高中化学选修4 知识点归纳总结

第一章 化学反应与能量

第一节 化学反应与能量的变化

一、焓变 反应热

知识点一 焓变、反应热

1．焓变、反应热

(1)焓(H)：是与物质内能有关的物理量，是物质固有的性质。

(2)焓变：生成物与反应物的焓值之差。焓变决定了在一定条件下的某一化学反应是吸热反应还是放热反应。

①符号：用ΔH表示。

②单位：常用kJ/mol或kJ·mol－1。

③表示方法：ΔH＝H(生成物)－H(反应物)。

(3)反应热：化学反应过程中放出或吸收的能量。

(4)反应热与焓变的关系：

在恒压条件下进行的化学反应，反应过程中的反应热等于焓变，所以我们常用焓变(ΔH)表示反应热。

(5)反应热和焓变的比较

2.化学反应中能量变化的原因

(1)从化学键的角度(微观角度)看：在化学反应中当反应物分子中旧化学键断裂时，需要克服原子间的相互作用而吸收能量；当原子重新组成生成物分子，新化学键形成时，又要释放能量。即化学反应的反应热＝(反应物所有键能之和)－(生成物所有键能之和)。

如图：

1 mol H2分子和1 mol Cl2分子中化学键断裂时吸收总能量为：436 kJ＋243 kJ＝679 kJ；

2 mol HCl分子中的化学键形成时释放总能量为：431 kJ＋431 kJ＝862 kJ；

H2(g)＋Cl2(g)===2HCl(g)反应过程释放的能量为：862 kJ·mol－1－679 kJ·mol－1＝183 kJ·mol－1。

(2)从反应物和生成物所具有能量的相对大小来考虑(宏观角度)：如果反应物所具有的总能量大于生成物所具有的总能量，反应物转化为生成物时放出热量，反应为放热反应；如果反应物所具有的总能量小于生成物所具有的总能量，反应物转化为生成物时吸收热量，反应为吸热反应。

反应热＝(所有生成物能量之和)－(所有反应物能量之和)

两者联系：分子中键能越大，物质能量越低，性质越稳定；反之，键能越小，物质能量越高，性质越活泼。

3．理解反应热、焓变要注意的问题

(1)反应热描述的是化学反应前后的热量变化。

(2)反应热描述的是一定温度下的热量变化。

(3)任何化学反应都有反应热，不存在不发生能量变化的化学反应。

(4)ΔH的单位为kJ·mol－1或J·mol－1，式中的“mol－1”不能理解为每摩尔反应物或生成物，应理解为“每摩尔反应”。

(5)焓是物质固有的性质之一，不能进行测量，但焓变(即反应热)可以直接测量，其测量仪器叫作量热计。

知识点二 吸热反应与放热反应

1．放热反应和吸热反应的比较

用E(反应物)、E(生成物)分别代表反应物、生成物的总能量；Q(吸)、Q(放)分别代表反应物断键吸收的热量、生成物成键放出的热量。

2.常见的放热反应和吸热反应

(1)常见的放热反应。

①绝大多数化合反应，如CaO＋H2O===Ca(OH)2。

②所有的燃烧反应，如CH4＋2O2CO2＋2H2O。

③酸碱中和反应，如NaOH＋HCl===NaCl＋H2O。

④活泼金属与酸或水的反应，如2Na＋2H2O===2NaOH＋H2↑。

⑤中学阶段所学的置换反应多为放热反应(除C＋H2OCO＋H2，H2＋CuOCu＋H2O等)

⑥部分特殊反应，如铝热反应、过氧化钠与水或CO2的反应、氨的催化氧化等。

(2)常见的吸热反应。

①绝大多数分解反应，如CaCO3CaO＋CO2↑。

②铵盐与碱的反应，如

2NH4Cl(s)＋Ba(OH)2·8H2O(s)===BaCl2＋2NH3↑＋10H2O。

③某些特殊的化合反应：如N2＋O22NO　ΔH>0，CO2＋C2CO　ΔH>0

④以C、CO和H2为还原剂的氧化还原反应，如

C(s)＋H2O(g) CO(g)＋H2(g)。

3．吸热反应与放热反应判断

(1)必须是化学反应，不是一般物理吸热、放热过程。

(2)比较反应物、生成物总能量高低、大小。ΔH>0时，反应吸热，ΔH<0时，反应放热。

(3)比较反应物、生成物总键能大小。

(4)对照常见的吸热反应、放热反应分析。

4．对化学反应中的能量变化的正确认识

(1)放热反应、吸热反应都属于化学反应。

(2)并非所有的分解反应都为吸热反应，如双氧水的分解为放热反应。

(3)并非所有的化合反应都为放热反应，如CO2＋C2CO为吸热反应。

重点记忆

1．反应热“三要素”

(1)符号：ΔH；

(2)常用单位：“kJ/mol”或“kJ·mol－1”；

(3)正、负号：ΔH<0为放热反应，ΔH>0为吸热反应。

2．反应热计算“两公式”

(1)ΔH＝生成物的总能量－反应物的总能量；

(2)ΔH＝反应物的键能总和－生成物的键能总和。

3．理解化学反应中能量变化的两个原因：

(1)反应物和生成物的能量不同。

(2)破坏旧化学键吸收能量，形成新化学键释放能量，二者不可能完全相同。

4．牢记反应热和焓变的表示方法，理解二者的相互关系

恒压条件下进行的反应的反应热Q就是焓变ΔH，高中阶段二者通用。

5．牢记三个重要的吸热或放热反应：

(1)放热反应：硝酸铵爆炸分解、过氧化氢分解。

(2)吸热反应：C＋CO22CO。

反应热的实质及简单计算方法

1．化学键的断裂和形成是化学反应中能量变化的主要原因。由键能求反应热：ΔH＝反应物的键能总和－生成物的键能总和。

2．ΔH＝E(生成物具有的总能量)－E(反应物具有的总能量)。

二、热化学方程式

知识点一 热化学方程式

1．热化学方程式的定义

能表示参加反应物质的量和反应热的关系的化学方程式，叫做热化学方程式。

2．热化学方程式表示的意义

热化学方程式不仅表明了化学反应中的物质变化，也表明了化学反应中的能量变化，还说明了物质的“量”与“能量”之间的数量关系。

例如：在25 ℃、101 kPa时，H2(g)＋O2(g)===H2O(l)　ΔH＝－285.8 kJ/mol，表示298 K、101 kPa时，1 mol H2(g)与mol O2(g)反应生成1 mol H2O(l)，放出热量285.8 kJ。

3．热化学方程式书写三步骤：

——写出配平的化学方程式

⇓

——注明物质的聚集状态

⇓

——计算出ΔH的数值，并写出单位及符号

4．思考与交流——热化学方程式的有关问题

(1)热化学方程式与普通化学方程式的区别

(2)书写热化学方程式时应注意的问题

①热化学方程式的基础是化学方程式，因此必须遵循化学方程式的要求，如原子守恒、元素守恒等。

②要在物质的化学式后用括号注明反应物和生成物的聚集状态。一般用英文字母g、l和s分别表示物质的气态、液态和固态，水溶液中的溶质则用aq表示。化学方程式一般不写反应条件。

③要在化学方程式的右边标出焓变(ΔH)。放热反应，ΔH为“－”；吸热反应，ΔH为“＋”。ΔH的单位是kJ/mol(或kJ·mol－1)。方程式与ΔH应用空格隔开。

④由于ΔH与测定条件有关，因此应在ΔH后注明反应温度和压强。在25 ℃、101 kPa下进行的反应，可不注明。

⑤热化学方程式中各物质化学式前面的化学计量数仅表示该物质的物质的量，并不表示物质的分子数或原子数，因此化学计量数可以是整数，也可以是分数，一般不用小数。

⑥根据焓变的性质，若热化学方程式中各物质前的化学计量数加倍，则ΔH的数值也加倍；若反应逆向进行，则ΔH改变符号，但绝对值不变。

例如：已知H2(g)＋O2(g)===H2O(l)

ΔH(298 K)＝－285.8 kJ/mol

则H2O(l)===H2(g)＋O2(g)

ΔH(298 K)＝＋285.8 kJ/mol

2H2(g)＋O2(g)===2H2O(l)

ΔH＝(298 K)＝－571.6 kJ/mol

特别提示

①物质的状态不同，自身具有的能量也不同，一般说来，气态时能量最高，液态次之，固态最小。

②不管化学反应是可逆反应还是不可逆反应，热化学方程式中的反应热都是指反应完全时的反应热。

如300 ℃时，氢气和碘蒸气反应的热化学方程式为H2(g)＋I2(g) 2HI(g)　ΔH＝－9.48 kJ·mol－1，它不代表在300 ℃时，将1 mol H2(g)和1 mol I2(g)反应就有9.48 kJ的热量放出，而是代表有2 mol HI(g)生成时，才有9.48 kJ的热量放出。

5．热化学方程式书写的正误判断——六个“必看”

(1)看物质的化学变化是否符合客观事实。例如：CH4完全燃烧，生成的碳的氧化物是CO2而不是CO；N2与O2反应(放电)的产物是NO而不是NO2。

(2)看表示物质化学变化的部分是否配平。热化学方程式同时表达了化学反应中的物质变化和能量变化，因此它应同时符合质量守恒定律和能量守恒定律。

(3)看物质的表示形式是否正确。例如：NaOH与HCl在稀溶液里反应的热离子方程式为OH－(aq)＋H＋(aq)===H2O(l)　ΔH<0；NaOH与CH3COOH在稀溶液里反应的热离子方程式为OH－(aq)＋CH3COOH(aq)===H2O(l)＋CH3COO－(aq)　ΔH<0。

(4)看物质聚集状态的标注是否正确。任何物质都可以呈现不同的聚集状态，如固态、液态、气态。一种物质在固态与液态、液态与气态、固态与气态等之间转化时，也要伴随着能量的变化。因此，热化学方程式中的物质必须在化学式右边的括号内标注其所呈现的聚集状态，否则，ΔH的值就无意义。

(5)看ΔH的正、负号是否正确。在热化学方程式中，放热反应的ΔH为“－”；吸热反应的ΔH为“＋”。

(6)看ΔH值(包括数值和单位)与有关物质的物质的量是否对应一致(与化学计量数是否对应)。

知识点二 中和反应反应热的测定

1．中和反应的反应热

(1)定义：在稀溶液中，酸与碱发生中和反应生成1 mol水时的反应热叫作中和热。

(2)示例：1 L 1 mol·L－1的盐酸与1 L 1 mol·L－1的NaOH溶液发生中和反应时，放出57.3 kJ的热量，该反应的热化学方程式为HCl(aq)＋NaOH(aq)===NaCl(aq)＋H2O(l)　ΔH＝－57.3 kJ·mol－1。

