高中化學(xué)選修4講義及高中化學(xué)選修4模塊檢測試卷及答案

高二化學(xué)期末試卷第20頁（共12頁）高二化學(xué)期末試卷第21頁（共12頁）高中化學(xué)選修4講義第一章化學(xué)反應(yīng)與能量1.1化學(xué)反應(yīng)的熱效應(yīng)知識概要：一、焓變、反應(yīng)熱1.反應(yīng)熱：當(dāng)生成物與反應(yīng)物的溫度相同時，化學(xué)反應(yīng)過程中吸收或放出的熱量叫做化學(xué)反應(yīng)的熱效應(yīng)，化學(xué)反應(yīng)的熱效應(yīng)一般稱為反應(yīng)熱。2.焓與焓變的含義①焓的意義：焓是一個物理量，用來描述物質(zhì)所具有的能量，符號為H，用焓的變化來描述與反應(yīng)熱有關(guān)的能量變化。②反應(yīng)焓變：生成物的總焓與反應(yīng)物的總焓之差，用“△H”表示。a.數(shù)學(xué)表達(dá)式：△H=H(生成物)—H(反應(yīng)物)b.單位：kJ·molˉ1c.意義：如果△H＞0，即生成物的焓大于反應(yīng)物的焓，說明反應(yīng)是吸收能量的，為吸熱反應(yīng)；如果△H＜0，即生成物的焓小于反應(yīng)物的焓，說明反應(yīng)是釋放能量的，為放熱反應(yīng)。③影響焓變的主要因素：a.發(fā)生變化的物質(zhì)的焓變，在其他條件一定時與變化物質(zhì)的物質(zhì)的量成正比。b.物質(zhì)的溫度和壓強(qiáng)：在298.15K（298K）、101KPa的條件下的焓變叫做標(biāo)準(zhǔn)焓變。c.反應(yīng)體系中物質(zhì)的聚集狀態(tài)：由于物質(zhì)在固態(tài)、液態(tài)、氣態(tài)之間進(jìn)行轉(zhuǎn)化時也伴隨著能量的變化，所以焓變與物質(zhì)的聚集狀態(tài)有關(guān)。3.反應(yīng)熱和焓變的關(guān)系反應(yīng)熱焓變含義化學(xué)反應(yīng)中吸收或放出的熱量化學(xué)反應(yīng)中生成物所具有的焓與反應(yīng)物所具有的焓之差符號Q△H單位kJ·molˉ1kJ·molˉ1與能量變化的關(guān)系Q＞0，反應(yīng)吸收熱量Q＜0，反應(yīng)放出熱量△H＞0，反應(yīng)吸收熱量△H＜0，反應(yīng)放出熱量二者的相互聯(lián)系△H是化學(xué)反應(yīng)在恒定壓強(qiáng)下且不與外界進(jìn)行電能、光能等其他能量的轉(zhuǎn)化時的反應(yīng)熱，即恒壓條件下進(jìn)行的反應(yīng)的反應(yīng)熱Q就是焓變△H。高中階段二者通用。二、化學(xué)反應(yīng)中的物質(zhì)變化和能量變化1.化學(xué)反應(yīng)的本質(zhì)和特征化學(xué)反應(yīng)的本質(zhì)是發(fā)生物質(zhì)變化即生成新物質(zhì)，特征之一是伴隨能量變化即吸收能量或放出能量，可圖示如下：化學(xué)→發(fā)生物質(zhì)變化→化學(xué)鍵的斷裂和形成反應(yīng)→伴隨能量變化→化學(xué)能與熱能、光能、電能等相互轉(zhuǎn)化2.化學(xué)反應(yīng)中的能量變化（1）決定因素和變化圖示一個化學(xué)反應(yīng)是吸收能量還是放出能量，由反應(yīng)物的總能量（∑E反）與生成物的總能量（∑E生）的總能量相對大小來決定。若∑E反＞∑E反，則會放出能量；若∑E反＜∑E反，則會吸收能量。【特別提醒】任何化學(xué)反應(yīng)都伴隨著能量變化，不存在不發(fā)生能量變化的化學(xué)反應(yīng)。（2）微觀解釋和本質(zhì)原因一個化學(xué)反應(yīng)的過程，本質(zhì)上就是舊化學(xué)鍵斷裂和新化學(xué)鍵形成的過程。舊化學(xué)鍵斷裂需要吸收能量，新化學(xué)鍵形成會放出能量。化學(xué)鍵的斷裂和形成時的能量差別是化學(xué)反應(yīng)伴隨能量變化的本質(zhì)原因。三、放熱反應(yīng)和吸熱反應(yīng)（1）定義：放出熱量的反應(yīng)稱為放熱反應(yīng)，△H＜0；吸收熱量的反應(yīng)稱為吸熱反應(yīng)，△H＞0。（2）微觀分析：如果反應(yīng)物具有的總能量小于生成物具有的總能量，則生成物中的化學(xué)鍵形成所釋放的能量小于反應(yīng)物中的化學(xué)鍵斷裂所吸收的能量，該反應(yīng)為吸熱反應(yīng)，反之則為放熱反應(yīng)。（3）常見的放熱反應(yīng)：①一切燃燒反應(yīng)；②活潑金屬與酸或水的反應(yīng)；③酸堿中和反應(yīng)；④大多數(shù)化合反應(yīng)；⑤物質(zhì)的緩慢氧化；⑥鋁熱反應(yīng)。（4）常見的吸熱反應(yīng)：①大多數(shù)的分解反應(yīng)；②一些晶體的反應(yīng)；③水解反應(yīng)：如NH4++H2O?NH3·H2O+H+④以C、H2、CO為還原劑的氧化還原反應(yīng)?！咎貏e提醒】物質(zhì)的溶解過程也都伴隨著能量的變化，需要熟記的實(shí)例有：苛性鈉和濃硫酸溶于水明顯放熱，硝酸銨晶體溶于水明顯吸熱，食鹽溶于水熱量變化不明顯等。四、熱化學(xué)方程式（1）定義：把一個化學(xué)反應(yīng)中物質(zhì)的變化和反應(yīng)的焓變同時表示出來的化學(xué)方程式。（2）意義：不僅表明物質(zhì)變化，還表面化學(xué)反應(yīng)中的焓變。（3）熱化學(xué)方程式與普通化學(xué)方程式的區(qū)別：化學(xué)方程式熱化學(xué)方程式化學(xué)計(jì)量數(shù)是整數(shù)，既表示微粒個數(shù)又表示該物質(zhì)的物質(zhì)的量是整數(shù)也可以是分?jǐn)?shù)，只表示物質(zhì)的物質(zhì)的量狀態(tài)不要求注明必須在分子式后注明△H正負(fù)號及單位無必須注明意義表明了化學(xué)反應(yīng)中的物質(zhì)變化不僅表明了化學(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（4）熱化學(xué)方程式的書寫：①標(biāo)明物質(zhì)的聚集狀態(tài)，固體用s，液體用l，氣體用g，溶液用aq，不用“↑”和“↓”。②不寫反應(yīng)條件，但需注明測定條件（溫度和壓強(qiáng)）。③化學(xué)計(jì)量數(shù)既可以是整數(shù)，也可以是分?jǐn)?shù)。④△H寫在方程式的右邊，放熱用“—”，吸熱用“+”，且數(shù)值與化學(xué)計(jì)量數(shù)相對應(yīng)。五、物質(zhì)的能量高低與物質(zhì)穩(wěn)定性比較（1）物質(zhì)化學(xué)鍵能越大，其能量越低，物質(zhì)越穩(wěn)定。（能量越低越穩(wěn)定）（2）△H=反應(yīng)物的鍵能總和—生成物的鍵能總和=生成物的能量總和—反應(yīng)物的能量總和1.2反應(yīng)熱的測定及計(jì)算知識概要：一、燃燒熱（1）概念：1mol純物質(zhì)完全燃燒生成穩(wěn)定的氧化物時所放出的熱量，叫做該物質(zhì)的燃燒熱，單位為kJ·molˉ1。（2）表示燃燒熱的熱化學(xué)方程式的書寫：應(yīng)以燃燒1mol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)，故在其熱化學(xué)方程式中常出現(xiàn)分?jǐn)?shù)。