人教版(2019)高中化學(xué)選擇性必修1各章節(jié)知識(shí)點(diǎn)復(fù)習(xí)提綱

人教版（2019）高中化學(xué)選擇性必修1各章節(jié)知識(shí)點(diǎn)復(fù)習(xí)提綱

第一章化學(xué)反應(yīng)的熱效應(yīng)

【重難點(diǎn)】：反應(yīng)熱與鍵能，熱化學(xué)方程式的書寫和反應(yīng)熱與鍵能

【知識(shí)點(diǎn)】

一、反應(yīng)熱、焙變

1.反應(yīng)熱：當(dāng)反應(yīng)物和生成物的溫度相同時(shí)，化學(xué)反應(yīng)過程中所釋放或吸

收的熱量，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.焰與焰變的含義

①炮的意義：焙是一個(gè)物理量，用來表示物質(zhì)所具有的能量，符號(hào)為H,用

焰的變化來描述與反應(yīng)熱有關(guān)的能量變化。

②焰變：表示反應(yīng)產(chǎn)物的總焰與反應(yīng)物的總焙之差，符號(hào)用AH表示。

a、數(shù)學(xué)表達(dá)式：AH=H（反應(yīng)產(chǎn)物）-H（反應(yīng)物）

b、單位:kj/mol或（kJ?mol.-"

c、意義：在一定條件下，可以通過焰變（AH）來確定一個(gè)反應(yīng)是吸熱反應(yīng)

還是放熱反應(yīng)。

③影響焙變的因素

a、發(fā)生變化的物質(zhì)的焰變，在其他條件一定時(shí)與變化物質(zhì)的物質(zhì)的量成正

比。

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b、熔變與反應(yīng)物、生成物之間的溫度、壓強(qiáng)有關(guān)。

c、物質(zhì)在固態(tài)、液態(tài)、氣態(tài)之間進(jìn)行轉(zhuǎn)換時(shí)也伴隨能量的變化，所以焙變

與物質(zhì)的聚集狀態(tài)有關(guān)。

3、反應(yīng)熱與焰變的關(guān)系：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(shí)的反應(yīng)熱，即恒壓條件下進(jìn)行的反應(yīng)的反應(yīng)熱Q

就是焰變。高中階段二者通用。

二、化學(xué)反應(yīng)過程中的能量變化

1.化學(xué)反應(yīng)過程中能量變化的表現(xiàn)形式

化學(xué)反應(yīng)過程中，不僅有物質(zhì)的變化，還有能量的變化。這種能量的變化常

以熱能、電能、光能等形式表現(xiàn)出來。

2、化學(xué)反應(yīng)中的能量變化

⑴從鍵能的角度分析化學(xué)反應(yīng)中能量的變化（微觀角度）

以1mol也與1molCl?反應(yīng)生成2molHC1時(shí)放出kJ的熱量為例，從微

觀角度解釋化學(xué)反應(yīng)過程中的能量變化。

解答此反應(yīng)過程的能量變化可表示如下：

A、化學(xué)鍵斷裂時(shí)需要吸收能量，吸收的總能量為翦kjo

B、化學(xué)鍵形成時(shí)需要釋放能量釋放的總能量為避kJ。

C、反應(yīng)熱的計(jì)算：862kJ—679kj=183kJ,即放出183kJ的能量。顯然，

分析結(jié)果與實(shí)驗(yàn)測(cè)得的該反應(yīng)的反應(yīng)熱kJ-moF1很接近（一般用實(shí)驗(yàn)數(shù)據(jù)來表

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示反應(yīng)熱）。

【小結(jié)】

1、化學(xué)反應(yīng)過程中能量變化的微觀本質(zhì)是：化學(xué)鍵的斷鏈和形成時(shí)的能量

差別是化學(xué)反應(yīng)伴隨能量變化的本質(zhì)原因。

由鍵能求婚變的公式：AH=E（反應(yīng)物的總鍵能）-E（產(chǎn)物的總鍵能）

2、的正負(fù)和吸放熱反應(yīng)的關(guān)系

①放熱反應(yīng)：反應(yīng)完成時(shí)，生成生成物釋放的總能量大王反應(yīng)物吸收的總

能量。由于反應(yīng)后放出熱量（釋放給環(huán)境）而使反應(yīng)體系的能量隆低，故AHVO

或AH為“一”。

②吸熱反應(yīng):反應(yīng)完成時(shí)，生成物釋放的總能量小王反應(yīng)物吸收的總能量。

由于反應(yīng)后吸收環(huán)境熱量而使反應(yīng)體系的能量五直，故△冷0或△〃為“十”。

（2）、從物質(zhì)所具有的能量角度分析化學(xué)反應(yīng)中能量的變化（宏觀角度）

①如果反應(yīng)物所具有的總能量大于生成物所具有的總能量，那么由反應(yīng)物轉(zhuǎn)

化成生成物時(shí)能量主要轉(zhuǎn)變成熱量形式放出，這是放熱反應(yīng)。反之，如果反應(yīng)物

所具有的總能量小于生成物所具有的總能量，反應(yīng)物就需要吸收熱量才能轉(zhuǎn)化為

生成物，這是吸熱反應(yīng)。（如下圖）

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放熱反應(yīng)吸熱過程

②由物質(zhì)的能量求熔變的公式:

AH=E（產(chǎn)物的總能量）-E（反應(yīng)物的總能量）

（3）放熱反應(yīng)和吸熱反應(yīng)的比較

［特別提醒］

比較△目的大小時(shí)，要連同"+”、“一”包含在內(nèi)，類似于數(shù)學(xué)上的

正負(fù)數(shù)比較。如果只比較反應(yīng)放出熱量的多少，則只須比較數(shù)值大小，與“+”、

“一”無關(guān)。

（4）常見的放熱反應(yīng)和吸熱反應(yīng)