2．中和反应反应热的测定

(1)实验目的：

测定强酸与强碱反应的反应热，体验化学反应的热效应。

(2)实验用品：(以盐酸和NaOH溶液反应为例)

大烧杯(500 mL)、小烧杯(100 mL)、温度计、量筒(50 mL)两个、碎泡沫塑料或纸条、泡沫塑料板或硬纸板(中心有两个小孔)、环形玻璃搅拌棒。0.50 mol·L－1盐酸、0.55 mol·L－1 NaOH溶液。

(3)实验装置如图：

(4)实验原理：

实验时，先分别测出盐酸和氢氧化钠溶液的温度，求其平均温度t1，两溶液混合充分反应后，读取混合液最高温度t2，再根据公式ΔH＝－求得中和热。

(5)实验步骤：

①按上图所示组装量热计。

②用一个量筒量取50 mL 0.50 mol/L盐酸，倒入小烧杯中，并用温度计测量盐酸的温度，记入下表。然后把温度计上的酸用水冲洗干净。

③用另一个量筒量取50 mL 0.55 mol/L NaOH溶液，并用温度计测量NaOH溶液的温度，记入下表。

④把套有盖板的温度计和环形玻璃搅拌棒放入盛盐酸的小烧杯中，并把量筒中的NaOH溶液一次倒入小烧杯中，盖好盖板。用环形玻璃搅拌棒轻轻搅动溶液，并准确读取混合溶液的最高温度，记为终止温度，记入下表。

(6)数据处理

①取三次测量所得数据的平均值作为计算依据。

②计算反应热。为了计算简便，我们近似地认为实验所用酸、碱溶液的密度和比热容与水相同，并忽略实验装置的比热容，则：

a．500 mL 0.50 mol/L盐酸的质量m1＝50 g,50 mL 0.55 mol/L NaOH溶液的质量m2＝50 g。

b．中和后生成的溶液的比热容c＝4.18 J/(g·℃)，上述盐酸与NaOH溶液发生中和反应时放出的热量为：(m1＋m2)·c·(t2－t1)＝0.418(t2－t1)kJ

生成1 mol H2O时的反应热为：ΔH＝kJ/mol

(7)误差分析

由于在本实验中涉及量筒、温度计两种计量仪器，故其实验误差主要来源于：(1)体积、温度测量不准；(2)仪器保温效果不好或操作缓慢造成热量损失；(3)实验过程中液体外溅等。

特别提示

中和反应的反应热的测定易错提示

①实验中改变酸碱的用量时，反应放出的热量发生改变，误认为中和反应的反应热也发生改变，因为中和反应的反应热是酸碱发生中和反应生成1 mol H2O(l)的反应热，故中和反应的反应热与酸碱用量无关。

②误认为中和反应的反应热的数值是57.3 kJ/mol是针对所有酸碱中和反应，57.3 kJ/mol是稀的强酸和强碱反应生成可溶性盐和水时的反应热，浓酸或浓碱溶于水时也要放热，中和反应的反应热数值会大于57.3 kJ/mol，而弱酸或弱碱参与的中和反应，因弱酸或弱碱电离时要吸收热量，则中和反应的反应热数值小于57.3 kJ/mol。

③误认为酸碱混合后立即读数即是终止温度，实际是读取反应混合液的最高温度是终止温度。

④操作时动作要快，尽量减少热量的散失。

第二节 燃烧热 能源

知识点一 燃烧热

教材解读

1．定义

在25 ℃、101 kPa时，1 mol纯物质完全燃烧生成稳定的氧化物时所放出的热量，叫作该物质的燃烧热。

2．理解燃烧热的定义时注意以下几点

(1)研究条件：25 ℃、101 kPa。

(2)标准：可燃物的用量为1 mol纯物质。

(3)反应程度：完全燃烧，并生成稳定的氧化物。

如

(4)单位：kJ·mol－1。

(5)表示方法：

ΔH＝－a kJ·mol－1文字叙述燃烧热时，用正值；用ΔH表示时，带上负号。如CH4的燃烧热为890.31 kJ·mol－1或ΔH＝－890.31 kJ·mol－1。

(6)燃烧热表示的意义：

例如：H2的燃烧热ΔH＝－285.8 kJ·mol－1所表示的含义是25 ℃、101 kPa时，1 mol H2完全燃烧生成液态水放出的热量是285.8 kJ。

3．研究燃烧热的意义：

在工业生产上，许多过程需要热量，这些热量大多数是通过可燃物燃烧产生的。热量多了既造成浪费又可能对生产不利，热量少了不能满足工业生产的要求，对生产也不利。因此，研究燃烧热可实现合理使用能源，充分利用能源，节约能源，减少环境污染。

4．燃烧热的热化学方程式的书写

书写表示燃烧热的热化学方程式时，以燃烧1 mol纯物质为标准来配平其余物质的化学计量数。例如：

C8H18(l)＋O2(g)===8CO2(g)＋9H2O(l)　ΔH＝－5 518 kJ·mol－1

特别提示

(1)判断某物质燃烧热的热化学方程式书写是否正确可从以下三个方面着手：①是否注明反应条件，若没写反应条件，说明是在25 ℃、101 kPa条件下；②可燃物的化学计量数是否为1；③产物是否为稳定的氧化物。

(2)热化学方程式与燃烧热的热化学方程式的比较

5.燃料充分燃烧的条件

(1)要有足够的空气。

(2)燃料与空气要有足够大的接触面积。

6．提高燃料燃烧的效率应采取的措施

(1)通入足够空气，使燃料充分燃烧。空气足量但要适当，否则，过量的空气会带走部分热量。

(2)增大燃料与空气的接触面积。通常将大块固体燃料粉碎、液体燃料雾化。

(3)将煤气化或液化。煤的气化或液化更易增大燃料与空气的接触面积，使燃烧更充分。同时又防止煤炭直接燃烧产生的SO2和烟尘污染环境。

7．选择燃料的标准

根据物质的燃烧热，燃料的储量、开采、储存条件、价格，对生态环境的影响等综合考虑。

8．燃烧热与中和热的比较

9.有关燃烧热的计算

由燃烧的定义可知，相同状态下，可燃物完全燃烧产生的热量＝可燃物的物质的量×其燃烧热的绝对值，即Q放＝n(可燃物)×|ΔH|或物质的燃烧热ΔH＝

知识点二 能源

1．能源的含义

能源就是提供能量的资源，它包括化石燃料(煤、石油、天然气)、阳光、风力、流水、潮汐以及柴草等。

2．能源的分类

3.我国的能源状况

我国目前使用的主要能源是化石燃料，它们的蕴藏量有限，而且不能再生，最终将会枯竭。解决的办法是开源节流，即开发新的能源和节约现有的能源，提高能源的利用率。

4．当前化石燃料的利用中存在着亟待解决的问题

通常燃料燃烧放出的热量不可能全部被有效利用，总有部分热量转化为废热排出或损耗掉。此外，燃料利用还存在着下列亟待解决的问题：

(1)煤和石油燃烧时，常发生不完全燃烧，排放出大量烟尘和CO气体。

(2)有些煤的含灰量大，水分多，产热值较低。

(3)某些燃料燃烧排出的废气中含有二氧化硫和氮的氧化物，直接被排放到大气中会污染空气并形成酸雨。

5．解决能源危机的方法

(1)加强科技投入，提高管理水平，改善开采、运输、加工等各个环节。

(2)科学地控制燃烧反应，使燃料充分燃烧，提高能源的使用效率是节约能源的重要措施。

(3)寻找新的能源，现在正在探索的新能源有太阳能、氢能、风能、地热能、海洋能和生物质能等。它们资源丰富，可以再生，没有污染或很少污染，是未来的主要能源。

6．化石能源与新能源特点比较

7.几种常见新能源的比较

8.能源之间的相互转化关系

第三节 化学反应热的计算

知识点一盖斯定律

1．能量守恒定律

能量既不会凭空产生，也不会凭空消失，它只能从一种形式转化为别的形式，或者从一个物体转移到别的物体，在转化或转移的过程中其总量不变。能量守恒定律是自然界最普遍、最重要的基本定律之一，只要有能量转化，就一定服从能量守恒定律。

2．盖斯定律

一个化学反应不论是一步完成还是分几步完成，其反应热是相同的。换句话说，化学反应的反应热只与反应体系的始态(各反应物)和终态(各生成物)有关，而与反应的途径无关。盖斯定律是质量守恒定律和能量守恒定律的共同体现。

3．盖斯定律的理解

4.盖斯定律在科学研究中的重要意义

因为有些反应进行得很慢，有些反应不容易直接发生，有些反应的产品不纯(有副反应产生)，这给测定反应热造成了困难。此时如果应用盖斯定律，就可以间接地把它们的反应热计算出来。

5．运用盖斯定律解题的常用方法

通常有两种方法：

(1)加和法：

方法：将所给热化学方程式通过适当加、减、乘、除的方法得到所求的热化学方程式，反应热也作相应的变化。

已知：①2H2(g)＋O2(g)===2H2O(g)　ΔH1＝－483.6 kJ·mol－1

②H2O(g)===H2O(l)　ΔH2＝－44.0 kJ·mol－1

写出H2(g)＋O2(g)===H2O(l)的热化学方程式。根据盖斯定律：将①×＋②便得出

H2(g)＋O2(g)===H2O(l)

