（2019）新人教版高中化学选择性必修一基础知识复习填空(全册4份打包).rar

选择性必修（一）基础知识填空选择性必修（一）基础知识填空第一章第一章 化学反应的热效应化学反应的热效应一、反应热、焓变一、反应热、焓变（一）反应热的定义（一）反应热的定义：在 条件下，化学反应体系向环境 或从环境 的热量，称为化学反应的热效应，简称反应热。（二）中和热：（二）中和热：1、定义：在 溶液中，酸与碱发生中和反应生成 时放出的热量，叫做中和热2、表示方法： 3、说明：必须是 酸与 碱 对于任意一个中和热的热化学方程式，它的 H 准确绝对值一定等于 （三）反应热与焓变（三）反应热与焓变1、化学反应前后反应热产生的原因：化学反应前后体系的 发生了变化2、内能：是体系内物质的各种能量的 ，受 、 和 等影响3、焓变:（1）焓的由来：为了描述 条件下的反应热，科学上引入了一个与 有关的物理量焓（符号为 ）（2）焓变与反应热的关系：在 条件下进行的化学反应，其反应热就等于反应的焓变（3）焓变的符号和单位： ， 或 （4）焓变与焓的关系：H= （5）焓变（或反应热）与吸、放热反应的关系关系：放热反应：H 0 ；吸热反应：H 0比较大小：比较 H 大小时，要带上 ；即所有放热反应的焓变 于所有吸热反应的焓变常见的吸放热反应：放热反应： 吸热反应： （6）计算方法：宏观：H= 微观：H= H= 注：在描述 H 时， 缺一不可，是个整体 键能： 所需要的能量键能与能量的关系：物质的键能越大，物质本身所具有的能量越 ，物质越 常见物质化学键的键数1mol 物质CO2(C=O)CH4(C-H)P4(P-P)SiO2(Si-O)石墨(C-C)金刚石(C-C)Si(Si-Si)键数二、热化学方程式二、热化学方程式1、标出各物质的聚集状态：气体 、固体 、液体 、溶液 ；化学式相同的同素异形体还应注明名称，例如：金刚石表示为 。2、各物质前的计量数只表示物质的 ，所以可以写 数也可以写 数3、不论化学反应是否可逆，热化学方程式中的 H 都表示反应 时的能量变化三、燃烧热三、燃烧热（一）定义：（一）定义： 时， 完全燃烧生成 时所放出的热量，叫做该物质的燃烧热（二）单位：（二）单位： 或 （三）测定：（三）测定：燃烧热通常利用 由实验测得（四）意义：（四）意义：C 的燃烧热为 393.5kJ/mol，表示 （五）说明：（五）说明：1、反应条件：101kPa 2、可燃物的用量： 纯物质，即在写燃烧热的热化学方程式时，可燃物前面的系数必须为 3、反应程度：完全燃烧，形成指定产物：C 、H 、S 、N 4、比较燃烧热大小时，只比较 四、盖斯定律四、盖斯定律（一）内容：（一）内容： 。这就是盖斯定律。（二）内涵：（二）内涵：在一定条件下，化学反应的反应热只与反应体系的 和 有关，而与反应的 无关。选择性必修（一）基础知识填空答案选择性必修（一）基础知识填空答案第一章第一章 化学反应的热效应化学反应的热效应一、反应热、焓变一、反应热、焓变（一）反应热的定义（一）反应热的定义：在 等温 条件下，化学反应体系向环境释放或从环境吸收 的热量，称为化学反应的热效应，简称反应热。（二）中和热：（二）中和热：1、定义：在 稀 溶液中，酸与碱发生中和反应生成 1molH2O(l) 时放出的热量，叫做中和热2、表示方法： H+(aq)+OH-(aq)=H2O(l) H=-57.3kJ/mol 3、说明：必须是 强 酸与强 碱 对于任意一个中和热的热化学方程式，它的 H 准确绝对值一定等于 57.3kJ/mol （三）反应热与焓变（三）反应热与焓变1、化学反应前后反应热产生的原因：化学反应前后体系的 内能 发生了变化2、内能：是体系内物质的各种能量的 总和，受温度、压强 和物质的聚集状态 等影响3、焓变:（1）焓的由来：为了描述等压 条件下的反应热，科学上引入了一个与内能 有关的物理量焓（符号为 H ）（2）焓变与反应热的关系：在等压 条件下进行的化学反应，其反应热就等于反应的焓变（3）焓变的符号和单位： H ，kJ/mol 或 kJmol-1 （4）焓变与焓的关系：H= H生成物H反应物 （5）焓变（或反应热）与吸、放热反应的关系关系：放热反应：H 0比较大小：比较 H 大小时，要带上 “+” 、 “-” 号 ；即所有放热反应的焓变 小 