1.放熱反應(yīng)：燃燒、中和反應(yīng)、金屬的氧化、金屬與酸或水的反應(yīng)、由不

穩(wěn)定物質(zhì)轉(zhuǎn)變?yōu)榉€(wěn)定物質(zhì)的反應(yīng)等。

2.吸熱反應(yīng):鹽類的水解、C與CO2或HQ的反應(yīng)、CaCO,的分解、Ba（OH）z6乩。

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與NHiCl的反應(yīng)、由穩(wěn)定物質(zhì)轉(zhuǎn)變成不穩(wěn)定物質(zhì)的反應(yīng)等。

［特別提醒］

①化學(xué)反應(yīng)總體遵循“分吸合放”規(guī)律，即大多數(shù)分解反應(yīng)吸熱，大多數(shù)

化合反應(yīng)放熱，且化學(xué)反應(yīng)中吸熱反應(yīng)占少數(shù)，所以務(wù)必記住常見的吸熱反應(yīng)。

②放熱反應(yīng)或吸熱反應(yīng)必須屬于化學(xué)變化。如醋酸的電離雖然要吸熱，但

不能稱為吸熱反應(yīng)，只能稱為吸熱過程；同樣，水蒸氣轉(zhuǎn)變成液態(tài)水，也不能

稱為放熱反應(yīng)。

③不同化學(xué)反應(yīng)發(fā)生的條件不同，有的常溫下就可以發(fā)生，有的則需要加熱。

因此往往容易把在加熱條件下進(jìn)行的反應(yīng)認(rèn)為是吸熱反應(yīng)，而在常溫下進(jìn)行的

反應(yīng)認(rèn)為是放熱反應(yīng)。其實(shí)兩者之間無必然聯(lián)系，常溫下進(jìn)行的反應(yīng)可能是放

熱反應(yīng)，如中和反應(yīng)；也可能是吸熱反應(yīng)，如NHQL與Ba(0H)2?8H2。的反應(yīng)。

加熱條件下進(jìn)行的反應(yīng)，可能是吸熱反應(yīng)，如C+C02==2C0；也可能是放熱反

應(yīng)，如C+O2==CO2。兩者的區(qū)別是放熱反應(yīng)撤去熱源后仍能進(jìn)行，吸熱反應(yīng)必

須持續(xù)加熱才能繼續(xù)進(jìn)行。由上可見，反應(yīng)吸熱還是放熱與反應(yīng)條件無關(guān)，而

是由反應(yīng)物總能量與生成物總能量的高低決定的。

三、熱化學(xué)方程式

1.概念：能表示參加反應(yīng)物質(zhì)的量和反應(yīng)熱的關(guān)系的化學(xué)方程式,叫做熱

化學(xué)方程式。

2.表示意義：熱化學(xué)方程式不僅表明了化學(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。

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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)

是整數(shù)，既可表示粒子個(gè)數(shù)，既可以是整數(shù)，也可以是分?jǐn)?shù)，只表

又可表示該物質(zhì)的物質(zhì)的量示該物質(zhì)的物質(zhì)的量

計(jì)量數(shù)

狀態(tài)不要求注明必須在化學(xué)式后注明

正負(fù)號(hào)

無必須注明

及單位

不僅表明了化學(xué)反應(yīng)中的物質(zhì)變化，

意義表明了化學(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

久書寫熱化學(xué)方程式的注意事項(xiàng)

①.△〃只能寫在標(biāo)有反應(yīng)物和生成物狀態(tài)的化學(xué)方程式的右邊，并用“空

格”隔開。若為放熱反應(yīng)，△〃為“一”；若為吸熱反應(yīng)，△〃為“+”?！鳌?/p>

的單位一般為kJ?mol

②.注意反應(yīng)物和產(chǎn)物的聚集狀態(tài)不同，反應(yīng)熱數(shù)值不同。物質(zhì)的氣、液、

固三態(tài)的變化與反應(yīng)熱的關(guān)系如下圖，因此，必須注明物質(zhì)的聚集狀態(tài)（s、1、

g）才能完整地體現(xiàn)出熱化學(xué)方程式的意義。熱化學(xué)方程式中不用標(biāo)“t”或"J

③.△〃的單位“kJ?moL”的含義。并不是指每摩爾具體物質(zhì)反應(yīng)時(shí)伴隨

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的能量變化是多少千焦，而是指給定形式的具體反應(yīng)以各物質(zhì)的化學(xué)計(jì)量數(shù)來計(jì)

量其物質(zhì)的量時(shí)伴隨的能量變化。如2H2(g)+0z(g)=2H20(g)△"=-kJ-mol

7中的反應(yīng)熱是指每摩爾反應(yīng)，放出的熱量為kjo因此△〃與化學(xué)方程式的寫

法有關(guān)，如果化學(xué)計(jì)量數(shù)加倍，則△〃也要加倍。當(dāng)反應(yīng)逆向進(jìn)行時(shí)，其反應(yīng)熱

與正反應(yīng)的反應(yīng)熱數(shù)值相等，符號(hào)相反。

例如:已知HL(g)+0Kg)=乩0⑴△"=_kJ?mol則

-1

2H2(g)+02(g)=2H20(l)AZ<=—kJ?mol；

H2O(l)=H2(g)+O2(g)^H=+kJ-mor*o

四、中和熱的測(cè)定與計(jì)算

1.中和熱測(cè)定實(shí)驗(yàn)的注意事項(xiàng)

整個(gè)實(shí)驗(yàn)過程中應(yīng)把好兩關(guān)：①隔熱關(guān)。如量熱計(jì)保溫層內(nèi)隔熱填充材

料要填滿；蓋板上的兩孔只需要正好使溫度計(jì)和環(huán)形玻璃棒通過即可；倒入NaOH

溶液要迅速，盡可能減少實(shí)驗(yàn)過程中的熱量損失。②準(zhǔn)確關(guān)。如配制溶液的濃度

要準(zhǔn)確；NaOH溶液要新制；量取溶液體積時(shí)讀數(shù)要準(zhǔn)確；對(duì)溫度計(jì)的讀數(shù)要讀

到最高點(diǎn)。

2.中和熱的計(jì)算

由50mLmol?L-1鹽酸與50mLmol?L-1NaOH溶液進(jìn)行實(shí)驗(yàn)，根據(jù)

