(yīng)；是有固體參與的等體積反應(yīng)還是非等體積反應(yīng)。(2)不能作為“標(biāo)志”的四種情況反應(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。恒溫恒

32、容下的體積不變的反應(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)I2(g)。全是氣體參加體積不變的反應(yīng)，體系的平均相對分子質(zhì)量不再隨時(shí)間而變化，如2HI(g)H2(g)I2(g)。全是氣體參加的反應(yīng)，恒容條件下體系的密度保持不變。三、化學(xué)平衡的移動(dòng)及轉(zhuǎn)化率的變化1概念可逆反應(yīng)達(dá)到平衡狀態(tài)以后，若反應(yīng)條件(濃度、溫度、壓強(qiáng)等)發(fā)生了變化，平衡混合物中各組分的濃度也會(huì)隨之改變，從而在一段時(shí)間后達(dá)到新的平衡狀態(tài)。這種由舊平衡向新平衡的變化過程，叫做化學(xué)平衡的移動(dòng)。2過程原化學(xué)平衡狀3化學(xué)平衡移動(dòng)方向與化學(xué)反應(yīng)速率的關(guān)系(1)v正>v逆：平衡向正反應(yīng)方向移動(dòng)。(2)v正v逆

33、：反應(yīng)達(dá)到平衡狀態(tài)，不發(fā)生平衡移動(dòng)。(3)v正<v逆：平衡向逆反應(yīng)方向移動(dòng)。4影響化學(xué)平衡的因素(1)若其他條件不變，改變下列條件對平衡的影響如下：(2)勒夏特列原理如果改變影響化學(xué)平衡的條件(濃度、壓強(qiáng)、溫度等)之一，平衡將向著減弱這種改變的方向移動(dòng)。5“惰性氣體”對化學(xué)平衡的影響(1)恒溫、恒容條件原平衡體系體系總壓強(qiáng)增大體系中各組分的濃度不變平衡不移動(dòng)。(2)恒溫、恒壓條件原平衡體系容器容積增大，各反應(yīng)氣體的分壓減小體系中各組分的濃度同倍數(shù)減小(等效于減壓) 易錯(cuò)警示(1)固體或純液體用量的改變，對平衡沒有影響。(2)當(dāng)反應(yīng)混合物中不存在氣態(tài)物質(zhì)時(shí)，壓強(qiáng)的變化對平衡沒有影響。(3)

34、對于反應(yīng)前后氣體體積無變化的反應(yīng)，如H2(g)I2(g)2HI(g)等，壓強(qiáng)的變化對其平衡也無影響。但增大(或減小)壓強(qiáng)會(huì)使各物質(zhì)濃度增大(或減小)，混合氣體的顏色變深(或淺)。(4)恒容時(shí)，同等程度地改變反應(yīng)混合物中各物質(zhì)的濃度時(shí)，應(yīng)視為壓強(qiáng)的影響，增大(減小)濃度相當(dāng)于增大(減小)壓強(qiáng)。5.化學(xué)平衡移動(dòng)和反應(yīng)物轉(zhuǎn)化率的變化轉(zhuǎn)化率×100%(1)溫度或壓強(qiáng)改變引起平衡向正反應(yīng)方向移動(dòng)時(shí)，反應(yīng)物的轉(zhuǎn)化率必然增大。(2)反應(yīng)物用量的改變?nèi)舴磻?yīng)物只有一種時(shí)，如aA(g)bB(g) cC(g)，增加A的量，平衡向正反應(yīng)方向移動(dòng)，但該反應(yīng)物A的轉(zhuǎn)化率與氣體物質(zhì)的化學(xué)計(jì)量數(shù)有關(guān)： 若反應(yīng)物不只