于所有吸热反应的焓变常见的吸放热反应：放热反应：燃烧反应、酸碱中和反应、大多数化合反应、铝热反应、活泼金属与水或酸的反应、少数分解反应（例如过氧化氢分解制备氧气）吸热反应：大多数的分解反应、C+CO22CO、C+H2O(g)CO+H2、NaHCO3+HCl=H2O+CO2+NaCl、Ba(OH)28H2O+2NH4Cl=BaCl2+2NH3H2O+8H2O（6）计算方法：宏观：H= 生成物的总能量-反应物的总能量 微观：H= 断键吸收的能量-成键释放的能量 H= 反应物的键能之和-生成物的键能之和 注：在描述 H 时， 符号、数值、单位 缺一不可，是个整体 键能： 拆开化学键 所需要的能量键能与能量的关系：物质的键能越大，物质本身所具有的能量越 低 ，物质越 稳定 常见物质化学键的键数1mol 物质CO2(C=O)CH4(C-H)P4(P-P)SiO2(Si-O)石墨(C-C)金刚石(C-C)Si(Si-Si)键数24641.522二、热化学方程式二、热化学方程式1、标出各物质的聚集状态：气体（g） 、固体（s） 、液体（l） 、溶液 （aq） ；化学式相同的同素异形体还应注明名称，例如：金刚石表示为 C(金刚石，s） 。2、各物质前的计量数只表示物质的 物质的量 ，所以可以写 整 数也可以写 分 数3、不论化学反应是否可逆，热化学方程式中的 H 都表示反应进行到底（即完全转化） 时的能量变化三、燃烧热三、燃烧热（一）定义：（一）定义： 101kPa 时， 1mol 纯物质 完全燃烧生成指定产物 时所放出的热量，叫做该物质的燃烧热（二）单位：（二）单位： kJ/mol 或 kJmol-1 （三）测定：（三）测定：燃烧热通常利用 量热计 由实验测得（四）意义：（四）意义：C 的燃烧热为 393.5kJ/mol，表示 在 101kPa 时，1molC 完全燃烧生成 CO2(g)时所放出393.5kJ的热量 （五）说明：（五）说明：1、反应条件：101kPa 2、可燃物的用量： 1mol 纯物质，即在写燃烧热的热化学方程式时，可燃物前面的系数必须为 3、反应程度：完全燃烧，形成指定产物：C CO2(g) 、H H2O(l) 、S SO2(g) 、N N2(g) 4、比较燃烧热大小时，只比较 绝对值 四、盖斯定律四、盖斯定律（一）内容：（一）内容： 一个化学反应，不管是一步完成的还是分几步完成的，其反应热是相同的。这就是盖斯定律。（二）内涵：（二）内涵：在一定条件下，化学反应的反应热只与反应体系的 始态 和 终态 有关，而与反应的 途径 无关。第三章第三章 水溶液中的离子反应与平衡水溶液中的离子反应与平衡一、强电解质和弱电解质一、强电解质和弱电解质（一）电解质与非电解质（一）电解质与非电解质1、电解质： 。种类： 2、非电解质： 。种类： 注：（1）必须是 物，单质和混合物 。 （2）电解质 导电，导电的 是电解质。 （填“一定”或“不一定”） （3）非电解质 导电，不导电的 是非电解质。（二）强弱电解质（二）强弱电解质1、强电解质：（1）定义：在水溶液中能够 电离的电解质。 （2）特点： 电离，只有 ，无 ，不可逆，电离方程式用“ ”连接 （3）类别： 、 2、弱电解质：（1）定义：在水溶液中能够 电离的电解质。 （2）特点： 电离，既有 又有 ，可逆，存在 ，电离方程式用“ ”连接（3）类别： 注：电解质的强弱与溶解性无关，与溶液的导电性无必然联系电解质的导电性与溶液中自由移动的 有关，自由移动的离子浓度越大，离子所带电荷数越多，导电性越 （三）电离方程式的书写（三）电离方程式的书写1、原则：遵循 、 、 2、书写： 多元弱酸 电离，以第 步电离为主， 书写；多元弱碱 电离， 书写3、常见物质电离方程式的书写：（1）NaCl： （2）CH3COONH4： （3）Na2CO3： （4）NaHCO3： （5）NaHSO4：在水溶液中： 在熔融状态下： （6）CH3COONa： （7）NaHS： （8）KHSO3： （9）NH4Cl： （10）CaCO3： （11）AgCl： （12）BaSO4： （13）HCl： （14）HNO3： （15）H2SO4： （16）HBr： （17）HI： （18）HClO4： （19）NaOH： （20）KOH： （21）Ba(OH)2： （22）CH3COOH： （23）HF： （24）HClO： （25）H2CO3： （26）H2SO3： （27）H2S： （28）H2C2O4： （29）H3PO4: （30）NH3H2O： （31）Cu(OH)2： （32）Mg(OH)2： （33）Fe(OH)3： （34）Al(OH)3： 