所測(cè)結(jié)果，計(jì)算中和反應(yīng)的中和熱為：

CxArxlO3

△〃=kJ-mol-1。為生成溶液的比熱容)

0.025

［特別提醒］

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①中和熱的測(cè)量中堿稍過量的原因是保證酸能完全反應(yīng)，計(jì)算時(shí)應(yīng)以不

足的酸作為計(jì)算標(biāo)準(zhǔn)。

②實(shí)驗(yàn)中使用的酸和堿不能是濃酸或濃堿，若用濃酸或濃堿，由于稀釋

過程中放出熱量，會(huì)使測(cè)得的中和熱數(shù)值偏高。

3.導(dǎo)致測(cè)定誤差的因素

求算出的中和熱是否接近kJ-mor1,取決于溶液的濃度、溶液的體積

及溫度的變化。引起中和熱測(cè)定有較大誤差的因素主要有：①溶液濃度不準(zhǔn)確；

②溶液量取不準(zhǔn)確；③隔熱較差；④室溫太低；⑤溫度未讀取到最高點(diǎn)等。

第二章化學(xué)反應(yīng)速率與化學(xué)平衡

?一、化學(xué)反應(yīng)速率

?1.化學(xué)反應(yīng)速率（v）

?⑴定義：用來衡量化學(xué)反應(yīng)的快慢，單位時(shí)間內(nèi)反應(yīng)物或生成物的物質(zhì)

的量的變化

?⑵表示方法：?jiǎn)挝粫r(shí)間內(nèi)反應(yīng)濃度的減少或生成物濃度的增加來表示

?⑶計(jì)算公式：v=Ac/At（V：平均速率，Ac：濃度變化，At：時(shí)間）

單位：mol/（L,s）

?⑷影響因素：

?①?zèng)Q定因素（內(nèi)因）：反應(yīng)物的性質(zhì)（決定因素）

?②條件因素（外因）：反應(yīng)所處的條件

?2.

外因?qū)瘜W(xué)反應(yīng)速率影響的變化規(guī)律

條件變化活化分子的量的變化V變

化

反應(yīng)物增大單位體積里總效目增多，百分?jǐn)?shù)不變?cè)龃?/p>

的濃度

成小單住體積里總數(shù)目戌少，百分藪不變減小

氣體反增大單住體枳里總數(shù)目增多，百分?jǐn)?shù)不變?cè)龃?/p>

應(yīng)物的

減小單位體積里總數(shù)目或少，百分?jǐn)?shù)不變減小

壓強(qiáng)

反應(yīng)物升高百分?jǐn)?shù)增大，單位體積里總數(shù)目增多增大

的溫度降低百分?jǐn)?shù)減少，單位體積里總數(shù)目減少減小

反應(yīng)物使用百分?jǐn)?shù)劇增，單位體積里總數(shù)目劇增劇用

的催化

撤去百分?jǐn)?shù)刷或，單位體積里總數(shù)目劇或劇減

劑

其他光，電磁波，超聲波，固體反A物顆粒有影

的大小，溶劑等響

※注意：（1）、參加反應(yīng)的物質(zhì)為固體和液體，由于壓強(qiáng)的變化對(duì)濃度幾乎無

影響，可以認(rèn)為反應(yīng)速率不變

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（2）、惰性氣體對(duì)于速率的影響

①恒溫恒容時(shí)：充入惰性氣體一總壓增大，但是各分壓不變，各物

質(zhì)濃度不變一反應(yīng)速率不變

②恒溫恒體時(shí)：充入惰性氣體一體積增大一各反應(yīng)物濃度減小一反

應(yīng)速率減慢

二、化學(xué)平衡

（一）1.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),更組

成成分濃度不再改變，達(dá)到表面上靜止的一種“壬衡”，這就是這個(gè)反應(yīng)所能達(dá)

到的限度即化學(xué)平衡狀態(tài)。

2、化學(xué)平衡的特征

逆（研究前提是可逆反應(yīng)）

等（同一物質(zhì)的正逆反應(yīng)速率相等）

動(dòng)（動(dòng)態(tài)平衡）

定（各物質(zhì)的濃度與質(zhì)量分?jǐn)?shù)恒定）

變（條件改變，平衡發(fā)生變化）

3、判斷平衡的依據(jù)

判斷可逆反應(yīng)達(dá)到平衡狀杰的方法和依據(jù)

例舉反應(yīng)則g）+^（g）T&（g）+則g）

①含物質(zhì)的物質(zhì)的量或各物質(zhì)的物質(zhì)的蚩的分?jǐn)?shù)一定平衡

混合物體系中

②各物質(zhì)的質(zhì)量或各物質(zhì)質(zhì)量分?jǐn)?shù)一定平衡

③各氣體的體積或體積分?jǐn)?shù)一定平衡

各成分的含蚩

④總體積、總壓力、總物質(zhì)的量一定不一定平衡

①在單位時(shí)間內(nèi)消耗了m乩同時(shí)生成mnolA,即

平衡

V（正）=V（逆）

②在單位時(shí)間內(nèi)消耗了n晦司時(shí)消耗了pmolC,則

平衡

正、逆反應(yīng)V（正）=V（逆）

速率的關(guān)系③V（A）：V（B）：V（C）：V（D）=m：n:p:q,V（正）不一定等于不一定平衡

V（逆）

④在單位時(shí)間內(nèi)生成nmolB,同時(shí)消耗了qmolD,因均不一定平衡

指V（逆）

①師中R加，時(shí)，總壓力一定（其他條件一定）平衡

壓強(qiáng)