35、一種時(shí)，如aA(g) bB(g)cC(g) dD(g)a若只增加A的量，平衡向正反應(yīng)方向移動(dòng)，則A的轉(zhuǎn)化率減小，B的轉(zhuǎn)化率增大。b若按原比例同倍數(shù)的增加反應(yīng)物A和B的量，則平衡向正反應(yīng)方向移動(dòng)，而反應(yīng)物的轉(zhuǎn)化率與氣體反應(yīng)物的計(jì)量數(shù)有關(guān)。c若不同倍增加A、B的量，相當(dāng)于增加了一種物質(zhì)，同a。(3)催化劑不改變轉(zhuǎn)化率。(4)反應(yīng)物起始的物質(zhì)的量之比系數(shù)比時(shí)，各反應(yīng)物轉(zhuǎn)化率相等。（5）轉(zhuǎn)化率改變，化學(xué)平衡一定發(fā)生移動(dòng)，但是平衡發(fā)生移動(dòng)轉(zhuǎn)化率不一定發(fā)生改變，轉(zhuǎn)化率不變平衡也可能發(fā)生移動(dòng)。6.常見的幾種化學(xué)平衡圖象角度一速率時(shí)間圖象此類圖象定性揭示了v正、v逆隨時(shí)間(含條件改變對速率的影響)變化的規(guī)律，

36、從兩點(diǎn)思考：c、T、p、催化劑對正、逆速率的影響；c、T、p、催化劑對平衡的影響，平衡正移，則v(正)>v(逆)，反之，v(正)<v(逆)。以反應(yīng)mA(g)nB(g)pC(g)qD(g)H<0，mn>pq為例，各類條件改變圖象如下：角度二速率壓強(qiáng)(或溫度)圖象曲線的意義是外界條件(如溫度、壓強(qiáng)等)對正、逆反應(yīng)速率影響的變化趨勢及變化幅度。圖中交點(diǎn)是平衡狀態(tài)，溫度增大后逆反應(yīng)速率增大得快，平衡向逆向移動(dòng)；壓強(qiáng)增大后正反應(yīng)速率增大得快，平衡向正向移動(dòng)。角度三含量(或轉(zhuǎn)化率)時(shí)間溫度(或壓強(qiáng))圖象常見圖象形式有如下幾種。其中C%指生成物的百分含量，B%指反應(yīng)物的百分含量。其他

37、條件不變，改變?nèi)我粭l件，如：使用催化劑或升高溫度或增大壓強(qiáng)時(shí)，都能加快反應(yīng)速率，縮短達(dá)到平衡所需的時(shí)間。解答這類圖象題時(shí)采用“先拐先平，數(shù)值大”原則，即該類圖象的折點(diǎn)表示反應(yīng)達(dá)到平衡的時(shí)間，越先出現(xiàn)折點(diǎn)，達(dá)到平衡所用的時(shí)間越短，說明反應(yīng)速率越快，進(jìn)一步可以確定T的高低或壓強(qiáng)的大小；根據(jù)平衡線的高低可判斷出平衡移動(dòng)的方向，確定出可逆反應(yīng)的特點(diǎn)(H和Vg)。角度四轉(zhuǎn)化率(或濃度)溫度壓強(qiáng)圖象簡稱恒壓(溫)線已知不同溫度下的轉(zhuǎn)化率壓強(qiáng)圖象或不同壓強(qiáng)下的轉(zhuǎn)化率溫度圖象，推斷反應(yīng)的熱效應(yīng)或反應(yīng)前后氣體物質(zhì)間化學(xué)計(jì)量數(shù)的關(guān)系。以反應(yīng)A(g)B(g)C(g)中反應(yīng)物的轉(zhuǎn)化率A為例說明解答這類圖象題時(shí)應(yīng)注意以