（3）對燃燒熱的理解：①燃燒熱是反應(yīng)熱的一種，其△H為“—”或△H＜0.②可燃物完全燃燒，生成穩(wěn)定的氧化物。C→ CO2H2→H2O(l)S→SO2③燃燒熱通常是由實(shí)驗(yàn)測得的，可燃物以1mol純物質(zhì)作為標(biāo)準(zhǔn)進(jìn)行測量。④文字?jǐn)⑹鋈紵裏釙r，用“正值”或“△H”表示。例如：CH4的燃燒熱為890.31kJ·molˉ1或△H=—890.31kJ·molˉ1。（4）有關(guān)燃燒熱的計(jì)算：Q放=n(可燃物)×△Hc二、中和熱（1）定義：在稀溶液中，酸與堿發(fā)生中和反應(yīng)生成1molH2O（l）時所釋放的熱量為中和熱。（2）對中和熱的理解：①定義中的“稀溶液”一般是指酸、堿的物質(zhì)的量濃度均小于1mol·Lˉ1的溶液，因?yàn)槿芤夯旌蠒r會產(chǎn)生溶解熱效應(yīng)而影響中和熱的測定。②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)電離的吸熱所伴隨的熱效應(yīng)。③中和反應(yīng)的實(shí)質(zhì)是H+（aq）+OHˉ（aq）=H2O(l)，若反應(yīng)過程中有其他物質(zhì)生成，這部分反應(yīng)熱也不在中和熱內(nèi)。④強(qiáng)酸與強(qiáng)堿反應(yīng)的中和熱的表示：H+（aq）+OHˉ（aq）=H2O(l)△H=—57.3kJ·molˉ1⑤中和熱是以生成1mol水為標(biāo)準(zhǔn)來配平其余物質(zhì)的化學(xué)計(jì)量數(shù)。三、反應(yīng)熱的測定（1）儀器：量熱計(jì)量熱計(jì)由內(nèi)、外兩個筒組成，外筒的外壁覆蓋有保溫層。蓋上有溫度計(jì)和攪拌器。（2）原理：將兩種反應(yīng)物加入內(nèi)筒并使之迅速混合，測量反應(yīng)前后溶液溫度的變化值，即可根據(jù)溶液及量熱計(jì)的熱容C，利用下式計(jì)算出反應(yīng)釋放或吸收的熱量Q。Q=—C（T2—T1），C表示體系的熱容，T1、T2分別表示反應(yīng)前和反應(yīng)后體系的溫度?！咀⒁狻繜崛莺捅葻崛莸暮x?！敬鸢浮慨?dāng)物質(zhì)吸收熱量溫度升高時，溫度每升高1K所吸收的熱量，稱為該物質(zhì)的熱容，用符號C表示，單位為J·Kˉ1。單位質(zhì)量的物質(zhì)的熱容稱為該物質(zhì)的比熱容，單位為J·Kˉ1·kgˉ1。（3）中和反應(yīng)的反應(yīng)熱的測定四、蓋斯定律（1）內(nèi)容：化學(xué)反應(yīng)的焓變只與反應(yīng)體系的始態(tài)（各反應(yīng)物）和終態(tài)（各生成物）有關(guān)，而與反應(yīng)的途徑無關(guān)。（2）特點(diǎn)：①反應(yīng)熱效應(yīng)只與始態(tài)、終態(tài)有關(guān)，與過程無關(guān)。②反應(yīng)熱總值一定。③熱化學(xué)方程式之間可以進(jìn)行代數(shù)變換等數(shù)學(xué)處理。第二章化學(xué)反應(yīng)速率與化學(xué)平衡2.1化學(xué)反應(yīng)速率知識概要：一、化學(xué)反應(yīng)速率1.化學(xué)反應(yīng)速率的概念：化學(xué)反應(yīng)速率是用量衡量化學(xué)反應(yīng)進(jìn)行快慢程度的物理量。2.化學(xué)反應(yīng)速率的表示方法：化學(xué)反應(yīng)速率通常用單位時間內(nèi)反應(yīng)物濃度的減少或生成物濃度的增加來表示。符號為v，單位為mol·Lˉ1·minˉ1或mol·Lˉ1·sˉ1。3.化學(xué)反應(yīng)速率的表達(dá)式某一物質(zhì)A的化學(xué)反應(yīng)速率的表達(dá)式為△c(A)V(A)=△t(A)4.化學(xué)反應(yīng)速率的計(jì)算規(guī)律對于某一化學(xué)反應(yīng)，雖然用不同物質(zhì)表示的化學(xué)反應(yīng)速率不一定相同，但各物質(zhì)的速率之比一定等于化學(xué)方程式中相應(yīng)物質(zhì)的化學(xué)計(jì)量數(shù)之比。例如：mA+nB=pC+qDv(A)：v(B)：v(C)：v(D)=m：n：p：q5.有關(guān)化學(xué)反應(yīng)速率的注意事項(xiàng)（1）化學(xué)反應(yīng)速率均為正值，沒有負(fù)值。（2）化學(xué)反應(yīng)速率通常指的是某物質(zhì)在某一段時間內(nèi)化學(xué)反應(yīng)的平均速率，而不是某一時刻的瞬時速率。（3）化學(xué)反應(yīng)速率不用固體或純液體物質(zhì)的“濃度變化”來表示。二、化學(xué)反應(yīng)速率的測量常用方法：（1）量氣法（2）比色法（3）電導(dǎo)法三、有效碰撞理論1.有效碰撞：能夠發(fā)生化學(xué)反應(yīng)的碰撞。兩個條件：①分子有較高的能量②有合適的碰撞取向2.活化分子和活化能（1）活化分子：能夠發(fā)生有效碰撞的分子。（2）活化能：活化分子所多出的那部分能量?；罨胀ǚ肿?活化能?活化分子去活化（3）活化能與化學(xué)反應(yīng)速率：在一定條件下，活化分子所占的百分?jǐn)?shù)是固定不變的?；罨艿汀胀ǚ肿右鬃兂苫罨肿印罨肿影俜?jǐn)?shù)大→有效碰撞次數(shù)多→反應(yīng)速率快四、影響化學(xué)反應(yīng)速率的因素1.內(nèi)因（1）化學(xué)鍵的強(qiáng)弱。（2）化學(xué)性質(zhì)。2.外因?qū)τ谕换瘜W(xué)反應(yīng)，外界條件不同，反應(yīng)速率不同，其中重要的外界條件為濃度、壓強(qiáng)、溫度、催化劑等。（1）濃度對化學(xué)反應(yīng)速率的影響重要理論：當(dāng)其他條件不變時，增大反應(yīng)物的濃度，可以增大化學(xué)反應(yīng)速率；減小反應(yīng)物的濃度，可以減小化學(xué)反應(yīng)速率?！咀⒁狻竣偌円簯B(tài)或固體物質(zhì)，可以認(rèn)為其濃度為“常數(shù)”，它們的量的改變不會影響化學(xué)反應(yīng)速率。②固體反應(yīng)物顆粒的大小能影響化學(xué)反應(yīng)速率。固體顆粒越小，其表面積越大，與其他反應(yīng)物的接觸面積越大，有效碰撞次數(shù)將增加，所以能加快化學(xué)反應(yīng)速率。（2）壓強(qiáng)對化學(xué)反應(yīng)速率的影響重要理論：對于有氣體參加的化學(xué)反應(yīng)來說，當(dāng)其他條件不變時，增大氣體的壓強(qiáng)，可以增大化學(xué)反應(yīng)速率；減小氣體的壓強(qiáng)，可以減小化學(xué)反應(yīng)速率。理論解釋：在其他條件不變時，增大壓強(qiáng)，就是增大了濃度→單位體積內(nèi)活化分子數(shù)增多→有效碰撞次數(shù)增多→有效碰撞增多→化學(xué)反應(yīng)速率增大?！咀⒁狻緼對于氣體反應(yīng)體系，有以下幾種情況：I恒溫時：增大壓強(qiáng)→體積縮小→濃度增大→反應(yīng)速率加快II恒容時：充入氣體反應(yīng)物→總壓增大→濃度增大→反應(yīng)速率加快充入“惰性氣體”→總壓增大，各物質(zhì)濃度不變，反應(yīng)速率不變III恒壓時：充入“惰性氣體”→體積增大→各反應(yīng)物濃度減小→反應(yīng)速率減慢B壓強(qiáng)對固體、液體的反應(yīng)速率影響忽略不計(jì)。