②！時(shí)，總壓力一定（其他條件一定）不一定平衡

混合氣體平均①/”一定時(shí)，只有當(dāng)蝮由時(shí)平衡

相對(duì)分子質(zhì)量②Mr一定時(shí),1日mgp+q時(shí)不一定平衡

政

任何反應(yīng)都伴隨著能量變化，當(dāng)體系溫度一定時(shí)（其他不

溫度平衡

變）

體系的密度密度一定不一定平衡

其他如體系顏色不再變化等平衡

（二）影響化學(xué)平衡移動(dòng)的因素

1、濃度對(duì)化學(xué)平衡移動(dòng)的影響（1）影響規(guī)律：在其他條件不變的情況下，增大

反應(yīng)物的濃度或減少生成物的濃度，都可以使平衡向正方向移動(dòng)；增大生成物的

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濃度或減小反應(yīng)物的濃度，都可以使平衡向逆方向移動(dòng)

（2）增加固體或純液體的量，由于濃度不變，所以平衡一不移動(dòng).

（3）在溶液中進(jìn)行的反應(yīng)，如果稀釋溶液，反應(yīng)物濃度—減小生成物濃度

也一減小V正減小V逆也一減小但是減小的程度不同，總的結(jié)果是化

學(xué)平衡向反應(yīng)方轉(zhuǎn)式市初學(xué)計(jì)量數(shù)之和_大_的方向移動(dòng)。

2、溫度對(duì)化學(xué)平衡移動(dòng)的影響

影響規(guī)律：在其他條件不變的情況下，溫度升高會(huì)使化學(xué)平衡向著——吸熱反應(yīng)

—方向移動(dòng)，溫度降低會(huì)使化學(xué)平衡向著一放熱反應(yīng)一方向移動(dòng)。

3、壓強(qiáng)對(duì)化學(xué)平衡移動(dòng)的影響

影響規(guī)律：其他條件不變時(shí)，增大壓強(qiáng)，會(huì)使平衡向著—體積縮小—方向移動(dòng);

減小壓強(qiáng)，會(huì)使平衡向著——體積增大—方向移動(dòng)。

注意：（1）改變壓強(qiáng)不能使無氣態(tài)物質(zhì)存在的化學(xué)平衡發(fā)生移動(dòng)

（2）氣體減壓或增壓與溶液稀釋或濃縮的化學(xué)平衡移動(dòng)規(guī)律相似

4.催化劑對(duì)化學(xué)平衡的影響：由于使用催化劑對(duì)正反應(yīng)速率和逆反應(yīng)速率影響的

程度是等同的，所以平衡—不移動(dòng)但是使用催化劑可以影響可逆反應(yīng)達(dá)到

平衡所需的一時(shí)間

5.勒夏特列原理（平衡移動(dòng)原理）：如果改變影響平衡的條件之一（如溫度，壓

強(qiáng)，濃度），平衡向著能夠減弱這種改變的方向移動(dòng)。

三、化學(xué)平衡常數(shù)

（一）定義：在一定溫度下，當(dāng)一個(gè)反應(yīng)達(dá)到化學(xué)平衡時(shí)，—生成物濃度暴之

積與反應(yīng)物濃度基之積的比值是一個(gè)常數(shù)—比值。符號(hào)：—K_

（二）使用化學(xué)平衡常數(shù)K應(yīng)注意的問題：

1、表達(dá)式中各物質(zhì)的濃度是一變化的濃度「，不是起始濃度也不是物質(zhì)的量。

2、K只與—溫度（T）—有關(guān)，與反應(yīng)物或生成物的濃度無關(guān)。

3、反應(yīng)物或生產(chǎn)物中有固體或純液體存在時(shí)，由于其濃度是固定不變的，可以

看做是“1”而不代入公式。

4、稀溶液中進(jìn)行的反應(yīng)，如有水參加，水的濃度不必寫在平衡關(guān)系式中。

（三）化學(xué)平衡常數(shù)K的應(yīng)用：

1、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)一生成物—的濃度越大，它的一立向反應(yīng)—進(jìn)行的程度越大，即該反應(yīng)進(jìn)

行得賴—完全—，反應(yīng)物轉(zhuǎn)化率越一高—o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。

2、可以利用K值做標(biāo)準(zhǔn)，判斷正在進(jìn)行的可逆反應(yīng)是否平衡及不平衡時(shí)向何方

進(jìn)行建立平衡。（Q：濃度積）

Q_〈—K:反應(yīng)向正反應(yīng)方向進(jìn)行；

Q_=_K:反應(yīng)處于平衡狀態(tài)；

Q_）—K:反應(yīng)向逆反應(yīng)方向進(jìn)行

3、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)為一吸熱…反應(yīng)

若溫度升高，K值減小，則正反應(yīng)為—放熱…反應(yīng)

*四、等效平衡

1、概念：在一定條件下（定溫、定容或定溫、定壓），只是起始加入情況不同

的同一可逆反應(yīng)達(dá)到平衡后，任何相同組分的百分含量均相同，這樣的化學(xué)平衡

互稱為等效平衡。

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2、分類

(1)定溫，定容條件下的等效平衡

第一類：對(duì)于反應(yīng)前后氣體分子數(shù)改變的可逆反應(yīng)：必須要保證化學(xué)計(jì)量數(shù)之比

與原來相同；同時(shí)必須保證平衡式左右兩邊同一邊的物質(zhì)的量與原來相同。

第二類：對(duì)于反應(yīng)前后氣體分子數(shù)不變的可逆反應(yīng)：只要反應(yīng)物的物質(zhì)的量的比

例與原來相同即可視為二者等效。

(2)定溫，定壓的等效平衡

只要保證可逆反應(yīng)化學(xué)計(jì)量數(shù)之比相同即可視為等效平衡。

五、化學(xué)反應(yīng)進(jìn)行的方向

1、反應(yīng)燧變與反應(yīng)方向：

(1)端:物質(zhì)的一個(gè)狀態(tài)函數(shù)，用來描述體系的混亂度，符號(hào)為S.單位：

(2)體系趨向于有序轉(zhuǎn)變?yōu)闊o序，導(dǎo)致體系的端增加，這叫做蠟增加原理，也是

反應(yīng)方向判斷的依據(jù)。.