碱式电离： 酸式电离： （35）H2O： 或 二、弱电解质的电离平衡二、弱电解质的电离平衡（一）定义：（一）定义：在一定条件（如温度、压强）下，当弱电解质分子电离成离子的速率与离子重新结合成弱电解质分子的速率 时，电离过程就达到平衡状态，这种平衡状态叫做弱电解质的电离平衡（二）特征：（二）特征： （三）影响因素（三）影响因素1、内因： 2、外因：（1）温度：由于电离过程是 热的过程，所以升高温度，平衡向 方向移动，电离程度 （2）浓度：加水稀释平衡向 的方向移动电离程度 离子浓度 增大弱电解质的浓度平衡向 方向移动电离程度 加入同浓度的弱电解质溶液平衡 移动各微粒浓度 、电离程度 加入其它试剂，减小或增大弱电解质电离出的某离子的浓度，可促进或抑制电离（四）举例：以醋酸电离为例：（四）举例：以醋酸电离为例：CH3COOH(aq) CH3COO-(aq)+H+(aq) H0改变条件平衡移动方向电离程度n(H+)c(H+)c(CH3COO-)导电能力加水稀释加入少量冰醋酸通入 HCl(g)加入 NaOH(s)加入镁粉升高温度加入CH3COONa(s)加入 NaCl(s)三、电离平衡常数三、电离平衡常数（一）定义（一）定义：在一定条件下，达到电离平衡时， 与 比是一个常数，这个常数称为电离平衡常数，简称电离常数。一般弱酸用 表示，弱碱用 表示（二）表达式：（二）表达式：以 ABA+B-为例，则 K= 注：在计算电离平衡常数时，弱电解质分子的浓度，常用注：在计算电离平衡常数时，弱电解质分子的浓度，常用 浓度代替浓度代替 浓度进行忽略计算浓度进行忽略计算（三）影响因素：（三）影响因素：1、 2、只受只受 影响，升高温度，电离平衡常数 ，电离程度 （四）意义：（四）意义：相同条件下，K 值越大，表示该弱电解质越 电离，所对应溶液的酸性或碱性越 （五）说明：（五）说明：多元弱酸是分步电离的，每一步都有相应的 K，对于同一种弱酸的 K1、K2、K3，总有 K1 K2 K3，即电离程度逐渐 。这是因为上一级电离产生的 H+，对下一级电离起到 作用。所以计算多元弱酸溶液的 c(H+)或比较弱酸酸性相对强弱时，通常只考虑第 步电离四、水的电离四、水的电离（一）水的电离（一）水的电离1、电离方程式： 或 2、特点：（1） 电离 （2） 过程， 热 （3）25，水中的 c(H+)=c(OH-)= mol/L（4）由水电离出的 H+与 OH-浓度 ，即 c(H+)水 c(OH-)水3、影响因素：（1）促进： （2）抑制： （二）水的离子积（二）水的离子积1、定义：当水的电离达到平衡时，电离产物 和 浓度之积是一个常数，称为水的离子积常数，简称水的离子积，用 表示。2、表达式：Kw= 说明：Kw不仅适用于纯水，也适用于酸、碱、盐的稀溶液酸溶液中：Kw= 碱溶液中：Kw= 盐溶液中：Kw= 不同溶液中的 c(H+)、c(OH-)可能 同，但任何溶液中的 c(H+)水 c(OH-)水25时，水中的 c(H+)=c(OH-)= mol/L，Kw= 100时，水中的 c(H+)=c(OH-) mol/L，Kw= Kw只与 有关，温度升高，Kw ，水更 电离五、溶液的酸碱性与五、溶液的酸碱性与 pH（一）溶液酸碱性的判断：看（一）溶液酸碱性的判断：看 c(H+)与与 c(OH-)的相对大小的相对大小当 c(H+) c(OH-)时，为中性； 当 c(H+) c(OH-)时，为酸性； 当 c(H+) c(OH-)时，为碱性（二）（二）pH1、定义：用 来表示溶液酸碱性的强弱弱过量，显弱性2、表达式：pH= 或 c(H+)= mol/L3、意义：pH 性增强，pH 性增强4、pH 与溶液酸碱性的关系：一般2525中性溶液c(H+) c(OH-)c(H+) 1.010-7pH 7酸性溶液c(H+) c(OH-)c(H+) 1.010-7pH 7碱性溶液c(H+) c(OH-)c(H+) 1.010-7pH 7（三）溶液酸碱性的测定方法（三）溶液酸碱性的测定方法1、用 pH 试纸测定（1）pH 试纸的制作：是将试纸用多种酸碱指示剂的混合溶液浸透，经晾干制成的，pH 试纸一般呈 色。