ΔH＝ΔH1×＋ΔH2＝(－483.6 kJ·mol－1)×＋(－44.0 kJ·mol－1)＝－285.8 kJ·mol－1

所求热化学方程式为

H2(g)＋O2(g)===H2O(l)　ΔH＝－285.8 kJ·mol－1

(2)虚拟途径法：

方法：

先根据题意虚拟转化过程，然后根据盖斯定律列式求解，即可求得待求的反应热。

举例：

若反应物A变为生成物D，可以有两个途径：

①由A直接变成D，反应热为ΔH；

②由A经过B变成C，再由C变成D，每步的反应热分别为ΔH1、ΔH2、ΔH3。

如图所示：

则有：ΔH＝ΔH1＋ΔH2＋ΔH3。

6．盖斯定律的应用

(1)同素异形体转化的反应热的计算及稳定性的比较。

(2)根据一定量的物质参加反应放出的热量(或根据已知的热化学方程式)，进行有关反应热的比较或计算。

知识点二有关反应热的计算

1．计算反应热的6种方法

(1)根据热化学方程式计算：反应热与反应物各物质的物质的量成正比。

(2)根据反应物和生成物的能量和计算：ΔH＝生成物的能量和－反应物的能量和。

(3)根据反应物和生成物的键能和计算：ΔH＝反应物的键能和－生成物的键能和(键能是指破坏1 mol化学键所吸收的能量或形成1 mol化学键所释放的能量)。

(4)根据盖斯定律计算：反应热只与化学反应的始态和终态有关，与反应的途径无关。注意将热化学方程式进行适当的“加”“减”等变形后，由过程的热效应进行计算、比较。

(5)根据物质燃烧放热数值计算：Q放＝n可燃物×ΔH。

(6)根据比热公式进行计算：Q＝cmΔt。

2．反应热的计算应注意的问题

(1)运用热化学方程式进行反应热的计算，可以从反应式中各物质的物质的量、质量、标准状况下气体体积、反应热等对应关系，列式进行简单计算。

(2)注意热化学方程式中化学计量数只表示物质的物质的量，必须与ΔH相对应，如果化学计量数加倍，则ΔH也要加倍。尤其是利用盖斯定律计算反应热时，热化学方程式可以直接相加减，化学计量数必须与ΔH相对应。

(3)热化学方程式中的反应热是指按所给形式反应完全时的反应热。

运用盖斯定律的技巧——“三调一加”。

一调：根据目标热化学方程式，调整已知热化学方程式反应物和生成物的左右位置，改写已知的热化学方程式。

二调：根据改写的热化学方程式调整相应ΔH的符号。

三调：调整中间物质的化学计量数。

一加：将调整好的热化学方程式及其ΔH加起来。

第二章 化学反应速率和化学平衡

第一节 化学反应速率

知识点一化学反应速率

1．定义

化学反应速率是用来衡量化学反应进行快慢的物理量。

2．研究化学反应速率的一般方法

要想准确表达化学反应进行的快慢，必须明确以下几点：

(1)确定起点(速率为零)。

(2)确定时间单位(和速率大小相匹配，如爆炸反应最好精确到10－2～10－3秒，研究岩石变化要用106～108年等)。

(3)找出易于测量的某种量或性质的变化(如质量、体积、压强、浓度等)。

3．化学反应速率的表示方法

(1)化学反应速率的通常表示方法：当体系为气体或溶液时，化学反应速率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。

(2)化学反应速率的数学表达式为v(B)＝[c为反应物或生成物的浓度，Δc表示其浓度变化，单位为mol·L－1，t表示时间，Δt表示时间变化，单位为秒(s)或分(min)或小时(h)等]。

(3)速率单位：mol·(L·s)－1、mol·(L·min)－1、mol·(L·h)－1。

4．化学反应速率的正确理解

(1)描述反应速率时应指明物质

一个确定的化学反应涉及反应物或生成物，在中学化学里，通常笼统地说化学反应速率快慢时，往往是对整个化学反应而言。定量地表示化学反应速率时，是对某种具体物质而言，例如，在N2＋3H22NH3中v(N2)＝0.5 mol/(L·min)等。故描述反应速率时应指明具体物质。

(2)一般来说，某一段时间内的反应速率，是一段时间内的平均速率，而不是指瞬时速率。

(3)无论是反应物还是生成物，其化学反应速率值都取正值。

(4)固体或纯液体(注意：不是溶液)的物质的量浓度可视为不变的常数，因此，一般不用固体或纯液体表示化学反应速率。

(5)一个确定的化学反应涉及的反应物和生成物往往有多种，在中学化学里，通常说化学反应速率快慢时，往往是针对整个化学反应而言，例如H2＋F2===2HF反应很快，CH3COOH＋CH3CH2OHCH3COOCH2CH3＋H2O反应很慢等。

5．化学反应速率的计算

(1)定义式法：

利用公式v(A)＝计算化学反应速率。

其中Δc(A)——某物质A浓度的变化，常用单位：mol·L－1；

Δt——时间变化，常用单位：s、min等；

v(A)——物质A的化学反应速率，单位：mol·L－1·s－1或mol·L－1·min－1。

(1 mol·L－1·s－1＝60 mol·L－1·min－1)

(2)关系式法：

利用速率之比＝化学计量数之比＝各物质浓度的变化量(Δc)之比＝各物质物质的量的变化量(Δn)之比。

(3)“三段式”法求解化学反应速率计算题的一般步骤

①写出有关反应的化学方程式。

②找出各物质的起始量、转化量、某时刻量。

③根据已知条件列方程计算。

计算中注意以下量的关系

①对反应物：c(起始)－c(转化)＝c(某时刻)

②对生成物：c(起始)＋c(转化)＝c(某时刻)

③转化率＝×100%

特别提示

可先求得用某一种物质表示该反应的化学反应速率，然后运用化学反应中各物质计量数关系式求出其他各物质表示的化学反应速率

(4)化学反应中气体的反应速率的求算

气体发生的反应一般在密闭的容器内进行，因此气体的浓度等于气体的物质的量除以容器的容积，即c(气体)＝。所以气体的反应速率的计算公式为：v＝＝。

知识点二化学反应速率大小的比较方法

1．化学反应速率大小的比较方法

(1)归一法：依据化学反应速率之比等于化学计量数之比，将同一反应中的用不同物质表示的反应速率，转化成用同一种物质表示的反应速率，然后直接依据数值进行比较。例如：

对于反应2SO2＋O22SO3，如果：

a．v(SO2)＝2 mol·L－1·min－1，

b．v(O2)＝3 mol·L－1·min－1，

c．v(SO3)＝4 mol·L－1·min－1，比较反应速率的大小，可以将三者表示的反应速率都转化为用O2表示的反应速率再作比较。

换算得出：a.v(O2)＝1 mol·L－1·min－1，c.v(O2)＝2 mol·L－1·min－1，则反应速率的大小关系为b>c>a。

(2)比值法：用各物质的量表示的反应速率除以对应各物质的化学计量数，然后再对求出的数值进行大小排序，数值大的反应速率快。例如：

对于反应mA＋nBpC＋qD，若v(A)/m>v(B)/n，则反应速率A>B。

特别提示

化学反应速率大小比较时应注意的问题

由于化学反应速率的单位常用mol·L－1·min－1或mol·L－1·s－1，因此在比较反应速率大小时一定要注意单位是否统一，不要只比较数值大小。

2．化学反应速率大小比较的一般步骤

对于同一化学反应速率用不同物质表示的数值可能不同，但比较反应速率的大小不能只看数值的大小，而要进行一定的转化，具体比较方法如下：

(1)“一看”：看化学反应速率的单位是否统一。

(2)“二化”：将不同物质的化学反应速率转化成同一物质的化学反应速率或分别除以相应物质的化学计量数。

(3)“三比较”：比较同一物质化学反应速率或除以化学计量数之后的数值。数值越大，反应进行得越快。

如反应aA＋bB===cC，比较与，若>，则A的反应速率比B大。

知识点三由化学反应速率图像确定化学方程式

1．确定反应物和生成物

反应物的物质的量、质量或浓度随反应的进行不断减少；生成物的物质的量、质量或浓度随反应的进行不断增加。

2．确定反应物和生成物的化学计量数

对于反应aA(g)＋bB(g)===cC(g)＋dD(g)，在相同时间内，a∶b∶c∶d＝Δn(A)∶Δn(B)∶Δn(C)∶Δn(D)＝Δc(A)∶Δc(B)∶Δc(C)∶Δc(D)＝v(A)∶v(B)∶v(C)∶v(D)。

3．确定反应可逆与否

观察最后浓度是否随时间的变化而变化，即是否具有与x轴平行的直线存在。

知识点四化学反应速率的测量

1．化学反应速率测量的原理

化学反应的速率是通过实验测定的。因为化学反应中发生变化的是体系中的化学物质(包括反应物和生成物)，所以与其中任何一种化学物质的浓度(或质量)相关的性质在测量反应速率时都可以加以利用，包括能够直接观察的某些性质(如释放出气体的体积和体系压强)，也包括必须依靠科学仪器才能测量的性质(如颜色的深浅、光的吸收、光的发射、导电能力等)。在物质的诸多性质中，特别是在溶液中，当反应物或产物本身有比较明显的颜色时，人们常利用颜色深浅和显色物质浓度间的正比关系来跟踪反应的过程和测量反应速率。

2．实验2－1　测量锌和稀硫酸反应的速率

测量锌与硫酸反应速率的装置

(1)测量方法

按图组装两套装置，在锥形瓶内各加入2 g锌粒(颗粒大小基本相同)，通过分液漏斗分别加入40 mL 1 mol/L和40 mL 4 mol/L的硫酸，比较二者收集10 mL H2所用的时间。把实验结果填入下表[假设V(H2)为标准状况值、反应前后稀硫酸的体积不变]：

说明　上表中的反应时间为实验值，本书用字母x、y表示。x>y。

(2)思考：你还能根据反应速率相关量的哪些变化来测定该反应的反应速率？

【答案】对于锌和硫酸的反应，测定反应速率的方法不止一种，如测量溶液中H＋浓度的变化，测量锌粒质量的变化，甚至使用一些物理仪器测量溶液的导电变化、溶液的温度变化等。采用不同的反应速率测量方法，速率单位可能不同。如测量锌粒质量的变化时，可用g/min或mol/min表示锌的反应速率。

特别提示

1．量气法测定反应速率的关键：

(1)锌粒的颗粒大小基本相同；(2)40 mL稀硫酸要快速加入；(3)装置的气密性要好；(4)计时要迅速、准确；

(5)气体收集可以用排水量气装置代替(如图)。

2．在锌和不同浓度稀硫酸反应的实验中，比较反应速率快慢的常用方法有：

(1)定性描述——通过在相同时间点，不同的实验现象来判断反应的快慢。

①观察产生气泡的快慢；

②观察试管中剩余锌粒的多少；

③用手接触试管，感受试管外壁温度的高低。

(2)定量描述——通过实验测量来判断反应的快慢。

①测定气体的体积或体系的压强；

②测定物质的物质的量的变化；

③测定物质或离子的浓度变化；

④测定体系的温度或反应的热量变化。

5新视点· 化学反应速率图像题的解题技巧

(1)化学反应速率图像一般有两种：

①速率－时间图像：此类图像定性地揭示了各物质的速率随时间而变化的规律。

②浓度(或物质的量)－时间图像：此类图像能说明各反应体系组分(或某一成分)在反应过程中的变化情况。

(2)解答此类题目时，应注意的问题：

①要看清楚“横轴和纵轴”的意义。横轴一般表示时间，要看清纵轴表示的物理量，是速率还是浓度(或者物质的量)。

②弄清图像上“点”的意义，特别是一些特殊点(如与坐标轴的交点、转折点、几条曲线的交叉点)的意义，找出曲线上的特殊点，并理解其含义。

③弄清图像“线”所示的增减性，弄清图像斜率的大小及意义。根据纵轴随横轴的变化情况，正确判定曲线走势，理解曲线斜率出现变化的原因。

(3)由图像推导化学方程式的方法

由图像求化学方程式一般应解决三个问题：①确定反应物和生成物(根据曲线的走势，一般情况下，逐渐减小的为反应物，逐渐增大的为生成物)；②反应物和生成物的化学计量数(根据同一时间内浓度的变化量)；③反应可逆与否(观察最后浓度是否随时间的变化而变化，即是否具有与横轴平行的直线存在)。