（3）溫度對化學(xué)反應(yīng)速率的影響重要理論：當(dāng)其他條件不變時，升高溫度，可以增大化學(xué)反應(yīng)速率；降低溫度，可以減小化學(xué)反應(yīng)速率。理論解釋：在其他條件不變時，升高溫度，反應(yīng)物分子的能量增加，使一部分原理能量較低的分子變成活化分子→活化分子百分?jǐn)?shù)增加→有效碰撞次數(shù)增多→化學(xué)反應(yīng)速率增大?！咀⒁狻繙囟让可?0℃，化學(xué)反應(yīng)速率通常增大到原來的2~4倍。上述結(jié)論，對吸熱和放熱反應(yīng)均適用。一般地，溫度對化學(xué)反應(yīng)速率的影響比濃度、壓強(qiáng)對化學(xué)反應(yīng)速率的影響要大，也易于控制。（4）催化劑對化學(xué)反應(yīng)速率的影響重要理論：催化劑能夠改變化學(xué)反應(yīng)速率。理論解釋：使用催化劑→降低反應(yīng)所需的能量→更多反應(yīng)物分子成為活化分子→大大增加單位體積內(nèi)的活化分子百分?jǐn)?shù)→成千成萬倍地增大化學(xué)反應(yīng)速率。（5）其他因素對化學(xué)反應(yīng)速率的影響除了濃度、壓強(qiáng)、溫度和催化劑等能改變化學(xué)反應(yīng)速率外，反應(yīng)物顆粒的大小，溶劑的性質(zhì)、光、超聲波、磁場等也會對化學(xué)反應(yīng)速率產(chǎn)生影響。五、外界條件對可逆反應(yīng)中正逆反應(yīng)速率的影響（1）濃度增加反應(yīng)物濃度（或減小生成物濃度），反應(yīng)向正反應(yīng)方向移動；增加生成物濃度（或減小反應(yīng)物濃度），反應(yīng)向逆反應(yīng)方向移動。（2）溫度“升吸降放”——升高溫度，向吸熱反應(yīng)方向移動；降低溫度，向放熱反應(yīng)方向移動。（3）壓強(qiáng)增大壓強(qiáng)，反應(yīng)向氣體分子數(shù)減小的方向移動；減小壓強(qiáng)，反應(yīng)向氣體分子數(shù)增大的方向移動。若反應(yīng)前后氣體分子數(shù)不變，則增大壓強(qiáng)，正逆反應(yīng)速率增大相同倍數(shù)；減小壓強(qiáng)，正逆反應(yīng)速率減小相同倍數(shù)。（4）催化劑對可逆反應(yīng)速率的影響是同等倍數(shù)的增大或減小，不改變化學(xué)平衡。2.2化學(xué)反應(yīng)的方向和限度知識概要：一、可逆反應(yīng)與不可逆反應(yīng)1.可逆反應(yīng)（1）定義：在同一條件下，同時向正、反兩個方向進(jìn)行的化學(xué)反應(yīng)稱為可逆反應(yīng)。（2）表示方法：在可逆反應(yīng)的化學(xué)方程式中，用“?”來表示。（3）可逆反應(yīng)的特征：①正反應(yīng)和逆反應(yīng)發(fā)生條件相同。②各反應(yīng)物、生成物同時存在，正反應(yīng)和逆反應(yīng)同時存在、同時進(jìn)行。③能量轉(zhuǎn)化類型相反，若正反應(yīng)放熱，則逆反應(yīng)就吸熱。④可逆反應(yīng)是不可進(jìn)行徹底的反應(yīng)。2.不可逆反應(yīng)在一定條件下，幾乎只能向一定方向（向生成物方向）進(jìn)行的反應(yīng)。二、化學(xué)反應(yīng)的方向1.自發(fā)過程與自發(fā)反應(yīng)（1）自發(fā)過程：在一定條件下不借助外部力量就能自動進(jìn)行的過程。如：生活中的自發(fā)過程。A自然界中的水由高處往低處流，而不會自動從低處往高處流。B物理學(xué)中研究的電流總是從電位高的地方向電位低的地方流動。C日常生活中，氣溫一升高，冰雪自動融化。（2）自發(fā)反應(yīng)：在一定條件下，無需外界幫助就能自動進(jìn)行的反應(yīng)稱為自發(fā)反應(yīng)。如：Zn+CuSO4=ZnSO4+Cu會自發(fā)進(jìn)行。2.反應(yīng)的焓變與反應(yīng)方向自發(fā)過程的體系總是趨向于從高能量狀態(tài)轉(zhuǎn)變?yōu)榈湍芰繝顟B(tài)，這是體系會對外部做功或釋放能量，表現(xiàn)為焓變△H＜0，這一經(jīng)驗(yàn)規(guī)律就是能量判據(jù)。大量實(shí)驗(yàn)事實(shí)證明，多數(shù)能自發(fā)進(jìn)行的化學(xué)反應(yīng)是放熱的，并且反應(yīng)放出的熱量越多，體系能量降低的也越多，反應(yīng)越完全。但是，不少吸熱過程和吸熱反應(yīng)也能自發(fā)進(jìn)行。3.反應(yīng)熵變與反應(yīng)方向（1）熵的含義：在密閉的條件下，體系由有序自發(fā)地轉(zhuǎn)變?yōu)闊o序的傾向，這種推動體系變化的因素稱作熵。符號：S。單位：J·molˉ1·Kˉ1。（2）影響熵大小的因素：①同一條件下，不同的物質(zhì)熵值不同。②同一物質(zhì)的熵與其聚集狀態(tài)及外界條件有關(guān)，如對同一物質(zhì)而言，S(g)＞S(l)＞S(s)。（3）熵變：化學(xué)反應(yīng)發(fā)生物質(zhì)的變化或物質(zhì)狀態(tài)的變化，是生成物總熵與反應(yīng)物總熵之差。符號：△S。單位：J·molˉ1·Kˉ1。（4）規(guī)律總結(jié)：①熵增加原理：自發(fā)過程的體系趨向于有序轉(zhuǎn)變?yōu)闊o序，導(dǎo)致體系的熵增加，這一經(jīng)驗(yàn)規(guī)律叫做熵增加原理，也是反應(yīng)方向判斷的熵依據(jù)。②常見的熵增加的過程：固體的溶解過程、氣體的擴(kuò)散過程、水的氣化過程及墨水的擴(kuò)散過程都是體系混亂度增大的過程，即熵增加的過程。③常見的熵增加的反應(yīng)：A產(chǎn)生氣體的反應(yīng)。氣體物質(zhì)的量增大的反應(yīng)，熵變的數(shù)值通常都是正值，為熵增加反應(yīng)。有些反應(yīng)在常溫常壓下可以自發(fā)進(jìn)行。如：2H2O2(aq)=2H2O(l)+O2(g)B有些熵增加反應(yīng)在常溫常壓下不能自發(fā)進(jìn)行，但在較高溫度下可以自發(fā)進(jìn)行。如：CaCO3(s)=CaO(s)+CO2(g)④有些熵減小的反應(yīng)即△S＜0的反應(yīng)在一定條件下也可以自發(fā)進(jìn)行，如鋁熱反應(yīng)。（5）結(jié)論：事實(shí)證明，熵變是反應(yīng)能否自發(fā)進(jìn)行的又一個主要因素，但也不是唯一的因素。4.焓變與熵變對反應(yīng)方向的共同影響（1）焓和熵都為化學(xué)熱力學(xué)函數(shù)，其變化只決定于體系的始態(tài)和終態(tài)，與變化的途徑無關(guān)。（2）焓變和熵變共同影響一個化學(xué)反應(yīng)在一定條件下能否自發(fā)進(jìn)行，它們與化學(xué)反應(yīng)速率無關(guān)。（3）化學(xué)反應(yīng)方向的判據(jù)在溫度、壓強(qiáng)一定的條件下，自發(fā)反應(yīng)總是向△H—T△S＜0的方向進(jìn)行，直到達(dá)到平衡狀態(tài)?！