（2）pH 试纸的种类： pH 试纸、 pH 试纸、 pH 试纸（3）pH 试纸的使用方法： （4）注意：pH 试纸不能用水润湿，否则可能使测量结果 所测 pH 值一般为 数2、常用指示剂的变色范围和颜色变化表示如下表：指示剂甲基橙石蕊酚酞变色范围 pH溶液颜色（四）溶液中（四）溶液中 pH 的计算的计算1、特殊：强酸、强碱溶液等体积混合时 pH 的计算混合物质两种溶液 pH 关系混合后溶液 pHA、B 均为酸pHApHB，且 pH 之差2A、B 均为碱pHApHB，且 pH 之差2pHA+pHB=14pHA+pHB14（碱剩余）2、强酸与弱碱或强碱与弱酸等体积混合当 pH酸+pH碱=14 时，若是强酸与弱碱混合，则弱碱过量，pH 7 若是强碱与弱酸混合，则弱酸过量，pH 7但都不突破 7，无限稀释时等于或接近于 73、稀释后溶液 pH 的计算（1）强酸：pH=a，加水稀释 10n倍，则 pH= （2）弱酸：pH=a，加水稀释 10n倍，则 pH （3）强碱：pH=b，加水稀释 10n倍，则 pH= （4）弱碱：pH=b，加水稀释 10n倍，则 pH电离：NaHCO3溶液中的离子从大到小的关系： 电离水解：NaHSO3溶液中的离子从大到小的关系： 4、其他单一盐溶液，例：NH4Cl 溶液中的离子从大到小的关系： 5、不同溶液中同一离子浓度的大小：看其他离子对其影响例：0.1mol/L 的 NH4HSO4、NH4Cl、CH3COONH4、(NH4)2SO4中 c(NH4+)的大小顺序： 6、混合溶液中离子浓度的大小判断若不反应：看电离和水解程度的大小方法完全反应：单一溶液若反应不完全反应：按方程式计算过量，再考虑电离和水解（1）混合前后不反应：电离水解：同浓度的 NH4Cl 与 NH3H2O 混合溶液中的离子从大到小的关系： 同浓度的 CH3COONa 与 CH3COOH 混合溶液中的离子从大到小的关系： 水解电离：同浓度的 NaCN 与 HCN 混合溶液中的离子从大到小的关系： （2）混合前后反应：完全反应形成单一溶液：不完全反应形成混合液，看 与 的程度大小十一、难溶电解质的沉淀溶解平衡十一、难溶电解质的沉淀溶解平衡（一）常温下，物质溶解性与溶解度的关系（一）常温下，物质溶解性与溶解度的关系溶解性易溶可溶微溶难溶溶解度（二）难溶电解质（二）难溶电解质定义：溶解度小于 g 的电解质称为难溶电解质（三）难溶电解质的溶解平衡（三）难溶电解质的溶解平衡1、定义：在一定温度下，当沉淀和溶解的速率 时，形成溶质的 溶液，各离子的浓度保持 ，达到平衡状态，这种平衡称为沉淀溶解平衡。2、特点： 注：（1）生成沉淀的离子反应不能进行到底（即离子浓度0） ，一般情况下，当溶液中剩余离子的浓度小于 mol/L 时，化学上通常认为生成沉淀的反应就进行完全了3、影响因素（1）内因： （2）外因：浓度：加水，平衡向 方向移动温度：升温，多数平衡向 方向移动（原因：溶解 热） ；但少数向 方向移动（例： ）加入与体系中某些离子反应的物质，产生气体或更难溶的物质，导致平衡向 的方向移动4、溶度积常数（简称溶度积） （1）表达式：对于溶解平衡：MmAn(s)mMn+(aq)+nAm-(aq) 反应， Ksp= 例：AgCl(s)Ag+(aq)+Cl-(aq) Ksp= （2）意义：对于同类型（ 个数相同）的难溶电解质，在相同温度下，Ksp越大S(溶解度)越 例：Ksp（AgCl）=1.810-10 Ksp（AgBr）=6.310-15 说明 S(AgCl) S(AgBr)（3）影响因素：KSP只与 和 有关（4）应用：判断有无沉淀生成Q(离子积)= c(Mn+)mc(Am-)n（任意时刻的浓度）QKSP时， Q=KSP时， Q0改变条件平衡移动方向电离程度n(H+)c(H+)c(CH3COO-)导电能力加水稀释正向增大增大减小减小减弱加入少量冰醋酸正向减小增大增大增大增强通入 HCl(g)逆向减小增大增大减小增强加入 NaOH(s)正向增大减小减小增大增强加入镁粉正向增大减小减小增大增强升高温度正向增大增大增大增大增强加入CH3COONa(s)逆向减小减小减小增大增强加入 NaCl(s)不移动不变不变不变不变增强三、电离平衡常数三、电离平衡常数（一）定义（一）定义：在一定条件下，达到电离平衡时，弱电解质电离形成的各种离子的浓度幂的乘积与溶液中未电离的分子的浓度之 比是一个常数，这个常数称为电离平衡常数，简称电离常数。