第二节 影响化学反应速率的因素

知识点一有效碰撞理论与活化分子

1．有效碰撞

化学反应发生的先决条件是反应物分子之间必须发生碰撞。但并不是反应物分子之间的所有碰撞都能发生反应，只有少数分子的碰撞能发生化学反应，这种能够发生化学反应的碰撞称为有效碰撞，有效碰撞是发生化学反应的充要条件。研究发现，只有既具有足够的能量又有合适的碰撞取向的分子碰撞，才是有效碰撞。

2．活化分子和活化能

(1)活化分子：能够发生有效碰撞的分子叫做活化分子。活化分子之间之所以能够发生有效碰撞，是由于它们的能量高，发生碰撞时，能克服相撞分子间的排斥力，破坏分子内原子间的“结合力”，从而导致反应物分子被破坏，重新组合成生成物分子，发生化学反应。

(2)活化能：活化分子比普通分子所多出的那部分能量(或普通分子转化成活化分子所需的最低能量)叫做活化能。如下图所示，E1指反应的活化能，E2是活化分子变成生成物分子放出的能量，能量差E2－E1是反应热。活化能越小，普通分子变成活化分子越容易，普通分子＋活化能活化分子。虽然活化能的大小意味着一般分子成为活化分子的难易，但是对这个化学反应前后的能量变化并不产生影响。

3．活化能与化学反应速率

一个反应要发生一般经历以下几个过程：

总之，某一化学反应的速率大小与单位时间内有效碰撞次数有关；而有效碰撞次数的多少与单位体积内反应物中活化分子的多少有关；活化分子的多少又与该反应的活化能的大小有关。活化能的大小是由反应物分子的性质决定的，而反应物分子的性质又与分子的内部结构密切相关，可以说，反应物分子的内部结构是决定化学反应速率快慢的内因。

知识点二影响化学反应速率的因素

1．影响化学反应速率的内部因素

不同的化学反应具有不同的反应速率，影响反应速率的主要因素是内因，即反应物本身的性质是决定化学反应速率的主要因素。

例如：将相同大小的Mg、Zn、Cu分别放入相同浓度的稀硫酸中，Mg与稀硫酸剧烈反应产生大量气体；Zn与稀硫酸反应较快产生气体；Cu与稀硫酸不反应。它们反应速率的快慢是由Mg、Zn、Cu的化学性质决定的。物质的性质越活泼，反应速率越大，即内因对化学反应速率的大小起决定作用。

化学反应的实质是旧化学键的断裂和新化学键的形成，物质不同，化学键的强弱不同，决定了化学反应速率不同。归根结底反应物本身的性质是决定化学反应速率的主要因素。

2．影响化学反应速率的外部因素

(1)[实验探究]浓度对化学反应速率的影响

①实验原理：2KMnO4＋5H2C2O4＋3H2SO4===K2SO4＋2MnSO4＋10CO2↑＋8H2O。

②实验过程：

③实验注意事项：

KMnO4溶液的浓度不要太大，否则溶液颜色过重，需要草酸的量及褪色时间都要发生相应的变化，配制成0.01 mol·L－1较合适。KMnO4溶液用硫酸酸化效果更好。

④理论解释：从有效碰撞的角度解释浓度对反应速率的影响：对某一具体的化学反应，在其他条件不变时，反应物中活化分子的百分数是一定的，反应物浓度越大，单位体积内分子总数越多。而单位体积内活化分子数＝单位体积内分子总数×活化分子百分数，故随着反应物浓度的增大，单位体积内活化分子数增多，有效碰撞的频率增加，反应速率增大。

(2)压强对化学反应速率的影响

①影响对象：压强只影响有气体参与的反应。对于没有气体参与的反应，压强对反应速率的影响可以忽略不计。

②规律：对于有气体参加的反应，若其他条件不变，增大压强，反应速率加快；减小压强，反应速率减慢。

③理论解释：对气体来说，若其他条件不变，增大压强，就相当于增大了浓度―→单位体积内活分子数增多―→有效碰撞几率增大―→化学反应速率加快。因此，增大压强可以加快化学反应速率。相反 ，减小压强，气体的体积就扩大，浓度减小，单位体积内活化分子数目减少，有效碰撞的几率减小，因而反应速率减小。压强对反应速率的影响实质是通过改变气体浓度实现的。

(3)[实验探究]温度对化学反应速率的影响

①实验原理：Na2S2O3＋H2SO4===Na2SO4＋SO2↑＋S↓＋H2O

②实验过程：

③规律：在其他条件不变的情况下，升高温度，化学反应速率加快，降低温度，化学反应速率减慢。

A．实验测定，温度每升高10 ℃，反应速率通常要增大到原来的2～4倍；B.温度对化学反应速率的影响对吸热反应、放热反应都适用，且不受反应物状态的限制。

④理论解释：

温度是分子平均动能的反映，温度升高，使得整个体系中分子的能量升高，分子运动速率加快。

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―→活化分子百分数增加→有效碰撞次数增多―→化学反应速率加快。因此，升高温度可以加快化学反应速率。

⑤应用：在实验室进行化学反应时，常常通过给反应物加热来增大反应的速率。为防止食品变质，我们将食品放入冰箱中保存，以降低食品变质的速率等。

(4)[实验探究]催化剂对化学反应速率的影响

①实验原理：2H2O2===2H2O＋O2↑

②实验过程：

③催化剂：在化学反应里能改变其他物质的化学反应速率，而本身的质量和化学性质在反应前后都没有发生变化的物质叫作催化剂，又叫触煤。催化剂在化学反应中所起的作用叫催化作用。能加快反应速率的催化剂叫正催化剂；能减慢化学反应速率的催化剂叫负催化剂。如不作特殊说明，均指正催化剂。催化剂只能催化可能发生的反应，对不发生的反应无作用。

④理论解释：

在其他条件不变时，使用催化剂可以大大降低反应所需要的能量(即降低活化能)，从而使更多的反应物分子成为活化分子，大大增加了活化分子的百分数，因而使反应速率加快。

(5)影响化学反应速率的其他因素

其他因素如光照、反应物颗粒的大小、电磁波、超声波、溶剂的性质等，也会对化学反应的速率产生影响。

(6)分析外界条件对速率影响的注意事项

①对于固体来说，若表面积不变，只改变用量不影响反应速率，若改变固体状态，改变了表面积，会影响反应速率。

②压强是否影响化学反应速率，取决于是否影响反应物的浓度。如：

A．恒容下充入惰性气体，气体压强增大但反应物的浓度不变，故速率不变。B.恒压下充入惰性气体，气体压强不变，但体积增大，反应物浓度减小，反应速率减小。

③升高温度，不论正反应还是逆反应，不论放热反应还是吸热反应，反应速率都要加快，只不过增加的程度不同。

④催化剂能成千成万倍地增大反应速率，使可逆反应的v(正)、v(逆)同时、同倍地增大，它能缩短可逆反应达到化学平衡的时间，但它不会使不自发进行的化学反应变得自发，也不会改变化学反应的反应热和平衡状态。

长话短说·重点记忆

1．影响化学反应速率的因素

(1)内因：反应物本身性质的影响是决定反应快慢的主要因素。

(2)外因(其他条件不变，改变一个条件)

2．理解活化分子理论能解释反应速率快慢的原因：

(1)单位体积活化分子数目；(2)活化分子的百分数。

3．理解压强对反应速率影响的四种情况：

(1)固体和纯液体；

(2)恒温恒容下充入反应气体；

(3)恒温恒容下充入惰性气体；

(4)恒温恒压下充入惰性气体。

新视点·

有关化学反应速率的图象和表格问题

1．化学反应速率图象的基本分析思路

(1)明确坐标含义：要知道横坐标和纵坐标所代表的量。

(2)看起点：分清反应物或生成物，浓度减小的是反应物，浓度增大的是生成物。反应物以高于原点为起点，生成物多数以原点为起点。

(3)看变化趋势：分清正反应和逆反应，分清放热反应和吸热反应，注意浓度、温度、压强的改变等对化学反应速率的影响。

(4)看终点：确定反应物消耗的浓度或生成物增加的浓度，反应物消耗的浓度和生成物增加的浓度之比等于反应方程式中各物质的化学计量数之比。

(5)对于时间－速率图像，看清曲线是连续的还是跳跃的，分清“渐变”和“突变”，“大变”和“小变”。

2．化学反应速率图像的分析方法

(1)定性型图像的分析

此类问题主要包括反应速率(或量化为物质的量、浓度等)与反应物浓度、气体压强、反应温度、催化剂等外界条件的关系以及反应过程中的速率变化等定性关系。分析的方法为关注曲线的起点、折点、变化趋势(逐渐加快、逐渐减慢、先增后减或先减后增等)，结合外界条件影响反应速率的相关理论知识进行分析。

如化学反应CaCO3＋2HCl===CaCl2＋CO2↑＋H2O。

①其他条件一定，反应速率随着c(HCl)的增大而增大，如下图A所示。

②其他条件一定，反应速率随着温度的升高而增大，如下图B所示。

③其他条件一定，随着反应时间延长，当反应速率达到最大值后，c(HCl)逐渐减小，化学反应速率逐渐减小，如下图C所示。

(2)定量型图像的分析

定量型图像主要是指反应物或生成物的物质的量(或物质的量浓度、反应速率)与反应时间t的定量关系，右图就是一例。

该类图像所能解决的问题主要有：①反应物、生成物的确定；②反应可逆或不可逆的确定；③反应方程式的确定；④某时间段内的平均反应速率；⑤化学反应达到平衡所用的时间。分析的方法为灵活应用“反应速率之比＝化学计量数之比＝浓度变化量之比＝物质的量的变化量之比”。