38、下兩點(diǎn)：(1)“定一議二”原則：可通過分析相同溫度下不同壓強(qiáng)時(shí)反應(yīng)物A的轉(zhuǎn)化率大小來判斷平衡移動(dòng)的方向，從而確定反應(yīng)方程式中反應(yīng)物與產(chǎn)物氣體物質(zhì)間的化學(xué)計(jì)量數(shù)的大小關(guān)系。如甲中任取一條溫度曲線研究，壓強(qiáng)增大，A增大，平衡正向移動(dòng)，正反應(yīng)為氣體體積減小的反應(yīng)，乙中任取橫坐標(biāo)一點(diǎn)作橫坐標(biāo)垂直線，也能得出結(jié)論。(2)通過分析相同壓強(qiáng)下不同溫度時(shí)反應(yīng)物A的轉(zhuǎn)化率的大小來判斷平衡移動(dòng)的方向，從而確定反應(yīng)的熱效應(yīng)。如利用上述分析方法，在甲中作垂直線，乙中任取一曲線，即能分析出正反應(yīng)為放熱反應(yīng)。角度五幾種特殊圖象(1)對于化學(xué)反應(yīng)mA(g)nB(g)pC(g)qD(g)，M點(diǎn)前，表示化學(xué)反應(yīng)從反應(yīng)物開始，則

39、v(正)>v(逆)；M點(diǎn)為剛達(dá)到的平衡點(diǎn)。M點(diǎn)后為平衡受溫度的影響情況，即升溫，A%增大(C%減小)，平衡左移，H<0。(2)對于化學(xué)反應(yīng)mA(g)nB(g)pC(g)qD(g)，L線上所有的點(diǎn)都是平衡點(diǎn)。左上方(E點(diǎn))，A%大于此壓強(qiáng)時(shí)平衡體系中的A%，E點(diǎn)必須朝正反應(yīng)方向移動(dòng)才能達(dá)到平衡狀態(tài)，所以，E點(diǎn)v(正)>v(逆)；右下方(F點(diǎn))，則v(正)<v(逆)。拓展了解-等效平衡1含義在一定條件下(等溫等容或等溫等壓)，對同一可逆反應(yīng)體系，起始時(shí)加入物質(zhì)的物質(zhì)的量不同，而達(dá)到化學(xué)平衡時(shí)，同種物質(zhì)的百分含量相同。2原理同一可逆反應(yīng)，當(dāng)外界條件一定時(shí)，反應(yīng)無論從正反應(yīng)開始

40、，還是從逆反應(yīng)開始，最后都能達(dá)到平衡狀態(tài)。其中平衡混合物中各物質(zhì)的含量相同。由于化學(xué)平衡狀態(tài)與條件有關(guān)，而與建立平衡的途徑無關(guān)。因而，同一可逆反應(yīng)，從不同的狀態(tài)開始，只要達(dá)到平衡時(shí)條件(溫度、濃度、壓強(qiáng)等)完全相同，則可形成等效平衡。3等效平衡規(guī)律對于可逆反應(yīng)aA(g)bB(g)cC(g)dD(g)反應(yīng)特點(diǎn)abcdabcd條件等溫等容等溫等壓等溫等容等溫等壓起始投料換算為化學(xué)方程式同一邊物質(zhì)，其“量”相同換算為化學(xué)方程式同一邊物質(zhì)，其“量”成比例換算為化學(xué)方程式同一邊物質(zhì)，其“量”成比例平衡特點(diǎn)物質(zhì)的量(n)相同成比例成比例成比例百分含量(w%)相同相同相同相同濃度相同相同成比例相同總結(jié)提升等

41、溫等容條件下等效平衡(1)等溫、等容條件下，對于左右氣相物質(zhì)的化學(xué)計(jì)量數(shù)不等的可逆反應(yīng)，改變起始時(shí)加入物質(zhì)的物質(zhì)的量，若按可逆反應(yīng)計(jì)量數(shù)之比換算成同一半邊物質(zhì)(一邊倒)，其物質(zhì)的量對應(yīng)相同，則它們互為等效平衡。(2)等溫、等容條件下，對于左右氣相物質(zhì)的化學(xué)計(jì)量數(shù)相等的可逆反應(yīng)，改變起始時(shí)加入物質(zhì)的物質(zhì)的量，若按可逆反應(yīng)計(jì)量數(shù)之比換算成同一半邊物質(zhì)(一邊倒)，其物質(zhì)的量對應(yīng)成比例，則它們互為等效平衡。等溫等壓條件下等效平衡等溫、等壓條件下，對于任何有氣相物質(zhì)參加的可逆反應(yīng)，改變起始時(shí)加入物質(zhì)的物質(zhì)的量，若按可逆反應(yīng)化學(xué)計(jì)量數(shù)之比換算成同一半邊物質(zhì)(一邊倒)，其物質(zhì)的量對應(yīng)成比例，則它們互為等效平