一般弱酸用 Ka 表示，弱碱用 Kb 表示（二）表达式：（二）表达式：以 ABA+B-为例，则()()=()c Ac BKc AB注：在计算电离平衡常数时，弱电解质分子的浓度，常用注：在计算电离平衡常数时，弱电解质分子的浓度，常用起始起始 浓度代替浓度代替平衡平衡 浓度进行忽略计算浓度进行忽略计算（三）影响因素：（三）影响因素： 1、物质本身的性质决定 2、只受只受温度温度 影响，升高温度，电离平衡常数增大 ，电离程度越大 （四）意义：（四）意义：相同条件下，K 值越大，表示该弱电解质越 易 电离，所对应溶液的酸性或碱性越强 （五）说明：（五）说明：多元弱酸是分步电离的，每一步都有相应的 K，对于同一种弱酸的 K1、K2、K3，总有 K1 K2 K3，即电离程度逐渐 减弱 。这是因为上一级电离产生的 H+，对下一级电离起到 抑制 作用。所以计算多元弱酸溶液的 c(H+)或比较弱酸酸性相对强弱时，通常只考虑第 一 步电离四、水的电离四、水的电离（一）水的电离（一）水的电离1、电离方程式：H2OOH+ H+ 或 2H2O OH+ H3O+ 2、特点：（1） 极难 电离 （2） 可逆 过程， 吸 热 （3）25，水中的 c(H+)=c(OH-)= 1.010-7 mol/L（4）由水电离出的 H+与 OH-浓度 相等 ，即 c(H+)水 = c(OH-)水3、影响因素：（1）促进：升温 加活泼金属 弱碱阳离子或弱酸阴离子（即能水解的盐）电解 （2）抑制：降温 加酸或碱 加强酸酸式盐（NaHSO4） （二）水的离子积（二）水的离子积1、定义：当水的电离达到平衡时，电离产物 H+ 和 OH- 浓度之积是一个常数，称为水的离子积常数，简称水的离子积，用 Kw 表示。2、表达式：Kw= c(H+)c(OH-) 说明：Kw不仅适用于纯水，也适用于酸、碱、盐的稀溶液酸溶液中：Kw= c(H+)酸c(OH-)水 碱溶液中：Kw= c(H+)水c(OH-)碱 盐溶液中：Kw= c(H+)水c(OH-)水 不同溶液中的 c(H+)、c(OH-)可能 不 同，但任何溶液中的 c(H+)水 = c(OH-)水25时，水中的 c(H+)=c(OH-)= 1.010-7 mol/L，Kw= 1.010-14 100时，水中的 c(H+)=c(OH-) 1.010-6 mol/L，Kw= 1.010-12 Kw只与 温度 有关，温度升高，Kw 增大 ，水更 易 电离五、溶液的酸碱性与五、溶液的酸碱性与 pH（一）溶液酸碱性的判断：看（一）溶液酸碱性的判断：看 c(H+)与与 c(OH-)的相对大小的相对大小当 c(H+) = c(OH-)时，为中性； 当 c(H+) c(OH-)时，为酸性； 当 c(H+) c(OH-)c(H+)1.010-7pH7碱性溶液c(H+)c(OH-)c(H+)7（三）溶液酸碱性的测定方法（三）溶液酸碱性的测定方法1、用 pH 试纸测定（1）pH 试纸的制作：是将试纸用多种酸碱指示剂的混合溶液浸透，经晾干制成的，pH 试纸一般呈黄 色。（2）pH 试纸的种类：广泛 pH 试纸、精密 pH 试纸、 专用 pH 试纸（3）pH 试纸的使用方法：取一小块试纸放在玻璃片或表面皿或点滴板上，用洁净干燥的玻璃棒直接蘸取待测液滴在干燥的试纸上，试纸变色后，在 30s 内与标准比色卡比较 （4）注意：pH 试纸不能用水润湿，否则可能使测量结果 偏大、偏小、不变 所测 pH 值一般为 整 数2、常用指示剂的变色范围和颜色变化表示如下表：指示剂甲基橙石蕊酚酞变色范围 pH3.1-4.45.0-8.08.2-10.0溶液颜色红、橙、黄红、紫、蓝无色、浅红、红（四）溶液中（四）溶液中 pH 的计算的计算1、特殊：强酸、强碱溶液等体积混合时 pH 的计算混合物质两种溶液 pH 关系混合后溶液 pHA、B 均为酸pHApHB，且 pH 之差2pHA+0.3A、B 均为碱pHApHB，且 pH 之差2pHB0.3pHA+pHB=147pHA+pHB14（碱剩余）pHB0.32、强酸与弱碱或强碱与弱酸等体积混合当 pH酸+pH碱=14 时，若是强酸与弱碱混合，则弱碱过量，pH 7 若是强碱与弱酸混合，则弱酸过量，pH 73、稀释后溶液 pH 的计算但都不突破 7，无限稀释时等于或接近于 7（1）强酸：pH=a，加水稀释 10n倍，则 pH= a+n （2）弱酸：pH=a，加水稀释 10n倍，则 a pH a+n （3）强碱：pH=b，加水稀释 10n倍，则 pH= b-n （4）弱碱：pH=b，加水稀释 10n倍，则 b-n pHc(H+)c(HCO3-)c(CO32-)2、多元弱酸的正盐：根据弱酸根的分步水解来分析，例：Na2S 溶液中的离子从大到小的关系： c(Na+)c(S2-)c(OH-)c(HS-)c(H+) 