(3)定性与定量相结合的图像的分析

此类图像通常既包括反应速率的定性比较，如曲线的斜率、趋势等，也包括反应速率、物质的量或物质的量浓度的计算和定量比较，需要依据相关的计算公式和外界条件影响反应速率的规律从定量和定性两个方面加以分析。

3．表格(对照)分析技巧

(1)分析表格，找出影响探究结果的因素。

(2)确定要控制的实验条件，不变或相同因素，一次只能改变一个影响因素。

(3)对照规律，逐组分析探究结果和(影响)因素关系，得出结论。

第三节 化学平衡

第一课时 可逆反应 化学平衡状态

1．可逆反应和不可逆反应

(1)溶解过程的可逆性

一定温度下的饱和溶液，存在溶解、结晶平衡，即溶解平衡状态。

①表示：固体溶质溶液中的溶质

②溶解平衡状态的含义

在一定温度下的饱和溶液中固体溶质溶解的速率和溶液中溶质分子结晶的速率相等时，饱和溶液的浓度和固体溶质的质量都保持不变。

(2)可逆反应

在同一条件下，既能向正反应方向进行，同时又能向逆反应方向进行的反应。用“”表示。

(3)不可逆反应

有些反应因逆反应进行程度太小而可忽略，正反应几乎完全进行到底，一般认为这些反应不可逆。例如，H2的燃烧、酸碱中和等。用“===”表示。

(4)可逆反应的特点：

例如：将2 mol SO2与1 mol O2在密闭容器中发生反应：2SO2(g)＋O2(g) 2SO3(g)，充分反应后，容器中存在的物质有：SO2、O2、SO3。

2．化学平衡状态 (1)化学平衡的建立

如：在一定条件下，把1 mol N2和3 mol H2充入某密闭容器中：

以上过程用v－t图像表示如右图所示：

(2)化学平衡状态

在一定条件下的可逆反应中，当正、逆两个方向的反应速率相等时，反应体系中所有参加反应的物质的质量或浓度保持恒定的状态。

(3)化学平衡的特征

知识点一 可逆反应与不可逆反应

教材解读

1．可逆反应：

在同一条件下，既能向正反应方向进行，同时又能向逆反应方向进行的反应叫作可逆反应；在化学方程式中用“”表示。如2SO2＋O22SO3。

2．不可逆反应：

在一定条件下，只能向一个反应方向(生成物方向)进行的反应叫作不可逆反应；在化学方程式中用“===”表示。如NaOH＋HCl===NaCl＋H2O。

3．可逆反应特征：

(1)“两同”：同一条件下，正、逆反应同时进行。

(2)“共存”：反应物和生成物必须同时存在于同一反应体系中且不为零(即反应不能进行到底)。

(3)能量转化类型相反，若正反应放热，则逆反应就吸热。

4．重要的可逆反应：

合成氨、二氧化硫的催化氧气、氢气与碘蒸气的反应、酯化反应等。

特别提示

判断一个反应是否为可逆反应的关键是可逆反应必须在同一条件下进行。如2H2＋O22H2O、2H2O2H2↑＋O2↑，这两个反应是在不同条件下进行的，所以它们不互为可逆反应。

知识点二化学平衡状态

1．化学平衡的研究对象

化学平衡研究的是可逆反应的规律，如反应进行的程度以及外界条件对反应进行情况的影响等。

2．化学平衡状态的建立

(1)可借助速率－时间图像来理解化学平衡状态的建立与化学反应速率之间的关系。

以可逆反应mA(g)＋nB(g) pC(g)为例，若开始时只有反应物而没有生成物，此时A和B的浓度最大，因而v正最大而v逆为零。随着反应的进行，反应物不断减少，生成物不断增多，则v正逐渐减小，而v逆逐渐增大。当反应进行到某一时刻时，v正＝v逆，这时就达到了化学平衡状态，如下图甲所示。

若开始时只有生成物而没有反应物，同理，可用v正和v逆的变化来说明上述化学平衡的建立，如上图乙所示。

(2)可借助浓度－时间图象来理解化学平衡的建立与反应过程中物质浓度间的关系，如下图所示。

3．化学平衡状态的概念

在一定条件下，可逆反应里的正反应速率和逆反应速率相等，反应体系中所有反应物和生成物的质量或浓度保持不变的状态，称为化学平衡状态。

特别提示

理解化学平衡的概念应注意三点：(1)前提：一定条件、可逆反应；(2)实质：v正＝v逆≠0；(3)标志：反应混合物中各组分的浓度保持不变。

4．化学平衡状态的特征(重点)——五大特征

(1)逆：能建立化学平衡的反应一定是可逆反应。

(2)等：处于化学平衡状态时，v正＝v逆≠0。

(3)定：各组分的含量(即反应物、生成物的物质的量、物质的量浓度、质量分数等)保持不变(即不随时间的改变而改变，但不一定相等)。

(4)动：化学平衡是一种动态平衡，正、逆反应仍在进行，v正＝v逆≠0。

(5)变：若外界条件改变，使v正≠v逆，各组分含量发生改变，则化学平衡发生移动。

5．判断可逆反应达到平衡状态的依据

以mA(g)＋nB(g) pC(g)＋qD(g)为例分析：

(1)“等”：v(正)＝v(逆)，要求大小相等，方向相反，它有两层含义：

①若对同一物质而言，该物质的消耗速率等于它的生成速率，如vA(耗)＝vA(生)；

②若对不同物质而言，则符合v(正)∶v(逆)等于方程式中对应物质的化学计量数之比，如vA(耗)∶vB(生)＝m∶n或vA(耗)∶vC(耗)＝m∶p。

(2)“定”：条件不变的前提下，反应混合物中各组分的质量、浓度保持不变。

(3)“间接特征”：反应混合物中各组分的质量分数、体积分数保持不变，反应物的转化率、生成物的产率保持不变。

(4)“特殊特征”：对于不同类型的可逆反应，某一物理量不变是否可作为平衡已到达的标志，取决于该物理量在反应过程中是否发生变化。若该物理量在反应过程中发生变化，则它保持不变可作为已到达平衡的标志；否则，不行。

5新视点·名师讲座

化学平衡状态的判定

以化学平衡状态的基本特征“等”“定”为依据，灵活运用，判断各种情况下的可逆反应是否达到化学平衡状态，常见题型有选择题、填空题等。

化学平衡状态有两个主要特征“等”和“定”，这两个特征是判断可逆反应达到化学平衡状态的核心依据。

现以mA(g)＋nB(g) pC(g)＋qD(g)为例进行说明：

特别提示

判断某反应是否达到平衡的“三看”“三注意”

三看：一看物质的状态；二看气体的化学计量数；三看反应是否为可逆反应。

三注意：一注意不同物质的平衡浓度之间无必然关系；二注意公式M＝在讨论混合气体的平均相对分子质量时的应用；三注意公式ρ＝在讨论混合气体密度时的应用。

第二课时 化学平衡的移动

知识点一 化学平衡的移动

1．化学平衡移动

(1)化学平衡移动的概念：化学平衡状态是在一定条件下建立起来的，由于浓度、温度、压强等外界条件的变化而使可逆反应由一个平衡状态变为另一个平衡状态的过程，称为化学平衡移动。

(2)化学平衡移动的标志：

①从混合物组成来看：反应混合物中各组分的浓度发生了改变。

②从反应速率来看：使原化学平衡状态时的v正和v逆都发生了改变。

若v正>v逆，平衡向正反应方向移动；

若v正逆，平衡向逆反应方向移动；

若v正＝v逆，平衡不移动。

(3)平衡移动的过程可表示为：

2．浓度对化学平衡的影响

(1)实验探究浓度对化学平衡移动的影响：

实验探究Ⅰ：H＋浓度对平衡Cr2O (橙色)＋H2O2CrO (黄色)＋2H＋的影响

实验探究Ⅱ：Fe3＋或SCN－的浓度对平衡Fe3＋＋3SCN－Fe(SCN)3(红色)的影响

特别提示

向平衡体系FeCl3＋3KSCNFe(SCN)3＋3KCl中加少量KCl(s)，平衡不移动且溶液颜色不变。这是因为平衡是Fe3＋、SCN－、Fe(SCN)3之间的平衡：Fe3＋＋3SCN－Fe(SCN)3，KCl的加入不影响平衡。

(2)浓度对化学平衡影响的规律

在其他条件不变的情况下，一次性改变浓度对化学平衡的影响如下表所示：

特别提示

①由于固体或纯液体的浓度是常数，改变固体或纯液体的量并不影响v正、v逆的大小，因而化学平衡不移动。

②作为离子反应，只有改变实际参加反应的离子浓度，对平衡才有影响。

3．温度对化学平衡的影响

(1)实验探究温度对化学平衡移动的影响：

(2)温度对化学平衡影响的规律：在其他条件不变的情况下，一次性改变温度对化学平衡的影响如下表所示：

特别提示

①任何化学反应都伴随着能量的变化(放热或吸热)，所以任意可逆反应的化学平衡状态，都能受温度的影响而发生移动。②若某反应的正反应为放(吸)热反应，则逆反应必为吸(放)热反应，吸收的热量与放出的热量数值相等，但符号相反。③对同一化学反应，正反应为吸热反应，升高温度，使v正、v逆都增大，但v正增大的倍数更大，即v′正>v′逆，平衡向吸热反应方向移动；反之，降低温度，使v正、v逆都 减小，但v正减小的倍数更大，即v′正′逆，平衡向放热反应方向移动。

4．压强对化学平衡移动的影响

在其他条件不变的情况下，对于气体反应一次性改变压强对化学平衡的影响如下表所示：

5.催化剂对化学平衡的影响

由于使用催化剂是同等程度地改变正、逆反应速率，所以催化剂不影响化学平衡的移动。但使用催化剂可影响可逆反应达到平衡的时间。如下图甲所示

达到平衡后，又加入催化剂，相应的速率－时间图像如上图乙所示。

6．勒夏特列原理

(1)勒夏特列原理(也叫平衡移动原理)的内容：如果改变影响平衡的一个条件(如温度、压强以及参加反应的化学物质的浓度)，平衡将向着能够减弱这种改变的方向移动。

(2)勒夏特列原理的适用范围：只适用于已达平衡状态的可逆反应，未达到平衡状态的体系不能用此原理分析；只适用于判断“改变一个条件”时平衡移动的方向。

(3)适用对象：所有的动态平衡(如溶解平衡、化学平衡、电离平衡、水解平衡等)都适用。

特别提示

化学平衡的本质特征是v正＝v逆，那么平衡移动的根本原因也就是v正≠v逆，凡是导致v正≠v逆的变化都能使平衡发生移动。

(4)平衡移动原理中的“减弱”具有的双重含义：

①从定性角度看，平衡移动的方向为减弱外界条件变化的方向，如增大反应物浓度，平衡就向减弱这种改变即反应物浓度减小的方向移动；增大压强，平衡就向气体体积减小即气体的物质的量减少、压强减小的方向移动；升高温度，平衡就向吸热反应即使温度降低的方向移动。这种移动可以理解为与条件改变“对着干”。