42、衡?！疤摂M法”思維模型解決等效平衡如：在一個(gè)容積可變的容器中，反應(yīng)2X(g)Y(g)2Z(g)，達(dá)到平衡時(shí)，X、Y、Z分別為4 mol、2 mol、4 mol，保持溫度和壓強(qiáng)不變，各物質(zhì)均增加1 mol，平衡如何移動(dòng)。四、化學(xué)平衡常數(shù)1化學(xué)平衡常數(shù)(1)概念：在一定溫度下，一個(gè)可逆反應(yīng)達(dá)到化學(xué)平衡時(shí)，生成物濃度冪之積與反應(yīng)物濃度冪之積的比值是一個(gè)常數(shù)，用符號(hào)K表示。(2)表達(dá)式：對于一般的可逆反應(yīng)：mA(g)nB(g)pC(g)qD(g)，在一定溫度下達(dá)到平衡時(shí)：K。(固體和純液體的濃度視為常數(shù)，通常不計(jì)入平衡常數(shù)表達(dá)式中)。(3) 書寫注意要點(diǎn)：表達(dá)式中各物質(zhì)的濃度是平衡時(shí)的濃度。不要把反應(yīng)

43、體系中純固體、純液體以及稀溶液中水的濃度寫進(jìn)平衡常數(shù)的表達(dá)式中。如：CaCO3(s)CaO(s)CO2(g)，Kc(CO2)Cr2O(aq)H2O(l)2CrO(aq)2H(aq)，Kc2(CrO)·c2(H)/c(Cr2O)但非水溶液中發(fā)生的反應(yīng)，若有水參加或生成，則此時(shí)水的濃度不可視為常數(shù)，應(yīng)寫進(jìn)平衡常數(shù)的表達(dá)式中。如：C2H5OHCH3COOHCH3COOC2H5H2O，K。同一化學(xué)反應(yīng)，化學(xué)方程式寫法不同，其平衡常數(shù)表達(dá)式及數(shù)值亦不同。如：N2O4(g)2NO2(g)K0.361/2N2O4(g)NO2(g)K0.602NO2(g)N2O4(g)K2.8因此書寫化學(xué)平衡常數(shù)表

44、達(dá)式及數(shù)值，要與化學(xué)反應(yīng)方程式相對應(yīng)，否則意義就不明確。離子反應(yīng)要寫入真正參加反應(yīng)的離子。如用硫氰化鉀檢驗(yàn)FeCl3:化學(xué)方程式FeCl3+3KSCNFe(SCN)3+3KCl其平衡常數(shù)應(yīng)該是，而不是K的表達(dá)式和方程式書寫有關(guān)，系數(shù)擴(kuò)大n倍，則K就變?yōu)镵n，方程式顛倒則平衡常數(shù)為1/K。由于書寫的不同，盡管在同一溫度下，但是K值卻不相同。(4)意義K值越大，反應(yīng)物的轉(zhuǎn)化率越高，正反應(yīng)進(jìn)行的程度越大。K只受溫度影響，與反應(yīng)物或生成物的濃度變化無關(guān)，與壓強(qiáng)變化無關(guān)?；瘜W(xué)平衡常數(shù)是指某一具體反應(yīng)方程式的平衡常數(shù)。若反應(yīng)方向改變，則平衡常數(shù)改變。若方程式中各物質(zhì)的計(jì)量數(shù)等倍擴(kuò)大或縮小，盡管是同一反應(yīng)，