3、多元弱酸的酸式盐：看其弱酸根离子的电离与水解程度的大小例：水解电离：NaHCO3溶液中的离子从大到小的关系： c(Na+)c(HCO3-)c(OH-)c(H+)c(CO32-) 电离水解：NaHSO3溶液中的离子从大到小的关系： c(Na+)c(HSO3-)c(H+)c(SO32-)c(OH-) 4、其他单一盐溶液，例：NH4Cl 溶液中的离子从大到小的关系： c(Cl-)c(NH4+)c(H+)c(OH-) 5、不同溶液中同一离子浓度的大小：看其他离子对其影响例：0.1mol/L 的 NH4HSO4、NH4Cl、CH3COONH4、(NH4)2SO4中 c(NH4+)的大小顺序： (NH4)2SO4 NH4HSO4 NH4Cl CH3COONH4 6、混合溶液中离子浓度的大小判断若不反应：看电离和水解程度的大小方法完全反应：单一溶液若反应不完全反应：按方程式计算过量，再考虑电离和水解（1）混合前后不反应：电离水解：同浓度的 NH4Cl 与 NH3H2O 混合溶液中的离子从大到小的关系： c(NH4+) c(Cl-) c(OH-) c(H+) 同浓度的 CH3COONa 与 CH3COOH 混合溶液中的离子从大到小的关系： c(CH3COO-)c(Na+)c(H+)c(OH-) 水解电离：同浓度的 NaCN 与 HCN 混合溶液中的离子从大到小的关系： c(Na+)c(CN-) c(OH-) c(H+)（2）混合前后反应：完全反应形成单一溶液：不完全反应形成混合液，看 电离 与 水解 的程度大小十一、难溶电解质的沉淀溶解平衡十一、难溶电解质的沉淀溶解平衡（一）常温下，物质溶解性与溶解度的关系（一）常温下，物质溶解性与溶解度的关系溶解性易溶可溶微溶难溶溶解度10g1-10g0.01-1g S(AgBr)（3）影响因素：KSP只与 难溶电解质的性质 和 温度 有关（4）应用：判断有无沉淀生成Q(离子积)= c(Mn+)mc(Am-)n（任意时刻的浓度）QKSP时， 溶液中有沉淀析出 Q=KSP时， 沉淀与溶解处于平衡状态 QKSP时， 溶液中无沉淀析出 第二章第二章 化学反应速率与化学平衡化学反应速率与化学平衡一、化学反应速率一、化学反应速率（一）定义（一）定义：通常用 来表示（二）表示方法（二）表示方法：v= v：化学反应速率，常用单位： （三）注意事项：（三）注意事项：1、化学反应速率没有 值，均取 值2、化学反应速率是一段时间内的 反应速率，而不是某一时刻的 反应速率3、反应方程式中各物质的化学计量数之比等于各物质的 之比，等于 之比，等于 之比。例如：aA+bB=cC+dD a:b:c:d= = = 4、 或 ，其浓度可视为常数，因此一般不用其表示反应速率（四）比较大小：（四）比较大小：1、比较大小时，要先转化为 的化学反应速率，再进行比较，同时要注意 的转化2、比较大小时，可以比较速率与 的比值。（五）常用计算公式（五）常用计算公式转化率= ；体积分数= 反应前后的压强之比= 二、影响化学反应速率的因素二、影响化学反应速率的因素（一）内因（一）内因： 的性质（二）外因（二）外因： 、 、 、 三、活化能三、活化能（一）有效碰撞理论：（一）有效碰撞理论：1、基元反应：大多数化学反应并不是经过简单碰撞就能完成的，而往往经过多个反应步骤才能实现，这其中的 反应都称为基元反应。基元反应反应了反应历程，反应历程又称反应 。2、基元反应发生的先决条件： 3、有效碰撞：（1）定义： 。（2）条件：第一，分子必须具有一定的能量，即 分子（能够发生有效碰撞的分子）第二， 4、活化能： ，叫做反应的活化能5、有效碰撞理论与化学反应的关系：普通分子 分子 碰撞新物质+ 活化能合适取向能量（二）浓度：（二）浓度：1、影响规律：其他条件相同时，增大反应物浓度，化学反应速率 ；减小反应物浓度，反应速率 2、理论解释：单位体积内活化分子的数目与 成正比，即与 成正比。当其他条件相同时，反应物浓度增大， 增多，单位时间内有效碰撞的次数增多，化学反应速率增大 注：（1）改变固体或纯液体的量，对化学反应速率 （2）增加固体 （将固体 ）或加快液体扩散速率（对反应物进行 ） ，均可以提高化学反应速率（三）压强：（三）压强：1、影响规律：对于有 参加的反应，其他条件相同时，压强越大，化学反应速率越 （1）恒温恒容时，充入反应物气体浓度 速率 I 充入“惰性气体”总的压强 ，各气体分压 ，即浓度 速率 （2）恒温恒压时，充入惰性气体体积 浓度 速率 注：压强的改变实际上是体积的改变引起 的改变，从而对化学反应速率产生影响，如果压强的改变不能引起 变化，则不会对速率产生影响2、理论解释：增大压强， 增多，单位时间内有效碰撞的次数增多，化学反应速率增大（四）温度：（四）温度：1、影响规律：在其他条件不变时，升高温度，化学反应速率越 ；温度每升高 10,化学反应速率增大到原来的 倍。