②从定量角度看，平衡移动的结果只是减弱了外界条件的变化，而不能完全抵消外界条件的变化量。如向平衡体系N2(g)＋3H2(g) 2NH3(g)(平衡时，N2、H2、NH3的物质的量分别为a mol、b mol、c mol)中又充入a′ mol N2，则达到新平衡时，n(N2)的取值范围为a molN2)<(a＋a′) mol。即平衡的移动是减弱这种改变而不能抵消更不能超越这种改变。

(5)勒夏特列原理的应用：

特别提示

当有两个或者两个以上条件同时改变时，如果这些条件对平衡移动的方向影响是一致的，则可增强平衡移动，但如果这些条件对平衡移动的方向影响不一致，则需要分析哪一个条件变化是影响平衡移动的决定因素。

知识点二化学平衡图像分析

1．常见的化学平衡图像：

(1)物质的量(或浓度)－时间图像。此类图像能说明各平衡体系组分(或某一成分)在反应过程中的变化情况。解题时要注意各物质曲线的折点(到达平衡的时刻)，各物质浓度变化的内在联系及比例符合化学方程式中化学计量数关系等情况。

例如2A3B＋C的反应情况如上图所示。

(2)速率－时间图像。

此类图像定性地揭示了v(正)、v(逆)随时间(含条件改变对速率的影响)而变化的规律，体现了平衡的“动、等、定、变”的基本特征，以及平衡移动的方向。

以mA(g)＋nB(g) pC(g)　ΔH<0且m＋n为例。

①浓度：

a．平衡向正反应方向移动。

(a)增大反应物A或B的浓度。

(b)减小生成物C的浓度。

b．平衡向逆反应方向移动。

(a)增大生成物C的浓度。

(b)减小反应物A或B的浓度。

②压强和温度：

a．增大压强或升高温度。

b．减小压强或降低温度。

③催化剂：

(3)含量－时间－温度(压强)图像。

这类图像反映了反应物或生成物的量在不同温度(压强)下与时间的关系，解题时要注意一定条件下物质含量不再改变是化学反应达到平衡的特征。

例如反应aA＋bBcC＋dD

(4)转化率(或质量分数等)－压强、温度图像。

该类图像的纵坐标为物质的质量分数或反应物的转化率，横坐标为温度或压强。对于反应aA＋bBcC＋dD

2．化学平衡图像题的分析方法及技巧

以可逆反应aA(g)＋bB(g) cC(g)为例：

(1)三步分析法

一看反应速率是增大还是减小；二看Δv正、Δv逆的相对大小；三看化学平衡移动的方向。

(2)四要素分析法

看曲线的起点，看曲线的变化趋势，看曲线的转折点，看曲线的终点。

(3)“定一议二”原则。

在化学平衡图像中，包括纵坐标、横坐标和曲线所表示的意义三个量，确定横坐标所表示的量后，讨论纵坐标与曲线的关系或确定纵坐标所表示的量，讨论横坐标与曲线的关系。如图：

这类图像的分析方法是“定一议二”，当有多条曲线及两个以上条件时，要固定其中一个条件，分析其他条件之间的关系，必要时，作一辅助线分析。

(4)“先拐先平，数值大”原则。

在化学平衡图像中，先出现拐点的反应先达到平衡，先出现拐点的曲线表示的温度较高(如图A)或表示的压强较大(如图B)。

图A表示T2>T1正反应是放热反应。

图B表示p12，A是反应物，正反应为气体总体积缩小的反应，即a＋b>c。

3．三步突破化学平衡图像

名师讲座

化学平衡四种解题技巧

1．过渡法

虚拟一个过渡态：这只是一种解题技巧，对于一些复杂的抽象的过程，我们很难判断其正确结果，所以假设为若干个简单的具体过程，帮助我们得出正确的结论。

2．假设法

在解题时，会遇到这样的问题：把一种状态与另一种状态平衡时的情况(如转化率、物质的量浓度及含量等)进行比较。在解这类题时，可以假设一个中间转化过程，便于比较。

3．守恒法

在任何化学反应中，均存在某些守恒关系，在化学平衡中有时运用某种量的守恒，能很快得出正确答案。

4．极值法

可逆反应的特点是不能完全进行，在解题时，我们可以利用完全反应和完全不反应这两个极端点，求出可逆反应达到某一平衡状态时的取值范围或取值。

第三课时 化学平衡常数

新知预习

1．化学平衡常数

(1)概念

在一定温度下，当一个可逆反应达到化学平衡时，生成物浓度幂之积与反应物浓度幂之积的比值是一个常数，这个常数就是该反应的化学平衡常数。

(2)表达式

对于可逆反应：mA(g)＋nB(g) pC(g)＋qD(g)：

K＝。

(3)特点

K只受温度影响，与反应物或生成物的浓度无关。

2．化学转化率

知识点一化学平衡常数

1．化学平衡常数

(1)定义：在一定温度下，当一个可逆反应达到化学平衡时，生成物的浓度幂之积与反应物的浓度幂之积的比值是一个常数，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K表示。

(2)数学表达式：对于一般的可逆反应，如mA(g)＋nB(g) pC(g)＋qD(g)，在一定温度下，平衡常数的数学表达式为K＝。

特别提示

①对于有固体或纯液体参加的反应，固体或纯液体的浓度视为常数，平衡常数表达式中不列出。如Fe2O3(s)＋3CO(g) 2Fe(s)＋3CO2(g)　K＝。

②化学平衡常数是指某一具体反应的平衡常数。若化学方程式的化学计量数等倍扩大或缩小，化学平衡常数也会改变。

2．化学平衡常数的意义

K值越大，说明平衡体系中生成物所占的比例越大，它的正向反应进行的程度越大，即该反应进行得越完全，反应物转化率越大；反之，就越不完全，转化率就越小。一般地说，K>105时，该反应进行得就基本完全了。

3．影响化学平衡常数的因素

K只受温度影响，与反应物或生成物的浓度变化无关。与压强以及是否使用催化剂无关。升高温度，吸热反应的平衡常数增大，放热反应的平衡常数减小，降低温度，吸热反应的平衡常数减小，放热反应的平衡常数增大。

4．化学平衡常数的应用

(1)判断反应进行的程度

K值越大，说明平衡体系中生成物所占的比例越大，正反应进行的程度越大，即该反应进行得越完全，反应物转化率越大；反之，就越不完全，转化率就越小。

(2)判断反应的热效应

升高温度，K值增大，正反应为吸热反应；

升高温度，K值减小，则正反应为放热反应。

(3)计算转化率

依据起始浓度(或平衡浓度)和平衡常数可以计算平衡浓度(或起始浓度)，从而计算反应物的转化率。

(4)判断平衡移动方向

对于可逆反应mA(g)＋nB(g) pC(g)＋qD(g)，在一定的温度下的任意时刻，浓度商(Q)表达式为：Q＝。浓度商与平衡常数有如下关系：

当Q＝K时，反应处于平衡状态，v正＝v逆；

当Q时，反应向正反应方向进行，v正>v逆；

当Q>K时，反应向逆反应方向进行，v正逆。

5．化学平衡常数常见的几个易错关系

(1)当一个反应是由两个反应叠加得到的，则该反应的化学平衡常数等于这两个反应的化学平衡常数的乘积，当一个反应是由两个反应相减得到的，则该反应的化学平衡常数等于这两个反应的化学平衡常数的商。

(2)对于同一个可逆反应，正反应和逆反应的平衡常数表达式不同，两者互为倒数。如：

N2(g)＋H2(g) NH3(g)

K＝c(NH3)/{c0.5(N2)·c1.5(H2)}

N2(g)＋3H2(g) 2NH3(g)

K＝c2(NH3)/{c(N2)·c3(H2)}

2NH3(g) N2(g)＋3H2(g)

K＝c(N2)·c3(H2)/c2(NH3)

特别提示

(1)化学平衡常数表达式中各物质的浓度必须是平衡状态下的浓度，不能用任一时刻的浓度值。

(2)化学平衡常数不表示反应的快慢，即化学反应速率快，K值不一定大。

(3)使用化学平衡常数数值时，必须注明对应的温度。

(4)反应物或生成物中有固体或纯液体存在时，其浓度不写入表达式。

(5)K的单位一般不作要求。

(6)化学平衡发生移动，K不一定变化；化学平衡不发生移动，K一定不变化；K变化，则化学平衡一定发生移动。

(7)使用催化剂，只能改变化学反应速率，化学平衡不发生移动，K不发生变化。

6．平衡转化率

α(A)%＝×100%

＝×100%

7．化学平衡计算的一般思路和方法

化学平衡的计算一般涉及各组分的物质的量、浓度、转化率、百分含量、气体混合物的密度、平均摩尔质量、压强等，通常的思路是写出平衡式，列出相关量(起始量、变化量、平衡量)，确定各量之间的关系，列出比例式或等式或依据平衡常数求解。

(1)模式(三段式)

mA(g)＋nB(g) pC(g)＋qD(g)

起始量 a b 0 0

变化量 mx nx px qx

平衡量 a－mx b－nx px qx

对于反应物：n(平)＝n(始)－n(变)

对于生成物：n(平)＝n(始)＋n(变)

(2)公式

①K＝。

②c平(A)＝。

③α(A)平＝×100%，α(A)∶α(B)＝∶＝。

④φ(A)＝×100%。

⑤＝。

⑥ρ(混)＝(g·L－1)

⑦＝(g·mol－1)

知识点二等效平衡

1．等效平衡的概念

在一定条件下(恒温、恒容或恒温、恒压)，对于同一可逆反应，以不同投料方式(即从正反应、逆反应或中间状态开始)进行反应，当达到化学平衡状态时，任何相同组分的百分含量(物质的量分数或气体体积分数或质量分数)均相同，这样的化学平衡互称为等效平衡，可分为“全等效”平衡和“相似等效”平衡。