鱄—T△S＜0反應(yīng)能自發(fā)進(jìn)行△H—T△S=0反應(yīng)達(dá)到平衡狀態(tài)△H—T△S＜0反應(yīng)不能自發(fā)進(jìn)行三、化學(xué)平衡狀態(tài)1.化學(xué)平衡的研究對象：化學(xué)平衡研究的是可逆反應(yīng)的規(guī)律，如反應(yīng)進(jìn)行的程度以及外界條件對反應(yīng)進(jìn)行情況的影響等。2.化學(xué)平衡狀態(tài)的概念：化學(xué)平衡狀態(tài)指的是一定條件下的可逆反應(yīng)中，正反應(yīng)速率和逆反應(yīng)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)。3.化學(xué)平衡狀態(tài)的特征：“逆”、“等”、“動”、“定”、“變”4.判斷可逆反應(yīng)達(dá)到平衡狀態(tài)的標(biāo)志：（1）直接特征：v正=v逆，要求大小相等，方向相反。（2）間接特征：反應(yīng)物的轉(zhuǎn)化率保持不變；產(chǎn)物的產(chǎn)率保持不變；平衡體系的顏色保持不變；絕熱的恒容反應(yīng)體系中的溫度保持不變。（3）“特殊”特征：體系中氣體物質(zhì)的總質(zhì)量保持不變；體系中氣體物質(zhì)的總物質(zhì)的量（或體積或分子數(shù)）保持不變；體系中氣體物質(zhì)的平均相對分子質(zhì)量保持不變；氣體的總壓強(qiáng)不再發(fā)生改變；體系中氣體的密度不再發(fā)生改變。5.等效平衡原理及其應(yīng)用等效類型IIIIII條件恒溫、恒容恒溫、恒容恒溫、恒壓起始投料換算為相同物質(zhì)，其“量”相同換算為相同物質(zhì)，其“量”符合同一比例換算為相同物質(zhì)，其“量”符合同一比例對反應(yīng)的要求反應(yīng)前、后氣體分子數(shù)不相等的可逆反應(yīng)反應(yīng)前、后氣體分子數(shù)相等的可逆反應(yīng)任何可逆反應(yīng)平衡特點(diǎn)氣體的物質(zhì)的量分?jǐn)?shù)相同相同相同濃度c相同成比例相同物質(zhì)的量n相同成比例成比例2.3影響化學(xué)平衡的條件知識概要：一、化學(xué)平衡移動1.化學(xué)平衡移動：可逆反應(yīng)中舊化學(xué)鍵的破壞、新化學(xué)鍵的建立的過程。2.化學(xué)平衡移動的原因：反應(yīng)條件的改變，移動的結(jié)果是正、逆反應(yīng)速率發(fā)生變化，平衡混合物中各組分的含量發(fā)生相應(yīng)的變化。3.化學(xué)平衡移動的特征：①從反應(yīng)速率來看：若有v正=v逆到v正≠v逆，再到v正′=v逆′這樣的過程表明化學(xué)平衡發(fā)生了移動。②從混合物組成來看：合組分的含量從保持一定到條件改變時含量發(fā)生變化，最后在新條件下保持新的一定，同樣表明化學(xué)平衡發(fā)生了移動。4.化學(xué)平衡移動的方向：①若外界條件改變，引起v正＞v逆時，正反應(yīng)占優(yōu)勢，化學(xué)平衡向正反應(yīng)方向移動。②若外界條件改變，引起v正＜v逆時，逆反應(yīng)占優(yōu)勢，化學(xué)平衡向逆反應(yīng)方向移動。③若外界條件改變，引起v正和v逆都發(fā)生變化，如果v正和v逆仍保持相等，化學(xué)平衡就沒有發(fā)生移動。二、影響化學(xué)平衡的條件參加反應(yīng)的物質(zhì)的性質(zhì)是影響化學(xué)平衡的內(nèi)在因素，影響化學(xué)平衡的外界條件主要有濃度、壓強(qiáng)和溫度。外界條件的改變對化學(xué)平衡的影響實(shí)在上是通過改變正、逆反應(yīng)速率來實(shí)現(xiàn)的。（1）濃度對化學(xué)平衡的影響參看（5），“對著干”。（2）壓強(qiáng)對化學(xué)平衡的影響增大壓強(qiáng)就向氣體分子數(shù)減小的方向移動；減小壓強(qiáng)就向氣體分子數(shù)增多的方向移動。（3）溫度對化學(xué)平衡的影響“升吸降放”（4）催化劑對化學(xué)平衡的影響使用催化劑不影響化學(xué)平衡的移動，但使用催化劑可影響可逆反應(yīng)達(dá)到平衡的時間。（5）勒夏特列原理如果改變影響平衡的一個條件（如濃度、壓強(qiáng)或溫度等），平衡就向能夠減弱這種改變的方向移動。三、化學(xué)平衡常數(shù)1.概念：在一定溫度下，當(dāng)一個可逆反應(yīng)達(dá)到化學(xué)平衡時，生成物的濃度冪之積與反應(yīng)物的濃度冪之積的比值是一個常數(shù)，這個常數(shù)就是該反應(yīng)的化學(xué)平衡常數(shù)（簡稱平衡常數(shù)），用符號K表示。對于一般的可逆反應(yīng)，mA(g)+nB(g)?pC(g)+qD(g)在一定溫度下cp(C)·cq(D)Cm(A)·cn(B)=K2.注意：（1）化學(xué)平衡常數(shù)K只與溫度有關(guān)，與反應(yīng)物或生成物的濃度無關(guān)。（2）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。（3）K值越大，說明平衡體系中生成物所占比例越大，它的正向反應(yīng)進(jìn)行的程度越大。（4）反應(yīng)物或生成物中有固體或液體存在時，由于其濃度可以看作“1”而不代入公式。（5）化學(xué)平衡時指某一具體反應(yīng)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)的系數(shù)等倍擴(kuò)大或縮小，盡管是同一反應(yīng)，平衡常數(shù)也會改變。3.化學(xué)平衡常數(shù)的應(yīng)用利用K可判斷反應(yīng)的熱效應(yīng)：若升高溫度，K值增大，則正反應(yīng)為吸熱反應(yīng)；若升高溫度，K值減小，則正反應(yīng)為放熱反應(yīng)。四、合成氨的適宜條件結(jié)合化學(xué)反應(yīng)速率和化學(xué)平衡原理以及材料、設(shè)備等生產(chǎn)實(shí)際，合成氨工業(yè)中實(shí)際采用的適宜條件是：使用鐵觸媒催化劑，溫度為500℃左右，壓強(qiáng)為20~50MPa，及時分離氨、不斷補(bǔ)充N2和H2。五、惰性氣體的加入對化學(xué)平衡的影響1.恒溫、恒容下：向化學(xué)平衡體系中通入“惰性氣體”，雖然能使反應(yīng)容器的總壓強(qiáng)增大，但并不改變原平衡體系中各組分的濃度，因此，化學(xué)平衡不發(fā)生移動。2.恒溫、恒壓下：向化學(xué)平衡體系中通入“惰性氣體”，要保持反應(yīng)體系的總壓強(qiáng)不變，則容器的體積必然增大，即相當(dāng)于原平衡體系的壓強(qiáng)將減小，因此化學(xué)平衡向氣體體積增大的方向移動。（注意：對反應(yīng)前后氣體物質(zhì)的總體積不變的可逆反應(yīng)，平衡將不移動）第三章水溶液中的離子平衡3.1弱電解質(zhì)的電離知識概要：一、強(qiáng)弱電解質(zhì)與結(jié)構(gòu)的關(guān)系1.電解質(zhì)和非電解質(zhì)電解質(zhì)非電解質(zhì)定義在水溶液里或熔融狀態(tài)下能導(dǎo)電的化合物在水溶液和熔融狀態(tài)下都不能導(dǎo)電的化合物化合物類型離子化合物，部分共價化合物共價化合物（包括大多數(shù)有機(jī)物）能否直接電離溶于水或熔融狀態(tài)時能直接電離溶于水和熔融時，不能直接電離通電時的現(xiàn)象溶于水或熔融時能導(dǎo)電溶于水和熔融時不能實(shí)例H2SO4、NaOH、NaCl、Na2O等SO2、NH3、CH4、C2H5OH、C12H22O11等2.