45、平衡常數(shù)也會(huì)改變，但意義不變。2平衡轉(zhuǎn)化率平衡轉(zhuǎn)化率是指平衡時(shí)已轉(zhuǎn)化了的某反應(yīng)物的量與轉(zhuǎn)化前該反應(yīng)物的量之比，用來表示反應(yīng)限度。對于反應(yīng)：aA(g)bB(g)cC(g)dD(g)，反應(yīng)物A的轉(zhuǎn)化率可以表示為：(A)×100%易錯(cuò)警示(1)同一個(gè)反應(yīng)中，反應(yīng)物可以有多種，但不同反應(yīng)物的轉(zhuǎn)化率可能不同。(2)增大一種反應(yīng)物的濃度，可以提高其他反應(yīng)物的轉(zhuǎn)化率，工業(yè)生產(chǎn)中常常提高廉價(jià)原料的比例，從而增大昂貴原料的轉(zhuǎn)化率，如工業(yè)合成氨中增大氮?dú)獾臐舛龋瑥亩岣邭錃獾霓D(zhuǎn)化率。3.化學(xué)平衡常數(shù)K的應(yīng)用:化學(xué)平衡常數(shù)值的大小是可逆反應(yīng)進(jìn)行程度的標(biāo)志。K值越大，說明平衡時(shí)生成物的濃度越大，它的正向反應(yīng)

46、進(jìn)行的程度越大，即該反應(yīng)進(jìn)行得越完全，反應(yīng)物轉(zhuǎn)化率越高。反之，則相反。一般地，K>105時(shí)，該反應(yīng)就進(jìn)行得基本完全了。借助平衡常數(shù)，可以判斷一個(gè)化學(xué)反應(yīng)是否達(dá)到化學(xué)平衡狀態(tài)對于可逆反應(yīng)aA(g)bB(g)cC(g)dD(g)，在一定溫度下的任意時(shí)刻，反應(yīng)物與生成物濃度有如下關(guān)系：濃度商QcQc利用K值可判斷反應(yīng)的熱效應(yīng)若溫度升高，K值增大，則正反應(yīng)為吸熱反應(yīng)若溫度升高，K值減小，則正反應(yīng)為放熱反應(yīng)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)化率等。4.關(guān)化學(xué)平衡的計(jì)算“三段式法”是有效解答化學(xué)平衡計(jì)算題的“萬能鑰匙”。解題時(shí)，要注意清楚條理地列出起始量、轉(zhuǎn)化量、平

47、衡量，按題目要求進(jìn)行計(jì)算，同時(shí)還要注意單位的統(tǒng)一。1解題步驟(1)寫出涉及的可逆反應(yīng)的化學(xué)方程式。(2)找出起始量、轉(zhuǎn)化量和平衡量中哪些是已知量，哪些是未知量，按“三段式”列出。(3)根據(jù)問題建立相應(yīng)的關(guān)系式進(jìn)行計(jì)算。2具體方法(1)分析三個(gè)量：即起始量、轉(zhuǎn)化量、平衡量。(2)明確三個(gè)關(guān)系對于同一反應(yīng)物，起始量轉(zhuǎn)化量平衡量。對于同一生成物，起始量轉(zhuǎn)化量平衡量。各變化量之比等于各物質(zhì)的化學(xué)計(jì)量數(shù)之比。(3)計(jì)算模式對于反應(yīng)：mA(g)nB(g)pC(g)qD(g)，令A(yù)、B起始物質(zhì)的量(mol)分別為a、b，達(dá)到平衡后，A的消耗量為mx，容器容積為V L。 mA(g)nB(g)pC(g)qD(g