2．等效平衡的类型

在一定条件下(恒温、恒容或恒温、恒压)，对同一可逆反应，起始时加入物质的物质的量不同，达到平衡的状态规律如下表所示：

3.等效平衡原理的应用

(1)判断同一可逆反应在相同的反应条件下是否为相同的平衡状态。

(2)求要达到等效平衡，两种不同状态下起始量之间的关系式。

(3)求属于等效平衡状态下的反应方程式的化学计量数。

4．等效平衡常用的分析方法

(1)先看反应条件：恒压还是恒容。

(2)再看反应类型：是否为等体积反应。

(3)按照化学方程式中各物质的系数关系，把起始物转化为化学方程式同一边的物质，通过对比两种情况下对应组分的起始量是相等，还是等比，来判断化学平衡是否等效(即“一边倒”)。

第四节 化学反应进行的方向

知识点一 自发过程与自发反应

1．自发过程与非自发过程

特别提示

自发过程在某一特定的条件下，有明确的方向性，要逆向进行时必须借助外界做功，具有做功的本领。

2．自发反应与非自发反应

(1)自发反应

①定义：在给定条件下，能自发地进行到显著程度的反应称为自发反应。如铁器暴露在潮湿的空气中生锈，甲烷和氧气的混合气体遇火会爆炸等。

②特征：自发反应是一类特殊的自发过程；自发反应具有方向性，即反应的某个方向在给定条件下是自发进行的，则其逆反应在该条件下一定是非自发的。

(2)非自发反应：不能自发地进行，必须借助于某种外力才能进行的反应称为非自发反应。

特别提示

①自发反应和非自发反应是可以相互转化的，某一条件下的自发反应可能在另一条件下是非自发反应。如2NO(g)＋O2(g)===2NO2(g)是常温下的自发反应，而在高温条件下其逆反应才是自发反应。②自发过程可以是物理过程，不一定是自发反应；而自发反应一定是自发过程。

知识点二 化学反应进行方向的判据

1．焓判据

(1)概念：自发过程的体系总是趋向于从高能状态转化为低能状态(这时体系往往会对外做功或释放能量)，表现为焓变ΔH<0，这一经验规律即为焓判据，又称能量判据。

(2)反应焓变与反应方向的关系：

2.熵判据

(1)熵

用来描述体系混乱度的一个状态函数；体系混乱度越大，熵值越大；体系混乱度越小，熵值越小。符号用S表示，单位：J·mol－1·K－1。

(2)熵变

系统发生变化前后体系熵的变化叫作熵变，用ΔS表示。

表达式：ΔS＝S(生成物)－S(反应物)

(3)熵判据

在与外界隔离的体系中，自发过程将导致体系的熵增大，即熵变大于零(ΔS>0)，这个原理叫作熵增原理；在用来判断过程的方向时，就成为熵判据。

(4)熵值大小判断方法：

①从物质状态判断：物质在气态时熵值最大，液态较小，固态时最小，即S(g)>S(l)>S(s)。

②从物质的量的大小判断：物质的量越大、分子数越多，熵值越大。

③不同物质熵值间的关系：物质的组成越复杂其熵值越大，一般组成物质的原子种类相同时，一个分子中原子数目越多，其混乱度就越大，熵值也越大。

④固体的溶解过程、液体和气体的扩散过程，是熵增加的过程。

⑤产生气体的反应和气体的物质的量增加的反应，是熵增加的过程。

(5)自发反应与熵变的关系：

①许多熵增加的反应在常温、常压下可以自发地进行。如产生气体的反应，气体物质的物质的量增大的反应，熵变都是正值，为熵增加反应。

②有些熵增加的反应在常温、常压下不能自发进行，但在较高温度下可以自发进行。

例如：CaCO3(s)===CaO(s)＋CO2(g) ΔS＝＋169.6 J·mol－1·K－1

C(s，石墨)＋H2O(g)===CO(g)＋H2(g) ΔS＝＋133.8 J·mol－1·K－1

③少数熵减的反应在一定条件下也可能自发进行。

例如：2Al(s)＋Fe2O3(s)===Al2O3(s)＋2Fe(s) ΔS＝－39.4 J·mol－1·K－1

所以熵变是与反应能否自发进行有关的又一个因素，但也不是唯一因素。只用ΔS来判断反应的自发性是不全面的。

3．复合判据(难点)

(1)复合判据(自由能判据)：为了更准确判断化学反应进行的方向，把焓判据和熵判据结合起来组成复合判据——自由能变化(ΔG)判据，ΔG＝ΔH－TΔS(T为开尔文温度)。在温度、压强一定的条件下，ΔG的正、负决定着反应的自发与否。

(2)ΔG与反应能否自发进行的关系：①ΔG＝ΔH－TΔS<0，反应能自发进行；②ΔG＝ΔH－TΔS＝0，反应达到平衡状态；③ΔG＝ΔH－TΔS>0，反应不能自发进行。

(3)有关规律(如右图所示)：①ΔH<0，ΔS>0⇒ΔG<0(第二象限)，放热的熵增大反应一定能自发进行；

②ΔH>0，ΔS<0⇒ΔG>0(第四象限)，吸热的熵减小反应一定不能自发进行；

③ΔH>0，ΔS>0(第一象限)，吸热的熵增大反应在高温时可能自发进行；

④ΔH<0，ΔS<0(第三象限)，放热的熵减小反应在低温时可能自发进行。

特别提示

利用自由能变化结合四个象限来判断化学反应进行的方向非常方便、快捷；当焓变与熵变的符号一致，利用自由能变化计算反应自发进行所需的温度时，要注意单位的统一。

(4)理解复合判据应注意以下四点：

①焓变与熵变共同影响一个化学反应在一定条件下能否自发进行。

②焓和熵的变化都只取决于体系的始态和终态，与变化的途径无关。

③反应方向的判断与反应条件有关，不能随意将常温、常压下的结论用于其他温度、压强下的反应。

④反应发生的条件有多种，ΔH－TΔS这个判据只能用于温度、压强一定的条件下的反应，不能用于其他条件(如温度、体积一定)下的反应。

【点拨】化学反应方向判断的易错警示

①不能片面地用焓判据、熵判据孤立判断。

②不能忽视温度在大多数化学反应方向判断中的作用。

③不能错误认为“自发反应”不需要任何条件。

④不能笼统认为吸热反应、熵减反应一定不自发。

⑤不能忽视ΔH、T、ΔS单位的协调一致。

新视点·

化学平衡常数考查方式面面观

化学平衡常数是中学化学中的一个重要物理量，它不仅可以表示一个可逆反应进行的程度、还可以判断一个可逆反应是否达到平衡状态。平衡常数是新旧教材的区别点，又是每年高考考查的重点，特别是涉及化学平衡常数的计算及影响因素几乎是年年必考。

1．判断反应进行的程度

如果一个化学反应的平衡常数的数值在105左右，通常认为，反应可以进行得比较完全；相反，一般，如果一个化学反应的平衡常数的数值在10－5左右，则认为这个反应很难进行。

2．判断可逆反应是否达到平衡状态

在温度一定的条件下，判断一个化学反应是否达到平衡的根据是：计算出来某一时刻该反应的浓度商Qc，将其与平衡常数K进行比较，如果二者相等，则说明反应已达到平衡状态，否则该反应处于非平衡状态。如果反应中有固体或纯液体参加，则它们的浓度不列入平衡常数表达式中，一般步骤为设任一时刻的浓度商(即同样应用K的计算式，但为某一时刻的)为Qc若Qc＝K，说明反应平衡；Qc>K，说明反应向逆向进行；Qc，说明反应向正向进行。

3．三段式法求解化学平衡常数(K)

三段式法就是依据化学方程式列出各物质的起始量、变化量和平衡量，然后根据已知条件建立代数等式而进行解题的一种方法，这是解答化学平衡计算题的一种“万能方法”，只要已知起始量和转化率就可用平衡模式法解题。对于反应前后气体体积变化的反应，如果已知反应前气体的总物质的量与反应后气体的总物质的量的差值，也可用差量法解题。

4．利用K判断反应的热效应

其他条件不变时，若正反应是吸热反应，由于升高(或降低)温度时平衡向正(或逆)反应方向移动，K值增大(或减小)；若正反应是放热反应，由于升高(或降低)温度时平衡向逆(或正)反应方向移动，K值减小(或增加)；所以温度升高时平衡常数可能增大，也可能减小，但不会不变。

5．利用K计算平衡浓度和反应物的转化率

依据起始浓度(或平衡浓度)和平衡常数可以计算平衡浓度(或起始浓度)，从而计算反应物的转化率。对于反应：aA＋bBcC＋dD，反应物A的转化率可表示为：

α(A)＝×100%＝×100%

＝×100%。

第三章 水溶液中的离子平衡

第一节 弱电解质的电离

知识点一 强弱电解质

1．电解质和非电解质

特别提示

①电解质、非电解质都是化合物，混合物和单质都在概念之外，如认为一种物质不是电解质就一定是非电解质的说法是错误的。

②在水溶液里能够导电或熔融状态下能够导电，两个条件中只要具备一个的化合物即称为电解质，不必两个条件同时具备。

③必须是自身在水溶液里或熔融状态下能电离的化合物，才是电解质。如SO2、NH3等溶于水，虽然其溶液能够导电，但电离出离子的是它们与水反应后的产物H2SO3或NH3·H2O，而不是SO2、NH3本身电离，故SO2、NH3等不是电解质。

④电解质本身与导电没有必然联系，即电解质本身不一定导电，导电的物质不一定是电解质(如石墨)、非电解质一定不导电，但不导电的物质不一定是非电解质。

2．实验探究电解质的强弱

(1)实验操作：分别取等体积的1 mol/L的盐酸和1 mol/L的醋酸溶液与等量镁条反应，观察实验现象；并测定这两种酸的pH。

(2)实验记录：

(3)实验现象分析与结论：

①等体积、等浓度的盐酸和醋酸与等量镁条反应的剧烈程度及pH都有差别，说明两种溶液中的H＋的浓度是不同的。

②开始1 mol/L HCl与镁条反应剧烈，而1 mol/L CH3COOH与镁条反应较慢，说明盐酸中氢离子浓度比醋酸中氢离子浓度大，即HCl的电离程度大于CH3COOH的电离程度。