強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)強(qiáng)電解質(zhì)弱電解質(zhì)定義在水溶液中能完全電離的電解質(zhì)在水溶液中只能部分電離的電解質(zhì)化合物類型離子化合物、部分共價化合物部分共價化合物電離程度幾乎完全電離只有部分電離電離過程不可逆過程，無電離平衡可逆過程，存在電離平衡溶液中存在的粒子（水分子不計(jì)）只有電離出的陰、陽離子，不存在電解質(zhì)分子既有電離出的陰、陽離子，又有電解質(zhì)分子實(shí)例絕大多數(shù)鹽：如；強(qiáng)酸：；強(qiáng)堿：等弱酸：；弱堿：；水、極少數(shù)鹽3.關(guān)于強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)的幾點(diǎn)說明（1）電解質(zhì)的強(qiáng)弱是由物質(zhì)的內(nèi)部結(jié)構(gòu)決定的。強(qiáng)弱電解質(zhì)的主要區(qū)別是在水溶液中能否完全電離。（共價化合物在水溶液中能電離，但在熔融狀態(tài)下不電離，不導(dǎo)電）（2）電解質(zhì)的強(qiáng)弱與溶液導(dǎo)電能力沒有必然聯(lián)系。溶液導(dǎo)電能力關(guān)鍵是由單位體積內(nèi)自由移動的離子數(shù)目（即離子濃度）的大小決定的。（3）電解質(zhì)的強(qiáng)弱與其溶解度無關(guān)。（4）大多數(shù)鹽是強(qiáng)電解質(zhì)，少數(shù)的鹽有形成共價鍵的傾向，電離程度很小，屬于弱電解質(zhì)。二、弱電解質(zhì)的電離平衡1.弱電解質(zhì)的電離平衡：指的是在一定條件下（如溫度、壓強(qiáng)）下，當(dāng)電解質(zhì)分子電離成離子的速率和離子重新結(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)。2.電離平衡與化學(xué)平衡相似，也具有“逆”、“等”、“動”、“定”、“變”等特點(diǎn)。3.影響電離平衡的條件：（1）溫度：由于弱電解質(zhì)的電離一般是吸熱的，因此升高溫度，電離平衡將向電離方向移動，弱電解質(zhì)的電離程度將增大。（2）濃度：同一弱電解質(zhì)，增大溶液的物質(zhì)的量濃度，電離平衡將向電離方向移動，但電解質(zhì)的電離程度減??；稀釋溶液時，電離平衡將向電離方向移動，且電解質(zhì)的電離程度增大。（3）加入試劑：三、電解質(zhì)的電離方程式1.電離：電解質(zhì)在水溶液或熔融狀態(tài)下離解成自由離子的過程。電離不需通電，且一般為吸熱。2.電離方程式的書寫如下：（1）符號：強(qiáng)電解質(zhì)完全電離：用“=”；弱電解質(zhì)部分電離，用“?”。（2）多元弱酸弱堿的電離：多元弱酸分步電離，必須分步書寫電離方程式，一般只寫第一步；多元弱堿也分步電離，但可按一步電離寫出。例如：H2S?H++HSˉHSˉ?H++S2ˉFe(OH)3?Fe3++3OHˉ（3）酸式鹽的電離：強(qiáng)酸的酸式鹽完全電離，弱酸的酸式鹽中酸式酸根不完全電離。例如：NaHSO4=Na++H++SO42ˉNaHCO3=Na++HCO3ˉHCO3ˉ?H++CO32ˉ四、電離常數(shù)1.概念：在一定條件下，弱電解質(zhì)的電離達(dá)到平衡時，溶液中電離所生成的各種離子濃度的乘積跟溶液中未電離的分子濃度的比是一個常數(shù)，這個常數(shù)叫做電離平衡常數(shù)，簡稱電離常數(shù)，用K表示（酸用Ka表示，堿用Kb表示）。2.表示方法：AB?A++Bˉc(A+)·c(Bˉ)K=c(AB)【注意】（1）在溫度一定時，其電離常數(shù)就是一個定值。（2）多元弱酸電離是分步進(jìn)行的，且K1＞＞K2＞K3。3.電離常數(shù)的影響因素（1）電離常數(shù)隨溫度而變化。（2）電離常數(shù)與弱酸、弱堿的濃度無關(guān)。同一溫度下，不論弱酸、弱堿的濃度如何變化，電離常數(shù)是不會改變的。4.電離常數(shù)的意義：（1）多元弱酸溶液中的離子濃度關(guān)系。（2）利用電離常數(shù)數(shù)值的大小，可以估算弱電解質(zhì)電離的趨勢。K值越大，電離程度越大，酸性越強(qiáng)。五、弱電解質(zhì)的電離度1.概念：當(dāng)弱電解質(zhì)在溶液里達(dá)到電離平衡時，溶液中已經(jīng)電離的電解質(zhì)分子數(shù)占原來總分子數(shù)的百分?jǐn)?shù)叫做電離度。常用α表示。2.數(shù)學(xué)表達(dá)式：已電離的電解質(zhì)的分子數(shù)（物質(zhì)的量/物質(zhì)的量濃度）а=溶液中原有電解質(zhì)的分子總數(shù)（總物質(zhì)的量/總物質(zhì)的量濃度）×100%3.意義：表示了弱電解質(zhì)的電離程度相對強(qiáng)弱。4.一元弱酸、弱堿電離度的計(jì)算。設(shè)c為一元弱酸、一元弱堿的物質(zhì)的量濃度。一元弱酸：HA?H++Aˉc(H+)а=c×100%c(H+)=c×а一元弱堿：BOH?B++Oc(OHˉ)а=c×100%c(OHˉ)=c×а5.影響因素：（1）內(nèi)因——電解質(zhì)的本性。相同條件下，電解質(zhì)越弱，電離度越小。（2）外因——溶液的濃度、溫度和加入的試劑等。以0.1mol·Lˉ1的CH3COOH為例：加水升溫加NaOH加H2SO4電離度（а）增大增大增大減小H+數(shù)量增大增大減小增大C(H+)/(mol·Lˉ1)減小增大減小增大導(dǎo)電能力減小增大增大增大（3）濃度大小對電離度影響的解釋有兩種方法：

①從碰撞結(jié)合成分子的機(jī)會解釋。（越稀越電離）②從水合離子的生成解釋，如：CH3COOH+H2O?CH3COOˉ+H3O+,把水作反應(yīng)物，認(rèn)為加水平衡右移。（4）對比分析強(qiáng)、弱酸稀釋時c(H+)變化的倍數(shù)。強(qiáng)酸稀釋到n倍，c(H+)變?yōu)?/n倍；弱酸稀釋到n倍，c(H+)變化小于1/n倍。3.2水的電離和溶液的酸堿性知識概要：一、水的電離和水的離子積1.水的電離：水是一種極弱的電解質(zhì)，能發(fā)生微弱的電離：H2O?H++OHˉ。實(shí)驗(yàn)測得：在室溫下1LH2O中只有1×10ˉ7molH2O電離。故25℃時純水中c(H+)=c(OHˉ)=1×10ˉ7mol·Lˉ1。平衡常數(shù)K電離=c(H+)·c(OHˉ)c(H2O)2.水的離子積：因?yàn)樗碾婋x極其微弱，在室溫下電離前后n(H2O)幾乎不變，因此c(H2O)可視為常數(shù)，則c(H+)·c(OHˉ)=K電離·c(H2O)。常數(shù)K電離與常數(shù)c(H2O)的積為一個常數(shù)，叫做水的離子積常數(shù)，簡稱水的離子積，記做Kw。即：Kw=c(H+)·c(OHˉ).（1）Kw與溫度有關(guān)，隨溫度升高而逐漸增大。25℃時，Kw為1×10ˉ14,100℃時Kw約為1×10ˉ12。（2）Kw=1.0×不僅適用于純水，也適用于酸、堿、鹽的稀溶液。（3）在不同溶液中c(H+)、c(OHˉ)可能不同，但任何溶液中水電離出的c(H+)與c(OHˉ)總是相等的。