(3)同一物質(zhì)，在氣態(tài)時(shí)端值最大，液態(tài)時(shí)次之，固態(tài)時(shí)最小。即S(g)〉S(l))

S(s)

2、反應(yīng)方向判斷依據(jù)

在溫度、壓強(qiáng)一定的條件下，化學(xué)反應(yīng)的判讀依據(jù)為：

AH-TAS<0反應(yīng)能自發(fā)進(jìn)行

AH-TAS=0反應(yīng)達(dá)到平衡狀態(tài)

AH-TAS)0反應(yīng)不能自發(fā)進(jìn)行

注意：(1)AH為負(fù)，AS為正時(shí)，任何溫度反應(yīng)都能自發(fā)進(jìn)行

(2)AH為正，AS為負(fù)時(shí)，任何溫度反應(yīng)都不能自發(fā)進(jìn)行

第三章水溶液中的離子反應(yīng)與平衡

一、弱電解質(zhì)的電離平衡

1.強(qiáng)、弱電解質(zhì)

(1)概念

全部電離

強(qiáng)電解質(zhì)

電解質(zhì)包遒蛔

部分電離

弱電解質(zhì)

(2)與物質(zhì)類別的關(guān)系

①強(qiáng)電解質(zhì)主要包括強(qiáng)酸、強(qiáng)堿和大多數(shù)鹽。

②弱電解質(zhì)主要包括弱酸、弱堿、少數(shù)鹽和水。

(3)電離方程式的書寫

①弱電解質(zhì)

a.多元弱酸分步電離，且第一步電離程度遠(yuǎn)遠(yuǎn)大于第二步，如H2c電離方程式:

第11頁共25頁

H2c。3一H++HCO；,HCO]一H++CO廠。

b.多元弱堿電離方程式一步寫成，如Fe(0H)3電離方程式：Fe(0H)3^^Fe3++30H

O

②酸式鹽

a.強(qiáng)酸的酸式鹽完全電離，如NaHSO1電離方程式：NaHSO,=Na++H++SOr-

b.弱酸的酸式鹽中酸式酸根不能完全電離，如NaHCOs電離方程式：NaHCO3=Na

++HCO；r,HCO]一H++CO廠。

2.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:

反

應(yīng)弱電解質(zhì)分子?

速'、、電離成離子;

率

、、、一[率，兩種速率相等，

扁字結(jié);處于電離平衡狀態(tài)

/'合成弱電解；

'質(zhì)分子的速率；

。力時(shí)間

3.電離平衡的特征

管一可逆過程

一M電離回(結(jié)合)至o

鏟

第一條件一定，平衡體系中分子與離子的濃度一定

褸)一條件改變，平衡發(fā)生移動(dòng)

二、影響電離平衡的外界條件

1.溫度:溫度升高，電離平衡向右移動(dòng),電離程度增大。

2.濃度：稀釋溶液，電離平衡向右移動(dòng),電離程度增大。

3.同離子效應(yīng)：加入與弱電解質(zhì)具有相同離子的強(qiáng)電解質(zhì)，電離平衡向左移動(dòng),

電離程度減小。

4.加入能與電離出的離子反應(yīng)的物質(zhì)：電離平衡向右移動(dòng),電離程度增大。

考點(diǎn)2電離平衡常數(shù)

1.表達(dá)式

c()?/?(A-)

(1)對(duì)于一元弱酸HA：HA-H++A，電離平衡常數(shù)K=…--一右八…一。

c(HA)

⑵對(duì)于一元弱堿BOH：BOH-B++OH，電離平衡常數(shù)仁c(B),?一c：(0H)。

c(BOH)

2.特點(diǎn)

(1)電離平衡常數(shù)只與溫度有關(guān)，因電離是吸熱過程，所以升溫，/值增大。

第12頁共25頁

（2）多元弱酸的各級(jí)電離平衡常數(shù)的大小關(guān)系是《?心》9?…,故其酸性取決于

第二步。

3.意義

小值越大，說明弱電解質(zhì)越易電離，其酸（堿）性越強(qiáng)。

4.影響因素

I—內(nèi)因（決定因素）-弱電解質(zhì)本身的性質(zhì)

影響因素

1-外因一溫度（隨溫度升高而增大）

考點(diǎn)3強(qiáng)、弱電解質(zhì)的比較與判斷

一、強(qiáng)、弱電解質(zhì)的比較

以一元強(qiáng)酸（HA）與一元弱酸（HB）的比較為例-

濃度均為0.01mol?L-1

pH均為2的

的

強(qiáng)酸HA與弱酸HB

強(qiáng)酸HA與弱酸HB

0.01mol?L-'=

pH或物質(zhì)的量濃度2—PHIIA^PHIIB

c(HA)<c(HB)

開始與金屬反應(yīng)的速率HA>HBHA=HB

體積相同時(shí)與過量的堿

HA=HBHA<HB

反應(yīng)消耗堿的量

體積相同時(shí)與過量活潑

HA=HBHA<HB

金屬反應(yīng)產(chǎn)生H2的量

c（A-）與c（B「）大小c(A-)>c(B-)c(A-)=c(B-)