48、)起始(mol)ab00轉(zhuǎn)化(mol)mxnxpxqx平衡(mol)amxbnxpxqx則有：平衡常數(shù)：KA的平衡濃度：c(A)平 mol·L1。A的轉(zhuǎn)化率：(A)平×100%，(A)(B)。A的體積分?jǐn)?shù)：(A)×100%。平衡與起始壓強(qiáng)之比：?；旌蠚怏w的平均密度 g·L1?；旌蠚怏w的平均摩爾質(zhì)量 g·mol1。五、化學(xué)反應(yīng)進(jìn)行的方向1自發(fā)過程(1)含義：在一定溫度和壓強(qiáng)下，不需要借助外力作用就能自動(dòng)進(jìn)行的過程。如碳酸鈣分解，中和反應(yīng)等。(2)特點(diǎn)體系趨向于從高能狀態(tài)轉(zhuǎn)變?yōu)榈湍軤顟B(tài)(體系對外部做功或放出熱量)。在密閉條件下，體系有從有序轉(zhuǎn)變?yōu)闊o

49、序的傾向性(無序體系更加穩(wěn)定)。2自發(fā)反應(yīng)在一定條件下無需外界幫助就能自發(fā)進(jìn)行的反應(yīng)稱為自發(fā)反應(yīng)。3化學(xué)反應(yīng)方向的判據(jù)(1)焓判據(jù)放熱過程中體系能量降低，H<0，具有自發(fā)進(jìn)行的傾向，但有些吸熱反應(yīng)也可以自發(fā)進(jìn)行，故只用焓變判斷反應(yīng)方向不全面。(2)熵判據(jù)熵：描述體系混亂程度的物理量，符號(hào)為S。熵值越大，體系混亂度越大。常見的熵增過程a如氣體的擴(kuò)散；b不同狀態(tài)的同一種物質(zhì)：S(g)>S(l)>S(s)；c體積增大，反應(yīng)前無氣體，反應(yīng)后有氣體產(chǎn)生的過程；d數(shù)目增多，如反應(yīng)前后都有氣體，但氣體的物質(zhì)的量增加的反應(yīng)。熵判據(jù)：體系的混亂度增大，S>0，反應(yīng)有自發(fā)進(jìn)行的傾向。但有些

50、熵減的過程也能自發(fā)進(jìn)行，故只用熵變來判斷反應(yīng)方向也不全面。(3)復(fù)合判據(jù)在溫度、壓強(qiáng)一定的條件下，化學(xué)反應(yīng)方向是反應(yīng)的焓變和熵變共同影響的結(jié)果，反應(yīng)方向的復(fù)合判據(jù)為GHTS。當(dāng)GHTS第三章 水溶液中的離子平衡一、弱電解質(zhì)的電離 1、定義：電解質(zhì)：在水溶液中或熔化狀態(tài)下自身能夠電離出自由移動(dòng)離子的化合物,叫電解質(zhì)。非電解質(zhì) ：在水溶液中且熔化狀態(tài)下自身都不能電離出自由移動(dòng)離子的化合物。概念理解：電解質(zhì)、非電解質(zhì)都是化合物，能導(dǎo)電的物質(zhì)可能是溶液（混合物）、金屬（單質(zhì)），但他們不屬于電解質(zhì)非電解質(zhì)的研究對象，因此他們既不是電解質(zhì)也不是非電解質(zhì)；自身電離：SO2、NH3、CO2、等化合物能和水反應(yīng)

51、形成酸或堿，但發(fā)生電離的并不是他們本身嗎，因此屬于非電解質(zhì)；只能在水中發(fā)生電離的電解質(zhì)有酸或者某些易溶于水高溫下易分解的鹽，如液態(tài)氯化氫是化合物，只存在分子，沒有發(fā)生電離，因此不能導(dǎo)電，又如NaHCO3在高溫時(shí)即分解，不能通過熔融態(tài)證明其為電解質(zhì)；只能在熔融狀態(tài)下電離的電解質(zhì)是活潑金屬氧化物，如Na2O、CaO，他們在溶液中便不存在，要立刻反應(yīng)生成鍵，因此不能通過溶液中產(chǎn)生離子證明；既能在水溶液中又能在溶液中發(fā)生電離的物質(zhì)是某些高溫難分解鹽，絕大多數(shù)鹽溶解在水中都能發(fā)生完全電離，某些鹽熔融時(shí)也發(fā)生電離，如BaSO 4。電離不需要通電等外界條件，在熔融或者水溶液中即能夠產(chǎn)生離子；是電解質(zhì)，但是要