Kw=c(H+)·c(OHˉ)式中，c(H+)、c(OHˉ)均表示整個溶液中總物質(zhì)的量濃度。3.影響水的電離平衡的因素（1）溫度：因水的電離是吸熱的，所以溫度越高，Kw越大。（2）酸、堿：加入酸能電離出H+，加入堿能電離出OHˉ，加強(qiáng)酸的酸式鹽（NaHSO4）也能電離出H+，都抑制了水的電離，但水電離出的H+和OHˉ一定是相等的，Kw也是不變的。（3）加入活潑金屬：因金屬置換出水中的H+而會促進(jìn)水的電離?！窘?jīng)驗(yàn)總結(jié)】①任何水溶液中均存在水的電離平衡。②Kw是溫度的函數(shù)，與c(H+)、c(OHˉ)的變化無關(guān)。Kw③一定溫度下，在不同的溶液中，c(H+)=c(OHˉ)，故c(H+)和c(OHˉ)成反比，但在任何溶液中水電離出的c(H+)和c(OHˉ)一定相等。二、溶液的酸堿性和PH1.引進(jìn)PH概念的必要性：當(dāng)c(H+)很小時，用物質(zhì)的量濃度表示溶液的酸堿性很不方便，為簡便起見，引進(jìn)PH的概念。2.溶液的PH指的是用c(H+)的負(fù)對數(shù)來表示溶液的酸堿性強(qiáng)弱，即PH=—lg｛c(H+)｝。3.溶液的酸堿性，溶液的PH和c(H+)、c(OHˉ)的相對大小之間的關(guān)系見下表：溶液的酸堿性c(H+)與c(OHˉ)的相對大小25℃溶液的PH值c(H+)(mol·Lˉ1)c(OHˉ)(mol·Lˉ1)Kw備注酸性c(H+)＞c(OHˉ)PH＜7＞10ˉ7＜10ˉ71×10ˉ14PH越小，c(H+)越大，溶液的酸性越強(qiáng)；PH越大，c(OHˉ)越大，溶液的堿性越強(qiáng)。堿性c(H+)＜c(OHˉ)PH＞7＜10ˉ7＞10ˉ7中性c(H+)=c(OHˉ)PH=7=10ˉ7=10ˉ74.PH的范圍通常是0~14，即PH僅適用于c(H+)≤1mol·Lˉ1或c(OHˉ)≤1mol·Lˉ1的電解質(zhì)稀溶液。當(dāng)溶液中c(H+)或c(OHˉ)大于1mol·Lˉ1時，則直接用c(H+)或c(OHˉ)表示溶液的酸堿性。5.溶液PH的測定方法（1）酸堿指示劑（2）PH試紙（3）PH計(jì)三、中和滴定實(shí)驗(yàn)1.定義：利用中和反應(yīng)，用已知濃度的酸（或堿）來測定未知濃度的堿（或酸）的濃度的實(shí)驗(yàn)方法叫做酸堿中和滴定。2.原理：vBcAVAcB=vA·VB（vB、vA分別表示反應(yīng)方程式中酸、堿的化學(xué)計(jì)量數(shù)）3.中和滴定實(shí)驗(yàn)儀器和試劑酸式滴定管（不能盛放堿液、水解呈堿性的鹽溶液、氫氟酸）儀器堿式滴定管（不能盛放酸性溶液和強(qiáng)氧化性溶液）錐形瓶、鐵架臺、滴定管夾、燒杯等。標(biāo)準(zhǔn)溶液、待測溶液試劑作用：通過指示劑顏色的變化確定終點(diǎn)指示劑選擇：變色要靈敏、明顯（終點(diǎn)與變色范圍一致）4.指示劑的選擇酸堿恰好完全中和的時刻叫滴定終點(diǎn)，為準(zhǔn)確判定滴定終點(diǎn)，須選用變色明顯，變色范圍的PH與恰好中和時的PH吻合的酸堿指示劑。通常是甲基橙或酚酞試劑，而不能選用石蕊試液。四、水電離出的c(H+)和c(OHˉ)與溶液中的c(H+)與c(OHˉ)的關(guān)系1.在酸溶液中，c(OHˉ)等于水電離出的c(OHˉ)。2.在堿溶液中，c(H+)等于水電離出的c(H+)。3.在水解呈酸性的鹽溶液中，c(H+)等于水電離出的c(H+)。4.在水解呈堿性的鹽溶液中，c(OHˉ)等于水電離出的c(OHˉ)。3.3鹽類的水解知識概要：一、鹽類的水解1.鹽類水解的實(shí)質(zhì)：在溶液中，由于鹽的離子與水電離出來的H+或OHˉ結(jié)合生成弱電解質(zhì)，從而破壞了水的電離平衡，使水的電離平衡向電離的方向移動，顯示出不同程度的酸性、堿性或中性。鹽的水解可看作酸堿中和反應(yīng)的逆過程，為吸熱過程。水解鹽+水?酸+堿（正反應(yīng)吸熱）中和2.鹽類水解的類型和規(guī)律有弱才水解，無弱不水解，越弱越水解，都弱都水解，誰強(qiáng)顯誰性，同強(qiáng)顯中性。3.影響鹽類水解的因素主要因素是鹽本身的性質(zhì)，組成鹽的酸根對應(yīng)的酸越弱（或陽離子對應(yīng)的堿越弱），水解程度就越大。另外還受溫度、濃度及外加酸堿等因素的影響。（1）溫度：鹽的水解是吸熱反應(yīng)，因此升高溫度，水解程度增大。（2）濃度：稀釋鹽溶液，可以促進(jìn)水解，鹽的濃度越小，水解程度越大。（3）外加酸堿：例如水解呈酸性的鹽溶液，若加入堿，就會中和溶液中的H+，使平衡向水解方向移動而促進(jìn)水解，若加酸則抑制水解。4.水解平衡常數(shù)水解反應(yīng)的平衡常數(shù)叫做水解平衡常數(shù)或水解常數(shù)，用Kh表示。Kh數(shù)值越大，水解趨勢越大。二、鹽類水解離子方程式的書寫1.鹽類的水解的離子方程式一般應(yīng)用“?”連接，并且水解生成的弱電解質(zhì)即便是難溶或易揮發(fā)或不穩(wěn)定的物質(zhì)也應(yīng)寫其化學(xué)式，且不能標(biāo)“↑”“↓”等狀態(tài)符號。2.多元弱酸根離子的水解的離子方程式應(yīng)分步書寫，且以第一步水解為主，如CO32ˉ水解的離子方程式為：CO32ˉ+H2O?HCO3ˉ+OHˉ（主要）HCO3ˉ+H2O?H2CO3+OHˉ（次要）3.多元弱堿的陽離子水解的離子方程式較復(fù)雜，中學(xué)階段只要求一步寫到底即可。其最終勝出的弱堿即便是難溶物也不標(biāo)“↓”等狀態(tài)符號，因其水解生成的量極少，不會產(chǎn)生沉淀（但可生成膠體），如Al3+水解的離子方程式常寫成： Al3++3H2O?Al(OH)3+3H+4.弱酸弱堿鹽中陰、陽離子相互促進(jìn)水解。5.鹽類水解的離子方程式同樣遵循質(zhì)量守恒定律和電荷守恒規(guī)律。6.要將鹽的電離方程式與鹽類水解的離子方程式為區(qū)別開來。三、溶液中微粒濃度的比較方法1.對多元弱酸溶液，可根據(jù)多元弱酸的分級電離來分析判斷。如H3PO4溶液中，各離子濃度的大小順序?yàn)椋?.對多元弱酸的正鹽溶液，可根據(jù)弱酸根的分步水解來分析判斷，如Na2CO3溶液中，各離子濃度的大小順序?yàn)椋?.不同溶液中同一離子濃度的大小比較，要考慮溶液中其他離子對該離子的影響。4.涉及兩溶液混合時，離子濃度大小比較時，要綜合分析，如發(fā)生反應(yīng)、電離因素、水解因素等。5.溶液中三個守恒關(guān)系：（1）電荷守恒（2）物料守恒（3）質(zhì)子守恒四、鹽類水解的應(yīng)用1.某些物質(zhì)的水溶液的配制。配制FeCl3的水溶液，F(xiàn)eCl3溶于水后發(fā)生如下水解反應(yīng)：Fe3++3H2O?Fe(OH)3+3H+因Fe(OH)3的生成而使溶液變渾濁，通常先將FeCl3溶于濃鹽酸中，可抑制Fe3+的水解，使溶液保持澄清，再加水沖稀至所需濃度。2.判斷物質(zhì)的水溶液的酸堿性。3.比較溶液中離子濃度的大小。4.判斷離子能否共存。5,明礬等物質(zhì)凈水的原理。6.某些化肥的施用會使土壤的酸堿性改變。7.利用鹽的水解可以除雜質(zhì)。8.熱的純堿水溶液去污能力較強(qiáng)。9.鎂與NH4Cl水溶液的反應(yīng)。10.泡沫滅火器滅火的原理。11.制備納米材料。