分別加入固體NaA、NaBHA：不變HA：不變

后pH的變化HB：變大HB：變大

加水稀釋10倍后3=PHHA^PHHB3=PHHA>PHHB>2

溶液的導(dǎo)電性HA>HBHA=HB

水的電離程度HA<HBHA=HB

二、強(qiáng)、弱電解質(zhì)的判斷方法（以HA為例）

1.從是否完全電離的角度判斷

方法測(cè)定一定濃度的HA溶液的若測(cè)得0.1mol/L的HA溶液的pH=l,則

1pHHA為強(qiáng)酸;若pH>L則HA為弱酸

方法若導(dǎo)電性和鹽酸相同，則為強(qiáng)酸;若比鹽

跟同濃度的鹽酸比較導(dǎo)電性

2酸弱，則為弱酸

方法跟同濃度的鹽酸比較和鋅反若反應(yīng)速率相同，則為強(qiáng)酸;若比鹽酸慢，

3應(yīng)的快慢則為弱酸

2.從是否存在電離平衡的角度判斷

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⑴從一定pH的HA溶液稀釋前后pH的變化判斷

如將pH=3的HA溶液稀釋100倍后，再測(cè)其pH,若pH=5,則為強(qiáng)酸,若pH<5,

則為弱酸。

⑵從升高溫度后pH的變化判斷

若升高溫度，溶液的pH明顯減小，則是弱酸。因?yàn)槿跛岽嬖陔婋x平衡，升高溫

度時(shí)，電離程度增大，c(M)增大。而強(qiáng)酸不存在電離平衡，升高溫度時(shí)，只有

水的電離程度增大，pH變化幅度小。

3.從酸根離子是否能發(fā)生水解的角度判斷

可直接測(cè)定NaA溶液的pH：若pH=7,則HA是強(qiáng)酸;若pH>7,則HA是弱酸。

第二講水的電離和溶液的酸堿性

考點(diǎn)1水的電離

1.水的電離

水是極弱的電解質(zhì)，其電離方程式為2H2。-HQ++OIT或HQ-H++OH,

2.水的離子積常數(shù)

⑴表達(dá)式：A=c(H+)?c(OH-)o室溫下，X=lX10"1'o

(2)影響因素：只與溫度有關(guān)，水的電離是吸熱過程,升高溫度，(增大。

(3)適用范圍：片不僅適用于純水，也適用于稀的電解質(zhì)水溶液。在任何水溶液

中均存在『和0H,只要溫度不變，《不變。

3.影響水的電離平衡的因素

(1)升高溫度，水的電離程度增大,《增大。

(2)加入酸或堿，水的電離程度減小,(不變。

⑶加入可水解的鹽(如FeCL、Na2C0:i),水的電離程度增大,《不變。

4.外界條件對(duì)水的電離平衡的影響

體系變化平衡移動(dòng)方水的電離程

c(0H-)cW)

條件向度

酸逆不變減小減小增大

堿逆不變減小增大減小

可水解的Na2C03正不變?cè)龃笤龃鬁p小

鹽NH,C1正不變?cè)龃鬁p小增大

升溫正增大增大增大增大

溫度

降溫逆減小減小減小減小

其它，如加入Na正不變?cè)龃笤龃鬁p小

考點(diǎn)2溶液的酸堿性與pH

一、溶液的酸堿性

溶液的酸堿性取決于溶液中c(H+)和c(OH-)的相對(duì)大小。(用“>”“=”或

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填空)

酸性溶液中中性溶液中堿性溶液中

c(H+)>c(0H-)c(H+)=c(0H-)c(H+)<c(0H")

二、溶液的pH

1.定義式：pH=—lgc(H+)o

2.溶液的酸堿性與pH的關(guān)系

室溫下：

c(OH-)(mol/L)10-1410-71

c(H*)(mol/L)[1尸1,“

pH0714

酸性增強(qiáng)￡堿性增強(qiáng)

3.測(cè)量

(l)pH試紙法：取一小塊試紙放在干燥潔凈的玻璃片或表面皿上,用潔凈干燥的

玻璃棒蘸取待測(cè)溶液點(diǎn)在試紙的中央，變色后與標(biāo)準(zhǔn)比色卡對(duì)比,即可確定溶液

的pHo

(2)pH計(jì)測(cè)量法。

三、常見溶液的pH計(jì)算

1.單一溶液的pH計(jì)算

強(qiáng)酸溶液，如H?A,設(shè)濃度為cmol/L,c(H')=ncmol/L,pH=-1gc(H")=一

lg(z?c)o

io-14

強(qiáng)堿溶液(25℃),如B(OH).,設(shè)濃度為cmol/L,c(H+)=——mol/L,pH=-

nc

+

lgc(H)=14+lg(nc)o

2.混合溶液的pH計(jì)算

⑴兩種強(qiáng)酸混合：直接求出c(H+)混，再據(jù)此求pHo。田+)盥=

C(仁)匕+◎(心玄

匕+:°

⑵兩種強(qiáng)堿混合：先求出。(0『)混，再據(jù)人求出c(H+)混，最后求pH。

--

(0H)匕+Q(OH)V

c(0H)；g=C12

匕+七

(3)強(qiáng)酸、強(qiáng)堿混合：先判斷哪種物質(zhì)過量，再由下式求出溶液中H+或0H一的濃

度，最后求pH。

川+、個(gè)小廠、K(酎)殿七一。(OFT)堿囁|

c(H)混或c(0H)混=----------l+/---------o

考點(diǎn)3酸堿中和滴定

一、實(shí)驗(yàn)原理

利用中和反應(yīng)，用已知濃度的酸(或堿)來測(cè)定未知濃度的堿(或酸)的實(shí)驗(yàn)方法。

第15頁共25頁

二、常用酸堿指示劑及其變色范圍

指示劑變色范圍的pH

甲基橙<3.1紅色3.1~4.4橙色>4.4黃色

8.2?10.0粉（淺）紅

酚獻(xiàn)<8.2無色>10.0紅色

色

。特別提醒酸堿中和滴定中一般不用石蕊作指示劑，因?yàn)槠渥兩秶?，顏?/p>

變化不明顯。

三、實(shí)驗(yàn)用品

1.儀器：酸式滴定管（如圖A）、堿式滴定管（如圖B）、滴定管夾、鐵架臺(tái)、筵彪

瓶。

"