2、理论解释：在其他条件不变时，升高温度，反应物分子的能量增加，使一部分原来能量较低的分子变成活化分子，从而增大了反应物分子中 ，使得单位时间内有效碰撞次数增多，因而使反应速率加快。（五）催化剂：（五）催化剂：1、影响规律：一般是 反应速率。使用时要注意温度及防止催化剂 2、理论解释：在其他条件不变时，使用催化剂，改变了反应的历程，使发生的每一次反应所需的活化能 ，这就使更多的反应物分子成为活化分子，增大了 ，化学反应速率加快 特点：催化剂在化学变化中能改变化学反应速率，但不能改变反应物的 ，也不能使本来不发生的反应发生小结： 的改变影响单位体积内的活化分子数， 的改变也同时影响活化分子的百分数四、化学平衡状态四、化学平衡状态（一）研究对象（一）研究对象： 反应（二）定义（二）定义：指在一定条件下的 反应，正反应速率和逆反应速率 ，反应混合物中各组分的浓度保持 的状态。（三）特点（三）特点 1、逆：研究对象是 反应2、等：平衡时，同一物质的正逆反应速率 即 v正 v逆3、动：化学平衡是 态平衡，即达平衡时正逆反应 ，只不过同一物质的 v正 v逆4、定：在平衡体系的混合物中，各组分的含量（物质的量、质量、浓度、质量百分数、物质的量百分数、体积百分数等）保持 注：化学平衡状态是在一定条件下可逆反应所能达到的 ，即该反应进行的 。化学反应的限度决定了反应物在该条件下的 转化率（四）判断达化学平衡的标志（四）判断达化学平衡的标志1、用速率判断：方法：先找出 ，再看物质：若同一物质，则正逆速率 若不同物质，则 2、用含量判断：（1）平衡时，各组分的物质的量、质量、浓度、体积、物质的量分数、质量分数、体积分数、转化率、产率都 （2）若反应中有颜色变化，颜色 时可认为达平衡（3）绝热的恒容反应体系中 或 保持不变，说明已达平衡 （4）有固态、液态、气态不同状态物质参与的反应，混合气体 不变，或混合气体 不变，都可以判断达平衡（5）对于反应前后气态物质前面的总系数发生改变的反应，混合气体的 不变，或混合气体的 不变，或混合气体的 不变都可以用来判断达平衡五、化学平衡常数五、化学平衡常数（一）定义：（一）定义：在一定温度下，当一个可逆反应达到 时， 与 的比值是一个常数，这个常数就是该反应的化学平衡常数（简称平衡常数） ，用符号 表示（二）表达式：（二）表达式：对于一般的可逆反应：mA(g)+nB(g)pC(g)+qD(g)，则 K= （三）说明：（三）说明：1、表达式的浓度必须是 时的浓度， 决定幂次 2、有 或 参与的反应，其浓度视为“常数”不计入表达式中3、K 单位4、对于同一可逆反应，正反应的平衡常数等于逆反应的平衡常数的 ，即 K正= 5、方程式扩大一定的倍数，K 就扩大相应的 ；方程式缩小一定的倍数，K 就相应的 ；方程式做加法，K 相应的做 法；方程式做减法，K 相应的做 法。（四）影响因素（四）影响因素：K 只与 有关（五）应用（五）应用：1、判断反应进行的程度K 增大产物所占的比例 正反应进行程度 反应进行越 反应物转化率 一般来说，当 K 时，反应基本完全（不可逆反应） ；当 K 时，反应很难进行2、判断反应的热效应当温度升高K 增大正反应为 热反应；当温度升高K 减小正反应为 热反应3、判断反应进行的方向 ：浓度商，其中的浓度是 时刻的浓度值)()()()(BcAcDcCcQnmqpQ当 Q=K 时，反应 ，正反应速率 逆反应速率， 移动当 QK 时，正反应速率 逆反应速率， 移动六、影响化学平衡的因素六、影响化学平衡的因素（一）化学平衡移动方向的判断（一）化学平衡移动方向的判断：若 v(正) v(逆),平衡向正反应向移动； 若 v(正) v(逆),平衡向逆反应向移动； 若 v(正) v(逆),平衡不移动。