五、鹽與鹽混合時的雙水解問題3.4沉淀溶解平衡知識概要：一、難溶物的溶解平衡第四章電化學(xué)基礎(chǔ)4.1原電池化學(xué)電源知識概要：4.2電解池知識概要：4.3金屬的腐蝕與防護(hù)知識概要：高二化學(xué)期末考試試卷可能用到的相對原子質(zhì)量：H—1、C—12、O—16、N—14、Na—23、S—32、Cl—35.5、K—39、Mn—55第I卷選修：化學(xué)4模塊考試(100分)一、選擇題（本題包括25小題，共50分，每小題只有一個選項(xiàng)符合題意）1．下列物質(zhì)的水溶液能導(dǎo)電，但屬于非電解質(zhì)的是A．CH3COOH B．Cl2 C．NH4HCO3 D．SO22．下列反應(yīng)中，屬于吸熱反應(yīng)的是A．乙醇燃燒 B．碳酸鈣受熱分解C．氧化鈣溶于水 D．鹽酸和氫氧化鈉反應(yīng)3．保護(hù)地下鋼管不受腐蝕，可使它連接A．銅板 B．石墨 C．直流電源負(fù)極 D．直流電源正極4．下列措施中，一定能使化學(xué)平衡移動的是A．改變溫度 B．改變壓強(qiáng) C．使用催化劑 D．改變?nèi)萜黧w積5．下列說法正確的是A．需要加熱才能發(fā)生的反應(yīng)一定是吸熱反應(yīng)B．任何放熱反應(yīng)在常溫條件下一定能發(fā)生反應(yīng)C．反應(yīng)物和生成物所具有的總能量決定了放熱還是吸熱D．吸熱反應(yīng)只能在加熱的條件下才能進(jìn)行6．一定條件下的可逆反應(yīng)：2SO2(g)+O2(g)2SO3(g)，若改變下列條件，可提高反應(yīng)物中的活化分子百分?jǐn)?shù)的是A．升高溫度 B．降低溫度 C．增大壓強(qiáng) D．增大反應(yīng)物濃度7．下列物質(zhì)的水溶液,由于水解而呈酸性的是A．NaCl B．Na2CO3 C．NaHSO4 D．NH4Cl8．下列溶液一定呈中性的是A．pH＝7的溶液 B．c(H+)＝c(OH-)的溶液C．由強(qiáng)酸、強(qiáng)堿等物質(zhì)的量反應(yīng)得到的溶液 D．非電解質(zhì)溶于水得到的溶液9．下列說法正確的是A．可逆反應(yīng)的特征是正反應(yīng)速率和逆反應(yīng)速率相等B．在其他條件不變時，增大壓強(qiáng)一定會破壞氣體反應(yīng)的平衡狀態(tài)C．在其他條件不變時，升高溫度可以使平衡向放熱反應(yīng)方向移動D．在其他條件不變時，使用催化劑只能改變反應(yīng)速率，而不能改變化學(xué)平衡狀態(tài)10．某同學(xué)按照課本實(shí)驗(yàn)要求，用50mL0.50mol/L的鹽酸與50mL0.55mol/L的NaOH溶液在右圖所示的裝置中進(jìn)行中和反應(yīng)。通過測定反應(yīng)過程中所放出的熱量計(jì)算中和熱。下列說法正確的是A．實(shí)驗(yàn)過程中沒有熱量損失B．燒杯間填滿碎紙條的作用是固定小燒杯C．圖中實(shí)驗(yàn)裝置缺少環(huán)形玻璃攪拌棒D．若將鹽酸體積改為60mL，理論上所求中和熱不相等11．下列說法中正確的是A．凡是放熱反應(yīng)都是自發(fā)的，凡是吸熱反應(yīng)都是非自發(fā)的B．自發(fā)反應(yīng)熵一定增大，非自發(fā)反應(yīng)熵一定減小或不變C．要判斷反應(yīng)進(jìn)行的方向，必須綜合考慮體系的焓變和熵變

D．自發(fā)反應(yīng)在任何條件下都能實(shí)現(xiàn)12．向氨水中加入NH4Cl晶體，溶液的堿性A．增強(qiáng) B．減弱 C．不變 D．無法判斷13．下列關(guān)于電解池的敘述中，不正確的是A．與電源正極相連的是電解池的陰極B．與電源負(fù)極相連接的是電解池的陰極C．電解池的陽極發(fā)生氧化反應(yīng)D．電子從電源的負(fù)極沿導(dǎo)線流向電解池的陰極14．已知水的電離方程式：H2OH＋+OH－。下列敘述中，正確的是A．升高溫度，KW增大，pH不變B．向水中加入少量硫酸，c(H＋)增大，KW不變C．向水中加入氨水，平衡向逆反應(yīng)方向移動，c(OH－)降低D．向水中加入少量固體CH3COONa，平衡向逆反應(yīng)方向移動，c(H＋)降低15．如圖所示裝置中，觀察到電流計(jì)指針偏轉(zhuǎn)；M棒變粗，N棒變細(xì)。由此判斷下表中所列M、N、P物質(zhì)，其中可以成立的是MNPA鋅銅稀硫酸溶液B銅鐵稀鹽酸C銀鋅硝酸銀溶液D鋅鐵硝酸鐵溶液MMNPG16．下列對沉淀溶解平衡的描述正確的是A．反應(yīng)開始時，溶液中各離子濃度相等。B．達(dá)到平衡時，沉淀的速率和溶解的速率相等C．達(dá)到平衡時，溶液中溶質(zhì)的離子濃度相等，且保持不變。D．達(dá)到平衡時，如果再加入難溶性的該沉淀物，將促進(jìn)溶解。17．下列說法正確的是A．焓變是指1mol物質(zhì)參加反應(yīng)時的能量變化B．當(dāng)反應(yīng)放熱時ΔH>0，反應(yīng)吸熱時ΔH<0C．加熱條件下發(fā)生的反應(yīng)均為吸熱反應(yīng)D．一個化學(xué)反應(yīng)中，當(dāng)反應(yīng)物能量大于生成物能量時，反應(yīng)放熱，ΔH為“—”18．下列過程或現(xiàn)象與鹽類水解無關(guān)的是A．鐵在潮濕的環(huán)境下生銹 B．純堿溶液去油污C．加熱氯化鐵溶液顏色變深 D．濃硫化鈉溶液有臭味19．下列化學(xué)方程式中，屬于水解反應(yīng)的是A．H2O＋H2OH3O＋＋OH－ B．＋OH－H2O＋C．CO2＋H2OH2CO3 D．＋H2O＋OH－20．關(guān)于電解NaCl溶液，下列敘述正確的是A．電解時在陽極得到氯氣，在陰極得到金屬鈉B．若向陽極附近的溶液中滴入KI溶液，溶液呈棕色C．若向陰極附近的溶液中滴入酚酞溶液，溶液呈無色D．電解一段時間后，將電解液全部轉(zhuǎn)移到燒杯中，充分?jǐn)嚢韬笕芤撼手行?1．下列說法錯誤的是A．升高溫度可使吸熱反應(yīng)的反應(yīng)速率增大，使放熱反應(yīng)的反應(yīng)速率減小B．決定化學(xué)反應(yīng)速率的主要因素是參加反應(yīng)的物質(zhì)的性質(zhì)C．對于有氣體參加的反應(yīng)，增大壓強(qiáng)，反應(yīng)速度加快D．催化劑能增大單位體積內(nèi)活化分子的百分?jǐn)?shù)，從而增大化學(xué)反應(yīng)速率22．在不同條件下分別測得反應(yīng)2SO2+O22SO3的化學(xué)反應(yīng)速率，其中表示該反應(yīng)進(jìn)行得最快的是A．v(SO2)＝4mol/(L·min) B．v(O2)＝3mol/(L·min)C．v(SO2)＝0.1mol/(L·s) D．v(O2)＝0.1mol/(L·s)23．已知下列熱化學(xué)方程式：Zn(s)+O2(g)＝ZnO(s)ΔH1＝－351.1kJ/molHg(l)+O2(g)＝HgO(s)ΔH2＝－90.7kJ/mol由此可知Zn(s)+HgO(s)＝ZnO(s)+Hg(l)的ΔH3，其中ΔH3的值是A．－260.4kJ/mol B．－254.6kJ/mol C．－438.9kJ/mol D．－441.8kJ/mol24．工業(yè)品MnCl2溶液中含有Cu2＋、Pb2＋等離子，加入過量難溶電解質(zhì)MnS，可使Cu2＋、Pb2＋等離子形成沉淀，以制取純凈MnCl2。由此可推知MnSA．具有吸附性 B．溶解度小于CuS、PbSC．溶解度與CuS、PbS相同 D．溶解度大于CuS、PbS25．在此電池放電時，正極（碳棒）上發(fā)生反應(yīng)的物質(zhì)是A．Zn B．碳 C．MnO2和NH4+ D．Zn和NH3二、非選擇題(本題包括7小題，共50分)26．（6分）在水溶液中，橙色的Cr2O與黃色的有下列平衡關(guān)系：Cr2O+H2O2+2H+，把重鉻酸鉀（K2Cr2O7）溶于水配成稀溶液呈橙色。（1）向上述溶液中加入NaOH溶液，溶液呈色，因?yàn)?。?）向已加入NaOH溶液的（1）中再加入過量的稀H2SO4，則溶液呈色，因?yàn)?。?）向原溶液中逐滴加入Ba(NO3)2溶液（已知BaCrO4為黃色沉淀），則平衡，溶液顏色將。27．（7分）常溫下，兩種溶液①0.1mol/LNH3·H2O