1

：

=一

=

=

『

一

一

z自

V

2.試劑：標(biāo)準(zhǔn)液、待測(cè)液、指示劑、蒸儲(chǔ)水。

3.滴定管的選擇

試劑性質(zhì)滴定管原因

酸性、強(qiáng)氧化性酸式滴定管酸性和強(qiáng)氧化性物質(zhì)易腐蝕橡膠

堿性物質(zhì)易腐蝕玻璃，致使玻璃活塞無法

堿性堿式滴定管

打開

四、實(shí)驗(yàn)操作（以標(biāo)準(zhǔn)鹽酸滴定待測(cè)NaOH溶液為例）

1.滴定前的準(zhǔn)備

檢漏一檢查滴定管活塞是否漏水

洗滌一先用蒸儲(chǔ)水“洗”，再用待裝液“潤(rùn)洗”滴定管

裝、排一滴定管中“裝”液至0刻度以上,并“排”氣泡

I調(diào)、讀I一調(diào)整液面至0或0刻度以下,并讀數(shù)

第16頁共25頁

I注、力口I一將一定體積的堿液注入錐形瓶,并加指示劑

?特別提醒酸式滴定管的查漏：向滴定管中裝入一定體積的水，固定在滴定管

夾上直立靜置兩分鐘，觀察有無水滴滴下，然后將活塞旋轉(zhuǎn)180°,再靜置兩分

鐘，觀察有無水滴滴下，若均不漏水，滴定管即可使用。

2.滴定

彳一眼睛注視錐

左手控制滴

'形瓶?jī)?nèi)溶液

定管活塞一

顏色變化

右手搖動(dòng)

錐形麻一

3.終點(diǎn)判斷

當(dāng)?shù)稳胱詈笠坏螛?biāo)準(zhǔn)液，溶液由紅色變?yōu)闊o色（酚獻(xiàn)作指示劑），且在半分鐘內(nèi)丕

恢復(fù)原色,視為滴定終點(diǎn)并記錄標(biāo)準(zhǔn)液的體積。

◎特別提醒滴定終點(diǎn)是指示劑顏色的突變點(diǎn)，不是恰好中和的點(diǎn)，也不是pH

等于7的點(diǎn)。

4.數(shù)據(jù)處理

按上述操作重復(fù)2?3次,求出用去標(biāo)準(zhǔn)鹽酸體積的平均值，根據(jù)c（NaOH）=

c（HC1）?P（HC1）、

V（NaOH）計(jì)算。

五、誤差分析

1.原理

依據(jù)原理c（標(biāo)準(zhǔn)）?，（標(biāo)準(zhǔn)）=c（待測(cè)）?/（待測(cè)），所以c（待測(cè)）=

色（叫:篇"隹）-,因。（標(biāo)準(zhǔn)）與，（待測(cè)）已確定，因此只要分析出不正確

的操作引起，（標(biāo)準(zhǔn)）的變化，即分析出結(jié)果。，（標(biāo)準(zhǔn)）變大，則。（待測(cè)）俯置；/（標(biāo)

準(zhǔn)）變小，則C（待測(cè)）偏低。

2.常見誤差

以標(biāo)準(zhǔn)酸溶液滴定未知濃度的堿溶液（酚岷作指示劑）為例，常見的因操作不正確

而引起的誤差有

步驟操作，（標(biāo)準(zhǔn)）C（待測(cè)）

酸式滴定管未用標(biāo)準(zhǔn)酸溶液潤(rùn)洗變大偏高

堿式滴定管未用待測(cè)溶液潤(rùn)洗變小偏低

洗滌

錐形瓶用待測(cè)溶液潤(rùn)洗變大偏高

錐形瓶洗凈后還留有蒸儲(chǔ)水不變無影響

取液取堿液的滴定管開始有氣泡，讀數(shù)時(shí)氣泡消失變小偏低

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酸式滴定管滴定前有氣泡，滴定終點(diǎn)時(shí)氣泡消

變大偏高

失

滴定

振蕩錐形瓶時(shí)部分液體濺出變小偏低

部分酸液滴在錐形瓶外變大偏高

酸式滴定管滴定前讀數(shù)正確，滴定后俯視讀數(shù)

變小偏低

（或前仰后俯）

讀數(shù)

酸式滴定管滴定前讀數(shù)正確，滴定后仰視讀數(shù)

變大偏高

（或前俯后仰）

六、常用量器的讀數(shù)方法

1.平視讀數(shù)（如圖1）:實(shí)驗(yàn)室中用量筒、移液管或滴定管量取一定體積的液體,

讀取液體體積時(shí)，視線應(yīng)與凹液面最低點(diǎn)保持水平，視線與刻度的交點(diǎn)即為讀數(shù)

（即“凹液面定視線,視線定讀數(shù)”）0

平視

4—

2.俯視讀數(shù)（如圖2）：當(dāng)用量筒測(cè)量液體的體積時(shí)，由于俯視視線向下傾斜,

尋找切點(diǎn)的位置在凹液面的上側(cè)，讀數(shù)高于正確的刻度線位置，即讀數(shù)偏大。

3.仰視讀數(shù)（如圖3）：讀數(shù)時(shí)，由于視線向上傾斜，尋找切點(diǎn)的位置在液面的

下側(cè)，因滴定管刻度標(biāo)法與量筒不同，這樣仰視讀數(shù)偏大。

第三講鹽類的水解

考點(diǎn)1鹽類的水解及其規(guī)律

實(shí)質(zhì)

弱酸的陰離子一結(jié)合叱'

鹽電離一,一生成弱電解質(zhì)一破壞了水的電離平衡f水

弱堿的陽離子一結(jié)合2Hl

的電離程度增大fc（H+）#c（OI「）f溶液呈堿性或酸性。

二、特點(diǎn)

感＞一水解反應(yīng)是旦逆反應(yīng)