（二）化学平衡移动的影响因素（二）化学平衡移动的影响因素：1、内因： 2、外因：（1）浓度：在其他条件不变的情况下，增大反应物的浓度或减小生成物的浓度，都可以使平衡向 反应方向移动说明：增加固体或纯液体的量，平衡 移动改变的浓度必须是 的浓度，否则平衡不移动在溶液中进行的反应，稀释溶液，平衡向方程式中化学计量数之和 的方向移动意义：工业生产中，适当增加廉价反应物的浓度，可提高较高价格原料的 ，降低成本，其本身的转化率 （2）压强：在其他条件不变的情况下，增大压强，平衡向气体体积 的反应方向移动；减小压强，平衡向气体体积 的反应方向移动说明：只适用于有 参与的反应压强对平衡的影响实际上就是 对平衡的影响，只有当这些“改变”能改变反应物或生成物的 时，平衡才能移动I、恒温恒容条件下，充入无关气体，平衡 移动II、恒温恒压条件下，充入无关气体，平衡 移动对于反应前后气体体积不变的反应，改变压强，平衡 移动溶液稀释或浓缩与气体 压或 压的化学平衡移动规律相似同等程度改变反应混合物中各物质的浓度时，可视为 的改变（3）温度：在其他条件不变的情况下，升高温度，平衡向 热反应的方向移动；降低温度，平衡向 热反应的方向移动（4）催化剂：催化剂 的改变正、逆反应速率，所以平衡 催化剂的影响， 移动。使用催化剂能改变反应达到平衡所需的时间总结：勒夏特列原理（化学平衡移动原理）： （1）说明：“减弱这种改变”的正确理解从定量角度看，平衡移动的结果只是 了外界条件的变化，而不能 更不能 外界条件的改变。即外界因素对物质的影响 平衡移动对物质的影响（2）适用范围:已达 的体系 用来判断移动的 ，不能判断达新平衡的时间（3）适用条件：只限于改变影响平衡的 个条件（三）补充：化学反应速率和平衡中常见的反应方程式：（三）补充：化学反应速率和平衡中常见的反应方程式：1、2SO2+O22SO3N2+3H2 催化剂 高温高压 2NH3 都是都是 热反应（即热反应（即 H 0）2NO2N2O42、Na2S2O3+H2SO4= S2O32-+ H+= 3、FeCl3+ KSCN Fe3+ SCN- - 色色 色色4、Cr2O72-+H2O2CrO42-+2H+ 色色 色色5、 CuCl42-+4H2OCu(H2O)42+4Cl- H 0 色色 色色七、化学反应自发进行方向的判据七、化学反应自发进行方向的判据（一）焓判据一）焓判据自发反应与焓变的关系：多数能自发进行的化学反应是 热反应。（二）熵判据（二）熵判据1、熵（1）定义：熵是衡量体系 大小的物理量。（2）影响熵大小的因素：混乱度越大体系越无序熵值越 与物质的量的关系：物质的量越大粒子数越多熵值越 对于同一物质，当物质的量相同时，S(g) S(l) S(s)不同物质熵值的关系：I、物质组成越复杂熵值越 II、对于原子种类相同的物质：分子中原子数越多熵值越 2、熵判据自发反应与熵变的关系：多数能自发进行的化学反应是熵 的反应。（三）综合焓变和熵变判断反应是否自发的情况：焓变熵变化学反应能否自发进行H0 自发进行H0S0 自发进行H0S0S0 自发进行八、工业合成氨的适宜条件八、工业合成氨的适宜条件压强： MPa 温度： 催化剂： （ 左右时的活性最大）第二章第二章 化学反应速率与化学平衡化学反应速率与化学平衡一、化学反应速率一、化学反应速率（一）定义（一）定义：通常用 单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加来表示 （二）表示方法（二）表示方法： tcvv：化学反应速率，常用单位：mol/(Ls)或（molL-1s-1） 、mol/(Lmin) 或（molL-1min -1）（三）注意事项：（三）注意事项：1、化学反应速率没有 负 值，均取 正 值2、化学反应速率是一段时间内的 平均 反应速率，而不是某一时刻的 瞬时 反应速率3、反应方程式中各物质的化学计量数之比等于各物质的化学反应速率之比，等于 变化的浓度 之比，等于 变化的物质的量 之比。例如：aA+bB=cC+dD a:b:c:d= vA:vB:vC:vD = cA:cB:cC:cD = nA:nB:nC:nD 4、 固体 或 纯液体（不是溶液） ，其浓度可视为常数，因此一般不用其表示反应速率（四）比较大小：（四）比较大小：1、比较大小时，要先转化为同一物质 的化学反应速率，再进行比较，同时要注意 时间单位 的转化2、比较大小时，可以比较速率与 计量数 的比值。（五）常用计算公式（五）常用计算公式转化率= ；体积分数= 反应前后的压强之比= 二、影响化学反应速率的因素二、影响化学反应速率的因素（一）内因（一）内因： 反应物本身的性质 的性质（二）外因（二）外因： 浓度 、