52、產(chǎn)生離子也要在溶液狀態(tài)或者熔融狀態(tài)，否則即便存在離子也無法導(dǎo)電，比如NaCl，晶體狀態(tài)不能導(dǎo)電。電解質(zhì)的強(qiáng)弱與導(dǎo)電性、溶解性無關(guān)。如如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部電離，故BaSO4為強(qiáng)電解質(zhì)。導(dǎo)電性與自由移動(dòng)離子的濃度和帶電荷數(shù)等有關(guān)。強(qiáng)電解質(zhì) ：在水溶液里全部電離成離子的電解質(zhì)。弱電解質(zhì)：在水溶液里只有一部分電離成離子的電解質(zhì) 。2.常見的電解質(zhì)為酸堿鹽、活潑金屬氧化物、水，其中強(qiáng)電解質(zhì)與偌電解質(zhì)常見分類：3、電離方程式的書寫“強(qiáng)等號(hào)，弱可逆，多元弱酸分步離”強(qiáng)電解質(zhì)：如H2SO4：H2SO4=2HSO 。弱電解質(zhì)a一元弱酸，如CH3COOH：CH3COOHCH3COOH。b

53、多元弱酸，分步電離，分步書寫且第一步電離程度遠(yuǎn)遠(yuǎn)大于第二步的電離程度，如H2CO3：H2CO3HHCO、HCOHCO 。原因是上一級電離出的H是下一級電離的產(chǎn)物，對下一級電離電離有抑制作用c多元弱堿，雖然分布電離，但是書寫時(shí)一步到位。如Fe(OH)3：Fe(OH)3Fe33OH。酸式鹽a強(qiáng)酸的酸式鹽b弱酸的酸式鹽：“強(qiáng)中有弱”，如NaHCO3：NaHCO3=NaHCO、HCOHCO 。4弱電解質(zhì)的電離平衡(1)電離平衡的建立在一定條件(如溫度、濃度等)下，當(dāng)弱電解質(zhì)分子電離成離子的速率和離子結(jié)合成弱電解質(zhì)分子的速率相等時(shí)，電離過程就達(dá)到平衡。平衡建立過程如圖所示。(2)電離平衡的特征(3)影響

54、弱電解質(zhì)電離平衡的因素內(nèi)因：弱電解質(zhì)本身的性質(zhì)，是決定因素。(4)電離過程是可逆過程，可直接用化學(xué)平衡移動(dòng)原理分析電離平衡。以0.1 mol·L1CH3COOH溶液為例：CH3COOHCH3COOH(正向吸熱)。實(shí)例(稀溶液)CH3COOHHCH3COO H>0改變條件平衡移動(dòng)方向n(H)c(H)導(dǎo)電能力Ka加水稀釋增大減小減弱不變加入少量冰醋酸增大增大增強(qiáng)不變通入HCl(g)增大增大增強(qiáng)不變加NaOH(s)減小減小增強(qiáng)不變加入鎂粉減小減小增強(qiáng)不變升高溫度增大增大增強(qiáng)增大加CH3COONa(s)減小減小增強(qiáng)不變（5）電離平衡常數(shù)1表達(dá)式(1)對于一元弱酸HAHAHA，平衡常數(shù)Ka。(2)對于一元弱堿BOHBOHBOH，平衡常數(shù)Kb。2特點(diǎn)(1)電離平衡常數(shù)(2)多元弱酸是分步電離的，各級電