懣1水解反應(yīng)是蛆史卻反應(yīng)的逆反應(yīng)，反應(yīng)吸熱

磁1水解反應(yīng)程度很微弱

三、規(guī)律

有弱才水解，越弱越水解；誰強(qiáng)顯誰性，同強(qiáng)顯中性。

鹽的類型強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽強(qiáng)酸弱堿鹽弱酸強(qiáng)堿鹽

實(shí)例

NaCl、KNO3NHC1、CU(NO3)2OLCOONa、Na2cO3

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是否水解否是是

2+

水解的離子NH；、CuCH3C00~.cot

溶液的酸堿性中性酸性堿性

溶液的pH(25℃)pH=7pH<7pH>7

四、水解方程式的書寫

1.一般要求

氣體或沉淀不標(biāo)“2”或“(”?易分解

一般鹽類水、水解產(chǎn)、

*|=>產(chǎn)物(如NH?H?()等)不寫其分

解程度很小物很少3

解產(chǎn)物的形式

例如：NH.C1的水解離子方程式為NH豐+HQ=NH：,?上0+白。

2.三種類型的鹽的水解方程式的書寫

(1)多元弱酸鹽的水解：分步進(jìn)行，以第一步為主，一般只寫第一步水解。

例如：血段的水解離子方程式為C0分+Hq-HCOF+0H，

(2)多元弱堿鹽水解：方程式一步寫完。

例如：FeCh的水解離子方程式為Fe："+3Ha-Fe(0嘰+3心

(3)有些陰、陽離子相互促進(jìn)的水解：水解相互促進(jìn)進(jìn)行到底時(shí)，書寫時(shí)要用“=”

“f“I”等。

i+

例如：NaHC03與A1CL混合溶液反應(yīng)的離子方程式為Ar+3HCO?=A1(0H)31+

3C02to

考點(diǎn)2鹽類水解的影響因素

1.內(nèi)因

弱酸陰離子、弱堿陽離子對(duì)應(yīng)的酸、堿越弱，就越易發(fā)生水解。

決定

例如：酸性：CH:iCOOH>H2CO:!——?相同條件下相同濃度的NaHCO：；、CHCOONa溶液

的pH大小關(guān)系為NaHCODCH3coONa。

2.外因

影響因素水解平衡水解程度水解產(chǎn)生離子的濃度

溫度升高右移增大增大

增大右移減小增大

濃度

減小(即稀釋)右移增大減小

外加酸酸弱堿陽離子水解程度減小

堿堿弱酸陰離子水解程度減小

考點(diǎn)3鹽類水解的應(yīng)用

1.鹽類水解的應(yīng)用

應(yīng)用舉例

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判斷溶液

FeCL溶液顯酸性，原因是Fe3++3H0-Fe(0H)+3H+

的酸堿性23

判斷酸性強(qiáng)

NaX,NaY、NaZ三種鹽pH分別為8、9、10,則酸性:HX>HY>HZ

弱

配制或貯存

易配制CuSOa溶液時(shí)，加入少量H2s0”防止C/+水解;配制FeCL溶液，加

水解的鹽溶入少量鹽酸；貯存NazCO：,溶液、NazSi。；溶液不能用磨口玻璃塞

液

膠體的制取3++

制取Fe(0H)3膠體的離子方程式：Fe+3H20Fe(OH):i(膠體)+3H

物質(zhì)的提純除去MgCL溶液中的Fe'+,可加入MgO、鎂粉、Mg(OH)?或MgCO3

3+

泡沫滅火成分為NaHCOs與Ab(SO)3，發(fā)生反應(yīng)為Al+3HC0r=Al(0H)31+3C02

器的原理t

作凈水劑明磯可作凈水劑，原理為AJ/++3H20一人1(0力3(膠體)+311+

化肥的使用核態(tài)氮肥與草木灰不得混用

除銹劑NH,C1與ZnCb溶液可作焊接時(shí)的除銹劑

2.鹽溶液蒸干時(shí)所得產(chǎn)物的判斷

(1)鹽溶液水解生成難揮發(fā)性酸時(shí)，酸根陰離子易水解的強(qiáng)堿鹽蒸干后一般得原

物質(zhì),如CuSO?(aq)蒸干得CuSO,(s)；Na2C0:i(aq)蒸干得Na2C0:i(s)。

(2)鹽溶液水解生成易揮發(fā)性酸時(shí)，蒸干灼燒后一般得對(duì)應(yīng)的氧化物，如AlCL(aq)

蒸干得Al(OH)3,灼燒得ALO,。

(3)考慮鹽受熱時(shí)是否分解,如Ca(HCO3)2>NaHCOs、KMnO,>NHtCl固體受熱易分

解，因止匕蒸干灼燒后分另U為Ca(HC03)2一CaCOKCaO)；NaHCO：,-Na2co：,；KMnO-

fKM1O4和Mn02；NH.C1―*NH31+HC1t。

⑷還原性鹽在蒸干時(shí)會(huì)被0z氧化，如Na2s(Vaq)蒸干得Na2S0.(s)0

(5)弱酸的鏤鹽蒸干后無固體，如NHHCOs、(NH)2co3。

考點(diǎn)4溶液中粒子濃度的大小比較

1.注意兩大理論，構(gòu)建思維模型

(1)電離理論

①弱電解質(zhì)的電離是微弱的，電離產(chǎn)生的微粒都非常少，同時(shí)還要考慮水的電離，

如氨水溶液中：c(NH3?H20)>c(0H-)>c(NHr)o

②多元弱酸的電離是分步進(jìn)行的，其主要是第一級(jí)電離。如在H?S溶液中：cGLS)

⑵水解理論

①弱離子的水解損失是微量的(水解相互促進(jìn)的除外)，但由于水的電離，故水解

第20頁共25頁

后酸性溶液中c(H+)或堿性溶液中c(Oir)總是大于水解產(chǎn)生的弱電解質(zhì)的濃度。

如