3．强电解质和弱电解质的比较

4.溶液的导电性

(1)电解质导电须有外界条件：水溶液或熔融状态。如NaCl晶体中存在阴、阳离子，但阴、阳离子不能自由移动，NaCl晶体不具有导电性；但在水溶液中或熔融状态下NaCl电离，产生自由移动的阴、阳离子而能够导电；共价化合物如HCl、H2SO4中不存在阴、阳离子，在熔融状态下也不能导电，但溶于水在水分子的作用下能够电离，产生自由移动的阴、阳离子而具有导电性。

(2)电解质溶液导电的原因是溶液中存在能够自由移动的阴、阳离子。金属、石墨导电是由于存在自由移动的电子。

(3)电解质溶液导电能力与电解质的强弱无关

电解质溶液的导电能力取决于溶液中离子的浓度及离子所带的电荷数。如果强电解质溶液的浓度很小，而弱电解质溶液的浓度很大，那么弱电解质溶液中自由移动离子的浓度就比强电解质溶液中自由移动离子的浓度大，其导电能力也就比强电解质溶液的导电能力强。

知识点二 弱电解质的电离

1．强弱电解质电离的表示方法

(1)强电解质：强电解质完全电离，在写电离方程式时，用“===”。

如H2SO4===2H＋＋SO，

Ba(OH)2===Ba2＋＋2OH－，K2SO4===2K＋＋SO。

(2)弱电解质：弱电解质部分电离，在写电离方程式时，用“”。

①一元弱酸、弱碱一步电离。如

CH3COOHCH3COO－＋H＋ NH3·H2ONH＋OH－。

②多元弱酸分步电离，必须分步写出，不可合并(其中以第一步电离为主)。如

H2CO3H＋＋HCO (主要)，HCOH＋＋CO (次要)。

③多元弱碱分步电离，但通常一步写出。如 Cu(OH)2Cu2＋＋2OH－。

④弱酸的酸式盐在水溶物中既有完全电离，又有部分电离，如：

NaHCO3===Na＋＋HCO HCOH＋＋CO

强酸的酸式盐在熔融的状态下只能电离成金属阳离子和酸式酸根离子，在水溶液中可以完全电离成3种离子。如：

NaHSO4Na＋＋HSO NaHSO4Na＋＋H＋＋SO

⑤两性氢氧化物存在酸式电离和碱式电离，如：

H2O＋AlO＋H＋Al(OH)3Al3＋＋3OH－

2．弱电解质的电离平衡

(1)弱电解质的电离平衡

弱电解质的电离像可逆反应一样，在一定条件下达到平衡状态——电离平衡。弱电解质的电离具有与化学平衡相似的性质，电离平衡移动规律同样可以用勒夏特列原理解释。

(2)思考与交流　一元弱酸、一元弱碱的电离平衡问题

问题1.写出弱酸HA、弱碱BOH的电离方程式。

HAH＋＋A－ BOHOH－＋B＋

问题2.填写下表中的空白。

①HA电离过程中体系各粒子浓度的变化：

②BOH电离过程中体系各粒子浓度的变化：

(3)电离平衡的特征：

(4)影响弱电解质电离平衡的因素

①温度：由于弱电解质的电离过程一般是吸热的，因此温度升高，电离平衡向电离方向移动，弱电解质的电离程度增大。

②浓度：增大弱电解质浓度或稀溶液时，电离平衡向电离方向移动。

A．同一弱电解质，增大溶液的浓度，电离平衡向电离方向移动，但电离程度减小。

B．稀释溶液时，电离平衡向电离方向移动，且电离程度增大。

③同离子效应：若向弱电解质溶液中加入弱电解质电离出的某离子[如在CH3COOH溶液中加入CH3COONa固体，增大了c(CH3COO－)]，电离平衡向结合成弱电解质分子的方向移动，弱电解质的电离程度减小。

④离子反应效应：若向弱电解质溶液中加入能与弱电解质电离出的离子结合的离子[如在CH3COOH溶液中加入NaOH固体，因H＋与OH－反应生成H2O，使c(H＋)减小]，电离平衡将向电离方向移动，弱电解质的电离程度将增大。

(5)电离度

①定义：弱电解质在溶液中达到电离平衡状态时，已电离的电解质分子数占原有电解质分子总数(包括已电离和未电离)的百分率，称为电离度。

②表达式：电离度通常用α表示。

α＝×100%

α＝×100%

α＝×100%

③意义：

电离度实质上表示的是弱电解质达到电离平衡时的转化率，即表示弱电解质在水中的电离程度。

特别提示

①温度相同，浓度相同时，不同弱电解质的电离度不同。若不同的一元弱酸的α越大，表示其酸性相对越强。

②同一弱电解质的浓度不同，电离度也不同，溶液越稀，电离度越大。

知识点三 电离常数(重点)

1．定义

在一定条件下，弱电解质电离达到平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度的乘积与溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数，这个常数叫做电离平衡常数，简称电离常数，用K表示(一般酸用Ka表示，碱用Kb表示)。

2．表示方法

ABA＋＋B－ K＝

特别提示

弱电解质的电离常数表达式中的c(A＋)、c(B－)和c(AB)均为达到电离平衡后各粒子在溶液中的浓度值。

(1)一元弱酸、一元弱碱的电离常数：

HAH＋＋A－ Ka＝

BOHB＋＋OH－ Kb＝

(2)多元弱酸、多元弱碱的电离常数：

①多元弱酸的电离是分步进行的，每步各有电离常数，通常用K1、K2、K3等来分别表示。以H3PO4为例：

H3PO4H＋＋H2PO　 K1＝

H2POH＋＋HPO K2＝

HPOH＋＋PO K3＝

对于多元弱酸来说，由于第一步电离产生的H＋对第二步电离起到抑制作用，一般K1≫K2≫K3，即第二步电离通常比第一步电离难得多，第三步电离又比第二步电离难得多。因此计算多元弱酸溶液的c(H＋)及比较弱酸酸性相对强弱时，通常只考虑第一步电离(八字诀：分步进行，一步定性)。

②多元弱碱的电离与多元弱酸的电离情况相类似，但多元弱碱的电离可写成一步，如Fe(OH)3Fe3＋＋3OH－

3．电离常数的影响因素

(1)电离常数的大小首先由物质的性质决定，同一温度下不同弱电解质的电离常数不同。

(2)电离常数随温度的变化而变化，随温度升高，电离常数逐渐增大。但由于电离过程中热效应较小，温度改变对电离常数影响不大，其数量级一般不变，所以室温范围内可忽略温度对电离常数的影响。

(3)电离常数与弱酸、弱碱的浓度无关，同一温度下，不论弱酸、弱碱的浓度如何变化，电离常数是不会改变的。

4．电离常数的应用

(1)比较多元弱酸溶液中的离子浓度关系。

以H3PO4为例：25 ℃时，H3PO4分三步电离，第一步最强(K1＝7.1×10－3)，第二步弱(K2＝6.3×10－8)，第三步最弱(K3＝4.2×10－13)，溶液中离子浓度关系为：

c(H＋)>c(H2PO)>c(HPO)>c(PO)>c(OH－)

(2)利用电离常数数值的大小，可以估算弱电解质电离的趋势。对弱酸而言，K值越大，电离程度越大，酸性越强。如相同条件下常见弱酸的酸性强弱：

H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO

(3)实验3－2　探究醋酸、硼酸和碳酸的酸性

实验步骤：按右图进行操作。

实验现象：试管1中产生气体，试管2中不产生气体。

实验结论：酸的酸性：

CH3COOH>H2CO3>H3BO3。

5 新视点·名师讲座 强、弱电解质与电离平衡

1．一元强酸与一元弱酸的比较

(1)相同体积、相同物质的量浓度的一元强酸与一元弱酸的比较：

(2)相同体积、相同c(H＋)的一元强酸的一元弱酸的比较：

2．弱电解质的电离平衡

当外界条件发生改变时，电离平衡会被破坏，平衡的移动会导致弱电解质电离平衡体系中各微粒的浓度发生变化，但变化的情况需运用勒夏特列原理去具体分析。以0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液为例(CH3COOHH＋＋CH3COO－)，当改变条件，其平衡移动方向、Ka、n(H＋)、c(H＋)、导电性、电离度变化如下表所示：

3．电离常数的应用

根据电离常数判断电解质的相对强弱、判断复分解反应的发生及电离常数的相关计算，题型有选择题、填空题、实验题、计算题等。

电离常数的应用：

(1)同一条件下，根据电离常数的相对大小，判断弱电解质的相对强弱。(注意：判断多元弱酸强弱时只考虑第一步电离常数K1)

弱酸的K值越大，电离程度越大，相应的酸性越强。如相同条件下常见弱酸的酸性强弱：H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO。

(2)同一条件下，根据电离常数的相对大小，利用“较强制备较弱原理”判断复分解反应能否发生。

(3)在相同条件下，根据电离常数的相对大小，比较溶液中离子浓度的大小。

如H2S分两步电离，第一步强(25 ℃时，K1＝1.3×10－7)，第二步弱(25 ℃时，K2＝7.1×10－15)，则溶液中c(H＋)>c(HS－)>c(S2－)>c(OH－)。

(4)注意：弱电解质的电离常数越大，只能说明其分子发生电离的程度越大，但溶液中离子浓度不一定大，溶液的导电能力也不一定强。如：1 mol·L－1 CH3COOH溶液就比0.01 mol·L－1的HF溶液中的c(H＋)大。

第二节 水的电离和溶液的酸碱性

第1课时 水的电离的溶液的酸碱性和pH

新知预习

1．水的电离

水是一种极弱的电解质。电离方程式为H2O＋H2OH3O＋＋OH－，也可简写为H2OH＋＋OH－。

2．水的离子积常数

(1)水的电离常数：K电离＝。

(2)水的离子积常数

KW＝c(H＋)·c(OH－)。随着温度的升高，水的离子积增大，在室温下，纯水中的c(H＋)＝c(OH－)＝10－7mol·L－1，KW＝1.0×10－14。

(3)适用范围

KW不仅适用于纯水，也适用于稀的电解质溶液。

3．判断溶液酸碱性的依据

c(H＋)和c(OH－)的相对大小。

4．溶液的酸碱性与溶液中c(H＋)、c(OH－)的关系：

5.溶液酸碱性的表示方法：

(1)当c(H＋)或c(OH－)大于1 mol·L－1时，通常用c(H＋)或c(OH－)直接表示。

(2)当c(H＋)或c(OH－)小于或等于1 mol·L－1时，通常用pH表示。

6．溶液的pH

表达式：pH＝－lgc(H＋)。

如c(H＋)＝1.0×10－5 mol·L－1的酸性溶液，pH＝5。

7．水溶液的pH、c(H＋)及酸碱性的关系：