②0.1mol/LNH4Cl中：（1）溶液①的pH

7（填“＞”、“＜”或“＝”），其原因是

_____________________________（用離子方程式表示）。（2）溶液②呈

性（填“酸”、“堿”或“中”）。水解反應(yīng)是吸熱反應(yīng)，升溫可以（填“促進(jìn)”或“抑制”）NH4Cl

的水解。（3）兩種溶液中c(NH4+)的大小為

（填字母）。A．兩種溶液中c(NH4+)都等于0.1mol/LB．兩種溶液中c(NH4+)都小于0.1mol/LC．NH4Cl溶液中c(NH4+)小于NH3·H2O溶液中c(NH4+)28．（3分）“神七”飛船的發(fā)射成功，激起了新一輪的航天熱。燃料電池的發(fā)展和航天的需求密不可分。燃料電池不僅能量轉(zhuǎn)換率高，而且是以氫氣和氧氣為燃料的電池，電池反應(yīng)生成的水還可供宇航員飲用。（1）使用酸性電解質(zhì)的氫氧燃料電池，負(fù)極的電極反應(yīng)為

,正極的電極反應(yīng)為。（2）美國的阿波羅登月飛船使用的是堿性氫氧燃料電池，正極的電極反應(yīng)為O2+2H2O+4e－＝4OH－，負(fù)極的電極反應(yīng)為

。A．在250mL容量瓶中定容成250mL燒堿溶液B．用移液管移取25mL燒堿溶液于錐形瓶中并滴加幾滴甲基橙指示劑C．在天平上準(zhǔn)確稱取燒堿樣品Wg，在燒杯中加蒸餾水溶解D．將物質(zhì)的量濃度為Mmol／L的標(biāo)準(zhǔn)H2SO4溶液裝入酸式滴定管，調(diào)整液面，記下開始刻度為V1mLE．在錐形瓶下墊一張白紙，滴定到終點(diǎn)，記錄終點(diǎn)刻度為V2mL回答下列問題：（1）正確的操作步驟的順序是（用字母填寫）。（2）滴定管讀數(shù)應(yīng)注意。（3）操作E中的錐形瓶下墊一張白紙的作用是。（4）操作D中液面應(yīng)調(diào)整到，尖嘴部分應(yīng)。（5）滴定終點(diǎn)時錐形瓶內(nèi)溶液的pH約為，終點(diǎn)時顏色變化是。（6）若酸式滴定管沒有用標(biāo)準(zhǔn)H2SO4潤洗，會對測定結(jié)果有何影響（填“偏高”“偏低”或“無影響”，其它操作均正確）（7）該燒堿樣品的純度計(jì)算式是。30．（8分）已知下列熱化學(xué)方程式：①H2(g)+O2(g)＝H2O(l) ΔH＝－285kJ/mol②C(s)+H2O(g)＝CO(g)+H2(g) ΔH＝＋131.5kJ/mol③C(s)+O2(g)＝CO(g) ΔH＝－110.4kJ/mol④C(s)+O2(g)＝CO2(g) ΔH＝－393.5kJ/mol請回答：（1）上述反應(yīng)中屬于放熱反應(yīng)的是。（2）碳的燃燒熱ΔH＝。（3）燃燒10gH2生成液態(tài)水，放出的熱量為。（4）CO燃燒生成二氧化碳的熱化學(xué)方程式為。其化學(xué)平衡常數(shù)K和溫度t的關(guān)系如下表：t/℃70080083010001200K0.60.91.01.72.6請回答：（1）該反應(yīng)的化學(xué)平衡常數(shù)表達(dá)式為K＝。（2）該反應(yīng)為（填“吸熱”或“放熱”）反應(yīng)。（3）能說明該反應(yīng)達(dá)到化學(xué)平衡狀態(tài)的是（填字母）。a．容器中壓強(qiáng)不變b．混合氣體中c（CO）不變c．υ正（H2）＝υ逆（H2O）d．c（CO2）＝c（CO）（4）某溫度下，將CO2和H2各0.10mol充入該容器中，達(dá)到平衡后，測得c(CO)=0.0080mol/L，則CO2的轉(zhuǎn)化率為。（5）某溫度下，平衡濃度符合下式：c（CO2）·c（H2）＝c（CO）·c（H2O），試判斷此時的溫度為℃。32．（7分）鋼鐵很容易生銹而被腐蝕，每年因腐蝕而損失的鋼鐵占世界鋼鐵年產(chǎn)量的四分之一。請回答鋼鐵在腐蝕、防護(hù)過程中的有關(guān)問題。（1）鋼鐵腐蝕主要是吸氧腐蝕，該腐蝕過程的電極反應(yīng)式為：負(fù)極，正極。（2）下列哪個裝置可防止鐵棒被腐蝕。（3）在實(shí)際生產(chǎn)中，可在鐵件的表面鍍銅防止鐵被腐蝕。裝置示意圖如下：ABABCuSO4溶液①A電極對應(yīng)的金屬是______(寫元素名稱)，B電極的電極反應(yīng)式是。②鍍層破損后，鍍銅鐵比鍍鋅鐵更容易被腐蝕，請簡要說明原因————————————————————————————————————————————————第II卷綜合能力測試(50分)三、II卷選擇題（本題包括4小題，共8分，每小題只有一個選項(xiàng)符合題意）33．工業(yè)上由二氧化錳制備高錳酸鉀可分二步進(jìn)行，第一步：二氧化錳與氫氧化鉀共熔并通入氧氣2MnO2+4KOH+O22K2MnO4+2H2O；第二步：電解錳酸鉀溶液：2K2MnO4+2H2O2KMnO4+H2↑+2KOH則下列說法正確的是A．根據(jù)上述過程，每生成1molKMnO4，共轉(zhuǎn)移6mol電子B．第二步電解時，陽極電極反應(yīng)式為－2e－=C．第二步電解的離子方程式為：2H2OH2↑+OH－D．第二步電解時陰極周圍pH減小34．A．C1極為電池負(fù)極，C2極為電池正極B．C2極的電極反應(yīng)式為O2+4H++4e－＝2H2OC．該生物燃料電池的總反應(yīng)式為：C2H5OH+3O2＝2CO2+3H2OD．電子由C2極經(jīng)外電路導(dǎo)線流向C1極35．已知：4NH3(g)+5O2(g)=4NO(g)+6H2(g).△H=－1025kJ/mol該反應(yīng)是一個可逆反應(yīng)。若反應(yīng)物起始物質(zhì)的量相同，下列關(guān)于該反應(yīng)的示意圖不正確的是36．常溫下，含amolCH3COOH和bmolNaOH的兩溶液混合后，下列推論不正確的是A．若a≤b，混合液的pH一定大于7B．若a＝2b，則混合液中c(CH3COO－)>c(Na+)>c(CH3COOH)>c(H+)>c(OH－)C．混合液中c(Na+)＋c(H+)＝c(CH3COO－)＋c(OH－)一定成立D．混合液的pH>7時，c(Na+)>c(CH3COO－)>c(OH－)>c(H+)一定成立四、II卷非選擇題(3小題，共42分)abcd37．（16分）由于Fe(OH)2極易被氧化，所以實(shí)驗(yàn)室難用亞鐵鹽溶液與燒堿反應(yīng)制得白色純凈的Fe(OH)2沉淀，若用如圖所示實(shí)驗(yàn)裝置可制得純凈的abcd（1）a電極材料為。其電極反應(yīng)式為。（2）電解液d可以是，則白色沉淀在電極上生成；也可以是，則白色沉淀在兩極之間的溶液中生成。（填序號）A．純水 B．NaCl溶液C．NaOH溶液 D．CuCl2溶液（3）液體c為苯，其作用是，在加入苯之前，對d溶液進(jìn)行加熱煮沸處理的目的是。（4）為了在短時間內(nèi)看到白色沉淀，可采取的措施是。（填序號）A．改用稀硫酸做電解液 B．適當(dāng)